4 - PONSEL

LABORATORIUM

KIMIA FISIKA

Percobaan : POTENSIAL SEL Kelompok : VII A

Nama : 1. May Saktianie Novitasari NRP. 2313 030 029 2. Evi Maya Odelia NRP. 2313 030 039 3. Dicky Dwi Randika NRP. 2313 030 045 4. Bun Yan Marshush Al Wathon NRP. 2313 030 077 5. Brima Dewantoro NRP. 2313 030 085

Tanggal Percobaan : 30 Nopember 2013

Tanggal Penyerahan : 7 Desember 2013

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

Asisten Laboratorium : Dhaniar Rulandri W.

PROGRAM STUDI D3 TEKNIK KIMIA

FAKULTAS TEKNOLOGI INDUSTRI

INSTITUT TEKNOLOGI SEPULUH NOPEMBER

SURABAYA

2013

i

ABSTRAK

Tujuan praktikum 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 0,69 N; 0,61 N; 0,51 N; 0,48 N; 0,42 N; 0,38 N; 0,32 N; 0,26 N; 0,22 N; 0,15 N; dan 0,11 N. Setelah itu menuangkan larutan yang telah dibuat ke dalam beaker glass, lalu lempeng Cu (Tembaga) dan Zn (Seng) yang telah disiapkan sebelumnya diikat dengan benang. Kemudian lempeng-lempeng tersebut diletakkan pada beaker glass yang sudah berisi larutan ZnSO4 dan larutan CuSO4

sebesar 250 ml. Menyiapkan jembatan garam dan meletakkan pada kedua larutan. Membasahi semua permukaan jembatan garam dengan larutan tersebut. Lalu kabel dari voltmeter ditempelkan pada lempeng Cu dan Zn tersebut. Setelah kabel voltmeter tersebut ditempelkan, maka akan muncul angka/skala voltage dari lempeng tersebut pada keadaan konstan. Setelah angkanya muncul lalu dicatat dan dimasukkan ke dalam tabel percobaan. Lalu ulangi percobaan pada masing-masing larutan sebanyak dua kali. Setelah itu hitung rata-ratanya dan masukkan ke dalam tabel perhitungan.

Dari percobaan potensial ini didapatkan hasil harga potensial sel dari masing-masing konsentrasi larutan. Pada konsentrasi 0,69 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 1,105 V. Pada konsentrasi 0,61 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 1,09 V. Pada konsentrasi 0,51 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 1,065 V. Pada konsentrasi 0,48 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 1,045 V. Pada konsentrasi 0,42 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 1,025 V. Pada konsentrasi 0,38 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 1,065 V. Pada konsentrasi 0,32 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 1,045 V. Pada konsentrasi 0,26 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 1,03 V. Pada konsentrasi 0,22 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 0,96 V. Pada konsentrasi 0,15 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 0,35 V.Sedangkan untuk konsentrasi 0,11 N; rata-rata harga potensial sel sebesar 0,145 V. Dari hasil percobaan di atas, dapat disimpulkan bahwa konsentrasi mempengaruhi besarnya harga potensial sel. Besarnya konsentrasi

sebanding dengan harga potensial sel, artinya semakin besar konsentrasi harga potensial juga semakin besar. Karena konsentrasi mempengaruhi nilai potensial sel. Potensial sel hasil perhitungan dan percobaan disetiap konsentrasi diperoleh hasil yang berbeda. Persen kesalahan terbesar ada pada percobaan ke-11 dengan konsentrasi sebesar 0,11 N dengan persen kesalahan sebesar 86 %. Kata Kunci : potensial sel, sel elektrokimia, jembatan garam, voltmeter,

beda potensial

ii

DAFTAR ISI ABSTRAK .......................................................................................... i

DAFTAR ISI ........................................................................................ ii DAFTAR GAMBAR ............................................................................. iii DAFTAR GRAFIK ............................................................................... iv

DAFTAR TABEL .................................................................................. v 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

II.1.1 Pengertian Sel Volta ....................................................... II-1

II.1.2 Potensial Sel ................................................................... II-2 II.1.3 Macam-macam Elektroda ............................................... II-2

II.1.4 Reaksi dan Persamaan Elektrokimia dan Elektrolisis ...... II-4 II.1.5 Hukum-Hukum yang Mendasari .................................... II-6

BAB III METODOLOGI PERCOBAAN

III.1 Variabel Percobaan .............................................................. III-1 III.2 Alat yang digunakan ............................................................ III-1 III.3 Bahan yang digunakan ........................................................ III-2

III.4 Prosedur Percobaan ............................................................. III-2 III.5 Diagram Alir Percobaan ....................................................... III-3

III.6 Gambar Alat Percobaan ....................................................... III-4 BAB IV HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN

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

IV.2 Grafik dan Pembahasan ....................................................... IV-1 BAB V KESIMPULAN .......................................................................... V-1 DAFTAR PUSTAKA .............................................................................. vi

DAFTAR NOTASI ................................................................................ vii APPENDIKS ........................................................................................ viii

LAMPIRAN : 1. LAPORAN SEMENTARA 2. FOTOKOPI LITERATUR

3. LEMBAR REVISI

iii

DAFTAR GAMBAR

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

Gambar III.6 Alat Percobaan ............................................................. III-4

v

DAFTAR TABEL

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

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

iv

DAFTAR GRAFIK

Grafik IV.1 Hubungan Konsentrasi dengan Beda Potensial ................ IV-2

Grafik IV.2 Deviasi Nilai Potensial Sel ............................................... IV-6

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

Rumusan masalah dari percobaan ini adalah:

1. Bagaimana cara mengukur potensial sel pada sel elektrokimia ?

I.3 Tujuan Percobaan

Tujuan dari percobaan ini adalah:

1. Untuk mengukur potensial sel pada sel elektrokimia.

II-1

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

II.1 Dasar Teori

II.1.1 Pengertian Sel Volta

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.

(http://renideswantikimia.wordpress.com/kimia-kelas-xii-3/semester-i/2-reaksi-redoks-dan-

elektrokimia/3-potensial-sel/)

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.

(www.imamahmadi.wordpress.com/sel-volta/)

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.

(http://budisma.web.id/materi/sma/kimia-kelas-xii/sel-elektrokimia/)

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.

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



FTI-ITS

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 larutan CuSO4. Reaksi yang terjadi

adalah Zn mereduksi Cu2+

(berasal dari CuSO4) dan menghasilkan endapan logam

Cu karena Zn terletak di sebelah kiri Cu.

II.1.2 Potensial Sel

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 25

0C, 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

(http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/potensial-sel-reaksi-sel-dan-

penentuan-potensial-reduksi/)

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

II.1.3 Macam-macam Elektroda

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.

(http://id.wikipedia.org/wiki/Elektroda)

Elektroda dibagi menjadi:

a. Logam-ion logam

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

Zn, Cu, Cd, Na dan sebagainya.

II-5



FTI-ITS

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+

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,2002)

II.1.4 Reaksi dan Persamaan Elektrokimia dan Elektrolisis

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

II-6



FTI-ITS

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

dua buah reaksi paruh, yang kemudian digabungkan menjadi reaksi redoks

keseluruhan.

(http://belajar-sob.blogspot.com)

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

(Maron Lando, 1974).

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.

(Dogra, 1998)

II-7



FTI-ITS

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 .

(Strjer, 1994).

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 (Cu

2+), reaksi pada anoda, untuk anoda

inert ada OH-, Cl

-, Br

-, dan I

- dan sisa asam lainnya serta anoda tidak inert (bukan Pt

dan C) (Anshory, 1984).

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”.

(Petrucci, 1985)

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

II-8



FTI-ITS

arus pertukaran pada elektrodanya kecil. Dengan alasan yang sama, sel galvani

menghasilkan potensial lebih kecil ketimbang pada kondisi arus nol.

(Atkins, 1990)

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 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.

(http://esdikimia.wordpress.com/2011/09/28/sel-elektrolisis/).

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.

(http://andykimia03.wordpress.com/2009/09/10/elektrokimia-ii-sel-elektrolisis/)

II.1.5 Hukum-Hukum yang Mendasari

Kebergantungan potensial elektroda pada konsentrasi telah dibahas. Untuk

persamaan sel umum,

II-9



FTI-ITS

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.

(http://k15tiumb.blogspot.com/2009/10/potensial-sel.html)

Potensial sel non standar dapat dihitung dengan persamaan Nernst sebagai

berikut :

)(

)(log

0592,00

reduksimassa

oksidasimassa

nEselE sel

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.

(http://chemsin.blogspot.com/2009/06/persamaan-nernst-dan-sel-konsentrasi_16.html)

III-1

BAB III

METODOLOGI PERCOBAAN

III.1 Variabel Percobaan

1.Variabel Bebas

- Konsentrasi CuSO dan ZnSO4 : 0,69 N; 0,61 N; 0,51 N; 0,48 N; 0,42N; 0,38

N; 0,32 N; 0,26 N; 0,22 N; 0,15 N; dan 0,11 N

2. Variabel Terikat

- Besarnya voltase

3. Variabel Kontrol

- Volume masing-masing larutan 250 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

III-2


Laboratorium Kimia Fisika Program Studi DIII Teknik Kimia

FTI-ITS

3. Melarutkan padatan CuSO4 dan ZnSO4 dengan aquades kedalam labu ukur 500

ml.

4. Mengencerkan larutan CuSO4 dan ZnSO4 sesuai dengan variabel konsentrasi

yang telah ditentukanya itu, : 0,69 N; 0,61 N; 0,51 N; 0,48 N; 0,42N; 0,38 N;

0,32 N; 0,26 N; 0,22 N; 0,15 N; dan 0,11 N

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

CuSO4 dengan konsentrasi pertama 0,69 N .

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

garam sejenis ZnSO4 dengan konsentrasi pertama 0,69 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

kedalam labu ukur 500 ml.

Mengisi beaker glass yang berisi lempengan logam

tembaga dengan larutan CuSO4 dengan konsentrasi

pertama 0,69 N .

Mulai

Menimbang padatan CuSO4 dan ZnSO4

Mengencerkan larutan CuSO4 dan ZnSO4 sesuai dengan

variabel konsentrasi yang telah ditentukan yaitu; 0,69 N;

0,61 N; 0,51 N; 0,48 N; 0,42N; 0,38 N; 0,32 N; 0,26 N; 0,22

N; 0,15 N; dan 0,11 N

Mengisi beaker glass lain yang berisi lempengan logam

sampel dengan larutan garam sejenis ZnSO4 dengan

konsentrasi pertama 0,69 N.

A

A

III-4



FTI-ITS

III.6 Gambar Alat Percobaan

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.

III-5



FTI-ITS

Beaker Glass Erlenmeyer

Labu Ukur Gelas Ukur

Spatula Kaca Arloji

Pipet Tetes Selang

III-6



FTI-ITS

Voltmeter

Benang

Piringan (plate) Tombol Pengatur

Timbangan Elektrik

Batas ukur

Test pin positif

dan negatif

Selektor Batas ukur

IV-1

BAB IV

HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN

IV.1 Tabel Hasil Percobaan

Berdasarkan prosedur percobaan yang telah dilakukan, maka didapatkan hasil

sebagai berikut:

Tabel IV.1 Hasil Percobaan Potensial Sel

KONSENTRASI

CuSO4 dan

ZnSO4

TEGANGAN

I II Rata-rata

0,4 N 0,98 V 0,98 V 0,98 V

0,5 N 0,90 V 0,92 V 0,91 V

0,6 N 0,49 V 0,48 V 0,485 V

0,7 N 0,45 V 0,47 V 0,46 V

0,8 N 0,40 V 0,41 V 0,405 V

IV.2 Grafik dan Pembahasan

Tujuan dari percobaan ini adalah untuk mengukur potensial sel pada sel

elektrokimia pada larutan CuSO4 dan ZnSO4 dengan kosentrasi larutan yang berbeda-

beda.

Potensial sel adalah gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui

sirkuit eksternal. Potensial sel dihasilkan dari sel Galvani. Potensial sel tergantung

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

dihitung dengan menggunakan potensial-potensial standar zat-zat yang mengalami

redoks. Besarnya potensial sel dari suatu reaksi redoks dalam sel volta merupakan

total dari potensial elektroda unsur-unsur sesuai dengan reaksinya. Selainitu,

percobaan ini didasari pada hukum Nernst, yaitu sebuah hukum yang menyatakan

hubungan antara potensial sel dari sebuah elektron ion-ion metal dan konsentrasi dari

ion dalam sebuah larutan.

IV-2

BAB IV HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN


FTI-ITS

0

20

40

60

80

100

120

0,11 0,15 0,22 0,26 0,32 0,38 0,42 0,48 0,51 0,61 0,69

Beda P

ote

nsia

l ( V

)

Konsentrasi ( N )

Beda …

Grafik IV.1 Hubungan antara Konsentrasi dengan Beda Potensial

Dari hasil pengamatan CuSO4 dan larutan ZnSO4 ini dihubungkan dengan

menggunakan jembatan garam. Logam yang dimasukkan pada kedua larutan itu

disebut elektrode. Elektrode pada sel ini terbuat dari tembaga (Cu) dan Seng (Zn).

Tembaga berfungsi sebagai katoda, sedangkan Seng berfungsi sebagai anoda.

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

ini dikarenakan kedua peristiwa tersebut berlangsung secara simultan. Pada katoda

terjadi reaksi reduksi :

Cu2+

+ 2e-→Cu

sedangkan pada anoda terjadi reaksi oksidasi,

Zn→Zn2+

+ 2e-

Dari grafik IV.1 dapat diketahui bahwa konsentrasi sebanding dengan harga

beda potensial. Artinya, semakin besar konsentrasi harga beda potensial juga semakin

besar. Dikarenakan, reaksi yang mempunyai beda potensial positif adalah yang

mengalami reaksi redoks secara spontan. Reaksi redoks spontan terjadi apabila sel

anoda lebih mudah teroksidasi dan sel katoda lebih mudah tereduksi. Unsur yang

lebih mudah teroksidasi terletak di sebelah kanan unsur yang tereduksi pada deret

volta. Sehingga, reaksi yang mempunyai beda potensial positif adalah reaksi yang sel

anodanya terletak di sebelah kanan unsur katoda pada deret volta.

Rumus untuk mencari potensial sel dengan nilai kemolaran kurang dari 1 :

IV-3



FTI-ITS

Reaksi redoks yang terjadi pada CuSO4 dan ZnSO4 adalah sebagai berikut :

(katode) : Cu2+

+ 2e- → Cu E

0 = + 0,34 V

(anode) : Zn → Zn2+

+ 2e- E

0 = - 0,76 V

Reaksi sel : Cu2+

+ Zn → Zn2+

+ Cu Esel= +1,10 V

Dan dapat dirumuskan :

1.

25

%100105,1

0974,1105,1%

Kesalahan

%68,0% Kesalahan

2.

E0sel = E0katoda – E0anoda

atau

E0sel = E0 red – E0oks

IV-4



FTI-ITS

68,9

5,631525,0

91,9

651525,0

3.

4.

IV-5



FTI-ITS

5.

6.

IV-6



FTI-ITS

7.

8.

9.

IV-7



FTI-ITS

10.

11.

IV-8



FTI-ITS

0

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

0.11 0.15 0.22 0.26 0.32 0.38 0.42 0.48 0.51 0.61 0.69

Beda P

ote

nsia

l (V

)

Konsentrasi (N)

Potensial sel dengan reaksi

Potensial sel dengan percobaan

Grafik IV.2 Deviasi Nilai Potensial Sel

Dari grafik IV.2 dapat diketahui gambaran mengenai perbandingan

potensial sel hasil perhitungan dengan potensial sel hasil percobaan. Potensial sel

hasil perhitungan disetiap konsentrasi hasilnya selalu berbeda. Sama halnya dengan

potensial sel hasil percobaan yang besarnya berbeda-beda setiap konsentrasinya.

Persen kesalahan terbesar ada pada percobaan ke-11 dengan konsentrasi

sebesar 0,11 N dengan persen kesalahan sebesar 86 %. Dikarenakan faktor ketilitian

dan faktor skala yang digunakan pada voltmeter.

V-1

BAB V

KESIMPULAN

Dari penelitian yang telah kami lakukan, kami dapat menyimpulkan

bahwa:

1. Semakin besar konsentrasi, semakin besar juga harga potensial sel. Yang

artinya, nilai konsentrasi sebanding dengan nilai harga beda potensial.

2. Konsentrasi mempengaruhi nilai potensial sel. Potensial sel hasil

perhitungan disetiap konsentrasi hasilnya sama. Sedangkan potensial sel

hasil percobaan besarnya berbeda-beda setiap konsentrasinya.

3. Persen kesalahan terbesar ada pada percobaan ke-11 dengan konsentrasi

sebesar 0,11 N dengan persen kesalahan sebesar 86 %.

vi

DAFTAR PUSTAKA

H.Maron, Samuel. dkk. 1974. Fundamentals of Physical Chemistry. London

: Collier Macmillan Publishers

Sukardjo.1997.Kimia Fisika.Jakarta:Rineka Cipta

Reni Kimia.2011.Potensial Sel. http://renideswantikimia.wordpress.com

/kimia-kelas-xii-3/semester-i/2-reaksi-redoks-dan-elektrokimia/3-

potensial-sel/, 6 Desember 2012

Anonim.2012.Sel Galvani.http://id.wikipedia.org/wiki/Sel_galvani, 4

Desember 2012

Budisma.2012.Pengertian Sel Elektrokimia.http:// budisma.web.id/ materi

/sma/kimia-kelas-xii/sel-elektrokimia/, 6 Desember 2012

Muhammad arief.2011.Kimiaku.

http://elechtrochem.blogspot.com/p/notasi-sel-dan-potensial-sel.html, 7

Desember 2012

ImaFauziah.2009.PotensialSel.

http://k15tiumb.blogspot.com/2009/10/potensial-sel.html, 6 Desember

2012

Maria Sundus.2011. Perhitungan Potensial Sel. http://kimia-

asyik.blogspot.com/2011/08/perhitungan-potensial-sel.html, 6

Desember 2012

Anonim.2011. Elektrokomia.http://elechtrochem.blogspot.com/, 6

Desember 2012

Anonim.2011.Reaksi Redoks.

http://elechtrochem.blogspot.com/p/reaksi-redoks.html, 6

Desember 2012

vii

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

viii

APPENDIKS

Membuat larutan ZnSO4 0,8 N dengan 500 ml aquades.

Diketahui : Larutan ZnSO4 dengan Mr : 161 dan e : 2

Setelah didapatkan larutan ZnSO4 0,8 N 500 ml, kemudian diambil 250 ml untuk

percobaan. Selanjutnya larutan ZnSO4 0,7 N diencerkan untuk variabel konsentrasi

berikutnya menggunakan rumus pengenceran :

V1 x N1 = V2 x N2

V1 x 0,8 = 250 x 0,7

V1 = 219 ml ZnSO4 + 31 ml H2O

Untuk percobaan selanjutnya, pembuatan larutan ZnSO4 0,6 N; 0,5 N; dan 0,4 N,

tetap menggunakan rumus pengenceran seperti diatas.

Cara membuat larutan:

1. Menimbang ZnSO4 sebanyak 32,2 gram

2. Mengisi labu ukur dengan air sebanyak sepertiga bagian

3. Memasukkan ZnSO4 sebanyak 32,2 gram ke dalam labu ukur

4. Mengocok campuran yang ada di labu ukur

5. Menambah air sedikit demi sedikit hingga mencapai 250 ml

6. Mengocok campuran hingga larut

Membuat larutan CuSO4 0,8 N dengan 500 ml aquades.

Diketahui : Larutan CuSO4 dengan Mr :159 dan e : 2

219

8,0

7,0250

1

1

V

V

ix

Setelah didapatkan larutan CuSO4 0,8 N 500 ml, kemudian diambil 250 ml untuk

percobaan. Selanjutnya larutan CuSO4 0,8 N diencerkan untuk variabel konsentrasi

berikutnya menggunakan rumus pengenceran :

V1 x N1 = V2 x N2

V1 x 0,8 = 250 x 0,7

V1 = 219 ml ZnSO4 + 31 ml H2O

Untuk percobaan selanjutnya, pembuatan larutan ZnSO4 0,6N; 0,5 N dan 0,4 N, tetap

menggunakan rumus pengenceran seperti diatas.

Cara membuat larutan:

1. Menimbang CuSO4 sebanyak 31,8 gram

2. Mengisi labu ukur dengan air sebanyak sepertiga bagian

3. Memasukkan CuSO4 sebanyak 31,8 gram ke dalam labu ukur

4. Mengocok campuran yang ada di labu ukur

5. Menambah air sedikit demi sedikit hingga mencapai 250 ml

6. Mengocok campuran hingga larut

219

8,0

7,0250

1

1

V

V

Documents

4 - PONSEL