Pada halaman ini akan dibahas mengenai Contoh Soal Elektrolisis 1 dan Pembahasannya. Semua informasi ini kami rangkum dari berbagai sumber. Semoga memberikan faedah bagi kita semua.
Soal #1
Suatu percobaan elektrolisis, 0,01 mol krom telah diendapkan pada katode ketika 0,06 mol elektron dilewatkan suatu larutan elektrolit yang mengandung krom. Apakah elektrolit yang digunakan dalam percobaan tersebut?
A. CrCl3
B. CrF4
C. CrF5
D. Na2Cr2O7
E. Cr2O3
Pembahasan Soal #1:
0,01 mol Cr diendapkan oleh 0,06 mol elektron, maka
1 mol Cr = 0,06/0,01 mol elektron
1 mol Cr = 6 mol elektron
Reaksi pada katode (reduksi kation) yang sesuai adalah yang membutuhkan 6 mol elektron sehingga dihasilkan 1 mol Cr.
Cr6+ + 6e– → Cr
Dari alternatif yang tersedia dipilih Cr yang memiliki bilangan oksidasi 6.
Bilangan oksidasi Cr pada:
A. CrCl3 = +3
B. CrF4 = +4
C. CrF5 = +4
D. Na2Cr2O7 = +6
E. Cr2O3 = +3
Jawaban yang tepat adalah D. Na2Cr2O7
Soal #2
Dalam elektrolisis leburan Al2O3 menggunakan elektrode inert, berapakah volume gas yang dibebaskan (diukur pada keadaan s.t.p) ketika arus sebesar 8 ampere dialirkan melalui elektrolit tersebut selama 100 menit?
A. 2,8 L
B. 8,4 L
C. 11,2 L
D. 22,4 L
E. 33,6 L
Pembahasan Soal #2:
Perhitungan muatan listrik (Q)
Q = I × t = 8 A × 100 menit × 60 detik/menit
Q = I × t = 48000 Coulomb
Konversi satuan Coulomb ke Faraday:
48000 Coulomb : 96500 Coulomb/Faraday = 0,5 Faraday
Elektrolit Al2O3 terurai menjadi kation Al3+ dan anion O2–
Reaksi di anode (oksidasi anion) menghasilkan gas O2:
2O2–(l) → O2(g) + 4e–
Dari persamaan reaksi di anode ini dapat dimaknai bahwa 4 Faraday (4 elektron) dibebaskan 1 mol O2. Nyatanya muatan listrik yang digunakan hanya 0,5 Faraday maka jumlah O2 yang dibebaskan =
4 F : 1 mol O2 = 0,5 F : x mol O2
x mol O2 = (1 mol O2 × 0,5 F) : 4 F
x mol O2 = 0,125 mol
Karena pada keadaan s.t.p 1 mol gas = 22,4 L,
maka volume O2 pada keadaan s.t.p = (0,125 mol × 22,4 L/mol)
maka volume O2 pada keadaan s.t.p = 2,8 L
Soal #3
Larutan asam sulfat encer dielektrolisis, berapakah volume oksigen yang dibentuk ketika 2 mol elektron dialirkan dari satu elektrode ke elektrode yang lain? Volume oksigen diukur pada keadaan r.t.p di mana setiap 1 mol gas setara dengan 24 L.
A. 3 L
B. 6 L
C. 12 L
D. 24 L
E. 36 L
Pembahasan Soal #3
Elektrolisis larutan asam sulfat di anode akan terjadi reaksi oksidasi H2O
2H2O → 4H+ + O2 + 4e–
Berdasar perbandingan koefisien antara oksigen (O2) dengan e–
jumlah mol O2 = ¼ × jumlah mol e–
jumlah mol O2 = ¼ × 4
jumlah mol O2 = 1
jadi volume O2 = 1 mol × 24 L/mol = 24 L
Soal #4
Larutan perak nitrat dielektrolisis, berapakah elektron yang dibutuhkan untuk mengendapkan 1,08 g perak pada katode? Diketahui Ar Ag = 108 dan L = tetapan Avogadro.
A. L/200
B. L/100
C. L/50
D. L/10
E. L
Pembahasan Soal #4
Reaksi pada katode (reduksi kation): Ag+(aq) + e– → Ag(s)
Berdasar perbandingan koefisien antara oksigen (O2) dengan e–
jumlah mol e– = jumlah mol Ag(s)
jumlah mol e– = massa Ag : massa molar Ag
jumlah mol e– = 1,08 g : 108 g/mol
jumlah mol e– = 0,01 mol
Jumlah elektron = jumlah mol elektron × L
Jumlah elektron = 0,01 × L
Jumlah elektron = L/100
Soal #5
Ketika 193 Coulomb arus listrik dialirkan melalui leburan senyawa suatu logam, 1 × 10–3 mol atom logam mengendap di katode.
Manakah logam yang dimaksud
A. Cu dan Pb
B. Ag dan Cu
C. Ag dan Al
D. Al dan Pb
E. Na dan Mg
Pembahasan Soal #5
Konversi 193 Coulomb ke Faraday
193 Coulomb = 193 Coulomb : 96500 Coulomb/Faraday
193 Coulomb = 2 × 10–3 Faraday
2 × 10–3 Faraday digunakan untuk mengendapkan 1 × 10–3 mol logam
Karena reaksi pada katode (reduksi kation): Ln+(l) + ne– → L(s)
Jadi muatan ion logam, n = 2 × 10–3 : 1 × 10–3
Jadi muatan ion logam, n = 2
Ag+ + e– → Ag
Al3+ + 3e– → Al
Cu2+ + 2e– → Cu
Na+ + e– → Na
Mg2+ + 2e– → Mg
Pb2+ + 2e– → Pb
Di antara pasangan logam yang memungkinkan tereduksi dengan menangkap 2 elektron adalah Cu dan Pb.
Soal #6
Berapakah massa logam krom yang dapat diproduksi dari elektrolisis K2Cr2O7 selama 2 jam dengan arus sebesar 15,0 A? Diketahui Ar Cr = 52.
Pembahasan Soal #6
2 jam = 2 jam × 60 menit/jam × 60 detik/menit = 7200 detik
7200 detik × 15,0 A = 108.000 coulomb = 1.119 Faraday
108.000 coulomb = 108.000 coulomb : 96.500 coulomb/Faraday
108.000 coulomb = 1,119 Faraday
Cr dalam K2Cr2O7 mempunyai bilangan oksidasi +6
1 mol of Cr+6 membutuhkan 6 mol elektron (6 Faraday)
1,119 Faraday : 6 Faraday/mol = 0,1865 mol Cr
0,1865 mol × 52 gram/mol = 9,698 gram Cr
Suatu percobaan elektrolisis, 0,01 mol krom telah diendapkan pada katode ketika 0,06 mol elektron dilewatkan suatu larutan elektrolit yang mengandung krom. Apakah elektrolit yang digunakan dalam percobaan tersebut?
A. CrCl3
B. CrF4
C. CrF5
D. Na2Cr2O7
E. Cr2O3
Pembahasan Soal #1:
0,01 mol Cr diendapkan oleh 0,06 mol elektron, maka
1 mol Cr = 0,06/0,01 mol elektron
1 mol Cr = 6 mol elektron
Reaksi pada katode (reduksi kation) yang sesuai adalah yang membutuhkan 6 mol elektron sehingga dihasilkan 1 mol Cr.
Cr6+ + 6e– → Cr
Dari alternatif yang tersedia dipilih Cr yang memiliki bilangan oksidasi 6.
Bilangan oksidasi Cr pada:
A. CrCl3 = +3
B. CrF4 = +4
C. CrF5 = +4
D. Na2Cr2O7 = +6
E. Cr2O3 = +3
Jawaban yang tepat adalah D. Na2Cr2O7
Soal #2
Dalam elektrolisis leburan Al2O3 menggunakan elektrode inert, berapakah volume gas yang dibebaskan (diukur pada keadaan s.t.p) ketika arus sebesar 8 ampere dialirkan melalui elektrolit tersebut selama 100 menit?
A. 2,8 L
B. 8,4 L
C. 11,2 L
D. 22,4 L
E. 33,6 L
Pembahasan Soal #2:
Perhitungan muatan listrik (Q)
Q = I × t = 8 A × 100 menit × 60 detik/menit
Q = I × t = 48000 Coulomb
Konversi satuan Coulomb ke Faraday:
48000 Coulomb : 96500 Coulomb/Faraday = 0,5 Faraday
Elektrolit Al2O3 terurai menjadi kation Al3+ dan anion O2–
Reaksi di anode (oksidasi anion) menghasilkan gas O2:
2O2–(l) → O2(g) + 4e–
Dari persamaan reaksi di anode ini dapat dimaknai bahwa 4 Faraday (4 elektron) dibebaskan 1 mol O2. Nyatanya muatan listrik yang digunakan hanya 0,5 Faraday maka jumlah O2 yang dibebaskan =
4 F : 1 mol O2 = 0,5 F : x mol O2
x mol O2 = (1 mol O2 × 0,5 F) : 4 F
x mol O2 = 0,125 mol
Karena pada keadaan s.t.p 1 mol gas = 22,4 L,
maka volume O2 pada keadaan s.t.p = (0,125 mol × 22,4 L/mol)
maka volume O2 pada keadaan s.t.p = 2,8 L
Larutan asam sulfat encer dielektrolisis, berapakah volume oksigen yang dibentuk ketika 2 mol elektron dialirkan dari satu elektrode ke elektrode yang lain? Volume oksigen diukur pada keadaan r.t.p di mana setiap 1 mol gas setara dengan 24 L.
A. 3 L
B. 6 L
C. 12 L
D. 24 L
E. 36 L
Pembahasan Soal #3
Elektrolisis larutan asam sulfat di anode akan terjadi reaksi oksidasi H2O
2H2O → 4H+ + O2 + 4e–
Berdasar perbandingan koefisien antara oksigen (O2) dengan e–
jumlah mol O2 = ¼ × jumlah mol e–
jumlah mol O2 = ¼ × 4
jumlah mol O2 = 1
jadi volume O2 = 1 mol × 24 L/mol = 24 L
Soal #4
Larutan perak nitrat dielektrolisis, berapakah elektron yang dibutuhkan untuk mengendapkan 1,08 g perak pada katode? Diketahui Ar Ag = 108 dan L = tetapan Avogadro.
A. L/200
B. L/100
C. L/50
D. L/10
E. L
Pembahasan Soal #4
Reaksi pada katode (reduksi kation): Ag+(aq) + e– → Ag(s)
Berdasar perbandingan koefisien antara oksigen (O2) dengan e–
jumlah mol e– = jumlah mol Ag(s)
jumlah mol e– = massa Ag : massa molar Ag
jumlah mol e– = 1,08 g : 108 g/mol
jumlah mol e– = 0,01 mol
Jumlah elektron = jumlah mol elektron × L
Jumlah elektron = 0,01 × L
Jumlah elektron = L/100
Soal #5
Ketika 193 Coulomb arus listrik dialirkan melalui leburan senyawa suatu logam, 1 × 10–3 mol atom logam mengendap di katode.
Manakah logam yang dimaksud
A. Cu dan Pb
B. Ag dan Cu
C. Ag dan Al
D. Al dan Pb
E. Na dan Mg
Pembahasan Soal #5
Konversi 193 Coulomb ke Faraday
193 Coulomb = 193 Coulomb : 96500 Coulomb/Faraday
193 Coulomb = 2 × 10–3 Faraday
2 × 10–3 Faraday digunakan untuk mengendapkan 1 × 10–3 mol logam
Karena reaksi pada katode (reduksi kation): Ln+(l) + ne– → L(s)
Jadi muatan ion logam, n = 2 × 10–3 : 1 × 10–3
Jadi muatan ion logam, n = 2
Ag+ + e– → Ag
Al3+ + 3e– → Al
Cu2+ + 2e– → Cu
Na+ + e– → Na
Mg2+ + 2e– → Mg
Pb2+ + 2e– → Pb
Di antara pasangan logam yang memungkinkan tereduksi dengan menangkap 2 elektron adalah Cu dan Pb.
Soal #6
Berapakah massa logam krom yang dapat diproduksi dari elektrolisis K2Cr2O7 selama 2 jam dengan arus sebesar 15,0 A? Diketahui Ar Cr = 52.
Pembahasan Soal #6
2 jam = 2 jam × 60 menit/jam × 60 detik/menit = 7200 detik
7200 detik × 15,0 A = 108.000 coulomb = 1.119 Faraday
108.000 coulomb = 108.000 coulomb : 96.500 coulomb/Faraday
108.000 coulomb = 1,119 Faraday
Cr dalam K2Cr2O7 mempunyai bilangan oksidasi +6
1 mol of Cr+6 membutuhkan 6 mol elektron (6 Faraday)
1,119 Faraday : 6 Faraday/mol = 0,1865 mol Cr
0,1865 mol × 52 gram/mol = 9,698 gram Cr
Tidak ada komentar:
Posting Komentar