Soal Essai Elektrolisis Dilengkapi Dengan Pembahasan

Halo adik-adik, kali ini sebagai lajutan dari Soal Pilihan Ganda Elektrolisis, 5NChemistry membahas soal-soal tentang Elektrolisis dalam bentuk essai. Materi ini adalah materi yang diajarkan kepada kalian yang berada di kelas. Soal - soal ini melibatkan soal tentang reaksi maupun stoikiometri Hukum Faraday sehingga sering dianggap materi yang sulit oleh peserta didik. Semoga pembahasan yang saya tulis dapat dipahami.

1. Buatlah reaksi elektrolisis dari :

a. larutan CuSO₄elektroda grafit

b. larutan FeSO₄ dengan elektroda besi

c. larutan AgNO₄ dengan katode Fe dan anoda Ag

d. lelehan Al₂O₃ dengan elektroda grafit

Pembahasan :

a. CuSO_4(aq) ® Cu²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

Anode : 2H₂O_(l) ® 4H⁺_(aq) + O_2(g) + 4e x1

Katode : Cu²⁺_(aq) + 2e ® Cu_(s) x2

Cu²⁺_(aq) + 2H₂O_(l) ® Cu_(s) + 4H⁺_(aq) + O_2(g)

b. FeSO_4(aq) ® Fe²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

Anode : Fe_(s) ® Fe²⁺_(aq) + 2e x1

Katode : Fe²⁺_(aq) + 2e ® Fe_(s) x1

Fe_(s) ® Fe_(s)

_(anode) (katode)

c. AgNO_3(aq) ® Ag⁺_(aq) + NO₃^-_(aq)

Anode : Ag_(s) ® Ag⁺_(aq) + e x1

Katode : Ag⁺_(aq) + e ® Ag_(s) x1

Ag_(s) ® Ag_(s)

(anode) (katode)

d. Al₂O_3(l) ® 2Al³⁺_(aq) + 3O^2-_(aq)

Anode : 2O^2-_(aq) ® O_2(g) + 4e x3

Katode : Al³⁺_(aq) + 3e ® Al_(s) x4

4Al³⁺_(aq) + 6O^2-_(aq) ® 4Al_(s) + 3O_2(g)

2. Sebanyak 250 mL larutan KCl 0,01M dielektrolisis dengan menggunakan elektroda karbon. Hitunglah pH larutan yang terjadi di daerah sekitar katode.

Pembahasan:
Elektrolisis larutan KCl
di katode : 2H₂O_(l) + 2e ⟶ 2OH^-_(aq) + H_2(g)
di anode : 2Cl^-_(aq) ⟶ Cl_2(g) + 2e
Menentukan mol Cl⁻ dari KCl
V = 250 mL = 0,25 liter
[Cl^-] = (mol )/(0,250 L) , mol Cl- = 0,0025 mol
dari reaksi di anode : 2Cl^-_(aq) ⟶ Cl_2(g) + 2e
diperoleh bahwa mol Cl^- = mol e = 0,0025 mol
dari reaksi di katode:
2H₂O_(l) + 2e ⟶ 2OH^-_(aq) + H_2(g)
mol OH⁻ = mol elektron = 0,0025 mol
[OH⁻] = (0,0025 mol )/(0,250 L) = 0,01 M atau 10^-2 M
pOH = - log 10^-2
= 2
pH = 14 – 2
= 12

3. Dalam sebuah elektrolisis larutan LNO₃ dengan menggunakan elektrode platina, diperoleh sebanyak 540 mg endapan logam L. Jika larutan hasil elektrolisis tersebut dapat dinetralkan oleh 50 mL larutan NaOH 0,1M, hitunglah massa atom relatif logam L.
Pembahasan :

Reaksi elektrolisis:

LNO_3(aq) ® L⁺_(aq) + NO₃^-_(aq)

Anode : 2H₂O_(l) ® 4H⁺_(aq) + O_2(g) + 4e

Katode : L⁺_(aq)+ e ® L_(s)

mol OH^-= mol NaOH = 0,1 M x 50 mL = 5 mmol = 5 x 10^-3 mol

dari reaksi di anode : 2H2O(l) ® 4H⁺_(aq) + O_2(g) + 4e

mol H⁺ = mol OH^- = 5 x 10^-3 mol (dinetralkkan)

mol e = mol H⁺ = 5 x 10^-3mol (koefisien sama)

Untuk menentukan Ar logam L kita harus pindah ke reaksi di katode, dimana :

L⁺_(aq) + e ® L_(s)

diperoleh,

mol L = mol e = 5 x 10^-3 mol

Ar L = massa L / mol L = 0,54 gram / 5 x 10^-3 mol

= 108 gram/mol

4. Berapa gram massa gas klor yang dihasilkan dari elektrolisis larutan KCl pekat selama 1 jam dengan kuat arus listrik 2 A? (Ar Cl = 35,5)
Pembahasan :

Reaksi elektrolisis:

KCl_(aq) ® K⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Anode : 2 Cl^-_(aq) ® Cl_2(g) + 2e

Katode : 2H₂O_(l)+ 2e ® OH^-_(aq) + H_2(g)

Pertama, kita harus menentukan mol e,

mol e = (i x t ) / 96.500 = (2 x 3600 ) / 96.500 = 0,075 mol

Berdasarkan reaksi di anode, mol Cl₂ = 1/2 mol e = 1/2 x 0,075 mol = 0,037 mol

Maka, massa gas klorin

= mol Cl₂ x Mr Cl₂

= 0,037 x 71

= 2,627 gram

5. Ion vanadium (II) dibuat dengan cara mereduksi ion vanadium (III) melalui proses elektrolisis larutan yang mengandung ion vanadium(III). Berapa waktu yang diperlukan untuk mengubah seluruh ion V³⁺ menjadi ion V²⁺ dalam larutan yang mengandung V³⁺ 0,015 M sebanyak 0,125 L dengan kuat arus listrik 0,268 A?
Pembahasan :

mol V³⁺ = M x L

= 0,015 M x 0,125L

= 1,875 x 10^-3 mol

Reaksi reduksi :

V³⁺ _(aq) + e⁻ → V²⁺ _(aq)

diperoleh bahwa mol V²⁺ = mol V³⁺ = 1,875 x 10^-3 mol

massa zat = mol x Ar

= 1,875 x 10^-3 mol x 51gram/mol

= 0,095625 gram

Untuk menentukan waktu reaksi elektrolisis, digunakan rumus HK I Faraday,

massa = {(i x t) / 96.500} x Ar/biloks

0,095625 = {(0,268 x t) / 96.500} x 51/1

diperoleh t = 675 detik

6. Logam barium diperoleh dari elektrolisis leburan BaCl₂. Hitunglah kuat arus listrik yang dibutuhkan untuk menghasilkan 10 kg logam barium setiap jam. (Ar Ba = 137).

Pembahasan :

Reaksi elektrolisis:

di katode : Ba²⁺_(aq) + 2e → Ba(s)

di anode : 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g) + 2e

Pergunakan rumus HK I Faraday untuk menghitung kuat arus.

massa = (i x t )/96.500 x Ar/biloks

50000 = {(i x 3600 )/96.500} x 137/2,

maka i = 19566,1 Ampere

7. Larutan NaCl yang volumenya 1 liter dielektrolisis selama 1 jam. Jika muatan listrik yang masuk sebeasar 0,2 F, hitunglah :

a. volume gas yang dihasilkan di anode dan katode

b. pH larutan setelah dielektrolisis (volum larutan dianggap tetap).
Pembahasan :
a. Reaksi elektrolisis:

Reaksi di katode : 2H₂O_(l) + 2e → OH^-_(aq) + H_2(g)

Reaksi di anode : 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g) + 2e

Jumlah mol elektron = jumlah Faraday yang digunakan = 0,2 mol

Volum gas:

Reaksi di anode : 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g) + 2e

mol gas Cl₂ = 1/2 x mol e = 1/2 x 0,2 mol = 0,1 mol

Maka, volume gas Cl₂

= mol x 22,4

= 0,1 mol x 22,4 L/mol

= 2,24 L

Reaksi di katode : 2H₂O_(l) + 2e → OH^-_(aq) + H_2(g)

volume gas H₂ = mol e = 0,2 mol

volume gas H₂ = mol x 22,4

= 0,2 mol x 22,4 L/mol
= 4,48 L

b. pH larutan

Dari reaksi yang terjadi di katode :
2H₂O_(l) + 2e → OH^-_(aq) + H_2(g)

mol OH^- = 1/2 x mol e

= 1/2 x 0,2 mol

= 0,1 mol

[OH^-] = mol/L = (0,1 mol)/(1 L)

= 0,1 M atau 10^-1 M

pOH = - log 10^-1

= 1

pH = 14 -1

= 13

8. Gas Fluorin dapat dihasilkan dari elektrolisis leburan KHF₂, dengan reaksi,
HF₂^- ⟶ HF + ½ F₂+ e.
Hitunglah waktu yang diperlukan untuk memperoleh 26,88 liter F₂ (pada 0°C, 1 atm) dengan arus 10 ampere. (Ar F = 19)
Pembahasan :

Menentukan mol F₂:

V = n x Vm

26,88 = n x 22,4

n = 1,2 mol

dari reaksi : HF₂^– ⟶ HF + ½ F₂+ e

diperoleh, mol e = 2 x mol F₂

= 2 x 1,2 mol

= 2,4 mol

mol elektron = (i x t )/96.500

2,4 = (10 x t )/96.500

t = (2,4 x 96500 )/10

= 23160 detik atau 386 menit.

9. Dalam elektrolisis, sejumlah 3,18 gram Cu (Ar Cu = 63,5) diendapkan di katoda yang tersusun atas larutan Cu²⁺ dengan elektroda inert. Jika jumlah listrik yang digunakan sama, volume gas H₂ yang dihasilkan dari elektrolisis larutan H₂SO₄ encer pada 27°C, 760 mmHg adalah .... (R = 0,082)

Pembahasan :

Reaksi elektrolisis larutan Cu²⁺ di katoda:

Cu²⁺_(aq) + 2e ⟶ Cu_(s)

mol Cu yang diendapkan

= (3,18 gram)/(63,5 gram/mol)

= 0,05 mol

Reaksi elektrolisis larutan H₂SO₄ di katoda:

2H⁺_(aq) + 2e ⟶ H_2(g)

Mol H₂ = mol Cu = 0,05 mol (jumlah listrik sama, elektron yang ditangkap sama)

Maka, volum H₂,

V = (n x R x T)/P

= (0,05 x 0,08 x 300)/1

= 1,2 L

10. Larutan NiSO₄ 0,1M dielektrolisis dengan menggunakan elektrode dari grafit dengan kuat arus listrik yang digunakan sebesar 0,1A. Pada katode tersebut diendapkan logam nikel sebesar 23,2 gram (Ar Ni = 58)
a. Tuliskan reaksi yang terjadi
b. Hitung waktu yang diperlukanc. Berapa liter gas yang dihasilkan jika diukur pada saat 1 gram gas NO memiliki volume 1 liter? (Ar N = 14, O = 16)
Pembahasan :

a. Reaksi yang terjadi :

NiSO_4(aq) ⟶ Ni²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

Anode : 2H₂O_(l) ⟶ 4H⁺_(aq) + O_2(g) + 4e x1

Katode : Ni²⁺_(aq) + 2e ⟶ Ni_(s) x2

Ni²⁺_(aq) + 2H₂O_(l) ⟶ Ni_(s) + 4H⁺_(aq) + O_2(g)

b. Pergunakan rumus HK I Faraday.

massa = (i x t )/96.500 x Ar/biloks

23,2 = (0,1 x t )/96.500 x 58/2

t = (23,2 x 96500 x 2 )/(0,1 x 58)

= 772000 detik

c. 1 gram gas NO = 1 L

1/30 mol gas NO = 1 L

1 mol gas NO = 30 L (sebagai pembanding untuk gas yang terbentuk)

Jadi, mol Ni = 23,2/58 = 0,4 mol

Dari reaksi di katode, diperoleh bahwa :

mol e = 2 x mol Ni

= 2 x 0,4 mol

= 0,8 mol

Gas yang terbentuk ada di anode,

2H₂O_(l) ⟶ 4H⁺_(aq) + O_2(g) + 4e

Mol gas O₂ = 1/4 mol e

= 1/4 x 0,8 mol

= 0,2 mol

Volum O₂ = 0,2 mol x 30 L

= 6 L

11. Bagaimana skema proses pemurnian logam (misalnya logam Cu) dengan prinsip elektrolisis. Tuliskan juga reaksi yang terjadi.
Pembahasan :

Gambar skema proses pemurnian tembaga.

Untuk memurnikan logam Cu dari pengotornya, Cu murni dijadikan katode dan Cu kotor sebagai anode. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan CuSO4. Tembaga dari anoda akan larut selama elektrolisis dan diendapkan di katoda. Reaksinya sebagai berikut.

CuSO_4(aq) ⟶ Cu²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

Anode : Cu_(s) ⟶ Cu²⁺_(aq) + 2e x1

Katode : Cu²⁺_(aq) + 2e ⟶ Cu_(s) x1

Cu_(s) ⟶ Cu_(s)

_(anode) _(katode)
12. Kunci yang terbuat dari besi akan disepuh dengan logam emas seperti gambar berikut.

Pada reaksi penyepuhan kunci besi dengan logam emas diperlukan arus listrik 0,015 Faraday,
a. beri penjelasan prosesnya
b. tuliskan reaksi penyepuhannya
c. hitung massa logam emas yang melapisi kunci besi tersebut .(Ar Au = 197)
Pembahasan :

a. Kunci digunakan sebagai katode dan anodenya adalah emas murni, dengan larutan elektrolit yang digunakan larutan AuCl₃. Emas akan mengendap di katode (melapisi kunci) dan emas dari anoda akan terus-menerus larut.

b. Reaksi

Anode (Au) : Au³⁺_(aq) + 3e ⟶ Au_(s)

Katode (Fe) : Au(s) ⟶ Au³⁺_(aq) + 3e

Au_(s) ⟶ Au_(s)

_(anode) _(katode)

c. Pergunakan rumus HK I Faraday.

massa = {(i x t )/96.500} x Ar/biloks

= 0,015 x 197/3

= 0,985 gram

Sumber soal : buku Paket Kimia Erlangga - Unggul Sudarmo

Demikian soal pembahasan tentang elektrolisis. Semoga bermanfaat terutama buat kalian yang sedang mempelajari materi ini. Terima kasih.

Salam.