Post on 23-Oct-2015
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)
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)
II-3
Bab II Tinjauan Pustaka
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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
Bab II Tinjauan Pustaka
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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+
II-5
Bab II Tinjauan Pustaka
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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
Bab II Tinjauan Pustaka
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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
Bab II Tinjauan Pustaka
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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
Bab II Tinjauan Pustaka
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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
Bab II Tinjauan Pustaka
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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
Laboratorium Kimia Fisika
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
Bab III Metodologi Percobaan
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi DIII Teknik Kimia
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
Bab III Metodologi Percobaan
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi DIII Teknik Kimia
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
Bab III Metodologi Percobaan
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi DIII Teknik Kimia
FTI-ITS
III.6 Gambar Alat Percobaan
Beaker Glass Erlenmeyer
Labu Ukur Gelas Ukur
Spatula Kaca Arloji
III-6
Bab III Metodologi Percobaan
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi DIII Teknik Kimia
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
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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
Bab IV Hasil Percobaan dan Pembahasan
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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
Bab IV Hasil Percobaan dan Pembahasan
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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
Bab IV Hasil Percobaan dan Pembahasan
Laboratorium Kimia Fisika
Program Studi D3 Teknik Kimia
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