Sel Elektrokimia & Hukum FaradayKimia XI

Nama Anggota :- Niko Lindasari

- Ruri Eki Hari Saputri

- Suci Ayuni AuliadaniXI TPHP

In BBPP (Balai Besar Pelatihan Pertanian)

Daftar Isi :1. Sel Elektokimia :

a) Sel Galvani / Sel Volta

b) Sel Elektrolisis

2. Hukum Faraday

a) Hukum Faraday 1

b) Hukum Faraday 2

1. Sel ElektrokimiaElektrokimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang hubungan antara perubahan zat dengan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia. Sel elektrokimia adalah suatu sel yang disusun untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya.Sel elektrokimia di bedakan menjadi dua yaitu sel volta atau sel galvani dan sel elektrolisis.

Sel volta atau sel galvani adalah suatu sel elektrokimia yang terdiri atas dua buah elektrode yang dapat menghasilkan energi listrik akibat terjadinya reaksi redoks secara spontan pada kedua elektroda tersebut. yaitu sel yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik.

Sel Galvani / Sel Volta disebut juga sel kimia. Sel Galvani dipakai sebagai sumber listrik untuk penerangan, pemanasan, menjalankan motor, dan sebagainya.

Reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Alessandro Guiseppe Volta (1800) dan Luigi Galvani (1780).

Luigi Galvani

Alessandro Guiseppe

Volta

A. SEL VOLTA ATAU SEL GAVANI

a. Sel Volta atau Sel Gavani1. Deret Voltaa)Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au.b)Semakin ke kanan, semakin mudah direduksi dan sukar di oksidasi.c)Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi dan sukar direduksi.2. Prinsip kerjaa)Terdiri atas elektrode dan elektrolit yang dihubungkan dengan sebuah jembatan garam.b)Pada anode terjadi reaksi oksidasi dan pada katode terjadi reaksi reduksi.c)Arus elektron mengalir dari katode ke anode.d)Arus listrik mengalir dari katode ke anode.e)Adanya jembatan garam untuk menyeimbangkan ion-ion dalam

Bagian – Bagian Sel Galvani atau Sel

Volta1.Voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.

2.Jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.

3.Anode, elektrode negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anode adalah elektrode Zn/seng (zink electrode).

4.Katode, elektrode positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katode adalah elektrode Cu/tembaga (copper electrode).

Susunan Sel Volta

Pada gambar di atas, logam X mempunyai potensial reduksi yang lebih positif dibanding logam Y, sehingga logam Y bertindak sebagai anoda dan logam X bertindak sebagai katoda. Jembatan garam mengandung ion-ion positif dan ion-ion negatif yang berfungsi menetralkan muatan positif dan negatif dalam larutan elektrolit.

Contoh Soal Penulisan Notasi Sel :Tuliskan notasi sel untuk reaksiCu2+ +Zn ® Cu + Zn2+

Maka notasi selnya : Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

Notasi sel :  Y | ion Y  || ion X | XPada notasi sel, bagian kanan menyatakan katode (yang mengalami reduksi), dan  bagian kiri menyatakan anode (yang mengalami oksidasi). Pemisahan oleh jembatan garam dinyatakan dengan || sedangkan batas fasa dinyatakan |.

Proses dalam Sel Galvani

Pada anode, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang larut.Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Pada katode, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

Hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi,sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Sel Volta atau Sel Gavani dalam kehidupan sehari – hari

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.

Persamaan reaksinya :

Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O

Anode : Zn ” Zn2+ + 2e

Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Z

Anode (-) : Logam seng (Zn) yang dipakai sebagai wadah.

Katode (+) : Batang karbon (tidak aktif)

Elektrolit : Campuran berupa pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl, dan sedikit air

2. Sel Aki Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.

Reaksi penggunaan aki :Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2eKatode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2OReaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O

Reaksi Pengisian aki :2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

Anode (-) : Lempeng logam timbal (Pb). Katode (+) : Lempeng logam oksida timbal (PbO2) Elektrolit : Larutan asam sulfat (H2SO4) encer

3. Sel Perak Oksida

Sel ini banyak digunakan untuk alroji,alat bantu pendengaran, kalkulator dan alat elektronik.Reaksi yang terjadi :

Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2eKatoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)

Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V

4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)

Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat balik :

NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2

5. Sel Bahan Bakar

Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH. Sel ini digunakan pesawat ruang angkasa dalam program Appolo ke bulan.

Reaksi yang terjadi :

Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4eKatode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

6. Baterai Alkaline Baterai alkaline lebih tahan lama dengan dapat menyuplai arus yang lebih besar dibanding baterai kering seng karbon. Baterai ini digunakan untuk peralatan yang memerlukan arus listrik lebih besar , seperti tape recorder dan mainan. Potensial sel pada baterai sekitar 1,5 V dan dapat bertahan konstan selama pemakaian.

Sel baterai alkaline terdiri dari anoda Zn dan katoda inert grafit. Sesuai namanya reaksi redoks dalam baterai alkaline berlangsung dalam suasana basa. Elekrolitnya adalah KOH. Reaksi redoks

Anoda   :          Zn(S) + 2OH-(aq)                 ZnO(s) + H2O(l) + 2e-

katoda  :          2MnO2 + H2O + 2e-    Mn2O3(s) + 2OH-(aq)                                                                                                                                              +Sel          :         Zn(s) + 2MnO2(s)                ZnO(s) + Mn2O3(aq)

Anode (-) : Logam seng (Zn) yang sama seperti baterai biasa digunakan sebagai wadah. Katode (+) : Oksida mangan (MnO2) Elektrolit : Kalium hidroksida (KOH)

Reaksi redoks pada sel tidak melibatkan ion yang dapat berkumpul di permukaan elekrode sehingga potensialnya konstan. Anoda Zn yang berpori memperluas permukaan anoda sehingga memperbesar arus.

7. Baterai Merkuri Baterai ini digunakan pada jam tangan dan kamera. Potensial sel baterai adalah 1,35 V dan dapat bertahan konstan selama pemakaian. Sel baterai merkuri terdiri dari anoda Zn, serta katoda HgO dan karbon. Elektrolitnya adalah KOH. Reaksi redoks nya adalah :

Anoda   :      Zn (s) + 2OH-(aq)                        ZnO(s) + H2O(l) +2e-

katoda  :  HgO(s) + H2O(l) + 2e-   Hg(l) + 2OH-(aq)

+sel          :      Zn(s) + HgO(s)                                 ZnO(s) + Hg(l)

Reaksi redoks yang terjadi tidak melibatkan ion sehingga potensialnya konstan. Baterai merkuri ini telah dilarang penggunaannya dan ditarik dari peredaran sebab bahaya yang dikandungnya (logam berat merkuri ). Pembuangan baterai ini dapat menimbulkan masalah bagi lingkungan hidup karena merkuri (Hg) berupa racun.

Sel elektrolisis, yaitu sel yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia.

Arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan.

Arus listrik digunakan untuk menghasilkan reaksi redoks tak spontan.

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai).

B. SEL ELEKTROLISIS

Tipe Elektrolisis

Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

ELEKTROLISIS LELEHAN(LEBURAN)

ELEKTROLISIS LARUTAN

Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan ion OH ‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda. Terbentuknya ion OH- pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

Kesimpulan :

1.Baik elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda

2.Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda

3.Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda

4.Lektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi;

Susunan sel elektrolisis:

Susunan sel elektrolisis:

a)Katoda adalah elektroda yang berhubungan dengan kutub negatif sumber arus listrik, dan kation dari elektrolit pergi menujunya. Katoda mengalami reduksi dan menerima elektron.

b)Anoda adalah elektroda yang berhubungan dengan kutub positif sumber arus listrik, dan anion dari elektrolit pergi menujunya. Anoda mengalami oksidasi dan melepas elektron

c)Kation inert adalah kation yang sukar bereaksi, yaitu logam alkali (IA), alkali tanah (IIA), Al, dan Mn yang terbentuk dalam elektrolisis.

d)Elektroda inert adalah elektroda yang sukar bereaksi, yaitu elektroda Pt, Au dan C.

.

Reaksi-reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis antara lain:

b. Oksidasi anoda, memperhatikan jenis elektrolit/anion dan anoda, ketentuan:

contoh reaksi elektrolisis.1. elektrolisis kalium iodida (KI) dengan elektroda C

                      KI                  → K+ + I-                                x2Katoda (+)   : 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)

Anoda (-)     : 2I-(s)               → I2(g) + 2e-

                        2KI             → 2K+ + 2I-                            

Katoda (+)   : 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)

Anoda (-)     : 2I-(s)               → I2(g) + 2e-

--------------------------------------------------------Reaksi sel     : 2KI + 2H2O  → 2K+ + 2OH- + I2 + H2

                      2KI + 2H2O  → 2KOH + I2 + H2

Pada katoda reaksi K diganti oleh H2O karena K tergolong dalan logam alkali. dikalikan 2 ( x2 ) untuk menyamakan ion sejenis dan/atau elektron di ruas kiri dan kanan. kemudian setelah ion sejenis dan jumlah elektron di ruas kiri dan kanan sama dapat dicoret. Yang tidak dicoret itulah reaksi selnya. Pada reaksi-reaksi selanjutnya tidak saya beri keterangan yang penting perhatikan aturan-aturan reaksi pada katoda dan anoda yang telah dibahas sebelumnya.

3. Elektrolisi leburan NaCl dengan elektroda Cu ( ingat Cu tidak inert)

                      NaCl           → Na+ + Cl-                                                       x2Katoda (+)   : Na+(aq) + e-  → Na(s)                                       x2Anoda (-)     : Cu(aq)          → Cu2+(aq) + 2e-                            x1

                      2NaCl               → 2Na+ + 2Cl-                                                   

Katoda (+)   : 2Na+(aq) + 2e-    → 2Na(s)                                                               Anoda (-)     : Cu(aq)                 → Cu2+(aq) + 2e-                                   

Reaksi sel     : 2NaCl  + Cu(aq) → 2Na(s) + Cu2+ +  2Cl-                         2NaCl  + Cu(aq) → 2Na(s) + CuCl2 

contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :1. Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen

sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :

Katoda (-) : Ag+ + e- ——> Ag

Anoda (+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-

Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x ¼ = 1 mol elektron.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C

Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

2. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2 adalah sebagai berikut :

K (-) : Ca2+(l) + 2 e- ——> Ca(s)

A (+) : 2 Cl-(l) ——> Cl2(g) + 2 e-

Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut : Faraday = (Ampere x Detik) / 96500 Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektron Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah : Massa Ca = mol Ca x Ar Ca Massa Ca = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram Ca

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah :

Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L

Volume gas Cl2 = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl2 Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP

Hal – Hal Yang Mempengaruhi Elektrolisis1. Overpotensial

Tegangan yang dihasilkan akan lebih tinggi dari yang diharapkan. Overpotensial bisa menjadi penting untuk mengendalikan interaksi antara elektroda.

2. Tipe elektroda Elektroda inert berperan sebagai permukaan untuk reaksi yang terjadi. Namun elektroda tidak ikut bereaksi dimana elektroda aktif menjadi bagian dari setengah reaksi.

3. Reaksi elektroda yang bersamaan Jika dua pasang setengah reaksi terjadi bersamaan, maka salah satu setengah reaksi harus dihentikan untuk menentukan pasangan tunggal reaksi yang dapat dielektrolisis.

4. Keadaan pereaksi Jika pereaksi tak standar, maka tegangan setegah sel akan berbeda dari nilai standar. Pada kasus ini, larutan untuk anoda setengah sel mungkin akan mempunyai pH lebih tinggi atau rendah dari pH standar (yaitu 4).

Penerapan Sel Elektrolisis

2. Pembuatan Magnesium

Sumber utama magnesium adalah air laut. Mg2+ mempunyai kelimpahan terbesar ketiga dalam laut, kalahannya oleh ion natrium dan ion klorida. Untuk memperoleh magnesium, Mg(OH)2 diendapkan dari air laut.

Pemisahan itu dilakukan dengan cara filtrasi dan lalu dilarutkan dalam asam hidroklorit.

Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O

Larutan MgCl2 diuapkan dan menghasilkan MgCl2 padat yang lalu

dilelehkan dan akhirnya dielektrolisa. Magnesium bebas akan diendapkan pada katoda dan gas klorin dihasilkan pada anoda.

MgCl2(l) → Mg(l) + Cl2(g

3. Pembuatan Aluminium

Bauksit adalah biji aluminium yang mengandung Al2O3-. Untuk

mendapatkan aluminium, bijih tersebut dimurnikan dan Al2O3 nya dilarutkan dan didisosiasikan dalam larutan elektrolit ‚eryolite’. Pada katoda, ion-ion aluminium direduksi menghasilkan logam yang terbentuk sebagai lapisan tipis dibagian bawah wadah elektrolit. Pada anoda yang terbuat dari karbon, ion oksida teroksidasi menghasilkan O2 bebas.

Reaksinya adalah :

Al3+ + 3e- → Al(l) (katoda)

2O2- → O2(g) + 4 e- (anoda)

4Al3+ + 6O2- → 4Al(l) + 3O2(g) (total)

4. Elektroplatting (Penyepuhan)

Elektroplatting adalah aplikasi elektrolisis pada pelapisan suatu logam atas logam yang lain. Teknik ini bisa dipakai untuk memperbaiki penampakan dan daya tahan suatu logam.

Contohnya, suatu lapisan tipis logam chromium pada bemper baja mobil untuk membuatnya menarik dan melindunginya dari karat. Pelapisan emas dan perak dilakukan pada barang-barang perhiasan yang berasal dari bahan-bahan logam yang murah. Berbagai lapisan-lapisan tipis logam tersebut ketebalannya berkisar antara 0,03 s/d 0,05 mm. Contoh penyepuhan logam adalah penyepuhan besi (Fe) dengan perak (Ag). Jadi, Fe dijadikan katoda, Ag dijadikan anoda, dan larutan garam Ag (misalnya larutan AgNO3) dijadikan elektrolitnya.

Katoda : logam yang akan disepuh

Anoda : logam penyepuh

Elektrolit : larutan garam logam penyepuh

5. Elektrolisis Brine

Brine (=’air asin’) adalah larutan natrium klorida jenuh. Pada katoda, air lebih mudah direduksi daripada ion natrium dan gas H2 akan terbentuk. Reaksi :

2e- + 2H2O → H2(g) + 2OH-(aq)

Walaupun air lebih mudah teroksidasi daripada ion klorida, namun seperti telah disebut bahwa ada faktor-faktor yang kompleks yang mempengaruhi sehingga yang teroksidasi adalah ion klorida.

6. Penghitungan Konsentrasi Ion dalam Suatu Larutan

Dalam suatu larutan, ion logam diendapkan sebagai logamnya pada katoda. Dengan menghitung pertambahan berat katoda, kita dapat menentukan konsentrasi ion logam dalam larutan semula.

7. Pemurnian Logam

•Misalnya pemurnian tembaga. Untuk membuat kabel-kabel listrik diperlukan logam tembaga yang benar-benar murni, sebab pengotoran sekecil apapun dapat mengurangi konduktivitas kabel tersebut.

•Ketika dipisahkan dari bijihnya, logam tembaga biasanya bercampur dengan sedikit besi, seng, emas, perak.

•Tembaga yang tidak murni (logam kotor) dipakai sebagai anoda dalam sel elektrolisis yang mengandung larutan CuSO4. Sebagai katoda, dipakai batang tembaga yang murni (logam murni).

•Potensial listrik yang dilewatkan melalui sel diatur sedemikian rupa, sehingga bagian anoda yang larut hanyalah temabaga , besi dan seng (Cu2+, Fe2+, dan Zn2+). Emas dan perak tidak larut dan berjatuhan ke dasr wadah.

•Kemudian, di katoda hanya Cu2+ yang mengalami reduksi, sedangkan Fe2+, dan Zn2+ tinggal dalam larutan.

8. Pemerolehan Unsur-unsur Logam, Halogen-halogen, Gas Hidrogen, dan Gas Oksigen

Sebagai contoh , mari kita tinjau hasil-hasil elektrolisis larutan NaCl

2NaCl(aq) → 2Na+(aq) + 2Cl-(aq)

2H2O + 2e → 2OH-(aq) + H2(g)

+

2NaCl(aq) + 2H2O → 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)

Gas H2 terbentuk di katoda, gas Cl2 terbentuk di anoda. Pada larutan sisa kita memperoleh NaOH

Perbedaan Sel Volta / Sel Galvani &

Sel ElektrolisisSel Volta Sel Galvani

Oksidasi: X → X+ + e- (Anoda negatif) Y → Y+ + e- (Anoda positif)

Reduksi: Y+ + e- → Y (Katoda positif) X+ + e- → X (Katoda negatif)

Total: X + Y+ → X+ + Y (G<0 ) X+ + Y → X + Y+ (G>0)

Reaksi spontan dan menghasilkan energiReaksi tidak spontan dan membutuhkan energi

Energi Kimia diubah menjadi energi listrik Energi listrik diubah menjadi energi kimia

Persamaan Sel Volta / Sel Galvani & Sel ElektrolisisPersamaan :Anoda selalu terjadi reaksi oksidasi dengan kata lain elektroda yang terjadi reaksi oksidasi disebut anoda.Katoda selalu terjadi reaksi reduksi dengan kata lain elektroda yang terjadi reaksi reduksi disebut katoda.

Perbedaan Sel Volta / Sel Galvani & Sel Elektrolisis

2. Hukum – Hukum FaradayHukum-hukum Faraday menjelaskan tentang hukum kelistrikan yang berkaitan dengan elektrolisis. Hukum faraday dinyatakan oleh Michael Faraday (1791 – 1867), yang mendapat julukan “Bapak Listrik” . Hubungan kuantitatif antara jumlah arus dengan jumlah zat pada elektrolisis dikenal dengan hukum Faraday.

1. Jumlah zat yang dihasilkan pada elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah arus yang dilewatkan melalui sel elektrolisis

2. Jika jumlah arus listrik yang dilewatkan sama, maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing sel elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalennya.

Hukum Faraday I“Massa zat yang dihasilkan (G) pada

elektrolisis sebanding dengan jumlah muatan listrik yang

digunakan (Q). “m = e . i . t / 96.500q = i . t Dimana:m = massa zat yang dihasilkan (gram)e = berat ekivalen = Ar/ Valensi = Mr/Valensii = kuat arus listrik (amper)t = waktu (detik)q = muatan listrik (coulomb

HUKUM FARADAY I G=Q

Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (i)

dengan waktu (t)

Q = i . t (coulomb)

Jadi persamaan di atas dapat dituliskan sebagai berikut:

G = it

M = e.i.t / FDimana: 

M = massa zat dalam gram 

e = berat ekivalen dalam gram = berat atom : valensi 

i = kuat arus dalam Ampere 

t = waktu dalam detik 

F = Faraday

Faraday menyimpulkan bahwa Satu Faraday adalah jumlah listrik yang diperlukan untuk menghasilkan satu ekivalen zat pada elektroda.

Muatan 1 elektron = 1,6 x 10-19 Coulomb

1 mol elektron = 6,023 x 1023 eletron

Muatan untuk 1 mol eletron = 6,023 . 1023 x 1,6 . 10 -19 = 96.500 Coulomb = 1 faraday.

Hukum Faraday II

“Massa zat yang dihasilkan (G) pada elektrolisis sebanding dengan massa

ekuivalen zat (ME ) tersebut.”

m1 : m2 = e1 : e2

Dimana:

m = massa zat (gram)

e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

HUKUM FARADAY II

Stoikiometri dasar juga dapat digunakan dalam reaksi elektrolisis.

Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron, oleh karena itu, jumlah mol elektron dapat dihitung.

a. massa tembaga:m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram

b. m1 : m2 = e1 : e2

mCu : mO2 = eCu : eO2

3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/43,125 : mO2 = 31,25 : 8mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 grammol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 molvolume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter

1. Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).Jawab:CuSO4 (aq)  Cu2+(aq) + SO42-(aq)Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-

Contoh Soal Hukum Faraday

2. pada elektrolisis suatu larutan garam LSO4 dengan menggunakan elektrode Pt, di Katode terbentuk 0.295 g endapan logam L. larutan hasil elektolisis itu ternyata dapat dinetralkan dengan 50 mL KOH 0.2 M.massa atom relatif logam L itu adalah......

Jawab : LSO4 (aq) ----> L^ 2+(aq) + SO4^2- (aq)

Elektrode Pt adalah elektrode inert. pada kation (-) yg teroksidasi adalah air

pada Anion (+) tereduksi logam tersebut menjadi :

A(+) : L^2+(aq) + 2e ----> L(s) |*2K(-) : 2H2O → 4H+ + O2 + 4e | *1_________________________________2L^2+ + 2H2O ---> L(s) + 4H^+ + O2 dihasilkan 0,295 gram logam L

pada saat dinetralkan terbentuk :mol (H+) = mol basamol (H+) = 0,5*0,2mol (H+) = 0,1 mol

maka mol logam tersebut dari persamaan diatas :2L^2+ + 2H2) ---> 4H^+ + O2 0,05.....................0,1 maka Ar Logam tersebut adalah0,05 = 2,95/ArAr = 2,95/0,1 = 59 gr/mo

3. Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).

Jawab :

a. massa tembaga:m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram

b. m1 : m2 = e1 : e2

mCu : mO2 = eCu : eO2

3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/43,125 : mO2 = 31,25 : 8mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 grammol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 molvolume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter

CuSO4 (aq)  Cu2+(aq) + SO42-(aq)Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-