Contoh Soal Pembahasan Sel Volta
Pendahuluan
Sel Volta, juga dikenal sebagai sel galvanik, adalah perangkat yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik melalui reaksi redoks (reduksi-oksidasi). Sel Volta terdiri dari dua elektrode yang umumnya terbuat dari logam berbeda, yang dicelupkan dalam elektrolit dan dihubungkan oleh jembatan garam. Pada artikel ini, kita akan membahas beberapa contoh soal yang berkaitan dengan sel Volta untuk memperdalam pemahaman kita tentang prinsip kerjanya dan cara menghitung potensial sel.
Dasar Teori Sel Volta
Sebelum beralih ke contoh soal, penting untuk memahami konsep dasar dan komponen yang membentuk sel Volta:
1. Anode dan Katode : Dalam sel Volta, anode adalah elektrode di mana oksidasi terjadi, dan katode adalah elektrode di mana reduksi terjadi. Anode memiliki muatan negatif, sementara katode bermuatan positif.
2. Jalur Elektron : Elektron mengalir dari anode ke katode melalui rangkaian eksternal, menghasilkan arus listrik.
3. Potensial Sel (E°cell) : Potensial sel adalah perbedaan potensial antara dua elektrode. Potensial sel standar (E°cell) dapat dihitung dengan rumus:
\[
E°cell = E°katode – E°anode
\]
di mana \(E°katode\) dan \(E°anode\) adalah potensial reduksi standar dari katode dan anode.
4. Jembatan Garam : Jembatan ini menyeimbangkan muatan ion dalam kedua larutan elektrolit dengan memungkinkan perpindahan ion.
Contoh Soal dan Pembahasan
Untuk memperjelas konsep-konsep tersebut, mari kita bahas beberapa contoh soal.
Contoh Soal 1
Pertanyaan :
Hitunglah potensial sel standar dari sel Volta yang terdiri dari elektroda Zn | Zn²⁺ (aq) dan elektroda Cu | Cu²⁺ (aq). Diketahui bahwa potensial reduksi standar \(E°\) untuk Zn²⁺ | Zn adalah -0.76 V dan \(E°\) untuk Cu²⁺ | Cu adalah +0.34 V.
Pembahasan :
Langkah pertama adalah menentukan mana yang menjadi anode dan katode.
Zn mempunyai potensial reduksi lebih negatif (-0.76 V) dibandingkan Cu (+0.34 V), sehingga Zn akan berfungsi sebagai anode (tempat oksidasi) dan Cu sebagai katode (tempat reduksi).
Selanjutnya, kita gunakan rumus:
\[
E°cell = E°katode – E°anode
\]
Substitusi nilai-nilai yang diketahui:
\[
E°cell = 0.34 V – (-0.76 V)
\]
\[
E°cell = 0.34 V + 0.76 V
\]
\[
E°cell = 1.10 V
\]
Jadi, potensial sel standar adalah 1.10 V.
Contoh Soal 2
Pertanyaan :
Sebuah sel Volta terbuat dari elektroda Fe | Fe²⁺ dan elektroda Ag | Ag⁺. Potensial reduksi standar untuk Fe²⁺ | Fe adalah -0.44 V dan untuk Ag⁺ | Ag adalah +0.80 V. Hitunglah potensial sel standar dan tuliskan reaksi selnya.
Pembahasan :
Seperti sebelumnya, kita perlu menentukan anode dan katode. Karena potensial reduksi Fe²⁺/Fe lebih negatif daripada Ag⁺/Ag, Fe akan berfungsi sebagai anode dan Ag sebagai katode.
Gunakan rumus:
\[
E°cell = E°katode – E°anode
\]
\[
E°cell = 0.80 V – (-0.44 V)
\]
\[
E°cell = 0.80 V + 0.44 V
\]
\[
E°cell = 1.24 V
\]
Potensial sel standar adalah 1.24 V.
Untuk reaksi sel secara keseluruhan, kita gabungkan reaksi oksidasi dan reduksi:
– Reaksi di anode: \( \text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^- \)
– Reaksi di katode: \( \text{Ag}^+ + \text{e}^- \rightarrow \text{Ag} \)
Menyetarakan jumlah elektron dalam kedua reaksi:
\[
\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^-
\]
\[
2\text{Ag}^+ + 2\text{e}^- \rightarrow 2\text{Ag}
\]
Reaksi sel secara keseluruhan:
\[
\text{Fe} + 2\text{Ag}^+ \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{Ag}
\]
Contoh Soal 3
Pertanyaan :
Hitung potensial sel pada 25°C untuk sel Volta yang terdiri dari elektroda Al | Al³⁺ dan elektroda Ni | Ni²⁺, jika konsentrasi Al³⁺ adalah 0.001 M dan konsentrasi Ni²⁺ adalah 1 M. Diketahui bahwa \(E°\) untuk Al³⁺ | Al adalah -1.66 V dan \(E°\) untuk Ni²⁺ | Ni adalah -0.23 V.
Pembahasan :
Pertama, tentukan anode dan katode:
– Potensial reduksi Al³⁺/Al lebih negatif (-1.66 V) daripada Ni²⁺/Ni (-0.23 V), sehingga Al adalah anode dan Ni adalah katode.
Potensial sel standar dihitung sebagai:
\[
E°cell = E°katode – E°anode
\]
\[
E°cell = -0.23 V – (-1.66 V)
\]
\[
E°cell = -0.23 V + 1.66 V
\]
\[
E°cell = 1.43 V
\]
Selanjutnya, kita gunakan Persamaan Nernst untuk menghitung potensial sel pada kondisi non-standar:
\[
E_{cell} = E°cell – \left( \frac{RT}{nF} \right) \ln Q
\]
Di mana \( Q = \frac{[\text{Al}³⁺]}{[\text{Ni}²⁺]} \), R adalah konstanta gas (8.314 J/mol·K), T adalah suhu dalam Kelvin (298 K pada 25°C), F adalah konstanta Faraday (96485 C/mol), dan n adalah jumlah elektron (6 untuk reaksi yang melibatkan Al³⁺ dan Ni²⁺).
Substitusi nilai-nilai yang diketahui ke dalam persamaan:
\[
Q = \frac{0.001}{1} = 0.001
\]
\[
E_{cell} = 1.43 V – \left( \frac{8.314 \times 298}{6 \times 96485} \right) \ln 0.001
\]
\[
E_{cell} = 1.43 V – \left( \frac{2477.172}{578910} \right) \ln 0.001
\]
\[
E_{cell} = 1.43 V – (0.00428) \ln 0.001
\]
\[
\ln 0.001 = -6.907
\]
\[
E_{cell} = 1.43 V – (0.00428 \times -6.907)
\]
\[
E_{cell} = 1.43 V + 0.0295
\]
\[
E_{cell} = 1.4595 V
\]
Jadi, potensial sel pada kondisi ini adalah sekitar 1.46 V.
Kesimpulan
Sel Volta adalah konsep fundamental dalam elektrokimia yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Artikel ini telah memperkenalkan dasar-dasar teori sel Volta dan memberikan contoh soal yang membantu memperjelas proses perhitungan potensial sel. Dengan pemahaman ini, diharapkan pembaca dapat lebih menguasai materi tentang sel Volta dan aplikasinya dalam berbagai konteks.
