LAPORAN HASIL PRAKTIKUM KIMIA DASAR II
SEL ELEKTROKIMIA
Disusun Oleh :
Novia Kusumawardani ( 1157040042 )
Naila Hidayat (1157040038 )
Ramadhanti Imani Rachmi ( 1157040046 )
Prasetya Imanudin (1157040044)
JURUSAN KIMIA
FAKULTAS SAINS DAN TEKNOLOGI
UNIVERSITAS ISLAM NEGERI SUNAN GUNUNG DJATI
BANDUNG
2016
Kamis, 7 April 2016
TUJUAN
Mengamati peristiwa elektrolisis pada larutan KI
Mengukur potensial sel, membandingkan hasil pengukuran potensial sel dengan perhitungan, membandingkan keaktifan logam-logam (Cu, Zn, Fe, Pb, Al)
DASAR TEORI
Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi dalam dua kelompok, yaitu sel galvani dan sel elektrolisis. Suatu sel elektrokimia terdiri dari dua elektroda, yang disebut katoda dan anoda, dalam larutan elektrolit. Pada elektroda katoda terjadi reaksi reduksi. Sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada anoda. Sel elektrokimia dapat dibagi menjadi:
Sel Volta / Sel Galvani merubah energi kimia menjadi listrik
Contoh : batere (sel kering) dan accu
Sel Elektrolisis à merubah energi listrik menjadi energi kimia
Contoh : penyepuhan, pemurnian logam
Dalam sel volta, reasi redoks spontan digunakan sebagai sumber arus listrik. Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta. Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks yang tidak spontan.
Sel elektrolisis terdiri dari sebuah wadah, elektroda, elektrolit, dan sumber arus searah. Elektron memasuki kutub negatif (katoda). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katoda dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi lain akan melepas elektron di anoda dan mengalami oksidasi. Jadi sama seperti pada sel volta, reaksi di katoda adalah reduksi, dan reaksi di anoda adalah oksidasi. Akan tetapi muatan elektrodanya berbeda. Pada sel volta, katoda bermuatan positif, dan anoda bermuatan negatif. Pada sel elektrolisis, katoda bermuatan negatif dan anoda bermuatan positif. Deret volta diurutkan berdasarkan urutan potensial reduksi semakin ke kiri, semakin kecil sehingga sifat pereduksi semakin kuat (logam semakin reaktif atau semakin mudah meengalami oksidasi).
Potensial elektroda standar suatu elektroda adalah daya gerak listrik yang timbul karena pelepasan elektron dari reaksi reduksi. Karena itu, potensial elektroda standar sering juga disebut potensial reduksi standar. Potensial ini relatif karena dibandingkan dengan elektroda hidrogen sebagai standar. Nilai potensial elektroda standar dinyatakan dalam satuan Volt (V). Untuk elektroda hidrogen, E0 nya adalah 0,00V.
- Bila Eo > 0 à cenderung mengalami reduksi (bersifat oksidator)
- Bila Eo < 0 à cenderung mengalami oksidasi (bersifat reduktor)
Potensial standar sel adalah nilai daya gerak listrik sel yang besarnya sama dengan selisih potensial reduksi standar elektroda yang mengalami reduksi dengan potensial reduksi standar elektroda yang mengalami oksidasi.
Eosel = Eoreduksi - Eooksidasi
ALAT DAN BAHAN
No
Nama Alat
Jumlah
1
Tabung U
1
2
Pipet tetes
3
3
Tabung reaksi
2
4
Sel volta
1
5
Voltameter
1
6
Rak tabung reaksi
1
7
Elektroda karbon
1 pasang
No
Nama Bahan
Jumlah
1
Larutan KI 0,5 M
50 ml
2
Fenoftalein
1 ml
3
Amilum
1 ml
4
Larutan Pb(NO3)2 0,1 M
25 ml
5
Larutan ZnSO4 0,1 M
25 ml
6
Larutan FeSO4 0,1 M
25 ml
7
Larutan CuSO4 0,1 M
25 ml
8
Larutan Al(SO4)3 0,1 M
25 ml
9
Lempeng Logam Besi
1
10
Lempeng Logam Seng
1
11
Lempeng Logam Aluminium
1
12
Lempeng Logam Timbal
1
CARA KERJA
Percobaan sel elektrolisis
Percobaan pertama yaitu percobaan elektrolisis, larutan yang dielektrolisis yang larutan KI. Larutan KI dielektrolisis menggunakan elektroda karbon dan baterai. Pada ruang katoda diberikan elektroda yang disambung kedalam baterai yang berkutub positif sedangkan ruang anoda disambung kedalam baterai yang berkutub negatif. Ambil larutan yang telah dielektrolisis sebanyak 5 ml ke dalam tabung reaksi untuk di tambahkan fenoftalein dan amilum. Setelah larutan dari anoda dan katoda tersebut diteteskan fenoftalein dan amilum amati perubahan yang terjadi.
Sel volta
Percobaan kedua yaitu percobaan sel volta, pada percobaan kali ini yang diamatinya adalah energi potensial sel yang dihasilkan dari logam logam yang digunakan. Pertama logam yang direaksikan adalah logan Zn dengan logam Fe. Ambil larutan ZnSO4 20 ml dan larutan FeSO4 20 ml juga, buat jembatan garam dengan menggunakan kertas saring yang dimasukan kedalam kedua larutan tersebut. Setelah itu masukkan logam sesuai dengan larutan yang digunakannya juga, kemudian lihat hasil yang didapatkan dari voltameter sebagai hasil pembanding dengan potensial sel yang hasil perhitungan. Lakukan langkah tersebut kepada logam yang berbeda dan larutan yang berbeda jugaa.
PERLAKUAN DAN PENGAMATAN
No
Perlakuan
Pengamatan
1
Sel elektrolisis
Ambil larutan KI sebanyak 50 ml pindahkan kedalam tabung U. Pasangkan elektroda karbon pasangkan ke rangkaian baterai, kabel yang digunakan disesuaikan dengan kutub yang seharusnya dipasang pada anoda dan katoda. Tunggu beberapa saat hingga larutan mengalami elektrolisis. Setelah larutan itu berelektrolisis ambil 5 ml larutan katoda dan anoda kedalam tabung reaksi. Tabung reaksi yang` berisi larutan katoda ditambahkan 1 tetes amilum, dan tabung reaksi yang berisi larutan anoda ditambahkan 1 tetes amilum juga. Amati perubahannya yang terjadi pada larutan tersebut. Kemudian ambil larutan katoda dan anoda masing-masing 5 ml, tambahkan masing-masing 1 tetes fenoftlaein. Amati perubahannya.
Pengamatan pada percoba an sel elektrolisis adalah warna pada larutannya. Seperti larutan selama elektrolisis, warna setelha ditambahkan fenoftalein, dan warna larutan setelah ditambah amilum. Hasil pengamatan terdapat dalam tabel 1.1
2.
Sel volta
Pertama logam yang direaksikan adalah logan Zn dengan logam Fe. Ambil larutan ZnSO4 20 ml dan larutan FeSO4 20 ml juga, buat jembatan garam dengan menggunakan kertas saring yang dimasukan kedalam kedua larutan tersebut. Setelah itu masukkan logam sesuai dengan larutan yang digunakannya juga, kemudian lihat hasil yang didapatkan dari voltameter sebagai hasil pembanding dengan potensial sel yang hasil perhitungan. Lakukan langkah tersebut kepada logam yang berbeda dan larutan yang berbeda juga. Logam yang digunakan adalah logam Zn, logam Fe, logam Al, dan logam Pb. Hitung potensial sel menggunakan rumus, kemudian bandingkan dengan hasil pda voltameter.
Pada percobaan kedua tentang sel volta ini pengamatannya yaitu pengamatan pada harga potensial sel voltameter dengan perhitungan. Lempeng logam yang digunakannya terdiri dari 4 jenis logam yaitu logam Zn, logam Fe, logam Al, dan logam Pb. Hasil pengamatan dapat dilihat dalam tabel 1.2
Tabel hasil pengamatan 1.1
Sel elektrolisis
Larutan dalam
Ruang
Warna larutan
Selama eletrolisis
Perubahan setelah
ditambah fenoftalein
Perubahan setelah ditambah amilum
Anode
Kuning
Tidak berwarna
Ungu
Katode
Tidak berwarna
Merah muda
Merah muda
Tabel hasil pengamatan 1.2
Sel volta
No
Sel volta
E°sel Voltmeter
E°sel perhitungan
1
ZnSO4 – FeSO4
0,1 V
0,34 V
2
ZnSO4 – Al2SO4
0 V
0,9 V
3
ZnSO4 – CuSO4
1V
1,1 V
4
Pb(NO3)2 - CuSO4
0,5 V
0,47 V
REAKSI DAN PERHITUNGAN
Sel elektrolisis
Katoda
2 H2O(l) + 2è
2OH- (aq) + H2 (g)
Anoda
2I-
I2 + 2è
Hasil
2 H2O(l) + 2I-
2OH- (aq) + H2 (g) + I2
Sel volta
ZnSO4 – FeSO4
Katoda
Fe2+ (aq) + 2è
Fe (s)
Anoda
Zn (s)
Zn2+ (aq) + 2è
Hasil
Fe2+ (aq) + Zn (s)
Fe (s) + Zn2+ (aq)
Notasi sel : Fe " Fe2+ "" Zn2+ " Zn
E°sel = E°red - E°oks
= - 0,44 – (-0,78)
= 0,34 V
ZnSO4 – AlSO4
Katoda
Zn2+ (aq) + 2è
Zn (s)
X 2
Anoda
Al (s)
Al3+ (aq) + 3è
X 3
Hasil
Zn2+ (aq) + Al (s)
Zn (s) + Al3+ (aq)
Katoda
2Zn2+ (aq) + 6è
2Zn (s)
Anoda
3Al (s)
3Al3+ (aq) + 6è
Hasil
2Zn2+ (aq) + 3Al (s)
2Zn (s) + 3Al3+ (aq)
Notasi sel : Zn " Zn2+"" Al3+ " Al
E°sel = E°red - E°oks
= -0,76 – (-1,66)
= 0,9 V
ZnSO4 – CuSO4
Katoda
Cu2+ (aq) + 2è
Cu (s)
Anoda
Zn (s)
Zn2+ (aq) + 2è
Hasil
Cu2+ (aq) + Zn (s)
Cu (s) + Zn2+ (aq)
Notasi sel : Cu " Cu2+ "" Zn2+ " Zn
E°sel = E°red - E°oks
= 0,34 – (-0,76)
= 1,1 V
Pb(NO3)2 - CuSO4
Katoda
Cu2+ (aq) + 2è
Cu (s)
Anoda
Pb (s)
Pb2+ (aq) + 2è
Hasil
Cu2+ (aq) + Pb (s)
Cu (s) + Pb2+ (aq)
Notasi sel : Cu" Cu2+ "" Pb2+" Pb
E°sel = E°red - E°oks
= 0,34 – (-0,13)
= 0,47 V
PEMBAHASAN
Pada praktikum ke 5 ini dilakukan dua percobaan yaitu percobaan sel elektrolisis dan sel volta. Percobaan pertama yaitu percobaan elektrolisis yang diamati dari percobaaan ini adalah zat yang terbentuk di ruang katode dan anode nya, warna larutan selama elektrolisis, warna larutan setelah ditambahkan fenoftalein dan amilum, dsb. Percobaan kedua yaitu percobaan tentang sel volta yang diamati pada percobaan ini adalah perbedaan harga potensial selnya. Harga potensial selnya tersebut dapat kita bandingkan dengan cara perhitungan dan cara voltmeter.
Percobaan pertama yaitu percobaan sel elektrolisis. Larutan yang dielektrolisis pada percobaan ini adalah larutan KI. Larutan KI tersebut dielektrolisis dengan menggunakan elektroda karbon yang disambungkan ke baterai. Larutan KI pada saat dielektrolisis terbagi menjadi anode dan katode, yang berperan sebagai katode adalah K+ dan anodenya I-. Warna larutan selama eletrolisis anode berwarna kuning sedangkan katode tidak berwarna tapi menghasilkan sedikit gelembung, gelembung itu dihasilkan karena pada ruang katode K+ tidak dapat dielektrolisis sehingga yang dielektrolisisnya adalah air. Karena yang terelektrolisisnya adalah air maka akan dihasilkan gelembung karena terbentuk gas H2. Dari larutan anoda dan katoda tersebut akan ditambahkan fenoftalein dan amilum. Warna yang dihasilkan dari penambahan fenoftalein pada larutan anode yaitu tidak terjadi perubahan warna sedangkan pada larutan katoda terjadi perubahan warna menjadi merah muda yang warna awal larutannya tidak berwarna. Pada saat penambahan fenoftalein terjadi perubahan warna menjadi warna merah muda itu menunjukkan bahwa larutan tersebut basa, hal tersebut sesuai dengan perkiraan kita bahwa larutan katode yaitu larutan yang mengandung K+. Selanjutnya penambahan amilum pada larutan anode dan katode didapatkan hasil bahwa larutan anode yang ditambahkan amilum menghasilkan larutan yang berwarna ungu++ sedangkan larutan katode berwarna merah muda. Pada saat penambahan amilum pada larutan anode menghasilkan warna ungu++ itu menunjukkan bahwa larutan tersebut mengandung ion I-. Sedangkan apabila larutan yang tidak mengandung ion I- tidak akan berubah warna, apabila mengalami perubahan warna pun tidak akan menjadi warna ungu++. Zat yang terbentuk diruang katode adalah K+, namun K+ disini tidak dapat dielektrolisis sehingga yang dielektrolisis diruang katode adalah air. Pada ruang anode zat yang terbentuk adalah larutan yang mengandung ion I-, karena pada percobaan ini I- dapat dieletrolisis.
Percobaan kedua adalah percobaan sel volta yaitu merubah energi kimia menjadi energi listrik. Logam-logam digunakan adalah ZnSO4, FeSO4, Al2SO4, CuSO4, dan Pb(NO3)2. Pada percobaan ini yang diamati adalah harga potensial sel dan juga kereaktifan suatu logam. Pada percobaan ini juga digunakannya jembatan garam, jembatan garam tersebut digunakan pada percobaan ini memiliki fungsi yaitu Menyeimbangkan kelebihan jumlah ion pada kedua elektrode dan juga membuat rangkaian tertutup sehingga terjadi aliran elektron yang melibatkan beda potensial sel dapat terbaca di voltmeter/avometer. Nilai potensial sel dapat diketahui melalui voltameter. Pada ZnSO4 dan FeSO4 nilai potensial selnya 0,1 V sedangkan hasil perhitungan 0,34 V selisihnya 0,24 V. Pada ZnSO4 dan AlSO4 nilai potensial selnya 0 V sedangkan hasil perhitungan 0,9 V selisihnya 0,9 V. Pada ZnSO4 dan CuSO4 nilai potensial selnya 1 V sedangkan hasil perhitungan 1,1 V selisihnya 0,1 V. Pada Pb(NO3)2 dan CuSO4 nilai potensial selnya 0,5 V sedangkan hasil perhitungan 0,47 V selisihnya 0,03 V. Hasil dari percobaan terjadi perbedaan harga potensial sel perhitungan dengan harga potensial sel menurut voltameter, itu disebabkan karena beberapa faktor baik secara internal ataupun eksternal. Salah satu faktor yang mempengaruhi terjadinya perbedaan harga potensial sel antara voltameter dan perhitungan yaitu kurang teliti dalam membuat larutan serta saat penimbangan, larutan yang digunakan tidak tepat 0,1 M konsentrasinya, larutan sudah bercampur dengan larutan yang lain saat melakukan percobaan, kurang bersihnya elektroda yang digunakan walaupun telah dilakukan pengamplasan, voltmeter tidak langsung menunjukkan dengan tetap dan jarum diam pada satu angka, namun ada pergerakan yang terjadi pada jarum sehingga kurang akurat dalam menentukan beda potensialnya, saat melakukan percobaan, suhu dan tekanan berbeda dengan keadaan standar yang dibutuhkan untuk menentukan potensial elektroda, yaitu 25˚C 1 atm, elektroda logam yang digunakan memiliki tingkat pengotor yang tinggi sehingga mengganggu jalannya reaksi sel volta, larutan elektrolit yang digunakan sebagian sudah tidak murni karena tercampur zat lain ataupun mengalami koagulasi,Jembatan garam yang digunakan hanyalah kertas saring yang dibasahi NaCl, sehingga tidak dapat menyeimbangkan muatan pada kedua larutan elektrolit sehingga mengganggu jalannya reaksi sel volta.Pasangan logam yang memiliki perbedaan potensial eletrode paling besar adalah pasangan ZnSO4 dan AlSO4 dengan selisih 0,9 V sedangkan pasangan logam yang memiliki perbedaan potensial elektrode yang paling kecil adalah pasangan Pb(NO3)2 dan CuSO4 dengan selisih 0,03 V. Pada percobaan kali ini ada percobaan yang menunjukkan harga potensialnya adalah 0 V, sebenarnya jika menurut literatur tidak akan menghasilkan 0 V. Tetapi hasil yang didapat dari praktikum ini didapatkan hasil 0 V, mungkin itu karena ketidaktelitian pada saat pengamplasan logam sehingga tidak bersih dan menghasilkan hasil 0 V, atau juga dapat disebabkan karena faktor-faktor diatas. Logam-logam yang digunakan pada percobaan ini yang menjadi logam paling aktif adalah logam Al sedangkan yang paling tidak aktif logam Cu. Itu karena jika menurut deret volta semakin kiri maka logam tersebut semakin mudah teroksidasi (semakin kuat sifat reduktornya), kebalikannya jika semakin ke kanan maka logam tersebut semakin mudah tereduksi (semakin kuat sifat oksidatornya). Atau dapat dikatakan bahwa jika semakin ke kiri logam akan semakin reaktif. Jika diurutkan berdasarkan kereaktifannya dari empat logam yang digunakan urutannya sebagai berikut Al, Zn, Fe, Pb, Cu.
KESIMPULAN
Elektrolisis pada larutan KI yang dihasilkan larutan dalam ruang anode berwarna kuning, katode tidak berwarna. Pada peristiwa eletrolisis larutan elektrolisis larutan KI, ion K nya tidak dapat direduksi karena K merupakan unsur yang termasuk kedalam unsur golongan IA.
Nilai potensial sel dapat diketahui melalui voltameter. Pada ZnSO4 dan FeSO4 nilai potensial selnya 0,1 V sedangkan hasil perhitungan 0,34 V selisihnya 0,24 V. Pada ZnSO4 dan AlSO4 nilai potensial selnya 0 V sedangkan hasil perhitungan 0,9 V selisihnya 0,9 V. Pada ZnSO4 dan CuSO4 nilai potensial selnya 1 V sedangkan hasil perhitungan 1,1 V selisihnya 0,1 V. Pada Pb(NO3)2 dan CuSO4 nilai potensial selnya 0,5 V sedangkan hasil perhitungan 0,47 V selisihnya 0,03 V. Dari empat logam yang digunakan pada percobaan ini yang paling reaktif adalah Aluminium (Al).
DAFTAR PUSTAKA
Anonim.2016.Modul Praktikum Kimia Dasar II. Bandung. UIN Sunan Gunung Djati
Chang,Raymond.2003.Kimia Dasar Konsep- konsep Inti. Jakarta. Erlangga
Jauzi, Sita Nirmala. 2015. Laporan praktikum kimia menentukan beda
http://jauziasitanirmala.blogspot.co.id/2015/01/laporan-praktikum-kimia-menentukan-beda.html
Diakses pada hari selasa tanggal 19 April 2016 jam 23.57 WIB
Santoso, Buono Aji. 2012. Beda potensial pada bebagai sel volta
http://buono-aji-santoso.blogspot.co.id/2012/11/beda-potensial-pada-berbagai-sel-volta.html
Diakses pada hari selasa tanggal 19 April 2016 jam 23.57 WIB
Sary, Ayhu Oman. 2013. Laporan praktikum elektrolisis
http://praktikum-kimia-elektrolisis.blogspot.co.id/
Diakses pada hari selasa tanggal 19 April 2016 jam 23.59 WIB
Razie, Handy. 2014. Laporan praktikum kimia reaksi
http://handyrazie.blogspot.co.id/2014/10/laporan-praktikum-kimia-reaksi.html
Diakses pada hari selasa tanggal 19 April 2016 jam 23.58 WIB
