BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar belakang

Kehidupan manusia sehari-hari banyak sekali ditemukan reaksi-reaksi kimia,

mulai dari proses metabolisme dalam tubuh hingga proses pembentukan batu bara di

alam. Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari bidang elektronik dari reaksi

kimia. Perubahan energi kimia menjadi energi listrik dinamakan sel volta atau sel

galvani, sedangkan perubahan energi listrik menjadi energi kimia disebut sel

elektrolisis. Umumnya, pertukaran energi pada reaksi kimia adalah dalam bentuk

energi panas, tetapi dalam sel elektrokimia pertukaran energi yang terjadi adalah

energi listrik. Salah satu jenis sel elektrokimia adalah sel galvani atau volta. Pada sel

volta, reaksi redoks berlangsung dalam elektroda. Elektroda dimana tempat

berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda dan elektroda tempat terjadinya reaksi

reduksi disebut katoda.

Sel elektrokimia yang terjadi adalah sel galvani dimana terjadi perubahan

reaksi kimia menjadi energi listrik. Elektron akan mengalir dari anoda seng ke katoda

tembaga. Hal tersebut akan menimbulkan perbedaan potensial antara kedua

elektroda. Ketika tidak ada lagi arus listrik yang mengalir maka akan terjadi

perbedaan potensial maksimum yang dinamakan GGL sel atau Esel. Persamaan yang

menghubungkan konsentrasi dan beda potensial (Esel) disebut persamaan Nernst.

Peralatan yang paling sederhana untuk pengukuran potensial listrik adalah

multitester, tetapi harus ada arus listrik yang cukup agar multitester dapat mencatat

suatu harga. Untuk lebih memahami proses penentuan gaya gerak listrik, maka

percobaan ini dilakukan.

1.2 Maksud dan Tujuan percobaan

1.2.1 Maksud percobaan

Maksud dari percobaan ini adalah untuk mengetahui dan mempelajari

pengukuran GGL sel elektrokimia dan hubungannya dengan persamaan Nernst.

1.2.2 Tujuan percobaan

Tujuan dari percobaan ini adalah :

1. Menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia.

2. Menguji persamaan Nernst.

1.2 Prinsip percobaan

Prinsip dari percobaan ini adalah menentukan besarnya nilai GGL dari suatu

sel elektrokimia yang terdiri dari dua elektroda, yakni Cu dan Zn, dimana untuk

elektroda Cu direndam ke dalam CuSO4 dan untuk elektroda Zn direndam dalam

larutan ZnSO4 yang dihubungkan dengan jembatan garam yaitu larutan ammonium

klorida dan nilai GGL dapat dilihat pada multimeter yang berhubungan dengan dua

larutan tersebut.

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

Reaksi kimia dapat menghasilkan energi atau menyerap energi. Pertukaran

energi yang terjadi biasanya dalam bentuk panas, kadang-kadang dengan

mengadapan suatu modifikasi tertentu, energi yang dipertukarkan tersebut bias

diubah dalam bentuk energi listrik (Taba, dkk, 2012).

Semua reaksi yang tergolong ke dalam reaksi elektronik melibatkan

perpindahan elektron. Oksidasi adalah suatu proses, di mana suatu senyawa kimia

melepaskan elektron. Reduksi merupakan kebalikan dari proses oksidasi, yaitu

proses di mana suatu senyawa kimia menerima elektron (Bird, 1993).

Reaksi elektrokimia seperti reaksi reduksi dapat digunakan untuk mengubah

energi kimia menjadi energi listrik. Sel elektrokimia adalah alat yang digunakan

untuk melangsungkan perubahan di atas. Dalam sebuah sel, energi listrik dihasilkan

dengan jalan pelepasan elektron pada suatu elektroda (oksidasi) dan penerimaan

elektron lainnya (reduksi). Elektroda yang melepaskan dinamakan anoda sedangkan

elektroda yang menrima elektron dinamakan katoda. Jadi sebuah sel selalu terdiri

dari dua bagian atau dua elektroda setengah reaksi oksidasi akan berlangsung pada

anoda dan setengah reaksi reduksi akan berlangsung pada katoda. Dengan kata lain

pada sel elektroda kimia, kedua setengah rekasi dipisahkan dengan maksud agar

aliran listrik (elektron) yang ditimbulkan dapat dipergunakan. Salah satu faktor yang

mencirikan sebuah sel adalah gaya gerak listrik (GGL) perbedaan potensial listrik

antara anoda dan katoda (Bird, 1993).

Sel galvanik adalah sel dimana pada sel ini sebagian energi yang dilepaskan

secara spontan dalam suatu reaksi kimia dikonversi menjadi energi listrik sehingga

dapt digunakan untuk melaksanakan kerja. Sebaliknya, sebuah sel elektrokimia

dimana reaksi kimia dipaksa untuk berlangsung kearah nonspontan akan disebut

sebagai sel elektrolisis (Day dan Underwood, 1998).

Secara umum sel elektrokimia dibagi menjadi sel galvani atau sel elektrokimia dan

sel elektrolisis. Proses yang terjadi pada sel galvani ialah reaksi kimia berubah menjadi

energi listrik, sedangkan di dalam sel elektrolisis sebaliknya, dari energi listrik menjadi

energi kimia. Pada sel galvani elektroda positif menjadi katoda, dan elektroda negatif sebagai

anoda, sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, yaitu elektroda negatif sebagai katoda, dan

elektroda positif sebagai anoda (Daryoko, dkk, 2009).

Elektroda adalah suatu sistem dua-fase yang terdiri dari sebuah penghantar

elektronik (misalnya logam) dan sebuah penghantar ionik (larutan). Penghantar

elektronik sifat logam, karena ia berikatan dengan perpindahan elektron melalui

penghantar padat. Sedangkan penghantaran ionik adalah sifat larutan (atau lelehan

zat), di sini ion-ion adalah muatan yang berpindah. Di sini reaksi elektrokimia

berlangsung sebagaimana ditunjukkan oleh perpindahan elektron dari penghantar

elektronik ke penghantar ionik atau sebaliknya (Rivai, 1995).

Potensial elektroda adalah ukuran kekuatan iksidasi-reduksi suatu elektroda

dan diukur dalam suatu volt. Potensial suatu elektroda tunggal tidak bias diukur

langsung karena jarak antara logam dan larutan sangat dekat. Akan tetapi, beda

potensial antara dua elektroda dapat diukur lebih mudah. Karena itu, harus dilakukan

pembandingan potensial satu sama lain atau dengan suatu elektroda diambil sebagai

elektroda baku pembanding (Rivai, 1995).

Hukum Faraday ditemukan oleh seorang kimiawan pada awal abad ke 19

melalui eksperimen elektrolisis yang mulanya menggunakan arus listrik. Titik

mulanya eksperimen ini adalah mengisolasi sebagian besar logam alkali dan alkali

yang dilakukan Humphry Davy. Asisten Davy, Michael Faraday melanjutkannya

dengan mempelajari aspek-aspek kuantitatif dari elektrolisis. Pada tahun 1830,

Faraday telah mengumpulkan semua data kemudian menyimpulkannya dengan dua

hukum: (1) Massa zat yang dibebaskan pada endapan atau pada elektroda sebanding

dengan muatan listrik yang melewati elektrolit. (2) Massa zat sebanding dengan

massa molar zat yang disesuaikan dengan jumlah elektron yang dibutuhkan untuk

proses oksidasi atau reduksi. Muatan pada 1 mol elektron adalah 1 Faraday . 1F =

96485 C / mol ( Rosenberg dan Epstein, 2000).

Menurut Day dan Underwood (1999), potensial dari sel galvani tergantung

pada aktivitas dari berbagai spesies yang menjalani reaksi di dalam sel. Persamaan

yang menyatakan hubungan ini disebut persamaan Nernst, mengikuti nama seorang

ahli kimia fisika, Nernst, yang pada tahun 1889 pertama kali menggunakan

persamaan ini untuk menyatakan hubungan antara potensial dari sebuah elektroda ion

metal-metal dan konsentrasi dari ion dalam sebuah larutan. Dalam sebuah reaksi

kimia seperti :

aA + bB cC + dD

Perubahan dari energi bebas didapat dari persamaan :

∆G = ∆Go + 2,3 RT log

aCc x a D

d

a Aa x aB

b

Dimana ∆Go adalah energibebas ketika semua reaktan dan produk berada dalam

kondisi standar (aktivitas satu), R adalah konstanta gas, 8,314 J/deg-mol, dan T

adalah suhu absolut.

Menurut Castellan (1983), Untuk setiap reaksi kimia energi Gibbs ditulis:

∆G = ∆Go + RT ln Q

Dimana Q adalah hasil bagi dari usaha. Dengan menggabung persamaan di atas

dengan persamaan ( nFEºsel = - ∆G), kita akan mendapatkan :

-nFEºsel = ∆Gº + RT ln Q

Potensial standar dari sel dapat didefinisikan sebagai :

-nFEºsel = ∆Gº

Dengan memasukkan nilai ∆Gº dan membagi dengan –nF, kita akan memperoleh :

RTEsel = Eºsel - ln Q ; nF

2,303 RTEsel = Eºsel - log10 Q ; nF

0,05916VEsel = Eºsel - log10 Q (pada 25 ºC) n

Persamaan diatas merupakan bentuka lain dari persamaan Nerst untuk sel

elktrokimia. Persamaan Nerst berhubungan dengan potensial sel sebagai nilai standar

Eºsel dan usaha yang dilakukan dalam reaksi sel elktrokimia. Dengan nilai Eºsel dan

usaha, kita dapat menghitung potensial sel.

Di Indonesia penerapan metode elektrokoagulasi untuk pengolahan limbah belum

banyak dilakukan, sehingga perlu dilakukan pengkajian proses melalui percobaan-percobaan

dan pengujian terhadap parameter yang berpengaruh. Proses elektrokoagulasi disusun

meliputi proses equalisasi, elektrokimia, sedimentasi dan proses filtrasi. Proses equalisasi

dimaksudkan untuk menyeragamkan limbah cair yang akan diolah terutama kondisi pH, pada

tahap ini tidakterjadi reaksi kimia. Pada proses elektrokimia akan terjadi pelepasan Al3+ dari

plat electrode (anoda) sehingga membentuk flok Al(OH)3 yang mampu mengikat

kontaminan dan partikel-partikel dalam limbah (Sunardi, 2007).

BAB III

METODE PERCOBAAN

3.1 Bahan Percobaan

Bahan yang digunakan dalam percobaan ini adalahakuades, larutan CuSO4

0,25 M, larutan ZnSO4 0,25 M, larutan NH4Cl, kertas saring, kertas amplas, kertas

label, dan tissue roll.

3.2 Alat Percobaan

Alat yang digunakan dalam percobaan ini adalah termometer 110 ºC, labu

ukur 100 mL, gelas ukur 100 mL, pipet tetes, pipet volume 10 mL, bulb, gelas kimia

250 mL, gelas kimia 100 mL, lempeng Cu, lempeng Zn, multitester, kabel, pinset,

dan penjepit aligator.

3.3 Prosedur Percobaan

Disiapkan lempeng Cu dan lempeng Zn, kemudian dibersihkan

permukaannya dengan kertas amplas. Disiapkan dua buah gelas kimia 100 mL yang

telah dibersihkan sebelumnya. Gelas kimia yang satu diisi dengan larutan ZnSO4

0,25 M dan gelas kimia yang lain diisi dengan larutan CuSO4 0,25 M dengan volume

50 mL. Disiapkan pula larutan NH4Cl dalam gelas piala, kemudian kertas saring

digulung dan direkatkan. Kertas saring ini direndam beberapa saat di dalam larutan

NH4Cl yang digunakan sebagai jembatan garam. Kertas saring tersebut ditempatkan

sedemikian rupa sehingga kedua ujungnya tercelup ke dalam larutan CuSO4 dan

ZnSO4yang ada dalam gelas kimia. Ke dalam larutan CuSO4 dicelupkan lempeng Cu

dan pada larutan ZnSO4 dicelupkan lempeng Zn, kemudian dihubungkan dengan

kabel aligator dan multimeter, anoda untuk Zn dan katoda untuk Cu. Nilai GGL

dibaca pada multimeterkemudian dicatat. Larutan CuSO4 0,25 M diencerkan menjadi

CuSO40,025 M dengan cara dipipet 10 mL larutan CuSO4 0,25 M ke dalam labu

ukur100 mL lalu ditambahkan akuades sampai tanda batas. Kedua elektroda yang

digunakan dicuci dan dibersihkan permukaannya dengan kertas amplas. Jembatan

garam yang digunakan diganti dengan yang baru. Ke dalam larutan CuSO4 0,025 M

dicelupkan lempeng Cu dan pada larutan ZnSO4 0,25 M dicelupkan lempeng Zn

kemudian dihubungkan dengan kabel dan multimeter. Nilai GGL pada multimeter

dibaca dan dicatat. Percobaan tersebut diulangi dengan mengganti konsentrasi CuSO4

menjadi CuSO4 0,0025 M dan 0,00025 M. Setiap akan dilakukan pengukuran,

lempeng Cu dan lempeng Zn diamplas terlebih dahulu.

Gambar 1. Diagram alir proses elektrokimia

DAFTAR PUSTAKA

Bird, T., 1993, Kimia Fisik Untuk Universitas, PT. Gramedia, Jakarta.

Rivai, H., 1995, Asas Pemeriksaan Kimia, Universitas Indonesia, Jakarta.

Taba, P., Zakir, M., Kasim, H., dan Fauziah, S., 2011, Penuntun Praktikum Kimia Fisika, Universitas Hasanuddin, Makassar.

Day, R. A., dan Underwood, A. L., 1999, Analisa Kimia Kuantitatif, Erlangga, Jakarta.

Castellan, G. W., 1983, Physical Chemistry Third Edition, Addison-Wesley Publishing Company, London.

Rosenberg, J. L., and Epstein, L. M., 2000, College Chemistry Based on Schaum’s Outline of College Chemistry, The McGraw-Hill Companies, New York.

Daryoko, M., Sutoto, Heriyanto, K., dan Suwardiyono, 2009, Optimasi Proses Reaksi Pembangkitan Ag2+ Pada Sel Elektrolisis Berkapasitas Satu Liter (online), (http://jurnal.sttn-batan.ac.id/wp-content/uploads/2010/03/D-12%20_MULYONO_.pdf, diakses pada tanggal 19 Maret 2012 pukul 21.00 WITA), 1-6.

Sunardi, 2007, Pengaruh Tegangan Listrik dan Kecepatan Alir Terhadap Hasil Pengolahan Limbah Cair yang Mengandung Logam Pb, Cd dan TSS Menggunakan Alat Elektrokoagulasi (online), (http://jurnal.sttn-batan.ac.id/wp-content/uploads/2010/03/D-12%20_jurnalggl_.pdf, diakses pada tanggal 19 Maret 2012 pukul 23.00 WITA), 1-6.