Sel Elektrolisis
Pada subbab ini, kita akan mempelajari proses kebalikan dari sel Volta, yakni pergantian energi listrik menjadi energi kimia. Apabila arus listrik searah dialirkan ke dalam larutan elektrolit lewat elektrode maka larutan elektrolit tersebut akan terurai. Peristiwa penguraian elektrolit oleh arus searah inilah yang disebut elektrolisis. Sel wilayah terjadinya elektrolisis disebut sel elektrolisis.
Berbeda dengan reaksi yang terjadi pada sel Volta, pada sel elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yakni wilayah arus masuk (pada sel Volta reaksi dimulai pada anode, yakni wilayah arus keluar).
a. Reaksi pada Katode
Pada katode terjadi reaksi ion-ion aktual (kation) mengikat elektronelektron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksi ini akan menempel pada batang katode, kecuali kalau zat yang dihasilkan berupa gas. Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar selaku gelembung-gelembung gas di sekeliling batang katode yang berikutnya akan bergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion aktual 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, menyerupai Li+, K+, Na+, Ba2+, Sr2+, dan Ca2+ tidak mengalami reduksi alasannya E° logam < E° air maka air selaku penggantinya yang mau mengalami reduksi.
Reaksi: H2O(l) + 2 e– è H2(g) + 2 OH–(aq)
b. Ion-ion logam selain alkali/alkali tanah, menyerupai 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 sungguh dipengaruhi oleh jenis anion dan jenis elektrode yang digunakan. Jika anode yang dibikin dari elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi), menyerupai 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, menyerupai 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, menyerupai SO42–, NO3–, PO43– tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi.
Reaksi: 2 H2O(l) è 4 H+(aq) + O2(g) + 4 e–
Jika anodenya yang dibikin dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya. Contohnya, kalau anode yang dibikin 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 alasannya tergolong dalam kelompok alkali tanah sehingga yang tereduksi yakni 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 CuSO4 dengan elektrode C
SO4 termasuk kedalam ion yang bersisia asam sehingga yang tereduksi yakni 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 melalui 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 = besar lengan berkuasa 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 serupa berlaku Hukum II Faraday.
Jika arus dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat
yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya seimbang 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
CuSO4 dengan 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 yakni 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 yakni 0,73 g.
d. Kegunaan Sel Elektrolisis
1) Penyepuhan logam
Penyepuhan logam berniat melapisi logam dengan logam lain mudah-mudahan tidak gampang berkarat. Contohnya, penyepuhan perak yang biasa dilaksanakan pada perlengkapan rumah tangga, menyerupai sendok, garpu, dan pisau.
Pada penyepuhan perak, logam perak bertindak selaku katode dan sendok besi bertindak selaku anode.
Contoh yang lain yakni pada kendaraan bermotor, umumnya mesin kendaraan bermotor yang yang dibikin dari baja dilapisi dengan kromium. Proses pelapisan kromium dilaksanakan dengan elektrolisis, larutan elektrolit disiapkan dengan cara melarutkan CrO3 dengan asam sulfat encer. Kromium(VI) akan tereduksi menjadi kromium(III) kemudian 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 selaku 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 dipahami dengan Proses Down. Reaksi yang terjadi selaku 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 dibentuk di anode dan katode dalam wilayah terpisah mesti 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 sanggup terjadi dari pasangan-pasangan setengah reaksi tersebut dan tentukan masing-masing berpotensi 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)
0 Komentar untuk "Sel Elektrolisis Kimia Kelas Xii"