Sel Elektrolisis
Pada subbab ini, kita akan mempelajari proses kebalikan dari sel Volta, yaitu perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Apabila arus listrik searah dialirkan ke dalam larutan elektrolit melalui elektrode maka larutan elektrolit tersebut akan terurai. Peristiwa penguraian elektrolit oleh arus searah inilah yang disebut elektrolisis. Sel tempat terjadinya elektrolisis disebut sel elektrolisis.
Berbeda dengan reaksi yang terjadi pada sel Volta, pada sel elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yaitu tempat arus masuk (pada sel Volta reaksi dimulai pada anode, yaitu tempat arus keluar).
a. Reaksi pada Katode
Pada katode terjadi reaksi ion-ion positif (kation) mengikat elektronelektron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksi ini akan melekat pada batang katode, kecuali jika zat yang dihasilkan berbentuk gas. Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagai gelembung-gelembung gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akan bergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menuju ke katode dan ion negatif ke anode.
1. Ion hidrogen (H+)
Ion hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen.
Reaksi: 2 H+ (aq) + 2 e– è H2(g)
2. Ion-ion logam
a. Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li+, K+, Na+, Ba2+, Sr2+, dan Ca2+ tidak mengalami reduksikarena E° logam < E° air maka air sebagai penggantinya yang akan mengalami reduksi.
Reaksi: H2O(l) + 2 e–è H2(g) + 2 OH–(aq)
b. Ion-ion logam selain alkali/alkali tanah, seperti Ni2+, Cu2+, dan Zn2+ akan mengalami reduksi menjadi logam.
Contoh: Cu2+(aq) + 2 e– è Cu(s)
Ni2+(aq) + 2 e– è Ni(s)
Akan tetapi, apabila leburan garam yang dielektrolisis maka ion logam
penyusun garam tersebut akan direduksi menjadi logam. Contohnya, NaCl(l),
Na+ akan menjadi Na.
Reaksi: Na+(aq) + e–è Na(s)
b. Reaksi pada Anode
Pada anode terjadi reaksi oksidasi, ion-ion negatif akan ditarik oleh anode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis anion dan jenis elektrode yang digunakan. Jika anode terbuat dari elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi), seperti Pt, C, dan Au maka ion negatif atau air akan teroksidasi.
1. Ion hidroksida (OH–) akan teroksidasi menjadi H2O dan O2.
Reaksinya: 4 OH–(aq) è 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e–
2. Ion sisa asam
a. Ion sisa asam yang tidak beroksigen, seperti Cl–, Br–, I–akan teroksidasi menjadi gasnya Cl2, Br2, I2.
Contoh: 2 Cl–(aq) è Cl2(g) + 2 e–
2 X– è X2+ 2 e–
b. Ion sisa asam yang beroksigen, seperti SO42–, NO3–, PO43– tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi.
Reaksi: 2 H2O(l) è 4 H+(aq) + O2(g) + 4 e–
Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya. Contohnya, jika anode terbuat dari Ni, Ni akan teroksidasi menjadi Ni2+.
Reaksi: Ni(s) è Ni2+(aq) + 2 e–
Contoh Soal
Tentukan reaksi yang terjadi di anode dan di katode pada elektrolisis berikut.
1. Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt.
2. Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C.
3. Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode C.
4. Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt.
Jawab
1. Elektrolisis larutan HCl dengan elektrode Pt
HCl(aq) è H+(aq) + Cl–(aq)
katode (–) : 2 H+(aq) + 2 e– è H2(g)
anode (+) : 2 Cl–(aq) è Cl2(g) + 2 e–
2 H+(aq) + 2 Cl–(aq) è H2(g) + Cl2(g)
2. Elektrolisis larutan NaBr dengan elektrode C
Ingat Na+ tidak mengalami reduksi karena termasuk dalam golongan alkali tanah sehingga yang tereduksi adalah air
katode (–) : 2 H2O(l) + 2 e– è H2(g) + 2 OH–(aq)
anode (+) : 2 Br–(aq) è Br2(aq) + 2 e–
2 H2O(l) + 2 Br–(aq) è H2(g) + 2 OH–(aq) + Br2(g)
3. Elektrolisis larutan CuSO4dengan elektrode C
SO4 termasuk kedalam ion yang bersisia asam sehingga yang tereduksi adalah air
katode (–) : Cu2+(aq) + 2 e– è Cu(s) 2×
anode (+) : 2 H2O(l) è O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– 1×
2 Cu2+(aq) + 2 H2O(l) è 2 Cu(s) + O2(aq) + 4 H+(aq)
4. Elektrolisis larutan KNO3 dengan elektrode Pt
katode (–) : 2 H2O(l) + 2 e– èH2(g) + 2 OH–(aq) 2×
anode (+) : 2 H2O(l) è O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– 1×
6 H2O(l) è2 H2(g) + 4 OH–(aq) + O2(g) + 4 H+(aq)
2 H2O(l) è 2 H2(g) + O2(g)
c. Stoikiometri dalam Elektrolisis
Dalam sel elektrolisis, jumlah zat (massa) yang diendapkan atau yang melarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit (Hukum I Faraday).
w = e. i. t
F
atau
w = e . i .t
96.500
Keterangan:
w = massa zat (g)
e = massa ekuivalen atau Mr
valensi
i = kuat arus (A)
t = waktu (s)
F = tetapan Faraday = 96.500 coulomb
1 F = 1 mol elektron
Untuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama berlaku Hukum II Faraday.
Jika arus dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat
yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding dengan
massa ekuivalen masing-masing zat tersebut.
wA = eA
wB eB
Keterangan:
wA = massa zat A
wB = massa zat B
eA = massa ekuivalen zat A
eB = massa ekuivalen zat B
Contoh soal
1. Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan
CuSO4dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)
Jawab
Di katode, terjadi reaksi reduksi Cu2+ menjadi Cu:
Cu2+(aq) + 2 e– è Cu(s)
t = 20 menit = 1.200 s
w = eit
F
= 63,5 g/mol × 2 A ×1.200 s
= 2
96.500 coulumb
= 0,79 g
Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,79 g.
2. Jika 2 buah sel elektrolisis yang masing-masing mengandung elektrolit AgNO3 dan CuSO4 disusun seri dengan menggunakan arus yang sama, dihasilkan 2,5 g Ag. Berapakah massa Cu yang diperoleh? (Ar Cu= 63,5 g/mol, Ar Ag = 108 g/mol)
Jawab
w Cu = eCu
w Ag eAg
wCu = wAg x eCu
eAg
= 2,5 × 63,5
2
108
wCu = 0,73 g
Jadi, massa Cu yang diendapkan pada katode adalah 0,73 g.
d. Kegunaan Sel Elektrolisis
1) Penyepuhan logam
Penyepuhan logam bertujuan melapisi logam dengan logam lain agar tidak mudah berkarat. Contohnya, penyepuhan perak yang biasa dilakukan pada peralatan rumah tangga, seperti sendok, garpu, dan pisau.
Pada penyepuhan perak, logam perak bertindak sebagai katode dan sendok besi bertindak sebagai anode.
Contoh lainnya adalah pada kendaraan bermotor, biasanya mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja dilapisi dengan kromium. Proses pelapisan kromium dilakukan dengan elektrolisis, larutan elektrolit disiapkan dengan cara melarutkan CrO3 dengan asam sulfat encer. Kromium(VI) akan tereduksi menjadi kromium(III) lalu tereduksi menjadi logam Cr.
CrO3(aq) + 6 H+(aq) + 6 e– è Cr(s) + 3 H2O(l)
2) Produksi aluminium
Aluminium diperoleh dengan cara elektrolisis bijih aluminium. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Katode : Al3+(aq) + 3 e– è Al(l)
Anode : 2 O2–(aq) è O2(g) + 4 e–
4 Al3+(aq) + 6 O2–(aq) è 4 Al(l) + 3 O2(g)
3) Produksi natrium
Natrium diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaCl yang dikenal dengan Proses Down. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.
Katode : 2 Na+(l) + 2 e– è 2 Na(l)
Anode : 2 Cl–(l) è Cl2(g) + 2 e–
2 Na+(aq) + 2 Cl–(aq) è 2 Na(l) + Cl2(g)
Latihan
1. Sel Volta yang dibuat di anode dan katode dalam tempat terpisah harus menggunakan jembatan garam. Apakah fungsi jembatan garam?
2. Tuliskanlah diagram sel dari reaksi redoks berikut.
a. Anode : Zn (s) è Zn2+(aq) + 2 e–
Katode: Cu2+(aq) + 2 e– ==> Cu(s)
b. Anode : Sn(s) è Sn2+(aq) + 2 e–
Katode: Ag+(aq) + e– è Ag(s)
3. Tuliskanlah reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel berikut.
a. Al(s) | Al3+(aq) || Ni2+(aq) | Ni(s)
b. K(s) | K+(aq) || Co2+(aq) | Co(s)
4. Jika diketahui:
a. Ni2+(aq) + 2 e– è Ni(s) E0 = –0,25 volt
Al3+(aq) + 3 e– è Al(s) E0 = –1,67 volt
b. Ag+(aq) + e– è Ag(s) Eo = +0,80 volt
Cu2+(aq) + 2 e– è Cu(s) Eo = +0,34 volt
c. Sn2+(aq) + 2 e– è Sn(s) Eo = –0,14 volt
Mg2+(aq) + 2 e– è Mg(aq) Eo = –2,36 volt
Tuliskanlah reaksi redoks yang dapat terjadi dari pasangan-pasangan setengah reaksi tersebut dan tentukan masing-masing potensial selnya.
5. Apakah yang dimaksud dengan elektrode?
6. Berapakah massa perak yang diendapkan pada katode pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan menggunakan arus 5 A selama 20 menit. (Ar Ag = 108 g/mol)
Tag :
Kimia
0 Komentar untuk "Sel Elektrolisis Kimia kelas XII"