ELEKTROGRAVIMETRI

ELEKTROGRAVIMETRI 

1.       Pengertian Elektrogravimetri

Metode analisis yang didasarkan pada pengendapan zat dengan menggunakan listrik.

2.       Beberapa hukum yang mendasari analisis sistem elektrogravimetri

a.       H. Faraday :  bahwa banyaknya zat yang diendapkan pada elektroda selama elektrolisis berlangsung sebanding dengan jumlah arus listrik yang mengalir melalui larutan tersebut.

w=e.i.t/F

w=Ar/n X e.i.t/F

w   =  massa zat yang diendapkan

e     =  massa ekivalen

i     =  arus (amper)

t     =  waktu (detik)

F    =  tetapan Faraday 96487 Coulomb

a.       Hukum Ohm

Kuat arus yang mengalir melalui suatu penghantar berbanding terbalik dengan tahanan dan berbanding lurus dengan tegangan

I=E/R

I     = arus (Amper)

E    = tegangan (Volt)

R    = tahanan (Ohm)

Kesimpulan :

1.      Elektrolisis tergantung pada i (arus)

2.      Elektrolisis tergantung pada E (potensial)

Pada umumnya terdapat tiga macam kondisi yang dapat diterapkan pada sel elektrolisis, yaitu :

1.      Elektrolisis dilakukan pada suatu harga potensial sel luar yang digunakan (E_app) pada harga yang tetap.

1.      Elektrolisis dilakukan pada suatu harga arus yang tetap

2.      Elektrolisis dilakukan pada harga potensial katoda (E_K) yang tetap

Berbagai pengertian tegangan (potensial) yang terkait dengan elektrolisis

1.      Tegangan (potensial) peruraian : tegangan luar minimum yang harus diberikan untuk terjadinya elektrolisis secara kontinyu.

E_d = E_katoda – E_anoda

2.      Potensial Ohmik : yaitu jumlah potensial yang dibutuhkan untuk mengalahkan tahanan yang dialami oleh ion-ion yang bergerak menuju anoda atau katoda (Besarnya) = IR.

Sehingga potensial sel :

E_sel = E_katoda – E_anoda – IR 

1.      Tegangan (potensial) polarisasi

Adalah tegangan yang terjadi sesudah elektrolisis dihentikan.

Tegangan polarisasi ada dua jenis yaitu tegangan polarisasi konsentrasi dan polarisasi kinetik.

Tegangan polarisasi yang terjadi akibat perbedaan konsentrasi ion yang ditentukan pada elektroda.

Tegangan polarisasi kinetik terjadi bila laju reaksi elektrokimia pada salah satu atau kedua elektroda berlangsung lambat. Maka diperlukan potensial tambahan (overpotensial) untuk mengatasi energi penghalang bagi reaksi setengah selnya.

E_d = (E_katoda – E_{over voltage katoda}) – (E_anoda – E_{over voltage katoda})

Sehingga    E_sel = (E_katoda – E_{over voltage katoda}) – (E_anoda– E_{over voltage anoda}) – IR 

I.    Elektrolisis pada potensial terpasang (E_app) tetap

Potensial terendah yang harus diberikan agar terjadi elektrolisis dikenal sebagai potensial peruraian (E_d). Agar elektrolisis berjalan secara kontinyu dan terus menerus (karena i makin kecil), maka diperlukan potensial luar terpasang (E_app) yang besarnya lebih besar dari E_d. Besarnya E_app adalah

E_app = (E_katoda – E_{over voltage katoda}) – (E_anoda– E_{over voltage anoda}) – IR

II.  Elektrolisis pada arus tetap

Sesuai hubungan I = E/R, maka untuk menjaga agar jumlah arus selalu tercukupi (besarnya i dijaga agar tidak turun), maka potensial luar harus selalu ditambah.

III. Elektrolisis pada potensial katoda yang tetap

Sebagaimana Rumusan Nerns

E_katoda = E°_katoda – Rt/nf.log [x]

Sebagai contoh untuk elektrolisis larutan Cu²⁺ 10^-2 M

E_k   = 0,34 Volt –0,059/2 log (10^-2)

      = 0,281 Volt

Apabila kemudian konsentrasi Cu²⁺ dalam larutan tinggal 10^-6 M maka besarnya potensial katoda menjadi

E_k   = 0,34 –0,059/2 log 10^-6

      = 0,163 Volt

Keadaan ini yang menjadi dasar bagaimana kita dapat memisahkan beberapa ion logam yang mempunyai nilai potensial katoda (potensial redaksi) yang berbeda. Dari contoh di atas, antara rentang potensial 0,281 s/d 0,163 Volt yang terendapkan adalah ion Cu²⁺, ion-ion lain yang mempunyai potensial lebih besar dari 0,281 telah diendapkan lebih dahulu. Sedangkan ion-ion yang mempunyai potensial kurang dari 0,163 Volt akan belum terendapkan.

Metode Elektrogravimetri

Metode ini digunakan untuk analisis kuantitatif. Komponen yang dianalisis diendapkan pada suatu elektroda yang telah diketahui beratnya dan kemudian setelah pengendapkan sempurna kembali dilakukan penimbangan elektroda beserta endapannya.

Untuk tujuan ini maka endapan harus kuat menempel padat dan halus, sehigga bila dilakukan pencucian, pengeringan serta penimbangan tidak mengalami kehilangan berat. Selain itu sistem ini harus menggunakan elektroda yang Inert. Umumnya dipakai elektroda plantine.

Alat yang umum digunakan pada metode ini biasanya mempunyai skema sebagai berikut :

Sebagai contoh adalah pada elektrolisis larutan tembaga dengan konsentrasi sekitar 10^-2m yang mengandung asam sulfat 0,05 m (konsentrasi H+ = 0,1 m)

Katoda    : Cu²⁺ + 2e - Cu  E° = 0,337 V

Anoda     : H⁺ + e - ½ H E° = 0 V

                  H₂O - ½ O₂ + 2H⁺ + 2e E = 1,23 Volt

E Cu²⁺/Cu = 0,337 – 0,059/2 log 1/10^-2= 0,278 Volt

E O₂/H₂O = 1,23 – 0,059/2 log1/10^-1 = 1,17 Volt

E_sel = E_katoda-E_anoda = 0,278-1,17 = 1,148 Volt

Maka agar terjadi reaksi elektrolisis maka E_app harus lebih besar dari 1,148 Volt.

Untuk menganalisis ion-ion Cu²⁺ dalam larutan tersebut dapat dengan 2 cara

1.      Cara lambat tanpa pengadukan

Analisis dilakukan selama 1 malam dengan tegangan 2, -2,5 Volt dan arus  0,3 A

2.      Cara cepat dengan pengadukan

Elektrolisis dilakukan dalam waktu 15-20 menit dengan tegangan 3-4 Volt dan arus 0,4- 2 A.

Untuk mengetahui sudah habis atau belum jumlah Cu²⁺ dalam larutan dilakukan dengan mengetes larutan dengan larutan K₄[Fe{CN}₆]. Jika larutan masih coklat warnanya berarti masih ada Cu²⁺.

Contoh Soal

1.       Tembaga (Cu) dengan konsentrasi 0,01 M dianalisis secara elektrogravimetri. Berapa harga potensial yang diperlukan jika diharapkan 99,99% Cu dapat diendapkan di katoda. (Anggap tidak ada tegangan yang lain dalam sistem) dan E° Cu²⁺/Cu = 0,337 V

Jawab : E_app   = E° Cu²⁺/Cu – 0,059/2 log  1/Cu²⁺

                      = 0,337 – 0,0590,059/2 log 1/(0,01).0,9999

                      = 0,2778999 Volt

1.       Dalam larutan sampel mengandung ion Cu²⁺ dan Ni²⁺ yang sama besarnya yaitu 10^-3 M. Bila potensial reduksi standar Cu²⁺/Cu = 0,337 V dan Ni²⁺/Ni = 0,23 Volt Pada saat sistem elektrolisis mengendapkan Cu di katoda apa yang terjadi dengan ion Ni²⁺.

Jawab :

*    Pada saat mengendapkan Cu²⁺, besarnya potensial minimum yang dibutuhkan adalah :

                     E_app   = E° Cu²⁺/Cu – 0,059/2 log  1/Cu²⁺

                                          = 0,337-0,059/2 log  1/(0,001)

                                          = 0,337-0,0885

                                          = 0,2485 Volt

*     Untuk mengendapkan Ni²⁺, dikatoda diperlukan potensial:

                      E_app  = E° Ni²⁺/Ni –0,059/2 log  1/Ni²⁺

                              = -0,230 - 0,059/2 log  1/(0,001)

                              = - 0,3185 volt

Karena untuk mengendapkan Ni²⁺ hanya diperlukan E = -0,3185 Volt. Apabila pada saat mengendapkan Cu²⁺ yang E = 0,2485 Volt, maka semua Ni²⁺ dipastikan sudah mengendap

1.       Suatu larutan sampel sebanyak 100 ml mengandung ion Cu²⁺. Apabila larutan tersebut dielektrolisis dengan E : 3 Volt selama 1 jam ternyata didapatkan logam tembaga sebanyak 300 mg dengan kemurnian 98%. Berapa konsentrasi tembaga dalam sampel Ar . Cu  63,55

Jumlah Cu yang diendapkan = 0,98 x 0,3 gram = 0,294 gr

Jumlah Cu²⁺ dalam larutan:

Jumlah mol Cu²⁺ = 0,294/63,55 =4,63.10^-3 mol

Karena volume larutan sampel 100 ml, maka konsentrasi Cu²⁺

=(4,63.10^-3 m X 1000ml)/10ml

= 46310^-2 M