Laporan Praktikum Kimia Fisika Elektrokimia

LAPORAN PRAKTIKUM KIMIA FISIKA

ELEKTROKIMIA

Oleh : Kelompok III Kelas B

Ahmad Dedi Fadillah

1407120814

Al Swendo Musbar

1407110184

Dewi Sunarti

1407113406

Dita Nurhalimah

1407114634

PROGRAM SARJANA STUDI TEKNIK KIMIA UNIVERSITAS RIAU PEKANBARU 2014

BAB I TEORI 1.1

Tujuan Percobaan 1. Menentukan bilangan Avogadro(N0) secara elektrolisis 2. Menyusun dan mengukur GGL sel elektrokimia 3. Mencoba menguju persamaan Nernst

1.2

Dasar Teori Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi

kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Reaksi kimia dapat menghasilkan energi atau menyerap energi. Pertukaran energi yang terjadi biasanya dalam bentuk panas, tetapi kadang-kadang dengan suatu modifikasi, energi yang dipertukarkan tersebut bisa diubah dalam bentuk energi listrik. Sel elektrokimia adalah alat yang di gunakan untuk melangsungkan perubahan bentuk energi kimia jadi energi listrik. Sel elektrokimia baik yang melepas atau menyerap energi selalu melibatkan perpindahan elektron-elektron dari satu senyawa ke senyawa yang lain dalam suatu reaksi oksidasi reduksi. Oksidasi adalah hilangnya elektron sedangkan reduksi diperolehnya electron. Zat pengoksidasi adalah spesies yang melakukan oksidasi, mengambil elektron dari zat yang teroksidasi. Zat pereduksi adalah spesies yang melakukan reduksi memberikan elektron kepada zat yang tereduksi. Setelah reaksi zat teroksidasi memiliki bilangan oksidasi lebih tinggi sedangkan zat tereduksi memiliki bilangan oksidasi lebih rendah (Atkins,1983). 1.2.1. Prinsip Dasar Elektroplating Elektroplating merupakan teknik pelapisan secara elektrodeposisi, yaitu proses pengendapan pelapis logam secara elektrokimia. Cara pelapisan ini memerlukan arus listrik searah (DC). Bila listrik mengalir antara anoda dan katoda, didalam larutan konduktor/larutan elektrolit, maka akan terjadi reaksi kimia pada permukaan logam tersebut. Pada sistem demikian, bila diberi tegangan atau beda potensial, ion-ion bergerak menuju elektroda. Kation bergerak menuju katoda dan anion menuju anoda. Masing-masing mempunyai laju yang khas (konduktivitas ion spesifik). Konduktivitas total larutan tertentu merupakan

penjumlahan dan konduktivitas ion individu segenap ion yang dikandungnya (Langsa, 2010). 1.2.2. Elektroda Elektroda merupakan kutub atau lempeng pada suatu sel elektrolitik ketika arus listrik memasuki atau meninggalkan sel. Elektroda dimana proses reduksi berlangsung disebut sebagai katoda yang merupakan kutub negatif(penarik elektron), sedangkan elektron dimana proses oksidasi berlandsung disebut anoda yang merupakan kutub positif (pelepas ektron). Anoda biasanya terkorosi dengan melepaskan elektron-elektron dari atomatom logam netral untuk membentuk ion-ion bersangkutan. Berbagai anoda dipergunakan pada elektroplating. Ada anoda inert, ada anoda aktif (terkorosi). Anoda dapat merupakan logam murni, dapat pula sebagai alloy. Katoda biasanya tidak mengalami korosi, walaupun mungkin menderita kerusakan dalam kondisikondisi tertentu. Dalam larutan, ion-ion positif bergerak ke katoda dan ion-ion negatif bergerak ke anoda. Adapun logam yang biasa digunakan sebagai elektroda adalah logam yang tidak larut dalam larutan elektrolit yang digunakan sebagai pelapis(Langsa, 2010). 1.2.3. Jenis Larutan Elektrolit Jenis larutan elektrolit yang dipakai dalam elektroplating ialah elektrolit asam, netral dan basa. Dinamakan larutan elektrolit sebab dapat menghantarkan arus listrik (Arief, 2009). Bak pelapisan pada umunya mengandung :   

Garam yang mengandung ion logam Garam yang berfungsi menambah daya hantar larutan Larutan yang bertindak sebagai buffer untuk menjaga pH larutan yang dikehendaki

“Adition Agent” untuk mempengaruhi jenis larutan yang dihasilkan 1.2.4. Voltase, Tahanan dan Hataran Aliran antara kutub positif dan negatif dari sumber arus lansung dilengkapi dengan suatu alat elektrolit, maka sejumlah arus listrik yang akan lewat sangat bergantung pada dua faktor, yaitu :



Gaya gerak listrik (ggl) atau dinamakan electro motif force (e. m. f. ) atau voltase yang digunakan pada baterai atau sumber arus ion sebagai sumber



arus yang melalui elektrolit. Tahanan listrik dari elektrolit yang berbanding terbalik dengan arus yang lewat. Jika tahanan diperbesar maka kuat arus yang ditimbulkan makin kecil, begitulah sebaliknya. Salah satu faktor yang mempengaruhi Esel adalah konsentrasi. Persamaan

yang menghubungkan konsentrasi dengan Esel dinamakan persamaan Nernst. Bentuk persamaan Nernst untuk reaksi aA + bB  cC + dD, adalah sebagai berikut: c d RT aC . a D Esel=E sel− ln nF aaA . abB ...........................(1.1) 0

F=konstanta Faraday n=jumlah elektron yang dipertukarkan dalam reaksi redoks Untuk perhitungan yang tidak memerlukan ketelitian yang tinggi, aktivitas dapat diganti dengan konsentrasi. Berdasarkan penemuan dari Michael Faraday pada tahun 1883 yang dikenal sebagai hukum Faraday, menetapkan hubungan listik dan kimia dari elektrolit atau reaksi elektrokimia. Kedua hukum tersebut adalah: a.

Berat logam yang diendapkan pada katoda selama elektrolisis adalah sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui larutan.

b.

Untuk sejumlah arus yang lewat selama elektrolisis, berat logam yang diendapkan sebanding dengan berat ekivalennya.

Berdasarkan kedua hukum tersebut diatas diperoleh: w=

Z . I .t 96500

......................................... (1.2)

Dimana, W = Berat endapan (gram) I = Kuat Arus (ampere) t = Waktu pelapisan (detik) A= Berat atom (garam/mol)

Z = Valensi F = Konstanta Faraday (96500 Coloumb) Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96485C(Coulomb),tidak bergantung pada jenis logamnya. Coulomb adalah satuan muatan listrik dan 1C adalah muatan yang dihasilkan bila arus 1A(Ampere) mengalir selama 1 detik.Tetapan fundamental listrik adalah konstanta Faraday, F = 9,65 x 10 4 C, yang didefenisikan sebagai kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang di sebabkan oleh aliran arus listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu (Saito, 2009). Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25o C (298.15 K), pada keaktifan satu untuk semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus nol pada tekanan 1 bar (105 Pa). Untuk reaksi yang melibatkan ion H+, keadaan standar adalah pH = 0 (sekitar konsentrasi asam 1 molar). Dalam kasus elektrode hidrogen digunakan sebagai potensial elektrode standar, gas hidrogen 1 atm (aH 2 = 1) dikontakkan perlahan dengan elektroda platinum-hitam yang dibenamkan dalam larutan asam kuat dengan keaktifan, aH+= 1. Potentialnya diungkapkan sebagai:

..................................... (1.3) dan menurut definisi E0 = 0 dalam keadaan standar. Elektroda hidrogen dalam keadaan standar disebut sebagai elektrode hidrogen standar atau NHE. Walaupun potensial reduksi biasanya diungkapkan dengan rujukan NHE standar, elektrode hidrogen sukar ditangani. Oleh karena itu elektrode kalomel jenuh atau Ag/AgCl digunakan sebagai elektroda rujukan untuk pengukuran elektrokimia

sehari-hari dan potensial percobaan

diukur terhadap

elektroda ini atau dikonversi pada nilai NHE. Bila nilai NHE diset menjadi 0, nilai SCE 0.242 V, dan Ag/AgCl adalah 0.199 V. Reaksi redoks terjadi hanya bila pasangan redoks ada dan reaktannya dapat berupa oksidator atau reduktor bergantung

pasangan

reaksinya.

Kemampuan

relatif

redoksnya dapat diungkapkan secara numerik dengan memberikan potensial reduksi setengah reaksinya,

E0

(Tabel 3.1). Perubahan energi bebas reaksi berhubungan dengan E0,

..................................... (1.4) N

adalah jumlah elektron yang diserahterimakan dan

adalah konstanta Faraday, 96500 C.mol-1.

F

Misalnya, untuk dua reaksi

tidak berlangsung bebas, tetapi bila H+ (aq) dan Zn(s) ada, reaksi

redoks

akan

berlangsung.

Persamaan

yang

menyatakan reaksi yang berlangsung didapat bila reaksi ke2 dikurangi dengan persamaan reaksi pertama

Perubahan energi bebas reaksi redoks keseluruhan adalah selisih perubahan energi masing-masing setengah reaksi.

..................................... (1.5) Karena setengah sel pada dasarnya hanya imajiner dan umumnya digunakan sebagai pasangan, perubahan energi bebas ∆G01 untuk H+ diset 0. Dalam hal ini karena didapat hasil percobaan ∆G0 sebesar -147 kJ, maka ∆G02 bernilai 147 kJ. Potensial E0 yang berkaitan dengan ∆G0 setengah reaksi disebut potensial reduksi standar.

......................................... (1.6) Maka

Potensial

standar

berbagai

setengah

reaksi

ditentukan dengan menggunakan prosedur yang mirip dengan yang disebutkan tadi (Tabel 3.1). E 0 reaksi redoks dapat dihitung dengan mengkombinasikan E0 setengah reaksi ini. Bila E0 reaksi redoks positif, ∆G0 bernilai negatif dan

reaksi

berlangsung

spontan.

Akibatnya

selain

menggunakan perubahan energi bebas potensial reduksi juga dapat digunakan untuk menentukan kespontanan reaksi. Semakin besar potensial reduksi semakin kuat kemampuan

oksidasinya.

Nilai

positif

atau

negatif

berdasarkan nilai potensial reduksi proton adalah 0, dan harus dipahami bahwa nilai positif tidak harus berarti mengoksidasi, dan nilai negatif bukan berarti mereduksi. Deretan yang disusun berdasarkan kekuatan redoks disebut deret elektrokimia (Yelmida. 2011). BAB II METODOLOGI PERCOBAAN

2.1

Alat – alat yang digunakan 1. pH meter atau potensiometer

8. Dua gelas piala 500 ml dan 100 ml

2. Kertas saring

9. Penjepit

2.2

3. Kabel/Penjepit

10. Lembaran seng dan tembaga

4. Ampermeter

11. Termometer

5. Hot Plate

12. Sumber arus DC

6. Labu ukur 100 ml

13. Stop watch

7. Kertas Amplas

14. Pipet ukur 10 ml

Bahan – bahan yang digunakan 1. Kristal NaCl

4. ZnSO4.7H2O

0,01 M

2. Kristal NaOH

5. CuSO4.5H2O

0,01 M

3. Aquadest

6. NH4NO3 atau KNO3

2.3

Prosedur Kerja

A.

Elektrolisis untuk menentukan bilangan avogadro 1. Disiapkan larutan A ( terdiri dari 100 gram NaCl dan 1 gram NaOH dalam satu liter air) 2. Disiapkan dua buah lempeng tembaga yang akan digunakan sebagai elektroda, bersihkan dengan amplas. 3. Setelah elektroda digunakan sebagai anoda, ditimbang elektroda tersebut pada neraca analitik 4. kedua elektroda tembaga dicelupkan ke dalam 80 ml laritan A yang ditempatkan dalam gelas piala, dan disusun rangkaian listrik 5. Panaskan larutan didalam gelas piala sampai suhu mencapai 80oC dan suhu dijaga konstan 6. Aliran listrik dialiri pada larutan A. Catat waktu dengan stopwatch, arus listrik harus dijaga kinstan dengan 1,5 ampere 7. Setelah 10 menit, aliran listrik dimatikan, anoda dibersihkan dengan air kemudian dikeringkan dengan tissu 8. Timbang anoda sekali lagi.

B.

Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst 1. Siapkan potongan lembaran tembaga dan seng. Dibersihkan permukaan logam dengan kertas amplas

2. Siapkan larutan jenuh NH4NO3 atau KNO3 (10 – 20 ml). Sebagai jembatan garam, ambil selembar kertas saring, digulung dan rekatkan dengan menggunakan slotip pada bagian tengahnya untuk mencegah gulungan terbuka 3. Dua delas piala 100 ml disiapkan, lalu satu diisi dengan CuSO4 1,0 M 60 ml dan yang lain dengan ZnSO4 1,0 M. Celupkan elektroda – elektroda logam dan hubungkan dengan kabel 4. Celupkan kertas saring yang telah dibentuk jadi gulungan tadi kedalam larutan jenuh NH4OH3. Hilangkan kelebihan amonium nitrat dengan menggunakan kertas saring lain, kemudian tempatkan sedemikian rupa hingga kedua ujung gulungan tercelup ke dalam larutan yang berada pada kedua gelas piala. 5. Amati nilai GGL dengan menggunakan pH meter yang distel pada posisi mV. Catat polaritas kedua elektroda pada pengukuran tersebut, juga catat suhu larutan. 6. Siapkan larutan CuSO4 0,1 M 100 ml dengan jalan pengenceran larutan CuSO4 1,0 M 7. Ganti larutan CuSO4 1,0 M dengan CuSO4 0,1 M 8. Cuci dan bersihkan kembali dengan kedua elektroda dengan kertas amplas. Ganti jembatan garam dengan yang baru dan kembali ukur dan catat nilai GGL dengan menggunakan Ph meter. 9. Ulangi langkah (7), tetapi menggunakan larutan CuSO4 yang lebih encer. 2.4

Hasil Pengamatan

A.

Elektrolisis untuk menentukan bilangan Avogadro a. b. c. d. e.

B.

Waktu percobaan Berat anoda awal Berat anoda akhir Perubahan berat anoda Aliran listrik

Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst

2+]

2+

([Zn /[Cu ]) 1M/1M 1 M / 0.1 M 1 M / 0.01 M

log ([Zn2+]/ [Cu2+]) 0 1 2

Esel (Volt) 1.029 1.008 0.993

: 600 detik : 2,37 gram : 2,27 gram : 0,10 gram : 1,5 Ampere

1 M / 0.001 M

3

0.987

BAB III HASIL DAN DISKUSI 3.1 Hasil Percobaan 3.1.1. Elektrolisis untuk menentukan bilangan Avogadro Hasil percobaan ini dapat dilihat pada Tabel 3.1 berikut. Tabel 3.1. Hasil pengamatan Waktu Percobaan Berat anoda awal Berat anoda akhir Perubahan berat anoda Perubahan warna larutan Aliran listrik

600 detik 2,37 gram 2,27 gram 0,10 gram Bening-merah bata 1,5 ± 0,05 ampere

3.1.2. Mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst Hasil percobaan ini dapat dilihat pada Tabel 3.2 berikut. Tabel 3.2. E⁰ sel Elektroda pada variasi konsentrasi CuSO4 Larutan pada

Larutan pada

bagian anoda

bagian anoda

Zn/Zn2+ (M) 1,0 1,0 1,0 1,0

Cu/Cu2+ (M) 1,0 0,1 0,01 0,001

E sel (volt) 1,039 1,008 0,993 0,987

3.2 Diskusi Dalam percobaan ini dilakukan proses elektrolisis yang bertujuan untuk menentukan besarnya bilangan Avogadro serta mengukur GGL sel dan menguji persamaan Nernst. Pertama, elektrolisis dilakukan dengan cara yaitu logam Cu yang dijadikan elektroda baik katoda dan anoda yang dicelupkan dalam larutan elektrolit NaCl pada suasana basa (dengan penambahan NaOH sebagai pemberi suasana basa). Pada percobaan elektrolis, larutan terlebih dahulu dipanaskan sehingga suhu mencapai 80 ⁰C. Setelah itu, rangkaian listrik, dimana elektroda terhubung dengan

sumber arus dihidupkan. Proses pemanasan ditujukan agar ketika listrik dialirkan, dapat mempercepat reaksi. Arus dan suhu dijaga konstan, yaitu sebesar 1,5 A dan 80 ⁰C selama 10 menit. Salah satu tembaga digunakan sebagai anoda. Elektrolisis pada anoda merupakan peristiwa oksidasi, dimana electron mengalir dari anoda menuju sumber arus kemudian diteruskan ke katoda. Peristiwa oksidasi yang terjadi pada anoda mengakibatkan massa dari tembaga pada lempengan elektroda tersebut berkurang. Adapun reaksi yang terjadi pada anoda dan katoda adalah sebagai berikut. Anoda: Cu (s)  Cu+ (aq) + eKatoda: Cu+ (aq) + e-  Cu (s) Berdasarkan reaksi diatas oksidasi Cu pada anoda menjadi Cu + selanjutnya membentuk Cu2O (Tembaga (I) Oksida). Terbentuknya Cu2O ini dibuktikan dengan berubahnya warna larutan dari bening menjadi merah bata yang merupakan warna endapan Cu2O. Rumus hokum Faraday yang digunakan dalam perhitungan Avogadro yaitu : W=

Ar . I . t ........................................................ (3.1) Q

Secara empiris, Faraday telah membuktikan hukum-hukum kuantitatif elektrolisis. Hukum Faraday menyatakan bahwa massa produk yang dihasilkan pada elektroda sebanding dengan jumlah listrik yang dipergunakan pada elektrolisis. Jumlah listrik yang dialirkan melalui sel elektrolisis agar dapat mengalirkan 1mol electron dinyatakan sebagai 1 Faraday. Berdasarkan pada teori, bilangan Avogadro 6,023 X 1023 mol -1. Namun, pada hasil perhitungan dari percobaan didapatkan hanya bilangan Avogadro sebesar 5,7186 X 1024 mol -1. Perbedaan yang terjadi dapat disebabkan oleh beberapa hal diantaranya ketidakpastian arus yang mengalir dalam rangkaian apakah konstan 1,5 A atau tidak, dikarenakan keterbatasan alat sumber DC yang digunakan serta kondisiny kurang baik. Selain itu perbedaan bilangan Avogadro yang didapatkan juga disebabkan oleh suhu larutan yang tidak tepat 80 ⁰C, sehingga reaksi yang

harusnya dapat berjalan dengan cepat dan sesuai dengan kondisi percobaan yang dilakukan Faraday tidak terpenuhi. Berikutnya adalah percobaan elektrokimia untuk menentukan nilai GGL sel sekaligus menguji persamaan Nernst. Pada percobaan ini salah satu larutan elektrolit yaitu CuSO4 divariasikan konsentrasinya sebanyak 4 varian dengan 3 kali pengenceran larutan induk 1M menjadi 0,1 M; 0,01 M; 0,001 M. Konsentrasi larutan CuSO4 sengaja divariasikan untuk mengetahui pengaruh konsentrasi Cu terhadap nilai E⁰ sel. Berdasarkan table 3.2 dapat dilihat bahwa nilai E⁰ sel menurun seiring dengan menurunnya konsentrasi CuSO4, yaitu dari 1,039 V untuk 1M hingga 0,987 V pada 0,001 M. Hal ini secara teoritis adalah benar dikarenakan sel konsentrasi (sel yang reaksi totalnya hanya berupa perubahan konsentrasi) reaksi keseluruhannya merupakan perpindahan materi dari konsentrasi tinggi ke konsentrasi yang lebih rendah. Sehingga penurunan konsentrasi CuSO4 mengakibatkan perbedaan potensial sel semakin turun. Disisi lain, larutan elektrolit ZnSO4 dibiarkan dalam konsentrasi tetap yaitu 1 M untuk setiap pengamatan ini. Larutan CuSO4 dan ZnSO4 tersebut dicelupkan logam Cu pada larutan CuSO4 dan logam Zn pada larutan ZnSO4, dimana logamlogam tersebut menjadi elektroda yang dihubung dengan alat petunjuk potensial yaitu multitester. Sedangkan untuk menghubungkan kedua larutan diletakkan jembatan garam yang merupakan kertas saring yang telah direndam pada larutan Kalium Nitrat(KNO3). Ketika rangkaian sudah tersusun, nilai GGL larutan dilihat melalui nilai yang ditunjukkan alat multitester. Pada saat itu, logam Zn akan melepaskan elektron dan membentuk ion Zn+ dan bergabung dengan larutan ZnSO4. Elektron mengalir dari elektroda Zn ke elektroda Cu. Ion Cu2+ dalam larutan CuSO4 menerima elektron dari ion tersebut tereduksi dan membentuk endapan Cu. Aliran elektron ini terjadi karena adanya jembatan garam dan menyebabkan perbedaan potensial antara kedua elektroda. Perbedaan potensial akan mencapai maksimum ketika tidak ada arus yang mengalir. Perbedaan maksimum ini dinamakan GGL sel atau Esel.

Jembatan garam yang digunakan pada percobaan ini selain sebagai penghubung antara kedua larutan, juga sebagai penyetara kation dan anion dalam larutan. Dikarenakan jumlah ion Zn2+ dalam larutan ZnSO4 mengalami kenaikan sedangkan jumlah ion Cu2+ dalam larutan CuSO4 mengalami penurunan, maka banyaknya kation dalam hal ini Zn 2+ dan Cu2+ harus setara dengan anion SO42dengan adanya jembatan garam. Dalam larutan ZnSO4, anion NO3- dari jembatan garam akan masuk sesuai dengan bertambahnya ion Zn. Sedangkan pada larutan CuSO4 yang kekurangan Cu2+ akan terjadi kelebihan SO42-. Maka ion SO42- masuk ke jembatan garam menggantikan NO3- yang masuk ke larutan ZnSO4. Nilai Esel yang dinyatakan persamaan Nernst merupakan fungsi yang bergantung pada factor suhu dan konsentrasi larutan. Oleh karena itu, pada percobaan ini dilakukan pengamatan perubahan Esel terhadap perubahan konsentrasi. Berdasarkan persamaan Nernst, beda potensial yang dihasilkan sel sebanding dengan konsentrasi larutan elektrolit yang mengalami reduksi, oleh karena itu larutan yang divariasikan adalah CuSO4 dimana Cu2+ mengalami reduksi menjadi Cu. Selain dipengaruhi suhu dan konsentrasi, nilai E sel juga dipengaruhi oleh zat pengotor pada elektroda. Sehingga untuk setiap larutan CuSO 4 dengan konsentrasi yang berbeda, maka kertas saringnya harus diganti karena telah bereaksi dengan larutan sebelumnya dan untuk menjaga konsentrasi larutan yang digunakan tidak berubah.

Demikian

pula

dengan

elektrodanya,

harus

diamplas

untuk

menghilangkan endapan atau pengotor yang menempel. Hal tersebut ditujukan untuk memperkecil kesalahan terhadap pembacaan Esel oleh alat.

BAB IV KESIMPULAN DAN SARAN

4.1

Kesimpulan

1. Pada percobaan elektrolisis, elektroda yang berperan sebagai anoda mengalami penurunan massa karena anoda melepaskan elektron. Hal ini dibuktikan dengan berkurangnya berat elektroda sebesar 0,10 gram dari 2,37 gram menjadi 2,27 gram. 2. Dari percobaan yang dilakukan bilangan Avogadro yang didapat adalah 5,7186x1024 3. GGL yang didapat dari hasil praktikum dengan memvariasikan konsentrasi CuSO4.5H2O yang semakin diperkecil adalah 1,029v; 1,008v; 0,993v; 0,987v. Jadi, semakin kecil konsentrasi CuSO4.5H2O maka GGL yang diperoleh semakin kecil, begitu juga sebaliknya 4. Konsentrasi merupakan salah satu faktor yang mempengaruhi nilai Eosel 4.2

Saran

1. Logam yang digunakan pada percobaan elektrolisis dan penentuan GGL sebaiknya dibersihkan secara teliti 2. Pahami dengan benar perhitungan dalam pembuatan larutan 3. Teliti dalam membaca potensiometer dan memasangkan kabel potensiometer dengan lempengannya

DaftarPustaka Atkins, PW. 1983. Kimia Fisika jilid II. Erlangga. Jakarta. Arief, Muhammad. 2009.Elektrolisishttp://k15tiumb.blogspot.com/2009/10/elektr olisis.html.Diakses 27 Maret 2011. Langsa, markus H. 2010. Penuntun praktikum elektrokimia. Jurusan Kimia. Manokwari. Saito, Taro. 2009. Elektrokimia. http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimiaanorganik-universitas/reaksi-anorganik/elektrokimia/. Diakses 22 Maret 2011. Yelmida.

2011.

PenuntunPraktikum

Kimia

LaboratoriumDasarTeknik Kimia Universitas Riau.

Fisika.

Pekanbaru: