LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA SEL VOLTA SEDERHANA

Transkripsi

1 LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA SEL VOLTA SEDERHANA 17 September TUJUAN Membuat baterai sederhana yang menghasilkan arus listrik 2. LANDASAN TEORI Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi dalam dua kelompok, yaitu sel galvani dan sel elektrolisis. Suatu sel elektrokimia terdiri dari dua elektroda, yang disebut katoda dan anoda, dalam larutan elektrolit. Pada elektroda katoda terjadi reaksi reduksi. Sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada anoda. Sel elektrokimia dapat dibagi menjadi: 1) Sel Volta / Sel Galvani merubah energi kimia menjadi listrik Contoh : batere (sel kering) dan accu 2) Sel Elektrolisis à merubah energi listrik menjadi energi kimia Contoh : penyepuhan, pemurnian logam Dalam sel volta, reasi redoks spontan digunakan sebagai sumber arus listrik. Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta. Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks yang tidak spontan. Sel elektrolisis terdiri dari sebuah wadah, elektroda, elektrolit, dan sumber arus searah. Elektron memasuki kutub negatif (katoda). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katoda dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi lain akan melepas elektron di anoda dan mengalami oksidasi. Jadi sama seperti pada sel volta, reaksi di katoda adalah reduksi, dan reaksi di anoda adalah oksidasi. Akan tetapi muatan elektrodanya berbeda. Pada sel volta, katoda bermuatan positif, dan anoda bermuatan negatif. Pada sel elektrolisis, katoda bermuatan negatif dan anoda bermuatan positif. Deret volta diurutkan berdasarkan urutan potensial reduksi semakin ke kiri, semakin kecil sehingga sifat pereduksi semakin kuat (logam semakin reaktif atau semakin mudah meengalami oksidasi). Potensial elektroda standar suatu elektroda adalah daya gerak listrik yang timbul karena pelepasan elektron dari reaksi reduksi. Karena itu, potensial elektroda standar sering juga disebut potensial reduksi standar. Potensial ini relatif karena dibandingkan dengan elektroda hidrogen sebagai standar. Nilai potensial elektroda standar dinyatakan dalam satuan Volt (V). Untuk elektroda hidrogen, E 0 nya adalah 0,00V.

2 - Bila Eo > 0 à cenderung mengalami reduksi (bersifat oksidator) - Bila Eo < 0 à cenderung mengalami oksidasi (bersifat reduktor) Potensial standar sel adalah nilai daya gerak listrik sel yang besarnya sama dengan selisih potensial reduksi standar elektroda yang mengalami reduksi dengan potensial reduksi standar elektroda yang mengalami oksidasi. E osel = E oreduksi - E ooksidasi 3. ALAT DAN BAHAN A. Alat 1. Cutter 2. Volt meter B. Bahan 1. Lempeng logam Mg, Zn, Fe, Al, dan Cu 2. Jeruk 4. LANGKAH KERJA 1. Jeruk dibelah menjadi 2 bagian 2. Menancapkan potongan 2 logam yang berlainan pada jeruk dan diukur dengan menggunakan alat voltmeter 3. Mencatat berapa volt beda potensial dari masing-masing tersebut 4. Ulangi percobaan di atas beberapa kali sehingga diperoleh E 0 sel terbesar 5. HASIL KERJA Sel I Sel II Sel III Sel IV Logam Cu Logam Cu Logam Cu Logam Cu Anoda Logam Zn Logam Al Logam Fe Logam Mg E 0 sel 0,95 0,5 0,45 1,5 Pengamatan E 0 sel Perhitungan Notasi sel Zn Zn 3+ Cu Al Al Fe Fe Mg Mg 6. ANALISA DATA Dalam praktikum tersebut, logam tembaga (Cu) ditancapkan dalam irisan jeruk nipis. Begitu pula dengan logam yang lainnya seng (Zn), aluminium (Al), besi (Fe), dan magnesium (Mg). Dengan reaksi sebagai berikut.

3 1. Cu berfungsi sebagai katoda sehingga mengalami reduksi dan Zn Anoda : Zn Zn e - Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ Diagram sel : Zn/Zn 2+ // Cu 2+ /Cu Beda potensial sel berdasarkan percobaan 0,95 volt Beda potensial sel standar Eᵒ = +0,34 (-0,763) = 1,103 volt 2. Cu berfungsi sebagai katoda sehingga mengalami reduksi dan Al 3 Anoda : Al Al e - 2 3Cu Al 3Cu + 2Al 3+ Diagram sel : Al/Al 3+ // Cu 2+ /Cu Beda potensial sel berdasarkan percobaan 0,5 volt Beda potensial sel standar Eᵒ = +0,34 (-1,676) = 2,016 volt 3. Cu berfungsi sebagai katoda sehingga mengalami reduksi dan Fe Anoda : Fe Fe e - Cu 2+ + Fe Cu + Fe 2+

4 Diagram sel : Fe/Fe 2+ // Cu 2+ /Cu Beda potensial sel berdasarkan percobaan 0,45 volt Beda potensial sel standar Eᵒ = +0,34 (-0,44) = 0,78 volt 4. Cu berfungsi sebagai katoda sehingga mengalami reduksi dan Mg Anoda : Mg Mg e - Cu 2+ + Mg Cu + Mg 2+ Diagram sel : Mg/Mg 2+ // Cu 2+ /Cu Beda potensial sel berdasarkan praktikum 1,5 volt Beda potensial sel standar Eᵒ = +0,34 (-2,356) = 2,696 volt 5. Deret volta berdasarkan hasil praktikum Mg Zn Al Fe Cu Deret volta Mg Al Zn Fe Cu Deret volta yang didapat ternyata tidak sesuai dengan data deret volta. Hal ini terjadi karena human error. Begitu pula dengan beda potensial Eᵒ sel yang didapat tidak sesuai dengan beda potensial Eᵒ sel standar. Jika dilihat pada beda potensial sel standar Eᵒ Cu direaksikan dengan Mg hasilnya melebihi skala maksimum volt meter 2,5 volt. Jadi tidak mungkin beda potensial sel berdasarkan praktikum mendapatkan hasil melebihi kapasitas maksimum.

5 6. Logam Cu selalu dibuat bermuatan (+) karena jika reaksi tersebut ditukar logam Cu akan bermuatan ( ) maka jarum Voltmeter mengarah ke kiri atau ke arah negatif. Dengan kata lain reaksi tidak dapat berlangsung secara spontan. 7. PERMASALAHAN 1. Urutkan kelima logam tersebut menurut urutan deret volta. Menurut urutan deret volta, urutan kelima logam tersebut adalah : Mg Al Zn Fe Cu 2. Jika yang ditancapkan pada jeruk lemon tersebut logam Fe dan Cu, Hitung E 0 sel yang dihasilkan dan tuliskan notasi selnya 3. Bandingkan E 0 sel hasil pengamatan dan E 0 sel hasil perhitungan berdasarkan percobaan anda 8. KESIMPULAN 1. Sel volta merupakan suatu sel elektrokimia yang mengubah zat kimia menjadi energi listrik 2. (+) tempat terjadinya reduksi sedangkan anoda (-) tempat terjadinya oksidasi 3. Reaksi redoks dapat berlangsung secara spontan jika potensial sel lebih dari 0 4. Perbandingan antara buku dengan data hasil praktikum berbeda, hal ini disebabkan adanya variabel pengganggu selama praktikum dan human error. 9. DAFTAR PUSTAKA