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, 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
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 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 :
- Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak
akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
- Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion
pasti bereaksi di anoda
- Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali,
alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang
mengalami reduksi di katoda
- 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 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