SEL ELEKTROLISIS DAN HUKUM FARADAY
Oleh : PURWO RAHADITYO
1. Prinsip Kerja Sel Elektrolisis
Sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang mana energi listrik digunakan untuk menghasilkan reaksi redoks tidak spontan. Elektrolisis dapat didefinisikan sebagai reaksi peruraian zat oleh arus listrik. Prinsip kerja dari sel elektrolisis adalah menghubungkan kutub negatif dari sumber arus listrik ke katoda dan kutub positif ke anoda. Kutub negatif dari sumber listrik akan mendorong elektron mengalir ke katode sehingga katode bermuatan negatif (-). Sementara kutub positif dari sumber listrik akan menarik elektron dari anode sehingga anode bermuatan positif (+). Katode yang bermuatan negatif akan menarik ion-ion positif dalam elektrolit, sehingga terjadi reaksi reduksi. Sedangkan anoda yang bermuatan positif akan menarik ion-ion negatif dalam larutan elektrolit, sehingga terjadi reaksi oksidasi.
2. Susunan Sel Elektrolisis
Secara umum, sel elektrolisis ini terdiri dari:
a. Sumber listrik.
Sumber arus yang digunakan adalah sumber arus searah atau DC, contoh: baterai atau akki.
b. Elektroda.
Elektroda terdiri dari anoda dan katoda. Anoda, yaitu elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi, katoda yaitu elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi. Elektroda ada dua macam, yaitu inert (sangat sukar bereaksi) dan non inert (bereaksi). Elektroda inert meliputi Karbon (C),Emas (Au), dan Platina (Pt). Elektroda non inert seperti tembaga (Cu), seng (Zn), besi (Fe).
c. Elektrolit
Elektrolit adalah zat yang dapat menghantarkan listrik, dapat berupa larutan atau lelehan . Elektrolit yang dimaksud adalah asam, basa garam
Gambar 2.1 Susunan sel elektrolisis
(Sumber https://pendidikan.co.id/)
3. Ketentuan Reaksi dalam Sel Elektrolisis
a. Reaksi yang terjadi di Katoda
1) Jika kationnya golongan IA, IIA, IIIA dan Mn–, maka reaksi reduksi di katode adalah H2O
2 H2O(l) + 2 e → 2 OH–(aq) + H2(g)
2) Jika kationnya H+ dari suatu asam, maka akan tereduksi
2 H+(aq) + 2 e → H2(g)
3) Jika kationnya selain alkali dan alkali tanah serta Al3+, Mn2+, akan tereduksi menjadi logamnya
Lx+ (aq) + xe → L (s)
b. Reaksi yang terjadi pada anoda
Jika anoda terbuat dari zat inert, seperti Pt, Au, dan C, maka anoda tidak teroksidasi
1) Jika anion OH– dari suatu basa, maka teroksidasi menjadi H2O dan gas O2
4 OH–(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e
2) Jika anionnya sisa asam halide (Cl–, Br–, dan I–), , maka ion-ion tersebut akan teroksidasi menjadi molekulnya
contoh:
2Cl–(aq)→Cl2(g)
3) Ion sisa asam oksi , missal : SO42-, NO3–, CO32- tidak teroksidasi, melainkan H2O
2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e
Jika anoda terbuat selain dari Pt, Au, atau C, maka anoda teroksidasi.
Perhatikan beberapa contoh reaksi elektrolisis berikut:
1. Elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda karbon
Reaksi ionisasi larutan NaCl
NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl– (aq)
Katoda(-) : 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2OH- (aq)
Anoda(+) : 2Cl– (aq) → Cl2 (g) + 2e
—————————————————————————————
2Cl– (aq) + 2H2O (l) → Cl2 (g) + H2 (g) + 2OH– (aq)
2. Elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda C.
Reaksi ionisasi lelehan NaCl
NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl– (aq)
Katoda (-) : Na+ (aq) + e → Na (s) (x2)
Anoda (+) : 2Cl– (aq) →Cl2(g) + 2e (g) (x1)
———————————————————————————–
Katoda (-) : 2Na+ (aq) + 2e → 2Na (s)
Anoda (+) : 2Cl– (aq) → Cl2(g) + 2e (g)
————————————————————————————
2Na+ (aq) +2Cl– (aq) → 2Na (s) + Cl2(g)
3. Elektrolisis larutan NaNO3 (elektroda Pt)
Reaksi ionisasi larutan NaNO3
NaNO3 (aq) → Na+ (aq) + NO3– (aq)
Katoda(-) : 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + OH– (aq) (x2)
Anoda(+) : 2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e (x1)
————————————————————————————-
Katoda(-) : 4H2O (l) + 4e → 2H2 (g) + 2OH– (aq)
Anoda(+) : 2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e
————————————————————————————–
6H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 2H2 (g) + 4OH– (aq)
4. Elektrolisis larutan CuCl2 dengan elektroda Besi (Fe).
Reaksi ionisasi larutan CuCl2:
CuCl2 (aq) → Cu2+ (aq) +2Cl– (aq)
Katoda (-) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s)
Anoda (+) : Fe (s) → Fe2+(aq) + 2e (g)
————————————————————————–
Cu2+ (aq) + Fe (s) → Cu (s) + Fe2+(aq)
4. Hukum Faraday
Pada tahun 1834 Michael Faraday menemukan fakta bahwa banyaknya perubahan kimia yang dihasilkan oleh arus listrik berbanding lurus dengan jumlah listrik yang dilewatkan. Fakta tersebut dikenal sebagai Hukum Faraday.
a. Hukum Faraday I
Hukum ini menyatakan bahwa massa zat yang diendapkan atau dilarutkan sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan massa ekivalen zat tersebut , dinyatakan dalam rumus:
w = e.F
Keterangan:
w = massa zat hasil elektrolisis (gram)
e = massa ekuivalen zat hasil elektrolisis,
e = Ar / valensi
F = jumlah arus listrik (Faraday)
Karena 1 Faraday setara dengan 96.500 coulomb
1 coulomb = 1 ampere detik
muatan listrik: Q = i × t coulomb
maka Hukum Faraday I dapat dijabarkan menjadi
Keterangan:
i = kuat arus listrik (ampere)
t = lama elektrolisis atau waktu (detik)
Dari rumusan di atas dapat diuraikan sebagai berikut:
w / e = jumlah mol elektron
???? ×???? / F = jumlah Faraday
Dalam konsep stoikiometri reaksi dapat juga diartikan:
Jumlah Faraday = jumlah mol elektron
Contoh:
Larutan AgNO3 (Ar Ag = 108) dialiri listrik 10 ampere selama 1 jam. Berapa gram logam perak yang dapat diendapkan?
Jawab:
b. Hukum Faraday II
Hukum Faraday II menyatakan bahwa “Jumlah zat yang dihasilkan oleh arus yang sama di dalam beberapa sel yang berbeda berbanding lurus dengan berat ekuivalen zat-zat tertentu.” Oleh karena itu, jika beberapa sel elektrolisis disusun secara seri atau arus listrik sama (jumlah muatan listrik yang sama juga), maka perbandingan massa zat-zat yang dihasilkan akan sama dengan perbandingan massa ekivalennya masing-masing.
Keterangan:
w 1 = massa zat terendap 1
w 2 = massa zat terendap 2
e 1 = massa ekuivalen zat 1
e 2 = massa ekuivalen zat 2
Berikut skema sel elektrolisis yang disusun secara seri :
Gambar 4.1. Sel elektrolisis yang disusun secara seri
(sumber: https://www.nafiun.com/)
Contoh:
Ke dalam 2 sel larutan AgNO3 dan larutan CuSO4 yang disusun secara seri dialirkan arus listrik dan ternyata diendapkan 5,4 gram logam Ag. Jika Ar Ag = 108 dan Ar Cu = 63,5, tentukan banyaknya logam Cu yang mengendap !
Jawab:
Ag+ dari larutan AgNO3 valensi =1
Cu2+ dari larutan CuSO4 valensi = 2
Latihan
1. Hitunglah volum gas hidrogen pada keadaan STP yang terbentuk dari elektrolisis larutan KBr menggunakan arus 1,93 A selama 5 menit !
2. Arus listrik dialirkan melalui larutan NiSO4 menghasilkan 3,175 gram endapan nikel. Jika diketahui Ar Ag = 108 dan Ar Ni = 59, Tentukan jumlah logam Ag yang mengendap jika arus listrik yang sama dilarutkan pada AgNO3 !
Materi ppt dapat didownload di sini : https://docs.google.com/presentation/d/1zPPHx9xPR2-bh_0F5TcesXIJRrdrjZhe/edit?usp=sharing&ouid=113419836460577393031&rtpof=true&sd=true
Untuk lebih jelasnya lihat video pada link berikut : https://youtu.be/uylv1K4GpMs , https://youtu.be/hbNenULVO2s
DAFTAR PUSTAKA
Sudarmo, Unggul. 2014, Kimia untuk SMA /MA kelas III, Surakarta, Erlangga
Wiyati, Arni, S.Pd. 2020, Modul Pembelajaran SMA Kimia Kelas XI, Kemendikbud
Sutresna, Nana.2016, Aktif dan Kreatif Belajar Kimia Untuk Sekolah Menegah Atas/Madrasah Aliyah Kelas XII peminatan Matematika dan Ilmu-Ilmu Alam, Bandung, Grafindo Media Pratama.
Sukmanawati, Wening. 2009. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta : Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.
