Friday, July 19, 2013

Bunyi Hukum Faraday 1 dan 2 tentang Elektrolisis Kimia, Rumus, Contoh Soal, Pembahasan

Bunyi Hukum Faraday 1 dan 2 tentang Elektrolisis Kimia, Rumus, Contoh Soal, Pembahasan - Seorang ahli kimia Inggris bernama Michael Faraday pada awal tahun 1830-an menemukan bahwa larutan tertentu dapat segera mengalirkan arus listrik. Ia menamakan larutan tersebut dengan elektrolit dan aliran listrik yang melalui larutan elektrolit disebut elektrolisis. Selanjutnya Michael Faraday melakukan percobaan untuk meneliti hubungan antara besarnya arus yang mengalir dalam suatu elektrolisis dengan jumlah zat yang bereaksi. Untuk menggambarkannya diambil elektrolisis larutan perak nitrat (AgNO3). Pada katode akan terjadi reaksi reduksi seperti berikut.

Ag+(aq) + e¯ → Ag(s)

Dari reaksi di atas dapat dikatakan bahwa untuk menghasilkan 1 mol logam Ag, diperlukan 1 mol elektron.

Jumlah listrik yang dialirkan ke dalam sel elektrolisis untuk mendapatkan 1 mol elektron dinamakan 1 Faraday. Berdasarkan percobaan diperoleh bahwa 1 mol elektron mengandung muatan listrik sebesar 96500 Coulomb.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 Coulomb

Sebagai hasil dari percobaannya pada tahun 1832 Faraday mengemukakan dua hukum yang penting tentang hubungan antara arus listrik dengan jumlah zat yang terbentuk pada elektrode.

1. Hukum Faraday 1

Hukum Faraday 1 menyatakan bahwa massa zat yang dibebaskan pada suatu elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir.

Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.

G ≈ Q ................. (1)

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.

G = I . t ...................... (2)

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

Ln+(aq) + n e¯ → L(s)

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

Q = n (e¯) x F ............................. (3)

Keterangan :

F = Konstanta Faraday (96.500 C/mol)
n (e¯) = mol elektron

Jika persamaan (2) dan persamaan (3) kita substitusikan pada persamaan (1) maka diperoleh persamaan seperti berikut.

I . t = n (e¯) × 96.500
n (e¯) = (I . t) / 96.500

Banyaknya zat yang diendapkan selama elektrolisis dengan arus I ampere dan waktu t detik adalah seperti berikut.

Ln+(aq) + n e¯ → L(s)
n mol e¯ ~ 1 mol L
 mol e ~  mol

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

G = mol x Ar =  x Ar
G = 

Ar/n disebut juga massa ekuivalen (Me). Oleh karena itu, persamaan di atas dapat juga ditulis seperti berikut.

G = Me x  .................. (4)

Keterangan :

G = massa zat terendapkan (gr)
I = kuat arus (ampere)
t = waktu (sekon)
Me= massa ekuivalen
n = muatan ion L (biloks)

Contoh Soal Hukum Faraday 1 (1) :

Elektrolisis larutan AgNO3 menggunakan elektrode platina, dengan kuat arus 5 ampere selama 20 menit. Hitung massa perak yang mengendap pada katode!

Penyelesaian:

Diketahui : 

I = 5 ampere
t = 20 menit = 1.200 detik
Me untuk perak = Ar / n = 107,9 / 1 = 107,9

Ditanya : G ...?

G = 
G = 
G = 6,71 gram

Jadi, perak yang mengendap pada katode adalah 6,71 gram.

Contoh Soal Hukum Faraday 1 (2) :

Diberikan reaksi sebagai berikut.

Zn2+(aq) + 2 e¯ → Zn(s)

Jika arus sebesar 10 ampere mengalir ke katode selama 10 menit, berapa banyak Zn yang terbentuk? (Ar Zn = 65)

Penyelesaian :

Diketahui : 

I = 10 A
t = 10 menit = 600 sekon
Ar Zn = 65
Me = 65/2 = 32,5

Ditanya : GZn ... ?

Pembahasan :

G = 
G = 
G = 2,02 gram

Jadi, perak yang mengendap 2,02 gram.

Contoh Soal Hukum Faraday 1 (3) :

Pada elektrolisis leburan garam CaCl2 dengan elektrode 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) → Cl2(g) + 2 e¯

Mol elektron = arus listrik = 0,02 mol
Mol Cl2 = 0,01 mol (lihat koefisien)

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

 = 

 = 

x = 0,2 L = 200 mL

Contoh Soal Hukum Faraday 1 (4) :

Arus listrik sebanyak 9.650 A (selama beberapa waktu) 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)
Anode : 2 H2O(l) → 4 H+(aq) + O2(g) + 4 e¯
Mol e¯ =  = 0,1 mol

mol H+ ≈ mol e¯ (lihat koefisien reaksi)
(H+) = 0,1 mol / 1 liter = 0,1 M
pH = - log (H+) = log (0,1) = 1

2. Hukum Faraday 2

Hukum Faraday 2 menyatakan bahwa zat yang dibebaskan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu. 
Rangkaian Dua Sel Elektrolisis dengan Sumber Listrik yang Sama
Gambar 1. Rangkaian Dua Sel Elektrolisis dengan Sumber Listrik yang Sama.
Secara matematis, pernyataan tersebut dapat dituliskan seperti berikut.

G ≈ Me

Jika arus listrik yang sama dialirkan dalam dua buah sel elektrolisis yang berbeda maka perbandingan massa zat yang dibebaskan akan sama dengan perbandingan massa ekuivalennya. Oleh karena itu, menurut hukum Faraday 2, massa zat terendapkan hasil dua buah elektrolisis dengan arus listrik yang sama secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.


Keterangan :

G = massa hasil elektrolisis (gram)
Me = massa ekuivalen

Contoh Soal Hukum Faraday 2 :

Pada dua elektrolisis, dengan sejumlah arus tertentu dalam waktu 2 jam dibebaskan 0,504 gram gas hidrogen (Ar H = 1). Hitung banyaknya gas oksigen (Ar = 16) yang dapat dibebaskan oleh arus yang sama dalam waktu yang sama!

Penyelesaian

Diketahui : 

GH2 = 0,504 gram
MeH2 = 1/1 = 1
MeO2 = 16/2 = 8

Ditanya : GO2  ...?

Jawaban :



GO2 = 4,032 gram

Anda sekarang sudah mengetahui Hukum Faraday. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sukmanawati, W. 2009. Kimia 3 : Untuk SMA/ MA Kelas XII. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 266.

No comments:

Post a Comment

Berkomentarlah secara bijak. Komentar yang tidak sesuai materi akan dianggap sebagai SPAM dan akan dihapus.
Aturan Berkomentar :
1. Gunakan nama anda (jangan anonymous), jika ingin berinteraksi dengan pengelola blog ini.
2. Jangan meninggalkan link yang tidak ada kaitannya dengan materi artikel.
Terima kasih.