Makalah elektrolisis

15,105 views

Published on

Published in: Education
0 Comments
12 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
15,105
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
183
Actions
Shares
0
Downloads
460
Comments
0
Likes
12
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Makalah elektrolisis

  1. 1. BAB I PENDAHULUAN A. Latar Belakang Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aspek elektronik dan reaksi kimia. Secara garis besar, sel elektrokimia dapat digolongkan menjadi dua, yaitu Sel Galvani dan Sel Elektrolisis. Elektrokimia sendiri juga memiliki banyak manfaat dalam bidang analisis kimia. Reaksi redoks yang membutuhkan sejumlah energi agar reaksi itu dapat berlangsung disebut reaksi redoks tidak spontan. Elektrokimia dengan reaksi redoks tidak spontan terjadi pada peristiwa elektrolisis. Elektrolisis merupakan penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. Dalam elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta karena listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. Proses elektrolisis dimulai dengan masuknya elektron dari arus listrik searah kedalam larutan melalui kutub negatif. Dengan dasar diatas, kami akan membahas lebih detailnya tentang elektrolisis melalui makalah ini. Seperti susunan sel elektrolisis, macam-macamnya, hukum yang berlaku didalamnya, juga kegunaannya dalam kehidupan manusia. B. Rumusan Masalah Berdasarkan latar belakang masalah yang telah dijelaskan diatas, dapat dituliskan beberapa rumusan masalah yang akan dibahas dalam makalah ini, diantaranya : 1. Apa pengertian elektrolisis? 2. Bagaimana susunan sel elektrolisis? 3. Apa saja macam-macam reaksi katode dan anode (elektrolisis)? 4. Apa yang dimaksud dengan hukum Faraday? 5. Apa kegunaan elektrolisis? C. Tujuan Dari rumusan masalah yang telah diambil, terdapat beberapa tujuan dari pengkajian makalah yang kami tulis, yaitu : 1. Mendiskripsikan pengertian elektrolisis.
  2. 2. 2. Mengidentifikasi susunan sel elektrolisis. 3. Mengidentifikasi macam-macam reaksi katode dan anode (elektrolisis) 4. Mendiskripsikan hukum Faraday 5. Mengidintifikasi kegunaan elektrolisis
  3. 3. BAB II PEMBAHASAN Dibutuhkan sejumlah energi untuk menghasilkan reaksi redoks yang terjadi pada pemurnian logam atau pada pelapisan (penyepuhan) logam satu terhadp logam lain. Reaksi redoks yang membutuhkan sejumlah energi agar reaksi itu dapat berlangsung disebut reaksi redoks tidak spontan. 2. 1 PENGERTIAN ELEKTROLISIS Elektrokimia dengan reaksi redoks tidak spontan terjadi pada peristiwa elektrolisis. Pada elektrolisis, arus listrik digunakan untuk memacu berlangsungnya reaksi redoks yang tidak spontan. Dengan kata lain, energi listrik diubah menjadi energi kimia. Elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. Pada sel elektrolisis, reaksi kimia akan terjadi jika arus listrik dialirkan melalui larutan elektrolit,yaitu energi listrik (arus listrik) diubah menjadi energi kimia (reaksi redoks). Sel elektrolisis memiliki 3 ciri utama,yaitu : - Ada larutan elektrolit yang mengandung ion bebas. Ion – ion ini dapat memberikan atau menerima elektron sehingga elektron dapat mengalir melalui larutan. - Ada 2 elektroda dalam sel elektrolisis. - Ada sumber arus listrik dari luar,seperti baterai yang mengalirkan arus listrik searah (DC). 2. 2 SUSUNAN SEL ELEKTROLISIS Prinsip kerja sel elektrolisis berlawanan dengan sel volta. Oleh karena itu, susunan rangkaian sel elektrolisis juga berlawanan dengan susunan rangkaian sel volta. Pada sel elektrolisis, anode bermuatan positif (+) dan katode bermuatan negatif (-). Juga, pada sel elektrolisis,pemberian kutub negatif (-) dan positif (+) didasarkan pada potensial yang diberikan dari luar.
  4. 4. Dalam suatu elektrolit terdapat kation (ion positif) dan anion (ion negatif) yang berasal dari ionisasi elektrolit. Jika kita alirkan listrik dalam elektrolit tersebut, maka kation akan mengalami reduksi anion akan mengalami oksidasi. Kation akan menuju ke katode (tempat terjadi peristiwa reduksi), sedangkan anion akan menuju ke anode (tempat terjadi peristiwa oksidasi). Jadi, dalam sel elektrolisis, katode merupakan elektrode negatif sebab dituju oleh ion positif., sedangkan anode adalah elektrode positif sebab dituju oleh ion negatif. 2. 3 MACAM-MACAM REAKSI PADA KATODE DAN ANODE (ELEKTROLISIS) Sel elektrolisis mempunyai beberapa komponen utama, yaitu wadah, elektrode, elektrolit, dan sumber arus searah. Dalam sel ini, pemakaian jenis elektrode dan elektrolit sangat mempengaruhi jenis produk yang dihasilkan. Reaksi pada katode dan anode (Elektrolisis) dibagi menjadi 3 macam / kelompok : a) Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Lelehan Biasanya pada sel ini elektrode yang dipakai adalah electrode yang inert (tidak bereaksi), yaitu platina atau karbon. Lelehan adalah kondisi elektrolit tanpa mengandung pelarut (air). Jika arus listrik dialirkan kedalam senyawa ion, maka senyawa itu akan terurai menjadi anion dan kation. Pada waktu proses elektrolisis, kation akan menuju ke katode dan anion akan menuju ke anode. Kation langsung direduksi dan anion langsung dioksidasi. Contoh : Tuliskan reaksi elektrolisis yang terjadi dalam lelehan NaCl!
  5. 5. Penyelesaian : NaCl (l) → Na+ + Cl- … x 2 Katode : Na+ → Na … x 2 Anode : 2Cl- → Cl2 + 2e + 2NaCl → 2Na + Cl2 b) Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Inert (Tidak Reaktif) Unsur yang dapat dipakai sebagai elektrode inert adalah karbon (C) dan Pelatina (pt). elektrolit yang berupa larutan mengandung air. Adanya air dalam larutan mengakibatkan adanya kompetisi antara air dengan zat-zat tertentu yang terlihat dalam elektrolisis. 1) Reaksi pada Katode (Reduksi pada Kation) - Ion-ion logam golongan IA, IIA, Al, dan Mn, serta ion-ion logam yang memiliki Eo lebih kecil dari Eo H2O (-0,83) tidak direduksi dari larutan melainkan pelarutnya (air). 2H2O + 2e → 2OH- + H2 - Ion-ion logam yang mempunyai potensial reduksi lebih dari -0.83 volt direduksi menjadi logam yang diendapkanpada permukaan katode. Mn+ + ne → M - Ion H+ dari asam direduksi menjadi hydrogen. 2H+ + 2e → H2 2) Reaksi pada Anode (Oksidasi pada Anion) - Ion-ion yang mengandung oksigen (SO4 2- , NO3, CO3 2- ) kecenderungan untuk melakukan reaksi oksidasi lebih kecil dibanding air sehingga yang dioksidasi adalah air. 2H2O → 4H+ + 4e + O2 - Ion-ion yang tidak mengandung oksigen (Cl- , Br, I- ) cenderung mengalami oksidasi disbanding air sehingga yang dioksidasi ion-ion itu. 2X- → X2 + 2e - Ion OH- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen (O2) 4OH- → 2H2O + 4e + O2
  6. 6. Contoh : 1. Larutan AgNO3 menggunakan elektrode Pt Penyelesaian : Pada larutan AgNO3, kation Ag+ termasuk logam transisi sehingga kation tersebut akan direduksi. Karena anion NO3 - mengandung oksigen, senyawa yang akan dioksidasi adalah H2O. c) Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Inert (Reaktif) Pada sel ini elektrode tidak inert ikut bereaksi dan hanya terjadi di anode. Contoh dari elektrode ini adalah Cu, Fe, Zn, dan sebagainya, kecuali Pt dan C. 1) Reaksi pada Katode Reaksi yang terjadi sama dengan reaksi yang terjadi pada katode pada kondisi sel elektrolisis dengan electrode inert. 2) Reaksi pada Anode Logam anode akan teroksidasi menjadi larutan. Dalam hal ini, semua anion tidak perlu diperhatikan. Contoh : 1. Larutan CuSO4 dengan elektrode Ag Penyelesaian : pada larutan CuSO4 kation (Cu2+ ) akan direduksi di katode, sedangkan yang dioksidasi adalah elektrode Ag. CuSO4 (aq) → Cu2+ (aq) + SO4 2- (aq) Katode (Ag) : Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) … x 1 Anode (Ag) : Ag(s) → Ag+ (aq) + e- … x 2 + CuCO4(aq) + 2Ag(s) → Cu(s) + 2Ag + (aq) + SO4 2-(aq)
  7. 7. 2. 4 HUKUM FARADAY Michael Faraday (1791-1867) adalah seorang ahli kimia yang telah menemukan hubungan antara jumlah arus listrik yang dibutuhkan dengan massa zat yang dibebaskan pada proses elektrolisis. Faraday menemukan beberapa kaidah perhitungan elektrolisis yang dikenal dengan hukum Faraday. Bunyi hukum Faraday adalah sebagai berikut : I. Jumlah zat yangdihasilkan pada electrode berbanding lurus dengan jumlah arus listrik yang melalui elektrolisis. II. Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka berat zat yang dihasilakan masing masing sel berbanding lurus dengan berat ekuivalen zat itu. Gb.Hukum Faraday II Nama Michael Faraday diabadikan dengan memberikan nama salah satu satuan dalam perhitungan elektrolisis, yaitu faraday (F) yang didefinisikan, satu faraday (1 F) adalah jumlah listrik yang terdiri atas 1 mol electron atau 6,0221367 x 1023 butir elektron. Karena 1 butir elektron = 1,60217733 x 10-19 coulomb, maka 1 faraday setara dengan muatan sebesar : 6,0221367 x 1023 x 1,60217733 x 10-19 coulomb = 9,64853 x 104 coulomb, dibulatkan menjadi 9,65 x 10 4 atau 96500 coulomb. Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut : 1 faraday (F) = 1 mol elektron = 96500 coulomb
  8. 8. F = Q 96500 Q = F x 96500 Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut : Q = i x t Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut : F = Q 96500 = i x t 96500 Keterangan : F = jumlah listrik dalam faraday/ jumlah mol elektron (F) Q = coulomb (C) i = kuat arus (Ampere / A) t = waktu (detik / s) Hukum Faraday I secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut : 𝑤 = 𝑒 × 𝑖 × 𝑡 96500 = 𝑒 . 𝐹 Keterangan : w = massa zat yang dihasilkan (gr) e = massa ekuivalen = 𝐴𝑟 𝑎𝑡𝑎𝑢 𝑀𝑟 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑠𝑖 i = kuat arus (Ampere / A) t = waktu (detik / s) F = jumlah listrik dalam faraday/ jumlah mol elektron (F)
  9. 9. Jadi, jumlah faraday = jumlah mol elektron = nilai perubahan bilangan oksidasi 1 mol zat pada Hukum I Faraday, biasanya nilai nilai Ar diketahui sehingga nilai e diubah menjadi 𝑒 = 𝐴 𝑟 𝑛 dengan Ar = massa atom relatif dan n = jumlah elektron yang diterima atau dilepas jadi rumus Hukum I Faraday sebagai berikut e= 𝐴 𝑟 𝑛 𝑥 𝑖 𝑥 𝑡 𝐹 atau 𝑤 = 𝑀 𝑟 𝑛 𝑥 𝑖 𝑥 𝑡 𝐹 Contoh : 1. ke dalam 500 mL larutan AgNO30,1M dialirkan arus listrik 10 ampere selama 96.5 detik. Tentukan pH larutan setelah proses elektrolisis tersebut. Penyelesaian : Reaksi elektrolisis : AngNO3(aq) → Ag+ (aq) + NO3 - (aq) Reaksi pada katode : Ag+ (aq) + e- → Ag (s) Reaksi pada anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H+ (aq) + O2(8) Pada anode dihasilakan. Ion H+ , nilai pH larutan ditentukan berdasarkan jumlah ion H+ ini yang memiliki nilai n = 1 sehingga 𝑤 𝐴 𝑟 jumlah mol = 1 𝑛 𝑥 𝑖 𝑥 𝑡 𝐹 = 1 1 𝑥 10A 𝑥 965𝑠 96.500C = 0,1 mol [H+ ] = jumlahmol Volume = 0,1 mol𝑥 965𝑠 0,5L = 0,2M = 2 x 10-1 M pH = - log [H+ ] = - log 2 x 10-1 = 1 – log 2 jadi, pH larutan setelah elektrolisisi = 1-log 2. 2. Kedalam larutan NiSO4 dialirkan arus listrik 0,2 faraday. Temtukan volume gas oksigen yang dihasilkan di anode jika diukur pada keadaan standar. Penyelesaian : Reaksi anode : 2H2O(l) → 4e- + 4H+ (aq) + O2(g) 1 mol O2 ekuivalen dengan 4 mol elektron, berarti nilai n = 4. Arus listrik = 2,0 faraday. 𝑊 = 𝑀 𝑟 𝑛 𝑥 𝑓 (digunakan Mr karena O2 merupakan molekul) 𝑊 = 𝑊 𝑀 𝑟 = jumlah mol O2 = 1 𝑛 𝑥 𝐹 1 4 𝑥 0,2 = 0,05mol.
  10. 10. Volume O2 = jumlah mol x volume molar STP = 0,05 x 22,4L = 1,12L. Jadi, di anode dihasilkan gas O2 sebanyak 1,12L Hukum Faraday II secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut : e= 𝑖 𝑥 𝑡 𝐹 𝑥 𝑤 𝑥 𝑛 𝐴 𝑟 = konstan Jadi, rumus Hukum Faraday II yaitu sebagai berikut : 𝑤1 𝑒1 = 𝑤2 𝑒2 Keterangan : 𝑤1 = massa zat yang dihasilkan untuk elektrolisis I (gr) 𝑤2 = massa zat yang dihasilkan untuk elektrolisis II (gr) 𝑒1 = massa ekuivalen elektrolisis I 𝑒2 = massa ekuivalen elektrolisis II Contoh : 1. Ke dalam larutan AgNO3 dan larutan NaCI yang disusun seri, dialirkan arus listrik sehingga larutan NaCI memiliki pH 13. Jika diketahui Ar Ag = 108 g mol-1 dan volume setiap larutan 1 L, tentukan massa perak yang diendapkan. Penyelesaian : pH = 13, berarti pOH = 1 atau [OH- ] = 0,1 M. Jumlah mol OH = V x M = 1 x 0,1 mol. 𝑤 𝐴 𝑔 𝑥 𝑛 𝐴g 𝐴 𝑟 g = 𝑤 𝑜𝐻− 𝑥 𝑛 𝑜𝐻− 𝑀𝑟 OH− nOH - = 1 dan jumlah mol adalah 𝑊OH− 𝑀 𝑟 OH− WAg = jumlah mol OH- x n OH- x 𝐴r Ag 𝑛 𝐴g = 0,1 mol x 1 x 108gmol−1 1 = 10,8 gram. Jadi, massa perak yang diendapkan 10, g.
  11. 11. 2. Arus listrik dialirkan kedalam larutan NiSO4 dan larutan AgNO3 yang disusun seri dan dihasilkan 11,8 g endapan. Jika diketahui Ar Ni = 59 g mol-1 , tentukan massa logam Ag yang diendapkan pada larutan AgNO3. Penyelesaian : - Pada larutan I (NiSO4): - Pada larutan II (AgNO3): NiSO4(aq) → Ni2+ (aq) SO4 2- (aq) AgNO3(aq) → Ag+ (aq) + NO3 - (aq) nNi = 2 nAg = 1 ArNi = 59 Ar Ag = 108 wNi = 11,8 g WAg =…? 𝑤 𝐴𝑔 𝑒 𝐴𝑔 = 𝑤 𝑁𝑖 𝑒 𝑁𝑖 𝑤AgxnAg 𝐴 𝑟 𝐴g = 𝑤NixnNi 𝐴 𝑟Ni 𝑤Ag = 𝑤NixnNi 𝐴 𝑟 𝑁𝑖 𝑥 𝐴rAg 𝑛 𝐴g = 11,8g x 2 59g mol−1 x 108gmol−1 1 = 43,2g Jadi, massa perak yang diendapkan = 43,2g. 2. 5 KEGUNAAN ELEKTROLISIS a) Pemurnian Logam Logam yang ada dialam sebagian besar masih bercampur dengan logam lain. Untuk mendapatkan logam yang diinginkan, tentu saja zat lain yang bercampur dengan logam itu harus dihilangkan. Apabila campuran zat lain itu sudah hilang, maka fungsi logam yang kita kehendaki akan optimal dalam penggunaannya. Pada contoh berikut, akan dibahas tentang cara menghilangkan zat-zat lain yang bercampur dengan tembaga sehingga diperoleh unsur tembaga murni. Tembaga adalah logam penghantar listrik yang baik. Supaya konduktivitasnya (daya hantar listrik) meningkat, maka tembaga perlu dibersihkan dari pengotornya.sel elektrolisis sering digunakan untuk memurnikan logam (dalam hal ini tembaga) dari pengotornya. Sebagai katode, tempatkan tembaga yang akan anda murnikan,
  12. 12. sedangkan tembaga murni ditempatkan sebagai anode. Elektrolit yang digunakan adalah larutan yang mengandung kation logam yang akan dimurnikan ( dalam hal ini adalah larutan CuSO4). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : CuSO4 (aq) → Cu2+ (aq) + SO4 2- (aq) Katode (tembaga kotor) : Cu2+ (aq) + 2e → Cu(s) Anode (tembaga murni) : Cu(s) → Cu2+ (aq) + 2e Kation tembaga direduksi menjadi tembaga yang mengendap di katode. Kation Cu2+ dari anode menuju larutan menggantikan ion Cu2+ yang mengalami reduksi. Dengan mengatur tegangan selama elektrolisis, logam pengotor katode yang mempunyai potensial lebih positif dari tembaga yang akan jatuh ke bawah dan tidak larut. Adapun pengotor yang mempunyai potensial lebih negative dari tembaga, akan larut tetapi tidak akan mengendap di katode. Supaya kotoran itu tidak ke mana-mana, maka harus ada penyaring sehingga daerah katode akan bersih. b) Penyepuhan Logam Untuk mencegah logam supaya tidak mudah berkarat atau untuk memperindah warna logam, suatu logamdapat dilapisi dengan logam yang lain. Proses pelapisan logam oleh logam lain ini dikenal dengan nama penyepuhan logam. Logam yang biasa digunakan untuk melapisi (menyepuh) adalah emas, perak, kromium, titanium dan nikel.benda-benda yang biasa dilapisi adalah mesin-mesin kendaraan bermotor, alat-alat rumah tangga, dan aksesoris. Pada penyepuhan ini, digunakan elektrode yang reaktif dan elektrolit larutan yang mengandung kation logam yang akan melapisi. Misalnya untuk melapisi sendok dengan perak, logam yang digunakan sebagai anode, sedangkan elektrolit yang digunakan adalah larutan AgNO3.Korosi (Perkaratan) adalah proses teroksidasinya suatu logam oleh berbagai zat menjadi senyawa. Proses korosi merupakan peristiwa elektrokimia. Suatu logam akan mengalami korosi bila permukaan logam terdapat bagian yang berperan sebagai anoda dan di bagian lain berperan sebagai katoda. Proses korosi yang banyak terjadi adalah
  13. 13. korosi pada besi. Bagian tertentu dari besi berperan sebagai anoda, sehingga besi mengalami oksidasi. Fe (s) <-----> Fe2+ (aq) + 2e Cara Mencegah Korosi Korosi dapat menimbulkan kerugian karena selain merusak alat atau bangunan dari logam juga menyebabkan logam menjadi rapuh dan tidak mengkilat. Oleh karena itu proses korosi logam harus dicegah. Setelah kita mempelajari faktor-faktor yang mempengaruhi korosi, tentunya kita tahu bagaimana cara mencegahnya. Pada dasarnya pencegahan korosi adalah mencegah kontak langsung antara logam dengan zat-zat yang menyebabkan korosi atau mengusahakan agar logam yang dilindungi dari korosi berperan sebagai katoda. Cara-cara pencegahan korosi yang sering dilakukan adalah sebagai berikut. 1) Melapisi logam dengan cat, minyak atau oli, plastik atau dengan logam lain yang tahan korosi misalnya krom, nikel, perak, dan sebagainya. 2) Perlindungan katoda. Logam yang dilindungi dari korosi diposisikan sebagai katoda, kemudian dihubungkan dengan logam lain yang lebih mudah teroksidasi (memiliki E° lebih negatif dari logam yang dilindungi). Misalnya pipa besi dalam tanah dihubungkan dengan logam Mg. Logam Mg sengaja dikorbankan agar teroksidasi tetapi pipa besi tidak teroksidasi. 3) Membuat alloy atau paduan logam, misalnya besi dicampur dengan logam Ni dan Cr menjadi baja stainless (72% Fe, 19%Cr, 9%Ni). Adapun reaksi yang terjadi pada penyepuhan sendok dengan perak adalah sebagai berikut : AgNO3 → Ag+ + NO3 - Katode (sendok) : Ag+ (aq) + e → Ag(s) Anode (perak) : Ag(s) → Ag+ (aq) + e Proses yang tejadi adalah kation dari larutan mengalamireduksi kemudian mengendap di permukaan katode (sendok). Logam perak pada anode mengalami oksidasi dan menghasilkan kation yang menuju ke larutan untuk menggantikan kation larutan yang mengalami reduksi.
  14. 14. c) Produksi Gas Metode elektrolisis dipakai oleh industry untuk membuat gas klorin, oksigen, dan hidrogen dalam jumlah besar. Untuk memproduksi gas oksigen (O2) biasanya digunakan larutan yang mengandung anion SO4 2- , NO3, dan CO3 2- . Demikian pula untuk memproduksi gas hydrogen (H2) digunakan larutan yang mengandung kation dari golongan alkali dan alkali tanah. Akan tetapi, jika ingin memproduksi gas dari golongan VIIA, digunakan larutan yang mengandung anion dari golongan tersebut. Pada pembuatan gas dengan proses elektrolisis, elektrode yang digunakan harus dari logam inert. Contoh pembuatan gas hidrogen dan oksigen, dengan elektrolit yang digunakan adalah K2SO4 dan elektrodenya C sebagai berikut. Reaksi yang terjadi adalah : K2SO4 (aq) → 2K+ (aq) + SO4 2- (aq) Katode: 2H2O(l) + 2e → 2OH- (aq) + H2 (g) Anode : 2H2O(l) → 4H+ (aq) + 4e + O2 (g) Larutan K2SO4 diperlukan sebagai penghantar listrik. Karena yang bereaksi air, maka lama kelamaan air akan habis sehingga perlu selalu ditambah.
  15. 15. BAB III KESIMPULAN 1. Pengertian elektrolisis, elektrolisis adalah penguraian suatu elektrolit oleh arus listrik. 2. Susunan sel elektrolisis, yaitu anode bermuatan positif (+) dan katode bermuatan negatif (-). Juga, pemberian kutub negatif (-) dan positif (+) didasarkan pada potensial yang diberikan dari luar. 3. Macam-macam reaksi katode dan anode (elektrolisis), meliputi - Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Lelehan - Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Inert (Tidak Reaktif), yang terdiri dari Reaksi pada Katode (Reduksi pada Kation) dan Reaksi pada Anode (Oksidasi pada Anion) - Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Larutan dan Elektrode Tidak Inert (Reaktif), yang terdiri dari Reaksi pada Katode dan Reaksi pada Anode 4. Hukum Faraday, a. Hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut : F = Q 96500 = i x t 96500 b. Hukum Faraday, terdiri dari - Hukum Faraday I, secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut : 𝑤 = 𝑒 × 𝑖 × 𝑡 96500 = 𝑒 . 𝐹 e= 𝐴 𝑟 𝑛 𝑥 𝑖 𝑥 𝑡 𝐹 atau 𝑤 = 𝑀 𝑟 𝑛 𝑥 𝑖 𝑥 𝑡 𝐹 - Hukum Faraday II, secara matematis dapat dirumuskan sebagai berikut : e= 𝑖 𝑥 𝑡 𝐹 𝑥 𝑤 𝑥 𝑛 𝐴 𝑟 = konstan 𝑤1 𝑒1 = 𝑤2 𝑒2 c. Kegunaan elektrolisis, meliputi Pemurnian Logam, Penyepuhan Logam, dan Produksi Gas
  16. 16. DAFTAR PUSTAKA Harjani, Tarti, dkk. 2012. Kimia untuk SMA/MA Kelas XII. Sidoarjo : Masmedia Buana Pustaka. Abdul Khakim, “Laporan Elektrolisis”, Jembatan Dunia, diakses dari http:// abdul01puring.blogspot.com /2011/10/laporan-elektrolisis.html, pada tanggal 8 Mei 2014 pukul 11.45 Galuh Eka Trisna,“Kimia Sel Elektrokimia”, Slide Share, diakses dari http://www.slideshare.net/amaen/kimia3docx, pada tanggal 8 Mei 2014 pukul 10.10 Nurul Istiqomah,“Kimia Sel Elektrokimia”, Slide Share, diakses dari http://www.slideshare.net/amaen/kimia1docx, pada tannggal 8 Mei 2014 pukul 10.00

×