BAB I

PENDAHULUAN

A. Latar Belakang

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dan reaksi kimia.

Secara garis besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi dua, yaitu Sel Galvani dan

Sel Elektrolisis. Elektrokimia sendiri juga memiliki banyak manfaat dalam bidang

analisis kimia.

Reaksi redoks yang membutuhkan sejumlah energi agar reaksi itu dapat

berlangsung disebut reaksi redoks tidak spontan. Elektrokimia dengan reaksi redoks tidak

spontan terjadi pada peristiwa elektrolisis.

Elektrolisis merupakan penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. Dalam

elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Sel elektrolisis

merupakan kebalikan dari sel volta karena listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi

redoks tak spontan. Proses elektrolisis dimulai dengan masuknya elektron dari arus listrik

searah kedalam larutan melalui kutub negatif.

Dengan dasar diatas, kami akan membahas lebih detailnya tentang elektrolisis

melalui makalah ini. Seperti susunan sel elektrolisis, macam-macamnya, hukum yang

berlaku didalamnya, juga kegunaannya dalam kehidupan manusia.

B. Rumusan Masalah

Berdasarkan latar belakang masalah yang telah dijelaskan diatas, dapat dituliskan

beberapa rumusan masalah yang akan dibahas dalam makalah ini, diantaranya :

1. Apa pengertian elektrolisis?

2. Bagaimana susunan sel elektrolisis?

3. Apa saja macam-macam reaksi katode dan anode (elektrolisis)?

4. Apa yang dimaksud dengan hukum Faraday?

5. Apa kegunaan elektrolisis?

C. Tujuan

Dari rumusan masalah yang telah diambil, terdapat beberapa tujuan dari

pengkajian makalah yang kami tulis, yaitu :

1. Mendiskripsikan pengertian elektrolisis.

2. Mengidentifikasi susunan sel elektrolisis.

3. Mengidentifikasi macam-macam reaksi katode dan anode (elektrolisis)

4. Mendiskripsikan hukum Faraday

5. Mengidintifikasi kegunaan elektrolisis

BAB II

PEMBAHASAN

Dibutuhkan sejumlah energi untuk menghasilkan reaksi redoks yang terjadi pada

pemurnian logam atau pada pelapisan (penyepuhan) logam satu terhadp logam lain. Reaksi

redoks yang membutuhkan sejumlah energi agar reaksi itu dapat berlangsung disebut reaksi

redoks tidak spontan.

2. 1 PENGERTIAN ELEKTROLISIS

Elektrokimia dengan reaksi redoks tidak spontan terjadi pada peristiwa

elektrolisis. Pada elektrolisis, arus listrik digunakan untuk memacu berlangsungnya reaksi

redoks yang tidak spontan. Dengan kata lain, energi listrik diubah menjadi energi kimia.

Elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. Pada sel

elektrolisis, reaksi kimia akan terjadi jika arus listrik dialirkan melalui larutan

elektrolit,yaitu energi listrik (arus listrik) diubah menjadi energi kimia (reaksi redoks). Sel

elektrolisis memiliki 3 ciri utama,yaitu :

-  Ada larutan elektrolit yang mengandung ion bebas. Ion – ion ini dapat memberikan

atau menerima elektron sehingga elektron dapat mengalir melalui larutan.

-  Ada 2 elektroda dalam sel elektrolisis.

-  Ada sumber arus listrik dari luar,seperti baterai yang mengalirkan arus listrik searah

(DC).

2. 2 SUSUNAN SEL ELEKTROLISIS

Prinsip kerja sel elektrolisis berlawanan dengan sel volta. Oleh karena itu, susunan

rangkaian sel elektrolisis juga berlawanan dengan susunan rangkaian sel volta. Pada sel

elektrolisis, anode bermuatan positif (+) dan katode bermuatan negatif (-). Juga, pada sel

elektrolisis,pemberian kutub negatif (-) dan positif (+) didasarkan pada potensial yang

diberikan dari luar.

Dalam suatu elektrolit terdapat kation (ion positif) dan anion (ion negatif) yang

berasal dari ionisasi elektrolit. Jika kita alirkan listrik dalam elektrolit tersebut, maka

kation akan mengalami reduksi anion akan mengalami oksidasi. Kation akan menuju ke

katode (tempat terjadi peristiwa reduksi), sedangkan anion akan menuju ke anode (tempat

terjadi peristiwa oksidasi). Jadi, dalam sel elektrolisis, katode merupakan elektrode

negatif sebab dituju oleh ion positif., sedangkan anode adalah elektrode positif sebab

dituju oleh ion negatif.

2. 3 MACAM-MACAM REAKSI PADA KATODE DAN ANODE (ELEKTROLISIS)

Sel elektrolisis mempunyai beberapa komponen utama, yaitu wadah, elektrode,

elektrolit, dan sumber arus searah. Dalam sel ini, pemakaian jenis elektrode dan elektrolit

sangat mempengaruhi jenis produk yang dihasilkan. Reaksi pada katode dan anode

(Elektrolisis) dibagi menjadi 3 macam / kelompok :

a) Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Lelehan

Biasanya pada sel ini elektrode yang dipakai adalah electrode yang inert (tidak

bereaksi), yaitu platina atau karbon. Lelehan adalah kondisi elektrolit tanpa mengandung

pelarut (air). Jika arus listrik dialirkan kedalam senyawa ion, maka senyawa itu akan

terurai menjadi anion dan kation. Pada waktu proses elektrolisis, kation akan menuju ke

katode dan anion akan menuju ke anode. Kation langsung direduksi dan anion langsung

dioksidasi.

Contoh :

Tuliskan reaksi elektrolisis yang terjadi dalam lelehan NaCl!

Penyelesaian :

NaCl (l) → Na+ + Cl- … x 2

Katode : Na+ → Na … x 2

Anode : 2Cl- → Cl2 + 2e

+

2NaCl → 2Na + Cl2

b) Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Inert (Tidak Reaktif)

Unsur yang dapat dipakai sebagai elektrode inert adalah karbon (C) dan

Pelatina (pt). elektrolit yang berupa larutan mengandung air. Adanya air dalam larutan

mengakibatkan adanya kompetisi antara air dengan zat-zat tertentu yang terlihat

dalam elektrolisis.

1) Reaksi pada Katode (Reduksi pada Kation)

- Ion-ion logam golongan IA, IIA, Al, dan Mn, serta ion-ion logam yang memiliki

Eo lebih kecil dari Eo H2O (-0,83) tidak direduksi dari larutan melainkan

pelarutnya (air).

2H2O + 2e → 2OH- + H2

- Ion-ion logam yang mempunyai potensial reduksi lebih dari -0.83 volt direduksi

menjadi logam yang diendapkanpada permukaan katode.

Mn+ + ne → M- Ion H+ dari asam direduksi menjadi hydrogen.

2H+ + 2e → H2

2) Reaksi pada Anode (Oksidasi pada Anion)

- Ion-ion yang mengandung oksigen (SO42-, NO3, CO3

2-) kecenderungan untuk

melakukan reaksi oksidasi lebih kecil dibanding air sehingga yang dioksidasi

adalah air.

2H2O → 4H+ + 4e + O2

- Ion-ion yang tidak mengandung oksigen (Cl-, Br, I-) cenderung mengalami

oksidasi disbanding air sehingga yang dioksidasi ion-ion itu.

2X-→ X2 + 2e- Ion OH- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen (O2)

4OH- → 2H2O + 4e + O2

Contoh :

1. Larutan AgNO3 menggunakan elektrode Pt

Penyelesaian :

Pada larutan AgNO3, kation Ag+ termasuk logam transisi sehingga kation tersebut

akan direduksi. Karena anion NO3- mengandung oksigen, senyawa yang akan

dioksidasi adalah H2O.

c) Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Inert (Reaktif)

Pada sel ini elektrode tidak inert ikut bereaksi dan hanya terjadi di anode.

Contoh dari elektrode ini adalah Cu, Fe, Zn, dan sebagainya, kecuali Pt dan C.

1) Reaksi pada Katode

Reaksi yang terjadi sama dengan reaksi yang terjadi pada katode pada kondisi

sel elektrolisis dengan electrode inert.

2) Reaksi pada Anode

Logam anode akan teroksidasi menjadi larutan. Dalam hal ini, semua anion

tidak perlu diperhatikan.

Contoh :

1. Larutan CuSO4 dengan elektrode Ag

Penyelesaian :

pada larutan CuSO4 kation (Cu2+) akan direduksi di katode, sedangkan yang

dioksidasi adalah elektrode Ag.

CuSO4 (aq) → Cu2+ (aq) + SO42-(aq)

Katode (Ag) : Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) … x 1

Anode (Ag) : Ag (s) → Ag + (aq) + e - … x 2 +

CuCO4(aq) + 2Ag(s) → Cu(s) + 2Ag + (aq) + SO42-(aq)

2. 4 HUKUM FARADAY

Michael Faraday (1791-1867) adalah seorang ahli kimia yang telah menemukan

hubungan antara jumlah arus listrik yang dibutuhkan dengan massa zat yang dibebaskan

pada proses elektrolisis. Faraday menemukan beberapa kaidah perhitungan elektrolisis

yang dikenal dengan hukum Faraday.

Bunyi hukum Faraday adalah sebagai berikut :

I. Jumlah zat yangdihasilkan pada electrode berbanding lurus dengan jumlah arus

listrik yang melalui elektrolisis.

II. Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka berat zat

yang dihasilakan masing masing sel berbanding lurus dengan berat ekuivalen zat itu.

Gb.Hukum Faraday II

Nama Michael Faraday diabadikan dengan memberikan nama salah satu satuan

dalam perhitungan elektrolisis, yaitu faraday (F) yang didefinisikan, satu faraday (1 F)

adalah jumlah listrik yang terdiri atas 1 mol electron atau 6,0221367 x 1023 butir elektron.

Karena 1 butir elektron = 1,60217733 x 10-19 coulomb, maka 1 faraday setara dengan

muatan sebesar :

6,0221367 x 1023 x 1,60217733 x 10-19 coulomb = 9,64853 x 104 coulomb,

dibulatkan menjadi 9,65 x 10 4 atau 96500 coulomb.

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan

berikut :

1 faraday (F) = 1 mol elektron = 96500 coulomb

F= Q96500

Q  =  F x 96500

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian

arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan

Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Q  =  i  x  t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai

berikut :

F= Q96500

= i x t96500

Keterangan :

F = jumlah listrik dalam faraday/ jumlah mol elektron (F)

Q = coulomb (C)

i = kuat arus (Ampere / A)

t = waktu (detik / s)

Hukum Faraday I secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut :

w= e× i×t96500

=e . F

Keterangan :

w = massa zat yang dihasilkan (gr)

e = massa ekuivalen = Ar atau Mr

valensi

i = kuat arus (Ampere / A)

t = waktu (detik / s)

F = jumlah listrik dalam faraday/ jumlah mol elektron (F)

Jadi, jumlah faraday = jumlah mol elektron = nilai perubahan bilangan oksidasi 1 mol zat

pada Hukum I Faraday, biasanya nilai nilai Ar diketahui sehingga nilai e diubah menjadi

e=A r

n dengan Ar = massa atom relatif dan n = jumlah elektron yang diterima atau dilepas

jadi rumus Hukum I Faraday sebagai berikut

e=A r

nx

i x tF

atau w=M r

nx

i x tF

Contoh :

1. ke dalam 500 mL larutan AgNO30,1M dialirkan arus listrik 10 ampere selama 96.5

detik. Tentukan pH larutan setelah proses elektrolisis tersebut.

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis :

AngNO3(aq) → Ag+(aq) + NO3-(aq)

Reaksi pada katode : Ag+(aq) + e- → Ag (s)

Reaksi pada anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H+(aq) + O2(8)

Pada anode dihasilakan. Ion H+, nilai pH larutan ditentukan berdasarkan jumlah ion

H+

ini yang memiliki nilai n = 1 sehingga wA r

jumlah mol

= 1n

xi x tF

=11

x10 A x 965 s

96.500 C=0,1mol

[H+] = jumlahmol

Volume=0,1mol x965 s

0,5 L=0,2 M=2 x 10-1M

pH = - log [H+] = - log 2 x 10-1= 1 – log 2

jadi, pH larutan setelah elektrolisisi = 1-log 2.

2. Kedalam larutan NiSO4 dialirkan arus listrik 0,2 faraday. Temtukan volume gas

oksigen yang dihasilkan di anode jika diukur pada keadaan standar.

Penyelesaian :

Reaksi anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H+ (aq) + O2(g)

1 mol O2 ekuivalen dengan 4 mol elektron, berarti nilai n = 4.

Arus listrik = 2,0 faraday.

W =M r

nx f (digunakan Mr karena O2 merupakan molekul)

W = WM r

= jumlah mol O2 = 1n

x F14

x0,2=0,05 mol .

Volume O2 = jumlah mol x volume molar STP = 0,05 x 22,4L = 1,12L.

Jadi, di anode dihasilkan gas O2 sebanyak 1,12L

Hukum Faraday II secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut :

e=i x tF

xw xn

Ar

=konstan

Jadi, rumus Hukum Faraday II yaitu sebagai berikut :

w1

e1

=w2

e2

Keterangan :

w1 = massa zat yang dihasilkan untuk elektrolisis I (gr)

w2 = massa zat yang dihasilkan untuk elektrolisis II (gr)

e1 = massa ekuivalen elektrolisis I

e2 = massa ekuivalen elektrolisis II

Contoh :

1. Ke dalam larutan AgNO3 dan larutan NaCI yang disusun seri, dialirkan arus listrik

sehingga larutan NaCI memiliki pH 13. Jika diketahui Ar Ag = 108 g mol-1 dan

volume setiap larutan 1 L, tentukan massa perak yang diendapkan.

Penyelesaian :

pH = 13, berarti pOH = 1 atau [OH-] = 0,1 M.

Jumlah mol OH = V x M = 1 x 0,1 mol.

wA gxnA g

A r g=w

oH−¿ xnoH −¿

M r OH−¿¿¿¿

nOH- = 1 dan jumlah mol adalah

W OH−¿

M rOH−¿¿¿

WAg = jumlah mol OH- x n OH- x A r Ag

nA g

= 0,1 mol x 1 x 108 gmol−1

1=10,8 gram .

Jadi, massa perak yang diendapkan 10, g.

2. Arus listrik dialirkan kedalam larutan NiSO4 dan larutan AgNO3 yang disusun seri

dan dihasilkan 11,8 g endapan. Jika diketahui Ar Ni = 59 g mol-1, tentukan massa

logam Ag yang diendapkan pada larutan AgNO3.

Penyelesaian :

- Pada larutan I (NiSO4): - Pada larutan II (AgNO3):

NiSO4(aq) → Ni2+(aq) SO42-(aq) AgNO3(aq) → Ag+(aq) + NO3

-(aq)

nNi = 2 nAg = 1

ArNi = 59 Ar Ag = 108

wNi = 11,8 g WAg =…?

wAg

eAg

=w ¿

e¿

wAg xn Ag

Ar A g=

w¿ x n¿

Ar∋¿¿

w Ag=w¿ x n¿

A r∋¿ xA r AgnA g

¿

¿ 11,8 g x259 g mol−1 x

108 g mol−1

1=43,2g

Jadi, massa perak yang diendapkan = 43,2g.

2. 5 KEGUNAAN ELEKTROLISIS

a) Pemurnian Logam

Logam yang ada dialam sebagian besar masih bercampur dengan logam lain.

Untuk mendapatkan logam yang diinginkan, tentu saja zat lain yang bercampur

dengan logam itu harus dihilangkan. Apabila campuran zat lain itu sudah hilang,

maka fungsi logam yang kita kehendaki akan optimal dalam penggunaannya. Pada

contoh berikut, akan dibahas tentang cara menghilangkan zat-zat lain yang bercampur

dengan tembaga sehingga diperoleh unsur tembaga murni.

Tembaga adalah logam penghantar listrik yang baik. Supaya konduktivitasnya

(daya hantar listrik) meningkat, maka tembaga perlu dibersihkan dari pengotornya.sel

elektrolisis sering digunakan untuk memurnikan logam (dalam hal ini tembaga) dari

pengotornya. Sebagai katode, tempatkan tembaga yang akan anda murnikan,

sedangkan tembaga murni ditempatkan sebagai anode. Elektrolit yang digunakan

adalah larutan yang mengandung kation logam yang akan dimurnikan ( dalam hal ini

adalah larutan CuSO4).

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CuSO4 (aq) → Cu2+(aq) + SO4

2-(aq)

Katode (tembaga kotor) : Cu2+(aq) + 2e → Cu(s)

Anode (tembaga murni) : Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e

Kation tembaga direduksi menjadi tembaga yang mengendap di katode.

Kation Cu2+ dari anode menuju larutan menggantikan ion Cu2+ yang mengalami

reduksi. Dengan mengatur tegangan selama elektrolisis, logam pengotor katode yang

mempunyai potensial lebih positif dari tembaga yang akan jatuh ke bawah dan tidak

larut. Adapun pengotor yang mempunyai potensial lebih negative dari tembaga, akan

larut tetapi tidak akan mengendap di katode. Supaya kotoran itu tidak ke mana-mana,

maka harus ada penyaring sehingga daerah katode akan bersih.

b) Penyepuhan Logam

Untuk mencegah logam supaya tidak mudah berkarat atau untuk memperindah

warna logam, suatu logamdapat dilapisi dengan logam yang lain. Proses pelapisan

logam oleh logam lain ini dikenal dengan nama penyepuhan logam. Logam yang

biasa digunakan untuk melapisi (menyepuh) adalah emas, perak, kromium, titanium

dan nikel.benda-benda yang biasa dilapisi adalah mesin-mesin kendaraan bermotor,

alat-alat rumah tangga, dan aksesoris.

Pada penyepuhan ini, digunakan elektrode yang reaktif dan elektrolit larutan

yang mengandung kation logam yang akan melapisi. Misalnya untuk melapisi sendok

dengan perak, logam yang digunakan sebagai anode, sedangkan elektrolit yang

digunakan adalah larutan AgNO3.Korosi (Perkaratan) adalah proses teroksidasinya

suatu logam oleh berbagai zat menjadi senyawa.

Proses korosi merupakan peristiwa elektrokimia. Suatu logam akan

mengalami korosi bila permukaan logam terdapat bagian yang berperan sebagai anoda

dan di bagian lain berperan sebagai katoda. Proses korosi yang banyak terjadi adalah

korosi pada besi. Bagian tertentu dari besi berperan sebagai anoda, sehingga besi

mengalami oksidasi.

Fe (s) <-----> Fe2+ (aq) + 2e

Cara Mencegah Korosi Korosi dapat menimbulkan kerugian karena selain

merusak alat atau bangunan dari logam juga menyebabkan logam menjadi rapuh dan

tidak mengkilat.

Oleh karena itu proses korosi logam harus dicegah. Setelah kita mempelajari

faktor-faktor yang mempengaruhi korosi, tentunya kita tahu bagaimana cara

mencegahnya.  Pada dasarnya pencegahan korosi adalah mencegah kontak langsung

antara logam dengan zat-zat yang menyebabkan korosi atau mengusahakan agar

logam yang dilindungi dari korosi berperan sebagai katoda.

Cara-cara pencegahan korosi yang sering dilakukan adalah sebagai berikut.

1) Melapisi logam dengan cat, minyak atau oli, plastik atau dengan logam lain yang

tahan korosi misalnya krom, nikel, perak, dan sebagainya.

2) Perlindungan katoda. Logam yang dilindungi dari korosi diposisikan sebagai

katoda, kemudian dihubungkan dengan logam lain yang lebih mudah teroksidasi

(memiliki E° lebih negatif dari logam yang dilindungi). Misalnya pipa besi dalam

tanah dihubungkan dengan logam Mg. Logam Mg sengaja dikorbankan agar

teroksidasi tetapi pipa besi tidak teroksidasi.

3) Membuat alloy atau paduan logam, misalnya besi dicampur dengan logam Ni dan

Cr menjadi baja stainless (72% Fe, 19%Cr, 9%Ni).

Adapun reaksi yang terjadi pada penyepuhan sendok dengan perak adalah

sebagai berikut :

AgNO3 → Ag+ + NO3-

Katode (sendok) : Ag+(aq) + e → Ag(s)

Anode (perak) : Ag(s) → Ag+(aq) + e

Proses yang tejadi adalah kation dari larutan mengalamireduksi kemudian

mengendap di permukaan katode (sendok). Logam perak pada anode mengalami

oksidasi dan menghasilkan kation yang menuju ke larutan untuk menggantikan kation

larutan yang mengalami reduksi.

c) Produksi Gas

Metode elektrolisis dipakai oleh industry untuk membuat gas klorin, oksigen,

dan hidrogen dalam jumlah besar. Untuk memproduksi gas oksigen (O2) biasanya

digunakan larutan yang mengandung anion SO42-, NO3, dan CO3

2-. Demikian pula

untuk memproduksi gas hydrogen (H2) digunakan larutan yang mengandung kation

dari golongan alkali dan alkali tanah. Akan tetapi, jika ingin memproduksi gas dari

golongan VIIA, digunakan larutan yang mengandung anion dari golongan tersebut.

Pada pembuatan gas dengan proses elektrolisis, elektrode yang digunakan harus dari

logam inert.

Contoh pembuatan gas hidrogen dan oksigen, dengan elektrolit yang

digunakan adalah K2SO4 dan elektrodenya C sebagai berikut. Reaksi yang terjadi

adalah :

K2SO4 (aq) → 2K+(aq) + SO4

2-(aq)

Katode : 2H2O(l) + 2e → 2OH-(aq) + H2 (g)

Anode : 2H2O(l) → 4H+(aq) + 4e + O2 (g)

Larutan K2SO4 diperlukan sebagai penghantar listrik. Karena yang bereaksi

air, maka lama kelamaan air akan habis sehingga perlu selalu ditambah.

BAB III

KESIMPULAN

1. Pengertian elektrolisis, elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik.

2. Susunan sel elektrolisis, yaitu anode bermuatan positif (+) dan katode bermuatan negatif

(-). Juga, pemberian kutub negatif (-) dan positif (+) didasarkan pada potensial yang

diberikan dari luar.

3. Macam-macam reaksi katode dan anode (elektrolisis), meliputi

- Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Lelehan

- Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Inert (Tidak Reaktif), yang

terdiri dari Reaksi pada Katode (Reduksi pada Kation) dan Reaksi pada Anode

(Oksidasi pada Anion)

- Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Inert (Reaktif), yang

terdiri dari Reaksi pada Katode dan Reaksi pada Anode

4. Hukum Faraday,

a. Hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

F= Q96500

= i x t96500

b. Hukum Faraday, terdiri dari

- Hukum Faraday I, secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut :

w= e× i×t96500

=e . F

e=A r

nx

i x tF

atau w=M r

nx

i x tF

- Hukum Faraday II, secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut :

e=i x tF

xw xn

Ar

=konstan

w1

e1

=w2

e2

c. Kegunaan elektrolisis, meliputi Pemurnian Logam, Penyepuhan Logam, dan Produksi

Gas

DAFTAR PUSTAKA

Harjani, Tarti, dkk. 2012. Kimia untuk SMA/MA Kelas XII. Sidoarjo : Masmedia Buana

Pustaka.

Abdul Khakim, “Laporan Elektrolisis”, Jembatan Dunia, diakses dari http://

abdul01puring.blogspot.com /2011/10/laporan-elektrolisis.html, pada tanggal 8 Mei

2014 pukul 11.45

Galuh Eka Trisna,“Kimia Sel Elektrokimia”, Slide Share, diakses dari

http://www.slideshare.net/amaen/kimia3docx, pada tanggal 8 Mei 2014 pukul 10.10

Nurul Istiqomah,“Kimia Sel Elektrokimia”, Slide Share, diakses dari

http://www.slideshare.net/amaen/kimia1docx, pada tannggal 8 Mei 2014 pukul 10.00