LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA ELEKTROKIMIA
Disusun Oleh : Kelompok 3 Kelas C
Affananda Taufik
(1307122779)
Yunus Olivia Novanto
(1307113226)
Adela Shofia Addabsi
(1307114569)
PROGRAM STUDI SARJANA TEKNIK KIMIA FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS RIAU PEKANBARU 2014
BAB I TEORI
1.1
Tujuan Percobaan
1.
Menentukan bilangan Avogrado (No) secara elektrolisis
2.
Menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia
3.
Mencoba menguji persamaan Nernst
1.2
Elektrokimia Elektrokimia merupakan bagian ilmu kimia yang mempelajari mengenai
perubahan energi kimia menjadi listrik dan perubahan energi listrik menjadi energi kimia dalam rangkaian yang dinamakan sel elektrokimia (Johari dan Rachmawati, 2008). Sel elektrokimia dibedakan menjadi dua macam yaitu sel volta dan sel elektrolisis. 1.2.1
Sel Volta Sel volta atau sel galvani merupakan sel elektrokimia dimana energi kimia
dari reaksi redoks spontan diubah menjadi energi listrik. Prinsip kerja sel volta adalah pemisahan reaksi redoks menjadi dua bagian yaitu setengah reaksi oksidasi di anoda dan setengah reaksi reduksi di katoda sehingga ketika diletakkan dalam suatu elektrolit dan dihubungkan dengan rangkaian luar, maka elektron akan mengalir dari anoda ke katoda dan menghasilkan arus listrik (Johari dan Rachmawati, 2008). Arus yang dihasilkan pada sel volta terjadi karena adanya beda potensial antara katoda dan anoda yang diketahui dari pengukuran menggunakan voltmeter. Rangkaian umum sel volta secara umum terdiri dari: a. Anoda yang merupakan elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi dan karena menghasilkan elektron maka anoda bermuatan negatif b. Katoda yang merupakan elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi dan bermuatan positif karena melepaskan elektron c. Elektrolit yang merupakan zat penghantar listrik
d. Rangkaian luar berupa kawat atau kabel penghubung anoda dan katoda e. Jembatan garam sebagai tempat ion mengalir (Johari dan Rachmawati, 2008).
Jembatan garam biasanya berupa pipa kaca berbentuk U yang kedua ujungnya diisi dengan garam dalam bentuk agar-agar seperti NaCl, KCl dan K2SO4. Jembatan garam pada sel volta memungkinkan ion-ion mengalir dari setengah sel anoda ke setengah sel katoda, dan sebaliknya, namun mencegah bercampurnya larutan secara berlebihan. Rangkaian sel volta ditunjukkan pada Gambar 1.1.
Gambar 1.1 Rangkaian Sel Volta Pada gambar, ion Zn+ pada larutan setengah sel anoda bergerak menuju setengah sel katoda melalui jembatan garam. Sedangkan ion SO42- dalam larutan setengah sel katoda bergerak menuju setengah sel anoda melalui jembatan garam. Dengan adanya pergerakan ion, arus listrik dapat terus mengalir dalam rangkaian sampai logam Zn atau ion Cu2+ habis dipakai (Johari dan Rachmawati, 2008).
1.2.2
Sel Elektrolisis Sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang menggunakan energi
listrik untuk menghasilkan reaksi redoks tidak spontan.
Prinsip kerja sel
eletrolisis adalah dengan menghubungkan kutub negatif sumber listrik ke katoda dan kutub positif sumber listrik ke anoda, kutub negatif sumber listrik mendorong elektron menglir ke katoda sehingga katoda bermuatan negatif, sedangkan anoda akan bermuatan positif karena kutub positif sumber listrik akan menarik ion elektron dari anoda. Katoda akan menarik ion-ion positif dalam elektrolit sehingga diperoleh setengah reaksi reduksi, sedangkan anoda akan menarik ion negatif sehingga diperoleh setengah reaksi oksidasi (Johari dan Rachmawati, 2008). Rangkaian sel elektrolisis secara umum terdiri dari a) sumber listrik yang menyuplai arus searah (DC), b) katoda yang merupakan elektroda bermuatan negatif, c) anoda yang merupakan elektroda bermuatan positif, d) elektrolit yang merupakan zat penghantar listrik yang mana zat inilah yang akan diurai dalam sel elektrolisis. Rangkaian sel elektrolisis dapat dilihat pada Gambar 1.2.
Gambar 1.2 Rangkaian Sel Elektrolisis
1.3
Persamaan dan Hukum Dasar
1.3.1
Persamaan Nernst Persamaan Nernst merupakan persamaan
yang digunakan untuk
menghitung beda potensial dari sebuah sel elektrokimia sistem reversible (Riwayati, 2010). Persamaan Nernst menghubungkan konsentrasi dengan Esel dan bentuk persamaannya untuk reaksi aA + bB cC + dD adalah o Esel = Esel −
Dimana
RT ln nF
merupakan aktivitas yang dipangkatkan dengan
koefisien reaksi, n merupakan jumlah elektron yang bertukar dan F merupakan konstanta Faraday (Yelmida, dkk, 2013).
Nilai aktivitas dapat diganti dengan konsentrasi zat apabila perhitungan yang dilakukan tidak membutuhkan ketelitian yang tinggi. Sehingga persamaan Nernst dapat diubah menjadi sebagai berikut:
o Esel = Esel −
RT C ln nF A
D B
Persamaan Nernst tersebut menunjukkan bahwa nilai Esel sebanding dengan konsentrasi zat, sehingga apabila konsentrasi zat yang digunakan semakin besar maka nilai Esel yang dihasilkan akan semakin besar pula.
1.3.2
Hukum Faraday Michael Faraday merupakan ahli kimia dan fisika yang mempelajari
mengenai aspek kuantitatif dari elektolisis. Ia menemukan hubungan antara massa zat yang dihasilkan di elektroda dengan jumlah listrik yang diguanakan dan ia menyatakanya dalam Hukum Faraday. Bunyi kedua hukum Faraday yaitu:
1.
Hukum Faraday I Massa zat yang dihasilkan pada suatu elektroda selama proses elektrolisis
berdangding lurus dengan muatan listrik yang digunakan. 2.
Hukum Faraday II Massa zat yang dihasilkan pada elektroda berbanding lurus dengan massa
ekivalen zat (Johari dan Rachmawati, 2008). Faraday memperoleh bahwa 1 mol elektron terdiri dari muatan listrik sebesar 96.500 coulumb, sehingga 1 mol elektrol sama dengan 1 Faraday (1F) dari kedua hukum yang dihasilkannya, Faraday menemukan persamaan yang menghubungkan antara jumlah listrik yang dihasilkan dengan massa zat yang dihasilkan pada elektroda sebagai berikut: G=
1 i . t . Me 96.500
Dengan: G
= massa zat yang dihasilkan,
i
= arus listrik,
t
= waktu
Me
= massa ekivalen zat (Johari dan Rachamwati, 2008).
1.4
Potensial Sel Reaksi redoks pada sel elektrokimia merupakan gabungan dari setengah
reaksi oksidasi dan reduksi. Oleh karena itu, nilai potensial sel (Esel) merupakan jumlah potensial setengah reaksi oksidasi (Eoksidasi) dan potesial setengah reaksi reduksi (Ereduksi) sesuai persamaan berikut Esel = Eoksi
si
+ Ere
uksi
Nilai Esel bergantung pada suhu dan konsentrasi zat sehingga suatu potensial sel standar (E0sel) telah ditetapkan sebagai nilai E yang diukur pada suhu 25oC dan
zat dalam larutan sebesar 1 M. Pada keadaan standar, nilai E0sel dirumuskan sebagai berikut (Johari dan Rachmawati, 2008) o o Esel = Eoksi
si
o + Ere
uksi
Potensial reduksi standar beberapa zat dapat dilihat pada Tabel 1.1. Tabel 1.1 Potensial Reduksi Standar (Eo) pada suhu 25oC Setengah Reaksi Reduksi F2(g) + 2e- 2F-(aq) 2HOCl(aq) + 2H+(aq) + 2e- Cl2(g) + 2H2O(l) MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l) Au3+(aq) + 3e- Au (s) Cl2(g) + 2e- 2Cl-(aq) O2(g) + 4H+(aq) + 4e- H2O(l) Br2(aq) + 2e- 2Br -(aq) Fe3+(aq) + e- Fe2+(s) Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) 2H2+(aq) + 2e- H2(s) Pb2+(aq) + 2e- Pb(s) Sn2+(aq) + 2e- Sn(s) Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) Al3+(aq) + 3e- Al(s) Mg2+(aq) + 2e- Mg(s) Na+(aq) + e- Na(s) Ca2+(aq) + 2e- Ca(s) Li+(aq) + e- Li(s) Sumber: (Johari dan Rachmawati, 2008).
E0 (volt) + 2,87 + 1,63 + 1,51 + 1,42 + 1,36 + 1,23 + 1,07 + 0,77 + 0,34 0 - 0,13 - 0,14 - 0,76 - 1,66 - 2,37 - 2,71 - 2,76 - 0,35
BAB II METODOLOGI 2.1
Alat-alat
pH meter atau potesioner
kertas saring
kabel, penjepit
kertas amplas
ampere meter
hot plate
labu ukur
gelas piala
penjepit
lembaran seng dan tembaga
termometer
sumber arus DC
stopwatch
pipet ukur
2.2
Bahan-bahan
kristal NaCl
kristal NaOH
CuSO4 1 M
ZnSO4 1 M
aquadest
KNO3 atau KNO3
2.3
Prosedur Percobaan
A.
Elektrolisis untuk menentukan bilangan Avogadro
Disiapkan larutan A (larutan A terdiri dari 100 gr NaCl dan 1 gr NaOH dalam 1 liter air).
Dua buah lempeng tambaga disiapkan untuk digunakan sebagai elektroda, dibersihkan dengan amplas.
Salah satu elektroda digunakan sebagai anoda. Elektroda tersebut ditimbang pada neraca analitik.
Kedua elektroda tembaga dicelupkan ke dalam 80 ml larutan A yang ditempatkan dalam gelas piala dan rangkaian alatnya disusun.
Larutan dalam gelas piala dipanaskan sampai suhu mencapai 80oC dan suhu dijaga supaya konstan.
Saat suhu sudah konstan 80oC, aliran listrik dihubungkan dan dialirkan melalui larutan A.
Pada waktu yang sama waktu dicatat dengan stopwatch. Arus listrik dijaga konstan selama percobaan yaitu 1,5 Ampere (dapat dibaca pada Amperemeter). Aliran ini sering berubah-ubah selama percobaan.
Setelah 10 menit, aliran listrik dimatikan, anoda dibersihkan dengan air kemudian dikeringkan dengan tisu.
Anoda ditimbang sekali lagi
B.
Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst
Potongan lembaran tembaga dan seng disiapkan. Permukaan logam dibersihkan dengan kertas amplas.
Larutan jenuh NH4NO3 atau KNO3 (±10-20 ml) disiapkan. Sebagai jembatan garam, diambil selembar kertas saring, digulung dan direkatkan dengan menggunakan selotip pada bagian tengahnya untuk mencegah gulungan membuka (bisa juga digunakan stepler).
Dua gelas piala 100 ml disiapkan, yang satu diisi dengan CuSO4 1,0 M (±60 ml) dan yang lain dengan ZnSO4 1,0 M masing-masing 60 ml. Elektroda-elektroda logam dicelupkan dan dihubungkan dengan kabel.
Kertas saring yang telah dibentuk jadi gulungan tadi dicelupkan kedalam larutan jenuh NH4NO3, kelebihan amonium nitrat dihilangkan dengan menggunakan kertas saring lain, kemudian ditempatkan sedemikian rupa sehingga kedua ujung gulungan tercelup kedalam larutan yang berada pada kedua gelas piala.
Nilai GGL diamati dengan menggunakan pH meter distel pada posisi mV. Polaritas kedua elektroda dicatat pada pengukurn tersebut, juga suhu larutan dicatat.
100 ml larutan CuSO4 1,0 M disiapkan dengan jalan pengenceran larutan CuSO4 1,0 M.
Larutan CuSO4 1,0 M diganti dengan CuSO4 0,1 M, larutan ZnSO4 jangan diganti.
Kedua elektroda dicuci dan dibersihkan kembali dengan kertas amplas. Jembatan garam diganti dengan yang baru dan kembali diukur dan catat nilai GGL dengan menggunakan pH meter.
Langkah (7) diulangi, tapi menggunakan larutan CuSO4 yang lebih encer.
2.4.
Pengamatan Pada percobaan A digunakan kristal NaCl dan NaOH yang dilarutkan
dengan air sehingga terbentuk larutan putih yang keruh. Digunakan dua buah lempeng tembaga sebagai elektroda yang sebelumnya dibersihkan dengan tisu. Elektroda tembaga dibersihkan untuk menghilangkan pengotor-pengotor sehingga dapat mencegah terjadinya kesalahan. Lempengan tembaga ditimbang, salah satunya digunakan sebgai anoda. Larutan dipanaskan dengan menggunakan penangas air. Selama proses ini suhu dijaga konstan agar tidak terjadi penguapan dan terjadi perubahan warna larutan menjadi merah kecoklatan. Perubahan ini
terjadi akibat anoda melarut dan adanya pelepasan elektron (oksidasi). Proses ini berlangsung selama 10 menit, setelah itu anoda dibersihkan dan ditimbang. Percobaan B digunakan elektroda yang berbeda yaitu seng dan tembaga. Larutan yang digunakan yaitu CuSO4 dan ZnSO4. CuSO4 merupakan larutan yang berwarna biru. Masing-masing elektroda dicelupkan dan dihubungkan dengan jembatan garam. Untuk sel elektrokimia anoda (-) dan katoda (+), lalu elektroda dihubungakan/dijepit dari ampermeter. Larutan CuSO4 dan ZnSO4 memiliki konsentrasi 1,0 M, dan diukur beda potensialnya. Untuk mengetahui pengaruh konsentrasi terhadap beda potensial maka larutan CuSO4 dilakukan pengenceran. Dari percobaan ini dapat bahwa jika konsentrasi CuSO4 dikurangi maka beda potensial yang didapat lebih kecil dari yang sebelumnya.
BAB III HASIL DAN DISKUSI
3.1 Hasil Percobaan A.
Elektrolisis untuk Menentukan Bilangan Avogadro
Waktu percobaan
: 600 detik
Berat anoda awal
:2,95 gr
Berat anoda akhir
: 2,93 gr
Aliran listrik
: 1,5 ± 0,05 amper
Pada saat pemanasan larutan hingga 800C, terbentuk gelembung gas pada kedua elektroda Cu.
Larutan berubah warna dari tidak bewarna menjadi larutan merah.
Terbentuk endapan didasar larutan.
B. Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst Tabel 3.1 Nilai Esel Anoda Zn/Zn+2 dengan Katoda Cu/Cu +2 Larutan pada bagian
Larutan pada bagian
Esel
Anoda Zn/Zn+2 (M)
Katoda Cu/Cu+2 (M)
(volt)
1,0
1,0
0.969
1,0
0,1
0.892
1,0
0,01
0.798
1,0
0,001
0.707
3.2
Diskusi
A. Elektrolisis untuk Menentukan Bilangan Avogadro Dalam percobaan ini dilakukan proses elektrolisis yang bertujuan untuk menentukan bilangan Avogadro dengan cara yang sederhana yaitu elektrolisis logam Cu dan larutan elektrolit yang berasal dari NaCl dalam suasana basa (dengan penambahan NaOH sebagai pemberi suasana basa). Larutan tersebut dicampur dan dipanaskan menggunakan penangas air hingga suhu mencapai 800C. Suhu dijaga konstan karena apabila melebihi 800C maka larutan mendidih dan terbentuk Cu2O. Tujuan pemanasan dilakukan adalah untuk mempercepat proses reaksi. Selanjutnya kedua elektroda dicelupkan kedalam larutan dan dialiri dengan arus 1,5 A dan dilakukan selama 10 menit. Suhu dan arus dalam kondisi konstan. Pada saat proses berlangsung mulai terbentuk gelembung-gelembung gas disekitar elektroda dan endapan didasar larutan. Setelah proses dihentikan berat anoda berkurang dan warnya menjadi lebih terang. Berat anoda yang sebelumnya 2,95 gr berkurang menjadi 2,93 gr. Hal ini terjadi karena Secara teoritis hal ini dapat dijelaskan bahwa penyebab timbulnya gelembung-gelembung gas pada elektroda dikarenakan terjadinya aliran elektron dari katoda Cu/Cu+2 menuju ke larutan sehingga ion positif mengalami reduksi pada katoda Cu/Cu+2 tersebut sedangkan ion negatif dari larutan akan ditarik ke anoda Zn/Zn+2 sekaligus mengalami oksidasi pada anoda Zn/Zn+2 tersebut. Adapun mekanismenya sebagai berikut: Pada larutan NaCl, kation Na+ berasal dari golongan utama sehingga yang direduksi adalah H2O, sedangkan yang dioksidasi adalah elektroda Cu. NaCl(aq) Na+ (aq) + Cl-(aq) Katoda (Cu)
: 2H2O(l) + 2e- 2OH- (aq)
Anoda (Cu)
: Cu(s) Cu+2(aq) + 2e-
+ H2(g)
_____________________________________________________________________________ +
2NaCl + 2H2O(l) + Cu(s) 2Na+(aq) + 2Cl-(aq) + 2OH- (aq) + Cu+2+ H2(g) Jadi dapat disimpulkan bahwa gelembung-gelembung yang terbentuk disekitar elektroda merupakan gas H2 hasil dari reduksi air pada katoda dan endapan
yang
menjadikan larutan keruh merupakan logam Cu yang teroksidasi. B. Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst Percobaan ini dilakukan untuk mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst. Hal pertama yang dilakukan adalah menyiapkan larutan jenuh NH4NO3 yang akan digunakan sebagai jembatan garam. Selanjutnya masukkan larutan CuSO4 1,0 M dan ZnSO4 1,0 M dalam gelas kimia yang berbeda. Celupkan lembaran Zn dan Cu kedalam larutan dan hubungkan dengan kabel. Lalu letakkan jembatan garam diantara gelas kimia dengan kedua ujungnya tercelup dalam larutan. Logam Zn akan melepaskan elektron dan berubah membentuk ion
dan
bergabung dalam larutan ZnSO4. Elektron mengalir dari elektroda Zn ke elektroda Cu. Ion
dalam larutan CuSO4 menerima elektron dan ion tersebut berubah membentuk
endapan logam Cu. Jembatan garam yang digunakan dalam percobaan ini sebagai penghubung antara kedua larutan. Fungsi jembatan garam ini adalah penyetara kation dan anion dalam larutan. Hal ini dikarenakan terjadi kenaikan jumlah ion Zn+2 dalam larutan ZnSO4 sedangkan dalam larutan CuSO4 terjadi penurunan ion Cu+2, dalam keadaan normalnya, maka banyaknya kation dalam hal ini Zn+2 dan Cu+2 harus setara dengan anion SO4-2. Disinilah fungsi jembatan garam yang akan menyetarakan kedua larutan. Selanjutnya dilakukan percobaan dengan mengganti konsentrasi CuSO4 1,0 M menjadi 0,1 M; 0,01 M dan 0,001 M. Konsentrasi larutan CuSO4 sengaja dibuat semakin kecil yang tujuannya untuk mengetahui pengaruh konsentrasi Cu terhadap nilai E sel. Sedangkan larutan ZnSO4 tidak diganti. Berdasarkan hasil percobaan dapat dilihat bahwa nilai E sel menurun seiring dengan menurunya konsentrasi CuSO4 yaitu dari 969 mV untuk 1 M hingga 707 mV pada 0,001 M . Hal ini disebabkan secara teoritis sel konsentrasi (sel yang reaksi totalnya hanya berupa perubahan konsentrasi) reaksi keseluruhannya merupakan
perpindahan materi dari konsentrasi tinggi ke konsentrasi yang lebih rendah. Jadi penurunan konsentrasi CuSO4 yang dilakukan pada sel percobaan mengakibatkan perbedaan potensial yang semakin menurun.
BAB IV KESIMPULAN DAN SARAN
4.1
Kesimpulan
Pada sel elektrolisis salah satu elektroda mengalami penambahan massa
sedangkan elektroda lain mengalami penurunan massa.
Pada sel elektrolisis larutan berubah dari bening menjadi merah kecoklatan setelah dialiri listrik. Hal ini membuktikan bahwa sel elektrolisis merupakan sel yang memerlukan energi listrik agar reaksi kimia dapat berlangsung.
Pada percobaan GGL (Gaya Gerak Listrik), semakin kecil konsentrasi CuSO4.5H2O maka GGL yang diperoleh semakin kecil juga, begitu sebaliknya.
4.2
Saran
Logam yang digunakan pada percobaan elektrolisis dan penentuan GGL sebaiknya dibersihkan secara teliti
Pahami dengan benar perhitungan dalam pembuatan larutan
BAB V LAPORAN A. Elektrolisis untuk menentukan bilangan avogadro 1. Hitung berapa coulomb yang diperlukan untuk mengoksidasi X gram tembaga! Jawab : untuk x gram tembaga (Q) : Q
=I×t = 0,5 A × 600 sekon = 300 C
2. Hitung berapa coulomb yang diperlukan untuk mengoksidasi 1 mol tembaga (berat molekul tembaga 63,54) Jawab : Untuk 1 mol tembaga, Q = Q
=
= 63,54/0,02 x 300 = 953.100 C
3. Muatan satu ion Cu+ adalah 1,6 x 10-19 coulomb. Hitung jumlah ion Cu+ yang terbentuk dalam percobaan (jumlah atom Cu dalam satu mol tembaga sama dengan N0) Jawab : jumlah ion Cu+ yang terbentuk = Q/muatan = 300 C / 1,6x10-19 C/ion = 187,5 x 1019 ion. No = 953.100/1,6x10-19 = 5,95687 x 10 23 C
B. Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst 1. Tuliskan reaksi sel dan bentuk umum persamaan nerst untuk sel tersebut
Zn2+ + 2e
Jawab : Zn Cu2+ + 2e
Zn + Cu2+
Anoda
Cu
Katoda
Zn2+ + Cu
Persamaan Nernst : E sel = E0sel – RT/nF ln ([Zn2+] [Cu]) / ([Zn] [Cu2+])
2. Buat kurva Esel sebagai fungsi log log [Zn]/ [Cu2+]
log ([Zn2+]/[Cu2+]) vs Esel
1.2
Esel (volt)
1 0.8 0.6 0.4
y = -0.088x + 1.0615 R² = 0.9982
0.2 0 0
1 ([Zn2+]/[Cu2+]) 2 Log
3. Hitung gradien dan perpotongan kurva dengan sumbu Y! Jawab: Y = -0,088x + 1,0615 Jadi gradiennya - 0,088 4. Bandingkan hasil yang diperoleh E0sel literatur! Zn Cu2+ + 2e
Zn2+ + 2e Cu
E0sel = 0,76 V E0sel = 0,34 V
Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
E0sel = 1,1 V
E0sel literatur = 1,1 V (keadaan standar 1 M) E0sel percobaan = 0.969 V (keadaan standar 1 M)
3
5.
Pertanyaan 1. Apakah nama endapan merah/jingga yang terbentuk dalam percobaan elektrolisis? Jawab : Endapan merah yang terbentuk pada sel elektrolisis adalah Cu2O 2. Apakah yang mungkin menjadi sumber kesalahan dalam pengujian persamaan Nernst? Jawab : Sumber kesalahan pada pengujian persamaan Nernts adalah aktifitas,
konsentrasi, dan pengukuran GGL dengan alat ampermeter.
BAB IV.DAFTAR PUSTAKA
Daintitih. 1994. Kamus Lengkap Kimia. Jakarta: Erlangga. Johari, J.C.M dan Rachmawati, M. 2008. Kimia 3 Untuk SMA dan MA kelas 3. Jakarta: Esis Khinanjar,2013. Laporan praktikum redoks. http://khinanjar.blogspot.com /2013/09/laporan-praktikum-redoks-dan-sel.html. Diakses tanggal 01 oktober 2014 kirk, R. E. 1979. Kirk-Othmer encylopedia of chemical technology. Taiwan: jhon willey & sons Irma,2013. Elektrokimia. http://irmachemistry.blogspot.com/2013/05/ elektrokimia.html. Diakses tanggal 01 oktober 2014 Riwayati, I. 2010. Elektrolisis Amonia. Tesis. Universitas Teknologi Bandung Yelmida, A., dkk. 2013. Penuntun Praktikum Kimia Fisika. Pekanbaru: Universitas Riau
