LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA II 6 MEI 2014
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 =
NARYANTO 1112016200018
Page 1
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA II 6 MEI 2014
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++ SO42- + SO2↑ + 2H2O, (Vogel. G.Svehla.1985) Elektrolit adalah suatu zat yang dapat menghasilkan ion-ion dalam larutan,
yang
menghantarkan
ditunjukkan listrik.
dengan
Berdasarkan
sifat daya
larutannya
yang
hantarnya,
dapat
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).
NARYANTO 1112016200018
Page 2
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA II 6 MEI 2014
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
NARYANTO 1112016200018
Page 3
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA II 6 MEI 2014
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.
NARYANTO 1112016200018
Page 4
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA II 6 MEI 2014
-
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
500 C
700 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 + 4eReaksi 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 𝜕𝐸/𝜕𝑇 = 2 mol e-/mol x 96500 C x (1,576 v/30 C) = 10138,9 J/mol
ΔS 50°C
= nF 𝜕𝐸/𝜕𝑇 = 2 mol e-/mol x 96500 C x (1,576 v/50 C) = 6083,36 J/mol
ΔS 70°C
= nF 𝜕𝐸/𝜕𝑇
NARYANTO 1112016200018
Page 5
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA II 6 MEI 2014
= 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 50°C
= ΔG + T.ΔS
ΔH
= -3,04 x 105 + 50 x 6983,36
ΔH
= 168 J
ΔH 70°C
= ΔG + T.ΔS
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 𝜕𝐸/𝜕𝑇 dan ΔH = ΔG + T.ΔS. Pada praktikum ini logam Cu sebagai katoda mengalami pelepasan
NARYANTO 1112016200018
Page 6
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA II 6 MEI 2014
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.,
NARYANTO 1112016200018
Page 7
LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA II 6 MEI 2014
%2520Dra.,%2520M.Si./Sel%2520elektrolisis.pdf+&cd=6&hl=id&ct=cln k. diakses pada tanggal 27 April 2014 pukul 08:30 WIB.
NARYANTO 1112016200018
Page 8
