Laporan Praktikum Kimia Fisika: Penentuan Gaya Gerak Listrik dan Elektrokimia

Tujuan

1. Menyusun dan mengukur GGL sel elektrik (atau sel elektrokimia)
2. Mencoba menguji persamaan nersnt

Dasar Teori

Salah satu contoh cabang ilmu kimia yaitu eloktrokimia, dimana ilmu ini berkenaan dengan interkonveksi energi listrik dan energi kimia. Proses pada elektrokimia ini adalah reaksi redoks, di mana dalam reaksi ini energi yang dilepaskan oleh reaksi spontan diubang menjadi listrik atau di mana energi listrik digunakan untuk reaksi yang nonspontan bisa terjadi. Reaksi elektrokimia dapat dibagi dalam dua macam, yaitu: Reaksi yang menghasilkan arus listrik (proses yang terjadi dalam baterai) dan reaksi yang dihasilkan oleh arus listrik elektrolisis (Keenan, 1992).

Konsep elektrokimia didasari oleh reaksi reduksi-oksidasi dimana pada reaksi oksidasi dapat terjadi karena adanya peristiwa pelepasan elektron, sementara reaksi reduksi terjadi karena adanya penangkapan elektron. Elektrokimia mempelajari tentang perpindahan elektron yang terjadi pada elektroda atau media pengantar listrik. Eletroda tersebut terdiri dari elektroda postif dan negatif. Salah satu contoh elektroda yang digunakan biasanya adalah elektroda (Zn) yang dimasukkan ke dalam larutan tembaga (Cu) akan mengalami reaksi oksidasi dan reaksi reduksi. Zat yang mengalami oksidasi dapat disebut reduktor, sedangkan pada zat yang mengalami reduksi disebut oksidator (Harahap, 2016).

Sel galvani yaitu sel yang dapat menghasilkan listrik, sel ini pertama kali dikenalkan menggunakan sel Daniell klasik. Sel ini terdiri dari dua elektroda yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ionnya. (Mulyani&Hendra,2011)

Pada sel konsentrasi, kedua elektroda dicelupkan dalam larutan ion yang dimana konsentrasinya dibuat berbeda. Larutan tersebut dipisahkan menggunakan jembatan garam yang berfungsi untuk menetralkan kedua larutan agar tidak bercampur dan membuat elektron akan bergerak melalui elektroda sehingga energi listriknya tidak terputus. Elektroda positif akan dicelupkan dalam larutan yang konsentrasi ion positifnya lebih besar, dan sebaliknya ion negatif dicelupkan dalam larutan yang konsentrasi ion positifnya rendah. Reaksi yang akan terjadi secara keseluruhan yaitu materi akan berpindah pada aktivitas yang tinggi ke aktivitas lebih rendah. (Dogra,2009)

Pada sel volta, kutub positif berada pada katoda, sedangkan kutub negatif berada pada anoda. Reaksi kimia dapat menghasilkan energi listrik ditemukan pada eksperimen luigi galvani yang dilakukan oleh Alessandro Volta. Rangkaian alat yang menghasilkan arus listrik dari reaksi kimia selanjutnya disebut sel Volta. Contoh penggunaannya yaitu pada baterai dan aki. (Rashid dkk., 2015).

Salah satu sel elektrokimia yang yang menghasilkan listrik adalah sel galvani, yang dimana dihasilkan dari reaksi spontan yang terjadi dalam sel tersebut. Potensial dari sel galvani tergantung pada aktivitas dari berbagai spesies yang menjalani reaksi di dalam sel. Persamaan yang menyatakan hubungan ini disebut persamaan Nernst, mengikuti nama seorang ahli kimia fisika, yang pada tahun 1889 pertama kali menggunakan persamaan ini untuk menyatakan hubungan antara potensial dari sebuah elektroda ion metal-metal dan konsentrasi dari ion dalam sebuah larutan (Day dan Underwood, 1999).

Sel elektrokimia berbasis mikro atau microbial fuel cell merupakan merupakan sel bahan bakar yang memanfaatkan materi organik untuk digunakan oleh mikroba sebagai sumber dalam melakukan aktivitas metabolismenya. Sel bahan bakar mampu menghasilkan arus listrik searah, alat ini terdiri dari dua buah elektroda, yaitu anoda dan katodayang dipisahkan oleh sebuah membran polimer yang berfungsi sebagai elektrolit (Sitorus, 2010: 10).

Persamaan nernst merupakan persamaan yang menyatakan hubungan antara potensial dari sebuah elektron ion-ion metal dan konsentrasi dari ion dalam sebuah larutan. Pada persamaan Nernst, K bukanlah suatu tetapan kesetimbangan karena larutan-larutan yang diberikan adalah pada konsentrasi-konsentrasi awal dan bukan konsentrasi kesetimbangan. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscas habis, barulah sistem itu berada dalam kesetimbangan. Pada kondisi ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernst setara dengan tetapan kesetimbangan. Potensial reduksi zat yang mengalami reduksi disebut E⁰ reduksi sedangkan potensial reduksi zat yang mengalami oksidasi disebut E⁰ oksidasi. (Goldbert, 2007).

Suatu reaksi sudah mencapai kesetimbangan, maka Q = K, dengan K sebagai kosntanta kesetimbangan reaksi sel. reaksi kimila pada kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja, sehingga menghasilkan beda potensial nol antara kedua elektroda sel galvani. Kegunaan potensial reduksi standar E⁰ di antaranya adalah: Meramalkan kemampuan oksidasi dan reduksi dari zat. Semakin positif nilai E⁰ semakin bertambah daya oksidasi zat, atau zat merupakan oksidator yang baik. Sebaliknya, semakin negatif nilai E⁰, semakin bertambah daya reduksi zat, atau zat merupakan reduktor yang baik. (Kartohadiprodjo, 1994).

Dalam persamaan nernst terdapat hubungan antara emf sel galvanik dan konsentrasi reaktan dan produk pada kondisi yang bukan keadaan standar. Baterai dapat digunakan sebagai sumber daya yang dapat terdiri atas satu atau beberapa sel galvanik. Contoh baterai yang banyak digunakan adalah sel kering, baterai merkuri dan aki yang digunakan di mobil. (Chang,2009)

Alat dan Bahan

Alat yang digunakan pada percobaan ini yaitu voltmeter, kabel dan penjepit, gelas ukur 100 mL, beaker gelas 100 mL, termometer dan kertas amplas. Sedangkan bahan yang digunakan yaitu pelat tembaga, pelat seng, larutan ZnSO4 1,000 M, larutan CuSO4 dengan variasi konsentrasi yaitu 1,000 M, 0,100 M, 0,010 M, 0,001 M, dan jembatan garam.

Cara Kerja

1. Disiapkan potongan pelat tembaga dan seng dengan ukuran kurang lebih 6 X 2 cm dan dibersihkan dengan amplas
2. Disiapkan larutan jenuh NH₄NO₃ (kurang lebih 10 – 20 mL) sebagai jembatan garam
3. Disiapkan dua gelas piala 100 mL untuk diisi dengan ZnSO₄ 1,000 M dan CuSO₄ 1,000 M serta dicelupkan elektroda- elektroda logam. Kemudian dihubungkan dengan kabel pada gambar 1
4. Kemudian ditempatkan sedemikian rupa sehingga kedua ujung jembatan garam tercelup ke dalam larutan yang berada pada kedua gelas beaker
5. Nilai GGL diamati dengan menggunakan voltmeter dan dicatat potensial sel serta suhu larutan tersebut
6. Larutan CuSO₄ 1,000 mL diganti dengan larutan CuSO₄ 0,010 M dan larutan ZnSO₄ jangan diganti. Kedua elektroda kembali dibersihkan dengan amplas dan jembatan garam diganti yang baru. Kemudian nilai GGL diamati dan dicatat dengan voltmeter. diulangi langkah 6 dengan larutan CuSO₄ yang lebih encer.

Gambar 1 Kartohadiprojo,1994

Data Pengamatan

No	Larutan pada bagian katoda Cu/Cu2+ (M)	Larutan pada bagian anoda Zn/Zn2+ (M)	E sel (volt)
1	1,0	0,001	1,12
2	1,0	0,01	1,10
3	1,0	0,1	1,09
4	1,0	1,0	1,08

Analisis Data

Berdasarkan data yang dihasilkan dari sumber yang dianalisis maka didapat perhitungan sebagai berikut:

Zn²⁺_(aq) + 2e^– 🡪 Zn_(s) E^o = – 0,76 volt

Cu²⁺_(aq) + 2e^– 🡪 Cu_(s) E^o = + 0,34 volt

Persamaan Reaksi

Reaksi di anoda : Zn Zn²⁺ + 2e E^o = +0,76 volt

Reaksi di katoda : Cu²⁺ + 2e Cu E^o = + 0,34 volt

Reaksi total : Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) Zn²⁺_(aq) + Cu_(s) E^o _sel = +1,10 volt

Perhitungan

Diketahui: Suhu (T) = 25^oC = 298^oK

Tetapan gas (R) = 8,314 J/Mol K

Tetapan Faraday (F) = 96500 C/mol

1. Penentuan konsentrasi ZnSO₄ 0,001M dan CuSO₄ 1,0M

E_sel = E^osel – ln Zn²⁺ / Cu²⁺

E_sel = 1,1 – ln

= 1,1 – 0,0128 . (-6,9)

= 1,1 + 0,088

= 1,188 volt

E_sel percobaan = 1,12 volt

Kesalahan = x 100%

= x 100%

= 5,7%

2. Penentuan konsentrasi ZnSO₄ 0,01M dan CuSO₄ 1,0M

E_sel = 1,1 – ln

= 1,1 – 0,0128 . (-4,6)

= 1,1 + 0,058

= 1,158 volt

E_sel percobaan = 1,10 volt

Kesalahan = x 100%

= x 100%

= 5,0%

3. Penentuan konsentrasi ZnSO4 0,1M dan CuSO4 1,0M

E_sel = 1,1 – ln

= 1,1 – 0,0128 . (-2,3)

= 1,1 + 0,029

= 1,129 volt

E_sel percobaan = 1,09 volt

Kesalahan = x 100%

= x 100%

= 3,4%

4.  Penentuan konsentrasi ZnSO4 1,0M dan CuSO4 1,0M

E_sel = 1,1 – ln

= 1,1 – 0,0128 . (0)

= 1,1 – 0

= 1,1 volt

E_sel percobaan = 1,08 volt

Kesalahan = x 100%

= x 100%

= 1,8%

Pembahasan

Pada percobaan penentuan gaya gerak listrik dan elektrokimia ini bertujuan untuk menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia dan mencoba menguji persamaan nersnt. Nilai GGL dapat diketahui dan diukur dengan menggunakan sel elektrik sederhana yang dapat dilihat pada gambar 1. Sel elektrik sederhana ini terdiri dari larutan ZnSO4 dan CuSO4 serta terdapat elektroda yang dicelupkan pada larutann tersebut. Elektroda tersebut berupa pelat seng dan tembaga, yang sebelumnya telah dibersihkan terlebih dahulu menggunakan amplas. Kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam berupa kertas saring yang telah dicelupkan ke dalam larutan jenuh NH₄NO₃. Fungsi dari jembatan garam sendiri yaitu untuk mentralkan kelebihan kation dan anion pada larutan. Hal tersebut dikarenakan adanya kenaikan ion Zn²⁺ dalam larutan ZnSO₄ dan penurunan ion Cu²⁺ dalam larutan CuSO₄, sehingga banyaknya kation harus setara dengan anion.

Logam Zn akan melepaskan elektron dan berubah membentuk ion dan bergabung dalam larutan ZnSO4. Elektron mengalir dari elektroda Zn ke elektroda Cu. Ion dalam larutan CuSO4 menerima elektron dan ion tersebut berubah membentuk endapan logam Cu. Elektron yang mengalir dari anoda ke katoda akan menghasilkan pebedaan potensial antara kedua elektroda. Perbedaan potensial akan mencapai maksimum jika tidak ada arus listrik yang mengalir. Perbedaan maksimum ini dapat disebut GGL sel atau E sel. Salah satu faktor yang mempengaruhi E sel adalah konsentrasi. Persamaan yang menghubungkan konsentrasi dengan E sel dinamakan persamaan Nernst. Peramaan nersnt sendiri yaitu persamaan yang menyatakan hubungan antara potensial dari sebuah elektron ion-ion metal dan konsentrasi dari ion dalam sebuah larutan.

Percobaan yang dilakukan yaitu dengan memvariasi larutan Zn dengan konsentrasi 1 M, 0,01 M, 0,001 M, dan 1 M. Sedangkan larutan Cu menggunakan konsentrasi yang sama yaitu 1 M. Percobaan dimulai dari konsentrasi larutan paling rendah agar konsentrasi larutan yang rendah tidak banyak terkontaminasi oleh larutan yang konsentrasinya tinggi yang kemungkinan akan menempel pada elektroda.

Pada percobaan didapatkan nilai E sel dengan menggunakan voltmeter yaitu 12 V, 1,10 V, 1,09 V, dan 1,08 V. kemudian nilai yang didapat berdasarkan percobaan ini, dibandingkan dengan nilai secara teoritis. Nilai E sel yang didapat secara teoritis, yaitu 1,188 V, 1,158 V, 1,129 V dan 1,1 V. Berdasarkan hasil yang didapatkan dari analisis data, terdapat perbedaan yang tidak terlalu jauh antara hasil percobaan dan hasil perhitungan (teori) dengan perhitungan kesalahan yang didapatkan sebesar 5,7%, 5,0%, 3,4%, dan 1,8%. Kesalahan yang terjadi dapat dikarenakan kemungkinan suhu sistem yang tidak dalam keadaan standar atau konsentrasi larutan yang kurang tepat (terkontaminasi). Jadi selain dipengaruhi oleh konsentrasi larutan, potensial sel (E sel) juga dapat dipengaruhi oleh suhu dan jenis elektrodanya.

Secara teoritis, bila dalam keadaan standar (konsentrasi kedua larutan sama dan pada suhu sistem 298 K atau 25°C), nilai E⁰ sel adalah 1,1. Hal ini dapat diketahui melalui persamaan reaksi:

Reaksi di anoda : Zn Zn²⁺ + 2e E^o = +0,76 volt

Reaksi di katoda : Cu²⁺ + 2e Cu E^o = + 0,34 volt

Reaksi total : Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) Zn²⁺_(aq) + Cu_(s) E^o _sel = +1,10 volt

Dari percobaan ini didapatkan bahwa semakin besar konsentrasi Zn²⁺ maka semakin kecil E sel yang dihasilkan, karena logam Zn cenderung melarut: Zn_(s) 🡪 Zn²⁺_(aq) + 2e. Logam Zn mengalami oksidasi sehingga logam Zn menghasilkan elektron berlebih yang kemudian mengalir ke katoda (logam Cu). Sedangkan larutan Cu²⁺ mengalami reduksi, sehingga cenderung membentuk endapan: Cu²⁺_(aq) + 2e 🡪 Cu_(s). Hal ini menyebabkan logam Cu kekurangan elektron sehingga logam Cu lebih positif terhadap larutan dan dapat terjadi perpindahan elektron, dimana kelebihan elektron menyebabkan logam Zn akan larut dalam larutan Zn²⁺ dan ion Cu²⁺ akan terus mengendap sebagai Cu.

Kesimpulan

1. Nilai E sel yang dihasilkan dari larutan CuSO4 1 M dengan variasi larutan ZnSO4: 1.08 V;1,09 V;1,10 V; 1,12 V

2. Semakin besar konsentrasi larutan elektrolit di ruang anoda yaitu larutan ZnSO4, maka nilai E sel akan semakin kecil. Hal tersebut bisa dilihat pada perhitungan menggunakan persamaan nersnt.

Saran

1. Selama melakukan praktikum dapat selalu mengecek suhu di dalam ruangan, karena suhu akan mempengaruhi hasil E sel

2. Teliti dalam membuat larutan, karena konsentrasi akan mempengaruhi hasil

Daftar Pustaka

Chang, Raymond. 2009. Kimia Dasar Edisi Ketiga Konsep-konsep Inti. Jakarta: Erlangga.

Day, R.A., dan Underwood, A.L., 1999, Analisis Kimia Kuantitatif, Erlangga, Jakarta.

Dogra,S.K.2009. Kimia Fisik dan Soal-soal. Jakarta : UI Press.

Goldbert., 2007. Kimia Untuk Pemula. Erlangga: Jakarta.

Harahap, M. R., 2016, Sel Elektrokimia: Karakteristik dan Aplikasi Circuit, 2(1): 177-180

Kartohadiprodjo. 1994. Kimia Fisika.  Jakarta: Erlangga

Keenan, C. W., dkk. 1992. Ilmu Kimia untuk Universitas Jilid 2 edisi keenam. Jakarta: Erlangga.

Mulyani, Sri dan Hendrawan. 2011. Common Textbook Kimia Fisika II. Bandung: UPI

Rashid, M.M., Mesfer, M.K.A., Naseem, H., dan Danish, M., 2015, Hydrogen Production by Water Electrolysis: A Review of Alkaline Water Electrolysis, PEM Water Electrolysis and High Temperature Water Electrolysis, International Journal of Engineering and Advanced Technology, 4(3): 80-93.

Sitorus, Berlian. 2010 Desversifikasi Sumber Energi Terbarukan Melalui Penggunaan Air Buangan dalam Sel Elektrokimia Berbasis Mikroba. Jurnal ELKHA.

Lampiran

Pertanyaan:

1. Secara eksperimental, percobaan akan lebih mudah bila setengah sel Zn/Zn2+ diganti dengan setengah sel Ag/Ag+. Tetapi dalam percobaan ini digunakan setengah sel Zn/Zn2+ karena Ag mahal harganya. Tuliskan reaksi sel dan persamaan Nersnt, bila setengah sel Zn/Zn2+ diganti dengan setengah sel Ag/Ag+. Sebutkan alasan mengapa lebih baik menggunakan Ag/Ag+ bila dibandingkan dengan Zn/Zn2+ ?

Jawab: Reaksi sel

Anoda (-) = Cu_(s) Cu²_(aq) + 2e-

Katoda (+) = Ag⁺_(aq)+2e- Ag(s)

Reaksi Total = Cu_(s) + Ag⁺_(aq) Cu ²⁺_(aq) + Ag_(s)

Persamaan Nersnt

E⁰sel = E⁰sel -𝑅𝑇𝑅𝐹 ln Q

E⁰sel – -𝑅𝑇𝑅𝐹 2,303logQ

F = eNa

=1,6021766×10-19V x6,022141x 1023/mol

= 96485

R= 8,314 mol k

Dikatakan lebih baik menggunakan logam Ag karena merupakan logam mulia yang tingkat muatan kotor yang tercampur itu minim, selain itu sifat logam Ag yang mudah teroksidasi sehingga untuk cepatnya reaksi lebih mudah dibandingkan Zn.

Perhitungan

1. Isi lembar pengamatan yang telah anda buat

Jawab:

No	Larutan pada bagian katoda Cu/Cu2+ (M)	Larutan pada bagian anoda Zn/Zn2+ (M)	E sel (volt)
1	1,0	0,001	1,12
2	1,0	0,01	1,10
3	1,0	0,1	1,09
4	1,0	1,0	1,08

2. Tulis Reaksi sel dan bentuk umum persamaan nersnt untuk sel trsebut!

Jawab: Persamaan Reaksi

Reaksi di anoda : Zn Zn²⁺ + 2e E^o = +0,76

Reaksi di katoda : Cu²⁺ + 2e Cu E^o = + 0,34

Reaksi total : Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) Zn²⁺_(aq) + Cu_(s) E^o _sel = +1,10

Perhitungan

Diketahui: Suhu (T) = 25^oC = 298^oK

Tetapan gas (R) = 8,314 J/Mol K

Tetapan Faraday (F) = 96500 C/mol

1. Penentuan konsentrasi ZnSO₄ 0,001M dan CuSO₄ 1,0M

E_sel = E^osel – ln Zn²⁺ / Cu²⁺

E_sel = 1,1 – ln

= 1,1 – 0,0128 . (-6,9)

= 1,1 + 0,088

= 1,188 volt

E_sel percobaan = 1,12 volt

Kesalahan = x 100%

= x 100%

= 5,7%

2. Penentuan konsentrasi ZnSO₄ 0,01M dan CuSO₄ 1,0M

E_sel = 1,1 – ln

= 1,1 – 0,0128 . (-4,6)

= 1,1 + 0,058

= 1,158 volt

E_sel percobaan = 1,10 volt

Kesalahan = x 100%

= x 100%

= 5,0%

3. Penentuan konsentrasi ZnSO4 0,1M dan CuSO4 1,0M

E_sel = 1,1 – ln

= 1,1 – 0,0128 . (-2,3)

= 1,1 + 0,029

= 1,129 volt

E_sel percobaan = 1,09 volt

Kesalahan = x 100%

= x 100%

= 3,4%

4. Penentuan konsentrasi ZnSO4 1,0M dan CuSO4 1,0M

E_sel = 1,1 – ln

= 1,1 – 0,0128 . (0)

= 1,1 – 0

= 1,1 volt

E_sel percobaan = 1,08 volt

Kesalahan = x 100%

= x 100%

= 1,8%

3. Buat kurva Esel sebagai fungsi log[𝑍𝑛2+] /[𝐶𝑢2+]

Jawab:

4. Hitung gradien dan perpotongan kurva dengan sumbu Y

Jawab: Pada kurva R² = 0,9657 yang cukup mendekati nilai 1 dengan persamaan y= -0,0057x +1,078 dengan nilai gradient atau b (y= a+bx) yaitu sebesar -0,0057

5. Bandingkan hasil yang diperoleh dengan gradien teoritis yang dihitung dengan menggunakan persamaan nersnt, juga bandingkan E° sel pada literatur.

Jawab: Nilai E sel dengan menggunakan voltmeter yaitu 12 V, 1,10 V, 1,09 V, dan 1,08 V. kemudian nilai yang didapat berdasarkan secara teoritis, yaitu 1,188 V, 1,158 V, 1,129 V dan 1,1 V. dari perbandingan yang didapat dengan teoritis tidaklah jauh berbeda dengan rata-rata kesalahan sebesar 3,97% .

6. Apakah yang menjadi sumber kesalahan dalam percobaan ini?

Jawab: Kesalahan yang terjadi dapat dikarenakan kemungkinan suhu sistem yang tidak dalam keadaan standar atau konsentrasi larutan yang kurang tepat (terkontaminasi). Jadi selain dipengaruhi oleh konsentrasi larutan, potensial sel (E sel) juga dapat dipengaruhi oleh suhu dan jenis elektrodanya.

Perhitungan membuat larutan

1. Pembuatan larutan 1 M dengan massa 21,8721 gram

Mr = 249,5

M = massa/Mr × 1000/V

1 = (21,8721 )/249,5 × 1000/V

1 = 21,8721/(249,5 × V)

V = 87,66 mL

2. Pembuatan larutan 1 M untuk 100 mL

Mr = 287

Mr ZnSO4.7H2O = 287

M = massa/Mr × 1000/V

1 = massa/287 × 1000/100

massa = 287/10

massa = 28,7 gram

3. Pengenceran

1. CuSO4 0,5 M

M1 × V1 = M2 × V2

1 × V1 = 0,5 M × 20

V1 = 10 mL

2. ZnSO4 0,5 M

M1 × V1 = M2 × V2

1 × V1 = 0,5 M × 20

V1 = 10 mL