laporan eletrolisis garam alkali

8/11/2019 Laporan Eletrolisis Garam Alkali

1/14

I. Judul Percobaan : Elektrolisis Garam Alkali

II. Tujuan :

- Mahasiswa memahami cara menguraikan senyawa

- Mahasiswa dapat menerangkan konsep elektrokimia sebagai salah satu cara untuk

menguraikan senyawa

III. Metodologi Percobaan

3.1 Alat dan Bahan

3.1.1 Alat

- Pipa U

- Beaker glass

- Gabus

- Elektroda karbon

- Korek api kayu

- Power supply

- Kabel

-

Pipet tetes

- Batang pengaduk

3.1.2 Bahan

- Larutan Na2CO3

- Larutan NaCl

- Indikator pp


2/14

3.2 Skema Kerja

- Dimasukkan dalam pipa U sampai kurang lebih 2 cm dari mulut pipa

- Ditutup masing-masing mulut dengan gabus yang sudah diberi elektroda

- Dihubungkan kedua elektroda dengan kabel

- Diberi arus listrik dengan beda potensial 3 v

- Dilakukan elektrolisis selama 20 menit

- Dicatat semua fenomena yang terjadi selama proses berlangsung

- Dimatikanpower supplydan dicatat arusnya

- Dilepas elektroda yang terdapat pada mulut pipa

- Diuji masing-masing mulut pipa menggunakan korek api yang membara

- Ditetesi menggunakan indikator pp

- Diulangi langkah 1-10 menggunakan larutan NaCl 0,5 M

Larutan Na2CO3 0,5 M

Hasil


3/14

IV. Pembahasan

4.1 Hasil

4.1.1 Elektrolisis selama 20 menit

No. Larutan Fenomena yang Terjadi Arus yang

dihasilkan (mA)Katoda Anoda

1. Na2CO3 Terdapat sedikit

gelembung pada

permukaan

elektroda karbon

Terdapat banyak

gelembung pada

elektroda karbon

202

2. NaCl Terdapat sedikitgelembung pada

permukaan

elektroda karbon

Terdapat banyakgelembung pada

elektroda karbon

181

4.1.2 Uji bara api

No. Larutan Fenomena yang Terjadi

Katoda Anoda

1. Na2CO3 Api langsung padam

ketika didekatkan pada

mulut pipa

Nyala api lebih lama dan

semakin membesar

2. NaCl Api mengecil lalu

padam

Nyala api lebih besar

4.1.3 Uji indikator pp

No. Larutan Fenomena yang Terjadi

Katoda Anoda

1. Na2CO3 Larutan berwarna

merah muda

Larutan berwarna merah

muda

2. NaCl Larutan berwarna

merah muda

Larutan tidak berwarna


4/14

4.2 Pembahasan

Elektrokimia adalah ilmu yang memepelajari aspek elektronik dan reaksi kimia. Elemen

yang digunakan dalam reaksi ini dikarakteristikkan dengan banyaknya elektron yang dimiliki.

Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan electron bebas dari suatu logam kepada

komponen di dalam larutan. Sel elektrokimia adalah alat yang digunakan untuk

melangsungkan reaksi elektrokimia. Sel elektrokimia terdapat dua macam yaitu sel volta dan

sel elektrolisis (Anonim, 2014).

Sel volta atau sel galvani adalah sel elektrokimia yang melibatkan reaksi redoks dengan

menghasilkan arus listrik. Sel volta terdiri atas anoda dan katoda. Anoda atau elektroda

negatif adalah tempat berlangsungnya reaksi oksidasi, sedangkan reduksi (elektroda positif)

adalah tempat berlangsungnya reaksi reduksi. Gambar 4.1 (a) merupakan rangkaian sel

volta. Logam X mempunyai potensial reduksi lebih positif dibandingkan logam Y. Logam Y

akan bertindak sebagai anoda, sedangkan logam X bertindak segai katoda. Sel volta

dilengkapi dengan jembatan garam yang mengandung ion positif dan negatif untuk

menetralkan muatan positif dan negative dalam larutan elektrolit.

a. b.

Gambar 4.1 Rangkaian Sel Galvani (a) dan Contoh Sel Galvani mengggunakan Elektroda Seng

dan Tembaga (Salim dan Sunarto, 2014).

Gambar 4.1 (b) adalah contoh sel galvani menggunakan elektroda seng dan tembaga.

Elektron akan mengalir dari elektroda Zn ke Cu. Elektron akan mengalir mengalir dari anoda

ke katoda. Zn merupakan logam yang mempunyai potensial yang lebih negatif sehingga akan


5/14

mengalami oksidasi dan membuatnya kehilangan dua elektron dan menghasilkan Zn2+

.

Elektron akan mengalir ke katoda yang merupakan logam Cu dan akan berinteraksi dengan

ion-ion tembaga dan membentuk logam Cu. Elektroda Zn akan terkikis sedangkan pada

elektroda tembaga akan mengalami penebalan. Reaksi oksidasi pada logam Zn dan oksidasi

pada logam Cu adalah (Salim dan Sunarto, 2014).

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian suatu elektrolit oleh suatu arus listrik.

Elektrolisis ini merupakan kebalikan sel volta. Sel volta merubah energi kimia menjadi energi

listrik, namun pada sel elektrolisis energi listrik diubah menjadi energi kimia. Arus listrik

mengalir ke dalam suatu larutan atau leburan elektrolit, akan diperoleh reaksi redoks yang

terjadi dalam sel elektrolisis (Hiskia, 1992).

Sel elektrolisis banyak digunakan secara luas di masyarakat. Salah satu contohnya

adalah pengisian baterai aki. Baterai aki ini diisi kembali dengan mengubah energi listrik

yang diberikan menjadi energi kimia. Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta.

Perbedaannya adalah pada sel elektrolisis menggunakan voltmeter sedangkan pada sel volta

menggunakan sumber arus berupa baterai (Setiasih, 2014).

Perubahan energi yang terjadi dalam sel elektrolisis yaitu energi listrik menjadi energi

kimia. Hubungan kuantitatif antara jumlah muatan listrik yang digunakan dan jumlah zat

yang terlibat dalam reaksi telah dirumuskan oleh Faraday. Hal ini dapat terjadi karena

melibatkan reaksi reduksi-oksidasi yang mengandalkan peran partikel bermuatan sebagai

bahan pengantar bermuatan listrik. Air merupakan elektrolit sangat lemah, yang dapat

mengalami ionisasi menjadi ion-ion H

+

dan OH

-

. ()

() ()

Alasan tersebut membuar air sangat dimungkinkan untuk dielektrolisis menjadi gas H2dan

O2. Gas H2diperoleh pada katoda karena reaksi reduksi ion H+, sedangkan gas O2diperoleh

pada anoda karena terjadi reaksi oksidasi OH-. Perubahan kualitatif dalam sel elektrolisis ini

dapat mempengaruhi perubahan kuantitatif zat yang ada dalam sel elektrolisis maupun

perubahan kuantitatif zat yang ada dalam sel elektrolisis tersebut. Sejumlah arus listrik yang

dialirkan dalam suatu sel elektrolisis pada waktu tertentu akan mengakibatkan terjadinya


6/14

perubahan temperatur pada sistem yang menunjukkan bahwa telah terjadi suatu perubahan

dalam sistem tersebut (Respati, 1992).

Reaksi-reaksi elektrolisis bergantung pada potensial elektrodanya. Sel elektrolisis pada

katoda bermuatan negatif, sedangkan anoda bermuatan positif. Kation direduksi di katode

sedangkan anion dioksidasi di anode. Elektrolisis mempunyai banyak kegunaan diantaranya

yaitu dapat memperoleh unsur-unsur logam, halogen, gas hidrogen dan gas oksigen,

kemudian dapat menghitung konsentrasi ion logam, proses penyepuhan, dan pemurnian

logam (Sastrohamidjojo, 2005).

Percobaan ini tentang elektrolisis garam alkali yang bertujuan agar mahasiswa dapat

memahami cara menguraikan senyawa dan menerapkan konsep elektrokimia sebagai salah

satu caranya. Elektrolisis pertama yang dilakukan adalah menggunakan larutan natrium

karbonat (Na2CO3). Dua hal yang penting dalam proses elektrolisis adalah elektroda dan

larutan elektrolit. Elektroda yang digunakan adalah elektroda karbon berfungsi sebagai

tempat berlangsungnya reaksi. Elektroda ini dihubungkan dengan kabel pada terminal positif

adalah anoda, sedangkan yang terhubung dengan terminal negatif adalah katoda. Anoda

menarik elektron atau anion yang akan dioksidasi menjadi gas sehingga bermuatan dositif,

sedangkan kation bermuatan negatif karena menarik kation yang akan tereduksi menjadi

endapan logam. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan natrium karbonat. Larutan

ini dimasukkan ke dalam pipa U lalu dimasukkan elektroda karbon. Larutan kemudian dialiri

arus dan dielektrolisis selama 20 menit.

Fenomena yang terjadi adalah banyaknya gelembung yang dihasilkan pada anoda dan

sedikit gelembung pada katoda. Larutan natrium karbonat mengalami ionisasi karena

merupakan larutan elektrolit menjadi ion natrium dan karbonat seperti reaksi berikut

Na2CO3(aq) Na+ (aq) + CO 32-

(aq)

Elektrolisis larutan ini terjadi pada anoda dan katoda. Anoda terjadi reaksi oksidasi yaitu ion

CO32-

dan H2O, sedangkan pada katoda mengalami reduksi yaitu Na+ dan H2O. Reaksi

setengah sel yang terjadi pada anoda dan mengalami oksidasi hanya H2O. Hal tersebut

disebabkan karena ion CO32-

merupakan sisa asam oksi yang susah untuk dioksidasi,

sehingga hanya H2O yang teroksidasi menghasilkan gas Oksigen (O2). Gas O2 inilah yang

menempel pada permukaan anoda. Reaksi reduksi pada katoda juga melibatkan H2O karenaNa

+ merupakan ion dari logam glongan IA dengan potensial yang sangat negatif sehingga


7/14

sulit untuk direduksi dan H2O tereduksi menghasilkan gas H2 pada permukaan katoda.

Jumlah gas yang terbentuk pada katoda dan anoda berbeda, karena gelembung pada anoda

yang merupakan gas O2 lebih banyak dibandingkan dengan gas H2 pada katoda. Hal tersebut

terjadi karena sifat gas O2 yang sedikit larut di dalam air dan gas H2 yang bersifat tidak larut

di dalam air dan mudah bereaksi dengan gas O2dari udara.

Reaksi yang terjadi pada Anoda dan Katoda yaitu

Anoda (Oksidasi) : 2 H2O (l) O2 (g)+ 4 H+

(aq) + 4e

Katoda (Reduksi) : 4 H2O(l) + 4e 2 H2 (g)+ 4 OH-(aq)

Reaksi sel : 6H2O (l) O2 (g) + 2H2 (g) + 4H+

(aq) + 4OH-(aq)

Gambar 4.2 Elektrolisis Air pada Anoda dan Katoda (Anonim, 2014).

Elektrolisis yang telah berlangsung selama 20 menit kemudian dihentikan dan

menunjukkan arus sebesar 202 mA. Pengujian elektrolisis ini dilakukan menggunakan bara

korek api dan ikdikator pp. Bara api pada anoda menjadikan api nyala lebih besar dan api

langsung padam pada katoda. Hal ini dapat terjadi karena pada anoda terjadi reaksi oksidasi

dari H2O menjadi gas O2 dan ion H+. Gas O2 ini yang membantu proses pembakaran dan

membuat api semakin membara. Katoda mereduksi H2O menjadi gas H2dan ion OH-. Gas H2

akan bereaksi dengan gas O2 sehingga bara api akan padam.

Uji selanjutnya adalah menggunakan indikator pp. Indikator ini merupakan larutan

yang tidak berwarna dan akan berwarna merah jambu apabila dalam suasana basa, karena


8/14

memiliki rentang pH sekitar 8-9,6. Indikator dapat berubah warna akibat adanya resonansi

isomer. Anoda yang ditambahkan indikator pp merubah larutan yang tidak berwarna

menjadi larutan berwarna merah jambu, sedangkan pada katoda indikator pp merubah

warna larutan yang semula tidak berwarna menjadi larutan yang berwarna merah jambu

juga. Hasil yang didapatkan ini merupakan hasil yang berbeda jika ditinjau reaksinya. Reaksi

oksidasi pada anoda menghasilkan ion H+

bukan OH- sehingga seharusnya tidak berwarna

ketika ditambahkan indikator pp. Namun, hasil yang didapatkan ini berbeda dan sudah

sesuai dengan teorinya sebab larutan Na2CO3merupakan larutan yang bersifat basa. Larutan

ini tidak terelektrolisis karena yang terelektrolisis hanya air pada kedua elektroda. Ion-ion

akan mendekat disekitar elektroda. Ion CO32-

akan berubah warna ketika ditambahkan

indikator pp karena tidak terhidrolisis dan ada dalam larutan.

Larutan yang selanjutnya dielektrolisis adalah larutan NaCl. Larutan ini dielektrolisis

menggunakan alat dan metode yang sama dilakukan pada Na2CO3. Larutan NaCl terionisasi

menjadi ion Na+dan Cl

-. Reaksi setengah sel yang terjadi pada katoda adalah reaksi reduksi

Na+

dan H2O. Energi potensial Na jauh lebih rendah dibandingkan dengan energi potensial

H2O sehingga yang direduksi adalah H2O menjadi gas H2 dan ion OH-. Reaksi setengah sel

yang terjadi pada anoda adalah ion Cl-

dan H2O. Energi potensial Cl-

nilainya hampir sama

dengan H2O dan oksidasi Cl-

lebih mudah untuk dilakukan dari pada air, karena untuk

mengoksidasinya membutuhkan tambahan energi. Hal ini menyebabkan reaksi oksidasi pada

anoda merupakan oksidasi Cl-menjadi gas Cl2.

Reaksi reduksi pada katoda menghasilkan gas H2. Gas ini dapat diamati dengan adanya

gelembung pada permukaan elektroda. Gelembung pada permukaan ini berukuran kecil dan

jumlahnya sedikit dibandingkan gelembung yang dihasilkan pada anoda. Gelembung pada

anoda jumlahnya lebih banyak dan lebih besar dibandingkan gelembung pada permukaan

katoda. Gelembung pada permukaan anoda ini adalah gas Cl 2yang merupakan hasil reaksi

oksidasi pada anoda.

Gas klorida (Cl2) memiliki sifat yang dapat larut dalam air, dan mudah bereaksi dengan

logam lain. Gas ini berwarna hijau, namun pada percobaan warna gelembung yang teramati

pada anoda tidak Nampak warna hijau. Hal ini mungkin disebabkan jumlah gas Cl2 yang

sedikit. Gas hidrogen yang dihasilkan dari elektrolisis pada katoda memiliki sifat yang mudah

terbakar dalam udara. Gas ini tidak berbau, tidak berwarna. Jumlah gas H2pada permukaan

pada katoda lebih sedikit daripada jumlah Cl2 pada permukaan anoda. Hal ini disebabkan


9/14

pada saat gas H2 berada di permukaan larutan langsung terbakar sehingga hanya gas yang

menempel pada permukaan yang masih tersisa (Emerald, 2012).

Uji bara api dan penambahan indikator pp dilakukan untuk memastikan gas yang

dihasilkan pada masing-masing elektroda. Nyala api pada anoda semakin membesar dan

pada katoda api mengecil lalu padam. Gas Cl2yang dihasilkan pada anoda bereaksi dengan

gas O2menghasilkan gas ClO yang membuat nyala api semakin besar.

Cl(g) + O(g)ClO(g) (Chang, 2008).

Bara api yang dimasukkan dalam mulut pipa yang terjadi proses reduksi mengalami api yang

menyala redup lalu padam. Hal ini disebabkan pada katoda menghasilkan gas H2 yang

merupakan hasil reaksi reduksi elektrolisis H2O. Gas H2 mudah bereaksi dengan udara

sehingga ketika elektroda dilepas dan bara api dimasukkan dalam mulut pipa, nyala api

mengecil langsung padam. Hal ini terjadi karena gas H2telah bereaksi dengan udara. Reaksi

reduksi dan oksidasi yang terjadi pada katoda dan anoda adalah sebagai berikut,

Anoda (Oksidasi) : 2 Cl-(aq) Cl2 (g)+ 2e

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

Reaksi sel : 2 H2O (l) + 2 Cl-(aq) Cl2 (g) + H2 (g) + 2 OH

-(aq)

Gambar 4.3 Reaksi Elektrolisis pada Larutan NaCl dengan Elektroda Inert (Anonim, 2014).

Uji yang selanjutnya adalah uji menggunakan indikator pp. Tiga tetes indikator pp

dimasukkan ke dalam kedua mulut pipa. Larutan berubah warna menjadi merah jambu pada

mulut pipa yang sebelumnya terjadi reaksi reduksi. Reaksi reduksi ini menghasilkan larutan

basa karena menghasilkan ion OH-

yang merupakan basa sehingga akan berubah warna


10/14

menjadi merah jambu. Indikator yang ditambahkan pada mulut pipa yang terjadi reaksi

oksidasi tidak mengalami perubahan warna. Hal ini menunjukkan bahwa larutan tidak

menghasilkan ion hidroksida atau tidak menghasilkan larutan yang bersifat basa.

Secara umum terjadinya reaksi perubahan warna yang disebabkan oleh fenolftalein

adalah

CH3

OH

OOH2+

CH2

O-

OOH + H3O

+

H2In fenolftalein HIn-tidak berwarna

CH2

O

-

CH2

+ H3O+

In 2

+merah

Gambar 4.4 Reaksi Perubahan Warna pada Indikator Pp (Day dan Underwood, 1992).

Elektron yang mengalir dari anoda menuju katoda menyebabkan terjadinya potensial.

Arus ini akan menyebabkan terjadinya reaksi dan bekerja secara spontan. Nilai arus yang

didapatkan pada elektrolisis kedua ini adalah 181 mA. Artinya adalah dibutuhkan arus

sebesar 181 mA untuk mengelektrolisis larutan NaCl. Arus ini lebih kecil dibandingkan

dengan arus yang didapatkan oleh dari elektrolisis Na2CO3. Hal ini menandakan bahwa untuk

mengelektrolisis Na2CO3 membutuhkan energi yang lebih besar daripada untuk

mengelektrolisis larutan NaCl. Elektrolisis Na2CO3 membutuhkan energi yang lebih besar

untuk mengelektrolisis air, karena kedua elektroda terjadi elektrolisis air.


11/14

V. KESIMPULAN

1. Elektron mengalir dari anoda menuu katoda pada reaksi relektrolisis.

2. Metode penguraian suatu senyawa dapat dilakukan dengan metode elektrolisis yang

terjadi penguraian secara reaksi reduksi dan oksidasi.

3. Elektrolisis Na2CO3 yang terjadi pada katoda dan anoda adalah elektrolisis H2O

menghasilkan gas O2dan membuat bara api semakin besar,serta menghasilkan gas H2

pada katoda dan membuat api padam dan berubah menjadi berwarna merah jambu

ketika ditambahkan indikator pada kedua elektroda.

4. Elektrolisis NaCl terjadi pada katoda menghasilkan gas Cl2 pada yang membuat api

mengecil lalu padam dan tidak berwarna ketika ditambahkan indikator pp. Elektrolisis

pada anoda menghasilkan gas O2dan membuat bara api semakin besar dan berwarna

merah jambu ketika ditambahkan indikator pp.

5. Arus yang dibutuhkan untuk mengelektrolisis Na2CO3 lebih besar dibandingkan energi

untuk mengelektrolisis NaCl yaitu 202 mA dan 181 mA.


12/14

REFERENSI

Anonim. 2014. Elektrometri. [Serial Online]. https://www.academia.edu/4911375/

Elektrometri.[diakses 4 Oktober 2014].

Anonim. 2014. Sel Elektrokimia. [Serial Online]. http://kimia.unnes.ac.id/kasmui/

elektrokimia/sel-elektrokimia.html.[diakses 4 Oktober 2014].

Emerald, Alex. 2014. Hidrogen, Klor, Iodin, Nitrogen, Fosfor dan Oksigen. [Serial Online].

http://akualmansyur.blogspot.com/2012/07/hidrogen-klor-iodin-nitrogen-fosfor-

dan.html.[diakses 4 Oktober 2014].

Chang, Raymond. 2008. Kimia Dasar : Konsep-konsep Inti Edisi Ketiga, Jilid 2 . Jakarta :

Erlangga.

Day J, R.A dan Underwood A,L. 1992.Analisis Kimia Kualitatif Edisi Kelima. Jakarta : Erlangga.

Hiskia, Achmad. 1992. Elektrokimia dan Kinetika Kimia. Bandung: Citra Adiya Bakti.

Mintadi, Mukh. 2014. Petunjuk Praktikum Kimia Anorganik I. Jember : Universitas Jember.

Petrucci, H.Ralph. 1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Jilid 3. Jakarta: Erlangga.

Respati, 1992. Dasar-Dasar Ilmu Kimia. Jakarta: Rienika Cipta.

Salim, Agus dan Sunarto. 2014. Sel Elektrokimia (Sel Volta atau Sel Galvani). [Serial Online].

https://www.academia.edu/4911375/Elektrometri.[diakses 4 Oktober 2014].

Sastrohamidjojo, H. 2005. Kimia Dasar. Yogyakarta: UGM Press.

Setiasih, Sumarni. 2014. Sel Elektrolisis. [Serial Online]. www.p4tkipa.org/banner/artikel/

selelektrolisis.pdf. [diakses 4 Oktober 2014].
https://www.academia.edu/4911375/%20Elektrometrihttps://www.academia.edu/4911375/%20Elektrometrihttp://kimia.unnes.ac.id/kasmui/elektrokimia/sel-elektrokimia.htmlhttp://kimia.unnes.ac.id/kasmui/elektrokimia/sel-elektrokimia.htmlhttp://akualmansyur.blogspot.com/2012/07/hidrogen-klor-iodin-nitrogen-fosfor-dan.htmlhttp://akualmansyur.blogspot.com/2012/07/hidrogen-klor-iodin-nitrogen-fosfor-dan.htmlhttps://www.academia.edu/4911375/Elektrometrihttp://www.p4tkipa.org/banner/artikel/http://www.p4tkipa.org/banner/artikel/https://www.academia.edu/4911375/Elektrometrihttp://akualmansyur.blogspot.com/2012/07/hidrogen-klor-iodin-nitrogen-fosfor-dan.htmlhttp://akualmansyur.blogspot.com/2012/07/hidrogen-klor-iodin-nitrogen-fosfor-dan.htmlhttp://kimia.unnes.ac.id/kasmui/elektrokimia/sel-elektrokimia.htmlhttp://kimia.unnes.ac.id/kasmui/elektrokimia/sel-elektrokimia.htmlhttps://www.academia.edu/4911375/%20Elektrometrihttps://www.academia.edu/4911375/%20Elektrometri


13/14

LAMPIRAN

Gambar Keterangan

Elektrolisis Na2CO3 , terdapat banyak

gelembung disekitar elektroda anoda

(kiri), dan sedikit gelembung disekitar

katoda (katoda).

Uji menggunakan korek api. Nyala api

lebih lama dan semakin membesar

pada anoda (kiri), dan langsung

padam pada katoda (kanan).

Uji menggunakan indikator pp pada

kedua mulut pipa. Keduanya berubah

warna menjadi merah jambu.

Elektrolisis larutan NaCl menggunakan

elektroda karbon. Anoda

menghasilkan banyak gelembung di

sekitar permukaannya, sedangkan

katoda hanya menghasilkan sedikit

gelembung.


14/14

Uji nyala pada anoda (kiri) membuat

nyala api semakin membesar.

Uji nyala pada katoda (kanan)

membuat api semakin mengencil lalu

nanti padam.

Uji menggunakan indikator pp. mulut

pipa u sebelah kiri merupakan tempat

anoda yang tetap tidak berwarna

ketika ditambahkan indikator pp.

mulut pipa u sebelah kanan

merupakan tempat katoda yang

berubah berwarna menjadi merah

jambu ketika ditambahkan indikator.

Perbandingan uji menggunakan

indikator pp, sebelah kiri adalah

elektrolisis larutan Na2CO3 dan

sebelah kanan adalah elektrolisis

NaCl.

laporan eletrolisis garam alkali

Documents