Elektrokimia — Sel Galvanik, Elektrolisis & Persamaan Nernst

Elektrokimia menjelaskan bagaimana reaksi redoks dan listrik saling memengaruhi. Dalam sel galvanik, reaksi redoks spontan menghasilkan energi listrik. Dalam sel elektrolitik, sumber daya luar mendorong reaksi yang tidak spontan. Persamaan Nernst kemudian memberi tahu bagaimana potensial sel berubah ketika konsentrasi, tekanan, atau kondisi lain tidak berada pada nilai standarnya.

Jika Anda hanya mengingat satu gagasan, ingat ini: kimia menentukan ke mana elektron cenderung bergerak, dan elektrokimia melacak tegangan yang dihasilkan.

Apa Arti Elektrokimia

Reaksi redoks selalu melibatkan perpindahan elektron. Elektrokimia menjadi berguna ketika setengah-reaksi oksidasi dan reduksi dipisahkan ke lokasi yang berbeda, sehingga elektron bergerak melalui rangkaian luar alih-alih berpindah langsung dalam satu gelas kimia.

Pemisahan itu memberi besaran yang dapat diukur seperti arus dan potensial sel. Hal ini juga membuat kimianya lebih mudah dianalisis, karena Anda dapat menandai satu elektroda sebagai tempat oksidasi dan yang lain sebagai tempat reduksi.

Sel Galvanik Vs. Sel Elektrolitik

Sel Galvanik Menghasilkan Energi Listrik

Sel galvanik, yang juga disebut sel volta, menggunakan reaksi redoks spontan untuk menghasilkan energi listrik.

Aturan intinya tetap sama:

• oksidasi terjadi di anoda
• reduksi terjadi di katoda
• elektron bergerak melalui kawat luar dari anoda ke katoda

Dalam sel galvanik, reaksi itu sendiri menyediakan gaya pendorongnya.

Sel Elektrolitik Mengonsumsi Energi Listrik

Sel elektrolitik menggunakan sumber daya luar untuk memaksa terjadinya reaksi yang tidak spontan pada kondisi yang dinyatakan.

Pelapisan logam dan elektrolisis garam cair adalah contoh standar. Label reaksinya juga tidak berubah di sini: oksidasi tetap terjadi di anoda, dan reduksi tetap terjadi di katoda. Yang berubah adalah arah energinya. Energi listrik disuplai agar proses kimia dapat berlangsung.

Cara Menentukan Anoda, Katoda, dan Jembatan Garam

Siswa sering menghafal tanda elektroda lalu bingung. Aturan yang lebih aman adalah mendefinisikan setiap elektroda berdasarkan reaksi yang terjadi di sana.

• anoda = oksidasi
• katoda = reduksi

Dalam banyak sel galvanik, anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif. Dalam banyak sel elektrolitik, tandanya terbalik karena sumber luar mendorong elektron ke tempat yang tidak akan mereka tuju dengan sendirinya.

Jembatan garam atau penghalang berpori memiliki tugas yang berbeda dari kawat. Elektron bergerak melalui rangkaian luar. Ion bergerak melalui larutan atau jembatan garam agar muatan tidak menumpuk terlalu besar di salah satu setengah-sel.

Contoh Soal: Sel Galvanik Seng-Tembaga

Perhatikan sel galvanik

$$\mathrm{Zn}(s)\,|\,\mathrm{Zn}^{2+}(aq)\,||\,\mathrm{Cu}^{2+}(aq)\,|\,\mathrm{Cu}(s)$$

Setengah-reaksinya adalah

$$\mathrm{Zn}(s) \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}(aq) + 2e^-$$ $$\mathrm{Cu}^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu}(s)$$

Jadi seng teroksidasi di anoda, dan ion tembaga(II) tereduksi di katoda. Pada kondisi standar, potensial sel standarnya adalah

$$E^\circ_{cell} = E^\circ_{cathode} - E^\circ_{anode} = 0.34\ \mathrm{V} - (-0.76\ \mathrm{V}) = 1.10\ \mathrm{V}$$

Nilai $E^\circ_{cell}$ yang positif berarti reaksi tersebut spontan sebagaimana dituliskan pada kondisi standar.

Sekarang misalkan konsentrasinya tidak lagi standar: $[\mathrm{Zn}^{2+}] = 1.0\ \mathrm{M}$ dan $[\mathrm{Cu}^{2+}] = 0.010\ \mathrm{M}$ pada $25^\circ\mathrm{C}$.

Untuk reaksi keseluruhan

$$\mathrm{Zn}(s) + \mathrm{Cu}^{2+}(aq) \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}(aq) + \mathrm{Cu}(s)$$

hasil bagi reaksinya adalah

$$Q = \frac{[\mathrm{Zn}^{2+}]}{[\mathrm{Cu}^{2+}]} = \frac{1.0}{0.010} = 100$$

Karena padatan tidak muncul dalam $Q$, hanya ion dalam larutan yang penting di sini.

Pada kondisi umum, persamaan Nernst adalah

$$E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q$$

Pada $25^\circ\mathrm{C}$, dengan menggunakan logaritma basis 10, persamaan ini sering ditulis sebagai

$$E = E^\circ - \frac{0.05916\ \mathrm{V}}{n}\log Q$$

Bentuk yang lebih singkat ini hanya berlaku pada $25^\circ\mathrm{C}$.

Untuk sel ini, $n = 2$, sehingga

$$E = 1.10 - \frac{0.05916}{2}\log(100)$$ $$E = 1.10 - \frac{0.05916}{2}(2) = 1.10 - 0.05916 \approx 1.04\ \mathrm{V}$$

Tegangannya lebih rendah daripada nilai standar karena kondisi yang diberikan membuat reaksi maju kurang menguntungkan dibandingkan pada keadaan standar. Itulah fungsi utama persamaan Nernst: mengoreksi $E^\circ$ ke kondisi sebenarnya.

Cara Membaca Persamaan Nernst

Persamaan Nernst tidak menggantikan potensial sel standar. Persamaan ini menyesuaikannya dengan kondisi yang benar-benar Anda miliki.

Jika $Q = 1$, maka $\ln Q = 0$, sehingga $E = E^\circ$. Jika $Q$ menjadi lebih besar untuk reaksi sebagaimana dituliskan, suku koreksinya menjadi lebih besar dan $E$ menurun. Jika $Q$ lebih kecil dari $1$, $E$ meningkat.

Pada kesetimbangan, kecenderungan maju dan balik saling menyeimbangkan, dan $E = 0$ untuk reaksi sel pada kondisi tersebut. Itulah sebabnya elektrokimia sangat terkait dengan kimia kesetimbangan.

Kesalahan Umum

Menganggap Anoda Selalu Negatif

Tanda negatif dan positif bergantung pada jenis sel. Definisi yang andal adalah jenis reaksinya: oksidasi di anoda, reduksi di katoda.

Menempatkan Elektron di Jembatan Garam

Elektron bergerak dalam rangkaian luar. Jembatan garam membawa ion, bukan elektron.

Menggunakan Bentuk $0.05916$ pada Suhu Berapa Pun

Bentuk

$$E = E^\circ - \frac{0.05916}{n}\log Q$$

khusus untuk $25^\circ\mathrm{C}$. Jika suhu berubah, gunakan bentuk lengkap dengan $RT/(nF)$.

Lupa Apa Saja yang Masuk ke Dalam $Q$

Padatan murni dan cairan murni tidak dimasukkan dalam hasil bagi reaksi. Dalam banyak soal pengantar tentang sel, hanya ion terlarut atau gas yang muncul dalam $Q$.

Kapan Elektrokimia Digunakan

Elektrokimia penting di mana pun perpindahan elektron bertemu dengan konversi energi atau pengendalian kimia. Ini mencakup baterai, sel bahan bakar, korosi, pelapisan logam, pemurnian logam, dan sensor analitik.

Elektrokimia juga memberi jembatan praktis antara termodinamika dan sistem nyata. Potensial sel memberi tahu Anda bukan hanya bahwa suatu reaksi dapat terjadi, tetapi juga bagaimana gaya pendorongnya berubah ketika kondisi berubah.

Coba Soal Serupa

Ubah contoh seng-tembaga menjadi kasus ketika $[\mathrm{Cu}^{2+}]$ lebih besar, bukan lebih kecil, lalu hitung ulang $Q$ dan $E$. Satu perubahan itu saja cukup untuk membuat persamaan Nernst terasa bukan sekadar rumus untuk dihafal, melainkan cara untuk menggambarkan apa yang benar-benar dialami sel.