Contoh Soal Kimia Lengkap: Konsentrasi Larutan dan Sel Elektrokimia

Soal Pilihan Ganda

1. Hitung molaritas larutan yang dibuat dengan melarutkan 18 gram glukosa (C₆H₁₂O₆, Mr = 180) dalam air hingga volume total 500 mL.
   A. 0,1 M
   B. 0,2 M
   C. 0,3 M
   D. 0,4 M
   Jawaban: B. 0,2 M. Mol glukosa = 18 g / 180 g/mol = 0,1 mol. Volume = 500 mL = 0,5 L. Molaritas = mol/volume = 0,1 mol / 0,5 L = 0,2 M.
2. Berapakah molalitas larutan yang mengandung 24 gram urea (CO(NH₂)₂, Mr = 60) dalam 200 gram air?
   A. 1,0 m
   B. 1,5 m
   C. 2,0 m
   D. 2,5 m
   Jawaban: C. 2,0 m. Mol urea = 24 g / 60 g/mol = 0,4 mol. Massa pelarut = 200 g = 0,2 kg. Molalitas = mol/kg pelarut = 0,4 mol / 0,2 kg = 2,0 m.
3. Larutan HCl pekat memiliki konsentrasi 36% (b/b) dan massa jenis 1,18 g/mL. Jika Mr HCl = 36,5, berapakah molaritas larutan HCl pekat tersebut?
   A. 11,6 M
   B. 10,8 M
   C. 9,4 M
   D. 8,2 M
   Jawaban: A. 11,6 M. Asumsi 100 g larutan, maka massa HCl = 36 g. Volume larutan = massa/massa jenis = 100 g / 1,18 g/mL = 84,75 mL = 0,08475 L. Mol HCl = 36 g / 36,5 g/mol = 0,986 mol. Molaritas = 0,986 mol / 0,08475 L ≈ 11,6 M.
4. Jika 90 gram glukosa (C₆H₁₂O₆, Mr = 180) dilarutkan dalam 360 gram air (Mr = 18), berapakah fraksi mol glukosa?
   A. 0,01
   B. 0,02
   C. 0,025
   D. 0,05
   Jawaban: C. 0,025. Mol glukosa = 90 g / 180 g/mol = 0,5 mol. Mol air = 360 g / 18 g/mol = 20 mol. Fraksi mol glukosa = mol glukosa / (mol glukosa + mol air) = 0,5 / (0,5 + 20) = 0,5 / 20,5 ≈ 0,02439 ≈ 0,025.
5. Untuk membuat 250 mL larutan NaOH 0,1 M dari larutan NaOH 0,5 M, volume larutan NaOH 0,5 M yang diperlukan adalah…
   A. 25 mL
   B. 50 mL
   C. 75 mL
   D. 100 mL
   Jawaban: B. 50 mL. Menggunakan rumus pengenceran M₁V₁ = M₂V₂. (0,5 M)(V₁) = (0,1 M)(250 mL). V₁ = (0,1 × 250) / 0,5 = 25 / 0,5 = 50 mL.
6. Sebanyak 100 mL larutan H₂SO₄ 0,1 M tepat dinetralkan oleh 50 mL larutan NaOH. Berapakah konsentrasi larutan NaOH tersebut?
   A. 0,1 M
   B. 0,2 M
   C. 0,3 M
   D. 0,4 M
   Jawaban: D. 0,4 M. Reaksi: H₂SO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2H₂O(l). Mol H₂SO₄ = 0,1 M × 0,1 L = 0,01 mol. Dari stoikiometri, mol NaOH = 2 × mol H₂SO₄ = 2 × 0,01 mol = 0,02 mol. Konsentrasi NaOH = mol/volume = 0,02 mol / 0,05 L = 0,4 M.
7. Jika suatu sampel air mengandung 0,005 gram timbal dalam 1000 gram air, berapakah konsentrasi timbal dalam ppm (parts per million)?
   A. 0,5 ppm
   B. 5 ppm
   C. 50 ppm
   D. 500 ppm
   Jawaban: B. 5 ppm. ppm = (massa zat terlarut / massa larutan) × 10⁶. Karena massa timbal sangat kecil dibandingkan air, massa larutan ≈ massa air. ppm = (0,005 g / 1000 g) × 10⁶ = 5 ppm.
8. Manakah pernyataan yang BENAR mengenai sel Volta?
   A. Anoda adalah elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi.
   B. Katoda adalah elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi.
   C. Elektron mengalir dari katoda ke anoda.
   D. Reaksi spontan menghasilkan energi listrik.
   Jawaban: D. Reaksi spontan menghasilkan energi listrik. Dalam sel Volta, anoda adalah tempat oksidasi, katoda adalah tempat reduksi. Elektron mengalir dari anoda ke katoda.
9. Diketahui data potensial elektroda standar:
   Zn²⁺(aq) + 2e⁻ → Zn(s) E° = -0,76 V
   Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s) E° = +0,34 V
   Jika kedua logam tersebut disusun menjadi sel Volta, maka yang bertindak sebagai katoda adalah…
   A. Zn
   B. Cu
   C. Zn²⁺
   D. Cu²⁺
   Jawaban: B. Cu. Katoda adalah tempat terjadinya reduksi. Zat yang memiliki potensial reduksi lebih besar akan mengalami reduksi. Cu memiliki E° = +0,34 V, lebih besar dari Zn (-0,76 V), sehingga Cu akan mengalami reduksi (bertindak sebagai katoda).
10. Berdasarkan data pada soal nomor 9, berapakah potensial sel standar (E°sel) yang dihasilkan oleh sel Volta tersebut?
    A. +0,42 V
    B. -0,42 V
    C. +1,10 V
    D. -1,10 V
    Jawaban: C. +1,10 V. E°sel = E°katoda – E°anoda = E°Cu – E°Zn = (+0,34 V) – (-0,76 V) = +0,34 V + 0,76 V = +1,10 V.
11. Pada sel Volta, elektron mengalir dari…
    A. Anoda ke katoda melalui jembatan garam.
    B. Katoda ke anoda melalui jembatan garam.
    C. Anoda ke katoda melalui kawat penghantar.
    D. Katoda ke anoda melalui kawat penghantar.
    Jawaban: C. Anoda ke katoda melalui kawat penghantar. Anoda adalah kutub negatif (tempat oksidasi) dan katoda adalah kutub positif (tempat reduksi). Elektron bergerak dari potensial rendah ke tinggi, yaitu dari anoda ke katoda melalui sirkuit eksternal (kawat).
12. Notasi sel yang benar untuk reaksi: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) adalah…
    A. Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)
    B. Cu(s) | Cu²⁺(aq) || Zn²⁺(aq) | Zn(s)
    C. Zn²⁺(aq) | Zn(s) || Cu(s) | Cu²⁺(aq)
    D. Cu²⁺(aq) | Cu(s) || Zn(s) | Zn²⁺(aq)
    Jawaban: A. Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s). Notasi sel mengikuti format Anoda | Ion Anoda || Ion Katoda | Katoda. Di sini Zn teroksidasi menjadi Zn²⁺ (anoda), dan Cu²⁺ tereduksi menjadi Cu (katoda).
13. Dalam proses elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda inert, reaksi yang terjadi di katoda adalah…
    A. 2Cl⁻(aq) → Cl₂(g) + 2e⁻
    B. 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻
    C. 2H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq)
    D. Na⁺(aq) + e⁻ → Na(s)
    Jawaban: C. 2H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq). Karena Na⁺ adalah ion logam aktif (Golongan IA), air yang akan direduksi di katoda (jika dalam larutan).
14. Produk yang dihasilkan di anoda pada elektrolisis larutan CuSO₄ dengan elektroda platina (inert) adalah…
    A. Cu
    B. H₂
    C. O₂
    D. SO₂
    Jawaban: C. O₂. Karena elektroda inert, dan ion SO₄²⁻ sulit dioksidasi, maka air yang akan teroksidasi di anoda: 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻.
15. Berapa massa tembaga (Ar Cu = 63,5) yang diendapkan jika arus listrik sebesar 10 A dialirkan melalui larutan CuSO₄ selama 965 detik? (1 Faraday = 96500 C/mol)
    A. 3,175 gram
    B. 6,35 gram
    C. 9,525 gram
    D. 12,7 gram
    Jawaban: A. 3,175 gram. Q = I × t = 10 A × 965 s = 9650 C. Mol elektron = Q / F = 9650 C / 96500 C/mol = 0,1 mol e⁻. Reaksi di katoda: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Untuk 1 mol Cu, dibutuhkan 2 mol e⁻. Jadi, mol Cu = 0,1 mol e⁻ / 2 = 0,05 mol. Massa Cu = 0,05 mol × 63,5 g/mol = 3,175 gram.
16. Gas hidrogen (H₂) dihasilkan pada katoda saat elektrolisis larutan H₂SO₄ encer. Jika arus sebesar 2 A dialirkan selama 9650 detik, berapa volume gas H₂ yang dihasilkan pada STP? (1 Faraday = 96500 C/mol, Volume molar gas STP = 22,4 L/mol)
    A. 1,12 L
    B. 2,24 L
    C. 4,48 L
    D. 8,96 L
    Jawaban: B. 2,24 L. Q = I × t = 2 A × 9650 s = 19300 C. Mol elektron = Q / F = 19300 C / 96500 C/mol = 0,2 mol e⁻. Reaksi di katoda: 2H⁺(aq) + 2e⁻ → H₂(g). Untuk 1 mol H₂, dibutuhkan 2 mol e⁻. Jadi, mol H₂ = 0,2 mol e⁻ / 2 = 0,1 mol. Volume H₂ pada STP = 0,1 mol × 22,4 L/mol = 2,24 L.
17. Manakah deret logam berikut yang tersusun berdasarkan kenaikan potensial reduksi standar (dari yang paling mudah teroksidasi ke yang paling mudah tereduksi)?
    A. K, Ca, Na, Mg
    B. Ag, Cu, H, Zn
    C. Mg, Fe, Pb, Ag
    D. Au, Pt, Cu, Na
    Jawaban: C. Mg, Fe, Pb, Ag. Ini adalah urutan yang paling mendekati deret volta dari kiri ke kanan (makin mudah tereduksi, makin besar E°).
18. Proses korosi besi (perkaratan) merupakan contoh dari…
    A. Sel elektrolisis
    B. Sel Volta
    C. Reaksi pengendapan
    D. Reaksi netralisasi
    Jawaban: B. Sel Volta. Korosi adalah proses elektrokimia spontan di mana logam bereaksi dengan lingkungannya (oksigen dan air) membentuk senyawa yang lebih stabil (oksida).
19. Perbedaan utama antara sel Volta dan sel elektrolisis adalah…
    A. Sel Volta memerlukan sumber energi listrik, sedangkan sel elektrolisis menghasilkan energi listrik.
    B. Sel Volta menghasilkan energi listrik dari reaksi spontan, sedangkan sel elektrolisis memerlukan energi listrik untuk reaksi tidak spontan.
    C. Keduanya melibatkan reaksi redoks non-spontan.
    D. Keduanya melibatkan reaksi redoks spontan.
    Jawaban: B. Sel Volta menghasilkan energi listrik dari reaksi spontan, sedangkan sel elektrolisis memerlukan energi listrik untuk reaksi tidak spontan.
20. Aplikasi sel elektrokimia yang paling tepat untuk proses pelapisan logam (electroplating) adalah…
    A. Sel Volta
    B. Sel bahan bakar
    C. Sel elektrolisis
    D. Baterai primer
    Jawaban: C. Sel elektrolisis. Pelapisan logam adalah proses non-spontan yang membutuhkan energi listrik.

Soal Jawaban Singkat

1. Jelaskan perbedaan mendasar antara molaritas dan molalitas!
   Jawaban: Molaritas adalah jumlah mol zat terlarut per liter volume larutan (mol/L). Molalitas adalah jumlah mol zat terlarut per kilogram massa pelarut (mol/kg). Molaritas bergantung pada suhu karena volume larutan dapat berubah dengan suhu, sedangkan molalitas tidak karena massa pelarut tidak berubah dengan suhu.
2. Sebutkan dua fungsi utama jembatan garam dalam sel Volta!
   Jawaban: 1) Menyeimbangkan muatan listrik yang terbentuk akibat perpindahan elektron, mencegah penumpukan muatan di masing-masing setengah sel. 2) Menutup rangkaian listrik sehingga aliran elektron dapat terus berlangsung.
3. Apa yang dimaksud dengan deret Volta (deret kereaktifan logam)?
   Jawaban: Deret Volta adalah urutan unsur-unsur (terutama logam) berdasarkan kenaikan potensial reduksi standarnya (E°). Logam di sebelah kiri deret lebih mudah mengalami oksidasi (reduktor kuat) dan memiliki E° negatif, sedangkan logam di sebelah kanan lebih mudah mengalami reduksi (oksidator kuat) dan memiliki E° positif.
4. Bagaimana cara meningkatkan kelarutan gas dalam air?
   Jawaban: Kelarutan gas dalam air dapat ditingkatkan dengan: 1) Menurunkan suhu larutan (gas lebih larut pada suhu rendah). 2) Meningkatkan tekanan parsial gas di atas permukaan larutan (sesuai Hukum Henry).
5. Tuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan katoda pada elektrolisis leburan NaCl dengan elektroda inert!
   Jawaban: Katoda (reduksi): Na⁺(l) + e⁻ → Na(l)
   Anoda (oksidasi): 2Cl⁻(l) → Cl₂(g) + 2e⁻

Soal Esai

1. Jelaskan secara detail bagaimana prinsip kerja sel Volta dapat menghasilkan energi listrik. Sertakan contoh reaksi dan komponen utamanya.
   Jawaban: Sel Volta (atau sel Galvani) adalah sel elektrokimia yang mengubah energi kimia dari reaksi redoks spontan menjadi energi listrik.
   Prinsip kerja:
   1. Dua Setengah Sel: Sel Volta terdiri dari dua setengah sel yang terpisah. Masing-masing setengah sel berisi elektroda (logam) yang dicelupkan dalam larutan elektrolit yang mengandung ion-ion logam tersebut.
   2. Anoda (Oksidasi): Satu elektroda bertindak sebagai anoda, tempat terjadinya reaksi oksidasi (pelepasan elektron). Logam anoda akan teroksidasi menjadi ion-ionnya, melepaskan elektron. Anoda adalah kutub negatif.
   3. Katoda (Reduksi): Elektroda lainnya bertindak sebagai katoda, tempat terjadinya reaksi reduksi (penerimaan elektron). Ion-ion dari larutan elektrolit di katoda akan menerima elektron dan mengendap sebagai logam atau membentuk spesi lain. Katoda adalah kutub positif.
   4. Aliran Elektron: Elektron yang dilepaskan di anoda mengalir melalui kawat penghantar eksternal menuju katoda, menciptakan arus listrik.
   5. Jembatan Garam: Kedua setengah sel dihubungkan oleh jembatan garam, yang berisi larutan elektrolit inert (misalnya KCl atau KNO₃). Jembatan garam berfungsi menyeimbangkan muatan listrik dalam larutan di kedua setengah sel. Anion dari jembatan garam bergerak ke anoda untuk menetralkan kelebihan muatan positif, sedangkan kation bergerak ke katoda untuk menetralkan kelebihan muatan negatif.
   6. Reaksi Spontan: Perbedaan potensial reduksi standar antara kedua elektroda menyebabkan reaksi redoks berlangsung secara spontan, menghasilkan beda potensial (tegangan) yang mendorong aliran elektron.
   Contoh: Sel Daniell (Zn-Cu)
   Anoda (oksidasi): Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
   Katoda (reduksi): Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
   Reaksi sel total: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
   Komponen utama: Elektroda Zn, elektroda Cu, larutan ZnSO₄, larutan CuSO₄, kawat penghantar, dan jembatan garam.
2. Hitung massa glukosa (C₆H₁₂O₆, Mr = 180) yang harus dilarutkan dalam 500 gram air untuk membuat larutan dengan molalitas 0,5 molal. Jika larutan ini digunakan, berapa fraksi mol glukosa dalam larutan tersebut? (Ar H=1, O=16)
   Jawaban:
   Langkah 1: Hitung massa glukosa.
   Molalitas (m) = mol zat terlarut / kg pelarut
   0,5 molal = mol glukosa / 0,5 kg air
   Mol glukosa = 0,5 molal × 0,5 kg = 0,25 mol
   Massa glukosa = mol × Mr = 0,25 mol × 180 g/mol = 45 gram.
   Langkah 2: Hitung fraksi mol glukosa.
   Mol glukosa = 0,25 mol
   Mol air = massa air / Mr air = 500 g / 18 g/mol = 27,78 mol (Mr H₂O = 2×1 + 16 = 18)
   Fraksi mol glukosa (Xglukosa) = mol glukosa / (mol glukosa + mol air)
   Xglukosa = 0,25 mol / (0,25 mol + 27,78 mol)
   Xglukosa = 0,25 / 28,03 ≈ 0,0089
3. Suatu larutan dibuat dengan mencampurkan 100 mL NaOH 0,2 M dengan 150 mL HCl 0,1 M. Tentukan: a) Reaksi yang terjadi. b) Konsentrasi ion yang tersisa dalam larutan setelah reaksi.
   Jawaban:
   a) Reaksi yang terjadi adalah netralisasi asam-basa:
   NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

   b) Konsentrasi ion yang tersisa:
   Mol NaOH = M × V = 0,2 M × 0,1 L = 0,02 mol
   Mol HCl = M × V = 0,1 M × 0,15 L = 0,015 mol

   Perbandingan mol NaOH : HCl = 1 : 1
   NaOH + HCl → NaCl + H₂O
   M: 0,02 0,015 – –
   R: 0,015 0,015 0,015 0,015
   S: 0,005 – 0,015 0,015

   Zat yang tersisa adalah NaOH (basa kuat) sebanyak 0,005 mol dan NaCl (garam netral) sebanyak 0,015 mol.
   Volume total larutan = 100 mL + 150 mL = 250 mL = 0,25 L.

   Konsentrasi ion-ion yang tersisa:
   – Ion Na⁺: Berasal dari NaOH yang sisa dan NaCl yang terbentuk.
   Mol Na⁺ = mol NaOH sisa + mol NaCl terbentuk = 0,005 mol + 0,015 mol = 0,02 mol
   [Na⁺] = 0,02 mol / 0,25 L = 0,08 M

   – Ion Cl⁻: Berasal dari NaCl yang terbentuk.
   Mol Cl⁻ = mol NaCl terbentuk = 0,015 mol
   [Cl⁻] = 0,015 mol / 0,25 L = 0,06 M

   – Ion OH⁻: Berasal dari NaOH yang sisa.
   Mol OH⁻ = mol NaOH sisa = 0,005 mol
   [OH⁻] = 0,005 mol / 0,25 L = 0,02 M

   – Ion H⁺: Sangat kecil karena ada OH⁻ berlebih (larutan bersifat basa).
   [H⁺] = Kw / [OH⁻] = 10⁻¹⁴ / 0,02 = 5 × 10⁻¹³ M

   Jadi, konsentrasi ion yang tersisa adalah [Na⁺] = 0,08 M, [Cl⁻] = 0,06 M, [OH⁻] = 0,02 M, dan [H⁺] = 5 × 10⁻¹³ M.

4. Jelaskan hukum Faraday I dan II dalam elektrolisis. Berikan contoh penerapannya dalam industri.
   Jawaban:
   Hukum Faraday I: “Massa zat yang diendapkan atau dibebaskan pada suatu elektroda selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik (kuat arus × waktu) yang dialirkan melalui elektrolit.”
   Secara matematis: m = (e × I × t) / F atau m = (Ar × I × t) / (n × F)
   Di mana:
   m = massa zat (gram)
   e = massa ekuivalen (Ar/n)
   I = kuat arus (Ampere)
   t = waktu (detik)
   F = tetapan Faraday (96500 C/mol elektron)
   Ar = massa atom relatif
   n = jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi redoks (perubahan bilangan oksidasi)

   Hukum Faraday II: “Jika sejumlah arus listrik yang sama dialirkan melalui beberapa larutan elektrolit, maka perbandingan massa zat-zat yang diendapkan atau dibebaskan pada masing-masing elektroda berbanding lurus dengan massa ekuivalen masing-masing zat.”
   Secara matematis: m₁/e₁ = m₂/e₂ = m₃/e₃ atau (m₁ / (Ar₁/n₁)) = (m₂ / (Ar₂/n₂))

   Penerapan dalam Industri:
   1. Penyepuhan (Electroplating): Proses pelapisan suatu logam dengan logam lain yang lebih berharga atau tahan korosi. Contoh: pelapisan sendok garpu besi dengan krom atau perak. Benda yang akan dilapisi menjadi katoda, dan logam pelapis menjadi anoda (atau digunakan garamnya). Hukum Faraday digunakan untuk menghitung berapa lama waktu yang dibutuhkan atau berapa arus yang harus dialirkan untuk mendapatkan ketebalan lapisan tertentu.
   2. Pemurnian Logam (Electrowinning/Electrorefining): Proses memurnikan logam dari bijihnya atau dari logam yang belum murni. Contoh: pemurnian tembaga. Tembaga tidak murni dijadikan anoda, tembaga murni dijadikan katoda. Hukum Faraday digunakan untuk menghitung jumlah tembaga murni yang dapat dihasilkan dalam waktu tertentu.
   3. Produksi Klorin dan NaOH (Proses Klor-Alkali): Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan gas Cl₂ di anoda, gas H₂ di katoda, dan larutan NaOH. Hukum Faraday penting untuk mengontrol efisiensi produksi dan kuantitas produk yang dihasilkan.

5. Gambarkan dan jelaskan komponen utama dari sel elektrolisis larutan NaCl dengan elektroda inert (grafit). Tuliskan reaksi yang terjadi di anoda dan katoda.
   Jawaban:
   (Untuk penggambaran, saya akan menjelaskan komponen-komponennya secara tekstual)
   Komponen Utama Sel Elektrolisis Larutan NaCl dengan Elektroda Grafit:
   1. Sumber Arus Listrik Searah (DC): Berfungsi sebagai pendorong elektron. Kutub positif sumber arus dihubungkan ke anoda, dan kutub negatif dihubungkan ke katoda.
   2. Elektroda Inert (Grafit): Dua buah elektroda (batang grafit) yang dicelupkan ke dalam larutan. Elektroda grafit bersifat inert, artinya tidak ikut bereaksi atau mengalami perubahan kimia selama elektrolisis.
   3. Larutan Elektrolit (Larutan NaCl): Merupakan medium tempat ion-ion bergerak. Dalam larutan NaCl, terdapat ion Na⁺, Cl⁻, dan molekul air (H₂O).

   Penjelasan Proses:
   Ketika arus listrik searah dialirkan, ion-ion dalam larutan akan bergerak menuju elektroda yang berlawanan muatan.
   – Katoda (Elektroda Negatif): Ion positif (kation) Na⁺ dan molekul H₂O akan bergerak ke katoda. Karena Na⁺ adalah ion logam aktif (berada di kiri deret Volta), Na⁺ lebih sulit direduksi daripada H₂O. Jadi, air yang akan mengalami reduksi.
   Reaksi di Katoda: 2H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq)
   Produk: Gas hidrogen (H₂) dan ion hidroksida (OH⁻).

   – Anoda (Elektroda Positif): Ion negatif (anion) Cl⁻ dan molekul H₂O akan bergerak ke anoda. Karena elektroda bersifat inert, maka yang akan dioksidasi adalah spesi yang memiliki potensial oksidasi lebih rendah (lebih mudah dioksidasi). Dalam larutan NaCl pekat, Cl⁻ lebih mudah dioksidasi daripada H₂O.
   Reaksi di Anoda: 2Cl⁻(aq) → Cl₂(g) + 2e⁻
   Produk: Gas klorin (Cl₂).
   (Catatan: Jika larutan NaCl sangat encer, H₂O yang akan teroksidasi menghasilkan O₂).

   Reaksi sel total: 2NaCl(aq) + 2H₂O(l) → H₂(g) + Cl₂(g) + 2NaOH(aq)

Soal Menjodohkan

1. Jodohkanlah satuan atau konsep konsentrasi berikut dengan pengertian yang tepat!
   1. Molaritas
   2. Molalitas
   3. Fraksi mol
   4. Persen massa
   5. ppm (parts per million)

   Pilihan Jawaban:
   A. Perbandingan mol zat terlarut dengan total mol komponen larutan.
   B. Mol zat terlarut per kilogram pelarut.
   C. Mol zat terlarut per liter larutan.
   D. Massa zat terlarut dibagi massa larutan, dikalikan 10⁶.
   E. Massa zat terlarut dibagi massa larutan, dikalikan 100%.

   Jawaban:
   1. Molaritas – C. Mol zat terlarut per liter larutan.
   2. Molalitas – B. Mol zat terlarut per kilogram pelarut.
   3. Fraksi mol – A. Perbandingan mol zat terlarut dengan total mol komponen larutan.
   4. Persen massa – E. Massa zat terlarut dibagi massa larutan, dikalikan 100%.
   5. ppm (parts per million) – D. Massa zat terlarut dibagi massa larutan, dikalikan 10⁶.

2. Jodohkanlah istilah-istilah dalam sel elektrokimia berikut dengan fungsi atau konsepnya!
   1. Anoda
   2. Katoda
   3. Jembatan garam
   4. Potensial elektroda standar (E°)
   5. Sel Volta

   Pilihan Jawaban:
   A. Tempat terjadinya reaksi reduksi.
   B. Pengukuran kecenderungan suatu setengah reaksi untuk terjadi.
   C. Menyeimbangkan muatan ion dalam setengah sel.
   D. Sel elektrokimia yang menghasilkan energi listrik secara spontan.
   E. Tempat terjadinya reaksi oksidasi.

   Jawaban:
   1. Anoda – E. Tempat terjadinya reaksi oksidasi.
   2. Katoda – A. Tempat terjadinya reaksi reduksi.
   3. Jembatan garam – C. Menyeimbangkan muatan ion dalam setengah sel.
   4. Potensial elektroda standar (E°) – B. Pengukuran kecenderungan suatu setengah reaksi untuk terjadi.
   5. Sel Volta – D. Sel elektrokimia yang menghasilkan energi listrik secara spontan.