Dasar-Dasar Elektrokimia: Gaya Gerak Listrik, Persamaan Nernst, Elektrolisis dan Hukum Faraday

Tulisan ini dibuat untuk membantu siswa MA/SMA/SMK yang berniat untuk mempersiapkan diri dalam olimpiade kimia atau sejenisnya.

Elektrokimia mempelajari hubungan antara reaksi kimia dan energi listrik. Terdapat dua jenis sel: sel galvani yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik (proses spontan), dan sel elektrolisis yang menggunakan energi listrik untuk mendorong reaksi kimia yang tidak spontan./p>

1. Sel Galvani dan Gaya Gerak Listrik (GGL)

Komponen Sel Galvani

Sel galvani terdiri dari dua setengah sel yang dihubungkan lewat kawat penghantar dan jembatan garam:

• anode: elektrode tempat oksidasi berlangsung; kutub negatif.
• katode: elektrode tempat reduksi berlangsung; kutub positif.
• Jembatan garam: menjaga netralitas muatan antara kedua larutan.

Notasi Sel

Penulisan notasi singkat sel galvani dimulai dari anode di sebelah kiri:

anode | larutan anode || larutan katode | katode

Contoh sel Zn-Cu:

Zn | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu

Potensial elektrode Standar (E°)

Potensial elektrode standar diukur pada kondisi standar (konsentrasi 1 M, tekanan 1 atm, suhu 25°C) relatif terhadap elektrode hidrogen standar (SHE, E° = 0,00 V). Makin besar nilai E°, makin mudah zat tersebut tereduksi (oksidator lebih kuat).

Pasangan elektrode	Reaksi Reduksi Standar	E° (V)
K+/K	K+ + e- → K	-2,93
Ca2+/Ca	Ca2+ + 2e- → Ca	-2,87
Na+/Na	Na+ + e- → Na	-2,71
Zn2+/Zn	Zn2+ + 2e- → Zn	-0,76
Fe2+/Fe	Fe2+ + 2e- → Fe	-0,44
Ni2+/Ni	Ni2+ + 2e- → Ni	-0,25
Pb2+/Pb	Pb2+ + 2e- → Pb	-0,13
H+/H2	2H+ + 2e- → H2	0,00
Cu2+/Cu	Cu2+ + 2e- → Cu	+0,34
Ag+/Ag	Ag+ + e- → Ag	+0,80
Au3+/Au	Au3+ + 3e- → Au	+1,50

Menghitung GGL Sel

GGL standar sel dihitung dari selisih potensial elektrode katode dan anode:

$$E = E^\circ - \frac{0,0592}{n}\log Q \qquad (T = 25^\circ\text{C})$$

Reaksi bersifat spontan apabila $E^\circ_{\text{sel}} > 0$. Ini setara dengan $\Delta G^\circ < 0$.

2. Persamaan Nernst

Hubungan Energi Gibbs dengan GGL

GGL standar berhubungan dengan energi Gibbs standar melalui:

$$\Delta G^\circ = -nFE^\circ$$

dengan $n$ = jumlah mol elektron yang dipindahkan per mol reaksi, dan $F$ = tetapan Faraday = 96.500 C/mol.

Derivasi Persamaan Nernst

Pada kondisi tidak standar, energi Gibbs mengikuti $\Delta G = \Delta G^\circ + RT \ln Q$. Substitusi $\Delta G = -nFE$ menghasilkan:

$$E = E^\circ - \frac{RT}{nF}\,\ln Q$$

Pada suhu 25°C (298 K) dengan $R = 8,314$ J mol^-1K^-1, konversi ln ke log₁₀ memberikan faktor $2,303 \times RT/F \approx 0,0592$ V:

$$E = E^\circ - \frac{0,0592}{n}\log Q \qquad (T = 25^\circ\text{C})$$

Hubungan E° dengan Tetapan Kesetimbangan

Pada kesetimbangan $E = 0$ dan $Q = K$, sehingga:

$$\log K = \frac{n \cdot E^\circ}{0,0592}$$

Makin besar $E^\circ_{\text{sel}}$, makin besar $K$, artinya reaksi berlangsung jauh ke kanan dan produk sangat dominan.

3. Elektrolisis

Prinsip Dasar

Elektrolisis menggunakan arus searah (DC) untuk mendorong reaksi redoks yang tidak spontan. Berbeda dengan sel galvani, pada sel elektrolisis katode dihubungkan ke kutub negatif sumber arus (terjadi reduksi) dan anode dihubungkan ke kutub positif (terjadi oksidasi).

Produk di katode

Kation yang paling mudah tereduksi (E° paling besar) akan direduksi lebih dulu:

• Ion logam dengan E° tidak terlalu negatif seperti Cu²⁺, Ag⁺, Ni²⁺ akan mengendap sebagai logam.
• Ion logam aktif seperti Na⁺, K⁺, Ca²⁺ (E° sangat negatif) tidak dapat mengendap; yang tereduksi adalah air: 2H₂O + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)

Produk di anode

• elektrode aktif (Cu, Ag): elektrode itu sendiri teroksidasi dan larut.
• elektrode inert (C, Pt): anion dioksidasi. Ion Cl^- dengan konsentrasi tinggi teroksidasi menghasilkan Cl₂; ion SO₄^2- dan NO₃^- sulit teroksidasi, sehingga yang teroksidasi adalah air: 2H₂O → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e^-

Larutan Elektrolit	elektrode	Produk katode	Produk anode
CuSO4(aq)	Inert	Cu(s)	O2(g)
NaCl(aq)	Inert	H2(g)	Cl2(g)
H2SO4(aq)	Inert	H2(g)	O2(g)
AgNO3(aq)	Inert	Ag(s)	O2(g)
NiSO4(aq)	Cu (aktif)	Ni(s)	Cu larut

4. Hukum Faraday

Hukum Faraday I

Massa zat yang dihasilkan di elektrode sebanding dengan muatan listrik total yang mengalir:

$$m = \frac{mM \cdot I \cdot t}{n \cdot F}$$

dengan: m = massa (g), mM = massa molar (g/mol), I = kuat arus (A), t = waktu (s), n = jumlah elektron per ion, F = 96.500 C/mol.

Hukum Faraday II

Bila beberapa sel elektrolisis dihubungkan seri (arus sama, muatan sama), massa zat yang diendapkan sebanding dengan massa ekivalen masing-masing zat:

$$\frac{m_1}{m_2} = \frac{e_1}{e_2} = \frac{mM_1/n_1}{mM_2/n_2}$$

dengan $e = mM/n$ disebut massa ekivalen (g/ekivalen).

Tetapan Faraday: 1 F = 96.500 C/mol adalah muatan total 1 mol elektron. Nilai ini diperoleh dari perkalian muatan elektron ($1,602 \times 10^{-19}$ C) dengan bilangan Avogadro ($6,022 \times 10^{23}$ mol^-1).

Latihan Soal Kontekstual

Soal 1
GGL Standar Sel Galvani Zn-Cu

Diketahui potensial elektrode standar: E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V dan E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V. Tentukan: (a) elektrode katode dan anode, (b) notasi sel, (c) persamaan reaksi sel, (d) nilai E°_sel.

Pembahasan

Langkah 1 - Identifikasi katode dan anode.
katode = elektrode dengan E° lebih besar = Cu²⁺/Cu (+0,34 V).
anode = elektrode dengan E° lebih kecil = Zn²⁺/Zn (-0,76 V).

Langkah 2 - Notasi sel.

Zn | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu

Langkah 3 - Reaksi setengah sel dan reaksi total.

katode (reduksi) : Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s) anode (oksidasi) : Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^- Reaksi total    : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Langkah 4 - Hitung E°_sel.

\[\begin{aligned} E^\circ_{\text{sel}} &= E^\circ_{\text{katode}} - E^\circ_{\text{anode}} \\[4pt] &= (+0,34) - (-0,76) \\[4pt] &= +1,10 \text{ V} \end{aligned}\]

Karena $E^\circ_{\text{sel}} = +1,10\,\text{V} > 0$, reaksi berlangsung spontan.

E°_sel = +1,10 V (spontan)

Soal 2
Sel Fe-Ag: Spontanitas dan Reaksi Sel

Diketahui E°(Fe²⁺/Fe) = -0,44 V dan E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V. Apakah reaksi berikut berlangsung spontan? Hitung E°_sel dan tuliskan reaksi setengah selnya.

Fe(s) + 2Ag⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + 2Ag(s)

Pembahasan

Pada reaksi ini Fe dioksidasi (anode) dan Ag⁺ direduksi (katode). Karena koefisien Ag⁺ = 2, reaksi setengah sel katode dikalikan 2, tetapi nilai E° tidak berubah (bukan besaran ekstensif).

katode : Ag⁺(aq) + e^- → Ag(s)   (x2) anode  : Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e^- \[\begin{aligned} E^\circ_{\text{sel}} &= E^\circ_{\text{katode}} - E^\circ_{\text{anode}} \\[4pt] &= (+0,80) - (-0,44) \\[4pt] &= +1,24 \text{ V} \end{aligned}\]

Karena $E^\circ_{\text{sel}} = +1,24\,\text{V} > 0$, reaksi berlangsung spontan.

E°_sel = +1,24 V (spontan)

Soal 3
Persamaan Nernst: GGL pada Konsentrasi Tidak Standar

Sel galvani Zn-Cu beroperasi pada 25°C dengan konsentrasi [Zn²⁺] = 0,1 M dan [Cu²⁺] = 1,0 M. Diketahui E°_sel = 1,10 V. Hitung GGL sel pada kondisi tersebut.

Pembahasan

Reaksi sel: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, dengan $n = 2$.

Hitung kuosien reaksi Q:

$$Q = \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Cu}^{2+}]} = \frac{0,1}{1,0} = 0,1$$

Terapkan persamaan Nernst (25°C):

\[\begin{aligned} E &= E^\circ - \frac{0,0592}{n}\log Q \\[4pt] &= 1,10 - \frac{0,0592}{2}\,\log(0,1) \\[4pt] &= 1,10 - 0,0296 \times (-1) \\[4pt] &= 1,10 + 0,0296 \\[4pt] &= 1,130 \text{ V} \end{aligned}\]

GGL meningkat sedikit karena [Cu²⁺] relatif lebih besar dari [Zn²⁺], mendorong reaksi lebih ke kanan.

E = 1,130 V

Soal 4
Energi Gibbs Standar dari GGL Sel Cu-Ag

Reaksi sel: Cu(s) + 2Ag⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 2Ag(s). Diketahui E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V dan E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V. Hitung ΔG° reaksi dan konfirmasi kespontanannya.

Pembahasan

Hitung E°_sel:
katode = Ag⁺/Ag (+0,80 V); anode = Cu²⁺/Cu (+0,34 V).

$$E^\circ_{\text{sel}} = +0,80 - (+0,34) = +0,46 \text{ V}$$

Hitung ΔG°:
Reaksi melibatkan $n = 2$ elektron (Cu → Cu²⁺ + 2e^-).

\[\begin{aligned} \Delta G^\circ &= -nFE^\circ \\[4pt] &= -2 \times 96{.}500 \times 0,46 \\[4pt] &= -88{.}780 \text{ J} \\[4pt] &= -88,8 \text{ kJ} \end{aligned}\]

Tanda negatif pada ΔG° mengonfirmasi bahwa reaksi bersifat spontan, konsisten dengan $E^\circ_{\text{sel}} > 0$.

ΔG° = -88.780 J = -88,8 kJ

Soal 5
Produk dan Volume Gas Elektrolisis Larutan NaCl

Larutan NaCl dielektrolisis menggunakan elektrode karbon dengan arus 5 A selama 9.650 detik. Tentukan produk di katode dan anode, serta hitung volume masing-masing gas pada STP.

Pembahasan

Identifikasi produk:

• katode: Ion Na⁺ tidak dapat mengendap (E° terlalu negatif); yang tereduksi adalah air. 2H₂O + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)
• anode: Ion Cl^- lebih mudah teroksidasi daripada air pada konsentrasi tinggi. 2Cl^-(aq) → Cl₂(g) + 2e^-

Hitung mol elektron:

\[\begin{aligned} Q &= I \times t = 5 \times 9{.}650 = 48{.}250 \text{ C} \\[4pt] n_{e^-} &= \frac{Q}{F} = \frac{48{.}250}{96{.}500} = 0,5 \text{ mol} \end{aligned}\]

Hitung volume gas (V molar STP = 22.400 mL/mol):

\[\begin{aligned} n_{\text{H}_2} &= \frac{0,5}{2} = 0,25 \text{ mol} &\Rightarrow\quad V_{\text{H}_2} &= 0,25 \times 22{.}400 = 5{.}600 \text{ mL} = 5,6 \text{ L} \\[4pt] n_{\text{Cl}_2} &= \frac{0,5}{2} = 0,25 \text{ mol} &\Rightarrow\quad V_{\text{Cl}_2} &= 0,25 \times 22{.}400 = 5{.}600 \text{ mL} = 5,6 \text{ L} \end{aligned}\]

V H₂ = V Cl₂ = 5,6 L (STP)

Soal 6
Massa Endapan Cu dari Elektrolisis CuSO₄

Larutan CuSO₄ dielektrolisis dengan arus 2 A selama 30 menit menggunakan elektrode karbon. Hitung massa Cu yang mengendap di katode. (Ar Cu = 63,5)

Pembahasan

Reaksi katode: Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s), sehingga $n = 2$.
Konversi waktu: $t = 30 \times 60 = 1{.}800\,\text{s}$.

\[\begin{aligned} m &= \frac{mM \cdot I \cdot t}{n \cdot F} \\[4pt] &= \frac{63,5 \times 2 \times 1{.}800}{2 \times 96{.}500} \\[4pt] &= \frac{228{.}600}{193{.}000} \\[4pt] &= 1,185 \text{ g} \end{aligned}\]

m Cu = 1,185 g

Soal 7
Massa Endapan Ag dari Elektrolisis AgNO₃

Larutan AgNO₃ dielektrolisis dengan elektrode Pt menggunakan arus 3 A selama 1 jam. Hitung massa Ag yang mengendap di katode. (Ar Ag = 108)

Pembahasan

Reaksi katode: Ag⁺(aq) + e^- → Ag(s), sehingga $n = 1$.
$t = 1 \times 3{.}600 = 3{.}600\,\text{s}$.

\[\begin{aligned} m &= \frac{mM \cdot I \cdot t}{n \cdot F} \\[4pt] &= \frac{108 \times 3 \times 3{.}600}{1 \times 96{.}500} \\[4pt] &= \frac{1{.}166{.}400}{96{.}500} \\[4pt] &= 12,09 \text{ g} \end{aligned}\]

m Ag = 12,09 g

Soal 8
Hukum Faraday II: Sel Seri CuSO₄ dan AlCl₃

Dua sel elektrolisis dihubungkan seri: sel pertama mengandung larutan CuSO₄ dan sel kedua mengandung larutan AlCl₃. Jika Cu yang mengendap di sel pertama = 3,175 g, berapa gram Al yang mengendap di sel kedua? (Ar Cu = 63,5; Ar Al = 27)

Pembahasan

Sel seri berarti muatan (mol elektron) yang mengalir sama di kedua sel. Hukum Faraday II:

$$\frac{m_{\text{Al}}}{m_{\text{Cu}}} = \frac{e_{\text{Al}}}{e_{\text{Cu}}} = \frac{mM_{\text{Al}}/n_{\text{Al}}}{mM_{\text{Cu}}/n_{\text{Cu}}}$$

Hitung massa ekivalen masing-masing:
$e_{\text{Cu}} = 63,5\,/\,2 = 31,75\,\text{g/ekivalen}$
$e_{\text{Al}} = 27\,/\,3 = 9\,\text{g/ekivalen}$

\[\begin{aligned} m_{\text{Al}} &= m_{\text{Cu}} \times \frac{e_{\text{Al}}}{e_{\text{Cu}}} \\[4pt] &= 3,175 \times \frac{9}{31,75} \\[4pt] &= 3,175 \times 0,2835 \\[4pt] &= 0,9 \text{ g} \end{aligned}\]

m Al = 0,9 g

Soal 9
Menentukan Waktu Elektrolisis NiSO₄

Berapa detik waktu yang diperlukan untuk mengendapkan 5,8 g Ni dari larutan NiSO₄ menggunakan arus 5 A? (Ar Ni = 58)

Pembahasan

Reaksi katode: Ni²⁺(aq) + 2e^- → Ni(s), sehingga $n = 2$.
Dari rumus Faraday I, waktu dapat diturunkan sebagai $t = m \cdot n \cdot F\,/\,(mM \cdot I)$.

\[\begin{aligned} t &= \frac{m \cdot n \cdot F}{mM \cdot I} \\[4pt] &= \frac{5,8 \times 2 \times 96{.}500}{58 \times 5} \\[4pt] &= \frac{1{.}119{.}400}{290} \\[4pt] &= 3{.}860 \text{ s} \end{aligned}\]

$3{.}860\,\text{s} = 64$ menit $20$ detik.

t = 3.860 s (64 menit 20 detik)

Soal 10
Persamaan Nernst pada Sel Pb-Ag

Reaksi sel: Pb(s) + 2Ag⁺(aq) → Pb²⁺(aq) + 2Ag(s). Diketahui E°(Pb²⁺/Pb) = -0,13 V dan E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V. Hitung GGL sel jika [Ag⁺] = 0,01 M dan [Pb²⁺] = 0,1 M pada suhu 25°C.

Pembahasan

Hitung E°_sel:

$$E^\circ_{\text{sel}} = (+0,80) - (-0,13) = +0,93 \text{ V}$$

Hitung kuosien reaksi Q ($n = 2$):

$$Q = \frac{[\text{Pb}^{2+}]}{[\text{Ag}^+]^2} = \frac{0,1}{(0,01)^2} = \frac{0,1}{1 \times 10^{-4}} = 1{.}000$$

Terapkan persamaan Nernst:

\[\begin{aligned} E &= E^\circ - \frac{0,0592}{n}\log Q \\[4pt] &= 0,93 - \frac{0,0592}{2}\,\log 1{.}000 \\[4pt] &= 0,93 - 0,0296 \times 3 \\[4pt] &= 0,93 - 0,0888 \\[4pt] &= 0,841 \text{ V} \end{aligned}\]

GGL turun dari 0,93 V menjadi 0,841 V karena konsentrasi Ag⁺ yang rendah dan Pb²⁺ yang relatif tinggi menggeser kesetimbangan ke kiri.

E = 0,841 V

Soal 11
Elektroplating Krom pada Komponen Otomotif

Sebuah pabrik komponen kendaraan melakukan elektroplating krom menggunakan larutan CrCl₃ dengan elektroda inert (Pt) dan arus 3 A. Proses ini bertujuan mengendapkan tepat 2,16 g lapisan krom pada permukaan baja. (Ar Cr = 52)

1. 1. Nyatakan persamaan reaksi yang terjadi di katoda. [1]
   2. Nyatakan persamaan reaksi yang terjadi di anoda, mengingat larutan mengandung ion Cl^- dalam konsentrasi tinggi. [1]
2. 1. Hitung waktu (dalam detik) yang diperlukan untuk proses ini. Tunjukkan langkah kerja secara lengkap. [3]
   2. Kemukakan satu alasan mengapa elektroda inert lebih disukai dibanding elektroda Cr aktif pada aplikasi elektroplating ini. [1]
3. Simpulkan pengaruh terhadap massa Cr yang terendapkan apabila kuat arus digandakan tetapi durasi elektrolisis dipertahankan sama. Sertakan penjelasan singkat. [2]

Pembahasan

1. 1. Reaksi di katoda:
      Cr³⁺(aq) + 3e^- → Cr(s)
   2. Reaksi di anoda (inert, [Cl^-] tinggi):
      2Cl^-(aq) → Cl₂(g) + 2e^-
      Ion Cl^- lebih mudah teroksidasi daripada air pada konsentrasi tinggi, sehingga Cl₂ yang dihasilkan.
2. 1. Hitung waktu elektrolisis:
      Reaksi Cr³⁺ melibatkan $n = 3$ elektron per ion. Dari hukum Faraday I: $$m = \frac{mM \cdot I \cdot t}{n \cdot F} \quad \Rightarrow \quad t = \frac{m \cdot n \cdot F}{mM \cdot I}$$ \[\begin{aligned} t &= \frac{2,16 \times 3 \times 96{.}500}{52 \times 3} \\[4pt] &= \frac{625{.}320}{156} \\[4pt] &= 4{.}008 \text{ s} \end{aligned}\]
   2. Keunggulan elektroda inert:
      Elektroda inert tidak ikut terlarut, sehingga komposisi larutan CrCl₃ tetap terkendali. Elektroda Cr aktif akan larut tidak terkontrol dan mengubah konsentrasi ion Cr³⁺ secara tidak merata.
3. Pengaruh menggandakan arus:
   Dari $m = \dfrac{mM \cdot I \cdot t}{n \cdot F}$, massa m berbanding lurus dengan I. Jika I digandakan (dan t tetap), maka massa Cr yang terendapkan juga berganda menjadi 4,32 g. Laju pengendapan meningkat karena lebih banyak elektron yang mengalir per satuan waktu.

t = 4.008 s; massa berganda jika arus digandakan

Soal 12
Korosi Galvanik Besi dalam Air Laut

Sepotong besi (Fe) bersentuhan langsung dengan tembaga (Cu) dalam air laut. Sistem ini secara tidak sengaja membentuk sel galvani yang mempercepat korosi besi. Di permukaan besi, oksigen terlarut dari air laut berperan sebagai agen pengoksidasi dominan. Data potensial elektroda standar:

• E°(Fe²⁺/Fe) = -0,44 V
• E°(O₂, H₂O/OH^-) = +0,40 V (reaksi: O₂ + 2H₂O + 4e^- → 4OH^-)
• E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V

1. 1. Identifikasi elektroda mana yang bertindak sebagai anoda. Jelaskan alasannya berdasarkan nilai E°. [2]
   2. Tuliskan persamaan setengah sel di anoda dan di katoda yang terjadi dalam proses korosi ini. [2]
2. Hitung E°_sel untuk proses korosi ini. [2]
3. Jelaskan mengapa laju korosi Fe meningkat drastis saat bersentuhan langsung dengan Cu dibanding Fe yang terisolasi sendiri. [2]
4. Kemukakan dua metode berbeda untuk menghentikan jenis korosi ini. [2]

Pembahasan

1. 1. Identifikasi anoda:
      Anoda = Fe. Nilai E°(Fe²⁺/Fe) = -0,44 V lebih negatif dibanding E° katoda (+0,40 V), artinya Fe lebih mudah teroksidasi. Pada sel galvani, elektroda dengan E° lebih rendah selalu bertindak sebagai anoda (tempat oksidasi).
   2. Persamaan setengah sel:
      Anoda (oksidasi) : Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e^-
      Katoda (reduksi) : O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e^- → 4OH^-(aq)
2. Hitung E°_sel: \[\begin{aligned} E^\circ_{\text{sel}} &= E^\circ_{\text{katoda}} - E^\circ_{\text{anoda}} \\[4pt] &= (+0,40) - (-0,44) \\[4pt] &= +0,84 \text{ V} \end{aligned}\]
3. Penjelasan percepatan korosi:
   Saat Fe bersentuhan dengan Cu, keduanya membentuk sel galvani lengkap. Cu bertindak sebagai katoda (konduktur inert) yang menyediakan permukaan untuk reduksi O₂. Elektron mengalir terus dari Fe (anoda) ke Cu melalui kontak logam, mempercepat oksidasi Fe secara signifikan. Bila Fe terisolasi, tidak ada jalur konduksi eksternal yang efisien sehingga korosi jauh lebih lambat.
4. Metode pencegahan korosi:
   • Proteksi katodik: hubungkan Fe dengan logam yang lebih aktif (misalnya Zn), sehingga Zn menjadi anoda dan Fe terlindungi.
   • Isolasi fisik: hindari kontak langsung antara Fe dan Cu menggunakan insulasi plastik, sealant, atau pelapis cat tahan air di antara keduanya.

E°sel = +0,84 V; Fe terkorosi karena menjadi anoda dalam sel galvani dengan Cu

Soal 13
Sel Bahan Bakar Hidrogen-Oksigen (Alkalin)

Sel bahan bakar H₂-O₂ alkalin menghasilkan listrik dari reaksi hidrogen dengan oksigen dalam media KOH(aq). Data potensial standar (kondisi basa):

• Katoda: O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e^- → 4OH^-(aq)   E° = +0,40 V
• Anoda (ditulis sebagai reduksi): 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)   E° = -0,83 V

1. Tuliskan persamaan setengah sel oksidasi yang terjadi di anoda (media basa), dan persamaan reaksi sel keseluruhan. [2]
2. 1. Hitung E°_sel untuk sel bahan bakar ini. [1]
   2. Hitung ΔG° untuk reaksi: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l), dengan $n = 4$. Nyatakan dalam kJ. [2]
3. Hitung nilai tetapan kesetimbangan $K$ untuk reaksi di (b)(ii). [2]
4. Kemukakan satu keunggulan sel bahan bakar H₂ dibanding baterai Li-ion konvensional untuk kendaraan berkapasitas besar. [1]

Pembahasan

1. Reaksi di anoda dan reaksi total:
   Anoda (oksidasi) : H₂(g) + 2OH^-(aq) → 2H₂O(l) + 2e^-   (x2)
   Katoda (reduksi) : O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e^- → 4OH^-(aq)
   Reaksi total     : 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)
2. 1. E°_sel: \[\begin{aligned} E^\circ_{\text{sel}} &= E^\circ_{\text{katoda}} - E^\circ_{\text{anoda}} \\[4pt] &= (+0,40) - (-0,83) \\[4pt] &= +1,23 \text{ V} \end{aligned}\]
   2. Hitung ΔG° ($n = 4$): \[\begin{aligned} \Delta G^\circ &= -nFE^\circ \\[4pt] &= -4 \times 96{.}500 \times 1,23 \\[4pt] &= -474{.}780 \text{ J} \\[4pt] &= -474,8 \text{ kJ} \end{aligned}\]
3. Hitung K: \[\begin{aligned} \log K &= \frac{n \cdot E^\circ}{0,0592} = \frac{4 \times 1,23}{0,0592} = \frac{4,92}{0,0592} = 83,1 \\[6pt] K &= 10^{83,1} \approx 1,26 \times 10^{83} \end{aligned}\]

   Nilai $K$ yang sangat besar menunjukkan reaksi berjalan hampir sempurna ke arah pembentukan H₂O.

4. Keunggulan sel bahan bakar H₂:
   Sel bahan bakar dapat diisi ulang secara instan (cukup mengisi tangki H₂), berbeda dengan baterai Li-ion yang memerlukan waktu pengisian beberapa jam. Ini sangat menguntungkan untuk kendaraan besar seperti truk atau bus yang membutuhkan waktu operasional tinggi.

E°sel = +1,23 V; ΔG° = -474,8 kJ; K = 10^83,1

Soal 14
Sel Konsentrasi Perak dan Persamaan Nernst

Sel konsentrasi adalah sel galvani yang menggunakan dua elektroda identik tetapi terendam dalam larutan dengan konsentrasi berbeda. GGL sel semata-mata dihasilkan oleh perbedaan konsentrasi. Sel berikut dioperasikan pada suhu 25°C:

Ag | Ag⁺(0,001 M) || Ag⁺(1,0 M) | Ag

E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V.

1. Nyatakan nilai E°_sel untuk sel konsentrasi ini tanpa melakukan perhitungan, dan jelaskan alasannya. [2]
2. Simpulkan setengah sel mana yang menjadi anoda. Tuliskan ekspresi kuosien reaksi $Q$ untuk sel ini. [2]
3. Hitung GGL sel pada 25°C menggunakan persamaan Nernst. [3]
4. Jelaskan apa yang terjadi pada nilai GGL seiring beroperasinya sel, dan apa nilai GGL ketika sel mencapai kesetimbangan. [2]

Pembahasan

1. Nilai E°_sel:
   $E^\circ_{\text{sel}} = \mathbf{0}$ V. Kedua setengah sel menggunakan elektroda dan pasangan ion yang identik (Ag⁺/Ag), sehingga $E^\circ_{\text{katoda}} = E^\circ_{\text{anoda}}$ dan selisihnya nol.
2. Identifikasi anoda dan ekspresi Q:
   Setengah sel dengan [Ag⁺] lebih rendah (0,001 M) bertindak sebagai anoda, karena oksidasi Ag → Ag⁺ pada konsentrasi rendah lebih disukai secara termodinamika.
   Anoda  : Ag(s) → Ag⁺(0,001 M) + e^-
   Katoda : Ag⁺(1,0 M) + e^- → Ag(s)
   Reaksi net : Ag⁺(1,0 M) → Ag⁺(0,001 M) $$Q = \frac{[\text{Ag}^+]_{\text{anoda}}}{[\text{Ag}^+]_{\text{katoda}}} = \frac{0,001}{1,0} = 10^{-3}$$
3. Hitung GGL dengan persamaan Nernst ($n = 1$): \[\begin{aligned} E &= E^\circ - \frac{0,0592}{n}\,\log Q \\[4pt] &= 0 - \frac{0,0592}{1}\,\log(10^{-3}) \\[4pt] &= 0 - 0,0592 \times (-3) \\[4pt] &= +0,178 \text{ V} \end{aligned}\]
4. Perubahan GGL selama operasi:
   Selama sel beroperasi, [Ag⁺] di sisi anoda terus meningkat (Ag teroksidasi) sementara [Ag⁺] di sisi katoda terus menurun (Ag⁺ tereduksi). Perbedaan konsentrasi mengecil, $Q$ mendekati 1, sehingga $\log Q \to 0$ dan GGL secara bertahap mendekati 0 V. Pada kesetimbangan, kedua konsentrasi Ag⁺ menjadi sama dan GGL = 0 V.

E°sel = 0 V; E = +0,178 V; GGL menurun menuju 0 V saat kesetimbangan

Soal 15
Analisis Komprehensif Sel Galvani Ni-Pb

Seorang peneliti menguji prototipe baterai berbasis sel galvani Ni-Pb. Data diberikan sebagai berikut:

• E°(Ni²⁺/Ni) = -0,25 V
• E°(Pb²⁺/Pb) = -0,13 V

1. 1. Simpulkan elektroda mana yang bertindak sebagai anoda dan tuliskan notasi sel standar. [2]
   2. Tuliskan persamaan reaksi keseluruhan yang terjadi dalam sel ini. [1]
2. 1. Hitung E°_sel. [1]
   2. Hitung ΔG° untuk reaksi di (a)(ii). [2]
3. Sel dioperasikan dengan kondisi [Ni²⁺] = 0,50 M dan [Pb²⁺] = 0,010 M pada 25°C. Hitung GGL sel pada kondisi ini. [3]
4. Hitung tetapan kesetimbangan $K$ untuk reaksi sel ini. [2]
5. Kemukakan dua kelemahan sel Ni-Pb ini sebagai kandidat baterai komersial berdasarkan data di atas. [2]

Pembahasan

1. 1. Anoda dan notasi sel:
      Ni memiliki E° lebih negatif (-0,25 V vs -0,13 V), sehingga Ni lebih mudah teroksidasi dan bertindak sebagai anoda. Pb²⁺/Pb menjadi katoda.
      Ni | Ni²⁺(aq) || Pb²⁺(aq) | Pb
   2. Reaksi keseluruhan:
      Ni(s) + Pb²⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Pb(s)
2. 1. E°_sel: \[\begin{aligned} E^\circ_{\text{sel}} &= E^\circ_{\text{katoda}} - E^\circ_{\text{anoda}} \\[4pt] &= (-0,13) - (-0,25) \\[4pt] &= +0,12 \text{ V} \end{aligned}\]
   2. ΔG° ($n = 2$): \[\begin{aligned} \Delta G^\circ &= -nFE^\circ \\[4pt] &= -2 \times 96{.}500 \times 0,12 \\[4pt] &= -23{.}160 \text{ J} \\[4pt] &= -23,2 \text{ kJ} \end{aligned}\]
3. GGL dengan persamaan Nernst:
   Kuosien reaksi: $Q = [\text{Ni}^{2+}]\,/\,[\text{Pb}^{2+}] = 0,50\,/\,0,010 = 50$ \[\begin{aligned} E &= E^\circ - \frac{0,0592}{n}\,\log Q \\[4pt] &= 0,12 - \frac{0,0592}{2}\,\log 50 \\[4pt] &= 0,12 - 0,0296 \times 1,699 \\[4pt] &= 0,12 - 0,0503 \\[4pt] &= +0,070 \text{ V} \end{aligned}\]
4. Tetapan kesetimbangan K: \[\begin{aligned} \log K &= \frac{n \cdot E^\circ}{0,0592} = \frac{2 \times 0,12}{0,0592} = \frac{0,24}{0,0592} = 4,05 \\[6pt] K &= 10^{4,05} \approx 1,12 \times 10^{4} \end{aligned}\]
5. Kelemahan sel Ni-Pb:
   • GGL sangat kecil ($E^\circ = 0,12\,\text{V}$): tegangan keluaran terlampau rendah untuk aplikasi praktis. Baterai komersial seperti Zn-MnO₂ menghasilkan sekitar 1,5 V per sel.
   • Nilai $K$ relatif kecil ($\approx 10^4$): reaksi tidak berjalan sempurna ke arah produk, artinya kapasitas penyimpanan energi terbatas dan sel tidak dapat dikosongkan secara efisien dibanding baterai dengan $K \gg 10^{30}$.

E°sel = 0,12 V; ΔG° = -23,2 kJ; E = 0,070 V; K = 1,12 × 10⁴

Soal 16
Ketidakstabilan Ion Cu⁺ dan Derivasi E° dari Hukum Hess-Gibbs

Dalam industri pemurnian tembaga, ion Cu⁺ diketahui tidak stabil dalam larutan air dan secara spontan mengalami disproporsionasi. Data potensial elektroda standar yang diketahui:

• E°(Cu²⁺/Cu⁺) = +0,16 V   [setengah sel: Cu²⁺ + e^- → Cu⁺]
• E°(Cu⁺/Cu) = +0,52 V   [setengah sel: Cu⁺ + e^- → Cu]

1. 1. Tuliskan persamaan reaksi disproporsionasi Cu⁺ secara lengkap, dan identifikasi setengah sel yang menjadi katoda dan anoda. [2]
   2. Hitung E°_sel untuk reaksi disproporsionasi. Simpulkan apakah Cu⁺ stabil dalam larutan air berdasarkan nilai ini. [2]
2. Hitung tetapan kesetimbangan $K$ untuk reaksi disproporsionasi pada 25°C. [2]
3. Turunkan nilai E°(Cu²⁺/Cu) secara kuantitatif menggunakan hubungan energi Gibbs ($\Delta G^\circ = -nFE^\circ$). Jelaskan mengapa E°(Cu²⁺/Cu) tidak boleh dihitung sebagai rata-rata aritmetika dari dua E° yang diberikan. [3]
4. Dalam larutan kesetimbangan disproporsionasi, diketahui [Cu²⁺] = 0,010 M. Hitung konsentrasi [Cu⁺] pada kesetimbangan. [2]

Pembahasan

1. 1. Reaksi disproporsionasi:
      Cu⁺ bertindak sebagai oksidator sekaligus reduktor dalam reaksi yang sama.
      Katoda (reduksi) : Cu⁺(aq) + e^- → Cu(s)    E° = +0,52 V
      Anoda (oksidasi) : Cu⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + e^-    E° = +0,16 V
      Reaksi total    : 2Cu⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + Cu(s)
   2. E°_sel dan stabilitas Cu⁺: \[\begin{aligned} E^\circ_{\text{sel}} &= E^\circ_{\text{katoda}} - E^\circ_{\text{anoda}} \\[4pt] &= (+0,52) - (+0,16) \\[4pt] &= +0,36 \text{ V} \end{aligned}\] Karena $E^\circ_{\text{sel}} = +0,36\,\text{V} > 0$, reaksi disproporsionasi bersifat spontan. Ion Cu⁺ tidak stabil dalam larutan air dan secara termodinamika cenderung terurai menjadi Cu²⁺ dan Cu(s).
2. Tetapan kesetimbangan K ($n = 1$): \[\begin{aligned} \log K &= \frac{n \cdot E^\circ}{0,0592} = \frac{1 \times 0,36}{0,0592} = 6,08 \\[6pt] K &= 10^{6,08} \approx 1,20 \times 10^{6} \end{aligned}\]
3. Derivasi E°(Cu²⁺/Cu) via hukum Hess-Gibbs:
   Reaksi Cu²⁺ + 2e^- → Cu merupakan gabungan dua setengah sel, masing-masing melibatkan 1 elektron:
   Reaksi 1 (n=1): Cu²⁺ + e^- → Cu⁺   ΔG₁° = -1 × F × 0,16 = -0,16F
   Reaksi 2 (n=1): Cu⁺ + e^- → Cu    ΔG₂° = -1 × F × 0,52 = -0,52F \[\begin{aligned} \Delta G^\circ_{\text{total}} &= \Delta G^\circ_1 + \Delta G^\circ_2 = -0,16F + (-0,52F) = -0,68F \\[4pt] -2F \cdot E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) &= -0,68F \\[4pt] E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) &= \frac{0,68}{2} = +0,34 \text{ V} \end{aligned}\]

   Rata-rata aritmetika $(0,16 + 0,52)/2 = 0,34$ kebetulan memberikan hasil yang sama di kasus ini, tetapi metode ini tidak valid secara prinsip. Potensial elektroda bukanlah besaran aditif karena bergantung pada jumlah elektron ($n$) yang berbeda per tahap. Yang bersifat aditif adalah $\Delta G^\circ = -nFE^\circ$, bukan $E^\circ$ itu sendiri. Jika nilai $n$ di dua tahap tidak sama, rata-rata aritmetika akan memberikan hasil yang salah.

4. Konsentrasi [Cu⁺] saat kesetimbangan:
   $K = \dfrac{[\text{Cu}^{2+}]}{[\text{Cu}^+]^2} = 1,20 \times 10^6$ \[\begin{aligned} [\text{Cu}^+]^2 &= \frac{[\text{Cu}^{2+}]}{K} = \frac{0,010}{1,20 \times 10^6} = 8,33 \times 10^{-9} \\[4pt] [\text{Cu}^+] &= \sqrt{8,33 \times 10^{-9}} = 9,13 \times 10^{-5} \text{ M} \end{aligned}\]

   Konsentrasi Cu⁺ yang sangat kecil ini menegaskan bahwa kesetimbangan sangat jauh ke kanan, Cu⁺ hampir tidak ada dalam larutan.

[Cu⁺] = 9,13 × 10^-5 M; E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V

Soal 17
Pemisahan Selektif Logam dari Limbah Elektronik secara Elektrolisis

Sebuah laboratorium hidrometalurgi melarutkan papan sirkuit bekas dan menghasilkan larutan yang mengandung tiga kation logam secara bersamaan: [Ag⁺] = 0,100 M; [Cu²⁺] = 0,100 M; [Ni²⁺] = 0,100 M dalam volume total 200 mL. Elektrolisis dilakukan menggunakan elektroda Pt dengan tegangan yang dinaikkan secara bertahap dari nol. Data E°:

• E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V
• E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V
• E°(Ni²⁺/Ni) = -0,25 V

1. Nyatakan urutan pengendapan ketiga logam saat tegangan dinaikkan, dan jelaskan alasannya berdasarkan nilai E°. [2]
2. 1. Hitung potensial katoda $E(\text{Ag}^+/\text{Ag})$ saat [Ag⁺] = 1,00 × 10^-6 M, dan $E(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu})$ saat [Cu²⁺] masih 0,100 M. Simpulkan apakah pemisahan Ag dan Cu secara elektrolisis terkontrol dapat dilakukan. [4]
   2. Hitung persentase Ag⁺ yang tersisa dalam larutan tepat pada saat Cu mulai mengendap (gunakan $E(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu})$ dari (b)(i) sebagai potensial kritis). [3]
3. Hitung massa Ag yang sudah terendapkan saat Cu mulai mengendap (asumsikan [Ag⁺] turun hingga nilai pada (b)(ii)). Jika arus rata-rata yang mengalir selama proses pengendapan Ag adalah 1,50 A, hitung waktu yang diperlukan. [3]

Pembahasan

1. Urutan pengendapan:
   Logam dengan E° paling besar paling mudah tereduksi dan mengendap terlebih dahulu. Urutan pengendapan: Ag → Cu → Ni.
2. 1. Potensial Nernst masing-masing elektroda:
      Untuk Ag⁺/Ag ($n = 1$) saat [Ag⁺] = 1,00 × 10^-6 M: \[\begin{aligned} E(\text{Ag}) &= E^\circ + \frac{0,0592}{1}\,\log[\text{Ag}^+] \\[4pt] &= 0,80 + 0,0592 \times \log(1,00 \times 10^{-6}) \\[4pt] &= 0,80 + 0,0592 \times (-6) \\[4pt] &= 0,80 - 0,355 = +0,445 \text{ V} \end{aligned}\] Untuk Cu²⁺/Cu ($n = 2$) saat [Cu²⁺] = 0,100 M: \[\begin{aligned} E(\text{Cu}) &= E^\circ + \frac{0,0592}{2}\,\log[\text{Cu}^{2+}] \\[4pt] &= 0,34 + 0,0296 \times \log(0,100) \\[4pt] &= 0,34 + 0,0296 \times (-1) \\[4pt] &= 0,34 - 0,0296 = +0,310 \text{ V} \end{aligned}\] Karena $E(\text{Ag}) = +0,445\,\text{V} > E(\text{Cu}) = +0,310\,\text{V}$, terdapat jendela potensial selebar 0,135 V di mana Ag sudah tereduksi hampir sempurna sementara Cu belum mulai mengendap. Pemisahan Ag dan Cu dapat dilakukan.
   2. Persentase Ag⁺ tersisa saat Cu mulai mengendap:
      Cu mulai mengendap saat $E_{\text{katoda}} = +0,310$ V. Pada saat ini, [Ag⁺] dihitung dari persamaan Nernst Ag: \[\begin{aligned} 0,310 &= 0,80 + 0,0592 \times \log[\text{Ag}^+] \\[4pt] \log[\text{Ag}^+] &= \frac{0,310 - 0,80}{0,0592} = \frac{-0,490}{0,0592} = -8,28 \\[4pt] [\text{Ag}^+] &= 10^{-8,28} = 5,25 \times 10^{-9} \text{ M} \end{aligned}\] $$\% \text{ tersisa} = \frac{5,25 \times 10^{-9}}{0,100} \times 100\% = 5,25 \times 10^{-6}\,\%$$

      Praktis 100% Ag telah terendapkan sebelum Cu mulai mengendap: pemisahan berlangsung sangat sempurna.

3. Massa Ag yang terendapkan dan waktu elektrolisis:
   \[\begin{aligned} n_{\text{Ag terendap}} &= V \times \Delta[\text{Ag}^+] \\[4pt] &= 0,200\,\text{L} \times (0,100 - 5,25 \times 10^{-9})\,\text{mol/L} \\[4pt] &\approx 0,200 \times 0,100 = 0,0200 \text{ mol} \end{aligned}\] $$m_{\text{Ag}} = 0,0200 \times 108 = 2,16 \text{ g}$$

   Mol elektron yang diperlukan = mol Ag (karena $n = 1$ untuk Ag⁺/Ag):

   \[\begin{aligned} Q &= n_{e^-} \times F = 0,0200 \times 96{.}500 = 1{.}930 \text{ C} \\[4pt] t &= \frac{Q}{I} = \frac{1{.}930}{1,50} = 1{.}287 \text{ s} \approx 21,4 \text{ menit} \end{aligned}\]

m Ag = 2,16 g; t = 1.287 s; pemisahan Ag-Cu sangat sempurna (<10^-5% Ag tersisa)

Soal 18
Variasi GGL terhadap Suhu: Penentuan ΔH° dan ΔS° Sel Daniell

Sel Daniell (Zn-Cu) telah diteliti secara termodinamika. Pengukuran GGL standar pada berbagai suhu menghasilkan hubungan linear dengan koefisien temperatur yang konstan. Data yang diperoleh:

• E°_sel pada 25°C (298 K) = +1,100 V
• Koefisien temperatur: $dE^\circ/dT = -4,30 \times 10^{-4}$ V K^-1

Gunakan: $F$ = 96.500 C mol^-1; $R$ = 8,314 J mol^-1 K^-1; $n = 2$ untuk sel Daniell.

1. Hitung $\Delta S^\circ$ untuk reaksi sel pada 25°C. Gunakan hubungan $dE^\circ/dT = \Delta S^\circ / (nF)$. Nyatakan hasilnya dalam J mol^-1 K^-1. [2]
2. Hitung $\Delta H^\circ$ untuk reaksi sel pada 25°C. Gunakan $\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T\Delta S^\circ$. Nyatakan hasilnya dalam kJ mol^-1. [3]
3. Hitung E°_sel pada suhu 60°C (333 K), dengan asumsi $dE^\circ/dT$ konstan dalam rentang ini. [2]
4. Sel dioperasikan pada 60°C dengan [Cu²⁺] = 0,010 M dan [Zn²⁺] = 0,50 M. Hitung GGL sel pada kondisi ini menggunakan persamaan Nernst yang dikoreksi untuk suhu 60°C. [3]
5. Jelaskan apakah reaksi sel Daniell menjadi lebih atau kurang spontan seiring kenaikan suhu. Gunakan tanda $\Delta S^\circ$ dari (a) sebagai dasar argumentasi. [2]

Pembahasan

1. Hitung ΔS°:
   Dari hubungan termodinamika sel: $\Delta S^\circ = nF \cdot \dfrac{dE^\circ}{dT}$ \[\begin{aligned} \Delta S^\circ &= nF \cdot \frac{dE^\circ}{dT} \\[4pt] &= 2 \times 96{.}500 \times (-4,30 \times 10^{-4}) \\[4pt] &= 193{.}000 \times (-4,30 \times 10^{-4}) \\[4pt] &= -83,0 \text{ J mol}^{-1} \text{K}^{-1} \end{aligned}\]
2. Hitung ΔH°: \[\Delta G^\circ = -nFE^\circ = -2 \times 96{.}500 \times 1,100 = -212{.}300 \text{ J mol}^{-1}\] Dari $\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T\Delta S^\circ$: \[\begin{aligned} \Delta H^\circ &= \Delta G^\circ + T \cdot \Delta S^\circ \\[4pt] &= -212{.}300 + 298 \times (-83,0) \\[4pt] &= -212{.}300 + (-24{.}734) \\[4pt] &= -237{.}034 \text{ J mol}^{-1} \\[4pt] &= -237,0 \text{ kJ mol}^{-1} \end{aligned}\]
3. E°_sel pada 60°C (333 K): \[\begin{aligned} E^\circ_{333} &= E^\circ_{298} + \frac{dE^\circ}{dT} \times \Delta T \\[4pt] &= 1,100 + (-4,30 \times 10^{-4}) \times (333 - 298) \\[4pt] &= 1,100 + (-4,30 \times 10^{-4}) \times 35 \\[4pt] &= 1,100 - 0,01505 \\[4pt] &= 1,085 \text{ V} \end{aligned}\]
4. GGL pada 60°C dengan konsentrasi tidak standar:
   Faktor Nernst pada 333 K menggunakan nilai $RT/F$ yang dikoreksi: \[\frac{2,303 \cdot RT}{F}\bigg|_{333\,\text{K}} = \frac{2,303 \times 8,314 \times 333}{96{.}500} = \frac{6{.}366,4}{96{.}500} = 0,06597 \text{ V}\] Kuosien reaksi ($Q$): reaksi sel Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu \[Q = \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Cu}^{2+}]} = \frac{0,50}{0,010} = 50\] \[\begin{aligned} E &= E^\circ_{333} - \frac{0,06597}{2} \times \log 50 \\[4pt] &= 1,085 - 0,03299 \times 1,699 \\[4pt] &= 1,085 - 0,0561 \\[4pt] &= 1,029 \text{ V} \end{aligned}\]
5. Pengaruh kenaikan suhu terhadap spontanitas:
   $\Delta S^\circ = -83,0\,\text{J mol}^{-1}\text{K}^{-1} < 0$, artinya reaksi sel Daniell disertai penurunan entropi (produk lebih teratur dari reaktan). Dari $\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T\Delta S^\circ$: suku $-T\Delta S^\circ$ bernilai positif dan membesar seiring naiknya $T$. Ini mengurangi nilai negatif $\Delta G^\circ$, sehingga $\Delta G^\circ$ menjadi kurang negatif. Konsisten dengan $dE^\circ/dT < 0$: GGL sel menurun saat suhu naik, artinya reaksi menjadi kurang spontan pada suhu lebih tinggi.

ΔS° = -83,0 J/mol K; ΔH° = -237,0 kJ/mol; E°(60°C) = 1,085 V; E = 1,029 V