http://fredi-36-a1

http://fredi-36-a1.blogspot.com/2009/12/voltameter-tembaga.html

VOLTAMETER TEMBAGA

Friday, December 4, 2009

I. Tujuan 1. Menentukan tetapan Faraday dengan menggunakan voltameter tembaga.2. Menentukan kuat arus listrik.3. Menghitung berat eqivalen elektrokimia untuk tembaga.II. Dasar TeoriPada percobaan Voltameter Tembaga ini, akan memncari ketetapan Faraday dengan konsep elektrolisis. Hal ini erat kaitannya dengan ilmu kimia, dimana akan banyak berhubungan dengan elektrokimia dan reaksi reaksinya. Voltmeter adalah Merupakan alat untuk mengukur besar tegangan listrik dalam suatu rangkaian listrik. Alat ini yang akan berperan penting dalam elektrokimia ini. Elektrokimia adalah kajian mengenai proses perubahan antara Tenaga Kimia dan Tenaga Elektrik. 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.

SEL ELEKTROKIMIA 1. Sel Volta/Galvani1. terjadi penubahan : energi kimia energi listrik2. anode = elektroda negatif (-)3. katoda = elektroda positif (+)

2. Sel Elektrolisis1. terjadi perubahan : energi listrik energi kimia2. anode = elektroda positif (+)3. katoda = elektroda neeatif (-)

KONSEP-KONSEP SEL VOLTASel Volta1. Deret Volta/Nersta. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, ZnFe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au

b. Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasiMakin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi

2. Prinsip1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; Katoda terjadi reaksi reduksi2. Arus elektron : anoda katoda ; Arus listrik : katoda anoda3. Jembatan garam: menyetimbangkan ion-ion dalam larutan

MACAM - MACAM SEL VOLTA1. Sel Kering atau Sel Leclance= Katoda : Karbon= Anoda :Zn= Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO2 + NH4Cl + sedikit Air

2. Sel Aki= Katoda: PbO2= Anoda : Pb= Elektrolit: Larutan H2SO4= Sel sekunder

3. Sel Bahan Bakar= Elektroda : Ni= Elektrolit : Larutan KOH= Bahan Bakar : H2 dan O2

4. Baterai Ni - Cd= Katoda : NiO2 dengan sedikit air= Anoda : Cd

1. Katoda [elektroda -] Terjadi reaksi reduksi Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) den Alkali tanah (IIA), Al dan Mn Reaksi:2 H+(aq) + 2e- H2(g)ion golongan IA/IIA tidak direduksi; penggantinya air2 H2O + 2 e- basa + H2(g) direduksi(ion-ion lain

2. Anoda [ektroda +] Terjadi reaksi oksidasi Jenis logam diperhatikan

a. Anoda : Pt atau C (elektroda inert)reaksi : - 4OH-(aq) 2H2O + O2(g) + 4e-- gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh 2 H2O asam + O2(g)- golongan VIIA (halogen) g asb. Anoda bukan : Pt atau Creaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atausenyawa lain.

Elektrolisis ialah proses penguraian elektrolit kepada unsur juzuknya apabila arus elektrik mengalir melaluinya.Arus elektrik boleh dialirkan melalui elektrolit dengan menggunakan dua elektroda. Elektroda yang disambungakan kepada terminal positif yang dinamakan anoda, manakala elektroda yang disambungkan kepada terminal negati 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. 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 elektrik, perubahan kimia berlaku dan elektrolit terurai kepada unsurnya di elektroda.

Sel elektrolisis Sel kimia

Elektrolit: CuSO4 Cu2+ + SO42-H2O H+ + OH-Elektrolit: Na2SO4 2Na+ + SO42-H2O H+ + OH-

Tindak balas di anod (Elektrod positif)4OH- 2H2O + O2 + 4ePengoksidaan Tindak balas di anod (Elektrod negatif)Zn Zn2+ + 2ePengoksidaan Tindak balas di katod ( Elektrod negatif)Cu2+ + 2e CuPenurunan Tindak balas di katod ( Elektrod positif)2H+ + 2e H2Penurunan

PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISISHukum Faraday I"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".Rumus:m = e . i . t / 96.500q = i . tm = massa zat yang dihasilkan (gram)e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensii = kuat arus listrik (amper)t = waktu (detik)q = muatan listrik (coulomb)Hukum Faraday II"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."Rumus:m1 : m2 = e1 : e2m = massa zat (garam)e = berat ekivalen = Ar/Valensi = Mr/ValensiHukum Faraday erat kaitanya dengan muatan lisktrik. Muatan listrik, Q, adalah pengukuran muatan dasar yang dimiliki suatu benda. Satuan Q adalah coulomb, yang merupakan 6.24 x 1018 muatan dasar. Q adalah sifat dasar yang dimiliki oleh materi baik itu berupa proton (muatan positif) maupun elektron (muatan negatif). Muatan listrik total suatu atom atau materi ini bisa positif, jika atomnya kekurangan elektron. Sementara atom yang kelebihan elektron akan bermuatan negatif. Besarnya muatan tergantung dari kelebihan atau kekurangan elektron ini, oleh karena itu muatan materi/atom merupakan kelipatan dari satuan Q dasar. Dalam atom yang netral, jumlah proton akan sama dengan jumlah elektron yang mengelilinginya (membentuk muatan total yang netral atau tak bermuatan). Muatan listrik partikel disimbolkan sebagai e atau kadang-kadang q adalah muatan listrik oleh sebuah partikel proton atau sama dengan angka negatif muatan listrik sebuah partikel elektron. Merupakan konstanta fisika dan satuan muatan listrik.Nilainya adalah 1.602 176 53(14) 10-19 C, menurut daftar konstanta fisika CODATA tahun 2002. Pada sistem Centimetre gram second (CGS), nilainya mendekati 4.803 10-10 statcoulomb.Sejak pertama kali diukur oleh Robert Millikan pada percobaan tetes-minyak pada tahun 1909, muatan dasar partikel diyakini tidak bisa dibagi lagi. Quark, ditemukan tahun 1960s, dipercaya memiliki muatan listrik sebesar e/3, hanya terdapat dalam jumlah partikel lebih dari satu. Quark tidak pernah dideteksi dalam satu partikel.Tabel konversi untuk satuan muatan listrik1 e (konstanta muatan listrik partikel)adalah sama dengan1 e (konstanta muatan listrik partikel)1,6022 x 10-20 abcoulomb (abC)

4,450555556 x 10-23 ampere-hour (Ah)

2,670333333 x 10-21 ampere-minute (Am)

1,6022 x 10-19 ampere-second (As)

1,6022 x 10-19 coulomb (C)

1,602464363 x 10-19 coulomb (internasional) (C)

1,66048323 x 10-24 faraday (kimia) (Fd)

1,660016989 x 10-24 faraday (fisika) (Fd)

4,803267424 x 10-10 franklin (Fr)

1,6022 x 10-22 kilocoulomb (kC)

1,6022 x 10-25 megacoulomb (MC)

1,6022 x 10-13 microcoulomb (C)

1.6022 x 10-16 milicoulomb (mC)

1,6022 x 10-10 nanocoulomb (nC)

1,6022 x 10-7 pikocoulomb (pC)

4,803267424 x 10-10 statcoulomb (statC)

1. Sel volta (sel galvani yang dikembangkan oleh Alessandro Volta (1745-1827) dan Luigi Galvani (1737- 1798) dari Italia. Dalam sel volta, reaksi redoks akan menghasilkan arus listrik. Dengan perkataan lain, energi kimia diubah menjadi energi listrik.2. Sel elektrolisis yang dikembangkan oleh Sir Humphry Davy (1778- 1829) dan Michael Faraday (1791- 1867) dari Inggris. Dalam sel elektrolisis arus listrik akan menghasilkan reaksi redoks. Jadi, energi listrik diubah menjadi energi kimia.III. Alat dan Bahan 1. Bejana berisi larutan CuSO42. Pelat tembaga 5 buah3. Amperemeter 10 A4. Sumber arus Dc5. Penghambat geser 15 ohm6. Stopwatch7. Kabel penghubung8. Timbangan9. Pemanas/ pengering

IV. Langkah Percobaan

Gambar 1.1. Voltameter Tembaga.

1. Timbang katoda sampai ketelitian dalam mg.2. Susunlah rangkaian seperti gambar 1.1 dan gunakan katoda percobaan.3. Periksakan dulu kepada pembimbing.4. Hubungkan arus dan atur R, V sehingga amperemeter menunjuk 4 A.5. Putuskan arus dan lepaskan katoda percobaan. Pasang katoda yang telah ditimbang tepat pada tempat katoda percobaan dan alirkan arus. Bila terjadi arus, cepat atur kembali dan jagalah kuat arus supaya tetap 4 A selama 20 menit lalu putuskan arus tersebut.6. Ambil katoda, bersihkan/ siram dengan air kran kemudian bilas dengan alcohol lalu dibakar sampai katoda kering.7. Timbang katoda kembali.8. Ulangi percobaan diatas untuk kuat arus 5 A selama 5 menit.

V. Data PengamatanData berat katodaBerat katoda awal No. Percobaan Ke Berat yang diperoleh (mg)1 I 1202002 II 1200003 III 1203004 IV 1202005 V 120100

Berat katoda setelah dialiri arus 4 ampere dan tegangan 4 volt selama 20 menitNo. Percobaan Ke Berat yang diperoleh (mg)1 I 1200002 II 1210003 III 1200004 IV 1200005 V 120000

Berat katoda setelah dialiri arus 5,6 ampere dan tegangan 6 volt selama 5 menitNo. Percobaan Ke Berat yang diperoleh (mg)1 I 1200002 II 1202003 III 1200004 IV 1203005 V 119900

VI. Perhitungan DataPercobaan I1). Diketahui :

= = 120,14 gram

= = 120,2 gramm = 120,2 120,14(= 0,06 gramReaksi yang terjadi :CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O 2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-q = 2F = 96500 coulombAr = 63,5 gr/molt = 20 menit x 60= 1200 detik

Ditanya : I = ................?Jawab :I = I = I = 0,15 A

Percobaan II120,2 gr (diperoleh dari percobaan I )

= = 120,08 gramm = 120,2 120,08(= 0,12 gramReaksi yang terjadi :CuSO4 (aq) C u2+(aq) + SO42-(aq)Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-q = 2F = 96500 coulombAr = 63,5 gr/molt = 5 menit x 60= 300 detik

Ditanya : I = ................?Jawab :I = I = I = 1,22 A

2). Menghitung berat eqivalen elektro kimia:a. Berat eqivalen dari hasil pengamatanPercobaan IDiket : I = 4 A m = 0,06 gram(t = 1200 sekonDihit : z = .........?Jawab:z = = = 1,25 x 10-5 Percobaan IIDiket : I = 5,6 A m = 0,12 gram(t = 300 sekonDihit : z = .........?Jawab:z = = = 7,1 x 10-5

b. Berat eqivalen dengan rumus z = Dik = Ar = 63,5F = 96500 coulumbN = 31,75Ditanya : z = .........?Jawab : z = = = 2,07 x 10-5

II. Ralat keraguan1). Ralat untuk berat katoda awal (mo)No mo (gr) (gr)mo - (gr)(mo - )2

1 120,2 120,16 0,04 0,00162 120 120,16 -0,16 0,02563 120,3 120,16 0,14 0,01964 120,2 120,16 0,04 0,00165 120,1 120,16 -0,06 0,0036 = 600,8 gr( = 0,052 gr( = = = 120,16 gr

= = = = 0,026 grRalat : = 0,022%Kebenaran praktikum = 100% - 0,022%= 99,98%2). Ralat untuk berat katoda setelah percobaan I (ma)No ma (gr) (gr)ma - (gr)(ma - )2

1 120 120,2 -0,2 0,042 121 120,2 0,8 0,643 120 120,2 -0,2 0,044 120 120,2 -0,2 0,045 120 120,2 -0,2 0,04 = 601 gr( = 0,8 gr(

= = = 120,2 gr

= = = = 0,4 grRalat : = 0,33%Kebenaran praktikum = 100% - 0,33%= 99,67%3). Ralat untuk berat katoda etelah percobaan IINo ma (gr) (gr)ma - (gr)(ma - )2

1 120 120,08 -0,08 0,00642 120,2 120,08 0,12 0,01443 120 120,08 -0,08 0,00644 120,3 120,08 0,22 0,04845 119,9 120,08 -0,18 0,0324 = 600,4 gr( = 0,108 gr(

= = = 120,08 gr

= = = = 0,054 grRalat : = 0,045%Kebenaran praktikum = 100% - 0,045%= 99,96%

m(4). Ralat untuk Pada percobaan Imo)( (ma) - ( ( (mo = ( ( (ma ( 0,052)( 0,4) (120,16 (= (120,2 (0,4 0,052)(= (120,2 120,16) 0,12) gr(= (0,04 Pada percobaan IImo)( (ma) - ( ( (mo = ( ( (ma ( 0,4)( 0,54) (120,2 (= (120,08 (0,054 0,4)(= (120,08 120,2) 0,35) gr(= (-0,12

3). Ralat untuk kuat arus (I) Pada percobaan I skala terkecil(I = I ( (I . 0,5) A(= (4A 0,25)A(= (4 Ralat : = 6,25%Kebenaran praktikum = 100% - 6,25%= 93,75%4). Ralat untuk berat eqivalen dengan rumus z = z =( (Z = = = = 0(= 2,07 x 10-5 Ralat : = 0%

VI. PembahasanPada percobaan Voltameter Tembaga ini tujuan yang ingin dicapai adalah menentukan ketetapan Faraday, teori toeri yang akan dipergunakan meliputi : elektrokimia, elektrolisis, konsep reaksi redoks, hukum Faraday I , Hukum Faraday II, dan muatan listrik. Rangkaian yang digunakan adalah suatu sistem elektrolisis dengan cairan CuSO . Dimana yang menjadi katoda adalah tembaga dan yang menjadi anoda adalah seng. Reaksi yang terjadi adalah :CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-Seng bertindak sebagai anode (mengalami oksidasi), tembaga bertindak sebagai katode (mengalami reduksi). Perpindahan elektrode dari anode ke katode dapat kita manfaatkan sebagai sumber arus listrik dengan merancang suatu sel volta (sel galvani). Pertama-tama kita menyediakan wadah, diberi setengah sel. Dalam wadah kita celupkan sebatang logam tembaga (katode) dan sebatang logam seng (anode). Kemudian logam seng dan logam tembaga dihubungkan oleh suatu rangkaian kawat yang dilengkapi switch dan voltmeter. Setelah kita amati yang terjadi, seng (anode) secara spontan mengalami oksidasi menjadi Zn2+ yang masuk kedalam larutan. Electron yang dilepaskan mengalir melalui rangkaian kawat menuju tembaga (katode). Pada permukaan tembaga terjadi reduksi: electron yang terlepas ditangkap oleh Cu2+ dari larutan sehingga terbentuk endapan tembaga. Perpindahan electron dari anode ke katode menyebabkan larutan di anode bermuatan positif (karena bertambahnya Zn2+) dan larutan di katode bermuatan negative (karena berkurangnya Cu2+). Aliran elektron ini menimbulkan arus listrik yang dapat kita gunakan untuk berbagai keperluan. Dengan memutuskan switch (off) atau menyambungkan kembali (on) setiap saat kita dapat mematikan atau menghidupkan sel volta sesuai dengan kebutuhan.Pada percobaan I yang menggunakan arus tetap 4 A dan tegangan 4 volt diperoleh berat eqivalen sebesar = 1,25 x 10-5 sedangkan pada percobaan II yang menggunakan arus 5,6 A dan tegangan 6 volt diperoleh hasil berat eqivalen sebesar = 7,1 x 10-5 . Rumus yang digunakan adalah :z = dimana : M = massa endapan tembagaZ = massa ekivalen elektrokimiamuatan yang dialirkanFaraday merumuskan beberapa kaidah perhitungan elektrolisis yang kini dikenal sebagai Hukum Faraday I berikut ini :1. Jumlah zat yang dihasilkan pada electrode sebanding dengan jumlah arus yang dialirkan pada zat tersebut. 2. Jika arus listrik dialirkan kedalam beberapa sel elektrolisis yang dihubungkan seri, jumlah berat zat-zat yang dihasilkan pada tiap-tiap electrode sebanding dengan berat ekuivalen tiap zat-zar tersebut.Perlu diperhatikan bahwa pada zaman Faraday electron belum dikenal sebab, electron baru ditemukan oleh Joseph John Thomson tahun 1897. Kini berat ekivalen (e) suatu unsur berdasarkan jumlah electron. = Untuk mengenang jasa Michael Faraday kini didefinisikan bahwa satu faraday (1 F) adalah jumlah yang terdiri dari satu mol electron atau 6,0221367 x 1023 butir electron. Karena jumlah sebutir electron adalah 1,60217733 x 10 -19 coloumb, maka listrik satu faraday setara dengan muatan sebesar:6,0221367x 1023 x 1,60217733x 10 -19 coloumb= 9,64853 x 104 coloumbBilangan 9,64853x 104 ini sering dibulatkan menjadi 9,65x 104 atau 96500 dan disebut tetapan faraday dengan satuan coloumb mol -1.1 faraday (1F) = 1 mol electron= muatan 96500 coloumbF = = Dengan F = jumlah arus dalam faraday (jumlah mol electron)i = kuat arus (ampere)t = waktu (detik)Kedua Hukum Faraday yang telah dikemukakan terdahulu dapat dirumuskan secara kuantitatif sebagai berikut :1. Jumlah zat yang terbentuk di katode atau di anode dinyatakan oleh persamaan berikut ini.W = e F atau w = Dengan, w = berat hasil elektrolisis (gram )e = berat ekivalen F = jumlah listrik (faraday)2. Jika terdapat dua hasil elektrolisis dengan arus listrik yang sama, maka berlaku hubungan:= Hukum Faraday II"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."Rumus:m1 : m2 = e1 : e2m = massa zat (garam)e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/ValensiVII. Kesimpulan Pada percobaan voltameter tembaga ini dapat ditarik kesimpulan : Teori yang digungakan dalam percobaan ini adalah elektrokimia, elektrolisis, konsep reaksi redoks, hukum Faraday I , Hukum Faraday II, dan muatan listrik Melalui percobaan ini dapat ditentukan ketetapan Faraday. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode, sedangkan electrode tempat terjadinya reduksi disebut katode. Rumus yang digunakan untuk menghitung berat eqivalen adalah z = z = Z = http://eckhochems.blogspot.com/2010/04/elektrolisis.html

ELEKTROLISIS

A. Pendahuluan 1. Deskripsi SingkatBab ini akan membahas tentang metode elektrolisis,pada metode ini reaksi kimia dilangsungkan dengan pertolongan arus listrik, yang dibiarkan mengalir melalui larutan elektrolit dalam jangka waktu tertentu. Dengan mengethui besar arus dalam Amper dan jumlah waktu dalam detik dapat dihitung jumlah kuantitas listrik, dinyatakan dalam Coulomb, yang diperlukan untuk melangsungkan reaksi kimia.

2. RelevansiPembahasan materi dalam bab ini sangat erat kaitannya dengan bab sebelumnya maupun bab selanjutnya. Dalam bab ini mahasiswa akan memahami prinsip dasar pemisahan cara elektrolisis.

3. TujuanSetelah mempelajari bab ini mahasiswa diharapkan dapat :1. Menguasai dan memahami prinsip dasar elektrolisis2. 2. Menjelaskan Elektrogravimetri3. Menjelaskan metode-metode pemisahan elektrolitik4. Menjelaskan metode voltametri

B. UraianPada metoda elektrolisis, reaksi kimia dilangsungkan dengan pertolongan arus listrik, yang dibiarkan mengalir melalui larutan elektrolit dalam jangka waktu tertentu. Dengan mengethui besar arus dalam Amper dan jumlah waktu dalam detik dapat dihitung jumlah kuantitas listrik, dinyatakan dalam Coulomb, yang diperlukan untuk melangsungkan reaksi kimia. Untuk mereaksikan zat sebanyak satu ekivalen diperlukan kuantitas listrik sebanyak satu Faraday, yaitu kuantitas listrik setara dengan yang dibawa oleh satu mol elektron.

6.1 Elektrogravimetri Pada metoda analisis ini, unsur yang ditentukan diendapkan secara elektrolitik pada elektroda sesuai. Berbeda dengan analisis gravimetri, endapan tidak perlu disaring dan pengendapan bersama dapat dihindari, asal telah diatur dengan cermat kondisi pengendapannya. Pengendapan elektrolitik diatur oleh baik hukum Ohm maupun hukum Faraday. Arus listrik I berbanding lurus dengan GGL, E dan berbanding terbalikdengan tahanan R, dan didapatv I = E/R, (hukum Ohm), sedangkan kedua hukum Faraday adalah :1. Kuantitas zat yang telah dihasilkan pada elektroda dalam sel, berbanding lurus dengan kuantitas listrik yang mengalir melalui larutan. 2. Kuantitas berbagai macam senyawa yang diendapkan, dibebaskan oleh kuantitas listrik yang sama, sebanding dengan ekivalensi kimianya. Pengertian hukum Faraday adalah demikian : apabila kuantitas listrik yang sama dialirkan berturut-turut melalui larutan ion tembaga dan perak, maka berat tembaga dan perak yang diendapkan berbanding sebgai angka banding 63,54/2 : 107,87.Satuan kuantitas listrik yang dipakai adalah Coulomb, dengan satu Coulomb dimaksudkan kuantitas listrik yang dibawa oleh aliran 1 Amper selam satu detik. Setiap Coulomb mampu mengendapkan perak sebanyak 1,11800 mg.Berat unsur yang dibebaskan oleh satu Coulomb listrik, dinamakan ekivalen elektrokimia. Untuk logam perak harga ini adalah107,868 da 107,868/0,00111800 menghasilkan 96.863 Coulomb. Jumlah kuantitas listrik yang diperlukan untuk membebaskan satu ekivalen perak. Nilai lazimyang dipakai adalah 96.500 Coulomb yang dinamakan tetapan Faraday (F); ini adalah muatan yang berhubungan dengan 1 mol elektron, nilai sebenarnya adalah 96.487 C/mol.

6.1.1 Sel elektrolitik.Sebuah sel elektrokimia terdiri atas dua buah elektroda dan satu atau lebih larutan elektrolit ditempatkan dalam wadah sesuai. Sel ini dapat mensuplai energi listrik ke sebuah sistem eksternal dan dinamakan sel voltaik atau galvanik. Jika energi listrik disuplai dari sumber luar dan dialirkan melalui sebuah sel, maka sel ini dinamakan sel elektrolitik dan hukum Faraday diterapkan terhadap perubahan materi pada elektroda. Perlu diperhatikan bahwa sel dapat berfungsi sebagai sel elektrolitik atau sel galvanik pada saat yang berbeda. Selama elektrolisis hasil-hasil terbentuk pada elektroda mengakibatkan terbentuknya sel galvanik. Jika proses elektrolisis dihentikan, hasil-hasil elektrolisis meimbulkan arus listrik dengan arah berlawanan dengan arus yang mengalir semula dalam sel. Potensial yang diberikan pada sel (Eapp) harus lebih besar dari potensial yang dihasilkan oleh sel galvanik (Ebak, dan selalu berlawanan dengan Eapp) dan harus juga mampu mengatasi tahanan sel agar arus dapat mengalir. Sesuai hukum Ohm maka didapat, I = (Eapp - Ebak)/R, yaitu harga arus yang mengalir dalam sel. Pada elektroda yang terjadi reaksi kimia, sesuai dengan jenis reaksi yang terjadi dibedakan antara katoda (reaksi reduksi) dan anoda (reaksi oksidasi). Dalam sel elektrolitik, katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif.Pada elektrolisis kesempurnaan reaksi bergantung pada rapat arus (Amper/cm2) dan efisiensi arus, yang ditentukan berdasarkan pengukuran jumlah zat yang dihasilkan dibandingkan dengan kuantitas teoritis. Untuk mendapatkan pengendapan sempurna dipakai rapat arus kecil dan pada umumnya efisiensi arus adalah rendah mengingat dapat berlangsungnya reaksi-reaksi lain selama proses elektrolisis misalnya pembentukan gas hidrogen pada tahap-tahap akhir elektrolisis logam.

6.1.2 Potensial Dekomposisi Yang dimaksudkan dengan potensial dekomposisi suatu elektolit ialah potensial eksternal minimal yang harus diberikan kepada sel elektrolitik untuk mengakibatkan proses elektrolisis kontinu. Untuk membuktikan adanya potensial dekomposisi ini dapat dilakukan percobaan sebagai berikut. Kedalam sebuah sel ditempatkan larutan encer (1,0 M) asam sulfat dan dua buah elektroda platina. Kedua elektroda ini dihubungkan dengan sumber energi dan di dalam jaringan listrik ditempatkan juga alat ukur arus listrik dan alat ukur potensial ditempatkan di antara kedua elektroda. Kepada kedua elektroda ini diterapkan potensial luar, dimulai dari harga rendah dan makin lama diperbesar. Arus listrik yang mengalir mula-mula bernilai rendah dan meningkat secara perlahan, sampai pada suatu saat naik dengan cepat. Jika nilai arus dialurkan terhadap harga potensial yang diterapkan, akan diperoleh grafik sebagai berikut;

Gambar 6.1

Titik D adalah potensial dekomposisi, pada harga potensial ini akan terlihat bahwa pada elektroda akan dihasilkan gelembung-gelembung gas oksigen dan hidrogen. Apabila jaringan listrik diputuskan, setelah penerapan potensial luar, akan terlihat bahwa bacaan potensial mula-mula terlihat tetap, untuk kemudian secara perlahan menurun sampai ke titik nol. Pengamatan ini menunjukkan bahwa sel bertindak sebagai sumber energi, dan menghasilkan gaya gerak listrik polarisasi dengan arah berlawanan dengan arah semula GGL. Adanya GGL polarisasi ini disebabkan terkumpulnya gas oksigen dan hidrogen pada anoda dan katoda dalam sel. Untuk menentukan besar potensial (Eapp) yang diperlukan untuk menjalankan elektrolisis, perlu diketahui reaksi-reaksi apa saja yang terjadi pada elektroda. Dengan mengetahui reaksi-reaksi ini dapat dihitung besar GGL sel galvanik yang menghasilkan potensial dengan arah berlawanan dengan potensial yang diberikan pada sel. Misalnya pada elektrolisis larutan 0,10 M CuSO4 yang diasamkan dengan 0,05 M H2SO4 dan memakai elektroda platina maka reaksi-reaksi yang terjadi adalah :Katoda : Cu2+ + 2e Cu (s)Anoda : 2 H2O 4H+ + O2 + 4eDengan mengetahui reaksi-reaksi ini dan memakai persamaan Nernst, dapat dihitung kemudian besar potensial katoda (Ek) dan potensial anoda (Ea); besar GGL sel elektrolitik adalah (Ek - Ea)V, dan GGL sel galvanik (jika hubungan diputuskan) adalah - (Ek - Ea)V. Jika kepada sel elektrolitik diberikan potensial sebesar - (Ek - Ea) volt, maka proses elektrolisis tidak akan berlangsung, karena besar potensial yang diberikan tepat sama besar dengan potensial sel galvanik yang dihasilkan akibat adanya hasil-hasil elektrolisis tersebut. Untuk melangsungkan elektrolisis haruslah potensial yang diberikan a) ............................................... (6.1)(k + (Eapp = Esel + IR + (dengan Esel = - (Ek - Ea)I.R = penurunan potensial akibat megalirnya arus I, lewat tahanan R( = potensial lebih pada katoda maupun anoda.

6.1.3 Kesempurnaan EndapanHarga Eapp yang diberikan harus cukup besar agar terjadi pengendapan sempurna, atau pengendapan kuantitatif. Misalnya pada elektrolisis ion perak dari larutan 0,10 M AgNO3 dilakukan hitungan sebagaiu berikut ;

Ek pada awal proses = EoAg 0,060 log 1/[Ag+] = 0,74 V EoAg = + 0,80 V

Pada akhir proses, jika sisa tertinggal adalah 0,1 % dari konsentrasi awal, maka ;

Ek = 0,80 0,060 log 1/[10-4] = + 0,56 V

Ini berarti bahwa pada saat pengendapan kuantitatif perak potensial katoda, Ek, menurun sampai 0,54 V dan harga ini harus dimasukkan dalam hitungan Esel. Untuk hitungan Ea hal ini tidak terlalu harus diperhatikan mengingat bahwa pada umumnya proses anodik berlangsung pada tahap tetap sehingga tidak menimbulkan perubahan berarti pada Ea. Dengan menganggap a),(k + (bahwa harga I.R adalah tetap dan juga harga potensial lebih ( maka hitungan harga Eapp yang seharusnya hanya bergantung pada perubahan harga Ek.

6.1.4 Potensial LebihArus yang mengalir melalui lapisan antara elektroda dan larutan akan menyebabkan bahwa harga potensial elektroda berbeda dengan harga potensial kesetimbangan sebelum pengaliran arus. Selisih atau beda antara potensial terukur dan potensial pada kesetimbangan dinamakan potensial lebih atau overpotensial. Elektroda dinyatakan ada dalam keadaan terpolarisasi. Potensial lebih ini dijumpai pada katoda maupun anoda, dan dipengaruhi oleh berbagai faktor. Pada proses anodik akibat potensial lebih ini adalah penggeseran potensial anoda ke arah harga lebih positif sedangkan pada proses katodik, penggeseran ini berlangsung ke arah lebih negatif. Gejala potensial lebih ini memang menambah rumit hitungan potensial, tetapi adanya potensial lebih ini memungkinkan dilakukannya pemisahan elektrolitik antar logam, yang tidak dapat diharapkan dari hitungan dengan potensial elektroda baku. Dapat dibedakan beberapa jenis potensial lebih yaitu : a) terjadinya lapisan oksida atau senyawa lain pada permukaan elektroda, b) perubahan konsentrasi analit di dekat permukaan elektroda, c) adanya pengkompleksan dan d) pembentukan gelembung gas pada permukaan elektroda. Potensial lebih karena pembentukan gelembung gas dipengaruhi oleh 1) bahan elektroda, 2) rapat arus, 3) kondisi elektroda, 4) temperatur dan 5) pH larutan.Potensial lebih Hidrogen sangat besar pada logam seperti misalnya bismut, kadmium, timbal, timah, seng dan terutama merkuri. Dengan memakai katoda merkuri, dapat dilaksanakan berbagai pemisahan berguna.6.2 Metoda-metoda Pemisahan Elektrolitik Untuk melakukan pemisahan elektrolitik diperlukan peralatan sebagai berikut : a) sumber arus tetap, b) tahanan geser, c) wadah atau sel untuk elektrolisis termasuk elektrodanya, d) alat pengaduk larutan. Disamping ini diperlukan juga peralatan ukur arus dan potensial. Susunan jaringan listrik adalah sebagai berikut ;

PQ merupakan tekanan geser, sedangkan [A] serta [V] berturut-turut adalah alat ukur arus dan alat ukur potensial. Sebagai katoda sebaliknya dipakai kasa platina dengan bentuk silinder atau jika hendak mengelektrolisis tembaga dapatlah dipakai kasa tembaga. Keuntungan pemakaian kasa adalah bahwa luas permukaannya cukup besar sehingga rapat arus menjadi rendah. Sebagai anoda dipakai kawat platina berbentuk pegas. Untuk pengadukan larutan dipakai batang magnit yang digerakkan dengan motor pengaduk. Setelah elektrolisis berlangsung sempurna, haruslah logam yang telah diendapkan dikeluarkan dari dalam larutan tanpa mengotori larutan induk apabila diinginkan melakukan analisis lebih lanjut terhadap larutan tersebut. Mengingat bahwa hasil elektrolisis mengakibatkan terbentuknya sel galvanik, maka pengeluaran hasil elektrolisis dari dalam larutan, dilakukan tanpa menghentikan atau memutuskan hubungan listrik. Untuk keperluan ini, sebaiknya wadah atau sel diturunkan sambil melakukan pembilasan elektroda mula-mula dengan air dan diikuti dengan pembilasan memakai alkohol dan aseton. Setelah endapan pada elektroda bersih baru dikeringkan dalam lemari pengering pada temperatur sekitar 100oC, dan setelah didinginkan ditentukan beratnya. 6.2.1 Elektrolisis dengan arus tetap Metoda elektrolisis ini sederhana dalam pelaksanaannya, arus dijaga agar tetap harganya terhadap waktu, dan tidak diperlukan pengaturan potensial katoda. Jika didalam larutan terdapat campuran berbagai sistem redoks, maka pengaliran arus akan mereduksi lebih dulu sistem redoks yang memakai potensial reduksi paling positif, disusul dengan proses elektrokimia yang memiliki potensial reduksi positif berikutnya dan demikian selanjutnya. Misalnya saja jika di dalam campuran terdapat ion tembaga(II), seng(II) dan hidrogen(I), maka yang pertama direduksi adalah tembaga, disusul dengan pembentukan gas hidrogen dan terakhir reduksi dari seng(II). Hal ini disebabkan karena selama pengaliran arus, konsentrasi ion bersangkutan menurun, demikian juga potensial elektroda yang berfungsi sebagai katoda akan menurun harganya. Tanpa pengaturan potensial katoda, harga potensial katoda akan terus menurun sampai pada akhirnya cukup negatif untuk mengendapkan kation berikutnya. Selama berlangsungnya pembentukan gas hidrogen pada katoda, harga potensial praktis tetap, dan baru akan menurun jika seluruh air telah dielektrolisis. Ini berarti bahwa dalam suasana asam ion seng(II) tidak dapat direduksi. Untuk menghitung beberapa potensial yang mula-mula diperlukan, dipakai sebagai contoh elektrolisis tembaga (konsentrasi 0,10 M) dari larutan 1,0 M asam sulfat dan memakai elektroda platina. Reaksi-reaksi yang berlangsung adalah :

Katoda : Cu2+ + 2e Cu dan Anoda : 2H2O O2 + 4H+ + 4e

Dapat ditunjukkan bahwa sel ini mempunyai potensial awal sebesar -0,92 V. Selama elektrolisis, konsentrasi ion tembaga(II) menurun dan demikian juga potensial katoda. Dengan anggapan bahwa elektrolisis telah berlangsung sempurna jika sisa konsentrasi ion tembaga adalah 0,1 % dari konsentrasi awal (pengendapan kuantitatif) maka pada saat pengendapan sempurna, potensial sel menjadi -1,01 V. Dengan anggapan bahwa besar arus yang mengalir adalah 1,5 A dan tahanan sel serta memasukkan harga potensial lebih untuk baik katoda(adalah 0,5 maupun anoda, dapat dihitung besar Eapp yang diperlukan sesuai persamaan 6.1.Pada anoda, potensial lebih karena konsentrasi dapat diabaikan mengingat konsentrasi air cukup besar dan praktis tidak berubah. Sebaliknya potensial lebih kinetik (karena adanya pembentukan gas oksigen) perlu diperhitungkan, pembentukan gas oksigen dengan laju a = 0,7 V).(yang diinginkan memerlukan potensial lebih sekitar 0,7 V (Pada katoda konsentrasi mula ion tembaga(II) cukup besar, sehingga potensial lebih karena konsentrasi tidak perlu diperhitungkan. Lagi pula reaksi reduksi tembaga pada elektroda platina berlangsung cukup cepat5, sehingga tidak menimbulkan potensial lebih kinetik. Berdasrkan pengamatan-pengamatan ini maka besar potensial Eapp yang diperlukan adalah (sampai pengendapan kuantitatif) :

Eapp = -1,01 1,5 x 0,5 0,7 0,0 = -2,46 V

Dalam praktek, metoda elektrolisis ini hanya dapat dipakai untuk memisahkan ion-ion logam dengan potensial reduksi positif dari ion-ion logam dengan potensial reduksi negatif.

6.2.2 Elektrolisis dengan potensial katoda yang diaturMetoda elektrolisis pertama, tidak dipakai untuk memisahkan ion-ion logam dengan harga potensial reduksi berdekatan satu sama lain. Pemisahan secara elektrolitik tidak dapat dilakukan kecuali apabila potensial dekomposisi kedua ion logam dapat digeser cukup jauh satu sama lain (misalnya dengan pengkompleksan). Cara lain yang juga dapat dipakai adalah dengan mengatur potensial katoda; disini diusahakan bahwa penurunan potensial katoda terbatas sampai harga tertentu. Untuk keperluan ini didalam jaringan listrik ([R] pada gambar 6.2) dimasukkan sistem pembanding (umumnya EKJ) dan ujung jembatan garam diletakkan sedekat mungkin pada permukaan katoda atau elektroda kerja. Selisih potensial antara elektroda kerja dan pembanding dapat diukur dan dilakukan pengaturan potensial katoda. Cara ini memungkinkan pencegahan penurunan berlebihan potensial katoda. 6.3 Voltametri Voltametri berhubungan dengan studi pengamatan hubungan potensial-arus-waktu selama elektrolisis yang dilakukan dalam sel dimana salah satu elektroda mempunyai luas permukaan kecil dan umum dinamakan mikro elektroda, elektroda ini berfungsi sebagai elektroda kerja. Elektroda lainnya mempunyai luas permukaan relatif sangat besar. Dalam voltametri biasa dilakukan pengamatan pengaruh perubahan potensial terhadap arus yang mengalir dalam sel. Mikro elektroda dapat dibuat dari bahan emas, platida, karbon atau bahkan tetesan merkuri, yang terakhir ini dinamakan elektroda tetes raksa (ETR). Jika ETR dipakai sebagai mikro-elektroda maka teknik pengukuran dinamakan Polarografi.Rapat arus pada elektroda kerja jauh lebih besar dibandingkan dengan rapat arus pada elektroda kedua; aliran arus yang sangat kecil dalam sel praktis tidak mempengaruhi konsentrasi ion pada permukaan elektroda. Sebaliknya pada elektroda kerja terjadi penurunan konsentrasi ion akibat tereduksinya ion pada elektroda. Dengan tidak adanya pengadukan, besar kecilnya arus yang mengalir terutama dipengaruhi oleh difusi ion-ion dari induk larutan ke permukaan elektroda kerja. Arus total yang mengalir dalam sel, merupakan jumlah arus yang dibawa oleh ion-ion yang mengalami migrasi elektrolitik dan arus yang dibawa oleh ion-ion yang mengalami difusi, atau I = Im + Id. Im adalah arus migrasi dan Id adalah arus difusi. Disamping ini masih ada suatu fakta yang tidak dapat diabaikan, yaitu bahwa pengosongan lapisan elektroda mengakibatkan kenaikan dalam tahanan sel dan peningkatan potensial sesuai hukum Ohm, I.R. Untuk mengatasi hal ini ke dalam sel ditambahkan sejumlah besar elektrolit inert, misalnya larutan 0,10 M KCl. Dengan adanya elektrolit inert ini, harga tahanan sel tetap dan rendah, sedangkan arus migrasi ion yang sedang diamati praktis tidak berarti dan berlaku I = Id.

6.3.1 PolarografiSebagai elektroda kerja dipakai elektroda tetes raksa (ETR) dan untuk anoda dipakai kolam raksa/merkuri dengan luas permukaan relatif cukup besar. Kepada sel diberikan potensial dengan kenaikan harga teratur, hasil adalah kurva potensial arus. Sebagai elektrolit dipakai larutan encer analit yang dilarutkan dalam elektrolit dengan konsentrasi cukup besar. Larutan elektrolit ini dinamakan larutan elektrolit pendukung atau larutan elektrolit dasar dan berfungsi untuk menampung arus migrasi serta menaikkan hantaran larutan. Dari pengamatan kurva potensial-arus ini didapat informasi mengenai sifat dan konsentrasi materi yang diamati. Kurva potensial-arus ini memberikan gambaran grafis polarisasi elektroda tetes dan dinamakan polarogram.

6.3.2 Perlatan Dasar

Gambar 6.3 PolarografiKomponen dasar peralatan polarograf adalah :S = sumber arus searah P = potensiometer R = tahanan variabel V = alat ukur potensial G = Galvanometer ETR = elektroda kerja K = elektroda dengan luas permukaan besar = anoda Disamping peralatan ini sel dilengkapi dengan pipa penyalur gas nitrogen (memasukkan dan mengeluarkan gas N2).Dengan potensiometer P dapat diatur pemberian potensial pada sel antara 0 hingga 3 Volt. S merupakan tahanan variabel, berguna untuk mengatur kepekaan galvanometer G. Larutan elektrolit harus bebas dari gas O2, agar tidak mengganggu dalam pengamatan kurva potensial-arus. Untuk itu, kedalam larutan dialirkan gas N2 beberapa lama. Pada waktu aplikasi potensial pada sel, maka semua ion positif dalam larutan akan bergerak ke arah katoda berdasarkan :a) tarikan gaya elektrik yang terdapat antara dua partikel dengan muatan berlawanan.b) Gaya difusi, sebagai akibat gradien konsentrasi yang timbul pada permukaan elektroda. Arus total yang mengalir dalam sel dapat dianggap sebagai jumlah dari kedua jenis arus ini. Elektroda kerja terpolarisasi sempurna, dan menerima potensial hegatif yang diberikan kepadanya, harga potensial ini berangsur bertambah negatif. Hubungan potensial-arus adalah sebagai berikut :

Gambar 6.4 Hubungan potensial-arus

Misalnya dalam sel terdapat sejumlah ion logam tercampur dengan larutan pendukung, misalnya larutan 0,10 M KCl. Kepada elektroda kerja diberikan potensial mulai dari nol dan berangsur bertambah negatif. Antara A dan B harga arus praktis tetap dan mungkin saja meningkat perlahan. Mulai titik B harga arus meningkat dengan cepat sampai titik C, untuk kemudian kembali tetap sampai titik D, kecuali dalam larutan terdapat analit lain yang mulai titik D mengalami reduksi. Arus antara A dan B dinamakan arus sisa atau arus kondensor, arus C-D dinamakan arus difusi (juga dinamakan gelombang polarografi) dan bagian C-D dinamakan arus batas. Potensial pada titik B dinamakan potensial dekomposisi, Ed, mulai titik ini ion-ion logam yang sampai pada elektroda kerja mengalami reduksi pada permukaan elektroda dan berubah menjadi atom-atom logam. Kenaikan potensial antara B dan C mengakibatkan kenaikan dalam arus, mengingat bertambah banyak jumlah ion logam yang mencapai elektroda kerja sebagai akibat migrasi dan difusi dari induk larutan. Jumlah ion yang mencapai elektroda selalu lebih besar dari jumlah ion yang mengalami reduksi untuk kemudian mengendap pada permukaan elektroda. Mulai titik C laju suplai ion logam dari induk larutan sama dengan laju pengendapan logam pada elektroda. Elektroda kerja berbentuk mikro-elektroda dapat dibuat dari berbagai bahan tetapi paling umum dibuat dalam bentuk tetes merkuri yang dialirkan melalui kapiler bergaris tengah 0,05-0,08 mm dan panjang 5-9 cm, dengan tekanan 40-60 cm Hg. Dengan memakai kondisi ini secara teratur terbentuk tetes-tetes Hg pada ujung kapiler dan setelah cukup besar jatuh kedalam larutan analit. Keuntungan pemakaian merkuri sebagai elektroda adalah :1. Permukaan elektroda halus, reprodusibel dan selalu baru2. Merkuri mudah membentuk amalgam dengan hampir semua logam 3. Setiap perubahan potensial segera menghasilkan harga tetap dalam arus difusi4. Potensial lebih hidrogen pada merkuri cukup tinggi dan ini memungkinkan reduksi ion-ion logam yang biasanya sukar direduksi5. Luas permukaan tetes dapat dihitung dari berat tetes.Elektroda tetes merkuri ini dapat dipakai di daerah potensial antara +0,4 sampai kira-kira -2,0 Volt dibandingkan terhadap EKJ. Di atas +0,4 V merkuri mengalami oksidasi sedangkan mulai sekitar -1,8 V sudah dapat diamati pembentukan gas hidrogen. 6.3.3 Faktor-faktor Yang Berpengaruh Pada Arus Batas - Arus sisa : dapat disebabkan oleh adanya zat pengotor dalam larutan tetapi umum disebabkan karena dalam larutan tetes Hg ini dilapisi dengan lapisan ganda listrik sehingga menyerupai kapasitor. Untuk memberi muatan pada kapasitor ini diperlukan arus yang dinamakan arus kapasitan atau arus kondensor bersifat non-faradaik dan bertambah besar dengan meningkatnya potensial. Dalam praktek harga arus sisa ini harus dikurangkan dari jumlah total arus yang teramati. - Arus migrasi : bahan elektro-aktif dapat sampai pada elektroda melalui proses migrasi, yaitu gerakan partikel bermuatan dalam medan listrik yang disebabkan oleh adanya beda potensial antara permukaan elektroda dan larutan. Proses kedua adalah difusi yang akan dibahas dalam pasal berikut. Arus migrasi ini dapat dihilangkan jika dalam larutan ditambahkan elektrolit inert dalam jumlah besar, minimal 100 kali lebih banyak dibandingkan bahan elektro-aktif. Elektrolit inert masih mampu menghantar arus tetapi tidak bereaksi dengan bahan yang sedang diamti maupun elektroda dalam daerah potensial kerja. - Arus difusi : adanya elektrolit inert atau pendukung dalam jumlah berlebihan akan meniadakan pengaruh gaya elektrik pada ion-ion yang sedang diamati. Dengan memakai kondisi kerja seperti ini, maka arus batas praktis hanya terdiri atas arus difusi. Faktor-faktor yang berpengaruh pada arus difusi telah dipelajari oleh likovic dan dihimpun dalam persamaan berikut : Id = 607 n D1/2m2/3t1/6 Cpersamaan ini juga dikenal sebagai persamaan likovic. Id = arus difusi rata-rata dalam mikro-amper selama hidup tetesD = koefisien difusi (cm2det-1) spesies yang mengalami reduksi atau oksidasi n = jumlah mol elektron terpakai pada reduksi 1 mol spesies m = laju alir Hg dari ETR (mg/det) t = waktu tetes dalam detikC = konsentrasi dinyatakan dalam mmol/L Metoda polarografi dapat dipakai untuk keperluan analisis kualitatif dan kuantitatif. Untuk analisis kualitatif diperlukan besaran yang dinamakan potensial-tengah gelombang, E1/2 (lihat Gambar 6.4). ini adalah harga potensial yang diperlukan untuk mencapai titik tengah gelombang. Untuk setiap ion logam harga potensial tengah- gelombang ini berbeda satu sama lain, disamping ini harga potensial-tengah gelombang ini juga bergantung pada jenis elektrolit pendukung yang dipakai.Untuk keperluan analisis kuantitatif dipakai besaran tinggi gelombang (h pada Gambar 6.4). Tinggi gelombang diukur sebagai selisih antara arus batas dan arus sisa, tinggi gelombang dinyatakan dalam besaran arus dan adalah sebanding dengan konsentrasi ion logam yang diamati. Keadaan ini sesuai dengan persamaan likovic, karena persamaan ini dalam bentuk sederhana dapat ditulis sebagai :Id = k C, karena selama pengukuran selalu dipakai kapiler yang sama dan analit yang sama. Ini berarti berarti bahwa perkalian (m2/3 x t1/6) adalah konstan, demikian juga harga D (koefisien difusi) dan n (jumlah mol elektron terlibat). Semua tetapan ini dapat diganti oleh satu tetapan baru, k. Analisis polarografik dapat dipakai baik untuk senyawa anorganik maupun senyawa organik.

C. LatihanBerapa potensial elektroda untuk setengah sel yang terdiri dari suatu logam Cu yang dicelupkan kedalam larutan Cu 2+ 0,05 M?

D.Petunjuk jawaban soal latihanUntuk menjawab soal latihan, pelajari uraian yang sudah disajikan dalam bab ini.

E. RangkumanPada metoda elektrolisis, reaksi kimia dilangsungkan dengan pertolongan arus listrik, yang dibiarkan mengalir melalui larutan elektrolit dalam jangka waktu tertentu. Dengan mengethui besar arus dalam Amper dan jumlah waktu dalam detik dapat dihitung jumlah kuantitas listrik, dinyatakan dalam Coulomb, yang diperlukan untuk melangsungkan reaksi kimia. Untuk mereaksikan zat sebanyak satu ekivalen diperlukan kuantitas listrik sebanyak satu Faraday, yaitu kuantitas listrik setara dengan yang dibawa oleh satu mol elektron.Pada metoda elektrogravimetri, unsur yang ditentukan diendapkan secara elektrolitik pada elektroda sesuai. Berbeda dengan analisis gravimetri, endapan tidak perlu disaring dan pengendapan bersama dapat dihindari, asal telah diatur dengan cermat kondisi pengendapannya. Pengendapan elektrolitik diatur oleh baik hukum Ohm maupun hukum Faraday. Sel elektrolitik adalah sebuah sel elektrokimia yang terdiri atas dua buah elektroda dan satu atau lebih larutan elektrolit ditempatkan dalam wadah sesuai. Sel ini dapat mensuplai energi listrik ke sebuah sistem eksternal dan dinamakan sel voltaik atau galvanik. Jika energi listrik disuplai dari sumber luar dan dialirkan melalui sebuah sel, maka sel ini dinamakan sel elektrolitik. Metode pemisahan elektrolitik lainnya contohnya elektrolisis dengan arus tetap dan elektrolisis dengan potensial katoda yang diatur.Voltametri berhubungan dengan studi pengamatan hubungan potensial-arus-waktu selama elektrolisis yang dilakukan dalam sel dimana salah satu elektroda mempunyai luas permukaan kecil dan umum dinamakan mikro elektroda, elektroda ini berfungsi sebagai elektroda kerja. Elektroda lainnya mempunyai luas permukaan relatif sangat besar. Dalam voltametri biasa dilakukan pengamatan pengaruh perubahan potensial terhadap arus yang mengalir dalam sel.

F. Tes Formatif1. Jelaskan apa yang dimaksud dengan metode elektrolisis?2. Jelaskan apa yang dimaksud dengan analisis elektrogravimetri?3. Jelaskan sel elektrolitik.4. Sebutkan contoh metode pemisahan elektrolitik.5. Jelaskan apa yang dimaksud dengan analisis voltametri.

G. Umpan Balik dan Tindak LanjutUntuk mengetahui tingkat keberhasilan anda dalam menjawab soal-soal yang ada, bandingkan hasil jawaban anda dengan kunci jawaban dibagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar, kemudian gunakan rumus di bawah untuk mengetahui tingkat penguasaan anda terhadap materi ini, rumus :

Tingkat Penguasaan = Jumlah jawaban yang benar x 100 %Jumlah soal tes formatif

Arti tingkat penguasaan yang anda capai ;90 % - 100 % = Baik Sekali 80 % - 90 % = Baik 70 % - 80 % = Sedang< 69 % = Kurang

Jika anda mencapai tingkat penguasaan 80 % ke atas. Anda dapat melanjutkan kegiatan belajar selanjutnya. Tetapi jika tingkat penguasaan anda masih dibawah 80 % sebaiknya anda mengulang kegiatan belajar ini dengan sungguh-sungguh, terutama bagian yang anda belum anda kuasai.

H. Jawaban Tes Formatif1. Pada metoda elektrolisis, reaksi kimia dilangsungkan dengan pertolongan arus listrik, yang dibiarkan mengalir melalui larutan elektrolit dalam jangka waktu tertentu. Dengan mengethui besar arus dalam Amper dan jumlah waktu dalam detik dapat dihitung jumlah kuantitas listrik, dinyatakan dalam Coulomb, yang diperlukan untuk melangsungkan reaksi kimia.2. Pada metoda elektrogravimetri ini, unsur yang ditentukan diendapkan secara elektrolitik pada elektroda sesuai. Berbeda dengan analisis gravimetri, endapan tidak perlu disaring dan pengendapan bersama dapat dihindari, asal telah diatur dengan cermat kondisi pengendapannya. 3. Sel elektrolitik adalah sebuah sel elektrokimia yang terdiri atas dua buah elektroda dan satu atau lebih larutan elektrolit ditempatkan dalam wadah sesuai. Sel ini dapat mensuplai energi listrik ke sebuah sistem eksternal dan dinamakan sel voltaik atau galvanik.4. Metode pemisahan elektrolitik contohnya elektrolisis dengan arus tetap dan elektrolisis dengan potensial katoda yang diatur.5. Voltametri merupakan metode analisis yang berhubungan dengan studi pengamatan hubungan potensial-arus-waktu selama elektrolisis yang dilakukan dalam sel dimana salah satu elektroda mempunyai luas permukaan kecil dan umum dinamakan mikro elektroda, elektroda ini berfungsi sebagai elektroda kerja.

I. Daftar Pustaka

Hadisoebroto, D.N, 1990. Dasar-Dasar Analisis dan Pemisahan Kimia, Bandung, FMIPA ITB.Skoog, D.A, 1980. Principles of Instrumental Analysis. Tokyo: Holf Saunders Editions.Skoog, D.A, 1982. Fundamental of Analytical Chemistry New York: Holtz Saunders Company.Soebagio, dkk., 2003. Kimia Analitik II, Malang. Universitas Negeri Malang.

PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS1.Hukum Faraday I"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".Rumus:m = e . i . t / 96.500q = i . tm = massa zat yang dihasilkan (gram)e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensii = kuat arus listrik (amper)t = waktu (detik)q = muatan listrik (coulomb)

2.Hukum Faraday II"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."Rumus:m1 : m2 = e1 : e2m = massa zat (garam)e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

Contoh:Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (OC, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).Jawab:CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-a.massa tembaga:m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram

b.m1 : m2 = e1 : e2mCu : mO2 = eCu : eO23,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/43,125 : mO2 = 31,25 : 8mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 grammol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 molvolume O2 (0C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter