Laporan Praktikum Sel Elektrokimia

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA

SEL ELEKTROKIMIA

(Disusun untuk memenuhi salah satu tugas Mata Kuliah Prak.Kimia Fisika)

NAMA PEMBIMBING : Ir Yunus TonapaNAMA MAHASISWA : Astri Fera Kusumah (131411004) Desi Supiyanti (131411005) Fajar M. Ramadhan (131411006)TANGGAL PRAKTIKUM : 18Desember 2013TANGGAL PENYERAHAN : 8 Januari 2014

PROGRAM STUDI DIII- TEKNIK KIMIA

JURUSAN TEKNIK KIMIA

POLITEKNIK NEGERI BANDUNG

2014

I. Tujuan Percobaan

Setelah melakukan percobaan ini, diharapkan mahasiswa mampu :

Menjelaskan fenomena selelektro kimia

Mengukur potensial elktroda dengan elektroda pembanding

Mengukur potensial sel setelah kedua elektroda dihubungkan

Menuliskan reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia

Menentukan katoda dan anoda berdasarkan percobaan

II. Dasar Teori

Sel elektrokimia, juga disebut sel volta atau sel galvani adalah suatu alat tempat

reaksi kimia terjadi dengan produksi suatu perbedaan potensial listrik antara dua elektroda.

Jika kedua elektroda dihubungkan terhadap suatu rangkaian luar, dihasilkan aliran

arusyang dapat mengakibatkan terjadinya kerja mekanik sehingga sel elektrokimia

mengubah energi kimia ke dalam kerja yang berupa energi listrik.

Contoh Gambarsel galvani adalah sel Daniell ditunjukkan pada Gambar 7.1. Jika kedua

elektrodanya dihubungkan dengan sirkuit atau rangkaian luar, dihasilkan arus litrik yang

dapat dibuktikan dengan menyimpangnya jarum galvanometer yang dipasang pada

rangkaian luar dari sel tersebut.Kedua setengah sel dihubungkan dengan jembatan garam

Gambar 7.1 Sel Daniel dengan Jembatan Garam

Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi

Zn2+ yang larut Hal ini dapat diketahui dari semakin berkurangnya massa Zn sebelum dan

sesudah reaksi. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi

pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) (reaksi reduksi) --------- (7.1)

Pada sel tersebut elektroda Zn mengalami reaksi oksidasi dan bertindak sebagai anoda dan

elektroda Cu mengalami reaksi reduksi dan sebagai katoda.

Ketika sel Daniell “disetting”, terjadi arus atau aliran elektron dari elektroda seng (Zn)

menuju elektroda tembaga (Cu) pada rangkaian luar. Oleh karena itu, logam seng

bertindak sebagai anoda atau kutub negatif dan logam tembaga sebagai katoda atau kutub

positif. Bersamaan dengan itu, dalam larutan pada sel tersebut terjadi arus atau aliran

muatan positif (kation) dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion

Zn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion

SO42-yang ada), yang reaksi totalnya ditunjukkan seperti berikut.

Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) ------- (7.2)

Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat digunakan untuk

memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.

Struktur Sel

Bila dua logam dengan kecenderungan ionisasi yang berbeda dicelupkan ke dalam larutan

elektrolit dan kedua elektroda dihubungkan dengan kawat, sebuah sel galvani akan

tersusun (Gambar 7.2). Pertama, logam dengan kecenderungan terionisasi lebih besar akan

mengalami oksidasi dengan menghasilkan kation, dan terlarut dalam larutan elektrolit.

Kemudian elektron yang dihasilkan akan bermigrasi ke logam dengan kecenderungan

ionisasi lebih rendah melalui kawat. Pada logam dengan kecenderungan ionisasi lebih

rendah ini, kation akan direduksi dengan menerima elektron yang mengalir dari logam

dengan ionisasi besar melalui kawat rangkaian luar menuju logam dengan ionisasi kecil

atau elektroda.

Gambar 7.2 Diagram Skematik SelLogam (Dua Logam Berbeda Potensialnya)

Di abad ke-18, arah arus listrik ditentukan sembarang sehingga arus mengalir dari logam

dengan kecenderungan ionisasi rendah ke yang kecenderungan ionisasinya lebih tinggi.

Karena arus adalah kebalikan dari arah aliran elektron, elektroda tujuan arus disebut

dengan elektroda negatif dan asal arus disebut elektroda positif.

Dalam sel Daniell, dua elektroda logam dicelupkan dalam larutan logam sulfatnya.

Elektroda negatif terdiri atas seng (Zn) dan larutan seng sulfat dalam airdan elektroda

positifnya terdiri atas tembaga dan larutan tembaga sulfat dalam air. Kedua elektroda ini

biasanya ditandai sebagai Zn/ZnSO4(aq) dan Cu/CuSO4(aq). Kadang-kadang simbol lebih

sederhana,yakni Zn/Zn2+ dan Cu/Cu 2+ digunakan. Pelat berpori atau material yang mirip

digunakan untuk memisahkan kedua larutan dan pada saat yang sama memungkinkan

kation bermigrasi dari elektroda negatif (anoda) menuju elektroda positif (katoda).

Pada elektroda seng, reaksi berikut berlangsung.

Zn Zn2+(aq) + 2e-

Di sini Zn mengalami oksidasisehingga elektroda Zn adalah elektroda negatif. (anoda)

Pada elektroda tembaga, reaksi reduksi seperti berikut .

2e- + Cu2+(aq) Cu

Dengan demikian tembaga adalah elektroda positif (katoda).. Reaksi total adalah sebagai

berikut.

Zn + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu atau Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu

Notasi sel memberikan informasi yang lengkap dari sel galvani. Informasi tersebut

meliputi jenis elektroda, jenis elektrolit yang kontak dengan elektroda tersebut termasuk

konsentrasi ion-ionnya, anoda dan katodanya, serta pereaksi dan hasil reaksi setiap

setengah-sel.

Reaksi pada setiap elektroda disebut reaksi setengah sel. Reaksi setengah sel anoda

dituliskan terlebih dahulu, diikuti dengan reaksi setengah sel katoda. Satu garis vertikal

menggambarkan batas fasa. Garis vertikal putus-putus sering digunakan untuk menyatakan

batas antara dua cairan yang misibel. Dua spesi yang ada dalam fasa yang sama dipisahkan

dengan tanda koma. Garis vertikal rangkap dua digunakan untuk menyatakan adanya

jembatan garam. Untuk larutan, konsentrasinya dinyatakan di dalam tanda kurung setelah

penulisan rumus kimianya. Sebagai contoh

Zn(s)½Zn2+(1,00 m) ½½ Cu2+(1,00 m) ½Cu(s)

Zn(s)½Zn2+(1,00 m) Cu2+(1,00 m) ½Cu(s)

Pt½Fe2+, Fe3+½½ H+½H2½Pt

Karena yang dituliskan terlebih dulu (elektroda sebelah kiri) dalam notasi tersebut adalah

anoda, reaksi yang terjadi pada elektroda sebelah kiri adalah oksidasi. Elektroda yang

ditulis berikutnya (elektroda kanan) adalah katoda maka reaksi yang terjadi pada elektroda

kanan adalah reaksi reduksi. Untuk sel dengan notasi :

Zn(s)½Zn2+(1,00 m) ½½ Cu2+(1,00 m) ½Cu(s) reaksinya adalah:

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)

Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) (reaksi reduksi)

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) (reaksi keseluruhan)

Untuk notasi sel ; Pt/Fe 2+, Fe 3+// H+ , H2/Pt, maka reaksi selnya adalah

Fe 2+ Fe 3+ + e ( oksidasi)

2H + + 2e H 2 (reduksi)

2Fe 2+ + 2H+ 2 Fe 3+ + H2 Reaksi total

7.1.2 Potensial Elektroda Standar(E0)danPotensial Sel (Esel)

Potensial Elektroda Reduksi Standar(E0L+/L)

Secara (konvensi), emf dari elektroda hidrogen standar sama dengan nol. Elektroda ini

ada pada keadaan standar jika fugasitas gasnya =1 dan aktifitas ion H+=1. IUPAC memilih

menempatkan elektroda hidrogen pada sisi kiri, dan emf dari elektroda lainnya diambil

sebagai emf (E) sel tersebut. Hanya emf yang demikian, pada kondisi standar disebut

sebagai potensial elektroda standar atau potensial reduksi standar.

Contoh :

Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu

Sel tersebut memberikan EoSel = + 0,34 Volt. Karena Eo

Hidrogen=0 Volt, halini menunjukkan

kecenderungan yang lebih besar untuk proses reduksi

Cu2eCu 2

daripada 2H 2e 2H

Untuk sel: Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Zn2+ (a=1)|Zn EoSel = -0,76 V

Artinya pada sel tersebut, ada kecenderungan yang lebih besar untuk mengalamioksidasi

2eZnZn 2

Nilai potensial sel (E sel) yang melibatkan dua elektroda, misalnya :

Cu 2+ + 2e Cu E 0 = 0,34 Volt

Zn 2+ + 2e Zn E 0 = - 0,76 Volt

Zn | Zn2+ (a=1) || Cu2+ (a=1) | Cu

Reaksi di katoda : Cu 2+ + 2e Cu

Reaksi di anoda : Zn Zn 2+ + 2e

Reaksi total : Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+

Potensial setengah sel adalah suatu sifat intensif dan penulisan reaksi setengan sel atau di

elektroda, tidak ada perbedaan ditulis dengan 1 elektron ataupun lebih. Jadi, untuk reaksi

elektroda hidrogen dapat ditulis :

H e Hatau H 2e 2H 221

2

Untuk menuliskan proses keseluruhan atau reaksi sel harus diseimbangkan elektronnyadan

merupakan penjumlahan dari reaksi setengah sel

Jadi, untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu

Reaksi elektroda dapat ditulis :

Cu 2e Cudan 2e 2H H 22

sehingga keseluruhan prosesnya adalah : Cu 2H Cu H 22

Proses ini didasari 2 elektron yang melewati pada sirkuit atau rangkaian luar.

Potensial Sel (E0 Sel)

Potensial sel merupakan jumlah dari reaksi setengah sel yang terjadi di setiap elektroda

yaitu di anoda (reaksi oksidasi) dan reaksi dikatoda (reaksi reduksi). Berdasarkan

potensial reduksi standar,potensial sel standar (E0sel) dapat dinyatakan dengan persamaan

dengan emf sel (E sel):

E0sel = E0katoda- E0

Anoda ---------------------- (7.3)

E0 katoda adalah potensial stantar reduksi pada reaksi reduksi yang terjadi di katoda dan

E 0 anoda adalah potensial reduksi standar pada reaksi oksidasi yang terjadi di anoda.

Oleh karena itu untuk notasi sel Zn | Zn2+ (a=1) || Cu2+ (a=1) | Cu

dengan reaksi Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+

E0sel = E0katoda- E0

Anoda

= E0Cu2+/Cu- E0

Zn 2+/Zn

= 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 Volt

Termodinamika Sel Elektrokimia

Penafsiran yang diberikan oleh Willard Gibbs (1878) bahwa kerja yang dilakukan oleh sel

elektrokimia adalah sama dengan penurunan energi Gibbs, yaitu kerja maksimum di luar

kerja -PV.

Hal ini dapat diilustrasikan dengan notasi sel berikut: Pt|H2|H+||Cu2+|Cu dan reaksi

selnya dituliskan setiap setengah reaksisel dituliskan sebagai berikut.

Reaksi di anoda H2 2H+ + 2e-

Reaksi di katoda Cu2+ + 2e- Cu

Reaksi keseluruhan H2 + Cu2+ 2H+ + Cu

Saat 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol Cu2+, 2 mol elektron mengalir melalui sirkuit luar.

Menurut Hukum Faraday, ini berarti terjadi transfer 2 x 96.465 C listrik. Emf sel tersebut

adalah + 0.3419 Vsehingga kerja listrik yang dihasilkan adalah :

2 x 96.485 x 0.3419 CV = 6.598 x 104 J

Kerja dilakukan sistem, yaitu kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia adalah sama

dengan penurunan energi Gibbs maka

DG = - 6.598 x 104 J

Secara umum, hubungan antara perubahan energi Gibbs standar dengan potensial sel

standar dapat dinyatakan dengan persamaan

DG = - nFE dan pada keadaan standar : DGo = - nFEo ---- (7.4)

Potensial sel pada keadaan standar dapat digunakan untuk menentukan tetapan

kesetimbangan melalui perubahan energi Gibbs.

Bersarnya perubahan energi Gibbs ini dapat menunjukkan kespontanan suatu raeksi sel

elektrokimia, yaitu untuk reaksi sel berlangsung spontan mempunyai harga DG = negatif

atau < dari nol. Oleh karena itu , harga E sel bernilai positif ( E sel >0)

Persamaan Nernst

Persam aan Nernst digunakan untuk mempelajari pengaruh konsentrasi terhadap

besarnya potensial sel, yaitu konsentrasi larutan yang tidak pada kondisi standar (1,0M).

Untuk sel dengan persamaan reaksi

H2 + Cu2+ 2H+ + Cu ---------------- (7.5)

Menurut Nenst, potensial sel yang diukur tidak pada kondisi standar dapat dihitung

berdasarkan persamaan

E sel = Eosel - RT/nF ln K -------------------- (7.6)

= Eosel - RT/nF ln a Red/ a Oks

K =[a.Cu . a.H+]/[pH2.a Cu2+]

untuk aktivitas zat padat = 1, maka K = [a H+]/[a.Cu2+] ---- (7.7)

Besarnya a = γ. C, untuk larutan encer koefisien aktivitas (γ) = 1, maka a=C

sehingga persamaan Nernst untuk reaksi Cu 2+ + Zn Zn 2+ + Cu,

E sel = Eosel – RT/nF ln [Zn 2+]/[Cu 2+], ------------- (7.8)

pada suhu 25oCdan tekanan 1 atm, besarnya 2,393 RT/F = 0,0591, sehingga persamaan di

atas menjadi Esel = Eosel – 0,0591/n log [C Zn 2+]/[Ccu 2+]

dengan n adalah jumlah elektron yang terlibat dan C adalah konsentrasi.

III. Alat dan Bahan

No. Alat Bahan1 Gelas kimia (2 buah) Larutan NaCl 3,56% 2 Corong gelas Larutan CuSO4 1,0 M3 Pemanas Larutan CuSO4 0,1 M4 Gelas ukur Aquades5 Jembatan garam Logam Cu6 Botol semprot Kertas saring7 Avometer Logam Fe8 Kabel9 Elektroda standar

NaCl100 ml

NaCl100 ml

Lempeng Fe

ElectrodaCuSO4/Cu

IV. Langkah Kerja

1. Penentuan Potensial Logam

2. Pengaruh Elektroda

2 buah lempeng logam Fe, ampelas

NaCl100 ml

NaCl100 ml

ElectrodaCuSO4/Cu

Lempeng Fe

Ukur potensial sel

Lempeng Fe dan Cu, ampelas

Ukur potensial ½ reaksi


NaCl100 ml

NaCl100 ml

Lempeng Fe

ElectrodaCuSO4/Cu Lempeng Cu

NaCl100 ml

NaCl100 ml

Lempeng Fe

ElectrodaCuSO4/Cu

50oC

3. Pengaruh Suhu

4. Pengaruh Elektrolit

NaCl100 ml

NaCl100 ml

Lempeng CuLempeng Fe

Ukur potensial logam dan potensial selnya dengan elektroda Cu


NaCl100 ml

NaCl100 ml

Lempeng Fe

50oC


Ukur potensial logam dan potensial selnya

5. Pengaruh konsentrasi terhadap E sel

V. Data Pengamatan


NaCl100 ml

aquades100 ml

ElectrodaCuSO4/CuLempeng Fe


2 buah lempeng logam Cu, ampelas

CuSO4

0,5 M

CuSO4

0,1 M

ElectrodaCuSO4/CuLempeng Cu



No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt)

1 Fe dalam NaCl - 0, 478 (katoda)

2 Fe dalam NaCl - 0,54 (anoda)

3 Fe dan Fe + 0,03




2 Cu dalam NaCl - 0,21 (katoda)

3 Fe dan Cu + 0,31

3. Pengaruh Suhu



2 Fe dalam NaCl (600C) - 0,42 (katoda)

3 Fe dan Fe + 0,076



1 Fe dalam NaCl - 0,01 (katoda)

2 Fe dalam Aquades - 0,03 (anoda)

3 Fe dan Fe + 0,02

5. Pengaruh Konsentrasi Elektrolit


1 Cu dalam CuSO41M - 0,01 (katoda)

2 Cu dalam CuSO40,1M - 0,03 (anoda)

3 Cu dan Cu + 0,02

VI. Pengolahan Data


Logam Fe dalam larutan NaCl

Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = - 0,54V

Katoda (+) = 2 H2O + 2e- H2 + 2 OH- Eo= - 0,478 V

Reaksisel = Fe + 2 H2O Fe2+ + H2 + 2 OH-

EoSel = EoKatoda – EoAnoda

= -0,478 – ( -0,54 )

= + 0,03 V

E = Eosel – 2,303 RT

nF log ¿¿¿

= +0,03 – 2,303 .8,314 .298

2. 96500 log 1

= +0,03 – ( 0,029 x 0 )

= +0,03 – 0

= +0,03 V


Logam Fe & Cu dalam larutanNaCl

Anoda (-) = Na Na+ + e- | x 2 Eo = - 0,478 V

Katoda (+) = Cu2+ + 2 e- Cu | x 1 Eo= - 0,21V

Anoda (-) = 2 Na 2 Na+ + 2 e- Eo = - 0,478 V

Katoda (+) = Cu2+ + 2 e- Cu Eo= - 0,21 V

Reaksisel = 2 Na + Cu2+ 2 Na+ + Cu


= - 0,21– ( - 0,478 )

= + 0,268 V


nF log ¿¿¿

= +0,268 – 2,303 .8,314 .298

2. 96500 log 1

= +0,268 – ( 0,029 x 0 )

= +0,268 – 0

= +0,268 V+0,058 V +0,02 V +0,02 V

3. Pengaruh Suhu


Logam Fe dalam larutan NaCl 50 oC

Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = - 0,478 V




= -0,42 – ( -0,478 )

= + 0,058 V


nF log ¿¿¿

= +0,058 – 2,303 .8,314 .323

2. 96500 log 1

= +0,058 – ( 0,032 x 0 )

= +0,058 – 0

= +0,058 V+0,02 V +0,02 V



Logam Fe dalam aquades

Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = - 0,03 V




= -0,01 – ( -0,03 )

= + 0,02 V


nF log ¿¿¿

= +0,02 – 2,303 .8,314 .298

2. 96500 log 1

= +0,02 – ( 0,0295 x 0 )

= +0,02 – 0

= +0,02 V+0,02 V


Logam Cu dalam larutan CuSO4 1 M

Logam Cu dalam larutan CuSO4 0,1 M

Anoda (-) = 2H2O 4H+ + 2O2 + 4e- |x1 Eo = - 0,03 V

Katoda (+) = Cu2+ + 2e- Cu |x2 Eo= - 0,01 V

Anoda (-) = 2H2O 4H+ + 2O2 + 4e- Eo = - 0,03 V

Katoda (+) = 2Cu2+ + 4e- 2Cu Eo= - 0,01 V

Reaksisel = 2 H2O + 2Cu2+ 4H+ + 2O2+ 2Cu


= -0,01 – ( -0,03 )

= + 0,02 V


nF log ¿¿¿

= +0,02 – 2,303 .8,314 .298

2. 96500 log 1

= +0,02 – ( 0,0295 x 0 )

= +0,02 – 0

= +0,02 V

Nilai E Sel Berdasarkan teoritis

1. PenentuanPotensialLogam

Logam Fe dalamlarutanNaCl

Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = + 0,44 V




= - 0,828 – ( +0,44 )

= - 1,268 V


nF log ¿¿¿

= - 1,268 – 2,303 .8,314 .298

2. 96500 log 1

= - 1,268 – ( 0,029 x 0 )

= - 1,268 – 0

= - 1,268 V


Logam Fe & Cu dalam larutan NaCl

Anoda (-) = Na Na+ + e- | x 2 Eo = - 2,714 V

Katoda (+) = Cu2+ + 2 e- Cu | x 1 Eo= + 0,337 V

Anoda (-) = 2 Na 2 Na+ + 2 e- Eo = - 2,714 V

Katoda (+) = Cu2+ + 2 e- Cu Eo= + 0,337 V

Reaksisel = 2 Na + Cu2+ 2 Na+ + Cu


= + 0,337 – ( -2,714 )

= + 3,051 V


nF log ¿¿¿

= + 3,051 – 2,303 .8,314 .298

2. 96500 log 1

= + 3,051 – ( 0,029 x 0 )

= + 3,051 – 0

= + 3,051 V

3. Pengaruh Suhu


Logam Fe dalam larutan NaCl 50 oC

Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = + 0,44 V




= -0,828 – ( +0,44 )

= - 1,268 V


nF log ¿¿¿

= - 1,268 – 2,303 .8,314 .323

2. 96500 log 1

= - 1,268 – ( 0,032 x 0 )

= - 1,268 – 0

= - 1,268 V



Logam Fe dalam aquades

Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = + 0,44 V




= -0,828 – ( +0,44 )

= - 1,268 V


nF log ¿¿¿

= -1,268 – 2,303 .8,314 .298

2. 96500 log 1

= -1,268 – ( 0,0295 x 0 )

= -1,268 – 0

= -1,268 V


Logam Cu dalam larutan CuSO4 1 M

Logam Cu dalam larutan CuSO4 0,1 M

Anoda (-) = 2H2O 4H+ + 2O2 + 4e- |x1 Eo = - 1,22 V

Katoda (+) = Cu2+ + 2e- Cu |x2 Eo= +0,34 V

Anoda (-) = 2H2O 4H+ + 2O2 + 4e- Eo = - 1,22 V

Katoda (+) = 2Cu2+ + 4e- 2Cu Eo= + 0,34 V

Reaksisel = 2 H2O + 2Cu2+ 4H+ + 2O2+ 2Cu


= + 0,34 – ( - 1,22 )

= + 1,56 V


nF log ¿¿¿

= +1,56 – 2,303 .8,314 .298

2. 96500 log 1

= +1,56 – ( 0,0295 x 0 )

= +1,56 – 0

= +1,56 V

VII. Pembahasan

Pembahasan oleh Astri Fera Kusumah

Pada praktikum sel elektrokimia ini,dilakukan percobaan untuk mencari

potensial sel elektrokimia. Percobaan dilakukan dengan cara mengukur potensial

½ reaksi logam terdahulu, dengan pembadingnya yaitu elektroda standar terhadap

beberapa larutan. kemudian mengukur potensial selnya dengan mencelupkan

kedua logam yang telah ditentukan anoda dan katodanya yang dihubungkan

dengan avometer pada masing-masing larutan yang dihubungkan dengan jembatan

garam.

Pada percobaan pertama yaitu penentuan potensial logam. Dari percobaan

ini didapat potensial logam Fe1 dalam larutan NaCl sebesar -0,478 v dan Fe2

dalam larutan NaCl sebesar -0,54 v. Dan potensial sel menurut data percobaan

sebesar +0,03 v sedangkan menurut perhitungan teoritis ………. Percobaan kedua

yaitu pengaruh elektroda. Percobaan ini mengacu pada deret volta berikut

Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Si Pb H Cu Hg Ag Pt Au

Semakin kekanan, maka semakin mudah tereduksi, dan semakin kekiri,

maka semakin mudah teroksidasi. Dalam kaitannya dengan pengaruh elektroda

yang digunakan, pada kutub positif (katoda) elektoda harus memiliki tingkat

reduksi yang tinggi dibandingkan dengan kutub negatif (anoda). Dengan begitu

maka reaksi berlangsung spontan dan potensial sel bernilai positif. Pada

percobaan ini potensial sel yang diperoleh dengan logam Fe sebagai anoda dan Cu

sebagai katoda adalah +0,268 v. percobaan ketiga yaitu pengaruh suhu. Percobaan

ini menggunakan larutan NaCl yang salah satunya bersuhu 50oC dan diperoleh

potensial selnya sebesar +0,058 v. yang keempat adalah Pengaruh elektrolit.

Percobaan ini menggunakan NaCl dan aquades sebagai elektrolitnya dan logam

Fe. Potensial yang diperoleh yaitu sebesar +0,02 v. pada percobaan kelima yaitu

pengaruh konsentrasi elektrolit, logam Cu dalam lar. CuSO4 0,5 M sebagai katoda

dan Cu dalam lar. CuSO4 0,1 M sebagai anoda diperoleh potensial selnya sebesar

+0,02 v.

Pembahasan oleh Desi Supiyanti

1. Pengaruh Potensial Logam

Fe Fe2+ + 2e- sebagai anoda (-)

2 H2O + 2e- H2 + 2 OH- sebagai katoda (+)

Pada percobaan pertama, yaitu Fe dalam NaCl. Fe mengalami reaksi

oksidasi sehingga dia bertindak sebagai anoda. Sedangkan yang bertindak sebagai

katoda adalah H2O. Karena larutan NaCl adalah termasuk logam golongan satu

dan pada deret volta logam Na lebih lemah dari pada H. Sehingga pada percobaan

ini H2O mengalamai reaksi reduksi. Dari percobaan ini juga dapat diketahui

bahwa nilai potensial kedua logam Fe adalah berbeda. Perbandingan nilai E sel

hasil percobaan dan E sel secara teoritis pun mengalami perbedaan. Hal ini

dipengaruhi oleh kualitas lempengan yang digunakan sudah mengalami proses

korosi. Sehingga reaksi tidak maksimal dan potensial yang didapat pun tidak

maksimal.


Pada percobaan kedua, digunakan logam Fe dan Cu dalam larutan NaCl.

Elektroda Cu bertindak sebagai katoda dan elektroda Fe bertindak sebagai anoda

dalam reaksi redoks pada percobaan ini. Hal ini karena elektroda Cu terletak di

sebelah kiri Fe dalam deret volta. Sesuai dengan deret volta makin kiri letak unsur

dalam deret volta, maka semakin kuat sifat reduktornya. Sehingga mampu

mengoksidasi ion-ion yang terletak di sebelah kanannya. Pada percobaan ini

dihasilkan E sel yang bernilai positif yang berarti reakasi berlangsung spontan.

3. Pengaruh Suhu

Pada percobaan ketiga ini, digunakan elektroda Fe dan elektrolit NaCl

yang diukur potensial selnya pada suhu kamar yaitu 25oC dan pada suhu 60oC.

elektroda Fe yang diukur pada suhu 25oC potensialnya bernilai lebih kecil

daripada elektroda Fe yang diukur pada suhu 60oC. Ini berarti suhu mempengaruhi

nilai beda potensial yang dihasilkan elektroda. Semakin tinggi suhu maka semakin

besar beda potensial yang dihasilkan. Hal ini sesuai dengan persamaan Nerst,

bahwa suhu berbanding lurus dengan potensial sel. Sehingga Fe yang diukur pada

suhu 25oC bertindak sebagai anoda dan Fe yang diukur pada suhu 60oC sebagai

katoda. Reaksi yang berlangsung yaitu spontan, karena E sel yang dihasilkan

bernilai positif.


Fe dalam larutan NaCl mengalami reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Hal

ini dikarenakan logam Fe melepaskan dan menangkap elektron. Fe bertindak

sebagai elektroda dan NaCl sebagai Elektrolit, dimana larutan NaCl tidak bisa

mengoksidasi Fe sehingga dalam reaksi yang digunakan adalah H2O karena

diketahui bahwa sifat H2O yang lebih reduktor (dapat teroksidasi) dari Na. Dari

hasil percobaan, bahwa terdapat perbedaan nilai E sel antara kedua lempeng Fe

tersebut. Selain itu, perbandingan penentuan antara E sel secara teoritis dan E sel

dari hasil percobaan berbeda hasilnya.

5. Pengaruh Konsentrasi Terhadap E Sel

Dari hasil praktikum yang sudah kami lakukan didapat potensial sebagai

berikut:

Elektroda Cu dalam CuSO4 1 M = - 0,01 V

Elektroda Cu dalam CuSO4 0,1 M = - 0,03 V

Dari percobaan ini dapat diketahui bahwa pada konsentrasi elektrolit

yang berbeda maka beda potensial yang dihasilkanpun berbeda. Semakin besar

konsentrasi elektrolitnya maka senakin besar pula nilai beda potensial

elektrodanya. Secara teoritis juga membuktikan bahwa dalam konsentrasi yang

berbeda akan didapt nilai potensial yang berbeda pula.

Pembahsan oleh Fajar M Ramadhan

Pada percobaan kali ini dilakukan percobaan Sel elektrokimia. Percobaan

ini dilakukan dengan cara mengukur potensial logam masing masing elektroda

serta potensial selnya. Pada pengukuran potensial logam masing-masing elektroda

dilakukan dengan cara menambahkan elektroda pembanding yang kemudian

dicelupkan dalam satu wadah dan dihubungkan dengan voltmeter. Sedangkan

untuk pengukuran potensial sel atau Eosel dilakukan dengan cara menghubungkan

masing-masing elektroda tiap-tiap wadah dengan voltmeter, dan tidak lupa untuk

menambahkan jembatan garamnya terlebih dahulu.

Berdasarkan hasil praktikum ini, dengan menggunakan nilai potensial

logam hasil pengukuran. Dengan menggunakan persamaan Nernst didapatkan

hasil perhitungan E sel sebagai berikut :

Percobaan1 :+0,03 V

Percobaan2 :+0,268 V

Percobaan3 :+0,058 V

Percobaan4 :+0,02 V

Percobaan5 :+0,02 V

Sedangkan berdasarkan hasil teoritis, dengan menggunakan nilai potensial

logam yang tertera pada table reduksi. Dengan menggunakan persamaan Nernst

didapatkan hasil perhitungan E sel sebagai berikut :

Percobaan1 :- 1,268 V

Percobaan2 :+ 3,051 V

Percobaan3 :- 1,268 V

Percobaan4 :-1,268 V

Percobaan5 :+1,56 V

Perbedaan angka pada hasil perhitungan E sel tersebut menunjukan bahwa

potensial logam yang diukur dengan menggunakan elektroda pembanding tidak

100% sama dengan table potensial reduksi yang ada secara teoritis. Hal ini dapat

disebabkan oleh factor kondisi alat ukur yang kurang baik serta adanya kekeliruan

saat pemilihan katoda anoda juga saat pembacaan angka potensial logam.

VIII. Kesimpulan

Hasil perhitungan potensial sel berdasarkan pengukuran adalah : + 0,03 V ; +0,268

V ; +0,58 V ; +0,02 V ; +0,02 V

Hasil perhitungan potensial sel berdasarkan teoritis adalah : -1,28 V ; +3,051 V; -

1,268 V ; -1,268 V ;+1,56 V

Hasil pengukuran dengan teoritis berbeda

Dari hasil percobaan dapat diketahui bahwa :

- Semakin kiri letak unsur dalam deret volta, maka semakin kuat sifat

reduktornya.

- Logam yang mengalami oksidasi akan lebih mudah berkarat daripada logam

yang mengalami reduksi.

- Suhu berbanding lurus dengan beda potensial. Semakin tinggi suhu maka

semakin besar nilai beda potensial yang didapat.

- Konsentrasi berbanding lurus dengan beda potensial. Semakin besar

konsentrasi elektrolitnya maka senakin besar pula beda potensial yang

dihasilkannya.

IX. DaftarPustaka

Ngatin, Agustinus. 2010. Petunjuk Praktikum Kimia Fisika .JurusanTeknik Kimia,

PoliteknikNegeri Bandung.

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/sel

%20elektrokimia.htm

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/sel%20elektrokimia.htm

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/sel%20elektrokimia.htm

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/jenis-jenis%20sel

%20elektrokimia.htm

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

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

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

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

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/jenis-jenis%20sel%20elektrokimia.htm

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/jenis-jenis%20sel%20elektrokimia.htm

Laporan Praktikum Sel Elektrokimia

Documents

Transcript of Laporan Praktikum Sel Elektrokimia