Sel Elektrolisis & Hukum Faraday — Kimia Kelas 11–12

Setelah ini kamu bisa menjelaskan sel elektrolisis yang mengubah listrik menjadi energi kimia dan menghitung massa endapan menggunakan hukum Faraday.

Sebuah cincin perak kusam dicelupkan ke larutan perak nitrat lalu dialiri listrik dari baterai. Perlahan lapisan perak mengkilap menempel pada cincin. Tidak ada reaksi spontan di sini — justru listrik dari luar yang memaksa reaksi berjalan. Inilah sel elektrolisis, kebalikan sel volta, yang menjadi dasar penyepuhan dan produksi logam. Massa endapan yang terbentuk bisa dihitung lewat hukum Faraday. Bagaimana cara kerjanya? Coba pilah di bawah.

Baca tiap pernyataan, lalu pilah yang merupakan ciri sel elektrolisis, kemudian tekan Periksa.

Kebalikan sel volta

Sel elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik dari luar untuk memaksa reaksi redoks tidak spontan berlangsung. Energi listrik diubah menjadi energi kimia. Karena reaksi dipaksakan, penandaan elektrodanya berbeda: anoda positif (terhubung ke kutub positif sumber) dan katoda negatif (terhubung ke kutub negatif sumber). Walaupun tandanya berbeda dari sel volta, aturan inti tetap sama: anoda tempat oksidasi, katoda tempat reduksi.

Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menggunakan arus listrik dari luar untuk menjalankan reaksi redoks tidak spontan. Hukum Faraday menyatakan bahwa massa zat yang terbentuk di elektroda sebanding dengan muatan listrik yang mengalir.

Pasangkan komponen elektrolisis dengan perannya.

Penandaan elektroda

Banyak yang tertukar antara penandaan elektroda sel elektrolisis dan sel volta. Pada elektrolisis, sumber arus luar menentukan tanda: anoda terhubung ke kutub positif sumber, katoda ke kutub negatif. Tapi ingat, definisi berdasarkan reaksi tidak berubah — oksidasi tetap di anoda, reduksi tetap di katoda. Penandaan positif-negatif hanya memantau bagaimana elektroda terhubung ke sumber.

Sorot ciri sel elektrolisis.

Hukum Faraday

Massa zat yang mengendap di elektroda sebanding dengan muatan listrik yang mengalir. Rumus: $m = \frac{M \cdot I \cdot t}{n \cdot F}$ . Di sini $m$ massa (g), $M$ massa molar, $I$ kuat arus (A), $t$ waktu (s), $n$ jumlah elektron per ion, dan $F$ konstanta Faraday (96.485 C/mol). Makin lama dan makin kuat arusnya, makin banyak endapan yang terbentuk.

Susun langkah menghitung massa Faraday.

Bayangkan elektrolisis seperti pompa air yang dipaksa berjalan berlawanan arus. Di sel volta air mengalir sendiri (spontan); di elektrolisis pompa listrik mendorong air naik (tidak spontan). Setiap elektron yang dipompa membawa satu “bata” muatan. Jumlah bata menentukan berapa banyak zat yang menumpuk di katoda — itulah hukum Faraday: makin banyak bata muatan, makin tebal endapannya.

Coba dulu di kertas, baru buka.

Soal. Arus 2 A mengalir selama 9.650 s dalam larutan $CuSO_4$ (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, $M = 63{,}5$ g/mol). Berapa massa tembaga yang mengendap? ( $F = 96.485$ C/mol)

$Q = I \times t = 2 \times 9.650 = 19.300$ C.

Mol Cu = $Q / (n \times F) = 19.300 / (2 \times 96.485) \approx 0{,}10$ mol. Massa = $0{,}10 \times 63{,}5 \approx 6{,}35$ g.

Jebakan: menganggap penandaan elektroda sama dengan sel volta. Yang benar: pada sel elektrolisis anoda positif dan katoda negatif (mengikuti sumber arus), kebalikan dari sel volta. Tetapi aturan reaksi tidak berubah: anoda selalu oksidasi, katoda selalu reduksi.

Jebakan: salah mengonversi waktu menit ke detik dalam hukum Faraday. Yang benar: rumus memakai waktu dalam detik (Q = I·t dengan t dalam s). Bila soal memberi menit atau jam, konversi dulu ke detik sebelum menghitung.

Elektrolisis: ubah listrik jadi energi kimia (reaksi tidak spontan).
Memerlukan sumber arus luar.
Anoda positif (oksidasi), katoda negatif (reduksi).
Hukum Faraday: m = (M·I·t)/(n·F).
Massa sebanding dengan muatan listrik.