kimia analitik - pemisahan secara elektrolisis
DESCRIPTION
KimiaTRANSCRIPT
Percobaan 5
PEMISAHAN SECARA ELEKTROLISIS
I. Tujuan
1. Mampu melakukan pemisahan secara elektrolisi.
2. Memahami aplikasi dari hukum Faraday I
II. Teori
Elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh adanya arus listrik. Bila
suatu elektrolit (baik larutan atau leburan) dielektrolisis, maka elektrolit tersebut
akan terurai menjadi kation dan anion. Selanjutnya, kation akan menuju
katoda/elektroda (-) dan anion akan menuju anoda/elektroda (+).
Di katoda akan terjadi persaingan antara kation dengan pelarut (molekul air)
untuk mengalami reduksi (menangkap elektron). Nilai EO untuk H2O adalah -0.83
volt, maka kation-kation memiliki EO lebih kecil dari -0.83 volt tidak mengalami
reduksi dari larutannya, karena H2O lebih mudah direduksi. Begitu pula di anoda
terjadi persaingan antara anion dengan pelarut (molekul air) untuk mengalami
oksidasi (melepas elektron), dengan demikian anion-anion yang mempunyai EO
lebih besar dari -0.83 volt tidak mengalami oksidasi dari larutannya, karena H2O
lebih mudah dioksidasi.
Reaksi pada katoda (reduksi terhadap kation)
1. Ion-ion IA, IIA, Al3+, Mn2+
2H2O + 2e → 2OH- + H2
2. Ion-ion logam lain
Mn+ + ne → M
3. Ion H+ (asam)
2H+ +2e → H2
4. Ion-ion pada nomor (1) mengalami reaksi nomor (2) jika yang
dielektrolisis adalah lelehan/leburan/cairannya.
Reaksi pada anoda (oksidasi terhadap anion)
1. Ion-ion SO42+, NO3-
2H2O → 4H+ + 4e + O2
1
2. Ion-ion F-, Cl-, Br-, I-
2X- → X2 + 2e
3. Ion OH- (basa)
4OH- → 2H2O + 4e + O2
4. Pada pelapisan/penyepuhan logam, yang digunakan sebagai anoda
adalah logam pelapis.
(Budiman Anwar, 2005)
Reaksi elektrolisisi terdiri dari reaksi katode, yaitu reduksi, reaksi anode,
yaitu oksidasi. Spesi apa yang terlibat dalam katode dan anode bergantung pada
potensial elektrode dari spesi tersebut, dengan ketentuan sebagai berikut :
Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah spesi yang potensial
reduksinya paling besar.
Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah spesi yang potensial
oksidasinya paling besar.
Dengan ketentuan tersebut, dapat diramalkan reaksi-reaksi elektrolisis yang
terjadi. Namun demikian, perlu juga dipahami bahwa potensial elektrode juga
dipengaruhi oleh konsentrasi dan jenis elektrodanya. (Michael Purba, 2006)
Potensial dekomposisi reversibel adalah jumlah potensial elektrode dengan
hasil reaksi seperti pada elektrolisis.
Pada elektrolisis
- Reduksi terjadi di katode (kutub negatif)
- Oksidasi terjadi di anode (kutub positif)
(Sukardjo,2002)
Sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang menggunakan energi listrik
agar reaksi kimia dapat terjadi. Sel tersebut merupakan kebalikan dari sel Volta.
Pada sel elektrolisis, katode bermuatan negatif, sedangkan anode bermuatan
positif. Gambar berikut menjelaskan reaksi antara Sn dan Cu dalam sel volta dan
sel elektrolisis.
2
Reaksi kimia pada setiap sel dituliskan sebagai berikut:
Reaksi kimia pada sel volta :
Anode : Sn(s) → Sn2+(aq) +2e-
Katode : Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) +
Sn(s) + Cu2+(aq) → Sn2+
(aq) + Cu(s)
Reaksi kimia pada sel elektrolisis :
Anode : Cu(s) → Cu2+(aq) +2e-
Katode : Sn2+(aq) +2e- → Sn(s) +
Sn2+(aq) + Cu(s) → Sn(s) + Cu2+
(aq)
Pada sel elektrolisis, energi diubah menjdi energi kimia. Hubungan
tersebut di jelaskan oleh ilmuan Inggris Michael Faraday yang dituangkan dalam
Hukum Faraday. Ada dua hukum faraday, yaitu Hukum Faraday I dan Hukum
Faraday II.
Hukum Faraday I
“Jumlah zat yang di hasilkan dielektrode berbanding lurus dengan jumlah listrik
yang melalui elektrolisis.”
Persamaan : W = e . F =e .i . t
96.500
Hukum Faraday II
“Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka zat
yang dihasilkan masing-masing sel berbanding lurus dengan berat ekivalen zat itu
dan tanpa bergantung pada jenis zat yang terlibat dalam reaksi elektrolisis.”
Persamaan : W 1
e1=
W 2
e2=…=
W n
en
Keterangan :
W = jumlah zat yang dihasilkan (g)
e = berat ekivalen
F = arus listrik untuk mendapatkan 1
mol elektron (F)
i = arus listrik (A)
t = waktu reaksi (detik)
e = Mr
elektron yang terlibat
1 faraday = 1 mol elektron = 96.500 coloumb/ mol elektron
Dengan menggunakan Hukum Faraday, dapat menghitung massa senyawa
yang diendapkan selama proses elektrolisis berlangsung (Sandri Justiana dan
Muchtaridi, 2009).
3
III. Prosedur Pekerjaan
III.1 Alat dan Bahan
III.1.1 Alat
Seperangkat alat gelas
Elektroda tembaga
Eksikator / desikator
Neraca
Baterai
Elektroda karbon
Oven
Magnetik stirrer
III.1.2 Bahan
Larutan sampel yang berisi larutan ion kupri dan
zink
Asam sulfat pekat
Asam nitrat pekat
NaOH
Aquades
Aseton
III.2 Skema Kerja
III.2.1 Pemisahan dan Penentuan kadar ion Cupri
Dibersihkan
Ditimbang
Dipasang pada alat elektrolisis dan di
lengkapi dengan stirrer magnetic
Dicampurkan dalam suatu gelas
kimia
4
Katoda
100 ml sampel + 1 ml asam sulfat pekat + asam nitrat pekat
Dielktrolisis pada potensial tetap 1,8
volt selama ± 45 menit hingga warna
biru hilang
Dihentikan elektrolisis, katoda di
masukkan ke dalam aseton
Di keringkan katoda
Di timbang katoda
Diulangi kembali elektolisis hingga
diperoleh dua data
Dilarutkan dalam asam nitrat
Dicuci katodanya dengan akuades
Dipanaskan dalam oven
Didinginkan dalam desikator
Ditimbang
III.2.2 Penentuan kadar ion Zink
Dipasang pada alat elektogravimetri
Ditambahkan kedalam sisa larutan
hasil elektrolisis percobaan
sebelumnya
Dielektrolisis pada potensial tetap
2,7 volt selama ± 30 menit
Dihentikan elektrolisis, katoda di
masukkan ke dalam aseton
Di keringkan katoda
Di timbang katoda
Diulangi kembali elektolisis hingga
di peroleh dua data
5
Endapan Cu yang terbentuk
Hasil
Katoda
Larutan NaOH pekat
Dilarutkan dlaam asam nitrat
Dicuci katodanya dengan akuades
Dipanaskan dalam oven
Didinginkan dalam esikator
Ditimbang
IV. Hasil dan Pembahasan
IV.1 Data Pengamatan dan Perhitungan
Tabel 1. Hasil Percobaan
No Cu (Katoda) Zn (Anoda)Larutan Waktu
(Menit)Potensial
(Volt) Awal (gr) Akhir (gr) Awal (gr) Akhir (gr)1 10 10,168 10 9,949 AgNO3 5 1,82 10 10,048 10 9,949 Cu(NO3)2 5 1,83 10 10,045 10 9,949 Ni(NO3)2 5 1,84 10 10,051 10 9,949 Zn(NO3)2 5 1,85 10 10,042 10 9,949 Fe(NO3)2 5 1,86 10 10,126 10 9,847 Fe(NO3)2 15 1,8
Setengah reaksi untuk elektroda
Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) EO =+0,34 volt
Zn2+(aq) +2e → Zn(s)
- EO =−¿0,76 volt
Zn sebagai anode.
Cu sebagai katode.
Eosel = Eosel katode −¿ Eosel anode
Eosel = Eo Cu −¿ Eo Zn
= +0,34 – (−¿0,76)
=+0,34 +¿0,76
Eosel =+1,10 volt
Reaksi setengah sel di katode : Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) EO =+0,34 volt
Reaksi setengah sel di anode : Zn(s) → Zn2+(aq) +2e- EO = -0,76 volt
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Eo=+1,10 volt
6
Endapan Cu yang terbentuk
Hasil
Perhitungan, Jumlah endapan yang terbentuk di katoda
W = e . F =e .i . t
96.500
1. W = e .i . t
96.500
= 108× 0.5 ×300
96.500
= 0,1678 gram
2. W = e .i . t
96.500
= 64 ×0.5 × 300
96.500
= 0,099 gram
3. W = e .i . t
96.500
= 59× 0.5 ×300
96.500
= 0,091 gram
4. W = e .i . t
96.500
= 65× 0.5 ×300
96.500
= 0,101 gram
5. W = e .i . t
96.500
= 56 ×0.5 ×300
96.500
= 0,087 gram
6. W = e .i . t
96.500
= 56 ×0.5 ×900
96.500
= 0,261 gram
Tabel 2. Hasil perhitungan
No Endapan yang terbentuk di katodeLarutan Waktu (Menit) Arus Listrik
praktek(gr) Perhitungan (gr)1 0,168 0,168 AgNO3 5 0,52 0,048 0,099 Cu(NO3)2 5 0,53 0,045 0,091 Ni(NO3)2 5 0,54 0,051 0,101 Zn(NO3)2 5 0,55 0,042 0,087 Fe(NO3)2 5 0,56 0,126 0,261 Fe(NO3)2 15 0,5
IV.2 Pembahasan
Elektrolisis adalah penguraian suatu larutan menggunakan energi listrik agar
reaksi kimia dapat terjadi. Cara kerja dari sel elektrolisis dengan melibatkan reaksi
oksidasi dan reduksi tidak spontan dan memerlukan arus listrik dari luar.
Pada sel elektrolisis, katode merupakan tempat terjadinya reduksi dan
bermuatan negatif (-), sedangkan anode merupakan tempat terjadinya oksidasi dan
bermuatan positif (+).
7
Pada percobaan yang dilakukan dengan simulasi virtual laoratorim kali ini
terlihat secara visual bagaimana elektron yang terurai bergerak dari kutub katode
(Cu) menuju anode (Zn).
Elektron (listrik) memasuki sel elktrolisis melalui kutub negatif atau katode.
Spesi tertetu dalam larutan menyerap elektron dari katode dan mengalami reduksi.
Sementara itu, spesi lain melepas elektron di anode dan mnegalami oksidasi.
Secara singkat dapat di katakan sama seperti pada sel volta. Akan tetapi, muatan
elektronnya berbeda. Sel elektrolisis kebalikan dari sel Volta. Pada elektrolisis,
katode bermuatan negatif dan anode bermuatan positif.
Pemisahan secara elektrolisis kali diuji coba denga menggunakan 6 kali
pengulangan dengan katode dan anode yang sama. Nilai arus dan beta potensial
yang sama pula, berturut-turut, 0,5 A dan 1,80 Volt. Dengan waktu yang
digunakan selama 5 menit untuk tiap percobaaan dan 15 menit untuk pengulangan
terakhir yang kelak di gunakan sebagai parameter pembanding.
Hasil yang di pecobaan telah di tampilkan pada Tabel 1. Dengan penggunaan
katode dan anode yang sama namun dengan jenis lautan yang berbeda,
menghasilkan nilai yang beragam.
Berdasarkan jenis elektolitnya, reaksi yang di laksanakan kali ini dapat di
kelompokkan pada sel elktrolisis dengan elektrolit larutan. Dapat terlihat pada
Gambar 1 dan 2, larutan yang di gunakan pada percobaan pertama yaitu AgNO3.
Gambar 1. Elektolisis dengan larutan AgNO3 (awal)
8
Gambar 2. Elektolisis dengan larutan AgNO3 (akhir)Cara menuliskan reaksi kimia dalam sel elektrolisis dengan elektrolit larutan pada
gambar 1, larutan AgNO3, adalah sebagai berikut:
AgNO3 → Ag+ + NO3-
Ion Ag mempunyai Eo > -0,83 V sehingga akan direduksi menjadi logam-
logamnya. Ion NO3- bukan ion halida shingga akan dioksidasi adalah H2O.
katode : Ag+ + e- → Ag x 4
anode : 2H2O → 4H+ + O2 + 4e- x 1 +
4Ag+ + 2H2O → 4Ag + 4H+ + O2
Dengan menggunakan hukum Faraday I, dapat diperkirakan berapakah
jumlah endapan yang di peroleh pada katode. Untuk setiap larutan telah di
laksanakan dengan menggunakan virtual lab dan dilakukan juga perhitungannya.
Hasilnya dapat dilihat pada tabel 2.
Hanya percobaan pertama yang sesuai dengan perhitungan, sedangkan
percobaan ke 2 hingga ke 6 tidak sesuai dengan perhitungan. Berikut gambar
percobaan yang telah di laksanakan oleh pratikan.
Gambar 3. Elektolisis dengan larutan Cu(NO3)2 (awal)
9
Gambar 4. Elektolisis dengan larutan Cu(NO3)2 (awal)
Gambar 5. Elektolisis dengan larutan Ni(NO3)2 (awal)
Gambar 6. Elektolisis dengan larutan Ni(NO3)2 (awal)
Gambar 7. Elektolisis dengan larutan Zn(NO3)2 (awal)
10
Gambar 8. Elektolisis dengan larutan Zn(NO3)2 (awal)
Gambar 9. Elektolisis dengan larutan Fe(NO3)2 (awal)
Gambar 10. Elektolisis dengan larutan Fe(NO3)2 (awal)
Gambar 11. Elektolisis dengan larutan Fe(NO3)2 (awal)
11
Gambar 12. Elektolisis dengan larutan Fe(NO3)2 (awal)
V. Kesimpulan dan Saran
V.1Kesimpulan
1. Elektrolisis adalah penguraian suatu larutan menggunakan energi listrik agar
reaksi kimia dapat terjadi.
2. Hukum Faraday I : “Jumlah zat yang di hasilakan di elektrode berbanding lurus
dengan jumlah listrik yang melalui elektrolisis.”
Persamaan : W = e . F =e .i . t
96.500
V.2Saran
Percobaan yang dilaksanakan sebaiknya dilakukan dalam suasana kondusif
dan dapat di pahami oleh semua pratikan.
12
DAFTAR PUSTAKA
Anwar, Budiman. 2005. Kimia. Bandung : Yrama Widya
Justiana, Sandri., Muchtaridi. 2009. Kimia 3. Bogor : Yudhistira
Sukardjo. 2002. Kimia Fisik. Jakarta : Rineka Cipta
Purba, Michael. 2006. Kimia 3 untuk SMA kelas XII. Jakarta : Erlangga.
13
LAMPIRAN
Pertanyaan pra pratikum
1. Sebutkan deret volta murni dari yang mudah teroksidasi sampai yang
mudah tereduksi!
Jawab :
K-Ba-Ca-Na-Mg-Al-Mg-Zn-Cr-Fe-Cd-Co-Ni-Sn-Pb-H2-Sb-Bi-Cu-Hg-Ag-
Pt-Au
2. Sebutkan judul pratikum hari ini!
Jawab :
Pemisahan secara elektrolisis.
3. Bagaimana bunyi hukum Faraday yang berkaitan dengan elekrolisis?
Sebutkan kedua hukum tersebut serta cantumkan rumusnya secara
metematika!
Jawab :
Hukum Faraday I
14
“Jumlah zat yang di hasilakan di elektrode berbanding lurus dengan
jumlah listrik yang melalui elektrolisis.”
Persamaan : W = e . F =e .i . t
96.500
Hukum Faraday II
“Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis,
maka zat yang dihasilkan masig-masing sel berbanding lurus dengan berat
ekivalen zat itu dan tanpa bergantung pada jenis zat yang terlibat dalam
reaksi elektrolisis.”
Persamaan : W 1
e1=
W 2
e2=…=
W n
en
Keterangan :
W = jumlah zat yang dihasilkan (g)
e = berat ekivalen
F = arus listrik untuk mendapatkan 1 mol elektron (F)
i = arus listrik (A)
t = waktu reaksi (detik)
4. Apakah pengaruh tingkaat keasamaan/kebasaan larutan dalam proses
elektrolisis? Keadaan manakah yang lebih baik untuk suatu proses
pemisahan secara elektrogravimetri?
Jawab :
Semakin tinggi tingkat keasaman suatu larutan, maka makin proses
elektrolisis akan berjalan lebih cepat. Karena elektrolisis yang mengubah
energi listrik yang diubah menjadi energi kimia akan berjalan dengan baik
jika larutan bersifat asam. Jadi keadaan yang lebih baik untuk proses
pemisahan secara elekrografimetri dengan larutan yang keasamannya
tinggi.
5. Tuliskan ½ reaksi reduksi untuk ion cupri dan ion zink serta lengkap pula
dengan data potensialnya!
Jawab :
Reaksi setengah sel di katode : Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) EO =+0,34 volt
Reaksi setengah sel di anode : Zn(s) → Zn2+(aq) +2e- EO = -0,76 volt
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
15
Pertnyaan pasca pratikum
1. Hitunglah logam yang terdapat pada larutan sampel sesuai degan hasil
pratikum saudara! Selanjutnya, hitung hasil yang di peroleh secara teorotis
menurut hukum Faraday I bandingkan keduanya dan hitung presentase
rendeen hasil kerja saudara!
Jawab :
Hasil telah tercantum pada bab hasil dan pembahasan.
2. Apakah fungsi zat-zat berikut dalam kegiatan pratikum ini?
a. Asam sulfat pekat
b. Asam nitrat pekat
c. Aseton dan NaOH pekat
Jawab : asam sulfat pekat dan asam nitrat pekat sebagai larutan tempat
terjadinya reaksi elektrolisis. Dengan adanya dua larutan tersebut akan
mempercepat proses reaksi yang berlangsung.
Aseton di gunakan sebagai pemisah antara endapan yang terbentuk dan
larutan yang masih tertempel pada katoda.
3. Elektroda apa lagi yang dapat saudara gunakan untuk proses pemisahan
ion logam dari larutannya? Sebutkan syarat elektroda tersebut, baik yang
digunakan untuk anoda maupan katoda!
Jawab :
Reaksi di katode bergantung kepada jenis kation dalam larutan, begitu
pula dengan anion. Jika kation berasal dari logam-logam aktif (logam IA,
IIA, Al atau Mn), yaitu logam-logam yang potensial reduksinya lebih kecil
(lebih negatif dari air), maka air yang tereduksi. Sebaliknya, kation selain
yang disebutkan diatas akan tereduksi.
16