Elektrolisis Kimia Kelas 12 — teresa

i

Elektrolisis.

Buku Digital Mata Pelajaran Kimia yang disusun
sebagai Tugas Tambahan Teresa Kaena dari Kelas XII IPA 2, SMAN 46 JAKARTA

i

Kata Pengantar

Pertama-tama, puji dan syukur saya panjatkan kepada Allah Tuhan yang Maha Esa,
atas bimbingan dan rahmatnya, saya dapat menyelesaikan susunan buku digital bertema
Elektrolisis ini. Terima kasih pula saya ucapkan kepada Ibu Puji, S.Pd, selaku guru kimia
saya yang telah memberikan tugas ini untuk saya selesaikan. Dengan penulisan buku ini saya
ditantang untuk mencoba hal baru, sekaligus diuji dalam hasil belajar saya tentang materi
Elektrolisis yang pernah saya pelajari di kelas 12 SMA.

Saya amat bersyukur atas kesempatan yang telah diberikan kepada saya untuk
menyusun buku ini, dan walaupun saya sudah menuangkan seluruh yang telah saya pelajari
kedalamnya, saya hanyalah manusia. Sebagai antisipasi akan kemungkinan kesalahan,
kekurangan, maupun kendala lainnya, saya sarankan kepada para pembaca untuk menyiapkan
sumber referensi lainnya di samping buku ini. Setidaknya, dengan adanya sumber lainnya,
pembaca dapat membandingkan dan memperluas wawasan yang didapat.

Saya berharap buku ini dapat membawakan kebaikan bagi pembacanya, sebagaimana
yang telah saya terima. Baik itu dalam menambah pengetahuan dan ilmu sang pembaca,
sebagai sumber referensi, maupun sumber belajar.

.

Jakarta, Desember 2022

Penulis.

i

Daftar Isi i
ii
Elektrolisis
Kata Pengantar 1
Daftar Isi 3
4
Bab 1: Teori 7
1.1 Pengertian 9
1.2 Prinsip Kerja dan Reaksi 10
1.3 Faktor-Faktor
1.4 Hukum Faraday 12
1.5 Reaksi pada Katoda 13
1.6 Reaksi pada Anoda 14

Bab 2: Contoh 17
2.1 Menentukan Reaksi Elektrolisis yang Terjadi di Katoda/Anoda 18
2.2 Contoh Reaksi Elektrolisis 18
2.3 Soal dan Pembahasannya 18

Bab 3: Penerapan 20
3.1 Penyepuhan (electroplating) 22
3.2 Logam Aluminium 23
3.3 Logam Magnesium 24
3.4 Bahan Bakar Hidrogen (BBH)

Rangkuman
Penutup
Sumber Pustaka
Glosarium

i

1.1 Pengertian

Sel elektrolisis adalah penggunaan energi listrik untuk menjalankan reaksi
kimia. Secara teoritis, sel elektrolisis merupakan bagian dari sel elektrokimia, di mana
energi listrik digunakan untuk menjalankan reaksi redoks tidak spontan. Secara
umum, sel elektrolisis tersusun dari:

● Elektrolit, yaitu zat yang dapat menghantarkan listrik.
● Elektroda, batang logam atau grafit dimana arus listrik mengalir.
● Sumber listrik yang menyuplai arus searah (DC1), misalnya baterai.
● Anode, yaitu elektrode tempat terjadinya reaksi oksidasi (kutub positif)
● Katode, yaitu elektrode tempat terjadinya reaksi reduksi (kutub negatif).

Susunan Sel Elektrolisis
Sumber: http://www.savemyexams.co.uk/

Ingat!
Gunakan singkatan PANIC untuk mengingat mana yang positif dan negatif.

Positif (adalah) Anode,
Negatif (adalah) Katode

1 Direct Current 1
Elektrolisis Kimia

Elektrolisis sendiri adalah penguraian zat-zat kimia oleh arus listrik searah.
Dalam peristiwa ini, terjadi perubahan energi listrik menjadi reaksi kimia. Dalam sel
elektrolisis, terdapat bagian-bagian yang disebut elektrode dan elektrolit. Jika
elektrode-elektrode tersebut dihubungkan dengan arus listrik searah, maka ion-ion
positif (kation) yang terdapat dalam elektrolit akan tertarik ke elektrode yang
bermuatan negatif (katode). Sementara itu, ion-ion negatif (anion) akan tertarik ke
elektrode yang bermuatan positif (anode).

Ingat! → “Ka-Red”
Katode : Reaksi Oksidasi → “An-oks”
Anode : Reaksi Reduksi

Kita dapat mengambil contoh elektrolisis lelehan NaCl dengan elektrode Pt
(inert). Saat elektron mulai mengalir, terjadilah perubahan kimia. Pada elektrode
positif (anode), terjadi penarikan elektron dari ion bermuatan negatif (ion Cl)
sehingga terjadi reaksi oksidasi. Sumber arus searah (DC) memompa elektron-
elektron tersebut ke elektrode negatif (katode). Di katode, elektron ditarik oleh ion
bermuatan positif (ion Na) sehingga terjadi reaksi reduksi.

Anode : 2 Cl⁻ (aq) → Cl₂ (g) + 2e⁻
Katode : Na⁺ (aq) + e⁻
→ Na(l) + ×2
Reaksi sel
: 2 Na⁺ (aq) + 2 Cl⁻ (aq) → 2 Na (l) + Cl₂ (g)

Prinsip ini digunakan secara komersial untuk produksi logam natrium yang
dikenal sebagai sel Downs. Untuk mengurangi tingginya titik leleh NaCl (800 °C),
ditambahkan CaCl, sehingga titik leleh NaCl dapat turun hingga 600 "C. Potensial
reduksi Ca lebih negatif daripada Na sehingga Ca² tidak tereduksi menjadi Ca.

Proses elektrolisis berlangsung dengan menggunakan energi listrik untuk
menjalankan reaksi kimia (reaksi redoks yang tidak spontan). Reaksi kimia yang
terjadi yaitu reaksi ionisasi larutan elektrolit yang menghasilkan ion positif yang akan
bergerak ke katoda (elektroda negatif) dan ion negatif yang akan bergerak ke anoda
(elektroda positif).

Berbeda dengan sel volta, sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang
dapat mengubah sebuah arus listrik menjadi energi kimia dan memiliki kandungan
anoda positif dan katoda yang negatif serta menampilkan reaksi redoks yang tidak
langsung.

Elektrolisis Kimia 2

1.2 Prinsip Kerja dan Reaksi

Prinsip kerja sel elektrolisis adalah menghubungkan kutub negatif dari sumber
arus searah ke katode dan kutub positif ke anode sehingga terjadi overpotential yang
menyebabkan reaksi reduksi dan oksidasi tidak spontan dapat berlangsung. Elektron
akan mengalir dari katode ke anode. Ion-ion positif akan cenderung tertarik ke katode
dan tereduksi, sedangkan ion-ion negatif akan cenderung tertarik ke anode dan
teroksidasi.

Diagram arah pergerakan elektron dan ion pada elektrolisis NaCL.
Sumber: http://www.savemyexams.co.uk/

Secara umum, elektrolisis lelehan senyawa ionik melibatkan reaksi redoks
yang lebih sederhana. Hal ini dikarenakan tanpa adanya air, kation akan direduksi di
katode dan anion akan dioksidasi di anoda. Sebagai contoh, pada elektrolisis lelehan
NaCl, ion Na+ akan tereduksi di katoda membentuk logam Na dan ion Cl− akan
teroksidasi di anode membentuk gas Cl2.

Namun, jika reaksi elektrolisis berlangsung dalam sistem larutan, ada
beberapa reaksi redoks yang bersaing sehingga reaksi cenderung agak kompleks
karena ditentukan oleh beberapa faktor, yakni yang akan kita bahas berikutnya.

Elektrolisis Kimia 3

1.3 Faktor-Faktor

1. Ion-ion di sekitar Elektroda
- Ion-ion di sekitar anode yang memiliki E° lebih negatif akan
mengalami oksidasi.
- Ion-ion di sekitar katode yang memiliki E° lebih positif akan
mengalami reduksi.

Contoh!
Pada elektrolisis larutan KI digunakan elektrode grafit. Spesi yang ada

di dalamnya adalah ion K⁺ dan I⁻ dari hasil ionisasi KI dan juga ada H₂O
sebagai pelarut (karena larutan). Oleh karena elektrodanya grafit yang inert,
elektrodanya tidak mengalami reaksi apapun. Di sekitar anode terdapat H₂O (l)
dan ion I⁻ yang akan teroksidasi.

Di sekitar katode terdapat ion K⁺ dan H₂O, sehingga yang lebih mudah
mengalami reduksi adalah atom H pada H₂O.

Jadi, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan KI dengan elektrode grafit,
adalah sebagai berikut :

Hasil elektrolisis larutan KI adalah gas I₂ di anode, dan larutan KOH
dan gas H₂ di katode.

Jika di sekitar elektrode tidak reaktif (inert) hanya terdapat jenis zat
atau ion, maka zat atau ion tersebut yang mengalami oksidasi atau reduksi.

Elektrolisis Kimia 4

Contoh!
Elektrolisis lelehan KI dengan elektrode grafit

Hasil elektrolisis lelehan KI dengan elektrode grafit adalah gas I₂ di
anode, dan logam kalium cair di katode.

2. Bahan Elektroda
- Jika bahan elektrode terbuat dari grafit (C) atau logam inert (misalnya
Pt atau Au), elektrode tidak mengalami oksidasi atau reduksi. Jadi
yang mengalami oksidasi dan reduksi adalah spesi-spesi yang ada di
sekitar elektrode.
- Jika elektrode (terutama anode) berasal dari logam aktif, anode
tersebut yang akan mengalami oksidasi.

Contoh!
Kita bandingkan hasil elektrolisis larutan xxxxx.pngdengan elektrode inert
(misalnya grafit, C) dan dengan elektroda reaktif (misalnya Cu).

1) Reaksi elektrolisis larutan Na₂SO₄ encer dengan elektrode grafit

Hasilnya adalah gas oksigen di anode dan gas hidrogen di katode.
2) Reaksi elektrolisis larutan Na₂SO₄ dengan elektrode tembaga

Oleh karena anodenya dari Cu (anode reaktif), maka anode tersebut
mengalami oksidasi dan hasilnya adalah ion Cu 2+ di anode dan gas
hidrogen di katode.

Elektrolisis Kimia 5

3. Potensial Tambahan (Overpotential)
- Overpotential dibutuhkan untuk melampaui interaksi pada permukaan
elektrode yang umumnya sering terjadi ketika elektrolisis menghasilkan gas.

Bagan Elektrolisis
Sumber: http://akupintar.id

Elektrolisis Kimia 6

1.4 Hukum Faraday

Siapa yang tidak kenal Michael Faraday? Sosok
Faraday menjadi fenomenal di kalangan ilmuwan Fisika
dan Kimia berkat penemuannya yang berkaitan dengan
arus listrik. Ternyata, Faraday juga memegang peranan
penting bagi terbentuknya elektrolisis.

Pada abad ke-19, Faraday meneliti hubungan antara
besarnya kuat arus yang mengalir di dalam sel dan hasil
kimia yang berubah di elektroda saat berlangsung proses
elektrolisis. Penelitian tersebut membuktikan bahwa
elektron merupakan pereaksi pembatas dalam elektrolisis.

Berdasarkan hitungan matematis yang dilakukan
Faraday, diperoleh bahwa 1 mol elektron mengandung muatan sebesar 96.500 C atau
sama dengan 1 F.

Persamaan di atas, dikenal sebagai Hukum Faraday, dimana jumlah elektron
yang terlibat dalam reaksi mempengaruhi hasil elektrolisis di bagian katoda. Secara
matematis, dirumuskan sebagai berikut.

Mengingat bagaimana hubungan antara
kuat arus listrik dan muatan listrik adalah
Q = It, dengan Q = jumlah muatan listrik
©, I = kuat arus listrik (A), dan, t = waktu
(s), maka persamaan (1) dapat kita
jabarkan sebagai berikut :

Keterkaitan antara muatan listrik dan mol
elektron ini merupakan pondasi dasar untuk
menyelesaikan permasalahan terkait elektrolisis. Hal
itu karena jumlah reaktan yang bereaksi maupun
produk yang dihasilkan dipengaruhi oleh jumlah
mol elektron yang mengalir dalam rangkaian sel
elektrolisis. Hubungan antara massa logam yang
dihasilkan di katoda dan jumlah mol elektron
dirumuskan sebagai berikut :

Keterangan:
G = massa logam yang terbentuk di katoda
Ar = massa atom relatif logam; dan
PBO = perubahan biloks logam

Elektrolisis Kimia 7

Berdasarkan persamaan sebelumnya, hubungan antara massa logam yang
terbentuk di katoda, kuat arus listrik, dan waktu dirumuskan dengan :

Lalu, bagaimana jika ada dua buah sel elektrolisis dirangkai secara seri? Bila
kedua sel menghasilkan endapan logam di masing-masing katoda dengan massa salah
satu logam diketahui, maka gunakan persamaan berikut.

Persamaan di atas disebut Hukum Faraday ke-2.
Bunyi hukum Faraday 2 adalah "Massa zat yang dihasilkan pada suatu
elektroda selama elektrolisis (W) berbanding lurus dengan massa ekivalen (e) zat
tersebut." Jumlah zat produk elektrolisis yang berbeda maka berbanding lurus dengan
massa ekuivalen zat-zat tersebut.

Ingat!
Hukum Faraday II rangkaian seri :
"Kuat Arus dan Waktu sama"
"Muatan Listrik Sama"

Elektrolisis Kimia 8

1.5 Reaksi pada Katoda

Saat larutan elektrolit dielektrolisis, kation akan mengalami reaksi reduksi di
katoda. Reaksi yang terjadi bergantung pada wujud zat dan jenis kationnya. Untuk
lebih jelasnya, simak diagram berikut.

Diagram diatas menunjukkan bahwa wujud zat sangat mempengaruhi hasil

reduksi di katoda. Misalnya saja untuk larutan, jika kation yang direduksi berasal dari

golongan IA, IIA, Al, dan Mn, maka zat yang direduksi adalah air. Jika kation yang

direduksi selain dari golongan IA, IIA, Al, dan Mn, maka zat yang direduksi kation

itu sendiri.

● Jika kationnya berasal dari golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), IIA (Be, Mg,

Ca, Sr, Ba, Ra), Al, dan Mn maka reaksi reduksi di katoda adalah reduksi air

(H₂O): 2H₂O (l) + 2e → 2OH⁻ (aq) + H₂ (g)

● Jika kation berupa H+ dari suatu asam maka akan tereduksi menjadi gas
hidrogen: 2H+ (aq) + 2e → H₂ (g)

● Jika kationnya selain alkali, alkali tanah, Al3+, dan Mn2+ akan direduksi
menjadi logamnya.
Lx+ (aq) + xe → L (s)

Elektrolisis Kimia 9

1.6 Reaksi pada Anoda

Seperti yang sudah dipelajari sebelumnya, anoda merupakan tempat terjadinya
reaksi oksidasi. Zat yang teroksidasi bergantung pada jenis anoda dan jenis anion.
Perhatikan diagram berikut.

Diagram di atas menunjukkan bahwa jenis anoda dan anion berpengaruh pada
hasil oksidasi. Misalnya saja untuk anion oksi zat yang teroksidasi adalah air,
sedangkan non-oksi zat yang teroksidasi adalah anion itu sendiri.

Reaksi yang terjadi di anoda dilihat dari elektroda yang digunakan dan anion.
Cara menentukan reaksi yang terjadi di anoda pada sel elektrolisis memperhatikan
ketentuan-ketentuan berikut.

1) Elektrode non-inert (selain Pt, Au, atau C) :
Jika elektrode yang digunakan adalah non inert maka logam elektroda akan
mengalami oksidasi menjadi ionnya.
— Contoh oksidasi anoda dengan elektroda non-inert:
Ag (s) → Ag+ (aq) + e
2Cu (s)→ Cu₂+ (aq) + 2e

2) Elektrode inert (Pt, Au, atau C ) :
Jika anoda terbuat dari zat inert (sukar bereaksi) maka elektrode anoda tidak
teroksidasi, namun terjadi reaksi-reaksi yang sesuai dengan anion dengan
ketentuan-ketentuan di bawah.

- Jika anion OH‒ dari suatu basa maka teroksidasi menjadi H2O dan gas O2
4OH⁻ (aq) → 2H₂O (l) + O₂ (g) + 4e

- Jika anionnya sisa asam halida (Cl‒, Br‒, dan I‒) maka ion-ion tersebut akan
teroksidasi menjadi molekulnya.

Elektrolisis Kimia 10

— Contoh: Cl⁻ (aq) → Cl₂ (g)
Ion sisa asam oksi (asam yang mengandung oksigen) misalnya SO42‒, NO3‒,
CO32‒ tidak teroksidasi, melainkan H2O yang teroksidasi.

2H₂O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e

Selain larutan elektrolit, bentuk cairan penghantar juga dapat berupa
lelehan/leburan (tanpa air) elektrolit. Jika cairan pada sel elektrolisis menggunakan
lelehan/leburan elektrolit maka reaksi yang terjadi di katoda/anoda sesuai ketentuan
berikut :

1) Reaksi pada Katoda: dilihat dari kation
Semua jenis kation akan langsung mengalami proses reduksi.
Contohnya: Na⁺ + e → Na.⁸

2) Reaksi pada Anoda: lihat elektroda dan anion
3) Elektroda Non-inert: elektroda akan mengalami proses oksidasi

Contohnya: 2Cu 2+ (s) → Cu(aq) + 2e
4) Elektroda Inert: anion akan mengalami proses oksidasi.

Ketentuan:
Anion = ion oksida (O₂ ⁻): 2O₂ ⁻ (aq) → O₂ (g) + 4e
Anion = ion halida (X⁻, F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻): 2X⁻ → X₂ + 2e

Secara ringkas, ketentuan cara menentukan reaksi yang terjadi di katoda dan
anoda pada sel elektrolisis sesuai dengan tabel berikut.

Tabel referensi menentukan reaksi elektrolisis yang terjadi di katoda dan anoda. 11
Sumber: http://id.school.net

Elektrolisis Kimia

2.1 Menentukan Reaksi Elektrolisis yang Terjadi di Katoda/Anoda

1) Soal : Tentukan reaksi elektrolisis larutan NaNO3 dengan elektroda Pt!

Pembahasan :

Beberapa contoh cara menentukan reaksi yang terjadi di katoda/anoda pada sel
elektrolisis termuat dalam daftar berikut.

1) Elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda karbon ©

Ionisasi larutan : NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl⁻ (aq)

Katoda (‒) : 2H₂O (l) + 2e → H₂ (g) + 2OH⁻ (aq)

Anoda (+) : 2Cl⁻ (aq) → Cl₂ (g) + 2e

Reaksi elektrolisis : 2Cl⁻ (aq) + 2H2O (l) → Cl2 (g) + 2e

2) Elektrolisis larutan CuCl2 dengan elektroda Besi (Fe)

Ionisasi larutan : CuCl₂ (aq) → Cu2⁺ (aq) + 2Cl⁻ (aq)

Katoda (‒) : Cu2⁺ (aq) + 2e → Cu (s)

Anoda (+) : Fe (s) → Fe2⁺ (aq) + 2e

Reaksi elektrolisis : Cu2⁺ (aq) + Fe (s) → Cu (s) + Fe2⁺ (aq)

3) Elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda karbon ©

Ionisasi larutan : NaCl (aq) → Na⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

Katoda (‒) : Na⁺ (aq) + e → Na (s)

Anoda (+) : 2Cl⁻ (aq) → Cl₂ (g) + 2e

Reaksi elektrolisis : 2Na⁺ (aq) + 2Cl⁻ (aq) → 2Na (s) + Cl₂ (g)

Elektrolisis Kimia 12

2.2 Contoh Reaksi Elektrolisis

1) Elektrolisis larutan KI dengan elektrode grafit

KI(aq) → K⁺(aq) + I⁻ (aq)

K termasuk logam golongan IA, sehingga air akan tereduksi di katode. Oleh karena
elektrode grafit termasuk elektrode inert dan anion I⁻ tidak termasuk sisa asam oksi,
maka anion I⁻ akan teroksidasi di anode.

Katode : 2H₂O (l) + 2e⁻ → H₂ (g) + 2OH⁻ (aq)
Anode : 2I⁻ (aq) → I₂(g) + 2e⁻

Reaksi sel : 2H₂O (l) + 2I⁻ (aq) → H₂ (g) + 2OH⁻ (aq) + I₂ (g)

2) Elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektrode tembaga

CuSO4(aq) → Cu 2+ (aq) + SO₄ 2−(aq)

Cu tidak termasuk logam aktif, sehingga kation Cu2+ akan tereduksi di katode. Oleh
karena elektrode tembaga (Cu) tidak termasuk elektrode inert, maka anode Cu akan
teroksidasi.

Katode : Cu 2+ (aq) + 2e⁻ → Cu (s)
Anode : Cu (s) → Cu 2+ (aq) + 2e⁻

Reaksi sel : Cu (s) anode → Cu(s) katode

Elektrolisis Kimia 13

2.3 Soal dan Pembahasannya

1. Perhatikan sel elektrolisis berikut ini.

Reaksi yang terjadi di katoda adalah …
A. Ba2+ (aq) + 2e → Ba (s)
B. 2H2O (l) + 2e → H2 (g) + 2OH‒ (aq)
C. Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s)
D. 4OH‒ (aq) → 2H2O (l) + O2 (g) + 4e
E. Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2e

2. Tuliskan reaksi elektrolisis dari BaSO₄ dengan elektrode C!

3. Pada elektrolisis larutan perak nitrat dengan elektrode karbon, reaksi yang terjadi di
anode adalah…
A. Ag+ (aq) + e‒ → Ag (s)
B. 2H2O (aq) + 2e‒ → 2OH‒ (aq) + H2O (g)
C. 2H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e‒
D. Ag (s) → Ag+ (aq) + e‒
E. 2NO3‒ (aq) → 2NO2+ (g) + O2 (g) + 2e‒

4. Tuliskan reaksi elektrolisis dari CaCu₂ dengan elektrode Au!

5.
6. a

Elektrolisis Kimia 14

Pembahasan!

1. Berdasarkan keterangan yang diberikan pada soal dapat diketahui beberapa informasi
seperti berikut:
+ Larutan yang digunakan: BaOH2
+ Elektroda: C (karbon) → zat inert (sukar bereaksi)
Agar dapat menentukan reaksi pada katoda maka perlu melihat reaksi ionisasi dari
larutan BaOH2. Selanjutnya dapat diketahui kation dari larutan yang kemudian dapat
digunakan untuk menentukan reaksi yang terjadi pada katoda.

Reaksi ionisasi larutan BaOH₂:
Ba(OH)₂ (aq) → Ba2+ (aq) + 2OH⁻ (aq)

Kation dari larutan adalah Ba2+ yaitu Barium yang berasal dari golongan IIIA.
Sehingga, berdasarkan ketentuannya maka reaksi reaksi reduksi di katoda adalah
penguraian H2O.

Jadi, reaksi yang terjadi di katoda adalah H2O (l) + 2e → H₂ (g) + 2OH⁻ (aq).
Jawaban: B

2.

3. Rangkaian sel elektrolisis menggunakan elektroda inert (sukar bereaksi) yaitu karbon
(C) sehingga tidak terjadi reaksi. Selanjutnya, cari tahu bagaimana anion dari larutan
perak nitrat.

Rumus senyawa dari perak nitrat adalah AgNO₃, ionisasi larutan dari perak nitrat
menghasilkan Ag⁺ (kation) dan NO₃⁻ (anion).

Ionisasi larutan AgNO₃:
AgNO₃ (aq) → Ag⁺ (aq) + NO₃⁻ (aq)

Elektrolisis Kimia 15

Anion pada reaksi ionisasi larutan perak nitrat merupakan ion sisa asam oksi (asam
yang mengandung oksigen) sehingga tidak mengalami oksidasi. Oksidasi pada anoda
yang terjadi reaksi 2H₂O (aq) → 4H⁺ (aq) + O₂ (g) + 4e⁻.

Anion dari perak nitrat adalah NO3⁻ yang merupakan sisa asam oksi. Sehingga,
reaksi yang terjadi di anoda adalah reaksi oksidasi air.

Reaksi pada anoda:
2H₂O (l) → 4H⁺ (aq) + O₂ (g) + 4e⁻

Jadi, jawaban yang benar adalah reaksi yang terjadi di anode adalah
2H₂O (l) → 4H⁺ (aq) + O₂ (g) + 4e⁻

Jawaban: C

4.

5. Cara menentukan reaksi pada anoda bergantung dari elektroda yang digunakan.
+ Jika elektroda yang digunakan merupakan zat inert (Pt, Au, C) maka reaksi
yang terjadi pada anoda bergantung dari anion larutan.
+ Jika elektroda yang digunakan merupakan zat non inert maka reaksi oksidasi
terjadi untuk elektroda.

Elektroda yang digunakan pada rangkaian sel elektrolisis pada soal adalah Ni yang
merupakan zat non-inert. Sehingga reaksi oksidasi yang terjadi pada anoda adalah
reaksi elektroda (Ni).

Reaksi pada anoda: Ni (s) → 2 Ni2+ (aq) + 2e⁻

Jadi, reaksi yang terjadi di anode pada elektrolisis tersebut adalah
2Ni (s) → Ni2+ (aq) + 2e⁻

Jawaban: C

Elektrolisis Kimia 16

3.1 Penyepuhan (electroplating)

Salah satu penggunaan penting prinsip elektrolisis adalah penyepuhan.

Penyepuhan merupakan pelapisan suatu logam dengan logam lain agar diperoleh
sifat-sifat yang lebih baik. Misalnya tahan karat, mengkilap, dan berharga mahal.

Dalam melakukan penyepuhan, perlu diperhatikan hal-hal sebagai berikut.
1) Logam yang akan dilapisi dipasang pada katode.
2) Logam pelapis dipasang pada anode.
3) Elektrolit yang digunakan adalah salah satu larutan garam dari logam

pelapisnya.

Electroplating atau penyepuhan merupakan salah satu proses pelapisan bahan
padat dengan lapisan logam menggunakan arus listrik searah melalui suatu larutan
elektrolit.

Salah satu contoh penerapannya adalah pada pelapisan sendok dengan perak.
Sendok digunakan sebagai katode, perak murni digunakan sebagai anode, dan
elektrolit yang digunakan menyesuaikan dengan logam untuk menyepuh, misalnya
Na[Ag(CN),] atau AgNO,, Contoh lainnya adalah pada besi oleh timah.

Besi yang disepuhkan dengan timah. Elektrolitnya timah(II)klorida, garam timah yang larut dalam air.
Sumber: http://savemyexams.co.uk

Elektrolisis Kimia 17

3.2 Logam Aluminium

Aluminium diperoleh dari elektrolisis larutan alumina Al₂O₃ dalam proses
Hall-Heroult. Hasil elektrolisis alumina adalah aluminium dan gas oksigen. Reaksi
yang terjadi adalah :

Anode : 2 O₂⁻ → O₂ (g) + 4e⁻× 3

Katode : Al3+ + 3 e⁻ → Al (l) ×4

2 Al₂O₃ → 4 Al (l) + 3 O₂ (g)

3.3 Logam Magnesium

Magnesium diperoleh dari elektrolisis lelehan MgCl, Sumber magnesium
adalah air laut dalam bentuk endapan Mg(OH). Untuk mendapat padatan MgCl,
Mg(OH) disaring kemudian dilarutkan dalam asam klorida.

Mg(OH), + HCl → MgCl, + 2 H,O

Larutan MgCl, diuapkan sampai terbentuk padatan MgCl. Selama proses
elektrolisis, lelehan MgCl, magnesium diendapkan di katode dan gas klorin dihasilkan
di anode.

3.4 Bahan Bakar Hidrogen (BBH)

Tahukah kalian bahwa air dapat diubah menjadi gas hidrogen? Kemudian bisa
dijadikan sebagai bahan bakar? BBH atau bahan bakar hidrogen adalah sumber energi
masa depan yang bersifat ecoenergy dengan proses pembakaran yang hanya
menghasilkan air dan energi berupa listrik dan panas. Teknologi BBH ini masih jarang
yang menggunakan karena sangat sulit mengontrol besarnya energi yang dihasilkan
karena menyebabkan ledakan. Sementara kalian bisa kesampingkan efek ledakannya.
Tidak salah jika kalian mau mempelajari hal ini, karena sebenarnya ada kemungkinan
menyulap air menjadi komoditas mahal bukan? Kebetulan negara kita 2/3 wilayahnya
terdiri dari air. Ini juga bisa menjadi bagian akhir dari solusi krisis energi BBM.

Gas H2 sangat berpotensial digunakan sebagai sumber energi karena sifatnya
yang ramah lingkungan. Proses elektrolisis dalam mengurai senyawa air berlangsung
lambat sehingga dibutuhkan katalis untuk mempercepat reaksi dan dapat menambah
jumlah gas hidrogen yang diproduksi. Produksi gas hidrogen dari air laut yang
mengandung natrium klorida (NaCl) merupakan cara yang dapat dilakukan untuk
mendapatkan gas hidrogen. Gas hidrogen memberikan tingkat emisi yang mendekati
zero emission. NaCl yang terkandung dalam air laut berfungsi sebagai katalis secara
alami, namun belum maksimal. Sehingga, dibutuhkan tambahan katalis berupa
elektrolit kuat yang memiliki pH asam atau basa lain yang dapat memaksimalkan
proses penguraian ikatan hidrogen dan oksigen di dalam air.

Elektrolisis Kimia 18

Penggunaan katalisator elektrolit kuat seperti NaOH, KOH dan H₂SO₄
berfungsi mempermudah proses penguraian air menjadi hidrogen dan oksigen karena
ion-ion katalisator mampu mempengaruhi kestabilan molekul air menjadi ion H+ dan
OH- yang lebih mudah di elektrolisis karena terjadi penurunan energi pengaktifan.

Diagram pergerakkan hidrogen, oksigen, dan elektron di dalam hydrogen-oxygen fuel cell.
Sumber: http://savemyexams.co.uk

Hydrogen-oxygen fuel cells sudah mulai digunakan di dunia industri otomotif
umum, bahkan menggantikan mesin bensin maupun diesel. Kelebihannya antara lain :

+ Tidak menghasilkan polusi, hanya air. Dibanding dengan mesin bensin yang
menghasilkan karbon dioksida dan nitrogen.

+ Menghasilkan lebih banyak energi per kilogram daripada bensin dan diesel.
+ Tidak mengeluarkan suara sekeras mesin tenaga bensin maupun diesel.

Namun ada pula kekurangannya, seperti misalnya :
- Bahan material pembuatannya lebih mahal
- Hidrogen lebih mahal dan sulit untuk disimpan
- Kurang efisien karena terpengaruh oleh suhu yang rendah.

Elektrolisis Kimia 19

Rangkuman

Elektrolisis adalah sel elektrokimia yang mengubah listrik menjadi energi kimia. Sel
elektrolisis tersusun atas sumber arus, elektroda dan elektrolit. Elektroda terdiri dari anoda
dan katoda. Anoda tempat terjadi reaksi oksidasi, katoda tempat reaksi reduksi. Ketentuan
reaksi di elektroda tergantung pada potensial reduksi kation anion atau elektroda itu sendiri.

1) Susunan sel elektrolisis
a. Sumber arus.
b. Elektroda
c. Elektrolit

2) Ketentuan reaksi di elektroda
a. Reaksi Reduksi di Katoda
1. H⁺ dari asam
Reduksi kation H⁺
2. Kation dari larutan yang mengandung ion golongan IA, IIA, Al³⁺, dan
Mn²⁺ Terjadi reaksi reduksi air.
3. Kation Lx+ dari lelehan garam IA, IIA, Al³⁺, dan Mn²⁺
Terjadi reduksi kation garam tersebut.
4. Kation dari garam selain dari golongan IA, IIA, Al³⁺, dan Mn²⁺
Terjadi reduksi kation tersebut.

b. Reaksi Oksidasi di Anoda
Reaksi yang terjadi tergantung dari jenis elektroda.
1. Anoda dari logam aktif (M)
Terjadi oksidasi elektroda tersebut.
2. Anoda dari bahan inert (C, Au atau Pt)
Terjadi oksidasi anion atau molekul air dengan ketentuan, yang berada
dalam larutan.
+ Jika anion dari larutan garam halida (X⁻),
Terjadi oksidasi anion tersebut.
+ Jika anion beroksigen (SO₄²⁻ , NO₃⁻ , CO₃²⁻ , PO₄³⁻), maka
reaksi oksidasi air.
+ Jika anion dari basa (OH⁻) maka oksidasi ion OH⁻ tersebut
menghasilkan oksigen

Elektrolisis Kimia 20

Hukum Faraday dapat digunakan untuk menyatakan aspek kuantitatif zat-zat yang
terlibat dalam reaksi dalam sel elektrolisis. Aspek kuantitatif tersebut dapat berupa massa
(W), volume (V), jumlah mol elektron, kuat arus (i) dan waktu (t) elektrolisis.

1) Hukum Faraday I menyatakan bahwa massa zat yang diendapkan atau dilarutkan
sebanding dengan muatan yang dilewatkan dalam sel dan massa ekivalen zat tersebut.
Hukum Faraday I dinyatakan dalam rumusan :

2) Hukum Faraday II menyatakan bahwa “Massa zat yang dihasilkan pada suatu
elektroda selama elektrolisis (W) berbanding lurus dengan massa ekivalen (e) zat
tersebut.”

Sel elektrolisis yang disusun secara seri.
Sumber: https://repositori.kemdikbud.go.id

Jadi jika sel elektrolisis disusun secara seri, didapatkan suatu persamaan

Elektrolisis Kimia 21

Penutup

Demikianlah buku digital dengan judul “Elektrolisis” yang telah saya susun. Saya
berharap buku ini dapat membantu para pembacanya untuk memahami lebih dalam tentang
elektrolisis kimia, baik pengertiannya, teorinya, contohnya, maupun penerapannya.

Usai penulisan buku ini, saya mendapatkan pengalaman dan pelajaran yang amat
berharga. Saya dapat mendalami materi yang telah saya pelajari sebelumnya, sekaligus
memperluas wawasan saya dengan referensi yang lebih beragam dan luas. Saya sadari
bagaimana buku ini masih jauh dari kata sempurna. Baik dari segi materi maupun penulisan,
saya telah berupaya dengan segala kemampuan dan pengetahuan yang saya miliki. Oleh
sebab itu, saya dengan tangan terbuka menerima masukan, saran, dan usul guna
penyempurnaan buku ini, serta perbaikan kemampuan diri saya sendiri.

Terakhir, tak lupa saya ucapkan terima kasih yang sebesar-besarnya kepada anda, sang
pembaca, yang sudah meluangkan waktunya demi membaca hasil susunan saya. Saya harap
buku ini dapat bermanfaat bagi anda.

Elektrolisis Kimia 22

Sumber Pustaka

Ispriyanto, Sentot Budi Rahardjo. 2014. Buku SIswa Kimia Berbasis Eksperimen. Solo: Tiga
Serangkai.

Ovilia, Ghea. Aku Pintar. 2022. Sel Elektrolisis: Pengertian, Proses Reaksi, dan Contohnya.
Diakses pada 11 Desember 2022, pukul 10:11, dari
https://akupintar.id/info-pintar/-/blogs/sel-elektrolisis-pengertian-proses-reaksi-dan-contohny
a#:~:text=Sobat%20Pintar%2C%20prinsip%20kerja%20sel,mengalir%20dari%20katode%
20ke%20anode.

Alexandra. SaveMyExams. Electrochemistry. Diakses pada 11 Desember 2022, pukul 10:34
dari
https://www.savemyexams.co.uk/igcse/chemistry/cie/23/revision-notes/4-electrochemistry/4-1
-electrolysis/4-1-1-electrolysis-principles/

Alfari, Shabrina. Ruangguru. Reaksi-Reaksi pada Sel Elektrolisis. 2017. Diakses pada 11

Desember 2022, pukul 11:23, dari

https://www.ruangguru.com/blog/reaksi-reaksi-pada-sel-elektrolisis

Viandari, 'Sereliciouz' Eka. Quipper. 2021. Pendalaman Materi Elektrolisis. Diakses pada 12
Desember 2022, pukul 00:27, dari
https://www.quipper.com/id/blog/mapel/kimia/materi-elektrolisis-kelas-12/#Hukum_Faraday

IdSchool. Cara Menentukan Reaksi yang Terjadi di Katoda/Anoda pada Sel Elektrolisis.
Diakses pada 12 Desember 2022, pukul 01:16, dari
https://idschool.net/sma/reaksi-yang-terjadi-di-katoda-anoda-elektrolisis/

Youngster Physics Journal Vol. 6, No. 4, Oktober 2017, Hal. 353-359. Diakses pada 12
Desember 2022, pukul 01:34, dari
https://media.neliti.com/media/publications/213771-produksi-gas-hydrogen-menggunakan-m
etode.pdf

Repositori Kemdikbud. 2020. Modul Kimia Kelas XII KD 3.6. Diakses pada 12 Desember

2022, pukul 20:17, dari

https://repositori.kemdikbud.go.id/22141/1/XII_Kimia_KD-3.6_Final.pdf

Elektrolisis Kimia 23

Glosarium

Elektrolisis : Sel elektrokimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia.

BBH : Bahan Bakar Hidrogen.

Katoda : Elektroda tempat terjadinya reduksi

Anoda : Elektroda tempat terjadinya oksidasi.

Overload : Perbedaan antara potensial sebenarnya yang diperlukan untuk
memulai reaksi elektrolisis dengan potensial teoritis.

Elektroda inert : Elektroda dari bahan penghantar listrik yang tidak terlibat dalam
reaksi.

Elektroda aktif : Elektroda dari bahan penghantar listrik yang terlibat dalam reaksi
karena reaktif atau mudah teroksidasi.

Sel Downs : Sel elektrolisis untuk menghasilkan logam Natrium dalam proses
industri.

Hukum Faraday I : Hukum yang menyatakan bahwa massa zat yang diendapkan dalam
proses elektrolisis sebanding dengan kuat arus dan waktu reaksinya.

Hukum Faraday II : Hukum yang menyatakan bahwa massa zat yang diendapkan dalam
proses elektrolisis sebanding dengan kuat arus dan waktu reaksinya.

Massa ekivalen : Massa yang secara stoikiometri setara dengan 1 mol elektron.

Ampere : Satuan dari arus listrik.

Tetapan Faraday : Tetapan yang menyatakan muatan listrik tiap 1 mol elektron.

Nilai tetapan Faraday : 96.500 Coulomb/mol

Aspek kuantitatif : Besaran-besaran yang dapat dinyatakan dalam bentuk angka/nilai

Elektrolisis Kimia 24

i