Perhitungan Hukum Faraday I dan II pada sel elektrolisis

1. The Faraday’s Law
Hukum Faraday

2. •Hukum Faraday I
Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis
berbanding lurus dengan jumlah listrik yang
digunakan. (Michael Faraday)
F=96500 coulomb
coulomb = ampere detik
i . t
F
=  Faraday

3. = massa zat yang dibebaskan/ dihasilkan (gram)
= arus (ampere)
= waktu (detik)
= massa ekivalen (gram)
=
Ar
n𝑏
nb = perubahan biloks untuk 1 mol (mol-1)

4. •Contoh 1
Berapa gram logam perak yang diendapkan jika arus listrik
10 ampere dialirkan ke dalam larutan AgNO3 selama 1 jam ?
F = 96500 coulomb
Ar Ag = 108

5. AgNO3(aq)  Ag+(aq) + NO3
-(aq)
Reaksi di Katoda : Ag+(aq) + ē  Ag(s) nb = 1 mol-1
G =
i . t . ME
F
=
i . t
F
Ar
nb
=
10 ampere . 3600 s
96500 coulomb
x
108 g mol−1
1 mol−1
= 40,29 g
 Logam perak yg diendapkan = 40,29 g

6. •Contoh 2
Arus listrik 200 coulomb dialirkan ke dalam larutan CuSO4.
tentukan massa tembaga yang diendapkan !
F = 96500 coulomb
Ar Cu = 63,5

7. CuSO4(aq)  Cu+2(aq) + SO4
-2(aq)
Reaksi di Katoda : Cu+2(aq) + 2ē  Cu(s) nb = 2 mol-1
Arus listrik 200 coulomb = i . t
G =
i . t
F
Ar
n𝑏
=
200 coulomb
96500 coulomb
x
63,5 g mol−1
2 mol−1
= 0,07 g
 Logam tembaga yg diendapkan = 0,07 g

8. •Contoh 3
Ke dalam larutan NiSO4 dialirkan arus listrik 0,2 Faraday.
Tentukanlah volume gas oksigen yang dihasilkan di anoda
(STP) !

9. NiSO4(aq)  Ni+2(aq) + SO4
-2(aq)
Reaksi di anoda : 2H2O(l)  4ē + 4H+(aq) + O2(g)
1 mol O2  4 mol ē  nb = 4
G
G
Mr
=
i . t
F
Mr
n𝑏
=  Faraday
Mr
n𝑏
= 0,2
1
4 mol−1
n= 0,05 mol
VSTP = 0,05 mol . 22,4 L mol-1 = 1,12 L

10. •Contoh 4
Ke dalam 500 mL AgNO3 0,1 M dialirkan arus listrik 10
ampere selama 965 detik. Tentukanlah pH larutan setelah
proses elektrolisis tersebut !

11. Katoda (C)
AgNO3(aq)  Ag+(aq) + NO3
-(aq) x 4
: Ag+(aq) + ē  Ag(s) x 4
Anoda (C) : 2H2O(l)  4ē + 4H+(aq) + O2(g) nb H+=1
G =
i . t
F
Ar
n𝑏
G
Ar
=
i . t
F
1
nb
=
10 ampere . 965 detik
96500 coulomb
1
1 mol−1
n =0,1 mol

12. [H+] =
0,1 mol
0,5 L
= 0,2 M = 2.10-1 M
pH = - log (2.10-1)
= 1 – log 2
 pH larutan setelah elektrolisis terjadi adalah 1 – log 2

13. •Hukum Faraday II
Jika listrik yang sama dialirkan ke dalam dua
atau lebih sel elektrolisis yang berbeda, maka
perbandingan massa zat-zat yang dibebaskan
sama dengan perbandingan massa ekivalennya.
G1
G2
=
ME1
ME2
G1.nb1
Ar1
=
G2.nb2
Ar2

14. •Contoh 1
Ke dalam larutan NiSO4 dan larutan AgNO3 yang disusun
seri, dialirkan arus listrik dan ternyata pada larutan NiSO4
dihasilkan 11,8 g endapan. Jika Ar Ni = 59 dan Ar Ag = 108,
tentukanlah massa logam Ag yang diendapkan pada larutan
AgNO3 !

15. Pada larutan NiSO4 : NiSO4(aq)  Ni+2(aq) + SO4
-2(aq)
nb = 2 mol-1
Ar = 59 g mol-1
G = 11,8 g
Pada larutan AgNO3 : AgNO3(aq)  Ag+(aq) + NO3
-(aq)
nb = 1 mol-1
Ar = 108 g mol-1
G = ?

16. GNi.nbNi
Ar Ni
=
GAg.nbAg
Ar Ag
GAg=
GNi.nbNi.ArAg
Ar Ni . nbAg
=
11 g.2 mol−1.108 gmol−1
59 gmol−1 . 1 mol−1
= 43,2 g

17. •Contoh 2
Ke dalam larutan AgNO3 dan larutan NaCl yang disusun seri,
dialirkan arus listrik sampai pH larutan NaCl adalah = 13. jika
Ar Ag=108 dan volum masing-masing larutan 1 liter, maka
tentukanlah massa perak yang diendapkan !

18. pH = 13, pOH = 1, [OH-] = 10-1 V = 1 L
Katoda (C)
NaCl(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq)
: 2H2O(aq) + 2ē  2OH-(aq) + H2(g)
0,1 mol
nb = 1 mol-1
Katoda (C)
AgNO3(aq)  Ag+(aq) + NO3
-(aq)
: Ag+(aq) + ē  Ag(s)
nb= 1 mol-1

19. GOH−.nbOH−
Mr
=
GAg.nbAg
Ar Ag
0,1 mol . 1 mol−1=
GAg.1 mol−1
108 gmol−1
GAg= 10,8 g