Kumpulan Praktikum di Unhalu

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA DASAR I

PERCOBAAN IX

ELEKTROLISIS KI

 

 

 

 

 

 

 

           

NAMA                  : KHARIS ISNAIN

NO. STAMBUK  : F1A1 00 044

PROG. STUDI     : KIMIA

JURUSAN            : KIMIA

KELOMPOK       : V (LIMAS)

ASISTEN             : PRAPTINING TYAS, SSi

 

 

LABORATORIUM UNIT KIMIA

UPT. LABORATORIUM DASAR

UNIVERSITAS HALUOLEO

KENDARI

2000

ELEKTROLISIS KI

A.     TUJUAN PERCOBAAN

Setelah mengikuti percobaan ini diharapkan dapat mempelajari peristiwa terjadinya reaksi kimia oleh arus listrik.

B.     KAJIAN TEORI

Elektrokimia adalah kajian reaksi redoks yang dilaksanakan sedemikian sehingga di dalam system itu dapat ditentukan  potensial listrik yang dapat diukur. Di dalamsebuah sel volta sebuah reaksi redoks spontan membangkitkan arus listrik yang mengalir lewat rangkaian luar. Semua sel elektrokimia harus mempunyai rangkaian dalam, ion dapat mengalir dalam bentuk ionnya berdifusi. Beberapa tipe sel tertentu menggunakan jembatan garam unuk maksud tertentu. Dalam masing-masing sel oksidasi berlangsung pada anoda dan reduksi berlangsung pada katoda (Keenan,1992).

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. Elektroda seperti platina yang hanya mentransfer electron dari larutan disebut electron inert. Elektroda reaktif adalah elektroda yang secara kimia memasuki reaksi elektroda selama elektrolisis, terjadilah reduksi pada katoda dan oksidsi padaanoda. Gambaran umum tipe reaksi elektroda dapat diringkas sebagai berikut:

a.       Arus listrik yang membawa ion akan diubah pada elektroda

b.      Ion negatif yang sulit dibebaskan pada katoda menyebabkan pengurangan H₂O dan pembentukan H₂ dan OH^– dan absorpsi electron.

c.       Ion negatif yang sulit dibebaskan pada anoda menyebabkanpengurangan H₂O dan electron

(Dogra, 1998).

Sel galvani menghasilkan arus listrik bila reaksi berlangsung spontan. Sel elektrolit menggunakan elektrolit untuk menghasilkan perubahan kimia. Proses elektrolisis meliputi pendorongan arus listrik melalui sel untuk menghasilkan perubahan kimia dimana potensi potensial sel adalah negatif (Strjer, 1994).

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian suatu elektrolit oleh suatu arus listrik. Jika dalam sel volta energi kimia diubah menjadi energi listrik, maka dalam sel elektrolisis yang terjadi adalah sebaliknya, yaitu energi listrik diubah menjadi energi kimia. Dengan mengalirkan arus listrik ke dalam suatu larutan atau leburan elektrolit, akan diperoleh reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis. Faktor yang menentukan reaksi kimia elektrolisis antara lain konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda ada yang bersifat inert (tak aktif) dan elektoda tak inert. Hasil elektrolisis dapat disimpulkan ; reaksi pada katoda (katoda tidak berperan) ada K⁺, Ca²⁺, Na⁺, H⁺. Dari asam dan logam lain (Cu²⁺), reaksi pada anoda, untuk anoda inert ada OH^–, Cl^–, Br^–, dan I^– dan sisa asam lainnya serta anoda tidak inert (bukan Pt dan C) (Anshory, 1984).

Dalam elektrolisis, sumber aliran listrik digunakan untuk mendesak electron agar mengalir dalam arah yang berlawanan denga aliran spontan. Hubungan antara jumlah energi listrik yang dikonsumsi dan perubahan kimia yang dihasilkan dalam elektrolisis merupakan salah satu persoalan penting yang dicarikan jawabannya oleh Michael Faraday (1791-1867). 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).

Untuk menginduksi arus agar mengalir melewati sel elektrokimia, dan menghasilkan reaksi sel non-spontan, selisih potensial yang diberikan harus melebihi potensial arus-nol sekurang-kurangnya sebesar potensial lebih sel, yaitu jumlah potensial ubin pada kedua elektroda dan penurunan ohm(I x R) yang disebabkan oleh arus yang melewati elektrolit. Potensial tambahan yang diperlukan untuk mencapai laju reaksi yang dapat terdeteksi, mungkin harus besar, jika rapatan arus pertukaran pada elektrodanya kecil. Dengan alas an yang sama, sel galvanu menghasilkan potensial lebih kecil ketimbang pada kondisi arus nol (Atkins, 1990).

 

C.     ALAT DAN BAHAN

Alat dan bahan yang digunakan dalam percobaan ini adalah :

1.      Alat :

·        Tabung U

·        Tabung reaksi

·        Elektroda karbon

·        Power supply

2.      Bahan :

·        KI 0,25 M

·        FeCl₃

·        Phenolptalin

·        CHCl₃

D.    PROSEDUR KERJA

 

Larutan KI 0,25 M

 

 

–   Dipasangkan elektroda –   Dihubungkan kepower supply selama 3 menit –   Dicatat perubahan warna yang terjadi –   Diputuskan dari power supply

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Katoda

Anoda

 

 

–   Diambil 2 mL –   Ditambahkan indikator phenolptalin –   Ditambahkan FeCl3 0,1 M –   Diamati dan dicatat perubahan yang terjadi

–   Diambil 2 mL –   Ditambahkan 1 mL CHCl3 –   Dikocok –   Diamati dan dicatat perubahan yang terjadi

 

 

 

E. PENGAMATAN

 

No	Katoda	Anoda
1.	Terbentuk gelembung gas H2, OH– yang terbentuk diidentifikasi dengan indikator phenolptalin (PP) menjadi berwarna merah muda.	Terbentuk I2 berwarna kuning jika ditambahkan CHCl3 terbentuk lapisan.

Reaksi yang terjadi :

Anoda              :  2 I^–_(aq)                 I_2(aq)   +  2 e

Katoda             :  2 H₂O_(aq)    +  2 e                 H_2(aq)  +  2 OH^–_(aq)       

Pada ruang anoda :

      I_2(aq)  +  CHCl_3(aq), terbentuk dua lapisan.

Pada ruang kaoda :

OH^–  +  Indikator PP, menghasilkan warna merah muda

3 OH^–  +  FeCl₃                 Fe(OH)₃  +  3 Cl^– 

F.  PEMBAHASAN

Pada praktikum kali ini, yakni elektrolisis KI yang bertujuan untuk mengetahui peristiwa terjadinya reaksi kimia oleh arus listrik. Elektrolisis adalah peristiwa penguraian suatu elektrolit oleh suatu arus listrik. Jika dalam sel volta energi kimia diubah menjadi energi listrik, maka dalam sel elektrolisis yang terjadi adalah sebaliknya, yaitu energi listrik diubah menjadi energi kimia.

 Dengan menghubungkan electrode dengan sumber dari energi luar, dalam praktikum ini yang digunakan adalah power supply, electron dapat dibuat mengalir dalam arah yang berlawanan. Reaksi kimia dalam hal ini adalah reaksi sebaliknya. Dalam reaksi elektrolisis, energi listrik digunakan untuk menghasilkan suatu perubahan kimia yang tidak akan terjadi secara spontan. Jumlah perubahan kimia yang dihasilkan dalam suatu sel elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melalui sel, seperti yang dinyatakan dalam hukum Faraday dari elektrolisis.

Untuk mengektrolsis suatu senyawa, penting untuk memperhatikan suasana pada waktu diadakan percobaan. Faktor yang menentukan reaksi kimia elektrolisis antara lain konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda ada yang bersifat inert (tak aktif) dan elektoda tak inert. Dalam percobaan ini, elektrolisis KI, larutan KI yang digunakan adalah 0,25 M yang merupakan konsentrasi yang encer sehingga pada anoda akan terjadi reaksi oksidasi I^– menjadi I₂ dan pada katoda akan terjadi reaksi reduksi yakni yang tereduksi adalah H₂O menghasilkan gas H₂ dan OH­^–.  Sehingga pengamatan pada katoda akan terlihat gelembung gas H₂ pada larutan KI yang dielektrolisis dan pada anoda akan terlihat perubahan warna dari larutan dari warna kuning muda menjadi warna kunig tua disebabkan karena adanya I₂ yang terbentuk. Pada Anoda yang teroksidasi adalah I^– sebab nilai potensial reduksinya lebih kecil jika dibandingkan dengan H₂O. Sehingga pada katoda yang tereduksi adalah H₂O.

Untuk lebih meyakinkan dalam percobaan ini, pada saat elektrolisis sedang berlangsung, sebelum kedua zat yang tereduksi/teroksidasi bercampur dalam larutan KI dilakukan pemisahan. Pada katoda diambil beberapa mL larutan/senyawa hasil elektrolisis untuk selanjutnya dianalisis, begitu pula perlakukan pada anoda. Pada katoda akan terbentuk ion hidroksida (OH^–) sebagai hasil reduksi dari  H₂O. Yang kemudian akan diidentifikasi dengan penambahan indikator phenolptalin. Indikator phenolptalin pada suasana asam tak berwarna sedangkan dalam suasana basa menghasilkan warna merah muda. Dalam hal ini, setelah larutan pada katoda ditambahkan  Indikator phenolptalin larutan tersebut akan berwarna merah muda dan untuk lebih lanjutnya larutan tersebut diidentifikasi dengan penambahan FeCl₃ dan akan terbentuk endapan besi (III) hidroksida yang berwarna merah kecoklatan  yang menunjukkan adanya ion hidroksida sehingga dapat disimpulkan pada katoda yang teredukksi adalah H₂O menghasilkan gas H₂ dan OH­^–. Sedangkan pada anoda menurut hipotesis/ teori  yang ada, yang terbentuk adalah I₂, untuk mengidentifikasi adanya I₂ dilakukan penambahan larutan CHCl₃. karena CHCl₃ adalah senyawa yang non polar dan I₂ adalah senyawa polar sehingga dalam pengidentifikasiannya akan terlihat dua lapisan yang terbentuk antar larutan I₂ dan CHCl₃ karena senyawa polar larut dalam senyawa yang polar pula sedangkan senyawa non polar larut dalam senyawa non polar. Lapisan yang paling diatas (lapisan pertama) adalah larutan I₂ dan lapisan bawah adalah larutan CHCl_3, hal ini disebabkan karena massa jenis I₂ lebih kecil jika dibangdingkan dengan massa jenis CHCl₃.

 

 

G.  KESIMPULAN

Dari hasil pengamatan pada praktikum kali ini dapat disimpulkan bahwa dalam peristiwa reaksi kimia oleh arus listrik  atau yang disebut dengan elektrolisis reaksi terjadi pada dua tempat yakni pada katoda dan anoda. Pada katoda terjadi reaksi reduksi pada percobaan ini yang tereduksi adalah H₂O menjadi gas H_{2 ­} dan OH^–dan pada anoda terjadi reaksi oksidasi dalam hal ini adalah I^– menjadi I₂. Dalam sel elektrolisis yang terjadi adalah  energi listrik diubah menjadi energi kimia. Dengan mengalirkan arus listrik ke dalam suatu larutan atau leburan elektrolit, akan diperoleh reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis. Faktor yang menentukan reaksi kimia elektrolisis antara lain konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda ada yang bersifat inert (tak aktif) dan elektoda tak inert.

 

DAFTAR PUSTAKA

 

 

Anonim. 2007. Penuntun Praktikum Kimia Dasar. Univeritas Haluoleo. Kendari

Anshory, Irfan. 1984. Kimia. Ganeca Exact Bandung.

Atkins, P.W. 1990. Kimia Fisika. Jilid 2. Erlangga. Jakarta.   

Dogra.1998. Kimia Fisiska. Universitas Indonesia. Jakarta.

Keenan. 1984. Kimia Untuk Universitas. Erlangga. Jakarta.

Petrucci, Ralph H.  1985. Kimia Dasar  Prinsip Terapan Modern Jilid 1 Edisi Keempat.  Erlangga. Jakarta.

 

 

 

.