Oleh:

Fuada H. R.

70100112023

Farmasi A

DAFTAR ISI

1

UIN Alauddin Makassar

Fakultas Ilmu Kesehatan

Samata – Gowa

2013

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

ـــم ي� ح� ال�ر ن� م ح� ســـــــم ال�له ال�ر ب��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 yangdiberikan oleh dosen pembimbing mata kuliah Kimia AnalisisFarmasi pada semester genap di Universitas Islam NegeriAlauddin Makassar.

Dalam Penulisan makalah ini penulis merasa masih banyakkekurangan baik pada teknis penulisan maupun materi, mengingatakan keterbatasan yang dimiliki penulis. Untuk itu kritik dansaran dari semua pihak sangat penulis harapkan demipenyempurnaan pembuatan makalah ini.

Akhirnya penulis berharap semoga Allah memberikan imbalanyang setimpal pada mereka yang telah memberikan bantuanterutama bagi dosen pembimbing mata kuliah Kimia AnalisisFarmasi ini, dan teman-teman lainnya serta dapat menjadikansemua bantuan ini sebagai ibadah. Amiin Yaa Robbal ‘Alamiin.Amin.

Samata, 31 maret 2013

Penulis

3

Bab I

PendahuluanA. 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 ?

4

3. Pengertian dan penjelasan mengenai persamaan Nernst ?

4. Pengertian dan penjelasan mengenai Elektrode dan

potensial sel ?

Bab IIPembahasan

A. Reduksi Oksidasi

1. Konsep redoks berdasarkan pelepasan dan pengikatan oksigen.

Berdasarkan konsep pertama:  a. Oksidasi adalah peristiwa pengikatan oksigen 

Adapun contoh yang terkait dengan reaksi oksidasi berdasarkankonsep 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 (CH4): 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 dipecah menjadi senyawa yang lebih sederhana seperti carbon dioksida dan air.

C6H12O6(aq) + 6O2(g) --> 6CO2(g) + 6H2O(l)

 

5

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 warnamenjadi kecoklatan.6) Minyak makan yang disimpan terlalu lama dan dalam kondisiterbuka akan menyebabkan bau tengik hasil dari pengikatanoksigen (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 reduksiberdasarkan konsep ini adalah sebagai berikut:1) Reduksi mineral hematit F2O3 oleh karbon monoksida CO

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)

 

6

Zat yang melepas oksigen kita sebut sebagai oksidator/pengoksidasi.Berdasarkan contoh-contoh reaksi reduksi di atas, makaoksidator 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 NaClOksidasi : 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] Reduksi : S + 2e --> S2- [menerima 2 elektron] ------------------------------------- Ca + S --> Ca2+ + S2- --> CaS

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

7

3. Konsep redoks berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi.

Dalam berbagai kasus reaksi oksidasi yang kompleks, sulituntuk menentukan spesi mana yang mengalami oksidasi danreduksi. Contoh reaksi berikut:

2KMnO4 + 3H2SO4 + H2C2O4 --> K2SO4 + 2MnSO4 + 2CO2 + 4H2O

Untuk menjawab pertanyaan ini, maka digunakan konsep reaksioksidasi reduksi berdasarkan kenaikan dan penurunan bilanganoksidasi (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 adalahsel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energilistrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoksspontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik iniditemukan 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.3. anode, elektrode negatif, tempat terjadinya reaksi

oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anodeadalah elektrode Zn/seng (zink electrode).

4. katode, elektrode positif, tempat terjadinya reaksireduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katodeadalah elektrode Cu/tembaga (copper electrode).

8

Bila Anda celupkan dua logam dengan kecenderungan ionisasiyang berbeda dalam larutan elektrolit (larutan elektrolit),dan menghubungkan kedua elektroda dengan kawat, sebuah selakan tersusun. Pertama, logam dengan kecenderungan lebih besarterionisasi akan teroksidasi, menghasilkan kation, danterlarut dalam larutan elektrolit. Kemudian elektron yangdihasilkan akan bermigrasi ke logam dengan kecenderunganionisasi lebih rendah melalui kawat. Pada logam dengankecenderungan ionisasi lebih rendah, kation akan direduksidengan menerima elektron yang mengalir ke elektroda.

Proses dalam Sel Galvani

Pada anode, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yanglarut.

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Pada katode, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Znsetelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksitotal yang terjadi pada sel galvani adalah:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

9

Gambar sel volta

Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yangdapat digunakan untuk memproduksi listrik melalui suaturangkaian sel elektrokimia.

C. Persamaan Nernst

Walther Hermann Nernst adalahkimiawan Jerman yang menerapkanasas-asas termodinamika ke sellistrik. Dia menciptakan sebuahpersamaan yang dikenal sebagaipersamaan Nernst, yang menghubungkanvoltase sel ke propertinya. Lepasdari Joseph Thomson, ia menjelaskanmengapa senyawa terionisasi dengan

10

mudah dalam air. Penjelasan ini disebut aturan Nernst-Thomsonyang menyatakan bahwa sulit halnya bagi ion yang ditangkapuntuk menarik satu sama lain melalui insulasi molekul air,sehingga terdisosiasi.  Persamaan Nernst adalah persamaan yang melibatkan potensialsel dengan konsentrasi suatu reaksi. Reaksi oksidasi reduksibanyak yang dapat dilangsungkan pada kondisi  tertentu untukmembangkitkan listrik. Dasarnya bahwa reaksi oksidasi reduksiitu harus berlangsung spontan di dalam larutan air jika bahanpengoksidasi dan pereduksi tidak sama. Dalam sel Galvanioksidasi diartikan sebagai dilepaskannya elektron oleh atom,molekul atau ion dan reduksi berarti diperolehnya elektronoleh partikel-partikel itu. Sebagai contoh reaksi oksidasisederhana dan berlangsung spontan adalah bila lembar tipiszink dibenamkan dalam suatu larutan tembaga sulfat makaterjadi logam tembaga menyepuh pada lembaran zink dan lembaranzink lambat laun melarut dan dibebaskan energi panas.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.Zn + CuSO4 → ZnSO4 + CuReaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu :Zn + Cu2+ → Zn2+ + CuTiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga.Oksidasi : Zn → Zn2+ + 2e-Reduksi : Cu2+ + 2e- → Cu

         Sel yang belum mencapai kesetimbangan kimia dapatmelakukan kerja listrik ketika reaksi di dalamnya mengerakkanelektron-elektron melalui sirkuit luar. Kerja yang dapatdipenuhi oleh transfer elektron tertentu bergantung pada bedapotensial antara kedua elektron. Perbedaan potensial inidisebut potensial sel dan diukur dalam volt (V). Jikapotensial sel besar maka sejumlah elektron tertentu yang

11

berjalan antara kedua elekroda dapat melakukan kerja listrikyang besar. Sebaliknya, jika potensial sel kecil maka elektrondalam jumlah yang sama hanya dapat melakukan sedikit kerja.

       Sel yang reaksinya ada dalam kesetimbangan tidak dapatmelakukan kerja dan sel demikian memiliki potensial selsebesar nol. Pada sel konsentrasi digunakan dua elektrode yangsama namun konsentrasi larutannya yang berbeda. Elektrodedalam larutan pekat merupakan katode (tempat terjadinya reaksireduksi) sedangkan elektrode dalam larutan encer merupakananode (tempat terjadinya reaksi oksidasi).

       Pada persamaan Nernst, bukanlah suatu tetapankesetimbangan karena larutan-larutan yang diperikan adalahpada konsentrasi-konsentrasi awal dan bukan konsentrasikesetimbangan. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscashabis, barulah sistem itu berada dalam kesetimbangan. Padakondisi ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernstsetara dengan tetapan kesetimbangan. Oleh karena itu,potensial elektroda standar dihubungkan dengan tetapankesetimbangan untuk reaksi sel.

Persamaan tersebut dapat disederhanakan menjadi :

D. Elektrode dan Potensial Sel

Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan elektronmengalir dari elektroda negatif ke elektroda positif. Hal inidisebabkan karena perbedaan potensial antara kedua elektroda.Andaikan kita mengukur perbedaan potensial (∆V) antara duaelektroda dengan menggunakan potensiometer ketika arus listrikyang dihasilkan mengalir sampai habis. Maka akan diperolehnilai limit atau perbedaan potensial saat arus listriknya nol  yang disebut sebagai potensial sel (E°sel).

12

Perbedaan potensial yang diamati bervariasi dengan jenis bahanelektroda dan konsentrasi serta temperatur larutan elektrolit.Sebagai contoh untuk sel Daniell, bila diukur denganpotensiometer beda potensial pada  suhu 25°C saat konsentrasiion Zn2+ dan Cu2+ sama adalah 1,10 V. Bila elektroda Cu/Cu2+

dalam sel Daniell diganti dengan elektroda Ag/Ag+ , potensialsel adalah 1,56 V. Jadi dengan berbagai kombinasi elektrodadapat menghasilkan nilai potensial sel yang sangat bervariasi.Jadi alat potensiometer digunakan untuk mengukur perbedaanpotensial antara dua elektroda sedangkan untuk mengukur nilaipotensial mutlak untuk suatu elektroda tidak bisa dilakukan.

Oleh karena itu, diperlukan suatu elektroda yang dipakaisebagai standar atau pembanding dengan elektroda-elektrodayang lainnya. Dan telah ditentukan yang digunakan sebagaielektroda standar adalah elektroda Hidrogen. Elektroda Hidrogenterdiri dari gas H2 dengan tekanan 1 atm yang dialirkan melaluisekeping logam platina (Pt) yang dilapisi serbuk Pt halus padasuhu 25°C dalam larutan asam (H+) 1 M. Berdasarkan perjanjianelektroda Hidrogen diberi nilai potensial 0,00 Volt.

Potensial sel yang terdiri atas pasangan elektrodahidrogen/standar (H/H+) dan elektroda Zn/Zn2+ adalah -0,76 V.Bila elektroda Zn/Zn2+ diganti dengan elektroda Cu/Cu2+ makabesar potensial selnya menjadi +0,34 V.

H2 + Zn2+ → 2H+ + Zn       E° = -0,76 VH2 + Cu2+ → 2H+ + Cu       E° = +0,34 V

karena besarnya potensial elektroda hidrogen = 0,00 V makapotensial reduksi (E°red) Zn dan Cu dapat ditentukan :

Zn2+ + 2e → Zn       E° = -0,76 V  disingkat E°red Zn = -0,76 V

Cu2+ + 2e → Cu      E° = +0,34 V disingkat E°red Cu =+0,34 V

13

Potensial reduksi (E°red) menunjukkan kecenderungan untukmenerima elektron. jadi berdasarkan nilai potensial elektrodadi atas, potensial elektroda Zn bernilai negatif (-)menunjukkan bahwa  Zn/Zn2+ lebih sukar untuk menerimaelektron/direduksi dibanding dengan H/H+ dan Cu bernilaipositif (+) menunjukkan bahwa  Cu/Cu2+ lebih mudah untukmenerima elektron/direduksi dibanding dengan H/H+.

Semakin sukar untuk direduksi berarti semakin mudah untukdioksidasi dan sebaliknya semakin mudah direduksi berartisemakin 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 = -0,34V

Potensial Sel  Volta

Potensial sel volta dapat ditentukan dengan percobaandengan menggunakan potemsiometer/voltmeter dan secara teoritispotensial sel dapat dihitung berdasarkan perbedaan potensialreduksi (E°red) kedua elektroda atau penjumlahan potensialoksidasi 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

Yang mempunyai harga potensial reduksi (E°red) lebihkecil akan di oksidasi dan yang potensial reduksi (E°red)lebih besar akan direduksi.

14

Anoda (oksidasi)       :   Zn            → Zn2+ + 2e    E° = +0,76 V

Katoda (reduksi)       :  Cu2+ + 2e  → Cu               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 yanglebih besar akan direduksi. maka Zn akan dioksidasi dan Cuakan 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 menunjukkanbahwa reaksi tersebut dapat berlangsung secara spontan. makasebaliknya reaksi :

Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn     E° = -1,10 V

Nilai potensial sel (E°sel) nya negatif menunjukkan bahwadalam keadaan normal tidak akan terjadi reaksi. Reaksi dapat terjadibila ada suplai elektron dari luar/dialiri listrik yang akandibahas pada bab sendiri yakni pada bab elektrolisis.

Tabel Potensial Elektroda Standar

Setengah Reaksi Reduksi ( padaKatoda )

E°red(volts)

15

Li+(aq) + e- → Li(s) -3.04

K+(aq) + e- → K(s) -2.92

Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s) -2.76

Na+(aq) + e- → Na(s) -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

16

Cu2+(aq) + e- → Cu+(aq) 0.16ClO4

-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO3-(aq) +

2OH-(aq) 0.17

AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq) 0.22

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) 0.34ClO3

-(aq) + H2O(l) + 2e- → ClO2-(aq) +

2OH-(aq) 0.35IO-(aq) + H2O(l) + 2e- → I-(aq) + 2OH-

(aq) 0.49

Cu+(aq) + e- → Cu(s) 0.52

I2(s) + 2e- → 2I-(aq) 0.54ClO2

-(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) 0.85ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- → Cl-(aq) + 2OH-

(aq) 0.90

2Hg2+(aq) + 2e- → Hg22+(aq) 0.90

NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO(g) +

2H2O(l) 0.96

Br2(l) + 2e- → 2Br-(aq) 1.07

17

O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) 1.23Cr2O7

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

Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq) 1.36

Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq) 1.44MnO4

-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) +4H2O(l) 1.49

H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O(l) 1.78

Co3+(aq) + e- → Co2+(aq) 1.82

S2O82-(aq) + 2e- → 2SO4

2-(aq) 2.01

O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l) 2.07

F2(g) + 2e- → 2F-(aq) 2.87 tabel di atas lebih dikenal sebagai deret volt, adapun deretvolta 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 semakinmudah menerima elektron dan merupakan oksidator (penyebab zatlain mengalami oksidasi).Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi yang berarti semakinmudah melepas elektron dan merupakan reduktor (penyebab zatlain mengalami reduksi).Logam di sebelah kiri dapat bereaksi dengan ion logam disebelah kanannya :

18

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Logam di sebelah kanan tidak dapat bereaksi dengan ion logamdi sebelah kirinya:

Cu + Zn2+ → tidak bereaksi

Bab IIIPenutup

Kesimpulan:

a. Konsep redoks dapat dibedakan atas; pelepasan danpengikatan oksigen, pelepasan dan penerimaan elektron,kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi.

b. Sel galvanik atau sel volta terjadi karena adanya reaksiredoks secara spontan

c. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscas habis,barulah sistem itu berada dalam kesetimbangan. Padakondisi ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernstsetara dengan tetapan kesetimbangan.

d. nilai limit atau perbedaan potensial saat arus listrikdua elektroda nol  yang disebut sebagai potensial sel(E°sel).

19

Daftar Pustaka

http://tekimku.blogspot.com/2011/07/kesetimbangan-reaksi-

oksidasi-reduksi.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

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

20

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/

elektrokimia/standar_elektroda_hidrogen.htm

21