Potensial sel.pdf

LABORATORIUM

KIMIA FISIKA

Percobaan : POTENSIAL SEL Kelompok : II A

Nama : 1. Alfian Muhammad Reza NRP. 2313 030 071 2. Siti Kartikatul Qomariah NRP. 2313 030 081 3. Ayu Maulina Sugianto NRP. 2313 030 031 4. Yosua Setiawan Roesmahardika NRP. 2313 030 083

Tanggal Percobaan : 9 Desember 2013

Tanggal Penyerahan : 16 Desember 2013

Dosen Pembimbing : Nurlaili Humaidah, S.T., M.T.

PROGRAM STUDI D3 TEKNIK KIMIA

FAKULTAS TEKNOLOGI INDUSTRI

INSTITUT TEKNOLOGI SEPULUH NOPEMBER

SURABAYA

2013

i

ABSTRAK

Percobaan potensial sel ini adalah untuk mengetahui dan mengukur besar potensial sel pada sel elektrokimia.

Metode percobaan potensial sel yang pertama adalah mempersiapkan alat dan bahan yang akan digunakan, dilanjutkan dengan membuat larutan ZnSO4 dan larutan CuSO4 dengan konsentrasi 0,38 N; 0,35 N; 0,32 N; 0,29 N; 0,26 N; 0,23 N; 0,20 N; 0,17 N; dan 0,14 N dengan cara menghitung berat CuSO4dan ZnSO4 sesuai variabel yang telah ditentukan. Setelah itu menimbang padatan CuSO4dan ZnSO4.Kemudian melarutkan padan CuSO4dan ZnSO4dengan aquades ke dalam labu ukur 500 ml. Lalu mengencerkanlarutan CuSO4 dan ZnSO4sesuaidenganvariabelkonsentrasi yang telahditentukan. Mengisi beaker glass yang berisi lempengan logam tembaga dengan larutan CuSO4 dengan konsentrasi pertama 0,38 N. Mengisi beaker glass lain yang berisi lempengan logam sampel dengan larutan garam sejenis ZnSO4 dengan konsentrasi 0,38 N. Selanjutnya menghubungkan kedua beaker glass dengan jembatan garam. Menghubungkankutub negatif voltmeter padaelektrodatembagadankutubpositifpadaelektrodasampel. Mengamativoltase yang terjadihinggakeadaankonstandanmencatatnya. Mengulangipercobaansebanyak 2xdengankonsentrasilarutan yang berikutnyahinggaselesai.

Dari percobaan potensial ini didapatkan hasil harga potensial sel dari masing-masing konsentrasi larutan. Pada konsentrasi 0,14 N rata-rata harga potensial sel sebesar 39,8666 V. Pada konsentrasi 0,17 N rata-rata harga potensial sel sebesar 59,7666 V. Pada konsentrasi 0,20 N rata-rata harga potensial sel sebesar 34,1666 V. Pada konsentrasi 0,23 N rata-rata harga potensial sel sebesar 34 V. Pada konsentrasi 0,26 N rata-rata harga potensial sel sebesar 38,6 V. Pada konsentrasi 0,29 N rata-rata harga potensial sel sebesar 40,3333 V. Pada konsentrasi0,32 N rata-rata harga potensial sel sebesar 35,6 V. Pada konsentrasi 0,35 N rata-rata harga potensial sel sebesar 41,3333 V. Pada konsentrasi 0,38 N rata-rata harga potensial sel sebesar 39,9333 V. Kata kunci: potensial sel, sel elektrokimia, jembatan garam, voltmeter, beda potensial

ii

DAFTAR ISI

ABSTRAK..................................................................................................................... ..... i

DAFTAR ISI ....................................................................................................................... ii

DAFTAR GAMBAR .......................................................................................................... iii

DAFTAR TABEL ............................................................................................................... iv

BAB I PENDAHULUAN

I.1 Latar Belakang ...................................................................................................... I-1

I.2 Rumusan Masalah ................................................................................................. I-1

I.3 Tujuan Percobaan ................................................................................................. I-1

BAB II TINJAUAN PUSTAKA

II.1 Dasar Teori .......................................................................................................... II-1

BAB III METODOLOGI PERCOBAAN

III.1 Variabel Percobaan ............................................................................................ III-1

III.2 Alat yang digunakan .......................................................................................... III-1

III.3 Bahan yang digunakan ....................................................................................... III-1

III.4 Prosedur Percobaan ............................................................................................ III-1

III.5 Diagram Alir Percobaan ..................................................................................... III-3

III.6 Gambar Alat Percobaan ..................................................................................... III-5

BAB IV HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN

IV.1 Hasil Percobaan............................................................................................... IV-1

IV.2 Hasil Perhitungan............................................................................................ IV-2

IV.3 Pembahasan..................................................................................................... IV-3

BAB V KESIMPULAN...................................................................................................... V-I

DAFTAR PUSTAKA.......................................................................................................... v

DAFTAR NOTASI.............................................................................................................. vi

APPENDIKS....................................................................................................................... vii

LAMPIRAN

- Laporan Sementara

- Fotokopi Literatur

- Lembar Revisi

iii

DAFTAR GAMBAR

Gambar II.1 Susunan Sel Volta................................................................ ................... II-1

Gambar III.6 Gambar Alat Percobaan .......................................................................... III-5

Gambar IV.1 Gambar Proses pada Percobaan.............................................................. IV-3

Gambar IV.2 Gambar Grafik Potensial Seldengan CuSO4 dan ZnSO4 ........................ IV-5

iv

DAFTAR TABEL

Tabel II.1 Harga Potensial Sel ...................................................................................... II-4

Tabel IV.1 Hasil Percobaan Potensial Sel..................................................................... IV-1

Tabel IV.2 Hasil Perhitungan Potensial Sel.................................................................. IV-2

I-1

BAB I

PENDAHULUAN

I.1. Latar belakang

Pada pembelajaran mata kuliah kimia fisika diberikan dalam dua cara yaitu secara

teoritis dan praktek. Pada pembelajaran teoritis, diberikan dasar-dasar umum teori.

Sedangkan dalam praktikum, dilakukan beberapa prosedur untuk membuktikan

kebenaran dari teori-teori yang sudah ada, sehingga diperoleh kesimpulan dari

pembelajaran yang sesuai dengan teori dan fakta. Salah satunya yaitu praktikum kimia

fisika. Praktikum kimia fisika sangat diperlukan, agar teori yang sudah ada dapat

dikembangkan lebih jauh dengan praktikum.

Praktikum potensial sel ini dilakukan untuk mengetahui bagaimana proses yang

terjadi pada sel volta baik proses dalam anoda maupun katoda. Selain untuk mengetahui

harga sel volta, praktikum ini juga dapat diaplikasikan dalam kehidupan sehari-hari.

Diantaranya sel bahan bakar (fuel cell), aki mobil, baterai alkalin, dan proteksi besi oleh

seng (Zn) terhadap korosi.

Sel volta atau sel galvani adalah suatu elektrokimia yang melibatkan reaksi redoks

dan menghasilkan arus listrik. Sel volta terdiri atas elektroda, tempat berlangsungnya

reaksi oksidasi disebut anoda (elektroda negatif), dan tempat berlangsungnya reaksi

reduksi disebut katoda (elektroda positif). Rangkaian sel volta terdiri atas elektroda Fe

(logam Fe) yang dicelupkan ke dalam larutan Fe2(SO4)3 dan elektroda Cu (Logam Cu)

yang dicelupkan ke dalam larutan CuSO4. Kedua larutan tersebut dihubungkan dengan

jembatan garam yang berbentuk huruf “U”.

I.2 Rumusan Masalah

Bagaimana cara mengukur potensial sel pada sel elektrokimia?

I.3 Tujuan Percobaan

Untuk mengukur potensial sel pada sel elektrokimia.

II-1

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

II.1 Dasar Teori

Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat

menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. Dalam sel

volta, energi listrik dihasilkan dengan jalan pelepasan elektron pada suatu elektroda

(oksidasi) dan penerimaan elektron pada elektroda lainnya (reduksi). Elektroda yang

melepaskan elektron akan membentuk kutub negatif (-) dinamakan anoda, sedangkan

elektroda yang menerima elektron akan membentuk kutub positif (+) dinamakan katoda.

Jadi, sebuah sel volta terdiri dari dua bagian atau dua elektroda dimana setengah reaksi

oksidasi berlangsung pada anoda dan setengah reaksi berlangsung pada katoda. Reaksi

redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh

Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta (Deswanti, Reni, 2011).

Gambar II.1 Susunan Sel Volta

Notasi sel : Zn/ Zn2+// Cu2+ / Cu

Logam Cu mempunyai potensial reduksi yang lebih positif dibanding logam Zn,

sehingga logam Zn bertindak sebagai anoda dan logam Cu bertindak sebagai katoda

(Ahmadi, Imam, 2008).

Persamaan reaksi ionnya:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s)

http://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Sel_elektrokimia_%28elektrokimia%29&action=edit&redlink=1

http://id.wikipedia.org/wiki/Reaksi_redoks

http://id.wikipedia.org/wiki/Luigi_Galvani

http://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Alessandro_Guiseppe_Volta&action=edit&redlink=1

II-2

Bab II Tinjauan Pustaka

Laboratorium Kimia Fisika

Program Studi D3 Teknik Kimia

FTI-ITS

Persamaan reaksi setengah selnya:

Penulisan reaksi redoks tersebut dapat juga dinyatakan dengan diagram sel berikut:

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+

(aq) | Cu(s)

Pada proses pembentukan energi listrik dari reaksi redoks dalam sel volta. Logam Zn

akan teroksidasi membentuk ion Zn2+ dan melepaskan 2 elektron. Kedua elektron ini

akan mengalir melewati voltmeter menuju elektroda Cu. Kelebihan elektron pada

elektroda Cu akan diterima oleh ion Cu2+ yang disediakan oleh larutan Cu(NO3)2

sehingga terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu(s). Ketika reaksi berlangsung, dalam larutan

Zn(NO3)2 akan kelebihan ion Zn2+ (hasil oksidasi). Demikian juga dalam larutan CuSO4

akan kelebihan ion NO3– sebab ion pasangannya (Cu2+) berubah menjadi logam Cu yang

terendapkan pada elektroda Cu. Kelebihan ion Zn2+ akan dinetralkan oleh ion NO3– dari

jembatan garam, demikian juga kelebihan ion NO3– akan dinetralkan oleh ion Na+ dari

jembatan garam. Jadi, jembatan garam berfungsi menetralkan kelebihan ion-ion hasil

reaksi redoks.

Dengan demikian, tanpa jembatan garam reaksi berlangsung hanya sesaat sebab

kelebihan ion-ion hasil reaksi redoks tidak ada yang menetralkan dan akhirnya reaksi

berhenti seketika. Dalam sel elektrokimia, tempat terjadinya reaksi oksidasi (elektroda

Zn) dinamakan anoda, sedangkan tempat terjadinya reaksi reduksi (elektroda Cu)

dinamakan katoda. Alessandro Volta melakukan eksperimen dan berhasil menyusun deret

keaktifan logam atau deret potensial logam yang dikenal dengan deret Volta.

Semakin ke kiri suatu unsur dalam deret Volta, sifat reduktornya semakin kuat.

Karena suatu unsur akan mampu mereduksi ion-ion unsur di sebelah kanannya, tetapi

tidak mampu mereduksi ion-ion dari unsur di sebelah kirinya. Logam Na, Mg, dan Al

terletak di sebelah kiri H sehingga logam tersebut dapat mereduksi ion H+ untuk

menghasilkan gas H2, sedangkan logam Cu dan Ag terletak di sebelah kanan H sehingga

tidak dapat mereduksi ion H+ (tidak bereaksi dengan asam). Deret Volta juga dapat

menjelaskan reaksi logam dengan logam lain. Misalnya, logam Zn dimasukkan ke dalam

Li⎯K⎯Ba⎯Ca⎯Na⎯Mg⎯Al⎯Nu⎯Zn⎯Cr⎯Fe⎯Cd⎯Co⎯Ni⎯Sn⎯H⎯Cu⎯Ag⎯Hg⎯Pt⎯Au

Pada elektroda Zn : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–

Pada elektroda Cu : Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)

Reaksi redoks : Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+

(aq)

http://budisma.web.id/materi/sma/fisika-kelas-xii/interaksi-elektrostatis-muatan-listrik/

II-3




FTI-ITS

larutan CuSO4. Reaksi yang terjadi adalah Zn mereduksi Cu2+ (berasal dari CuSO4) dan

menghasilkan endapan logam Cu karena Zn terletak di sebelah kiri Cu.

Potensial sel adalah Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit

eksternal. Potensial sel dihasilkan dari sel Galvani atau sel volta. Besarnya potensial sel

dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan total dari potensial elektroda unsur-

unsur sesuai dengan reaksinya. Hasil perhitungan potensial sel dapat bernilai positif atau

negatif. Jika potensial sel bertanda positif berarti reaksi dapat berlangsung, sedangkan

jika potensial sel bertanda negatif berarti reaksi tidak dapat berlangsung.

Potensial sel tergantung pada suhu, konsentrasi ion dan tekanan parsial gas dalam

sel. Potensial sel standar E0 sel : potensial pada 250C, konsentrasi ion 1 M dan tekanan

parsial 1 atm. Potensial sel standar dihitung dengan menggunakan potensial-potensial

standar zat-zat yang mengalami redoks.

E0oks = potensial standar zat yang mengalami oksidasi

E0red = potensial standar zat yang mengalami reduksi

(Ratna dkk, 2009)

Zn(s)+CuSO4(aq)→ZnSO4(aq)+Cu(s)

atau

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s)

E0 sel = E0 red – E0 oks

II-4




FTI-ITS

Tabel II.1 Harga Potensial Sel

Dalam sel elektrokimia suatu elektroda dapat disebut sebagai anoda atau katoda.

Anoda ini didefinisikan sebagai elektroda di mana elektron datang dari sel elektrokimia

dan oksidasi terjadi, dan katoda didefinisikan sebagai elektroda dimana elektron

memasuki sel elektrokimia dan reduksi terjadi. Setiap elektroda dapat menjadi sebuah

anoda atau katoda tergantung dari tegangan listrik yang diberikan ke sel elektrokimia

tersebut. Elektroda bipolar adalah elektroda yang berfungsi sebagai anoda dari sebuah sel

elektrokimia dan katoda bagi sel elektrokimia lainnya (Wikipedia, 2013).

Elektroda dibagi menjadi:

a. Logam-ion logam

Elektroda ini terdiri atas logam yang setimbang dengan ion logamnya, seperti Zn, Cu,

Cd, Na dan sebagainya.

b. Amalgama

Hampir sama dengan elektroda logam-ion logam tetapi dipakai amalgama. Sifatnya

lebih aktif dan aktivitas logamnya lebih rendah sebab diencerkan Hg. Contohnya

elektroda Pb(Hg) dalam larutan Pb2+

http://id.wikipedia.org/wiki/Anode

http://id.wikipedia.org/wiki/Katode

http://id.wikipedia.org/wiki/Oksidasi

http://id.wikipedia.org/wiki/Reduksi

II-5




FTI-ITS

c. Non metal-non gas

Elektroda ini disusun dengan menempatkan zat yang bersangkutan dalam tabung,

kemudian di atasnya diberi larutan ion yang bersangkutan. Hubungan dengan air dapat

dilakukan dengan logam inert seperti Pt.

d. Gas

Elektroda gas terdiri atas gas yang dimasukkan bergelembung ke dalam larutan yang

berisi ion dan setimbang dengannya. Sebagai hubungan luar biasanya dipakai Pt

dilapisi Pt hitam.

e. Logam-garam tidak larut

Dalam hal ini termasuk:

1. Elektroda kalomel

2. Elektroda perak-perak klorida

3. Elektroda timbal-timbal sulfat

4. Elektroda perak-perak bromida

Elektroda ini setimbang dengan ion-ion sisa asam dari garam yang bersangkutan.

f. Logam-oksida tidak larut

Elektroda ini setimbang dengan ion OH- dalam larutan.

g. Oksidasi-oksidasi

Elektroda ini terdiri atas logam Pt yang dimasukkan dalam larutan yang terbentuk

oksidasi dan reduksinya.

(Sukardjo, 1985)

Elektrokimia adalah salah satu dari cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang

perubahan bentuk energi listrik menjadi energi kimia dan sebaliknya. Proses

elektrokimia melibatkan reaksi redoks. Proses transfer elektron akan menghasilkan

sejumlah energi listrik. Aplikasi elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel, yaitu

sel volta dan sel elektrolisis. Ada dua metode untuk menyetarakan persamaan redoks.

Salah satu metode disebut metode perubahan bilangan oksidasi (PBO), yang berdasarkan

pada perubahan bilangan oksidasi yang terjadi selama reaksi. Metode lain,

disebut metode setengah reaksi (metode ion-elektron). Metode ini melibatkan dua

buah reaksi paruh, yang kemudian digabungkan menjadi reaksi redoks keseluruhan

(Gembez, Ndru, 2009).

II-6




FTI-ITS

Reaksi oksidasi dan reduksi sering diistilahkan dengan “reaksi redoks”, hal ini

dikarenakan kedua peristiwa tersebut berlangsung secara simultan. Oksidasi merupakan

perubahan dari sebuah atom atau kelompok atom (gugus) melepaskan elektron,

bersamaan itu pula atom atau kelompok atom akan mengalami kenaikan bilangan

oksidasi. Demikian pula sebaliknya reduksi adalah perubahan dari sebuah atom atau

kelompok atom menerima atau menangkap elektron. Sel elektrokimia dibagi menjadi dua

yaitu:

1. Sel kimia

a. Tidak dengan pemindahan

b. Dengan pemindahan

2. Sel konsentrasi

a. Tidak dengan pemindahan

b. Dengan pemindahan

(Lando, Maron, 1994)

Elektrolisis adalah suatu proses dimana reaksi kimia terjadi pada elektroda yang

tercelup dalam elektrolit. Ketika tegangan diberikan terhadap elektroda itu. Elektroda

yang bermuatan positif disebut anoda dan elektroda yang bermuatan negatif disebut

katoda. Elektroda seperti platina yang hanya mentransfer elektron dari larutan disebut

elektron inert. Elektroda reaktif adalah elektroda yang secara kimia memasuki reaksi

elektroda selama elektrolisis, terjadilah reduksi pada katoda dan oksidsi pada anoda.

Gambaran umum tipe reaksi elektroda dapat diringkas sebagai berikut:

a. Arus listrik yang membawa ion akan diubah pada elektroda

b. Ion negatif yang sulit dibebaskan pada katoda menyebabkan pengurangan H2O dan

pembentukan H2 dan OH- dan absorpsi elektron.

c. Ion negatif yang sulit dibebaskan pada anoda menyebabkan pengurangan H2O dan

elektron.

(Seran, Emel, 2010)

Sel galvani menghasilkan arus listrik bila reaksi berlangsung spontan. Sel elektrolit

menggunakan elektrolit untuk menghasilkan perubahan kimia. Proses elektrolisis

meliputi pendorongan arus listrik melalui sel untuk menghasilkan perubahan kimia

dimana potensi potensial sel adalah negatif (MarsMallow, Anisa, 2011).

II-7




FTI-ITS

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian suatu elektrolit oleh suatu arus listrik. Jika

dalam sel volta energi kimia diubah menjadi energi listrik, maka dalam sel elektrolisis

yang terjadi adalah sebaliknya, yaitu energi listrik diubah menjadi energi kimia. Dengan

mengalirkan arus listrik ke dalam suatu larutan atau leburan elektrolit, akan diperoleh

reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis. Faktor yang menentukan reaksi kimia

elektrolisis antara lain konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda ada yang bersifat

inert dan elektoda tidak inert. Hasil elektrolisis dapat disimpulkan; reaksi pada katoda

(katoda tidak berperan) ada K+, Ca2+, Na+, H+. Dari asam dan logam lain (Cu2+), reaksi

pada anoda, untuk anoda inert ada OH-, Cl-, Br-, dan I- dan sisa asam lainnya serta anoda

tidak inert (bukan Pt dan C) (Anonim, 2009).

Dalam elektrolisis, sumber aliran listrik digunakan untuk mendesak elektron agar

mengalir dalam arah yang berlawanan dengan aliran spontan. Hubungan antara jumlah

energi listrik yang dikonsumsi dan perubahan kimia yang dihasilkan dalam elektrolisis

merupakan salah satu persoalan penting yang dicarikan jawabannya oleh Michael

Faraday (1791-1867). Hukum faraday pertama tentang tentang elektrolisis menyatakan

bahwa “jumlah perubahan kimia yang dihasilkan sebanding dengan besarnya muatan

listrik yang melewati suatu elektrolisis”. Hukum kedua tentang elektrolisis menyatakan

bahwa : “Sejumlah tertentu arus listrik menghasilkan jumlah ekivalen yang sama dari

benda apa saja dalam suatu elektrolisis” (Esadevata, 2013).

Untuk menginduksi arus agar mengalir melewati sel elektrokimia, dan menghasilkan

reaksi sel non-spontan, selisih potensial yang diberikan harus melebihi potensial arus-nol

sekurang-kurangnya sebesar potensial lebih sel, yaitu jumlah potensial ubin pada kedua

elektroda dan penurunan ohm (I x R) yang disebabkan oleh arus yang melewati elektrolit.

Potensial tambahan yang diperlukan untuk mencapai laju reaksi yang dapat terdeteksi,

mungkin harus besar, jika rapatan arus pertukaran pada elektrodanya kecil. Dengan

alasan yang sama, sel galvani menghasilkan potensial lebih kecil ketimbang pada kondisi

arus nol (Anonim, 2011).

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi

redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki

yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam

kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi

listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air (H2O),

dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan

II-8




FTI-ITS

mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai

berikut :

2 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel

elektrolisis dari sel volta adalah pada sel elektrolisis komponen voltmeter diganti

dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis,

ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan

maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya

merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Ada dua tipe

elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses

elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda

(Pangganti, Esdi, 2011).

Berikut ini adalah contoh reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl. Dikenal dengan

istilah sel Downs :

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

Anoda (+) : 2 Cl-(l) ——> Cl2(g) + 2 e-

Reaksi sel : 2 Na+(l) + 2 Cl-

(l) ——> 2 Na(s) + Cl2(g)

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di

katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda (Anonim, 2009).

Kebergantungan potensial elektroda pada konsentrasi telah dibahas. Untuk

persamaan sel umum,

aA +bB xX + yY

potensial sel diberikan oleh persamaan Nernst.

E = Eθ – (RT/nF) ln([X]x[Y]y)/([A]a[B]b)

Eθ adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel

dalam keadaan standar), n adalah jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi, F adalah

tetapan Faraday (Arief, Muhammad, 2009).

II-9




FTI-ITS

Potensial sel non standar dapat dihitung dengan persamaan Nernst sebagai berikut :

Eo adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel

dalam keadaan standar), n jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi, sedangkan oksidasi

dan reduksi masing-masing menyatakan konsentrasi partikel hasil oksidasi dan

konsentrasi partikel hasil reduksi (Sinarsih, 2009).

)(

)(log

0592,00

reduksimassa

oksidasimassa

nEselE sel

III-1

BAB III

METODOLOGI PERCOBAAN

III.1 Variabel Percobaan

1.Variabel Bebas : Konsentrasi CuSO4 dan ZnSO4 : 0,38 N; 0,35 N; 0,32 N;

0,29 N; 0,26 N; 0,23 N; 0,20 N; 0,17 N; dan 0,14 N

2. Variabel Terikat : Besarnya voltase

3. Variabel Kontrol : Volume masing-masing larutan 150 ml

III.2 Alat Percobaan

1. Erlenmeyer

2. Pipet tetes

3. Labu ukur

4. Gelas ukur

5. Timbangan elektrik

6. Kaca Arloji

7. Beaker glass

8. Voltmeter

9. Benang

10. Spatula

11. Selang

III.3 BahanPercobaan

1. Aquades

2. Larutan CuSO4

3. Lempeng logam Cu

4. Larutan ZnSO4

5. Lempeng logam Zn

III.4 Prosedur Percobaan

1. Menghitung berat CuSO4 dan ZnSO4 sesuai variabel yang telah ditentukan.

2. Menimbang padatan CuSO4 dan ZnSO4.

3. Melarutkan padatan CuSO4 dan ZnSO4 dengan aquades ke dalam labu ukur 500 ml.

III-2

Bab III Metodologi Percobaan


Program Studi DIII Teknik Kimia

FTI-ITS

4. Mengencerkan larutan CuSO4 dan ZnSO4 sesuai dengan variabel konsentrasi yang

telah ditentukan yaitu 0,38 N; 0,35 N; 0,32 N; 0,28 N; 0,26 N; 0,23 N; 0,20 N;

0,17 N; dan 0,14 N.

5. Mengisi beaker glass yang berisi lempengan logam tembaga dengan larutan CuSO4

dengan konsentrasi pertama 0,38 N.

6. Mengisi beaker glass lain yang berisi lempengan logam sampel dengan larutan

garam sejenis ZnSO4 dengan konsentrasi pertama 0,38 N.

7. Menghubungkan kedua beaker glass dengan jembatan garam.

8. Menghubungkan kutub negatif voltmeter pada elektroda tembaga dan kutub positif

pada elektroda sampel.

9. Mengamati voltase yang terjadi hingga keadaan konstan dan mencatatnya.

10. Mengulangi percobaan sebanyak 2x dengan konsentrasi larutan yang berikutnya

hingga selesai.

III-3




FTI-ITS

III.5 Diagram Alir Percobaan

Menghitung berat CuSO4 dan ZnSO4 sesuai variabel yang telah

ditentukan.

Melarutkan padatan CuSO4 dan ZnSO4 dengan aquades ke dalam labu

ukur 500 ml.

Mengisi beaker glass yang berisi lempengan logam tembaga dengan

larutan CuSO4 dengan konsentrasi pertama 0,38 N .

Mulai

Menimbang padatan CuSO4 dan ZnSO4

Mengencerkan larutan CuSO4 dan ZnSO4 sesuai dengan variabel

konsentrasi yang telah ditentukan yaitu; 0,38 N; 0,35 N; 0,32 N; 0,29

N; 0,26 N; 0,23 N; 0,20 N; 0,17 N; dan 0,14 N.

Mengisi beaker glass lain yang berisi lempengan logam sampel dengan

larutan garam sejenis ZnSO4 dengan konsentrasi pertama 0,38 N.

A

III-4




FTI-ITS

Menghubungkan kutub negatif voltmeter pada elektroda tembaga dan

kutub positif pada elektroda sampel.

Menghubungkan kedua beaker glass dengan jembatan garam.

Selesai

Mengamati voltase yang terjadi hingga keadaan konstan dan

mencatatnya.

Mengulangi percobaan sebanyak 2x dengan konsentrasi larutan yang

berikutnya hingga selesai.

A

III-5




FTI-ITS

III.6 Gambar Alat Percobaan

Beaker Glass Erlenmeyer

Labu Ukur Gelas Ukur

Spatula Kaca Arloji

III-6




FTI-ITS

Pipet Tetes Selang

Voltmeter

IV-1

BAB IV

HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN

IV.1 Hasil Percobaan

Tabel IV.1 Hasil Percobaan Potensial Sel

Konsentrasi CuSO4

dan ZnSO4

Voltage ( V )

I II III

0,14 N 40,4 39,7 39,5

0,17 N 65,3 61,3 52,7

0,20 N 35,0 35,1 35,4

0,23 N 33,7 34,3 34,0

0,26 N 38,9 38,5 38,4

0,29 N 39,6 41,7 39,7

0,32 N 35,4 35,6 35,8

0,35 N 40,6 41,6 41,8

0,38 N 37,6 41,2 41,0

IV-2

Bab IV Hasil Percobaan dan Pembahasan



FTI - ITS

IV.2. Hasil Perhitungan

Tabel IV.2 Hasil Perhitungan Potensial Sel

Konsentrasi CuSO4

dan ZnSO4

Voltage ( V )

Rata – Rata (V)

I II III

0,14 N 40,4 39,7 39,5 39,8666

0,17 N 65,3 61,3 52,7 59,7666

0,20 N 35,0 35,1 35,4 35,1666

0,23 N 33,7 34,3 34,0 34,0000

0,26 N 38,9 38,5 38,4 38,6000

0,29 N 39,6 41,7 39,7 40,3333

0,32 N 35,4 35,6 35,8 35,6000

0,35 N 40,6 41,6 41,8 41,3333

0,38 N 37,6 41,2 41,0 39,9333

IV.3. Pembahasan

Berdasarkan hasil pengamatan dari proses percobaan yang telah dilakukan, larutan

CuSO4 dan ZnSO4 yang dihubungkan dengan jembatan garam berupa selang yang berisi larutan

NaCl jenuh bertindak sebagai elektrolit. Sedangkan logam yang dimasukkan pada kedua larutan

itu disebut elektrode. Elektrode pada sel ini terbuat dari tembaga (Cu) dan seng (Zn). Tembaga

berfungsi sebagai katode (+), sedangkan seng berfungsi sebagai anode (-).

Reaksi redoks yang terjadi pada sel volta sebagai berikut :

(anode) : Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e

(katode) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu(s)

Reaksi sel : Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s)

IV-3




FTI - ITS

Gambar IV.1 Gambar Proses pada Percobaan

Berdasarkan proses yang berlangsung pada sel di atas, logam seng akan melepaskan

elektron dan membentuk ion Zn2+ (aq). Elektron tersebut akan mengalir melalui pipa

penghubung, selanjutnya diterima oleh ion Cu2+ untuk membentuk endapan logam tembaga

(Cu). Akibatnya larutan CuSO4 semakin berkurang konsentrasinya, sedangkan elektroda Cu2+

(katode) semakin bertambah massanya. Sementara itu, logam Zn2+ semakin berkurang

massanya karena berubah menjadi ion Zn2+ sehingga jumlah ion Zn2+ dalam larutan semakin

bertambah. Penambahan ion Zn2+ ini tidak seimbang dengan jumlah anion SO42- yang tetap.

Karena ion positif dan negatif tidak seimbang. Anion SO42- yang berasal dari jembatan garam

akan masuk ke dalam larutan yang mengandung ion Zn2+ (daerah anode). Akibatnya larutan di

daerah anode semakin pekat.

Penulisan reaksi sel tersebut dapat diseerhanakan dalam bentuk lambing sel berikut:

Reaksi oksidasi di ruas kiri (anode) dan reaksi reduksi di ruas kanan (katode), keduanya

dipisahkan dengan jembatan garam (tanda ||). Jembatan garam ini berfungsi mentransfer

elektron dan menyeimbangkan muatan pada setiap larutan.

Dalam menentukan beda potensial yang dihasilkan oleh Zn dan Cu digunakan voltmeter

dengan skala 2000 m, dan ternyata pada konsentrasi larutan CuSO4 dan ZnSO4 0,14 N jarum

pada voltmeter pada percobaan pertama menunjuk angka 40,4, sedangkan pada percobaan

kedua menunjukkan angka 39,7, dan pada percobaan ketiga menunjukkan angka 39,5 sehingga

rata-rata yang di dapat adalah 39,8666.

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

IV-4




FTI - ITS

Perhitungan harga potensial sel dari sel volta di atas adalah sebagai berikut:

(anode) : Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e Eo = + 0,76 Volt

(katode) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) Eo = + 0,34 Volt +

Reaksi sel : Zn (s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) Eosel = + 1,10 Volt

Atau dapat ditulis dengan menggunakan rumus :

Cu bertindak sebagai katode, sedangkan Zn bertindak sebagai anode, berarti :

Eosel = Eo reduksi- E

o okisdasi

Eosel = (+0,34 V) – (-0,76 V) = + 2,00 V

Dengan memperhatikan tanda potensial sel, dapat diketahui apakah suatu reaksi dapat

berlangsung spontan atau tidak dapat berlangsung. Jika hasil perhitungan potensial sel bertanda

positif, reaksi dapat berlangsung spontan. Adapun jika potensial sel bertanda negatif, maka

reaksi tidak dapat berlangsung.

Eosel = Eo

katode – Eoanode

Eosel = Eo

reduksi- Eookisdasi

IV-5




FTI - ITS

Gambar IV.2 Gambar Grafik Potensial Sel dengan CuSO4 dan ZnSO4

Grafik diatas menunjukkan bahwa hubungan konsentrasi dengan beda potensial yang

dihasilkan yaitu tidak berbanding lurus. Hal tersebut tidak sesuai dengan kenaikan konsentrasi,

maka beda potensial yang dihasilkan juga akan mengalami kenaikan.

30

32,5

35

37,5

40

42,5

45

47,5

50

52,5

55

57,5

60

62,5

65

67,5

V

o

l

t

m

e

t

e

r

Konsentrasi CuSO4 dan ZnSO4

Grafik Potensial Sel

Percobaan I

Percobaan II

Percobaan III

V rata-rata

0,17 N

0,14 N 0,20 N

0,23 N

0,26 N

0,29 N

0,32 N

0,35 N

0,38 N

V-1

BAB V

KESIMPULAN

1. Dari percobaan yang telah dilakukan, dapat disimpulkan beberapa hal sebagai berikut:

2 elektroda / 2 logam yang digunakan dalam rangkaian sel volta yaitu logam seng (Zn) dan

logam tembaga (Cu) ternyata dapat menghasilkan energi listik, tetapi jumlah energi listrik

yang dihasilkan sangat kecil, 2 elektroda / 2 logam yang digunakan hanya menghasilkan

beda potensial sebesar 1,1 V.

2. Reaksi yang berlangsung adalah reaksi spontan, ini sesuai dengan yang dikatakan oleh

Alexander Volta bahwa syarat untuk menghasilkan energi listrik adalah reaksinya harus

reaksi yang berlangsung spontan. Kespontanan reaksi dapat dilihat dari nilai E0selnya. Jika

nilai E0sel positif, reaksi berlangsung spontan. Sebaliknya, nilai E0sel negatif, berarti reaksi

tidak spontan.

3. Hubungan konsentrasi dengan beda potensial yang dihasilkan yaitu tidak berbanding lurus.

4. Nilai energi listrik rata-rata maksimal bernilai 59,7666 volt dan nilai energi listrik rata-rata

minimum bernilai 34 volt.

v

DAFTAR PUSTAKA

Ahmadi, Imam. 2008. Diperoleh dari www.imamahmadi.wordpress.com/sel-volta/.

Anonim. 2009. Diperoleh dari http://andykimia03.wordpress.com/2009/09/10/elektrokimia-ii-sel-elektrolisis/.

Anonim. 2011. Diperoleh dari http://mediabelajaronline.blogspot.com/2011/09/sel-elektrolisis.html.

Anonim. 2012. Diperoleh dari http://materi78.files.wordpress.com/2012/12/elek_kim2_3.pdf.

Arief, Muhammad. 2009. Diperoleh dari http://k15tiumb.blogspot.com/2009/10/potensial-sel.html.

Deswanti, Reni. 2011. Diperoleh dari http://renideswantikimia.wordpress.com/kimia-kelas-xii-3/semester-i/2-reaksi-redoks-dan-elektrokimia/3-potensial-sel/.

Esadevata. 2013. Diperoleh dari http://esawiadnyana2.blogspot.com/2013/07/sel-elektrolisis_7.html.

Gembez, Ndru. 2009. Diperoleh dari http://belajar-sob.blogspot.com.

Lando, Maron. 1994. Fundamentals of Physical and Chemistry.

MarsMallow, Anisa. 2011. Diperoleh dari http://www.slideshare.net/AnisaMarsMallow/sel-volta-atau-sel-galvani.

Pangganti, Esdi. 2011. Diperoleh dari http://esdikimia.wordpress.com/2011/09/28/sel-elektrolisis/.

Ratna dkk. 2009. Diperoleh dari http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/potensial-sel-reaksi-sel-dan-penentuan-potensial-reduksi/.

Seran, Emel. 2010. Diperoleh dari http://wanibesak.wordpress.com/2010/09/18/sel-galvani-dan-selaaaa%C2%A0volta/.

Sinarsih. 2009. Diperoleh dari http://chemsin.blogspot.com/2009/06/persamaan-nernst-dan-sel-konsentrasi_16.html.

Sukardjo. 1985. Kimia Fisika.

Wikipedia. 2013. Diperoleh dari http://id.wikipedia.org/wiki/Elektroda.

vi

DAFTAR NOTASI

Notasi Satuan Keterangan

Mr gram/mol Massa molekulrelatif

m gram massa

M mol/liter larutan Molaritas

n mol mol

N gram ekuivalen/liter larutan Normalitas

v ml Volume

Eo V Volt

vii

APPENDIKS

• Perhitungan berat ZnSO4

N = M x e

0,38 = M x 2

M = 0,19 M

M = gr

Mrx

1000

V

0,19 = gr

161x

1000

500

gr= 15,295 gram

• Perhitungan berat CuSO4

N = M x e

0,38 = M x 2

M = 0,19 M

M = gr

Mrx

1000

V

0,19 = gr

159,5x

1000

500

gr= 15,1525gram

• Perhitungankonsentasi larutan ZnSO4

1. V1 . N1= V2 . N2

V1 . 0,38 = 150 . 0,14

V1 = 150 .0,14

0,38

V1 = 55,26 ml ZnSO4 + 99,74 ml H2O

2. V1 . N1= V3. N3

V1 . 0,38 = 150 . 0,17

V1 = 150 .0,17

0,38

V1 = 67,11 ml ZnSO4 + 82,89 ml H2O

viii

3. V1 . N1= V4 . N4

V1 . 0,38 = 150 . 0,20

V1 = 150 .0,20

0,38

V1 = 78,95 ml ZnSO4 + 71,05 ml H2O

4. V1 . N1= V5 . N5

V1 . 0,38 = 150 . 0,23

V1 = 150 .0,23

0,38

V1 = 90,79 ml ZnSO4 + 59,21 ml H2O

5. V1 . N1= V6 . N6

V1 . 0,38 = 150 . 0,26

V1 = 150 .0,26

0,38

V1 = 102,63 ml ZnSO4 + 47,37 ml H2O

6. V1 . N1= V7 . N7

V1 . 0,38 = 150 . 0,29

V1 = 150 .0,29

0,38

V1 = 114,47 ml ZnSO4 + 45,53 ml H2O

7. V1 . N1= V8 . N8

V1 . 0,38 = 150 . 0,32

V1 = 150 .0,32

0,38

V1 = 126,37 ml ZnSO4 + 23,63 ml H2O

8. V1 . N1= V9 . N9

V1 . 0,38 = 150 . 0,35

V1 = 150 .0,35

0,38

V1 = 138,16 ml ZnSO4 + 11,84 ml H2O

ix

• Perhitungan konsentrasi larutan CuSO4

1. V1 . N1= V2 . N2

V1 . 0,38 = 150 . 0,14

V1 = 150 .0,14

0,38

V1 = 55,26 ml ZnSO4 + 99,74 ml H2O

2. V1 . N1= V3. N3

V1 . 0,38 = 150 . 0,17

V1 = 150 .0,17

0,38

V1 = 67,11 ml ZnSO4 + 82,89 ml H2O

3. V1 . N1= V4 . N4

V1 . 0,38 = 150 . 0,20

V1 = 150 .0,20

0,38

V1 = 78,95 ml ZnSO4 + 71,05 ml H2O

4. V1 . N1= V5 . N5

V1 . 0,38 = 150 . 0,23

V1 = 150 .0,23

0,38

V1 = 90,79 ml ZnSO4 + 59,21 ml H2O

5. V1 . N1= V6 . N6

V1 . 0,38 = 150 . 0,26

V1 = 150 .0,26

0,38

V1 = 102,63 ml ZnSO4 + 47,37 ml H2O

x

6. V1 . N1= V7 . N7

V1 . 0,38 = 150 . 0,29

V1 = 150 .0,29

0,38

V1 = 114,47 ml ZnSO4 + 45,53 ml H2O

7. V1 . N1= V8 . N8

V1 . 0,38 = 150 . 0,32

V1 = 150 .0,32

0,38

V1 = 126,37 ml ZnSO4 + 23,63 ml H2O

8. V1 . N1= V9 . N9

V1 . 0,38 = 150 . 0,35

V1 = 150 .0,35

0,38

V1 = 138,16 ml ZnSO4 + 11,84 ml H2O

Untuk mencari Voltase rata-rata , maka :

Vrata-rata= VI + VII +VIII

3

1. VR= 40,4 + 39,7 + 39,5

3 = 39,8666 V

2. VR= 65,3+61,3+52,7

3 =59,7666 V

3. VR= 35,0 +35,1+35,4

3 =35,1666 V

4. VR= 33,7 +34,3+34,0

3 =34 V

5. VR= 38,9 +38,5+38,4

3 =38,6 V

6. VR= 39,6 +41,7+39,7

3 =40,3333 V

7. VR= 35,4 +35,6+35,8

3 =35,6 V

8. VR= 40,6 +41,6+41,8

3 =41,3333 V

9. VR= 37,6 +41,2+41,0

3 =39,9333 V

xi

Potensial sel.pdf

Documents