Hukum Faraday

Hukum Faraday – Pengantar
Aspek kuantitatif dari elektrolisis dirumuskan oleh Michael Faraday, seorang ahli kimia dan fisika dari Inggris, dalam dua hukum elektrolisis Faraday. Hukum-hukum elektrolisis Faraday menyatakan hubungan antara massa zat yang dihasilkan di elektrode dengan muatan listrik yang disuplai pada elektrolisis.

Lihat juga materi lainnya:
Teori Asam Basa
Elektron Valensi

Hukum Faraday I

“Massa zat yang dihasilkan pada suatu elektrode selama elektrolisis (G) berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang digunakan (Q).”

Secara matematis, hukum Faraday I dapat ditulis dalam persamaan berikut.

G \sim Q

Sebagaimana jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus listrik (i) dengan selang waktu (t),

Q = i × t

G \sim i \times t

massa zat yang dihasilkan selama elektrolisis (G) juga berbanding lurus dengan kuat arus (i) dan selang waktu (t).

Muatan listrik (Q) yang digunakan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah mol elektron yang terlibat dalam reaksi redoks (ne). Secara eksperimen diperoleh bahwa 1 mol elektron memiliki muatan listrik sebesar 96.500 coulomb. Nilai muatan listrik elektron ini ditetapkan sebagai konstanta Faraday (F). Jadi, hubungan ini dapat dirumuskan sebagai berikut.

Q = ne × F

Hukum Faraday II

“Massa zat yang dihasilkan pada suatu elektrode selama elektrolisis (G) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat tersebut (Mek).”

Secara matematis, hukum Faraday II dapat ditulis dalam persamaan berikut.

G \sim M_{ek}

Massa ekivalen zat adalah massa zat dengan jumlah mol setara secara stoikiometri dengan 1 mol elektron. Massa ekivalen dari suatu unsur sama dengan massa atom relatif (Ar) dari unsur tersebut dibagi dengan perubahan bilangan oksidasi (biloks) yang dialami dalam reaksi elektrolisis.

M_{ek} = \frac{A_r}{perubahan biloks}

Berdasarkan konsep stoikiometri dasar mengenai hubungan massa (m), jumlah mol (n) dan massa molar (}) sebagai berikut:

m = n \times \}

G = n_e \times M_{el}

G = \frac{Q}{F} \times M_{ek}

G = \frac{i \times t}{F} \times M_{ek}

akan didapat persamaan di atas yang merupakan gabungan dari kedua hukum Faraday, di mana:

G \sim i \times t \times M_{ek}

G     = massa zat yang dihasilkan (gram)
Q     = muatan listrik (coulomb)
i       = kuat arus listrik (ampere)
t       = waktu (sekon)
Mek = massa ekivalen zat (gram/mol)
F      = konstanta Faraday (96.500 coulomb/mol)

Oleh karena itu, jika diberikan jumlah muatan listrik yang sama, maka perbandingan massa zat-zat yang dihasilkan akan sama dengan perbandingan massa ekivalennya masing-masing.

G_A : G_B = M_{ek A} : M_{ek B}

Secara sistematis, hubungan antara jumlah listrik yang dialirkan dengan massa zat yang dihasilkan dalam elektrolisis dapat dilihat pada skema berikut.

hukum faraday listrik dan elektrolisis

Contoh Soal Hukum Faraday dan Pembahasan

1. Berapa gram kalsium yang dapat dihasilkan dari elektrolisis lelehan CaCl2 dengan elektroda grafit selama satu jam jika digunakan arus 10 A? (Ar Ca = 40)

Jawab:

Massa Ca yang dihasilkan dapat dihitung dengan rumus:

G_{Ca} = \frac{i \times t}{F} \times M_{ek Ca}

Diketahui i = 10 A; t = 1 jam = 3.600 s

Setengah reaksi reduksi kalsium pada elektrolisis: Ca2+ + 2e → Ca, sehingga:

M_{ek Ca} = \frac{A_r Ca}{perubahan biloks Ca} = \frac{40 g mol^{-1}}{2}

M_{ek Ca} = 20 g mol^{-1}

Jadi, diperoleh:

G_{Ca} = \frac{(10 A)(3.600 s)}{96.500 C mol^{-1}} \times 20 g mol^{-1}

G_{Ca} = 7,461 g

2. Sejumlah arus dapat mengendapkan 1,56 gram perak dari larutan AgNO3. Jika arus yang sama dialirkan selama selang waktu yang sama ke dalam lelehan AlCl3, berapa gram aluminium yang dapat diendapkan? (Ar Ag = 108; Al = 27)

Jawab:

Massa Al dapat dihitung dengan rumus:

G_{Al} : G_{Ag} = M_{ek Al} : M_{ek Ag}

Diketahui GAg = 1,56 g

Setengah reaksi reduksi Al dan Ag:

Al3+ + 3e → Al, sehingga M_{ek Al} = \frac{A_r Al}{perubahan biloks Al}.

M_{ek Al} = \frac{27 g mol^{-1}}{3} = 9 g mol^{-1}

Ag+ + e → Ag, sehingga M_{ek Ag} = \frac{A_r Ag}{perubahan biloks Ag}.

M_{ek Ag} = \frac{108 g mol^{-1}}{1} = 108 g mol^{-1}

G_{Al} : 1,56 g = 9 g mol^{-1} : 108 g mol^{-1}

Jadi, G_{Al} = \frac{9}{108} \times 1,56 g = 0.13 g.

3. Hitunglah volum gas hidrogen pada keadaan STP yang terbentuk dari elektrolisis larutan KBr menggunakan arus 1,93 A selama 5 menit.

Jawab:

Muatan listrik yang digunakan dihitung dengan rumus: Q = i × t

Diketahui i = 1,93 A; t = 5 menit = 300 s

Q = (1,93 A)(300 s) = 579 C

Jumlah mol elektron yang terlibat dalam reaksi elektrolisis dihitung dengan rumus: Q = ne × F

n_e = \frac{Q}{F} = \frac{579 C}{96.500 C mol^{-1}}

n_e = 0,006 mol

Setengah reaksi pembentukan H2 pada elektrolisis larutan KBr:

2H2O(l) + 2e → H2(g) + 2OH(aq)

Berdasarkan perbandingan koefisien reaksi, n_e : n_{H_2} = 2 : 1.

n_{H_2} = \frac{1}{2} n_e = \frac{1}{2} \times 0,006 mol

n_{H_2} = 0,003 mol

Jadi, volum H_2 STP = 22,4 L mol^{-1} \times n_{H_2}.

volum H_2 STP = 22,4 L mol^{-1} \times 0,003 mol

volum H_2 STP = 0,0672 L

Hukum Faraday: Sumber Referensi

Brown, Theodore L. et al. 2015. Chemistry: The Central Science (13th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.
Housecroft, Catherine E. & Constable, Edwin C. 2010. Chemistry (4th edition). Harlow: Pearson Education Limited
Johari, J.M.C. & Rachmawati, M. 2008. Kimia SMA dan MA untuk Kelas XII Jilid 3. Jakarta: Esis
McMurry, John E., Fay, Robert C., & Robinson, Jill K. 2016. Chemistry (7th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.
Purba, Michael. 2007. Kimia 3B untuk SMA Kelas XII. Jakarta: Erlangga

Judul Artikel: Hukum Faraday
Kontributor: Nirwan Susianto, S.Si.
Alumni Kimia UI

Materi lainnya:

  1. Reaksi Redoks
  2. Termokimia
  3. Tata Nama Senyawa