ELEKTROLISIS DAN HUKUM FARADAY

 ELEKTROLISIS DAN HUKUM FARADAY

Kompetensi Dasar

3.6  Menerapkan stoikiometri reaksi redoks dan hukum Faraday untuk menghitung besaran-besaran               yang terkait sel elektrolisis

4.6  Menyajikan rancangan prosedur penyepuhan benda dari logam dengan ketebalan lapisan dan luas           tertentu

                

Indikator Pencapaian Kompetensi Dasar 

1. Menuliskan reaksi pada katoda dan anoda pada sel elektrolisis

2. Menerapkan konsep hukum Faraday dalam perhitungan sel elektrolisis.

Materi Pembelajaran

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

                  L^x+ (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 : SO₄^2-, NO₃^-, CO₃^2-  tidak teroksidasi, melainkan    H₂O

                    2H₂O (l) → 4H⁺ (aq) + O₂ (g) + 4e

               Jika  anoda terbuat selain dari Pt, Au, atau C, maka anoda teroksidasi.

               Contoh : 

                anoda dari logam Ag,  maka Ag (s) → Ag⁺ (aq) + e

                anoda dari logam Cu,  maka Cu (s) → Cu²⁺ (aq) + 2e

       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       

               𝑖 ×𝑡 / 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

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. 

Pangajuanto, Teguh dan Rahmidi, Tri. 2009. Kimia 3 Untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta : Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional

Harnanto, Ari dan Ruminten2009. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XII. Jakarta : Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

https://pendidikan.co.id/pengertian-sel-elektrolisis/(di akses 20 Juni 2021 )

https://rinosafrizal.com/sel-elektrolisis-larutan-elektrolit/(di akses 20 Juni 2021 )

https://www.studiobelajar.com/hukum-faraday/(di akses 20 Juni 2021 )

https://www.nafiun.com/2013/07/bunyi-hukum-faraday-1-dan-2-tentang-elektrolisis.html(di akses 20 Juni 2021 )