ELEKTROLISIS DAN ELEKTROKIMIA

1. Elektrolisis
Elektrolisis adalah peristiwa penguraian elektrolit oleh arus listrik searah dengan menggunakan dua macam elektroda. Elektroda tersebut adalah katoda (elektroda yang dihubungkan dengan kutub negatif) dan anoda (elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif). Tempat dimana elektrolisis berlangsung disebut sel eletrolisis. Sel itu terdiri atas leburan atau larutan elektrolit yaitu zat yang dapat menghantar listrik dan dua elektroda yang dihubungkan dengan sumber arus listrik seperti battery atau power supply. Jika arus listrik dialirkan akan terjadi reaksi kimia pada eketroda-elektrodanya. Dalam hal ini ion-ion positif berpindah ke arah elektroda negatif ( katoda ) yang dihubungkan dengan kutub negatif, sumber arus dan ion-ion negatif bergerak ke arah elektroda positif ( anoda ) yang dihubungkan dengan kutub positif sumber arus.

Molekul air dapat diuraikan menjadi unsur-unsur asalnya dengan mengalirinya arus listrik. Proses ini disebut elektrolisis air. Pada katoda, dua molekul air bereaksi dengan menangkap dua elektron, tereduksi menjadi gas H2 dan ion hidrokida (OH-). Sementara itu pada anoda, dua molekul air lain terurai menjadi gas oksigen (O2), melepaskan 4 ion H+ serta mengalirkan elektron ke katoda. Ion H+ dan OH- mengalami netralisasi sehingga terbentuk kembali beberapa molekul air. Pada anoda terjadi reaksi oksidasi, yaitu anion (ion negatif) ditarik oleh anoda dan jumlah elektronnya berkurang sehingga bilangan oksidasinya bertambah.
a. Ion OH ¯ dioksidasi menjadi H2O dan O2. Reaksinya:
4OH ¯ (aq) → 2H2O ( l ) + O2 (g) + 4e¯
b. Ion sisa asam yang mengandung oksigen (misalnya NO3¯, SO42¯) tidak dioksidasi, yang dioksidasi air. Reaksinya:
2H2O ( l ) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e¯
Pada katoda terjadi reaksi reduksi, yaitu kation (ion positif) ditarik oleh katoda dan menerima tambahan elektron, sehingga bilangan oksidasinya berkurang.
a. Ion H+ direduksi menjadi H2. Reaksinya:
2H+ (aq) + 2e¯ → H2 (g)
b. Ion logam alkali (IA) dan alkali tanah (IIA) tidak direduksi, yang direduksi air.
2H2O (aq) + 2e¯ → H2 (g) + 2OH ¯ (aq)
Gas hidrogen dan oksigen yang dihasilkan dari reaksi ini membentuk gelembung pada elektroda dan dapat dikumpulkan. Prinsip ini kemudian dimanfaatkan untuk menghasilkan hidrogen dan hidrogen peroksida (H2O2) yang dapat digunakan sebagai bahan bakar kendaraan hidrogen.

2. Elektrokimia
Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.
Ada 2 jenis sel elektrokimia: (1) Sel yang melakukan kerja dengan melepaskan energi dari reaksi spontan pada elemen yang dijadikan sumber arus listrik dan perpindahan electron dalam larutan elektrolit, (2) sel yang melakukan kerja dengan menyerap energi dari sumber listrik untuk menggerakkan reaksi non spontan.

Setengah Reaksi dan Sel Elektrokimia
Sel elektrokimia baik yang melepas atau menyerap energi selalu melibatkan perpindahan elektron-elektron dari satu senyawa ke senyawa yang lain dalam suatu reaksi oksidasi reduksi.
Oksidasi adalah hilangnya elektron sedangkan reduksi diperolehnya elektron
Zat pengoksidasi adalah elemen yang melakukan oksidasi, mengambil elektron dari zat yang teroksidasi. Zat pereduksi adalah elemen yang melakukan reduksi yang memberikan elektron kepada zat tereduksi.
Setelah reaksi, zat teroksidasi memiliki bilangan oksidasi lebih tinggi sedangkan zat tereduksi memiliki bilangan oksidasi lebih rendah. Untuk menyeimbangkan persamaan Redoks, bagi reaksi menjadi dua buah setengah reaksi masing-masing yang mengalami oksidasi dan reduksi.
Seimbangkan atom dan muatan pada masing-masing reaksi
- Mula-mula atom selain O dan H, kemudian O lalu terakhir H
- Muatan diseimbangkan dengan menambah elektron (e) disebelah kiri untuk setengah reaksi reduksi dan disebelah kanan untuk setengah reaksi oksidasi.
Kalikan masing-masing setengah reaksi dengan bilangan bulat untuk menyeimbangkan jumlah e yang diperoleh reduksi sama dengan elektron yang dilepas oksidasi, jumlahkan kedua buah setengah reaksi tersebut, dan periksa apakah atom dan muatan sudah seimbang.
Reaksi Redoks suasana asam
Cr2O72-(aq) + I-(aq) -> Cr3+(aq) + I2(s) (lar asam)
Mula-mula bagi reaksi menjadi dua buah setengah reaksi reduksi dan oksidasi
Seimbangkan atom dan muatan dimasing-masing setengah reaksi
- Seimbangkan jumlah atom Cr
- Seimbangkan O dengan menambahkan H2O
- Seimbangkan H dengan menambahkan ion H+
- Seimbangkan muatan dengan menambah elektron
- Begitupun dengan setengah reaksi oksidasi
Kalikan masing-masing setengah reaksi agar jumlah e sama, jumlahkan kedua buah setengah reaksi tersebut menjadi overall, dan periksa jumlah atom dan muatan.
Untuk reaksi suasana basa setelah langkah ke4 tambahkan ion OH- dengan jumlah sama dengan ion H+.

Sel Volta dan Sel Elektrolisa
Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G <> 0) yaitu lingkungan melakukan kerja terhadap sistem. Sel Volta dan Sel Elektrolisa menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan.

Potensial Sel (Esel)
Sel volta menjadikan perubahan energi bebas reaksi spontan menjadi energi listrik, energi listrik ini berbanding lurus dengan beda potensial antara kedua elektroda (voltase) atau disebut juga potensial sel (Esel) atau gaya electromotive (emf). Untuk proses spontan Esel > 0, semakin positif Esel semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh sel. Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C. Potensial sel sangat dipengaruhi oleh suhu dan konsentrasi, oleh karena itu potensial sel standar diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm untuk gas, 1 M untuk larutan dan padatan murni untuk solid).


Potensial Elektroda Standar (Eosetengah-sel)
Potensial elektroda standar adalah potensial yang terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah elektroda), menurut kesepakatan potensial elektroda standar selalu ditulis dalam setengah reaksi reduksi,yaitu:
Bentuk teroksidasi + ne --> bentuk tereduksi Eo1/2 sel
Potensial elektroda standar seperti halnya besaran termodinamika dapat dibalik dengan mengubah tandanya.

Daftar Pustaka
Anonim. 2008. Elektrolisis. Klaten
Geo. 2011. Elektrolisis air. waterforgeo.com [22 Mei 2011]
Romdhoni.2008. Elektrokimia. Jakarta: Gunadarma
Yoshito Takeuchi. 2006. Elektrolisis. Tokyo: Iwanami Shoten Publishers