Hukum Faraday

Pada postingan sebelumnya tentang sel elektrolisis kita telah mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, selanjutnya pada tulisan ini kita akan mempelajari aspek kuantitatif dari sel elektrolisis. Pada reaksi sel elektrolisis, di katoda maupun anoda dapat dapatkan endapan logam maupun gas yang bisa diperoleh dari larutan yang dielektrolisis. Nah di sini kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri melalui Hukum Faraday

Hukum Faraday I dan Hukum Faraday II

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar 1,6 x 10-19 C. 

Dengan demikian:

1 Faraday = 1 mol elektron = 6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron

1 Faraday = 96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

Faraday = Coulomb / 96500

Coulomb = Faraday x 96500

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Coulomb = Ampere x Detik

Q = I x t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

Faraday = (I x t) / 96500

Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

Hukum Faraday I :

Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut”.

Rumus:

Keterangan :

m = massa zat yang dihasilkan (gram)
e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi
i = kuat arus listrik (amper)
t = waktu (detik)
q = muatan listrik (coulomb)

Hukum Faraday II :

“Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut.”

Rumus:

Keterangan :

m = massa zat (garam)

e = berat ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

Berikut ini adalah beberapa contoh soal Perhitungan dalam sel elektrolisis :

Contoh #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

Contoh #2
Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?

Penyeleasian :

Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :

K (-) : Na+(l) + e– ——> Na(s)

A (-) : 2 F–(l) ——> F2(g) + 2 e–

Gas F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron

1,2 mol elektron = 1,2 Faraday

Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

1,2 = (10 x t) / 96500

t = 11850 detik = 3,22 jam

Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin

Contoh #3
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)

Contoh #4
Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 :

K (-) : Ag+(aq) + e– ——> Ag(s)

A (+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e–

Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar 1,44 / 108 mol Ag

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)

Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar 1,44 / 108 mol elektron

Reaksi elektrolisis larutan XCl3 :

K (-) : X3+(aq) + 3 e– ——> X(s)

A (+) : 2 Cl–(l) ——> Cl2(g) + 2 e–

Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan 1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar 1 / 3 x 1,44 / 108 mol X

Massa logam X = 0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:

mol = massa / Ar

Ar = massa / mol

Ar = 0,12 / (1 / 3 x 1,44 / 108) = 27

Jadi, Ar dari logam X adalah 27

Contoh #5
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).

Penyelesaian :

CuSO4 (aq) ——> Cu2+(aq) + SO42-(aq)

Katoda [–] : [reduksi] : Cu2+(aq) + 2e– ® Cu(s)

Anoda [+] : [oksidasi]: 2 H2O(l) ® O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e–

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 : 32/4 3,125 : mO2 = 31,25 : 8             mO2 = (3.125 x 8)/31.25                       = 0.8 gram         mol O2 = 0.8/32 = 8/320                       = 1/4 mol Jadi volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter Anda juga dapat mempelajari materi di atas dengan link video berikut, semoga bermanfaat.