Elektrolisis, Hukum Faraday, dan Latihan Soal


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:

IKUTI

KONTAK

Nama

Email *

Pesan *