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 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 menarik anion-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) dan elektrolisis 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 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°red yang 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- ——> 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 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 :
- Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
- Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
- Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
- 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 disebut penyepuhan. 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 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 / 96500
Coulomb = 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 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.
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 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) ——> 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 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) ——> Cl2(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) ——> 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 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) ——> 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 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
SEL VOLTA
Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.
Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.
Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).
Contoh rangkaian sel galvani.
sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:
Dikenal
sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari
karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa
pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.
Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O
Anode : Zn ” Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2
Sel
aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi
penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya
terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal
yang dilapisi PbO2.Reaksi penggunaan aki :
Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O
Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.
Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).
Rangkaian Sel Galvani
- voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
- jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.
- anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).
- katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).
Proses dalam Sel Galvani
Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang larut.- Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
- Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
- Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari :
1. Sel Kering (Sel Leclanche)
Dikenal
sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari
karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa
pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O
Anode : Zn ” Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2
2. Sel Aki
Sel
aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi
penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya
terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal
yang dilapisi PbO2.Reaksi penggunaan aki :Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O
Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+
Reaksi yang terjadi :
Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)
Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V
4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)
Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali
(rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3
(pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat
balik :
NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2
5. Sel Bahan Bakar
Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya
(oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode
berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida
dan elektrolit KOH.
Reaksi yang terjadi :
Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)
Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)
2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+
3. Sel Perak Oksida
Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.Reaksi yang terjadi :
Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)
Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V
4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)
Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali
(rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3
(pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat
balik :NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2
5. Sel Bahan Bakar
Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya
(oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode
berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida
dan elektrolit KOH.Reaksi yang terjadi :
Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)
Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)
No comments:
Post a Comment