Elektrolisis Larutan NaClElektrolisis Larutan NaClA.TujuanMengamati yang terjadi di katoda dan di anoda pada elektrolisis larutan NaCl.B.TeoriSel Elektrolisisadalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Atau juga biasa diartikan energi yang digunakan untuk menghantarkan reaksi kimia. Contohnya seperti penyepuhan, pemurnian logam, penyetruman accu/aki. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari . Baterai aki yang sedang diisi kembali(recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :2 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g)Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. Sel elektrolisis terdiri dari sebuah elektroda, elektrolit, dan sumber arus searah. Elektron memasuki sel elektrolisis melelui kutub negatif ( katoda ). Spesi tertentu dalam larutan menyerap elektron dari katoda dan mengalami reduksi. Sedangkan spesi lain melepas elektron di anoda dan mengalami oksidasi.Beberapa pengertian yang terdapat pada sel elektrolisis, sebagai berikut:1.Anoda ( elektroda negatif ) adalah elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi.2.Katoda ( elektroda positif ) adalah elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi.3.Kation adalah ion yang kekurangan elektron. Karena Kation bergerak menuju elektroda negatif dan terjadi reaksi pengikatan elektron atau reaksi reduksi.4.Anion adalah ion yang kelebihan elektron. Karena Anion bergerak menuju elektroda positif dan melepaskan elektronnya terjadi reaksi reduksi.Padakatoda, terjadi suatu persaingan antara air dengan ion Na+. Dan berdasarkanTabel PotensialStandar Reduksi, air memilikiEredyang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudahtereduksidibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi dikatodaadalah air. Sementara, berdasarkanTabel Potensial Standar Reduksi, nilaiEredion Cl-dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), makaoksidasi ion Cl-lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi dianodaadalah ion Cl-.Jadi, reaksi yang terjadi padaelektrolisis larutan garam NaCladalah sebagai berikut : Katoda (-): 2 H2O(l)+ 2 e- > H2(g)+ 2 OH-(aq).. (1) Anoda (+): 2 Cl-(aq> Cl2(g)+ 2 e-..(2) Reaksi sel : 2 H2O(l)+ 2 Cl-(aq) > H2(g)+ Cl2(g)+ 2 OH-(aq).. [(1) + (2)]Reaksielektrolisis larutan garam NaClmenghasilkan gelembung gas H2dan ion OH(basa) di katoda serta gelembung gas Cl2di anoda. Terbentuknya ion OH-pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp).Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn ? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi dalam anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara itu, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :Katoda (-): 2 H2O(l)+ 2e- H2(g) + 2 OH-(aq)Anoda (+) : Cu(s) Cu2+(aq)+ 2e-

Reaksi Sel : Cu(s)+ 2 H2O(l)Cu2+(aq)+ H2(g) + 2 OH-(aq)C.Alat dan BahanNo.Alat dan BahanUkuran/SatuanJumlah/Volume

1.Tabung U1

2.Kabel/Jepit buaya4 meter/4 buah

3.Adaptor6 volt1

4.Pipet tetes2

5.Elektroda C2

6.Larutan Indikator Fenolftalein3 tetes

7.Larutan NaCl0,5 M50mL

8.Gelas Beker1

9.Klem1

D.Prosedur dan Pengamatan Percobaan/Cara KerjaPasanglah pipa U di statif dan kedua lubang diberikan elektroda karbon yang sudah dirangkai dengan kabel yang dihubungkan dengan adaptor.Lalu masukkan larutan NaCl pada gelas beker, tuangkan ke dalam tabung U.Kemudian tambahkan 3 tetes indikator fenolftalein ke dalam masing-masing lubang pipa U.Setelah itu, tutup kedua lubang dengan menggunakan kapas.Elektrolisis kedua larutan itu sampai terlihat suatu perubahan pada sekitar kedua elektrolida.E. Hasil percobaan 1. Warna larutan sebelum dielektrolisis adalah bening. 2. Sesuatu dielektrolisis : a) Perubahan pada ruang katodaPada larutan berubah menjadi berwarna merah, akan tetapi setelah lama kelamaan warna agak memudar atau menghilang secara perlahan dan menghasilkan gelembung terus-menerus. b) Perubahan pada ruang anoda Pada larutan tidak terjadi perubahan warna, menghasilkan gelembung, tetapi tidak banyak seperti yang terjadi pada katoda dan berbau seperti pemutih pakaian.F. Analisis Data1. Zat apakah yang terjadi di ruang anoda sebagai hasil elektrolisis?- Cl2(klor) karena berbau seperti pemutih pakaian.2. Ion apakah yang terjadi di ruang katoda setelah elektrolisis?- Ion OH- (basa) karena OH- bereaksi dengan larutan fenolftalein sehingga berubah menjadi berwarna merah.3. Tulis persamaan setengah reaksi yang terjadi di katoda dan anoda?- Katoda = 2H2O + 2e- 2OH-+ H2 Anoda = 2Cl- Cl2+ 2e-4. Jelaskan hasil elektrolisis? - Katoda = 2H2O + 2e- 2OH-+ H2 Anoda = 2Cl- Cl2+ 2e- Reaksi sel = 2H2O + 2Cl- 2OH-+ H2+ Cl25. Tarik kesimpulan dari percobaan tadi? - Pada percobaan di atas dapat ditarik kesimpulan bahwa :Larutan NaCl pada katoda adalah larutan menjadi berwarna merah karena OH- bereaksi dengan larutan fenolftalein , menghasilkan gelembung terus-menerus , dan bersifat basa.Larutan NaCl pada anoda adalah bersifat basa , larutan menghasilkan Cl2sehinggatidak mengalami perubahan warna , berbau seperti pemutih pakaian , menghasilkan gelembung tetapi tidak sebanyak di larutan NaCl pada katoda.ReferensiRaspati, D. 2000.General Chemistry. 2thEdition. Buitenzorg, Doe Idenn Crp.http://andykimia03.wordpress.com/2009/09/10/elektrokimia-ii-sel-elektrolisis/Achmadi, Suminar dan Widowati Widodo. 1991.Ilmu Kimia. Jakarta : Erlangga.http://kimiamarsudirini.blogspot.com/2009/10/elektrolisis.html

A.TUJUAN PERCOBAANPada percobaan ini akan kita pelajari reaksielektrolisis beberapa larutan elektrolit menggunakan elektroda inert.

B.LANDASAN TEORIPada sel elektrolisis terjadi reaksi redoks , yaitu reaksi reduksi dan oksidasi yang berjalan dalam satu waktu . pada sel elektrolisis terdiri dua elektrodayaitu kutub katoda ( kutub negatif ) terjadi reaksi reduksi. Dan kutub anoda ( kutub positif ) terjadi reaksi oksidasi.Electrolysis adalah dekomposisi suatu senyawa dengan arus listrik. Elektrolisis NAOH dan KOH pertama dilakukan oleh Sir Humphrey Davey ( 1808 ).Elektrolisis leburan alkali halida sering dipakai dalam industri untuk membuat logam alkali.

KatodaNa++ e-Na(l)EO= - 2,71

AnodaCl-Cl2(g)+ e-EO=- 1,36

BersihNa++ClNa(l)+ Cl2(g)EO= - 4,1

Proses berlangsung dalam sel elektroda secara tidak spontan , ditunjukkan oleh harga negatif dari reaksi selnya. Energi listrik disuplai dari luar sel .

Reaksi oksidasidan reduksi pada sel elektrolisis dapat terjadi jika dua buah elektroda yang berbeda dimasukkan pada pipa U yang berisi elektrolit dan dihubungkan dengan arus listrik ke arah , maka akan terjadi reaksi elektrolisis. Reaksi oksidasi reduksi pada sel elektrolisis dapat ditunjukan adanya peristiwa perbedaan zat yang dihasilkan pada kedua elektrode. Dengan menggunakan indicator tertentu dapat diamati sifat - sifat zat hasil elektrolisis baik disekitar katoda dan anode.

C.ALAT DAN BAHANNOAlat dan BahanUkuran / SatuanJumlahNOAlat dan BahanUkuran / SatuanJumlah

1Pipa U / sel konduktivitas1 bh9Larutan Na2SO40,5 M20 ml

2Kabel dan jepit buaya+ dan -2 bh10Larutan KI0,5 M20 ml

3Elektrode karbon (C)5 10 cm2 bh11Larutan CuSO40,5 M20 ml

4Statif / klem-1 bh12Larutan NaCl0,5 M20 ml

5Tabung reaksi dan rakKecil5 bh13Larutan HCl0,5 M20 ml

6Pipet tetesBesar2 bh14Indikator PP

7Gelas kimia100 ml2 bh15Indikator lakmus

8Catu daya DC3-12 volt1 bh16Larutan kanji

D.LANGKAH KERJA

A.ELEKTROLISIS LARUTAN KI 0,5M1.Masukkan larutan KI 0,5 M kedalam sel konduktivitas / pipa U kemudian pasang pada statif. Masukkan elektrode C pada pipa U kemudian elektrolisis dengan daya 6 volt selama 5 menit. Amati disekitar elektrode dan catat pengamaatan anda .2.Ambil sedikit larutan pada katoda menggunakan pipet pada tabung reaksi lalu tambahkan lakmus merah atau PP dan larutan Anoda ditambah dengan larutan Amilum/kanji. Catat pengamatan anda pada tabel pengamatanB.ELEKTROLISIS LARUTAN Na2SO41.Masukkan larutan Na2SO40,5 M kedalam sel konduktivitas / pipa U kemudian pasang pada statif. Masukkan elektrode C pada pipa U kemudian elektrolisis dengan daya 6 volt selama 5 menit. Amati disekitar elektrode dan catat pengamaatan anda .2.Ambil sedikit larutan pada katoda menggunakan pipet pada tabung reaksi lalu tambahkan lakmus merah atau PP pada tabung reaksi yang berasal katoda dan lakmus biru pada anoda. Catat pengamatan anda pada tabel pengamatan.C.ELEKTROLISIS LARUTAN CUSO41.Masukkan larutanCuSO40,5 M kedalam sel konduktivitas / pipa U kemudian pasang pada statif. Masukkan elektrode C pada pipa U kemudian elektrolisis dengan daya 6 volt selama 5 menit. Amati disekitar elektrode dan catat pengamaatan anda .2.Ambil sedikit larutan pada Anooda menggunakan pipet pada tabung reaksi lalu tambahkan lakmus birupada tabung reaksi yang berasal katoda dan lakmus biru pada anoda. Catat pengamatan anda pada tabel pengamatan.3.Ulangi percobaan diatas dengan larutan NaCl

GAMBAR : SEL ELEKTROLISIS PADA LARUTAN

KatodaAnodaCatu Daya

E.HASIL PENGAMATAN

Larutan dalam RuangPerubahan Selama ElektrolisisPerubahan Setelah ditambah PP/LakmusPerb. Lart. Setelah Penambahan AmilumSifat Larutan Setelah Elektrolisis

KatodaBerkaratBerubah menjadi warna merahTidak ada perubahanAsam

Reaksinya2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)

AnodaPermukaan berwarna KuningBerubah menjadi warna biruBerubah menjadi warna ungu kehitamanBasa

Reaksinya2l(aq)laq)+ 2e-(g)

A.Elektrolisis Larutan KI

B.Elektrolisis Larutan Na2SO4Larutan dalam RuangPerubahan selama elektrolisisPerubahan setelah ditambah PPSifat larutan setelah elektrolisis

KatodaAda GelembungLakmus tetap berwarna merahBasa

Reaksinya2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2O2(g)

AnodaAda GelembungLakmus tetap berwarna BiruBasa

Reaksinya2H2O(g)4H+(aq)+ O2(g)+ 4e-

Larutan dalam RuangPerubahan selama elektrolisisPerubahan setelah ditambah PP/LakmusPerb. Lart. Setelah Penambahan AmilumSifat larutan setelah elektrolisis

KatodaMenjadi Coklat TembagaLakmus biru berubah menjadi warna merah-Asam

ReaksinyaCu2+(aq)+ 2e-Cu(s)

AnodaAda GelembungLakmus biru berubah menjadi warna merahTidak ada perubahanAsam

Reaksinya2H2O(g)4H+(aq)+ O2(g)+ 4e-

C.Elektrolisis Larutan CuSO4

D.Elektrolisis Larutan NaClLarutan dalam RuangPerubahan selama elektrolisisPerubahan setelah ditambah PP/LakmusPerb. Lart. Setelah Penambahan AmilumSifat larutan setelah elektrolisis

KatodaAda GelembungLakmus biru tetap berwarna biruTidak terjadi perubahanBasa

Reaksinya2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)

AnodaAda GelembungLakmus biru berubah menjadi warna merahTidak terjadi perubahanAsam

Reaksinya2Cl-(aq)Cl2(s)+ 2e-

F.PERTANYAAN1.Pada reaksi manakah terjadi endapan pada kutub katodanya ? jelaskan !2.Pada reaksi manakah yang menghasilkan gas ?3.Pada elektrolisis larutan KI mengapa pada anoda terjadi warna kecoklatan ?4.Tuliskan semua reaksi elektrolisis pada semua eksperimen di atas ?5.Jika diasumsikan kuat arus listrik yang digunakan 2A selama 10 menit , hitunglah berat zat atau volume (STP) gas yang dihasilkan selama percobaan tersebut!

jawaban

1.Reaksiyang terjadi endapan pada kutub katoda yaitu pada larutan CuSO4,hal tersebut menunjukan pada katoda terjadi reduksi Cu2+yang menghasilkan endapan Cu.2.Reaksi yang menghasilkan gas yaitu pada larutan KI dan Na2SO4.3.Karena di anoda terjadi oksidasi 2I+menjadi I2(iodin) yang berwarna coklat dan turun ke dasar kompartemen / wadah.4.a. KIK++ I+Katoda (-) :2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)Anoda (+) :2I+I2+ 2e-r. elektrolisis :2H2O(aq)+2I+2OH-(aq) )+ H2(g)+I2

b.Na2SO4Na2++ SO4-Katoda (-):2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)x2Anoda(+):2H2O4H++ O2+ 4e-x1r. elektrolisis :4H2O(aq)+ 2H2O4OH-(aq)+2H2(g)+4H++ O2:2H2O2H2+ O2c.CuSO4Cu2++ SO42-Katoda (-):Cu2++ 2e-Cux2Anoda(+):2H2O4H++ O2+ 4e-x1r. elektrolisis : 2Cu2++ 2H2O2Cu+ 4H++ O2

d.NaClNa + + Cl-katoda (-):2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)anoda (+): 2Cl-Cl2+ 2er. elektrolisis:2H2O + 2Cl-2OH-+H++ H2 Cl2

5.a. Larutan KIdiket : i = 2At = 10 jam =600 detikditanyakan : Berat zat / volume(STP) gas?Jawab :

Massa KI = e i t / 96500126,9. 2 . 6001=96500155880=96500=1,61 gram

Mol=gramAr=1,61129,6= 0,0127 molVolume= Mol X 22,4= 0,0127 X 22,4= 0,2851 liter

b. Larutan Na2SO4diket : i = 2At = 10 jam =600 detikditanyakan : Berat zat / volume(STP) gas?

Jawab :Massa Na2SO4= e i t / 9650022,9. 2 . 600=296500

13740=96500= 0,142 gram

Mol=gramAr=0,14222,9= 0,00621 molVolume= Mol X 22,4= 0,00621 X 22,4= 0,1392 liter

c. Larutan CuSO4diket : i = 2At = 10 jam =600 detikditanyakan : Berat zat /volume(STP) gas?Jawab :Massa CuSO4= e i t / 9650063,5. 2 . 600=296500

=3810096500= 0,3948 gram

Mol=gramAr=0,394863,5= 0,00621 mol

Volume= Mol X 22,4= 0,00621 X 22,4= 0,1392 liter

c. Larutan CuSO4diket : i = 2At = 10 jam =600 detikditanyakan : Berat zat /volume(STP) gas?Jawab :Massa CuSO4= e i t / 9650022,9. 2 . 600=296500=1374096500= 0,142 gram

Mol=gramAr=0,14222,9= 0,00621 mol

Volume= Mol X 22,4= 0,00621 X 22,4= 0,1392 liter

G. PEMBAHASAN*Larutan KIDalam larutan KI menghasilkan gelembung gas pada katoda. Sedangkangelembung gas dan endapanya berwarna kuning kecoklatan pada anodaReaksi yang terjadi adalahKIK++ I-Katoda (-) :2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)Anoda (+) : 2I+I2+ 2e-r. elektrolisis :2H2O(aq)+2I-2OH-(aq) )+ H2(g)+ I2

Dikatoda terjadi reaksireduksi air karena ion K+adalah ion dari logam golongan IA yang memiliki Eopaling negatif sehingga tidak bisa mengalami reduksi. Memang tidak menunjukan perubahan yang signifikan, tetapi terbentuk gelembung gelembung yang belum dikenali apa jenisnya . pada saatdimasukkan kertas lakmus merah menjadi biru pda kutub katoda (-) dan anoda (+).

Larutan CuSO4Hasil pengamatan menunjukkan terjadinya korosis di katoda dan anoda tidak terdapat endapan, pada saat dimasukkan kertas lakmus biru menjadi merah pada kutub katoda (-) dan anoda (+).. hal tersebut menunjukkan pada katoda terjadi reduksi Cu2+ yang menghasilkan endapan Cu dan pada anoda terjadi oksidasi H2O yang menghasilkan gas oksigen. Sebagaimana reaksinya

.CuSO4Cu2++ SO42-Katoda (-):Cu2++ 2e-Cux2Anoda(+):2H2O4H++ O2+ 4e-x1r. elektrolisis : 2Cu2++ 2H2O2Cu+ 4H++ O2

Larutan Na2SO4Hasil pengamatan menunjukan tidak terjadi perubahan warna pada lakmus biru tetap menjadi biru pada kutub katoda(-) dan anoda(+) dan bersifat netral. Sementara pada elektroda pada kedua duanya menghasilkan gelembung, baik katoda maupun anoda. Katoda menghasilkan gas hydrogen(H2 (reduksi H2O) dan anoda menghasilkan gas oksigen (O2) (oksidasi H2O) sebagaimana reaksinya :

Na2SO4Na2++ SO4-Katoda (-):2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)x2Anoda(+):2H2O4H++ O2+ 4e-x1r. elektrolisis :4H2O(aq)+ 2H2O4OH-(aq)+2H2(g)+ 4H++ O2:2H2O2H2+ O2

Larutan NaClHasil pengamatan menunjukan tidak terjadi perubahan warna pada lakmus biru tetap menjadi biru pada kutub katoda(-) dan anoda(+) dan bersifat netral. Sementara pada elektroda pada kedua duanya menghasilkan gelembung, baik katoda maupun anoda, sebagaimana reaksinya.

.NaClNa++ Cl-katoda (-):2H2O(aq)+ 2e-2OH-(aq)+ H2(g)anoda (+): 2Cl-Cl2+ 2er. elektrolisis:2H2O + 2Cl-2OH-+ H2+ Cl2

G.KESIMPULAN

a.Larutan KIPerubahan yang terjadi pada elektroloisis larutan Kalium iodida antara lain perubahan warna larutan yang menandakan zat-zat yang terelektrolisis pada masing-masing anoda-katoda, yaitu iodin yang teroksidasi pada anoda daan air yang teroksidasi pada katoda.b.Larutan Na2SO4Perubahan yang terjadi pada elektrolisis larutan Natrium ulfat antara lain perubahan warna larutan yang menandakan perubahan suasana yaitu asam pada anoda dengan menghasilkan gas O2serta basa pada katoda dengan menghasilkan gas H2-.c.Larutan CuSO4Pada elektrolisis larutan CuSO4pada anoda terjadi oksidasi air menjadi H+(pembawa sifat asam) dan gas O2. Yang terbukti dengan perubahan lakmus menjadi merah dan terdapatnya gelembung-gelembung gas. Sementara di katoda terjadi pengendapan yang menyebabkan masa C yang mengendap terjadi oeningkatan.

Sel Elektrolisisadalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari.Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : 2 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g)Rangkaiansel elektrolisishampir menyerupaisel volta. Yang membedakansel elektrolisisdarisel voltaadalah, padasel elektrolisis, komponenvoltmeterdiganti dengansumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksireduksiberlangsung dikatoda, sedangkan reaksioksidasiberlangsung dianoda.Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya,katodabermuatan negatif dan menarikkation-kationyang akantereduksimenjadi endapan logam. Sebaliknya,anodabermuatan positif dan menarikanion-anionyang akanteroksidasimenjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.Ada dua tipe elektrolisis, yaituelektrolisis lelehan (leburan)danelektrolisis larutan. Pada proseselektrolisis lelehan,kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilahsel Downs) :Katoda (-) : 2 Na+(l)+ 2 e-> 2 Na(s).. (1)Anoda (+) : 2 Cl-(l)Cl2(g)+ 2 e-.. (2)Reaksi sel : 2 Na+(l)+ 2 Cl-(l)> 2 Na(s)+ Cl2(g).. [(1) + (2)]Reaksielektrolisis lelehan garam NaClmenghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2di anoda. Bagaimana halnya jikalelehan garam NaCldiganti denganlarutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksielektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembaliDeret Volta(lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).Padakatoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. BerdasarkanTabel Potensial Standar Reduksi, air memilikiEredyang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudahtereduksidibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi dikatodaadalah air. Sementara, berdasarkanTabel Potensial Standar Reduksi, nilaiEredion Cl-dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), makaoksidasi ion Cl-lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi dianodaadalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi padaelektrolisis larutan garam NaCladalah sebagai berikut :Katoda (-) : 2 H2O(l)+ 2 e-> H2(g)+ 2 OH-(aq).. (1)Anoda (+) : 2 Cl-(aq)> Cl2(g)+ 2 e-.. (2)Reaksi sel : 2 H2O(l)+ 2 Cl-(aq)> H2(g)+ Cl2(g)+ 2 OH-(aq). [(1) + (2)]Reaksielektrolisis larutan garam NaClmenghasilkan gelembung gas H2dan ion OH(basa) di katoda serta gelembung gas Cl2di anoda. Terbentuknya ion OH-pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Padakatoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilaiEred, maka air yang akantereduksidikatoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42-dengan air dianoda. Oleh karena bilangan oksidasiSpadaSO4-2telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42-tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akanteroksidasidianoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :Katoda (-) : 4 H2O(l)+ 4 e-> 2 H2(g)+ 4 OH-(aq).. (1)Anoda (+) : 2 H2O(l)> O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 e-.. (2)Reaksi sel : 6 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 OH-(aq).. [(1) + (2)]6 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g)+ 4 H2O(l). [(1) + (2)]2 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g).. [(1) + (2)]Dengan demikian, baik ion Na+maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2dan K2SO4.Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi dianoda, sehingga produk yang dihasilkan dianodaadalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan dikatoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :Katoda (-) : 2 H2O(l)+ 2 e-> H2(g)+ 2 OH-(aq).. (1)Anoda (+) : Cu(s)> Cu2+(aq)+ 2 e-.. (2)Reaksi sel : Cu(s)+ 2 H2O(l)> Cu2+(aq)+ H2(g)+ 2 OH-(aq).. [(1) + (2)]Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anodaPada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anodaPada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katodaPada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anodaSalah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebutpenyepuhan. Dalam prosespenyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama prosespenyepuhanberlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagaikatodadan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagaianoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19C. Dengan demikian :1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023partikel elektron x 1,6 x 10-19C/partikel elektron 1 Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :Faraday = Coulomb / 96500Coulomb = Faraday x 96500Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Coulomb = Ampere x DetikQ = I x tDengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (I x t) / 96500Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masingsetengah reaksidi katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :1. Pada elektrolisis larutan AgNO3dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?Penyelesaian :Reaksi elektrolisis larutan AgNO3dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :Katoda (-) : Ag++ e-> AgAnoda (+) : 2 H2O(l)> O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 e-Gas O2terbentuk dianoda. Mol gas O2yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = mol O2Berdasarkan persamaan reaksi dianoda, untuk menghasilkan mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x = 1 mol elektron.1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 CJadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?Penyeleasian :Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :K (-) : Na+(l)+ e-> Na(s)A (-) : 2 F-(l)> F2(g)+ 2 e-Gas F2terbentuk dianoda. Mol gas F2yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2Berdasarkan persamaan reaksi dianoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron1,2 mol elektron = 1,2 FaradayWaktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 965001,2 = (10 x t) / 96500t = 11850 detik = 3,22 jamJadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?Penyelesaian :Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2adalah sebagai berikut :K (-) : Ca2+(l)+ 2 e-> Ca(s)A (+) : 2 Cl-(l)> Cl2(g)+ 2 e-Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektronBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :Massa Ca = mol Ca x Ar CaMassa Ca = x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan persamaan reaksi dianoda,mol gas Cl2yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2(STP) yang dihasilkan adalah :Volume gas Cl2= mol Cl2x 22,4 LVolume gas Cl2= x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl2Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2(STP)4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!Penyelesaian :Reaksi elektrolisis larutan AgNO3:K (-) : Ag+(aq)+ e-> Ag(s)A (+) : 2 H2O(l)> O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 e-Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar 1,44 / 108 mol AgBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar 1,44 / 108 mol elektronReaksi elektrolisis larutan XCl3:K (-) : X3+(aq)+ 3 e-> X(s)A (+) : 2 Cl-(l)> Cl2(g)+ 2 e-Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol elektronBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar 1 / 3 x 1,44 / 108 mol XMassa logam X = 0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:mol = massa / ArAr = massa / molAr = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27Jadi, Ar dari logam X adalah 27

Elektrokimia II : SelElektrolisisDalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang reaksi-reaksi sel elektrolisis (aspek kualitatif). Kemudian kita akan menghitung massa endapan logam dan volume gas yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis (aspek kuantitatif). Kita juga akan mempelajari pengaruh besarnya arus listrik terhadap kuantitas produk elektrolisis yang dihasilkan.Sel Elektrolisisadalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta). Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : 2 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g)Rangkaiansel elektrolisishampir menyerupaisel volta. Yang membedakansel elektrolisisdarisel voltaadalah, padasel elektrolisis, komponenvoltmeterdiganti dengansumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksireduksiberlangsung dikatoda, sedangkan reaksioksidasiberlangsung dianoda.Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya,katodabermuatan negatif dan menarikkation-kationyang akantereduksimenjadi endapan logam. Sebaliknya,anodabermuatan positif dan menarikanion-anionyang akanteroksidasimenjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.Ada dua tipe elektrolisis, yaituelektrolisis lelehan (leburan)danelektrolisis larutan. Pada proseselektrolisis lelehan,kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilahsel Downs) :Katoda (-) : 2 Na+(l)+ 2 e-> 2 Na(s).. (1)Anoda (+) : 2 Cl-(l)Cl2(g)+ 2 e-.. (2)Reaksi sel : 2 Na+(l)+ 2 Cl-(l)> 2 Na(s)+ Cl2(g).. [(1) + (2)]Reaksielektrolisis lelehan garam NaClmenghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2di anoda. Bagaimana halnya jikalelehan garam NaCldiganti denganlarutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksielektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembaliDeret Volta(lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).Padakatoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. BerdasarkanTabel Potensial Standar Reduksi, air memilikiEredyang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudahtereduksidibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi dikatodaadalah air. Sementara, berdasarkanTabel Potensial Standar Reduksi, nilaiEredion Cl-dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), makaoksidasi ion Cl-lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi dianodaadalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi padaelektrolisis larutan garam NaCladalah sebagai berikut :Katoda (-) : 2 H2O(l)+ 2 e-> H2(g)+ 2 OH-(aq).. (1)Anoda (+) : 2 Cl-(aq)> Cl2(g)+ 2 e-.. (2)Reaksi sel : 2 H2O(l)+ 2 Cl-(aq)> H2(g)+ Cl2(g)+ 2 OH-(aq). [(1) + (2)]Reaksielektrolisis larutan garam NaClmenghasilkan gelembung gas H2dan ion OH(basa) di katoda serta gelembung gas Cl2di anoda. Terbentuknya ion OH-pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Padakatoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilaiEred, maka air yang akantereduksidikatoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42-dengan air dianoda. Oleh karena bilangan oksidasiSpadaSO4-2telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42-tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akanteroksidasidianoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :Katoda (-) : 4 H2O(l)+ 4 e-> 2 H2(g)+ 4 OH-(aq).. (1)Anoda (+) : 2 H2O(l)> O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 e-.. (2)Reaksi sel : 6 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 OH-(aq).. [(1) + (2)]6 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g)+ 4 H2O(l). [(1) + (2)]2 H2O(l)> 2 H2(g)+ O2(g).. [(1) + (2)]Dengan demikian, baik ion Na+maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2dan K2SO4.Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi dianoda, sehingga produk yang dihasilkan dianodaadalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan dikatoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :Katoda (-) : 2 H2O(l)+ 2 e-> H2(g)+ 2 OH-(aq).. (1)Anoda (+) : Cu(s)> Cu2+(aq)+ 2 e-.. (2)Reaksi sel : Cu(s)+ 2 H2O(l)> Cu2+(aq)+ H2(g)+ 2 OH-(aq).. [(1) + (2)]Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anodaPada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anodaPada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katodaPada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anodaSalah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebutpenyepuhan. Dalam prosespenyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama prosespenyepuhanberlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagaikatodadan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagaianoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19C. Dengan demikian :1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023partikel elektron x 1,6 x 10-19C/partikel elektron 1 Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :Faraday = Coulomb / 96500Coulomb = Faraday x 96500Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Coulomb = Ampere x DetikQ = I x tDengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (I x t) / 96500Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masingsetengah reaksidi katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :1. Pada elektrolisis larutan AgNO3dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?Penyelesaian :Reaksi elektrolisis larutan AgNO3dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :Katoda (-) : Ag++ e-> AgAnoda (+) : 2 H2O(l)> O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 e-Gas O2terbentuk dianoda. Mol gas O2yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = mol O2Berdasarkan persamaan reaksi dianoda, untuk menghasilkan mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x = 1 mol elektron.1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 CJadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?Penyeleasian :Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :K (-) : Na+(l)+ e-> Na(s)A (-) : 2 F-(l)> F2(g)+ 2 e-Gas F2terbentuk dianoda. Mol gas F2yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2Berdasarkan persamaan reaksi dianoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron1,2 mol elektron = 1,2 FaradayWaktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 965001,2 = (10 x t) / 96500t = 11850 detik = 3,22 jamJadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?Penyelesaian :Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2adalah sebagai berikut :K (-) : Ca2+(l)+ 2 e-> Ca(s)A (+) : 2 Cl-(l)> Cl2(g)+ 2 e-Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :Faraday = (Ampere x Detik) / 96500Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektronBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :Massa Ca = mol Ca x Ar CaMassa Ca = x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram CaBerdasarkan persamaan reaksi dianoda,mol gas Cl2yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2(STP) yang dihasilkan adalah :Volume gas Cl2= mol Cl2x 22,4 LVolume gas Cl2= x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl2Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2(STP)4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!Penyelesaian :Reaksi elektrolisis larutan AgNO3:K (-) : Ag+(aq)+ e-> Ag(s)A (+) : 2 H2O(l)> O2(g)+ 4 H+(aq)+ 4 e-Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar 1,44 / 108 mol AgBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar 1,44 / 108 mol elektronReaksi elektrolisis larutan XCl3:K (-) : X3+(aq)+ 3 e-> X(s)A (+) : 2 Cl-(l)> Cl2(g)+ 2 e-Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol elektronBerdasarkan persamaan reaksi dikatoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar 1 / 3 x 1,44 / 108 mol XMassa logam X = 0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:mol = massa / ArAr = massa / molAr = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27Jadi, Ar dari logam X adalah 27Referensi:Andy. 2009. Pre-College Chemistry.Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.Moore, John T. 2003.Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.Percobaan ElektrolisisPosted: Oktober 11, 2010 inKimia 0

BAB 1PENDAHULUAN1.1Latar BelakangElektrolisis yaitu peristiwa penguraian atas suatu larutan elektrolit yang telah dilaliri oleh aurs listrik searah. Sedangkan sel di mana terjadinya reaksi tersebut disebut sel elektrolisis. Sel elektrolisis terdiri dari larutan yang dapat menghantarkan listrik yang disebut elektrolit, dan dua buah elektroda yang berfungsi sebagai katoda.Reaksi-reaksi elektrolisis bergantung pada potensial electrode, konsentrasi, dan over potensial dari spesi yang terdapat dalam sel elektrolisis. Pada sel elektrolisis katode bermuatan negative, sedangkan anode bermuatan positif. Kemudian kation direduksi di katode, sedangkan anion diosidasi di anode.Elektrolisis mempunyai banyak keguanaan, di antaranya yaitu dapat memperoleh unsure-unsur logam, halogen, gas hidrogen dan gas oksigen, keudian dapat menghitung konsentrasi ion logam dalam suatu larutan, digunakan dalam pemurnian suatu logam, serta salah satu proses elektrolisis yang popular adalah penyepuhan, yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam lain.Seperti yang telah diketahui di atas, elektrolisis mempunyai banyak manfaat dalam kehidupan sehari-hari, sehingga penting agar mahasiswa melakukan praktikum ini agar mahasiswa lebih mengetahui dan dapat mempelajari proses dari elktrolisis.Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia. Dalam kehidupan sehari-hari penerapan elektrolisis sangat banyak, misalnya dalam dunia industri seperti pemurnianlogam.Olehkarena itu, pemahaman akan elektrolisis sangat penting, dan melalui percobaan ini diharapkan praktikan mendapatkan lebih banyak pengetahuan.1.2.Tujuan Percobaan- Mengetahui proses elektrolisis pada larutan CuSO4dengan elektroda karbon- Mengetahui perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda dari proses elektrolisis- Mengetahui proses elektrolisis pada larutan KI dengan katoda dan anoda karbon

BAB 2TINJAUAN PUSTAKAReaksi kimia dapat ditimbulkan oleh arus listrik, sebaliknya reaksi kimia dapat dipakai untuk menghasilkan arus listrik. Elektrolisis merupakan proses dimana reaksi redoks tudak berlangsung secara spontan. Untuk lebih memahami apakah sebenarnya elektrolisis itu dapat dilihat pada proses pengisian aki. Dalam proses pengisian aki tersebut dapat disimpulkan bahwa apabila ke dalam suatu larutan elktrolit dialiri arus listrik searah maka akan terjadi reaksi kimia, yakni penguraian atas elektrolit tadi. Peristiwa penguraian (reaksi kimia) oleh arus searah itulah yang disebut elektrolisis. Sel elektrolisis terdiri dari larutan yang dapat mengahantarkan listrik yang disebut elektrolit, dan dua buah elektroda yang berfungsi sebagai katoda dan anoda.* Susunan Sel ElektrolisisSel elektrolisis tidak memerlukan jembatan garam. Komponen utamanya adalah sebuah wadah, electrode, elektrolit, dan sumber arus searah.Electron (listrik) memasuki larutan melalui kutub negatif (katode). Spesi tertentu dalam larutan mneyerap electron dari katode dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi ion melepas electron di anode dan mengalam oksidasi. Jadi, sama seperti pada sel volta, reaksi di katode adalah reduksi, sedangkan reaksi di anode adalah oksidasi. Akan tetapi, muatan elektrodenya berbeda. Pada sel volta, katode bermuatan positif, sedangkan anode bermuatan negative. Pada sel elektrolisis katode bermuatan negative sedangkan anode bermuatan positif.* Reaksi-reaksi elektrolisisApabila listrik dialirkan melalui lelehan senyawa ion maka senyawa ion itu akan diuraikan. Kation direduksi di katode, sedangkan anion dioksidasi di anode.Reaksi elektrolisis dalam larutan elektrolit berlangsung lebih kompleks. Spesi yang bereaksi belum tentu kation atau anionnya, tetapi mungkin saja air atau elektrodenya. Hal itu bergantung pada potensial spesi-spesi yang terdapat dalam larutan. Untuk menuliskan reaksi elektrolisis larutan elektrolit, faktor-faktor yang perlu dipertimbangkan adalah:1. Reaksi-reaksi yang berkompetisi pada tiap-tiap electrode. Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah yang mempunyai potensial electrode lebih positif. Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah yang mempunyai potensial electrode lebih negatif.1. Jenis elektrode, apakah inert atau aktifElektrode inert adalah elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi. Elektrode inert yang sering digunakan yaitu platina dan grafit.1. OverpotensialOverpotensial adalah potensial tambahan yang diperlukan sehingga suatu reaksi elektrolisis dapat berlangsung.Contoh :Elektrolisis larutan CuSO4dengan katode dan anode Cu. Pada elektrolisis larutan CuSO4dengan elktrode Cu terbentuk endapan Cu di katode dan anodenya (Cu)larut.hasil-hasilitu dapat dijelaskan sebagai berikut. Dalam larutan CuSO4terdapat ion Cu2+, ion SO42-molekul air serta logam tembaga (elektrode). Berbeda dengan elktrode grafit yang inert (sukar beraksi), tembaga dapat mengalami oksidasi di anode. Kemungkinan reaksi yang terjadi di katode aldah reduksi ion Cu2+atau reduksi air.Cu2++ 2e Cu E = +0.34 V2H2O + 2e 2OH-+ H2E = 0.83 VOleh karena potensial reduksi Cu2+lebih besar maka reduksi ion Cu2+lebih mudah berlangsung. Sementara itu, kemungkinan reaksi yang terjadi di anode adalah oksidasi ion SO42-,oksidasi air atau akosidasi Cu.2SO42- S2O82-+ 2e E = -2.71 V2H2O 4H++ O2+ 4e E = -1.23 VCu Cu2++ 2e E = -0.34 VOleh karena potensial oksidasi Cu paling besar maka oksidasi tembaga lbih mudah berlangsung. Jadi, elektrolisis larutan CuSO4dengan Cu menghasilkan endapan Cu di katode dan melarutkan Cu di anode.CuSO4 Cu2++ SO42-Katode : Cu2++ 2e Cu+

Anode : Cu Cu2++ 2eCu Cu(anode) (katode)Berdasarkan daftar potensial elektrode standar dapat dibuat suatu ramalan tentang reaksi katode dan reaksi anode pada suatu elktrolisis. Ramalan mungkin akan meleset jika spesi yang terlibat mempunyai overpotensial yang signifikan.1. Reaksi-reaksi di katode (reduksi)Reaksi di katode bergantung pada jenis kation dalam larutan. Jika kation berasal dari logam-logam aktif (logam golongan IA, IIA, Al atau Mn), yaitu logam-logam yang potensial elektrodanya lebih kecil ( lebih negative daripada air), maka air yang tereduksi. Kation selain yang disebutkan di atas akan tereduksi.Contoh :Pada elektrolisis larutan NaCl (kation Na+), air yang tereduksi, bukannya ion Na+.Pada elektrolisis larutan CuSO4(kation Cu2+), ion Cu2+yang tereduksi.1. Reaksi-reaksi di Anode (Oksidasi)Elektrode negative (katode) tidak mungkin ikut bereaksi selama elektrolisis karean logam tidak ada kecenderungan menyerap elektron membentuk ion negatif. Akan tetapi, elektrode posistif (anode) mungkin saja ikut bereaksi, melepas electron dan mengalami oksidasi. Kecuali Pt dan Au, pada umumnya logam mempunyai potensial oksidasi lebih besar daripada air atau anion sisa asam. Oleh karena itu, jika anode tidak terbuat dari Pt, Au atau grafit, maka anode itu akan teroksidasi.L Lx++ xeElektrode Pt, Au dan Grafit (C) digolongkan sebagai elektrode inert (sukar bereaksi). Jika anode terbuat dari elektrode inert, maka reaksi anode bergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar dioksidasi sehingga air yang teroksidasi.2H2O 4H++ O2+ 4eJika anion lebih mudah dioksidasi daripada air, seperti Br-, dan I-, maka anion itu yang teroksidasi. Skema reaksi-reaksi elektrolisis:Reaksi di katode bergantung pada jenis kation :Kation

Logam aktif (Golongan IA,IIA,Al dan Mn): air yang tereduksi. 2H2O + 2e H2+ 2OH-Kation lain : kation yang tereduksi2H++ 2e H2Lx++ xe LReaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion :Sisa asam lain atau OH-:anion teroksidasi.Contoh : 2Br- Br2+ 2e4OH- 2H2O + O2+ 4e

Sisa asam oksi : Air tereduksi2H2O 4H++ O2+ 4e

Inert : Anion (Pt,Au,C)

Anode

Anoda tak inert : anode teroksidasiL Lx++ xe

Penggunaan Elektrolisisa. Produksi ZatBanyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesiumm, alumunium, flourin, klorin, natrium hidroksida, natrium hipoklorit dan hidrogen peroksida.b. Pemurnian LogamContoh terpenting dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga. Untuk membuat kabel listrik diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduktivitas tembaga, akibatnya akan timbul banyak panas dan akan membahayakan penggunanya.c. PenyepuhanPenyepuhan ( electroplanting ) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan. Pada penyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katoda sedangkan logam penyepuhnya sebagai anoda. Kedua elektrode itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh. Contoh, penyepuhan sendok yang terbuat dari besi ( baja ) dengan perak.Hukum Faraday Massa zat dibedakan pada elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan .G = k i t MEk = jadi G =ME =Dengan, G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram)i = kuat arus (dalam ampere)t = waktu (dalam detik)ME = massa ekivalen

BAB 3METODOLOGI PERCOBAAN3.1Alat dan Bahan3.1.1Alat-alat- Tabung U- Tiang statif dan klem- Pipet tetes- Tabung reaksi- Adaptor3.1.2Bahan-bahan- Batang Karbon- Kawat Tembaga- CuSO40,5 M- KI 0,5 M- Indikator pp- Tissue3.2Prosedur Percobaan3.2.1Larutan KI dengan katoda Cu dan anoda C- Dimasukkan KI 0,5 M kedalam tabung U- Dimasukkan masing-masing elektroda berupa tembaga dan karbon kemasing-masing permukaan tabung U dengan dialiri sumber arus searah 9 volt, selama beberapa menit, lalu diputuskan- Diamati perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda- Diambil 1 pipet larutan diruang katoda kemudian dimasukkan kedalam tabung reaksi dan ditetesi dengan indikator pp3.2.2Larutan CuSO4dengan elektroda C- Dimasukkan CuSO40,5 M kedalam tabung U- Dimasukkan kedua elektroda berupa batang karbon kepermukaan tabung U dengan arus searah 90 volt selama beberapa menit, lalu diputuskan- Diamati perubahan yang terjadi- Diambil 1 pipet larutan diruang katoda kemudian dimasukkan kedalam tabung reaksi dan ditetesi dengan indikator pp

BAB 4HASIL DAN PEMBAHASAN4.1Hasil PengamatanNo.PerlakuanPengamatan

1.2.Larutan KI dengan anoda C dan katoda Cu- Dimasukan larutan KI 0,5 M ke dalam tabung U, dimasukkan elektroda berupa karbon dan tembaga dan dialiri arus 9 volt- 1 pipet larutan KI pada ruang katoda diberi beberapa tetes indikator ppLarutan CuSO4dengan elektroda karbon- Dimasukan larutan CuSO40,5 M ke dalam tabung U, dimasukkan elektroda berupa batang karbon dan dialiri arus 9 volt- 1 pipet larutan CuSO4pada ruang katoda diberi beberapa tetes indikator pp- Katoda (Cu) : Warna larutan berubah menjadi warna kuning- Anoda (C) : terdapat gelembung gas dan terbentuk endapan karbon- Larutan berwarna pink / merah lembayung- Katoda (C) : Tidak terjadi reaksi apa-apa- Anoda (C) : Terdapat gelembung gas O2- Tidak terjadi perubahan warna pada larutan

4.2Reaksi reaksi4.2.1CuSO4dengan katoda : karbon, anoda : karbonCuSO4Cu2++ SO42-Katoda ( C): Cu2++ 2e-CuAnoda ( C) : 2H2O 4H++ O2+ 4e-2H2O + 2Cu2+Cu + 4H++ O24.2.2KI dengan katoda : tembaga, anoda : karbonKI K++ I-Katoda ( Cu ) :2H2O + 2e-2OH-+ H2Anoda ( C ) : 2I-I2+ 2e-2H2O + 2I-I2+ H2+ 2OH-4.3PembahasanElektrokimia adalah peristiwa terjadinya reaksi oksidasi-reduksi dalam bentuk setengah reaksi yang terpisah dalam oksidasi dan redukasi atau bisa disebt juga sebagai gabungan antara dua setengah sel yaitu antara katoda dan anode. Dalam sel elektrokimia terjadi reaksi redoks spontan, yaitu reaksi yang berlangsung serta merta. Sel elektrokimia mengubah energy dari suatu reaksi redoks spontan menjadi energi listrik berupa aliran electron yang bergerak dari anode menuju katode.Elektrolisis adlaah suatu peristiwa penguraian (reaksi kimia) atas larutan elektrolit akibat dialiri arus listrik searah. Dalam reaksi elektrolisis, energy listrik digunakan untuk menghasilkan suatu perubahan imia yang tidak akan terjadi secara spontan. Dalam reaksi elektrolisis, pada anoda terjadi reaksi oksidasi yakni reaksi pelepasan elektron, sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi yaitu reaksi penangkapan elektron.Perbedaan mendasar antara sel volta ( sel elektrokimia ) dengan sel elektrolisis adalah sebagai berikut :NoSel VoltaSel Elektrolisis

123456Reaksi kimia berlangsung secara spontanTerjadi perubahan energi dari energi kimia energi listrik atau menghasilkan arus listrikKatoda merupakan kutub positifAnoda merupakan kutub negatifPemberian tanda kutub positif dan negatif, berdasarkan pada potensial listrik kedua elektrodanyaContohnya : Baterai alkali, radio, kalkulator, televisi, sel bahan bakarReaksi kimia tidak berlangsung secara spontanTerjadi perubahan energi dari energi listrik energi kimia berlangsung suatu reaksi kimiaKatoda merupakan kutub negatifAnoda merupakan kutub positifPenentuan kutub positif dan negatif, didasarkan pada potensial yang diberikan dari luar.Contohnya : Pembuatan gas, penyepuhan logam, pemurnian logam dan pengisian aki

Adapun perbedaan antara elektrokimia dan elektrolisis antara lain sebagai berikut :a. Elektrolisis merupakan proses di mana reaksi redoks tidak beralngsung secara spontan, sedangkan elektrokimia merupakan proses di mana reaksi edoks berlangsung secara spontan.b.Anode pada sel elektrokimia bermuatan (-) dan katodanya bermuatan ( + ), sedangkan pada sel elektrolisis anoda bermuatan ( + ) dan katodanya bermuatan(-)c. Dalam reaksi elektrokimia , spesi yang bereaksi yaitu kation dan anionnya sedangkan reaksi elektrosis dalam larutan elektrolit berlangsung lebih kompleks di mana spesi yang bereaksi belum tentu kation atau anionnya, tetapi mungkin saja air atau elektrodanyaAplikasi elektrolisis dalam kehidupan sehari hari adalah sebagai berikut :1. Pereduksi ZatBanyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesium, aluminium, fluorin, natrium hidroksida, natrium hipoklorit, dn hidrogen peroksida.Klorin dan natrium hidroksida dibuat dari elektrolisis larutan natrium klorida. Proses ini disebut proses klor-alkali dan merupakan proses industry yang sangat penting. Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan NaOH di katoda dan Cl2di anode :NaCl Na++ Cl-Katode : 2H2O + 2e 2OH-+ H2+

Anode : 2Cl- Cl2+ 2e2H2O + 2Cl- 2OH-+ H2+ Cl2Reaksi rumus : 2H2O + 2 NaCl 2NaOH + H2+ Cl21. Pemurnian LogamContoh terpenting dalam bidang ini adalah permunian tembaga. Untuk membuat kabel listrik diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduktivitas tembaga. Akbiatanya, akan timbul banyak panas dan akan membahayakan penggunaannya.Tembaga dimurnikan secara elektrolisis. Tembaga ktor dijadikan anode, sedangkan katode digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah CuSO4. Selama elektrolisis, tembaga dari anode terus-menerus dilarutkan kemudian diendapkan pada katode.CuSO4 Cu2++ SO42-Katode : Cu2++ 2e Cu+

Anode : Cu Cu2++ 2eCu Cu1. PenyepuhanPenyepuhan (electroplatiny) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampian. Pada pneyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katode sedangkan logam penyepuhnya sebagai anode. Kedua elektroda itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh.Pada percobaan elektrolisis larutan CuSO4dengan katoda C dan anoda C, larutan CuSO4dimasukkan ketabung U kemudian kedua elektroda batang karbon dimasukkan. Larutan berwarna biru jernih. Pada anoda terdapat gelembung gas :2H2O 4H++ O2+ 4eSehingga menghasilkan gelembung O2. Sedangkan pada katoda tidak terjadi reaksi apa-apa hanya tetap Cu.Pada peristiwa elektrolisis ini spesi yang ada didalam sel elektrolisis ialah ( Cu2+, SO42-dan H2O ), sedangkan karbon merupakan elektroda yang inert ( tidak ikut bereaksi ).Pada percobaan elektrolisis larutan Ki dengan katoda Cu dan anoda C, terjadi gelembung gas pada anoda serta terbentuk endapan karbon, sedangkan pada katoda warna larutan menjadi coklat kekuningan. Pada elektrolisis ini spesi yang ada didalam sel elektrolisis adalah K+, I-dan H2O, sedangkan untuk tembaga terletak sebagai katoda maka tidak ikut bereaksi dan untuk karbon yang terletak sebagai anoda karena merupakan elektroda inert.Dalam percobaan elektrolisis digunakan beberapa reagen yang berfungsi sebagai larutan elektrolit untuk CuSO4dan KI dan indikator pp sebagai petunjuk atau indikator adanya OH-pada larutan katoda yang berarti besifat basa.Pada percobaan kali ini faktor kesalahan yang terjadi adalah terbalik dalam peletakan anoda dan katoda pada rangkaian elektrodanya.

BAB 5PENUTUP5.1 Kesimpulan- Pada proses elektrolisis pada larutan CuSO4dengan elektroda karbon, terjadi reduksi Cu2+menjadi Cu pada katoda dan terjadi oksidasi air pada anoda- Perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda ialah pada larutan CuSO4dengan katoda C dan anoda C, tidak terjadi reaksi apa-apa pada katoda, dan terdapat gelembung gas O2. Sedangkan pada larutan KI dengan katoda Cu dan anoda C, warna larutan berubah menjadi warna kuning pada katoda dan pada anoda terdapat gelembung gas serta terbentuk endapan karbon.- Pada proses elektrolisis pada larutan KI dengan katoda Cu dan anoda C, terjadi reduksi air pada katoda dan oksidasi I-menjadi 2I pada anoda5.2 SaranSebaiknya selain elektrolit diatas dapat diganti juga dengan elektrolit asam kuat seperti HCl, agar pengetahuan praktikan lebih bertambah.

DAFTAR PUSTAKAChang,Raymond.2004.Kimia Dasar. Erlangga : JakartaKeenan,dkk.1984.KimiaUntuk Universitas. Erlangga : JakartaPetrucci, Ralph.H.1990.Kimia Dasar. Erlangga : Jakarta