Laporan Praktikum Potensial Sel - VA

of 41 /41
LABORATORIUM KIMIA FISIKA Percobaan : POTENSIAL SEL Kelompok : V A Nama : 1. Eriska Wahyu Kusuma NRP. 2313 030 099 2. Faiz Riskullah NRP. 2313 030 027 3. Irine Ayundia NRP. 2313 030 057 4. Mulya Nugraha NRP. 2313 030 001 5. Nurul Qiftiyah NRP. 2313 030 067 Tanggal Percobaan : 18 September 2013 Tanggal Penyerahan : 25 Nopember 2013 Dosen Pembimbing : Nurlaili Humaidah, S.T.,M.T. Asisten Laboratorium : - PROGRAM STUDI D3 TEKNIK KIMIA FAKULTAS TEKNOLOGI INDUSTRI INSTITUT TEKNOLOGI SEPULUH NOPEMBER SURABAYA 2013

Embed Size (px)

Transcript of Laporan Praktikum Potensial Sel - VA

  • LABORATORIUM

    KIMIA FISIKA

    Percobaan : POTENSIAL SEL Kelompok : V A

    Nama : 1. Eriska Wahyu Kusuma NRP. 2313 030 099 2. Faiz Riskullah NRP. 2313 030 027 3. Irine Ayundia NRP. 2313 030 057 4. Mulya Nugraha NRP. 2313 030 001 5. Nurul Qiftiyah NRP. 2313 030 067

    Tanggal Percobaan : 18 September 2013

    Tanggal Penyerahan : 25 Nopember 2013

    Dosen Pembimbing : Nurlaili Humaidah, S.T.,M.T.

    Asisten Laboratorium : -

    PROGRAM STUDI D3 TEKNIK KIMIA

    FAKULTAS TEKNOLOGI INDUSTRI

    INSTITUT TEKNOLOGI SEPULUH NOPEMBER

    SURABAYA

    2013

  • i

    ABSTRAK

    Tujuan praktikum potensial sel ini adalah untuk mengetahui dan mengukur besar potensial

    sel pada larutan CuSO4 dan ZnSO4 sesuai dengan variabel konsentrasi yang telah ditentukan, yaitu

    0,15N; 0,25N; 0,35N; 0,55N; 0,75N dan 0,85N.

    Metode percobaan potensial sel yang pertama adalah menghitung berat CuSO4 dan ZnSO4 sesuai dengan variabel konsentrasi yang telah ditentukan, yaitu 0,15N; 0,25N; 0,35N;

    0,55N; 0,75N dan 0,85N. Kemudian menimbang padatan CuSO4 dan ZnSO4 dengan menggunakan

    neraca analitik. Setelah itu, melarutkan padatan CuSO4 dan ZnSO4 dengan aquadest kedalam labu

    ukur 500 ml. Selanjutnya, mengikat lempeng Cu (tembaga) dan lempeng Zn (seng) dengan

    menggunakan benang. Kemudian mengisi beaker glass yang berisi lempengan logam tembaga

    dengan larutan CuSO4 dengan konsentrasi pertama 0,15N 500ml . Lalu mengisi beaker glass lain

    yang berisi lempengan logam Zn dengan larutan ZnSO4 dengan konsentrasi pertama 0,15N

    500ml. Setelah itu, menghubungkan kedua beaker glass dengan jembatan garam NaCl. Kemudian

    menghubungkan kutub negatif voltmeter pada elektroda tembaga dan kutub positif pada elektroda

    Zn. Selanjutnya, mengamati voltase yang terjadi hingga keadaan konstan dan mencatatnya ke

    dalam tabel hasil percobaan. Lalu mengulangi percobaan pada masing-masing larutan CuSO4 dan

    ZnSO4 sebanyak 2x dengan konsentrasi larutan 0,25N; 0,35N; 0,55N; 0,75N dan 0,85N. Setelah

    itu, hitung rata-rata besar potensial sel pada larutan CuSO4 dan ZnSO4 dan masukkan ke dalam

    tabel perhitungan.

    Dari percobaan potensial ini didapatkan kondisi minimum harga potensial sel yaitu pada

    konsentrasi 0,15N; rata-rata harga potensial sel sebesar 258,33V dan kondisi optimum harga

    potensial sel yaitu pada konsentrasi 0,85N dengan rata-rata harga potensial sel sebesar 525,33V.

    Dari hasil percobaan di atas, dapat disimpulkan bahwa konsentrasi mempengaruhi besarnya

    harga potensial sel. Besarnya konsentrasi sebanding dengan harga potensial sel, artinya semakin

    besar konsentrasi harga potensial juga semakin besar. Karena konsentrasi mempengaruhi nilai

    potensial sel. Potensial sel hasil perhitungan dan percobaan disetiap konsentrasi diperoleh hasil

    yang berbeda.

    Kata Kunci : potensial sel, sel elektrokimia, jembatan garam, voltmeter, beda potensial

  • ii

    DAFTAR ISI

    ABSTRAKS ............................................................................................................. i

    DAFTAR ISI ............................................................................................................ ii

    DAFTAR GAMBAR ................................................................................................ iii

    DAFTAR TABEL .................................................................................................... iv

    DAFTAR GRAFIK ................................................................................................... v

    BAB I PENDAHULUAN

    I.1 Latar Belakang ............................................................................................ I-1

    I.2 Rumusan Masalah ....................................................................................... I-1

    I.3 Tujuan Percobaan ....................................................................................... I-2

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    II.1 Dasar Teori ................................................................................................ II-1

    BAB III METODOLOGI PERCOBAAN

    III.1 Variabel Percobaan .................................................................................. III-1

    III.2 Bahan Yang Digunakan ........................................................................... III-1

    III.3 Alat Yang Digunakan ............................................................................... III-1

    III.4 Prosedur Percobaan .................................................................................. III-1

    III.5 Diagram Alir Percobaan ........................................................................... III-2

    III.6 GambarAlat Percobaan ............................................................................ III-4

    BAB IV HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN

    IV.1 Hasil Percobaan ...................................................................................... IV-1

    IV.2 Pembahasan.............................................................................................. IV-2

    BAB V KESIMPULAN ........................................................................................... V-1

    DAFTAR PUSTAKA ................................................................................................ vi

    DAFTAR NOTASI ................................................................................................... vii

    APPENDIKS ............................................................................................................. viii

    LAMPIRAN

    - Laporan Sementara

    - Fotokopi Literatur

    - Lembar Revisi

  • iii

    DAFTAR GAMBAR

    Gambar II.1Rangkaian Sel Volta .............................................................................. II-4

    Gambar III.6 Gambar Alat Percobaan ....................................................................... III-3

  • iv

    DAFTAR TABEL

    Tabel II.1 Harga Potensial Sel .................................................................................. II-9

    Tabel IV.1.1 Hasil Percobaan .................................................................................... IV-1

  • v

    DAFTAR GRAFIK

    Grafik IV.2.1 Hubungan Beda Potensial dengan Konsentrasi Larutan ............................ IV-2

  • I-1

    BAB I

    PENDAHULUAN

    I.1 Latar Belakang

    Elektrokimia memperlajari bagaimana reaksi kimia dapat menghasilkan listrik dan

    bagaimana listrik dapat membuat reaksi kimia berlangsung. Melalui elektrokimia dapat

    juga memahami lebih dalam reaksi yang melibatkan transfer elektron, yaitu oksidasi dan

    reduksi. Sel elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektrode, yaitu

    katode dan anode, serta elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada katode terjadi reaksi

    reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi.

    Dalam sel elektrokimia berlangsung proses elektrokimia, yaitu suatu proses

    elektrokimia menghasilkan arus listrik, atau arus listrik menyebabkan terjadinya suatu

    reaksi kimia. Berdasarkan uraian tersebut, dapat diketahui bahwa sel elektrokimia dibagi

    dua berdasarkan reaksinya, yaitu Sel Volta dan Sel Elektrolisis. Sel Elektrolisis adalah sel

    yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks atau reaksi kimia. Reaksi

    kimia yang terjadi pada sel elektrolisis adalah reaksi redoks tidak spontan. Pada rancangan

    dasar rangakaian sel elektrolisis, katoda merupakan kutub negatif, sebaliknya anoda

    merupakan kutub positif. Sel volta atau sel galvani adalah suatu elektrokimia yang

    melibatkan reaksi redoks dan menghasilkan arus listrik. Sel volta terdiri atas elektroda,

    tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda (elektroda negatif), dan tempat

    berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda (elektroda positif). Rangkaian sel volta

    terdiri atas elektroda Zn (Logam Zn) yang dicelupkan ke dalam larutan ZnSO4 dan

    elektroda Cu (Logam Cu) yang dicelupkan ke dalam larutan CuSO4. Kedua larutan

    tersebut dihubungkan dengan jembatan garam yang berbentuk huruf U.

    Oleh karena itu mengingat pentingnya sel elektrokimia dalam kehidupan sehari-hari,

    terutama yang berkaitan dengan pengubahan energi kimia menjadi energi listrik, yaitu sel

    volta, maka dilakukan praktikum yang bertujuan untuk mengukur potensial sel pada sel

    elektrokimia. Latar belakang atau alasan praktikum ini dilaksanakan adalah agar praktikan

    dapat membuat rangkaian sel volta, dapat menghitung besar beda potensial yang dihasilkan

    oleh elektroda pada sel volta serta dapat mengetahui bagaimana jumlah energy listrik yang

    dihasilkan oleh elektroda pada rangkaian sel volta. Aplikasi industri potensial sel sangat

    beragam, diantaranya Sel Bahan Bakar (Fuel Cell), aki mobil, pembuatan baterai,

    pemurnian logam, pembuatan senyawa kimia dan proteksi besi oleh seng (Zn) terhadap

  • I-2

    BAB I Pendahuluan

    Laboratorium Kimia Fisika

    Program Studi D3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    korosi.

    I.2 Rumusan masalah

    1. Bagaimanakah cara mengukur besar potensial sel pada sel elektrokimia pada

    larutan CuSO4 dengan ZnSO4 dengan kosentrasi larutan 0,15N, 0,25N, 0,35N,

    0,55N, 0,75N, 0,85N?

    I.3 Tujuan Percobaan

    1. Untuk mengukur besar potensial sel pada sel elektrokimia pada larutan CuSO4

    dengan ZnSO4 dengan kosentrasi larutan 0,15N, 0,25N, 0,35N, 0,55N, 0,75N,

    0,85N.

  • II-1

    BAB II

    TINJAUAN PUSTAKA

    II.1 Dasar Teori

    Metode elektrokimia adalah metode yang didasarkan pada reaksi redoks, yakni

    gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi, yang berlangsung pada elektroda yang

    sama atau berbeda dalam suatu sistim elektrokimia. Sistem elektrokimia meliputi sel

    elektrokimia dan reaksi elektrokimia. Sel elektrokimia yang menghasilkan listrik karena

    terjadinya reaksi spontan di dalamnya di sebut sel galvani. Sedangkan sel elektrokimia di

    mana reaksi tak-spontan terjadi di dalamnya disebut sel elektrolisis. Peralatan dasar dari sel

    elektrokimia adalah dua elektroda umumnya konduktor logam yang dicelupkan ke dalam

    elektrolit konduktor ion (yang dapat berupa larutan maupun cairan) dan sumber arus. Karena

    didasarkan pada reaksi redoks, pereaksi utama yang berperan dalam metode ini adalah

    elektron yang di pasok dari suatu sumber listrik. Sesuai dengan reaksi yang berlangsung,

    elektroda dalam suatu sistem elektrokimia dapat dibedakan menjadi katoda, yakni elektroda di

    mana reaksi reduksi (reaksi katodik) berlangsung dan anoda di mana reaksi oksidasi (reaksi

    anodik) berlangsung (Artistryana, 2012).

    Elektrolisa adalah proses peruraian suatu elektrolit yang disebabkan oleh adanya arus

    listrik searah. Dalam percobaan ini digunakan larutan CuSO4.5H2O sebagai elektrolitnya.

    Pada larutan CuSO4.5H2O tidak terbentuk endapan tembaga sulfit sehingga proses ini

    menunjukan proses pengolahan yang bersih, sederhana dan sangat baik untukmengambil

    kembali tembaga yang mempunyai kemurnian tinggi yaitu sekitar 99% (Anonim, 2013).

    Pada sel elektrolisa terjadi proses pelucutan ion-ion bermuatan. Selama proses

    berlangsung, arus listrik mengalir melalui elektrolit, memberikan energi yang cukup untuk

    menjalankan reaksi oksidasi dan reduksi. Ion-ion yang bermuatan bergerak, setelah arus listrik

    mengalir dalam elektrolit. Ion positif bergerak ke elektroda negatif (katoda) dan ion negatif

    bergerak ke elektroda positif (anoda). Saat ion-ion bermuatan saling bersinggungan dengan

    elektroda akan terjadi reaksi elektrokimia. Pada elektroda positif, ion negatif melepaskan

    elektron dan teroksidasi. Pada elektroda negatif, ion positif menangkap elektron dan tereduksi

    (Anonim, 2013).

  • II-2

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Reaksi pada Proses Elektrolisis

    Reaksi reaksi pada proses elektrolisis merupakan reaksi reversibel dan merupakan

    reaksi redoks. Pada katoda berlangsung reaksi reduksi dan pada anoda berlangsung reaksi

    oksidasi. Pada percobaan ini, sebagai katoda digunakan batang tembaga dan sebagai anoda

    digunakan grafit. Elektrolitnya adalah larutan CuSO4.5H2O. Reaksi yang terjadi:

    CuSO4 Cu2+ + SO42-

    2H2O 2H+ + 2OH-

    Anoda : 2OH- H2O + O2 +2e-

    Katoda : Cu2+ + 2e- Cu

    CuSO4 + H2O Cu + 2H+ + SO42- + O2

    Faktor faktor yang mempengaruhi proses elektrokimia :

    1. Arus listrik

    Semakin besar arus listrik maka elektrokimia akan berlangsung lebih cepat karena

    proses penghantaran ion-ion dalam larutan ke katoda lebih cepat.

    2. Konsentrasi larutan

    Konsentrasi larutan akan mempengaruhi jumlah ion-ion yang terdapat dalam larutan,

    sehingga konsentrasi yang semakin tinggi akan mempercepat proses elektrokimia.

    3. Pengadukan

    Pengadukan akan membantu mengarahkan kation-kation dalam melapisi katoda,

    sehingga pengadukan akan mempercepat proses elektrokimia.

    4. Waktu

    Semakin lama waktu untuk melakukan proses elektrokimia maka semakin banyak

    pula kation yang akan tereduksi dan menempel pada katoda.

    (Anonim, 2013)

    Aplikasi Proses Elektrokimia

    1. Elektroplating

    Yaitu proses pelapisan suatu logam dengan logam lain dengan cara elektrolisis.

    Prinsipnya adalah :

    a. katoda sebagai logam yang dilapisi

  • II-3

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    b. anoda sebagai logam pelapi

    c. menggunakan elektrolit garam dari logam anoda

    2. Elektrorefining

    Yaitu cara mendapatkan logam dengan kemurnian yang tinggi dari bijih logam

    dengan kemurnian yang sudah cukup tinggi.

    3. Elektrowinning

    Yaitu untuk mendapatkan logam dengan kemurnian yang tinggi dari logam yang

    kadarnya rendah.

    (Anonim, 2013)

    Sel Elektrokimia

    Sel elektrokimia tersusun atas dua elektroda, yaitu anoda dan katoda. Pada anoda

    terjadi reaksi oksidasi, sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi. Secara garis besar, sel

    elektrokimia dapat digolongkan menjadi :

    a. Sel Galvani (Sel Volta)

    Yaitu sel yang menghasilkan arus listrik. Pada sel galvani, anoda berfungsi sebagai

    elektroda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif. Arus listrik mengalir dari katoda

    menuju anoda .Reaksi kimia yang terjadi pada sel galvani berlangsung secara spontan. Salah

    satu aplikasi sel galvani adalah penggunaan sel Zn/Ag2O3 untuk batere jam.

    b. Sel Elektrolisis

    Yaitu sel yang menggunakan arus listrik. Pada sel elektrolisis, reaksi kimia tidak terjadi

    secara spontan tetapi melalui perbedaan potensial yang dipicu dari luar sistem. Anoda

    berfungsi sebagai elektroda bermuatan positif dan katoda bermuatan negatif, sehingga arus

    listrik mengalir dari anoda ke katoda. Sel elektrolisis banyak digunakan untuk produksi

    alumunium atau pemurnian tembaga.

    1. Sel Volta

    Alessandro Volta (1745-1927), seorang fisikawan italia berhasil menemukan

    suatu reaksi kimia yang dapat menghasilkan energi listrik. Penemuan volta berasal dari

    studi lanjut tentang penemuan listrik binatang oleh seorang ahli anatomi Italia, Luigi

    Galvani (1773-1798). Arus listrik tersebut diperoleh oleh Galvani saat melakukan proses

  • II-4

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    pembedahan pada seekor katak. Pada saat galvani memasukkan logam tembaga dan besi

    untuk membedah paha katak, ia merasakan getaran singkat semacam arus listrik. Galvani

    menganggap bahwa arus singkat yang dirasakannnya berasal dari tubuh binatang.

    Pernyataan Galvani tersebut tidak bertahan lama. Setelah berdasarkan beberapa percobaan

    yang dilakukan oleh Volta disimpulkan bahwa arus listrik yang terjadi disebabkan oleh dua

    logam yang berbeda dalam menggunakan larutan garam atau asam lemah yang ternyata

    juga menghasilkan arus listrik (Nurul, 2012).

    Volta berhasil merancang alat berupa tumpukan dari lempengan logam seng dan

    perak yang dipisahkan oleh kain basah dari larutan garam atau asam lemah yang

    menghasilkan arus listrik. Rangkaian alat yang dapat menghasilkan arus listrik dari reaksi

    kimia rancangan Volta disebut sel Volta. Reaksi kimia yang berlangsung spontan. Bentuk

    perkembangan dari sel Volta adalah baterai dan aki (Nurul, 2012).

    Prinsip kerja sel Volta adalah sebagai berikut :

    1. Energi hasil dari reaksi kini dirubah menjadi energi listrik

    2. Reaksi yang berlangsung adalah reaksi redoks

    3. Pada katoda terjadi reduksi dan merupakan kutub positif

    4. Pada anoda terjadi oksidasi dan merupakan kutub negatif

    (Andriani, 2013)

    a. Komponen Sel Volta

    Rangkaian sel elektrokimia pertama kali dipelajari oleh LUIGI GALVANI (1780)

    dan ALESSANDRO VOLTA (1800). Sehingga disebut sel Galvani atau sel Volta.

    Keduanya menemukan adanya pembentukan energi dari reaksi kimia tersebut. Energi

    yang dihasilkan dari reaksi kimia sel Volta berupa energi listrik. Sel Volta terdiri atas

    elektroda (logam seng dan tembaga) larutan elektrolit (ZnSO4 dan CuSO4), dan

    jembatan garam (agar-agar yang mengandung KCl). Logam seng dan tembaga bertindak

    sebagai elektroda. Keduanya dihubungkan melalui sebuah voltmeter. Elektroda tempat

    berlangsungnya oksidasi disebut Anoda (elektroda negatif), sedangkan elektroda tempat

    berlangsungnya reduksi disebut Katoda (elektroda positif) (Andriani, 2013).

  • II-5

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Gambar II.1 Rangkaian Sel Volta

    Sel volta terdiri dari beberapa bagian, yaitu:

    1. Voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.

    2. Jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.

    3. Anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang

    bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).

    4. Katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang

    bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).

    (Esdi, 2011)

    b. Reaksi dalam Sel Volta

    Pada reaksi tersebut terjadi serah terima elektron, logam seng (Zn) melepaskan

    elektron dan membentuk Zn2+. Ion Cu2+ dalam larutan CuSO4 menerima elektorn dan

    membentuk endapan Cu. Peristiwa ini berjalan terus-menerus hingga semua ion

    Cu2+ mengendap sebagai logam Cu, sehingga larutan CuSO4 semakin berkurang

    konsentrasinya. Sebaliknya, endapan Cu pada katode semakin bertambah massanya

    dalam reaksi tersebut tidak terjadi arus listrik, karena elektron berpindah secara

    langsung dari logam Zn ke larutan CuSO4. Reaksi redoks spontan akan menghasilkan

    arus listrik apabila dirangkaikan pada suatu sel volta (Andriani, 2013) .

    Dalam rangkaian sel volta tersebut logam tembaga (Cu) berfungsi sebagai

    katode (kutub positif), tempat penerimaan elektron dan logam seng (Zn) berfungsi

  • II-6

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    sebagai anode (kutub negatif), tempat pelepasan elektron. Proses yang berlangsung pada

    sel volta adalah sebagai berikut:

    a. Logam Zn dalam larutan ZnSO4 akan larut sebagai ion Zn2+. Setiap mol Zn2+ akan

    melepaskan 2 mol elektron, menurut persamaan setengah reaksi yaitu:

    Zn(s) a Zn2+(aq) + 2e-

    Elektron yang dilepaskan olen Zn akan mengalir melalui kawat penghantar menuju

    ke logam Cu.

    b. Larutan CuSO4 terdiri atas ion Cu2+ dan SO42- dengan jumlah yang seimbang. Ion

    Cu2+akan menerima elektron dari logam CU dan kemudian mengendap pada katode.

    Ion Cu2+mengalami reaksi reduksi menurut persamaan setengah reaksi yaitu:

    Cu2+(aq) + 2e- a Cu(s)

    c. Terjadi peristiwa aliran elektron (serah terima elektron) dari logam Zn sebagai anode

    ke logam Cu sebagai katode yang menghasilkan potensial listrik. Besarnya potensial

    listrik tersebut dapat diukur menggunakan voltmeter.

    d. Peristiwa serah terima elektron terus berlangsung, sehingga dalam wadah katode

    larutan CuSO4 semakin berkurang konsentrasinya. Hal tersebut disebabkan ion

    Cu2+ dalam larutan tereduksi menjadi Cu, yang menyebabkan massa logam Cu yang

    berfungsi sebagai katode semakin bertambah.

    e. Massa logam Zn sebagai anode berkurang karena terlarut sebagai ion Zn2+, sehingga

    ion Zn2+ dalam ZnSO4 semakin bertambah.

    f. Jumlah ion Zn2+ yang berlebihan menyebabkan larutan pada anode, ZnSO4(aq)

    semakin bermuatan positif, sebaliknya larutan dalam katode yaitu CuSO4 semakin

    bermuatan negative

    g. Jembatan garam terdiri atas larutan elektrolit inert seperti KCl atau NH4NO3 yang

    dilarutkan dalam agar-agar. Elektrolit yang digunakan pada jembatan garam harus

    bersifat inert supaya tidak bereaksi dengan kedua electrode. Apabila jembatan garam

    terbuat dari larutan KCl, maka ion K+ akan bergerak ke larutan yang lebih bermuatan

    negatif (ke arah katode), sebaliknya ion negatif Cl- akan bergerak ke larutan yang

    bermuatan positif (ke arah anode).

  • II-7

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    (Andriani, 2013)

    Penulisan reaksi redoks pada sel volta dilambangkan dengan notasi atau diagram sel

    sebagai berikut:

    Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

    Pada proses pembentukan energi listrik dari reaksi redoks dalam sel volta.

    Logam Zn akan teroksidasi membentuk ion Zn2+ dan melepaskan 2 elektron. Kedua

    elektron ini akan mengalir melewati voltmeter menuju elektroda Cu. Kelebihan elektron

    pada elektroda Cu akan diterima oleh ion Cu2+ yang disediakan oleh larutan Cu(NO3)2

    sehingga terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu(s). Ketika reaksi berlangsung, dalam

    larutan Zn(NO3)2 akan kelebihan ion Zn2+ (hasil oksidasi). Demikian juga dalam larutan

    CuSO4 akan kelebihan ion NO3 sebab ion pasangannya (Cu2+) berubah menjadi logam

    Cu yang terendapkan pada elektroda Cu. Kelebihan ion Zn2+ akan dinetralkan oleh ion

    NO3 dari jembatan garam, demikian juga kelebihan ion NO3

    akan dinetralkan oleh ion

    Na+ dari jembatan garam. Jadi, jembatan garam berfungsi menetralkan kelebihan ion-

    ion hasil reaksi redoks .

    Dengan demikian, tanpa jembatan garam reaksi berlangsung hanya sesaat

    sebab kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks tidak ada yang menetralkan dan akhirnya

    reaksi berhenti seketika. Dalam sel elektrokimia, tempat terjadinya reaksi oksidasi

    (elektroda Zn) dinamakan anoda, sedangkan tempat terjadinya reaksi reduksi (elektroda

    Cu) dinamakan katoda. Alessandro Volta melakukan eksperimen dan berhasil menyusun

    deret keaktifan logam atau deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta

    (Anonim, 2011) .

    Semakin ke kiri suatu unsur dalam deret Volta, sifat reduktornya semakin kuat.

    Karena suatu unsur akan mampu mereduksi ion-ion unsur di sebelah kanannya, tetapi

    tidak mampu mereduksi ion-ion dari unsur di sebelah kirinya. Logam Na, Mg, dan Al

    terletak di sebelah kiri H sehingga logam tersebut dapat mereduksi ion H+ untuk

    menghasilkan gas H2, sedangkan logam Cu dan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga

    LiKBaCaNaMgAlNuZnCrFeCdCoNiSnHCuAgHgPtAu

  • II-8

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    tidak dapat mereduksi ion H+ (tidak bereaksi dengan asam). Deret Volta juga dapat

    menjelaskan reaksi logam dengan logam lain. Misalnya, logam Zn dimasukkan ke

    dalam larutan CuSO4. Reaksi yang terjadi adalah Zn mereduksi Cu2+ (berasal dari

    CuSO4) dan menghasilkan endapan logam Cu karena Zn terletak di sebelah kiri Cu.

    c. Potensial Sel

    Potensial sel adalah Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui

    sirkuit eksternal. Potensial sel dihasilkan dari sel Galvani atau sel volta. Besarnya

    potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial

    elektroda unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Hasil perhitungan potensial sel dapat

    bernilai positif atau negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat

    berlangsung, sedangkan jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat

    berlangsung (Ratna, 2009).

    Potensial sel tergantung pada suhu, konsentrasi ion dan tekanan parsial gas

    dalam sel. Potensial sel standar E0 sel : potensial pada 250C, konsentrasi ion 1 M dan

    tekanan parsial 1 atm. Potensial sel standar dihitung dengan menggunakan potensial-

    potensial standar zat-zat yang mengalami redoks (Ratna, 2009).

    E0oks = potensial standar zat yang mengalami oksidasi

    E0red = potensial standar zat yang mengalami reduksi

    Dengan membandingkan potensial elektroda lain dengan potensial elektroda st

    andard maka kita dapat menentukan potensial elektroda tersebut.

    Keadaan standar elektrokimia dinyatakan :

    1. Untuk semua senyawa yang dapat larut, aktivitasnya (konsentrasi) sama dengan 1

    molar.

    2. Untuk semua gas, tekanan parsialnya adalah 1 atm.

    3. Untuk semua zat cair dan zat padat murni keadaannya stabil pada 25 C.

    (Anonim, 2012)

    E0 sel = E0 red E0 oks

  • II-9

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Tabel II.1 Harga Potensial Sel

    (Ratna, 2009)

    d. Macam Elektroda

    Elektroda adalah konduktor yang digunakan untuk bersentuhan dengan bagian

    atau media non-logam dari sebuah sirkuit (misal semikonduktor, elektrolit atau vakum).

    Ungkapan kata ini diciptakan oleh ilmuwan Michael Faraday dari bahasa Yunani

    elektron (berarti amber, dan hodos sebuah cara) (Anonim, Elektrode, 2013).

    Elektroda dalam sel elektrokimia dapat disebut sebagai anode atau katode, kata-

    kata yang juga diciptakan oleh Faraday. Anode ini didefinisikan sebagai elektroda di

    mana elektron datang dari sel elektrokimia dan oksidasiterjadi, dan katode didefinisikan

    sebagai elektroda di mana elektron memasuki sel elektrokimia dan reduksi terjadi.

    Setiap elektroda dapat menjadi sebuah anode atau katode tergantung dari tegangan

    listrik yang diberikan ke sel elektrokimia tersebut. Elektroda bipolar adalah elektroda

  • II-10

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    yang berfungsi sebagai anode dari sebuah sel elektrokimia dan katode bagi sel

    elektrokimia lainnya (Anonim, Elektrode, 2013).

    Pada sel elektrokimia, baik itu sel Volta maupun sel elektrolisis, berlangsung

    reaksi redoks pada bagian-bagian sel yang disebut dengan elektroda. Ada dua jenis

    elektroda, yaitu :

    1. Anoda

    Adalah elektroda tempat terjadinya proses oksidasi. Pada sel Volta, karena

    adanya reaksi yang spontan dan karena adanya pelepasan elektron dari elektroda ini,

    maka anoda bermuatan negatif. Sedangkan pada sel elektrolisis, sumber eksternal

    tegangan didapat dari luar sehingga anoda bermuatan positif bila dihubungkan

    dengan katoda. Dengan demikian ionion bermuatan negatif mengalir ke anoda

    untuk dioksidasi.

    2. Katoda

    Adalah elektroda tempat terjadinya proses reduksi. Pada sel Volta, katoda

    bermuatan positif bila dihubungkan dengan anoda. Ion ion bermuatan positif

    mengalir ke elektroda ini ( katoda ) untuk direduksi oleh elektron elektron yang

    datang dari anoda. Sedangkan pada sel elektrolisis, katoda bermuatan negatif. Ion

    ion bermuatan positif (kation) mengalir ke elektroda ini untuk direduksi. Dengan

    demikian, pada sel Volta, elektron bergerak dari anoda ke katoda dalam sirkuit

    eksternal. Sedangkan pada sel elektrolisis, elektron didapat dari aki atau baterai

    eksternal masuk melalui katoda dan keluar lewat anoda.

    (Anonim, 2012)

    Dalam elektrokimia , kerja dari sel dihitung berdasarkan macam elektrodanya.

    Macam elektroda dapat digolongkan menjadi tujuh macam, yaitu :

  • II-11

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    1. Elektroda Logam- Ion Logam

    Elektroda yang termasuk dalam tipe ini adalah logamlogam dalam

    kesetimbangan dengan ionion dari logamnya. Semua elektroda ini beroperasi dalam

    reaksi umum berikut :

    M = M+n + e-

    Misalnya elektroda Zn, Cu, Cd, Na, dan lain lain.

    2. Elektroda Amalgama

    Elektroda ini hampir sama dengan elektroda Logam-Ion Logam, tetapi

    amalgama lebih aktif dan aktifitas logamnya lebih rendah sebab diencerkan oleh Hg.

    Misalnya elektroda Pb(Hg) dalam larutan Pb2+ .

    3. Elektroda Gas

    Elektroda gas terdiri dari gelembung gas dari kawat atau foil logam yang inert

    yang dicelupkan dalam larutan yang berisi ion. Elektroda gas yang umum digunakan

    adalah elektroda hidrogen, elektroda chlorine, dan elektroda oksigen. Elektroda gas

    terdiri atas gas yang dimasukkan bergelembung ke dalam larutan yang berisi in yang

    setimbang dengannya, sebagai hubungan luar biasa dipakai Pt dilapisi Pt hitam.

    4. Elektroda Logam-Garam Tidak Larut

    Elektroda ini setimbang dengan ion-ion sisa asam dari garam yang

    bersangkutan, misalnya elektroda : Ag/AgCl(s), Cl-.

    5. Elektroda Logam-Oksigen Logam

    Elektroda-elektrooda ini setimbang dengan ini ion OH- dalam larutan. Dari ini

    yang penting ialah elektroda Sb/Sb2O3(s), OH- :

    2Sb + 6H- Sb2O3(s) + 3H2O + 6e

    Karena : 6H2O = 6H+ + 6OH- maka, Sb(s) + 3H2O Sb2O3(s) + 6H

    +

    6. Elektroda Oksidasi-Reduksi

    Elektroda ini terdiri atas logam Pt yang dimasukkan dalam larutan yang

    berbentuk oksidasi dan reduksinya. Misalnya: elektroda Pt/Fe2+, Fe3+.

    (Anonim, 2012)

  • II-12

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    e. Penggunaan Sel Volta dalam Kehidupan Sehari-hari

    1. Sel kering Zn-Karbon

    Jenis sel ini dikenal sebagai sel Leclanche, digunakan pada lampu senter, radio

    kecil (portable), mainan (toy) dan sejenisnya. Lapisan luar berfungsi sebagai

    penutup. Bagian dalam dari lapisan terluar adalah lengkungan Zn(Zn cup) yang

    berfungsi sebagai anoda. Zn-cup diisi dengan pasta basah (moist paste) yang terdiri

    atas NH4Cl, MnO2 dan karbon bubuk. Batang karbon dicelupkan ke dalam pasta dan

    berfungsi sebagai katoda. Reaksi kimia yang terjadi dalam sel adalah kompleks, dan

    tidak sepenuhnya dimengerti, tetapi merupakan perkiraan. Pada anoda terjadi,

    Zn(s) Zn2+ (aq) + 2e

    Sedangkan pada katoda karbon, campuran MnO2-NH4Cl mengalami reduksi

    dengan hasil merupakan campuran. Salah satu reaksi adalah,

    2MnO2(s) + 2NH4+ (aq) + 2e Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

    Sel kering tidak dapat diperbaharui atau diisi kembali (recharge) sehingga

    waktu hidupnya atau lama pakainya (lifetime) relatif pendek jika dibandingkan

    dengan aki (lead storage) atau sel Ni-Cd (Nicad) (Anonim, Bab 3 Sel Elektrokimia,

    2013).

    2. Baterai A1ka1in (basa)

    Sel kering 1ain yang menggunakan Zn dan MnO2 sebagai pereaksi adalah

    sel kering a1ka1in dimana Zn sebagai anoda dan MnO2 sebagai katoda.

    E1ektro1itnya mengandung KOH sehingga bersifat basa (alkalin). Anoda Zn agak

    berpori sehingga 1uas efektifnya 1ebih besar. Hal ini menyebabkan sel

    menghasi1kan arus 1ebih besar dari se1 Zn. Se1 alkalin menghasi1kan gg1 1,5 vo1t.

    Baterai 1ebih baik daripada Se1 Leclance bi1a dipakai untuk alat berat dan waktu

    hidupnya 1ebih 1ama. Reaksi pada baterai alkalin adalah :

    Zn(s) + 2OH-(aq) Zn(OH)2(s) + 2e

    2MnO2(s) + 2H2O + 2e 2MnO(OH)(s) + 2OH-(aq)

    3. Baterai Merkuri

  • II-13

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Baterai ini merupakan baterai kecil pertama yang dikembangkan secara

    komersial. Terdiri dari Zn sebagai anoda dan HgO sebagai katoda yang kontak

    dengan larutan KOH pekat (elektrolit). Larutan KOH terserap pada blok-blok

    adsorben (penyerap) yang memisahkan elektroda. Reaksi yang terjadi pada elektroda

    adalah :

    Zn(s) + 2OH-(aq) ZnO(s) + H2O + 2e

    HgO(s) + H2O + 2e Hg(1) + 2OH-(aq)

    Zn(s) + H2O(S) ZnO(s) + Hg(1)

    Sel merkuri ini mempunyai potensial 1,35 vo1t dan hampir tetap se1ama waktu

    pemakaiannya. Inilah keuntungan sel ini dibandingkan sel kering lainnya dimana

    potensialnya berangsur-angsur turun (Anonim, Bab 3 Sel Elektrokimia, 2013).

    4. Baterai Perak Oksida

    Baterai ini sangat kecil, agak mahal dan banyak digunakan pada alat-alat jam

    tangan, kamera otomatis dan kalkulator. Ggl baterai ini adalah 1,5 volt. Anoda dan

    katoda masing-masing adalah Zn dan AgO, dengan reaksi dalam elektrolit basa

    adalah:

    Zn(s) + 2OH-(aq) Zn(OH)2(s) + 2e

    Ag2O(s) + H2O + 2e 2Ag(s) + 2OH-(aq)

    5. Aki (Lead Storage Battery)

    Baterai yang biasa digunakan pada mobil adalah aki. Baterai ini biasanya

    menghasilkan 6 atau 12 volt, tergantung pada jumlah sel yang digabungkan. Arus ini

    cukup besar untuk menghidupkan mobil, Bagian dalam baterai terdiri dari sejumlah

    sel galvanik yang dihubungkan seri satu sama lain (Anonim, Bab 3 Sel Elektrokimia,

    2013).

    Untuk meningkatkan arus yang dihasilkan maka setiap sel tunggal mempunyai

    satu anoda Pb dan satu katoda PbO2 yang dihubungkan satu sama lain. Elektroda

    dicelupkan ke dalam larutan elektrolit asam sulfat encer (biasanya 30% berat dan sel

    diisi penuh). Satu sel menghasilkan 2 volt sehingga bila menghasilkan 12 volt

    terdapat 6 sel tersusun seri. Bila aki beroperasi maka reaksi yang terjadi adalah :

  • II-14

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Pb(s) + SO42-

    (aq) PbSO4(s) + 2e

    PbO2(s) + 4H+

    (aq) + SO42-

    (aq) + 2e PbSO4(s) + 2H2O

    Pb(s) + PbO2(s) + 4H+

    (aq) + 2SO42-

    (aq) 2PbSO4(s) + 2H2O

    Baterai ini mempunyai keuntungan karena reaksi pada elektroda dapat dibalik

    dengan melewatkan arus dari luar dengan tegangan lebih besar daripada yang dapat

    dihasilkan oleh baterai. Pengisian kembali (recharging) dilakukan dengan

    menghubungkan tegangan luar bertanda (+) dan (-) masing-masing ke kutub (+) dan

    kutub (-) baterai. Dengan pengisian kembali maka H2SO4 yang sudah terpakai

    diperolah kembali. Dalam mobil, pengisian kembali dapat dilakukan dengan

    generator (Anonim, Bab 3 Sel Elektrokimia, 2013).

    Keberhasilan pengisian kembali perlu diperiksa, dan cara tarbaik adalah

    melalui pengujian rapat jenis elektrolit. Bila baterai telah lemah maka rapat jenis

    mendekati 1 g/mL. Jika baterai masih baik maka rapat jenis lebih besar dari 1 g/mL

    (Ingat, rapat jenis asam sulfat pekat adalah 1,8 g/mL). Pengukuran rapat jenis dapat

    dilakukan dengan hydrometer (Anonim, Bab 3 Sel Elektrokimia, 2013).

    6. Sel Ni-Cd

    Sel penyimpanan (storage call) lain yang banyak digunakan akhir-akhir ini

    adalah baterai Nicad atau Ni-Cd. Pada baterai ini anoda adalah Cd yang mengalami

    oksidasi dalam elektrolit basa :

    Cd(s) + 2OH-(aq) Cd(OH)2(s) + 2e

    Dan katoda adalah NiO2 yang mengalami reduksi :

    NiO2(s) + 2H2O + 2e Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)

    Dan reaksi sel adalah,

    Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)

    Potensial sel adalah 1,4 volt. Hal yang menarik dari sel ini: (a) waktu hidup

    lebih lama dari aki, dan (b) dapat disimpan seperti sel kering. Melihat keuntungan ini

    maka baterai Nicad adalah pilihan untuk alat seperti kalkulator yang dapat diisi

    kembali (rechargeable), dan unit lampu pada photografi.

    7. Sel Bahan Bakar (fuel cell)

  • II-15

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Sel bahan bakar adalah sel elektrokimia yang membakar bahan bakar pada

    kondisi yang menghasilkan potensial antara pasangan elektroda. Salah satu contoh

    adalah sel bahan bakar H2-O2. Di dalam sel terdapat tiga bagian (compartment) yang

    satu sama lain dipisahkan oleh elektroda berpori (dapat menggunakan grafit atau

    nikel berpori) (Anonim, Bab 3 Sel Elektrokimia, 2013).

    Prinsip kerjanya, gambar 3.8, gas H2 dimasukkan ke salah satu bagian dan

    gas O2 ke bagian lain. Gas-gas ini berdifusi melalui elektroda dan bereaksi dengan

    larutan elektrolit yang ada di bagian tengah. Reaksi yang terjadi adalah :

    O2(g) + 2H2O(l) + 4e 4OH-(aq)

    H2(g) + 2OH-(aq) 2H2O(l) + 2e

    2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

    2. Sel Elektrolisis

    Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan

    reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita.

    Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis

    dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah

    energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air,

    H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan

    mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai

    berikut :

    2 H2O(l) > 2 H2(g) + O2(g)

    Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel

    elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti

    dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis,

    ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan

    maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya

    merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda

    berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda,

  • II-16

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah

    pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya

    mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-

    kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif

    dan menarik anion-anion yang akanteroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan

    elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda (Esdi,

    2011).

    Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis

    larutan. Pada proseselektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti

    teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam

    NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

    Katoda (-) : 2 Na+(l) + 2 e- > 2 Na(s) .. (1)

    Anoda (+) : 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2 e- .. (2)

    Reaksi sel : 2 Na+(l) + 2 Cl-(l) > 2 Na(s) + Cl2(g) .. [(1) + (2)]

    Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di

    katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam

    NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama?

    Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, mengingat kembali Deret

    Volta (Esdi, 2011).

    Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel

    Potensial Standar Reduksi, air memiliki Ered yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini

    berarti, air lebih mudahtereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang

    bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi,

    nilai Ered ion Cl- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial

    tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl- lebih mudah dibandingkan oksidasi air.

    Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi

    yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :

    Katoda (-) : 2 H2O(l) + 2 e- > H2(g) + 2 OH-(aq) .. (1)

    Anoda (+) : 2 Cl-(aq) > Cl2(g) + 2 e- .. (2)

  • II-17

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Reaksi sel : 2 H2O(l) + 2 Cl-(aq) > H2(g) + Cl2(g) + 2 OH(aq) . [(1) + (2)]

    Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan ion

    OH- (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda. Terbentuknya ion OH- pada

    katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah

    muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat

    bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan

    (Esdi, 2011).

    Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Pada katoda,

    terjadi persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilai Ered, maka air yang

    akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42- dengan air

    di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4-2telah mencapai keadaan

    maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya,

    spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

    Katoda (-) : 4 H2O(l) + 4 e- > 2 H2(g) + 4 OH-(aq) .. (1)

    Anoda (+) : 2 H2O(l) > O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- .. (2)

    Reaksi sel : 6 H2O(l) > 2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) + 4 OH-(aq) [(1) + (2)]

    6 H2O(l) > 2 H2(g) + O2(g) + 4 H2O(l) . [(1) + (2)]

    2 H2O(l) > 2 H2(g) + O2(g) .. [(1) + (2)]

    Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru

    adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa

    juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4 (Esdi, 2011).

    Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan

    elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert

    hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion

    elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis

    elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut

    adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :

    Katoda (-) : 2 H2O(l) + 2 e- > H2(g) + 2 OH-(aq) .. (1)

    Anoda (+) : Cu(s) > Cu2+(aq) + 2 e- .. (2)

  • II-18

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Reaksi sel : Cu(s) + 2 H2O(l) > Cu2+(aq) + H2(g) + 2 OH-(aq).. [(1) + (2)]

    Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan

    dengan reaksi elektrolisis :

    1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi,

    elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda.

    2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di

    anoda.

    3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion

    aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda.

    4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam

    oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda.

    (Esdi, 2011)

    Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan.

    Dalam prosespenyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai

    lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai

    umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung.

    Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis)

    yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang

    digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh

    (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan

    teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan

    sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya

    yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan

    peralatan dapur (Esdi, 2011).

    Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan

    melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di

    awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan

    gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang

    terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri (Esdi, 2011).

  • II-19

    BAB II TINJAUAN PUSTAKA

    Laboratorium Kimia Fisika

    Progam Studi D-3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah

    Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu

    Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday

    equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu

    mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban

    muatan sebesar 1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :

    1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel

    elektron 1 Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah

    perhitungan).

    Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan

    berikut :

    Faraday = Coulomb / 96500

    Coulomb = Faraday x 96500

    Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian

    arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan

    Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

    Coulomb = Ampere x Detik

    Q = I x t

    Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai

    berikut :

    Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

    Faraday = (I x t) / 96500

    Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron

    yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan

    memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda,

    kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan (Esdi, 2011).

  • III-1

    BAB III

    METODOLOGI PERCOBAAN

    III.1 Variabel Percobaan

    1. Variabel Bebas

    - ZnSO4 : 0,15N, 0,25N, 0,35N, 0,55N, 0,75N, 0,85N

    - CuSO4 : 0,15N, 0,25N, 0,35N, 0,55N, 0,75N, 0,85N

    2 Variabel Terikat

    - Besarnya voltase

    3 Variabel Kontrol

    - Volume masing-masing 500 mL

    III.2 Alat yang digunakan

    1 Beaker glass

    2 Erlenmeyer

    3 Pipet tetes

    4 Labu ukur

    5 Gelas ukur

    6 Batang pengaduk

    7 Corong

    8 Kaca Arloji

    9 Voltmeter

    III.3 Bahan yang digunakan

    1 Aquades

    2 Larutan ZnSO4

    3 Lempeng logam Cu

    4 Larutan CuSO4

    III.4 Prosedur Percobaan

    1. Menghitung berat CuSO4 dan ZnSO4 dari variabel 15N, 0,25N, 0,35N, 0,55N,

    0,75N, 0,85N.

    2. Menimbang padatan CuSO4 dan ZnSO4.

    3. Melarutkan padatan CuSO4 dan ZnSO4 dengan aquades 500 mL pada labu ukur.

  • III-2

    BAB III METODOLOGI PERCOBAAN

    Laboratorium Kimia Fisika

    Program Studi D3 Teknik Kimia

    Fti-Its

    4. Menuangkan masing-masing larutan yang sudah diencerkan pada beaker glass.

    5. Meletakkan lempengan tembaga pada beaker glas yang sudah berisi larutan

    CuSO4 dan ZnSO4.

    6. Menempelkan kabel voltmeter pada lempeng tembaga.

    7. Membaca skala pada voltmeter pada saat konstan dan mencatatnya.

    8. Mengulang percobaan pada masing-masing larutan sebanyak tiga kali.

    9. Mengulangi prosedur 1-8 dengan variabel 15N, 0,25N, 0,35N, 0,55N, 0,75N,

    dan 0,85N.

  • III-3

    BAB III METODOLOGI PERCOBAAN

    Laboratorium Kimia Fisika

    Program Studi D3 Teknik Kimia

    Fti-Its

    III.5 Diagram Alir Percobaan

    Mengulang percobaan pada masing-masing larutan sebanyak tiga kali.

    MULAI

    Menghitung berat CuSO4 dan ZnSO4 dari variabel 15N, 0,25N, 0,35N,

    0,55N, 0,75N, 0,85N.

    Menimbang padatan CuSO4 dan ZnSO4.

    Menuangkan masing-masing larutan yang sudah diencerkan pada beaker

    glass.

    Meletakkan lempengan tembaga pada beaker glas yang sudah berisi

    larutan CuSO4 dan ZnSO4.

    Menempelkan kabel voltmeter pada lempeng tembaga.

    Membaca skala pada voltmeter pada saat konstan dan mencatatnya.

    Mengulangi prosedur 1-8 dengan variabel 15N, 0,25N, 0,35N, 0,55N,

    0,75N, dan 0,85N.

    SELESAI

  • III-4

    BAB III METODOLOGI PERCOBAAN

    Laboratorium Kimia Fisika

    Program Studi D3 Teknik Kimia

    Fti-Its

    III.6 Gambar Alat Percobaan

    Beaker Glass Erlenmeyer

    Pipet Tetes

    Labu Ukur Gelas Ukur

    Pengaduk

  • III-5

    BAB III METODOLOGI PERCOBAAN

    Laboratorium Kimia Fisika

    Program Studi D3 Teknik Kimia

    Fti-Its

    Corong Kaca Arloji

    Voltmeter

  • IV-1

    BAB IV

    HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN

    IV.1 Hasil Percobaan

    Tabel IV.1.1 Hasil Percobaan

    Konsentrasi

    (N)

    Beda Potensial

    (V)

    I II III Rata-rata

    0,15 235 260 280 258,33

    0,25 226 270 327 274,33

    0,35 349 384 390 374,33

    0,55 387 428 476 430

    0,75 495 487 473 485

    0,85 500 536 540 525,33

    IV.2 Pembahasan

    Tujuan dari percobaan ini adalah untuk mengukur potensial sel pada sel

    elektrokimia pada larutan CuSO4 dan ZnSO4 dengan kosentrasi larutan yang berbeda-

    beda.

    Potensial sel adalah gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui

    sirkuit eksternal. Potensial sel dihasilkan dari sel Galvani. Potensial sel tergantung

    pada suhu, konsentrasi ion dan tekanan parsial gas dalam sel. Potensial sel standar

    dihitung dengan menggunakan potensial-potensial standar zat-zat yang mengalami

    redoks. Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan

    total dari potensial elektroda unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Selainitu,

    percobaan ini didasari pada hukum Nernst, yaitu sebuah hukum yang menyatakan

    hubungan antara potensial sel dari sebuah elektron ion-ion metal dan konsentrasi dari

    ion dalam sebuah larutan.

    Dari percobaan ini, CuSO4 dan larutan ZnSO4 dihubungkan dengan

    menggunakan jembatan garam. Logam yang dimasukkan pada kedua larutan itu

    disebut elektrode. Elektrode pada sel ini terbuat dari tembaga (Cu) dan Seng (Zn).

    Tembaga berfungsi sebagai katoda, sedangkan Seng berfungsi sebagai anoda.

  • IV-2

    BAB IV Hasil Dan Pembahasan

    Laboratorium Kimia Fisika

    Program Studi D3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    Reaksi oksidasi dan reduksi sering diistilahkan dengan reaksi redoks, hal ini

    dikarenakan kedua peristiwa tersebut berlangsung secara simultan. Pada katoda

    terjadi reaksi reduksi :

    Cu2++ 2e-Cu

    sedangkan pada anoda terjadi reaksi oksidasi,

    ZnZn2++ 2e-

    Pada tabel IV.1 dapat dilihat bahwa pada konsentrasi larutan CuSO4 dan

    ZnSO4 0,15N memiliki beda potensial sebesar 258,33V, pada konsentrasi larutan

    CuSO4 dan ZnSO4 0,25N memiliki beda potensial sebesar 274,33V, pada konsentrasi

    larutan CuSO4 dan ZnSO4 0,35N memiliki beda potensial sebesar 374,33V, pada

    konsentrasi larutan CuSO4 dan ZnSO4 0,45N memiliki beda potensial sebesar 430V,

    pada konsentrasi larutan CuSO4 dan ZnSO4 0,55N memiliki beda potensial sebesar

    485V, dan pada konsentrasi larutan CuSO4 dan ZnSO4 0,65N memiliki beda

    potensial sebesar 525,33V. Dan apabila di representasikan dalam bentuk grafik, akan

    membentuk grafik sebagai berikut :

    Grafik IV.2.1 Hubungan Beda Potensial dengan Konsentrasi Larutan

    Dari grafik IV.1 dapat diketahui bahwa konsentrasi sebanding dengan harga

    beda potensial. Artinya, semakin besar konsentrasi harga beda potensial juga

    semakin besar. Hal ini sudah sesuai dengan literatur yang menyatakan bahwa

    kenaikan harga beda potensial berbanding lurus dengan kenaikan konsentrasi.

    Dikarenakan, reaksi yang mempunyai beda potensial positif adalah yang mengalami

    reaksi redoks secara spontan. Reaksi redoks spontan terjadi apabila sel anoda lebih

    mudah teroksidasi dan sel katoda lebih mudah tereduksi. Unsur yang lebih mudah

  • IV-3

    BAB IV Hasil Dan Pembahasan

    Laboratorium Kimia Fisika

    Program Studi D3 Teknik Kimia

    FTI-ITS

    teroksidasi terletak di sebelah kanan unsur yang tereduksi pada deret volta. Sehingga,

    reaksi yang mempunyai beda potensial positif adalah reaksi yang sel anodanya

    terletak di sebelah kanan unsur katoda pada deret volta. Maka dari itu, bisa dikatakan

    percobaan ini mengalami keberhasilan.

  • V-1

    BAB V

    KESIMPULAN

    Dari hasil pembahasan dapat disimpulkan bahwa:

    1. Dari percobaan yang telah dilakukan, dapat disimpulkan beberapa hal

    sebagai berikut : Elektoda yang digunakan dalam rangakaian sel volta yaitu logam

    tembaga (Cu) ternyata dapat menghasilkan energy listik, tetapi jumlah energy

    listrik yang dihasilkan sangat kecil.

    2. Reaksi yang berlangsung adalah reaksi spontan, ini sesuai dengan yang dikatakan

    oleh Alexander Volta bahwa syarat untuk menghasilkan energy listrik adalah

    reaksinya harus reaksi yang berlangsung spontan. Kespontanan reaksi dapat dilihat

    dari nilai Esel nya. Jika nilai Esel positif, reaksi berlangsung spontan. Sebaliknya,

    nilai Esel negative, berarti reaksi tidak spontan.

    3. Dari data hasil percobaan kondisi minimum harga potensial sel yaitu pada

    konsentrasi 0,15N; rata-rata harga potensial sel sebesar 258,33V dan kondisi optimum

    harga potensial sel pada konsentrasi 0,85N dengan rata-rata harga potensial sel

    sebesar 525,33V.

    4. Hubungan konsentrasi dengan beda potensial yang dihasilkan yaitu berbanding

    lurus. Dengan kenaikan konsentrasi, maka beda potensial yang dihasilkan juga akan

    mengalami kenaikan.

  • DAFTAR PUSTAKA

    (n.d.). Retrieved from http://kimia.unnes.ac.id/kasmui/elektrokimia/sel-elektrokimia.htm

    Andriani, D. (2013, November 23). SEL VOLTA (SEL GALVANI). Retrieved November 24,

    2013, from http://dessykimiapasca.wordpress.com/kimia-xii/sel-elektrokimia/sel-volta-sel-

    galvani/

    Anonim. (2011, Desember 11). Retrieved November 24, 2013, from

    http://budisma.web.id/materi/sma/kimia-kelas-xii/sel-elektrokimia/)

    Anonim. (2012, Oktober 21). Retrieved November 24, 2013, from

    http://teknikkimiaits51.blogspot.com/

    Anonim. (2013). Bab 3 Sel Elektrokimia. Retrieved November 24, 2013, from

    http://imc.kimia.undip.ac.id/mata-kuliah/kimia-dasar-ii/bab-3-sel-elektrokimia/

    Anonim. (2013, April 26). Elektrode. Retrieved November 24, 2013, from wikipedia:

    http://id.wikipedia.org/wiki/Elektrode

    Anonim. (2013, April 12). Elektrokimia. Retrieved November 21, 2013, from

    lab.tekim.undip.ac.id/dtk2/2013/04/12/elektrokimia/

    Artistryana. (2012, Maret 27). Pengolahan Limbah Elektroplating / Penyepuhan. Retrieved

    November 20, 2013, from wordpress:

    http://ecovolutiontoday.wordpress.com/2012/03/27/pengolahan-limbah-elektroplating-

    penyepuhan/

    Esdi. (2011, September 28). Retrieved November 24, 2013, from

    http://esdikimia.wordpress.com/2011/09/28/sel-elektrolisis/

    Esdi. (2011, September 28). Sel Volta. Retrieved Nopember 24, 2013, from wordpress:

    http://esdikimia.wordpress.com/2011/09/28/sel-volta/

    Nurul. (2012). Sel Elektrokimia. Retrieved November 21, 2013, from

    http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2012/1004901/sel_volta.html

    Ratna. (2009, Desember 12). Retrieved November 24, 2013, from http://www.chem-is-

    try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/potensial-sel-reaksi-sel-dan-penentuan-potensial-

    reduksi/

  • vi

    DAFTAR NOTASI

    Simbol Keterangan Satuan

    m Massa gram

    M Molaritas M

    N Normalitas N

    Eo V Volt

    e Ekuivalen -

    V Volume ml

    Mr Massa Relatif gram/mol

  • vii

    APPENDIKS

    CuSO4 Cu2+ + SO42-

    e = 2

    ZnSO4 Zn2+ + SO42-

    e = 2

    Perhitungan massa CuSO4 dan ZnSO4 yang dibutuhkan untuk membuat 100ml

    larutan berkonsentrasi :

    o 0,15N

    N = M x e

    0,15 = M x 2

    M = 0,075

    =

    1000

    0,075 =

    161

    1000

    500

    = 6,037gram

    o 0,25N

    N = M x e

    0,25 = M x 2

    M = 0,125M

    =

    1000

    0,125 =

    161

    1000

    500

    = 10,0625gram

    o 0,35N

    N = M x e

    0,35 = M x 2

    M = 0,175

    =

    1000

  • vii

    0,175 =

    161

    1000

    500

    = 14,0875

    o 0,55N

    N = M x e

    0,55 = M x 2

    M = 0,275M

    =

    1000

    0,275 =

    161

    1000

    500

    gr = 22,1375gram

    o 0,75N

    N = M x e

    0,75 = M x 2

    M = 0,375M

    =

    1000

    0,375 =

    161

    1000

    500

    = 30,1875

    o 0,85N

    N = M x e

    0,85 = M x 2

    M = 0,425M

    =

    1000

    0,425 =

    161

    1000

    500

    = 34,2125

  • vii

    Perhitungan Vrata-rata

    V rata rata = V1+V2+V3

    3

    o 0,15N

    235 + 260 + 280

    3= 258,33

    o 0,25N

    226 + 270 + 327

    3= 274,33

    o 0,35N

    349 + 384 + 390

    3= 374,33

    o 0,55N

    387 + 428 + 476

    3= 430

    o 0,75N

    495 + 487 + 473

    3= 485

    o 0,85N

    500 + 536 + 540

    3= 525,33