SEL ELETROLISIS DAN HUKUM FARADAY
Kelas : XII-IPA
Sem : 1
Pembahasan dalam artikel ini merupakan kelanjutan dari
sel elektrolisis, jadi tentang sel elektrolisis harus kalian fahami terlebih dahulu. Bila dalam sel elektrolisis dibahas penulisan reaksi di katoda dan anoda maka pada pembahasan kali ini adalah perhitingan matematisnya.
Hukum Faraday I
Jumlah massa zat yang dihasilkan pada katoda atau anoda berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan selama elektrolisis.
Apabila arus listrik sebesar 1 Faraday ( 1 F ) dialirkan ke dalam sel maka akan dihasilkan :
- 1 ekivalen zat yang disebut massa ekivalen (e)
- 1 mol elektron ( e- )
"sebelum melanjutkan materi.... yang perlu diperhatikan adalah lambang massa ekivelen mirip dengan lambang elektron, pada penulisan lambang elektron ada yang menuliskan e dan ada juga yang menyertakan muatannya e-. Untuk membedakan dengan lambang massa ekivalen maka muatan pada elektron saya cantumkan."
Cara menghitung massa ekivalen (e) :
e = Ar Unsur / jumlah muatan ionnya
sebagai contoh jika 1 F dialirkan ke reaksi elektrolisis :
Cu
2+ + 2e
- → Cu
maka massa ekivalen ( e ) logam Cu (Ar Cu = 63,5) = e Cu = 63,5/2 = 31,75
jika arus listrik diperbesar menjadi 2 kalinya massa Cu yang diendapkan juga dikali 2.
Dalam penulisan perbandingan mol suatu reaksi yang dijadikan patokan adalah mol dari elekrton.....
1 F = 1 mol e
(penting banget.... :) )
jika mol elektron = 1 mol maka :
Cu
2+ + 2e
- → Cu
1/2 mol 1 mol 1/2 mol
Hubungan Muatan Listrik dengan Arus Listrik
Keterangan :
C = muatan listrik ( Coloumb )
I = arus listrik ( Ampere )
t = waktu ( sekon )
sedangkan hubungan antara Faraday dan muatan listrik ( C ) :
maka
rumus Faraday :
dan
massa logam yang diendapkan :
Contoh soal:
Dalam elektrolisis FeSO
4 digunakan listrik sebesar 0,4 F. Hitung massa Fe (Ar Fe = 56 ) yang dihasilkan di katoda!
reaksi penguraiannya :
FeSO
4 → Fe
2+ + SO
4-
(ingat... muatan SO4 itu hafalan.....)
Lanjut...
reaksi pada katoda :
Fe
2+ + 2e
- → Fe
Jadi muatan Fe ( n Fe ) = 2
massa ekivalen Fe ( e Fe ) = 56/2 = 28
m Fe = e.F
= 28.0,4 = 11,2 gram
cara lain.... bisa juga dihitung dengan prinsip Faraday = mol elektron, maka perbandingan mol dari persamaan reaksi di atas :
Fe
2+ + 2e
- → Fe
0,2 mol 0,4 mol 0,2 mol
m Fe = mol Fe . Ar Fe = 0,2 mol . 56 = 11,2 gram
antara 2 cara di atas ada kelebihannya masing-masing..... untuk cara pertama sebenarnya jika tahu muatan Fe = +2 maka sebenarnya massa Fe dapat dicari langsung dengan rumus tanpa menuliskan persamaan reaksinya....
sedangkan
Cara yang terakhir itu lebih umum... dapat menyelesaikan berbagai soal dalam bab ini.....
misalnya ada pertanyaan lanjutan :
Berapa volume gas oksigen yang dihasilkan pada anoda dalam keadaan STP!
SO
4 adalah sisa asam yang mengandung oksigen berarti yang bereaksi pada anoda adalah air :
2H
2O
(aq) → 4H
+(aq) + O
2(g) + 4e
-
0,1 mol 0,4 mol
ingat perbandingan mol = koefisien reaksi jika 4e
- = 0,4 mol maka satu O
2 = 0,1 mol
setelah mol oksigennya tahu.... tinggal dicari volumenya dengan rumus stokiometri :
Volume O
2 = mol O
2 . 22,4 liter = 0,1 . 22,4 liter = 2,24 liter
Hubungan Hukum Faraday dengan Elektrolisis
Jika arus listrik 1 A dialirkan ke dalam 100 ml larutan perak nitrat AgNO
3 melalui elektroda Pt selama 1930 detik maka hitunglah Ph nya!
elektrolisis larutan AgNO
3 dengan elektroda Pt
Katoda (+) : Ag+(aq) + e- → Ag(s)
Anoda (-) : 2H2O(aq) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e-
reaksi pada anoda terlihat dihasilkan ion H+ maka larutan tersebut bersifat asam. mula2 kita cari dahulu muatan yang lewat dalam larutan :
karena F = mol elektron maka mol e- = 0,02 mol
2H2O(aq) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e-
0,02 mol 0,02 mol
konsentrasi H dalam larutan :
Ph nya : 1 - log 2 (masih ingat caranya kan...)
Hukum Faraday II
Apabila 2 sel atau lebih dialiri arus listrik dalam jumlah yang sama (disusun seri) maka perbandingan massa zat-zat yang dihasilkan sebanding dengan massa ekivalen (e) zat-zat tersebut.
Keterangan :
m = massa zat dalam gram
e = massa ekivalen zat
Ar = massa molekul relatif
n = muatan ion positif zat/kation
Contoh :
Jika arus listrik dialirkan melalui larutan AgNO
3 dan Ni (NO
3)
2 yang disusun seri maka akan terjadi endapan perak sebanyak 27 gram. Hitung massa endapan nikel yang terjadi! (Ar Ag = 108 dan Ar Ni = 59)
n Ag = 1 dan n Ni = 2
m Ag : m Ni = Ar Ag/n Ag : Ar Ni/n Ni
27 : m Ni = 108/1 : 59/2
m Ni = 7,375 gram
Oleh
http://file-education.blogspot.com
Standar Kompetensi
Menerapkan
konsep reaksi oksidasi-reduksi dan elektrokimia dalam teknologi dan kehidupan
sehari-hari.
Kompetensi Dasar
1. Menjelaskan reaksi oksidasi-reduksi dalam
sel elektrolisis
2. Menerapkan hukum Faraday untuk
elektrolisis larutan elektrolit
Indikator
1.
Mengamati reaksi yang terjadi di anoda
dan katoda pada reaksi elektrolisis melalui percobaan
2.
Menuliskan reaksi yang terjadi di
anoda dan katoda pada larutan atau cairan dengan elektroda aktif ataupun
elektroda inert
3.
Menjelaskan faktor-faktor yang
mempengaruhi terjadinya korosi melalui percobaan
4.
Menjelaskan beberapa cara untuk
mencegah terjadinya korosi
5.
Menerapkan konsep hukum Faraday dalam
perhitungan sel elektrolisis
6.
Menuliskan reaksi elektrolisis pada
penyepuhan dan pemurnian suatu logam
RINGKASAN MATERI
1.
Elektrolisis
a.
Pengertian
Elektrolisis
Jika ke dalam suatu
elektrolit dialirkan arus searah maka akan terjadi penguraian zat-zat tersebut,
pada kedua kutubnya. Peristiwa peruraian senyawa karena adanya arus searah ini
dikenal dengan elektrolisis.
Pada elektrlisis
reaksi terjadi pada elektrodanya yaitu di katoda dan di anoda.
Sel elektrolisis merupakan
kebalikan dari sel volta
Katoda pada
elektrolisis merupakan kutub negatif tempat terjadi reaksi reduksi sedangkan anoda
merupakan kutub positif tempat terjadi oksidasi.
b.
Reaksi
Elektrolisis leburan
Jika senyawa yang
dielektrolisi merupakan leburan dari garamnya maka ion-ion yang ada akan
mengalami rekasi reduksi dan oksidasi, karena dalam leburan tidak ada ion lain.
Contoh : elektrlisis
leburan NaCl
Di katoda akan terjadi
reaksi reduksi ion Na menjadi logam Na
Di anoda akan terjadi
reaksi oksidasi ion Cl menajdi gas Cl
Persamaan reaksi :
Di katoda : Na+ (l) + e
Na (s)
Di anoda : 2 Cl- (l) Cl2 (s) + 2 e
c.
Reaksi
elektrolisis larutan dengan elektroda inert
Dalam larutan selain
ada ion-ion dari senyawa yang dielektrolis ada juga ion-ion dari pelarut,
sehingga akan terjadi persaingan antara ion-ion, mana yang lebih dululu
tereduksi atau teroksidasi.
Dengan memperhatikanm
potensial reduksi maka kita dapat menentukan mana yang lebih dulu terreduksi,
Unsur yang mempunyai
harga potensial reduksi (E⁰) besar akan lebih dulu mengalami reaksi reduksi, sebaliknya unsur yang
mempunyai potensial reduksi (E⁰) kecil akan mengalami oksidasi.
Contoh 1
Elektrolisis larutan
NaCl daam air menggunakan elektroda inert Karbon (C)
Dalam larutan NaCl
terdapat ion Na+, ion Cl- dan molekul air.
Reaksi di katoda.
Karena harga potensial
(E⁰) Na+ < (E⁰) H2 dalam ini molekul H2O maka
dikatoda akan terjadi reduksi ion H+ atau molekul H2O menjadi gas
hidrogen.
Di katoda : 2 H+ (aq) +
2 e H2 (g)
atau
2H2O(l) + 2 e H2 (g) + 2
OH- (aq)
Di katoda akan terjadi
kelebihan ion OH- maka larutan di sekitar katoda bersifat basa
Reaksi di anoda.
Dianoda terdapat ion
Cl- dan molekul air, karena E⁰ Cl < E⁰ H2O maka ion Cl- akan mengalami oksidasi menjadi gas klorin (Cl2)
Di katoda : 2 Cl- (aq) Cl2 (g) + 2 e
Contoh 2
Reaksi elektrolisis
larutan KI dalam air. menggunakan elektroda inert Karbon (C)
`
Dalam larutan KI
terdapat ion K+, ion I- dan molekul air.
Reaksi di katoda.
Karena harga potensial
(E⁰) K+ < (E⁰) H2 dalam ini molekul H2O maka
dikatoda akan terjadi reduksi ion H+ atau molekul H2O menjadi gas
hidrogen.
Di katoda : 2 H+ (aq) +
2 e H2 (g)
atau
2H2O(l) + 2 e H2 (g) +
2 OH- (aq)
Di katoda akan terjadi
kelebihan ion OH- maka larutan di sekitar katoda bersifat basa
Reaksi di anoda.
Di anoda terdapat ion
I- dan molekul air, karena E⁰ I < E⁰ H2O maka ion I- akan mengalami oksidasi menjadi yod (I2)
Di anoda : 2 I- (aq) I2 (s) + 2 e
Contoh 3
Reaksi elektrolisis
larutan CaSO4 dalam air. menggunakan elektroda inert Karbon
(C)
`Dalam larutan KI
terdapat ion Ca2+, ion SO42- dan molekul air.
Reaksi di katoda.
Karena harga potensial
(E⁰) K+ < (E⁰) H2 dalam ini molekul H2O maka
dikatoda akan terjadi reduksi ion H+ atau molekul H2O menjadi gas
hidrogen.
Di katoda : 2 H+ (aq) +
2 e H2 (g)
atau
2H2O(l) + 2 e H2 (g) +
2 OH- (aq)
Di katoda akan terjadi
kelebihan ion OH- maka larutan di sekitar katoda bersifat basa
Reaksi di anoda.
Di anoda terdapat ion SO42- dan molekul H2O, karena ion SO42- lebih sukar dioksidasikan dibanding
molekul H2O maka di
anoda akan terjadi oksidasi menurut
persmaan :)
Di anoda : 2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4e
Di anoda akan terjadi kelebihan
ion H+ maka larutan di sekitar anoda bersifat asam.
Contoh 4
Reaksi elektrolisis
larutan CuSO4 dalam air. menggunakan elektroda inert Karbon
(C)
Dalam larutan CuSO4 terdapat ion Cu2+, ion SO42- dan
molekul air.
Reaksi di katoda.
Karena harga potensial
(E⁰) Cu2+ > (E⁰) H2 dalam ini molekul H2O maka
dikatoda akan terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi logamnya (Cu).
Di katoda : Cu2+ (aq) +
2 e Cu (s)
Di katoda molekul air
tidak mengalami reduksi.
Reaksi di anoda.
Di anoda terdapat ion SO42- dan molekul H2O, karena ion SO42- lebih sukar dioksidasikan dibanding
molekul H2O maka di
anoda akan terjadi oksidasi menurut
persmaan :)
Di anoda : 2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) +
4e
Di anoda akan terjadi
kelebihan ion H+ maka larutan di sekitar anoda bersifat asam.
RANGKUMAN
Pada
elektrolisis larutan dalam air.
Reaksi di katoda
·
Jika dalam larutan tidak terdapat ion-ion : Hg2+, Cu2+, Ag+, Pt3+ dan
Au3+ maka molekul H2O akan
mengalami reduksi menurut persamaan :
2 H2O(l) + 2 e H2 (g) +
2 OH- (aq)
atau
2 H+ (aq) +
2 e H2 (g)
·
Jika dalam larutan terdapat ion-ion : Hg2+, Cu2+, Ag+, Pt3+ dan
Au3+ ion ini akan terreduksi menjadi logamnya.
: Reaksi di Anoda
·
Jika dalam larutan tidak terdapat ion-ion : F-, Cl-, Br-atau I- maka molekul H2O akan
mengalami oksidasi menurut persamaan :
2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) +
4e atau
4 OH- (aq)
O2 (g) + 2
H2O (l) +
4e
·
Jika dalam larutan terdapat ion halida (X- = F-, Cl-, Br-atau I- maka ion ini akan halogen X2 = F2, Cl2, Br2 atau I2.
d.
Reaksi
elektrolisis larutan dengan elektroda inert aktif
Jika elektrolisis
menggunakan logam aktif Cu, Au, Ag, Ni dan Fe. Pada umumnya logamnya akan
mengalami oksidasi menjadi ionnya.
Reaksi di katoda :
·
Jika ion logam mempunyai potensial reduksi (E⁰)
> (E⁰) air maka logam akan mengalami
reduksi.
·
Jika ion logam mempunyai potensial reduksi (E⁰)
< (E⁰) air maka air akan mengalami
reduksi.
Reaksi di anoda :
·
Karena menggunakan anoda aktif maka logam akan mengalami oksidasi :
L (s) Ln+ (aq) + n e
Elektrolisis
menggunakan logam aktif digunakan untuk pelapisan ( penyepuhan) yang dikenal
dengan elektroplanting.
Cara penyepuhan :
Logam besi mau
dilapisi denngan Crom, maka logam besi dihubugkan dengan kutub positif sumber
arus sedangkan logam krom digubungkan dengan kutub negatif suber arus, elektrolit yang digunakan Crom sulfat (Cr2(SO4)3
Reaksi yang terjadi
Di katoda : Cr 3+ (aq)
+ 3 e Cr(s)
Logam Cr akan menempel
pada logam besi
Di anoda : Cr(s) Cr 3+ (aq) + 3
e
Batang krom akan
berkurang dan berpindah melapisi permukaan besi
e. Hukum Faraday
I dan Faraday II
Michael Faraday selain
mengembangkan metode elektrolisis juga menerangkan hubungan kuantitatif anatar
jumlah arus yang dilewatkan pada sel elektrolisis dengan jumlah zat yang
dihasilkan.
Hubungan kuantitatif
antara jumlah arus dengan jumlah zat pada elektrolisis dikenal dengan hukum
Faraday.
1. Jumlah zat
yang dihasilkan pada elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah arus yang
dilewatkan melalui sel elektrolisis
2. Jika jumlah
arus listrik yang dilewatkan sama, maka jumlah zat yang dihasilkan pada
masing-masing sel elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalennya.
Berat
ekuivalen =
MIsalnya Ar CU = 63,5 , untuk merduksi ion Cu
diperlukan 2 mol elektron maka massa ekuivalen Cu
Reaksi : Cu2+ (aq) + 2 e
Cu(s)
Massa
ekuivalen Cu (e) =
Berat
ekuivalen berbagai unsur sebagai berikut :
a. gas Hidrogen
Reaksi : 2 H+(aq) + 2
e H2 (g)
Massa
ekuivalen H2 (e) =
b. Gas oksigen
Reaksi : 2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+(aq)
+ 4 e
Massa
ekuivalen O2 (e) =
c.
Gas halogen (X)
Reaksi : 2 X-(aq) X2 (g)
+ 2 e
Massa
ekuivalen X2 (e) =
X = F, Cl, Br, I
d. Logam
Reaksi : Ln+(aq) + n
e L (s)
Massa ekuivalen
L (e) =
Besaran 1 Faraday = besarnya muatan untuk
1 mol elektron.
1 F = 1 mol elektron x muatan 1 elektron
1 F = 6,02 x 10 23 x 1,602 x 10-19 C = 9,64853 x 104 C
Dalam perhitungan selanjutnya = 1 F =
96.500 C
Kuat arus (i) : menyatakan banyaknya muatan yang melalui suatu
penghantar tiap satuan waktu.
Kuat arus (i) =
Q = i x t F =
Menurut Hukum Faraday I
Massa yang mengendap (w) berbdanding lurus dengan jumlah muatan listrik
yang mengalir pada sel elektrolisis.
w = e Q
w =
w =
keterangan :
w =
massa yang mengendap
i =
kuat arus
t =
waktu (sekon)
n =
muatan ion
Dengan perhitungan stoikiometri reaksi
dapat dijelaskan :
Reaksi reduksi ion Cu2+ sebagai berikut :
Reaksi : Cu2+ (aq) + 2
e Cu(s)
Jumlah mol : 2
mol 1 mol
2 mol ekuivalen
dengan 1 mol atom Cu
1 mol ekuivalen
dengan ½ mol atom Cu
1 F akan menghasilkan
½ mol Cu
Untuk muatan listrik Q coulumb =
Jika muatan listrik = Q coulumb maka Cu yang diendapakan sebanyak =
mol
Maka massa yang dapat diendapakan =
x Ar Cu
Q = i x t
massa Cu yang dapat diendapakan =
x Ar Cu
Contoh 1
Arus 5 amper dilairkan ke dalam larutan CuSO4, selama 1 jam. Hitung massa Cu yang dapat diendapkan jika Ar Cu = 63,5
Penyelesaian
t = 1 jam = 1 x 60 x 60 = 3600 detik
i = 5 amper
Ar Cu = 63,5
CuSO4
Cu2+ + SO42-
n = 2
Menurut Hukum Faraday I
w =
w =
w =
w =
Contoh 2
Arus 15 amper dilairkan ke dalam larutan K2SO4, selama 2 jam. Jika menggunaka elektroda
inert (C)
a.
tuliskan reaksi elektrlisis
b.
hitung volume gas pada anoda dan katoda jika diukur pada STP.
Penyelesaian
t = 1 jam = 2 x 60 x 60 = 7200 detik
i = 5 amper
Volume gas STP = 22,4 liter
a.
Reaksi yang terjadi:
Di Katoda : 2 H+(aq) + 2
e H2 (g)
Di anoda : 2
H2O (l) O2 (g) + 4 H+(aq) + 4 e
Gas di katoda = hidrogen (H2) maka n = 2
Gas di anoda = Oksigen (O2) maka n = 4
Menurut Hukum Faraday I
Gas di Katoda
V H2 =
V H2 =
V H2 =
V H2 =
Gas di Anoda
V O2 =
V O2 =
V O2 =
V O2 =
Hukum Faraday II
Jika pada elektrolisis disusun seri, maka massa yang mengendap sebanding
dengan massa ekuivalennya
W1 : W2 = e1 : e2
Contoh 1
Sejumlah arus
dilairkan ke dalam larutan AgNO dan CuSO yang disusun secara seri. Jika massa
Ag yang mengendap sebanyak 5,4 gram. Hitung massa Cu yang mengendap ! Ar Ag =
108 dan Ar Cu = 63,5
Penyelesaian
Ar Ag =
108 Ar Cu = 63,5
n Ag = 1 n Cu = 2
W Ag = 5,4 W Cu = ?
Menurut Hukum Faraday II
1.
Perhatikan diagram elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda karbon :
Zat yang terbentuk pada
elektroda A adalah ….
a. gas O2
b.
gas H2 dan NaOH
c.
logam Na
d.
gas Cl2
e.
endapan NaCl Ebtanas 1991
2 Perhatikan diagram
elektrolisis berikut :
Elektrolisis yang
menghasilkan gas H2 ditunjukkan pada gambar nomor….
a. 1
dan 2
b. 2
dan 3
c. 2
dan 4
d. 1
dan 4
e. 3
dan 4 Ebtanas
1992
3. Pada sel elektrolisis
terjadi ….
a. oksidasi pada katoda
b. reduksi pada anoda
c. reduksi pada katoda
d. perpindahan kation ke elektroda positiF
e. perpindahan anion ke elektroda negatif
4. Gambar berikut
elektrolisis secara seri dan menggunakan elektroda Pt (inert) :
Pasangan elektroda yang
menghasilkan gas adalah ….
a. A dan
C
b. B dan
D
c. C
dan E
d. D
dan E
e. E
dan F Ebtanas
1994
5. Elektrolisis larutan CuSO4 selama 30 menit dengan kuat arus 10 amper, di
katoda akan mengendap logam tembaga sebanyak …. (Ar Cu = 63,5 )
a. 0,181 gram
b. 0,373 gram
c. 5,922 gram
d. 11,845 gram
e. 23,689 gram Ebtanas
1995
6. Larutan AgNO3 (ar Ag = 108) dielektrolisis dengan arus
listrik 10 ampere selama 1 jam, maka massa Ag yang mengendap pada katoda adalah
….
a. 10,80 gram
b. 40,29 gram
c. 54,00 gram
d. 108,00 gram
e. 402,90 gram Ebtanas
1996
7. Dua buah sel
berturut-turut beisi Nikel (II) klorida dan Perak nitrat, dihubungkan secara seri. Bila selama
elektrolisis pada sel kedua terjadi 0,54 gram perak (Ar Ag = 108), maka nikel
(ar Ni = 59) yang mengendap pada sel pertama adalah ….
a. 147,5 gram
b. 295,0 gram
c. 442,5 gram
d. 590,0 gram
e. 737,5 gram Ebtanas
1997
8. Pada elektrolisis sejumlah
arus tertentu dialirkan selama 2 jam membebaskan 0,50 gram gas H2. Banyaknya
gas O2 yang dapat dibebaskan oleh arus yang sama
dengan waktu yang sama adalah ….
a. 1 gram
b. 2 gram
c. 3 gram
d. 4 gram
e. 5 gram Ebtanas
1998
9. Waktu yang diperlukan
untuk memperoleh 5 gram logam Aluminum ( Ar Al = 27) dari elektrolisis cairan
aluminium oksida dengan arus 1000 amper adalah …
a. 53,61 detik
b. 55,62 detik
c. 56,63 detik
d. 63,61 detik
e.
65,61 detik UMPTN
1994
10. Pada elektrolisis larutan CuSO4 yang menggunakan elektroda platina terbentuk
endapan logam Cu sebanyak 3,175 gram (Ar Cu = 63,5) pada katoda. Volume gas
yang terjadi pada anoda jika diukur pada keadaan dimana 5 liter gas N2 massanya 7 gram adalah….
a.
0,50 liter
b. 0,56
liter
c. 1,00
liter
d. 1,12 liter
e. 2,00 liter UMPTN
1995
11. Pada elektrolisis suatu larutan LSO4 dengan menggunakan elektroda platina di katoda
terbentuk 0,295 gram endapan logam L. Larutan hasil elektrolisis dapat
dinetralkan oleh 50 ml larutan KOH 0,230 M. Maka massa atom relatif logam L
adalah ….
a. 24
b. 40
c. 56
d. 59
e. 65 UMPTN
1997
12. Arus listrik sebanyak 9650 C dilarikan beberapa waktu melalui 1 liter larutan
Perak nitrat 1 M dalam sebuah sel elektrolisis. Bila kedua elektroda terbuat
dari platina, volume larutan dianggap tetap, maka pH larutan setelah
elektrolisis adalah….
a. 0
b. 1
c. 2
d. 3
e. 4 SPMB
1998
13. Sejumlah arus listrik yang sama dialirkan ke dalam dua sel
elektrolisis yang berbeda sesuai dengan :
Jika dalam larutan NiSO4 terendapkan 17,7 gram logam Ni (Ar = 59), maka
pada larutan CrCl3 akan diperoleh
endapat Cr ( Ar = 52) sebanyak....
a.
5,8 gram
b.
10,4 gram
c.
15,8 gram
d.
25,9 gram
e.
28,9 gram UN
2008
14. Pada proses elektrolisis larutan tembaga sulfat 1 M selama 50
detik dengan arus sebesar 10 ampere. Endapan pada katoda dengan reaksi :
Cu2+ (aq) + 2 e
Cu(s) yang terjadi adalah....
a.
b.
c.
d.
e.
UN 2009
15. Pada elektrolisis larutan CuSO dengan elektrode Pt dihasilkan
endapan Cu sebanyak 6,35 gram. Jika arus yang digunakan adalah 2 amper maka waktu
yang diperlukan untuk elektrolisis tersebut adalah.... (Ar Cu = 63,5 ; S = 32;
) = 16 F = 965.00 Coulomb)
a.
193 detik
b.
965 detik
c.
9.650 detik
d.
19.300 detik
e.
193.000 detik UM-UGM 2005
16. Jika 200 tom bijih bauksit yang
mengandung 51% AlO dimurnikan, kemudian dielektrolisis maka berat maksimum
logam Al yang dapat diperoleh adalah.... (Ar Al=27; O=16)
a.
27 ton
b.
51 ton
c.
54 ton
d.
102 ton
e.
108 ton UM-UGM
2006
17. Aluminium
Al(s) diproduksi dengan cara elektrolisis Al(aq). Berapa massa Al
diperoleh selama 24 jam proses elektrolisis dengan arus 100.000 amper
adalah.... (Ar Al =27 F = 96.500
Colulomb)
a.
33,5 kg
b.
536 kg
c.
806 kg
d.
1.206 kg
e.
2.412 kg UM-UGM
2007
18. Di antara logam berikut yang paling baik
untuk mencegah korosi pada pipa bawah tanah adalah....
a.
Cu
b.
Sn
c.
Pb
d.
Mg
e.
Al Ebtanas
1990
19. Perhatikan
gambar proses korosi berikut :
Proses korosi yang
paling cepat terjadi pada tabung....
a.
1
b.
2
c.
3
d.
4
e.
5 UN
2008
20. Beberapa
metode pencegahan korosi dalam kehidupan sehari-hari :
1. pengecatan
2. melumuri
dengan oli
3. pembalutan
dengan plastik
4. pelapisan
dengan timah
5. perlindungan
katodik
Metode yang paling tepat untuk
mencegah korosi pada pagar rumah dari besi adalah....
a.
1
b.
2
c.
3
d.
4
e.
5 UN
2009
30. Pada kendaraan bermotor kutub negatif accu dihubungkan dengan
bodi motor terbuta dari besi, hal ini dapat mencegah dari korosi besi. Metode
pencegahan korosi ini dikenal dengan metode....
a. pelistrikan
b. elektrodik
c. katodik
d. pelapisan
e. penyepuhan
2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2O
