JUDUL :
PERCOBAAN 1 : SPONTANITAS REAKSI
PERCOBAAN 2 : PEMISAHAN ZAT DENGAN METODE ELEKTROLISIS
TUJUAN PERCOBAAN
Percobaan 1 : Mengetahui Spontanitas Reaksi
Percobaan 2 :
Memisahkan Cu dari suatu larutan
Memisahkan Zn dari suatu larutan
DASAR TEORI
Bidang ilmu yang mempelajari energi listrik dalam reaksi kimia disebut elektrokimia. Perangkat atau instrumen untuk membangun energi listrik dari reaksi kimia dinamakan sel elektrokimia. Suatu sel elektrokimia tersusun atas dua buah elektroda (minimal), larutan elektrolit dan suatu sumber arus bias voltmeter (sel Galvani) atau sumber arus searah (elektrolisis) tergantung dari tujuannya.Umumnya reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia adalah reaksi redoks.
Dalam reaksi redoks terjadi transfer elektron dari reduktor ke oksidator. Pengetahuan adanya transfer elektron memberikan manfaat dalam upaya mengembangkan sumber energi listrik alternatif sebab aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron.
Ada dua jenis sel elektrokimia yaiti sel Galvani dan sel elektrolisis. Sel Galvani merupakan sel elektrokimia yang mampu merunbah reaksi kimia menjadi energy listrik, sedangkan sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang mampu merubah energy listrik menjadi suatu zat (substance producer).
Sel Galvani/ Sel Volta
Pada gambar diatas terlihat bahwa elektroda tembaga sebagai katoda (+) dicelupkan dalam larutan CuSO4
Prinsip sel volta atau sel galvani :
Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.
Aturan sel volta :
Terjadi perubahan : energi kimia menjadi energi listrik
Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi; anoda kutub negatif
Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi; katoda kutub positif
Elektron mengalir dari anoda ke katoda
Deret Volta atau Deret Elektrokimia merupakan urutan logam-logam (ditambah hidrogen) berdasarkan kenaikan potensial elektroda standarnya.
Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pt Au
Pada Deret Volta, unsur logam dengan potensial elektrode lebih negatif ditempatkan di bagian kiri, sedangkan unsur dengan potensial elektrode yang lebih positif ditempatkan di bagian kanan.
Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka
Logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron)
Logam merupakan reduktor yang semakin kuat (semakin mudah mengalami oksidasi)
Sebaliknya, semakin ke kanan kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka
Logam semakin kurang reaktif (semakin sulit melepas elektron)
Logam merupakan oksidator yang semakin kuat (semakin mudah mengalami reduksi)
Elektrolisis
Reaksi Elektrolisis terdiri dari reaksi katode yaitu reduksi dan reaksi anode yaitu oksidasi. Spesi apa yang terlibat dalam reaksi katode dan anode bergantung pada potensial dari spesi tersebut, dengan ketentuan :
Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah spesi yang potensial reduksinya paling besar
Spesi yang mengalami reduksi di anode adalah spesi yang potensial oksidasinya paling besar
Namun demikian, perlu juga dipahami bahwa potensial electrode juga dipengaruhi konsentrasi dan jenis elektrode
Terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Elektrolisa adalah reaksi non-spontan yang berjalan akibat adanya arus (aliran elektron) eksternal yang dihasilkan oleh suatu pembangkit listrik
Reaksi-reaksi di Katoda (Reduksi)
Katoda bermuatan negatif atau disebut elektroda negatif
Reaksi di Katoda bergantung pada jenis kation dalam larutan.
Jika kation berasal dari logam aktif(logam Alkali (IA) dengan Alkali tanah(IIA), Al dan Mn) maka air yang tereduksi,yaitu :
Reaksi Katoda : 2H2O (l) +2e- 2OH- (aq) + H2 (g)
Sebaliknya apabila kation selain yang disebutkan diatas maka kation tersebut yang akan tereduksi.
Reaksi Katoda : L n+ (aq) + ne- L(s)
Reaksi- reaksi di anoda (Oksidasi)
Anoda bermuatan positif (+) atau disebut elektroda +
Reaksi di anoda bergantung pada Jenis logam .
Jika anoda tidak terbuat dari Pt,Au atau C, maka anoda itu yang akan teroksidasi
Reaksi anoda : L x-(aq) L (s) + xe-
Elektrode Pt, Au ,C digolongkan sebagai electrode inert (sukar bereaksi) . Jika anode terbuat dari electrode inert maka reaksi anode bergantung pada anionnya. Jika anion sisa asam oksi seperti SO42-,NO3-,PO43-,dan F- mempunyai potensial oksidasi lebih negative daripada air, maka air yang teroksidasi.
Reaksi anoda : 2H2O (l) 4H+ (aq)+ O2 (g) + 4e
% Efektifitas sel elektrolisis = (massa endapan)/(massa teori faraday) x 100%
% recovery (pengambilan kembali) = (massa endapan)/(massao mula-mula) x 100%
ALAT DAN BAHAN
Percobaan 1
Alat :
Gelas kimia 100 ml 2 buah
Corong
Pipet
Bahan :
CuSO4.5H2O 0,1 M
ZnSO4 0,1 M
Lempeng Zn
Lempeng Cu
Percobaan 2
Alat :
Kabel
Baterai ABC, Alkaline 1 buah
Gelas kimia 100 ml 1 buah
Amperemeter
Voltmeter
Timbangan
Spatula /Pengaduk
Stopwatch
Bahan :
CuSO4.5H2O 0,1 M
ZnSO4 0,1 M
HNO3 0,5 M encer
NaOH 5%
Elektroda Cu 4 buah
RANGKAIAN PERCOBAAN
GAMBAR PERCOBAAN
LANGKAH PERCOAAN
Percobaan 1
Menyiapkan dua buah beaker glass.
Beaker glass 1 diisi dengan larutan CuSO4 dan beaker glass 2 diisi dengan larutan ZnSO4, masing masing sebanyak 40 ml.
Lempeng logam Zn dimasukkan dalam beaker glass 1 yang berisi larutan CuSO4.
Lempeng logam Cu dimasukkan dalam beaker glass 2 yang berisi larutan ZnSO4
perubahan yang terjadi pada kedua beaker glass tersebut diamati secara kualitatif.
Percobaan 2
2.a Pemisahan dan penentuan kadar ion Cu2+
Larutan A dibuat dengan rincian komposisi sebagai berikut:
40 mL larutan CuSO4 0,1 M
40 mL larutan ZnSO4 0,1 M
1 mL HNO3
Menyiapkan dua elektroda (Cu) dengan dibersihkan dan ditimbang beratnya terlebih dahulu.
Dua elektroda (Cu) yang telah siap dijepit dengan kabel konektor .
Rangkaian percobaan dirangkai sesuai dengan gambar.
Voltmeter dan Amperemeter diatur dengan tepat.
Dua buah elektroda (Cu) yang telah siap dimasukkan ke dalam larutan A.
Rangkaian dihubungkan pada baterai sebagai sumber arus listrik.
Percobaan ditunggu selama 30 menit kemudian diamati perubahan yang terjadi secara kualitatif dan kuantitatif.
Mencatat hasil pengamatan dan menghitung % efektifitas sel elektrolisis dan % recovery.
2.b Pemisahan dan penentuan kadar ion Zn2+
Larutan A yang sudah digunakan pada percobaan 2a ditambah dengan 1 mL NaOH.
Menyiapkan dua elektroda (Cu) dengan dibersihkan dan ditimbang beratnya terlebih dahulu.
Dua elektroda (Cu) yang telah siap dijepit dengan kabel konektor .
Rangkaian percobaan dirangkai sesuai dengan gambar.
Voltmeter dan Amperemeter diatur dengan tepat.
Dua buah elektroda (Cu) yang telah siap dimasukkan ke dalam larutan A.
Rangkaian dihubungkan pada baterai sebagai sumber arus listrik.
Percobaan ditunggu selama 30 menit kemudian diamati perubahan yang terjadi secara kualitatif dan kuantitatif.
Mencatat hasil pengamatan dan menghitung % efektifitas sel elektrolisis dan % recovery.
Data pengamatan
Perlakuan Pengamatan
Sebelum Sesudah
Percobaan 1
Lempeng Zn dimasukkan dalam beaker glass berisi larutan CuSO4.
Lempeng Cu dimasukkan dalam beaker glass berisi larutan ZnSO4.
Percobaan 2
Percobaan 2.a: Pemisahan dan penentuan kadar ion Cu2+
Larutan A dibuat dengan komposisi sebagai berikut:
40 mL larutan CuSO4 0,1 M
40 mL larutan ZnSO4 0,1 M
1 mL HNO3
Dua buah elektroda (Cu) dibersihkan dan ditimbang beratnya.
Dua buah elektroda (Cu) dijepit dengan kabel konektor .
Rangkaian percobaan dirangkai sesuai gambar
Voltmeter dan Amperemeter di atur dengan tepat.
Dua buah elektroda (Cu) dimasukkan ke dalam larutan A.
Rangkaian dihubungkan pada baterai sebagai sumber arus listrik.
Ditunggu selama 30 menit dan diamati perubahan yang terjadi.
Percobaan 2.b: Pemisahan dan penentuan kadar ion Zn2+
Larutan A yang sudah digunakan pada percobaan 2a ditambah dengan 1 mL NaOH.
Kedua elektroda (Cu) dibersihkan dan ditimbang beratnya.
Kedua elektroda (Cu) dijepit dengan kabel konektor .
Rangkaian percobaan dirangkai sesuai gambar 2.
Voltmeter dan Amperemeter di atur sesuai kebutuhan.
Kedua elektroda (Cu) dimasukkan ke dalam larutan.
Rangkaian dihubungkan pada baterai sebagai sumber listrik.
Ditunggu selama 30 menit dan diamati perubahan yang terjadi.
Larutan CuSO4: biru bening.
Lempeng Zn: silver.
Larutan ZnSO4: bening.
Lempeng Cu: coklat kekuningan
Larutan CuSO4: Biru bening
Larutan ZnSO4: jernih, tak berwarna.
Larutan HNO3: jernih, tak berwarna.
Warna larutan A: biru kehijauan
Katoda: 1,215 gr, coklat kemerahan.
Anoda: 0,872 gr, coklat kemerahan.
I = 0,5 A
V = 1,6 V
Warna larutan A: biru pudar
NaOH: jernih, tak berwarna
Katoda: 1,242 gr, berwarna coklat kemerahan
Anoda: 1,221 gr, berwarna coklat kemerahan
I = 0,48A
V = 2,8 V
Warna larutan makin memudar
Lempeng Zn : merah bata (timbul gelembung)
Warna larutan tidak berubah
Lempeng Cu: coklat kekuningan
Wrana larutan A: biru pudar
Katoda : 1,232 gr, Berwarna hitam
Anoda: 0,872 gr, berwarna coklat kemerahan
Larutan A + NaOH: biru ada gel berwarna biru
Ada gelembung gas
Katoda: 1,246 gr, berwarna hitam
Anoda:1,191 gr, berwarna coklat kemerahan
ANALISIS DAN PEMBAHASAN
PERCOBAAN 1
Pada percobaan pertama yang bertujuan untuk mengetahui spontanitas suatu reaksi, terdapat dua gelas beaker. Gelas beaker A berisi 40 mL larutan CuSO4. Gelas beaker B berisi 40 mL larutan ZnSO4. Ke dalam gelas beaker A dimasukkan lempengan Zn bersamaan dengan dimasukkannya lempengan Cu ke dalam gelas beaker B. sebelum dimasukkan, lempeng Zn berwarna silver (abu-abu) dan Cu berwarna coklat kekuningan.diperoleh hasil pada gelas beaker A terdapat gelembung, lempengan Zn berwarna merah bata, dan warna larutan menjadi memudar. Pada gelas beaker B, lempeng Cu berwarna coklat kekuningan dan warna larutan jernih tidak berwarna. Keadaan kondisi pada gelas beaker B adalah sama baik sebelum atau sesudah percobaan. Hal ini menunjukkan bahwa pada gelas beaker B reaksi berjalan tidak spontan.
Selain dilihat dari data hasil percobaan, dapat dilihat dari deret volta. Pada deret volta letak Zn berada di sebelah kiri, sehingga Zn lebih mudah mengalami oksidasi dan lebih mudah melepas electron sehingga reaksi berjalan spontan. Pada deret volta, Cu terletak di sebelah kanan, sehingga Cu cenderung lebih mudah mengalami reduksi dan sulit untuk melepaskan electron, sehingga reaksi berjalan tidak spontan.
PERCOBAAN 2
Percobaan 2A : memisahkan Cu dari suatu larutan
Pertama-tama, merangkai alat percobaan seperti pada gambar rangkaian percobaan, selanjutnya menimbang massa elektroda yang digunakan. diperoleh massa pada katoda 1,215 gram dan pada anoda 0,893gram. Langkah berikutnya adalah membuat larutan A, yaitu 40 mL larutan CuSO4 0,1 M+40 mL larutan ZnSO4 0,1 M+ HNO3 0,5 M. penambahan HNO3 pada larutan ini berfungsi untuk mempertahankan kestabilan katoda (agar katoda tidak semakin negative), dan mencegah reaksi 2H+ H2 (H2 menyebabkan endapan rongga tidak sampai menempel pada katoda). Kemudian elektroda dimasukkan dalam larutan A.kemudian mengamati hingga 30 menit. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
CuSO4 + ZnSO4 + HNO3 Cu2+ + H2 + NO3-
Setelah 30 menit diperoleh hasil percobaan :warna larutan A yang sebelumnya berwarna hijau kebiruan menjadi berwarna biru memudar.timbul gelembung, serta Katoda dan anoda yang semula berwarna coklat kemerahan, pada katoda menjadi hitam, dan pada anoda tetap (coklat kemerahan). Hal ini menunjukkan bahwa terdapat endapan Cu dalam katoda. Kemudian elektroda dikeluarkan dari larutan tanpa mematikan sumber arus. Hal ini bertujuan agar endapan yang sudah menempel tidak terjatuh pada larutan. Langkah selanjutnya adalah mengeringkan elektroda dengan cara di oven. Selanjutnya adalah menimbang massa elektroda. diperoleh massa katoda sebesar 1,232 gram dan massa anoda sebesar 0,872 gram. Sehingga diperoleh massa endapan sebesar 1,232 - 1,215 = 0,017 gram. Pada percobaan ini digunakan arus sebesar 0,5 A dan tegangan sebesar 1,6 V. dengan demikian pada percobaan ini massa teori faraday adalah
W=(I x t x BE)/96500
W=(0,5 x 1800 x 31,75 )/96500
W=0,296 gram
berdasarkan data tersebut, diperoleh % efektivitas sel elektrolisis sebesar:
%= (massa endapan)/(massa teori faraday) ×100%
%=0,017/0,296×100%
%=5,74
sehingga diperoleh % recovery (pengambilan kembali) :
%=(massa endapan)/(massa mula-mula) ×100%
%= 0,017/1,215×100%
%=1,39
PERCOBAAN 2B: Memisahkan Zn dari suatu larutan
Pada percobaan ini, pertama-tama menimbang katoda dan anoda. Diperoleh massa katoda sebesar 1,242 gram dan massa anoda sebesar 1,221 gram. Kemudian menambahkan larutan NaOH 5% sebanyak 1 ml ke dalam larutan A. penambahan NaOH pada larutan ini berfungsi untuk membuat suasana basa dan mengendapkan Cu sehingga Zn dapat mengendap di katoda. Kemudian elektroda dimasukkan dalam larutan A. Kemudian mengamati hingga 30 menit. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
CuSO4 + ZnSO4 + HNO3 + NaOH Cu(OH)2 + H2 + NO3- + Zn2+
Setelah 30 menit diperoleh hasil percobaan : warna larutan A yang sebelumnya berwarna hijau kebiruan setelah ditambah NaOH menjadi berwarna biru memudar, terdapat gel dan timbul gelembung. Katoda dan anoda yang semula berwarna coklat kemerahan, pada katoda menjadi hitam, dan pada anoda tetap (coklat kemerahan). Hal ini menunjukkan bahwa terdapat endapan Zn dalam katoda. Kemudian elektroda dikeluarkan dari larutan tanpa mematikan sumber arus. Hal ini bertujuan agar endapan yang sudah menempel tidak terjatuh pada larutan. Langkah selanjutnya adalah mengeringkan elektroda dengan cara di oven. Selanjutnya adalah menimbang massa elektroda. diperoleh massa katoda sebesar 1,246 gram dan massa anoda sebesar 1,191 gram.sehingga masaa endapan yang diperoleh sebesar 1,246 – 1,242 = 0,004. Pada percobaan ini digunakan arus sebesar 0,48 A dan tegangan sebesar 2,8 V. dengan demikian pada percobaan ini massa teori faraday adalah
W=(I x t x BE)/96500
W=(0,48 x 1800 x 32,65 )/96500
W=0,29 gram
berdasarkan data tersebut, diperoleh % efektivitas sel elektrolisis sebesar:
%= (massa endapan)/(massa teori faraday) ×100%
%=0,004/0,29×100%
%=1,38
sehingga diperoleh % recovery (pengambilan kembali) :
%=(massa endapan)/(massa mula-mula) ×100%
%= 0,004/1,242×100%
%=0,322
KESIMPULAN
Berdasarkan percobaan yang telah dilakukan didapatkan kesimpulan sebagai berikut.
Pada pengujian kespontanan reaksi lebih spontan Zn dibanding Cu.
Pada pemisahan Cu diperoleh endapan sebesar 0,017 gram dengan % efektivitas sel elektrolisis sebesar 5,7% dan % recovery (pengambilan kembali) sebesar 1,39%.
Pada pemisahan Zn diperoleh endapan sebesar 0,004 gram dengan % efektivitas sel elektrolisis sebesar 1,38% dan % recovery (pengambilan kembali) sebesar 0,322 %.
DAFTAR PUSTAKA
Anonim.2011. Deret Volta. (http://id.wikipedia.org/wiki/Deret_volta) diakses pada 24 Mei 2011.
Ratna,dkk.2009. Prinsip-Prinsip dan Konsep Sel Volta.(http://www.chem-istry.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/prinsip-prinsip-dan-konsep-sel volta) diakses pada 24 Mei 2011.
Soebagio,dkk.2003.Kimia Analitik II. Malang : Universitas Negeri Malang
