BAB I

PENDAHULUAN

1.1. Latar Belakang

Reaksi kimia terutama reaksi oksidasi – reduksi

dapat terjadi di berbagai sistem kimia. Sebagai contoh

adalah pembentukan karat pada besi, aksi cairan pemutih

pada noda dan pemurnian. Pemurnian merupakan salah satu

contoh reaksi elektrokimia terutama elektrolisis.

Karena dalam proses pemurnian dibutuhkan sumber listrik

untuk mengendapan larutan emas atau perak untuk

melapisi logam emas atau perak. Dalam hal ini energi

listrik diubah menjadi energi kimia. Pada proses

pemurnian, terjadi reaksi redoks (reduksi oksidasi).

Dari proses pemurnian itu dapat diketahui berapa

endapan logam menggunakan sebuah alat voltameter.

Dengan menggunakan dua jenis bahan yang digunakan kita

harus mengetahui E sel terlebih dahulu. Voltameter

sesuai dengan namanya yaitu endapan pada katoda,

voltameter tembaga.

Percobaan ini menggunakan prinsip dari Hukum

Faraday dalam bidang elektrolisis. Dengan ini,

diharapkan praktikan bisa memahami kegunaan voltameter

dan mengukur E sel dengan voltameter.

1.2. Permasalahan

Permasalahan dari percobaan ini adalah bagaimana

menentukan keseksamaan dari penunjukkan jarum

amperemeter dengan menggunakan voltameter tembaga.

1.3. Tujuan

Tujuan dari percobaan ini adalah menentukan

keseksamaan dari penunjukkan jarum amperemeter dengan

menggunakan voltameter tembaga.

BAB II

DASAR TEORI

2.1. Hukum Ohm dan Satuan Listrik

Kuat arus listrik yang mengalir melalui suatu

penghantar yaitu jumlah muatan listrik yang mengalir

per detik ditentukan oleh perbedaan potensial yang

melewati penghantar dan oleh tahanan yang diberikan

oleh penghantar kepada arus. Menurut Hukum Ohm,

hubungan antara ketiga besaran tersebut adalah

I=VR……………………………………..(2.1)

(Sears, 1982)

2.2. Hantaran listrik

Aliran listrik yang selalui melalui suatu konduktor

melibatkan perpindahan elektron – elektron dari titik

dengan potensial negatip yang lebih tinggi ke yang

lebih rendah. Tapi mekanismenya tidak sama untuk semua

konduktor. Dalam konduktor listrik dilakukan oleh

perpindahan langsung elektron – elektron melalui

penghantar karena pengaruh tegangan yang digunakan.

Disini atom atau ion – ion bersifat penyusun konduktor

tidak terlibat dalam proses, kecuali vibrasi untuk

posisi kesetimbangan, zat – zat ini tetap diam.

Sebaliknya dalam konduktor elektrolit yang termasuk

larutan elektrolit kuat dan lemah, perpindahan ini

tidak hanya melibatkan perpindahan listrik dari satu

elektrode ke elektrode yang lain. Tapi juga suatu

perpindahan zat dari suatu bagian konduktor ke bagian

lainnya.

Selanjutnya arus mengalir dalam konduktor

elektrolit selalu disertai oleh perubahan kimia pada

elektrode yang sangat karakteristik dan spesifik untuk

zat – zat yang bergabung dengan konduktor dan

elektrode. Sifat khas lainnya adalah konduktor

elektrolitik selalu turun jika suhu dinaikkan sedangkan

konduktor listrik naik dengan kenaikan suhu. proses

dari arus yang melalui suatu konduktor elektrolitik

dengan diikuti perubahan kimia dan perpindahan listrik

disebut elektrolisis, dapat disimpulkan bahwa :

1. Elektron – elektron masuk dan meninggalkan larutan

melalui perubahan kimia pada elektrode.

2. Elektron – elektron melalui larutan oleh

perpindahan ion – ion.

Elektron yang masuk dan meninggalkan larutan jumlahnya

sama. Ini dapat dibuktikan dengan Hukum Faraday yang

berlaku pada elektrolit (Narkanti, 1985).

2.2.1. Sel Elektrolisis

Pada sel elektrolisis ini arus listrik

menghasilkan elektrolisis atau reaksi kimia. Pada sel

ini elektrode negatip disebut dengan katoda dan

elektode positip disebut anode. (frank, 2005)

2.2.2. Sel galvani

Pada sel ini elektrode negatip disebut anode

sedangkan elektrode positip disebut katode. Misalnya

pada sel kering baterai.

Pada anode : Zn Zn2+ + 2e

Pada katode : 2 NH4+ + 2e 2 NH3 + H2

Reaksi total : Zn + 2 NH4+ Zn2+ + 2 NH3 + H2

Pada sel kering jenis ini disebut sel primer, sel – sel

ini tidak reversibel. (Atkins, 1990)

2.3. Hukum Faraday

Reaksi kimia yang terjadi selama elektrolisis pada

anoda tidak perlu ada pengendapan ion tetapi mungkin

reaksi oksidasi misalnya larutan logam atau oksidasi

ion ferro menjadi ion ferri. Begitu pula reaksi pada

katode mungkin merupakan reduksi ion stani menjadi ion

stano.

Faraday menemukan bahwa massa suatu zat yang

terlibat dalam reaksi pada electrode berbanding

langsung dengan jumlah muatan listrik yang melalui

larutan. Hukum ini disebut Hukum Faraday I

Hukum ini digunakan pada elektrolisis leburan

maupun larutan elektrolit dan tidak tergantung kepada

suhu. Tekanan, atau jenis dari solven sepanjang jenis

solven ini melancarkan ionisasi zat terlarut. Dari

Hukum Faraday I dapat dihitung untuk mengendapkan satu

berat ekuivalen Ag. Satu coulomb absolut mengendapkan

0,001117979 Ag dan massa yang terendapkan berbanding

langsung dengan jumlah listrik, jumlah coulomb yang

diperlukan untuk pengendapan dari 1 gram atom Ag

107,870 adalah = 96487 coulomb absolut. (Sears, 1982)

2.4. Hukum Faraday II

Massa dari zat – zat yang berbeda yang dihasilkan

selama elektrolisis berbanding lurus dengan berat

equivalennya. Hukum Faraday berbunyi muatan listrik

yang berjumlah sama akan dihasilkan secara kimia,

berjumlah ekivalen dari semua zat yang dihasilkan dalam

proses. Jadi 96487 coulumb akan menghasilkan satu berat

ekivalen zat lain. Simbol F adalah jumlah muatan

listrik. Untuk perhitungan biasa 1 F = 96500 coulumb.

Dengan menggunakan Hukum Faraday, berat hasil

primer yang terbentuk dalam proses elektrolisis dapat

dihitung sangat sederhana dari kuat arus dan waktu yang

diperlukan untuk melaluinya.

Hukum Faraday dapat digunakan untuk menentukan

jumlah muatan listrik yang melalui suatu rangkaian oleh

pengamatan perubahan kimia yang dihasilkan oleh arus

yang sama dalam suatu sel elektrolisis yang sesuia. Sel

yang digunakan untuk tujuan ini disebut coulometer.

Coulometer ditempatkan dalam suatu rangkaian seri

dengan alat dan dibiarkan tetap disitu selama arus

mengalir. Kemudian alat tersebut dipindahkan dan

perubahan kimia yang dihasilkan oleh arus itu

ditentukan dengan alat – alat yang sesuai. Coulometer

Ag biasanya dihunakan untuk pekerjaan yang teliti.

(Keenan, 1976)

2.5. Jenis Penghantar ( Konduktor )

Zat – zat dapat dibedakan menjadi dua, yaitu

penghantar ( konduktor ) dan bukan penghantar

( isolator ). Batas keduanya tidak tegas bila dilihat

dari tahanan jenisnya yaitu ρ. Tahanan jenis adalahtahanan zat dengan panjang cm, luas penampang cm2.

Makin kecil ρ, maka semakin baik sifat konduksinya.Aliran listrik adalah aliran elektron dari daerah yang

mempunyai densitas elektron yang tinggi ke daerah yang

mempunyai densitas elektron lebih rendah. Berdasarkan

mekanisme aliran listrik melalui penghantar, maka

penghantar dibagi menjadi 2 yaitu :

1. Penghantar elektronik yaitu logam, logam lebur,

garam – garaman seperti CuS dan CdS

2. Penghantar elektrolitik yaitu elektrolit kuat,

elektrolit lemah, garam lebur, garam padat

misalnya AgNO3 dan NaCl.

Pada penghantar elektronik, tahanan jenisnya naik bila

suhu naik, aliran listrik dibawa oleh elektron, zatnya

diam. Atom atau ion – ion yang bersifat penyusun

penghantar tidak terlibat dalam proses, hanya mengalami

vibrasi dalam posisi kesetimbangan. (Narkanti, 1985)

Pada penghantar elektrolitik, aliran listrik

dibawa oleh ion – ion, aliran listrik diikuti reaksi –

reaksi kimia, tahanan jenisnya turun bila suhu naik,

dan terjadi perpindahan elektron dengan perpindahan ion

– ion positip maupun negatip ke arah elektrode (Atkins,

1990).

2.6. Mekanisme Hantaran Elektrolitik

Hantaran listrik dalam larutan elektrolitik

diikuti dengan reaksi – reaksi kima. Peristiwa ini

disebut elektrolisis. Dalam hal ini elektron dalam

larutan dibawa oleh ion – ion, sedangkan elektron

masuk dan keluar dari larutan melalui reaksi – reaksi

kimia pada elektrode. Misalnya suatu sel terdiri dari

dua elektrode di dalamnya, kawat platina dihubungkan

dengan sumber arus B dan dicelupkan ke dalam larutan

encer NaCl. Elektrode C dihubungkan dengan bagian

negatip dari B yang disebut katode. Sebaliknya

elektrode A dihubungkan dengan bagian postip dari

baterai yang disebut anode. (Riyania, 2012)

Dalam larutan didapat Na+ dan Cl-, dan juga

beberapa H+ dan OH- berhubung adanya ionisasi air. Jika

rangkaian tertutup dan arus melalui larutan, didapat

gas klor menuju ke anoda dan gas H2 menuju ke katoda.

Sedangkan NaOH terbentuk dalam larutan dan berdekatan

dengan katoda. Elektron masuk ke dalam larutan pada

katode C, bergabung dengan H+ dalam larutan membentuk H

sebagai atom tunggal. Dua atom hidrogen yang datang ke

elektrode bergabung, kemudian membentuk molekul H2 yang

meninggalkan elektrode sebagai gas. Reaksi yang terjadi

:

2H+ + 2e 2H

2H H2 (gas)

Tiap ion Cl- memberi elektron satu kepada elektrode.

Elektron ini mengalir melalui rangkaian luar elektrode

ke sumber potensial, sedang atom Cl bergabung dengan

atom Cl yang lain dan membentuk gas Cl2 yang lepas.

Reaksinya adalah :

2Cl- 2 Cl + 2e

2Cl Cl2

Disini dapat dilihat, bahwa dua elektron dipindahkan

dari katoda membentuk molekul H2 dan dua elektron dari

anoda membentuk molekul Cl2. Hasil akhirnya adalah

perpindahan dua elektron dari katoda ke anoda. Jumlah

arus yang dibawa Q ekivalen, bilangan transport ion H+

adalah t+

Q ¿ V.C1000.Q……………………………..(2.2)

t−¿=1−t+¿ ¿¿ ……………………….…...(2.3)

Bilangan transport kation dari larutan elektrolit

encer bervariasi dengan konsentrasi, tetapi tidak

terlalu tidak besar. Menurut aturan, bilangan transport

yang besar harganyaq dalam larutan encer naik dengan

kenaikkan konsentrasi, sedangkan turun harganya dengan

penurunan konsentrasi. (Riyania, 2012)

2.7. Daya Hantar Larutan Elektrolit.

Tahanan larutan elektrolit terhadap arus lewat

dapat ditentukan dengan hukum Ohm sebagaimana

konduktor. Disini dibicarakan daya hantar yaitu

kebalikan dari tahanan. Seperti diketahui tahanan suatu

konduktor R dirumuskan sebagai berikut :

R=ρ lA………………………………….(2.4)

Harga ρ tergantung dan karakteristik menurut sifat

penghantar ( konduktor ). Dari persamaan diatas dapat

diketahui :

L=1R…………………………………….(2.5)

L=Aρl……………...……………………(2.6)

L=Ls Al………………………………...(2.7)

(Narkanti, 1985)

Dimana Ls = 1ρ yaitu daya hantar spesifik . jumlahnya

dianggap sama dengan daya hantar dari 1 cm3 bahan dan

dinyatakan dengan mho persentimeter. Penghantar ( daya

hantar ) ekivalen dari elektrolit adalah daya hantar

dari satu volume larutan yang berisi satu berat

ekivalen dari zat yang larut jika ditempatkan diantara

2 elektrode yang paralel dengan jarak 1 cm dan cukup

luas berisi oleh semua larutan. (Keenan, 1976)

BAB III

METODOLOGI PERCOBAAN

3.1. Alat dan Bahan

Alat yang digunakan pada percobaan ini adalah

voltameter tembaga dengan perlengkapannya 1 set,

amperemeter 1 buah, timbangan analis 1 set, tahanan

geser 1 buah, adaptor 1 buah, stopwatch 1 buah, dan

tahanan variable 10 x 10 satu buah.

3.2. Langkah Kerja

Gambar 1. Rangkaian Peralatan Percobaan untuk L2

Dirangkai alat seperti gambar 1. Dihitung arus

maksimum, dengan mengukur luas permukaan katoda bila

kepadatan arus 0,01 – 0,02 A/cm2. Dibersihkan elektroda

dengan kertas gosok, ukur massa elektroda dengan neraca

analitis. Digunakan i tentukan dengan mengatur Rv.

Dicatat harga amper meter dan usahakan harga i tetap

dengan mengatur Rg. Setelah ± 10 menit, diputus aliran

listrik lalu dikeringkan katoda dan ditimbang massa

endapan yang menempel pada katoda. Percobaan ini

diulang 5 kali dengan selang waktu yang sama. Kemudian

percobaan diulangi menggunakan arus amper meter yang

lain.

BAB IV

ANALISA DATA DAN PEMBAHASAN

4.1. Analisa Data

Percobaan ini menggunakan variasi dua katoda yaitu

tembaga 1 dan tembaga 2. Dari percobaan ini, dihasilkan

data sebagai berikut

Tabel 1. Data Percobaan dengan Katoda Tembaga 1

No I ( A ) Massa endapan ( gram) t ( sekon)1 0.3 5.7

3002 0.3 5.63 0.35 6

Tabel 2. Data Percobaan dengan Katoda Tembaga 2

No I ( A ) Massa endapan ( gram ) t ( sekon )

1 0.4 7.83002 0.35 10.6

3 0.39 10.5

4.2. Perhitungan

4.2.1. Perhitungan Secara Empiris

Pada percobaan ini bertujuan untuk menentukan

keseksamaan dari penunjukkan jarum amperemeter dengan

menggunakan voltameter tembaga, sehingga dalam

perhitungan ini adalah mencari arus secara empiris dan

membandingkan arus yang ditunjuk pada amperemeter.

Percobaan ini menggunakan tembaga sebagai katoda,

sehingga bilangan ekivalensinya adalah 0.329 mgC .

Perhitungan dibawah ini menggunakan sampel dari

percobaan menggunakan katoda tembaga 2 dengan arus yang

ditunjukkan adalah 0.4 A.

Diketahui : massa endapan ( G ) = 7.8 g

= 7800 mg

Waktu = 300 s

a = 0.329 mgCditanya : I ?

dijawab : I¿ Ga.t

I = 78000.329.300

I = 78.78 A

4.2.2. Keseksamaan Arus secara Empiris dengan Teoritis

Berdasarkan contoh perhitungan di atas, dapat

dilihat perbedaan yang besar. Arus yang ditunjukkan

oleh amperemeter adalah 0.4 A, sedangkan pada

perhitungan arusnya adalah 78.78 A.

4.2.3. Perhitungan Keseluruhan

Berdasarkan contoh perhitungan diatas, terjadi

ketidaksamaan arus yang terdapat pada amperemeter dan

pada perhitungan. Berikut ini adalah perhitungan dari

semua data yang diperoleh dari percobaan.

Tabel 3. Perhitungan Arus dengan Katoda Tembaga 1.

Tabel 4. Perhitungan Arus dengan Katoda Tembaga 2

No

I

( A )

Massa Endapan

( mg)

t

( sekon

)

I

empiris

( A )1 0.3 5700 300 57.680632 0.3 5600 300 56.668693 0.35 6000 300 60.71645 Rata -

rata

0.3166

67  5766.667 300 58.35526no

I ( A

)

Massa ( mg

)

t

( sekon

)

I empiris (

A )1 0.4 7800 300 78.931392 0.35 10600 300 107.26573 0.39 10500 300 106.2538Rata -

rata 0.38 9633.333 300 97.48364

4.3. Pembahasan

Percobaan ini bertujuan untuk menentukan

keseksamaan dari penunjukkan jarum amperemeter dengan

menggunakan voltameter tembaga. Prinsip kerja pada

percobaan ini adalah menggunakan sel elektrolisis

dimana energi listrik diubah menjadi energi kimia.

Energi listrik berasal dari alat yang dihubungkan oleh

sumber aliran listrik. Sedangkan hasilnya berupa energi

kimia yaitu terjadi endapan pada katoda tembaga. Hal

ini berdasarkan adanya reaksi oksidasi – reduksi pada

anoda dan katoda yang dapat dituliskan seperti

berikut :

Katoda : Cu2+ + 2e Cu

Anoda : Cu Cu2+ + 2e

Hal ini dikarenakan tembaga sebagai elektrode non inert

sehingga dapat ikut bereaksi dalam elektrolisis di

katoda dan di anoda. Endapan yang terbentuk di katoda

karena dari reaksi diatas terbentuk tembaga sehingga

berat katoda bertambah yang membentuk endapan.

Sedangkan di anoda, massa tembaga semakin berkurang

karena tembaga diubah menjadi ion – ion tembaga. Namun

ion tembaga tersebut akan diikat oleh ion SO42- sehingga

tidak akan kelebihan ion dalam reaksi tersebut.

Percobaan ini menggunakan 3 lempengan tembaga yang

dihitung luas yang tercelup untuk mengetahui arus

maksimum yang akan terjadi. Kepadatan arus yang

digunakan adalah 0.02 pada setiap lempengan tembaga.

Alat yang digunakan pada percobaan ini adalah

amperemeter, hambatan variable, hambatan geser,

peralatan voltameter, dan power supply. Amperemeter

berfungsi untuk mengukur arus listrik yang ditimbulkan

pada alat voltameter. Power supply berfungsi untuk

mengatur aliran listrik yang akan digunakan pada

voltameter. Hambatan geser dan hambatan variable

berfungsi mengatur arus listrik yang akan masuk ke

peralatan voltameter agar tidak berlebihan karena dapat

merusak lempengan tembaga yang digunakan.

Percobaan ini menggunakan 2 variasi katoda, yaitu

tembaga 2 dan tembaga 1. Percobaan ini memakai waktu

selama 5 menit dan pengulangan sebanyak 3 kali. Massa

tembaga 1 adalah 79.5 g dengan luas yang tercelup

adalah 28.7 cm2, sedangkan massa tembaga 2 adalah 77.7

g dengan luas yang tercelup adalah 31.59 cm2.

Berdasarkan percobaan yang dilakukan, diketahui

arus yang ditimbulkan oleh katoda berbeda menghasilkan

arus yang berbeda pula. Untuk tembaga 1, arus yang

dihasilkan pada amperemeter berkisar 0.3 – 0.35 A.

sedangkan tembaga 2, arus yang dihasilkan oleh

amperemeter berkisar 0.3 – 0.4 A. namun setelah

dilakukan perhitungan untuk mencari keseksamaan,

terdapat perbedaan yang cukup besar. Untuk tembaga 1,

menghasilkan arus rata – rata 58.35526 A sedangkan

tembaga 2 menghasilkan arus rata – rata 97.48364 A. hal

ini disebabkan oleh beberapa faktor.

Saat menimbang lempeng tembaga, pencatatan nilai

massa kurang teliti untuk pembulatan angka dibelakang

koma. Saat lempeng tembaga selesai dihitung endapan

yang dihasilkan dan akan digunakan kembali, massanya

tidak dihitung kembali karena saat penghamplasan

lempeng tembaga bisa mengurangi massa lempeng tembaga

sebelumnya atau bisa menambah massanya sehingga terjadi

ketidakakuratan data yang diambil.

Ketika waktu yang digunakan 5 menit, terkadang

waktu tidak pas 5 menit bahkan lebih dari 5 menit. Hal

ini yang membuat penghitungan arus menjadi sangat

besar.

Hal ini dapat disimpulkan bahwa terjadi

ketidakseksamaan arus yang timbul pada amperemeter

dengan perhitungannya menggunakan Hukum Faraday. Arus

rata – rata yang ditimbulkan amperemeter untuk tembaga

1 dan 2 adalah 0.316667 A dan 0.38 A. Sementara

berdasarkan hasil perhitungan, arus yang dihasilkan

oleh tembaga 1 dan tembaga 2 adalah 58.35526 A dan

97.48364 A.

BAB V

KESIMPULAN

Berdasarkan percobaan yang telah dilakukan, dapat

disimpulkan sebagai berikut :

1. Katoda yang digunakan berbeda akan menghasilkan

arus yang berbeda pula.

2. Terjadi ketidakseksamaan antara arus yang

ditunjukkan oleh amperemeter dengan perhitungan

yang dilakukan.

3. Untuk Tembaga 1, arus yang ditunjukan oleh

amperemeter adalah 0.316667 A dan arus berdasarkan

perhitungan adalah 58.35526 A

4. Untuk Tembaga 2, arus yang ditunjukkan oleh

amperemeter adalah 0.38 A dan arus berdasarkan

perhitungan adalah 97.48364 A.

LAMPIRAN RALAT MASSA

1. Ralat Massa untuk Tembaga 1

Percobaa

n ke

Massa

( m )(m−m ) (m−m )2

1 5700 -

66.6667

4444.444

2 5600 -

166.667

27777.78

3 6000 233.333

3

54444.44

(m )= 5766.667 ∑ (m−m )2 =

86666.67

Ralat Mutlak = [∑ (m−m )2

n(n−1) ]12

∆ = 120.185

Ralat Nisbi = ∆rata−rata x 100%

I = 2.084134 %

Keseksamaan = 100% - I

= 97.91587 %

2. Ralat Massa untuk Tembaga 2

Percobaan

ke

Massa ( m

)(m−m ) (m−m )2

1 7800 -1833.33 3361111

2 10600 966.6667 934444.4

3 10500 866.666 751111.1

(m )= 9633.333 ∑ (m−m )2 = 5046667

Ralat Mutlak = [∑ (m−m )2

n(n−1) ]12

∆ = 917.1211

Ralat Nisbi = ∆rata−rata x 100%

I = 9.520288%

Keseksamaan = 100% - I

= 90.47971 %

DAFTAR PUSTAKA

Atkins, P. (1990). Physics Chemistry. Jakarta: Erlangga.

Frank. (2005). Principles of Physics Chemistry. New Jersey:

Hortcout Inc.

Keenan, C. W. (1976). General College Chemistry. New York:

Harper and Row

Inc.

Narkanti. (1985). Kimia Fisika 1. Surabaya: ITS Press.

Riyania. (2012). Konsep Inti Kimia Fisika. Yogyakarta: Adi

Tama Bersama.

Sears, Z. (1982). University Physics. New York: Addison -

Wesley Publishing

Company Inc.