Reaksi Yang Terjadi Di Anoda Adalah

Sel Elektrokimia

Pendahuluan

Baterai merupakan sumber energi listrik yang kita gunakan pada beragam peralatan, seperti radio, lampu senter, kalkulator, dan telepon genggam. Baterai dapat menghasilkan arus listrik karena memiliki dua elektrode yang terdiri atas logam Zn sebagai anode dan batang karbon sebagai katode. Apabila kedua elektrode tersebut dihubungkan, maka akan menghasilkan arus listrik karena terjadi perpindahan muatan. Reaksi yang terjadi antara kedua elektrode tersebut merupakan reaksi redoks.

Selain baterai, penerapan reaksi redoks banyak digunakan di dalam kehidupan sehari-hari, contoh pemanfaatan lainnya adalah pada penyepuhan logam. Proses penyepuhan logam, seperti pelapisan kromium pada mesin kendaraan bermotor sehingga terlihat mengkilap, menggunakan sel elektrolisis.

Dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron dari reduktor ke oksidator. Pengetahuan adanya transfer elektron memberikan manfaat dalam upaya mengembangkan sumber energi listrik alternatif sebab aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron. Bidang ilmu yang mempelajari energi listrik dalam reaksi kimia disebut
elektrokimia. Perangkat atau instrumen untuk membangun energi listrik dari reaksi kimia dinamakan
sel elektrokimia.

A. Sel Volta

Luigi Galvani (1780) dan Alessandro Volta (1800) telah menemukan terbentuknya arus listrik dari reaksi kimia. Reaksi kimia yang terjadi merupakan reaksi redoks (reduksi dan oksidasi) dan alat ini disebut
sel volta.

Reaksi spontan antara sepotong seng yang dicelupkan ke dalam larutan yang berisi Cu^two+. Saat reaksi berlangsung, warna biru Cu²⁺(aq) memudar, dan logam tembaga mengendap pada seng. Pada saat yang sama, seng mulai larut. Perubahan reaksi ini ditunjukkan oleh animasi reaksi redoks berikut ini.

Ketika logam seng (zink) dicelupkan dalam larutan tembaga(II) sulfat maka permukaan logam seng akan segera ditutupi dengan lapisan tembaga (Cu) dan sedikit demi sedikit logam seng akan larut. Pada kasus ini telah terjadi reaksi redoks, yaitu reaksi reduksi pada ion tembaga(2) dan reaksi oksidasi pada zink. Reaksi tersebut dituliskan seperti berikut:

• Oksidasi : Zn(south) Znⁱⁱ⁺(aq) + 2e^–
• Reduksi : Cu²⁺(aq) + 2e^–
  Cu(due south)

Elektron berpindah dari logam Zn ke ion Cu²⁺. Ion-ion Cu²⁺
menyelimuti logam Zn, menyerap elektron kemudian mengendap. Adapun logam Zn setelah melepas elektron akan larut dan berubah menjadi Zn²⁺. Pada reaksi ini tidak timbul arus listrik, karena perpindahan elektron terjadi secara langsung yaitu dari logam Zn ke logam Cu. Kedua logam di atas (Zn dan Cu) harus dipisahkan dengan jembatan garam untuk menghasilkan arus listrik. Rangkaian inilah yang dinamakan sel Volta. Perhatikan Gambar 1.

Logam seng dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Znⁱⁱ⁺ yaitu larutan seng sulfat (ZnSO₄) dan logam tembaga dicelupkan dalam larutan yang mengandung ion Cuⁱⁱ⁺ yaitu tembaga(Ii) sulfat. Masing-masing logam dihubungkan dengan voltmeter. Untuk menetralkan muatan pada larutan maka dibuatlah tabung penghubung antara larutan. Tabung ini berisi larutan garam misalnya NaCl atau KNO_three dalam agar-agar. Tabung penghubung ini disebut jembatan garam.

Logam seng yang dicelupkan dalam larutan zink sulfat akan mengalami oksidasi dengan melepaskan dua elektron membentuk ion Zn²⁺. Elektron yang dilepaskan mengalir melalui kawat penghantar menuju logam Cu dan ditangkap oleh ion Cu²⁺ sehingga ion Cu²⁺ mengalami reduksi membentuk logam Cu. Terjadinya aliran elektron dari logam Zn ke logam Cu ditunjukkan dengan penyimpangan jarum voltmeter. Larutan dalam jembatan garam berfungsi menetralkan kelebihan ion positif (ion Zn²⁺) dalam larutan ZnSO_four dengan menetralkan kelebihan ion negatif (ion SO₄
^2-) dalam larutan.

Elektrode di mana reaksi oksidasi terjadi disebut anode. Adapun elektrode di mana reaksi reduksi terjadi disebut katode. Reaksi yang terjadi pada sel Volta dapat dituliskan seperti berikut.

Anode      : Zn_(s) → Zn²⁺
_(aq) + 2e^–

Katode     : Cu²⁺
_(aq) + 2e^–  → Cu_(s)

————————————————————————— +

Reaksi Sel: Zn_(s) + Cu²⁺
_(aq) → Znⁱⁱ⁺
_(aq) + Cu_(s)

Susunan sel Volta dinyatakan dengan notasi singkat yang disebut diagram sel. Diagram sel pada sel Volta di atas dapat dituliskan sebagai berikut:

Zn_(s) | Zn²⁺
_(aq) || Cu²⁺
_(aq) | Cu_(s)

Notasi tersebut menyatakan bahwa pada anode terjadi reaksi oksidasi logam Zn menjadi ion Zn²⁺. Adapun di katode terjadi reaksi reduksi ion Cu²⁺ menjadi logam Cu. Dua garis sejajar (||) menyatakan jembatan garam pada sel Volta dan garis tunggal sejajar (|) menyatakan batas antarfase.

i. Potensial Sel

Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter atau potensiometer. Perbedaan potensial antara kedua sel yang terdapat di dalam sel volta disebut potensial elektrode. Untuk mengukur potensial suatu elektrode digunakan elektrode lain sebagai pembanding atau standar. Elektrode hidrogen digunakan sebagai elektrode standar karena harga potensialnya = 0,00 Volt. Potensial elektrode yang dibandingkan dengan elektrode hidrogen yang diukur pada suhu 25^o;C dan tekanan 1 atm disebut potensial elektrode standar. Potensial elektrode hidrogen merupakan energi potensial zat tereduksi dikurangi energi potensial zat teroksidasi.

Potensial sel (Due east^o; sel) merupakan beda potensial yang terjadi pada kedua elektrode. Potensial dapat ditentukan dengan cara mengukur potensial listrik yang timbul dari penggabungan dua reaksi setengah sel menggunakan voltmeter atau potensiometer. Potensial sel juga dapat ditentukan dengan cara menghitung selisih potensial elektrode yang digunakan. Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.

E^o;sel = E^o;katode – E^o;anode

2. Deret Volta

Katode merupakan elektrode yang mempunyai harga E^o; lebih besar, sedangkan anode merupakan elektrode yang mempunyai harga Eastward^o; lebih kecil.

Unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan potensial elektroda standar membentuk deret yang dikenal sebagai deret Volta atau deret elektrokimia atau deret aktivitas logam. Pada deret Volta, logam-logam dari kiri ke kanan makin mudah mengalami reaksi reduksi atau logam-logam dari kanan ke kiri makin mudah mengalami reaksi oksidasi. Logam-logam yang berada di sebelah kiri cantlet H memiliki harga E^o; negatif. Adapun logam-logam di sebelah kanan cantlet H memiliki harga E^o; positif.

3. Contoh Sel Volta

Sel kering banyak digunakan pada alat-alat elektronika, misal lampu senter. Sel kering ditemukan oleh Leclanche, sehingga sering disebut sel Leclanche. Pada sel Leclanche, reaksi oksidasi terjadi pada logam seng dan reaksi reduksi terjadi pada karbon yang inert. Elektrolitnya adalah pasta yang basah terdiri dari MnO₂, ZnCl₂, NHCl dan karbon hitam. Disebut sel kering karena dalam sel tidak terdapat cairan yang bebas.

iii.1. Sel Leclanche atau Sel Kering

Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche dapat ditulis seperti berikut:

Anode       : Zn
_(south)
 → Zn²⁺

_(aq)
 + 2e^–

Katode      : 2MnO<sub>2

(s)</sub>
 + 2NH⁴⁺

_(aq)
 + 2e^– → Mn_iiO<sub>3

(s)</sub>
 + 2NH<sub>three

(aq)</sub>
 + H₂O
_(l)

—————————————————————————————————————————————- +

Reaksi Sel:  Zn(s) + 2MnO<sub>2

(s)</sub>
 + 2NH^iv+

_(aq)
 → Zn²⁺

_(aq)
 + Mn₂O<sub>3

(southward)</sub>
 + 2NH<sub>iii

(aq)</sub>
 + H₂O
_(l)

Ion Zn²⁺
dapat bereaksi dengan NH3 membentuk ion kompleks [Zn(NH₃)_iv]^two+. Potensial tiap sel Leclanche adalah 1,5 volt. Sel Leclanche tidak dapat diisi ulang, sehingga disebut sel primer. Contoh sel kering antara lain baterai yang biasanya digunakan dalam senter dan baterai berbentuk kancing yang digunakan dalam arloji dan kalkulator. Sel Leclanche sekarang bisa diganti oleh baterai alkalin. Baterai ini terdiri dari anode seng, katode mangan dioksida, dan elektrolit kalium hidroksida. Reaksi yang terjadi pada sel Leclanche dapat ditulis seperti berikut:

Anode       : Zn
_(s)
+ 2OH^–

_(aq)

→ Zn(OH)_2(s)
 + 2e^–

Katode      : 2MnO_2(s)
+ 2H_iiO
_(l)
+ 2e^–  → 2MnO(OH)
_(s)
 + 2OH^–

_(aq)

———————————————————————————————————— +

Reaksi Sel:  Zn
_(south)
+ 2MnO_{2(due south)}
+ 2H₂O
_(l)
 → Zn(OH)_two(s)
 + 2MnO(OH)
_(s)

 Potensial dari baterai alkalin adalah 1,5 volt. Kelebihan baterai alkalin dibanding sel Leclance adalah lebih tahan lama.

iii.ii. Baterai Perak Oksida

Reaksi yang terjadi pada baterai perak oksida seperti berikut:

Katode      : Ag₂O
_(south)
 + H₂O
_(l)
 + 2e^– → 2Ag
_(southward)
 + 2OH^–

_(aq)

Anode       : Zn
_(s)
 + 2OH^–

_(aq)
 → Zn(OH)<sub>ii

(s)</sub>
 + 2e

———————————————————————————————- +

Reaksi Sel:  Ag₂O
_(south)
 + Zn
_(south)
 + H₂O
_(l)
 → 2Ag
_{(due south)}
 + Zn(OH)<sub>two

(due south)</sub>

iii.three. Baterai Merkurium(II) Oksida

Baterai ini menggunakan kalium hidroksida sebagai elektrolit dengan voltasenya sekitar 1,4 volt. Anodenya adalah logam seng dan katodenya biasanya digunakan oksida yang mudah direduksi atau suatu elektrode inert yang bersentuhan dengan oksida.

3.4. Aki

Aki merupakan sel Volta yang banyak digunakan dalam kendaraan bermotor. Selain itu aki juga dapat diisi ulang kembali. Aki disusun dari lempeng timbal (Pb) dan timbal oksida (PbO_two) yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat (H₂SO₄). Apabila aki memberikan arus maka lempeng timbal bertindak sebagai anode dan lempeng timbal dioksida (PbO₂) sebagai katode. Adapun reaksi yang terjadi sebagai berikut:

Anode       : Pb
_(s)
 + SO_iv
^two-

_(aq)
 → PbSO<sub>4

(s)</sub>
 + 2e^–

Katode      : PbO<sub>2

(south)</sub>
 + 4H⁺

<sub>(aq

)</sub> + And so_iv
^2-

_(aq)
 + 2e^– → PbSO<sub>4

(due south)</sub>
 + 2H₂O
_(l)

——————————————————————————————————————— +

Reaksi Sel: Lead
_(s)
 + PbO<sub>2

(s)</sub>
 + 4H⁺

_(aq)
 + 2SO₄
^2-

_(aq)
 → 2PbSO<sub>4

(s)</sub>
 + 2H₂O
₍₅₀₎

Pada kedua elektrode terbentuk timbal sulfat (PbSO_iv). Hal ini dikarenakan timbal sulfat terendapkan pada elektrode di mana garam ini terbentuk, bukannya terlarut ke dalam larutan. Apabila keping tertutup oleh PbSO₄ dan elektrolitnya telah diencerkan oleh air yang dihasilkan, maka sel akan menjadi kosong. Untuk mengisi kembali, maka elektron harus dialirkan dalam arah yang berlawanan menggunakan sumber listrik dari luar. Timbal sulfat dan air diubah kembali menjadi timbal, timbal dioksida dan asam sulfat dengan reaksi seperti berikut:

 2PbSO_4(s) + 2H₂O_(fifty) → Pb_(south) + PbO_ii(s) +2H_twoThen_4(l)

Rangkuman

1. Pada sel Volta atau sel Galvani terjadi reaksi redoks spontan menghasilkan energi listrik. Dalam sel terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik. Anode adalah elektrode tempat terjadinya reaksi oksidasi. Katode adalah elektrode tempat terjadinya reaksi reduksi. Arah gerak arus listrik adalah dari anode menuju katode.
2. Pada sel Volta terdapat jembatan garam yang berfungsi menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.
3. Susunan sel Volta dinyatakan dengan notasi singkat yang disebut diagram sel. Dua garis sejajar (||) menyatakan jembatan garam dan garis tunggal sejajar (|) menyatakan batas antarfase.
4. Potensial elektrode merupakan ukuran besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepas/menyerap elektron. Potensial yang dihasilkan oleh suatu elektrode yang dihubungkan dengan elektrode disebut potensial elektrode standar.

5. Potensial sel juga dapat ditentukan dengan cara menghitung selisih potensial elektrode yang digunakan. Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut:

   • E;sel = East;_katode – E;_anode
     

6. Unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan potensial elektroda standar membentuk deret yang dikenal sebagai deret Volta atau deret elektrokimia atau deret aktivitas logam. Pada deret Volta, dari kiri ke kanan makin mudah mengalami reaksi reduksi atau dari kanan ke kiri makin mudah mengalami reaksi oksidasi.
7. Beberapa sel Volta dalam kehidupan sehari-hari antara lain: sel aki, sel kering, baterai perak oksida, dan baterai merkurium (II) oksida.

B. Sel Elektrolisis

Penggunaan aki merupakan reaksi sel Volta, sebaliknya proses pengisian aki merupakan reaksi sel elektrolisis. Dalam sel elektrolisis dapat dihasilkan suatu reaksi kimia dari aliran elektron dalam bentuk arus listrik. Reaksi kimia yang terjadi pada sel elektrolisis adalah reaksi redoks tidak spontan.

Rangkaian sel elektrolisis pertama kali dirancang oleh seorang ilmuwan Inggris, Michael Faraday. Pada rancangan dasar sel elektrolisis katode merupakan kutub negatif, sebaliknya anode merupakan kutub positif. Sel elektrolisis memerlukan energi dari luar agar terjadi reaksi kimia (reaksi tidak spontan), sebaliknya sel Volta tidak memerlukan energi dari luar. Pemberian tanda positif dan negatif elektrode pada sel elektrolisis berdasarkan pada potensial listrik dari luar sistem, sedangkan pada sel Volta berdasarkan nilai potensial reduksi standar kedua elektrode.

Reaksi pada Sel Elektrolisis

Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis tergantung dari bentuk elektrolit dan elektrode yang digunakan. Jadi, reaksi dalam sel elektrolisis dapat dibedakan menjadi tiga, yaitu:

1. 
   Sel elektrolisis dengan elektrolit lelehan.Dalam bentuk lelehan/leburan, ion-ion dalam suatu elektrolit dapat bergerak bebas. Ion negatif (anion) akan bergerak menuju anode, melepaskan elektron, dan mengalami reaksi oksidasi. Ion positif (kation) akan bergerak menuju katode, menerima elektron, dan mengalami reaksi reduksi. Pada umumnya, sel elektrolisis dengan lelehan elektrolit menggunakan elektrode inert (tidak reaktif), yaitu platina (Pt), karbon/grafit (C), dan emas (Au). Elektrode inert tidak terlibat dalam proses redoks (reaksi).

2. 
   Sel elektrolisis dengan larutan elektrolit dengan elektrode tidak reaktif (inert).Pada sel elektrolisis dengan larutan elektrolit (air sebagai pelarut), reaksi yang terjadi pada katode dan anode berdasarkan kompetisi nilai potensial elektrode/reduksi standar spesies (kation, anion, molekul) yang terlibat dalam reaksi redoks. Elektrode platina (Pt), karbon (C), dan emas (Au) adalah elektrode inert yang tidak terlibat dalam reaksi redoks. Reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan dengan elektrode inert tergantung pada potensial elektrode/reduksi standar spesies yang terlibat dalam redoks.

3. 
   Sel elektrolisis dengan larutan elektrolit dengan elektrode reaktif.Elektrode yang digunakan adalah elektrode logam. Logam-logam reaktif (golongan transisi) mudah melepaskan elektron dan mengalami oksidasi, sehingga penggunaan logam reaktif (selain Pt, C, dan Au) sebagai elektrode hanya mempengaruhi reaksi oksidasi yang terjadi pada anode. Reaksi pada katode dan anode untuk sel elektrolisis dengan elektrolit larutan dan elektrode reaktif tergantung pada kompetisi potensial elektrode standar dari anion, kation, dan molekul yang terlihat dalam reaksi redoks.

Berdasarkan jenis reaksi dalam sel elektrolisis di atas, diperoleh kesimpulan tentang reaksi-reaksi yang terjadi pada katode dan anode dalam sel elektrolisis dengan larutan elektrolit adalah sebagai berikut.

Reaksi pada Katode

Pada katode terjadi reaksi reduksi. Semakin besar nilai potensial elektrode standar (Eo), maka semakin mudah logam tersebut mengalami reaksi reduksi. Larutan elektrolit dengan kation logam transisi (Zn, Ni, Pb, Cu, Ag, Sn), maka kation logam transisi tersebut yang akan tereduksi karena kation logam transisi memiliki Eo yang lebih besar daripada air. Kation-kation logam ini akan tereduksi sebagai berikut:

L^x+(aq) + xe^–
→ 50 (s)

Untuk larutan elektrolit dengan kation logam utama, Al, atau Mn, kation-kation ini lebih sukar tereduksi daripada air. Jadi, pada katode terjadi reaksi reduksi H₂O sebagai berikut:

2H₂O (50) + 2e^– → H₂(g) + 2OH^–(aq)

Reaksi di Anode

Pada sel elektrolisis dengan elektrode inert (Pt, C, dan Au), maka reaksi yang akan terjadi pada anode adalah spesies yang memiliki potensial oksidasi lebih positif (lebih rendah mengalami oksidasi). Larutan elektrolit yang terdiri atas anion yang tidak mengandung oksigen (Cl-, Br-, F-, I-) dan memiliki potensial oksidasi yang lebih positif daripada air, maka pada anode akan terjadi oksidasi anion-anion ini, misalnya:

2Br^–(aq) + Br2(aq) + 2e^–

Demikian juga, apabila pada larutan elektrolit yang digunakan mengandung ion OH^–, maka ion OH^–
akan teroksidasi sebagai berikut:

4OH^–(aq) → 2H_twoO(l) + O₂(g) + 4e^–.

Pada larutan elektrolit yang terdiri atas anion yang mengandung oksigen, misalnya NO₃
^–, SO4^ii
–
maka reaksi yang terjadi pada anode adalah oksidasi H_twoO. Hal ini terjadi karena potensial oksidasi H₂O lebih positif daripada potensial oksidasi anion yang mengandung oksigen. Reaksi oksidasi H₂O sebagai berikut:

2H₂O(l) → 4H⁺(aq) + O₂(g) + 4e^–.

Reaksi yang terjadi pada anode dalam sel elektrolisis yang menggunakan logam-logam reaktif (golongan transisi) sebagai elektrode adalah oksidasi logam elektrode tersebut. Logam-logam reaktif memiliki potensial oksidasi yang lebih positif daripada air. Reaksi yang terjadi pada anode dengan elektrode reaktif sebagai berikut:

Fifty(s) → L^x+(aq) + xe^–

Aplikasi Elektrolisis

Prinsip elektrolisis banyak diterapkan dalam pelapisan logam dengan logam yang lebih baik (electroplating), juga dalam pengolahan dan pemurnian logam.

1. Penyepuhan (electroplating)

Penyepuhan (electroplating) adalah suatu metode elektrolisis untuk melapisi permukaan logam oleh logam lain yang lebih stabil terhadap cuaca atau untuk menambah keindahannya. Contohnya, besi dilapisi nikel agar tahan karat, tembaga dilapisi perak atau emas agar lebih bernilai.

Logam besi banyak dipakai untuk berbagai aplikasi, tetapi tidak tahan terhadap cuaca sehingga mudah berkarat. Agar besi tahan terhadap karat maka permukaan besi sering dilapisi oleh logam yang lebih stabil, seperti seng, nikel, atau perak. Dalam praktiknya, besi dicelupkan ke dalam sel berisi larutan logam yang akan dilapiskan. Agar logam mengendap pada besi maka besi dijadikan sebagai katode.

2. Pemurnian Logam (electrorefining)

Prinsip elektrolisis banyak diterapkan pada pengolahan dan pemurnian logam. Contoh, logam aluminium diolah dan dimurnikan secara elektrolisis dari mineral bauksit. Logam tembaga diolah melalui pemanggangan tembaga(Two) sulfida, kemudian dimurnikan secara elektrolisis.

Logam tembaga yang akan dimurnikan ditempatkan sebagai anode dan logam tembaga murni ditempatkan sebagai katode, keduanya dicelupkan dalam larutan CuSO_iv, seperti ditunjukkan pada Gambar 8. Selama elektrolisis terjadi reaksi sebagai berikut:

• • Anode (+): Cu(s) → Cu^two+(aq) + 2e^–
  • Katode (-): Cu²⁺⁽aq) + 2e^–
    → Cu(s)

Logam-logam pengotor yang kurang reaktif, seperti emas, perak, dan platina membentuk endapan lumpur di dasar sel anode. Adanya logam-logam yang lebih reaktif, seperti Zn^2+,
dan Niⁱⁱ⁺
tetap berada dalam larutan sebagai ion-ionnya.

Rangkuman

1. Elektrolisis adalah penguraian zat elektrolit dengan menggunakan arus listrik searah.
2. Pada sel elektrolisis, sebagai katode adalah elektrode yang dihubungkan dengan kutub negatif sedangkan anode dihubungkan dengan kutub positif sumber arus.
3. Pada katode terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi.
4. Terdapat 2 jenis elektrode yang harus diketahui berkaitan dengan reaksi di katode dan anode, yaitu:

• • Elektrode inert (Au, Pt, C): yaitu elektrode yang tidak ikut bereaksi.
  • Elektrode tidak inert (selain Au, Pt, C) yang akan teroksidasi pada anode.

5. Reaksi-reaksi di katode dan anode

• • Reaksi di katode.
    Reaksi di katode bergantung pada jenis kation (ion positif)

• • Reaksi di anode.
    Reaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion

Dengan L = unsur logam selain logam aktif

Referensi

• Harnanto, Ari dan Ruminten. 2009. Kimia 3 : Untuk SMA/MA Kelas XII. Djakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Johari, J.M.C & Rachmawati. 2008. Kimia SMA dan MA untuk Kelas XII. Dki jakarta: Erlangga
• Lustiyati, Elisabeth Deta. 2009.Aktif Belajar Kimia untuk SMA dan MA Kelas XII. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Purba, Michael. 2006.Kimia three Untuk SMA Kelas XII. Jakarta: Erlangga
• Rahayu, Iman. 2009.Praktis Belajar Kimia untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Subiyanto, Suwardi, et al. 2009. Panduan Pembelajaran Kimia XII Untuk SMA & MA. Djakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Sukmanawati, Wening. 2009. Kimia 3 : Untuk SMA dan MA Kelas XII. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Sunarya, Yayan. 2009.Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah. Jakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional
• Utami, Budi, et al. 2009. Kimia three : Untuk SMA/MA Kelas XII Programme Ilmu Alam. Djakarta: Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional

Sumber:

Sel Elektrokimia (kemdikbud.go.id). https://sumberbelajar.belajar.kemdikbud.go.id/sumberbelajar/tampil/Sel-Elektrokimia-2015/konten16.html