Sel Elektrolisis : Klarifikasi Mengenai Sel Elektrolisis
SEL ELEKTROLISIS
Elektrolisis yaitu insiden penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah. Dalam sel elektrolisis energy listrik sanggup menghasilkan reaksi kimia. Sel elektrolisis berfungsi sebagai pompa untuk menjalankan perpindahan elektron yang mengalir dari anode ke katode. Elektron dialirkan melalui electrode yang tidak bereaksi (inert). Biasanya dipakai batang karbon atau platina. Dalam elektrolisis, pada anode terjadi oksidasi (melepaskan elektron) sedangkan pada katode terjadi reduksi.
1. Reaksi elektrolisis
a. Reaksi yang terjadi pada katode
Reaksi yang terjadi pada katode, sanggup diketahui dengan memperhatikan jenis kation yang terdapat dalam larutan elektrolitnya (pelarut air), yaitu sebagai berikut.
1) Jika kationnya K+, Na+, Ca2+, Mg2+, Al3+, Be2+, dan Mn2+, maka reaksi yang berlangsung pada katode yaitu sebagai berikut.
2 H2O(l) + 2 e– → 2 OH–(aq) + H2(g)
Jika tidak terdapat air, maka semua kation mengalami.
2) Jika kationnya H+ berasal dari suatu asam, maka reaksi yang berlangsung pada katode yaitu sebagai berikut.
2 H+(aq) + 2 e– → H2(g)
3) Jika kationnya selain a dan b, maka akan terjadi reaksi reduksi (diendapkan pada katode) menyerupai berikut ini.
Cu2+(s) + 2 e– → Cu(s)
Ag+(s) + e– → Ag(s)
Au3+(s) + 3 e– → Au(s)
b. Reaksi yang terjadi pada anode
Jika anode terbuat dari zat inert, menyerupai Pt, Au, dan C, maka akan terjadi peristiwa-peristiwa menyerupai berikut ini.
1) Jika anion yang menuju anode yaitu OH– dari suatu basa, maka OH– akan teroksidasi.
4 OH–(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e–
2) Jika anionnya Cl–, Br–, dan I–, maka ion-ion tersebut akan teroksidasi menyerupai berikut ini.
2 Cl–(aq) → Cl2(s) + 2 e–
2 Br–(aq) →Br2(g) + 2 e–
2 I–(aq) → I2(s) + 2 e
3) Jika anionnya berupa sisa asam oksi menyerupai SO42– dan NO3–, maka anode tidak teroksidasi, sedangkan yang teroksidasi H2O. Persamaan reaksinya yaitu sebagai berikut.
2 H2O → 4 H+ + O2 + 4 e–
Jika anode terbuat dari logam aktif menyerupai Cu, maka anodenya juga mengalami oksidasi.
Cu → Cu2+ + 2 e–
2. Contoh reaksi elektrolisis
a. Elektrolisis larutan NaCl dengan elektrode C
NaCl(aq) → Na+ + Cl–
Na+ menuju katode, Cl– menuju anode.
Reaksi sel menawarkan bahwa ion Cl– makin berkurang membentuk Cl2, ion OH– bertambah, dan ion Na+ jumlahnya tetap. Bila semua air telah terelektrolisis, maka yang tersisa dalam sel yaitu NaOH.
b. Elektrolisis CuSO4 dengan elektrode Cu
CuSO4(aq) → Cu2+(aq) + SO42–(aq)
Cu2+ menuju katode, SO42– menuju anode.
Elektrode Cu yaitu elektrode aktif, sehingga Cu akan teroksidasi.
Logam Cu pada anode terlarut dan mengendap pada katode. Anode makin usang makin habis
sedangkan katode makin tebal. Prinsip ini banyak dipakai pada pemurnian logam Cu. Perhatikan skema elektrolisis CuSO4.
Banyak zat yang mengendap pada elektrode sanggup dihitung dengan hukum Faraday. Faraday yaitu orang Inggris yang pertama membuktikan kekerabatan kuantitatif antara banyaknya arus listrik yang dipakai pada elektrolisis dengan hasil elektrolisisnya.
Perhatikan reaksi berikut ini!
Ag+(aq) + e –→Ag(s)
Cu2+(aq) + 20 e– → Cu(s)
Pada reaksi di atas untuk mereduksi satu mol ion Ag+ diperlukan satu mol elektron yang sanggup mereduksi 0,5 mol ion Cu2+. Muatan satu elektron yaitu 1,6021 x 10–9 coulomb, sehingga muatan suatu mol elektron yaitu 6,023 x 10 23 x 1,6021 x 10-9 = 96.478 coulomb = 96.500 coulomb. Jumlah listrik ini disebut satu Faraday. Jadi, 1 Faraday = 96.500 coulomb.
Hukum I Faraday
Total zat yang dihasilkan pada elektrode, berbanding lurus dengan total muatan listrik yang mengalir melalui sel elektrolisis.
Muatan listrik sebesar 1 Faraday sanggup mengendapkan 1 gram ekuivalen. Massa zat hasil elektrolisis yang terbentuk pada katode maupun anode dirumuskan sebagai berikut.
m = eF
Keterangan:
m = massa zat hasil elektrolisis (gram)
e = Ar/n = massa ekuivalen zat hasil elektrolisis
n = mol elektron yang terlibat dalam reaksi
F = jumlah muatan listrik (Faraday)
Jika 1 coulomb = 1 ampere detik, maka massa zat hasil elektrolisis sanggup dirumuskan sebagai berikut.
Prinsip elektrolisis ini banyak dipakai dalam dunia industri, antara lain:
a. Isolasi logam, contohnya isolasi aluminium.
b. Pemurnian logam atau tembaga, perak, dan emas.
c. Penyepuhan atau melapisi nikel, emas, dan lain-lain pada logam koin.
d. Pembuatan gas, menyerupai H2, O2, Cl2, dan lain-lain.
Thanks For Visiting !
