SE L EL EK TR O LI SI S Oleh Sumarni Setiasih, S.Si., M.PKim. Email enni_p3gipa@yahoo.co.id A. Pendahuluan 1. Pengantar Beberapa reaksi kimia dalam kehidupan sehari-hari merupakan reaksi reduksi-oksidasi (reaksi redoks), contohnya reaksi yang terjadi pada aki dan baterai sebagai sumber energi, penyepuhan logam-logam dan perkaratan besi. Sumber : General Chemistry, Petrucci Sumber: General Chemistry, Petrucci Gambar 1 Contoh reaksi redoks dalam kehidupan sehari-hari Proses penyepuhan logam-logam merupakan proses elektrolisis. Untuk terjadinya proses elektrolisis diperlukan energi listrik dari sumbernya. Dengan demikian, pada elektrolisis terjadi perubahan energi dari energi listrik menjadi energi kimia. Reaksi redoks yang mengakibatkan terjadinya perubahan energi kimia menjadi energi listrik, atau sebaliknya merupakan proses elektrokimia. Materi sel elektrolisis merupakan bagian dari Elektrokimia merupakan materi kimia SMA/MA, di dalam kurikulum termasuk bahan kajian Kelas XII Semester 1 dengan Standar Kompetensi Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari, Kompetensi dasar yang harus dicapai siswa adalah 2.1 Menerapkan konsep reaksi oksidasi-reduksi dalam sistem elektrokimia 1
yang melibatkan energi listrik dan kegunaannya dalam mencegah korosi dan dalam industri; 2.2 Menjelaskan reaksi oksidasi-reduksi dalam sel elektrolisis; 2.3 Menerapkan hukum Faraday untuk elektrolisis larutan elektrolit. 2. Kompetensi dan Sub Kompetensi Kompetensi : 20. Menguasai materi, struktur, konsep, dan pola pikir keilmuan yang mendukung mata pelajaran kimia. Sub Kompetensi : 20.1 Memahami konsep-konsep, hukum-hukum, dan teori-teori kimia meliputi struktur, dinamika, energetika dan kinetika serta penerapannya secara fleksibel. 3. Indikator Esensial Indikator Esensial : Memahami konsep/hukum/teori yang terkait dengan termodinamika kimia dan sel elektrokimia B. Sel Elektrolisis Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di masyarakat. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. 2
Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : 2 H2O(l) > 2 H2(g) + O2(g) Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah pada sel elektrolisis komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda. 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). Elektrolisis Lelehan Natrium Klorida Dalam keadaan meleleh, natrium klorida, suatu senyawa ionik, dapat dielektrolisis agar membentuk logam natrium dan klorin. 3
Gambar 2. (a) sel Downs untuk elektrolisis lelehan NaCl; (b) Diagram sederhana yang menunjukkan reaksi elektroda selama elektrolisis lelehan NaCl. Gambar 2. (a) ialah diagram sel Downs, yang digunakan untuk elektrolisis NaCl dalam skala besar. Dalam lelehan NaCl, kation dan anionnya masing-masing adalah ion Na+ dan Cl-. Gambar 2 (b) adalah diagram sederhana yang menunjukkan reaksi yang terjadi pada elektroda. Sel elektrolitik mempunyai sepasang elektroda yang dihubungkan ke baterai. Baterai berfungsi sebagai pompa elektron, yang menggerakkan elektron ke katoda (tempat terjadinya reduksi), dan menarik elektron dari anoda (tempat terjadinya oksidasi). Reaksi pada elektroda adalah Katoda (reduksi) : Anoda (oksidasi) Keseluruhan : 2 Na+ (l) + 2e2Cl- (l) 2 Na+ (l) + 2 Cl- (l) 2 Na(l) Cl2 (g) + 2e2 Na(l) + Cl2 (g) Proses ini merupakan sumber utama logam natrium murni dan gas klorin. 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 : Li-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Mn-Zn-Cr-Fe-Cd-Co-Ni-Sn-Pb-(H)-Sb-Bi-Cu-Hg-Ag-Pt- Au Perhatikan Gambar 4. 4
Reaksi oksidasi yang mungkin terjadi pada anoda ialah (1) 2 Cl- (aq) (2) 2 H2O (l) Cl2 (g) + 2eO2(g) + 4 H+ (aq) + 4e- Gambar 4. Elektrolisis larutan NaCl 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- > H2(g) + 2 OH-(aq).. (1) Anoda (+) : 2 Cl-(aq) > Cl2(g) + 2 e-.. (2) Reaksi sel : 2H2O(l) + 2 Cl-(aq) > H2(g) + Cl2(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. 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 5
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). Secara eksperimen telah diperoleh bahwa 1 mol elektron mengandung muatan listrik sebesar 96500 coulomb. Untuk menghormati Michael Faraday, 1 mol elektron disebut juga sebagai satu faraday (1F). 1 mol elektron = 1 faraday 1 mol elektron atau 1 faraday mengandung muatan listrik 96500 coulomb Jadi, muatan listrik (Q) yang dibutuhkan berbanding lurus dengan mol elektron, dan dirumuskan sebagai berikut : Q=nF dengan n = jumlah mol elektron (mol), F = muatan listrik per 1 mol elektron (Coulomb/mol). 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 : Q = i x t dengan i = arus listrik (ampere) dan t = waktu (detik). 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. 6
DAFTAR PUSTAKA (1) Brown T.L., LeMay H.E.Jr.,Bursten B.E. 2009. Chemistry, The Central Science. 11thed, Prentice-Hall International, Inc: New Jersey. (2) Chang Raymond, 2008, General Chemistry: The Essential Concepts, Fifth Edition, Boston : Mc Graw Hill. Terjemahan : Suminar Setiati Achmadi, ph.d., 2003. Kimia Dasar: Konsep-konsep Inti, Edisi tiga, Jilid 2., Jakarta: Erlangga (3) J.M.C. Johari, M. Rachmawati., 2004. Kimia SMA untuk Kelas XII. Jakarta: Esis (Erlangga). (4) Michael Purba., 2006. Kimia untuk SMA Kelas XII. Jakarta: Erlangga. (5) Petrucci, R.H. 2007. General Chemistry; Principles and Modern Application. Jilid 1-3. Edisi kesembilan (6) Silberberg, 2007, Principles of General Chemistry, Second Edition, Boston : Mc Graw Hill. (7) Tine Mk, etty S, Ratih Sri RN, Nani K., 2007. Sains Kimia 3 SMA/MA Kelas XII. Jakarta: Bumi Aksara. (8) http://esdikimia.wordpress.com/2011/09/28/sel-elektrolisis/ Diakses: 14 Juni 2012 7