32 Elektrokimia Dasar
Berbasis aturan dan konvensi — sekali hafal, soal jadi cepat. Fokus pada notasi sel, potensial sel, dan Faraday.
32.1 Dua jenis elektroda (hafal mati)
KARO — ANOK: KAtoda = Reduksi (terima elektrOn); ANoda = Oksidasi.
Trik lain: Reduksi di Right (kanan); oksidasi di kiri.
32.2 Notasi sel
\[ \underbrace{\ce{Zn}}_\text{anoda} \mid \ce{Zn^2+} \,\underbrace{\|}_\text{jembatan garam}\, \ce{Cu^2+} \mid \underbrace{\ce{Cu}}_\text{katoda} \]
- Anoda (oksidasi) di kiri, katoda (reduksi) di kanan.
|= batas fasa;||= jembatan garam.- Elektroda inert (Pt, C) dipakai bila tidak ada logam padat (lihat Soal 47).
32.3 Potensial sel standar
\[ E^\circ_\text{sel} = E^\circ_\text{katoda} - E^\circ_\text{anoda} \]
- \(E^\circ_\text{sel} > 0\) → reaksi spontan.
- \(E^\circ\) tidak dikalikan koefisien (sifat intensif). Lihat Soal 48.
32.4 Persamaan Nernst (kondisi tak standar)
\[ E = E^\circ - \frac{0{,}0592}{n}\log Q \qquad (25\ ^\circ\text{C}) \] \(n\) = jumlah elektron; \(Q\) = hasil bagi reaksi. Lihat Soal 49.
32.5 Hukum Faraday (elektrolisis)
\[ \text{mol e}^- = \frac{Q}{F} = \frac{I \cdot t}{96\,500} \] (\(I\) dalam ampere, \(t\) dalam detik.) Lalu pakai stoikiometri setengah-reaksi untuk mol zat. Lihat Soal 50.
32.6 Contoh Faraday
Arus 2 A, 965 detik. Berapa mol elektron? \[ n_{e^-} = \frac{2\times965}{96\,500} = 0{,}02\ \text{mol} \]
32.7 Mengapa penting
Soal 47, 48, 49, 50 seluruhnya elektrokimia — empat poin yang relatif mudah jika aturan sudah dihafal.
32.8 Menggabungkan dua setengah-reaksi (potensial diboboti elektron)
Kalau suatu setengah-reaksi adalah jumlah dari dua setengah-reaksi lain, \(E^\circ\)-nya tidak boleh sekadar dijumlah atau dirata-rata biasa. Yang aditif adalah \(\Delta G^\circ = -nFE^\circ\), jadi \(E^\circ\) harus dibobot dengan jumlah elektron:
\[ E^\circ_\text{gabungan} = \frac{n_1 E^\circ_1 + n_2 E^\circ_2}{n_1 + n_2} \]
(Berlaku saat dua reaksi dijumlahkan searah, mis. reduksi bertahap. Kalau dua reduksi dikurangkan untuk membentuk sel, pakai \(E^\circ_\text{sel}=E^\circ_\text{katoda}-E^\circ_\text{anoda}\) seperti biasa.)
Contoh. Gabungkan \(\ce{HSeO4^- + 3H+ + 2e- -> H2SeO3 + 3H2O}\) (\(n_1=2\), \(E^\circ_1=1{,}15\) V) dan \(\ce{H2SeO3 + 4H+ + 4e- -> Se + 3H2O}\) (\(n_2=4\), \(E^\circ_2=0{,}74\) V) menjadi reaksi 6 elektron: \[ E^\circ = \frac{(2)(1{,}15)+(4)(0{,}74)}{2+4} = \frac{5{,}26}{6} \approx 0{,}88\ \text{V} \]
32.9 Hubungan \(E^\circ_\text{sel}\) dengan tetapan kesetimbangan (\(K\) / \(K_{sp}\))
Pada kesetimbangan \(E=0\) dan \(Q=K\), sehingga dari persamaan Nernst:
\[ \log K = \frac{n\,E^\circ_\text{sel}}{0{,}0592} \qquad (25\ ^\circ\text{C}) \]
Berlaku untuk \(K\) apa pun yang reaksinya bisa disusun dari dua setengah-reaksi — termasuk \(K_{sp}\) kelarutan. Susun reaksi target sebagai (reduksi A) dikurangi (reduksi B), lalu \(E^\circ_\text{sel}=E^\circ_A - E^\circ_B\).
Contoh. Cari \(K_{sp}\) dari \(\ce{Hg2Cl2(s) <=> Hg2^2+ + 2Cl-}\) memakai \(E^\circ_{(\ce{Hg2Cl2}/\ce{Hg})}=0{,}31\) V dan \(E^\circ_{(\ce{Hg2^2+}/\ce{Hg})}=0{,}80\) V (\(n=2\)): \[ E^\circ_\text{sel} = 0{,}31 - 0{,}80 = -0{,}49\ \text{V} \] \[ \log K_{sp} = \frac{(2)(-0{,}49)}{0{,}0592} \approx -16{,}6 \;\Rightarrow\; K_{sp}\approx 2\times10^{-17} \] \(E^\circ_\text{sel}\) negatif → \(K\) sangat kecil → garam memang sukar larut.
- Di katoda terjadi oksidasi atau reduksi? (reduksi)
- \(E^\circ_\text{katoda}=+0{,}80\), \(E^\circ_\text{anoda}=-0{,}76\). \(E^\circ_\text{sel}\)? (+1,56 V)
- Arus 1 A selama 96 500 s = berapa mol elektron? (1 mol)