Tujuan Percobaan:
Percobaan ini bertujuan untuk mengetahui reaksi yang terjadi pada daerah anoda serta pengaruh kekuatan arus pada reaksi elektrolisa larutan CuSO4, tersebut bila dipakai berbagai macam elektoda.
Dasar Teori:
Energi listrik merupakan salah satu bentuk energi yang paling banyak dibutuhkan, baik untuk sekarang maupun masa yang akan datang, listrik tidak dapat dipisahkan dari kehidupan kita. Bahkan perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi saat ini tidak dapat lepas dari peranan listrik itu sendiri walaupun berbagai usaha dilakukan untuk mencari pengganti energi listrik itu, misal energi tenaga surya, dan lain sebagainya.Salah satu cabang ilmu kimia yang mempelajari dan meneliti tentang penggunaan pengubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya, energi listrik digunakan untuk menjalankan reaksi kimia adalah elektrokimia, yang salah satunya mempelajari tentang sel elektrokimia.
(Maron & Lando,”Fundamental of Physical Chemistry”.p553)
Pada dasarnya, sel elektrokimia yang digunakan mempunyai dua fungsi penting, yaitu :
a. mengubah energi kimia menjadi energi listrik
Contoh: accumulator, cell kering.
b. mengubah energi listrik menjadi energi kimia
Contoh: pengisian accu, elektrolisis.
( Soekardjo.”Kimia Fisika”.p391)
Dalam elektrokimia, dikenal istilah sel dan baterai. Keduanya mempunyai pengertian yang berbeda. Sel adalah suatu susunan tunggal dari dua elektroda dan sebuah elektrolit yang mampu menghasilkan listrik dari aksi kimia dalam sel atau menghasilkan aksi kimia dari listrik yang melalui sel.Sedangkan baterai adalah kombinasi dari dua atau lebih sel – sel yang disusun secara seri atau paralel. Misal, pada baterai 6 volt yang sering kita lihat dalam kehidupan sehari – hari merupakan sebuah kombinasi dari 3 sel 2 volt yang dihubungkan secara seri.
(Maron & Lando.”Fundamental of Physical Chemistry”.p554)
Sel elektrokimia terdiri dari beberapa macam, yaitu :
1. Sel Volta atau Sel Galvanik
Adalah sel dimana energi bebas dari reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Hubungan antara energi bebas dari reaksi kimia dengan tegangan dinyatakan dengan persamaan berikut :
DG = -nFE
dimana :
DG = energi bebas Gibbs
F = Faraday
E = electromotive force cell ( volt )
n = jumlah molekul elektron yang berperan pada reaksi kesetimbangan
Contoh : batu baterai dan aki
2. Sel Elektrolisis
Adalah sel dimana energi listrik digunakan untuk berlangsungnya suatu reaksi kimia.
Sel ini merupakan kebalikan dari sel Galvanik. Emf, perbedaan potensial yang
disebabkan karena adanya arus yang mengalir dari elektroda berpotensial tinggi
menuju elektroda berpotensial rendah, yang diperlukan untuk berlangsungnya proses
ini akan sedikit lebih tinggi daripada emf yang dihasilkan oleh reaksi kimia, dan ini
didapat dari lingkungannya. Reaksi kimia spontan menghendaki G menjadi negatif.
Kesetimbangan akan terjadi bila DG dan E sama dengan nol. Reaksi dengan nilai E
lebih positif akan terjadi lebih dahulu daripada reaksi – reaksi dengan kepositifan yang
lebih rendah.
Contoh : peristiwa penyepuhan logam dan penanganan korosi.
(Dogra, ”Kimia Fisika dan Soal-Soal”.p511)
Pada sel elektrokimia, baik itu sel Volta maupun sel elektrolisis, berlangsung reaksi redoks pada bagian-bagian sel yang disebut dengan elektroda.
Ada dua jenis elektroda, yaitu :
· Anoda
Adalah elektroda tempat terjadinya proses oksidasi. Pada sel Volta, karena adanya reaksi
yang spontan dan karena adanya pelepasan elektron dari elektroda ini, maka anoda
bermuatan negatif. Sedangkan pada sel elektrolisis, sumber eksternal tegangan didapat
dari luar sehingga anoda bermuatan positif bila dihubungkan dengan katoda. Dengan
demikian ion–ion bermuatan negatif mengalir ke anoda untuk dioksidasi.
· Katoda
Adalah elektroda tempat terjadinya proses reduksi. Pada sel Volta, katoda bermuatan
positif bila dihubungkan dengan anoda. Ion – ion bermuatan positif mengalir ke elektroda
ini ( katoda ) untuk direduksi oleh elektron – elektron yang datang dari anoda. Sedangkan
pada sel elektrolisis, katoda bermuatan negatif. Ion – ion bermuatan positif (kation)
mengalir ke elektroda ini untuk direduksi. Dengan demikian, pada sel Volta, elektron
bergerak dari anoda ke katoda dalam sirkuit eksternal. Sedangkan pada sel elektrolisis,
elektron didapat dari aki atau baterai eksternal masuk melalui katoda dan keluar lewat
anoda.
(Dogra,”kimia Fisika dan Soal-Soal”.p513 )
Muatan pada suatu elektroda, karena adanya kelebihan atau kekurangan elektron pada logam.
Muatan negatif yang besar, menunjukkkan adanya senyawa pereduksi yang kuat (elektron
donor yang bagus). Potensial suatu elektroda adalah beda potensial antara dua titik, yaitu
elektrode dari suatu sel.Suatu titik yang memiliki potensial listrik yang tinggi juga punya
muatan positif (+) yang tinggi. Beda potensial merupakan beda muatan pada dua titik.
Potensial elektrode adalah beda potensial terhadap elektroda standar reference, sedangkan
potensial sel adalah beda potensial antara dua elektroda dan lebih sering disebut voltage
sel / ElektroMotive Force (EMF) dinyatakan sebagai Esel atau DE.
(Maron & Lando.”Fundamental of Physical Chemistry”.p573)
Hukum Faraday I
Faraday menyatakan : “ Banyaknya zat yang dihasilkan pada elektroda sebanding
dengan jumlah arus yang dialirkan pada zat tersebut”.
Hal ini dapat dirumuskan :
G = e x i x t
96500
dimana :
G = Berat zat dalam gram
e = Berat ekivalen
I = Kuat arus dalam ampere
t = Waktu dalam detik
Jika arus yang dialirkan dinyatakan dalam Faraday, maka :
F = I x t
96500
dimana : I x t = muatan dalam satuan Coulomb
sehingga
G = e x F
Hukum Faraday II
Faraday mengatakan, “ Jumlah zat-zat yang dihasilkan oleh arus yang sama didalam beberapa sel yang berbeda, sebanding dengan berat ekivalen (BE) zat-zat tersebut”.
(Glasstone,”Fundamental of Physical Chemistry”.p885)
Metodologi Percobaan:
1. Mempersiapkan 4 gelas beaker ukuran 300 ml serta memberi label masing-masing A,B,C,dan D
2. Menimbang sebanyak 25 gram CuSO4 dan memasukkannya masing-masing kedalam beaker gelas A, B,dan C
3. Menimbang 10 gram CuSO4 dan memasukkannya dalam beaker gelas D
4. Mengencerkan CuSO4 dengan menambahkan 300 ml aquades pada masing-masing erlenmeyer
5. Menimbang elektroda Pb, Cu, dan C serta mencatat beratnya
6. Mengatur Voltmeter pada 100 mA dan tegangan 10 volt
7. Merangkai rangkaian Pb-C pada gelas beaker A, Cu-C pada gelas beaker B, dan dua C-C pada gelas beaker C dan D
8. Melewatkan arus ke rangkaian selama 2 menit
9. Menimbang masing-masing elektroda pada rangkaian dan mencatat beratnya
10. Melewatkan arus ke rangkaian kembali selama 2 menit tanpa mengamplas elektroda
11. Menimbang masing-masing elektroda pada rangkaian dan mencatat beratnya
12. Melewatkan arus ke rangkaian kembali selama 2 menit tanpa mengamplas elektroda
13. Menimbang masing-masing eletroda pada rangkaiandan mencatat beratnya
14. Mengulangi prosedur 5-13 dengan mengganti arus menjadi 50 mA dan tegangan 10 volt
Metodologi Percobaan:
1. Mempersiapkan 4 gelas beaker ukuran 300 ml serta memberi label masing-masing A,B,C,dan D
2. Menimbang sebanyak 25 gram CuSO4 dan memasukkannya masing-masing kedalam beaker gelas A, B,dan C
3. Menimbang 10 gram CuSO4 dan memasukkannya dalam beaker gelas D
4. Mengencerkan CuSO4 dengan menambahkan 300 ml aquades pada masing-masing erlenmeyer
5. Menimbang elektroda Pb, Cu, dan C serta mencatat beratnya
6. Mengatur Voltmeter pada 100 mA dan tegangan 10 volt
7. Merangkai rangkaian Pb-C pada gelas beaker A, Cu-C pada gelas beaker B, dan dua C-C pada gelas beaker C dan D
8. Melewatkan arus ke rangkaian selama 2 menit
9. Menimbang masing-masing elektroda pada rangkaian dan mencatat beratnya
10. Melewatkan arus ke rangkaian kembali selama 2 menit tanpa mengamplas elektroda
11. Menimbang masing-masing elektroda pada rangkaian dan mencatat beratnya
12. Melewatkan arus ke rangkaian kembali selama 2 menit tanpa mengamplas elektroda
13. Menimbang masing-masing eletroda pada rangkaiandan mencatat beratnya
14. Mengulangi prosedur 5-13 dengan mengganti arus menjadi 50 mA dan tegangan 10 volt
Tidak ada komentar:
Posting Komentar