2. Bahan Ajar Sel Elektrolisis

BAHAN AJAR ELEKTROLISIS

1

Bahan Ajar Dasar – Dasar Elektrolisis

Pendahuluan

Elektrolisis yaitu peristiwa penguraian atas suatu larutan elektrolit yang telah dilaliri oleh aurs listrik searah. Sedangkan sel di mana terjadinya reaksi tersebut disebut sel elektrolisis. Sel elektrolisis terdiri dari larutan yang dapat menghantarkan listrik yang disebut elektrolit, dan dua buah elektroda yang berfungsi sebagai katoda. Reaksi-reaksi elektrolisis bergantung pada potensial electroda, konsentrasi, dan over potensial dari spesi yang terdapat dalam sel elektrolisis. Pada sel elektrolisis katode bermuatan negatif, sedangkan anode bermuatan positif. Kemudian kation direduksi di katode, sedangkan anion diosidasi di anode. Elektrolisis mempunyai banyak keguanaan, di antaranya yaitu dapat memperoleh unsur-unsur logam, halogen, gas hidrogen dan gas oksigen, kemudian dapat menghitung konsentrasi ion logam dalam suatu larutan, digunakan dalam pemurnian suatu logam, serta salah satu proses elektrolisis yang popular adalah penyepuhan, yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam lain. Seperti yang telah diketahui di atas, elektrolisis mempunyai banyak manfaat dalam kehidupan sehari-hari, sehingga penting agar mahasiswa melakukan praktikum ini agar mahasiswa lebih mengetahui dan dapat mempelajari proses dari elektrolisis. Elektrolisis merupakan proses dimana reaksi redoks yang tidak bisa berlangsung spontan. Dalam proses pengisian aki dapat disimulkan bahwa apabila kedalam suatu larutan elektrolit dialiri arus listrik searah, maka akan terjadi reaksi kimia, yaitu penguraian atas elektrolit tadi. Lampu merupakan unsur penting pada kendaraan. Lampu tersebut sangat penting keberadaannya jika kita berkendaraan pada malam hari. Setiap kendaraan bermotor dilengkapi dengan sel aki sebagai sumber arus untuk menghasilkan tenaga listrik. Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia. Dalam kehidupan sehari-hari penerapan elektrolisis sangat banyak, misalnya dalam dunia industri seperti pemurnian dan penyapuhan logam.

2


ELEKTROLISIS

A. Definisi Elektrolisis adalah peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah. Dalam sel elektrolisis energi listrik dapat menghasilkan reaksi kimia. Sel elektrolisis berfungsi sebagai pompa untuk menjalankan perpindahan elektron yang mengalir dari anode ke katode. Elektron dialirkan melalui elektrode yang tidak bereaksi (inert). Biasanya digunakan batang karbon atau platina. Dalam elektrolisis, pada anode terjadi oksidasi (melepaskan elektron) sedangkan pada katode terjadi reduksi. B. Susunan Sel Elektrolisis

Pada saat selelektrolisis dihubungkan dengan sumber arus listrik maka anion yaitu ion negatif dalam elektrolit ditarik ke anode yang bermuatan positif. Adapun kation yaitu ion positif ditarik ke katode yang bermuatan negatif. Ion yang bereaksi di elektrode menjadi tidak bermuatan. Elektron mengalir dari anode ke baterai dan dari baterai ke katode. Reaksi elektrolisis berlangsung kompleks. Spesi yang bereaksi dapat berupa kation, anion, air, atau elektrodenya. Spesi yang mengalami reduksi di katode berupa spesi yang mempunyai potensial elektrode lebih positif. Spesi yang mengalami oksidasi di anode berupa spesi yang mempunya potensial elektrode lebih negatif. Elektrode yang digunakan dapat berupa elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi (inert).

3


Berikut tabel potensial reduksi standar dari beberapa logam berikut:

C. Reaksi Sel Elektrolisis Berikut Faktor-faktor terjadinya reaksi-reaksi elektrolisis 

Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah yang mempunyai potensial reduksi (E°) lebih positif (+)



Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah yang mempunyai potensial oksidasi (E°) lebih negatif (-)



Jenis elektrode, inert (tidak dapat bereaksi; ex = Pt, C, Au) atau aktif (dapat bereaksi sempurna)

4




Potensial

tambahan

yang

diperlukan

sehingga

reaksi

elektrolisis

dapat

berlangsung (overpotensial) 

Dalam reaksi-reaksi elektrolisis ditemukan gas-gas yang terbentuk, yaitu gas hirogen, oksigen, fluor, dan klor.

a.Reaksi yang terjadi pada katode 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. 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 yang terjadi pada anode Jika anode terbuat dari zat inert, seperti Pt, Au, dan C, maka akan terjadi peristiwaperistiwa seperti berikut ini. 1) Jika anion yang menuju anode adalah OH– dari suatu basa, maka OH– akan teroksidasi. 4 OH–(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e–

5


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– Jika elektroda tidak inert, maka yang teroksidasi adalah anoda. M(s) → Mx+(aq) + x e D. Hukum – Hukum Faraday Hukum-hukum Faraday menjelaskan tentang hukum kelistrikan yang berkaitan dengan sel elektrolisis. Banyak zat yang mengendap pada elektrode dapat dihitung dengan hukum Faraday. Faraday adalah orang Inggris yang pertama menerangkan hubungan kuantitatif antara banyaknya arus listrik yang digunakan pada elektrolisis dengan hasil elektrolisisnya. Perhatikan reaksi berikut ini! Ag+(aq) + e– → Ag(s) Cu2+(aq) + 20 e– → Cu(s) Pada reaksi di atas untuk mereduksi satu mol ion Ag+ dibutuhkan satu mol elektron yang dapat mereduksi 0,5 mol ion Cu2+. Muatan satu elektron adalah 1,6021 x 10–9 coulomb, sehingga muatan suatu mol elektron adalah 6,023 x 1023 x 1,6021 x 10–9 = 96.478 coulomb = 96.500 coulomb. Jumlah listrik ini disebut satu Faraday. Jadi, 1 Faraday = 96.500 coulomb. Hukum I Faraday Total zat yang dihasilkan pada elektrode, berbanding lurus dengan total muatan listrik yang mengalir melalui sel elektrolisis. Hukum Faraday 1 menyatakan bahwa massa zat yang dibebaskan pada suatu elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir. Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut. G ≈ Q ................. (1)

6


Keterangan : G = massa zat yang dibebaskan (gram) Q = jumlah listrik yang digunakan (Coulomb) Apabila jumlah muatan listrik merupakan hasil kali kuat arus (I) dengan waktu (t), maka persamaan di atas dapat ditulis seperti berikut. G = I . t ...................... (2) Seperti kita ketahui bahwa dalam reaksi elektrolisis di katode terjadi reaksi reduksi dengan persamaan: Ln+(aq) + n e¯ → L(s) Untuk mengendapkan 1 mol L diperlukan sejumlah n mol elektron. Oleh karena itu, untuk mengendapkan sejumlah logam maka jumlah listrik yang diperlukan adalah. Q = n (e¯) x F ............................. (3) Keterangan : F = Konstanta Faraday (96.500 C/mol) n (e¯) = mol elektron Jika persamaan (2) dan persamaan (3) kita substitusikan pada persamaan (1) maka diperoleh persamaan seperti berikut. I . t = n (e¯) × 96.500 n (e¯) = (I . t) / 96.500 Banyaknya zat yang diendapkan selama elektrolisis dengan arus I ampere dan waktu t detik adalah seperti berikut. Ln+(aq) + n e¯ → L(s) n mol e¯ ~ 1 mol L Contoh Arus 1 amper yang dialirkan selama 1 menit (60 detik) ke dalam larutan CuSO4 mengendapkan 0,4 gram tembaga dikatode, maka: a). Arus 2 amper dalam 1 menit (120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 g Cu b). Arus 1 amper dalam 2 menit (120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 g Cu c). Arus 2 amper dalam 2 menit (240 copulomb) akan mengendapkan 1,6 g Cu

7


Hukum II Faraday Hukum II Faraday : “massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu (ME)”.

G = ME Massa ekivalen dari unsur-unsur logam sama dengan massa atom relatif (Ar) di bagi dengan perubahan bilangan oksidasinya (pbo) ME= Ar/pbo Contoh: Contoh pada elektrolisis larutan CuSO4 terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu Cu2+(aq) + 2e –––→ Cu(s) Oleh karena tembaga mengalami perubahan bilangan oksidasi sebesar 2, maka massa ekivalen Cu = ArCu/2 = 63,5/2 = 31,75 Apabila listrik yang sama banyak dialirkan kedalam dua atau lebih sel elektrolisis yang berbeda, maka perbandingan massa zat-zat yang dibebaskan sama dengan perbandingan massa ekivalennya. Contoh: Misalkan arus i amper dialirkan selama t detik ke dalam larutan CuSO4 dan larutan AgNO3 yang di hubungkan seri.(pada hubungan seri jumlah listrik yang memasuki kedua sel adalah sama). Listrik akan mengendapkan Cu dan Ag pada katoda masingmasing sel. Sesuai dengan hukum faraday II, perbandingan massa Cu dengan Ag yang di endapkan sama dengan pebandingan massa ekivalennya. GCu : GAg = ME Cu : MEAg Misalkan massa Cu yang diendapkan 10 g maka massa perak dapat dihitung sebagai berikut: GCu : GAg = ME Cu : MEAg

8


10 : GAg =

63,5

: MEAg 2 GAg = 10 x 108/31,75 = 34,05 g

Penggabungan hukum faraday I dan II menghasilkan persamaan sebagai berikut: G = k . i . t . ME

Faraday menemukan harga faktor pembanding k =1/96,500 jadi, persamaan diatas dapat dinyatakan sebagai berikut: G=

𝑖𝑡 96,500

x ME

Dengan: G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram) i = kuat arus (dalam amper) t = waktu (dalam detik) ME = massa ekivalen Contoh soal: Hitunglah massa tembaga yang dapat dibebaskan oleh arus 10 amper yang dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan CuSO4 (Cu = 63,5) Jawab: Cu di endapkan di katoda menurut persamaan berikut ini: Cu2+(aq) + 2e –––→ Cu (s) G=

𝑖𝑡

x ME

96,500 10,965

G=

96,500

𝑥

63,5 2

= 3,175 gram

9


2. Bahan Ajar Sel Elektrolisis

Recommend Documents