Percobaan Elektrolisis

Posted: Oktober 11, 2010 in Kimia

 

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Elektrolisis yaitu peristiwa penguraian atas suatu larutan elektrolit yang telah dilaliri oleh aurs listrik searah. Sedangkan sel di mana terjadinya reaksi tersebut disebut sel elektrolisis. Sel elektrolisis terdiri dari larutan yang dapat menghantarkan listrik yang disebut elektrolit, dan dua buah elektroda yang berfungsi sebagai katoda.

Reaksi-reaksi elektrolisis bergantung pada potensial electrode, konsentrasi, dan over potensial dari spesi yang terdapat dalam sel elektrolisis. Pada sel elektrolisis katode bermuatan negative, sedangkan anode bermuatan positif. Kemudian kation direduksi di katode, sedangkan anion diosidasi di anode.

Elektrolisis mempunyai banyak keguanaan, di antaranya yaitu dapat memperoleh unsure-unsur logam, halogen, gas hidrogen dan gas oksigen, keudian dapat menghitung konsentrasi ion logam dalam suatu larutan, digunakan dalam pemurnian suatu logam, serta salah satu proses elektrolisis yang popular adalah penyepuhan, yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam lain.

Seperti yang telah diketahui di atas, elektrolisis mempunyai banyak manfaat dalam kehidupan sehari-hari, sehingga penting agar mahasiswa melakukan praktikum ini agar mahasiswa lebih mengetahui dan dapat mempelajari proses dari elktrolisis.

Elektrokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara perubahan zat dan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia. Dalam kehidupan sehari-hari penerapan elektrolisis sangat banyak, misalnya dalam dunia industri seperti pemurnian logam.Oleh karena itu, pemahaman akan elektrolisis sangat penting, dan melalui percobaan ini diharapkan praktikan mendapatkan lebih banyak pengetahuan.

1.2. Tujuan Percobaan

-     Mengetahui proses elektrolisis pada larutan CuSO4 dengan elektroda karbon

-     Mengetahui perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda dari proses elektrolisis

-     Mengetahui proses elektrolisis pada larutan KI dengan katoda dan anoda karbon

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

BAB 2

TINJAUAN PUSTAKA

 

Reaksi kimia dapat ditimbulkan oleh arus listrik, sebaliknya reaksi kimia dapat dipakai untuk menghasilkan arus listrik. Elektrolisis merupakan proses dimana reaksi redoks tudak berlangsung secara spontan. Untuk lebih memahami apakah sebenarnya elektrolisis itu dapat dilihat pada proses pengisian aki. Dalam proses pengisian aki tersebut dapat disimpulkan bahwa apabila ke dalam suatu larutan elktrolit dialiri arus listrik searah maka akan terjadi reaksi kimia, yakni penguraian atas elektrolit tadi. Peristiwa penguraian (reaksi kimia) oleh arus searah itulah yang disebut elektrolisis. Sel elektrolisis terdiri dari larutan yang dapat mengahantarkan listrik yang disebut elektrolit, dan dua buah elektroda yang berfungsi sebagai katoda dan anoda.

*        Susunan Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis tidak memerlukan jembatan garam. Komponen utamanya adalah sebuah wadah, electrode, elektrolit, dan sumber arus  searah.

Electron (listrik) memasuki larutan melalui kutub negatif (katode). Spesi tertentu dalam larutan mneyerap electron dari katode dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi ion melepas electron di anode dan mengalam oksidasi. Jadi, sama seperti pada sel volta, reaksi di katode adalah reduksi, sedangkan reaksi di anode adalah oksidasi. Akan tetapi, muatan elektrodenya berbeda. Pada sel volta, katode bermuatan positif, sedangkan anode bermuatan negative. Pada sel elektrolisis katode bermuatan negative sedangkan anode bermuatan positif.

*        Reaksi-reaksi elektrolisis

Apabila listrik dialirkan melalui lelehan senyawa ion maka senyawa ion itu akan diuraikan. Kation direduksi di katode, sedangkan anion dioksidasi di anode.

Reaksi elektrolisis dalam larutan elektrolit berlangsung lebih kompleks. Spesi yang bereaksi belum tentu kation atau anionnya, tetapi mungkin saja air atau elektrodenya. Hal itu bergantung pada potensial spesi-spesi yang terdapat dalam larutan. Untuk menuliskan reaksi elektrolisis larutan elektrolit, faktor-faktor yang perlu dipertimbangkan adalah:

  1. Reaksi-reaksi yang berkompetisi pada tiap-tiap electrode.
  • Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah yang mempunyai potensial electrode lebih positif.
  • Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah yang mempunyai potensial electrode lebih negatif.
  1. Jenis elektrode, apakah inert atau aktif

Elektrode inert adalah elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi. Elektrode inert yang sering digunakan yaitu platina dan grafit.

  1. Overpotensial

Overpotensial adalah potensial tambahan yang diperlukan sehingga suatu reaksi elektrolisis dapat berlangsung.

Contoh :

Elektrolisis larutan CuSO4 dengan katode dan anode Cu. Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elktrode Cu terbentuk endapan Cu di katode dan anodenya (Cu) larut.hasil-hasil itu dapat dijelaskan sebagai berikut. Dalam larutan CuSO4 terdapat ion Cu2+, ion SO42- molekul air serta logam tembaga (elektrode). Berbeda dengan elktrode grafit yang inert (sukar beraksi), tembaga dapat mengalami oksidasi di anode. Kemungkinan reaksi yang terjadi di katode aldah reduksi ion Cu2+ atau reduksi air.

Cu2+ +  2e     → Cu                         E° = +0.34 V

2H2O + 2e     → 2OH- + H2 E° = – 0.83 V

Oleh karena potensial reduksi Cu2+ lebih besar maka reduksi ion Cu2+ lebih mudah berlangsung. Sementara itu, kemungkinan reaksi yang terjadi di anode adalah oksidasi ion SO42- ,oksidasi air atau akosidasi Cu.

2SO42- ®  S2O82- +  2e                                    E° = -2.71 V

2H2O  ®   4H+ + O2 + 4e                               E° = -1.23 V

Cu       ®  Cu2+ + 2e                                       E° = -0.34 V

Oleh karena potensial oksidasi Cu paling besar maka oksidasi tembaga lbih mudah berlangsung. Jadi, elektrolisis larutan CuSO4 dengan Cu menghasilkan endapan Cu di katode dan melarutkan Cu di anode.

CuSO4 ® Cu2+ + SO42-

Katode :  Cu2+ + 2e ® Cu

+

Anode  :  Cu            ® Cu2+ + 2e

Cu             ® Cu

(anode)               (katode)

Berdasarkan daftar potensial elektrode standar dapat dibuat suatu ramalan tentang reaksi katode dan reaksi anode pada suatu elktrolisis. Ramalan mungkin akan meleset jika spesi yang terlibat mempunyai overpotensial yang signifikan.

  1. Reaksi-reaksi di katode (reduksi)

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

Contoh :

Pada elektrolisis larutan NaCl (kation Na+), air yang tereduksi, bukannya ion Na+ .

Pada elektrolisis larutan CuSO4 (kation Cu2+), ion Cu2+ yang tereduksi.

  1. Reaksi-reaksi di Anode (Oksidasi)

Elektrode negative (katode) tidak mungkin ikut bereaksi selama elektrolisis karean logam tidak ada kecenderungan menyerap elektron membentuk ion negatif. Akan tetapi, elektrode posistif (anode) mungkin saja ikut bereaksi, melepas electron 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.

L ®  Lx+ + xe

Elektrode 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 lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar dioksidasi sehingga air yang teroksidasi.

2H2O  ®   4H+ + O2 + 4e

Jika anion lebih mudah dioksidasi daripada air, seperti Br-, dan I-, maka anion itu yang teroksidasi. Skema reaksi-reaksi elektrolisis:

 

Reaksi di katode bergantung pada jenis kation :

 

Kation

Logam aktif (Golongan IA,IIA,Al dan Mn): air yang tereduksi. 2H2O + 2e ® H2 + 2OH-

 

Kation lain : kation yang tereduksi

2H+ + 2e ®  H2

Lx+ + xe ®  L

Reaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion :

Sisa asam lain atau OH- :anion teroksidasi.

Contoh : 2Br- ® Br2 + 2e

4OH- ® 2H2O + O2 + 4e

Sisa asam oksi : Air tereduksi

2H2O  ®   4H+ + O2 + 4e

Inert : Anion (Pt,Au,C)

 

 

 

Anode

 

Anoda tak inert : anode teroksidasi

L ®  Lx+ + xe

 

 

 

 

 

 

 

Penggunaan Elektrolisis

a. Produksi Zat

Banyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesiumm, alumunium, flourin, klorin, natrium hidroksida, natrium hipoklorit dan hidrogen peroksida.

b. Pemurnian Logam

Contoh terpenting dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga. Untuk membuat kabel listrik diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduktivitas tembaga, akibatnya akan timbul banyak panas dan akan membahayakan penggunanya.

c. Penyepuhan

Penyepuhan ( electroplanting ) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan. Pada penyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katoda sedangkan logam penyepuhnya sebagai anoda. Kedua elektrode itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh. Contoh, penyepuhan sendok yang terbuat dari besi ( baja ) dengan perak.

 

Hukum Faraday

” Massa zat dibedakan pada elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan “.

G = k i t ME

k =       jadi      G =

ME =

Dengan, G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram)

i = kuat arus (dalam ampere)

t = waktu (dalam detik)

ME = massa ekivalen

 

 

 

BAB 3

METODOLOGI PERCOBAAN

 

3.1 Alat dan Bahan

3.1.1 Alat-alat

-    Tabung U

-    Tiang statif dan klem

-    Pipet tetes

-    Tabung reaksi

-    Adaptor

 

3.1.2 Bahan-bahan

-    Batang Karbon

-    Kawat Tembaga

-    CuSO4 0,5 M

-    KI 0,5 M

-    Indikator pp

-    Tissue

 

3.2 Prosedur Percobaan

3.2.1 Larutan KI dengan katoda Cu dan anoda C

-    Dimasukkan KI 0,5 M kedalam tabung U

-    Dimasukkan masing-masing elektroda berupa tembaga dan karbon kemasing-masing permukaan tabung U dengan dialiri sumber arus searah 9 volt, selama beberapa menit, lalu diputuskan

-    Diamati perubahan yang terjadi pada katoda dan anoda

-    Diambil 1 pipet larutan diruang katoda kemudian dimasukkan kedalam tabung reaksi dan ditetesi dengan indikator pp

3.2.2 Larutan CuSO4 dengan elektroda C

-    Dimasukkan CuSO4 0,5 M kedalam tabung U

-    Dimasukkan kedua elektroda berupa batang karbon kepermukaan tabung U dengan arus searah 90 volt selama beberapa menit, lalu diputuskan

-    Diamati perubahan yang terjadi

-    Diambil 1 pipet larutan diruang katoda kemudian dimasukkan kedalam tabung reaksi dan ditetesi dengan indikator pp

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

BAB 4

HASIL DAN PEMBAHASAN

 

4.1 Hasil Pengamatan

No. Perlakuan Pengamatan
1.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2.

 

 

 

 

 

 

 

 

Larutan KI dengan anoda C dan katoda Cu

-    Dimasukan larutan KI 0,5 M ke dalam tabung U, dimasukkan elektroda berupa karbon dan tembaga dan dialiri arus 9 volt

-    1 pipet larutan KI pada ruang katoda diberi beberapa tetes indikator pp

 

Larutan CuSO4 dengan elektroda karbon

-      Dimasukan larutan CuSO4 0,5 M ke dalam tabung U, dimasukkan elektroda berupa batang karbon dan dialiri arus 9 volt

-      1 pipet larutan CuSO4 pada ruang katoda diberi beberapa tetes indikator pp

 

 

-     Katoda (Cu) : Warna larutan berubah menjadi warna kuning

-     Anoda (C) : terdapat gelembung gas dan terbentuk endapan karbon

-     Larutan berwarna pink / merah lembayung

 

 

 

 

-     Katoda (C) : Tidak terjadi reaksi apa-apa

-     Anoda (C) : Terdapat gelembung gas O2

 

-     Tidak terjadi perubahan warna pada larutan

 

 

4.2 Reaksi – reaksi

4.2.1 CuSO4 dengan katoda : karbon, anoda : karbon

CuSO4 Cu2+ + SO42-

Katoda ( C):    Cu2+ + 2e- Cu

Anoda ( C) :    2H2O               4H+ + O2 + 4e-

2H2O + 2Cu2+ Cu + 4H+ + O2

4.2.2 KI dengan katoda : tembaga, anoda : karbon

KI           K+ +  I-

Katoda ( Cu ) :2H2O +  2e- 2OH- + H2

Anoda ( C ) :    2I- I2 + 2e-

2H2O + 2I- I2 + H2 + 2OH-

 

 

4.3 Pembahasan

Elektrokimia adalah peristiwa terjadinya reaksi oksidasi-reduksi dalam bentuk setengah reaksi yang terpisah dalam oksidasi dan redukasi atau bisa disebt juga sebagai gabungan antara dua setengah sel yaitu antara katoda dan anode. Dalam sel elektrokimia terjadi reaksi redoks spontan, yaitu reaksi yang berlangsung serta merta. Sel elektrokimia mengubah energy dari suatu reaksi redoks spontan menjadi energi  listrik berupa aliran electron yang bergerak dari anode menuju katode.

Elektrolisis adlaah suatu peristiwa penguraian (reaksi kimia) atas larutan elektrolit akibat dialiri arus listrik searah. Dalam reaksi elektrolisis, energy listrik digunakan untuk menghasilkan suatu perubahan imia yang tidak akan terjadi secara spontan. Dalam reaksi elektrolisis, pada anoda terjadi reaksi oksidasi yakni reaksi pelepasan elektron, sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi yaitu reaksi penangkapan elektron.

Perbedaan mendasar antara sel volta ( sel elektrokimia ) dengan sel elektrolisis adalah sebagai berikut :

 

No Sel Volta Sel Elektrolisis
1

 

2

 

 

3

4

5

 

 

 

6

Reaksi kimia berlangsung secara spontan

Terjadi perubahan energi dari energi kimia → energi listrik atau menghasilkan arus listrik

Katoda merupakan kutub positif

Anoda merupakan kutub negatif

Pemberian tanda kutub positif dan negatif, berdasarkan pada potensial listrik kedua elektrodanya

Contohnya : Baterai alkali, radio, kalkulator, televisi, sel bahan bakar

Reaksi kimia tidak berlangsung secara spontan

Terjadi perubahan energi dari energi listrik → energi kimia berlangsung suatu reaksi kimia

Katoda merupakan kutub negatif

Anoda merupakan kutub positif

Penentuan kutub positif dan negatif, didasarkan pada potensial yang diberikan dari luar.

 

Contohnya : Pembuatan gas, penyepuhan logam, pemurnian logam dan pengisian aki

 

Adapun perbedaan antara elektrokimia dan elektrolisis antara lain sebagai berikut :

a. Elektrolisis merupakan proses di mana reaksi redoks tidak beralngsung secara    spontan, sedangkan elektrokimia merupakan proses di mana reaksi edoks berlangsung secara spontan.

b.Anode pada sel elektrokimia bermuatan (-) dan katodanya bermuatan ( + ), sedangkan pada sel elektrolisis anoda bermuatan ( + ) dan katodanya bermuatan(-)

c. Dalam reaksi elektrokimia , spesi yang bereaksi yaitu kation dan anionnya sedangkan reaksi elektrosis dalam larutan elektrolit berlangsung lebih kompleks di mana spesi yang bereaksi belum tentu kation atau anionnya, tetapi mungkin saja air atau elektrodanya

Aplikasi elektrolisis dalam kehidupan sehari – hari adalah sebagai berikut :

  1. Pereduksi Zat

Banyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesium, aluminium, fluorin, natrium hidroksida, natrium hipoklorit, dn hidrogen peroksida.

Klorin dan natrium hidroksida dibuat dari elektrolisis larutan natrium klorida. Proses ini disebut proses klor-alkali dan merupakan proses industry yang sangat penting. Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan NaOH di katoda dan Cl2 di anode :

NaCl ® Na+ + Cl-

Katode : 2H2O + 2e ® 2OH- + H2

+

Anode  : 2Cl- ®  Cl2 + 2e

2H2O + 2Cl- ® 2OH- + H2 + Cl2

Reaksi rumus : 2H2O + 2 NaCl ® 2NaOH + H2 + Cl2

 

  1. Pemurnian Logam

Contoh terpenting dalam bidang ini adalah permunian tembaga. Untuk membuat kabel listrik diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduktivitas tembaga. Akbiatanya, akan timbul banyak panas dan akan membahayakan penggunaannya.

Tembaga dimurnikan secara elektrolisis. Tembaga ktor dijadikan anode, sedangkan katode digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah CuSO4. Selama elektrolisis, tembaga dari anode terus-menerus dilarutkan kemudian diendapkan pada katode.

CuSO4 ® Cu2+ + SO42-

Katode : Cu2+ + 2e  ® Cu

+

Anode  : Cu   ®  Cu2+ + 2e

Cu  ® Cu

  1. Penyepuhan

Penyepuhan (electroplatiny) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampian. Pada pneyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katode sedangkan logam penyepuhnya sebagai anode. Kedua elektroda itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh.

Pada percobaan elektrolisis larutan CuSO4 dengan katoda C dan anoda C, larutan CuSO4 dimasukkan ketabung U kemudian kedua elektroda batang karbon dimasukkan. Larutan berwarna biru jernih. Pada anoda terdapat gelembung gas :

2H2O        ® 4H+ + O2 + 4e

 

Sehingga menghasilkan gelembung O2. Sedangkan pada katoda tidak terjadi reaksi apa-apa hanya tetap Cu.

Pada peristiwa elektrolisis ini spesi yang ada didalam sel elektrolisis ialah ( Cu2+, SO42- dan H2O ), sedangkan karbon merupakan elektroda yang inert ( tidak ikut bereaksi ).

Pada percobaan elektrolisis larutan Ki dengan katoda Cu dan anoda C, terjadi gelembung gas pada anoda serta terbentuk endapan karbon, sedangkan pada katoda warna larutan menjadi coklat kekuningan. Pada elektrolisis ini spesi yang ada didalam sel elektrolisis adalah K+, I- dan H2O, sedangkan untuk tembaga terletak sebagai katoda maka tidak ikut bereaksi dan untuk karbon yang terletak sebagai anoda karena merupakan elektroda inert.

Dalam percobaan elektrolisis digunakan beberapa reagen yang berfungsi sebagai larutan elektrolit untuk CuSO4 dan KI dan indikator pp sebagai petunjuk atau indikator adanya OH- pada larutan katoda yang berarti besifat basa.

Pada percobaan kali ini faktor kesalahan yang terjadi adalah terbalik dalam peletakan anoda dan katoda pada rangkaian elektrodanya.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

BAB 5

PENUTUP

5.1       Kesimpulan

-        Pada proses elektrolisis pada larutan CuSO4 dengan elektroda karbon, terjadi reduksi Cu2+ menjadi Cu pada katoda dan terjadi oksidasi air pada anoda

-        Perubahan yang  terjadi pada katoda dan anoda ialah pada larutan CuSO4 dengan katoda C dan anoda C, tidak terjadi reaksi apa-apa pada katoda, dan terdapat gelembung gas O2. Sedangkan pada larutan KI dengan katoda Cu dan anoda C, warna larutan berubah menjadi warna kuning pada katoda dan pada anoda terdapat gelembung gas serta terbentuk endapan karbon.

-        Pada proses elektrolisis pada larutan KI dengan katoda Cu dan anoda C, terjadi reduksi air pada katoda dan oksidasi I- menjadi 2I pada anoda

5.2 Saran

Sebaiknya selain elektrolit diatas dapat diganti juga dengan elektrolit asam kuat seperti HCl, agar pengetahuan praktikan lebih bertambah.

 

 

 

 

 

 

 

DAFTAR PUSTAKA

 

Chang, Raymond.2004.Kimia Dasar. Erlangga : Jakarta

Keenan, dkk.1984.Kimia Untuk Universitas. Erlangga : Jakarta

Petrucci, Ralph.H.1990.Kimia Dasar. Erlangga : Jakarta

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

About these ads

Berikan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s