LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA SEL ELEKTROKIMIA (Disusun untuk memenuhi salah satu tugas Mata Kuliah Prak.Kimia Fisika) NAMA PEMBIMBING : Ir Yunus Tonapa NAMA MAHASISWA : Astri Fera Kusumah (131411004) Desi Supiyanti (131411005) Fajar M. Ramadhan (131411006) TANGGAL PRAKTIKUM : 18Desember 2013 TANGGAL 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 Zn 2+ 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 Cu 2+ dalam larutan. Cu 2+ (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 Zn 2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn 2+ dibandingkan dengan ion SO 2-4 yang ada), yang reaksi totalnya ditunjukkan seperti berikut. Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (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/ZnSO 4 (aq) dan Cu/CuSO 4 (aq). Kadang-kadang simbol lebih sederhana,yakni Zn/Zn 2+ 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 Zn 2+ (aq) + 2e - Di sini Zn mengalami oksidasisehingga elektroda Zn adalah elektroda negatif. (anoda) Pada elektroda tembaga, reaksi reduksi seperti berikut. 2e - + Cu 2+ (aq) Cu Dengan demikian tembaga adalah elektroda positif (katoda).. Reaksi total adalah sebagai berikut. Zn + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu atau Zn + CuSO 4 ZnSO 4 + 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)Zn 2+ (1,00 m) Cu 2+ (1,00 m) Cu(s)

Zn(s)Zn 2+ (1,00 m) Cu 2+ (1,00 m) Cu(s) PtFe 2+, Fe 3+ H + H 2 Pt 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)Zn 2+ (1,00 m) Cu 2+ (1,00 m) Cu(s) reaksinya adalah: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - (reaksi oksidasi) Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) (reaksi reduksi) (reaksi keseluruhan) Untuk notasi sel ; Pt/Fe 2+, Fe 3+ // H +, H 2 /Pt, maka reaksi selnya adalah Fe 2+ Fe 3+ + e ( oksidasi) 2H + + 2e H 2 (reduksi) 2Fe 2+ + 2H + 2 Fe 3+ + H 2 Reaksi total 7.1.2 Potensial Elektroda Standar(E 0 )danpotensial Sel (Esel) Potensial Elektroda Reduksi Standar(E 0 L+/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, H 2 (1 bar) H + (a=1) Cu 2+ (a=1)cu Sel tersebut memberikan E o Sel = + 0,34 Volt. Karena E o Hidrogen=0 Volt, halini menunjukkan kecenderungan yang lebih besar untuk proses reduksi Cu 2 2e Cu daripada 2H 2e H 2 Untuk sel: Pt, H 2 (1 bar) H + (a=1) Zn 2+ (a=1)zn E o Sel = -0,76 V

Artinya pada sel tersebut, ada kecenderungan yang lebih besar untuk mengalamioksidasi Zn Zn 2 2e 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 Zn 2+ (a=1) Cu 2+ (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 : 2H 2e H atau H e 1 2 2 H 2 Untuk menuliskan proses keseluruhan atau reaksi sel harus diseimbangkan elektronnyadan merupakan penjumlahan dari reaksi setengah sel Jadi, untuk sel : Pt, H 2 (1 bar) H + (a=1) Cu 2+ (a=1)cu Reaksi elektroda dapat ditulis : 2 H 2 2H 2e dan Cu 2e Cu sehingga keseluruhan prosesnya adalah : 2 H 2 Cu 2H Cu Proses ini didasari 2 elektron yang melewati pada sirkuit atau rangkaian luar. Potensial Sel (E 0 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 (E 0 sel) dapat dinyatakan dengan persamaan dengan emf sel (E sel): E 0 sel = E 0 katoda- E 0 Anoda ---------------------- (7.3) E 0 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 Zn 2+ (a=1) Cu 2+ (a=1) Cu dengan reaksi Zn + Cu 2+ = Cu + Zn 2+ E 0 sel = E 0 katoda- E 0 Anoda

= E 0 Cu2+/Cu- E 0 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: PtH 2 H + Cu 2+ Cu dan reaksi selnya dituliskan setiap setengah reaksisel dituliskan sebagai berikut. Reaksi di anoda H 2 2H + + 2e - Reaksi di katoda Cu 2+ + 2e - Cu Reaksi keseluruhan H 2 + Cu 2+ 2H + + Cu Saat 1 mol H 2 bereaksi dengan 1 mol Cu 2+, 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 10 4 J Kerja dilakukan sistem, yaitu kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia adalah sama dengan penurunan energi Gibbs maka G = - 6.598 x 10 4 J Secara umum, hubungan antara perubahan energi Gibbs standar dengan potensial sel standar dapat dinyatakan dengan persamaan G = - nfe dan pada keadaan standar : G o = - nfe o ---- (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 G = 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 H 2 + Cu 2+ 2H + + Cu ---------------- (7.5) Menurut Nenst, potensial sel yang diukur tidak pada kondisi standar dapat dihitung berdasarkan persamaan E sel = E o sel - RT/nF ln K -------------------- (7.6) = E o sel - 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 = E o sel RT/nF ln [Zn 2+ ]/[Cu 2+ ], ------------- (7.8) pada suhu 25 o Cdan tekanan 1 atm, besarnya 2,393 RT/F = 0,0591, sehingga persamaan di atas menjadi Esel = E o sel 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 Bahan 1 Gelas kimia (2 buah) Larutan 3,56% 2 Corong gelas Larutan CuSO4 1,0 M 3 Pemanas Larutan CuSO4 0,1 M 4 Gelas ukur Aquades 5 Jembatan garam Logam Cu 6 Botol semprot Kertas saring 7 Avometer Logam Fe 8 Kabel 9 Elektroda standar

IV. Langkah Kerja 1. Penentuan Potensial Logam 2 buah lempeng logam Fe, ampelas Ukur potensial ½ reaksi Lempeng Fe Electroda CuSO 4 /Cu Ukur potensial sel Lempeng Fe Electroda CuSO 4 /Cu 2. Pengaruh Elektroda Lempeng Fe dan Cu, ampelas Ukur potensial ½ reaksi Lempeng Fe Electroda CuSO 4 /Cu Lempeng Cu

Ukur potensial logam dan potensial selnya dengan elektroda Cu Lempeng Fe Lempeng Cu 3. Pengaruh Suhu 2 buah lempeng logam Fe, ampelas Ukur potensial ½ reaksi Lempeng Fe Electroda CuSO 4 /Cu 50 o C Ukur potensial logam dan potensial selnya Lempeng Fe 50 o C

4. Pengaruh Elektrolit 2 buah lempeng logam Fe, ampelas Lempeng Fe Electroda CuSO 4 /Cu aquades Ukur potensial logam dan potensial selnya 5. Pengaruh konsentrasi terhadap E sel 2 buah lempeng logam Cu, ampelas Lempeng Cu Electroda CuSO 4 /Cu CuSO 4 0,5 M CuSO 4 0,1 M Ukur potensial logam dan potensial selnya

V. Data Pengamatan 1. Penentuan Potensial Logam No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt) 1 Fe dalam - 0, 478 (katoda) 2 Fe dalam - 0,54 (anoda) 3 Fe dan Fe + 0,03 2. Pengaruh Elektroda No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt) 1 Fe dalam - 0,478 (anoda) 2 Cu dalam - 0,21 (katoda) 3 Fe dan Cu + 0,31 3. Pengaruh Suhu No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt) 1 Fe dalam - 0,478 (anoda) 2 Fe dalam (60 0 C) - 0,42 (katoda) 3 Fe dan Fe + 0,076 4. Pengaruh Elektrolit No. Logam dan Larutan Potensial Vs Elektroda acuan (Volt) 1 Fe dalam - 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 CuSO 4 1M - 0,01 (katoda) 2 Cu dalam CuSO 4 0,1M - 0,03 (anoda) 3 Cu dan Cu + 0,02

VI. Pengolahan Data 1. Penentuan Potensial Logam Logam Fe dalam larutan Anoda (-) = Fe Fe 2+ + 2e - E o = - 0,54V Katoda (+) = 2 H 2 O + 2e - H 2 + 2 OH - E o = - 0,478 V Reaksisel = Fe + 2 H 2 O Fe 2+ + H 2 + 2 OH - E o Sel = E o Katoda E o Anoda = -0,478 ( -0,54 ) = + 0,03 V E = E o sel log = +0,03 log = +0,03 ( 0,029 x 0 ) = +0,03 0 = +0,03 V 2. Pengaruh Elektroda Logam Fe & Cu dalam larutan Anoda (-) = Na Na + + e - x 2 E o = - 0,478 V Katoda (+) = Cu 2+ + 2 e - Cu x 1 E o = - 0,21V Anoda (-) = 2 Na 2 Na + + 2 e - E o = - 0,478 V Katoda (+) = Cu 2+ + 2 e - Cu E o = - 0,21 V Reaksisel = 2 Na + Cu 2+ 2 Na + + Cu E o Sel = E o Katoda E o Anoda = - 0,21 ( - 0,478 ) = + 0,268 V E = E o sel log = +0,268 log = +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 Logam Fe dalam larutan 50 o C Anoda (-) = Fe Fe 2+ + 2e - E o = - 0,478 V Katoda (+) = 2 H 2 O + 2e - H 2 + 2 OH - E o = - 0,42 V Reaksisel = Fe + 2 H 2 O Fe 2+ + H 2 + 2 OH - E o Sel = E o Katoda E o Anoda = -0,42 ( -0,478 ) = + 0,058 V E = E o sel log = +0,058 log = +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 Logam Fe dalam aquades Anoda (-) = Fe Fe 2+ + 2e - E o = - 0,03 V Katoda (+) = 2 H 2 O + 2e - H 2 + 2 OH - E o = - 0,01 V Reaksisel = Fe + 2 H 2 O Fe 2+ + H 2 + 2 OH - E o Sel = E o Katoda E o Anoda = -0,01 ( -0,03 ) = + 0,02 V E = E o sel log = +0,02 log = +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 CuSO 4 1 M Logam Cu dalam larutan CuSO 4 0,1 M Anoda (-) = 2H2O 4H + + 2O2 + 4e - x1 E o = - 0,03 V Katoda (+) = Cu 2+ + 2e - Cu x2 E o = - 0,01 V Anoda (-) = 2H2O 4H + + 2O 2 + 4e - E o = - 0,03 V Katoda (+) = 2Cu 2+ + 4e - 2Cu E o = - 0,01 V Reaksisel = 2 H 2 O + 2Cu 2+ 4H + + 2O 2 + 2Cu E o Sel = E o Katoda E o Anoda = -0,01 ( -0,03 ) = + 0,02 V E = E o sel log = +0,02 log = +0,02 ( 0,0295 x 0 ) = +0,02 0 = +0,02 V Nilai E Sel Berdasarkan teoritis 1. PenentuanPotensialLogam Logam Fe dalamlarutan Anoda (-) = Fe Fe 2+ + 2e - E o = + 0,44 V Katoda (+) = 2 H 2 O + 2e - H 2 + 2 OH - E o = - 0,828 V Reaksisel = Fe + 2 H 2 O Fe 2+ + H 2 + 2 OH - E o Sel = E o Katoda E o Anoda = - 0,828 ( +0,44 ) = - 1,268 V E = E o sel log = - 1,268 log = - 1,268 ( 0,029 x 0 ) = - 1,268 0 = - 1,268 V

2. Pengaruh Elektroda Logam Fe & Cu dalam larutan Anoda (-) = Na Na + + e - x 2 E o = - 2,714 V Katoda (+) = Cu 2+ + 2 e - Cu x 1 E o = + 0,337 V Anoda (-) = 2 Na 2 Na + + 2 e - E o = - 2,714 V Katoda (+) = Cu 2+ + 2 e - Cu E o = + 0,337 V Reaksisel = 2 Na + Cu 2+ 2 Na + + Cu E o Sel = E o Katoda E o Anoda = + 0,337 ( -2,714 ) = + 3,051 V E = E o sel log = + 3,051 log = + 3,051 ( 0,029 x 0 ) = + 3,051 0 = + 3,051 V 3. Pengaruh Suhu Logam Fe dalam larutan Logam Fe dalam larutan 50 o C Anoda (-) = Fe Fe 2+ + 2e - E o = + 0,44 V Katoda (+) = 2 H 2 O + 2e - H 2 + 2 OH - E o = - 0,828 V Reaksisel = Fe + 2 H 2 O Fe 2+ + H 2 + 2 OH - E o Sel = E o Katoda E o Anoda = -0,828 ( +0,44 ) = - 1,268 V E = E o sel log = - 1,268 log = - 1,268 ( 0,032 x 0 ) = - 1,268 0 = - 1,268 V 4. Pengaruh Elektrolit

Logam Fe dalam larutan Logam Fe dalam aquades Anoda (-) = Fe Fe 2+ + 2e - E o = + 0,44 V Katoda (+) = 2 H 2 O + 2e - H 2 + 2 OH - E o = - 0,828 V Reaksisel = Fe + 2 H 2 O Fe 2+ + H 2 + 2 OH - E o Sel = E o Katoda E o Anoda = -0,828 ( +0,44 ) = - 1,268 V E = E o sel log = -1,268 log = -1,268 ( 0,0295 x 0 ) = -1,268 0 = -1,268 V 5. Pengaruh konsentrasi terhadap E sel Logam Cu dalam larutan CuSO 4 1 M Logam Cu dalam larutan CuSO 4 0,1 M Anoda (-) = 2H 2 O 4H + + 2O 2 + 4e - x1 E o = - 1,22 V Katoda (+) = Cu 2+ + 2e - Cu x2 E o = +0,34 V Anoda (-) = 2H 2 O 4H + + 2O 2 + 4e - E o = - 1,22 V Katoda (+) = 2Cu 2+ + 4e - 2Cu E o = + 0,34 V Reaksisel = 2 H 2 O + 2Cu 2+ 4H + + 2O 2 + 2Cu E o Sel = E o Katoda E o Anoda = + 0,34 ( - 1,22 ) = + 1,56 V E = E o sel log = +1,56 log = +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 Fe 1 dalam larutan sebesar -0,478 v dan Fe 2 dalam larutan 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 yang salah satunya bersuhu 50 o C dan diperoleh potensial selnya sebesar +0,058 v. yang keempat adalah Pengaruh elektrolit. Percobaan ini menggunakan 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. CuSO 4 0,5 M sebagai katoda dan Cu dalam lar. CuSO 4 0,1 M sebagai anoda diperoleh potensial selnya sebesar +0,02 v.

Pembahasan oleh Desi Supiyanti 1. Pengaruh Potensial Logam Fe Fe 2+ + 2e - sebagai anoda (-) 2 H 2 O + 2e - H 2 + 2 OH - sebagai katoda (+) Pada percobaan pertama, yaitu Fe dalam. Fe mengalami reaksi oksidasi sehingga dia bertindak sebagai anoda. Sedangkan yang bertindak sebagai katoda adalah H 2 O. Karena larutan adalah termasuk logam golongan satu dan pada deret volta logam Na lebih lemah dari pada H. Sehingga pada percobaan ini H 2 O 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. 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 yang diukur potensial selnya pada suhu kamar yaitu 25 o C dan pada suhu 60 o C. elektroda Fe yang diukur pada suhu 25 o C potensialnya bernilai lebih kecil daripada elektroda Fe yang diukur pada suhu 60 o C. 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 25 o C bertindak sebagai anoda dan Fe yang diukur pada suhu 60 o C sebagai

katoda. Reaksi yang berlangsung yaitu spontan, karena E sel yang dihasilkan bernilai positif. 4. Pengaruh Elektrolit Fe dalam larutan mengalami reaksi reduksi dan reaksi oksidasi. Hal ini dikarenakan logam Fe melepaskan dan menangkap elektron. Fe bertindak sebagai elektroda dan sebagai Elektrolit, dimana larutan tidak bisa mengoksidasi Fe sehingga dalam reaksi yang digunakan adalah H 2 O karena diketahui bahwa sifat H 2 O 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 CuSO 4 1 M = - 0,01 V Elektroda Cu dalam CuSO 4 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 E o sel 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%20elektrokimi a.htm http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kimia%20dasar/elektrokimia/jenisjenis%20sel%20elektrokimia.htm http://id.wikipedia.org/wiki/elektroda http://id.wikipedia.org/wiki/elektrokimia