BAB III Reaksi Elektrolisis dan Hukum Faraday
B. Hukum Faraday
1. Tuliskan reaksi yang terjadi di katode dan anode pada elektrolisis: a. leburan CaF2 dengan elektrode C,
b. larutan HNO3 dengan elektrode C, c. larutan H2SO4 dengan elektrode C!
2. Tuliskan reaksi yang terjadi di katode dan anode pada elektrolisis: a. larutan FeSO4 dengan elektrode Fe,
b. larutan CuSO4 dengan elektrode Pt, c. larutan K2SO4 dengan elektrode Pt!
Latihan 3.1
Seorang ahli kimia Inggris bernama Michael Faraday pada awal tahun 1830-an menemukan 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
Katode : 2 H2O(l) + 2 e¯ → 4 OH¯(aq) + H2(g) (×2) Katode : 4 H2O(l) + 4 e¯ → 4 OH¯(aq) + 2 H2(g)
Anode : 4 OH¯(aq) →2 H2O(l) + 4 e¯ + O2(g) Anode : 4 OH¯(aq) → 2 H2O(l) + 4 e¯ + O2(g)
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.
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:
Ln+(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 C/mol)
n (e¯) = mol elektron
Gambar 3.2 Michael Faraday
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.
Ln+(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 AgNO3 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 ...?
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.
Zn2+(aq) + 2 e¯ → Zn(s)
Jika arus sebesar 10 ampere mengalir ke katode selama 10 menit, berapa banyak Znyang terbentuk? (Ar Zn = 65) Penyelesaian: Diketahui : I = 10 A t = 10 menit = 600 sekon Ar Zn = 65 Me= 65 2 = 32,5 Ditanya : GZn ... ? 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 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.
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 mLJadi, volume gas Cl2 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
Penyelesaian :
Ionisasi AgNO3 : AgNO3(l) → Ag+(aq) + NO3¯(aq)
Reaksi elektrolisis AgNO3 sebagai berikut: Katode : Ag+(aq) + e¯ → Ag(s) Anode : 2 H2O(l) → 4 H+(aq) + O2(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 pH = - log (H+) = log (0,1) = 1
2. Hukum Faraday 2
Hukum Faraday 2 menyatakan bahwa zat yang dibebaskan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu. Secara matematis, pernyataan tersebut dapat dituliskan seperti berikut.
G ≈ Me
Jika arus listrik yang sama dialirkan dalam dua buah sel elektrolisis yang berbeda maka perbandingan massa zat yang dibebaskan akan sama dengan perbandingan massa ekuivalen-nya.
Oleh karena itu, menurut hukum Faraday 2, massa zat terendapkan hasil dua buah elektrolisis dengan arus listrik yang sama secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.
1 2
1 2
G G
Me = Me
Keterangan:
G = massa hasil elektrolisis (gram)
Me= massa ekuivalen
Contoh
Pada dua elektrolisis, dengan sejumlah arus tertentu dalam waktu 2 jam dibebaskan 0,504 gram gas hidrogen (Ar H = 1). Hitung banyaknya gas oksigen (Ar = 16) yang dapat dibebaskan oleh arus yang sama dalam waktu yang sama!
Penyelesaian Diketahui : GH2 = 0,504 gram 2 H Me = 1 1 = 1 2 O Me = 16 2 = 8
Gambar 3.3 Rangkaian Dua Sel Elektrolisis dengan Sumber Listrik yang Sama
Keterangan: A : Anode K : Katode
Ditanya : GO2 ...? Jawab : 2 2 H O G G = 2 2 H O Me Me 2 O 0,504 gram G gram = 1 8 2 O G = 4,032 gram
Prinsip elektrolisis dapat diterapkan dalam industri, antara lain elektroplating (pelapisan logam secara listrik). Elektroplating adalah proses pelapisan suatu logam dengan logam lain dengan cara elektrolisis. Tujuan dari pelapisan ini ialah untuk melindungi logam yang mudah rusak karena udara (korosi) dengan logam lain yang tidak mudah berkarat atau tahan korosi.
Elektroplating dapat dilakukan pada beberapa logam oleh beberapa logam yang lainnya yang tidak mudah berkarat. Misalnya: Logam lain dilapisi nikel disebut parnikel, logam lain
dilapisi krom disebut perkrom, dan besi dilapisi tembaga.
Prinsip elektroplating ialah sebagai berikut. - Katode : logam yang akan dilapisi. - Anode : logam untuk melapisi. - Elektrolit : garam dari logam anode.
Contoh
Besi akan dilapisi tembaga, maka sebagai katodenya adalah besi, anodenya tembaga, dan sebagai elektrolit adalah tembaga sulfat CuSO4.
1. Pada elektrolisis AgNO3 dengan elektrode karbon digunakan arus listrik 2 ampere selama 20 menit. Hitung perak (Ar Ag = 108) yang diendapkan pada katode!
2. Larutan Cu(NO3)2 dielektrolisis dengan elektrode platina dan diperoleh tembaga 12,7 gram. Hitung volume oksigen yang dihasilkan pada anode!
3. Arus listrik yang sama dialirkan ke dalam larutan CuCl2 dan ke dalam larutan CrCl2. Bila 0,635 gr Cu terendapkan hitung massa Cr yang terendapkan!
(Ar Cr = 52, Ar Cu = 63,5)
4. Pada suatu elektrolisis larutan MSO4 pada katode terbentuk 0,28 gram logam M. Larutan hasil elektrolisis dapat dinetralkan dengan 50 mL larutan 0,2 mol NaOH. Hitung massa atom relatif unsur M!
