Hukum Faraday

Hukum Faraday

Faraday menemukan hubungan antara massa yang dibebaskan atau diendapkan dengan arus listrik. Hubungan ini dikenal dengan Hukum Faraday.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 Coulomb

Hukum Faraday I

“Jumlah massa zat yang dihasilkan pada lektroda (katoda atau anoda) berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan selama elektrolisis”

m = e . i . t / 96.500

q = i . t 

Dimana:

m = massa zat yang dihasilkan (gram)

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

i = kuat arus listrik (amper)

t = waktu (detik)

q = muatan listrik (coulomb)

Apabila arus listrik sebesar 1 Faraday ( 1 F ) dialirkan ke dalam sel maka akan dihasilkan :

• 1 ekivalen zat yang disebut massa ekivalen (e)
• 1 mol elektron  ( e- )

Cara menghitung massa ekivalen (e)  :

e = Ar Unsur / jumlah muatan ionnya

Contoh jika 1 F dialirkan ke reaksi elektrolisis :

Cu²⁺ + 2e^- → Cu

maka massa ekivalen ( e ) logam Cu (Ar Cu = 63,5) = e Cu = 63,5/2 = 31,75
jika arus listrik diperbesar menjadi 2 kalinya massa Cu yang diendapkan juga dikali 2.

jika mol elektron = 1 mol maka :

Cu²⁺    +    2e^- → Cu
1/2 mol   1 mol    1/2 mol

Hubungan Muatan Listrik dengan Arus Listrik
C = I.t
Keterangan :
C = muatan listrik ( Coloumb )
I  = arus listrik ( Ampere )
t  = waktu ( sekon )

sedangkan hubungan antara Faraday dan muatan listrik ( C ) :

Contoh soal:
Dalam elektrolisis FeSO4 digunakan listrik sebesar 0,4 F. Hitung massa Fe (Ar Fe = 56 ) yang dihasilkan di katoda!
reaksi penguraiannya :

FeSO4  → Fe²⁺   +   SO4^-

reaksi pada katoda :

Fe²⁺    +    2e^- → Fe

Jadi muatan Fe ( n Fe ) = 2
massa ekivalen Fe ( e Fe ) = 56/2 = 28m Fe = e.F
              = 28.0,4 = 11,2 gram

cara lain.... bisa juga dihitung dengan prinsip Faraday = mol elektron, maka perbandingan mol dari persamaan reaksi di atas :

Fe²⁺    +    2e^- → Fe
0,2 mol  0,4 mol  0,2 mol

m Fe =  mol Fe . Ar Fe = 0,2 mol . 56 = 11,2 gram

Hubungan Hukum Faraday dengan Elektrolisis

Jika arus listrik 1 A dialirkan ke dalam 100 ml larutan perak nitrat AgNO3 melalui elektroda Pt selama 1930 detik maka hitunglah Ph nya!

elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda Pt

                   

Katoda (+)   : Ag⁺(aq) + e^-  → Ag(s)                                                                   

Anoda (-)     : 2H2O(aq)     → 4H⁺(aq) + O2(g) + 4e^-                     
                                   

reaksi pada anoda terlihat dihasilkan ion  H⁺ maka larutan tersebut bersifat asam. mula2 kita cari dahulu muatan yang lewat dalam larutan :

    karena F = mol elektron maka mol e^-  = 0,02 mol

2H2O(aq)     → 4H⁺(aq) + O2(g) + 4e^-

                      0,02 mol         0,02 mol

konsentrasi H dalam larutan :

Ph nya :  1 - log 2

Soal Hukum Faraday 1

1.      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.

   

Hukum Faraday II

"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekuivalen masing-masing zat tersebut"

Apabila 2 sel atau lebih dialiri arus listrik dalam jumlah yang sama (disusun seri) maka perbandingan massa zat-zat yang dihasilkan sebanding dengan massa ekivalen (e) zat-zat tersebut. 

                                                     m₁ : m₂ = e₁ : e₂

Dimana:

m = massa zat (gram)

e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi