Laporan Praktikum Sel Elektrolisis: Elektrolisis Larutan KI dan Na2SO4

Teori tentang sel elektrolisis sudah kita pelajari, kini saatnya membuktikannya di laboratorium! Praktikum Sel Elektrolisis adalah salah satu eksperimen kimia yang paling menarik secara visual. Anda akan melihat bagaimana arus listrik dapat memecah larutan bening menjadi berwarna kuning kecoklatan, menghasilkan gelembung gas, hingga mengubah indikator warna menjadi merah muda. Artikel ini akan menjadi panduan lengkap laporan praktikum Anda, mulai dari prosedur kerja hingga analisis reaksi kimia yang terjadi.

Tujuan Percobaan

1. Mengamati perubahan yang terjadi pada anoda dan katoda selama proses elektrolisis.
2. Menuliskan reaksi redoks yang terjadi pada elektrolisis larutan KI dan \(Na_2SO_4\).
3. Menganalisis hasil elektrolisis menggunakan indikator asam-basa (Fenolftalein) dan amilum.

Prinsip Dasar: Dalam elektrolisis larutan, kation dan anion akan berkompetisi dengan molekul air untuk mengalami reduksi di katoda dan oksidasi di anoda sesuai deret potensial reduksinya.

Eksperimen 1: Elektrolisis Larutan Kalium Iodida (KI)

A. Alat dan Bahan

• Tabung U (Pipa U)
• Elektroda Karbon (2 buah)
• Sumber arus DC (Baterai 9V atau Power Supply)
• Kabel dan penjepit buaya
• Pipet tetes
• Larutan KI 0,5 M
• Indikator Fenolftalein (PP)
• Indikator Amilum (Kanji)

B. Langkah Kerja

1. Isi tabung U dengan larutan KI hingga 2 cm dari mulut tabung.
2. Pasang elektroda karbon pada kedua mulut tabung, hubungkan dengan sumber arus (Kutub Positif = Anoda, Kutub Negatif = Katoda).
3. Nyalakan arus dan amati perubahan selama ± 5 menit.
4. Matikan arus.
5. Uji Katoda (Kutub -): Ambil sedikit larutan dari ruang katoda, tetesi dengan indikator Fenolftalein (PP). Amati perubahan warna.
6. Uji Anoda (Kutub +): Ambil sedikit larutan dari ruang anoda, tetesi dengan larutan Amilum. Amati perubahan warna.

C. Hasil Pengamatan & Analisis

Elektroda	Pengamatan Fisik	Analisis Kimia
Katoda (-)	- Banyak gelembung gas. - Larutan tetap bening. - Ditetesi PP: Berubah menjadi Merah Muda (Pink).	Kation \(K^+\) (Gol IA) kalah dengan air. Air tereduksi menghasilkan gas \(H_2\) dan ion \(OH^-\). Sifat basa (\(OH^-\)) membuat indikator PP jadi merah.
Anoda (+)	- Larutan berubah warna menjadi Kuning Kecoklatan. - Ditetesi Amilum: Berubah menjadi Biru Tua/Hitam.	Anion \(I^-\) teroksidasi menjadi molekul Iodine (\(I_2\)). Warna kuning adalah ciri khas \(I_2\). Amilum mendeteksi adanya Iodine.

Reaksi Sel Elektrolisis Larutan KI:

Katoda (-): \( 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \)
Anoda (+): \( 2I^-(aq) \rightarrow I_2(aq) + 2e^- \)
---------------------------------------------------------- (+)
Total: \( 2H_2O(l) + 2I^-(aq) \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) + I_2(aq) \)

---

Eksperimen 2: Elektrolisis Larutan Natrium Sulfat (\(Na_2SO_4\))

A. Langkah Kerja Singkat

1. Isi tabung U dengan larutan \(Na_2SO_4\).
2. Sebelum elektrolisis, tetesi kedua mulut tabung dengan indikator universal atau indikator alam.
3. Elektrolisis selama 5 menit. Amati gelembung dan perubahan warna indikator di kedua kutub.

B. Hasil Pengamatan & Analisis

Pada eksperimen ini, kita akan melihat kompetisi air melawan ion-ion "kuat".

Elektroda	Pengamatan	Reaksi
Katoda (-)	Muncul gelembung gas. Jika diberi indikator, area ini bersifat Basa.	Reduksi Air: \( 2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH^- \)
Anoda (+)	Muncul gelembung gas. Jika diberi indikator, area ini bersifat Asam.	Oksidasi Air: \( 2H_2O \rightarrow 4H^+ + O_2 + 4e^- \)

Kesimpulan: Pada elektrolisis larutan \(Na_2SO_4\), sebenarnya yang terelektrolisis hanyalah Air (H2O). Ion \(Na^+\) dan \(SO_4^{2-}\) hanya bertindak sebagai penghantar listrik (ion spektator). Gas yang dihasilkan adalah Hidrogen di katoda dan Oksigen di anoda dengan perbandingan volume 2:1.

Pertanyaan Diskusi (FAQ Praktikum)

Mengapa digunakan elektroda karbon (grafit)?

Karbon adalah elektroda Inert (tidak mudah bereaksi). Jika kita menggunakan elektroda logam seperti Tembaga atau Seng di anoda, elektroda tersebut akan ikut larut/teroksidasi dan mengganggu hasil pengamatan gas/warna larutan.

Apa fungsi penambahan amilum pada hasil anoda KI?

Amilum (pati) adalah indikator spesifik untuk Iodium ($I_2$). Jika larutan mengandung $I_2$, penambahan amilum akan membentuk kompleks warna biru tua hingga hitam pekat. Ini membuktikan bahwa oksidasi $I^-$ menjadi $I_2$ telah terjadi.

Mengapa pada elektrolisis KI, di katoda muncul warna merah muda?

Karena di katoda terjadi reduksi air yang menghasilkan ion hidroksida ($OH^-$). Ion ini bersifat Basa. Indikator fenolftalein (PP) akan berubah warna dari bening menjadi merah muda (pink) dalam suasana basa.

Download Lembar Kerja Praktikum (LKP)

Unduh format laporan sementara dan lembar kerja praktikum siap cetak (PDF) untuk kegiatan di laboratorium.

File disiapkan... Tunggu 15 detik.

Download PDF Laporan Praktikum

Panduan Lengkap Sel Elektrolisis: Prinsip Kerja, Reaksi Elektroda, Hukum Faraday, & Contoh Soal

Jika pada sel volta kita mempelajari bagaimana reaksi kimia dapat menghasilkan listrik secara spontan, kini kita akan membalik prosesnya. Bagaimana jika kita ingin memaksa reaksi yang tidak spontan agar tetap terjadi? Jawabannya adalah Sel Elektrolisis. Prinsip ini sangat penting dalam industri, mulai dari pemurnian logam, penyepuhan emas (electroplating), hingga produksi gas klorin. Artikel ini akan membahas tuntas prinsip kerja, aturan reaksi di elektroda, hukum Faraday, serta contoh soal dan pembahasannya.

Konsep Dasar Sel Elektrolisis

Berbeda dengan sel volta, sel elektrolisis membutuhkan "dorongan" energi dari luar.

Sel Elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menggunakan energi listrik dari sumber luar (seperti baterai atau power supply) untuk menjalankan reaksi redoks yang tidak spontan.

Dalam sel elektrolisis, energi listrik diubah menjadi energi kimia.

Komponen dan Prinsip Kerja

Komponen utamanya mirip dengan sel volta, namun dengan perbedaan krusial pada muatan elektrodanya:

1. Sumber Arus Searah (DC): Berfungsi memompa elektron.
2. Katoda (Kutub Negatif): Dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus. Tempat terjadinya Reduksi (penangkapan elektron). Ingat: KNAP (Katoda Negatif, Anoda Positif).
3. Anoda (Kutub Positif): Dihubungkan dengan kutub positif sumber arus. Tempat terjadinya Oksidasi (pelepasan elektron).
4. Elektrolit: Zat yang dapat menghantarkan listrik (lelehan atau larutan ionik).

Aturan Reaksi di Elektroda (PENTING!)

Tidak semua ion dalam elektrolit akan bereaksi. Ada aturan kompetisi berdasarkan nilai potensial reduksinya. Berikut ringkasannya:

1. Reaksi di Katoda (Reduksi Kation)

Katoda menarik ion positif (kation). Aturannya bergantung pada jenis kation dan bentuk elektrolitnya (lelehan/larutan).

• Jika bentuk LELEHAN (cairan murni tanpa air): Kation logam apapun akan tereduksi menjadi logamnya.
  Contoh: Na⁺(l) + e^- → Na(l)
• Jika bentuk LARUTAN (ada air):
  • Kation Logam Aktif (Gol IA, IIA, Al, Mn): Air (H₂O) yang akan tereduksi, bukan logamnya.
    Reaksi: 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)
  • Kation Logam Lain (selain di atas, misal Cu, Ag, Ni, Zn): Kation logam tersebut yang tereduksi.
    Contoh: Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)

2. Reaksi di Anoda (Oksidasi Anion/Elektroda)

Anoda menarik ion negatif (anion). Reaksi di sini bergantung pada jenis elektroda yang dipakai dan jenis anionnya.

• Cek Jenis Elektroda Dulu!
  • Elektroda Inert (C, Pt, Au): Elektroda TIDAK ikut bereaksi. Lihat anionnya:
    • Anion sisa asam oksi (SO₄^2-, NO₃^-, PO₄^3-): Air (H₂O) yang teroksidasi.
      Reaksi: 2H₂O(l) → 4H⁺(aq) + O₂(g) + 4e^-
    • Anion Halida (Cl^-, Br^-, I^-): Anion tersebut teroksidasi.
      Contoh: 2Cl^-(aq) → Cl₂(g) + 2e^-
    • Anion Basa (OH^-): 4OH^-(aq) → 2H₂O(l) + O₂(g) + 4e^-
  • Elektroda NON-INERT (selain C, Pt, Au, misal Cu, Ag, Ni): Elektroda anoda itu sendiri yang akan teroksidasi (larut). Anion dalam larutan tidak bereaksi.
    Contoh Anoda Cu: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e^-

Hukum Faraday (Aspek Kuantitatif)

Untuk menghitung jumlah zat yang dihasilkan selama elektrolisis, kita menggunakan Hukum Faraday.

Hukum Faraday I:
$$w = \frac{e \cdot i \cdot t}{96500}$$ atau $$w = e \cdot F$$

Keterangan:
w = massa zat yang dihasilkan (gram)
e = massa ekivalen = (Ar atau Mr) / (jumlah elektron yang terlibat/valensi)
i = kuat arus (Ampere)
t = waktu (detik)
F = jumlah listrik dalam Faraday (1 F = 1 mol elektron = 96500 Coulomb)

Hukum Faraday II (Untuk 2 sel atau lebih disusun seri):
$$\frac{w_1}{w_2} = \frac{e_1}{e_2}$$

Contoh Soal dan Pembahasan

Contoh Soal 1: Elektrolisis Lelehan

Tuliskan reaksi yang terjadi pada elektrolisis lelehan natrium klorida (NaCl) dengan elektroda karbon!

Pembahasan:
Elektrolit: Lelehan NaCl → Na⁺(l) + Cl^-(l) (Tidak ada air).
Elektroda: Karbon (Inert).

• Katoda (-): Menarik kation Na⁺. Karena bentuk lelehan, Na⁺ langsung tereduksi.
  Reaksi: Na⁺(l) + e^- → Na(l)
• Anoda (+): Menarik anion Cl^-. Elektroda inert, Cl^- adalah anion halida, maka ia teroksidasi.
  Reaksi: 2Cl^-(l) → Cl₂(g) + 2e^-

Reaksi Sel Total: (Setarakan elektron)
K: 2Na⁺(l) + 2e^- → 2Na(l)
A: 2Cl^-(l) → Cl₂(g) + 2e^-
--------------------------------------- (+)
Total: 2Na⁺(l) + 2Cl^-(l) → 2Na(l) + Cl₂(g)

Contoh Soal 2: Elektrolisis Larutan dengan Elektroda Inert

Tuliskan reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan kalium sulfat (K₂SO₄) dengan elektroda platina (Pt)!

Pembahasan:
Elektrolit: Larutan K₂SO₄ → 2K⁺(aq) + SO₄^2-(aq) (Ada pelarut air).
Elektroda: Pt (Inert).

• Katoda (-): Menarik kation K⁺. K adalah logam aktif (Gol IA). Maka air yang tereduksi.
  Reaksi: 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq)
• Anoda (+): Menarik anion SO₄^2-. Elektroda inert, anion adalah sisa asam oksi. Maka air yang teroksidasi.
  Reaksi: 2H₂O(l) → 4H⁺(aq) + O₂(g) + 4e^-

Pada kasus ini, baik kation maupun anion tidak bereaksi, hanya air yang terelektrolisis menghasilkan gas H₂ di katoda dan O₂ di anoda.

Contoh Soal 3: Elektrolisis Larutan dengan Elektroda Non-Inert

Tuliskan reaksi pada elektrolisis larutan CuSO₄ jika digunakan elektroda Tembaga (Cu) pada anoda dan katoda!

Pembahasan:
Elektrolit: Larutan CuSO₄ → Cu²⁺(aq) + SO₄^2-(aq) (Ada air).
Elektroda: Cu (Non-Inert).

• Katoda (-): Menarik kation Cu²⁺. Cu bukan logam aktif, maka Cu²⁺ tereduksi.
  Reaksi: Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s) (Endapan tembaga menempel di katoda)
• Anoda (+): Elektroda Cu adalah non-inert. Maka elektroda Cu itu sendiri yang teroksidasi (larut). Anion SO₄^2- dan air tidak bereaksi.
  Reaksi: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e^- (Anoda tembaga terkikis)

Catatan: Proses ini serupa dengan prinsip penyepuhan (electroplating) seperti diagram di atas, dimana anoda larut dan logam mengendap di katoda.

Contoh Soal 4: Penerapan Hukum Faraday I

Ke dalam larutan AgNO₃ dialirkan arus listrik sebesar 5 Ampere selama 1930 detik. Hitunglah massa endapan perak (Ag) yang terbentuk di katoda! (Ar Ag = 108)

Pembahasan:
Diketahui:
i = 5 A
t = 1930 s
Ar Ag = 108
Reaksi reduksi Ag: Ag⁺ + 1e^- → Ag (valensi/jumlah elektron = 1).
Maka, e = Ar/valensi = 108/1 = 108.

Gunakan Hukum Faraday I:

$$w = \frac{e \cdot i \cdot t}{96500}$$ $$w = \frac{108 \cdot 5 \cdot 1930}{96500}$$ $$w = \frac{108 \cdot 5 \cdot 1930}{50 \cdot 1930}$$ $$w = \frac{108}{10} = 10,8 \, \text{gram}$$

Jadi, massa endapan perak yang terbentuk adalah 10,8 gram.

Contoh Soal 5: Menghitung Volume Gas (Hukum Faraday)

Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan gas hidrogen di katoda. Jika arus yang digunakan 10 A selama 965 detik, hitung volume gas H₂ yang dihasilkan pada keadaan standar (STP)!

Pembahasan:
Reaksi di katoda (reduksi air): 2H₂O(l) + 2e^- → H₂(g) + 2OH^-(aq).
Dari reaksi, 1 mol gas H₂ setara dengan 2 mol elektron.

Langkah 1: Hitung jumlah mol elektron (Faraday) yang mengalir.

$$F = \frac{i \cdot t}{96500} = \frac{10 \cdot 965}{96500} = 0,1 \, \text{mol elektron}$$

Langkah 2: Hitung mol H₂ menggunakan perbandingan koefisien dengan mol elektron.

$$\text{mol } H_2 = \frac{1}{2} \times \text{mol elektron} = \frac{1}{2} \times 0,1 = 0,05 \, \text{mol}$$

Langkah 3: Hitung volume STP.

$$V_{STP} = \text{mol} \times 22,4 \, \text{L/mol}$$ $$V_{STP} = 0,05 \times 22,4 = 1,12 \, \text{Liter}$$

Jadi, volume gas H₂ yang dihasilkan adalah 1,12 Liter.

Kuis Interaktif: Uji Pemahaman Sel Elektrolisis

Pilihlah satu jawaban yang paling tepat dari 10 soal di bawah ini. Nilai Anda akan muncul otomatis setelah menekan tombol "Cek Nilai". Selamat mengerjakan!

1. Pernyataan yang benar mengenai sel elektrolisis adalah...

a. Reaksi redoks berlangsung spontan. b. Mengubah energi kimia menjadi energi listrik. c. Anoda merupakan kutub negatif. d. Katoda merupakan tempat terjadinya oksidasi. e. Memerlukan arus listrik searah (DC) dari luar.

2. Pada elektrolisis, elektroda yang dihubungkan dengan kutub positif sumber arus disebut...

a. Katoda dan terjadi reduksi. b. Katoda dan terjadi oksidasi. c. Anoda dan terjadi reduksi. d. Anoda dan terjadi oksidasi. e. Jembatan garam.

3. Jika larutan NaCl dielektrolisis menggunakan elektroda karbon, zat yang dihasilkan di katoda adalah...

a. Logam Na b. Gas H₂ dan ion OH^- c. Gas Cl₂ d. Gas O₂ dan ion H⁺ e. Logam Na dan gas Cl₂

4. Pada elektrolisis larutan CuSO₄ dengan elektroda Pt, reaksi yang terjadi di anoda adalah...

a. Cu²⁺ + 2e^- → Cu b. Cu → Cu²⁺ + 2e^- c. 2H₂O + 2e^- → H₂ + 2OH^- d. 2H₂O → 4H⁺ + O₂ + 4e^- e. 2SO₄^2- → S₂O₈^2- + 2e^-

5. Jika kita ingin menyepuh sendok besi dengan perak (Ag), maka pernyataan yang benar adalah...

a. Sendok besi dijadikan anoda. b. Logam perak dijadikan katoda. c. Larutan elektrolit yang dipakai adalah FeSO₄. d. Di katoda terjadi reaksi oksidasi besi. e. Sendok besi dijadikan katoda dan logam perak sebagai anoda.

6. Elektrolisis lelehan MgCl₂ dengan elektroda inert akan menghasilkan...

a. Mg di katoda dan Cl₂ di anoda. b. H₂ di katoda dan Cl₂ di anoda. c. Mg di katoda dan O₂ di anoda. d. H₂ di katoda dan O₂ di anoda. e. Mg di anoda dan Cl₂ di katoda.

7. Menurut Hukum Faraday I, massa zat yang diendapkan pada elektroda sebanding dengan...

a. Waktu elektrolisis saja. b. Kuat arus saja. c. Jumlah muatan listrik yang digunakan. d. Massa atom relatif zat. e. Volume larutan elektrolit.

8. Berapa Faraday jumlah listrik yang diperlukan untuk menghasilkan 1 mol gas Cl₂ dari elektrolisis larutan NaCl? (Reaksi anoda: 2Cl^- → Cl₂ + 2e^-)

a. 0,5 F b. 1 F c. 2 F d. 4 F e. 96500 F

9. Arus listrik 10 Ampere dialirkan ke dalam larutan NiSO₄ selama 965 detik. Massa endapan nikel (Ar Ni = 59) yang terbentuk di katoda adalah...

a. 5,90 gram b. 2,95 gram c. 1,475 gram d. 0,59 gram e. 0,295 gram

10. Pada elektrolisis larutan AgNO₃ dengan katoda besi (Fe) dan anoda perak (Ag), reaksi yang terjadi di anoda adalah...

a. 2H₂O → 4H⁺ + O₂ + 4e^- b. Ag⁺ + e^- → Ag c. Fe → Fe²⁺ + 2e^- d. Ag → Ag⁺ + e^- e. NO₃^- teroksidasi.

Hasil Kuis Anda

Skor: 0 / 100

Pertanyaan Sering Diajukan (FAQ)

Apa beda utama "Katoda" pada Sel Volta dan Sel Elektrolisis?

Definisi Katoda SAMA: tempat terjadinya REDUKSI. Bedanya pada muatannya: Di Sel Volta katoda adalah kutub Positif (+), sedangkan di Sel Elektrolisis katoda adalah kutub Negatif (-).

Mengapa pada elektrolisis larutan NaCl dihasilkan H2, bukan logam Na?

Karena Natrium (Na) adalah logam yang sangat reaktif (Golongan IA). Potensial reduksi air (H₂O) lebih besar daripada ion Na⁺. Akibatnya, dalam kompetisi di katoda, air lebih mudah menangkap elektron dan tereduksi menghasilkan gas H₂.

Apa kegunaan utama sel elektrolisis di industri?

Sangat banyak! Antara lain untuk penyepuhan logam (electroplating) agar tahan karat/lebih indah, pemurnian logam (seperti tembaga), dan produksi zat kimia seperti gas klorin (Cl₂), gas hidrogen (H₂), dan soda api (NaOH).

Download Materi & Latihan Soal PDF

File disiapkan... Tunggu 15 detik.

Download PDF Sel Elektrolisis

Panduan Lengkap Sel Volta: Konsep, Diagram Sel, Contoh Soal & Kuis

Setelah memahami konsep dasar reaksi redoks dan kespontanan reaksi, kita memasuki bab yang sangat aplikatif dalam kehidupan sehari-hari: Elektrokimia. Bagian pertama dari elektrokimia adalah Sel Volta (atau disebut juga Sel Galvani). Pernahkah Anda berpikir bagaimana baterai di ponsel atau jam dinding Anda menghasilkan listrik? Semua itu berawal dari prinsip dasar sel volta, di mana energi kimia diubah menjadi energi listrik secara spontan. Artikel ini akan mengupas tuntas komponen, cara kerja, perhitungan potensial, hingga contoh soal sel volta.

Konsep Dasar Sel Volta

Mari kita mulai dengan definisi fundamental.

Sel Volta adalah jenis sel elektrokimia yang dapat menghasilkan energi listrik dari reaksi redoks yang berlangsung secara spontan.

Agar arus listrik dapat dihasilkan, reaksi oksidasi dan reduksi harus dipisahkan secara fisik dalam dua wadah berbeda (disebut setengah-sel), namun tetap terhubung secara listrik.

Komponen Utama Sel Volta

Sebuah rangkaian sel volta standar terdiri dari empat komponen utama:

1. Anoda (Kutub Negatif): Elektroda tempat terjadinya reaksi Oksidasi (pelepasan elektron). Ingat jembatan keledai: ANOKS (Anoda Oksidasi). Karena melepas elektron, anoda menjadi sumber elektron (kutub negatif).
2. Katoda (Kutub Positif): Elektroda tempat terjadinya reaksi Reduksi (penangkapan elektron). Ingat jembatan keledai: KARE (Katoda Reduksi). Katoda menarik elektron, sehingga menjadi kutub positif.
3. Larutan Elektrolit: Larutan yang mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas untuk menghantarkan muatan di dalam masing-masing setengah sel.
4. Jembatan Garam (Salt Bridge): Tabung U berisi gel elektrolit (seperti KNO₃ atau NH₄Cl dalam agar-agar) yang berfungsi menetralkan kelebihan muatan pada kedua setengah sel agar arus listrik terus mengalir.

Notasi Sel (Diagram Sel)

Susunan sel volta dapat dituliskan secara singkat menggunakan notasi sel. Aturan penulisannya adalah: Oksidasi || Reduksi.

Logam Anoda | Ion Anoda || Ion Katoda | Logam Katoda

Tanda garis tunggal (|) menyatakan batas antarfasa (padat/larutan), dan garis ganda (||) menyatakan jembatan garam.

Menghitung Potensial Sel Standar (E°_sel)

Besarnya tegangan listrik yang dihasilkan sel volta dalam keadaan standar (25°C, 1 M, 1 atm) disebut Potensial Sel Standar. Nilainya dapat dihitung menggunakan data Potensial Reduksi Standar (E°) masing-masing elektroda.

$$E^\circ_{sel} = E^\circ_{\text{katoda}} - E^\circ_{\text{anoda}}$$ atau
$$E^\circ_{sel} = E^\circ_{\text{besar}} - E^\circ_{\text{kecil}}$$

Syarat reaksi berlangsung spontan adalah \( E^\circ_{sel} \) harus bernilai positif (\( > 0 \)).

Contoh Soal dan Pembahasan

Contoh Soal 1: Menentukan Komponen dan Potensial Sel

Diketahui data potensial reduksi standar:
Zn²⁺(aq) + 2e^- → Zn(s)   E° = -0,76 V
Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)   E° = +0,34 V

Ditanya:
a. Tentukan anoda dan katoda jika kedua logam tersebut dirangkai menjadi sel volta.
b. Tuliskan reaksi sel yang terjadi.
c. Hitunglah potensial sel standar (E°_sel) yang dihasilkan.
d. Tuliskan notasi selnya.

Pembahasan:
a. Menentukan elektroda:

• Katoda adalah yang memiliki E° lebih besar (lebih mudah reduksi) → Cu (+0,34 V).
• Anoda adalah yang memiliki E° lebih kecil (lebih mudah oksidasi) → Zn (-0,76 V).

b. Reaksi Sel:
Katoda (Reduksi): Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)
Anoda (Oksidasi): Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^-
----------------------------------------------------------- (+)
Reaksi Total: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

c. Potensial Sel:

$$E^\circ_{sel} = E^\circ_{\text{Cu}} - E^\circ_{\text{Zn}}$$ $$E^\circ_{sel} = (+0,34) - (-0,76)$$ $$E^\circ_{sel} = +1,10 \, \text{Volt}$$

d. Notasi Sel: (Anoda | Ion || Ion | Katoda)
Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

---

Contoh Soal 2: Memprediksi Kespontanan Reaksi

Diketahui:
Mg²⁺ + 2e^- → Mg   E° = -2,37 V
Ni²⁺ + 2e^- → Ni   E° = -0,25 V

Ditanya:
Apakah reaksi Mg²⁺(aq) + Ni(s) → Mg(s) + Ni²⁺(aq) dapat berlangsung spontan? Buktikan dengan perhitungan!

Pembahasan:
Untuk menentukan kespontanan, kita harus menghitung E°_sel sesuai reaksi yang diminta soal.
Berdasarkan persamaan reaksi yang diminta:

• Mg mengalami reduksi (dari Mg²⁺ menjadi Mg). Maka Mg dianggap sebagai katoda.
• Ni mengalami oksidasi (dari Ni menjadi Ni²⁺). Maka Ni dianggap sebagai anoda.

Perhitungan E°_sel berdasarkan reaksi tersebut:

$$E^\circ_{sel} = E^\circ_{\text{katoda (Mg)}} - E^\circ_{\text{anoda (Ni)}}$$ $$E^\circ_{sel} = (-2,37) - (-0,25)$$ $$E^\circ_{sel} = -2,12 \, \text{Volt}$$

Kesimpulan: Karena nilai E°_sel bertanda negatif (-2,12 V), maka reaksi tersebut TIDAK BERLANGSUNG SPONTAN.

---

Contoh Soal 3: Analisis dari Diagram Sel

Diketahui diagram sel volta sebagai berikut:
Al | Al³⁺ || Pb²⁺ | Pb

Data E°:
Al³⁺ | Al = -1,66 V
Pb²⁺ | Pb = -0,13 V

Ditanya:
Tentukan arah aliran elektron dan hitung potensial selnya!

Pembahasan:
Dari notasi sel Al | Al³⁺ || Pb²⁺ | Pb, kita tahu bahwa:

• Bagian kiri adalah Anoda (Oksidasi) = Al
• Bagian kanan adalah Katoda (Reduksi) = Pb

a. Arah aliran elektron: Elektron selalu mengalir dari Anoda (kutub negatif) ke Katoda (kutub positif) melalui kawat luar. Jadi, elektron mengalir dari elektroda Al menuju elektroda Pb.

b. Potensial Sel:

$$E^\circ_{sel} = E^\circ_{\text{Pb}} - E^\circ_{\text{Al}}$$ $$E^\circ_{sel} = (-0,13) - (-1,66)$$ $$E^\circ_{sel} = +1,53 \, \text{Volt}$$

Kuis Interaktif: Uji Pemahaman Sel Volta

Pilihlah satu jawaban yang paling tepat dari 10 soal di bawah ini. Nilai Anda akan muncul otomatis setelah menekan tombol "Cek Nilai". Selamat mengerjakan!

1. Pernyataan berikut yang benar mengenai sel volta adalah...

a. Mengubah energi listrik menjadi energi kimia. b. Reaksi redoks berlangsung tidak spontan. c. Anoda merupakan kutub positif. d. Di katoda terjadi reaksi reduksi. e. Elektron mengalir dari katoda ke anoda.

2. Fungsi utama jembatan garam dalam sel volta adalah...

a. Sebagai sumber arus listrik utama. b. Menetralkan kelebihan muatan listrik di kedua setengah sel. c. Mempercepat reaksi oksidasi di anoda. d. Menghubungkan dua elektroda secara langsung tanpa kabel. e. Mencegah terjadinya korosi pada elektroda.

3. Pada suatu sel volta, elektroda yang memiliki nilai potensial reduksi standar (E°) lebih besar akan berperan sebagai...

a. Anoda dan mengalami oksidasi. b. Anoda dan mengalami reduksi. c. Katoda dan mengalami oksidasi. d. Katoda dan mengalami reduksi. e. Jembatan garam.

4. Diketahui E° Ag⁺|Ag = +0,80 V dan E° Mg²⁺|Mg = -2,37 V. Jika kedua logam ini dirangkai dalam sel volta, maka notasi sel yang benar adalah...

a. Ag | Ag⁺ || Mg²⁺ | Mg b. Mg | Mg²⁺ || Ag⁺ | Ag c. Mg²⁺ | Mg || Ag | Ag⁺ d. Ag⁺ | Ag || Mg | Mg²⁺ e. Mg | Ag⁺ || Mg²⁺ | Ag

5. Berdasarkan data pada soal nomor 4, berapakah potensial sel standar yang dihasilkan?

a. +1,57 V b. -1,57 V c. +3,17 V d. -3,17 V e. +0,77 V

6. Dalam sel volta Ag-Zn, diketahui Ag adalah katoda dan Zn adalah anoda. Pernyataan berikut yang akan terjadi seiring berjalannya waktu adalah...

a. Massa elektroda Zn bertambah. b. Massa elektroda Ag berkurang. c. Konsentrasi ion Zn²⁺ dalam larutan bertambah. d. Konsentrasi ion Ag⁺ dalam larutan bertambah. e. Elektron mengalir dari Ag ke Zn.

7. Dari beberapa pasangan reaksi redoks berikut, manakah yang dapat berlangsung spontan?

a. Reaksi dengan E°_sel = -1,10 V b. Reaksi dengan E°_sel = -0,34 V c. Reaksi dengan E°_sel = 0,00 V d. Reaksi dengan E°_sel = +0,46 V e. Semua reaksi redoks adalah spontan.

8. Diketahui reaksi A(s) + B²⁺(aq) → A²⁺(aq) + B(s) memiliki E°_sel = +1,5 V. Pernyataan yang tepat adalah...

a. Logam A lebih mudah tereduksi daripada logam B. b. E° reduksi A lebih besar dari E° reduksi B. c. Logam B bertindak sebagai anoda. d. Logam A adalah reduktor yang lebih kuat dari B. e. Reaksi tidak spontan.

9. Di dalam deret volta, logam X terletak di sebelah kiri logam Y. Jika kedua logam ini disusun dalam sel volta, maka...

a. X menjadi katoda dan Y menjadi anoda. b. X akan teroksidasi dan Y akan tereduksi (ionnya). c. Potensial reduksi standar X lebih besar dari Y. d. Elektron mengalir dari Y ke X. e. Logam X bersifat kurang reaktif dibandingkan Y.

10. Manakah di antara berikut ini yang BUKAN merupakan contoh penerapan sel volta dalam kehidupan sehari-hari?

a. Aki kendaraan bermotor (Accu) b. Baterai kering (sel Leclanche) c. Baterai alkaline d. Baterai lithium-ion pada HP e. Proses penyepuhan emas (electroplating)

Hasil Kuis Anda

Skor: 0 / 100

Pertanyaan Sering Diajukan (FAQ)

Apa perbedaan mendasar antara Sel Volta dan Sel Elektrolisis?

Perbedaan utamanya terletak pada kespontanan reaksi dan konversi energinya. Sel Volta mengubah energi kimia dari reaksi redoks spontan menjadi energi listrik. Sebaliknya, Sel Elektrolisis menggunakan energi listrik dari luar untuk menjalankan reaksi redoks yang tidak spontan.

Mengapa katoda pada sel volta bermuatan positif, sedangkan pada elektrolisis bermuatan negatif?

Pada sel volta, katoda adalah tempat "menarik" elektron dari anoda untuk melangsungkan reduksi, sehingga ia menjadi kutub positif. Pada sel elektrolisis, katoda dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus luar untuk "memompa" elektron masuk, sehingga katoda menjadi kutub negatif. Namun, definisi Katoda tetap sama: tempat terjadinya REDUKSI.

Apa yang terjadi jika jembatan garam dihilangkan dari rangkaian sel volta?

Arus listrik akan berhenti mengalir. Ini karena terjadi penumpukan muatan positif di anoda dan muatan negatif di katoda yang melawan aliran elektron. Jembatan garam berfungsi menetralkan muatan tersebut.

Download Materi & Latihan Soal PDF

File disiapkan... Tunggu 15 detik.

Download PDF Sel Volta

Panduan Praktikum Reaksi Redoks & Sel Volta: Teori, Cara Kerja, dan LKPD Lengkap

Dalam dunia kimia, praktikum reaksi redoks merupakan salah satu eksperimen fundamental yang wajib dikuasai oleh siswa kelas 12 maupun mahasiswa tingkat awal. Melalui praktikum ini, kita tidak hanya belajar menghafal rumus, tetapi melihat secara langsung bagaimana transfer elektron dapat menyebabkan perubahan warna yang dramatis atau bahkan menghasilkan arus listrik dalam sel volta. Artikel ini akan mengupas tuntas langkah kerja, analisis data, hingga pembahasan soal terkait reaksi reduksi dan oksidasi.

Dasar Teori Reaksi Redoks

Sebelum masuk ke langkah kerja, kita perlu memahami konsep dasar dari perubahan bilangan oksidasi.

Reaksi Redoks (Reduksi-Oksidasi) adalah reaksi kimia yang melibatkan perubahan bilangan oksidasi (biloks) atom-atom yang terlibat di dalamnya melalui proses transfer elektron.

Dalam reaksi ini, terdapat dua proses yang terjadi secara simultan:

• Oksidasi: Peristiwa pelepasan elektron (kenaikan biloks).
• Reduksi: Peristiwa penerimaan elektron (penurunan biloks).

Persamaan Reaksi dan Potensial Sel

Dalam pengamatan sel volta atau deret volta, spontanitas reaksi dapat diprediksi menggunakan nilai Potensial Sel Standar ($E^\circ_{\text{sel}}$). Rumus yang digunakan adalah:

$$E^\circ_{\text{sel}} = E^\circ_{\text{katoda}} - E^\circ_{\text{anoda}}$$

Dimana katoda adalah tempat terjadinya reduksi, dan anoda adalah tempat terjadinya oksidasi. Syarat reaksi berlangsung spontan adalah jika nilai \( E^\circ_{\text{sel}} > 0 \) (positif).

Panduan Praktikum: Reaksi Spontan Logam

A. Alat dan Bahan

• Tabung reaksi dan rak
• Amplas halus
• Logam Seng (Zn) dan Logam Tembaga (Cu)
• Larutan Tembaga(II) Sulfat (\( CuSO_4 \)) 0,1 M
• Larutan Seng Sulfat (\( ZnSO_4 \)) 0,1 M
• Larutan Asam Klorida (\( HCl \)) 1 M

B. Langkah Kerja

1. Bersihkan permukaan logam Zn dan Cu menggunakan amplas hingga mengkilap.
2. Siapkan 2 tabung reaksi bersih.
3. Tabung 1: Masukkan 5 mL larutan \( CuSO_4 \), kemudian masukkan kepingan logam Zn.
4. Tabung 2: Masukkan 5 mL larutan \( ZnSO_4 \), kemudian masukkan kepingan logam Cu.
5. Amati perubahan warna larutan dan permukaan logam setelah 5-10 menit.

Analisis Data dan Contoh Soal

Berdasarkan data potensial reduksi standar, mari kita hitung secara teoritis reaksi yang terjadi pada percobaan di atas.

Contoh Perhitungan

Diketahui:
Data potensial reduksi standar:
\( Zn^{2+} + 2e^- \rightarrow Zn \quad E^\circ = -0,76 \, V \)
\( Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu \quad E^\circ = +0,34 \, V \)

Ditanya:
Apakah reaksi antara Logam Seng (Zn) dengan larutan \( CuSO_4 \) berlangsung spontan? Tentukan \( E^\circ_{\text{sel}} \)-nya.

Jawab:
Agar reaksi spontan, Zn harus teroksidasi (menjadi anoda) dan ion \( Cu^{2+} \) tereduksi (menjadi katoda).
Reaksi: \( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)

$$E^\circ_{\text{sel}} = E^\circ_{Cu} - E^\circ_{Zn}$$ $$E^\circ_{\text{sel}} = (+0,34) - (-0,76)$$ $$E^\circ_{\text{sel}} = +1,10 \, \text{Volt}$$

Karena \( E^\circ_{\text{sel}} \) bernilai positif (+1,10 V), maka reaksi tersebut berlangsung spontan. Hal ini sesuai dengan pengamatan praktikum dimana logam Zn akan larut dan terbentuk endapan merah tembaga.

Pertanyaan Sering Diajukan (FAQ)

Apa ciri-ciri fisik terjadinya reaksi redoks dalam praktikum?

Ciri utamanya meliputi perubahan warna larutan, munculnya gelembung gas (pada reaksi logam dengan asam), terbentuknya endapan logam baru, atau adanya perubahan suhu.

Mengapa logam harus diamplas sebelum digunakan?

Untuk menghilangkan lapisan oksida atau kotoran pada permukaan logam yang dapat menghambat kontak langsung antara logam murni dengan larutan pereaksi.

Apa fungsi jembatan garam pada sel volta?

Jembatan garam berfungsi untuk menetralkan kelebihan muatan ion pada kedua larutan elektrolit sehingga arus listrik dapat terus mengalir.

Download Penuntun Praktikum & LKPD

Silakan unduh file panduan lengkap dan Lembar Kerja Peserta Didik (LKPD) di bawah ini untuk membantu kegiatan belajar mengajar Anda.

File disiapkan... Tunggu 15 detik.

Download PDF (LKPD + Modul)