Laporan Praktikum Sel Elektrokimia
Post on 26-Dec-2015
1659 Views
Preview:
DESCRIPTION
Transcript
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA
SEL ELEKTROKIMIA
(Disusun untuk memenuhi salah satu tugas Mata Kuliah Prak.Kimia Fisika)
NAMA PEMBIMBING : Ir Yunus TonapaNAMA MAHASISWA : Astri Fera Kusumah (131411004) Desi Supiyanti (131411005) Fajar M. Ramadhan (131411006)TANGGAL PRAKTIKUM : 18Desember 2013TANGGAL PENYERAHAN : 8 Januari 2014
PROGRAM STUDI DIII- TEKNIK KIMIA
JURUSAN TEKNIK KIMIA
POLITEKNIK NEGERI BANDUNG
2014
I. Tujuan Percobaan
Setelah melakukan percobaan ini, diharapkan mahasiswa mampu :
Menjelaskan fenomena selelektro kimia
Mengukur potensial elktroda dengan elektroda pembanding
Mengukur potensial sel setelah kedua elektroda dihubungkan
Menuliskan reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia
Menentukan katoda dan anoda berdasarkan percobaan
II. Dasar Teori
Sel elektrokimia, juga disebut sel volta atau sel galvani adalah suatu alat tempat
reaksi kimia terjadi dengan produksi suatu perbedaan potensial listrik antara dua elektroda.
Jika kedua elektroda dihubungkan terhadap suatu rangkaian luar, dihasilkan aliran
arusyang dapat mengakibatkan terjadinya kerja mekanik sehingga sel elektrokimia
mengubah energi kimia ke dalam kerja yang berupa energi listrik.
Contoh Gambarsel galvani adalah sel Daniell ditunjukkan pada Gambar 7.1. Jika kedua
elektrodanya dihubungkan dengan sirkuit atau rangkaian luar, dihasilkan arus litrik yang
dapat dibuktikan dengan menyimpangnya jarum galvanometer yang dipasang pada
rangkaian luar dari sel tersebut.Kedua setengah sel dihubungkan dengan jembatan garam
Gambar 7.1 Sel Daniel dengan Jembatan Garam
Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi
Zn2+ yang larut Hal ini dapat diketahui dari semakin berkurangnya massa Zn sebelum dan
sesudah reaksi. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi
pengendapan Cu dari Cu2+ dalam larutan.
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) (reaksi reduksi) --------- (7.1)
Pada sel tersebut elektroda Zn mengalami reaksi oksidasi dan bertindak sebagai anoda dan
elektroda Cu mengalami reaksi reduksi dan sebagai katoda.
Ketika sel Daniell “disetting”, terjadi arus atau aliran elektron dari elektroda seng (Zn)
menuju elektroda tembaga (Cu) pada rangkaian luar. Oleh karena itu, logam seng
bertindak sebagai anoda atau kutub negatif dan logam tembaga sebagai katoda atau kutub
positif. Bersamaan dengan itu, dalam larutan pada sel tersebut terjadi arus atau aliran
muatan positif (kation) dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion
Zn2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn2+ dibandingkan dengan ion
SO42-yang ada), yang reaksi totalnya ditunjukkan seperti berikut.
Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) ------- (7.2)
Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat digunakan untuk
memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.
Struktur Sel
Bila dua logam dengan kecenderungan ionisasi yang berbeda dicelupkan ke dalam larutan
elektrolit dan kedua elektroda dihubungkan dengan kawat, sebuah sel galvani akan
tersusun (Gambar 7.2). Pertama, logam dengan kecenderungan terionisasi lebih besar akan
mengalami oksidasi dengan menghasilkan kation, dan terlarut dalam larutan elektrolit.
Kemudian elektron yang dihasilkan akan bermigrasi ke logam dengan kecenderungan
ionisasi lebih rendah melalui kawat. Pada logam dengan kecenderungan ionisasi lebih
rendah ini, kation akan direduksi dengan menerima elektron yang mengalir dari logam
dengan ionisasi besar melalui kawat rangkaian luar menuju logam dengan ionisasi kecil
atau elektroda.
Gambar 7.2 Diagram Skematik SelLogam (Dua Logam Berbeda Potensialnya)
Di abad ke-18, arah arus listrik ditentukan sembarang sehingga arus mengalir dari logam
dengan kecenderungan ionisasi rendah ke yang kecenderungan ionisasinya lebih tinggi.
Karena arus adalah kebalikan dari arah aliran elektron, elektroda tujuan arus disebut
dengan elektroda negatif dan asal arus disebut elektroda positif.
Dalam sel Daniell, dua elektroda logam dicelupkan dalam larutan logam sulfatnya.
Elektroda negatif terdiri atas seng (Zn) dan larutan seng sulfat dalam airdan elektroda
positifnya terdiri atas tembaga dan larutan tembaga sulfat dalam air. Kedua elektroda ini
biasanya ditandai sebagai Zn/ZnSO4(aq) dan Cu/CuSO4(aq). Kadang-kadang simbol lebih
sederhana,yakni Zn/Zn2+ dan Cu/Cu 2+ digunakan. Pelat berpori atau material yang mirip
digunakan untuk memisahkan kedua larutan dan pada saat yang sama memungkinkan
kation bermigrasi dari elektroda negatif (anoda) menuju elektroda positif (katoda).
Pada elektroda seng, reaksi berikut berlangsung.
Zn Zn2+(aq) + 2e-
Di sini Zn mengalami oksidasisehingga elektroda Zn adalah elektroda negatif. (anoda)
Pada elektroda tembaga, reaksi reduksi seperti berikut .
2e- + Cu2+(aq) Cu
Dengan demikian tembaga adalah elektroda positif (katoda).. Reaksi total adalah sebagai
berikut.
Zn + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu atau Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
Notasi sel memberikan informasi yang lengkap dari sel galvani. Informasi tersebut
meliputi jenis elektroda, jenis elektrolit yang kontak dengan elektroda tersebut termasuk
konsentrasi ion-ionnya, anoda dan katodanya, serta pereaksi dan hasil reaksi setiap
setengah-sel.
Reaksi pada setiap elektroda disebut reaksi setengah sel. Reaksi setengah sel anoda
dituliskan terlebih dahulu, diikuti dengan reaksi setengah sel katoda. Satu garis vertikal
menggambarkan batas fasa. Garis vertikal putus-putus sering digunakan untuk menyatakan
batas antara dua cairan yang misibel. Dua spesi yang ada dalam fasa yang sama dipisahkan
dengan tanda koma. Garis vertikal rangkap dua digunakan untuk menyatakan adanya
jembatan garam. Untuk larutan, konsentrasinya dinyatakan di dalam tanda kurung setelah
penulisan rumus kimianya. Sebagai contoh
Zn(s)½Zn2+(1,00 m) ½½ Cu2+(1,00 m) ½Cu(s)
Zn(s)½Zn2+(1,00 m) Cu2+(1,00 m) ½Cu(s)
Pt½Fe2+, Fe3+½½ H+½H2½Pt
Karena yang dituliskan terlebih dulu (elektroda sebelah kiri) dalam notasi tersebut adalah
anoda, reaksi yang terjadi pada elektroda sebelah kiri adalah oksidasi. Elektroda yang
ditulis berikutnya (elektroda kanan) adalah katoda maka reaksi yang terjadi pada elektroda
kanan adalah reaksi reduksi. Untuk sel dengan notasi :
Zn(s)½Zn2+(1,00 m) ½½ Cu2+(1,00 m) ½Cu(s) reaksinya adalah:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)
Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) (reaksi reduksi)
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) (reaksi keseluruhan)
Untuk notasi sel ; Pt/Fe 2+, Fe 3+// H+ , H2/Pt, maka reaksi selnya adalah
Fe 2+ Fe 3+ + e ( oksidasi)
2H + + 2e H 2 (reduksi)
2Fe 2+ + 2H+ 2 Fe 3+ + H2 Reaksi total
7.1.2 Potensial Elektroda Standar(E0)danPotensial Sel (Esel)
Potensial Elektroda Reduksi Standar(E0L+/L)
Secara (konvensi), emf dari elektroda hidrogen standar sama dengan nol. Elektroda ini
ada pada keadaan standar jika fugasitas gasnya =1 dan aktifitas ion H+=1. IUPAC memilih
menempatkan elektroda hidrogen pada sisi kiri, dan emf dari elektroda lainnya diambil
sebagai emf (E) sel tersebut. Hanya emf yang demikian, pada kondisi standar disebut
sebagai potensial elektroda standar atau potensial reduksi standar.
Contoh :
Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu
Sel tersebut memberikan EoSel = + 0,34 Volt. Karena Eo
Hidrogen=0 Volt, halini menunjukkan
kecenderungan yang lebih besar untuk proses reduksi
Cu2eCu 2
daripada 2H 2e 2H
Untuk sel: Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Zn2+ (a=1)|Zn EoSel = -0,76 V
Artinya pada sel tersebut, ada kecenderungan yang lebih besar untuk mengalamioksidasi
2eZnZn 2
Nilai potensial sel (E sel) yang melibatkan dua elektroda, misalnya :
Cu 2+ + 2e Cu E 0 = 0,34 Volt
Zn 2+ + 2e Zn E 0 = - 0,76 Volt
Zn | Zn2+ (a=1) || Cu2+ (a=1) | Cu
Reaksi di katoda : Cu 2+ + 2e Cu
Reaksi di anoda : Zn Zn 2+ + 2e
Reaksi total : Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+
Potensial setengah sel adalah suatu sifat intensif dan penulisan reaksi setengan sel atau di
elektroda, tidak ada perbedaan ditulis dengan 1 elektron ataupun lebih. Jadi, untuk reaksi
elektroda hidrogen dapat ditulis :
H e Hatau H 2e 2H 221
2
Untuk menuliskan proses keseluruhan atau reaksi sel harus diseimbangkan elektronnyadan
merupakan penjumlahan dari reaksi setengah sel
Jadi, untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu2+ (a=1)|Cu
Reaksi elektroda dapat ditulis :
Cu 2e Cudan 2e 2H H 22
sehingga keseluruhan prosesnya adalah : Cu 2H Cu H 22
Proses ini didasari 2 elektron yang melewati pada sirkuit atau rangkaian luar.
Potensial Sel (E0 Sel)
Potensial sel merupakan jumlah dari reaksi setengah sel yang terjadi di setiap elektroda
yaitu di anoda (reaksi oksidasi) dan reaksi dikatoda (reaksi reduksi). Berdasarkan
potensial reduksi standar,potensial sel standar (E0sel) dapat dinyatakan dengan persamaan
dengan emf sel (E sel):
E0sel = E0katoda- E0
Anoda ---------------------- (7.3)
E0 katoda adalah potensial stantar reduksi pada reaksi reduksi yang terjadi di katoda dan
E 0 anoda adalah potensial reduksi standar pada reaksi oksidasi yang terjadi di anoda.
Oleh karena itu untuk notasi sel Zn | Zn2+ (a=1) || Cu2+ (a=1) | Cu
dengan reaksi Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+
E0sel = E0katoda- E0
Anoda
= E0Cu2+/Cu- E0
Zn 2+/Zn
= 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 Volt
Termodinamika Sel Elektrokimia
Penafsiran yang diberikan oleh Willard Gibbs (1878) bahwa kerja yang dilakukan oleh sel
elektrokimia adalah sama dengan penurunan energi Gibbs, yaitu kerja maksimum di luar
kerja -PV.
Hal ini dapat diilustrasikan dengan notasi sel berikut: Pt|H2|H+||Cu2+|Cu dan reaksi
selnya dituliskan setiap setengah reaksisel dituliskan sebagai berikut.
Reaksi di anoda H2 2H+ + 2e-
Reaksi di katoda Cu2+ + 2e- Cu
Reaksi keseluruhan H2 + Cu2+ 2H+ + Cu
Saat 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol Cu2+, 2 mol elektron mengalir melalui sirkuit luar.
Menurut Hukum Faraday, ini berarti terjadi transfer 2 x 96.465 C listrik. Emf sel tersebut
adalah + 0.3419 Vsehingga kerja listrik yang dihasilkan adalah :
2 x 96.485 x 0.3419 CV = 6.598 x 104 J
Kerja dilakukan sistem, yaitu kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia adalah sama
dengan penurunan energi Gibbs maka
DG = - 6.598 x 104 J
Secara umum, hubungan antara perubahan energi Gibbs standar dengan potensial sel
standar dapat dinyatakan dengan persamaan
DG = - nFE dan pada keadaan standar : DGo = - nFEo ---- (7.4)
Potensial sel pada keadaan standar dapat digunakan untuk menentukan tetapan
kesetimbangan melalui perubahan energi Gibbs.
Bersarnya perubahan energi Gibbs ini dapat menunjukkan kespontanan suatu raeksi sel
elektrokimia, yaitu untuk reaksi sel berlangsung spontan mempunyai harga DG = negatif
atau < dari nol. Oleh karena itu , harga E sel bernilai positif ( E sel >0)
Persamaan Nernst
Persam aan Nernst digunakan untuk mempelajari pengaruh konsentrasi terhadap
besarnya potensial sel, yaitu konsentrasi larutan yang tidak pada kondisi standar (1,0M).
Untuk sel dengan persamaan reaksi
H2 + Cu2+ 2H+ + Cu ---------------- (7.5)
Menurut Nenst, potensial sel yang diukur tidak pada kondisi standar dapat dihitung
berdasarkan persamaan
E sel = Eosel - RT/nF ln K -------------------- (7.6)
= Eosel - RT/nF ln a Red/ a Oks
K =[a.Cu . a.H+]/[pH2.a Cu2+]
untuk aktivitas zat padat = 1, maka K = [a H+]/[a.Cu2+] ---- (7.7)
Besarnya a = γ. C, untuk larutan encer koefisien aktivitas (γ) = 1, maka a=C
sehingga persamaan Nernst untuk reaksi Cu 2+ + Zn Zn 2+ + Cu,
E sel = Eosel – RT/nF ln [Zn 2+]/[Cu 2+], ------------- (7.8)
pada suhu 25oCdan tekanan 1 atm, besarnya 2,393 RT/F = 0,0591, sehingga persamaan di
atas menjadi Esel = Eosel – 0,0591/n log [C Zn 2+]/[Ccu 2+]
dengan n adalah jumlah elektron yang terlibat dan C adalah konsentrasi.
III. Alat dan Bahan
No. Alat Bahan1 Gelas kimia (2 buah) Larutan NaCl 3,56% 2 Corong gelas Larutan CuSO4 1,0 M3 Pemanas Larutan CuSO4 0,1 M4 Gelas ukur Aquades5 Jembatan garam Logam Cu6 Botol semprot Kertas saring7 Avometer Logam Fe8 Kabel9 Elektroda standar
NaCl100 ml
NaCl100 ml
Lempeng Fe
ElectrodaCuSO4/Cu
IV. Langkah Kerja
1. Penentuan Potensial Logam
2. Pengaruh Elektroda
2 buah lempeng logam Fe, ampelas
NaCl100 ml
NaCl100 ml
ElectrodaCuSO4/Cu
Lempeng Fe
Ukur potensial sel
Lempeng Fe dan Cu, ampelas
Ukur potensial ½ reaksi
Ukur potensial ½ reaksi
NaCl100 ml
NaCl100 ml
Lempeng Fe
ElectrodaCuSO4/Cu Lempeng Cu
NaCl100 ml
NaCl100 ml
Lempeng Fe
ElectrodaCuSO4/Cu
50oC
3. Pengaruh Suhu
4. Pengaruh Elektrolit
NaCl100 ml
NaCl100 ml
Lempeng CuLempeng Fe
Ukur potensial logam dan potensial selnya dengan elektroda Cu
2 buah lempeng logam Fe, ampelas
NaCl100 ml
NaCl100 ml
Lempeng Fe
50oC
Ukur potensial ½ reaksi
Ukur potensial logam dan potensial selnya
5. Pengaruh konsentrasi terhadap E sel
V. Data Pengamatan
2 buah lempeng logam Fe, ampelas
NaCl100 ml
aquades100 ml
ElectrodaCuSO4/CuLempeng Fe
Ukur potensial logam dan potensial selnya
2 buah lempeng logam Cu, ampelas
CuSO4
0,5 M
CuSO4
0,1 M
ElectrodaCuSO4/CuLempeng Cu
Ukur potensial logam dan potensial selnya
1. Penentuan Potensial Logam
No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt)
1 Fe dalam NaCl - 0, 478 (katoda)
2 Fe dalam NaCl - 0,54 (anoda)
3 Fe dan Fe + 0,03
2. Pengaruh Elektroda
No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt)
1 Fe dalam NaCl - 0,478 (anoda)
2 Cu dalam NaCl - 0,21 (katoda)
3 Fe dan Cu + 0,31
3. Pengaruh Suhu
No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt)
1 Fe dalam NaCl - 0,478 (anoda)
2 Fe dalam NaCl (600C) - 0,42 (katoda)
3 Fe dan Fe + 0,076
4. Pengaruh Elektrolit
No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt)
1 Fe dalam NaCl - 0,01 (katoda)
2 Fe dalam Aquades - 0,03 (anoda)
3 Fe dan Fe + 0,02
5. Pengaruh Konsentrasi Elektrolit
No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt)
1 Cu dalam CuSO41M - 0,01 (katoda)
2 Cu dalam CuSO40,1M - 0,03 (anoda)
3 Cu dan Cu + 0,02
VI. Pengolahan Data
1. Penentuan Potensial Logam
Logam Fe dalam larutan NaCl
Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = - 0,54V
Katoda (+) = 2 H2O + 2e- H2 + 2 OH- Eo= - 0,478 V
Reaksisel = Fe + 2 H2O Fe2+ + H2 + 2 OH-
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= -0,478 – ( -0,54 )
= + 0,03 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= +0,03 – 2,303 .8,314 .298
2. 96500 log 1
= +0,03 – ( 0,029 x 0 )
= +0,03 – 0
= +0,03 V
2. Pengaruh Elektroda
Logam Fe & Cu dalam larutanNaCl
Anoda (-) = Na Na+ + e- | x 2 Eo = - 0,478 V
Katoda (+) = Cu2+ + 2 e- Cu | x 1 Eo= - 0,21V
Anoda (-) = 2 Na 2 Na+ + 2 e- Eo = - 0,478 V
Katoda (+) = Cu2+ + 2 e- Cu Eo= - 0,21 V
Reaksisel = 2 Na + Cu2+ 2 Na+ + Cu
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= - 0,21– ( - 0,478 )
= + 0,268 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= +0,268 – 2,303 .8,314 .298
2. 96500 log 1
= +0,268 – ( 0,029 x 0 )
= +0,268 – 0
= +0,268 V+0,058 V +0,02 V +0,02 V
3. Pengaruh Suhu
Logam Fe dalam larutan NaCl
Logam Fe dalam larutan NaCl 50 oC
Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = - 0,478 V
Katoda (+) = 2 H2O + 2e- H2 + 2 OH- Eo= - 0,42 V
Reaksisel = Fe + 2 H2O Fe2+ + H2 + 2 OH-
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= -0,42 – ( -0,478 )
= + 0,058 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= +0,058 – 2,303 .8,314 .323
2. 96500 log 1
= +0,058 – ( 0,032 x 0 )
= +0,058 – 0
= +0,058 V+0,02 V +0,02 V
4. Pengaruh Elektrolit
Logam Fe dalam larutan NaCl
Logam Fe dalam aquades
Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = - 0,03 V
Katoda (+) = 2 H2O + 2e- H2 + 2 OH- Eo= - 0,01 V
Reaksisel = Fe + 2 H2O Fe2+ + H2 + 2 OH-
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= -0,01 – ( -0,03 )
= + 0,02 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= +0,02 – 2,303 .8,314 .298
2. 96500 log 1
= +0,02 – ( 0,0295 x 0 )
= +0,02 – 0
= +0,02 V+0,02 V
5. Pengaruh konsentrasi terhadap E sel
Logam Cu dalam larutan CuSO4 1 M
Logam Cu dalam larutan CuSO4 0,1 M
Anoda (-) = 2H2O 4H+ + 2O2 + 4e- |x1 Eo = - 0,03 V
Katoda (+) = Cu2+ + 2e- Cu |x2 Eo= - 0,01 V
Anoda (-) = 2H2O 4H+ + 2O2 + 4e- Eo = - 0,03 V
Katoda (+) = 2Cu2+ + 4e- 2Cu Eo= - 0,01 V
Reaksisel = 2 H2O + 2Cu2+ 4H+ + 2O2+ 2Cu
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= -0,01 – ( -0,03 )
= + 0,02 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= +0,02 – 2,303 .8,314 .298
2. 96500 log 1
= +0,02 – ( 0,0295 x 0 )
= +0,02 – 0
= +0,02 V
Nilai E Sel Berdasarkan teoritis
1. PenentuanPotensialLogam
Logam Fe dalamlarutanNaCl
Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = + 0,44 V
Katoda (+) = 2 H2O + 2e- H2 + 2 OH- Eo= - 0,828 V
Reaksisel = Fe + 2 H2O Fe2+ + H2 + 2 OH-
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= - 0,828 – ( +0,44 )
= - 1,268 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= - 1,268 – 2,303 .8,314 .298
2. 96500 log 1
= - 1,268 – ( 0,029 x 0 )
= - 1,268 – 0
= - 1,268 V
2. Pengaruh Elektroda
Logam Fe & Cu dalam larutan NaCl
Anoda (-) = Na Na+ + e- | x 2 Eo = - 2,714 V
Katoda (+) = Cu2+ + 2 e- Cu | x 1 Eo= + 0,337 V
Anoda (-) = 2 Na 2 Na+ + 2 e- Eo = - 2,714 V
Katoda (+) = Cu2+ + 2 e- Cu Eo= + 0,337 V
Reaksisel = 2 Na + Cu2+ 2 Na+ + Cu
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= + 0,337 – ( -2,714 )
= + 3,051 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= + 3,051 – 2,303 .8,314 .298
2. 96500 log 1
= + 3,051 – ( 0,029 x 0 )
= + 3,051 – 0
= + 3,051 V
3. Pengaruh Suhu
Logam Fe dalam larutan NaCl
Logam Fe dalam larutan NaCl 50 oC
Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = + 0,44 V
Katoda (+) = 2 H2O + 2e- H2 + 2 OH- Eo= - 0,828 V
Reaksisel = Fe + 2 H2O Fe2+ + H2 + 2 OH-
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= -0,828 – ( +0,44 )
= - 1,268 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= - 1,268 – 2,303 .8,314 .323
2. 96500 log 1
= - 1,268 – ( 0,032 x 0 )
= - 1,268 – 0
= - 1,268 V
4. Pengaruh Elektrolit
Logam Fe dalam larutan NaCl
Logam Fe dalam aquades
Anoda (-) = Fe Fe2+ + 2e- Eo = + 0,44 V
Katoda (+) = 2 H2O + 2e- H2 + 2 OH- Eo= - 0,828 V
Reaksisel = Fe + 2 H2O Fe2+ + H2 + 2 OH-
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= -0,828 – ( +0,44 )
= - 1,268 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= -1,268 – 2,303 .8,314 .298
2. 96500 log 1
= -1,268 – ( 0,0295 x 0 )
= -1,268 – 0
= -1,268 V
5. Pengaruh konsentrasi terhadap E sel
Logam Cu dalam larutan CuSO4 1 M
Logam Cu dalam larutan CuSO4 0,1 M
Anoda (-) = 2H2O 4H+ + 2O2 + 4e- |x1 Eo = - 1,22 V
Katoda (+) = Cu2+ + 2e- Cu |x2 Eo= +0,34 V
Anoda (-) = 2H2O 4H+ + 2O2 + 4e- Eo = - 1,22 V
Katoda (+) = 2Cu2+ + 4e- 2Cu Eo= + 0,34 V
Reaksisel = 2 H2O + 2Cu2+ 4H+ + 2O2+ 2Cu
EoSel = EoKatoda – EoAnoda
= + 0,34 – ( - 1,22 )
= + 1,56 V
E = Eosel – 2,303 RT
nF log ¿¿¿
= +1,56 – 2,303 .8,314 .298
2. 96500 log 1
= +1,56 – ( 0,0295 x 0 )
= +1,56 – 0
= +1,56 V
VII. Pembahasan
Pembahasan oleh Astri Fera Kusumah
Pada praktikum sel elektrokimia ini,dilakukan percobaan untuk mencari
potensial sel elektrokimia. Percobaan dilakukan dengan cara mengukur potensial
½ reaksi logam terdahulu, dengan pembadingnya yaitu elektroda standar terhadap
beberapa larutan. kemudian mengukur potensial selnya dengan mencelupkan
kedua logam yang telah ditentukan anoda dan katodanya yang dihubungkan
dengan avometer pada masing-masing larutan yang dihubungkan dengan jembatan
garam.
Pada percobaan pertama yaitu penentuan potensial logam. Dari percobaan
ini didapat potensial logam Fe1 dalam larutan NaCl sebesar -0,478 v dan Fe2
dalam larutan NaCl sebesar -0,54 v. Dan potensial sel menurut data percobaan
sebesar +0,03 v sedangkan menurut perhitungan teoritis ………. Percobaan kedua
yaitu pengaruh elektroda. Percobaan ini mengacu pada deret volta berikut
Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Si Pb H Cu Hg Ag Pt Au
Semakin kekanan, maka semakin mudah tereduksi, dan semakin kekiri,
maka semakin mudah teroksidasi. Dalam kaitannya dengan pengaruh elektroda
yang digunakan, pada kutub positif (katoda) elektoda harus memiliki tingkat
reduksi yang tinggi dibandingkan dengan kutub negatif (anoda). Dengan begitu
maka reaksi berlangsung spontan dan potensial sel bernilai positif. Pada
percobaan ini potensial sel yang diperoleh dengan logam Fe sebagai anoda dan Cu
sebagai katoda adalah +0,268 v. percobaan ketiga yaitu pengaruh suhu. Percobaan
ini menggunakan larutan NaCl yang salah satunya bersuhu 50oC dan diperoleh
potensial selnya sebesar +0,058 v. yang keempat adalah Pengaruh elektrolit.
Percobaan ini menggunakan NaCl dan aquades sebagai elektrolitnya dan logam
Fe. Potensial yang diperoleh yaitu sebesar +0,02 v. pada percobaan kelima yaitu
pengaruh konsentrasi elektrolit, logam Cu dalam lar. CuSO4 0,5 M sebagai katoda
dan Cu dalam lar. CuSO4 0,1 M sebagai anoda diperoleh potensial selnya sebesar
+0,02 v.
Pembahasan oleh Desi Supiyanti
1. Pengaruh Potensial Logam
Fe Fe2+ + 2e- sebagai anoda (-)
2 H2O + 2e- H2 + 2 OH- sebagai katoda (+)
Pada percobaan pertama, yaitu Fe dalam NaCl. Fe mengalami reaksi
oksidasi sehingga dia bertindak sebagai anoda. Sedangkan yang bertindak sebagai
katoda adalah H2O. Karena larutan NaCl adalah termasuk logam golongan satu
dan pada deret volta logam Na lebih lemah dari pada H. Sehingga pada percobaan
ini H2O mengalamai reaksi reduksi. Dari percobaan ini juga dapat diketahui
bahwa nilai potensial kedua logam Fe adalah berbeda. Perbandingan nilai E sel
hasil percobaan dan E sel secara teoritis pun mengalami perbedaan. Hal ini
dipengaruhi oleh kualitas lempengan yang digunakan sudah mengalami proses
korosi. Sehingga reaksi tidak maksimal dan potensial yang didapat pun tidak
maksimal.
2. Pengaruh Elektroda
Pada percobaan kedua, digunakan logam Fe dan Cu dalam larutan NaCl.
Elektroda Cu bertindak sebagai katoda dan elektroda Fe bertindak sebagai anoda
dalam reaksi redoks pada percobaan ini. Hal ini karena elektroda Cu terletak di
sebelah kiri Fe dalam deret volta. Sesuai dengan deret volta makin kiri letak unsur
dalam deret volta, maka semakin kuat sifat reduktornya. Sehingga mampu
mengoksidasi ion-ion yang terletak di sebelah kanannya. Pada percobaan ini
dihasilkan E sel yang bernilai positif yang berarti reakasi berlangsung spontan.
3. Pengaruh Suhu
Pada percobaan ketiga ini, digunakan elektroda Fe dan elektrolit NaCl
yang diukur potensial selnya pada suhu kamar yaitu 25oC dan pada suhu 60oC.
elektroda Fe yang diukur pada suhu 25oC potensialnya bernilai lebih kecil
daripada elektroda Fe yang diukur pada suhu 60oC. Ini berarti suhu mempengaruhi
nilai beda potensial yang dihasilkan elektroda. Semakin tinggi suhu maka semakin
besar beda potensial yang dihasilkan. Hal ini sesuai dengan persamaan Nerst,
bahwa suhu berbanding lurus dengan potensial sel. Sehingga Fe yang diukur pada
suhu 25oC bertindak sebagai anoda dan Fe yang diukur pada suhu 60oC sebagai
katoda. Reaksi yang berlangsung yaitu spontan, karena E sel yang dihasilkan
bernilai positif.
4. Pengaruh Elektrolit
Fe dalam larutan NaCl mengalami reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Hal
ini dikarenakan logam Fe melepaskan dan menangkap elektron. Fe bertindak
sebagai elektroda dan NaCl sebagai Elektrolit, dimana larutan NaCl tidak bisa
mengoksidasi Fe sehingga dalam reaksi yang digunakan adalah H2O karena
diketahui bahwa sifat H2O yang lebih reduktor (dapat teroksidasi) dari Na. Dari
hasil percobaan, bahwa terdapat perbedaan nilai E sel antara kedua lempeng Fe
tersebut. Selain itu, perbandingan penentuan antara E sel secara teoritis dan E sel
dari hasil percobaan berbeda hasilnya.
5. Pengaruh Konsentrasi Terhadap E Sel
Dari hasil praktikum yang sudah kami lakukan didapat potensial sebagai
berikut:
Elektroda Cu dalam CuSO4 1 M = - 0,01 V
Elektroda Cu dalam CuSO4 0,1 M = - 0,03 V
Dari percobaan ini dapat diketahui bahwa pada konsentrasi elektrolit
yang berbeda maka beda potensial yang dihasilkanpun berbeda. Semakin besar
konsentrasi elektrolitnya maka senakin besar pula nilai beda potensial
elektrodanya. Secara teoritis juga membuktikan bahwa dalam konsentrasi yang
berbeda akan didapt nilai potensial yang berbeda pula.
Pembahsan oleh Fajar M Ramadhan
Pada percobaan kali ini dilakukan percobaan Sel elektrokimia. Percobaan
ini dilakukan dengan cara mengukur potensial logam masing masing elektroda
serta potensial selnya. Pada pengukuran potensial logam masing-masing elektroda
dilakukan dengan cara menambahkan elektroda pembanding yang kemudian
dicelupkan dalam satu wadah dan dihubungkan dengan voltmeter. Sedangkan
untuk pengukuran potensial sel atau Eosel dilakukan dengan cara menghubungkan
masing-masing elektroda tiap-tiap wadah dengan voltmeter, dan tidak lupa untuk
menambahkan jembatan garamnya terlebih dahulu.
Berdasarkan hasil praktikum ini, dengan menggunakan nilai potensial
logam hasil pengukuran. Dengan menggunakan persamaan Nernst didapatkan
hasil perhitungan E sel sebagai berikut :
Percobaan1 :+0,03 V
Percobaan2 :+0,268 V
Percobaan3 :+0,058 V
Percobaan4 :+0,02 V
Percobaan5 :+0,02 V
Sedangkan berdasarkan hasil teoritis, dengan menggunakan nilai potensial
logam yang tertera pada table reduksi. Dengan menggunakan persamaan Nernst
didapatkan hasil perhitungan E sel sebagai berikut :
Percobaan1 :- 1,268 V
Percobaan2 :+ 3,051 V
Percobaan3 :- 1,268 V
Percobaan4 :-1,268 V
Percobaan5 :+1,56 V
Perbedaan angka pada hasil perhitungan E sel tersebut menunjukan bahwa
potensial logam yang diukur dengan menggunakan elektroda pembanding tidak
100% sama dengan table potensial reduksi yang ada secara teoritis. Hal ini dapat
disebabkan oleh factor kondisi alat ukur yang kurang baik serta adanya kekeliruan
saat pemilihan katoda anoda juga saat pembacaan angka potensial logam.
VIII. Kesimpulan
Hasil perhitungan potensial sel berdasarkan pengukuran adalah : + 0,03 V ; +0,268
V ; +0,58 V ; +0,02 V ; +0,02 V
Hasil perhitungan potensial sel berdasarkan teoritis adalah : -1,28 V ; +3,051 V; -
1,268 V ; -1,268 V ;+1,56 V
Hasil pengukuran dengan teoritis berbeda
Dari hasil percobaan dapat diketahui bahwa :
- Semakin kiri letak unsur dalam deret volta, maka semakin kuat sifat
reduktornya.
- Logam yang mengalami oksidasi akan lebih mudah berkarat daripada logam
yang mengalami reduksi.
- Suhu berbanding lurus dengan beda potensial. Semakin tinggi suhu maka
semakin besar nilai beda potensial yang didapat.
- Konsentrasi berbanding lurus dengan beda potensial. Semakin besar
konsentrasi elektrolitnya maka senakin besar pula beda potensial yang
dihasilkannya.
IX. DaftarPustaka
Ngatin, Agustinus. 2010. Petunjuk Praktikum Kimia Fisika .JurusanTeknik Kimia,
PoliteknikNegeri Bandung.
http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/sel
%20elektrokimia.htm
http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/jenis-jenis%20sel
%20elektrokimia.htm
http://id.wikipedia.org/wiki/Elektroda
http://id.wikipedia.org/wiki/Elektrokimia
top related