sel elektrolisis

BAB I

PENDAHULUAN

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. 

Sel Elektrokimia adalah sel yang disusun untuk menjadikan suatu reaksi redoks menghasilkan energi listrik yang selanjutnya diubah menjadi energi kimia atau sebaliknya .

Macam-macam Eletrokimia :

Elektrokimia dibagi menjadi dua jenis :

a. Sel Volta atau Sel Galvani

Luigi Galvani (1780) dan Alexandro Volta (1800) menemukan adanya muatan listrik dalam suatu reaksi kimia Reaksi kimia ini hanya terjadi pada reaksi redoks dan rangkaian reaksi ini disebut Sel Volta.

Sel Volta atau Galvani adalah Energi yang dihasilkan oleh reaksi kimia diubah menjadi energy listrik.

Contoh : batu batrei dan akki

Katode : reduksi kutub (+)

Anode : Oksidasi kutub (-)

b. Sel Elektrolisis

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah.Elektroda positif (+) yang disebut juga anoda sedangkan elektroda negative (-) disebut katoda.

Elektrolisis merupakan suatu proses yang menggunakan energi listrik agar reaksi kimia nonspontan dapat terjadi.

a. Elektrolisis terhadap lelehan/cairan/leburan

Sel elektrolisis tidak mengandung pelarut (air)

Katode : reduksi kation

Anode   : oksidasi anion

b. Elektrolisis terhadap larutan elektrolit dalam air

- Elektroda inert ( tidak aktif )

Katode = Golongan IA dan IIA yang dielektrolisis air

Anode  = Mengandung O,yang dioksidasi air

-  Elektroda Aktif ( Cu,Ag,Fe,Ni,dll)

Katode = Golongan IA dan IIA yang dielektrolisis air

Anode  = Elektrode Aktif tersebut.

BAB II

DASAR TEORI

Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis terdiri atas sepasang elektroda yang dicelupkan dalam elektrolit (larutan atau leburan). Tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Untuk memahami reaksi kimia yang terjadi dalam sel elktrolisis, perhatikan susunan sel elektrolisis berikut.

Ilmuan Inggris, Michael Faraday, mengalirkan arus listrik kedalam larutan elektrolit dan ternyata dalam larutan tersebut terjadi reaksi kimia. Rangkaian alat yang menunjukkan terjadinya reaksi kimia akibat dialirkannya arus listrik tersebut dinamakan sel elektrolisis. pada sel elektrolisis, katode merupakan kutub negatif dan anode merupakan kutub positif. Pada Sel Elektrolisis, penentuan kutub positif dan negatif ini didasarkan pada potensial yang diberikan dari luar.

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H₂O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

     2 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) + O_2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi.

Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya,anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akanteroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Terdapat tiga kelompok Sel Elektrolisis

a. Sel dengan Elektrolit Lelehan 

Umumnya sel dengan Elektrolit lelehan menggunakan elektrode yang tidak breaksi atau elektrode inert (tidak aktif), yaitu platina (Pt) dan Karbon (C). Sel dengan elektrolit berbentuk lelehan tidak mengandung pelarut (air), hanya mengandung kation dan anion. Anodisasi adalah proses terbentuknya suatu lapisan oksida logam.

Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

Katoda (-) : 2 Na⁺_(l) + 2 e^- ® 2 Na_(s) .................... (1)

Anoda (+) : 2 Cl^-_(l) ® Cl_2(g) + 2 e^- .................... (2)

Reaksi sel : 2 Na⁺_(l) + 2 Cl^-_(l) ® 2 Na_(s) + Cl_2(g) .................... [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl₂ di anoda.

b. Sel dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Reaktif (Elektrode Pt/C)

1)         Reaksi pada Katode

Pada Katode, terjadi Reaksi reduksi sehingga berlaku ketentuan untuk kation adalah logam dan terbagi atas kation logam golongan utama dan kation logam golongan transisi.

2)         Reaksi pada Anode

Pada anode, terjadi reaksi oksidasi anion. Anion merupakan sisa asam yang dibagi menjadi dua jenis, yaitu anion yang tidak mengandung oksigen (C1^-, Br^-, dan F^-) dan anion yang mengandung oksigen (SO₄^2-, NO₃^-, dan CO₃^2-). Anion yang tidak mengandung oksigen cendrung lebih mudah mengalami oksidasi sibandingkan air sehingga anion ini akan sioksidasi lebih dahulu. Adapun anion yang mengandung oksigen, kecendrungannya untuk melakukan reaksi oksidasi lebih kecil sehingga yang akan dioksidasi adalah H₂O.

Sebagai contoh digunakan larutan NaCl. Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta

Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na⁺. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°_redyang lebih besar dibandingkan ion Na⁺. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na⁺. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°_red ion Cl^- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl^- lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl^-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :

Katoda (-) : 2 H₂O_(l) + 2 e^- ® H_2(g) + 2 OH^-_(aq) ............ (1)

Anoda (+) : 2 Cl^-_(aq) ® Cl_2(g) + 2 e^- .......................... (2)

Reaksi sel : 2 H₂O_(l) + 2 Cl^-_(aq) ® H_2(g) + Cl_2(g) + 2 OH^-_(aq)........... [(1) + (2)]

 

Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H₂ dan ion OH^‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl₂ di anoda. Terbentuknya ion OH^- pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

 

Untuk elektrolisis larutan Na₂SO₄, pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na⁺. Berdasarakan nilai E°_red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO₄^2- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO₄^-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO₄^2- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-) : 4 H₂O_(l) + 4 e^- ® 2 H_2(g) + 4 OH^-_(aq) ........... (1)

Anoda (+) : 2 H₂O_(l) ® O_2(g) + 4 H⁺_(aq) + 4 e^- .................... (2)

Reaksi sel :

6 H₂O_(l) ® 2 H_2(g) + O_2(g) + 4 H⁺_(aq) + 4 OH^-_(aq)............ [(1) + (2)]

6 H₂O_(l) ® 2 H_2(g) + O_2(g) + 4 H₂O_(l) ...................... [(1) + (2)]

2 H₂O_(l) ® 2 H_2(g) + O_2(g) .......................... [(1) + (2)]

 

Dengan demikian, baik ion Na⁺ maupun SO₄^2-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO₃)₂ dan K₂SO₄.

c. Sel dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Reaktif

Elektrode yang bereaksi (elektrode reaktif) adalah elektrode yang turut bereaksi dan hanya terjadi pada anode (reaksi oksidasi). Contoh elektrode jenis ini, yaitu Cu, Ni, Zn, Ag, Fe, dan Pb (elektrode selain Pt dan C).

1.         Reaksi pada Katode

Ketentuan kation untuk sel ini sama dengan ketentuan untuk kation pada sel larutan dan elektrode tidak bereaksi. Untuk kation golongan transisi, yang direduksi adalah kation tersebut, sedangkan untuk kation golongan utama yang direduksi adalah H₂O

2.         Reaksi pada Anode

Pada sel ini, anode dioksidasi langsung menjadi larutannya. Anion tidak perlu diperhatikan, baik yang tidak mengandung oksigen maupun yang mengandung oksigen.

jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan dikatoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :

Katoda (-) : 2 H₂O_(l) + 2 e^- ® H_2(g) + 2 OH^-_(aq).......................... (1)

Anoda (+) : Cu_(s) ® Cu²⁺_(aq) + 2 e^- ............................................. (2)

Reaksi sel : Cu_(s) + 2 H₂O_(l) ® Cu²⁺_(aq) + H_2(g) + 2 OH^-_(aq)........... [(1) + (2)]

Penggunaan Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis banyak digunakan dalam laboratorium dan industri, antara lain:

1. Pemurnian Logam (electrorefining)

Prinsip pemurnian logam dengan menggunakan reaksi elektrolisis larutan dengan elektrode yang bereaksi. Logam yang kotor ditempatkan di anode sedangkan logam murni ditempatkan di katode. Larutan yang digunakan adalah yang mempunyai kation logam tersebut. Contohnya yaitu pemurnian logam tembaga. Pada pemurnian logam tembaga:

• Tembaga kotor dijadikan anode, dengan reaksi:

      

• Tembaga murni dijadikan katode, dengan reaksi: 
•  

• Larutan elektrolit yang digunakan adalah tembaga sulfat, sehingga reaksi selnya yaitu :

 

2. Penyepuhan atau pelapisan logam

Penyepuhan bertujuan melindungi logam terhadap korosi atau memperindah penampilan. Prinsip penyepuhan secara elektrolisis yaitu logam yang akan disepuh dijadikan katode, logam penyepuh sebagai anode dan kedua elektrode itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh.

Contoh: penyepuhan sendok besi dengan perak yang menggunakan larutan perak nitrat, dimana pada katode terjadi endapan perak sedangkan anode perak terus menerus larut. Konsentrasi ion Ag positif tidak berubah dengan reaksi dibawah ini.

• Larutan elektrolit yang akan digunakan adalah larutan perak nitrat.
• Sendok digunakan sebagai katode, dengan reaksi:
•  

• Perak murni sebagai anode, dengan reaksi:

Perhitungan E^o_sel

Potensial standar sel adalah nilai daya gerak listrik sel yang besarnya sama dengan selisih potensial reduksi standar elektroda yang mengalami reduksi dengan potensial reduksi standar elektroda yang mengalami oksidasi.

E^o_sel  =  E^o_reduksi  -  E^o_oksidasi

     Contoh :

      Hitung E^o_sel untuk reaksi berikut :

1.       Zn  +  Cu²⁺  ®  Zn²⁺  + Cu

Jawab :

Zn²⁺  +  2e^‑  =  Zn                                   E^o = -0,76 V

Cu²⁺  +  2e^‑  = Cu                                   E^o = 0,34 V

Karena E^o Cu > E^o Zn, maka

Cu à mengalami reduksi

Zn à mengalami oksidasi

E^o_sel  =  E^o_reduksi  -  E^o_oksidasi

      =  {0,34  -  (-0,76)} V

E^o_sel  =  1,1 V

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday(F).

Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron.

            1 Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

            Faraday = Coulomb / 96500   Coulomb = Faraday x 96500

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik).

            Coulomb = Ampere x Detik

                        Q = I x t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut:

            Faraday = (Ampere x Detik) / 96500  Faraday = (I x t) / 96500

Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan.

Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

Hukum Faraday I :

 

Hukum Faraday II :

 

Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :

1. Pada elektrolisis larutan AgNO₃ dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO₃ dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :

Katoda (-) : Ag⁺ + e^- ------> Ag

Anoda (+) : 2 H₂O_(l) ------> O_2(g) + 4 H⁺_(aq) + 4 e^-

Gas O₂ terbentuk di anoda. Mol gas O₂ yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O₂

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O₂, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x ¼ = 1 mol elektron.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C

Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?

Penyeleasian :

Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :

K (-) : Na⁺_(l) + e^- ------> Na_(s)

A (-) : 2 F^-_(l) ------> F_2(g) + 2 e^-

Gas F₂ terbentuk di anoda. Mol gas F₂ yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F₂

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F₂, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron

1,2 mol elektron = 1,2 Faraday

Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

1,2 = (10 x t) / 96500

t = 11850 detik = 3,22 jam

Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin

3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl₂ selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis lelehan CaCl₂ adalah sebagai berikut :

K (-) : Ca²⁺_(l) + 2 e^- ------> Ca_(s)

A (+) : 2 Cl^-_(l) ------> Cl_2(g) + 2 e^-

Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :

Massa Ca = mol Ca x Ar Ca

Massa Ca = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram Ca

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl₂ yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl₂ (STP) yang dihasilkan adalah :

Volume gas Cl₂ = mol Cl₂ x 22,4 L

Volume gas Cl₂ = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl₂

Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl₂ (STP)

4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO₃, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl₃. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO₃ :

K (-) : Ag⁺_(aq) + e^- ------> Ag_(s)

A (+) : 2 H₂O_(l) ------> O_2(g) + 4 H⁺_(aq) + 4 e^-

Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar 1,44 / 108 mol Ag

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)

Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar 1,44 / 108 mol elektron

Reaksi elektrolisis larutan XCl₃ :

K (-) : X³⁺_(aq) + 3 e^- ------> X_(s)

A (+) : 2 Cl^-_(l) ------> Cl_2(g) + 2 e^-

Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar 1 / 3 x 1,44 / 108 mol X

Massa logam X = 0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:

mol = massa / Ar

Ar = massa / mol

Ar = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27

Jadi, Ar dari logam X adalah 27

BAB III

PENUTUP

Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :

1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda
   
   
   DAFTAR PUSTAKA
   Adom, Andi, 2009, Sel Elektrolisis, http://andykimia03.wordpress.com/, diakses tanggal 24 Septrmber 2011.
   Risa, 2010, Elektrolisis, http://risachem.blogspot.com/, diakses tanggal 24 Septrmber 2011.