Sel Elektrolisis. Sel volta menghasilkan arus listrik searah ketika reaksi redoks di dalam sel terjadi secara spontan. Adapun sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta, yakni menerapkan arus listrik searah untuk mendorong agar terjadi reaksi elektrokimia di dalam sel.1. Prinsip Elektrolisis. Elektrolisis artinya penguraian suatu zat akibat arus listrik. Zat yang terurai dapat berupa padatan, cairan, atau larutan. Arus listrik yang digunakan adalah arus searah (direct current =dc ). Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel volta, anode () dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (). Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.

Gambar 2.8 Sel elektrolisisKetika kedua elektrode karbon dihubungkan dengan sumber energi listrik arus searah, dalam sel elektrolisis terjadi reaksi redoks, yaitu penguraian air menjadi gas H2 dan gas O2.Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis adalahAnode (+): 2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e (oksidasi O2)Katode (): 4H2O(l) + 4e 2H2(g) + 4OH(aq) (reduksi H+)Reaksi : 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)Berapakah perbandingan volume gas H2 dan O2 yang terbentuk pada kedua tabung reaksi?Berdasarkan persamaan reaksi redoks dapat diramalkan bahwa perbandingan volume gas H2 terhadap O2 adalah 2 : 1. Jika volume gas H2 20 mL, volume gas O2 adalah 10 mL. Alat yang akurat untuk penyelidikan elektrolisis air adalah alat elektrolisis Hoffman (Gambar 2.9). Alat ini dilengkapi elektrode platina dalam tabung penampung gas berskala sehingga volume gas hasil elektrolisis mudah diukur.

Gambar 2.9 Sel elektrolisis Hoffman2. Elektrolisis Larutan. Elektrolisis larutan berbeda dengan elektrolisis air. Elektrolisis larutan, Misalnya larutan NaI, terdapat ion Na+ dan ion I. Kedua ion ini bersaing dengan molekul air untuk dielektrolisis. Di katode terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion Na+(keduanya berpotensi untuk direduksi). Demikian juga di anode, terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion I (keduanya berpotensi dioksidasi). Spesi mana yang akan keluar sebagai pemenang? Pertanyaan tersebut dapat dijawab berdasarkan nilai potensial elektrode standar.Setengah reaksi reduksi di katode:Na+(aq) + e Na(s) E = 2,71 V2H2O(l) + 2e H2(g) + 2OH(aq) E = 0,83 VBerdasarkan nilai potensialnya, H2O lebih berpotensi direduksi dibandingkan ion Na+ sebab memiliki nilai E lebih besar. Perkiraan ini cocok dengan pengamatan, gas H2 dilepaskan di katode. Setengah reaksi oksidasi di anode:2I(aq) I2(g) + 2e E = 0,54 V2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e E = 1,23 VBerdasarkan nilai potensial, ion I memenangkan persaingan sebab nilai E lebih besar dibandingkan molekul H2O. Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis:Katode: 2H2O(l) + 2e H2(g) + 2OH(aq)Anode: 2I(aq) I2(g) + 2eReaksi: 2H2O(l) + 2I(aq) H2(g) + I2(g) + 2OH(aq)Contoh Menentukan Reaksi Redoks dalam Sel ElektrolisisTuliskan reaksi sel elektrolisis untuk larutan ZnSO4.Jawab:Di anode terjadi persaingan antara ion SO42 dan H2O dan di katode terjadi persaingan antara ion Zn2+ dan H2O. Untuk mengetahui pemenangnya dapat dilihat data potensial reduksi standar.Di katode (+): reaksi reduksiZn2+(aq) + 2e Zn(s) E = 0,76 V2H2O(l) + 2e H2(g) + 2OH-(aq) E = 0,83 VDi anode (): reaksi oksidasi2SO42(aq) S2O82(aq) + 2e E = 2,01 V2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e E = 1,23 VBerdasarkan data potensial di atas, di katode terjadi reduksi ion Zn2+ dan di anode terjadi oksidasi H2O. Persamaan reaksinya:Katode: 2Zn2+(aq) + 4e 2Zn(s)Anode: 2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4eReaksi: 2ZnSO4(aq) + 2H2O(l) 2Zn(s) + O2(g) + 2H2SO4(aq)3. Stoikiometri Elektrolisis. Michael Faraday adalah seorang pakar Kimia-Fisika Inggris. Faraday menyatakan bahwa sel elektrolisis dapat digunakan untuk menentukan banyaknya zat yang bereaksi berdasarkan jumlah muatan listrik yang digunakan dalam rentang waktu tertentu. Dalam sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks. Pernyataan ini merupakan prinsip dasar Hukum Faraday, yaitu:1. Dalam sel elektrokimia, massa zat yang diendapkan pada suatu elektrode sebanding dengan besarnya muatan listrik (aliran elektron) yang terlibat di dalam sel.2. Massa ekuivalen zat yang diendapkan pada elektrode akan setara jika muatan listrik yang dialirkan ke dalam sel sama.Aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron. Oleh karena itu, muatan listrik yang terlibat dalam sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan muatan elektron yang terlibat dalam reaksi redoks pada sel elektrokimia. Berdasarkan hasil penyelidikan Millikan (model tetes minyak), diketahui bahwa muatan elektron: e = 1,60218 1019 C. Dalam sel elektrolisis, jumlah zat (massa) yang diendapkan atau yang melarut pada elektrode berbanding lurus dengan jumlah arus yang melewati elektrolit (Hukum I Faraday).

Keterangan:w = massa zat (g)e = massa ekuivalen atau Mr/valensii = kuat arus (A)t = waktu (s)F = tetapan Faraday = 96.500 coulomb1 F = 1 mol elektronUntuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama berlaku Hukum II Faraday.Jika arus dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding dengan massa ekuivalen masing-masing zat tersebut.

Keterangan:wA = massa zat AwB = massa zat BeA = massa ekuivalen zat AeB = massa ekuivalen zat BContoh soal Sel Elektrolisis 1Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)JawabDi katode, terjadi reaksi reduksi Cu2+ menjadi Cu:Cu2+(aq) + 2 e Cu(s)t = 20 menit = 1.200 s

= 0,79 gJadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,79 g.ContohJika 2 buah sel elektrolisis yang masing-masing mengandung elektrolit AgNO3 dan CuSO4 disusun seri dengan menggunakan arus yang sama, dihasilkan 2,5 g Ag. Berapakah massa Cu yang diperoleh? (Ar Cu= 63,5 g/mol, Ar Ag = 108 g/mol)Jawab

= 0,73 gJadi, massa Cu yang diendapkan pada katode adalah 0,73 g.4. Kegunaan Sel Elektrolisis1) Sel elektrolisis pada Penyepuhan logam. Penyepuhan logam bertujuan melapisi logam dengan logam lain agar tidak mudah berkarat. Contohnya, penyepuhan perak yang biasa dilakukan pada peralatan rumah tangga, seperti sendok, garpu, dan pisau. Pada penyepuhan perak, logam perak bertindak sebagai katode dan sendok besi bertindak sebagai anode.

Gambar 2.8 Penyepuhan perak pada sendok besiContoh lainnya adalah pada kendaraan bermotor, biasanya mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja dilapisi dengan kromium. Proses pelapisan kromium dilakukan dengan elektrolisis, larutan elektrolit disiapkan dengan cara melarutkan CrO3 dengan asam sulfat encer. Kromium(VI) akan tereduksi menjadi kromium(III) lalu tereduksi menjadi logam Cr.CrO3(aq) + 6 H+(aq) + 6 e Cr(s) + 3 H2O(l)2) Produksi aluminiumSel elektrolisis pada produksi Aluminium diperoleh dengan cara elektrolisis bijih aluminium. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.Katode : Al3+(aq) + 3 e Al(l)Anode : 2 O2(aq) O2(g) + 4 e4 Al3+(aq) + 6 O2(aq) 4 Al(l) + 3 O2(g)3) Produksi natrium. Sel elektrolisis pada produksi Natrium diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaCl yang dikenal dengan Proses Down. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.Katode : 2 Na+(l) + 2 e 2 Na(l)Anode : 2 Cl(l) Cl2(g) + 2 e2 Na+(aq) + 2 Cl(aq) 2 Na(l) + Cl2(g)Reaksi Redoks dan ElektrokimiaA. Penyetaraan Reaksi Redoks1. Penyetaraan Reaksi Redoks Metode PBO2. Penyetaraan Reaksi Redoks Metode Setengah Reaksi

B. Sel Elektrokimia1. Sel Volta2. Notasi Sel Elektrokimia3. Potensial Elektrode dan GGL Sel

C. Sel Elektrolisis1. Prinsip Elektrolisis2. Elektrolisis Larutan3. Stoikiometri Elektrolisis

D. Pengendalian Korosi1. Definisi Korosi2. Mekanisme Korosi pada Besi3. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Korosi4. Pengendalian KorosiPart 2Sel 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 27Part 3 hukum I dan IIFaradayTinggalkan Sebuah Komentar Posted by Emel Seran pada 7 Januari 2011 Hukum I Faraday (1831 1832): massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan (Q). G=QJumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (i) dengan waktu (t)Q = i . t (coulomb)Jadi persamaan di atas dapat dituliskan sebagai berikut:G = itContoh arus 1 amper yang dialirkan selama 1 menit (60 detik) ke dalam larutan CuSO4 mengendapkan 0,4 gram tembaga dikatode, maka:a). Arus 2 amper dalam 1 menit (120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 g Cub). Arus 1 amper dalam 2 menit (120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 g Cuc). Arus 2 amper dalam 2 menit (240 copulomb) akan mengendapkan 1,6 g CuHukum II Faraday : massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu (ME).G = MEMassa ekivalen dari unsur-unsur logam sama dengan massa atom relatif (Ar) di bagi dengan perubahan bilangan oksidasinya (pbo)ME= Ar/pboContoh Contoh pada elektrolisis larutan CuSO4 terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi CuCu2+(aq) + 2e Cu(s)Oleh karena tembaga mengalami perubahan bilangan oksidasi sebesar 2, maka massa ekivalen Cu = ArCu/2 = 63,5/2 = 31,75Apabila listrik yang sama banyak dialirkan kedalam dua atau lebih sel elektrolisis yang berbeda, maka perbandingan massa zat-zat yang dibebaskan sama dengan perbandingan massa ekivalennya.Contoh Misalkan arus i amper dialirkan selama t detik ke dalam larutan CuSO4 dan larutan AgNO3 yang di hubungkan seri.(pada hubungan seri jumlah listrik yang memasuki kedua sel adalah sama). Listrik akan mengendapkan Cu dan Ag pada katoda masing-masing sel. Sesuai dengan hukum faraday II, perbandingan massa Cu dengan Ag yang di endapkan sama dengan pebandingan massa ekivalennya.GCu : Gag = ME Cu : MEAgMisalkan massa Cu yang diendapkan 10 g maka massa perak dapat dihitung sebagai berikut:GCu : Gag = ME Cu : MEAg

= 34,05 gPenggabungan hukumfaraday I dan II menghasilkan persamaan sebagai berikut:G = k . i . t . MEFaraday menemukan harga faktor pembanding k = jadi, persamaan diatas dapat dinyatakan sebagai berikut:

Dengan G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram) i = kuat arus (dalam amper) t = waktu (dalam detik) ME = massa ekivalenContoh soal Hitunglah massa tembaga yang dapat dibebaskan oleh arus 10 amper yang dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan CuSO4 (Cu = 63,5)Jawab:Cu di endapkan di katoda menurut persamaan berikut ini:Cu2+(aq) + 2e Cu (s)

Sel Elektrolisis adalah 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.Pada katoda, terjadi suatu persaingan antara air dengan ion Na+. Dan 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-.

Jadi, 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).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)

Pemurnian Logam(electrorefining) Prinsip pemurnian logam dengan menggunakan reaksi elektrolisis larutan dengan elektrode yang bereaksi. Logam yang kotor ditempatkan di anode sedangkan logam murni ditempatkan di katode. Larutan yang digunakan adalah yang mempunyai kation logam tersebut. Contohnya yaitu pemurnian logam tembaga. Pada pemurnian logam tembaga: Tembaga kotor dijadikan anode, dengan reaksi:

Tembaga murni dijadikan katode, dengan reaksi:

Larutan elektrolit yang digunakan adalah tembaga sulfat, sehingga reaksi selnya yaitu :

2. Penyepuhan atau pelapisan logamPenyepuhan bertujuan melindungi logam terhadap korosi atau memperindah penampilan. Prinsip penyepuhan secara elektrolisis yaitu logam yang akan disepuh dijadikan katode, logam penyepuh sebagai anode dan kedua elektrode itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh. Contoh: penyepuhan sendok besi dengan perak yang menggunakan larutan perak nitrat, dimana pada katode terjadi endapan perak sedangkan anode perak terus menerus larut. Konsentrasi ion Ag positif tidak berubah dengan reaksi dibawah ini. Larutan elektrolit yang akan digunakan adalah larutan perak nitrat. Sendok digunakan sebagai katode, dengan reaksi:

Perak murni sebagai anode, dengan reaksi:

Part 4Stoikiometri Elektrolisis Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron. Muatan listrik dari 1 mol elektron adalah 96.500 coulomb (tepatnya 96487 coulomb). Jumlah muatan dari 1 mol elektron ini disebut satu Faraday (1 F).1 F 1 mol elektron 96.500 coulombHubungan antara kuat arus dan waktu dengan jumlah mol elektronArus sebesar ampere yang dialirkan selama detik membawa mjuatan sebesar coulomb. Oleh karena 1 mol elektron 96.500 coulomb, maka dalam coulomb terdapat mol elektron.