Elektrolisis [PDF]

Citation preview

Elektrolisis Elektrolisis adalah proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia, dimana terjadi .penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektrode dan larutan elektrolit. Pada sel elektrolisis, reaksi kimia akan terjadi jika arus listrik dialirkan melalui larutan elektrolit,yaitu energi listrik (arus listrik) diubah menjadi energi kimia (reaksi redoks). Elektroda yang digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu:  Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au).  Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag). Elektrolitnya dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau garam, dapat pula leburan garam halida atau leburan oksida. Kombinasi antara larutan elektrolit dan elektrode menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu: 1. Elektrolisis larutan dengan elektrode inert 2. Elektrolisis larutan dengan elektrode aktif 3. Elektrolisis leburan dengan elektrode inert Sel eleltrolisis memiliki 3 ciri utama,yaitu :  Ada larutan elektrolit yang mengandung ion bebas. Ion – ion ini dapat memberikan atau menerima elektron sehingga elektron dapat mengalir melalui larutan.  Ada 2 elektroda dalam sel elektrolisis.  Ada sumber arus listrik dari luar, seperti baterai yang mengalirkan arus listrik searah (DC). Pada elektrolisis, elektroda yang menerima elektron dari sumber arus listrik luar disebut Katoda dan bertindak sebagai kutub negatif, sedangkan elektroda yang mengalirkan elektron kembali ke sumber arus listrik luar disebut Anoda dan bertindak sebagai kutub positif. Pada katode akan terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi. Katoda merupakan elektroda negative karena menangkap elektron sedangakn anoda merupakan elektroda positif karena melepas elektron. Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh elektrolisis. Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk produksi logam dengan kecenderungan ionisasi tinggi (misalnya aluminum). Produksi aluminum di industri dengan elektrolisis diawali tahun 1886 secara independen oleh penemu Amerika Charles Martin Hall (1863-1914) dan penemu Perancis Paul Louis Toussaint Héroult (1863-1914) pada



waktu yang sama. Sukses elektrolisis ini karena penggunaan lelehan Na3AlF6 sebagai pelarut bijih (aluminum oksida; alumina Al2O3) Sebagai syarat berlangsungnya elektrolisis, ion harus dapat bermigrasi ke elektroda. Salah satu cara yang paling jelas agar ion mempunyai mobilitas adalah dengan menggunakan larutan dalam air. Namun, dalam kasus elektrolisis alumina, larutan dalam air jelas tidak tepat sebab air lebih mudah direduksi daripada ion aluminum sebagaimana ditunjukkan di bawah ini. Al3+ + 3e-–> Al potensial elektroda normal = -1,662 V (10.38) 2H2O +2e-–> H2 + 2OH- potensial elektroda normal = -0,828 V (10.39) Metoda lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Namun Al2O3 meleleh pada suhu sangat tinggi, sekitar 2050 °C, dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak mungkin. Namun, titik leleh campuran Al2O3 dan Na3AlF6 adalah sekitar 1000 °C, dan suhu ini mudah dicapai. Prosedur detailnya adalah: bijih aluminum, bauksit mengandung berbagai oksida logam sebagai pengotor. Bijh ini diolah dengan alkali, dan hanya oksida aluminum yang amfoter yang larut. Bahan yang tak larut disaring, dan karbon dioksida dialirkan ke filtratnya untuk menghasilkan hidrolisis garamnya. Alumina akan diendapkan. Al2O3(s) + 2OH-(aq)–> 2AlO2- (aq) + H2O(l) (10.40) 2CO2 + 2AlO2 -(aq) + (n+1)H2O(l) –> 2HCO3- (aq) + Al2O3·nH2O(s) (10.41) Alumina yang didapatkan dicampur dengan Na3AlF6 dan kemudian garam lelehnya dielektrolisis. Reaksi dalam sel elektrolisi rumit. Kemungkinan besar awalnya alumina bereaksi dengan Na3AlF6 dan kemudian reaksi elektrolisis berlangsung. Al2O3 + 4AlF63-–> 3Al2OF62- + 6F- (10.42) Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut. Elektroda negatif: 2Al2OF62- + 12F- + C –> 4AlF63- + CO2 + 4e- (10.43) Elektroda positif: AlF63- + 3e-–> Al + 6F- (10.44) Reaksi total: 2Al2O3 + 3C –> 4Al + 3CO2 (10.45) Kemurnian aluminum yang didapatkan dengan prosedur ini kira-kira 99,55 %. Aluminum digunakan dalam kemurnian ini atau sebagai paduan dengan logam lain. Sifat aluminum sangat baik dan, selain itu, harganya juga tidak terlalu mahal. Namun, harus diingat bahwa produksi aluminum membutuhkan listrik dalam jumlah sangat besar. Penerapan elektrolisis lainnya adalah penyepuhan logam, yaitu proses pemurnian logam dari pengotor, seperti pemurnian tembaga untuk pembuatan kabel listrik. Contoh lainnya adalah proses pelapisan perak kepada peralatan makan seperti sendok dan garpu. http://smart-pustaka.blogspot.co.id/2013/02/elektrolisis.html



SEL ELEKTROLISIS 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. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H 2O, 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 di katoda, 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 akan teroksidasi 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) dan elektrolisis 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 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-. 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)]



: 2 H2O(l) + 2 Cl-(aq) ——> H2(g) + Cl2(g) + 2 OH-(aq) ……………………. [(1) +



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 SO 42- 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 + (2)]



: 6 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) + 4 OH-(aq) …………………….. [(1)



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 (2)]



: Cu(s) + 2 H2O(l) ——> Cu2+(aq) + H2(g) + 2 OH-(aq) …………………….. [(1) +



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 disebut penyepuhan. 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 penyepuhan berlangsung. 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 1023partikel. 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 eGas 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 eGas 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 CaCl 2 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 eMol 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 AgNO 3, 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 eLogam 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



http://meibxd-fst12.web.unair.ac.id/artikel_detail-73822-Catatan%20kuliah-SEL%20ELEKTROLISIS.html



SEL ELEKTROKIMIA



A. PENGGOLONGAN SEL ELEKTROKIMIA Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia. Sedangkan sel elektrokimia adalah suatu sel yang disusun untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Sel elektrokimia terbagi menjadi dua: 1. Sel elektrolisis, yaitu sel yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. 2. Sel Volta/Galvani, yaitu sel yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Reaksi redoks spontan digunakan untuk menghasilkan listrik. Sel elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektroda, dan larutan/leburan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada sel volta maupun sel elektrolisis, reaksi redoks berlangsung dalam suatu elektroda.



Elektroda dibedakan menjadi 2, yaitu anoda dan katoda •) Katoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi (Ka-red) •) Anoda adalah elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi (Anoks) Adapun perbedaan sel volta dan elektrolisis dapat dilihat pada tabel dibawah ini Tabel 2. Perbedaan sel volta dan elektrolisis Sel Volta Menghasilkan listrik dari reaksi redoks Mengubah energy kimia menjadi listrik Rangkaian dalamnya disebut jembatan garam Anoda = kutub (-) Katoda = kutub (+) Berlangsung spotan



Elektrolisis Menghasilkan reaksi redoks dari listrik Mengubah energy listrik menjadi limia Rangkaiannya dalamnya disebut membrane Anoda = kutub (+) Katoda = kutub (-) Berlangsung tidak spontan



1. SEL VOLTA Energi yang dibebaskan dalam reaksi redoks spontan dapat digunakan untuk melakukan kerja listrik. Tugas ini dicapai dengan sell volta atau galvani, suatu alat dimana perpindahan elektron terjadi melalui lintasan luar. Misalnya bila dua buah elektroda yang berbeda jenisnya (misal elektroda Zn dan



elektroda Cu) dihubungkan dengan kawat yang dilengkapi voltmeter, juga dihubungkan dengan jembatan garam, maka logam Zn akan teroksidasi menjadi Zn2+



Elektron yang dihasilkan oleh Zn mengalir melalui voltmeter menuju ke arah elektroda Cu. Selanjutnya elektron tersebut ditangkap oleh ion Cu 2+ dalam larutan Cu(NO3)2.



Cu yang dihasilkan mengendap pada batang logam Cu, sehingga batang logam Cu makin tebal (massanya bertambah).



Gambar 2. Sel volta yang menggunakan jembatan garam



Logam Zn megalami oksdasi, maka elektroda ini disebut anoda, dan menjadi kutub negatif (karena menghasilan elektron). Ion Cu 2+ mengalami reduksi menjadi Cu dan menempel pada katoda sebagai kutub positif



Perpindahan elektron dari anoda ke katoda menyebabkan larutan di anoda kelebihan muatan positif karena bertambahnya ion Zn2+. Larutan di katoda kelebihan muatan negatif karena berkurangnya ion Cu2+. Untuk menetralisis muatan listrik, dipasang jembatan garam. Jembatan garam: terdiri dari tabung bentuk U yang mengandung larutan elektrolit seperti NaNO3 (aq), biasanya dicampurkan dalam gel



agar-agar, fungsinya tempat migrasi ion-ion untuk mempertahan kenetralan listrik. Adanya jembatan garam menyebabkan terjadinya aliran elektron. a. Diagram Sel Volta Diagram sel volta adalah notasi singkat yang menggambarkan terjadinya reaksi pada sel Volta. Pada notasi sel, bagian kanan menyatakan katoda, dan bagian kiri menyatakan anoda. Pemisahan oleh jembatan garam dinyatakan dengan || sedangkan reaksi yang terjadi pada elektroda dinyatakan dengan |. Pada diagram sel volta, koefisien reaksi sel tidak berpengaruh. Contoh : untuk reaksi sel Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ notasi selnya: Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu b. Deret Volta Deret Volta adalah deret elektrokimia/ kereaktifan logam yang menunjukkan nilai potensial elektroda standar logam (Eo).



Sifat deret Volta : 1. Makin ke kiri, logam makin mudah teroksidasi (nilai E o lebih negatif). Semakin ke kiri kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron). 2. Sebaliknya, semakin ke kanan kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka logam semakin kurang reaktif (semakin sulit melepas elektron). Makin ke kanan, logam makin mudah tereduksi (nilai E o lebih positif. 3. Pada deret volta tsb ada lima buah unsur logam yang dikatakan sebagai unsur logam mulia (Inert metal), yaitu Cu, Hg, Ag, Pt dan Au. Logam seperti ini sulit sekali mengalami perkaratan sehingga dimanfaatkan sebagai perhiasan yang harganya mahal. 4. logam-logam yang terletak di sebelah kiri H memiliki potensial elektroda standar negatif. Sedangkan yang terletak di sebelah kana H memiliki potensial elektroda standar positif. 5. Jika Deret Volta kita anggap sebagai deretan orang yang sedang antri sesuatu, maka ternyata unsur-unsur yang ada di belakang dapat “meng-usili” unsur di depannya. Selanjutnya menggantikan posisi unsur di depannya (merebut pasangan ion dari unsur di depannya). Sementara unsur yang ada di depan tidak bisa mengganggu unsur di belakangnya atau dengan kata lain tidak mampu merebut pasangan ion dari unsur di belakangnya (tidak bereaksi).



c. Potensial Elektroda Besarnya energi listrik yang dihasilkan pada sel volta, dapat kita lihat pada angka yang ditunjukkan oleh jarum voltmeter. Timbulnya energi listrik disebabkan karena kedua elektrolit mempunyai harga “Potensial Elektroda” yang berbeda. Pada sel volta dengan elektroda Zn dan elektroda Cu, ion Cu2+ menangkap elektron sehingga berubah menjadi logamnya. Cu2+ + 2e → C u Penangkapan elektron oleh ion Cu2+ ini disertai dengan timbulnya sejumlah energi yang disebut potensial reduksi atau potensial elektroda (diberi lambang E). Jadi potensial elektroda adalah potensial listrik yang ditimbulkan bila suatu ion logam menangkap elektron (mengalami reduksi) Besarnya harga E tidak dapat diukur secara terpisah (hanya reaksi reduksi saja), melainkan harus selalu berpasangan dengan reaksi oksidasi. Menurut perjanjian elektroda yang digunakan sebagai standar (untuk mengukur Eo) adalah elektroda hidrogen. Elektroda standar ini sebagai elektrolitnya digunakan larutan yang mengandung konsentrasi ion H+ 1M, yang pengukurannya dilakukan suhu 25 o



d.



C, tekanan 1 atmosfer. Ditetapkan pula besarnya E untuk elektroda standar ini = 0 (nol).



Dalam pengukuran harga E dilakukan dengan cara membandingkan dengan elektroda standar, maka untuk selanjutnya E ini disebut sebagai E o (potensial elektroda standar). Makin besar harga Eo suatu zat, makin mudah zat tersebut mengalami reaksi reduksi. Potensial Sel Standar (Eo sel) Potensial sel standar (Eo sel) adalah beda potensial listrik yang dihasilkan dari dua buah elektroda (anoda dan katoda) pada sel Volta, diukur dalam keadaan standar. Potensial sel standar dapat dihitung:



Eo = Eo reduksi - Eo oksidasi Contoh: Tentukan nilai potensial sel Zn | Zn2+ || Ag+ | Ag jika diketahui Eo Zn = -0,76 V, dan Eo Ag = +0,80 V Jawab : Zn mengalami oksidasi, sehingga nilai Eo harus diubah tandanya.



Nilai potensial sel menunjukkan : 1) Tegangan yang dihasilkan sel. 2) Jika nilai Eosel > 0, maka reaksi sel spontan (berlangsung). 3) Jika nilai Eosel ≤ 0, maka reaksi sel tidak spontan (tidak berlangsung). e. Sel Volta dalam kehidupan



Sel volta banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari antara lain baterai dan aki. Ada baterai yang dapat diisi ulang dan ada yang tidak. Sel volta yang tidak dapat diisi ulang disebut sel primer, sedangkan yang dapat diisi ulang disebut sel sekunder. 1) Sel Primer a) Baterai kering (Sel Leclanche) Baterai kering sering disebut sel Leclanche karena ditemukan oleh Leclanche pada tahun 1866. Sel ini menggunakan batang karbon sebagai katoda dan pelat seng sebagai anoda. Elektrolitnya digunakan pasta, yang merupakan campuran batu kawi (MnO 2), amonium klorida (NH4Cl), karbon (C), dan sedikit air.



Gambar 3. Baterai



b) Baterai Alkali Akhir-akhir ini baterai alkali banyak digunakan orang. Karena baterai alkali mempunyai kekuatan arus listrik yang lebih besar bila dibanding baterai biasa (sel Leclanche). Elektroda batu baterai alkali sama seperti pada batu baterai biasa, tetapi elektrolit yang digunakan adalah larutan KOH.



Baterai ini juga menghasilkan potensial 1,5 volt dan dapat bertahan secara konstan selama pemakaian. Biasanya baterai ini digunakan untuk mainan dan tape recorder. c) Baterai perak oksida Baterai perak oksida terdiri dari anoda Zn dan katoda Ag 2O dengan elektrolit KOH. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.



Beda potesial dari bateri ini adalah 1,5 volt dan selama pemakaian dapat bertahan secara konstan. Baterai ini digunakan untuk mainan, jam tangan, kalkulator, dan lain-lain 2) Sel Sekunder a) Aki (Accumulator)



Aki adalah jenis baterai yang banyak digunakan untuk kendaraan bermotor. Aki menjadi pilihan yang praktis karena dapat menghasilkan listrik yang cukup besar dan dapat diisi kembali. Sel aki terdiri atas anode Pb (timbel = timah hitam) dan katode PbO2 (timbel (IV) oksida). Keduanya merupakan zat padat, yang dicelupkan dalam larutan asam sulfat. Kedua elektrode tersebut, juga hasil reaksinya, tidak larut dalam larutan asam sulfat sehingga tidak diperlukan jembatan garam. Aki tidak memerlukan jembatan garam karena hasil reaksinya tidak larut dalam larutan elektrolit (asam sulfat). Kedua elektroda disekat dengan bahan fiberglass, agar tidak saling bersentuhan.



Gambar 4. Aki



Tiap sel aki mempunyai beda potensial 2 volt. Aki 12 volt terdiri atas 6 sel yang dihubungkan seri. Aki dapat diisi kembali karena hasil-hasil reaksi pengosongan aki tetap melekat pada kedua elektrode. Pengisian aki dilakukan dengan membalik arah aliran elektron pada kedua elektrode. Pada pengosongan aki, anode (Pb) mengirim elektron pada katode. Sebaliknya pada pengisian aki, elektrode Pb dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus sehingga PbSO 4 yang terdapat pada elektrode Pb itu direduksi. Sementara itu, PbSO4 yang terdapat pada elektrode PbO 2 mengalami oksidasi membentuk PbO2 Reaksi pengosongan aki:



Reaksi pengisian aki:



b) Baterai Ni-Cd Sel terdiri dari anoda Cd dan katoda NiO 2 dengan elektrolit KOH. Reaksi yang terjadi adalah:



Beda potensial sel ini adalah 1,4 V dan selama pemakaian dapat bertahan secara konstan. Selama reaksi tidak terjadi perubahan konsentrasi ion karena pereaksi dan zat hasil berupa zat padat. Penggunaan baterai Ni–Cd untuk kalkulator, kamera digital, laptop, dan lain-lain. 2. SEL ELEKTROLISIS Elektrolisis merupakan elektrokimia yang menggunakan energi listrik agar dapat terjadi reaksi kimia. Pada elektrolisis, katoda bermuatan negatif, sedangkan anoda bermuatan positif. Elektrolisis terdiri atas zat yang dapat mengalami ionisasi (larutan atau lelehan), elektorde, dan sumber listrik (baterai). Mula-mula aliran listrik dialirkan dari kutub positif baterai ke katoda yang bermuatan



negatif. Larutan atau lelehan akan terionisasi menjadi kation dan anion. Selanjutnya, kation di katoda akan mengalami reduksi. Di anode, anion akan mengalami oksidasi.



Gambar 5. Elektrplisis



a.



Cara Menuliskan Reaksi Kimia dalam Elektrolisis Berdasarkan jenis elektrolitnya, reaksi pada elektrolisis dapat di kelompokan menjadi dua, yaitu elektrolisis dengan elektrolit larutan dan elektrolisis dengan elektrolit lelehan. 1) Elektrolisis Dengan Elektrolit Larutan Larutan elektrolit diperoleh dengan cara melarutkan padatan elektrolit di dalam air. Zat yang dapat mengalami reaksi redoks bukan hanya kation dan anionnya, tetapi juga pelarutnya (H 2O). dengan demikian, terjadi kompetisi antaraion-ion dan molekul H 2O. Pemenang kompetisi bergantung pada harga potensial standar sel (E°), jenis elektrode, dan jenis anion. Semakin besar nilai E°, semakin mudah reaksi induksi terjadi. Untuk memudahkan penulisan reaksi kimia pada elektrolisis dengan elektrolit larutan, gunakan diagram alir berikut.



2)



Elektrolisis Dengan Elektrolit Lelehan Lelehan elektrolit diperoleh dengan cara memanaskan padatan elektrolit tanpa melibatkan air.



Kation di katode akan direduksi, sedangkan anion di anode akan dioksidasi. Electrode yang digunakan



1.



merupakan electrode inert (tidak akan bereaksi) seoerti platina atau grafit. Contoh : elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda Pt AgNO3 → Ag+ + NO3-



x4



Katoda : Ag+ + e-



→ Ag



Anoda : 2H2O



→ 4H+ + O2 + 4e-



4AgNO3



x4 x1



→ 4Ag+ + 4NO3-



Katoda : 4Ag+ + 4e-



→ 4Ag



Anoda : 2H2O



→ 4H+ + O2 + 4e-



+



Reaksi : 4AgNO3 + 2H2O → 4Ag + 4H+ + 4NO3- + O2 4AgNO3 + 2H2O → 4Ag + 4HNO3 + O2 2.



elektrolisi leburan NaCl dengan elektroda Cu ( ingat Cu tidak inert) NaCl → Na+ + Clx2 Katoda : Na+ + e-



→ Na



x2



Anoda : Cu



→ Cu2+ + 2e-



x1



2NaCl



→ 2Na+ + 2Cl-



Katoda : 2Na+ + 2e- → 2Na Anoda : Cu



→ Cu2+ + 2e-



+



Reaksi : 2NaCl + Cu → 2Na + Cu2+ + 2Cl2NaCl + Cu → 2Na + CuCl2 b.



Penggunaan Elektrolisis Sangat banyak manfaat yang dapat diperoleh dari reaksi elektrolisis, baik dalam bidang industri maupun dalam kehidupan sehari-hari. Namun, yang akan dibahas pada halaman web ini hanya beberapa saja, di



antaranya adalah dalam produksi zat, pemurnian Logam, dan penyepuhan. a) Produksi zat Banyak zat kimia yang diproduksi melalui elektrolisis seperti logam-logam alkali, magnesium, aluminium, fluorin, klorin, natrium, dan lainnya. Contoh: produksi klorin dan NaOH dalam industri. Secara industri klorin dan NaOH dapat dibuat melalui elektrolisis larutan natrium klorida.Proses ini disebut proses kloralkali. Elektrolisis larutan NaCl ini dapat menghasilkan NaOH dan Cl2. Reaksinya: NaCl → Na+ + ClKatoda : 2H2O + 2e → H2 + 2OHAnoda : 2Cl-



→ Cl2 + 2e-



Reaksi : 2H2O + 2Cl- → H2 + 2OH- + Cl2 2H2O + 2 NaCl → 2NaOH + H2 + Cl2



Pada proses elektrolisis keadaan harus dijaga agar Cl2yang terbebtuk tidak bereaksi dengan NaOH. Oleh karena itu ruang anoda dan katoda dipisahkan dengan berbagai cara, yaitu dengan sel diafragma atau sel merkuri. b) Pemurnian Logam Salah satu contoh pemurnian logam yang akan dibahas kali ini adalah pemurnian logam tembaga. Tembaga di murnikan secara elektrolisis. Tembaga kotor dijadikan anoda, sedangkan pada katoda digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan CuSO4. Selama elektrolisis, tembaga dari anoda terus menerus dilarutkan kemudian diendapkan pada katode. Reaksinya: CuSO4



→ Cu2+ + SO42-



Katoda : Cu2+ + 2e- → Cu → Cu2+ + 2e-



Anoda : Cu Cu



→ Cu



c) Penyepuhan Penyepuhan digunakan untuk melindungi logam terhadap korosi, atau untuk memperbaiki penampilan. Misalnya gelang tembaga dilapisi dengan emas, untuk mencegah korosi, besi dilapisi dengan seng atau timah, dan sebagainya.Pada penyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katoda, sedangkan logam penyepuh sebagai katoda. Kedua elektroda harus dicelup kedalam larutan garam dari logam penyepuh.



Gambar 6. Penyepuhan



B.



KOROSI Korosi adalah kerusakan atau degradasi logam akibat reaksi redoks antara suatu logam dengan



berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Korosi dapat juga diartikan sebagai serangan yang merusak logam karena logam bereaksi secara kimia atau elektrokimia dengan lingkungan. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi. Ada definisi lain yang mengatakan bahwa korosi adalah



kebalikan dari proses ekstraksi logam dari bijih mineralnya. Contohnya, bijih mineral logam besi di alam bebas ada dalam bentuk senyawa besi oksida atau besi sulfida, setelah diekstraksi dan diolah, akan dihasilkan besi yang digunakan untuk pembuatan baja atau baja paduan. Selama pemakaian, baja tersebut akan bereaksi dengan lingkungan yang menyebabkan korosi (kembali menjadi senyawa besi oksida). Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Proses berkarat dapat dipercepat dengan adanya asam. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe 2O3.nH2O suatu zat padat yang berwarna coklat-merah. Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, di mana besi mengalami oksidasi.



Elektron yang dibebaskan di anode mengalir ke bagian lain dari besi itu yang bertindak sebagai katode, di mana oksigen tereduksi.



Ion besi (II) yang terbentuk pada anode selanjutnya teroksidasi membentuk ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi, yaitu karat besi. Mengenai bagian mana dari besi itu yang



bertindak sebagai anode dan bagian mana yang bertindak sebagai katode, bergantung pada berbagai faktor, misalnya zat pengotor, atau perbedaan rapatan logam itu.



Kehadiran besi di alam sebenarnya telah tercantum dalam al-Quran pada surat Al-Hadid ayat 25 sebagai berikut:



‫س تباَدلقتدستط قوأقدنقزدلقناَ ادلقحتديِقد تفيته‬ ‫ب قوادلتميقزاقن لتيقسقوُقم النناَ س‬ ‫ت قوأقدنقزدلقناَ قمقعهسسم ادلتكقتاَ ق‬ ‫لقققدد أقدرقسدلقناَ سرسسلققناَ تباَدلبقييقناَ ت‬ ‫ب إتنن ن‬ ‫س قولتيقدعلققم ن‬ (٢٥) ‫ي قعتزيِسْز‬ ِ‫اق ققتوُ ي‬ ْ‫بقأد س‬ ‫اس قمدن يِقدن س‬ ‫صسرهس قوسرسسلقهس تباَدلقغدي ت‬ ‫س قشتديِسْد قوقمقناَفتسع تللنناَ ت‬ Artinya: “Sungguh, Kami telah mengutus rasul-rasul Kami dengan bukti-bukti yang nyata dan Kami turunkan bersama mereka kitab dan neraca (keadilan) agar manusia dapat berlaku adil. Dan Kami menciptakan besi yang mempunyai kekuatan hebat dan banyak manfaat bagi manusia, dan agar Allah mengetahui siapa yang menolong (agama)-Nya dan rasul-rasul-Nya walaupun Allah tidak dilihatnya. Sesungguhnya



1. 2. 3. 4.



Allah Mahakuat lagi Mahaperkasa” Besi dapat dilindungi dari proses korosi dengan cara: Melapisi logam besi dengan Ni atau Cr Melapisi besi dengan minyak atau oli Pengecatan Menggalvanisir yaitu melapisi



besi



dengan



Zn



Menggalvanisir yaitu cara mencegah korosi dengan cara melindungi permukaan logam dengan dilapisi logam yang sukar teroksidasi. Logam yang digunakan adalah logam yang terletak di sebelah kanan besi dalam deret volta (potensial reduksi lebih negatif dari besi) misalnya Zn. Lapisan Zn bertindak sebagai anoda, sedang Fe sebagai katoda. Di sini akan terjadi aliran elektron dari Zn ke Fe, sehingga yang mengalami korosi adalah logam Zn sedangkan Fe tidak terkorosi. Akibatnya lapisan Zn akan habis dalam waktu tertentu. Selain dengan Zn, besi dapat juga dilapisi dengan Sn (timah). Pelapisan besi dengan timah banyak digunakan dalam pembuatan kaleng makanan. 5. Proteksi katodik



Pencegahan korosi pada pipa dalam tanah, dapat dilakukan dengan cara menanam logam yang lebih reaktif (misalnya Mg), didekat pipa, yang kemudian dihubungkan dengan kawat. Batang magnesium akan mengalami oksidasi, dan pipanya terlindung dari korosi. Magnesium makin lama makin terkikis, dan secara periodik harus diganti yang baru. http://ratnandroet.blogspot.co.id/2015/06/elektrokimia.html