Simulasi Elektrolisis Alumina (Hall-Héroult), Ekstraksi Aluminium

Simulasi ini memperlihatkan cara aluminium diperoleh dari alumina melalui proses Hall–Héroult, yaitu elektrolisis Al₂O₃ yang dilarutkan dalam kriolit cair (Na₃AlF₆) pada suhu sekitar 960 °C. Atur kuat arus dan lama elektrolisis, lalu amati gelembung CO₂ yang naik dari anoda, butiran aluminium cair yang mengendap di dasar sel, serta anoda karbon yang terkikis.

Massa aluminium hasil simulasi dihitung dengan Hukum Faraday sehingga dapat dibandingkan langsung dengan perhitungan teoretis, lengkap dengan jumlah Al₂O₃ yang diperlukan dan CO₂ yang dihasilkan.

Dasar Teori

1. Latar Belakang Proses Hall–Héroult

Aluminium tidak dapat diperoleh melalui elektrolisis larutan garam berair karena sifatnya yang sangat reaktif. Proses Hall–Héroult (dikembangkan tahun 1886 oleh Charles Martin Hall dan Paul Héroult) adalah metode industri utama untuk mengekstraksi aluminium dari alumina (\(\mathrm{Al_2O_3}\)) yang dilarutkan dalam kriolit cair (\(\mathrm{Na_3AlF_6}\)) pada suhu sekitar 950–965 °C. Kriolit berfungsi menurunkan titik leleh alumina dari ±2050 °C menjadi ±960 °C sehingga proses menjadi ekonomis.

2. Susunan Sel Elektrolisis

• Katoda karbon: tempat ion \(\mathrm{Al^{3+}}\) direduksi menjadi aluminium cair.
• Anoda karbon: tempat ion oksida teroksidasi menjadi gas \(\mathrm{CO_2}\).
• Elektrolit: kriolit cair dan alumina terlarut sebagai penghantar ionik.
• Sumber arus searah (DC): kutub positif dihubungkan ke anoda dan kutub negatif ke katoda. Di kawat luar, elektron mengalir dari anoda melalui sumber menuju katoda, sedangkan di dalam elektrolit muatan dibawa oleh ion.
• Aluminium cair (\(\rho \approx 2{,}3\ \text{g/cm}^3\)) lebih padat daripada elektrolit (\(\rho \approx 2{,}1\ \text{g/cm}^3\)), sehingga mengendap di dasar sel dan mudah dipisahkan.

3. Reaksi di Elektroda

Reaksi reduksi di katoda (tempat Al terbentuk):

\[ \mathrm{Al^{3+}_{(lar)} + 3e^- \longrightarrow Al_{(l)}} \]

Reaksi oksidasi di anoda (anoda karbon ikut teroksidasi):

\[ \mathrm{C_{(s)} + 2O^{2-}_{(lar)} \longrightarrow CO_{2(g)} + 4e^-} \]

Reaksi keseluruhan:

\[ \mathrm{2Al_2O_{3(s)} + 3C_{(s)} \longrightarrow 4Al_{(l)} + 3CO_{2(g)}} \]

4. Hukum Faraday

Massa aluminium yang dihasilkan sebanding dengan jumlah muatan listrik yang mengalir, sesuai Hukum Faraday:

\[ m = \frac{\text{Mm} \cdot I \cdot t}{z \cdot F} \]

dengan:

\(m\) = massa Al yang dihasilkan (g)

\(\text{Mm}\) = massa molar Al = \(26{,}98\ \text{g/mol}\)

\(I\) = kuat arus listrik (A)

\(t\) = waktu elektrolisis (s)

\(z\) = jumlah elektron per atom Al = \(3\)

\(F\) = konstanta Faraday = \(96.485\ \text{C/mol}\)

5. Stoikiometri Terkait

Berdasarkan reaksi total, setiap 4 mol Al yang terbentuk memerlukan 2 mol Al₂O₃ dan menghasilkan 3 mol CO₂. Dengan \(n_{\mathrm{Al}} = \dfrac{I \cdot t}{z \cdot F}\), maka:

\[ m_{\mathrm{Al_2O_3}} = \frac{n_{\mathrm{Al}}}{2} \cdot \text{Mm}_{\mathrm{Al_2O_3}}, \qquad m_{\mathrm{CO_2}} = \frac{3}{4}\,n_{\mathrm{Al}} \cdot \text{Mm}_{\mathrm{CO_2}} \]

Prosedur Penggunaan

1. Pilih skenario (opsional). Gunakan tombol preset Skala Lab, Skala Industri, atau Konsumsi Tinggi untuk langsung mengatur arus dan waktu ke nilai khas.
2. Atur arus listrik. Geser slider Arus listrik (I) antara 10 dan 350 kA. Semakin besar arus, semakin cepat aluminium terbentuk.
3. Atur waktu elektrolisis. Geser slider Waktu elektrolisis (t) untuk durasi 0,5 hingga 8 jam.
4. Amati hasil teoretis. Panel Hasil Perhitungan langsung menampilkan massa Al, jumlah mol, Al₂O₃ yang diperlukan, dan CO₂ yang dihasilkan sesuai Hukum Faraday, tanpa perlu menjalankan animasi.
5. Jalankan animasi. Klik Mulai (atau tekan Space). Gelembung CO₂ akan naik dari anoda, butiran aluminium mengendap ke dasar sel, permukaan logam Al naik, dan anoda terkikis. Titik biru pada kawat luar menunjukkan aliran elektron dari anoda melalui sumber arus menuju katoda.
6. Jeda atau lanjutkan. Klik Jeda untuk menghentikan animasi sementara; klik lagi untuk melanjutkan dari titik terakhir.
7. Reset. Klik Reset (atau tekan R) untuk kembali ke kondisi awal.
8. Eksperimen ulang. Ubah arus atau waktu, lalu jalankan kembali. Bandingkan massa Al yang dihasilkan untuk melihat pengaruh \(I\) dan \(t\) secara langsung.

Catatan: massa yang ditampilkan adalah hasil teoretis berdasarkan Hukum Faraday. Pada industri nyata, efisiensi arus (current efficiency) berkisar 90–95% karena adanya reaksi samping. Tombol pintas (Space, R, ←, →) aktif setelah area simulasi diklik.

Pengaturan

Arus listrik (I) 150 kA Waktu elektrolisis (t) 2,0 jam

Hasil Perhitungan (teoretis)

100,7kg Al

\[ m = \frac{\text{Mm}_{\text{Al}} \cdot I \cdot t}{z \cdot F} \]

Al₂O₃ yang diperlukan0,0 kg

CO₂ yang dihasilkan0,0 kg

Progres Simulasi

Waktu berjalan0,00 / 2,00 jam

Al sudah terendapkan0,0 kg

Muatan Q = I · t0,0 MC

Al₂O₃ terpakai0,0 kg

CO₂ terbentuk0,0 kg

Reaksi Elektroda

Katoda (−): \(\mathrm{Al^{3+} + 3e^- \rightarrow Al}\)

Anoda (+): \(\mathrm{C + 2O^{2-} \rightarrow CO_2 + 4e^-}\)

Total: \(\mathrm{2Al_2O_3 + 3C \rightarrow 4Al + 3CO_2}\)

Animasi dipercepat. Massa dihitung dengan Hukum Faraday (\(F = 96.485\ \text{C/mol}\), \(z = 3\)).