SEL ELEKTROLISIS

SE L EL EK TR O LI SI S
Oleh Sumarni Setiasih, S.Si., M.PKim.
Email [email protected]
A. Pendahuluan
1. Pengantar
Beberapa reaksi kimia dalam kehidupan sehari-hari merupakan reaksi reduksi-oksidasi
(reaksi redoks), contohnya reaksi yang terjadi pada aki dan baterai sebagai sumber
energi, penyepuhan logam-logam dan perkaratan besi.
Sumber : General Chemistry, Petrucci
Sumber: General Chemistry, Petrucci
Gambar 1 Contoh reaksi redoks dalam kehidupan sehari-hari
Proses penyepuhan logam-logam merupakan proses elektrolisis.
Untuk terjadinya
proses elektrolisis diperlukan energi listrik dari sumbernya. Dengan demikian, pada
elektrolisis terjadi perubahan energi dari energi listrik menjadi energi kimia.
Reaksi redoks yang mengakibatkan terjadinya perubahan energi kimia menjadi energi
listrik, atau sebaliknya merupakan proses elektrokimia.
Materi sel elektrolisis merupakan bagian dari Elektrokimia merupakan materi kimia
SMA/MA, di dalam kurikulum termasuk bahan kajian Kelas XII Semester 1 dengan
Standar Kompetensi ”Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia
dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari”, Kompetensi dasar yang harus dicapai
siswa adalah 2.1 Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia
1
yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam
industri; 2.2 Menjelaskan reaksi oksidasi-reduksi dalam sel elektrolisis; 2.3
Menerapkan hukum Faraday untuk elektrolisis larutan elektrolit.
2. Kompetensi dan Sub Kompetensi
Kompetensi
: 20. Menguasai materi, struktur, konsep, dan pola pikir
keilmuan yang mendukung mata pelajaran kimia.
Sub Kompetensi : 20.1 Memahami konsep-konsep, hukum-hukum, dan teori-teori
kimia meliputi struktur, dinamika, energetika dan
kinetika serta penerapannya secara fleksibel.
3. Indikator Esensial
Indikator Esensial : Memahami konsep/hukum/teori yang terkait dengan
termodinamika kimia dan sel elektrokimia
B. Sel Elektrolisis
Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi
redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di masyarakat. 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.
2
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).
Elektrolisis Lelehan Natrium Klorida
Dalam keadaan meleleh, natrium klorida, suatu senyawa ionik, dapat dielektrolisis agar
membentuk logam natrium dan klorin.
3
Gambar 2. (a) sel Downs untuk elektrolisis lelehan NaCl; (b) Diagram
sederhana yang menunjukkan reaksi elektroda selama
elektrolisis lelehan NaCl.
Gambar 2. (a) ialah diagram sel Downs, yang digunakan untuk elektrolisis NaCl dalam
skala besar. Dalam lelehan NaCl, kation dan anionnya masing-masing adalah ion Na+
dan Cl-. Gambar 2 (b) adalah diagram sederhana yang menunjukkan reaksi yang terjadi
pada elektroda. Sel elektrolitik mempunyai sepasang elektroda yang dihubungkan ke
baterai. Baterai berfungsi sebagai “pompa elektron”, yang menggerakkan elektron ke
katoda (tempat terjadinya reduksi), dan menarik elektron dari anoda (tempat terjadinya
oksidasi). Reaksi pada elektroda adalah
Katoda (reduksi) :
Anoda (oksidasi)
Keseluruhan :
2 Na+ (l) + 2e2Cl- (l)
2 Na+ (l) + 2 Cl- (l)
2 Na(l)
Cl2 (g) + 2e2 Na(l) + Cl2 (g)
Proses ini merupakan sumber utama logam natrium murni dan gas klorin.
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
:
Li-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Mn-Zn-Cr-Fe-Cd-Co-Ni-Sn-Pb-(H)-Sb-Bi-Cu-Hg-Ag-Pt-
Au Perhatikan Gambar 4.
4
Reaksi oksidasi yang mungkin terjadi pada
anoda ialah
(1)
2 Cl- (aq)
(2)
2 H2O (l)
Cl2 (g) + 2eO2(g) + 4 H+ (aq) +
4e-
Gambar 4. Elektrolisis
larutan NaCl
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
: 2H2O(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.
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
5
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). Secara eksperimen telah diperoleh bahwa 1 mol elektron mengandung muatan
listrik sebesar 96500 coulomb. Untuk menghormati Michael Faraday, 1 mol elektron
disebut juga sebagai satu faraday (1F).
1 mol elektron = 1 faraday
1 mol elektron atau 1 faraday mengandung muatan listrik 96500 coulomb
Jadi, muatan listrik (Q) yang dibutuhkan berbanding lurus dengan mol elektron, dan dirumuskan
sebagai berikut :
Q=nF
dengan n = jumlah mol elektron (mol), F = muatan listrik per 1 mol elektron
(Coulomb/mol).
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 :
Q = i x t
dengan i = arus listrik (ampere) dan t = waktu (detik).
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.
6
DAFTAR PUSTAKA
(1) Brown T.L., LeMay H.E.Jr.,Bursten B.E. 2009. Chemistry, The Central Science.
11thed, Prentice-Hall International, Inc: New Jersey.
(2) Chang Raymond , 2008, General Chemistry: The Essential Concepts, Fifth
Edition, Boston : Mc Graw Hill. Terjemahan : Suminar Setiati Achmadi,
ph.D., 2003. Kimia Dasar: Konsep-konsep Inti, Edisi tiga, Jilid 2., Jakarta:
Erlangga
(3) J.M.C. Johari, M. Rachmawati., 2004. Kimia SMA untuk Kelas XII. Jakarta:
Esis (Erlangga).
(4) Michael Purba., 2006. Kimia untuk SMA Kelas XII. Jakarta: Erlangga.
(5) Petrucci, R.H. 2007. General Chemistry; Principles and Modern Application. Jilid
1-3. Edisi kesembilan
(6) Silberberg, 2007, Principles of General Chemistry, Second Edition, Boston : Mc
Graw Hill.
(7) Tine Mk, etty S, Ratih Sri RN, Nani K., 2007. Sains Kimia 3 SMA/MA Kelas
XII. Jakarta: Bumi Aksara.
(8) http://esdikimia.wordpress.com/2011/09/28/sel-elektrolisis/
Diakses:
14
Juni 2012
7