Percobaan 5

PEMISAHAN SECARA ELEKTROLISIS

I. Tujuan

1. Mampu melakukan pemisahan secara elektrolisi.

2. Memahami aplikasi dari hukum Faraday I

II. Teori

Elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh adanya arus listrik. Bila

suatu elektrolit (baik larutan atau leburan) dielektrolisis, maka elektrolit tersebut

akan terurai menjadi kation dan anion. Selanjutnya, kation akan menuju

katoda/elektroda (-) dan anion akan menuju anoda/elektroda (+).

Di katoda akan terjadi persaingan antara kation dengan pelarut (molekul air)

untuk mengalami reduksi (menangkap elektron). Nilai EO untuk H2O adalah -0.83

volt, maka kation-kation memiliki EO lebih kecil dari -0.83 volt tidak mengalami

reduksi dari larutannya, karena H2O lebih mudah direduksi. Begitu pula di anoda

terjadi persaingan antara anion dengan pelarut (molekul air) untuk mengalami

oksidasi (melepas elektron), dengan demikian anion-anion yang mempunyai EO

lebih besar dari -0.83 volt tidak mengalami oksidasi dari larutannya, karena H2O

lebih mudah dioksidasi.

Reaksi pada katoda (reduksi terhadap kation)

1. Ion-ion IA, IIA, Al3+, Mn2+

2H2O + 2e → 2OH- + H2

2. Ion-ion logam lain

Mn+ + ne → M

3. Ion H+ (asam)

2H+ +2e → H2

4. Ion-ion pada nomor (1) mengalami reaksi nomor (2) jika yang

dielektrolisis adalah lelehan/leburan/cairannya.

Reaksi pada anoda (oksidasi terhadap anion)

1. Ion-ion SO42+, NO3-

2H2O → 4H+ + 4e + O2

1

2. Ion-ion F-, Cl-, Br-, I-

2X- → X2 + 2e

3. Ion OH- (basa)

4OH- → 2H2O + 4e + O2

4. Pada pelapisan/penyepuhan logam, yang digunakan sebagai anoda

adalah logam pelapis.

(Budiman Anwar, 2005)

Reaksi elektrolisisi terdiri dari reaksi katode, yaitu reduksi, reaksi anode,

yaitu oksidasi. Spesi apa yang terlibat dalam katode dan anode bergantung pada

potensial elektrode dari spesi tersebut, dengan ketentuan sebagai berikut :

Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah spesi yang potensial

reduksinya paling besar.

Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah spesi yang potensial

oksidasinya paling besar.

Dengan ketentuan tersebut, dapat diramalkan reaksi-reaksi elektrolisis yang

terjadi. Namun demikian, perlu juga dipahami bahwa potensial elektrode juga

dipengaruhi oleh konsentrasi dan jenis elektrodanya. (Michael Purba, 2006)

Potensial dekomposisi reversibel adalah jumlah potensial elektrode dengan

hasil reaksi seperti pada elektrolisis.

Pada elektrolisis

- Reduksi terjadi di katode (kutub negatif)

- Oksidasi terjadi di anode (kutub positif)

(Sukardjo,2002)

Sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang menggunakan energi listrik

agar reaksi kimia dapat terjadi. Sel tersebut merupakan kebalikan dari sel Volta.

Pada sel elektrolisis, katode bermuatan negatif, sedangkan anode bermuatan

positif. Gambar berikut menjelaskan reaksi antara Sn dan Cu dalam sel volta dan

sel elektrolisis.

2

Reaksi kimia pada setiap sel dituliskan sebagai berikut:

Reaksi kimia pada sel volta :

Anode : Sn(s) → Sn2+(aq) +2e-

Katode : Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) +

Sn(s) + Cu2+(aq) → Sn2+

(aq) + Cu(s)

Reaksi kimia pada sel elektrolisis :

Anode : Cu(s) → Cu2+(aq) +2e-

Katode : Sn2+(aq) +2e- → Sn(s) +

Sn2+(aq) + Cu(s) → Sn(s) + Cu2+

(aq)

Pada sel elektrolisis, energi diubah menjdi energi kimia. Hubungan

tersebut di jelaskan oleh ilmuan Inggris Michael Faraday yang dituangkan dalam

Hukum Faraday. Ada dua hukum faraday, yaitu Hukum Faraday I dan Hukum

Faraday II.

Hukum Faraday I

“Jumlah zat yang di hasilkan dielektrode berbanding lurus dengan jumlah listrik

yang melalui elektrolisis.”

Persamaan : W = e . F =e .i . t

96.500

Hukum Faraday II

“Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka zat

yang dihasilkan masing-masing sel berbanding lurus dengan berat ekivalen zat itu

dan tanpa bergantung pada jenis zat yang terlibat dalam reaksi elektrolisis.”

Persamaan : W 1

e1=

W 2

e2=…=

W n

en

Keterangan :

W = jumlah zat yang dihasilkan (g)

e = berat ekivalen

F = arus listrik untuk mendapatkan 1

mol elektron (F)

i = arus listrik (A)

t = waktu reaksi (detik)

e = Mr

elektron yang terlibat

1 faraday = 1 mol elektron = 96.500 coloumb/ mol elektron

Dengan menggunakan Hukum Faraday, dapat menghitung massa senyawa

yang diendapkan selama proses elektrolisis berlangsung (Sandri Justiana dan

Muchtaridi, 2009).

3

III. Prosedur Pekerjaan

III.1 Alat dan Bahan

III.1.1 Alat

Seperangkat alat gelas

Elektroda tembaga

Eksikator / desikator

Neraca

Baterai

Elektroda karbon

Oven

Magnetik stirrer

III.1.2 Bahan

Larutan sampel yang berisi larutan ion kupri dan

zink

Asam sulfat pekat

Asam nitrat pekat

NaOH

Aquades

Aseton

III.2 Skema Kerja

III.2.1 Pemisahan dan Penentuan kadar ion Cupri

Dibersihkan

Ditimbang

Dipasang pada alat elektrolisis dan di

lengkapi dengan stirrer magnetic

Dicampurkan dalam suatu gelas

kimia

4

Katoda

100 ml sampel + 1 ml asam sulfat pekat + asam nitrat pekat

Dielktrolisis pada potensial tetap 1,8

volt selama ± 45 menit hingga warna

biru hilang

Dihentikan elektrolisis, katoda di

masukkan ke dalam aseton

Di keringkan katoda

Di timbang katoda

Diulangi kembali elektolisis hingga

diperoleh dua data

Dilarutkan dalam asam nitrat

Dicuci katodanya dengan akuades

Dipanaskan dalam oven

Didinginkan dalam desikator

Ditimbang

III.2.2 Penentuan kadar ion Zink

Dipasang pada alat elektogravimetri

Ditambahkan kedalam sisa larutan

hasil elektrolisis percobaan

sebelumnya

Dielektrolisis pada potensial tetap

2,7 volt selama ± 30 menit

Dihentikan elektrolisis, katoda di

masukkan ke dalam aseton

Di keringkan katoda

Di timbang katoda

Diulangi kembali elektolisis hingga

di peroleh dua data

5

Endapan Cu yang terbentuk

Hasil

Katoda

Larutan NaOH pekat

Dilarutkan dlaam asam nitrat

Dicuci katodanya dengan akuades

Dipanaskan dalam oven

Didinginkan dalam esikator

Ditimbang

IV. Hasil dan Pembahasan

IV.1 Data Pengamatan dan Perhitungan

Tabel 1. Hasil Percobaan

No Cu (Katoda) Zn (Anoda)Larutan Waktu

(Menit)Potensial

(Volt) Awal (gr) Akhir (gr) Awal (gr) Akhir (gr)1 10 10,168 10 9,949 AgNO3 5 1,82 10 10,048 10 9,949 Cu(NO3)2 5 1,83 10 10,045 10 9,949 Ni(NO3)2 5 1,84 10 10,051 10 9,949 Zn(NO3)2 5 1,85 10 10,042 10 9,949 Fe(NO3)2 5 1,86 10 10,126 10 9,847 Fe(NO3)2 15 1,8

Setengah reaksi untuk elektroda

Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) EO =+0,34 volt

Zn2+(aq) +2e → Zn(s)

- EO =−¿0,76 volt

Zn sebagai anode.

Cu sebagai katode.

Eosel = Eosel katode −¿ Eosel anode

Eosel = Eo Cu −¿ Eo Zn

= +0,34 – (−¿0,76)

=+0,34 +¿0,76

Eosel =+1,10 volt

Reaksi setengah sel di katode : Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) EO =+0,34 volt

Reaksi setengah sel di anode : Zn(s) → Zn2+(aq) +2e- EO = -0,76 volt

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Eo=+1,10 volt

6

Endapan Cu yang terbentuk

Hasil

Perhitungan, Jumlah endapan yang terbentuk di katoda

W = e . F =e .i . t

96.500

1. W = e .i . t

96.500

= 108× 0.5 ×300

96.500

= 0,1678 gram

2. W = e .i . t

96.500

= 64 ×0.5 × 300

96.500

= 0,099 gram

3. W = e .i . t

96.500

= 59× 0.5 ×300

96.500

= 0,091 gram

4. W = e .i . t

96.500

= 65× 0.5 ×300

96.500

= 0,101 gram

5. W = e .i . t

96.500

= 56 ×0.5 ×300

96.500

= 0,087 gram

6. W = e .i . t

96.500

= 56 ×0.5 ×900

96.500

= 0,261 gram

Tabel 2. Hasil perhitungan

No Endapan yang terbentuk di katodeLarutan Waktu (Menit) Arus Listrik

praktek(gr) Perhitungan (gr)1 0,168 0,168 AgNO3 5 0,52 0,048 0,099 Cu(NO3)2 5 0,53 0,045 0,091 Ni(NO3)2 5 0,54 0,051 0,101 Zn(NO3)2 5 0,55 0,042 0,087 Fe(NO3)2 5 0,56 0,126 0,261 Fe(NO3)2 15 0,5

IV.2 Pembahasan

Elektrolisis adalah penguraian suatu larutan menggunakan energi listrik agar

reaksi kimia dapat terjadi. Cara kerja dari sel elektrolisis dengan melibatkan reaksi

oksidasi dan reduksi tidak spontan dan memerlukan arus listrik dari luar.

Pada sel elektrolisis, katode merupakan tempat terjadinya reduksi dan

bermuatan negatif (-), sedangkan anode merupakan tempat terjadinya oksidasi dan

bermuatan positif (+).

7

Pada percobaan yang dilakukan dengan simulasi virtual laoratorim kali ini

terlihat secara visual bagaimana elektron yang terurai bergerak dari kutub katode

(Cu) menuju anode (Zn).

Elektron (listrik) memasuki sel elktrolisis melalui kutub negatif atau katode.

Spesi tertetu dalam larutan menyerap elektron dari katode dan mengalami reduksi.

Sementara itu, spesi lain melepas elektron di anode dan mnegalami oksidasi.

Secara singkat dapat di katakan sama seperti pada sel volta. Akan tetapi, muatan

elektronnya berbeda. Sel elektrolisis kebalikan dari sel Volta. Pada elektrolisis,

katode bermuatan negatif dan anode bermuatan positif.

Pemisahan secara elektrolisis kali diuji coba denga menggunakan 6 kali

pengulangan dengan katode dan anode yang sama. Nilai arus dan beta potensial

yang sama pula, berturut-turut, 0,5 A dan 1,80 Volt. Dengan waktu yang

digunakan selama 5 menit untuk tiap percobaaan dan 15 menit untuk pengulangan

terakhir yang kelak di gunakan sebagai parameter pembanding.

Hasil yang di pecobaan telah di tampilkan pada Tabel 1. Dengan penggunaan

katode dan anode yang sama namun dengan jenis lautan yang berbeda,

menghasilkan nilai yang beragam.

Berdasarkan jenis elektolitnya, reaksi yang di laksanakan kali ini dapat di

kelompokkan pada sel elktrolisis dengan elektrolit larutan. Dapat terlihat pada

Gambar 1 dan 2, larutan yang di gunakan pada percobaan pertama yaitu AgNO3.

Gambar 1. Elektolisis dengan larutan AgNO3 (awal)

8

Gambar 2. Elektolisis dengan larutan AgNO3 (akhir)Cara menuliskan reaksi kimia dalam sel elektrolisis dengan elektrolit larutan pada

gambar 1, larutan AgNO3, adalah sebagai berikut:

AgNO3 → Ag+ + NO3-

Ion Ag mempunyai Eo > -0,83 V sehingga akan direduksi menjadi logam-

logamnya. Ion NO3- bukan ion halida shingga akan dioksidasi adalah H2O.

katode : Ag+ + e- → Ag x 4

anode : 2H2O → 4H+ + O2 + 4e- x 1 +

4Ag+ + 2H2O → 4Ag + 4H+ + O2

Dengan menggunakan hukum Faraday I, dapat diperkirakan berapakah

jumlah endapan yang di peroleh pada katode. Untuk setiap larutan telah di

laksanakan dengan menggunakan virtual lab dan dilakukan juga perhitungannya.

Hasilnya dapat dilihat pada tabel 2.

Hanya percobaan pertama yang sesuai dengan perhitungan, sedangkan

percobaan ke 2 hingga ke 6 tidak sesuai dengan perhitungan. Berikut gambar

percobaan yang telah di laksanakan oleh pratikan.

Gambar 3. Elektolisis dengan larutan Cu(NO3)2 (awal)

9

Gambar 4. Elektolisis dengan larutan Cu(NO3)2 (awal)

Gambar 5. Elektolisis dengan larutan Ni(NO3)2 (awal)

Gambar 6. Elektolisis dengan larutan Ni(NO3)2 (awal)

Gambar 7. Elektolisis dengan larutan Zn(NO3)2 (awal)

10

Gambar 8. Elektolisis dengan larutan Zn(NO3)2 (awal)

Gambar 9. Elektolisis dengan larutan Fe(NO3)2 (awal)

Gambar 10. Elektolisis dengan larutan Fe(NO3)2 (awal)

Gambar 11. Elektolisis dengan larutan Fe(NO3)2 (awal)

11

Gambar 12. Elektolisis dengan larutan Fe(NO3)2 (awal)

V. Kesimpulan dan Saran

V.1Kesimpulan

1. Elektrolisis adalah penguraian suatu larutan menggunakan energi listrik agar

reaksi kimia dapat terjadi.

2. Hukum Faraday I : “Jumlah zat yang di hasilakan di elektrode berbanding lurus

dengan jumlah listrik yang melalui elektrolisis.”

Persamaan : W = e . F =e .i . t

96.500

V.2Saran

Percobaan yang dilaksanakan sebaiknya dilakukan dalam suasana kondusif

dan dapat di pahami oleh semua pratikan.

12

DAFTAR PUSTAKA

Anwar, Budiman. 2005. Kimia. Bandung : Yrama Widya

Justiana, Sandri., Muchtaridi. 2009. Kimia 3. Bogor : Yudhistira

Sukardjo. 2002. Kimia Fisik. Jakarta : Rineka Cipta

Purba, Michael. 2006. Kimia 3 untuk SMA kelas XII. Jakarta : Erlangga.

13

LAMPIRAN

Pertanyaan pra pratikum

1. Sebutkan deret volta murni dari yang mudah teroksidasi sampai yang

mudah tereduksi!

Jawab :

K-Ba-Ca-Na-Mg-Al-Mg-Zn-Cr-Fe-Cd-Co-Ni-Sn-Pb-H2-Sb-Bi-Cu-Hg-Ag-

Pt-Au

2. Sebutkan judul pratikum hari ini!

Jawab :

Pemisahan secara elektrolisis.

3. Bagaimana bunyi hukum Faraday yang berkaitan dengan elekrolisis?

Sebutkan kedua hukum tersebut serta cantumkan rumusnya secara

metematika!

Jawab :

Hukum Faraday I

14

“Jumlah zat yang di hasilakan di elektrode berbanding lurus dengan

jumlah listrik yang melalui elektrolisis.”

Persamaan : W = e . F =e .i . t

96.500

Hukum Faraday II

“Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis,

maka zat yang dihasilkan masig-masing sel berbanding lurus dengan berat

ekivalen zat itu dan tanpa bergantung pada jenis zat yang terlibat dalam

reaksi elektrolisis.”

Persamaan : W 1

e1=

W 2

e2=…=

W n

en

Keterangan :

W = jumlah zat yang dihasilkan (g)

e = berat ekivalen

F = arus listrik untuk mendapatkan 1 mol elektron (F)

i = arus listrik (A)

t = waktu reaksi (detik)

4. Apakah pengaruh tingkaat keasamaan/kebasaan larutan dalam proses

elektrolisis? Keadaan manakah yang lebih baik untuk suatu proses

pemisahan secara elektrogravimetri?

Jawab :

Semakin tinggi tingkat keasaman suatu larutan, maka makin proses

elektrolisis akan berjalan lebih cepat. Karena elektrolisis yang mengubah

energi listrik yang diubah menjadi energi kimia akan berjalan dengan baik

jika larutan bersifat asam. Jadi keadaan yang lebih baik untuk proses

pemisahan secara elekrografimetri dengan larutan yang keasamannya

tinggi.

5. Tuliskan ½ reaksi reduksi untuk ion cupri dan ion zink serta lengkap pula

dengan data potensialnya!

Jawab :

Reaksi setengah sel di katode : Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) EO =+0,34 volt

Reaksi setengah sel di anode : Zn(s) → Zn2+(aq) +2e- EO = -0,76 volt

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

15

Pertnyaan pasca pratikum

1. Hitunglah logam yang terdapat pada larutan sampel sesuai degan hasil

pratikum saudara! Selanjutnya, hitung hasil yang di peroleh secara teorotis

menurut hukum Faraday I bandingkan keduanya dan hitung presentase

rendeen hasil kerja saudara!

Jawab :

Hasil telah tercantum pada bab hasil dan pembahasan.

2. Apakah fungsi zat-zat berikut dalam kegiatan pratikum ini?

a. Asam sulfat pekat

b. Asam nitrat pekat

c. Aseton dan NaOH pekat

Jawab : asam sulfat pekat dan asam nitrat pekat sebagai larutan tempat

terjadinya reaksi elektrolisis. Dengan adanya dua larutan tersebut akan

mempercepat proses reaksi yang berlangsung.

Aseton di gunakan sebagai pemisah antara endapan yang terbentuk dan

larutan yang masih tertempel pada katoda.

3. Elektroda apa lagi yang dapat saudara gunakan untuk proses pemisahan

ion logam dari larutannya? Sebutkan syarat elektroda tersebut, baik yang

digunakan untuk anoda maupan katoda!

Jawab :

Reaksi di katode bergantung kepada jenis kation dalam larutan, begitu

pula dengan anion. Jika kation berasal dari logam-logam aktif (logam IA,

IIA, Al atau Mn), yaitu logam-logam yang potensial reduksinya lebih kecil

(lebih negatif dari air), maka air yang tereduksi. Sebaliknya, kation selain

yang disebutkan diatas akan tereduksi.

16