Elektrokimia

Elektrokimia mempelajari perubahan kimia yang dihasilkan oleh atau menghasilkan arus listrik. Konsep utamanya berputar pada reaksi Redoks (Reduksi-Oksidasi).

6.1. Konsep Dasar Redoks

Oksidasi: Pelepasan elektron ($\mathbf{e}^-$), menyebabkan kenaikan bilangan oksidasi.
Reduksi: Penerimaan elektron ($\mathbf{e}^-$), menyebabkan penurunan bilangan oksidasi.

Dalam elektrokimia, reaksi redoks dibagi menjadi dua setengah reaksi yang terjadi pada dua elektroda terpisah:

Anoda: Tempat terjadinya Oksidasi.
Katoda: Tempat terjadinya Reduksi.

6.2. Jenis Sel Elektrokimia

Ada dua jenis sel utama yang membentuk studi elektrokimia:

A. Sel Volta (Galvani)

Sel yang menghasilkan energi listrik dari reaksi kimia spontan ($\mathbf{\Delta G < 0}$). Sel ini mengubah energi kimia menjadi energi listrik.

Contoh: Baterai, sel bahan bakar.
Aliran Elektron: Dari Anoda (tempat oksidasi, muatan negatif) ke Katoda (tempat reduksi, muatan positif) melalui kawat eksternal.
Jembatan Garam: Komponen yang menghubungkan dua setengah sel untuk menjaga netralitas listrik, memungkinkan ion mengalir dan menyelesaikan rangkaian.

B. Sel Elektrolisis

Sel yang menggunakan energi listrik untuk menjalankan reaksi kimia non-spontan ($\mathbf{\Delta G > 0}$). Sel ini mengubah energi listrik menjadi energi kimia.

Contoh: Pengisian ulang baterai, pemurnian logam (elektroplating).
Polaritas: Pada sel elektrolisis, elektroda yang terhubung ke terminal positif sumber DC adalah Anoda (oksidasi), dan elektroda yang terhubung ke terminal negatif adalah Katoda (reduksi).

6.3. Potensial Sel dan Energi Bebas Gibbs

Potensial Sel ($\mathbf{E_{\text{sel}}}$) adalah ukuran gaya dorong sel (tegangan) dan merupakan perbedaan potensial antara Katoda dan Anoda.

$$\mathbf{E_{\text{sel}} = E_{\text{katoda}} – E_{\text{anoda}}}$$

Potensial sel dihubungkan dengan Termodinamika melalui perubahan Energi Bebas Gibbs:

$$\mathbf{\Delta G = -nFE_{\text{sel}}}$$

$n$: Jumlah mol elektron yang ditransfer dalam reaksi.
$F$: Konstanta Faraday ($96485 \text{ C/mol e}^-$).

Kriteria Kespontanan:

Jika $\mathbf{E_{\text{sel}} > 0}$ (positif), maka $\Delta G$ negatif, dan prosesnya spontan (Sel Volta).
Jika $\mathbf{E_{\text{sel}} < 0}$ (negatif), maka $\Delta G$ positif, dan prosesnya non-spontan (membutuhkan energi, seperti pada Sel Elektrolisis).

6.4. Persamaan Nernst

Potensial sel standar ($E^\circ$) diukur ketika semua konsentrasi adalah $1 \text{ M}$ dan tekanan $1 \text{ atm}$. Namun, potensial sel nyata bergantung pada konsentrasi melalui Persamaan Nernst:

$$\mathbf{E_{\text{sel}} = E^\circ_{\text{sel}} – \frac{RT}{nF} \ln Q}$$

$Q$: Hasil bagi reaksi, yang sama seperti dalam Kesetimbangan Kimia.
Persamaan ini memungkinkan kita untuk menghitung tegangan sel pada kondisi non-standar.

Pada kesetimbangan, $E_{\text{sel}} = 0$ dan $Q = K$ (konstanta kesetimbangan). Dengan menyusun ulang Persamaan Nernst pada kesetimbangan, kita mendapatkan kembali hubungan $\Delta G^\circ = -RT \ln K$.

6.5. Hukum Faraday Elektrolisis

Hukum Faraday menghubungkan jumlah listrik yang dialirkan dengan jumlah zat yang bereaksi (terbentuk atau terurai) selama elektrolisis.

$$\mathbf{\text{Massa} \propto \text{Muatan Listrik}}$$

Secara kuantitatif, jumlah mol elektron ($n_{\text{e}}$) yang dibutuhkan untuk menghasilkan produk dihitung dari muatan total ($Q$):

$$\mathbf{n_{\text{e}} = \frac{Q}{F} = \frac{I \cdot t}{F}}$$

$I$: Arus (Ampere).
$t$: Waktu (detik).
$F$: Konstanta Faraday.