HUKUM-HUKUM FARADAY

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

A. PENYETARAAN REAKSI REDOKS
B. SEL ELEKTROKIMIA
C. POTENSIAL ELEKTRODE DAN POTENSIAL SEL
    Beberapa Sel Volta Komersial
D. REAKSI REDOKS SPONTAN
E.  KOROSI
F.  ELEKTTROLISIS

2. Hukum-Hukum Faraday

       Michael Faraday (1831 – 1832) adalah seorang ahli kimia Inggris  yang  menemukan hubungan kuantitatif antara massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis dengan jumlah listrik. Dijelaskan  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.

Sumber http://materi-kimia-sma.blogspot.com/2013/12/hukum-faraday.html

 a. Hukum Faraday I

"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda (G) sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut  (Q)".

Rumus:

   G  ~  Q

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

   Q   =   i  .  t   (coulomb)

Jadi gabungan kedua persamaan di atas bisa di tulis :

G  =  it

Contoh :

Arus 1 ampere yang dialirkan selama 1 menit ( 60 detik) ke dalam larutan CuSO4 mengendapkan 0,4 gram tembaga, maka

Arus 2 ampere dalam satu menit ( 120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 Cu

Arus 1 ampere dalam dua menit ( 120 coulomb) akan mengendapkan 0,8 Cu

Arus 2 ampere dalam dua menit ( 120 coulomb) akan mengendapkan 1,2 Cu

2.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:

G   ~   ME

ME   =   Ar/pbo

Pbo = perubahan bilangan oksidasi

ME1 : ME2 = G1 : G2

m = massa zat (garam)

G = berat ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

Contoh  :

Pada elektrolisis larutan CuSO4 terjadi reduksi ion Cu²⁺  menjadi Cu

Cu2+ (aq)   +   2e  -------->     Cu(s)

Oleh karena tembaga mengalami perubahan bilangan oksidasi sebesar 2,  maka massa ekivalen

Cu   =   ArCu/2   =   63,5 / 2  = 31,75

Apabila listrik yang banyak dialirkan ke dalam dua atau lebih sel elektrolisis, maka perbandingan massa zat yang dibebeskan sama dengan perbandingan massa ekivalenya

ME 1 : ME 2 = G 1 : G 2 

Contoh 

Misalkan arus i ampere di alirkan ke dalam larutan CuSO4 dan larutan AgNO3 yang duhubungkan seri seperti pada gambar di bawah ini. Tabung I berisi larutan CuSO4 dan tabung II berisi larutan AgNO3.

(Pada hubungan seri, jumlah listrik yang memasuki kedua sel adalah sama). Listrik akan mengendapkan Cu dan Ag pada katode masing-masing sel. sesuai dengan Hukum Faraday II, perbandingan Cu dengan Ag yang diendapkan sama dengan perbandingan massa ekivalenya

G_cu   :   G_Ag  =   ME_Cu   :   ME _Ag

Misalkan massa Cu yang diendapkan 10 gram, maka massa perak dapat dihitung sebagai berikut :

G_cu   :   G_Ag  =   ME_Cu   :   ME _Ag

10   :   G_Ag   =  63,5/2  :   108/1

 G_Ag    =   (10 x 108)/31,75   =   34,05 g

Contoh:

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)    +    SO₄^2-   (aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] :     Cu²⁺(aq) + 2e-      ---->       Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]:     2 H₂O(l)     ---->        O₂(g) + 4 H⁺(aq)     +     4 e- 

a. massa tembaga:   ME_Cu       =  . i . t/96.500       

                                              = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500)

                                              = 63.5/2 x 9.650/96.500

                                               = 31.25 x 0,1 = 3,175 gram 

b.   ME _Cu : ME _O2 = G _Cu : G _O2 

3,125 : ME_O2 = 6.32/2 : 32/4

3,125 : ME_O2 = 31,25 : 8

ME_O2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram

mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol

volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter

http://kimia.unnes.ac.id/kasmui/elektrokimia/hukum-faraday.htm

Penggabungan hukum Faraday I dan II menghasilkan persamaan sebagai berikut :

G = k . i . t / 96.500

q = i . t

dengan :

G    = massa zat yang dihasilkan (gram)

ME    = berat ekivalen = Ar/ Valensi = Mr/Valensi

i      = kuat arus listrik (amper)

t     = waktu (detik)

q = muatan listrik (coulomb)

 Contoh soal :

Hitunglah massa tembaga yang dapat dibebaskan oleh arus 10 ampere yang dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan CuSO4 ( Cu = 63,5)

 Jawab :

Cu diendapkan di katode menurut persamaan berikut ini.

Cu 2+ (aq)   +   2e   ---->      Cu (s)

G   =   i. t/96.500  x  ME

     =    (10 x 965)/96.500    X   63,5/2   =   3,17

3. Soikiometri Reaksi Elektrolisis

    Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron. Muatan listrik dari 1 mol elektron adalah 96.500 coulomb ( tepatnya 96.487 coulomb). Jumlah muatan dari 1 mol elektron ini disebut satu Faraday ( 1F)

     1 F  =   1 mol elektron  =  96.500 coulomb

Arus sebesar i ampere yang dialirkan selama t detik membawa muatan sebesar it coulomb. Oleh karena 1 mol elektron = 96.500 coulomb, maka dalam it coulomb terdapat ( i. t )/96.500 mol elektron

   Mol elektron   =  ( i. t )/96.500 mol

Contoh soal :
Berapa liter gas oksigen (STP) dapat terbentuk jika arus 10 ampere dialirkan selama 965 detik ke dalam larutan asam sulfat ?
jawab :
Gas oksigen dibebaskan di anode menurut persamaan :

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

Mol elektron      =  ( i. t )/96.500 mol

                            =  ( 10 x 965 )/96500 mol  =   0,1 mol

Mol oksigen       =  ¼  x  0,1 mol  =   0,025 mol

Volume oksigen   =   0,025 mol  x  22,4 liter/mol

                               =   0,56 liter 

4. Penggunaan Elektrolisis dalam Industri
    Dapat disebutkan tiga bidang industri yang menggunakan elektrolisis, yaitu produksi zat pemurnian logam dan penyepuhan.

a. Produksi Zat
    Banyak zat kimia dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesium, alumunium, fluorin, klorin, natrium hidroksida , natrium hipoklorit dan hidrogen peroksida,
   Secara industri klorin dan natrium hidroksida dibuat dari elektrolisis larutan natrium klorida. Proses ini disebut proses klor alkali dan merupakan proses industri yang sangat penting.
Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan NaOH di katode dan Cl2 di anode :
                 NaCl (aq)   ----->     Na+ (aq)    +   Cl- (aq)

Katode   :   2H₂O (aq)   +   2e    ---->       Na⁺ (aq)   +   Cl^- (aq)

Anode   :    2Cl^- (aq)      ---->        Cl₂ (g)   +   2e                                          +

                2H₂O (l)   +   2Cl^- (aq)    ---->   2OH^- (aq)   +   H₂ (g)   +   Cl₂ (g)

Reaksi rumusnya :   2H₂O (l)  +  2NaCl (aq)   ---->    2NaOH  (aq)  +  H₂ (g)   +  Cl₂ (g)

Selama elektrolisis harus dijaga agar Cl2 yang terbentuk di anode tidak bereaksi dengan NaOH yang terbentuk di katode. Untuk itu ruang katode dan anode dipisahkan dengan berbagai cara sebagai berikut :
1). Sel Diafragma
Pada sel diafragma, ruang katode dipisahkan dari ruang anode dengan suatu selaput berpori yang dapat dilalui ion-ion tetapi menahan percampuran larutan.

Sebagai elektrode dapat digunakan grafit atau suatu elektrode khusus yang terbuat dari titanium. Perbedaan ketinggian larutan seperti terlihat di gambar tersebut di maksud untuk mencegah aliran NaOH ke ruang anode.
    Sel diafragma menghasilkan larutan yang mengandung 10-12 % NaOH yang bercampur dengan 14 - 16 % NaCl dari ruang katode. Larutan dipekatkan dengan penguapan, kemudian NaCl dipisahkan dengan pengkristalan. Akhirnya diperoleh NaOH 50% dengan 1% NaCl sebagai pengotor. Pada elektrolisis digunakan tegangan kira-kira 3,5 volt dan arus puluhan ribu ampere.

2. Sel merkuri

Proses sel merkuri Suatu proses elektrolisis yang menghasilkan NaOH(aq) dengan kemurnian yang lebih tinggi adalah sel merkuri. Katode merkuri mempunyai overpotensial yang lebih tinggi untuk mereduksi H₂O menjadi OH^– dan H²(g), sehingga reduksi yang terjadi adalah Na+(aq) menjadi Na(l) yang larut dalam merkuri membentuk suatu amalgam berupa 0,5 % Na. Keuntungannya, sel merkuri dapat menghasilkan NaOH pekat dengan kemurnian tinggi. Kelemahannya adalah memerlukan energi listrik yang lebih banyak, disamping itu merkuri mempunyai dampak negatif terhadap lingkungan

b. Pemurnia logam

   Contoh penting  dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga. Untuk membuat kabel listrik diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor dapat mengurangi konduksifitas tembaga. Akibatnya akan tombul banyak panas dan akan membahayakan penggunanya.

   Tembaga dimurnikan secara elektrolisis. Tembaga kotoe dijadikan anode, sedangkan katodanya digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan  CuSO4. Selama elektrolisis , tembaga dan anode terus menerus dilarutkan kemudian diendapkan pada katode.

                   CuSO₄ (aq)     ----->        Cu²⁺ (aq)   +  SO₄ ^2- (aq)

Katode   :   Cu²⁺ (aq)   +   2e     ----->      Cu (s)

Anode    :   Cu (s)       ----->      Cu²⁺ (aq)   +   2e    +

                     Cu (s)           ----->            Cu (s)

                    Anode                                katode

   Perak, emas, platina, besi dan seng biasanya merupakan pengotor pada tembaga. Perak, platina dan emas mempunyai potensial lebih positif daripada tembaga. Dengan pengatur tegangan  selama elektrolisis, ketiga logam itu tidak ikut larut. Ketiga logam itu akan terdapat pada lumpur anode. Hasil ikutan ini biasanya untuk menutup biaya pemurnian tembaga itu. Besi dan seng, yang mempunyai potensial elektrode lebih negatif daripada tembaga, akan ikut larut. Akan tetapi ion-ionnya (Fe²⁺ dan Zn²⁺ ) lebih sukar diendapkan . Jadi tidak ikut mengendap dikatode. 

c. Penyepuhan (electroplating)

    Penyepuhan dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan. Pada penyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katode sedangkan logam penyepuhnya sebagai anode. 

Kedua elektrode dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh. Contoh, penyepuhan sendok yang terbuat dari besi ( baja ) dengan perak diperlihatkan pada gambar. Sendok digunakan sebagai katode sedangkan anodenya adalah perak murni. Larutan elektrolitnya adalah larutan perak nitrat. Pada katode akan terjadi pengendapan perak sedangkan pada anode perak terus menerus melarut. Konsentrasi ion Ag⁺ dalam larutan tidak berubah.

Katode  (Fe)   :   Ag ⁺ (aq)   +  e      Ag (s)

Anode   (Ag)   :   Ag (s)       Ag⁺ (aq)   +   e

Pelajari materi terkait :

1. BEBERAPA SEL VOLTA KOMERSIAL
2. ELEKTROLISIS
3. HUKUM-HUKUM FARADAY
4. REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
5. REAKSI REDOKS SPONTAN
6. SEL ELEKTROKIMIA
7. soal reaksi redoks dan elektrokimia