SKL-7
Memahami reaksi oksidasi-reduksi dan sel elektrokimia serta penerapannya dalam teknologi dan kehidupan sehari-hari.
Konsep 3
Menerapkan hukum Faraday
Hukum Faraday digunakan dalam perhitungan stoikiometri sel elektrolisis. Sebelum membahas hukum ini, Anda diharapkan mampu mendeskripsikan sel elektrolisis dan membandingkannya dengan sel volta.
Sel elektrolisis kebalikan dari sel volta. Dalam sel elektrolisis, suatu reaksi kimia dapat berlangsung karena adanya arus listrik. Jika dalam suatu wadah terdapat suatu larutan elektrolit, kemudian larutan itu dialiri arus listrik, maka terjadi suatu reaksi reduksi di sekitar katoda dan oksidasi di sekitar anoda. Reaksi ini tidak spontan, karena jika tidak dialiri arus, tidak terjadi suatu reaksi apapun. Terdapat perubahan energi listrik menjadi energi kimia.
Dapat dikatakan bahwa reaksi elektrolisis merupakan reaksi paksaan. Reaksi ini sering dimanfaatkan untuk membuat suatu bahan yang tidak dapat atau sulit dibuat dengan cara lain. Sebagai contoh, untuk melapisi suatu logam dengan logam lain; pemurnian logam; pemisahan campuran senyawa garam yang masih berupa batuan/bijih logam; pembuatan unsur-unsur tertentu.
Sel elektrolisis terdiri dari suatu wadah yang berisi larutan elektrolit; ke dalamnya dicelupkan anoda dan katoda yang dihubungkan dengan sumber arus melalui kawat pada sirkuit luar. Kedua elektroda tidak boleh saling menempel. Elektron dari sumber arus masuk melalui katoda, sehingga katoda berkutub negatif dan tentu anoda berkutub positif (KNAP). Ini berlawanan dengan sel volta, elektron mengalir ke atas melalui kawat dari hasil oksidasi di anoda, maka anoda negatif dan katoda positif (KPAN).
Dalam elektrolisis, sebaiknya pertamakali perhatikan jenis elektrodanya, inert (tak aktif) atau aktif. Elektroda logam aktif hanya bereaksi jika dipasang di anoda, karena akan mengalami oksidasi. Jika dipasang di katoda, akan terlindungi, karena tidak mungkin logam mengalami reduksi atau menangkap elektron. Di katoda, kation yang akan menangkap elektron dari elektroda ybs. karena elektron mengalir dari sirkuit luar yaitu dari sumber arus.
Sekarang perhatikan zat yang dielektrolisis. Apabila suatu lelehan garam dielektrolisis dengan menggunakan grafit sebagai elektroda inert, maka masing-masing kation dan anion akan bereaksi.
Contoh:
NaCl(l) --> Na+(l) + Cl-(l)
K (-) 2Na+(l) + 2e --> 2Na(l)
A (+) 2Cl-(l) --> Cl2(g)
--------------------------------------
2NaCl(l) --> 2Na(l) + Cl2(g)
Jika yang dielektrolisis adalah larutan garam, maka jenis kation dan anionnya harus diperhatikan. Untuk kation dari golongan utama (A) dalam SPU, maka kation itu tetap stabil sebagai ionnya, tidak mengalami oksidasi, karena harga Eo oksidasinya lebih kecil dari Eo oksidasi air, atau Eo reduksinya lebih besar dari Eo reduksi air. Maka air yang mengalami oksidasi di anoda membentuk O2(g). Demikian juga halnya dengan anion oksi (anion yang mengandung oksigen), keadaannya lebih stabil di dalam larutan, karena Eo reduksinya lebih kecil dari air. Maka airlah yang mengalami reduksi di katoda membentuk gas hidrogen.
Contoh: KI(aq) dielektrolisis dengan elektroda grafit.
KI(aq) --> K+(aq) + I-(aq)
K (-) 2H2O(l) + 2e --> H2(g) + 2OH-(aq)
A (+) 2I-(aq) --> I2(s) + 2e
----------------------------------------------------------------
2I-(aq) + H2O(l) --> 2OH-(aq) + H2(g) + I2(s)
2KI(aq) + H2O(l) --> 2KOH(aq) + H2(g) + I2(s)
Contoh: CuSO4(aq) dielektrolisis dengan elektroda Pt.
CuSO4(aq) --> Cu2+(aq) + SO42-(aq)
K (-) 2Cu2+(aq) + 4e --> 2Cu(s)
A (+) 2H2O(l) --> O2(g) + 4H+(aq) + 4e
--------------------------------------------------------------------------------
2Cu2+(aq) + 2H2O(l) --> 4H+(aq) + O2(g) + 2Cu(s)
2CuSO4(aq) + 2H2O(l) --> 2H2SO4(aq) + O2(g) + 2Cu(s)
Contoh: CuSO4(aq) dielektrolisis dengan elektroda Cu.
CuSO4(aq) --> Cu2+(aq) + SO42-(aq)
K (-) Cu2+(aq) + 2e --> Cu(s)
A (+) Cu(s) --> Cu2+(aq) + 2e
-------------------------------------------------------------
Cu2+(aq) + Cu(s) --> Cu(s) + Cu2+(aq)
CuSO4(aq) + Cu(s) --> Cu(s) + CuSO4(aq)
Jika persamaan reaksi di atas dilihat sepintas, sepertinya tidak ada reaksi. Namun perhatikan dengan cermat, Cu(s) yang dipasang di anoda berkurang karena mengion, sedangkan Cu(s) yang berada di katoda bertambah karena terjadi pengendapan oleh ion-ion Cu2+ dalam larutan. Selama elektrolisis berlangsung, terjadi perpindahan tembaga. Jumlah massa Cu yang berkurang di anoda = massa Cu yang bertambah di katoda. Ini nanti dapat dihitung dengan hukum Faraday.
Kejadian di atas dimanfaatkan untuk melapisi suatu logam dengan logam lain. Contoh: Sendok besi akan dilapisi dengan perak. Maka logam perak dipasang di anoda, larutan yang digunakan mengandung ion Ag+, misal AgNO3(aq) dan logam yang akan dilapisi diletakkan di katoda.
AgNO3(aq) --> Ag+(aq) + NO3-(aq)
A (+) Ag(s) --> Ag+(aq) + e
K (-) Ag+(aq) + e --> Ag(s)
---------------------------------------------------------
Ag+(aq) + Ag(s) --> Ag(s) + Ag+(aq)
AgNO3(aq) + Ag(s) --> Ag(s) + AgNO3(aq)
Ag(s) dari anoda mengion, kemudian Ag+ dalam larutan mengendap di katoda melapisi sendok besi.
Hukum Faraday I: massa endapan = e i t / 96500 (gram).
Rumus ini digunakan untuk menghitung massa endapan logam di katoda; dapat pula digunakan untuk menghitung volum gas, baik yang terjadi di anoda maupun katoda. Rumus di atas dapat diubah menjadi: mol gas = i t / n. 96500.
n = jumlah mol elektron yang diperlukan untuk mereduksi 1 mol suatu kation. Setelah jumlah mol dihitung, volum gas dapat dihitung pula.
Hukum Faraday II: m logam-1 : m logam-2 = e1 : e2.
Jika 2 atau lebih larutan di elektrolisis dengan menggunakan jumlah arus (Q = i t) yang sama, maka rumus perbandingan di atas dapat digunakan. Jika perbandingan itu menyangkut volum gas, dari massa gas dapat diubah menjadi mol gas, kemudian volum gas. Perhitungan lain dalam elektrolisis hanya menyangkut stoikiometris biasa, yaitu menggunakan koefisien reaksi sebagai perbandingan mol. Ingat bahwa 1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 coulomb.
No comments:
Post a Comment