“ Pembentukan Gas Hidrogen (H2) Dengan Metode Elektrolisis ”.

Elektrolisis ”.

 

SKRIPSI 

 

 

 

 

 

 

Disusun Oleh : 

Titan Adria Permana  0631010020 

Yance Lucky Otniel Imbiri  0631010065 

 

Jurusan Teknik Kimia

Fakultas Teknologi Industri

Universitas Pembangunan Nasional “Veteran”

Jawa Timur

“PEMBENTUKAN GAS HIDROGEN (H2) DENGAN METODE ELEKTROLISIS”

Disusun oleh :

TITAN ADRIA PERMANA 0631010020

Telah disetujui untuk seminar hasil Pada 22 Februari 20011

Menyetujui Dosen Pembimbing

Ir. Mu’ Tazim Billah,MS NIP. 19600504 198703 1 001

TITAN ADRIA PERMANA

NPM. 0631010020

Telah dipertahankan dihadapan dan diterima oleh dosen penguji Pada tanggal 08 Maret 2011

Tim Penguji : Pembimbing : 1.

Ir. Isni Utami, MT

NIP. 19590710 198703 2 001 2.

Ir. Dwi Hery Astuti, MT NIP. 19590520 198703 2 001

Mengetahui,

Dekan Fakultas Teknologi Industri

Universitas Pembangunan Nasional “Veteran” Jawa Timur Ir. Mu’tasim Billah, MS NIP. 19600504 198703 1 001

Ir. Sutiyono, MT NIP. 19600713 198703 1 001

Dengan mengucapkan puji syukur ke hadirat Tuhan yang Maha Esa, atas berkat dan rahmatnya yang telah diberikan kepada penyusun untuk dapat menyelesaikan penelitian dengan judul “ Pembentukan gas Hidrogen (H2) Dengan Metode Elektrolisis”. Dimana penelitian ini merupakan tugas yang diberikan sebagai salah satu syarat untuk menyelesaikan studi di jurusan teknik kimia.

Dalam menyelesaikan penelitian ini, penyusun banyak menemui berbagai hambatan dan kesulitan sehingga laporan ini jauh dari kesempurnaan , penyusun tidak akan melupakan jasa – jasa baik mereka yang telah memberikan dorongan, petunjuk, saran dan bimbingan yang sangat membantu dalam penyelesaian laporan ini. Pada kesempatan ini , penyusun mengucapkan terima kasih yang sebesar – besarnya kepada :

1. Bapak Ir,Sutiyono, MT selaku Dekan Fakultas Teknologi Industri UPN “Veteran” Jawa Timur

2. Ibu Ir. Retno Dewati, MT selaku Ketua Jurusan Teknik Kimia UPN “Veteran” Jawa Timur.

3. Bapak Ir. Mu’Tazim Billah, MT selaku Dosen Pembimbing yang telah membimbing penyusun sehingga penyusun dapat menyelesaikan penelitian ini.

4. Seluruh civitas akademik jurusan Teknik Kimia, Fakultas Teknologi Industri UPN “Veteran” Jawa Timur

Akhir kata, penyusun mengharapkan semoga laporan penelitian ini dapat bermanfaat bagi semua pihak.

Surabaya, September 2009

Penyusun  

LEMBAR PENGESAHAN

INTISARI ... i

KATA PENGANTAR ... ii

DAFTAR ISI ... iv

DAFTAR TABEL ... vii

DAFTAR GRAFIK ... viii

BAB I PENDAHULUAN I.1 Latar Belakang ... 1

I.2 Tujuan Penelitian ... 2

I.3 Perumusan Masalah ... 2

I.3 Manfaat Penelitian ... 3

BAB II TINJAUAN PUSTAKA II.1 Pengertian Dasar Reaksi Elektrolisis ... 4

II.1.a. Langkah-langkah Reaksi Elektrolisis ... 9

II.2 Perpindahan Massa Sebagai Langkah Penentu Laju ... 11

II.3 Kinetika Reaksi Elektroda ... 14

v 

II.3.1.2 Perilaku Tabel Di  Besar ... 17

II.3.1.4 Tabel Plot ... 19

II.4 Landasan Teori ... 22

II.5 Hipotesis ... 27

BAB III PELAKSANAAN PENELITIAN III.1 Alat-alat Yang Digunakan ... 28

III.2 Bahan-bahan Yang Digunakan ... 28

III.3 Gambar Susunan Alat ... 29

III.4 Prosedur Penelitian ... 30

BAB IV HASIL PENELITIAN DAN PEMBAHASAN IV.1 Tabel Hasil Penelitian ... 31

IV.1 Tabel Beda Potensial ... 34

IV.3 Grafik ... 44

V.1 Kesimpulan ... 46

V.2 Saran ... 46

Tabel 1 Tabel hasil Penelitian ... 31-33 Tabel 2 Tabel Beda Potensial ... 34  

iii 

menentukan kadar gas hidrogen menggunakan proses elektrolisis.Elektrolisis ialah suatu arus listrik dialirkan ke dalam larutan penghantar arus listrik, maka akan terjadi proses peruraian senyawa kimia dari larutan tersebut. Dalam proses elektrolisis berlangsung reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi reduksi terjadi pada katoda, sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada anoda. Metode elektrolisis adalah suatu metode yang akan mengubah listrik menjadi energy kimia. Pada percobaan kali ini, larutan KOH yang diencerkan dengan H2O akan terpisah menjadi dua senyawa, yaitu H2O

dan H2.

Untuk merancang suatu alat hidrogenisator dengan menggunakan proses elektrolisis, peranan mekanisme reaksi sangat penting. Mekanisme reaksi ini dipengaruhi oleh jenis electrode yang digunakan, besarnya potensial listrik yang dibutuhkan serta konstanta laju reaksi dari larutan KOH yang terlarut. Oleh karenanya, penentuan konstanta laju reaksi suatu jenis larutan dengan elektrode tertentu, membantu perencanaan suatu alat hidrogenisator. Dari hasil penelitian pada saat waktu (t) antara 2 – 4 menit yang merupakan hasil terbesar atau optimal laju alir pembentukan gas hidrogen (H2) yaitu pada konsentrasi 0,3 M.

 

 

BAB

 

I

 

PENDAHULUAN

 

I.1. Latar Belakang   

Dalam merancang alat Hidrogenisator, persamaan laju reaksi berguna untuk menentukan kadar gas hidrogen menggunakan proses elektrolisis.Elektrolisis ialah suatu arus listrik dialirkan ke dalam larutan penghantar arus listrik, maka akan terjadi proses peruraian senyawa kimia dari larutan tersebut. Dalam proses elektrolisis berlangsung reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi reduksi terjadi pada katoda, sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada anoda menurut persamaan reaksi :

Pada katoda :

Pada anoda :

Metode elektrolisis adalah suatu metode yang akan mengubah listrik menjadi energy kimia. Pada percobaan kali ini, larutan KOH yang diencerkan dengan H2O akan terpisah

menjadi dua senyawa, yaitu H2O dan H2. Dimana gas H2 tersebut akan ditampung dan

berfungsi sebagai pengabutan dalam pembakaran kendaraan bermotor.

 

electrode yang digunakan, besarnya potensial listrik yang dibutuhkan serta konstanta laju reaksi dari larutan KOH yang terlarut. Oleh karenanya, penentuan konstanta laju reaksi suatu jenis larutan dengan elektrode tertentu, membantu perencanaan suatu alat hidrogenisator.

I.2. Tujuan Penelitian   

Penelitian ini bertujuan untuk menentukan konstanta laju reaksi gas hidrogen (H2).

I.3. Perumusan masalah    

Pada penelitian ini dipilih reaksi penguji untuk pembentukan gas hidrogen (H2) :

Proses elektrolisis dilakukan pada kondisi perpindahan massa yang bertindak sebagai pengendali reaksi keseluruhan. Pada reaksi diatas menunjukkan bahwa KOH yang terlarut oleh H2O akan terpisah melalui proses elektrolisis.

     

I.4. Manfaat Penelitian   

Dari hasil penelitian ini diharapkan dapat memberikan manfaat, yaitu :

1. Membantu dalam merencanakan alat hidrogenisator .

2. Membantu penghematan BBM untuk kendaraan bermotor.

 

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

II.1.  PENGERTIAN DASAR REAKSI ELEKTROLISIS 

 

Bila suatu arus listrik dialirkan ke dalam larutan penghantar arus listrik, maka akan terjadi proses peruraian senyawa kimia dari larutan tersebut. Proses ini disebut elektrolisis,

larutan penghantar arus listrik disebut elektrolit, dan logam (aktif, inert atau semikonduktor) yang menghantarkan arus listrik masuk dan keluar larutan disebut elektroda. Dalam proses elektrolisis berlangsung reaksi reduksi dan oksidasi. Reaksi reduksi terjadi pada katoda, sedangkan reaksi oksidasi terjadi pada anoda menurut persamaan reaksi :

Pada katoda :

Pada anoda :

Reaksi total pada sel elektrolisis :

pada keadaan setimbang, jumlah elektron yang dilepaskan pada reaksi oksidasi sama dengan jumlah elektron yang dikonsumsi untuk reaksi reduksi.

 

Batasan elektrolisis merangkum semua phenomena yang berhubungan dengan dan dihasilkan dari suatu reaksi yang terjadi pada elektroda dan larutan elektrolit. Michael Faraday (1832-1833) yang pertamakali tentang elektrolisis, menyatakan bahwa berat ion yang dideposisi (dibentuk) pada elektroda proporsional dengan muatan listrik yang melewati elektrolit, menurut persamaan :

dengan :

W = berat reaktan (gram)

Wm = berat molekul reaktan

Q = muatan listrik (Cuolumb)

n = jumlah elektron yang dipindahkan tiap mol spesies

F = tetapan Faraday, 96490 C/ekuivalen = (Ne).

 

maka :

dengan :

N = jumlah mol spesies yang dielektrolisis t = waktu (detik)

V = laju reaksi (mol/detik) i = arus listrik (Ampere).

Pada umunya laju reaksi elektroda dinyatakan dalam satuan mol/detik per satuan luas permukaan elektroda (A) maka :

V’ = laju reaksi per satuan luas elektroda, mol/det cm2

Dengan demikiam, untuk berat 1 (satu) mole ion yang terdeposisi pada elektroda dengan arus sebesar satu ampere selama satu detik, dibutuhkan muatan listrik seharga 96490 Coulomb (4,6).

Pada proses elektrolisis terjadi perbedaan potensial antara elektroda dan elektrolit. Hal ini akan mempengaruhi potensial kimia serta perubahan energi bebas dalam sistem tersebut.

 

Energi ini terjadi karena adanya perubahan neraca energi yang berarti pula adanya perubahan komposisi kimia larutan elektrolit (4.6). Secara umum

Reaksi yang terjadi dapt dituliskan sebagai berikut :

dengan :

ΔG = perubahan energi bebas (KJ)

ΔGO = perubahan energi bebas standart (KJ)

R = konstanta gas (J/mol.K)

T = temperatur absolut (K)

C = konsentrasi (mol/l) M

a = aktivitas

 

untuk larutan encer harga γ = 1, sehingga persamaan 2.1.9 menjadi :

Perubahan energi bebas (ΔG), dihasilkan dari perpindahan sejumlah bilangan Avogardo elektron, (Ne = F), akibat beda potensial (E), dinyatakan dengan

persamaan :

Subtitusikan persamaan 2.1.11 ke persamaan 2.1.10 menghasilkan persamaan 2.1.1 :

atau

dengan :

EO = potensial reduksi standart (V)

 

Hubungan antara potensial dengan kosentrasi pada kasetimbangan dapat dituliskan sebagai berikut :

  II.1.a.  LANGKAH – LANGKAH REAKSI ELEKTROLISIS  

 

Dalam reaksi elektroda sederhana pada persamaan 2.1.14, oksidan (O) mengalami peristiwa reduksi membentuk reduktan R. Mekanisme reaksi sederhana secara umum dapat digambarkan sebagai berikut (f) :

 

Gambar 2.1 menunjukan bahwa umumnya reaksi elektroda berlangsung melalui beberapa tahap proses berikut :

1. Perpindahan massa (yaitu, O dari larutan ruah ke permukaan elektroda dan R dari permukaan dari permukaan elektroda ke larutan ruah)

2. Reaksi kimia yang mendahui atau mengikuti perpindahan elektron. Reaksi disebut homogen bila berlangsung pada satu phase, seperti protonasi atau demerisasi dan disebut heterogen bila berlangsung pada phase yang berbeda seperti peruraian katalik pada permukaan elektroda.

3. reaksi permukaan lain, seperti adsorpsi, desorpsi, atau kristalisasi (elektrodeposisi). 4. perpindahan elektron pada permukaan elektroda.

Reaksi yang paling sederhana hanya melibatkan perpinahan massa reaktan ke elektroda, perpindahan elektron heterogen melibatkan spesies tak teradsorpsi, dan perpindahan massa hasil (produk) ke larutan ruah. Reaksi yang lebih kompleks melibatkan rangkaian (berurutan) berpindah elektron dan protonasi, mekanisme cabang, reaksi paralel, atau modifikasi permukaan elektroda. Pada keadaan tunak laju reaksi semua tahap adalah sama dan sama dengan tahap yang paling lambat. Jadi besarnya arus dibatasi oleh laju tahap yang paling lambat yang disebut tahap penentu laju.

 

II.2.  PERPINDAHAN MASSA SEBAGAI LANGKAH PENENTU LAJU 

 

Dalam reaksi elektroda yang hanya melibatkan perpindahan elektron, reaksi kimia dan perpindahan massa, jika perpindahan elektron dan reaksi kimia berlangsung cepat dan perpindahan massanya berlangsung sangat lambat maka dapat dianggap langkah yang mengendali reaksi elektroda adalah perpindahan massa. Dalam hal ini, laju netto reaksi elektroda (v) sama dengan laju perpindahan spesies elektroaktif ke permukaan (vmt) :

Sehingga :

Ada tiga proses perpindahan massa, yaitu :

1. Migarsi : perpindahan partikel bermuatan di bawah pengaruh suatu medan listrik (gradient potensial listrik).

2. Diffusi : perpindahan spesies di bawah pengaruh gradient konsentrasi (gradient potensial kimia).

3. konveksi : perpindahan karna pengadukan atau perpindahan hidrodinamika. Pada umunya aliran fluida karna konveksi paksaaan, dikarakterisasi oleh regin stagnan, aliran laminer

 

Proses perpindahan massa tersebut dituliskan oleh Nersnt-Plank dalam bentuk persamaan satu demensional perpindahan massa sebagai berikut :

dengan :

Ji (x) = fluks spesies i (mol det-1cm-2)

x = jarak dari permukaan

Di = koefisien difusi (cm2)/det

Zi = muatan spesies i

Ci = konsentrasi spesies i

V (x) = kecepatan (cm/sec)

Bila proses migrasi dan konveksi diabaikan, maka laju perpindahan massa pada kondisi tunak proporsional dengan gradient konsentrasi pada permukaan elektroda, diperoleh :

 

dengan :

CO* = konsentrasi O pada larutan ruah

CO ( x = 0 ) = konsentrasi O pada permukaan elektroda.

mO = koefisien perpindahan massa O (cm/det)

subtitusi persamaan 2.2.2 ke 2.2.3 menghasilkan :

Untuk reduktan R, yang dihasilkan pada permukaan CR ( x = 0 ) lebih besar daripada konsentrasi ruah R, CR*, persamaan 2.2.6 dapat dituliskan :

Bila tidak ada R dalam larutan ruah, CR* = 0, misalnya R spesies yang tidak larut, maka :

Harga C0(x=0) dan CR(x=0) merupakan fumgsi potensial electrode E. perpindahan massa 0 terbesar terjadi bila C0(x=0) = 0 atau C0(x=0) jauh lebih kecil dibanding C0*. Nilai arus listrik pada kondisi ini disebut Limiting current, iĮ, sehingga persamaan (2.2.4)

 

menjadi:

Persamaan (2.2.4) dan persamaan (2.2.8) dapat digunakan untuk mendapatkan nilai C0(x=0), yaitu :

atau :

Bila perpindahan electron berlangsung cepat, maka konsentrasi O dan R di permukaan elektroda dapat dianggap pada harga kesetimbangan. Hubungan antara konsentrasi dan potensial dapat dinyatakan dengan persamaan Nerst untuk reaksi setengah sel (2.2.1), yaitu :

II.3.  KINETIKA REAKSI ELEKTRODA 

 

Kinetika reaksi elektroda berhubungan dengan laju reaksi elektrokimia pada antar muka antara konduktor logam suatu larutan. Laju reaksi elektroda sangat bergantung pada potensial listrik dari elektroda. Dengan meninjau aspek – aspek tertentu kinetika homogen, maka dapat

 

di ketahui latar belakang awal kinetika elektrokimia dan dapat digunakan sebagai dasar untuk menyusun teori kinetika elektrokimia secara analogi.

  II.3.1  Kinetika Homogen 

    II.3.1.1.Kesetimbangan Dinamika 

Reaksi molekuler sederhana substansi A menjadi B secara elementer, dapat di tuliskan : kf

A B

kb

Reaksi terjadi pada setiap saat, laju reaksi ke kanan, Vf (mol det-1 cm-2), adalah :

Sedangkan laju reaksi ke kiri :

 

Dengan :

kf = konstanta laju reaksi ke kanan, cm . det-1

kb = konstanta laju reaksi ke kiri, cm . det-1

pada saat kesetimbangan laju konversi netto = 0, laju reaksi ke kiri = laju reaksi ke kanan, maka:

Teori kinetika selanjutnya memprediksikan harga ratio konsentrasi pada kesetimbangan seperti pada Thermodinamika.

II.3.1.2.  Kinetika Elektroda 

 

Pada persamaan reaksi 0 + n e R , reaksi berlangsung

kekanan dengan laju reaksi Vf yang berbanding langsung dengan konsentrasi 0 dipermukaan. Bila konsentrasi jarak x pada saat t dinyatakan sebagai C0 (x ,t) dan konsetrasi permukaan adalah C0 (0,t), maka laju reaksi ke kanan dengan konstanta kecepatan reaksi kf dapat dituliskan :

 

Dengan : iC = arus katodik

Untuk laju reaksi Vb :

Dengan: ia = arus anodik

dan di dapatkan :

II.3.1.3. Perilaku Tabel di η Besar.  

Untuk nilai besar η (baik negatif atau positif), salah satu syarat dalam tanda kurung (2.2.21) menjadi diabaikan. Sebagai contoh, di overpotentials negatif besar, exp (- αnfη)>> exp [(1-α) nfη] dan (2.2.21) menjadi :

 

Dengan demikian, kita menemukan bahwa garis pengobatan kinetik di atas tidak menghasilkan hubungan bentuk Tabel, seperti yang disyaratkan oleh observasi, untuk kondisi yang sesuai. Tabel konstanta empiris (lihat persamaan 3.2.4) didapatkan identifiel dari teori sebagai :

Bentuk Tabel dapat diharapkan untuk menahan setiap kali reaksi Beck (yaitu proses anodik ketika penurunan bersih dianggap, dan sebaliknya) menyumbang kurang dari 1% dari saat ini, atau

Yang berarti pada 25OC bahwa

|η|>0,118/nV

Jika elektroda kinetik cukup lancar, kita akan mendekati perpindahan massa terbatas saat ini dengan dia waktu seperti overpotential axtreme didirikan. hubungan Tabel tidak dapat diamati untuk sistem seperti itu, karena mereka memerlukan adanya efek perpindahan massa pada saat ini. Ketika kinetika elektroda yang lamban dan signifikan overpotentials aktivasi

 

diperlukan, hubungan Tabel yang baik dapat dilihat. Ini poin di bawah skor kenyataan bahwa perilaku Tabel adalah indikator kinetika sepenuhnya ireversibel. Sistem dalam kategori tidak memungkinkan axcept aliran signifikan saat ini di overpotentials tinggi, di mana proses faradaic secara efektif unidirectional dan, oleh karena itu, kimia ireversibel.

II.3.1.4.  Tabel Plot 

Sebuah plot log i vs η, dikenal sebagai plot Tabel yang berguna untuk mengevaluasi parameter kinetik. Secara umum, ada cabang anodik dengan kemiringan (1 - α) nF/2.3RT dan cabang katodik dengan kemiringan - αnF/2.3RT. Seperti menunjukkan pada gambar (2.2) kedua segmen linier meramalkan kemungkinan untuk mencegat log i0. Plot tajam saat ini sebenarnya menyimpang dari perilaku linier sebagai pendekatan η nol, karena reaksi kembali tidak bisa lagi dianggap sebagai diabaikan. koefisien transfer dan tukar saat ini i0 adalah obsviously readly diakses dari presentasi semacam ini, bila dapat diterapkan.

Beberapa plot Tabel nyata diperlihatkan dalam gambar (3.5.5) untuk Mn (IV / Mn (III) sistem dalam asam pekat (32). The deviotions negatif pada overpotensial linieritas bentuk yang sangat besar berasal dari keterbatasan yang ditetapkan oleh perpindahan massa. Wilayah yang sangat overpotensial rendah menunjukkan falloffs tajam karena alasan yang dijelaskan di atas. Pada metode alternatif untuk plotting data i-η, yang memungkinkan penggunaan data yang diperoleh di overpotensial rendah, telah disarankan oleh Allen dan Hickling (33). 3.5.11

 

atau

 

Dimana :

F : konstanta Faraday ( 96485 Coulumb) n : jumlah elektron yang dipertukarkan

 

II.4.  LANDASAN TEORI 

 

Metode yang akan digunakan dalam percobaan ini adalah metode Elektrolisa

terhadap terhadap bulk (ruah). Metode elektrolisa terhadap bulk ini berguana sebagai salah satu cara untuk mengolah adanya aliran gas yang terdapat dalam larutan KOH + H2O.

Dalam metode elektrolisa ini terdapat dua parameter yang dapat dikontrol atau dijadikan sebagai suatu variabel tetap, yaitu :

1. Pengontrolan terhadap potensial atau potensiostatik.

2. Pengontrolan terhadap kuat arus atau intensiostatik.

Dalam percobaan ini yang akan digunakan adalah cara potensiostatik. Pengontrolan

terhadap potensiostatik ini biasa dilakukan dengan metode coulometri. Metode coulumetri

potensiostatik adalah suatu metode pengukuran muatan listrik secara kuantitatif yang diperlukan untuk reaksi elektrolisa dan melibatkan spesies tertentu dalam larutan.

Dalam pengunaan metode coulometri potensiostatik yang harus diperhatikan adalah :

1. Reaksi yang terjadi harus diketahui stokiometrinya.

2. Reaksi yang terjadi merupakan reaksi tunggal dan tidak terjadi reaksi samping.

Pada metode ini kuat arus selama proses elektrolisa selalu diamati, sehingga kuat arus mula – mula dapat ditentukan dan proses terjadinya elektrolisa dapat diteliti. Persamaan – persamaan yang dipakai :

 

Dengan : m0 = koerfisien perpindahan massa

C0* = konsentrasi reaktan pada larutan bulk

C0(X=0) = konsentrasi reaktan pada permukaan eletroda

Sehingga: 

Karena C0(x=0) <<< C0* , maka :

 

dengan iĮ = limiting current

dengan : N0 = jumlah mol dari reaktan pada sistem.

Persamaan (2.4.6) terjadi bila larutan dianggap homogen, dimana sejumlah volume yang sangat kecil pada lapisan difusi dipermukaan elektroda diabaikan. Karena :

Maka persamaan (2.4.6) dan (2.4.7) akan diperoleh :

dan

 

 

Dari persamaan (2.4.5) yang kita tahu bahwa perubahan i_Į (t) berbanding lurus dengan perubahan Co* (t), maka (t) dapat dinyatakan sebagai :

sehingga jumlah muatan listrik pada t adalah :

Persamaan (2.4.12) kita substitusikan ke persamaan (2.4.13) akan diperoleh :

bila :

maka :

 

 

II.5 Hipotesis

Dengan memperhatikan uraian dan persamaan – persamaan diatas, maka reaksi eletrodik pembentukan gas H2 dapat dilaksanakan.

 

BAB III

PELAKSANAAN PENELITIAN

Penelitian uji metode koulometri potensiostatik ini mengarahkan besarnya energi bebas, ∆G yang dihasilkan dari perpindahan sejumlah bilangan avogadro electron (Ne = F), akibat dari adanya perbedaan Potensial, E.

III.1 Alat – alat yang digunakan

Dalam percobaan ini diperlukan beberapa alat untuk mendukung ketelitian dalam percobaan, antara lain :

a. Sel elektrolisis (tabung steinless) b. Potensiostat

c. Selang

Alat – alat tersebut nantinya disesuaikan sehingga membentuk suatu rangkaian yang akan diperlihatkan pada gambar sub bab III.3.

III.2 Bahan – bahan yang digunakan

 

b. Aquadest

III.3 Gambar susunan alat

 

III.4 Prosedur

Dalam penelitian ini dipelajari reaksi elektrolisis larutan KOH dengan elektroda (stainless steel) kation-anion yang digunakan sebagai proses reaksi pemebentukan gas H2, dengan reaksi :

Sel elektrolisis terbuat dari bahan logam stainless steel dialiri arus listrik yang dihubungkan dengan potensiostat, dengan peubah 3 - 4 volt yang berfungsi sebagai sumber tegangan listrik bermuatan negatif dan positif, dalam percobaan ini digunakan bermacam – macam peubah konsentrasi larutan KOH dengan konsentrasi 0.2M, 0.25M dan 0.3M.

Kemudian pengamatan dilakuakan laju reaksi gas hidrogen yang terbentuk selama 10 menit dilakukan dengan mencatat setiap rentang waktu arus listrik mulai dari 3 - 4 volt untuk setiap perhitungan konsentrsi larutan beserta laju reaksi tekanan gas H2 yang dihasilkan.

 

BAB

 

IV

 

HASIL

 

PENELITIAN

 

DAN

 

PEMBAHASAN

 

 

IV.I.  Tabel Hasil Penelitian   

 

Pengamatan pada konsentrasi 0,2 M

Voltase (V) volt

Arus (ic)

ampere 

Waktu (t) menit

V1 = 3 ic1 = 85 2

V2 = 4 ic2 = 80 4

V3 = 4 ic3 = 77 6

V4 = 4 ic4 = 75 8

V5 = 4 ic5 = 70 10

Perhitungan konsentrasi pada 0,2 M :

KOH = 0,2

BM KOH = 46 mol

KOH = 0,2/46 gr/lt

= 0,0043478 gr

 

Pengamatan pada konsentrasi 0,25 M

Voltase (V) volt

Arus (ic)

ampere

Waktu (t) Menit

V1 = 3 ic = 70 2

V2 = 4 ic = 67 4

V3 = 4 ic = 65 6

V4 = 4 ic = 62 8

V5 = 4 ic = 60 10

Perhitungan konsentrasi pada 0,25 M :

KOH = 0,25 M

BM KOH = 46

KOH = 0,25/46 gr/lt

= 0,0054347 gr

 

Pengamatan pada konsentrasi 0,3 M

Voltase (V) volt

Arus (ic)

ampere

Waktu (t) Menit

V1 = 3 ic1 = 60 2

V2 = 4 ic2 = 57 4

V3 = 4 ic3 = 55 6

V4 = 4 ic4 = 52 8

V5 = 4 ic5 = 50 10

Perhitungan konsentrasi pada 3 M :

KOH = 3 M

BM KOH = 46

KOH = 0,2/46 gr/lt

= 0,0043478 gr

 

IV.2. Tabel Beda potensial (η = E ­ Eq) 

Pada konsentrasi 0,2 M ,

E Eq  (volt)  ic (ampere)  η = E ­ Eq 

       

       

       

       

       

 

Dari grafik dibawah ini , dapat di ketahui slope dan intersepnya : #) Slope dapat di hitung dengan persamaan :

Δί0 = Δη

= Δy/Δx = 5 / 8,5 = 0,588

#) Intersepnya dapat di lihat langsung pada grafik.

 

   

Pada Konsentrasi 0,25 M

E Eq  (volt)  ic (ampere)  η = E ­ Eq 

       

       

       

       

       

Dari grafik dibawah ini , dapat di ketahui slope dan intersepnya : #) Slope dapat di hitung dengan persamaan :

Δί0 = Δη

= Δy/Δx = 5,5 / 9 = 0,611

#) Intersepnya dapat di lihat langsung pada grafik.

 

 

Pada Konsentrasi 0,3 M

E Eq  (volt)  ic (ampere)  η = E ­ Eq 

  ,     ,  

  ,     ,  

  ,     ,  

  ,     ,  

  ,     ,  

 

Dari grafik dibawah ini , dapat di ketahui slope dan intersepnya : #) Slope dapat di hitung dengan persamaan :

Δί0 = Δη

= Δy/Δx = 5 / 8 = 0,625

#) Intersepnya dapat di lihat langsung pada grafik.

 

 

Dengan menggunakan persamaan :

Ct = C(0) . e-p . t

berbanding lurus dengan

it = i(0) . e-p . t Menghitung Nilai Ct pada konsentrasi 0,2 M #) Ct = C(0) . e-p . t

Ct = 0,2 . e (-0,625x2) Ct = 57 x 10-3 #) Ct = 0,2 . e (-0,625x4)

Ct = 16 x 10-3 #) Ct = 0,2 . e (-0,625x6)

Ct = 5 x 10-3

#) Ct = 0,2 . e (-0,625x8) Ct = 1,5 x 10-3 #) Ct = 0,2 . e (-0,625x10)

 

t (menit) C0  (M)  P (slope)  Ct 

  ,   ,    x  ‐  

  ,   ,    x  ‐  

  ,   ,    x  ‐  

  ,   ,   ,  x  ‐  

  ,   ,   ,  x  ‐  

  Menghitung Nilai Ct pada konsentrasi 0,25 M #) Ct = C(0) . e-p . t

Ct = 0,25 . e (-0,611x2) Ct = 74 x 10-3

#) Ct = 0,25 . e (-0,611x4) Ct = 22 x 10-3

#) Ct = 0,25 . e (-0,611x6)

Ct = 7 x 10-3

#) Ct = 0,25 . e (-0,611x8) Ct = 2 x 10-3

#) Ct = 0,25 . e (-0,611x10) Ct = 0,6 x 10-3

 

t (menit) C0 (M) P (slope) Ct

2 0,25 0,611 74 x 10-3

4 0,25 0,611 22 x 10-3

6 0,25 0,611 7 x 10-3

8 0,25 0,611 2 x 10-3

10 0,25 0,611 0,6 x 10-3

 

Menghitung Nilai Ct pada konsentrasi 0,3 M #) Ct = C(0) . e-p . t

Ct = 0,3 . e (-0,588x2) Ct = 92 x 10-3 #) Ct = 0,3 . e (-0,588x4)

Ct = 29 x 10-3 #) Ct = 0,3 . e (-0,588x6)

Ct = 9 x 10-3

#) Ct = 0,3 . e (-0,588x8)

Ct = 3 x 10-3

#) Ct = 0,3 . e (-0,588x8) Ct = 0,8 x 10-3

 

t (menit) C0 (M) P (slope) Ct

2 0,3 0,588 92 x 10-3

4 0,3 0,588 29 x 10-3

6 0,3 0,588 9 x 10-3

8 0,3 0,588 3 x 10-3

10 0,3 0,588 0,8 x 10-3

 

 

 

Grafik IV.1 Hubungan antara waktu dan konsentrasi terhadap laju alir

pembentukan gas H

2

 

IV.3  Hasil Pembahasan : 

Melihat grafik 0,2M ; 0,25M ; 0,3M tersebut diatas, dapat dikatakann bahwa ketiga konsentrasi memiliki kecenderungan yang hampir sama dan bersifat asyntotis pada waktu (t) : 10 menit. Namun dari grafik diatas dapat dilihat laju alir pembentukan gas hidrogen (H2) yang optimal pada 0,2 M ; 0,25 M dan 0,3 M ialah pada waktu (t) 4 – 6 menit. Karena pada data dari tabel serta grafik juga menunjukkan pada saat waktu (t) antara 2 – 4 menit yang merupakan hasil terbesar atau optimal laju alir pembentukan gas hidrogen (H2) yaitu pada konsentrasi 0,3 M.

 

 

 

BAB

 

V

 

Kesimpulan

 

Dan

 

Saran

 

V.I.Kesimpulan 

Konsentrasi 0,2 M

Pada konsentrasi 0,2 M dengan menggunakan tolak ukur pada grafik dan perhitungan tabel maka, didapatkan hidrogen (H2) yang belum maksimal atau bisa dikatakan belum mencapai tittik standar seperti yang kami harapkan dikarenakan konsentrasi tersebut masih belum

mendekati titik gas hidrogen (H2) yang dibutuhkan.

Konsentrasi 0,25 M

Pada konsentrasi 0,25 M masih menghasilkan hasil gas hidrogen (H2) yang relatif, juga,akan tetepi hasil telah mencapai  

V.II. Saran 

 

Bagi peneliti yang ingin mencoba menggembangkan penelitian ini diharapkan dapat menggunakan konsentrasi 0.4M, 0.5M , 0.6M dan seterusnya, serta waktu yang lebih lama demi memperoleh hasil yang lebih maksimal.

 

Daftar

 

pustaka

 

1. ALLEN J. BARD, Department of Chemistry University of Texas

2. LARRY R. FAULKNER, Department of Chemistry University of Illinois

3. JOHN O’M BOCKRIS, Professor of Electrcochemistry University of Pennsylvania. Philadelphia.pennsylvania

4. AMULYA K.N. REDDY, Professor of Electrochemistry Indian Institute of Science. Bangalore. India

       

 

Penelitian 

Pembentukan Gas Hidrogen  H dengan Metode Elektrolisis   

 

t (menit) C0 (M) P (slope) Ct

2 0,25 0,611 74 x 10-3

4 0,25 0,611 22 x 10-3

6 0,25 0,611 7 x 10-3

8 0,25 0,611 2 x 10-3

10 0,25 0,611 0,6 x 10-3

 

Menghitung Nilai Ct pada konsentrasi 0,3 M

#) Ct = C(0) . e-p . t

Ct = 0,3 . e (-0,588x2)

Ct = 92 x 10-3

#) Ct = 0,3 . e (-0,588x4)

Ct = 29 x 10-3

#) Ct = 0,3 . e (-0,588x6)

Ct = 9 x 10-3

#) Ct = 0,3 . e (-0,588x8)

Ct = 3 x 10-3

#) Ct = 0,3 . e (-0,588x8)

Ct = 0,8 x 10-3

Hak Cipta © milik UPN "Veteran" Jatim :

2 0,3 0,588 92 x 10-3

4 0,3 0,588 29 x 10-3

6 0,3 0,588 9 x 10-3

8 0,3 0,588 3 x 10-3

10 0,3 0,588 0,8 x 10-3

 

Penelitian 

Pembentukan Gas Hidrogen  H dengan Metode Elektrolisis   

 

 

 

Grafik IV.1 Hubungan antara waktu dan konsentrasi terhadap laju alir

pembentukan gas H

2

 

Hak Cipta © milik UPN "Veteran" Jatim :

Melihat grafik 0,2M ; 0,25M ; 0,3M tersebut diatas, dapat dikatakann bahwa ketiga konsentrasi memiliki kecenderungan yang hampir sama dan bersifat asyntotis pada waktu (t) : 10 menit. Namun dari grafik diatas dapat dilihat laju alir pembentukan gas hidrogen (H2) yang

optimal pada 0,2 M ; 0,25 M dan 0,3 M ialah pada waktu (t) 4 – 6 menit. Karena pada data dari tabel serta grafik juga menunjukkan pada saat waktu (t) antara 2 – 4 menit yang merupakan hasil terbesar atau optimal laju alir pembentukan gas hidrogen (H2) yaitu pada konsentrasi 0,3 M.

 

 

Penelitian 

Pembentukan Gas Hidrogen  H dengan Metode Elektrolisis   

 

 

BAB

 

V

 

Kesimpulan

 

Dan

 

Saran

 

V.I.Kesimpulan 

Konsentrasi 0,2 M

Pada konsentrasi 0,2 M dengan menggunakan tolak ukur pada grafik dan perhitungan

tabel maka, didapatkan hidrogen (H2) yang belum maksimal atau bisa dikatakan belum mencapai

tittik standar seperti yang kami harapkan dikarenakan konsentrasi tersebut masih belum mendekati titik gas hidrogen (H2) yang dibutuhkan.

Konsentrasi 0,25 M

Pada konsentrasi 0,25 M masih menghasilkan hasil gas hidrogen (H2) yang relatif,

juga,akan tetepi hasil telah mencapai  

V.II. Saran 

 

Bagi peneliti yang ingin mencoba menggembangkan penelitian ini diharapkan dapat menggunakan konsentrasi 0.4M, 0.5M , 0.6M dan seterusnya, serta waktu yang lebih lama demi memperoleh hasil yang lebih maksimal.

Hak Cipta © milik UPN "Veteran" Jatim :

Daftar

 

pustaka

 

1. ALLEN J. BARD, Department of Chemistry University of Texas

2. LARRY R. FAULKNER, Department of Chemistry University of Illinois

3. JOHN O’M BOCKRIS, Professor of Electrcochemistry University of Pennsylvania.

Philadelphia.pennsylvania

4. AMULYA K.N. REDDY, Professor of Electrochemistry Indian Institute of Science.

Bangalore. India