Pembahasan Soal SBMPTN Kimia Sel Elektrokimia

Pembahasan soal SBMPTN bidang study kimia perihal 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 perihal 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 dibutuhkan pada proses elektrolisis, menentuan waktu yang dibutuhkan 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 yaitu …
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 → Pb Eo = -0,13 V
Ni → Ni2+ + 2e Eo = +0,25 V
Pb2+ + Ni → Pb + Ni2+ Eo = +0,12 V

Jadi, potensial standar sel volta yang terdiri dari elektroda Ni dan Pb yaitu +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 menawarkan karena 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 dibutuhkan yaitu (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 yaitu +3, maka massa ekuivalennya yaitu :

⇒ 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 dibutuhkan untuk mengendapkan semua logam kromium (Ar = 52; 1F = 96500 C/mol) yaitu ….
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 yaitu :

⇒ 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) dibutuhkan 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 yaitu :

⇒ 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 yaitu …
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.

Katoda Ag+(aq) + e → Ag(s) |x4
Anoda 2H2O → 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 = berpengaruh 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 yaitu 0,325 g
(2) jumlah MnO2 yang bereaksi yaitu 1,10 g
(3) jumlah ZnMn2O4 yang terbentuk yaitu 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 yaitu + 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 yaitu jumlah Zn yang bereaksi yaitu 0,325 g dan jumlah ZnMn2O4 yang terbentuk yaitu 0,005 mol. Opsi yang benar yaitu 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 yaitu ….
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