BAB I PENDAHULUAN

1.1.Prinsip Percobaan Daya ionisasi larutan dari berbagai logam

1.2.Tujuan Percobaan Menyelidiki daya hantar berbagai larutan.

BAB II TINJAUAN PUSTAKA2.1. Teori Penunjang

Elektro kimia adalah bagian dari kimia yang mempelajari : a. Penggunaan arus listrik untuk perubahan-perubahan kimia. b. Pembangkitan arus oleh perubahan kimia. Selisih potensial antara logam dan larutan terjadi jika logam itu dicelupkan ke dalam air atau suatu larutan. Jika sebuah batang logam dicelupkan ke dalam air, maka logam yang terdiri dari ion-ion logam positif dan electron-elektron bebas akan melepaskan ion-ion logam itu karena penarikan molekul-molekul dipole air.dengan demikian logam akan bermuatan negative karena kelebihan electron, sedangkan larutan bermuatan positif.perbedaan muatan ini memberikan selisih potensial antara logam dengan larutan. Logam yang makin negative akan menarik kembali ion logam positif sehingga tercapai kesetimbangan. LOGAM ion-ion dalam logam (dalam larutan). Dalam kesetimbangan ini terdapat selisih potensial yang tetap antara logam dan larutan. Batang logam tersebu bersifat elektroda. Jika sebatang logam dimasukkan ke dalam larutan ion-ionnya, maka ion-ion dari larutan dapat melekat pada batang logam dan memberikan muatan listrik. Jumlah ion-ion yang melekat pada batang logam bergantung pada kepekatan larutan. Maka harus tercapai kesetimbangan anatar pemberian ion-ion oleh logam dan kembalinya ion-ion dari larutan ke batang logam. Logam yang reaktif (alkali dan alkali tanah), akan bermuatan negative terhadap larutan garamnya. Logam reaktif ini mempunyai kecenderungan yang besar untuk memberikan ion-ionnya ke dalam larutan. Logam yang inaktif akan bermuatan positif terhadap larutan garamnya. Deret potensial dari logam-logam adalah suatu deret dari logam-logam yang diatur menurut besarnya selisih potensial dengan larutan ion-ionnya yang kepekatannya tetap. Deret ini dimualai dari logam yang bermuatan negative terbesar dan diakhiri dengan logam yang bermuatan positif terbesar. Jadi diawali dengan logam alkali dan diakhiri dengan logam mulia. Urutan deret sebagai berikut :

K-NA-Ba-Sr-Ca-Mg-Al-Mn-Zn-Fe-Ni-Sn-Pb-H-Cu-Hg-Ag-Pt-Au. Logam-logam sebelah kanan H adalah mulia, yaitu tidak berkarat, tahan air dan asam encer. Logam-logam sebelah kiri H pada permulaan deret sangat tidak mulia, yaitu tidak tahan air dan asam encer serta mudah teroksidasi. Suatu logam disebut mulia dari logam lain jika logam yang pertama di dalam deret potensial letaknya di belakang logam yang kedua. Suatu logam akan diusir dari larutan garamnya oleh logam dengan potensial yang lebih negative. Jika kita melarutkan elektrolit (asam, basa dan garam) ke dalam air, kita akan mendapatkan ion-ion dalam larutan. Larutan yang demikian dapat menghantarkan arus listrik. Daya hantar suatu larutan elektrolit tergantung dari jumlah ion-ion dalam larutan tersebut. Asam dan basa lemah dalam larutan tidak terionisasi dengan sempurna. Derajat ionisasi dapat dipengaruhi oleh adanya ion-ion sejenis yang berasal dari zat lain. Pengaruh ion sejenis ini dapat kita jumpai pada kelarutan suatu garam yang sukar larut.

2.2. Teori tambahanElektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi

kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi dalam dua kelompok, yaitu sel galvanik dan sel elektrolisa. Sel elektrokimia, juga disebut sel volta atau sel galvani, adalah suatu alat dimana reaksi kimia terjadi dengan produksi suatu perbedaan potensial listrik antara dua elektroda. Jika kedua elektroda dihubungkan terhadap suatu sirkuit luar dihasilkan aliran arus, yang dapat mengakibatkan terjadinya kerja mekanik sehingga sel elektrokimia mengubah energi kimia ke dalam kerja. II.1.Reaksi Redoks Berikut akan dijelaskan bagaimana mengerjakan setengah-reaksi elektron untuk proses oksidasi dan reduksi, kemudian bagaimana menggabungkan setengah-reaksi tersebut

untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi redoks secara utuh. Ini merupakan pelajaran yang penting dalam kimia anorganik. Setengah-Reaksi Elektron Apakah setengah-reaksi elektron? Ketika magnesium mereduksi tembaga(II)oksida dalam suhu panas menjadi tembaga, persamaan ion untuk reaksi itu adalah:

Kita dapat membagi persamaan ion ini menjadi dua bagian, dengan melihat dari sisi magnesium dan dari sisi ion tembaga(II) secara terpisah. Dari sini terlihat jelas bahwa magnesium kehilangan dua elektron, dan ion tembaga(II) yang mendapat dua elektron tadi.

Kedua persamaan di atas disebut setengah-reaksi elektron atau setengah-persamaan atau setengah-persamaan ionik atau setengah-reaksi, banyak sebutan tetapi mempunyai arti hal yang sama. Setiap reaksi redoks terdiri dari dua setengah-reaksi. Pada salah satu reaksi terjadi kehilangan elektron (proses oksidasi), dan di reaksi lainnya terjadi penerimaan elektron (proses reduksi). Mengerjakan setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk membuat persamaan ion Pada contoh di atas, kita mendapat setengah-reaksi elektron dengan memulai dari persamaan ion kemudian mengeluarkan masing-masing setengah-reaksi dari persamaan tersebut. Itu merupakan proses yang tidak benar.

Pada kenyataannya, kita hampir selalu memulai dari setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk membuat persamaan ion.

Contoh 1: Reaksi antara klorin dan ion besi(II) Gas klorin mengoksidasi ion besi(II) menjadi ion besi(III). Pada proses ini, klorin direduksi menjadi ion klorida. Sebagai permulaan kita buat dahulu masing-masing setengah-reaksi. Untuk klorin, seperti kita ketahui klorin (sebagai molekul) berubah menjadi ion klorida dengan reaksi sebagai berikut:

Pertama, kita harus menyamakan jumlah atom di kedua sisi:

Penting untuk diingat, jumlah atom harus selalu disamakan dahulu sebelum melakukan proses selanjutnya. Jika terlupa, maka proses selanjutnya akan menjadi kacau dan sia-sia. Kemudian untuk menyempurnakan setengah-reaksi ini kita harus menambahkan sesuatu. Yang bisa ditambah untuk setengah-reaksi adalah: * Elektron

* Air

* Ion hidrogen (H+) (kecuali jika reaksi terjadi dalam suasana basa, jika demikian yang bisa ditambahkan adalah ion hidroksida (OH-)

Dalam kasus contoh di atas, hal yang salah pada persamaan reaksi yang kita telah buat adalah muatannya tidak sama. Pada sisi kiri persamaan tidak ada muatan, sedang pada sisi kanannya ada muatan negatif 2 (untuk selanjutnya disingkat dengan simbol : 2-). Hal itu dapat dengan mudah diperbaiki dengan menambah dua elektron pada sisi kiri persamaan reaksi. Akhirnya didapat bentuk akhir setengah-reaksi ini:

Proses yang sama juga berlaku untuk ion besi(II). Seperti telah diketatahui, ion besi(II) dioksidasi menjadi ion besi(III).

Jumlah atom dikedua sisi telah sama, tetapi muatannya berbeda. Pada sisi kanan, terdapat muatan 3+, dan pada sisi kiri hanya 2+. Untuk menyamakan muatan kita harus mengurangi muatan positif yang ada pada sisi kanan, yaitu dengan menambah elektron pada sisi tersebut:

Mengabungkan setengah reaksi untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi redoks Sekarang kita telah mendapatkan persamaan dibawah ini:

Terlihat jelas bahwa reaksi dari besi harus terjadi dua kali untuk setiap molekul klorin. Setelah itu, kedua setengah-reaksi dapat digabungkan.

Tapi jangan berhenti disitu! Kita harus memeriksa kembali bahwa semua dalam keadaan sama atau setara, baik jumlah atom dan muatannya. Sangat mudah sekali terjadi kesalahan kecil (tapi bisa menjadi fatal!) terutama jika yang dikerjakan adalah persamaan yang lebih rumit. Pada persamaan terakhir, terlihat bahwa tidak ada elektron yang diikutsertakan. Pada persamaan terakhir ini, di kedua sisi sebenarnya terdapat elektron dalam jumlah yang sama, jadi saling meniadakan, dapat dicoret, dan tidak perlu ditulis dalam persamaan akhir yang dihasilkan. Contoh 2: Reaksi antara hidrogen peroksida dan ion manganat(VII) Persamaan reaksi pada contoh 1 merupakan contoh yang sederhana dan cukup mudah. Tetapi teknik atau cara pengerjaannya berlaku juga untuk reaksi yang lebih rumit dan bahkan reaksi yang belum dikenal. Ion manganat(VII), MnO4-, mengoksidasi hidrogen peroksida, H2O2, menjadi gas oksigen. Reaksi seperti ini terjadi pada larutan kalium manganat(VII) dan larutan hidrogen peroksida dalam suasana asam dengan penambahan asam sulfat.

Selama reaksi berlangsung, ion manganat(VII) direduksi menjadi ion mangan(II). Kita akan mulai dari setengah-reaksi dari hidrogen peroksida.

Jumlah atom oksigen telah sama/ setara, tetapi bagaimana dengan hidrogen? Yang bisa ditambahkan pada persamaan ini hanyalah air, ion hidrogen dan elektron. Jika kita menambahkan air untuk menyamakan jumlah hidrogen, jumlah atom oksigen akan berubah, ini sama sekali salah.

Yang harus dilakukan adalah menambahkan dua ion hidrogen pada sisi kanan reaksi:

Selanjutnya, kita perlu menyamakan muatannya. Kita perlu menambah dua elektron pada sisi kanan untuk menjadikan jumlah muatan di kedua sisi 0.

Sekarang untuk setengah-reaksi manganat(VII): Ion manganat(VII) berubah menjadi ion mangan(II).

Jumlah ion mangan sudah setara, tetapi diperlukan 4 atom oksigen pada sisi kanan reaksi. Satu-satunya sumber oksigen yang boleh ditambahkan pada reaksi suasana asam ini adalah air.

Dari situ ternyata ada tambahan hidrogen, yang juga harus disetarakan. Untuk itu, kita perlu tambahan 8 ion hidrogen pada sisi kiri reaksi.

Setelah semua atom setara, selanjutnya kita harus menyetarakan muatannya. Pada tahapan reaksi diatas, total muatan disisi kiri adalah 7+ (1- dan 8+), tetapi pada sisi kanan hanya 2+. Jadi perlu ditambahkan 5 elektron pada sisi kiri untuk mengurangi muatan dari 7+ menjadi 2+.

Dapat disimpulkan, urutan pengerjaan setengah reaksi ini adalah:

Menyetarakan jumlah atom selain oksegen dan hidrogen. Menyetarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air (H2O).

Menyetarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen (H+). Menyetarakan muatan dengan menambah elektron.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk membuat persamaan reaksi Kedua setengah-reaksi yang sudah kita dapat adalah:

Supaya dapat digabungkan, jumlah elektron dikedua setengah-reaksi sama banyak. Untuk itu setengah-reaksi harus dikali dengan faktor yang sesuai sehingga menghasilkan jumlah elektron yang setara. Untuk reaksi ini, masing-masing setengah reaksi dikalikan sehingga jumlah elektron menjadi 10 elektron.

Tapi kali ini tahapan reaksi belum selesai. Dalam hasil persamaan reaksi, terdapat ion hidrogen pada kedua sisi reaksi.

Persamaan ini dapat disederhanakan dengan mengurangi 10 ion hidrogen dari kedua sisi sehingga menghasilkan bentuk akhir dari persamaan ion ini. Tapi jangan lupa untuk tetap memeriksa kesetaraan jumlah atom dan muatan!

Sering terjadi molekul air dan ion hidrogen muncul di kedua sisi persamaan reaksi, jadi harus selalu diperiksa dan kemudian disederhanakan. Contoh 3: Oksidasi etanol dengan kalium dikromat(VI) suasana asam Tehnik yang telah dijelaskan tadi dapat juga digunakan pada reaksi yang melibatkan zat organik. Larutan kalium dikromat(VI) yang diasamkan dengan asam sulfat encer dapat digunakan untuk mengoksidasi etanol, CH3CH2OH, menjadi asam etanoat, CH3COOH. Sebagai oksidator adalah ion dikromat(VI), Cr2O72-, yang kemudian tereduksi menjadi ion kromium (III), Cr3+. Pertama kita akan kerjakan setengah-reaksi etanol menjadi asam etanoat. - Tahapan reaksi seperti contoh sebelumnya, dimulai dengan menulis reaksi utama yang terjadi, yang diketahui dari soal.

- Setarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air pada sisi kiri:

- Tambahkan ion hidrogen pada sisi kanan untuk menyetarakan jumlah hidrogen:

- Selanjutnya, setarakan muatan dengan menambah 4 elektron pada sisi kanan sehingga menghasilkan total muatan nol pada tiap sisi:

Setengah reaksi untuk dikromat(VI) agak rumit dan jika tidak teliti dapat menjebak: - Buat persamaan reaksi utama:

- Setarakan jumlah kromium. Hal ini sering dilupakan, dan jika ini terjadi akan fatal, karena hasil reaksi selanjutnya akan salah. Jumlah muatan akan salah, faktor pengali yang digunakan juga akan salah. Sehingga keseluruhan persamaan reaksi akan salah.

- Kemudian setarakan oksigen dengan menambah molekul air:

- Setarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen:

- Selanjutnya setarakan muatannya. Tambah 6 elektron pada sisi kiri sehingga jumlah muatan menjadi 6+ pada tiap sisi.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi Sejauh ini setengah reaksi yang telah kita dapat adalah:

Untuk menyelesaikan persamaan ini kita harus mengubah jumlah elektron, dengan jumlah terkecil yang dapat habis dibagi 4 dan 6, yaitu 12. Jadi faktor pengali untuk persamaan ini adalah 3 dan 2.

Dapat dilihat ada molekul air dan ion hidrogen pada kedua sisi persamaan. Ini dapat disederhanakan menjadi bentuk akhir persamaan reaksi:

II.2. Sel Galvani Sel galvani adalah sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik yang disebabkan oleh terjadinya reaksi redoks yang spontan. Contoh sel galvani adalah sel Daniell yang gambarnya dapat dilihat pada gambar 1. Jika kedua elektrodanya dihubungkan dengan sirkuit luar, dihasilkan arus litrik yang dapat dibuktikan dengan meyimpangnya jarum galvanometer yang dipasang pada rangkaian luar dari sel tersebut.

Gambar 1. Sel Daniell

Sel Daniell sering pula dimodifikasi seperti yang terlihat pada gambar 2. Kedua setengah sel dihubungkan dengan jembatan garam.

\

Gambar 2. Sel Daniell dengan jembatan garam

Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi Zn2+ yang larut Zn2+(aq) + 2e-

Zn(s)

(reaksi oksidasi)

Hal ini dapat diketahui dari semakin berkurangnya massa Zn sebelum dan sesudah reaksi. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan. Cu2+(aq) + 2e-

Cu(s)

(reaksi reduksi)

Pada sel tersebut elektroda Zn bertindak sebagai anoda dan elektroda Cu sebagai katoda. Ketika sel Daniell dirangkai, terjadi arus elektron dari elektroda seng (Zn) ke elektroda tembaga (Cu) pada sirkuat luar. Oleh karena itu, logam seng bertindak sebagai kutub negatif dan logam tembaga sebagai kutub positif. Bersamaan dengan itu pada larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion SO42-yang ada). Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah : Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat digunakan untuk memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia. Macam-macam sel volta/ sel galvani 1. Sel Kering atau Sel Leclance

Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak, dll. Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) yang terlindungi oleh pasta karbon, MnO2 dan NH4Cl2

Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif.

Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO2 + NH4Cl + sedikit Air Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng

Zn(s) Zn2+ (aq) + 2e

Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu campuran hasil akan terbentuk. Salah satu reaksi yang paling penting adalah :

2MnO2(s) + 2NH4 + (aq) + 2e- Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O

Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan Zn2+ yang dihasilkan pada anoda dan membentuk ion

Zn(NH3)42+. 2. Sel Aki

Katoda: PbO2 Anoda : Pb Elektrolit: Larutan H2SO4 Reaksinya adalah :

PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2H2O (katoda) Pb (s) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2e- (anoda) PbO2(s) + Pb (s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O (total)

Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut.

Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi :

2PbSO4(s) + 2H2O PbO2(s) + Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) (total)

Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan.

3. Sel Bahan Bakar

Elektroda : Ni Elektrolit : Larutan KOH Bahan Bakar : H2 dan O2

4. Baterai Ni Cd

Disebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang muatannya dan yang umum dipakai pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt.

Katoda : NiO2 dengan sedikit air Anoda : Cd Reaksinya :

Cd(s) + 2OH- (aq) Cd(OH)2(s) + 2e2e- + NiO2(s) + 2H2O Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)

Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.

II.3. Hukum Faraday Akibat aliran arus listrik searah ke dalam larutan elektrolit akan terjadi perubahan kimia dalam larutan tersebut. Menurut Michael Faraday (1834) lewatnya arus 1 F

mengakibatkan oksidasi 1 massa ekivalen suatu zat pada suatu elektroda (anoda) dan reduksi 1 massa ekivalen suatu zat pada elektroda yang lain (katoda).

Hukum Faraday I: Massa zat yang timbul pada elektroda karena elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan. w~Q w ~ I.t w = e.I.t = gek.I.t F w = massa zat yang diendapkan (g). Q = jumlah arus listrik = muatan listrik (C) e = tetapan = (gek : F) I = kuat arus listrik (A). t = waktu (dt). gek = massa ekivalen zat (gek). = Ar.I.t n. F Ar = massa atom relatif. n = valensi ion. F = bilangan faraday = 96 500 C. Massa ekivalen = massa zat yang sebanding dengan 1 mol elektron = 6,02 x 1023 . 1 gek ~ 1 mol . Jika arus listrik 1 F dialirkan ke dalam larutan AgNO3 maka akan diendapkan 1 gram ekivalen Ag. Ag+ (aq) + Ag (s) 1 mol ~ 1 mol Ag ~ 1 gram ekivalen Ag Untuk mendapatkan 1 gram ekivalen Ag diperlukan 1 mol 1 gram ekivalen Ag = 1 mol = 1 mol Ag = 108 gram Ag

II.4. Sel Elektrolisis Elektrolisis berasal dari kata elektro (listrik) dan lisis (penguraian), yang berarti penguraian senyawa oleh arus listrik, dan alatnya disebut sel elektrolisis. Dengan kata lain, sel elektrolisis ini memerlukan energi listrik untuk memompa elektron, dan prosesnya kebalikan dari proses sel Galvani. Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Contohnya adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan electrode platina. Contoh lainnya adalah pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya melebihi potensial sel Daniell.

a. Notasi Sel dan Reaksi Sel Notasi sel memberikan informasi yang lengkap dari sel galvani. Informasi tersebut meliputi jenis elektroda, jenis elektrolit yang kontak dengan elektroda tersebut termasuk konsentrasi ion-ionnya, anoda dan katodanya serta pereaksi dan hasil reaksi setiap setengah-sel. Setengah sel anoda dituliskan terlebih dahulu, diikuti dengan setengah sel katoda. Satu garis vertikal menggambarkan batas fasa. Dua spesi yang ada dalam fasa yang sama dipisahkan dengan tanda koma. Garis vertikal rangkap dua digunakan untuk menyatakan adanya jembatan garam. Untuk larutan, konsentrasinya dinyatakan di dalam tanda kurung setelah penulisan rumus kimianya. Sebagai contoh: Zn(s)|Zn2+(1,00 m) || Cu2+(1,00 m) |Cu(s) Pt|Fe2+, Fe3+|| H+|H2|Pt Karena yang dituliskan terlebih dulu (elektroda sebelah kiri) dalam notasi tersebut adalah anoda, maka reaksi yang terjadi pada elektroda sebelah kiri adalah oksidasi dan elektroda yang ditulis berikutnya (elektroda kanan) adalah katoda maka reaksi yang terjadi pada elektroda kanan adalah reaksi reduksi.

Untuk sel dengan notasi : Zn(s)|Zn2+(1,00 m) ||Cu2+(1,00 m) |Cu(s) reaksinya adalah: Zn2+(aq) + 2eCu(s) Zn2+(aq) + Cu(s)

Zn(s)

(reaksi oksidasi) (reaksi reduksi)

Cu2+(aq) + 2eZn(s) + Cu2+(aq)

(reaksi keseluruhan)

b. EMF dan Pengukurannya

Sel seperti Sel Daniell, dapat dibuat reversibel dengan cara mengimbangi potensialnya dengan suatu potensial eksternal sehingga tidak ada aliran arus. Saat potensial listrik benar-benar berimbang, sel tersebut bereaksi reversibel dan potensialnya dirujuk sebagai elektrokimia force (EMF). Hal ini bisa dilakukan dengan menggunakan suatu potensiometer. Pengukuran emf Emf dari suatu sel dapat diukur dengan menggunakan potensiometer. Emf sel galvani dapat diukur secara akurat dengan menggunakan potensiometer. Rangkaian potensiometer dapat dilihat pada gambar dibawah.

Gambar 3. Rangkaian Potensiometer Karena emf merupakan beda potensial sel saat sel tersebut bereaksi reversibel dan reaksi reversibel dapat dicapai saat arus yang lewat sama dengan nol, maka arus listrik yang keluar dari sel harus diimbangi oleh arus dari sel kerja yang mempunyai emf yang lebih besar dari emf sel yang akan diukur. Jadi kutub harus dipasang berlawanan dengan kutub-kutub listrik dari luar seperti yang terlihat pada gambar. Sel kerja dihubungkan dengan kawat yang homogen (BC) yang mempunyai tahanan yang tinggi, sel yang akan diukur, Sx dihubungkan dengan B dan galvanometer G. Kontak peluncur (tanda panah) digeser sedemikian rupa sampai galvanometer menunjukkan tak ada arus yang mengalir, misal di titik D. Pada titik ini, potensial dari sel kerja sepanjang BD diimbangi dengan tepat oleh emf dari sel X, Ex. Dengan

mengetahui kuat arus yang mengalir (diukur dengan ammeter di titik A), dan tahanan jenis dihitung melalui persamaan : mf sel X dapat

Akan tetapi cara tersebut hampir tidak pernah dilakukan karena

dan A tidak diketahui.

Cara yang biasa dilakukan adalah untuk mengkalibrasi kawat tahanan BC menggunakan sel standar yang sudah diketahui emfnya. Caranya sama seperti tadi, tapi sel yang digunakan bukan sel X melainkan sel standar. Misalkan diperoleh jarak saat tidak ada arus mengalir ke dalam sel standar adalah BE yang sesuai dengan E sel standar= . Kita jangan mengubah-ubah lagi kuat arus ke dalam sel standar dari DC-PS, lalu kita ganti sel standar dengan sel X dengan cara yang sama ukur jarak kawat tahanan saat tak ada arus melalui sel X, misal jarak yang diperoleh adalah BF, yang sesuai dengan Esel X, karena I dari DC-PS sama ketika digunakan saat mengukur Esel X dan Esel standar, maka :

Karena

,

dan

kawatnya

homogen

(

), maka :

Emf dan potensial elektroda Berdasarkan konvensi IUPAC, emf sel didefinisikan sebagai E = Ekanan Ekiri dengan E potensial sel, Ekanan potensial elektroda sebelah kanan(dalam bentuk reduksi), Ekiri potensial elektroda (reduksi) untuk elektroda sebelah kiri seperti yang tercantum dalam notasi selnya. Karena elektroda sebelah kanan merupakan katoda dan elektroda sebalah kiri merupakan anoda maka emf sel dapat dituliskan sebagai : E= Ekatoda E Anoda

c. Jenis-Jenis Elektroda Reversible Kereversibelan pada elektroda dapat diperoleh jika pada elektroda terdapat semua pereaksi dan hasil reaksi dari setengah-reaksi elektroda. Contoh elektroda reversibel adalah logam Zn yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung Zn2+ (misalnya dari larutan ZnSO4). Ketika elektron keluar dari elektroda ini, setengah reaksi yang terjadi adalah : Zn2+(aq) + 2e

Zn(s)

dan sebaliknya jika elektron masuk ke dalam elektroda ini terjadi reaksi yang sebaliknya: Zn2+(aq) + 2e-

Zn(s)

Tetapi jika elektroda Zn tersebut dicelupkan ke dalam larutan KCl, tidak dapat terbentuk elektroda yang reversibel karena saat ada elektron keluar dari elektroda ini terjadi setengah-reaksi :

Zn(s)

Zn2+(aq) + 2e-

akan tetapi saat ada elektron yang masuk ke dalam elektroda ini, yang terjadi adalah setengah-reaksi : 2H2O + 2edan bukan reaksi : Zn2+(aq) + 2eH2 + 2OH-,

Zn(s) ,

karena larutan yang digunakan tidak mengandung Zn2+. Jadi dalam hal ini kereversibelan memerlukan adanya Zn2+yang cukup dalam larutan di sekitar elektroda Zn.

Elektroda logam-ion logam Pada elektroda ini logam L ada dalam kesetimbangan dengan larutan yang mengandung ion Lz+. Setengah reaksinya ditulis: Lz+ + zeL Contoh dari elektroda ini diantaranya Cu2+|Cu; Zn2+|Zn, Ag+|Ag, Pb2+|Pb. Logamlogam yang dapat mengalami reaksi lain dari reaksi setengah-sel yang diharapkan tidak dapat digunakan. Jadi logam-logam yang dapat bereaksi dengan pelarut tidak dapat digunakan. Logam-logam golongan IA dan IIA seperti Na dan Ca dapat bereaksi dengan air, oleh karena itu tidak dapat digunakan. Seng dapat bereaksi dengan larutan yang bersifat asam. Logam-logam tertentu perlu diaerasi dengan N2 atau He untuk mencegah oksidasi logam dengan oksigen yang larut.

Elektroda Amalgam Amalgam adalah larutan dari logam dengan cairan Hg. Pada elektroda ini amalgam dari logam L berkesetimbangan dengan larutan yang mengandung ion Lz+, dengan reaksi : Lz+ + zeL(Hg)

Dalam hal ini raksanya sama sekali tidak terlibat dalam reaksi elektroda. Logam aktif seperti Na, K, Ca dan sebagainya biasa digunakan dalam elektroda amalgam.

Elektroda logam-garamnya yang tak larut Pada elektrtoda ini logam L kontak dengan garamnya yang sangat sukar larut (L X -) dan dengan larutannya yang jenuh dengan garam tersebut serta mengandung garam yang larut (atau asam) yang mengandung Xz-. Contoh dari elektroda ini

adalah elektroda perak-perak klorida, elektroda kalomel, dan elektroda timbal-timbal sulfat.

Elektroda gas Pada elektroda gas, gas berkesetimbangan dengan ionnya dalam larutan. Contoh dari elektroda ini adalah elektroda hidrogen dan elektroda klor.

Elektroda redoks Sebetulnya semua elektroda melibatkan setengah-reaksi oksidasi reduksi. Tapi istilah untuk elektroda redoks biasanya hanya digunakan untuk elektroda yang setengah-reaksi redoksnya melibatkan dua spesi yang ada dalam larutan yang sama. Contoh dari elektroda ini adalah Pt yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ion-ion Fe2+ dan Fe3+dengan setengah-reaksi : Fe3+ + eFe2+. Notasi setengah-selnya adalah Pt|Fe3+, Fe2+ yang gambarnya tampak

seperti di bawah.

Contoh lainnya adalah Pt|MnO4-, Mn2+. Elektroda membran selektif-ion Elektroda ini mengandung membran gelas, kristal atau cairan yang mempunyai sifat : perbedaan potensial antara membran dan elektrolit yang kontak dengan membran tersebut ditentukan oleh aktifitas dari ion tertentu.

Elektroda membran yang paling tua dan paling banyak digunakan adalah elektroda gelas. Elektroda ini dikatakan selektif-ion karena hanya spesifik untuk ion H+ . Elektroda ini dapat dilihat pada gambar.

Gambar 8. Elektroda Gelas

Elektroda gelas ini terdiri dari membran yang sangat tipis yang terbuat dari gelas yang permeabel terhadap ion H+. Elektroda Ag|AgCl dicelupkan ke dalam larutan buffer yang mengandung ion Cl-. Kadang-kadang digunakan juga elektroda kalomel untuk mengganti elektroda Ag|AgCl. Elektroda gelas terutama digunakan pada pengukuran pH.

d. Potensial Elektroda Standar Potensial elektroda tidak dapat diukur. Yang dapat diukur adalag beda potensial dari kedua elektroda (dalam suatu sel). Untuk itu perlu suatu elektroda yang potensialnya diketahui dan ini tidak ada. Oleh karena itu dipilih elektroda hidrogen standar sebagai pembanding, dengan konvensi bahwa elektroda ini mempunyai potensial sama dengan nol. Untuk mengetahui potensial dari suatu elektroda, maka disusun suatu sel yang terdiri dari elektroda tersebut dipasangkan dengan elektroda hidrogen standar (Standard Hydrogen Electrode). Potensial suatu elektroda X didefinisikan sebagai potensial sel yang dibentuk dari elektroda tersebut dengan elektroda hidrogen standar, dengan elektroda X selalu bertindak sebagai katoda. Sebagai contoh potensial elektroda Cu2+/Cu adalah sel : untuk

Karena

pada

adalah nol, maka :

Jika jadi relatif

diperoleh

Esel untuk

sel

diatas

adalah

0,337

V,

. Nilai potensial elektroda bukan nilai mutlak, melainkan terhadap elektroda hidrogen. Karena potensial elektroda dari

elektroda X didefinisikan dengan menggunakan sel dengan elektroda X bertindak sebagai katoda (ada di sebelah kanan pada notasi sel), maka potensial elektroda standar dari elektroda X sesuai dengan reaksi reduksi yang terjadi pada elektroda tersebut. Oleh karena itu semua potensial elektroda standar adalah potensial reduksi.

Dari definisi

,

Kanan dan kiri disini hanya berhubungan dengan notasi sel, tidak berhubungan dengan susunan fisik sel tersebut di laboratorium. Jadi, yang diukur di laboratorium dengan potensiometer adalah emf dari sel sebagai volta atau sel galvani, dengan emf > 0. Sebagai contoh untuk sel yang terdiri dari elektroda seng dan elektroda hidrogen dari pengukuran diketahui bahwa elektron mengalir dari seng melalui rangkaian luar ke elektroda hidrogen dengan emf sel sebesar 0,762 V.

Jika potensial elektroda berharga positif, artinya elektroda tersebut lebih mudah mengalami reduksi daripada H+, dan jika potensial elektroda berharga negatif artinya elektroda tersebut lebih sulit untuk mengalami reduksi dibandingkan denga H+. Potensial elektroda seringkali disebut sebagai potensial elektroda tunggal, sebenarnya kata ini tidak tepat karena kita tahu bahwa elektroda tunggal tidak dapat diukur.

e. Persamaan Nernst Kebergantungan potensial elektroda pada konsentrasi telah dibahas. Untuk persamaan sel umum,

aA +bB

xX + yY (10.20)

potensial sel diberikan oleh persamaan Nernst. E = E (RT/nF) ln([X]x[Y]y)/([A]a[B]b) (10.21) E adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel dalam keadaan standar), n jumlah elektro yang terlibat dalam reaksi, F adalah tetapan Faraday, [A]. dsb, adalah konsentrasi molar masing-masing ion yang terlibat. Contoh soal 10.6 persamaan Nernst K2Cr2O7/ H2SO4 adalah oksidan yang dikenal baik, dan reaksi elektrodanya adalah Cr2O72- + 14H+ + 6e-> 2Cr3+ + 7H2O (E = 1,29 V) Hitung potensial elektroda ini pada kondisi berikut. (gunakan nilai ini lnx = 2,303 logx, 2,303RT/F = 0,0592 V pada 25C). 1. [Cr2O72-] = [Cr3+] = [H+] = 1,0 mol dm-3 2. [Cr2O72-] = [Cr3+] = 1,0 mol dm-3, [H+] = 10-7 mol dm-3 Dari hal tersebut dapat diketahui: 1. Dengan mensubstitusi nilai yang tepat pada persamaan Nernst, Anda akan mendapat nilai berikut E = E + (0,0592/6) log([Cr2O72-] [H+]14/[ Cr3+]2) = E = 1,26 V. Dalam kasus ini potensial sel adalah potensial elektroda normal. 2. E = 1,29 + (0,0592/6) log[1,0 x (10-7)14]/1,02 = 0,33 V. Ini berarti bahwa potensial sel, dan dengan demikian kekuatan oksidan, secara substansial menurun pada kondisi netral. Bila reaksi sel dalam keadaan kesetimbangan, maka E = 0. Akibatnya, E = E -(RT/nF) lnK (10.22) K adalah konstanta kesetimbangan untuk persamaan berikut.

K = ([X]x[Y]y/[A]a[B]b)eq (10.23) subskrip eq menunjukkan konsentrasi molar pada nilai keadaan setimbang. Jelas bahwa konstanta kesetimbangan dapat ditentukan dengan pengukuran potensial dengan bantuan persamaan Nernst. Lebih lanjut, bila konsentrasi larutan elektrolit berbeda, potensial tetap akan dihasilkan walaupun dua elektroda yang sama digunakan. Reaksi yang berlangsung dalam sel konsentrasi dalam arah yang akan menyamakan perbedaan dalam konsentrasi dalam dua elektroda. Arah ini cocok dengan prinsip Le Chatelier. f. Elektroda Hidrogen Standar Sebagai Elektroda Pembanding

Secara sembarangan (konvensi), emf dari elektroda hydrogen standarsama dengan nol. Elektroda ini ada pada keadaan standar jika fugasitas gasnya =1 dan aktifitas ion H+=1. IUPAC memilih menempatkan elektroda hidrogen pada sisi kiri, dan emf dari elektroda lainnya diambil sebagai emf sel tersebut. Hanya emf yang demikian, pada kondisi standar disebut sebagai potensial elektroda standar atau potensial reduksi standar. Contoh :

Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu Sel tersebut memberikan EoSel = + 0,34 Volt. Karena EoHidrogen = 0 Volt, maka ini menunjukkan tendensi yang lebih besar untuk proses :

daripada Untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)||Zn2+ (a=1)|Zn EoSel = -0,78 V

Artinya, pada sel tersebut ada tendensi yang lebih besar untuk proses :

Kita dapat mereduksi emf sel yang melibatkan dua elektroda, misalnya :

Zn | Zn2+ (a=1) || Cu2+ (a=1) | Cu

Dengan emf sel : Esel = Ekatoda-EAnoda = 0,34 V (-0,76 V) = 1,1 V Potensial setengah sel adalah suatu sifat intensif : Ingat, bahwa dalam penulisan reaksi sel elektroda, tak ada perbedaan apakah ditulis untuk 1 elektron ataupun lebih. Jadi untuk reaksi elektroda hidrogen dapat ditulis :

Tetapi dalam menuliskan proses keseluruhan kita harus menyeimbangkan elektronnya. Jadi untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu Reaksi elektroda dapat ditulis :

Sehingga keseluruhan prosesnya adalah :

Proses ini didasari pelewatan 2 elektron pada sirkuit luar. Kita dapat menuliskannya (sama baiknya) sebagai :

Dalam proses ini setiap 0,5 mol Cu2+ hilang, 0,5 mol Cu muncul, 1 mol elektron lewat dari elektroda kiri ke kanan. g. Elektroda Pembanding Lainnya Pada dasarnya semua elektroda reversibel dapat digunakan sebagai elektroda rujukan untuk pembanding, tapi berdasarkan kepraktisannya elektroda pembanding yang paling banyak digunakan adalah elektroda perak-perak klorida dan kalomel. II.5. Termodinamika Sel Elektrokimia Kontribusi awal terhadap termodinamika sel elektroda kimia diberikan oleh Joule (1840) yang memberikan kesimpulan bahwa : Panas (Heat) yang diproduksi adalah proporsional terhadap kuadrat arus I2 dan resitensi R. Dan karena juga proporsional terhadap waktu (t), Joule menunjukkan bahwa panas proporsionil terhadap : I2Rt

Karena : maka panas/kalor proporsionil terhadap q = VIt dengan : q = Joule (J) V = Volt (V) I = Amper (A) t = Detik (s) J = Kg m2 s-2 V = Kg m2 s-3 A-1 Hubungan di atas adalah benar. Tapi terjadi kesalahan fatal dengan menafsirkan bahwa panas yang diproduksi tersebut adalah panas reaksi. (Joule, Helmholtz, William Thomson) Penafsiran yang benar diberikan oleh Willard Gibbs (1878) bahwa kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan penurunan energi Gibbs, yaitu kerja maksimum di luar kerja -PV. Ini dapat diilustrasikan dengan sel berikut : Pt|H2|H+||Cu2+|Cu Reaksi di anoda Reaksi di katoda : : H2 2H+ + 2eCu 2H+ + Cu

Cu2+ + 2eH2 + Cu2+

Reaksi keseluruhan:

Saat 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol Cu2+, 2 mol elektron mengalir melalui sirkuit luar. Menurut Hukum Faraday, ini berarti terjadi transfer 2 x 96.465 C listrik. Emf sel tersebut adalah + 0.3419 V, sehingga kerja listrik yang dihasilkan adalah : 2 x 96.485 x 0.3419 CV = 6.598 x 104 J

Kerja dilakukan sistem. Karena kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan penurunan energi Gibbs maka : - 6.598 x 104 J Secara umum : - nFE dan pada keadaan standar :o

= - nFEo

(Hubungan antara perubahan energi Gibbs standar dengan potensial sel standar) Potensial sel pada keadaan standar dapat digunakan untuk menentukan tetapan kesetimbangan melalui perubahan energi Gibbs. Pada 25oC,

Koefisien Suhu dari Emf Sel

Perubahan Entropi :

Perubahan Entalpi :

Pengukuran E pada berbagai suhu memberikan harga Jenis-jenis sel Elektrokimia

(koefisien suhu)

II.6. Sel Kimia Jika reaksi elektrokimia pada setengah sel berbeda dan reaksi keseluruhannya merupakan reaksi kimia maka selnya disebut sel kimia. Sel kimia terdiri dari sel kimia tanpa perpindahan (without transference). Koefisien Aktivitas Sampai sejauh ini kita gunakan molalitas (suatu aproksimasi). Untuk formulasi yang benar harus digunakn aktivitas, dan pengukuran emf pada suatu rentang konsentrasi membawa pada nilai koefisien aktivitas Pandang sel : Pt, H2|HCl(aq)|AgCl (s)|Ag Dengan reaksi elektroda: transference) dan sel kimia dengan perpindahan (with

Reaksi keseluruhan

Dan perubahan energi Gibbs adalah :

Karena

BAB III METODOLOGI PERCOBAAN

3.1. Alat-alat Percobaana. Tabung reaksi b. Bunsen c. Batang pengaduk d. Bola lampu e. Pipet volume f. Beaker glass

3.2. Bahan Percobaana. CuSO 4 b. ZnSO 4 c. Logam Zn d. Logam Cu e. Metal jingga f. HCL encer

g. NaOH 0,1 N h. CH 3 COONa

3.3. Cara Kerja 1. Deret Potensial Logam a. Ke dalam tabung reaksi 1 menuangkan 5 ml larutan CuSO 4 , lalu menambahkan sebutir logam Zn, biarkan beberapa menit lalu mengamati apa yang terjadi. b. Ke dalam tabung reaksi 2 menungkan 5 ml larutan ZnSO 4 , kemudian mengamati apa yang terjadi setelah dibiarkan beberapa menit.

c. Ke dalam tabung reaksi 3 menuangkan 5 ml Pb(NO 3 ) 2 , kemudian menambahkan Zn, biarkan beberapa menit dan mengamati apa yang terjadi.

2. Daya Hantar Ke dalam 5 buah beaker glass, kemudian mengisi masing-masing dengan zat seperti berikut : a. 75 ml aquades b. 25 ml larutan CH 3 COOH 0,1 N + 50 ml aquades c. 25 ml larutan H 2 SO 4 0,1 N + 50 ml aquades d. 25 ml larutan NH 4 OH 0,1 N + 50 ml aquades e. 25 ml larutan NaOH 0,1 N + 50 ml aquaades Mengaduk setiap larutan di atas. Mengamati hantaran tiap larutan dengan menggunakan tes bola lampu. Mencatat hasilnya.

3. Pengaruh ion sejenis Memasukkan 30 ml aquades ke dalam beaker glass, menambahkan 4 tetes indicator metal jingga. Menuangkan larutan tersebut ke dalam 3 buah tabung reaksi, masing-masing 10 ml. menambahkan 2 tetes HCL encer ke dalam tabung pertama. Menambahkan NaOH encer ke dalam tabung kedua. Membandingkan dan mencatat warna dalam tabung reaksi tersebut. Ke dalam tabung reaksi, menuangkan 10 ml aquades kemudian menambahkan 3 tetess CH 3 COOH dan 2 tetes indicator metal jingga, memperhatikan warnanya, lalu menambahkan 1 gram CH 3 COONa padat, mengocok sampai larut dan mencatat hasilnya. Mengisi 2 buah tabung reaksi masing-masing 2 ml larutan NH 4 OH encer. Menambahkan 4 ml larutan (NH 4 ) 2 SO 4 ke dalam salah satu tabung, selanjutnya ke dalam tabung kedua menambahkan beberapa tetes larutan MgCl 2 dan mencatat hasilnya.

BAB IV DATA PERCOBAAN

4.1. Data Percobaan1. Deret Potensial a. CuSO 4 + Zn Hasil pengamatan : Terdapat gelembung yang menempel pada Zn. Tersapat seerbuk besi pada logam Zn. Warna lgam menjadi hitam. ZnSO 4 + SO 4

b. ZnSO 4 Hasil pengamatan : Larutan berwarna kuning keemasan. Terdapat sedikit endapan berwarna kuning keemasan.

c. Pb(NO 3 ) 2 + Zn Hasil pengamatan :

Zn((NO 3 ) 2 + Pb

Larutan berwarna bening Adanya serbuk besi yang menempel pada serbuk besi.

2. Daya Hantar Hasil Percobaan : a. Aquades = nyala sangat redup

b. CH 3 COOH + Aquades = nyala sangat terang c. H 2 SO 4 + Aquades = nyala sangat terang

d. NH 4 OH + Aquades e. NaOH + Aquades

= nyala lampu redup = nyala lampu terang

3.Pengaruh Ion Sejenis Hasil Pengamatan : a. Tabung 1 Larutan berwarna merah muda. Tidak berbau.

b. Tabung 2 Larutan berwarna kuning keemasan. Tidak berbau.

c. Tabung 3 Larutan berwarna kuning tua. Tidak berbau.

CH 3 COOH + meyil jingga + 1 gram CH 3 COONa Hasil pengamatan : Larutan berwarna kuning keemasan. Tidak berbau. Tidak terdapat endapan. Seteleah ditambahkan CH 3 COONa padat, larutan larutan menjadi lebih muda warnanya dari warna awalnya. NH 4 OH + (NH 4 ) 2 SO 4 Hasil pengamatan : Larutan berwarna bening. Tidak terdapat endapan. Tidak berbau (NH 4 ) 2 SO 4 + NH 4 OH

MgCl 2 Hasol pengamatan : Larutan menjadi keruh. Tidak berbau.

4.2. Pembahasan

(Perbandingan Arus Secara teoritis, besarnya arus listrik sebanding dengan berat cu yang dihasilkan. Sesuai rumus hukum faraday 1: yaitu W =e.i.c/96500 W = berat produk I = arus E = berat ekivalen T = waktu elektrolisis Teori tersebut sesuai dengan hasil kami, dimana berat cu (w) di katoda cu pada I=70 mA lebih banyak dibandingkan pada I=50mA Berdasarkan perhitungan Xm=m-m0/mCu Dimana Xm (konversi massa) berbanding lurus dengan berat Cu yang dihasilkan. Karena m-m0 pada I=70mA lebih besar daripada I=50mA, maka Xm pada I=70mA lebih besar dibandingkan pada I=50mA. Oleh karena itu grafik waktu vs konversi massa pada I=70mA lebih tingi dibandingkan I=50mA

BAB V KESIMPULAN

Dari percobaan yang dilakukan dapat diambil kesimpulan yaitu : 1. Reaksi dalam larutan elektrolit dapat dituliskan dalam bentuk persamaan ion. Dalam persamaan ion bersih, hanya spesi yang mengalami perubahan yang dituliskan, sedangkan ion-ion penonton diabaikan. 2. Dalam menuliskan persamaan ion, hanya elektrolit kuat yang ditulis sebagai ionion yang terpisah. Zat padat, cairan murni, gas, dan elektrolit lemah tidak diionkan. 3. Kereaktifan logam tergantung dari kemudahannya untuk melepaskan electron. 4. Reaksi antara CuSO 4 dengan logam zink akan menghasilkan gas hydrogen. 5. Di dalam reaksi-reaksinya, logam bertindak sebagai spesi yang melepas electron. Pelepasan elektro ini akan menghasilkan ion logam. Maka, jumlah electron yang dilepaskan bergantung pada bilangan oksidasi logam tersebut.

DAFTAR PUSTAKA

Parzaman, maman. 2010. KIMIA DASAR. Unjani. Purba, Michael. 2004. KIMIA. Jakarta : Erlangga. Sukrido. 2010. KIMIA DASAR.Unjani. www.google .com tanggal 22-12-2010 jam 16.00 id.wikipedia.org tanggal 22-12-2010 jam 16.12