Contoh Soal dan Pembahasan Aplikasi Elektrokimia
Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dan listrik. Dalam kehidupan sehari-hari, aplikasi elektrokimia dapat ditemukan dalam berbagai bidang seperti baterai, sensor, korosi, dan proses elektroplating. Untuk memahami lebih dalam, berikut ini akan disajikan beberapa contoh soal beserta pembahasan terkait aplikasi elektrokimia.
Contoh Soal 1: Baterai Galvanik (Sel Volta)
Soal:
Sebuah sel galvanik dibuat dengan elektroda Zn (seng) dan Cu (tembaga) yang dicelupkan ke dalam larutan ZnSO₄ dan CuSO₄ masing-masing. Potensial elektroda standar untuk Zn²⁺/Zn adalah -0,76 V, dan untuk Cu²⁺/Cu adalah +0,34 V. Hitunglah tegangan sel (E° sel) dari sel galvanik tersebut.
Pembahasan:
1. Menentukan Reaksi Setengah Sel:
– Reaksi setengah sel untuk seng (Zn):
\[
Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-
\]
– Reaksi setengah sel untuk tembaga (Cu):
\[
Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu
\]
2. Mengidentifikasi Anoda dan Katoda:
– Anoda (oksidasi): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (lebih negatif, -0.76 V)
– Katoda (reduksi): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (lebih positif, +0.34 V)
3. Menghitung Tegangan Sel (E° sel):
– Rumus tegangan sel standar:
\[
E°_{\text{sel}} = E°_{\text{katoda}} – E°_{\text{anoda}}
\]
Dengan:
\[
E°_{\text{katoda}} = +0,34 \text{ V}
\]
\[
E°_{\text{anoda}} = -0,76 \text{ V}
\]
– Maka, tegangan sel:
\[
E°_{\text{sel}} = 0.34 \text{ V} – (-0.76 \text{ V}) = 1.10 \text{ V}
\]
Contoh Soal 2: Elektrolisis Larutan NaCl
Soal:
Pada proses elektrolisis larutan NaCl (aq) menggunakan elektroda inert, tentukan gas yang dihasilkan di anoda dan katoda. Juga, tuliskan reaksi yang terjadi pada masing-masing elektroda.
Pembahasan:
1. Reaksi di Elektroda:
– Katoda (Reduksi):
Ion yang mungkin terlibat adalah Na⁺ dan H₂O.
Reaksi reduksi yang terjadi biasanya adalah:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
Jadi, gas yang dihasilkan di katoda adalah \( H_2 \).
– Anoda (Oksidasi):
Ion yang mungkin terlibat adalah Cl⁻ dan H₂O.
Reaksi oksidasi yang terjadi biasanya adalah:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
Jadi, gas yang dihasilkan di anoda adalah \( Cl_2 \).
2. Reaksi Keseluruhan:
– Reaksi di katoda:
\[
2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^-
\]
– Reaksi di anoda:
\[
2Cl^- \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-
\]
– Reaksi totalnya:
\[
2H_2O + 2Cl^- \rightarrow H_2 (g) + Cl_2 (g) + 2OH^-
\]
Contoh Soal 3: Proses Elektroplating
Soal:
Hitung massa perak (Ag) yang terdeposit pada katoda dengan memanfaatkan arus listrik sebesar 0,5 A selama 2 jam dalam larutan AgNO₃. Massa molar Perak adalah 107,87 g/mol dan 1 Faraday setara dengan 96.485 C/mol e⁻.
Pembahasan:
1. Menentukan Total Muatan Listrik (Q):
– Arus (I) = 0.5 A
– Waktu (t) = 2 jam = 2 × 3600 detik = 7200 detik
– Total muatan listrik (Q) dihitung dengan rumus:
\[
Q = I \times t
\]
– Maka:
\[
Q = 0.5 \text{ A} \times 7200 \text{ s} = 3600 \text{ C}
\]
2. Menghitung Jumlah Mol Elektron (n):
– 1 mol elektron = 96.485 C
– Jumlah mol elektron yang dihantarkan:
\[
n = \frac{3600 \text{ C}}{96.485 \text{ C/mol}} \approx 0.0373 \text{ mol}
\]
3. Menentukan Massa Perak Terdeposit:
– Reaksi reduksi pada katoda:
\[
Ag^+ + e^- \rightarrow Ag \text{ (s)}
\]
– 1 mol elektron menghasilkan 1 mol Ag
– Jumlah mol Ag yang terdeposit:
\[
0.0373 \text{ mol Ag}
\]
– Menggunakan massa molar Ag (107,87 g/mol):
\[
\text{Massa Ag} = 0.0373 \text{ mol} \times 107.87 \text{ g/mol} \approx 4.02 \text{ g}
\]
Jadi, massa perak yang terdeposit pada katoda adalah sekitar 4.02 gram.
Contoh Soal 4: Korosi
Soal:
Deskripsikan proses korosi pada besi dalam lingkungan yang lembab dan tuliskan reaksi kimia yang terjadi.
Pembahasan:
1. Tahapan Korosi:
– Reaksi di Anoda:
Besi teroksidasi menjadi ion besi:
\[
Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-
\]
– Reaksi di Katoda:
Oksigen di udara bereaksi dengan air dan elektron dari anoda:
\[
O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O
\]
Di lingkungan netral-tak bersifat asam, reaksi yang lebih mungkin adalah:
\[
O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-
\]
2. Pembentukan Hidroksida Besi:
– Ion Fe²⁺ bergabung dengan ion OH⁻ membentuk Fe(OH)₂:
\[
Fe^{2+} + 2OH^- \rightarrow Fe(OH)_2
\]
3. Pembentukan Karat:
– Oksidasi lebih lanjut dari Fe(OH)₂ menghasilkan Fe(OH)₃ yang mengering membentuk karat (Fe₂O₃.nH₂O):
\[
4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3
\]
– Fe(OH)₃ bisa berubah menjadi Fe₂O₃ dengan kehilangan air:
\[
2Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3 + 3H_2O
\]
Proses ini menunjukkan bagaimana korosi besi terjadi melalui serangkaian reaksi elektrokimia. Pengetahuan tentang korosi sangat penting untuk mempertahankan ketahanan material logam dalam bangunan dan infrastruktur.
Dengan memahami contoh soal dan pembahasan di atas, diharapkan pembaca dapat memperoleh gambaran yang lebih jelas mengenai aplikasi praktis dari prinsip-prinsip elektrokimia dalam kehidupan sehari-hari.
