Laporan Instrumen Sel Volta

LAPORAN

ANALISIS INSTRUMEN

SEL VOLTA

Nama: Aura Siti Rahmawati

Kelas: XI Analis 6

Kelompok: 15

Laboratorium Instrumen

SEKOLAH MENENGAH KEJURUAN NEGERI 7 BANDUNG

2016-2017

1.      Tanggal Praktikum:  03 Februari 2017

2.      Judul Praktikum     :  Sel Volta

3.      Tujuan Praktikum  :  Siswa dapat menentukan potensial sel dari sel volta yang terdiri              dari kombinasi berbagai elektroda

4.      Teori Dasar              :

Sel volta termasuk ke dalam salah satu jenis sel elektrolisis. Pada sel volta energi yang dihasilkan oleh reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Salah satu contoh sel volta adalah rangkaian yang terdiri dari elektroda Zn yang dicelupkan ke dalam larutan ZnSO₄ dan elektroda Cu yang dicelupkan ke dalam CuSO_4. Kedua larutan tersebut dihubungkan dangan jembatan garam. Apabila dituliskan bagan adalah:

            Zn   Zn²⁺ (1M)   ‖‖  Cu²⁺ (1M)   Cu

Reaksi sel nya adalah : Zn + Cu²⁺         Zn²⁺ + Cu

Reaksi setengah sel nya: Zn          Zn²⁺ + 2e

                                          Cu²⁺ + 2e          Cu

Pada sel volta katoda merupakan kutub positif dan terjai reduksi, sedangkan anoda merupakan kutub negatif dan terjadi reaksi oksidasi.

Apabila kedua logam (elektroda) tersebut dihubungkan dengan kawat, akan terjadi arus listrik. Arus listrik ini dapat terjadi karena antara lempeng (logam) Zn dan Cu terdapat beda potensial listrik yang disebut potensial sel. Potensial sel dapat diukur dengan voltmeter.

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Elektrokimia secara umum terbagi dalam dua kelompok, yaitu sel galvani dan sel elektrolisis.Suatu sel elektrokimia terdiri dari dua elektroda, yang disebut katoda dan anoda, dalam larutan elektrolit. Pada elektroda katoda terjadi reaksi reduksi. Sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada anoda. Sel elektrokimia dapat dibagi menjadi

1. Sel Volta / Sel Galvani merubah energi kimia menjadi listrik

Contoh : batere (sel kering) dan accu

2. Sel Elektrolisis à merubah energi listrik menjadi energi kimicom

Contoh : penyepuhan, pemurnian logam

Dalam sel volta, reasi redoks spontan digunakan sebagai sumber arus listrik. Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta. Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks yang tidak spontan.

Sel elektrolisis terdiri dari sebuah wadah, elektroda, elektrolit, dan sumber arus searah. Elektron memasuki kutub negatif (katoda). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katoda dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi lain akan melepas elektron di anoda dan mengalami oksidasi. Jadi sama seperti pada sel volta, reaksi di katoda adalah reduksi, dan reaksi di anoda adalah oksidasi. Akan tetapi muatan elektrodanya berbeda. Pada sel volta, katoda bermuatan positif, dan anoda bermuatan negatif. Pada sel elektrolisis, katoda bermuatan negatif dan anoda bermuatan positif. Deret volta diurutkan berdasarkan urutan potensial reduksi semakin ke kiri, semakin kecil sehingga sifat pereduksi semakin kuat (logam semakin reaktif atau semakin mudah meengalami oksidasi).

Potensial elektroda standar suatu elektroda adalah daya gerak listrik yang timbul karena pelepasan elektron dari reaksi reduksi. Karena itu, potensial elektroda standar sering juga disebut potensial reduksi standar. Potensial ini relatif karena dibandingkan dengan elektroda hidrogen sebagai standar. Nilai potensial elektroda standar dinyatakan dalam satuan Volt (V). Untuk elektroda hidrogen, E0 nya adalah 0,00V.

- Bila Eo > 0 à cenderung mengalami reduksi (bersifat oksidator)

- Bila Eo < 0 à cenderung mengalami oksidasi (bersifat reduktor)

Potensial standar sel adalah nilai daya gerak listrik sel yang besarnya sama dengan selisih potensial reduksi standar elektroda yang mengalami reduksi dengan potensial reduksi standar elektroda yang mengalami oksidasi.

Eosel = Eoreduksi - Eooksidasi

5.      Alat dan Bahan :

Alat: - Gelas kimia

-          Voltmeter

-          Kabel/jepit buaya

-          Tabung U

Bahan: - Agar

-          KCl

-          Elektroda Zn, Cu, Pb, Fe, karbon

-          Lar. Tembaga sulfat 0,1 M

-          Lar. Seng sulfat 0,1 M

-          Lar. Magnesium sulfat 0,1 M

-          Lar. Timbal asetat 0,1 M

-          Lar. Besi(ll) sulfat 0,1 M

-          Lar KI (ll) 0,1 M

-          Lar KBr 0,1 M

6.      Prosedur dan pengamatan:

No	Prosedur	Data Pengamatan
1	Susunlah alat
2	Masukkan 50 ml larutan ZnSO4 kedalam gelas kimia, kemudian celupkan sepotong lempeng seng	ZnSO4 : larutan bening Timbal(ll) asetat: bening, larutan MgSO4 : larutan, bening KI: bening, larutan
3	Masukkan 50 ml larutan CuSO4  kedalam gelas kimia, kemudian celupkan sepotong lempeng tembaga	CuSO4 : biru, larutan Br2 : bening, larutan FeSO4 :bening, larutan
4	Hubungkan kedua larutan dengan jembatan garam
5	Hubungkan kedua lempeng logam menggunakan voltmeter. Catat !	Karbon: hitam, padatan Cu: emas, padatan Zn: emas, padatan Fe: abu, padatan Pb: padatan
6	Lakukan langkah 1-5

7.      Persamaan reaksi dan perhitungan:

a.       Persamaan reaksi:

b.      Perhitungan:

	A Cu2+ Cu	B Zn2+ Zn	C Mg2+ Mg	D Pb2+ Pb	E Fe2+ Fe	F KI I-	G CBr2 Br
Cu2+ Cu		-0,18 V	-0,29V	-0,09 V	-0,11 V	1V	0,46 V
Zn2+ Zn	0,17 V		-0,10 V	0,10 V	0,09 V	1 V	1,35 V
Mg2+ Mg	0,30 V	0,10 V		0,15 V	-0,18 V	1,4 V	1 V
Pb2+ Pb	0,10 V	-0,10 V	-0,22 V		-0,01 V	0,74 V	0,24 V
Fe2+ Fe	0,11 V	-0,90 V	0,19 V	0,01 V		0,08 V	0 V
KI I-	0	-0,5 V	-0,12 V	0 V	-0,09 V		0 V
CBr2 Br	-0,5 V	-1,5 V	-0,74 V	-0,5 V	0 V	0,25 V

8.      Pembahasan:

 Oleh karena dalam sel volta terjadi reaksi redoks. Sehingga dibutuhkan jembatan garam untuk menyeimbangkan ion-ion yang ada di dalam larutan. Zn dalam larutan ZnSO 4 (Zn2+ dan SO4 2- ) semakin terlihat menipis karena teroksidasi. (massa logam Zn berkurang karena terlarut sebagai ion)

Zn à   Zn 2+ + 2e .

sehingga, ion Zn2+ semakin bertambah dalam larutan dan menyebabkan larutan bermuatan positif (Zn2+ bertambah). Sedangkan, 2e hasil oksidasi akan mengalir ke larutan CuSO 4 melalui kawat penghantar.

Cu dalam larutan CuSO 4 (Cu 2+ dan SO4 2- ) semakin terlihat menebal karena ada reaksi reduksi yang menyebabkan logam Cu mengendap. (Massa logam Cu bertambah)

            Cu 2+ + 2e à Cu                                                  

sehingga ion Cu 2+ semakin berkurang dalam larutan dan menyebabkan larutan bermuatan negatif (SO4 2- lebih banyak).

Maka dari itu, dibutuhkan jembatan garam (NaCl sebagai larutan elektrolit inert) yang mengandung ion-ion positif dan ion-ion negatif karena berfungsi menetralkan muatan positif dan negatif dalam larutan elektrolit. Na+ akan menetralkan kelebihan ion SO4 2- dalam larutan CuSO 4 . Cl - akan menetralkan kelebihan ion dalam larutan ZnSO 4 .

Berdasarkan penjelasan diatas telah diketahui bahwa jembatan garam mengambil peranan penting dalam sel volta. Yang bilamana kedua elektroda dihubungkan dengan sebuah kawat yang nantinya akan terjadi energi listrik (menghasilkan energi listrik), Jembatan garam juga berfungsi menjaga kenetralan listrik dari kedua larutan tersebut. Jembatan garam menyebabkan elekton mengalir secara terus menerus melalui kawat. Sehingga, jika jembatan garam tidak ada, maka tidak dapat menghasilkan energy listrik, karena terhambatnya electron yang mengalir melalui kawat.

Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan

Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan.

Pemilihan larutan elektrolit karena larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik yang disebabkan adanya proses ionisasi. Sehingga, apabila larutan elektrolit diganti larutan larutan non elektrolit, maka tidak terjadi redoks pada sel volta dan juga tidak dapat menghasilkan arus listrik karena larutan non elektrolit tidak dapat menghantarkan arus listrik karena zat terlarutnya di dalam pelarut tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak mengion). Sehingga tidak dapat membawa muatan.

Selain dari tanda E0 sel ,keberlangsungan suatu reaksi dapat diperkirakan dengan menggunakan deret Volta :

K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Co Sn Pb (H) Cu  Hg Ag  Pt Au

Pada deret Volta, dari kiri ke kanan makin mudah mengalami reaksi reduksi atau dari kanan ke kiri makin mudah mengalami reaksi oksidasi. Logam-logam di sebelah kiri atom H memiliki harga E° negatif. Adapun logam-logam di sebelah kanan atom H memiliki harga E° positif.

9.      Kesimpulan:

Sel volta merupakan suatu sel elektrokimia yang mengubah zat kimia menjadi energi listrik.

Katode(+) tempat terjadinya reduksi sedangkan pada anode(-) tempat terjadinya oksidasi.

Reaksi redoks dapat berlangsung spontan jika potensial sel lebih dari nol.

Pada voltmeter reaksi sel yang dapat berlangsung akan menunjukkan skala positif (bergerak ke kanan). Jika reaksi tersebut di balik, skala akan bergerak ke kiri dan tidak dapat terbaca. Besarnya skala dapat ditentukan menggunakan reaksi yang dapat berlangsung dengan membalik tanda (+) menjadi (-).

Membandingkan data dalam buku dan percobaan adalah hampir sama, tetapi ada selisih dikarenakan adanya variabel.

10.  Daftar Pustaka:

https://ekaputri12.wordpress.com/2012/12/19/laporan-kimia-sel-volta/

http://myradardanger.blogspot.com/2013/09/laporan-kimia-sel-volta.html?m=1