paper elektrokimia

I. Pengertian

Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara perubahan

(reaksi) kimia dengan kerja listrik, biasanya melibatkan sel elektrokimia yang

menerapkan prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.

Reaksi elektrokimia melibatkan perpindahan elektron – elektron bebas dari

suatu logam kepada komponen di dalam larutan. Kesetimbangan reaksi

elektrokimia penting dalam sel galvani (yang menghasilkan arus listrik) dan sel

elektrolisis (yang menggunakan arus listrik). Pengukuran daya gerak listrik (DGL)

suatu sel elektrokimia dalam jangkauan suhu tertentu dapat digunakan untuk

menentukan nilai – nilai termodinamika reaksi yang berlangsung serta koefisien

aktifitas dari elektrolit yang terlibat.

II. Reaksi Oksidasi Reduksi

Dalam elektrokimia melibatkan reaksi yang sering disebut reaksi oksidasi

dan reduksi atau disingkat dengan redoks.

Reaksi oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron, dimana suatu zat

memberikan elektron kepada lainnya.

Contoh : Cu Cu2+ + 2e-

Senyawa yang mengalami oksidasi disebut sebagi reduktor.

Reaksi reduksi adalah adalah peristiwa penangkapan elektron, dimana

suatu zat menerima elektron dari zat lain.

Contoh : Cu2+ + 2e- Cu

Senyawa yang mengalami reduksi disebut oksidator.

III. Sel Elektrokimia

Sel elektrokimia adalah alat yang digunakan untuk melangsungkan

perubahan di atas. Dalam sebuah sel, energi listrik dihasilkan dengan jalan

pelepasan elektron pada suatu elektroda (oksidasi) dan penerimaan elektron pada

elektroda lainnya ( reduksi). Elektroda yang melepaskan elektron dinamakan

anoda sedangkan elektroda yang menerima elektron dinamakan katoda. Jadi

sebuah sel elektrokimia selalu terdiri :

a. Anoda : Elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi

b. Katoda : Elektroda tempat berlangsungnya reaksi reduksi.

c. Larutan elektrolit, larutan ionik dapat menghantarkan arus, larutan ionik

dianggap seperti ”resistor” dalam suatu sirkuit maka ukuran dari sifat-sifat larutan

adalah tahanan, R, ( atau ekuivalent dengan konductan, L) mengikuti hukum

Ohm.

Secara garis besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi :

a. Sel Galvani

Yaitu sel yang menghasilkan arus listrik. Pada sel galvani, anoda

berfungsi sebagai elektroda bermuatan negatif dan katoda bermuatan

positif. Arus listrik mengalir dari katoda menuju anoda .Reaksi kimia

yang terjadi pada sel galvani berlangsung secara spontan. Salah satu

aplikasi sel galvani adalah penggunaan sel Zn/Ag2O3 untuk batere jam.

b. Sel Elektrolisis

Yaitu sel yang menggunakan arus listrik. Pada sel elektrolisis, reaksi

kimia tidak terjadi secara spontan tetapi melalui perbedaan potensial

yang dipicu dari luar sistem. Anoda berfungsi sebagai elektroda

bermuatan positif dan katoda bermuatan negatif, sehingga arus listrik

mengalir dari anoda ke katoda. Sel elektrolisis banyak digunakan

untuk produksi alumunium atau pemurnian tembaga.

Gambar 3.1. Sel Galvani dan Sel Elektrolisis

Untuk menyatakan sel elektrokimia, digunakan notasi sel sebagai

berikut

Zn │ Zn2+ ║ Cu2+ │ Cu

Zn │ Zn2+ ┇┇ Cu2+ │ Cu

Sisi kiri notasi sel biasanya menyatakan reaksi oksidasi, sedangkan

sisi kanan notasi sel biasanya menyatakan reaksi reduksi. Garis

tunggal pada notasi sel menyatakan perbedaan fasa, sedangkan garis

ganda menyatakan perbedaan elektroda. Garis putus – putus

menyatakan adanya jembatan garam pada sel elektrokimia. Jembatan

garam adalah larutan kalium klorida atau amonium nitrat pekat.

Jembatan garam diperlukan bila larutan pada anoda dan katoda dapat

saling bereaksi.

Gambar 3.2. Sel elektrokimia tanpa jembatan garam (a), dengan jembatan garam

(b)

IV. Elektroda dan Potensial Elektroda Standar (Eo)

Elektroda tersusun dari elektroda itu sendiri dan bahan kimia (reagents)

yang terlibat. Sel elektrokimia umumnya tersusun atas dua elektroda, yaitu :

a. Anoda

Anoda adalah elektroda, bisa berupa logam maupun penghantar

listrik lain, pada sel elektrokimia yang terpolarisasi jika arus

listrik mengalir ke dalamnya. Arus listrik mengalir berlawanan

dengan arah pergerakan elektron. Pada proses elektrokimia,

baik sel galvanik maupun sel elektrolisis, anoda mengalami

oksidasi.

Tidak selalu anion (ion yang bermuatan negatif) bergerak

menuju anoda, ataupun tidak semua kation (ion yang

bermuatan positif) akan bergerak menjauhi anoda. Pergerakan

anion mauoun kation menuju atau menjauh dari anoda

tergantung jenis sel elektrokimianya

b. Katoda

Katoda adalah kutub elektroda dalam sel elektrokimia yang

terpolarisasi jika kutub ini bermuatan positif. Sehingga arus

listrik akan mengalir keluar dari katoda, atau elektron akan

masuk kekatoda

Setiap elektroda disebut sebagai setengah sel (half cell). Reaksi yang terjadi pada

tiap elektroda disebut reaksi setengah sel atau reaksi elektroda.

Berdasarkan jenisnya, elektroda dapat digolongkan menjadi :

1. Elektroda logam – ion logam

Yaitu elektroda yang berisi logam yang berada dalam kesetimbangan

dengan larutan ionnya, contohnya elektroda Cu | Cu2+.

2. Elektroda amalgam

Amalgam adalah larutan logam dalam Hg cair. Pada elektroda ini,

amalgam logam M akan berada dalam kesetimbangan dengan ionnya

(M2+). Logam – logam aktif seperti Na dan Ca dapat digunakan sebagai

elektroda amalgam.

3. Elektroda redoks

Yaitu elektroda yang melibatkan reaksi reduksi – oksidasi di dalamnya,

contohnya elektroda Pt | Fe3+, Fe2+.

4. Elektroda logam – garam tak larut

Elektroda ini berisi logam M yang berada dalam kesetimbangan dengan

garam sangat sedikit larutnya Mυ+Xυ- dan larutan yang jenuh dengan

Mυ+Xυ- serta mengandung garam atau asam terlarut dengan anion Xz-.

Contoh : elektroda Ag – AgCl yang terdiri dari logam Ag, padatan AgCl,

dan larutan yang mengandung ion Cl- dari KCl atau HCl.

5. Elektroda gas

Yaitu elektroda yang berisi gas yang berda dalam kesetimbangan dengan

ion – ion dalam larutan, misalnya elektroda Pt | H2(g) | H+(aq).

6. Elektroda non logam non gas

Yaitu elektroda yang berisi unsur selain logam dan gas, misalnya elektroda

brom (Pt | Br2(l) | Br-(aq)) dan yodium (Pt | I2(s) | I-

(aq)).

7. Elektroda membran

Yaitu elektroda yang mengandung membran semi permiabel.

Untuk menggerakkan muatan dari satu titik ke titik lain diperlukan beda potensial

listrik antara kedua muatan. Beda potensial diukur antara dua elektroda yaitu

elektroda pengukur dan elektroda pembanding. Sebagai elektroda pembanding

umumnya digunakan elektroda hidrogen (H+ | H2 | Pt) atau elektroda kalomel (Cl- |

Hg2Cl2(s) | Hg). Beda potensial inilah yang dinyatakan sebagai daya gerak listrik

(DGL). Untuk menghitung DGL sel, digunakan potensial elektroda standar (Eo)

yang nilainya dapat dilihat pada tabel

Tabel potensial elektroda standar pada 25oC

Elektroda Eo (V) Reaksi Setengah Sel

F- | F2(g) | Pt 2,87 ½ F2(g) + e- = F-

Au3+ | Au 1,50 ⅓ Au3+ + e- = Au3+

Pb2+ | PbO2 | Pb 1,455 ½ PbO2 + 2H+ + e- = ½ Pb2+ + H2O

Cl- | Cl2(g) | Pt 1,3604 ½ Cl2(g) + e- = Cl-

ditulis dalam bentuk reduksi, maka nilai potensial elektroda standar juga dapat

disebut potensial reduksi standar.

V. Penentuan DGL Standar Sel (Eosel)

Nilai Eosel ditentukan dengan rumus

Eosel = Eo

reduksi – Eooksidasi

Eoreduksi adalah nilai potensial elektroda standar pada elektroda yang mengalami

reduksi dan Eooksidasi adalah nilai potensial elektroda standar dari elektroda yang

mengalami oksidasi.

Contoh : Hitung Eosel pada 25oC untuk Cd │ Cd2+ ║ Cu2+ │ Cu !

Reduksi : ½ Cu2+ + e- = ½ Cu Eo = 0,339 V

Oksidasi : ½ Cd = ½ Cd2+ + e- Eo = -0,4022 V

Total : Cu2+ + Cd = Cu + Cd2+ Eosel = 0,7412 V

VI. Penentuan DGL Sel (Esel) dan Perubahan Energi Bebas Gibbs

(ΔG)

Beda potensial antara elektroda kanan (reduksi) dan elektroda kiri

(oksidasi) ditentukan dengan perhitungan DGL sel (Esel). Secara umum,

dan ............................ (6.1)

Bila nilai DGL sel positif, maka ΔG negatif dan reaksi berlangsung secara

spontan. Sedangkan bila DGL sel negatif, ΔG positif dan reaksi berlangsung tidak

spontan. Menurut kesetimbangan kimia,

......................................... (6.2)

Bila perubahan energi Gibbs dinyatakan sebagai potensial kimia, maka persamaan

6.2 dapat ditulis menjadi

............................................. (6.3)

Jika nilai μi disubstitusi dengan persamaan 6.3, maka

.................................... (6.4)

..................................................... (6.5)

Hubungan antara Esel dan Eosel ini disebut persamaan Nernst, dimana K adalah

tetapan kesetimbangan yang nilainya sama dengan perbandingan aktifitas spesi

teroksidasi terhadap spesi tereduksi.

.......................................... (6.6)

Pada kesetimbangan, nilai Esel adalah nol sehingga

....................................... (6.7)

.............................................. (6.8)

Dengan menggunakan persamaan 6.8, nilai K pada kesetimbangan dapat

ditentukan.

VII. Elektrolit

Elektrolit adalah suatu zat yang larut atau terurai ke dalam bentuk

ion-ion dan selanjutnya larutan menjadi konduktor elektrik, ion-ion merupakan

atom-atom bermuatan elektrik. Elektrolit dapat berupa air, asam, basa, atau berupa

senyawa kimia lainnya. Elektrolit umumnya berbentuk asam, basa, atau garam.

Beberapa gas tertentu dapat berfungsi sebagai elektrolit pada kondisi tertentu,

misalnya pada suhu tinggi atau tekanan rendah. Elektrolit merupakan senyawa

yang berikatan ion dan kovalen polar. Sebagian besar senyawa yang berikatan ion

merupakan elektrolit. Sebagai contoh adalah ikatan ion NaCl. NaCl dapat menjadi

elektrolit dalam bentuk larutan dan lelehan, sedangkan dalam bentuk padatan,

senyawa ion tidak dapat berfungsi sebagai elektrolit.

Larutan elektrolit dibedakan menjadi tiga, yaitu :

1. Larutan elektrolit kuat

Pada larutan elektrolit kuat, seluruh molekulnya terurai menjadi

ion-ion. Karena banyak ion yang dapat menghantarkan arus

listrik, maka daya hantarnya kuat. Pada persamaan reaksi,

ionisasi elektrolit kuat ditandai dengan anak panah satu arah ke

kanan, contoh:

NaCl(s) Na+(aq)

+ Cl-(aq)

Contoh larutan elektrolit kuat adalah asam kuat, seperti: asam

sulfat dan asam klorida; basa kuat, seperti: natrium hidroksida

dan barium hidroksida; dan garam

2. Larutan elektrolit lemah

Pada larutan elektrolit lemah, tidak semua molekul terurai

menjadi ion-ion (ionisasi tidak semourna), sehingga dalam

larutan hanya ada sedikit ion-ion yang dapat menghantarkan

arus listrik. Dalam persamaan reaksi, ionisasi elektrolit lemah

ditandai dengan panah dua arah, contoh:

CH3COOH(aq) ↔ CH3COO-(aq) + H+

(aq)

Contoh senyawa yang termasuk elektrolit lemah adalah

CH3COOH, HF, HCOOH, dan NH4OH

3. Larutan non-alektrolit

Larutan non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat

menghantarkan arus listrik. Pada larutan non-elektrolit,

molekul-molekulnya tidak terionisasi dalam larutan, sehingga

tidak ada ion bermuatan yang dapat menghatarkan arus listrik.

Contoh larutan non-elektrolit adalah larutan gula dan larutan

urea

VIII. Keaktifan Elektrolit

Pada campuran non elektrolit, potensial kimia dapat dinyatakan sebagai

...................................... (8.1)

dimana γi adalah koefisien keaktifan zat i dan xi adalah fraksi mol zat i. Aktifitas

zat non elektrolit adalah

................................................. (8.2)

sehingga ......................................... (8.3)

Pendekatan nilai aktifitas yang sama tidak dapat digunakan untuk larutan

elektrolit, karena zat elektrolit mengalami dissosiasi (penguraian). Walaupun

begitu, ion – ion elektrolit tidak dapat dipelajari secara terpisah karena pada

larutan dapat terjadi penetralan listrik. Untuk larutan elektrolit, digunakan besaran

molalitas untuk menggantikan fraksi mol. Pemilihan skala mol dilakukan karena

dibandingkan dengan fraksi mol, molalitas suatu zat tidak akan berubah apabila

dalam larutan ditambahkan zat terlarut yang lain. Sehingga untuk zat elektrolit

............................................... (8.4)

dimana mo adalah nilai standar molalitas ( 1 mol / kg pelarut) dan

............................................... (8.5)

Untuk larutan elektrolit yang mengandung anion dan kation, nilai potensial kimia

masing – masing ion adalah

......................................... (8.6)

......................................... (8.7)

μo+ dan μo

- adalah potensial kimia standar dari kation dan anion, sedangkan γ+ dan

γ- adalah koefisien aktifitas katin dan anion. Potensial kimia total dari zat

elektrolit adalah

................................................ (8.8)

dimana υ+ dan υ- adalah jumlah kation dan anion. Substitusi persamaan 8.6 dan

8.7 pada persamaan 8.8 menghasilkan

............. (8.9)

Jika m± adalah molalitas ionik rata – rata dan γ± adalah koefisien aktifitas ionik

rata – rata dimana

................................ (8.10)

............................................................ (8.11)

dan ................................................................... (8.12)

Dengan menggunakan ketiga persamaan di atas, persamaan 8.9 menjadi

...................................... (8.13)

Dari persamaan 8.13, nilai aktifitas elektrolit dinyatakan sebagai

................................... (8.14)

IX. Kekuatan Ion

Elektrolit yang mempunyai ion bermuatan lebih dari satu

mempunyai pengaruh yang lebih besar terhadap koefisien aktifitas dibandingkan

elektrolit yang hanya mempunyai ion bermuatan satu. G. N. Lewis menyimpulkan

hal tersebut sebagai kekuatan ion (I)

....................... (9.1)

dimana zi adalah muatan ion – ion pada zat elektrolit. Pada pengenceran tak

terhingga, distribusi ion pada larutan elektrolit dapat dianggap sangat acak. Pada

konsentrasi yang lebih tinggi, gaya tarik dan gaya tolak menjadi penting karena

letak ion – ion yang berdekatan. Karena adanya gaya tarik antar ion dan antara ion

dengan lingkungan atmosfer ionik, koefisien aktifitas elektrolit mengalami

penurunan. Pengaruh ini terjadi lebih besar pada ion – ion bermuatan tinggi dan

pada pelarut dengan konstanta dielektrik lebih rendah dimana interaksi

elektrostatik menjadi lebih kuat.

Debye dan Hückel menyatakan bahwa pada larutan encer, koefisien

aktifitas γi dari spesi ion i dengan muatan zi adalah

................................... (9.2)

dengan ................. (9.3)

dimana mpelarut adalah massa pelarut, V adalah volume dan εr adalah permitivitas

relatif. Jika persamaan 8.11 ditulis dalam bentuk logaritma

......................... (9.4)

Jika γ+ dan γ- disubstitusi dengan persamaan 9.2, maka

.......................... (9.5)

Bila berlaku υ+z+ = -υ-z-, maka

................................. (9.6)

Teori Debye – Hückel berlaku pada larutan dengan kekuatan ionik rendah. Pada

larutan dengan kekuatan ion tinggi, koefisien aktifitas elektrolit biasanya naik

dengan bertambahnya kekuatan ion.

X. Penentuan pH

Konsentrasi ion H+ pada larutan aqueous dapat bervariasi mulai 1

mol/L dalam 1 mol/L HCL sampai dengan 10-14 dalam 1 mol/L NaOH. Karena

jangkauan nilai yang luas ini, Sorenson (1909) mendefinisikan pH sebagai

pH = - log [H+] ....................................... (10.1)

Saat ini, pH dapat didekati sebagai minus logaritma dari aktifitas ion hidrogen

pH = - log aH+ ......................................... (10.2)

pH dapat diukur dengan menggunakan elektroda hidrogen (sebagai elektroda

pengukur) dan elektroda kalomel (sebagai elektroda pembanding). Kedua

elektroda dihubungkan oleh jembatan garam, dengan notasi sel Pt | H2(g) | H+(aH+)

┇┇ Cl- | Hg2Cl2 | Hg. Reaksi setengah sel yang terjadi pada kedua elektroda adalah

½ Hg2Cl2 + e- = Hg + Cl- Eo = 0,2802 V

H+ + e- = ½ H2(g) Eo = 0,0000 V

Nilai DGL untuk sel ini adalah

Esel = Eosel – 0,0591 …………………..... (10.3)

Esel = Eosel – 0,0591 .................................. (10.4)

Jika PH2 = Po

Esel = Eosel – 0,0591 log [aH+]

= 0,2802 V – 0,0591 log [aH+]

Esel - 0,2802 = - 0,0591 log [aH+]

Esel - 0,2802 = 0,0591 pH

........................................... (10.5)

Pengukuran pH biasanya tidak dilakukan dengan elektroda hidrogen,

tetapi menggunakan elektroda kaca. Hal ini dilakukan untuk menghindari

keterlibatan ion hidrogen dari elektroda (yang dapat mempengaruhi pengukuran)

serta kemungkinan masuknya racun dari platina yang terdapat pada elektroda

tersebut.

Gambar 10.3. Elektroda kaca dan elektroda kalomel dalam pHmeter

Elektroda kaca terdiri dari elektroda kalomel atau elektroda Ag – AgCl dalam

larutan dengan pH tetap dalam membran tipis yang terbuat dari kaca khusus.

Notasi sel untuk elektroda ini adalah Ag | AgCl | Cl-, H+ | membran kaca | larutan

┇┇ elektroda kalomel.

XI. Hukum Elektrolisis Faraday

Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik

yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat

elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun

1833. Bunyi hukum faraday adalah:

1. Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus

listrik yang melalui sel

2. Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang

berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat.

Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol

logam monovalen adalah 96.485 C (Coulomb), tidak bergantung pada

jenis logamnya

C (Coulomb) adalah satuan muatan listrik, dan 1 C adalah muatan yang dihasilkan

bila arus 1 A (Ampere) mengalir selama 1 s. Tetapan fundamental listrik adalah

konstanta Faraday F, 9,65 x104 C, yang didefinisikan sebgai kuantitas listrik yang

dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol

perubahan kimia yang disebabkan oleh aliran arus listrik yang tetap mengalir

untuk rentang waktu tertentu.

Hukum Faraday tersebut dapat dituliskan sebagai berikut:

w = E x F

w = berat zat hasil elektrolisis

E = massa ekivalen zat elektrolisis

F = jumlah arus listrik

E = atau E =

Ar = massa atom relatif

Mr = massa molekul relatif

n = jumlah elektron yang terlibat

F =

i = arus (ampere)

t = waktu (detik)

w = x

XII. Penggunaan Elektrolisis dalam Industri

Elektrolisis yang pertama dicoba adalah elektrolisis air (1800). Davy

segera mengikuti dan dengan sukses mengisolasi logam alkali dan alkali tanah.

Bahkan hingga kini elektrolisis digunakan untuk menghasilkan berbagai logam.

Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk produksi logam dengan kecenderungan

ionisasi tinggi (misalnya aluminum). Produksi aluminum di industri dengan

elektrolisis dicapai tahun 1886 secara independen oleh penemu Amerika Charles

Martin Hall (1863-1914) dan penemu Perancis Paul Louis Toussaint Héroult

(1863-1914) pada waktu yang sama. Sukses elektrolisis ini karena penggunaan

lelehan Na3AlF6 sebagai pelarut bijih (aluminum oksida; alumina Al2O3)

Sebagai syarat berlangsungnya elektrolisis, ion harus dapat bermigrasi ke

elektroda. Salah satu cara yang paling jelas agar ion mempunyai mobilitas adalah

dengan menggunakan larutan dalam air. Namun, dalam kasus elektrolisis alumina,

larutan dalam air jelas tidak tepat sebab air lebih mudah direduksi daripada ion

aluminum sebagaimana ditunjukkan di bawah ini.

Al3+ + 3e-–> Al potensial elektroda normal = -1,662 V

2H2O +2e-–> H2 + 2OH- potensial elektroda normal = -0,828 V

Metode lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Masalahnya

Al2O3 meleleh pada suhu sangat tinggi 2050 °C, dan elektrolisis pada suhu

setinggi ini jelas tidak realistik. Namun, titik leleh campuran Al2O3 dan Na3AlF6

adalah sekitar 1000 °C, dan suhu ini mudah dicapai. Prosedur detailnya adalah:

bijih aluminum, bauksit mengandung berbagai oksida logam sebagai pengotor.

Bijih ini diolah dengan alkali, dan hanya oksida aluminum yang amfoter yang

larut. Bahan yang tak larut disaring, dan karbon dioksida dialirkan ke filtratnya

untuk menghasilkan hidrolisis garamnya. Alumina akan diendapkan.

Al2O3(s) + 2OH-(aq)–> 2AlO2- (aq) + H2O(l)

2CO2 + 2AlO2 -(aq) + (n+1)H2O(l) –> 2HCO3

- (aq) +

Al2O3·nH2O(s)

Alumina yang didapatkan dicampur dengan Na3AlF6 dan kemudian garam

lelehnya dielektrolisis. Reaksi dalam sel elektrolisi rumit. Kemungkinan besar

awalnya alumina bereaksi dengan Na3AlF6 dan kemudian reaksi elektrolisis

berlangsung.

Al2O3 + 4AlF63-–> 3Al2OF6

2- + 6F-

Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut.

Elektroda negatif: 2Al2OF62- + 12F- + C –> 4AlF6

3- + CO2 + 4e-

Elektroda positif: AlF63- + 3e-–> Al + 6F-

Reaksi total:

2Al2O3 + 3C –> 4Al + 3CO2

Kemurnian aluminum yang didapatkan dengan prosedur ini kira-kira 99,55

%. Aluminum digunakan dalam kemurnian ini atau sebagai paduan dengan logam

lain. Sifat aluminum sangat baik dan, selain itu, harganya juga tidak terlalu mahal.

Namun, harus diingat bahwa produksi aluminum membutuhkan listrik dalam

jumlah sangat besar.

XIII. Elektrosintesis

Aplikasi lain yang tidak kalah pentingnya dari metode elektrokimia dan

sekarang sedang marak dikembangkan oleh para peneliti adalah elektrosintesis.

Teknik / metode elektrosintesis adalah suatu cara untuk mensintesis atau

memproduksi suatu bahan yang didasarkan pada teknik elektrokimia. Pada

metode ini terjadi perubahan unsur / senyawa kimia menjadi senyawa yang sesuai

dengan yang diinginkan. Penggunaan metode ini oleh para peneliti dalam

mensintesis bahan didasarkan oleh berbagai keuntungan yang ditawarkan seperti

peralatan yang diperlukan sangat sederhana, yakni terdiri dari dua/tiga batang

elektroda yang dihubungkan dengan sumber arus listrik, potensial elektroda dan

rapat arusnya dapat diatur sehingga selektivitas dan kecepatan reaksinya dapat

ditempatkan pada batas-batas yang diinginkan melalui pengaturan besarnya

potensial listrik serta tingkat polusi sangat rendah dan mudah dikontrol. Dari

keuntungan yang ditawarkan menyebabkan teknik elektrosintesis lebih

menguntungkan dibandingkan metode sintesis secara konvensional, yang sangat

dipengaruhi oleh tekanan, suhu, katalis dan konsentrasi. Selain itu proses

elektrosintesis juga dimungkinkan untuk dilakukan pada tekanan atmosfer dan

pada suhu antara 100-900 oC terutama untuk sintesis senyawa organik, sehingga

memungkinkan penggunaan materi yang murah.

Prinsip Elektrosintesis

Prinsip dari metode elektrosintesis didasarkan pada penerapan teori-teori

elektrokimia biasa sebagaimana telah dijelaskan sebelumnya. Baik teknik

elektrosintesis maupun metode sintesis secara konvensional, mempunyai variabel-

variabel yang sama seperti suhu, pelarut, pH, konsentrasi reaktan, metode

pencampuran dan waktu. Akan tetapi perbedaannya, jika di elektrosintesis

mempunyai variabel tambahan yakni variabel listrik dan fisik seperti elektroda,

jenis elektrolit, lapisan listrik ganda, materi/jenis elektroda, jenis sel elektrolisis

yang digunakan, media elektrolisis dan derajat pengadukan.

Pada dasarnya semua jenis sel elektrolisis termasuk elektrosintesis selalu

berlaku hukum Faraday yakni:

Jumlah perubahan kimia yang terjadi dalam sel elektrolisis, sebanding

dengan muatan listrik yang dilewatkan di dalam sel tersebut

Jumlah muatan listrik sebanyak 96.500 coulomb akan menyebabkan

perubahan suatu senyawa sebanyak 1,0 gramekivalen (grek)

Sebelum melaksanakan elektrosintesis, sangatlah penting untuk

memahami reaksi yang terjadi pada elektroda. Di dalam sel elektrolisis akan

terjadi perubahan kimia pada daerah sekitar elektroda, karena adanya aliran listrik.

Jika tidak terjadi reaksi kimia, maka elektroda hanya akan terpolarisasi, akibat

potensial listrik yang diberikan. Reaksi kimia hanya akan terjadi apabila ada

perpindahan elektron dari larutan menuju ke elektroda (proses oksidasi),

sedangkan pada katoda akan terjadi aliran elektron dari katoda menuju ke larutan

(proses reduksi). Proses perpindahan elektron dibedakan atas perpindahan

elektron primer, artinya materi pokok bereaksi secara langsung pada permukaan

elektroda, sedangkan pada perpindahan elektron secara sekunder, elektron akan

bereaksi dengan elektrolit penunjang, sehingga akan dihasilkan suatu reaktan

antara (intermediate reactan), yang akan bereaksi lebih lanjut dengan materi

pokok di dalam larutan. Reaktan antara ini dapat dihasilkan secara internal

maupun eksternal:

Perpindahan elektron secara primer : O + ne → P

Perpindahan elektron secara sekunder : X + ne → I, O + I → P

Aplikasi Metode Elektrosintesis

Metode elektrosintesis telah banyak dimanfaatkan oleh para peneliti dalam

mensintesis senyawa organik (elektrosintesis organik) dan elektrosintesis bahan

konduktor organik serta yang tak kalah bergengsinya dan sedang dikembangkan

saat ini adalah pemanfaatan polutan menjadi senyawa yang bermanfaat melalui

metode elektrosintesis. Aplikasi di luar yang penulis ketahui sebagaimana tersebut

di atas mungkin telah sangat jauh berkembang karena memang sifat ilmu

pengetahuan yang dinamis dan selalu berkembang seiring waktu.

Untuk sintesis bahan organik, didasarkan pada reaksi penggabungan,

substitusi, siklisasi dan reaksi eliminasi yang diikuti pengaturan kembali secara

elektrokimia. Ini berbeda dengan metode secara konvensional yang memakai

dasar reduksi aldehid, oksidasi alkohol, reduksi senyawa nitro dan oksidasi

senyawa sulfur. Kesulitan yang timbul selama elektrosintesis organik yakni

apabila zat antara yang diinginkan memiliki kestabilan yang rendah, cara

mengatasinya adalah dengan menyediakan zat perangkap (trapping agent) di

dalam larutan dengan syarat zat perangkap ini tidak bereaksi dengan zat

elektroaktif dan tidak mengalami elektrolisis.

Beberapa contoh dari elektrosintesis organik adalah pembuatan chiral drug

untuk industri farmasi, sintesis p-aminofenol melalui reduksi nitrobenzena secara

elektrolisis, pembuatan soda (NaOH) dan asam sulfat (H2SO4) dari Na2SO4

melalui proses splitting electrochemis, reduksi senyawa Triphenylbiomoethylene

menjadi Triphenilethylene dan Triphenylethan serta ratusan senyawa organik

lainnya yang telah berhasil dibuat untuk keperluan bahan baku obat. Untuk skala

perusahaan/pabrik telah dilakukan oleh Perusahan Monsanto (Kanada) dengan

memproduksi adiponitril (bahan dasar nylon 6,6) dan produksi fluorokarbon oleh

Perusahaan Philips (Belanda).

paper elektrokimia

Documents