Energi Bebas Gibbs (G) adalah fungsi termodinamika yang "menggabungkan" dua konsep penting yaitu entalpi (H) yang terkait dengan panas reaksi dan entropi (S) yang terkait dengan tingkat ketidakteraturan sistem pada suhu (T) dan tekanan yang konstan. Rumusnya sederhana, tapi maknanya dalam:

G = H − TS

Nah, yang paling penting adalah perubahan Energi Bebas Gibbs (ΔG) selama suatu proses kimia atau fisik. ΔG ini yang jadi "ramalan" kita tentang kespontanan suatu reaksi:

• ΔG < 0 (Negatif): Proses ini spontan! Artinya, reaksi ini bisa terjadi dengan sendirinya tanpa perlu dorongan dari luar. Dalam sel volta, reaksi redoks spontan inilah yang menghasilkan energi listrik.

• ΔG > 0 (Positif): Proses ini tidak spontan. Reaksi ini butuh "suntikan" energi dari luar agar bisa terjadi. Dalam sel elektrolisis, energi listrik itulah yang kita berikan untuk "memaksa" reaksi non-spontan ini.

• ΔG = 0 (Nol): Sistem berada dalam kesetimbangan. Artinya, laju reaksi maju dan mundur sama, tidak ada perubahan.

Hubungan ini punya banyak penerapannya, antara lain:

• Memprediksi Kespontanan Reaksi Redoks: Cukup hitung Esel​ atau Esel∘​! Kalau positif, ya spontan. Kalau negatif, berarti nggak spontan.

• Menentukan Potensial Sel dari Data Termodinamika: Kalau kamu tahu nilai ΔG-nya, kamu bisa langsung hitung potensial selnya.

• Menghitung Konstanta Kesetimbangan (K): ΔG∘ juga berhubungan dengan konstanta kesetimbangan (K) melalui persamaan ΔG∘  = −RTlnK. Dengan menggabungkan kedua rumus ini, kita bisa menghitung K dari data potensial sel:

−nFEsel∘ ​= −RTlnK 

Maka,

Persamaan Nernst adalah "jembatan" yang menghubungkan potensial reduksi suatu reaksi elektrokimia (setengah sel atau sel penuh) dengan potensial elektroda standar, suhu, dan aktivitas (atau sering kita dekati dengan konsentrasi) dari zat-zat yang terlibat. Bentuk umum Persamaan Nernst untuk setengah reaksi sel adalah:

Untuk menghitung potensial sel (Esel) dari sel elektrokimia lengkap pada kondisi non-standar, kita bisa menggunakan Persamaan Nernst untuk masing-masing setengah selnya:

Esel​ = Ekatoda ​− Eanoda​

Di mana Ekatoda​ dan Eanoda​ dihitung menggunakan Persamaan Nernst untuk setengah reaksi masing-masing. Alternatifnya, kita juga bisa menghitung Esel∘​ dulu, lalu menggunakan Persamaan Nernst untuk sel lengkap:

Persamaan Nernst ini memperluas wawasan kita tentang potensial sel dari kondisi ideal ke kondisi yang lebih realistis. Ini menunjukkan bahwa:

• Perubahan konsentrasi reaktan dan produk akan memengaruhi potensial sel. Kalau konsentrasi reaktan meningkat, biasanya Esel​ untuk sel volta akan naik. Kalau konsentrasi produk naik, Esel​ cenderung turun.

• Perubahan suhu juga memengaruhi Esel​, karena T ada di dalam rumus Nernst.

Jadi, Persamaan Nernst adalah alat krusial untuk memahami dan memprediksi perilaku sel elektrokimia dalam kondisi yang lebih "hidup" di laboratorium atau dalam aplikasi nyata.

Hukum Faraday ini adalah dua hukum kuantitatif yang ditemukan oleh Michael Faraday pada tahun 1833. Hukum ini menjelaskan hubungan erat antara jumlah zat yang dihasilkan atau dikonsumsi pada elektroda selama elektrolisis dengan jumlah muatan listrik yang dialirkan melalui sel.

• Hukum Faraday I: "Massa zat (m) yang dihasilkan atau dikonsumsi pada elektroda selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik (Q) yang dialirkan melalui sel." Secara matematis:

m = Q

Karena muatan (Q) adalah hasil kali antara arus listrik (i) dan waktu (t), maka:

m = i⋅t

• Hukum Faraday II: "Jika jumlah muatan listrik yang sama dialirkan melalui elektrolit yang berbeda dan terhubung secara seri, maka massa zat yang dihasilkan atau dikonsumsi pada elektroda akan berbanding lurus dengan massa ekivalen kimia (ME) zat tersebut."

Massa ekivalen kimia (ME) adalah massa molar suatu unsur (Ar​) dibagi dengan jumlah elektron (n) yang ditransfer per ion atau molekul selama reaksi elektrolisis (sering disebut valensi efektif).

Rumus secara umum:​

Hukum Faraday ini adalah "kalkulator" kita untuk elektrolisis! Ia memberi kita dasar kuantitatif untuk menghitung berapa banyak produk yang terbentuk atau reaktan yang habis dalam sel elektrolisis.

• Perhitungan Produk: Kita bisa menghitung secara tepat berapa gram atau mol zat yang akan terbentuk di anoda dan katoda dengan sejumlah listrik tertentu.

• Perencanaan Proses Industri: Dalam industri seperti pemurnian logam (misalnya tembaga), penyepuhan, dan produksi bahan kimia, Hukum Faraday krusial untuk merencanakan dan mengontrol jumlah produk berdasarkan listrik yang digunakan. Ini penghematan biaya dan efisiensi!

• Stoikiometri Reaksi Elektroda: Hukum Faraday menghubungkan jumlah muatan listrik dengan stoikiometri reaksi pada elektroda. Jumlah elektron yang ditransfer (n) itu sangat penting dalam perhitungan.

Contoh 1

Hitunglah massa tembaga yang dihasilkan jika arus listrik sebesar 10 ampere dialirkan selama 9500 detik ke dalam larutan CuSO4 (Ar Cu= 63,5 g/mol)!

Pembahasan

Reaksi pengendapan Cu:

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

ME Cu = Ar/n = 63,5/2 = 31,75

Maka, massa Cu yang dihasilkan adalah:

m = ME x i x t / 96500

 = 31,75 x 10 x 9500 / 96500 

 = 31,26 g

Jadi, massa tembaga yang dihasilkan adalah sebesar 31,26 gram

Contoh 2

Berapa emas dan klor yang terbentuk, jika arus listrik 10 A melewati larutan emas(III) klorida selama 6 menit? (Ar Au = 196,73; Ar Cl = 35,45). Diketahui reaksi pada elektrode:

Katode : Au3+(aq) + 3e- → Au(s)

Anode : 2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-

Pembahasan

ME Au = 196,73 / 3 = 65,66 gram

ME Cl2 = 35,45 / 1 = 35,45 gram

Au yang terbentuk

m = ME x i x t / 96500

 = 65,66 x 10 x 360 / 96500 

 = 2,45

Cl2 yang terbentuk

m = ME x i x t / 96.500

 = 35,45 x 10 x 360 / 96500 

 = 1,32 g

Jadi, emas yang terbentuk adalah 2,45 gram, sedangkan klor yang terbentuk adalah 1,32 gram.

Contoh 3

Berapa waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 5,60 gram besi dalam larutan besi(III) klorida dengan arus 5 A? (Ar Fe = 55,85).

Pembahasan

Diketahui reaksi pada katode:

Fe3+(aq) + 3e– → Fe(s)

ME Fe = 55,85 / 3 = 18,62 gram

m = ME x i x t / 96500

5,60 = 18,62 x 5 x t / 96500 

t = 5,60 x 96500 / 93,1

t = 5804 s

Jadi, waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 5,60 gram besi dalam larutan besi (III) klorida dengan arus 5 A adalah 5804 detik.