Contoh Soal Pembahasan Sel Elektrokimia: Memahami Dasar-Dasar Elektrokimia Melalui Contoh Soal
Elektrokimia merupakan cabang dari kimia yang mempelajari hubungan antara reaksi kimia dan arus listrik. Dalam elektrokimia, kita sering membahas dua jenis sel utama: sel galvanik (atau volta) dan sel elektrolisis. Kedua jenis sel ini memanfaatkan reaksi redoks untuk menghasilkan atau menggunakan listrik.
Pada artikel ini, kita akan membahas beberapa contoh soal sel elektrokimia yang akan membantu memperdalam pemahaman kita tentang konsep ini.
1. Soal: Sel Galvanik
Sebagai contoh, mari kita ambil sel galvanik yang terdiri dari elektroda seng (Zn) yang dicelupkan ke dalam larutan ZnSO₄ dan elektroda tembaga (Cu) yang dicelupkan ke dalam larutan CuSO₄. Tuliskan reaksi yang terjadi di setiap elektroda, serta tuliskan keseluruhan reaksi dalam sel galvanik ini.
Pembahasan:
1. Reaksi pada elektroda seng (anoda, oksidasi):
Reaksi: \( Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- \)
Di sini, seng dioksidasi menjadi ion seng (Zn²⁺) dan melepaskan dua elektron.
2. Reaksi pada elektroda tembaga (katoda, reduksi):
Reaksi: \( Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) \)
Di sini, ion tembaga (Cu²⁺) menerima dua elektron dan direduksi menjadi tembaga padat (Cu).
3. Reaksi keseluruhan dalam sel galvanik:
Kombinasikan kedua setengah reaksi ini untuk mendapatkan reaksi keseluruhan:
\( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)
Secara umum, bisa disimpulkan bahwa dalam sel galvanik, spontanitas reaksi redoks digunakan untuk menghasilkan arus listrik.
2. Soal: Potensial Sel
Diberikan potensial reduksi standar untuk Zn²⁺/Zn = -0,76 V dan Cu²⁺/Cu = +0,34 V. Hitung potensial sel dari sel galvanik yang telah dibahas sebelumnya.
Pembahasan:
Potensial sel (E°_sel) dapat dihitung dengan menggunakan persamaan:
\[
E°_{sel} = E°_{katoda} – E°_{anoda}
\]
Dimana:
– Katoda adalah elektroda dimana terjadinya reduksi (Cu²⁺/Cu dengan E° = +0.34 V)
– Anoda adalah elektroda dimana terjadinya oksidasi (Zn²⁺/Zn dengan E° = -0.76 V)
\[
E°_{sel} = 0.34\, V – (-0.76\, V) = 0.34\, V + 0.76\, V = 1.10\, V
\]
Dengan demikian, potensial sel dari sel galvanik tersebut adalah 1,10 V.
3. Soal: Sel Elektrolisis
Pada sel elektrolisis, larutan natrium klorida (NaCl) dibuat di dalam sel elektrolisis dengan elektroda inert. Tuliskan reaksi yang terjadi di masing-masing elektroda.
Pembahasan:
Di dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk menggerakkan reaksi yang tidak spontan. Pada sel elektrolisis dengan larutan NaCl, kita memiliki:
1. Reaksi pada katoda (reduksi):
\[
2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
Dalam kebanyakan larutan NaCl encer, air akan direduksi sebelum natrium karena potensial reduksi air lebih positif (-0.83 V) dibandingkan natrium (-2.71 V).
2. Reaksi pada anoda (oksidasi):
\[
2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-
\]
Pada anoda, ion klorida dioksidasi menjadi gas klorin.
3. Reaksi keseluruhan:
Gabungkan reaksi-reaksi di katoda dan anoda untuk reaksi keseluruhan:
\[
2H_2O(l) + 2Cl^-(aq) \rightarrow H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
Pada elektrolisis air garam ini, gas hidrogen dan gas klorin dihasilkan bersamaan dengan larutan basa (NaOH) karena interaksi ion-ion di dalam larutan.
4. Soal: Faraday’s Laws of Electrolysis
Berapa banyak gram tembaga yang diendapkan dari larutan CuSO₄ jika 2 faraday arus dilewatkan melalui larutan tersebut?
Pembahasan:
Hukum Faraday menyatakan bahwa jumlah zat yang diendapkan pada elektroda selama proses elektrolisis sebanding dengan jumlah arus listrik yang dilewatkan. Massa zat (m) dapat dihitung dengan persamaan:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
Dimana:
– \(m\) adalah massa zat yang diendapkan
– \(M\) adalah massa molar zat (untuk Cu, M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) adalah jumlah muatan listrik (dalam coulomb, dihitung dengan \(Q = n \cdot F\), dimana n adalah jumlah faraday)
– \(n\) adalah jumlah mol elektron yang terlibat dalam reaksi (untuk Cu²⁺/Cu, n = 2)
– \(F\) adalah konstanta Faraday (96500 C/mol)
Dengan 2 faraday arus:
\[
m = \frac{63.5\, g/mol \cdot 2 \cdot 96500\, C}{2 \cdot 96500\, C/mol}
\]
Sederhanakan persamaan:
\[
m = 63.5\, g
\]
Hasilnya adalah 63.5 gram tembaga diendapkan melalui elektrolisis ini.
Kesimpulan
Pemahaman mengenai sel elektrokimia memerlukan pengetahuan tentang reaksi redoks serta perhitungan potensial sel dan stoikiometri elektrokimia. Memahami contoh soal seperti di atas sangat membantu dalam memperjelas konsep dasar dan penerapannya dalam berbagai jenis sel elektrokimia. Sebagai penutup, teruslah berlatih dengan berbagai soal untuk memperdalam pemahaman ini, khususnya untuk aplikasi baik secara teoritis maupun praktis di berbagai bidang ilmu dan industri.
