Elektrolisis Larutan NaClElektrolisis Larutan
NaClA.TujuanMengamati yang terjadi di katoda dan di anoda pada
elektrolisis larutan NaCl.B.TeoriSel Elektrolisisadalah sel yang
menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang
diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Atau
juga biasa diartikan energi yang digunakan untuk menghantarkan
reaksi kimia. Contohnya seperti penyepuhan, pemurnian logam,
penyetruman accu/aki. 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)Dalam sel elektrolisis,
listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan.
Sel elektrolisis terdiri dari sebuah elektroda, elektrolit, dan
sumber arus searah. Elektron memasuki sel elektrolisis melelui
kutub negatif ( katoda ). Spesi tertentu dalam larutan menyerap
elektron dari katoda dan mengalami reduksi. Sedangkan spesi lain
melepas elektron di anoda dan mengalami oksidasi.Beberapa
pengertian yang terdapat pada sel elektrolisis, sebagai
berikut:1.Anoda ( elektroda negatif ) adalah elektroda tempat
terjadinya reaksi oksidasi.2.Katoda ( elektroda positif ) adalah
elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi.3.Kation adalah ion yang
kekurangan elektron. Karena Kation bergerak menuju elektroda
negatif dan terjadi reaksi pengikatan elektron atau reaksi
reduksi.4.Anion adalah ion yang kelebihan elektron. Karena Anion
bergerak menuju elektroda positif dan melepaskan elektronnya
terjadi reaksi reduksi.Padakatoda, terjadi suatu persaingan antara
air dengan ion Na+. Dan berdasarkanTabel PotensialStandar Reduksi,
air memilikiEredyang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti,
air lebih mudahtereduksidibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi
yang bereaksi dikatodaadalah air. Sementara, berdasarkanTabel
Potensial Standar Reduksi, nilaiEredion Cl-dan air hampir sama.
Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan
(overvoltage), makaoksidasi ion Cl-lebih mudah dibandingkan
oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi dianodaadalah ion
Cl-.Jadi, reaksi yang terjadi padaelektrolisis larutan garam
NaCladalah 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)]Reaksielektrolisis larutan garam NaClmenghasilkan gelembung gas
H2dan ion OH(basa) di katoda serta gelembung gas Cl2di anoda.
Terbentuknya ion OH-pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan
warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi
sejumlah indikator fenolftalein (pp).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 dalam anoda, sehingga produk yang
dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam
yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara itu, 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)+ 2e- H2(g) +
2 OH-(aq)Anoda (+) : Cu(s) Cu2+(aq)+ 2e-
Reaksi Sel : Cu(s)+ 2 H2O(l)Cu2+(aq)+ H2(g) + 2 OH-(aq)C.Alat
dan BahanNo.Alat dan BahanUkuran/SatuanJumlah/Volume
1.Tabung U1
2.Kabel/Jepit buaya4 meter/4 buah
3.Adaptor6 volt1
4.Pipet tetes2
5.Elektroda C2
6.Larutan Indikator Fenolftalein3 tetes
7.Larutan NaCl0,5 M50mL
8.Gelas Beker1
9.Klem1
D.Prosedur dan Pengamatan Percobaan/Cara KerjaPasanglah pipa U
di statif dan kedua lubang diberikan elektroda karbon yang sudah
dirangkai dengan kabel yang dihubungkan dengan adaptor.Lalu
masukkan larutan NaCl pada gelas beker, tuangkan ke dalam tabung
U.Kemudian tambahkan 3 tetes indikator fenolftalein ke dalam
masing-masing lubang pipa U.Setelah itu, tutup kedua lubang dengan
menggunakan kapas.Elektrolisis kedua larutan itu sampai terlihat
suatu perubahan pada sekitar kedua elektrolida.E. Hasil percobaan
1. Warna larutan sebelum dielektrolisis adalah bening. 2. Sesuatu
dielektrolisis : a) Perubahan pada ruang katodaPada larutan berubah
menjadi berwarna merah, akan tetapi setelah lama kelamaan warna
agak memudar atau menghilang secara perlahan dan menghasilkan
gelembung terus-menerus. b) Perubahan pada ruang anoda Pada larutan
tidak terjadi perubahan warna, menghasilkan gelembung, tetapi tidak
banyak seperti yang terjadi pada katoda dan berbau seperti pemutih
pakaian.F. Analisis Data1. Zat apakah yang terjadi di ruang anoda
sebagai hasil elektrolisis?- Cl2(klor) karena berbau seperti
pemutih pakaian.2. Ion apakah yang terjadi di ruang katoda setelah
elektrolisis?- Ion OH- (basa) karena OH- bereaksi dengan larutan
fenolftalein sehingga berubah menjadi berwarna merah.3. Tulis
persamaan setengah reaksi yang terjadi di katoda dan anoda?- Katoda
= 2H2O + 2e- 2OH-+ H2 Anoda = 2Cl- Cl2+ 2e-4. Jelaskan hasil
elektrolisis? - Katoda = 2H2O + 2e- 2OH-+ H2 Anoda = 2Cl- Cl2+ 2e-
Reaksi sel = 2H2O + 2Cl- 2OH-+ H2+ Cl25. Tarik kesimpulan dari
percobaan tadi? - Pada percobaan di atas dapat ditarik kesimpulan
bahwa :Larutan NaCl pada katoda adalah larutan menjadi berwarna
merah karena OH- bereaksi dengan larutan fenolftalein ,
menghasilkan gelembung terus-menerus , dan bersifat basa.Larutan
NaCl pada anoda adalah bersifat basa , larutan menghasilkan
Cl2sehinggatidak mengalami perubahan warna , berbau seperti pemutih
pakaian , menghasilkan gelembung tetapi tidak sebanyak di larutan
NaCl pada katoda.ReferensiRaspati, D. 2000.General Chemistry.
2thEdition. Buitenzorg, Doe Idenn
Crp.http://andykimia03.wordpress.com/2009/09/10/elektrokimia-ii-sel-elektrolisis/Achmadi,
Suminar dan Widowati Widodo. 1991.Ilmu Kimia. Jakarta :
Erlangga.http://kimiamarsudirini.blogspot.com/2009/10/elektrolisis.html
A.TUJUAN PERCOBAANPada percobaan ini akan kita pelajari
reaksielektrolisis beberapa larutan elektrolit menggunakan
elektroda inert.
B.LANDASAN TEORIPada sel elektrolisis terjadi reaksi redoks ,
yaitu reaksi reduksi dan oksidasi yang berjalan dalam satu waktu .
pada sel elektrolisis terdiri dua elektrodayaitu kutub katoda (
kutub negatif ) terjadi reaksi reduksi. Dan kutub anoda ( kutub
positif ) terjadi reaksi oksidasi.Electrolysis adalah dekomposisi
suatu senyawa dengan arus listrik. Elektrolisis NAOH dan KOH
pertama dilakukan oleh Sir Humphrey Davey ( 1808 ).Elektrolisis
leburan alkali halida sering dipakai dalam industri untuk membuat
logam alkali.
KatodaNa++ e-Na(l)EO= - 2,71
AnodaCl-Cl2(g)+ e-EO=- 1,36
BersihNa++ClNa(l)+ Cl2(g)EO= - 4,1
Proses berlangsung dalam sel elektroda secara tidak spontan ,
ditunjukkan oleh harga negatif dari reaksi selnya. Energi listrik
disuplai dari luar sel .
Reaksi oksidasidan reduksi pada sel elektrolisis dapat terjadi
jika dua buah elektroda yang berbeda dimasukkan pada pipa U yang
berisi elektrolit dan dihubungkan dengan arus listrik ke arah ,
maka akan terjadi reaksi elektrolisis. Reaksi oksidasi reduksi pada
sel elektrolisis dapat ditunjukan adanya peristiwa perbedaan zat
yang dihasilkan pada kedua elektrode. Dengan menggunakan indicator
tertentu dapat diamati sifat - sifat zat hasil elektrolisis baik
disekitar katoda dan anode.
C.ALAT DAN BAHANNOAlat dan BahanUkuran / SatuanJumlahNOAlat dan
BahanUkuran / SatuanJumlah
1Pipa U / sel konduktivitas1 bh9Larutan Na2SO40,5 M20 ml
2Kabel dan jepit buaya+ dan -2 bh10Larutan KI0,5 M20 ml
3Elektrode karbon (C)5 10 cm2 bh11Larutan CuSO40,5 M20 ml
4Statif / klem-1 bh12Larutan NaCl0,5 M20 ml
5Tabung reaksi dan rakKecil5 bh13Larutan HCl0,5 M20 ml
6Pipet tetesBesar2 bh14Indikator PP
7Gelas kimia100 ml2 bh15Indikator lakmus
8Catu daya DC3-12 volt1 bh16Larutan kanji
D.LANGKAH KERJA
A.ELEKTROLISIS LARUTAN KI 0,5M1.Masukkan larutan KI 0,5 M
kedalam sel konduktivitas / pipa U kemudian pasang pada statif.
Masukkan elektrode C pada pipa U kemudian elektrolisis dengan daya
6 volt selama 5 menit. Amati disekitar elektrode dan catat
pengamaatan anda .2.Ambil sedikit larutan pada katoda menggunakan
pipet pada tabung reaksi lalu tambahkan lakmus merah atau PP dan
larutan Anoda ditambah dengan larutan Amilum/kanji. Catat
pengamatan anda pada tabel pengamatanB.ELEKTROLISIS LARUTAN
Na2SO41.Masukkan larutan Na2SO40,5 M kedalam sel konduktivitas /
pipa U kemudian pasang pada statif. Masukkan elektrode C pada pipa
U kemudian elektrolisis dengan daya 6 volt selama 5 menit. Amati
disekitar elektrode dan catat pengamaatan anda .2.Ambil sedikit
larutan pada katoda menggunakan pipet pada tabung reaksi lalu
tambahkan lakmus merah atau PP pada tabung reaksi yang berasal
katoda dan lakmus biru pada anoda. Catat pengamatan anda pada tabel
pengamatan.C.ELEKTROLISIS LARUTAN CUSO41.Masukkan larutanCuSO40,5 M
kedalam sel konduktivitas / pipa U kemudian pasang pada statif.
Masukkan elektrode C pada pipa U kemudian elektrolisis dengan daya
6 volt selama 5 menit. Amati disekitar elektrode dan catat
pengamaatan anda .2.Ambil sedikit larutan pada Anooda menggunakan
pipet pada tabung reaksi lalu tambahkan lakmus birupada tabung
reaksi yang berasal katoda dan lakmus biru pada anoda. Catat
pengamatan anda pada tabel pengamatan.3.Ulangi percobaan diatas
dengan larutan NaCl
GAMBAR : SEL ELEKTROLISIS PADA LARUTAN
KatodaAnodaCatu Daya
E.HASIL PENGAMATAN
Larutan dalam RuangPerubahan Selama ElektrolisisPerubahan
Setelah ditambah PP/LakmusPerb. Lart. Setelah Penambahan
AmilumSifat Larutan Setelah Elektrolisis
KatodaBerkaratBerubah menjadi warna merahTidak ada
perubahanAsam
Reaksinya2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)
AnodaPermukaan berwarna KuningBerubah menjadi warna biruBerubah
menjadi warna ungu kehitamanBasa
Reaksinya2l(aq)laq)+ 2e-(g)
A.Elektrolisis Larutan KI
B.Elektrolisis Larutan Na2SO4Larutan dalam RuangPerubahan selama
elektrolisisPerubahan setelah ditambah PPSifat larutan setelah
elektrolisis
KatodaAda GelembungLakmus tetap berwarna merahBasa
Reaksinya2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2O2(g)
AnodaAda GelembungLakmus tetap berwarna BiruBasa
Reaksinya2H2O(g)4H+(aq)+ O2(g)+ 4e-
Larutan dalam RuangPerubahan selama elektrolisisPerubahan
setelah ditambah PP/LakmusPerb. Lart. Setelah Penambahan
AmilumSifat larutan setelah elektrolisis
KatodaMenjadi Coklat TembagaLakmus biru berubah menjadi warna
merah-Asam
ReaksinyaCu2+(aq)+ 2e-Cu(s)
AnodaAda GelembungLakmus biru berubah menjadi warna merahTidak
ada perubahanAsam
Reaksinya2H2O(g)4H+(aq)+ O2(g)+ 4e-
C.Elektrolisis Larutan CuSO4
D.Elektrolisis Larutan NaClLarutan dalam RuangPerubahan selama
elektrolisisPerubahan setelah ditambah PP/LakmusPerb. Lart. Setelah
Penambahan AmilumSifat larutan setelah elektrolisis
KatodaAda GelembungLakmus biru tetap berwarna biruTidak terjadi
perubahanBasa
Reaksinya2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)
AnodaAda GelembungLakmus biru berubah menjadi warna merahTidak
terjadi perubahanAsam
Reaksinya2Cl-(aq)Cl2(s)+ 2e-
F.PERTANYAAN1.Pada reaksi manakah terjadi endapan pada kutub
katodanya ? jelaskan !2.Pada reaksi manakah yang menghasilkan gas
?3.Pada elektrolisis larutan KI mengapa pada anoda terjadi warna
kecoklatan ?4.Tuliskan semua reaksi elektrolisis pada semua
eksperimen di atas ?5.Jika diasumsikan kuat arus listrik yang
digunakan 2A selama 10 menit , hitunglah berat zat atau volume
(STP) gas yang dihasilkan selama percobaan tersebut!
jawaban
1.Reaksiyang terjadi endapan pada kutub katoda yaitu pada
larutan CuSO4,hal tersebut menunjukan pada katoda terjadi reduksi
Cu2+yang menghasilkan endapan Cu.2.Reaksi yang menghasilkan gas
yaitu pada larutan KI dan Na2SO4.3.Karena di anoda terjadi oksidasi
2I+menjadi I2(iodin) yang berwarna coklat dan turun ke dasar
kompartemen / wadah.4.a. KIK++ I+Katoda (-) :2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+
H2(g)Anoda (+) :2I+I2+ 2e-r. elektrolisis :2H2O(aq)+2I+2OH-(aq) )+
H2(g)+I2
b.Na2SO4Na2++ SO4-Katoda (-):2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+
H2(g)x2Anoda(+):2H2O4H++ O2+ 4e-x1r. elektrolisis :4H2O(aq)+
2H2O4OH-(aq)+2H2(g)+4H++ O2:2H2O2H2+ O2c.CuSO4Cu2++ SO42-Katoda
(-):Cu2++ 2e-Cux2Anoda(+):2H2O4H++ O2+ 4e-x1r. elektrolisis :
2Cu2++ 2H2O2Cu+ 4H++ O2
d.NaClNa + + Cl-katoda (-):2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)anoda
(+): 2Cl-Cl2+ 2er. elektrolisis:2H2O + 2Cl-2OH-+H++ H2 Cl2
5.a. Larutan KIdiket : i = 2At = 10 jam =600 detikditanyakan :
Berat zat / volume(STP) gas?Jawab :
Massa KI = e i t / 96500126,9. 2 . 6001=96500155880=96500=1,61
gram
Mol=gramAr=1,61129,6= 0,0127 molVolume= Mol X 22,4= 0,0127 X
22,4= 0,2851 liter
b. Larutan Na2SO4diket : i = 2At = 10 jam =600 detikditanyakan :
Berat zat / volume(STP) gas?
Jawab :Massa Na2SO4= e i t / 9650022,9. 2 . 600=296500
13740=96500= 0,142 gram
Mol=gramAr=0,14222,9= 0,00621 molVolume= Mol X 22,4= 0,00621 X
22,4= 0,1392 liter
c. Larutan CuSO4diket : i = 2At = 10 jam =600 detikditanyakan :
Berat zat /volume(STP) gas?Jawab :Massa CuSO4= e i t / 9650063,5. 2
. 600=296500
=3810096500= 0,3948 gram
Mol=gramAr=0,394863,5= 0,00621 mol
Volume= Mol X 22,4= 0,00621 X 22,4= 0,1392 liter
c. Larutan CuSO4diket : i = 2At = 10 jam =600 detikditanyakan :
Berat zat /volume(STP) gas?Jawab :Massa CuSO4= e i t / 9650022,9. 2
. 600=296500=1374096500= 0,142 gram
Mol=gramAr=0,14222,9= 0,00621 mol
Volume= Mol X 22,4= 0,00621 X 22,4= 0,1392 liter
G. PEMBAHASAN*Larutan KIDalam larutan KI menghasilkan gelembung
gas pada katoda. Sedangkangelembung gas dan endapanya berwarna
kuning kecoklatan pada anodaReaksi yang terjadi adalahKIK++
I-Katoda (-) :2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)Anoda (+) : 2I+I2+ 2e-r.
elektrolisis :2H2O(aq)+2I-2OH-(aq) )+ H2(g)+ I2
Dikatoda terjadi reaksireduksi air karena ion K+adalah ion dari
logam golongan IA yang memiliki Eopaling negatif sehingga tidak
bisa mengalami reduksi. Memang tidak menunjukan perubahan yang
signifikan, tetapi terbentuk gelembung gelembung yang belum
dikenali apa jenisnya . pada saatdimasukkan kertas lakmus merah
menjadi biru pda kutub katoda (-) dan anoda (+).
Larutan CuSO4Hasil pengamatan menunjukkan terjadinya korosis di
katoda dan anoda tidak terdapat endapan, pada saat dimasukkan
kertas lakmus biru menjadi merah pada kutub katoda (-) dan anoda
(+).. hal tersebut menunjukkan pada katoda terjadi reduksi Cu2+
yang menghasilkan endapan Cu dan pada anoda terjadi oksidasi H2O
yang menghasilkan gas oksigen. Sebagaimana reaksinya
.CuSO4Cu2++ SO42-Katoda (-):Cu2++ 2e-Cux2Anoda(+):2H2O4H++ O2+
4e-x1r. elektrolisis : 2Cu2++ 2H2O2Cu+ 4H++ O2
Larutan Na2SO4Hasil pengamatan menunjukan tidak terjadi
perubahan warna pada lakmus biru tetap menjadi biru pada kutub
katoda(-) dan anoda(+) dan bersifat netral. Sementara pada
elektroda pada kedua duanya menghasilkan gelembung, baik katoda
maupun anoda. Katoda menghasilkan gas hydrogen(H2 (reduksi H2O) dan
anoda menghasilkan gas oksigen (O2) (oksidasi H2O) sebagaimana
reaksinya :
Na2SO4Na2++ SO4-Katoda (-):2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+
H2(g)x2Anoda(+):2H2O4H++ O2+ 4e-x1r. elektrolisis :4H2O(aq)+
2H2O4OH-(aq)+2H2(g)+ 4H++ O2:2H2O2H2+ O2
Larutan NaClHasil pengamatan menunjukan tidak terjadi perubahan
warna pada lakmus biru tetap menjadi biru pada kutub katoda(-) dan
anoda(+) dan bersifat netral. Sementara pada elektroda pada kedua
duanya menghasilkan gelembung, baik katoda maupun anoda,
sebagaimana reaksinya.
.NaClNa++ Cl-katoda (-):2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)anoda (+):
2Cl-Cl2+ 2er. elektrolisis:2H2O + 2Cl-2OH-+ H2+ Cl2
G.KESIMPULAN
a.Larutan KIPerubahan yang terjadi pada elektroloisis larutan
Kalium iodida antara lain perubahan warna larutan yang menandakan
zat-zat yang terelektrolisis pada masing-masing anoda-katoda, yaitu
iodin yang teroksidasi pada anoda daan air yang teroksidasi pada
katoda.b.Larutan Na2SO4Perubahan yang terjadi pada elektrolisis
larutan Natrium ulfat antara lain perubahan warna larutan yang
menandakan perubahan suasana yaitu asam pada anoda dengan
menghasilkan gas O2serta basa pada katoda dengan menghasilkan gas
H2-.c.Larutan CuSO4Pada elektrolisis larutan CuSO4pada anoda
terjadi oksidasi air menjadi H+(pembawa sifat asam) dan gas O2.
Yang terbukti dengan perubahan lakmus menjadi merah dan terdapatnya
gelembung-gelembung gas. Sementara di katoda terjadi pengendapan
yang menyebabkan masa C yang mengendap terjadi oeningkatan.
Sel Elektrolisisadalah 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)Rangkaiansel
elektrolisishampir menyerupaisel volta. Yang membedakansel
elektrolisisdarisel voltaadalah, padasel elektrolisis,
komponenvoltmeterdiganti dengansumber 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. Reaksireduksiberlangsung dikatoda, sedangkan
reaksioksidasiberlangsung dianoda.Kutub negatif sumber arus
mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif
sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya,katodabermuatan
negatif dan menarikkation-kationyang akantereduksimenjadi endapan
logam. Sebaliknya,anodabermuatan positif dan menarikanion-anionyang
akanteroksidasimenjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan
elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan
gas di anoda.Ada dua tipe elektrolisis, yaituelektrolisis lelehan
(leburan)danelektrolisis larutan. Pada proseselektrolisis
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 istilahsel
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)]Reaksielektrolisis lelehan garam
NaClmenghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas
Cl2di anoda. Bagaimana halnya jikalelehan garam NaCldiganti
denganlarutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama?
Untuk mempelajari reaksielektrolisis larutan garam NaCl, kita
mengingat kembaliDeret Volta(lihat Elektrokimia I : Penyetaraan
Reaksi Redoks dan Sel Volta).Padakatoda, terjadi persaingan antara
air dengan ion Na+. BerdasarkanTabel Potensial Standar Reduksi, air
memilikiEredyang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air
lebih mudahtereduksidibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi
yang bereaksi dikatodaadalah air. Sementara, berdasarkanTabel
Potensial Standar Reduksi, nilaiEredion Cl-dan air hampir sama.
Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan
(overvoltage), makaoksidasi ion Cl-lebih mudah dibandingkan
oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi dianodaadalah ion
Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi padaelektrolisis larutan
garam NaCladalah 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)]Reaksielektrolisis larutan garam NaClmenghasilkan
gelembung gas H2dan ion OH(basa) di katoda serta gelembung gas
Cl2di 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. Padakatoda, terjadi
persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilaiEred, maka air
yang akantereduksidikatoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara
ion SO42-dengan air dianoda. Oleh karena bilangan
oksidasiSpadaSO4-2telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6,
maka spesi SO42-tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi
air yang akanteroksidasidianoda. 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)2dan
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 dianoda,
sehingga produk yang dihasilkan dianodaadalah ion elektroda yang
larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara,
jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan dikatoda.
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 anodaPada
elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion
pasti bereaksi di anodaPada elektrolisis larutan, bila larutan
mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion
mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katodaPada
elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat,
dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di
anodaSalah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang
disebutpenyepuhan. Dalam prosespenyepuhan, 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
prosespenyepuhanberlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi
sebagaikatodadan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam
penyepuh berfungsi sebagaianoda. 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 10-19C. Dengan
demikian :1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023partikel elektron
x 1,6 x 10-19C/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 / 96500Coulomb = Faraday x 96500Coulomb 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 DetikQ = I x tDengan demikian, hubungan
antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Faraday =
(Ampere x Detik) / 96500Faraday = (I x t) / 96500Dengan mengetahui
besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang
dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya,
dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masingsetengah
reaksidi katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat
ditemukan.Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif
sel elektrolisis :1. Pada elektrolisis larutan AgNO3dengan
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 AgNO3dengan
elektroda inert adalah sebagai berikut :Katoda (-) : Ag++ e->
AgAnoda (+) : 2 H2O(l)> O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 e-Gas O2terbentuk
dianoda. Mol gas O2yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = mol
O2Berdasarkan persamaan reaksi dianoda, untuk menghasilkan mol gas
O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x = 1
mol elektron.1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 CJadi, jumlah
listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C2. 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 F2terbentuk
dianoda. Mol gas F2yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6
mol F2Berdasarkan persamaan reaksi dianoda, untuk menghasilkan 0,6
mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol
elektron1,2 mol elektron = 1,2 FaradayWaktu yang diperlukan dapat
dihitung melalui persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) /
965001,2 = (10 x t) / 96500t = 11850 detik = 3,22 jamJadi,
diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas
fluorin3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis
yang mengandung lelehan CaCl2selama 1,5 jam. Berapakah jumlah
produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?Penyelesaian
:Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2adalah 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) / 96500Faraday =
(0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektronBerdasarkan persamaan
reaksi dikatoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol
elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan
adalah :Massa Ca = mol Ca x Ar CaMassa Ca = x (0,452 x 1,5 x 3600)
/ 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan persamaan reaksi
dianoda,mol gas Cl2yang dihasilkan adalah setengah dari mol
elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2(STP) yang
dihasilkan adalah :Volume gas Cl2= mol Cl2x 22,4 LVolume gas Cl2= x
(0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl2Jadi, 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 AgBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, 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 elektronReaksi 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 elektronBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, mol
logam X yang dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu
sebesar 1 / 3 x 1,44 / 108 mol XMassa logam X = 0,12 gram; dengan
demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:mol =
massa / ArAr = massa / molAr = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) =
27Jadi, Ar dari logam X adalah 27
Elektrokimia II : SelElektrolisisDalam tulisan ini, kita akan
mempelajari tentang reaksi-reaksi sel elektrolisis (aspek
kualitatif). Kemudian kita akan menghitung massa endapan logam dan
volume gas yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis (aspek
kuantitatif). Kita juga akan mempelajari pengaruh besarnya arus
listrik terhadap kuantitas produk elektrolisis yang dihasilkan.Sel
Elektrolisisadalah 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 (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi
Redoks dan Sel Volta). 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)Rangkaiansel
elektrolisishampir menyerupaisel volta. Yang membedakansel
elektrolisisdarisel voltaadalah, padasel elektrolisis,
komponenvoltmeterdiganti dengansumber 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. Reaksireduksiberlangsung dikatoda, sedangkan
reaksioksidasiberlangsung dianoda.Kutub negatif sumber arus
mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif
sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya,katodabermuatan
negatif dan menarikkation-kationyang akantereduksimenjadi endapan
logam. Sebaliknya,anodabermuatan positif dan menarikanion-anionyang
akanteroksidasimenjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan
elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan
gas di anoda.Ada dua tipe elektrolisis, yaituelektrolisis lelehan
(leburan)danelektrolisis larutan. Pada proseselektrolisis
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 istilahsel
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)]Reaksielektrolisis lelehan garam
NaClmenghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas
Cl2di anoda. Bagaimana halnya jikalelehan garam NaCldiganti
denganlarutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama?
Untuk mempelajari reaksielektrolisis larutan garam NaCl, kita
mengingat kembaliDeret Volta(lihat Elektrokimia I : Penyetaraan
Reaksi Redoks dan Sel Volta).Padakatoda, terjadi persaingan antara
air dengan ion Na+. BerdasarkanTabel Potensial Standar Reduksi, air
memilikiEredyang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air
lebih mudahtereduksidibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi
yang bereaksi dikatodaadalah air. Sementara, berdasarkanTabel
Potensial Standar Reduksi, nilaiEredion Cl-dan air hampir sama.
Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan
(overvoltage), makaoksidasi ion Cl-lebih mudah dibandingkan
oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi dianodaadalah ion
Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi padaelektrolisis larutan
garam NaCladalah 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)]Reaksielektrolisis larutan garam NaClmenghasilkan
gelembung gas H2dan ion OH(basa) di katoda serta gelembung gas
Cl2di 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. Padakatoda, terjadi
persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilaiEred, maka air
yang akantereduksidikatoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara
ion SO42-dengan air dianoda. Oleh karena bilangan
oksidasiSpadaSO4-2telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6,
maka spesi SO42-tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi
air yang akanteroksidasidianoda. 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)2dan
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 dianoda,
sehingga produk yang dihasilkan dianodaadalah ion elektroda yang
larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara,
jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan dikatoda.
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 anodaPada
elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion
pasti bereaksi di anodaPada elektrolisis larutan, bila larutan
mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion
mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katodaPada
elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat,
dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di
anodaSalah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang
disebutpenyepuhan. Dalam prosespenyepuhan, 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
prosespenyepuhanberlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi
sebagaikatodadan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam
penyepuh berfungsi sebagaianoda. 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 10-19C. Dengan
demikian :1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023partikel elektron
x 1,6 x 10-19C/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 / 96500Coulomb = Faraday x 96500Coulomb 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 DetikQ = I x tDengan demikian, hubungan
antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Faraday =
(Ampere x Detik) / 96500Faraday = (I x t) / 96500Dengan mengetahui
besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang
dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya,
dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masingsetengah
reaksidi katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat
ditemukan.Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif
sel elektrolisis :1. Pada elektrolisis larutan AgNO3dengan
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 AgNO3dengan
elektroda inert adalah sebagai berikut :Katoda (-) : Ag++ e->
AgAnoda (+) : 2 H2O(l)> O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 e-Gas O2terbentuk
dianoda. Mol gas O2yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = mol
O2Berdasarkan persamaan reaksi dianoda, untuk menghasilkan mol gas
O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x = 1
mol elektron.1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 CJadi, jumlah
listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C2. 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 F2terbentuk
dianoda. Mol gas F2yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6
mol F2Berdasarkan persamaan reaksi dianoda, untuk menghasilkan 0,6
mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol
elektron1,2 mol elektron = 1,2 FaradayWaktu yang diperlukan dapat
dihitung melalui persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) /
965001,2 = (10 x t) / 96500t = 11850 detik = 3,22 jamJadi,
diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas
fluorin3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis
yang mengandung lelehan CaCl2selama 1,5 jam. Berapakah jumlah
produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?Penyelesaian
:Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2adalah 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) / 96500Faraday =
(0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektronBerdasarkan persamaan
reaksi dikatoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol
elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan
adalah :Massa Ca = mol Ca x Ar CaMassa Ca = x (0,452 x 1,5 x 3600)
/ 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan persamaan reaksi
dianoda,mol gas Cl2yang dihasilkan adalah setengah dari mol
elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2(STP) yang
dihasilkan adalah :Volume gas Cl2= mol Cl2x 22,4 LVolume gas Cl2= x
(0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl2Jadi, 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 AgBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, 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 elektronReaksi 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 elektronBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, mol
logam X yang dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu
sebesar 1 / 3 x 1,44 / 108 mol XMassa logam X = 0,12 gram; dengan
demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:mol =
massa / ArAr = massa / molAr = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) =
27Jadi, Ar dari logam X adalah 27Referensi:Andy. 2009. Pre-College
Chemistry.Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York:
Mc Graw Hill.Moore, John T. 2003.Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar
Raya.Percobaan ElektrolisisPosted: Oktober 11, 2010 inKimia 0
BAB 1PENDAHULUAN1.1Latar BelakangElektrolisis yaitu peristiwa
penguraian atas suatu larutan elektrolit yang telah dilaliri oleh
aurs listrik searah. Sedangkan sel di mana terjadinya reaksi
tersebut disebut sel elektrolisis. Sel elektrolisis terdiri dari
larutan yang dapat menghantarkan listrik yang disebut elektrolit,
dan dua buah elektroda yang berfungsi sebagai katoda.Reaksi-reaksi
elektrolisis bergantung pada potensial electrode, konsentrasi, dan
over potensial dari spesi yang terdapat dalam sel elektrolisis.
Pada sel elektrolisis katode bermuatan negative, sedangkan anode
bermuatan positif. Kemudian kation direduksi di katode, sedangkan
anion diosidasi di anode.Elektrolisis mempunyai banyak keguanaan,
di antaranya yaitu dapat memperoleh unsure-unsur logam, halogen,
gas hidrogen dan gas oksigen, keudian dapat menghitung konsentrasi
ion logam dalam suatu larutan, digunakan dalam pemurnian suatu
logam, serta salah satu proses elektrolisis yang popular adalah
penyepuhan, yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam
lain.Seperti yang telah diketahui di atas, elektrolisis mempunyai
banyak manfaat dalam kehidupan sehari-hari, sehingga penting agar
mahasiswa melakukan praktikum ini agar mahasiswa lebih mengetahui
dan dapat mempelajari proses dari elktrolisis.Elektrokimia
merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara
perubahan zat dan arus listrik yang berlangsung dalam sel
elektrokimia. Dalam kehidupan sehari-hari penerapan elektrolisis
sangat banyak, misalnya dalam dunia industri seperti
pemurnianlogam.Olehkarena itu, pemahaman akan elektrolisis sangat
penting, dan melalui percobaan ini diharapkan praktikan mendapatkan
lebih banyak pengetahuan.1.2.Tujuan Percobaan- Mengetahui proses
elektrolisis pada larutan CuSO4dengan elektroda karbon- Mengetahui
perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda dari proses
elektrolisis- Mengetahui proses elektrolisis pada larutan KI dengan
katoda dan anoda karbon
BAB 2TINJAUAN PUSTAKAReaksi kimia dapat ditimbulkan oleh arus
listrik, sebaliknya reaksi kimia dapat dipakai untuk menghasilkan
arus listrik. Elektrolisis merupakan proses dimana reaksi redoks
tudak berlangsung secara spontan. Untuk lebih memahami apakah
sebenarnya elektrolisis itu dapat dilihat pada proses pengisian
aki. Dalam proses pengisian aki tersebut dapat disimpulkan bahwa
apabila ke dalam suatu larutan elktrolit dialiri arus listrik
searah maka akan terjadi reaksi kimia, yakni penguraian atas
elektrolit tadi. Peristiwa penguraian (reaksi kimia) oleh arus
searah itulah yang disebut elektrolisis. Sel elektrolisis terdiri
dari larutan yang dapat mengahantarkan listrik yang disebut
elektrolit, dan dua buah elektroda yang berfungsi sebagai katoda
dan anoda.* Susunan Sel ElektrolisisSel elektrolisis tidak
memerlukan jembatan garam. Komponen utamanya adalah sebuah wadah,
electrode, elektrolit, dan sumber arus searah.Electron (listrik)
memasuki larutan melalui kutub negatif (katode). Spesi tertentu
dalam larutan mneyerap electron dari katode dan mengalami reduksi.
Sementara itu, spesi ion melepas electron di anode dan mengalam
oksidasi. Jadi, sama seperti pada sel volta, reaksi di katode
adalah reduksi, sedangkan reaksi di anode adalah oksidasi. Akan
tetapi, muatan elektrodenya berbeda. Pada sel volta, katode
bermuatan positif, sedangkan anode bermuatan negative. Pada sel
elektrolisis katode bermuatan negative sedangkan anode bermuatan
positif.* Reaksi-reaksi elektrolisisApabila listrik dialirkan
melalui lelehan senyawa ion maka senyawa ion itu akan diuraikan.
Kation direduksi di katode, sedangkan anion dioksidasi di
anode.Reaksi elektrolisis dalam larutan elektrolit berlangsung
lebih kompleks. Spesi yang bereaksi belum tentu kation atau
anionnya, tetapi mungkin saja air atau elektrodenya. Hal itu
bergantung pada potensial spesi-spesi yang terdapat dalam larutan.
Untuk menuliskan reaksi elektrolisis larutan elektrolit,
faktor-faktor yang perlu dipertimbangkan adalah:1. Reaksi-reaksi
yang berkompetisi pada tiap-tiap electrode. Spesi yang mengalami
reduksi di katode adalah yang mempunyai potensial electrode lebih
positif. Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah yang
mempunyai potensial electrode lebih negatif.1. Jenis elektrode,
apakah inert atau aktifElektrode inert adalah elektrode yang tidak
terlibat dalam reaksi. Elektrode inert yang sering digunakan yaitu
platina dan grafit.1. OverpotensialOverpotensial adalah potensial
tambahan yang diperlukan sehingga suatu reaksi elektrolisis dapat
berlangsung.Contoh :Elektrolisis larutan CuSO4dengan katode dan
anode Cu. Pada elektrolisis larutan CuSO4dengan elktrode Cu
terbentuk endapan Cu di katode dan anodenya
(Cu)larut.hasil-hasilitu dapat dijelaskan sebagai berikut. Dalam
larutan CuSO4terdapat ion Cu2+, ion SO42-molekul air serta logam
tembaga (elektrode). Berbeda dengan elktrode grafit yang inert
(sukar beraksi), tembaga dapat mengalami oksidasi di anode.
Kemungkinan reaksi yang terjadi di katode aldah reduksi ion
Cu2+atau reduksi air.Cu2++ 2e Cu E = +0.34 V2H2O + 2e 2OH-+ H2E =
0.83 VOleh karena potensial reduksi Cu2+lebih besar maka reduksi
ion Cu2+lebih mudah berlangsung. Sementara itu, kemungkinan reaksi
yang terjadi di anode adalah oksidasi ion SO42-,oksidasi air atau
akosidasi Cu.2SO42- S2O82-+ 2e E = -2.71 V2H2O 4H++ O2+ 4e E =
-1.23 VCu Cu2++ 2e E = -0.34 VOleh karena potensial oksidasi Cu
paling besar maka oksidasi tembaga lbih mudah berlangsung. Jadi,
elektrolisis larutan CuSO4dengan Cu menghasilkan endapan Cu di
katode dan melarutkan Cu di anode.CuSO4 Cu2++ SO42-Katode : Cu2++
2e Cu+
Anode : Cu Cu2++ 2eCu Cu(anode) (katode)Berdasarkan daftar
potensial elektrode standar dapat dibuat suatu ramalan tentang
reaksi katode dan reaksi anode pada suatu elktrolisis. Ramalan
mungkin akan meleset jika spesi yang terlibat mempunyai
overpotensial yang signifikan.1. Reaksi-reaksi di katode
(reduksi)Reaksi di katode bergantung pada jenis kation dalam
larutan. Jika kation berasal dari logam-logam aktif (logam golongan
IA, IIA, Al atau Mn), yaitu logam-logam yang potensial elektrodanya
lebih kecil ( lebih negative daripada air), maka air yang
tereduksi. Kation selain yang disebutkan di atas akan
tereduksi.Contoh :Pada elektrolisis larutan NaCl (kation Na+), air
yang tereduksi, bukannya ion Na+.Pada elektrolisis larutan
CuSO4(kation Cu2+), ion Cu2+yang tereduksi.1. Reaksi-reaksi di
Anode (Oksidasi)Elektrode negative (katode) tidak mungkin ikut
bereaksi selama elektrolisis karean logam tidak ada kecenderungan
menyerap elektron membentuk ion negatif. Akan tetapi, elektrode
posistif (anode) mungkin saja ikut bereaksi, melepas electron dan
mengalami oksidasi. Kecuali Pt dan Au, pada umumnya logam mempunyai
potensial oksidasi lebih besar daripada air atau anion sisa asam.
Oleh karena itu, jika anode tidak terbuat dari Pt, Au atau grafit,
maka anode itu akan teroksidasi.L Lx++ xeElektrode Pt, Au dan
Grafit (C) digolongkan sebagai elektrode inert (sukar bereaksi).
Jika anode terbuat dari elektrode inert, maka reaksi anode
bergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa lebih negatif
daripada air. Anion-anion seperti itu sukar dioksidasi sehingga air
yang teroksidasi.2H2O 4H++ O2+ 4eJika anion lebih mudah dioksidasi
daripada air, seperti Br-, dan I-, maka anion itu yang teroksidasi.
Skema reaksi-reaksi elektrolisis:Reaksi di katode bergantung pada
jenis kation :Kation
Logam aktif (Golongan IA,IIA,Al dan Mn): air yang tereduksi.
2H2O + 2e H2+ 2OH-Kation lain : kation yang tereduksi2H++ 2e H2Lx++
xe LReaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion :Sisa
asam lain atau OH-:anion teroksidasi.Contoh : 2Br- Br2+ 2e4OH- 2H2O
+ O2+ 4e
Sisa asam oksi : Air tereduksi2H2O 4H++ O2+ 4e
Inert : Anion (Pt,Au,C)
Anode
Anoda tak inert : anode teroksidasiL Lx++ xe
Penggunaan Elektrolisisa. Produksi ZatBanyak zat kimia dibuat
melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesiumm,
alumunium, flourin, klorin, natrium hidroksida, natrium hipoklorit
dan hidrogen peroksida.b. Pemurnian LogamContoh terpenting dalam
bidang ini adalah pemurnian tembaga. Untuk membuat kabel listrik
diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor dapat mengurangi
konduktivitas tembaga, akibatnya akan timbul banyak panas dan akan
membahayakan penggunanya.c. PenyepuhanPenyepuhan ( electroplanting
) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk
memperbaiki penampilan. Pada penyepuhan, logam yang akan disepuh
dijadikan katoda sedangkan logam penyepuhnya sebagai anoda. Kedua
elektrode itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh.
Contoh, penyepuhan sendok yang terbuat dari besi ( baja ) dengan
perak.Hukum Faraday Massa zat dibedakan pada elektrolisis
berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan .G = k i t
MEk = jadi G =ME =Dengan, G = massa zat yang dibebaskan (dalam
gram)i = kuat arus (dalam ampere)t = waktu (dalam detik)ME = massa
ekivalen
BAB 3METODOLOGI PERCOBAAN3.1Alat dan Bahan3.1.1Alat-alat- Tabung
U- Tiang statif dan klem- Pipet tetes- Tabung reaksi-
Adaptor3.1.2Bahan-bahan- Batang Karbon- Kawat Tembaga- CuSO40,5 M-
KI 0,5 M- Indikator pp- Tissue3.2Prosedur Percobaan3.2.1Larutan KI
dengan katoda Cu dan anoda C- Dimasukkan KI 0,5 M kedalam tabung U-
Dimasukkan masing-masing elektroda berupa tembaga dan karbon
kemasing-masing permukaan tabung U dengan dialiri sumber arus
searah 9 volt, selama beberapa menit, lalu diputuskan- Diamati
perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda- Diambil 1 pipet
larutan diruang katoda kemudian dimasukkan kedalam tabung reaksi
dan ditetesi dengan indikator pp3.2.2Larutan CuSO4dengan elektroda
C- Dimasukkan CuSO40,5 M kedalam tabung U- Dimasukkan kedua
elektroda berupa batang karbon kepermukaan tabung U dengan arus
searah 90 volt selama beberapa menit, lalu diputuskan- Diamati
perubahan yang terjadi- Diambil 1 pipet larutan diruang katoda
kemudian dimasukkan kedalam tabung reaksi dan ditetesi dengan
indikator pp
BAB 4HASIL DAN PEMBAHASAN4.1Hasil
PengamatanNo.PerlakuanPengamatan
1.2.Larutan KI dengan anoda C dan katoda Cu- Dimasukan larutan
KI 0,5 M ke dalam tabung U, dimasukkan elektroda berupa karbon dan
tembaga dan dialiri arus 9 volt- 1 pipet larutan KI pada ruang
katoda diberi beberapa tetes indikator ppLarutan CuSO4dengan
elektroda karbon- Dimasukan larutan CuSO40,5 M ke dalam tabung U,
dimasukkan elektroda berupa batang karbon dan dialiri arus 9 volt-
1 pipet larutan CuSO4pada ruang katoda diberi beberapa tetes
indikator pp- Katoda (Cu) : Warna larutan berubah menjadi warna
kuning- Anoda (C) : terdapat gelembung gas dan terbentuk endapan
karbon- Larutan berwarna pink / merah lembayung- Katoda (C) : Tidak
terjadi reaksi apa-apa- Anoda (C) : Terdapat gelembung gas O2-
Tidak terjadi perubahan warna pada larutan
4.2Reaksi reaksi4.2.1CuSO4dengan katoda : karbon, anoda :
karbonCuSO4Cu2++ SO42-Katoda ( C): Cu2++ 2e-CuAnoda ( C) : 2H2O
4H++ O2+ 4e-2H2O + 2Cu2+Cu + 4H++ O24.2.2KI dengan katoda :
tembaga, anoda : karbonKI K++ I-Katoda ( Cu ) :2H2O + 2e-2OH-+
H2Anoda ( C ) : 2I-I2+ 2e-2H2O + 2I-I2+ H2+
2OH-4.3PembahasanElektrokimia adalah peristiwa terjadinya reaksi
oksidasi-reduksi dalam bentuk setengah reaksi yang terpisah dalam
oksidasi dan redukasi atau bisa disebt juga sebagai gabungan antara
dua setengah sel yaitu antara katoda dan anode. Dalam sel
elektrokimia terjadi reaksi redoks spontan, yaitu reaksi yang
berlangsung serta merta. Sel elektrokimia mengubah energy dari
suatu reaksi redoks spontan menjadi energi listrik berupa aliran
electron yang bergerak dari anode menuju katode.Elektrolisis adlaah
suatu peristiwa penguraian (reaksi kimia) atas larutan elektrolit
akibat dialiri arus listrik searah. Dalam reaksi elektrolisis,
energy listrik digunakan untuk menghasilkan suatu perubahan imia
yang tidak akan terjadi secara spontan. Dalam reaksi elektrolisis,
pada anoda terjadi reaksi oksidasi yakni reaksi pelepasan elektron,
sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi yaitu reaksi
penangkapan elektron.Perbedaan mendasar antara sel volta ( sel
elektrokimia ) dengan sel elektrolisis adalah sebagai berikut
:NoSel VoltaSel Elektrolisis
123456Reaksi kimia berlangsung secara spontanTerjadi perubahan
energi dari energi kimia energi listrik atau menghasilkan arus
listrikKatoda merupakan kutub positifAnoda merupakan kutub
negatifPemberian tanda kutub positif dan negatif, berdasarkan pada
potensial listrik kedua elektrodanyaContohnya : Baterai alkali,
radio, kalkulator, televisi, sel bahan bakarReaksi kimia tidak
berlangsung secara spontanTerjadi perubahan energi dari energi
listrik energi kimia berlangsung suatu reaksi kimiaKatoda merupakan
kutub negatifAnoda merupakan kutub positifPenentuan kutub positif
dan negatif, didasarkan pada potensial yang diberikan dari
luar.Contohnya : Pembuatan gas, penyepuhan logam, pemurnian logam
dan pengisian aki
Adapun perbedaan antara elektrokimia dan elektrolisis antara
lain sebagai berikut :a. Elektrolisis merupakan proses di mana
reaksi redoks tidak beralngsung secara spontan, sedangkan
elektrokimia merupakan proses di mana reaksi edoks berlangsung
secara spontan.b.Anode pada sel elektrokimia bermuatan (-) dan
katodanya bermuatan ( + ), sedangkan pada sel elektrolisis anoda
bermuatan ( + ) dan katodanya bermuatan(-)c. Dalam reaksi
elektrokimia , spesi yang bereaksi yaitu kation dan anionnya
sedangkan reaksi elektrosis dalam larutan elektrolit berlangsung
lebih kompleks di mana spesi yang bereaksi belum tentu kation atau
anionnya, tetapi mungkin saja air atau elektrodanyaAplikasi
elektrolisis dalam kehidupan sehari hari adalah sebagai berikut :1.
Pereduksi ZatBanyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis, misalnya
logam-logam alkali, magnesium, aluminium, fluorin, natrium
hidroksida, natrium hipoklorit, dn hidrogen peroksida.Klorin dan
natrium hidroksida dibuat dari elektrolisis larutan natrium
klorida. Proses ini disebut proses klor-alkali dan merupakan proses
industry yang sangat penting. Elektrolisis larutan NaCl
menghasilkan NaOH di katoda dan Cl2di anode :NaCl Na++ Cl-Katode :
2H2O + 2e 2OH-+ H2+
Anode : 2Cl- Cl2+ 2e2H2O + 2Cl- 2OH-+ H2+ Cl2Reaksi rumus : 2H2O
+ 2 NaCl 2NaOH + H2+ Cl21. Pemurnian LogamContoh terpenting dalam
bidang ini adalah permunian tembaga. Untuk membuat kabel listrik
diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor dapat mengurangi
konduktivitas tembaga. Akbiatanya, akan timbul banyak panas dan
akan membahayakan penggunaannya.Tembaga dimurnikan secara
elektrolisis. Tembaga ktor dijadikan anode, sedangkan katode
digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah
CuSO4. Selama elektrolisis, tembaga dari anode terus-menerus
dilarutkan kemudian diendapkan pada katode.CuSO4 Cu2++ SO42-Katode
: Cu2++ 2e Cu+
Anode : Cu Cu2++ 2eCu Cu1. PenyepuhanPenyepuhan (electroplatiny)
dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk
memperbaiki penampian. Pada pneyepuhan, logam yang akan disepuh
dijadikan katode sedangkan logam penyepuhnya sebagai anode. Kedua
elektroda itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam
penyepuh.Pada percobaan elektrolisis larutan CuSO4dengan katoda C
dan anoda C, larutan CuSO4dimasukkan ketabung U kemudian kedua
elektroda batang karbon dimasukkan. Larutan berwarna biru jernih.
Pada anoda terdapat gelembung gas :2H2O 4H++ O2+ 4eSehingga
menghasilkan gelembung O2. Sedangkan pada katoda tidak terjadi
reaksi apa-apa hanya tetap Cu.Pada peristiwa elektrolisis ini spesi
yang ada didalam sel elektrolisis ialah ( Cu2+, SO42-dan H2O ),
sedangkan karbon merupakan elektroda yang inert ( tidak ikut
bereaksi ).Pada percobaan elektrolisis larutan Ki dengan katoda Cu
dan anoda C, terjadi gelembung gas pada anoda serta terbentuk
endapan karbon, sedangkan pada katoda warna larutan menjadi coklat
kekuningan. Pada elektrolisis ini spesi yang ada didalam sel
elektrolisis adalah K+, I-dan H2O, sedangkan untuk tembaga terletak
sebagai katoda maka tidak ikut bereaksi dan untuk karbon yang
terletak sebagai anoda karena merupakan elektroda inert.Dalam
percobaan elektrolisis digunakan beberapa reagen yang berfungsi
sebagai larutan elektrolit untuk CuSO4dan KI dan indikator pp
sebagai petunjuk atau indikator adanya OH-pada larutan katoda yang
berarti besifat basa.Pada percobaan kali ini faktor kesalahan yang
terjadi adalah terbalik dalam peletakan anoda dan katoda pada
rangkaian elektrodanya.
BAB 5PENUTUP5.1 Kesimpulan- Pada proses elektrolisis pada
larutan CuSO4dengan elektroda karbon, terjadi reduksi Cu2+menjadi
Cu pada katoda dan terjadi oksidasi air pada anoda- Perubahan yang
terjadi pada katoda dan anoda ialah pada larutan CuSO4dengan katoda
C dan anoda C, tidak terjadi reaksi apa-apa pada katoda, dan
terdapat gelembung gas O2. Sedangkan pada larutan KI dengan katoda
Cu dan anoda C, warna larutan berubah menjadi warna kuning pada
katoda dan pada anoda terdapat gelembung gas serta terbentuk
endapan karbon.- Pada proses elektrolisis pada larutan KI dengan
katoda Cu dan anoda C, terjadi reduksi air pada katoda dan oksidasi
I-menjadi 2I pada anoda5.2 SaranSebaiknya selain elektrolit diatas
dapat diganti juga dengan elektrolit asam kuat seperti HCl, agar
pengetahuan praktikan lebih bertambah.
DAFTAR PUSTAKAChang,Raymond.2004.Kimia Dasar. Erlangga :
JakartaKeenan,dkk.1984.KimiaUntuk Universitas. Erlangga :
JakartaPetrucci, Ralph.H.1990.Kimia Dasar. Erlangga : Jakarta