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