Industri pelapisan logam (elektroplating),
dapat menghasilkan air limbah yang mengandung unsur-unsur logam, salah satunya
Cr. Apabila dibuang langsung ke badan air akan membahayakan lingkungan. Untuk
itu, perlu dikembangkan suatu teknik pengolahan sederhana untuk menurunkan
kadar logam berat yang bisa diterapkan pada industri-industri tersebut, yaitu
dengan prinsip elektrolisa sebagai salah satu alternatif pemecahan dalam
menangani permasalahan air buangan yang mengandung logam berat Cr. Pada penelitian
ini dilakukan penyisihan logam Cr dengan variasi yang dilakukan adalah jenis
katoda dan jarak antar elektroda. Tujuan penelitian ini adalah untuk
mendapatkan efisiensi removal yang terbesar dalam penurunan logam berat Cr.
Proses elektrolisa dilakukan dalam proses batch selama waktu 180 menit.Jarak
antar elektroda yang digunakan adalah sebesar adalah 2 cm; 3 cm, 5 cm dan 6 cm,
sedangkan jenis katoda yang digunakan adalah karbon dan besi.. Hasil penelitian
menunjukkan bahwa kadar logam berat Cr dapat diturunkan melalui proses
elektrolisa dengan berbagai macam jarak antar elektroda yang berbeda. Efisiensi
penghilangan Cr terbesar terjadi pada katoda besi dengan jarak 2 cm yaitu
91,63%. Sedangkan untuk katoda karbon pada jarak 2 cm kenaikan efisiensi removal
Cr sebesar 84,15%.
Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks
yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. 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. 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 akanteroksidasi 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 proseselektrolisis 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) :
Katoda
(-)
: 2 Na+(l) + 2 e- ——> 2
Na(s) ……………….. (1)
Anoda (+)
: 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2 e- ……………….. (2)
Reaksi
sel
: 2 Na+(l) + 2 Cl-(l) ——> 2
Na(s) + Cl2(g) ……………….. [(1) +
(2)]
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 (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan
Sel Volta).
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 mudahtereduksi 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
: 2 H2O(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.
Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilai E°red, maka air yang
akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4-2telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- tidak dapat
mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
Katoda
(-)
: 4 H2O(l) + 4 e- ——> 2
H2(g) + 4 OH-(aq) ……………….. (1)
Anoda (+)
: 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- ……………….. (2)
Reaksi sel
: 6 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) + 4 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]
6 H2O(l) ——> 2 H2(g) + O2(g) + 4 H2O(l) …………………. [(1) + (2)]
2 H2O(l) ——> 2
H2(g) + O2(g) …………………….. [(1) + (2)]
Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air
menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses
elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4.
Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan
elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang
tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl
dengan menggunakan elektroda Cu :
Katoda (-)
: 2 H2O(l) + 2 e- ——> H2(g) + 2 OH-(aq) …………………….. (1)
Anoda (+)
: Cu(s) ——> Cu2+(aq) + 2 e- …………………….. (2)
Reaksi
sel
: Cu(s) + 2 H2O(l) ——> Cu2+(aq) + H2(g) + 2 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]
Dari pembahasan
di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi
elektrolisis :
1.
Baik elektrolisis lelehan maupun
larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat
bereaksi di anoda
2.
Pada elektrolisis lelehan, kation
pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
3.
Pada elektrolisis larutan, bila
larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan
(II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
4.
Pada elektrolisis larutan, bila
larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang
mengalami oksidasi di anoda
Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam prosespenyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada
permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya
digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi
sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang
sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses
elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion
perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada
permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga
banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.
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
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). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol
elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya,
setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah
kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19 C. Dengan
demikian :
1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel
elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel
elektron 1 Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C
untuk mempermudah perhitungan)
Hubungan antara
Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
Faraday
= Coulomb / 96500
Coulomb
= Faraday x 96500
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 :
Coulomb
= Ampere x Detik
Q =
I x t
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.
Berikut ini
adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :
1. Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan
elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah
listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan
elektroda inert adalah sebagai berikut :
Katoda (-) : Ag+ + e- ——> Ag
Anoda (+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk
sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x ¼ = 1 mol
elektron.
1 mol elektron
= 1 Faraday = 96500 C
Jadi, jumlah
listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C
2. Unsur Fluor
dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang
diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas)
dengan arus sebesar 10 Ampere?
Penyeleasian :
Reaksi
elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :
K (-) : Na+(l) + e- ——> Na(s)
A (-) : 2 F-(l) ——> F2(g) + 2 e-
Gas F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk
adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron
1,2 mol
elektron = 1,2 Faraday
Waktu yang
diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :
Faraday =
(Ampere x Detik) / 96500
1,2
= (10 x t) / 96500
t =
11850 detik = 3,22 jam
Jadi,
diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin
3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung
lelehan CaCl2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang
dihasilkan pada masing-masing elektroda?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2 adalah sebagai
berikut :
K (-) : Ca2+(l) + 2 e- ——> Ca(s)
A (+) : 2 Cl-(l) ——> Cl2(g) + 2 e-
Mol elektron
yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :
Faraday
= (Ampere x Detik) / 96500
Faraday
= (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektron
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah
setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang
dihasilkan adalah :
Massa Ca = mol
Ca x Ar Ca
Massa Ca
= ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500
x 40 = 0,506 gram Ca
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan
adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang
dihasilkan adalah :
Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L
Volume gas Cl2 = ½
x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4
L = 0,283 L gas Cl2
Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan
produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP)
4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan
secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama
berisi larutan AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel
pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar)
logam X tersebut!
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 :
K (-) : Ag+(aq) + e- ——> Ag(s)
A (+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
Logam Ag yang
dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan
sebesar 1,44 / 108 mol Ag
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk
menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)
Sehingga, mol
elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah
sebesar 1,44 / 108 mol elektron
Reaksi elektrolisis larutan XCl3 :
K (-) : X3+(aq) + 3 e- ——> X(s)
A (+) : 2 Cl-(l) ——> Cl2(g) + 2 e-
Arus yang sama
dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses
elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol
elektron
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama
dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar 1 / 3 x
1,44 / 108 mol X
Massa logam
X = 0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah
sebagai berikut:
mol
= massa / Ar
Ar =
massa / mol
Ar
= 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27
Jadi, Ar dari
logam X adalah 27
0 التعليقات:
إرسال تعليق