LAPORAN PRAKTIKUM

KIMIA FISIKA II

SEL ELEKTROLISIS

Selasa, 21-April-2014

Disusun Oleh :

Yasa Esa Yasinta

1112016200062

Kelompok : 5

Gilang Yudha Pratama

Risky Hari Setiawan

Savira Aulia

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

JURUSAN PENDIDIKAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

FAKULTAS ILMU TARBIYAH DAN KEGURUAN

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI SYARIF HIDAYATULLAH

JAKARTA

2014

I. ABSTRAK

Telah dilakukan percobaan tentang sel elektrolisis, elektrolisis adalah

peristiwa penguraian elektrolit oleh arus listrik searah denganmenggunakan dua

macam elektroda. Elektroda tersebut adalah katoda (elektroda yang

dihubungkan dengan kutub negatif) dan anoda (elektroda yang dihubungkan

dengan kutub positif).

Sebelum memulai praktikum terlebih dahulu mengamplas elektroda Cu,

bertujuan untuk membersihkan kotoran yang menempel pada elektroda tsb.

Kemudian merangkai alat seperti yang terlihat pada gambar dan lakukan

pengukuran arus dan tegangan pada suhu 300 C, 500 C, 700 C selama dua

menit.

II. PENDAHULUAN

Sel elektrolisis adalah sel dimana energy listrik digunakan untuk reaksi

kimia. Sel ini kebalikan dari sel galvanic. E.m.f yang diperlukan untuk

berlangsungnya proses ini akan lebihtinggi daripada e.m.f yang dihasilkan oleh

reaksi kimia, dan ini didapat dari lingkungannya (SK DOGRA,S DOGRA,

2009, 511)

Reaksi kimia spontan menghendaki ΔG menjadi negative. Apabila e.m.f

sel adalah positif, maka ini adalah sel galvanic. Keseimbangan akan terjadi bila

ΔG dan E sama dengan nol. Reaksi dengan nilai E yang lebih positif akan terjadi

lebih dahulu daripada reaksi-reaksi dengan e.m.f yang kepositifannya lebih

rendah. (SK DOGRA,S DOGRA, 2009, 511)

Elektrokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari

hubungan antara reaksi kimia dan aliran listrik. Aliran listrik merupakan

sesuatu yang bemuatan seperti elektron. Reaksi yang berhubungan dengan

adanya aliran electron adalah reaksi yang melibatkan pelepasan dan penerimaan

lektron atau yang kita kenal dengan reaksi oksidasi dan reduksi atau reaksi

redoks. Sel elektrokmia terdiri dari sepasang elektroda yang dicelupkan ke

dalam suatu lelehan atau larutan ion dan dihubungkan dengan penghantar

logam pada rangkaian luar (Hendrawan,SriMulyani, 1986, 113).

Reaksi sebaliknya dari sel Daniell yakni reaksi Zn2+(aq) + Cu(s) →

Zn(s) + Cu2+(aq) adalah reaksi redoks yang tidak spontan. Reaksi tersebut

dapat terjadi jika pada sel Daniell diterapkan beda potensial listrik dari luar

yang besarnya melebihi potensial sel Daniell. Dengan demikian aliran electron

pada rangkaian luar dan aliran ion-ion dalam larutan elektrolit berlawanan

dengan aliran ion dan electron pada sel Daniell sebagai sel volta

(Hendrawan,SriMulyani, 1986, 117).

Jadi dari gambaran diatas dapat kita lihat bahwa sel elektrolisis tidak

selalu terjadi dalam satu wadah dengan satu elektrolit dan dua elektroda yang

sama, tetapi dapat juga terjadi dalam dua wadah dengan dua elektroda yang

berbeda. (Hendrawan,SriMulyani, 1986,118).

Dalam suatu sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif antara jumlah

muatan listrik yang digunakan dengan jumlah reaktan maupun hasil reaksi, oleh

Faraday dirumuskan seperti

w =eit

96500

dengan w, e, i, dan t masing-masing menyatakan jumlah gram zat dalam reaksi,

bobot ekivalen zat, jumlah arus listrik yang digunakan dalam ampere, dan

waktu elekrtolisis yang dinyatakan dalam satuan detik. Bila jumlah arus listrik

dan waktu yang digunakan pada proses elektrolisis sama (Isana, 2007).

Perubahan temperatur sistem pada selang waktu tertentu memberikan

informasi terjadinya perubahan energi sistem, sedangkan tidak terjadinya

perubahan temperature setelah selang waktu tertentu memberikan informasi

terjadinya transisi fasa komponen dalam sistem itu. Oleh karena itu dengan

mengikuti terjadinya perubahan temperature selama waktu tertentu diharapkan

memberikan suatu informasi kualitatif maupun kuantitatif dalam suatu sel

elektrolisis (Isana, 2007).

Sel elektrolisis tersusun atas elektroda positif (anoda) dan elektroda

negative (katoda). Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, sedangkan pada katoda

terjadi reaksi reduksi. Ada dua tipe elektroda, yakni elektroda inert dan reaktif.

Bila anoda berupa elektroda inert, reaksi oksidasi sangat bergantung pada jenis

anion yang ada dalam larutan, sebaliknya bila anoda berupa elektroda reaktif

maka elektroda itu akan larut. Karbon merupakan salah satu elektroda inert

yang paling murah dibandingkan dengan elektroda inert yang lain. Pemakaian

karbon aktif sebagai elektroda telah banyak dikembangkan, baik hanya sebatas

sebagai research maupun skala industry (Isana, 2007).

Karbon memiliki sifat-sifat antara lain, tahan terhadap medium asam

maupun basa, ukuran pori dan luas muka spesifik dapat dikontrol, bersifat inert,

mudah ditempeli dengan logam, memiliki luas muka spesifik yang relatif

tinggi, dan mudah diperoleh dengan harga yang relatif murah. Oleh karena itu

dalam penelitian ini akan digunakan karbon sebagai elektroda. Dalam sel

elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Hubungan

kuantitatif antara jumlah muatan listrik yang digunakan dan jumlah zat yang

terlibat dalam reaksi telah dirumuskan oleh Faraday. Hal ini dapat terjadi

karena melibatkan reaksi reduksi-oksidasi yang mengandalkan peran partikel

bermuatan sebagai penghantar muatan listrik (Isana, 2007).

Elektrolisis adalah peristiwa berlangsungnya reaksi kimia oleh arus

listrik. Aliran listrik melalui suatu konduktor (penghantar) melibatkan

perpindahan elektron dari potensial negatif tinggi ke potensial lainnya yang

lebih rendah. Mekanisme dari transfer ini tidak sama untuk berbagai konduktor.

Dalam penghantar elektronik, seperti padatan dan lelehan logam, penghantaran

berlangsung melalui perpindahan elektron langsung melalui penghantar dari

potensial yang diterapkan. Dalam hal ini, atom-atom penyusun penghantar

listrik tidak terlibat dalam proses tersebut. Akan tetapi penghantar elektrolistik

yang mencangkup larutan elektrolit dan lelehan garam-garam. Penghantaran

berlangsung melalui perpindahan ion-ion baik positif maupun negatif menuju

elektroda-elektroda. Migrasi ini tidak hanya melibatkan perpindahan listrik dari

suatu elektroda ke elektroda lainnya tetapi juga melibatkan adanya transport

materi dari suatu bagian konduktor ke bagian lainnya (Anonim).

III. ALAT-BAHAN dan METODE

Alat:

1) Power Supply

2) Gelas kimia 100 ml

3) Thermometer

4) Statif dan Klem

5) Kaki tiga dan kassa

6) Pembakar spirtus

7) Multimeter

8) Kabel

9) Stopwatch

10) Neraca o-hauss

11) Korek api

12) Amplas

Bahan:

1. Larutan CuSO4

2. Elektroda C dan Cu

3. Akuades

Methods:

1. Bersihkan masing-masng elektroda dengan amplas dan mencelipkannya

atau membilasnya dengan akuades, kemudian kerinkan dan ditimbang

2. Masukkan larutan CuSO4 0,1M sebanyak 50 ml ke dalam gelas kimia 100

ml

3. Rangkai alat percobaan seperti pada gambar dan atur power suplay pada

tegangan 3 volt

4. Pasang elektroda Cu pada katoda dan C pada anoda dan masukkan ke dalam

larutan CuSO4 0,1 M

5. Panaskan larutan CuSO4 0,1 M sampai suhu 30◦C serta melakukan

elektrolisis selama 2 menit dan menjaga suhu tetap konstan pada 30◦C

selama elektrolisis berlangsung serta mengamati perubahannya

6. Catat arus dan tegangan listrik pada elektrolisis suhu 30◦C

7. Matikan power suplay, cuci elektroda Cu dengan air lalu keringkan dan

timbang dengan neraca digital

8. Lakukan langkah diatas dengan suhu larutan CuSO4 15◦C

IV. HASIL PENGAMATAN dan PEMBAHASAN

Hasil pengamatan:

Persamaan reaksi

Katoda : Cu2+ + 2e- → Cu

Anoda : 2H2O → O2 + 4H+ + 4e-

no Suhu

(T)

Kuat

arus (I)

Tegangan

(V)

Waktu

(t)

Massa Cu di katoda

Sebelum

elektrolisis

Setelah

elektrolisis

1 30°C 0,75 A 3,10 V 2 menit 2,27 gram 2,4 gram

2 50°C 1,20 A 2,50 V 2 menit 2,25 gram 2,5 gram

3 70°C 1,16 A 2,28 V 2 menit 2,23 gram 2,6 gram

Perhitungan:

ΔG = -n F Esel

Esel = Ered - Eoks

Esel = 0,337 v – (-1,23 v) = 1,567 v

ΔG = -2 mol e- /mol x 96500 C /mol e- x 1,576 v

ΔG = -3,04 x 105 J/mol

ΔS 300 C = nF әe

әt

= 2 mol e/mol x 96500 C x (1,576 v/30 C)

= 10,138 J/mol

ΔS 500 C = nF әe

әt

= 2 mol e/mol x 96500 C x (1,576 v/50 C)

= 6,083 J/mol

ΔS 700 C = nF әe

әt

= 2 mol e/mol x 96500 C x (1,576 v/70 C)

= 4,345 J/mol

ΔH 30◦ C = ΔG + T.ΔS

ΔH = -3,04 x 105 + 30 x10,138

ΔH = 354.510,8 J

ΔH 50◦ C = ΔG + T.ΔS

ΔH = -3,04 x 105 + 50 x 6,083

ΔH = 303.830,8 J

ΔH 70◦ C = ΔG + T.ΔS

ΔH = -3,04 x 105 + 70 x 4,345

ΔH = 303.760,5 J

Foto pengamatan:

Pembahasan:

Pada praktikum kimia fisik kali ini, praktikan akan menguji coba sel

elektrolisis dengan mencoba penaruh suhu terhadap ΔH,ΔG, dan ΔS. Dalam sel

elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Hubungan

kuantitatif antara jumlah muatan listrik yang digunakan dan jumlah zat yang

terlibat dalam reaksi telah dirumuskan oleh Faraday. Hal ini dapat terjadi

karena melibatkan reaksi reduksi-oksidasi yang mengandalkan peran partikel

bermuatan sebagai penghantar muatan listrik. Untuk mengetahui pengaruh

suhu terhadap ΔH,ΔG, dan ΔS praktikan menggunakan rumus:

Kerja yang dilakukan oleh sel elektrolisis sama dengan penurunan

energy gibbs, yaitu kerja masimum di luar kerja, -PV. Suatu proses atau reaksi

dikatakan spontan jika ΔG < 0, dari persamaan ΔG= -nFE, maka reaksi

dikatakan spontan jika E > 0 dan tidak spontan jika ΔG > 0 atau E < 0. Dalam

hal ini, praktikum kali ini terjadi secara spontan karena ΔG yang didapat yaitu

-3,04 x 105 J/mol.

Pengamatan yang terjadi bahwa logam Cu di katoda terjadi peluruhan,

karena memang di katoda itu merupakan reaksi reduksi. Pada hasil percobaan

yang didapat semakin besar suhu semakin besar pula kuat arus yang dihasilkan,

massa Cu setelah elektrolisis semakin bertambah dan tegangannya semakin

menurun,

V. CONCLUTIONS

1. Elektrokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari

hubungan antara reaksi kimia dan aliran listrik

2. Sel elektrolisis adalah sel dimana energy listrik digunakan untuk reaksi

kimia

3. Hubungan kuantitatif antara jumlah muatan listrik yang digunakan dan

jumlah zat yangterlibat dalam reaksi telah dirumuskan oleh Faraday.

Hal ini dapat terjadi karena melibatkan reaksi reduksi-oksidasi

yang mengandalkan peran partikel bermuatan sebagai

penghantar muatan listrik.

4.

5. Dalam hal ini, praktikum kali ini terjadi secara spontan

karena ΔG yang didapat yaitu -3,04 x 105 J/mol

VI. REFERENSI

DOGRA SK,DOGRA S. 2009. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta: UI-Press

Hendrawan,Mulyani Sri. 1986. Kimia Fisika II. Bandung : UPI

https://www.google.com/url?sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web

&cd=4&cad=rja&uact=8&ved=0CEIQFjAD&url=http%3A%2F%

2Fstaff.uny.ac.id%2Fsystem%2Ffiles%2Fpenelitian%2FIsana%25

20Supiah%2520YL.%2C%2520Dra.%2C%2520M.Si.%2FSel%25

20elektrolisis.pdf&ei=Yc9eU-

LVOYWpiAe4_IGoBA&usg=AFQjCNHs4hemAVnE6gCt14Zg46

e4RZjcQw&sig2=5XTdPOJ0s9jVRrJ-

gPHiIw&bvm=bv.65397613,d.aGc

http://yustikaforict.files.wordpress.com/2012/12/elektrolisis-untuk-

menentukan-bilangan-avogadro.pdf