Rumus Praktis Hukum Faraday

Hubungan kuantitatif antara muatan listrik dan perubahan kimia dalam sel elektrokimia akan kita pelajari dalam Hukum Faraday yang berbunyi sebagai berikut :

1. Massa zat yang diendapkan atau dibebaskan pada elektroda sebanding dengan muatan listrik yang melewati suatu elektrolit. muatan listriki 1 Coulomb (C) = muatan listrik yang ada jika arus sebesar 1 ampere (A) mengalir selama 1 detik(s) 
2.  Jika sejumlah muatan listrik yang sama dilewatkan pada beberapa zat elektrolit yang berbeda, massa yang dibebaskan atau diendapkan sebanding dengan massa ekivalennya (e)

Perhatikan reaksi berikut : 

Cu²⁺ + 2e --> Cu

Berdasarkan reaksi di atas, dipahami sebagai : Untuk mengendapkan 1 mol Cu diperlukan 2 mol elektron atau pernyataan lainnya :  Untuk mengendapkan 2 mol Cu diperlukan 4 mol elektron. (ingat : koefisien reaksi setara = mol reaksi)

Dengan demikian banyaknya Cu yang terendapkan bergantung pada banyaknya listrik (elektron) yang dialirkan.

Perhatikan : 

1 mol elektron mengandung 6,02 x 10²³ elektron

muatan 1 elektron = 1,6022 x 10^-19 coulomb

muatan 1 mol elektron = (6,02 x 10²³) (1,6022 x 10^-19) = 96.494 C setara dengan 96.500 C

dimana muatan listrik 96.500 C ini disebut 1 Faraday (F)

jadi : 1 mol elektron setara 96.500 C setara 1 Faraday

Mari kita berlatih dengan beberapa soal berikut :

Soal Nomor 1 :

Berapa Faraday listrik yang diperlukan untuk mengubah 1 mol Fe³⁺ menjadi Fe

Penyelesaian : 

Perhatikan reaksi : Fe³⁺ + 3e  à Fe (ingat perbandingan koefisien reaksi = perbandingan mol)

Berdasarkan reaksi di atas, dapat dibaca sebagai : untuk mengendapkan 1 mol Fe, diperlukan 2 mol electron

Fe³⁺ + 3e --> Fe

1 mol Fe³⁺ ~ 3 mol electron ~ 1 mol Fe

1 mol electron ~ 96.500 C ~ 1 F

Jadi jumlah Faraday listrik untuk mengendapkan 1 mol Fe sebanyak 3 mol elektron atau sama dengan 3 Faraday (F)

Soal Nomor 2 :

Berapa Faraday listrik yang diperlukan untuk mengubah 1 mol Pb menjadi PbO₂

Penyelesaian : 

Perlu diketahui biloks/muatan Pb dalam senyawa PbO₂ berapa? 

bo PbO₂ = 1 x bo Pb + 2 x bo O

0 = bo Pb + 2(-2)

0 = bo Pb – 4

bo Pb = + 4

Sehingga dapat ditulis reaksi ion sebagai berikut : Pb à Pb⁴⁺ + 4e

Berdasarkan reaksi, maka 1 mol Pb ~ 1 mol Pb⁴⁺ ~ 4 mol electron

Jadi jumlah Faraday listrik yang diperlukan untuk merubah Pb menjadi PbO₂ sebanyak 4 electron atau sama dengan 4 Faraday

Soal Nomor 3 :

Berapa Faraday listrik yang diperlukan untuk mengubah 1 mol H₂S yang dioksidasi oleh KMnO₄ untuk menghasilkan K₂SO₄ dan MnO₂

Penyelesaian :

Perhatikan reaksi : H₂S + KMnO₄  à K₂SO₄ + MnO₂

Untuk mengetahui jumlah electron yang terlibat dalam reaksi terlebih dahulu di hitung perubahan bilangan oksidasi untuk reaksi di atas.

Berdasarkan uraian di atas untuk 1 mol H₂S dioksidasi oleh KMnO₄, biloks S terjadi perubahan biloks dari -2 menjadi +6 atau terjadi kenaikan biloks sebanyak 8 electron. Dengan demikian untuk 1 mol H₂S jika dioksidasi oleh KMnO₄ diperlukan 8 electron atau sama dengan 8 Faraday

Soal Nomor 4 :

Suatu arus sebesar 1,5 A dilewatkan pada suatu sel yang mengandung larutan NiSO₄ selama 40 menit

a.       Berapa gram Ni yang mengendap di katoda (Ar Ni = 58,71)

b.       Berapa liter volume gas yang dihasilkan di anoda pada keadaan STP

c.       Berapa pH larutan di sekitar elektroda setelah elektrolisis selesai

Penyelesaian :

Reaksi : NiSO₄ à Ni²⁺ + SO₄^2-

Jika di asumsikan bahwa elektroda yang digunakan adalah inert, maka :

Katoda  : Ni²⁺ +2 e à Ni

Anoda   : 2H₂O à 4H⁺ + O₂ + 4e

a. Massa Ni di katoda = …?

   Berdasarkan Hukum Faraday I

Jadi massa Ni di katoda sebesar 1,1 gram

b. Volume gas O₂ di Anoda = … ?

Perhatikan reaksi : 

Katoda  : Ni²⁺ +2 e à Ni ………      x 2

Anoda   : 2H₂O à 4H⁺ + O₂ + 4e … x 1

Reaksi Sel : 2Ni²⁺ + 2H₂O à 2Ni + 4H⁺ + O₂

Ingat konsep stoikiometri maka :

Dengan memperhatikan perbandingan koefisien reaksi maka,

Mol O₂ = ½ x mol Ni

              = ½ x 0,02

              = 0,01 mol

Jadi Volume O₂ di anoda pada keadaan STP adalah :

Volume O₂ = 0,01 mol x 22,4 L/mol   = 0,224 L

c. pH larutan = …?

 Reaksi : NiSO₄ à Ni²⁺ + SO₄^2-

Jika di asumsikan bahwa elektroda yang digunakan adalah inert, maka :

Katoda  : Ni²⁺ +2 e à Ni ………….. x 2

Anoda   : 2H₂O à 4H⁺ + O₂ + 4e … x 1

Reaksi Sel: 2Ni²⁺ + 2H₂O à 2Ni + 4H⁺ + O₂

Ingat pH (derajat keasaman) berhubungan dengan ion H⁺  / OH^-

(perhatikan reaksi, perbandingan koefisien Ni terhadap H⁺ = 2 : 4

Mol H⁺ = 2 x mol Ni

             = 2 x 0,02

             = 0,04 mol

Jika larutan sebanyak 1 liter maka, jumlah mol = molaritas (M = mol/L)

[H⁺] = 0,04 M = 4 x 10^-2 M

pH = - log [H⁺]

      = - log 4 x 10^-2

      = 2 – log 4

Soal Nomor 5 :

Arus listrik yang sama di alirkan melalui larutan AgCl dan LSO₄. setelah elektrolisis selesai dihasilkan 20 g logam Ag dan 5 g logam M (diketahui Ar Ag = 108)

a.       Berapakah massa atom realtif logam L

b.       Jika jumlah neutron logam L diketahui sebanyak 29, terletak pada periode dan golongan berapakah logam L dalam system periodic unsur

Penyelesaian :

Berdasarkan Hukum Faraday II

Perhatikan reaksi : LSO₄ à L²⁺ + SO₄^2-

Untuk mengendapkan L²⁺ di katoda memerlukan 2 mol electron seperti reaksi : L²⁺ + 2e à L

Dengan demikian : 

Jika diketahui jumlah neutron logam L = 29, maka :

Jumlah proton = jumlah electron = NA – Jn

                           = 54 – 29

                           = 25

Sehingga konfigurasi elektronnya : ₂₅L : (Ar) 4s² 3d⁵

Dalam SPU, unsur L terletak pada : Golongan : VII B dan Periode : 4