Elektrolisis
Alat dan Bahan
Ukuran/Satuan
Jumlah
Tabung U
-
2
Elektroda Karbon dan Kabel
-/0,5 m
2
Battery/Catu Daya
1,5 V
1
Jepit Buaya
-
-
Statif dan Klem
-
1
Tabung Reaksi dan Rak
Biasa
2/1
Pipet Tetes
-
2
Gelas Kimia
100ml
2
Larutan Natrium Klorida
0,5 M
100 ml
Larutan Natrium Sulfat
0,5 M
100 ml
Larutan Tembaga Sulfat
0,5 M
100 ml
Fenolftalien
Secukupnya
Kertas Lakmus
8 helai
Teori Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Atau juga biasa diartikan energi yang digunakan untuk menghantarkan reaksi kimia. Contohnya seperti penyepuhan, pemurnian logam, penyetruman accu/aki. accu/aki. 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 mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan 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) Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. Sel elektrolisis terdiri dari sebuah elektroda, elektrolit, dan sumber arus searah. Elektron memasuki sel elektrolisis melelui kutub negatif ( katoda ). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katoda dan mengalami reduksi. Sedangkan spesi lain melepas elektron di anoda dan mengalami oksidasi. Beberapa pengertian yang terdapat pada sel elektrolisis, sebagai berikut: 1.
Anoda ( elektroda negatif ) adalah adalah elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi.
2.
Katoda ( elektroda positif ) adalah adalah elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi.
3. Kation adalah ion yang kekurangan elektron. Karena Kation bergerak menuju elektroda negatif dan terjadi reaksi pengikatan elektron atau reaksi reduksi. 4. Anion adalah ion yang kelebihan elektron. Karena Anion bergerak menuju elektroda positif dan melepaskan elektronnya terjadi reaksi reduksi.
Pada katoda, terjadi suatu persaingan antara air dengan ion Na+. Dan berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi 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-.
Jadi, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut : Katoda (-)
: 2 H2O(l) + 2 e-
Anoda (+)
: 2 Cl-(aq
Reaksi sel
——> H2(g) + 2 OH-(aq) ……………….. (1) ——> Cl2(g) + 2 e- ………………..…...(2)
: 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). 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 dalam anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara itu, 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) + 2e-
Anoda (+)
:
Reaksi Sel
:
Cu(s)
Cu(s) + 2 H2O(l)
H2(g) + 2 OH-(aq)
Cu2+(aq) + 2e-
Cu2+(aq) + H2(g) + 2 OH-(aq)
C. Alat dan Bahan No.
Alat dan Bahan Ukuran/Satuan Jumlah/Volume
1.
Tabung U
1 2.
Kabel/Jepit buaya 4 meter/4 buah
3.
Adaptor
4.
Pipet tetes
6 volt
1
2 5.
Elektroda C 2
6.
Larutan Indikator Fenolftalein 3 tetes
7.
Larutan NaCl
8.
Gelas Beker
0,5 M 50 mL
1 9.
Klem 1
D. Prosedur dan Pengamatan Percobaan/Cara Kerja Pasanglah pipa U di statif dan kedua lubang diberikan elektroda karbon yang sudah dirangkai dengan kabel yang dihubungkan dengan adaptor. Lalu masukkan larutan NaCl pada gelas beker, tuangkan ke dalam tabung U. Kemudian tambahkan 3 tetes indikator fenolftalein ke dalam masing-masing lubang pipa U. Setelah itu, tutup kedua lubang dengan menggunakan kapas. Elektrolisis kedua larutan itu sampai terlihat suatu perubahan pada sekitar kedua elektrolida.
E. Hasil percobaan 1. Warna larutan sebelum dielektrolisis adalah bening. 2. Sesuatu dielektrolisis :
a) Perubahan pada ruang katoda Pada larutan berubah menjadi berwarna merah, akan tetapi setelah lama kelamaan warna agak memudar atau menghilang secara perlahan dan menghasilkan gelembung terus-menerus. b) Perubahan pada ruang anoda Pada larutan tidak terjadi perubahan warna, menghasilkan gelembung, tetapi tidak banyak seperti yang terjadi pada katoda dan berbau seperti pemutih pakaian.
F. Analisis Data 1. Zat apakah yang terjadi di ruang anoda sebagai hasil elektrolisis? - Cl2 (klor) karena berbau seperti pemutih pakaian.
2. Ion apakah yang terjadi di ruang katoda setelah elektrolisis? - Ion OH- (basa) karena OH- bereaksi dengan larutan fenolftalein sehingga berubah menjadi berwarna merah.
3. Tulis persamaan setengah reaksi yang terjadi di katoda dan anoda?
- Katoda = 2H2O + 2e-
2OH- + H2
Anoda = 2Cl-
Cl2 + 2e-
4. Jelaskan hasil elektrolisis?
- Katoda
Anoda
Reaksi sel
= 2H2O + 2e-
= 2Cl-
= 2H2O + 2Cl-
2OH- + H2
Cl2 + 2e-
2OH- + H2 + Cl2
5. Tarik kesimpulan dari percobaan tadi? - Pada percobaan di atas dapat ditarik kesimpulan bahwa : Ø Larutan NaCl pada katoda adalah larutan menjadi berwarna merah karena OH- bereaksi dengan larutan fenolftalein , menghasilkan gelembung terus-menerus , dan bersifat basa.
Ø Larutan NaCl pada anoda adalah bersifat basa , larutan menghasilkan Cl2 sehingga tidak mengalami perubahan warna , berbau seperti pemutih pakaian , menghasilkan gelembung tetapi tidak sebanyak di larutan NaCl pada katoda. 2.1.Pengertian Elektrolisis
Elektrolisis ialah proses penguraian elektrolit kepada unsur juzuknya apabila arus elektrik mengalir melaluinya Elektrod yang disambungkan kepada terminal positif bateri dinamakan anoda. Elektrod yang disambungkan kepada terminal negatif bateri dinamakan katoda. Kedua-dua elektrod itu dimasukkan ke dalam suatu elektrolit . 2.2.Faktor Mempengaruhi Proses Elektrolisi Jenis elektroda yang digunakan. Kedudukan ion dalam siri elektrokimia. Kepekatan ion. Penjelasan berkaitan dengan elektrolisis melibatkan 3 aspek: ion yang hadir pergerakan ion proses discas yang berlaku di masing-masing anoda dan katoda.
2.3.Perbedaan Antara Sel Elektrolisis/Sel Kimia
Sel Elektrolisis Sebaik sahaja arus elektrik(arus terus) dialirkan melalui elektrolit, ion-ion akan terurai dan bergerak ke masing-masing anod dan katod. Penguraian elektrolit oleh arus elektrik. Anion bergerak menuju ke elektrod anoda manakala, Kation bergerak menuju ke elektrod katoda. Sel Kimia Sel kimia ialah sel yang menghasilkan tenaga elektrik melalui tindakbalas kimia. Sel kimia dibina daripada dua logam (elektrod) yang berlainan dicelupkan kedalam suatu larutan masing- masing elektrolit. Elektrod Zn dicelupkan ke dalam larutan ZnSO4, Elektrod Cu dicelupkan ke dalam larutan CuSO4 dan dihubungkan oleh satu jambatan garam. Arus yang terhasil ialah sebanyak 1.10A.
2.4.Contoh Elektrolisis 1.Proses penyepuhan adalah proses ELEKTROSLISIS, yaitu proses perubahan Energi listrik menjadi Energi kimia. Proses ini melibatkan Elektroda (logam-logam yang dihubungkan dengan sumber listrik) dan Elektrolit (cairan tempat logam-logam tadi dicelupkan) Penyepuhan berguna untuk melapisi logam untuk perhiasan, atau juga untuk pencegahan karat/korosi, seperti pada pipa atau besi, yang dilapisi oleh campuran besi (Fe) dan Seng (Zn), yang disebut proses galvanisasi. Elektrolisis ini adalah kebalikan dari proses yang terjadi pada baterei atau aki, dimana pada sumber listrik itu terjadi proses perubahan dari energi kimia menjadi energi Listrik.
2.Elektrolisis Leburan Kalium Bromida Ion kalium bergerak ke katoda/ ion bromida bergerak ke anoda.
Anoda: Ion bromida menyahcas secara membebaskan elektron kepada anod. 2Br -- 2e--------> Br2 Dua atom bromin akan membentuk satu molekul dwiatom bromin. Gas bromin berwarna perang terbebas pada anod. Katoda: Ion kalium menyahcas secara menerima elektron daripada katod. K+ + e --------> K Logam kalium berkilau terbentuk pada katoda
3.Elektrolisis aluminium oksida lebur. Ion-ion Al3+ dan O2- dibebaskan apabila aluminium oksida dileburkan. Ion Al3+ tertarik ke katod dan ion O2- tertarik ke anoda semasa elektrolisis. Pemerhatian: Di anoda. Gas oksigen terhasil apabila ion-ion O2- membuang elektron seperti berikut; 2O2- ------> O2 + 4e Di katoda. Logam aluminium berkilat terhasil apabila ion-ion Al3+ menerima elektron. Al3+ + 3e -------> Al
4.ELEKTROLISIS KUPRUM SULFAT Elektrolisis larutan akueus kuprum (II) sulfat: menggunakan elektrod karbon. Keputusan: Hasil-hasil elektrolisis: Anoda: Pemerhatian: Gas tanpa warna di kumpul pada bahagian atas tabung uji. Gas ini menyalakan kayu uji berbara. Gas oksigen yang terbebas. Ion-ion hidroksida dan ion-ion sulfat tertarik ke anod. Ion OH- yang didiscas secara pilihan. Persamaan tindakbalas: 4OH- ----------> 2H2O + O2 + 4e Katoda: Logam berwarna perang (kuprum) terbentuk pada elektrod karbon. Ion-ion kuprum dan ion-ion hidrogen tertarik ke katod. Ion Cu2+ didiscas secara pilihan. Persamaan tindakbalas: Cu2+ + 2e -----------> Cu.
5.Elektrolisis larutan akueus kuprum (II) sulfat: menggunakan elektrod kuprum Keputusan: Hasil-hasil elektrolisis adalah seperti berikut: Anoda: Pemerhatian: Kepingan anod kuprum terkakis. Jisimnya berkurangan berbanding dengan jisim asal.Atom kuprum menjadi ion kuprum. Persamaan tindakbalas: Cu ----------> Cu2+ 2e Katoda: Logam berwarna perang terbentuk pada elektrod karbon. Logam tersebut adalah kuprum. Ion-ion kuprum dan ion-ion hidrogen tertarik ke katod. Ion Cu2+ didiscas secara pilihan. Persamaan tindakbalas: Cu2+ + 2e -----> Cu.
2.5.Hukum elektrolisis Faraday
Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833. Hukum elektrolisis Faraday Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel. Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada jenis logamnya.
Sel Elektrokimia Pengertian Elektrokimia
Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Elemen yang digunakan dalam reaksi Elektrokimia dikarakterisasikan dengan banyaknya elektron yang dimiliki. Sel Elektrokimia adalah sel yang disusun untuk menjadikan suatu reaksi redoks menghasilkan energy listrik yang selanjutnya diubah menjadi energy kimia atau sebaliknya .
Sel elektrokimia
Macam-macam Eletrokimia :
Elektrokimia dibagi menjadi dua jenis : Sel Volta Sel Volta atau Sel Galvani
Luigi Galvani (1780) dan Alexandro Volta (1800) menemukan adanya muatan listrik dalam suatu reaksi kimia Reaksi kimia ini hanya terjadi pada reaksi redoks dan rangkaian reaksi ini disebut Sel Volta.
Sel Volta atau Galvani adalah Energi yang dihasilkan oleh reaksi kimia diubah menjadi energy listrik.
Contoh Sel volta : batu batrei dan akki
Katode : reduksi kutub (+)
Anode : Oksidasi kutub (-)
Sel Elektrolisis Elektrolisis
Elektrolisis adalah peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah.Elektroda positif (+) yang disebut juga anoda sedangkan elektroda negative (-) disebut katoda.
a. Elektrolisis terhadap lelehan/cairan/leburan
Sel elektrolisis tidak mengandung pelarut (air)
Katode : reduksi kation
Anode : oksidasi anion
b. Elektrolisis terhadap larutan elektrolit dalam air
- Elektroda inert ( tidak aktif )
Katode = Golongan IA dan IIA yang dielektrolisis air
Anode = Mengandung O,yang dioksidasi air
- Elektroda Aktip ( Cu,Ag,Fe,Ni,dll)
Katode = Golongan IA dan IIA yang dielektrolisis air
Anode = Elektrode Aktif tersebut.
Kegunaan Sel Elektrolisis
Beberapa kegunaan sel alektrolisis adalah : Penyepuhan adalah proses pelapisan suatu logam dengan lgam lain.logam yang akan dilapisi digunakan sebagai katoda,sedangkan logam pelapis disebut anoda.
Pembuatan beberapa senyawa. Untuk menghitung konsentrasi suatu logam dalam larutan.
Hukum Faraday I“Massa zat yang terbentuk pada masing Prinsip Perhitungan Elektrolisis1. masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut”.
Rumus:
m = e . i . t / 96.500
q = i . t maka G = I . t
m = massa zat yang dihasilkan (gram) e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi i = kuat arus listrik (amper) t = waktu (detik) q = muatan listrik (coulomb)
2. Hukum Faraday II
“Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu ( ME )
G = ME
Penggabungan hukum Faraday I dan II
G = k . i . t . ME
Jika k = , maka G = .ME
Korosi
Korosi merupakan reaksi kimia antara logam dengan zat lain yang bias menghasilkan senyawasenyawa yang tidak diinginkan.Karat merupakan hasil dari proses dari korosi yaitu teroksidasinya suatu logam,bsi yang terkorosi membentuk karat dengan umus : Fe2O3XH2O.
Proses perkaratan termasuk proses Elektrokimia dimana logam besi ( Fe ) yang troksidasi bertindak sebagai anoda dan oksigen yang terlarut dalam air pada permukaan besi bertindak sebagai anoda.
Pembentukan karat :
Anoda : Fe —-> Fe2+ + 2e
Katoda : O2 + 2 H2O + 4e —–> 4 OH –
Fe2+ akan teroksidasi lagi membentuk Fe3+ atau Fe3O3.Sedangkan ion OH-akan bergabung dengan elektrolit yang ada didalam atau dengan ion H+ dari terlarutnya oksidasi asam (SO2,NO2) dari hasil perubahan dengan air hujan.
Karat bersifat katalis untuk proses perkaratan berikutnya yang disebut Autokatalis.
Pencegahan proses perkaratan :
-
Pelepisan dengan cat atau logam lain yang sukar teroksidasi
-
Proses katoda ( proteksi katodik )
