ia.10.potensial sel

LABORATORIUM

KIMIA FISIKA

Percobaan : POTENSIAL SEL Kelompok : I A

Nama : 1. Angga Septian Erdiyanto NRP. 2313 030 059 2. Govindra Okta Soti P. NRP. 2313 030 047 3. Rizka Amalia K. Putri NRP. 2313 030 073 4. Lia Wisnu Sri Pamungkas NRP. 2313 030 075

Tanggal Percobaan : 16 Desember 2013

Tanggal Penyerahan : 23 Desember 2013

Dosen Pembimbing : Nurlaili Humaidah, S.T.,M.T.

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 0,38 N;

0,35 N; 0,32 N; 0,29 N; 0,26 N; 0,23 N; 0,20 N; 0,17 N; dan 0,14 N dengan cara menghitung berat CuSO4dan ZnSO4 sesuai variabel yang telah ditentukan. Setelah itu menimbang padatan CuSO4dan

ZnSO4.Kemudian melarutkan pada CuSO4 dan ZnSO4 dengan aquades ke dalam labu ukur 500 ml. Lalu

mengencerkanlarutan CuSO4 dan ZnSO4sesuaidenganvariabelkonsentrasi yang telahditentukan. 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. Menghubungkankutub 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 0,14 N rata-rata harga potensial sel sebesar 39,8666 V. Pada konsentrasi 0,17

N rata-rata harga potensial sel sebesar 59,7666 V. Pada konsentrasi 0,20 N rata-rata harga potensial sel

sebesar 34,1666 V. Pada konsentrasi 0,23 N rata-rata harga potensial sel sebesar 34 V. Pada konsentrasi 0,26 N rata-rata harga potensial sel sebesar 38,6 V. Pada konsentrasi 0,29 N rata-rata harga potensial

sel sebesar 40,3333 V. Pada konsentrasi0,32 N rata-rata harga potensial sel sebesar 35,6 V. Pada

konsentrasi 0,35 N rata-rata harga potensial sel sebesar 41,3333 V. Pada konsentrasi 0,38 N rata-rata

harga potensial sel sebesar 39,9333 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

DAFTAR GRAFIK ......................................................................................................... v

BAB I PENDAHULUAN

I.1 Latar Belakang.................................................................................................. I-1

I.2 Rumusan Masalah ............................................................................................. I-1

I.3 Tujuan Percobaan ............................................................................................. I-1

BAB II TINJAUAN PUSTAKA

II.1 Dasar Teori...................................................................................................... II-1

BAB III METODOLOGI PERCOBAAN

III.1 Variabel Percobaan ........................................................................................ III-1

III.2 Alat yang digunakan....................................................................................... III-1

III.3 Bahan 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 PEMBAHASAN

IV.1 Hasil Percobaan............................................................................................... IV-1

IV.2 Hasil Perhitungan............................................................................................ IV-2

IV.3 Pembahasan..................................................................................................... IV-3

BAB V KESIMPULAN...................................................................................................... V-I

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

Gambar IV.1 Gambar Proses pada Percobaan.............................................................. IV-3

iv

DAFTAR TABEL

Tabel II.1 Harga Potensial Sel ...................................................................................II-4

Tabel IV.1 Hasil Percobaan Potensial Sel..................................................................... IV-1

Tabel IV.2 Hasil Perhitungan Potensial Sel.................................................................. IV-2

v

DAFTAR GRAFIK

Grafik IV.1 Grafik Potensial Sel dengan Larutan CuSO4 dan ZnSO4..........................IV-4

I-1

BAB I

PENDAHULUAN

I.1. Latar belakang

Pada pembelajaran mata kuliah kimia fisika diberikan dalam dua cara yaitu secara

teoritis dan praktek. Praktikum kimia fisika sangat diperlukan, agar teori yang sudah ada

dapat dikembangkan lebih jauh dengan praktikum. Salah satunya praktikum potensial sel

atau sel volta.

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 elektroda Zn

(Logam Zn) yang dicelupkan ke dalam larutan Zn(SO4) dan elektroda Cu (Logam Cu)

yang dicelupkan ke dalam larutan CuSO4. Kedua larutan tersebut dihubungkan dengan

jembatan garam yang berbentuk huruf “U” yang merupakan ciri khas tersendiri dari sel

volta.

Sel volta banyak sekali digunakan pada kehidupan sehari-hari. Sel volta yang biasa

digunakan pada kehidupan manusia seperti jenis-jenis baterai dan aki (accu). Baterai dan

aki sangatlah berbeda, perbedaan ini dapat dilihat dari setelah pemakaian kedua benda

tersebut. Baterai apabila sudah terpakai tidak dapat digunakan lagi karena sudah tidak ada

lagi arus listrik pada baterai tersebut. Sedangkan, aki apabila arus listriknya sudah habis

dapat diisi lagi dengan mengalirkan arus listrik.

Oleh karena sel volta dapat diterapkan dalam kehidupan sehari-hari dan memiliki

factor-faktor yang mempengaruhinya, maka praktikum potensial sel ini perlu dilakukan.

I.2 Rumusan Masalah

1. Bagaimana cara mengukur potensial sel pada sel volta dengan elektroda Zn dan

Cu dalam larutan Zn(SO4) dan CuSO4 menggunakan jembatan garam NaCl ?

I.3 Tujuan Percobaan

1. Untuk mengukur potensial sel pada sel volta dengan elektroda Zn dan Cu dalam

larutan Zn(SO4) dan CuSO4 menggunakan jembatan garam NaCl.

II-1

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

II.1 Dasar Teori

Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat

menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. Dalam sel

volta, energi listrik dihasilkan dengan jalan pelepasan elektron pada suatu elektroda

(oksidasi) dan penerimaan elektron pada elektroda lainnya (reduksi). Elektroda yang

melepaskan elektron akan membentuk kutub negatif (-) dinamakan anoda, sedangkan

elektroda yang menerima elektron akan membentuk kutub positif (+) dinamakan katoda.

Jadi, sebuah sel volta terdiri dari dua bagian atau dua elektroda dimana setengah reaksi

oksidasi berlangsung pada anoda dan setengah reaksi berlangsung pada katoda. Reaksi

redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh

Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.

(http://renideswantikimia.wordpress.com/kimia-kelas-xii-3/semester-i/2-reaksi-redoks-

dan-elektrokimia/3-potensial-sel/)

Gambar II.1 Gambar Susunan Sel Volta

Notasi sel : Zn/ Zn2+

// Cu2+

/ Cu

Persamaan reaksi ionnya:

Zn(s) + Cu2+

(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s)

Persamaan reaksi setengah selnya:

Pada elektroda Zn :Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2e–

Pada elektroda Cu : Cu2+

(aq) + 2e– → Cu(s)

Reaksiredoks : Cu2+

(aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+

(aq)

II-2

Bab IITinjauanPustaka

Laboratorium Kimia Fisika

Program Studi D3 Teknik Kimia

FTI-ITS

Penulisan reaksi redoks tersebut dapat juga dinyatakan dengan diagram sel berikut:

Zn(s) | Zn2+

(aq) || Cu2+

(aq) | Cu(s)

Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara

berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya terdiri atas

dua reaksi yang berbeda, yaitu oksidasi (kehilangan elektron) dan reduksi (memperoleh

elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron yang hilang pada

reaksi oksidasisama dengan elektron yang diperoleh pada reaksi reduksi. Masing-masing

reaksi (oksidasi dan reduksi) disebut reaksi paruh (setengah reaksi), sebab diperlukan

dua setengah reaksi ini untuk membentuk sebuah reaksi dan reaksi keseluruhannya

disebut reaksi redoks. Ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk oksidasi,

yaitu kehilangan elektron, memperoleh oksigen, atau kehilangan hidrogen. Dalam

pembahasan ini, kita menggunakan definisi kehilangan elektron. Sementara definisi

lainnya berguna saat menjelaskan proses fotosintesis dan pembakaran.

Oksidasi adalah reaksi dimana suatu senyawa kimia kehilangan elektron selama

perubahan dari reaktan menjadi produk. Sebagai contoh, ketika logam Kalium bereaksi

dengan gas Klorin membentuk garam Kalium Klorida (KCl), logam Kalium kehilangan

satu elektron yang kemudian akan digunakan oleh klorin. Reaksi yang terjadi adalah

sebagai berikut :

Ketika Kalium kehilangan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa logam Kalium

itu telah teroksidasi menjadi kation Kalium. Seperti halnya oksidasi, ada tiga definisi

yang dapat digunakan untuk menjelaskan reduksi, yaitu memperoleh elektron, kehilangan

oksigen, ataumemperoleh hidrogen. Reduksi sering dilihat sebagai proses memperoleh

elektron. Sebagai contoh, pada proses penyepuhan perak pada perabot rumah tangga,

kation perak direduksi menjadi logam perak dengan cara memperoleh elektron. Reaksi

yang terjadi adalah sebagai berikut :

Ketika mendapatkan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa kation perak

telah tereduksi menjadi logam perak. Baik oksidasi maupun reduksi tidak dapat terjadi

sendiri, harus keduanya. Ketika elektron tersebut hilang, sesuatu harus mendapatkannya.

Sebagai contoh, reaksi yang terjadi antara logam seng dengan larutan tembaga (II) sulfat

dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

K —–> K+ + e

-

Ke

Ag+

+ e- ——> Ag

II-3




FTI-ITS

Logam seng kehilangan dua elektron, sedangkan kation tembaga (II) mendapatkan dua

elektron yang sama. Logam seng teroksidasi. Tetapi, tanpa adanya kation tembaga (II),

tidak akan terjadi suatu apa pun. Kation tembaga (II) disebut zat pengoksidasi

(oksidator). Oksidator menerima elektron yang berasal dari spesies kimia yang telah

teroksidasi. Sementara kation tembaga (II) tereduksi karena mendapatkan elektron.

Spesies yang memberikan elektron disebut zat pereduksi (reduktor). Dalam hal

ini, reduktornya adalah logam seng. Dengan demikian,oksidator adalah spesies yang

tereduksi dan reduktor adalah spesies yang teroksidasi.

Baik oksidator maupun reduktor berada di ruas kiri (reaktan) persamaan redoks.

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. Sebelum membahas kedua jenis sel tersebut,

kita terlebih dahulu akan mempelajari metode penyetaraan reaksi redoks.

Persamaan reaksi redoks biasanya sangat kompleks, sehingga metode penyeteraan reaksi

kimia biasa tidak dapat diterapkan dengan baik. Dengan demikian, para kimiawan

mengembangkan 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.

Berikut ini penjelasan sekilas tentang metode setengah reaksi : persamaan redoks

yang belum setara diubah menjadi persamaan ion dan kemudian dipecah menjadi dua

reaksi paruh, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi; setiap reaksi paruh ini disetarakan

dengan terpisah dan kemudian digabungkan untuk menghasilkan ion yang telah

disetarakan; akhirnya, ion-ion pengamat kembali dimasukkan ke persamaan ion yang

telah disetarakan, mengubah reaksi menjadi bentuk molekulnya.

Zn(s) + CuSO4(aq) ——> ZnSO4(aq) + Cu(s)

Zn(s) + Cu2+

(aq) ——> Zn2+

(aq) + Cu(s) (persamaan ion bersih)

Sebenarnya, reaksi keseluruhannya terdiri atas dua reaksi paruh :

Zn(s) ——> Zn2+

(aq) + 2e-

Cu2+

(aq) + 2e- ——> Cu(s)

II-4




FTI-ITS

Sebagai contoh, saya akan menjelaskan langkah-langkah untuk menyetarakan persamaan

redoks berikut :

Pada pembahasan sebelumnya, kita telah mengetahui bahwa saat sepotong logam seng

dicelupkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, akan terjadi reaksi redoks. Logam seng

akan teroksidasi menjadi ion Zn2+

, sementara ion Cu2+

akan tereduksi menjadi logam

tembaga yang menutupi permukaan logam seng. Persamaan untuk reaksi ini adalah

sebagai berikut :

Ini merupakan contoh perpindahan elektron langsung. Logam seng memberikan dua

elektron (menjadi teroksidasi) ke ion Cu2+

yang menerima kedua elektron tersebut

(mereduksinya menjadi logam tembaga). Logam tembaga akan melapisi permukaan

logam seng.

Seandainya kedua reaksi paruh tersebut dapat dipisahkan, sehingga ketika logam

seng teroksidasi, elektron akan dilepaskan dan dialirkan melalui kawat penghantar untuk

mencapai ion Cu2+

(perpindahan elektron tidak langsung), kita akan mendapatkan

sesuatu yang bermanfaat. Selama reaksi kimia berlangsung, akan terjadi aliran elektron

yang menghasilkan energi listrik. Peralatan yang dapat mengubah energi kimia (reaksi

redoks) menjadi arus listrik (aliran elektron = energi listrik) dikenal dengan Sel

Volta atau Sel Galvani.

Salah satu contoh sel volta yang sering digunakan para kimiawan adalahSel

Daniell. Sel volta ini menggunakan reaksi antara logam Zn dan ion Cu2+

untuk

menghasilkan listrik. Sel Daniell diberi nama menurut penemunya, John Frederic Daniell,

seorang kimiawan Inggris yang menemukannya pada tahun 1836).

Pada Sel Daniell, sepotong logam seng dimasukkan ke dalam larutan seng (II) sulfat,

ZnSO4(aq), pada satu wadah. Sementara, sepotong logam tembaga juga dimasukkan ke

dalam larutan tembaga (II) sulfat, CuSO4(aq), pada wadah lainnya. Potongan logam

tersebut disebut elektroda yang berfungsi sebagai ujung akhir atau penampung elektron.

Fe2+

(aq) + Cr2O72-

(aq) ——> Fe3+

(aq) + Cr3+

(aq)

1. Menuliskan persamaan reaksi keseluruhan

Fe2+

+ Cr2O72-

——> Fe3+

+ Cr3+

2. Membagi reaksi menjadi dua reaksi paruh

Fe2+

——> Fe3+

Cr2O72-

——> Cr3+

Zn(s) + Cu2+

(aq) ——> Zn2+

(aq) +

Cu(s)

II-5




FTI-ITS

Kawat penghantar akan menghubungkan elektroda-elektrodanya. Selanjutnya, rangkaian

sel dilengkapi pula dengan jembatan garam. Jembatan garam, biasanya berupa tabung

berbentuk U yang terisi penuh dengan larutan garam pekat, memberikan jalan bagi ion

untuk bergerak dari satu tempat ke tempat lainnya untuk menjaga larutan agar muatan

listriknya tetap netral.

Sel Daniell bekerja atas dasar prinsip reaksi redoks. Logam sengteroksidasi dan

membebaskan elektron yang mengalir melalui kawat menuju elektroda tembaga.

Selanjutnya, elektron tersebut digunakan oleh ion Cu2+

yang

mengalami reduksi membentuk logam tembaga. Ion Cu2+

dari larutan tembaga (II) sulfat

akan melapisi elektroda tembaga, sedangkan elektroda seng semakin berkurang (habis).

Kation-kation di dalam jembatan garam berpindah ke wadah yang mengandung elektroda

tembaga untuk menggantikan ion tembaga yang semakin habis. Sebaliknya, anion-anion

pada jembatan garam berpindah ke sisi elektroda seng, yang menjaga agar larutan yang

mengandung ion Zn2+

tetap bermuatan listrik netral. Elektroda seng disebut anoda, yaitu

elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi oksidasi. Oleh karena anoda melepaskan

elektron, makaanoda kaya akan elektron sehingga diberi tanda negatif (kutub negatif).

Sementara, elektroda tembaga disebut katoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat

terjadinya reaksi reduksi.

Oleh karena katoda menerima elektron, maka katoda kekurangan elektron sehingga

diberi tanda positif (kutub positif). Reaksi yang terjadi pada masing-masing elektroda

(reaksi setengah sel) adalah sebagai berikut :

Munculnya arus listrik (aliran elektron) yang terjadi

dari anoda menujukatoda disebabkan oleh perbedaan potensial elektrik antara kedua

elektroda tersebut. Melalui percobaan, perbedaan potensial elektrik antara katoda dan

anoda dapat diukur dengan voltmeter dan hasilnya berupa potensial standar sel (E°sel).

Semakin besar perbedaan potensial elektrik, semakin besar pula arus listrik dan potensial

standar sel yang dihasilkan. Reaksi yang terjadi pada sel volta dapat dinyatakan dalam

bentuk yang lebih ringkas, yaitu notasi sel. Sesuai dengan kesepakatan,

reaksi oksidasidinyatakan di sisi kiri, sementara reaksi reduksi dinyatakan di sisi

kanan.Notasi sel untuk Sel Daniell adalah sebagai berikut :

Anoda (-) : Zn(s) ——> Zn2+

(aq) + 2e- ……………………. (1)

Katoda (+) : Cu2+

(aq) + 2e- ——> Cu(s)

……………………. (2)

Reaksi Sel : Zn(s) + Cu2+

(aq) ——> Zn2+

(aq) +Cu (s)..……… [(1) + (2)]

II-6




FTI-ITS

Saat konsentrasi ion Cu2+

dan Zn2+

masing-masing 1 M, terlihat padavoltmeter bahwa

besarnya potensial standar sel (E°sel) bagi Sel Danielladalah 1,10 V pada suhu 25°C. Oleh

karena reaksi sel merupakan hasil penjumlahan dari dua reaksi setengah sel,

maka potensial standar selmerupakan hasil penjumlahan dari dua potensial standar

setengah sel. Pada Sel Daniell, potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan

potensial elektroda Cu dan Zn. Dengan mengetahui potensial standar dari masing-masing

elektroda, kita dapat menentukan besarnya potensial standar sel lain yang

terbentuk. Potensial yang digunakan dalam pemahasan ini adalah potensial standar

reduksi.

Potensial standar reduksi masing-masing elektroda dapat ditentukan dengan

membandingkannya terhadap elektroda standar (acuan), yaituelektroda hidrogen standar

(SHE = Standard Hydrogen Electrode). Keadaan standar yang dimaksud adalah saat

tekanan gas H2 sebesar 1 atm, konsentrasi larutan ion H+

sebesar 1 M, dan dan

pengukuran dilakukan pada suhu 25°C. Sesuai dengan

kesepakatan, SHE memiliki potensial standar reduksi sebesar nol (E°red SHE = 0).

SHE dapat digunakan untuk menentukan besarnya potensial standar reduksi

(E°red) elektroda lainnya. Dengan demikian, kita dapat menyusun suatu daftar yang berisi

urutan nilai E°red elektroda-elektroda, dari yang terkecil (paling negatif) hingga yang

terbesar (paling positif). Susunan elektroda-elektroda tersebut di kenal dengan

istilah Deret Volta (deret kereaktifan logam).

Logam-logam yang terletak di sisi kiri H+

memiliki E°red bertanda negatif. Semakin ke

kiri, nilai E°red semakin kecil (semakin negatif). Hal ini menandakan bahwa logam-logam

tersebut semakin sulit mengalamireduksi dan cenderung mengalami oksidasi. Oleh sebab

itu, kekuatanreduktor akan meningkat dari kanan ke kiri. Sebaliknya, logam-logam yang

terletak di sisi kanan H+ memiliki E°red bertanda positif. Semakin ke kanan,

nilai E°red semakin besar (semakin positif). Hal ini berarti bahwa logam-logam tersebut

semakin mudah mengalami reduksi dan sulit mengalamioksidasi. Oleh sebab itu,

kekuatan oksidator akan meningkat dari kiri ke kanan. Singkat kata, logam yang terletak

Zn(s) / Zn2+

(aq) // Cu2+

(aq) / Cu(s)

2 H+

(1 M) + 2 e- ——> H2 (1 atm)

E°red = 0 V

Li – K – Ba – Sr – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Cr – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb

– H+ – Cu – Ag – Hg – Pt – Au

II-7




FTI-ITS

disebelah kanan relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami reduksi. Sementara,

logam yang terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam lainnya, akan

mengalami oksidasi. Logam yang terletak disebelah kiri relatif terhadap logam lainnya

mampu mereduksiion logam menjadi logam (mendesak ion dari larutannya menjadi

logam). Sebaliknya, logam yang terletak di sebelah kanan relatif terhadap logam lainnya

mampu mengoksidasi logam menjadi ion logam (melarutkan logam menjadi ion dalam

larutannya).

Sebagai contoh, kita ingin merangkai sebuah sel volta dengan menggunakan elektroda

Fe dan Ni. Berdasarkan susunan logam pada deret volta, logam Fe terletak di sebelah kiri

relatif terhadap logam Ni. Hal ini menandakan bahwa logam Ni lebih mudah tereduksi

dibandingkan logam Fe. Akibatnya, dalam sel volta, elektroda Ni berfungsi

sebagai katoda, sedangkan elektroda Fe berfungsi sebagai anoda. Reaksi yang terjadi

padasel volta adalah sebagai berikut :

Sesuai dengan kesepakatan, potensial sel (E°sel) merupakan kombinasi

dari E°red katoda dan E°red anoda, yang ditunjukkan melalui persamaan berikut :

Suatu reaksi redoks dapat berlangsung spontan apabila nilai E°sel positif. Reaksi tidak

dapat berlangsung spontan apabila nilai E°sel negatif. Reaksi yang dapat

berlangsung spontan justru adalah reaksi kebalikannya. Apabila larutan tidak dalam

keadaan standar, maka hubungan antarapotensial sel (Esel) dengan potensial sel standar

(E°sel) dapat dinyatakan dalam persamaan Nerst berikut ini :

Katoda (+) : Ni2+

+ 2 e- ——> Ni ……………………. (1)

Anoda (-) : Fe ——> Fe2+

+ 2 e- ……………………. (2)

Reaksi Sel : Fe + Ni2+

——> Fe2+

+ Ni …………… [(1) + (2)]

Notasi Sel : Fe / Fe2+

// Ni2+

/ Ni

E°sel = E° katoda – E° anoda

II-8




FTI-ITS

Selama proses reaksi redoks berlangsung, elektron akan mengalir

darianoda menuju katoda. Akibatnya, konsentrasi ion reaktan akan berkurang, sebaliknya

konsentrasi ion produk akan bertambah. Nilai Q akan meningkat, yang menandakan

bahwa nilai Esel akan menurun. Pada saat reaksi mencapai kesetimbangan, aliran elektron

akan terhenti. Akibatnya, Esel = 0dan Q = K (K= konstanta kesetimbangan kimia).

Dengan demikian, konstanta kesetimbangan kimia (K) dapat ditentukan melalui sel volta.

Melalui pembahasan persamaan Nerst, dapat terlihat bahwa besarnya potensial sel

dipengaruhi oleh konsentrasi. Dengan demikian, kita dapat merakit sel volta yang

tersusun dari dua elektroda yang identik, tetapi masing-masing memiliki konsentrasi ion

yang berbeda. Sel seperti ini dikenal dengan istilah Sel Konsentrasi.

Sebagai contoh, sel konsentrasi dengan elektroda Zn, masing-masing memiliki

konsentrasi ion seng sebesar 1,0 M dan 0,1 M. Larutan yang relatif pekat akan

mengalami reduksi, sementara larutan yang lebih encer mengalami oksidasi. Potensial

standar sel (E°sel) untuk sel konsentrasi adalah nol (0). Reaksi yang terjadi pada sel

konsentrasi Zn adalah sebagai berikut :

E sel = E°sel – (RT/nF) ln Q

Pada suhu 298 K (25°C), persamaan Nerst berubah menjadi sebagai berikut :

E sel = E°sel – (0,0257/n) ln Q

E sel = E°sel – (0,0592/n) log Q

Esel = potensial sel pada keadaan tidak standar

E°sel = potensial sel pada keadaan standar

R = konstanta gas ideal = 8,314 J/mol.K

T = suhu mutlak (K) [dalam hal ini, kita menggunakan temperatur kamar, 25°C

atau 298 K]

n = jumlah mol elektron yang terlibat dalam redoks

F = konstanta Faraday = 96500 C/F

Q = rasio konsentrasi ion produk terhadap konsentrasi ion reaktan

Katoda (+) : Zn2+

(1,0 M) + 2 e- ——> Zn

Anoda (-) : Zn ——> Zn2+

(0,1 M) + 2 e-

Reaksi Sel : Zn2+

(1,0 M) ——> Zn2+

(0,1 M)

Notasi Sel : Zn / Zn2+

(0,1 M) // Zn2+

(1,0 M) / Zn

Potensial sel konsentrasi dapat diperoleh melalui persamaan Nerst berikut :

E sel = E°sel – (0,0257/2) ln ([Zn2+] encer / [Zn2+] pekat)

E sel = 0 – (0,0257/2) ln [(0,1] / [1,0])

E sel = 0,0296 volt

II-9




FTI-ITS

Potensial sel konsentrasi umumnya relatif kecil dan semakin berkurang selama proses

reaksi berlangsung. Reaksi akan terus berlangsung hingga kedua wadah mencapai

keadaan konsentrasi ion sama. Apabila konsentrasi ion kedua wadah telah sama, Esel =

0 dan aliran elektron terhenti. Aplikasi pengetahuan sel volta dapat ditemukan dalam

kehidupan sehari-hari. Salah satu contoh aplikasi sel volta adalah penggunaan batu

baterai.Baterai adalah sel galvani, atau gabungan dari beberapa sel galvani , yang dapat

digunakan sebagai sumber arus listrik. Beberapa jenis baterai yang kita gunakan dalam

kehidupan sehari-hari, antara lain :

1. The Dry Cell Battery

Dikenal dengan istilah sel Leclanche atau batu baterai kering. Pada batu baterai

kering, logam seng berfungsi sebagai anoda. Katodanya berupa batang grafit yang berada

di tengah sel. Terdapat satu lapis mangan dioksida dan karbon hitam mengelilingi batang

grafit dan pasta kental yang terbuat dari amonium klorida dan seng (II) klorida yang

berfungsi sebagai elektrolit. Potensial yang dihasilkan sekitar 1,5 volt.

Reaksi selnya adalah sebagai berikut :

Pada batu baterai kering alkalin (baterai alkalin), amonium klorida yang bersifat asam

pada sel kering diganti dengan kalium hidroksida yang bersifat basa (alkalin). Dengan

bahan kimia ini, korosi pada bungkus logam seng dapat dikurangi.

2. The Mercury Battery

Sering digunakan pada dunia kedokteran dan industri elektronik. Sel merkuri

mempunyai struktur menyerupai sel kering. Dalam baterai ini, anodanyaadalah logam

seng (membentuk amalgama dengan merkuri), sementarakatodanya adalah baja (stainless

steel cylinder). Elektrolit yang digunakan dalam baterai ini adalah merkuri (II) Oksida,

HgO. Potensial yang dihasilkan sebesar 1,35 volt. Reaksi selnya adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : 2 NH4+

(aq) + 2 MnO2(s) + 2 e

- ——> Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l)

Anoda (-) : Zn(s) ——> Zn2+

(aq) + 2 e-

Reaksi Sel : 2 NH4+

(aq) + 2 MnO2(s) + Zn(s) ——> Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l) +

Zn2+

(aq)

Katoda (+) : HgO(s) + H2O(l) + 2 e- ——> Hg(l) + 2 OH

-(aq) …………………..(1)

Anoda (-) : Zn(Hg) + 2 OH-(aq) ——> ZnO(s) + H2O(l) + 2 e

-………….. (2)

Reaksi sel : Zn(Hg) + HgO(s) ——> ZnO(s) + Hg(l) ………………………. [(1) + (2)]

II-10




FTI-ITS

3. The Lead Storage Battery

Dikenal dengan sebutan baterai mobil atau aki/accu. Baterai penyimpan plumbum

(timbal) terdiri dari enam sel yang terhubung secara seri. Anoda pada setiap sel adalah

plumbum (Pb), sedangkan katodanya adalah plumbum dioksida (PbO2). Elektroda

dicelupkan ke dalam larutan asam sulfat (H2SO4). Reaksi selnya pada saat pemakaian aki

adalah sebagai berikut :

Pada kondisi normal, masing-masing sel menghasilkan potensial sebesar 2 volt. Dengan

demikian, sebuah aki dapat menghasilkan potensial sebesar 12 volt. Ketika reaksi diatas

terjadi, kedua elektroda menjadi terlapisi oleh padatan plumbum (II) sulfat, PbSO4, dan

asam sulfatnya semakin habis.

Semua sel galvani menghasilkan listrik sampai semua reaktannya habis, kemudian

harus dibuang. Hal ini terjadi pada sel kering dan sel merkuri. Namun, sel aki dapat diisi

ulang (rechargeable), sebab reaksi redoksnya dapat dibalik untuk menghasilkan reaktan

awalnya. Reaksi yang terjadi saat pengisian aki merupakan kebalikan dari reaksi yang

terjadi saat pemakaian aki.

4. The Lithium-Ion Battery

Digunakan pada peralatan elektronik, seperti komputer, kamera digital, dan telepon

seluler. Baterai ini memiliki massa yang ringan sehingga bersifatportable. Potensial yang

dihasilkan cukup besar, yaitu sekitar 3,4 volt.Anodanya adalah Li dalam grafit,

sementara katodanya adalah oksida logam transisi (seperti CoO2). Elektrolit yang

digunakan adalah pelarut organik dan sejumlah garam organik.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

5. Fuel Cell

Dikenal pula dengan istilah sel bahan bakar. Sebuah sel bahan bakar hidrogen-

oksigen yang sederhana tersusun atas dua elektroda inert dan larutan elektrolit, seperti

Katoda (+) : PbO2(s) + 4 H+

(aq) + SO42-

(aq) + 2 e- ——> PbSO4(s) + 2 H2O(l)

Anoda (-) : Pb(s) + SO42-

(aq) ——> PbSO4(s) + 2 e-

Reaksi sel : PbO2(s) + Pb(s) + 4 H+

(aq) + 2 SO42-

(aq) ——> 2 PbSO4(s)+ 2 H2O(l)

Katoda (+) : Li+

(aq) + CoO2(s) + e

- ——> LiCoO2(s)

Anoda : Li(s) ——> Li+

(aq) + e

-

Reaksi sel : Li(s) + CoO2(s) ——> LiCoO2(s)

II-11




FTI-ITS

kalium hidroksida. Gelembung gas hidrogen dan oksigen dialirkan pada masing-masing

elektroda. Potensial yang dihasilkan adalah sebesar 1,23 volt.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Korosi adalah persitiwa teroksidasinya besi membentuk karat besi (Fe2O3.xH2O). Korosi

besi disebabkan oleh beberapa faktor, seperti adanya air, gas oksigen, dan asam. Karat

besi dapat mengurangi kekuatan besi. Oleh karena itu, korosi besi harus dicegah.

Korosi merupakan salah satu reaksi redoks yang tidak diharapkan. Reaksi yang terjadi

selama proses korosi adalah sebagai berikut :

Ion Fe2+

akan teroksidasi kembali oleh sejumlah gas oksigen menghasilkan ion

Fe3+

(karat besi). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Untuk melindung logam besi dari proses korosi, beberapa metode proteksi dapat

diterapkan, antara lain :

1.Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan cat

2.Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan minyak (gemuk)

3.Melapisi permukaan logam besi dengan oksida inert (seperti Cr2O3 atau Al2O3)

4.Proteksi Katodik (Pengorbanan Anoda)

Suatu metode proteksi logam besi dengan menggunakan logam-logam yang lebih

reaktif dibandingkan besi (logam-logam dengan E°red lebih kecil dari besi), seperti seng

dan magnesium. Dengan metode ini, logam-logam yang lebih reaktif tersebut akan

teroksidasi, sehingga logam besi terhindar dari peristiwa oksidasi. Oleh karena logam

pelindung, dalam hal ini ―mengorbankan diri‖ untuk melindungi besi, maka logam

tersebut harus diganti secara berkala.

Katoda (+) : O2(g) + 2 H2O(l) +4 e- ——> 4 OH

-(aq)

Anoda (-) : 2 H2(g) + 4 OH-(aq)

——> 4 H2O(l) + 4 e-

Reaksi sel : O2(g) + 2 H2(g) ——> 2 H2O(l)

Katoda (+) : O2(g) + 4 H+

(aq) + 4 e- ——> 2 H2O(l)

Anoda (-) ` : 2 Fe(s) ——> 2 Fe2+

(aq) + 4 e

-

Reaksi sel : 2 Fe(s) + O2(g) + 4 H+

(aq) ——> 2 Fe2+

(aq) + 2 H2O(l)

E°sel = +1,67 volt

4 Fe2+

(aq) + O2(g) + (4+2x) H2O(l) ——> 2 Fe2O3.xH2O(s) + 8 H+

(aq)

II-12




FTI-ITS

5.Melapisi permukaan logam besi dengan logam lain yang inert terhadap korosi

Metode ini menggunakan logam-logam yang kurang reaktif dibandingkan besi (logam-

logam dengan E°red lebih besar dari besi), seperti timah dan tembaga. Pelapisan secara

sempurna logam inert pada permukaan logam besi dapat mencegah kontak besi dengan

agen penyebab korosi (air, asam, dan gas oksigen). Akan tetapi, apabila terdapat cacat

atau terkelupas (tergores), akan terjadi percepatan korosi.

III-1

BAB III

METODOLOGI PERCOBAAN

III.1 Variabel Percobaan

1.Variabel Bebas : Konsentrasi CuSO4 dan ZnSO4 : 0,95 N; 0,85 N; 0,75 N;

0,65N;0,55N;0,45 N; 0,35 N; 0,20 N; dan0,15 N

2. Variabel Terikat : Besarnya voltase

3. Variabel Kontrol : Volumemasing-masinglarutan

III.2AlatPercobaan

1. Beaker glass

2. Benang

3. Erlenmeyer

4. Gelas ukur

5. Kaca arloji

6. Labu ukur

7. Pipet tetes

8. Selang

9. Spatula

10. Timbangan elektrik

11. Voltmeter

III.3BahanPercobaan

1. Aquades

2. Larutan CuSO4

3. Lempenglogam Cu

4. LarutanZnSO4

5. LempenglogamZn

III.4ProsedurPercobaan

1. Menghitung berat CuSO4 dan ZnSO4 sesuai variabel yang telah ditentukan.

2. Menimbang padatan CuSO4 dan ZnSO4.

3. Melarutkan padatan CuSO4 dan ZnSO4 dengan aquades ke dalam labu ukur 500 ml.

III-2

Bab IIIMetodologiPercobaan


Program Studi DIII Teknik Kimia

FTI-ITS

4. Mengencerkan larutan CuSO4 dan ZnSO4 sesuai dengan variabel konsentrasi yang

telah ditentukan yaitu0,95 N; 0,85 N; 0,75 N; 0,65 N; 0,55N; 0,45 N; 0,35 N;

0,20 N; dan 0,15 N.

5. Mengisi beaker glass yang berisi lempengan logam tembaga dengan larutan CuSO4

dengan konsentrasi pertama 0,95 N.

6. Mengisi beaker glass lain yang berisi lempengan logam Zn dengan larutan ZnSO4

dengan konsentrasi pertama 0,95N.

7. Menghubungkan kedua beaker glass dengan jembatan garam NaCl.

8. Menghubungkan kutub negatif voltmeter pada elektroda tembaga dan kutub positif

pada elektroda logam Zn.

9. Mengamati voltase yang terjadi hingga keadaan konstan dan mencatatnya.

10. Mengulangi percobaan sebanyak 3 kali pada setiap variabel konsentrasi.

III-3




FTI-ITS

III.5Diagram AlirPercobaan

Menghitung beratCuSO4 dan ZnSO4 sesuai variabel yang telah

ditentukan.

Melarutkan padatan CuSO4 dan ZnSO4 dengan aquades ke dalam labu

ukur 500 ml.

Mengisi beaker glass yang berisi lempengan logam tembaga dengan

larutan CuSO4 dengan konsentrasi pertama 0,95 N.

Mulai

Menimbang padatan CuSO4 dan ZnSO4

Mengencerkan larutan CuSO4 dan ZnSO4 sesuai dengan variabel

konsentrasi yang telah ditentukan yaitu 0,95 N; 0,85 N; 0,75 N; 0,65 N;

0,55 N; 0,45 N; 0,35 N; 0,20 N; dan 0,15 N.

Mengisi beaker glass lain yang berisi lempengan logam Zn dengan

larutan ZnSO4 dengan konsentrasi pertama 0,95N.

A

III-4




FTI-ITS

Menghubungkan kutub negatif voltmeter pada elektroda tembaga dan

kutub positif pada elektroda sampel.

Menghubungkan kedua beaker glass dengan jembatan garam NaCl.

Selesai

Mengamati voltase yang terjadi hingga keadaan konstan dan

mencatatnya.

Mengulangi percobaan sebanyak 3 kali pada setiap variabel

konsentrasi yang telah ditentukan

A

III-5




FTI-ITS

III.6GambarAlatPercobaan

Beaker Glass Erlenmeyer

Labu Ukur Gelas Ukur

Spatula Kaca Arloji

III-6




FTI-ITS

Pipet Tetes Selang

Voltmeter

IV-1

BAB IV

HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN

IV.1 Hasil Percobaan

Tabel IV.1 Hasil Percobaan Potensial Sel

Konsentrasi CuSO4

dan ZnSO4

Voltage ( V )

Rata – Rata (V)

I II III

0,95N 87,2 80,9 79,8 82,6333

0,85 N 82,5 78,0 77,2 79,2333

0,75 N 76,1 71,3 68,4 71,9333

0,65N 68,2 63,7 65,6 65,8333

0,55 N 58,2 55,7 59,1 57,6667

0,45 N 49,6 52,0 45,6 49,0667

0,35 N 44,7 56,2 44,5 48,4667

0,20 N 53,9 36,8 42,4 44,3667

0,15 N 24,2 40,7 55,0 39,9667

IV.3. Pembahasan

Berdasarkan hasil pengamatan dari proses percobaan yang telah dilakukan,

larutan CuSO4 dan ZnSO4 yang dihubungkan dengan jembatan garam berupa selang

yang berisi larutan NaCl jenuh bertindak sebagai elektrolit. Sedangkan logam yang

dimasukkan pada kedua larutan itu disebut elektrode.

Elektrodepadaseliniterbuatdaritembaga (Cu) dan seng (Zn). Tembaga berfungsi

sebagai katode (+), sedangkan seng berfungsi sebagai anode (-).

Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta sebagai berikut :

(anode) : Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2e

(katode) : Cu2+

(aq) + 2e → Cu(s)

Reaksisel : Zn(s) + Cu2+

(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s)

IV-2

Bab IV HasilPercobaandanPembahasan



FTI - ITS

Gambar IV.1 Gambar Proses pada Percobaan

Gambar diatas menunjukkan proses yang terjadi pada sel volta, mula-mula

logam seng mengalami oksidasi dengan melepaskan electron dan membentuk ion

Zn2+

(aq). Elektron tersebut akan mengalir melalui pipa penghubung, selanjutnya

diterima oleh ion Cu2+

untuk membentuk endapan logam tembaga (Cu). Akibatnya

larutan CuSO4 semakin berkurang konsentrasinya, sedangkan elektroda Cu2+

(katode)

semakin bertambah massanya elektron yang dilepaskan tadi bergerak melalui logam Zn

sehingga terjadi beda potensial dalam sel tersebut. Sementara itu, logam Zn semakin

berkurang massanya karena berubah menjadi ion Zn2+

sehingga jumlah ion Zn2+

dalam

laruta semakin bertambah. Penambahan ion Zn2+

ini tidak seimbang dengan jumlah

anion SO42-

yang tetap. Karena ion positif dan negative tidak seimbang. Anion SO42-

yang berasal dari jembatan garam akan masuk kedalam larutan yang mengandung ion

Zn2+

(daerahanode). Akibatnya larutan di daerah anode semakin pekat.

Penulisan reaksi sel tersebutdapat disederhanakan dalam bentukn otasi sel

berikut:

Reaksi oksidsasi terjadi di anode karena logam Zn teroksidasi dengan

melepaskan elektronnya menjadi ion Zn2+

. dan pada katoda terjadi reaksi reduksi

dimana ion Cu2+

dalam larutan CuSO4 mengendap menjadi Cu. Dalam menentukan

beda potensial pada sel volta digunakan voltmeter dengan skala 2000 m, dari variabel

konsentrasi yang digunakan didapatkan bahwa pada konsentrasi larutan CuSO4 dan

Zn(s) | Zn2+

|| Cu2+

| Cu(s)

IV-3




FTI - ITS

ZnSO4 0,95 N dengan hasil pada percobaan pertama sebesar 87,2 V, percobaan kedua

sebesar 80,9 V, dan percobaan ketiga sebesar 79,8 V. Sehingga didapatkan rata-rata

beda potensial pada sel volta sebesar 82,6333 V. Pada konsentrasi ini voltase yang

dihasilkan merupakan yang terbesar dibandingkan dengan variabel konsentrasi yang

lain. Hal ini dikarenakan 0,95 N merupakan variabel konsentrasi tertinggi yang

digunakan dalam percobaan potensial sel ini. Dalam teori juga menyebutkan bahwa

semakin besar konsentrasi larutan yang dipakai dalam percobaan potensial sel maka

voltase yang dihasilkan semakin besar pula. Karena semakin pekat suatu larutan maka

ion yang dihasilkan selama proses reaksi redoks semakin banyak pula, begitu juga

dengan elektron yang mengalir pada batang elektoda sehingga dengan banyaknya

elektron tersebut menimbulkan beda potensial yang besar. Berbeda halnya dengan pada

konsentrasi terkecil, dalam percobaan ini konsentrasi terkecilnya 0,15 N. Pada perobaan

pertama menghasilkan voltase sebesar 24,2 V, percobaan kedua sebesar 40,7 V,

percobaan ketiga sebesar 55,0 V. Sehingga didpatkan rata-rata voltase sebesar 39,9667

V. Voltase rata-rata ini merupakan voltase terkecil yang didapakan dalam percobaan ini.

Hal ini dikarenakan konsentrasi larutan yang dipakai adalah konsentrasi terlemah

sehingga untuk melakukan proses reaksi redoks jumlah ion yang dihasilkan sedikit dan

elektron yang dihasilkan pun sedikit sehingga voltase yang dihasilkan sedikit pula yakni

39,9667 V.

Perhitunganhargapotensialseldariselvolta di atasadalahsebagaiberikut:

(anode) : Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2e Eo= +0,76 Volt

(katode) : Cu2+

(aq) + 2e → Cu(s) Eo= + 0,34 Volt +

Reaksisel : Zn (s) + Cu2+

(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s) Eosel = +2,00 Volt

Cu bertindaksebagaikatode, sedangkan Znbertindaksebagaianode, berarti :

Eosel = E

oreduksi- E

ookisdasi

Eosel= (+0,34 V) – (-0,76 V)

= + 2,00 V

Karena harga Eo

sel yang diperoleh hasilnya positif maka reaksi terjadi secara spontan

pada sel volta ini.

IV-4




FTI - ITS

Grafik IV.1 Grafik Potensial Sel dengan Larutan CuSO4 dan ZnSO4

Grafik diatas menunjukkan bahwa besar konsentrasi berbanding lurus dengan

beda potensial yang dihasilkan. Hal tersebut sesuai dengan teori bahwa semakin besar

konsentrasi yang digunakan maka semakin besar pula nilai beda potensial yang

didapatkan. Hal ini disebabkan karena jika konsentrasi larutan yang digunakan dalam

percobaan sel volta ini semakin besar maka ion-ion yang larut dalam larutan semakin

banyak. Ion tersebut membawa electron menuju logam sehingga terjadilah beda

potensial. Dari sinilah dapat kita ketahui bahwa jika semakin banyak ion yang terlarut

dalam larutan maka semakin besar pula harga beda potensial yang didapatkan.

20

30

40

50

60

70

80

90

0,95 0,85 0,75 0,65 0,55 0,45 0,35 0,20 0,15

Volt

ase

(V

)

Konsentrasi CuSO4 dan ZnSO4 (N)

I

II

III

Rata-rata

V-1

BAB V

KESIMPULAN

1. 2 elektroda atau 2 logam yang digunakandalamrangkaianselvoltayaitulogamseng(Zn)

danlogamtembaga (Cu) ternyatadapatmenghasilkanenergilistik, tetapijumlahenergilistrik

yang dihasilkansangatkecil, 2 elektroda atau 2 logam yang

digunakanhanyamenghasilkanbedapotensial sebesar 1,2 V.

2. Reaksi yang berlangsungdalam rangkaian sel voltaadalahreaksi spontan,

syaratuntukmenghasilkanenergilistrikadalahreaksinyaharusberlangsungspontan.Sehingga

dapat diketahui bahwa E0selnya bernilai positif dengan nilai 2,00 V.

3. Semakin besar konsentrasi semakin besar pula beda potensial yang dihasilkan.

4. Nilai voltase rata-rata maksimal bernilai 82,6333 volt dan nilai voltase rata-rata minimum

bernilai 39,9667 volt.

vi

DAFTAR PUSTAKA

Ahmadi, Imam. (2008). Retrieved from www.imamahmadi.wordpress.com/sel-volta/

Ratna dkk;. (2009). Retrieved from http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-

smk/kelas_x/potensial-sel-reaksi-sel-dan-penentuan-potensial-reduksi/

Sukardjo. (2002).

Wikipedia. (2013). Retrieved from http://id.wikipedia.org/wiki/Elektroda

viI

DAFTAR NOTASI

Notasi Satuan Keterangan

Mr gram/mol Massa molekulrelatif

m Gram massa

M mol/liter larutan Molaritas

n Mol mol

N gram ekuivalen/liter larutan Normalitas

v Ml Volume

Eo V Volt

viiI

APPENDIKS

Perhitungan berat ZnSO4

N = M x e

0,38 = M x 2

M = 0,19 M

M = gr

Mrx

1000

V

0,19 = gr

161x

1000

500

gr= 15,295 gram

Perhitungan berat CuSO4

N = M x e

0,38 = M x 2

M = 0,19 M

M = gr

Mrx

1000

V

0,19 = gr

159,5x

1000

500

gr= 15,1525gram

Perhitungankonsentasi larutan ZnSO4

1. V1 . N1= V2 . N2

V1 . 0,38 = 150 . 0,14

V1 = 150 .0,14

0,38

V1 = 55,26 ml ZnSO4 + 99,74 ml H2O

2. V1 . N1= V3. N3

V1 . 0,38 = 150 . 0,17

V1 = 150 .0,17

0,38

V1 = 67,11 ml ZnSO4 + 82,89 ml H2O

viiI

3. V1 . N1= V4 . N4

V1 . 0,38 = 150 . 0,20

V1 = 150 .0,20

0,38

V1 = 78,95 ml ZnSO4 + 71,05 ml H2O

4. V1 . N1= V5 . N5

V1 . 0,38 = 150 . 0,23

V1 = 150 .0,23

0,38

V1 = 90,79 ml ZnSO4 + 59,21 ml H2O

5. V1 . N1= V6 . N6

V1 . 0,38 = 150 . 0,26

V1 = 150 .0,26

0,38

V1 = 102,63 ml ZnSO4 + 47,37 ml H2O

6. V1 . N1= V7 . N7

V1 . 0,38 = 150 . 0,29

V1 = 150 .0,29

0,38

V1 = 114,47 ml ZnSO4 + 45,53 ml H2O

7. V1 . N1= V8 . N8

V1 . 0,38 = 150 . 0,32

V1 = 150 .0,32

0,38

V1 = 126,37 ml ZnSO4 + 23,63 ml H2O

8. V1 . N1= V9 . N9

V1 . 0,38 = 150 . 0,35

V1 = 150 .0,35

0,38

V1 = 138,16 ml ZnSO4 + 11,84 ml H2O

viiI

Perhitungan konsentrasi larutan CuSO4

1. V1 . N1= V2 . N2

V1 . 0,38 = 150 . 0,14

V1 = 150 .0,14

0,38

V1 = 55,26 ml ZnSO4 + 99,74 ml H2O

2. V1 . N1= V3. N3

V1 . 0,38 = 150 . 0,17

V1 = 150 .0,17

0,38

V1 = 67,11 ml ZnSO4 + 82,89 ml H2O

3. V1 . N1= V4 . N4

V1 . 0,38 = 150 . 0,20

V1 = 150 .0,20

0,38

V1 = 78,95 ml ZnSO4 + 71,05 ml H2O

4. V1 . N1= V5 . N5

V1 . 0,38 = 150 . 0,23

V1 = 150 .0,23

0,38

V1 = 90,79 ml ZnSO4 + 59,21 ml H2O

5. V1 . N1= V6 . N6

V1 . 0,38 = 150 . 0,26

V1 = 150 .0,26

0,38

V1 = 102,63 ml ZnSO4 + 47,37 ml H2O

viiI

6. V1 . N1= V7 . N7

V1 . 0,38 = 150 . 0,29

V1 = 150 .0,29

0,38

V1 = 114,47 ml ZnSO4 + 45,53 ml H2O

7. V1 . N1= V8 . N8

V1 . 0,38 = 150 . 0,32

V1 = 150 .0,32

0,38

V1 = 126,37 ml ZnSO4 + 23,63 ml H2O

8. V1 . N1= V9 . N9

V1 . 0,38 = 150 . 0,35

V1 = 150 .0,35

0,38

V1 = 138,16 ml ZnSO4 + 11,84 ml H2O

Untuk mencari Voltase rata-rata , maka :

Vrata-rata= VI + VII +VIII

3

1. VR= 40,4 + 39,7 + 39,5

3 = 39,8666 V

2. VR= 65,3+61,3+52,7

3 =59,7666 V

3. VR= 35,0 +35,1+35,4

3 =35,1666 V

4. VR= 33,7 +34,3+34,0

3 =34 V

5. VR= 38,9 +38,5+38,4

3 =38,6 V

6. VR= 39,6 +41,7+39,7

3 =40,3333 V

7. VR= 35,4 +35,6+35,8

3 =35,6 V

8. VR= 40,6 +41,6+41,8

3 =41,3333 V

9. VR= 37,6 +41,2+41,0

3 =39,9333 V

ia.10.potensial sel

Documents