ELEKTROKIMIA (ELEKTROLISIS)ELEKTROLISIS Oleh: Samuel Herianto Ginting Munthe Praktikum Modul Percobaan Elektrolisis Laboratorium Fisika Ilustrasi dari peralatan yang digunakan untuk elektrolisis yang biasanya digunakan dalam laboratorium sekolah.Elektrolisis merupakan proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektroda dan elektrolit. Elektroda yang digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu: Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au). Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag). Elektrolitnya dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau garam, dapat pula leburan garam halida atau leburan oksida. Kombinasi antara elektrolit dan elektroda menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu: 1. Elektrolisis larutan dengan elektroda inert 2. Elektrolisis larutan dengan elektroda aktif 3. Elektrolisis leburan dengan elektroda inert Pada elektrolisis, katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif. Pada katoda akan terjadi reaksi reduksi dan pada anoda terjadi reaksi oksidasi. A. SEJARAH ELEKTROLISIS 1. 1800 - William Nicholson dan Johann Ritter terurai air menjadi hidrogen dan oksigen. 2. 1807 - Kalium, natrium, barium, kalsium dan magnesium ditemukan oleh Sir Humphry Davy elektrolisis menggunakan 3. 1886 - Fluorin ditemukan oleh Henri Moissan elektrolisis menggunakan. 4. 1886 - Hall-Hroult proses yang dikembangkan untuk membuat aluminium 5. 1890 - Kellner Castner-proses yang dikembangkan untuk membuat sodium hidroksida Elektrolisis adalah aliran arus listrik langsung melalui substansi ionik yang baik cair atau dilarutkan dalam pelarut yang sesuai, menghasilkan reaksi kimia pada elektroda dan pemisahan bahan. Komponen utama yang diperlukan untuk mencapai elektrolisis adalah: 1. Sebuah elektrolit: zat yang mengandung ion bebas yang merupakan pembawa arus listrik dalam elektrolit. Jika ion tidak bergerak, seperti pada solid maka elektrolisis garam tidak dapat terjadi. 2. Sebuah arus searah (DC) supply: menyediakan energi yang diperlukan untuk membuat atau melepaskan ion dalam elektrolit. Arus listrik ini dibawa oleh elektron dalam sirkuit eksternal. 3. Dua elektroda: sebuah konduktor listrik yang menyediakan antarmuka fisik antara sirkuit listrik memberikan energi dan elektrolit Elektroda dari logam, grafit dan bahan semikonduktor digunakan secara luas. Pemilihan elektroda yang sesuai tergantung pada reaktivitas kimia antara elektroda dan elektrolit dan biaya pembuatannya. B. PROSES ELEKTROLISIS Half-reaction E (V) Ref.

Na+ + e Na(s) 2.71 [1] Zn2+ + 2e Zn(s) 0.7618 [2] 2H+ + 2e H2(g) 0 Br2(aq) + 2e 2Br +1.0873 [2] O2(g) + 4H+ + 4e 2H2O +1.23 [1] Cl2(g) + 2e 2Cl +1.36 [1] S2O82 + 2e 2SO24 +2.07 [1] Proses kunci dari elektrolisis adalah pertukaran atom dan ion dengan pemindahan atau penambahan elektron dari sirkuit eksternal. Produk diperlukan elektrolisis dalam beberapa keadaan fisik yang berbeda dari elektrolit dan bisa dihapus oleh beberapa proses fisik. Sebagai contoh, dalam elektrolisis air garam untuk menghasilkan hidrogen dan klorin, produk adalah gas. Gelembung ini produk gas dari elektrolit dan dikumpulkan. Sebuah cair yang mengandung ion mobile (elektrolit) yang diproduksi oleh 1. Solvasi atau reaksi dari suatu senyawa ion dengan pelarut (seperti air) untuk menghasilkan ion mobile 2. Sebuah senyawa ion dilebur (fusi) dengan pemanasan Potensi listrik diterapkan di sepasang elektroda tenggelam dalam elektrolit. Setiap elektroda ion yang menarik dari muatan berlawanan. Ion positif bermuatan (kation) bergerak menuju katoda (negatif) yang menyediakan elektron, sedangkan ion bermuatan negatif (anion) bergerak menuju anoda positif. Pada elektroda, elektron diserap atau dilepaskan oleh atom dan ion. Mereka atom yang memperoleh atau kehilangan elektron menjadi ion bermuatan masuk ke elektrolit. Mereka ion yang memperoleh atau kehilangan elektron menjadi bermuatan atom terpisah dari elektrolit. Pembentukan atom bermuatan dari ion disebut pemakaian. Energi yang dibutuhkan untuk menyebabkan ion untuk bermigrasi ke elektroda, dan energi menyebabkan perubahan di negara ion, disediakan oleh sumber eksternal potensial listrik. B.1.Sel dan elektrolisis Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel

dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh elektrolisis. Reaksi total sel Daniell adalah: Zn + Cu2+(aq) > Zn2+(aq) + Cu (10.36) Andaikan potensial lebih tinggi dari 1,1 V diberikan pada sel dengan arah kebalikan dari potensial yang dihasilkan sel, reaksi sebaliknya akan berlangsung. Jadi, zink akan mengendap dan tembaga akan mulai larut. Zn2+(aq) + Cu > Zn + Cu2+(aq) (10.37) Gambar 10.6 menunjukkan representasi skematik reaksi kimia yang terjadi bila potensial balik diberikan pada sel Daniell. Bandingkan dengan Gambar 10.2. Reaksi kebalikan dengan yang terjadi pada sel Daniell akan berlangsung. Zink mengendap sementara tembaga akan melarut. Seorang ahli kimia Inggris bernama Michael Faraday pada awal tahun 1830-an menemukan bahwa larutan tertentu dapat segera mengalirkan arus listrik. Ia menamakan larutan tersebut dengan elektrolit dan aliran listrik yang melalui larutan elektrolit disebut elektrolisis. Selanjutnya Michael Faraday melakukan percobaan untuk meneliti hubungan antara besarnya arus yang mengalir dalam suatu elektrolisis dengan jumlah zat yang bereaksi. Untuk menggambarkannya diambil elektrolisis larutan perak nitrat (AgNO3). Pada katode akan terjadi reaksi reduksi seperti berikut. Dari reaksi di atas dapat dikatakan bahwa untuk menghasilkan 1 mol logam Ag, diperlukan 1 mol elektron. Jumlah listrik yang dialirkan ke dalam sel elektrolisis untuk mendapatkan 1 mol elektron dinamakan 1 Faraday. Berdasarkan percobaan diperoleh bahwa 1 mol elektron mengandung muatan listrik sebesar 96500 Coulomb. 1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 Coulomb Sebagai hasil dari percobaannya pada tahun 1832 Faraday mengemukakan dua hukum yang penting tentang hubungan antara arus listrik dengan jumlah zat yang terbentuk pada elektrode. Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833. Hukum elektrolisis Faraday: 1. Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel. 2. Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada jenis logamnya. C (Coulomb) adalah satuan muatan listrik, dan 1 C adalah muatan yang dihasilkan bila arus 1 A (Ampere) mengalir selama 1 s. Tetapan fundamental listrik adalah konstanta

Faraday F, 9,65 x104 C, yang didefinisikan sebgai kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang disebabkan oleh aliran arus listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu. B.1.1. Hukum Faraday 1 Hukum Faraday 1 menyatakan bahwa massa zat yang dibebaskan pada suatu elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir. Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut. Apabila jumlah muatan listrik merupakan hasil kali kuat arus (I) dengan waktu (t), maka persamaan di atas dapat ditulis seperti berikut. B.1.2. Hukum Faraday 2 Hukum Faraday 2 menyatakan bahwa zat yang dibebaskan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu. Secara matematis, pernyataan tersebut dapat dituliskan seperti berikut. Jika arus listrik yang sama dialirkan dalam dua buah sel elektrolisis yang berbeda maka perbandingan massa zat yang dibebaskan akan sama dengan perbandingan massa ekuivalennya. Oleh karena itu, menurut hukum Faraday 2, massa zat terendapkan hasil dua buah elektrolisis dengan arus listrik yang sama secara matematis dapat dituliskan seperti berikut. Keterangan: G = massa hasil elektrolisis (gram) Me= massa ekuivalen Elektrolisis yang pertama dicoba adalah elektrolisis air (1800). Davy segera mengikuti dan dengan sukses mengisolasi logam alkali dan alkali tanah. Bahkan hingga kini elektrolisis digunakan untuk menghasilkan berbagai logam. Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk produksi logam dengan kecenderungan ionisasi tinggi (misalnya aluminum). Produksi aluminum di industri dengan elektrolisis dicapai tahun 1886 secara independen oleh penemu Amerika Charles Martin Hall (1863-1914) dan penemu Perancis Paul Louis Toussaint Hroult (1863-1914) pada waktu yang sama. Sukses elektrolisis ini karena penggunaan lelehan Na3AlF6 sebagai pelarut bijih (aluminum oksida; alumina Al2O3) Sebagai syarat berlangsungnya elektrolisis, ion harus dapat bermigrasi ke elektroda. Salah satu cara yang paling jelas agar ion mempunyai mobilitas adalah dengan menggunakan larutan dalam air. Namun, dalam kasus elektrolisis alumina, larutan dalam air jelas tidak tepat sebab air lebih mudah direduksi daripada ion aluminum sebagaimana ditunjukkan di bawah ini. Al3+ + 3e-> Al potensial elektroda normal = -1,662 V (10.38) 2H2O +2e-> H2 + 2OH- potensial elektroda normal = -0,828 V (10.39) Metoda lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Masalahnya Al2O3 meleleh pada suhu sangat tinggi 2050 C, dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak

realistik. Namun, titik leleh campuran Al2O3 dan Na3AlF6 adalah sekitar 1000 C, dan suhu ini mudah dicapai. Prosedur detailnya adalah: bijih aluminum, bauksit mengandung berbagai oksida logam sebagai pengotor. Bijih ini diolah dengan alkali, dan hanya oksida aluminum yang amfoter yang larut. Bahan yang tak larut disaring, dan karbon dioksida dialirkan ke filtratnya untuk menghasilkan hidrolisis garamnya. Alumina akan diendapkan. Al2O3(s) + 2OH-(aq)> 2AlO2- (aq) + H2O(l) (10.40) 2CO2 + 2AlO2 -(aq) + (n+1)H2O(l) ---------> 2HCO3- (aq) + Al2O3nH2O(s) (10.41) Alumina yang didapatkan dicampur dengan Na3AlF6 dan kemudian garam lelehnya dielektrolisis. Reaksi dalam sel elektrolisi rumit. Kemungkinan besar awalnya alumina bereaksi dengan Na3AlF6 dan kemudian reaksi elektrolisis berlangsung. Al2O3 + 4AlF63--------> 3Al2OF62- + 6F- (10.42) Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut. Elektroda negatif: 2Al2OF62- + 12F- + C ------> 4AlF63- + CO2 + 4e- (10.43) Elektroda positif: AlF63- + 3e--------> Al + 6F- (10.44) Reaksi total: 2Al2O3 + 3C > 4Al + 3CO2 (10.45) Kemurnian aluminum yang didapatkan dengan prosedur ini kira-kira 99,55 %. Aluminum digunakan dalam kemurnian ini atau sebagai paduan dengan logam lain. Sifat aluminum sangat baik dan, selain itu, harganya juga tidak terlalu mahal. Namun, harus diingat bahwa produksi aluminum membutuhkan listrik dalam jumlah sangat besar. C. OKSIDASI DAN REDUKSI PADA ELEKTRODA Oksidasi ion atau molekul netral terjadi pada anoda, dan pengurangan ion atau molekul netral terjadi pada katoda. Sebagai contoh, adalah mungkin untuk mengoksidasi ion ferro untuk ion besi di anoda: Fe2 + aq Fe3 + aq + eHal ini juga memungkinkan untuk mengurangi ion ferricyanide untuk ion ferrocyanide pada katoda: Fe (CN) 3-6 + e- Fe (CN) 4-6 molekul netral juga bisa bereaksi pada elektroda baik. Sebagai contoh: p-benzoquinon dapat direduksi menjadi hidroquinon di katoda: P-Benzochinon.svg + 2 e-+ 2 H + Hydroquinone.svg Dalam contoh terakhir, ion H + (ion hidrogen) juga mengambil bagian dalam reaksi, dan disediakan oleh asam dalam larutan, atau (air, metanol dll) pelarut sendiri. Elektrolisis reaksi yang melibatkan ion H + cukup umum dalam larutan asam. Dalam larutan air basa, reaksi yang melibatkan OH-(ion hidroksida) adalah biasa. Zat dioksidasi atau dikurangi juga dapat menjadi pelarut (biasanya air) atau elektroda.

Hal ini dimungkinkan untuk memiliki gas elektrolisis melibatkan. D. ENERGI PERUBAHAN SELAMA ELEKTROLISIS Jumlah energi listrik yang harus ditambahkan sama dengan perubahan energi bebas Gibbs reaksi ditambah kerugian dalam sistem. Kerugian dapat (secara teori) menjadi sewenang-wenang mendekati nol, sehingga efisiensi termodinamika maksimum sama dengan perubahan entalpi dibagi dengan perubahan energi bebas reaksi. Dalam kebanyakan kasus, input listrik lebih besar dari perubahan entalpi reaksi, sehingga sejumlah energi dilepaskan dalam bentuk panas. Dalam beberapa kasus, misalnya, dalam elektrolisis uap menjadi hidrogen dan oksigen pada suhu tinggi, sebaliknya adalah benar. Panas diserap dari sekitarnya, dan nilai pemanasan hidrogen yang dihasilkan lebih tinggi dari input listrik. E.TEKNIK TERKAIT Teknik berikut ini berkaitan dengan elektrolisis: 1. Elektroforesis Gel adalah gel elektrolisis menggunakan pelarut. Hal ini digunakan untuk zat terpisah, seperti untai DNA, berdasarkan muatan listrik mereka. 2. Elektrokimia sel, termasuk sel bahan bakar hidrogen, perbedaan memanfaatkan dalam Standar elektroda potensial untuk menghasilkan potensial listrik dari mana kekuasaan yang berguna dapat diekstraksi. Meskipun terkait melalui interaksi ion dan elektroda, elektrolisis dan operasi sel elektrokimia yang cukup berbeda. Sebuah sel kimia tidak boleh dianggap sebagai melakukan "elektrolisis secara terbalik".

F. KEGUNAAN ELEKTROLISIS 1. Industri menggunakan Hall-Heroult proses untuk memproduksi aluminium Produksi aluminium, lithium, natrium, kalium, magnesium Coulometri teknik dapat digunakan untuk menentukan jumlah materi berubah selama elektrolisis dengan mengukur jumlah listrik yang diperlukan untuk melakukan elektrolisis Produksi klorin dan natrium hidroksida Produksi klorat natrium dan kalium klorat Produksi perfluorinated senyawa organik seperti asam trifluoroacetic Produksi tembaga sebagai katoda, dari tembaga dimurnikan kemurnian rendah sebagai anoda. 2. Elektrolisis mempunyai banyak kegunaan lain: Electrometallurgy adalah proses pengurangan logam dari senyawa logam untuk mendapatkan bentuk murni dari elektrolisis logam dengan menggunakan. Sebagai contoh, natrium hidroksida dalam bentuk cair yang dipisahkan dengan elektrolisis menjadi natrium dan oksigen, yang keduanya memiliki kegunaan kimia penting. (Air diproduksi pada saat yang sama.)

Anodization adalah proses elektrolitik yang membuat permukaan logam tahan terhadap korosi. Sebagai contoh, kapal diselamatkan dari yang terkorosi oleh oksigen dalam air dengan proses ini. Proses ini juga digunakan untuk menghias permukaan. Baterai bekerja dengan proses kebalikan untuk elektrolisis. Humphry Davy menemukan bahwa lithium bertindak sebagai elektrolit dan menyediakan energi listrik. Produksi oksigen untuk pesawat ruang angkasa dan kapal selam nuklir. Elektroplating digunakan dalam pelapisan logam untuk menguatkan mereka. Elektroplating digunakan dalam banyak industri untuk tujuan fungsional atau dekoratif, seperti di badan kendaraan dan koin nikel. Produksi hidrogen untuk bahan bakar, menggunakan sumber energi listrik murah. Etching permukaan logam seperti alat atau pisau dengan tanda permanen atau logo elektrolit. Elektrolisis juga digunakan dalam pembersihan dan pelestarian artifak tua. Karena proses memisahkan partikel non-logam dari yang metalik, sangat berguna untuk membersihkan koin-koin kuno dan benda-benda yang lebih besar. G. SETENGAH-REAKSI PADA ELEKTROLISIS LARUTAN Menggunakan sel yang berisi elektroda platinum inert, elektrolisis larutan mengandung air dari beberapa garam menyebabkan pengurangan kation (misalnya, pengendapan logam dengan, misalnya, garam seng) dan oksidasi dari anion (evolusi misalnya brom dengan bromida). Namun, dengan garam dari beberapa logam (misalnya natrium) hidrogen berkembang di katoda, dan untuk garam yang mengandung beberapa anion (misalnya sulfat SO42-) oksigen berevolusi pada anoda. Dalam kedua kasus, hal ini dikarenakan air dikurangi untuk membentuk hidrogen atau dioksidasi untuk membentuk oksigen. Pada prinsipnya tegangan yang diperlukan untuk menguraikan senyawaan dgn listrik larutan garam dapat diturunkan dari standar elektroda potensial untuk reaksi di anoda dan katoda. Potensi elektroda standar adalah langsung berhubungan dengan energi untuk reaksi di elektroda masing-masing dan mengacu pada sebuah elektroda dengan tidak ada arus yang mengalir. Ekstrak dari tabel potensi elektroda standar ditampilkan di bawah. Setengah-reaksi E (V) Ref. Na + + e-berada dalam kesetimbangan dengan Na (s) -2,71 Zn2 + + 2e-berada dalam kesetimbangan dengan Zn (s) -0,7618 2H + + 2e-berada dalam kesetimbangan dengan H2 (g) 0 Br2 (aq) + 2e-berada dalam ekuilibrium dengan 2Br-1,0873 O2 (g) + 4H + + 4e-berada dalam kesetimbangan dengan 2H2O 1,23 Cl2 (g) + 2e, berada dalam ekuilibrium dengan 2Cl-1,36 S2O82-+ 2e-berada dalam ekuilibrium dengan 2SO2-4 2,07

Dalam hal elektrolisis, tabel ini harus ditafsirkan sebagai berikut :

1. Spesies dioksidasi (sering kation) dekat bagian atas tabel yang lebih sulit untuk mengurangi dari spesies teroksidasi lebih bawah. Misalnya lebih sulit untuk mengurangi ion natrium dengan logam natrium daripada untuk mengurangi ion seng dengan logam seng. 2. Spesies berkurang (biasanya anion) di dekat bagian bawah tabel yang lebih sulit untuk mengoksidasi dari spesies berkurang lebih tinggi. Misalnya lebih sulit untuk mengoksidasi anion sulfat dari pada anion teroksidasi bromida. 3. Menggunakan persamaan Nernst potensial elektroda dapat dihitung untuk konsentrasi tertentu ion, suhu dan jumlah elektron yang terlibat. Untuk air murni (pH 7): 4. Potensi elektroda untuk pengurangan produksi hidrogen -0,41 V 5. Potensi elektroda untuk oksidasi memproduksi oksigen 0,82 V. tokoh Sebanding dihitung dengan cara yang sama, untuk 1M bromida seng, ZnBr2, adalah -0,76 V untuk pengurangan untuk logam Zn dan 1,10 V untuk oksidasi memproduksi bromine. Kesimpulan dari angka-angka ini adalah hidrogen yang harus diproduksi pada katoda dan oksigen pada anoda dari elektrolisis air yang berbeda dengan pengamatan eksperimental yang logam seng disimpan dan bromin yang dihasilkan. Penjelasannya adalah bahwa Potensi dihitung hanya menunjukkan reaksi termodinamika disukai. Dalam prakteknya banyak faktor lain yang harus diperhitungkan seperti