PERSAMAAN NERNST KIMIA FMIPA UNSYIAH

PERSAMAAN NERNST

ABSTRAK

Telah dilakukan percobaan yang judul “ Persamaan Nerst “ dengan tujuan untuk menyusun dan mengukur gaya gerak listrik sel elektrik (sel elektrokimia) dan mencoba menguji persamaan Nernst. prinsip dari percobaan ini mengunakan analisa kualitatif dan kuantitatif dengan menggunakan metode sel volta. Hasil yang didapatkan larutan elektrolit yang digunakan adalah CuSO₄ dan ZnSO₄  . Menghasilkan E sel yang cukup besar untuk persamaan Nernst. Berdasarkan dari hasil eksperimen yang telah dilakukan, didapatkan bahwa konsentrasi mempengaruhi E sel reaksi.

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Walther Hermann Nernst (25 Juni 1864 – 18 November 1941) adalah kimiawan Jerman yang menerapkan asas-asas termodinamika ke sel listrik. Ia menciptakan sebuah persamaan yang dikenal sebagai persamaan Nernst, yang menghubungkan voltase sel ke propertinya. Lepas dari Joseph Thomson, ia menjelaskan mengapa senyawa terionisasi dengan mudah dalam air. Penjelasan ini, disebut aturan Nernst-Thomson, menyatakan bahwa sulit halnya bagiion yang ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui insulasi molekul air, sehingga terdisosiasi. Nernst dianugerahi Hadiah Nobel Kimia 1920 untuk penemuannya pada Hukum Ketiga Termodinamika, yang menyatakan bahwa entropi mencapai minimum karena suhu mendekati nol mutlak. Ia juga menciptakan lampu Nernst.

1.2 Tujuan Percobaan

            Adapun tujuan dari percoban ini adalah menyusun dan mengukur gaya gerak listrik sel elektrik (sel elektrokimia) dan mencoba menguji persamaan Nernst.

BAB II

TINJAUAN KEPUSTAKAAN

               Jika suatu zat terlarut dilarutkan dalam dua pelarut yang tidak saling bercampur, rasio fraksi mol zat terlarut dalam dua pelarut pada kesetimbangan adalah suatu konstanta K, yakni: Dimana K2, K’2 adalah konstanta Henry dalam dua pelarut, X₂ dan X’₂ fraksi mol zat terlarut masing-masing dalam dua pelarut. Hubungan di atas dapat juga dinyatakan dalam batasan satuan konsentrasi, misalnya satuan molaritas (Mansyur, 1990).

            Kasus khusus pada persamaan Nernst mempunyai arti penting dalam elektrokimia. Andaikan reaksi sudah mencapai kesetimbangan, maka Q = K, dengan K sebagai kosntanta kesetimbangan reaksi sel. Walaupun demikian, reaksi kimia pada kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja, sehingga menghasilkan beda potensial nol antara kedua elektroda sel galvani. Oleh karena itu, dengan menentukan E = 0 dan Q = K dan persamaan Nernst, menghasilkan(kartohadiprodjo, 1994).

            Elektrokimia adalah cabang ilmu yang mempelajari hubungan antara energi listrik dan reaksi kimia. Dasar elektrokimia adalah reaksi redoks yaitu serah terima elektron dari suaatu pereaksi ke pereaksi lain. Sel elektrokimia adalah alat khusus yang dapat membuat interaksi energi kimia dengan energi listrik (syukri, 1997).

BAB III

METODOLOGI PERCOBAAN

3.1  Alat dan Bahan

Alat-alat yang digunakan adalah : Logam cu dan Fe, cawan electroplating, ampelas, stop watch, sumber arus listrik variasi AC dan multimter dan timbangan analitik. Bahan-bahan yang digunakan adalah : Kristal CuSO4 dan aquadest.

3.2  Kostanta Fisik

Bahan	BM	Tl	Td	Tinjauan keamanan
	(g/mol)	(C)	(C)
CuSO4.5H2O	159,61	200	650	iritasi
ZnSO4.7H2O	161,38			iritasi
ZnSO4.7H2O	65	420	906	iritasi pada kulit
CuSO4	159,61	200	650	iritasi

3.3 Cara Kerja         

            Disiapkan potongan lembaran tembaga dan seng dengan ukuran 6 x 2 cm. Dibersihkan permukaan lembaran logam tersebut menggunakan kertas amplas. Disiapkan larutan jenuh amonium nitrat atau kalsium nitrat kurang lebih 10-20 ml sebagai jembatan garam. Diambil selembar kertas saring, digulung dandirekatkan menggunakan selotip pada bagian tengahnya untuk mencegah gulungan terbuka. Disiapkan dua gelas piala 100ml yang satu siisi dengan 1 M CuSO₄ dan satu lagi diisi dengan ZnSO_4. Dicelupan elektroda-elektroda logam dan dihubungkan dengan kabel. Dicelupkan kertas saring yang digulung tadi dalam larutsn ammonium nitrat, dihilangklan kelebihan ammonium nitrat dengan kertas saring lain. Ditempatkan sedemikian rupa sehingga kedua ujung gulungan tercelup ke dalam larutan yang berada pada kedua gelas piala. Diamati nilai GGL dengan menggunakan pH meter yang distel pada posisi mV. Dicatat polaritas kedua elektroda pada pengukuran tersebut dan dicatat suhu larutan. Disiapkan 100ml larutan 0,1M CuSO₄ dengan jalan mengencerkan larutan 1,0 M CuSO_4. Diganti larutan CuSO₄ 1,0M dengan larutan CuSO₄ , larutan ZnSO₄ jangan diganti. Dicuci dan dibersihkan kembali kedua elektroda dengan kertas amplas. Diganti jembatan garam dengan yang baru dan kembali diukur dan dicatat nilai GGL dengan pH meter. Diulang langkah di atas, tetapi dengan menggunakan larutan CuSO₄ yang lebih encer.

BAB IV

DATA HASIL PENGAMATAN DAN PEMBAHASAN

4.1 Data Hasil Pengamatan

Anoda	Katoda	Esel (volt)
Zn/Zn(M)	Ca/Ca (M)
0,25	0,25	0,65
0,25	0,025	0,6
0,25	0,0025	0,6
0,25	0,00025	0,55

4.2  Pembahasan

            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 pada bagian faktor.

Salah satu faktor yang mempengaruhi E sel adalah konsentrasi. Persamaan yang menghubungkan konsentrasi dengan E sel dinamakan persamaan Nernst. Bentuk persamaannya adalah aktivitas dipangkatkan koefisien reaksi. F adalah tetapan Faraday. N adalah jumlah elektron yang dipertukarkan dalam reaksi redoks. Reaksi kimia dapat menghasilkan energi/menyerap energi. Pertukaran energi terjadi biasanya dalam bentuk panas, tetapi kadang-kadand dengan mengadakan suatu modifikasi tertentu, energi yang dipertukarkan tersebut bisa diubah dalam bentuk energi listrik.

            Pada percobaan ini, E sel yang didapat berbeda-beda., yaitu 0,65 V, 0,60V, 0,60V dan 0,55V. Selanjutnya nilai yang didapat berdasarkan eksperimen ini, dibandingkan dengan nilai secara teoritis. Nilai E sel yang didapat secara teoritis, yaitu 1,1V, 1,0699V, 1,0398V, 1,0097V. Perbedaan ini bisa saja disebabkan karena ketidak telitian praktikan ketika praktikum atau pun bahan yang telah terkontaminasi.

 

BAB V

KESIMPULAN

            Adapun kesimpulan yang dapat diambil dari percobaan ini adalah :

• Persamaan nernst melibatkan elektroda potensial sel

• Persamaan nernst dapat diamati pada sel elektrokimia

• Persamaan nernst bergantung pada konsentrasi elektrolit

• E sel yang didapat secara eksperimen berbeda dengan nilai secara teoritis

DAFTAR PUSTAKA

Kartohadiprodjo, 1994, Kimia Fisika, terjemahan dari Physical Chemistry, oleh P.W. Atkins,       Erlangga, Jakarta.

Mansyur, Umar, 1990, Kimia Fisika dan soal-soal, terjemahan dari Physical Chemistry Trough Problems, oleh Dogra, UI-Press, Jakarta.

Syukri, 1997, Kimia Dasar, ITB, Bandung.

 

LAMPIRAN

Anoda  :  Zn  Zn²⁺ + 2e                       E° = 0,76 V

Katoda            :  Cu²⁺ + 2e Cu                       E °= 0,34V

                Zn + Cu²⁺  Zn²⁺ Cu             E °sel = 1,1 V  

Esel = E°sel – 2,303 ( RT/nf )

q  Secara teori

2,303 ( RT/nf ) = 2,303 (8,314 J/mol K) (303K) / (2) (96500C/mol)

             = 0,030057J/mol

E sel = 1,1 V – 0,030057 J/C log (0,250) (25)       = 1,1V

E sel = 1,1 V – 0,030057 J/C log (0,250) (0,25)    = 1,0699V

E sel = 1,1 V – 0,030057 J/C log (0,250) (0,025)  = 1,0398V

E sel = 1,1 V – 0,030057 J/C log (0,250) (0,0025) = 1,0097V

q  Secara eksperimen

Tabel regresi

log Zn2+ + Cu2+  (x)	E sel (y)	E sel regresi
0	0,65	0,645
1	0,60	0,615
2	0,60	0,585
3	0,55	0,555

ALKALIMETRI (Penentuan Kadar Asam Oksalat dan Bilangan Asam)

ALKALIMETRI

(Penentuan Kadar Asam Oksalat dan Bilangan Asam)

ABSTRAK

Telah dilakukan percobaan dengan judul “Alkalimetri (Penentuan kadar asam oksalat dan bilangan asam)” dengan tujuan adalah untuk menentukan kadar oksalat dan bilangan asam secara alkalimetri. Prinsip percobaan adalah menghitung kadar asam dan bilangan asam dari volume basa yang digunakan pada titrasi asam sampai terjadi perubahan warna larutan (titik akhir titrasi). Hasil yang diperoleh adalah kadar asam dari 25 ml asam oksalat adalah 0,7. Kadar asam minyak kelapa sawit 5 ml adalah 0,263 gr/ml dan bilangan asamnya sebesar 2,63 gr/ml. Kadar asam dari minyak kelapa sawit 10 gram adalah 0,49 dan bilangan asamnya sebesar 4,9. Kesimpulan yang diperoleh dari hasil ini adalah kadar keasaman asam oksalat lebih besar dari pada minyak kelapa sawit.

                                                                       BAB I

PENDAHULUAN

1.1        Latar Belakang

Kesetimbangan asam-basa suatu topik yang sangat penting dalam kimia dan bidang-bidang lain yang mempergunakan kimia, seperti biologi, kedokteran, dan pertanian. Titrasi yang melibatkan asam dan basa digunakan secara luas dalam pengendalian analitik. Banyak produk komersial dan penguraian asam-basa mempunyai pengaruh yang penting atas proses-proses metabolisme dalam sel hidup.

Alkalimetri merupakan salah satu metode titrasi asam-basa yang sering digunakan untuk menentukan konsentrasi suatu asam. Metode alkalimetri merupakan metode reaksi penetralana asam dengan basa. Natrium hidroksida merupakan basa yang paling lazim digunakan. Alkalimetri merupakan cara penetralan jumlah basa terlarut atau konsentrasi larutan basa melalui cara titrimetri. Untuk penentuan titik akhir titrasi alkalimetri adalah dengan terjadinya perubahan warna. Indikator yang digunakan dalam metode alkalimetri adalah indikator PP (Phenophtalein).

Suatu larutan bila ditambahkan asam akan turun pH-nya karena memperbesar konsentrasi H⁺. Sebaliknya, bila ditambah basa akan menaikkan pH karena meningkatkan konsentrasi OH^-. Seterusnya, suatu larutan asam atau basa bila ditambah air akan mengubah pH, karena konsentrasi asam atau basanya akan mengecil

1.2        Tujuan Percobaan

Tujuan dari percobaan adalah untuk menentukan kadar oksalat dan bilangan asam secara alkalimetri.

BAB II

DASAR TEORI

Alkalimetri merupakan cara penetralan jumlah basa terlarut atau konsentrasi larutan basa melalui titrimetri. Metode alkalimetri merupakan reaksi penetralan asam dengan basa. Titrasi asam-basa menetapkan beraneka ragam zat yang bersifat asam dengan basa, baik organik maupun anorganik. Banyak contoh dalam analitiknya dapa diubah secara kimia menjadi asam atau basa dan kemudian ditetapkan dengan titrasi (Underwood, 2002).

Indikator asam-basa adalah zat yang dapat berubah warnanya apabila pH lingkungannya berubah. Misalnya biru brom timol (bb) dalam larutan asam ia berwarna kuning, tetapi dalam lingkungan berwarna biru. Warna dalam keadaan asam dinamakan warna asam dan indikator (kuning untuk bb) sedang warna yang ditunjukkan dalam keadaan basa, setiap indikator asam-basa mempunyai trayeknya sendiri, demikian warna asam dan besarnya (Vogel, 1994).

Titrasi asam-basa dapat memberikan titik akhir yang cukup tajam dan untuk digunakan penggunaan dengan indikator pH pada titik ekivalen 4-10. Demikian juga titik akhir titrasi akan tajam pada titrasi asam atau basa lemah jika penetralan adalah basa atau asam kuat (Mulyono, 2006).

Salah satu metode titrasi adala alkalimetri, yaitu penetralan asam dengan basa. Kadar suatu larutan basa dapat ditentukan dengan mengambil volume tertentu larutan asam tersebut dan kemudian titrasi dengan larutan basa yang konsentrasinya diketahui. Jadi titrasi adalah penetapan kadar suatu larutan dengan mengambil volume tertentu dengan mengukur volume suatu pereaksi yang diketahui kadarnya dengan tepat bereaksi dengan sejumlah tertentu larutan tersebut (Harjadi, 1993).

Temperatur mempengaruhi titrasi asam basa. pH dan perubahan warna indikator tergantung secara tidak langsung pada temperatur. Ini disebabkan perubahan kesetimbangan asam basa dengan temperatur. Ka akan bertambah besar dengan kenaikan temperatur sampai suatu batas tertentu, kemudian akan turun kembali pada kenaikan labih lanjut (Rivai, 1995).

BAB III

METODELOGI PERCOBAAN

3.1        Alat dan Bahan

Alat-alat yang digunakan adalah buret, labu ukur, pipet volume, erlenmeyer.

Bahan-bahan yang digunakan adalah NaOH 0,1 N, H₂C₂O₄, minyak goreng, indikator PP, pelarut organik.

3.2        Skema Kerja

a.       Penetapan kadar asam oksalat (H₂C₂O₄)

Diambil larutan H₂C₂O₄ yang telah disediakan, kemudian dimasukkan dalam labu ukur dan diencerkan sampai tanda batas. Dipindahkan 25 ml ke dalam erlenmeyer dan ditambahkan 2-3 tetes indikator PP.

Larutan tersebut kemudian dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 N. diulangi sebanyak 3 kali. Dihitung kadar asam oksalat di dalamnya.

b.      Penetapan bilangan asam

1)      Diambil 5 ml minyak dan dimasukkan dalam erlenmeyer, kemudian ditambahkan alkohol sebanyak 15 ml dan dikocok hingga bercampur sempurna. Jika belum larut sempurna, dipanaskan dalam penangas air. Diteteskan 2-3 tetes indikator PP. Kemudian dititrasi dengan larutan NaOH 0,1 N. Dihitung bilangan asam dan kadar asam.

2)      Diambil 20 gram minyak / lemak dan dimasukkan dalam erlenmeyer 250 ml. Ditambahkan 50 ml alkohol 95 %, kemudian dipanaskan sampai mendidih ( + 10 menit) dalam penangas air sambil diaduk. Dititrasi dengan KOH 0,1 , sebelumnya diteteskan indikator PP. Titrasi dilakukan sampai terbentuk warna merah jambu. Dihitunng bilangan asam dan kadar asam.

3.3        Konstanta Fisik

No	Senyawa	Bm (gr/mol)	Td (0C)	Tl (0C)	(gr/cm3)	Tk
1	NaOH	40,00	1559	1557	2,13	Gangguan saraf
2	H2C2O4	90,00	101	-	1,60	-

BAB IV

DATA HASIL PENGAMATAN DAN PEMBAHASAN

4.1        Data Hasil Pengamatan

Data hasil pengamatan yang diperoleh dari percobaan yang dilakukan adalah sebagai berikut.

a.       Penentuan kadar asam oksalat (H₂C₂O₄)

H₂C₂O₄ + 2 tetes PP menghasilkan warna nila atau ungu

(bening)    (bening)

b.      Penentuan bilangan asam

-    Minyak + alkohol + 4 tetes PP menghasilkan warna merah delima

(Kuning)  (bening)  (bening)

-    Minyak + alkohol 95% + 4 tetes PP menghasilkan warna merah

(Kuning)  (bening)           (bening)

4.2        Pembahasan

Titrasi adalah analisa kimia kuantitatif berdasarkan pengukuran jumlah reagen yagn konsentrasinya diketahui yang diperlukan untuk bereaksi dengan analit. Metode titrasi yang sering dilakukan adalah metode asidimeti dan alkalimetri.

Penggunaan indikator pada metode titrasi ini bertujuan untuk mengamati titik akhir dari suatu titrasi. Titik akhir titrasi adalah titik pada saat mulai terjadi perubahan warna. Selain dari itu, terdapat juga titik ekivalen, yaitu titik dalam suatu titrasi di mana jumlah ekuivalen titrasi sama dengan jumlah ekuivalen analit. Titik akhir titrasi tidak selalu sama dengan titik ekivalen, tetapi biasanya titik akhir titrasi bisa sedekat mungkin dengan titik ekivalen. Pada metode alkalimetri yang digunakan adalah indikator PP.

Perbedaan teori asam asam :

-          Menurut Arhenius

Asam adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan H⁺, sedangkan Basa adalah suatu senyawa jika dilarutkan dalam air menghasilkan OH^-

-          Menurut Browsted – Lowry

Asam adalah senyawa yang berfungsi sebagai donor proton dalam pasangna asam-basa konjugat, sedangkan basa adalah senyawa yang berfungsi sebagai aseptor proton dalam pasangan asam-basa konjugat.

-          Menurut Lewis

Asam adalah atom yang berperan sebagai penerima pasangan elektron (berdasarkan struktur rumus lewis), sedangkan basa adalah atom yang berperan sebagai penyumbang pasangan elektron (berdasarkan struktur rumus lewis).

Dari percobaan yang telah dilakukan, maka dapat dilihat bahwa telah terjadi penetralan asam dengan larutan standar basa yang disebut dengan alkalimetri maupun penetralan basa dengan larutan standarnya asam yang disebut dengan asidimetri. Sampel asam yang akan ditetapkan kadar asamnya adalah H₂C₂O₄ dengan larutan standarnya NaOH. Kemudian ditambahkan 2 tetes PP sebagai indikator untuk penentuan titik akhir titrasi. Titik akhir titrasi merupakan suatu keadaan yang dicapai pada saat larutan mengalami perubahan warna dari bening menjadi ungu. Bila suatu larutan ditambah basa atau OH^-, kesetimbangan air bergeser ke kanan. Akibatnya (H⁺) berkurang. Kekurangan ini akan menyebabkan kesetimbangan asam bergeser ke kanan akhirnya (H⁺) relatif sama dengan semua. Namun jika ditambahkan asam atau H⁺, kesetimbangan asam akan bergeser ke kiri, sehingga kesetimbangan air tidak terganggu. Artinya (H⁺) akan tetap seperti semula.

Pada penetapan bilangan asam, sampel yang akan dititrasi adalah minyak kelapa sawit. Perubahan warna ditunjukkan pada saat volume 0,5 ml dari warna kuning menjadi merah delima. Inilah titik ekivalennya yaitu titik pada saat jumlah ekuivalennya titran sama dengan jumlah ekuivalen analit.

BAB V

KESIMPULAN

Berdasarkan percobaan yang telah dilakukan, dapat diambil beberapa kesimpulan sebagai berikut.

1.      Kadar asam dari 0,5 ml asam oksalat yang dititrasi dengan NaOH adalah 0,7

2.      Kadar asam dari 5 ml minyak kelapa sawit yang dititrasi dengan NaOH adalah 0,263 gr/ml dan bilangan asamnya adalah 2,63 gr/ml

3.      Kadar asam dari 10 gr minyak kelapa sawit yang dititrasi dengan KOH adalah 0,49 dan bilangan asamnya adalah 4,9

4.      Kadar asam dari asam oksalat lebih tinggi dari pada minyak kelapa sawit

5.      Semakin banyak volume minyak kelapa sawit yang ditambahkan, semakin besar bilangan asam dan kadar asam dari sampel yang dititrasi

DAFTAR PUSTAKA

Harjadi, 1993, Ilmu Kimia Analitik Dasar, Gramedia, Jakarta.

Mulyono, 2006, Kamus Kimia, Bumi Aksara, Jakarta.

Pudjaatmaka, A.H, 2002, Buku Ajar Vogel : Kimia Analisis Kuantitatif Anorganik, terjemahan dari Vogel’s text book of Qualitative Inorganic Analysis Including Elementary Instrumental Analysis oleh J.Basset, dkk, Buku Kedokteran EGC, Jakarta.

Rivai, 1995, Asas Pemeriksaan Kimia, UI Press, Jakarta.

Sopyan, Lis, 1999, Analisis Kimia Kuantitaif, terjemahan dari Quantitative Analysis oleh R. A Day, Jr dan A. L Underwood, Erlangga, Jakarta

http://chem.unsyiah.ac.id/