Hukum Faraday Pada Elektrolisis , Bahan Kimia Kelas Xii

Hukum Faraday. 

Michael Faraday pakar Kimia-Fisika Inggris. Faraday menyatakan bahwa sel elektrolisis mampu digunakan untuk menentukan banyaknya zat yang bereaksi berdasarkan jumlah muatan listrik yang digunakan dalam rentang waktu tertentu.

Dalam sel volta maupun sel elektrolisis terdapat korelasi kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks. Pernyataan ini merupakan prinsip dasar Hukum Faraday, yaitu:

1. Jumlah zat yang dihasilkan di electrode pada tragedi elektrolisis sebanding dengan besarnya muatan listrik (aliran elektron) yang dialirkan selama elektrolisis berlangsung.

2. Massa ekuivalen zat yang diendapkan pada elektrode akan setara jikalau muatan listrik yang dialirkan ke dalam sel sama.

Aliran listrik adalah pemikiran elektron. Oleh lantaran itu, muatan listrik yang terlibat dalam sel elektrokimia mampu ditentukan berdasarkan muatan electron pada  reaksi redoks pada sel elektrokimia.Menurut Millikan  muatan elektron: e = 1,60217733 × 10^–19C.

Misal di dalam sel elktrolisis di katode terjadi reduksi terhadap ion logam Ag⁺ mirip reaksi Ag⁺ + e à Ag

Berdasarkan reaksi tsb, untuk mereduksi 1 mol ion Ag⁺ menjadi logam perak Ag diperlukan 1 mol electron. Jika muatan listrik setiap electron = 1,602 × 10^–19C dan 1 mol electron = 6,02 x 10²³ buah electron, maka muatan satu mol electron

 q =1,602 ×10^–19 x 6,02 x 10²³

    = 96.487 C ≈ 96.500 Coulomb.

Muatan listrik yang setara dengan 1 mol electron disebut 1 Faraday ( 1 F ).

Jadi 1 F = 96.500 C = 1 mol electron

Keterangan:

w = massa zat (g)

e = massa ekuivalen atau Mr/valensi

i = kuat arus (A)

t = waktu (s)

F =tetapan Faraday = 96.500 coulomb

1 F = 1 mol elektron

Untuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama berlaku Hukum II Faraday.

Jika arus listrik yang sama dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding dengan massa ekuivalen masing-masing zat tersebut.

                              

                   

Keterangan:

w_A = massa zat A                                    w_B = massa zat B

e_A = massa ekuivalen zat A                      e_B = massa ekuivalen zat B

Contoh soal Sel Elektrolisis 1

Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO₄ dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)

Jawab

Di katode, terjadi reaksi reduksi   Cu²⁺(aq) + 2 e– à Cu(s)

t = 20 menit = 1.200 s

     e = Ar/ valensi =   63,5/ 2   = 31,75 

 w =  (eit)/96.500     =     ( 31,75 x 2 x 1200 )/ 96500   = 0,79 gram

Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,79 g.

Soal 2 :

Ke dalam 500 ml larutan CuSO₄ 0,1 M dilewatkan arus sebesar 0,02 F.

a.  Tulis reaksi elektrolisisnya

b. Hitung volume oksigen (STP) yang  dihasilkan di anode

c. Hitung pH larutan sehabis  elektrolisis

Jawab :

a. Reaksi elektrolisisnya

Katode  Cu²⁺ + 2e à Cu

Anode  2H₂O à O₂ + 4H⁺ + 4e

b. mol electron = 0,2 F = 0,02 mol

      mol O₂ di anode = 1/4 x 0,02 mol  = 0,005 mol
                      

      Volume O₂ (STP) = 0,005 x 22,4 liter

                                    = 0,112 liter

   

    c.  pH berkaitan dengan ion H⁺. Jadi  hitung mol H⁺ pada anode

               

                       4/4 x 0,02 mol = 0.02 mol

      Bila volume dianggap tak berubah :     200 ml atau 0,2 liter

      maka (H⁺)  =  0.02 mol/ 0,2 l  =  0,1 M

      pH = 1.

Bagaimana dengan contoh soal aturan Faraday pada elektrolisis dan cara pemyrlesaiannya ?

Semoga bermanfaat. Bila ada pertanyaan dan komentar, silakan tuliskan di kolom komentar.

Bagikan Artikel ini