A. PENDAHULUAN
Elektrokimia diartikan sebagai salah satu dari
cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang perubahan energi listrik menjadi
energi kimia dan atau perubahan energi kimia menjadi energi listrik. Peralatan
yang digunakan pada elektrokimia disebut sel elektrokimia.
Sel elektrokimia dibagi menjadi
dua jenis, yaitu sel galvani dan sel elektrolisis.
Secara umum sel elektrokimia terdiri dari elektrolit dan dua buah elektroda
yang bertindak sebagai anoda dan katoda. Anoda merupakan tempat berlangsungnya
reaksi oksidasi dan katoda adalah tempat berlangsung reaksi reduksi.
Walaupun reaksi
kimia yang terjadi pada anoda dan katoda dalam sel elektrokimia adalah sama,
tetapi keduanya memiliki perbedaan muatan. Pada sel galvani anoda bermuatan
negatif (-) dan katoda bermuatan positif (+), sedangkan pada sel elektrolisis
anoda bermuatan positif (+) dan katoda bermuatan negatif (-).
Berlangsungnya
suatu reaksi kimia selalu melibatkan energi, misalnya energi cahaya, energi
panas, energi listrik ataupun energi yang yang lainnya. Reaksi kimia yang
berlangsung dapat terjadi secara eksoterm (membebaskan energi) dan endoterm
(membutuhkan energi). Reaksi redoks yang membebaskan sejumlah energi terjadi
pada sel galvani, sedangkan pada sel elektrolisis dibutuhkan sejumlah energi
untuk melangsungkan reaksi redoks.
B.
EEKTROLISIS DAN SEL
ELEKTROLISIS
Istilah elektrolisis berasal dari kata elektro (listrik) dan lisis yang
berarti penguraian. Jadi secara singkat elektrolisis dapat diartikan sebagai
penguraian suatu zat atau senyawa elektrolit oleh arus listrik. Peralatan yang
digunakan untuk elektrolisis disebut sel elektrolisis.
Pada sel galvani reaksi redoks berlangsung secara spontan dan reaksi yang
terjadi disertai pembebasan sejumlah energi. Pada proses elektrolisis reaksi
redoks berlangsung tidak spontan. Oleh sebab itu, agar reaksi redoks dapat
berlangsung maka diperlukan sejumlah energi dari luar. Energi yang diperlukan
pada proses elektrolisis merupakan arus listrik searah (DC = direct
current).
Sel elektrolisis
pada dasarnya hampir sama dengan sel Galvani tetapi tidak digunakan jembatan
garam dan voltmeter diganti menggunakan sumber arus (biasanya baterai). Sel
elektrolisis terdiri dari dua buah elektroda yang masing-masing dihubungkan
dengan kutub-kutub sumber arus dan dimasukkan kedalam bejana yang berisi zat
elektrolit. Elektroda terbagi menjadi elektroda inert dan elektrod aktif.
Contoh elektroda
inert yaitu platina (Pt) grafit (C). Dikatakan elektroda inert karena sukar
bereaksi. Sedangkan elektroda aktif yaitu elektroda-elektoda selain elektroda
inert misalnya tembaga, aluminium dan besi. Rangkaian sel elektrolisis seperti
yang tampak pada Gambar.
Gambar
Rangkaian sel elektrolisis (https://byjus.com/physics/electrolysis-and-electroplating/)
Elektroda yang
dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus disebut katoda (─) sedangkan
elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif sumber arus disebut anoda (+).
Jika digunakan
elektroda inert, saat elektrolisis dilakukan ion-ion yang bermuatan positif
(kation) akan teroksidasi dan menempel pada elektroda yang digunakan pada
katoda sehingga apabila dilakukan penimbangan massa katoda bertambah.
Sedangkan
ion-ion yang bermuatan negatif (anion) akan tereduksi pada anoda sehingga
elektroda yang diletakan pada anoda massannya tidak berubah (tetap). Namun jika digunakan elektroda aktif, anoda
ikut bereaksi dengan elektrolitnya sehingga massanya dapat berkurang.
C. REAKSI
REDOKS DALAM SEL ELEKTROLISIS
Berdasarkan jenis elektrolitnya, proses elektrolisis terdiri dari dua
tipe yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan
elektrolisis
larutan
elektrolit.
Jika elektrolit yang digunakan berupa leburan satu jenis senyawa maka kation
akan tereduksi di katoda sedangkan anion teroksidasi di anoda.
Namun jika
elektrolit yang digunakan berupa lelehan beberapa senyawa atau berupa larutan,
maka akan terjadi berkompetisi antar ion.
Kompetisi yang
terjadi untuk menentukan spesi mana yang teroksidasi dan spesi mana yang akan
tereduksi. Untuk mengetahui spesi yang tereduksi di katoda dan spesi yang
teroksidasi di anoda dapat dilihat dari potensial reduksi standar spesies
terkait.
a. Reaksi di Katoda
Spesi yang
mengalami reaksi reduksi di katoda adalah spesi yang memiliki potensial reduksi
lebih positif atau potensial oksidasi lebih negatif. Biasanya dalam bentuk
larutan kation logam-logam aktif seperti gol.IA, IIA, Al3+ dan Mn3+
maka yang tereduksi adalah air. Hal ini disebabkan, air memiliki potensial
reduksi lebih besar dibanding logam-logam tersebut. Berikut reaksi reduksi air.
2H2O(l) + 2e ⟶
H2(g) + 2OH−(aq)
Kation-kation
selain logam-logam yang disebutkan di atas, maka kation akan tereduksi
dikatoda, sesuai persamaan berikut.
2H+(aq) + 2e ⟶
H2(g)
Lx+(aq) + xe ⟶ L(s)
Reaksi yang
terjadi pada katode, dapat diketahui dengan memperhatikan jenis kation yang
terdapat dalam larutan elektrolitnya (pelarut air), yaitu sebagai berikut.
1) Jika
kationnya K+, Na+, Ca2+, Mg2+, Al3+,
Be2+, dan Mn2+, maka reaksi yang berlangsung pada
katode adalah sebagai berikut.
2 H2O(l) + 2 e– ⟶ 2 OH–(aq) + H2(g)
Jika tidak terdapat air, maka semua kation mengalami reduksi.
2) Jika
kationnya H+ berasal dari suatu asam, maka reaksi yang berlangsung
pada katode adalah sebagai berikut.
2 H+(aq) + 2 e– ⟶ H2(g)
3) Jika
kationnya selain a dan b, maka akan terjadi reaksi reduksi
(diendapkan pada katode) seperti berikut ini.
Cu2+(s) + 2 e– ⟶ Cu(s)
Ag+(s) + e– ⟶ Ag(s)
Au3+(s) + 3 e– ⟶ Au(s)
b. Reaksi di Anoda
Spesi yang
mengalami reaksi oksidasi di anoda adalah spesi yang memiliki potensial
oksidasi lebih positif atau potensial reduksi negatif. Jika digunakan anoda
aktif, maka anoda teroksidasi (ikut bereaksi).
Namun jika
digunakan anoda inert, maka anoda tidak akan bereaksi. Spesi yang bereaksi pada
anoda adalah air, jika anion dalam larutan berupa anion sisa asam oksi seperti
PO43-, SO42− dan NO3−.
Berikut reaksi
oksidasi H2O.
2H2O(l) ⟶ 4H+(aq) + O2(g) + 4e
Anion selain
anion sisa asam oksi dan ion OH− maka akan teroksidasi pada anoda.
2Cl−(aq) ⟶ Cl2(aq) + 2e
4OH−(aq) ⟶ 2H2O(l)
+ O2(g) + 4e
Beberapa
hal yang harus diperhatikan, jika anode terbuat dari zat inert, seperti Pt, Au,
dan C, maka akan terjadi peristiwa-peristiwa seperti berikut ini:
1) Jika
anion yang menuju anode adalah OH– dari suatu basa, maka OH–
yang akan teroksidasi.
4 OH–(aq) ⟶ 2 H2O(l)
+ O2(g) + 4 e–
2) Jika anionnya
Cl–, Br–, dan I–, maka ion-ion tersebut akan
teroksidasi seperti berikut ini.
2 Cl–(aq) ⟶ Cl2(s)
+ 2 e–
2 Br–(aq) ⟶ Br2(g)
+ 2 e–
2 I–(aq) ⟶ I2(s)
+ 2 e–
3) Jika
anionnya berupa sisa asam oksi seperti SO42– dan NO3–,
maka anode tidak teroksidasi, sedangkan yang teroksidasi H2O.
Persamaan reaksinya adalah sebagai berikut.
2 H2O ⟶ 4 H+ + O2 + 4 e–
Jika anode terbuat dari logam aktif seperti Cu, maka anodenya juga
mengalami oksidasi.
Cu ⟶ Cu2+ + 2 e–
D. ELEKTROLISIS AIR
Salah satu
contoh kegunaan elektrolisis yaitu elektrolisis
air untuk menghasilkan gas hidrogen dan oksigen. Pada proses elektrolisis air
biasanya menggunakan elektroda Pt atau karbon.
Jumlah ion yang terkandung dalam air sangat sedikit yaitu 10
–7 ion H+ dan 10–7 ion OH–, maka
proses elektrolisis air biasanya ditambahkan sedikit asam sulfat pekat untuk
meningkatkan jumlah ion dalam air, agar memudahkan arus listrik mengalir dan
proses penguraian H2O lancar.
Gambar proses
elektrolisis air seperti tertera pada Gambar.
Gambar Elektrolisis air menggunakan elektroda platina (http://www.newworldencyclopedia.org/entry/Electrolysis)
Ketika arus
listrik searah dialirkan, elektroda yang diletakan di anoda akan timbul
gelembung-gelembung gas oksigen sedangkan pada elektroda yang diletakan pada
katoda terjadi gelembung-gelembung gas hidrogen.
Berikut reaksi
yang terjadi pada elektrolisis air
Katoda
(-) : 2H+(aq) + 2e ⟶
H2(g)
Anoda
(+) : 2H2O(l) ⟶ O2(g) + 4H+(aq) + 4e
Redoks :
2H2O(l) ⟶ O2(g) + 2H2(g)
Sebenarnya pada
saat arus listrik searah dihubungkan pada anoda terdapat H2O dan SO42‾
sedangkan pada katoda terdapat H+ dan H2O. Karena
terdapat beberapa spesi yang berbeda maka akan terjadi kompetisi antar spesi
pada kedua elektroda.
Untuk mengetahui
spesi mana yang tereduksi di katoda dan spesi yang teroksidasi di anoda maka
diperlukan potensial reduksi standar masing-masing spesi. Spesi-spesi yang ada di katoda adalah ion H+
dan H2O.
Potensial reduksi standar masing-masing spesi yang ada dikatoda sebagai
berikut.
2H+(aq) + 2e ⟶ H2(g) E0sel
= 0,00 volt
2H2O(l) + 2e ⟶ H2(g) + 2OH‾(aq)
E0
sel = -0,83 volt
Potensial
reduksi H+ ternyata lebih besar daripada potensial reduksi H2O,
hal ini menunjukan bahwa H+ lebih mudah direduksi dibanding H2O.
Spesi-spesi yang ada di anoda adalah SO42- dan H2O.
Potensial reduksi standar masing-masing spesi yang ada di
anoda sebagai berikut.
SO42‾(aq) ⟶
S2O82‾(aq)+ 2e Eosel = - 2,00 Volt
2H2O(l) ⟶ O2(g) + 4H+(aq) + 4e Eosel
= - 1,23 Volt
Berdasarkan potensial reduksi standar dapat diketahui bahwa H2O
mempunya potensial reduksi lebih kecil atau potensial oksidasi lebih besar
daripada SO42‾ hal ini menunjukan bahwa pada anoda H2O
lebih mudah dioksidasi.
CONTOH SOAL 1
Tulislah
reaksi-reaksi yang terjadi pada katode dan anode dalam elektrolisis larutan
berikut ini:
a. H2SO4(aq)
b. Zn(OH)2(aq)
PEMBAHASAN
a.
Ionisasi : H2SO4(aq) ⟶ 2H+(aq)
+ SO42–(aq) | x 2
Katode : 2H+(aq)
+ 2e– ⟶ H2(g) | x 2
Anode : 2H2O(l)
⟶ 4H+(aq)
+ O2(g) + 4 e– | x 2
Elektrolisis : 2H2SO4(aq)
+ 2H2O(l) ⟶ 2H2(g)
+ 2SO42–(aq) + 4H+(aq) + O2(g)
Pada
katode terbentuk gas H2 dan pada anode terbentuk gas O2.
b.
Ionisasi : Zn(OH)2(aq) ⟶ Zn2+(aq)
+ 2OH–(aq) | x 2
Katode : Zn2+(aq)
+ 2 e– ⟶ Zn(s) | x 2
Anode : 4OH–(aq)
⟶ 2H2O(l)
+ O2(q) + 4e– | x 1
Elektrolisis :
Zn(OH)2(aq) ⟶ 2Zn(s) + 2H2O(l) + O2(g)
Pada katode
terbentuk endapan Zn dan pada anode terbentuk gas O2.
CONTOH SOAL 2
Tulislah
reaksi-reaksi yang terjadi pada katode dan anode dalam elektrolisis leburan
NaCl dengan menggunakan elektrode Pt.
PEMBAHASAN
Ionisasi : NaCl ⟶ Na+
+ Cl– | x 2
Katode : Na+
+ e– ⟶ Na(s) | x 2
Anode : 2Cl–
⟶ Cl2
+ 2 e– | x 1
2NaCl(l) ⟶ 2Na(l)
+ Cl2(g)
TUGAS UJI KOMPETENSI
Jelaskan mengapa
proses elektrolisis larutan NaCl tidak pernah dihasilkan logam natrium di
katoda?
E.
HUKUM FARADAY
Hubungan kuantitatif listrik dengan perubahan kimia yang terjadi dalam
sel elektrolisis dijelaskan oleh Michael Faraday ahli fisika Inggris yang
dijelaskan dalam dua hukum sebagai berikut.
Hukum
Faraday I : “massa zat yang dibebaskan selama elektrolisis (G) berbanding lurus
dengan jumlah muatan listrik yang digunakan (Q)”.
G
≈ Q
Perkalian antara kuat arus (i) dengan waktu (t) sama dengan jumlah muatan
listrik (Q). Jumlah muatan yang melalui suatu titik dalam rangkaian listrik
sebesar 1 ampere setiap 1 detik disebut 1 coulomb. Jadi jumlah muatan listrik
(Q) dalam elektrolisis dapat dirumuskan sebagai berikut.
Q
= i . t (coulomb)
Karena G berbanding lurus dengan Q maka pesamaan di atas dapat ditulis
sebagai berikut.
G
≈ i ∙ t
Keterangan:
G = massa zat yang dibebaskan (g)
Q = jumlah listrik yang digunakan (C)
i
= kuat arus (ampere)
t
= waktu (detik)
Hukum
Faraday II “massa zat yang dibebaskan selama elektrolisis (G) berbanding lurus
dengan massa ekivalen zat itu (ME)”
G
≈ ME
Arus listrik dapat mengalir karena adanya lairan elektron. Oleh sebab
itu, muatan listrik yang digunakan dalam sel elektrokimia dapat dihitung
berdasarkan muatan elektron yang terlibat pada reaksi redoks dalam sel
elektrokimia.
Melalui percobaan tetes minyak Millikan diperoleh muatan satu elektron
sebesar 1,60218 × 10–19
Coulomb dan berdasarkan bilangan
Avogadro diketahui bahwa 1 mol elektron terdapat 6,022 × 1023 partikel elektron, maka muatan listrik 1 mol
elektron adalah sebagai berikut.
1 mol elektron =
6,022 x 1023 /Mol x 1,60218 x
10-19 C
= 96.485 C/Mol
96.485 C∙mol–1
artinya untuk menghasilkan 1 mol elektron diperlukan arus listrik sebesar
96.485 coulomb. 96.485 C mol–1 biasanya dibulatkan menjadi 96.500 C.mol-1.
Berdasarkan
hukum Faraday I, maka arus listrik yang dibutuhkan untuk menghasilkan 1 mol zat
sama dengan arus listrik yang dibutuhkan untuk menghasilkan 1 mol elektron atau
untuk menghasilkan 1 mol zat diperlukan arus listrik sebesar 96.500 C.
Arus listrik sebesar 96.500 coulomb disebut sebagai konstanta atau
tetapan Faraday (k). Jadi konstanta Faraday dapat ditulis sebagai berikut.
Penggabungan hukum Faraday I, II dengan konstanta Faraday diperoleh
persamaan sebagai berikut.
Keterangan
ME = massa
ekivalen zat hasil reaksi elektrolisis = Ar / Perubahan biloks
m =
massa zat yang dibebaskan (gram)
I =
kuat arus (ampere)
t = waktu yang digunakan untuk elektrolisi
(detik)
CONTOH SOAL 2
Apabila ke dalam
larutan CuSO4 (Cu = 63,5) dialirkan arus sebesar 10 ampere selama
965 detik, tentukan massa tembaga (Cu) yang dihasilkan.
PEMBAHASAN
Diketahui:
Ar = 63,5 ;
i = 10 ampere
t = 965 detik
Cu yang dihasilkan
sesuai persamaan berikut.
Cu2+(aq) + 2e– ⟶ Cu(s)
Berdasarkan reaksi
di atas, diketahui bahwa e– = 2
Ditanyakan: m
Rumus:
CONTOH SOAL 3
Larutan AgNO3
(Ar Ag = 108) dialiri listrik 10 ampere selama 1 jam. Berapa gram logam
perak yang dapat diendapkan?
PEMBAHASAN
Diketahui:
Ar Ag = 108
i = 10 ampere
t = 1 x 60 x 60 =
3.600 sekon
Ag yang dihasilkan
sesuai persamaan berikut.
Ag+(aq) + e– ⟶ Ag(s)
Berdasarkan reaksi
di atas, diketahui bahwa e– = 1
Rumus:
Dari hukum Faraday II, jika kuat arus listrik dengan waktu yang sama
digunakan pada dua atau lebih sel elektrolisis yang disusun secara seri, maka
massa zat-zat yang dihasilkan sebanding dengan massa ekivalen zat itu, sehingga
diperoleh rumus sebagai berikut.
Keterangan:
m1
= massa zat 1
m2
= massa zat 2
ME1
= massa ekivalen zat 1
ME2
= masa ekivalen zat 2
Sel elektrolisis
dirangkai secara seri, ditunjukkan pada Gambar.
Karena arus listrik yang mengalir pada rangkaian seri sama, maka massa zat yang
dihasilkan pada sel elektrolisis yang berbeda dapat ditentukan.
Gambar Elektrolisis beberapa
larutan yang dirangkai secara
seri
CONTOH SOAL 4
Sejumlah arus
listrik dialirkan melalui larutan AgNO3 dan larutan CuSO4.
Bila logam perak yang diendapkan sebanyak 21,6 gram, berapa gram logam tembaga
yang diendapkan? (Ar Ag = 108, Cu = 63,5)
PEMBAHASAN
Diketahui:
mAg = 21,6
Ag dan Cu yang
dihasilkan sesuai persamaan berikut.
Ag+(aq) + e– ⟶ Ag(s)
Cu2+(aq) + 2e– ⟶ Cu(s)
Berdasarkan reaksi
di atas, diketahui bahwa:
e Ag = 1
e Cu = 2
ditanya : mCu = .....??
m1 : m2 = ME1
: ME2
mAg : mCu = MEAg
: MECu
Tidak ada komentar:
Posting Komentar