Pembahasan soal SBMPTN bidang study kimia ihwal sel elektrokimia ini mencakup sedikit subtopik dalam materi reaksi redoks dan sel elektrokimia ialah konsep redoks, penyetaraan reaksi redoks, sel elektrokimia, sel volta, sel elektrolisis, dan aturan Faraday. Dari sedikit soal yang pernah keluar dalam soal SBMPTN bidang study kimia, model soal ihwal sel elektrokimia yang kerap keluar antara lain mengidentifikasi ciri-ciri sel elektrokimia dan reaksi redoks, memilih potensial standar sel volta yang terdiri dari elektroda tertentu, memilih jumlah muatan listrik yang diharapkan pada proses elektrolisis, menentuan waktu yang diharapkan untuk proses elektrolisis, dan memilih diagram sel galvani.
Soal 1
Diketahui :
Ni2+ + 2e → Ni; Eo = -0,25 V
Pb2+ + 2e → Pb; Eo = -0,13 V
Potensial standar sel volta yang terdiri dari elektroda Ni dan Pb merupakan …
A. -0,38 V
B. -0,12 V
C. +0,12 V
D. +0,25 V
E. +0,38 V
Pembahasan :
Dari potensial reduksi di soal terlihat bahwa Pb lebih gampang direduksi daripada Ni, sesampai lalu Pb akan direduksi dan Ni dioksidasi. Reaksinya akan berjalan sebagai berikut:
| Pb2+ + |
Eo = -0,13 V |
| Ni → Ni2+ + |
Eo = +0,25 V |
| Pb2+ + Ni → Pb + Ni2+ | Eo = +0,12 V |
Jadi, potensial standar sel volta yang terdiri dari elektroda Ni dan Pb merupakan +0,12 V.
Soal 2
Pada setiap sel elektrokimia terjadi oksidasi pada anode dan reduksi pada katode.
Reaksi pada setiap sel elektrokimia merupakan reaksi redoks.
Pembahasan :
Sel elektrokimia terdiri dari dua jenis ialah sel volta dan sel elektrolisis. Pada sel volta katoda merupakan kutub positif dan anoda merupakan kutub negatif. Sebaliknya, pada sel elektrolisis katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif.
Meski demikian, pada sel elektrokimia (sel volta dan sel elektrolisis), oksodasi terjadi pada anoda dan reduksi terjadi pada katoda. Intinya, pada setiap sel elektrokimia terjadi reaksi redoks.
Pernyataan benar alasan benar namun tak menunjukkan lantaran akibat.
Baca juga : Pembahasan SBMPTN Kimia Termokimia – Perubahan Entalphi.
Soal 3
Pada elektrolisis leburan Al2O3 (Ar Al = 27, O = 16) diperoleh 0,225 gram Al. Jumlah muatan listrik yang diharapkan merupakan (1F = 96500 C/mol) ….
A. 221,9 Coulomb
B. 804,0 Coulomb
C. 1025,9 Coulomb
D. 2412,5 Coulomb
E. 8685,0 Coulomb
Pembahasan :
Diketahui w = 0,225 gram.
Karena Ar Al = 27 dan valensi Al pada Al2O3 merupakan +3, maka massa ekuivalennya merupakan :
| ⇒ e = | Ar |
| n |
| ⇒ e = | 27 |
| 3 |
⇒ e = 9
Berdasarkan aturan Faraday:
| ⇒ w = | e x Q |
| 96.500 |
| ⇒ 0,225 = | 9 x Q |
| 96.500 |
| ⇒ Q = | 21712,5 |
| 9 |
⇒ Q = 2412,5 Coulomb.
Soal 4
Sekaya 1 liter larutan CrCl3 1,0 M dielektrolisis dengan arus 6,00 A. Waktu yang diharapkan untuk mengendapkan semua logam kromium (Ar = 52; 1F = 96500 C/mol) merupakan ….
A. 289500 detik
B. 96500 detik
C. 48250 detik
D. 32167 detik
E. 16083 detik
Pembahasan :
Diketahui Volume = 1L, konsentrasi = 1,0 M, i = 6,00 A.
Jumlah mol CrCl3
⇒ n = Volume x molaritas
⇒ n = 1 x 1
⇒ n = 1 mol
Massa 1 mol Cr
⇒ massa = mol x Ar
⇒ massa = 1 x 52
⇒ massa = 52 gram
Karena Ar Cr = 52 dan valensi Cr pada CrCl3 = +3, maka massa ekuivalennya merupakan :
| ⇒ e = | Ar |
| n |
| ⇒ e = | 52 |
| 3 |
Berdasarkan aturan Faraday:
| ⇒ w = | e x i x t |
| 96.500 |
| ⇒ 52 = | 52/3 x 6 x t |
| 96.500 |
| ⇒ t = | 96500 |
| 2 |
⇒ t = 48250 detik
Baca juga : Pembahasan SBMPTN Kimia Kesetimbangan Reaksi.
Soal 5
Untuk mengendapkan sekaya 13 g Cr (Ar = 52) dari larutan CrCl3 dengan arus sebsesar 3 A (1F = 96500 C/mol) diharapkan waktu selama …
A. 67,0 jam
B. 33,5 jam
C. 26,8 jam
D. 13,4 jam
E. 6,7 jam
Pembahasan :
Dari soal diketahui w = 13 g, i = 3A.
Karena Ar Cr = 52 dan valensi Cr pada CrCl3 = +3, maka massa ekuivalennya merupakan :
| ⇒ e = | 52 |
| 3 |
Berdasarkan aturan Faraday:
| ⇒ w = | e x i x t |
| 96.500 |
| ⇒ 13 = | 52/3 x 3 x t |
| 96.500 |
| ⇒ t = | 1254500 |
| 52 |
⇒ t = 24125 detik
⇒ t = 6,7 jam
Soal 6
Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen 5,6 liter pada STP. Jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut merupakan …
A. 96.500
B. 96.500/2
C. 96.500/3
D. 96.500/4
E. 96.500/5
Pembahasan :
Karena anodanya inert dan anionnya dari sisa asam oksi, maka air teroksidasi di anoda. Sedangkan ion Ag+ akan direduksi.
| Katoda | Ag+(aq) + e → Ag(s) | |x4 |
| Anoda | 2H2O → 4H+(aq) + O2(g) + 4e | |x1 |
| 4Ag+(aq) + 2H2O → 4Ag(s) + 4H+(aq) + O2(g) |
Jumlah mol O2 pada keadaan STP
| ⇒ n O2 = | 5,6 |
| 22,4 |
⇒ n O2 = 0,25 mol
Maka kita peroleh perbandingan molnya:
4Ag+(aq) + 2H2O → 4Ag(s) + 4H+(aq) + O2(g)
1 mol 0,5 mol 0,25 mol 1 mol 0,25 mol
Hukum Faraday:
| ⇒ w = | e x i x t |
| 96.500 |
| ⇒ w = | Ar x Q |
| n x 96.500 |
Dengan :
w = massa endapan
i = besar lengan berkuasa arus
t = waktu
Q = muatan listrik
e = massa ekuivalen zat = Ar/n
Ar = massa atom relatif
n = muatan ion
Pada reaksi di atas kita peroleh mol Ag+ = 1 mol dan muatan ion Ag+ = 1. Maka, berdasarkan aturan Faraday di atas kita peroleh:
| ⇒ mol x |
|
| n x 96.500 |
| ⇒ mol = | Q |
| 1 x 96.500 |
⇒ Q = 96.500 x mol
⇒ Q = 96.500 (1)
⇒ Q = 96.500 Coulomb.
Baca juga : Pembahasan SBMPTN Kimia Inti dan Unsur Radioaktif.
Soal 7
Suatu sel kering bekerja berdasarkan reaksi:
Zn(s) + 2 MnO2(s) → ZnMn2O4(s)
(Ar Zn = 65, Mn = 55, O = 16 )
Untuk menghasilkan muatan sebesar 965 Coulomb maka …
(1) jumlah Zn yang bereaksi merupakan 0,325 g
(2) jumlah MnO2 yang bereaksi merupakan 1,10 g
(3) jumlah ZnMn2O4 yang terbentuk merupakan 0,005 mol
(4) dalam sel tersebut MnO2 bertindak sebagai reduktor
Pembahasan :
Zn(s) + 2 MnO2(s) → ZnMn2O4(s)
0 +4 +3
Bilangan oksidasi Mn pada MnO2 merupakan + 4 lagikan biloks Mn pada ZnMn2O4 merupakan + 3. Berarti terjadi penurunan bilangan oksidasi. Dengan demikian MnO2 bertindak sebagai oksidator atau mengalami reduksi.
Hubungan antara F dan Q :
| ⇒ F = | Q |
| 96500 |
| ⇒ F = | 965 |
| 96500 |
⇒ F = 0,01 mol elektron
Zn(s) + 2 MnO2 (s) → ZnMn2O4(s)
Zn2+ + 2e → Zn
Jumlah mol Zn
⇒ n Zn = 1/2 (0,01)
⇒ n Zn = 0,005 mol
Jumlah mol ZnMn2O4(s)
⇒ n Zn = nZn
⇒ n Zn = 0,005 mol
Massa Zn yang bereaksi :
⇒ massa Zn = n Zn x Ar Zn
⇒ massa Zn = 0,005 (65)
⇒ massa Zn = 0,325 gram
Jumlah mol MnO2
⇒ n MnO2 = 2/2 (0,01)
⇒ n MnO2 = 0,01 mol
Massa MnO2 yang terbentuk :
⇒ massa MnO2 = n MnO2 x Mr MnO2
⇒ massa MnO2 = 0,01 (87)
⇒ massa MnO2 = 0,87 gram
Jadi, pernyataan yang benar merupakan jumlah Zn yang bereaksi merupakan 0,325 g dan jumlah ZnMn2O4 yang terbentuk merupakan 0,005 mol. Opsi yang benar merupakan 1 dan 3.
Soal 8
Dengan memakai potensial elektrode standar di bawah ini
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e → 2Cr3+(aq) + 7H2O; Eo = +1,33 V
Zn2+(aq) + 2e → Zn(s); Eo = -0,76 V
maka diagram sel galvaninya merupakan ….
A. Pt(s) | Cr3+(aq), Cr2O72-(aq), H+(aq) || Zn2+(aq) | Zn(s)
B. Cr(s) | Cr3+(aq), H+(aq), Cr2O72-(aq) || Zn(s) | Zn2+(aq)
C. Zn2+(aq) | Zn(s), H+(aq) || Cr2O72-(aq), Cr(s) | Cr3+(aq)
D. Zn(s) | Zn2+(aq) || Cr2O72-(aq), Cr3+(aq) | Pt(s)
E. Zn(s) | Zn2+(aq) || H+(aq), Cr3+(aq) | Cr(s)
Pembahasan :
Dalam suatu sel Galvani Eo katoda > Eo anoda.
Notasi selnya : anoda | ion || ion | katoda
Karena Eo Zn < Eo r2O72-, maka r2O72- bertindak sebagai katoda lagikan Zn bertindak sebagai anoda. Dengan demikian, diagram sel galvaninya merupakan
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cr2O72-(aq), Cr3+(aq) | Pt(s)
