LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
PERSAMAAN NERNST
Dosen Pengampu Matakuliah
Ibu Nazriati
Ibu Fauziatul Fajaroh
Oleh:
Kelompok 4
Nur ‘Aini
150331603666
Rini Suswantini R.
150331602827
Vevina Dyahsasi N.
150331602415
LABORATURIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
2017
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
BAB I
PENDAHULUAN
A. Tujuan Percobaan
Setelah melakukan percobaan, diharapkan mahasiswa dapat menyusun dan
mengukur GGL sel elektrik (sel elektrokimia), dan mencoba membuktikan
persamaan Nernst melalui percobaan.
B. Dasar Teori
Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang berhubungan dengan interkonveksi
energi listrik dan energi kimia. Proses elektrokimia adalah reaksi redoks
(oksedasi-reduksi) di mana dalam reaksi ini energi yang dilepaskan oleh reaksi
spontan diubah menjadi listrik atau di mana energi listrik digunakan untuk reaksi
yang nonspontan bisa terjadi. Reaksi elektrokimia dapat dibagi dalam dua macam,
yaitu: Reaksi yang menghasilkan arus listrik (proses yang terjadi dalam baterai)
dan reaksi yang dihasilkan oleh arus listrik elektrolisis (Keenan, 1992). Sebuah sel
elektrik sederhana yang menghasilkan energi listrik dapat dilihat pada gambar
dibawah ini :
Persamaan nernst merupakan persamaan yang menyatakan hubungan antara
potensial dari sebuah elektron ion-ion metal dan konsentrasi dari ion dalam
sebuah larutan. Pada sel elektrokimia sederhana, elektron akan mengalir dari
anoda ke katoda. Hal ini akan menimbulkan perbedaan potensial antara kedua
elektroda. Perbedaan potensial akan mencapai maksimum jika tidak ada arus
listrik yang mengalir. Perbedaan maksimum ini dinamakan GGL sel atau Esel
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
pada bagian factor Esell dipengaruhi oleh beberapa hal salah satunya adalah
konsentrasi. Bentuk persamaan tersebut adalah sebagai berikut :
=
,
,
,
°
−
,......... adalah aktivitas dipangkatkan dengan koefisien reaksi
F = konstanta Faraday (96485 C/J)
n = jumlah (mol) elektron yang dipertukarkan dalam reaksi redoks
R = tetapan gas (8,314 J/K.mol)
Untuk perhitungan yang tidak memerlukan ketelitian yang tinggi, aktivitas dapat
diganti dengan konsentrasi, sehingga persamaan (1) menjadi :
=
°
−
C = konsentrasi
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
BAB II
METODOLOGI PERCOBAAN
A. Alat Percobaan
1. Potensiometer
2. Penjepit
3. Kabel
4. Labu takar (100 mL)
5. Pembakar gas, kasa, dan kaki tiga
6. Pipet 10 mL
7. Termometer 0-100oC
B. Bahan Percobaan
1. Aquades
2. Kertas amplas
3. Lempeng tembaga
4. Lempeng seng
5. Larutan ZnSO4 1,0 M
6. Larutan CuSO4 1,0 M
7. Jembatan Garam
C. Prosedur Percobaan
1. Elektroda tembaga dan seng dibersihkan dengan amplas
2. Menyiapkan larutan ZnSO4 dan CuSO4 masing-masing 100 mL
3. Merangkai potensiometer dengan kabel dan penjepit pada lempeng elektroda.
4. Memasang jembatan garam pada larutan.
5. Mengukur suhu larutan.
6. Mencelupkan elektroda pada larutan.
7. Mengamati nilai GGL sampai konstan.
8. Pada percobaan pertama digunakan larutan ZnSO4 0,1 M dan CuSO4 dengan
konsentrasi 0,001 M; 0,01 M; 0,1 M; dan 1 M
9. Pada percobaan kedua digunakan larutan CuSO4 1 M dan ZnSO4 dengan
konstrasi 0,001 M; 0,01 M; 0,1 M; dan 1 M
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
D. Diagram Alir Percobaan
1. Penambahan Fenol ke dalam Air
Mulai
Elektroda tembaga dan seng dibersihkan dengan amplas
Menyiapkan larutan (konstrasi larutan divariasi)
Merangkai kabel, penjepit dan elektroda
Memasang jembatan garam pada larutan
Memasukkan elektroda pada larutan dan mengukur GGL (data diambil saat
nilai GGL stabil/konstan)
Selesai
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
BAB III
HASIL PERCOBAAN DAN PEMBAHASAN
A. Hasil Pengamatan
Suhu
: 27 ºC
Larutan pada
Larutan pada
Anoda
Katoda
Zn|Zn2+ (M)
Cu|Cu2+ (M)
1
1
1,09
0
1
0,1
1,08
1
1
0,01
1,07
2
1
0,001
1,05
3
Larutan pada
Larutan pada
Anoda
Katoda
Zn|Zn2+
(M)
Cu|Cu2+
Esel (Volt)
Esel (Volt)
(M)
Log
Zn2+/Cu2+
-Log
Zn2+/Cu2+
1
1
1,09
0
0,1
1
1,10
1
0,01
1
1,11
2
0,001
1
1,12
3
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
B. Pembahasan
Konsentrasi dan Esel dapat dibungkan dengan persamaan Nernst.Pada
percobaan ini digunakan katoda logam Cu dan larutan CuSO4 serta anoda logam
Zn dan larutan ZnSO4. Konsentrasi larutan divariasi untuk membuktikan
persamaan Nernst. Pada percobaan pertama konsentrasi larutan ZnSO4 dibuat
tetap sementara larutan CuSO4 divariasi. Pada percobaan kedua konsentrasi
larutan CuSO4 dibuat tetap sementara larutan ZnSO4 divariasi. Nilai Esel yang
diperoleh dari voltmeter diplotkan dengan log [Zn2+]/[Cu2+].
Hubungan Log [Zn2+]/[Cu2+] terhadap Esel
1.15
y = 0.017x + 1.0919
R² = 0.9801
1.14
Esel
1.13
1.12
1.11
1.1
1.09
1.08
0
0.5
1
1.5
Log
2
2.5
3
3.5
[Zn2+]/[Cu2+]
Grafik 1. Variasi konsentrasi CuSO4
Pada grafik percobaan pertama diperoleh persamaan y = 0,017x + 1,091. Dari
persamaan tersebut diperoleh nilai Eºsel sebesar 1,091 V
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
Hubungan Log [Zn2+]/[Cu2+] terhadap
Esel
1.125
y = 0.01x + 1.09
R² = 1
1.12
1.115
Esel
1.11
1.105
1.1
1.095
1.09
1.085
0
0.5
1
1.5
2
2.5
3
3.5
-Log [Zn2+]/[Cu2+]
Grafik 2. Variasi konsentrasi ZnSO4
Pada grafik dari percobaan kedua diperoleh persamaan y = 0,01x + 1,09. Dari
persamaan tersebut diperoleh nilai Eºsel sebesar 1,09 V.
Pada sel elektrokmia ini terjadi reaksi berikut:
Anoda
: Zn(s)
 Zn2+(aq) + 2e
Eº = +0,76 V
Katoda
: Cu2+(aq) + 2e
 Cu(s)
Eº = +0,34 V
 Zn2+(aq) + Cu(s)
Eºsel = +1,10 V
Reaksi sel : Zn(s) + Cu2+(aq)
Berdasarkan literature Eºsel 1,10 V berdasarkan data percobaan yang dibuat
grafik (Esel sebagai fungsi Log [Zn2+]/[Cu2+]) dan diregresi diperoleh Eºsel
sebesar 1,09 V dan berdasarkan nilai rata-rata dari Eºsel yang dihitung dengan
persamaan Nernst diperoleh Esel sebesar 1,09 V. Berdasarkan hasil tersebut
persamaan Nernst dapat digunakan untuk menentukan Eºsel dengan memvariasi
salah satu konsentrasi larutan.
Dari percobaan ini diperoleh persentase kesalahan sebesar 0,9%. Persen
kesalahan muncul diduga karena praktikan kurang bersih saat membersihkan
elektroda.
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
BAB IV
KESIMPULAN
Berdasarkan percobaan yang telah dilakukan, dapat ditarik kesimpulan, yakni :
1. Pada percobaan pertama dengan konsentrasi ZnSO4 tetap dan CuSO4 berubah
diperoleh persamaan y = 0,017x + 1,091, maka nilai Eºsel adalah 1,091 V.
2. Pada percobaan pertama dengan konsentrasi ZnSO4 berubah dan CuSO4 tetap
diperoleh persamaan y = 0,01x + 1,09, maka nilai Eºsel adalah 1,09 V.
3. Dari perhitungan menggunakan persamaan Nernst diperoleh Eºsel sebesar 1,09 V.
4. Persen kesalah dari perocbaan ini adalah 0,9%
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
DAFTAR PUSTAKA
Mulyati, S dan Hendrawan. 2003. Kimia Fisika II. IMSTEP JICA
Petrucci, Ralph H. 2000. Kimia Dasar dan Prinsip Terapan Modern Jilid I. Jakarta :
Erlangga
Soebagio, dkk. 2005. Kimia Analitik II. Malang: UM Press
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG
PRAKTIKUM KIMIA FISIKA I
LAMPIRAN
Perhitungan Eºsel menggunakan persamaan Nernst
= E° −
E
1. E
= E° −
1,09 V = E° −
ln [
RT [Zn ]
ln
nF [Cu ]
]
8,314 J. K . mol × 300 K
ln 1
2 × 96485 C. mol
E° = 1,09 V
2. 1,08 V = E° −
,
.
.
×
×
.
ln 10
E° = 1,1097 V
3. 1,07 V = E° −
,
.
.
×
×
.
ln 100
E° = 1,13 V
4. 1,05 V = E° −
,
.
.
×
×
.
ln 1000
E° = 1,14 V
5. 1,09 V = E° −
,
.
.
×
×
.
ln 1
E° = 1,09 V
6. 1,10 V = E° −
,
.
.
×
×
.
ln 0,1
E° = 1,07 V
7. 1,11 V = E° −
,
.
.
×
×
.
ln 0,01
E° = 1,05 V
8. 1,12 V = E° −
,
.
.
×
×
.
ln 0,001
E° = 1,03 V
Rata-rata nilai E° = 1,09 V
Perhitngan persen kesalahan
Persen Kesalahan =
1,10 − 1,09
× 100% = 0,9%
1,10
LABORATORIUM KIMIA FISIKA
PROGRAM STUDI S1 PENDIDIKAN KIMIA
UNIVERSITAS NEGERI MALANG