Elektrolisis

Sel Elektrolisis - Seorang hebat dari Inggris berjulukan Michael Faraday mengalirkan arus listrik ke dalam larutan elektrolit dan ternyata terjadi suatu reaksi kimia.

Elektrolisis artinya penguraian suatu zat akhir arus listrik. Zat yang terurai sanggup berupa padatan, cairan, atau larutan. Arus listrik yang dipakai ialah arus searah (direct current dc).

Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama menyerupai pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi).

Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta sebagai berikut :

1. terletak pada kutub elektrode.

Pada sel volta : anode (–) dan katode (+),

sel elektrolisis:anode(+) , katode(-)

2. Pada sel volta reaksi impulsif dan menghasilkan energi

Pada elektrolisis reaksi tidak impulsif dan membutuhkan energi

Seorang hebat dari Inggris berjulukan Michael Faraday mengalirkan arus listrik Elektrolisis

Sel Elektrolisis

Pada elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh lantaran itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.

ketentuan-ketentuan elektrolisis.

· Dalam setiap reaksi elektrolisis terjadi persaingan antar ion atau molekul untuk mengalami reaksi reduksi atau reaksi oksidasi.

· Setiap zat yang mempunyai harga E⁰red besar akan mengalami reaksi reduksi, yang Ered lebih kecil mengalami mengalami oksidasi.

· Sel elektrolisis menerapkan arus listrik searah untuk mendorong semoga terjadi reaksi elektrokimia di dalam sel.

Reaksi Pada Elektrolisis

1. Reaksi Pada Katoda : ialah reaksi reduksi

1. Ion-ion logam alkali, alkali tanah, Al³⁺,Mn²⁺ dan ion-ion logam yang mempunyai E⁰ lebih kecil dari

0,83 volt tidak direduksi dari larutan. Yang direduksi ialah air terbentuk gas hydrogen (H₂).

2H₂O + 2e → 2OH‑ + H₂

2. Ion-ion logam lain yang mempunyai E⁰ lebih besar dari – 0,83 volt direduksi menjadi logam yang

diendapkan pada permukaan katode.

Mn⁺ + ne → M

3. Ion H⁺ dari asam direduksi menjadi gas hydrogen (H₂).

2H⁺ + 2e → H₂

4. Jika yang dielektrolisis ialah leburan (cairan) elektrolit tanpa ada air, maka ion-ion pada nomor

(1) di atas sanggup mengalami reaksi nomor (2), sehingga diperoleh logam yang diendapkan pada

permukaan katode.

2. Reaksi Di Anoda

Pada electrode inert (Pt,Au,C)

Maka anion yang teroksidasi

Ø Ion-ion yang mengandung atom O (biloks maksimum), contohnya SO4^2- atau NO₃^-, tidak sanggup dioksidasi. Yang dioksidasi ialah pelarut (air) dan terbentuklah gas oksigen (O₂)

2H₂O → 4H⁺ + 4e + O₂

Ø Ion-ion halide (X^-), yaitu F^-, Cl^-, Br^-, dan I^- dioksidasi menjadi halogen (X₂) F₂,Cl₂, Br₂, dan I₂.

2X^- → X₂ + 2e

Ø Ion OH^– (basa) dioksidasi menjadi gas oksigen (O₂)

4OH^–→ 2H₂O + 4e + O₂

Pada electrode memakai logam aktif (misal : Cu, Fe, Sn)

Maka logam (anode) tsb yang teroksidasi , menjadi ion (larut)

M --> Mⁿ⁺ + ne

Contoh, pada proses penyepuhan atau pemurnian logam, yang dipakai sebagai anode Cu, sehingga Cu teroksidasi menjadi ion yang larut.

Cu --> Cu²⁺ + 2e

2. Elektrolisis Larutan.

Elektrolisis larutan, Misalnya larutan NaI, terdapat ion Na⁺ dan ion I^–.

Kedua ion ini bersaing dengan molekul air untuk dielektrolisis.

Di katode terjadi persaingan antara molekul H₂O dan ion Na⁺(keduanya berpotensi untuk direduksi). Demikian juga di anode, terjadi persaingan antara molekul H₂O dan ion I^– (keduanya berpotensi dioksidasi).

Spesi mana yang akan keluar sebagai pemenang? Pertanyaan tersebut sanggup dijawab menurut nilai potensial elektrode standar.

Setengah reaksi reduksi di katode:

Na+(aq) + e– → Na(s) E° = –2,71V
2H₂O(l) + 2e– → H₂(g) + 2OH–(aq) E° = –0,83 V

Berdasarkan nilai potensialnya, H₂O lebih berpotensi direduksi dibandingkan ion Na⁺sebab mempunyai nilai E° lebih besar. Hal ini cocok dengan pengamatan, gas H₂dilepaskan di katode.

Setengah reaksi oksidasi di anode: