Sel Elektrolisis: Konsep, Reaksi, dan Perhitungan Faraday

Sel elektrolisis adalah suatu rangkaian elektrokimia yang menggunakan energi listrik dari sumber luar (misalnya baterai) untuk memaksa terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan. Berbeda dengan sel Volta (sel Galvani) yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik secara spontan, sel elektrolisis justru "memaksa" elektron mengalir ke arah yang berlawanan dengan arah spontannya.

1. Komponen dan Prinsip Kerja

Sebuah sel elektrolisis terdiri atas dua elektrode (katode dan anode) yang dicelupkan ke dalam larutan atau lelehan elektrolit, kemudian dihubungkan dengan sumber arus searah (DC).

Elektrode	Muatan (elektrolisis)	Reaksi
Katode	Negatif (−)	Reduksi (menerima elektron)
Anode	Positif (+)	Oksidasi (melepas elektron)

Catatan penting:
Polaritas katode dan anode pada sel elektrolisis berlawanan dengan sel volta. Pada sel elektrolisis, katode bermuatan negatif karena dihubungkan langsung ke kutub negatif sumber arus, sedangkan pada sel volta katode justru bermuatan positif.

2. Aturan Reaksi di katode dan anode

a. Reaksi di katode (Reduksi Kation)

• Ion logam golongan IA, IIA, Al³⁺, dan Mn²⁺ tidak direduksi jika berupa larutan (elektrolit encer); yang direduksi adalah air:
  2H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq)
• Ion logam selain di atas akan direduksi langsung menjadi logamnya:
  Lⁿ⁺(aq) + ne⁻ → L(s)
• Jika elektrolitnya berupa lelehan (leburan), kation langsung direduksi menjadi logam, tanpa memandang jenis logamnya.

b. Reaksi di anode (Oksidasi Anion)

• Jika anode berupa elektrode inert (Pt, C/grafit, atau Au):
  • Anion sisa asam oksi (seperti SO₄²⁻, NO₃⁻, PO₄³⁻) tidak dioksidasi; air yang teroksidasi:
    2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻
  • Anion halida (Cl⁻, Br⁻, I⁻) dioksidasi menjadi gas halogennya:
    2X⁻(aq) → X₂ + 2e⁻
• Jika anode berupa elektrode aktif (Cu, Ag, Ni, dsb.), maka elektrode itu sendiri yang teroksidasi (larut):
  L(s) → Lⁿ⁺(aq) + ne⁻.
  Prinsip inilah yang mendasari proses penyepuhan (electroplating) dan pemurnian logam.

3. Hukum Faraday

Hukum Faraday I: massa zat yang dihasilkan di elektrode (m) sebanding dengan jumlah muatan listrik (Q) yang dialirkan.

$m = \dfrac{m_{ek} \times i \times t}{96.500}$
Bila $m_{ek}$ dijabarkan maka rumus tersebut menjadi:
$m~X = \dfrac{Mm~X \times i \times t}{valensi~X \times 96.500}$

Hukum Faraday II: jika beberapa sel elektrolisis dirangkai seri, maka massa zat yang dihasilkan berbanding lurus dengan massa ekivalen (m_ek = $\dfrac{Mm}{valensi}$) masing-masing zat.

$\dfrac{m_1}{m_{ek_1}} = \dfrac{m_2}{m_{ek_2}}$

Keterangan: m = massa zat (g), Mm = massa molar zat, m_ek = massa ekivalen (g/mol), i = kuat arus (ampere), t = waktu (detik), F = tetapan Faraday ≈ 96.500 C/mol.

4. Contoh Penerapan

Elektrolisis banyak dimanfaatkan dalam industri, antara lain pemurnian logam (misalnya tembaga), penyepuhan/electroplating perhiasan dengan emas atau perak, produksi gas klorin dan NaOH dari air laut (proses klor-alkali), serta produksi aluminium dari bijih bauksit (proses Hall-Héroult).

5. Contoh Soal Terstruktur

Soal 1. Elektrolisis lelehan (leburan) NaCl

Lelehan NaCl dielektrolisis menggunakan elektrode inert (elektrode yang tidak ikut bereaksi) dan dialiri arus listrik sebesar 5 ampere selama 3.860 detik. (Ar Na = 23; anggap volume gas diukur pada keadaan STP)

a. Tuliskan reaksi yang terjadi di katode dan di anode.

Lihat Pembahasan

Karena berupa lelehan (bukan larutan), air tidak ikut berperan sebagai pelarut, sehingga ion Na⁺ dan Cl⁻ langsung bereaksi di elektrode masing-masing, tanpa memandang jenis logamnya.

katode (reduksi):

Na⁺(l) + e⁻ → Na(s)

anode (oksidasi):

2Cl⁻(l) → Cl₂(g) + 2e⁻

b. Tuliskan reaksi sel totalnya.

Lihat Pembahasan

Reaksi katode dikalikan 2 agar jumlah elektron pada kedua setengah reaksi setara, lalu dijumlahkan dengan reaksi anode:

2Na⁺(l) + 2Cl⁻(l) → 2Na(s) + Cl₂(g)

Produk akhirnya adalah logam natrium di katode dan gas klorin di anode.

c. Hitung massa logam Na yang dihasilkan di katode.

Lihat Pembahasan

Jumlah mol elektron yang mengalir:

$ \begin{aligned} n~e^- &= \dfrac{i \times t}{F} \\[10pt]&= \dfrac{5 A \times 3.860~detik}{96.500~C/mol} \\[10pt]&= \dfrac{19.300~C}{96.500~C/mol} \\[10pt]&= 0,2 ~mol \end{aligned}$

Dari reaksi katode, 1 mol e⁻ menghasilkan 1 mol Na, sehingga n Na = e⁻ = 0,2 mol.

$ \begin{aligned}m~Na &= n~Na × Mm~Na \\[10pt]&= 0,2~mol \times 23~g/mol \\[10pt]&= 4,6~g\end{aligned}$

Jadi, massa logam Na yang dihasilkan adalah 4,6 gram.

d. Hitung volume gas Cl₂ yang dihasilkan di anode (STP).

Lihat Pembahasan

Dari reaksi anode, 2 mol e⁻ menghasilkan 1 mol Cl₂, sehingga:

$n~Cl_2 = \dfrac{0,2~mol}{2} = 0,1~mol$

V_STP = n Cl₂ × 22,4 L/mol = 0,1 mol × 22,4 L/mol= 2,24 L

Jadi, volume gas Cl₂ yang terbentuk adalah 2,24 liter pada keadaan STP.

Soal 2. Elektrolisis larutan CuSO₄ dengan elektrode inert (Hukum Faraday I)

Larutan CuSO₄ dielektrolisis dengan elektrode platina menggunakan arus 2 ampere selama 965 detik. (Ar Cu = 64; anggap volume gas diukur pada keadaan STP)

a. Tuliskan reaksi yang terjadi di katode dan di anode.

Lihat Pembahasan

Karena Cu²⁺ bukan termasuk kation golongan IA/IIA/Al³⁺/Mn²⁺, maka Cu²⁺ direduksi langsung di katode. elektrode Pt bersifat inert dan larutan mengandung anion sisa asam oksi (SO₄²⁻), sehingga di anode yang teroksidasi adalah air.

katode (reduksi):

Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)

anode (oksidasi):

2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻

b. Tentukan massa tembaga yang diendapkan di katode.

Lihat Pembahasan

Massa ekivalen (m_ek) tembaga: m_ek = $\dfrac{Mm~Cu}{valensi~Cu} = \dfrac{64~g/mol}{2}= 32~g/mol$.

Menggunakan Hukum Faraday I:

$\begin{aligned}m~Cu &= \dfrac{m_{ek}~Cu \times i \times t}{96.500~C/mol}\\[10pt]& = \dfrac{32~g/mol \times 2~A \times 965~detik}{96.500~C/mol}\\[10pt]& = \dfrac{61.760}{96.500}~g\\[10pt] &= 0,64~g \end{aligned}$

Jadi, massa tembaga yang mengendap di katode adalah 0,64 gram.

c. Hitung volume gas O₂ yang terbentuk di anode (STP).

Lihat Pembahasan

Jumlah mol elektron yang mengalir:

$n~elektron = \dfrac{i \times t}{F} = \dfrac{2~A \times 965~detik}{96.500~C/mol} = 0,02~mol$

Dari reaksi anode, 4 mol e⁻ menghasilkan 1 mol O₂, sehingga:

n O₂ = $\dfrac{0,02~mol}{4}$ = 0,005 mol

V(STP) = 0,005 mol × 22,4 L/mol = 0,112 L = 112 mL

Jadi, volume gas O₂ yang terbentuk adalah 112 mL pada keadaan STP.

d. Jika kuat arus diperbesar menjadi 4 ampere dengan waktu elektrolisis yang sama, apa pengaruhnya terhadap massa Cu yang dihasilkan?

Lihat Pembahasan

Menurut Hukum Faraday I, massa zat (w) berbanding lurus dengan kuat arus (i) untuk waktu yang sama, karena jumlah muatan Q = i × t ikut membesar. Jika arus dinaikkan dari 2 A menjadi 4 A (naik 2 kali lipat), maka massa Cu yang dihasilkan juga akan menjadi 2 kali lipat, yaitu:

m Cu yang baru = 2 × 0,64 g = 1,28 g

Jadi, massa tembaga akan bertambah menjadi 1,28 gram.

Soal 3. elektrode aktif pada penyepuhan (electroplating)

Sebuah sendok besi akan disepuh perak menggunakan larutan AgNO₃, dengan anode berupa logam perak murni. Elektrolisis dijalankan dengan arus 1 ampere selama 965 detik. (Ar Ag = 108)

a. Jelaskan mengapa anode yang digunakan harus berupa logam perak, bukan elektrode inert seperti karbon.

Lihat Pembahasan

Pada proses penyepuhan, benda yang akan dilapisi (sendok besi) dijadikan katode, sedangkan logam pelapis (perak) dijadikan anode aktif. anode perak sengaja dipilih agar anode tersebut ikut teroksidasi (larut) dan terus memasok ion Ag⁺ ke dalam larutan, sehingga konsentrasi larutan AgNO₃ tetap terjaga dan lapisan perak di katode terus terbentuk. Jika digunakan elektrode inert (karbon), anode tidak akan larut sehingga ion Ag⁺ dalam larutan lama-kelamaan habis dan proses pelapisan akan terhenti.

b. Tuliskan reaksi yang terjadi di katode dan di anode.

Lihat Pembahasan

katode (sendok besi):

Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s)

anode (elektrode aktif, logam perak):

Ag(s) → Ag⁺(aq) + e⁻

Ion perak dari anode "berpindah" melalui larutan dan mengendap sebagai lapisan logam Ag pada permukaan sendok besi di katode.

c. Hitung massa perak yang melapisi sendok besi tersebut.

Lihat Pembahasan

Jumlah mol (n) elektron yang mengalir:

$ \begin{aligned} n~e^- &= \dfrac{i \times t}{F} \\[10pt]&= \dfrac{1 A \times 965~detik}{96.500~C/mol} \\[10pt]&= \dfrac{965~C}{96.500~C/mol} \\[10pt]&= 0,01 ~mol \end{aligned}$

Dari reaksi katode, 1 mol e⁻ menghasilkan 1 mol Ag, sehingga n Ag = e⁻ = 0,01 mol.

$ \begin{aligned}m~Ag &= n~Ag × Mm~Ag \\[10pt]&= 0,01~mol \times 108~g/mol \\[10pt]&= 1,08~g\end{aligned}$

Jadi, massa logam perak yang digunakan untuk melapisi sendok adalah 1,08 gram.

d. Apakah konsentrasi larutan AgNO₃ akan berubah selama proses penyepuhan berlangsung? Jelaskan.

Lihat Pembahasan

Konsentrasi larutan AgNO₃ secara teori akan tetap (relatif konstan). Hal ini terjadi karena setiap 1 mol Ag⁺ yang diendapkan di katode (diambil dari larutan), pada saat bersamaan anode perak melepaskan 1 mol Ag⁺ baru ke dalam larutan melalui reaksi oksidasi. Dengan kata lain, jumlah ion Ag⁺ yang hilang di katode tergantikan oleh ion Ag⁺ yang dihasilkan di anode, sehingga jumlah total ion Ag⁺ dalam larutan tidak berkurang.

Soal 4. Dua sel dirangkai seri (Hukum Faraday II)

Dua buah sel elektrolisis, yaitu sel berisi larutan AgNO₃ dan sel berisi larutan CuSO₄, dirangkai secara seri lalu dialiri arus listrik yang sama. Pada sel pertama diperoleh endapan perak sebanyak 5,4 gram. (Ar Ag = 108, Ar Cu = 64)

a. Tuliskan hubungan Hukum Faraday II untuk kedua sel tersebut.

Lihat Pembahasan

Karena kedua sel dirangkai seri, jumlah muatan listrik (Q) yang mengalir pada kedua sel adalah sama, sehingga berlaku Hukum Faraday II, yaitu massa zat yang dihasilkan berbanding lurus dengan massa ekivalennya $\left(m_{ek}~X = \dfrac{Mm~X}{valensi~X}\right)$:

$\dfrac{m~Ag}{m_{ek}~Ag} = \dfrac{m~Cu}{m_{ek}~Cu}$

b. Tentukan massa tembaga yang diendapkan pada sel kedua.

Lihat Pembahasan

Massa ekivalen (m_ek) masing-masing zat:

$m_{ek}~Ag = \dfrac{Mm~Ag}{valensi~Ag} = \dfrac{108~g/mol}{1~elektron} = 108~g/mol$

$m_{ek}~Cu = \dfrac{Mm~Cu}{valensi~Cu} = \dfrac{64~g/mol}{2~elektron} = 32~g/mol$

Substitusi ke persamaan Faraday II:

$ \begin{aligned} \dfrac{m~Ag}{m_{ek}~Ag} &= \dfrac{m~Cu}{m_{ek}~Cu} \\[10pt] \dfrac{5,4~g}{108~g} &= \dfrac{m~Cu}{32} \\[10pt] m~Cu &=\dfrac{5,4~g}{108~g/mol} \times 32~g/mol \\[10pt] &= 0,05 \times 32~g\\[10pt] & = 1,6~g \end{aligned}$

Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada sel kedua adalah 1,6 gram.

c. Hitung jumlah mol elektron yang mengalir melalui rangkaian.

Lihat Pembahasan

Mol Ag yang mengendap:

$\begin{aligned}n~Ag &= \dfrac{m~Ag}{Mm~Ag} \\[10pt]&= \dfrac{5,4~g}{108~g/mol} \\[10pt]&= 0,05~mol\end{aligned}$

Dari reaksi Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s), koefisien elektron dan Ag sama (1:1), sehingga mol elektron yang mengalir sama dengan mol Ag, yaitu 0,05 mol. Karena kedua sel disusun seri, jumlah mol elektron yang melewati sel CuSO₄ juga sebesar 0,05 mol.

d. Jika kuat arus yang digunakan adalah 2 ampere, berapa lama waktu elektrolisis berlangsung?

Lihat Pembahasan

Menggunakan hubungan mol elektron dengan muatan listrik:

$ n~e^- = \dfrac{i \times t}{F}$

Maka waktu (t):

$ \begin{aligned} t &= \dfrac{n~e^- \times F}{i}\\[10pt]& = \dfrac{0,05~mol \times 96.500~C/mol}{2~A}\\[10pt]&= \dfrac{4.825~C}{2~A}\\[10pt]&=2.412,5~detik \end{aligned}$

Jadi, waktu elektrolisis yang diperlukan adalah 2.412,5 detik (sekitar 40 menit 12,5 detik).

6. Rangkuman

Sel elektrolisis mengubah energi listrik menjadi energi kimia melalui reaksi redoks tak spontan yang "dipaksa" berlangsung. Jenis kation, jenis anion, serta jenis elektrode (inert atau aktif) menentukan produk yang dihasilkan di katode dan anode. Hukum Faraday I dan II memungkinkan perhitungan kuantitatif terhadap massa zat yang dihasilkan, baik pada satu sel tunggal maupun pada rangkaian beberapa sel yang disusun seri.