Elektrokimia

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA

PERCOBAAN III

ELEKTROKIMIA

Oleh :

KELOMPOK 2

KELAS C

                  ARIEF PRATAMA AVISHA                           (1407122976)

                  MAGGIE DARLENE LAUTAMA                 (1407113363)

                  ROHAYA                                                            (1407123782)

PPROGRAM STUDI TEKNIK KIMIA S1

FAKULTAS TEKNIK

UNIVERSITAS RIAU

2015

BAB I

PENDAHULUAN

1.1       Tujuan Percobaan

            1. Menentukan bilangan Avogadro (N_o) secara elektrolisis

            2. Menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia

            3. Mencoba menguji persamaan Nernst

1.2       Landasan Teori

1.2.1    Elektrokimia

Reaksi elektrokimia dapat dibagi dalam dua kelas: yang menghasilkan arus listrik (proses yang terjadi dalam baterai) dan yang dihasilkan oleh arus listrik elektrolisis. Tipe pertama reaksi bersifat serta merta, dan energy bebas system kimianya berkurang; system itu dapat melakukan kerja, misalnya menjalankan motor. Tipe kedua harus dipaksa agar terjadi (oleh kerja yang dilakukan terhadap system kimia), dan energy bebas system kimia bertambah  Elektrokimia adalah didiplin ilmu kimia yang memperlajari tentang perubahan zat yang menghasilkan arus listrik atau perubahan kimia yang disebabkan oleh arus listrik. (Keenan, 1980).

Dalam sebuah sel, energi listrik di hasilkan dengan jalan pelepasan elektron pada suatu elektroda (oksidasi) dan penerima elektron pada elektroda lainnya (reduksi). Elektroda yang melepaskan elektron dinamakan anoda, sedangkan elektroda yang menerima elektron dinamakan katoda. Suatu sel elektrokimia, kedua sel setengah reaksi dipisahkan dengan maksud agar aliran listrik (elektron) yang ditimbulkan dapat digunakan. Salah satu faktor yang mencirikan sebuah sel elektrokimia adalah gaya gerak listrik (GGL) atau beda potensial listrik antara anoda dan katoda (Oxtoby, 1999).

      Elektron mengalir dari anoda seng ke katoda tembaga. Hal ini akan menimbulkan perbedaan potensial antara ke-2 elektroda. Perbedaan potensial akan mencapai maksimum ketika tidak ada arus yang mengalir. Perbedaan maksimum ini dinamakan GGL sel atau E sel. Nilai E sel tergantung pada berbagai faktor. Bila konsentrasi larutan seng dan tembaga 1,0 M dan suhu sistem 298K (25⁰C), E sel berada dalam keadaan standar dan diberi simbol E⁰sel (Underwood, 1991).

Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25^oC (298.15 K), pada keaktifan satu untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus nol pada tekanan 1 bar (105 Pa) (Oxtoby:1999).

1.      Sel Volta

Selvoltaadalahpenataanbahankimiadanpenghantarlistrik yang memberikanaliran electron lewatrangkaianluardarisuatuzatkimia yang teroksidasikezatkimia yang direduksi .Dalammenyetarakanreaksiredoks, kitadapatmemecahkanreaksiitumenjadiduabagianyaitusetengahreaksioksidasidansetengahreaksireduksi.Padareaksireduksi, zat-zat yang direaksikandicanpurdalamsatuwadahsehinggaterjadireaksi yang disertaipelepasandanpenyerapankalor.

a.      PotensialSel (E^oSel)

            Selain dengan menggunakan percobaan dan voltmeter, potensial sel (E^oSel) dapat juga ditentukan secara teoritis. Potensial sel (E^oSel) adalah penjumlahan dari potensial anoda dengan potensial katoda.

b.      PotensialElektroda

            Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan karena elektron-elektron mengalir dari elektroda negatif ke elektroda positif (Keenan, 1980).

2.      SelElektrokimia

            Sebuah sel elektrokimia yang beroperasi secara spontan disebut sel galvani (atau sel volta). Sel seperti ini mengubah energy kimia menjadi energy listrik yang dapat digunakan untuk melakukan kerja. Elektrolisis adalah peristiwa elektrolit dalam sel elektrolisis oleh arus listrik. Arus listrik berasal dari sumber arus baterai/aki yang menghasilkan arus searah. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, yaitu anion (ion negatif) ditarik oleh anoda dan jumlah elektronnya berkurang sehingga bilangan oksidasinya bertambah. Pada katoda terjadi reaksi reduksi, yaitu kation ditarik oleh katoda dan menerima tambahan elektron sehinggan bilangan oksidasinya berkurang (Oxtoby, 1999).

Hubungan listrik antara dua setengah – sel harus dilakukan dengan cara tertentu. Kedua electrode logam dan larutannya harus berhubungan, dengan demikian lingkar arus yang sinambung terbentuk dan merupakan jalan agar partikel bermuatan mengalir. Secara sederhana electrode saling dihubungkan dengan kawat logam yang memungkinkan aliran electron (Petrucci:1985).

      Sel terdiri dari dua setengah – sel yang elektrodanya dihubungkan dengan kawat dan larutannya dengan jembatan garam. (Ujung jembatan garam disumbat dengan bahan berpori yang memungkinkan ion bermigrasi, tetapi mencegah aliran cairan dalam jumlah besar). Potensiometer mengukur perbedaan potensial antara dua electrode yaitu sebesar 0.463 Volt (V) (Petrucci:1985).

Aliran listrik antara dua larutan harus berbentuk migrasi ion. Hal ini hanya dapat dilakukan melalui larutan lain yang "menjembatani" kedua setengah – sel dan tak dapat dengan kawat biasa: hubungan ini disebut jembatan garam (= salt bridge)
 Elektroda Zn akan mengalami reaksi oksidasi, sedangkan electrode Cu akan mengalami reduksi. Electron mengalir dari atom Zn ke kawat penghantar, dan dengan terbentuknya ion-ion Zn2+ ini memasuki larutan dan berdifusi menjauhi lembatan  (Petrucci:1985).

Ion negative berdifusi lewat jembatan garam menuju ke electrode Zn. Electron yang dilepaskan oleh atom Zn memasuki kawat penyambung dan menyebabkan electron-elektron pada ujung lain berkumpul pada permukaan electrode Cu. Electron-elektron ini bereaksi dengan ion Cu2+ untuk membentuk atom Cu yang melekat pada electrode (Keenan:1980).

Ion SO42- yang ditinggalkan oleh ion Cu2+ akan berdifusi menjauhi electrode Cu. Dari jembatn garam NaCl, ion Na+ akan berdifusi keluar menuju ke Cu. Jadi, sementara reaksi itu berjalan; terdapat gerakan keseluruhan dari ion negative menuju electrode Zn dan gerakan keseluruhan ion positif menuju electrode Cu. Jalan untuk aliran ion secara terarah lewat larutan ini dapat dibayangkan sebagai rangkaian dalam, dan jalan untuk aliran electron lewat kawat penghantar dibayangkan sebagai rangkaian luar (Keenan:1980).

1.2.2        Hukum Faraday

            Akibataliranaruslistrikserarahkedalamlarutanelektrolitakanterjadiperubahankimiadalamlarutantersebut. Menurut Michael Faraday (1834) lewatnyaarus 1F mengakibatkanoksidasi 1 massaekivalensuatuzatpadasuatuelektroda (anoda) danreduksi 1 massaekivalensuatuzatpadaelektroda yang lain (katoda).

1.      Hukum Faraday I

“Massa zat yang timbul pada elektroda karena elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan.”

2.      Hukum Faraday II

“ Jika 2 buah zat dielketrolisis dengan 2 buah arus yang sama dan dihubungkan seri maka perbandingan massa zat larutan I dengan massa zat larutan II sama dengan perbandingan massa ekivalennya.”

Diawal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas klimia yang berubah dielektroda saat elektrilisis. Iamerangkumhasilpengamatannyadalamdua hokum ditahun1833 :

a.       Jumlah zat yang dihasilkan dielektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel.

b.      Bila jumlah tertentu atas listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah dielektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat.

BAB II

METODOLOGI PERCOBAAN

2.1         Alat-alat yang digunakan

1.         PH meter atau potensiometer                       8.   Gelas Piala 1000 ml

2.         KertasSaring                                                9.   LabuUkur 100 ml

3.         Kabel, Penjepit                                            10. Termometer

4.         Kertasamplas                                               11. Sumberarus DC

5.         Amper meter                                               12. Stopwatch/jam tangan

6.         Hot Plate                                                     13. Pipetukur 10 ml

7.         Lembaransengdantembaga                          14. Penjepit

2.2         Bahan-bahan yang digunakan

1.         NaClpadat 10 gram                                     4. CuSO₄.5H₂O 1 M

2.         NaOHpadat 0,1 gram                                  5. ZnSO₄.7H₂O 1 M

3.         Aquadest                                                     6. KNO₃jenuh

2.3         ProsedurPercobaan

2.3.1  ElektrolisisuntukMenentukanBilangan Avogadro

1.    Larutan A disiapkan (larutan A terdiridari 10 gram NaCldan 0,1 gram NaOHdalam 100 ml air.

2.    Dua buah lempeng tembaga yang akan digunakan sebgai elektroda disiapkan dan dibersihkan dengan amplas.

3.    Salah satuelektrodadigunakansebagaianoda. Elektrodatersebutditimbangpadaneracaanalitik.

4.    Kedua elektroda tembaga dicelupkan kedalam 80 ml larutan A yang ditempatkan dalam gelas piala dan rangkaian disusun.

5.    Larutandalamgelaspialadipanaskansampaisuhu 80^oC dansuhudijagasupayakonstan.

6.    Saatsuhusudahkonstan 80^oC, aliranlistrikdihubungkandandialirkanmelaluilarutan A. Padawaktu yang samadimulaimencatatwaktudengan stopwatch. Aruslistrikharusdijagakonstanselamapercobaanyaitu 1,5 A (dapatdibacapadaampermeter). Aliraniniseringberubah-ubahselamapercobaan.

7.    Setelah 10 menit, aliranlistrikdimatikan, anodadibersihkandengan air kemudiandikeringkandengan tissue.

8.    Anodaditimbangsekalilagi

2.3.2  Mengukur GGL dan Menguji Persamaan Nernst

1.    Potongan lembaran tembaga dan seng disiapkan dan dibersihkan permukaan logam dengan kertas amplas.

2.    Larutan jenuh KNO₃ (10-20 ml) disiapkan. Sebagai jembatan garam, diambil selembar kertas saring, digulung dan direkatan dengan menggunakan selotip pada bagian tengahnya untuk mencegah gulungan membuka.

3.    Dua buah gelas piala 100 ml disiapkan, yang satu di isi dengan CuSO₄ 1 M (60 ml) dan yang lain dengan ZnSO₄ 1 M, dicelupkan elektroda-elektroda logam dan di hubungkan dengan kabel.

4.    Dicelupkan dengan kertas saring yang telah dibentuk jadi gulungan tadi ke dalam larutan jenuh KNO₃, dihilangkan kelebihan ammonium nitrat dengan  menggunakan kertas saring lain, kemudianditempatkan sedemikian rupa sehingga kedua ujung gulungan tercelup kedalam larutan yang berada pada kedua gelas piala.

5.    Nilai GGL diamati dengan menggunakan PH meter yang distel pada posisi mV. Dicatatpolaritaskeduaelektrodapadapengukurantersebut, jugasuhudicatat.

6.    Disiapkan 100 ml larutan ZnSO₄ 0,1 M dengan ZnSO₄1 M denganjalanpengenceran ZnSO₄ 1 M.

7.    Digantilarutan ZnSO4 1 M dengan ZnSO₄ 0,1 M, larutan CuSO4 jangandiganti.

8.    Kedua elektroda  di cuci dan dibersihkan kembali dengan kertas amplas. Jembatan garam diganti dengan yang baru dan di ukur kembali. Dicatatnilai GGL denganmenggunakan PH meter.

9.      langkah 7 diulangi, tapimenggunakanlarutan ZnSO₄yang lebihencer.

2.4            Pengamatan

2.4.1    Elektrolisis untuk menentukan bilangan Avogadro

No	Pengamatan	Keterangan
1.	10 gram NaCl + 0,1 gram NaOH	Larutan tidak berwarna dan keruh
2.	Elektroda dibersihkan dengan amplas	Untukmenghilangkanpengotor
3.	LempengTembaga di timbang	Salah satusebagaianoda
4.	Larutan dipanaskan 80Oc dan dijaga konstan	Agar tidakterjadipenguapan
5.	Arus listrik dihubungkan dan elektroda dicelupkan	Warnalarutanmenjadimerahkecoklatan

2.4.2    MengukurGGLseldanMengujiPersamaan Nernst

No	Pengamatan		Keterangan
1.	Elektrodadicelupkansesuaidenganlarutannya, dihubungkandenganjembatangaram		ZnSO4 sebagaianodadan CuSO4 katoda. Jembatangaramyaitukertassaring
2.	Tegangan diukur, dlakuakn dengan larutan yang konsentrasinya beda	Untuk mengetahui pengaruh konsentrasi terhadap beda potensial dengan satuan volt

2.5         AnatomiSel

2.5.1   AnatomiSelElektrolisis

2.5.2   AnantomiSelElektrokimia

BAB III

HASIL DAN PEMBAHASAN

3.1 Hasil

3.1.1  ElektrolisisUntukMenentukanBilangan Avogadro

a. Waktupercobaan                              : 300 s

            b. Beratawalanoda Cu I (anodatebal)   : 8,4 gram

            c. Beratawalanoda Cu II (anoda tipis)  : 1,14 gram

            d. Beratakhiranoda Cu I                       : 8,4 gram

            e. Beratakhiranoda Cu II                      : 1,07 gram

            f. Perubahanberatanoda                                   : 0,07 gram

            g. Aliranlistrik                                      : 1,5 ± 0,05 A

h. Pada saat pemanasan larutan hingga 80°C, terbentuk gelembung gas pada kedua elektroda Cu.

i. Larutan berubah warna dari tidak berwarna menjadi larutan merah bata.

j. Terbentuk endapan didasar larutan.

3.1.2   Mengukur GGL Sel dan Menguji Persamaan Nernst

Tabel 3.1 Nilai E° selanoda Zn/Zn⁺²dengankatoda Cu/Cu⁺²   

Larutanpadabagian Anoda Zn/Zn+2(M)	Larutanpadabagian Katoda  Cu/Cu+2(M)	Esel (volt)
1,0	1,0	1,087
1,0	0,1	1,052
1,0	0,01	0,856
1,0	0,001	0,565

3.2              Pembahasan

3.2.1        Elektrolisis untuk menentukan bilangan Avogadro

Percobaan ini menggunakan sel elektrolisis yang melibatkan arus listrik sehingga terjadi reaksi redoks pada sel ini. Percobaan ini menggunakan larutan NaCl dan Cu sebagai elektroda dengan salah satu dari elektroda tersebut digunakan sebagai anoda. Belum terlihat reaksi saat arus listrik dialirkan pada elektoda yang dicelup kedalam larutan hingga pada awal pemanasan dilakukan. Namun seiring naiknya suhu larutan hingga 80⁰C, mulai terbentuk gelembung - gelembung gas disekitar elektroda dan berlanjut hingga terbentuknya endapan pada dasar larutan. Secara teoritis hal ini dapat dijelaskan bahwa penyebab timbulnya gelembung - gelembung gas  pada elektroda dikarenakan terjadinya aliran elektron dari katoda  Cu/Cu⁺² menuju kelarutan 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)à Na­⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Katoda (Cu) : 2H₂O_(l)  + 2e^-à 2OH^- _(aq)    + H_2(g)

Anoda (Cu) : Cu_(s)à Cu­⁺²_(aq)  + 2e^-

2NaCl + 2H₂O_(l) + Cu_(s)à2Na­⁺_(aq) + 2Cl^-_(aq) + 2OH^- _(aq) + Cu­⁺²+ H_2(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 berwarna merah merupakan logam Cu yang teroksidasi. Sedangkan pemanasan dilakukan hanya untuk mempercepat terjadinya reaksi redoks.

3.2.2        Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst

Percobaan ini menggunakan larutan  ZnSO₄ 1 M dan larutan CuSO₄dengan konsentrasi 1M; 0,1M; 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.  Berdasarkan hasil percobaan dapat dilihat bahwa nilai E sel menurun seiring dengan menurunya konsentrasi CuSO₄ yaitu dari 1,087 V untuk 1 M hingga 0,565 V pada 0,001 M . Hal ini disebabkan secara teoritis sel konsentrasi (sel yang reaksi totalnya hanya berupa perubahan konsentrasi) reaksi keseluruhannya merupakanperpindahanmateridarikonsentrasi tingi ke konsentrasi yang lebih rendah. Jadi penurunan konsentrasi CuSO₄ yang dilakukan pada sel percobaan mengakibatkan perbedaan potensial yang semakin menurun. Ini juga membuktikan bahwa konsentrasi merupakan salah satu faktor yang mempengaruhi nilai E°sel.

BAB IV

PENUTUP

4.1.1        Kesimpulan

1. Padaselelektrolisissalahsatuelektroda (anoda) mengalamipenambahanmassasedangkanelektroda lain mengalamipenurunanmassa.

2.  Padaselelektrolisislarutanberubahdaribeningmenjadimerahkecoklatansetelahdialirilistrik. Hal inimembuktikanbahwaselelektrolisismerupakansel yang memerlukanenergilistrik agar reaksikimiadapatberlangsung.

3. Padapercobaan GGL (Gaya GerakListrik), semakinkecilkonsentrasi CuSO₄.5H₂O maka GGL yang diperolehsemakinkeciljuga, begitusebaliknya.

4.2    Saran

1.   Logam yang digunakan pada percobaan elektrolisis dan penentuan GGL sebaiknya dibersihkan secara teliti.

2. Pahami dengan benar perhitungan dalam pembuatan larutan.

3.   Teliti dalam membaca potensiometer.

DAFTAR PUSTAKA

Keenan, charles W. 1980. Ilmu Kimia untuk Universitas Jilid 1. Jakarta: Erlangga.

Oxtoby, D. W. 1999. Kimia Modern Edisi 4 Jilid 1.Jakarta: Erlangga.

Petrucci, Ralph H. 1985. Kimia Dasar prinsip dan Terapan Modern. Jakarta: Erlangga.

Underwood, K. 1991. Kimia untuk Universitas Edisi ke-6. Jakarta: Erlangga

LAMPIRAN

PERHITUNGAN

1.      Perubahanmassaanoda

Beratawal – beratakhir = perubahanmassaanoda

1,14 gram – 1,07 gram = 0,07 gram

2.      Pembuatanlarutan CuSO₄dengan Mr. CuSO₄.5H₂O

-          1 M            = X gram / Mr.CuSO₄.5H₂O x 1000ml / 100ml

= X gram / 249,5gmol x 10

            Maka X gram = 249,5 / 10 = 24,95 gram.

-          0,1 M         = X gram / Mr.CuSO₄.5H₂O x 1000ml / 100ml

= X gram / 249,5gmol x 10

MakaX gram = 24,95 / 10 = 2,495 gram.

-          0,01 M       = X gram / Mr.CuSO₄.5H₂O x 1000ml / 100ml

= X gram / 249,5gmol x 10

MakaX gram = 2,495 / 10 = 0,2495 gram.

-          0,001 M     = X gram / Mr.CuSO₄.5H₂O x 1000ml / 100ml

= X gram / 249,5gmol x 10

            MakaX gram = 0,2495 / 10 = 0,02495 gram.

3.      PembuatanlarutanZnSO₄denganMr = 287 gmol

-          1 M            = X gram / Mr.ZnSO₄.7H₂O x 1000ml / 100ml

= X gram / 287gmol x 10

Maka X gram = 287 / 10 = 28,7 gram.

LAMPIRAN

PERTANYAAN

1.        Apakah nama endapan merah/ jingga yang terbentuk dalam  percobaan elektrolisis ?

Jawab : Endapan merah yang terbentuk pada sel elektrolisis adalah CuO

2.        Apakah yang mungkin menjadi sumber kesalahan dalam  pengujian persamaan Nernst ?

Jawab :

a.       Konsentrasi

b.      Kebersihan Lempeng

c.       Pembacaan skala GGL pada potensiometer