Sel Elektrolisis
Pada subbab ini, kita akan mempelajari proses
kebalikan dari sel Volta, yaitu perubahan energi listrik menjadi energi kimia.
Apabila arus listrik searah dialirkan ke dalam larutan elektrolit melalui
elektrode maka larutan elektrolit tersebut akan terurai. Peristiwa penguraian
elektrolit oleh arus searah inilah yang disebut elektrolisis. Sel tempat terjadinya elektrolisis disebut sel elektrolisis.
Berbeda dengan reaksi yang terjadi pada sel Volta, pada sel
elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yaitu tempat arus masuk (pada
sel Volta reaksi dimulai pada anode, yaitu tempat arus keluar).
a. Reaksi pada Katode
Pada katode terjadi reaksi ion-ion positif (kation) mengikat
elektronelektron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil
reaksi ini akan melekat pada batang katode, kecuali jika zat yang dihasilkan berbentuk
gas. Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagai gelembung-gelembung
gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akan bergerak ke permukaan sel
elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menuju ke katode dan ion negatif ke
anode.
1.
Ion hidrogen (H+)
Ion
hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen.
Reaksi: 2 H+ (aq) + 2 e–
è H2(g)
2.
Ion-ion logam
a. Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li+, K+, Na+, Ba2+,
Sr2+, dan Ca2+ tidak mengalami reduksi
karena E° logam < E° air maka air sebagai
penggantinya yang akan mengalami reduksi.
Reaksi: H2O(l) + 2 e–
è H2(g) + 2 OH–(aq)
b.
Ion-ion logam selain alkali/alkali tanah, seperti Ni2+,
Cu2+, dan Zn2+ akan mengalami reduksi menjadi
logam.
Contoh:
Cu2+(aq) + 2 e– è Cu(s)
Ni2+(aq) + 2 e– è Ni(s)
Akan tetapi, apabila leburan garam yang dielektrolisis maka ion
logam
penyusun garam tersebut akan direduksi menjadi logam. Contohnya,
NaCl(l),
Na+ akan menjadi Na.
Reaksi:
Na+(aq) + e–
è Na(s)
b. Reaksi pada Anode
Pada anode terjadi reaksi oksidasi, ion-ion negatif akan ditarik
oleh anode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis anion dan
jenis elektrode yang digunakan. Jika anode terbuat dari elektrode inert
(elektrode yang tidak ikut bereaksi), seperti
Pt, C, dan Au maka ion negatif atau air akan teroksidasi.
1.
Ion hidroksida (OH–) akan teroksidasi menjadi H2O dan O2.
Reaksinya: 4 OH–(aq) è 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e–
2.
Ion sisa asam
a.
Ion sisa asam yang tidak beroksigen, seperti Cl–, Br–, I–
akan teroksidasi menjadi gasnya Cl2, Br2, I2.
Contoh:
2 Cl–(aq) è Cl2(g) + 2 e–
2 X– è X2
+ 2 e–
b.
Ion sisa asam yang beroksigen, seperti SO42–, NO3–,
PO43– tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang
teroksidasi.
Reaksi: 2 H2O(l) è 4 H+(aq) + O2(g) + 4 e–
Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka
anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya. Contohnya, jika anode terbuat
dari Ni, Ni akan teroksidasi menjadi Ni2+.
Reaksi: Ni(s) è Ni2+(aq) + 2 e–
Contoh Soal
Tentukan
reaksi yang terjadi di anode dan di katode pada elektrolisis berikut.
1.
Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt.
2.
Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C.
3.
Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode C.
4.
Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt.
Jawab
1.
Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt
HCl(aq) è H+(aq) + Cl–(aq)
katode (–) : 2 H+(aq) + 2 e– è H2(g)
anode (+) : 2 Cl–(aq) è Cl2(g) + 2 e–
2 H+(aq) + 2 Cl–(aq) è H2(g) + Cl2(g)
2.
Elektrolisis larutan NaBr dengan
elektrode C
Ingat Na+
tidak mengalami reduksi karena termasuk dalam golongan alkali tanah sehingga
yang tereduksi adalah air
katode (–) : 2
H2O(l)
+ 2 e– è H2(g) + 2 OH–(aq)
anode (+) : 2
Br–(aq) è Br2(aq) + 2 e–
2 H2O(l) + 2 Br–(aq) è H2(g) + 2 OH–(aq) + Br2(g)
3.
Elektrolisis larutan CuSO4
dengan elektrode C
SO4
termasuk kedalam ion yang bersisia asam sehingga yang tereduksi adalah
air
katode (–) : Cu2+(aq) + 2 e– è Cu(s)
2×
anode (+) : 2 H2O(l)
è O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e–
1×
2 Cu2+(aq) + 2 H2O(l) è 2 Cu(s) + O2(aq) + 4 H+(aq)
4.
Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt
katode (–) : 2
H2O(l)
+ 2 e– èH2(g)
+ 2 OH–(aq) 2×
anode (+) : 2
H2O(l)
è O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– 1×
6 H2O(l) è2 H2(g) + 4 OH–(aq) + O2(g) + 4 H+(aq)
2 H2O(l) è 2 H2(g) + O2(g)
c. Stoikiometri dalam Elektrolisis
Dalam
sel elektrolisis, jumlah zat (massa) yang diendapkan atau yang melarut pada
elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit (Hukum I
Faraday).
w
= e. i. t
F
atau
w
= e . i .t
96.500
Keterangan:
w = massa zat (g)
e = massa ekuivalen atau Mr
valensi
i = kuat arus (A)
t = waktu (s)
F = tetapan Faraday = 96.500 coulomb
1
F = 1 mol elektron
Untuk
2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama
berlaku Hukum II Faraday.
Jika arus dialirkan ke dalam beberapa
sel elektrolisis maka jumlah zat
yang dihasilkan pada masing-masing
elektrodenya sebanding dengan
massa ekuivalen masing-masing zat
tersebut.
wA
= eA
wB eB
Keterangan:
wA = massa zat A
wB = massa zat B
eA = massa ekuivalen zat A
eB = massa ekuivalen zat B
Contoh
soal
1.
Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan
CuSO4
dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar
Cu = 63,5 g/mol)
Jawab
Di
katode, terjadi reaksi reduksi Cu2+ menjadi Cu:
Cu2+(aq) + 2 e– è Cu(s)
t
= 20 menit = 1.200 s
w =
eit
F
= 63,5 g/mol × 2 A ×1.200 s
=
2
96.500 coulumb
=
0,79 g
Jadi,
massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,79 g.
2. Jika 2 buah sel elektrolisis yang
masing-masing mengandung elektrolit AgNO3 dan CuSO4 disusun seri dengan
menggunakan arus yang sama, dihasilkan 2,5 g Ag. Berapakah massa Cu yang
diperoleh? (Ar Cu= 63,5 g/mol, Ar
Ag = 108 g/mol)
Jawab
w Cu = eCu
w Ag eAg
wCu = wAg x eCu
eAg
= 2,5 × 63,5
2
108
wCu = 0,73 g
Jadi,
massa Cu yang diendapkan pada katode adalah 0,73
g.
d. Kegunaan Sel Elektrolisis
1) Penyepuhan logam
Penyepuhan logam bertujuan melapisi logam dengan logam lain agar tidak
mudah berkarat. Contohnya, penyepuhan perak yang biasa dilakukan pada peralatan
rumah tangga, seperti sendok, garpu, dan pisau.
Pada penyepuhan perak, logam perak bertindak sebagai katode dan sendok
besi bertindak sebagai anode.
Contoh lainnya adalah pada kendaraan bermotor, biasanya mesin kendaraan
bermotor yang terbuat dari baja dilapisi dengan kromium. Proses pelapisan
kromium dilakukan dengan elektrolisis, larutan elektrolit disiapkan dengan cara
melarutkan CrO3 dengan asam sulfat encer. Kromium(VI) akan tereduksi menjadi
kromium(III) lalu tereduksi menjadi logam Cr.
CrO3(aq) + 6 H+(aq) + 6 e– è Cr(s) + 3 H2O(l)
2) Produksi aluminium
Aluminium diperoleh dengan cara elektrolisis bijih aluminium.
Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Katode : Al3+(aq) + 3 e– è Al(l)
Anode : 2 O2–(aq) è O2(g) + 4 e–
4 Al3+(aq) + 6 O2–(aq) è 4 Al(l) + 3 O2(g)
3) Produksi natrium
Natrium diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaCl yang
dikenal dengan Proses Down. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Katode : 2 Na+(l) + 2 e– è 2 Na(l)
Anode : 2 Cl–(l) è Cl2(g) + 2 e–
2 Na+(aq) + 2 Cl–(aq) è 2 Na(l) + Cl2(g)
Latihan
1.
Sel Volta yang dibuat di anode dan katode dalam tempat terpisah harus menggunakan
jembatan garam. Apakah fungsi jembatan garam?
2.
Tuliskanlah diagram sel dari reaksi redoks berikut.
a.
Anode : Zn (s)
è Zn2+(aq) + 2 e–
Katode: Cu2+(aq) + 2 e– ==> Cu(s)
b.
Anode : Sn(s)
è Sn2+(aq) + 2 e–
Katode: Ag+(aq) + e– è Ag(s)
3.
Tuliskanlah reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel berikut.
a.
Al(s)
| Al3+(aq) || Ni2+(aq) | Ni(s)
b.
K(s)
| K+(aq) || Co2+(aq) | Co(s)
4.
Jika diketahui:
a.
Ni2+(aq) + 2 e– è Ni(s)
E0 = –0,25 volt
Al3+(aq) + 3 e– è Al(s)
E0 = –1,67 volt
b.
Ag+(aq) + e– è Ag(s)
Eo = +0,80
volt
Cu2+(aq) + 2 e– è Cu(s) Eo = +0,34 volt
c.
Sn2+(aq) + 2 e– è Sn(s)
Eo = –0,14 volt
Mg2+(aq) + 2 e– è Mg(aq) Eo =
–2,36 volt
Tuliskanlah
reaksi redoks yang dapat terjadi dari pasangan-pasangan setengah reaksi
tersebut dan tentukan masing-masing potensial selnya.
5.
Apakah yang dimaksud dengan elektrode?
6.
Berapakah massa perak yang diendapkan pada katode pada elektrolisis larutan
AgNO3 dengan menggunakan arus 5 A selama 20 menit. (Ar Ag = 108 g/mol)
No comments:
Post a Comment