laporan praktikum fisika dasar ii - voltameter tembaga

Laporan Praktikum Fisika Dasar 2

Judul Percobaan : Voltameter Tembaga

Jurusan FisikaUniversitas Negeri Manado

Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan AlamProgram Studi Geothermal

NAMA : YONATHAN ANDRIANTO SUROSO

NIM : 12300041

Laporan Praktikum Fisika Dasar 2Voltameter Tembaga

Jurusan Fisika Universitas Negeri Manado


A. TUJUAN PERCOBAAN

Tujuan percobaan pada praktikum Fisika Dasar 2 tentang Voltameter Tembaga adalah:

1. Mampu melakukan percobaan dengan baik berdasarkan konsep Elektrolisa.2. Menentukan tara kimia listrik dengan rumus yang mendasari konsep Elektrolisa.

B. ALAT DAN BAHAN

Alat dan bahan yang kami gunakan dalam praktikum ini adalah:

1. Elektroda tembaga 6 buah2. Power supply 1 buah3. Amperemeter DC 1 buah4. Kertas pasir 1 lembar5. Larutan CuSO4 ¼ liter6. Alkohol7. Gelas8. Penyangga elektroda 1 buah9. Kabel 6 ujung10. Tahanan geser 1 buah11. Stopwatch

C. DASAR TEORI

Pada sel elektrokimia berlangsung suatu proses elektrokimia yaitu suatu proses reaksi kimia menghasilkan arus listrik atau sebaliknya arus listrik menghasilkan proses kimia. Sel elektokimia digunakan secara luas dalam kehidupan sehari-hari misalnya dalam proses ekstrasi dan pemurnian logam, penyepuhan logam dan yang sangat penting adalah pemanfaatan sel elektrokimia pada berbagai alat elektronik, yaitu baterai dan aki, yang banyak digunakan sebagai sumber energi listrik.

Energi listrik dalam peralatan elektronik tersebut diperoleh dari hasil reaksi kimia berupa reaksi redoks yang spontan. Dalam reaksi redoks terjadi transfer atau perpindahan elektron dari suatu unsur ke unsur lain. Aliran elektron ini menunjukkan adanya aliran arus listrik. Berdasarkan reaksi sel elektrokimia dibagi menjadi dua, yaitu:

1. Sel Volta : Reaksi kimia yang berlangsung spontan dan menghasilkan arus

listrik. Katode merupakan kutub positif dan anode kutub negatif.



2. Sel Elektrolisis : Arus listrik yang menyebabkan terjadinya reaksi kimia.

Katode merupakan kutub negatif dana anode merupakan

kutub positif. Contoh : penyepuhan, pemurnian logam

dalam pertambangan dan penyetruman aki.

Hantaran listrik melalui larutan elektrolit dapat dianggap sebagai aliran elektron.

Jadi apabila elektron telah dapat mengalir dalam larutan elektrolit berarti listrik dapat

mengalir dalam larutan tersebut. Elektron berasal dari kutub katode atau kutub negatif.

Sedangkan pada anode melepaskan ion positif dan membentuk endpan pada logam

katode. Di dalam larutan terurai proses:

CuSO4⟶Cu2+¿+SO42−¿¿ ¿

Ion Cu2+ ini akan berpindah menuju keping katode sedangkan ion SO42- akan

menuju keping anode. Lama-lama keping katode ini akan timbul endapan dan terjadi

perubahan massa. Massa ini dapat dihitung dengan cara:

∆ m=Z ∙ I ∙t

Dimana:

Δm : jumlah endapan tembaga Cu (gram)

Z : tara kimia listrik Cu (gram/ampere sekon)

I : kuat arus listrik (ampere)

t : lamanya pengaliran arus (sekon)

Hukum Faraday I

Hukum Faraday I berbunyi “Massa zat yang terbentuk pada masing-masing

elektroda sebanding dengan kuat arus atau arus listrik yang mengalir pada

elektrolisis tersebut.” Secara matematis dapat ditulis dengan:

m= e× I ×tF

⟶m= e× I ×t96500

Keterangan :



m : massa zat yang dihasilkan (gram)

e : berat ekuivalen = Ar/Valensi = Mr/valensi

I : kuat arus listrik (ampere)

t : waktu (sekon)

F : tetapan Faraday, yaitu 96500 coulomb

Hukum Faraday II

Hukum Faraday II menyatakan bahwa “Massa dari macam-macam zat yang

diendapkan pada masing-masing elektroda oleh sejumlah arus listrik yang sama

banyaknya akan sebanding dengan berat ekuivalen masing-masing zat tersebut”.

Secara matematis Hukum Faraday II dinyatakan dalam :

m1: m2=e1 :e2

D. JALANNYA PERCOBAAN

1. Membersihkan semua elektroda yang akan digunakan dengan menggunakan kertas pasir

2. Elektroda-elektroda tersebut kemudian dicuci dengan alkohol dan dibakar3. Menimbang massa masing-masing elektroda tersebut dengan neraca4. Memasang elektroda tersebut berdasarkan rangkaian seperti berikut dengan

memasang katoda percobaan

5. Mengalirkan arus listrik pada rangkaian dengan menghidupkan power supply dan menutup saklar untuk menguji berfungsinya amperemeter dalam rangkaian

6. Mengatur tahanan geser sehingga kuat arus yang ditunjukkan oleh amperemeter adalah bernilai 1 A, kemudian buka saklar tersebut.



7. Mengganti katoda percobaan dengan katoda yang akan digunakan dalam proses elektrolisa

8. Melakukan kembali langkah 5 sambil menghidupkan stopwatch untuk proses elektrolisa selama 10 menit

9. Mematikan power supply dan melepaskan katoda. Setelah itu, katoda dicelupkan dalam alkohol dan dibakar

10. Menimbang massa katoda yang telah dibakar tersebut11. Mengulangi langkah 7 sampai dengan langkah 10 dengan mengubah besar kuat

arus menjadi 0,5 A.

E. DATA HASIL PENGAMATAN

Kuat Arus

WaktuMassaAnoda

MassaKatoda Bantu

Massa KatodaSebelum

Elektrolisis

Massa KatodaSesudah

Elektrolisis

1 A10 menit 600 sekon 5,6 gr 4,3gr

4,6 gr 5 gr

0,5 A 4,2 gr 4,8 gr

F. PENGOLAHAN DATA

Untuk katoda yang dialiri arus listrik 1 A

∆ m=msesudah−msebelum

∆ m=5−4,6=0,4 gr

Z=∆ mI ∙t

Z= 0,41 ×600

=6,67 ∙10−4 gr /ampere sekon

q=I × t

q=1 ×600=600 coulomb

Untuk katoda yang dialiri arus listrik 0,5 A


∆ m=4,8−4,2=0,6 gr

Z=∆ mI ∙t



Z= 0,60,5× 600

=2 ∙10−3 gr /ampere sekon

q=I × t

q=0,5 × 600=300 coulomb

Untuk katoda yang dialiri arus listrik 1 A menurut Hukum Faraday

e=berat ekiuvalen= Ar CuvalensiCu

e=63,52

=31,75 gr /mol

∆ m=e × I × t96500

∆ m=31,75 ×1×60096500

=0,2 gr (ideal )

Z= eF

Z= 31,7596500


Untuk katoda yang dialiri arus listrik 0,5 A menurut Hukum Faraday

e=berat ekiuvalen= Ar CuvalensiCu

e=63,52

=31,75 gr /mol

∆ m=e × I × t96500

∆ m=31,75 × 0,5× 60096500

=0,1 gr (ideal)

Z= eF

Z= 31,7596500


G. PEMBAHASAN

Analisis Data



Kami melakukan perhitungan dan pengolahan data mengenai penentuan nilai tara kimia listrik dalam praktikum Fisika Dasar II ini.

Untuk menghitung tara kimia listrik, terlebih dahulu dicari massa Cu yang diendapkan. Massa endapan Cu merupakan perbedaan massa logam Cu sebelum elektrolisis dengan massa logam Cu sesudah elektrolisis, yang dapat dirumuskan sebagai berikut:


Untuk massa endapan digunakan satuan gram (gr), bukan kilogram (kg), karena memiliki nilai yang sangat kecil.

Setelah massa endapan diketahui, kemudian dicari nilai tara kimia listrik (Z) dengan rumus mencari massa endapan Cu

∆ m=Z ∙ I ∙t

Untuk menentukan Z, dapat digunakan operasi aljabar matematis

∆ m=Z ∙ I ∙t

⟺ Z=∆ mI ∙ t

Untuk menentukan muatan listrik yang timbul selama proses elektrolisis dapat diambil rumus hubungan kuat arus listrik terhadap jumlah muatan listrik.

q=I × t

Hubungan di atas jika disubstitusikan ke dalam rumus penentuan massa endapan akan menjadi:

∆ m=Z ∙ I ∙t

⟺ Z=∆ mI ∙ t

⟺ Z=∆ mq

Dalam pengolahan data ini, kami membandingkan nilai massa endapan Cu dan tara kimia listrik Cu yang kami peroleh dalam praktikum dengan nilai massa endapan Cu dan tara kimia listrik Cu menurut perhitungan dengan Hukum Faraday I. Kami menemukan bahwa nilai massa endapan yang kami dapat dalam praktikum lebih kecil daripada massa endapan menurut Hukum Faraday I, serta nilai tara



kimia listrik yang kami peroleh dalam praktikum berbeda dengan nilai tara kimia listrik sesuai dengan Hukum Faraday.

Kesalahan Dalam Percobaan

Dalam praktikum tentang Voltameter Tembaga ini, baik dalam pelaksanaan praktikum maupun dalam pengolahan data yang telah dikumpul, terdapat kesalahan-kesalahan tertentu yang mungkin terjadi, yaitu:

o Ketidaktelitian pada saat membersihkan katoda tembaga

o Ketidaktepatan pada saat menyalakan stopwatch bersamaan dengan power

supply dinyalakan.o Penyusunan rangkaian voltameter tembaga yang salah dan tidak tepat

o Pada saat terbentuk endapan Cu setelah 10 menit, cara mengangkat katoda

yang telah terdapat endapan Cu dilakukan tidak dengan hati-hati sehingga endapan Cu terkikis. Hal ini dapat menyebabkan perhitungan Z yang dipengaruhi oleh massa endapan menjadi tidak akurat

o Kerusakan pada alat-alat percobaan, khususnya pada rangkaian voltameter

tembagao Kesalahan perhitungan tara kimia listrik dengan Hukum Faraday.

H. KESIMPULAN

Setelah kami melakukan percobaan, maka dapat ditarik beberapa kesimpulan:

1. Elektrolisis merupakan peristiwa dimana arus yang mengalir menyebabkan terjadinya reaksi kimia, yaitu proses penguraian elektrolit. Energi listrik digunakan sebagai dasar penggerak berlangsungnya reaksi redoks yang tidak spontan, yaitu penguraian elekrolit menjadi unsur-unsurnya.

2. Percobaan mengenai voltameter tembaga merupakan salah satu contoh reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia, yakni proses elektrolisis.

3. Katoda yang merupakan tempat berlangsungnya reduksi dengan tembaga sebagai bahannya mengalami pengendapan, sedangkan anoda melepaskan ion positif .

4. Perbedaan massa yang tejadi disebabkan karena larutan CuSO4 yang digunakan mengalami reaksi reduksi yang menimbulkan endapan Cu2+ yang akan menuju katode karena ion tersebut bermuatan positif. Endapan Cu yang terbentuk membuktikan adanya aliran elektron atau adanya hantaran listrik pada sel tersebut.

5. Massa endapan dipengaruhi oleh kuat arus listrik pada sel, lamanya arus listrik tersebut dialirkan.



6. Tara kimia listrik dapat ditentukan melalui persamaan untuk menentukan massa endapan:

∆ m=Z ∙ I ∙t

yang mana persamaan di atas merupakan penjabaran dari konsep elektrolisis dalam Hukum Faraday I dan II.

7. Perbedaan yang kami temukan antara nilai tara kimia listrik yang kami teliti dalam praktikum dengan nilai tara kimia listrik menurut Hukum Faraday dapat disebabkan karena massa endapan yang diperoleh dalam praktikum (0,4 gr pada kuat arus 1 A dan 0,6 gr pada kuat arus 0,5 A) tidak sesuai dengan massa endapan yang ideal berdasarkan Hukum Faraday (0,2 gr pada kuat arus 1 A dan 0,1 gr pada kuat arus 0,5 A).

I. DAFTAR PUSTAKA

----. 2013. Penuntun Praktikum Fisika Dasar 2. Tondano: Jurusan Fisika FMIPA Universitas Negeri Manado

http://www.scribd.com/doc/88108529/Laporan-Praktikum-Voltameter-Tembaga diakses pada 6 Mei 2013 jam 08.57

55095478-VOLTAMETER-TEMBAGA.doc


laporan praktikum fisika dasar ii - voltameter tembaga

Documents