Simulator Sel Elektrokimia

Simulator ini membantu kamu melihat langsung bagaimana reaksi redoks bekerja dalam sel Galvani, elektrolisis, dan penyepuhan.

Pada sel Galvani, pilih pasangan logam dan atur konsentrasi ion, lalu amati tegangan sel (persamaan Nernst) dan lampu yang meredup saat anode melarut dan katode mengendap. Pada elektrolisis dan penyepuhan, pilih larutan atau logam pelapis, atur kuat arus, lalu bandingkan produk di katode dan anode dengan hitungan hukum Faraday (massa endapan atau volume gas) yang berjalan seiring waktu.

Simulasi bisa ditampilkan layar penuh, dioperasikan dengan sentuhan di papan interaktif digital maupun HP, dan dilengkapi pena untuk mencoret-coret saat menjelaskan di kelas.

Landasan teori

Sel Galvani (volta) mengubah energi kimia menjadi listrik melalui reaksi redoks spontan. Anode (kutub −) mengalami oksidasi sehingga elektrodanya melarut, katode (kutub +) mengalami reduksi sehingga logam mengendap.

\[\begin{aligned}E^\circ_{sel}&=E^\circ_{katode}-E^\circ_{anode}\\ \Delta G^\circ&=-nFE^\circ_{sel}\\ E_{sel}&=E^\circ_{sel}-\frac{0{,}0592}{n}\log Q\end{aligned}\]

Elektrolisis memakai arus listrik untuk memaksa reaksi tidak spontan. Anode (kutub +) tempat oksidasi, katode (kutub −) tempat reduksi, kebalikan dari sel Galvani.

Aturan katode: ion logam IA, IIA, Al, dan Mn dalam larutan tidak direduksi, yang direduksi adalah H₂O (atau H⁺ bila asam). Aturan anode inert: halida (Cl⁻, I⁻) teroksidasi, sedangkan SO₄²⁻ dan NO₃⁻ tidak sehingga H₂O yang dioksidasi. Anode aktif (Cu, Ag, Ni) ikut teroksidasi.

\[\begin{aligned}Q&=I\cdot t\\ n_{e}&=\frac{Q}{F}\\ m&=\frac{Q\cdot M_r}{n\cdot F}\end{aligned}\]

Dengan F = 96.485 C/mol. Volume gas pada STP: V = n × 22,4 L/mol.

Penyepuhan adalah elektrolisis dengan benda yang dilapisi sebagai katode dan logam pelapis sebagai anode dalam larutan garam logam pelapis. Anode menipis, benda menebal.

Cara menggunakan simulasi

1. Pilih mode: Sel Galvani, Elektrolisis, atau Penyepuhan.
2. Atur logam atau larutan, lalu konsentrasi atau kuat arus dengan penggeser.
3. Tekan Mulai. Tekan Jeda untuk menghentikan sejenak dan Ulang untuk kembali ke awal.
4. Gunakan Layar penuh dan A+/A− untuk tampilan kelas. Tombol Pena membuat coretan di atas gambar, Hapus membersihkannya. Semua kontrol bisa disentuh di papan interaktif maupun HP.

Memaknai hasil simulasi

• Sel Galvani: anode makin kecil (melarut), katode makin besar (mengendap). Tegangan relatif tetap lalu turun saat pereaksi hampir habis, lampu ikut meredup.
• Ubah konsentrasi ion dan amati E sel berubah sesuai persamaan Nernst, padahal E°sel tetap.
• Elektrolisis: bandingkan produk di katode dan anode dengan aturan prioritas pada kotak “Mengapa?”. Jumlah zat sebanding dengan I × t (hukum Faraday).
• Pada H₂SO₄ dan NaOH, volume H₂ : O₂ = 2 : 1 karena elektron yang sama menghasilkan 2 mol H₂ dan 1 mol O₂.

Simulator Sel Elektrokimia 🖊️🗑️✖️

Spesi dalam larutan

Soal latihan dan pembahasan

Soal 1. Tentukan E°sel, anode, dan katode untuk sel Zn | Zn²⁺ || Ag⁺ | Ag bila E° Zn = −0,76 V dan E° Ag = +0,80 V.

Lihat jawaban

Ag memiliki E° lebih besar sehingga menjadi katode, Zn menjadi anode. \[\begin{aligned}E^\circ_{sel}&=0{,}80-(-0{,}76)\\&=1{,}56\ \text{V}\end{aligned}\]

Soal 2. Larutan CuSO₄ dielektrolisis dengan elektroda C, arus 2 A selama 965 detik. Hitung massa Cu di katode dan volume O₂ di anode (STP). (A_r Cu = 63,5)

Lihat jawaban

\[\begin{aligned}Q&=2\times965=1930\ \text{C}\\ n_e&=\frac{1930}{96485}=0{,}02\ \text{mol}\\ n_{Cu}&=\frac{0{,}02}{2}=0{,}01\ \text{mol}\rightarrow m=0{,}635\ \text{g}\\ n_{O_2}&=\frac{0{,}02}{4}=0{,}005\ \text{mol}\rightarrow V=112\ \text{mL}\end{aligned}\]

Soal 3. Sendok disepuh perak dari larutan AgNO₃ dengan arus 0,5 A selama 30 menit. Berapa massa perak yang menempel? (A_r Ag = 108)

Lihat jawaban

\[\begin{aligned}Q&=0{,}5\times1800=900\ \text{C}\\ n_e&=\frac{900}{96485}=0{,}00933\ \text{mol}\\ m&=0{,}00933\times108\approx1{,}01\ \text{g}\end{aligned}\]