sel-elektrolisis_1112016200018

8/18/2019 sel-elektrolisis_1112016200018

1/8

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA II 6 MEI 2014

NARYANTO 1112016200018 Page 1

Sel Elektrolisis: Pengaruh Suhu Terhadap ΔH, ΔG dan ΔS

NARYANTO* (1112016200018), FIKA RAHMALINDA, FIKRI

SHOLIHA

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

JURUSAN PENDIDIKAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

FAKULTAS ILMU TARBIYAH DAN KEGURUAN

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI SYARIF HIDAYATULLAH

JAKARTA

2014

Abstrak

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. ΔG adalah energi bebas gibbs. ΔH

adalah perubahan entalpi dalam reaksi dan ∆S adalah perubahan entalpi sistem.

Kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan penurunan energy gibbs.

Sesuai dengan pendapat joule bahwa energy gibbs (kalor) yang dihasilkan

berbanding lurus terhadap kuadrat arus dan resistensi. Dari pernyataan di atas

dapat disimpulkan bahwa semakin besar arusnya, maka energy gibbs yang

dihasilkanpun akan semakin besar pula. Elektroda yang digunakan adalah C dan

Cu. C bertindak sebagai anoda dan Cu bertindak sebagai katoda. ∆G = ∆H - T∆S.

Apabila nilai ∆G < 0 = proses spontan, ∆G = 0 = proses reversibel, ∆G > 0 =


2/8



proses tak terjadi. Reaksi pada percobaan ini berjalan spontan karena nilai ΔG = -

3,04 x 105 J/mol.

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 melebur pada 1038 0C. Karena potensial elektrodanya positif,

(+0,34 V untuk pasangan Cu/Cu2+), 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:

3Cu + 8HNO3 → 3Cu2+ + 6NO3- + 2NO ↑ + 4HO

Asam sulfat pekat panas juga melarutkan tembaga:

Cu + 2H2SO4 → Cu2++ SO4

2- + SO2↑ + 2H2O, (Vogel.

G.Svehla.1985)

Elektrolit adalah suatu zat yang dapat menghasilkan ion-ion dalam

larutan, yang ditunjukkan dengan sifat larutannya yang dapat

menghantarkan listrik. Berdasarkan daya hantarnya, elektrolit

diklasifikasikan ke dalam 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 negatif. Jika kristal ion dilarutkan dalam suatu pelarut, ikatan antar ion

putus dan ion-ionnya masuk ke dalam 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).


3/8



Sel elektrolisis tersusun atas elektroda positif (anoda) dan elektroda

negatif (katoda). Pada aoda terjadi reaksi oksidasi, sedangkan pada katoda

terjadi reaksi reduksi. Ada dua tipe elektroda, yakni elektroda innert dan

reaktif. Bila elektroda beruapa eletroda innert, 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 innert yang paling murah dibandingkan

dengan elektroda lainnya. Pemakaian karbon aktif sebagai elektroda telah

banyak digunakan, baik hanya sebatas sebagai research maupun skala

industri. Karbon memiliki sifat-sifat antara lain, tahan terhadap medium

asam maupun basa, ukuran pori dan luas muka spesifik dapat dikontrol,

bersifat innert, mudah ditempeli dengan logam, memiliki luas muka

spesifik yang relatif tinggi, dan mudah diperoleh dengan harga relatif

murah,(Anonim).

Peristiwa elektrolisis terjadi ketika arus listrik dialirkan melalui

senyawa ionik dan senyawa tersebut mengalami reaksi kimia. Larutan

elektrolit dapat menghantarkan listrik karena mengandung ion-ion yang

dapat bergerak bebas. Ion-ion itulah yang dapat menghantarkan arus listrik

melaluli larutan. Ditinjau dari konfigurasi elektron, unsur logam

cenderung melepaskan elektron (memiliki energi ionisasi yang kecil).

Sedangkan unsur-unsur bukan logam cenderung menangkap elektron

(memiliki keelektronegatifan besar).

Untuk menentukan berat zat yang dihasilkan pada proses

elektrolisis, digunakan hukum faraday, yaitu W = E x F

W= berat zat hasil elektrolisis

E = massa ekuivalen zat elektrolisis

F = jumlah arus listrik

E = Ar (Mr)/v atau E= Ar (Mr)/n

Ar = massa atom relatif

Mr = massa molekul relatif

n = jumlah elektron yang terlibat


4/8



B. Alat Bahan dan Metode

1. Alat dan Bahan

- Neraca digital

-

Pipet tetes

- Gelas kimia

- Powe supply

- Multimeter

- Pembakar spiritus

- Termometer

-

Statif dan ring

- Kaki tiga dan kawat kasa

- Stopwatch

-

CuSO4 0,1 M

- Elektroda C dan Cu

- Korek

-

Kabel

-

Tisu

- Amplas

2.

Prosedur Percobaan

- Membersihkan masing-masing elektroda dengan mengamplas dan

mencelupkannya atau membilasnya dengan akuades.

-

Mengeringkan dan menimbang.

- Memasukkan larutan CuSO4 0,1 M sebanyak 50 mL kedalam gelas

kimia 100 mL.

-

Merangkai alat percobaan dan atur power supply pada tegangan 3

Volt.

- Memasang elektroda Cu pada katoda dan elektroda C pada anoda

kemudian masukkan ke dalam larutan CuSO4 0,1 M.

- Melakukan elektrolisis selama 2 menit pada suhu 30°C dan amati

perubahannya.

-

Mencatat arus pada elektrolisis 30°C.


5/8



-

Mematikan power supply, cuci elektroda Cu dengan air lalu

keringkan dengan dan timbang dengan neraca.

- Mengulang langkah yang sama dengan suhu 50°C dan 70°C.

C. Pembahasan

Tabel hasil percobaan

Suhu (T) 300 C 50

0 C 70

0 C

Kuat arus (I) 0,01 A 0,02 A 0,02 A

Tegangan (V) 3,39 V 3,46 V 3,37 V

Waktu (t) 2 menit 2 menit 2 menit

Massa Cu Sebelum (gr) 1,17 gr 1,17 gr 1,17 gr

Massa Cu Sesudah (gr) 1,37 gr 1.35 gr 1,25 gr

Persamaan reaksi

Reaksi di Anoda: 2H2O → 4H+ + O2 + 4e

-

Reaksi di Katoda: Cu2+ + 2e- → Cu

Perhitungan

ΔG = -n F Esel

E°sel = Ered – Eoks

E°sel = 0,337 v – (-1,229 v) = 1,567 v

ΔG = -2 mol e- /mol x 96500 C /mol e- x 1,576 v

ΔG = -3,04 x 105 J/mol

ΔS 30°C = nF /

= 2 mol e-/mol x 96500 C x (1,576 v/30 C)

= 10138,9 J/mol

ΔS 50°C = nF /

= 2 mol e-/mol x 96500 C x (1,576 v/50 C)

= 6083,36 J/mol

ΔS 70°C = nF /


6/8



= 2 mol e-/mol x 96500 C x (1,576 v/70 C)

= 4345,25 J/mol

ΔH 30°C = ΔG + T.ΔS

ΔH = -3,04 x 105 + 30 x 10138,9

ΔH = 167 J


ΔH = -3,04 x 105 + 50 x 6983,36

ΔH = 168 J


ΔH = -3,04 x 105 + 70 x 4345,25

ΔH = 167,5 J

Senyawa-senyawa yang memiliki kemampuuan untuk

mengoksidasi senyawa lain dikatakan sebagai oksidatif, dan dikenal sebgai

oksidator atau agen oksidasi. Senyawa-senyawa yang memiliki

kemampuan untuk mereduksi senyawa lain dikatakan sebagai reduktif dan

dikenal sebagai reduktor atau agen pereduksi. Logam Cu pada deret volta

terletak pada posisi sebelah kanan, berarti logam Cu semakin mudah

tereduksi dan bertindak sebagai katoda. Elektroda C merupakan elektroda

innert, ia mengalami reaksi oksidasi dan bertindak sebagai anoda.

Elektroda C adalah elektroda innert yang lebih murah harganya

dibandingkan dengan elektroda innert lainnya (Pt, Au). Dalam

termodinamika sel elektrokimia, Willard Gibbs mengatakan bahwa panas

yang dihasilkan (kalor) merupakan perubahan bentuk dari kerja yang

dilakukan sel. Kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan

penurunan energi Gibbs, yaitu kerja maksimum di luar kerja, -PV. Secara

umum, penurunan energi Gibbs dirumuskan ΔG = -n F Esel. Suatu reaksi

dikatakan spontan jika ΔG < 0, ∆E > 0 dan tidak spontan jika ΔG > 0, ∆E

< 0. Menurut Willard Gibbs, perubahan entropi dan perubahan entalpi

dapat dihitung menggunakan rumus ΔS = nF / dan ΔH = ΔG +

T.ΔS. Pada praktikum ini logam Cu sebagai katoda mengalami pelepasan


7/8



elektronnya ke senyawa lain, sehingga ia sendiri teroksidasi. Oleh karena

ia “mendonorkan” elektronnya, ia juga disebuut sebagai penderma

elektron. Hal ini menunjukkan bahwa katoda mengalami reduksi. Di

dalam sel elektrolisis terjadi perubahan energy listrik menjadi kimia.

Elektrolisis termasuk cabang ilmu dari elektrokimia. Reaksi elektrokimia

melibatkan perpindahan elektrok-elektron bebas dari suatu logam kepada

komponen di dalam larutan. Kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia

sama dengan penurunan energy gibbs. Sesuai dengan pendapat joule

bahwa energy gibbs (kalor) yang dihasilkan berbanding lurus terhadap

kuadrat arus dan resistensi. Dari pernyataan di atas dapat disimpulkan

bahwa semakin besar arusnya, maka energy gibbs yang dihasilkanpun

akan semakin besar pula.

D. Kesimpulan

Berdasarkan data hasil percobaan, maka kami dapat menyimpulkan

bahwa:

1.

Reaksi berlangsung spontan dengan ∆G sebesar 3,04 x 105 J/mol.

2. ΔS pada suhu 30°C yaitu 1,0138 J/mol lalu pada suhu 50°C ΔS sebesar

6083,36 J/mol dan pada suhu 50°C ΔS sebesar 4345,25 J/mol.

3.

ΔH pada suhu 30°C yaitu 167 J, pada suhu 50°C ΔH sebesar 168 J dan

pada suhu 70°C ΔH sebesar 167,5 J.

E.

Daftar Pustaka

Mulyani,Sri dan Hendrawan. 2007. Kimia Fisika II. Bandung: UPI

PRESS

Oxtoby, David W. 2001. Prinsi-prinsip Kimia Modern Edisi

Keempat Jilid Satu. Jakarta: Erlangga.

Vogel. G.Svehla. 1985. Buku Teks Analisis Anorganik Kualitatif

Makro Dan Semimakro. Jakarta: PT Kalman Media Pusaka.

Anonim, tanpa tahun. Jurnal Sel elktrolisis.

http://staff.uny.ac.id/system/files/penelitian/Isana%2520Supiah%2520YL.,


8/8



%2520Dra.,%2520M.Si./Sel%2520elektrolisis.pdf+&cd=6&hl=id&ct=cln

k . diakses pada tanggal 27 April 2014 pukul 08:30 WIB.

Documents

sel-elektrolisis_1112016200018