Logam yang dapat dilapisi dengan emas melalui proses penyepuhan adalah
|
Penyepuhan Elektroplating merupakan salah satu aplikasi dari metode elektrokimia. Sesuai dengan namanya, metode elektrokimia adalah metode yang didasarkan pada reaksi redoks, yakni gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi, yang berlangsung pada elektroda yang sama/berbeda dalam suatu sistem elektrokimia. Sistem elektrokimia meliputi sel elektrokimia dan reaksi elektrokimia. Sel elektrokimia yang menghasilkan listrik karena terjadinya reaksi spontan didalamnya disebut sel galvani. Sedangkan sel elektrokimia dimana reaksi tak-spontan terjadi di dalamnya disebut sel elektrolisis. Peralatan dasar dari sel elektrokimia adalah dua elektroda, umumnya konduktor logam, yang dicelupkan ke dalam elektrolit konduktor ion (yang dapat berupa larutan maupun cairan) dan sumber arus. Karena didasarkan pada reaksi redoks, pereaksi utama yang berperan dalam metode ini adalah elektron yang dipasok dari suatu sumber listrik. Sesuai dengan reaksi yang berlangsung, elektroda dalam suatu sistem elektrokimia dapat dibedakan menjadi katoda, yakni elektroda dimana reaksi reduksi (reaksi katodik) berlangsung, dan anoda, dimana reaksi oksidasi (reaksi anodik) berlangsung. Gold plating atau penyepuhan emas adalah metode memberikan lapisan tipis emas ke permukaan logam lain, biasanya tembaga atau perak, dengan menggunakan bahan kimia. Gold Plating adalah proses elektrik (elektrokimia) yang merupakan proses perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Proses ini melibatkan elektroda (logam-logam yang dihubungkan dengan sumber listrik) dan elektrolit (cairan tempat logam-logam tadi dicelupkan). Secara tradisional proses penyepuhan menggunakan emas 24 karat. Penyepuhan dilakukan pertama-tama dengan merendam logam (perak) di dalam air panas yang sebelumnya dibubuhi potasium, kemudian, logam dicuci dengan buah lerak dan disikat dengan seksama. Setelah benar-benar bersih, perhiasan dicelupkan dalam larutan potas dan emas yang dipanasi. Untuk membuat larutan sepuh, emas dikaitkan pada kawat tembaga yang disambungkan pada kutub positif aki kering. Logam yang disepuh dikaitkan pada kawat tembaga pada sambungan kutub lain. Untuk meratakan lapisan, perhiasan digoyang-goyangkan beberapa kali. Penyepuhan perak oleh emas digunakan dalam pembuatan perhiasan. Namun, karena atom perak berdifusi ke lapisan emas, lambat laun akan memudarkan warnanya dan akhirnya menodai lapisan permukaan. Proses ini dapat berlangsung berbulan-bulan dan bahkan bertahun-tahun, tergantung pada ketebalan lapisan emas. Sebuah “penghalang” berupa lapisan logam digunakan untuk melawan efek ini. Tembaga, yang juga dapat bermigrasi menjadi emas, kecepatannya jauh lebih lambat daripada perak. Tembaga lebih jauh lagi disepuh dengan nikel, sehingga perak berlapis emas biasanya merupakan perak yang di-substrat dengan lapisan tembaga dan nikel, dan emas berada pada lapisan paling atas. Penyepuhan Besi Dengan Emas Penyepuhan besi dengan emas dapat dilakukan dengan 2 tahapan :
Dalam penyepuhan besi dengan perak yang menjadi katode adalah barang yang akan disepuh,dan yang menjadi anodenya adalah penyephnya yakni larutan AgNO3 menjadi Ag+ dan NO3-,namun dalam menentukan katode harus dilihat yang lebih positif antara Fe(besi) dengan Ag+ dan ternyata yaing lebih positif adalah Ag+. begitu pula dengan anodenya,karena elektrodenya tidak inert maka dilihat siapa yang leih positif antara Ag+ dengan NO3-,dan ternyata yang lebih positif adalah Ag+.
seperti halnya pda langkah pertama untuk dikatode adalah barang yang akan disepuh,namun dilihat terlebih dahulu yang nilainya lebih positif antara Au3+ dari larutan Au(NO3)3,H2O,dan Ag(s).dan ternyata yang lebih positif adalah Au3+.begtu pula dengan anodenya dalam hal ini krena elektrodenya adalah inert maka yang dibandingkan antara H2O dengan NO3- dan ternyata yang lebih positif adlah H2O. Dengan Rumusan : Langkah 1 : Katode :Ag+ + e menjadi Ag(s) Anode :Ag(s) menjadi Ag+ + e Hasil : Ag(s) menjadi Ag(s) Langkah 2 : Katode :Au3+ + 3e menjadi Au(s) Anode :2H2O menjadi 4H+ + O2 + 4e Hasil : 4Au3+ + 6H2O menjadi 4Au + 12H+ + 3O2 Pemanfaatan Au3+ Dalam Electroplating Perhiasan Yang Berlapis Emas Elektroplating emas biasanya lebih umum dikenal dengan istilah “penyepuhan”. “Sepuh” artinya tua sehingga barang-barang yang dilapisi emas seolah-olah mirip dengan emas murni meskipun sebenarnya benda tersebut hanya dilapisi beberapa mikron dengan emas. Penyepuhan banyak diterapkan pada barang-barang kerajinan maupun perhiasan. Tidak semua logam boleh disadurkan dengan sebarang logam lain. Beberapa syarat diperlukan adalah :
Pembuatan perhiasan yang berlapis emas menggunakan cara elektrolisis untuk pelapisannya. Perhiasan yang akan dilapisi (disepuh) diletakkan pada katode dan logam emas yang untuk menyepuh diletakkan di anode, sedangkan elektrolitnya merupakan larutan yang mengandung ion Au3+. Larutan Au3+ harus dibuat dengan konsentrasi yang sekecil-kecilnya dan menggunakan arus yang sekecil-kecilnya agar proses penempelannya sempurna. Bila penempelannya terlalu cepat proses kristalisasinya tidak sempurna dan akibatnya menjadi hitam (tidak mengkilat). Agar konsentrasi Au3+ yang ada dalam larutan sekecil-kecilnya maka garam Au3+ ditambah apotas (K2CO3.KCN) yang akan membentuk ion kompleks [ Au(CN)6]3-. Proses penyepuhan memerlukan ketrampilan dan pengalaman, sebab tanpa latihan hasil yang didapat tidak baik. lengkapnya download word lihat juga pemurnian logam lihat juga penyetruman aki Pengertian Elektrokimia. Elektrokimia mempelajari reaksi- reaksi yang disertai dengan perpindahan elektron atau reaksi redoks. Energi Kimia Menjadi Energi Listrik Pada proses elektrokimia, energi kimia dapat diubah menjadi energi listrik atau sebaliknya. Reaksi reduksi oksidasi tertentu dapat menghasilkan arus listrik. Adapun pada kondisi sebaliknya, arus listrik dialirkan ke dalam larutan atau cairan zat akan terjadi perpindahan elektron yang menghasilkan reaksi kimia. Sel Elektokimia Sel elektrokimia merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua elektrode, yaitu katode dan anode, serta larutan elektrolit sebagai penghantar elektron. Pada katode terjadi reaksi reduksi dan pada anode terjadi reaksi oksidasi. Jenis Sel Elektrokimia Ada dua macam sel elektrokimia, yaitu sebagai berikut. Penemu sel ini adalah ahli kimia Italia yang bernama Alessandro Volta dan Luigi Galvani. Pada sel volta atau galvani, energi kimia diubah menjadi energi listrik. Reaksi dalam sel volta yatu reaksi reduksi dan oksidasinya akan menghasilkan arus listrik. Pada sel volta reaksi redoks terjadi secara spontan. Contoh Sel Volta Sehari Hari Contoh Sel Volta pada kehidupan sekarang adalah batu baterai dan aki. Batu baterai dan aki merupakan rangkaian tertutup dan di dalamnya dapat terjadi reaksi redoks yang spontan sehingga terjadi perpindahan atau aliran elektron (arus listrik). Cara Kerja Sel Volta/ Galvani Sistem Zn-Cu Diagram rangkaian lengkap dari sebuah sel Volta atau Sel Galvani ditunjukkan pada gambar berikut: Pada sel Volta digunakan dua elektoda yaitu anoda dan katoda. Anoda Sel Volta Anode adalah Elektroda negative terbuat dari batang zink (atau seng) yang dicelupkan dalam larutan ZnSO4. Katoda Sel Volta Sedangkan katoda adalah elektrode positif yang terbuat dari batang cuprum (atau tembaga) yang dicelupkan dalam larutan CuSO4. Jembatan Garam Sel Volta Kedua larutan dihubungkan dengan menggunakan jembatan garam atau dapat juga dipisahkan oleh dinding berpori. Logam seng dan tembaga yang menjadi kutub- kutub pada rangkaian sel elektrokimia disebut elektrode. Elektrode tempat terjadinya oksidasi disebut anode, sedangkan elektrode tempat terjadinya reduksi disebut katode. Oksidasi berarti pelepasan elektron, maka anode adalah kutub negatif, sedangkan katode merupakan kutub positif. Dalam sel volta tersebut, anodenya adalah logam seng dan katodenya adalah logam tembaga. Fungsi Jembatan Garam. Jembatan garam terdiri atas pipa berbentuk U yang berisi agar agar yang mengandung garam kalium atau natrium klorida. Fungsi jembatan garam adalah untuk mempertahankan kenetralan medium elektrolit tempat batang elektrode berada. Tahap Proses Kerja Sel Volta atau Sel Galvani a). Elektrode seng (anode) teroksidasi berubah menjadi Zn2+, kemudian ion Zn2+ ini masuk ke larutan ZnSO4. Reaksi oksidasinya adalah sebagai berikut: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– b). Elektron yang dibebaskan di anode akan mengalir melalui kawat penghantar menuju ke elektrode Cu. c). Pada elektrode Cu (katoda) elektron- elektron dari elektroda seng akan mereduksi ion Cu2+ dari larutan menjadi Cu yang kemudian Cu ini mengendap atau menempel pada batang Cu. Reaksi reduksinya adalah sebagai berikut: Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) d). Zn teroksidasi dan Cu2+ tereduksi, pada anode ion Zn2+ lebih banyak dari ion SO42–, sedangkan pada katode ion SO42 lebih banyak dari ion Cu2+. Oleh sebab itu, ion SO42– berpindah dari elektrode Cu ke elektrode Zn melalui jembatan garam. e). Pada akhir reaksi sel, berat elektrode Zn akan berkurang, sedangkan berat elektrode Cu akan bertambah. Larutan CuSO4 semakin encer, sedangkan larutan ZnSO4 semakin pekat. Reaksi pada Sel Volta Reaksi reduksi oksidasi secara keseluruhan pada sel Volta adalah sebagai berikut: Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s) Rekasi Pada Anode Reaksi yang terjadi pada anode adalah reaksi oksidasi seperti berikut Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– Reaksi Pada Katode Reaksi yang terjadi pada katode adalah reaksi reduksi seperti berikut: Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) Potensial Elektroda Standar Potensial elektrode standar adalah gaya dorong (atau gaya gerak listrik atau GGL) dari reaksi redoks yang diukur pada keadaan standar (kemolaran 1 M pada tekanan 1 atm dan temperatur 250 C). Potensial sel standar disimbolkan dengan E°sel. Potential Electrode Standard Hydrogen Elektrode hidrogen pada keadaan standar, E°, ditetapkan pada konsentrasi ion H+ 1 M dan tekanan gas H2 1 atm pada 25°C. Nilai potensial elektrode standar hydrogen ini ditetapkan sama dengan nol volt. 2H+ + 2e → H2 Eo = 0,00 V Notasi Sel Volta dan Diagram Sel Rangkaian sel volta dapat ditulis dalam bentuk notasi atau diagram sel. Dalam menuliskan diagram sel, anoda ditulis di sebelah kiri dan katoda di sebelah kanan yang dipisahkan oleh jembatan garam. Jembatan garam dilambangkan dengan dua garis sejajar vertikal (||). Secara umum, notasi sel volta dapat dituliskan sebagai berikut: Anoda || Katoda Dengan demikian sel volta di atas dinyatakan dalam bentuk notasi sel atau diagram sel seperti berikut : Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu Cara Menetukan Anoda Katoda Potensial Sel Perbedaan potensial dari kedua elektroda (katoda dan anoda) disebut beda potensial atau potensial sel standar yang diberi lambang Esel. Esel = E°katoda – E°anoda Esel = E°reduksi – E°oksidasi Esel = E°besar – E°kecil Esel = E°(+) – E°(-) Katoda merupakan tempat terjadi reaksi reduksi sehingga mempunyai E° lebih besar, sedangkan anoda merupakan tempat terjadi reaksi oksidasi sehingga mempunyai harga E° lebih kecil. Penentuan Potensial Sel – Gaya Gerak Listrik GGL Sel Volta Potensial sel volta dapat ditentukan melalui percobaan dengan menggunakan voltmeter potensiometer. Perbedaan antara kedua sel yang terdapat di dalam sel volta disebut potensial elektrode. Untuk mengukur potensial suatu elektrode digunakan elektrode lain sebagai pembanding atau standar. Elektrode hidrogen digunakan sebagai electrode standar karena harga potensialnya = 0. Potensial elektrode yang dibandingkan dengan elektrode hidrogen yang diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm disebut potensial elektrode standar. Nilai GGL sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan table potensial elektrode standar. Syarat bahwa sel elektrokimia akan berlangsung spontan jika oksidator yang lebih kuat berperan sebagai pereaksi atau GGL sel berharga positif. Esel > 0 E° katoda – E°anoda > 0 Nilai GGL sel sama dengan potensial standar katode (reduksi) dikurangi potensial standar anode (oksidasi). Metode ini merupakan cara alternatif untuk menghitung GGL sel. Contoh Soal Beda Potensial Sel Elektrokimia Suatu sel volta tersusun dari elektroda magnesium dan tembaga. Bila diketahui: Mg2+ (aq) + 2e → Mg(s) E° = -2,37 volt Cu2+ (aq) + 2e → Cu(s) E° = + 0,34 volt Tentukan a). katoda dan anodanya, b). reaksi yang terjadi pada elektroda dan reaksi selnya, c). notasi sel, dan d). potensial sel. Jawab: a). Katoda Anoda Sel Volta Mg-Cu Katoda harus memiliki E° lebih besar yaitu tembaga (Cu), dan Anoda harus memiliki E° lebih kecil, yaitu magnesium (Mg) b). Reaksi Elektroda dan Sel Reaksi katoda (reduksi) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu(s) Reaksi anoda (oksidasi) : Mg(s) →Mg2+ (aq) + 2e Reaksi sel (redoks) : Cu2+ (aq) + Mg(s) → Cu(s) + Mg2+ (aq) c). Notasi Sel Anoda || Katoda Mg | Mg2+ || Cu2+ | Cu d). Potensial Sel Sistem Mg-Cu Esel = E° katoda – E°anoda Esel = 0,34 – (-2,37) Esel = 2,71 volt Semua data Potensial Yang digunakan, baik untuk E° katoda maupun E°anoda adalah potensial reduksi standar. Potensial sel dapat digunakan untuk memperkirakan spontan tidaknya suatu reaksi redoks. Reaksi redoks berlangsung spontan bila Esel > 0 (positif) dan tidak spontan bila Esel < 0 (negatif). Contoh Soal Lainnya Dan Pembahasan Di Akhir Artikel Sel Elektrolisis Elektrolisis merupakan peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah. Dalam sel elektrolisis energi listrik akan menghasilkan reaksi kimia. Pada sel elektrolisis, reaksi redoksnya tidak terjadi secara spontan. Sehingga untuk terjadi reaksi redoksnya harus diberi arus listrik. Energi Listrik Menjadi Reaksi Kimia Pada sel elektrolisis, energi listrik diubah menjadi energi kimia. Pada Sel Elektrolisis Arus listrik menghasilkan reaksi reduksi dan oksidasi. Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–). Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi. Sel elektrolisis berfungsi sebagai pompa untuk menjalankan perpindahan elektron yang mengalir dari anode ke katode. Elektron dialirkan melalui electrode yang tidak bereaksi (inert). Biasanya digunakan batang karbon atau platina. Dalam elektrolisis, pada anode terjadi oksidasi (melepaskan elektron) sedangkan pada katode terjadi reduksi. Pada sel elektrolisis reaksi mulai terjadi pada katode, yaitu tempat arus masuk (pada sel Volta reaksi dimulai pada anode, yaitu tempat arus keluar). Reaksi pada Katode Pada katode terjadi reaksi ion- ion positif (kation) mengikat electron electron yang berasal dari sumber arus. Zat yang terbentuk dari hasil reaksi ini akan nempel pada batang katode, kecuali jika zat yang dihasilkan berbentuk gas. Apabila zat hasil reaksi berfase gas maka akan keluar sebagai gelembung- gelembung gas di sekitar batang katode yang selanjutnya akan bergerak ke permukaan sel elektrolisis. Dalam larutan, ion positif menuju ke katode dan ion negatif ke anode. 1). Ion Hidrogen (H+) Ion hidrogen direduksi menjadi molekul gas hidrogen. Reaksi reduksi seperti berikut: Reaksi: 2 H+(aq) + 2 e– → H2(g) 2). Ion- Ion Logam a). Ion-ion logam alkali/alkali tanah, seperti Li+, K+, Na+, Ba2+, Sr2+, dan Ca2+ tidak akan mengalami reduksi karena E° logam < E° air. Maka sebagai penggantinya air yang akan mengalami reaksi reduksi sebagai berikut: Reaksi: H2O(l) + 2 e– → H2(g) + 2 OH–(aq) b). Ion- Ion Logam seperti Ni2+, Cu2+, dan Zn2+ akan mengalami reduksi menjadi logam. Reaksi oksidasinya adalah seperti berikut: Mn+ + n e– → M Contoh: Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) Ni2+(aq) + 2 e– → Ni(s) Jika Leburan garam yang dielektrolisis, maka ion logam penyusun garam tersebut yang akan direduksi menjadi logam. Contohnya adalah garam NaCl(l), dimana Na+ akan direduksi menjadi Na. Reaksi: Na+(aq) + e– → Na(s) Reaksi pada Anode Pada anode terjadi reaksi oksidasi, ion- ion negatif akan ditarik oleh anode. Reaksi yang terjadi pada anode sangat dipengaruhi oleh jenis anion dan jenis elektrode yang digunakan. Jika anode terbuat dari elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi), seperti Pt, C, dan Au maka ion negative atau air akan teroksidasi. 1). Ion Hidroksida (OH–) akan teroksidasi menjadi H2O dan O2. Reaksinya: 4 OH–(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e– 2). Ion Sisa Asam a). Ion Sisa Asam yang tidak mengandung oksigen, seperti Cl–, Br–, I– akan teroksidasi menjadi gas Cl2, Br2, I2. Contoh: 2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2 e– 2 X– → X2 + 2 e– b). Ion Sisa Asam yang yang mengandung oksigen, seperti SO42–, NO3–, PO43– tidak teroksidasi. Sebagai gantinya air yang teroksidasi. Reaksi: 2 H2O(l) → 4 H+(aq) + O2(g) + 4 e– Jika anodenya terbuat dari logam lain (bukan Pt, C, atau Au) maka anode akan mengalami oksidasi menjadi ionnya. Contohnya, jika anode terbuat dari Ni atau Cu, maka Ni atau Cu akan teroksidasi menjadi ion Ni2+ atau ion Cu2+. Reaksi oksidasinya seperti berikut: Reaksi: Ni(s) → Ni2+(aq) + 2 e– Reaksi: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e– Logam Cu pada anode akan terlarut dan mengendap pada katode. Anode makin lama makin berkurang atau habis, sedangkan katode makin tebal. Prinsip ini banyak digunakan pada pemurnian logam Cu. Hukum Faraday Eletrokimia Dalam elektrokimia baik sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks. Pernyataan ini merupakan prinsip dasar Hukum Faraday. Aliran listrik tiada lain adalah aliran elektron. Oleh karena itu, muatan listrik yang terlibat dalam sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan muatan elektron yang terlibat dalam reaksi redoks pada sel elektrokimia. Hukum Faraday I berbunyi: “Massa zat yang dilepaskan selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan” Rumus Hukum Faraday I Hukum Faraday I dapat dinyatakan dengan menggunakan persamaan rumus berikut: w = me.F Dengan Keterangan: w = massa zat hasil elektrolisis (gram) me = massa ekuivalen zat hasil elektrolisis, me = Ar/Valensi F = jumlah arus listrik (Faraday) Massa Ekuivalen Zat Massa ekuivalen zat (me) adalah massa relatif zat per satuan muatannya. Muatan suatu zat sering disebut perubahan bilangan oksidasi – biloks atau bilangan valensi Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) Muatan ion tembaga Cu adalah +2, maka massa ekuevalen Cu adalah me = Ar Cu/ muatan Cu atau me = Ar Cu/ biloks atau me = Ar Cu/ valensi me = 63,5/2 = 31,75 gram Diketahui bahwa 1 Faraday setara dengan 96.500 coulomb, sedangkan 1 coulomb = 1 ampere detik. Dengan demikian Hukum Faraday dapat dinyatakan dengan menggunakan persamaan rumus berikut: w = (me.i.t)/96.500 Dengan keterangan i = kuat arus listrik (ampere) t = lama elektrolisis atau waktu (detik) Hukum Faraday II berbunyi: “Massa zat yang dilepaskan pada elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu” Rumus Hukum Faraday II Hukum Faraday II dapat dinyatakan dengan menggunakan persamaan rumus berikut: w1 : w2 : … = me1 : me2 : … atau w1/w2 = me1/me2 dengan keterangan w1 = massa zat terendap 1 w2 = massa zat terendap 2 me1 = massa ekuivalen zat 1 me2 = massa ekuivalen zat 2 Kegunaan Manfaat Elektrolisis Pada Industri dan Sehari Hari Prinsip dan proses elektrolisis banyak digunakan dalam bidang industry untuk pembuatan beberapa bahan kimia, pemurnian logam dan penyepuhan. Pembuatan Bahan Kimia Cara Elektrolisis Pada Industri/ Sehari Hari Beberapa bahan kimia seperti logam alkali dan alkali tanah aluminium, gas hidrogen, gas oksigen, gas klorin, dan natrium hidroksida diproduksi dengan menggunakan prinsip elektrolisis. Contoh Pembuatan Bahan Kimia Cara Elektrolisis Logam natrium dibuat dengan mengelektrolisis lelehan NaCl yang dicampur dengan CaCl2 seperti persamaan reaksi berikut NaCl (l) → Na+ (l) + Cl– (l) Reaksi Katoda dan Anoda Pembuatan Logam Natrium Cara Elektrolisis Katoda = Na+ (l) + e → Na (l) Anoda = 2Cl– (l) → Cl2 (g) +2e Reaksi totalnya adalah 2Na+ (l) + 2 Cl– (l) → 2Na (l) + Cl2 (g) Natrium cair Na(l) yang terbentuk dikatoda mengapung di atas cairan NaCl, kemudian dikumpulkan pada kolektor. Pembuatan NaOH Kadar Tinggi Cara Elektrolisis Sel Merkuri Pada Industri Suatu proses elektrolisis yang bertujuan untuk menghasilkan NaOH(aq) dengan kemurnian yang lebih tinggi adalah sel merkuri. Katode merkuri mempunyai overpotensial yang lebih tinggi untuk mereduksi H2O menjadi OH– dan H2(g). Sehingga reduksi yang terjadi adalah Na+(aq) menjadi Na(l) yang larut dalam merkuri membentuk suatu amalgam berupa 0,5 % Na. Reaksi Anoda Katoda Pada Elektrolisis Sel Merkuri Katode : 2Na (aq) + 2e– → 2 Na(dalam Hg) Anode : 2Cl– (aq) → Cl2 (g) + 2e– Reaksi totalnya adalah sebagai berikut 2 Na (aq) + 2 Cl– (aq) → 2 Na(dalam Hg) + Cl2(g) Amalgam Na yang dikeluarkan dari sel merkuri kemudian ditambah air sehingga akan terbentuk NaOH(aq) dan merkuri cair dikembalikan lagi ke dalam sel elektrolisis. Reaksi Pembentukan NaOH Pada Elektrolisis Sel Merkuri 2 Na(dalam Hg) + 2H2O(l) → 2Na+(aq) + 2OH–(aq) + H2(g) + Hg(l) Keuntungan dari proses elektrolisis sel merkuri adalah dapat menghasilkan NaOH pekat dengan kemurnian yang tinggi. Namun kelemahannya adalah proses sel merkuri membutuhkan energi listrik yang lebih banyak, dan proses sel merkuri memiliki dampak negatif terhadap lingkungan. Pemurnian Logam Cara Elektrolisis Pada Industri Metoda elektrolis banyak digunakan pada industry pemurnian logam seperti tembaga, emas perak dan sebagainya Contoh Pemurnian Logam Cara Elektrolisis Di Industri Tembaga yang tidak murni dipisahkan dari zat pengotornya dengan cara elektrolisis. Tembaga yang tidak murni dipasang sebagai anoda dan tembaga murni dipasang sebagai katoda dalam elektrolit larutan CuSO4 tembaga di anoda akan teroksidasi menjadi Cu2+ selanjutnya Cu2+ direduksi di katoda. Reaksi Anoda dan Katoda Pemurnian Logam Tembaga Anoda = Cu (s) → Cu2+ (aq) +2e Katoda = Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) Logam tembaga di anoda pindah ke katoda sehingga anode pada akhirnya akan habis dan katoda semakin bertambah. Katoda merupakan tembaga murni. Zat pengotor yang dari yang terdapat pada anoda akan menjadi lumpur pada dasar sel elektrolisis. Penyepuhan Logam Cara Elektrolisi Pada Industri Sehari Hari Prinsip elekrolisis banyak digunakan untuk melapisi logam oleh logam lain dengan beragam tujuan. Penyepuhan atau pelapisan atau Bahasa lainnya electroplating bertujuan agar permukaan logam yang dilapisi menjadi lebih stabil terhadap cuaca atau untuk menambah keindahannya. Contohnya, besi dilapisi nikel agar tahan karat, tembaga dilapisi perak atau emas agar lebih bernilai. Prinsip kerjanya adalah Benda yang akan dilapisi dipasang sebagai katoda dan potongan logam pelapis atau penyepuh dipasang sebagai anoda. Kedua elektroda dibenamkan dalam larutan garam dari logam penyepuh dan dialiri sumber arus searah. Contoh Pelapisan Penyepuhan Logam Cara Elektrolis Pada Industri Sehari Hari Sendok dan garpu yang terbuat dari baja dengan perak dapat dilapisi dengan logam perak agar terlihat lebih indah dan lebih higenis. Prinsipnya kerjanya adalah garpu dipasang sebagai katoda dan logam perak dipasang sebagai anoda. Sedangkan elektrolit yang digunakan adalah larutan elektrolit AgNO3. Reaksi Anoda dan Katoda Pelapisan Logam Garpu Sendok Baja Anoda : Ag (s) → Ag+ (aq) + e Katoda : Ag+ (aq) + e → Ag (s) Logam perak sebagai anoda akan teroksidasi menjadi ion Ag+ kemudian direduksi menjadi Ag pada garpu sebagai katoda. Dengan demikian garpu terlapisi oleh logam perak. 1). Contoh Soal Penulisan Reaksi dari Notasi Sel atau Diagram Sel Sistem Fe – Sn Tuliskan reaksi sel untuk sel volta berikut. Fe (s) | Fe2+ (aq) || Sn2+ (aq) | Sn (s) Reaksi Setengah Selnya Atau Reaksi Anoda Katoda. Anode: Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e– Katode: Sn2+ (aq) + 2e– → Sn (s) Reaksi Sel Volta Keseluruhan Sistem Fe – Sn Fe (s) + Sn2+ (aq) → Fe2+ (aq) + Sn (s) 2). Contoh Soal Persamaan Reaksi Reduksi Oksidasi Anoda Katoda Diagram Sel Sistem Nikel -Perak Tuliskanlah persamaan reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel nikel – perak berikut. Ni (s) | Ni2+( aq) || Ag+ (aq) | Ag (s) Reaksi Oksidasi Anoda Anode (oksidasi) : Ni(s) → Ni2+(aq) + 2 e– Reaksi Reduksi Katoda Katode (reduksi) : Ag+ (aq) + e– → Ag (s) 3). Contoh Soal Persamaan Reaksi Reduksi Oksidasi Anoda Katoda Diagram Sel Sistem Besi – Emas Tuliskanlah persamaan reaksi redoks di anode dan di katode dari diagram sel Sistem besi – emas berikut. Fe (s) | Fe2+ (aq) || Au3+ (aq) | Au (s) Reaksi Oksidasi Anoda Anode (oksidasi) : Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2 e– Reaksi Reduksi Katoda Katode (reduksi) : Au3+ (aq) + 3 e– → Au (s) 4). Contoh Soal Menentukan Potensial Elektrode Standar GGL Sel Hitunglah potensial elektrode Cu yang berada dalam larutan CuSO4 dan dihubungkan dengan elektrode hydrogen pada keadaan standar jika voltmeter menunjukkan nilai 0,34 volt. Diketahui E°sel = yang terukur oleh voltmeter E°sel = 0,34 volt Menentukan Reaksi Setengah Sel Anoda Katoda Persamaan setengah reaksi sel yang terjadi pada anoda dan katoda adalah sebagai berikut Katode: Cu2+ (aq) + 2e– → Cu (s) Anode: H2 (g) → 2H+ (aq) Menghitung Nilai Gaya Gerak Listrik Sel Nilai GGL sel dihitung dengan menggunakan persamaan berikut E°sel = E°katode – E°anode E sel = Eored – Eook E sel =Eo Cu – EoH2 Eo Cu = E sel – EoH2 Eo Cu = 0,34 – 0 = 0,34 volt Jadi, potensial reduksi standar untuk elektrode Cu adalah 0,34 volt. 5). Contoh Soal Menentukan Anoda Katoda Sel Volta Sistem Nikel – Perak Sebuah sel Volta menggunakan elektrode nikel dalam larutan NiSO4 dan electrode Ag dalam larutan Ag2SO4. Tentukan potensial sel yang terjadi jika EoNi = –0,25 volt dan EoAg = +0,80 volt. Tunjukkan mana yang bertindak sebagai katode dan anode dalam sel ini. Diketahui EoNi = –0,25 volt dan EoAg = +0,80 volt Menentukan Anoda Dan Katoda Sel Volta Nilai Eo Ni lebih kecil daripada Eo Ag, maka Ni lebih mudah teroksidasi dibandingkan Ag. Sehingga elektrodanya adalah Anoda = Nikel Katoda = Perak Menghitung Potensial Sel Volta Nikel – Perak Potensial sel volta system Nikel – Perak dapat dinyatakan dengan rumus berikut Esel = E°katoda – E°anoda atau E sel = Eored – Eook E sel = EoAg – EoNi E sel = +0,80 V – (–0,25 V) E sel = +1,05 V Jadi, Ni sebagai anode dan Ag sebagai katode dengan potensial sel sebesar +1,05 V. 6). Contoh Soal Perhitungan Potensial Sel Sistem Tembaga Cu – Perak Ag Tentukan harga potensial sel system Cu – Ag berikut Cu (s) | Cu2+ (aq)|| Ag+ (aq)| Ag (s) Diketahui harga potensial reduksi standar Tembaga dan Perak adalah sebagai berikut. Cu2+ (aq) + 2 e– Cu (s) E° = 0,34 volt Ag+ (aq) + 1 e– Ag (s) E° = 0,80 volt Reaksi Katoda Anoda Setengah Sel Reaksi Reduksi Katoda adalah 2Ag+(aq) + 2 e– → Ag (s) Reaksi Oksidasi Anoda Adalah Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e– Reaksi Sel Keseluruhannya adalah 2 Ag+(aq) + Cu(s) → 2 Ag (s) + Cu2+(aq) Menghitung Potensial Sel Volta Tembaga – Perak Potensial sel volta system Tembaga – Perak dapat dinyatakan dengan rumus berikut Esel = E°katoda – E°anoda atau E sel = Eored – Eook E sel = EoAg – EoCu E sel = +0,80 – (0,34 ) E sel = 0,46 volt Jadi potensial sel atau gaya gerak listrik GGL sel system tembaga perak adalah 0,46 volt 7). Contoh Soal Menentukan Spontan Potensial Sel Reaksi Sistem Kalsium Perak Ca – Ag Tentukan apakah reaksi berikut dapat berlangsung secara spontan atau tidak Ca2+ (aq) + 2Ag (aq) → Ca (s) + 2Ag+ (aq) Diketahui Ca2+ (aq) + 2e → Ca (s) E° = -2,87 volt Ag+ (aq) + e → Ag (s) E° = +0,80 volt Menghitung Potensial Sel Volta Kalsium – Perak Potensial sel volta system kalsium – Perak dapat dinyatakan dengan rumus berikut Esel = E°katoda – E°anoda atau E sel = Eored – Eook E sel = E° Ca – E° Ag E sel = -2,87 – (0,80) E sel = – 3,67 volt jadi. E sel < 0 atau pontesial sel negative, maka reaksi sel tersebut tidak akan terjadi secara spontan 8). Contoh Soal Perhitungan Elektrolisis Emas Dan Klor Berapa emas dan klor yang terbentuk, jika arus listrik 5 A melewati larutan emas (III) klorida selama 10 menit? (Ar Au = 196,73; Ar Cl = 35,45). t = 10 menit = 600 detik i = 5 A Reaksi Anoda Katoda Elektrolisis Emas Klor. Katode: Au3+ (aq) + 3e– → Au(s) Anode: 2Cl– (aq) → Cl2(g) + 2e– Menentukan Muatan Emas Dan Klor Dari reaksi setengah sel pada katoda dan anoda dapat diketahui muatan (valensi atau biloks) ion emas dan klor adalah: Muatan ion emas = 3 Muatan ion klor = 1 Rumus Menghitung Massa Ekuivalen Emas Au dan Klor Cl2 Massa ekuivalen emas dan klor dihitung dengan rumus berikut me = Ar/muatan
me.Cl2 = Massa ekuivalen Cl2 me Cl2 = 35.5/1 = 35,5 Rumus Menghitung Massa Emas Au Terbentuk Massa emas yang diendapkan dihitung dengan rumus berikut W Au = (i x t x me.Au)/(96500) W Au = massa emas yang terbentuk W Au = (5 x 600 x 65,7)/96500 W Au = 2,04 gram Jadi emas yang terbentuk adalah 2,04 gram Rumus Menghitung Massa Klor Cl2 Yang Terbentuk Massa klor yang diendapkan dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut W Cl2 = (i x t x me.Cl2)/(96500) W Cl2 = (5 x 600 x 35,5)/96500 W Cl2 = 1,1 gram Jadi massa klor yang terbentuk adalah 1,2 gram 9.). Contoh Soal Perhitungan Waktu Pengendapan Pada Elektrolisis Larutan Besi Berapa waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 11,2 gram besi dalam larutan besi (III) klorida yang dialiri arus sebesar 10 A. (Ar Fe = 55,85). Diketahui i = 10 A massa besi = 11,2 gram Diketahui reaksi pada katode adalah sebagai berikut Fe3+(aq) + 3e– → Fe(s) Rumus Menghitung Massa Ekuivalen Fe Pada Elektrolisis me.Fe = Massa ekuivalen Fe me.Fe = Ar Fe/muatan ion Fe me.Fe = 55,85/3 = 18,62 gram Rumus Menghitung Waktu Elektrolisis Besi Waktu yang diperlukan untuk elektrolisis larutan besi dirumuskan dengan persamaan berikut W.Fe = (i x t x me.Fe)/96500 t = (W.Fe x 96500)/(i x me.Fe) t = (11,2 x 96500)/(10 x 18,62) t = 5804 detik Jadi, waktu yang dibutuhkan adalah 5804 detik 10). Contoh Soal Perhitungan Arus Listrik Pengendapan Sel Elektrolisis Larutan Logam Tembaga Dalam elektrolisis larutan CuSO4, diharapakan logam Cu dapat mengendap sebanyak 2,54 g pada katode. Tentukan berapa arus listrik yang harus dialirkan selama 30 menit pada sel elekrolisis tersebut Diketahui i = 30 menit = 1800 detik Massa tembaga diendapkan = W W = 2,54 gram Menentukan Massa Ekuivalen Tembaga Massa ekuivalen dihitung dengan rumus berikut Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) valensi atau muatan Cu = 2 me = massa ekuivalen Cu me = Ar Cu/valensi Cu me = 63,5/2 = 31,75 gram Rumus Menghitung Kuat Arus Sel Elektrolisis Tembaga Kuat arus yang dibutuhkan dalam elektrolisis larutan tembaga dapat dinyatakan dengan rumus berikut W = (i x t x me)/96500 atau i = (W x 96500)/(t x me) i = (2,54 x 96500)/(1800 x 31,75) i = 4,289 gram Jadi, arus yang dialirkan pada sel elektrolisis adalah 4,289 ampere 10). Contoh Soal Penyepuhan Kunci Besi Dengan Logam Emas Sebuah kunci terbuat dari logam besi disepuh logam emas membutuhkan arus listrik sebesar 0,02 Faraday. Hitung massa logam emas yang melapisi kunci besi tersebut Diketahui: Ar Au = 197 F = 0,02 Faraday Menentukan Massa Ekuivale Logam Emas Reaksi reduksi di katoda adalah sebagai berikut Au3+ (aq) + 3e– → Au(s) Muatan ion Emas Au3+ adalah 3 Sehingga massa ekuivalen emas adalah me = 197/3 = 65,67 gram Menghitung Logam Emas Yang Melapisi Permukaan Kunci Besi Massa emas yang melapisi kunci besi dapat dinyatakan dengan persamaan berikut W = (i x t x me)/96500 atau W = me x F W = 65,67 x 0,02 W = 1,313 gram Jadi, massa logam emas yang melapisi kunci besi adalah 1,3,13 gram 11). Contoh Soal Perhitungan Elektroplating Logam Besi Fe Dengan Tembaga Cu Pada penyepuhan logam besi dengan tembaga digunakan larutan CuSO4 dengan arus 4 A selama 15 menit. Hitung massa tembaga yang melapisi permukaan besi tersebut Diketahui i = 4 A t = 15 menit = 900 detik Ar Cu = 63,5 Menentukan Muatan Ion Tembaga Reaksi reduksi Ion tembaga di katoda Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) Muatan Ion Cu2+ adalah = 2 Menentukan Massa Ekuivalen Tembaga Massa ekuavalen tembaga adalah me = 63,5/2 = 31,75 gram Menentukan Massa Tembaga Yang Melapisi Logam Besi Massa tembaga yang melapisi permukan logam besi dapat dihitung dengan rumus berikut W = (i x t x me)/96500 W = (4 x 900 x 31,75)/96500 W = 1,184 gram Jadi, massa tembaga yang melapisi logam besi adalah 1,184 gram 12). Contoh Soal Perhitungan Rumus Hukum Faraday Sel Elektrolisis Larutan AgNO3 (Ar Ag = 108) dialiri listrik 10 ampere selama 1 jam. Berapa gram logam perak yang dapat diendapkan? Diketahui Ar Ag = 108 Menentukan Massa Ekuivalen Perak me Ag = 108/1 i = 10 ampere t = 1 x60x60 =3600 detik Rumus Menghitunga Massa Perak Yang Diendapkan Pada Sel Elektrolisis: Massa logam yang diendapkan pada proses elektrolisis dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut w = (me.i.t)/96.500 w = (108x10x3.600)/96.500 w = 40,3 jadi Massa logam perak yang diendapkan adalah 40,3 gram 13). Contoh Soal Perhitugan Rumus Hukum Faraday II Sel Elektrolisis Sejumlah arus listrik dialirkan melalui larutan AgNO3 dan larutan CuSO4. Bila logam perak yang diendapkan sebanyak 21,6 gram, berapa gram logam tembaga yang diendapkan? Diketahui: Ar Ag = 108, Cu = 63,5) Menghitung Logam Yang Diendapkan Pada Sel Elektrolisis Massa yang diendapakan pada sel elektrolisis dapat dinyatakan dengan menggunakan rumus berikut w Ag : w Cu = me Ag : me Cu 21,6 : w Cu = (108/1) : (63,5/2) 21,6 : w Cu = (108) : (31,75) w Cu = (21,6 x31,75)/108 w Cu = 6,35 gram Jadi Massa tembaga yang diendapkan pada sel elektrolisis adalah 6,35 gram 14), Contoh Soal Hukum Faraday I Sel ELektrolisis Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol) Diketahui t = 20 menit = 1.200 s Arus I = 2 A Reaksi Pada Katoda Sel Elektrolisis Di katode, terjadi reaksi reduksi Cu2+ menjadi Cu: Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) Menghitung Massa Ekuivalen Tembaga me = 63,5/2 me = 31,75 g/mol Mengitung Massa Tembaga Yang Diendapakan Pada Sel Elektrolisis w = (me.i.t)/96.500 w = (31,75x2x1.200)/96.500 w = 0,789 gram Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,789 gram. Daftar Pustaka:
|
