“ PERCOBAAN SEL ELEKTROKIMIA DAN ELEKTROLISIS “

A.    TUJUAN PRAKTIKUM

1.      Mengamati reaksi-reaksi yang terjadi di anode dan katode pada proses elektrolisis larutan KI 0,5 M.

2.      Mengamati reaksi-reaksi yang terjadi pada reaksi sel volta.

B.     ALAT DAN BAHAN

No.	Alat dan bahan	ukuran	Jumlah
1.	Pipa U	-	1
2.	Elektode karbon dan kabel.	-	2/2
3.	Baterai	1,4 V	1
4.	Statif dan klem	-	1
5.	Tabung reaksi dan rak	-	4/1
6.	Pipet tetes	-	2
7.	Larutan KI	0,5 M	2 tetes
8.	Indicator penoftalin ( PP )	-	2 tetes
9.	Larutan kanji ( amilum )	-	2 tetes
10.	Jeruk	-	1 buah
11.	Tembaga	-	1
12.	Seng	-	1
13.	Paku	-	1
14.	Aluminium	-	1
15.	Amperemeter	-	1

C.     CARA KERJA

1.      Praktikum pertama.

ü  Masukkan larutan KI 0,5 M kedalam pipa U, kemudian lakukan elektrolisis sampai beberapa waktu  ( ± 5 menit ).

ü  Tunggu sampai terjadi perubahan warna pada larutan KI. Siapkan 4 tabung reaksi dan 2 pipet tetes ( 2 tabung reaksi untuk katode dan 2 tabung reaksi untuk anode ).

ü  Masukkan larutan KI 0,5 M yang telah dielektrolisis kedalam tabung reaksi secukupnya. Beri tanda masing-masing tabung reaksi, yaitu anode 1 dan 2 serta katode 1 dan 2.

ü  Masukkan 2 tetes indicator PP pada tabung reaksi katode 1 dan anode 1. Tunggu sampai ada perubahan warna. Catat perubahan warna.

ü  Masukkan 2 tetes amilum pada tabung reaksi katode 2 dan anode 2. Tunggu sampai ada perubahan warna. Catat perubahan warna.

ü  Buatlah table hasil pengamatan.

2.      Praktikum kedua.

ü  Siapkan satu buah jeruk.

ü  Pertama, Jepit potongan tembaga dan seng pada rangkaian amperemeter. Kabel positif untuk seng dan negatif untuk tembaga. Lalu tusukkan seng dan tembaga itu ke dalam jeruk. Lihat pergerakan jarum amperemeter.

ü  Kedua, jepit potongan seng dan sebatang paku ( besi ) pada rangkaian amperemeter. Kabel positif seng dan negatif untuk paku. Lalu tusukkan seng dan tembaga itu ke dalam jeruk. Lihat pergerakan jarum amperemeter.

ü  Ketiga, jepit potongan seng dan aluminium pada rangkaian amperemeter. Kabel positif untuk aluminium dan negatif untuk seng. Lalu tusukkan seng dan tembaga itu ke dalam jeruk. Lihat pergerakan jarum amperemeter.

D.    HASIL PERCOBAAN ATAU PENGAMATAN

Tabel pengamatan

-          Praktikum 1

Larutan dalam ruang	Perubahan setelah elektrolisis	Perubahan setelah penambahan PP	Perubahan setelah penambahan amilum
Anode	Bening	Ungu	Krem
Katode	Kuning kecoklatan	Pink muda	Hitam

·      Catatan

      inidikator PP akan berwarna merah bila bercampur dengan larutan yang      bersifat basa.

      Larutan kanji atau amilum akan berwara biru atau ungu bila bercampur dengan iodine ( I₂ ).

-          Praktikum 2

No.	Elektroda		Pergerakan jarum amperemeter		Besar arus listrik ( µA )
	Katoda	Anoda	naik	turun
1.	Seng ( Zn )	Tembaga ( Cu )	√		100 µA
2.	Seng ( Zn )	Besi ( Fe )	√		30 µA
3.	Aluminium ( Al )	Seng ( Zn )	√		100 µA

Hasil pengamatan

1.      Praktikum pertama

-          Keadaan larutan pada saat elektrolisis :

Katode : perubahan warna dari bening menjadi kuning kecoklatan dengan    gelembung yang terbentuk sedikit dan turun kedasar pipa.

Anode : tidak terjadi perubahan warna dengan gelembung yang terbentuk cukup banyak dan naik ke permukaan larutan.

-          Keadaan larutan pada saat penambahan PP :

1.      Katode : perubahan warna dari kuning kecoklatan ke pink muda. Maka, larutan katode tersebut bukan basa.

2.      Anode : perubahan warna dari bening menjadi ungu. Maka, larutan anode tersebut adalah basa.

-          Keadaan larutan pada saat penambahan amilum :

1.      Katode : perubahan warna dari kuning kecoklatan menjadi hitam. Maka, larutan katode tersebut mengandung I₂.

2.      Anode : perubahan warna dari bening menjadi krem. Maka, larutan anode tersebut tidak mengandung I_2.

Reaksi - reaksi yang terjadi pada saat elektrolisis.

KI _{( aq )} → K⁺_(aq) + I^-_(aq)

Anode :    2I^- _(aq) → I_{2 (g)}  +  2e^-

              Katode :   2H₂O _(aq) + 2e^- → 2OH^- _(aq) + H_{2 (g)}

2. Praktikum kedua

                        Pada praktikum kedua jeru berfungs sebagai jembatan garam yang menghantar elektrolit. Jika jarum amperemeter turun di bawah 10µA maka tidak terjadi penghantaran elektrolit. Sebaliknya jika jarum amperemeter naik maka terjadi penghantaran elektrolit.

                        Pada praktikum dua semua percobaan mengalami pergerakan jarum amperemeter ke arah atas ( kanan ). Namun, pada percobaan seng ( Zn ) dan besi ( Fe ) tegangan amperemeter rendah hanya mencapai 30 µA.   

E.     LANDASAN TEORI

Elektokimia adalh ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Sel Elektrokimia adalah sel yang disusun untuk menjadikan suatu reaksi redoks menghasilkan energy listrik yang selanjutnya diubah menjadi energy kimia atau sebaliknya. Elektokimia terbagi menjadi dua jenis yaitu sel elektrolisis dan sel volta.

Elektrolisis adalah suatu proses dimana reaksi kimia terjadi pada elektroda yang tercelup dalam elektrolit. Ketika tegangan diberikan terhadap elektroda itu. Elektroda yang bermuatan positif disebut anoda dan elektroda yang bermuatan negatif disebut katoda.
- Arus listrik yang membawa ion akan diubah pada elektroda.
-    Ion negatif yang sulit dibebaskan pada katoda menyebabkan pengurangan H2O dan pembentukan H2 dan OH- dan absorpsi electron.
-    Ion negatif yang sulit dibebaskan pada anoda menyebabkanpengurangan H2O dan electron.
        Hukum faraday pertama tentang tentang elektrolisis menyatakan bahwa “jumlah perubahan kimia yang dihasilkan sebanding dengan besarnya muatan listrik yang melewati suatu elektrolisis”. Hukum kedua tentang elektrolisis menyatakan bahwa : “Sejumlah tertentu arus listrik menghasilkan jumlah ekivalen yang sama dari benda apa saja dalam suatu elektrolisis” (Petrucci, 1985).

Dalam elektrolisis larutan KI, kita dapat menggunakan Elektroda Grafit (Karbon) dengan alasan Karbon bersifat inert dan tidak bereaksi dengan gas - gas yang dihasilkan pada elektrolisis. Jenis zat yang dielektrolisis adalah Larutan, sehingga perlu diperhatikan antara ion - ion Kalium dan Iodin akan bersaing dengan molekul air untuk dioksidasi atau direduksi.Secara sederhana, reaksi yang terjadi pada katode dan anode adalah:

KI _{( aq )} → K⁺_(aq) + I^-_(aq)

Katode

2H₂O _(aq) + 2e^- → 2OH^- _(aq) + H_{2 (g)}

K⁺ _(aq) + OH^- _(aq) → KOH _(aq)

Anode

2I^- _(aq) → I_{2 (g)} + 2e^-

2H₂O _(aq) → 4H⁺ _(aq) + O_{2 (g)} + 4e^-

Pada Katoda, karena kalium memiliki nilai potensial reduksi standar lebih negatif dibanding air, maka air-lah yang mengalami reduksi. Ion hidroksida yang terbentuk akan berikatan dengan ion kalium membentuk kalium hidroksida. Adanya ion hidroksida menandakan larutan disekitar katoda akan memiliki pH > 7 (Basa). Apabila kita meneteskan indikator Fenolftalein (PP) yang memiliki rentang pH 8,00 - 10,0, akan terbentuk suatu larutan berwarna ungu karena PP bereaksi dengan ion hidroksida membentuk suatu kompleks senyawa yang berwarna ungu. Semakin tinggi pH, semakin gelap warna larutan (Tak berwarna - Rosa - Ungu).

Pada anoda, ion iodida akan teroksidasi menjadi gas iodin diikuti oleh pembentukan gas oksigen yang persentasenya lebih sedikit karena anoda cenderung mengoksidasi ion iodida dibanding air dengan alasan potensial reduksi standar.

Sel Volta atau Sel Galvani ditemukan olehLuigi Galvani (1780) dan Alexandro Volta (1800) menemukan adanya muatan listrik dalam suatu reaksi kimia Reaksi kimia ini hanya terjadi pada reaksi redoks dan rangkaian reaksi ini disebut Sel Volta. Sel Volta atau Galvani adalah Energi yang dihasilkan oleh reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Sel Volta:

Deret Volta/Nerst → Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Ket :Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri, mudah dioksidasi, makin aktif, dan sukar direduksi.

Prinsip sel volta :        

1.                   Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi

2.                   Arus elektron : anoda → katoda ; arus listrik : katoda → anoda

3.                   Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan.

F.      KESIMPULAN

1.      Reaksi - reaksi yang terjadi pada saat elektrolisis.

                                 KI _{( aq )} → K⁺_(aq) + I^-_(aq)

   Anode :    2I^- _(aq) → I_{2 (g)}  +  2e^-

                                      Katode :   2H₂O _(aq) + 2e^- → 2OH^- _(aq) + H_{2 (g)}

2.      Reaksi sel volta:

-       Cu + Zn ,  E_sel = 100 µA

Maka,  Zn mereduksi Cu

                Cu mengokisdasi Zn

-       Fe + Zn , E_sel = 30 µA

Maka, Zn mereduksi Fe

            Fe mengoksidasi Zn

-       Al + Zn , E_sel = 100 µA

Maka, Al mereduksi Zn

           Zn mengoksidasi Al.

 

G.    LAMPIRAN

1.      Zat apakah yang terjadi di ruang anode sebagai hasil elektrolisis ? jelaskan !

Jawab :

                                 KI _{( aq )} → K⁺_(aq) + I^-_(aq)

   Anode :    2I^- _(aq) → I_{2 (g)}  +  2e^-

                  Maka zat yang terbentuk adalah I₂.

2.      Ion-ion apakah yang terdapat diruang katode setelah elektrolisis ? jelaskan !

Jawab :

                              KI _{( aq )} → K⁺_(aq) + I^-_(aq)

Katode :   2H₂O _(aq) + 2e^- → 2OH^- _(aq) + H_{2 (g)}

Maka ion-ion yang terbentuk adalah ion-ion OH^- ( basa ).

3.      Jika gas yang terjadi di katode adalah gas hydrogen ( H₂ ), tuliskan persamaan reaksi yang terjadi di anode dan katode !

Jawab :

                                              KI _{( aq )} → K⁺_(aq) + I^-_(aq)

   Anode :    2I^- _(aq) → I_{2 (g)}  +  2e^-

                                      Katode :   2H₂O _(aq) + 2e^- → 2OH^- _(aq) + H_{2 (g)}                   +

                                                       2I^- _(aq) +  2H₂O _(aq)  → I_{2 (g)}  + 2OH^- _(aq) + H_{2 (g)}

DAFTAR PUSTAKA

Foster, Bob. 2002. Terpadu Fisika SMU Kelas 1, 2, dan 3. Jakarta: Erlangga.

http://www.scribd.com/doc/34875260/MAKALAH-KIMIA-Sel-Volta-Dan-Elektrolisis-Hadie-Cakep

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/prinsip-prinsip-dan-konsep-sel-volta/

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/sel-elektrolisis/