Soal Terapan Sel Elektrolisis

Lima soal kontekstual terapan sel elektrolisis (Hukum Faraday & aplikasi industri) dengan pembahasan lengkap menggunakan persamaan matematika terstruktur. Dalam pembahasan di sini simbol massa molar menggunakan Mm dengan satuan g/mol.

Pada pemurnian tembaga, pengotor dianggap hanya besi, perak, dan emas. Setelah arus sebesar 140 A dialirkan selama 482,5 detik, massa anode berkurang 22,260 g dan massa katode bertambah 22,011 g. Tentukan persentase massa tembaga dan besi (masing-masing) dalam contoh tembaga yang dimurnikan tersebut!

Data Ar Cu = 63,5  |  Fe = 56  |  Ag = 108  |  Au = 196  |  F = 96.500 C/mol

Lihat Pembahasan Lengkap 5 Langkah

Langkah 1: Analisis Katode

Hanya Cu²⁺ yang mengendap di katode (Ag dan Au tidak larut dari anode, terkumpul sebagai lumpur anodik). Massa Cu yang mengendap sama dengan kenaikan massa katode.

\( m_{\text{Cu}} = 22{,}011 \text{ g} \)

ⓘ Ag dan Au adalah logam inert; keduanya tidak teroksidasi di anode. Mereka mengumpul sebagai lumpur anodik (anode slime), sehingga tidak berkontribusi pada penambahan massa katode maupun pengurangan massa anode secara elektrolitik.

Langkah 2: Massa Kotoran Anode

Massa kotoran (Ag + Au) dihitung dari selisih pengurangan massa anode dengan Cu yang larut.

\(\begin{aligned} m_{\text{kotoran}} &= m_{\text{anode berkurang}} - m_{\text{Cu katode}} \\ &= 22{,}260 \text{ g} - 22{,}011 \text{ g} \\ &= 0{,}249 \text{ g} \end{aligned}\)

Langkah 3: Total Mol (Fe + Cu) dari Hukum Faraday

Di anode, hanya Fe dan Cu yang teroksidasi. Keduanya bervalensi 2, sehingga jumlah mol elektron sama dengan 2×(n_Fe + n_Cu).

Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
Cu → Cu²⁺ + 2e⁻

\(\begin{aligned} n_{\text{Fe}+\text{Cu}} &= \frac{i \times t}{n \times F} \\[6pt] &= \frac{140 \text{ A} \times 482{,}5 \text{ s}}{2 \text{ mol} \times 96{,}500 \text{ C mol}^{-1}} \\[6pt] &= \frac{67{.}550}{193{.}000} \\[6pt] &= 0{,}3500 \text{ mol} \end{aligned}\)

Langkah 4: Mol Cu dan Mol Fe

Dari massa Cu yang mengendap di katode, hitung mol Cu, lalu selisihkan untuk mendapatkan mol Fe.

\(\begin{aligned} n_{\text{Cu}} &= \frac{m_{\text{Cu}}}{\text{Mm}_{\text{Cu}}} \\[6pt] &= \frac{22{,}011 \text{ g}}{63{,}5 \text{ g mol}^{-1}} \\[6pt] &= 0{,}3466 \text{ mol} \end{aligned}\)

---

\(\begin{aligned} n_{\text{Fe}} &= n_{\text{Fe}+\text{Cu}} - n_{\text{Cu}} \\ &= 0{,}3500 - 0{,}3466 \\ &= 0{,}0034 \text{ mol} \end{aligned}\)

Langkah 5: Massa Fe dan Persentase

Hitung massa Fe lalu tentukan % masing-masing logam terhadap massa anode yang melarut.

\(\begin{aligned} m_{\text{Fe}} &= n_{\text{Fe}} \times \text{Mm}_{\text{Fe}} \\ &= 0{,}0034 \text{ mol} \times 56 \text{ g mol}^{-1} \\ &= 0{,}1904 \text{ g} \end{aligned}\)

---

\(\begin{aligned} \%\,\text{Fe} &= \frac{m_{\text{Fe}}}{m_{\text{anode}}} \times 100\% \\[6pt] &= \frac{0{,}1904}{22{,}260} \times 100\% \\[6pt] &= 0{,}855\,\% \end{aligned}\)

---

\(\begin{aligned} \%\,\text{Cu} &= \frac{m_{\text{Cu}}}{m_{\text{anode}}} \times 100\% \\[6pt] &= \frac{22{,}011}{22{,}260} \times 100\% \\[6pt] &= 98{,}88\,\% \end{aligned}\)

✓ \(\%\,\text{Cu} = 98{,}88\,\%\)    dan    \(\%\,\text{Fe} = 0{,}855\,\%\)

2

Elektrolisis • Pelapisan Logam

Lama Waktu Pelapisan Perak pada Sendok Logam

Sebuah pabrik peralatan makan ingin melapisi permukaan 120 buah sendok baja dengan perak. Setiap sendok membutuhkan lapisan perak setebal 0,012 mm dengan luas permukaan 18 cm². Massa jenis perak 10,5 g/cm³. Proses dilakukan menggunakan larutan AgNO₃ dengan arus 8,5 A. Berapa lama (dalam menit) waktu yang diperlukan untuk menyelesaikan pelapisan seluruh sendok tersebut?

Data Ar Ag = 108  |  F = 96.500 C/mol  |  Ag⁺ + e⁻ → Ag  (n = 1)

Lihat Pembahasan Lengkap 4 Langkah

Langkah 1: Volume dan Massa Ag Total

Hitung volume lapisan Ag per sendok, lalu total untuk 120 sendok, kemudian konversi ke massa.

\(\begin{aligned} V_{\text{per sendok}} &= A \times d \\ &= 18 \text{ cm}^2 \times (0{,}012 \times 10^{-1} \text{ cm}) \\ &= 18 \times 1{,}2 \times 10^{-3} \text{ cm}^3 \\ &= 0{,}0216 \text{ cm}^3 \end{aligned}\)

---

\(\begin{aligned} V_{\text{total}} &= 0{,}0216 \times 120 = 2{,}592 \text{ cm}^3 \end{aligned}\)

---

\(\begin{aligned} m_{\text{Ag}} &= \rho \times V_{\text{total}} \\ &= 10{,}5 \text{ g cm}^{-3} \times 2{,}592 \text{ cm}^3 \\ &= 27{,}216 \text{ g} \end{aligned}\)

Langkah 2: Mol Ag yang Harus Diendapkan

\(\begin{aligned} n_{\text{Ag}} &= \frac{m_{\text{Ag}}}{\text{Mm}_{\text{Ag}}} \\[6pt] &= \frac{27{,}216 \text{ g}}{108 \text{ g mol}^{-1}} \\[6pt] &= 0{,}2520 \text{ mol} \end{aligned}\)

Langkah 3: Muatan Listrik yang Diperlukan

Reaksi katode: Ag⁺ + e⁻ → Ag (n = 1), sehingga mol elektron = mol Ag.

\(\begin{aligned} Q &= n_{\text{e}^-} \times F \\ &= 0{,}2520 \text{ mol} \times 96{.}500 \text{ C mol}^{-1} \\ &= 24{.}318 \text{ C} \end{aligned}\)

Langkah 4: Waktu Elektrolisis

\(\begin{aligned} t &= \frac{Q}{i} \\[6pt] &= \frac{24{.}318 \text{ C}}{8{,}5 \text{ A}} \\[6pt] &= 2{.}861{,}0 \text{ s} \\[6pt] &= \frac{2{.}861{,}0}{60} \text{ menit} \\[6pt] &\approx 47{,}68 \text{ menit} \end{aligned}\)

✓ Waktu pelapisan  \(\approx 47{,}7 \text{ menit}\)

3

Elektrolisis • Industri Klor-Alkali

Volume Gas Cl₂ dari Elektrolisis Larutan NaCl Jenuh

Sebuah pabrik menggunakan sel elektrolisis membran untuk memproses larutan NaCl jenuh (proses klor-alkali). Arus 2.500 A dialirkan selama 3 jam. Asumsikan efisiensi arus di anode untuk produksi Cl₂ adalah 92%. Berapa volume gas Cl₂ (liter) yang dihasilkan, diukur pada kondisi STP (0°C, 1 atm)?

Data F = 96.500 C/mol  |  Ar Cl = 35,5  |  Volume molar STP = 22,4 L/mol

Lihat Pembahasan Lengkap 4 Langkah

Langkah 1: Reaksi dan Muatan Total

Reaksi di anode: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻. Untuk menghasilkan 1 mol Cl₂ diperlukan 2 mol elektron.

Anode: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
Katode: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻

\(\begin{aligned} Q_{\text{total}} &= i \times t \\ &= 2{.}500 \text{ A} \times (3 \times 3{.}600 \text{ s}) \\ &= 2{.}500 \times 10{.}800 \\ &= 27{.}000{.}000 \text{ C} \\ &= 2{,}7 \times 10^7 \text{ C} \end{aligned}\)

Langkah 2: Muatan Efektif (dengan efisiensi)

\(\begin{aligned} Q_{\text{efektif}} &= \eta \times Q_{\text{total}} \\ &= 0{,}92 \times 2{,}7 \times 10^7 \text{ C} \\ &= 2{,}484 \times 10^7 \text{ C} \end{aligned}\)

Langkah 3: Mol Elektron dan Mol Cl₂

\(\begin{aligned} n_{e^-} &= \frac{Q_{\text{efektif}}}{F} \\[6pt] &= \frac{2{,}484 \times 10^7 \text{ C}}{96{.}500 \text{ C mol}^{-1}} \\[6pt] &= 257{,}4 \text{ mol} \end{aligned}\)

---

\(\begin{aligned} n_{\text{Cl}_2} &= \frac{n_{e^-}}{2} \\[6pt] &= \frac{257{,}4 \text{ mol}}{2} \\[6pt] &= 128{,}7 \text{ mol} \end{aligned}\)

Langkah 4: Volume Cl₂ pada STP

\(\begin{aligned} V_{\text{Cl}_2} &= n_{\text{Cl}_2} \times 22{,}4 \text{ L mol}^{-1} \\ &= 128{,}7 \text{ mol} \times 22{,}4 \text{ L mol}^{-1}\\ &= 2{.}882{,}9 \text{ L} \end{aligned}\)

✓ Volume Cl₂ yang dihasilkan  \(\approx 2{.}882{,}9 \text{ L}\) pada STP

4

Elektrolisis • Anodisasi

Massa Al₂O₃ yang Terbentuk saat Anodisasi Aluminium

Industri otomotif menggunakan proses anodisasi untuk melindungi komponen aluminium dari korosi. Sebuah pelat Al dijadikan anode dalam larutan H₂SO₄ encer. Arus 6,0 A dialirkan selama 45 menit. Reaksi pembentukan lapisan oksida: 2Al + 3H₂O → Al₂O₃ + 6H⁺ + 6e⁻. Berapa gram Al₂O₃ yang terbentuk, dan berapa gram massa Al yang terpakai?

Data Ar Al = 27  |  Ar O = 16  |  F = 96.500 C/mol  |  M Al₂O₃ = 102 g/mol

Lihat Pembahasan Lengkap 4 Langkah

Langkah 1: Muatan Listrik Total

\(\begin{aligned} Q &= i \times t \\ &= 6{,}0 \text{ A} \times (45 \times 60 \text{ s}) \\ &= 6{,}0 \times 2{.}700 \\ &= 16{.}200 \text{ C} \end{aligned}\)

Langkah 2: Mol Elektron

\(\begin{aligned} n_{e^-} &= \frac{Q}{F} \\[6pt] &= \frac{16{.}200 \text{ C}}{96{.}500 \text{ C mol}^{-1}} \\[6pt] &= 0{,}1679 \text{ mol} \end{aligned}\)

Langkah 3: Mol Al₂O₃ dan Massa Al Terpakai

Dari stoikiometri reaksi: 6 mol e⁻ menghasilkan 1 mol Al₂O₃ (dan mengonsumsi 2 mol Al).

\(\begin{aligned} n_{\text{Al}_2\text{O}_3} &= \frac{n_{e^-}}{6} \\[6pt] &= \frac{0{,}1679 \text{ mol}}{6} \\[6pt] &= 0{,}02798 \text{ mol} \end{aligned}\)

---

\(\begin{aligned} n_{\text{Al}} &= 2 \times n_{\text{Al}_2\text{O}_3} \\ &= 2 \times 0{,}02798 \text{ mol}\\ &= 0{,}05596 \text{ mol} \\[8pt] m_{\text{Al}} &= 0{,}05596 \text{ mol} \times 27\text{ g/mol} \\ &= 1{,}511 \text{ g} \end{aligned}\)

Langkah 4: Massa Al₂O₃

\(\begin{aligned} m_{\text{Al}_2\text{O}_3} &= n_{\text{Al}_2\text{O}_3} \times \text{Mm}_{\text{Al}_2\text{O}_3} \\[6pt] &= 0{,}02798 \text{ mol} \times 102 \text{ g mol}^{-1} \\[6pt] &= 2{,}854 \text{ g} \end{aligned}\)

✓ \(m_{\text{Al}_2\text{O}_3} = 2{,}854 \text{ g}\)   dan    \(m_{\text{Al terpakai}} = 1{,}511 \text{ g}\)

5

Elektrolisis • Sel Seri • CuSO₄

Massa Cu dan Volume H₂ dari Dua Sel Elektrolisis yang Dihubungkan Seri

Dua sel elektrolisis dihubungkan secara seri. Sel I berisi larutan CuSO₄ dengan elektrode Pt. Sel II berisi larutan H₂SO₄ dengan elektrode Pt. Arus 3,0 A dialirkan selama 1 jam 20 menit. Tentukan: (a) massa Cu yang mengendap di katode Sel I, dan (b) volume gas H₂ yang terbentuk di katode Sel II pada STP.

Data Ar Cu = 63,5  |  F = 96.500 C/mol  |  Volume molar STP = 22,4 L/mol

Lihat Pembahasan Lengkap 5 Langkah

Langkah 1: Muatan Listrik (sama untuk kedua sel)

Karena kedua sel seri, arus dan muatan yang mengalir identik.

\(\begin{aligned} t &= 1 \text{ jam } 20 \text{ menit} = 80 \text{ menit} = 4{.}800 \text{ s} \\[8pt] Q &= i \times t \\ &= 3{,}0 \text{ A} \times 4{.}800 \text{ s} \\ &= 14{.}400 \text{ C} \end{aligned}\)

Langkah 2: Mol Elektron

\(\begin{aligned} n_{e^-} &= \frac{Q}{F} \\[6pt] &= \frac{14{.}400 \text{ C}}{96{.}500\text{ C/mol}} \\[6pt] &= 0{,}14922 \text{ mol} \end{aligned}\)

Langkah 3: Sel I: Massa Cu (Katode)

Reaksi katode Sel I: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (n = 2)

Katode Sel I: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

\(\begin{aligned} n_{\text{Cu}} &= \frac{n_{e^-}}{2} \\[6pt] &= \frac{0{,}14922\text{ mol}}{2} \\[6pt] &= 0{,}07461 \text{ mol} \\[10pt] m_{\text{Cu}} &= n_{\text{Cu}} \times \text{Mm}_{\text{Cu}} \\ &= 0{,}07461 \text{ mol} \times 63{,}5 \text{ g/mol} \\ &= 4{,}737 \text{ g} \end{aligned}\)

Langkah 4: Sel II: Mol H₂ (Katode)

Reaksi katode Sel II: 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ (n = 2 per mol H₂)

Katode Sel II: 2H⁺ + 2e⁻ → H₂

\(\begin{aligned} n_{\text{H}_2} &= \frac{n_{e^-}}{2} \\[6pt] &= \frac{0{,}14922 \text{ mol}}{2} \\[6pt] &= 0{,}07461 \text{ mol} \end{aligned}\)

Langkah 5: Volume H₂ pada STP

\(\begin{aligned} V_{\text{H}_2} &= n_{\text{H}_2} \times 22{,}4 \text{ L mol}^{-1} \\[6pt] &= 0{,}07461 \text{ mol} \times 22{,}4 \text{ L mol}^{-1}\\[6pt] &= 1{,}671 \text{ L} \end{aligned}\)

✓ (a) \(m_{\text{Cu}} = 4{,}737 \text{ g}\)    (b) \(V_{\text{H}_2} = 1{,}671 \text{ L pada STP}\)

Soal dan pembahasan © urip.info — Kimia SMA/MA & OSN