SEL ELEKTROLISIS : PENGARUH SUHU TERHADAP ΔH, ΔG, ΔS

27-SEPTEMBER-2014

INTAN MUTHIAH AFIFAH

1113016200061

ABSTRAK

ΔG adalah energi bebas gibbs. ΔH adalah perubahan entalpi dalam reaksi dan ∆S adalah perubahan entalpi sistem. Sel elektrolisis adalah proses penggunaan energi listrik agar reaksi kimia nonspontan terjadi. Pada percobaan ini bertujuan untuk mengetahui pengaruh suhu larutan elektrolit terhadap ΔH, ΔG dan ΔS dengan menggunakan larutan CuSO4 dengan elektroda Cu di katoda elektroda C di anoda. kata kunci : Sel eletrolisis, Elektroda C, Elektroda Cu, ΔH, ΔG dan ΔS.

A. Pendahuluan

Tembaga adalah logam merah muda, yang lunak dan dapat ditempa, ia dapat melebur pada 1038 0C. karena potensial elektrodanya positif, ia tak larut dalam asam klorida dan asam sulfat encer, meskipun dengan adanya oksigen ia bisa larut sedikit. Asam nitrat yang sedang pekatnya (8M) dengan mudah melarutkan tembaga (G.Svehla. 1985).

Elektrolit adalah sesuatu zat yang dapat menghasilkan ion-ion dalam larutan, yang ditunjukkan dengan sifat larutannya yang dapat menghantarkan listrik. Berdasarkan daya hantarnya, elektrolit diklasifikasikan kedalam elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Klasifikasi lain yang didasarkan pada struktur adalah elektrolit sebenarnya (sejati) dan elektrolit potensial sebagai elektrolit. Elektrolit sejati dalam keadaan murninya terdiri atas ion-ion. Garam-garam pada umumnya merupakan elektrolit sejati Kristal NaCl, CuSO4, atau MgS terdiri dari ion positif dan ion negative. Jika kristal ion dilarutkan dalam suatu pelaut, ikatan antar ion putus dan ion dan ion-ionnya masuk kedalam larutan sebagai ion tersolvasi. Pada keadaan tersebut, setiap ion dikelilingi oleh suatu lapisan yang terdiri dari beberapa molekul pelarut yang ikut bersama-sama dengan ketika ion tersebut pindah (bergerak). Jika pelarutnya air maka solvasinya disebut hidrasi (Sri Mulyani, 2007)

Sel elektrolisis tersusun atas elektroda positif (anoda) dan elektroda negative (katoda). Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, sedangkan pada katoda terjadi reaksi

reduksi. Ada dua tipe elektroda, yakni elektroda inert, reaksi oksidasi sangat bergantung pada jenis anion yang ada dalam larutan, sebaliknya bila anoda merupakan elektroda reaktif maka elektroda itu akan larut. Karbon merupakan salah satu elektroda inert yang paling murah dibandingkan dengan elektroda lainnya. Pemakaian karbon aktif sebagai elektroda telah banyak digunakan, baik hanya sebatas sebagai research maupun skala industry. Karbon memiliki sifat-sifat antara lain, tahan terhadap medium asam maupun basa, ukuran pori dan luas muka spesifik dikontrol, bersifat inert, mudah ditempeli dengan logam, memiliki luas muka spesifik yang relative tinggi, dan mudah diperoleh dengan harga relative murah (Anonim).

Sel elektrolisis adalah sel dimana energy listrik digunakan untuk reaksi kimia. Sel ini kebalikan dari sel galvanic. E.m.f yang diperlukan untuk berlangsungnya proses ini akan lebih tinggi daripada e.m.f yang dihasilkan oleh reaksi kimia, dan ini didapat dari lingkungannya. Reaksi kimia spontan menghendaki ΔG menjadi negative. Apabila e.m.f sel adalah positif, maka ini adalah sel galvanic. Keseimbangan akan terjadi bila ΔG dan E sama dengan nol. Reaksi dengan nilai E yang lebih positif akan terjadi lebih dahulu daripada reaksi-reaksi dengan e.m.f yang kepositifannya lebih rendah (Dogra, 2009: 511).

Perubahan energi bebas apabila semua peraksi dan hasil berada dalam keadaan standarnya dikenal sebagai perubahan energi bebas standar, ∆G°. Untuk reaksi yang senyawanya terbentuk dari unsur-unsurnya, yaitu ∆G°rxn dikenal sebagai energi bebas standar pembentukan, dilambangkan dengan ∆G°f. jika banyaknya senyawa yang terbentuk satu mol, sebagaimana halnya dan yang ditabulasi, biasanya digunakan tanda palang diatas lambang. Sebagai konvensi, energi bebas standar pembentukan dari unsur-unsurnya dalam bentuknya yang paling mantap pada tekanan 1 atm adalah nol pada suhu tertentu. (Petrucci, Ralph H. 1987: 237)

B. MetodologiAlat dan bahan yang digunakan adalah power supply, gelas kimia 50 ml,

thermometer, kaki tiga dan kasa, pembakar spirtus, multimeter, voltmeter, kabel, stopwatch, neraca o’hauss, korek api, amplas, statif dan klem, larutan CuSO4, elektroda C dan Cu, aquadest. Langkah kerjanya yaitu : 1) bersihkan masing-masing elektroda dengan mengamplas dan mencelupkannya atau membilasnya dengan aquadest, kemudian keringkan dan timbang. 2) masukkan larutan CuSO4 sebanyak 10 ml kedalam gelas kimia 50 ml. 3) rangkai alat percobaan seperti pada gambar dan atur power supply pada tegangan 3 volt. 4) pasang elektroda Cu pada katoda dan C pada anoda dan masukkan kedalam larutan CuSO4. 5) panaskan larutan CuSO4 sampai suhu 25 0C serta melakukan elektrolisis selama 2 menit serta mengamati perubahannya. 6) catat arus dan tegangan listrik pada elektrolisis suhu 25 0 C. 7) matikan power supply, cuci elektroda Cu dan C dengan air lalu keringkan dan timbang dengan neraca o’hauss. 8) lakukan langkah diatas dengan suhu larutan CuSO4 30 0C.

C. Hasil dan Pembahasan

Hasil pengamatan

Suhu (T) Kuat arus (I) Tegangan (V)

Waktu (t) Massa Cu di katodaSebelum

elektrolisisSetelah

elektrolisis25 0C -0,01 A 0,34 V 2 menit 2,8 g 2,76 g

30 0C -0,01 A 0,32 V 2 menit 2,76 g 2,74 g

Persamaan reaksi

CuSO4(aq) → Cu2+(aq) + SO42-(aq)

Katoda: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)(x2)

Anoda : 2H2O(aq) → 4H + + O 2(g) + 4e - (x1)

2 Cu2+(aq) + 2H2O(aq) → 2Cu(s) + 4H+ + O2(g)

Pembahasan

Pada praktikum kali ini, akan dibahas mengenai sel elektrolisis pada suhu-suhu tertentu, langkah awal yang kita lakukan adalah membersihkan elektroda Cu dan C hingga bersih, karna jika tidak bersih akan berpengaruh pada tegangan listriknya dan pada saat ditimbang nya, setelah sudah benar-benar bersih ,

timbang massa elektroda Cu dan C sebelum elektrolisis, hasil yang didapat pada suhu 25 0C dan 30 0C adalah 2,8 g dan 2, 76 g. setelah itu masukkan larutan CuSO4 10 ml kedalam gelas kimia 50 ml dan panas kan pada suhu tertentu, kemudian rangkai alat percobaan sesuai yang tertera di buku, atur power supply pada tegangan 3 volt, masukkan elektroda Cu dan C kedalam larutan CuSO4 , hasil kuat arus dan tegangan yang didapat pada suhu 25 0C dan 30 0C adalah kuat arus : -0,01 A dan -0,01 A . tegangan nya : 0,34 V dan 0,32 V. setelah melakukan elektrolisis pada suhu tertentu, kita timbang kembali elektroda Cu dan C tersebut, hasil yang didapat adalah 2,76 g dan 0,74 g.

D. Kesimpulan

Berdasarkan data hasil percobaan, maka kami dapat menyimpulkan bahwa :

Pada suhu 25 0Cmassa sebelum elektrolisis :

Cu : 2,8 g C : 2,52 g

Massa setelah elektrolisis : Cu : 2,76 g C : 2,54 g

Pada suhu 30 0CMassa sebelum elektrolisis ;

Cu : 2,76 g C : 2,54 g

Massa setelah elektrolisis : Cu : 0,74 g C : 2,59 g

DAFTAR PUSTAKA

Dogra, S.K & S. Dogra. 2009. KIMIA FISIK DAN SOAL-SOAL. Jakarta:UI-Press.

Mulyani, sri dan hendrawan. 2007. Kimia fisika II. Bandung: UPI PRESS

Petrucci. 1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern, Edisi Keempat-jilid 2. Jakarta: Erlangga

Vogel. G. Svehla.1985. Buku Teks Analisis Anorganik Kualitatif Makro dan Semi makro. Jakarta : Erlangga

Anonym, jurnal sel elektrolisis. http://staff.uny.ac.id/system/filem/penelitian/isana (diakses pada tanggal 03 oktober 2014, pada pukul 20.45 WIB)

LAMPIRAN

Foto :

Gambar 1.1 proses kerja sel elektrolisis

Gambar 1.2 rangkaian sel elektrolisis

Gambar 1.3 larutan CuSO4

Gambar 1.4 proses nimbang elektroda Cu

Gambar 1.5 proses nimbang CuSO4

Gambar 1.6 proses nimbang elektroda C

Perhitungan:

Persamaan reaksi:

Katoda: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) (x2) E0sel= +0,34 V

Anoda : 2H2O(aq) → 4H + + O 2(g) + 4e - (x1 ) E0sel= -1,23 V

2 Cu2+(aq) + 2H2O(aq) → 2Cu(s) + 4H+ + O2(g)

E0sel = E0sel(reduksi) – E0sel(oksidasi)

= (+0,34 V) – (-1,23 V)

= +1,57 V

Pada suhu 300C (300C + 273 = 303K)

∆G = -n x F x E°

= (- 4) x (96500 J/Vmol) x (1,57 V)

= -606,020 J/mol

= 4 x (96500J/Vmol) x (1,57 V) (30+273 K)

= 2000,07 J/Kmol

∆H = ∆G + T∆S = (-606,020 J/mol) + (303 K) (2000,07 J/Kmol) = 1,21 J/K

Pada suhu 250C (250C + 273K = 298K )

∆G = -n x F x E°

= (- 4) x (96500 J/Vmol) x (1,57 V)

= -606,020 J/mol

= 4 x (96500J/Vmol) x (1,57 V) (25+273 K)

= 2033,62 J/Kmol

∆H = ∆G + T∆S = (-606,020 J/mol) + (298 K) (2033,62 J/Kmol) = 0,605 J/K