14  Redoks & Sel Elektrokimia (2025)

Soal #18–#21 OSN-K Kimia 2025. Coba dulu, pakai petunjuk/referensi, baru buka pembahasan.

14.1 Soal 18

Sel elektrolisis terdiri dua elektrode tembaga yang dicelupkan dalam larutan tembaga (II) sulfat. Jika arus 0,35 A dialirkan melalui sel tersebut selama 1300 detik, manakah di antara pernyataan berikut yang benar?

  • A. Massa anode bertambah 0,15 g
  • B. Massa anode bertambah 0,30 g
  • C. Massa anode berkurang 0,15 g
  • D. Massa anode berkurang 0,30 g
  • E. Massa anode tetap
  • Pada elektrolisis dengan elektrode aktif (tembaga), anode tidak hanya menghasilkan gas — logam anode itu sendiri ikut bereaksi. Tentukan dulu reaksi di anode: apakah Cu teroksidasi atau air yang teroksidasi?
  • Hitung muatan listrik total menggunakan \(q = I \times t\), lalu konversi ke mol elektron dengan konstanta Faraday (\(F = 96\,500\ \text{C/mol}\)).
  • Gunakan stoikiometri setengah-reaksi (\(\ce{Cu -> Cu^{2+} + 2e^-}\)) untuk menghubungkan mol elektron dengan mol Cu, lalu kalikan dengan \(A_r\ \ce{Cu} = 63{,}5\) untuk mendapat massa.

Sel elektrolisis dengan kedua elektrode tembaga dalam larutan \(\ce{CuSO4}\). Di anode, logam Cu justru larut (teroksidasi), jadi massanya berkurang: \[\ce{Cu -> Cu^2+ + 2e^-}\]

Muatan listrik: \[q = I\,t = 0{,}35 \times 1300 = 455\ \text{C}\]

Mol elektron lalu mol Cu (perlu 2 elektron per atom Cu): \[n_{e^-}=\frac{455}{96500}=4{,}72\times10^{-3}\ \text{mol},\quad n_{\ce{Cu}}=\frac{n_{e^-}}{2}=2{,}36\times10^{-3}\ \text{mol}\]

Massa Cu yang larut di anode (\(A_r\,\ce{Cu}=63{,}5\)): \[m = 2{,}36\times10^{-3}\times 63{,}5 \approx 0{,}15\ \text{g}\]

Karena anode adalah tembaga yang melarut, massa anode berkurang 0,15 g. Jawaban C.

14.2 Soal 19

Potensial sel Ni(s)|Ni2+(aq) (1,00 M)||Ag+(aq) (1,00 M)|Ag(s) pada 298 K adalah 1,05 V. Ke dalam masing-masing sel ditambahkan natrium sianida dengan konsentrasi CN– 1,00 M. Jika diketahui Kf [Ni(CN)4]2– = 2,0 × 1031 dam Kf [Ag(CN)2]– = 9,8 × 1021, potensial sel yang baru adalah ….

  • A. 0,68 V
  • B. 0,78 V
  • C. 1,33 V
  • D. 1,43 V
  • E. 1,57 V
  • Ketika \(\text{CN}^-\) ditambahkan, ion logam bebas terikat menjadi kompleks stabil. Gunakan tetapan pembentukan (\(K_f\)) untuk menghitung konsentrasi \([\text{Ni}^{2+}]\) dan \([\text{Ag}^+]\) sisa yang sangat kecil — ingat jumlah ligan yang terikat: \([\text{Ni(CN)}_4]^{2-}\) butuh 4 CN⁻, \([\text{Ag(CN)}_2]^-\) butuh 2 CN⁻.
  • Setelah mendapat konsentrasi ion bebas baru, susun persamaan Nernst untuk reaksi sel keseluruhan \(\ce{Ni + 2Ag+ -> Ni^2+ + 2Ag}\) (perhatikan \(n = 2\)) dengan \(Q = \dfrac{[\text{Ni}^{2+}]}{[\text{Ag}^+]^2}\).
  • Hitung \(\log Q\) dari nilai-nilai yang sudah diperoleh, lalu gunakan \(E = E^\circ - \dfrac{0{,}0592}{n}\log Q\) untuk mendapatkan potensial sel baru.

Reaksi sel & data. Sel: \(\ce{Ni(s)|Ni^2+(1{,}00\,M)||Ag+(1{,}00\,M)|Ag(s)}\) dengan \(E^\circ_\text{sel}=1{,}05\) V. Reaksi total \(\ce{Ni + 2Ag+ -> Ni^2+ + 2Ag}\), jadi \(n=2\).

Langkah 1 — efek penambahan CN⁻. CN⁻ 1,00 M mengikat hampir seluruh ion logam menjadi kompleks (\(K_f\) sangat besar), sehingga praktis \([\ce{Ni(CN)4^2-}]\approx 1{,}00\) M, \([\ce{Ag(CN)2^-}]\approx 1{,}00\) M, dan \([\ce{CN-}]\approx 1{,}00\) M. Ion logam bebas yang tersisa dihitung dari \(K_f\): \[[\ce{Ni^2+}]=\frac{[\ce{Ni(CN)4^2-}]}{K_f[\ce{CN-}]^4}=\frac{1{,}00}{2{,}0\times10^{31}}=5{,}0\times10^{-32}\ \text{M}\] \[[\ce{Ag+}]=\frac{[\ce{Ag(CN)2^-}]}{K_f[\ce{CN-}]^2}=\frac{1{,}00}{9{,}8\times10^{21}}=1{,}0\times10^{-22}\ \text{M}\]

Langkah 2 — Nernst pada reaksi sel. Dengan \(Q=\dfrac{[\ce{Ni^2+}]}{[\ce{Ag+}]^2}=\dfrac{5{,}0\times10^{-32}}{(1{,}0\times10^{-22})^2}\approx 4{,}8\times10^{12}\): \[E_\text{sel}=E^\circ_\text{sel}-\frac{0{,}0592}{2}\log Q = 1{,}05 - \frac{0{,}0592}{2}(12{,}68)\]

Langkah 3 — hasil. \[E_\text{sel}=1{,}05-0{,}375 = 0{,}675 \approx \boxed{0{,}68\ \text{V}}\]

Karena ion perak jauh lebih “terkuras” relatif (pangkat dua pada katoda), potensial sel turun dari 1,05 V menjadi sekitar 0,68 V. Jawaban: A.

14.3 Soal 20

Nilai potensial reduksi standar ion selenat (HSeO4–(aq)) menjadi Se(s) pada suasana asam pada 298 K adalah ….

  • A. 0,33 V
  • B. 0,88 V
  • C. 0,94 V
  • D. 1,56 V
  • E. 1,89 V
  • Reaksi keseluruhan \(\ce{HSeO4^- -> Se}\) bisa dipecah menjadi dua setengah-reaksi berurutan yang sudah ada di tabel potensial standar — identifikasi spesi perantara yang menghubungkan keduanya.
  • Potensial standar (\(E^\circ\)) tidak boleh dijumlahkan langsung karena bukan besaran ekstensif. Gunakan kekekalan energi Gibbs: \(\Delta G^\circ = -nFE^\circ\), sehingga \(E^\circ_\text{total} = \dfrac{n_1 E^\circ_1 + n_2 E^\circ_2}{n_1 + n_2}\) (rata-rata berbobot jumlah elektron).
  • Hitung total elektron \(n_3 = n_1 + n_2\) yang ditransfer di reaksi gabungan, lalu terapkan rumus pembobotan di atas.

Reaksi yang ditanya adalah penjumlahan dua setengah-reaksi pada tabel:

\[\ce{HSeO4^- + 7H+ + 6e- -> Se + 3H2O}\]

adalah gabungan dari:

    1. \(\ce{HSeO4^- + 3H+ + 2e- -> H2SeO3 + 3H2O}\), \(n_1=2\), \(E_1^\circ=1{,}15\) V
    1. \(\ce{H2SeO3 + 4H+ + 4e- -> Se + 3H2O}\), \(n_2=4\), \(E_2^\circ=0{,}74\) V

Kunci: potensial sel (\(E^\circ\)) tidak boleh langsung dijumlahkan, karena bukan fungsi keadaan. Yang dijumlahkan adalah \(\Delta G^\circ = -nFE^\circ\), jadi rata-ratanya berbobot jumlah elektron.

\[n_3 = n_1 + n_2 = 2 + 4 = 6\]

\[E_3^\circ = \frac{n_1 E_1^\circ + n_2 E_2^\circ}{n_3} = \frac{(2)(1{,}15) + (4)(0{,}74)}{6}\]

\[E_3^\circ = \frac{2{,}30 + 2{,}96}{6} = \frac{5{,}26}{6} = 0{,}88\ \text{V}\]

Jadi potensial reduksi standar \(\ce{HSeO4^-}\) menjadi \(\ce{Se}\) adalah 0,88 V (B).

14.4 Soal 21

Elektrolisis 1,00 g garam tembaga(II) membutuhkan arus 0,100 A selama 123 menit untuk mengendapkan seluruh logam tembaga. Rumus kimia garam tembaga tersebut adalah …

  • A. \(\ce{CuCl2}\)
  • B. \(\ce{Cu(CH3COO)2}\)
  • C. \(\ce{Cu(NO3)2}\)
  • D. \(\ce{CuBr2}\)
  • E. \(\ce{Cu(ClO4)2}\)
  • Gunakan rumus Hukum Faraday: muatan total \(Q = I \times t\) (pastikan waktu dalam detik), lalu hitung mol elektron dengan \(n_{e^-} = Q / F\) di mana \(F = 96\,500\ \text{C/mol}\).
  • Tulis setengah-reaksi katode untuk \(\ce{Cu^{2+}}\) dan perhatikan berapa elektron yang dibutuhkan per atom Cu — ini menghubungkan \(n_{e^-}\) ke mol Cu yang mengendap.
  • Setelah mendapat mol Cu, hitung massa molar garam (\(M = m/n\)), lalu kurangi kontribusi Cu untuk menentukan identitas dan jumlah anion yang menyusun garam tersebut.

Hitung muatan listrik yang lewat selama elektrolisis:

\[Q = I \cdot t = 0{,}100 \text{ A} \times (123 \times 60 \text{ s}) = 738 \text{ C}\]

Mol elektron lalu mol Cu yang mengendap (, jadi tiap Cu butuh 2 elektron):

\[n_{e^-} = \frac{738}{96500} = 7{,}65\times10^{-3}\text{ mol} \quad\Rightarrow\quad n_{\ce{Cu}} = \frac{n_{e^-}}{2} = 3{,}82\times10^{-3}\text{ mol}\]

Tiap rumus garam mengandung satu Cu, jadi mol garam = mol Cu. Massa molar garam:

\[M = \frac{1{,}00 \text{ g}}{3{,}82\times10^{-3}\text{ mol}} = 261{,}5 \text{ g/mol}\]

Kurangi massa Cu untuk dapat massa dua anion: \(261{,}5 - 63{,}5 = 198\), jadi tiap anion \(\approx 99\) g/mol. Itu cocok dengan perklorat \(\ce{ClO4-}\) (\(35{,}5 + 4\times16 = 99{,}5\)). Cek: \(\ce{Cu(ClO4)2} = 63{,}5 + 2\times99{,}5 = 262\) g/mol. Sesuai.

Jawaban: E. \(\ce{Cu(ClO4)2}\).