Reaksi transfer elektron dan kesetimbang

Oleh:
Fuada H. R.
70100112023
Farmasi A
UIN Alauddin Makassar
Fakultas Ilmu Kesehatan
Samata – Gowa
2013

DAFTAR ISI

1

Halaman

Judul

…………………………………………………………………………………………
1
Daftar

Isi

……………………………………………..

………………..................................2
Kata

Pengantar

………………………………………………………………………………………3
Bab

I

Pendahuluan

…………………………………………………………………………..……4
Bab

II

Pembahasan

………………………………………………………………………..…….5
Bab

III

Penutup

…………………………………………………………………………………. 18
Daftar

Pustaka

…………………………………………………………………………............19

2

KATA PENGANTAR

‫حبيســــــــــــــحم اللحه ال رريحرمحن ال ررححييـــــم‬
Puji syukur penulis panjatkan kehadirat Allah SWT, atas rahmat-Nya maka
penulis dapat menyelesaikan penyusunan makalah “ Reaksi transfer
elektron dan kesetimbangan reaksi redoks” ini.
Penulisan makalah ini merupakan salah satu tugas yang diberikan
oleh dosen pembimbing mata kuliah Kimia Analisis Farmasi pada semester
genap di Universitas Islam Negeri Alauddin Makassar.
Dalam Penulisan makalah ini penulis merasa masih banyak
kekurangan baik pada teknis penulisan maupun materi, mengingat akan
keterbatasan yang dimiliki penulis. Untuk itu kritik dan saran dari semua
pihak sangat penulis harapkan demi penyempurnaan pembuatan makalah
ini.
Akhirnya penulis berharap semoga Allah memberikan imbalan yang
setimpal pada mereka yang telah memberikan bantuan terutama bagi
dosen pembimbing mata kuliah Kimia Analisis Farmasi ini, dan temanteman lainnya serta dapat menjadikan semua bantuan ini sebagai ibadah.
Amiin Yaa Robbal ‘Alamiin. Amin.
Samata, 31 maret 2013

Penulis

3

Bab I
Pendahuluan
A. Latar Belakang
Reaksi transfer elektron ada dua jenis yakni reduksi (menangkap
elektron sebagian atau keseluruhan) dan oksidasi (kehilangan elektron
sebagian atau keseluruhan). Oksidator merupakan zat yang mengoksidasi
zat lain sedangkan reduktor adalah zat yang mereduksi zat lain. Ada dua
unsur yang khas pada reakso redoks yakni adanya unsur bebas dan
adanya perubahan bilangan oksidasi. Unsur yang mengalami perubahan
bilangan oksidasi adalah unsur (elemen) bebas dan semua atom dalam
senyawa kecuali H, O, Golongan IA dab IIA dalam tabel periodik. Salah
satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin
Pengetahuan mengenai reaksi transfer elektron dan kesetimbangan
reaksi redoks adalah sangat penting dan dalam makalah ini dipaparkan
beberapa penjelasan yang mendukung pengetahuan untuk memahami
reaksi dan kesetimbangan reaksi redoks.
B. Rumusan Masalah
1. Pengertian dan penjelasan mengenai reduksi oksidasi ?

2. Pengertian dan penjelasan mengenai sel galvanik ?
3. Pengertian dan penjelasan mengenai persamaan Nernst ?
4. Pengertian dan penjelasan mengenai Elektrode dan potensial sel ?

Bab II
Pembahasan
A. Reduksi Oksidasi
1. Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan pengikatan
oksigen.

4

Berdasarkan konsep pertama:
a. Oksidasi adalah peristiwa pengikatan oksigen
Adapun contoh yang terkait dengan reaksi oksidasi berdasarkan konsep
ini adalah sebagai berikut:
1) Perkaratan logam besi
Reaksi perkaratan logam besi:
4Fe(s) + 3O2(g) --> 2Fe2O3(s) [karat besi]
2) Pembakaran bahan bakar (misalnya gas metana, minyak tanah, LPG,

solar)
Reaksi pembakaran gas metana (CH 4): akan menghasilkan gas
karbon dioksida dan uap air.
CH4(g) + O2(g) --> CO2(g) + 2H2O(g)
3) Oksidasi glukosa (C6H12O6) dalam tubuh (respirasi). Di dalam tubuh,
glukosa di pecah menjadi senyawa yang lebih sederhana seperti carbon
dioksida dan air.
C6H12O6(aq) + 6O2(g) --> 6CO2(g) + 6H2O(l)
4) Oksidasi tembaga Cu, belarang S, dan belerang dioksida SO2:
Cu(s) + O2(g) --> CuO(s)
S(s) + O2(g) --> SO2(g)
SO2(g) + O2(g) --> SO3(g)
5) Buah apel maupun pisang setelah dikupas akan berubah warna menjadi
kecoklatan.
6) Minyak makan yang disimpan terlalu lama dan dalam kondisi terbuka
akan menyebabkan bau tengik hasil dari pengikatan oksigen (teroksidasi).
Zat yang mengikat oksigen kita sebut sebagai reduktor/pereduksi.
Berdasarkan contoh-contoh reaksi oksidasi di atas, maka reduktor untuk
reaksi: 1) Besi Fe; 2) Metana CH4; 3) Glukosa C6H12O6; 4) Cu, S, SO2
b. Reduksi adalah peristiwa pelepasan oksigen (kebalikan dari

reaksi oksidasi)
Adapun contoh yang terkait dengan reaksi reduksi berdasarkan
konsep ini adalah sebagai berikut:
1) Reduksi mineral hematit F2O3 oleh karbon monoksida CO

5

F2O3(s) + CO(g) --> 2Fe(s) + CO2(g)
2) Reduksi kromium(III) oksida Cr2O3 oleh aluminium Al
Cr2O3(s) + 2Al(s) --> 2Cr(s) + Al2O3(s)
3) Reduksi tembaga(II) oksida CuO oleh gas hidrogen H2
CuO(s) + H2(g) --> Cu(s) + H2O(g)
4) Reduksi SO3, KClO3, dan KNO3:
SO3(g) --> SO2(g) + O2(g)
3KClO3(s) --> 2KCl(s) + 3O2(g)
2KNO3(aq) --> 2KNO2(aq) + O2(g)
Zat yang melepas oksigen kita sebut sebagai oksidator/pengoksidasi.
Berdasarkan contoh-contoh reaksi reduksi di atas, maka oksidator untuk
reaksi: 1) Hematit Fe2O3; 2) Kromium(III) oksida Cr2O3; 3)
Tembaga(II) oksida CuO; 4) SO3, KClO3, KNO3.

2. Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan penerimaan
elektron.
Pelepasan dan penerimaan elektron terjadi secara simultan, artinya
jika suatu spesi melepas elektron berarti ada spesi lain yang
menyerapnya. Hal ini berlaku untuk ikatan kimia.
Berdasarkan konsep yang kedua:
a. Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron
b. Reduksi adalah penerimaan elektron
Adapun contoh yang terkait dengan reaksi oksidasi dan reduksi
berdasarkan konsep ini adalah sebagai berikut:
1) Reaksi natrium dengan clorin membentuk natrium klorida NaCl
Oksidasi : Na --> Na+ + e [melapas 1 elektron]
Reduksi : Cl + e --> Cl- [menerima 1 elektron]
------------------------------------Na + Cl --> Na+ + Cl- --> NaCl
2) Reaksi kalsium dengan belerang membentuk calsium sulfida
Oksidasi : Ca --> Ca2+ + 2e [melepas 2 elektron]
6

Reduksi : S + 2e --> S2- [menerima 2 elektron]
------------------------------------Ca + S --> Ca2+ + S2- --> CaS

Zat yang melepas elektron (oksidasi) disebut reduktor, sedangkan zat
yang menerima elektron (reduksi) disebut oksidator.

3. Konsep redoks berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan
oksidasi.
Dalam berbagai kasus reaksi oksidasi yang kompleks, sulit untuk
menentukan spesi mana yang mengalami oksidasi dan reduksi. Contoh
reaksi berikut:
2KMnO4 + 3H2SO4 + H2C2O4 --> K2SO4 + 2MnSO4 + 2CO2 + 4H2O
Untuk menjawab pertanyaan ini, maka digunakan konsep reaksi oksidasi
reduksi berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi (biloks).
Berdasarkan konsep yang ketiga.
a. Oksidasi adalah pertambahan biloks
b. Reduksi adalah penurunan biloks

B. Sel Galvanik
Sel Galvanik atau disebut juga dengan sel volta adalah sel
elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu
reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat
mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani

dan Alessandro Guiseppe Volta.
Sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:
1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
2. jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan
listrik pada larutan.

7

3. anode, elektrode negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada
gambar, yang bertindak sebagai anode adalah elektrode Zn/seng
(zink electrode).
4. katode, elektrode positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada
gambar, yang bertindak sebagai katode adalah elektrode
Cu/tembaga (copper electrode).
Bila Anda celupkan dua logam dengan kecenderungan ionisasi yang
berbeda dalam larutan elektrolit (larutan elektrolit), dan menghubungkan
kedua elektroda dengan kawat, sebuah sel akan tersusun. Pertama, logam
dengan kecenderungan lebih besar terionisasi akan teroksidasi,
menghasilkan kation, dan terlarut dalam larutan elektrolit. Kemudian
elektron yang dihasilkan akan bermigrasi ke logam dengan

kecenderungan ionisasi lebih rendah melalui kawat. Pada logam dengan
kecenderungan ionisasi lebih rendah, kation akan direduksi dengan
menerima elektron yang mengalir ke elektroda.
Proses dalam Sel Galvani
Pada anode, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn 2+ yang larut.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2ePada katode, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi
logam Cu.
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi,
sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel
galvani adalah:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

8

Gambar sel volta
Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan
yang dapat digunakan untuk memproduksi listrik melalui suatu
rangkaian sel elektrokimia.

C. Persamaan Nernst
Walther Hermann Nernst adalah kimiawan Jerman yang menerapkan
asas-asas termodinamika ke sel listrik. Dia menciptakan sebuah
persamaan
yang
dikenal
sebagai
persamaan
Nernst,
yang
menghubungkan voltase sel ke propertinya. Lepas dari Joseph Thomson,
ia menjelaskan mengapa senyawa terionisasi dengan mudah dalam air.
Penjelasan ini disebut aturan Nernst-Thomson yang menyatakan bahwa
sulit halnya bagi ion yang ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui
insulasi
molekul
air,
sehingga
terdisosiasi.
Persamaan Nernst adalah persamaan yang melibatkan potensial sel
dengan konsentrasi suatu reaksi. Reaksi oksidasi reduksi banyak yang
dapat dilangsungkan pada kondisi tertentu untuk membangkitkan listrik.
Dasarnya bahwa reaksi oksidasi reduksi itu harus berlangsung spontan di
9

dalam larutan air jika bahan pengoksidasi
dan pereduksi tidak sama. Dalam sel
Galvani
oksidasi
diartikan
sebagai
dilepaskannya elektron oleh atom, molekul
atau ion dan reduksi berarti diperolehnya
elektron oleh partikel-partikel itu. Sebagai
contoh reaksi oksidasi sederhana dan
berlangsung spontan adalah bila lembar
tipis zink dibenamkan dalam suatu larutan
tembaga sulfat maka terjadi logam
tembaga menyepuh pada lembaran zink
dan lembaran zink lambat laun melarut
dan dibebaskan energi panas.
Reaksi yang terjadi adalah sebagai
berikut.
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu :
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh
dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga.
Oksidasi : Zn → Zn2+ + 2eReduksi : Cu2+ + 2e- → Cu
Sel yang belum mencapai kesetimbangan kimia dapat melakukan
kerja listrik ketika reaksi di dalamnya mengerakkan elektron-elektron
melalui sirkuit luar. Kerja yang dapat dipenuhi oleh transfer elektron
tertentu bergantung pada beda potensial antara kedua elektron.
Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam volt (V).
Jika potensial sel besar maka sejumlah elektron tertentu yang berjalan
antara kedua elekroda dapat melakukan kerja listrik yang besar.
Sebaliknya, jika potensial sel kecil maka elektron dalam jumlah yang sama
hanya dapat melakukan sedikit kerja.
Sel yang reaksinya ada dalam kesetimbangan tidak dapat melakukan
kerja dan sel demikian memiliki potensial sel sebesar nol. Pada sel
konsentrasi digunakan dua elektrode yang sama namun konsentrasi
larutannya yang berbeda. Elektrode dalam larutan pekat merupakan
katode (tempat terjadinya reaksi reduksi) sedangkan elektrode dalam
larutan encer merupakan anode (tempat terjadinya reaksi oksidasi).

10

Pada persamaan Nernst, bukanlah suatu tetapan kesetimbangan
karena larutan-larutan yang diperikan adalah pada konsentrasikonsentrasi awal dan bukan konsentrasi kesetimbangan. Bila suatu sel
volta telah mati atau terdiscas habis, barulah sistem itu berada dalam
kesetimbangan. Pada kondisi ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan
Nernst setara dengan tetapan kesetimbangan. Oleh karena itu, potensial
elektroda standar dihubungkan dengan tetapan kesetimbangan untuk
reaksi sel.
Persamaan tersebut dapat disederhanakan menjadi :

D. Elektrode dan Potensial Sel
Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan elektron mengalir dari
elektroda negatif ke elektroda positif. Hal ini disebabkan karena
perbedaan potensial antara kedua elektroda. Andaikan kita mengukur
perbedaan potensial (∆V) antara dua elektroda dengan menggunakan
potensiometer ketika arus listrik yang dihasilkan mengalir sampai habis.
Maka akan diperoleh nilai limit atau perbedaan potensial saat arus
listriknya nol yang disebut sebagai potensial sel (E°sel).
Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahan
elektroda dan konsentrasi serta temperatur larutan elektrolit. Sebagai
contoh untuk sel Daniell, bila diukur dengan potensiometer beda potensial
pada suhu 25°C saat konsentrasi ion Zn 2+ dan Cu2+ sama adalah 1,10 V.
Bila elektroda Cu/Cu2+ dalam sel Daniell diganti dengan elektroda Ag/Ag + ,
potensial sel adalah 1,56 V. Jadi dengan berbagai kombinasi elektroda
dapat menghasilkan nilai potensial sel yang sangat bervariasi. Jadi alat
potensiometer digunakan untuk mengukur perbedaan potensial antara
dua elektroda sedangkan untuk mengukur nilai potensial mutlak untuk
suatu elektroda tidak bisa dilakukan.
Oleh karena itu, diperlukan suatu elektroda yang dipakai sebagai
standar atau pembanding dengan elektroda-elektroda yang lainnya. Dan
telah ditentukan yang digunakan sebagai elektroda standar adalah
elektroda Hidrogen. Elektroda Hidrogen terdiri dari gas H 2 dengan tekanan
1 atm yang dialirkan melalui sekeping logam platina (Pt) yang dilapisi
serbuk Pt halus pada suhu 25°C dalam larutan asam (H +) 1 M.
Berdasarkan perjanjian elektroda Hidrogen diberi nilai potensial 0,00 Volt.

11

Potensial sel yang terdiri atas pasangan elektroda hidrogen/standar
(H/H ) dan elektroda Zn/Zn2+ adalah -0,76 V. Bila elektroda Zn/Zn 2+ diganti
dengan elektroda Cu/Cu2+ maka besar potensial selnya menjadi +0,34 V.
H2 + Zn2+ → 2H+ + Zn
E° = -0,76 V
2+
+
H2 + Cu → 2H + Cu
E° = +0,34 V
karena besarnya potensial elektroda hidrogen = 0,00 V maka potensial
reduksi (E°red) Zn dan Cu dapat ditentukan :
Zn2+ + 2e → Zn
E° = -0,76 V disingkat E°red Zn = -0,76 V
2+
Cu + 2e → Cu
E° = +0,34 V disingkat E°red Cu = +0,34 V
+

Potensial reduksi (E°red) menunjukkan kecenderungan untuk
menerima elektron. jadi berdasarkan nilai potensial elektroda di atas,
potensial elektroda Zn bernilai negatif (-) menunjukkan bahwa Zn/Zn2+
lebih sukar untuk menerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H+
dan Cu bernilai positif (+) menunjukkan bahwa Cu/Cu2+ lebih mudah
untuk menerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H+.
Semakin sukar untuk direduksi berarti semakin mudah untuk
dioksidasi dan sebaliknya semakin mudah direduksi berarti semakin sukar
dioksidasi. karena besar potensial oksidasi (E°oks) berlawanan dengan
potensial
reduksi
(E°red).
Zn → Zn2+ + 2e

E° = +0,76 V disingkat E°oks Zn = +0,76 V

Cu → Cu2+ + 2e

E° = -0,34 V disingkat E°oks Cu = -0,34 V

Potensial Sel Volta
Potensial sel volta dapat ditentukan dengan percobaan dengan
menggunakan potemsiometer/voltmeter dan secara teoritis potensial sel
dapat dihitung berdasarkan perbedaan potensial reduksi (E°red) kedua
elektroda atau penjumlahan potensial oksidasi pada anoda dengan
potensial
reduksi
pada
katoda.
sebagai contoh pada sel daniel :
Zn2+ + 2e → Zn

E° = -0,76 V

Cu2+ + 2e → Cu

E° = +0,34 V

12

Yang mempunyai harga potensial reduksi (E°red) lebih kecil akan di
oksidasi dan yang potensial reduksi (E°red) lebih besar akan direduksi.
→ Zn2+ + 2e

Anoda (oksidasi)

: Zn

Katoda (reduksi)

: Cu2+ + 2e → Cu

E° = +0,76 V
E° = +0,34 V

Reaksi total (redoks) : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

E° = +1,10 V

secara singkat dapat dihitung :
Nilai E°red yang lebih kecil akan dioksidasi dan yang lebih besar
akan direduksi. maka Zn akan dioksidasi dan Cu akan direduksi.

E°oks Zn = +0,76 V
E°red Cu = +0,34 V
E°sel = E°oks + E°red = 0,76 + 0,34 = 1,10 V
nilai potensial sel (E°sel) yang positif menunjukkan bahwa reaksi
tersebut dapat berlangsung secara spontan. maka sebaliknya reaksi :
Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn

E° = -1,10 V

Nilai potensial sel (E°sel) nya negatif menunjukkan bahwa dalam
keadaan normal tidak akan terjadi reaksi. Reaksi dapat terjadi bila ada
suplai elektron dari luar/dialiri listrik yang akan dibahas pada bab sendiri
yakni
pada
bab
elektrolisis.
Tabel Potensial Elektroda Standar
Setengah
Katoda )

Reaksi

Reduksi

Li+(aq) + e- → Li(s)

(

pada E°red
(volts)
-3.04

K+(aq) + e- → K(s)

-2.92

Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s)

-2.76

Na+(aq) + e- → Na(s)
13

-2.71
Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s)

-2.38

Al3+(aq) + 3e- → Al(s)

-1.66

2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)

-0.83

Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s)

-0.76

Cr3+(aq) + 3e- → Cr(s)

-0.74

Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s)

-0.41

Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s)

-0.40

Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s)

-0.23

Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s)

-0.14

Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s)

-0.13

Fe3+(aq) + 3e- → Fe(s)

-0.04

2H+(aq) + 2e- → H2(g)

0.00

Sn4+(aq) + 2e- → Sn2+(aq)

0.15

Cu2+(aq) + e- → Cu+(aq)
4

0.16
-

3

-

ClO (aq) + H2O(l) + 2e → ClO (aq) + 2OH
0.17
(aq)
AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq)
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

0.22
0.34

ClO3-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO2-(aq) + 2OH0.35
(aq)
IO-(aq) + H2O(l) + 2e- → I-(aq) + 2OH-(aq)

14

0.49

Cu+(aq) + e- → Cu(s)

0.52

I2(s) + 2e- → 2I-(aq)

0.54

2

-

-

-

ClO (aq) + H2O(l) + 2e → ClO (aq) + 2OH
(aq)
0.59
Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq)

0.77

Hg22+(aq) + 2e- → 2Hg(l)

0.80

Ag+(aq) + e- → Ag(s)

0.80

Hg2+(aq) + 2e- → Hg(l)

0.85

ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- → Cl-(aq) + 2OH-(aq)
2Hg2+(aq) + 2e- → Hg22+(aq)

0.90
0.90

NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO(g) + 2H2O(l)
Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq)

0.96
1.07

O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l)

1.23

Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- → 2Cr3+(aq) +
1.33
7H2O(l)
Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq)

1.36

Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq)
-

+

1.44
-

2+

MnO4 (aq) + 8H (aq) + 5e → Mn (aq) +
1.49
4H2O(l)
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O(l)
Co3+(aq) + e- → Co2+(aq)

1.82

S2O82-(aq) + 2e- → 2SO42-(aq)
+

1.78

2.01

-

O3(g) + 2H (aq) + 2e → O2(g) + H2O(l)
15

2.07
F2(g) + 2e- → 2F-(aq)

2.87

tabel di atas lebih dikenal sebagai deret volt, adapun deret volta disusun
dalam baris sebagai berikut :
K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Zn-Cr-Fe-Ni-Sn-Pb-H-Cu-Hg-Ag-Pt-Au
Semakin ke kanan semakin mudah direduksi yang berarti semakin mudah
menerima elektron dan merupakan oksidator (penyebab zat lain
mengalami oksidasi).
Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi yang berarti semakin mudah
melepas elektron dan merupakan reduktor (penyebab zat lain mengalami
reduksi).
Logam di sebelah kiri dapat bereaksi dengan ion logam di sebelah
kanannya :
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Logam di sebelah kanan tidak dapat bereaksi dengan ion logam di
sebelah kirinya:
Cu + Zn2+ → tidak bereaksi

Bab III
Penutup
Kesimpulan:
a. Konsep redoks dapat dibedakan atas; pelepasan dan pengikatan
oksigen, pelepasan dan penerimaan elektron, kenaikan dan
penurunan bilangan oksidasi.
b. Sel galvanik atau sel volta terjadi karena adanya reaksi redoks
secara spontan

16

c. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscas habis, barulah sistem
itu berada dalam kesetimbangan. Pada kondisi ini Esel = 0 dan
faktor K dalam persamaan Nernst setara dengan tetapan
kesetimbangan.
d. nilai limit atau perbedaan potensial saat arus listrik dua elektroda
nol yang disebut sebagai potensial sel (E°sel).

Daftar Pustaka
http://tekimku.blogspot.com/2011/07/kesetimbangan-reaksi-oksidasireduksi.html
http://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Sel_galvani&oldid=6063283
http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/Sel
%20galvan1.htm
http://nizzgsukarya.blogspot.com/2010/12/persamaan-nernst.html

17

http://vickyprajaputra.blogspot.com/2012/04/persamaan-nernst.html
http://mediabelajaronline.blogspot.com/2011/09/potensial-elektroda.html
http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia
%20dasar/elektrokimia/Potensial%20Elektroda%20standar.htm
http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia
%20dasar/elektrokimia/standar_elektroda_hidrogen.htm

18