Elektrokimia PDF

Preview

Summary

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA ELEKTROKIMIA OLEH : KELOMPOK 7 ALHAYAT RAJA NOOR 1807111651 ARUM KHOMIS RAHMATULLAILY 1807111377 DEVI RAMADANI 1807110584 FAIPRIANDA ASSYARI RAHMATULLAH 1807111319 YUNI ARFAH HASIBUAN 1807111250 KELAS A PROGRAM STUDI SARJANA TEKNIK KIMIA FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS RIA...

Description

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA

ELEKTROKIMIA OLEH : KELOMPOK 7 ALHAYAT RAJA NOOR

1807111651

ARUM KHOMIS RAHMATULLAILY

1807111377

DEVI RAMADANI

1807110584

FAIPRIANDA ASSYARI RAHMATULLAH

1807111319

YUNI ARFAH HASIBUAN

1807111250

KELAS A PROGRAM STUDI SARJANA TEKNIK KIMIA FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS RIAU PEKANBARU 2019

DAFTAR ISI DAFTAR ISI ................................................................................................... i DAFTAR TABEL .......................................................................................... ii BAB I PENDAHULUAN ............................................................................... 1 1.1 Latar Belakang ............................................................................... 1 1.2 Tujuan Praktikum ........................................................................... 1 BAB II LANDASAN TEORI ........................................................................ 2 2.1 Elektrokimia ................................................................................... 2 2.2 Hukum Faraday .............................................................................. 6 2.3 Persamaan Nernst ........................................................................... 7 2.4 Sel Volta ......................................................................................... 8 2.5 Sel Elektrokimia ............................................................................. 9 2.6 Sel Galvani ..................................................................................... 10 2.7 Sel Elektrolisis................................................................................ 11 2.8 Jenis-jenis Elektroda ...................................................................... 12 BAB III METODOLOGI PERCOBAAN .................................................... 16 3.1 Alat-alat yang Digunakan ............................................................... 16 3.2 Bahan-bahan yang Digunakan ....................................................... 14 3.3 Prosedur Percobaan ........................................................................ 16 BAB IV HASIL DAN PEMBAHASAN ....................................................... 18 4.1 Hasil ............................................................................................... 18 4.2 Pembahasan .................................................................................... 18 BAB V PENUTUP .......................................................................................... 21 5.1 Kesimpulan..................................................................................... 21 5.2 Saran ............................................................................................... 21 DAFTAR PUSTAKA ..................................................................................... 22 LAMPIRAN A LAPORAN SEMENTARA................................................. 23 LAMPIRAN B PERHITUNGAN ................................................................. 24 LAMPIRAN C DOKUMENTASI ................................................................ 25

i

DAFTAR TABEL Tabel 4.1 Elektrolisis untuk Menentukan Bilangan Avogadro ....................... 18 Tabel 4.2 Mengukur GGL Sel dna Menguji Persamaan Nernst ...................... 18

ii

BAB I PENDAHULUAN 1.1

Latar Belakang Elektrokimia merupakan ilmu kimia yang mempelajari tentang perpindahan

electron yang terjadi pada sebuah media pengantar listrik (elektroda). Elektroda terdiri dari elektroda positif dan elektroda negatif. Hal ini disebabkan karena elektroda tersebut akan dialiri oleh arus listrik sebagai sumber energi dalam pertukaran elektron. Konsep elektrokimia didasari oleh reaksi reduksi-oksidasi (redoks) dan larutan elektrolit. Reaksi redoks merupakan gabungan dari rekasi reduksi dan oksidasi yang berlangsung secara bersamaan. Pada reaksi reduksi terjadi peristiwa penangkapan elektron sedangkan reaksi oksidasi merupakan peristiwa pelepasan elektron yang terjadi pada media pengantar pada sel elektrokimia (Harahap, 2016). Proses elektrokimia membutuhkan media pengantar sebagai tempat terjadinya serah terima elektron dalam suatu sistem reaksi yang dinamakan larutan. Larutan dapat dikategorikan menjadi tiga bagian yaitu larutan elektrolit kuat, larutan elektrolit lemah dan larutan bukan elektrolit. Larutan elektrolit kuat merupakan larutan yang mengandung ion-ion terlarut yang dapat mengantarkan arus listrik sangat baik sehingga proses serah terima elektron berlangsung cepat dan energi yang dihasilkan relatif besar. Sedangkan larutan elektrolit lemah merupakan larutan yang mengandung ion-ion terlarut cenderung terionisasi sebagian sehingga dalam proses serah terima elektron relatif lambat dan energi yang dihasilkan kecil. Namun demikian proses elektrokimia tetap terjadi. Untuk larutan bukan elektrolit, proses serah terima electron tidak terjadi. Pada proses elektrokimia tidak terlepas dari logam yang dicelupkan pada larutan disebut elektroda. Terdiri dari katoda dan anoda (Harahap, 2016). 1.2

Tujuan Praktikum

1.

Menentukan Bilangan Avogadro secara elektrolisis

2.

Menyusun dan mengatur GGl sel elektrokimia

3.

Mencoba menguji persamaan Nerst

1

BAB II TEORI 2.1

Elektrokimia Elektrokimia merupakan ilmu kimia yang mempelajari tentang perpindahan

elektron yang terjadi pada sebuah media pengantar listrik (elektroda). Elektroda terdiri dari elektroda positif dan elektroda negatif. Hal ini disebabkan karena elektroda tersebut akan dialiri oleh arus listrik sebagai sumber energi dalam pertukaran elektron. Konsep elektrokimia didasari oleh reaksi reduksi-oksidasi (redoks) dan larutan elektrolit. Reaksi redoks merupakan gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi yang berlangsung secara bersamaan. Proses elektrokimia membutuhkan media pengantar sebagai tempat terjadinya serah terima elektron dalam suatu sistem reaksi yang dinamakan larutan. Larutan dapat dikategorikan menjadi tiga bagian yaitu larutan elektrolit kuat, larutan elektrolit lemah dan larutan bukan elektrolit. Larutan elektrolit kuat merupakan larutan yang mengandung ionion terlarut yang dapat mengantarkan arus listrik sangat baik sehingga proses serah terima elektron berlangsung cepat dan energi yang dihasilkan relatif besar. Sedangkan larutan elektrolit lemah merupakan larutan yang mengandung ion-ion terlarut cenderung terionisasi sebagian sehingga dalam proses serah terima elektron relatif lambat dan energi yang dihasilkan kecil. Namun demikian proses elektrokimia tetap terjadi. Untuk larutan bukan elektrolit, proses serah terima elektron tidak terjadi (Harahap, 2016). Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Reaksi kimia dapat menghasilkan energi atau menyerap energi. Pertukaran energi yang terjadi biasanya dalam bentuk panas, tetapi kadang-kadang dengan suatu modifikasi, energi yang dipertukarkan tersebut bisa diubah dalam bentuk energi listrik. Sel elektrokimia adalah alat yang di gunakan untuk melangsungkan perubahan bentuk energi kimia jadi energi listrik. Sel elektrokimia baik yang melepas atau menyerap energi selalu melibatkan perpindahan elektron-elektron dari satu senyawa ke senyawa yang lain dalam suatu reaksi oksidasi reduksi. Oksidasi adalah hilangnya elektron sedangkan reduksi diperolehnya elektron. Zat pengoksidasi adalah spesies yang melakukan oksidasi,

2

mengambil elektron dari zat yang teroksidasi. Zat pereduksi adalah spesies yang melakukan reduksi memberikan elektron kepada zat yang tereduksi. Setelah reaksi zat teroksidasi memiliki bilangan oksidasi lebih tinggi sedangkan zat tereduksi memiliki bilangan oksidasi lebih rendah (Atkins, 1983). Elektrolit adalah suatu zat yang larut atau terurai ke dalam bentuk ion– ionnya. Zat yang jumlahnya lebih sedikit di dalam larutan disebut (zat) terlarut atau solut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak daripada zat–zat lain dalam larutan disebut pelarut atau solven. Komposisi zat terlarut dan pelarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi larutan, sedangkan proses pencampuran zat terlarut dan pelarut membentuk larutan disebut pelarutan atau solvasi (Riyanto, 2012). Elektrolit dapat berupa senyawa garam, asam, atau amfoter. Beberapa gas tertentu dapat berfungsi sebagai elektrolit, hal ini terjadi pada kondisi tertentu misalnya pada suhu tinggi atau tekanan rendah. Elektrolit kuat identik dengan asam, basa, dan garam. Elektrolit merupakan senyawa yang berikatan ion dan kovalen polar. Sebagian besar senyawa yang berikatan ion merupakan elektrolit sebagai contoh adalah garam dapur atau NaCl. NaCl dapat menjadi elektrolit dalam bentuk larutan dalam sistem aqueous dan lelehan, sedangkan dalam bentuk padatan senyawa ion tidak dapat berfungsi sebagai elektrolit (Riyanto, 2012). Peralatan elektrokimia minimal terdiri dari tiga komponen penting yaitu anoda, katoda dan elektrolit. Anoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi, elektroda adalah konduktor yang digunakan untuk bersentuhan dengan bagian atau media non–logam dari sebuah sirkuit (misal semikonduktor, elektrolit). Anoda berupa logam penghantar listrik, pada sel elektrokimia anoda akan terpolarisasi jika arus listrik mengalir ke dalamnya. Arus listrik mengalir berlawanan dengan arah pergerakan elektron. Pada sel galvani (baterai) maupun sel elektrolisis, anoda merupakan tempat berlangsung reaksi oksidasi. Katoda merupakan elektroda yang terpolarisasi jika arus listrik mengalir keluar darinya. Pada baterai biasa (baterai karbon–seng), yang menjadi katoda adalah seng, yang juga menjadi pembungkus baterai. Sedangkan, pada baterai alkalin, yang menjadi katoda adalah mangan dioksida (MnO2) (Riyanto, 2012). Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan elektron-elektron bebas dari suatu logam kepada komponen di dalam larutan. Kesetimbangan reaksi

3

elektrokimia sangat penting dalam sel galvani (sel yang menghasilkan arus listrik) dan sel elektrolisis (sel yang menggunakan atau memerlukan arus listrik). Dalam bidang elektrokimia antara sel galvani dan sel elektrolisis terdapat perbedaan yang nyata. Perbedaannya yaitu berhubungan dengan reaksi spontan dan tidak spontan. Sel galvani secara umum terjadi reaksi spontan, sedangkan sel elektrolisis terjadi reaksi tidak spontan (Riyanto, 2012). Reaksi elektrokimia dapat dibagi dalam dua kelas: yang menghasilkan arus listrik (proses yang terjadi dalam baterai) dan yang dihasilkan oleh arus listrik elektrolisis. Tipe pertama reaksi bersifat serta merta, dan energi bebas system kimianya berkurang; system itu dapat melakukan kerja, misalnya menjalankan motor. Tipe kedua harus dipaksa agar terjadi (oleh kerja yang dilakukan terhadap sistem kimia), dan energi bebas sistem kimia bertambah. Elektrokimia adalah disiplin ilmu kimia yang memperlajari tentang perubahan zat yang menghasilkan arus listrik atau perubahan kimia yang disebabkan oleh arus listrik. (Keenan, 1980). Dalam sebuah sel, energi listrik di hasilkan dengan jalan pelepasan elektron pada suatu elektroda (oksidasi) dan penerima elektron pada elektroda lainnya (reduksi). Elektroda yang melepaskan elektron dinamakan anoda, sedangkan elektroda yang menerima elektron dinamakan katoda. Suatu sel elektrokimia, kedua sel setengah reaksi dipisahkan dengan maksud agar aliran listrik (elektron) yang ditimbulkan dapat digunakan. Salah satu faktor yang mencirikan sebuah sel elektrokimia adalah gaya gerak listrik (GGL) atau beda potensial listrik antara anoda dan katoda (Oxtoby, 1999). Elektron mengalir dari anoda seng ke katoda tembaga. Hal ini akan menimbulkan perbedaan potensial antara ke-2 elektroda. Perbedaan potensial akan mencapai maksimum ketika tidak ada arus yang mengalir. Perbedaan maksimum ini dinamakan GGL sel atau Esel. Nilai Esel tergantung pada berbagai faktor. Bila konsentrasi larutan seng dan tembaga 1,0 M dan suhu sistem 298 K (25oC), Esel berada dalam keadaan standar dan diberi simbol Eosel (Underwood, 1991). Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25oC (298.15 K), pada keaktifan satu untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus nol pada tekanan 1 bar (105 Pa) (Oxtoby, 1999).

4

1.

Sel Volta Sel volta adalah penataan bahan kimia dan penghantar listrik yang

memberikan aliran elektron lewat rangkaian luar dari suatu zat kimia yang teroksidasi ke zat kimia yang direduksi. Dalam menyetarakan reaksi redoks, kita dapat memecahkan reaksi itu menjadi dua bagiannya itu setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi. Pada reaksi reduksi, zat-zat yang direaksikan dicanpur dalam satu wadah sehingga terjadi reaksi yang disertai pelepasan dan penyerapan kalor (Keenan, 1980). A.

Potensial Sel (EoSel) Selain dengan menggunakan percobaan dan voltmeter, potensial sel (EoSel)

dapat juga ditentukan secara teoritis. Potensial sel (EoSel) adalah penjumlahan dari potensial anoda dengan potensial katoda (Keenan, 1980). B.

Potensial Elektroda Arus listrik yang terjadi pada sel volta disebabkan karena elektron-elektron

mengalir dari elektroda negatif ke elektroda positif (Keenan, 1980). 2.

Sel Elektrokimia Sebuah sel elektrokimia yang beroperasi secara spontan disebut sel galvani

(atau sel volta). Sel seperti ini mengubah energi kimia menjadi energi listrik yang dapat digunakan untuk melakukan kerja. Elektrolisis adalah peristiwa elektrolit dalam sel elektrolisis oleh arus listrik. Arus listrik berasal dari sumber arus baterai/aki yang menghasilkan arus searah. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, yaitu anion (ion negatif) ditarik oleh anoda dan jumlah elektronnya berkurang sehingga bilangan oksidasinya bertambah. Pada katoda terjadi reaksi reduksi, yaitu kation ditarik oleh katoda dan menerima tambahan elektron sehinggan bilangan oksidasinya berkurang (Oxtoby, 1999). Hubungan listrik antara dua setengah sel harus dilakukan dengan cara tertentu. Kedua elektroda logam dan larutannya harus berhubungan, dengan demikian lingkar arus yang sinambung terbentuk dan merupakan jalan agar partikel bermuatan mengalir. Secara sederhana elektroda saling dihubungkan dengan kawat logam yang memungkinkan aliran electron (Petrucci, 1985). Sel terdiri dari dua setengah sel yang elektrodanya dihubungkan dengan kawat dan larutannya dengan jembatan garam. (Ujung jembatan garam disumbat

5

dengan bahan berpori yang memungkinkan ion bermigrasi, tetapi mencegah aliran cairan dalam jumlah besar). Potensiometer mengukur perbedaan potensial antara dua elektroda yaitu sebesar 0.463 Volt (V) (Petrucci, 1985). Aliran listrik antara dua larutan harus berbentuk migrasi ion. Hal ini hanya dapat dilakukan melalui larutan lain yang "menjembatani" kedua setengah sel dan tak dapat dengan kawat biasa: hubungan ini disebut jembatan garam (salt bridge). Elektroda Zn akan mengalami reaksi oksidasi, sedangkan elektroda Cu akan mengalami reduksi. Elektron mengalir dari atom Zn ke kawat penghantar, dan dengan terbentuknya ion-ion Zn2+ ini memasuki larutan dan berdifusi menjauhi lembatan (Petrucci, 1985). Ion negatif berdifusi lewat jembatan garam menuju ke elektroda Zn. Elektron yang dilepaskan oleh atom Zn memasuki kawat penyambung dan menyebabkan elektron-elektron pada ujung lain berkumpul pada permukaan elektroda Cu. Elektron-elektron ini bereaksi dengan ion Cu2+ untuk membentuk atom Cu yang melekat pada elektroda (Keenan, 1980). Ion SO42- yang ditinggalkan oleh ion Cu2+ akan berdifusi menjauhi elektroda Cu. Dari jembatan garam NaCl, ion Na+ akan berdifusi keluar menuju ke Cu. Jadi, sementara reaksi itu berjalan; terdapat gerakan keseluruhan dari ion negatif menuju elektroda Zn dan gerakan keseluruhan ion positif menuju elektroda Cu. Jalan untuk aliran ion secara terarah lewat larutan ini dapat dibayangkan sebagai rangkaian dalam, dan jalan untuk aliran elektron lewat kawat penghantar dibayangkan sebagai rangkaian luar (Keenan, 1980). 2.2

Hukum Faraday Akibat aliran arus listrik searah ke dalam larutan elektrolit akan terjadi

perubahan kimia dalam larutan tersebut. Menurut Michael Faraday (1834) lewatnya arus 1 F mengakibatkan oksidasi 1 massa ekivalen suatu zat pada suatu elektroda (anoda) dan reduksi 1 massa ekivalen suatu zat pada elektroda yang lain (katoda). 1.

Hukum Faraday I “Massa zat yang timbul pada elektroda karena elektrolisis berbanding lurus

dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan.”

6

2.

Hukum Faraday II “Jika 2 buah zat dielketrolisis dengan 2 buah arus yang sama dan

dihubungkan seri maka perbandingan massa zat larutan I dengan massa zat larutan II sama dengan perbandingan massa ekivalennya.” Diawal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrilisis. Ia merangkum hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833: a. Jumlah zat yang dihasilkan dielektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel. b. Bila jumlah tertentu atas listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah dielektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. 2.3

Persamaan Nernst Walther Hermann Nernst adalah kimiawan Jerman yang menerapkan asas-

asas termodinamika ke sel listrik. Dia menciptakan sebuah persamaan yang dikenal sebagai persamaan Nernst, yang menghubungkan voltase sel ke propertinya. Lepas dari Joseph Thomson, ia menjelaskan mengapa senyawa terionisasi dengan mudah dalam air. Penjelasan ini disebut aturan Nernst-Thomson yang menyatakan bahwa sulit halnya bagi ion yang ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui insulasi molekul air, sehingga terdiosiasi (Keenan, 1980). Persamaan Nernst adalah persamaan yang melibatkan potensial sel sengan konsentrasi suatu reaksi. Reaksi oksidasi reduksi banyak yang dapat dilangsungkan pada kondisi tertentu untuk membangkitkan listrik. Dasarnya bahwa reaksi oksidasi reduksi itu harus berlangsung spontan di dalam larutan air jika bahan pengoksidasi dan pereduksi tidak sama. Dalam sel Galvani oksidasi diartikan sebagai dilepaskannya elektron oleh atom, molekul atau ion dan reduksi berarti diperolehnya elektron oleh partikel-partikel itu. Sebagai contoh reaksi oksidasi sederhana dan berlangsung spontan adalah bila lembar tipis zink dibenamkan dalam suatu larutan tembaga sulfat maka akan terjadi logam tembaga menyepuh pada lembaran zink dan lembaran zink lambat laun melarut dan dibebaskan energi panas. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu ............................................................................ (2.1)

7

Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu ................................................................................... (2.2) Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga. Oksidasi: Zn → Zn2+ + 2e- ................................................................................ (2.3) Reduksi: Cu2+ + 2e- → Cu ................................................................................ (2.4) Sel yang mencapai kesetimbangan kimia dapat melakukan kerja listrik ketika reaksi di dalamnya menggerakkan elektron-elektron melalui sirkuit luar. Kerja yang dapat dipenuhi oleh transfer elektron tertentu bergantung pada beda potensial antara kedua elektron. Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam volt (V). Jika potensial sel besar maka sejumlah elektron tertentu yang berjalan antara kedua elekroda dapat melakukan kerja listrik yang besar. Sebaliknya, jika potensial sel kecil maka elektron dalam jumlah yang sama hanya dapat melakukan sedikit kerja (Keenan, 1980). Sel yang reaksinya ada dalam kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja dan sel demikian memiliki potensial sel s...