makalah prak kimdas2 percob.7

I. JUDUL

Reaksi Redoks, Elektrolisis, dan Sel Elektrokimia

II. TUJUAN

1. Mengenal reaksi redoks dan bilangan oksidasi.

2. Mempelajari reaksi kimia yang terjadi akibat adanya arus listrik.

3. Mengetahui reaksi oksidasi dan reduksi yang ditunjukkan oleh reaksi antara

logam zinc dengan tembaga dalam larutannya dan menentukan potensial

selnya.

III. DASAR TEORI

Reaksi redoks adalah reaksi yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

Reaksi redoks terjadi karena adanya serah terima elektron. Jumlah elektron

yang diterima sama dengan jumlah elektron yang dibebaskan pada reaksi

oksidasi. Pada sel volta, zat yang mempunyai potensial reduksi lebih positif

akan cenderung mengalami reduksi, sedangkan zat yang mempunyai potensial

reduksi lebih negatif akan cenderung mengalami oksidasi. Apabila suatu zat

yang mempunyai potensial reduksi lebih negatif direduksikan dengan zat yang

mempunyai potensial reduksi lebih positif akan terjadi reaksi redoks, yaitu

reaksi kimia yang disertai dengan pelepasan elektron dan pengikatan elektron.

Suatu reaksi reduksi (penangkapan elektron) dapat menimbulkan potensial

listrik tertentu yang disebut potensial reduksi dan mempunyai simbol Eo. Makin

besar E yang ditimbulkan maka makin mudah mngalami reduksi. Berdasarkan

harga Eo yang tercantum dalam faktor potensial elektroda logam. Kita dapat

menyusun suatu deret unsur-unsur mulai dari unsur yang mempunyai Eo terkecil

sampai kepada unsur yang memiliki Eo terbesar. Unsurnya sebagai berikut: Li,

Ka, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cd, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt,

Au. Deret unsur-unsur tersebut disebut dengan deret volta (deret potensial

logam). Pada Hidrogen diletakkan dalam tanda kurung karena hidrogen bukan

logam dan mempunyai Eo= 0,0 Volt.

Suatu reaksi redoks dapat diperkirakan berlangsung spontan atau tidak

dengan menggunakan harga potensial reduksi setengah sel. Reaksi redoks dapat

berlangsung spontan jika:

Eosel = (potensial reduksi strandar zat yang tereduksi) – (potensial reduksi

strandar zat yang teroksidasi) > 0

Eosel = (potensial reduksi strandar zat yang tereduksi) + (potensial oksidasi

strandar zat yang teroksidasi) > 0

Eosel = Eokatoda + Eoanoda atau Eosel = Eooks ± Eored

Dalam reaksi redoks, jumlah elektron yang dilepas oleh reduktor sama

dengan jumlah elektron yang diterima oleh oksidator. Masing-masing elektron

juga menyediakan Joule sesuai muatan elektron yang terlibat reaksi. Oleh

karena itu, potensial reduksi tidak pernah dikalikan dengan factor yang

digunakan untuk menyamakan elektron yang dilepas dan elektron yang diterima

untuk menghasilkan harga potensial sel.

Setiap zat akan mempunyai kecenderungan untuk melepaskan atau

menangkap elektron. Zat yang mudah melepaskan elektron akan mudah

mengalami oksidasi, sedangkan zat yang mudah menangkap elektron akan

mudah mengalami reduksi. Apabila suatu oksidator baik berupa ion, atom, atau

molekul kontak langsung dengan suatu reduktor akan terjadi transfer elektron

dari reduktor ke arah oksidator sehingga terjadi reaksi redoks. Pada sel

elektrokimia, misalnya: sel galvani atau sel volta, karena adanya beda potensial

listrik maka akan terjadi transfer elektron melalui kawat penghantar listrik yang

menghubungkan antara oksidator dengan reduktor. Untuk mengatur

kesetimbangan ion-ion dalam larutan, kedua larutan dihubungkan dengan

jembatan garam. Besar beda potensial listrik dapat ditunjukkan oleh jarum

penunjuk pada voltmeter.

Reaksi yang terjadi:

Zn Zn2+ + 2e (oksidasi)

Cu2+ + 2e Cu (reduksi)

Dalam reaksi tersebut, Zn melepaskan elektron. Elektron yang dilepas mengalir

ke katoda Cu yang berhubungan langsung dengan ion Cu2+ (hasil ionisasi

CuSO4 (aq) Cu2+ (aq) + SO42- (aq) melalui kawat penghantar sehingga mereduksi

ion Cu2+ menjadi Cu). Perubahan ion Cu2+ menjadi Cu mengakibatkan larutan

pada katoda kelebihan ion SO42- (aq). Kelebihan ion SO4

2- ini mengalir ke anoda

melalui jembatan garam untuk mengimbangi kelebihan ion Zn2+ yang terdapat

dalam larutan anoda. Kedua proses tersebut membantu kelistrikan setengah sel

tetap netral. Tanpa adanya jembatan garam, netralitas kelistrikannya tidak dapat

dipertahankan, akibatnya sel tidak dapat menghasilkan arus listrik. Menurut

konvensi dalam sel volta, bagian anoda (bagian yang mengalami oksidasi)

disebut elektroda negatif dan katoda disebut elektroda positif.

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian larutan elektrolit dalam sel

elektrokimia oleh arus listrik yang berasal dari sumber arus listrik baterai atau

aki yang menghasilkan arus listrik searah. Pada peristiwa elektrolisis, pada

elektroda-elektrodanya terjadi reaksi kimia yang menghasilkan zat-zat tertentu.

Elektroda yang bermuatan positif disebut anoda dan elektroda yang bermuatan

negatif disebut katoda. Elektroda ada 2 macam, yaitu:

a. Elektroda Innert

Elektroda yang hanya mentransfer elektron dari dan ke dalam larutan.

Contoh: Platina, Carbon dan Aurum.

b. Elektroda Reaktif

Elektroda yang reaksi kimianya memasuki reaksi elektroda. Dalam

elektrolisis, pada katoda terjadi reaksi reduksi sedangkan pada anoda terjadi

reaksi reduksi oksidasi.

IV. ALAT DAN BAHAN

a. Reaksi Redoks

No. Nama Jumlah

1. Tabung reaksi 6 buah

2. Gelas ukur 1 buah

3. Pipet tetes 3 buah

4. Logam Cu 2 buah

5. Logam Zn 2 buah

6. Logam Fe 2 buah

7. Larutan CuSO4 Secukupnya

8. Larutan ZnSO4 Secukupnya

9. Larutan FeCl3 Secukupnya

b. Elektrolisis Larutan KI dan NaCl

No. Nama Jumlah

1. Tabung U 1 buah

2. Gelas ukur 1 buah


4. Sumber arus dan elektrode karbon 1 buah

5. Larutan KI 0,5 M Secukupnya

6. Larutan NaCl Secukupnya

7. Larutan Amilum Secukupnya

8. Indikator PP Secukupnya

c. Sel Elektrokimia

No. Nama Jumlah

1. Gelas beker 2 buah


3. Jembatan garam 1 buah

4. Voltmeter 1 buah

5. Logam Cu 1 buah

6. Logam Zn 1 buah

7. Larutan CuSO4 Secukupnya

8. Larutan ZnSO4 Secukupnya

9. Larutan NaCl Secukupnya

V. CARA KERJA

a. Reaksi Redoks

1. Memasukkan 2 mL larutan CuSO4 ke dalam tabung reaksi, kemudian

menambahkan ke dalamnya logam Zn. Membiarkan beberapa menit dan

mencatat ap yang terjadi. Dengan cara yang sama, melakukan untuk

logam Fe.

2. Memasukkan 2 mL larutan ZnSO4 ke dalam tabung reaksi, kemudian

menambahkan ke dalamnya logam Cu. Membiarkan beberapa menit dan

mencatat ap yang terjadi. Dengan cara yang sama, melakukan untuk

logam Fe.

3. Mengulangi dengan cara yang sama, melakukan untuk larutan FeCl3

dengan logam Cu dan Zn.


1. Memasukkan KI 0,5 M ke dalam tabung U sampai klem dari ujung stas

tabung.

2. Menghubungkan elektrode-elektrode dengan sumber arus listrik selama

± 5 menit.

3. Mencatat perubahan yang terjadi pada anode.

4. Mencatat perubahan yang terjadi pada katode dengan menggunakan

pipet tetes, menambahkan 2 tetes larutan indikator PP pada ruang

katoda, mengamati yang terjadi.

5. Dengan menggunakan pipet tetes, menambahkan beberapa tetes larutan

amilum ke dalam anoda, mengamati yang terjadi.

6. Melakukan langkah 1-5 dengan menggunakan larutan NaCl.

c. Sel Elektrokimia

1. Pembuatan setengah sel Zn Zn2+ + 2e

Memasukkan 70 mL larutan ZnSO4 0,5 M ke dalam gelas kimia 150

mL. menempatkan sebatang lempeng zinc ke dalam gelas itu.

2. Pembuatan setengah sel Cu2+ + 2e Cu

Memasukkan 70 mL larutan CuSO4 0,5 M ke dalam gelas kimia 150

mL. menempatkan sebatang lempeng tembaga ke dalam gelas itu.

3. Menghubungkan lempeng Zn dengan kutub negatif voltmeter dan

menghubungkan lempeng Cu dengan kutub positif voltmeter.

4. Menghubungkan kedua sel dengan jembatan garam. Membaca voltmeter

lalu mencatat hasilnya.

VI. DATA PENGAMATAN

a. Reaksi Redoks

1. CuSO4 + Zn bereaksi

2. CuSO4 + Fe tidak bereaksi

3. ZnSO4 + Cu bereaksi

4. ZnSO4 + Fe tidak bereaksi

5. FeCl3 + Zn bereaksi

6. FeCl3 + Cu tidak bereaksi


No. Pembeda KI NaCl

1. Perubahan pada anode(+) Jingga Ada gelembung

(sedikit)

2. Perubahan pada katode(-) Ada

gelembung

Ada gelembung

(sedikit)

3. Larutan dari ruang anode

a. Warna

b. Warna dengan amilum

Jingga

Hitam

Bening

Biru tua

4. Larutan dari ruang katode

a. Warna

b. Warna dengan fenolftalin

Bening

Merah muda

Bening

Merah muda

c. Sel Elektrokimia

Tegangan sel

Zn (s) – Zn2+ (0,5M) terhadap Cu (s) – Cu2+ 0,8 volt

VII. ANALISA DATA

a. Reaksi Redoks

Tujuan dari percobaan reaksi redoks ini adalah untuk mengenal reaksi

redoks dan bilangan oksidasi. Reaksi redoks merupakan suatu reaksi kimia

dimana dalam reaksi tersebut terjadi perubahan biloks antara reaktan dengan

produk.

Prinsip kerja dari percobaan ini adalah memasukkan kepingan logam

Zn dan Fe ke dalam tabung reaksi yang masing-masing berisi larutan

CuSO4, membiarkannya beberapa menit dan melihat perubahan yang terjadi.

Mengulangi hal yang sama dengan logam Cu dan Fe ke dalam larutan

ZnSO4 dan juga larutan FeCl3 terhadap logam Cu dan Zn.

Dengan melihat harga potensial elektroda (E sel = Eo), maka dapat

diketahui bahwa suatu reaksi dapat berlangsung atau tidak. Bila reaksi

berlangsung pada Eosel positif maka reaksi dikatakan berlangsung secara

spontan dan bila Eosel negatif maka reaksi dikatakan tidak berlangsung

secara spontan. Perdasarkan percobaan yang telah dilakukan maka didapat

analisa seperti sebagai berikut:


Oks : Zn Zn2+ + 2e Eo = 0,76 V

Red : Cu2+ + 2e Cu Eo = 0,34 V

Redoks: Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu Eo = 1,1 V

Pada reaksi CuSO4 dengan Zn terjadi reaksi yang berlangsung

secara spontan. Terjadi juga reaksi oksidasi pada Zn (mengalami

kenaikan bilangan oksidasi dari 0 menjadi +2) dan terjadi peristiwa

reduksi pada Cu2+ (bilangan oksidasi turun dari +2 menjadi 0).


Oks : Fe Fe2+ + 2e Eo = 0,44 V

Red : Cu2+ + 2e Cu Eo = 0,34 V

Redoks: Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu Eo = 0,78 V

Secara teori seharusnya logam Fe dapat bereaksi karena terjadi

pengkaratn dan terjadi reaksi yang berlangsung secara spontan. Akan

tetapi pada percobaan tidak dapat bereaksi, hal ini mungkin dapat

dikarenakan oleh logam Fe yang sebelumnya tidak di amplas terlebih

dahulu.


Oks : Cu Cu2+ + 2e Eo = -0,34 V

Red : Zn2+ + 2e Zn Eo = -0,76 V

Redoks: Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu Eo = -1,1 V

Karena Eo sel < 0 maka reaksi tidak berlangsung secara spontan.


Oks : Fe Fe2+ + 2e Eo = 0,44 V

Red : Zn2+ + 2e Zn Eo = -0,76 V

Redoks: Fe + Zn2+ Fe2+ + Zn Eo = -0,32 V

Eo sel < 0 maka reaksi tidak berlangsung secara spontan. Hal ini

disebabkan karena Zn memiliki Eo lebih negatif daripada Fe, jadi Fe

tidak dapat mendesak Zn untuk bereaksi.


Oks : Zn Zn2+ + 2e Eo = 0,76 V

Red : Fe3+ + 3e Fe Eo = -0,44 V

Redoks: 3Zn + 2Fe3+ 3Zn2+ + 2Fe Eo = 0,32 V

Pada saat bereaksi terjadi perubahan fisik berupa gelembug-

gelembung udara disekitar logam Zn, maka dapat dikatakan reaksi yang

berlangsung secara spontan karena Eo sel > 0.


Oks : Cu Cu2+ + 2e Eo = -0,34 V

Red : Fe3+ + 3e Fe Eo = -0,44 V

Redoks: 3Cu + 2Fe3+ 3Cu2+ + 2Fe Eo = -0,78 V

Karena Eo sel < 0 maka reaksi tidak berlangsung secara spontan.

Hal ini disebabkan karena Cu memiliki Eo lebih negative daripada Fe,

jadi Fe tidak dapat mendesak Cu untuk bereaksi.

b. Elektrolisis

Tujuan dari percobaan ini adalah mempelajari reaksi kimia yang

terjadi akibat adanya arus listrik. Arus listrik yang dialirkan power supply

melalui elektroda-elektrodanya akan menimbulkan reaksi kimia baik pada

anoda maupun katoda. Reaksi yang terjadi dalam anoda berbeda dengan

reaksi yang terjadi pada katoda, tergantung pada jenis larutan.

Prinsip kerja percobaan ini adalah dengan memasukkan larutan KI ke

dalam tabung U sampai klem dari ujung tabung U, kemudian

menghubungkan elektrode-elektrode dengan sumber arus listrik selama ± 5

menit. Mengamati serta mencatat perubahan yang terjadi pada anoda dan

katoda, lalu menambahkan beberapa tetes larutan amilum kedalam ruang

anoda dan indikator PP kedalam ruang katoda. Mengamati yang terjadi dan

melakukan prinsip kerja yang sama tetapi dengan mengganti KI dengan

NaCl.

Fungsi larutan amilum pada percobaan ini adalah sebagai indikator

dengan adanya gas I2 yang terbentuk pada ruang anoda, sedangkan indikator

PP berfungsi sebagai indikator asam basa.

Pada elektrolisis larutan KI, pada ruang anoda yang semula berwarna

jingga/orange setelah ditetesi dengan amilum warnanya berubah menjadi

hitam. Hal ini terjadi karena ion I- dalam larutan KI teroksidasi menjadi I2

dengan reaksi: 2I- 2I2 + 2e. Larutan tersebut berubah warna setelah

ditetesi dengan amilum menandakan bahwa terdapat gas I2, sedangkan bila

larutan pada anoda ditetesi dengan indikator PP tidak akan berubah warna

yang menandakan bahwa pH larutan yng teroksidasi pada anion tidak

bersifat basa. Pada ruang katoda semula berwarna bening setelah ditetesi

dengan indikator PP berubah warna menjadi merah muda, hal ini

dikarenakan pada ruang katoda terbentuk ion OH- yaitu dari reduksi air

dengan reaksi: 2H2O(aq) + 2e 2OH-(aq) + H2(g) yang kemudian ion OH-

bereaksi dengan ion K+ membentuk larutan KOH yang bersifat basa kuat

sehingga berubah warna saat ditetesi indikator PP.

Pada elektrolisis larutan NaCl, pada ruang anoda yang semula

berwarna bening setelah ditetesi amilum warnanya berubah menjadi biru

tua. Pada ruang katoda semula berwarna bening setelah ditetesi dengan

indikator PP berubah warna menjadi merah muda, hal ini dikarenakan pada

ruang katoda terbentuk ion OH- yaitu dari reduksi air dengan reaksi: 2H2O(aq)

+ 2e 2OH-(aq) + H2(g) yang kemudian ion OH- bereaksi dengan ion Na+

membentuk larutan NaOH yang bersifat basa kuat sehingga berubah warna

saat ditetesi indikator PP.

Reaksi redoks pada elektrolisis larutan KI

Katoda: 2H2O(aq) + 2e 2OH-(aq) + H2(g)

Anoda : 2I-(aq) I2(g) + 2e

Reaksi : 2H2O(aq) + 2I-(aq) 2OH-

(aq) + I2(g) + H2(g)

Reaksi redoks pada elektrolisis larutan NaCl


Anoda : 2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e

Reaksi : 2H2O(aq) + 2Cl-(aq) 2OH-

(aq) + Cl2(g) + H2(g)

c. Sel Elektrokimia

Percobaan ini bertujuan untuk mengetahui reaksi oksidasi dan reduksi

yang ditunjukan oleh reaksi antara logam zinc dengan tembaga dalam

larutannya dan menentukan potensial selnya. Prinsip kerja percobaan ini

adalah dengan membuat setengah sel yang mengalami oksidasi yaitu Zn

Zn2+ + 2e dengan cara memasukkan larutan ZnSO4 ke dalam gelas kimia

kemudian memasukkan sebatang lempeng Zn. Setelah itu membuat

setengah sel untuk reaksi reduksi yaitu Cu2+ + 2e Cu dengan cara

memasukkan larutan CuSO4 ke dalam gelas kimia kemudian memasukkan

sebatang lempeng Cu ke dalamnya. Kemudian menghubungkan lempeng

zinc dengan kutub negatif voltmeter dan lempeng tembaga dengan kutub

positif voltmeter, setelah itu menghubungkan kedua sel dengan jembatan

garam dan membaca voltmeter.

Pada percobaan ini, maka akan terjadi peristiwa energi listrik yang

timbul dari energi kimia dalam satu reaksi. Jika logam Zn dimasukkan ke

dalam larutan ZnSO4 dan logam Cu dimasukkan ke dalam larutan CuSO4,

kemudian logam tersebut dihubungkan dengan voltmeter, maka logam Zn

akan melepas elektronnya dengan reaksi: Zn Zn2+ + 2e

Elektron yang dilepas akan tertinggal di lempeng Zn kemudian mengalir ke

tembaga melalui kawat penghantar. Dan ion Cu2+ akan menangkap elektron

dari logam Cu kemudian mengendap dengan reaksi: Cu2+ + 2e Cu

Maka sistem rangkaian tersebut terjadi aliran listrik dari elektron.

Bersamaan dengan pelepasan elektron, maka larutannya akan bermuatan

positif. Dengan penggunaan jembatan garam bertujuan agar ion-ion Zn2+

akan dinetralkan oleh ion garam, sedangkan ion positif akan dinetralkan

larutan kelebihan CuSO4. Selain itu, dengan penggunaan jembatan garam

pada percobaan akan mengakibatkan rangkaian listrik tertutup sehingga

dapat diukur beda potensialnya.

Dari pembacaan voltmeter diperoleh beda potensial 0,8 volt. Logam

Zn sebagai anoda (kutub negatif), dan logam Cu sebagai katoda (kutub

positif).

Katoda(red) : Cu2+(aq) + 2e Cu(s) Eo = +0,34 V

Anoda(oks) : Zn(s) Zn2+(aq) + 2eEo = +0,76 V

Redoks : Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+

(aq) Eo = +1,1 V

Cu lebih mudah mengalami reduksi, sedangkan Zn lebih mudah

teroksidasi. Pada elektrokimia, kutub positif disebut katoda sedangkan

kutub negatif disebut anoda. Berdasarkan hasil percobaan yang diperoleh

terdapat perbedaan hasil beda potensial pada percobaan dengan teori. Hal ini

disebabkan oleh beberapa faktor, diantaranya:

1. Kekurang telitian praktikan dalam membaca voltmeter.

2. Peralatan yang digunakan kurang bersih.

3. Pemasangan jembatan garam yang kurang sempurna karena masih

terdapat gelembung udara.

VIII. KESIMPULAN

Redoks adalah reaksi yang melibatkan reaksi reduksi dan oksidasi dalam

waktu bersamaan yang disertai dengan perubahan biloks.

Dalam deret volta, semakin kekanan harga Eonya semakin besar, semakin

mudah direduksi, semakin sukar teroksidasi (berkarat), semakin mudah

menjadi katoda.

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian larutan elektrolit dalam sel

elektrolisis oleh arus listrik searah (DC) yang berasal dari sumber searah.

Pada elektroda terjadi reaksi:

- Anoda: elektroda (+), terjadi reaksi oksidasi yaitu peningkatan biloks

dan pelepasan elektron.

- Katoda: elektroda (-), terjadi reaksi reduksi yaitu penurunan biloks dan

penangkapan elektron.

Larutan amilum berfungsi sebagai indikator dengan adanya gas I2 yang

terbentuk pada ruang anoda indikator PP berfungsi sebagai indicator asam

basa.

Elektrokimia adalah cabang sains tentang ikatan antara listrik dengan ilmu

kimia atau arus listrik dengan reaksi kimia.

Hasil percobaan yang didapat:

a. Reaksi Redoks


Oks : Zn Zn2+ + 2e Eo = 0,76 V

Red : Cu2+ + 2e Cu Eo = 0,34 V

redoks: Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu Eo = 1,1 V



Oks : Cu Cu2+ + 2e Eo = -0,34 V

Red : Zn2+ + 2e Zn Eo = -0,76 V

redoks: Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu Eo = -1,1 V



Oks : Zn Zn2+ + 2e Eo = 0,76 V

Red : Fe2+ + 2e Fe Eo = -0,44 V

redoks: Zn + Fe2+ Zn2+ + Fe Eo = 0,32 V

Berlangsung reaksi spontan karena Eo sel > 0


b. Elektrolisis

1. Reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan KI

KI(aq) K+(aq) + I-

(aq)


Anoda : 2I-(aq) I2(g) + 2e

Reaksi : 2H2O(aq) + 2I-(aq) 2OH-

(aq) + I2(g) + H2(g)

2. Reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan NaCl

NaCl(aq) Na+(aq) + Cl-

(aq)


Anoda : 2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e

Reaksi : 2H2O(aq) + 2Cl-(aq) 2OH-

(aq) + Cl2(g) + H2(g)

c. Sel elektrokimia

Tegangan sel yang diperoleh berdasarkan percobaan adalah 0,8 volt,

sedangkan secara teori reaksinya:

Katoda(red) : Cu2+(aq) + 2e Cu(s) Eo = +0,34 V

Anoda(oks) : Zn(s) Zn2+(aq) + 2eEo = +0,76 V

Redoks : Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+

(aq) Eo = +1,1 V

Dan terdapat perbedaan antara hasil percobaan dengan teori, hal ini

disebabkan oleh beberapa faktor, yaitu:

1. Kekurang telitian praktikan dalam membaca voltmeter.

2. Peralatan yang digunakan kurang bersih.

3. Pemasangan jembatan garam yang kurang sempurna karena masih

terdapat gelembung udara.

IX. DAFTAR PUSTAKA

Keenan, Charles. 1999. Ilmu Kimia Untuk Universitas. Jakarta : Erlangga

Keenan, Kleinfelter Wood A. 1986. Kimia Untuk Universitas. Jakarta :

Erlangga

Redjeki, Tri dan Agus Budiharto. 1995. Kimia Dasar II. Surakarta : UNS Press

Sutarto, N. 1986. Kimia. Bandung : Ganesha

Tim Dosen Praktikum Kimia Dasar II. 2011. Petunjuk Praktikum Kimia Dasar

II. Surakarta : UNS Press

MAKALAH PRAKTIKUM KIMIA DASAR II

REAKSI REDOKS, ELEKTROLISIS DAN SEL

ELEKTROKIMIA

KELOMPOK 6:

1. KENNY ANINDIA R (K2310055)

2. MUCHKLISATUN K (K2310063)

3. PIESOG LOTA K (K2310075)

4. RIAN ARI UTOMO (K2310082)

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN FISIKA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS SEBELAS MARET

SURAKARTA

2011

makalah prak kimdas2 percob.7

Documents