Sel elektrokimia dan hukum Faraday membahas tentang sel galvani, sel elektrolisis, dan hukum Faraday pertama dan kedua. Sel galvani dapat mengubah energi kimia menjadi listrik, sedangkan sel elektrolisis sebaliknya. Hukum Faraday menyatakan hubungan antara jumlah zat yang bereaksi dengan jumlah listrik yang mengalir.

1. Sel Elektrokimia &
Hukum Faraday
Kimia XI

2. Nama Anggota:
- Niko Lindasari
- Ruri Eki Hari Saputri
- Suci Ayuni Auliadani
XI TPHP
In BBPP (Balai Besar Pelatihan Pertanian)

3. Daftar Isi :
1. Sel Elektokimia :
a) Sel Galvani / Sel Volta
b) Sel Elektrolisis
2. Hukum Faraday
a) Hukum Faraday 1
b) Hukum Faraday 2

4. 1. Sel ElektrokimiaElektrokimia merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang hubungan antara
perubahan zat dengan arus listrik yang berlangsung dalam sel elektrokimia.
Sel elektrokimia adalah suatu sel yang disusun untuk mengubah energi kimia menjadi
energi listrik atau sebaliknya.
Sel elektrokimia di bedakan menjadi dua yaitu sel volta atau sel galvani dan sel
elektrolisis.

5. Sel volta atau sel galvani adalah suatu sel elektrokimia yang
terdiri atas dua buah elektrode yang dapat menghasilkan energi
listrik akibat terjadinya reaksi redoks secara spontan pada kedua
elektroda tersebut. yaitu sel yang mengubah energi kimia
menjadi energi listrik.
Sel Galvani / Sel Volta disebut juga sel kimia. Sel Galvani
dipakai sebagai sumber listrik untuk penerangan, pemanasan,
menjalankan motor, dan sebagainya.
Reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya
energi listrik ini ditemukan oleh Alessandro Guiseppe Volta
(1800) dan Luigi Galvani (1780).
Luigi Galvani
Alessandro Guiseppe VoltaA. SEL VOLTA ATAU SEL GAVANI

6. a. Sel Volta atau Sel Gavani
1. Deret Volta
a) Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au.
b) Semakin ke kanan, semakin mudah direduksi dan sukar di oksidasi.
c) Semakin ke kiri semakin mudah dioksidasi dan sukar direduksi.
2. Prinsip kerja
a) Terdiri atas elektrode dan elektrolit yang dihubungkan dengan sebuah jembatan garam.
b) Pada anode terjadi reaksi oksidasi dan pada katode terjadi reaksi reduksi.
c) Arus elektron mengalir dari katode ke anode.
d) Arus listrik mengalir dari katode ke anode.
e) Adanya jembatan garam untuk menyeimbangkan ion-ion dalam

7. Bagian–Bagian
SelGalvaniatauSelVolta
1. Voltmeter, untuk menentukan
besarnya potensial sel.
2. Jembatan garam (salt bridge),
untuk menjaga kenetralan muatan
listrik pada larutan.
3. Anode, elektrode negatif, tempat
terjadinya reaksi oksidasi. pada
gambar, yang bertindak sebagai
anode adalah elektrode Zn/seng
(zink electrode).
4. Katode, elektrode positif, tempat
terjadinya reaksi reduksi. pada
gambar, yang bertindak sebagai
katode adalah elektrode
Cu/tembaga (copper electrode).

8. Susunan Sel Volta
Pada gambar di atas, logam X mempunyai potensial reduksi yang lebih positif dibanding logam Y,
sehingga logam Y bertindak sebagai anoda dan logam X bertindak sebagai katoda. Jembatan garam
mengandung ion-ion positif dan ion-ion negatif yang berfungsi menetralkan muatan positif dan negatif
dalam larutan elektrolit.
Contoh Soal Penulisan Notasi Sel :
Tuliskan notasi sel untuk reaksi
Cu2+ +Zn ® Cu + Zn2+
Maka notasi selnya : Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu
Notasi sel : Y | ion Y || ion X | X
Pada notasi sel, bagian kanan menyatakan katode (yang
mengalami reduksi), dan bagian kiri menyatakan anode
(yang mengalami oksidasi). Pemisahan oleh jembatan garam
dinyatakan dengan || sedangkan batas fasa dinyatakan |.

9. Proses dalamSel Galvani
Pada anode, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn2+ yang larut.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
Pada katode, ion Cu2+ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
Hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi,
sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

10. Sel Volta atau Sel Gavani dalam kehidupan
sehari – hari
1. Sel Kering (Sel Leclanche)
Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit)
dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2,
serbuk karbon dan NH4Cl.
Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O
Anode : Zn ” Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Z
Anode (-) : Logam seng (Zn) yang dipakai sebagai wadah.
Katode (+) : Batang karbon (tidak aktif)
Elektrolit : Campuran berupa pasta yang terdiri dari MnO2, NH4Cl, dan
sedikit air

11. 2. Sel Aki
Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap
saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam
timbal yang dilapisi PbO2.
Reaksi penggunaan aki :
Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O
Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+
Anode (-) : Lempeng logam timbal (Pb).
Katode (+) : Lempeng logam oksida timbal (PbO2)
Elektrolit : Larutan asam sulfat (H2SO4) encer

12. 3. Sel Perak Oksida
Sel ini banyak digunakan untuk alroji,alat bantu pendengaran, kalkulator dan alat
elektronik.
Reaksi yang terjadi :
Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)
Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V

13. 4. Sel Nikel Cadmium(Nikad)
Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya
terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan
sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat balik :
NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2

14. 5. Sel BahanBakar
Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan
hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas
anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH. Sel ini digunakan
pesawat ruang angkasa dalam program Appolo ke bulan.
Reaksi yang terjadi :
Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)
Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

15. 6. Baterai Alkaline
Baterai alkaline lebih tahan lama dengan dapat menyuplai arus yang lebih besar dibanding baterai kering
seng karbon. Baterai ini digunakan untuk peralatan yang memerlukan arus listrik lebih besar , seperti tape
recorder dan mainan. Potensial sel pada baterai sekitar 1,5 V dan dapat bertahan konstan selama
pemakaian.
Sel baterai alkaline terdiri dari anoda Zn dan katoda inert grafit. Sesuai namanya reaksi redoks dalam
baterai alkaline berlangsung dalam suasana basa. Elekrolitnya adalah KOH. Reaksi redoks
Anoda : Zn(S) + 2OH-(aq) ZnO(s) + H2O(l) + 2e-
katoda : 2MnO2 + H2O + 2e- Mn2O3(s) + 2OH-(aq)
+
Sel : Zn(s) + 2MnO2(s) ZnO(s) + Mn2O3(aq)
Anode (-) : Logam seng (Zn) yang sama seperti baterai biasa digunakan sebagai wadah.
Katode (+) : Oksida mangan (MnO2)
Elektrolit : Kalium hidroksida (KOH)
Reaksi redoks pada sel tidak melibatkan ion yang dapat berkumpul di permukaan elekrode sehingga
potensialnya konstan. Anoda Zn yang berpori memperluas permukaan anoda sehingga memperbesar arus.

16. 7. Baterai Merkuri
Baterai ini digunakan pada jam tangan dan kamera. Potensial sel baterai adalah 1,35 V
dan dapat bertahan konstan selama pemakaian. Sel baterai merkuri terdiri dari anoda
Zn, serta katoda HgO dan karbon. Elektrolitnya adalah KOH. Reaksi redoks nya adalah :
Anoda : Zn (s) + 2OH-(aq) ZnO(s) + H2O(l) +2e-
katoda : HgO(s) + H2O(l) + 2e- Hg(l) + 2OH-
(aq)
+
sel : Zn(s) + HgO(s) ZnO(s) + Hg(l)
Reaksi redoks yang terjadi tidak melibatkan ion sehingga potensialnya konstan. Baterai
merkuri ini telah dilarang penggunaannya dan ditarik dari peredaran sebab bahaya yang
dikandungnya (logam berat merkuri ). Pembuangan baterai ini dapat menimbulkan
masalah bagi lingkungan hidup karena merkuri (Hg) berupa racun.

17.  Sel elektrolisis, yaitu sel yang mengubah energi listrik
menjadi energi kimia.
 Arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi
redoks tak spontan.
 Arus listrik digunakan untuk menghasilkan reaksi
redoks tak spontan.
 Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel
volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta
adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter
diganti dengan sumber arus (umumnya baterai).
B. SEL ELEKTROLISIS

18. Tipe Elektrolisis
Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti
teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam
NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :
ELEKTROLISISLELEHAN
(LEBURAN)

19. ELEKTROLISIS LARUTAN
Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan ion OH-
- (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda. Terbentuknya ion OH- pada katoda
dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda
setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa
produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

20. Kesimpulan :
1. Baik elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di
anoda
3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion
aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
4. Lektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi;

21. Susunan
sel elektrolisis:
Susunan sel elektrolisis:
a) Katoda adalah elektroda yang berhubungan
dengan kutub negatif sumber arus listrik, dan
kation dari elektrolit pergi menujunya. Katoda
mengalami reduksi dan menerima elektron.
b) Anoda adalah elektroda yang berhubungan
dengan kutub positif sumber arus listrik, dan
anion dari elektrolit pergi menujunya. Anoda
mengalami oksidasi dan melepas elektron
c) Kation inert adalah kation yang sukar bereaksi,
yaitu logam alkali (IA), alkali tanah (IIA), Al, dan
Mn yang terbentuk dalam elektrolisis.
d) Elektroda inert adalah elektroda yang sukar
bereaksi, yaitu elektroda Pt, Au dan C.
.

22. Reaksi-reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis
antara lain:

23. b. Oksidasi anoda, memperhatikan jenis elektrolit/anion dan anoda, ketentuan:

24. contoh reaksi elektrolisis.1. elektrolisis kalium iodida (KI) dengan elektroda C
KI → K+ + I- x2
Katoda (+) : 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
Anoda (-) : 2I-(s) → I2(g) + 2e-
2KI → 2K+ + 2I-
Katoda (+) : 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
Anoda (-) : 2I-(s) → I2(g) + 2e-
--------------------------------------------------------
Reaksi sel : 2KI + 2H2O → 2K+ + 2OH- + I2 + H2
2KI + 2H2O → 2KOH + I2 + H2
Pada katoda reaksi K diganti oleh H2O karena K tergolong dalan logam alkali.
dikalikan 2 ( x2 ) untuk menyamakan ion sejenis dan/atau elektron di ruas kiri dan kanan. kemudian setelah ion se

25. 2. Elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda Pt
AgNO3 → Ag+ + NO3- x4
Katoda (+) : Ag+(aq) + e- → Ag(s) x4
Anoda (-) : 2H2O(aq) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e- x1
4AgNO3 → 4Ag+ + 4NO3-
Katoda (+) : 4Ag+(aq) + 4e- → 4Ag(s)
Anoda (-) : 2H2O(aq) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e-
--------------------------------------------------------------------------
Reaksi sel : 4AgNO3(aq) + 2H2O(aq) → 4Ag(s) + 4H+(aq) + 4NO3- + O2(g)
4AgNO3(aq) + 2H2O(aq) → 4Ag(s) + 4HNO3 + O2(g)

26. 3. Elektrolisi leburan NaCl dengan elektroda Cu ( ingat Cu tidak inert)
NaCl → Na+ + Cl- x2
Katoda (+) : Na+(aq) + e- → Na(s) x2
Anoda (-) : Cu(aq) → Cu2+(aq) + 2e- x1
2NaCl → 2Na+ + 2Cl-
Katoda (+) : 2Na+(aq) + 2e- → 2Na(s)
Anoda (-) : Cu(aq) → Cu2+(aq) + 2e-
Reaksi sel : 2NaCl + Cu(aq) → 2Na(s) + Cu2+ + 2Cl-
2NaCl + Cu(aq) → 2Na(s) + CuCl2

27. contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :
1. Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6
L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :
Katoda (-) : Ag+ + e- ——> Ag
Anoda (+) : 2 H2O(l) ——> O2(g) + 4 H+
(aq) + 4 e-
Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol
elektron yang terlibat adalah sebesar 4 x ¼ = 1 mol elektron.
1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C
Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

28. 2. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2 selama 1,5 jam. Berapakah
jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2 adalah sebagai berikut :
K (-) : Ca2+
(l) + 2 e- ——> Ca(s)
A (+) : 2 Cl-
(l) ——> Cl2(g) + 2 e-
Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :
Faraday = (Ampere x Detik) / 96500
Faraday = (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 mol elektron
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan
demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :
Massa Ca = mol Ca x Ar Ca
Massa Ca = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 40 = 0,506 gram Ca
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat.
Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah :
Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L
Volume gas Cl2 = ½ x (0,452 x 1,5 x 3600) / 96500 x 22.4 L = 0,283 L gas Cl2
Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L
gas Cl2 (STP

29. Hal – Hal Yang Mempengaruhi Elektrolisis
1. Overpotensial
Tegangan yang dihasilkan akan lebih tinggi dari yang diharapkan. Overpotensial bisa menjadi
penting untuk mengendalikan interaksi antara elektroda.
2. Tipe elektroda
Elektroda inert berperan sebagai permukaan untuk reaksi yang terjadi. Namun elektroda tidak ikut
bereaksi dimana elektroda aktif menjadi bagian dari setengah reaksi.
3. Reaksi elektroda yang bersamaan
Jika dua pasang setengah reaksi terjadi bersamaan, maka salah satu setengah reaksi harus
dihentikan untuk menentukan pasangan tunggal reaksi yang dapat dielektrolisis.
4. Keadaan pereaksi
Jika pereaksi tak standar, maka tegangan setegah sel akan berbeda dari nilai standar. Pada kasus ini,
larutan untuk anoda setengah sel mungkin akan mempunyai pH lebih tinggi atau rendah dari pH
standar (yaitu 4).

30. Penerapan Sel Elektrolisis

31. 2. Pembuatan Magnesium
Sumber utama magnesium adalah air laut. Mg2+ mempunyai kelimpahan terbesar
ketiga dalam laut, kalahannya oleh ion natrium dan ion klorida. Untuk memperoleh
magnesium, Mg(OH)2 diendapkan dari air laut. Pemisahan itu dilakukan dengan
cara filtrasi dan lalu dilarutkan dalam asam hidroklorit.
Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O
Larutan MgCl2 diuapkan dan menghasilkan MgCl2 padat yang lalu dilelehkan dan
akhirnya dielektrolisa. Magnesium bebas akan diendapkan pada katoda dan gas
klorin dihasilkan pada anoda.
MgCl2(l) → Mg(l) + Cl2(g

32. 3. Pembuatan Aluminium
Bauksit adalah biji aluminium yang mengandung Al2O3
-. Untuk mendapatkan
aluminium, bijih tersebut dimurnikan dan Al2O3 nya dilarutkan dan didisosiasikan
dalam larutan elektrolit ‚eryolite’. Pada katoda, ion-ion aluminium direduksi
menghasilkan logam yang terbentuk sebagai lapisan tipis dibagian bawah wadah
elektrolit. Pada anoda yang terbuat dari karbon, ion oksida teroksidasi
menghasilkan O2 bebas.
Reaksinya adalah :
Al3
+ + 3e- → Al(l) (katoda)
2O2
- → O2(g) + 4 e- (anoda)
4Al3
+ + 6O2
- → 4Al(l) + 3O2(g) (total)

33. 4. Elektroplatting (Penyepuhan)
Elektroplatting adalah aplikasi elektrolisis pada pelapisan suatu logam atas logam
yang lain. Teknik ini bisa dipakai untuk memperbaiki penampakan dan daya tahan
suatu logam.
Contohnya, suatu lapisan tipis logam chromium pada bemper baja mobil untuk
membuatnya menarik dan melindunginya dari karat. Pelapisan emas dan perak
dilakukan pada barang-barang perhiasan yang berasal dari bahan-bahan logam yang
murah. Berbagai lapisan-lapisan tipis logam tersebut ketebalannya berkisar antara
0,03 s/d 0,05 mm. Contoh penyepuhan logam adalah penyepuhan besi (Fe) dengan
perak (Ag). Jadi, Fe dijadikan katoda, Ag dijadikan anoda, dan larutan garam Ag
(misalnya larutan AgNO3) dijadikan elektrolitnya.
Katoda : logam yang akan disepuh
Anoda : logam penyepuh
Elektrolit : larutan garam logam penyepuh

34. 5. Elektrolisis Brine
Brine (=’air asin’) adalah larutan natrium klorida jenuh. Pada katoda, air lebih
mudah direduksi daripada ion natrium dan gas H2 akan terbentuk. Reaksi :
2e- + 2H2O → H2(g) + 2OH-
(aq)
Walaupun air lebih mudah teroksidasi daripada ion klorida, namun seperti telah
disebut bahwa ada faktor-faktor yang kompleks yang mempengaruhi sehingga yang
teroksidasi adalah ion klorida.
6. Penghitungan Konsentrasi Ion dalam Suatu Larutan
Dalam suatu larutan, ion logam diendapkan sebagai logamnya pada katoda.
Dengan menghitung pertambahan berat katoda, kita dapat menentukan konsentrasi
ion logam dalam larutan semula.

35. 7. Pemurnian Logam
• Misalnya pemurnian tembaga. Untuk membuat kabel-kabel listrik diperlukan logam
tembaga yang benar-benar murni, sebab pengotoran sekecil apapun dapat mengurangi
konduktivitas kabel tersebut.
• Ketika dipisahkan dari bijihnya, logam tembaga biasanya bercampur dengan sedikit besi,
seng, emas, perak.
• Tembaga yang tidak murni (logam kotor) dipakai sebagai anoda dalam sel elektrolisis yang
mengandung larutan CuSO4. Sebagai katoda, dipakai batang tembaga yang murni (logam
murni).
• Potensial listrik yang dilewatkan melalui sel diatur sedemikian rupa, sehingga bagian
anoda yang larut hanyalah temabaga , besi dan seng (Cu2+, Fe2+, dan Zn2+). Emas dan perak
tidak larut dan berjatuhan ke dasr wadah.
• Kemudian, di katoda hanya Cu2+ yang mengalami reduksi, sedangkan Fe2+, dan Zn2+ tinggal
dalam larutan.

36. 8. Pemerolehan Unsur-unsur Logam, Halogen-halogen, Gas Hidrogen, dan Gas Oksigen
Sebagai contoh , mari kita tinjau hasil-hasil elektrolisis larutan NaCl
2NaCl(aq) → 2Na+
(aq) + 2Cl-
(aq)
2H2O + 2e → 2OH-
(aq) + H2(g)
 +
2NaCl(aq) + 2H2O → 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)
Gas H2 terbentuk di katoda, gas Cl2 terbentuk di anoda. Pada larutan sisa kita
memperoleh NaOH

37. Perbedaan Sel Volta / Sel Galvani &
Sel Elektrolisis
Sel Volta Sel Galvani
Oksidasi: X → X+ + e- (Anoda negatif) Y → Y+ + e- (Anoda positif)
Reduksi: Y+ + e- → Y (Katoda positif) X+ + e- → X (Katoda negatif)
Total: X + Y+ → X+ + Y (G<0 ) X+ + Y → X + Y+ (G>0)
Reaksi spontan dan menghasilkan energi Reaksi tidak spontan dan membutuhkan energi
Energi Kimia diubah menjadi energi listrik Energi listrik diubah menjadi energi kimia
Persamaan Sel Volta / Sel Galvani & Sel Elektrolisis
Persamaan :
Anoda selalu terjadi reaksi oksidasi dengan kata lain elektroda yang terjadi reaksi oksidasi disebut anoda.
Katoda selalu terjadi reaksi reduksi dengan kata lain elektroda yang terjadi reaksi reduksi disebut katoda.
Perbedaan Sel Volta / Sel Galvani & Sel Elektrolisis

38. 2. Hukum – Hukum
Faraday
Hukum-hukum Faraday menjelaskan tentang hukum kelistrikan yang berkaitan dengan elektrolisis.
Hukum faraday dinyatakan oleh Michael Faraday (1791 – 1867), yang mendapat julukan “Bapak
Listrik” . Hubungan kuantitatif antara jumlah arus dengan jumlah zat pada elektrolisis dikenal
dengan hukum Faraday.
1. Jumlah zat yang dihasilkan pada elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah arus yang
dilewatkan melalui sel elektrolisis
2. Jika jumlah arus listrik yang dilewatkan sama, maka jumlah zat yang dihasilkan pada masing-
masing sel elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalennya.

39. Hukum Faraday I
“Massa zat yang dihasilkan (G) pada elektrolisis
sebanding dengan jumlah muatan listrik yang
digunakan (Q). “
m = e . i . t / 96.500
q = i . t
Dimana:
m = massa zat yang dihasilkan (gram)
e = berat ekivalen = Ar/ Valensi = Mr/Valensi
i = kuat arus listrik (amper)
t = waktu (detik)
q = muatan listrik (coulomb
HUKUM FARADAY I G=Q
Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan
hasil kali dari kuat arus (i) dengan waktu (t)
Q = i . t (coulomb)
Jadi persamaan di atas dapat dituliskan
sebagai berikut:
G = it
M = e.i.t / F
Dimana:
M = massa zat dalam gram
e = berat ekivalen dalam gram = berat
atom : valensi
i = kuat arus dalam Ampere
t = waktu dalam detik
F = Faraday

40. Faraday menyimpulkan bahwa Satu
Faraday adalah jumlah listrik yang
diperlukan untuk menghasilkan satu
ekivalen zat pada elektroda.
Muatan 1 elektron = 1,6 x 10-19
Coulomb
1 mol elektron = 6,023 x 1023
eletron
Muatan untuk 1 mol eletron = 6,023
. 1023 x 1,6 . 10 -19 = 96.500
Coulomb = 1 faraday.
Hukum Faraday II
“Massa zat yang dihasilkan (G) pada elektrolisis
sebanding dengan massa ekuivalen zat (ME )
tersebut.”
m1 : m2 = e1 : e2
Dimana:
m = massa zat (gram)
e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi
HUKUM FARADAY II

41. Stoikiometri dasar juga dapat digunakan dalam reaksi
elektrolisis.
Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada
anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron, oleh
karena itu, jumlah mol elektron dapat dihitung.

42. a. massa tembaga:
m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 =
31.25 x 0,1 = 3,125 gram
b. m1 : m2 = e1 : e2
mCu : mO2 = eCu : eO2
3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4
3,125 : mO2 = 31,25 : 8
mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram
mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol
volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter
1. Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper
selama 965 detik.
Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen
yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).
Jawab:
CuSO4 (aq)  Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
Contoh Soal Hukum Faraday

43. 2. pada elektrolisis suatu larutan garam LSO4 dengan menggunakan elektrode Pt, di Katode terbentuk 0.295 g
endapan logam L. larutan hasil elektolisis itu ternyata dapat dinetralkan dengan 50 mL KOH 0.2 M.massa
atom relatif logam L itu adalah......
Jawab :
LSO4 (aq) ----> L^ 2+(aq) + SO4^2- (aq)
Elektrode Pt adalah elektrode inert.
pada kation (-) yg teroksidasi adalah air
pada Anion (+) tereduksi logam tersebut menjadi :
A(+) : L^2+(aq) + 2e ----> L(s) |*2
K(-) : 2H2O → 4H+ + O2 + 4e | *1
_________________________________
2L^2+ + 2H2O ---> L(s) + 4H^+ + O2
dihasilkan 0,295 gram logam L
pada saat dinetralkan terbentuk :
mol (H+) = mol basa
mol (H+) = 0,5*0,2
mol (H+) = 0,1 mol
maka mol logam tersebut dari persamaan diatas :
2L^2+ + 2H2) ---> 4H^+ + O2
0,05.....................0,1
maka Ar Logam tersebut adalah
0,05 = 2,95/Ar
Ar = 2,95/0,1 = 59 gr/mo

44. 3. Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.
Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di
anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).
Jawab :
a. massa tembaga:
m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 =
31.25 x 0,1 = 3,125 gram
b. m1 : m2 = e1 : e2
mCu : mO2 = eCu : eO2
3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4
3,125 : mO2 = 31,25 : 8
mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram
mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol
volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter
CuSO4 (aq)  Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l)  O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-