elektrokimia(1).doc

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA

ELEKTROKIMIA

Oleh :

Kelompok 2

Kelas C

Adisty Caesari (0907133150)

Bona Tua (0907136116)

Ella Melyna (0907114082)

Rahmat Afandi (0907114257)

PROGRAM SARJANA TEKNIK KIMIA

UNIVERSITAS RIAU

2011

BAB I

TEORI

1.1 Elektrokimia

Reaksi kimia dapat menghasilkan energi atau menyerap energi. Pertukaran

energi yang terjadi biasanya dalam bentuk panas, tetapi kadang-kadang dengan

suatu modifikasi, energi yang dipertukarkan tersebut bisa diubah dalam bentuk

energi listrik. Sel elektrokimia adalah alat yang di gunakan untuk melangsungkan

perubahan bentuk energi kimia jadi energi listrik.

Elektrokimia adalah didiplin ilmu kimia yang memperlajari tentang

perubahan zat yang menghasilkan arus listrik atau perubahan kimia yang

disebabkan oleh arus listrik.

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.

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 298 K (250C), E

sel berada dalam keadaan standar dan diberi simbol E0sel.

Salah satu faktor yang mempengaruhi Esel adalah konsentrasi. Persamaan

yang menghubungkan konsentrasi dengan Esel dinamakan persamaan Nernst.

Bentuk persamaan Nernst untuk reaksi aA + bB cC + dD, adalah seperti

persamaan (1) :

……………………………………...…………..…. (1)

F: konstanta Faraday

n: jumlah elektron yang dipertukarkan dalam reaksi redoks

a: aktivitas

Untuk perhitungan yang tidak memerlukan ketelitian yang tinggi, aktivitas

dapat diganti dengan konsentrasi. Sel elektrolisis adalah kebalikan dari sel

elektrokimia. Pada sel elektrolisis dengan adanya energi listrik akan menyebabkan

terjadinya reaksi kimia.Suatu tetapan yang sangat penting dalam bidang kimia

adalah bilangan Avogadro (No). Ada banyak metoda yang dapat digunakan untuk

menentukan bilangan ini, salah satunya adalah dengan cara elektrolisis.

Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik

yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat

elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam 2 hukum di tahun

1833:

1. Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik

yang melalui sel.

2. Bila jumlah tertentu arus listrik melalui sel,jumlah mol zat yang berubah di

elektroda adalah konstanta tidak bergantung jenis zat.

Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol

logam monovalen adalah 96485 C (Coulomb), tidak bergantung pada jenis

logamnya. Coulomb adalah satuan muatan listrik dan 1 C adalah muatan yang

dihasilkan bila arus 1 A (Ampere) mengalir selama 1 detik.Tetapan fundamental

listrik adalah konstanta Faraday, F = 9,65 x 104 C, yang didefenisikan sebagai

kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk

menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang di sebabkan oleh aliran arus

listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu.

Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25oC (298.15 K),

pada keaktifan satu untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus

nol pada tekanan 1 bar (105 Pa). Ada dua macam sel elektrokimia, yaitu sebagai

berikut :

1. Sel Volta (Sel Galvani)

Dalam sel ini energi kimia diubah menjadi energi listrik atau reaksi redoks

menghasilkan arus listrik.

2. Sel Elektrolisis

Dalam sel ini energi listrik diubah menjadi energi kimia atau arus listrik

menghasilkan reaksi redoks. Dalam sel-sel tersebut, reaksi redoks berlangsung

pada elektroda-elektroda. Elektroda tempat terjadi reaksi oksidasi disebut anoda

sedangkan elektroda tempat terjadi reaksi reduksi disebut katoda. Reaksi yang

terjadi di anoda atau katoda masing-masing merupakan reeaksi setengah reaksi.

1.1.1 Sel Volta

Dalam menyetarakan reaksi redoks, kita dapat memecahkan reaksi itu

menjadi dua bagian yaitu setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi.

Pada reaksi reduksi, zat-zat yang direaksikan dicanpur dalam satu wadah sehingga

terjadi reaksi yang disertai pelepasan dan penyerapan kalor.

Gambar 1.1 Sel Volta

a) Potensial Sel (EoSel)

Selain dengan menggunakan percobaan dan voltmeter, potensial sel

(EoSel) dapat juga ditentukan secara teoritis. Potensial sel (EoSel) adalah

penjumlahan dari potensial anoda dengan potensial katoda.

EoSel = Eooksidasi - Eo

reduksi ………………………………………….…………… (2)

(anoda) (katoda)

b) Potensial Elektroda

Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan karena elektron-

elektron mengalir dari elektroda negatif ke elektroda positif

1.1. 2 Sel Elektrolisis

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.

1.2 Hukum Faraday

Akibat aliran arus listrik serarah ke dalam larutan elektrolit akan terjadi

perubahan kimia dalam larutan tersebut. Menurut Michael Faraday (1834)

lewatnya arus 1F mengakibatkan oksidasi 1 massa ekivalen suatu zat pada suatu

elektroda (anoda) dan reduksi 1 massa ekivalen suatu zat pada elektroda yang lain

(katoda).

1.2.1 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 = (ME.I.t)/F ……………………………………………………….………… (3)

W : massa yang diendapkan (gram)

Q : jumlah arus yang mengalir = muatan listrik (C)

I : kuat arus listrik (A)

ME : massa ekivalen zat

F : bilangan Faraday = 96500 C

1.2.2 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.”

Contoh :

Ag+ + e- Ag Katoda

Cu2+ + 2e- Cu Anoda

Maka : W Ag : W Cu = ME Ag : ME Cu ……………………………… (4)

BAB II

PERCOBAAN

2.1 Peralatan yang digunakan

ph meter/potensiometer

Kertas saring

Kertas amplas labu ukur

Gelas piala

Termometer

Stopwatch

Kabel, penjepit

Sumber arus DC

Erlemeyer

Lempeng seng dan tembaga

2.2 Bahan-bahan

Kristal NaCl

Kristal NaOH

Aquadest

NH4NO3 atau KNO3

CuSO4

ZnSO4

2.3 Prosedur Kerja

A. Elektrolisis untuk menentukan bilangan Avogadro

1. Menyiapkan larutan A (larutan A terdiri dari 50 gr NaCl dan 0,5 gr NaOH

alam 500 ml air)

2. Siapkan dua buah lempeng tambaga yang akan digunakan sebagai elektroda,

bersihkan dengan amplas

3. Salah satu elektroda digunakan sebagai anoda dan timbang elektroda

4. Panaskan 80 ml larutan A yang ditempatkan dalam gelas piala sampai suhu

mencapai 80oC dan jaga suhu agar konstan dan susun rangkaiannya seperti

gambar dibawah ini.

Gambar 2.1 Rangkaian proses elektrolisis

5. Kedua elektroda dicelupkan ke dalam larutan A yang telah dipanaskan dalam

gelas piala

6. Setelah suhu konstan, aliran listrik dihubungkan dan dialirkan melalui larutan

A. Pada wktu yang sama mulai mencatat waktu dengan stopwatch

7. Setelah 10 menit, aliran listrik dimatikan dan anoda dibersihkan dengan air

kemudian dikeringkan dengan tisu

8. Lalu timbang anoda

B. Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst

1. Siapkan potongan lempengan tembaga dan seng. Bersihkan permukaan logam

dengan kertas amplas

2. Siapkan larutan jenuh KNO3 (20 ml). Buat jembatan garam dengan

menggunakan kertas saring dan ditengah direkatkan dengan selotip

3. Siapkan dua gelas piala yang diisi dengan CuSO4 1 M dan ZnSO4 1 M

masing-masing 60 ml. Celupkan elektroda-elektroda logam dan hubungkan

dengan kabel seperti gambar dibawah ini

Gambar 2.2 Rangkaian proses untuk mengukur GGL

4. Celupkan kertas saring yang dibentuk menjadi jembatan garam ke larutan

jenuh KNO3, hilagkan kelebihan amonium nitrat dengan menggunakan kertas

saring lain kemudian masukkan sehingga kedua ujung gulungan tercelup

5. Amati nilai GGL dengan menggunakan potensiometer distel pada posisi mV.

Catat polaritas kedua elektroda

6. Ulangi percobaan dengan menyiapkan larutan CuSO4 1 M dengan

pengenceran larutan.

7. Ganti larutan CuSO4 1 M dengan konsentrasi yang lebih kecil seperti CuSO4

0,1 M, tetapi tidak mengganti larutan ZnSO4 1 M

8. Cuci dan bersihkan elektroda. Ganti jembatan garam dengan yang baru dan

ukur nilai GGL lalu catat nilai GGL

9. Ulangi lagi dengan konsentrasi yang lebih kecil (CuSO4 lebih encer)

2.4 Pengamatan

A. Elektrolisis untuk menentukan bilangan Avogadro

Pada percobaan A digunakan kristal NaCl dan NaOH yang dilarutkan

dengan air sehingga terbentuk larutan putih yang keruh. Sebelum dilakukan

proses elektrolisis, kedua lempeng tembaga harus dibersihkan terlebih dahulu

dengan cara diamplas. Elektroda tembaga dibersihkan untuk menghilangkan

pengotor-pengotor sehingga dapat mencegah terjadinya kesalahan. Lempengan

tembaga ditimbang, salah satunya digunakan sebagai anoda. Larutan dipanaskan

hingga 80oC setelah itu aliran listrik dihubungkan. Selama proses ini suhu dijaga

konstan agar tidak terjadi penguapan dan terjadi perubahan warna larutan menjadi

merah kecoklatan. Perubahan ini terjadi akibat anoda melarut dan adanya

pelepasan elektron (oksidasi). Proses ini berlangsung selama 10 menit, setelah itu

anoda dibersihkan dan ditimbang.


Percobaan B menggunakan elektroda yang berbeda yaitu seng dan

tembaga. Larutan yang digunakan yaitu ZnSO4 dan CuSO4. CuSO4 merupakan

larutan yang berwarna biru dan ZnSO4 merupakan larutan yang berwarna bening.

Masing-masing elektroda dicelupkan sesuai dengan larutannya dan dihubungkan

dengan jembatan garam. Disini yang menjadi jembatan garam adalah kertas saring

yang dibentuk menjadi gulungan dan dicelupkan ke dalam larutan KNO3 jenuh.

Untuk sel elektrokimia anoda (-) dan katoda (+), lalu elektroda

dihubungakan/dijepit dari potensiometer. Larutan CuSO4 dan ZnSO4 memiliki

konsentrasi 1 M, dan diukur beda potensialnya. Untuk mengetahui pengaruh

konsentrasi terhadap beda potensial maka larutan CuSO4 dilakukan pengenceran.

Diketahui setelah dilakukan percobaan membuktikan setelah konsentrasi CuSO4

dikurangi maka diperoleh beda potensial yang lebih kecil dari yang sebelumnya.

BAB III

HASIL DAN DISKUSI

3.1 Hasil Percobaan

A. Elektrolisis untuk Menentukan Bilangan Avogadro

Waktu percobaan : 10 menit = 600 detik

Berat anoda awal : 4,8 gr

Berat anoda akhir : 4,65 gr

Perubahan berat anoda : 0,15 g

Aliran listrik : 0,6 ± 0,05 A

Pada saat suhu larutan A konstan 800C dan aliran listrik dihubungkan,

terbentuk gelembung gas pada kedua elektroda Cu

Larutan A berubah warna dari tidak bewarna menjadi larutan merah.

Terbentuk endapan di dasar larutan


Larutan pada bagian

Anoda Zn/Zn+2 (M)

Larutan pada bagian

Katoda Cu/Cu+2 (M)

Eosel

(volt)

1,0 1,0 1,190

1,0 0,1 1,070

1,0 0,01 0,991

1,0 0,001 0,986

3.2 Diskusi


Pada percobaan ini menggunakan sel elektrolisis yang melibatkan arus

listrik. Percobaan ini menggunakan larutan NaCl dan Cu sebagai elektroda dengan

salah satu dari elektroda tersebut digunakan sebagai anoda. Pertama, larutan

dipanaskan hingga suhu 80oC, kemudian elektroda dicelupkan kedalam larutan,

setelah itu baru dialirkan aliran listrik pada elektroda tersebut. Pada saat

Tabel 3.1 Nilai Esel Anoda Zn/Zn+2 dengan Katoda Cu/Cu +2

lempengan Cu dimasukkan ke dalam larutan yang telah dipanaskan, terbentuk

gelembung-gelembung gas disekitar elektroda.

Secara teoritis hal ini dapat dijelaskan bahwa penyebab timbulnya

gelembung-gelembung gas pada elektroda dikarenakan terjadinya aliran elektron

dari katoda Cu/Cu+2 menuju ke larutan sehingga ion positif mengalami reduksi

pada katoda Cu/Cu+2 tersebut sedangkan ion negatif dari larutan akan ditarik ke

anoda Zn/Zn+2 sekaligus mengalami oksidasi pada anoda Zn/Zn+2 tersebut.

Adapun mekanismenya sebagai berikut:

NaCl(aq) Na+ (aq) + Cl-(aq)

Katoda (Cu) : 2H2O(l) + 2e- 2OH- (aq) + H2(g)

Anoda (Cu) : Cu(s) Cu+2(aq) + 2e-

2NaCl + 2H2O(l) + Cu(s) 2Na+(aq) + 2Cl-

(aq) + 2OH- (aq) + Cu+2+ H2(g)

Pada larutan NaCl, kation Na+ berasal dari golongan utama sehingga

yang direduksi adalah H2O, sedangkan yang dioksidasi adalah elektroda Cu. 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.

Percobaan ini dilakukan selama 10 menit. Bilangan avogadro yang didapat dari

percobaan ini adalah 1,191375x1025


Percobaan ini menggunakan larutan ZnSO4 1 M dan larutan CuSO4

dengan 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 Eosel.

Berdasarkan hasil percobaan dapat dilihat bahwa nilai Eosel menurun

seiring dengan menurunya konsentrasi CuSO4 yaitu dari 1,190 V untuk 1 M

hingga 0,986 V pada 0,001 M (dapat dilihat ditabel 3.1) . Hal ini disebabkan

secara teoritis sel konsentrasi (sel yang reaksi totalnya hanya berupa perubahan

konsentrasi) reaksi keseluruhannya merupakan perpindahan materi dari

konsentrasi tinggi ke konsentrasi yang lebih rendah.

Jadi penurunan konsentrasi CuSO4 yang dilakukan pada sel percobaan

mengakibatkan perbedaan potensial yang semakin menurun. Ini juga

membuktikan bahwa konsentrasi merupakan salah satu faktor yang

mempengaruhi nilai Esel.

BAB IV

KESIMPULAN DAN SARAN

4.1 Kesimpulan

Pada percobaan elektrolisis, elektroda yang berperan sebagai anoda

mengalami penurunan massa karena anoda melepaskan elektron

Pada sel elektrolisis larutan berubah dari bening menjadi merah kecoklatan

setelah dialiri listrik. Hal ini membuktikan bahwa sel elektrolisis merupakan

sel yang memerlukan energi listrik agar reaksi kimia dapat berlangsung

Pada percobaan GGL (Gaya Gerak Listrik), semakin kecil konsentrasi

CuSO4.5H2O maka GGL yang diperoleh semakin kecil juga, begitu sebaliknya

Konsentrasi merupakan salah satu faktor yang mempengaruhi nilai Eosel

4.2 Saran

Logam yang digunakan pada percobaan elektrolisis dan penentuan GGL

sebaiknya dibersihkan secara teliti

Pahami dengan benar perhitungan dalam pembuatan larutan

Teliti dalam membaca potensiometer dan memasangkan kabel potensiometer

dengan lempengannya

BAB V

TUGAS/PERTANYAAN

5.1 Tugas


1. Hitung berapa coulomb yang diperlukan untuk mengoksidasi X gram Cu!

W = (Q x ME)/96500

Q = (W x 96500)/ME

dengan W = X gram; ME = Ar/biloks; Q muatan listrik (coulomb)

2. Hitung berapa coulomb yang diperlukan untuk mengoksidasi 1 mol Cu (Ar

Cu=63,54)!

W = X gram

mol = W/Ar

W = mol x Ar

= 1 x 63,54 = 63,54 gram

ME = Ar/biloks = 63,54/2 = 31,77

Q = (63,54 x 96500)/31,77 = 1,93 x 105 coulomb

3. Muatan 1 ion Cu2+ adalah 1,6 x 10-19 C. Hitung jumlah ion Cu2+ yang terbentuk

dalam percobaan (jumlah atom Cu dalam 1 mol tembaga sama dengan

No=6,023 x 1023)!

Jumlah ion = Q/muatan

W = 0,15 gram

Q = (0,15 x 96500)/31,77 = 455,618508 C

Jumlah ion Cu2+ = 455,61850/1,6 x 10-19 = 2,847615675 x1021 ion


1. Tulis reaksi sel dan bentuk umum persamaan Nernst untuk sel tersebut!

Zn Zn2+ + 2e Anoda

Cu2+ + 2e Cu + Katoda

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

E sel = E0sel – RT/nF ln ([Zn2+] [Cu]) / ([Zn] [Cu2+])

2. Terlampir

3. Hitung gradien dan perpotongan kurva dengan sumbu Y!

y = -0,0691 x + 1,1629

4. Bandingkan hasil yang diperoleh E0sel literatur!

Zn Zn2+ + 2e E0sel = 0,76 V

Cu2+ + 2e Cu E0sel = 0,34 V +

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu E0sel = 1,1 V

E0sel literatur = 1,1 V (keadaan standar 1 M)

E0sel percobaan = 1,190 V (keadaan standar 1 M)

5.2 Pertanyaan

1. Endapan merah yang terbentuk pada sel elektrolisis adalah CuO.

2. Sumber kesalahan pada pengujian persamaan Nernts adalah konsentrasi,

kebersihan lempeng, dan pembacaan skala GGL pada potensiometer.

DAFTAR PUSTAKA

Anonim. 2000. Elektrokimia. http://bebas.ui.ac.id/v12/sponsor/Sponsor-Pendam

ping/Praweda/Kimia/0217%20Kim%202-9e.htm. Diakses 27 Maret 2011.

Maria, Tine. 2005. Sains Kimia Jilid 3. Jakarta : Bumi Aksara

Saito, Taro. 2009. Elektrokimia. http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-

anorganik-universitas/reaksi-anorganik/elektrokimia/. Diakses 22 Maret 2011.

Yelmida. 2011. Penuntun Praktikum Kimia Fisika. Pekanbaru: Laboratorium

Dasar Teknik Kimia Universitas Riau.

elektrokimia(1).doc

Documents