Hukum Faraday

Hukum Faraday I

menyatakan bahwa massa zat yang dibebaskan pada suatu elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir.

Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.

                  

 Keterangan:

            G = massa zat yang dibebaskan (gram)

            Q = jumlah listrik yang digunakan (Coulomb)

Apabila jumlah muatan listrik merupakan hasil kali kuat arus (I) dengan waktu (t), maka persamaan di atas dapat ditulis seperti berikut.

                 

 Seperti kita ketahui bahwa dalam reaksi elektrolisis di katode terjadi reaksi reduksi dengan persamaan:

              Lᵑ⁺ (aq) + n e¯ → L(s)

           

     L        = logam

     n e¯   = jumlah muatan

Untuk mengendapkan 1 mol Logam diperlukan sejumlah n mol elektron. Oleh karena itu, untuk mengendapkan sejumlah logam maka jumlah listrik yang diperlukan adalah.

                    Q = n (e¯) × F   ................ ( 1 )

Keterangan:

F = Konstanta Faraday (96.500 C/mol)

n (e¯) = mol elektron

persamaan (1) maka diperoleh persamaan seperti berikut.

      I .  t = n (e¯) × 96.500

Banyaknya zat yang diendapkan selama elektrolisis dengan arus 1 ampere

Jadi untuk menghitung massa logam yang terendapkan dapat dilakukan dengan persamaan berikut ini.

 

 Jadi untuk menghitung massa logam yang terendapkan dapat dilakukan dengan persamaan berikut ini.

         W = massa zat yang dihasilkan

          e = massa ekivalen

          i = arus dalam ampere

         t = waktu dalam satuan detik

        F = tetapan Faraday di mana 1 faraday = 96.500 coulomb

       i·t = arus dalam satuan coulomb

        F = arus dalam satuan faraday (F)

       Ar = Massa atom relatif

       n  = jumlah muatan (jumlah elektron yang dilepas atau jumlah elektron yang diterima )

Grek adalah mol elektron dari suatu reaksi, yang sama dengan perubahan

biloks 1 mol zat.

     jumlah faraday = grek

                              = mol elektron

                              = perubahan biloks 1 mol zat

Contoh ;

1. Berapa jumlah faraday yang diperlukan untuk mereduksi 1 mol ion bromat, BrO₃⁻  menjadi brom, Br₂?

Jawab:

BrO₃⁻ → 2 Br₂,

biloks Br berubah dari +5 menjadi 0 ⇒ perubahan = 5

Jadi jumlah faraday = 5.

2. Berapa mol elektron yang diperlukan untuk mengubah 1 mol asam sulfat menurut

reaksi:     H₂SO₄ + 8 HI   →  H₂S + 4 I₂ + 4 H2O

Jawab:

H₂SO₄  →   H₂S,     biloks S berubah dari +6 menjadi –2 ⇒ perubahan = 8

Jadi, diperlukan 8 mol electron

3. Berapa gram logam Cu (Ar = 63,5) dapat diendapkan jika arus listrik sebesar 5 ampere dilewatkan dalam larutan CuSO₄ selama 2 jam? Tetapan Faraday = 96.500 coulomb.

Jawab:

    CuSO₄ berarti Cu²⁺ maka harga n = 2;

   t = 2 jam = 2 × 3.600 detik = 7.200 detik.

   i  = 5 Ampere

   F = 96.500 coulomb.

  Cu (Ar = 63,5)

 

Jadi, massa logam Cu yang mengendap = 11,85 gram

.

4.. Arus listrik sebesar 1.000 coulomb dialirkan ke dalam larutan NiSO₄. Jika Ar Ni = 59,tentukan banyaknya logam Ni yang mengendap!

Diketahui

Jawab:

NiSO₄ berarti Ni²⁺ maka harga n = 2.

Arus dalam coulomb adalah i · t

Ar Ni = 59

 maka:

Jadi, endapan logam Ni sebesar 0,306 gram.

Hukum Faraday II

Faraday mengalirkan arus listrik yang disusun secara seri dan ternyata banyaknya zat-zat yang dihasilkan setiap larutan dapat dinyatakan dengan rumusan ;

Contoh ; 

1. Ke dalam 2 sel larutan AgNO₃ dan larutan CuSO₄ yang disusun secara seri dialirkan arus listrik dan ternyata diendapkan 5,4 gram logam Ag. Jika Ar Ag = 108 dan Ar Cu = 63,5, tentukan banyaknya logam Cu yang mengendap!

Jawab:

Diketahui

       AgNO₃  →    Ag⁺  +  NO₃⁻        n = 1

       CuSO₄  →    Cu²⁺    +  SO₄²⁻      n = 2

       W1 Ag = 5,4

       Ar Ag = 108

       Ar Cu = 63,5

       W2 Cu =... ?

   Jawab :

      W2 = W1 .n1 . Ar2/ n2 . Ar1

      W2 = 5,4 .1 . 63,5/ 2 . 108

      W2 = 1,588 gram

  

Jadi, banyaknya logam Cu yang mengendap sebesar 1,588 gram.

2.  Pada elektrolisis leburan garam CaCl₂ dengan electrode karbon digunakan muatan listrik sebanyak 0,02 F. Hitung volume gas klorin yang dihasilkan di anode, jika diukur pada tekanan dan suhu di mana 1 liter gas N₂ (Mr N₂ = 28) massanya 1,4 gram!

Penyelesaian:

Elektrolisis leburan CaCl₂ 

     Katode : Ca²⁺(aq) + 2 e¯  →    Ca(s)

      Anode : 2 Cl¯(aq)    →    1Cl₂(g) + 2 e¯

Mol elektron = arus listrik = 0,02 mol

Mol Cl₂ = 1/ 2  x 0,02 = 0,01 mol (lihat koefisien)

Menghitung volume gas Cl₂, dengan membandingkan gas N₂ pada suhu dan tekanan tertentu.

     

            volume gas Cl₂ = 200 ml

Jadi, volume gas Cl₂ adalah 200 mL.

3.  Arus listrik sebanyak 9.650 A (dalam 1 detik ) dialirkan melalui 1 liter larutan perak nitrat 1 M dalam sebuah sel elektrolisis. Bila kedua elektrode dibuat dari platina, hitung pH larutan setelah elektrolisis!

Penyelesaian :

     Ionisasi AgNO₃ : AgNO₃(l)  →   Ag⁺ (aq) + NO₃¯(aq)

     Reaksi elektrolisis AgNO₃ sebagai berikut:

              Katode : Ag⁺ (aq) + e¯  →  Ag(s)      I x4

             Anode : 2 H₂O(l)   →   4 H⁺(aq) + O₂(g) + 4 e¯

         

   mol H⁺  = 4/4 . 0.1 mol = 0,1 mol

     [ H⁺ ]   = 0,1 / 1 liter

                = 0,1 M

           pH = - log [ H⁺ ]  

                = - log 10^-1

                = 1

SOAL :
1.  Sejumlah arus bisa mengendapkan 1,56 gram perak dari suatu larutan AgNO3. Jika arus yang sama dialirkan selama waktu yang sama juga pada lelehan AlCl3  berapa gram aluminium yang bisa diendapkan? jawab (Ar Ag = 108; Al = 27)