HASIL DAN PEMBAHASAN
2.5 Potensial Sel
Potensial sel dalam keadaan standar dapat dihitung dari potensial elektroda standar.Setiap elektroda cenderung menarik elektron ke arahnya, dan yang menang adalah poensial reduksinya lebih besar. Elektroda kuat akan menerima elektron dan menjadi katoda, sedangkan yang lain terpaksa memberikan elektron menjadi anoda. Potensial sel merupakan selisih dari daya tarik yang kuat dan yang lemah.Yaitu selisih potensial reduksi katoda dan anoda.
E sel = E katoda – E anoda
Cara menentukan katoda dan anoda serta sel adalah sebagai berikut.Tuliskan reaksi reduksi kedua elektroda. Pemberian nilai potensialnya sebagai katoda adalah yang besar potensial reduksinya, dan tuliskan reaksi oksidasi(dengan membalik reaksi reduksi) serta oksidasinya. Kalikan reaksi dengan bilangan bulat agar jumlah elektron yang diterima sama dengan yang dilepaskan, sedangkan nilai potensial elektroda tetap (tidak dapat dikalikan). Lalu tuliskan reaksi redoks dari sel dengan rumus :
EO sel = EO reduksi – Eo oksidasi
Beberapa istilah yang dipakai dalam elektrokimia adalah sel volta (galvani) dan sel elektrolisis. Suatu sel terdiri dari dua elektroda dan satu atau lebih larutan dalam wadah yang sesuai. Jika sel itu dapat memberi energi listrik kepada suatu sistem-luar (eksternal), jadi disebut sel volta (atau galvani). Energi kimia diubah sedikit banyak dengan lengkap menjadi energi listrik, tetapi sebagian dari energi itu terbuang sebagian kalor (panas). Jika energi listrik itu diberikan dari sumber luar, sel melalui mana yang mengalir dinamakan sel elektrolisis, dan hukum-hukum Faraday menjelaskan perubahan utama pada elektroda- elektroda. Jika arus dimatikan, produk-produk ini cenderung menghasilkan suatu arus dengan arah yang berlawanan dengan arah dalam mana arus elektrolisis dilakukan. Katoda adalah elektroda pada mana reduksi terjadi. Dalam sebuah sel elektrolisis, itu adalah elektroda yang melekat pada terminal negatif dari sumber, karena elektron-elektron meninggalkan sumber dan masuk ke dalam sel elektrolisis pada terminal tersebut. Katoda adalah terminal positif dari sebuah sel galvani, Karena sel demikian menerima elektron- elektron pada terminal ini (Bassett, 1994).
Anoda adalah elektroda dimana oksidasi terjadi. Ini adalah terminal positif dari suatu sel elektrolisis atau terminal negatif dari suatu sel volta. Sedangkan elektroda terpolarisasi adalah suatu elektroda yang terpolarisasi jika potensialnya menyimpang dari nilai reversibelnya atau nilai keseimbangannya. Suatu elektroda dikatakan didepolarisasi oleh suatu zat, jika zat ini menurunkan banyaknya polarisasi (Bassett, 1994).
Potensial penguraian, jika dikatakan voltase rendah, katakanlah 0,5 volt, maka sebuah amperemeter yang ditaruh dalam sirkuit itu, mula-mula akan menunjukkan bahwa suatu arus yang cukup berarti sedang mengalir, tetapi kekuatannya berkurang dengan cepat dan setelah sebentar menjadi boleh dikatakan sama dengan nol. Jika voltase yang dikenakan berangsur-angsur dinaikan, ada sedikit kenaikan arus sampai, bila voltase yang diberikan mencapai suatu nilai tertentu, arus tiba-tiba naik cepat dan naiknya e.m.f. Pada umunya, akan dapat diamati, bahwa pada titik bila mana ada kenaikan arus yang mendadak, gelembung-gelembung gas mulai dilepaskan dengan bebas pada elektroda- elektroda. Eksperimen ini dilakukan dengan menggunakan peralatan sederhana. Sebuah baterai aki dihubungkan pada ujung-ujung kawat tahanan AB yang seragam, sebagai mana sebuah pembuat kontak D dapat digerakan : penurunan potensial antara A dan D jadi dapat diubah-ubah berangsur-angsur. Dua elektroda platinum yang harus dibenamkan dalam asam sulfat 1M dalam sel E. Sebuah voltmeter yang sesuai ditaruh di antara kedua elektroda sel (Bassett, 1994).
Telah diamati, bahwa sementara potensial penguraian larutan-larutan garam saling berbeda-beda jauh sekali, potensial penguraian untuk asam-asam dan alkali-alkali (basa), dengan kekecualian asam-asam halogen, semua adalah kira-kira 1,7 Volt. Karena itu disimpulkan bahwa proses elektrolitik yang sama, terjadi dengan asam-asam dan basa- basa ini, ini hanyalah bisa berubah pelepasan hidrogen pada katoda dan oksigen pada anoda :
2H++ 2e-H2 (medium basa) 2H2O + 2e-H2 +2OH- (medium asam)
2H2O 4H+ + 4e (medium asam) 4OH-O2 + 2H2O+4e (medium basa) Sedangkan reaksi netto adalah penguraian air :
2H2O 2H2 + O2
Dengan asam-asam halogen dalam larutan 1 M, halogen dan bukan oksigen, dibebaskan pada anoda, karena discas (pelucuran muatan) ion halogen dapat terjadi lebih mudah ketimbang discas ion hidroksida, potensial discas berbeda-beda tergantung pada halogennya (Bassett, 1994).
Untuk suatu elektrolisis serupa dari larutan zink sulfat 1 M, reaksi-reaksi pada katoda dan anoda masing-masing adalah :
Zn2+ + 2eZn 2H2O 4H+ + 4e
Dimana suatu elektrode oksigen dihasilkan pada anoda (Bassett, 1994).
2.6 Elektrolit
Fakta eksperimen yang seakan-akan berdiri sendiri-sendiri, telah diuraikan. Bahwa arus listrik dihantarkan oleh migrasi partikel-partikel bermuatan dalam elektrolit,
dan bahwa dalam larutan zat-zat elektrolit jumlah partikelnya adalah 2,3….. dan sebagainya, kali lipat lebih banyak dari pada jumlah molekul yang larut. Untuk menjelaskan fakta-fakta ini, Arrbenius mengemukakan teorinya tentanf disosiasi elektrolit (1887). Menurut teori ini molekul-molekul elektrolit, bila dilarutkan dalam air berdisosiasi menjadi atom-atom atau gugus-gugus atom yang bermuaatan, yag sesungguhnya adalah ion-ion yang menghantarkan arus dalam elektrolit dengan migrasi. Disosiasi ini merupakan suatu proses dapat-balik(reversibel); derajat disosiasinya berbeda-beda menurut derajat pengenceran. Pada larutan yang sangat encer, disosiasi praktis sempurna untuk semua elektrolit. Karena itu, disosiasi elektrolit(ionisasi)senyawa-senyawa boleh dinyatakan dengan persamaan :
NaCl Na+ + Cl- MgSO4 Mg2+ + SO42-
CaCl2 Ca2+ + 2Cl- Na2SO42Na+ + SO42-
Ion-ion membawa muatan positif atau negatif. Karena larutan adalah elektrisnetral, jumlah total muatan-muatan positif harus sama dengan jumlah total muatan- muatan negatif dalam suatu larutan. Jumlah muatan yang dibawa oleh sebuah ion adalah sama dengan valensi atom atau radikal itu. Penjelasan tentang hasil-hasil normal yang diperoleh ketika mengukur penurunan titik beku atau kenaikan titik didih, sangatlah gambling berdasarkan teori disosiasi elektrolisis (Svehla, 1990).
Fenomena elektrolisis juga dapat diterangkan dengan sederhana atas dasar teori disosiasi elektrolisis. Konduktan (daya-hantar) larutan-larutan elektrolit disebabkan oleh adanya ion (partikel bermuatan) dalam larutan yang bila arus listrik dialirkan, akan mulai bermigrasi ke arah elektrode yang muatannya berlawanan, karena gaya-gaya elektrostastik. Dalam hal asam klorida, kita mempunyai ion-ion hidrogen dan klorida di dalam larutan :
HCl H+ + Cl-
Dan jelaslah, bahwa ion hidrogen akan bermigrasi ke arah katoda, sedangkan ion-ion klorida akan bergerak ke arah anoda. Dalam larutan, seperti disebut tadi, yang mengandung tembaga sulfat dan kalium dikromat, mendapat ion-ion dari tembaga (II) yang biru (Svehla, 1990).
BAB 3
METODOLOGI PERCOBAAN
3.1 Alat dan Bahan
3.1.1 Alat Power supply Tabung U Penjepit buaya Gelas kimia Pipet tetes Tabung reaksi
Rak tabung reaksi
Sikat tabung Kabel penghubung Botol reagen Corong kaca 3.1.2 Bahan Elektroda karbon Kawat tembaga Larutan CuSO4 Larutan KI Larutan FeCl3 Amilum Tisu Kertas lebel Aquades Sabun cair Indikator pp 3.2 Prosedur percobaan
Dimasukan larutan CuSO4 kedalam tabung U
Dicelupkan kedua elektroda pada tabung U
Dialiri listrik 36 Volt
diamati
3.2.2 Katoda C dan anoda C
Dimasukan larutan CuSO4 kedalam tabung U
Dicelupkan kedua elektroda pada tabung U
Dialiri listrik 36 Volt
Diamati
3.2.3 Elektroda larutan KI 0,5 M
Dimasukan larutan KI 15% ke dalam tabung U
Dimasukan kedua elektroda ke masing-masing permukaan tabung U ( Katoda dan Anoda C )
Dialiri arus listrik sebesar 36 Volt pada kedua pada kedua elektroda tersebut
Diamati
Diambil 1 pipet larutan dari katoda, ditambahkan beberapa tetes indikator pp
Diamati
Diambil 1 pipet larutan anoda
Ditambahkan beberapa tetes amilum
Diamati
Diambil 1 pipet larutan dari katoda
Ditambahkan beberapa tetes FeCl3