voltamete tembaga
-
Upload
hendrik-yoga -
Category
Documents
-
view
217 -
download
5
description
Transcript of voltamete tembaga
MODUL 1
VOLTAMETER 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
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)
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
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
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
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
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 :
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
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.
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
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
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 %
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.
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)
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
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)
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
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)
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”