Penerapan Hukum Faraday Pada Reaksi Sel Elektrolisis

Hukum Faraday Pada Reaksi Sel Elektrolisis

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

a. Hukum I Faraday

Dalam sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan 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 peristiwa elektrolisis sebanding dengan besarnya muatan listrik (aliran elektron) yang dialirkan selama elektrolisis berlangsung.

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

Aliran listrik adalah aliran elektron. Oleh karena itu, muatan listrik yang terlibat dalam sel elektrokimia dapat 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⁺ seperti 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

b. 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 wB = massa zat B

eA = massa ekuivalen zat A eB = massa ekuivalen zat B

Contoh soal Sel Elektrolisis dan Hukum Faraday

Soal No 1

Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO₄dengan 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 No 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 sesudah 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.

Soal No 3
Arus listrik sebesar 965 mA dialirkan melalui suatu larutan asam selama 5 menit. Banyaknya gas hidrogen yang terbentuk adalah....
A. 3,0 × 10⁻³ mol
B. 2,5 × 10⁻³ mol
C. 2,0 × 10⁻³ mol
D. 1,5 × 10⁻³ mol
E. 1,0 × 10⁻³ mol

Pembahasan
Gas hidrogen yang terbentuk berasal dari reduksi ion H⁺ dengan reaksinya sebagai berikut: 2H⁺ + 2e → H₂

Terlebih dulu menentukan jumlah mol elektronnya

dengan data:
i = 965 mA = 0,965 A
t = 5 menit = 300 sekon

diperoleh jumlah mol elektronnya

Berikutnya, menentukan jumlah mol gas H₂ yang terbentuk

Soal No. 4
Proses elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda karbon, digunakan arus sebesar 10 ampere selama 30 menit. Massa logam natrium yang diperoleh adalah....(Ar Na = 23; Cl = 35,5)
A. (23 × 10 × 30 × 60) / (96500)
B. (23 × 10 × 30) / (96500)
C. (58,5 × 10 × 30 × 60) / (96500)
D. (58,5 × 10 × 30) / (96500)
E. (58,8 × 10 × 30 × 60) / (2 × 96500)

Pembahasan
Elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda karbon.
Data soal:
i = 10 A
t = 30 menit = 30 × 60 detik
m Na =................

Dengan menggunakan aplikasi hukum Faraday

dimana e adalah massa ekivalen, i adalah kuat arus dan t adalah waktu dalam sekon. Massa ekivalen dari Na adalah

e = Ar / biloks = 23 / 1 = 23

sehingga massa logam natrium yang diperoleh adalah

Jawaban: A

Soal No 5

Arus listrik 0,2 ampere dilewatkan selama 50 menit ke dalam sel elektrolisis yang mengandung larutan CuCl₂. Hitunglah endapan Cu yang terbentuk pada katode. (Ar Cu=63,5)

Pembahasan

Hitung endapan Cu, w_Cu, menggunakan rumus:

w_Cu = (1/96.500) x I x t x ME_Cu = dimana ME = Ar/biloks

Diketahui:

Arus, I = 0,2 A;

Waktu, t = 50 menit = 50 x 60 detik = 3.000 detik

Cari nilai ME_Cu dengan menuliskan reaksi reduksi Cu:

Cu²⁺(aq) + 2e^– → Cu(s) ; ME_Cu = Ar/biloks = 63,5/2 = 31,75

Jadi, diperoleh:

W_Cu = (1/96.500) x 0,2 A x 3.000 detik x 31,75 = 0,197 g.

Soal No. 6
Larutan ZnSO₄ dielektrolisis dengan arus listrik 5 ampere selama 10 menit. Bila Ar Zn = 65, endapan Zn yang terbentuk di katoda sebanyak....
A. 0,84 gram
B. 1,01 gram
C. 1,68 gram
D. 2,02 gram
E. 2,34 gram

Pembahasan
Elektrolisis larutan ZnSO₄.
Data:
i = 5 A
t = 10 menit = 600 sekon
Ar Zn = 65
m =............

massa ekivalen dari Zn
e = ⁶⁵ / ₂ = 32,5

sehingga massa yang diperoleh adalah