Sel volta dan sel elektrolisis - Redoks dan Elektrokimia Materi Kimia Kelas 12

Dalam dunia kimia, terdapat dua jenis sel elektrokimia yang sangat penting dan banyak dimanfaatkan dalam kehidupan sehari-hari, yaitu sel volta (sel galvani) dan sel elektrolisis. Keduanya sama-sama melibatkan reaksi oksidasi-reduksi (redoks), tetapi memiliki arah kerja, prinsip dasar, dan tujuan yang berbeda. Sel volta berfungsi mengubah energi kimia menjadi energi listrik, sedangkan sel elektrolisis melakukan kebalikannya: mengubah energi listrik menjadi energi kimia.

Artikel ini akan membahas secara menyeluruh mengenai definisi, sejarah, komponen, cara kerja, perbedaan, contoh, hingga penerapan sel volta dan sel elektrolisis dalam kehidupan modern.

Dasar Teori Reaksi Redoks

Sebelum memahami kedua sel ini, kita perlu meninjau kembali konsep reaksi oksidasi-reduksi.

• Oksidasi adalah pelepasan elektron dari suatu zat.

• Reduksi adalah penerimaan elektron oleh suatu zat.

Reaksi redoks selalu terjadi berpasangan, artinya jika suatu zat mengalami oksidasi maka ada zat lain yang mengalami reduksi. Perpindahan elektron inilah yang menjadi dasar pembangkitan listrik maupun penguraian senyawa pada sel elektrokimia.

Sel Volta

Sejarah Singkat

Sel volta ditemukan pertama kali oleh Alessandro Volta pada tahun 1800, yang membuat Voltaic Pile, baterai pertama di dunia. Penemuan ini menjadi tonggak penting dalam perkembangan teknologi listrik.

Definisi

Sel volta adalah sel elektrokimia yang bekerja secara spontan mengubah energi kimia hasil reaksi redoks menjadi energi listrik. Karena itu, sel volta sering disebut juga sel galvani.

Komponen Utama

1. Anoda: elektroda tempat terjadinya oksidasi (melepaskan elektron).

2. Katoda: elektroda tempat terjadinya reduksi (menerima elektron).

3. Larutan elektrolit: medium ionik yang memungkinkan perpindahan ion.

4. Jembatan garam: menjaga netralitas muatan dengan menyalurkan ion.

5. Kabel penghantar: jalur aliran elektron dari anoda ke katoda.

Mekanisme Kerja

Pada sel volta:

• Reaksi oksidasi terjadi di anoda. Elektron dilepaskan ke kawat logam.

• Elektron mengalir menuju katoda melalui rangkaian eksternal.

• Ion dalam larutan bergerak melalui jembatan garam untuk menyeimbangkan muatan.

• Di katoda, elektron diterima oleh ion sehingga terjadi reduksi.

Contoh klasik adalah sel Daniell, yang terdiri dari elektroda seng (Zn) dalam larutan ZnSO₄ dan elektroda tembaga (Cu) dalam larutan CuSO₄.
Reaksi total:

Contoh Kehidupan

• Baterai sekali pakai (alkali, zinc-carbon).

• Aki mobil (sel timbal-asam).

• Baterai lithium-ion yang digunakan dalam ponsel dan laptop.

Sel Elektrolisis

Sejarah Singkat

Konsep elektrolisis pertama kali dijelaskan oleh Michael Faraday pada abad ke-19. Hukum Faraday tentang elektrolisis menjelaskan hubungan kuantitatif antara jumlah listrik yang dialirkan dengan jumlah zat yang diuraikan.

Definisi

Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menggunakan energi listrik dari sumber eksternal untuk memaksa terjadinya reaksi kimia non-spontan.

Komponen Utama

1. Sumber listrik eksternal (misalnya baterai atau adaptor).

2. Anoda: elektroda tempat terjadi oksidasi (positif pada sel elektrolisis).

3. Katoda: elektroda tempat terjadi reduksi (negatif pada sel elektrolisis).

4. Larutan/lelehan elektrolit: medium ionik yang diuraikan.

Mekanisme Kerja

• Arus listrik eksternal dipaksakan masuk ke dalam sel.

• Ion positif bergerak ke katoda dan mengalami reduksi.

• Ion negatif bergerak ke anoda dan mengalami oksidasi.

• Reaksi yang seharusnya tidak terjadi secara spontan dipicu oleh energi listrik.

Contoh sederhana adalah elektrolisis air menjadi gas hidrogen (H₂) dan oksigen (O₂).
Reaksi total:

Contoh Kehidupan

• Produksi logam murni (Al, Na, Mg).

• Penyepuhan logam (electroplating).

• Pembuatan gas industri (H₂, O₂, Cl₂).

• Pemurnian tembaga untuk kabel listrik.

Perbedaan Sel Volta dan Sel Elektrolisis

Hukum Faraday dalam Elektrolisis

Michael Faraday merumuskan dua hukum penting:

1. Hukum I: Massa zat yang dihasilkan pada elektroda berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang dialirkan.

   $$m = \frac{Q \cdot M}{n \cdot F}$$

   dengan $Q = I \cdot t$.

2. Hukum II: Untuk muatan listrik yang sama, massa zat yang dihasilkan berbanding lurus dengan massa ekivalen zat tersebut.

Aplikasi Modern

Sel Volta

• Sumber energi portabel: baterai ponsel, laptop, kendaraan listrik.

• Teknologi medis: alat pacu jantung menggunakan baterai litium.

• Penyimpanan energi terbarukan: baterai isi ulang skala besar.

Sel Elektrolisis

• Industri kimia: produksi NaOH, Cl₂, H₂, O₂.

• Industri metalurgi: ekstraksi aluminium melalui elektrolisis lelehan Al₂O₃.

• Industri perhiasan: penyepuhan emas dan perak agar lebih indah.

• Lingkungan: elektrolisis digunakan dalam pemurnian air dan limbah.

Tantangan dan Inovasi

1. Sel Volta (Baterai)

   • Tantangan: keterbatasan siklus isi ulang, pencemaran lingkungan dari logam berat.

   • Inovasi: pengembangan baterai solid-state, baterai natrium-ion, hingga baterai hidrogen.

2. Sel Elektrolisis

   • Tantangan: konsumsi energi listrik yang tinggi.

   • Inovasi: penggunaan sumber energi terbarukan untuk elektrolisis air (green hydrogen), efisiensi elektroda katalitik, dan pemanfaatan elektrolit ramah lingkungan.

Sel volta dan sel elektrolisis merupakan dua pilar utama dalam elektrokimia. Keduanya berperan penting, baik dalam penyediaan energi listrik melalui reaksi kimia spontan, maupun dalam produksi dan pengolahan bahan kimia melalui pemaksaan arus listrik.

Dengan perkembangan teknologi, pemanfaatan kedua sel ini semakin luas dan canggih. Sel volta berkontribusi pada revolusi energi terbarukan dan mobil listrik, sedangkan sel elektrolisis menjadi kunci produksi hidrogen hijau sebagai bahan bakar masa depan. Pemahaman mendalam mengenai prinsip dan penerapannya akan terus mendorong inovasi dalam bidang energi dan industri.