Elektrolisis Elektrokimia

Pengertian Elektrokimia. Elektrokimia mempelajari reaksi- reaksi yang disertai dengan perpindahan elektron atau reaksi redoks. Pada proses elektrokimia, energi kimia dapat diubah menjadi energi listrik atau sebaliknya.

Reaksi reduksi oksidasi tertentu dapat menghasilkan arus listrik. Adapun pada kondisi sebaliknya, arus listrik dialirkan ke dalam larutan atau cairan zat akan terjadi perpindahan elektron yang menghasilkan reaksi kimia.

Sel elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektrode, yaitu katode dan anode, serta larutan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada katode terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi.

Jenis Sel Elektrokimia

Ada dua macam sel elektrokimia, yaitu sebagai berikut.

  1. Sel Volta (Sel Galvani)

Penemu sel ini adalah ahli kimia Italia yang bernama Alessandro Volta dan Luigi Galvani. Pada sel volta atau galvani, energi kimia diubah menjadi energi listrik. Reaksi dalam sel volta yatu reaksi reduksi dan oksidasinya akan  menghasilkan arus listrik. Pada sel volta reaksi redoks terjadi secara spontan.

Contoh Sel Volta pada kehidupan sekarang adalah batu baterai dan aki. Batu baterai dan aki merupakan rangkaian tertutup dan di dalamnya dapat terjadi reaksi redoks yang spontan sehingga terjadi perpindahan atau aliran elektron (arus listrik).

Cara Kerja Sel Volta/ Galvani Sistem Zn-Cu

Diagram rangkaian lengkap dari sebuah sel Volta atau Sel Galvani ditunjukkan pada gambar berikut:

Reaksi Katodik Anodik Elektrokimia Sel Galvani Sistem Zn Cu
Reaksi Katodik Anodik Elektrokimia Sel Galvani Sistem Zn Cu

Pada sel Volta digunakan dua elektoda yaitu anoda dan katoda. Anode adalah Elektroda negative terbuat dari batang zink (atau seng) yang dicelupkan dalam larutan ZnSO4. Sedangkan katoda adalah elektrode positif yang terbuat dari batang cuprum (atau tembaga) yang dicelupkan dalam larutan CuSO4. Kedua larutan dihubungkan dengan menggunakan jembatan garam atau dapat juga dipisahkan oleh dinding berpori.

Logam seng dan tembaga yang menjadi kutub- kutub pada rangkaian sel elektrokimia disebut elektrode. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode, sedangkan elektrode tempat terjadinya reduksi disebut katode.

Oksidasi berarti pelepasan elektron, maka anode adalah kutub negatif, sedangkan katode merupakan kutub positif. Dalam sel  volta tersebut, anodenya adalah logam seng dan katodenya adalah logam tembaga.

Fungsi Jembatan Garam.

Jembatan garam terdiri atas pipa berbentuk U yang berisi agar agar yang mengandung garam kalium atau natrium klorida. Fungsi jembatan garam adalah untuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit tempat batang elektrode berada.

Tahap Proses Kerja Sel Volta atau Sel Galvani

a). Elektrode seng (anode) teroksidasi berubah menjadi Zn2+, kemudian ion Zn2+ ini masuk ke larutan ZnSO4. Reaksi oksidasinya adalah sebagai berikut:

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e

b). Elektron yang dibebaskan di anode akan mengalir melalui kawat penghantar menuju ke elektrode Cu.

c). Pada elektrode Cu (katoda) elektron- elektron dari elektroda seng akan mereduksi ion Cu2+ dari larutan menjadi Cu yang kemudian Cu ini mengendap atau menempel pada batang Cu. Reaksi reduksinya adalah sebagai berikut:

Cu2+(aq) + 2 e → Cu(s)

d). Zn teroksidasi dan Cu2+ tereduksi, pada anode ion Zn2+ lebih banyak dari ion SO42–, sedangkan pada katode ion SO42 lebih banyak dari ion Cu2+. Oleh sebab itu, ion SO42–  berpindah dari elektrode Cu ke elektrode Zn melalui jembatan garam.

e). Pada akhir reaksi sel, berat elektrode Zn akan berkurang, sedangkan berat elektrode Cu akan bertambah. Larutan CuSO4 semakin encer, sedangkan larutan ZnSO4 semakin pekat.

Reaksi pada Sel Volta

Reaksi reduksi oksidasi secara keseluruhan pada sel Volta adalah sebagai berikut:

Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

Rekasi Pada Anode

Reaksi yang terjadi pada anode adalah reaksi oksidasi seperti berikut

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e

Reaksi Pada Katode

Reaksi yang terjadi pada katode adalah reaksi reduksi seperti berikut:

Cu2+(aq) + 2 e → Cu(s)

Potensial Elektroda Standar

Potensial elektrode standar adalah gaya dorong (atau gaya gerak listrik) dari reaksi redoks yang diukur pada keadaan standar (kemolaran 1 M pada tekanan 1 atm dan temperatur 250 C). Potensial sel standar disimbolkan dengan E°sel.

Notasi Sel Volta

Rangkaian sel volta dapat ditulis dalam bentuk notasi atau diagram sel. Dalam menuliskan diagram sel, anoda ditulis di sebelah kiri dan katoda di sebelah kanan yang dipisahkan oleh jembatan garam. Jembatan garam dilambangkan dengan dua garis sejajar vertikal (||).

Secara umum, notasi sel volta dapat dituliskan sebagai berikut:

Anoda || Katoda

Dengan demikian sel volta di atas dinyatakan dalam bentuk notasi sel seperti berikut :

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

Potensial Sel

Perbedaan potensial dari kedua elektroda (katoda dan anoda) disebut beda potensial atau potensial sel standar yang diberi lambar Esel.

Esel = E°katoda – E°anoda

Esel = E°reduksi – E°oksidasi

Esel = E°besar – E°kecil

Esel = E°(+) – E°(-)

Katoda merupakan tempat terjadi reaksi reduksi sehingga mempunyai E° lebih besar, sedangkan anoda merupakan tempat terjadi reaksi oksidasi sehingga mempunyai harga E° lebih kecil.

Contoh Soal Beda Potensial Sel Elektrokimia

Suatu sel volta tersusun dari elektroda magnesium dan tembaga. Bila diketahui:

Mg2+ (aq) + 2e → Mg(s) E° = -2,37 volt

Cu2+ (aq) + 2e → Cu(s) E° = + 0,34 volt

Tentukan

a). katoda dan anodanya,

b). reaksi yang terjadi pada elektroda dan reaksi selnya,

c). notasi sel, dan

d). potensial sel.

Jawab:

a). Katoda Anoda Sel Volta Mg-Cu

Katoda harus memiliki E° lebih besar yaitu tembaga (Cu), dan

Anoda harus memiliki E° lebih kecil, yaitu magnesium (Mg)

b). Reaksi Elektroda dan Sel  

Reaksi katoda (reduksi) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu(s)

Reaksi anoda (oksidasi) : Mg(s) →Mg2+ (aq) + 2e

Reaksi sel (redoks) : Cu2+ (aq) + Mg(s) → Cu(s) + Mg2+ (aq)

  1. Notasi Sel

Anoda || Katoda

Mg | Mg2+ || Cu2+ | Cu

  1. Potensial Sel Sistem Mg-Cu

Esel = E° katoda – E°anoda

Esel = 0,34 – (-2,37)

Esel = 2,71 volt

Potensial sel dapat digunakan untuk memperkirakan spontan tidaknya suatu reaksi redoks. Reaksi redoks berlangsung spontan bila Esel > 0 (positif) dan tidak spontan bila Esel < 0 (negatif).

  1. Sel Elektrolisis

Elektrolisis merupakan peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah. Dalam sel elektrolisis energi listrik akan menghasilkan reaksi kimia.

Pada sel elektrolisis, reaksi redoksnya tidak terjadi secara spontan. Sehingga untuk terjadi reaksi redoksnya harus diberi arus listrik.

Pada sel elektrolisis, energi listrik diubah menjadi energi kimia. Pada Sel Elektrolisis Arus listrik menghasilkan reaksi reduksi dan oksidasi.

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.

Sel elektrolisis berfungsi sebagai pompa untuk menjalankan perpindahan elektron yang mengalir dari anode ke katode. Elektron dialirkan melalui electrode yang tidak bereaksi (inert).

Biasanya digunakan batang karbon atau platina. Dalam elektrolisis, pada anode terjadi oksidasi (melepaskan elektron) sedangkan pada katode terjadi reduksi.

Pada  sel elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yaitu tempat arus masuk (pada sel Volta reaksi dimulai pada anode, yaitu tempat arus keluar).

pemurnian-logam-tembaga-cara-elektrowinning
sel elektrolisis pada pemurnian-logam-tembaga-cara-elektrowinning

Reaksi pada Katode

Pada katode terjadi reaksi ion- ion positif (kation) mengikat electron electron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksi ini akan nempel pada batang katode, kecuali jika zat yang dihasilkan berbentuk gas.

Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagai gelembung- gelembung gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akan bergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menuju ke katode dan ion negatif ke anode.

1). Ion Hidrogen (H+)

Ion hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen. Reaksi reduksi seperti berikut:

Reaksi: 2 H+(aq) + 2 e→ H2(g)

2). Ion- Ion Logam

a). Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li+, K+, Na+, Ba2+, Sr2+, dan Ca2+ tidak akan mengalami reduksi karena E° logam < E° air. Maka sebagai penggantinya air yang akan mengalami reaksi reduksi sebagai berikut:

Reaksi: H2O(l) + 2 e → H2(g) + 2 OH(aq)

b). Ion- Ion Logam seperti Ni2+, Cu2+, dan Zn2+ akan mengalami reduksi menjadi logam. Reaksi oksidasinya adalah seperti berikut:

Mn+ + n e→ M

Contoh: Cu2+(aq) + 2 e → Cu(s)

Ni2+(aq) + 2 e → Ni(s)

Jika Leburan garam yang dielektrolisis, maka ion logam penyusun garam tersebut yang akan direduksi menjadi logam. Contohnya adalah garam NaCl(l), dimana Na+ akan direduksi menjadi Na.

Reaksi: Na+(aq) + e → Na(s)

Reaksi pada Anode

Pada anode terjadi reaksi oksidasi, ion- ion negatif akan ditarik oleh anode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis anion dan jenis elektrode yang digunakan.

Jika anode terbuat dari elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi), seperti Pt, C, dan Au maka ion negative atau air akan teroksidasi.

1). Ion Hidroksida (OH) akan teroksidasi menjadi H2O dan O2.

Reaksinya: 4 OH(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e

2). Ion Sisa Asam

a). Ion Sisa Asam yang tidak mengandung oksigen, seperti Cl, Br, I akan teroksidasi menjadi gas Cl2, Br2, I2.

Contoh: 2 Cl(aq) → Cl2(g) + 2 e

2 X → X2 + 2 e

b). Ion Sisa Asam yang yang mengandung oksigen, seperti SO42–, NO3–, PO43– tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi.

Reaksi: 2 H2O(l) → 4 H+(aq) + O2(g) + 4 e

Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya.

Contohnya, jika anode terbuat dari Ni atau Cu, maka Ni atau Cu akan teroksidasi menjadi ion Ni2+ atau ion Cu2+. Reaksi oksidasinya seperti berikut:

Reaksi: Ni(s) → Ni2+(aq) + 2 e

Reaksi: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e

Logam Cu pada anode akan terlarut dan mengendap pada katode. Anode makin lama makin berkurang atau habis,  sedangkan katode makin tebal. Prinsip ini banyak digunakan pada pemurnian logam Cu.

Hukum Faraday Eletrokimia

Dalam elektrokimia baik 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.

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.

Hukum Faraday I berbunyi:

“Massa zat yang dilepaskan selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan”

Hukum Faraday I dapat dinyatakan dengan menggunakan persamaan rumus berikut:

w = e.F

Dengan Keterangan:

w = massa zat hasil elektrolisis (gram)

e = massa ekuivalen zat hasil elektrolisis,

e = Ar/Valensi

F = jumlah arus listrik (Faraday)

Diketahui bahwa 1 Faraday setara dengan 96.500 coulomb, sedangkan 1 coulomb = 1 ampere detik. Dengan demikian Hukum Faraday dapat dinyatakan dengan menggunakan persamaan rumus berikut:

w = (e.i.t)/96.500

Dengan keterangan

i = kuat arus listrik (ampere)

t = lama elektrolisis atau waktu (detik)

Hukum Faraday II berbunyi:

“Massa zat yang dilepaskan pada elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu”

Hukum Faraday II dapat dinyatakan dengan menggunakan persamaan rumus berikut:

w1 : w2 : … = e1 : e2 : … atau

w1/w2 = e1/e2

dengan keterangan

w1 = massa zat terendap 1

w2 = massa zat terendap 2

e1 = massa ekuivalen zat 1

e2 = massa ekuivalen zat 2

Contoh Soal Perhitungan Rumus Hukuk Faraday Sel Elektrolisis

Larutan AgNO3 (Ar Ag = 108) dialiri listrik 10 ampere selama 1 jam. Berapa gram logam perak yang dapat diendapkan?

Diketahui

Ar Ag = 108

e Ag = 108/1

i = 10 ampere

t = 1 x60x60 =3600 detik

Jawab:

w = (e.i.t)/96.500

w = (108x10x3.600)/96.500

w = 40,3

Contoh Soal Perhitugan Rumus Hukum Faraday II Sel Elektrolisis

Sejumlah arus listrik dialirkan melalui larutan AgNO3 dan larutan CuSO4. Bila logam perak yang diendapkan sebanyak 21,6 gram, berapa gram logam tembaga yang diendapkan?

Diketahui:

Ar Ag = 108, Cu = 63,5)

Jawab:

w Ag : w Cu = e Ag : e Cu

21,6 : w Cu = (108/1) : (63,5/2)

21,6 : w Cu = (108) : (31,75)

w Cu = (21,6 x31,75)/108

w Cu = 6,35 gram

Contoh Soal Hukum Faraday I Sel ELektrolisis

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

e = 63,5/2

e = 31,75 g/mol

w = (e.i.t)/96.500

w = (31,75x2x1.200)/96.500

w = 0,789 gram

Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,789 gram.

Daftar Pustaka:

  1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  2. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  3. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  4. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  5. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
  6. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
  7. Ardra.Biz, 2019, “Pengertian Elektrokimia, Pengertian ELektrolisis, Reaksi reduksi oksidasi Elektrokimia, Jenis Sel Elektrokimia, Sel Volta (Sel Galvani), Contoh Sel Volta, cara kerja sel volta, reaksi pada sel volta,
  8. Ardra.Biz, 2019, “energi sel volta, Jenis elektroda pada sel volta, Reaksi Sel Volta Spontan, Cara Kerja Sel Volta/ Galvani Sistem Zn-Cu, Gambar rangkaian sel volta, anoda dan katoda sel volta, Contoh Elektroda Negative sel Galvani, Contoh Elektroda Positif,
  9. Ardra.Biz, 2019, “Pengertian elektroda negative positif, Reaksi reduksi katoda, reaksi okidasi anode, kutub positif katoda, kutub negative anoda, electrode oksidasi, elektrode reduksi, Fungsi Jembatan Garam, Pengertian dan contoh jembatan garam,
  10. Ardra.Biz, 2019, “Tahap Proses Kerja Sel Volta atau Sel Galvani, Reaksi pada Sel Volta Sel Galvani, Rekasi Pada Anode Sel Gavani, Contoh Reaksi Pada Katode, Pengertian Potensial Elektroda Standar, rumus potensial elektroda standar, contoh soal potensial sel, Notasi Sel Volta,
  11. Ardra.Biz, 2019, “Rumus Perhitungan Potensial Sel, Contoh Soal Beda Potensial Sel Elektrokimia, Katoda Anoda Sel Volta Mg-Cu,  Reaksi Elektroda dan Sel, Reaksi katoda (reduksi),  Reaksi anoda (oksidasi),  Reaksi sel (redoks),  Contoh Notasi Sel,
  12. Ardra.Biz, 2019, “Potensial Sel Sistem Mg-Cu, Reaksi redoks spontan Esel positf, Reaksi redoks tidak spontan Esel negative, Sel Elektrolisis, Pengertian Elektrolisis,  Contoh sel elektrolisis, reaksi redoks sel elektrolisis tidak spontan, reaksi redoks sel galvani spontan,
  13. Ardra.Biz, 2019, “kutub elektrode sel elektrolisis, anode katoda sel elektrolisis, reaksi katoda anoda sel eletrolisis, contoh elektroda sel elektrolisis, contoh anode katode sel elektrolisis, Reaksi pada Katode sel elektrolisis, reaksi berfase gas pada electrode, contoh reaksi pada Katode sel elektrolisis, Reaksi pada Anode, contoh reaksi anode sel elektrolisis,
  14. Ardra.Biz, 2019, “contoh electrode inert sel elektrolisis, pengertian electrode inert, Ion Sisa Asam sel selektrolisis, Hukum Faraday Eletrokimia, Bunyi pernyataan hukum Faraday, Rumus Hukum Faraday Eletrokimia, Contoh soal perhitungan rumus Hukum Faraday Eletrokimia, Satuan 1 Faraday setara 96.500 coulomb,
  15. Ardra.Biz, 2019, “satuan massa ekuivalen, rumus cara hitung massa reaksi sel elektrolisis, Bunyi Pernyataan Hukum Faraday II, Contoh Soal Perhitungan Rumus Hukuk Faraday Sel Elektrolisis, Contoh Soal Perhitugan Rumus Hukum Faraday II Sel Elektrolisis, Contoh Soal Hukum Faraday I Sel Elektrolisis,