Edisi Belajar dari Rumah : Pada postingan ini, akan dibahas beberapa soal yang berhubungan dengan materi reaksi redoks dan eektrokimia yang sudah dipelajari sebelumnya dan sudah di tugaskan. Mari disimak yah....
Soal Nomor 1 :
Unsur Mn yang mempunyai bilangan
oksidasi sama dengan bilangan oksidasi S dalam Na2SO4 adalah….
A. MnO
B. KMnO4
C. MnO2
D. Mn(NO3)2
E. K2MnO4
Penyelesaian :
Pada postingan sebelumnya sudah di jelaskan aturan bilangan oksidasi unsur. Jika anda belum membacanya, silakan baca : Aturan Bilangan Oksidasi Unsur
BO Na2SO4 =
2xBO Na + 1xBO S + 4xBO O
0 = 2(+1) + BO S + 4(-2)
0 = BO S – 6
BO S = +6
Jadi Bilangan Oksidasi S dalam senyawa Na2SO4 adalah +6
BO K2MnO4 = 2xBO Na + 1xBO Mn + 4xBO O
0 = 2(+1) + BO Mn + 4(-2)
0 = BO Mn – 6
BO Mn = +6
Jadi Mn yang mempunyai bilangan oksidasi sama dengan bilangan oksidasi S dalam Na2SO4 adalah K2MnO4(E)
Soal Nomor 2 :
Pada reaksi
redoks:
ClO2 + H2O
--> HClO3 + HCl.
bilangan
oksidasi
Cl berubah
dari
… .
A. 0 menjadi
1 dan
–1
B. 0 menjadi
2 dan
1
C. 4 menjadi
2 dan
–1
D. 2 menjadi
4 dan
1
E. 4 menjadi
5 dan
–1
Penyelesaian :
Jadi bilangan oksidasi Cl berubah dari +4 menjadi +5 dan –1 (E)
Soal Nomor 3 - 7 : Penyetaraan Reaksi Redoks
Pada tulisan sebelumnya sudah di jelaskan langkah-langkah dalam menyetarakan persamaan reaksi redoks. Jika anda belum membacanya, silakan baca : Langkah-langkah Penyetaraan Reaksi Redoks Pada postingan kali ini, kita akan bahas tambahan beberapa soal berikut :
Soal Nomor 3 :
Diberikan setengah reaksi :
Padapenyetaraanreaksiredoks yang melibatkan MnO4-dalamsuasanaasam, koefisien MnO4-dan SO32-berbandingsebagai ....
A. 1 : 2
B. 1 : 5
C. 5 : 2
D. 2 : 1
E. 2 : 5
Penyelesaian :
Prinsip dalam penyetaraan persamaan reaksi redoks adalah setara atom dan setara muatan. Jika diperhatikan pada persamaan reaksi di atas, jumlah atom sudah setara sedangkan jumlah muatan / jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi belum setara maka disetarakan muatannya sebagai berikut :
Jadi koefisien MnO4-dan SO32-berbandingsebagai 2 : 5 (E)
Soal Nomor 4 :
Diberikan persamaan reaksi redoks :
Harga a dan b berturut-turut ....
A. 2 dan 3
B. 2 dan 5
C. 2 dan 4
D. 2 dan 2
E. 1 dan 5
Penyelesaian :
Jadi harga a dan b berturut-turut 2 dan 5 (E)
Soal Nomor 5 :
Setarakan persamaan reaksi redoks berikut :
Penyelesaian :
Dalam suasana asam, penambahan molekul air pada ruas yang kekurangan H2O, maka :
Anda membaca postingan materi sel volta, sel elektrolis dan Hukum Faraday?. Jika belum maka anda bisa mempelajari dengan menggunakan video maka link video berikut, semoga dapat membantu anda lebih bisa memahami materi reaksi redoks dan elektrokimia.
Pada postingan sebelumnya tentang sel elektrolisis kita telah mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, selanjutnya pada tulisan ini kita akan mempelajari aspek kuantitatif dari sel elektrolisis. Pada reaksi sel elektrolisis, di katoda maupun anoda dapat dapatkan endapan logam maupun gas yang bisa diperoleh dari larutan yang dielektrolisis. Nah di sini kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri melalui Hukum Faraday
Hukum Faraday I dan Hukum Faraday II
Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19 C. Dengan demikian:
1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron
1 Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)
Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
Faraday = Coulomb / 96500
Coulomb = Faraday x 96500
Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Coulomb = Ampere x Detik
Q = I x t
Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Faraday = (Ampere x Detik) / 96500
Faraday = (I x t) / 96500
Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.
Hukum Faraday I :
Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut”.
Rumus:
Keterangan :
m = massa zat yang dihasilkan (gram) e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi i = kuat arus listrik (amper) t = waktu (detik) q = muatan listrik (coulomb)
Hukum Faraday II :
“Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut.”
Rumus:
Keterangan :
m = massa zat (garam)
e = berat ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi Berikut ini adalah beberapa contoh soal Perhitungan dalam sel elektrolisis :
Contoh #1 Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut? Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :
Katoda (-) : Ag+ + e– ——> Ag
Anoda (+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e–
Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x ¼ = 1 mol elektron.
1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C
Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C
Contoh #2 Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?
Penyeleasian :
Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :
K (-) : Na+(l) + e– ——> Na(s)
A (-) : 2 F–(l) ——> F2(g) + 2 e–
Gas F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron
1,2 mol elektron = 1,2 Faraday
Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :
Faraday = (Ampere x Detik) / 96500
1,2 = (10 x t) / 96500
t = 11850 detik = 3,22 jam
Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin
Contoh #3 Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2 adalah sebagai berikut :
K (-) : Ca2+(l) + 2 e– ——> Ca(s)
A (+) : 2 Cl–(l) ——> Cl2(g) + 2 e–
Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :
Faraday = (Ampere x Detik) / 96500
Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektron
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :
Massa Ca = mol Ca x Ar Ca
Massa Ca = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram Ca
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah:
Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L
Volume gas Cl2 = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl2
Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP)
Contoh #4 Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 :
K (-) : Ag+(aq) + e– ——> Ag(s)
A (+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e–
Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar 1,44 / 108 mol Ag
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)
Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar 1,44 / 108 mol elektron
Reaksi elektrolisis larutan XCl3 :
K (-) : X3+(aq) + 3 e– ——> X(s)
A (+) : 2 Cl–(l) ——> Cl2(g) + 2 e–
Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol elektron
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar 1 / 3 x 1,44 / 108 mol X
Massa logam X = 0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:
mol = massa / Ar
Ar = massa / mol
Ar = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27
Jadi, Ar dari logam X adalah 27
Contoh #5 Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik. Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).
Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks. Dalam sel elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Saat mobil/motor berjalan, baterai aki diisi kembali (recharge) dimana terjadi proses mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan energi kimia.
Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, penyusunan rangkaian selnya adalah : Katoda merupakan elektroda negatif Anoda merupakan elektroda positif Untuk melakukan elektrolisis, terdapat dua hal yang perlu diperhatikan yaitu Elektrolit dan Elektroda dalam sel elektrolisis. Larutan elektrolit dapat berupa Larutan atau lelehan, sedangkan Elektroda dapat berupa elektroda inert (seperti: Karbon/grafit;C, Platina,Pt dan Emas,Au) dan elektroda aktif (seperti Cu, Fe dll). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Beberapa aturan yang perlu diperhatikan dalam menuliskan reaksi elektrolis dalam sel elektrolisis adalah : Untuk reaksi di Katoda 1. Jika yang dielektrolisis adalah larutan maka kation Na+ , Mg2+ , Ca2+ , Al3+ , Mn2+ , ion-ion ini tidak tereduksi, yang tereduksi adalah pelrutnya yaitu H2O. reaksi : 2 H2O(l) + 2 e– ——> H2(g) + 2 OH–(aq) . Tetapi jika ion-ion tersebut berasal dari leburan / lelehan garamnya maka ion tersebut akan tereduksi. 2. Jika ada ion H+ (dari asam) maka akan tereduksi, H+ + 2e ——> H2 3. Ion-ion selain 1 dan 2 dapat tereduksi, misalnya : Ag+ + e ——> Ag Untuk reaksi di Anoda 1. Jika Anoda yang dipakai inert (grafit,C , Au, Pt) maka menuju anoda anion dari : a. ion OH– akan teroksidasi 4OH–——>2 H2O(l) + O2 + 2 e– b. ion Cl– , Br– , I– akan teroksidasi, 2 Cl–(aq) ——> Cl2(g) + 2 e– c. ion sisa asam oksi SO42- , NO3- , tidak akan teroksidasi, yang teroksidasi H2O reaksi : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– 2. Jika Anodanya aktif seperti Cu, Fe, dll maka anodanya teroksidasi, Cu ——> Cu2+ + 2e
Contoh #1 Elektrolisis lelehan (leburan) garam NaCl dengan elektroda inert.kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. perhatikan reaksi berikut :
Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Namun akan berbeda jika yang dielektrolisis adalah larutan garam NaCl Perhatikan reaksi yang terjadi :
Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. air memiliki E°red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. sedangkan ion Cl– tidak mengandung oksigen maka spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl–. Jadi Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan ion OH‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda. Terbentuknya ion OH– pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda jika diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp).
Contoh #2 Elektrolisis larutan Na2SO4 dengan elektroda inert. Pada katoda, air yang akan tereduksi di katoda, sedangkan ion SO42- (merupakan ion sisa asam oksi/mengandung oksigen) maka spesi SO42- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Perhatikan reaksi berikut :
Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4.
Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Contoh #3 Elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu : Perhatikan reaksi yang terjadi :
Dari penjelasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan sebagai berikut :
Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda
