Apa itu Elektrolisis?

Dalam Kimia, Elektrolisa adalah fenomena dimana arus listrik mengalir melalui larutan berair dari senyawa ionik, dan mulai mengarahkan ion (partikel bermuatan) dari Senyawa a dua Elektroda, positif (Anoda, menarik anion bermuatan negatif) dan negatif (Katoda, menarik kation bermuatan positif). Fenomena ini diatur oleh hukum Elektrostatika, yang menunjukkan bahwa muatan yang berlawanan menarik satu sama lain.

Elektrolit

Pada tahun 1883, Michael Faraday menemukan bahwa larutan berair dari zat tertentu menghantarkan arus listrik, sedangkan larutan zat lain tidak.

Untuk menguji apakah larutan berair menghantarkan arus listrik atau tidak, Faraday merancang peralatan sederhana yang terdiri dari a Sirkuit DC 110 volt, sebuah lampu, Y dua elektroda logam atau grafit terhubung ke sumber saat ini.

Jika elektroda direndam dalam air, jumlah arus yang mengalir sangat kecil sehingga lampu tidak menyala; hal yang sama berlaku jika mereka dicelupkan ke dalam larutan gula.

Sebaliknya, jika mereka direndam dalam larutan

Natrium Klorida NaCl atau dari Asam klorida HCl, lampu bersinar terang, yang membuktikan bahwa pembubaran adalah konduktor yang sangat baik. Di sisi lain, menggunakan Asam Asetat CH₃COOH pekat, larutan menghantarkan arus dengan buruk, tetapi ketika Asam diencerkan dengan Air H₂Atau, konduktivitas listriknya meningkat.

Selama aliran arus melalui larutan yang berbeda, produk yang berbeda diperoleh pada elektroda.

Dalam studinya tentang Elektrolisis, Faraday menyimpulkan hukum-hukum berikut:

Hukum ke-1: Jumlah zat yang mengalami transformasi kimia dalam elektroda sebanding dengan jumlah listrik yang melewati larutan.

Hukum ke-2: Jika jumlah listrik yang sama dilewatkan melalui larutan yang berbeda, berat zat terurai atau diendapkan pada elektroda yang berbeda sebanding dengan bobot ekuivalen tersebut zat.

Untuk mengutip sebuah contoh:

Diasumsikan bahwa Anda memiliki lima sel elektrolitik yang berbeda. Yang pertama dengan Asam klorida HCl, yang kedua dengan Tembaga Sulfat CuSO₄, yang ketiga dengan Klorida antimon SbCl₃, keempat dengan Stannous Klorida SnCl₂ dan yang kelima dengan Stannic Klorida SnCl₄.

Arus yang sama dilewatkan melalui serangkaian sel elektrolitik, sampai 1.008 gram Hidrogen telah dilepaskan (a Berat setara Hidrogen) dari larutan Asam Klorida, berat (dalam gram) produk lain yang dilepaskan dalam waktu yang sama Mereka:

Itu Berat Setara memiliki nilai Berat Atom Elemen dibagi dengan Valencia Elemen.

Untuk melepaskan Berat yang setara dari item apa pun, Anda perlu 96500 Coulomb. Jumlah listrik ini disebut 1 Faraday.

Satuan Faraday

Ampere didefinisikan sebagai aliran seragam yang mengendapkan 0,001118 gram perak (Ag) dari larutan Perak Nitrat (AgNO₃) dalam satu detik. Karena berat Atom Perak adalah 107,88 g / mol, rasio 107,88 / 0,001118 memberikan jumlah Ampere-detik atau Coulomb listrik yang dibutuhkan untuk menyimpan bahan kimia yang setara dengan Perak. Kuantitas ini adalah 96494 Coulomb (nilai 96500 cukup mendekati untuk perhitungan yang lebih sederhana), dan disebut 1 Faraday Listrik.

Elektroda

Faraday disebut Anoda ke Elektroda Positif, dan Katoda ke Elektroda Negatif. Dia juga menciptakan istilah Anion dan Kation, diterapkan pada zat yang muncul masing-masing di anoda dan di katoda selama Elektrolisis.

Saat ini, definisi lain untuk Elektroda adalah:

Anoda: Elektroda yang di dalamnya terjadi kehilangan elektron atau oksidasi.

Katoda: Elektroda yang di dalamnya terdapat penambahan atau pengurangan elektron.

Elektrolit dan Non Elektrolit

Konduksi arus listrik melalui larutan tidak dijelaskan secara memuaskan sampai tahun 1887, ketika Svante Arrhenius membuat teorinya diketahui. Sebelum mengapresiasi dan memahami teori Arrhenius, terlebih dahulu kita paparkan beberapa fakta yang diketahui sains ketika Arrhenius merumuskannya:

Itu Solusi Non-Elektrolit mereka memiliki sifat yang dapat dihitung dengan menerapkan hukum Raoult. Tekanan uap dan Titik Didih dan Titik Beku yang diamati dari larutan ini praktis sama dengan nilai yang dihitung.

Itu Hukum Raoult menjelaskan bahwa Tekanan Uap setiap Zat terlarut dalam Larutan tergantung pada fraksi molnya sendiri di dalamnya, dikalikan dengan Tekanan Uapnya dalam keadaan murni.

Hukum Raoult gagal ketika diterapkan pada Larutan Elektrolit dalam Air. Variasi tekanan uap dan Titik Didih dan Titik Beku selalu lebih besar dari yang diprediksi oleh hukum di atas, dan, lebih jauh lagi, mereka meningkat saat pengenceran.

Penyimpangan tersebut diwakili oleh nilai i, yang merupakan rasio variasi yang diamati pada titik beku antara variasi yang dihitung pada titik beku:

Nilai i adalah ukuran deviasi dari Hukum Raoult, sama dengan 1 jika tidak ada deviasi.

Konduktivitas listrik Elektrolit

Arrhenius menyelidiki konduktivitas larutan elektrolit berair untuk mengetahui bagaimana konduktivitas bervariasi dengan konsentrasi elektrolit.

Ini mengukur Konduktivitas Molar (yang merupakan Konduktivitas yang sesuai dengan satu mol Elektrolit terlarut; yaitu, konduktivitas spesifik mengacu pada satu mol, dan menemukan bahwa itu meningkat dengan pengenceran.

Arrhenius membandingkan hasilnya dengan pengukuran penyimpangan dari Hukum Raoult, dan menemukan hubungan yang erat antara ini dan konduktivitas molar. Dalam teorinya perilaku elektrolit dijelaskan:

“Molekul Elektrolit berdisosiasi menjadi partikel bermuatan listrik yang disebut ion. Pembubaran tidak lengkap, dan ada keseimbangan antara molekul dan ionnya. Ion-ion menghantarkan arus ketika mereka bergerak di dalam larutan”.

Penyimpangan dari Hukum Raoult disebabkan oleh peningkatan jumlah partikel yang dihasilkan dari disosiasi parsial molekul.

Contoh Elektrolisis

Beberapa larutan yang berperilaku seperti Elektrolit, yaitu memiliki kapasitas untuk Elektrolisis adalah:

Natrium Klorida NaCl

Asam klorida HCl

Natrium Sulfat Na₂SW₄

Asam Sulfat H₂SW₄

Natrium Hidroksida NaOH

Amonium Hidroksida NH3₄Oh

Natrium Karbonat Na₂BERSAMA₃

Natrium Bikarbonat NaHCO₃

Asam nitrat HNO₃

Perak Nitrat AgNO₃

Seng Sulfat ZnSO₄