Soal Jawab Potensiometri

Oleh Apriyanto Syawal

13 tayangan
Bagikan artikel

Transkrip Soal Jawab Potensiometri

Scanned by TapScanner

Scanned by TapScanner

Scanned by TapScanner

Scanned by TapScanner

Scanned by TapScanner

Scanned by TapScanner

Scanned by TapScanner

Scanned by TapScanner

Scanned by TapScanner

DAFTAR PUSTAKA
1. Day,Jr. Underwood,A,l. Analisis Kimia Kuantitatif. Jakarta:Erlangga. 1988. Hal :
247-261
2. Suyanta. Potensiometri. Yogyakarta:UNY Press. 2013. Hal : 16,23,28 dan 73 Diakses
pada

Jumat,

17

april

2010,

Pukul

13.00

WITA.

(https://www.google.com/url?sa=t&source=web&rct=j&url=http://staff.uny.ac.id/site
s/default/files/penelitian/suyanta-msi-dr/buku-potensiometri.pdf&ved=2ahUKEwj62-cl_oAhWCbisKHTLABvUQFjAAegQIBBAC&usg=AOvVaw3QI2FqsOS9Q32HXcI7
8oIa&cshid=1587117270858)
3. ATIKAH. Metode Potensiometri. LAB. Kimia Analitik Jurusan Kimia FMIPA-UB.
Hal : 5, 15, dan 27. Diakses pada Jumat, 17 April 2020 Pukul 13.00 WITA.
(https://id.scribd.com/doc/49929672/2-POTENSIOMETRI)
4. Iyabu, Hendri. Bahan Ajar Potensiometri. Gorontalo:Universitas Negeri Gorontalo.

2020.

Diakses

pada

Jumat,

17

April

2020,

Pukul

10.00

(http://siat.ung.ac.id/files/materi/DAJ61763-B-0009018002-Session32208200417071925.docx)

WITA.

2.1 Potensiometri
Potensiometri merupakan metode kimia elektroanalitik yang didasarkan
pada pengukuran beda potensial sel elektrokimia tanpa adanya arus (i  0).
Persamaan sel dapat ditulis sebagai persamaan 2.1 (Harvey, 2000).
Esel = Ekatoda – Eanoda

(2.1)

Pada potensiometri katoda berfungsi sebagai elektroda indikator (Eind),
sedangkan anoda berfungsi sebagai elektroda pembanding (Eref). Adanya
perbedaan konsentrasi dan mobilitas ion-ion dalam larutan sel elektrokimia
menimbulkan adanya potensial liquid junction (Elj) pada batas antamuka larutan,
sehingga persamaan potensial sel menjadi persamaan 2.2 (Harvey,2000).
Esel = Eind - Eref + Elj

(2.2)

Perangkat yang digunakan pada pengukuran potensiometri secara
langsung antara lain elektroda selektif ion (ESI), elektroda pembanding, dan alat
pengukur potensial berupa sebuah pH / milivolt meter yang dapat mendeteksi 0,2
mV atau lebih (Wang, 2006).

2.2 Elektroda Pembanding
Elektroda pembanding merupakan suatu elektroda yang mempunyai nilai
potensial yang diketahui secara pasti, tetap dan tidak dipengaruhi oleh komposisi
larutan analit. Terdapat beberapa jenis elektroda pembanding, antara lain
elektroda hidrogen, elektroda kalomel jenuh dan elektroda Ag/AgCl. Elektroda
hidrogen merupakan elektroda pembanding yang utama. Harga potensial dari
elektroda ini dianggap nol pada tekanan 1 atm, suhu 25 oC dan konsentrasi 1M.
Elektroda kalomel jenuh merupakan elektroda pembanding yang sering
digunakan dalam potensiometri. Elektroda kalomel jenuh (saturated calomel
electrode, SCE) biasanya banyak digunakan oleh para peneliti karena banyak
tersedia di pasaran. Harga potensial SCE adalah 0,244 V pada 25
6

o

C

7

dibandingkan terhadap elektroda hidrogen standar. Elektroda kalomel terbuat dari
tabung gelas atau plastik, pasta Hg/HgCI terdapat di dalam tabung yang lebih
dalam, dihubungkan dengan larutan KCI jenuh melalui lubang kecil. Kontak
elektroda ini dengan larutan dari setengah sel lainnya melalui penyekat yang
terbuat dari porselen atau asbes berpori. Menurut Harvey (2000) reaksi yang
terjadi pada elektroda kalomel dapat dituliskan melalui persamaan 2.3.

Hg2Cl2 (s) + 2e-

E 0 Hg2Cl2 /Hg = +0,268 V

2Hg (l) + 2Cl- (aq)

(2.3)

Mengacu reaksi pada persamaan 2.3, notasi skematis setengah sel dari
elektroda kalomel dapat ditulis sebagaimana persamaan 2.4.

Hg(l) | Hg2Cl2 (jenuh), KCl (jenuh) ||

(2.4)

Berdasarkan persamaan 2.3, maka persamaan Nernst untuk elektroda kalomel
dapat dinyatakan dengan persamaan 2.5 - 2.7, dimana 0,05916 adalah harga
Nernst (2,303 x

RT
nF

) dan 2 merupakan koefisien valensi ion.

E = E 0 Hg2Cl2 /Hg 

RT

E = E 0 Hg2Cl2 /Hg 

E =  0,2682 

nF

 

log Cl

0,05916
2

0,05916
2

2

(2.5)

 

log Cl

 

log Cl

2

2

(2.6)

(2.7)

Elektroda Ag/AgCl merupakan elektroda yang digunakan secara luas.
Elektroda ini terdiri dari kawat perak (Ag) yang dilapisi AgCl yang melekat
anodisasi logam Ag dalam larutan KCl yang jenuh dengan AgCl, Reaksi yang
terjadi dapat ditulis sebagai persamaan (2.8) (Harvey, 2000).

8

AgCl + e-

Ag + Cl-

E0Ag/AgCl = 0,222V

(2.8)

Biasanya elektroda ini terbuat dari suatu larutan jenuh atau 3,5 M KCI yang harga
potensialnya dalah 0,199 V (jenuh) pada 25 0C. Kelebihan elektroda ini dapat
digunakan pada suhu yang lebih tinggi sedangkan elektroda kalomel tidak.
Berdasarkan reaksi pada persamaan 2.8, notasi skematis setengah sel dari
elektroda Ag/AgCl dapat dinyatakan sebagai persamaan 2.9.
Ag(s) | AgCl(jenuh), KCl (jenuh) ||

(2.9)

Berdasarkan persamaan 2.8, maka persamaan Nernst untuk elektroda Ag/AgCl
dapat dinyatakan dengan persamaan 2.10 - 2.12.
E = E 0 AgCl/Ag 

E = E 0 AgCl/Ag 

RT
nF

 

log Cl 

0,05916
1

(2.10)

 

log Cl

(2.11)

 

(2.12)

E = 0,222  0,05916 log Cl

2.3 Elektroda Indikator
2.3.1

Elektroda logam
Elektroda logam terdiri atas elektroda jenis pertama dan elektroda jenis

kedua. Elektroda jenis pertama merupakan elektroda logam murni yang terlibat
langsung dalam kesetimbangan dengan kationnya dalam analit salah satu
contohnya adalah elektroda tembaga dengan persamaan reaksi sebagaimana
pada persamaan 2.13 (Harvey, 2000).

Cu2+ (aq) + 2e-

Cu(s)

(2.13)

Sehingga potensial elektroda dapat dinyatakan dengan persamaan 2.14 dan
2.15.

9

E = E 0 Cu /Cu 

0,05916

E = +0,3419 

0,05916

2

2

log

log

1

(2.14)

[Cu2 ]
1

(2.15)

[Cu2 ]

Potensial elektroda untuk logam jenis pertama, secara umum dapat kita
lihat pada persamaan 2.16 dan 2.17.

Esel  E 0 

0,05912

Esel  E 0 

0,05912

n

n

log

1
[Mn ]

log[M n ]

(2.16)

(2.17)

Elektroda jenis kedua merupakan elektroda yang merespon aktivitas anion
yang terdapat dalam larutan maupun kompleks stabil dengan kationnya.
Elektroda ini selain dapat digunakan untuk mengukur larutan logam, dapat juga
digunakan untuk mengukur anion yang membentuk garam yang sukar larut
dengan logam tersebut. Salah satu contoh elektoda jenis kedua adalah elektroda
Ag/AgI. Persamaan reaksinya dapat ditulis sebagai persamaan 2.18 (Harvey,
2000).
Ag+(aq) + I-(aq)

AgI(s)

(2.18)

Potensial elektrodanya dapat ditentukan dengan persamaan 2.19 dan 2.20
(Skoog,1980).

E = E 0 Ag /Ag 

0,05916
n

log

E =  0,7996  0,05916 log

1
[Ag  ]
1

[Ag  ]

(2.19)

(2.20)

10

Jika kita ingin menentukan konsentrasi [Ag+] pada persamaan 2.18, kita dapat
menghitungan dengan persamaan 2.21 (Harvey, 2000).

[Ag  ] 

K sp,AgX
[X  ]

(2.21)

Dimana Ksp adalah hasil kali kelarutan dari AgX, substitusi persamaan 2.21 ke
dalam, persamaan 2.20, maka potensial elektroda yang dihasilkan dapat
dinyatakan dengan persamaan 2.22.
E =  0,7996  0,05916 log

2.3.2

[X  ]
[K sp,AgX ]

(2.22)

Elektroda Membran
Terdapat beberapa jenis elektroda membran, antara lain elektroda kaca,

elektroda membran cair, elektroda membran padat (Wang, 2006). Elektroda
membran dikembangkan untuk mendeteksi ion-ion tertentu dalam analit secara
lebih selektif sehingga sering disebut Elektroda Selektif Ion (ESI). Elektroda
selektif ion (ESI) adalah suatu alat ukur yang digunakan untuk analisis kuantitatif
ion tertentu dengan menggunakan sensor elektrokimia dimana potensial akan
berubah secara reversibel terhadap keaktifan dari ion yang ditentukan. ESI dapat
pula dikatakan sebagai sel paro elektrokimia yang menggunakan membran selektif
ion sebagai sensor (Wroblewski, 2005).
Potensial yang melewati membran kaca terdiri dari potensial batas (Eb)
dan potensial difusi. Potensial batas untuk membran elektroda kaca merupakan
potensial yang timbul pada dua permukaan membran, potensial pertama timbul
pada antarmuka membran dengan analit (E1), sedangkan potensial kedua timbul
pada membran bagian dalam dengan larutan yang terisi elektroda membran (E2).
Perbedaan potensial tersebut dapat dihubungkan dengan konsentrasi ion-ion di
dalam dan di luar larutan melalui persamaan 2.23 (Skoog,1980).
Eb = E1 – E2

(2.23)

11

Jika larutan dan elektroda pembanding yang sama di tempatkan pada kedua sisi
membran, pengurangan antara E1 dan E2 adalah nol, akan tetapi pada
kenyataannya tidak demikian karena dalam penelitian sering ditemukan potensial
kecil, yang disebut potensial asimetri (Easy).
Pada elektroda membran zat padat, membran gelas digantikan dengan
suatu senyawa ionik. Penggunaan material ini memungkinkan kita untuk
mengkonstruksi suatu elektroda yang mempunyai respon terhadap sejumlah
anion dan kation. Hal yang penting dalam pembuatan elektroda zat padat adalah
dengan membuat suatu membran homogen yang terdiri dari sebuah kristal
tunggal yang ditepelkan pada dasar elektroda. Sedangkan perbedaan untuk
membran cair dengan elektroda gelas hanya dalam hal bahwa larutan
mempunyai aktivitas tertentu dipisahkan dari analit oleh suatu lapisan tipis dari
cairan organik yang tidak dapat bercampur, sebagai pengganti dari membran
gelas yang tipis (Panggabean, 2001).
Berdasarkan sifat elektrokimia, membran ESI dibedakan atas (1) membran
berpori, membran memisahkan dua larutan elektrolit sehingga memungkinkan
terjadinya difusi ion-ion berdasarkan ukuran pori membran. Ion yang ukurannya
sama atau lebih kecil dari pori-pori membran akan melewati membra, sebaliknya
ion yang ukurannya lebih besar akan tertahan. Terjadinya difusi dapat diamati
dengan timbulnya potensial pada lapisan membran, (2) membran permselektif,
ion-ion yang berlawanan dengan muatan membran akan dipertukarkan sesuai
dengan jumlah ion tetap membran. Timbulnya potensial disebabkan oleh
berlangsungnya pertukaran ion tersebut, (3) membran spesifik ion, membran
yang

dipertukarkan

adalah

ion

tertentu

dan

semipermeabel.
2.4 Komponen Penyusun ESI Tipe Kawat Terlapis

membrannya

bersifat

12

ESI kawat terlapis merupakan sebuah tipe elektroda selektif ion dengan
menggabungkan elektroaktif khusus dalam polimer tipis secara langsung pada
konduktor logam. ESI tipe kawat terlapis mengganti sistem pembanding dalam
dengan menggunakan konduktor logam yang bersifat inert. ESI tipe kawat
terlapis terdiri dari beberapa komponen, antara lain: badan elektroda, kabel
koaksial, konduktor logam platina, membran cair dan bahan pendukung polimer.
Badan elektroda ESI yang biasa digunakan adalah plastik polietilen.
Plastik polietilen bersifat inert dan isolator yang baik sehingga tidak terjadi kontak
langsung dengan larutan analit yang dapat menimbulkan kesalahan pembacaan
potensial (Lakshminarayanaiah, 1976). Pada umumnya, konduktor logam yang
digunakan dalam ESI kawat terlapis adalah kawat platina, tetapi perak, tembaga
dan grafit juga dapat digunakan. ESI kawat terlapis dibuat dengan mencelupkan
sebuah kawat logam dalam membran dengan komposisi tertentu (Wygladacs,
2005). Konstruksi ESI tipe kawat terlapis secara sederhana ditunjukkan oleh
Gambar 2.1 (Wygladacs, 2005).
Kelebihan ESI tipe kawat terlapis antara lain: karateristik sama dan
kadang-kadang lebih baik jika dibandingkan dengan ESI tipe tabung,
konstruksinya sederhana, mudah dibuat, dan harga relatif lebih murah
(Wygladacs, 2005). Namun ESI ini juga memiliki kelemahan secara teoritis yaitu
sistem redoks yang terjadi pada antarmuka konduktor membran belum diketahui
dan harganya tidak menentu sehingga selama pengukuran potensiometri
menunjukkan harga Eo tidak tetap (Bailey, 1976). Membran yang melapisi kawat
platina pada ESI tipe kawat terlapis terdiri dari ionofor, bahan polimer pendukung
(PVC), dan pemlastis DOP.
Kabel

Kawat Pt
Membran

13

Gambar 2.1 Konstruksi ESI Tipe Kawat Terlapis

2.4.1 Ionofor
Ionofor atau ”pembawa ion” adalah komponen paling penting dari
pengindera membran polimer karena ionofor dapat menangkap dan mentransport

ion. Dalam hal selektivitas dan kepekaan ESI, fenomena pada tingkat molekular
yang dideteksi dengan elektroda selektif ion adalah pengikatan antara ionofor dan
ion sasaran. Selektivitas yang dihasilkan dari suatu elektroda selektif ion terhadap
ion-ion lainnya berbeda-beda, hal ini mungkin disebabkan perbedaan kekuatan
pengikatan antara ionofor yang dipilih pada pengindera dengan ion-ion yang
beragam (Faridbod et al, 2008). Ionofor yang biasa digunakan antara lain crown
eter dan amonium kuartener misalnya Aliquot-336 (metil trioktilamonium).
Sedangkan dalam penelitian ini akan digunakan kitosan sebagai ionofor karena
kitosan memiliki gugus aktif yang dapat membentuk kompleks yang tidak larut
dalam air dengan polielektrolit anion yang dapat digunakan untuk pembuatan
butiran, gel, kapsul, dan membran.
Jin (2002), menyatakan bahwa gugus -NH2 pada kitosan dapat dirubah
menjadi -NH3+ dengan penambahan asam, sebagaimana persamaan reaksi 2.24,
hal ini menyebabkan kitosan bersifat kationik:
a. Jumlah muatan positif tinggi: satu muatan per unit gugus glukosamin, jika
banyak material bermuatan negatif (seperti protein) maka muatan positif
kitosan berinteraksi kuat dengan permukaan negatif.
b. Flokulan yang baik: gugus -NH3+ berinteraksi dengan muatan negatif dari
koloid

14

c. Mengikat ion-ion logam (Fe, Cu, Cd, Hg, Pb, Cr, Ni, Pu dan U)

R - NH2 + H+

R-N+H3

(2.24)

Atas dasar sifat tersebut, maka kitosan dapat dijadikan sebagai membran.
Berdasarkan muatannya membran dapat dibedakan menjadi dua yaitu
membran tidak bermuatan yang sering disebut membran netral dan membran
bermuatan yang disebut juga polielektrolit. Adanya gugus terikat bermuatan
menyebabkan interaksi yang kuat di dalam polimer antara ion berlawan (counter
ion) dengan gugus tetap bermuatan. Dalam air atau pelarut polar lainnya dapat
menyebabkan polielektrolit terionisasi. Berdasarkan jenis muatan gugus
terikatnya, polielektrolit ini dapat dibedakan menjdai dua yaitu polielektrolit
penukar anion dan kation. Polielektrolit penukar anion mempunyai gugus terikat
dengan muatan positif sedangkan polielektrolit penukar kation mempunyai gugus
tetap bermuatan negatif (Ledyastuti, 2007). Contoh struktur kedua jenis dapat
dilihat pada Gambar 2.2.

CH2

CH
R-K+

CH2

CH
R-K+

Polielektrolit penukar kation

CH2

CH
R+A-

CH2

CH
R+A-

Polielektrolit penukar kation

Gambar 2.2 Polielektrolit Penukar Kation dan Anion

Pada saat pengukuran, sisi-sisi luar membran bersentuhan langsung
dengan larutan analit, sehingga bahan aktif membran akan mengalami disosiasi
menjadi ion-ion bebas pada antarmuka membran larutan, reaksi pertukaran ion
terjadi ketika gugus aktif dalam membran (RN+H3X-) mula-mula terdisosiasi
menjadi kation RN+H3 dan anion X- pada antar muka membran larutan sampel,
diikuti dengan reaksi pertukaran ion antara ion X- dalam membran dengan X-

15

dalam larutan membentuk asosiasi garam RN+H3X-, garam asosiasi yang
terbentuk akan terekstraksi ke dalam membran. Hal ini berlangsung terusmenerus hingga tercapai kesetimbangan sampai terbentuknya potensial
(Bailey,1976). Skema sel ESI tipe kawat terlapis ditunjukkan pada Gambar 2.3,
sedangkan Reaksi pertukaran ion yang mekanismenya dapat dinyatakan pada
Gambar 2.4.

elektroda pembanding jembatan garam larutan analit elektroda indikator
Gambar 2.3 Skema sel ESI tipe kawat terlapis

membran

antarmuka

larutan analit

RN+H3X-

RN+H3 + X-

RN+H3X--*

RN+H3X-*

X-*

Gambar 2.4 Mekanisme Pertukaran Ion pada Membran

Potensial sel yang terukur pada ESI tipe kawat terlapis yang ditunjukkan
Gambar 2.3 dapat ditulis sebagai suatu persamaan seperti pada persamaan 2.2.
Potensial elektroda dapat dihasilkan karena adanya perbedaan konsentrasi analit
pada sisi membran internal dan sisi membran eksternal. Pada saat ESI
dimasukan ke dalam larutan analit, maka akan terbentuk kesetimbangan yang
baru pada sisi membran eksternal sebagai akibat perubahan konsentrasi analit.
Potensial batas (Eb) yang dihasilkan dapat mewakili potensial yang dihasilkan
oleh elektroda indikator (Eind), dapat dinyatakan dengan persamaan 2.25.

16

Eind = Eb +Easy

(2.25)

Jika persamaan 2.22 kita substitusi ke dalam persamaan 2.23, maka
persamaannya berubah menjadi persamaan 2.26 – 2.28.
Eb = ( K  0,05916 log[X  ] )1 – ( K  0,05916 log[X  ] )2

(2.26)

Eb =  0,05916 log[X  ] (1) + 0,05916 log[X  ] (2)

(2.27)

Eb = 0,0592 log

[X  ](2)

(2.28)

[X  ](1)

Jika persamaan 2.28 disubstitusi ke dalam persamaan 2.25, maka akan didapat
persamaan 2.29 dan 2.30, dimana Eind adalah potensial elektroda indikator, Easy
merupakan potensial asimetri dan

[X-](1) merupakan konsentrasi ion sisi

membran bagian luar serta [X-](2) adalah konsentrasi ion sisi membran bagian
dalam.
Eind = 0,0592 log

[X  ](2)
[X  ](1)

+Easy

Eind = 0,0592 log [X-](2) - 0,0592 log [X-](1) + Easy

(2.29)

(2.30)

Maka nilai Esel:
Esel = Eind - Eref + Elj
ESel = (0,0592 log [X-](2)- 0,0592 log [X-](1)+Easy) – Eref + Elj

(2.31)

Jika [X-](2), Eref , Easy dan Elj bernilai konstan, maka nilai K = 0,0592 log [X-](2) – Eref
+ Elj + Easy sehingga persamaan 2.30 berubah menjadi persamaan 2.32 dan
2.33.
Esel = K - 0,0592 log [X-](1)

(2.32)

Esel = K + 0,0592 p[X](1)

(2.33)

17

2.4.2 PVC (Polyvinyil Clhoride)
Bahan pendukung yang paling banyak digunakan pada membran adalah
PVC, yang berfungsi sebagai matriks polimer (Faridbod et al, 2008). Matriks PVC
digunakan karena dapat memberikan kekuatan mekanik dan dapat memfasilitasi
proses difusi ion analit ke bagian sisi aktif membran (Wang, 2006). Polyvinyil
Clhoride (PVC) mempunyai sifat antara lain: tembus pandang, ada juga yang
keruh, permeabilitas terhadap uap air dan gas rendah, tahan minyak, alkohol dan
pelarut petrolium, kekuatan tarik tinggi dan tidak mudah sobek, densitas 1.35 -1.4
g/cm3. PVC merupakan suatu bahan polimer yg bersifat termoplastik, artinya jika
diberi beban, dia akan berubah bentuk dan jika bebannya dilepaskan maka dia
tidak akan kembali ke bentuk semula. PVC dibuat dari reaksi polimerisasi suspensi
atau emulsi monomer vinyil clhoride pada suhu 20oC dan 50oC. setiap PVC
mengandung kira-kira 100 ataupun 150 monomer berulang vinyil clhoride. Berikut
ini adalah tahap-tahap polimerisasi PVC:
a. Inisiasi: Radikal bebas menyerang monomer membentuk monomer radikal

b. Propagasi: Tahap perpanjangan rantai monomer radikal

c. Terminasi: Tahap penghentian

18

Penambahan PVC sebagai bahan pendukung dan DOP sebagai pemlastis
bertujuan untuk meningkatkan kekuatan dan fleksibilitas membran. PVC paling
banyak digunakan selain karena kesederhanaan dalam persiapan matriks
membran, PVC juga bersifat kaku, kuat, inert, tahan terhadap pelarut, berpori-pori
kecil (mikroporous) dan mampu bercampur dengan bahan elektroaktif maupun
pelarut.
PVC merupakan senyawa polar karena memiliki gugus dipol C-Cl yang
dapat berinteraksi dengan banyak senyawa polimer polar lainnya (Kim dalam
Marhamah, 2008). PVC mempunyai temperatur transisi gelas (Tg) relatif tinggi
yaitu 81°C sehingga diperlukan pemlastis untuk menurunkan Tg dan menghasilkan
membran yang lentur. Polimer PVC, poli (asam metakrilat) atau poli(vinil benzil
klorida) dengan atau tanpa pemlastis digunakan sebagai pendukung membran.
Akan tetapi kekakuan dari polimer rantai (tanpa pemlastis) akan menghalangi
difusi ion dan gas dalam matriks polimer (Wygladacs, 2005 ; Wroblewski, 2005).

2.4.3 DOP (Dioctyl Phtalate)
Bahan tambahan lain yang digunakan pada membran adalah pemlastis.
Pemlastis berfungsi untuk meningkatkan plastisitas atau fluiditas membran.
Terdapat berbagai macam plasticzer antara lain DBP (Dibutyl phthalate), NPOE
(2-Nitrophenyl octyl ether), DOP (Dioctyl phthalate). DOP (dioctyl phtalate) adalah

19

cairan jernih dan bagian terbesar berupa senyawa diester dari asam ftalat
dengan rantai 2 – etil heksanol. Karena DOP memiliki 2 cabang ester (diester)
maka DOP memiliki viskositas tinggi dan densitas 0,983 g/cm 3, sehingga
mempunyai volatilitas rendah (SNI,1987 dalam Sitohang). Pemilihan pemlastis
harus disesuaikan dengan kepolaran polimer, karena penambahan pemlastis
terhadap polimer akan menurunkan temperatur transisi gelas, sehingga polimer
menjadi lentur. Sifat lentur ini diperlukan oleh membran ESI agar ion-ion dari
gugus aktif membran dapat mengalami pertukaran ion dengan ion dari larutan
analit.
Bila pemlastis mempunyai gaya interaksi ke dalam fase polimer, proses
dispersi akan berlangsung dalam skala molekul dan terbentuk larutan polimerpemlastis sehingga keadaan ini disebut kompatibel. Interaksi antarapolimerpemlastis ini sangat dipengaruhi oleh afiitas kedua komponen. Kalau afinitas
polimer-pemlastis kecil, akan terjadi plastisasi antara struktur, artinya molekul
pemlastis hanya terdistribusi diantara struktur molekul. Sedangkan kalau afinitas
polimer-pemlastis tinggi maka molekul pemlastis akan berada diantara rantai
polimer

dan

mempengaruhi

mobilitas

rantai

(Wirjosentono

dalam

Marhamah,2008).
Efisiensi pemlastis juga ditentukan oleh kadar pemlastis yang harus
ditambahkan ke dalam resin polimer. Sebagai contoh PVC memiliki kekuatan
tarik 5000-9000 psi dan perpanjangan hanya 2-40% namun bila ditambahkan 50100 bagian berat pemlastis ester phthalat akan mengubah pemllastis menjadi
polimer terplastis yang memiliki kekutan tarik 1500-3500 psi dan perpanjangan
200-450% (Bilmeyer, Rudin dalam Marhamah, 2008).
Untuk pelarut campuran membran digunakan THF dengan perbandingan
1:3 (b/v). Tetrahidrofuran, atau dikenal sebagai THF, adalah senyawa organik
heterosiklik dengan rumus kimia (CH2)4O), berupa cairan berviskositas rendah dan

20

memiliki aroma seperti dietil eter. THF termasuk dalam molekul eter yang paling
polar. THF memiliki tetapan dielektrik 7,6. Ia memiliki kepolaran yang sedang dan
melarutkan berbagai macam senyawa nonpolar maupun polar. THF sering
digunakan dalam ilmu polimer. Ia dapat digunakan untuk melarutkan karet
sebelum dilakukan penentuan massa molekul menggunakan kromatografi
permeasi gel, selain itu THF juga melarutkan PVC.

2.5 Elektroda Selektif Ion Fosfat
Liu (1996) melaporkan bahwa sangat sulit untuk membuat membran
elektroda polimer dengan respon selektif potensiometri terhadap anion pada akhir
deret hofmeister. Usaha untuk membentuk elektroda selektif anion baru yang antiHofmeister sudah menjadi ketertarikan besar dalam beberapa tahun ini.
Penggunaan senyawa logam dua inti terlihat lebih disukai untuk mendapatkan
interaksi ion-ionofor yang lebih tinggi, membuat senyawa ini mungkin digunakan
untuk menyiapkan elektroda dengan karakteristik respon yang lebih tinggi
terhadap anion pada akhir deret Hofmeister. Berdasarkan ide ini, Liu berusaha
membuat elektroda selektif ion fosfat menggunakan senyawa bis(tribenzyltin)
oxide, hasil penelitian menunjukkan bahwa penggunaan bis(tribenzyltin) oxide,
PVC, NPOE dengan perbandingan 2 : 33 : 65, memberikan hasil optimum pada
pH 7,20 + 0,02 dengan bilangan Nernst 30,1 mV/dekade, limit detksi 5 x 10-5 –
10-1.
Edioloegito (2005) telah membuat ESI fosfat menggunakan Aliquat-336Cl
(CH3N[(CH2)7CH3]Cl), DOP, PVC dengan perbandingan komposisi membran 1 :
8 : 12 memberikan bilangan Nernst 42 mV/dekade dan ESI memberikan hasil
optimum pada pH 3, sementara Fuadi (2007) berusaha membuat ESI fosfat
dengan menggunakan komposisi membran Aliquat-336, (DOP, PVC (1 : 3 : 6),

21

diperoleh bilangan Nernst 43,52 mV/dekade, waktu respon ESI 10 – 11 detik,
memberikan hasil optimum pada pH 4.
ESI fosfat yang dibuat dengan tipe EKT (Elektroda kawat terlapis)
bermembran Aliquat-336 H2PO4 merupakan suatu inovasi dalam bidang sensor
elektrokimia

potensiometrik,

dibuat

dengan

mengganti

sistem

elektroda

pembanding dalam oleh suatu konduktor elektronik berupa kawat platina yang
dilapisi oleh membran. Kekurangan dari penelitian Fuadi dan Edioloegito adalah
masih rendahnya bilangan Nernst yang dihasilkan.

2.6 Karakteristik Sifat Dasar ESI
Pada umumnya kualitas kinerja ESI ditentukan oleh beberapa faktor,
antara lain: bilangan Nernts dan trayek pengukuran, limit deteksi, waktu respon,
usia pemakaian (life time), pengaruh pH dan pengaruh ion asing (selektivitas)
(Monk, 2001).
Sensitivitas Nernstian respon ESI ditimbulkan oleh sifat fisikokimia dan
kesetimbangan serta kelenturan membran, waktu respon ESI yang lama
disebabkan oleh difusi melalui lapisan pada permukaan membran yang lambat
atau kinetika antarmuka yang lambat. Sedangkan limit deteksi ESI ditentukan oleh
konsentrasi bahan aktif, ion asing dan partisi komponen membran ke larutan luar.
Selektivitas ESI dipengaruhi oleh derajat disosiasi, rasio entalpi hidrasi ion-ion
yang berbeda ukuran, kinetika antarmuka yang lambat serta pemilihan struktur
geometris bahan aktif membran yang tidak terhalangi. Usia pemakaian ESI
ditentukan oleh lipofilisitas bahan aktif dan pemlastis yang digunakan. Bilangan
Nernst sangat menentukan kepekaan suatu elektroda dan dapat dinyatakan
dengan persamaan 2.32. Sedangkan untuk ESI fosfat, maka [x1] dapat diganti

22

dengan log a f osf at sebagaimana persamaan 2.34, karena dalam ESI, yang diukur
dalam larutan adalah aktivitas ion, bukan kosentrasi ion [x-].
Esel = K – 0,0592 log a f osf at
Aktivitas suatu ion ai

(2.34)

berhubugan dengan konsentrasi ion tersebut (Ci)

dan dipengaruhi oleh total kekuatan ion dalam larutan (γi ) yang dapat dinyatakan
dengan persamaan 2.35.

ai = γi .Ci

(2.35)

Pada larutan encer yang memiliki konsentrasi kurang dari 10-4 M (Bailey,
1976), aktivitas ion biasanya sebanding dengan konsentrasi ion karena total
kekuatan ion dalam larutan medekati satu sehingga persamaan 2.34 dapat dirubah
menjadi persamaan 2.36, dan kita akan mendapatkan persaman Nernst untuk ESI
fosfat adalah.
Esel = K – 0,0592 log [H2PO4-]

(2.36)

Limit deteksi yang menunjukkan batas konsentrasi terendah yang dapat
direspon oleh elektroda (Bailey, 1976). Sesuai dengan rekomendasi IUPAC secara
kuantitatif berkisar 10-1 – 10-6 M. Limit deteksi merupakan batas terendah dari
respon Nernstian yang ditunjukkan oleh perpotongan dari 2 garis lurus dengan
garis lengkung yang diekstrapolasikan pada absis (sumbu X) dari kurva E (mV)
terhadap –log [X-], perpotongan kedua garis singgung tersebut diekstrapolasikan
pada sumbu x sehingga diperoleh konsentrasi dari batas deteksi ESI (Faridbod et
al, 2008), Gambar 2.5.

23

Gambar 2.5 Grafik Penentuan Batas Deteksi
IUPAC merumuskan waktu respon elektroda adalah waktu yang diperlukan
elektroda untuk merespon suatu ion mulai dari awal dicelupkan dalam larutan
hingga diperoleh potensial tetap mencapi 90% dari nilai akhir perubahan dari
konsentrai rendah ke konsentrasi tinggi. Perubahan dari konsentrasi rendah ke
tinggi, prakondisi awal dalam larutan ion yang disensornya serta pengadukan akan
mempercepat waktu respon.
Usia pemakaian suatu ESI menunjukkan berapa lama elektroda tersebut
masih dapat digunakan. Artinya kemiringan karakteristik ESI masih mempunyai
karakteristik hampir sama dengan kemiringan karakteristik awal yang ditandai
dengan rentang bilangan Nernst 59,2 mV/dekade. Jika bilangan Nernst
menyimpang jauh dari karakteristik ESI awal, maka ESI tidak layak digunakan.
Selektifitas ion merupakan kemampuan ESI membedakan ion-ion yang
berbeda dalam suatu larutan. Pada konsentrasi ion pengganggu yang tinggi,
elektroda memberikan respon ke ion utama dan ion pengganggu. Derajat
selektifitas dari ion utama ”i”, terhadap ion pengganggu ”j”, disebut dengan
koefisien selektifitas (Kij). Semakin tinggi Kij maka semakin tinggi ion pengganggu
(Umezawa, 2000) .
Jika Kij< 1, berarti elektrode selektif terhadap ion utama dari pada ion
penggangu. Tetapi bila Kij > 1 berarti elektrode lebih selektif terhadap ion
pengganggu dari pada ion utama. Ada dua metode yang dapat digunakan untuk

24

menentukan koefisien selektifias, yaitu metode larutan terpisah dan metode
larutan tercampur.
Pada metode larutan terpisah potensial elektoda diukur dalam larutan
yang hanya mengandung ion utama tanpa ada ion pengganggu dan kemudian
diukur larutan yang hanya mengandung ion pengganggu tanpa ada ion utama.
Metode ini sederhana tetapi kurang baik karena tidak memberikan Gambaran
sesuai dengan kondisi yang sebenarnya. Harga koefisien selektifitas yang
diproleh bergantung pada car penentuannya (Umezawa, 2000). Sedangkan pada
metode larutan tercampur, potensial elektroda diukur dalam larutan yang
mengandung aktivitas ion pengganggu ( a j ) dan aktivitas ion utama (ai )
(bervariasi atau sebaliknya.
Metode larutan tercampur merupakan metode yang direkomendasikan
oleh IUPAC, karena menggambarkan kondisi pengukuran larutan sampel yang
sebenarnya. Dalam penelitian ini akan digunakan metode larutan tercampur
dengan mengukur potensial elektroda larutan yang mengandung ion utama
(yang terukur E1) kemudian mengukur ion potensial elektoda yang mengandung
aktivitas ion utama (ai ) dan aktivitas ion pengganggu ( a j ) (yang terukur sebagai
E2). Pada masing-masing pengukuran diperoleh persamaan 2.37 dan 2.38
(Umezawa, 2000).
E1 = E0 - 2,303

E2 = E0 - 2,303

RT
nF
RT
nF

log ai

log( ai  K i, j a j

Dengan mengurangkan persamaan
persamaan 2.39.

(2.37)

n/z

)

(2.38)

2.37 ke persamaan 2.38 akan diperoleh

25

E2 – E1 = E - 2,303
0

RT
nF

log(

ai  K i, j a j
ai

n/z

(2.39)

)

Keterangan :
E

= beda potensial sel

E0

= potensial elektroda standar

ai , a j = aktivitas ion utama dan ion pengganggu
n, z

= muatan ion utama dan ion pengganggu

i

= ion utama fosfat (H2PO4-)

j

= ion pengganggu

Apabila persamaan 2.39 kita masukan nilai tetapan gas ideal (8,314 JK-1 mol-1), T
adalah temperatur ruang (25oC atau 298oK), F adalah tetapan Faraday (96.485
Cmol-1), maka diperoleh haga Kij sebagaimana persamaan 2.40 – 2.42.
E2 – E1 = -0,0592 log( ai  K i, j
(

K i, j 

10

E2 -E1
)
0,0592

aj

2

4

)

(2.40)

ai  ai

(2.41)

n/z

(

K H PO  , Cl 

n/z

(10

E2 -E1
)
B. Nernst





). ( a H2PO 4 )  ( a H2PO 4 )
n

( aX  ) z

(2.42)

Perbedaan konsentrasi, ukuran, energi bebas serta entalpi hidrasi yang
dimiliki ion utama maupun ion pengganggu akan mempengaruhi aktivitas ion di
dalam larutan dan proses transport ion menuju membran (Trompette, 2009).

26

2.7 Spektrofotometri
Spektrofotometri serapan merupakan pengukuran interaksi antara radiasi
elektromagnetik dan molekul atau atom dari suatu zat kimia. Prinsip kerja
spektrofotometri adalah “adanya interaksi antara materi dengan cahaya yang
memiliki panjang gelombang tertentu”. Perbedaannya terletak pada panjang
gelombang yang digunakan. Dalam penelitian ini digunakan spektrofotometer
visibel, yang memiliki panjang gelombang berkisara 400 – 800 nm. Diagram
balok spektrofotometer single beam dan double beam disajikan pada Gambar
2.9 dan 2.10 berikut (Harvey, 2000).

Gambar 2.9 Diagram Balok Spektrofotometer Single-Beam

Gambar 2.10 Diagram Balok Spektrofotometer Double-Beam

27

Sumber sinar yag sering digunakan pada spektrofotometer yaitu: lampu pijar
dengan filamen wolfram, lampu hidrogen (deutrium), lampu tungsten, lampu
merkuri, lampu hidrogen. Monokromator fungsinya adalah merubah radiasi yang
berasal dari sumber sinar (polikromatis) menjadi monokromatis. Chopper berfungsi
untuk mengarahkan sinar dari sumber sinar. Kuvet fungsinya adalah untuk
menempatkan sampel yang akan diperiksa/dianalisis. Detektror berfungsi
mengubah sinyal radiasi yang diterima menjadi sinyal elektronik. Sinyal yang
diterima kemudian dilewatkan sebuah amplifier dan akhirnya diterima oleh
recorder. Ada beberapa keuntungan metode spektrofotometri, antara lain:
1. Penggunaannya luas, dapat digunakan untuk senyawa anorganik, organik dan
biokimia yang diabsorpsi di daerah ultra lembayung atau daerah tampak.
2. Sensitivitasnya tinggi, batas deteksi untuk mengabsorpsi pada jarak 104

sampai 10-5 M. Jarak ini dapat diperpanjang menjadi 10-6 sampai 10-7 M

dengan prosedur modifikasi yang pasti.
3. Selektivitasnya sedang sampai tinggi, jika panjang gelombang dapat
ditemukan dimana analit mengabsorpsi sendiri, persiapan pemisahan menjadi
tidak perlu.
4. Ketelitiannya baik, kesalahan relatif pada konsentrasi yang ditemui dengan tipe
spektrofotometer UV-Vis ada pada jarak dari 1% sampai 5%. Kesalahan
tersebut dapat diperkecil hingga beberapa puluh persen dengan perlakuan
yang khusus.
5. Mudah, spektrofotometer mengukur dengan mudah dan kinerjanya cepat
dengan instrumen modern, daerah pembacaannya otomatis (Skoog, 1980).
Salah satu ion yang dapat dideteksi dengan spektrofotometer UV-Vis
adalah fosfat. Penentuan fosfat dengan spektrofotometer dapat dilakukan dengan

28

penambahan asam asorbat. Dalam metode asam asorbat, amonium molibdat
bereaksi dengan medium asam fosfat membentuk kompleks biru–molibdenum
(molybdenum blue) oleh asam asorbat. Metode asam askorbat ini dapat digunakan
untuk berbagai tipe sampel dan metode ini lebih sederhana, cepat dan akurat,
adapun langkah-langkah pembentukan biru-molibdenum digambarkan sebagai
persamaan 2.47 (Koshiishi 2001).
H3PO4 · 12MoO3 → H3PO4 · 10MoO3 · Mo2O5 → H3PO4 · 8MoO3 · 2Mo2O5.
(2.47)
Penggunaan Kalium antimonil tartat dalam penentuan fosfat secara asam
asorbat berfungsi sebagai katalis untuk mempercepat reaksi pembentukan warna
biru-molibdenum (Jarvie, 2002), yang dapat diukur pada panjang gelombang
maksimum 880 nm (Greenberg, 2002).

2.10 Hipotesis
Kitosan dapat dijadikan sebagai membran ESI dalam penentuan fosfat,
dimana karakter ESI yang dihasilkan dipengaruhi oleh komposisi membran dan
waktu perendaman, selain itu keberadaan ion asing dapat pula mempengaruhi
kinerja ESI fosfat.

Potensiometri

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

1

Potensiometri

2

1. PRINSIP-PRINSIP DASAR
ELEKTROKIMIA
Pada bagian pertama dari topik tentang potensiometri ini akan dijelaskan
tentang prinsip-prinsip dasar tentang elektrokimia yang akan memberikan
pengetahuan dasar bagi anda untuk dapat lebih memahami topik ini. Namun
karena bagian ini hanya diberikan cukup sederhana maka apabila anda belum
pernah mempelajari tentang elektrokimia maka sebaiknya anda membaca dulu
tentang topik dasar-dasar elektrokimia.
Pada bagian ini akan anda dapatkan topik tentang sifat-sifat ion dalam
larutan, proses-proses pada electroda dan ide-ide dasar tentang sel elektrokimia.
Hal yang cukup penting dalam potensiometri adalah tentang aktivitas ion dan
hubungannya dengan potensial sel sebagai dasar untuk analisis kuantitatif.
A. Sifat-sifat Ion dalam Larutan
Meskipun beberapa tehnik analisis secara elektrokimia dapat digunakan
untuk memonitor suatu molekul yang tidak bermuatan, namun umumnya tehnik
ini digunakan terhadap spesies-spesies yang mengalami perubahan muatan
yang biasanya dengan penambahan atau pengurangan muatan dalam reaksi
redoks. Pada sistem potensiometri biasanya selalu melibatkan spesies atau ion
yang

bermuatan.

Larutan-larutan

yang

mengandung

ion-ion

akan

menghantarkan listrik dan disebut larutan elektrolit yang dapat dibagi menjadi
dua yaitu larutan elektrolit nyata (true electrolyte) dan larutan elektrolit potensial
(potential electrolyte).
Larutan elektrolit nyata adalah suatu senyawa-senyawa ionik, seperti
natrium klorida, apabila dilarutkan dalam air akan mengalami perubahan menjadi
ion-ion yang terlarut sesuai reaksi berikut:

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

3

Na+Cl- (s) + H2O (l)

Na+ (aq) + Cl- (aq)

Yang mana (s) menunjukkan bahwa spesies dalam fase padat yang
mengandung muatan positif dari natrium dan muatan negatif dari klorida yang
tersusun menurut pola yang teratur dalam kristal. Setiap ion natrium akan
dikelilingi oleh 6 ion klorida dan sebaliknya. Lambang (l) menunjukkan zat pada
fase cairan (liquid) dan (aq) menunjukkan ion yang tersulfasi (aqueous). Pada
fase aqoeous berarti bahwa masing-masing ion dikelinglingi oleh sejumlah
molekul air yang secara efektif memisahkan dari ion-ion yang lain. Molekul air
bersifat polar. Molekul-molekul polar tidak mempunyai muatan yang bersifat
elektrostatik tetapi muatan yang ada disebabkan karena kecenderungan elektron
berada pada atom tertentu. Dalam molekul air elektron lebih tertarik pada atom
oksigen, sehingga pada atom oksigen seolah-olah bermuatan negatif (δ-) dan
pada atom hidrogen bermuatan positif (δ+). Adanya muatan ini maka molekul air
mampu mengelilingi

muatan positif dan negatif dari senyawa elektronik dari

molekul Na+Cl-. Struktur ion terhidrat yang terjadi dapat dilihat pada gambar 1.1.
H

H
Oδ-

H

δ+H

Hδ+
Na+

O


-

O
Cl-

-

δO

H

δ+H

Hδ+

H
H
Gambar 1.1. Anion dan kation yang tersulfasi dalam larutan agueous
Larutan elektrolit potensial adalah suatu molekul-molekul kovalen yang
bereaksi dengan air membentuk ion-ion. Sebagai contoh dari elektrolit ini adalah
gas hidrogen klorida yang bereaksi dengan air sesuai reaksi berikut:
HCl (g) + H2O (l)

H3O+ (aq) + Cl- (aq)

Yang mana lambang (g) dan (l) menunjukan zat pada fase gas dan liquid dan
(aq) sama seperti pada larutan elektrolit nyata yaitu ion-ion yang tersulfasi. Perlu

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

4

dicatat bahwa sifat-sifat ion yang tersulfasi bersifat indipenden yang tidak
dipengaruhi dari ion asalnya. Sebagai contoh sifat ion Cl- adalah sama, apakah
ion tersebut berasal dari NaCl maupun HCl.
Pada larutan yang sangat encer, akan terjadi proses sulfasi yang
sempurnya karena jumlah molekul H2O yang mengelilingli ion cukup banyak.
Pada konsentrasi rendah, jarak antara ion yang satu dengan yang lain relatif
besar. Sehingga ion-ion ini seolah-olah terpisah satu sama lainnya. Keadaan ini
sering disebut sifat ideal dari larutan elektrolit.
Akan tetapi, pada kondisi ekstrem yang lain, yaitu pada konsentrasi
larutan yang sangat pekat siatuasinya akan berubah. Pertama, jumlah molekul
air tidak cukup mendukung proses sulfasi yang sempurna untuk masing-masing
ion. Ini berarti ion satu dengan yang lain tidak memisah satu dengan yang lain.
Kedua, ion-ion akan menjadi sangat saling tertutup satu dengan yang lain dan
terjadi tenaga saling menarik untuk ion yang berlainan dan saling menolak
antara ion yang sejenis. Sehingga ion yang satu terpengaruh oleh ion yang lain.
Suatu ion yang bermuatan akan dikelilingi oleh atmosfir ion yang berlainan,
namun kondisinya dapat

mudah berubah. Hal ini yang membedakan antara

larutan elektrolit dengan konfigurasi kristal padat zat elektrolit, yang mempunyai
susunan yang permanen. Gerakan ion yang tersulfasi terjadi secara random dan
komposisi ion atmosfer selalu berubah. Kebanyakan larutan mengalami sifat
yang seperti ini dan kondisi ini maka larutan disebut sebagai larutan non-ideal.
Secara nyata, bahwa larutan ideal hanya terjadi jika konsentrasi zat
sangat kecil (small infinitely). Jika konsentrasi dinaikkan/diperbesar maka larutan
akan menjadi bersifat non-ideal. Sebagai ion yang dikelilingi oleh ion lain yang
bermuatan,

bebarapa

parameter

digunakan

untuk

pengukuran

secara

elektrokimia dan ukuran konsentrasi dari ion menjadi jarang dipakai. Kondisi ini
akan mendorong untuk menggunakan besaran lain yang lebih mewakili adanya
ion, yaitu fungsi yang disebut aktivitas (a) yang pada dasarnya merupakan suatu
besaran termodinamik atau juga disebut konsentrasi efektif. Ion atmosfer secara
efektif akan mengurangi nilai konsentrasi ion utama dengan besaran yang

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

5

disebut koefisien aktivitas (γ). Jika konsentrasi zat dilambangkan sebagai, c,
maka hubungan dengan aktivitas dirumuskan secara matematis sebagai:
a=γ.c
Jika koefisien aktivitas adalah sempurna yaitu sama dengan satu, maka a = c
dan larutan akan bersifat ideal. Apabila derajat ke-non-ideal-an larutan
bertambah maka koefisien aktivitas akan menjadi lebih kecil.
Debye dan Hűckel telah berusaha menyusun teori tentang larutan ionik
untuk memprediksi nilai koefisien aktivitas dan sekaligus aktivitas ion. Mereka
mengidentifikasi adanya dua faktor yang mempengaruhi nilai koefisien aktivitas
yaitu:
1. Gangungan masing-masing ion pada ion tetangga yang sejenis, jika
dihubungkan dengan konsentrasi. Hal ini karena tenaga saling menolak
diantara partikel yang muatannya berlawanan, menyebabkan gangguan
pada hukum pangkat (square law).
2. Besarnya muatan ion. Gaya tolak antara ion yang bermuatan dua (seperti
Cu2+ dan SO42-) akan lebih besar dari ion bermuatan tunggal (satu)
seperti Na+ dan Cl-.
Untuk mengetahui seberapa jauh pengaruh faktor-faktor tersebut, maka
didifinisikan variabel lain yaitu kekuatan ion total (total ionic strength) yang
dilambangkan, I, yang secara matematis dirumuskan sebagai:
I = 0,5 Σ ci.zi2
i

yang mana, ci dan zi konsentrasi dan muatan ion yang dilambangkan dengan
indek ion i. Simbul Σ (sigma Greek), menunjukkan jumlah dari matrik ci.zi2.
Kekuatan ion total suatu larutan adalah dihitung dengan mengalikan konsentrasi
masing-masing ion dengan pangkat dari muatan ionnya kemudian ditambahkan
untuk nilai-nilai ion yang lain baru dibagi dua.
Contoh 1: Hitung kekuatan ion total larutan tembaga (II) sulfat 0,10 mol/liter.
Penyelesaian:
Tembaga (II) sulfat dalam air akan mengalami reaksi sulfasi sebagai berikut:
CuSO4 (s) + H2O (l)

Cu2+ (aq) + SO42- (aq)

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

6

Setiap mol CuSO4 menghasilkan 1 mol ion Cu2+ (aq) dan 1 mol ion SO42-,
sehingga:
[Cu2+] = 0,10 mol/L

dan [SO42-] = 0,10 mol/L

Sehingga kekuatan ion total jika dihitung adalah:
I = 0,5 ( [Cu2+].22 + [SO42-].22 )
= 0,5 ( [0,10] . 4 + [0,10] . 4 )
= 0,40 mol/L
Perhatikan bagaimana konsentrasi masing-masing ion dikalikan dengan pangkat
dari muatannya sebelum ditambahkan dan dibagi dua.
Contoh diatas menunjukkan bagaimana suatu larutan yang mengandung zat
yang terdiri dari dua ion yang berbeda. Seperti telah dijelaskan di depan bahwa
ion mempunyai sifat yang independen, maka untuk suatu larutan yang
mengandung beberapa jenis zat maka adanya ion-ion yang sejenis akan
mewakili masing-masing ion. Bagaimana pengaruh ion-ion lain

dari zat lain

dalam sistem ini akan dilihat pada contoh berikut.
Contoh 2: Hitung kekuatan ion total larutan yang dibuat dengan melarutkan 0,1
mol natrium klorida dan 0,2 mol natrium sulfat dalam 1 liter air
Penyelesaian:
Natrium klorida dilarutkan dalam air sesuai reaksi:
Na+Cl- (s) + H2O (l)

Na+ (aq) + Cl- (aq)

Dan natrium sulfat sesuai reaksi:
Na2SO4 (s) + H2O (l)

2 Na+ (aq) + SO42- (aq)

Konsentrasi total natrium harus dihitung dari kedua sumber ion tersebut, yaitu:
[Na+] = 0,10 + (2 x 0,20) mol/L
= 0,50 m0l/L
Sedangkan konsentrasi kedua anionnya adalah:
[Cl-]

= 0,10 mol/L

[SO42-] = 0,20 mol/L
Kekuatan ion total dihitung dengan melibatkan tiga jenis ion :
I = 0,5 ([Na+].12 + [Cl-].12 + [SO42-].22 )

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

7

= 0,5 ([0,50] . 1 + [0,10] . 1 + [0,20] . 4 )
= 0,70 mol/L
Proses-proses tersebut dapat dikembangkan untuk memperoleh nilai kekuatan
ion total dari suatu larutan tertentu dengan berbagai komponen. Kekuatan ion
total mewakili dari sifat larutan dan bukan mewakili sifat dari ion. Dalam praktek,
kita lebih memperhatikan sifat ion daripada sifat larutan. Akan tetapi kekuatan
ion total memberikan peranan yang cukup besar dalam penentuan keberadaan
ion dengan melalui parameter konsentrasi dan muatannya. Debye dan Hűckel
berusaha untuk

menjelaskan melalui energi elektrostatik dalam larutan yang

mana koefisien aktivitas dihubungkan dengan

kekuatan ion total melalui

persamaan;
Log γ = - 0,5091 zi2.I½
dalam larutan air dan pada temperatur 298 K. Rumus ini untuk melihat koefisien
aktivitas, dengan konsekwensi, bahwa koefisien aktivitas dihitung untuk
konsentrasi larutan di bawah 10-3 M untuk elektrolit dengan perbandingan 1 : 1
dan dibawah 10-4 M untuk elektrolit dengan perbandingan 1 : 2. Nilai limit ini
akan menunjukkan akan hukum limit Debye dan Hűckel.
Contoh 3: Hitung aktivitas ion klorida pada masing-masing larutan berikut:
1. natrium klorida 0,10 mol/L
2. larutan yang dibuat dengan melarutkan 0,10 mol natrium klorida
dan 0,2 mol natrium sulfat dalam 1 liter air
Penyelesaian:
Untuk larutan pertama:
I = 0,5 ([Na+].12 + [Cl-].12 )
= 0,5 ([0,10] . 1 + [0,10] . 1 )
= 0,10 mol/L
Koefisien aktivitas dihitung sebagai berikut:
Log γ (Cl-) = - 0,5091 (1)2.(0,10)½
= - 0,161

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

8

γ (Cl-) = antilog (-0,161)
= 0,690
Aktivitas ion klorida adalah:
a (Cl-) = 0,690 x 0,10
= 0,0690 mol/L
Untuk larutan kedua, dihitung dengan cara yang sama seperti pada larutan
pertama. Kekuatan ion total akan diperoleh sebesar 0,70 mol/L.

Koefisien

aktivitas dihitung sebagai berikut :
Log γ (Cl-) = - 0,5091 (1)2.(0,70)½
= - 0,426
γ (Cl-) = antilog (-0,426)
= 0,375
Aktivitas ion klorida adalah:
a (Cl-) = 0,375 x 0,10
= 0,0375 mol/L
Dengan contoh tersebut dapat dilihat dengan jelas bahwa aktivitas ion klorida
pada larutan kedua lebih kecil dari larutan pertama. Hal ini terjadi karena
penambahan ion lain dari senyawa natrium sulfat.
B. Reaksi-Reaksi Elektroda
Pada bagian ini kami akan menjelaskan reaksi-reaksi redoks yang terjadi
pada elektroda. Selanjutnya akan dijelaskan bagaimana reaksi redok suatu sel
Galvani dan hubungan antara aktivitas ion dalam larutan dengan pengukuran
emf. Hal ini merupakan dasar dari teknik analisis secara potensiometri. Topiktopik tersebut secara khusus akan diulas dalam sub-sub bab berikut.
1. Reaksi Redoks pada Elektroda
Reaksi-reaksi

elektroda melibatkan transfer muatan dari elektroda ke

spesies yang terlarut atau sebaliknya. Reaksi-reaksi yang melibatkan transfer
muatan dari satu spesies ke yang lain sering disebut reaksi redoks. Nama
redoks terdiri dari REDuksi dan OKSidasi.

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

9

Reaksi oksidasi adalah suatu reaksi dimana suatu spesies melepaskan
elektron (muatan negatif). Sebagai contoh tembaga dapat melepaskan dua
buah elektron menjadi ion tembaga (II), sesuai reaksi berikut:
Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s)

Dalam hal ini tembaga dioksidasi.
Reaksi reduksi adalah suatu reaksi dimana suatu spesies menangkap
elektron (muatan negatif). Proses ini merupakan kebalikan dari proses pada
reaksi oksidasi. Sebagai contoh ion tembaga (II) dapat direduksi menjadi
tembaga, sesuai reaksi berikut:
Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s)

Seri reaksi oksidasi dan reduksi dapat digabung dalam sistem reaksi berikut:
(keadaan teroksidasi) + ne

(keadaan tereduksi)

Reaksi tersebut merupakan persamaan umum untuk semua reaksi pada
elektroda. Dalam praktek reaksi oksidasi tidak pernah terjadi tanpa adanya
reaksi reduksi dan sebaliknya. Sebagai contoh, jika logam seng dicelupkan
dalam larutan ion tembaga (II), suatu endapan coklat kemerahan dari
tembaga akan timbul pada permukaan logam seng. Reaksi yang terjadi
adalah:
Zn (s) + Cu2+ (aq)

Cu (s) + Zn2+ (aq)

Reaksi tersebut dapat dibagi menjadi dua yaitu reaksi oksidasi dan reduksi
berikut:
Zn2+ (aq) + 2e ................................ Oksidasi

Zn (s)
Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s) ................................ Reduksi

Dua persamaan ionik tersebut

masing-masing seringkali disebut sebagai

persamaan setengah reaksi. Sebagai catatan bahwa elektron yang
dilepaskan oleh seng sebanding dengan jumlah elektron yang ditangkap oleh
ion tembaga.
Contoh 4: Klasifikasikan reaksi-reaksi berikut dalam reaksi oksidasi atau
reduksi:

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

10
1. Ba2+ (aq) + 2e

Ba (s)
2 Cl- (aq)

2. Cl2 (g) + 2e
3. Fe2+ (aq)

Fe3+ (aq) + e

4. MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) + 5e

Mn2+ (aq) + 4 H2O (l)

Penyelesaian:
1. Reaksi 1 merupakan reaksi reduksi karena terjadi penangkapan elektron
2. Reaksi 2 merupakan reaksi reduksi karena terjadi penangkapan elektron
3. Reaksi 3 merupakan reaksi oksidasi karena terjadi pelepasan elektron
4. Reaksi 4 merupakan reaksi reduksi karena terjadi penangkapan elektron
2. Sel Galvani
Proses dalam elektroda yaitu reaksi redoks yang terjadi pada antarmuka
(interface) suatu logam atau padatan penghantar lain (elektroda) dengan
larutan. Elektrodanya itu sendiri mungkin atau mungkin juga tidak terlibat
secara langsung dalam reaksi redoks tersebut. Sebagai contoh bila logam
tembaga dicelupkan dalam larutan ion tembaga (II), maka akan ada dua
kemungkinan proses yang terjadi. Pertama, tembaga mungkin teroksidasi
dan terlarut dalam larutan sebagai ion tembaga (II).
Cu (s)

Cu2+ (aq) + 2e

Alternatif lain adalah ion tembaga mungkin direduksi dan tertempelkan pada
elektroda sebagai logam tembaga.
Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s)

Pada masing-masing dari kedua proses tersebut, elektroda terlibat secara
kimia dalam reaksi redoks. Perubahan total elektron diakomodasi oleh
elektroda dengan ikatan logam. Jika terjadi reaksi oksidasi, muatan positif
dari ion tembaga dalam larutan terjadi akibat lepasnya elektron dan terdelokal
menuju latice logam. Dengan cara ini larutan menjadi

bermuatan positif

dibandingkan pada elektroda. Pada proses sebaliknya, ion tembaga dalam
larutan akan menangkap elektron dari elektroda sebelum terbentuk deposit

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

11

pada permukaannya. Elektroda menjadi kekurangan elektron dan akan
menjadi bermuatan positif dibandingkan larutannya.
Sebagai contoh sebuah reaksi elektroda yang mana elektrodanya dari
bahan secara kimia tidak bermuatan yang terdiri dari logam platina yang
dicelupkan dalam campuran larutan yang mengandung ion besi (II) dan besi
(III). Jika besi (II) dioksidasi sesuai reaksi :
Fe2+ (aq)

Fe3+ (aq) + e

Elektron yang dilepaskan ditangkap elektroda dan terdelokal pada latice
logam platina. Elektroda kemudian lebih bermuatan negatif dibandingkan
larutannya. Jika disisi lain besi (III) direduksi sesuai reaksi:
Fe3+ (aq) + e

Fe2+ (aq)

Maka elektron akan meninggalkan latice logam platina dengan proses
oksidasi, sehingga elektroda lebih bermuatan positif dibandingkan dengan
larutannya.
Pada

masing-masing

kecenderungan

timbulnya

dari

kedua

proses

tersebut

selalu

perbedaan

muatan

antara

elektroda

terjadi
dan

larutannya. Hal ini digambarkan dalam sel Daniel yang digambarkan pada
gambar 1.2.
arah elektron
Θ

V
V garam KCl
Jembatan
V

Zn

-------------Zn2+

+
Cu

--------------Cu2+

Gambar 1.2. Diagram sel Daniel
Sel Daniel terdiri dari elektroda tembaga yang dicelupkan ke dalam
larutan ion tembaga (II) dan sebuah elektroda seng yang dicelupkan ke
dalam larutan ion seng (II). Hubungan listrik diantara kedua larutan

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

12

dihantarkan dengan tabung yang mengandung larutan garam KCl (jembatan
garam). Elektroda tembaga dan seng kemudian dihubungkan dengan sirkuit
yang mengandung voltmeter impedansi tinggi atau alat pengukur potensial
yang lain.
Sel Daniel, terdiri dari dua bagian setengah sel, yang mana setiap
setengah sel merupakan kombinasi antara elektroda dan larutannya.
Setengah sel yang satu yang terdiri dari Cu2+/Cu, cenderung mengalami
reaksi reduksi dengan reaksi sebagai berikut:
Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s)

Pada elektroda tembaga, terjadi muatan yang lebih positif dibandingkan
dengan larutannya. Pada sisi lain, setengah sel lain dari elektroda seng, akan
terjadi reaksi yang berlawanan yaitu reaksi oksidasi.
Zn (s)

Zn2+ (aq) + 2e

Pada elektroda seng, terjadi muatan yang lebih negatif dibandingkan dengan
larutannya. Jika diasumsikan bahwa jembatan garam hanya menghantarkan
listrik, maka setiap sel akan dapat digambarkan sebagai berikut:

Vsel

!

!

+
Zn
Cu
Gambar 1.3. Skema pengukuran potensial sel
Voltameter akan mengukur beda potensial diantara dua buah elektroda yang
masing masing dianggap seperti dua buah battrei yang dipasang seri.
Pada masing-masing elektroda (setengah sel) yang terjadi reaksi reduksi dan
oksidasi. Apabila kedua proses tersebut digabung menjadi reaksi redoks
sebagai berikut:
Zn (s) + Cu2+ (aq)

Zn2+ (aq) + Cu (s)

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

13

Ketika sel digunakan/dihubungkan elektroda seng akan terlarut, sedangkan
elektroda tembaga akan bertambah dengan adanya endapan tembaga.
Konsep tentang gabungan dua buah setengah sel yang berbeda untuk
menghasilkan listrik dapat dikembangkan dalam berbagai sistem baru. Nama
umum dari sel jenis ini adalah sel Galvani dan untuk memudahkan
penulisannya dibuatlah notasi sel atau tata nama sel. Cara ini menjadi sangat
sederhana untuk menggambarkan sebuah sel. Untuk jelasnya dapat dilihat
pada contoh dari sel Daniel, yang dengan metode penamaan/penulisan
notasi sel yang dibuat IUPAC, maka sel tersebut dituliskan sebagai berikut:
Zn │ Zn2+ ║ Cu2+ │ Cu
Notasi ini diawali dengan elektroda di sebelah kiri dan menuju ke kanan
melalui larutannya menuju elektroda di sebelah kanan. Tanda bar tunggal
vertikal menunjukkan daerah phase boundari (interphase) dan tanda

bar

ganda vertikal sebagai jembatan garam. Perjanjian penulisan tersebut dapat
dikembangkan untuk mengetahui adanya aktivitas dari masing-masing ion.
Sehingga notasi sel sering dituliskan lebih lengkap sebagai berikut:
Zn │ Zn2+ (a=1,0 M) ║ Cu2+ (a=1,0 M) │ Cu

3. Potensial Elektroda
Telah diungkapkan bahwa perbedaan potensial telah secara mantap
terjadi antara elektroda dengan larutannya. Kemudian kita akan melihat lebih
jauh untuk sistem ini, terutama untuk mengetahui seberapa besar potensial
yang terjadi (quantitatif) dan arah dari potensialnya. Perbedaan potensial
antara elektroda dan larutan pada sistem setengah sel seringkali disebut
sebagai potensial elektroda dan untuk membandingkan nilai untuk semua
potensial elektroda suatu sistem sel dipakai dengan menggunakan proses
reaksi reduksi dari logamnya, M dan ionnya Mn+, jika dituliskan rekasi
umumnya adalah:
Mn+ (aq) + ne

M (s)

Potensial elektroda selalu berdasarkan nilai pada potensial reduksi. Pada
sel Galvani, setengah sel mengalami proses reaksi reduksi dan setengah sel

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

14

yang lain mengalami proses oksidasi. Dari perjanjian penulisan sel, bakwa
proses oksidasi terjadi pada elektroda sebelah kiri,

yang melepaskan

elektron ke luar sirkuit. Elektroda ini sering disebut sebagai anoda, yaitu
suatu elektroda dimana terjadi reaksi oksidasi. Reaksi reduksi selalu terjadi
pada elektroda sebelah kanan yang sering disebut sebagai katoda. Perlu
dicatat bahwa reaksi reduksi selalu terjadi pada katoda.
Perhitungan potensial sel adalah sama caranya menghitung potensial dua
battrei yang dipasang seri. Apabila setengah sel di sebelah kiri untuk reaksi
oksidasi, nilai potensial elektrodanya harus digunakan untuk mengurangi nilai
potensial setengah sel di sebelah kanan. Nilai emf sel dinyatakan sebagai
berikut:
E (sel) = E (kanan) - E (kiri)
Dimana E (sel) adalah emf sel galvani, E (kanan) dan E (kiri) adalah potensial
elektroda setengah sel di sebelah kanan dan kiri. Perlu diingat bahwa tanda
negatif untuk menggambarkan bahwa reaksi elektroda terjadi untuk reaksi
kebalikannya. Untuk sel Daniel, emf sel dinyatakan sebagai:
E (sel) = E (Cu2+/Cu) - E (Zn2+/Zn)
Dengan cara ini penulisan persamaan kimia untuk reaksi redoks yang terjadi
pada sel harus selalu konsisten sesuai dengan perjanjian. Jika reaksi
oksidasi terjadi pada elektroda di sebelah kiri, persamaan ditulis sedemikian
elektron dilepaskan. Untuk sel Daniel pada gambar 1.2, reaksi pada setengah
sel adalah:
Zn (s)

Zn2+ (aq) + 2e

Sebaliknya, setengah sel di sebelah kanan reaksinya ditulis sebagai reaksi
reduksi dan untuk sel Daniel reaksinya adalah:
Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s)

Penjumlahan kedua reaksi tersebut akan dihasilkan persamaan reaksi:
Cu2+ (aq) + Zn (s) + 2e

Zn2+ (aq) + Cu (s) + 2e

Jika elektronnya dihilangkan maka persamaannya menjadi:
Zn (s) + Cu2+ (aq)

Zn2+ (aq) + Cu (s)

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

15

Contoh 5: Tuliskan persamaan reaksi sel total untuk sel Galvali yang
dituliskan sebagai berikut:
Pt │ Fe3+, Fe2+ ║ Cu2+ │ Cu
Penyelesaian:
Reaksi oksidasi terjadi pada elektroda di sebelah kiri, yang mana ion besi (II)
akan dioksidasi. Persamaan reaksinya adalah:
Fe2+ (aq)

Fe3+ (aq) + e

Reaksi reduksi terjadi pada elektroda di sebelah kanan, yang mana terjadi
penangkapan elektron dari luar sirkuit. Persamaan reaksinya adalah:
Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s)

Untuk menuliskan persamaan total sel maka jumlah elektron harus seimbang
(sama) di sebelah kiri dan kanan persamaan reaksi. Untuk itu dalam reaksi di
atas maka pada reaksi oksidasi besi harus dikalikan dua supaya jumlah
elektronnya sama dengan reaksi reduksi tembaga.
2 Fe2+ (aq) + Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s) + 2 Fe3+ (aq) + 2e

Dengan mencoret elektronnya maka persamaan reaksinya menjadi:
2 Fe2+ (aq) + Cu2+ (aq)

2 Fe3+ (aq) + Cu (s)

Dengan perjanjian penulisan ini maka akan sangat mungkin untuk menyusun
sel untuk eksperimen dengan nilai potensial tertentu.

4. Potensial Elektroda Standar
Dalam pengukuran potensial suatu sel elektrokimia, maka sejumlah
kondisi harus dipenuhi yaitu:
a. semua pengukuran dilakukan pada temperatur 298 K
b. keberadaan analit dalam kapasitas sebagai aktivitas (misalnya 1 mol/L)
c. semua pengukuran potensial sel dibandingkan dengan potensial standar
sel dengan menggunakan elektroda standar hidrogen.
Potensial elektroda diukur dengan memperhatikan potensial elektroda
standar, yang dilambangkan Eo. Cara yang cukup baik untuk menentukan

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

16

potensial standar suatu sel adalah dengan membandingkan dengan elektroda
standar hidrogen. Pada kesempatan ini hanya akan disinggung secara
singkat bagaimana cara memperoleh nilai potensial standar. Pada gambar
berikut akan diukur potensial setengah sel dari elektroda tembaga dalam
larutan tembaga (II). Untuk itu akan dibandingkan dengan elektroda hidrogen,
yang gambar selengkapnya dapat dilihat pada gambar 1.4.
V
V
JembatanVgaram KCl

Θ
Gas H2

+
Cu

1 atm

- - - - - -- - - - - - - - - - - - -

---------------

H+ (a=1 M)

Cu2+ (a=1 M)

Gambar 1.4. Cara pengukuran potensial standar
Potensial elektroda standar diukur berdasarkan reaksi reduksinya. Untuk
mengukur nilai potensial reduksi ion tembaga (II) menjadi tembaga, dengan
cara membandingkan dengan elektroda hidrogen standar, yang disingkat ehs
(lihat gambar 1.3). Elektroda hidrogen standar ditempatkan di sebelah kiri dan
elektroda tembaga di sebelah kanan sel elektrokimia. Sistem sel elektrokimia
tersebut jika dituliskan notasi selnya adalah sebagai berikut:
Pt │ H2 (1 atm) │ H+ (a=1,0 M) ║ Cu2+ (a=1,0 M) │ Cu
Persamaan setengah selnya adalah:
H2 (aq)

2 H+ (aq) + 2e

Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s)

kiri/oksidasi
kanan/reduksi

Kombinasi dua persamaan tersebut menjadi reaksi total sebagai berikut:
Cu2+ (aq) + H2 (aq)
Besarnya emf sel dituliskan sebagai:
E (sel) = E (kanan) - E (kiri)

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Cu (s) + 2 H+ (aq)

Potensiometri

17

Atau untuk kondisi/keadaan standar besarnya E sell:
Eo (sel) = Eo (Cu2+/Cu) - Eo (ehs)
Telah dibuat perjanjian bahwa nilai potensial elektroda standar untuk
elektroda standar hidrogen adalah nol, maka pada sistem pengukuran diatas
emf yang terukur merupakan nilai potensial reduksi standar elektroda
tembaga untuk proses reaksi reduksi tembaga (II) menjadi tembaga. Atau
secara matematis:
Eo (ehs) = 0 volt, maka
Eo (sel) = Eo (Cu2+/Cu)
Pengukuran nilai potensial elektroda standar suatu sistem reaksi reduksi
yang lain menggunakan cara yang sama seperti contoh diatas. Dengan cara
tersebut diperolehlah nilai potensial reduksi standar dari berbagai reaksi yang
selengkapnya dapat dilihat pada tabel 1.1.
Tabel 1.1 Nilai Potensial Reduksi Standar (Eo) zat
Elektroda

Reaksi Elektroda

Eo (volt)

Pt │ F2 │ F-

F2 + 2e  2 F-

+2,87

Pt │ H2O2 │ H+

H2O2 +2 H++ 2e  2 H2O

+1,77

Pt │ MnO4- , Mn2+

MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O

+1,51

Pt │ Cl2 │ Cl-

Cl2 + 2e  2 Cl-

+1,3595

Pt │ Tl3+ , Tl+

Tl3+ + 2e  Tl+

+1,25

Pt │ Br2 │ Br-

Br2 + 2e  2 Br-

+1,065

Ag+ │ Ag

Ag+ + e  Ag

+0,7991

Pt │ Fe3+ , Fe2+

Fe3+ + e  Fe2+

+0,771

Pt │ O2 │ H2O2

O2 + 2 H+ + 2e  H2O2

+0,682

Pt │ I2 │ I-

l2 + 2e  2 l-

+0,536

Cu2+ │ Cu

Cu2+ + 2e  Cu

+0,337

Pt│Hg2Cl2 │Hg│Cl-

Hg2Cl2 + 2e Hg│Cl- 2Hg + 2 Cl-

+0,2676

AgCl │ Ag │ Cl-

AgCl + e  Ag + Cl-

+0,2225

Pt │Cu2+ , Cu+

Cu2+ + e  Cu+

+0,153

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

18

CuCl2 │ Cu │ Cl-

CuCl2 + e  Cu + Cl-

+0,137

AgBr │ Ag │ Br-

AgBr + e  Ag + Br-

+0,0713

Pt │ H+ │ H2

2 H+ + 2e  H2

Pb2+ │ Pb

Pb2+ + 2e  Pb

-0,126

AgI │ Ag │ I-

AgI + e  Ag + I-

-0,1518

CuI │ Cu │ I-

Cul + e  Cu + l-

-0,1852

PbSO4 │Pb│SO42-

PbSO4 + 2e  Pb + SO42-

-0,3588

Pt │ Ti3+ , Ti2+

Ti3+ + e  Ti2+

-0,369

Cd2+ │ Cd

Cd2+ + 2e  Cd

-0,403

Fe2+ │ Fe

Fe2+ + 2e  Fe

-0,4402

Cr3+ │ Cr

Cr3+ + 2e  Cr

-0,744

Zn2+ │ Zn

Zn2+ + 2e  Zn

-0,7628

Mn2+ │ Mn

Mn2+ + 2e  Mn

-1,180

Al3+ │ Al

Al2+ + 2e  Al

-1,662

Mg2+ │ Mg

Mg2+ + 2e  Mg

-2,363

Na+ │ Na

Na+ + e  Na

-2,7142

Ca2+ │ Ca

Ca2+ + 2e  Ca

-2,866

Ba2+ │ Ba

Ba2+ + 2e  Ba

-2,906

K+ │ K

K+ + e  K

-2,9252

Li+ │ Li

Li+ + e  Li

-3,045

0,000

Nilai-nilai potensial reduksi standar pada tabel 1.1 di atas dapat digunakan
untuk menghitung nilai potensial sel (emf) dari sel Galvani.
Contoh 6: Hitunglah besarnya emf sel Daniel yang dituliskan sebagai berikut:
Zn │ Zn2+ (a=1,0 M) ║ Cu2+ (a=1,0 M) │ Cu
Penyelesaian:
E (sel) = E (kanan) - E (kiri)
= Eo (Cu) - Eo (Zn)
= 0,337 – ( -0,7628)

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

19
= 1,100 volt

Nilai emf yang dihitung tersebut untuk suatu proses reaksi sel dengan
persamaan reaksi sebagai berikut:
Zn (s) + Cu2+ (aq)

Zn2+ (aq) + Cu (s)

Nilai ini akan sangat berbeda untuk jenis sel Daniel dengan arah reaksi yang
berbeda, seperti pada contoh berikut.
Contoh 7: Hitunglah besarnya emf sel Daniel yang dituliskan sebagai berikut:
Cu │ Cu2+ (a=1,0 M) ║ Zn2+ (a=1,0 M) │ Zn
Penyelesaian:
Pada sel tersebut pada sebelah kiri elektroda terjadi reaksi:
Cu2+ (aq) + 2e

Cu (s)

Sebaliknya, di sebelah kanan reaksinya adalah:
Zn2+ (aq) + 2e

Zn (s)

Reaksi keseluruhan sesuai persamaan reaksi:
Zn (s) + Cu2+ (aq)

Zn2+ (aq) + Cu (s)

Besarnya E (sel) dihitung dengan cara sebagai berikut:
E (sel) = E (kanan) - E (kiri)
= Eo (Zn2+/Zn) - Eo (Cu2+/Cu)
= -0,7628 – (0,337)
= -1,100 volt
Dari hasil contoh nomor 7, dapat dilihat dengan jelas bahwa besarnya emf
untuk sel yang reaksinya merupakan kebalikan sel elektrokimia yang lain
maka emf adalah sama hanya dengan nilai yang berlawanan tanda
(negatif/positif).
Tanda pada nilai emf sel merupakan nilai yang sangat penting untuk
mendeteksi proses reaksi yang terjadi. Berdasarkan eksperimen dan dari
contoh nomor 7 tersebut reaksi dapat diketahui bahwa tembaga tidak
bereaksi secara spontan dengan ion seng, ternyata nilai E selnya negatif.
Sedangkan untuk reaksi seng dengan tembaga (II) yang bereaksi secara
spontan ternyata nilai E selnya positif. Dengan demikian nilai E sel dapat

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

20

dipakai sebagai besaran untuk proses reaksi yang terjadi. Hal ini dapat
dimengerti,

sesuai

dengan

hubungan

dari

persamaan

Gibbs

pada

termodinamika energi bebas Gibbs. Dari persamaan Gibbs:
ΔGo = - nFEo
Dari persamaan tersebut, jika Eo positif maha ΔGo negatif, sehingga reaksi
berjalan spontan.
5. Pengaruh Aktivitas Terhadap Nilai emf Sel
Kondisi standar yang telah digambarkan sebelumnya merupakan kondisi
dari sistem reaksi sel elektrokimia yang mana besarnya aktivitas ion-ionnya
sebesar 1 M. Jika besarnya nilai aktivitas ion-ion dalam larutan tidak 1 M,
maka besarnya potensial sel juga akan berubah dari nilai potensial standar.
Untuk melihat hubungan ini persamaan Nernst

sebagai berikut yang

menjelaskan hubungan aktivitas ion dengan besarnya potensial sel.
RT
a (bentuk tereduksi)
E = E - ------- x ln --------------------------------nF
a (bentuk teroksidasi)
o

yang mana E menunjukkan besarnya nilai potensial setengah sel.
Besaran “ln” seringkali lebih popular dengan besaran log, karena lebih
fleksibel maka rumus diatas diganti dengan mengubah parameter ln dengan
log sebagai berikut:
RT
a (bentuk tereduksi)
E = Eo - 2,303 ------- x log --------------------------------nF
a (bentuk teroksidasi)
Untuk sistem sel tembaga (II) / tembaga, bentuk teroksidasi adalah Cu2+ dan
bentuk tereduksi adalah Cu. Jumlah elektron yang terlibat dalam persamaan
adalah 2 buah. Persamaannya Nernst dapat dituliskan sebagai berikut:
RT
a (Cu)
E = E - 2,303 ------- x log --------------2F
a (Cu2+)
o

Aktivitas padatan padatan dianggap sama dengan aktivitas ion pada keadaan
standar yaitu sama dengan satu, sehingga persamaan di atas menjadi:

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

21

RT
1
E = Eo - 2,303 ------- x log --------------2F
a (Cu2+)
Sebagaimana dalam persamaan matematis bahwa log (1/x) = - log x, maka
persamaan di atas menjadi:
RT
E = Eo + 2,303 ------- x log a (Cu2+)
2F
Sebagaimana dalam keadaan standar bahwa secara keseluruhan besarnya
emf sel sama dengan pengurangan E (bukan Eo) setengah sel kanan
dikurangi setengah sel kiri.
Contoh 8: Hitunglah besarnya potensial elektroda setengah sel tembaga (II) /
tembaga jika aktivitas ion tembaga 0,1 M pada temperatur 298 K.
Jika diketahui Eo Cu2+/Cu adalah 0,337 volt
Penyelesaian:
Sesuai dengan persaman Nernst untuk sistem tersebut:
RT
E = E + 2,303 ------- x log a (Cu2+)
2F
o

0,082 x 298
= 0,337 + 2,303 ----------------- x log 0,1
2 x 96500
= 0,337 + 0,0296 x log 0,1
= 0,337 + 0,0296 x -1
= 0,307 volt
Dari contoh 8 di atas tampak bahwa, potensial elektroda setengah sel yang
mengandung ion tembaga dengan aktivitas 0,1 M sebesar 0,307 volt. Nilai ini
jika dibandingkan dengan potensial elektroda standar (contoh 6) sebesar
0,337 volt ada penurunan 0,03 volt. Dengan demikian ternyata adanya
perubahan aktivitas ion tembaga membawa perubahan nilai potensial
elektrodanya, yang pada akhirnya akan mengubah pula besarnya emf sel
elektrokimianya. Hal inilah yang menjadi dasar teknik analisis secara

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

22

potensiometri, yang dapat digunakan untuk mengukur aktivitas ion, yang
pada hakekatnya merupakan konsentrasi spesi/zat dalam larutan.
Seringkali dalam setengah sel terdapat lebih dari satu spesies. Untuk
kasus seperti ini maka persamaan Nernst

tetap digunakan dengan cara

mengalikan aktivitas ion-ion dalam keadaan reduksi dibagi dengan ion-ion
dalam keadaan oksidasi. Sebagai contoh untuk setengah sel berikut:
H2O2 │ H+ │ Pt
Persamaan reaksi sel tersebut adalah:
H2O2 + 2 H+ + 2e

2 H2O

Pengalian 2 pada koefisien H+ dan H2O, menunjukkan bahwa jumlah elektron
yang terlibat dalam sistem ini adalah dua buah. Kemudian aktivitas ion
tersebut harus dipangkatkan dalam persamaan Nernst (a x a = a2). Sehingga
untuk persamaan di atas besarnya potensial selnya adalah:
RT
a2 (H2O)
E = E - 2,303 ------- x log --------------------------2F
a (H2O2) . a2 (H+)
o

Dalam banyak hal keadaan ini jarang dipakai, tetapi hanya dipakai untuk
jenis-jenis reaksi yang kompleks.
C. Potensial Cairan Penghubung
Pada bagian ini akan dilihat besarnya nilai potensial (emf) yang terjadi
diantara dua larutan yang berbeda konsentrasinya. Potensial ini akan dengan
sistem sel emf dan pengaruhnya terhadap ketepatan dalam analisis. Selain itu
juga akan dicari cara-cara untuk mengurangi kesalahan-kesalahan analisisnya.
Pada sel Galvani yang telah dibahas sebelumnya, yaitu dua buah
setengah sel yang dihubungkan dengan jembatan garam KCl. Suatu metode
alternatif lain akan dipakai untuk menghubungkan dua buah larutan secara
terpisah dengan dipisahkan zat yang porous, seperti kaca sinter(sinter glass).
Suatu cairan penghubung (liqiud junction), adalah suatu nama yang disarankan,
yaitu suatu titik dimana terjadi kontak antara dua cairan diantara membran yang
menghubungkan kontak listrik, tetapi tanpa terjadi adanya pengadukan. Akan

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

23

tetapi hal ini sangat tidak mungkin untuk menghilangkan pengadukan sama
sekali dan menghilangkan migrasi ion pada fase boundari. Potensial yang terjadi
hanya karena perbedaan aktivitas ion inilah yang disebut potensial cairan
penghubung.
Perhatikan contoh cairan penguhubung pada sel Galvani berikut:
Pt │ HCl (a=0,1 M) ║ HCl (a=0,01 M) │ Pt
Yang mana hanya ada sebuah cairan penghubung. Sel yang terjadi dapat
digambarkan sebagai berikut (gambar 1.5.).

------------------------ -------elektoda Pt

Elektroda Pt

HCl 0,1 M

pembatas porous
(membran)

HCl 0,01 M

Gambar 1.5. Sel elektrokimia (sel Galvani) dengan cairan penghubung
Kedua ion baik ion hidrogen maupun ion klorida akan bermigrasi menyeberangi
fase bondari dari kedua arah, tetapi total migrasi akan dari fase yang konsentrasi
tinggi ke konsentrasi rendah. Mobilitas ion hidrogen akan lebih tinggi dari pada
ion klorida jika diberikan medan listrik. Dengan demikian kemampuan migrasi
kedua ion menyeberangi fase boundari akan tidak sama, ion hidrogen akan lebih
cepat, dan proporsi yang menyeberang juga akan lebih banyak. Sehingga akan
menghasilkan suatu muatan yang lebih positif pada larutan yang lebih encer
dengan meninggalkan muatan negatif dari klorida pada konsentrasi yang lebih
pekat. Inilah yang disebut pemisahan muatan antara dua buah larutan yang
konsentrasinya

berbeda

yang

akan

menghasilkan

perbedaan

potensial.

Perbedaan potensial ini harus diperhitungkan dalam pengukuran emf sel

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

24

elektrokimia. Pengaruh nilai potensial cairan penghubung (Ej) dapat dirumuskan
secara matematis berikut:
E (sel) = [ E (kanan) - E (kiri) ] + Ej
Dengan Ej adalah potensial cairan penghubung yang dapat mempunyai nilai
positif atau negatif. Pada contoh diatas Ej= + 40 mV, suatu nilai yang cukup
signifikan.
Jika potensial cairan penghubung antara larutan KCl 0,1 M da 0,01 M,
telah dikemukakan yaitu Ej= -1,0 mV. Nilai yang sangat kecil ini karena
kemampuan migrasi ion K+ dan Cl-, relatif sama kecepatannya. Dengan demikian
ion positif dan ion negatif akan sama cepatnya dan menyebabkan tidak adanya
perbedaan muatan antara larutan yang pekat dan yang encer.
Jika terdapat perbedaan spesies pada sisi fase bondari yang lain, dengan
kecenderungan untuk spesies yang lebih pekat akan mendominasi. Pada fase
boundari antara larutan H2SO4 0,05 M dan KCl 3,5 M. Besarnya potensial cairan
penghubung adalah hanya +4,0 mV, meskipun migrasi ion hidrogen lebih cepat
dari ion sulfat. Hal ini mungkin potensial cairan penghubung diperkecil dengan
adanya konsentrasi KCl yang jauh lebih besar pada sisi lain.
Dari hal diatas tampak bahwa KCl cukup baik digunakan untuk mengatur
potensial cairan penghubung. Dalam banyak hal selalu diusahan untuk
mengurangi nilai cairan potensial penghubung ini, hal ini karena adanya ion K +
dan Cl- sering kali dapat mengganggu dalam analisis ion-ion yang sejenis.

D. Soal-soal Latihan
1. Hitung kekuatan ion total larutan natrium sulfat, Na2SO4 0,1 mol/L

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

Potensiometri

25

2. Hitung aktivitas ion tembaga dalam larutan tembaga (II) klorida 0,250
mol/L.
3. Tuliskan

persamaan

setengah

reaksi

reduksi

dan

oksidasi

dari

keseluruhan reaksi-reaksi berikut:
a. Fe2+ (aq) + Ce4+ (aq)

Fe3+ (aq) + Ce3+ (aq)

b. Zn (s) + 2 Ag+ (aq)
c. Fe (s) + S (s)

2 Ag (s) + Zn2+ (aq)
FeS (s)

4. Gambarkan sel Galvani yang notasi selnya sebagai berikut:
Pt │ Fe3+, Fe2+ ║ Cu2+ │ Cu
5. Tuliskan reaksi keseluruhan dalam sel elektrokimia berikut ini:
Pt │ Fe3+(a=1 M), Fe2+(a=1 M) ║ Zn 2+(a=1 M) │ Zn
Berapa besarnya nilai emf standar dari sel tersebut dan bagaimana arah
reaksinya ?
6. Suatu sel Galvani terdiri dari sel elektroda hidrogen standar (sebagai
elektroda sebelah kiri) dan sebuah batang seng yang dicelupkan dalam
larutan yang mengandung ion seng (II) pada temperatur 298 K
memberikan nilai emf sebesar –0,789 volt. Berapa aktivitas ion seng
dalam larutan pada sel tersebut ?
7. Nyatakan dua faktor yang mempengaruhi ion admosfer suatu ion tertentu !
8. bentuk satuan apa yang dipakai untuk merefleksikan konsentrasi efektif
suatu ion ?
9. Mengapa potensial cairan penghubung terjadi jika 2 larutan HCl yang
berbeda konsentrasi ?
10. Mengapa larutan kalium klorida biasanya digunakan untuk mengurangi
potensial cairan penghubung ?

Bab 1. Prinsip-Prinsip Dasar Elektrokimia

OLEH:
Dr.ATIKAH, MSi,Apt
LAB. KIMIA ANALITIK JURUSAN KIMIA
FMIPA –UB
2010

3/5/2010

2-potensiometri

1



Pengukuran potensiometri telah
digunakan untuk :
 menentukan letak titik akhir titrasi
(reaksi asam-basa & redoks)
 Menentukan

konsentrasi ion-ion
dalam larutan secara langsung
melalui pengukuran potensial
elektroda selektif ion (ESI)

3/5/2010

2-potensiometri

2







3/5/2010

Adalah Pengukuran Potensial Listrik Dalam Sel Elektrokimia
pada arus = nol
Sel elektrokimia dapat dinyatakan sebagai 2 konduktor
atau elektroda
Elektoda :
Alat Yang Dpt Mendeteksi Pergerakan & Pemisahan Muatan
Pada Fasa Antarmuka Elektroda-larutan Yang Diinduksi
(Didorong) Oleh Pengaliran Arus Listrik

2-potensiometri

3

Metoda Potensiometri


3/5/2010

Metoda Analisis kimia berdasarkan
pengukuran potensial sel
elektrokimia pada kondisi tidak ada
arus listrik (i ≅ 0)

2-potensiometri

4

Componen Dasar Pengukuran
a) Elektroda pembanding:
Memberikan harga standar pada
pengukuran potensial
b) Elektroda Indikator:
memberikan harga potensial
larutan ion yang diukur
konsentrasinya
c) Alat pengukur potensial
(potensiometer)
3/5/2010

2-potensiometri

5

SEL ELEKTROKIMIA

ESEL = Eesi - Eref
SENSOR KIMIA

Elektroda
Selektif Ion
(ESI)
3/5/2010

2-potensiometri

6

3/5/2010

2-potensiometri

7

SENSOR KIMIA TERDIRI 2 BAGIAN:

a) Reaksi Pengenal antara analit secara
interaksi selektif/ spesifik antara analit dengan
reseptor bagaian bhan akatif membran
sensor . Akibatnya timbul parameter fisikokimia bervariasi dengan konsentrasi analit. As
a consequence, a
b) Transduksi, pengubahan
parameter
3/5/2010
2-potensiometri

8



Adalah sel paro elektrokimia dimana
potensialnya :
 Telah

diketahui,
 Berharga konstan
 Inert (tidak sensitif) terhadap komposisi larutan
yang diukur

3/5/2010

2-potensiometri

9

SYARAT ELEKTRODA PEMBANDING











3/5/2010

Reversibel & mengikuti persamaan Nernst
Potensialnya berharga tertentu & konstan
dengan waktu
Harus kembali ke harga potensial semulanya
setelah terjadi pengaliran arus listrik
Sedikit berpengaruh (dapat diabaikan)
terhadap pengaruh temperatur
Bersifat sebagai elektroda tidak terpolarisasi
ideal
Tidak sensitif terhadap komposisi larutan

2-potensiometri

10

1. ELEKTRODA KALOMEL :

PALING UMUM DIGUNAKAN SEBAGAI
EL.PEMBANDING
 TERDIRI DARI PASTA MERKURIUM,
KONTAK DENGAN MERKURIUM (I)
KLORIDA DAN LARUTAN KCl
 REAKSI SETENGAH SELNYA :
Hg2Cl2 + 2e
2 Hg(I) + 2 Cl- Eo Hg2Cl2/Hg


Harga Eo tgt : konsentrasi KCl, Hg2Cl2 & suhu
3/5/2010

2-potensiometri

11

Elektroda Kalomel Jenuh (EKJ)
(Hg kontak
Hg2Cl2 & KCl)

dengan

Elektroda Kalomel Jenuh (EKJ)
merupakan elektroda yang
sangat luas pemakaiannya
½ sel:
Hg/Hg2Cl2 (pdtn ), KCl (xM)||
½ reaksi sel:
Hg2Cl2 (s) + 2e-

2Hg(l) + 2Cl-

Note: respon tergantung pada [Cl-]
3/5/2010

2-potensiometri

12

3/5/2010

2-potensiometri

13

TABEL POTENSIAL ELEKTRODA KALOMEL (Volt)
TERHADAP ELEKTRODA HIDROGEN STANDAR
PADA SUHU 25Oc

3/5/2010

Hg2Cl2

KCl

EoHg2Cl2/Hg
Vs ENH

Jenuh

Jenuh

+ 0,2412

Jenuh

1M

+ 0,2801

Jenuh

0,1 M

+ 0,3337

2-potensiometri

14

2. ELEKTRODA PERAK-PERAK
KLORIDA (Ag/AgCl)






DIGUNAKAN SECARA LUAS
TERDIRI DARI SEHELAI KAWAT PERAK (Ag)
DILAPISI LAPISAN AgCL YANG MELEKAT SECARA
ANODISASI Ag DALAM LARUTAN KCL YANG
DIJENUHI AgCl
POTENSIAL YANG TIMBUL KARENA REAKSI
TRANSFER ELEKTRON LOGAM-ION LOGAM
REAKSI SETENGAH SELNYA :

AgCl

+e

Pada 25oC ; aCl- = 1 M


3/5/2010

Ag + Cl- Eo AgCl/Ag

Eo = 0,2221 V

Potensial tergantung pada [Cl-]
2-potensiometri

15




Reaksi sel paro :
// AgCl,KCl (0,1-3 M)/Ag

AgCl

3/5/2010

2-potensiometri

16

Keuntungan & Kerugian Ag/AgCl
Keuntungan:
 Elektroda Ag/AgCl dapat digunakan pada
temperatur > 60oC
Kerugian Ag/AgCl:
 Ag dapat bereaksi dengan banyak ion-ion

3/5/2010

2-potensiometri

17

Perhatian khusus dalam
penggunaan Elektroda pembanding






3/5/2010

Perlu menjaga konsentrasi larutan pembanding
diatas konsentrasi larutan analit
Perlu mencegah pengaliran larutan analit ke
dalam elektroda pembanding
Karena dapat menimbulkan potensial junction
pada elektroda , yang menyebabkan kesalahan
pengukuran

2-potensiometri

18

HARGA POTENSIAL SUATU SETENGAH SEL
DITENTUKAN OLEH KONSENTRASI LARUTAN
ELEKTROLITNYA




Mn+

+ ne

M

EMn+ /M

Bila keaktifan Mn+ = aMn+
maka potensial setengah sel menurut Nernst :
E Mn+ /M

= Eo Mn+ /M
nF

+ 2,3RT

log aMn+

Dengan
R = tetapan gas ideal = 8,314 J derajat-1 mol-1
F = tetapan Faraday = 96489 coulomb ekivalen
aM= keaktifan logam = 1

3/5/2010

2-potensiometri

-1

19





3/5/2010

Adalah sel paro elektrokimia yang
respon potensialnya tergantung
pada konsentrasi larutan ion yang
diukur
Disebut juga sebagai elektroda
kerja (WORKING Electrodes)

2-potensiometri

20





3/5/2010

Adalah sel paro elektrokimia yang
respon potensialnya tergantung
pada konsentrasi larutan ion yang
diukur
Disebut juga sebagai elektroda
kerja

2-potensiometri

21

1.) Elektroda yang mendeteksi/merespon
terhadap keberadaan analit
Ada 3 Macam :
a) Elektroda indikator logam
b) Elektroda Indikator bermembran
c) Elektroda selektif terhadap molekul

3/5/2010

2-potensiometri

22

2) Elektroda Indikator Logam
Ada 4 Macam:
a) Elektroda logam Tipe I
i. Melibatkan reaksi tunggal
ii. Pendeteksian katoda diturunkan
dari logam yang digunakan dalam
elektroda
iii. Contoh: Elektroda Cu untuk
mendeteksi ion Cu2+ dalam larutan


3/5/2010

2-potensiometri

23

reaksi ½sel :
Cu2+ + 2e- ↔ Cu (s)


Eind digunakan untuk mengukur
konsentrasi ion Cu2+

Eind = EoCu – (0.0592/2) log aCu(s)/aCu2+
Karena aCu(s) = 1:
Eind = EoCu – (0.0592/2) log 1/aCu2+
Atau menggunakan pCu = -log aCu2+ :
Eind = EoCu – (0.0592/2) pCu
3/5/2010

2-potensiometri

24

Problem:








3/5/2010

Sangat tidak selektif
Beberapa hanya dapat digunakan pada pH
netral, karena logam dapat larut pada larutan
asam
Beberapa logam segera teroksidasi
Beberapa logam keras (Fe, Cr, Co, Ni) tidak
menghasilkan hasil reprodusibel
pX versus aktivitas berbeda secara bermakna
dan tidak sesuai dengan teori

2-potensiometri

25

b) Elektroda logam Tipe II




3/5/2010

Untuk mendeteksi anionyang
diturunkan dari interaksi anion
dengan ion logam (Mn+) dari elektroda
Anion membentuk endapan atau
kompleks stabil dengan ion logam
(Mn+)

2-potensiometri

26

Example: Penentuan anion Clmenggunakan elektroda Ag


Reaksi ½ sel:



AgCl(s) + eAg(s) + ClEO = 0.222 V
Eind digunakan untuk mengukur secara langsung anion Cl-:



Eind = Eo –(0.0592/1)log aAg(s) aCl-/aAgCl(s)







karena aAg(s) dan aAgCl(s)=1 & Eo = 0.222 V:
Eind = 0.222 – (0.0592/1) log aCl-

3/5/2010

2-potensiometri

27

Contoh Lain: Penentuan ion EDTA (Y4- )
dengan elektroda Hg



Reaksi ½ sel:
HgY2- + 2e- Hg(l) + Y4- Eo = 0.21 V
Eind responds to aY4- :



Eind =Eo(0.0592/2)logaHg(l)aY4/aHgY2since aHg(l) = 1 and Eo = 0.21 V



Eind = 0.21–(0.0592/1) log aY4- /aHgY2-




3/5/2010

2-potensiometri

28

c) Elektroda logam Tipe III


Elektroda logam yang merespon terhadap
kation-kation yang berbeda



Menghubungkan ke kation dengan reaksi
intermediat
Memungkinkan penentuan EDTA
menggunakan elektroda Hg (Tipe II)
Dapat digunakan untuk penentuan kation
lain yang dapat bereaksi dengan EDTA 
menghasilkan aY4Contoh : penentuan Ca yang membentuk
kompleks dengan EDTA







3/5/2010

2-potensiometri

29

Reaksi kesetimbangan :






CaY2-

Ca2+ + Y4-

Where: Kf =

aca 2+ . aY4aCaY

2-

dan

ay4- =

aCaY

2-

Kf . aca 2+

Eind= 0.21 –(0.0592/1)log aY4/aHgY2Note: aY4- dan Eind juga berubah dengan aCa 2+

3/5/2010

2-potensiometri

30

d) Elektroda logam untuk Redoks







Reaksi ½ sel: Ce4+ + eRespon Eind terhadap Ce4+:



Eind = Eo – (0.0592/1) log aCe3+/aCe4+



3/5/2010

Elektroda yang terbuat dari logam –logam
inert (Pt, Au, Pd)
Digunakan untuk mendeteksi reaksi
oksidasi/reduksi dalam larutan
Elektroda yang bekerja sebagai sumber /
penghantar elektron eExample: penentuan Ce3+menggunakan
elektroda Pt

2-potensiometri

Ce3+

31

Problems:




3/5/2010

Proses transfer elektron pada
elektroda inert seringkali tidak
reversibel
Respon tidak dapat diprediksi sesuai
dengan reaksi ½ sel dalam tabel

2-potensiometri

32

Potensial yg timbul :
E = Eo Fe 3+ /Fe 2+ -0,059 log aFe 3+
a Fe 2+
 kegunaan dalam praktek : penentuan
titik akhir titrasi redoks


3/5/2010

2-potensiometri

33

3. ELEKTRODA BERMEMBRAN :


ELEKTRODA DAPAT DIBAGI EMPAT YAITU :
- ELEKTRODA BERMEMBRAN KACA
- ELEKTRODA BERMEMBRAN CAIRAN
- ELEKTRODA BERMEMBRAN PADAT
- ELEKTRODA PENUNJUK GAS

3/5/2010

2-potensiometri

34

Umumnya:









3/5/2010

Elektroda untuk penentuan kation atau anion secara
adsorpsi selektif ion-ion analit pada permukaan
membran
Seringkali disebut sebagai elektroda selektif ion (ESI)
atau elektroda pION
Sifat ESI :
minimal solubility – membran tidak larut dalam
larutan selama pengukuran solution during
– silica, polymers, garam-garam anorganik
dengan kelarutan rendah (AgX) dapat digunakan
Menghantarkan arus listrik
Berikatan secara selektif dengan ion analit

2-potensiometri

35

b) pH Electrode




3/5/2010

Contoh yang paling umum dari elektroda pH ini
adalah ESI bermembran kaca yang selektif
terhadap ion H+
Tipikal sistem elektroda pH tersusun:
 Terdiri dari 2 elektroda standar , elektroda
EKJ pada bagian luar membran kaca dan satu
elektroda standar Ag/AgCl pada bagian sisis
dalam membran
 Elemen yang mensensor pH adalah kaca yang
diletakkan pada ujung elektroda Ag/AgCl

2-potensiometri

36

3/5/2010

2-potensiometri

37

Pengukuran menggunakan ESI pH

3/5/2010

2-potensiometri

38

Struktur membran kaca

-SiO-Na+ + H+

3/5/2010

-SiO-H+ + Na+

2-potensiometri

39

pH ditentukan melalui pembentukan
potensial antarmuka yang menembus
membran kaca

Pada masing-masing antarmuka membran –larutan , timbul
potensial lokal kecil karena membran secara selektif
mengadsorpsi ion H+ pada permukaan membran kaca , dan
timbul beda potensial antarmuka membran kaca-larutan :
(Eb) = E1 -E2
3/5/2010

2-potensiometri

40

Besarnya potensial Eb menurut
Persamaan Nernst:
Eb = c – 0.592pH
Konstanta

3/5/2010

-log aH+ (pada bagian
permukaan luar membran kaca
atau dalam larutan analit)

2-potensiometri

41

Timbulnya beda potensial karena:



Membran kaca

∆E

-SiO-H+
air



-SiO- + H+

antarmuka

H+

Menurut perjanjian , cara penulisan sel elektrokimia :
- Elektroda standar sebelah kiri
- Elektroda indikator sebelah kanan
- Garis vertikal tunggal menyatakan antarmuka
padat/larutan
- Garis vertikal ganda menyatakan penghubung
diantara 2 fasa cair

Hg,Hg2Cl2 KCl jenuh larutan sampel HCl 0,1 M
l –SiO-Na+ AgCl, Ag
3/5/2010

2-potensiometri

42

Kesalahan dalam Pengukuran pH



3/5/2010

Kesalahan alkali (Alkali Error)
Kesalahan asam (Acidi Error)

2-potensiometri

43

Alkali Error









3/5/2010

H+ bukan satu-satunya kation yang dapat
terikat pada permukaan membran kaca
H+ pada umumnya terikat paling kuat,
Sementara kation lain seperti Na+, K+, dsb,
terikat lemah pada permukaan membran
kaca,
Ikatannya sangat berarti bila [H+] atau aH+
rendah (pH tinggi)
Pada umumnya terjadi pada pH ≅ 11-12

2-potensiometri

44

Alkali Error
Pada pH tinggi (aH+
rendah), ikatan
membran kaca dengan
Na+ atau K+ sangat
berarti,sehingga dapat
meningkatkan jumlah
H+ yang terikat secara
nyata ke permukaan
membran

3/5/2010

2-potensiometri

45

Acid Error
Kesalahan pada pH
rendah (Acid error),
menyebabkan
pembacaan pH terlalu
tinggi, secara pasti
penyebabnya tidak
diketahui . Pada
umumnya terjadi pada
pH ≅ 0.5

3/5/2010

2-potensiometri

46

c) Elektroda Kaca untuk kation-kation
lainnya
 Dengan

mengubah komposisi membran
kaca ,ditambah dengan Al2O3 atau B2O3
dalam kaca
 Meningkatkan selektivitas kaca
terhadap ion-ion selain H+
 Dihasilkan ESI untuk penentuan Na+,
Li+, NH4+

3/5/2010

2-potensiometri

47

PENGUKURAN
PENGUKURAN POTENSIAL
POTENSIAL SEL
SEL
SUATU
SUATU ELEKTROKIMIA
ELEKTROKIMIA SECARA
SECARA LANGSUNG
LANGSUNG
1.

MENGGUNAKAN KURVA BAKU
- dengan mengalurkan harga E = f ( ± log ai )
- menggunakan persamaan Nernst :
E = Eo ± 2,3 RT log ai
nF
E (mV)

pH

3/5/2010

2-potensiometri

48

Pengukuran potensial larutan

3/5/2010



Pada umumnya larutan yg diukur dijaga
agar kekuatan ionnya tetap(koef.keaktifan
masing-masing ion tetap



Digunakan sistem penyangga
kekuatan ion (bufer kakuatan ion) =
TISAB ( Total Ionic Strength
Adjustment Buffer )

2-potensiometri

49

2. CARA PENAMBAHAN STANDAR




UNTUK MENGATASI PENGARUH MATRIKS
PRINSIP PENGUKURAN :
- mula-mula diukur potensial Vu mL larutan
cuplikan dg konsentrasi Cu misal Eu
- Ke dalam Vu mL larutan cuplikan ditambahkan Vs
mL larutan baku dg konsentrasi tepat, Cs potensial
E1

3/5/2010

2-potensiometri

50

Contoh kurva penambahan standar

Antilog (E/S)

Ei pada Cs
Eu

(mL)

3/5/2010

Ci

Cu

2-potensiometri

V

s
Penambahan
volume

51

 Volume

larutan baku Vs yang ditambahkan jumlahnya
relatif kecil
tdk memberikan efek pengenceran





Konsentrasi larutan baku harus ckp pekat (»10 X konsentrasi
cuplikan
Contoh perhitungan konsentrasi kation Cu :
En = Eo + S log Cu

dengan S = lereng = 2,3 RT/nF

E1 = Eo + S + log C1 karena C1 = Cn.Vn + Cs.Vs
Vn + Vs
maka E1 = Eo + S log Cn.Vn + Cs.Vs
V n + Vs

3/5/2010

2-potensiometri

52

Selisih potensial kedua pengukuran :

∆ E1 = E1 – En = S log Cu.Vu + Cs. Vs
( Vu+ Vs ) Cu
Atau :

Cu.Vu + Vs.Cs
= 10
( V u + V s) C u

∆E1/S

Sehingga : Cu = Cs

Vs
( 10 ∆E1/S . Vu + 10 ∆E1/S . Vs – Vu )
Bila Vs < < Vu maka persamaan dapat disederhanakan
menjadi :
Cu = Cs
Vs
Vu ( 10-1)
3/5/2010

2-potensiometri

53

1.

Mengukur Ph dengan elektroda kaca
V

pH meter

ELEKTRODA KACA
UTK pH
EKJ

Insulator
lilin

Kawat Ag

Larutan yg
diukur pH nya

Dinding
kaca

Kawat Ag

0,1M HCl
jenuh dgn
AgCl

Membran
kaca

Membran
kaca yg tipis

Pengaduk magnet
3/5/2010

2-potensiometri

54

Titrasi potensiometri





Sebagai penunjuk titik akhir titrasi redoks,asam-basa, pengendapan
& pembentukan kompleks
Elektroda penunjuk (indikator) digunakan sbg penunjuk potensial
elektroda dlm larutan selama berlangsungnya titeasi
PRINSIP PENGUKURAN :
pH/ mV
meter
buret

elektroda
Pembanding

Elektroda bermembran
larutan analit

3/5/2010

2-potensiometri
Pengaduk

magnet

55

TITRASI POTENSIOMETRI







3/5/2010

TITIK AKHIR TITRASI ASAM-BASA
MENGHITUNG Ka ASAM ; Kb BASA
TITIK AKHIR TITRASI REDOKS
TITIK AKHIR TITRASI PENGENDAPAN
TITIK AKHR TITRASI KOMPLEKS
MENGHITUNG KSP ; KKOMPLEKS

2-potensiometri

56

Contoh : titrasi asam kuat 50 mL HCl 0,01M dengan larutan
baku NaOH 0,01 M menggunakan elektroda
indikator pH bermembran kaca & pembanding
kalomel jenuh
Diperoleh data sebagai berikut :

pH (bufer)
E ( mV)
-100
pH (bufer)
E (mV)

1,10 ;2,85 ; 3,10; 3,90 ; 4,90; 5,90; 7,00 ; 7,75
295 190 175 130
70
10 -55

8,80 ; 9,90 ; 10,40 ; 10,70 ;11,70
-160 -220 -255
-275
-390

Pengolahan secara regresi diperoleh persamaan Nernst :

3/5/2010

2-potensiometri

57

E = (359,5 + 59,2 log aH+ ) mV atau
E = (359,5 – 59,2 pH ) mV
Secara teoritis harga faktor Nernst (25 oC) adalah 59,0 mV,
maka elektroda kaca yang digunakan sangat ideal bagi
penetapan kuantitatif ion H+ (pH) suatu larutan
CONTOH :
DATA TEORITIS TITRASI POTENSIOMETRI ASAM-BASA
MENGGUNAKAN ELEKTRODA BERMEMBRAN KACA
UNTUK MENENTUKAN TITIK EKIVALEN TITRASI

3/5/2010

2-potensiometri

58

PENENTUAN TTK EKIV. TITRASI ASAM-BASA TURUNAN I
VOLUME NaOH
(mL)

3/5/2010

pH
(Teoritis)

E (mV) ∆ E/∆V



2

E/ ∆ V2

0

2,00

241,1

1

2,02

240,0

1,10

5

2,09

235,8

1,05

10

2,18

230,4

1,08

30

2,60

205,6

1,24

40

2,95

184,9

2,07

42

3,06

178,3

3,30

44

3,19

170,7

3,80

46

3,38

159,4

5,65

48

3,69

141,1

9,15

3,5

49

4,00

122,7

18,40

9,25

49,5

4,30

104,9

35,60

17,2

49,8

4,70

81,3

78,70

43,1

49,9

5,00

63,5

178,00

99,3

50,0

7,00

54,9
2-potensiometri

1184,00

1006,0

59

PENENTUAN TITIK EKIVALEN
TITRASI ASAM-BASA LANJUTAN
VOLUME NaOH
(mL)

pH
(Teoritis)

50,0

7,00

50,5

9,70

51,0

10,04

52

10,30

55
60
3/5/2010

E (mV)

54,9

∆ E/∆V



2

E/ ∆ V2

1184,00

1006,0

- 214,7

319,60

-864,4

- 234,9

40,40

-279,2

- 250,3

15,40

-25

10,68

- 272,8

7,50

-7,9

10,96

-289,3

3,30

-4,2

2-potensiometri

60

HASIL PENENTUAN DAPAT DITAMPILKAN DALAM KURVA
SEBAGAI BERIKUT :

E (mV)

pH

3/5/2010

2-potensiometri

61

METODA TITIK EKIV.TURUNAN I

E ( mV )
200 0-

TITIK EKIVALEN TITRASI
- 200 -

20

40

60

80

100

mL NaOH 0,01 M yang ditambahkan

3/5/2010

2-potensiometri

62

METODA PENENTUAN TITIK
EKIV.TURUNAN II

∆ E/∆V
1200 -

TITIK EKIVALEN TITRASI
800-

-

40020

40

60

80

mL NaOH yang ditambahkan

3/5/2010

2-potensiometri

63

∆ 2 E/ ∆ V2

METODA PENENTUAN
TITIK EKIV.III

-

800400-

TITIK EKIV

0-

- 400- 800-

20

40

60

ditambahkan
3/5/2010

2-potensiometri

80
mL NaOH yg

100

64

TITRASI H33PO44 DENGAN NaOH








Dalam pelaksanaannya digunakan kombinasi
elektroda gelas dengan elektroda pembanding
kalomel
Yang diukur adalah pH larutan H3PO4 sebagai
fungsi volume titran NaOH
Hasil pengukuran potensial larutan dibuat kurva
antara E sel terhadap volume titran yang
ditambahkan
Titik ekivalen masing-masing tingkat reaksi
hidrolisis asam ditentukan berdasarkan titik
tengan perubahan potensial terbesar dari larutan

3/5/2010

2-potensiometri

65

Contoh : Titrasi 10,0 mL H3PO4 0,10 M dengan
NaOH 0,10 Msetiap penambanhan 1 mL




Reaksi kesetimbangan H3PO4
1. OH- + H3PO4

H2PO4- + H2O ; Ka1 =7,5.10-3

2. OH- + H2PO4-

HPO42- + H2O ; Ka2 = 6,2.10-8

3.OH- + HPO42-

PO43- + H2O ; Ka3 = 4,8.10-13

Harga E sel pada setengan titik ekivalen dapat diukur & digunakan
untuk menghitung pH larutan, pKa1 dan pKa2 dan pKa3untuk H3PO4

3/5/2010

2-potensiometri

66

1. pH larutan H3PO4 sebelum titrasi :


H3PO4 + H2O
[H3O+] = [H2PO4-]

H2PO4- + H3O+
[H3O+]=√ (Ka1)/[H3PO4]

2. pH pada titik ekivalen pertama
 H3PO4 + H2O
H2PO4- + H3O+



+
+
Ka
=
[H
O
]
Ka
=
[H
PO
][H
O
]/
[H
PO4]
1
3
1
2
4
3 ekivalen
3
Pada
saat
titik
I : [H2PO4 ] = [H3PO4]



pH titik ekiv I = pKa1 = 2,12

3/5/2010

2-potensiometri

67

3.Pada titik akhir II:
 H2PO4 + H2O



HPO42- + H3O+

Ka2 = [HPO42- ] [H3O+]
[H2PO4- ]



Pada saat titik ekivalen II :
[HPO42- ] = H2PO4- ]
Ka2 = [H3O+]



pH =pKa2 = 7,21



3/5/2010

2-potensiometri

68

4. Pada titik ekivalen III :
 H2O + HPO42PO43- + H3O+


Ka3 = [PO43- ] [H3O+]
[HPO42- ]



Saat penetralan : [PO43- ] = [HPO2- ]



Ka3 = [H3O+]

3/5/2010

pH = pKa3 = 12,32

2-potensiometri

69

pH atau EMF (mV)

KURVA TITRASI
E = NaOH
D = Na3PO4
C= Na2HPO4
B = NaH2PO4
A = H3PO4
Volume NaOH ( mL)yang ditambahkan
3/5/2010

2-potensiometri

70

Contoh : titrasi reaksi redoks besi (II) denga serium (IV)
menggunakan elektroda indikator Pt dan pembanding EKJ

Reaksi redoks yang terjadi :
Fe

2+

+ Ce

Fe

4+

3+

+ Ce

Sepanjang titrasi sistem redoks Fe

2+

4+

3+

-Fe

3+

dan Ce

3+

- Ce

memiliki potensial yang sama yakni :
E = Eo
E = Eo
3/5/2010

Fe

– 0,059 log [Fe2+]/[Fe 3+ ]

Ce

– 0,059 log [Ce

3+

]/[Ce

2-potensiometri

4+

]
71

Misal : 5 m mol garam besi (II) dilarutkan dlm 100 mL asam
sulfat & dititrasi dengan serium (IV)sulfat 0,1 M, hitung potensial
elektroda pada berbagai selang titrasi, dimana tdk lebih dari 0,1
% Fe dlm bentuk Fe3+
Diketahui : Eo Fe2+ - Fe 3+ = 0,68 V dan
Eo Ce 3+ - Ce 4+ = 1,44 V
1. Pada saat awal titrasi : potensial ditentukan oleh angka banding
Fe2+ - Fe 3+ , dimana Fe2+ : Fe 3+ = 1000 : 1 sehingga :
E = 0,68 – 0,059 log 1000 = 0,50 V
2. Pada penambahan 10 mL Ce (IV) terjadi reaksi redoks :
Fe 2+ + Ce 4+
Fe 3+ + Ce 3+
Maka Fe 2+ yang bereaksi = 4,0/110 + x mmol/L
sedangkan Fe 3+ yang terbentuk = Ce
1,0/110 + x mmol/L

3/5/2010

3+

2-potensiometri

yang terbentuk adalah =

72

Ce

4+

yang bereaksi adalah x mmol/L

Potensial elektroda = E = 0,68- 0,059 log 4,0/110 = 0,64 V
1,0/110
3. Pada saat kesetaraan ( penambahan 50 mL Ce (IV) yaitu :
Fe 2+ = Ce 4+ = x mmol/L dan
Fe 3+ = Ce 3+ = (5,0/150 – x )mmol/L
Hasil penjumlahan kedua persamaan setengah sel :
2E = 2,12 – 0,059 log [Fe ++ ] [Ce 3+ ]
[ Fe 3+ ] [ Ce 4+ ]
Karena Fe 2+ = Ce 4+ dan Fe 3+ = Ce 3+ maka :
2E = 2,12 E = 1,06 V

3/5/2010

2-potensiometri

73

JIKA JUMLAH ELEKTRON YANG DILEPAS OLEH PEREDUKSI = JUMLAH ELEKTRON
YANG DIPAKAI OLEH PENGOKSIDASI MAKA :

EEK = (Eo1 +Eo2 )/2
3. Pada saat penambahan 60 mL Ce(IV), maka konsentrasi
masing-masing ion adalah :
[Fe 2+ ] = x mmol/L
[ Fe 3+ ] = [ Ce 3+ ] =( 5,0/160 –x ) mmol/L
[ Ce 4+ ] = ( 1,0/160 + x) mmol/L
Potensial elektroda diperoleh dari sistem Ce 4+ - Ce 3+ :
E = 1,44 - 0,059 log [Ce 3+ ] = 1,44 - 0,059 log 5,0/160 =
1,40 V
[Ce 4+ ]
1,0/160
Data titrasi redoks disajikan dalam tabel berikut ini :

3/5/2010

2-potensiometri

74

VOLUME Ce
(mL)

4+

Mmol Fe 2+ yang
tidak teroksidasi

% Fe 2+ yang
teroksidasi

E, V

0,0

5,0

0

10,0

4,0

2

0,64

20,0

3,0

40

0,67

30,0

2,0

60

0,69

40,0

1,0

80

0,72

45,0

0,50

90

0,74

49,50

0,05

99

0,80

49,95

0,005

99,9

0,86

50,0

-

100

1,06

Mmol kelebihan
Ce 4+

3/5/2010

50,05

0,005

1,26

50,50

0,05

1,32

51,0

0,10

1,34

55,0

0,50

1,38

60,0

1,0

1,40
2-potensiometri

75

Gambar kurva titrasi

E,V

1,06

0

3/5/2010

10

20

30 40
50
60 70
mL penambahan Ce 4+

2-potensiometri

80

76

BEBERAPA CONTOH TITRASI POTENSIOMETRI

Jenis titrasi

Contoh

Elektroda penunjuk

Asam-basa

HCl + NaOH

Elektroda kaca -EKJ

Asam basa

As.asetat + NaOH

Elektroda kaca -EKJ

Reduksi- oksidasi

Fe

2+

+ MnO4- , H+

Pt - EKJ

Reduksi - oksidasi

Fe

2+

+ Ce

Pt - EKJ

Pengendapan

Cl- + Ag+

Pengendapan

SO4

2-

+ Ba

2+

ESI SO4

2+

- EKJ

Pengendapan

SO4

2-

+ Pb

2+

ESI SO4

2+

- EKJ

Kompleksometri

M n+ + EDTA

3/5/2010

4+

,

H+

Ag – EKJ dg penghubung
NH4NO3

2-potensiometri

Elektroda Hg -EKJ

77

INDIKATOR REDOKS
TIPE INDIKATOR REDOKS YG DAPAT DIGUNAKAN TITRASI :
 Zat yg dpt mengalami reaksi redoks yang dituliskan sbg :



In+ + e

In

Warna A

Warna B

Persamaan potensial sistem indikator adalah :
E = Eoi – 0,059 log [ In]
[ In+ ]

3/5/2010

2-potensiometri

78

Bila angka banding [ In ] / [In
warna B yang tampak oleh mata






+

] ≥ 10 : 1, maka hanya

Bila angka banding [ In ] / [In + ] ≤ 10 : 1, maka hanya warna
Ayang tampak oleh mata
Artinya :
Warna B : E = Eoi – 0,059 log 10/1 = Eoi – 0,059
Warna A : E = Eoi – 0,059 log 1/10 = Eoi + 0,059 –
∆ E = ± 2 x 0,059 = ± 0,12 V

Jadi diperlukan perubahan potensial sekitar 0,12 V untuk
mengubah warna indikator
3/5/2010

2-potensiometri

79

POTENSIAL TRANSISI BEBERAPA INDIKATOR
REDOKS
INDIKATOR

WARNA
WARNA
PEREDUKSI PENGOKSID

POTENSIAL KONDISI
TRANSISI, V

Fenosafranin

tbw

merah

0,28

Asam 1 M

Indigo
tetrasulfonat

tbw

biru

0,36

Asam 1 M

Biru metilen

tbw

biru

0,53

Asam 1 M

Difenilamin

tbw

lembayung

0,76

H2SO4

2-

1M

Difenilbenzidin

tbw

lembayung

0,76

H2SO4

2-

1M

Asam difenilamin
sulfonat

tbw

Merah
lembayung

0,85

Asam encer

0,97

H2SO4

2-

1M

Merah-kebiruan 0,98

H2SO4

2-

0,5 M

1,02

H2SO4

2-

1M

5,6 di,metilferoin
Erioglausin A

Kuninghijau

5 Metilferoin
Feroin

merah

Biru pucat

1,11

H2SO4

2-

1M

Nitroferoin

merah

Biru pucat

1,25

H2SO4

2-

1M

3/5/2010

2-potensiometri

80

Contoh a :
Titrasi besi (II) dengan Ce (IV) dalam asam sulfat 1 M
menghasilkan E ek = 1,06 V, maka indikator apa yang cocok ?
Indikator yang cocok adalah feroin karena :
-

Potensial standar feroin adalah 1,06 V

-

Reaksi redoks indikator adalah :
Ph3Fe3+ + e
Biru muda

-

Ph3 Fe 2+ Eo = 1,06 V
Merah tua

Perubahan warna baru teramati pada 1,11 V, kaqrena
diperlukan lebih banyak indikator bentuk teroksidasi (biru
muda) dibandingkan bentuk tereduksi (merah tua)

3/5/2010

2-potensiometri

81

Contoh b :Besi (II) dititrasi dengan suatu oksidator dalam
medium asam sulfat-asam fosfat. Berapa potensial transisi
indikator yang berubah warna pd saat 99,9 % Fe teroksidasi ?
Bila Eo Fe 3+ - Fe 2+ dalam H2SO4 1 F dan H3PO4 0,5 F
Adalah 0,61 V maka :
E = 0,61 – 0,059 log [Fe 2+ ]/ [Fe 3+ ]
E = 0,61 – 0,059 log 1/1000 = 0,61 + 0,18 = 0,79 V
Indikator yang digunakan = asam difenilaminasulfonat dengan
potensial transisi = 0,85 V

3/5/2010

2-potensiometri

82

3/5/2010

2-potensiometri

83

Judul: Soal Jawab Potensiometri

Oleh: Apriyanto Syawal


Ikuti kami