pengantar elektrokimia

BAB I

PENDAHULUAN

1.1. Latar belakang

Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron

secara berurutandari suatu unsur kimia ke unsur kimia yang lain,yang terdiri atas dua

reaksi,yaitu oksidasi (peningkatan biloks) dan reduksi (penurunan biloks).Reaksi ini

sejenis dikarenakan electron yg berpindah dari reaksi oksidasi sama dengan electron

yang diperoleh reaksi reduksi.

Elektrokimia adalah salah satu dari ilmukimia yang mempelajari tentang

perubahan energy listrik menjadi energy kimia dan begitu sebaliknya. proses

elektrokimia melibatkan reaksi redoks.Proses perpindahan electron akan menghasilkan

sejumlah energi listrik. Elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel,yaitu sel volta

dan sel elektrolisis.

1.2. Rumusan Masalah

1) Apa pengertian reksi redoks ?

2) Bagaimana menyetarakan reaksi redoks?

3) Apa yang dimaksud dengan elektroda dan potensial elektroda standar?

4) Apa yang dimaksud sel elektrokimia ?

5) Bagaimana menentuan DGL standar sel?

6) Bagaimana menentuan DGL Sel dan perubahan energi bebas gibbs ?

7) Bagaimana reksi redoks bila ditinjau dari harga potensial sel?

1. 3. Tujuan Penulisan

1) Mengetahui dan memahami pengertia gas nyata

2) Mengetahui cara menyetarakan reaksi redoks

3) Mengetahui dan memahami elektroda dan potensial elektroda standar

4) Mengetahui dan memahami sel elektrokimia

5) Mengetahui cara menentuan DGL standar sel?

6) Mengetahui menentuan DGL Sel dan perubahan energi bebas gibbs

7) Mengetahui reksi redoks bila ditinjau dari harga potensial sel

1

BAB II

PEMBAHASAN

2.1 Pengertian Reaksi Redoks

Reaksi yang melibatkan terjadinya transfer elektron diikuti dengan perubahan

bilangan oksidasi pada senyawa atau unsur yang terlibat . Dalam reaksi redoks terdapat

peristiwa reduksi dan oksidasi (Redoks). Oksidasi adalah peristiwa hilangnya elektron

dari suatu spesies yang menyebabkan naiknya bilangan oksidasi spesies tersebut

sedangkan reduksi adalah peristiwa penambahan elektron pada suatu spesies yang

menyebabkan turunnya bilangan oksidasi spesies tersebut. Pada reaksi ini agen

pengoksidasi adalah reaktan yang mengalami reduksi dan agen pereduksi adalah

reaktan yang mengalami oksidasi

Oksidasi : hilangnya elektron sebagian atau seluruhnya atau terimanya oksigen.

Reduksi : terimanya elektron atau hilangnya oksigen

Contoh reaksi logam dengan bukan logam, elektron dipindahkan dari atom logam

ke atom bukan logam

Mg + S Mg2+ + S2-

Oksidasi : Mg Mg2+ + 2e- (hilangnya elektron)

Reduksi : S + 2e- S2- (terimanya elektron)

Mg : reducing agent (donor elektron)

S : oxidizing agent (akseptor elektron)

Aturan-aturan penentuan bilangan oksidasi :

1. Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol

2. Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1

3. Dalam hidrida logam (misal NaH, BaH2, AlH3) bilangan oksidasi H = -1

4. Atom O dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi -2

5. Dalam senyawa F2O, bilangan oksidasi O = +2

6. Dalam peroksida (misal H2O2, Na2O2, BaO2) bilangan oksidasi O= -1

7. Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif

8. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = Nol

9. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion

2

10. Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang

keelektronegatifannya lebih besar

Konsep-konsep dasar Redoks

1. Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron atau penambahan (kenaikan) bilangan

oksidasi

2. Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron atau pengurangan (penurunan)

bilangan oksidasi

3. Reduktor (pereduksi) adalah zat yang mengalami oksidasi atau zat yang melepaskan

elektron, atau zat yang bilangan oksidasinya naik

4. Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi atau zat yang menangkap elektron atau

zat yang bilangan oksidasinya turun

5. Redoks adalah reaksi yang terdiri dari peristiwa reduksi dan oksidasi atau reaksi

perubahan bilangan oksidasi

6. Reaksi disproporsionasi (autoredoks) adalah reaksi redoks dimana hanya satu jenis

atom yang mengalami reduksi dan oksidasi atau reaksi redoks dimana hanya satu jenis

atom yang bilangan oksidasinya berubah

7. Mol elektron adalah selisih bilangan oksidasi

2.2. Penyetaraan Reaksi Redoks

Persaman reaksi redoks telah setara jika jumlah atom dan jumlah muatan di ruas kiri

sama dengan ruas kanan. Reaksi redoks biasanya berlangsung di dalam pelarut air maka

penyetaraan persamaan reaksi redoks selalu melibatkan ion H+ dan ion OH-. Persamaan

reaksi redoks yang sederhana dapat disetarakan secara mudah (secara langsung) tetapi

untuk reaksi redoks yang rumit (kompleks), dapat disetarakan dengan metode setengah

reaksi (metode ion elektron) dan metode perubahan bilangan oksidasi.

3

1. Penyetaraan Reaksi Redoks Dengan Metode Setengah Reaksi (Metoda Ion Elektron)

a. Reaksi redoks dalam larutan asam

Contoh:

Setarakan reaksi berikut: MnO4- + C2O42- → CO2 + Mn2+ Langah-

langkahnya sebagai berikut.1) Tuliskan semua bilangan oksidasi atom-atom unsur yang terlibat reaksi

MnO4-(aq) + C2O4

2-(aq) → CO2(g) + Mn2+(aq)

+7 -2 +3 -2 +4 -2 +2

2) Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi secara terpisah Oksidasi : C2O4

2-(aq) → CO2(g) → (atom C teroksidasi)

Reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq) → (atom Mn tereduksi)

3) Setarakan jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi (atom C dan Mn)

Oksidasi : C2O42-

(aq) → 2CO2(g)

Reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq)

4) Setarakan jumlah atom oksigen, dengan cara menambahkan molekul H2O pada ruas yang kekurangan atom oksigen.Oksidasi : C2O4

2-(aq) → 2CO2(g)

→ (atom O ruas kanan dan kiri sudah sama maka tidak perlu ditambah H2O)

Reduksi : MnO4-(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l)

→ ( pada larutan asam, H2O ditambahkan pada sisi yang kekurangan oksigen)

5) Setarakan jumlah hidrogen dengan menambahkan H+ pada ruas yang kekurangan atom H.Oksidasi : C2O4

2-(aq) → 2CO2(g)

Reduksi : MnO4-(aq) + 8H+(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l)

6) Setarakan jumlah muatan ruas kiri dan kanan dengan menambah kan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar

Oksidasi : C2O42-

(aq) → CO2(g) + 2e → ruas kanan = 0, ruas kiri = -2 maka ruas kanan ditambah 2e

Reduksi : 5e + MnO4-(aq) + 8H+(aq) → Mn2+(aq) + 4H2O(l)

→ ruas kiri = +7, ruas kanan +2 maka ruas kiri ditambah 5e

Pada setengah reaksi oksidasi harus dikalikan 5 dan pada setengah reaksi reduksi harus dikalikan 2 agar elektron yang dilepas sama dengan elektron yang diterima Reaksi tersebut menjadi Oksidasi : 5C2O4

2-(aq) → 10CO2(g) + 10e

Reduksi : 10e + 2MnO4-(aq) + 16H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)

4

7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksi Oksidasi : 5C2O4

2-(aq)→ 10CO2(g) + 10e

Reduksi : 2MnO4-(aq) + 16H+(aq) + 10e → 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)

5C2O42-

(aq)+2MnO4-(aq)+16H+(aq

) → 10CO2(g)+2Mn2+(aq)+8H2O(l)

b. Reaksi redoks dalam larutan basa atau netral

Contoh:

Setarakan reaksi berikut: HPO32-(aq) + OBr- → Br-(aq) + PO4

3-(aq)

Langah-langkahnya sebagai berikut.

1) Tuliskan semua bilangan oksidasi atom-atom unsur yang terlibat reaksi

HPO32-(aq) + OBr- → Br-(aq) + PO4

3-(aq)

+1 +3 -2 -2 +1 -1 +5 -2

2) Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi secara terpisah

Oksidasi : HPO32-(aq) → PO4

3-(aq)

reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq)

3) Setarakan jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi pada setengah reaksi tersebut. (Jumlah atom yang teroksidasi dan tereduksi sudah sama)

4) Tambahkan OH- pada ruas yang kekurangan atom oksigen. (agar jumlah atom O setara)Oksidasi : HPO3

2-(aq) + OH-(aq) → PO4

3-(aq)

Reduksi : OBr-(aq) → Br-(aq) + OH-(aq)

5) Tambahkan H2O pada ruas yang kekurangan hidrogen.(agar jumlah atom H setara)Oksidasi : HPO3

2-(aq) + 3OH-

(aq) → PO43-

(aq) + 2H2O(l)

Reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) → Br-(aq) + 2OH-

(aq)

6) Setarakan jumlah muatan ruas kiri dan ruas kanan dengan cara menambahkan elektron di ruas yang jumlah muatannya lebih besar.Oksidasi : HPO32-(aq) + 3OH-(aq) → PO43-(aq) + 2H2O(l) + 2e

Reduksi : OBr-(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH-(aq)

Karena jumlah elektron yang dilepaskan sudah sama dengan yang diterima maka tidak perlu dikalikan silang.

7) Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dengan setengah reaksi reduksiOksidasi : HPO3

2-(aq) + 3OH-

(aq) → PO43-

(aq) + 2H2O(l) + 2eReduksi : OBr-

(aq) + H2O(l) + 2e → Br-(aq) + 2OH-

(aq)

HPO32-

(aq)+OH-(aq)+OBr-

(aq) → PO43-

(aq)+H2O(l)+Br-(aq)

5

+

+

2. Penyetaraan Reaksi Redoks Dengan Cara Bilangan Oksidasi

6

2.3. Reaksi Redoks dalam Elektrokimia

Sel elektrokimia ada 2 macam, yakni sel volta dan sel elektrolisis. Sel

elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektroda, dan larutan atau

leburan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada sel volta ,maupun sel elektrolisis,

reaksi redoks berlangsung dalam suatu elektroda. Contoh:

Elektroda dibedakan menjadi 2, yaitu anoda dan katoda

•) Katoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi (Ka-red)

•) Anoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi (Anoks)

Salah satu perbedaan sel volta dengan sel elektrolisis adalah:

- Pada sel volta, reaksi redoks menghasilkan energi listrik

- Dan sebaliknya pada sel elektrolisis, energi listrik diperlukan untuk berlangsungnya

suatu reaksi redoks

2.4. Elektroda dan Potensial Elektroda Standar (Eo)

Pembahasan sel elektrokimia dimulai dengan menggambarkan elektroda yang

menyusun sel elektrokimia. Elektroda tersusun dari elektroda itu sendiri dan bahan

kimia (reagents) yang terlibat. Sel elektrokimia umumnya tersusun atas dua elektroda.

Setiap elektroda disebut sebagai setengah sel (half cell). Reaksi yang terjadi pada tiap

elektroda disebut reaksi setengah sel atau reaksi elektroda.

Berdasarkan jenisnya, elektroda dapat digolongkan menjadi :

1. Elektroda logam – ion logam

Yaitu elektroda yang berisi logam yang berada dalam kesetimbangan dengan larutan

ionnya, contohnya elektroda Cu | Cu2+.

7

2. Elektroda amalgam

Amalgam adalah larutan logam dalam Hg cair. Pada elektroda ini, amalgam logam M

akan berada dalam kesetimbangan dengan ionnya (M2+). Logam – logam aktif seperti

Na dan Ca dapat digunakan sebagai elektroda amalgam.

3. Elektroda redoks

Yaitu elektroda yang melibatkan reaksi reduksi – oksidasi di dalamnya, contohnya

elektroda Pt | Fe3+, Fe2+.

4. Elektroda logam – garam tak larut

Elektroda ini berisi logam M yang berada dalam kesetimbangan dengan garam sangat

sedikit larutnya Mυ+Xυ- dan larutan yang jenuh dengan Mυ+Xυ- serta mengandung

garam atau asam terlarut dengan anion Xz-. Contoh : elektroda Ag – AgCl yang terdiri

dari logam Ag, padatan AgCl, dan larutan yang mengandung ion Cl- dari KCl atau

HCl.

5. Elektroda gas

Yaitu elektroda yang berisi gas yang berda dalam kesetimbangan dengan ion – ion

dalam larutan, misalnya elektroda Pt | H2(g) | H+(aq).

6. Elektroda non logam non gas

Yaitu elektroda yang berisi unsur selain logam dan gas, misalnya elektroda brom (Pt |

Br2(l) | Br-(aq)) dan yodium (Pt | I2(s) | I-

(aq)).

7. Elektroda membran

Yaitu elektroda yang mengandung membran semi permiabel.

Untuk menggerakkan muatan dari satu titik ke titik lain diperlukan beda potensial

listrik antara kedua muatan. Beda potensial diukur antara dua elektroda yaitu elektroda

pengukur dan elektroda pembanding. Sebagai elektroda pembanding umumnya digunakan

elektroda hidrogen (H+ | H2 | Pt) atau elektroda kalomel (Cl- | Hg2Cl2(s) | Hg). Beda potensial

inilah yang dinyatakan sebagai daya gerak listrik (DGL). Untuk menghitung DGL sel,

digunakan potensial elektroda standar (Eo) yang nilainya dapat dilihat pada tabel 2.1.

8

Fe2+ | Fe -0,440 ½ Fe2+ + e- = ½ Fe

Zn2+ | Zn -0,763 ½ Zn2+ + e- = ½ Zn

OH- | H2 | Pt -0,8279 H2O + e- = ½ H2 + OH-

Mg2+ | Mg -2,37 ½ Mg2+ + e- = ½ Mg

Na+ | Na -2,714 Na+ + e- = Na

Li+ | Li -3,045 Li+ + e- = Li

terlihat bahwa elektroda hidrogen (H+ | H2 | Pt) merupakan batas pembanding

dengan nilai potensial 0,0000 V. Bila elektroda pengukur mempunyai nilai lebih besar

dari elektroda hidrogen (bernilai positif), maka elektroda tersebut mempunyai

kecenderungan untuk tereduksi (bersifat oksidator). Sedangkan bila elektroda pengukur

mempunyai nilai lebih kecil dari elektroda hidrogen (bernilai negatif), maka elektroda

tersebut mempunyai kecenderungan untuk teroksidasi (bersifat reduktor). Karena reaksi

setengah sel pada elektroda ditulis dalam bentuk reduksi, maka nilai potensial elektroda

standar juga dapat disebut potensial reduksi standar.

2.5. Sel Elektrokimia

Sel elektrokimia tersusun atas dua elektroda, yaitu anoda dan katoda. Pada anoda

terjadi reaksi oksidasi, sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi. Secara garis

besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi :

a. Sel Galvani

Yaitu sel yang menghasilkan arus listrik. Pada sel galvani, anoda berfungsi

sebagai elektroda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif. Arus listrik

mengalir dari katoda menuju anoda .Reaksi kimia yang terjadi pada sel galvani

berlangsung secara spontan. Salah satu aplikasi sel galvani adalah penggunaan sel

Zn/Ag2O3 untuk batere jam.

b. Sel Elektrolisis

10

Yaitu sel yang menggunakan arus listrik. Pada sel elektrolisis, reaksi kimia tidak

terjadi secara spontan tetapi melalui perbedaan potensial yang dipicu dari luar

sistem. Anoda berfungsi sebagai elektroda bermuatan positif dan katoda

bermuatan negatif, sehingga arus listrik mengalir dari anoda ke katoda. Sel

elektrolisis banyak digunakan untuk produksi alumunium atau pemurnian

tembaga.

Gambar 4.1. Sel Galvani dan Sel Elektrolisis

Untuk menyatakan sel elektrokimia, digunakan notasi sel sebagai berikut

Zn │ Zn2+ ║ Cu2+ │ Cu

Zn │ Zn2+ ┇┇ Cu2+ │ Cu

Sisi kiri notasi sel biasanya menyatakan reaksi oksidasi, sedangkan sisi kanan notasi

sel biasanya menyatakan reaksi reduksi. Garis tunggal pada notasi sel menyatakan

perbedaan fasa, sedangkan garis ganda menyatakan perbedaan elektroda. Garis putus

– putus menyatakan adanya jembatan garam pada sel elektrokimia. Jembatan garam

adalah larutan kalium klorida atau amonium nitrat pekat. Jembatan garam diperlukan

bila larutan pada anoda dan katoda dapat saling bereaksi.

11

Gambar 2.2. Sel elektrokimia tanpa jembatan garam (a) dan dengan jembatan garam (b)

2.6. Penentuan DGL Standar Sel (Eosel)

Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan elektron – elektron bebas dari

suatu logam kepada komponen di dalam larutan. Kesetimbangan reaksi elektrokimia

penting dalam sel galvani (yang menghasilkan arus listrik) dan sel elektrolisis (yang

menggunakan arus listrik). Pengukuran daya gerak listrik (DGL) suatu sel

elektrokimia dalam jangkauan suhu tertentu dapat digunakan untuk menentukan nilai

– nilai termodinamika reaksi yang berlangsung serta koefisien aktifitas dari elektrolit

yang terlibat.

Nilai Eosel ditentukan dengan rumus

Eosel = Eo

reduksi – Eooksidasi .................................... (4.5)

Eoreduksi adalah nilai potensial elektroda standar pada elektroda yang mengalami

reduksi dan Eooksidasi adalah nilai potensial elektroda standar dari elektroda yang

mengalami oksidasi.

12

Contoh : Hitung Eosel pada 25oC untuk Cd │ Cd2+ ║ Cu2+ │ Cu !

Reduksi : ½ Cu2+ + e- = ½ Cu Eo = 0,339 V

Oksidasi : ½ Cd = ½ Cd2+ + e- Eo = -0,4022 V

Total : Cu2+ + Cd = Cu + Cd2+ Eosel = 0,7412 V

2.7. Penentuan DGL Sel (Esel) dan Perubahan Energi Bebas Gibbs (ΔG)

Beda potensial antara elektroda kanan (reduksi) dan elektroda kiri (oksidasi)

ditentukan dengan perhitungan DGL sel (Esel). Secara umum,

ΔG=−nFE sel dan ΔGo=−nFE selo

............................ (4.6)

Bila nilai DGL sel positif, maka ΔG negatif dan reaksi berlangsung secara spontan.

Sedangkan bila DGL sel negatif, ΔG positif dan reaksi berlangsung tidak spontan.

Menurut kesetimbangan kimia,

ΔG=ΔGo+RT ln Q ......................................... (4.7)

Bila perubahan energi Gibbs dinyatakan sebagai potensial kimia, maka persamaan 4.7

dapat ditulis menjadi

μi=μio+RT ln ai ............................................. (4.8)

Jika nilai μi disubstitusi dengan persamaan 4.6, maka

−nFE sel=−nFEselo +RT ln Π

ia i

νi

.................................... (4.9)

E sel=Eselo − RT

nFln K

..................................................... (4.10)

Hubungan antara Esel dan Eosel ini disebut persamaan Nernst, dimana K adalah

tetapan kesetimbangan yang nilainya sama dengan perbandingan aktifitas spesi

teroksidasi terhadap spesi tereduksi.

13

K=[aoksidasi ][areduksi ] .......................................... (4.11)

Pada kesetimbangan, nilai Esel adalah nol sehingga

E selo = RT

nFln K

....................................... (4.12)

K=e

nFEselo

RT .............................................. (4.13)

Dengan menggunakan persamaan 4.13, nilai K pada kesetimbangan dapat ditentukan.

2.8. Reaksi Redoks Ditinjau Dari Harga Potensial Sel

Reaksi redoks yang berlangsung secara spontan dapat menghasilkan sejumlah energi

listrik. Bagaimanakah cara mengetahui bahwa reaksi redoks itu berlangsung

spontan atau tidak?

Ternyata dengan memanfaatkan harga Eosel kita dapat meramalkan reaksi redoks dapat

berlangsung secara spontan atau tidak.

•) Apabila harga Eosel = positif, maka reaksinya berlangsung (spontan)

•) Apabila harga Eosel = negatif, maka reaksinya tidak berlangsung spontan

14

BAB III

PENUTUP

3. 1 Kesimpulan

1. Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara

berurutandari suatu unsur kimia ke unsur kimia yang lain,yang terdiri atas dua

reaksi,yaitu oksidasi (peningkatan biloks) dan reduksi (penurunan biloks).Reaksi ini

sejenis dikarenakan electron yg berpindah dari reaksi oksidasi sama dengan electron

yang diperoleh reaksi reduksi.

2. Penyetaraan reaksi redoks dapat dengan metode setengah reaksi (metoda ion elektron)

dan cara bilangan oksidasi.

3. Sel elektrokimia ada 2 macam, yakni sel volta dan sel elektrolisis

4. Elektroda dibedakan menjadi 2, yaitu anoda dan katoda

•) Katoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi (Ka-red)

•) Anoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi (Anoks)

5. Nilai Eosel ditentukan dengan rumus

Eosel = Eo

reduksi – Eooksidasi

Apabila harga Eosel = positif, maka reaksinya berlangsung (spontan)

Apabila harga Eosel = negatif, maka reaksinya tidak berlangsung spontan

3. 2 Saran

Materi ini merupakan salah satu bagian yang cukup penting untuk dipahami

dengan baik, terutama dalam pembelajaran awal kimia fisik. Maka, disarankan agar

mempelajari serta memahaminya dengan baik.

15

DAFTAR PUSTAKA

Brid,Tony.1987. Kimia Fisik Untuk Universitas. Jakarta : Gramedia Pustaka

Brown, Lemay, Bursten, Murphy, “Chemistry The Central Science”, 11th eds,

Pearson Educational International, 2009, hal. 842 - 890 .

(http://staff.uny.ac.id/sites/default/files/KD/elektrokimia.pdf. ) Diktat Universitas

Negri Yogyakarta.

( http://staff.uny.ac.id/sites/default/files/pendidikan/PurwantiWidhyHastuti, S.Pd.,

M.Pd./redoks&elektokimia (3-4).pdf ) Diktat Universitas Negri Yogyakarta.

(https:// staff.uny.ac.id/sites/default/files/tmp/PPM_PPG%20 REDOKS .doc) Diktat

Universitas Negri Yogyakarta.

( http://syekhfanismd.lecture.ub.ac.id/files/2014/03/1.-Reaksi-Redoks.pdf ) Diktat

Institut Teknologi Bandung

( https://zettrykimiaunp.files.wordpress.com/2013/06/reaksi-redoks-dan

elektrokimia.pdf)

( https:// staff.ui.ac.id/system/files/users/setiadi.eng/.../kel-01- elektrokimia . ppt ) Diktat

Universitas Indonesia

(https:// repository.binus.ac.id/content/S0372/S037296562. ppt ) Diktat Bina Nusantara

16

https://zettrykimiaunp.files.wordpress.com/2013/06/reaksi-redoks-dan-elektrokimia.pdf

https://zettrykimiaunp.files.wordpress.com/2013/06/reaksi-redoks-dan-elektrokimia.pdf

http://syekhfanismd.lecture.ub.ac.id/files/2014/03/1.-Reaksi-Redoks.pdf

http://staff.uny.ac.id/sites/default/files/pendidikan/Purwanti%20Widhy%20Hastuti,%20S.Pd.,%20M.Pd./redoks%20&%20elektokimia%20(3-4).pdf

http://staff.uny.ac.id/sites/default/files/pendidikan/Purwanti%20Widhy%20Hastuti,%20S.Pd.,%20M.Pd./redoks%20&%20elektokimia%20(3-4).pdf

http://staff.uny.ac.id/sites/default/files/KD/elektrokimia.pdf

pengantar elektrokimia

Documents