. Karena didasarkan pada reaksi redoks, pereaksi utama yang berperan dalam metode ini adalah elektron yang di pasok dari suatu sumber listrik. Sesuai dengan reaksi yang berlangsung, elektroda dalam suatu sistem elektrokimia dapat dibedakan menjadi katoda, yakni elektroda di mana reaksi reduksi (reaksi katodik) berlangsung dan anoda di mana reaksi oksidasi (reaksi anodik) berlangsung.Aplikasi metode elektrokimia untuk lingkungan dan laboratorium pada umumnya didasarkan pada proses elektrolisis, yakni terjadinya reaksi kimia dalam suatu sistem elektrokimia akibat pemberian arus listrik dari suatu sumber luar. Proses ini merupakan kebalikan dari proses Galvani, di mana reaksi kimia yang berlangsung dalam suatu sistem elektrokimia dimanfaatkan untuk menghasilkan arus listrik, misalnya dalam sel bahan bakar (fuel-cell). Aplikasi lainnya dari metode elektrokimia selain pemurnian logam dan elektroplating adalah elektroanalitik, elektrokoagulasi, elektrokatalis, elektrodialisis elektrorefining dan elektrolisis.

BAB IILANDASAN TEORI

2.1     Landasan TeoriVoltameter Tembaga merupakan alat yang digunakan untuk mengukur

besar tegangan listrik dalam suatu rangkaian listrik. Alat ini terdiri dari tiga buah lempengan tembaga yang terpasang pada sebuahbakelit yang dirangkai dalam sebuah tabung kaca atau plastik. Lempengan luar berperan sebagai anoda sedangkan yang di tengah sebagai katoda. Umumnya tabung tersebut berukuran 15 x 10cm (tinggi x diameter). Tembaga memiliki berat  jenis 8,93 gram/cm3, titik cairnya : 1083 0C, mampu tariknya : 200 – 360 N/mm2, perpanjangan/regangan/ : 35 – 50 %, penyusutan dingin : 2%. Metal/logam dapat bertindak sebagai konduktor listrik, akibat adanya pergerakan bebas dari elektron-elektron pada strukturnya. Secara sederhana konduksinya disebut konduksi metalik.

Pada larutan elektrolit yang ada kecenderungan sebagai konduksi listrik, dalam peristiwa ini dapat digambarkan sebagai berikut :Jika kedua elektrode dihubungkan dengan arus listrik searah (DC), maka ion-ion pada larutan akan bergerak berlawanan arah. Artinya, ion-ion positif akan bergerak ke elektrode negatif, sebaliknya ion-ion negatif akan bergerak kearah elektrode positif. Pergerakan-pergerakan muatan ion dalam larutan akan membawa energi listrik. Kondisi demikian ini disebut elektrolitik. Apabila ion-ion dalam larutan terkontak dengan elektrode maka reaksi kimia akan terjadi. Pada katode akan mengalami reduksi dan pada anoda akan mengalami oksidasi.Sifat hantaran listrik zat cair dapat dibedakan :1. Isolator, misal : air murni, minyak, dll.2. Larutan ion, misal :

a. mengalami perubahan kimia, misal : asam-basa, garam.b. tidak mengalami perubahan kimia, misal : air raksa, logam cair.

Sesuai dengan tujuan percobaan ini, maka untukmenghitung arus, diperlukan endapan logam di katoda. Maka, akan ditinjau aspek kuantitatif pada elektrolisis ini dengan mengggunakan hukum Faraday, yaitu :

“ Dalam elektrolisis, lewatnya 1 Faraday pada rangkaian menyebabakan oksidasi satu bobot ekivalen suatu zat pada satu elektrode dan reduksi satu bobot ekivalen pada elektrode yang lain.”Dan dinyatakan dalam rumus :            G = a . i . t ………………………………………………….(Rumus 2.1)Dimana : G = jumlah endapan logam (gr)     a = ekivalen elektrokimia (gr/coloumb)

      i = arus (Ampere)      t = waktu (detik)

Dengan “i . t” adalah jumlah arus yang akan disuplai, secara kuantitatif dinyatakan sebagai 1 Faraday, sehingga sesuai pula dengan kuantitas satuan standar kelistrikan yang menyatakan banyaknya elektron yang melewati elektrolit adalah coloumb maka :1 Faraday = 1 mol elektron = 96500 ColoumbSehingga rumus diatas menjadi :G = a . i . t / 96500 …………………………………………………(Rumus 2.2)Karena larutan yang dipakai adalah dalam percobaan adalah CuSO4, maka reaksi kimia yang terjadi bila terdapat arus listrik adalah :CuSO4  --- > 2 Cu2+ + SO4

2-

Pada anoda : SO42- > 2 e + SO4

Pada katoda: Cu2+ + 2e > CuArtinya Cu2+ dari larutan garam bergerak menuju katoda dan anoda kehilangan Cu2+ yang dipakai untuk menetralkan SO4

2-. Sesuai dengan reaksi diatas, dan definisi ekivalensi elektrokimia, yaitu bobot zat yang diperlukan untuk memperoleh atau melepaskan 1 mol elektron, maka harga elektrovalensi kimia untuk Cu dapat ditentukan sebagai berikut:Dari hukum Faraday, rumus untuk “a” adalah :a = G / (i . t) ……………………………………………………….(Rumus 2.3)Dimana i . t adalah 1 Faraday maka:a = G / 1 Faraday = G / (96500 C) ……………………….……(Rumus 2.4)Karena 1 mol Cu (63,5) gr menghasilkan 2 mol elektron, maka hanya diperlukan 0,5 mol Cu (63,5/2) gr untuk menghasilkan 1 mol elektron. Sehingga harga “a” untuk Cu dapat dicari :a =            G                 gr     = 0,3294 mg / C ……………………………….(Rumus 2.5)        2 . 96500  C       Setelah harga “a” diketahui maka harga i ditentukan berdasar persamaan :i = G / (a . t)= G / (0,3294 . t) …………………………………...(Rumus 2.6)dengan : G = dalam miligram

     a = dalam miligram/C      t = dalam detik      i = dalam ampere

Dengan persamaan tersebut, akan dapat dihitung besarnya “i” sesungguhnya yang nantinya akan dibandingkan dengan angka “i” pada amperemeter. Dengan  demikian, besarnya keseksamaan dari penunjukkan jarum amperemeter dengan voltameter tembaga dapat diperhitungkan dengan ralat perhitungan.

Kita telah mengetahui berbagai cara untuk membangkitkan arus listrik di dalam alat pembangkit tegangan. Antara dua jepit tegangan (sumber arus) jepit kedua keeping tembaga anoda pada kutub positif dan satu keping tembaga pada keping katode pada kutub negatif. Kita telah mempelajari konsep ini pada tingkat SMA, sekarang akan kita buktikan melalui praktiknya. Kali ini kita akan menggunakan sumber tegangan dc (direct current) dalam rangakaian, sebab dalam rangkaian hanya ada satu jalan yaitu dari anode ke katoda tetapi tidak sebaliknya.

Sel elektrolisis banyak digunakan dalam industri pembuatan gas misalnya pembuatan gas oksigen, gas hydrogen, atau gas klorin. Untuk menghasilkan gasoksigen dan hydrogen, Anda dapat menggunakan larutan elektrrolit dari kationgolongan utama (K+,Na+) dan anion yang mengandung oksigen (So42-,, NO3-)dengan electrode Pt atau karbon. Reaksi elektrolisis yang mengahsilkan gas,misalnya elektrolisis larutan Na2SO4 menggunakan electrode karbon. Karena pada katode dan anode yang bereaksi adalah air, semakin lama air semakin berkurang sehingga perlu ditambahkan. Perlu diingat bahwa walaupun yang bereaksi air, tidak berarti elektrolit Na2SO4 tidak diperlukan. Elektrolit ini berguna sebagai penghantar arus listrik.

Proses Penyepuhan LogamProses penyepuhan sutu logam emas, perak atau nikel, bertujuan menutupi

logam yangpenampilannya kurang baik atau menutupilogam yang mudah berkarat. Logam-logam ini dilapiasi dengan logam lain yang penampilan dan daya tahannya lebih baik agar tidak berkarat. Misalnya mesin kendaraan bermotor yang terbuat dari baja umumya dilapisi kromium agar terhindar dari korosi . Beberapa alat rumah tangga juga disepuh dengan perak sehingga lebih awet dan penampilannya tampak lebih baik. Badan sepede titanium dilapisi titanium oksida bersifat keras dan tidak dapat ditembus oleh oksigen atau uap air sehingga terhindar dari reaksi oksida yang menyebabkan korosi. Prinsip kerja proses penyepuhan adalah penggunaan sel dengan elektrolit larutandan electrode reaktif. Contoh jika logam atau cincin dari besi akan dewlaps emas digunakan larutan elektrolit AuCl (aq). Logam besi (Fe) dijadikan sebagai   katode, sedangkan logam emasnya (Au) sebagai anode.Proses yang terjadi yaitu oksidasi logam emas (anode) menjadi Au3+(aq) Kationini akan bergerak ke katode menggantikan kation Au3+ yang direduksidi katode.Kation Au3+ di katode direduksi membentuk endapan logam emas yang melapisi logam atau cincin besi. Proses ini cukup murah karena emas yang melapisi besihanya berupa lapisan tipis.

Proses Pemurnian logam kotorProses pemurnian logam kotor banyak dilakukan dalm pertambangan . logam transisi yang kotor dapat dimurnikan dengan cara menempatkannya sebagai anoda dan logam murni sebagai katode. Elektrolit yang digunkan adalah elektrolit yang mengandung kation logam yang dimurnikan. Contoh : prose pemurnian nikel menggunakan larutan NiSO4 . niukel murni digunkan sebagai katode, sedangkannikel kotor (logam yang dimurnikan ) digunakan sebagai anode.

Logam nikel yang kotor pada anoda dioksidasi menjdi ion Ni2+. kemudian, ion Ni2+ pada katode direduksi membentuk logam Ni dan bergabung dengan katode yang

merupakan logam murni. Kation Ni2+di anode bergerak ke daerah katoda menggantikan kation yang direduksi. Untuk mendapatkan logam nikel murni (di katoda) harus ada penyaringan sehinggga kotoran(tanah, pasir dan lain-lain) hanya berada dianode dan tidak berpindah ke katoda sehingga daerah di katode merupakan daerah yang bersih.

Sifat TembagaTembaga yang dikatakan murni sifatnya, yaitu lunak, liat, dan dapat diregangkan

atau mulur. Selain itu juga kemampuannya sebagai penghantar panas dan penghantar listriknya tinggi, juga tahan korosi. Pada udara terbuka, tembaga membentuk lapisan pelindung berwarna hijau dari Cu karbonat yang dikenal dengan nama Platina. Tembaga bila berhubungan langsung dengan asam cuka, akan menjadi terusi yang beracun.

Kemampuan untuk dikerjakanTembaga murni jelek untuk dicor, dimana dalam proses pengecoran, hasilnya

Porus. Akan tetapi apabila diberikan suatu tambahan yaitu dengan jumlah kurang dari 1% bersama-sama akan memperbaiki sifat untuk mampu dicor. Tambahan-tambahan tersebut antara lain: seng, mangan, timah putih, timah hitam, magnesium, nikel, phospor, dan silisium.Sebagai bahan setengah jadi, bahwa tembaga dapat dicor dalam suhu antara 800 - 900 0 C  untuk dibuat blok, plat yang nantinya dilanjutkan proses rol atau ditekan untuk dibuat batangan, profil atau pipa, dan lain sebagainya. Dan untuk pengerjaan selanjutnya seperti proses dingin untuk dibuat atau dijadikan lembaran-lembaran tipis (foil) sampai ketebalan 0,01 mm dan dibuat kawat sampai diameter 0,02 mm, akan tetapi dengan cara tersebut, tembaga akan menjadi keras dan rapuh. Karena sifat mampu bentuknya baik sekali, tembaga dibuat bermacam-macam kebutuhan barang-barang tempa maupun tekan (forming). Melalui proses pelunakan ulang (soft anealing) pada temperatur antara 300 - 700 °C akan didapatkan sifat seperti semula dan harga/nilai keregangannya kembali meningkat. Dan proses terakhir pada quenching tidak akan kembali keras, melainkan menjadi bahan mampu tempa.

Untuk pengerjaan yang berhubungan dengan panas yang berulang-ulang atau untuk bagian yang dilas atau disolder, dapat menggunakan bermacam-macam bahan tembaga, misalnya dari tembaga jenis bebas O2 yaitu SB-Cu atau SD-Cu, bahanbahan tersebut baik dan lunak. Dan untuk penyolderan keras maupun pengelasan tanpa gas lindung pun akan baik kemampuan lasnya. Pada pengerjaan permesinan, misalnya : pembubutan, frais, bor atau shaping, dan sebagainya, bahwa tembaga murni mempunyai tatal atau cip yang terlalu liat dan padat, dan dapat merusak alat potongnya (cutter). Untuk itu pada alat potong untuk pengerjaan tembaga, diberikan sudut pemotongan khusus dan menggunakan minyak tanah atau oli bor emultion (dromus B) sebagai pelicin membantu pemotongan.

Penggunaannya

Tembaga pada umumnya digunakan sebagai bahan kebutuhan perlistrikan, kawat tambahan solder, pipa-pipa pemanas atau pendingin, penutup atap, dan khususnya digunakan sebagai bahan paduan maupun logam paduan.

VOLTAMETER TEMBAGAVOLTAMETER TEMBAGA

Voltameter Tembaga merupakan alat yang digunakan untuk mengukur besar tegangan listrik dalam suatu rangkaian listrik. Alat ini terdiri dari dua buah lempengan tembaga yang terpasang pada sebuah bakelite yang dirangkai dalam sebuah tabung kaca atau plastik. Lempengan luar berperan sebagai anoda sedangkan yang di tengah sebagai katoda. Umumnya tabung tersebut berukuran 15 x 10cm (tinggi x diameter). Tembaga memiliki berat  jenis 8,93 gram/cm3, titik cairnya : 1083 0C, mampu tariknya : 200 – 360 N/mm2, perpanjangan/regangan : 35 – 50 %, penyusutan dingin : 2%. Metal/logam dapat bertindak sebagai konduktor listrik, akibat adanya pergerakan bebas dari elektron-elektron pada strukturnya. Secara sederhana konduksinya disebut konduksi metalik.

Pada larutan elektrolit yang pada kecenderungannya sebagai konduksi listrik, dalam peristiwa ini dapat digambarkan sebagai berikut :Jika kedua elektrode dihubungkan dengan arus listrik searah (DC), maka ion-ion pada larutan akan bergerak berlawanan arah. Artinya, ion-ion positif akan bergerak ke elektrode negatif, sebaliknya ion-ion negatif akan bergerak kearah elektrode positif. Pergerakan-pergerakan muatan ion dalam larutan akan membawa energi listrik. Kondisi demikian ini disebut elektrolitik. Apabila ion-ion dalam larutan terkontak dengan elektrode maka reaksi kimia akan terjadi. Pada katode akan mengalami reduksi dan pada anoda akan mengalami oksidasi.

Sifat hantaran listrik zat cair dapat dibedakan menjadi tiga macam yaitu :  Isolator, misal : air murni, minyak, dll. Larutan Ion , misal : 

1. mengalami perubahan kimia, misal : asam-basa, garam.

2. tidak mengalami perubahan kimia, misal : air raksa, logam cair.2.          Biasanya pada percobaan Voltameter Tembaga tujuannya yaitu mencari arus, maka

untukmenghitung arus, diperlukanendapan logam di katoda. Maka, akan ditinjau aspek kuantitatif pada elektrolisis ini dengan mengggunakan hukum Faraday, yaitu :        “ Dalam elektrolisis, lewatnya 1 Faraday pada rangkaian menyebabakan oksidasi satu bobot ekivalen suatu zat pada satu elektrode dan reduksi satu bobot ekivalen pada elektrode yang lain.”          Dan dinyatakan dalam rumus :

m = e . i . t

Dimana :       m = jumlah endapan logam (gr)

e = massa ekivaleni = arus (Ampere)t = waktu (detik)

          Dengan “i . t” adalah jumlah arus yang akan disuplai, secara kuantitatif dinyatakan sebagai 1 Faraday, sehingga sesuai pula dengan kuantitas satuan standar kelistrikan yang menyatakan banyaknya elektron yang melewati elektrolit adalah coloumb maka :         1 Faraday = 1 mol elektron = 96500 Coloumb          Sehingga rumus diatas menjadi :

m : eit/96500            Karena larutan yang dipakai adalah CuSO4, maka reaksi kimia yang terjadi bila terdapat arus listrik adalah :

CuSO4 ---------> 2 Cu2+ + SO42-

Pada anoda : SO42-  --------->  2 e + SO4

Pada katoda: Cu2++ 2e  ------>   Cu

          Artinya Cu2+ dari larutan garam bergerak menuju katoda dan anoda kehilangan Cu2+ yang dipakai untuk menetralkan SO4

2-. Sesuai dengan reaksi diatas, dan definisi ekivalensi elektrokimia, yaitu bobot zat yang diperlukan untuk memperoleh atau melepaskan 1 mol elektron, maka harga elektrovalensi kimia untuk Cu dapat ditentukan sebagai berikut:     Dari hukum Faraday, rumus untuk “e” adalah :

      dimana i . t adalah 1 Faraday maka:

e : m.96500/i.t

     Setelah harga “a” diketahui maka harga i ditentukan berdasar persamaan :                                                i : m.96500/e.t

     dimana :          i = Arus ( ampere )

                          m = jumlah endapan logam

                          e = berat ekivalen

                          t = waktu ( detik )

        Dengan persamaan tersebut, akan dapat dihitung besarnya “i” sesungguhnya yang nantinya akan dibandingkan dengan angka “i” pada amperemeter. Dengan  demikian, besarnya keseksamaan dari penunjukkan jarum amperemeter dengan voltameter tembaga dapat diperhitungkan dengan ralat perhitungan. 

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.

Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi

perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.

Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative),

dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).

Rangkaian Sel Galvani

Contoh 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. anoda , elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang

bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).4. katoda , elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang

bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).

Proses dalam Sel Galvani

Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang larut.

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Pada katoda, 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)

Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari :

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit) dan

anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.

Persamaan reaksinya :

Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O

Anode : Zn ” Zn2+ + 2e

Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2

2. Sel Aki

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat

berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat dari logam timbal

(Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.Reaksi penggunaan aki :

Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e

Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O

Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O

Reaksi Pengisian aki :

2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

3. Sel Perak OksidaSel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.Reaksi yang terjadi :

Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2eKatoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)

Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V

4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat balik :

NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2

5. Sel Bahan BakarSel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.

Reaksi yang terjadi :

Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4eKatode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang

diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang

merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang

sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan

kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis.

Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai

berikut :     2 H2O(l) ——>  2 H2(g) + O2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti

dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis,

ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan

elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti

Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi.

Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub

negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda.

Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi

endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang

akanteroksidasi 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

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

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 E°red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih

mudahtereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air.

Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°red 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 E°red, 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

-

2telah 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 SO4

2-, 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 anoda

2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda

3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda

4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda

Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. 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 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 / 96500

Coulomb  =  Faraday x 96500

Coulomb 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  Detik

Q  =  I  x  t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Faraday  =  (Ampere  x  Detik)  /  96500

Faraday  =  (I  x  t)  /  96500

Dengan 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- ——>  Ag

Anoda (+)   :  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 = ¼ mol O2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron

yang terlibat adalah sebesar  4 x ¼ = 1 mol elektron.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C

Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

2. 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 F2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol

elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron

1,2 mol elektron = 1,2 Faraday

Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

1,2  =  (10 x t)  / 96500

t  =  11850 detik  =  3,22 jam

Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin

3. 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) / 96500

Faraday  =  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  mol elektron

Berdasarkan 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 Ca

Massa Ca  =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  40  =  0,506 gram Ca

Berdasarkan 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 L

Volume gas Cl2 =  ½  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 Ag

Berdasarkan 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 

elektron

Reaksi 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  elektron

Berdasarkan 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 X

Massa logam X  =  0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:

mol  =  massa / Ar

Ar  = massa / mol

Ar  =  0,12 / (1 / 3  x  1,44  / 108)  =  27

PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS

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 / 96.500

q = i . t

m = 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 = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

Contoh:

Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.

Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).

Jawab:

CuSO4 (aq)  Cu2+(aq) + SO42-(aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-

a. massa tembaga:

m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x

0,1 = 3,125 gram

 b. m1 : m2 = e1 : e2

mCu : mO2 = eCu : eO2

3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4

3,125 : mO2 = 31,25 : 8

mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram

mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol

volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter