redoks elektrokimia

REAKSI REDOKS, ELEKTROKIMIA, DAN ELEKTROLISIS

 Reaksi Redoks dan Sel Volta

Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya terdiri atas dua reaksi yang berbeda, yaitu oksidasi (kehilangan elektron) dan reduksi (memperoleh elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron yang hilang pada reaksi oksidasi sama dengan elektron yang diperoleh pada reaksi reduksi. Masing-masing reaksi (oksidasi dan reduksi) disebut reaksi paruh (setengah reaksi), sebab diperlukan dua setengah reaksi ini untuk membentuk sebuah reaksi dan reaksi keseluruhannya disebut reaksi redoks.

Ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk oksidasi, yaitu kehilangan elektron, memperoleh oksigen, atau kehilangan hidrogen. Dalam pembahasan ini, kita menggunakan definisi kehilangan elektron. Sementara definisi lainnya berguna saat menjelaskan proses fotosintesis dan pembakaran.

Oksidasi adalah reaksi dimana suatu senyawa kimia kehilangan elektron selama perubahan dari reaktan menjadi produk. Sebagai contoh, ketika logam Kalium bereaksi dengan gas Klorin membentuk garam Kalium Klorida (KCl), logam Kalium kehilangan satu elektron yang kemudian akan digunakan oleh klorin. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

K —–> K⁺ + e^-

Ketika Kalium kehilangan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa logam Kalium itu telah teroksidasi menjadi kation Kalium.

Seperti halnya oksidasi, ada tiga definisi yang dapat digunakan untuk menjelaskan reduksi, yaitu memperoleh elektron, kehilangan oksigen, atau memperoleh hidrogen. Reduksi sering dilihat sebagai proses memperoleh elektron. Sebagai contoh, pada proses penyepuhan perak pada perabot rumah tangga, kation perak direduksi menjadi logam perak dengan cara memperoleh elektron. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Ag⁺ + e^- ——> Ag

Ketika mendapatkan elektron, para kimiawan mengatakan bahwa kation perak telah tereduksi menjadi logam perak.

Baik oksidasi maupun reduksi tidak dapat terjadi sendiri, harus keduanya. Ketika elektron tersebut hilang, sesuatu harus mendapatkannya. Sebagai contoh, reaksi yang terjadi antara logam seng dengan larutan tembaga (II) sulfat dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

Zn_(s) + CuSO_4(aq) ——> ZnSO_4(aq) + Cu_(s)

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) ——> Zn²⁺_(aq) + Cu_(s) (persamaan ion bersih)

Sebenarnya, reaksi keseluruhannya terdiri atas dua reaksi paruh :

Zn_(s) ——> Zn²⁺_(aq) + 2e^-

Cu²⁺_(aq) + 2e^- ——> Cu_(s)

Logam seng kehilangan dua elektron, sedangkan kation tembaga (II) mendapatkan dua elektron yang sama. Logam seng teroksidasi. Tetapi, tanpa adanya kation tembaga (II), tidak akan terjadi suatu apa pun. Kation tembaga (II) disebut zat pengoksidasi (oksidator). Oksidator menerima elektron yang berasal dari spesies kimia yang telah teroksidasi.

Sementara kation tembaga (II) tereduksi karena mendapatkan elektron. Spesies yang memberikan elektron disebut zat pereduksi (reduktor). Dalam hal ini, reduktornya adalah logam seng. Dengan demikian, oksidator adalah spesies yang tereduksi dan reduktor adalah spesies yang teroksidasi. Baik oksidator maupun reduktor berada di ruas kiri (reaktan) persamaan redoks.

Elektrokimia adalah salah satu dari cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang perubahan bentuk energi listrik menjadi energi kimia dan sebaliknya. Proses elektrokimia melibatkan reaksi redoks. Proses transfer elektron akan menghasilkan sejumlah energi listrik. Aplikasi elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel, yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Sebelum membahas kedua jenis sel tersebut, kita terlebih dahulu akan mempelajari metode penyetaraan reaksi redoks.

Berikut ini penjelasan sekilas tentang metode setengah reaksi : persamaan redoks yang belum setara diubah menjadi persamaan ion dan kemudian dipecah menjadi dua reaksi paruh, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi; setiap reaksi paruh ini disetarakan dengan terpisah dan kemudian digabungkan untuk menghasilkan ion yang telah disetarakan; akhirnya, ion-ion pengamat kembali dimasukkan ke persamaan ion yang telah disetarakan, mengubah reaksi menjadi bentuk molekulnya.

Sebagai contoh, saya akan menjelaskan langkah-langkah untuk menyetarakan persamaan redoks berikut :

Fe²⁺_(aq) + Cr₂O₇^2-_(aq) ——> Fe³⁺_(aq) + Cr³⁺_(aq)

1. Menuliskan persamaan reaksi keseluruhan

Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- ——> Fe³⁺ + Cr³⁺

2. Membagi reaksi menjadi dua reaksi paruh

Fe²⁺ ——> Fe³⁺

Cr₂O₇^2- ——> Cr³⁺

3. Menyetarakan jenis atom dan jumlah atom dan muatan pada masing-masing setengah reaksi; dalam suasana asam, tambahkan H₂O untuk menyetarakan atom O dan H⁺ untuk menyetarakan atom H

Fe²⁺ ——> Fe³⁺ + e^-

6 e^- + 14 H⁺ + Cr₂O₇^2- ——> 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

4. Menjumlahkan kedua setengah reaksi; elektron pada kedua sisi harus saling meniadakan; jika oksidasi dan reduksi memiliki jumlah elektron yang berbeda, maka harus disamakan terlebih dahulu

6 Fe²⁺ ——> 6 Fe³⁺ + 6 e^- ……………… (1)

6 e^- + 14 H⁺ + Cr₂O₇^2- ——> 2 Cr³⁺ + 7 H₂O ……………… (2)

6 Fe²⁺ + 14 H⁺ + Cr₂O₇^2- ——> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O ………………… [(1) + (2)]

5. Mengecek kembali dan yakin bahwa kedua ruas memiliki jenis atom dan jumlah atom yang sama, serta memiliki muatan yang sama pada kedua ruas persamaan reaksi

Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH^- dalam jumlah yang sama dengan ion H⁺ pada masing-masing ruas untuk menghilangkan ion H⁺. Persamaan reaksi tersebut berubah menjadi sebagai berikut :

6 Fe²⁺ + 14 H⁺ + 14 OH^- + Cr₂O₇^2- ——> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 14 OH^-

6 Fe²⁺ + 14 H₂O + Cr₂O₇^2- ——> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 14 OH^-

6 Fe²⁺ + 7 H₂O + Cr₂O₇^2- ——> 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 14 OH^-

Berikut ini adalah contoh lain penyelesaian penyetaraan persamaan reaksi redoks :

Cu_(s) + HNO_3(aq) ——> Cu(NO₃)_2(aq) + NO_(g) + H₂O_(l)

1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ion

Cu + H⁺ + NO₃^- ——> Cu²⁺ + 2 NO₃^- + NO + H₂O

2. Menentukan bilangan oksidasi dan menuliskan dua setengah reaksi (oksidasi dan reduksi) yang menunjukkan spesies kimia yang telah mengalami perubahan bilangan oksidasi

Cu ——> Cu²⁺

NO₃^- ——> NO

3. Menyetarakan semua atom, dengan pengecualian untuk oksigen dan hidrogen

Cu ——> Cu²⁺

NO₃^- ——> NO

4. Menyetarakan atom oksigen dengan menambahkan H₂O pada ruas yang kekurangan oksigen

Cu ——> Cu²⁺

NO₃^- ——> NO + 2 H₂O

5. Menyetarakan atom hidrogen dengan menambahkan H⁺ pada ruas yang kekurangan hidrogen

Cu ——> Cu²⁺

4 H⁺ + NO₃^- ——> NO + 2 H₂O

6. Menyetarakan muatan ion pada setiap ruas setengah reaksi dengan menambahkan elektron

Cu ——> Cu²⁺ + 2 e^-

3 e^- + 4 H⁺ + NO₃^- ——> NO + 2 H₂O

7. Menyetarakan kehilangan elektron dengan perolehan elektron antara kedua setengah reaksi

3 Cu ——> 3 Cu²⁺ + 6 e^-

6 e^- + 8 H⁺ + 2 NO₃^- ——> 2 NO + 4 H₂O

8. Menggabungkan kedua reaksi paruh tersebut dan menghilangkan spesi yang sama di kedua sisi; elektron selalu harus dihilangkan (jumlah elektron di kedua sisi harus sama)

3 Cu ——> 3 Cu²⁺ + 6 e^- …………………….. (1)

6 e^- + 8 H⁺ + 2 NO₃ ——> 2 NO + 4 H₂O …………………….. (2)

3 Cu + 8 H⁺ + 2 NO₃^- ——> 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O …………………………….. [(1) + (2)]

9. Mengubah persamaan reaksi kembali ke bentuk molekulnya dengan menambahkan ion pengamat

3 Cu + 8 H⁺ + 2 NO₃^- + 6 NO₃^- ——> 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H₂O + 6 NO₃^-

3 Cu + 8 HNO₃ ——> 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil

Metode lain yang digunakan dalam menyetarakan persamaan reaksi redoks adalah metode perubahan bilangan oksidasi (PBO). Saya akan menjelaskan langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks dengan metode PBO melalu contoh berikut :

MnO₄^-_(aq) + C₂O₄^2-_(aq) ——> Mn²⁺_(aq) + CO_2(g)

1. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur

MnO₄^- + C₂O₄^2- ——> Mn²⁺ + CO₂

+7 -2 +3 -2 +2 +4 -2

2. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasi

Mn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +7 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan oksidasi (Δ) sebesar 5

C mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +3 menjadi +4; besarnya perubahan bilangan okisdasi (Δ) sebesar 1

3. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi (Δ) dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

Mn : Δ = 5 x 1 = 5

C : Δ = 1 x 2 = 2

4. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masing-masing ruas

MnO₄^- + C₂O₄^2- ——> Mn²⁺ + 2 CO₂

5. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (Δ); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baru

Mn dikalikan 2 dan C dikalikan 5, sehingga Δ kedua unsur sama, yaitu sebesar 10

2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂

6. Dalam tahap ini, reaksi hampir selesai disetarakan; selanjutnya atom O dapat disetarakan dengan menambahkan H₂O pada ruas yang kekurangan atom O; sementara untuk menyetarakan atom H, gunakan H⁺

16 H⁺ + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O

7. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil

Untuk reaksi yang berlangsung dalam suasana basa, tambahkan ion OH^- dalam jumlah yang sama dengan ion H⁺ pada masing-masing ruas untuk menghilangkan ion H⁺. Persamaan reaksi tersebut berubah menjadi sebagai berikut :

16 OH^- + 16 H⁺ + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O + 16 OH^-

16 H₂O + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O + 16 OH^-

8 H₂O + 2 MnO₄^- + 5 C₂O₄^2- ——> 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 16 OH^-

contoh penyelesaian persamaan reaksi redoks dengan metode PBO :

MnO_(s) + PbO_2(s) + HNO_3(aq) ——> HMnO_4(aq) + Pb(NO₃)_2(aq) + H₂O_(l)

1. Mengubah reaksi redoks yang belum disetarakan menjadi bentuk ion

MnO + PbO₂ + H⁺ + NO₃^‑ ——> H⁺ + MnO₄^- + Pb²⁺ + 2 NO₃^- + H₂O

2. Menentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur

MnO + PbO₂ + H⁺ + NO₃^‑ ——> H⁺ + MnO₄^- + Pb²⁺ + 2 NO₃^- + H₂O

+2 -2 +4 -2 + 1 +5 -2 +1 +7 -2 +2 +5 -2 +1 -2

3. Menuliskan kembali semua unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi; ion pengamat tidak disertakan

MnO + PbO₂ ——> MnO₄^- + Pb²⁺

+2 -2 +4 -2 +7 -2 +2

4. Menentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi serta besarnya perubahan bilangan oksidasi

Mn mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +2 menjadi +7; besarnya perubahan bilangan oksidasi (Δ) sebesar 5

Pb mengalami perubahan bilangan oksidasi dari +4 menjadi +2; besarnya perubahan bilangan okisdasi (Δ) sebesar 2

5. Mengalikan perubahan bilangan oksidasi (Δ) dengan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi

Mn : Δ = 5 x 1 = 5

Pb : Δ = 2 x 1 = 2

6. Menyamakan jumlah atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada masing-masing ruas

MnO + PbO₂ ——> MnO₄^- + Pb²⁺

7. Menyamakan perubahan bilangan oksidasi (Δ); bilangan pengali dijadikan sebagai koefisien reaksi baru

Mn dikalikan 2 dan Pb dikalikan 5, sehingga Δ kedua unsur sama, yaitu sebesar 10

2 MnO + 5 PbO₂ ——> 2 MnO₄^- + 5 Pb²⁺

8. Dalam tahap ini, reaksi hampir selesai disetarakan; selanjutnya atom O dapat disetarakan dengan menambahkan H₂O pada ruas yang kekurangan atom O; sementara untuk menyetarakan atom H, gunakan H⁺

8 H⁺ + 2 MnO + 5 PbO₂ ——> 2 MnO₄^- + 5 Pb²⁺ + 4 H₂O

9. Mengubah persamaan reaksi kembali ke be ntuk molekulnya dengan menambahkan ion pengamat

10 NO₃^- + 2 H⁺ + 8 H⁺ + 2 MnO + 5 PbO₂ ——> 2 MnO₄^- + 5 Pb²⁺ + 4 H₂O + 2 H⁺ + 10 NO₃^-

2 MnO + 5 PbO₂ + 10 HNO₃ ——> 2 HMnO₄ + 5 Pb(NO₃)₂ + 4 H₂O

10. Memeriksa kembali untuk meyakinkan bahwa semua atomnya telah setara, semua muatannya telah setara, dan semua koefisiennya ada dalam bentuk bilangan bulat terkecil

Pada pembahasan sebelumnya, kita telah mengetahui bahwa saat sepotong logam seng dicelupkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, akan terjadi reaksi redoks. Logam seng akan teroksidasi menjadi ion Zn²⁺, sementara ion Cu²⁺ akan tereduksi menjadi logam tembaga yang menutupi permukaan logam seng. Persamaan untuk reaksi ini adalah sebagai berikut :

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) ——> Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Ini merupakan contoh perpindahan elektron langsung. Logam seng memberikan dua elektron (menjadi teroksidasi) ke ion Cu²⁺ yang menerima kedua elektron tersebut (mereduksinya menjadi logam tembaga). Logam tembaga akan melapisi permukaan logam seng.

Seandainya kedua reaksi paruh tersebut dapat dipisahkan, sehingga ketika logam seng teroksidasi, elektron akan dilepaskan dan dialirkan melalui kawat penghantar untuk mencapai ion Cu²⁺ (perpindahan elektron tidak langsung), kita akan mendapatkan sesuatu yang bermanfaat. Selama reaksi kimia berlangsung, akan terjadi aliran elektron yang menghasilkan energi listrik. Peralatan yang dapat mengubah energi kimia (reaksi redoks) menjadi arus listrik (aliran elektron = energi listrik) dikenal dengan Sel Volta atau Sel Galvani.

Salah satu contoh sel volta yang sering digunakan para kimiawan adalah Sel Daniell. Sel volta ini menggunakan reaksi antara logam Zn dan ion Cu²⁺ untuk menghasilkan listrik. Sel Daniell diberi nama menurut penemunya, John Frederic Daniell, seorang kimiawan Inggris yang menemukannya pada tahun 1836).

Pada Sel Daniell, sepotong logam seng dimasukkan ke dalam larutan seng (II) sulfat, ZnSO_4(aq), pada satu wadah. Sementara, sepotong logam tembaga juga dimasukkan ke dalam larutan tembaga (II) sulfat, CuSO_4(aq), pada wadah lainnya. Potongan logam tersebut disebut elektroda yang berfungsi sebagai ujung akhir atau penampung elektron.

Kawat penghantar akan menghubungkan elektroda-elektrodanya. Selanjutnya, rangkaian sel dilengkapi pula dengan jembatan garam. Jembatan garam, biasanya berupa tabung berbentuk U yang terisi penuh dengan larutan garam pekat, memberikan jalan bagi ion untuk bergerak dari satu tempat ke tempat lainnya untuk menjaga larutan agar muatan listriknya tetap netral.

Sel Daniell bekerja atas dasar prinsip reaksi redoks. Logam seng teroksidasi dan membebaskan elektron yang mengalir melalui kawat menuju elektroda tembaga. Selanjutnya, elektron tersebut digunakan oleh ion Cu²⁺ ­yang mengalami reduksi membentuk logam tembaga. Ion Cu²⁺ dari larutan tembaga (II) sulfat akan melapisi elektroda tembaga, sedangkan elektroda seng semakin berkurang (habis). Kation-kation di dalam jembatan garam berpindah ke wadah yang mengandung elektroda tembaga untuk menggantikan ion tembaga yang semakin habis. Sebaliknya, anion-anion pada jembatan garam berpindah ke sisi elektroda seng, yang menjaga agar larutan yang mengandung ion Zn²⁺ tetap bermuatan listrik netral.

Elektroda seng disebut anoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi oksidasi. Oleh karena anoda melepaskan elektron, maka anoda kaya akan elektron sehingga diberi tanda negatif (kutub negatif). Sementara, elektroda tembaga disebut katoda, yaitu elektroda yang menjadi tempat terjadinya reaksi reduksi. Oleh karena katoda menerima elektron, maka katoda kekurangan elektron sehingga diberi tanda positif (kutub positif).

Reaksi yang terjadi pada masing-masing elektroda (reaksi setengah sel) adalah sebagai berikut :

Anoda (-) : Zn_(s) ——> Zn²⁺_(aq) + 2e^- ……………………. (1)

Katoda (+) : Cu²⁺_(aq) + 2e^- ——> Cu_(s) ……………………. (2)

Reaksi Sel : Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) ——> Zn²⁺_(aq) + Cu_(s) …………………………… [(1) + (2)]

Munculnya arus listrik (aliran elektron) yang terjadi dari anoda menuju katoda disebabkan oleh perbedaan potensial elektrik antara kedua elektroda tersebut. Melalui percobaan, perbedaan potensial elektrik antara katoda dan anoda dapat diukur dengan voltmeter dan hasilnya berupa potensial standar sel (E°_sel). Semakin besar perbedaan potensial elektrik, semakin besar pula arus listrik dan potensial standar sel yang dihasilkan.

Reaksi yang terjadi pada sel volta dapat dinyatakan dalam bentuk yang lebih ringkas, yaitu notasi sel. Sesuai dengan kesepakatan, reaksi oksidasi dinyatakan di sisi kiri, sementara reaksi reduksi dinyatakan di sisi kanan. Notasi sel untuk Sel Daniell adalah sebagai berikut :

Zn_(s) / Zn²⁺_(aq) // Cu²⁺_(aq) / Cu_(s)

Saat konsentrasi ion Cu²⁺ dan Zn²⁺ masing-masing 1 M, terlihat pada voltmeter bahwa besarnya potensial standar sel (E°_sel) bagi Sel Daniell adalah 1,10 V pada suhu 25°C. Oleh karena reaksi sel merupakan hasil penjumlahan dari dua reaksi setengah sel, maka potensial s

tandar sel merupakan hasil penjumlahan dari dua potensial standar setengah sel. Pada Sel Daniell, potensial standar sel merupakan hasil penjumlahan potensial elektroda Cu dan Zn. Dengan mengetahui potensial standar dari masing-masing elektroda, kita dapat menentukan besarnya potensial standar sel lain yang terbentuk. Potensial yang digunakan dalam pemahasan ini adalah potensial standar reduksi.

Potensial standar reduksi masing-masing elektroda dapat ditentukan dengan membandingkannya terhadap elektroda standar (acuan), yaitu elektroda hidrogen standar (SHE = Standard Hydrogen Electrode). Keadaan standar yang dimaksud adalah saat tekanan gas H₂ sebesar 1 atm, konsentrasi larutan ion H⁺ sebesar 1 M, dan dan pengukuran dilakukan pada suhu 25°C. Sesuai dengan kesepakatan, SHE memiliki potensial standar reduksi sebesar nol (E°_red SHE = 0).

2 H⁺ (1 M) + 2 e^- ——> H₂ (1 atm) E°­_red = 0 V

SHE dapat digunakan untuk menentukan besarnya potensial standar reduksi (E°_red) elektroda lainnya. Dengan demikian, kita dapat menyusun suatu daftar yang berisi urutan nilai E°­_red elektroda-elektroda, dari yang terkecil (paling negatif) hingga yang terbesar (paling positif). Susunan elektroda-elektroda tersebut di kenal dengan istilah Deret Volta (deret kereaktifan logam).

Li – K – Ba – Sr – Ca – Na – Mg – Al – Mn – Zn – Cr – Fe – Cd – Co – Ni – Sn – Pb – H⁺ – Cu – Ag – Hg – Pt – Au

Logam-logam yang terletak di sisi kiri H⁺ memiliki E°_red bertanda negatif. Semakin ke kiri, nilai E°_red semakin kecil (semakin negatif). Hal ini menandakan bahwa logam-logam tersebut semakin sulit mengalami reduksi dan cenderung mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan reduktor akan meningkat dari kanan ke kiri. Sebaliknya, logam-logam yang terletak di sisi kanan H⁺ memiliki E°_red bertanda positif. Semakin ke kanan, nilai E°_red semakin besar (semakin positif). Hal ini berarti bahwa logam-logam tersebut semakin mudah mengalami reduksi dan sulit mengalami oksidasi. Oleh sebab itu, kekuatan oksidator akan meningkat dari kiri ke kanan. Singkat kata, logam yang terletak disebelah kanan relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami reduksi. Sementara, logam yang terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam lainnya, akan mengalami oksidasi. Logam yang terletak disebelah kiri relatif terhadap logam lainnya mampu mereduksi ion logam menjadi logam (mendesak ion dari larutannya menjadi logam). Sebaliknya, logam yang terletak di sebelah kanan relatif terhadap logam lainnya mampu mengoksidasi logam menjadi ion logam (melarutkan logam menjadi ion dalam larutannya).

Sebagai contoh, kita ingin merangkai sebuah sel volta dengan menggunakan elektroda Fe dan Ni. Berdasarkan susunan logam pada deret volta, logam Fe terletak di sebelah kiri relatif terhadap logam Ni.

Hal ini menandakan bahwa logam Ni lebih mudah tereduksi dibandingkan logam Fe. Akibatnya, dalam sel volta, elektroda Ni berfungsi sebagai katoda, sedangkan elektroda Fe berfungsi sebagai anoda. Reaksi yang terjadi pada sel volta adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : Ni²⁺ + 2 e^- ——> Ni ……………………. (1)

Anoda (-) : Fe ——> Fe²⁺ + 2 e^- ……………………. (2)

Reaksi Sel : Fe + Ni²⁺ ——> Fe²⁺ + Ni …………………………………… [(1) + (2)]

Notasi Sel : Fe / Fe²⁺ // Ni²⁺ / Ni

Sesuai dengan kesepakatan, potensial sel (E°_sel) merupakan kombinasi dari E°_red katoda dan E°_red anoda, yang ditunjukkan melalui persamaan berikut :

E°_{sel =} E° katoda – E° anoda

Potensial reduksi standar (E°_red) masing-masing elektroda dapat dilihat pada Tabel Potensial Standar Reduksi. Dari tabel, terlihat bahwa nilai E°_red Fe adalah sebesar -0,44 V. Sementara nilai E°_red Ni adalah sebesar -0,25 V. Dengan demikian, nilai E°_sel Fe/Ni adalah sebagai berikut :

E°_sel = -0,25 – (-0,44) = +0,19 V

Suatu reaksi redoks dapat berlangsung spontan apabila nilai E°_sel positif. Reaksi tidak dapat berlangsung spontan apabila nilai E°_sel negatif. Reaksi yang dapat berlangsung spontan justru adalah reaksi kebalikannya.

Apabila larutan tidak dalam keadaan standar, maka hubungan antara potensial sel (E_sel) dengan potensial sel standar (E°_sel) dapat dinyatakan dalam persamaan Nerst berikut ini :

E sel = E°_{sel – (RT/nF) ln Q}

Pada suhu 298 K (25°C), persamaan Nerst berubah menjadi sebagai berikut :

E sel = E°_{sel – (0,0257/n) ln Q}

E sel = E°_{sel – (0,0592/n) log Q}

E_sel = potensial sel pada keadaan tidak standar

E°_sel = potensial sel pada keadaan standar

R = konstanta gas ideal = 8,314 J/mol.K

T = suhu mutlak (K) [dalam hal ini, kita menggunakan temperatur kamar, 25°C atau 298 K]

n = jumlah mol elektron yang terlibat dalam redoks

F = konstanta Faraday = 96500 C/F

Q = rasio konsentrasi ion produk terhadap konsentrasi ion reaktan

Selama proses reaksi redoks berlangsung, elektron akan mengalir dari anoda menuju katoda. Akibatnya, konsentrasi ion reaktan akan berkurang, sebaliknya konsentrasi ion produk akan bertambah. Nilai Q akan meningkat, yang menandakan bahwa nilai E_sel akan menurun. Pada saat reaksi mencapai kesetimbangan, aliran elektron akan terhenti. Akibatnya, E_sel = 0 dan Q = K (K= konstanta kesetimbangan kimia). Dengan demikian, konstanta kesetimbangan kimia (K) dapat ditentukan melalui sel volta.

Sebagai contoh, sel konsentrasi dengan elektroda Zn, masing-masing memiliki konsentrasi ion seng sebesar 1,0 M dan 0,1 M. Larutan yang relatif pekat akan mengalami reduksi, sementara larutan yang lebih encer mengalami oksidasi. Potensial standar sel (E°_sel) untuk sel konsentrasi adalah nol (0). Reaksi yang terjadi pada sel konsentrasi Zn adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : Zn²⁺ (1,0 M) + 2 e^- ——> Zn …………………….. (1)

Anoda (-) : Zn ——> Zn²⁺ (0,1 M) + 2 e^‑ …………………….. (2)

Reaksi Sel : Zn²⁺ (1,0 M) ——> Zn²⁺ (0,1 M) …………………………….. [(1) + (2)]

Notasi Sel : Zn / Zn²⁺ (0,1 M) // Zn²⁺ (1,0 M) / Zn

Potensial sel konsentrasi dapat diperoleh melalui persamaan Nerst berikut :

E sel = E°_{sel – (0,0257/2) ln ([}Zn2+_{] encer / [}Zn2+_{] pekat)}

E sel = _{0 – (0,0257/2) ln [(0,1] / [}1,0_])

E sel = 0,0296 volt

Potensial sel konsentrasi umumnya relatif kecil dan semakin berkurang selama proses reaksi berlangsung. Reaksi akan terus berlangsung hingga kedua wadah mencapai keadaan konsentrasi ion sama. Apabila konsentrasi ion kedua wadah telah sama, E_sel = 0 dan aliran elektron terhenti.

Aplikasi pengetahuan sel volta dapat ditemukan dalam kehidupan sehari-hari. Salah satu contoh aplikasi sel volta adalah penggunaan batu baterai. Baterai adalah sel galvani, atau

gabungan dari beberapa sel galvani , yang dapat digunakan sebagai sumber arus listrik. Beberapa jenis baterai yang kita gunakan dalam kehidupan sehari-hari, antara lain :

1. The Dry Cell Battery

Dikenal dengan istilah sel Leclanche atau batu baterai kering. Pada batu baterai kering, logam seng berfungsi sebagai anoda. Katodanya berupa batang grafit yang berada di tengah sel. Terdapat satu lapis mangan dioksida dan karbon hitam mengelilingi batang grafit dan pasta kental yang terbuat dari amonium klorida dan seng (II) klorida yang berfungsi sebagai elektrolit. Potensial yang dihasilkan sekitar 1,5 volt.

Reaksi selnya adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : 2 NH₄⁺_(aq) + 2 MnO_2(s) + 2 e^- ——> Mn₂O_3(s) + 2 NH_3(aq) + H₂O_{(l) ……………… (1)}

Anoda (-) : Zn_(s) ——> Zn²⁺_(aq) + 2 e^- …………….. (2)

Reaksi Sel : 2 NH₄⁺_(aq) + 2 MnO_2(s) + Zn_(s) ——> Mn₂O_3(s) + 2 NH_3(aq) + H₂O_(l) + Zn²⁺_(aq) …………….. [(1) + (2)]

Pada batu baterai kering alkalin (baterai alkalin), amonium klorida yang bersifat asam pada sel kering diganti dengan kalium hidroksida yang bersifat basa (alkalin). Dengan bahan kimia ini, korosi pada bungkus logam seng dapat dikurangi.

2. The Mercury Battery

Sering digunakan pada dunia kedokteran dan industri elektronik. Sel merkuri mempunyai struktur menyerupai sel kering. Dalam baterai ini, anodanya adalah logam seng (membentuk amalgama dengan merkuri), sementara katodanya adalah baja (stainless steel cylinder). Elektrolit yang digunakan dalam baterai ini adalah merkuri (II) Oksida, HgO. Potensial yang dihasilkan sebesar 1,35 volt.

Reaksi selnya adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : HgO_(s) + H₂O_(l) + 2 e^- ——> Hg_(l) + 2 OH^-_{(aq) …………………… (1)}

Anoda (-) : Zn(Hg) + 2 OH^-_(aq) ——> ZnO_(s) + H₂O_(l) + 2 e^‑ ………………….. (2)

Reaksi sel : Zn(Hg) + HgO_(s) ——> ZnO_(s) + Hg_{(l) ………………………. [(1) + (2)]}

3. The Lead Storage Battery

Dikenal dengan sebutan baterai mobil atau aki/accu. Baterai penyimpan plumbum (timbal) terdiri dari enam sel yang terhubung secara seri. Anoda pada setiap sel adalah plumbum (Pb), sedangkan katodanya adalah plumbum dioksida (PbO₂). Elektroda dicelupkan ke dalam larutan asam sulfat (H₂SO₄).

Reaksi selnya pada saat pemakaian aki adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : PbO_2(s) + 4 H⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq) + 2 e^- ——> PbSO_4(s) + 2 H₂O_{(l) ………………… (1)}

Anoda (-) : Pb_(s) + SO₄^2-_(aq) ——> PbSO_4(s) + 2 e^- …………………………… (2)

Reaksi sel : PbO_2(s) + Pb_(s) + 4 H⁺_(aq) + 2 SO₄^2-_(aq) ——> 2 PbSO_4(s) + 2 H₂O_{(l) ……………………. [(1) + (2)]}

Pada kondisi normal, masing-masing sel menghasilkan potensial sebesar 2 volt. Dengan demikian, sebuah aki dapat menghasilkan potensial sebesar 12 volt. Ketika reaksi diatas terjadi, kedua elektroda menjadi terlapisi oleh padatan plumbum (II) sulfat, PbSO₄, dan asam sulfatnya semakin habis.

4. The Lithium-Ion Battery

Digunakan pada peralatan elektronik, seperti komputer, kamera digital, dan telepon seluler. Baterai ini memiliki massa yang ringan sehingga bersifat portable. Potensial yang dihasilkan cukup besar, yaitu sekitar 3,4 volt. Anodanya adalah Li dalam grafit, sementara katodanya adalah oksida logam transisi (seperti CoO₂). Elektrolit yang digunakan adalah pelarut organik dan sejumlah garam organik.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : Li⁺_(aq) + CoO_2(s) + e^- ——> LiCoO_{2(s) ………………. (1)}

Anoda : Li_(s) ——> Li⁺ _(aq) + e^- ………………. (2)

Reaksi sel : Li_(s) + CoO_2(s) ——> LiCoO_{2(s) ……………………. [(1) + (2)]}

5. Fuel Cell

Dikenal pula dengan istilah sel bahan bakar. Sebuah sel bahan bakar hidrogen-oksigen yang sederhana tersusun atas dua elektroda inert dan larutan elektrolit, seperti kalium hidroksida. Gelembung gas hidrogen dan oksigen dialirkan pada masing-masing elektroda. Potensial yang dihasilkan adalah sebesar 1,23 volt.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : O_2(g) + 2 H₂O_(l) +4 e^- ——> 4 OH^-_{(aq) ………………..}(1)

Anoda (-) : 2 H_2(g) + 4 OH^-_(aq) ——> 4 H₂O_(l) + 4 e- ……………………… (2)

Reaksi sel : O_2(g) + 2 H_2(g) ——> 2 H₂O_(l) ………………. [(1) + (2)]

Korosi adalah persitiwa teroksidasinya besi membentuk karat besi (Fe₂O₃.xH₂O). Korosi besi disebabkan oleh beberapa faktor, seperti adanya air, gas oksigen, dan asam. Karat besi dapat mengurangi kekuatan besi. Oleh karena itu, korosi besi harus dicegah.

Korosi merupakan salah satu reaksi redoks yang tidak diharapkan. Reaksi yang terjadi selama proses korosi adalah sebagai berikut :

Katoda (+) : O_2(g) + 4 H⁺_(aq) + 4 e^- ——> 2 H₂O_(l) ……………………… (1)

Anoda (-) : 2 Fe_(s) ——> 2 Fe²⁺_(aq) + 4 e^- ………………. (2)

Reaksi sel : 2 Fe_(s) + O_2(g) + 4 H⁺_(aq) ——> 2 Fe²⁺_(aq) + 2 H₂O_(l) …………….. [(1) + (2)]

E°_sel = +1,67 volt

Ion Fe²⁺ akan teroksidasi kembali oleh sejumlah gas oksigen menghasilkan ion Fe³⁺ (karat besi). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

4 Fe²⁺_(aq) + O_2(g) + (4+2x) H₂O_(l) ——> 2 Fe₂O₃.xH₂O_(s) + 8 H⁺_(aq)

Untuk melindung logam besi dari proses korosi, beberapa metode proteksi dapat diterapkan, antara lain :

1. Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan cat

2. Melapisi permukaan logam besi dengan lapisan minyak (gemuk)

3. Melapisi permukaan logam besi dengan oksida inert (seperti Cr₂O₃ atau Al₂O₃)

4. Proteksi Katodik (Pengorbanan Anoda)

5. Melapisi permukaan logam besi dengan logam lain yang inert terhadap korosi

Metode ini menggunakan logam-logam yang kurang reaktif dibandingkan besi (logam-logam dengan E°_red lebih besar dari besi), seperti timah dan tembaga. Pelapisan secara sempurna logam inert pada permukaan logam besi dapat mencegah kontak besi dengan agen penyebab korosi (air, asam, dan gas oksigen). Akan tetapi, apabila terdapat cacat atau terkelupas (tergores), akan terjadi percepatan korosi.

Sel Elektrolisis

.           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 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.

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) 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. 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^- ——> 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.

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 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.

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^- ——> 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)]

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 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.

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 / 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) ——> 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

1 komentar:

Aris Tdk mengatakan...

nice sista penjelasannya. mampir2 ke http://sisikreatif.blogspot.co.id/2016/04/pengertian-sel-elektrokimia.html

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Pengantar


Sebelum membahas materi Reaksi Redoks dan Elektrokimia, siswa diharapkan mengingat kembali cara menghitung biloks yang telah dipelajari di kelas X.
Untuk menyegarkan ingatan kita, kita ingat kembali tentang beberapa konsep dasar bilangan oksidasi :

1. Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol
2. Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1
3. Dalam Hidrida logam (misalnya NaH, BaH2, AlH3), bilangan oksidasi H = –1
4. Atom O dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi –2
5. Dalam senyawa F2O, bilangan oksidasi O = + 2
6. Dalam peroksida (misalnya H2O2, Na2O2, BaO2), bilangan oksidasi O = –1
7. Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif
8. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = nol
9. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion
10. Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang keelektronegatifannya lebih besar

Contoh:

Hitunglah biloks S dalam senyawa H2SO4 

H2SO4
  (2 x H)   + S +  (4 x O)      =  0
(2 x (+1)) + S + (4 x (-2))   =  0 
        (+2)  +  S   +  (-8)         =  0
                             S                =  0 - 2  +  8
                             S                =  +6
Jadi Biloks S dalam senyawa H2SO4 adalah +6

Penyetaran Reaksi Redoks

Metode Bilangan Oksidasi 

Langkah-langkah yang dilakukan dalam menyelesaikan persamaan reaksi redoks dengan metode bilangan oksidasi adalah sebagai berikut:

1. Tentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada ke dua sisi persamaan reaksi redoks
2. Tuliskan angka biloks (bilangan oksidasi) di atas lambang atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
3. Buatlah garis yang menghubungkan atom-atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
4. Setarakan dahulu jumlah atom kiri dan kanan persamaan reaksi yang dihubungkan oleh garis oksidasi dan garis reduksi
5. Tentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator dan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor
6. Samakan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan cara perkalian
7. Setarakan muatan dengan menambahkan ion H⁺ (dalam suasana asam) atau ion OH^- (dalam suasana basa)
8. Setarakan atom H dengan menambahkan H2O 

Metode Setengah Reaksi (Ion Elektron) 

Korosi 

Suatu contoh penting proses oksidasi reduksi adalah korosi (perkaratan) logam-logam, terutama besi. Kenyataan bahwa banyak biaya yang digunakan untuk melindungi korosi dan kerugian yang ditimbulkan oleh korosi juga banyak.

Faktor-faktor yang dapat menyebabkan terjadinya korosi : 

1. Adanya gas oksigen dan uap air
2. Adanya elektrolit, misal garam yang dapat membantu atau memberikan suasana untuk dapat berlangsungnya reaksi redoks
3. Lapisan zat lain pada permukaan logam
4. Lapisan-lapisan zat-zat yang dapat larut membentuk asam, seperti gas SO2, SO3, CO2 dan lain-lain
5. Perbedaan potensial elektroda dari logam lain. Misalnya : Logam besi bersentuhan dengan seng (seng sebagai anoda dan besi sebagai katoda, seng yang cepat habis), Logam besi bersentuhan dengan timah (besi sebagai anoda, besi cepat mengalami korosi)
6. Pengaruh arus listrik (contoh percobaan besi sebagai anoda mengalami oksidasi Fe → Fe⁺² + 2e ( besi mengalami korosi )

Cara Pencegahan Korosi

1. Melapisi permukaan dengan cat atau bahan pelapis lainnya
2. Melapisi dengan lapisan tipis , misal tembaga melalui pelapis listrik atau dengan timah hitam dengan mencelupkannya ke dalam logam cair. Pelapisan dilakukan dengan cara elektrolisis yang disebut electroplating
3. Penyolderan yaitu dengan cara menghubungkan langsung dengan logam aktif atau dengan logam Magnesium disebut perlindungan katoda
4. Melumuri logam dengan Oli atau Gemuk
5. Dibalut dengan Plastik

Korosi dapat dicegah dengan menggunakan cara-cara di atas, namun jika korosi sudah terjadi bagaimakah cara menghilangkan korosi tersebut? Ada beberapa cara yang dapat dilakukan untuk menghilangkan korosi, diantaranya yang ditampilkan dari video di bawah ini:

Evaluasi Diri :

1. Apa yang dimaksud dengan korosi.
2. Sebutkan faktor-faktor yang menyebabkan terjadinya korosi.
3. Bagaimana cara menghindari terjadinya korosi pada tembaga dan besi.
4. Rancanglah kegiatan sederhana bagaimana cara pencegahan terjadinya korosi ? (tugas kelompok)
5. Tuliskan setengah persamaan dan persamaan keeluruhan Jika: 

            a. sebuah kawat tembaga dililitkan di sepanjang paku besi.
            b. Paku tersebut digerakan melalui sekeping seng.

Sel Elektrokimia

Potensial Elektroda (E^o)

Potensial elektroda adalah potensial listrik yang dihasilkan oleh suatu reaksi reduksi. Makin mudah suatu logam mengalami reduksi makin besar potensial elektroda yang ditimbulkannya. Jadi makin ke kanan letak suatu logam pada deret Volta makin besar potensial elektrodanya. Deret Volta urutan kereaksifan logam mulai dari reduktor terkuat (mudah teroksidasi) sampai reduktor terlemah (sukar teroksidasi) 

K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

Sel Elektrokimia 
Transfer elektron pda reaksi redoks di dalam larutan berlangsung melalui kontak langsung antara partikel-partikel berupa atom, molekul, atau ion yang saling serah terima elektron. Contoh reaksi redoks berikut:

Zn + Cu⁺² → Zn⁺² + Cu 

Untuk menghindari kesenjangan ini ion negatif akan mengalir menuju larutan ion Zn⁺² sebaliknya ion Zn⁺² bergerak menuju larutan Cu. Maka kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam. Keseluruhan sistem pemindahan elektron melalui rangkaian tertutup disebut sel elektrokimia atau lebih umum disebut sel. Elektroda tempat dimana terjadi setengah reaksi oksidasi disebut anoda, sedangkan elektroda tempat dimana terjadi setengah reaksi reduksi disebut katoda.

Diagram Sel 
Berdasarkan konvensi bahwa penulisan setengah reaksi reduksi atau setengah reaksi oksidasi digunakan lambang. Penulisan lambang ini disebut diagram sel.

Zn(s) | Zn⁺²(aq) ||  Cu⁺²(aq) | Cu(s)

anoda          katoda

Garis yang tegak lurus tunggal merupakan batas antara suatu elektroda dan fase lain (misal larutan). Garis tegak lurus ganda menekankan bahwa larutan tersebut dihubungkan dengan jembatan garam. Penulisan Zn(s) | Zn⁺²(aq) merupakan pasangan oksidasi dan Cu⁺²(aq) | Cu(s) merupakan pasangan reduksi.

Menghitung Potensial Sel Reaksi:

E^o sel   =   E^o red - E^ooks

Contoh 
Hitunglah E^o sel dari reaksi : Br2 + Cu → Cu⁺² + 2 Br^-
jika diketahui :
E^o Br2  + 2e   → 2 Br^-   = + 1,06 volt
E^o Cu⁺² + 2e  → Cu      = +0,52 volt

Solusi : 
Menguraikan ½ reaksi reduksi dan ½ reaksi oksidasi
½ reaksi reduksi   : Br2  + 2e   → 2 Br^-
½ reaksi oksidasi. : Cu → Cu⁺² + 2e
Menghitung E^o sel
E^o sel     = E^o red - E^ooks
               = 1,06 - ( + 0,52 )
               = + 0 , 54 volt

Sebagai bahan pembelajaran menarik, kita dapat membandingkan hasil perhitungan kita dengan simulasi perhitungan E^osel berikut ini:



Download media pembelajaran flash "Sel Tegangan", di sini

Evaluasi Diri :

1. Apakah reaksi redoks Pb + Zn⁺² → Pb⁺² + Zn dapat berlangsung?
2. Mn(s) │ Mn⁺² (1M) ║ Fe⁺² (1M) │ Fe(s)
3. Mg(s)│ Mg⁺² (1M) ║ Cl^- (1M) │ Pt(s) Tuliskan reaksi redoks dari masimg-masing sel.
4. Hitumg E^o sel soal No. 2 dan 3. 

Jenis Sel Elektrokimia

Sel Volta
Prinsip kerja Sel Volta adalah

• Energi hasil dari reaksi kini dirubah menjadi energi listrik
• Reaksi yang berlangsung adalah reaksi redoks
• Pada katoda terjadi reduksi, dan merupakan kutub positif
• Pada anoda terjadi oksidasi, dan merupakan kutub negatif. Jadi Katoda positif, anoda negatif disingkat KPAN yang dibaca KAPAN. Potensial listrik yang dihasilkan oleh sel elektrokimia dinamakan potensial Sel (E^osel)

E^osel = E^o reduksi – E^o oksidasi
Agar reaksi dapat berlangsung spontan maka E^o sel harus positif

Penggunaan yang penting dalam sel Volta adalah produksi energi listrik dari reaksi kimia (perubahan kimia). Jenis-jenis sel Volta:

• Aki

 

Reaksi Pengosongan Aki : 
Anoda    : Pb (s) + HSO4^-(aq)  → PbSO4 (s) + H⁺ (aq) + 2e^-
Katoda    : PbO2 (s) + HSO4^- (aq) + 3H⁺ (aq) +2e^-  →  PbSO4 (s) + H2O (l) 
-------------------------------------------------------------------------------              
              Pb(s) + PbO2 (s) + 2HSO4^- (aq) +2H⁺ (aq)  → 2PbSO4 (s) + 2 H2O (l)

Anoda dan katoda berubah menjadi zat yang sama yaitu PbSO4. Apabila permukaan kedua elektroda sudah tertutupi oleh PbSO4, maka tidak terdapat perbedaan potensial lagi sehingga Aki perlu di isi kembali Selama pengosongan Aki H2SO4 di ikat oleh air, akibatnya konsentrasi H2SO4 berkurang dan massa jenis larutan juga berkurang.

Reaksi Pengisian Aki 
Elekroda Pb sebagai Katoda dan elektroda PbO2 sebagai Anoda
Katoda   : PbSO4(s) + H⁺(aq) +2e^- → Pb(s) + HSO4^-(aq) 
Anoda    : PbSO4(s) + 2 H2O(l) → PbO2(s) + HSO4^-(aq) + 3H⁺(aq) + 2e^-
-------------------------------------------------------------------------------------------            
            2PbSO4(s) + 2H2O(l) → Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4^-(aq) + 2 H⁺(aq)

• Baterai Kering

Sel Leclanche merupakan sel primer sehingga tidak dapat diisi kembali. Oksidasi terjadi pada anode seng (Zn) dan reduksi terjadi pada katoda korbon (C) yang bersifat inert (sukar bereaksi). Elektrolitnya adalah pasta yang basah terdiri dari MnO2, ZnCl2, NH4Cl, dan karbon hitam. Perbedaan potensial antara kedua elektroda itu sekitar 1,5 volt, sel ini disebut sel kering.
Reaksi pada anoda sangat sederhana, yaitu oksidasi Zn menjadi Zn²⁺
Oksidasi   : Zn(s) → Zn²⁺(aq) +2e^-
Reduksi : 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e^- → Mn2O3(s) +2 OH^-(aq)
Reaksi asam basa terjadi antara NH4⁺ dan OH^-
Reaksi asam basa : NH4⁺(aq) + OH^-(aq) → NH3(g) + H2O(l)

• Baterai Alkaline

Baterai Alkalin pada dasarnya sama dengan sel Leclanche, tetapi bersifat basa, karena menggunakan KOH sebagai pengganti NH4Cl dalam pasta. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
Anoda    : Zn(s) + 2 OH^-(aq)  →  Zn(OH)2 + 2e^-
Katoda   : 2 MnO2(s) + 2 H2O(l) + 2 e^-  →  2 Mn(OH)2(s) + 2 OH^-(aq)

Potensial baterai alkalin juga 1,5 volt.

• Baterai Nikel-Kadmium

Baterai Nikel – Kadmium merupakan baterai yang dapat diisi ulang . Rekasi sel yang terjadi sebagai berikut :
Anoda    : Cd(s) + OH^-(aq)   →  Cd(OH)2(s) + 2e^-
Katoda   : NiO2(s) + 2H2O(l) + 2e^-  →   Ni(OH)2(s) + 2OH^-(aq)
----------------------------------------------------------------------------
Keseluruhan : Cd(s) + NiO2(s) + 2 H2O(l)  →  Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)

• Baterai Perak-Seng 

Kontruksinya adalah sebagai berikut :
Setengah reaksi sel waktu digunakan adalah sebagai berikut :
Anoda : Zn(s) + 2 OH^-(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e^-
Katoda : AgO(s) + H2O(l) + 2e^- → Ag(s) + 2 OH^-(aq)
-------------------------------------------------------------------
Keseluruhan : Zn(s) + AgO(s) → ZnO(s) + Ag(s)

Setengah reaksi dan keseluruhan reaksi adalah sebaliknya pada waktu pengisian. Kapasitas penyimpanan listrik dari sel Perak-Seng adalah yang tersebar dari sel-sel yang ada di perdagangan, yaitu sekitar enam (6) kali lebih besar dari pada sel Timbal. (Pb) dengan ukuran yang sama. Kelemahan sel ini adalah hanya dapat diisi beberapa ratus kali sebelum elektrodenya rusak, dan harganya tinggi.

Evaluasi Diri : 

• Tuliskan reaksi pemakaian dan pengosongan Akki
• a. Apa perbedaan sel bahan bakar dengan sel elektrokimia ? b.Sel bahan bakar ramah lingkungan. 
• Jelaskan apa maksudnya. Apa fungsi grafit dalam pasta yang digunakan dalam baterai kering ? 
• Mengapa baterai Nikel-Kadmium dapat diisi ulang ? 
• Sel Nikel-Kadmium mempunyai satu elektroda Cd(OH)2 padat yang dilapiskan pada Kadmium sebagai anoda, sedang elektroda kedua dilapisi dengan Ni(OH)2 dan Ni(OH)3 elektrolitnya adalah larutan KOH. Tuliskan : a. Reaksi elektrodanya. b. Reaksi keseluruhan waktu sel digunakan.

Sel Elektrolisa (Elektrolisis) 

Susunan Sel Elektrolisis.

Hantaran listrik melalui larutan yang disertai reaksi kimia disebut elektrolisis. Elektrolisis merupakan reaksi redoks tidak spontan. Jadi pada elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Sama seperti sel Volta reaksi di katoda adalah reduksi dan reaksi di anoda adalah oksidasi. Akan tetapi muatan elektrodanya berbeda. Pada sel Volta katoda bermuatan positif dan anoda bermuatan negatif, sedangkan pada elektrolisis katoda bermuatan negatif dan anodebermuatan positif keseluruhan reaksi kimianya adalah:

Sel Votla : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)   E^o sel = + 1, 097 volt
Dalam reaksi elektrolisis, energi listrik digunakan untuk menghasilkan suatu kimia yang berlangsung tidak spontan, maka Eo sel nya adalah negatif
Elektrolisis : Cu(s) + Zn²⁺(aq) → Zn(S) + Cu²⁺(aq)   E^o sel = - 1, 097 volt



Sumber: http://myweb.tiscali.co.uk/chemteach/swf/electrolysis1.swf/Electrolysis.swf


Reaksi-reaksi Elektrolisis
Apabila listrik dialirkan melalui lelehan senyawa ion maka senyawa ion itu akan diuraikan. Kation direduksi di katoda dan anion dioksidasi di anoda. Reaksi elektrolisis ada 2 jenis yaitu :

• Lelehan garam
• Larutan garam

Lelehan Garam
Contoh :
Lelehan NaCl
Jika lelehan NaCl dialiri listrik, maka NaCl akan terurai menjadi Na dan Cl2.
NaCl → Na⁺ + Cl^-
Katoda : Na⁺ + e^- →  Na (2x)
Anode  : 2 Cl^-  → Cl2 + 2e^- 
-----------------------------------
Keseluruhan : 2Na⁺ + 2Cl^- → 2Na + Cl2
Reaksi elektrolisis dalam larutan elektrolit berlangsung lebih kompleks. Spesi yang bereaksi belum tentu kation atau anionnya, tetapi mungkin saja air atau elektrodanya. Untuk menuliskan reaksi elektrolisis larutan elektrolit. Perlu mempertimbangkan beberapa faktor yaitu :
1. Reaksi-reaksi kompetensi pada tiap-tiap elektroda
a. Spesi yang mengalami reduksi di katoda adalah yang mempunyai potensial elektroda lebih positif.
b. Spesi yang mengalami oksidasi di anoda adalah yang mempunyai potensial elektroda yang lebih negatif.
2. Jenis Elektroda, apakah inert atau aktif.
Elektrode Inert adalah elektroda yang tidak terlibat dalam reaksi. Elektrode inert yang sering digunakan adalah Platina dan Grafit.

Larutan Garam

Pada elektrolisis larutan elektrolit, di katoda terjadi kompetensi atau persaingan antara kation elektrolit dan molekul air (pelarut) dalam menangkap elektron.
Contoh: Elektrolisis larutan NaCl Reaksi reduksi yang berkompetensi sebagai berikut :
Na⁺ + e^- → Na                             E^o = -2,71 volt
2H2O + 2e^- → 2OH^- + H2            E^o = - 0,83 volt

Berdasarkan harga E^o H2O lebih mudah menangkap elektron dibandingkan Na⁺. Yang berlangsung di katoda adalah reduksi terhadap H2O menghasilkan gas H2. Reaksi lengkap:
2NaCl → Na⁺ + Cl^-
H2O → OH^- + H⁺
Katode : 2H2O + 2e → 2OH^- + H2
Anode : 2 Cl^- → Cl2 + 2e
-------------------------------------------------
NaCl + H2O → Na⁺ + 2 OH^- + Cl2(g) + H2(g)

Reaksi Pada Katoda (reduksi terhadap Kation)

1. Ion-ion logam alkali, alkali tanah, Al⁺³ dan ion-ion logam yang memiliki E^o lebih kecil dari –0,83 volt tidak direduksi dari larutan. Yang direduksi adalah pelarut (air) yang terbentuklah gas Hidrogen (H2)
   2 H2O + e → 2 OH- + H2 
2. Ion-ion logam yang memiliki E^o lebih besar dari – 0,83 direduksi menjadi logam yang diendapkan pada permukaan katoda.
   Mn⁺ + n e → M 
3. Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hidrogen (H2)
   2 H⁺ + 2 e → H2 
4. Jika yang dielektrolisis adalah leburan (Cairan) elektrolit tanpa ada air, maka ion-ion pada No.1 di atas dapat mengalami reaksi nomor 2, sehingga diperoleh logam yang diendapkan pada permukaan kotoda.

Reaksi Pada Anoda (oksidasi terhadap anion)

1. Ion-ion yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi maksimum, misalnya SO^4- atau NO^3- tidak dapat dioksidasi . Yang dioksidasi adalah pelarut (air) dan terbentuklah gas oksigen (O2)
   2H2O →  4 H⁺ + 4e + O2 
2. Ion-ion halida (X-), yaitu F^-,Cl^-, Br^-,dan I^-, dioksidasi menjadi halogen (X2) yaitu F2, Cl2, Br2 dan I2
   2X^- → X2 + 2e 
3. Ion OH^- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen (O2)
   4OH^- →2 H2O + 4e + O2 
4. Pada proses penyepuhan dan pemurnian logam, maka yang dipakai sebagai anoda adalah suiatu logam (bukan Pt atau C), sehingga anoda (logam) mengalami oksidasi mejadi ion yang larut.
   M→ Mⁿ⁺ + n e

Contoh
1. elektrolisis larutan MgCl2 cair
Solusi :
Katoda : Mg⁺² + 2e → Mg
Anoda : 2 Cl- → Cl2 + 2e

2. elektrolisis larutan AgNO3
Solusi :
Katoda : Ag⁺ + e → Ag(s)                 (x 4)
Anoda : 2H2O → 4H⁺ + O2 + 4e     (x 1)
----------------------------------------------
4 Ag⁺ + 2 H2O → 4 Ag +  4H⁺  + O2

Evaluasi Diri : 

1. Buatlah diagram sel, dan jika mungkin. Hitunglah harga E^o sel untuk sebuah sel Volta dimana :
   a. Cl2(g) direduksi menjadi Cl^- dan Fe dioksidasi menjadi F⁺²
   b. Zn⁺² digantikan dari larutan sebagai Zn
   c. Reaksi sel keseluruhan adalah Cu⁺ → Cu⁺² + Cu 
2. Sebuah sel Galvani terbuat dari dua elektroda, satu dicelupkan ke dalam larutan dengan konsentrasi H⁺ 1,0 M dan yang satu dalam 0,85 M KOH. Tentukan :
   a. E sel untuk reaksi yang terjadi
   b. Bandingkan hasilnya dengan E^o untuk reduksi H2O menjadi H2(g) dalam larutan bersuasana basa dan jelaskan.

KEGUNAAN SEL ELEKTROLISIS

Pemurnian Logam

Sumber: http://www.elimu2.info/elearning/contents/science/Chemistry

Tembaga dimurnikan dengan cara elektrolisis tembaga kotor dijadikan anoda, sedangkan katoda digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan CuSO4. Selama elektrolisis, tembaga dari anoda terus-menerus dilarutkan kemudian diendapkan pada katoda.
CuSO4 (aq) →   Cu⁺² (aq) + SO4^-2 (aq) 
Katoda : Cu⁺² (aq) +2e^-   →   Cu (s)
Anoda : Cu (s)     →     Cu⁺² (aq) + 2e^-
---------------------------------------
Keseluruhan : Cu (s) → Cu (s)

Penyepuhan

Pelapisan sendok (katoda) dengan atom Ni akan melindungi logam besi dari perkaratan, sebab atom Ni yang menutupi permukaan sendok adalah logam yang tahan karat. Proses pelapisan bahan / alat dipasang sebagai katoda, dengan atom dari unsur yang tahan karat (tahan aus) melalui reduksi ionnya, disebut PENYEPUHAN.
Contoh :
Sel elektrolisa :
Anoda logam Ni
Katoda sendok besi
Elektrolit larutan NiCl2
Proses reaksi dapat dilihat pada animasi di bawah ini:



Sumber: http://content.tutorvista.com/physics_12/content/media/appl_elect.swf

Produksi Zat

Klorin dan natrium hidroksida dibuat dari elektrolisis larutan natrium klorida. Proses ini diseburt proses Klor-Alkali dan merupakan proses industri yang paling penting.



Sumber: http://vera4art.co.za/Chloro-Alk.swf

Evaluasi Diri 

1. Jelaskan Proses Penyepuhan Emas 
2. Tuliskan reaksi elektrolisis dari larutan garam dapur 
3. Produksi komersial magnesium melibatkan elektrolisis dari leburan MgCl2. Mengapa tida digunakan elektrolisis sederhana dari larutan MgCl2 saja ?

HUKUM FARADAY 

Hukum Faraday I 

Jumlah massa zat (atom, senyawa atau ion) yang diendapkan atau dibebaskan (G ) (menjadi gas atau ion) “berbanding langsung dengan jumlah muatan listrik (Q) yang mengalir melalui sel elektrolisa”
Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (i) dan waktu (t)

G  =  Q  atau  G  =  i x t

Hukum Faraday II

Massa zat dari beberapa unsur berbeda yang dibebaskan pada elektrolisis (G) yang berbeda, berbanding lurus dengan massa ekivalen unsur tersebut (ME).
Pembentukan 1 molekul logam melibatkan n elektron, dengan n = muatan ion logam.

Muatan listrik mempunyai satuan coulomb, sedangkan kimia mempunyai satuan jumlah zat yaitu mol. Muatan listrik satu coulomb sama dengan muatan elektron sebanyak 6,242 x 10¹⁸ elektron.
1 coulomb                  = 6,242 x 10¹⁸ elektron
1 mol elektron            = 6,02 x 10²³ elektrom

maka 1 mol electron  = 9,649 104 coulomb
                                  = 96,490 coulomb.

Untuk mengenang jasa Michael Faraday, bilangan 9,6490 x 10⁴ sering dibulatkan menjadi 9,65 x 10⁴ atau 96500 dan disebut tetapan faraday.
1 faraday (1 F) = 1 mol elektron = muatan 96500 coulomb F

Keterangan :
F = jumlah listrik dalam faraday (jumlah mol elektron)
i = kuat arus (ampere)
t = waktu (detik)

Jika kedua hukum Faraday digabungkan, maka :

Keterangan :
G = Massa zat yang dibebaskan (gram)
ME = Massa ekivalen
i = Kuat arus (ampere)
t = waktu (detik)

Animasi Hukum Faraday dapat ditampilkan di bawah ini:


Download media flash "Hukum Faraday", di sini

Contoh Soal:
Berapa massa tembaga akan diendapkan oleh arus listrik sebesar 1,5 Ampere selama satu jam dari elektrolisis CuSO4 ?
Solusi :
Reaksi yang terjadi                              : CuSO4 (aq) → Cu^-2 (aq) + SO4^-2 (aq)
Reaksi pada eletroda katoda (reduksi) : Cu⁺² (aq) + 2 e → Cu (s)
1 mol Cu ≈ 2 mol elektron
mol elektron = i . t / 96500
mol elektron = 1,5 x 60 menit x 60 detik / 96500
                    = 5,6 x 10^-2 mol
mol Cu = ½ x mol elektron
mol Cu = ½ x 5,6 . 10^-2
mol Cu = 2,8. 10^-2
mol Cu = 0,028
massa Cu yang diendapkan adalah = 0,028 x 63,5 gram = 1,778 gram = 1,78 gram

Evaluasi Diri : 

1. Tentukan massa Zn yang diendapkan pada katoda dalam 756 detik , jika arus listrik sebesar 1,05 Amper dialirkan melalui sebuah larutan Zn⁺² (aq) 
2. Berapa waktu yang diperlukan untuk menghasilkan 2,18 gram I2 pada katoda, jika arus sebesar 4,8 Amper dialirkan melalui larutan KI. 
3. Dalam elektrolisis aluminium oksida (Al2O3) diperoleh 0,225 gram aluminium. Tentukan jumlah arus listrik yang diperlukan. Jika diketahui Ar O = 16, Ar Al = 27 , F = 96500 Coulomb 
4. Dalam sebuah Coulometer perak Ag⁺ (aq) direduksi menjadi Ag (s) pada sebuah katoda Pt. Jika diendapkan 1,96 gram perak selama 787 detik dengan sejumlah arus listrik. Tentukan: a. Muatan listrik dalam coulomb b. Besarnya arus listrik dalam Amper.  
5. Tentukan konsentrasi Cu⁺² yang teringgal dalam 335 mL larutan yang asalnya dari 0,215 M CuSO4, setelah dialiri arus listrik sebesar 2,17 Amper selama 235 detik dan pengendapan Cu terjadi pada katoda 

redos dan elektrokimia

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Pengertian

Reaksi kimia dapat digolongkan menjadi berbagai macam reaksi. Salah satu diantaranya adalah reaksi yang berkaitan dengan perubahan bilangan oksidasi dari atom-atom sebelum dan sesudah reaksi. Dari tinjauan bilangan oksidasi reaksi dapat dibedakan menjadi 2 jenis reaksi yaitu :

1. Golongan reaksi dimana atom-atom yang terlibat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi sebelum dan sesudah reaksi. Reaksi dimana atom-atom yang terlibat tidak mengalami perubahan bilangan oksidasi disebut reaksi bukan reduksi-oksidasi yang lazim disebut reaksi bukan redoks.
2. Golongan reaksi dimana diantara atom-atom yang terlibat ada yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. Sebelum dan sesudah reaksi bilangan oksidasi atom-atom yang terlibat tidak sama (berubah). Reaksi ini disebut reaksi reduksi-oksidasi (reaksi redoks)

1. A.       PENGERTIAN REAKSI REDOKS

Redoks ( reduksi-oksidasi). Reduksi adalah penerimaan elektron atau penurunan bilangan oksidasi, sedangkan oksidasi adalah pelepasan elektron atau peningkatan bilangan oksidasi

CONTOH : REAKSI REDUKSI

Cu²⁺(aq) + 2e ® Cu (s)      Ag⁺(aq) + e ® Ag(s)

CONTOH : REAKSI OKSIDASI

Zn(s) ® Zn²⁺(aq)+ 2e      Al(s) ® Al³⁺(aq) + 3e

Aturan-aturan penentuan bilangan oksidasi :

1.   Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol
2.   Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1
3.   Dalam hidrida logam (misal NaH, BaH₂, AlH₃) bilangan oksidasi H = -1
4.   Atom O dalam senyawa memiliki
5.   Dalam senyawa F₂O, bilangan oksidasi O = +2
6.   Dalam peroksida (misal H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂) bilangan oksidasi O= -1
7.   Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif
8.   Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = Nol
9.   Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion
10.  Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang keelektronegatifannya lebih besar

Konsep-konsep dasar Redoks

1. Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron atau penambahan (kenaikan) bilangan oksidasi
2. Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron atau pengurangan (penurunan)  bilangan oksidasi
3. Reduktor (pereduksi) adalah zat yang mengalami oksidasi atau zat yang melepaskan elektron, atau zat yang bilangan oksidasinya naik
4. Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi atau zat yang menangkap elektron atau zat yang bilangan oksidasinya turun
5. Redoks adalah reaksi yang terdiri dari peristiwa reduksi dan oksidasi atau reaksi perubahan bilangan oksidasi
6. Reaksi disproporsionasi (autoredoks) adalah reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang mengalami reduksi dan oksidasi atau reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom yang bilangan oksidasinya berubah
7. Mol elektron adalah selisih bilangan oksidasi

       PENYETARAAN REAKSI REDOKS
1.METODE BILANGAN OKSIDASI
Langkah-langkah penyetaraan reaksi :

1. Menentukan unsur yang mengalami oksidasi dan reduksi berdasarkan perubahan bilangan oksidasi tiap unsur
2. Menyetarakan jumlah unsur yang mengalami redoks dengan menambahkan koefisien yang sesuai
3. Menentukan besarnya kenaikan atau penurunan bilangan oksidasi dari unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
4. Meneyetarakan perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan memberikan koefisien yang sesuai
5. Menyetarakan jumlah atom H dan O serta unsur-unsur yang lain

Contoh soal

2 .METODE SETENGAH REAKSI (ION ELEKTRON)
Langkah-langkah penyetaraan reaksi:

1. Menuliskan zat-zat yang mengalami reaksi redoks saja
2. Memisahkan reaksi menjadi 2, setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi
3. Menyetarakan atom-atom yang mengalami redoks, kecuali atom hydrogen (H) dan oksigen (O)
4. Menyetarakan atom oksigen (O) dengan menambahkan molekul H2O ke ruas yang kekurangan oksigen
5. Menyetarakan atom Hidrogen (H) dengan menambahkan ion H+ ke ruas yang kekurangan atom H
6. Menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron ke ruas yang memiliki muatan lebih positif
7. Menyamakan jumlah elektron pada kedua persamaan setengah reaksi reduksi dan oksidasi
8. Menyatukan kedua persamaan setengah reaksi menjadi reaksi redoks yang utuh
9. Mengembalikan ke bentuk reaksi awal

CONTOH SOAL


PENGERTIAN SEL ELKTROKIMIA
Transfer elektron pada reaksi redoks dalam larutan berlangsung melalui kontak langsung antara partikel-partikel berupa atom , molekul atau ion yang saling serah terima elektron. Pembahasan transfer elektron melalui sirkuit luar sebagai gejala listrik, dan reaksi redoks yang seperti ini akan dipelajari pada elektrokimia.
Sel elektrokimia merupakan suatu sel atau tempat terjadinya aliran elektron yang disebabkan oleh perubahan energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel ini dikelompokkan menjadi dua macam yaitu :
1. Sel Volta
2. Sel Elektrolisis
Sel Volta melibatkan perubahan energi kimia menjadi energi listrik sedangkan sel elektrolisis melibatkan perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Bagaimanakah proses terjadinya perubahan energi tersebut?

SEL VOLTA

Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan

Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non spontan (∆G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap sistem

Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan.

KOMPONEN SEL VOLTA
Rangkaian sel elektrokimia pertama kali dipelajari oleh LUIGI GALVANI (1780) danALESSANDRO VOLTA (1800). Sehingga disebut sel Galvani atau sel Volta. Keduanya menemukan adanya pembentukan energi dari reaksi kimia tersebut. Energi yang dihasilkan dari reaksi kimia sel Volta berupa energi listrik

Sel Volta terdiri atas elektroda (logam seng dan tembaga) larutan elektrolit (ZnSO4 dan CuSO4), dan jembatan garam (agar-agar yang mengandung KCl). Logam seng dan tembaga bertindak sebagai elektroda. Keduanya dihubungkan melalui sebuah voltmeter. Elektroda tempat berlangsungnya oksidasi disebut Anoda (elektroda negatif), sedangkan elektroda tempat berlangsungnya reduksi disebut Katoda (elektroda positif)

ELEKTRODA

Elektroda terbagi menjadi dua jenis yaitu anoda dan katoda

Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda. Elektron diberikan oleh senyawa teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda

Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron diambil oleh senyawa tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda.

Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn dicelupkan dalam ZnSO4

Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu dicelupkan dalam CuSO4

Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif

Kedua sel juga dihubungkan oleh jembatan garam yaitu tabung berbentuk U terbalik berisi pasta elektrolit yang tidak bereaksi dengan sel redoks gunanya untuk menyeimbangkan muatan ion (kation dan anion)

Dimungkinkan menggunakan elektroda inaktif yang tidak ikut bereaksi dalam sel volta ini misalnya grafit dan platinum.

NOTASI SEL VOLTA

•Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah disepakati (untuk sel Zn/Cu2+)

Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda

Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma

Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung kanan.

POTENSIAL SEL

Sel volta menjadikan perubahan energi bebas reaksi spontan menjadi energi listrik

Energi listrik ini berbanding lurus dengan beda potensial antara kedua elektroda (voltase) atau disebut juga potensial sel (Esel) atau gaya electromotive (emf)

Untuk proses spontan Esel > 0, semakin positif Esel semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh sel

Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C

Potensial sel sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi, oleh karena itu potensial sel standar diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan dan padatan murni untuk solid).

POTENSIAL SEL STANDAR

Potensial elektroda standar adalah potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda)

Menurut kesepakatan potensial elektroda standar selalu ditulis dalam setengah reaksi reduksi

Bentuk teroksidasi + ne à bentuk tereduksi E 1/2 sel

Potensial elektroda standar seperti halnya besaran termodinamika dapat dibalik dengan mengubah tandanya

E sel = E katoda – E anoda

Ilmuwan telah menyepakati untuk memilih setengah reaksi rujukan dengan nilai 0 untuk reaksi:

2H+(aq, 1 M) + 2e à H2(g, 1 atm)  Eorujukan = 0
H2(g, 1 atm) à 2H+(aq, 1 M) + 2e –Eorujukan = 0

Dengan nilai rujukan ini kita bisa menyusun sel volta yang menggunakan elektroda hidrogen standar sebagai salah satu elektrodanya dan mengukur potensial sel dengan alat ukur, kemudian kita dapat menentukan potensial elektroda standar banyak zat secara luas.

Semua nilai adalah relatif terhadap elektroda hidrogen standar (referensi)

2H+ (aq, 1 M) + 2e Û H2 (g, 1 atm)

Menurut konvensi semua setengah reaksi ditulis sebagai reaksi reduksi artinya semua reaktan pengoksidasi dan semua produk pereduksi

Nilai Eo yang diberikan adalah setengah reaksi tertulis, semakin positif nilainya semakin besar kecenderungan reaksi tersebut terjadi

Nilai Eo memiliki nilai yang sama tetapi berbeda tanda jika reaksinya kita balik

Berdasarkan tabel semakin keatas semakin oksidator dan semakin kebawah semakin reduktor.

REAKSI REDOKS SPONTAN

Setiap reaksi redoks adalah jumlah dari kedua setengah reaksi, sehingga akan ada reduktor dan oksidator ditiap-tiap sisi reaksi

Berdasarkan tabel maka reaksi spontan (Eosel> 0) akan terjadi antara oksidator (sisi reaktan) dan reduktor (sisi produk) yang terletak dibawahnya

Misal Cu2+ (kiri) dan Zn (kanan) bereaksi spontan dan Zn terletak dibawah Cu2+

Logam yang dapat menggantikan H2 dari asam. Ambil salah satu logam, tuliskan reaksi oksidasinya lalu jumlah untuk memperoleh Eosel jika positif maka H2 akan terlepas

Logam yang tidak dapat menggantikan H2, dengan langkah yang sama, namun jika hasilnya Eosel < 0, maka reaksi tidak spontan

Logam yang dapat menggantikan H2 dari air, logam yang terletak dibawah reduksi air

Logam yang dapat menggantikan logam lain dari larutannya, yaitu logam yang terletak dibagian bawah tabel dapat mereduksi logam yang terletak dibagian atas tabel.

Pengaruh Konsentrasi terhadap Potensial Sel

Sejauh ini potensial sel standar diukur dari potensial setengah sel juga pada keadaan standar sementara kebanyakan sel volta tidak beroperasi pada keadaan standarnya

Berdasarkan persamaan yang telah diketahui:

∆G = ∆Go + RT ln Q sedangkan
∆G = -nFEsel juga ∆Go = -nFEosel sehingga
-nFEsel = -nFEosel + RT ln Q
Esel = Eosel – (RT/nF) ln Q
Aplikasi Persamaan Nernst

Saat Q < 1 sehingga [reaktan] > [produk] maka Esel > Eosel

Saat Q = 1 sehingga [reaktan] = [produk] maka Esel = Eosel

Saat Q > 1 sehingga [reaktan] < [produk] maka Esel < Eosel

Jika kita memasukkan nilai R dan T pada 298

Esel = Eosel – (0,0592 V/n) log Q (pada 25oC)

SEL ELEKTROLISIS

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 H_2(g) + O_2(g)


Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisisdari 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. Reaksireduksi 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) 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. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti denganlarutan 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°_red yang lebih besar dibandingkan ion Na⁺. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na⁺. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katodaadalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°_red ion Cl^– dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), makaoksidasi 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.

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 dikatoda. 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 dianoda. 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.
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^– ——> 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)]



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 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 penyepuhanberlangsung. 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.
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
Materi juga dapat di lihat disini

Berupa Simulasi dan Aminasi: