Tugas KimiaTentang Praktikum larutan elektrolisis

Anggota :1. Haprilda Hartwa RXII/P62. Imam Puja MXII/P63. M. Fariz FauziXII/P64. Rifky MasetyoXII/P65. Yudhi Dwi SXII/P6

115

Kata Pengantar

Syukur alhamdulillah, merupakan satu kata yang sangat pantas kelompok kami ucakan kepada Allah SWT, yang karena bimbingannyalah maka kelompok kami bisa menyelesaikan sebuah makalah kimia berdasarkan praktek tentang elektrolisis larutan.

Makalah ini dibuat dengan percobaan di laboratorium kimia sehingga menghasilkan karya yang bisa dipertanggungjawabkan hasilnya. Kami mengucapkan terimakasih kepada guru Kimia yang telah membantu kami dalam menghadapi berbagai tantangan dalam penyusunan makalah ini.

Kami menyadari bahwa masih sangat banyak kekurangan yang mendasar pada makalah ini. Oleh karena itu kami mengundang pembaca untuk memberikan kritik dan saran yang bersifat membangun untuk kemajuan ilmu pengetahuan ini.

Terima kasih, dan semoga makalah ini bisa memberikan sumbangsih positif bagi kita semua

Surabaya,24 oktober 2012

"penulis"

Daftar isi

Kata pengantar.2Bab 1 Pendahuluana. Latar belakang.4b. Rumusan masalah4c. Hipotesa...4

Bab 2 dasar teori..5Bab 3 metode penelitiana. Alat dan bahan.7b. Variable...8c. Cara kerja8Bab 4 pembahasana. Data...10b. Analisis data..10

Bab 5 penutup.14Daftar pustaka.....14Kritik dan saran...15

BAB 1 PENDAHULUANa. Latar Belakang Elektrolisis merupakan suatu proses yang menggunakan energi listrik agar reaksi kimia nonspontan dapat terjadi. Sel elektrolisis terdiri atas sepasang elektroda yang dicelupkan dalam elektrolit (larutan atau leburan).Elektron dari listrik searah memasuki larutan melalui katode (kutub negatif), lalu elektron dari katode diserap oleh spesi tertentu dalam larutan dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi tertentu yang lain melepaskan elektron di anode dan mengalami oksidasi. Jadi, reaksi yang terjadi pada di katode dan anode pada sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu di katode adalah tempat terjadinya reaksi reduksi dan di anode adalah tempat terjadinya reaksi oksidasi. Akan tetapi, muatan elektronnya berbeda. Pada sel volta katode bermuatan positif dan anode bermuatan negatif, sedangkan pada sel elektrolisis katode bermuatan negatif dan anode bermuatan positif.b. Rumusan Masalah - Gejala-gejala apakah yang terjadi ketika reaksi elektrolisis berlangsung ? - Bagaimanakah perbedaan katode dan anode setiap larutan?

c. Hipotesa Reaksi katode larutan NaCl bila ditetesi indicator PP akan terjadi perubahan warna Jika larutan KI diberi indicator PP maka reaksi katode dan anodenya menghasilkan warna yang berbeda d. Tujuan 1. Mengamati perubahan yang terjadi di anoda dan katoda pada elektrolisis beberapa larutan2. Menuliskan reaksi-reaksi yang terjadi pada sel elektrolisisBAB 2DASAR TEORIA. Sel dan Elektrolisis

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : 2 H2O(l) > 2 H2(g) + O2(g)Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh elektrolisis.Reaksi total sel Daniell adalah :Zn + Cu2+(aq) > Zn2+(aq) + Cu (10.36)Andaikan potensial lebih tinggi dari 1,1 V diberikan pada sel dengan arah kebalikan dari potensial yang dihasilkan sel, reaksi sebaliknya akan berlangsung. Jadi, zink akan mengendap dan tembaga akan mulai larut.Zn2+(aq) + Cu > Zn + Cu2+(aq) (10.37)Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

B. Hukum elektrolisis FaradayDi awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833.Hukum elektrolisis Faraday :1. Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel.2. Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada jenis logamnya.

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron 1 Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :Faraday = Coulomb / 96500Coulomb = Faraday x 96500C (Coulomb) adalah satuan muatan listrik, dan 1 C adalah muatan yang dihasilkan bila arus 1 A (Ampere) mengalir selama 1 s. Tetapan fundamental listrik adalah konstanta Faraday F, 9,65 x104 C, yang didefinisikan sebgai kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang disebabkan oleh aliran arus listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Coulomb = Ampere x DetikQ = I x tDengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (I x t) / 96500Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

BAB 3METODE PENELITIAN

A. Alat dan bahan Alat Bahan1. Statif1. Larutan NaCl 2. Klem2. Larutan KI3. Pipa U3. Larutan No2SO44. Kabel4. Larutan amilum5. Elektroda karbon5. Indikator PP6. Batu baterai7. Pipet8. jepit buaya9. Tabung reaksi dan rak

B. variablea. terikat-warna setelah ditetesi PP-perubahan katode dan anodeb. bebas-pemberian PP-jumlah larutan yang dimasukkan dalam pipa U-pemberian amilumc. control-jenis larutan-jenis indicator (PP,amilum)-eletroda karbon-panjang kabel-bateraiC. cara kerja1. Tahap persiapan - Menyiapkan alat dan bahan yang diperlukan. -Menyusun klaim dan statif dan melengkapinya dengan menambahkan tabung U. -Merangkaikan kabel, baterai dan, elektroda karbon ( katoda negatif anoda positif). -elektrolisis larutan KI

2. elektrolisis larutan KI-Memassukkan larutan KI ke dalam pipa U yang berada di klaim statif.-Memassukkan elektroda karbon ke dalam laurutan KI.-Menunggu hingga terjadi reaksi di anoda dan katoda.-Mengamati reaksi dan perubahan-perubahan yang ditimbulkan.-Menuliskan hasil ke table pengamatan.-Menambahkan larutan amilum pada anoda.-Menambahkan larutan PP pada katoda.-Mengamati reaksi dan perubahan-perubahan yang ditimbulkan.-Menuliskan hasil ke table pengamatan

3. elektrolisis larutan NaCl- Memassukkan larutan NaCl - Memassukkan elektroda karbon ke dalam laurutan NaCl.-Menunggu hingga terjadi reaksi di anoda dan katoda.-Mengamati reaksi dan perubahanperubahan yang ditimbulkan.-Menuliskan hasil ke table pengamatan.-Tambahkan indicator PP pada bagian katodanya4. elektrolisi larutan Na2SO4-Memassukkan larutan Na2SO4 ke dalam pipa U yang berada di klaim statif.-Memassukkan elektroda karbon ke dalam laurutan Na2SO4.-Menunggu hingga terjadi reaksi di anoda dan katoda.-Mengamati reaksi dan perubahan-perubahan yang ditimbulkan.-Menuliskan hasil ke table pengamatan.-Menambahkan larutan PP pada anoda.-Menambahkan larutan PP pada katoda.-Mengamati reaksi dan perubahan-perubahan yang ditimbulkan.-Menuliskan hasil ke table pengamatan

BAB 4PEMBAHASANa. Data noLarutanReaksi katodeHasilReaksi anodeHasilketerangan

1.KI2H2O+2e2OH-+H22II2+2e

2.NaCl2H2O+2e2OH-+H22ClCl2+2e

3.Na2So42H2O+2e2OH-+H22H2O4H++O2+4e

KETERANGAN:1. - reaksi katoda yang bereaksi airnya, menghasilkan OH-, sehingga jika deberi larutan PP menjadi warna pink Reaksi anodenya I2 ditetesi amilum berubah menjadi biru tua2. - reaksi katode yang bereaksi airnya, menghasilkan OH-, sehingga jika deberi PP menjadi warna Pink Reaksi anodenya Cl2 bila dibau tercium seperti kaporit3. - Na2SO4 : reaksi katodenya menghasilkan OH- ditetesi PP berubah menjadi Pink reaksi : anodenya 4H+ ditetesi PP warnanya tidak berubah

b. Analisis data

Larutan KI

Reaksi Elektrolisis : KI K+ + I- X2 K: 2H2O + 2e 2OH- + H2 X1A: 2I 2I + 2e X2 2KI + 2H2O 2K+ + 2OH- + H2 + 2I 2KI + 2H2O 2KOH + H2 + 2IAnoda (bergelembung dan menguning ) dan Katoda (bergelembung dan tidak berubah warna). Terjadi ketika batang karbon anoda yang bemuatan positif (+) dimasukkan ke dalam larutan KI, maka dalam 30detik lrutan menguning dan batang karbon katoda yang bermuatan negatif (-) tidak mengalami perubahan warna. Pada katoda yang bereaksi adalah H2O, sehingga banyak terdapat gelembunga karena H2O lebih mudah direduksi dan pada anoda yang teroksidasi adalah ion I-, sehingga larutan KI menguning (pada ujung batang karbon anoda).

Larutan NaClNaCl Na+ + Cl-Katoda : 2H2O(l) + 2e- 2OH-(aq) + H2(g)Anoda:2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e-Reaksi : 2H2O(l) + 2Cl-(aq) 2OH-(aq) + Cl2(g) + H2(g)

Katode (bergelembung) dan anode (bergelembung dan tidak berubah warna). Setelah elektrolisis katode warnanya ungu dan anode tidak berwarna Larutan NO2SO4Na2SO4 2 Na+ + SO42- A (+) : 2 H2O 4 H+ + O2 + 4 eK (-) : 2 H2O + 2 e 2 OH- + H2Na2SO4 + 6 H2O 2 Na+ + SO42- + 4 H+ + 4 OH- + O2 + 2 H2Katoda : NaOH + gas H2Anoda : H2SO4 + gas O2reaksi katodenya bila ditetesi PP berubah menjadi Pinkreaksi :anodenya ditetesi PP warnanya tidak berubah

BAB 5PENUTUP

1 KesimpulanElektrolisis larutan KI menggunakan elektroda karbon pada katoda terjadi larutan KOH dan gas H2 pada anoda terjadi I2.Elektrolisis larutan NACl menggunakan elektroda karbon pada katoda terjadi larutan NaOH dan gas H2 pada anoda terjadi Cl2.Elektrolisis larutan No2SO4 menggunakan elektroda karbon pada katoda menghasilkan OH-dan gas H2 pada anoda terjadi 4H+

DAFTAR PUSTAKAHarmanto,Ari. 2009.BSE kimia 3 untuk SMA/MA Kelas XII.Jakarta:Pusat perbukuan departement pendidikan nasionalPurba,Michael. 2007.Kimia untuk SMA kelas XII.Jakarta:ErlanggaUtami,Budi. 2009.BSE kimia 3 untuk SMA/MA kelas XII ilmu program ilmu alam. Jakarta: Pusat perbukuan departement pendidikan nasional

-SITUS WEBwww.google.comwww.wikipedia.com

KRITIK DAN SARAN1