18 Elektrokimia Dasar
Berbasis aturan dan konvensi — sekali hafal, soal jadi cepat. Fokus pada notasi sel, potensial sel, dan Faraday.
18.1 Dua jenis elektroda (hafal mati)
KARO — ANOK: KAtoda = Reduksi (terima elektrOn); ANoda = Oksidasi.
Trik lain: Reduksi di Right (kanan); oksidasi di kiri.
18.2 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).
18.3 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.
18.4 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.
18.5 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.
18.6 Contoh Faraday
Arus 2 A, 965 detik. Berapa mol elektron? \[ n_{e^-} = \frac{2\times965}{96\,500} = 0{,}02\ \text{mol} \]
18.7 Mengapa penting
Soal 47, 48, 49, 50 seluruhnya elektrokimia — empat poin yang relatif mudah jika aturan sudah dihafal.
- 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)