19. Larutan Na SO, dan AgNO3 dihubungkan secara seri dengan elektrode C. Jika pada sel I dihasilkan gas H, 448 mL (STP) maka pada sel II akan dihasil- kan logam Ag sebanyak .... (Ag = 108) A. 1,85 gram 2,16 gram C. 3,12 gram D. 4,32 gram E. 20,2 gram B. 

Di soal kali ini kita punya larutan \(Na_2SO_4\) dan \(AgNO_3\) dihubungkan secara seri menggunakan elektroda karbon (C). hasil elektrolisis di wadah I menghasilkan gas hidrogen sebanyak 448 mL pada STP. Lalu kita ditanya berapa banyak endapan perak yang dihasilkan pada wadah II, sehingga konsep yang digunakan adalah sel elektrolisis.

Penjelasan Konsep

Dalam ilmu kimia, konsep yang mempelajari hubungan energi listrik dengan reaksi kimia disebut dengan elektrokimia. Nah, elektrokimia ini dibagi lagi menjadi dua, yaitu sel Volta dan sel elektrolisis. Apa bedanya? Sederhananya sih kalau sel Volta adalah proses reaksi kimia spontan yang menghasilkan energi listrik. Sementara elektrolisis adalah mengalirkan energi listrik untuk menjalankan reaksi kimia yang tidak spontan. 

Kali ini kita hanya akan membahas sel elektrolisis. Lebih tepatnya kita bakal bahas reaksi redoks yang terjadi pada sel elektrolisis. Sebelumnya, kita harus menyepakati beberapa hal diantaranya:
<ul><li>Reaksi pada sel elektrolisis adalah reaksi yang tidak spontan</li><li>Pada sel elektrolisis katoda adalah kutub negatif sedangkan anoda adalah kutub positif.</li><li>Pada sel elektrolisis katoda sebagai tempat reduksi sedangkan anoda adalah tempat oksidasi.</li><li>Berdasarkan kereaktifannya, elektroda dibagi menjadi dua jenis, yaitu elektroda inert (C,Pt, dan Au) dan elektroda aktif (selain inert).</li><li>Zat elektrolit yang dielektrolisis bisa berupa larutan atau lelehan/leburan/cairan. Larutan adalah campuran yang mengandung pelarut (umumnya air). Sedangkan lelehan merupakan zat murni (tidak mengandung pelarut).</li></ul>
Nah, biar lebih tergambar berikut ini adalah ilustrasi rangkaian sel elektrolisis:
<img src="https://storage.pahamify.com/DoubtSolving/production/CourseId-11/ChapId-85/LessonId-226/ModuleId-2/QuestionCode-21HPLAFTHZ7/Hal-4-No.03.gif" />
Sumber: https://m-edukasi.kemdikbud.go.id/

Sekarang kita bahas mengenai aturan reaksi redoks pada sel elektrolisis ya. Sebelum bahas secara rinci, kita perlu mengingat lagi urutan logam berdasarkan kenaikan potensial reduksi standarnya pada deret Volta:
\(Li-K-Ba-Sr-Ca-Na-Mg-Al-Mn-(H_2O)-Zn-Cr-Fe-Cd-Co-Ni-Sn-Pb-(H^+)-Sb-Bi-Cu-Hg-Ag-Pt-Au\)
Deret Volta ini nanti penting untuk menentukan reaksi reduksi di katoda.

<b>Aturan Reduksi di katoda (perhatikan kationnya)	
</b>
1. Jika larutan \((+H_2O)\):
a) Logam di kiri \(H_2O\) pada deret Volta:
Reduksi: \(2H_2O + 2e → 2OH^- + H_2(g)\)

b) Logam di kanan \(H_2O\) pada deret Volta: 
Reduksi ion logam \((L^{x+}): L^{x+} + xe → L(s)\)

2. Jika lelehan:
Reduksi ion logam \((L^{x+}): L^{x+} + xe → L(s)\)

3. Jika ion \(H^+\) dari asam:
Reduksi ion \(H^+: 2H^+ + 2e → H_2(g)\)

<b>Aturan Oksidasi di anoda (perhatikan elektroda/anoda)

</b>1. Jika inert maka perhatikan anionnya:
a) Anion sisa asam okso (eg: \(SO_4^{2-}, NO_3^-, PO_4^{3-})\)
Oksidasi air: \(2H_2O → 4H^+ + 4e + O_2(g)\)

b) Selain sisa asam okso:
- ion halida \((X^-: F^-, Cl^-, Br^-, I^-)\)
oksidasi: \(2X^- → X_2 + 2e\)

- ion \(OH^-\) dari basa
Oksidasi: \(4OH^- → 2H_2O + O_2(g) + 4e\)

2. Jika elektroda aktif:
Oksidasi logam elektroda (L) itu sendiri:
\(L(s) → L^{x+} + xe\)


Nah sekarang kita bahas mengenai endapan yang terbentuk di katoda ketika kation logam mengalami reduksi. Banyaknya endapan yang dihasilkan dari proses elektrolisis dikemukakan oleh Faraday melalui Hukum Faraday I yang berbunyi:
massa zat yang dihasilkan dari proses elektrolisis berbanding lurus dengan muatan listrik yang digunakan.
Persamaan matematis Hukum Faraday I:
<img src="https://storage.pahamify.com/DoubtSolving/production/CourseId-11/ChapId-85/LessonId-226/ModuleId-2/QuestionCode-21HPLAVAW13/faraday I.png" />

Dimana:
W = massa endapan (gram)
e = massa ekivalen 
F = jumlah listrik (Faraday)
1 F = 1 mol elektron
Q = muatan listrik (Coulomb)
I = kuat arus (Ampere)
t = waktu (detik)

Bagaimana jika dua buah sel disusun seri? Ketika dua buah sel elektrolisis disusun secara seri maka jumlah listrik yang digunakan sama, sehingga berlaku hukum Faraday II. Hukum Faraday II membahas tentang massa zat yang dihasilkan dari proses elektrolisis sebanding dengan massa ekivalennya. Secara matematis hukum Faraday II dapat dituliskan sebagai:
<img src="https://storage.pahamify.com/DoubtSolving/production/CourseId-11/ChapId-85/LessonId-226/ModuleId-2/QuestionCode-21HPLAVAW13/faraday II.png" />

Nah, di soal kali ini kita punya larutan \(Na_2SO_4\) dan \(AgNO_3\) dihubungkan secara seri menggunakan elektroda karbon (C). hasil elektrolisis di wadah I menghasilkan gas hidrogen sebanyak 448 mL pada STP. Lalu kita ditanya berapa banyak endapan perak yang dihasilkan pada wadah II. Nah, buat ngejawab soal ini sebaiknya kita tentukan reaksi yang terjadi di katoda masing-masing wadah.
Di wadah I kita punya larutan \(Na_2SO_4\). Untuk menentukan reaksi yang terjadi di katoda ketika larutan \(Na_2SO_4\) dielektrolisis, pertama-tama kita cek elektrolit yang digunakan. Zat elektrolit yang dielektrolisis berupa larutan. Jadi, kita mesti cek posisi logam dalam larutan tersebut di deret Volta. Nah, kalau kita punya \(Na_2SO_4\) maka reaksi ionisasinya:
\(Na_2SO_4 → 2Na^+ + SO_4^{2-}\)

Logam Na terletak di sebelah kiri \(H_2O\) pada deret Volta sehingga yang mengalami reduksi adalah \(H_2O\) karena potensial reduksi standar \(H_2O\) lebih besar dari Na:
Katoda: \(2H_2O(l) + 2e → 2OH^- (aq) + H_2 (g)\)

Dari reaksi ini dihasilkan gas hidrogen sebanyak 448 mL pada keadaan STP sehingga kita bisa menghitung jumlah molnya:
<img src="https://storage.pahamify.com/DoubtSolving/production/CourseId-11/ChapId-85/LessonId-226/ModuleId-2/QuestionCode-21HPLAVAW13/mol H2.png" />

sesuai perbandingan koefisiennya kita bisa menentukan mol elektron. Mengapa kita perlu menghitung mol elektron? Karena jumlah listrik (F) = mol e.
<img src="https://storage.pahamify.com/DoubtSolving/production/CourseId-11/ChapId-85/LessonId-226/ModuleId-2/QuestionCode-21HPLAVAW13/mol e.png" />

menurut Hukum Faraday II jumlah listrik yang digunakan pada sel elektrolisis yang dirangkai secara seri adalah sama. Jadi, kita bisa menggunakan mol elektron ini untuk menghitung jumlah endapan perak di wadah II.
Tahap selanjutnya yaitu kita buat reaksi ionisasi dari larutan \(AgNO_3\) terlebih dahulu:
\(AgNO_3 → Ag^+ + NO_3^-\)

Logam Ag terletak di sebelah kana \(H_2O\) pada deret Volta sehingga yang mengalami reduksi adalah ion logam Ag karena potensial reduksi standarnya lebih besar dari potensial reduksi standar \(H_2O\):
Katoda: \(Ag^+ + e → Ag (s)\)

Untuk menghitung massa endapan Ag yang dihasilkan kita bisa menggunakan mol elektron yang diketahui.
Mol e = F = 0,04 F, sehingga:
<img src="https://storage.pahamify.com/DoubtSolving/production/CourseId-11/ChapId-85/LessonId-226/ModuleId-2/QuestionCode-21HPLAVAW13/massa Ag.png" />

Pembahasan