Contoh Soal Pembahasan Elektrokimia
Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dan perubahan energi listrik. Dalam elektrokimia, terdapat dua konsep utama, yaitu oksidasi (pelepasan elektron) dan reduksi (penangkapan elektron). Proses ini dapat diamati dalam dua macam sel elektrokimia: sel volta (sel galvanik) dan sel elektrolisis. Berikut adalah beberapa contoh soal beserta pembahasannya yang dapat membantu pemahaman Anda tentang elektrokimia.
Contoh Soal 1: Sel Volta
Soal:
Diberikan sebuah sel volta dengan elektroda zinc (Zn) dan copper (Cu) yang dihubungkan melalui jembatan garam (salt bridge). Zn dicelupkan ke dalam larutan ZnSO4 1 M dan Cu dicelupkan ke dalam larutan CuSO4 1 M. Tuliskan reaksi yang terjadi di masing-masing elektroda dan hitung beda potensial (EMF) sel volta tersebut. Data potensial elektroda standar:
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Pembahasan:
Langkah pertama adalah menentukan reaksi redoks yang terjadi. Pada sel volta, reaksi redoks spontan terjadi dimana
– Zinc (Zn) mengalami oksidasi:
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Copper (Cu) mengalami reduksi:
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
Total reaksi redoks dalam sel volta adalah:
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Selanjutnya, kita akan menghitung beda potensial sel:
\[ E_{\text{sel}} = E^o_{\text{katoda}} – E^o_{\text{anoda}} \]
Dimana:
– Katoda adalah elektroda tempat terjadinya reduksi (Cu)
– Anoda adalah elektroda tempat terjadinya oksidasi (Zn)
Sehingga,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Kesimpulan:
– Reaksi yang terjadi pada anoda (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reaksi yang terjadi pada katoda (Cu):
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Beda potensial sel (EMF): 1.10 V
—
Contoh Soal 2: Sel Elektrolisis
Soal:
Pada proses elektrolisis larutan NaCl, sebutkan reaksi yang terjadi di katoda dan anoda jika elektroda yang digunakan adalah elektroda inert, seperti platinum (Pt). Hitung total charge yang diperlukan untuk menghasilkan 1 gram Cl2. (Ar Cl = 35.5)
Pembahasan:
Langkah pertama adalah menuliskan reaksi yang terjadi pada masing-masing elektroda dalam larutan garam NaCl.
– Pada katoda (reduksi):
Pada proses ini ion H+ dari air akan direduksi:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Pada anoda (oksidasi):
Ion Cl- akan mengalami oksidasi menjadi gas Cl2:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Reaksi Total:
Sehingga reaksi total yang terjadi pada elektrolisis larutan NaCl adalah:
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Untuk menghitung charge yang diperlukan untuk menghasilkan 1 gram Cl2, kita perlu menentukan jumlah mol dari Cl2:
\[ \text{Massa Cl}_2 = 1 \text{ gram} \]
\[ \text{Ar Cl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gram/mol} \]
\[ \text{Jumlah mol Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, 1 mol Cl2 dihasilkan dari 2 mol elektron:
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Dengan kata lain, 1 mol Cl2 membutuhkan 2 mol elektron.
Jumlah mol elektron:
\[ \text{Jumlah mol elektron} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
Charge yang diperlukan dapat dihitung menggunakan nilai Faraday (F = 96485 C/mol e^-):
\[ Q = n \times F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{ mol}\right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Kesimpulan:
– Reaksi di katoda:
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Reaksi di anoda:
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– Total charge yang diperlukan untuk menghasilkan 1 gram Cl2 adalah 2718 C.
—
Contoh Soal 3: Hubungan Nernst dan Kondisi Non-Standar
Soal:
Hitung potensial sel volta yang dibuat dari elektroda Ag/Ag+ dengan konsentrasi ion perak 0.1 M dan elektroda Zn/Zn2+ dengan konsentrasi 0.01 M. Potensial elektroda standar adalah:
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Pembahasan:
Langkah pertama adalah menuliskan reaksi yang terjadi:
– Oksidasi di anoda (Zn):
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Reduksi di katoda (Ag):
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Reaksi total:
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
Berdasarkan persamaan Nernst:
\[ E_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Sel}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produk}]}{[\text{reaktan}]} \right) \]
Dimana:
\[ n = 2 \]
Pertama-tama, hitung E^o_{\text{Sel}}:
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} \]
Selanjutnya, hitung potensial sel aktual dengan konsentrasi yang diberikan:
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} \]
Kesimpulan:
– Reaksi yang terjadi pada anoda dan katoda tetap sama
– Potensial sel dengan konsentrasi yang diberikan adalah 1.56 V
Artikel ini menunjukkan bagaimana cara memecahkan beberapa jenis soal dalam elektrokimia, termasuk soal tentang sel volta, sel elektrolisis, dan perhitungan menggunakan Persamaan Nernst. Pemahaman mendalam tentang prinsip-prinsip di balik reaksi redoks dan kemampuan dalam menggunakan data elektrokimia sangat penting untuk sukses dalam mengatasi soal-soal seperti ini.
