LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON ELEKTROLIT

KEGIATAN BELAJAR  1
Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
Pada akhir kegiatan, diharapkan Anda dapat :
1. Menyusun rancangan percobaan untuk mengidentifikasi larutan elektrolit atau non elektrolit.
2. Membuat ciri-ciri larutan elektrolit atau ono elektrolit yang didasarkan kepada percobaan.
3. Membuat definisi larutan elektrolit dan non elektrolit.
4. Menjelaskan mengapa larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik.
5. Mengelompokkan jenis larutan elektrolit kuat, lemah dan non elektrolit berdasarkan daya hantar listriknya
A. Apakah Larutan Itu?
Masih ingatkah Anda, apakah larutan itu?
Tentunya Anda masih ingat bukan? Larutan adalah campuran yang bersifat homogen atau serbasama. Jika Anda melarutkan 2 sendok makan gula putih (pasir) ke dalam segelas air, maka Anda telah mendapatkan larutan gula.
Cobalah Anda ingat kembali, manakah dari gula dan air yang berperan sebagai zat terlarut dan zat pelarut.
Di SMP atau bahkan di SD Anda pernah membedakan benda-benda yang dapat menghantarkan listrik atau tidak dapat menghantarkan listrik, melalui percobaan berikut.

Gambar 1. Percobaan daya hantar listrik suatu benda

Setelah diamati percobaan seperti di atas, kita dapat membedakan benda yang dapat menghantarkan listrik dengan lampu menyala. Sedangkan benda yang tidak menghantarkan listrik lampunya padam. Ternyata paku dapat menghantarkan listrik sedangkan plastik tidak menghantarkan listrik.
Bagaimanakah seandainya rangkaian uji elektrolit pada percobaan di atas, dapatkah kita gunakan untuk uji coba berbagai larutan.
Marilah kita lakukan percobaannya sesuai petunjuk percobaan berikut:
a. Alat dan bahan yang harus disediakan

Tabel 1. Alat dan bahan

Alat dan bahan	Ukuran/satuan	Jumlah
Gelas kimia Alat penguji elektrolit Baterai 1 Air suling Larutan HCl Larutan asam cuka (CH3COOH) Larutan NaOH Larutan ammonia (NH3) Larutan gula Larutan NaCl (garam dapur) Etanol (alcohol) Air ledeng Air sumur	100 ml – 9 volt – 1 M 1 M 1 M 1 M – 1 M 70% – –	10 1 set 1 50 mL 50 mL 50 mL 50 mL 50 mL 50 mL 50 mL 50 mL 50 mL 50 mL

b. Cara Kerja

1.

Rangkaian alat penguji elektrolit seperti gambar 2 di bawah ini.

Gambar 2. Pengisi elektrolit

                              1. batu baterai
2. kabel penghubung
3. bola lampu
4. elektroda karbon
5. elektroda karbon
6. larutan yang diuji
7. gelas kimia

2.3.	Masukkan kira-kira 50 ml air kran ke dalam gelas kimia dan uji daya hantar listriknya. Catat apakah lampu menyala atau timbul pada elektroda. Bersihkan elektroda dengan air dan keringkan, kemudian dengan cara yangs ama uji daya hantar listrik larutan di bawah ini. Catatlah di tabel 2 pengamatan.

Tabel 2. Pengamatan

Bahan yang Diuji	Rumus zat Terlarut	Lampu Menyala/ Lampu Tidak Menyala	Pengamatan Lain
Air suling Air ledeng Air sumur Larutan HCl Asam cuka Larutan NaOH Larutan amonia Larutan gula Larutan NaCl Alkohol	– – – HCl CH3COOH NaOH NH3 C12H22O11 NaCl C2H5OH	….. ….. ….. ….. ….. ….. ….. ….. ….. …..	….. ….. ….. ….. ….. ….. ….. ….. ….. …..

c. Setelah melakukan percobaan
Cobalah Anda jawab pertanyaan-pertanyaan berikut dan jangan lupa berdiskusi dengan teman-temanmu ini.

1. Cobalah amati dengan seksama, apa yang terjadi pada lampu dan batang    elektroda, adakah perubahan?
2. Diantara bahan yang diuji, zat manakah yang dapat menghantarkan arus listrik dan yang tidak dapat menghantarkan listrik.
3. Buatlah definisi tentang larutan elektrolit dan larutan non elektrolit.
4. Diantara larutan elektrolit di atas, manakah zat terlarutnya yang tergolong:

•  (a) ikatan ion

• (b) ikatan kovalen

Cobalah Anda bandingkan dengan jawaban di bawah ini.

1. Pada saat melakukan percobaan dapat diamati yang terjadi pada lampu dan elektroda (batang karbon). Pada lampu ada yang menyala terang, redup dan tidak menyala. Sedangkan pada batang karbon terdapat gelembung gas dan ada pula yang tidak ada gelembungnya.
2. Zat-zat yang dapat menghantarkan listrik adalah HCl, CH3COOH, NaOH, NH4OH dan NaCl. Sedangkan yang tidak menghantarkan listrik : C12H22O11 dan C2H5OH.
3. Dari hasil pengamatan, larutan-larutan yang dapat memberikan nyala pada lampu, baik terang, redup ataupun tidak menyala, tetapi ada gelembung gas disebut larutan elektrolit. Sedangkan sebaliknya disebut larutan non elektrolit jika tidak terdapat nyala lampu ataupun gelembung gas pada elektrodanya

Pada saat Anda melakukan percobaan ternyata didapatkan larutan yang memberikan nyala terang, redup dan bahkan tidak menyala, ataupun pada elektrodanya, ada yang bergelembung gas ada pula yang tidak.
Bagaimanakah hal ini dapat dijelaskan?
Mengapa suatu larutan dapat menghantarkan listrik sementara yang lainnya tidak?
Untuk dapat memahami keanekaragaman larutan ditinjau dari daya hantar listriknya, cobalah Anda pelajari dan pahami uraian materi berikutnya.
Berdasarkan daya hantar listriknya (daya ionisasinya), larutan dibedakan dalam dua macam, yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit.
Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
Larutan ini dibedakan atas :
1. ELEKTROLIT KUAT
Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar listrik   yang kuat, karena zat terlarutnya didalam pelarut (umumnya air), seluruhnya berubah menjadi ion-ion (alpha = 1).
Yang tergolong elektrolit kuat adalah:

• Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl0₃, H₂SO₄, HNO₃ dan lain-lain.
• Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ dan lain-lain.
• Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al₂(SO₄)₃ dan lain-lain

2. ELEKTROLIT LEMAH
Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang daya hantar listriknya lemah dengan harga derajat ionisasi sebesar: O < alpha < 1.
Yang tergolong elektrolit lemah:
a. Asam-asam lemah, seperti : CH₃COOH, HCN, H₂CO₃, H₂S dan lain-lain
b. Basa-basa lemah seperti : NH₄OH, Ni(OH)₂ dan lain-lain
c. Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO₄, PbI₂ dan lain-lain
Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, karena zat terlarutnya di dalam pelarut tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak mengion).
Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:
- Larutan urea
– Larutan sukrosa
– Larutan glukosa
– Larutan alkohol dan lain-lain

RANGKAIAN ALAT UJI LARUTAN ELEKTROLIT

Laporan praktikum
-      Judul praktikum   : Menguji larutan elektrolit dan non elektrolit.
-      Tujuan praktikum : Memperhatikan ada tidaknya gejala yang timbul
                                        pada larutan elektrolit dan non elektrolit.
-      Dasar teori          : Larutan elektrolit dan non elektrolit.
Alat dan bahan
Alat:
-      2 baterai bekas berukuran besar, dan ambil batang karbonnya.
-      3 baterai baru berukuran besar.
-      1 buah lampu berukuran lampu senter.
-      Kabel berukuran 2 meter di bagi menjadi 2 bagian.
-      8 buah gelas pelastik.
-      8 buah sendok pelastik.
-      Tisu/ kain pembersih.
Bahan:
-      Garam 2 sdm
-      Gula 2 sdm
-      Sabun cuci 2 sdm
-      Sabun mandi cair 2 sdm
-      Pembersih wajah/ penyegar 3 sdm
-      Cuka 20ml (10 sdm)
-      Shampo 1 sachet
-      Alkohol 20ml
Cara kerja:

1. Rangkailah alat penguji larutan elektrolit dan non elektrolit seperti gambar.
2. Masukkan bahan – bahan yang akan di uji ke dalam masing – masing gelas pelastik.
3. Celupkan 2 batang karbon ke dalam masing – masing larutan, amati dan catatlah gejala – gejala yang terjadi pada batang karbon dan lampu.

Hasil pengamatan:

• gula: Gelembung tidak ada pada saat kedua batang baterai di pisah.
• sabun mandi: jika di pisah tidak menyalah dan ada gelembung gas.
• shampo: jika di pisah tidak menyalah dan ada gelembung gas.
• pembersih wajah: jika di pisah tidak menyalah dan tidak ada    gelembung gas
• cuka: jika di pisah tidak menyalah dan ada gelembung gas.
• garam: jika di pisah tidak menyalah dan ada gelembung gas.
• alkohol: jika di pisah tidak menyalah dan ada gelembung gas.
• detergen: ada gelmbung gas, jika di pisah tidak menyalah.

Kesimpulan:
-     Garam dapat menghantarkan listrik, sehingga lampu dapat menyala dan adanya gelembung gas. Tapi pada saat kedua barang baterai di pisah lampu menjadi redup, bahkan lampu tidak menyala.
-     Sifat garam = sifat alcohol.
-     Sifat shampoo = sifat sabun mandi.
contoh gambar sebuah rangkaian

Isilah titik-titik di bawah ini.

1. Apa yang dimaksud dengan :

a. larutan
b. zat terlarut (solute)
c. zat pelarut (solvent)
2.  Bagaimana cara membedakan larutan elektrolit dan non elektrolit, jelaskan!

1. Mengapa larutan elektrolit dapat menghantar listrik sedangkan non elektrolit tidak?
2. Kelompokkan zat-zat berikut ke dalam larutan elektrolit atau larutan non elektrolit.

a. larutan urea f. larutan asam klorida
b. larutan garam g. air accu (H2SO4)
c. larutan gula h. air kali
d. larutan cuka dapur i. air sumur
e. larutan alcohol 70% j. air hujan

1. Data percobaan apa saja yang membedakan larutan elektrolit kuat dengan elektrolit lemah.

Jawaban Anda pasti benar, karena Anda rajin dantekun.
Cobalah bandingkan dengan jawaban di bawah ini.

1. larutan yang bersifat homogen (serba sama) dari 2 buah zat atau lebih b. solute (zat terlarut): zat yang berperan sebagai terlarut dalam jumlah sedikit c. solvent (zat pelarut): zat yang berperan sebagai pelarut dalam jumlah banyak
2. Berdasarkan daya hantar listrik, ditandai dengan lampu nyala, redup dan tidak menyala dan didapatkan gelembung gas pada elektroda disebut larutan elektrolit. Sedangkan larutan non elektrolit akan didapatkan lampu tidak menyala dan tidak ada gelembung gas.
3. Larutan elektrolit dapat menghantarkanlistrik karena terjadi proses ionisasi sedangkan larutan non elektrolit tidak terjadi proses ionisasi (proses ionisasi atau reaksi kimia : proses terbentuknya ion positif dan negatif dari suatu zat yang dilarutkan ke dalam air).
4. Kelompok larutan elektrolit : larutan garam, cuka dapur, asam klorida, air accu, air hujan, air kali dan air sumur. Kelompok larutan non elektrolit : larutan urea, larutan gula, larutan alkohol.
5. Adanya larutan elektrolit kuat ditandai dengan gelembung gas banyak dan lampu nyala terang. Sedangkan elektrolit lemah gelembung sedikit dan lampu nyala redup atau bahkan tidak menyala

KONSEP REAKSI REDOKS DALAM ELEKTROKIMIA

Merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan elektron
Elektroda Hidrogen
- E° H₂ diukur pada 25° C, 1 atm dan {H⁺} = 1 molar
- E° H₂ = 0.00 volt
Elektroda Logam
- E° logam diukur terhadap E° H2
- Logam sebelah kiri H : E° elektroda < 0
Cara Menghitung Potensial Elektroda Sel
1.  E° _sel = E° _red – E° _oks
2.  E _sel = E°_sel – RT/nF lnC
Pada 25° C :
E _sel = E°_sel – 0.059/n log C
Elektroda tergantung pada :
•  Jenis Elektroda
•  Suhu
•  Konsentrasi ionnya
Catatan :
E° = potensial reduksi standar (volt)
R  = tetapan gas- volt.coulomb/mol.°K] = 8.314
T  = suhu mutlak (°K)
n  = jumlah elektron
F  = 96.500 coulomb
C  = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]
Hukum Faraday

Banyaknya zat yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis sebanding dengan banyaknya arus listrik yang dialirkan kedalam larutan. Hal ini dapat digambarkan dengan hukum faraday 1

W =massazat yang dihasilkan
i = arus dalam ampere
t = waktu dalam satuan detik
F = tetapan Farady,
1 F = 96500 C
i.t = Q = arus dalam satuan C
Mol elektron dari suatu reaksi sama dengan perubahan biloks 1 mol zat. Dari rumusan diatas diperoleh :
Jumlah Faraday = mol elektron
= perubahan bil.oksidasi 1 mol zat
Dalam penentuanmassazat yang dihasilkan dalam reaksi elektrolisis, biasanya data yang diketahui adalah Ar bukan e, sedangkan
sehingga rumusan Hukum Faraday 1 menjadi :
n = valensi atau banyaknya mol elektron untuk setiap mol zat.
ELEKTROKIMIA
Elektrokimia : Hubungan Reaksi kimia dengan daya gerak listrik (aliran elektron)

• Reaksi kimia menghasil-kandaya gerak listrik (sel galvani)
• Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (sel elektrolisa)

Sel elektrokimia : sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup pada larutan elektrolit.

1. Sel Volta/Gavalni

                                     

a.    Prinsip-prinsip selvoltaatau sel galvani :

• Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi redoks.
• Aturan selvolta:

-   Terjadi perubahan : energi kimia → energi listrik
-   Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi; anoda kutub negatif
-   Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi; katoda = kutub positif
-   Elektron mengalir dari anoda ke katoda
b.   Konsep-konsep Sel Volta
Sel Volta:

1. Deret Volta/Nerst

a.   Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au
b.  Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi. Makin ke kiri, mudah dioksidasi, makin aktif, dan sukar direduksi.
Prinsip:

1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi
2. Arus elektron : anoda → katoda ; arus listrik : katoda → anoda
3. Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan

Contoh dari sel galvani :

Notasi sel :  Zn/Zn⁺²//Cu⁺²/Cu
/  = potensial ½ sel
// = potensial sambungan Sel (cell junction potential; jembatan garam)
c.  Macam-macam selvolta

1. Sel Kering atau Sel Leclance

• Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan anak-anak, dll.

• Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon (dalam bentuk grafit) yang terlindungi oleh pasta karbon, MnO₂ dan NH₄Cl₂

• Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan muncul dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif.

• Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO₂ + NH₄Cl + sedikit Air

• Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng

Zn(s) → Zn₂+ (aq) + 2e^-

• Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu campuran hasil akan terbentuk. Salah satu reaksi yang paling penting adalah :

2MnO₂(s) + 2NH₄ + (aq) + 2e^- → Mn₂O₃(s) + 2NH₃(aq) + H₂O

• Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan Zn₂+ yang dihasilkan pada anoda dan  membentuk ion

Zn(NH₃)₄²⁺.
2.  Sel Aki

• Katoda: PbO₂

• Anoda : Pb

• Elektrolit: Larutan H₂SO₄

• Reaksinya adalah :

PbO₂(s) + 4H⁺(aq) + SO₄^2-(aq) → PbSO₄(s) + 2H₂O (katoda) Pb (s) + SO₄^2-(aq) → PbSO₄(s) + 2e^- (anoda) PbO₂(s) + Pb (s) + 4H⁺(aq) + 2SO₄^2-(aq) → 2PbSO₄(s) + 2H₂O (total)

• Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut.

• Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi :

2PbSO₄(s)  + 2H₂O → PbO₂(s) + Pb(s) + 4H⁺(aq) + 2SO₄^2-(aq) (total)

• Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan.

3.  Sel Bahan Bakar

• Elektroda : Ni

• Elektrolit : Larutan KOH

• Bahan Bakar : H₂ dan O₂

4.  Baterai Ni – Cd

• Disebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang muatannya dan yang umum dipakai pada alat-alat elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt.

• Katoda : NiO₂ dengan sedikit air

• Anoda : Cd

• Reaksinya :

Cd(s) + 2OH^- (aq) → Cd(OH)₂(s) + 2e^-
2e^- + NiO₂(s) + 2H₂O → Ni(OH)₂(s) + 2OH^-(aq)

• Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.

ELEKTROKIMIA
Sesuai dengan namanya, metode elektrokimia adalah metode yang didasarkan pada reaksi redoks, yakni gabungan dari reaksi reduksi dan oksidasi, yang berlangsung pada elektroda yang sama/berbeda dalam suatu sistim elektrokimia. Sistem elektrokimia meliputi sel elektrokimia dan reaksi elektrokimia. Sel elektrokimia yang menghasilkan listrik karena terjadinya reaksi spontan di dalamnya di sebut sel galvani. Sedangkan sel elektrokimia di mana reaksi tak-spontan terjadi di dalamnya di sebut sel elektrolisis. Peralatan dasar dari sel elektrokimia adalah dua elektroda -umumnya konduktor logam- yang dicelupkan ke dalam elektrolit konduktor ion (yang dapat berupa larutan maupun cairan) dan sumber arus. Karena didasarkan pada reaksi redoks, pereaksi utama yang berperan dalam metode ini adalah elektron yang di pasok dari suatu sumber listrik. Sesuai dengan reaksi yang berlangsung, elektroda dalam suatu sistem elektrokimia dapat dibedakan menjadi katoda, yakni elektroda di mana reaksi reduksi (reaksi katodik) berlangsung dan anoda di mana reaksi oksidasi (reaksi anodik) berlangsung.
Aplikasi metode elektrokimia untuk lingkungan dan laboratorium pada umumnya didasarkan pada proses elektrolisis, yakni terjadinya reaksi kimia dalam suatu sistem elektrokimia akibat pemberian arus listrik dari suatu sumber luar. Proses ini merupakan kebalikan dari proses Galvani, di mana reaksi kimia yang berlangsung dalam suatu sistem elektrokimia dimanfaatkan untuk menghasilkan arus listrik, misalnya dalam sel bahan bakar (fuel-cell). Aplikasi lainnya dari metode elektrokimia selain pemurnian logam dan elektroplating adalah elektroanalitik, elektrokoagulasi, elektrokatalis, elektrodialisis dan elektrorefining.
Sedangkan 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/membuat dan 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
Perlu diketahui juga dalam mengelektrosintesis terutama sintesis senyawa organik bahwa reaksi pada elektroda dapat saja berubah bila kondisi berubah. Salah satu parameter yang penting untuk memahami reaksi yang terjadi adalah dengan mengetahui potensial elektrolisis untuk reaksi oksidasi dan reduksi. Tabel 1 dan 2 berikut ini memperlihatkan potensial reduksi dan oksidasi beberapa senyawa organik:

Senyawa E1/2 (Volt) Phenacyl Bromide - 0.16 Kloroform - 1.67 Methylen Klorida - 2.33 Benzoquinon + 0.44 Benzoquinon - 0.40 Mesityl oxide - 1.6 Camphor Anil - 2.6 Benzalanin - 1.83 Anthracene - 1.94 Phenantherene - 2.46 Napthalene - 2.47 Tabel . Potensial reduksi senyawa organik		Senyawa E1/2 (Volt) Anthracene 1.20 Phenantherene 1.68 Napthalene 1.72 Phenol 1.35 Anisol 1.67 Thioanisol 1.82 Bitropyl 1.29 Tropylidiine 1.39 Thiopene 1.91 Tabel. Potensial oksidasi senyawa organik
		Sumber: Buchori 2003

Pengaturan potensial juga amat penting dilakukan terutama bila reaksi melibatkan molekul bergugus fungsi banyak (kompleks polyfunctional molecule). Sebagai contoh reaksi reduksi kromida aromatik pada kondisi katon dan alkil klorida tidak aktif dan alpha-kromoketon yang lebih mudah tereduksi dari pada arilkromida. Reaksi reduksi selektif ini dapat diramalkan berjalan sesuai dengan arah yang diinginkan melalui pengaturan potensial. Pengaturan potensial juga berguna untuk suatu reaksi transformasi pembuatan suatu senyawa organik yang melibatkan iodikal, karbanion ataupun korbonium, yang secara kimia biasa tidak dapat dilakukan ternyata dapat dilaksanakan secara elektrokimia.
Dari berbagai penelitian yang telah dilakukan diketahui bahwa sebenarnya dasar dari terjadinya reaksi elektrosintesis adalah :

1. Pemutusan ikatan tunggal
   Beberapa jenis ikatan tunggal yang elektroaktif antara lain : alkil halida, ikatan karbon-oksigen, ikatan karbon-nitrogen, ikatan karbon-belerang, ikatan karbon-fosfor dan ikatan oksigen-oksigen.
2. Reduksi Ikatan rangkap (rangkap dua dan rangkap tiga)
   Beberapa kelompok ikatan rangkap yang elektroaktif, antara lain gugusan karbonil (aldehida, keton, karboksilat dan turunannya), ikatan ganda karbon nitrogen (Irium, turunan karbonil lainnya), gugus nitro (senyawa nitro aromatik, nitro alifatik), ikatan rangkap lainnya (senyawa azo dan nitrozo, diazo dan diazinum).

Sel Elektrolisis

• Terjadi perubahan : energi listrik → energi kimia
• Elektrolisa adalah reaksi non-spontan yang berjalan akibat adanya arus (aliran elektron) eksternal yang dihasilkan oleh suatu pembangkit listrik
• Pada sel elektrolitik

–        Katoda bermuatan negatif  atau disebut elektroda –
–        Terjadi reaksi reduksi
Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) dengan Alkali tanah(IIA), Al dan Mn
-         Reaksi : 2 H⁺(aq) + 2e^- →H₂(g)
ion golongan IA/IIA  tidak direduksi; dan penggantinya air
2 H₂O(l) + 2 e^- → basa + H₂(g)
ion-ion lain  direduksi
–        Anoda bermuatan positif (+) atau disebut elektroda +
-         Terjadi reaksi oksidasi
-         Jenis logam diperhatikan
a.  Anoda : Pt atau C (elektroda inert)
reaksi :
# 4OH^- (aq) → 2H₂O(l) + O₂(g) + 4e^-
# gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh
2 H₂O(l) → asam + O₂(g)
# golongan VIIA (halogen) → gas
b.  Anoda bukan : Pt atau C
reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau senyawa lain.

Korosi

Korosi adalah peristiwa perusakan logam akibat terjadinya reaksi kimia dengan lingkungan yang menghasilkan produk yang tidak diinginkan. Lingkungan dapat berupa asam, basa, oksigen dari udara, oksigen didalam air atau zat kimia lain. Perkaratan besi adalah peristiwa elektrilisis sebagai berikut :
-   Besi dioksidasi oleh H₂O atau ion hydrogen
Fe_(s) → Fe²⁺_(aq) + 2e^- (oksidasi)
2H⁺ _{(aq) →} 2H_(aq) ( reduksi )
-   Atom-atom H bergabung menghasilkan H₂
2H_{(aq) →} H_2(g)
-   Atom-atom H bergabung dengan oksigen
2H_(aq) + ½ O_2(aq) → H₂ O_(l)
-   Jika konsentrasi H+ cukup tinggi (pH rendah), maka reaksi
Fe + 2H⁺ _(aq) → 2H_(aq) + Fe²⁺ _(aq)
2H_(aq) → H_2(g)
-   Ion Fe²⁺ juga bereaksi dengan oksigen dan membentuk karat (coklat keerah-merahan ) dengan menghasilkan ion H⁺ yang selanjutnya direduksi menjadi H₂^-
4Fe²⁺ _(aq) + O₂(aq) + 4H₂ O_(l) + 2_xH₂ O_(l) → 2Fe₂O₃H₂O)_x(s) + 8H⁺
Reaksi totalnya menjadi
4Fe_(s) + 3O_2(aq) + 2_x H₂ O_(l) → 2Fe₂O₃H₂O)_x(s)
Korosi dapat dihambat dengan beberapa cara, misalnya :

1. Pemakaian logam alloy dengan cara

• Pembentukan lapisan pelindung
• Menaikkan tegangan elektrode

2.  Pemakaian lapisan pelindung dengan cara:

• Pengecatan
• Pelapisan senyawa organik (pelumas)
• Pelapisan dengan gelas
• Pelapisan dengan logam
• Dilapisi logam yang lebih mulia
• Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
• Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan
• Dicampur dengan logam lain

3.  Elektrokimiawi dengan cara eliminasi perbedaan tegangan:

• Menaikkan kemurnian logam
• Mencegah kontak 2 logam
• Memakai inhibitor
• Isolasi logam dari larutan, dan lain-lain.

Faktor yang berpengaruh terhadap korosi

1. Kelembaban udara
2. Elektrolit
3. Zat terlarut pembentuk asam (CO₂, SO₂)
4. Adanya O₂
5. Lapisan pada permukaan logam
6. Letak logam dalam deret potensial reduksi

KESIMPULAN
Elektrolisis. pada sel elektrolisis, aliran listrik menyebabkan reduksi pada muatan negatif di katoda dan oksidasi pada muatan positif di anoda. Aplikasi elektrolisis. Elektroplatting, produksi Aluminium dan Magnesium, pemurnian tembaga, dan elektrolisis dari pelelehan NaCl.
Korosi logam adalah salah satu masalah yang paling penting yang dihadapi oleh kelompok industri maju. pengaruh korosi dapat terlihat (pembentukan karat pada permukaan besi) dan tidak terlihat (keretakan serta terjadinya pengurangan kekuatan logam di bawah permukaan).