Elektrolisis: Prinsip, Jenis, Reaksi, dan Aplikasinya dalam Industri dan Energi Terbarukan

 

Pengertian Elektrolisis

Elektrolisis adalah proses pemecahan senyawa kimia menjadi unsur-unsurnya dengan menggunakan arus listrik searah (DC). Proses ini termasuk dalam kategori reaksi redoks tak spontan, yaitu reaksi oksidasi dan reduksi yang hanya dapat terjadi jika diberikan energi eksternal dalam bentuk listrik. Elektrolisis sering terjadi dalam larutan atau lelehan elektrolit, yaitu zat yang mengandung ion-ion bebas yang dapat bergerak dan menghantarkan arus listrik.

Secara sederhana, elektrolisis terjadi ketika dua elektroda (katoda dan anoda) dimasukkan ke dalam larutan atau lelehan elektrolit, lalu arus listrik dialirkan melalui keduanya. Ion-ion dalam larutan akan bergerak: kation (ion bermuatan positif) menuju elektroda negatif (katoda) untuk menerima elektron dan mengalami reduksi, sedangkan anion (ion bermuatan negatif) menuju elektroda positif (anoda) untuk melepaskan elektron dan mengalami oksidasi. Inilah mengapa elektrolisis disebut juga sebagai proses redoks.

Perbedaan Elektrolisis dan Reaksi Redoks Spontan

Elektrolisis berbeda dengan reaksi redoks yang terjadi secara spontan, seperti pada sel volta atau baterai. Dalam sel volta, energi kimia diubah menjadi energi listrik karena reaksi redoks berlangsung secara alami, tanpa memerlukan energi dari luar. Sebaliknya, dalam elektrolisis, reaksi redoks tidak terjadi secara alami dan memerlukan arus listrik eksternal agar dapat berlangsung.

Sebagai ilustrasi, pada baterai, arus listrik mengalir karena reaksi kimia yang terjadi dengan sendirinya. Namun dalam elektrolisis, kita justru mengalirkan arus listrik dari luar agar reaksi kimia terjadi. Karena itu, elektrolisis sering digunakan dalam proses-proses industri yang memerlukan pemisahan unsur atau pembuatan zat kimia tertentu, seperti dalam pemurnian logam atau produksi gas hidrogen.

Hubungan Antara Arus Listrik dan Pemecahan Senyawa Kimia

Arus listrik yang dialirkan dalam proses elektrolisis memiliki fungsi utama untuk mendorong terjadinya reaksi kimia. Ketika arus listrik mengalir melalui larutan elektrolit, ion-ion dalam larutan tersebut akan bergerak menuju elektroda dengan muatan yang berlawanan. Ion positif bergerak ke katoda (elektroda negatif), sedangkan ion negatif bergerak ke anoda (elektroda positif). Di masing-masing elektroda, ion-ion tersebut akan mengalami reaksi kimia yang menghasilkan zat baru.

Contohnya, dalam elektrolisis air (dengan penambahan sedikit asam atau basa), arus listrik akan memecah molekul air (H₂O) menjadi gas hidrogen (H₂) di katoda dan gas oksigen (O₂) di anoda. Reaksi ini membutuhkan energi karena molekul air sangat stabil, sehingga pemecahannya tidak bisa terjadi secara spontan.

Dengan demikian, elektrolisis adalah contoh nyata bagaimana energi listrik dapat diubah menjadi energi kimia. Hubungan antara arus listrik dan reaksi kimia inilah yang menjadi dasar pemanfaatan elektrolisis dalam berbagai bidang, seperti elektroplating, elektrosintesis, produksi gas industri, dan pemurnian logam.

Prinsip Dasar Elektrolisis

Proses elektrolisis bekerja berdasarkan prinsip reaksi redoks yang dipicu oleh arus listrik eksternal. Dalam sistem ini, zat kimia yang tidak dapat bereaksi secara spontan akan dipaksa untuk mengalami reaksi oksidasi dan reduksi melalui penghantaran arus listrik searah (DC) ke dalam elektrolit, baik berupa larutan maupun lelehan. Prinsip utama dari elektrolisis melibatkan elektroda, elektrolit, dan pergerakan ion yang saling berinteraksi dalam sistem elektrokimia.

Elektroda: Anoda dan Katoda

Elektroda adalah penghantar listrik yang dimasukkan ke dalam elektrolit dan dihubungkan ke sumber arus listrik. Ada dua jenis elektroda dalam sistem elektrolisis:

• Anoda adalah elektroda positif, yang menarik anion (ion bermuatan negatif). Di anoda, terjadi reaksi oksidasi, yaitu pelepasan elektron oleh anion.

• Katoda adalah elektroda negatif, yang menarik kation (ion bermuatan positif). Di katoda, terjadi reaksi reduksi, yaitu penerimaan elektron oleh kation.

Sebagai contoh, jika elektrolisis dilakukan pada larutan tembaga(II) sulfat (CuSO₄), maka ion Cu²⁺ akan menuju katoda dan mengalami reduksi menjadi logam tembaga (Cu), sedangkan ion SO₄²⁻ atau air akan terlibat dalam reaksi oksidasi di anoda.

Peran Elektrolit

Elektrolit adalah zat penghantar listrik yang mengalami ionisasi atau sudah dalam bentuk ion, dan bisa berbentuk:

• Larutan elektrolit: Seperti larutan garam, asam, atau basa dalam air.

• Lelehan elektrolit: Seperti lelehan NaCl murni, yang hanya dapat digunakan pada suhu tinggi.

Elektrolit menyediakan ion bebas (kation dan anion) yang dapat bergerak di dalam medium cair. Tanpa ion-ion ini, arus listrik tidak akan bisa mengalir melalui sistem. Elektrolit bertindak sebagai jembatan ionik yang memungkinkan terjadinya reaksi redoks di elektroda.

Contoh larutan elektrolit yang umum digunakan dalam praktikum elektrolisis adalah larutan garam dapur (NaCl) yang dapat menghasilkan gas klorin dan natrium hidroksida setelah reaksi.

Proses Perpindahan Ion Menuju Elektroda

Ketika arus listrik mengalir, ion-ion dalam larutan akan bergerak sesuai muatannya:

• Kation (ion bermuatan positif) akan bergerak ke arah katoda untuk mendapatkan elektron dan mengalami reduksi.

• Anion (ion bermuatan negatif) akan bergerak ke arah anoda untuk melepaskan elektron dan mengalami oksidasi.

Contoh sederhana adalah elektrolisis air:

• Ion H⁺ dari air bergerak ke katoda dan direduksi menjadi gas hidrogen (H₂).

• Ion OH⁻ dari air bergerak ke anoda dan dioksidasi menjadi gas oksigen (O₂) dan air.

Perpindahan ion ini adalah kunci utama dalam proses elektrolisis, karena memungkinkan reaksi redoks berlangsung di elektroda. Semakin besar arus listrik yang digunakan, semakin cepat reaksi elektrolisis terjadi, tergantung juga pada konsentrasi elektrolit dan jenis elektroda.

Dengan memahami prinsip dasar ini, kita bisa melihat bahwa elektrolisis bukan hanya proses fisik biasa, tetapi juga sistem kimia yang dikendalikan oleh hukum-hukum listrik dan reaksi redoks yang kompleks. Prinsip ini menjadi dasar dalam banyak aplikasi industri dan laboratorium, seperti elektroplating, pemurnian logam, dan produksi senyawa kimia tertentu.

Jenis-jenis Elektrolisis

Proses elektrolisis dapat dibedakan berdasarkan bentuk medium elektrolit yang digunakan. Secara umum, ada tiga jenis utama elektrolisis yang sering dijumpai dalam bidang kimia dan industri, yaitu: elektrolisis larutan, elektrolisis lelehan, dan elektrolisis air. Masing-masing memiliki karakteristik dan reaksi khas sesuai dengan kondisi ionik serta jenis senyawa yang terlibat.

1. Elektrolisis Larutan

Elektrolisis larutan terjadi ketika elektrolit dilarutkan dalam air, membentuk larutan yang mengandung ion-ion bebas. Air sebagai pelarut juga dapat terlibat dalam reaksi karena memiliki kemampuan untuk mengionisasi sebagian menjadi ion H⁺ dan OH⁻.

Contoh paling umum adalah elektrolisis larutan NaCl (garam dapur):

• Larutan NaCl dalam air mengandung ion Na⁺, Cl⁻, serta ion-ion dari air (H⁺ dan OH⁻).

• Di katoda (elektroda negatif), terjadi persaingan antara Na⁺ dan H⁺. Karena H⁺ lebih mudah direduksi, maka:

  $$2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2 (gas)$$

• Di anoda (elektroda positif), Cl⁻ dioksidasi menjadi gas klorin:

  $$2Cl^- \rightarrow Cl_2 (gas) + 2e^-$$

Hasil akhir: gas hidrogen di katoda, gas klorin di anoda, dan larutan tersisa mengandung NaOH.

Elektrolisis larutan sering digunakan dalam industri, seperti pada proses chlor-alkali untuk menghasilkan gas klorin, natrium hidroksida, dan hidrogen.

2. Elektrolisis Lelehan

Elektrolisis lelehan dilakukan pada senyawa ionik dalam bentuk cair atau lelehannya (bukan dalam air). Jenis ini biasanya dilakukan pada suhu tinggi, karena senyawa tersebut harus dilelehkan agar ion-ionnya bebas bergerak.

Contoh klasik: lelehan NaCl murni (bukan larutan).

• Dalam lelehan NaCl, hanya terdapat ion Na⁺ dan Cl⁻.

• Di katoda: ion Na⁺ direduksi menjadi logam natrium:

  $$Na^+ + e^- \rightarrow Na (logam)$$

• Di anoda: ion Cl⁻ dioksidasi menjadi gas klorin:

  $$2Cl^- \rightarrow Cl_2 (gas) + 2e^-$$

Elektrolisis lelehan banyak digunakan dalam industri metalurgi, seperti dalam produksi logam natrium, aluminium (dari Al₂O₃), dan logam-logam lain yang reaktif dan sulit diperoleh melalui cara reduksi biasa.

3. Elektrolisis Air

Elektrolisis air murni tanpa tambahan elektrolit hampir tidak dapat berlangsung karena air sangat sedikit mengion. Oleh karena itu, diperlukan penambahan sedikit asam atau basa agar air cukup menghantarkan listrik.

Dalam elektrolisis air dengan elektrolit (misalnya H₂SO₄):

• Di katoda: ion H⁺ direduksi menjadi gas hidrogen:

  $$2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2 (gas)$$

• Di anoda: ion OH⁻ dioksidasi menjadi gas oksigen dan air:

  $$4OH^- \rightarrow O_2 (gas) + 2H_2O + 4e^-$$

Perbandingan volume gas yang dihasilkan adalah 2:1 (H₂ lebih banyak dibanding O₂). Reaksi ini sangat penting dalam konteks energi masa depan, seperti produksi hidrogen hijau dari air menggunakan listrik dari sumber terbarukan.

Ketiga jenis elektrolisis ini memiliki penerapan luas di berbagai bidang—dari industri kimia dan metalurgi, hingga pengembangan energi bersih. Memahami perbedaan dan prinsip kerjanya adalah dasar penting dalam penguasaan elektrokimia.

Reaksi Kimia pada Elektrolisis

Dalam proses elektrolisis, reaksi kimia yang terjadi merupakan reaksi redoks tak spontan yang dipicu oleh arus listrik eksternal. Reaksi ini berlangsung secara terpisah di dua elektroda: reaksi reduksi di katoda dan reaksi oksidasi di anoda. Setiap jenis ion yang terdapat dalam larutan atau lelehan akan mengalami reaksi yang berbeda tergantung pada potensial elektrodanya dan jenis elektrolit yang digunakan.

Reaksi Reduksi di Katoda

Katoda adalah elektroda bermuatan negatif yang menarik kation (ion bermuatan positif). Di sinilah terjadi proses reduksi, yaitu penangkapan elektron oleh kation.

Contoh:

• Pada elektrolisis larutan CuSO₄ (tembaga(II) sulfat):

  $$Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu (s)$$

  Ion tembaga (Cu²⁺) mendapatkan dua elektron dan membentuk logam tembaga yang akan mengendap di katoda.

• Pada elektrolisis air (dengan H₂SO₄):

  $$2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2 (g)$$

  Ion hidrogen direduksi menjadi gas hidrogen.

Pemilihan ion mana yang mengalami reduksi bergantung pada nilai potensial reduksi standar. Ion dengan potensial reduksi lebih tinggi akan lebih mudah direduksi.

Reaksi Oksidasi di Anoda

Anoda adalah elektroda bermuatan positif yang menarik anion (ion bermuatan negatif). Di sini terjadi proses oksidasi, yaitu pelepasan elektron oleh anion.

Contoh:

• Pada elektrolisis larutan CuSO₄, jika elektroda terbuat dari karbon (inert), maka air akan teroksidasi:

  $$2H_2O \rightarrow O_2 (g) + 4H^+ + 4e^-$$

• Namun jika anoda terbuat dari tembaga aktif, maka:

  $$Cu (s) \rightarrow Cu^{2+} + 2e^-$$

  Logam tembaga teroksidasi dan larut sebagai ion Cu²⁺.

• Pada elektrolisis larutan NaCl:

  $$2Cl- Cl2 (g) + 2e-$$

  Ion klorida dioksidasi menjadi gas klorin.

Penulisan Reaksi Setengah Sel dan Reaksi Total

Reaksi elektrolisis biasanya ditulis dalam bentuk reaksi setengah sel (half-cell reaction), yaitu reaksi yang terjadi secara terpisah di masing-masing elektroda. Kemudian, kedua reaksi tersebut digabungkan menjadi reaksi total elektrolisis.

Contoh: Elektrolisis larutan CuSO₄ dengan elektroda karbon

• Katoda (reduksi):

  $$Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu (s)$$

• Anoda (oksidasi):

  $$2H_2O \rightarrow O_2 (g) + 4H+ + 4e-$$

• Reaksi total (setelah disetarakan jumlah elektron):

  $$2Cu2+ + 2H_2O  2Cu (s) + O_2 (g) + 4H^+$$

Contoh: Elektrolisis air dengan H₂SO₄ sebagai elektrolit

• Katoda:

  $$2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2 (g)$$

• Anoda:

  $$2H_2O \rightarrow O_2 (g) + 4H^+ + 4e^-$$

• Reaksi total:

  $$2H_2O \rightarrow 2H_2 (g) + O_2 (g)$$

Menulis reaksi setengah sel sangat penting dalam memahami bagaimana elektrolisis bekerja secara kimiawi. Dengan menyeimbangkan jumlah elektron yang terlibat, kita bisa menentukan efisiensi, kebutuhan energi, dan hasil reaksi secara kuantitatif.

Hukum Faraday tentang Elektrolisis

Michael Faraday, seorang ilmuwan Inggris, merumuskan dua hukum dasar elektrolisis pada tahun 1834 berdasarkan eksperimen-eksperimen yang ia lakukan. Kedua hukum ini menjelaskan hubungan kuantitatif antara jumlah listrik yang digunakan dan jumlah zat yang diendapkan atau dibebaskan di elektroda selama proses elektrolisis.

Hukum Faraday I

Bunyi Hukum Faraday I:

Massa zat yang diendapkan atau dibebaskan pada elektroda selama elektrolisis sebanding dengan jumlah muatan listrik (Q) yang dialirkan ke dalam larutan.

Secara matematis:

$$m = Q M n  F$$

Keterangan:

• $m$ = massa zat yang diendapkan (gram)

• $Q$ = jumlah muatan listrik (Coulomb)

• $M$ = massa molar zat (g/mol)

• $n$ = jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi

• $F$ = konstanta Faraday (96.500 C/mol e⁻)

    Karena    $=$ maka rumus juga dapat ditulis sebagai:

$$\mathrm{<span> \; </span><span> \; </span><span> \; </span><span> \; </span><span> \; </span>}$$​       m=I⋅t⋅M⋅/n.F

Hukum Faraday II

Bunyi Hukum Faraday II:

Jika jumlah muatan listrik yang sama digunakan untuk mengalirkan arus ke dalam beberapa elektrolit yang berbeda, maka massa zat yang diendapkan sebanding dengan massa ekivalen (M/n) masing-masing zat.

Artinya, dalam sistem elektrolisis yang paralel atau berturut-turut dengan jumlah arus dan waktu sama, perbandingan massa zat yang diendapkan tergantung pada massa molar dan jumlah elektronnya.

Contoh Soal dan Penyelesaian

Soal:

Berapa gram tembaga (Cu) yang akan diendapkan pada katoda jika arus sebesar 2 ampere dialirkan selama 30 menit dalam larutan CuSO₄?

(Relatif atom massa Cu = 63,5 g/mol, dan Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu)

Langkah-langkah penyelesaian:

1. Hitung jumlah muatan listrik:

$$\mathrm{<span> \; </span><span> \; </span><span> \; </span>Q}=I\cdot \mathrm{t }=2\text{A}\times (30\times 60)\text{s}=3600\text{C}$$

2. Gunakan rumus Faraday:

                                           m =     Q .M/n. F​

$$m = \frac{Q \cdot M}{n \cdot F}$$

$$\mathrm{<span\; style="font-family:\; verdana;">m <span\; style="font-size:\; large;">=</span></span>}\frac{3600\cdot 63,5}{2\cdot 96500\mathrm{<span> \; </span>}}$$$$m = \frac{228600}{193000} \approx 1,184 \, \text{gram}$$

                                         m = 1,184gram

 Sekitar 1,184 gram tembaga akan diendapkan di katoda.

Hukum Faraday membantu kita memahami seberapa banyak zat yang terbentuk atau larut dalam proses elektrolisis berdasarkan jumlah arus dan waktu. Rumusnya sangat penting dalam perhitungan massa logam hasil plating, pemurnian logam, atau produksi gas dari elektrolisis.

Dengan penerapan hukum ini, kita bisa memperkirakan kebutuhan energi dalam skala industri dan mengontrol proses elektrolisis secara efisien.

Aplikasi Elektrolisis dalam Kehidupan Nyata

Elektrolisis bukan hanya konsep teoritis dalam kimia, tetapi juga memiliki banyak aplikasi penting di dunia nyata, terutama di bidang industri, teknologi material, energi, dan analisis laboratorium. Pemanfaatannya didasarkan pada kemampuan untuk mengubah energi listrik menjadi reaksi kimia, yang memungkinkan pemisahan atau pembentukan zat tertentu secara efisien dan terkendali.

1. Industri: Produksi Aluminium dan Pemurnian Logam

Salah satu aplikasi elektrolisis paling penting adalah dalam produksi logam dari bijihnya, terutama logam-logam yang sangat reaktif seperti aluminium (Al).

• Produksi aluminium dilakukan melalui proses Hall-Héroult, yaitu elektrolisis lelehan aluminium oksida (Al₂O₃) dalam kriolit (Na₃AlF₆) sebagai pelarut. Di katoda terbentuk logam aluminium, dan di anoda terbentuk gas oksigen.

  Reaksi total:

  $$2Al_2O_3 \rightarrow 4Al + 3O_2$$

• Selain itu, pemurnian logam seperti tembaga (Cu) juga dilakukan dengan elektrolisis. Dalam pemurnian tembaga, anoda berupa tembaga kotor dan katoda berupa tembaga murni. Ion Cu²⁺ larut dari anoda dan mengendap sebagai tembaga murni di katoda.

2. Elektroplating: Pelapisan Logam Mulia

Elektroplating adalah proses pelapisan suatu logam dengan logam lain menggunakan teknik elektrolisis. Tujuannya bisa untuk meningkatkan penampilan, mencegah korosi, atau meningkatkan daya tahan.

Contoh aplikasi:

• Pelapisan perhiasan logam biasa dengan emas atau perak agar tampak lebih menarik dan tahan lama.

• Pelapisan komponen logam industri seperti baut, mur, atau peralatan medis dengan krom atau nikel agar tahan karat.

Dalam proses ini:

• Benda yang akan dilapisi dipasang sebagai katoda.

• Logam pelapis dipasang sebagai anoda.

• Elektrolit mengandung ion dari logam pelapis, misalnya larutan AgNO₃ untuk pelapisan perak.

3. Analisis Kimia: Gravimetri Elektrolitik

Elektrolisis juga digunakan dalam analisis kuantitatif kimia, salah satunya melalui gravimetri elektrolitik. Teknik ini digunakan untuk menentukan massa suatu unsur dalam larutan dengan cara mengendapkannya di elektroda, lalu menimbang massa endapan tersebut.

Contoh:

• Menentukan kadar tembaga dalam suatu sampel dengan mengendapkan tembaga di katoda dan menimbang hasilnya.

Metode ini sangat akurat dan sering digunakan dalam laboratorium analisis kimia industri dan lingkungan.

4. Produksi Gas: Hidrogen dan Oksigen dari Air

Salah satu aplikasi paling potensial dari elektrolisis dalam era energi bersih adalah elektrolisis air untuk menghasilkan gas hidrogen (H₂) dan oksigen (O₂).

• Di katoda:

  $$2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH^-$$

• Di anoda:

  $$2H_2O \rightarrow O_2 + 4H^+ + 4e^-$$

Gas hidrogen yang dihasilkan dapat digunakan sebagai bahan bakar ramah lingkungan dalam fuel cell atau disimpan sebagai energi cadangan. Proses ini menjadi kunci utama dalam pengembangan hidrogen hijau, yaitu hidrogen yang diproduksi dari air dengan listrik yang berasal dari energi terbarukan seperti surya dan angin.

Elektrolisis memiliki peran besar dalam dunia industri, teknologi, dan lingkungan. Dari produksi logam, pelapisan permukaan, analisis laboratorium, hingga energi terbarukan, elektrolisis terus menjadi teknologi penting yang mendukung kemajuan peradaban modern secara ilmiah dan ekonomis.

Faktor-faktor yang Mempengaruhi Elektrolisis

Proses elektrolisis tidak hanya bergantung pada keberadaan elektrolit dan arus listrik saja, tetapi juga dipengaruhi oleh berbagai faktor fisik dan kimia yang menentukan efisiensi, jenis produk, dan kecepatan reaksi yang terjadi pada elektroda. Memahami faktor-faktor ini sangat penting, baik dalam skala laboratorium maupun industri, agar hasil elektrolisis optimal dan terkendali.

Berikut ini adalah beberapa faktor utama yang mempengaruhi jalannya proses elektrolisis:

1. Jenis Elektrolit dan Konsentrasinya

Jenis elektrolit yang digunakan menentukan jenis ion yang tersedia dalam larutan dan reaksi kimia yang akan terjadi di elektroda. Misalnya:

• Elektrolit NaCl akan menghasilkan ion Na⁺ dan Cl⁻.

• Elektrolit CuSO₄ menghasilkan ion Cu²⁺ dan SO₄²⁻.

Konsentrasi elektrolit juga berperan penting. Dalam larutan campuran, seperti NaCl dalam air, terdapat kompetisi antara ion Cl⁻ dan ion OH⁻ untuk dioksidasi di anoda. Jika konsentrasi Cl⁻ cukup tinggi, maka gas klorin (Cl₂) akan terbentuk. Namun, jika Cl⁻ sangat encer, kemungkinan yang teroksidasi justru OH⁻ dari air (menghasilkan O₂). Jadi, perubahan jenis atau konsentrasi elektrolit dapat mengubah produk elektrolisis secara signifikan.

2. Bahan Elektroda

Elektroda inert seperti platinum (Pt) atau grafit hanya berfungsi sebagai penghantar elektron dan tidak ikut bereaksi secara kimia. Namun, elektroda yang aktif atau larut (seperti elektroda tembaga dalam larutan CuSO₄) dapat berpartisipasi langsung dalam reaksi elektrokimia.

Contoh:

• Jika anoda terbuat dari tembaga, maka tembaga dapat larut:

  $$Cu(s)  Cu{2+} + 2e^-$$

• Tetapi jika anoda terbuat dari grafit, maka kemungkinan yang teroksidasi adalah air atau ion dari elektrolit.

Dengan demikian, pemilihan elektroda sangat menentukan hasil akhir elektrolisis.

3. Kuat Arus Listrik dan Waktu

Arus listrik (I) mempengaruhi jumlah elektron yang mengalir dalam satuan waktu. Semakin besar arus, semakin banyak elektron yang tersedia untuk reaksi reduksi dan oksidasi, sehingga semakin banyak zat yang diendapkan atau dibebaskan. Waktu (t) juga penting karena reaksi elektrolisis terjadi secara kumulatif terhadap waktu. Produk elektrolisis meningkat seiring lamanya arus dialirkan.

Jumlah muatan listrik (Q) dihitung dengan rumus:

$$Q = I \cdot t$$

Kuantitas ini akan menentukan berapa gram zat yang dihasilkan melalui hukum Faraday.

4. Tegangan Minimum (Potensial Dekomposisi)

Setiap reaksi elektrolisis memiliki nilai tegangan minimum yang disebut potensial dekomposisi, yaitu tegangan minimum yang dibutuhkan untuk memulai reaksi kimia.

Jika tegangan yang diberikan lebih rendah dari potensial dekomposisi, maka elektrolisis tidak akan terjadi. Sebaliknya, jika tegangan terlalu tinggi, dapat menyebabkan reaksi samping atau kerusakan elektroda.

Contoh:

• Elektrolisis air membutuhkan tegangan minimum sekitar 1,23 volt, tetapi dalam praktik sering digunakan tegangan lebih tinggi (misalnya 1,8–2,0 volt) untuk mengatasi hambatan sistemik.

Proses elektrolisis dipengaruhi oleh berbagai faktor, mulai dari sifat larutan, jenis elektroda, hingga kekuatan arus dan tegangan. Memahami dan mengontrol faktor-faktor ini sangat penting agar hasil elektrolisis sesuai dengan yang diharapkan, baik dari segi produktivitas, efisiensi energi, maupun selektivitas produk.

Elektrolisis dalam Konteks Energi Terbarukan

Elektrolisis, proses pemecahan senyawa menggunakan arus listrik, kini menjadi perhatian utama dalam pengembangan energi bersih dan berkelanjutan. Teknologi ini memainkan peran penting dalam upaya global mengurangi ketergantungan pada bahan bakar fosil, terutama melalui produksi hidrogen hijau dan integrasinya dalam sistem fuel cell untuk pembangkitan energi ramah lingkungan.

Elektrolisis Air untuk Menghasilkan Hidrogen Hijau

Salah satu aplikasi paling menjanjikan dari elektrolisis dalam energi terbarukan adalah produksi hidrogen hijau. Dalam proses ini, air (H₂O) diuraikan menjadi gas hidrogen (H₂) dan oksigen (O₂) dengan menggunakan listrik dari sumber energi terbarukan, seperti tenaga surya atau angin. Reaksinya adalah sebagai berikut:

• Reaksi Katoda (reduksi):

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

• Reaksi Anoda (oksidasi):

  $$2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻$$

• Reaksi Total:

  $$2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)$$

Hidrogen yang dihasilkan dari proses ini disebut hidrogen hijau karena tidak menghasilkan emisi karbon selama proses produksinya, berbeda dengan hidrogen abu-abu atau biru yang berasal dari reformasi gas alam dan tetap melibatkan emisi CO₂.

Hidrogen hijau menjadi bahan bakar masa depan yang dapat digunakan dalam berbagai sektor, termasuk transportasi (seperti mobil hidrogen), industri berat, dan pembangkit listrik. Karena sifatnya yang bersih dan efisien, hidrogen hijau menjadi salah satu pilar penting dalam strategi dekarbonisasi global.

Peran Elektrolisis dalam Fuel Cell dan Teknologi Energi Bersih

Elektrolisis tidak hanya menghasilkan bahan bakar, tetapi juga mendukung teknologi fuel cell (sel bahan bakar), di mana gas hidrogen digunakan untuk menghasilkan listrik secara efisien tanpa emisi polutan. Dalam sistem ini, hidrogen bereaksi dengan oksigen di dalam sel bahan bakar untuk menghasilkan listrik, air, dan panas.

• Reaksi dalam Fuel Cell:

  $$2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) + energi (listrik + panas)$$

Teknologi ini sangat potensial untuk digunakan dalam kendaraan listrik berbasis hidrogen, sistem penyimpanan energi skala besar, serta pembangkit energi portabel dan off-grid. Dalam konteks energi terbarukan, fuel cell dapat menjadi solusi penting untuk menyimpan dan mengubah energi dari sumber tidak stabil seperti matahari dan angin menjadi energi yang dapat digunakan kapan saja.

Elektrolisis kini tidak lagi hanya menjadi konsep laboratorium, tetapi telah berkembang menjadi teknologi vital dalam transisi energi global menuju sumber yang bersih dan terbarukan. Dengan kemajuan teknologi elektroliser dan ketersediaan listrik hijau yang meningkat, elektrolisis membuka jalan bagi masa depan energi yang berkelanjutan, rendah karbon, dan ramah lingkungan.