Penerapan Hukum Faraday Pada Reaksi Sel Elektrolisis - Primalangga -->

Hukum Faraday Pada Reaksi Sel Elektrolisis

Michael Faraday pakar Kimia-Fisika Inggris. Faraday menyatakan bahwa sel elektrolisis dapat digunakan untuk menentukan banyaknya zat yang bereaksi berdasarkan jumlah muatan listrik yang digunakan dalam rentang waktu tertentu.

a. Hukum Faraday
Dalam sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks. Pernyataan ini merupakan prinsip dasar Hukum Faraday, yaitu:

1. Jumlah zat yang dihasilkan di electrode pada peristiwa elektrolisis sebanding dengan besarnya muatan listrik (aliran elektron) yang dialirkan selama elektrolisis berlangsung.
2. Massa ekuivalen zat yang diendapkan pada elektrode akan setara jika muatan listrik yang dialirkan ke dalam sel sama.

Aliran listrik adalah aliran elektron. Oleh karena itu, muatan listrik yang terlibat dalam sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan muatan electron pada  reaksi redoks pada sel elektrokimia.Menurut Millikan  muatan elektron: e = 1,60217733 × 10–19C.
Misal di dalam sel elktrolisis di katode terjadi reduksi terhadap ion logam Ag+ seperti reaksi Ag+ + e à Ag

Berdasarkan reaksi tsb, untuk mereduksi 1 mol ion Ag+ menjadi logam perak Ag diperlukan 1 mol electron. Jika muatan listrik setiap electron = 1,602 × 10–19C dan 1 mol electron = 6,02 x 1023 buah electron, maka muatan satu mol electron
 q =1,602 ×10–19 x 6,02 x 1023
    = 96.487 C ≈ 96.500 Coulomb.
Muatan listrik yang setara dengan 1 mol electron disebut 1 Faraday ( 1 F ).
Jadi 1 F = 96.500 C = 1 mol electron
Keterangan:
= massa zat (g)
= massa ekuivalen atau Mr/valensi
= kuat arus (A)
= waktu (s)
=tetapan Faraday = 96.500 coulomb
= 1 mol elektron
Untuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama berlaku 

b. Hukum II Faraday
Jika arus listrik yang sama dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding dengan massa ekuivalen masing-masing zat tersebut.   
Keterangan:
wA = massa zat A                                    w= massa zat B
e= massa ekuivalen zat A                      e= massa ekuivalen zat B

Contoh soal Sel Elektrolisis dan Hukum Faraday

Soal No 1
Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO4dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)

Jawab
Di katode, terjadi reaksi reduksi   Cu2+(aq) + 2 e– à Cu(s)
t = 20 menit = 1.200 s
     e = Ar/ valensi =   63,5/ 2   = 31,75 
 w =  (eit)/96.500     =     ( 31,75 x 2 x 1200 )/ 96500   = 0,79 gram
Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,79 g.
Soal No 2 
Ke dalam 500 ml larutan CuSO4 0,1 M dilewatkan arus sebesar 0,02 F.
a.  Tulis reaksi elektrolisisnya
b. Hitung volume oksigen (STP) yang  dihasilkan di anode
c. Hitung pH larutan sesudah  elektrolisis

Jawab
a. Reaksi elektrolisisnya
Katode  Cu2+ + 2e à Cu
Anode  2H2O à O2 + 4H+ + 4e

b. mol electron = 0,2 F = 0,02 mol
mol O2 di anode = 1/4 x 0,02 mol  = 0,005 mol
                      
Volume O2 (STP) = 0,005 x 22,4 liter
                                    = 0,112 liter
c. pH berkaitan dengan ion H+Jadi  hitung mol H+ pada anode
               
 4/4 x 0,02 mol = 0.02 mol

Bila volume dianggap tak berubah :     200 ml atau 0,2 liter
maka (H+)  =  0.02 mol/ 0,2 l  =  0,1 M
pH = 1.

Soal No 3
Arus listrik sebesar 965 mA dialirkan melalui suatu larutan asam selama 5 menit. Banyaknya gas hidrogen yang terbentuk adalah....
A. 3,0 × 10−3 mol
B. 2,5 × 10−3 mol
C. 2,0 × 10−3 mol
D. 1,5 × 10−3 mol
E. 1,0 × 10−3 mol

Pembahasan
Gas hidrogen yang terbentuk berasal dari reduksi ion H+ dengan reaksinya sebagai berikut: 2H+ + 2e → H2

Terlebih dulu menentukan jumlah mol elektronnya 
dengan data:
i = 965 mA = 0,965 A
t = 5 menit = 300 sekon

diperoleh jumlah mol elektronnya

Berikutnya, menentukan jumlah mol gas H2 yang terbentuk
Soal No. 4
Proses elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda karbon, digunakan arus sebesar 10 ampere selama 30 menit. Massa logam natrium yang diperoleh adalah....(Ar Na = 23; Cl = 35,5)
A. (23 × 10 × 30 × 60) / (96500)
B. (23 × 10 × 30) / (96500)
C. (58,5 × 10 × 30 × 60) / (96500)
D. (58,5 × 10 × 30) / (96500)
E. (58,8 × 10 × 30 × 60) / (2 × 96500)


Pembahasan
Elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda karbon.
Data soal:
i = 10 A
t = 30 menit = 30 × 60 detik
m Na =................

Dengan menggunakan aplikasi hukum Faraday 
dimana e adalah massa ekivalen, i adalah kuat arus dan t adalah waktu dalam sekon. Massa ekivalen dari Na adalah
e = Ar / biloks = 23 / 1 = 23

sehingga massa logam natrium yang diperoleh adalah 
Jawaban: A


Soal No 5
Arus listrik 0,2 ampere dilewatkan selama 50 menit ke dalam sel elektrolisis yang mengandung larutan CuCl2. Hitunglah endapan Cu yang terbentuk pada katode. (Ar Cu=63,5)

Pembahasan
Hitung endapan Cu, wCu, menggunakan rumus:
wCu = (1/96.500) x I x t x MECu = dimana ME = Ar/biloks

Diketahui:
Arus, I =  0,2 A;
Waktu, t = 50 menit = 50 x 60 detik = 3.000 detik
Cari nilai MECu dengan menuliskan reaksi reduksi Cu:
Cu2+(aq) + 2e → Cu(s) ;   MECu = Ar/biloks = 63,5/2 = 31,75

Jadi, diperoleh:
WCu = (1/96.500) x 0,2 A x 3.000 detik x 31,75 = 0,197 g.


Soal No. 6
Larutan ZnSO4 dielektrolisis dengan arus listrik 5 ampere selama 10 menit. Bila Ar Zn = 65, endapan Zn yang terbentuk di katoda sebanyak....
A. 0,84 gram
B. 1,01 gram
C. 1,68 gram
D. 2,02 gram
E. 2,34 gram

Pembahasan
Elektrolisis larutan ZnSO4.
Data:
i = 5 A
t = 10 menit = 600 sekon
Ar Zn = 65
m =............

massa ekivalen dari Zn
e = 65 / 2 = 32,5

sehingga massa yang diperoleh adalah 



Penerapan Hukum Faraday Pada Reaksi Sel Elektrolisis

PENGUMUMAN

KUNCI JAWABAN MANDIRI K13N SMA KELAS 10-12 LENGKAP. KLIK DISINI.!

Hukum Faraday Pada Reaksi Sel Elektrolisis

Michael Faraday pakar Kimia-Fisika Inggris. Faraday menyatakan bahwa sel elektrolisis dapat digunakan untuk menentukan banyaknya zat yang bereaksi berdasarkan jumlah muatan listrik yang digunakan dalam rentang waktu tertentu.

a. Hukum Faraday
Dalam sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks. Pernyataan ini merupakan prinsip dasar Hukum Faraday, yaitu:

1. Jumlah zat yang dihasilkan di electrode pada peristiwa elektrolisis sebanding dengan besarnya muatan listrik (aliran elektron) yang dialirkan selama elektrolisis berlangsung.
2. Massa ekuivalen zat yang diendapkan pada elektrode akan setara jika muatan listrik yang dialirkan ke dalam sel sama.

Aliran listrik adalah aliran elektron. Oleh karena itu, muatan listrik yang terlibat dalam sel elektrokimia dapat ditentukan berdasarkan muatan electron pada  reaksi redoks pada sel elektrokimia.Menurut Millikan  muatan elektron: e = 1,60217733 × 10–19C.
Misal di dalam sel elktrolisis di katode terjadi reduksi terhadap ion logam Ag+ seperti reaksi Ag+ + e à Ag

Berdasarkan reaksi tsb, untuk mereduksi 1 mol ion Ag+ menjadi logam perak Ag diperlukan 1 mol electron. Jika muatan listrik setiap electron = 1,602 × 10–19C dan 1 mol electron = 6,02 x 1023 buah electron, maka muatan satu mol electron
 q =1,602 ×10–19 x 6,02 x 1023
    = 96.487 C ≈ 96.500 Coulomb.
Muatan listrik yang setara dengan 1 mol electron disebut 1 Faraday ( 1 F ).
Jadi 1 F = 96.500 C = 1 mol electron
Keterangan:
= massa zat (g)
= massa ekuivalen atau Mr/valensi
= kuat arus (A)
= waktu (s)
=tetapan Faraday = 96.500 coulomb
= 1 mol elektron
Untuk 2 elektrolit atau lebih yang dielektrolisis dengan jumlah arus yang sama berlaku 

b. Hukum II Faraday
Jika arus listrik yang sama dialirkan ke dalam beberapa sel elektrolisis maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-masing elektrodenya sebanding dengan massa ekuivalen masing-masing zat tersebut.   
Keterangan:
wA = massa zat A                                    w= massa zat B
e= massa ekuivalen zat A                      e= massa ekuivalen zat B

Contoh soal Sel Elektrolisis dan Hukum Faraday

Soal No 1
Berapakah massa tembaga yang diendapkan di katode pada elektrolisis larutan CuSO4dengan menggunakan arus 2 A selama 20 menit. (Ar Cu = 63,5 g/mol)

Jawab
Di katode, terjadi reaksi reduksi   Cu2+(aq) + 2 e– à Cu(s)
t = 20 menit = 1.200 s
     e = Ar/ valensi =   63,5/ 2   = 31,75 
 w =  (eit)/96.500     =     ( 31,75 x 2 x 1200 )/ 96500   = 0,79 gram
Jadi, massa tembaga yang diendapkan pada katode adalah 0,79 g.
Soal No 2 
Ke dalam 500 ml larutan CuSO4 0,1 M dilewatkan arus sebesar 0,02 F.
a.  Tulis reaksi elektrolisisnya
b. Hitung volume oksigen (STP) yang  dihasilkan di anode
c. Hitung pH larutan sesudah  elektrolisis

Jawab
a. Reaksi elektrolisisnya
Katode  Cu2+ + 2e à Cu
Anode  2H2O à O2 + 4H+ + 4e

b. mol electron = 0,2 F = 0,02 mol
mol O2 di anode = 1/4 x 0,02 mol  = 0,005 mol
                      
Volume O2 (STP) = 0,005 x 22,4 liter
                                    = 0,112 liter
c. pH berkaitan dengan ion H+Jadi  hitung mol H+ pada anode
               
 4/4 x 0,02 mol = 0.02 mol

Bila volume dianggap tak berubah :     200 ml atau 0,2 liter
maka (H+)  =  0.02 mol/ 0,2 l  =  0,1 M
pH = 1.

Soal No 3
Arus listrik sebesar 965 mA dialirkan melalui suatu larutan asam selama 5 menit. Banyaknya gas hidrogen yang terbentuk adalah....
A. 3,0 × 10−3 mol
B. 2,5 × 10−3 mol
C. 2,0 × 10−3 mol
D. 1,5 × 10−3 mol
E. 1,0 × 10−3 mol

Pembahasan
Gas hidrogen yang terbentuk berasal dari reduksi ion H+ dengan reaksinya sebagai berikut: 2H+ + 2e → H2

Terlebih dulu menentukan jumlah mol elektronnya 
dengan data:
i = 965 mA = 0,965 A
t = 5 menit = 300 sekon

diperoleh jumlah mol elektronnya

Berikutnya, menentukan jumlah mol gas H2 yang terbentuk
Soal No. 4
Proses elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda karbon, digunakan arus sebesar 10 ampere selama 30 menit. Massa logam natrium yang diperoleh adalah....(Ar Na = 23; Cl = 35,5)
A. (23 × 10 × 30 × 60) / (96500)
B. (23 × 10 × 30) / (96500)
C. (58,5 × 10 × 30 × 60) / (96500)
D. (58,5 × 10 × 30) / (96500)
E. (58,8 × 10 × 30 × 60) / (2 × 96500)


Pembahasan
Elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda karbon.
Data soal:
i = 10 A
t = 30 menit = 30 × 60 detik
m Na =................

Dengan menggunakan aplikasi hukum Faraday 
dimana e adalah massa ekivalen, i adalah kuat arus dan t adalah waktu dalam sekon. Massa ekivalen dari Na adalah
e = Ar / biloks = 23 / 1 = 23

sehingga massa logam natrium yang diperoleh adalah 
Jawaban: A


Soal No 5
Arus listrik 0,2 ampere dilewatkan selama 50 menit ke dalam sel elektrolisis yang mengandung larutan CuCl2. Hitunglah endapan Cu yang terbentuk pada katode. (Ar Cu=63,5)

Pembahasan
Hitung endapan Cu, wCu, menggunakan rumus:
wCu = (1/96.500) x I x t x MECu = dimana ME = Ar/biloks

Diketahui:
Arus, I =  0,2 A;
Waktu, t = 50 menit = 50 x 60 detik = 3.000 detik
Cari nilai MECu dengan menuliskan reaksi reduksi Cu:
Cu2+(aq) + 2e → Cu(s) ;   MECu = Ar/biloks = 63,5/2 = 31,75

Jadi, diperoleh:
WCu = (1/96.500) x 0,2 A x 3.000 detik x 31,75 = 0,197 g.


Soal No. 6
Larutan ZnSO4 dielektrolisis dengan arus listrik 5 ampere selama 10 menit. Bila Ar Zn = 65, endapan Zn yang terbentuk di katoda sebanyak....
A. 0,84 gram
B. 1,01 gram
C. 1,68 gram
D. 2,02 gram
E. 2,34 gram

Pembahasan
Elektrolisis larutan ZnSO4.
Data:
i = 5 A
t = 10 menit = 600 sekon
Ar Zn = 65
m =............

massa ekivalen dari Zn
e = 65 / 2 = 32,5

sehingga massa yang diperoleh adalah 



Load Comments

Dapatkan Pembahasan Terupdate

Notifications

Disqus Logo
close