SEL VOLTA (SEL GALVANI)

Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.

Rangkaian Sel Galvani

Sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:1. Voltmeter , untuk menentukan besarnya potensial sel.2. Jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan

listrik pada larutan.3. Anode , elektrode negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada

gambar, yang bertindak sebagai anode adalah elektrode Zn/seng (zink electrode).

4. katode , elektrode positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. Pada gambar, yang bertindak sebagai katode adalah elektrode Cu/tembaga (copper electrode).

Proses dalam Sel GalvaniPada anode, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang larut.

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Pada katode, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)Sejarah Penemuan Sel Volta

Alessandro Volta (1745-1927), seorang fisikawan italia berhasil menemukan suatu reaksi kimia yang dapat menghasilkan energi listrik. Penemuan volta berasal dari studi lanjut tentang penemuan “listrik binatang” oleh seorang ahli anatomi Italia, Luigi Galvani (1773-1798). Arus listrik tersebut diperoleh oleh Galvani saat melakukan proses pembedahan pada seekor katak. Pada saat galvani memasukkan logam tembaga dan besi untuk membedah paha katak, ia merasakan getaran singkat semacam arus

listrik. Galvani menganggap bahwa arus singkat yang dirasakannnya berasal dari tubuh binatang. Pernyataan Galvani tersebut tidak bertahan lama. Setelah berdasarkan beberapa percobaan yang dilakukan oleh Volta disimpulkan bahwa arus listrik yang terjadi disebabkan oleh dua logam yang berbeda dalam menggunakan larutan garam atau asam lemah yang ternyata juga menghasilkan arus listrik.

Volta berhasil merancang alat berupa tumpukan dari lempengan logam seng dan perak yang dipisahkan oleh kain basah dari larutan garam atau asam lemah yang menghasilkan arus listrik. Rangkaian alat yang dapat menghasilkan arus listrik dari reaksi kimia rancangan Volta disebut sel Volta. Reaksi kimia yang berlangsung spontan. Bentuk perkembangan dari sel Volta adalah baterai dan aki.

Ciri sel VoltaCiri khas dari sel volta adalah menggunakan jembatan garam.

Jembatan garam berupa pipa U yang diisi agar-agar yang mengandung garam kalium klorida. Sel volta terdiri dari anoda yang bermuatan negatif dan katoda yang bermuatan positif. Pada anoda terjadi proses oksidasi, oksidasi adalah pelepasan elektron. Sedangkan pada katodanya terjadi proses reduksi, reduksi adalah penangkapan elektron.

Prinsip Kerja Sel VoltaSel Volta adalah sel elektrokimia yang menghasilkan arus listrik dari

reaksi kimia berupa reaksi redoks spontan. Prinsip kerja sel Volta adalah sebagai berikut :

1. Energi hasil dari reaksi kini dirubah menjadi energi listrik2. Reaksi yang berlangsung adalah reaksi redoks3. Pada katoda terjadi reduksi dan merupakan kutub positif4. Pada anoda terjadi oksidasi dan merupakan kutub negative

Reaksi dalam Sel Volta Pada reaksi tersebut terjadi serah terima elektron, logam seng (Zn)

melepaskan elektron dan membentuk Zn2+. Ion Cu2+ dalam larutan CuSO4

menerima elektorn dan membentuk endapan Cu. Peristiwa ini berjalan terus-menerus hingga semua ion Cu2+ mengendap sebagai logam Cu, sehingga larutan CuSO4 semakin berkurang konsentrasinya. Sebaliknya, endapan Cu pada katode semakin bertambah massanya dalam reaksi tersebut tidak terjadi arus listrik, karena elektron berpindah secara langsung dari logam Zn ke larutan CuSO4. Reaksi redoks spontan akan menghasilkan arus listrik apabila dirangkaikan pada suatu sel volta .

Dalam rangkaian sel volta tersebut logam tembaga (Cu) berfungsi sebagai katode (kutub positif), tempat penerimaan elektron dan logam seng (Zn) berfungsi sebagai anode (kutub negatif), tempat pelepasan elektron. Proses yang berlangsung pada sel volta adalah sebagai berikut:

a. Logam Zn dalam larutan ZnSO4 akan larut sebagai ion Zn2+. Setiap mol Zn2+ akan melepaskan 2 mol elektron, menurut persamaan “setengah reaksi” yaitu:

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

Elektron yang dilepaskan olen Zn akan mengalir melalui kawat penghantar menuju ke logam Cu.

b. Larutan CuSO4 terdiri atas ion Cu2+ dan SO42- dengan jumlah yang

seimbang. Ion Cu2+ akan menerima elektron dari logam CU dan kemudian mengendap pada katode. Ion Cu2+ mengalami reaksi reduksi menurut persamaan “setengah reaksi” yaitu:

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) 

c. Terjadi peristiwa aliran elektron (serah terima elektron) dari logam Zn sebagai anode ke logam Cu sebagai katode yang menghasilkan potensial listrik. Besarnya potensial listrik tersebut dapat diukur menggunakan voltmeter.

d. Peristiwa serah terima elektron terus berlangsung, sehingga dalam wadah katode larutan CuSO4 semakin berkurang konsentrasinya. Hal tersebut disebabkan ion Cu2+ dalam larutan tereduksi menjadi Cu, yang menyebabkan massa logam Cu yang berfungsi sebagai katode semakin bertambah.

e. Massa logam Zn sebagai anode berkurang karena terlarut sebagai ion Zn2+, sehingga ion Zn2+ dalam ZnSO4 semakin bertambah.

f. Jumlah ion Zn2+ yang berlebihan menyebabkan larutan pada anode, ZnSO4(aq) semakin bermuatan positif, sebaliknya larutan dalam katode yaitu CuSO4 semakin bermuatan negatif.

g. Jembatan garam terdiri atas larutan elektrolit inert seperti KCl atau NH4NO3 yang dilarutkan dalam agar-agar. Elektrolit yang digunakan pada jembatan garam harus bersifat inert supaya tidak bereaksi dengan kedua electrode. Apabila jembatan garam terbuat dari larutan KCl, maka ion K+ akan bergerak ke larutan yang lebih bermuatan negatif (ke arah katode), sebaliknya ion negatif Cl- akan bergerak ke larutan yang bermuatan positif (ke arah anode).

Penulisan reaksi redoks pada sel volta dilambangkan dengan notasi atau diagram sel sebagai berikut:                             Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) 

Potensial Elektrode Standar

Pada percobaan (gambar di bawah), permukaan logam platina yang bersifat inert mengabsorbsi gas hidrogen, sehingga ion H+ langsung bereaksi dengan gas hidrogen.keseimbangan antara H2 dengan ion H+ yang terbentuk pada permukaan logam platina adalah reaksi oksidasi H2 menjadi H+ dan reaksi reduksi H+ menjadi H2.

            Dalam reaksi keseimbangan tersebut nilai potensial hidrogen distandarisasi 0 volt. Hal ini merupakan keputusan internasional. IUPAC yang menyatakan bahwa potensial elektroda standar, E0 berdasarkan kecenderungan reduksi yang terjadi pada electrode, sehingga disebut juga potensial reduksi standar.                                    2H+ (aq) +2e- ↔ H2 E0= 0 V            Electrode yang lebih mudah mengalami reduksi dibandingkan dengan electrode hidrogen bernilai positif, sebaliknya electrode yang lebih mudah mengalami oksidasi bernilai negatif. Jadi, semakin besar nilai potensial electrode standar, maka electrode tersebut semakin mudah mengalammi reaksi reduksi. Potensial reduksi merupakan kebalikan dari potensial oksidasinya. Misalnya, nilai potensial electrode Zn2+/Zn = -0,76 V, artinya nilai potensial reduksi standar ion Zn2+ menjadi Zn sebesar +0,76 V.

Pembagian sel voltaSEL VOLTA PRIMERa.      Sel Kering Seng – Karbon

Sel kering juga dapat disebut sel Lenchanche atau baterai. Baterai kering ini mendapatkan hak paten penemuan di tahun 1866. Sel Lanchache ini terdiri atas suatu silinder zink berisi pasta dari campuran batu kawi (MnO2), salmiak (NH4Cl), karbon (C), dan sedikit air. Dengan adanya air jadi baterai kering ini tidak 100% kering.

Sel ini biasanya digunakan sebagai sumber tenaga atau energi pada lampu, senter, radio, jam dinding, dan masih banyak lagi. Penggunaan logam seng adalah sebagai anoda sedangkan katoda digunakan elektrode inert, yaitu grafit, yang dicelupkan ditengah-tengah pasta. Pasta ini bertujuan sebagai oksidator. Seng tersebut akan dioksidasi sesuai dengan persamaan reaksi di bawah ini:

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-  (anoda)

Sedangkan katoda terdiri atas campuran dari MnO2 dan NH4Cl. Reaksi yang terjadi dapat ditulis sebagai berikut:

2MnO2(s) + 2NH4+

(aq) 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)  (katoda)Katoda akan menghasilkan ammonia, ammonia ini akan bereaksi dengan Zn2+ yang dihasilkan di anode. Reaksi tersebut akan membentuk ion yang kompleks [Zn(NH3)4]2+. Sel kering ini tidak dapat

digunakan berulang kali dan memiliki daya tahan yang tidak lama. Dan harganya di pasaran sangatlah murah.

b.      Baterai MerkuriBaterai merkuri ini merupakan satu dari baterai kecil yang

dikembangkan untuk usaha perdagangan atau komersial. Anoda seng dan katoda merkuri (II) oksida (HgO) adalah penyusun dari baterai merkuri ini yang dihubungkan dengan larutan elektrolit kalium hidroksida (KOH). Sel ini mempunyai beda potensial ± 1,4V. Reaksi yang terjadi pada baterai ini adalah:Zn(s) + 2OH-

(aq) → ZnO(s) + H2O + 2e-  (anoda)HgO(s) + H2O + 2e- → Hg(l) + 2OH-

(aq)  (katoda)Reaksi dari keseluruhan atau disebut reaksi bersih adalah:

Zn(s) + HgO(s) → ZnO(s) + Hg(l)

c.       Baterai Perak OksidaBaterai perak oksida tergolong tipis dan harganya yang relatif

lebih mahal dari baterai-baterai yang lainnya. Baterai ini sangat populer digunakan pada jam, kamera, dan kalkulator elektronik. Perak oksida (Ag2O) sebagai katoda dan seng sebagai anodanya. Reaksi elektrodenya terjadi dalam elektrolit yang bersifat basa dan mempunyai beda potensial sama seperti pada baterai alkaline sebesar 1,5V. Reaksi yang terjadi adalah:Zn(s) + 2OH-

(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e-  (anoda)Ag2O(s) + H2O + 2e- → 2Ag(s) + 2OH-

(aq)  (katoda)

d.      Baterai LitiumTerdiri atas litium sebagai anoda dan MnO2 sebagai oksidator

(seperti pada baterai alkaline). Baterai Litium ini dapat menghasilkan arus listrik yang lebih besar dan daya tahannya lebih lama dibandingkan baterai kering yang berukuran sama. Berikut notasi dari baterai Litium:

Li│Li+ (pelarut non-air)│KOH (pasta)│MnO2, Mn(OH)3, C

SEL VOLTA SEKUNDERa. Aki Timbal

Aki merupakan jenis baterai yang dapat digunakan untuk kendaran bermotor atau automobil. Aki timbal mempunyai tegangan 6V atau 12V, tergantung jumlah sel yang digunakan dalam konstruksi aki timbal tersebut. Aki timbal ini terdiri atas katoda PbO2 (timbel(IV) oksida) dan anodanya Pb (timbel=timah hitam). Kedua zat sel ini merupakan zat padat, yang dicelupkan kedalam larutan H2SO4. Reaksi yang terjadi dalam aki adalah:

Pb(s) + SO42-(aq) → PbSO4(s) + 2e-  (anoda)

PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4

2-(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O  (katoda)

Aki ini dapat diisi ulang dengan mengalirkan lagi arus listrik ke dalamnya. Pengisian aki dilakukan dengan membalik arah aliran

elektron pada kedua elektrode. Pada pengosongan aki, anoda (Pb) mengirim elektron ke katoda (PbO2). Sementara itu pada pengisian aki, elektrode timbal dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus sehingga Pb2SO4  yang terdapat pada elektrode timbal itu direduksi. Berikut reaksi pengisian aki:

PbSO4(s) + H+(aq) +2e- → Pb(s) + HSO4-(aq)  (elektrode Pb sebagai

katoda)PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + HSO4

-(aq) + 3H+

(aq) + 2e-   (elektrode PbO2 sebagai anoda).

b. Baterai Nikel KadmiumBaterai nikel-kadmium merupakan baterai kering yang dapat

diisi ulang. Sel ini biasanya disebut nicad atau bateray nickel-cadmium. Reaksi yang terjadi pada baterai nikel-kadmium adalah:Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e-  (anoda)NiO2(s) + 2H2O + 2e- → Ni(OH)2(s) + 2OH-

(aq)  (katoda)Reaksi keseluruhan adalah:

Cd(s) + NiO(aq) + 2H2O(l) → Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)

Baterai nikel-kadmium merupakan zat padat yang melekat pada kedua elektrodenya. Baterai nikel-kadmium memiliki tegangan sekitar 1,4V. Dengan membalik arah aliran elektron, zat-zat tersebut dapat diubah kembali seperti zat semula.

c.       Sel Perak SengSel ini mempunyai kuat arus (I) yang besar dan banyak

digunakan pada kendaran-kendaraan balap. Sel perak seng dibuat lebih ringan dibandingkan dengan sel timbal seng. KOH adalah elektrolit yang digunakan dan elektrodenya berupa logam Zn (seng) dan Ag (perak).

d.      Sel Natrium BelerangSel natrium belerang ini dapat menghasilkan energi listrik yang

lebih besar dari sel perak seng. Elektrodenya adalah Na (natrium) dan S (sulfur).       

e.       Sel Bahan BakarSel bahan bakar adalah sel yang menggunakan bahan bakar

seperti campuran hidrogen dengan oksigen atau campuran gas alam dengan oksigen. Sel bahan bakar ini biasanya digunakan untuk sumber energi listrik pesawat ulang-alik, pesawat Challenger dan Columbia. Yang berperan sebagai katode adalah gas oksigen dan anodanya gas hidrogen. Masing-masing elektrode dimasukkan kedalam elektrode karbon yang berpori-pori dan masing-masingnya elelktrode digunakan katalis dari serbuk platina.

Katoda: menghasilkan ion OH-

O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(aq)

Anoda: dari katode bereaksi dengan gas H2

H2(g) + 2OH-(aq) → 2H2O(l) + 2e-

Reaksi selnya adalah: O2(g) + 2H2(g) → 2H2O(l)

Sel Volta dalam kehidupan            salah satu sumber tenaga listrik yang banyak digunakan saat ini adalah baterai. Keuntungan penggunaan baterai sebagai sumber energi listrik adalah sifatnya yang praktis, murah dan tahan lama. Aplikasi sel  volta dalam kehidupan sehari-hari adalah baterai dan accumulator (aki), keduanya bekerja berdasarkan prinsip yang sama yaitu reaksi redoks spontan. Sel volta dibedakan menjadi dua, yaitu:

1. Sel primer, yaitu sel yang tidak dapat diisi ulang. Misalnya baterai biasa (sel kering), baterai alkali, dan baterai perak oksida.

2. Sel sekunder, yaitu sel yang dapat diisi ulang (diestrum). Misalnya baterai nikel cadmium, Li-ion Battery dan aki.

Sel-sel tersebut digunakan pada berbagai alat elektronika, seperti jam, kalkulator, lampu senter, radio, dan telepon genggam.

Deret voltaUnsur-unsur dalam deret volta adalah sebagai berikut:

Li–K–Ba–Ca–Na–Mg–Al–Mn–Zn–Cr–Fe–Cd–Co–Ni–Sn– Pb–H–Cu–Hg–Ag–Pt–Au

ANALISIS DATA1. Berdasarkan hasil percobaan

diketahui bahwa hasil percobaan yang diperoleh melalui perhitungan pada voltmeter maupun melalui perhitungan Eo sel hampir sama. Maka dapat disimpulkan bahwa rumus yang digunakan yakni penjumlahan Eo sel yang tereduksi dan Eo sel yang teroksidasi atau rumus yang termudah yaitu Eo besar - Eo kecil akan sesuai dengan hasil percobaan.

Maka:Rumus : Eo sel tereduksi + Eo sel teroksidasi = Eo

sel

Eo katode + Eo anode = Eosel

Eo besar - Eo kecil = Eosel

TERBUKTI KEBENARANNYA.2. Setelah reaksi berlangsung beberapa saat, anoda Zn berkurang dan

katoda Cu berkurang karena Zn teroksidasi menjadi Zn2+ dan Cu2+

tereduksi menjadi Cu .3. Apabila reaksi dibalik, maka tidak terjadi reaksi kimia karena

potensial selnya kurang dari nol.

PERTANYAAN DAN JAWABAN1. Adakah perbedaan antara harga potensial sel voltmeter

dan hasil perhitungan kelompok anda?>> Ada, namun relatif kecil. Dalam percobaan diperoleh bahwa angka voltmeter menunjukkan skala 3 dari 5 skala total saat terhubung dengan input 3 Volt. Artinya bahwa dalam reaksi diperoleh nilai 1 Volt. Nilai ini mendekati hasil perhitungan Eo

sel

melalui rumus yaitu sebesar 1,1 volt. Maka, perbedaan yang relatif

kecil ini dapat diabaikan dan disimpulkan bahwa tidak ada perbedaan yang mencolok antara harga potensial sel voltmeter dan hasil perhitungan kelompok kami.

2. Tuliskan reaksi yang terjadi!>> Zn Zn2+ + 2e- Eo = +0,76 volt

Cu 2+ + 2e - Cu E o = +0,34 volt + Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Eo = 1,1 volt

3. Tuliskan notasi selnya!>> Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

4. Kesimpulan apa yang dapat anda peroleh dari percobaan diatas?>> (idem kesimpulan di bawah ini)

KESIMPULAN1. Hasil perhitungan antara hasil percobaan dan perhitungan

rumus dapat dikatakan sama. Dan rumus tersebut terbukti kebenarannya.

2. Zn teroksidasi menjadi Zn2+ dan Cu2+ tereduksi menjadi Cu.3. Apabila reaksi dibalik, maka tidak terjadi reaksi kimia karena

potensial selnya dibawah nol, sehingga reaksi mustahil terjadi.

SEL ELEKTROLISIS

1.ElektrolisisElektrolisis adalah peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus

listrik searah. Dalam sel elektrolisis energi listrik dapat menghasilkan reaksi kimia. Sel elektrolisis berfungsi sebagai pompa untuk menjalankan perpindahan elektron yang mengalir dari anode ke katode. Elektron dialirkan melalui elektrode yang tidak bereaksi (inert). Biasanya digunakan batang karbon atau platina. Dalam elektrolisis, pada anode terjadi oksidasi (melepaskan elektron) sedangkan pada katode terjadi reduksi.

Elektrolisis merupakan proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektroda dan elektrolit.Elektroda yang digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu:

a. Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au).

b. Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag)Elektrolitnya dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau

garam, dapat pula leburan garam halida atau leburan oksida. Kombinasi antara elektrolit dan elektroda menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu:

1. Elektrolisis larutan dengan elektroda inert2. Elektrolisis larutan dengan elektroda aktif3. Elektrolisis leburan dengan elektroda inert

Pada elektrolisis, katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif. Pada katoda akan terjadi reaksi reduksi dan pada anoda terjadi reaksi oksidasi.

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.

Elektrolisis 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 pemurnian logam. Oleh karena itu, pemahaman akan elektrolisis sangat penting, dan melalui percobaan ini diharapkan praktikan mendapatkan lebih banyak pengetahuan.

2.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.

3.Faktor yang Mempengaruhi Proses Elektrolisisa. Jenis elektroda yang digunakanb. Kedudukan ion dalam siri elektrokimiac. Kepekatan ion

4.Perbedaan 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.

5. Macam-macam elektrolisis:• Elektrolisis leburan elektrolit

Dapat digunakan untuk menghantar ion-ion pada sel elektrolisis. Leburan elektrolit tanpa menggunakan air.  Contohnya adalah NaCl.• Elektrolisis air

Jika arus listrik dilewatkan melalui 2 elektroda dalam air murni, tidak terjadi elektrolisis. Tetapi, jika larutan CuSO4 / KNO3 ditambahkan air murni dengan konsentrasi rendah, akan terjadi elektrolisis dan dapat menghantarkan arus listrik.• Elektrolisis larutan elektrolit

Reaksi yang terjadi tidak hanya melibatkan ion – ion dalam larutan saja,tetapi juga air. Contohnya adalah KI.

Elektrolisis mempunyai banyak keguanaan di antaranya yaitu dapat memperoleh unsur-unsur logam, halogen, gas hidrogen dan gas oksigen, kemudian 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.

Sel elektrolisis memiliki 3 ciri utama, yaitu :1. Larutan elektrolit yang mengandung ion bebas. Ion – ion ini dapat

memberikan atau menerima elektron sehingga elektron dapat mengalir melalui larutan.

2. Terdapat 2 elektroda dalam sel elektrolisis.3. Terdapat sumber arus listrik dari luar, seperti baterai yang

mengalirkan arus listrik searah (DC ).

6. Persamaan dan perbedaan sel volta dan sel elektrolisisPersamaan:

1. Anoda selalu terjadi reaksi oksidasi dengan kata lain elektroda yang terjadi reaksi oksidasi disebut anoda

2. Katoda selalu terjadi reaksi reduksi dengan kata lain elektroda yang terjadi reaksi reduksi disebut katoda

Perbedaan :

Pada Sel Volta :1. Merubah energi kimia menjadi energi listrik2. Anoda (oksidasi) adalah elektroda negatif (-) dan katoda

(reduksi) adalah elektroda positif (+)

Pada Sel Elektrolisis :1. Merubah energi listrik menjadi energi kimia2. Anoda (oksidasi) adalah elektroda positif (+) dan katoda

(reduksi) adalah elektroda negatif (-)

7. Reaksi-reaksi Sel ElektrolisisReaksi pada Katoda ( Reduksi Kation)

1. Bila kation dari golongan Alkali/ IA (Li+, Na+, K+), Alkali tanah/ IIA (Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+), Al3+ atau Mn2+ maka kation tersebut tidak direduksi namun air (H2O) yang direduksi. hal ini karena E°red H2O lebih besar dari ion-ion tersebut. Reaksi yang terjadi :

2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)2. H+ dari suatu asam akan direduksi menjadi gas hidrogen (H2).

Reaksi yang terjadi :2H+(aq) + 2e- → H2(g)

3. Ion-ion logam lainnya yang tidak termasuk kelompok di atas direduksi lalu mengendap pada katoda.

Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s)Cu2+(aq) + 2e- → Cu(aq)

Ag+(aq) + e- → Ag(s)4. Ion-ion lelehan atau leburan dari golongan alkali dan alkali tanah direduksi lalu mengendap pada katoda (karena lelehan/leburan tidak mengandung air).

Li+(aq) + e- → Li(s)Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s)

Reaksi pada Anoda (Oksidasi Anion)1. Bila elektrodanya non inert (Ni, Cu, Ag dll) maka elektrodanya yang

dioksidasi. contoh reaksinya :Ni(s) → Ni2+(aq) + 2e-

Cu(aq) → Cu2+(aq) + 2e-

Ag(s) → Ag+(aq) + e-

2. Bila elektrodanya inert (C, Pt atau Au) maka elektrodanya tidak bereaksi dan bila anionnya :

a. Ion OH- dari basa maka reaksi yang terjadi :4OH-(aq) → 2H2O(aq) + O2(g) + 4e-

b. Ion sisa asam yang mengandung oksigen (SO42-, NO3

-, PO43-

dll) tidak dioksidasi namun air (H2O) yang dioksidasi. karena E°oks H2O lebih besar dari sisa asam yang mengandung oksigen. Reaksi yang terjadi :

2H2O(aq) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e-

c. ion sisa asam yang tidak mengandung oksigen (Cl- , Br- , I- dll) akan dioksidasi.

2Cl-(s) → Cl2(g) + 2e-

2Br-(s) → Br2(g) + 2e-

8. Contoh Elektrolisisa. Proses penyepuhan

Yaitu proses perubahan Energi listrik menjadi Energi kimia. Proses ini melibatkan Elektroda (logam-logam yang dihubungkan dengan sumber listrik) dan Elektrolit (cairan tempat logam-logam tadi dicelupkan). Penyepuhan berguna untuk melapisi logam untuk perhiasan, atau juga untuk pencegahan karat/korosi, seperti pada pipa atau besi, yang dilapisi oleh campuran besi (Fe) dan Seng (Zn), yang disebut proses galvanisasi. Elektrolisis ini adalah kebalikan dari proses yang terjadi pada baterei atau aki, dimana pada sumber listrik itu terjadi proses perubahan dari energi kimia menjadi energi Listrik.

b. Elektrolisis Leburan Kalium BromidaIon kalium bergerak ke katoda/ ion bromida bergerak ke anoda.

- Anoda:Ion bromida menyahcas secara membebaskan elektron kepada anoda.2Br- + 2e → Br2 Dua atom bromin akan membentuk satu molekul dwiatom bromin. Gas bromin berwarna perang terbebas pada anode.

- Katoda:Ion kalium menyahcas secara menerima elektron daripada katode.K+ + e → K Logam kalium berkilau terbentuk pada katoda

c. Elektrolisis aluminium oksida lebur.Ion-ion Al3+ dan O2- dibebaskan apabila aluminium oksida

dileburkan. Ion Al3+ tertarik ke katod dan ion O2- tertarik ke anoda semasa elektrolisis.Pemerhatian:- Di anoda. Gas oksigen terhasil apabila ion-ion O2- membuang

elektron seperti berikut;2O2- → O2 + 4e

- Di katoda. Logam aluminium berkilat terhasil apabila ion-ion Al3+ menerima elektron.

Al3+ + 3e → Al

9. Prinsip perhitungan elektrolisis dengan penerapan hukum faraday

Hukum Faraday adalah hukum dasar untuk elektrolisis dan elektroanalisis. Hukum ini digunakan untuk menjelaskan pemakaian sel elektrolitik dalam pemeriksaan kimia. Sehubungan dengan ini, Faraday merumuskan dua hukum dasar yang dikenal hukum elektrolisis, yaitu : a) Massa zat yang bereaksi pada elektroda sebanding dengan jumlah kelistrikan yang mengalir melalui sel. b) Massa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektroda dengan melewatkan sejumlah tertentu muatan listrik melalui sel.

1. Hukum Faraday I"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".Rumus:m = e . i . t / 96.500q = i . tm = massa zat yang dihasilkan (gram)e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensii = kuat arus listrik (amper)t = waktu (detik)q = muatan listrik (coulomb) 

2. Hukum Faraday II"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."Rumus:m1 : m2 = e1 : e2

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

HASIL PENGAMATAN

LarutanSebelum Dielektrolisis Setelah Dielektrolisis

Katoda+PP Anoda+Amilum Katoda+PP Anoda+AmilumNa2SO4 Bening -  Merah - 

KI Bening BeningMerah muda

Biru tua

*) Reaksi elektrolisis Larutan Na2SO4 dengan elektroda karbon (C)

Reaksi:                  Na2SO4(aq)                       2 Na2+(aq) + SO4

2-(aq)

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

Katoda:                 2 H2O(l) + 2e              H2(g) + 2OH-(aq)

Reaksi Elekrolisis akhir:

Anoda:                  2 H2O(l)                 4 H+(aq) + O(g) + 4e

Katoda:                 4 H2O(l)  + 4e                           2H 2(g)  + 4OH - (aq) +

                              2 H2O(l)                   2H2(g) + O2(g)

*) Reaksi elektrolisis Larutan KI dengan elektroda karbon (C)

Reaksi:                  KI(aq)                      K+(aq) + I-(aq)

Anoda:                  2 I-(aq)                   I2(g) + 2e

Katoda:                 2 H2O(l)  + 2e                           H 2(g)  + 2OH - (aq) +

              2 H2O(l) + 2 I-(aq)               I2(g) + H2(g) + 2OH-(aq)

ANALISIS DATA

Pada praktikum tersebut, terjadi beberapa gejala saat pengamat

mengamati terjadinya elektrolisis pala larutan Na2SO4 dan KI. Pada

bagian ini, pengamat akan membahas gejala-gejala yang terjadi pada

larutan KI. Dalam rentan waktu 15 menit melakukan praktikum dengan

larutan KI terlihat bahwa pada katoda terdapat gelembung-gelembung

gas yang lebih banyak dan lebih terlihat dibandingkan dengan pada

anoda. Gelembung-gelembung gas sebenarnya merupakan gas

hidrogen. Jika dilihat pada reaksi di Katoda larutan KI, maka benar

adanya bahwa terjadi reaksi reduksi pada katoda. Karena terlihat pada

reaksi tersebut bahwa adanya gas hidrogen (H2(g)).

Selanjutnya, timbulnya warna kuning pada anoda. Sebenarnya,

warna kuning yang ada pada anoda ini menandakan adanya gas iodin

pada reaksi tersebut. Jika dilihat pada reaksi di Anoda larutan KI, maka

benar bahwa terjadi reakso oksidasi pada Anoda. Krena terlihat pada

reaksi tersebut bahwa adanya gas iodin (I2(g)).

Terjadi pula perubahan warna larutan KI yang diambil dari

bagian katoda yang ditambah dengan indikator PP. Sebelum reaksi

elektrolisis terjadi, larutan KI berwarna bening, sedangkan setelah

terjadi elektrolisis warna larutan KI menjadi merah. Hal ini

menandakan bahwa larutan KI di katoda setelah mengalami

elektrolisis bersifat basa. (INGAT! Indikator PP tak berwarna/bening-

merah). Jika larutan tersebut setelah ditambah dengan indikator PP

menghasilkan warna bening, maka larutan tersebut bersifat asam. Dan

jika larutan tersebut setelah ditambah dengan indikator PP

menghasilkan warna merah, maka larutan tersebut bersifat basa.

Berarti benar, bahwa reaksi di katoda bersifat basa (adanya 2OH-

(aq) pada reaksi di katoda).

Selanjutnya mengenai gejala yang terjadi pada elektrolisis

larutanNa2SO4. Pada elektrolisis larutan ini, terdapat gelembung gas

pada katoda yang lebih banyak dibanding yang ada pada anoda. Hal

ini sama dengan yang terjadi pada elektrolisis larutan KI, bahwa

dengan adanya gas hidrogen pada katoda berarti terbukti bahwa

terjadi reaksi reduksi pada katoda.

Terjadi pula perubahan warna larutan Na2SO4 yang diambil dari

bagian katoda yang ditambah dengan indikator PP. Sebelum reaksi

elektrolisis terjadi, larutan Na2SO4 berwarna bening, sedangkan

setelah terjadi elektrolisis warna larutan Na2SO4 menjadi merah. Hal ini

menandakan bahwa larutan Na2SO4 di katoda setelah mengalami

elektrolisis bersifat basa. (INGAT! Indikator PP tak berwarna/bening-

merah). Jika larutan tersebut setelah ditambah dengan indikator PP

menghasilkan warna bening, maka larutan tersebut bersifat asam. Dan

jika larutan tersebut setelah ditambah dengan indikator PP

menghasilkan warna merah, maka larutan tersebut bersifat basa.

Berarti benar, bahwa reaksi di katoda bersifat basa (adanya 2OH-

(aq) pada reaksi di katoda).Indikator UniversalIndikator Universal dapat membedakan larutan asam dan basa serta mengetahui harga pHnya. Indikator Universal dapat dalam bentuk cairan maupun kertas. Cara kerja indiator ini adalah dengan mencocokkan perubahan warna kertas indikator

pada tabel warna indikator universal

PERTANYAAN DAN JAWABAN1. Dari perubahan warna indicator pada elektrolisis larutan Na2SO4 maka

bagaimanakah sifat larutan pada ruang katoda dan anoda?>> Di katoda bersifat : basa

Di anoda bersifat : asam

2. Dari perubahan warna yang terjadi pada elektrolisis larutan KI bagaimanakah sifat larutan di ruang katoda? Zat apa yang terbentuk di anoda?>> Sifat larutan di ruang katoda : basa

Di katoda terjadi reaksi reduksi air karena ion K+ adalah ion dari logam golongan IA yang termasuk logam memiliki Eo paling negatif sehingga tidak bisa mengalami reduksi.Zat yang terbentuk di anoda : gas I2 (gas iodin)

3. Tuliskan reaksi elektrolisis yang terjadi di katoda dan anoda untuk larutan Na2SO4 dan larutan KI!

*) Reaksi elektrolisis Larutan Na2SO4 dengan elektroda karbon (C)

Reaksi:                  Na2SO4(aq)                       2 Na2+(aq) + SO4

2-(aq)

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

Katoda:                 4 H2O(l)  + 4e                           2H 2(g)  + 4OH - (aq) +

                              2 H2O(l)                   2H2(g) + O2(g)

*) Reaksi elektrolisis Larutan KI dengan elektroda karbon (C)

Reaksi:                  KI(aq)                      K+(aq) + I-(aq)

Anoda:                  2 I-(aq)                   I2(g) + 2e

Katoda:                 2 H2O(l)  + 2e                           H 2(g)  + 2OH - (aq) +

              2 H2O(l) + 2 I-(aq)               I2(g) + H2(g) + 2OH-(aq)

KESIMPULAN1. Pada kedua elektrolisis, yang terbentuk di ruang katoda adalah larutan

yang bersifat basa, karena mengandung ion hidroksida.2. Dari kedua reaksi, yang elektrolisis adalah air, bukan logamnya.3. Dalam reaksi elektrolisis digunakan rumus yang berbeda, tergantung

pada syarat berupa: a. Jenis elektroda yang digunakanb. Kedudukan ion dalam siri elektrokimiac. Kepekatan iond. Zat di ruang katoda dan anoda

SOAL1. Tuliskan reaksi elektrolisis yang terjadi untuk elektrolisis larutan:

a. Larutan CaCl2 dengan elektroda Cb. Larutan KCl dengan elektroda Cc. Larutan CuSO4 dengan elektroda Cd. Larutan CuSO4 dengan elektroda Cu

>> a. 2 H2O + 2e- 2OH- + H2

2 Cl - 2e - + Cl 2 +2 H2O + 2Cl- 2OH- + H2 + Cl2

b. 2 H2O + 2e- 2OH- + H2

2 Cl - 2e - + Cl 2 +2 H2O + 2Cl- 2OH- + H2 + Cl2

c. 2 Cu2+ + 4e- 2 Cu2 H2O 4H + + O 2 + 4e - + 2 H2O + 2Cu2+ 2Cu + 4H+ + O2

d. Cu2+ + 2e- Cu(aq)

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

2. Pada elektrolisis larutan Na2SO4 di katoda dihasilkan 11,2 liter zat (STP). Jika digunakan arus listrik sebesar 2 A, maka berapakah:a. Waktu yang diperlukan untuk menghasilkan gas tsb?b. Volume gas di anoda diukut pada P dan T yang sama?

a. di Katoda : 4 H2O(l) + 4e              2H2(g) + 4OH-(aq)

Mol = 11,2 / 22,4 = 0,5 mol

F = mol.valensi

= 0,5.2 = 1 F

F =

1 =

t = 48.250 s

b. Hasil : 2 H2O(l)                   2H2(g) + O2(g)

Jika 2H2 = 0,5 mol, maka O2 = 0,25 mol

0,25 mol = 0,25 x 22,4 = 5,6 L