Percobaan 5 PEMISAHAN SECARA ELEKTROLISIS I. Tujuan 1. Mampu melakukan pemisahan secara elektrolisi. 2. Memahami aplikasi dari hukum Faraday I II. Teori Elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh adanya arus listrik. Bila suatu elektrolit (baik larutan atau leburan) dielektrolisis, maka elektrolit tersebut akan terurai menjadi kation dan anion. Selanjutnya, kation akan menuju katoda/elektroda (-) dan anion akan menuju anoda/elektroda (+). Di katoda akan terjadi persaingan antara kation dengan pelarut (molekul air) untuk mengalami reduksi (menangkap elektron). Nilai E O untuk H 2 O adalah -0.83 volt, maka kation-kation memiliki E O lebih kecil dari - 0.83 volt tidak mengalami reduksi dari larutannya, karena H 2 O lebih mudah direduksi. Begitu pula di anoda terjadi persaingan antara anion dengan pelarut (molekul air) untuk mengalami oksidasi (melepas elektron), dengan demikian anion-anion yang mempunyai E O lebih besar dari -0.83 volt tidak mengalami oksidasi dari larutannya, karena H 2 O lebih mudah dioksidasi. Reaksi pada katoda (reduksi terhadap kation) 1. Ion-ion IA, IIA, Al 3+ , Mn 2+ 1
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
Percobaan 5
PEMISAHAN SECARA ELEKTROLISIS
I. Tujuan
1. Mampu melakukan pemisahan secara elektrolisi.
2. Memahami aplikasi dari hukum Faraday I
II. Teori
Elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh adanya arus listrik. Bila
suatu elektrolit (baik larutan atau leburan) dielektrolisis, maka elektrolit tersebut
akan terurai menjadi kation dan anion. Selanjutnya, kation akan menuju
katoda/elektroda (-) dan anion akan menuju anoda/elektroda (+).
Di katoda akan terjadi persaingan antara kation dengan pelarut (molekul air)
untuk mengalami reduksi (menangkap elektron). Nilai EO untuk H2O adalah -0.83
volt, maka kation-kation memiliki EO lebih kecil dari -0.83 volt tidak mengalami
reduksi dari larutannya, karena H2O lebih mudah direduksi. Begitu pula di anoda
terjadi persaingan antara anion dengan pelarut (molekul air) untuk mengalami
oksidasi (melepas elektron), dengan demikian anion-anion yang mempunyai EO
lebih besar dari -0.83 volt tidak mengalami oksidasi dari larutannya, karena H2O
lebih mudah dioksidasi.
Reaksi pada katoda (reduksi terhadap kation)
1. Ion-ion IA, IIA, Al3+, Mn2+
2H2O + 2e → 2OH- + H2
2. Ion-ion logam lain
Mn+ + ne → M
3. Ion H+ (asam)
2H+ +2e → H2
4. Ion-ion pada nomor (1) mengalami reaksi nomor (2) jika yang
dielektrolisis adalah lelehan/leburan/cairannya.
Reaksi pada anoda (oksidasi terhadap anion)
1. Ion-ion SO42+, NO3-
2H2O → 4H+ + 4e + O2
1
2. Ion-ion F-, Cl-, Br-, I-
2X- → X2 + 2e
3. Ion OH- (basa)
4OH- → 2H2O + 4e + O2
4. Pada pelapisan/penyepuhan logam, yang digunakan sebagai anoda
adalah logam pelapis.
(Budiman Anwar, 2005)
Reaksi elektrolisisi terdiri dari reaksi katode, yaitu reduksi, reaksi anode,
yaitu oksidasi. Spesi apa yang terlibat dalam katode dan anode bergantung pada
potensial elektrode dari spesi tersebut, dengan ketentuan sebagai berikut :
Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah spesi yang potensial
reduksinya paling besar.
Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah spesi yang potensial
oksidasinya paling besar.
Dengan ketentuan tersebut, dapat diramalkan reaksi-reaksi elektrolisis yang
terjadi. Namun demikian, perlu juga dipahami bahwa potensial elektrode juga
dipengaruhi oleh konsentrasi dan jenis elektrodanya. (Michael Purba, 2006)
Potensial dekomposisi reversibel adalah jumlah potensial elektrode dengan
hasil reaksi seperti pada elektrolisis.
Pada elektrolisis
- Reduksi terjadi di katode (kutub negatif)
- Oksidasi terjadi di anode (kutub positif)
(Sukardjo,2002)
Sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang menggunakan energi listrik
agar reaksi kimia dapat terjadi. Sel tersebut merupakan kebalikan dari sel Volta.
Pada sel elektrolisis, katode bermuatan negatif, sedangkan anode bermuatan
positif. Gambar berikut menjelaskan reaksi antara Sn dan Cu dalam sel volta dan
sel elektrolisis.
2
Reaksi kimia pada setiap sel dituliskan sebagai berikut:
Reaksi kimia pada sel volta :
Anode : Sn(s) → Sn2+(aq) +2e-
Katode : Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) +
Sn(s) + Cu2+(aq) → Sn2+
(aq) + Cu(s)
Reaksi kimia pada sel elektrolisis :
Anode : Cu(s) → Cu2+(aq) +2e-
Katode : Sn2+(aq) +2e- → Sn(s) +
Sn2+(aq) + Cu(s) → Sn(s) + Cu2+
(aq)
Pada sel elektrolisis, energi diubah menjdi energi kimia. Hubungan
tersebut di jelaskan oleh ilmuan Inggris Michael Faraday yang dituangkan dalam
Hukum Faraday. Ada dua hukum faraday, yaitu Hukum Faraday I dan Hukum
Faraday II.
Hukum Faraday I
“Jumlah zat yang di hasilkan dielektrode berbanding lurus dengan jumlah listrik
yang melalui elektrolisis.”
Persamaan : W = e . F =e .i . t
96.500
Hukum Faraday II
“Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka zat
yang dihasilkan masing-masing sel berbanding lurus dengan berat ekivalen zat itu
dan tanpa bergantung pada jenis zat yang terlibat dalam reaksi elektrolisis.”
Persamaan : W 1
e1=
W 2
e2=…=
W n
en
Keterangan :
W = jumlah zat yang dihasilkan (g)
e = berat ekivalen
F = arus listrik untuk mendapatkan 1
mol elektron (F)
i = arus listrik (A)
t = waktu reaksi (detik)
e = Mr
elektron yang terlibat
1 faraday = 1 mol elektron = 96.500 coloumb/ mol elektron
Dengan menggunakan Hukum Faraday, dapat menghitung massa senyawa
yang diendapkan selama proses elektrolisis berlangsung (Sandri Justiana dan
Muchtaridi, 2009).
3
III. Prosedur Pekerjaan
III.1 Alat dan Bahan
III.1.1 Alat
Seperangkat alat gelas
Elektroda tembaga
Eksikator / desikator
Neraca
Baterai
Elektroda karbon
Oven
Magnetik stirrer
III.1.2 Bahan
Larutan sampel yang berisi larutan ion kupri dan
zink
Asam sulfat pekat
Asam nitrat pekat
NaOH
Aquades
Aseton
III.2 Skema Kerja
III.2.1 Pemisahan dan Penentuan kadar ion Cupri
Dibersihkan
Ditimbang
Dipasang pada alat elektrolisis dan di
lengkapi dengan stirrer magnetic
Dicampurkan dalam suatu gelas
kimia
4
Katoda
100 ml sampel + 1 ml asam sulfat pekat + asam nitrat pekat