VOLTAMETER TEMBAGA (I.6) I. Tujuan Menentukan tetapan Faraday dengan menggunakan voltameter tembaga. II. Dasar teori Peristiwa penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik pada elektronika disebut elektrolis. Arus listrik dipakai untuk menimbulkan reaksi kimia yaitu dengan cara menempatkan dua elektroda dalam suatu elektrolit yang kemudian dialiri arus listrik searah. Dua elektroda itu disebut sel elektrokimia, dimana sel elektrokimia yang bila dialiri arus listrik dan menghasilkan reaksi kimia pada elektrodanya dinamakan sel elektrolisa atau sel elektrolisi. Reaksi kimia yang terjadi adalah reaksi oksidasi (melepas elektron pada anodanya) dan reaksi reduksi (menerima elektron pada katodanya). Pada elektrolisis berikut yamg menjadi elektrolit adalah larutan CuSO4. Larutan elektrolisa CuSO4 terurai menjadi katon Cu2+ dan anion SO42 menerima electron dari sumber katoda berubah menjadi Cu dan Cu ini melepaskan electron pada sumber anoda dan berubah menjadi Cu2+. Tidaklah sukar untuk menghasilkan suatu cairan muatan listrik (arus listrik). Pertama pilih kedua ujung kawat telanjang (tanpa isolasi) terbuat dari logam yang berbeda, misalnya tembaga dan besi dan hubungkan ke ujung-ujung lainnya ke terminal-terminal dari suatu galvanometer nol yang peka, tipe cermin sangat colok. Ketika kita memegang sambungan kedua kawat ini dengan tangan kita, jarum galvanometer menyimpang, menunjukan bahwa Gaya Gerak Listrik (GGL) dapat dibangkitkan hanya dengan cara menyambung dua logam yang berbeda. Jadi, GGL dapat dibangkitkan dari kontak antara dua kawat telanjang terbuat dari logam yang berbeda. Peristiwa inilah yang diamati Alessandro Volta (1745-1817) dalam percobaan-percobaan yang telah dilakukannya. Berdasarkan prinsip-prinsip pasangan logam yang diselidikinya, Volta membuat suatu elemen untuk menghasilkan arus listrik. Dia menghubungkan beberapa lembar seng dan tembaga dengan kain yang dibasahi larutan garam. Tiap

lapisan yang dibasahi yang terdiri dari seng, dan tembaga merupakan satuan yang disebut elemen salah satu lapisan logam lainnya menjadi kutub negative. Gejala listrik makin kuat bila beberapa element disusun berderet. Susunan elemen-elemen ini dinamakan baterai. Bila disambungkan seutas kawat antara terminal pada tembaga dan terminal pelat seng maka akan menjadi arus listrik dalam kawat itu. Tiap elemen dalam baterai itu mengubah enegi kimia menjadi energi listrik. Pada elektrolisis maka arus listrik dipakai untuk menimbulkan reaksi kimia pada tenaga listrik yang berubah menjadi tenaga kimia. Pada kation maka atom atau gugusan atom kehilangan satu atau beberapa elektron sehingga menjadi muatan negative. Jumlah elektron yang kurang atau lebih dinamakan valensi ion z. elektrolisis dapat dipakai untuk mengukur arus listrik dan muatan yang diangkutnya yaitu dengan menggunakan alat voltameter atau coulomb meter. Pada elektrolisis berlaku hukum-hukum Faraday yaitu: Hukum Fararday I Masa suatu zat yang terendap atau terlarut pada suatu elektroda berbanding langsung dengan muatan yang telah menerusi elektrolit. m = e . i . t / 96.500 q=i.t m = massa zat yang dihasilkan (gram) e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi i = kuat arus listrik (amper) t = waktu (detik) q = muatan listrik (coulomb) Hukum Faraday II Masa beberapa zat yang terendap atau terlarut pada suatu elektroda oleh muatan listrik yang sama berbanding langsung dengan berat kimianya. m1 : m2 = e1 : e2 m = massa zat (garam) e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

III. Alat dan Bahan 1. Bejana berisi larutan CuSO4 2. Pelat tembaga 5 buah 3. Amperemeter 10 A 4. Sumber arus DC 5. Penghambat geser 15 ohm 6. Stopwatch 7. Kabel penghubung 8. Timbangan 9. Pemanas / pengering IV. Cara Kerja 1. Katoda ditimbang sampai ketelitian dalam mg. 2. Rangkaian disusun seperti gambar diatas dan gunakan katoda percobaan

SUMBER DCAnoda Katoda

Tahanan geser

3. Arus dan atur R, V dihubungkan sehingga amperemeter menunjukkan 4A 4. Arus diputuskan dan dilepaskan katoda percobaan. Pasang katoda yang telah ditimbang tepat pada katoda percobaan dan alirkan arus. Bila terjadi perubahan besar arus, cepat diatur kembali dan jagalah kuat arus supaya tetap 4A selama 20menit lalu putuskan arus tersebut

5. Katoda diambil, bersihkan / siram dengan air keran kemudian bilas dengan alkohol lalu dibakar hingga alkohol habis sampai katoda kering 6. Katoda ditimbang kembali 7. Percobaan diulang untuk kuat arus 5a selama 5menit V. Data Pengamatan Percobaan I dengan arus 4 A dalam waktu 20 menit No 1 2 3 4 5 Massa Katoda Sebelum Percobaan (gram) 118,7 118,3 118,0 118,3 118,5 Massa Katoda Setelah Percobaan (gram) 119,0 118,9 119,1 118,7 119,3

Percobaan II dengan arus 5 A dalam waktu 5 menit No. 1 2 3 4 5 VI. Perhitungan Data Perhitungan kuat arus Diketahui : CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42- (aq) Pada katoda : Cu2+ + 2e Cu (s) 1 mol Cu = 2 mol e valensi Cu = 2 Ar Cu F e = 63,5 g/mol = 96.500 C/mol =Ar Cu 63,5 = 31,75 = Valensi Cu 2

Massa Katoda ( gram ) 119,5 119,8 119,7 119,5 119,8

Percobaan I M = Berat Katoda Akhir - Berat Katoda Awal = 119,0 118,7 = 0,3 gram t I = 20 menit = 1200 sekon = = =M.F e.t 0,3 . 96500 31,75 . 1200 38600 38100

= 0,76 A Dengan cara yang sama diperoleh : No 1 2 3 4 5 M (g) 0,3 0,6 1,1 0,4 0,8 t (s) 1200 1200 1200 1200 1200 I pada amperemeter (A) 4 4 4 4 4 I hasil perhitungan (A) 0,76 1,52 2,78 1,01 2,03

Percobaan II M = Berat Katoda Akhir - Berat Katoda Awal = 119,5 119,0 = 0,5 gram t I = 5 menit = 300 sekon = = =M.F e.t 0,5 . 96500 31,75 . 300 48250 9525

= 5,065 A

Dengan cara yang sama diperoleh : No M (g) t (s) I pada amperemeter (A) I hasil perhitungan (A)

1 2 3 4 5

0,5 0,9 0,6 0,8 0,5

300 300 300 300 300

5 5 5 5 5

5,065 9,12 6,07 8,10 5,065

Perhitungan berat eqivalen elektrokimia Percobaan I Menghitung Z dengan rumus : M Q Z = Z.Q = I.t =M I .t

Z(praktek)

= =

M I.t 0,3 4.1200

= 0,625 x 10-4M I. t 0,3 0,76 x 1200

Z(perhitungan) = =

= 3,289 x 10-4 Dengan cara yang sama diperoleh : No 1 2 3 4 5 M (gram) 0,3 0,6 1,1 0,4 0,8 t (s) 1200 1200 1200 1200 1200 I (praktek) (A) 4 4 4 4 4 I (perhitungan) (A) 0,76 1,52 2,78 1,01 2,03 Z (praktek) 0,62 x 10-4 1,25 x 10-4 2,29 x 10-4 0,83 x 10-4 1,66 x 10-4 Z (perhitungan) 3,3 x 10-4 3,3 x 10-4 3,3 x 10-4 3,3 x 10-4 3,3 x 10-4

Menghitung Z dengan rumus : Z = = =Ar F .V 63,5 96500 . 2

3,29 x 10-4

Percobaan II Menghitung Z dengan rumus : M Q Z = Z.Q = I.t =M I .t

Z(praktek)

= =

M I.t 0,5 5.300 M I. t 0,5 = 3,289 x 10-4 5,065 x 300

= 3,3 x 10-4 Z(perhitungan) = =

Dengan cara yang sama diperoleh : No 1 2 3 4 5 M (gram) 0,5 0,9 0,6 0,8 0,5 t (s) 300 300 300 300 300 I (praktek) (A) 5 5 5 5 5 I (perhitungan) (A) 5,065 9,12 6,07 8,10 5,065 Z (praktek) 3,3 x 10-4

Z (perhitungan) 3,3 x 10-4 3,3 x 10-4 3,3 x 10-4 3,3 x 10-4 3,3 x 10-4

6,0 x 10-4 4,0 x 10-4 5,3 x 10-4 0,62 x 10-4

Menghitung Z dengan rumus : Z =Ar F .V

= =

63,5 96500 . 2

3,29 x 10-4

VII. Ralat Keraguan Percobaan I Untuk I berdasarkan amperemeter I 4 4 4 4 4I 4

(I - I ) 0 0 0 0 0

(I - I )2 0 0 0 0 0 =0

4 4 4 4

I

=

(I I )n( n 1) 0 5( 5 1)

2

= I = 0

I I = (0,4 0) A

Ralat Nisbi

=

0 x 100% = 0% 0,4 = 100%

Kebenaran Praktikum = 100% - 0%

Untuk I berdasarkan perhitungan I 0,76 1,52I 1,62

(I - I ) - 0,86 - 0,1

(I - I )2 0,74 0,01

1,62

2,78 1,01 2,03

1,62 1,62 1,62

1,16 - 0,61 0,41

1,34 0,37 0,17 = 2,63

I

=

(I I )n( n 1)

2

= I

2,63 = 5( 5 1)

2,63 = 20

0,13

= 0,36

I I = 2,63 0,36

Ralat Nisbi

= =

I x 100% I0,36 x 100% 2,63 = 13,68 % = 86,32% (M - M )2 0,1156 0,000016 0,002116 0,0576 0,0256 = 0,2

Kebenaran Praktikum = 100% - 13,68% Untuk M berdasarkan perhitungan : M 0,3 0,6 1,1 0,4 0,8M 0,64

(M - M ) -0,34 -0,004 -0,046 -0,24 -0,16

0,64 0,64 0,64 0,64

M =

(M M )n( n 1)

2

=

0,2 0,2 = = 0,1 5( 5 1) 20

M M = 0,64 0,1

Ralat Nisbi

= =

M x 100% M0,1 x 100% 0,64 = 15,6% = 84,4% (Z - Z )2 0,5 x 10-8 0,0067 x 10-8 0,937 x 10-8 0,252 x 10-8 0,107 x 10-8 = 1,8 x 10-8

Kebenaran Praktikum = 100% - 15,6% Z 0,62 x 10-4 1,25 x 10-4 2,3 x 10-4 0,83 x 10-4 1,66 x 10-4 (Z - Z ) - 0,712 x 10-4 - 0,082 x 10-4 0,968 x 10-4 -0,502 x 10-4 0,328 x 10-4

Untuk Z yang menggunakan I hasil pembacaan amperemeter :Z 1,332 x 10-4

1,332 x 10-4 1,332 x 10-4 1,332 x 10-4 1,332 x 10-4

Z

=

(Z Z )n( n 1)

2

=

1,8 x10 8 = 5( 5 1)

1,8 x10 8 = 0,3 x 10-4 20

-4 -4 Z Z = 1,332 x 10 0,3 x 10

Ralat Nisbi

= =

Z x 100% Z 0,3x10 4 x 100% = 22,52 % 1,332 x10 4= 77,48 %

Kebenaran Praktikum = 100% - 22,52 %

Untuk Z yang menggunakan I perhitungan : Z 3,3x10-4 3,3x10-4 3,3x10-4 3,3x10-4Z 3,3x10-4

(Z - Z ) 10-4 10-4 10-4 10-4

(Z - Z )2 10-8 10-8 10-8 10-8

3,3x10-4 3,3x10-4 3,3x10-4

3,3x10-4

3,3x10-4

10-4

10-8 = 5 x 10-8

Z

=

(Z Z )n( n 1)

2

=

5 x10 8 = 5( 5 1)

5 x10 8 = 0,25 x 10-4 20

-4 -4 Z Z = 3,3x10 0,25x10

Ralat Nisbi

= =

Z x 100% Z 0,25 x10 4 x 100% = 7,57% 3,3 x10 4= 92,43%

Kebenaran Praktikum = 100% - 7,57% VIII. Pembahasan

Berdasarkan perhitungan data yang diperoleh perbedaan nilai arus listrik (I) pada praktikum dan arus listrik pada perhitungan data. I yang dieroleh dalam perhitungan data lebih besar daripada I pada praktikum. Pada praktikum kali ini massa katoda akhir lebih besar dari pada massa katoda awal. Dari percobaan tersebut dapat dilihat bahwa dalam percobaan ini terjadi reaksi reduksi pada katoda terhadap kation (ion +) dan pada pada anoda terjadi reaksi oksidasi terhadap anion (ion-) sehingga terjadi perubahan massa. Perubahan massa terjadi karena adanya reaksi elektrolisis dimana dapat dipengaruhi oleh adanya perubahan arus (I) dan perubahan waktu reaksi (t). konsep dari praktikum voltameter ini dapat diterapkan dalam kehidupan sehari-hari yaitu pada pengolahan logam-logam dan penyepuhan seperti emas yang bertujuan melapisi logam-logam lain lain agar memiliki nilai jual yang lebih tinggi. Kesalahan- kesalahan dalam memperoleh data yang benar maupun dalam percobaan terjadi dikarenakan oleh kesalahan dalam penglihatan pembacaan data dan kurang telitinya dalam melakukan percobaan.

IX.

Kesimpulan 1. Dari percobaan diatas diperoleh I perhitungan dan I pada percobaan. 2. Untuk I percobaan nilainya lebih besar daripada nilai I dalam perhitungan. 3. Massa katoda awal lebih kecil daripada massa katoda akhir, karena terjadi reaksi reduksi terhadap kation (ion +) dan pada pada anoda terjadi reaksi oksidasi terhadap anion (ion-) sehingga terjadi perubahan massa. 4. Nilai z (berat ekuivalen elektrokimia) dipengaruhi oleh nilai I (kuat arus). Semakin besar nilai I, maka nilai z akan semakin kecil. 5. Reaksi yang terjadi pada percobaan ini yaitu : anoda : Cu Cu2+ + 2e katoda : Cu2+ + 2e Cu