voltameter tembaga

download voltameter tembaga

of 28

  • date post

    07-Dec-2014
  • Category

    Documents

  • view

    149
  • download

    5

Embed Size (px)

Transcript of voltameter tembaga

http://fredi-36-a1.blogspot.com/2009/12/voltameter-tembaga.html VOLTAMETER TEMBAGAFriday, 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 Teori Pada 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 logamyang 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/Galvani 1. terjadi penubahan : energi kimia energi listrik 2. anode = elektroda negatif (-) 3. katoda = elektroda positif (+)

2. Sel Elektrolisis 1. terjadi perubahan : energi listrik energi kimia 2. anode = elektroda positif (+) 3. katoda = elektroda neeatif (-) KONSEP-KONSEP SEL VOLTA Sel Volta 1. Deret Volta/Nerst a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au b. Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi 2. Prinsip 1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; Katoda terjadi reaksi reduksi 2. Arus elektron : anoda katoda ; Arus listrik : katoda anoda 3. Jembatan garam: menyetimbangkan ion-ion dalam larutan MACAM - MACAM SEL VOLTA 1. 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 air 2 H2O + 2 e- basa + H2(g) direduksiion-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 as b. Anoda bukan : Pt atau C reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau senyawa 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+ + SO42H2O H+ + OHElektrolit: Na2SO4 2Na+ + SO42H2O H+ + OHTindak balas di anod (Elektrod positif) 4OH- 2H2O + O2 + 4e Pengoksidaan Tindak balas di anod (Elektrod negatif) Zn Zn2+ + 2e Pengoksidaan Tindak balas di katod ( Elektrod negatif) Cu2+ + 2e Cu Penurunan Tindak balas di katod ( Elektrod positif) 2H+ + 2e H2 Penurunan

PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS 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 / 96.500 q=i.t m = massa zat yang dihasilkan (gram) e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi i = 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 : e2 m = massa zat (garam) e = berat ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi Hukum 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 listrik 1 e (konstanta muatan listrik partikel) adalah sama dengan 1 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 CuSO4 2. Pelat tembaga 5 buah 3. Amperemeter 10 A 4. Sumber arus Dc 5. Penghambat geser 15 ohm 6. Stopwatch 7. Kabel penghubung 8. Timbangan 9. 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 Pengamatan

Data berat katoda Berat kat