voltamete tembaga

download voltamete tembaga

of 25

  • date post

    07-Aug-2015
  • Category

    Documents

  • view

    199
  • download

    4

Embed Size (px)

description

a

Transcript of voltamete tembaga

MODUL 1 VOLTAMETER TEMBAGA

BAB I PENDAHULUAN 1.1. TUJUAN Tujuan dari praktikum fisika dasar II Voltameter Tembaga ini adalah: 1. Mengamati perubahan salah satu bentuk perubahan energi , yaitu energi listrik menjadi energi kimia 2. Memahami prinsip elektrolisis serta pemurnian logam dan peyepuhan (electroplating) 3. Menentukan tara kimia listrik dari tembaga

1.2. ALAT DAN BAHAN 1. Voltameter tembaga yang terdiri dari: a. Bejana b. Keping tembaga Anoda c. Keping tembaga Katoda 2. Larutan CuSO4 Sebagai elektrolit untuk penghantar listrik pada katoda 3. Sumber arus DC Sebagai sumber tenaga atau sumber arus listrik 4. Amperemeter DC Untuk mengukur besarnya arus listrik yang mengalir 5. Stopwatch Untuk mengukur waktu yang ditentukan pada saat percobaan 6. Tahanan geser pengatur Arus Untuk menstabilkan arus listrik yang mengalir 7. Penghubung arus 8. Kabel-kabel penghubung

9. Neraca digital Untuk mengukur berat plat katoda agar diketahui jumlah massa sebelum dan sesudah diendapkan pada sel elektrolit larutan CuSO4. 10. Amplas Untuk membersihkan plat katoda

Gambar 1.1. Alat dan bahan yang digunakan dalam percobaan (larutan tembaga sulfat, lempeng tembaga, power supply, ampermeter, neraca digital, stopwatch)

BAB II TINJAUAN PUSTAKA 2.1. ELEKTROKIMIA Hukum kekekalan energi menyatakan baha energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, melainkan dapat diubah dari bentuk yang satu ke bentuk yang lain. Energi listrik dapat berubah bentuk menjadi energi gerak, energi cahaya, energi panas, dan energi bunyi. Energi listrik merupakan hasil perubahan energi yang lain, seperti dari energi matahari, energi gerak, energi potensial air, energi kimia gas alam, dan energi uap. Salah satu bentuk perubahan energi yang dibahas kali ini adalah perubahan energi kimia ke energi listrik, seperti pada baterai yang disebut sel galvani/sel volta. Maupun sebaliknya, perubahan energi listrik menjadi energi kimia seperti pada proses pemurnian logam yang disebut sel elektrolisis. Baik sel galvani maupun sel elektrolisis kedanya merupakan bagian dari elektrokimia. Elektrokimia itu sendiri adalah kajian mengenai proses perubahan antara energi listrik dan energi kimia. Sesuai dengan namanya, metode elektrokimia adalah metode yang didasarkan pada reaksi redoks, yakni gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi, yang berlangsung pada elektroda yang sama/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 di sebut 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. Aplikasi metode elektrokimia untuk lingkungan dan laboratorium pada umumnya didasarkan pada proses elektrolisis, yakni terjadinya reaksi kimia dalam suatu sistem elektrokimia akibat pemberian arus listrik dari suatu sumber luar. Proses ini merupakan kebalikan dari proses Galvani, di mana reaksi kimia yang berlangsung dalam suatu sistem elektrokimia dimanfaatkan untuk menghasilkan arus listrik, misalnya dalam sel bahan bakar (fuel-cell). Aplikasi lainnya dari metode elektrokimia selain pemurnian logam dan elektroplating adalah elektroanalitik, elektrokoagulasi, elektrokatalis, elektrodialisis elektrorefining dan elektrolisis.

2.2. ELEKTROLISIS Elektrolisis ialah proses penguraian elektrolit kepada unsur-unsurnya apabila arus listrik searah mengalir melaluinya. Istilah elektrolisis diperkenalkan oleh Michael Faraday [1791 - 1867]. 'Lisis' bermaksud memecah dalam bahasa Yunani. Jadi, elektrolisis bermaksud pemecahan oleh arus elektrik. Proses Elektrolisis adalah keadaan di mana apabila elektrolit mengkonduksikan listrik, perubahan kimia berlaku dan elektrolit terurai kepada unsurnya di elektroda. Arus listrik dapat dialirkan melalui elektrolit dengan menggunakan dua elektroda. Elektroda yang disambungakan ke terminal positif yang dinamakan anoda, sedangkan elektroda yang disambungkan ke terminal negatif dinamakan katoda.Semasa elektrolisis berlaku, ion negatif akan bergerak ke anoda.Oleh itu ion ini dikenali sebagai kation.Ion positif pula akan bergerak ke katoda yang mana ion ini dikenali sebagai kation. Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis 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 (-) Anoda (+) Reaksi sel : 2 Na+(l) + 2 e- > 2 Na(s) .. (1) : 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2 e- .. (2) : 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. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut : Katoda (-) Anoda (+) Reaksi sel : 2 H2O(l) + 2 e- > H2(g) + 2 OH-(aq) .. (1) : 2 Cl-(aq) > Cl2(g) + 2 e- .. (2) : 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. Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan. 2.3. HUKUM FARADAY Michael Faraday (1791-1867) pada tahun 1833 mengemukakan hubungan kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi di katoda adan anoda dengan muatan listrik total yang melewati sel, yang dikenal dengan hukum Faraday.bunyi hukum Faraday tersebut adalah: Hukum Faraday I : jumlah zat yang dihasilkan pada elektroda sebanding dengan jumlah arus yang dialirkan pada zat tersebut m=e.i.t/F q=i.t m=z.i.t m=z.q z=e/F

m = Massa zat yang dihasilkan (gram) e = Berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi

i = Kuat arus listrik (amper) t = Waktu (detik) F = Tetapan Faraday (1 Faraday = 96500 coulumb) z = Tara kimia listrik, yaitu massa zat yang dipisahkan oleh muatan 1 coulomb selama proses elektrolisa satuan kg/coulomb q = Jumlah muatan listrik yang melalui larutan Hukum Faraday II : jumlah zat-zat yang dihasilkan oleh arus yang sama didalam beberapa sel yang berbeda sebanding dengan berat ekuivalen zatzat tersebut. m1 : m2 = e1 : e2 m = massa zat (garam) e = berat ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

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 1023 partikel. 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) Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, 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 ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak)seperti perak nitrat (AgNO3). 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. Pemanfaatan lain dari elektrolisis adalah pada proses pemurnian logam. Pemurnian logam pada prinsipnya menggunakan reaksi elektrolisis larutan menggunakan elektroda yang tidak bereaksi. Seperti pemurnian logam tembaga, logam kotor yang akan dilapisi bertindak sebagai anoda sedangkan logam murni bertindak sebagai katoda. Kedua elektroda dicelupkan ke dalam larutan elektrolit yang mengandung ion tembaga (CuSO4 )yang mengandung asam. Sewaktu tembaga dioksidasi dari anoda tak murni, tembaga ini memasuki larutan dan bergerak ke katoda dan membentuk lapisan dalam bentuk yang lebih murni. Pada percobaan Voltameter Tembaga ini, akan mencari ketetapan Faraday dengan konsep elektrolisis. Hal ini erat kaitannya dengan ilmu kimia, dimana akan banyak berhubungan dengan elektrokimia dan reaksi reaksinya. Voltmeter adalah alat untuk mengukur besar tegangan listrik dalam suatu rangkaian listrik. Rangkaian yang digunakan adalah suatu sistem elektrolisis dengan cairan CuSO 4 . Dimana yang menjadi katoda dan anoda adalah adalah tembaga. Reaksi yang terjadi adalah :

Gambar 1.2. Sel elektrolisis CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq) Cu(s) Cu2+(aq) + 2eKatoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2eAnoda [elektroda + : oksidasi]: Cu(s)

Pada larutan elektrolit yang ada kecenderungan sebagai konduksi listrik, jika kedua elektrode dihubungkan dengan arus listrik searah (DC), maka ion-ion pada larutan akan bergerak berl