Panduan Lengkap Sel Elektrolisis: Prinsip Kerja, Reaksi Elektroda, Hukum Faraday, & Contoh Soal

Jika pada sel volta kita mempelajari bagaimana reaksi kimia dapat menghasilkan listrik secara spontan, kini kita akan membalik prosesnya. Bagaimana jika kita ingin memaksa reaksi yang tidak spontan agar tetap terjadi? Jawabannya adalah Sel Elektrolisis. Prinsip ini sangat penting dalam industri, mulai dari pemurnian logam, penyepuhan emas (electroplating), hingga produksi gas klorin. Artikel ini akan membahas tuntas prinsip kerja, aturan reaksi di elektroda, hukum Faraday, serta contoh soal dan pembahasannya.

Konsep Dasar Sel Elektrolisis

Berbeda dengan sel volta, sel elektrolisis membutuhkan "dorongan" energi dari luar.

Sel Elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menggunakan energi listrik dari sumber luar (seperti baterai atau power supply) untuk menjalankan reaksi redoks yang tidak spontan.

Dalam sel elektrolisis, energi listrik diubah menjadi energi kimia.

Komponen dan Prinsip Kerja

Komponen utamanya mirip dengan sel volta, namun dengan perbedaan krusial pada muatan elektrodanya:

1. Sumber Arus Searah (DC): Berfungsi memompa elektron.
2. Katoda (Kutub Negatif): Dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus. Tempat terjadinya Reduksi (penangkapan elektron). Ingat: KNAP (Katoda Negatif, Anoda Positif).
3. Anoda (Kutub Positif): Dihubungkan dengan kutub positif sumber arus. Tempat terjadinya Oksidasi (pelepasan elektron).
4. Elektrolit: Zat yang dapat menghantarkan listrik (lelehan atau larutan ionik).

Aturan Reaksi di Elektroda (PENTING!)

Tidak semua ion dalam elektrolit akan bereaksi. Ada aturan kompetisi berdasarkan nilai potensial reduksinya. Berikut ringkasannya:

1. Reaksi di Katoda (Reduksi Kation)

Katoda menarik ion positif (kation). Aturannya bergantung pada jenis kation dan bentuk elektrolitnya (lelehan/larutan).

• Jika bentuk LELEHAN (cairan murni tanpa air): Kation logam apapun akan tereduksi menjadi logamnya.
  Contoh: Na⁺(l) + e^- → Na(l)
• Jika bentuk LARUTAN (ada air):
  • Kation Logam Aktif (Gol IA, IIA, Al, Mn): Air (H₂O) yang akan tereduksi, bukan logamnya.
    Reaksi: 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)
  • Kation Logam Lain (selain di atas, misal Cu, Ag, Ni, Zn): Kation logam tersebut yang tereduksi.
    Contoh: Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)

2. Reaksi di Anoda (Oksidasi Anion/Elektroda)

Anoda menarik ion negatif (anion). Reaksi di sini bergantung pada jenis elektroda yang dipakai dan jenis anionnya.

• Cek Jenis Elektroda Dulu!
  • Elektroda Inert (C, Pt, Au): Elektroda TIDAK ikut bereaksi. Lihat anionnya:
    • Anion sisa asam oksi (SO₄^2-, NO₃^-, PO₄^3-): Air (H₂O) yang teroksidasi.
      Reaksi: 2H₂O(l) → 4H⁺(aq) + O₂(g) + 4e^-
    • Anion Halida (Cl^-, Br^-, I^-): Anion tersebut teroksidasi.
      Contoh: 2Cl^-(aq) → Cl₂(g) + 2e^-
    • Anion Basa (OH^-): 4OH^-(aq) → 2H₂O(l) + O₂(g) + 4e^-
  • Elektroda NON-INERT (selain C, Pt, Au, misal Cu, Ag, Ni): Elektroda anoda itu sendiri yang akan teroksidasi (larut). Anion dalam larutan tidak bereaksi.
    Contoh Anoda Cu: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e^-

Hukum Faraday (Aspek Kuantitatif)

Untuk menghitung jumlah zat yang dihasilkan selama elektrolisis, kita menggunakan Hukum Faraday.

Hukum Faraday I:
$$w = \frac{e \cdot i \cdot t}{96500}$$ atau $$w = e \cdot F$$

Keterangan:
w = massa zat yang dihasilkan (gram)
e = massa ekivalen = (Ar atau Mr) / (jumlah elektron yang terlibat/valensi)
i = kuat arus (Ampere)
t = waktu (detik)
F = jumlah listrik dalam Faraday (1 F = 1 mol elektron = 96500 Coulomb)

Hukum Faraday II (Untuk 2 sel atau lebih disusun seri):
$$\frac{w_1}{w_2} = \frac{e_1}{e_2}$$

Contoh Soal dan Pembahasan

Contoh Soal 1: Elektrolisis Lelehan

Tuliskan reaksi yang terjadi pada elektrolisis lelehan natrium klorida (NaCl) dengan elektroda karbon!

Pembahasan:
Elektrolit: Lelehan NaCl → Na⁺(l) + Cl^-(l) (Tidak ada air).
Elektroda: Karbon (Inert).

• Katoda (-): Menarik kation Na⁺. Karena bentuk lelehan, Na⁺ langsung tereduksi.
  Reaksi: Na⁺(l) + e^- → Na(l)
• Anoda (+): Menarik anion Cl^-. Elektroda inert, Cl^- adalah anion halida, maka ia teroksidasi.
  Reaksi: 2Cl^-(l) → Cl₂(g) + 2e^-

Reaksi Sel Total: (Setarakan elektron)
K: 2Na⁺(l) + 2e^- → 2Na(l)
A: 2Cl^-(l) → Cl₂(g) + 2e^-
--------------------------------------- (+)
Total: 2Na⁺(l) + 2Cl^-(l) → 2Na(l) + Cl₂(g)

Contoh Soal 2: Elektrolisis Larutan dengan Elektroda Inert

Tuliskan reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan kalium sulfat (K₂SO₄) dengan elektroda platina (Pt)!

Pembahasan:
Elektrolit: Larutan K₂SO₄ → 2K⁺(aq) + SO₄^2-(aq) (Ada pelarut air).
Elektroda: Pt (Inert).

• Katoda (-): Menarik kation K⁺. K adalah logam aktif (Gol IA). Maka air yang tereduksi.
  Reaksi: 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)
• Anoda (+): Menarik anion SO₄^2-. Elektroda inert, anion adalah sisa asam oksi. Maka air yang teroksidasi.
  Reaksi: 2H₂O(l) → 4H⁺(aq) + O₂(g) + 4e^-

Pada kasus ini, baik kation maupun anion tidak bereaksi, hanya air yang terelektrolisis menghasilkan gas H₂ di katoda dan O₂ di anoda.

Contoh Soal 3: Elektrolisis Larutan dengan Elektroda Non-Inert

Tuliskan reaksi pada elektrolisis larutan CuSO₄ jika digunakan elektroda Tembaga (Cu) pada anoda dan katoda!

Pembahasan:
Elektrolit: Larutan CuSO₄ → Cu²⁺(aq) + SO₄^2-(aq) (Ada air).
Elektroda: Cu (Non-Inert).

• Katoda (-): Menarik kation Cu²⁺. Cu bukan logam aktif, maka Cu²⁺ tereduksi.
  Reaksi: Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s) (Endapan tembaga menempel di katoda)
• Anoda (+): Elektroda Cu adalah non-inert. Maka elektroda Cu itu sendiri yang teroksidasi (larut). Anion SO₄^2- dan air tidak bereaksi.
  Reaksi: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e^- (Anoda tembaga terkikis)

Catatan: Proses ini serupa dengan prinsip penyepuhan (electroplating) seperti diagram di atas, dimana anoda larut dan logam mengendap di katoda.

Contoh Soal 4: Penerapan Hukum Faraday I

Ke dalam larutan AgNO₃ dialirkan arus listrik sebesar 5 Ampere selama 1930 detik. Hitunglah massa endapan perak (Ag) yang terbentuk di katoda! (Ar Ag = 108)

Pembahasan:
Diketahui:
i = 5 A
t = 1930 s
Ar Ag = 108
Reaksi reduksi Ag: Ag⁺ + 1e^- → Ag (valensi/jumlah elektron = 1).
Maka, e = Ar/valensi = 108/1 = 108.

Gunakan Hukum Faraday I:

$$w = \frac{e \cdot i \cdot t}{96500}$$ $$w = \frac{108 \cdot 5 \cdot 1930}{96500}$$ $$w = \frac{108 \cdot 5 \cdot 1930}{50 \cdot 1930}$$ $$w = \frac{108}{10} = 10,8 \, \text{gram}$$

Jadi, massa endapan perak yang terbentuk adalah 10,8 gram.

Contoh Soal 5: Menghitung Volume Gas (Hukum Faraday)

Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan gas hidrogen di katoda. Jika arus yang digunakan 10 A selama 965 detik, hitung volume gas H₂ yang dihasilkan pada keadaan standar (STP)!

Pembahasan:
Reaksi di katoda (reduksi air): 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq).
Dari reaksi, 1 mol gas H₂ setara dengan 2 mol elektron.

Langkah 1: Hitung jumlah mol elektron (Faraday) yang mengalir.

$$F = \frac{i \cdot t}{96500} = \frac{10 \cdot 965}{96500} = 0,1 \, \text{mol elektron}$$

Langkah 2: Hitung mol H₂ menggunakan perbandingan koefisien dengan mol elektron.

$$\text{mol } H_2 = \frac{1}{2} \times \text{mol elektron} = \frac{1}{2} \times 0,1 = 0,05 \, \text{mol}$$

Langkah 3: Hitung volume STP.

$$V_{STP} = \text{mol} \times 22,4 \, \text{L/mol}$$ $$V_{STP} = 0,05 \times 22,4 = 1,12 \, \text{Liter}$$

Jadi, volume gas H₂ yang dihasilkan adalah 1,12 Liter.

Kuis Interaktif: Uji Pemahaman Sel Elektrolisis

Pilihlah satu jawaban yang paling tepat dari 10 soal di bawah ini. Nilai Anda akan muncul otomatis setelah menekan tombol "Cek Nilai". Selamat mengerjakan!

1. Pernyataan yang benar mengenai sel elektrolisis adalah...

a. Reaksi redoks berlangsung spontan. b. Mengubah energi kimia menjadi energi listrik. c. Anoda merupakan kutub negatif. d. Katoda merupakan tempat terjadinya oksidasi. e. Memerlukan arus listrik searah (DC) dari luar.

2. Pada elektrolisis, elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif sumber arus disebut...

a. Katoda dan terjadi reduksi. b. Katoda dan terjadi oksidasi. c. Anoda dan terjadi reduksi. d. Anoda dan terjadi oksidasi. e. Jembatan garam.

3. Jika larutan NaCl dielektrolisis menggunakan elektroda karbon, zat yang dihasilkan di katoda adalah...

a. Logam Na b. Gas H₂ dan ion OH^- c. Gas Cl₂ d. Gas O₂ dan ion H⁺ e. Logam Na dan gas Cl₂

4. Pada elektrolisis larutan CuSO₄ dengan elektroda Pt, reaksi yang terjadi di anoda adalah...

a. Cu²⁺ + 2e^- → Cu b. Cu → Cu²⁺ + 2e^- c. 2H₂O + 2e^- → H₂ + 2OH^- d. 2H₂O → 4H⁺ + O₂ + 4e^- e. 2SO₄^2- → S₂O₈^2- + 2e^-

5. Jika kita ingin menyepuh sendok besi dengan perak (Ag), maka pernyataan yang benar adalah...

a. Sendok besi dijadikan anoda. b. Logam perak dijadikan katoda. c. Larutan elektrolit yang dipakai adalah FeSO₄. d. Di katoda terjadi reaksi oksidasi besi. e. Sendok besi dijadikan katoda dan logam perak sebagai anoda.

6. Elektrolisis lelehan MgCl₂ dengan elektroda inert akan menghasilkan...

a. Mg di katoda dan Cl₂ di anoda. b. H₂ di katoda dan Cl₂ di anoda. c. Mg di katoda dan O₂ di anoda. d. H₂ di katoda dan O₂ di anoda. e. Mg di anoda dan Cl₂ di katoda.

7. Menurut Hukum Faraday I, massa zat yang diendapkan pada elektroda sebanding dengan...

a. Waktu elektrolisis saja. b. Kuat arus saja. c. Jumlah muatan listrik yang digunakan. d. Massa atom relatif zat. e. Volume larutan elektrolit.

8. Berapa Faraday jumlah listrik yang diperlukan untuk menghasilkan 1 mol gas Cl₂ dari elektrolisis larutan NaCl? (Reaksi anoda: 2Cl^- → Cl₂ + 2e^-)

a. 0,5 F b. 1 F c. 2 F d. 4 F e. 96500 F

9. Arus listrik 10 Ampere dialirkan ke dalam larutan NiSO₄ selama 965 detik. Massa endapan nikel (Ar Ni = 59) yang terbentuk di katoda adalah...

a. 5,90 gram b. 2,95 gram c. 1,475 gram d. 0,59 gram e. 0,295 gram

10. Pada elektrolisis larutan AgNO₃ dengan katoda besi (Fe) dan anoda perak (Ag), reaksi yang terjadi di anoda adalah...

a. 2H₂O → 4H⁺ + O₂ + 4e^- b. Ag⁺ + e^- → Ag c. Fe → Fe²⁺ + 2e^- d. Ag → Ag⁺ + e^- e. NO₃^- teroksidasi.

Hasil Kuis Anda

Skor: 0 / 100

Pertanyaan Sering Diajukan (FAQ)

Apa beda utama "Katoda" pada Sel Volta dan Sel Elektrolisis?

Definisi Katoda SAMA: tempat terjadinya REDUKSI. Bedanya pada muatannya: Di Sel Volta katoda adalah kutub Positif (+), sedangkan di Sel Elektrolisis katoda adalah kutub Negatif (-).

Mengapa pada elektrolisis larutan NaCl dihasilkan H2, bukan logam Na?

Karena Natrium (Na) adalah logam yang sangat reaktif (Golongan IA). Potensial reduksi air (H₂O) lebih besar daripada ion Na⁺. Akibatnya, dalam kompetisi di katoda, air lebih mudah menangkap elektron dan tereduksi menghasilkan gas H₂.

Apa kegunaan utama sel elektrolisis di industri?

Sangat banyak! Antara lain untuk penyepuhan logam (electroplating) agar tahan karat/lebih indah, pemurnian logam (seperti tembaga), dan produksi zat kimia seperti gas klorin (Cl₂), gas hidrogen (H₂), dan soda api (NaOH).

Download Materi & Latihan Soal PDF

File disiapkan... Tunggu 15 detik.

Download PDF Sel Elektrolisis