8 Contoh Soal Elektrokimia dan Jawabannya

Elektrokimia diakui ataupun tidak, sejatinya bagian dari materi dalam pengertian kimia dasar yang berhubungan dengan energi listrik dan reaksi kimia. Banyak cakupan dari materi elektrokimia ini seperti tentang oksidasi atau redoks dan reduksi, sel volta, sel elektrolisis, persamaan Faraday, dan lain lain dimana semua materi tersebut membahas tentang elektron dan reaksi kimia.

Elektrokimia

Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang hubungan antara pergerakan elektron dengan suatu reaksi kimia. Elektrokimia juga termasuk ke dalam sub ilmu kimia fisika.

Dalam elektrokimia akan sangat erat dengan reaksi oksidasi dan reduksi atau yang kita kenal dengan reaksi redoks. Reaksi oksidasi merupakan reaksi yang melibatkan penambahan bilangan oksidasi dari suatu reaktan. Sedangkan oksidasi merupakan reaksi yang melibatkan pengurangan bilangan oksidasi reaktan.

Selain itu, dalam elektrokimia elektron juga akan mengalir ke dalam suatu elektroda. Terdapat dua jenis elektroda yakni anoda dan katoda. Kedua elektroda ini merupakan tempat terjadinya reaksi reduksi maupun oksidasi.

Contoh Soal Elektrokimia dan Jawabannya

Adapun untuk memberikan pembahasan lebih dalam berikut contoh soal elektrokimia dan jawabannya, antara lain;

1. Apa perbedaan dari reaksi reduksi oksidasi dengan setengah reaksi?

Reaksi reduksi oksidasi selalu melibatkan transfer elektron dari spesies teroksidasi menjadi spesies tereduksi ataupun sebaliknya. Namun ketika salah satu spesies teroksidasi dipisahkan dari spesies tereduksi, maka reaksi setara dapat dituliskan dalam setiap proses reaksi (reduksi atau oksidasi) yang disebut dengan setengah reaksi. Dalam setengah reaksi harus memiliki elektron baik itu sebagai reaktan atau produk.

2. Apa fungsi jembatan garam dalam sel elektrokimia?

Jembatan garam dalam suatu sel elektrokimia akan melengkapi rangkaian elektrikal antara anoda dan katoda sebagai setengah bagian sel. Dalam hal tersebut, suatu jembatan garam akan memungkinkan terjadinya transfer ion antara setengah bagian sel dengan setengah bagian yang lainnya.

3. Lengkapi dan setarakan beberapa persamaan setengah reaksi berikut dan tentukan apakah reaksi tersebut oksidasi atau reduksi. ClO₂ (g) → ClO₃^– (aq) (dalam asam)..?

Tahap 1:

Diketahui bahwa setengah reaksi tersebut berlangsung dalam suasana asam. Maka jika kita lihat dari reaksi tersebut terdapat perbedaan jumlah atom oksigen. Sehingga dalam suasana asam, aturannya yaitu H₂O ditambahkan ke bagian yang kekurangan oksigen.

ClO₂ + H₂O → ClO₃^–

Tahap 2:

Dari penambahan air pada reaktan hal itu telah membuat jumlah oksigen pada bagian kanan dan bagian kiri setara. Namun penambahan H₂O juga menyebabkan bagian kiri memiliki hidrogen sedangkan kanan tidak memiliki hidrogen. Maka dari itu kita harus menambahkan ion hidrogen ke bagian kanan sehingga setara.

ClO₂ + H₂O → ClO₃^– + 2 H⁺

Tahap 3:

Selanjutnya yaitu penyetaraan elektron antara reaktan dan produk. Jika kita hitung jumlah muatannya maka bagian kiri tidak memiliki muatan sedangkan bagian kanan memiliki muatan +1. Maka cara yang paling tepat untuk menyetarakan jumlah muatan adalah dengan menambahkan elektron pada bagian kanan sehingga didapatkan muatan netral.

ClO₂(g) + H₂O(l) → ClO₃^–(aq) + 2 H⁺(aq) + e^–

Tahap 4:

Terakhir untuk menentukan apakah reaksi tersebut oksidasi atau reduksi kita dapat melihatnya dari posisi elektron. Jika elektron berada di produk maka reaksi tersebut adalah oksidasi. Atau cara lain kita juga dapat menentukannya dengan menghitung bilangan oksidasi Cl dimana akan berubah dari +4 menjadi +5.

ClO₂(g) + H₂O(l) → ClO₃^–(aq) + 2 H⁺(aq) + e^–  (Oksidasi)

4. Seterakan reaksi redoks berikut jika reaksi dilakukan dalam suasana asam. Fe²⁺ (aq) + Cr₂O₇^2– (aq) → Fe³⁺ (aq) + Cr³⁺ (aq)..?

Tahap 1:

Bagi reaksi lengkap tersebut ke dalam setengah reaksi.

Fe²⁺ → Fe³⁺

Cr₂O₇^2– → Cr³⁺

Tahap 2:

Setarakan masing masing setengah reaksi tersebut dengan aturan yang sudah ada dalam suasana asam.

Oksidasi : Fe²⁺ (aq) → Fe³⁺ (aq) + e^–

Reduksi : Cr₂O₇^2– (aq) + 14 H⁺ (aq) + 6 e^– → 2 Cr³⁺ (aq) + 7 H₂O (l)

Tahap 3:

Gabungkan setengah reaksi tersebut dalam reaksi total.

6 Fe²⁺ (aq) + Cr₂O₇^2– (aq) + 14 H⁺ (aq) → 6 Fe³⁺ (aq) + 2 Cr³⁺ (aq) + 7 H₂O (l)

5. Jika listrik sebesar 2.75 A digunakan dalam elektrolisis larutan tembaga(II) sulfat (CuSO₄), maka berapa lama waktu yang diperlukan untuk menghasilkan endapan padatan tembaga sebesar 10.47 gram?

Tahap 1:

Pertama harus mengetahui reaksi yang terjadi dalam elektrolisis tersebut. Berdasarkan soal, kita ketahui bahwa Cu dalam bentuk larutan yang mana merupakan ion Cu²⁺ akan berubah menjadi Cu dalam bentuk solid. Maka reaksi yang terjadi yaitu sebagai berikut.

Cu²⁺ (aq) → Cu (s)

Tentunya reaksi tersebut belum setara karena terdapat perbedaan muatan antara ruas kiri dan ruas kanan. Oleh karena itu kita harus menyetarakan muatan dengan menggunakan penambahan elektron dalam satu ruas. Elektron dapat ditambahkan dalam ruas kiri sehingga diperoleh muatan netral yang sama dengan ruas kanan.

Cu²⁺ (aq) + 2e^–  → Cu (s)

Tahap 2:

Selanjutnya kita dapat menghitung waktu yang dibutuhkan untuk menghasilkan padatan tersebut dengan menggunakan rumus Faraday. Dari reaksi diatas kita juga telah mengetahui bahwa sebanyak 2 elektron terlibat dalam proses ini sehingga berat ekuivalen dapat dihitung.

m = (e x I x t) / F

10.47 = [(63.5 / 2) x 2.45 x t] / 96500

t = 10.47 x 96500 / [(63.5 / 2) x 2.45)

t = 11600 s = 3.22 jam

jadi waktu yang diperlukan untuk menghasilkan 10.47 gram padatan tembaga dalam elektrolisis tersebut adalah selama 3.22 jam.

6. Sebanyak 5.77 gram zink dihasilkan dalam katoda ketika arus listrik sebesar 7.1 A dialirkan ke dalam sel elektrolisis selama 40 menit. Tentukan bilangan oksidasi dari zink dalam larutan tersebut.

Tahap 1:

Dari soal diketahui bahwa didapatkan padatan zink dari larutan zink sehingga reaksi yang terjadi yakni perubahan dari ion zink menjadi zink solid. Dalam hal ini, muatan dari ion zink belum diketahui dan muatan tersebut nantinya akan menentukan bilangan oksidasi dari zink dalam larutan. Maka reaksi yang terjadi yaitu sebagai berikut:

Zn^x+ (aq) + x e^– → Zn (s)

Tahap 2:

Jumlah muatan dari zink tentu akan setara dengan jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi dan diwakili dengan x. Jumlah elektron dapat dihitung dengan persamaan Faraday dimana dalam soal telah diketahui massa 5.77g, arus 7.1A, waktu 40 menit sama dengan 2400 detik, serta masa relatif dari Zn = 65.39 g/mol.

m = (e x i x t) / F dimana e = Ar / x, maka

x = Ar x i x t / ( m x F )

x = 65.39 x 7.1 x 2400 / (5.77 x 96500)

x = 2

Karena x = 2, maka reaksi lengkapnya yaitu:

Zn²⁺ (aq) + 2 e^– → Zn (s)

Sehingga bilangan oksidasi dari Zn yaitu +2.

7. Tentukan mana spesies dibawah ini yang dapat berperan lebih baik sebagai agen pereduksi.

Ag (s) atau Sn (s), jika

Ag⁺ (aq) + e^– → Ag (s)            E^o red = 0.799 V

Sn²⁺ (aq+ + 2 e^– → Sn (s)        E^o red = -0.136 V

Sn dapat berperan sebagai agen pereduksi yang lebih baik dibandingkan Ag. Hal itu karena nilai potensial reduksi standar dari Sn kecil sehingga spesies tersebut akan lebih mudah mengalami oksidasi daripada reduksi. Sedangkan Ag dengan nilai potensial reduksi standar yang lebih besar akan lebih mudah mengalami reduksi.

8. Suatu sel volta terdiri dari elektroda tembaga dalam larutan dari ion Cu(II) dan juga elektroda paladium dalam larutan dari ion Pd(II). Paladium merupakan katoda dengan potensial reduksi standar 0.951 V. Tuliskan setengah reaksi yang terjadi pada anoda dan hitung berapa potensial dari setengah reaksi oksidasi jika E^o adalah 0.609?

Tahap 1:

Diketahui bahwa paladium merupakan katoda sehingga tembaga merupakan anoda. Dalam sel volta, anoda akan mengalami reaksi oksidasi sehingga reaksi yang terjadi yaitu sebagai berikut.

Cu (s) → Cu²⁺ (aq) + 2 e^–

Tahap 2:

Untuk menghitung E^o oks maka kita hanya perlu memasukkannya ke dalam rumus potensial sel yang ada. Namun kita akan tuliskan terlebih dahulu reaksi lengkapnya.

Pd²⁺ + 2 e^–                   → Pd                           E^o red = 0.951 V

Cu                               → Cu²⁺ + 2 e^–              E^o oks = ?

Pd²⁺ (aq) + Cu (s)        → Pd (s) + Cu²⁺ (aq)   E^o sel = 0.609 V

E^o sel = E^o red + E^o oks

0.609 V = 0.951 V + E^o oks

E^o oks = -0.340 V

Demikian artikel yang bisa kami selesaikan pada segenap pembaca, tentang contoh soal elektrokimia dan jawabannya, semoga saja melalui postingan ini dapat membantu dan bermanfaat bagi semuanya yang sedang membutuhkan.