Elekrolisis

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :     2 H2O(l) ——>  2 H2(g) + O2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

Katoda (-)            :   2 Na+(l) + 2 e- ——>  2 Na(s) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl-(l) Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 Na+(l) +  2 Cl-

(l) ——>  2 Na(s) +  Cl2(g) ……………….. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).

Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°red ion Cl- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl- lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda

adalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl-(aq) ——>  Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 H2O(l) +  2 Cl-(aq) ——>  H2(g) +  Cl2(g) +  2 OH-

(aq) ……………………. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan ion OH- (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda. Terbentuknya ion OH- pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilai E°red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO4

2- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4

-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO4

2- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   4 H2O(l) +  4 e- ——>  2 H2(g) +  4 OH-(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 H2O(l) ——>   O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   6 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 OH-

(aq) …………………….. [(1) + (2)]

6 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) +  4 H2O(l) …………………. [(1) + (2)]

2 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) …………………….. [(1) + (2)]

Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah

peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4.

Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :

Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………………..  (1)

Anoda (+)            :   Cu(s) ——>  Cu2+(aq) +  2 e- ……………………..  (2)

Reaksi sel            :   Cu(s) +  2 H2O(l) ——>  Cu2+(aq) +  H2(g) +  2 OH-

(aq) ……………………..  [(1) + (2)]

Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :

1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda

2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium,

maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam

oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda

Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.

Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar  1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :

1 Faraday  =  1 mol elektron  =  6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron 1 Faraday  =  96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

Faraday  =  Coulomb / 96500

Coulomb  =  Faraday x 96500

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Coulomb  =  Ampere  x  Detik

Q  =  I  x  t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Faraday  =  (Ampere  x  Detik)  /  96500

Faraday  =  (I  x  t)  /  96500

Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :

1. Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :

Katoda (-)   :  Ag+ +  e- ——>  Ag

Anoda (+)   :  2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-

Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar  4 x ¼ = 1 mol elektron.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C

Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?

Penyeleasian :

Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :

K (-) : Na+(l) +  e- ——>  Na(s)

A (-) : 2 F-(l) ——>  F2(g) +  2 e-

Gas F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron

1,2 mol elektron = 1,2 Faraday

Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

1,2  =  (10 x t)  / 96500

t  =  11850 detik  =  3,22 jam

Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin

3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl 2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2 adalah sebagai berikut :

K (-) : Ca2+(l) +  2 e- ——>  Ca(s)

A (+) : 2 Cl-(l) ——>  Cl2(g) +  2 e-

Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :

Faraday  =  (Ampere x Detik) / 96500

Faraday  =  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :

Massa Ca = mol Ca x Ar Ca

Massa Ca  =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  40  =  0,506 gram Ca

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah :

Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L

Volume gas Cl2 =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  22.4 L  =  0,283 L gas Cl2

Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP)

4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 :

K (-) :  Ag+(aq) +  e- ——>  Ag(s)

A (+) : 2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-

Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar  1,44 / 108 mol Ag

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)

Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar   1,44 / 108 mol  elektron

Reaksi elektrolisis larutan XCl3 :

K (-) :  X3+(aq) +  3 e- ——>  X(s)

A (+) : 2 Cl-(l) ——>  Cl2(g) +  2 e-

Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol  elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan  1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar  1 / 3  x  1,44 / 108 mol X

Massa logam X  =  0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:

mol  =  massa / Ar

Ar  = massa / mol

Ar  =  0,12 / (1 / 3  x  1,44  / 108)  =  27

Jadi, Ar dari logam X adalah 27

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :     2 H2O(l) ——>  2 H2(g) + O2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

Katoda (-)            :   2 Na+(l) + 2 e- ——>  2 Na(s) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl-(l) Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 Na+(l) +  2 Cl-

(l) ——>  2 Na(s) +  Cl2(g) ……………….. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi

elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).

Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°red ion Cl- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl- lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl-(aq) ——>  Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 H2O(l) +  2 Cl-(aq) ——>  H2(g) +  Cl2(g) +  2 OH-

(aq) ……………………. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan ion OH- (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda. Terbentuknya ion OH- pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilai E°red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO4

2- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4

-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO4

2- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   4 H2O(l) +  4 e- ——>  2 H2(g) +  4 OH-(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 H2O(l) ——>   O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   6 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 OH-

(aq) …………………….. [(1) + (2)]

6 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) +  4 H2O(l) …………………. [(1) + (2)]

2 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) …………………….. [(1) + (2)]

Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah

peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4.

Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :

Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………………..  (1)

Anoda (+)            :   Cu(s) ——>  Cu2+(aq) +  2 e- ……………………..  (2)

Reaksi sel            :   Cu(s) +  2 H2O(l) ——>  Cu2+(aq) +  H2(g) +  2 OH-

(aq) ……………………..  [(1) + (2)]

Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :

1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda

2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium,

maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam

oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda

Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.

Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x

1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar  1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :

1 Faraday  =  1 mol elektron  =  6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron 1 Faraday  =  96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

Faraday  =  Coulomb / 96500

Coulomb  =  Faraday x 96500

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Coulomb  =  Ampere  x  Detik

Q  =  I  x  t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Faraday  =  (Ampere  x  Detik)  /  96500

Faraday  =  (I  x  t)  /  96500

Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :

1. Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :

Katoda (-)   :  Ag+ +  e- ——>  Ag

Anoda (+)   :  2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-

Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar  4 x ¼ = 1 mol elektron.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C

Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?

Penyeleasian :

Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :

K (-) : Na+(l) +  e- ——>  Na(s)

A (-) : 2 F-(l) ——>  F2(g) +  2 e-

Gas F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron

1,2 mol elektron = 1,2 Faraday

Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

1,2  =  (10 x t)  / 96500

t  =  11850 detik  =  3,22 jam

Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin

3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl 2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2 adalah sebagai berikut :

K (-) : Ca2+(l) +  2 e- ——>  Ca(s)

A (+) : 2 Cl-(l) ——>  Cl2(g) +  2 e-

Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :

Faraday  =  (Ampere x Detik) / 96500

Faraday  =  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :

Massa Ca = mol Ca x Ar Ca

Massa Ca  =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  40  =  0,506 gram Ca

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah :

Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L

Volume gas Cl2 =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  22.4 L  =  0,283 L gas Cl2

Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP)

4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 :

K (-) :  Ag+(aq) +  e- ——>  Ag(s)

A (+) : 2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-

Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar  1,44 / 108 mol Ag

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)

Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar   1,44 / 108 mol  elektron

Reaksi elektrolisis larutan XCl3 :

K (-) :  X3+(aq) +  3 e- ——>  X(s)

A (+) : 2 Cl-(l) ——>  Cl2(g) +  2 e-

Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol  elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan  1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar  1 / 3  x  1,44 / 108 mol X

Massa logam X  =  0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:

mol  =  massa / Ar

Ar  = massa / mol

Ar  =  0,12 / (1 / 3  x  1,44  / 108)  =  27

Jadi, Ar dari logam X adalah 27

Sejarah Gas HHO

No comments Teknologi menghemat bahan bakar menggunakan air ini diawali dengan keberadaan dan perkembangan penggunaan alat bahan bakar air berupa kendaraan berbahan bakar air (watercar) yang telah dirilis sejak tahun 1805 oleh beberapa peneliti dan ilmuwan-ilmuwan. Berikut percobaan yang dilakukan beberapa ilmuwan dalam kaitannya dengan penggunaan air sebagai bahan bakar.

Stanley Meyer

Isaac de Rivaz, seorang ilmuwan asal Swiss. Ketika ia melakukan penelitiannya minyak bumi belum ditemukan sebagai bahan bakar. Ia merancang dan membuat sendiri mesin pembakaran dalam, yang merupakan pertama kalinya ilmuwan pertama yang mengunakan gas hidrogen untuk menjalankan mobil dengan cara mengelektrolisis air.

Yull Brown, ia seorang peneliti dari Australia. Ia berhasil menjalankan kendaraannya yang menggunakan air sebagai bahan bakar. Dalam kendaraannya sama seperti yang dilakukan Isaac de Rivaz, yaitu dengan mengelektrolisis air. Gas yang dihasilkan dari proses elektrolisis tersebut dinamakannya brown gas.

Stanley Meyer, berasal dari Ohio, Amerika Serikat. Penelitiannya berhasil mendesain dan menjalankan mobilnya tanpa menggunakan bahan bakar minyak, melainkan dengan berbahan bajar hidrogen yang berasal dari air. Stanley Meyer adalah penemu teknologi bahan bakar air yang paling sempurna yang dapat berhasil diaplikasikan pada kendaraan.

Lewat penemuan dan percobaan yang dilakukan tersebut, menjadi dasar acuan teknologi menghemat bahan bakar menggunakan air, yaitu dengan proses elektrolisis air yang menghasilkan gas hidrogen hidrogen oksida(HHO) atau gas brown (berasal dari nama penemunya Yull Brown) yang dapat menghemat konsumsi bahan bakar pada kendaraan bermotor.

Jelang tahun 2006 ke tahun 2007, teknologi ini mulai berkembang pesat. Pada tahun 2008 teknologi ini makin banyak mendapat perhatian yang cukup besar dari beberapa negara seperti India, Jerman, Afrika Selatan, Kanada, Cina, dan Indonesia, khususnya negara yang pencinta hemat bahan bakar. Di Indonesia cukup banyak pula beberapa peneliti yang melakukan eksperimen dengan teknologi ini. Seperti Voll Johanes Bosco di Palu, Ir. FX Agus Unggul Santoso, dosen Sanata Dharma, Joko Suprapto di Jawa Timur, dan beberapa peneliti dan kaum awam yang sudah mulai menerapkan dan meneliti teknologi penghemat bahan bakar ini.

Manfaat dan Keuntungan

Berkembangnya dan makin banyaknya penggunaan alat penghemat bahan bakar menggunakan air ini akan menolong kekhawatiran kita akan makin mahalnya harga bahan bakar minyak sekarang ini, dan kelangkaannya pula. Karena banyak manfaat yang dapat diperoleh dari penggunaan alat ini. Salah satunya juga menguntungkan terhadap kebersihan lingkungan. Selengkapnya akan dibahas lebih lanjut lagi di bawah ini beberapa manfaat dan keuntungan dari pemakaian alat pengirit bahan bakar ini pada kendaraan.

1. Menghemat penggunaan bahan bakar pada kendaraanDengan penggunaan alat ini pada kendaraan bermotor makin menambah efisiensi bahan bakar yang digunakan. Karena gas brown yang dihasilkan dari alat ini, pada saat bercampur dengan bahan bakar (bensin) dalam mesin di ruang bakar, gas tersebut dapat menaikan tingkat bilangan oktan pada bahan bakar. Akibat nya bahan bakar yang di gunakan menjadi makin optimal dan efisien digunakan. Karena makin tinggi nilai tingkat oktan suatu bahan bakar pembakaran yang terjadi makin sempurna.

2. Meningkatkan tenaga kendaraanPenggunaan alat ini pada kendaraan dapat meningkatkan power/tenaga mesin kendaraan, kuat untuk jalan menanjak walaupun menggunakan gigi tinggi. Hal ini bisa terjadi ada kaitan nya dengan penambahan gas brown/ HHO hasil alat pengirit bahan bakar itu, yang menyebabkan pembakaran pada mesin makin sempurna. Akibat makin sempurnanya pembakaran, kinerja mesin juga makin meningkat dari biasanya.

3. Dapat merawat mesin menjadi lebih awetKeuntungan lain yaitu, dengan penggunaan alat ini pada kendaraan mesin kendaraan pun bisa makin menjadi awet. Hal ini karena gas brown hasil alat penghemat bahan bakar tersebut meningkatkan pembakaran menjadi makin sempurna membuat bahan bakar yang digunakan pada mesin dibakar habis dan sempurna untuk menggerakkan mesin. Sehingga berdampak dapat mengurangi sisa-sias karbon akibat pembakaran pada kendaraan dan dapat memperlambat kehausan komponen mesin serta kerusakan yang terjadi dalam mesin. Gas brown ini juga dapat pula membersihkan karbon deposit yang ada dalam ruang pembakaran mesin, dan membuat suhu mesin terjaga stabil dan lebih dingin.

4. Membuat suara mesin menjadi halusSuara mesin makin halus karena penggunaan alat ini yang dapat menghasilkan gas HHO, yang mengoptimalkan kerja mesin. Dan melindungi mesin dari kotoran karbon sisa pembakaran, menyebabkan suara kerja mesin yang jadi lebih halus.

5. Mengurangi polusi dari mesin kendaraanPembakaran yang sempurna terjadi dengan penggunaan alat ini di kendaraan. Hasilnya membuat dalam komponen-komponen dalam mesin menjadi lebih bersih, dan mengurangi kandungan karbon dalam mesin, juga kandungan karbon pada gas hasil pembakaran mesin pada kendaraan. Gas CO yang dihasilkan dan dikeluarkan di knalpot kendaraan, kandungan karbon yang beracun buat lingkungan menjadi makin berkurang, dan terganti dengan beberapa gas hidrogen hidrogen oksida yang merupakan hasil dari alat pengirit bahan bakar ini.

Proses Dalam Alat Bahan Bakar Air

Proses yang terjadi dalam alat penghemat bahan bakar ini yaitu proses penguraian unsur-unsur pembentuk air, yang disebut proses elektrolisis air. Proses ini berlangsung agar air dapat digunakan sebagai campuran bahan bakar. Dengan menggunakan arus listrik, dua molekul air bereaksi dengan menangkap dua electron. Pada katoda, dua molekul air bereaksi dengan menangkap dua elektron, tereduksi menjadi gas H2

2H+ + 2e- H2 dan ion hidroksida (OH-).

Sementara itu pada anoda, dua molekul air lain terurai menjadi gas oksigen (O2), melepaskan 4 ion H+ serta mengalirkan elektron ke katoda.

2O2- O2 + 2e-

Ion H+ dan OH- mengalami netralisasi sehingga terbentuk kembali beberapa molekul air. Reaksi elektrolisis air dapat dituliskan sebagai berikut:

Gas hidrogen dan oksigen yang dihasilkan oleh reaksi tersebut membentuk berupa gelembung-gelmbung yang mengumpul di sekitar elektroda. Elektrolisis ini merupakan proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektroda (katoda dan anoda) dan larutan elektrolit.

Proses ini terjadi dan berlangsung dalam alat penghemat bahan bakar menggunakan air yang disebut dengan elektroliser. Di dalam elektroliser, air (H2O) dipecah menjadi gas HHO atau sering disebut sebagai brown gas. Elektroliser menghasilkan hidrogen dengan cara mengalirkan arus listrik pada media air yang mengandung larutan elektrolit. Medan magnet akan mengubah struktur atom Hidrogen dan Oksigen pada air dari bentuk diatomic menjadi monoatomik. Selain itu, ikatan neutron yang mengikat partikel H dan O akan terlepas, sehingga partikel H akan tertarik ke kutub positif dan partikel O akan tertarik ke kutub negatif.

Hasil proses tersebut nampak berupa gelembung-gelembung yang terlihat dalam tabung elektroliser. Gelembung tersebut akan terus bertambah dan naik ke permukaan air. Saat gelembung gas hidrogen dan oksigen terlepas dari permukaan air, partikel gas tersebut akan berikatan kembali ruang udara sebagai brown gas atau gas HHO. Brown gas merupakan bahan bakar yang kuat, bersih, dan mengurangi emisi gas buang, yang merupakan inti dari teknologi yang dapat mengirit penggunaan bahan bakar menggunakan air ini.

Komponen-Komponen Alat Bahan Bakar Air

Komponen penting yang menunjang proses elektrolisis dalam alat pengirit bahan bakar menggunakan air untuk menghasilkan gas brown adalah tabung elektroliser, elektroda (katoda dan anoda), larutan elektrolit, dan water trap (vaporiser).

a. Tabung Elektroliser (Generator HHO)

Tabung elektroliser merupakan tempat penampungan larutan elektrolit, sekaligus tempat berlangsungnya proses elektrolisis untuk menghasilkan gas brown. Di dalam tabung ini terdapat dudukan elektroda yang akan diberi arus listrik. Tabung elektroliser yang digunakan terbuat dari kaca atau plastik yang tahan panas. Sebab, proses elektrolisis yang menghasikan gas brown akan memproduksi sejumlah panas juga. Tabung elektroliser haruslah kuat dan kokoh pula, karena dalam prosesnya nanti adanya isapan yang kuat dari mesin dan dapat menyebabkan terjadinya perubahan bentuk tabung elektroliser yang digunakan.

b. Elektroda

Gas brown yang dihasilkan dalam proses elektrolisis terjadi akibat adanya arus listrik yang melewati elektroda dan akan menguraikan unsur-unsur air. Elektroda terdiri dari dua kutub, yaitu katoda(-) dan anoda(+) yang dimasukkan ke dalam larutan elektrolit. Jika elektroda tersebut diberi arus listrik, akan muncul gelembung-gelembung kecil berwarna putih (gas HHO). Elektroda yang di gunakan pada proses elektrolisis terbuat dari bahan stainless steel yang tahan

terhadap karat. Elektroda dibuat saling berdekatan namun tidak bersentuhan. Gunakan bahan yang bersifat isolator untuk saling menghubungkan kedua elektroda agar tidak terjadi hubungan arus pendek atau korsleting.

c. Elektrolit

Elektrolit digunakan untuk menghasilkan gas brown pada proses elektrolisis. Elektrolit terdiri atas air murni atau air destilasi dan katalisator. Katalisator akan larut di dalam air murni dan menyatu membentuk larutan elektrolit. Katalis yang digunakan pada proses elektrolisis menggunakan KOH (potasium Hidroksida), (Na OH (Natrium Hidroksida), Caustic Soda dab lain-lain

d. Water Trap (Vaporiser)

Water trap atau vaporiser ini digunakan untuk meningkatkan kinerja alat elektrolisa. Alat ini menampung gas brown yang dihasilkan sebelum masuk mesin agar tidak terlalu banyak air yang masih dikandung dalam gas brown hasil alat elektrolisa tersebut.

SEJARAH MICHAEL FARADAY

Michael Faraday dilahirkan pada Tanggal 22 September 1791, di desa Newington dekat kota London. Beliau merupakan putra ketiga dari keluarga Faraday, seorang pandai besi yang miskin. Beberapa tahun kemudian keluarganya pindah ke London untuk mengadu nasib. Di kota besar ini keluarga Faraday tinggal di perkampungan yang sangat sederhana dan hanya mampu menyewa dua buah kamar dalam deretan rumah-rumah petak yang digunakan untuk seluruh keperluan keluarganya. Di kota itu pulalah Michael kecil menyelesaikan sekolah dasarnya di sekolah untuk orang miskin. Ketika usianya 12 tahun, setamatnya dari sekolah dasar, sebenarnya Michael sangat ingin melanjutkan sekolah, namun apa daya, orang tuanya tidak sanggup lagi untuk membiayainya. Jadilah pada usia semuda itu Michael sudah harus mulai bekerja. Mula-mula ia menjdi pelayan di sebuah toko buku. Di sini ia mulai belajar menjilid buku. Namun dari pekerjaan yang tampaknya “rendah” itulah, yang membawa Michael pada jalan menuju karirnya yang cemerlang. Sejak kecil Michael memang selalu memiliki rasa ingin tahu yang besar, segala sesuatu ingin dibaca dan dikeyahuinya. Sehingga hampir seluruh waktu senggangya ia gunakan untuk membaca. Lama-kelamaan perhatiannya terpusat pada buku-buku mengenai penemuan maupun analisa ilmiah yang banyak terdapat dalam buku-buku yang dijilidnya. Suatu hari ia membaca sebuah artikel berjudul “Conversation on Chemistry” karangan Jane Marcet dalam sebuah ensiklopedi. Artikel ini ternyata sangat menarik hatinya dan sejak saat itu keingintahuannya tentang fisika dan kimia, terutama yang menyangkut pengetahuan baru tentang listrik, semakin menggebu dalam hatinya. Untuk memenuhi rasa ingin tahunya, Michael muda menghemat serta menabung sebagian uangnya untuk dapat menghadiri kursus-kursus tentang “filsafat alam” (natural philosphy), yakni istilah untuk menyebut kata sains pada saat itu. Ternyata sifat Michael ini menarik perhatian seorang pelanggan penjilidan bernama Dance.

Orang ini juga seorang ilmuwan yang menjadi anggota Royal Institution. Suatu hari Dance mengajak Michael untuk mendengarkan kuliah dari Direktur Royal Institution, yang juga seorang ahli kimia terkemuka di zaman itu, bernama Sir Humphry Davy. Michael Faraday, yang ketika itu berusia 21 tahun, sangat terkesan pada kuliah-kuliah Davy. Sejak saat itu pula ia bertekad dalam hatinya untuk menjadi seorang ilmuwan. Michael sangat rajin mendengarkan kuliah Davy dan senantiasa membuat catatan rapi tentang semua yang didengar dalam kuliahnya. Beberapa waktu kemudian ia menuliskan semua itu, menjilidnya menjadi sebuah buku dan menyerahkannya kepada Humphry Davy, dengan disertai sepucuk surat. Dalam surat itu Michael mengajukan lamaran untuk menjadi pelayan di laboratorium Humphry dan menyatakan buku tadi sebagai bukti dan kesungguhan tekadnya untuk belajar. Beberpa hari kemudian seorang utusan Humphry mendatangi rumah Faraday dan menyerahkan surat yang memintanya datang ke Royal Institution. Setelah melalui beberapa wawancara, akhirnya Humphry menawarkan pekerjaan sebagia asisten laboratorium. Hanya dalam tempo beberapa tahun, Faraday sudah bisa membikin penemuan-penemuan baru atas hasil kreasinya sendiri.

Penemuan Faraday pertama yang penting di bidang listrik terjadi tahun 1821. Dua tahun sebelumnya Oersted telah menemukan bahwa jarum magnit kompas biasa dapat beringsut jika arus listrik dialirkan dalam kawat yang tidak berjauhan. Ini membikin Faraday berkesimpulan, jika magnit diketatkan, yang bergerak justru kawatnya. Bekerja atas dasar dugaan ini, dia berhasil membuat suatu skema yang jelas dimana kawat akan terus-menerus berputar berdekatan dengan magnit sepanjang arus listrik dialirkan ke kawat. Sesungguhnya dalam hal ini Faraday sudah menemukan motor listrik pertama, suatu skema pertama penggunaan arus listrik untuk membuat sesuatu benda bergerak. Betapapun primitifnya, penemuan Faraday ini merupakan “nenek moyang” dari semua motor listrik yang digunakan dunia sekarang ini.

Ini merupakan pembuka jalan yang luar biasa. Tetapi, faedah kegunaan praktisnya terbatas, sepanjang tidak ada metode untuk menggerakkan arus listrik selain dari baterei kimiawi sederhana pada saat itu. Faraday yakin, mesti ada suatu cara penggunaan magnit untuk menggerakkan listrik, dan dia terus-menerus mencari jalan bagaimana menemukan metode itu. Kini, magnit yang tak berpindah-pindah tidak mempengaruhi arus listrik yang berdekatan dengan kawat. Tetapi di tahun 1831, Faraday menemukan bahwa bilamana magnit dilalui lewat sepotong kawat, arus akan mengalir di kawat sedangkan magnit bergerak. Keadaan ini disebut “pengaruh elektro magnetik,” dan penemuan ini disebut “Hukum Faraday” dan pada umumnya dianggap penemuan Faraday yang terpenting dan terbesar.

Ini merupakan penemuan yang monumental, dengan dua alasan. Pertama, “Hukum Faraday” mempunyai arti penting yang mendasar dalam hubungan dengan pengertian teoritis kita tentang elektro magnetik. Kedua, elektro magnetik dapat digunakan untuk menggerakkan secara terus-menerus arus aliran listrik seperti diperagakan sendiri oleh Faraday lewat pembuatan dinamo listrik pertama. Meski generator tenaga pembangkit listrik kita untuk mensuplai kota dan pabrik dewasa ini jauh lebih sempurna ketimbang apa yang diperbuat Faraday, tetapi kesemuanya berdasar pada prinsip serupa dengan pengaruh elektro magnetik.

Faraday juga memberi sumbangan di bidang kimia. Dia membuat rencana mengubah gas jadi cairan, dia menemukan pelbagai jenis kimiawi termasuk benzene. Karya lebih penting lagi adalah usahanya di bidang elektro kimia (penyelidikan tentang akibat kimia terhadap arus

listrik). Penyelidikan Faraday dengan ketelitian tinggi menghasilkan dua hukum “elektrolysis” yang penyebutannya dirangkaikan dengan namanya yang merupakan dasar dari elektro kimia. Dia juga mempopulerkan banyak sekali istilah yang digunakan dalam bidang itu seperti: anode, cathode, electrode dan ion.

Dan adalah Faraday jua yang memperkenalkan ke dunia fisika gagasan penting tentang garis magnetik dan garis kekuatan listrik. Dengan penekanan bahwa bukan magnit sendiri melainkan medan diantaranya, dia menolong mempersiapkan jalan untuk pelbagai macam kemajuan di bidang fisika modern, termasuk pernyataan Maxwell tentang persamaan antara dua ekspresi lewat tanda (=) seperti 2x + 5 = 10. Faraday juga menemukan, jika perpaduan dua cahaya dilewatkan melalui bidang magnit, perpaduannya akan mengalami perubahan. Penemuan ini punya makna penting khusus, karena ini merupakan petunjuk pertama bahwa ada hubungan antara cahaya dengan magnit.

Faraday bukan cuma cerdas tetapi juga tampan dan punya gaya sebagai penceramah. Tetapi, dia sederhana, tak ambil peduli dalam hal kemasyhuran, duit dan sanjungan. Dia menolak diberi gelar kebangsawanan dan juga menolak jadi ketua British Royal Society. Hidup perkawinannya panjang dan berbahagia, cuma tak punya anak. Dia tutup usia tahun 1867 di dekat kota London.

Faraday mengamati peristiwa elektrolisis melalui berbagai percobaan yang dia lakukan. Dalam pengamatannya jika arus listrik searah dialirkan ke dalam suatu larutan elektrolit, mengakibatkan perubahan kimia dalam larutan tersebut.

Sehingga Faraday menemukan hubungan antara massa yang dibebaskan atau diendapkan dengan arus listrik. Hubungan ini dikenal dengan Hukum Faraday.

1. Hukum Faraday I

Jumlah berat (massa) zat yang dihasilkan (diendapkan) pada elektroda sebanding dengan jumlah muatan listrik (Coulumb) yang dialirkan melalui larutan elektrolit tersebut.

Dari dua pernyataan diatas, disederhanakan menjadi persamaan :

M  =    e   . i   . t

             96500

Q    =  i  x   t

dimana,

M   = massa zat dalam grame    = berat ekivalen dalam gram = berat atom: valensii     = kuat arus dalam Amperet     = waktu dalam detikF    = Faraday  = 96.500

Dalam peristiwa elektrolisis terjadi reduksi pada katoda untuk mengambil elektron yang mengalir dan oksidasi pada anoda yang memberikan aliran elektron. Dalam hal ini elektron yang dilepas dan yang diambil dalam jumlah yang sama.

Bobot zat yang dipindahkan atau yang tereduksi setara dengan elektron, sehingga masa yang dipindahkan merupakan gram ekivalen dan sama dengan mol elektron. Faraday menyimpulkan bahwa Satu faraday adalah jumlah listrik yang diperlukan untuk menghasilkan satu ekivalen zat pada elektroda.

Muatan 1 elektron = 1,6 x 10-19 Coulomb1 mol elektron = 6,023 x 1023 elektronMuatan untuk 1 mol elektron = 6,023 . 1023 x 1,6 . 10-19= 96.500 Coulomb= 1 Faraday

1. Hukum Faraday II

“Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut.”

Rumus:

m1 : m2 = e1 : e2

m = massa zat (garam)e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

Contoh:

Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.

Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).

Jawab:

CuSO4 (aq) ® Cu2+(aq) + SO42-(aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) ® O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-

 

a.massa tembaga:m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram

b.

m1 : m2 = e1 : e2mCu : mO2 = eCu : eO2

3,125   : mO2 = 6.32/2 : 32/4

3,125   : mO2 = 31,25 : 8

mO2   = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram

mol   O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol

volume   O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter

Pilar elektrokimia modern dipandang berasal dari tumpukan kerja percobaan yang dilakukan oleh Alessandro Volta pada tahun 1800. Meskipun jauh sebelum masa itu, berdasarkan bukti arkeologi, telah dikenal baterai primitif (disebut baterai Baghdad) yang digunakan untuk electroplating di Mesopotamia pada tahun 200 SM. Volta terinspirasi oleh percobaan kaki katak yang dilakukan oleh Galvani, yang meyimpulkan fenomena tersebut hanyalah fenomena biologi. Perkembangan elektrokimia semakin cepat dengan kontribusi dari John Daniell dan Michael Faraday. Dari awal yang sederhana, elektrokimia sekarang telah matang menjadi sebuah cabang ilmu multi disiplin.

Keunikan elektrokimia terletak pada fakta bahwa aplikasi potensial atau medan listrik dapat membantu mengatasi batasan kinetika pada suhu rendah. Selain itu, proses elektrokimia dapat diatur untuk memperoleh produk tertentu secara kimia. Reaksi elektrokimia juga sensitif terhadap karakteristik permukaan elektroda dan komposisi elektrolit, yang membuka jalan beberapa bidang analitis dan karakterisasi. Seperti banyak pemikir maju yang mengabdikan hidupnya agar hidup manusia lebih nyaman, halaman sejarah dipenuhi dengan nama, beberapa telah lama terlupakan, yang telah membuat elektrokimia seperti sekarang. Disini dicoba untuk memberikan sekilas pilar elektrokimia ini melalui kontribusinya. Pada bagian pertama tulisan ini akan dibahas jalinan kelahiran elektrokimia yang muncul dari temuan berbagai cabang ilmu, terutama yang berkaitan dengan ditemukannya listrik.

Listrik baru mulai dipahami pada abad ke-16. Ilmuwan Inggris William Gilbert (1544-1603), yang dikenal sebagai “bapak magnet” untuk penelitiannya pada magnet, adalah salah satu diantara peneliti pertama yang melakukan percobaan dengan listrik. Ia menemukan metoda untuk menghasilkan maupun memperkuat magnet. Generator listrik pertama dibangun oleh ahli fisika Jerman Otto von Guericke (1602-1686) pada tahun 1663. Alat tersebut menghasilkan listrik statis dengan menggosok bola sulfur besar dengan kain. Sebelum pertengahan tahun 1700, ahli kimia Perancis Charles Francois de Cisternay du Fay (1698-1739) menemukan dua tipe listrik statis. Ia menemukan bahwa muatan listrik sejenis saling tolak sedangkan yang tidak sejenis

saling tarik. Selain itu, ia menyarankan bahwa listrik terdiri dari dua fluida: listrik positif dan listrik negatif. Teori dua fluida ini dibantah oleh Benjamin Franklin (1706-1790) pada akhir abad ke-16. Franklin mengusulkan teori satu fluida. Pada tahun 1781, Charles-Augustin de Coulomb (1736-1806) menawarkan hukum tarikan elektrostatis. Coulomb, satuan muatan listrik, dinamai dengan namanya untuk menghormatinya.

Pada saat itulah, ketika pemahaman tentang fenomena baru listrik tumbuh, elektrokimia memiliki jalinan kelahiran dengan ahli fisika Italia dan ahli anatomi Luigi Galvani (1737-1798) yang mengusulkan apa yang ia sebut “listrik hewan”. Galvani, pada tahun 1791, mengusulkan bahwa jaringan hewan mengandung gaya vital tak dikenal, yang mengaktifkan syaraf dan otot ketika disentuh dengan logam. Menurut Galvani, listrik hewan adalah bentuk baru listrik selain listrik alam yang dihasilkan oleh kilat (atau oleh belut listrik dan sinar torpedo) dan listrik statis buatan yang dihasilkan oleh gesekan. Gagasan fluida listrik hewan ditolak oleh Alessandro Volta, yang beralasan bahwa kaki katak merespons berbeda ketika disentuh dengan logam yang jenis dan komposisinya berbeda. Namun, Galvani tetap pada pendiriannya dan bahkan mendemonstrasikan aksi otot dengan dua potong bahan yang sama.

Yang menarik, percobaan Galvani di Universitas Bologna tentang aksi fisiologi listrik tidak hanya melibatkan katak hidup tetapi juga kaki katak yang telah dilepaskan dari tubuhnya. Ia menunjukkan bahwa kontraksi otot pada katak dan hewan lain dapat dipicu oleh aliran listrik. Kejut kaki kata menandai fenomena percobaan yang kemudian dikenal sebagai bioelektrogenesis. Pada kenyataannya, percobaan Galvani tidak hanya membantu memantapkan basis untuk studi neurofisiologi biologi, tetapi juga menuju kepada perubahan konsep dengan memperkenalkan syaraf sebagai konduktor listrik daripada hanya sekedar pipa air, seperti yang dianut oleh sekolah Descartes. Nama Galvani kemudian dikaitkan dengan galvanisasi (teknik memasukkan kejutan listrik, meskipun istilah lain, faradisme, juga digunakan untuk teknik tersebut). Kata galvanizing sekarang digunakan untuk perlakuan perlindungan baja dengan seng. Galvani juga diabadikan dalam kata bahasa Inggris “galvanize”, yang berarti mengaduk, aksi tiba-tiba.

Pilar elektrokimia modern: 1/4 pertama abad 19 Pilar elektrokimia modern: 1/4 kedua abad 19 Pilar elektrokimia modern: 1/2 akhir abad 19 (Bag 1) Pilar elektrokimia modern: 1/2 akhir abad 19 (Bag 2)

Pilar elektrokimia modern: Paruh pertama abad 20 Pilar elektrokimia modern: Paruh kedua abad 20 dan setelahnya (Bag. 1) Pilar elektrokimia modern: Paruh kedua abad 20 dan setelahnya (Bag. 2) – selesai

View all 4 comments

Sejarah   baterai August 6, 2012 Articles baterai , elektrokimia, elektrolisa, listrik, sejarah, sel galvani, sel volta

Pada artikel sebelumnya (baterai mobil listrik, baterai ion lithium, mobil listrik baterai), telah diuraikan mengenai baterai ion lithium yang merupakan baterai yang kompak dan dapat diisi ulang, yang menjadikannya harapan sumber energi masa depan untuk mobil listrik. Baterai ini telah digunakan secara luas untuk alat elektronik portabel seperti komputer notebook, HP, dsb. Banyak jenis baterai telah dikembangkan dan sadar atau tidak kita telah terbiasa menggunakannya dalam kehidupan sehari-hari. Berikut ini akan diuraikan secara singkat sejarah penemuan baterai.

Listrik ditemukan kira-kira 400 tahun yang lalu atau mungkin lebih. Tetapi pemakaian pratktisnya mungkin baru pada pertengahan sampai akhir tahun 1800an, dan awalnya dalam cara yang terbatas. Sebagai contoh, pada pameran dunia di Paris tahun 1900, salah satu atraksi utama adalah penerangan jembatan dengan listrik diatas sungai Seine.

Metoda paling awal membangkitkan listrik adalah dengan menciptakan muatan listrik statis. Pada tahun 1660, Otto von Guericke membuat mesin listrik pertama yang terdiri atas bola sulfur besar yang, ketika digosok dan diputar, menarik bulu dan sobekan kertas kecil. Guericke mampu membuktikan bahwa bunga api yang dihasilkan benar-benar listrik.

Pemakaian listrik statis pertama ditemukan oleh Alessandro Volta (1745-1827) dengan alat yang disebut “pistol listrik”. Alat ini terdiri dari sebuah kawat yang dipasang pada bejana yang berisi gas metana. Dengan mengirim bunga api listrik melalui kawat, bejana akan meledak. Volta menggunakan penemuan ini untuk komunikasi jarak jauh, meskipun hanya dengan satu bit Boolean. Sebuah kawat besi yang disangga batang kayu dibentangkan dari Como ke Milan, Italia. Pada ujung penerima, kawat berakhir pada bejana yang diisi dengan gas metana. Dengan perintah, bunga api listrik dikirim dengan kawat yang akan memicu pistol listrik untuk memberi sinyal. Sambungan komunikasi ini tidak pernah dibangun.

Pada tahun 1791, ketika bekerja di Universitas Bologna, Luigi Galvani menemukan bahwa otot katak berkontraksi ketika disentuh dengan logam. Terinspirasi oleh percobaan ini, Volta melakukan serangkaian percobaan menggunakan seng, timbal, timah atau besi sebagai pelat positif dan tembaga, perak, emas atau grafit sebagai pelat negatif. Pada tahun 1800, Volta menemukan bahwa dengan menggunakan fluida tertentu sebagai penghantar untuk mendorong reaksi antara logam dan elektroda, dapat dihasilkan arus listrik kontinyu. Ini menuju pada temuan sel volta pertama, yang lebih dikenal sebagai baterai. Volta menemukan lebih lanjut bahwa tegangan akan semakin besar ketika sel volta dipasang bersusun satu diatas yang lain.

Empat variasi baterai listrik Volta.

Temuan baru dibuat ketika Sir Humphry Davy memasang baterai listrik terbesar dan paling berdaya pada kubah Institusi Royal London. Ia menghubungkan baterai dengan elektroda arang dan menghasilkan lampu listrik pertama yang paling terang yang pernah dilihat pada masa itu. Penelitian paling penting Davy dibaktikan untuk elektrokimia. Mengikuti percobaan Galvani dan penemuan sel volta, ketertarikan terhadap listrik galvani telah menjadi tersebar luas. Davy mulai menguji pengaruh kimia terhadap listrik pada tahun 1800. Ia segera menemukan bahwa dengan mengalirkan listrik melalui suatu senyawa, senyawa ini terurai, suatu proses yang kemudian disebut elektrolisa. Tegangan yang dihasilkan secara langsung berhubungan dengan reaktivitas elektrolit dengan logam. Dengan bukti tersebut Davy memahami bahwa kerja elektrolisa dan sel volta adalah sama.

Pada tahun 1802, Dr. William Cruickshank merancang baterai listrik pertama yang dapat diproduksi secara masal. Cruickshank menyusun lembaran tembaga persegi, yang disolder pada ujungnya, bersama-sama dengan lembaran seng yang berukuran sama. Lembaran ini ditempatkan pada  kayu persegi panjang yang direkatkan dengan semen. Lekukan dalam kotak menahan pelat logam pada posisinya. Kotak ini kemudian diisi dengan elektrolit garam jenuh atau asam.

Metoda ketiga membangkitkan listrik yang ditemukan adalah listrik melalui magnet yang ditemukan pada tahun 1820 oleh Andre-Marie-Ampere (1775-1836). Ia mengamati bahwa kawat yang membawa arus listrik pada suatu saat saling tarik satu sama lain dan pada saat yang lain saling tolak.

Pada tahun 1831, michael Faraday (1791-1867) mendemonstrasikan bagaimana piringan tembaga mampu menyediakan arus listrik konstan ketika diputar pada medan magnet yang kuat. Faraday, yang membantu Davy dan tim risetnya, berhasil membangkitkan gaya listrik terus menerus selama gerakan antara koil dan magnet berlanjut. Generator listrik ditemukan. Proses ini kemudian dibalik dan motor listrik ditemukan. Tidak lama kemudian, transformer dikembangkan yang dapat merubah listrik ke tegangan yang diinginkan. Pada tahun 1833, Faraday memantapkan dasar elektrokimia dengan hukum Faraday, yang menggambarkan jumlah reduksi yang terjadi pada sel elektrolisa.

Pada tahun 1836, John F. Daniell, ahli kimia Inggris, melanjutkan penelitian tentang baterai elektrokimia dan mengembangkan sel yang semakin baik yang menghasilkan arus listrik lebih steady daripada sel volta. Sampai saat itu, semua baterai tersusun atas sel primer, yang berarti baterai tidak dapat diisi ulang. Pada tahun 1859, ahli fisika Perancis Gaston Plate menemukan baterai yang dapat diisi ulang pertama. Baterai sekunder ini berdasarkan pada kimia asam timbal, sistem yang sampai saat ini masih digunakan.

Pada tahun 1899, Waldmar Jungner dari Swedia menemukan baterai nikel-kadmium, yang menggunakan nikel untuk elektroda positif dan kadmium untuk negatif. Dua tahun kemudian, Edison memproduksi rancangan alternatif dengan mengganti kadmium dengan besi. Karena harga bahan yang mahal dibandingkan dengan sel kering dan baterai penyimpan asam timbal, aplikasi praktis baterai nikel-kadmium dan nikel-besi terbatas. Baterai nikel-kadmium yang tersegel rapat, yang dikenal saat ini, tidak akan ada tanpa keberhasilan Neumann yang secara sempurna membuat segel sel pada tahun 1947.

Terlihat bahwa dari dulu sampai sekarang, manusia tergantung pada listrik, suatu produk yang tidak akan mungkin tanpa penemu dan peneliti yang telaten, tekun, kreatif dan tidak kenal lelah. Dengan meningkatnya kebutuhan mobilitas, pengembangan baterai yang memiliki kapastas penyimpan yang lebih besar mungkin masih dibutuhkan. Meskipun teknologi baterai sudah cukup lama ada, namun sampai saat ini penelitian dan pengembangan baterai ini masih terus berjalan untuk memenuhi kebutuhan teknologi yang terus berkembang.