Sel Elektrokimia, Model Soal Terstruktur dan Pembahasannya

Sel elektrokimia merupakan topik penting dalam kimia yang mencakup sel volta dan elektrolisis, baik dalam larutan berair maupun leburan garam. Soal-soal berikut dirancang untuk menguji pemahaman konsep potensial elektrode, notasi sel, reaksi redoks, dan aplikasi Hukum Faraday.

Setiap soal mencakup berbagai aspek, seperti penentuan produk elektrolisis, perhitungan kuantitatif, dan analisis kualitatif perubahan kondisi, termasuk leburan garam oksida. Siswa diharapkan memahami peran elektrode aktif dan inert, serta proses oksidasi-reduksi yang terjadi di anode dan katode.

Soal 1: Sel Elektrokimia

Sebuah sel elektrokimia dibuat dengan menggunakan elektrode seng (Zn) dalam larutan ZnSO₄ 1,0 mol dm^-3 dan elektrode tembaga (Cu) dalam larutan CuSO₄ 1,0 mol dm^-3. Potensial elektrode standar adalah sebagai berikut:

• Zn²⁺(aq) + 2e^- → Zn(s), E° = -0,76 V
• Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s), E° = +0,34 V

Tentukan:

1. Tulis persamaan reaksi keseluruhan untuk sel elektrokimia ini.
   
   
2. Hitung potensial sel standar (E°_sel) untuk sel ini.
   
   
3. Tentukan elektrode mana yang bertindak sebagai anode dan mana yang bertindak sebagai katode.
   
   
4. Jika larutan ZnSO₄ diganti dengan larutan ZnSO₄ 0,1 mol dm^-3, jelaskan secara kualitatif bagaimana hal ini memengaruhi potensial sel.

Penyelesaian Soal #1:

1. Persamaan reaksi keseluruhan
   

   Reaksi di anode (oksidasi): Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^-
   Reaksi di katode (reduksi): Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)
   Persamaan keseluruhan diperoleh dengan menjumlahkan kedua setengah reaksi:

   $$ \begin{aligned} \text{Zn(s)} + \text{Cu}^{2+}(\text{aq}) &\rightarrow \text{Zn}^{2+}(\text{aq}) + \text{Cu(s)} \end{aligned} $$

2. Potensial sel standar (E°_sel)
   

   Rumus potensial sel:

   $$ \begin{aligned} E^\circ_{\text{sel}} &= E^\circ_{\text{katode}} - E^\circ_{\text{anode}} \\ &= E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) - E^\circ(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}) \\ &= (+0,34 \, \text{V}) - (-0,76 \, \text{V}) \\ &= 0,34 + 0,76 \\ &= 1,10 \, \text{V} \end{aligned} $$

3. Anode dan Katode
   
   1. Anode: Elektrode dengan potensial reduksi lebih rendah (lebih negatif) adalah Zn (E° = -0,76 V), sehingga seng (Zn) bertindak sebagai anode (tempat oksidasi).
      
      
   2. Katode: Elektrode dengan potensial reduksi lebih tinggi (lebih positif) adalah Cu (E° = +0,34 V), sehingga tembaga (Cu) bertindak sebagai katode (tempat reduksi).
      
      
4. Pengaruh perubahan konsentrasi ZnSO₄
   

   Menurut persamaan Nernst, potensial sel dipengaruhi oleh konsentrasi ion dalam larutan:

   $$ \begin{aligned} E &= E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q \\ \text{dengan } Q &= \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Cu}^{2+}]} \\ \end{aligned} $$

   Jika konsentrasi ZnSO₄ menurun dari 1,0 mol dm^-3 menjadi 0,1 mol dm^-3, maka [Zn²⁺] berkurang, sehingga nilai Q menurun. Penurunan Q menyebabkan peningkatan nilai ln Q, yang pada akhirnya mengurangi potensial sel (E).

   Kesimpulan: Potensial sel akan sedikit menurun dibandingkan nilai standar (1,10 V) karena penurunan konsentrasi Zn²⁺.

Soal 2: Sel Elektrokimia dengan Magnesium dan Tembaga

Sebuah sel volta dibangun menggunakan elektrode magnesium (Mg) yang dicelupkan ke dalam larutan Mg(NO₃)₂ 1,0 mol dm^-3 dan elektrode tembaga (Cu) yang dicelupkan ke dalam larutan Cu(NO₃)₂ 1,0 mol dm^-3. Potensial reduksi standar adalah sebagai berikut:

• Mg²⁺(aq) + 2e^- → Mg(s), E° = -2,37 V
• Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s), E° = +0,34 V

Tentukan:

1. Tulis persamaan reaksi keseluruhan untuk sel volta ini.
   
   
2. Hitung potensial sel standar (E°_sel) untuk sel ini.
   
   
3. Identifikasi elektrode yang berfungsi sebagai anode dan katode, beserta alasan singkat.
   
   
4. Jika konsentrasi larutan Cu(NO₃)₂ ditingkatkan menjadi 2,0 mol dm^-3, jelaskan secara kualitatif dampaknya terhadap potensial sel menggunakan persamaan Nernst.

Penyelesaian Soal #2:

1. Persamaan reaksi keseluruhan
   

   Reaksi di anode (oksidasi): Mg(s) → Mg²⁺(aq) + 2e^-
   Reaksi di katode (reduksi): Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)
   Persamaan keseluruhan:

   $$ \begin{aligned} \text{Mg(s)} + \text{Cu}^{2+}(\text{aq}) &\rightarrow \text{Mg}^{2+}(\text{aq}) + \text{Cu(s)} \end{aligned} $$

2. Potensial sel standar (E°_sel)
   

   Rumus potensial sel:

   $$ \begin{aligned} E^\circ_{\text{sel}} &= E^\circ_{\text{katode}} - E^\circ_{\text{anode}} \\ &= E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) - E^\circ(\text{Mg}^{2+}/\text{Mg}) \\ &= (+0,34 \, \text{V}) - (-2,37 \, \text{V}) \\ &= 0,34 + 2,37 \\ &= 2,71 \, \text{V} \end{aligned} $$

3. Anode dan Katode
   
   1. Anode: Magnesium (Mg) memiliki potensial reduksi lebih negatif (E° = -2,37 V), sehingga bertindak sebagai anode di mana oksidasi terjadi.
      
      
   2. Katode: Tembaga (Cu) memiliki potensial reduksi lebih positif (E° = +0,34 V), sehingga bertindak sebagai katode di mana reduksi terjadi.
      
      
4. Dampak perubahan konsentrasi Cu(NO₃)₂
   

   Persamaan Nernst:

   $$ \begin{aligned} E &= E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q \\ \text{dengan } Q &= \frac{[\text{Mg}^{2+}]}{[\text{Cu}^{2+}]} \\ \end{aligned} $$

   Peningkatan [Cu²⁺] dari 1,0 menjadi 2,0 mol dm^-3 menyebabkan Q menurun karena penyebut lebih besar. Penurunan Q menghasilkan ln Q yang lebih negatif, sehingga -ln Q menjadi positif, dan E meningkat dibandingkan E°.

   Kesimpulan: Potensial sel akan sedikit meningkat di atas nilai standar (2,71 V).

Soal 3: Elektrolisis Larutan Natrium Sulfat

Dalam sel elektrolisis, larutan natrium sulfat (Na₂SO₄) encer dielektrolisis menggunakan elektrode inert (platina). Potensial reduksi standar yang relevan adalah:

• 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq), E° = -0,83 V
• 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e^-, E° = +1,23 V (untuk oksidasi, balik tanda)

Tentukan:

1. Tulis reaksi setengah sel di anode dan katode.
   
   
2. Tulis persamaan reaksi keseluruhan untuk proses elektrolisis ini.
   
   
3. Jika arus 2,0 A dialirkan selama 30 menit, hitung volume gas oksigen (O₂) yang dihasilkan pada kondisi STP (1 mol gas = 22,4 dm³).
   
   
4. Jelaskan perubahan produk di anode jika larutan natrium sulfat diganti dengan larutan pekat.

Penyelesaian Soal #3:

1. Reaksi setengah sel
   
   1. Katode (reduksi): 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)
   2. Anode (oksidasi): 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e^-
      
      
2. Persamaan reaksi keseluruhan
   

   Untuk menyeimbangkan elektron, gandakan reaksi katode dan jumlahkan:

   $$ \begin{aligned} 2 \times (2\text{H}_2\text{O(l)} + 2\text{e}^- &\rightarrow \text{H}_2(\text{g}) + 2\text{OH}^-(\text{aq})) \\ + (2\text{H}_2\text{O(l)} &\rightarrow \text{O}_2(\text{g}) + 4\text{H}^+(\text{aq}) + 4\text{e}^-) \\ = 6\text{H}_2\text{O(l)} &\rightarrow 2\text{H}_2(\text{g}) + \text{O}_2(\text{g}) + 4\text{OH}^-(\text{aq}) + 4\text{H}^+(\text{aq}) \end{aligned} $$

   Sederhana menjadi: 2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g) (setelah netralisasi ion).

3. Perhitungan volume O₂
   

   Jumlah muatan: Q = I × t = 2,0 A × (30 × 60) s = 3600 C
   Jumlah Faraday: 3600 / 96500 ≈ 0,0373 F
   Untuk O₂ (4e^- per mol): mol O₂ = 0,0373 / 4 ≈ 0,00933 mol
   Volume O₂ = 0,00933 × 22,4 ≈ 0,209 dm³ atau 209 cm³.

   $$ \begin{aligned} Q &= I \times t \\ &= 2,0 \times 1800 \\ &= 3600 \, \text{C} \\ \text{mol e}^- &= \frac{3600}{96500} \approx 0,0373 \, \text{mol} \\ \text{mol O}_2 &= \frac{0,0373}{4} \approx 0,00933 \, \text{mol} \\ V &= 0,00933 \times 22,4 \approx 0,209 \, \text{dm}^3 \end{aligned} $$

4. Perubahan produk di anode untuk larutan pekat
   

   Pada larutan encer, oksidasi air menghasilkan O₂. Pada larutan pekat, anion SO₄^2- mungkin teroksidasi menjadi persulfat (S₂O₈^2-), tetapi untuk Na₂SO₄, biasanya tetap O₂ karena SO₄^2- sulit teroksidasi. Namun, dalam konteks umum, untuk sulfat, produk tetap O₂, tapi jika analog dengan Cl^-, jelaskan preferensi.

   Kesimpulan: Untuk Na₂SO₄ pekat, produk anode tetap O₂ karena potensial oksidasi SO₄^2- lebih tinggi daripada air.

Soal 4: Notasi Sel Volta dengan Elektrode Aktif dan Aplikasi Hukum Faraday

Sebuah sel volta terdiri dari elektrode besi (Fe) dalam larutan FeSO₄ 1,0 mol dm^-3 dan elektrode perak (Ag) dalam larutan AgNO₃ 1,0 mol dm^-3. Potensial reduksi standar adalah:

• Fe²⁺(aq) + 2e^- → Fe(s), E° = -0,44 V
• Ag⁺(aq) + e^- → Ag(s), E° = +0,80 V

Tentukan:

1. Tulis notasi sel (cell notation) untuk sel volta ini, termasuk jembatan garam.
   
   
2. Hitung potensial sel standar (E°_sel) dan tulis persamaan reaksi keseluruhan.
   
   
3. Gambarkan diagram sederhana sel volta ini, tunjukkan arah aliran elektron dan ion.
   
   
4. Jika sel ini dihubungkan dengan arus rata-rata 0,5 A selama 2 jam, hitung massa perak yang diendapkan di katode menggunakan Hukum Faraday I
   (1 F = 96500 C mol^-1; massa atom Ag = 108 g mol^-1).

Penyelesaian Soal #4:

1. Notasi Sel
   

   Notasi sel standar: Anode (oksidasi) di kiri, katode (reduksi) di kanan. Elektrode aktif adalah Fe dan Ag.

   Fe(s) | Fe²⁺(aq, 1 M) || Ag⁺(aq, 1 M) | Ag(s)

2. Potensial Sel dan Reaksi Keseluruhan
   

   $$ \begin{aligned} E^\circ_{\text{sel}} &= E^\circ_{\text{katode}} - E^\circ_{\text{anode}} \\ &= (+0,80 \, \text{V}) - (-0,44 \, \text{V}) \\ &= 1,24 \, \text{V} \end{aligned} $$

   Reaksi: Anode: Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e^-
   Katode: 2Ag⁺(aq) + 2e^- → 2Ag(s) (disesuaikan untuk keseimbangan)
   Keseluruhan: Fe(s) + 2Ag⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + 2Ag(s)

3. Diagram Sel
   

   Diagram: Elektrode Fe (anode) di kiri, terhubung ke voltmeter dan ke elektrode Ag (katode) di kanan. Jembatan garam di antara larutan FeSO₄ dan AgNO₃.
   
   Aliran elektron dari anode ke katode melalui kabel luar. Ion positif bergerak ke kanan, ion negatif ke kiri melalui jembatan garam.

4. Massa Perak (Hukum Faraday I)
   

   Hukum Faraday I: m = (Q / nF) × M, di mana Q = I × t, n = jumlah elektron per ion, M = massa molar.

   $$ \begin{aligned} Q &= I \times t \\ &= 0,5 \times (2 \times 3600) \\ &= 3600 \, \text{C} \\ \text{mol Ag} &= \frac{Q}{F} \times \frac{1}{1} \quad (\text{sejak n=1 untuk Ag}^+) \\ &= \frac{3600}{96500} \approx 0,0373 \, \text{mol} \\ m &= 0,0373 \times 108 \approx 4,03 \, \text{g} \end{aligned} $$

   Catatan: Dalam reaksi, 2e^- untuk 2Ag, tapi per mol Ag, n=1.

Soal 5: Elektrolisis dengan Elektrode Inert dan Hukum Faraday II

Dalam sel elektrolisis, larutan campuran CuSO₄ dan AgNO₃ (keduanya 0,1 mol dm^-3) dielektrolisis menggunakan elektrode inert (karbon). Potensial reduksi standar:

• Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s), E° = +0,34 V
• Ag⁺(aq) + e^- → Ag(s), E° = +0,80 V

Tentukan:

1. Tulis notasi sel elektrolisis ini dan identifikasi elektrode inert sebagai anode/katode.
   
   
2. Gambarkan diagram sel elektrolisis, tunjukkan reaksi di setiap elektrode.
   
   
3. Tentukan urutan pengendapan logam di katode dan jelaskan menggunakan potensial reduksi.
   
   
4. Jika jumlah listrik 9650 C dilewatkan, hitung massa Cu dan Ag yang diendapkan menggunakan Hukum Faraday II (massa atom Cu=64, Ag=108; 1 F=96500 C mol^-1).

Penyelesaian Soal #5:

1. Notasi Sel Elektrolisis
   

   Notasi: Sumber daya eksternal | C(s) (katode, reduksi Cu²⁺/Ag⁺) | larutan campuran || C(s) (anode, oksidasi air atau anion) |

   Elektrode inert tidak berpartisipasi dalam reaksi.

2. Diagram Sel
   

   Diagram: Dua elektrode karbon inert, katode di kiri (reduksi logam), anode di kanan (oksidasi, mungkin 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e^-). Sumber daya eksternal mendorong aliran elektron dari anode ke katode.

3. Urutan Pengendapan
   

   Logam dengan potensial reduksi lebih positif diendapkan terlebih dahulu: Ag (E°= +0,80 V) sebelum Cu (E°= +0,34 V).

4. Massa Cu dan Ag (Hukum Faraday II)
   

   Hukum Faraday II: Untuk jumlah listrik sama, m ∝ E (ekuivalen gram), E = M / n.

   Q = 9650 C = 0,1 F.

   Untuk Ag (n=1, E=108/1=108): m_Ag = (0,1) × 108 = 10,8 g (asumsi semua Q untuk Ag dulu).

   Namun dalam campuran, Ag diendapkan terlebih dahulu hingga habis, tapi karena konsentrasi sama, hitung proporsional jika simultan, tapi secara teori berurutan.

   $$ \begin{aligned} \text{mol e}^- &= \frac{9650}{96500} = 0,1 \, \text{mol} \\ \text{Untuk Ag (n=1): mol Ag} &= 0,1 \\ m_{\text{Ag}} &= 0,1 \times 108 = 10,8 \, \text{g} \\ \text{Jika Cu (n=2): mol Cu} &= 0,05, m=3,2 \, \text{g} \quad (\text{tapi urutan prioritas Ag}) \end{aligned} $$

   Kesimpulan: Karena Ag lebih mudah direduksi, 0,1 mol e^- menghasilkan 10,8 g Ag; Cu tidak diendapkan jika Ag masih ada.

Soal #6: Elektrolisis Larutan Nitrat Tembaga yang Berair

1. 1. Jelaskan mengapa tembaga dihasilkan di katode daripada hidrogen.
   2. Tulis persamaan untuk reaksi yang terjadi di katode.
2. 1. Tulis persamaan untuk reaksi yang terjadi di anode.
   2. Apakah reaksi anode merupakan reaksi oksidasi atau reduksi? 
      
      
3. Jelaskan mengapa larutan nitrat tembaga menjadi asam selama elektrolisis ini.
   
   
4. Hitung massa tembaga yang mengendap di katode ketika elektrolisis dilakukan selama tepat 45 menit menggunakan arus 0,22 A. (A_r[Cu] = 63,5; F = 96500 C mol^-1)

Penyelesaian Soal #6:

1. 1. Mengapa tembaga dihasilkan di katode
      Tembaga (Cu²⁺) memiliki potensial reduksi standar lebih positif (E° = +0,34 V) dibandingkan reduksi air menjadi hidrogen (E° = -0,83 V pada pH 7). Dalam larutan nitrat tembaga, Cu²⁺ lebih mudah direduksi daripada air, sehingga tembaga diendapkan di katode.
      
      
   2. Persamaan reaksi di katode
      

      $$ \begin{aligned} \text{Cu}^{2+}(\text{aq}) + 2\text{e}^- &\rightarrow \text{Cu(s)} \end{aligned} $$

2. 1. Persamaan reaksi di anode
      Dalam larutan nitrat tembaga dengan elektrode inert, air lebih mudah teroksidasi daripada ion nitrat (NO₃^-) karena potensial oksidasi air lebih rendah:
      

      $$ \begin{aligned} 2\text{H}_2\text{O(l)} &\rightarrow \text{O}_2(\text{g}) + 4\text{H}^+(\text{aq}) + 4\text{e}^- \end{aligned} $$

   2. Reaksi anode: oksidasi atau reduksi
      Reaksi di anode adalah oksidasi karena elektron dilepaskan (air kehilangan elektron untuk membentuk O₂ dan H⁺). Dalam elektrolisis, anode adalah tempat oksidasi, sedangkan katode adalah tempat reduksi.
      
      
3. Mengapa larutan menjadi asam
   Reaksi di anode menghasilkan ion H⁺ (lihat persamaan di b.i), yang meningkatkan keasaman larutan. Sementara itu, Cu²⁺ di katode direduksi menjadi Cu(s), sehingga konsentrasi ion dalam larutan bergeser ke arah keasaman karena produksi H⁺.
   
   
4. Massa tembaga yang mengendap
   Hukum Faraday I: m = (Q / nF) × M
   Q = I × t = 0,22 A × (45 × 60 s) = 594 C
   n = 2 (untuk Cu²⁺ + 2e^- → Cu), M = 63,5 g mol^-1, F = 96500 C mol^-1
   

   $$ \begin{aligned} Q &= I \times t \\ &= 0,22 \times 2700 \\ &= 594 \, \text{C} \\ \text{mol Cu} &= \frac{Q}{nF} \\ &= \frac{594}{2 \times 96500} \approx 0,00308 \, \text{mol} \\ m &= 0,00308 \times 63,5 \approx 0,196 \, \text{g} \end{aligned} $$

Soal #7: Sel Elektrokimia Ni dan Zn

Reaksi yang terjadi di sel elektrokimia pada kondisi standar adalah:

Ni²⁺(aq) + Zn(s) → Ni(s) + Zn²⁺(aq)

1. Tulis dua setengah persamaan untuk reaksi ini. Untuk masing-masing, nyatakan apakah oksidasi atau reduksi sedang terjadi.
   
   
2. Potensial elektrode standar untuk setengah sel yang mengandung Ni²⁺(aq) dan Ni(s) adalah -0,25 V.
   1. Gunakan hubungan E = E° + ^0,059/_z log₁₀ [bentuk teroksidasi]/[bentuk tereduksi] untuk menghitung potensial elektrode pada 298 K jika konsentrasi Ni²⁺(aq) adalah 0,03 mol dm^-3.
      
      
   2. Gunakan hubungan di atas untuk menjelaskan mengapa potensial elektrode standar untuk setengah sel yang mengandung Ni²⁺(aq) dan Ni(s) selalu -0,25 V jika ada konsentrasi equimolar dari Ni²⁺(aq) dan Ni(s).
      
      
3. Potensial elektrode standar untuk setengah sel yang mengandung Zn²⁺(aq) dan Zn(s) adalah -0,76 V. Hitung potensial elektrode pada 298 K jika konsentrasi Zn²⁺(aq) adalah 0,04 mol dm^-3.
   
   
4. Gunakan hasil dari bagian b i dan c untuk memprediksi apakah reaksi Ni²⁺(aq) + Zn(s) → Ni(s) + Zn²⁺(aq) mungkin terjadi pada konsentrasi Ni²⁺(aq) 0,03 mol dm^-3 dan Zn²⁺(aq) 0,04 mol dm^-3. Jelaskan jawaban Anda.

Penyelesaian Soal #7:

1. Dua setengah persamaan
   
   1. Anode (oksidasi): Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^- (oksidasi, kehilangan elektron).
   2. Katode (reduksi): Ni²⁺(aq) + 2e^- → Ni(s) (reduksi, penerimaan elektron).
      
      
2. Potensial elektrode Ni
   
   1. Persamaan Nernst: E = E° + (0,059/z) log₁₀ [Ni²⁺]/[Ni]. [Ni] = 1 (padatan), z = 2.
      

      $$ \begin{aligned} E &= -0,25 + \frac{0,059}{2} \log_{10} \frac{0,03}{1} \\ &= -0,25 + 0,0295 \times (-1,5229) \\ &= -0,25 - 0,0449 \\ &\approx -0,295 \, \text{V} \end{aligned} $$

   2. Untuk konsentrasi equimolar, [Ni²⁺]/[Ni] = 1 (karena Ni(s) = 1). Maka:
      

      $$ \begin{aligned} E &= E^\circ + \frac{0,059}{2} \log_{10} 1 \\ &= -0,25 + 0 \\ &= -0,25 \, \text{V} \end{aligned} $$

      Log₁₀ 1 = 0, sehingga E = E°.
      
      
3. Potensial elektrode Zn
   E = E° + (0,059/z) log₁₀ [Zn²⁺]/[Zn], [Zn] = 1, z = 2.
   

   $$ \begin{aligned} E &= -0,76 + \frac{0,059}{2} \log_{10} \frac{0,04}{1} \\ &= -0,76 + 0,0295 \times (-1,3979) \\ &= -0,76 - 0,0412 \\ &\approx -0,801 \, \text{V} \end{aligned} $$

4. Prediksi reaksi
   

   $$ \begin{aligned} E_{\text{sel}} &= E_{\text{katode}} - E_{\text{anode}} \\ &= (-0,295) - (-0,801) \\ &= 0,506 \, \text{V} \end{aligned} $$

   E > 0, reaksi spontan. Meskipun konsentrasi rendah, E tetap positif, sehingga reaksi Ni²⁺(aq) + Zn(s) → Ni(s) + Zn²⁺(aq) mungkin terjadi.

Soal #8: Elektrolisis Larutan Kalium Bromida Pekat

1. Tulis rumus untuk semua ion yang ada dalam larutan kalium bromida.
   
   
2. Tulis setengah persamaan untuk menunjukkan reaksi di:
   1. anode (elektrode positif),
   2. katode (elektrode negatif).
      
      
3. Jelaskan mengapa reaksi di anode diklasifikasikan sebagai oksidasi.
   
   
4. Setelah beberapa saat, larutan di dekat katode menjadi sangat basa. Jelaskan mengapa.
   
   
5. Bromin yang dihasilkan di anode dapat bereaksi dengan kalium hidroksida pekat yang hangat:

   Br₂ + 6KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3H₂O

   Berapa perubahan nomor oksidasi per atom bromin ketika

   1. Br₂ dikonversi ke KBr?
   2. Br₂ dikonversi ke KBrO₃?
      
      
6. Berikan nama sistematis untuk senyawa KBrO₃.

Penyelesaian Soal #8:

1. Ion dalam larutan kalium bromida
   KBr → K⁺(aq) + Br^-(aq).
   
   
2. Reaksi di anode dan katode
   
   1. Anode: 2Br^-(aq) → Br₂(l) + 2e^-
   2. Katode: 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)
      
      
3. Mengapa reaksi anode adalah oksidasi
   Reaksi di anode melibatkan kehilangan elektron (2Br^- → Br₂ + 2e^-), yang merupakan definisi oksidasi.
   
   
4. Larutan di katode menjadi basa
   Reaksi katode menghasilkan OH^- (lihat b.ii), meningkatkan konsentrasi ion hidroksida, sehingga larutan di sekitar katode menjadi basa.
   
   
5. Perubahan nomor oksidasi bromin
   
   1. Br₂ (0) → KBr (Br^-, -1): Perubahan = -1 - 0 = -1 (reduksi).
   2. Br₂ (0) → KBrO₃ (Br: +5, karena O = -2, total -1 untuk BrO₃^-): Perubahan = +5 - 0 = +5 (oksidasi).
      
      
6. Nama sistematis KBrO₃
   Kalium bromat.

Soal #9: Elektrolisis Leburan Campuran Garam

Leburan campuran natrium klorida (NaCl) dan kalium bromida (KBr) dielektrolisis menggunakan elektrode inert (grafit). Asumsikan leburan berada pada suhu di atas titik leleh kedua garam, sehingga ion-ion bebas bergerak.

Potensial reduksi standar yang relevan (meskipun untuk larutan, digunakan sebagai panduan untuk leburan):

• Na⁺(l) + e^- → Na(l), E° ≈ -2,71 V
• K⁺(l) + e^- → K(l), E° ≈ -2,93 V
• 2Cl^-(l) → Cl₂(g) + 2e^-, E° ≈ -1,36 V (oksidasi)
• 2Br^-(l) → Br₂(l) + 2e^-, E° ≈ -1,07 V (oksidasi)

Tentukan:

1. Tulis rumus untuk semua ion yang ada dalam leburan campuran NaCl dan KBr.
   
   
2. 1. Prediksi produk yang dihasilkan di katode dan jelaskan mengapa, berdasarkan potensial reduksi.
      
      
   2. Prediksi produk yang dihasilkan di anode dan jelaskan mengapa, berdasarkan potensial oksidasi.
      
      
3. Tulis persamaan reaksi keseluruhan untuk proses elektrolisis ini.
   
   
4. Jika arus 1,5 A dialirkan selama 1 jam, hitung massa bromin (Br₂) yang dihasilkan di anode menggunakan Hukum Faraday (A_r[Br] = 80; F = 96500 C mol^-1).
   
   
5. Jelaskan perbedaan produk elektrolisis jika campuran garam ini dilarutkan dalam air (larutan encer) dibandingkan dengan leburan.

Penyelesaian Soal #9:

1. Ion dalam leburan
   Leburan NaCl: Na⁺ dan Cl^-
   Leburan KBr: K⁺ dan Br^-
   Dalam campuran: Na⁺, K⁺, Cl^-, Br^-.
   
   
2. 1. Produk di katode
      Katode (reduksi): Ion dengan potensial reduksi kurang negatif (lebih mudah direduksi) diprioritaskan. Na⁺ (E° ≈ -2,71 V) lebih mudah direduksi daripada K⁺ (E° ≈ -2,93 V).
      
      Dalam leburan, natrium (Na) dihasilkan di katode karena lebih positif.
      Persamaan: Na⁺ + e^- → Na(l)
      
      
   2. Produk di anode
      Anode (oksidasi): Ion dengan potensial oksidasi lebih rendah (lebih mudah teroksidasi) diprioritaskan. Br^- (E° oks ≈ +1,07 V, jadi lebih mudah daripada Cl^- +1,36 V).
      
      Dalam leburan pekat, Br^- lebih mudah teroksidasi menjadi Br₂.
      Persamaan: 2Br^- → Br₂(l) + 2e^-
      
      
3. Persamaan reaksi keseluruhan
   Untuk menyeimbangkan: 2Na⁺ + 2Br^- → 2Na(l) + Br₂(l)
   

   $$ \begin{aligned} \text{Katode: } 2\text{Na}^+ + 2\text{e}^- &\rightarrow 2\text{Na(l)} \\ \text{Anode: } 2\text{Br}^- &\rightarrow \text{Br}_2(\text{l}) + 2\text{e}^- \\ \text{Keseluruhan: } 2\text{Na}^+ + 2\text{Br}^- &\rightarrow 2\text{Na(l)} + \text{Br}_2(\text{l)} \end{aligned} $$

   (NB: K⁺ dan Cl^- tetap sebagai spectator jika prioritas seperti di atas.)
   
   
4. Massa bromin
   Q = I × t = 1,5 A × 3600 s = 5400 C
   Untuk Br₂: n = 2 (2e^- per Br₂), M = 160 g mol^-1 (2×80)
   

   $$ \begin{aligned} Q &= I \times t \\ &= 1,5 \times 3600 \\ &= 5400 \, \text{C} \\ \text{mol Br}_2 &= \frac{Q}{nF} \\ &= \frac{5400}{2 \times 96500} \approx 0,028 \, \text{mol} \\ m &= 0,028 \times 160 \approx 4,48 \, \text{g} \end{aligned} $$

5. Perbedaan dengan larutan encer
   Dalam leburan:
   Tidak ada air, sehingga katode menghasilkan logam alkali (Na atau K), anode halogen (Br₂ atau Cl₂).
   
   Dalam larutan encer:
   Katode: H₂ dari reduksi air (karena E° logam alkali sangat negatif), anode: O₂ dari oksidasi air (untuk Br^- dan Cl^- dalam encer, air lebih mudah teroksidasi kecuali untuk Br^-/Cl^- pekat).

Soal #10: Elektrolisis Leburan Garam Oksida (Nitrat, Sulfat, Karbonat)

Leburan campuran natrium nitrat (NaNO₃), natrium sulfat (Na₂SO₄), dan natrium karbonat (Na₂CO₃) dielektrolisis menggunakan elektrode inert (platina) pada suhu di atas titik leleh masing-masing garam. Reaksi anode yang mungkin terjadi adalah sebagai berikut (berdasarkan referensi jurnal kimia):

• NO₃^- → NO₂ + ½O₂ + e^-
• 2CO₃^2- → 2CO₂ + O₂ + 4e^-
• SO₄^2- → SO₂ + O₂ + 2e^-

Tentukan:

1. Tulis rumus untuk semua ion yang ada dalam leburan campuran NaNO₃, Na₂SO₄, dan Na₂CO₃.
2. 1. Prediksi produk yang dihasilkan di katode dan jelaskan mengapa (asumsi hanya kation Na⁺ yang dominan).
   2. Prediksi anion mana yang paling mungkin teroksidasi di anode berdasarkan kemudahan oksidasi, dan jelaskan.
      
      
3. Untuk setiap reaksi anode yang diberikan, identifikasi atom atau unsur mana yang sesungguhnya mengalami oksidasi dan mana yang mengalami reduksi (jika ada), beserta perubahan bilangan oksidasinya.
   
   
4. Jika arus 0,8 A dialirkan selama 2 jam, hitung jumlah mol oksigen (O₂) yang dihasilkan di anode jika reaksi dominan adalah oksidasi sulfat (SO₄^2- → SO₂ + O₂ + 2e^-) menggunakan Hukum Faraday (F = 96500 C mol^-1).
   
   
5. Jelaskan perbedaan antara elektrolisis leburan garam oksida ini dengan elektrolisis larutan berair dari garam yang sama.

Penyelesaian Soal #10:

1. Ion dalam leburan
   Leburan NaNO₃: Na⁺ dan NO₃^-
   Leburan Na₂SO₄: 2Na⁺ dan SO₄^2-
   Leburan Na₂CO₃: 2Na⁺ dan CO₃^2-
   Dalam campuran: Na⁺, NO₃^-, SO₄^2-, CO₃^2-.
2. 1. Produk di katode
      Katode (reduksi): Kation Na⁺ direduksi menjadi Na(l) karena dalam leburan tidak ada air, sehingga Na⁺ + e^- → Na(l).
      
      Ini karena Na⁺ adalah satu-satunya kation, dan potensial reduksinya sangat negatif tapi dalam leburan, itulah yang terjadi.
      
      
   2. Produk di anode
      Anode (oksidasi): Anion dengan kemudahan oksidasi tertinggi (potensial oksidasi terendah) adalah NO₃^- karena reaksi menghasilkan NO₂ dan O₂ dengan hanya 1e^- per anion, diikuti Br^- dalam halide tapi di sini, berdasarkan referensi, NO₃^- mungkin paling mudah karena dekomposisi termal juga terjadi.
      
      Namun, dalam campuran, prioritas berdasarkan stabilitas: karbonat mungkin dekomposisi dulu menjadi oksida.
      
      
3. Atom yang mengalami oksidasi/reduksi
   Untuk setiap reaksi, atom oksigen (O) mengalami oksidasi dari biloks -2 menjadi 0 di O₂, sementara atom N, C, atau S mungkin mengalami reduksi internal.
   
   
   1. NO₃^-: N dari +5 ke +4 di NO₂ (reduksi), O dari -2 ke 0 di O₂ (oksidasi).
   2. 2CO₃^2-: C tetap +4 di CO₂, O dari -2 ke 0 di O₂ (oksidasi).
      
      
   3. SO₄^2-: S dari +6 ke +4 di SO₂ (reduksi), O dari -2 ke 0 di O₂ (oksidasi).
      
      
   Dalam semua kasus, atom O sesungguhnya mengalami oksidasi, sementara atom pusat mungkin direduksi.
4. Jumlah mol O₂
   Q = I × t = 0,8 A × (2 × 3600 s) = 5760 C
   Untuk SO₄^2- → SO₂ + O₂ + 2e^-, 2e^- menghasilkan 1 mol O₂.
   

   $$ \begin{aligned} Q &= I \times t \\ &= 0,8 \times 7200 \\ &= 5760 \, \text{C} \\ \text{mol e}^- &= \frac{5760}{96500} \approx 0,0597 \, \text{mol} \\ \text{mol O}_2 &= \frac{0,0597}{2} \approx 0,0298 \, \text{mol} \end{aligned} $$

5. Perbedaan dengan larutan berair
   Dalam leburan:
   Katode menghasilkan Na(l), anode menghasilkan gas seperti NO₂, SO₂, CO₂, O₂ dari oksidasi anion oksida.
   
   Dalam larutan berair:
   Katode menghasilkan H₂ (reduksi air), anode menghasilkan O₂ (oksidasi air), karena air mendominasi reaksi daripada anion oksida yang sulit teroksidasi.