Makalah hasil Eksperimen Elektrolisis

Tugas Kelompok Kimia

Laporan Eksperimen

Tentang

Elekrtolisis

XII IPA 1

Kelompok Rabu :

      Adli Anshari Rasyid

      Febila Ramadhantia

      Miftahuddin Sholeh

      Novelia C. Sibarani

      Nurul Nuraeni

      Sitti Suharyanti

SMAN 03 Makassar

Thn. Ajaran 2010/2011­­

KATA PENGANTAR

Assalamua’laikum.wr.wb    

Puji syukur kami panjatkan atas kehadirat Tuhan Yang Maha Esa, karena atas rahmat dan berkahnya kami dapat menyelesaikan makalah ini yang berisi tentang “Laporan Biologi Tentang Elektrolisis.”

Tak lupa pula kami mengucapkan terimakasih kepada guru kami yang telah membimbing kami dalam menyelesaikan makalah.

Kami sadar bahwa Laporan ini memiliki banyak kekurangan maka untuk itu kami memohon maaf apa bila ada kesalahan penulisan atau sebagainya. Semoga makalah ini bermanfat untuk guru dan teman-teman yang telah membaca makalah ini. Sekian dan Terimakasih.

Wassalamua’laikum.wr.wb

Makassar, 21  November 2011

  Penyusun

  (RABU)

Daftar Isi

Kata pengantar…………………………………………………………………………………ii
Daftar Isi…………………………………………………………………………………………iii
BAB 1
Pendahuluan

a)   Latar Belakang………………………………………………………………………1

b)   Rumusan Masalah………………………………………………………………….1

c)   Tujuan Penelitian ………………………………………………………………….1

d)   Manfaat Penelitan…………………………………………………………………1

BAB 2
Landasan Teori

a)   Sel dan Elektrolisis………………………………………………………………….2    

b)   Hukum Elektrolisis Faraday……………………………………………………3

BAB 3
Hasil Eksperimen

a)   Alat Eksperimen ………………………………………………………………….5

b)   Bahan Eksperimen ……………………………………………………………….5

c)   Cara Kerja Eksperimen…………………………………………………………5

d)   Pertanyaan dan Jawab ………………………………………………………..6

e)   Gambar Hasil Eksperimen……………………………………………………..8

BAB 4
Penutup

a)   Kesimpulan…………………………………………………………………………10

b)   Saran………………………………………………………………………………….10

Daftar Pustaka……………………………………………………………………………11
Lampiran……………………………………………………..…………………………….12

BAB I

Pendahuluan

A.      Latar belakang

Elektrolisis merupakan proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektroda dan elektrolit. Elektroda yang digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu:

·         Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au).

·         Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag).

Elektrolitnya dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau garam, dapat pula leburan garam halida atau leburan oksida. Kombinasi antara elektrolit dan elektroda menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu:

1.      Elektrolisis larutan dengan elektroda inert

2.      Elektrolisis larutan dengan elektroda aktif

3.      Elektrolisis leburan dengan elektroda inert

Pada elektrolisis, katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif. Pada katoda akan terjadi reaksi reduksi dan pada anoda terjadi reaksi oksidasi.

B.      Rumusan masalah

Perumusan masalah yang akan kita jawab yaitu:

1.      Gejala-gejala apakah yang terjadi ketika reaksi elektrolisis berlangsung ?

C.      Tujuan penelitian

Tujuan penelitian dari laporan makalah mengenai Elektrolisis:

1.      Penelitian ini dilakukan agar siswa/i kelas XII IPA, mengetahui reaksi yang berlangsung selama proses elektrolisis.

D.     Manfaat penelitian

Manfaat dalam penelitian tentang Elektrolisis ini yaitu:

1.      Siswa/i kelas XII IPA bisa mengetahui mengetahui reaksi yang berlangsung selama proses elektrolisis.

BAB 2

Kajian Teori

A.      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 H_2(g) + O_2(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)

Gambar 10.6 menunjukkan representasi skematik reaksi kimia yang terjadi bila potensial balik diberikan pada sel Daniell.

Gambar 10.6 Elektrolisis. Reaksi kebalikan dengan yang terjadi pada sel Daniell akan berlangsung. Zink mengendap sementara tembaga akan melarut.

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 Faraday

Di 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 / 96500

Coulomb  =  Faraday x 96500

C (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  Detik

Q  =  I  x  t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Faraday  =  (Ampere  x  Detik)  /  96500

Faraday  =  (I  x  t)  /  96500

Dengan 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 3

Hasil Eksperimen

A.      Alat Eksperimen

1.      Pipa kaca berbentuk huruf U.

2.      Electrode karbon (C)

3.      Electrode tembaga (Cu)

4.      Batu baterai dan kabel.

5.      Standar dan klem (statif)

6.      Gelas ukur.

7.      Pipet tetes.

B.      Bahan Eksperimen

1.      Larutan kalium iodide (KI) 0,5 M

2.      Larutan tembaga sulfat (CuSO4) 0,5 M

3.      Lakmus merah dan lakmus biru.

C.      Langkah kerja Eksperimen

a)      Elektrolisis larutan KI

1)      Rangkailah alat seperti gambar.

2)      Isi pipa U dengan 25 mL larutan NaCl 0,5 M. masukkan setiap electrode ke dalam dan sambungkan kedua electrode dengan baterai. tentukan katode dan anodenya!

3)      Biarkan reaksi elektrolisis berlangsung selama 5 menit, catat setiap perubahan yang terjadi. Angkat kedua electrode tersebut!

4)      Pada setiap larutan di kedua electrode celupkan lakmus merah dan lakmus biru, catat perubahan warna kertas lakmus !

5)      Setelah itu, pada setiap electrode tambahkan 5 tetes larutan fenolftalein. Catat perubahan yang terjadi!

b)      Reaksi  elektrolisis larutan CuSO₄

Lakukan kegiatan yang sama seperti percobaan (a), namun larutan NaCl diganti dengan larutan CuSO₄. Amati perubahan yang terjadi, kemudian catat setiap gejala reaksi sebagai data pengamatan dalam bentuk table.

D.      Pertanyaan dan Jawab

1)      Berdasarkan data pengamatan, sebutkan gejala-gejala reaksi yang terjadi pada kedua electrode pada setiap percobaan!

2)      Jelaskan reaksi yang terjadi pada katoda dan anoda. Apa perbedaan antara percobaan (a) dan percobaan (b) ? bagaimana perbedaan tersebut dapat terjadi?

      Larutan KI

Reaksi Elektrolisis :

                    KI             K+ + I-                 X2

K: 2H₂O + 2e             2OH^- + H₂            X1

A:                2I             2I + 2e                 X2

    2KI + 2H₂O            2K+ + 2OH^- + H₂ + 2I

    2KI + 2H₂O            2KOH + H₂ + 2I

Anoda (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 CuSO₄

                   CuSO₄                   Cu²⁺ + SO₄^2-                X2

K:           CU²⁺ + 2e            Cu                              X2

A:                 2H₂O             4H⁺ + O₂ + 4e           X1

    2CuSO₄ + 2H₂O            Cu + 4H⁺ + 2SO₄^2- + O₂

    2CuSO₄ + 2H₂O            Cu + 2H₂SO₄ + O₂   

Anoda (bergelembung banyak) dan Katoda (bergelembung sedikit dan mempunyai endapan). Terjadi ketika batang karbon anoda yang bermuatan positif (+) dimasukkan ke dalam larutan CuSO₄ dan tidak mengalami perubahan, tetapi ketika batang karbon katoda yang bemuatan negatif (-) dimasukkan ke dalam larutan maka dalam waktu 5menit terdapat endapan tembaga (Cu) pada ujung batang karbon anoda. Pada katoda yang bereaksi adalah tembaga (Cu) karena Cu²⁺ lebih mudah tereduksi disbanding H₂O,sehingga terdapat endapan tembaga (Cu) pada ujung batang karbon katoda dan pada anoda yang bereaksi adalah H₂O, karena pada ion sisa asam (SO₄^2-) akan diganti oleh H2O yang teroksidasi.

3)      Apakah kertas lakmus mengalami perubahan warna ? jelaskan mengapa demikian?

    =>Larutan KI                                            =>Larutan CuSO₄

Anoda                    Katoda                     Anoda                       Katoda

Kertas lakmus mengalami perubahan warna diakibatkan pada setiap larutan memiliki  pH asam maupun pH basa.

E.       Gambar Hasil Eksperimen

      Larutan KI