LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA

ELEKTROKIMIA

Oleh :

Kelompok III

Kelas B

Ahmad Dedi Fadillah 1407120814

Al Swendo Musbar 1407110184

Dewi Sunarti 1407113406

Dita Nurhalimah 1407114634

PROGRAM SARJANA STUDI TEKNIK KIMIA

UNIVERSITAS RIAU

PEKANBARU

2014

BAB I

TEORI

1.1 Tujuan Percobaan

1. Menentukan bilangan Avogadro(N0) secara elektrolisis

2. Menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia

3. Mencoba menguju persamaan Nernst

1.2 Dasar Teori

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi

kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan

dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Reaksi kimia dapat menghasilkan

energi atau menyerap energi. Pertukaran energi yang terjadi biasanya dalam

bentuk panas, tetapi kadang-kadang dengan suatu modifikasi, energi yang

dipertukarkan tersebut bisa diubah dalam bentuk energi listrik. Sel elektrokimia

adalah alat yang di gunakan untuk melangsungkan perubahan bentuk energi kimia

jadi energi listrik. Sel elektrokimia baik yang melepas atau menyerap energi selalu

melibatkan perpindahan elektron-elektron dari satu senyawa ke senyawa yang lain

dalam suatu reaksi oksidasi reduksi. Oksidasi adalah hilangnya elektron

sedangkan reduksi diperolehnya electron. Zat pengoksidasi adalah spesies yang

melakukan oksidasi, mengambil elektron dari zat yang teroksidasi. Zat pereduksi

adalah spesies yang melakukan reduksi memberikan elektron kepada zat yang

tereduksi. Setelah reaksi zat teroksidasi memiliki bilangan oksidasi lebih tinggi

sedangkan zat tereduksi memiliki bilangan oksidasi lebih rendah (Atkins,1983).

1.2.1.   Prinsip Dasar Elektroplating

Elektroplating merupakan teknik pelapisan secara elektrodeposisi, yaitu

proses pengendapan pelapis logam secara elektrokimia. Cara pelapisan ini

memerlukan arus listrik searah (DC). Bila listrik mengalir antara anoda dan

katoda, didalam larutan konduktor/larutan elektrolit, maka akan terjadi reaksi

kimia pada permukaan logam tersebut. Pada sistem demikian, bila diberi tegangan

atau beda potensial, ion-ion bergerak menuju elektroda. Kation bergerak menuju

katoda dan anion menuju anoda. Masing-masing mempunyai laju yang khas

(konduktivitas ion spesifik). Konduktivitas total larutan tertentu merupakan

penjumlahan dan konduktivitas ion individu segenap ion yang dikandungnya

(Langsa, 2010).

1.2.2. Elektroda

Elektroda merupakan kutub atau lempeng pada suatu sel elektrolitik ketika

arus listrik memasuki atau meninggalkan sel. Elektroda dimana proses reduksi

berlangsung disebut sebagai katoda yang merupakan kutub negatif(penarik

elektron), sedangkan elektron dimana proses oksidasi berlandsung disebut anoda

yang merupakan kutub positif (pelepas ektron).

Anoda biasanya terkorosi dengan melepaskan elektron-elektron dari atom-

atom logam netral untuk membentuk ion-ion bersangkutan. Berbagai anoda

dipergunakan pada elektroplating. Ada anoda inert, ada anoda aktif (terkorosi).

Anoda dapat merupakan logam murni, dapat pula sebagai alloy. Katoda biasanya

tidak mengalami korosi, walaupun mungkin menderita kerusakan dalam kondisi-

kondisi tertentu. Dalam larutan, ion-ion positif bergerak ke katoda dan ion-ion

negatif bergerak ke anoda. Adapun logam yang biasa digunakan sebagai elektroda

adalah logam yang tidak larut dalam larutan elektrolit yang digunakan sebagai

pelapis(Langsa, 2010).

1.2.3. Jenis Larutan Elektrolit

Jenis larutan elektrolit yang dipakai dalam elektroplating ialah elektrolit

asam, netral dan basa. Dinamakan larutan elektrolit sebab dapat menghantarkan

arus listrik (Arief, 2009).

Bak pelapisan pada umunya mengandung :

Garam yang mengandung ion logam

Garam yang berfungsi menambah daya hantar larutan

Larutan yang bertindak sebagai buffer untuk menjaga pH larutan yang

dikehendaki

“Adition Agent” untuk mempengaruhi jenis larutan yang dihasilkan

1.2.4. Voltase, Tahanan dan Hataran

Aliran antara kutub positif dan negatif dari sumber arus lansung dilengkapi

dengan suatu alat elektrolit, maka sejumlah arus listrik yang akan lewat sangat

bergantung pada dua faktor, yaitu :

Gaya gerak listrik (ggl) atau dinamakan electro motif force (e. m. f. ) atau

voltase yang digunakan pada baterai atau sumber arus ion sebagai sumber

arus yang melalui elektrolit.

Tahanan listrik dari elektrolit yang berbanding terbalik dengan arus yang

lewat. Jika tahanan diperbesar maka kuat arus yang ditimbulkan makin

kecil, begitulah sebaliknya.

Salah satu faktor yang mempengaruhi Esel adalah konsentrasi. Persamaan

yang menghubungkan konsentrasi dengan Esel dinamakan persamaan Nernst.

Bentuk persamaan Nernst untuk reaksi aA + bB cC + dD, adalah sebagai

berikut:

Esel=E0 sel− RTnF

lnaC

c .aDd

aAa . aB

b ...........................(1.1)

F=konstanta Faraday

n=jumlah elektron yang dipertukarkan dalam reaksi redoks

Untuk perhitungan yang tidak memerlukan ketelitian yang tinggi, aktivitas dapat

diganti dengan konsentrasi.

Berdasarkan penemuan dari Michael Faraday pada tahun 1883 yang

dikenal sebagai hukum Faraday, menetapkan hubungan listik dan kimia dari

elektrolit atau reaksi elektrokimia. Kedua hukum tersebut adalah:

a.      Berat logam yang diendapkan pada katoda selama elektrolisis adalah

sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui larutan.

b.     Untuk sejumlah arus yang lewat selama elektrolisis, berat logam yang

diendapkan sebanding dengan berat ekivalennya.

Berdasarkan kedua hukum tersebut diatas diperoleh:

w= Z . I . t96500

  ......................................... (1.2)  

Dimana, W = Berat endapan (gram)

                          I = Kuat Arus (ampere)

                          t = Waktu pelapisan (detik)

                          A= Berat atom (garam/mol)

                          Z = Valensi

                          F = Konstanta Faraday (96500 Coloumb)Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol

logam monovalen adalah 96485C(Coulomb),tidak bergantung pada jenis

logamnya. Coulomb adalah satuan muatan listrik dan 1C adalah muatan yang

dihasilkan bila arus 1A(Ampere) mengalir selama 1 detik.Tetapan fundamental

listrik adalah konstanta Faraday, F = 9,65 x 104 C, yang didefenisikan sebagai

kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk

menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang di sebabkan oleh aliran arus

listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu (Saito, 2009).

Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25o C (298.15 K),

pada keaktifan satu untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus

nol pada tekanan 1 bar (105 Pa).  Untuk reaksi yang melibatkan ion H+, keadaan

standar adalah pH = 0 (sekitar konsentrasi asam 1 molar).

Dalam kasus elektrode hidrogen digunakan sebagai potensial elektrode

standar, gas hidrogen 1 atm (aH2 = 1) dikontakkan perlahan dengan elektroda

platinum-hitam yang dibenamkan dalam larutan asam kuat dengan keaktifan,

aH+= 1.  Potentialnya diungkapkan sebagai:

..................................... (1.3)  

dan menurut definisi E0 = 0 dalam keadaan standar.  Elektroda hidrogen dalam

keadaan standar disebut sebagai elektrode hidrogen standar atau NHE.  Walaupun

potensial reduksi biasanya diungkapkan dengan rujukan NHE standar, elektrode

hidrogen sukar ditangani.  Oleh karena itu elektrode kalomel jenuh atau Ag/AgCl

digunakan sebagai elektroda rujukan untuk pengukuran elektrokimia sehari-hari

dan potensial percobaan  diukur terhadap elektroda ini atau dikonversi pada nilai

NHE.  Bila nilai NHE diset menjadi 0, nilai SCE 0.242 V, dan Ag/AgCl adalah

0.199 V.

Reaksi redoks terjadi hanya bila pasangan redoks ada dan reaktannya

dapat berupa oksidator atau reduktor bergantung pasangan reaksinya.

Kemampuan relatif redoksnya dapat diungkapkan secara numerik dengan

memberikan potensial reduksi setengah reaksinya,  E0 (Tabel 3.1). Perubahan

energi bebas reaksi berhubungan dengan E0,

..................................... (1.4)  

N adalah jumlah elektron yang diserahterimakan dan F adalah konstanta Faraday,

96500 C.mol-1.

Misalnya, untuk dua reaksi

tidak berlangsung bebas, tetapi bila H+ (aq) dan Zn(s) ada, reaksi  redoks akan

berlangsung.  Persamaan yang menyatakan reaksi yang berlangsung didapat bila

reaksi ke-2 dikurangi dengan persamaan reaksi pertama

Perubahan energi bebas reaksi redoks keseluruhan adalah selisih

perubahan energi masing-masing setengah reaksi.

..................................... (1.5)  

Karena setengah sel pada dasarnya hanya imajiner dan umumnya digunakan

sebagai pasangan, perubahan energi bebas ∆G01 untuk H+ diset 0.  Dalam hal ini

karena didapat hasil percobaan ∆G0 sebesar -147 kJ, maka ∆G02 bernilai 147 kJ. 

Potensial E0 yang berkaitan dengan ∆G0 setengah reaksi disebut potensial reduksi

standar.

......................................... (1.6)  

Maka

Potensial standar berbagai setengah reaksi ditentukan dengan

menggunakan prosedur yang mirip dengan yang disebutkan tadi (Tabel 3.1). E0

reaksi redoks dapat dihitung dengan mengkombinasikan E0 setengah reaksi ini.

Bila E0 reaksi redoks positif, ∆G0 bernilai negatif dan reaksi berlangsung

spontan.  Akibatnya selain menggunakan perubahan energi bebas potensial

reduksi juga dapat digunakan untuk menentukan kespontanan reaksi. Semakin

besar potensial reduksi semakin kuat kemampuan oksidasinya. Nilai positif atau

negatif berdasarkan nilai potensial reduksi proton adalah 0, dan harus dipahami

bahwa nilai positif tidak harus berarti mengoksidasi, dan nilai negatif bukan

berarti mereduksi. Deretan yang disusun berdasarkan kekuatan redoks disebut

deret elektrokimia (Yelmida. 2011).

BAB II

METODOLOGI PERCOBAAN

2.1 Alat – alat yang digunakan

1. pH meter atau potensiometer 8. Dua gelas piala 500 ml dan 100 ml

2. Kertas saring 9. Penjepit

3. Kabel/Penjepit 10. Lembaran seng dan tembaga

4. Ampermeter 11. Termometer

5. Hot Plate 12. Sumber arus DC

6. Labu ukur 100 ml 13. Stop watch

7. Kertas Amplas 14. Pipet ukur 10 ml

2.2 Bahan – bahan yang digunakan

1. Kristal NaCl 4. ZnSO4.7H2O 0,01 M

2. Kristal NaOH 5. CuSO4.5H2O 0,01 M

3. Aquadest 6. NH4NO3 atau KNO3

2.3 Prosedur Kerja

A. Elektrolisis untuk menentukan bilangan avogadro

1. Disiapkan larutan A ( terdiri dari 100 gram NaCl dan 1 gram NaOH dalam

satu liter air)

2. Disiapkan dua buah lempeng tembaga yang akan digunakan sebagai

elektroda, bersihkan dengan amplas.

3. Setelah elektroda digunakan sebagai anoda, ditimbang elektroda tersebut

pada neraca analitik

4. kedua elektroda tembaga dicelupkan ke dalam 80 ml laritan A yang

ditempatkan dalam gelas piala, dan disusun rangkaian listrik

5. Panaskan larutan didalam gelas piala sampai suhu mencapai 80oC dan

suhu dijaga konstan

6. Aliran listrik dialiri pada larutan A. Catat waktu dengan stopwatch, arus

listrik harus dijaga kinstan dengan 1,5 ampere

7. Setelah 10 menit, aliran listrik dimatikan, anoda dibersihkan dengan air

kemudian dikeringkan dengan tissu

8. Timbang anoda sekali lagi.

B. Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst

1. Siapkan potongan lembaran tembaga dan seng. Dibersihkan permukaan

logam dengan kertas amplas

2. Siapkan larutan jenuh NH4NO3 atau KNO3 (10 – 20 ml). Sebagai

jembatan garam, ambil selembar kertas saring, digulung dan rekatkan

dengan menggunakan slotip pada bagian tengahnya untuk mencegah

gulungan terbuka

3. Dua delas piala 100 ml disiapkan, lalu satu diisi dengan CuSO4 1,0 M 60

ml dan yang lain dengan ZnSO4 1,0 M. Celupkan elektroda – elektroda

logam dan hubungkan dengan kabel

4. Celupkan kertas saring yang telah dibentuk jadi gulungan tadi kedalam

larutan jenuh NH4OH3. Hilangkan kelebihan amonium nitrat dengan

menggunakan kertas saring lain, kemudian tempatkan sedemikian rupa

hingga kedua ujung gulungan tercelup ke dalam larutan yang berada pada

kedua gelas piala.

5. Amati nilai GGL dengan menggunakan pH meter yang distel pada posisi

mV. Catat polaritas kedua elektroda pada pengukuran tersebut, juga catat

suhu larutan.

6. Siapkan larutan CuSO4 0,1 M 100 ml dengan jalan pengenceran larutan

CuSO4 1,0 M

7. Ganti larutan CuSO4 1,0 M dengan CuSO4 0,1 M

8. Cuci dan bersihkan kembali dengan kedua elektroda dengan kertas amplas.

Ganti jembatan garam dengan yang baru dan kembali ukur dan catat nilai

GGL dengan menggunakan Ph meter.

9. Ulangi langkah (7), tetapi menggunakan larutan CuSO4 yang lebih encer.

2.4 Hasil Pengamatan

A. Elektrolisis untuk menentukan bilangan Avogadro

a. Waktu percobaan : 600 detik

b. Berat anoda awal : 2,37 gram

c. Berat anoda akhir : 2,27 gram

d. Perubahan berat anoda : 0,10 gram

e. Aliran listrik : 1,5 Ampere

B. Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst

([Zn2+]/[Cu2+])log

([Zn2+]/[Cu2+]) Esel (Volt)1 M / 1 M 0 1.029

1 M / 0.1 M 1 1.0081 M / 0.01 M 2 0.9931 M / 0.001 M 3 0.987

BAB III

HASIL DAN DISKUSI

3.1 Hasil Percobaan

3.1.1. Elektrolisis untuk menentukan bilangan Avogadro

Hasil percobaan ini dapat dilihat pada Tabel 3.1 berikut.

Tabel 3.1. Hasil pengamatan

Waktu Percobaan 600 detik

Berat anoda awal 2,37 gram

Berat anoda akhir 2,27 gram

Perubahan berat anoda 0,10 gram

Perubahan warna larutan Bening-merah bata

Aliran listrik 1,5 ± 0,05 ampere

3.1.2. Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst

Hasil percobaan ini dapat dilihat pada Tabel 3.2 berikut.

Tabel 3.2. E⁰ sel Elektroda pada variasi konsentrasi CuSO4

Larutan pada

bagian anoda

Zn/Zn2+ (M)

Larutan pada

bagian anoda

Cu/Cu2+ (M)

E sel

(volt)

1,0 1,0 1,039

1,0 0,1 1,008

1,0 0,01 0,993

1,0 0,001 0,987

3.2 Diskusi

Dalam percobaan ini dilakukan proses elektrolisis yang bertujuan untuk

menentukan besarnya bilangan Avogadro serta mengukur GGL sel dan menguji

persamaan Nernst. Pertama, elektrolisis dilakukan dengan cara yaitu logam Cu

yang dijadikan elektroda baik katoda dan anoda yang dicelupkan dalam larutan

elektrolit NaCl pada suasana basa (dengan penambahan NaOH sebagai pemberi

suasana basa).

Pada percobaan elektrolis, larutan terlebih dahulu dipanaskan sehingga suhu

mencapai 80 ⁰C. Setelah itu, rangkaian listrik, dimana elektroda terhubung dengan

sumber arus dihidupkan. Proses pemanasan ditujukan agar ketika listrik dialirkan,

dapat mempercepat reaksi. Arus dan suhu dijaga konstan, yaitu sebesar 1,5 A dan

80 ⁰C selama 10 menit.

Salah satu tembaga digunakan sebagai anoda. Elektrolisis pada anoda

merupakan peristiwa oksidasi, dimana electron mengalir dari anoda menuju

sumber arus kemudian diteruskan ke katoda. Peristiwa oksidasi yang terjadi pada

anoda mengakibatkan massa dari tembaga pada lempengan elektroda tersebut

berkurang. Adapun reaksi yang terjadi pada anoda dan katoda adalah sebagai

berikut.

Anoda: Cu (s) Cu+ (aq) + e-

Katoda: Cu+ (aq) + e- Cu (s)

Berdasarkan reaksi diatas oksidasi Cu pada anoda menjadi Cu+ selanjutnya

membentuk Cu2O (Tembaga (I) Oksida). Terbentuknya Cu2O ini dibuktikan

dengan berubahnya warna larutan dari bening menjadi merah bata yang

merupakan warna endapan Cu2O. Rumus hokum Faraday yang digunakan dalam

perhitungan Avogadro yaitu :

W = Ar . I .tQ

.................................................................. (3.1)

Secara empiris, Faraday telah membuktikan hukum-hukum kuantitatif

elektrolisis. Hukum Faraday menyatakan bahwa massa produk yang dihasilkan

pada elektroda sebanding dengan jumlah listrik yang dipergunakan pada

elektrolisis. Jumlah listrik yang dialirkan melalui sel elektrolisis agar dapat

mengalirkan 1mol electron dinyatakan sebagai 1 Faraday. Berdasarkan pada teori,

bilangan Avogadro 6,023 X 1023 mol -1. Namun, pada hasil perhitungan dari

percobaan didapatkan hanya bilangan Avogadro sebesar 5,7186 X 1024 mol -1.

Perbedaan yang terjadi dapat disebabkan oleh beberapa hal diantaranya

ketidakpastian arus yang mengalir dalam rangkaian apakah konstan 1,5 A atau

tidak, dikarenakan keterbatasan alat sumber DC yang digunakan serta kondisiny

kurang baik. Selain itu perbedaan bilangan Avogadro yang didapatkan juga

disebabkan oleh suhu larutan yang tidak tepat 80 ⁰C, sehingga reaksi yang

harusnya dapat berjalan dengan cepat dan sesuai dengan kondisi percobaan yang

dilakukan Faraday tidak terpenuhi.

Berikutnya adalah percobaan elektrokimia untuk menentukan nilai GGL sel

sekaligus menguji persamaan Nernst. Pada percobaan ini salah satu larutan

elektrolit yaitu CuSO4 divariasikan konsentrasinya sebanyak 4 varian dengan 3

kali pengenceran larutan induk 1M menjadi 0,1 M; 0,01 M; 0,001 M. Konsentrasi

larutan CuSO4 sengaja divariasikan untuk mengetahui pengaruh konsentrasi Cu

terhadap nilai E⁰ sel.

Berdasarkan table 3.2 dapat dilihat bahwa nilai E⁰ sel menurun seiring dengan

menurunnya konsentrasi CuSO4, yaitu dari 1,039 V untuk 1M hingga 0,987 V

pada 0,001 M. Hal ini secara teoritis adalah benar dikarenakan sel konsentrasi (sel

yang reaksi totalnya hanya berupa perubahan konsentrasi) reaksi keseluruhannya

merupakan perpindahan materi dari konsentrasi tinggi ke konsentrasi yang lebih

rendah. Sehingga penurunan konsentrasi CuSO4 mengakibatkan perbedaan

potensial sel semakin turun.

Disisi lain, larutan elektrolit ZnSO4 dibiarkan dalam konsentrasi tetap yaitu 1

M untuk setiap pengamatan ini. Larutan CuSO4 dan ZnSO4 tersebut dicelupkan

logam Cu pada larutan CuSO4 dan logam Zn pada larutan ZnSO4, dimana logam-

logam tersebut menjadi elektroda yang dihubung dengan alat petunjuk potensial

yaitu multitester. Sedangkan untuk menghubungkan kedua larutan diletakkan

jembatan garam yang merupakan kertas saring yang telah direndam pada larutan

Kalium Nitrat(KNO3).

Ketika rangkaian sudah tersusun, nilai GGL larutan dilihat melalui nilai yang

ditunjukkan alat multitester. Pada saat itu, logam Zn akan melepaskan elektron

dan membentuk ion Zn+ dan bergabung dengan larutan ZnSO4. Elektron mengalir

dari elektroda Zn ke elektroda Cu. Ion Cu2+ dalam larutan CuSO4 menerima

elektron dari ion tersebut tereduksi dan membentuk endapan Cu. Aliran elektron

ini terjadi karena adanya jembatan garam dan menyebabkan perbedaan potensial

antara kedua elektroda. Perbedaan potensial akan mencapai maksimum ketika

tidak ada arus yang mengalir. Perbedaan maksimum ini dinamakan GGLsel atau

Esel.

Jembatan garam yang digunakan pada percobaan ini selain sebagai

penghubung antara kedua larutan, juga sebagai penyetara kation dan anion dalam

larutan. Dikarenakan jumlah ion Zn2+ dalam larutan ZnSO4 mengalami kenaikan

sedangkan jumlah ion Cu2+ dalam larutan CuSO4 mengalami penurunan, maka

banyaknya kation dalam hal ini Zn2+ dan Cu2+ harus setara dengan anion SO42-

dengan adanya jembatan garam. Dalam larutan ZnSO4, anion NO3- dari jembatan

garam akan masuk sesuai dengan bertambahnya ion Zn. Sedangkan pada larutan

CuSO4 yang kekurangan Cu2+ akan terjadi kelebihan SO42-. Maka ion SO4

2- masuk

ke jembatan garam menggantikan NO3- yang masuk ke larutan ZnSO4.

Nilai Esel yang dinyatakan persamaan Nernst merupakan fungsi yang

bergantung pada factor suhu dan konsentrasi larutan. Oleh karena itu, pada

percobaan ini dilakukan pengamatan perubahan Esel terhadap perubahan

konsentrasi. Berdasarkan persamaan Nernst, beda potensial yang dihasilkan sel

sebanding dengan konsentrasi larutan elektrolit yang mengalami reduksi, oleh

karena itu larutan yang divariasikan adalah CuSO4 dimana Cu2+ mengalami

reduksi menjadi Cu.

Selain dipengaruhi suhu dan konsentrasi, nilai Esel juga dipengaruhi oleh zat

pengotor pada elektroda. Sehingga untuk setiap larutan CuSO4 dengan konsentrasi

yang berbeda, maka kertas saringnya harus diganti karena telah bereaksi dengan

larutan sebelumnya dan untuk menjaga konsentrasi larutan yang digunakan tidak

berubah. Demikian pula dengan elektrodanya, harus diamplas untuk

menghilangkan endapan atau pengotor yang menempel. Hal tersebut ditujukan

untuk memperkecil kesalahan terhadap pembacaan Esel oleh alat.

BAB IV

KESIMPULAN DAN SARAN

4.1 Kesimpulan

1. Pada percobaan elektrolisis, elektroda yang berperan sebagai anoda

mengalami penurunan massa karena anoda melepaskan elektron. Hal ini

dibuktikan dengan berkurangnya berat elektroda sebesar 0,10 gram dari 2,37

gram menjadi 2,27 gram.

2. Dari percobaan yang dilakukan bilangan Avogadro yang didapat adalah

5,7186x1024

3. GGL yang didapat dari hasil praktikum dengan memvariasikan konsentrasi

CuSO4.5H2O yang semakin diperkecil adalah 1,029v; 1,008v; 0,993v;

0,987v. Jadi, semakin kecil konsentrasi CuSO4.5H2O maka GGL yang

diperoleh semakin kecil, begitu juga sebaliknya

4. Konsentrasi merupakan salah satu faktor yang mempengaruhi nilai Eosel

4.2 Saran

1. Logam yang digunakan pada percobaan elektrolisis dan penentuan GGL

sebaiknya dibersihkan secara teliti

2. Pahami dengan benar perhitungan dalam pembuatan larutan

3. Teliti dalam membaca potensiometer dan memasangkan kabel potensiometer

dengan lempengannya

DaftarPustaka

Atkins, PW. 1983. Kimia Fisika jilid II. Erlangga. Jakarta.

Arief, Muhammad. 2009.Elektrolisishttp://k15tiumb.blogspot.com/2009/10/elektr

olisis.html.Diakses 27 Maret 2011.

Langsa, markus H. 2010. Penuntun praktikum elektrokimia. Jurusan Kimia.

Manokwari.

Saito, Taro. 2009. Elektrokimia. http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-

anorganik-universitas/reaksi-anorganik/elektrokimia/. Diakses 22 Maret

2011.

Yelmida. 2011. PenuntunPraktikum Kimia Fisika. Pekanbaru:

LaboratoriumDasarTeknik Kimia Universitas Riau.