Sel Elektrolisis dan
Faraday
Sel Elektrolisis adalah sel yang
menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan
digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi
ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan
sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan
menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam
sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur
pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : 2
H2O(l) ——>
2 H2(g) + O2(g)
Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan
yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya,
elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin
dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert,
seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai
tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung
di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus
mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus
tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasimenjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan
elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.
Ada dua tipe
elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan
(leburan) dan elektrolisis larutan.
Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di
katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut
ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :
Katoda
(-)
: 2 Na+(l) + 2 e– ——> 2 Na(s) ………………..
(1)
Anoda
(+)
: 2 Cl–(l) Cl2(g) + 2 e– ………………..
(2)
Reaksi
sel
: 2 Na+(l) + 2
Cl–(l) ——>
2 Na(s) + Cl2(g) ………………..
[(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan
endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih
sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl,
kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).
Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi,
air memiliki E°red yang lebih
besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti,
air lebih mudahtereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°red ion Cl– dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air
memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl– lebih mudah dibandingkan oksidasi
air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl–. Dengan
demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam
NaCl adalah sebagai berikut :
Katoda
(-)
: 2 H2O(l) + 2
e– ——> H2(g) +
2 OH–(aq) ………………..
(1)
Anoda
(+)
: 2 Cl–(aq) ——>
Cl2(g) + 2 e– ………………..
(2)
Reaksi
sel
: 2 H2O(l) + 2
Cl–(aq) ——>
H2(g) + Cl2(g) +
2 OH–(aq) …………………….
[(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan
gelembung gas H2 dan ion OH‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda. Terbentuknya ion OH– pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan
warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator
fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan
umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.
Selanjutnya kita
mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Pada katoda, terjadi
persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan
nilai E°red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain
sisi, terjadi persaingan antara ion SO42- dengan air di anoda.
Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4-2telah mencapai keadaan maksimumnya,
yaitu +6, maka spesi SO42- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya,
spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
Katoda
(-)
: 4 H2O(l) + 4
e– ——> 2 H2(g) +
4 OH–(aq) ………………..
(1)
Anoda
(+)
: 2 H2O(l) ——>
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– ………………..
(2)
Reaksi sel
: 6 H2O(l) ——>
2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) +
4 OH–(aq) …………………….. [(1) + (2)]
6 H2O(l) ——>
2 H2(g) + O2(g) + 4 H2O(l) ………………….
[(1) + (2)]
2 H2O(l) ——>
2 H2(g) + O2(g) …………………….. [(1) + (2)]
Dengan demikian,
baik ion Na+ maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah
peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa
juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4.
Bagaimana halnya
jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak
inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat
bereaksi di anoda, sehingga produk yang
dihasilkan di anoda adalah ion elektroda
yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi).
Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses
elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :
Katoda
(-)
: 2 H2O(l) + 2
e– ——> H2(g) +
2 OH–(aq) …………………….. (1)
Anoda (+)
: Cu(s) ——> Cu2+(aq) +
2 e– …………………….. (2)
Reaksi
sel
: Cu(s) + 2 H2O(l) ——>
Cu2+(aq) +
H2(g) + 2 OH–(aq) …………………….. [(1) + (2)]
Dari pembahasan
di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi
elektrolisis :
- Baik elektrolisis lelehan maupun
larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya
dapat bereaksi di anoda
- Pada elektrolisis lelehan, kation
pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
- Pada elektrolisis larutan, bila
larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion
mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
- Pada elektrolisis larutan, bila
larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air
yang mengalami oksidasi di anoda
Salah satu
aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam
yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan
logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan
sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung.
Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan
lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus
mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion
perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan
larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai
lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya
yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan
peralatan dapur.
Setelah kita
mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan
dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di
awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan
mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan
kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.
Satuan yang
sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F).
Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday
equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen
dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu
mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel.
Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :
1 Faraday
= 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel
elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron 1
Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk
mempermudah perhitungan)
Hukum Faraday I
Jumlah zat (atom, senyawa, ion) yang tereduksi
dan teroksidasi pada elektroda berbanding lurus dengan jumlah arus yang
mengalir dalam sel. 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.
Atau
W = massa zat yang dihasilkan dari
reaksi elektrolisis (g)
e = berat ekuivalen
I = arus listrik (A)
t = waktu (sekon)
F = tetapan faraday (1 Faraday = 6500
Coulomb)
1 mol elektron = 1F
Contoh soal.
Elektrolisis larutan AgNO3 menggunakan
elektrode platina, dengan kuat arus 5 ampere selama 20 menit. Hitung massa
perak yang mengendap pada katode!
Penyelesaian:
Diketahui :
I = 5 ampere
t = 20 menit = 1.200 detik
e untuk perak = Ar / velensi = 107,9
/ 1 = 107,9
Ditanya : W=...?
W =
6,71 gram
Jadi, perak yang mengendap pada katode adalah
6,71 gram
Hukum Faraday II
Jumlah
zat yang dihasilkan oleh arus yang sama dalam beberapa sel yang berbeda
sebanding dengan berat ekivalen zat tersebut
Berikut ini adalah beberapa contoh
soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :
1. Pada
elektrolisis larutan AgNO3 dengan
elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah
jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?
Penyelesaian :
Reaksi
elektrolisis larutan AgNO3 dengan
elektroda inert adalah sebagai berikut :
Katoda
(-) : Ag+ + e– ——> Ag
Anoda
(+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) +
4 H+(aq) +
4 e–
Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼
mol O2
Berdasarkan
persamaan reaksi di anoda, untuk
menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol
elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x ¼ = 1 mol elektron.
1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C
Jadi, jumlah listrik yang terlibat
adalah sebesar 96500 C
2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara
elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15
L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah
sebagai berikut :
K (-) : Na+(l) + e– ——> Na(s)
A (-) : 2 F–(l) ——>
F2(g) + 2 e–
Gas F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L =
0,6 mol F2
Berdasarkan
persamaan reaksi di anoda, untuk
menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan
mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron
1,2 mol elektron = 1,2 Faraday
Waktu yang diperlukan dapat dihitung
melalui persamaan berikut :
Faraday = (Ampere x Detik) / 96500
1,2 = (10 x t) /
96500
t = 11850 detik
= 3,22 jam
Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam
untuk menghasilkan 15 L gas fluorin
3. Arus sebesar
0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang
dihasilkan pada masing-masing elektroda?
Penyelesaian :
Reaksi
elektrolisis lelehan CaCl2 adalah
sebagai berikut :
K (-) : Ca2+(l) + 2
e– ——> Ca(s)
A (+) : 2 Cl–(l) ——>
Cl2(g) + 2 e–
Mol elektron yang terlibat dalam
reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :
Faraday = (Ampere x Detik)
/ 96500
Faraday = (0,452 x
1,5 x 3600) / 96500 mol elektron
Berdasarkan
persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang
dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian,
massa Ca yang dihasilkan adalah :
Massa Ca = mol Ca x Ar Ca
Massa Ca = ½ x
(0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 =
0,506 gram Ca
Berdasarkan
persamaan reaksi di anoda, mol gas
Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari mol
elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah :
Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L
Volume gas Cl2 = ½ x (0,452 x
1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas
Cl2
Jadi, produk yang
dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di
anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP)
Sumber:
Syukri,
S. Kimia Dasar 3.1999. Bandung: Penerbit ITB
0 komentar:
Posting Komentar