Pembahasan Soal SBMPTN Kimia Sel Elektrokimia

Posted by on 20 May 2016 - 1:06 PM

Pembahasan soal SBMPTN bidang study kimia tentang sel elektrokimia ini meliputi beberapa subtopik dalam materi reaksi redoks dan sel elektrokimia yaitu konsep redoks, penyetaraan reaksi redoks, sel elektrokimia, sel volta, sel elektrolisis, dan hukum Faraday. Dari beberapa soal yang pernah keluar dalam soal SBMPTN bidang study kimia, model soal tentang sel elektrokimia yang sering keluar antara lain mengidentifikasi ciri-ciri sel elektrokimia dan reaksi redoks, menentukan potensial standar sel volta yang terdiri dari elektroda tertentu, menentukan jumlah muatan listrik yang diperlukan pada proses elektrolisis, menentuan waktu yang diperlukan untuk proses elektrolisis, dan menentukan diagram sel galvani.

Soal 1
Diketahui :
Ni2+ + 2e → Ni; Eo = -0,25 V
Pb2+ + 2e → Pb; Eo = -0,13 V
Potensial standar sel volta yang terdiri dari elektroda Ni dan Pb adalah ...
A. -0,38 V
B. -0,12 V
C. +0,12 V
D. +0,25 V
E. +0,38 V

Pembahasan :
Dari potensial reduksi di soal terlihat bahwa Pb lebih mudah direduksi daripada Ni, sehingga Pb akan direduksi dan Ni dioksidasi. Reaksinya akan berjalan sebagai berikut:
Pb2+ + 2e → PbEo = -0,13 V
Ni → Ni2+ + 2eEo = +0,25 V
Pb2+ + Ni → Pb + Ni2+ Eo = +0,12 V

Jadi, potensial standar sel volta yang terdiri dari elektroda Ni dan Pb adalah +0,12 V.
Jawaban : C

Soal 2
Pada setiap sel elektrokimia terjadi oksidasi pada anode dan reduksi pada katode.
SEBAB
Reaksi pada setiap sel elektrokimia merupakan reaksi redoks.

Pembahasan :
Sel elektrokimia terdiri dari dua jenis yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Pada sel volta katoda merupakan kutub positif dan anoda merupakan kutub negatif. Sebaliknya, pada sel elektrolisis katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif.

Meski demikian, pada sel elektrokimia (sel volta dan sel elektrolisis), oksodasi terjadi pada anoda dan reduksi terjadi pada katoda. Intinya, pada setiap sel elektrokimia terjadi reaksi redoks.

Pernyataan benar alasan benar tapi tidak menunjukkan sebab akibat.
Jawaban : B

Baca juga : Pembahasan SBMPTN Kimia Termokimia - Perubahan Entalphi.

Soal 3
Pada elektrolisis leburan Al2O3 (Ar Al = 27, O = 16) diperoleh 0,225 gram Al. Jumlah muatan listrik yang diperlukan adalah (1F = 96500 C/mol) ....
A. 221,9 Coulomb
B. 804,0 Coulomb
C. 1025,9 Coulomb
D. 2412,5 Coulomb
E. 8685,0 Coulomb

Pembahasan :
Diketahui w = 0,225 gram.

Karena Ar Al = 27 dan valensi Al pada Al2O3 adalah +3, maka massa ekuivalennya adalah :
⇒ e = Ar
n
⇒ e = 27
3
⇒ e = 9

Berdasarkan hukum Faraday:
⇒ w = e x Q
96.500
⇒ 0,225 = 9 x Q
 96.500
⇒ Q = 21712,5
9
⇒ Q = 2412,5 Coulomb.
Jawaban : D

Soal 4
Sebanyak 1 liter larutan CrCl3 1,0 M dielektrolisis dengan arus 6,00 A. Waktu yang diperlukan untuk mengendapkan semua logam kromium (Ar = 52; 1F = 96500 C/mol) adalah ....
A. 289500 detik
B. 96500 detik
C. 48250 detik
D. 32167 detik
E. 16083 detik

Pembahasan :
Diketahui Volume = 1L, konsentrasi = 1,0 M, i = 6,00 A.

Jumlah mol CrCl3
⇒ n = Volume x molaritas
⇒ n = 1 x 1
⇒ n = 1 mol

Massa 1 mol Cr
⇒ massa = mol x Ar
⇒ massa = 1 x 52
⇒ massa = 52 gram

Karena Ar Cr = 52 dan valensi Cr pada CrCl3 = +3, maka massa ekuivalennya adalah :
⇒ e = Ar
n
⇒ e = 52
3

Berdasarkan hukum Faraday:
⇒ w = e x i x t
96.500
⇒ 52 = 52/3 x 6 x t
 96.500
⇒ t = 96500
2
⇒ t = 48250 detik
Jawaban : C

Baca juga : Pembahasan SBMPTN Kimia Kesetimbangan Reaksi.

Soal 5
Untuk mengendapkan sebanyak 13 g Cr (Ar = 52) dari larutan CrCl3 dengan arus sebsesar 3 A (1F = 96500 C/mol) diperlukan waktu selama ...
A. 67,0 jam
B. 33,5 jam
C. 26,8 jam
D. 13,4 jam
E. 6,7 jam

Pembahasan :
Dari soal diketahui w = 13 g, i = 3A.

Karena Ar Cr = 52 dan valensi Cr pada CrCl3 = +3, maka massa ekuivalennya adalah :
⇒ e = 52
3

Berdasarkan hukum Faraday:
⇒ w = e x i x t
96.500
⇒ 13 = 52/3 x 3 x t
 96.500
⇒ t = 1254500
52
⇒ t = 24125 detik
⇒ t = 6,7 jam
Jawaban : E

Soal 6
Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen 5,6 liter pada STP. Jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut adalah ...
A. 96.500
B. 96.500/2
C. 96.500/3
D. 96.500/4
E. 96.500/5

Pembahasan :
Karena anodanya inert dan anionnya dari sisa asam oksi, maka air teroksidasi di anoda. Sedangkan ion Ag+ akan direduksi.
KatodaAg+(aq) + e → Ag(s)|x4
Anoda2H2O → 4H+(aq) + O2(g) + 4e |x1

4Ag+(aq) + 2H2O → 4Ag(s) + 4H+(aq) + O2(g)

Jumlah mol O2 pada keadaan STP
⇒ n O2 = 5,6
22,4
⇒ n O2 = 0,25 mol

Maka kita peroleh perbandingan molnya:
4Ag+(aq) + 2H2O → 4Ag(s) + 4H+(aq) + O2(g)
1 mol        0,5 mol    0,25 mol   1 mol        0,25 mol

Hukum Faraday:
⇒ w = e x i x t
96.500
⇒ w = Ar x Q
n x 96.500

Dengan :
w = massa endapan
i = kuat arus
t = waktu
Q = muatan listrik
e = massa ekuivalen zat = Ar/n
Ar = massa atom relatif
n = muatan ion

Pada reaksi di atas kita peroleh mol Ag+ = 1 mol dan muatan ion Ag+ = 1. Maka, berdasarkan hukum Faraday di atas kita peroleh:
⇒ mol x Ar = Ar x Q
n x 96.500
⇒ mol = Q
1 x 96.500
⇒ Q = 96.500 x mol
⇒ Q = 96.500 (1)
⇒ Q = 96.500 Coulomb.
Jawaban : A

Baca juga : Pembahasan SBMPTN Kimia Inti dan Unsur Radioaktif.

Soal 7
Suatu sel kering bekerja menurut reaksi:
Zn(s) + 2 MnO2(s) →  ZnMn2O4(s)
(Ar Zn = 65, Mn = 55, O = 16 )
Untuk menghasilkan muatan sebesar 965 Coulomb maka ...
(1) jumlah Zn yang bereaksi adalah 0,325 g
(2) jumlah MnO2 yang bereaksi adalah 1,10 g
(3) jumlah ZnMn2O4 yang terbentuk adalah 0,005 mol
(4) dalam sel tersebut MnO2 bertindak sebagai reduktor

Pembahasan :
Zn(s) + 2 MnO2(s) →  ZnMn2O4(s)
0           +4                       +3

Bilangan oksidasi Mn pada MnO2 adalah + 4 sedangkan biloks Mn pada ZnMn2O4 adalah + 3. Berarti terjadi penurunan bilangan oksidasi. Dengan demikian MnO2 bertindak sebagai oksidator atau mengalami reduksi.

Hubungan antara F dan Q :
⇒ F = Q
96500
⇒ F = 965
96500
⇒ F = 0,01 mol elektron

Zn(s) + 2 MnO2 (s) → ZnMn2O4(s)
Zn2+ + 2e → Zn
Jumlah mol Zn
⇒ n Zn = 1/2 (0,01)
⇒ n Zn = 0,005 mol

Jumlah mol ZnMn2O4(s)
⇒ n Zn = nZn
⇒ n Zn = 0,005 mol

Massa Zn yang bereaksi :
⇒ massa Zn = n Zn x Ar Zn
⇒ massa Zn = 0,005 (65)
⇒ massa Zn = 0,325 gram

Jumlah mol MnO2
⇒ n MnO2 = 2/2 (0,01)
⇒ n MnO2 = 0,01 mol

Massa MnO2 yang terbentuk :
⇒ massa MnO2 = n MnO2 x Mr MnO2
⇒ massa MnO2 = 0,01 (87)
⇒ massa MnO2 = 0,87 gram

Jadi, pernyataan yang benar adalah jumlah Zn yang bereaksi adalah 0,325 g dan jumlah ZnMn2O4 yang terbentuk adalah 0,005 mol. Opsi yang benar adalah 1 dan 3.
Jawaban : B

Soal 8
Dengan menggunakan potensial elektrode standar di bawah ini
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e → 2Cr3+(aq) + 7H2O; Eo = +1,33 V
Zn2+(aq) + 2e → Zn(s); Eo = -0,76 V
maka diagram sel galvaninya adalah ....
A. Pt(s) | Cr3+(aq), Cr2O72-(aq), H+(aq) || Zn2+(aq) | Zn(s)
B. Cr(s) | Cr3+(aq), H+(aq), Cr2O72-(aq) || Zn(s) | Zn2+(aq)
C. Zn2+(aq) | Zn(s), H+(aq) || Cr2O72-(aq), Cr(s) | Cr3+(aq)
D. Zn(s) | Zn2+(aq) || Cr2O72-(aq), Cr3+(aq) | Pt(s)
E. Zn(s) | Zn2+(aq) || H+(aq), Cr3+(aq) | Cr(s)

Pembahasan :
Dalam suatu sel Galvani Eo katoda > Eo anoda.
Notasi selnya : anoda | ion || ion | katoda

Karena Eo Zn < Eo r2O72-, maka r2O72- bertindak sebagai katoda sedangkan Zn bertindak sebagai anoda. Dengan demikian, diagram sel galvaninya adalah 
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cr2O72-(aq), Cr3+(aq) | Pt(s)
Jawaban : D


Edutafsi.com adalah blog bahan belajar sekolah yang ditujukan untuk membantu murid belajar. Dukung edutafsi untuk terus berkembang dengan like laman facebook edutafsi dan follow IG Tafsi Junior. Terimakasih telah berkunjung ke blog ini. Semoga bermanfaat.

Advertisements

0 comments :

Post a Comment