Download - voltamete tembaga

Transcript
Page 1: voltamete tembaga

MODUL 1

VOLTAMETER TEMBAGA

Page 2: voltamete 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

Page 3: voltamete tembaga

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)

Page 4: voltamete tembaga

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

Page 5: voltamete tembaga

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

Page 6: voltamete tembaga

pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis

lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

Katoda (-) : 2 Na+(l) + 2 e- ——> 2 Na(s) ……………….. (1)

Anoda (+) : 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel : 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 (-) : 2 H2O(l) + 2 e- ——> H2(g) + 2 OH-(aq) ……………….. (1)

Anoda (+) : 2 Cl-(aq) ——> Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel : 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 m = z . i . t z = e / F

q = i . t m = z . q

m = Massa zat yang dihasilkan (gram)

e = Berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi

Page 7: voltamete tembaga

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 zat-

zat 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

Page 8: voltamete tembaga

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 CuSO4 . Dimana yang

menjadi katoda dan anoda adalah adalah tembaga. Reaksi yang terjadi adalah :

Page 9: voltamete tembaga

Gambar 1.2. Sel elektrolisis

CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]: Cu(s) Cu2+(aq) + 2e-

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 berlawanan arah. Artinya, ion-ion positif akan bergerak ke

elektrode negatif, sebaliknya ion-ion negatif akan bergerak kearah elektrode positif.

Pergerakan-pergerakan muatan ion dalam larutan akan membawa energi listrik.

Kondisi demikian ini disebut elektrolitik. Apabila ion-ion dalam larutan terkontak

dengan elektrode maka reaksi kimia akan terjadi. Pada katoda akan mengalami

reduksi dan pada anoda akan mengalami oksidasi.

Gambar 1.3. Rangkaian alat elektrolisis

Page 10: voltamete tembaga

BAB III

PROSEDUR PERCOBAAN

1. Menggosok katoda dengan kertas amplas hingga bersih.

2. Mencuci katoda dengan air, membilas dengan alkohol, kemudian

mendiamkannya hingga kering.

3. Menimbang katoda dengan teliti menggunakan neraca teknis digital.

4. Membungkus katoda dengan kertas tissue bersih untuk menghidari kotoran.

5. Merangkai alat percobaan dengan menngunakan katoda sementara.

6. Menuangkan larutan CuSO4 ke dalam bejana.

7. Menjalankan arus dan mengatur R (hambatan geser) sehingga amperemeter

menunjukkan kuat arus sebesar 1,5 Ampere.

8. Memutuskan hubungan sumber arus dengan tidak merubah rangkaian alat.

9. Mengganti katoda sementara dengan katoda yang sebenarnya (yang telah

dibersihkan).

10. Mengatur luas permukaan katoda yang tercelup ke dalam larutan agar sama

dengan luas permukaan katoda sementara yang tercelup dalam larutan.

11. Menjalankan arus listrik selama 20 menit. Menjaga kuat arus yang mengalir agar

stabil

12. Memutuskan hubungan arus listrik setelah 20 menit.

13. Mengeringkan katoda, kemudian menimbangnya dengan teliti.

14. Mengulangi percobaan (langkah 1-13) untuk kuat arus sebesar 2 Ampere.

15. Mengembalikan larutan ke dalam botol semula dan membereskan alat.

Page 11: voltamete tembaga

BAB IV

HASIL DAN ANALISA

4.1. DATA DAN PENGAMATAN

No

.

Kuat Arus

I (Ampere)

Waktu

t (menit)

Berat awal

Wa (gram)

Berat akhir

Wb (gram)

Endapan

WCu = Wb-Wa (gram)

1. 1.5 15 91.4 91.6 0,5

2. 2 15 107,0 107,6 0,6

Tabel 1.1. Data percobaan Voltameter Tembaga

4.2. PERHITUNGAN

4.2.1. Arus 1,5 Ampere

Diketahui:

WCu = Berat Endapan Cu = 0,5 g

ArCu = 63,55

e = Berat ekivalen = Ar/Valensi = 63,55/2 = 31,755

1 mol F = 96.500 coulumb

I = Kuat arus = 1,5 Ampere

t = Waktu = 15 menit = 900 second

Ditanyakan: Tara kimia listrik Cu & Berat ideal endapan Cu

Jawab:

a. Tara kimia listrik Cu

Rumus : WCu = z . I . t z = Tara kimia listrik

z = WCu / I . t

z = 0,5 g / 1,5 A x 900 s

Page 12: voltamete tembaga

z = 3,703.10-4 g/coulomb

b. Berat ideal endapan Cu

Rumus : WCu = e . I . t / F

WCu = 31,755 x 1,5 A x 900 s / 96.500 coulomb

WCu = 0,44 g

4.2.2. Arus 2 Ampere

Diketahui:

WCu = Berat Endapan Cu = 0.6 g

ArCu = 63,55

e = Berat ekivalen = Ar/Valensi = 63,55/2 = 31,755

1 mol F = 96.500 coulumb

I = Kuat arus = 2 Ampere

t = Waktu = 15 menit = 900 second

Ditanyakan: Tara kimia listrik Cu & Berat ideal endapan Cu

Jawab:

a. Tara kimia listrik Cu

Rumus : WCu = z . I . t z = Tara kimia listrik

z = WCu / I . t

z = 0,6 g / 2 A x 900 s

z = 3,333.10-4 g/coulomb

b. Berat ideal endapan Cu

Rumus : WCu = e . I . t / F

WCu = 31,755 x 2 A x 900 s / 96.500 coulomb

WCu = 0,59 g

Page 13: voltamete tembaga

4.2.3. Tara kimia listrik Cu Teoritis

Rumus : WCu = z . I . t z = Tara kimia listrik

z = e / F

z = 31,755 g/ 96.500 coulomb

z = 3,291.10-4 g/coulomb

4.2.4. Simpangan

% SD = nilai teoritis−nilai yangdidapat

nilai yangdidapat x 100%

a. Tara kimia listrik- Arus 1,5 A

%SD = [(3,291.10-4 - 3,703.10-4)/ 3,703.10-4 ] x 100%

= - 11,13 %

- Arus 2 A

%SD = [(3,291.10-4 –3,333.10-4)/ 3,333.10-4 ] x 100%

= - 1,26 %

b. Berat endapan Cu- Arus 1,5 A

%SD = [(0,44) – (0,50)/ 0,50] x 100%

= - 12 %

- Arus 2 A

%SD = [(0,59– 0,60)/ 0,60] x 100%

= - 1,67 %

Page 14: voltamete tembaga

4.3. PEMBAHASAN1. Hasil yang didapatkan dari percobaan belum sempurna. Melihat adanya

perbedaan antara nilai yang diperoleh dari percobaan dengan nilai teoritis.

Hal ini dapat disebabkan oleh beberapa hal seperti:

1.1 Kurang teliti dalam menimbang katoda. Pada saat penimbangan katoda,

neraca yang digunakan adalah neraca digital dengan ketelitian 0,1 g.

Sehingga berat yang diperoleh kurang teliti.

1.2 Pada saat penimbangan, kondisi katoda belum benar-benar kering,

sehingga berat katoda lebih besar dari yang sebenarnya.

1.3 Kesalahan alat amperemeter pada saat mengukur arus yang mengalir

pada sistem elektrolisis. Sehingga kuat arus yang mengalir tidak sesuai

dengan yang seharusnya atau yang ditunjukkan oleh amperemeter.

2. Elektrolisis dapat berlangsung dengan arus listrik searah (DC). Karena arus DC

mempunyai polaritas yang selalu sama (tetap) yaitu positif (+) dan negatif (-)

dimana arus mengalir dari tegangan positif ke negatif. Sehingga pergerakan-

pergerakan muatan ion dalam sistem tetap. Artinya, ion-ion positif akan

bergerak ke negatif, sebaliknya ion-ion negatif akan bergerak ke arah positif.

Berbeda dengan arus AC atau biasa disebut tegangan bolak-balik mempunyai

dua polaritas yang selalu berubah dari egative ke positif dan sebaliknya,

dimana perubahan tersebut terjadi 50 kali dalam satu detik. Hal ini

menyebabkan pergerakan-pergerakan muatan ion dalam sistem tidak stabil.

Katoda dapat bersifat negatif, namun sewaktu-waktu dapat bersifat positif,

begitu juga dengan anoda. Akibatnya tidak akan terbentuk endapan Cu pada

katoda, karena reaksi yang terjadi berubah-ubah antara reduksi dan oksidasi.

Page 15: voltamete tembaga

BAB VKESIMPULAN

No.Kuat Arus

(Ampere)

Tara kimia listrik Cu

(g/coulomb)Berat endapan Cu

(g)

Teoritis Praktikum %SD Teoritis Praktikum %SD

1. 1,53,291.10-4

3,703.10-4- 11,13 % 0,44 0,5 - 12 %

2. 2 3,333.10-4 - 1,26 % 0,59 0,6 - 1,67 %

1. Hasil yang didapat dari percobaan adalah sebagai berikut:Tabel 1.2. Hasil percobaan

2. Tara kimia listrik adalah massa zat yang dipisahkan oleh muatan 1 coulomb

selama proses elektrolisa satuan kg/coulomb atau g/coulomb

3. Kuat arus pada proses elektrolisis sebanding dengan massa zat yang terendapkan.

Semakin besar kuat arus yang mengalir, maka zat yang terendapkan akan

semakin banyak.

4. Elektrolisis adalah salah satu bentuk pemanfaatan perubahan energi. Pada

elektrolisis terjadi perubahan bentuk energi dari energi listrik menjadi energi

kimia.

5. Elektrolisis sangat bermanfaat dalam kehidupan sehari-hari. Penggunaanya

sangat luas terutama di dunia industri. Pemanfaatan elektrolisis diantaranya

untuk proses charging pada accu, pemurnian logam, penyepuhan logam

(electroplating), pembuatan bahan-bahan kimia dan juga untuk elektrosintesis

(sistesis zat-zat organik)

Page 16: voltamete tembaga

DAFTAR PUSTAKA

1. Halliday, Resnick. 1985. Fisika, Edisi III jilid II, Terjemahan Silaban dan

Sucipto. Jakarta: Erlangga

2. http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/

oksidasi_dan_reduksi1/elektrolisis

3. http://www.chem-is-try.org/artikel_kimia/kimia_fisika/

elektrosintesis_metode_elektrokimia_untuk_memproduksi_senyawa_kimia

4. http://andykimia03.wordpress.com

5. http://ravimalekinth.files.wordpress.com

6. http://www.susilochem04.co.cc

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

Page 17: voltamete tembaga

TUGAS PENDAHULUAN

1. Tuliskan reaksi yang terjadi, baik pada anoda meupun katoda selama

elektrolisis !

2. Hukum apakah yang berlaku pada peristiwa pengendapan di elektrolisis?

Jelaskan!

3. Tuliskan definisi tara kimia listrik !

4. Dapatkah elektrolisis berlangsung memakai arus bolak-balik ?

5. Jika kuat arus yang melalui voltameter diketahui dan berat tembaga dapat

ditimbang, maka berat atom dan/atau valensi endapan dapat dihitung.

Terangkan hal tersebut?

Jawaban :

1. CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]: Cu(s) Cu2+(aq) + 2e-

2. Hukum yang berlaku pada saat elektrolisis ialah 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 m = z . i . t z = e / F

q = i . t m = z . q

m = Massa zat yang dihasilkan (gram)

e = Berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi

i = Kuat arus listrik (amper)

Page 18: voltamete tembaga

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

zat-zat tersebut”.

m1 : m2 = e1 : e2

m = massa zat (garam)

e = berat ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

3. Tara kimia listrik yaitu massa zat yang dipisahkan/diendapkan oleh muatan 1 coulomb selama proses elektrolisa satuan kg/coulomb.

4. Elektrolisis dapat berlangsung dengan arus listrik searah (DC). Karena arus DC mempunyai polaritas yang selalu sama (tetap) yaitu positif (+) dan negatif (-) dimana arus mengalir dari tegangan positif ke negatif. Sehingga pergerakan-pergerakan muatan ion dalam sistem tetap. Artinya, ion-ion positif akan bergerak ke negatif, sebaliknya ion-ion negatif akan bergerak ke arah positif. Berbeda dengan arus AC atau biasa disebut tegangan bolak-balik mempunyai dua polaritas yang selalu berubah dari egative ke positif dan sebaliknya, dimana perubahan tersebut terjadi 50 kali dalam satu detik. Hal ini menyebabkan pergerakan-pergerakan muatan ion dalam sistem tidak stabil. Katoda dapat bersifat negatif, namun sewaktu-waktu dapat bersifat positif, begitu juga dengan anoda. Akibatnya tidak akan terbentuk endapan Cu pada katoda, karena reaksi yang terjadi berubah-ubah antara reduksi dan oksidasi.

5. Dengan Hukum Faraday I : “jumlah zat yang dihasilkan pada elektroda

sebanding dengan jumlah arus yang dialirkan pada zat tersebut”, kita dapat

menghitung berat ekivalen suatu zat dengan menurunkan rumus nya

m = e . i . t / F ……… menjadi e = m . F / i . t

Page 19: voltamete tembaga

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)

Page 20: voltamete tembaga

TUGAS AKHIR

1. Jelaskan pengaruh kuat arus pada proses elektrolisis yang aanda lakukan!

Kuat arus pada proses elektrolisis sebanding dengan massa zat yang

terendapkan. Semakin besar kuat arus yang mengalir, maka zat yang

terendapkan akan semakin banyak. Sesuai dengan hukum Faraday I : “jumlah

zat yang dihasilkan pada elektroda sebanding dengan jumlah arus yang

dialirkan pada zat tersebut”