nernst

BAB I

PENDAHULUAN

A.  Latar Belakang

Elektrokimia menghubungkan reaksi kimia oksidasi-reduksi dengan fisika aliran muatan. Penggunaan energi bebas yang yang tersedia dalam reaksi kimia spontan untuk pemanfaatan energi menghasilkan reaksi yang tidak mungkin dengan jalan lain. Elektrokimia bermanfaat unutk penyimpanan energi dalam aki dan konversi energi yang efisien dari sumber yang telah tersedia (seperti energi matahari dan enenrgi kimia) menjadi bentuk-bentuk yang berguna untuk aplikasi teknologi (Oxtoby, dkk, 2001: 377).

Voltase yang diukur dalam sel volta atau sel galvanik dapat dibagi menjadi potensial elektroda dari anoda (tempat oksidasi berlangsung) dan katoda (tempat reduksi berlangsung). Voltase ini dapat dihubungkan dengan perubahan energi bebas Gibbs dan konstanta kesetimbangan dari proses redooks. Persamaan nernst menghubungkan voltase sel ini dengan voltase sel pada kondisi keadaan standar dan konsentrasi spesi-spesi reaksi (Chang, 2009: 193).

  Persamaan nernst menghasilkan hubungan antara emf sel galvanik atau sel volta dan konsentrasi reaktan dan produk pada kondisi-kondisi yang bukan keadaan standar. Baterai yang terdiri atas satu atau beberapa sel galvanik, banyak digunakan sebagai sumber daya mandiri. Beberapa baterai yang lazim yaitu sel kering, seperti sel lechlance, baterai merkuri dan aki yang digunakan di mobil. (Chang, 2009: 225).

1

Berdasarkan teori tersebut diatas maka dilakukanlah percobaan persamaan nernst untuk menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia dan mencoba pengujian persamaan nernst.

B.     Rumusan Masalah

Rumusan masalah dari percobaan ini adalah sebagai berikut:

1.        Bagaimana  menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia?

2.        Bagaimana pengujian persamaan nernst?

C.    Tujuan percobaan

Tujuan dari percobaan ini adalah sebagai berikut:

1.      Menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia.

2.      Mencoba pengujian persamaan nernst.

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

Elektrokimia adalah bidang ilmu yang mempelajari perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Suatu sel elektrokimia terdiri dari dua elektroda, yang disebut katoda dan anoda, dalam larutan elektrolit. Reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia adalah pada anoda terjadi reaksi oksidasi dan pada katoda terjadi reaksi reduksi (Baharuddin, dkk, 2013: 51).

Menurut Baharuddin, dkk (2013: 51), sel elektrokimia dapat dibagi menjadi :

1.    Sel Volta/ sel Galvani : mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Pada sel Volta/sel Galvani, anoda adalah elektroda negatif dan katoda adalah elektroda positif. Contohnya, baterai (sel kering) dan accu (aki).

2.    Sel elektrolisis : mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Pada sel elektrolisis anoda adalah elektroda positif dan katoda adalah elektroda negatif. Contohnya penyepuhan dan pemurnian logam.

3

Sel elektrolisis, kuat arus listrik melalui senyawa ionik dan senyawa tersebut mengalami reaksi kimia, maka terjadilah peristiwa elektrolisis. Zat yang mengalami elektrolisis disebut elektrolit. Elektrolisis adalah proses yang sangat penting dalam industri. Proses ini digunakan dalam industri-industri pemurnian logam. Alat elektrolisis terdiri dari sel elektrolitik yang berisi elektrolit (larutan atau leburan) dan dua elektroda, anoda dan katoda. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi. Faktor-faktor yang menentukan kimia elektrolisis adalah konsentrasi elektrolit yang berbeda dan komposisi kimia elektroda yang berbeda (Baharuddin, dkk, 2013: 53).

Elektrolisis untuk reaksi yang revelsibel, jalan reaksi dapat dibalik hanya dengan menambah sedikit tenaga dari luar. Untuk reaksi cell

TI/TI⁺ (a = 0,5)// Sn⁺⁺ (a = 0,01) / Sn.

TI_(s) +  Sn⁺⁺ (a = 0,01) à  Sn (s) + TI⁺ (a = 0,5)

diperoleh E_cell = 0,155 volt pada 25^oC. Bila dari sumber luar diperoleh E sedikit lebih besar daripada 0,155 volt, terjadi reaksi sebaliknya. Peristiwa ini disebut elektrolisis (Sukardjo, 2004: 424).

            E luar yang dipakai harus lebih besar daripada E_cell itu sendiri, sebab harus diatasi irreversibility dari cell. Kelebihan ini disebut voltage polarisasi dan peristiwanya disebut polarisasi. Besarnya harus dapat dihitung dari rumus ohm.

I =  . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . (2.1)

E = E luar, E_b = Emf cell dan R = tahanan dalam, pada elektrolisis biasa menggunakan elektroda yana sama  dimasukkan dalam larutan yang bersangkutan (Sukardjo, 2004: 424).

            Saat elektrolisis, peristiwa yang terjadi di elektroda  ialah reaksi redoks:

di katoda (kutub negatif)  : reaksi reduksi, ini dapat berupa logam atau timbulnya gas H₂.

di anoda (kutub positif) : oksidasi ini dapat berupa pelarutan logam atau timbulnya gas O₂. Peristiwa yang terjadi tidak selalu seperti hal tersebut, dapat setiap reaksi reduksi seperti :

            Fe²⁺               Fe³⁺ + e

            Sn²⁺             Sn⁴⁺ + 2e

bila reaksi ini diperlukan E yang lebih rendah daripada untuk timbulnya H₂ atau O₂ maka gas tersebut tidak timbul  dan zat tadi disebut depolarisator (Sukardjo, 2004: 436).

Sebuah sel elektrokimia yang beroperasi secara spontan disebut sel galvani (sel volta). Sel ini mengubah energi kimia menjadi energi lisrtik, yang dapat digunakan untuk melakukan kerja. Sebuah sel dimana potensial luar yang berlawanan menyebabkan reaksi berlangsung dalam arah berlawanan secara spontan disebut sel elektrolisis, sel seperti ini menggunakan energi listrik yang dihasilkan oleh rangkaian luar untuk melakukan reaksi kimia yang sebenarnya tidak dapat berlangsung. Jika sebuah sel diubah menjadi sel elektrolisis dengan penambahan sumber potensial luar yang berlawanan arah dengan aliran elektron, juga terdapat sebuah pembalikan pada posisi anoda dan katoda, dalam sel elektrolisis oksidasi berlangsung di elektroda perak karena menjadi anoda dan tembaga menjadi katoda (Oxtoby, dkk, 2001: 379).

Arus listrik mengalir dari anoda ke katoda karena ada selisih energi potensial listrik diantara kedua elektroda. Selisih potensial listrik diantara anoda dan katoda diukur dengan voltmeter dan angkanya (dalam volt) disebut voltase sel. Namun dua istilah lain, gaya elektromotif  atau emf (E) dan potensial sel juga digunakan untuk menyatakan voltase sel. Voltase suatu sel bergantung tidak hanya pada jenis elektroda dan ion-ionnya, tetapi juga pada konsentrasi ion dan suhu dimana sel bekerja (Chang, 2009: 198).

Susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya disebut deret elektrokimia atau deret volta. Berikut urutan deret volta:

Li  K  Ba  Ca  Na  Mg    Al   Mn   Zn   Fe   Ni   Sn   Pb   H   Cu   Hg   Ag   Pt   Au

semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret volta menandakan, logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron) dan logam merupakan reduktor yang semakin kuat (mudah mengalami oksidasi atau reduktor). Sebaliknya, semakin kanan kedudukan logam dalam deret volta menandakan, logam semakin kurang reaktif (semakin sukar melepas elektron) dan kationnya merupakan oksidator yang semakin kuat (mudah mengalami reduksi atau oksidator). Jadi, logam yang terletak lebih kiri lebih reaktif daripada logam-logam yang di kanannya. Oleh karena itu, logam yang terletak lebih kiri dapat mendesak logam yang lebih kanan dari senyawanya (Achmad, 2001: 312).

Menurut Oxtoby, dkk (2001: 380), penelitian Michael Faraday menunjukkan hubungan kuantitatif langsung antara zat yang bereaksi di katoda dan anoda dan muatan listrik yang melewati sel. Pengamatan ini merupakan inti dari Hukum Faraday, yang dinyatakan sebagai :

1.   Massa zat tertentu yang dihasilkan atau dipakai pada suatu elektroda berbanding lurus  dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel.

2.   Massa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektroda dengan melewatkan jumlah tertentu muatan listrik melalui sel.

Hukum e unutk sebuah elektron tunggal (dinyatakan dalam coulomb) telah ditentukan dengan akurat menjadi :

e = 1,6021773 x 10^-19 C

sehingga jumlah muatan yang ditunjukkan oleh 1 mol elektron adalah

            Q = (6,022137 x 10²³ mol^-1) (1,6021773 x 10^-19 C) = 96.485,31 C mol^-1

jumlah muatan ini disebut tetapan Faraday (Oxtoby, dkk, 2001: 387).

Persamaan nernst mengubungkan potensial arus dengan aktivitas zat yang ikut serta dalam reaksi sel. Fungsi Gibbs berhubungan dengan komposisi dengan,

ΔG_t = ΔG^o + RT ln Q  . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . (2.2)  

oleh karena itu,

E = -  -  ln Q . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .  (2.3)

suku pertama dibagian kanan persamaan ini disebut potensial sel standar dan dinyatakan dengan

-vFE^o = ΔG^o. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . (2.4)

ini adalah fungsi Gibbs standar dari reaksi itu yang dinyatakan sebagai potensial (dalam volt), dengan demikian :

E = E^o    ln Q . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . (2.5)

persamaan tersebut disebut persamaan nernst untuk potensial sel arus nol pada seluruh komposisi sel (Atkins, 1996).

Menurut Baharuddin, dkk (2013: 55), Reaksi redoks dengan persamaan umum aA + bB → cC + dD, persamaan Nernst adalah sebagai berikut :

E_sel = E^o_sel -  ln  . . . . . . . . . . . . . . . (2.6)

E_sel = E^o_sel –  log  . . . . . . . . . . (2.7)

pada 298 K

             =  = 0,0591 J/C = 0,0591 volt

Sehingga :

E_sel = E^o_sel –  log  . . . . . . . . . . (2.8)

E_sel = E^o_sel -  log Q . . . . . . . . . . . . . . . (2.9)

            Krisis energi telah memicu pengembangan sumber energi alternatif terbarukan unutk mensubtitusi penggunaan minyak bumi yang selama ini menjadi sumber utama bagi masyarakat. Diantara beberapa pilihan energi subtitutien yaitu sel bahan bakar yang merupakan salah satu contoh teknologi energi alternatif yang berpotensi untuk dikembangkan. Sel elektrokimia berbasis mikro atau microbial fuel cell merupakan merupakan sel bahan bakar yang memanfaatkan materi organik untuk digunakan oleh mikroba sebagai sumber dalam melakukan aktivitas metabolismenya. Sel bahan bakar mampu menghasilkan arus listrik searah, alat ini terdiri dari dua buah elektroda, yaitu anoda dan katodayang dipisahkan oleh sebuah membran polimer yang berfungsi sebagai elektrolit (Sitorus, 2010: 10).

Integrasi ayat yang berhubungan dengan percobaan ini yaitu Q.S. Ar-Rahman: 19-20 yang berbunyi,

Artinya: “Dia membiarkan dua laut mengalir yang (kemudian) keduanya bertemu, diantara keduanya ada batas yang tidak dilampaui oleh masing-masing.” (Q.S. Ar-Rahman: 19-20).

BAB III

METODE PERCOBAAN

A.    Waktu dan Tanggal  

Hari/ Tanggal       : Rabu/ 21 November 2014

Pukul                    : 07.30 – 10.30 WITA

Tempat                 : Laboratorium Kimia Fisika, Fakultas Sains Teknologi,                            UIN Alauddin Makassar, Samata-Gowa.

B.     Alat dan Bahan

1.      Alat

Alat yang digunakan pada percobaan ini adalah voltmeter, termometer 110^oC labu takar 100 mL, gelas piala 100 mL, pipet volume 10 mL, kabel penjepit dan kertas amplas.

2.      Bahan

Bahan yang digunakan pada percobaan ini adalah aquadest (H₂O), kalium nitrat (KNO₃), kertas saring, lempeng tembaga (Cu), lempeng seng (Zn), tembaga sulfat (CuSO₄) 1 M, zink sulfat (ZnSO₄) 1 M dan tissu.

C.      Prosedur  Kerja

Prosedur kerja pada percobaan ini adalah sebagai berikut:

1.      Menyiapkan potongan lembaran tembaga (Cu) dan seng (Zn) sebanyak 4 buah dengan ukuran 5 x1 cm. Membersihkan permukaan lembaran logam tersebut dengan menggunakan kertas amplas.

2.      Menyiapkan larutan jenuh kalium nitrat (KNO₃) sebagai jembatan garam.

3.     

9

Mengambil kertas saring dan membagi menjadi empat bagian serta menggulungnya dengan ukuran yang sama.

4.      Menyiapkan dua buah gelas piala 100 ml, satu diisi larutan tembaga sulfat (CuSO₄) 1 M dan yang satunya diisi ZnSO₄ 1 M, Mencelupkan elektroda-elektoda logam dan menghubungkan dengan kabel.

5.      Mencelupkan kertas saring yang telah dibentuk menjadi  gulungan ke dalam kalium nitrat (KNO₃) jenuh.

6.      Menyusun rangkaian sel elektrokimia.

7.      Mengamati nilai GGL dengan menggunakan voltmeter yang berada pada posisi mV. Mencatat suhu larutan dan polaritas kedua elektroda pada pengukuran tersebut.

8.      Menyiapkan 100 mL larutan tembaga sulfat (CuSO₄) 0,1 M, 0,01 dan 0,001 dengan mengencerkan (tembaga sulfat) CuSO₄ 1 M.

9.      Mengganti larutan tembaga sulfat (CuSO₄) dengan larutan tembaga (CuSO₄) 0,1 M.

10.  Mengulangi langkah ke (7) , tetapi menggunakan larutan CuSO₄ yang lebih encer (0,01 M dan 0,001 M).

BAB IV

HASIL DAN PEMBAHASAN

A.    Hasil Pengamatan

1.      Tabel Pengamatan

Tabel IV. 1 Nilai Potensial Esel

Larutan pada Bagian Anoda Zn/Zn 2+ (M)	Larutan pada Bagian Katoda Cu/Cu2+ (M)	Esel (Volt)
1 1 1 1	1 0,1 0,01 0,001	10 10 10 10

2.      Reaksi

Reaksi Zn | Zn²⁺ (M) || Cu²⁺ | Cu (M)

Anoda (oksidasi)              : Zn_(s) → Zn²⁺_(aq) + 2e                      E°sel = +0,76 V

Katoda (reduksi)              : Cu²⁺_(aq) + 2e → Cu_(s)             E°sel = + 0,34 V

Reaksi sel                          : Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) → Zn²⁺ + Cu_(s)        E°sel = +1,10 V

Penulisan sel volta             : Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu

3.      Analisis Data

1.      Seng sulfat (ZnSO₄) 1 M dan tembaga sulfat (CuSO₄) 1 M

11

2.    Seng sulfat (ZnSO₄) 1 M dan tembaga sulfat (CuSO₄) 0,1 M

3.    Seng sulfat (ZnSO₄) 1 M dan tembaga sulfat (CuSO₄) 0,1 M

4.    Seng sulfat (ZnSO₄) 1 M tembaga sulfat (CuSO₄) 0,1 M

4.    Grafik

B.      Pembahasan

         Persamaan yang menghubungkan konsentrasi dengan Es_el disebut persamaan Nernst. Alat yang digunakan untuk mengukur E_sel pada percobaan ini yaitu voltmeter  dimana voltmeter merupakan suatu peralatan listrik yang digunakan untuk mengukur tegangan listrik dari suatu rangkaian.

         Hal pertama yang dilakukan pada percobaan ini yaitu menyiapakan potongan tembaga (Cu) dan zink (Zn) yang berfungsi sebagai anoda dan katoda, membersihkan tembaga (Cu) dan zink (Zn) dengan amplas agar diperoleh energi potensial yang murni, menyiapkan larutan jenuh kalium nitrat (KNO₃), menggulung kertas saring yang berfungsi sebagai jembatan garam mencelupakan kertas saring ke dalam larutan kalium nitrat (KNO₃), kemudian mencelupkan elektroda-elektroda logam kedalam larutan tembaga sulfat (CuSO₄) dan zink sulfat (ZnSO₄) dan dihubungkan dengan kabel untuk mengamati energi potensialnya, menyusun rangkaian sel elektrokimia dan mengamati GGL dengan menggunakan voltmeter.

         Berdasarkan hasil analisis data diperoleh energi potensial sel (E⁰_sel) untuk ke empat sampel dengan konsentrasi tembaga sulfat (CuSO₄) 1 M yaitu 10 V, konsentrasi 0,1 M yaitu 9,9704 , pada konsentrasi 0,01 M yaitu 9,9408 dan pada konsentrasi 0,001 M yaitu 9,9112 V.  Hal ini tidak sesuai dengan teori dimana nilai E _sel secara teoritis, yaitu 1,1V, 1,0699V, 1,0398V, 1,0097V. Perbedaan ini disebabkan karena kurang ketelitian praktikan saat pengerjaan atau pun bahan yang telah terkontaminasi.

BAB V

PENUTUP

A.   Kesimpulan

            Kesimpulan pada percobaan ini adalah sebagai berikut:

1.    Nilai GGL sel elektrokimia yang didapatkan pada percobaan ini adalah untuk CuSo₄ 1 M 10 Volt, CuSo₄ 0,1 M 10 Volt, CuSo₄ 0,01 M 10 Volt dan CuSo₄ 0,001 M 10 Volt.

2.    Persamaan nernst menggunakan potensial elektroda sel, bergantung pada konsentrasi, hasil yang didapatkan tidak sesuai dengan teori, seharusnya 1,1V, 1,0699V, 1,0398V, 1,0097V.

B.  Saran

15

Saran yang dapat diberikan pada percobaan selanjutnya adalah selain menggunakan tembaga (Cu) dan zink (Zn) tetapi juga menggunakan besi (Fe) dan timah (Sn) untuk membandingkan energi potensialnya (E_sel).

DAFTAR PUSTAKA

Atkins, P. W. Kmia Fisika. Jakarta: Erlangga, 1993.

Chang, Raymond. Kimia Dasar Edisi Ketiga Konsep-konsep Inti. Jakarta: Erlangga, 2009.

Oxtoby, W. David, H.P. Gillis dan Norman H. Nactried. Prinsip-prinsip Kimia Modern Edisi Keempat Jilid I. Jakarta: Erlangga, 2001.

Sitorus, Berlian.”Desversifikasi Sumber Energi Terbarukan Melalui Penggunaan Air Buangan dalam Sel Elektrokimia Berbasis Mikroba”. Jurnal ELKHA. Vol.2, No.1, (Maret 2010), h. 10-14.

Sukardjo. Kimia Fisika. Yogyakarta: Rineka Cipta, 2004.