LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA
DERET
VOLTA
Oleh:
Abdurrahman
Faiz
Fiqri
Muhamad
Jelita
Rahma Hidayati
Muhammad
Zulfi Buzairi
Paramita
Nirmalawati
Guru Pembimbing: Ina Marlina, S.Pd
XII
IPA 1
SMA
Negeri 2 Cibinong
Jl.
Raya Karadenan No. 05
TA 2012/2013
DERET
VOLTA
- Tujuan
Menyelidiki
logam-logam yang dapat mendesak ion H+ dari larutan asam.
- Teori Dasar
Sel elektrokimia terdiri atas dua jenis,
yaitu sel Volta dan sel elektrolisis. Sel Volta adalah sel elektrokimia. Pada
sel Volta, terjadi reaksi redoks yang menghasilkan listrik. Sebaliknya, sel
elektrolisis adalah sel elektrokimia. Pada sel elektrolisis, arus listrik
digunakan untuk membentuk reaksi redoks. Pada rangkaian sel elektrokimia
terdapat dua elektroda, yaitu katoda dan anoda. Katoda dan anoda adalah
elektroda. Pada katoda terjadi reaksi reduksi, sedangkan pada anoda terjadi
reaksi oksidasi.
Rangkaian
sel Volta juga sering disebut sel galvanik. Pada rangkaian sel Volta, reaksi
redoks spontan menghasilkan aliran listrik yang mengalir melalui rangkaian
luar. Reaksi redoks dalam sel Volta dapat dituliskan dengan suatu lambing yang
disebut diagram sel atau bagan sel. Penulisan reaksi oksidasi pada anoda
digambarkan di sebelah kiri, sedangkan reaksi reduksi pada katoda digambarkan
di sebelah kanan. Diagram sel dari reaksi yang terjadi pada sel volta
dituliskan sebagai berikut.
Zn | Zn2+
|| Cu2+ | Cu
Dua garis
sejajar yang memisahkan anoda dan katoda merupakan jembatan garam, sedangkan
garis tunggal merupakan batas antarfase (Zn padatan, Zn2+ dalam larutan, Cu2+
dalam larutan, dan Cu padatan).
Aliran
elektron atau arus listrik dari satu kutub ke kutub lain disebabkan oleh adanya
perbedaan potensial. Perbedaan potensial mendorong electron mengalir dari kutub
berpotensial tinggi menuju kutub berpotensial rendah. Beda potensial antara 2
kutub disebut gaya gerak listrik/ggl (emf = electromotive force) atau potensial
sel pada sel Volta. Eelektron mengalir dari logam Zn menuju logam Cu dan bukan
sebaliknya. Keadaan ini terjadi karena logam Zn lebih mudah teroksidasi
(melepaskan elektron) dibandingkan logam Cu. Sedangkan ion Cu2+
lebih mudah tereduksi (menangkap elektron) dibandingkan ion Zn2+.
Kecenderungan logam untuk teroksidasi menyebabkan perbedaan Reaksi Redoks dan
Elektrokimia 43 rapatan muatan antara elektroda Zn dan Cu, serta harga
potensial listrik antara elektroda Zn dan elektroda Cu yang mendorong elektron
mengalir.
Potensial
sel dari suatu sel Volta dapat ditentukan dengan menghitung selisih potensial
elektroda di antara kedua elektroda tersebut. Seperti telah dibahas sebelumnya
bahwa elektroda mengalir dari anoda ke katoda, harga potensial listrik atau
potensial sel diukur dari selisih potensial listrik (potensial elektroda)
antara katoda dan anoda. Penentuan potensial sel pada sel Volta diukur pada
keadaan standar, yaitu saat temperatur 25 C, konsentrasi ion-ion 1 M, dan
tekanan gas 1 atm. Potensial sel dinotasikan dengan E sel atau dapat dituliskan
sebagai berikut.
Eᵒ sel = Eᵒ
katoda - Eᵒ anoda = Eᵒ reduksi - Eᵒ oksidasi
Menurut
kesepakatan, potensial elektroda berkaitan dengan reaksi reduksi. Jadi,
potensial elektroda sama dengan potensial reduksi. Sedang kan nilai potensial
oksidasi sama dengan nilai potensial reduksi, namun tandanya berlawanan.
Pada sel
volta, electrode yang mempunyai harga potensial sel (Eᵒ) lebih besar akan
mengalami reaksi reduksi dan berperan sebagai katoda. Sedangkan elektroda yang
mempunyai harga potensial sel lebih kecil akan mengalami oksidasi dan berperan
sebagai anoda.
Urutan logam dengan kecenderungan mengalami reaksi reduksi dikenal
sebagai deret Volta, yaitu
Pada deret
volta, semakin ke kanan berarti kecenderungan mengalami reaksi reduksi semakin
besar atau sifat oksidatornya makin kuat. Sebaliknya, semakin ke kiri berarti
kecenderungan mengalami reaksi oksidasi semakin besar atau sifat reduktornya
semakin kuat. Logam-logam yang berada di sebelah kiri atom H memiliki harga
potensial elektroda negatif, sedangkan yang berada di sebelah kanan atom H
memiliki harga potensial elektroda positif.
C. Alat
dan bahan
Tabung reaksi dan rak (
12/1 )
Kertas ampelas
halus (1
helai )
Lempeng alumunium,
tembaga, besi, timbal, seng dan pita magnesium
Larutan HCl 4M (
25ml )
C.
Cara kerja
1. Ampelas
permukaan logam hingga bersih
2. Sediakan
6 tabung reaksi dan masukan potongan logam kedalam tiap tabung berturut-turut
Al, Cu, Fe, Mg, Pb dan Zn.Tambahkan air lebih kurang 2 cm diatas logam,catat
apa yang terjadi !
3.
Tuangkan kedalam 6 tabung
reaksi yang lain masing-masing 2 ml larutan HCl 4M, kemudian tambahkan kedalam
tabung-tabung itu berturut-turut potongan logam Al, Cu, Fe, Mg, Pb dan Zn,
catat apa yang terjadi
D. Hasil pengamatan
|
Logam
|
Hasil pengamatan
|
|
|
Dalam air
|
Dalam larutan HCl 4M
|
|
|
Al
|
Tidak ada perubahan
|
Gelembung sedikit dan warna berubah
|
|
Cu
|
Tidak ada perubahan
|
Tidak ada perubahan
|
|
Sn
|
Tidak ada perubahan
|
Sedikit gelembung
|
|
Mg
|
Ada gelembung
|
Banyak gelembung, logam habis, panas
|
|
Pb
|
Sangat sedikit gelembung
|
Sedikit gelembung
|
|
Zn
|
Tidak ada perubahan
|
Sedikit gelembung
|
E. Pertanyaan
1.
Berdasarkan pengamatanmu,
logam manakah yang bereaksi dengan air dan
yang bereaksi dengan asam ? Tuliskan persamaan reaksinya !
2.
Tuliskan urutan daya desak
logam terhadap ion H +
dari yang lemah ke kuat ! logam-logam manakah yang dapat mendesak ion H+
?
F. Jawaban
1.
a.
Logam yang bereaksi dengan air
Mg + 2H2O à
Mg(OH)2 + H2
Mg à Mg2+ + 2e- (+2,356 V)
2H2O + 2e- à H2 + 2OH- (-0,828 V)
Mg + 2H2O à Mg(OH)2 + H2 (+1,528 V)
Keterangan: Reaksi Spontan karena Eᵒ>0
Pb + 2H2O à
Pb(OH)2 + H2
Pb à Pb2+ + 2e- (+0,125 V)
2H2O + 2e-
à H2 + 2OH- (-0,828 V)
Pb +
2H2O à Pb(OH)2 + H2 (-0,703 V)
Keterangan:
Bukan reaksi spontan karena Eᵒ<0
Hal
ini kemungkinan terjadi karena logam timbale yang digunakan terdapat campuran
logam lain sehingga terlihat bereaksi
b. Logam yang bereaksi dengan asam
Mg + 2HCl à
MgCl2 + H2
Mg à Mg2+ + 2e- (+2,356 V)
2H+ + 2e-
à H2 (+0 V)
+2Cl-
Mg + 2HCl à MgCl2 + H2 (+2,356 V)
Keterangan: Reaksi Spontan karena Eᵒ>0
Pb + 2HCl à
PbCl2 + H2
Pb à Pb2+ + 2e- (+0,125 V)
2e- + 2H+ à H2 (+0 V)
+2Cl-
Pb + 2HCl à PbCl2 + H2 (+0,125 V)
Keterangan: Reaksi Spontan karena Eᵒ>0
Zn + 2HCl à
ZnCl2 + H2
Zn à Zn2+ + 2e- (+0,763 V)
2e- + 2H+ à H2 (+0 V)
+2Cl-
Zn + 2HCl à ZnCl2 + H2 (+0,763 V)
Keterangan: Reaksi Spontan karena Eᵒ>0
Sn + 2HCl à
SnCl2 + H2
Sn à Sn2+ + 2e- (+0,137 V)
2e- + 2H+
à H2 (+0 V)
+2Cl-
Sn + 2HCl à SnCl2 + H2 (+0,137 V)
Keterangan: Reaksi Spontan karena Eᵒ>0
2Al + 6HCl à
2AlCl3 + 3H2
2Al à 2Al3+ + 6e- (+1,676 V)
6e- + 6H+
à 3H2 (+0 V)
+6Cl-
2Al + 6HCl à 2AlCl3 + 3H2 (+1,676 V)
Keterangan: Reaksi Spontan karena Eᵒ>0
2.
Urutan daya desak logam terhadap ion H+ dari lemah ke kuat adalah
Cu, Pb, Sn, Zn, Al, Mg
Yang bisa mendesak ion H+ : Mg,
Al, Zn, Sn, Pb
G.
Kesimpulan
Berdasarkan
deret volta magnesium (Mg) memiliki sifat mereduksi (oksidator) yang paling
kuat dibandingkan dengan logam lainnya. Karena itulah magnesium merupakan logam
yang paling kuat untuk mendesak ion H+. selain magnesium ada logam
lain yang mampu mendesak ion H+, diawali dari daya desak logam yang
paling kuat sampai lemah, yaitu Mg, Al, Zn, Sn, Pb. Tetapi mengapa Cu tidak
dapat mendesak ion H+ karena Cu berada disebelah kanan (H2)
yang artinya Cu tidak dapat mereduksi (H2). Dan logam yang tergolong
relatif, dapat bereaksi dengan air atau asam dengan menggunakan reaksi oksidasi
yang menghasilkan gas H2. Sedangkan logam-logam yang kurang relatif
hanya dapat bereaksi dengan asam, menggunakan reaksi oksidasi yang menghasilkan
gas H2.
H.
Daftar Pustaka
Hidayati, Nur. 2009. KIMIA SMA XII. Jakarta: PT Pustaka Insan
Madani.
I. Lampiran
Tidak ada komentar:
Posting Komentar