ELEKTROLISIS
LARUTAN
07 Maret 2012
I.
Tujuan
1.
Siswa dapat melaksanakan elektrolisis larutan elektrolit
2.
Siswa dapat mengidentifikasi zat yang terbentuk di katoda
dan anoda
II.
Dasar Teori
Sel
Elektrolisis adalah
sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang
diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang
dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam
kehidupan sehari-hari (lihat
Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta). Baterai
aki yang sedang diisi kembali (recharge)
mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang
diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan 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)
Rangkaian sel
elektrolisis hampir
menyerupai sel volta. Yang membedakan sel
elektrolisis dari sel
volta adalah,
pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber
arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin
dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda
dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin
dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert,
seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai
tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung dikatoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub
negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub
positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya,anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akanteroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa
tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di
anoda.
Ada dua
tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) danelektrolisis larutan. Pada
proses elektrolisis lelehan, kation
pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda.
Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang
dikenal dengan istilah sel Downs) :
Katoda
(-)
: 2 Na+(l) +
2 e- ——> 2 Na(s) ……………….. (1)
Anoda
(+)
: 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)
Reaksi
sel
: 2 Na+(l) +
2 Cl-(l) ——>
2 Na(s) + Cl2(g)………………..
[(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis
lelehan garam NaCl menghasilkan
endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan
garam NaCl diganti
dengan larutan garam NaCl? Apakah
proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis
larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret
Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi
Redoks dan Sel Volta).
Pada katoda,
terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel
Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°red yang lebih besar
dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudahtereduksi 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),
makaoksidasi ion Cl- lebih mudah dibandingkan oksidasi air.
Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl-.
Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :
Katoda
(-)
: 2 H2O(l) +
2 e- ——> H2(g) + 2 OH-(aq)………………..
(1)
Anoda
(+)
: 2 Cl-(aq) ——>
Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)
Reaksi
sel
: 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). Dengan
demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan
produk elektrolisis larutan.
Selanjutnya
kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4.
Pada katoda, terjadi persaingan
antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilai E°red,
maka air yang akan tereduksi di katoda.
Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42- dengan air di anoda.
Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6,
maka spesi SO42- tidak
dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda.
Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
Katoda
(-)
: 4 H2O(l) +
4 e- ——> 2 H2(g) + 4 OH-(aq)………………..
(1)
Anoda
(+)
: 2 H2O(l) ——>
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-………………..
(2)
Reaksi sel
: 6 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) + 4 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]
6 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H2O(l) …………………. [(1) + (2)]
2 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) …………………….. [(1) + (2)]
Dengan
demikian, baik ion Na+ maupun
SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah
peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal
yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4.
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 di anoda, sehingga produk yang
dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut
(sebab logam yang tidak inert mudah
teroksidasi). Sementara, 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) +
2 e- ——> H2(g) + 2 OH-(aq)…………………….. (1)
Anoda
(+)
: Cu(s) ——>
Cu2+(aq) +
2 e- …………………….. (2)
Reaksi
sel
: Cu(s) +
2 H2O(l) ——>
Cu2+(aq) +
H2(g) + 2 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]
Dari
pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan
reaksi elektrolisis :
1.
Baik elektrolisis lelehan maupun larutan,
elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi
di anoda
2.
Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan
anion pasti bereaksi di anoda
3.
Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali,
alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami
reduksi di katoda
4.
Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat,
nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda
Salah satu aplikasi sel
elektrolisis adalah pada proses yang disebutpenyepuhan. Dalam proses penyepuhan,
logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada
permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya
digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhanberlangsung.
Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam
pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda.
Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang
sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses
elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion
perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai
lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya
yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan
peralatan dapur.
Setelah
kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan
dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di
awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan
mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan
kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.
Satuan
yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday
(F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu
Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday
equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui,
setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023 partikel. Sementara
setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :
1
Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron 1
Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk
mempermudah perhitungan)
Hubungan
antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
Faraday = Coulomb /
96500
Coulomb = Faraday x
96500
Coulomb adalah satuan muatan
listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan
waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik
adalah sebagai berikut :
Coulomb
= Ampere x Detik
Q
= I x t
Dengan
demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Faraday
= (Ampere x Detik) / 96500
Faraday
= (I x t) / 96500
Dengan
mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang
dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan
memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah
reaksi di
katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.
Berikut
ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :
1. Pada
elektrolisis larutan AgNO3 dengan
elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah
jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?
Penyelesaian
:
Reaksi
elektrolisis larutan AgNO3 dengan
elektroda inert adalah sebagai berikut :
Katoda
(-) : Ag+ +
e- ——> Ag
Anoda
(+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
Gas O2 terbentuk di anoda.
Mol gas O2 yang
terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2
Berdasarkan
persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼
mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah
sebesar 4 x ¼ = 1 mol elektron.
1 mol
elektron = 1 Faraday = 96500 C
Jadi,
jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C
2. Unsur
Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu
yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L
gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?
Penyeleasian
:
Reaksi
elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :
K (-) :
Na+(l) +
e- ——> Na(s)
A (-) :
2 F-(l) ——>
F2(g) + 2 e-
Gas F2 terbentuk di anoda.
Mol gas F2 yang
terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2
Berdasarkan
persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6
mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol
elektron
1,2 mol
elektron = 1,2 Faraday
Waktu yang
diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :
Faraday =
(Ampere x Detik) / 96500
1,2
= (10 x t) / 96500
t
= 11850 detik = 3,22 jam
Jadi, diperlukan
waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin
3. Arus
sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah
produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?
Penyelesaian
:
Reaksi
elektrolisis lelehan CaCl2 adalah
sebagai berikut :
K (-) :
Ca2+(l) +
2 e- ——> Ca(s)
A (+) :
2 Cl-(l) ——>
Cl2(g) + 2 e-
Mol
elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut
:
Faraday
= (Ampere x Detik) / 96500
Faraday
= (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektron
Berdasarkan
persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang
dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian,
massa Ca yang dihasilkan adalah :
Massa Ca =
mol Ca x Ar Ca
Massa
Ca = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) /
96500 x 40 = 0,506 gram Ca
Berdasarkan
persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari
mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah :
Volume
gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L
Volume
gas Cl2 =
½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x
22.4 L = 0,283 L gas Cl2
Jadi,
produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang
dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP)
4. Dalam
sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri.
Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan
AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel
pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar)
logam X tersebut!
Penyelesaian
:
Reaksi
elektrolisis larutan AgNO3 :
K (-) :
Ag+(aq) +
e- ——> Ag(s)
A (+) :
2 H2O(l) ——>
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
Logam
Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang
dihasilkan sebesar 1,44 / 108 mol Ag
Berdasarkan
persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang
dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)
Sehingga,
mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah
sebesar 1,44 / 108 mol elektron
Reaksi
elektrolisis larutan XCl3 :
K (-)
: X3+(aq) +
3 e- ——> X(s)
A (+) :
2 Cl-(l) ——>
Cl2(g) + 2 e-
Arus
yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam
proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108
mol elektron
Berdasarkan
persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang
dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar 1 /
3 x 1,44 / 108 mol X
Massa
logam X = 0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X
adalah sebagai berikut:
mol = massa / Ar
Ar
= massa / mol
Ar
= 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27
Jadi,
Ar dari logam X adalah 27
Referensi:
Andy. 2009. Pre-College
Chemistry.
Chang, Raymond. 2007. Chemistry
Ninth Edition. New York :
Mc Graw Hill.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar