Pengertian Sel Elektrokimia

Pengertian Sel Elektrokimia dan Sejarahnya

Pengertian Sel Elektrokimia – Sel elektrokimia adalah alat untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya, mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Jenis sel yang pertama dikenal sebagai sel volta, atau galvanik, sedangkan tipe kedua adalah sel elektrolisis. Sel volta yang paling Anda kenal adalah baterai. Baterai terdiri dari satu atau lebih sel yang terhubung satu sama lain. Sel-sel elektrolisis kurang umum dalam kehidupan sehari-hari, meskipun penting dalam banyak operasi industri, seperti pada pelapisan logam.

Sejarah

Sel yang memperoleh energi listrik dari reaksi kimia ditemukan lebih dari dua abad yang lalu. Ahli anatomi Italia Luigi Galvani (1737–1798) pertama kali mengamati efek ini pada tahun 1771. Ia memperhatikan bahwa otot-otot katak yang mati berkedut ketika katak dibedah. Galvani berpikir kedutan itu adalah hasil dari “listrik hewan” yang tetap ada di dalam katak. Meskipun penjelasannya salah, penghargaan atas pengamatannya tentang efeknya diakui dalam nama sel galvanik, yang kadang-kadang digunakan untuk perangkat jenis ini.

Penjelasan yang benar untuk berkedutnya otot katak mati diberikan oleh fisikawan Italia Alessandro Volta (1745-1827) dua dekade kemudian. Volta mampu membuktikan bahwa kedutan itu disebabkan oleh arus listrik yang dihasilkan ketika dua logam yang berbeda menyentuh aliran darah hewan itu pada saat yang bersamaan. Karena kontribusi Volta pada bidang ilmu ini, sel-sel elektrokimia penghasil listrik juga disebut sel volta.

Pengertian Sel Elektrokimia
Pengertian Sel Elektrokimia

Sel volta

Sel-sel volta mengandung tiga komponen utama: dua logam yang berbeda, larutan di mana dua logam terbenam, dan sirkuit eksternal (seperti kawat) yang menghubungkan kedua logam satu sama lain.

Istilah untuk diketahui

Anode: Elektrode dalam sel elektrokimia di mana elektron diberikan sampai reaksi.

Katode: Elektrode dalam sel elektrokimia di mana elektron diambil dari suatu reaksi.

Elektrode: Bahan yang akan mengalirkan arus listrik (biasanya logam), digunakan untuk membawa elektron masuk atau keluar dari sel elektrokimia.

Elektrolisis: Proses dimana arus listrik menyebabkan perubahan kimia.

Ketika logam direndam dalam larutan, seperti larutan asam sulfat, logam cenderung kehilangan elektron. Setiap logam memiliki kecenderungan kehilangan elektron yang lebih besar atau lebih kecil dibandingkan dengan logam lainnya. Sebagai contoh, bayangkan sepotong logam tembaga dan sepotong logam seng keduanya direndam dalam larutan asam sulfat. Dalam hal ini, logam seng memiliki kecenderungan lebih besar untuk kehilangan elektron daripada logam tembaga.

Tidak ada yang terjadi jika Anda merendam dua logam yang terpisah dalam suatu larutan karena setiap elektron yang hilang oleh logam tidak memiliki tempat untuk pergi. Tetapi dengan menempelkan kawat di atas dua potong logam, elektron dapat melakukan perjalanan dari logam yang paling mudah kehilangannya (seng dalam hal ini) melintasi kawat dengan logam yang kehilangannya dengan mudah (tembaga dalam kasus ini). Anda dapat mengamati efek ini jika Anda menghubungkan meter listrik ke kawat yang menghubungkan kedua logam. Ketika logam dicelupkan ke dalam larutan asam sulfat, jarum pada meter listrik melompat, menunjukkan bahwa arus listrik mengalir dari satu logam ke logam lainnya.

Alih-alih menyambungkan meteran listrik ke kawat, Anda dapat memasukkan alat yang beroperasi dengan listrik. Misalnya, jika bola lampu dipasang pada kawat yang menghubungkan kedua potong logam,makan akan mulai bersinar. Elektron yang diproduksi di jalur seng berjalan melalui kawat dan bola lampu, menyebabkannya menyala.

Berbagai faktor menentukan jumlah arus listrik yang dihasilkan oleh sel volta. Yang paling penting dari ini adalah pilihan logam yang digunakan dalam sel. Dua logam dengan kecenderungan kehilangan elektron yang hampir sama hanya akan menghasilkan arus kecil. Dua logam dengan kecenderungan kehilangan elektron yang sangat berbeda akan menghasilkan arus yang jauh lebih besar. Ahli kimia telah menemukan ukuran kecenderungan berbagai zat untuk kehilangan elektron dalam sel volta. Mereka menyebut kecenderungan itu potensial elektrode standar untuk zat itu. Logam dengan salah satu potensi elektrode standar tertinggi adalah kalium yang potensial elektrode standarnya adalah 2,92 volt. Sebagai perbandingan, logam dengan potensial elektrode standar yang sangat rendah adalah besi, dengan nilai 0,04 volt.

Sel elektrolisis

Sel elektrolisis hanyalah kebalikan dari sel volta. Daripada menghasilkan listrik melalui reaksi kimia, sel elektrolisis menggunakan energi listrik untuk membuat reaksi kimia terjadi.

Sel elektrolisis juga terdiri dari dua logam yang direndam dalam larutan yang dihubungkan melalui kawat eksternal. Namun, dalam kasus ini, kabel eksternal dihubungkan ke beberapa sumber energi listrik, seperti baterai. Elektron mengalir keluar dari baterai melalui kawat dan masuk ke salah satu dari dua logam. Kedua logam ini dikenal sebagai elektrode. Elektrode tempat elektron terakumulasi adalah katode, dan elektrode tempat elektron dilepaskan adalah anode.

Larutan dalam sel elektrolisis adalah salah satu yang dapat dipecah dengan menggunakan arus listrik. Contoh umum adalah elektrolisis air. Ketika arus listrik mengalir ke air, akan menyebabkan molekul air pecah, membentuk atom hidrogen dan oksigen:

2 H2O → 2 H+ O2

Gas hidrogen dilepaskan di satu elektrode dan gas oksigen di elektrode lainnya. Sebenarnya, elektrolisis air adalah salah satu metode untuk membuat gas hidrogen dan oksigen untuk aplikasi komersial dan industri. Penggunaan lain yang umum untuk sel-sel elektrolisis adalah dalam pelapisan logam, di mana satu logam disimpan pada permukaan logam kedua.