BAB ITEORI

1.1 Tujuan PercobaanPercobaan mengenai elektrokimia dilakukan dengan tujuan sebagai berikut:1. menentukan bilangan Avogrado (No) secara elektrolisis,2. menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia,3. mencoba menguji persamaan Nernst

1.2 ElektrokimiaElektrokimia merupakan bagian ilmu kimia yang mempelajari mengenai perubahan energi kimia menjadi listrik dan perubahan energi listrik menjadi energi kimia dalam rangkaian yang dinamakan sel elektrokimia (Johari dan Rachmawati, 2008). Sel elektrokimia dibedakan menjadi dua macam yaitu sel volta dan sel elektrolisis.1.2.1 Sel VoltaSel volta atau sel galvani merupakan sel elektrokimia dimana energi kimia dari reaksi redoks spontan diubah menjadi energi listrik. Prinsip kerja sel volta adalah pemisahan reaksi redoks menjadi dua bagian yaitu setengah reaksi oksidasi di anoda dan setengah reaksi reduksi di katoda sehingga ketika diletakkan dalam suatu elektrolit dan dihubungkan dengan rangkaian luar, maka elektron akan mengalir dari anoda ke katoda dan menghasilkan arus listrik (Johari dan Rachmawati, 2008). Arus yang dihasilkan pada sel volta terjadi karena adanya beda potensial antara katoda dan anoda yang diketahui dari pengukuran menggunakan voltmeter. Rangkaian umum sel volta secara umum terdiri dari:a. anoda yang merupakan elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi dan karena menghasilkan elektron maka anoda bermuatan negatif,b. katoda yang merupakan elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi dan bermuatan positif karena melepaskan elektron,c. elektrolit yang merupakan zat penghantar listrik,d. rangkaian luar berupa kawat atau kabel penghubung anoda dan katoda,e. jembatan garam sebagai tempat ion mengalir (Johari dan Rachmawati, 2008).Jembatan garam biasanya berupa pipa kaca berbentuk U yang kedua ujungnya diisi dengan garam dalam bentuk agar-agar seperti NaCl, KCl dan K2SO4. Jembatan garam pada sel volta memungkinkan ion-ion mengalir dari setengah sel anoda ke setengah sel katoda, dan sebaliknya, namun mencegah bercampurnya larutan secara berlebihan. Rangkaian sel volta ditunjukkan pada Gambar 1.1.Gambar 1.1 Rangkaian Sel Volta

Pada gambar, ion Zn+ pada larutan setengah sel anoda bergerak menuju setengah sel katoda melalui jembatan garam. Sedangkan ion SO42- dalam larutan setengah sel katoda bergerak menuju setengah sel anoda melalui jembatan garam. Dengan adanya pergerakan ion, arus listrik dapat terus mengalir dalam rangkaian sampai logam Zn atau ion Cu2+ habis dipakai (Johari dan Rachmawati, 2008).

1.2.2 Sel ElektrolisisSel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang menggunakan energi listrik untuk menghasilkan reaksi redoks tidak spontan. Prinsip kerja sel eletrolisis adalah dengan menghubungkan kutub negatif sumber listrik ke katoda dan kutub positif sumber listrik ke anoda, kutub negatif sumber listrik mendorong elektron menglir ke katoda sehingga katoda bermuatan negatif, sedangkan anoda akan bermuatan positif karena kutub positif sumber listrik akan menarik ion elektron dari anoda. Katoda akan menarik ion-ion positif dalam elektrolit sehingga diperoleh setengah reaksi reduksi, sedangkan anoda akan menarik ion negatif sehingga diperoleh setengah reaksi oksidasi (Johari dan Rachmawati, 2008).Rangkaian sel elektrolisis secara umum terdiri dari a) sumber listrik yang menyuplai arus searah (DC), b) katoda yang merupakan elektroda bermuatan negatif, c) anoda yang merupakan elektroda bermuatan positid, d) elektrolit yang merupakan zat penghantar listrik yang mana zat inilah yang akan diurai dalam sel elektrolisis. Gambar rangkaian sel elektrolisis ditunjukkan pada Gambar 1.2.

Gambar 1.2 Rangkaian Sel Elektrolisis

1.3 Persamaan dan Hukum Dasar1.3.1 Persamaan NernstPersamaan Nernst merupakan persamaan yang digunakan untuk menghitung beda potensial dari sebuah sel elektrokimia sistem reversible (Riwayati, 2010). Persamaan Nernst menghubungkan konsentrasi dengan Esel dan bentuk persamaannya untuk reaksi aA + bB cC + dD adalah

Dimana merupakan aktivitas yang dipangkatkan dengan koefisien reaksi, n merupakan jumlah elektron yang bertukar dan F merupakan konstanta Faraday (Yelmida, dkk, 2013).Nilai aktivitas dapat diganti dengan konsentrasi zat apabila perhitungan yang dilakukan tidak membutuhkan ketelitian yang tinggi. Sehingga persamaan Nernst dapat diubah menjadi sebagai berikut:

Persamaan Nernst tersebut menunjukkan bahwa nilai Esel sebanding dengan konsentrasi zat, sehingga apabila konsentrasi zat yang digunakan semakin besar maka nilai Esel yang dihasilkan akan semakin besar pula.

1.3.2 Hukum FaradayMichael Faraday merupakan ahli kimia dan fisika yang mempelajari mengenai aspek kuantitatif dari elektolisis. Ia menemukan hubungan antara massa zat yang dihasilkan di elektroda dengan jumlah listrik yang diguanakan dan ia menyatakanya dalam Hukum Faraday. Bunyi kedua hukum Faraday yaitu:

1. Hukum Faraday IMassa zat yang dihasilkan pada suatu elektroda selama proses elektrolisis berdangding lurus dengan muatan listrik yang digunakan.2. Hukum Faraday IIMassa zat yang dihasilkan pada elektroda berbanding lurus dengan massa ekivalen zat (Johari dan Rachmawati, 2008).Faraday memperoleh bahwa 1 mol elektron terdiri dari muatan listrik sebesar 96.500 coulumb, sehingga 1 mol elektrol sama dengan 1 Faraday (1F) dari kedua hukum yang dihasilkannya, Faraday menemukan persamaan yang menghubungkan antara jumlah listrik yang dihasilkan dengan massa zat yang dihasilkan pada elektroda sebagai berikut:

Dengan G adalah massa zat yang dihasilkan, i merupakan arus listrik, t merupakan waktu dan Me merupakan massa ekivalen zat (Johari dan Rachamwati, 2008).

1.4 Potensial SelReaksi redoks pada sel elektrokimia merupakan gabungan dari setengah reaksi oksidasi dan reduksi. Oleh karena itu, nilai potensial sel (Esel) merupakan jumlah potensial setengah reaksi oksidasi (Eoksidasi) dan potesial setengah reaksi reduksi (Ereduksi) sesuai persamaan berikutNilai Esel bergantung pada suhu dan konsentrasi zat sehingga suatu potensial sel standar (E0sel) telah ditetapkan sebagai nilai E yang diukur pada suhu 25oC dan zat dalam larutan sebesar 1M. Pada keadaan standar, nilai E0sel dirumuskan sebagai berikut (Johari dan Rachmawati, 2008)

Potensial reduksi standar beberapa zat ditunjukkan pada Tabel 1.1.Tabel 1. Potensial Reduksi Standar (Eo) pada suhu 25oCSetengah Reaksi ReduksiE0 (volt)

F2(g) + 2e- 2F-(aq)+ 2,87

2HOCl(aq) + 2H+(aq) + 2e- Cl2(g) + 2H2O(l)+ 1,63

MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l)+ 1,51

Au3+(aq) + 3e- Au (s)+ 1,42

Cl2(g) + 2e- 2Cl-(aq)+ 1,36

O2(g) + 4H+(aq) + 4e- H2O(l)+ 1,23

Br2(aq) + 2e- 2Br -(aq)+ 1,07

Fe3+(aq) + e- Fe2+(s)+ 0,77

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)+ 0,34

2H2+(aq) + 2e- H2(s)0

Pb2+(aq) + 2e- Pb(s)- 0,13

Sn2+(aq) + 2e- Sn(s)- 0,14

Zn2+(aq) + 2e- Zn(s)- 0,76

Al3+(aq) + 3e- Al(s)- 1,66

Mg2+(aq) + 2e- Mg(s)- 2,37

Na+(aq) + e- Na(s)- 2,71

Ca2+(aq) + 2e- Ca(s)- 2,76

Li+(aq) + e- Li(s)- 0,35

(Johari dan Rachmawati, 2008)

BAB II METODOLOGI2 2.1 Alat-alat multitester kertas saring kabel, penjepit kertas amplas hot plate gelas piala lempengan seng dan tembaga termometer sumber arus DC stopwatch pipet volume gelas ukur

2.2 Bahan-bahan kristal NaCl kristal NaOH CuSO4 1 M ZnSO4 1 M aquadest KNO3

2.3 Prosedur PercobaanA. Elektrolisis untuk Menentukan Bilangan Avogadro1. 10 gram NaCl dan 0,1 gram NaOH dilarutkan untuk membuat larutan A.2. Dua buah lempengan tembaga dibersihkan dengan diamplas untuk digunakan sebagai elektroda.3. Elektroda ditimbang dengan neraca analitik.4. Kedua elektroda dicelupkan ke dalam 60 ml larutan A dalam gelas piala, dengan rangkaian sebagai berikut:5. Gambar 3.1. Rangkaian ElektrolisisLarutan dipanaskan hingga suhu 80C, suhu dijaga konstan.6. Setelah suhu konstan, listrik dialirkan dengan arus konstan 0,5 A dan stopwatch dimulai.7. Setelah 10 menit, aliran listrik dimatikan, anoda dibersihkan dan ditimbang kembali.B. Mengukur GGL Sel dan Menguji Persamaan Nernst1. Lempeng tembaga dan seng dibersihkan dengan diamplas.2. Larutan jenuh KNO3 dibuat dalam volume 20 ml. Sebagai jembatan garam, kertas saring digulung dan direkatkan.3. Dua gelas piala masing-masing diisi dengan 40 ml ZnSO4 dan CuSO4 1 M. Elektroda dicelupkan ke masing-masing larutan.4. Gulungan kertas saring dicelup ke larutan KNO3 dan digunakan untuk menghubungkan larutan ZnSO4 dan CuSO4 pada masing-masing ujungnya, sehingga terlihat seperti:5. Gambar 3.2. Rangkaian ElektrokimiaNilai GGL diamati dengan menggunakan multitester. Polaritas dan suhu juga dicatat.6. Percobaan diulang menggunakan larutan CuSO4 yang diencerkan menjadi 0,1 M, 0,01 M dan 0,001 M dengan ZnSO4 tetap 1 M.

BAB III HASIL DAN DISKUSI3 3.1 Hasil Percobaan3.1.1 Elekterolisis untuk menentukan bilangan AvogradoCampuran NaCl, NaOH, dan aquades pada awalnya berwarna bening namun campuran berubah menjadi orange kecoklatan ketika lempeng tembaga yang dialiri arus listrik dicelupkan. Selain terjadi perubahan warna, selama percobaan dilakukan terbentuk gelembung-gelembung udara. Hasil yang diperoleh sebagai berikut: waktu percobaan: 10 menit berat anoda awal: 4,05 gram berat anoda akhirr: 4,03 gram perubahan berat anoda: 0,02 gram aliran listrik: 0,5 Ampere

3.1.2 Mengukur GGL sel dan menguji persamaan NernstSaat melakukan percobaan dengan menvariasikan konsemtrasi dari CuSO4 maka terdapat perubahan pada nilai ESel yang diperoleh. Hasil pengukuran Esel dapat dilihat pada Tabel 3.1.Tabel 3.1 Hasil Pengukuran ESel dan Menguji Persamaan NernstNo.Larutan Pada Bagian Anoda Zn/Zn+2 (M)Larutan Pada Bagian Katoda Cu/Cu+2 (M)ESel ( Volt )

1.1,0 1,01,08410-3

2.1,00,11,04610-3

3.1,00,011,02210-3

4.1,00,0011,01810-3

3.2 Diskusi3.2.1 Elekterolisis untuk menentukan bilangan AvogradoPercobaan ini dilakukan dengan mengunakan dua buah lempeng elektroda yang berfungsi sebagai katoda dan anoda. Anoda yang digunakan memiliki berat awal 4,05 gram sedangkan berat awal katoda yang digunakan adalah 2,86 gram. Kedua elektroda dicelupkan kedalam larutan pada suhu 80C selama 10 menit dan terjadi perubahan warna ketika lempeng elektroda dicelupkan. Campuran awal yang berwarna bening berubah menjadi orange kecoklatan serta terbentuk gelembung udara. Perubahan warna campuran terjadi karena adanya endapan logam Cu berwarna orange kecoklatan akibat proses reduksi yang terjadi pada katoda. Gelembung udara terbentuk karena adanya aliran elektron dari anoda menuju katoda. Aliran elektron yang terjadi menyebabkan berat anoda berkurang 0,02 gram dan berat katoda bertambah 0,02 gram. Sehingga, berat akhir anoda menjadi 4,03 gram. Bilangan Avogrado yang diperoleh dari percobaan sebesar 5,951023 elektron dengan perhitungan seperti yang terlampir dalam BAB V. Bilangan Avogrado yang diperoleh dari percobaan tidak terlalu berbeda dari bilangan Avogrado secara teori yaitu 6,0231023 elektron.

3.2.2 Mengukur GGL sel dan menguji persamaan NernstPercobaan mengukur GGL dan menguji persamaan Nernst dilakukan dengan menggunakan variasi konsentrasi larutan CuSO4. Aliran elektron dari anoda (seng) menuju ke katoda (tembaga) selama percobaan berlangsung menyebabkan terjadinya perbedaan potensial diantara kedua elektroda. Nilai GGL sel atau ESel dapat diukur ketika perbedaan potensial mencapai keadaan maksimum dimana tidak ada lagi arus yang mengalir sehingga diperoleh nilai GGL sel untuk konsentrasi ZnSO4 dan CuSO4 1 M adalah 1,08410-3 V. Namun seiring dengan berkurangnya konsentrasi CuSO4, nilai GGL sel ikut menurun. Hal ini dibuktikan pada konsentrasi CuSO4 0,01 M dengan nilai GGL adalah 1,02210-3 V dan konsentrasi CuSO4 0,001 M dengan nilai GGL 1,01810-3 V. Hasil ini membuktikan bahwa konsentrasi berpengaruh pada nilai GGL. Sehingga konsentrasi yang berpengaruh pada GGL sel dalam percobaan ini sesuai dengan persamaan Nernst yang menyatakan bahwa konsentrasi berbanding lurus dengan konsentrasi.

BAB IV KESIMPULAN DAN SARAN

4 4.1 Kesimpulan1.Bilangan Avogadro yang didapat adalah 5,95 x 1023 Coulomb. Bilangan Avogadro akan berbanding terbalik dengan berat anoda.2.Nilai konsentrasi sebanding dengan nilai GGl, jika nilai konsentrasi menurun maka nilai GGl juga akan semakin menurun. Dibuktikan dengan percobaan yang didapatkan. Pada konsentrasi 0,01 N GGL nya 1,022 x 10-3 Volt dan pada konsentrasi 0,001 N GGl nya 1,018.10-3 Volt.

4.2 Saran1. Dalam melakukan percobaan, pasang masker, sarung tangan dan jas lab untuk mengurangi resiko yang terjadi di laboratorium.2. Lempeng tembaga harus dibersihkan agar tidak terjadi kesalahan.3. Penggunaan alat multitester harus benar-benar teliti terutama dalam membaca dan jangan sampai salah dalam menentukan anoda dan katodanya.

BAB VTUGAS DAN PERTANYAAN5.1 Elektrolisis Untuk Menentukan Bilangan Avogadro1. Hitung berapa Coulomb untuk mengoksidasi x gram tembaga !Jawab : untuk x gram tembaga (Q) :Q = I t= 0,5 A 600 sekon= 300 C

2. Hitung berapa Coulomb diperlukan untuk mengoksidasi 1 mol tembaga (berat molekul tembaga 63,54) !Jawab : Untuk 1 mol tembaga, Q =Q= = 63,54/0,02 x 300 = 953.100 C

3. Muatan 1 ion Cu+2 adalah 1,6 x 10-19 C. Hitung jumlah ion Cu+ yang terbentuk dalam percobaan (jumlah atom Cu dalam satu mol tembaga sama dengan No)!Jawab : jumlah ion Cu+ yang terbentuk = Q/muatan = 300 C / 1,6x10-19 C/ion = 187,5 x 1019 ion. No = 953.100/1,6x10-19 = 5,95687 x 10 23 C

5.2 Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst1. Tulis reaksi sel dan bentuk umum persamaaan Nernst untuk sel tersebut.Jawab : Zn Zn2+ + 2eAnodaCu2+ + 2e Cu KatodaZn + Cu2+ Zn2+ + Cu

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

2. Kurva Esel sebagai fungsi log [Zn]/ [Cu2+]

Dari kurva tersebut, dapat kita lihat bahwa semakin besar harga fungsi log [Zn]/ [Cu2+] maka nilai Esel nya juga semakin kecil.

3. Hitung gradien dan perpotongan kurva dengan sumbu Y!Y = ax + b-0.022x + 1,098, jadi gradiennya -0.022

4. Bandingkan hasil yang diperoleh E0sel literatur!Zn Zn2+ + 2eE0sel = 0,76 V Cu2+ + 2e CuE0sel = 0,34 V Zn + Cu2+ Zn2+ + CuE0sel = 1,1 V E0sel literatur = 1,1 V (keadaan standar 1 M)E0sel percobaan = 1,084 V (keadaan standar 1 M)

5.2 Pertanyaan1. Endapan merah yang terbentuk pada sel elektrolisis adalah Cu2O (tembaga (I) Oksida). Cu2O tersebut karena terurainya CuOH (hasil Cu+ + OH-) akibat pemanasan.Di anoda : Cu(s) Cu+ (aq)Di larutan : Cu+ + OH CuOH2 CuOH Cu2O + H2O Panas jingga

2. Yang mungkin menjadi sumber kesalahan pengujian persamaan Nernst yaitu :a. Kurang teliti dalam membuat larutan ZnSO4 dan CuSO4b. Kesalahan membaca potensiometer karena angka yang terbaca pada layar potensiometer tidak tetap.c. Tidak terlalu bersih ketika membersihkan elektrodad. Jembatan garam yang bekerja tidak sempurna

DAFTAR PUSTAKA

Johari, J.C.M dan Rachmawati, M. 2008. Kimia 3 Untuk SMA dan MA kelas 3. Jakarta: EsisRiwayati, I. 2010. Elektrolisis Amonia. Tesis. Universitas Teknologi BandungYelmida, A., dkk. 2013. Penuntun Praktikum Kimia Fisika. Pekanbaru: Universitas Riau

DAFTAR ISIKata PengantariDaftar IsiiiBAB I TEORI11.1Tujuan Percobaan11.2Elektrokimia11.2.1Sel Volta11.2.2Sel Elektrolisis31.3Persamaan dan Hukum Dasar41.3.1Persamaan Nernst41.3.2Hukum Faraday41.4Potensial Sel5BAB II METODOLOGI72.1Alat-alat72.2Bahan-bahan72.3Prosedur Percobaan7BAB III HASIL DAN DISKUSI103.1Hasil Percobaan103.2Diskusi11BAB IV KESIMPULAN DAN SARAN134.1Kesimpulan134.2Saran13BAB V TUGAS DAN PERTANYAAN145.1 Elektrolisis Untuk Menentukan Bilangan Avogadro145.2 Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst145.2 Pertanyaan164