Elektrokimia II : Sel Elektrolisis
Oleh
Andy AdomDalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang reaksi-reaksi
sel elektrolisis (aspek kualitatif). Kemudian kita akan menghitung massa
endapan logam dan volume gas yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis (aspek
kuantitatif). Kita juga akan mempelajari pengaruh besarnya arus listrik
terhadap kuantitas produk elektrolisis yang dihasilkan.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 (lihat Elektrokimia I :
Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta). 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 H2(g) + O2(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 menarikanion-anion yang
akan teroksidasi menjadi
gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan
logam di katoda dan gas di anoda.
Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis
lelehan (leburan) danelektrolisis
larutan. 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) Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)
Reaksi
sel
: 2 Na+(l) +
2 Cl-(l) ——>
2 Na(s) +
Cl2(g)……………….. [(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis
lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda
dan gelembung gas Cl2 di
anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam
NaCl diganti dengan larutan garam
NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari
reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita
mengingat kembali Deret
Volta (lihat Elektrokimia I :
Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel 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 mudahtereduksi 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- ——>
H2(g) +
2 OH-(aq)……………….. (1)
Anoda
(+)
: 2 Cl-(aq) ——> Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)
Reaksi
sel
: 2 H2O(l) +
2 Cl-(aq) ——>
H2(g) +
Cl2(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.
Selanjutnya kita mencoba mempelajari 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 SO42- dengan
air dianoda. Oleh
karena bilangan oksidasi S pada SO4-2 telah
mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42-tidak
dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akanteroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi
adalah sebagai berikut :
Katoda
(-)
: 4 H2O(l) +
4 e- ——>
2 H2(g) +
4 OH-(aq)……………….. (1)
Anoda
(+)
: 2 H2O(l) ——>
O2(g) +
4 H+(aq) +
4 e-……………….. (2)
Reaksi sel
: 6 H2O(l) ——>
2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) +
4 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]6 H2O(l) ——>
2 H2(g) + O2(g) + 4 H2O(l) ………………….
[(1) + (2)]2 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) …………………….. [(1) + (2)]Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, 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.
Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan
menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata,
elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi dianoda, 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 di katoda.
Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan
menggunakan elektroda Cu :
Katoda
(-)
: 2 H2O(l) +
2 e- ——>
H2(g) +
2 OH-(aq)……………………..
(1)Anoda
(+)
: Cu(s) ——>
Cu2+(aq) +
2 e-…………………….. (2)Reaksi
sel
: Cu(s) +
2 H2O(l) ——>
Cu2+(aq) +
H2(g) +
2 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]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
Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang
disebutpenyepuhan. Dalam
proses penyepuhan, logam
yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan
logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan
sebagai sumber listrik selama proses penyepuhanberlangsung.
Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katodadan
lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang
digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh
(dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda
akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan
diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif
mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri
perabot rumah tangga dan peralatan dapur.
Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis,
kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti
yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk
mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita
dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan
stoikiometri.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.
Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron.
Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x
1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan
sebesar 1,6 x 10-19 C.
Dengan demikian :
1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel 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 / 96500Coulomb = Faraday x 96500Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh
melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang
menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Coulomb = Ampere x DetikQ = I x tDengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik
adalah sebagai berikut :Faraday = (Ampere x Detik) /
96500Faraday = (I x t) / 96500Dengan 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.
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) ——> O2(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 CJadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C2. 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) ——> F2(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 FaradayWaktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 965001,2 = (10 x t) / 96500t = 11850 detik = 3,22 jamJadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L
gas fluorin3. 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) ——> Cl2(g) + 2 e- Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung
dengan persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) /
96500 mol elektronBerdasarkan 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 CaMassa Ca = ½ x (0,452 x 1,5
x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan 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) ——> O2(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 AgBerdasarkan 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 elektronReaksi elektrolisis larutan XCl3 :
K (-) : X3+(aq) + 3 e- ——> X(s) A (+) : 2 Cl-(l) ——> Cl2(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 elektronBerdasarkan 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 / ArAr = massa / molAr = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 /
108) = 27Jadi, Ar dari logam X adalah 27Referensi:Andy. 2009. Pre-College
Chemistry.Chang, Raymond. 2007.
Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.Moore, John T.
2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.
Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang reaksi-reaksi
sel elektrolisis (aspek kualitatif). Kemudian kita akan menghitung massa
endapan logam dan volume gas yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis (aspek
kuantitatif). Kita juga akan mempelajari pengaruh besarnya arus listrik terhadap
kuantitas produk elektrolisis yang dihasilkan. 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 (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan
Sel Volta). 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 H2(g) + O2(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
dikatoda, 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.
Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) danelektrolisis larutan. 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) Cl2(g) + 2 e- .................... (2)
Reaksi sel : 2 Na+(l) + 2 Cl-(l) ------> 2 Na(s) + Cl2(g) ....................
[(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis
lelehan garam NaCl menghasilkan
endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana
halnya jika lelehan
garam NaCl diganti
dengan larutan
garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari
reaksielektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta(lihat Elektrokimia I
: Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel 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 mudahtereduksi 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 NaCladalah
sebagai berikut :
Katoda (-) : 2 H2O(l) + 2 e- ------> H2(g) + 2 OH-(aq) ............ (1)
Anoda (+) : 2 Cl-(aq) ------> Cl2(g) + 2 e- .................... (2)
Reaksi sel : 2 H2O(l) + 2 Cl-(aq) ------> H2(g) + Cl2(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.
Selanjutnya kita mencoba mempelajari 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 SO42- dengan air di anoda. Oleh
karena bilangan oksidasi S pada SO4-2 telah mencapai keadaan
maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- 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 H2(g) + 4 OH-(aq) ........... (1)
Anoda (+) : 2 H2O(l) ------> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- .................... (2)
Reaksi sel : 6 H2O(l) ------> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) + 4 OH-(aq)..........................
[(1) + (2)]
6 H2O(l) ------> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H2O(l) ......................
[(1) + (2)]2 H2O(l) ------> 2 H2(g) + O2(g) ..........................
[(1) + (2)] Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-,
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.
Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan
menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata,
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- ------> H2(g) + 2 OH-(aq)..........................
(1) Anoda (+) : Cu(s) ------>
Cu2+(aq) + 2 e- ..........................
(2)Reaksi sel : Cu(s) + 2 H2O(l) ------> Cu2+(aq) + H2(g) + 2 OH-(aq)..........................
[(1) + (2)] 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
Salah
satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebutpenyepuhan.
Dalam proses penyepuhan, logam
yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan
logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan
sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan
lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion
logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses
elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion
perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada
permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga
banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur. Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis,
kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti
yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk
mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita
dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan
stoikiometri. 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. Demikian halnya, setengah Faraday
equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui,
setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023 partikel. Sementara
setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :
1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x
10-19 C/partikel
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 / 96500Coulomb = Faraday x 96500 Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh
melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang
menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut : Coulomb = Ampere x DetikQ = I x t Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik
adalah sebagai berikut : Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (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.
Penyelesaian :Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert
adalah sebagai berikut :
Katoda (-) : Ag+ + e- ------> Ag
Anoda (+) : 2 H2O(l) ------> O2(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 CJadi, 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) ------> F2(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 FaradayWaktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 965001,2 = (10 x t) / 96500t = 11850 detik = 3,22 jamJadi, 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) ------> Cl2(g) + 2 e- Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung
dengan persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektronBerdasarkan 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 CaMassa Ca = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan 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) ------> O2(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 AgBerdasarkan 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 elektronReaksi elektrolisis larutan XCl3 :
K (-) : X3+(aq) + 3 e- ------> X(s) A (+) : 2 Cl-(l) ------> Cl2(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 elektronBerdasarkan 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 / ArAr = massa / molAr = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27Jadi, Ar dari logam X adalah 27 Referensi:Andy. 2009. Pre-College Chemistry.Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw
Hill.Moore,
John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.
Anoda
(+)
: 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)
Reaksi
sel
: 2 Na+(l) +
2 Cl-(l) ——>
2 Na(s) +
Cl2(g)……………….. [(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis
lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda
dan gelembung gas Cl2 di
anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam
NaCl diganti dengan larutan garam
NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari
reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita
mengingat kembali Deret
Volta (lihat Elektrokimia I :
Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel 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 mudahtereduksi 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- ——>
H2(g) +
2 OH-(aq)……………….. (1)
Anoda
(+)
: 2 Cl-(aq) ——> Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)
Reaksi
sel
: 2 H2O(l) +
2 Cl-(aq) ——>
H2(g) +
Cl2(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.
Selanjutnya kita mencoba mempelajari 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 SO42- dengan
air dianoda. Oleh
karena bilangan oksidasi S pada SO4-2 telah
mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42-tidak
dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akanteroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi
adalah sebagai berikut :
Katoda
(-)
: 4 H2O(l) +
4 e- ——>
2 H2(g) +
4 OH-(aq)……………….. (1)
Anoda
(+)
: 2 H2O(l) ——>
O2(g) +
4 H+(aq) +
4 e-……………….. (2)
Reaksi sel
: 6 H2O(l) ——>
2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) +
4 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]6 H2O(l) ——>
2 H2(g) + O2(g) + 4 H2O(l) ………………….
[(1) + (2)]2 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) …………………….. [(1) + (2)]Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, 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.
Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan
menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata,
elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi dianoda, 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 di katoda.
Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan
menggunakan elektroda Cu :
Katoda
(-)
: 2 H2O(l) +
2 e- ——>
H2(g) +
2 OH-(aq)……………………..
(1)Anoda
(+)
: Cu(s) ——>
Cu2+(aq) +
2 e-…………………….. (2)Reaksi
sel
: Cu(s) +
2 H2O(l) ——>
Cu2+(aq) +
H2(g) +
2 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]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
Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang
disebutpenyepuhan. Dalam
proses penyepuhan, logam
yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan
logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan
sebagai sumber listrik selama proses penyepuhanberlangsung.
Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katodadan
lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang
digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh
(dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda
akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan
diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif
mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri
perabot rumah tangga dan peralatan dapur.
Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis,
kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti
yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk
mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita
dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan
stoikiometri.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.
Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron.
Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x
1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan
sebesar 1,6 x 10-19 C.
Dengan demikian :
1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel 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 / 96500Coulomb = Faraday x 96500Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh
melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang
menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Coulomb = Ampere x DetikQ = I x tDengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik
adalah sebagai berikut :Faraday = (Ampere x Detik) /
96500Faraday = (I x t) / 96500Dengan 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.
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) ——> O2(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 CJadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C2. 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) ——> F2(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 FaradayWaktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 965001,2 = (10 x t) / 96500t = 11850 detik = 3,22 jamJadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L
gas fluorin3. 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) ——> Cl2(g) + 2 e- Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung
dengan persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) /
96500 mol elektronBerdasarkan 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 CaMassa Ca = ½ x (0,452 x 1,5
x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan 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) ——> O2(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 AgBerdasarkan 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 elektronReaksi elektrolisis larutan XCl3 :
K (-) : X3+(aq) + 3 e- ——> X(s) A (+) : 2 Cl-(l) ——> Cl2(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 elektronBerdasarkan 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 / ArAr = massa / molAr = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 /
108) = 27Jadi, Ar dari logam X adalah 27Referensi:Andy. 2009. Pre-College
Chemistry.Chang, Raymond. 2007.
Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.Moore, John T.
2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.
Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang reaksi-reaksi
sel elektrolisis (aspek kualitatif). Kemudian kita akan menghitung massa
endapan logam dan volume gas yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis (aspek
kuantitatif). Kita juga akan mempelajari pengaruh besarnya arus listrik terhadap
kuantitas produk elektrolisis yang dihasilkan. 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 (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan
Sel Volta). 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 H2(g) + O2(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
dikatoda, 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.
Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) danelektrolisis larutan. 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) Cl2(g) + 2 e- .................... (2)
Reaksi sel : 2 Na+(l) + 2 Cl-(l) ------> 2 Na(s) + Cl2(g) ....................
[(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis
lelehan garam NaCl menghasilkan
endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana
halnya jika lelehan
garam NaCl diganti
dengan larutan
garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari
reaksielektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta(lihat Elektrokimia I
: Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel 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 mudahtereduksi 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 NaCladalah
sebagai berikut :
Katoda (-) : 2 H2O(l) + 2 e- ------> H2(g) + 2 OH-(aq) ............ (1)
Anoda (+) : 2 Cl-(aq) ------> Cl2(g) + 2 e- .................... (2)
Reaksi sel : 2 H2O(l) + 2 Cl-(aq) ------> H2(g) + Cl2(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.
Selanjutnya kita mencoba mempelajari 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 SO42- dengan air di anoda. Oleh
karena bilangan oksidasi S pada SO4-2 telah mencapai keadaan
maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- 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 H2(g) + 4 OH-(aq) ........... (1)
Anoda (+) : 2 H2O(l) ------> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- .................... (2)
Reaksi sel : 6 H2O(l) ------> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) + 4 OH-(aq)..........................
[(1) + (2)]
Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan
menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata,
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- ------> H2(g) + 2 OH-(aq)..........................
(1) Anoda (+) : Cu(s) ------>
Cu2+(aq) + 2 e- ..........................
(2)Reaksi sel : Cu(s) + 2 H2O(l) ------> Cu2+(aq) + H2(g) + 2 OH-(aq)..........................
[(1) + (2)] 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
Salah
satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebutpenyepuhan.
Dalam proses penyepuhan, logam
yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan
logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan
sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan
lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion
logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses
elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion
perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada
permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga
banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur. Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis,
kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti
yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk
mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita
dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan
stoikiometri. 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. Demikian halnya, setengah Faraday
equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui,
setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023 partikel. Sementara
setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :
1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x
10-19 C/partikel
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 / 96500Coulomb = Faraday x 96500 Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh
melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang
menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut : Coulomb = Ampere x DetikQ = I x t Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik
adalah sebagai berikut : Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (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.
Penyelesaian :Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert
adalah sebagai berikut :
Katoda (-) : Ag+ + e- ------> Ag
Anoda (+) : 2 H2O(l) ------> O2(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
1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 CJadi, 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) ------> F2(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 FaradayWaktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 965001,2 = (10 x t) / 96500t = 11850 detik = 3,22 jamJadi, 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) ------> Cl2(g) + 2 e- Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung
dengan persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektronBerdasarkan 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 CaMassa Ca = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan 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) ------> O2(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 AgBerdasarkan 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 elektronReaksi elektrolisis larutan XCl3 :
K (-) : X3+(aq) + 3 e- ------> X(s) A (+) : 2 Cl-(l) ------> Cl2(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 elektronBerdasarkan 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 / ArAr = massa / molAr = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27Jadi, Ar dari logam X adalah 27 Referensi:Andy. 2009. Pre-College Chemistry.Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw
Hill.Moore,
John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar