Soal Elektrolisis Dihubungkan dengan pH Larutan dan Volume Gas

Minggu, 29 Mei 2016

#1. Soal Konsentrasi ion, Volume gas, dan pH setelah elektrolisis

Arus listrik sebesar 0,965 ampere dialirkan melalui larutan 500 mL ZnSO4 0,2 M selama 10 menit pada suhu 27 oC dan tekanan 1 atm. Anggap volume larutan tidak berubah selama proses elektrolisis. Hitunglah:
a. Konsentrasi Zn2+ yang tersisa.
b. Volume gas yang dihasilkan di anoda
c. pH larutan di sekitar anoda

Pembahasan a. [Zn2+] yang tersisa?
Pada katoda berlangsung reaksi reduksi: Zn2+ + 2e ⟶ Zn
Tiap 1 Faraday akan mengendapkan 1 ME (massa ekuivalen) Zn atau setara dengan ½ mol Zn2+
Ingat ME = mM Zn : jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi reduksi itu
Ingat bahwa ⟶ 1 F = 96.500 Coulomb/mol elektron




Hitung jumlah muatan listrik pada reaksi Zn2+ + 2e ⟶ Zn
Muatan listrik digunakan = i × t
Muatan listrik digunakan = 0,965 A × 10 menit × 60 detik/1 menit
Muatan listrik digunakan = 579 Coulomb

Hitung jumlah mol Zn2+ setelah 10 menit arus listrik dialirkan.
579 Coulomb setara dengan (579/96.500) F = 0,006 F = 0,006 mol elektron
Jumlah mol Zn2+ = ½ mol elektron
Jumlah mol Zn2+ = ½ × 0,006 mol
Jumlah mol Zn2+ = 0,003 mol

Hitung jumlah sisa [Zn2+] setelah 10 menit arus listrik dialirkan.
Jumlah mol awal Zn2+ = 0,2 M × 0,5 L
Jumlah mol awal Zn2+ = 0,1 mol

Sisa jumlah mol Zn2+ = 0,1 mol – 0,003 mol
Sisa jumlah mol Zn2+ = 0,097 mol

Jadi [Zn2+] yang tersisa = 0,097 mol : 0,5 L = 0,194 M
(dengan catatan volume larutan tidak berubah setelah dielektrolisis selama 10 menit itu)

Pembahasan b. Volume gas yang dihasilkan di anoda
Anion dari ZnSO4 adalah SO42– yang tidak mungkin teroksidasi lagi, dan yang teroksidasi adalah H2O.
Reaksi oksidasi H2O di anoda: 2H2O ⟶ 4H+ + O2 + 4e

Hitung jumlah muatan listrik pada reaksi 2H2O ⟶ 4H+ + O2 + 4e
Muatan listrik digunakan = i × t
Muatan listrik digunakan = 0,965 A × 10 menit × 60 detik/1 menit
Muatan listrik digunakan = 579 Coulomb

Hitung jumlah mol O2 setelah 10 menit arus listrik dialirkan.
579 Coulomb setara dengan 579 C / 96.500 C/F = 0,006 F = 0,006 mol elektron

Berdasarkan perbandingan koefisien O2 dengan elektron = 1 : 4 maka
Jumlah mol O2 = ¼ mol elektron
Jumlah mol O2 = ¼ × 0,006 mol
Jumlah mol O2 = 0,0015 mol

Hitung volume pada keadaan 27 oC (300 K), 1 atm dengan R = 0,08205 L.atm/(mol.K)
V = nRT/P
V = [0,0015 mol × 0,08205 L.atm/(mol.K) × 300 K] / 1 atm
V = 0,0369225 L atau 36,9225 mL

Jadi volume gas (O2) di sekitar anoda 36,9225 mL

Pembahasan c. pH larutan di sekitar anoda?
Seperti pada pembahasan b diketahui reaksi oksidasi H2O di
anoda: 2H2O ⟶ 4H+ + O2 + 4e

Pada elektroda dihasilkan ion H+ dengan jumlah mol setara dengan jumlah mol elektron. Jumlah mol elektron pada reaksi ini adalah 0,006 mol jadi jumlah mol H+ yang dihasilkan juga 0,006 mol.

Hitung [H+]
Ketika volume larutan dianggap tidak berubah ( 0,5 L) maka dapat dihitung
[H+] = 0,006 mol / 0,5 L
[H+] = 0,012 M

Hitung pH di sekitar anoda
pH = – log [H+]
pH = – log 0,012
pH = 1,92

Jadi pH di sekitar anoda sebesar 1,92


#2 Soal tentang pH dan volume total gas setelah elektrolisis

Arus sebesar 1 ampere dialirkan melalui 1 liter larutan HCl 1 M selama 24 jam. Dari reaksi elektrolisis ini dihasilkan gas. Hitunglah total pH larutan dan volume gas bila elektrolisis tersebut berlangsung pada suhu 0 oC dan tekanan 1 atm.

Pembahasan

Reaksi yang terjadi:
Katoda: 2H+ + 2e ⟶ H2 (menghasilkan gas H2)
Anoda: 2Cl ⟶ Cl2 + 2e (menghasilkan gas Cl2)

Muatan listrik yang digunakan:
Q = i × t
Q = 1 A × 24 jam × 3600 detik/jam
Q = 86.400 Coulomb

Konversi Coulomb ke Faraday
86.400 Coulomb = 86.400 C : 96500 C/F
86.400 Coulomb = 0,895 F

Perhitungan jumlah mol H+
0,895 F ini setara dengan 0,895 mol elektron untuk reaksi di atas.
Karena perbandingan koefisien H+ + elektron = 1 : 1 maka
Jumlah mol H+ bereaksi selama elektrolisis = jumlah mol elektron
Jumlah mol H+ bereaksi selama elektrolisis = 0,895 mol

Jumlah H+ mol yang tersisa = jumlah mol H+ mula-mula dikurangi jumlah mol H+ yang digunakan untuk reaksi elektrolisis.
Jumlah mol H+ mula-mula = [HCl] × volume HCl
Jumlah mol H+ mula-mula = 1 M × 1 L
Jumlah mol H+ mula-mula = 1 mol

Jumlah H+ mol yang tersisa = 1 mol – 0,895 mol
Jumlah H+ mol yang tersisa = 0,105 mol

Perhitungan [H+]
[H+] setelah elektrolisis = 0,105 mol : 1 L
[H+] setelah elektrolisis = 0,105 M

Perhitungan pH
pH larutan = – log [H+]
pH larutan = – log 0,105
pH larutan = 0,979

Volume total gas
Di katoda: dihasilkan 2 elektron = 0,895 mol
⟶ karena koefisien H2 adalah 1 maka jumlah mol H2 = ½ 0,895 mol
Di anoda: dihasilkan 2 elektron = 0,895 mol
⟶ karena koefisien Cl2 adalah 1 maka jumlah mol Cl2 = ½ 0,895 mol

Jadi total mol gas = jumlah mol H2 + jumlah mol Cl2
Jadi total mol gas = ½ 0,895 mol + ½ 0,895 mol
Jadi total mol gas = 0,895 mol

Reaksi elektrolisis berlangsung pada keadaan STP (suhu 0 oC dan tekanan 1 atm) maka
volume total = 0,895 mol × 22,4 L/mol
volume total = 20,048 L


#3 Soal tentang pH larutan setelah elektrolisis

Ke dalam 100 mL larutan KCl dialirkan arus listrik sebesar 193 Coulomb. Tentukan pH setelah elektrolisis berakhir.

Pembahasan:
Elektrolisis larutan KCl:
Katoda: 2H2O + 2e ⟶ H2 + 2OH (OH ini penentu pH)
Anoda: 2Cl ⟶ Cl2 + 2e

193 Coulomb = 193 C : 96500 C/F
193 Coulomb = 0,002 F

0,002 F ini untuk reaksi yang melibatkan transfer 2 elektron,
jadi 0,002 F ini setara dengan 0,002 mol.

Karena koefisien OH sama dengan koefisien eyang ditransfer maka jumlah mol OH juga setara dengan 0,002 mol.

[OH] = 0,002 mol : 0,1 L
[OH] = 0,02 M

pOH = – log [OH]
pOH = – log 0,02
pOH = 1,70

pH = 14 – 1,70
pH = 12,30


#4. Air murni setelah dielektrolisis selama 24 jam dengan arus sebesar 10 ampere, bagaimanakah suasana larutannya? Netral, asam atau basa? Sila jawab sendiri yah :)


Soal-soal di atas diadaptasi dari berbagai sumber dengan beberapa pengantian angka dan zat. Jika diperlukan boleh menggunakan Kalkulator Hukum Faraday untuk Elektrolisis.
Bagikan di

Tidak ada komentar:

Poskan Komentar

 
Copyright © 2015-2016 Urip dot Info | Disain Template Oleh Herdiansyah Hamzah Dimodivikasi Urip.Info