Moslem.Blog

I. Tujuan
1. Menentukan tetapan Faraday dengan menggunakan voltameter tembaga.
2. Menentukan kuat arus listrik.
3. Menghitung berat eqivalen elektrokimia untuk tembaga.
II. Dasar Teori
Pada percobaan Voltameter Tembaga ini, akan memncari ketetapan Faraday dengan konsep elektrolisis. Hal ini erat kaitannya dengan ilmu kimia, dimana akan banyak berhubungan dengan elektrokimia dan reaksi – reaksinya. Voltmeter adalah Merupakan alat untuk mengukur besar tegangan listrik dalam suatu rangkaian listrik. Alat ini yang akan berperan penting dalam elektrokimia ini. Elektrokimia adalah kajian mengenai proses perubahan antara Tenaga Kimia dan Tenaga Elektrik.
Sesuai dengan namanya, metode elektrokimia adalah metode yang didasarkan pada reaksi redoks, yakni gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi, yang berlangsung pada elektroda yang sama/berbeda dalam suatu sistim elektrokimia. Sistem elektrokimia meliputi sel elektrokimia dan reaksi elektrokimia. Sel elektrokimia yang menghasilkan listrik karena terjadinya reaksi spontan di dalamnya di sebut sel galvani. Sedangkan sel elektrokimia di mana reaksi tak-spontan terjadi di dalamnya di sebut sel elektrolisis. Peralatan dasar dari sel elektrokimia adalah dua elektroda -umumnya konduktor logam- yang dicelupkan ke dalam elektrolit konduktor ion (yang dapat berupa larutan maupun cairan) dan sumber arus. Karena didasarkan pada reaksi redoks, pereaksi utama yang berperan dalam metode ini adalah elektron yang di pasok dari suatu sumber listrik. Sesuai dengan reaksi yang berlangsung, elektroda dalam suatu sistem elektrokimia dapat dibedakan menjadi katoda, yakni elektroda di mana reaksi reduksi (reaksi katodik) berlangsung dan anoda di mana reaksi oksidasi (reaksi anodik) berlangsung.
Aplikasi metode elektrokimia untuk lingkungan dan laboratorium pada umumnya didasarkan pada proses elektrolisis, yakni terjadinya reaksi kimia dalam suatu sistem elektrokimia akibat pemberian arus listrik dari suatu sumber luar. Proses ini merupakan kebalikan dari proses Galvani, di mana reaksi kimia yang berlangsung dalam suatu sistem elektrokimia dimanfaatkan untuk menghasilkan arus listrik, misalnya dalam sel bahan bakar (fuel-cell). Aplikasi lainnya dari metode elektrokimia selain pemurnian logam dan elektroplating adalah elektroanalitik, elektrokoagulasi, elektrokatalis, elektrodialisis elektrorefining dan elektrolisis.


SEL ELEKTROKIMIA
1. Sel Volta/Galvani
1. terjadi penubahan : energi kimia energi listrik
2. anode = elektroda negatif (-)
3. katoda = elektroda positif (+)

2. Sel Elektrolisis
1. terjadi perubahan : energi listrik energi kimia
2. anode = elektroda positif (+)
3. katoda = elektroda neeatif (-)

KONSEP-KONSEP SEL VOLTA
Sel Volta
1. Deret Volta/Nerst
a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn
Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au

b. Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi
Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi


2. Prinsip
1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; Katoda terjadi reaksi reduksi
2. Arus elektron : anoda katoda ; Arus listrik : katoda anoda
3. Jembatan garam: menyetimbangkan ion-ion dalam larutan


MACAM - MACAM SEL VOLTA
1. Sel Kering atau Sel Leclance
= Katoda : Karbon
= Anoda :Zn
= Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO2 + NH4Cl + sedikit Air

2. Sel Aki
= Katoda: PbO2
= Anoda : Pb
= Elektrolit: Larutan H2SO4
= Sel sekunder

3. Sel Bahan Bakar
= Elektroda : Ni
= Elektrolit : Larutan KOH
= Bahan Bakar : H2 dan O2

4. Baterai Ni - Cd
= Katoda : NiO2 dengan sedikit air
= Anoda : Cd


1. Katoda [elektroda -]
• Terjadi reaksi reduksi
• Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) den Alkali tanah (IIA), Al dan Mn
• Reaksi:
2 H+(aq) + 2e- H2(g)
ion golongan IA/IIA tidak direduksi; penggantinya air
2 H2O + 2 e- basa + H2(g)
ion-ion lain  direduksi

2. Anoda [ektroda +]
• Terjadi reaksi oksidasi
• Jenis logam diperhatikan

a. Anoda : Pt atau C (elektroda inert)
reaksi : - 4OH-(aq) 2H2O + O2(g) + 4e-
- gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh 2 H2O asam + O2(g)
- golongan VIIA (halogen) g as
b. Anoda bukan : Pt atau C
reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau
senyawa lain.



Elektrolisis ialah proses penguraian elektrolit kepada unsur juzuknya apabila arus elektrik mengalir melaluinya.Arus elektrik boleh dialirkan melalui elektrolit dengan menggunakan dua elektroda. Elektroda yang disambungakan kepada terminal positif yang dinamakan anoda, manakala elektroda yang disambungkan kepada terminal negati dinamakan katoda.Semasa elektrolisis berlaku, ion negatif akan bergerak ke anoda.Oleh itu ion ini dikenali sebagai kation.Ion positif pula akan bergerak ke katoda yang mana ion ini dikenali sebagai kation. Istilah elektrolisis diperkenalkan oleh Michael Faraday [1791 - 1867]. 'Lisis' bermaksud memecah dalam bahasa Yunani. Jadi, elektrolisis bermaksud pemecahan oleh arus elektrik. Proses Elektrolisis adalah keadaan di mana apabila elektrolit mengkonduksikan elektrik, perubahan kimia berlaku dan elektrolit terurai kepada unsurnya di elektroda.










Sel elektrolisis Sel kimia







Elektrolit: CuSO4 Cu2+ + SO42-
H2O H+ + OH-
Elektrolit: Na2SO4 2Na+ + SO42-
H2O H+ + OH-

Tindak balas di anod (Elektrod positif)
4OH- 2H2O + O2 + 4e
Pengoksidaan Tindak balas di anod (Elektrod negatif)
Zn Zn2+ + 2e
Pengoksidaan
Tindak balas di katod ( Elektrod negatif)
Cu2+ + 2e Cu
Penurunan Tindak balas di katod ( Elektrod positif)
2H+ + 2e H2
Penurunan




PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS
Hukum Faraday I
"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".
Rumus:
m = e . i . t / 96.500
q = i . t
m = massa zat yang dihasilkan (gram)
e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi
i = kuat arus listrik (amper)
t = waktu (detik)
q = muatan listrik (coulomb)
Hukum Faraday II
"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."
Rumus:
m1 : m2 = e1 : e2
m = massa zat (garam)
e = berat ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi
Hukum Faraday erat kaitanya dengan muatan lisktrik. Muatan listrik, Q, adalah pengukuran muatan dasar yang dimiliki suatu benda. Satuan Q adalah coulomb, yang merupakan 6.24 x 1018 muatan dasar. Q adalah sifat dasar yang dimiliki oleh materi baik itu berupa proton (muatan positif) maupun elektron (muatan negatif). Muatan listrik total suatu atom atau materi ini bisa positif, jika atomnya kekurangan elektron. Sementara atom yang kelebihan elektron akan bermuatan negatif. Besarnya muatan tergantung dari kelebihan atau kekurangan elektron ini, oleh karena itu muatan materi/atom merupakan kelipatan dari satuan Q dasar. Dalam atom yang netral, jumlah proton akan sama dengan jumlah elektron yang mengelilinginya (membentuk muatan total yang netral atau tak bermuatan). Muatan listrik partikel disimbolkan sebagai e atau kadang-kadang q adalah muatan listrik oleh sebuah partikel proton atau sama dengan angka negatif muatan listrik sebuah partikel elektron. Merupakan konstanta fisika dan satuan muatan listrik.Nilainya adalah 1.602 176 53(14) × 10-19 C, menurut daftar konstanta fisika CODATA tahun 2002. Pada sistem Centimetre gram second (CGS), nilainya mendekati 4.803 × 10-10 statcoulomb.Sejak pertama kali diukur oleh Robert Millikan pada percobaan tetes-minyak pada tahun 1909, muatan dasar partikel diyakini tidak bisa dibagi lagi. Quark, ditemukan tahun 1960s, dipercaya memiliki muatan listrik sebesar e/3, hanya terdapat dalam jumlah partikel lebih dari satu. Quark tidak pernah dideteksi dalam satu partikel.
Tabel konversi untuk satuan muatan listrik
1 e (konstanta muatan listrik partikel)
adalah sama dengan
1 e (konstanta muatan listrik partikel)
1,6022 x 10-20 abcoulomb (abC)

4,450555556 x 10-23 ampere-hour (Ah)

2,670333333 x 10-21 ampere-minute (Am)

1,6022 x 10-19 ampere-second (As)

1,6022 x 10-19 coulomb (C)

1,602464363 x 10-19 coulomb (internasional) (C)

1,66048323 x 10-24 faraday (kimia) (Fd)

1,660016989 x 10-24 faraday (fisika) (Fd)

4,803267424 x 10-10 franklin (Fr)

1,6022 x 10-22 kilocoulomb (kC)

1,6022 x 10-25 megacoulomb (MC)

1,6022 x 10-13 microcoulomb (µC)

1.6022 x 10-16 milicoulomb (mC)

1,6022 x 10-10 nanocoulomb (nC)

1,6022 x 10-7 pikocoulomb (pC)

4,803267424 x 10-10 statcoulomb (statC)



1. Sel volta (sel galvani yang dikembangkan oleh Alessandro Volta (1745-1827) dan Luigi Galvani (1737- 1798) dari Italia. Dalam sel volta, reaksi redoks akan menghasilkan arus listrik. Dengan perkataan lain, energi kimia diubah menjadi energi listrik.
2. Sel elektrolisis yang dikembangkan oleh Sir Humphry Davy (1778- 1829) dan Michael Faraday (1791- 1867) dari Inggris. Dalam sel elektrolisis arus listrik akan menghasilkan reaksi redoks. Jadi, energi listrik diubah menjadi energi kimia.
III. Alat dan Bahan
1. Bejana berisi larutan CuSO4
2. Pelat tembaga 5 buah
3. Amperemeter 10 A
4. Sumber arus Dc
5. Penghambat geser 15 ohm
6. Stopwatch
7. Kabel penghubung
8. Timbangan
9. Pemanas/ pengering



IV. Langkah Percobaan

Gambar 1.1. Voltameter Tembaga.

1. Timbang katoda sampai ketelitian dalam mg.
2. Susunlah rangkaian seperti gambar 1.1 dan gunakan katoda percobaan.
3. Periksakan dulu kepada pembimbing.
4. Hubungkan arus dan atur R, V sehingga amperemeter menunjuk 4 A.
5. Putuskan arus dan lepaskan katoda percobaan. Pasang katoda yang telah ditimbang tepat pada tempat katoda percobaan dan alirkan arus. Bila terjadi arus, cepat atur kembali dan jagalah kuat arus supaya tetap 4 A selama 20 menit lalu putuskan arus tersebut.
6. Ambil katoda, bersihkan/ siram dengan air kran kemudian bilas dengan alcohol lalu dibakar sampai katoda kering.
7. Timbang katoda kembali.
8. Ulangi percobaan diatas untuk kuat arus 5 A selama 5 menit.




V. Data Pengamatan
Data berat katoda
Berat katoda awal
No. Percobaan Ke Berat yang diperoleh (mg)
1 I 120200
2 II 120000
3 III 120300
4 IV 120200
5 V 120100

Berat katoda setelah dialiri arus 4 ampere dan tegangan 4 volt selama 20 menit
No. Percobaan Ke Berat yang diperoleh (mg)
1 I 120000
2 II 121000
3 III 120000
4 IV 120000
5 V 120000

Berat katoda setelah dialiri arus 5,6 ampere dan tegangan 6 volt selama 5 menit
No. Percobaan Ke Berat yang diperoleh (mg)
1 I 120000
2 II 120200
3 III 120000
4 IV 120300
5 V 119900

VI. Perhitungan Data
Percobaan I
1). Diketahui :

=
= 120,14 gram

=
= 120,2 gram
m = 120,2 – 120,14
= 0,06 gram
Reaksi yang terjadi :
CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O 2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
q = 2
F = 96500 coulomb
Ar = 63,5 gr/mol
t = 20 menit x 60
= 1200 detik

Ditanya :
I = ................?
Jawab :
I =
I =
I = 0,15 A



Percobaan II
120,2 gr (diperoleh dari percobaan I )

=
= 120,08 gram
m = 120,2 – 120,08
= 0,12 gram
Reaksi yang terjadi :
CuSO4 (aq) C u2+(aq) + SO42-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
q = 2
F = 96500 coulomb
Ar = 63,5 gr/mol
t = 5 menit x 60
= 300 detik

Ditanya :
I = ................?
Jawab :
I =
I =
I = 1,22 A

2). Menghitung berat eqivalen elektro kimia:
a. Berat eqivalen dari hasil pengamatan
Percobaan I
Diket : I = 4 A
m = 0,06 gram
t = 1200 sekon
Dihit : z = .........?
Jawab:
z =
=
= 1,25 x 10-5
Percobaan II
Diket : I = 5,6 A
m = 0,12 gram
t = 300 sekon
Dihit : z = .........?
Jawab:
z =
=
= 7,1 x 10-5

b. Berat eqivalen dengan rumus z =
Dik = Ar = 63,5
F = 96500 coulumb
N = 31,75
Ditanya : z = .........?
Jawab :
z =
=
= 2,07 x 10-5


II. Ralat keraguan
1). Ralat untuk berat katoda awal (mo)
No mo (gr) (gr)
mo - (gr)
(mo - )2

1 120,2 120,16 0,04 0,0016
2 120 120,16 -0,16 0,0256
3 120,3 120,16 0,14 0,0196
4 120,2 120,16 0,04 0,0016
5 120,1 120,16 -0,06 0,0036
 = 600,8 gr  = 0,052 gr
=
=
= 120,16 gr

=
=
=
= 0,026 gr
Ralat :
= 0,022%
Kebenaran praktikum = 100% - 0,022%
= 99,98%
2). Ralat untuk berat katoda setelah percobaan I (ma)
No ma (gr) (gr)
ma - (gr)
(ma - )2

1 120 120,2 -0,2 0,04
2 121 120,2 0,8 0,64
3 120 120,2 -0,2 0,04
4 120 120,2 -0,2 0,04
5 120 120,2 -0,2 0,04
 = 601 gr  = 0,8 gr

=
=
= 120,2 gr


=
=
=
= 0,4 gr
Ralat :
= 0,33%
Kebenaran praktikum = 100% - 0,33%
= 99,67%
3). Ralat untuk berat katoda etelah percobaan II
No ma (gr) (gr)
ma - (gr)
(ma - )2

1 120 120,08 -0,08 0,0064
2 120,2 120,08 0,12 0,0144
3 120 120,08 -0,08 0,0064
4 120,3 120,08 0,22 0,0484
5 119,9 120,08 -0,18 0,0324
 = 600,4 gr  = 0,108 gr


=
=
= 120,08 gr


=
=
=
= 0,054 gr
Ralat :
= 0,045%
Kebenaran praktikum = 100% - 0,045%
= 99,96%

4). Ralat untuk m
Pada percobaan I
ma  mo = (  ma) - (  mo)
= (120,2  0,4) – (120,16  0,052)
= (120,2 – 120,16)  (0,4 – 0,052)
= (0,04  0,12) gr
Pada percobaan II
ma  mo = (  ma) - (  mo)
= (120,08  0,54) – (120,2  0,4)
= (120,08 – 120,2)  (0,054 – 0,4)
= (-0,12  0,35) gr

3). Ralat untuk kuat arus (I)
Pada percobaan I
I  I = I  ½ skala terkecil
= (4A  ½. 0,5) A
= (4  0,25)A
Ralat :
= 6,25%
Kebenaran praktikum = 100% - 6,25%
= 93,75%
4). Ralat untuk berat eqivalen dengan rumus z =
Z  z =
=
=
=
=
= 2,07 x 10-5  0
Ralat :
= 0%


VI. Pembahasan
Pada percobaan Voltameter Tembaga ini tujuan yang ingin dicapai adalah menentukan ketetapan Faraday, teori – toeri yang akan dipergunakan meliputi : elektrokimia, elektrolisis, konsep reaksi redoks, hukum Faraday I , Hukum Faraday II, dan muatan listrik. Rangkaian yang digunakan adalah suatu sistem elektrolisis dengan cairan CuSO . Dimana yang menjadi katoda adalah tembaga dan yang menjadi anoda adalah seng. Reaksi yang terjadi adalah :
CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
Seng bertindak sebagai anode (mengalami oksidasi), tembaga bertindak sebagai katode (mengalami reduksi). Perpindahan elektrode dari anode ke katode dapat kita manfaatkan sebagai sumber arus listrik dengan merancang suatu sel volta (sel galvani). Pertama-tama kita menyediakan wadah, diberi setengah sel. Dalam wadah kita celupkan sebatang logam tembaga (katode) dan sebatang logam seng (anode). Kemudian logam seng dan logam tembaga dihubungkan oleh suatu rangkaian kawat yang dilengkapi switch dan voltmeter. Setelah kita amati yang terjadi, seng (anode) secara spontan mengalami oksidasi menjadi Zn2+ yang masuk kedalam larutan. Electron yang dilepaskan mengalir melalui rangkaian kawat menuju tembaga (katode). Pada permukaan tembaga terjadi reduksi: electron yang terlepas ditangkap oleh Cu2+ dari larutan sehingga terbentuk endapan tembaga. Perpindahan electron dari anode ke katode menyebabkan larutan di anode bermuatan positif (karena bertambahnya Zn2+) dan larutan di katode bermuatan negative (karena berkurangnya Cu2+). Aliran elektron ini menimbulkan arus listrik yang dapat kita gunakan untuk berbagai keperluan. Dengan memutuskan switch (off) atau menyambungkan kembali (on) setiap saat kita dapat mematikan atau menghidupkan sel volta sesuai dengan kebutuhan.
Pada percobaan I yang menggunakan arus tetap 4 A dan tegangan 4 volt diperoleh berat eqivalen sebesar = 1,25 x 10-5 sedangkan pada percobaan II yang menggunakan arus 5,6 A dan tegangan 6 volt diperoleh hasil berat eqivalen sebesar = 7,1 x 10-5 . Rumus yang digunakan adalah :
z =
dimana : M = massa endapan tembaga
Z = massa ekivalen elektrokimia
muatan yang dialirkan
Faraday merumuskan beberapa kaidah perhitungan elektrolisis yang kini dikenal sebagai Hukum Faraday I berikut ini :
1. Jumlah zat yang dihasilkan pada electrode sebanding dengan jumlah arus yang dialirkan pada zat tersebut.
2. Jika arus listrik dialirkan kedalam beberapa sel elektrolisis yang dihubungkan seri, jumlah berat zat-zat yang dihasilkan pada tiap-tiap electrode sebanding dengan berat ekuivalen tiap zat-zar tersebut.
Perlu diperhatikan bahwa pada zaman Faraday electron belum dikenal sebab, electron baru ditemukan oleh Joseph John Thomson tahun 1897. Kini berat ekivalen (e) suatu unsur berdasarkan jumlah electron.
℮ =
Untuk mengenang jasa Michael Faraday kini didefinisikan bahwa satu faraday (1 F) adalah jumlah yang terdiri dari satu mol electron atau 6,0221367 x 1023 butir electron. Karena jumlah sebutir electron adalah 1,60217733 x 10 -19 coloumb, maka listrik satu faraday setara dengan muatan sebesar:
6,0221367x 1023 x 1,60217733x 10 -19 coloumb
= 9,64853 x 104 coloumb
Bilangan 9,64853x 104 ini sering dibulatkan menjadi 9,65x 104 atau 96500 dan disebut tetapan faraday dengan satuan coloumb mol -1.
1 faraday (1F) = 1 mol electron
= muatan 96500 coloumb
F = =
Dengan F = jumlah arus dalam faraday (jumlah mol electron)
i = kuat arus (ampere)
t = waktu (detik)
Kedua Hukum Faraday yang telah dikemukakan terdahulu dapat dirumuskan secara kuantitatif sebagai berikut :
1. Jumlah zat yang terbentuk di katode atau di anode dinyatakan oleh persamaan berikut ini.
W = e F atau w =
Dengan, w = berat hasil elektrolisis (gram )
e = berat ekivalen
F = jumlah listrik (faraday)
2. Jika terdapat dua hasil elektrolisis dengan arus listrik yang sama, maka berlaku hubungan:
=
Hukum Faraday II
"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."
Rumus:
m1 : m2 = e1 : e2
m = massa zat (garam)
e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi
VII. Kesimpulan
Pada percobaan voltameter tembaga ini dapat ditarik kesimpulan :
• Teori yang digungakan dalam percobaan ini adalah elektrokimia, elektrolisis, konsep reaksi redoks, hukum Faraday I , Hukum Faraday II, dan muatan listrik
• Melalui percobaan ini dapat ditentukan ketetapan Faraday.
• Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode, sedangkan electrode tempat terjadinya reduksi disebut katode.
• Rumus yang digunakan untuk menghitung berat eqivalen adalah
z =
z =
Z =