Download - Laporan Resmi Potensial Sel Kelompok XA
LABORATORIUM
KIMIA FISIKA
Percobaan : POTENSIAL SEL Kelompok : X A Nama :
1. Davi Khoirun Najib NRP. 2313 030 009 2. Zandhika Alfi Pratama NRP. 2313 030 035 3. Rizuana Nadifatul Mukhoyada NRP. 2313 030 043 4. Thea Prastiwi Soedarmodjo NRP. 2313 030 095
Tanggal Percobaan : 18 Desember 2013
Tanggal Penyerahan : 23 Desember 2013
Dosen Pembimbing : Nurlaili Humaidah, ST., MT.
PROGRAM STUDI D3 TEKNIK KIMIA
FAKULTAS TEKNOLOGI INDUSTRI
INSTITUT TEKNOLOGI SEPULUH NOPEMBER
SURABAYA
2013
i
ABSTRAK
Percobaan potensial sel ini adalah untuk mengetahui dan mengukur besar potensial sel pada
sel elektrokimia. Metode percobaan potensial sel yang pertama adalah mempersiapkan alat dan bahan yang
akan digunakan, dilanjutkan dengan membuat larutan ZnSO4 dan larutan CuSO4 dengan konsentrasi
0,20N; 0,22 N; 0,24 N; 0,28 N; 0,30 N; 0,32 N; 0,34 N; 0,36 N; dan 0,38 N dengan cara menghitung berat CuSO4 dan ZnSO4 sesuai variabel yang telah ditentukan. Setelah itu menimbang padatan CuSO4
dan ZnSO4. Kemudian melarutkan padan CuSO4 dan ZnSO4 dengan aquades ke dalam labu ukur 500
ml. Lalu mengencerkan larutan CuSO4 dan ZnSO4 sesuai dengan variabel konsentrasi yang telah
ditentukan. Mengisi beaker glass yang berisi lempengan logam tembaga dengan larutan CuSO4 dengan konsentrasi pertama 0,38 N. Mengisi beaker glass lain yang berisi lempengan logam sampel
dengan larutan garam sejenis ZnSO4 dengan konsentrasi 0,38 N. Selanjutnya menghubungkan kedua
beaker glass dengan jembatan garam. Menghubungkan kutub negatif voltmeter pada elektroda tembaga dan kutub positif pada elektroda sampel. Mengamati voltase yang terjadi hingga keadaan
konstan dan mencatatnya. Mengulangi percobaan sebanyak 2x dengan konsentrasi larutan yang
berikutnya hingga selesai. Dari percobaan potensial ini didapatkan hasil harga potensial sel dari masing-masing
konsentrasi larutan. Pada konsentrasi 0,20 N didapatkan volt rata-rata 82,6667 V. Untuk konsentrasi
0,22 N didapatkan volt rata-rata 125,3667 V. Pada konsentrasi 0,24 N didapatkan volt rata-rata
50,6333 V. Pada konsentrasi 0,26 N didapatkan volt rata-rata 16,0667 V. Pada konsentrasi 0,28 N didapatkan volt rata-rata 11,3 V. Pada konsentrasi 0,30 N didapatkan volt rata-rata 16,6 V. Pada
konsentrasi 0,32 N didapatkan volt rata-rata 25 V. Pada konsentrasi 0,34 N didapatkan volt rata-rata
50,0333 V. Pada konsentrasi 0,36 N didapatkan volt rata-rata 83,4 V. Pada konsentrasi 0,38 N didapatkan volt rata-rata 68,2333 V.
Kata kunci: potensial sel, sel elektrokimia, jembatan garam, voltmeter, beda potensial
ii
DAFTAR ISI
ABSTRAK ..................................................................................................................... i
DAFTAR ISI .................................................................................................................. ii
DAFTAR GAMBAR ...................................................................................................... iii
DAFTAR TABEL .......................................................................................................... iv
BAB I PENDAHULUAN
I.1 Latar Belakang ................................................................................................... I-1
I.2 Perumusan Masalah ........................................................................................... I-2
I.3 Tujuan Percobaan ............................................................................................... I-2
BAB II TINJAUAN PUSTAKA
II.1 Dasar Teori ........................................................................................................ II-1
BAB III METODOLOGI PERCOBAAN
III.1 Variabel Percobaan........................................................................................... III-1
III.2 Bahan yang Digunakan ..................................................................................... III-1
III.3 Alat yang Digunakan ........................................................................................ III-1
III.4 Prosedur Percobaan .......................................................................................... III-1
III.5 Diagram Alir Percobaan ................................................................................... III-3
III.6 Gambar Alat Percobaan .................................................................................... III-5
BAB IV HASIL PERCOBAAN DAN PERHITUNGAN
IV.1 Hasil Percobaan ............................................................................................... IV-1
IV.2 Hasil Perhitungan ............................................................................................. IV-1
IV.3 Pembahasan ..................................................................................................... IV-2
BAB V KESIMPULAN .................................................................................................. V-1
DAFTAR PUSTAKA .................................................................................................... v
DAFTAR NOTASI ......................................................................................................... vi
APPENDIKS .................................................................................................................. vii
LAMPIRAN :
Laporan Sementara
Fotokopi Literatur
Lembar Revisi
iii
DAFTAR GAMBAR
Gambar II.1 Susunan Sel Volta ..................................................................................... II-1
Gambar III.6 Gambar Alat Percobaan ........................................................................... III-5
iv
DAFTAR TABEL
Tabel IV.1.1 Hasil Percobaan Rata-rata Voltase Larutan ZnSO4 dan CuSO4 ................... IV-1
I-1
BAB I
PENDAHULUAN
I.1 Latar Belakang
Kimia Fisika merupakan salah satu mata kuliah yang dipelajari pada jurusan D3 teknik
kimia. Mata kuliah ini juga ditunjang dengan praktikum yang bertujuan untuk memudahkan
mahasiswa dalam memahami materi kimia fisika dan memadukan antara teori dan praktikum.
Disamping itu, mahasiswa D3 juga dituntut untuk lebih banyak praktikum yang sebagian
besar prospek kedepan adalah bekerja.
Praktikum potensial sel ini dilakukan untuk mengetahui bagaimana proses yang terjadi
pada sel volta baik proses dalam anoda maupun katoda. Selain untuk mengetahui harga sel
volta, praktikum ini juga dapat diaplikasikan dalam kehidupan sehari-hari. Diantaranya Sel
Bahan Bakar (Fuel Cell), aki mobil, baterai alkalin, dan proteksi besi oleh Zn terhadap korosi.
Sel volta atau sel galvani adalah suatu elektrokimia yang melibatkan reaksi redoks dan
menghasilkan arus listrik. Sel volta terdiri atas elektroda, tempat berlangsungnya reaksi
oksidasi disebut anoda (elektroda negatif), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut
katoda (elektroda positif). Rangkaian sel volta terdiri atas electrode Fe (Logam Fe) yang
dicelupkan ke dalam larutan Fe2(SO4)3 dan elektroda Cu (Logam Cu) yang dicelupkan ke
dalam larutan CuSO4. Kedua larutan tersebut dihubungkan dengan jembatan garam yang
berbentuk huruf U.
I.2 Rumusan Masalah
Rumusan masalah dari praktikum ini adalah sebagai berikut.
1. Bagaimana cara mengukur potensial sel pada sel elektrokimia?
I.3 Tujuan Percobaan
Tujuan dari percobaan berdasarkan rumusan masalah di atas adalah sebagai berikut.
1. Untuk mengukur potensial sel pada sel elektrokimia.
II-1
BAB II
TINJAUAN PUSTAKA
II.1 Dasar Teori
II.1.1 Pengertian Sel Volta
Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat
menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. Reaksi redoks
spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani
dan Alessandro Guiseppe Volta (Wikipedia, 2013).
Gambar II.1 Susunan Sel Volta
Notasi sel : Cu2+
/ Cu // Zn/ Zn2+
Logam Cu mempunyai potensial reduksi yang lebih positif dibanding logam Zn , sehingga
logam Zn bertindak sebagai anoda dan logam Cu bertindak sebagai katoda (Ahmad, 2013).
Proses pembentukan energi listrik dari reaksi redoks dalam sel volta. Logam Zn akan
teroksidasi membentuk ion Zn2+
dan melepaskan 2 elektron. Kedua elektron ini akan mengalir
melewati voltmeter menuju elektrode Cu. Kelebihan elektron pada elektrode Cu akan diterima
oleh ion Cu2+
yang disediakan oleh larutan Cu(NO3)2 sehingga terjadi reduksi ion Cu2+
menjadi Cu(s). Ketika reaksi berlangsung, dalam larutan Zn(NO3)2 akan kelebihan ion Zn2+
(hasil oksidasi). Demikian juga dalam larutan CuSO4 akan kelebihan ion NO3– sebab ion
pasangannya (Cu2+
) berubah menjadi logam Cu yang terendapkan pada elektrode Cu.
Kelebihan ion Zn2+
akan dinetralkan oleh ion NO3– dari jembatan garam, demikian juga
kelebihan ion NOZ3– akan dinetralkan oleh ion Na
+ dari jembatan garam. Jadi, jembatan
garam berfungsi menetralkan kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks.
Dengan demikian, tanpa jembatan garam reaksi berlangsung hanya sesaat sebab
kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks tidak ada yang menetralkan dan akhirnya reaksi berhenti
seketika. Dalam sel elektrokimia, tempat terjadinya reaksi oksidasi (elektrode Zn) dinamakan
II-2
BAB II TINJAUAN PUSTAKA
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
anode, sedangkan tempat terjadinya reaksi reduksi (elektrode Cu) dinamakan katode.
Alessandro Volta melakukan eksperimen dan berhasil menyusun deret keaktifan logam atau
deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta.
Semakin ke kiri suatu unsur dalam deret Volta, sifat reduktornya semakin kuat.
Artinya, suatu unsur akan mampu mereduksi ion-ion unsur di sebelah kanannya, tetapi tidak
mampu mereduksi ion-ion dari unsur di sebelah kirinya. Logam Na, Mg, dan Al terletak di
sebelah kiri H sehingga logam tersebut dapat mereduksi ion H+ untuk menghasilkan gas H2,
sedangkan logam Cu dan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga tidak dapat mereduksi ion
H+(tidak bereaksi dengan asam). Deret Volta juga dapat menjelaskan reaksi logam dengan
logam lain. Misalnya, logam Zn dimasukkan ke dalam larutan CuSO4. Reaksi yang terjadi
adalah Zn mereduksi Cu2+
(berasal dari CuSO4) dan menghasilkan endapan logam Cu karena
Zn terletak di sebelah kiri Cu.
II.1.2 Elektrokimia dan Elektrolisis
Elektrokimia adalah kajian reaksi redoks yang dilaksanakan sedemikian sehingga di
dalam sistem itu dapat ditentukan potensial listrik yang dapat diukur. Di dalamsebuah sel
volta sebuah reaksi redoks spontan membangkitkan arus listrik yang mengalir lewat rangkaian
luar. Semua sel elektrokimia harus mempunyai rangkaian dalam, ion dapat mengalir dalam
bentuk ionnya berdifusi. Beberapa tipe sel tertentu menggunakan jembatan garam unuk
maksud tertentu. Dalam masing-masing sel oksidasi berlangsung pada anoda dan reduksi
berlangsung pada katoda.
Elektrolisis adalah suatu proses dimana reaksi kimia terjadi pada elektroda yang
tercelup dalam elektrolit. Ketika tegangan diberikan terhadap elektroda itu. Elektroda yang
bermuatan positif disebut anoda dan elektroda yang bermuatan negatif disebut katoda.
Elektroda seperti platina yang hanya mentransfer electron dari larutan disebut electron inert.
Li ⎯⎯K⎯⎯Ba⎯⎯Ca⎯⎯Na⎯⎯Mg⎯⎯Al⎯⎯Nu⎯⎯Zn⎯⎯Cr ⎯⎯
Fe⎯⎯Cd⎯⎯Co⎯⎯Ni⎯⎯Sn⎯⎯(H)⎯⎯Cu⎯⎯Ag⎯⎯Hg⎯⎯Pt⎯⎯Au
Zn(s)+CuSO4(aq)→ZnSO4(aq)+Cu(s)
atau
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
II-3
BAB II TINJAUAN PUSTAKA
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
Elektroda reaktif adalah elektroda yang secara kimia memasuki reaksi elektroda selama
elektrolisis, terjadilah reduksi pada katoda dan oksidsi padaanoda. Gambaran umum tipe
reaksi elektroda dapat diringkas sebagai berikut:
a. Arus listrik yang membawa ion akan diubah pada elektroda
b. Ion negatif yang sulit dibebaskan pada katoda menyebabkan pengurangan H2O dan
pembentukan H2 dan OH- dan absorpsi electron.
c. Ion negatif yang sulit dibebaskan pada anoda menyebabkan pengurangan H2O dan electron.
Sel galvani menghasilkan arus listrik bila reaksi berlangsung spontan. Sel elektrolit
menggunakan elektrolit untuk menghasilkan perubahan kimia. Proses elektrolisis meliputi
pendorongan arus listrik melalui sel untuk menghasilkan perubahan kimia dimana potensi
potensial sel adalah negatif .
Elektrolisis adalah peristiwa penguraian suatu elektrolit oleh suatu arus listrik. Jika
dalam sel volta energi kimia diubah menjadi energi listrik, maka dalam sel elektrolisis yang
terjadi adalah sebaliknya, yaitu energi listrik diubah menjadi energi kimia. Dengan
mengalirkan arus listrik ke dalam suatu larutan atau leburan elektrolit, akan diperoleh reaksi
redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis. Faktor yang menentukan reaksi kimia elektrolisis
antara lain konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda ada yang bersifat inert (tak aktif)
dan elektoda tak inert. Hasil elektrolisis dapat disimpulkan ; reaksi pada katoda (katoda tidak
berperan) ada K+, Ca
2+, Na
+, H
+. Dari asam dan logam lain (Cu
2+), reaksi pada anoda, untuk
anoda inert ada OH-, Cl
-, Br
-, dan I
- dan sisa asam lainnya serta anoda tidak inert (bukan Pt
dan C).
Dalam elektrolisis, sumber aliran listrik digunakan untuk mendesak electron agar
mengalir dalam arah yang berlawanan denga aliran spontan. Hubungan antara jumlah energi
listrik yang dikonsumsi dan perubahan kimia yang dihasilkan dalam elektrolisis merupakan
salah satu persoalan penting yang dicarikan jawabannya oleh Michael Faraday (1791-1867).
Hukum faraday pertama tentang tentang elektrolisis menyatakan bahwa “jumlah perubahan
kimia yang dihasilkan sebanding dengan besarnya muatan listrik yang melewati suatu
elektrolisis”. Hukum kedua tentang elektrolisis menyatakan bahwa : “Sejumlah tertentu arus
listrik menghasilkan jumlah ekivalen yang sama dari benda apa saja dalam suatu
elektrolisis”.
Untuk menginduksi arus agar mengalir melewati sel elektrokimia, dan menghasilkan
reaksi sel non-spontan, selisih potensial yang diberikan harus melebihi potensial arus-nol
II-4
BAB II TINJAUAN PUSTAKA
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
sekurang-kurangnya sebesar potensial lebih sel, yaitu jumlah potensial ubin pada kedua
elektroda dan penurunan ohm(I x R) yang disebabkan oleh arus yang melewati elektrolit.
Potensial tambahan yang diperlukan untuk mencapai laju reaksi yang dapat terdeteksi,
mungkin harus besar, jika rapatan arus pertukaran pada elektrodanya kecil. Dengan alas an
yang sama, sel galvanu menghasilkan potensial lebih kecil ketimbang pada kondisi arus nol.
Elektrokimia adalah salah satu dari cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang
perubahan bentuk energi listrik menjadi energi kimia dan sebaliknya. Proses
elektrokimia melibatkan reaksi redoks. Proses transfer elektron akan menghasilkan sejumlah
energi listrik. Aplikasi elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel, yaitu sel
volta dan sel elektrolisis. Ada dua metode untuk menyetarakan persamaan redoks. Salah satu
metode disebut metode perubahan bilangan oksidasi (PBO), yang berdasarkan pada
perubahan bilangan oksidasi yang terjadi selama reaksi. Metode lain, disebut metode setengah
reaksi (metode ion-elektron). Metode ini melibatkan dua buah reaksi paruh, yang kemudian
digabungkan menjadi reaksi redoks keseluruhan (Anonim, 2009).
Sel elektrokimia dibagi menjadi dua yaitu:
1. Sel kimia
a. Tidak dengan pemindahan
b. Dengan pemindahan
2. Sel konsentrasi
a. Tidak dengan pemindahan
b. Dengan pemindahan
(Lando, 1965)
Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi
redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang
dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan
sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang
diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air (H2O), dapat diuraikan
dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi
unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel
2 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g
II-5
BAB II TINJAUAN PUSTAKA
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis komponen voltmeter diganti
dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis,
ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun
lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan
elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Ada dua tipe elektrolisis,
yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan,
kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda (Esdi, 2011).
II.1.3 Reaksi Oksidasi – Reduksi
Reaksi oksidasi dan reduksi sering diistilahkan dengan “reaksi redoks”, hal ini
dikarenakan kedua peristiwa tersebut berlangsung secara simultan. Oksidasi merupakan
perubahan dari sebuah atom atau kelompok atom (gugus) melepaskan elektron, bersamaan itu
pula atom atau kelompok atom akan mengalami kenaikan bilangan oksidasi. Demikian pula
sebaliknya reduksi adalah perubahan dari sebuah atom atau kelompok atom menerima atau
menangkap elektron (Anonim, 2013).
II.1.4 Potensial Sel
Potensial sel adalah gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit
eksternal. Potensial sel dihasilkan dari sel Galvani. Potensial sel tergantung pada suhu,
konsentrasi ion dan tekanan parsial gas dalam sel. Dihitung dengan menggunakan potensial-
potensial standar zat-zat yang mengalami redoks .
Oleh karena potensial oksidasi merupakan kebalikan dari potensial reduksinya maka
data potensial elektrode suatu logam tidak perlu diketahui dua-duanya, melainkan salah satu
saja. Misalnya, data potensial reduksi atau data potensial oksidasi. Menurut perjanjian
IUPAC, potensial elektrode yang dijadikan sebagai standar adalah potensial reduksi. Dengan
demikian, semua data potensial elektrode standar dinyatakan dalam bentuk potensial reduksi
standar. Potensial reduksi standar adalah potensial reduksi yang diukur pada keadaan standar,
yaitu konsentrasi larutan M (sistem larutan) atau tekanan atm (sel yang melibatkan gas) dan
suhu o . Untuk mengukur potensial reduksi standar tidak mungkin hanya setengah sel (sel
tunggal) sebab tidak terjadi reaksi redoks. Oleh sebab itu, perlu dihubungkan dengan setengah
sel oksidasi. Nilai GGL sel yang terukur dengan voltmeter merupakan selisih kedua potensial
sel yang dihubungkan (bukan nilai mutlak).
Oleh karena nilai GGL sel bukan nilai mutlak maka nilai potensial salah satu sel tidak
diketahui secara pasti. Jika salah satu elektrode dibuat tetap dan elektrode yang lain diubah-
II-6
BAB II TINJAUAN PUSTAKA
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
ubah, potensial sel yang dihasilkan akan berbeda. Jadi, potensial sel suatu elektrode tidak
akan diketahui secara pasti, yang dapat ditentukan hanya nilai relatif potensial sel suatu
elektrode. Oleh karena itu, untuk menentukan potensial reduksi standar diperlukan potensial
elektrode rujukan sebagai acuan. Dalam hal ini, IUPAC telah menetapkan elektrode standar
sebagai rujukan adalah elektrode hidrogen
Elektrode hidrogen pada keadaan standar, E°, ditetapkan pada konsentrasi H+ 1 M
dengan tekanan gas H2 1 atm pada 25°C. Nilai potensial elektrode standar ini ditetapkan sama
dengan nol volt atau Eo H+→ H2 = 0,00 V. Potensial elektrode standar yang lain diukur dengan
cara dirangkaikan dengan potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar, kemudian GGL
selnya diukur. Oleh karena potensial elektrode hidrogen pada keadaan standar ditetapkan
sama dengan nol, potensial yang terukur oleh voltmeter dinyatakan sebagai potensial sel
pasangannya.
E0oks = potensial standar zat yang mengalami oksidasi
E0red = potensial standar zat yang mengalami reduksi.
(Anonim, 2013)
II.1.5 Jembatan Garam
Jembatan garam biasanya berupa tabung berbentuk ”U” yang diisi dengan agar-agar
yang dijenuhkan dengan KCl atau diisi dengan larutan NaCl. Jembatan garam berfungsi untuk
menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan. Karena konsentrasi larutan elektrolit pada
jembatan garam lebih tinggi daripada konsentrasi elektrolit di kedua bagian elektroda, maka
ion negatif dari jembatan garam masuk ke salah satu setengah sel yang kelebihan muatan
positif dan ion positif dari jembatan garam berdifusi ke bagian lain yang kelebihan muatan
negatif.
Dengan adanya jembatan garam terjadi aliran elektron yang melalui kawat pada
rangkaian luar dan aliran ion-ion melalui larutan sebagai akibat dari reaksi redoks yang
spontan yang terjadi pada kedua elektroda. Jika kedua elektrolit pada sel dipisahkan sama
sekali tanpa adanya jembatan garam, maka dapat dilihat bahwa aliran electron akan segera
berhenti. Hal ini terjadi karena pada kedua elektroda terjadi ketidaknetralan listrik, di satu
bagian kelebihan muatan positif dan di bagian lain kelebihan muatan negatif (Anonim, 2013).
II.1.6 Macam-macam Elektroda
E0 sel = E0 red – E0oks
II-7
BAB II TINJAUAN PUSTAKA
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
Elektroda dalam sel elektrokimia dapat disebut sebagai anode atau katoda, kata-kata
yang juga diciptakan oleh Faraday. Anode ini didefinisikan sebagai elektroda di mana
elektron datang dari sel elektrokimia dan oksidasi terjadi, dan katoda didefinisikan sebagai
elektroda di mana elektron memasuki sel elektrokimia dan reduksi terjadi. Setiap elektroda
dapat menjadi sebuah anode atau katoda tergantung dari tegangan listrik yang diberikan ke sel
elektrokimia tersebut. Elektroda bipolar adalah elektroda yang berfungsi sebagai anode dari
sebuah sel elektrokimia dan katoda bagi sel elektrokimia lainnya (Wikipedia, 2013).
Elektroda dibagi menjadi:
a. Logam-ion logam
Elektroda ini terdiri atas logam yang setimbang dengan ion logamnya, seperti Zn, Cu,
Cd, Na dan sebagainya.
b. Amalgama
Hampir sama dengan elektroda logam-ion logam tetapi dipakai amalgama. Sifatnya
lebih aktif dan aktivitas logamnya lebih rendah sebab diencerkan Hg. Contohnya
elektroda Pb(Hg) dalam larutan Pb2+
c. Non metal-non gas
Elektroda ini disusun dengan menempatkan zat yang bersangkutan dalam tabung,
kemudian di atasnya diberi larutan ion yang bersangkutan. Hubungan dengan air dapat
dilakukan dengan logam inert seperti Pt.
d. Gas
Elektroda gas terdiri atas gas yang dimasukkan bergelembung ke dalam larutan yang
berisi ion dan setimbang dengannya. Sebagai hubungan luar biasanya dipakai Pt dilapisi
Pt hitam.
e. Logam-garam tidak larut
Dalam hal ini termasuk:
1. Elektroda kalomel
2. Elektroda perak-perak klorida
3. Elektroda timbal-timbal sulfat
4. Elektroda perak-perak bromida
Elektroda ini setimbang dengan ion-ion sisa asam dari garam yang bersangkutan.
f. Logam-oksida tidak larut
Elektroda ini setimbang dengan ion OH- dalam larutan.
II-8
BAB II TINJAUAN PUSTAKA
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
g. Oksidasi-oksidasi
Elektroda ini terdiri atas logam Pt yang dimasukkan dalam larutan yang terbentuk
oksidasi dan reduksinya.
(Sukardjo,1989)
II.1.7 Potensial Elektrode dan GGL Sel
Dalam sel elektrokimia, untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar
dan menggerakkan ion-ion di dalam larutan menuju elektrode diperlukan suatu usaha. Usaha
atau kerja yang diperlukan ini dinamakan aya erak istrik, disingkat GGL.
Makna GGL Sel
Kerja yang diperlukan untuk menggerakkan muatan listrik (GGL) di dalam sel
bergantung pada perbedaan potensial di antara kedua elektrode. Beda potensial ini disebabkan
adanya perbedaan kereaktifan logam di antara kedua elektrode. Nilai GGL sel merupakan
gabungan dari potensial anode (potensial oksidasi) dan potensial katode (potensial reduksi).
Dalam bentuk persamaan ditulis sebagai berikut.
Potensial reduksi adalah ukuran kemampuan suatu oksidator (zat pengoksidasi = zat
tereduksi) untuk menangkap elektron dalam setengah reaksi reduksi. Potensial oksidasi
kebalikan dari potensial reduksi dalam reaksi sel elektrokimia yang sama.
Tinjaulah setengah reaksi sel pada elektrode Zn dalam larutan ZnSO4.
Reaksi setengah selnya sebagai berikut.
Zn(s) → Zn2+
(aq) + 2e–
Jika –EZn adalah potensial elektrode untuk setengah reaksi oksidasi,+EZn adalah
potensial untuk setengah sel reduksinya:
Potensial oksidasi:Zn(s)→Zn2+
(aq)+2e–EZn=–EZn V
Potensial reduksi: Zn2+
(aq) + 2e– →Zn(s) EZn = EZnV
Sel elektrokimia yang terdiri atas elektrode Zn dan Cu dengan reaksi setengah sel
masing-masing:
Cu2+
(aq) + 2e– → Cu(s) ECu = ECuV
Zn2+
(aq) + 2e– → Zn(s) EZn = EZnV
GGL (Esel) = potensial reduksi + potensial oksidasi
Potensial oksidasi = –Potensial reduksi
II-9
BAB II TINJAUAN PUSTAKA
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
Nilai GGL sel elektrokimia tersebut adalah :
Esel = ECu + (–EZn) = ECu – EZn
Dengan demikian, nilai GGL sel sama dengan perbedaan potensial kedua elektrode.
Oleh karena reaksi reduksi terjadi pada katode dan reaksi oksidasi terjadi pada anode maka
nilai GGL sel dapat dinyatakan sebagai perbedaan potensial berikut.
Nilai potensial elektrode tidak bergantung pada jumlah zat yang terlibat dalam reaksi.
Berapapun jumlah mol zat yang direaksikan, nilai potensial selnya tetap. Contoh:
Cu2+
(a ) + 2e– → Cu(s) ECu = ECu V
2Cu2+
(a ) + 4e– → 2Cu(s) ECu = ECu V
Esel = EReduksi – EOksidasi atau Esel = EKatode – EAnode
III-1
BAB III
METODOLOGI PERCOBAAN
III.1 Variabel Percobaan
– ZnSO4 : 0,20N; 0,22 N; 0,24 N; 0,28 N; 0,30 N; 0,32 N; 0,34 N; 0,36 N; 0,38 N
– CuSO4 : 0,20N; 0,22 N; 0,24 N; 0,28 N; 0,30 N; 0,32 N; 0,34 N; 0,36 N; 0,38 N
III.2 Alat yang digunakan
1. Beaker glass
2. Erlenmeyer
3. Pipet tetes
4. Labu ukur
5. Gelas ukur
6. Batang pengaduk
7. Corong
8. Kaca Arloji
9. Voltmeter
10. Selang
III.3 Bahan yang digunakan
1 Aquadest
2 Larutan CuSO4
3 Lempeng logam Cu
4 Larutan ZnSO4
5 Lempeng logam Zn
III-2
BAB III METODOLOGI PERCOBAAN
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
III.4 Prosedur Percobaan
1. Membuat larutan CuSO4 dan ZnSO4 dengan konsentrasi 0,38 N sebanyak 500 ml.
2. Membuat larutan CuSO4 dan ZnSO4 0,20N; 0,22 N; 0,24 N; 0,28 N; 0,30 N; 0,32 N;
0,34 N; dan 0,36 N dari pengenceran larutan CuSO4 dan ZnSO4 0,38 N.
3. Menuangkan larutan sebanyak 100 ml pada beaker glass untuk masing masing
larutan.
4. Kemudian, mengikat lempeng Cu dan Zn dengan benang. Dan meletakkan pada
beaker glass yang sudah berisi larutan.
5. Menempelkan kabel voltmeter pada lempeng Cu dan lempeng Zn. Kabel merah
(negatif) pada lempeng Cu dan kabel hitam (positif) pada lempeng Zn.
6. Kemudian membaca skala pada voltmeter pada saat konstan dan mencatatnya.
7. Mengulang percobaan pada masing-masing larutan sebanyak dua kali.
III-3
BAB III METODOLOGI PERCOBAAN
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
III.5 Diagram Alir Percobaan
Mulai
Membuat larutan CuSO4 dan ZnSO4 dengan konsentrasi 0,38 N sebanyak
500 ml.
Membuat larutan CuSO4 dan ZnSO4 0,20N; 0,22 N; 0,24 N; 0,28 N; 0,30
N; 0,32 N; 0,34 N; dan 0,36 N dari pengenceran larutan CuSO4 dan
ZnSO4 0,38 N.
Menuangkan larutan sebanyak 100 ml pada beaker glass untuk masing
masing larutan.
Kemudian, mengikat lempeng Cu dan Zn dengan benang. Dan
meletakkan pada beaker glass yang sudah berisi larutan.
Menempelkan kabel voltmeter pada lempeng Cu dan lempeng Zn. Kabel
merah (negatif) pada lempeng Cu dan kabel hitam (positif) pada lempeng
Zn.
Kemudian membaca skala pada voltmeter pada saat konstan dan
mencatatnya.
Mengulang percobaan pada masing-masing larutan sebanyak dua kali
Selesai
III-4
BAB III METODOLOGI PERCOBAAN
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
III.6 Gambar Alat Percobaan
Beaker glass Erlenmeyer
Labu ukur Gelas ukur
Corong Kaca arloji
Pipet tetes Spatula
III-5
BAB III METODOLOGI PERCOBAAN
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
Voltmeter Benang
IV-1
BAB IV
HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN
IV.1 Hasil Percobaan
Tabel IV.1.1 Hasil Percobaan Rata-rata Voltase Larutan ZnSO4 dan CuSO4
Konsentrasi
(N)
Voltase (Volt) Rata-rata
(Volt) I II III
0,20 89 73 86 82,6667
0,22 158 120,3 197,8 125,3667
0,24 35,4 58,7 57,8 50,6333
0,26 23,1 14,9 10,2 16,0667
0,28 8,4 11,4 14,1 11,3
0,30 16,7 16,7 16,4 16,6
0,32 21 31,8 22,2 25
0,34 64 32,4 53,7 50,0333
0,36 82,1 80,7 87,4 83,4
0,38 60 62,3 82,4 68,2333
IV.2 Pembahasan
Pada percobaan potensial sel ini, yang pertama kami lakukan adalah membuat larutan
yang telah ditentukan normalitasnya, yaitu membuat larutan CuSO4 0,38 N dan ZnSO4 0,38
N. Berdasarkan hasil perhitungan, didapatkan massa ZnSO4 0,38 N sebesar 15,295 gram dan
CuSO4 0,38 N sebesar 15,1525 gram yang masing-masing dilarutkan dalam 500 ml air.
Kemudian, untuk CuSO4 dan ZnSO4 0,20N; 0,22 N; 0,24 N; 0,28 N; 0,30 N; 0,32 N; 0,34 N;
dan 0,36 N menggunakan metode pengenceran. Volume pengenceran CuSO4 sama dengan
ZnSO4 karena konsentrasinya sama. Setelah itu dilanjutkan dengan pembuatan jembatan
garam, yaitu garam yang tidak encer atau dalam bentuk larutan dimasukkan ke dalam selang
yang telah tersedia.
Setelah membuat larutan CuSO4 dan ZnSO4 dan membuat jembatan garam, kemudian
kami memisahkan kedua larutan tersebut kedalam dua buah beaker gelas yang berbeda. Pada
larutan CuSO4 yang telah dimasukan ke dalam gelas beaker dimasuki logam Cu dan akan
dipasang kabel bermuatan positif (+) dan pada larutan ZnSO4 yang telah dimasukkan kedalam
gelas ukur dimasuki logam Zn dan dipasang kabel bermuatan negatif (-).
IV-2
BAB IV Hasil dan Pembahasan
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta sebagai berikut.
(anode) : Zn(s) Zn2+
(aq) + 2e
(katode) : Cu2+
(aq) + 2e Cu(s)
Reaksi sel : Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+
(aq) + Cu(s)
Kemudian kami mulai mengukur potensial sel dengan menggunakan Voltmeter yang
telah disediakan. Percobaan tersebut dilakukan sebanyak tiga kali untuk mendapatkan volt
rata-rata. Larutan CuSO4 dan ZnSO4 0,20 N didapatkan volt rata-rata 82,6667 V. Untuk
konsentrasi CuSO4 dan ZnSO4 0,22 N didapatkan volt rata-rata 125,3667 V. CuSO4 dan
ZnSO4 0,24 N didapatkan volt rata-rata 50,6333 V. CuSO4 dan ZnSO4 0,26 N didapatkan volt
rata-rata 16,0667 V. CuSO4 dan ZnSO4 0,28 N didapatkan volt rata-rata 11,3 V. CuSO4 dan
ZnSO4 0,30 N didapatkan volt rata-rata 16,6 V. CuSO4 dan ZnSO4 0,32 N didapatkan volt
rata-rata 25 V. CuSO4 dan ZnSO4 0,34 N didapatkan volt rata-rata 50,0333 V. CuSO4 dan
ZnSO4 0,36 N didapatkan volt rata-rata 83,4 V. CuSO4 dan ZnSO4 0,38 N didapatkan volt
rata-rata 68,2333 V.
Perhitungan harga potensial sel dari sel volta di atas adalah sebagai berikut.
(anode) : Zn(s) Zn2+
(aq) + 2e E = + 0,76 Volt
(katode) : Cu2+
(aq) + 2e Cu(s) E = + 0,34 Volt +
Reaksi sel : Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+
(aq) + Cu(s) E = + 1,10 Volt
Atau dapat ditulis dengan menggunakan rumus :
Cu bertindak sebagai katode, sedangkan Zn bertindak sebagai anode, berarti :
E sel = E reduksi - E oksidasi
E sel = (+ 0,34 V) – (- 0,76 V) = + 1,10 V
Dengan memperhatikan tanda potensial sel, dapat diketahui apakah suatu reaksi dapat
berlangsung pontan atau tidak dapat berlangsung. Jika hasil perhitungan potensial sel bertanda
positif, reaksi dapat berlangsung spontan. Adapun jika potensial sel bertanda negatif, maka
reaksi tidak dapat berlangsung.
E sel = E katode - E anode
E sel = E reduksi - E oksidasi
IV-3
BAB IV Hasil dan Pembahasan
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
FTI-ITS
Grafik IV.2.1 Hasil Percobaan Rata-rata Voltase Larutan ZnSO4 dan CuSO4
Grafik di atas menunjukkan bahwa hubungan konsentrasi dengan beda potensial yang
dihasilkan, yaitu tidak berbanding lurus. Hal tersebut tidak sesuai dengan kenaikan
konsentrasi, maka beda potensial yang dihasilkan juga akan mengalami kenaikan.
0
20
40
60
80
100
120
140
160
180
200
0.20 0.22 0.24 0.26 0.28 0.30 0.32 0.34 0.36 0.38
Volt
ase
(V
olt
)
Konsentrasi (N)
I
II
III
Rata-rata
V-1
BAB V
KESIMPULAN
Dari hasil percobaan distilasi uap tersebut dapat disimpulkan bahwa :
1. Dua elektoda atau dua logam yang digunakan dalam rangkaian sel volta, yaitu logam
seng (Zn) dan logam tembaga (Cu) ternyata dapat menghasilkan energi listrik, tetapi
jumlah energi listrik yang dihasilkan sangat kecil, dua elektroda atau dua logam yang
digunakan hanya menghasilkan beda potensial sebesar 1,10 V.
2. Reaksi yang berlangsung adalah reaksi spontan, ini sesuai dengan yang dikatakan
oleh Alexander Volta bahwa syarat untuk menghasilkan energi listrik adalah
reaksinya harus reaksi yang berlangsung spontan. Kespontanan reaksi dapat dilihat
dari nilai E selnya. Jika nilai E sel positif, reaksi berlangsung spontan. Sebaliknya,
nilai E sel negatif, berarti reaksi tidak spontan.
3. Hubungan konsentrasi dengan beda potensial yang dihasilkan, yaitu tidak berbanding
lurus.
4. Nilai energi listrik rata-rata maksimal bernilai 125,3667 volt pada 0,22 N dan nilai
energi listrik rata-rata minimum bernilai 11,3 volt pada 0,28 N.
v
DAFTAR PUSTAKA
Ahmad, Imam. 2013. http://www.imamahmadi.wordpress.com/sel-volta/
Anonim. 2009. http://belajar-sob.blogspot.com/2009/09/reaksi-redoks-dan-elektrokimia.html
Anonim. 2013. http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-kesehatan/reaksi-kimia-kimia-
kesehatan-materi_kimia/reaksi-oksidasi-dan-reduksi/
Anonim. 2013. http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/potensial-sel-
reaksi-sel-dan-penentuan-potensial-reduksi/
Anonim. 2013. http://www.ut.ac.id/html/suplemen/peki4310/sel_jembatan_garam.htm
Esdi. 2011. http://esdikimia.wordpress.com/2011/09/28/sel-elektrolisis/
Maron, Samuel H. dan Lando, Jerome B. 1965. Fundamentals Of Physical Chemistry.
Macmillan Publishing Co., Inc. : New York.
Sukardjo. 1989. Kimia Fisika. Bina Aksara : Jakarta.
Wikipedia. 2013. http://id.wikipedia.org/wiki/Sel_galvani
vi
DAFTAR NOTASI
Notasi Satuan Keterangan
Mr gram/mol Massa molekul relatif
m gram Massa
M mol/liter larutan Molaritas
n mol Mol
N gram ekuivalen/liter larutan Normalitas
V ml Volume
E V Volt
vii
APPENDIKS
Perhitungan berat ZnSO4
N = M x e
0,38 = M x 2
M = 0,19 M
M =
0,19 =
gr = 15,295 gram
Perhitungan berat CuSO4
N = M x e
0,38 = M x 2
M = 0,19 M
M =
0,19 =
gr = 15,1525 gram
Perhitungan konsentasi larutan ZnSO4
1. V1 . N1 = V2 . N2
V1 . 0,38 = 100 . 0,20
V1 =
V1 = 52,63 ml ZnSO4
2. V1 . N1 = V3. N3
V1 . 0,38 = 100 . 0,22
V1 =
V1 = 57,89 ml ZnSO4
3. V1 . N1 = V4 . N4
V1 . 0,38 = 150 . 0,24
V1 =
V1 = 63,157 ml ZnSO4
viii
4. V1 . N1 = V5 . N5
V1 . 0,38 = 100 . 0,26
V1 =
V1 = 68,42 ml ZnSO4
5. V1 . N1 = V6 . N6
V1 . 0,38 = 100 . 0,28
V1 =
V1 = 73,68 ml ZnSO4
6. V1 . N1 = V7 . N7
V1 . 0,38 = 100 . 0,30
V1 =
V1 = 78,94 ml ZnSO4
7. V1 . N1 = V8 . N8
V1 . 0,38 = 100 . 0,32
V1 =
V1 = 84,21 ml ZnSO4
8. V1 . N1 = V9 . N9
V1 . 0,38 = 100 . 0,34
V1 =
V1 = 89,47 ml ZnSO4
9. V1 . N1 = V9 . N9
V1 . 0,38 = 100 . 0,34
V1 =
V1 = 89,47 ml ZnSO4
Perhitungan konsentrasi larutan CuSO4
V1 . N1 = V2 . N2
V1 . 0,38 = 100 . 0,20
V1 =
V1 = 52,63 ml CuSO4
ix
V1 . N1 = V3. N3
V1 . 0,38 = 100 . 0,22
V1 =
V1 = 57,89 ml CuSO4
V1 . N1 = V4 . N4
V1 . 0,38 = 150 . 0,24
V1 =
V1 = 63,157 ml CuSO4
V1 . N1 = V5 . N5
V1 . 0,38 = 100 . 0,26
V1 =
V1 = 68,42 ml CuSO4
V1 . N1 = V6 . N6
V1 . 0,38 = 100 . 0,28
V1 =
V1 = 73,68 ml CuSO4
V1 . N1 = V7 . N7
V1 . 0,38 = 100 . 0,30
V1 =
V1 = 78,94 ml CuSO4
V1 . N1 = V8 . N8
V1 . 0,38 = 100 . 0,32
V1 =
V1 = 84,21 ml CuSO4
V1 . N1 = V9 . N9
V1 . 0,38 = 100 . 0,34
V1 =
V1 = 89,47 ml CuSO4
x
V1 . N1 = V9 . N9
V1 . 0,38 = 100 . 0,34
V1 =
V1 = 89,47 ml ZnSO4