Sumber : http://elyaana23.blogspot.com/2014/06/elektrolisis.html

ELEKTROLISIS

ElektrolisisIlustrasi 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 elektrode dan larutan 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 larutan elektrolit dan elektrode menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu:1. Elektrolisis larutan dengan elektrode inert2. Elektrolisis larutan dengan elektrode aktif3. Elektrolisis leburan dengan elektrode inertPada elektrolisis, katode merupakan kutub negatif dan anode merupakan kutub positif. Pada katode akan terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi. Contoh-contoh reaksi elektrolisis adalah sebagai berikut:Penerapan dalam industriElektrolisis 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. Namun Al2O3 meleleh pada suhu sangat tinggi, sekitar 2050 C, dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak mungkin. 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.Penerapan elektrolisis lainnya adalah penyepuhan logam, yaitu proses pemurnian logam dari pengotor, seperti pemurnian tembaga untuk pembuatan kabel listrik. Contoh lainnya adalah proses pelapisan perak kepada peralatan makan seperti sendok dan garpu.

Penjelasan Elektrolisis dan Contoh Soal Elektrolisis- Berikutpenjelasan mengenai elektrolisis. Seorang ahli dari Inggris bernamaMichael Faradaymengalirkan arus listrik ke dalam larutan elektrolit dan ternyata terjadi suatu reaksi kimia. Proses penggunaan arus listrik untuk menghasilkan reaksi kimia disebut sel elektrolisis.Arus listrik ini bisa berasal dari sel volta.Dalam setiap ketentuan reaksi elektrolisis terjadi persaingan antarspesi (ion atau molekul) untuk mengalami reaksi reduksi atau reaksi oksidasi. Setiap zat yang mempunyai kemampuan reduksi besar akan mengalami reaksi reduksi dan setiap zat yang mempunyai kemampuan oksidasi besar akan mengalami reaksi oksidasi.

A. Sel Elektrolisis Bentuk Lelehan/Cairan/LiquidSel bentuk ini hanya berlaku untuk senyawa ionik dengan tidak ada zatpelarut (tidak ada H2O). Hanya ada kation dan anion.Katode : Kation langsung direduksi (X+(aq) + e---> X(s))Anode : Anion langsung dioksidasi (Y(s) ---> Y+(aq) + e).Kation golongan utama atau golongan transisi langsung direduksi.SEL ELEKTROLISIS Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Sel elektrolisis memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non spontan (G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap sistem. Contohnya adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan electrode platina. Contoh lainnya adalah pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya melebihi potensial sel Daniell.Elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda Pt

Gambar 4. Elektrolisis lelehan NaCl Elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif Power Supply DC akan menjadi kutub negatif sel dan elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif power supply akan menjadi kutub positif dari sel. Ion-ion Na+ akan bergerak menuju kutub negatif dan pada elektroda tersebut terjadi reaksi : Ion-ion Cl- bergerak menuju elektroda positif dan pada elektroda tersebut terjadi reaksi: Karena pada elektroda negatif terjadi reaksi reduksi maka elektroda tersebut merupakan katoda. Pada elektroda positif terjadi reaksi oksidasi. Oleh karena itu elektroda tersebut merupakan anoda. Baik Sel Galvani maupun Sel Elektrolisis menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatanPada elektrolisis, katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif. Pada katoda akan terjadi reaksi reduksi dan pada anoda terjadi reaksi oksidasi.

Sel elektrolisisSel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Contohnya adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda platina. Contoh lainnya adalah pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya melebihi potensial sel Daniell.

Faktor yang Mempengaruhi Proses Elektrolisis1. Jenis elektroda yang digunakan2. Kedudukan ion dalam siri elektrokimia3. Kepekatan ionPerbedaan Antara Sel Elektrolisis / Sel KimiaSel Elektrolisis dialirkan melalui elektrolit, ion-ion akan terurai dan bergerak ke masing-masing anoda dan katoda. Penguraian elektrolit dilakukan oleh arus elektrik.Anion bergerak menuju ke elektroda anoda manakala Kation bergerak menuju ke elektroda katoda.Sel Kimia Sel kimia ialah sel yang menghasilkan tenaga elektrik melalui tindakbalas kimia. Sel kimia dibina daripada dua logam (elektrod) yang berlainan dicelupkan kedalam suatu larutan masing- masing elektrolit. Elektroda Zn dicelupkan ke dalam larutan ZnSO4, Elektroda Cu dicelupkan ke dalam larutan CuSO4 dan dihubungkan oleh satu jembatan garam. Arus yang terhasil ialah sebanyak 1.10A.

Alat dan Bahan:1. Tabung Reaksi (4)2. Baterai3. Larutan KI4. Tabung U5. Batang Karbon (2)6. Larutan Amilum7. Larutan Fenolftalen

Cara Kerja :1. Masukkan Cairan KI kedalam tabung U, kemudian masukkan batang karbon.2. Ujung batang karbon ditempel pada kutub baterai (+) dan (-)3. Amati perubahan cairan KI Selama Elektrolisis4. Ambil cairan anode dan katode, kemudian masukkan kedalam tabung reaksi.5. Teteskan larutan PP pada tabung Anode 1 dan Katode 1, kemudian Larutan Amilum kedalam tabung Anode 2 dan Katode 2.6. Amati perubahan warna pada setiap tabung, catat pada hasil pengamatan.

Hasil Pengamatan :

Cairan dalam RuangPerubahan Selama ElektrolisisPerubahan Setelah ditambah FenolftalenPerubahan Setelah Ditambah Amilum

AnodeKuningHitamKuning

KatodePutihPutihUngu

BAB IIPercobaan 2 : Alat dan Bahan : Tabung U Cairan ZnSO4 Kertas Lakmus Biru dan Merah Batang Karbon (2) Baterai

Cara Kerja :1. Masukkan Cairan ZnSO4 pada tabung U, kemudian masukkan batang karbon.2. Ujung batang karbon di tempel pada baterai.3. Amati bagian mana yang bergelembung.4. Bagian yang bergelembung adalah Anode.5. Celupkan kertas Lakmus Biru dan Merah kedalam cairan.6. Amati perubahan kertas Lakmus tersebut.

Hasil Pengamatan :

ZnSO4 (hanya yang bergelembung)(+) Anode = Lakmus Biru menjadi Merah dan Lakmus Merah tetap Merah. (Bersifat Asam)(-) Katode

Pertanyaan :1. Zat apakah yang terjadi diruang Anode sebagai hasil elektrolisis? Jelaskan.2. Ion-ion apakah yang terdapat diruang katode setelah elektrolisis? Jelaskan.3. Tulislah persamaan setengah reaksi yang terjadi pada :a. Katode danb. Anode4. Berikan penjelasan mengenai hasil elektrolisis tersebut.5. Kesimpulan apakah yang dapat ditarik setelah melakukan kedua percobaan elektrolisis diatas?Jawaban :1. Pada Larutan KI terbentuk zat :KI K+ + I-Anode : 2I I2 + 2e

Pada Larutan ZnSO4 terbentuk zat :ZnSO4 Zn2+ + SO42-Anode : 2H2O 2O + 4H+ + 4e-

2. Ion ion yang terdapat diruang katode setelah elektrolisis :KI K+ + I-Katode : 2H2O + 2e- H2 + 2OH-Anode : 2I I2 + 2e-Reaksi elektrolisis : 2H2O + 2I H2 + 2OH + I2Katode : 2OH-

ZnSO4 Zn2+ + SO42-Katode : Zn2+ + 2e- ZnAnode : 2H2O 2O + 4H+ + 4e-Reaksi Elektrolisis : 2Zn2- + 2H2O 2Zn + O2 + 4H+Katode : 2Zn2+

3. A. Katode : KI K+ + I-Katode : 2H2O +2e- 2OH- +H2

ZnSO4 Zn2+ + SO42-Katode : Zn2+ + 2e- Zn

B.Anode : KI K+ + I- Anode : 2I I2 + 2e-

ZnSO4 Zn2+ + SO42-Anode : 2H2O 2O + 4H+ + 4e-

4. Pada Larutan KI pada Katodenya, Kalium memiliki Nilai Potensial reduksi standar lebih negatif dibandingkan air, maka airlah yang mengalami reduksi. Sehingga terbentuk 2H2O + 2e- 2OH- +H2 pada katode. Adanya H2 pada katode menandakan ada gelembung gas dan ion hidroksida menandakan larutan disekitar katode akan memiliki pH > 7 (Basa) jika kita meneteskan PP larutan akan menjadi Ungu. Pada anode dihasilkan 2I I2 + 2e- adanya I2 dapat diuji dengan meneteskan amilum sehingga warna yang awalnya kuning menjadi hitam.

5. # pada sel elektrolisis, katode tempat terjadinya reduksi yang bermuatan (+) dan anode tempat terjadinya oksidasi yang bermuatan (-)# Larutan disekitar katode akan memiliki pH > 7 (basa)Pengertian ElektrolisisElektrolisis adalah disosiasi suatu elektrolit menjadi ion pada elektroda dengan adanya arus listrik. Konduksi listrik yang melewati larutan elektrolit akan menghasilkan perubahan kimia. Elektrolisis tersusun atas alat-alat yaitu voltameter atau sel elektrolisis.

Terdiri dari gelas kimia yang berisi elektrolit dan dua buah plat logam yang disebut elektroda yang terhubung dengan sumber arus DC (biasanya baterai). Elektrode yang terhubung dengan kutub positif baterai disebut anoda, sedangkan yang terhubung dengan kutub negatif disebut katoda. Perbedaan Sel Elektrolisis dan Sel VoltaSel elektrolisis pada dasarnya adalah sel volta yang bereaksi tidak spontan. Faktanya, aliran listrik harus dibalik dari sel volta dengan melebihkan tegangan yang dibutuhkan. Sel elektrolisis terdiri atas dua buah elektroda, dan suatu elektrolit. Tidak seperti sel volta, reaksi yang menggunakan sel elektrolisis harus terinduksi dan terbalik antara anoda dan katoda. Inilah perbedaan sel volta dan sel elektrolisis:

Sel VoltaSel Elektrolisis

Oksidasi: X X+ + e- (Anoda negatif)Y Y+ + e- (Anoda positif)

Reduksi: Y+ + e- Y (Katoda positif)X+ + e- X (Katoda negatif)

Total: X + Y+ X+ + Y (G0)

Reaksi spontan dan menghasilkan energiReaksi tidak spontan dan membutuhkan energi

Faktor-faktor yang Mempengaruhi ElektrolisisBanyak sekali hal yang mempengaruhi elektrolisis, di antaranya adalah:1. Overpotensial Tegangan yang dihasilkan akan lebih tinggi dari yang diharapkan. Overpotensial bisa menjadi penting untuk mengendalikan interaksi antara elektroda.2. Tipe elektroda Elektroda inert berperan sebagai permukaan untuk reaksi yang terjadi. Namun elektroda tidak ikut bereaksi dimana elektroda aktif menjadi bagian dari setengah reaksi.3. Reaksi elektroda yang bersamaan Jika dua pasang setengah reaksi terjadi bersamaan, maka salah satu setengah reaksi harus dihentikan untuk menentukan pasangan tunggal reaksi yang dapat dielektrolisis.4. Keadaan pereaksi Jika pereaksi tak standar, maka tegangan setegah sel akan berbeda dari nilai standar. Pada kasus ini, larutan untuk anoda setengah sel mungkin akan mempunyai pH lebih tinggi atau rendah dari pH standar (yaitu 4).

SELELEKTROLISIS

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 Ered 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 Ered 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 Ered, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- 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 anoda2. 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 anodaSalah 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 / 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-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- > AgAnoda (+) : 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 = mol O2Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, 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 F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, 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 CaCl2 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) / 96500Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektronBerdasarkan 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 CaMassa Ca = x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan 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 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 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 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 di katoda, 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