Elektrokimia adalah cabang kimia fisik yang mempelajari interkonversi energi listrik dan kimia. Sel elektrokimia memanfaatkan reaksi redoks untuk menghasilkan listrik (sel galvanik) atau menggunakan listrik untuk mendorong reaksi tidak spontan (sel elektrolitik).

Reaksi Redoks dalam Elektrokimia

Oksidasi adalah kehilangan elektron sedangkan reduksi adalah perolehan elektron; agen pengoksidasi direduksi dan agen pereduksi dioksidasi. Reaksi redoks dapat dipisahkan menjadi dua setengah reaksi: oksidasi di anoda dan reduksi di katoda. Reaksi sel keseluruhan adalah jumlah dari setengah reaksi yang setara dengan elektron dihilangkan.

Sel Galvanik (Volta)

Sel galvanik mengubah energi kimia menjadi energi listrik melalui reaksi redoks spontan, dengan sel Daniel (Zn/Cu) sebagai contoh klasik. Elektroda Zn (anoda, -) teroksidasi: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-, sedangkan elektroda Cu (katoda, +) tereduksi: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s). Jembatan garam yang mengandung KCl atau KNO3 dalam agar menjaga netralitas listrik dengan memungkinkan migrasi ion antara setengah sel. Notasi sel ditulis sebagai Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s), di mana | mewakili batas fase dan || mewakili jembatan garam.

Potensial Elektroda Standar

Potensial reduksi standar (E°) diukur relatif terhadap elektroda hidrogen standar (SHE): 2H+(aq) + 2e- → H2(g), E° = 0,00 V. Nilai E° yang lebih positif menunjukkan agen pengoksidasi yang lebih kuat, sedangkan nilai yang lebih negatif menunjukkan agen pereduksi yang lebih kuat. Potensial sel standar adalah E°sel = E°katoda - E°anoda (atau E°reduksi + E°oksidasi), dan E°sel positif menunjukkan reaksi spontan.

Persamaan Nernst

Potensial sel bervariasi dengan konsentrasi dan suhu menurut persamaan Nernst: E = E° - (RT/nF) ln Q, di mana n adalah jumlah elektron yang ditransfer, F adalah konstanta Faraday (96.485 C/mol), dan Q adalah hasil bagi reaksi. Pada 25°C, persamaan disederhanakan menjadi E = E° - (0,0592/n) log Q. Pada kesetimbangan, E = 0 dan Q = K, memberikan hubungan log K = nE°/0,0592 pada 25°C.

Sel Elektrolitik

Sel elektrolitik menggunakan sumber daya eksternal untuk mendorong reaksi redoks tidak spontan, di mana anoda positif dan katoda negatif — kebalikan dari sel galvanik. Hukum Faraday tentang Elektrolisis menyatakan bahwa massa zat yang dihasilkan pada elektroda sebanding dengan jumlah muatan yang dilewatkan: m = (Q/M)/(nF), di mana Q = I × t dan M adalah massa molar. Aplikasi termasuk elektroplating (pelapisan krom, pelapisan emas), pemurnian logam (pemurnian tembaga), dan elektrolisis air (produksi H2 dan O2).

Baterai

Baterai primer (tidak dapat diisi ulang) termasuk sel kering Leclanché menggunakan Zn dan MnO2, dan baterai alkali menggunakan Zn dan MnO2 dalam elektrolit alkali. Baterai sekunder (dapat diisi ulang) termasuk timbal-asam (Pb dan PbO2 dalam H2SO4), litium-ion (katoda LiCoO2, anoda grafit, elektrolit Li+), dan Ni-Cd (NiOOH dan Cd dalam KOH). Sel bahan bakar mengubah energi kimia langsung menjadi listrik — sel bahan bakar H2/O2 menghasilkan air dan energi listrik dengan efisiensi tinggi.

Korosi

Korosi adalah oksidasi spontan logam, terutama karat besi: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-. Pembentukan karat memerlukan oksigen dan air, dengan reaksi katodik O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-. Metode pencegahan korosi meliputi pengecatan, galvanisasi (lapisan Zn), perlindungan katodik menggunakan anoda korban, dan paduan untuk menghasilkan baja tahan karat.