Elektrokimia: panduan belajar

Gagasan utama

Elektrokimia menghubungkan reaksi kimia dengan energi listrik. Dalam sel galvani reaksi redoks spontan menghasilkan tegangan, dan dalam elektrolisis arus yang diberikan menggerakkan reaksi.

• Oksidasi terjadi di anode dan reduksi di katode. Potensial sel adalah E°_sel = E°_katode − E°_anode, dan nilai positif berarti sel spontan.
• Energi bebas adalah ΔG° = −nFE°, dengan F = 96 485 C/mol dan n jumlah elektron yang berpindah.
• Di luar kondisi standar, persamaan Nernst memberi E = E° − (0,0592 ÷ n) log₁₀ Q pada 25 °C.
• Hukum Faraday elektrolisis: mol elektron = It ÷ F, dan massa yang mengendap m = ItM ÷ (nF).

Persamaan penting

• E°_cell = E°_cathode − E°_anode
• ΔG° = −nFE°
• E = E° − (0.0592 ÷ n) log₁₀ Q (25 °C)
• m = ItM ÷ (nF)
• F = 96 485 C/mol

Contoh soal

Untuk Zn | Zn²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu, E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V, dan ΔG° = −2 × 96 485 × 1,10 = −212 kJ/mol. Dengan [Zn²⁺] = 1,0 M dan [Cu²⁺] = 0,010 M, Q = 100 dan E = 1,10 − (0,0592 ÷ 2) × log 100 = 1,10 − 0,059 = 1,04 V. Pelapisan tembaga pada 2,0 A selama 30 menit mengendapkan m = 2,0 × 1800 × 63,5 ÷ (2 × 96 485) = 1,2 g.

Kesalahan umum

• Mengurangkan potensial dengan urutan salah atau mengubah E° ketika mengalikan setengah reaksi dengan koefisien.
• Lupa bahwa n dalam rumus Nernst dan ΔG adalah jumlah elektron pada persamaan setara.
• Tertukar anode dan katode. Oksidasi selalu terjadi di anode, baik pada sel galvani maupun elektrolisis.

Latihan

Uji dirimu dengan soal latihan tentang topik ini: Elektrokimia