Prinsip Perhitungan Elektrolisis [PDF]

Citation preview

PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS 1. Hukum Faraday I "Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut". Rumus: m = e . i . t / 96.500 q=i.t m = massa zat yang dihasilkan (gram) e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi i = kuat arus listrik (amper) t = waktu (detik) q = muatan listrik (coulomb)



2. Hukum Faraday II "Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut." Rumus: m1 : m2 = e1 : e2 m = massa zat (garam) e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi



Contoh: Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik. Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16). Jawab: CuSO4 (aq)  Cu2+(aq) + SO42-(aq) Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)



Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+(aq) + 4 ea. massa tembaga: m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram



b. m1 : m2 = e1 : e2 mCu : mO2 = eCu : eO2 3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4 3,125 : mO2 = 31,25 : 8 mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter



Walther Hermann Nernst adalah kimiawan Jerman yang menerapkan asas-asas termodinamika ke sel listrik. Dia menciptakan sebuah persamaan yang dikenal sebagai persamaan Nernst, yang menghubungkan voltase sel ke propertinya. Lepas dari Joseph Thomson, ia menjelaskan mengapa senyawa terionisasi dengan mudah dalam air. Penjelasan ini disebut aturan Nernst-Thomson yang menyatakan bahwa sulit halnya bagi ion yang ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui insulasi molekul air, sehingga terdisosiasi. Persamaan Nernst adalah persamaan yang melibatkan potensial sel dengan konsentrasi suatu reaksi. Reaksi oksidasi reduksi banyak yang dapat dilangsungkan pada kondisi tertentu untuk membangkitkan listrik. Dasarnya bahwa reaksi oksidasi reduksi itu harus berlangsung spontan di dalam larutan air jika bahan pengoksidasi dan pereduksi tidak sama. Dalam sel Galvani oksidasi diartikan sebagai dilepaskannya elektron oleh atom, molekul atau ion dan reduksi berarti diperolehnya elektron oleh partikel-partikel itu. Sebagai contoh reaksi oksidasi sederhana dan berlangsung spontan adalah bila lembar tipis zink dibenamkan dalam suatu larutan tembaga sulfat maka terjadi logam tembaga menyepuh pada lembaran zink dan lembaran zink lambat laun melarut dan dibebaskan energi panas. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut. Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga. Oksidasi : Zn → Zn2+ + 2eReduksi : Cu2+ + 2e- → Cu Sel yang belum mencapai kesetimbangan kimia dapat melakukan kerja listrik ketika reaksi di dalamnya mengerakkan elektron-elektron melalui sirkuit luar. Kerja yang dapat dipenuhi oleh transfer elektron tertentu bergantung pada beda potensial antara kedua elektron. Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam volt (V). Jika potensial sel besar maka sejumlah elektron tertentu yang berjalan antara kedua elekroda dapat melakukan kerja listrik yang besar. Sebaliknya, jika potensial sel kecil maka elektron dalam jumlah yang sama hanya dapat melakukan sedikit kerja. Sel yang reaksinya ada dalam kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja dan sel demikian memiliki potensial sel sebesar nol. Pada sel konsentrasi digunakan dua elektrode yang sama namun konsentrasi larutannya yang berbeda. Elektrode dalam larutan pekat merupakan katode (tempat terjadinya reaksi reduksi) sedangkan elektrode dalam larutan encer merupakan anode (tempat terjadinya reaksi oksidasi). Pada persamaan Nernst, K bukanlah suatu tetapan kesetimbangan karena larutan-larutan yang diperikan adalah pada konsentrasi-konsentrasi awal dan bukan konsentrasi kesetimbangan. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscas habis, barulah sistem itu berada dalam kesetimbangan. Pada kondisi ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernst setara dengan tetapan kesetimbangan. Oleh karena itu, potensial elektroda standar dihubungkan dengan tetapan kesetimbangan untuk reaksi sel oleh rumus :



Persamaan tersebut dapat disederhanakan menjadi :



Sel Volta (Sel Galvani) adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. Sel Volta ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta. Sel Volta terdiri dari 2 wadah, jembatan garam, anoda, dan katoda. Pada skala laboratorium, sel volta yang paling sering digunakan adalah Sel Volta Zn – Cu dimana jembatan garam yang digunakan adalah KNO3 + Agar – agar atau kertas saring yang dibasahi dengan larutan NaCl 1 M. Sel Volta pada kehidupan sehari – hari dapat ditemukan pada Aki kendaraan bermotor dimana elektroda yang digunakan adalah PbSO 4 dan Pb serta larutan penghantar yang digunakan adalah H2SO4. Fungsi sel volta adalah menciptakan suatu reaksi kimia spontan sehingga dapat menghasilkan energi listrik dan dapat digunakan dalam keperluan sehari – hari yang berhubungan dengan energi listrik. Suatu zat ketika membentuk kesetimbangan antara fasa padat dan fasa cair akan memberikan energi spontan yang nilai beda potensialnya dapat diukur dengan persamaan: ∆G = n F Eo. Dimana ∆G adalah perubahan energi bebas (kJ mol -1), n adalah mol elektron, F adalah tetapan Faraday (96450 C mol -1), dan Eo adalah potensial sel standar. Tetapi dalam kenyataannya, nilai potensial sel akan lebih akurat apabila diukur melalui eksperimen tertentu. Dalam pembuatan sel volta, anoda (kutub negatif) merupakan logam yang mengalami oksidasi dan katoda (kutub positif) merupakan logam yang mengalami reduksi. Larutan penghantar yang paling baik dalam sel ini adalah larutan yang memiliki ion sejenis dengan elektroda yang digunakan. Hal ini bertujuan agar ketika elektroda dicelupkan kedalam larutan penghantar, tidak akan terjadi suatu reaksi kimia yang dapat melarutkan atau mengganti (Displacement Reaction) elektroda yang digunakan.



Sel Elektrolisis



Merupakan sel elektrokimia yang memiliki konsep berlawanan dengan konsep Sel Volta. Sel elektrolisis adalah sel yang menggunakan sumber energi listrik (DC) dari luar sistem sehingga dapat memaksa suatu reaksi non spontan dapat berlangsung. Arus listrik yang digunakan tentu adalah arus listrik searah (DC) karena kita



memerlukan suatu arus elektron yang berjalan satu arah dari kutub negatif ke kutub positif agar sel elektrolisis dapat berjalan sempurna. Dalam prakteknya, sel elektrolisis dalam skala pabrik biasa digunakan untuk pembuatan Aluminium, Natrium, dan unsur – unsur murni yang cenderung reaktif karena unsur – unsur reaktif lebih banyak kelimpahannya dalam bentuk senyawa. Itulah tujuan dasar dari sel elektrolisis. Aplikasi pada skala pabrik yang paling terkenal di kalangan SMA adalah Sel Hall – Heroult, yaitu sel elektrolisis yang bertujuan untuk menghasilkan Aluminium murni dari bijih alumina (Al 2O3). Dalam kenyataannya (skala pabrik), reaksi pada sel elektrolisis yang digunakan merupakan reaksi bertahap yang rumit karena tidak semua zat akan langsung terelektrolisis membentuk bentuk murninya. Misalnya adalah pada elektrolisis bijih emas (Au) menggunakan larutan sianida (HCN). Pada sel elektrolisis, berlaku Hukum Faraday I yang intinya berbunyi bahwa massa produk yang dibentuk pada suatu sel elektrolisis berbanding lurus dengan arus listrik yang dialirkan pada sel tersebut. Hukum Faraday I dapat dinyatakan dalam persamaan m = e I t F -1. Dimana m adalah massa zat produk, e adalah massa molar ekivalen, I adalah arus listrik dalam Ampere, t adalah waktu lamanya proses elektrolisis, dan F adalah tetapan Faraday (96450 C mol-1). Hukum Faraday II berlaku pada beberapa sel elektrolisis yang dihubungkan secara seri, inti dari Hukum Faraday II adalah karena pada rangkaian seri semua rangkaian akan memiliki arus listrik yang sama dan konstan, maka suatu massa produk per massa molar ekivalen dari suatu larutan sebanding dengan massa produk per massa molar ekivalen larutan lain. Hukum Faraday II dapat dinyatakan dalam persamaan m1 e1-1 = m2 e2-1.



sel galvani dan sel elektrolisis 4 Komentar Posted by Emel Seran pada 18 September 2010 SEL GALVANI



sel galvani Sel galvani atau sel volta merupakan salah satu sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik, karena terjadinya reaksi redoks secara spontan. Salah satu contoh sel galvani yaitu sel Daniell. Sel daniel yang telah dimodifikasi dapat dilihat pada gambar. Dalam suatu sel galvani perpindahan elektron terjadi secara tidak langsung (melalui kawat), karena kedua setengah reaksi dipisahkan ke dalam dua tempat yang dihubungkan dengan jembatan garam atau pembatas partisi berpori. Jembatan garam biasanya dibuat dari pipa berisi elektrolit KCl atau KNO3 yang diikatkan dengan agar-agar, yang berfungsi untuk memelihara kenetralan muatan pada masing-masing setengah sel. Pada sel galvani masing-masing sel mengandung sebuah elektroda dan suatu elektrolit. Elektroda yang digunakan merupakan suatu konduktor listrik yang tidak bereaksi dengan larutan elektrolit. Elektroda dengan kutub negatif disebut anoda dan merupakan tempat berlangsung reaksi oksidasi, sedangkan katoda adalah elektroda dengan kutub negatif dan merupakan tempat berlangsung reaksi reduksi. cara kerka jembatan garam Untuk menetralkan kelebihan dan kekurangan muatan ini jembatan garam yang kaya akan ion, melepaskan ion negatif pada pada sel yang mengalami reaksi oksidasi dan melepaskan ion positif pada sel yang mengalami reaksi reduksi. Misalkan jembatan garam yang digunakan adalah KNO3, maka ion NO3‾ dilepaskan pada sel yang mengalami oksidasi dan K+ dilepaskan pada sel yang mengalami reduksi. SEL ELEKTROLISIS



electrolysis Istilah elektrolisis berasal dari kata elektro (listrik) dan lisis yang berarti penguraian. Jadi secara singkat elektrolisis dapat diartikan sebagai penguraian suatu zat atau senyawa oleh orus listrik, sedangkan peralatan yang digunakan untuk elektrolisis disebut sel elektrolisis. Pada sel galvani reaksi redoks berlangsung secara spontan dan reaksi yang terjadi disertai pembebasan sejumlah energi. Pada proses elektrolisis reaksi redoks berlangsung tidak spontan, agar reaksi redoks dapat berlangsung maka diperlukan sejumlah energi dari luar. Energi yang diperlukan pada proses elektrolisis merupakan arus listrik searah. Penguraian zat-zat elektrolit dengan arus listrik searah disebut eletrolisis. Sel elektrolisis pada dasarnya hampir sama dengan sel Galvani tetapi tidak digunakan jembatan garam dan voltmeter diganti menggunakan sumber arus (biasanya baterai). Sel elektrolisis terdiri dari dua buah elektroda yang masing-masing dihubungkan dengan kutubkutub sumber arus dan dimasukkan kedalam bejana yang berisi zat elektrolit. Elektroda yang digunakan biasanya berupa elektroda inert (sukar bereaksi) seperti platina, karbon (grafit) dan Emas. Elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus disebut katoda (─) sedangkan elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif sumber arus disebut anoda (+). Saat elektrolisis dilakukan ion-ion yang bermuatan positif (kation) akan teroksidasi dan menempel pada elektroda yang digunakan pada katoda sehingga apabila dilakukan penimbangan massa katoda bertambah, sedangkan ion-ion yang bermuatan negatif (anion) akan tereduksi pada anoda sehingga elektroda yang diletakan pada anoda massannya tidak berubah (tetap). Proses elektrolisis umunya terdiri dari dua tipe yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan.



Elektrokimia Sistem elektrokimia meliputi sel elektrokimia dan reaksi elektrokimia. Sel elektrokimia yang menghasilkan listrik karena terjadinya reaksi spontan di dalamnya di sebut sel galvani. Sedangkan sel elektrokimia di mana reaksi tak-spontan terjadi di dalamnya di sebut sel elektrolisis. Peralatan dasar dari sel elektrokimia adalah dua elektroda -umumnya konduktor logam- yang dicelupkan ke dalam elektrolit konduktor ion (yang dapat berupa larutan maupun cairan) dan sumber arus. Karena didasarkan pada reaksi redoks, pereaksi utama yang berperan dalam metode ini adalah elektron yang di pasok dari suatu sumber listrik. Sesuai dengan reaksi yang berlangsung, elektroda dalam suatu sistem elektrokimia dapat dibedakan menjadi katoda, yakni elektroda di mana reaksi reduksi (reaksi katodik) berlangsung dan anoda di mana reaksi oksidasi (reaksi anodik) berlangsung. sel volta



Elektrolisis



Aplikasi metode elektrokimia untuk lingkungan dan laboratorium pada umumnya didasarkan pada proses elektrolisis, yakni terjadinya reaksi kimia dalam suatu sistem elektrokimia akibat pemberian arus listrik dari suatu sumber luar. Proses ini merupakan kebalikan dari proses Galvani, di mana reaksi kimia yang berlangsung dalam suatu sistem elektrokimia dimanfaatkan untuk menghasilkan arus listrik, misalnya dalam sel bahan bakar (fuel-cell). Aplikasi lainnya dari metode elektrokimia selain pemurnian logam dan elektroplating adalah elektroanalitik, elektrokoagulasi, elektrokatalis, elektrodialisis dan elektrorefining. Sedangkan aplikasi lain yang tidak kalah pentingnya dari metode elektrokimia dan sekarang sedang marak dikembangkan oleh para peneliti adalah elektrosintesis. Teknik/metode elektrosintesis adalah suatu cara untuk mensintesis/membuat dan atau memproduksi suatu bahan yang didasarkan pada teknik elektrokimia. Pada metode ini terjadi perubahan unsur/senyawa kimia menjadi senyawa yang sesuai dengan yang diinginkan. Penggunaan metode ini oleh para peneliti dalam mensintesis bahan didasarkan oleh berbagai keuntungan yang ditawarkan seperti peralatan yang diperlukan sangat sederhana, yakni terdiri dari dua/tiga batang elektroda yang dihubungkan dengan sumber arus listrik, potensial elektroda dan rapat arusnya dapat diatur sehingga selektivitas dan kecepatan reaksinya dapat ditempatkan pada batas-batas yang diinginkan melalui pengaturan besarnya potensial listrik



serta tingkat polusi sangat rendah dan mudah dikontrol. Dari keuntungan yang ditawarkan menyebabkan teknik elektrosintesis lebih menguntungkan dibandingkan metode sintesis secara konvensional, yang sangat dipengaruhi oleh tekanan, suhu, katalis dan konsentrasi. Selain itu proses elektrosintesis juga dimungkinkan untuk dilakukan pada tekanan atmosfer dan pada suhu antara 100-900oC terutama untuk sintesis senyawa organik, sehingga memungkinkan penggunaan materi yang murah.



Prinsip-prinsip dan Konsep Sel Volta Kata Kunci: Baterai Ni-Cd, deret Nerst, deret Volta, elektrokimia, konsep-konsep sel volta, macam-macam sel volta, prinsip-prinsip sel volta, sel aki, sel bahan bakar, sel elektrokimia, sel elektrolisa, sel galvani, sel kering, sel Leclance, sel volta Ditulis oleh Ratna dkk pada 11-12-2009



SEL ELEKTROKIMIA



Elektrokimia : Hubungan Reaksi kimia dengan daya gerak listrik (aliran elektron) 



Reaksi kimia menghasil- kan daya gerak listrik (sel galvani)







Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (sel elektrolisa)



Sel elektrokimia : sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit. 1. Sel Volta/Gavalni



a.



Prinsip-prinsip sel volta atau sel



galvani : 



Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.







Aturan sel volta :



- Terjadi perubahan : energi kimia → energi listrik - Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi; anoda kutub negatif - Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi; katoda = kutub positif - Elektron mengalir dari anoda ke katoda b. Konsep-konsep Sel Volta Sel Volta: 1. Deret Volta/Nerst



a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au b. Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri, mudah dioksidasi, makin aktif, dan sukar direduksi. Prinsip: 1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi 2. Arus elektron : anoda → katoda ; arus listrik : katoda → anoda 3. Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan



Contoh dari sel galvani :



Notasi sel : Zn/Zn+2//Cu+2/Cu / = potensial ½ sel // = potensial sambungan Sel (cell junction potential; jembatan garam) c. Macam-macam sel volta



1. Sel Kering atau Sel Leclance 



Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak, dll.







Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) yang terlindungi oleh pasta karbon, MnO 2 dan NH4Cl2







Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif.







Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO 2 + NH4Cl + sedikit Air







Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng



Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-







Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu campuran hasil akan terbentuk. Salah satu reaksi yang paling penting adalah :



2MnO2(s) + 2NH4 + (aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O 



Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan Zn 2+ yang dihasilkan pada anoda dan membentuk ion



Zn(NH3)42+. 2. Sel Aki 



Katoda: PbO2







Anoda : Pb







Elektrolit: Larutan H2SO4







Reaksinya adalah :



PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2H2O (katoda) Pb (s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e- (anoda) PbO2(s) + Pb (s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O (total) 



Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut.







Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi :



2PbSO4(s) + 2H2O → PbO2(s) + Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) (total) 



Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindahpindahkan.



3. Sel Bahan Bakar 



Elektroda : Ni







Elektrolit : Larutan KOH







Bahan Bakar : H2 dan O2



4. Baterai Ni – Cd 



Disebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang muatannya dan yang umum dipakai pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt.







Katoda : NiO2 dengan sedikit air







Anoda : Cd







Reaksinya :



Cd(s) + 2OH- (aq) → Cd(OH)2(s) + 2e2e- + NiO2(s) + 2H2O → Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) 



Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.