50
Kimia SMA dan MA Kelas XII
suatu elektrolisis dengan jumlah zat yang bereaksi. Untuk menggambarkannya diambil elektrolisis larutan perak nitrat
AgNO
3
. 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 ... 3 – 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 ... 3 – 2
Seperti kita ketahui bahwa dalam reaksi elektrolisis di katode terjadi reaksi reduksi dengan persamaan:
L
n +
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¯ × F ... 3 – 3 Keterangan:
F =
Konstanta Faraday 96.500 Cmol n
e¯ = mol elektron
Gambar 3.2 Michael Faraday
Sumber: www.marcdatabase.com
Di unduh dari : Bukupaket.com
Reaksi Elektrolisis dan Hukum Faraday
51
Jika persamaan 3-2 dan persamaan 3-3 kita substitusikan pada persamaan 3-1 maka diperoleh persamaan seperti berikut.
I ⋅ t = n e¯ × 96.500
n e¯ =
96.500 I t
⋅ Banyaknya zat yang diendapkan selama elektrolisis dengan
arus I ampere dan waktu t detik adalah seperti berikut. L
n +
aq
+ n e¯ →
L
s
n mol e¯
~ 1 mol L
−
⋅ ⋅
⎛ ⎞
⎜ ⎟
⎝ ⎠
1 mol e ~
mol 96.500
96.500 I t
I t n
Jadi untuk menghitung massa logam yang terendapkan dapat dilakukan dengan persamaan berikut ini.
G = mol × Ar
=
⋅ ⎛
⎞ × ⎜
⎟ ⎝
⎠ 1
96.500 I t
Ar n
G =
96.500 Ar
i t n
⋅ ×
Ar n
disebut juga massa ekuivalen Me. Oleh karena itu, persamaan di atas dapat juga ditulis seperti berikut.
⋅ =
× 96.500
I t G
Me
... 3 – 4 Keterangan:
G =
massa zat terendapkan gr I
= kuat arus ampere
t =
waktu sekon Me
= massa ekuivalen
n =
muatan ion L biloks
Contoh
1. Elektrolisis larutan AgNO
3
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 =
= 107,9
1 Ar
n
= 107,9 Ditanya
: G
...?
Di unduh dari : Bukupaket.com
52
Kimia SMA dan MA Kelas XII
G =
× ×
96.500 Me
I t
=
107,9 5
A 1.200
s C
96.500 mol ×
×
= 6,71 gram
Jadi, perak yang mengendap pada katode adalah 6,71 gram. 2. Diberikan reaksi sebagai berikut.
Zn
2+
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
: G
Zn
... ? G =
× ×
96.500 Me
I t
=
32, 5 10
A 600
s C
96.500 mol ×
×
= 2,02 gram
Jadi, perak yang mengendap 2,02 gram. 3. Pada elektrolisis leburan garam CaCl
2
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 N
2
Mr N
2
= 28 massanya 1,4 gram
Penyelesaian: Elektrolisis leburan CaCl
2
Katode :
Ca
2+
aq
+ 2 e¯ →
Ca
s
Anode :
2 Cl¯
aq
→ Cl
2
g
+ 2 e¯ Mol elektron = arus listrik = 0,02 mol
Mol Cl
2
= 0,01 mol lihat koefisien Menghitung volume gas Cl
2
, dengan membandingkan gas N
2
pada suhu dan tekanan tertentu.
2 2
mol Cl volume Cl
=
2 2
mol N volume N
0,01 mol x L
=
1,4 28
1 L
mol x = 0,2 L = 200 mL
Jadi, volume gas Cl
2
adalah 200 mL. 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
p H larutan setelah elektrolisis
Di unduh dari : Bukupaket.com
Reaksi Elektrolisis dan Hukum Faraday
53 Penyelesaian :
Ionisasi AgNO
3
: AgNO
3
l
→ Ag
+
aq
+ NO
3
¯
aq
Reaksi elektrolisis AgNO
3
sebagai berikut: Katode
: Ag
+
aq
+ e¯ →
Ag
s
Anode :
2 H
2
O
l
→ 4 H
+
aq
+ O
2
g
+ 4 e¯ Mol e¯
=
9.650 A 1 s C
96.500 mol ⋅
= 0,1 mol mol H
+
≈ mol e¯
lihat koefisien reaksi H
+
=
0,1 mol 1 liter
= 0,1 M p
H = - log H
+
= log 0,1 = 1
2. Hukum Faraday 2
