Pengertian Sel Elektrolisis

Sel Elektrolisis - Seorang ahli dari Inggris bernama Michael Faraday mengalirkan arus listrik ke dalam larutan elektrolit dan ternyata terjadi suatu reaksi kimia. Proses penggunaan arus listrik untuk menghasilkan reaksi kimia disebut sel elektrolisis. Arus listrik ini bisa berasal dari sel volta. Untuk memahami bagaimana reaksi kimia yang terjadi dalam sel elektrolisis, maka perlu diingat ketentuan-ketentuan reaksi elektrolisis. Dalam setiap ketentuan reaksi elektrolisis terjadi persaingan antarspesi (ion atau molekul) untuk mengalami reaksi reduksi atau reaksi oksidasi. Setiap zat yang mempunyai kemampuan reduksi besar akan mengalami reaksi reduksi dan setiap zat yang mempunyai kemampuan oksidasi besar akan mengalami reaksi oksidasi. Sel volta menghasilkan arus listrik searah ketika reaksi redoks di dalam sel terjadi secara spontan. Adapun sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, yakni menerapkan arus listrik searah untuk mendorong agar terjadi reaksi elektrokimia di dalam sel.

1. Prinsip Elektrolisis. Elektrolisis artinya penguraian suatu zat akibat arus listrik. Zat yang terurai dapat berupa padatan, cairan, atau larutan. Arus listrik yang digunakan adalah arus searah (direct current =dc ). Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–). Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.

Gambar 2.8 Sel elektrolisis

Ketika kedua elektrode karbon dihubungkan dengan sumber energi listrik arus searah, dalam sel elektrolisis terjadi reaksi redoks, yaitu penguraian air menjadi gas H₂ dan gas O₂.

Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis adalah

Anode (+): 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H+(aq) + 4e– (oksidasi O^2–)
Katode (–): 4H₂O(l) + 4e– →2H₂(g) + 4OH–(aq) (reduksi H+)
Reaksi : 2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)

Berapakah perbandingan volume gas H₂ dan O₂ yang terbentuk pada kedua tabung reaksi?

Berdasarkan persamaan reaksi redoks dapat diramalkan bahwa perbandingan volume gas H₂ terhadap O₂ adalah 2 : 1. Jika volume gas H₂ 20 mL, volume gas O₂ adalah 10 mL. Alat yang akurat untuk penyelidikan elektrolisis air adalah alat elektrolisis Hoffman (Gambar 2.9). Alat ini dilengkapi elektrode platina dalam tabung penampung gas berskala sehingga volume gas hasil elektrolisis mudah diukur.

Gambar 2.9 Sel elektrolisis Hoffman

2. Elektrolisis Larutan. Elektrolisis larutan berbeda dengan elektrolisis air. Elektrolisis larutan, Misalnya larutan NaI, terdapat ion Na⁺ dan ion I^–. Kedua ion ini bersaing dengan molekul air untuk dielektrolisis. Di katode terjadi persaingan antara molekul H₂O dan ion Na⁺(keduanya berpotensi untuk direduksi). Demikian juga di anode, terjadi persaingan antara molekul H₂O dan ion I^– (keduanya berpotensi dioksidasi). Spesi mana yang akan keluar sebagai pemenang? Pertanyaan tersebut dapat dijawab berdasarkan nilai potensial elektrode standar.

Setengah reaksi reduksi di katode:

Na+(aq) + e– → Na(s) E° = –2,71 V
2H₂O(l) + 2e– → H₂(g) + 2OH–(aq) E° = –0,83 V

Berdasarkan nilai potensialnya, H₂O lebih berpotensi direduksi dibandingkan ion Na⁺ sebab memiliki nilai E° lebih besar. Perkiraan ini cocok dengan pengamatan, gas H₂ dilepaskan di katode. Setengah reaksi oksidasi di anode:

2I^–(aq) → I₂(g) + 2e– E° = –0,54 V
2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e– E° = –1,23 V

Berdasarkan nilai potensial, ion I– memenangkan persaingan sebab nilai E° lebih besar dibandingkan molekul H₂O. Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis:

Katode: 2H₂O(l) + 2e– → H₂(g) + 2OH^–(aq)
Anode: 2I^–(aq) → I2(g) + 2e–
Reaksi: 2H₂O(l) + 2I^–(aq) → H₂(g) + I₂(g) + 2OH^–(aq)

Contoh Menentukan Reaksi Redoks dalam Sel Elektrolisis
Tuliskan reaksi sel elektrolisis untuk larutan ZnSO₄.

Jawab:
Di anode terjadi persaingan antara ion SO₄^2– dan H₂O dan di katode terjadi persaingan antara ion Zn²⁺ dan H₂O. Untuk mengetahui pemenangnya dapat dilihat data potensial reduksi standar.

Di katode (+): reaksi reduksi
Zn²⁺(aq) + 2e– → Zn(s) E° = –0,76 V
2H₂O(l) + 2e– → H₂(g) + 2OH^-(aq) E° = –0,83 V

Di anode (–): reaksi oksidasi
2SO₄^2–(aq) → S₂O₈^2–(aq) + 2e– E° = –2,01 V
2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e– E° = –1,23 V

Berdasarkan data potensial di atas, di katode terjadi reduksi ion Zn²⁺ dan di anode terjadi oksidasi H₂O. Persamaan reaksinya:

Katode: 2Zn²⁺(aq) + 4e– → 2Zn(s)
Anode: 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e–
Reaksi: 2ZnSO₄(aq) + 2H₂O(l) → 2Zn(s) + O₂(g) + 2H₂SO₄(aq)

3. Stoikiometri Elektrolisis. Michael Faraday adalah seorang pakar Kimia-Fisika Inggris. Faraday menyatakan bahwa sel elektrolisis dapat digunakan untuk menentukan banyaknya zat yang bereaksi berdasarkan jumlah muatan listrik yang digunakan dalam rentang waktu tertentu. Dalam sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks. Pernyataan ini merupakan prinsip dasar Hukum Faraday, yaitu:

1. Dalam sel elektrokimia, massa zat yang diendapkan pada suatu elektrode sebanding dengan besarnya muatan listrik (aliran elektron) yang terlibat di dalam sel.

2. Massa ekuivalen zat yang diendapkan pada elektrode akan setara jika muatan listrik yang dialirkan ke dalam sel sama.

Aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron. Oleh karena itu, muatan listrik yang terlibat dalam sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan muatan elektron yang terlibat dalam reaksi redoks pada sel elektrokimia. Berdasarkan hasil penyelidikan Millikan (model tetes minyak), diketahui bahwa muatan elektron: e = 1,60218 × 10^–19 C. Dalam sel elektrolisis, jumlah zat (massa) yang diendapkan atau yang melarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit (Hukum I Faraday).

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.

Keterangan:

w_A = massa zat A

w_B = massa zat B

e_A = massa ekuivalen zat A

e_B = massa ekuivalen zat B

Contoh soal Sel Elektrolisis 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– → Cu(s)

t = 20 menit = 1.200 s

= 0,79 g

Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,79 g.

Contoh

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

= 0,73 g

Jadi, massa Cu yang diendapkan pada katode adalah 0,73 g.

4. Kegunaan Sel Elektrolisis
1) Sel elektrolisis pada 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.

Gambar 2.8 Penyepuhan perak pada sendok besi

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^– → Cr(s) + 3 H₂O(l)

2) Produksi aluminium
Sel elektrolisis pada produksi Aluminium diperoleh dengan cara elektrolisis bijih aluminium. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Katode : Al³⁺(aq) + 3 e– → Al(l)

Anode : 2 O^2–(aq) → O₂(g) + 4 e–

4 Al³⁺(aq) + 6 O^2–(aq) → 4 Al(l) + 3 O₂(g)

3) Produksi natrium. Sel elektrolisis pada produksi Natrium diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaCl yang dikenal dengan Proses Down. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Katode : 2 Na+(l) + 2 e– → 2 Na(l)

Anode : 2 Cl^–(l) → Cl₂(g) + 2 e–

2 Na+(aq) + 2 Cl^–(aq) → 2 Na(l) + Cl₂(g)

• Tweet
• Share
• Share
• Share
• Share