ELEKTROLISIS

PERCOBAAN V

ELEKTROLISIS

A.    Tujuan

Mengamati dan menganalisis proses elektrolisis .

B.     Dasar Teori

Elektrokimia adalah kajian reaksi redoks yang dilaksanakan sedemikian sehingga di dalam sistem itu dapat ditentukan potensial listrik yang dapat diukur. Di dalam sebuah sel volta sebuah reaksi redoks spontan membangkitkan arus listrik yang mengalir lewat rangkaian luar. Semua sel elektrokimia harus mempunyai rangkaian dalam, ion dapat mengalir dalam bentuk ionnya berdifusi. Beberapa tipe sel tertentu menggunakan jembatan garam untuk maksud tertentu. Dalam masing-masing sel oksidasi berlangsung pada anoda dan reduksi berlangsung pada katoda .

1.      Sel dan elektrolisis

Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengisian baterai timbal adalah contoh elektrolisis.

2.      Susunan Sel Elektrolisis  

  Elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus disebut katoda (-) sedangkan elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif sumber arus disebut anoda (+). Saat elektrolisis dilakukan ion-ion yang bermuatan positif (kation) akan teroksidasi dan menempel pada elektroda yang digunakan pada katoda sehingga apabila dilakukan penimbangan massa katoda bertambah, sedangkan ion-ion yang bermuatan negatif (anion) akan tereduksi pada anoda sehingga elektroda yang diletakan pada anoda massannya tidak berubah (tetap). Proses elektrolisis umunya terdiri dari dua tipe yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Reaksi-Reaksi Elektrolisis.

Reaksi elektrolisis terdiri dari reaksi katode, yaitu reduksi, dan reaksi anode, yaitu oksidasi. Spesi apa yang terlibat dalam reaksi katode dan anode bergantung pada potensial elektrode dari spesi tersebut dengan ketentuan sebagai berikut.

a.       Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah spesi yang potensial reduksinya paling  besar

b.       Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah  spesi yang potensial oksidasinya paling  besar

Berdasarkan ketentuan tersebut, kita dapat meramalkan reaksi-reaksi elektrolisis . Namun demikian perlu juga dipahami bahwa potensial electrode juga dipengaruhi konsentrasi dan jenis elektrodenya.

a.       Reaksi-Reaksi di Katode (Reduksi)

Reaksi di katode bergantung pada jenis kation dalam larutan. Jika kation berasal dari logam-logam aktif (logam IA, IIA, Al dan Mn) , yaitu logam-logam yang potensial standar reduksinya lebih kecil (lebih negative daripada air), maka air yang akan tereduksi. Sebaliknya, kation  selain yang disebutkan di atas akan tereduksi.

b.      Reaksi-Reaksi di Anode (Oksidasi)

Elektrode negative (katoda) tidak mungkin ikut bereaksi selama elektrolisis karena logam tidak ada kecenderungan menyerap electron membentuk ion negatif. Akan tetapi elektrode positif (anode) mungkin saja ikut bereaksi , melepas elektron dan mengalami oksidasi. Kecuali Pt dan Au, pada umumnya logam mempunyai potensial oksidasi lebih besar daripada air atau anion sisa asam. Oleh karena itu , jika anode tidak terbuat dari Pt, Au atau grafit maka anode itu akan teroksidasi.

Elektroda Pt, Au, dan grafit (C) digolongkan sebagai elektrode inert (sukar bereaksi). Jika anode terbuat dari elektrode inert maka reaksi anode bergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa asam oksi seperti SO₄², NO₃^-, PO₄^3- dan F^-, mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air . Anion-anion seperti itu sukar dioksidasi sehingga air yang teroksidasi.

2H₂O_(l)  à  4H⁺_(aq) + O_2(g) + 4e

Jika anion lebih mudah dioksidasi daripada air, seperti Br^-, dan I^-, maka anion itu yang teroksidasi .

Elektrolisis merupakan suatu proses dimana reaksi kimia terjadi pada elektroda yang tercelup dalam elektrolit. Ketika tegangan diberikan terhadap elektroda itu. Elektroda yang bermuatan positif disebut anoda dan elektroda yang bermuatan negatif disebut katoda. Elektroda seperti platina yang hanya mentransfer elektron dari larutan disebut elektroda inert. Elektroda reaktif adalah elektroda yang secara kimia memasuki reaksi elektroda selama elektrolisis, terjadilah reduksi pada katoda dan oksidsi pada anoda. Gambaran umum tipe reaksi elektroda dapat diringkas sebagai berikut:

a)         Arus listrik yang membawa ion akan diubah pada elektroda

b)        Ion negatif yang sulit dibebaskan pada katoda menyebabkan pengurangan H₂O dan pembentukan H₂ dan OH^- dan absorpsi elektron.

c)          Ion negatif yang sulit dibebaskan pada anoda menyebabkanpengurangan H₂O dan electron.

Elektrolisis menurut Ashory adalah peristiwa penguraian suatu elektrolit oleh suatu arus listrik. Jika dalam sel volta energi kimia diubah menjadi energi listrik, maka dalam sel elektrolisis yang terjadi adalah sebaliknya, yaitu energi listrik diubah menjadi energi kimia. Dengan mengalirkan arus listrik ke dalam suatu larutan atau leburan elektrolit, akan diperoleh reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis. Faktor yang menentukan reaksi kimia elektrolisis antara lain konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda ada yang bersifat inert (tak aktif) dan elektoda tak inert. Hasil elektrolisis dapat disimpulkan ; reaksi pada katoda (katoda tidak berperan) ada K⁺, Ca²⁺, Na⁺, H⁺. Dari asam dan logam lain (Cu²⁺), reaksi pada anoda, untuk anoda inert ada OH^-, Cl^-, Br^-, dan I^- dan sisa asam lainnya serta anoda tidak inert (bukan Pt dan C).

Sel galvani (menurut Strjer) dapat menghasilkan arus listrik bila reaksi berlangsung spontan. Sel elektrolit menggunakan elektrolit untuk menghasilkan perubahan kimia. Proses elektrolisis meliputi pendorongan arus listrik melalui sel untuk menghasilkan perubahan kimia dimana potensi potensial sel adalah negatif.

Dalam elektrolisis, sumber aliran listrik digunakan untuk mendesak elektron agar mengalir dalam arah yang berlawanan denga aliran spontan. Hubungan antara jumlah energi listrik yang dikonsumsi dan perubahan kimia yang dihasilkan dalam elektrolisis merupakan salah satu persoalan penting yang dicarikan jawabannya oleh Michael Faraday (1791-1867). Hukum Faraday pertama tentang tentang elektrolisis menyatakan bahwa “jumlah perubahan kimia yang dihasilkan sebanding dengan besarnya muatan listrik yang melewati suatu elektrolisis”. Hukum kedua tentang elektrolisis menyatakan bahwa : “Sejumlah tertentu arus listrik menghasilkan jumlah ekivalen yang sama dari benda apa saja dalam suatu elektrolisis”.

Berikut ini adalah beberapa nilai potensial elektrode standar pada suhu 25^o C dari beberapa senyawa :

Setengah Reaksi Reduksi

Potensial Standar E2(volt)

Li+(aq) + e- à Li(s) K+ (aq) + e- à K(s)                 2H2O(aq) + 2e-  à 2OH-(aq) + H2(g) Na+(aq) + e- à  Na(s) Mg2+(aq) + 2e- à  Mg(s) Al3+(aq) + 3e- à  Al(s) Zn2+(aq) + 2e- à Zn(s) Cr3+(aq) + 3e- à  Cr(s) Fe2+(aq) + 2e- à  Fe(s) Cd2+(aq) + 2e- à  Cd(s) Ni2+(aq) + 2e- à  Ni(s) Sn2+(aq) + 2e- à  Sn(s) Pb2+(aq) + 2e- à  Pb(s) Fe3+(aq) + 3e- à  Fe(s) 2H2(aq) + 2e- à  H2(s) Sn4+(aq) + 4e- à  Sn(s) Cu2+(aq) + e- à  Cu+(s) Cu2+(aq) + 2e- à  Cu(s) ClO4-(aq) + H2O + 2e- à ClO3-(aq) + 2 H2O(aq) AgCl(s) + 2e- àAg(s) + Cl-(aq) ClO3-(aq) + H2O(l) + 2e- àClO2-(aq) + 2OH-(aq) IO-(aq) + H2O(l) + 2e- à I- (aq) + 2OH-  I2(aq) + 2e- à  2I-(aq) ClO2-(aq) + H2O(l)+2e- à ClO- (aq)+ 2OH-(aq) Fe3+(aq) + e- à Fe2+(aq) Hg2+(aq) + 2e- à  Hg(s) ClO-(aq) + H2O(l)+2e- à Cl- (aq)+ 2OH-(aq) 2Hg2+(aq) + 2e- à  Hg22+(aq) NO3– (aq) + 4H+ + 3e- à  NO(g) + 2H2O(l) Br2(l) + 2e- à  2Br(aq) Cl2(g) + 2e- à  2Cl(aq) Ce4+(aq) + e- à  Ce3+(aq) Co3+(aq) + e- à  Co2+(aq) S2O82-(aq) + 2e- à 2SO42- (aq) Fe2(g) + 2e- à 2F-(s) H2O2 (aq) + 2H+ (aq)+ 2e- à 2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e-à  2H2O(aq)

-30,4 -2,93 -0,83 -2,71 -2,38 -1,66 -0,76 -0,74 -0,41 -0,40 -0,23 -0,14 -0,13 -0,04 0,00 0,15 0,16 0,34 0,35 0,22 0,35 0,49 0,53 0,59 0,77 0,80 0,90 0,90 0,96 1,07 1,36 1,44 1,82 2,01 2,87 1,78 1,23

3.      Hukum elektrolisis Faraday

Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833. Bunyi hukum elektrolisis Faraday adalah sebagai berikut :

a.       Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel.

b.      Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada jenis logamnya.

Coulomb adalah satuan muatan listrik, dan 1 C adalah muatan yang dihasilkan bila arus 1 A (Ampere) mengalir selama 1 s. Tetapan fundamental listrik adalah konstanta Faraday F, 9,65 x10⁴ C, yang didefinisikan sebgai kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang disebabkan oleh aliran arus listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu .

4.      Penggunaan Elektrolisis

Elektrolisis yang pertama dicoba adalah elektrolisis air (1800). Davy segera mengikuti dan dengan sukses mengisolasi logam alkali dan alkali tanah. Bahkan hingga kini elektrolisis digunakan untuk menghasilkan berbagai logam. Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk produksi logam dengan kecenderungan ionisasi tinggi (misalnya aluminum). Produksi aluminum di industri dengan elektrolisis dicapai pada tahun 1886 secara independen oleh penemu Amerika Charles Martin Hall (1863-1914) dan penemu Perancis Paul Louis Toussaint Héroult (1863-1914) pada waktu yang sama. Sukses elektrolisis ini karena penggunaan lelehan Na₃AlF₆ sebagai pelarut bijih

Sebagai syarat berlangsungnya elektrolisis, ion harus dapat bermigrasi ke elektroda. Salah satu cara yang paling jelas agar ion mempunyai mobilitas adalah dengan menggunakan larutan dalam air. Namun, dalam kasus elektrolisis alumina, larutan dalam air jelas tidak tepat sebab air lebih mudah direduksi daripada ion aluminum sebagaimana ditunjukkan di bawah ini.

Al³⁺ + 3e^- à Al                                                    E^o_sel = -1,662 V

2H₂O +2e^- à H₂ + 2OH^-                                                                 E^o_sel = -0,828 V

Metoda lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Masalahnya Al₂O₃ meleleh pada suhu sangat tinggi 2050 °C, dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak realistik. Namun, titik leleh campuran Al₂O₃ dan Na₃AlF₆ adalah sekitar 1000 °C, dan suhu ini mudah dicapai. Prosedur detailnya adalah: bijih aluminum, bauksit mengandung berbagai oksida logam sebagai pengotor. Bijih ini diolah dengan alkali, dan hanya oksida aluminum yang amfoter yang larut. Bahan yang tak larut disaring, dan karbon dioksida dialirkan ke filtratnya untuk menghasilkan hidrolisis garamnya. Alumina akan diendapkan.

Al₂O₃(s) + 2OH^-(aq) à 2AlO₂^- (aq) + H₂O(l)

2CO₂ + 2AlO₂ ^-(aq) + (n+1)H₂O(l) à 2HCO₃^- (aq) + Al₂O₃·nH₂O(s)

Alumina yang didapatkan dicampur dengan Na₃AlF₆ dan kemudian garam lelehnya dielektrolisis. Reaksi dalam sel elektrolisi rumit. Kemungkinan besar awalnya alumina bereaksi dengan Na₃AlF₆ dan kemudian reaksi elektrolisis berlangsung.

Al₂O₃ + 4AlF₆^3-   à   3Al₂OF₆^2- + 6F^-

Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut.

Elektroda negatif: 2Al₂OF₆^2- + 12F^- + C à 4AlF₆^3- + CO₂ + 4e^-

Elektroda positif: AlF₆^3- + 3e^-   à Al + 6F^-

Reaksi total: 2Al₂O₃ + 3C à 4Al + 3CO₂  Kemurnian aluminum yang didapatkan dengan prosedur ini kira-kira 99,55 %. Aluminum digunakan dalam kemurnian ini atau sebagai paduan dengan logam lain. Sifat aluminum sangat baik dan harganya juga tidak terlalu mahal. Namun, harus diingat bahwa produksi aluminum membutuhkan listrik dalam jumlah sangat besar.

C.     Alat dan Bahan

1.      Alat

a.       Adaptor atau batrai 9 volt lengkap dengan kabel jepit buaya, 1 set

b.      Botol semprot, 1 buah

c.       Corong saring, 1 buah

d.      Elektroda karbon, 2 buah

e.       Papan tetes, 1 buah

f.       Pipet tetes, 1 buah

g.      Statif dan klem, 1 set

h.      Tabung U, 1 buah

2.      Bahan

a.       Larutan kalium iodida, KI 0.5 M

b.      Indikator phenoftalin, pp

D.    Prosedur Kerja

1.      Dimasukkan laritan kalium iodida 0,5 M ke dalam tabung U.

2.      Dimasukkan kedua elektroda karbon ke masing-masing permukaan tabung U dengan sumber arus searah 9 volt, selama beberapa menit. Lalu putuskan arus.

3.      Diperhatikan perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda.

E.     Hasil Pengamatan

Tabel 5.1 elektrolisis larutan kalium iodida dan tembaga (II) sulfat

Larutan	Anoda	Katoda
KI	Karbon : -          warna larutan kuning  kecoklatan, + Indikator pp -          Warna larutan tetap	Karbon : -          Warna larutan tetap (bening) -          Ada gelembung gas + Indikator pp -          Warna larutan merah muda

F.     Pertanyaan

1.      Elektrolisis larutan kalium iodida 0,5 M dengan elektroda karbon

a.       Larutan elektrolit                                               : KI

b.      Spesi (unsur, molekul atau ion)                          : K⁺, I^-, C, H₂O

dalam sel elektrolisis

c.       Spesi yang tidak bereaksi                                  : C (carbon)

Jelaskan!

      Jawab :

Karena karbon merupakan elektroda inert, elektroda yang sulit atau tidak bereaksi

d.      Spesi yang mungkin bereaksi di anoda              : H₂O dan  I^-

e.       Spesi yang mungkin bereaksi di katoda            : H₂O dan  K⁺

f.       Tuliskan persamaan reaksi 1.d dan 1.e lengkap dengan potensial reduksi dan oksidasinya!

Jawab :

Anoda (reaksi oksidasi)

-          2I^-_(aq)  à   I_2(s) + 2e^-                                                 E^o_sel = - 0,53 V

-          2H₂O_(aq)       à  O_2(g) + 4H⁺_(aq) + 4e^-                      E^o_sel = - 1,23 V

Katoda (reaksi reduksi )

-          K⁺ _(aq) + e^-         à    K_(s)                                           E^o_sel = - 2,93 V

-          2H₂O_(aq) + 2e^-      à  2OH^-_(aq) + H_2(g)                       E^o_sel = - 0,83 V

g.      Katoda   : 2H₂O_(aq) + 2e^-    à    2OH^-_(aq) + H_2(g)        E^o_sel = - 0,83 V

Anoda    :     2I^-_(aq)  à   I_2(s) + 2e^-                                E^o_sel = - 0,53 V +

Sel     : 2H₂O_(aq) + 2I^-_(aq)  à 2OH^-_(aq) + H_2(g) + I_2(s)   E^o_sel =  - 1,36 V

h.      Jelaskan gejala-gejala yang terjadi dikatoda dan anoda dalam hubungannya dengan reaksi yang terjadi !

   Jawab :

               Pada katoda (elektroda karbon), setelah dilakukan elektrolisis tidak terjadi perubahan warna, namun timbul gelembung gas, ini dikarenakan pada katoda terjadi reaksi reduksi adalah air yang menghasilkan gas hidrogen serta OH^- yang dibuktikan ketika penambahan indikator pp maka mengubah warna larutan dari bening menjadi merah muda atau ungu yang menunjukkan bahwa larutan bersifat basa.

               Pada anoda (eletroda karbon), setelah elektrolisis dilakukan, terjadi perubahan warna larutan menjadi kuning kecoklatan dari I₂, dikarenakan pada anoda terjadi reaksi oksidasi I^- menjadi I₂.

i.        Apa maksud pengguanaan indikator pp

   Jawab :

               Maksud dari penggunaan indikator ppadalah untuk membuktikan bahwa pada katode telah terjadi reaksi reduksi H₂O yang menghasilkan ion OH^-. Ion OH^- merupakan suatu basa, sehingga diperlukan indikator pp yang merupakan indikator basa dengan perubahan warna dari bening menjadi merah muda.

G.    Pembahasan

Pada percobaan yang berjudul elektrolisis bertujuan untuk mengamati dan menganalisis proses elektrolisis. Elektrolisis merupakan proses yang berlangsung tak spontan, yakni reaksi yang memerlukan arus listrik menghasilkan reaksi reduksi oksidasi.

Pada percobaan ini dilakukan elektrolisis larutan KI dengan elektroda karbon. Larutan kalium iodida merupakan larutan elektrolit yang dapat menghantarkan arus listrik. Karena larutan kalium iodida merupakan senyawa ion yang bila  dilarutkan dengan air akan terurai menjadi ion-ion positif dan ion negatif yaitu K⁺ dan I^-. Dalam reaksi elektrolisis yang tidak akan terjadi secara spontan, maka energi listrik perlu digunakan untuk menghasilkan suatu perubahan kimia, cara yang digunakan yakni, menghubungkan elektrode dengan sumber dari energi luar, energi ini bisa didapat dari power supply atau sumber arus searah. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda karena memerlukan elektron dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda, akibatnya  katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas.

Pada sistem elektrolisis ini digunakan elektroda karbon pada anoda dan katoda. Elektroda karbon bersifat inert, inert yaitu tidak  ikut bereaksi. Sehingga spesi yang memungkinkan bereaksi di katoda adalah K⁺ dan H₂O, sedangkan spesi yang mungkin bereaksi di anoda adalah I^- dan H₂O. Pada percobaan ini spesi yang terjadi di anode adalah I^-  dan spesi yang terjadi di katode adalah H₂O. 

Spesi yang terjadi di anode dan katode dapat diketahui berdasarkan besar kecilnya harga potensial reduksi. Berdasarkan teori mengenai harga potensial reduksi, spesi yang terjadi di katoda adalah H₂O karena harga potensial reduksi lebih besar daripada K⁺ yaitu -0,83 volt sementara harga potensial reduksi K⁺ adalah -2,92 volt. H₂O akan tereduksi menjadi H₂ dibuktikan dengan muncul gelembung gas dan OH yang dapat dilihat setelah ditambahkan indikator pp akan terjadi perubahan warna menjadi pink atau merah muda. Indikator pp berfungsi untuk mendeteksi kebasaan suatu larutan. Persamaan reaksinya sebagai berikut :

2H₂O  _(l) + 2e^-  à H_2(g) +    2OH^-_(g)                              E^o_sel  = -0,83 volt

Sedangkan pada anoda yang teroksidasi ialah spesi yang memiliki harga potensial oksidasi tinggi atau potensial reduksi paling kecil yaitu I^-  (-0,54 volt). I^- akan teroksidasi menjadi I₂ dengan ditandai perubahan warna larutan menjadi kuning kecoklatan yang merupakan warna khas dari iodin atau I₂. Ketika ditambahkan indikator pp tidak terjadi perubahan warna.

Persamaan reaksinya sebagai berikut :

2I^- (aq) à I₂ (s) + 2e^-                                  E^o_sel  = -0,54 volt                           

H.    Kesimpulan

Dari percobaan elektrolisis larutan KI yang telah dilakukan dapat disimpulkan bahwa : 

Sistem elektrolis berlangsung tak spontan sehingga diperlukan sumber arus searah agar dapat terjadi perubahan kimia, reaksi kimia ini dilihat dari adanya proses reduksi oksidasi.

Pada proses elektrolisis ini di katoda yang tereduksi adalah air (H₂O), yang dapat diamati dari perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah ditambahkan indikator pp, yang artinya larutan ini bersifat basa sebab H₂O tereduksi menjadi OH^-. Sedangkan di anoda yang teroksidasi adalah I^- , hal ini dapat dilihat dari adanya warna kuning kecoklatan pada anoda yang menandakan bahwa I^- bereaksi dan menjadi iodium (I₂).