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 :

  • Penyepuhan besi dengan perak

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+.

  • Penyepuhan perak dengan emas

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 :

  • Logam yang hendak disadur dijadikan katod.
  • Loram penyadur dijadikan anoda.Garam logam penyadur dijadikan elektrolit.
  • Logam yang disadur lebih reaktif dari logam penyadur dalam siri elektrokimianya.

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:

Reaksi Katodik Anodik Elektrokimia Sel Galvani Sistem Zn Cu

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).

sel elektrolisis pada pemurnian-logam-tembaga-cara-elektrowinning

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

  1. Au = Massa ekuivalen Au
  2. Au= 197/3 = 65,7 g

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:

  1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  2. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  3. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  4. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  5. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
  6. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
  7. Rangkuman Ringkasan: Sel elektrokimia dibedakan menjadi dua, yaitu sel volta dan sel elektrolisis.
  8. Pada sel volta reaksi redoks berlangsung spontan sehingga menghasilkan arus listrik.
  9. Pada sel elektrolisis arus listrik menyebabkan terjadinya reaksi redoks yang tidak dapat berlangsung spontan.
  10. Sel volta yang banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari adalah baterai dan aki.
  11. Hukum Faraday I menyatakan banyaknya zat yang dibebaskan selama elektrolisis tergantung pada jumlah listrik yang digunakan.
  12. Hukum Faraday II menyatakan banyaknya zat yang dibebaskan tergantung pada massa ekivalen spesi yang bersangkutan
  13. Bila arus listrik yang sama dialirkan pada dua sel elektrolisis atau lebih maka perbandingan banyaknya zat yang dibebaskan sama dengan perbandingan massa ekivalennya.
  14. Elektrolisis dapat digunakan untuk membuat beberapa bahan kimia dan untuk penyepuhan logam.