SEL VOLTA DAN SEL ELEKTROLISIS

Reaksi reduksi-oksidasi atau redoks berlangsung dalam sel elektrokimia. Ada dua jenis sel elektrokimia. Reaksi spontan terjadi pada sel galvani (volta); Reaksi nonspontan terjadi pada sel elektrolisis. Kedua jenis sel mengandung elektroda di mana reaksi oksidasi dan reduksi terjadi. Oksidasi terjadi pada  anoda dan reduksi terjadi pada katoda.

Sel Galvani atau Volta

Gambar 1. Sel Volta

Reaksi redoks dalam sel galvani adalah reaksi spontan. Untuk alasan ini, sel-sel galvani biasanya digunakan sebagai baterai. Reaksi sel Galvani memasok energi yang digunakan untuk melakukan usaha atau kerja. Energi yang dimanfaatkan dengan menempatkan oksidasi dan reduksi dalam wadah terpisah, bergabung dengan suatu alat yang memungkinkan elektron mengalir. Sebuah sel galvani umum adalah sel Daniell.

SEL ELEKTROLISIS 

Sel elektrolisis merupakan proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia, yang terpenting dari proses ini adalah adanya elektroda dan elektrolit. Elektroda  tempat terjadinya reduksi disebut katoda dan elektroda tempat terjadinya oksidasi disebut anoda. Dengan membuat suatu kontak antar dua fase tersebut akan membuat suatu aliran ionik pada elektrolit yang menyebabkan terjadinya suatu potensial elektris diantara kedua elektroda. Potensial elektris ini akan menyebabkan elektron mengalir dari anoda menuju katoda. Proses ini akan berlangsung hingga potensial dari ion pada katoda yang ter-reduksi dan ion pada anoda yang ter-oksidasi mencapai kesetimbangan. Potensial kesetimbangan dari sel elektrokimia ini bergantung pada jenis spesies dalam sistem.

Gambar 2. Sel Elektrolisis

 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) Cl_2(g) +  2 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 Na⁺_(l) +  2 Cl^–_(l) ——>  2 Na_(s) +  Cl_2(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 mudah tereduksi 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^– ——>  H_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl^–_(aq) ——>  Cl_2(g) +  2 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 H₂O_(l) +  2 Cl^–_(aq) ——>  H_2(g) +  Cl_2(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 SO₄^2- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO₄^-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO₄^2- 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 H_2(g) +  4 OH^–_(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 H₂O_(l) ——>   O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 e^– ……………….. (2)

Reaksi sel            :   6 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H⁺_(aq) +  4 OH^–_(aq) …………………….. [(1) + (2)]

6 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(g) +  4 H₂O_(l) …………………. [(1) + (2)]

2 H₂O_(l) ——>  2 H_2(g) +  O_2(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^– ——>  H_2(g) +  2 OH^–_(aq) ……………………..  (1)

Anoda (+)            :   Cu_(s) ——>  Cu²⁺_(aq) +  2 e^– ……………………..  (2)

Reaksi sel            :   Cu_(s) +  2 H₂O_(l) ——>  Cu²⁺_(aq) +  H_2(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 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 / 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) ——>  O_2(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) ——>  F_2(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) ——>  Cl_2(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 Cl₂

Jadi, 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) ——>  O_2(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) ——>  Cl_2(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

Jadi, Ar dari logam X adalah 27

PERBEDAAN SEL VOLTA DAN SEL ELEKTROLISIS