ln[Zn2+]/[Cu2+]
Esel
Persamaan Nernst
1)HELENA LEVIA, 2)MORI NOFRIKA, 3)NADIA MINANGI DASMAN, 4)NURHAYATI, 5)TRAYDA AFRIANTI
Laboratory of Physical Chemistry, Padang state of chemisrty, west Sumatra Barat, Padang
ABSTRAK
Telah dilakukan percobaan dengan judul " Persamaan Nerst " dengan tujuan untuk menyusun dan mengukur GGL sel Galvani dan mencoba menguji persamaan Nernst. Pada percobaan ini, larutan elektrolit yang digunakan adalah CuSO4 dan ZnSO4. Selanjutnya, E sel ditentukan. Kemudian ditentukan E sel melalui persamaan Nernst. Berdasarkan dari hasil eksperimen yang telah dilakukan, didapatkan bahwa konsentrasi mempengaruhi E sel reaksi.
I. PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Walther Hermann Nernst (25 Juni 1864 – 18November 1941)
adalah kimiawan Jerman yang menerapkan asas-asas termodinamika ke sel listrik. Ia menciptakan sebuah persamaan yang dikenal sebagai persamaan Nernst, yang menghubungkan voltase selke propertinya. Lepas dari Joseph Thomson, iamenjelaskanmengapa senyawa terionisasi dengan mudah dalam air. Penjelasan ini,
disebut aturanNernst-Thomson menyatakan bahwa sulit halnya bagiion yang ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui insulasi molekul air, sehingga terdisosiasi. Nernst
dianugerahi Hadiah Nobel Kimia 1920 untuk penemuannya pada Hukum Ketiga Termodinamika, yang menyatakan bahwa entropi mencapai minimum karena suhu mendekati nol mutlak. Ia juga menciptakan lampu Nernst.
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 oks dan red masing-masing menyatakan konsentrasi partikel hasil oksidasi dan konsentrasi partikel hasil reduksi.
Reaksi kimia dapat menghasikan energi atau menyerap energi. Energi yang terjadi biasannya dalam bentuk panas, tatapi bisa diubah dalam bentuk energi listrik, seperti yang terjadi pada sel Galvani. Sel ini terdiri dari batang logam Zn tercelup sebagian dalam larutan Zn2+ dalam batang logam Cu yang tercelup sebagian dalam larutan Cu2+. Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam (salt bridge).
Logam Zn dalam larutan Zn2+ dan logam Cu dalam larutan Cu2+ masing-masing mempunyai potensial listrik tertentu sehingga keduanya disebut elektroda dan nilai potensialnya disebut potensial elektroda. Nilai potensial elektroda itu bergantung pada jenis logam dan konsentrasi larutan logam tersebut. Nilai potensial reduksi suatu elektroda logam dalam larutannya berkonsentrasi 1,0 Mpada suhu 250C disebut potensial reduksi elektroda standar. Jika logam Zn dan logam Cu dihubungkan dengan potensiometer akan menggerakkan jarum sebagai bukti adanya listrik (elektron).
Ketika kedua elektroda belum dihubungkan maka tidak ada arus listrik yang mengalir dan perbedaan potensial elektroda kedua elektroda adalah maksimum, maka disebut GGL sel atau Esel. Nilai Esel pada keadaan standar (konsentrasi larutan 1,0M dan 298 K (250C) dilambangkan sebagai E0sel. Nilai E0sel dapat ditentukan langsung dari nilai potensial elektroda standar. Contohnya, untuk sel Zn/ Zn2+ Cu2+/Cu:
Cu2+(aq) + 2e Cu(s) E0 = 0,34 V
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e E0= 0,76 V
Cu2+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + Cu(s) E0 = 1,10 V (Tim Kimia Fisika , 2015: 38-39).
Jika suatu zat terlarut dilarutkan dalam dua pelarut yang tidak salingbercampur, rasio fraksi mol zat terlarut dalam dua pelarut pada kesetimbangan adalah suatu konstanta K, yakni:Dimana K2, K'2 adalah konstanta Henry dalam dua pelarut, X2 dan X'2 fraksi mol zat terlarut masing-masing dalam dua pelarut. Hubungan di atas dapat juga dinyatakan dalam batasan satuan konsentrasi, misalnya satuan molaritas (Mansyur, 1990).
Kasus khusus pada persamaan Nernst mempunyai arti penting dalam elektrokimia. Andaikan reaksi sudah mencapai kesetimbangan, maka Q = K, dengan K sebagai kosntanta kesetimbangan reaksi sel. Walaupun demikian, reaksi kimia pada kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja, sehingga menghasilkan beda potensial nol antara kedua elektroda sel galvani. Oleh karena itu, dengan menentukan E = 0 dan Q = K dan persamaan Nernst, menghasilkan(kartohadiprodjo, 1994).
Elektrokimia adalah cabang ilmu yang mempelajari hubungan antara energi listrik dan reaksi kimia. Dasar elektrokimia adalah reaksi redoks yaitu serah terima elektron dari suaatu pereaksi ke pereaksi lain. Sel elektrokimia adalah alat khusus yang dapat membuat interaksi energi kimia dengan energi listrik (syukri, 1997).
1.2 Tujuan Percobaan
Adapun tujuan dari percoban ini adalah menyusun dan mengukur GGL sel Galvani dan mencoba menguji persamaan Nernst
II EKSPERIMENTAL
2.1. ALAT DAN BAHAN
Alat yang digunakan dalam percobaan ini adalah pH meter (potensiometer), 2 gelas piala 100 mL,kertas saring, kabel penjepit, labu takar 100 mL, pipet gondok 10 mL, termometer 0-1000C. Bahan yang digunakan dalam percobaan ini adalah CuSO4.5H2O (1 M, 0,1M,0,01 M,0,001 M), ZnSO4.7H2O(1 M), lempengan tembaga, dan lempengan seng.
2.2. PROSEDUR KERJA
Disiapkan potongan lembaran tembaga dan seng dengan ukuran 6 x 2 cm. Dibersihkan permukaan lembaran logam tersebut menggunakan kertas amplas. Disiapkan larutan jenuh amonium nitrat atau kalsium nitrat kurang lebih 10-20 ml sebagai jembatan garam. Diambil selembar kertas saring, digulung dan direkatkan menggunakan selotip pada bagian tengahnya untuk mencegah gulungan terbuka. Disiapkan dua gelas piala 100 ml yang satu diisi dengan 1 M CuSO4 dan satu lagi diisi dengan ZnSO4. Dicelupan elektroda-elektroda logam dan dihubungkan dengan kabel. Dicelupkan kertas saring yang digulung tadi dalam larutan ammonium nitrat, dihilangkan kelebihan ammonium nitrat dengan kertas saring lain. Ditempatkan sedemikian rupa sehingga kedua ujung gulungan tercelup ke dalam larutan yang berada pada kedua gelas piala. Diamati nilai GGL dengan menggunakan pH meter yang distel pada posisi mV. Dicatat polaritas kedua elektroda pada pengukuran tersebut dan dicatat suhu larutan. Disiapkan 100ml larutan 0,1M CuSO4 dengan jalan mengencerkan larutan 1,0 M CuSO4. Diganti larutan CuSO4 1,0M dengan larutan CuSO4 0,1 M , larutan ZnSO4 jangan diganti. Dicuci dan dibersihkan kembali kedua elektroda dengan kertas amplas. Diganti jembatan garam dengan yang baru dan kembali diukur dan dicatat nilai GGL dengan pH meter. Diulang langkah di atas, tetapi dengan menggunakan larutan CuSO4 yang lebih encer yaitu 0,1 M, 0,01M, 0,001 M.
III. HASIL DAN PEMBAHASAN
3.1. HASIL
Larutan pada bagian anoda Zn/Zn2+ (M)
Larutan pada bagian katoda Cu/Cu2 (M)
ESel
(volt)
t 0C
1,0
1,0
1,05
30
1,0
0,1
0,99
30
1,0
0,01
0,84
30
1,0
0,001
0,81
30
3.2 PEMBAHASAN
Persamaan nernst merupakan persamaan yang menyatakan hubungan antara potensial dari sebuah elektron ion-ion metal dan konsentrasi dari ion dalam sebuah larutan. Pada sel elektrokimia sederhana, elektron akan mengalir dari anoda ke katoda. Hal ini akan menimbulkan perbedaan potensial antara kedua elektroda. Perbedaan potensial akan mencapai maksimum jika tidak ada arus listrik yang mengalir. Perbedaan maksimum ini dinamakan GGL sel atau Esel pada bagian faktor.
Salah satu faktor yang mempengaruhi E sel adalah konsentrasi. Persamaan yang menghubungkan konsentrasi dengan E sel dinamakan persamaan Nernst. Bentuk persamaannya adalah
Esel = E0sel - 0,0592n ln (Zn2+)( Cu 2+ )
Pada percobaan nerst bertujuan untuk menyusun atau mengukur GGL sel elektrik (sel elektrokimia) dan menguji persamaan Nerst juga membandingkan Esel teoritis dan E sel praktis. Elektroda yang digunakan adalah Zn dan Cu , menyebabkan terjadinya serah terima elektron karena karena logam Zn mempunyai kecendrungan untuk melarut membentuk ion Zn tetapi ion Zn 2+ dalam larutan cenderung mengendap sebagai atom Zn . Kecendrungan Zn untuk melarut lebih besar daripada kenderungan Zn 2+ untuk mengendap , maka kesetimbangan bergeser kekanan , menyebabkan logam Zn kelebihan elektron, memberikan muatan (-) pada logam sedangkan pada Cu , kecendrungan Cu 2+ untuk mengendap lebih besar daripada kecendrungan Cu untuk melarut . Sehingga menyebabkan logam Cu kekurangan elektron dan Cu lebih positif terhadap larutan . Sehingga terjadilah serah terima elektron , dimana kelebihan elektron menyebabkan Logam Zn akan larut dalam larutan Zn 2+ dan ion Cu 2+ akan terus mengendap sebagai Cu
Pada sel elektrik elektron akan mengalir dari anoda seng ke katoda tembaga. Hal ini menimbulkan perbedaan potensial antara kedua elektroda . Perbedaan potensial akan mencapai maksimum ketika ada arus listrik yang mengalir . Perbedaan maksimum itu dinamakan GGL sel atau E sel
Nilai Esel bergantung pada berbagai faktor. Bila konsentrasi larutan seng dan tembaga adalah 1 M akan suhu sistem 298 0 K (25 0C )Esel berada pada keadaan standar dan diberi simbol E0 sel . Salah satu faktor yang mempengaruhi E sel adalah konsentrasi . Persamaan yang menghubungkan konsentrasi dengan Esel dinamakan persamaan Nerst . Reaksi yang terjadi adalah:
Cu2+(aq) + 2e Cu(s) E0 = 0,34 V
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e E0= 0,76 V
Cu2+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + Cu(s) E0 = 1,10 V
Dari hasil percobaan diatas dapat diketahui bahwa potensial sel di pengaruhi oleh jenis elektroda, konsentrasi larutan dan suhu. Dalam persamaan, suhu berada disebelah kanan yang bertanda negatif sehingga semakin besar suhu maka semakin potensial sel (Esel) semakin kecil. Secara tertulis karena menyebabkan – log [Zn2+]/[Cu2+] semakin besar.
Pada percobaan dilakukan pengenceran CuSO4 dengan berbagai konsentrasi dengan kata lain larutan yang digunakan sama tapi konsentrasinya berbeda. CuSO4 yang digunakan adalah 1 M, 0,1 M, 0,01 M, 0,001 M. Akibat variasi dari konsentrasi menghasilkan Esel yang berbeda-beda. Didalam praktikum didapatkan hubungan bahwa semakin besar konsentrasi Cu2+ menyebabakan Esel yang dihasilkan semakin besar. Hal ini sesuai dengan teori dimana hubungan konsentrasi dengan potensial sel (Esel) berbanding lurus.
1V. KESIMPULAN
Sel elektrokimia merupakan reaksi kimia yang dapat mengubah energi kimia menjadi energi listrik,Persamaan nernst melibatkan elektroda potensial sel,Persamaan nernst dapat diamati pada sel elektrokimia,Persamaan nernst bergantung pada konsentrasi elektrolit dan Esel yang didapat secara eksperimen berbeda dengan nilai secara teoritis.
V. DAFTAR KEPUSTAKAAN
Kartohadiprodjo, 1994, Kimia Fisika, terjemahan dari Physical Chemistry, oleh P.W. Atkins, Erlangga, Jakarta.
Mansyur, Umar, 1990, Kimia Fisik dan Soal-soal, terjemahan dari Physical Chemistry Trough Problems, oleh Dogra, UI-Press, Jakarta.
Syukri, 1997, Kimia Dasar, ITB, Bandung.
Tim Kimia Fisika, 2015. Modul Praktikum Kimia Fisika II. Padang : UNP.
Lampiran
Reaksi yang terjadi pada kedua elektroda :
Anoda : Zn (s) Zn 2+ + 2e - E0 Sel = + 0,763
Katoda : Cu 2+(s)+2e - Cu (s) E0Sel = +0,337
Reaksi sel : Zn(s) +Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) E0Sel = +1,1
Esel = E0sel - 0,0592n ln (Zn2+)( Cu 2+ )
Secara teoritis
untuk ( Zn2+) = 1 M dan (Cu 2+) =1 M
E Sel = 1,1 -0,059 2 ln 11
= 1,1 Volt
untuk ( Zn2+) = 1 M dan (Cu 2+) =0,1 M
E Sel = 1,1 -0,059 2 ln 10,1
= 1,03 Volt
untuk ( Zn2+) = 1 M dan (Cu 2+) =0,01 M
E Sel = 1,1 -0,059 2 ln 10,01
= 0,96Volt
untuk ( Zn2+) = 1 M dan (Cu 2+) =0,001 M
E Sel = 1,1 -0,059 2 ln 10,001
= 0,90Volt
Pembuktian persamaan nerst berdasarkan hasil percobaan :
E0sel = Esel + 0,0592n ln (Zn2+)( Cu 2+ )
untuk ( Zn2+) = 1 M dan (Cu 2+) =1 M
E 0Sel = 1,05 + 0,059 2 ln 11
= 1,08 Volt
untuk ( Zn2+) = 1 M dan (Cu 2+) =0,1 M
E 0Sel = 0,99 + 0,059 2 ln 10,1
= 1,05 Volt
untuk ( Zn2+) = 1 M dan (Cu 2+) =0,01 M
E 0Sel = 0,84 + 0,059 2 ln 10,01
= 0,97 Volt
untuk ( Zn2+) = 1 M dan (Cu 2+) =0,001 M
E 0Sel = 0,81 + 0,059 2 ln 10,001
= 1,01Volt
Grafik hubungan antara ln[Zn2+]/[Cu2+] dengan Esel
