Elektrolisis

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1  Latar belakang

Elektrokimia adalah kajian reaksi redoks yang dilaksanakan sedemikian sehingga didalam sistem itu dapat ditentukan potensial listrik yang dapat diukur. Didalam sebuh sel volta sebuah reaksi redoks spontan membangkitklan arus listrik yang mengalir lewat rangkaian luas. 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. Reaksi-reaksi elektrolisis bergantung pada potensial elektrode, konsentrasi pada over potensial dari spesi yang terdapat dalam sel elektrolisis. Pada elektrolisis katode bermuatan negatif sedangkan anode nya bermuatan positif. Elektrolisis mempunyai banyak kegunaan, yaitu dapat memperoleh unsur-unsur logam, halogen, gas hidrogen dan gas oksigen. Elektrolisis digunakan pada proses pemurnian logam dan salah satu proses elektrolisis yang sangat populer adalah penyepuhan, yaitu melapisi permukaan suatu logam dengan logam lain.

Reaksi kimia dapat ditimbulkan oleh arus listrik, sebaliknya reaksi kimia dapat dipakai untuk menghasilkan arus listrik. Elektrolisis merupakan proses dimana reaksi redoks tidak berlangsung secara spontan. Untuk lebih memahami apakah sebenarnya elektrolisis itu itu dapat dilihat pada proses pengisian air aki. Dalam prose pengisian air aki tersebut dapat disimpulakn bahwa apabila kedalam suatu larutan elektrolit dialiri arus listrik searah maka akan terjadi reaksi kimia. Yakni penguraian (reaksi kimia) oleh arus searah itulah yang disebut elektrolisis. Berdasarkan hal tersebut, maka dilakukanlah percobaan ini agar praktikan dapat memahami lebih dalam tentang elektrolisis serta pengaplikasiannya dalam kehidupan sehari-hari.

1.2  Tujuan

-          Mengetahui tentang elektrode inert dan aktif.

-          Mengetahui proses elektrolisis pada larutan CuSO₄ dengan elektroda karbon.

-          Mengetahui faktor-faktor yang mempengaruhi elektrolisis.

BAB 2

TINJAUAN PUSTAKA

Berlawanan dengan reaksi spontan yang menghasilkan perubahan energi kimia menjadi energi listrik, elektrolisis  adalah proses yang menggunakan energi listrik agar reaksi kimia nonspontan dapat terjadi. Sel elektrolit adalah alat untuk melaksanakan elektrolisis. Asas yang sama mendasari elektrolisis dan proses yang berlangsung dalam sel galvanik. Elektrolisis lelehan natrium klorida dalam keadaan meleleh, natrium klorida suatu senyawa organik, dapat dielektrolisis agar membentuk logam natrium dan klorin. Sel elektrolitik mempunyai sepasang elektroda yang dipasangkan ke baterai. Baterai berfungsi sebagai “pompa elektron” yang menggerakkan elektron kekatoda (tempat terjadinya reduksi), dan menarik elektron dari anoda (tempat terjadinya oksidasi). Reaksi pada elektroda adalah sebagai berikut:

Anoda (oksidasi)                     2Cl^-_(l)                Cl_2(g) + 2e^-

Katoda (reduksi)             2Na⁺ + 2e^-               2Na_(l)                 

Keseluruhan                2Na⁺_(l) + Cl^-_(l)               2Na_(l) + Cl_2(g)

Proses ini merupakan sumber utama logam natrium dan gas klorin. Perkiraan teoritis menunjukkan bahwa nilai E° untuk keseluruhan proses adalah sekitar -4V yang berarti bahwa ini termasuk proses nonspontan. Jadi minimum 4V harus dipasok oleh baterai untuk melaksanakan reaksi. Pada praktiknya, diperlukan voltase lebih tinggi akibat ketidak efisienan dalam proses elektrolitik dan akibat over voltase, yang dibahas secara ringkas berikut ini. Elektrolisis air, air dalam beaker pada kondisi atmosfer (1 atm dan 25°C) tidak akan terurai secara spontan membentuk gas hidrogen dan oksigen sebab [erubahan energi bebas standar untuk reaksi ini positif dan besar H₂O_(l)               2H_2(g) + O_2(g)  G°= 474,4 Kj. Namun demikian, reaksi ini dapat dibuat terjadi didalam satu sel. Sel elektrolitik ini terdiri dari sepasang elektroda yang terbuat dari logam non reaktif, seperti platina yang direndam dalam air. Ketika elektroda-elektroda nyaadihubungkan ke bateraitidak terjadi sesuatu karena tidak cukup ion dalam air murni untuk membawa arus listrik. (ingat bahwa pada 25°C, air murni hanya memiliki 1 x 10^-7 M ion H⁺ dan 1 x 10⁷ M ion OH^-). Sebaliknya, reaksi terjadi dengan mudah dalam larutan H₂SO₄ 0,1 M sebab terjadi cukup ion untuk menghantar listrik. Dengan segera gas mulai keluar pada kedua elektroda. Prose pada anodanya ialah 2H₂O_(l)                   O_2(g) + 4H⁺_(aq) + 4e^- sementara pada katoda terjadi H⁺_(aq) +e^-     1/2H_2(g). Reaksi keseluruhan diberikan oleh:

Anoda (oksidasi)         2H₂O_(l)                O_2(g) + 4H⁺_(aq) + 4e^-

Katoda (reduksi)         4H⁺_(aq) + e^-               1/2H_2(g)

Keseluruhan                2H₂O_(l)             2H_2(g) + O_2(g)

Perhatikan bahwa secara total tidak ada H₂SO₄ yang dikonsumsi dalam reaksi ini.

Elektrolisis larutan berair natrium korida, ini merupakan contoh yang paling rumit diantara ketiga contoh elektrolisis yang dibahas disini karena larutan natrium klorida mengandung beberapa spesi yang dapat dioksidasi dan direduksi. Reaksi oksidasi yang mungkin terjadi pada anoda ialah:

(1)   2Cl^-_(aq)                    Cl_2(g) + 2e^-

(2)   2H₂O_(l)                   O_2(g) + 4H⁺_(aq) + 4e^-

kita dapatkan hasilnya sebagai berikut:

Cl_2(g) + 2e^-                    2Cl^-_(aq)                          E°= 1,36 V

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

Potensial reduksi standar untuk (1) dan (2) tidak berbeda jauh, tetapi nilainya menyiratkan bahwa yang cenderung terjadi adalah H₂O teroksidasi pada anoda. Namun, dari percobaan ternyata gas yang dibebaskan pada anoda ialah Cl₂ bukan O₂. Dalam mengkaji proses elektrolitik, kita terkadang menemukan bahwa voltase yang diperlukan untuk suatu reaksi jauh lebih tinggi dibandingkan dengan yang ditunjukkan oleh potensial elektroda. Over voltase ialah selisih antara potensial elektroda dan voltase sebenarnya yang diperlukan untuk menyebabkan elektrolisis. Overvoltase untuk pembentukan O₂ cukup tinggi. Jadi, pada kondisi kerja normal, adalah gas Cl₂ yang ternyata terbentuk pada anoda, bukannya O₂. Reduksi yang mungkin terjadi pada katoda ialah:

(3)   2H⁺_(aq) + 2e^-              H_2(g)                          E°= 0,00 V

(4)   2H₂O_(l) + 2e^-             H_2(g) + 2OH^-_(aq)          E°= -0,83 V

(5)   Na⁺_(aq) + e^-    Na_(g)                          E°= -2,71 V

Reaksi (5) tidak terjadi karena potensial reduksi standarnya sangat negatif. Reaksi (3) lebih mungkin terjadi dibandingkan (4) pada kondisi keadaan standar. Akan tetapi, pada pH 7 (seperti dalam kasus larutan NaCl) keduanya sama-sama mungkin terjadi. Kita biasanya menggunakan (4) untuk untuk menjelaskan reaksi katoda karena konsentrasi ion H⁺ terlalu rendah (sekitar 1 x 10^-7 M) untuk membuat (3) sebagai pilihan terbaik. Jadi, reaksi setengah sel dalam elektrolisis natrium klorida berair ialah sebagai berikut:

Anoda (oksidasi)         2Cl^-_(aq)                  Cl_2(g) + 2e^-

Katoda (reduksi)         2H₂O_(l) + 2e^-                 H_2(g) + 2OH^-_(aq)

Keseluruhan                2H₂O_(l) + 2Cl^-_(aq)                    H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-_(aq)

Sebagaimana ditunjukkan oleh reaksi keseluruhan, konsentrasi ion Cl^- menurun selama elektrolisis sedangkan konsentrasi OH^- meningkat. Jadi, selain H₂ dan Cl₂, kita dapat memperoleh hasilsamping yang berguna NaOH dengan cara menguapkan larutan berair pada akhir elektrolisis.

            Perlu diingat hal berikut ini dari analisi kita tentang elektrolisis, kation cenderung tereduksi pada katoda dan anion cenderung teroksidasi pada anoda dan dalam hal larutan berair, air sendiri dapat teroksidasi dan atau tereduksi. Hasilnya begantung pada jenis spesi lain yang ada.

            Aspek kuantitatif dari elektrolisis, segi kuantitatif dari elektrolisis dikembangkan terutama oleh Faraday. Ia mengamati bahwa massa produk yang terbentuk (atau reaktan yang dikonsumsi) pada suatu elektroda berbanding lurus dengan banyaknya listrik yang ditransfer dielektroda itu dan massa molar terkait. Contohnya, dalam elektrolisis larutan NaCl, reaksi katoda menyatakan bahwa satu atom Na dihasilkan ketika satu ion Na⁺ menerima satu elektron dari elektroda. Untuk mereduksi 1 mol ion Na⁺, kita harus memasok bilangan avogadro (6,02 x 10²³) elektron ke katoda. Sebaliknya, stoikiometri dari reaksi anoda menunjukkan bahwa oksidasi dua ion Cl^- menghasilkan satu molekul klorin. Jadi, pembentukan 1 mol Cl₂ menghasilkan transfer 2 mol elektron dari ion Cl^- ke anoda. Demikian pula, diperlukan 2 mol elektron untuk mereduksi 1 mol ion Mg²⁺ dan 3 mol elektron untuk mereduksi 1 mol ion Al³⁺.

                        Mg³⁺                Mg

                        Al³⁺                 Al

Dalam suatu percobaan elektrolisis, kita biasanya mengukur arus (dalam apere, A) yang melewati sel elektrolitik dalam jangk waktu tertentu. Hubungan antara muatan (dalam coulomb, C) dan aru ialah 1C= 1A x Is dengan kata lain, suatu coulomb ialah kuantitati\f muatan listrik yang melewati sembarang titik pada rangkaian dalam 1 detik jika arusnya 1 ampere (Chang, 2005).

            Hukum pertama termodinamika menyebutkan bahwa seluruh perubahan energi muncul sebagai perubahan kalor. Reaksi yang sama ini dapat dilakukan dengan amat berbeda tanpa pernah membawa kedua reaktan kontak langsung satu dengan lainnya jika sebuah sel galvani (sebuah aki) dibuat dari mereka. Sebuah lembaran tembaga dimasukkan sebagian kedalam larutan Cu(NO3)2 dan sebuah lembaran perak dalam sebuah larutan AgNO3. Kedua larutan dihubungkan oleh sebuah jembatan garam, yang merupakan tabung berbentuk U terbalik yang berisi larutan garam seperti NaNO3. Ujung jembatan ditutup dengan penyumbat berpori yang menghindarkan kedua larutan bercampur, tetapi kemungkinan ion lewat. Kedua lembaran ion dihubungkan ke amperemeter, sebuah alat yang mengukur arah dan magnitudo arus listrik yang melaluinya. Jika tembaga dioksidasi disisi kiri, ion Cu²⁺ masuk kelarutan. Elektron yang dilepaskan pada reaksi melewati rangkaian luar dari kiri kekanan, seperti digambarkan oleh perubahan jarum amperemeter. Elektron masuk kelembaran perak dan pada antarmuka logam larutan, elektron diikat oleh ion Ag⁺, sebagai atom yang melapisi pada permukaan perak. Proses ini akan menyebabkan kenaikan muatan positif dalam gelas piala sebelah kanan dan ion negatif ke gelas piala sebelah kiri, yang menjaga netralitas muatan disetiap sisi. Apa yang menyebabkan arus mengalir dalam sebuah sel galvani? Pasti harus ada sebuah selisih potensial listrik, antara dua titik dalam rangkaian yang menyebabkan elektron mengalir, sama seperti selisih potensial gravitasi antara dua titik di permukaan bumi yang menyebabkan air mengalir kebawah. Selisih potensila listrik ini, atau tegangan sel, dapat diukur dengan sebuah alat yang disebut voltmeter yang diletakkan di rangkaian luar. Tegangan yang diukur dalam sel galvani tergantung pada magnitudo arus yang melalui sel dan tegangan jatuh jika arus terlalu besar. Tegangan sel intrinsik (nilainya pada arus nol) dapat diukur dengan menempatkan sumber tegangan variabel dalam rangkaian luar sedemikian rupa sehingga selisih potensialnya   eks melawan selisih potensial intrinsik     sel elektrokimia. Selisih potensial netto adalah:

     net =      .      _ekst. Jika tegangan luar yang berlawanan dinaikkan diatas selisih potensial alami sel, elektron berbalik arah dan bergerak menuju elektroda tembaga. Ion tembaga dalam larutan menerima elektron dan mengendap sebagai logam tembaga, dan logam perak larut dan memberikan tambahan ion Ag⁺. Reaksi netto yang berlangsung kemudian kebalikan dari reaksi spontan, yaitu:

2Ag_(s) + Cu²⁺_(aq)              2Ag⁺ + Cu_(s)

            Sebuah sel elektrokimia yang beroperasi secara spontan disebut sel galvani ( atau sel volta). Sel seperti ini mengubah energi kimia menjadi energi listrik, yang dapat digunakan untuk melakukan kerja. Sebuah sel dimana potensial yang luar yang berlawanan menyebabkan reaksi berlangsung dalam arah berlawanan secara spontan disebut sel elektrolisis. Sel seperti ini menggunakan energi listrik yang dihasilkan oleh rangkaian luar untuk melekukan reaksi kimia yang sebetulnya tidak dapat berlangsung. Jika sebuah sel diubah menjadi sebuah sel elektrolisis dengan penambahan sumber potensial luar yang berlawanan arah dengan aliran elektron, juga terdapat sebuah pembalikan pada sisi anoda dan katoda. Dalam sel elektrolisis, oksidasi berlangsung dielektroda perak, yang karenanya menjadi anoda, dan elektroda tembaga menjadi katoda. Aspek ganda sel elektrokimia (galvani dan elektrolisis) segera disadari setelah penemuan sel tersebut pada tahun 1800 oleh Alessandro Volta membuat sebuah aki yang terdiri dari sejumlah lembaran perak dan seng yang dipisahkan satu sama lainnya oleh lembaran kertas berpori yang dibasahi oleh larutan garam. Sekitar tahun 1807, Sir Humphry Dary telah membuat unsur natrium dan kalium dengan menggunakan sebuah aki untuk mengektrolisis masing-masing hidroksidanya. Akan tetapi, dasar ilmiah sel elektrokimia yang digunakan tidak jelas. Penelitian Michael Faraday menunjukan hubunga kuantitatif langsung antar jumlah zat yang bereaksi dikatoda dan anoda dan muatan listrik total yang melewati sel. Pengamatan ini merupakan dari hukum Faraday, yang kita nyatakan sebagai: 1.) Massa zat terlarut yang dihasilkan atau dipakai pada suatu elektroda berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang melelui sle. 2.) Massaa ekivalen zat yang berbeda dihasilkan atau dipakai pada elektroda dengan melewatkan sejumlah tertentu muatan listrik melalui sel. Hukum ini yang meringkas stoikiometri proses elektrokimia, ditemukan oleh Michael Faraday pada tahun 1833, lebih dari setengah abad sebelum elektron ditemukan dan dasar atom kelistrikan dimengerti (Oxtoby, 2001).

            Sel galvani diambilkan dari nama ilmuan italia: Luigi Galvani (1737-1798). Sel tersebut kadang-kadang disebut sel volta yang berasal dari nama Alessandro volta (1745-1827). Reaksi dalam sel galvani selalu reaksi oksidasi-reduksi tang dapat dipecah menjadi dua reaksi-paro. Sel galvani menghasilkan arus bila reaksi oksidasi-reduksi berlangsung spontan. Sel elektrolit, menggunakan energi untuk menghasilkan perubahan kimia. Proses elektrolisis meliputi pendorongan arus melalui sek untuk menghasilkan perubahan kimia dalam mana potensial sel adalah negatif. Stoikiometri proses elektrolitik: beberapa besar perubahan kimia yang terjadi dengan aliran arus diberikan selama waktu tertentu. Contoh, kita ingin menentukan massa tembaga yang melekat, bila arus 10,0 ampere (A), coulomb muatan per detik dilewatkan selama 30,0 menit melalui larutan yang mengandung Cu²⁺. Pelapisan beraarti penempelan logam netral pada elektroda oleh reduksi ion-ion logam dengan larutan setiap ion Cu²⁺ membutuhkan 2e^- untuk menjadi atom logam Cu. Cu²⁺_(c) + 2e^-                   Cu_(p). Proses reduksi ini akan terjadi pada katoda. Elektrolisis yang pertama dicoba adalah elektrolisis air (1800). Davy segera mengikuti dan dengan sukses mengksidasi logam alkali dan alkali tanah. Bahkan hingga kini elektrolisis digunakan untutk menghasilkan berbagai logam. Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk produksi logam dengan kecenderungan ionisasi tinggi ( misalnya alumunium). Produksi alumunium diindustri dengan elektrolisis dicapai tahun 1886 secara independen oleh penemu Amerika Charles Martin Hall (1863-1914) dan penemu Perancis Paul Loouis Toussaint Heroult (1863-1914) pada waktu yang sama. Sukses elektrolisis ini karena penggunaan lelehan Na₃AlF₆ sebagai pelarut bijih (alumunium oksida, alumunium Al₂O₃). 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 alumunium sebagaimana ditunjukkan sebagai berikut ini : Al³⁺ + 3e^-               Al potensial elektroda normal = -1,662 V (10,38).

2H₂O +2e^-           H₂ +OH^- potensial elektroda normal = -0,828 (10,39).

Metoda lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Misalnya Al2O3 meleleh pada suhu sangat tinggi 2050°C dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak realistik (Sastrohamidjojo, 2005).

BAB 3

METODOLOGI KERJA

3.1 Alat dan bahan

3.1.1 Alat

-          Tabung U

-          Elektroda

-          Pipet tetes

-          Tabung reaksi

-          Kabel

3.1.2 Bahan

-          KI 0,5 M

-          Indikator Phenolftalein

-          FeCl₃

-          CuSO₄

-          Aquades

-          Baterai 9 volt

-          Kawat tembaga

-          Tissue

3.2 Prosedur kerja

-          Dimasukkan KI 0,5 M kedalam tabung U

-          Dimasukkan kedua elektroda ke masing-masing permukaan tabung U dengan sumber arus searah 9V

-          Setelah beberapa menit lalu putuskan

-          Diperhatikan perubahan yang terjadi pada anoda dan katoda

-          Diambil beberapa mL katoda tabung reaksi

-          Ditambahkan indikator PP

-          Diambil lagi beberapa mL anoda tabung reaksi

-          Ditambahkan FeCl₃

-          Dimasukkan CuSO₄ 0,1N ke dalam tabung U

-          Lalu dimasukkan kedua elektroda ke masing-masing permukaan tabung U dengan sumber arus 9V

-          Setelah beberapa menit lalu putuskan

-          Diperhatikan perubahan yang terjadi pada anoda dan katoda

-          Diambil beberapa mL katoda tabung reaksi lalu ditambahkan indikator PP

-          Diambil beberapa mL anoda tabung reaksi lalu ditambahkan FeCl₃

BAB 4

HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1  Hasil pengamatan

Perlakuan

Pengamatan

-          Dimasukkan KI 0,5 M kedalam tabung U, -          Dimasukkan kedua elektroda ke masing-masing permukaan tabung U dengan sumber arus searah 9 Volt selama bebrapa menit, lalu putuskan. -          Perhatikan perubahan yang terjadi pada katoda & anoda. -          Ambil beberapa mL katoda tabung reaksi dan ditambah indikator PP -          Ambil beberapa mL anoda tabung reaksi dan ditambah FeCl3 -          Dimasukkan CuSO4 0,1 N ke dalam tabung U -          Dimasukkan kedua elektroda ke masing-masing permukaan tabung U dengan sumber arus searah 9V beberapa menit, lalu putuskan

-          Katoda terdapat gelembung, tereduksinya air menjadi H2, warna larutan dikatoda menjadi pudar dan lama kelamaan bening -          Anoda berubah warna menjadi lebih kuning karena terbentuk I2 -          Warna larutan menjadi ungu (merah lembayung larutan bersifat basa -          Warna larutan menjadi kuning bening -          Katoda larutannya menjadi keruh karena menandakan adanya Cu -          Anoda larutannya terdapar gelembung, air tereduksi menjadi oksigen

4.2 Reaksi

4.2.1 Elektrolisis larutan KI, elektrolisis C

 KI          K⁺ + I^-

Anoda             : 2I^-             I₂ + 2e

Katoda                        : H₂O + 2e                 H₂ + OH^-

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

4.2.2 elektrolisi larutan CuSO4, elektroda C

CuSO₄          Cu²⁺ + SO₄^2-

Anoda             : 2H₂O           O₂ + 4H⁺ 4e^-

Katoda                        : (Cu²⁺ +2e^-             Cu) x2

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

4.3 Pembahasan

            Pada percobaan kali ini pertama-tama dimasukkan KI 0,5 M kedalam tabung U, setelah itu dimasukkan kedua elektroda kemasing-masing permukaan tabung U dengan sumber searah 9 V selama beberapa menit lalu diputuskan. Setelah diperhatikan pada katoda terdapat gelembung karena tereduksinya air menjadi H₂. Warna larutan dikatoda menjadi pudar dan lama kelamaan bening sedangkan pada anoda berubah menjadi lebih kuning karena terbentu I₂. Lalu dilanjut dengan mengambil beberapa mL katoda tabung reaksi dan ditambahkan indikator PP sehinga warna larutan menjadi ungu (merah lembayung) dan larutan bersifat basa. Diambil lagi beberapa mL katoda tabung reaksi dan ditambahkan FeCl₃ sehingga warna larutan menjadi kuning bening. Selanjutnya dimasukkan CuSO₄ 0,1 N kedalaqm tabung U sehinggan katoda larutannya menjadi keruh karena menandakan adanya Cu. Dan yang terakhir dimasukkan kedua elektroda ke masing0masing permukaan tabung U dengan sumber arus searah 9V stetelah bebrapa menit lalu putuskan. Didapatkan hasil pada anoda larutannya terdapat gelembung, air tereduksi menjadi oksigen.

            Elektrolisis adalah suatu peristiwa penguraian (reaksi kimia) atas larutan elektrolit akibat dialiri arus listrik searah. Dalam reaksi elektrolisi, energi listrik digunakan untuk menghasilkan suatu perubahan kimia yang tidak akan terjadi secara spontan. Dalam reaksi elektrolisis, pada anoda terjadi reaksi oksigen yakni reaksi pelepasan elektron sedangkan pada katoda terjadi reaksi reduksi yaitu reaksi penangkapan elektron. Elektrokimia adalah peristiwa terjadinya reaksi oksidasi-reduksi dalam bentuk setengah reaksi yang terpisah dalam oksidasi dan reduksi atau bisa disebut juga sebagai gabungan antara dua setengah sel yaitu antara katoda dan anoda. Dalam sel elektrokimia terjadi reaksi redoks spontan, yaitu reaksi yang begabung serta merta. Sel elektrokimia mengubah energi dari suatu reaksi redoks spontan menjadi energi listrik berupa aliran elektron yang bergerak dari anoda menuju katoda.

Pada sel elektrokimia terjadi perubahan energi kimia menjadi energi listrik, anodanya merupakan elektroda negatif (-) sedangkan katodanya merupakan elektroda positif juga pada elektrokimia terjadi proses dimana reaksi redoks berlangsung secara spontan. Pada sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia, anodanya merupakan elektroda positif (+) sedangkan katodanya merupakan elektroda negatif (-). Pada elektrolisis reaksi redoks nya berlangsung secara tidak spontan.

            Pada percobaan elektrolisis kaliini digunakan beberapa reagen yang berfungsi sebagai larutan elektrolit salah satunya adalah penambahan indikator phenolftalein atau indikator PP yaitu sebagai petunjuk atau indikator adanya OH^- pada larutan katoda yang berarti bersifat basa. Hal ini juga mempunyai fungsi yang sama pada penambahan CuSO₄ dan KI.

            Deret volta atau deret elektrokimia merupakan deretan logam-logam (ditambah hidrogen) berdasarkan kenaikan potensial elektroda standarnya. Li, K, Ba, Sr, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Pada deret volta, unsur logam dengan potensial elaktroda lebih ditempatkan dibagian kiri, sedangkan unsur dengan potensial elektroda positif ditempatkan dibagian kanan. Semakin kekiri kedudukan suatu logam dalam derat tersebut, maka: 1) logam semakin reaktif (semakin mudah melepas elektron), 2) logam merupakan redultor yang semakin kuat ( semakin mudah mengalami oksidasi). Sebaliknya, semakin kekanan kedudukan suatu logam dalam deret tersebut, maka: 1) logam semakin kurang reaktif ( semakin sulit melepas elektron), 2) logam merupakan oksidator semakin kuat ( semakin mudah mengalami reduksi).

            Aplikasi elektrolisis contohnya: a) Dalam hal produksi zat, banyak zat kimia diproduksi melalui elekrtolisi, misalnya logam-logam alkali, magnesium, alumunium, flourin, klourin, 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 muncul banyak panas dan akan membahayakan penggunanya, c) penyepuhan (electroplanting) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan. Pada penyepuhan, lagam yang akan disepuh dijadikan katoda sedangkan logam penyepuhnya sebagai anoda. Kedua elektroda ini dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh. Contoh penyepuhan sendok yang terbuat dari besi (baja) dengan perak.

            Pada percobaan kali ini faktor kesalahan yang terjadi dapat berupa ketidakpahaman praktikan terhadap prosedur kerjanya sehingga peletakan katoda dan anoda pada rangkaian elektrodanya terbalik dan praktikan kurang hati-hati dalam melakukan prosedur kerja.

Pada proses elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia yang berlangsung secara tifak spontan. Suatu larutan elektrolit jika dialiri listrik searah maka akan terjadi reaksi kimia.

            Indikator PP ditambahkan agar OH^- dapat disterilkan apakah ada, sehingga dapat menentukan larutan apakah bersifat asam atau basa. Dan jika larutan sebelah ditambah indikator PP maka warnanya adalah ungu, maka larutan itu bersifat basa dan mendapat OH^-, dan jika larutan setelah ditambah indikator PP maka tidak tejadi perubahan maka larutan itu bersifat asam dan tidak redapat OH^-.

BAB 5

PENUTUP

5.1 Kesimpulan

-          Elektroda inert adalah elektroda yang tidak terlibat dalam reaksi. Contoh elelkroda inert yang sering digunakan yaitu platina dan grafit. Sedangkan elektroda aktif adalah elektroda yang terlibat dalam reaksi.

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

-          Faktor-faktor yang mempengaruhi elektrolisis antara lain konsentrasi (keaktifan) elektrolit yang berbeda, komposisi kimia elektroda yang berbeda, elektroda inert tak aktif, dan elektroda tidak inert.

5.2 Saran

            Sebaiknya dalam percobaan elektrolisis, elektroda karbon dapat diganti dengan elektroda Pt dan Au yang sama-sama tergolong sebagai elektroda inert, atau Zn, Fe, Pb yang termasuk elektroda non inert.

DAFTAR PUSTAKA

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

Oxtoby, David. W. 1985. Prinsip-prinsip Kimia Modern. Erlangga: Jakarta.

Sastrohamidjojo, Hardjono. 2005. Kimia Dasar. Gajah Mada University: Jogyakarta