Mengenal Elektrolisis Secara Lengkap

Apakah kamu pernah mendengar perhiasan imitasi atau perhiasan palsu? Atau pernah kah kamu mendengar penyepuhan logam? Proses penyepuhan logam tersebut merupakan proses kimiawi atau reaksi kimia yang tidak dapat berlangsung secara spontan, reaksi tersebut bisa terjadi hanya jika ada aliran listrik. Lalu kenapa bisa seperti itu?

Pendahuluan (Perbedaan Sel Volta dan Elektrolisis)

Pada artikel ini akan dibahas mengenai proses elektrokimia yang selanjutnya selain sel volta, yaitu sel elektrolisis. Untuk mengawali pembahasannya, mari kita lihat perbedaan mendasar antara sel volta dan elektrolisis. Perbedaan keduanya adalah:

  • Pada sel volta terjadi perubahan energi kimia menjadi listrik (reaksi kimia yang menghasilkan arus listrik). Sementara pada elektrolisis kebalikannya, yaitu terjadi perubahan energi listrik menjadi kimia (adanya arus listrik dapat menjadikan reaksi yang asalnya tidak dapat terjadi secara spontan menjadi reaksi yang dapat terjadi secara spontan).
  • Pada sel volta dan elektrolisis terdapat dua elektroda, yaitu anoda (tempat terjadi oksidasi) dan katoda (tempat terjadi reduksi), yang membedakan keduanya adalah muatan elektrodanya. Pada sel volta, katoda bermuatan positif dan anoda bermuatan negatif (KPAN), sementara pada elektrolisis katoda bermuatan negatif dan anoda bermuatan positif (KNAP).

Baca juga: Mengenal Senyawa Karbon Secara Lengkap

Pengertian Elektrolisis

Sel elektrolisis merupakan proses penggunaan arus listrik untuk menghasilkan reaksi kimia. Secara tidak langsung sel elektrolisis ini menjadikan reaksi kimia yang tidak dapat berlangsung menjadi dapat berlangsung pada keadaan standar. Proses ini pertama kali ditemukan oleh seorang ilmuwan kimia asal inggris bernama Michael Faraday.

Pada percobaannya, Michael Faraday mengalirkan arus listrik ke dalam larutan elektrolit dan ternyata dalam percobaannya tersebut menghasilkan reaksi kimia. Untuk mengetahui dan memahami reaksi kimia yang terjadi dalam sel elektrolisis, terdapat beberapa aturan dan ketentuan yang menjadi acuan reaksi kimia pada sel elektrolisis.

Prinisp Elektrolisis

Secara definisi kata, elektrolisis berasal dari elektro (arus listrik), lisis (penguraian atau pemecahan). Elektrolisis berarti proses penguraian suatu zat akibat adanya arus listrik. Zat yang dapat terurai bisa berupa padatan, cairan, dan larutan.

Reaksi oksidasi dan reduksi pada elektrolisis sama seperti reaksi pada sel volta yaitu reaksi oksidasi terjadi di anoda dan reaksi reduksi terjadi di katoda. Pada elektrolisis, reaksi oksidasi dihubungkan dengan kutub positif dan reaksi reduksi dihubungkan dengan kutub negatif. Berikut gambar rangkaian sel elektrolisis:

sel elektrolisis
sumber: Buku Kimia Untuk Kelas XII SMA/MA Program Ilmu Alam

Pada gambar tersebut terdapat sumber arus listrik (biasanya batu baterai) yang dihubungkan dengan elektroda. Elektroda yang digunakan bisa berupa logam inert (tidak dapat bereaksi) dan logam non inert (logam yang dapat bereaksi). Logam yang memiliki sifat intert yaitu Pt, C, dan Au. Sementara logam yang bersifat non inert, yaitu logam selain Pt, C, dan Au.

Reaksi Elektrolisis

Reaksi elektrolisis terdiri dari reaksi oksidasi di anoda dan reaksi reduksi di katoda. Untuk menentukan reaksi yang terjadi di anoda dan katoda terdapat aturan dan ketentuan yang harus menjadi acuan. Berikut aturan dan ketentuannya:

Reaksi di Katoda

Pada elektrolisis katoda bermuatan negatif, maka yang akan menuju ke kutub tersebut adalah ion bermuatan positif (kation). Adapun ketentuannya adalah sebagai berikut:

  • Jika pada larutan terdapat ion-ion yang berasal dari golongan IA, IIA, Al, dan Mn, maka yang direduksi adalah molekul air. Reaksi yang terjadi adalah 2H2O (l) + 2e → 2OH- (aq) + H2 (g).
  • Jika pada larutan terdapat ion-ion selain golongan IA, IIA, Al dan Mn, maka yang direduksi adalah logam itu sendiri. Contoh Zn2+ + 2e → Zn
  • Jika pada katoda digunakan lelehan yang menghasilkan ion-ion IA, IIA, Al, Mn dan ion-ion logam lain, maka yang direduksi adalah ion dari logam itu sendiri. Contoh lelehan NaCl, maka pada katoda direduksi ion Na+ dengan reaksi Na+ + e → Na
  • Jika terdapat ion H+, maka yang direduksi adalah ion H+ dengan reaksi sebagai berikut: 2H+ + 2e → H2.

Reaksi di Anoda

Pada elektrolisis, anoda bermuatan positif, maka yang akan menuju anoda adalah ion-ion yang bermuatan negatif (anion). Adapun ketentuannya sebagai berikut:

  • Jika anion yang dihasilkan merupakan sisa asam oksi, seperti NO3, SO42-, PO43-, CO32-, maka yang dioksiadai adalah molekul air dengan ketentuan reaksi sebagai berikut: 2H2O(l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e
  • Jika anion yang dihasilkan merupakan sisa basa (OH), maka yang dioksidasi adalah ion OH tersebut, yaitu: 4OH (aq) → 2H2O(l) + O2 (g) + 4e
  • Jika anion yang dihasilkan anion golongan VII A (F, Cl, Br, dan I), maka yang dioksidasi adalah ion dari golongan tersebut. Adapun reaksinya:

2F → F2 + 2e

2Cl → Cl2 + 2e

2Br  → Br2 + 2e

2I → I2 + 2e

  • Jika elektroda yang digunakan adalah logam aktif Iselain Pt, C, Au), maka yang dioksidasi adalah elektrodanya (logam yang digunakan sebagai elektroda).

Contoh Soal elektrolisis

Tuliskan reaksi elektrolisis pada:

  1. Larutan NaCl dengan elektroda C
  2. Lelehan NaCl dengan elektroda C
  3. Larutan K2SO4 dengan elektroda Pt
  4. Larutan K2SO4 dengan elektroda Zn

Jawaban:

  1. Reaksi elektrolisis pada larutan NaCl dengan elektroda C

Untuk menuliskan reaksi elektrolisis, langkah pertama yang harus dilakukan adalah menuliskan ionisasi untuk untuk zat yang dielektrolisis.

NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl (aq) (elektroda C)

Clakan menuju Anoda (+)      : 2Cl (aq) → Cl2 (aq) + 2e

Na+ akan menuju Katoda (-)    : 2H2O (l) + 2e → 2OH- (aq) + H2 (g)

Reaksi total                              : 2Cl (aq) + 2H2O (l) → Cl2 (aq) + 2OH- (aq) + H2 (g)

  1. Reaksi elektrolisis pada lelehan NaCl dengan elektroda C

NaCl (s) → Na+ + Cl (elektroda C)

Clakan menuju Anoda (+)      : 2Cl → Cl2 + 2e

Na+ akan menuju Katoda (-)    : 2Na+ + 2e → 2Na

Reaksi total                              : 2Cl (aq) + 2Na+  → Cl2 + 2Na

Perbedaan mendasar antara reaksi larutan NaCl dan lelehan NaCl terdapat pada reaksi yang terjadi di katoda, pada larutan NaCl yang direduksi adalah molekul air (karena dalam larutan, molekul air lebih mudah untuk direduksi dibanding ion Na+). Sementara itu pada lelehan NaCl tidak terdapat molekul air sehingga yang direduksi adalah ion Na+.

  1. Reaksi elektrolisis pada larutan K2SO4 dengan elektroda Pt

K2SO4 → 2K+ + SO42-

SO42- akan menuju Anoda (+)  : 2H2O(l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e

2K+ akan meuju Katoda (-)      : 2H2O (l) + 2e → 2OH- (aq) + H2 (g)  (x2 supaya elektronya sama)

SO42- akan menuju Anoda (+)  : 2H2O(l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e

2K+ akan meuju Katoda (-)      : 4H2O (l) + 4e → 4OH (aq) + 2H2

Reaksi total                             : 6H2O(l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4OH (aq)

  1. Reaksi elektrolisis pada larutan K2SO4 dengan elektroda Zn

K2SO4 → 2K+ + SO42-

SO42- akan menuju Anoda (+)  : Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e

2K+ akan meuju Katoda (-)      : 2H2O (l) + 2e → 2OH- (aq) + H2 (g)

Reaksi total                             : 2H2O (l) + Zn (s) → 2OH- (aq) + H2 (g) + Zn2+ (aq)

Perbedaan mendasar antara reaksi elektrolisis larutan K2SO4 pada nomor 3 dan 4 terdapat pada elektroda yang digunakan, pada nomor 3 menggunakan elektroda Pt (tidak aktif) dan pada nomor 4 menggunakan elektroda Zn (aktif). Karena pada nomor 4 menggunakan elektroda aktif (logam Zn), maka reaksi oksidasi yang terjadi di anoda adalah oksidasi Zn.

Hukum Faraday

Hukum faraday merupakan bentuk stoikiometri yang terdapat pada bab elektrolisis ini. Hukum faraday yang dipelajari pada bab ini terdiri dari 2 hukum faraday, yaitu hukum faraday I dan hukum faraday II. Apa perbedaan di antara keduanya? Mari kita pelajari!

Hukum Faraday I

Hukum faraday I berbunyi: Banyaknya zat yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis sebanding dengan banyaknya arus listrik yang dialirkan ke dalam proses elektrolis. Secara persamaan matematis, hukum faraday I ini dituliskan sebagai berikut:

W = e. F

W = (e x i x t) / 965000

Keterangan untuk persamaan tersebut:

W = massa zat yang dihasilkan (gram)

i = kuat arus (ampere)

t = waktu (detik)

e = massa ekuivalen (massa atom relatif : biloks)

1 F = 96.500 C

Contoh Soal 1:

Larutan CuSO4 dielektrolisis dengan menggunakan kuat arus sebesar 5 Ampere selama 965 detik. Jika elektrolisis menggunakan elektroda C, hitunglah massa Cu yang dihasilkan di Anoda! (Ar Cu = 64)

Jawaban:

Pada soal diketahui:

i =  5 Ampere

t = 965 detik

e = Ar Cu/biloks Cu

e = 64/2 = 32 (CuSO4 → Cu2+ + SO42-, dari reaksi ionisasi tersebut diperoleh biloks Cu = +2)

W = (e x i x t) / 96500

W = (32 x 5 x 965) / 96500

W = 1,6 gram Cu

Berdasarkan hasil perhitungan, maka dapat disimpulkan bahwa massa Cu yang dihasilkan dari proses elektrolisis tersebut sebanyak 1,6 gram Cu.

Contoh Soal 2:

Elektrolisis larutan NiCl2 (Ar Ni = 59) yang menggunakan elektroda Pt berlangsung selama 5 menit dengan kuat arus yang dialirkan sebesar 2 ampere. Berdasarkan informasi tersebut, tentukan:

  1. Massa endapan yang dihasilkan di katoda
  2. Volume gas pada anoda (STP)

Jawaban:

Untuk menjawab soal ini, langkah pertama yang harus dilakukan adalah menuliskan reaksi elektrolisis di anoda dan katoda.

NiCl2 → Ni2+ + 2Cl

Anoda (+)        : 2Cl (aq) → Cl2 (g) + 2e

Katoda (-)        : Ni2+ +2e → Ni

Berdasarkan reaksi tersebut, maka pada anoda dihasilkan gas Cl2 dan pada katoda dihasilkan endapan Ni.

  1. Massa Ni

Kuat arus (i) = 2 ampere

Waktu (t) = 5 menit = 5 x 60 = 300 detik

e = Ar/biloks = 59/2 = 29,5

W = (e x i x t) / 96500

W = (29,5 x 2 x 300) / 96500

W = 0,18 gram Ni

Berdasarkan perhitungan tersebut, maka massa Ni yang dihasilkan pada katoda sebanyak 0,18 gram.

  1. Volume gas di anoda (gas Cl2) pada keadaan STP

Untuk menentukan volume gas, berikut langkahnya:

Menghitung mol Ni dengan rumus: massa Ni : Ar Ni, maka mol Ni = 0,18 : 59 = 0,003 mol

Menentukan mol Cl2 dengan cara perbandingan koefisien pada reaksi yang terjadi, yaitu:

Anoda (+)        : 2Cl (aq) → Cl2 (g) + 2e

Katoda (-)        : Ni2+ + 2e → Ni

Mol Cl2 =  x mol Ni

Mol Cl2 =  x 0,18 mol

Mol Cl2 = 0,18 mol

Volume gas Cl2 = n x 22,4

Volume gas Cl2 = 0,18 x 22,4

Volume gas Cl2 = 4,032 Liter

Berdasarkan perhitungan tersebut, maka gas yang dihasilkan di anoda sebanyak 4,032 Liter.

Hukum Faraday II

Pada percobaannya, Faraday mencoba mengalirkan arus listrik yang sama pada dua rangkaian elektrolisis yang dipasang secara seri menghasilkan massa zat yang sebanding dengan massa ekuivalen. Jadi hukum faraday 2 ini berbunyi : Jika jumlah muatan Listrik yang sama dialirkan pada dua sel elektrolisis atau lebih yang dirangkai secara seri maka Massa Zat yang dihasilkan pada elektroda berbanding lurus dengan massa Ekivalen (e) Unsur.

Adapun rumus atau persamaan matematisnya adalah sebagai berikut:

W1 / W2 = e1 / e2

Keterangan untuk persamaan tersebut:

W1 = massa zat 1 (gram)

W2 = massa zat 2 (gram)

e1 = massa ekuivalen zat 1

e2 = massa ekuivalen zat 2

Contoh Soal :

Ke dalam 2 sel larutan AgNO3 dan larutan CuSO4 yang disusun secara seri dialirkan arus listrik dan ternyata diendapkan 5,4 gram logam Ag. Jika Ar Ag = 108 dan Ar Cu = 64, tentukan banyaknya logam Cu yang mengendap!

Jawaban:

Diketahui:

WAg = 5,4 gram

eAg = 108/1 = 108

eCu = 64/2 = 32

Ditanyakan : WCu

hukum faraday 2
sumber: dokumentasi pribadi

Wcu = 1,6 gram Cu

Berdasarkan perhitungan tersebut, maka massa Cu yang dihasilkan sebanyak 1,6 gram.

Aplikasi Elektrolisis

Proses pelapisan logam atau penyepuhan logam merupakan salah satu aplikasi dari elektrolisis. Penyepuhan atau dikenal dengan nama Electroplating merupakan salah satu teknik untuk melapisi satu logam dengan logam lainnya dengan prinsip proses elektrolisis.

Tujuan dari penyepuhan logam ini adalah untuk menghasilkan logam yang memiliki kualitas lebih baik dari segi kemilaunya atau pun tampilannya. Contoh yang banyak djumpai di antaranya logam tembaga yang sering dilapisi dengan emas atau perak agar tampak lebih menarik dan memiliki harga yang tinggi. Contoh lainnya penyepuhan sendok yang terbuat dari besi oleh logam perak agar bisa menjadi hiasan.

Berikut gambar dari proses penyepuhan sendok dengan logam perak:

elektroplating
sumber: jempolkimia.com

Pada proses yang terdapat pada gambar tersebut, logam Ag akan mengalami oksidasi menghasilkan ion Ag+ yang akan mengendap di permukaan sendok. Ion-ion Ag+ yang meluruh dan menyepuh sendok akan menutupi permukaan sendok sehingga sendok tersebut terlapisi oleh perak.

Baca juga: Reaksi Redoks: Konsep, Bilangan Oksidasi dan Persamaan

Secara umum pada proses elektroplating ini, di Anoda ditempatkan logam yang akan menyepuh (logam penyepuh) dan pada katoda ditempatkan logam yang akan disepuh. Tambahan lain pada proses ini adalah larutan elektrolit yang mengandung ion logam penyepuh.


Referensi:

Utami, Budi., dkk. (2009). Kimia Untuk Kelas XII SMA/MA Program IPA. Jakarta: Pusat Perbukuan Kementrian Pendidikan dan Kebudayaan.

Artikel Terbaru

Abelatif

Abelatif

Seorang pendidik, pengajar sekaligus pembelajar.

Tulis Komentar Anda

Your email address will not be published. Required fields are marked *