Laporan Kimia Dasar II Elektrolisis

By: Chemical Engineer on 00:26

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1  Latar Belakang

Elektrolisis yaitu peristiwa penguraian atas suatu larutan elektrolit yang telah dialiri oleh arus listrik searah. Sedangkan sel dimana terjadinya reaksi tersebut  disebut sel  elektrolisis. Sel elektrolisis terdiri dari lapisan yang dapat mengbantarkan listrik yang disebut elektrolisis dan dua buah elektroda yang berfungsi sebagai katoda.

Reaksi-reaksi elektrolisis tergahtung pada potensial elektoda konsentarasi dan over potensial dari spesi yang terdapat dalam sel elektrolisis. Katoda bermuatan negative sedangkan anoda bermuatan positif, Kemudian kation direduksi dikatoda sedangkan anion dioksidasi dianode.

Elektrolisis mempunyai banyak kegunaan diantaranya yaitu dapat memperoleh unsur-unsur logam, halogen gas hydrogen dan gas, oksigen kemudian dapat menghitung konsentrasi ion logam dalam suatu larutan digunakan dalam pemualan suatu logam, serta salah satu proses elektrolisis yang popular adalah penyerpuhan yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam lain.

   Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia. Seperti yang telah diketahui diatas elektrolisis mempunyai banyak manfaat dalam kehidupan sehari-hari, sehingga penting agar mahasiswa lebih mengetahui dan dapat mempelajari proses dari elektrolisis.

   Oleh karena itu pemahaman akan elektrolisis sangat penting dan melalui percobaan ini diharapkan peraktikan medapatkan lebih banyak pengetahuan.

1.2  Tujuan

-          Mengetahui prroses elektrolisis pada larutan CuSO₄ dengan elektroda karbon

-          Mengetahui perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda dari proses elektrolisi

-          Mengetahui proses elektrolisis pada larutan KI dengan katoda dan anoda karbon

BAB 2

TINJAUAN PUSTAKA

2.1 Sel Elektrokimia

Perhatikan sel galvanic berikut ini

Tanda positif untuk E^Osel menyatakan perjanjian bahwa elektroda perak adalah yang positi, elektroda tembaga adalah yang negative, dan bahwa arah. Reaksi spontan ; jika sel tersebut dapat mengalierkan arus yaitu dari kiri ke kanan seperti yang tertulis diatas. Sekarang kita hubungkan sel ini secara seri yang berlawanan dengan sumber tegangan luar. Sumber tenaga betray atau elektronik , seperti terlihat pada gambar. Tanda panah melintang pada sumber tegangan berarti bahwa kita dapat memvariasikan tegangan luar yang digunakan pada sel galvanic. Lingkaran A dan V berturut-turut mewakili ammeter dan voltmeter. Jika kita atur tegangan terpakainya hingg mencapai 0,46v dan menutup saklar, ammeternya akan menunjukan bahwa arus listrik tidak ada karna sumber tegangan dan sel galvaniknya yang dihubungkan berlawanan. Tepat saling menyeimbangkan keduanya tidak dapat mengirimkan electron-elektron melalui sel lainnya. Jika kita menggunakan tegangan yang lebih kecil dari 0,46 V, arus listrik dapat diamati ; electron  akan mengalir dari elektroda tembaga melalui rangkaian luar dan masuk kedalam elektroda perak ; reaksi selnya bergerak secara sepontan dari kiri ke kanan. Ag⁺ direduksi menjadi Ag dan CU dioksidasi menjadi CU²⁺. Kita masih erada dalam model sel galvanik.

2.2 nsel-sel elektrolitik

Jika sebaliknya kita menerapkan terhadap sel galvanic tersebut suatu tegangan yang lebih besar dari 0,46 V, sekali lagi arus listrik akan mengalir tetapi ke arah yang berlawanan. Electron-elektron akan mengalir dari sisi negatif sumber tegangan luar menuju kedalam elektroda tembaga dn electron-elektron tersebut akan mengalir menjauhi elektroda perak menuju kerangkaian luar ²⁺ akan direduksi menjadi Cu, Ag akan dioksidasi menjadi Ag⁺ yang artinya adalah reaksi sel tersebut telah terbalik. Sekarang reaksi sel ini berlangsung dari kanan ke kiri seperti tertulis diatas. Proses ini disebut elektrolisis dan kita katakan bahwa sel yang tadinya galvanic pada diskusi terdahuu sekarang merupakan sel elektrolitik. Dalam pelepasan muatan spontan suatu sel galvanic energy listrik diperoleh dari tendensi lahiriah akan terjadinya suatu reaksi redoks dalam sel elektrolitik. Sumber energy luar digunakan untuk mendorong terjadinya reaksi kimia dalam arah yang berlawanan dengan reksi yang berlangsung spontan.

Aliran electron dalam kawat luar dan perpindahan ion-ion dalam larutan-larutan sel termasuk jembatan garam. Arus listrik ini dialirkan melalui antar muka elektroda larutan oleh reaksi. Reaksi transfer electron yang melihatkan pasangan redoks. Cu²⁺ - Cu dan Ag – Ag. Aru-arus seperti ini berhubungan langsung dengan reaksi-reaksi elektroda disebut arus faraday. Arus faraday bisanya merupakan arus utama dalam elektrolisis skala besar, tetapi pada kondisi-kondisi tertentu. Arus muatan atau arus kapasitansi yang kecil dapat berpengaruh ini adalah aliran electron yang berhubungan dengan lapisan ganda. Listrik yang berubah pada antar muka elektroda larutan.

2.3 Produk-produk Elektrolisis

Kadang-kadang beberapasubtansi kimia hadir didalam suatu larutan dan kita mungkin saja ingim memprediksi reaksi elektroda apakah yang akan terjadi jika larutan itu dielektrolisis. Pada dasarnya ini sederhana untuk reaksi katoda ketentuannya adalah dari seluruh subtansi yang bisa masuk dalam katoda, subtansi yang paling mudah direduksi akan menjadi subtansi yang direduksi. Kita mengevaluasi kemudahan reduksi tersebut tentu saja, dari potensial elektroda tunggal untuk reaksi yang ditulis ox + ne --- Red. Menggunakan aturan tanda dari buku ini. Potensial yang paling positif (kurang negative) menunjukan kecenderungan yang paling besar gerak dari kiri ke kanan.

Suatu larutan terdiri dari ion-ion berikut ini masing-masing pada konsentrasi 1,0 M ; Zn²⁺, H⁺, Cu²⁺, Ag⁺. Elektroda platina dicelupkan dan tegangan terpakainya dinaikkan sampai elektrolisis terjadi. Produk yang terbentuk di katoda potnsi standarnya adalah

Ag⁺ + e ↔ Ag                                                             E^O = +0,80 V

Cu²⁺ + 2e ↔ Cu                                                          E^O = +0,34 V

H⁺ + e ↔ ½ H₂                                                           E^O = 0 V

Zn²⁺ + 2e ↔ Zn                                                          E^O = -0,76 V

Dengan menggunakan ketentuan di atas kita memiliki reduksi Ag⁺ sebagai reaksi katoda yang paling mudah dan produk yang terbentuk adalah lempengan logam perak diatas permukaan katoda platina. Tentu saja jika saja konsentrasi ion-ion tersebut tidak sama dengan satu maka potensial aktualnya yang akan dibandingkan harus dihitung dengan menggunkan persamaan Nevnst. Sebagai contoh seandainya (Ag⁺) adalah 0,1 M maka :

E = +0,80 – 0,0592 log 1/0,1 = +0,74

Karena konsentrasi muncul dalam suka logaritma, nilai E^o bisanya sudah cukup memadai untuk memprediksi reaksi elektroda terkecuali nilai-nilai tersebut sangat dekat atau konsentarasinya cukup jauh berbeda.

Sumber tegangan luar akan memompa elektrn kedalam katoda, tetapi jika electron-elektron tersebut dikonsumsi cukup banyak pada reaksi Ag⁺ + e --- Ag maka katoda munkin tidak akan cukup negative untuk hisa mereduksi, katakana saja Cu⁺, yang mempunyai afinitas electron yang lebih rendah dari Ag⁺.

Pada anoda subtansi yang paling mudah melepaskan electron adalah subtansi yang akan dioksidasi. Sekali lagi, kita putuskan kemudahan oksidasi dari potensial, tetapi di sini kita mencari nilai yang paling tidak negative artinya nilai yang menunjukan kecenderugan terbesar dari reaksi Ox + ne --- Red untuk berlangsung dari kiri kekanan.

 2.4 Elektrolisis Potensial Terkendali

            Pada elektrolisis klasik seperti yng dijelaskan pada bagian terdahulu. Sangat mudah mengukur tegangan terpakai menggunakan voltmeter V pada reduksi elektrolit adalah potensial dari katoda yang benar-benar menentukan apa yang terjadi di sana. Mahasiswa boleh menunjukan kembali pada persamaan yang diberikan terlebih dahulu untuk eterpakai untuk melihat bahwa tegangan terpakai tidak memberi tahu. Banyak tentang potensial katoda, karena mungkin tidak mengetahui aturan yang lain dalam persamaan, seperti penurunan iR atau anoda overpotensial. Namun sangat dibutuhkan untuk mengukur potensial katoda. Pada elektroda referensi yang tidak berada dalam sirkuit elektrolisis dan memiliki potensial yang tetap konstan selama elektrolisis, kemudian dengan penambahan tegangan terpakai kita bisa mengontrol potensial katoda yang mencegah potensial katoda menjadi lebih negative diri yang diinginkan.

2.5 Tegangan yang dibutuhkan

            Kita telah melihat sebelumnya bahwa untuk melalui suatu elektrolisis kita harus melepas tegangan komposisi Ea. Nilai 1 m yang dinyatakan dengan persamaan. Ea = Eanoda-katoda, sangat mudah dihitung, seperti yang kita lihat. Tentu saja nilai ini akan berubah seiring berjalannya elektrolisis, tetapi nilai ini dapat dihitung untuk semua kondisi dengan menggunakan persamaan Nerst untuk eanoda dan ekatoda. Agar suatu elektrolisis dapat benar-benar berlangsung, kita harus menggunakan tegangan yang lebih yang lebih besar dari Ea. Sel elektrolitik memberikan sebuah hambatan R, pada aliran arus tersebut dan untuk melewati sejumlah arus, I, kita tahu dari hokum ohm dikatakan bahwa kita harus melewati Ea sebesar I x R. sebagai contoh untuk melewati arus listrik sebesar 0,1 A melalui sel yang mempunyai hambatan sebesar 5 ohm, kita membutuhkan tambahan 5 x 0,1 = 0,5 V di atas Ea. (Analisis kimia kuatitatif. 1999 R. A. Day, Jr. Erlangga.)

            Reaksi-reaksi elektrolisis bergantung pada potensial electrode. Konsentrasi dan over potensial dari spesi yang terdapat dalam sel elektrilisis. Pada sel elektrolisis katoda bermuatan negative, sedangkan anoda bermuatan positif. Kemudian kation direduksi di katode sedangkan anion dioksidasi di anode seperti yang telah diketahui diatas elektrolisis mempunyai banyak manfaat dalam kehidupan sehari-hari, sehingga penting agar mahasiswa melakukan praktikum ini agar mahasiswa lebih mengetahui dan dan dapat memepelajari proses dari elektrolisis.

            Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang memepelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia. Dalam kehidupan sehari-hari merupakan elektrolisis sangat banyak misalnya dunia industri seperti pemurnian logam.

            Elektrolisis mempunyai bnyak kegunaan diantaranya yaitu dapat memperoleh unsur-unsur logam, halogen, gas hydrogen dan gas oksigen, kemudian dapat menghitung konsentrasi ion logam, serta salah satu proses elektrolisis yang popular adalah penyepuhan yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam lain.

            Aliran elktron dalam kawat luar dan perpindahan ion-ion dalam larutan-larutan sel termasuk jembatan garam arus listrik ini dialirkan melalui antara maka elektroda larutan oleh reaksi-reaksi transfer electron yang melihat kan pasangan redoks. Cu²⁺--- Cu dan Ag⁺--- Ag. Arus-arus seperti ini berhubungan langsung dengan reaksi-reaksi elektoda disebut arus faraday arus faraday biasanya merupakan  arus utama dalam elektrolisis skala besar, tetapi pada kondisi-kondisi tertentu. Arus muatan atau arus kapasitas yang kecil dapat berpengaruh ini adalah aliran electron yang berhubungan dengan lapisan ganda listrik yang berubah pada antara muka elektroda larutan.

            Pada elektrolisis klasik seperti yang dijelaskan pada bagian yang terdahulu sangat mudah mengunakan tegangan terpakai menggunakan voltmeter pada redusi elektrolitik adalah potensial dari katoda yang benar-benar menentukan apa yang terjadi disana. Mahasiswa boleh menunjukan kembai, pada persamaan yang diberikan terlebih dahulu untuk melihat bahwa tegangan terpakai tidak member tahu bahwa banyak tentang potensial katoda karena mungkin tidak mengetahui aturan yang lain dalam persamaan seperti penurunan atau anoda overpotensial. Namun sangat dibutuhkan untuk mengukur potensial katoda. Pada elektroda referensi yang tidak berada dalam sirkuit elektrolisis dan memiliki potensial yang tetapi konstan selama elektrolisis kemudian dengan penambahan tegangan terpakai kita bisa mengontrol potensial katoda, yang mencegah potensial katoda menjadi lebih negative dari yang diinginkan.

            Sumber tegangan luar akan sukar logaritma nilai E⁰ bisanya cukup memadai untuk memperediksi reaksi elektroda terkecuali nilai-nilai tersebut sangat dekat atau konsentrasinya cukup jauh berbeda. Sumber tegangan luar akan memompa electron kedalam katoda tetapi jika electron-elektron tersebut dikonsumsi cukup banyak pada reaksi Ag⁺ + e – Ag maka katoda mungkin tidak aqkan cukup negative untuk bisa mereduksi katakana saja Cu²⁺ yang mempunyai afinitas electron yang lebih rendah dari Ag⁺.

            Pada anoda subtansi yang paling mudah melepaskan electron adalah subtansi yang akan dioksidasi. Sekali lagi kita putuskan kemudahan oksidasi dari potensial tetapi disini kita mencari nilai yang paling tidak positif artinya nilai yang menunjukan kecenderungan terbesar dari reaksi 0 x + ne --- Red untuk berlangsung dari kiri ke kanan. Tanda panah melintang pada sumber tegangan berarti bahwa kita dapat memvariasi tegangan luar yang digunakan pada sel galvanic. Lingkaran A dan berturut-turut mewakili ammeter dan voltmeter. Jika kita atur tegangan terpakai nya (Sastrohamidjojo, 2005)

BAB 3

METODOLOGI PERCOBAAN

3.1 Alat dan Bahan

3.1.1 Alat

             -          Tabung U

             -          Tabung reaksi

             -          Adapter

             -          Elektroda

             -          Baterai

             -          Pipet volume

             -          Pipet tetes

             -          Kawat tembaga

             -          Labu Erlenmeyer

             -          Kawat penghantar

             -          Beaker gelas

             -          Rak tabung reaksi

   

            3.1.2        Bahan-bahan

            -          Batang karbon

            -          CuO₄

            -          KI 0,5 M

            -          Indikator PP

            -          FeCL₃

            -          Aquades

            -          Tissue

  

3.2     Prosedur kerja

3.2.1 Larutan KI

            -          Dimasukkan larutan KI 0,5 M dalam abung U

           -          Dimasukkan kedua elektroda kemasing-masing permukaan tabung U dengan sumber arus searah 9 volt selama beberapa menit lalu putuskan arus

           -          Diperhatikan perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda

        -          Diambil 1 pipet lautan diruang katoda kemudian dimasukkan kedalam tabung reaksi dan ditetesi indicator PP 

          -          Diamati perubaha yang terjadi

          -          Diambil beberapa tetes dengan pipet tetes FeCl₃ lalu masukkan dalam tabung reaksi

          -          Diamati perubahan warna yang terjadi

           3.2.2        Larutan CuSO4

           -          Dimasukkan larutan CuSO4 kedalam tabung U

           -          Dimasukkan kedua elektroda kemasing-masing permukaan tabung U dengan sumber arus seaarah 9 volt selama beberapa menit lalu putuskan arus

            -          Diperhatikan perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda

         -   Diambil 1 pipet lautan diruang katoda kemudian dimasukkan kedalam tabung reaksi dan ditetesi indicator PP

             -          Diamati perubaha yang terjadi

             -          Diambil beberapa tetes dengan pipet tetes FeCl₃ lalu masukkan dalam tabung reaksi

             -          Diamati perubahan warna yang terjadi

  

BAB 4

HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1 Hasil pengamatan

4.1.1 Larutan KI

Perlakuan	Pengamatan
-          Masukan larutan KI 0,5 M ke dalam tabung U -          Masukkan kedua elektroda kemasing-masing permukaan tabung U dengan sumber arus searah 9 V selama beberapa menit, lalu putuskan diamati -          KI dimasukkan dalam tabung reaksi ditambahkan indicator pp -          (+) FeCl3	-          Warna kuning bening -          Katoda menghasilkan OH dan tidak terdapat buih -          Anoda menghasilkan I2 dan mengeluarkan buih -          Tidak ada perubahan warna -          Warna menjadi merah bata

4.1.2 larutan CuSO₄

Perlakuan	Pengamatan
-          Masukan larutan KI 0,5 M ke dalam tabung U -          Masukkan kedua elektroda kemasing-masing permukaan tabung U dengan sumber arus searah 9 V selama beberapa menit, lalu putuskan diamati -          CuSO4 dimasukkan dalam tabung reaksi ditambahkan indicator pp -          (+) FeCl3	-          Warna biru bening -          Katoda terdapat warna kekuningan yang tidak dominan -          Anoda tidak terjadi apa-apa -          Tidak ada perubahan warna -          Larutan menjadi hijau

4.2 Reaksi

                 4.2.1.      CuSO₄ dengan katoda

           

                 4.2.2.      CuSO4

            

                  4.2.3.      KI

            

                  4.2.4.      Indikator PP dengan OH^-

                  4.2.5.      Larutan FeCl₃ dengan OH^-

FeCl₃ + 3OH^- è Fe(OH)₃ + 3Cl^-

4.3 Pembahasan

            Prinsip dari metode elektrolisis didasarkan pada penetapan teori-teori elektrokimia didalam sel elektrolisis akan terjadi perubahan kimia pada daerah sekitar elektroda, karena adanya aliran listrik jika tidak terjadi reaksi kimia maka elektroda hanya akan terpolarisasi akibat potensial listrik yang diberikan. Reaksi kimia hanya terjadi apa bila ada perpindahan electron dari larutan menuju ke elektroda (proses oksidasi) sedangkan pada katoda akan terjadi aliran electron dari katoda menuju ke larutan (proses reduksi). Dengan kata lain yaitu energy listrik untuk menguraikan senyawa yang dipakai.

            Pada percobaan elektrolisis larutan ki dengan CU dan anoda C yang awalnya larutan berwarna kining bening setelah dimasukkan dua buah elektroda maka terjadi gelembung buih dan menghasilkan I₂ dan pada katoda tidak adanya gelembung buih dan menghasilkan OH. Pada saat ditambahkan FeCl₃ maka larutan berubah warna menjadi merah bata, pada elektrolisis ini spesi yang ada didalam sel elektrolisis adalah K⁺, I^- dan H₂O, sedangkan untuk tembaga terletak seebagai katoda maka tidak ikut bereaksi dan untuk karbon yang terletak sebagai anoda karena merupakan elektroda inert. Pada percobaan elektrolisis larutan CuSO₄ dengan katoda C dan anoda C, larutan CuSO₄ dimasukkan kedalam tabung U kemudian keua elektroda batang karbon dimasukkan larutan bewarna biru jernih. Pada anoda tidak terjadi apa_apa, sedangkan pada katoda terdapat warna kekuningan tapi tidak dominan setelah ditambahkan FeCl₃ maka larutan berubah warna menjad hijau. Pada pristiwa elektrolisis ialah (Cu²⁺, SO^2- dan H₂o), sedangkan karbon merupakan elektroda yang inert(tidak ikut bereaksi).

Elektrolisis adalah suatu peristiwa penguraian(reaksi kimia)atas larutan elektrolisis akibat dialiri arus listrik searah. Dalam reaksi elektrolisis energy listrik digunakan untuk menghasilkan suatu perubahan kimia yang tidak akan terjadi secara sepontan. Dalam reaksi elektrolisis pada anoda terjadi pada reaksi oksidasi, yakni reaksi pelepasan electron sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi yaitu reaksi penangkapan electron. Dan elektrokimia adalah peristiwa terjadinya reaksi oksidasi. Reduksi dalam bentuk setengah reaksi yang terpisah dalam oksidasi dan reduksi atau bisa disebut juga sebagai gabungan antara dua setengah sel yaitu antara katoda dan anoda. Dalam sel elektrokimia terjadi reaksi redoks sepontan yaitu reaksi yang berlangsung serta merta. Sel elektrokimia mengubah energy dari suatu reaksi redoks spontan menjadi energi listrik berupa aliran electron yang bergeak dari anoda menuju katoda.

            Adapun perbedaan antara elektrokimia dan elektrolisis antara lain sebgai berikut :

   a)      Elektrolisis merupakan proses dimana reaksi redoks tidak berlangsung secara spontan sedangkan elektrokimia merupakan proses dimana reaksi redoks berlangsung secara spontan.

      b)      Adapun pada sel elektrokimia anoda bermuatan (-) dan katodanya bermuatan (+), sedangakan pada sel elektrolisis anoda bermuatan (+) dan katodanya bermuatan (-).

     c)      Dalam reaksi elektrokimia spesi yang bereaksi yaitu kation dan anionnya, sedangkan reaksi elektrolisis dalam larutan elektrolit berlansung lebih kompleks dimanan spesi yang berarti belum tentu kation dan anionnya, tetapi mungkin saja air atau elektrodanya.

Deret Volta atau deret elektrokimia merupakan urutan logam-logam (ditambah hidrogen) berdasarkan kenaikan potensial elektroda standarnya “Li, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Au”. Pada deret volta unsure logam dengan potensial elektroda lebih negative ditempatkan dibagian kiri. Sedangkan unsure dengan potensial elektroda yang lebih positif ditempatkan dibagian kanan. Semakin kekiri kedudukan suatu logam dalam deret tersebut maka :

·      Logam semakin reaktif (semakin muda melepas elektron)

·      Logam merupakan reduktor yang semakin kuat (semakin mudah mengalami oksidasi)

Sebaliknya semakin ke kanan kedudukan suatu logam dalam deret terebut maka :

·      Logam semakin kuran reaktif (semakin sulit melepas elektron)

·      Logam merupaka oksidator yang semakin kuat (semakin mudah mengalami reduksi)

Fungssi penambahan indikato pp pada percobaan yaitu indicator pp sebagai petunjuk atau indicator adanya OH  pada larutan katoda yang berarti bersifat basa.

            Aplikasi elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari adalah sebagai berikut :

        1)      Peruduksi zat

Banyak zat kimia dibuat melali elektrolisis misalnya logam-logam alkali, magnesium, alumunium, florin, natrium hidroksida, natrium hipokloril dan hidrugen peroksida. Klorin dan natrium hidroksida dibuat dari elektrolisis larutan natrium klorida. Proses ini disebut proses klor-alkair dan merupakan proses industry yang sangat penting. Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan NaOH dikatoda dan Cl₂ di anoda :

NaCl èNa⁺ + Cl^-

Katoda : 2 H₂O + 2e è 2OH^- + H₂

Anoda : 2Cl^- è Cl₂ + 2e

2H₂O + 2Cl^- è 2OH^- + H₂ + Cl₂

Reaksi rumus : 2H₂O + 2NaCl è2NaOH + H₂ +Cl₂

        2)      Pemurnian logam

            Contoh terpenting dalam bidang ini adalah pemurniaa tembaga. Untuk membuat kabel listrik diperlukan tembaga murni sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduktivitas tembaga. Akibatnya akan timbul banyak panas dan akan membahayakan penggunaannya.

            Tembaga dimurnikan secara elektrolisis. Tembaga kotor dijadikan anoda, sedangkan katoda digunakan tembaga murni larutan elektrolit yang digunakan adalah CuSO₄. Selama elektrolisis, tembaga dari anoda terus-menerus dlarutkan emudian diendapkan nepada katoda.

          CuSO₄ è Cu²⁺ + SO₄^2-

            Katoda : Cu²⁺ + 2e è Cu

            Anoda : Cu è Cu²⁺ + 2e

            Cu è Cu

       3)      Penyerpyhan

            Penyerpuhan(electroplatiny) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaikin penampian. Pada penyerpuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katoda sedangkan logam penyerpuhan sebagai anoda. Kedua elektroda itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuhan.

            Pada percobaan kali ini factor kesalahan yang terjadi adalah terbalik dalam meletakkan anoda dan katoda pada rangkaian elektrodanya.

BAB 5

PENUTUP

5.1 Kesimpulan

-          pada proses elektrolisis pada larutan CuSO₄ dengan elektroda karbon terjadi reduksi CU2+ menjadi CU, pada katoda dan terjadi oksidasi air pada anoda

-          perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda ialah pada larutan CuSO₄ dengan katoda C dan anoda C, tidak terjadi reaksi apap-apa. Pada anoda dan terdapat warna kekuningan tetapi tidak dominan pada katoda, sedangkan pada larutan KI dengan katoda CU dan anoda C, tidak terdapat gelembung buih dan menghasilkan OH pada katoda dan pada anoda terdapat gelembung buih serta menghasilkan I₂

-          pada peruses elektrolisis, pada larutan KI dengan katoda CU dan anoda C terjadi reduksi air pada katoda dan oksidasi I^- menjadi 21 pada anoda

5.2 Saran

            Sebaiknya selain elektroli, CuSO₄ dan KI dapat diganti juga dengan elektrolit asam kuat seperti HCl, agar pengetahuan praktikan lebih bertambah.

DAFTAR PUSTAKA

Day, R, A, Jr. 1999. Analisis Kimia Kuantitatif. Jakarta: Erlangga

Petrucci H. Ralp. 1999. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Jilid 3. Jakarta: Erlangga

Sastrohamidjojo, H. 2005. Kimia Dasar. Yogyakarta: UGM Press