√ Percobaan dan Contoh Soal Hukum Faraday

Percobaan & Contoh Soal Hukum Faraday – Pada pembehasan kali ini kita akan mempelajari ihwal aturan Faraday, Faraday itu apa sih? seperti nama orang, iyaa beliau adalah seorang ahli kimia dr Inggris yg berjulukan Michael Faraday.

Faraday mengemukakan pernyataan yg menjadi hukum dasar dlm elektrokimia, dia menemukan korelasi antara arus listrik dgn massa dlm suatu larutan tertentu, Ia menamakan larutan tersebut dgn elektrolit & fatwa listrik yg lewat larutan elektrolit disebut elektrolisis.

Dari pernyataan tersebut sampai saat ini di kenal dgn ungkapan Hukum 1 Faraday & Hukum 2 Faraday. Pada tahun 1834, Michael Faraday mempelajari proses-proses reaksi dlm sel elektrokimia, khususnya dlm sel elektrolisis.

Daftar Isi

Percobaan & Contoh Soal Hukum Faraday

A. Percobaan Michael Faraday

Pertama-tama yg dikerjakan oleh Michael Faraday yaitu melalukan penelitian korelasi antara besarnya arus yg mengalir dlm suatu elektrolisis dgn jumlah zat beraksi, untuk menggambarkannya diambil elektrolisis larutan perak nitrat (AgNO3). Pada katode akan terjadi reaksi reduksi seperti berikut:

Ag⁺_(aq) + e^– → Ag_(s)

Dari reaski di atas mampu dibilang bahwa untuk menciptakan 1 mol logam Ag, dibutuhkan 1 mol elektron. Jumlah listrik yg dialirkan ke dlm sel elektrolisis untuk menerima 1 mol elektron dinamakan hukum 1 faraday.

Berdasarkan percobaan diperoleh bahwa 1 mol elektron mengandung muatan listrik sebesar 96500 Coulomb atau 1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 Coulomb

Pada tahun 1832 Faraday mengemukakan dua aturan yg penting selaku hasil dr percobaannya tentang korelasi antara arus listrik dgn jumlah zat yg terbentuk pada elektrode yakni aturan 1 Faraday & aturan 2 Fararday.

B. Pengertian Hukum Faraday & Bunyi Hukum Faraday

Hukum Faraday adalah aturan dasar elektromagnetis yg menjelaskan ihwal arus listrik yg menghasilkan medan magnet & sebaliknya perihal medan magnet yg mampu menciptakan arus listrik pada suatu konduktor.

Berdasarkan hukum Faraday inilah yg menjadi dasar dr prinsip kerja induktor, transformator, selenoid, generator listrik & motor listrik.

√ Reaksi Oksidasi dan Reduksi

Hukum Faraday 1

Massa
zat yg dibebaskan pada suatu elektrolisis berbanding lurus dgn jumlah
listrik yg mengalir disebut sebagai Hukum Faraday 1. Secara sistematis mampu
ditulis selaku berikut:

G ≈ Q

Keterangan:

G = massa zat yg dibebaskan (gram)

Q = jumlah listrik yg dipakai (Coulomb)

Namun, apabila jumlah muatan listrik merupakan hasil kali besar lengan berkuasa arus (I) dgn waktu (t), maka persamaan di atas mampu di tulis selaku berikut:

G = I . t

Seperti yg kita ketahui bahwa dlm reaksi elektrolisis di katode terjadi reaksi reduksi dgn persamaan:

L ⁿ⁺ (aq) +
n e^– → L (s)

Untuk
menerima 1 mol L diperlukan sejumlah n mol elektron. Oleh alasannya adalah itu, untuk
mendapatkan sejumlah logam maka jumlah listrik yg dipergunakan adalah.

Q = n (e^–) x F

Keterangan:

F = Konstanta Faraday (96.500 C/mol)

n (e^–) = Mol eletkron

Contoh soal hukum Faraday 1

Dalam
suatu sel elektrolisis larutan CuSO₄ dgn arus listrik sebesar 1,5
A selama 2 jam. Tentukan massa tembaga yg diendapkan!

Penyaelesaian:

Pada
katode terjadi reaksi reduksi ion Cu²⁺ menjadi Cu dgn ‘setengah
reaksi’ sebagai berikut = Katode : Cu²⁺ (aq) + 2e^– → Cu (s)

Dari setengah reaksi di atas dimengerti:

1
mol Cu ∞ 2 mol e^–

1
mol Cu ∞ 2 F, Karena 1 F = 1 Mol e^–

1 F = 6,02217 x 10²³e^–

1 F = 6,02217 x 10²³e^– x 1,60218 x 10^-19Ce^-1

1F = 96486,00331 C

1 F = 96500 C

Makara, 1 mol Cu ∞ 2 x 96500 C

1 C = (1 mol Cu/(2 x 96500)) x Ar Cu g mol^– g

Arus listrik sebesar 1,5 A dialirkan ke dlm sel elektrolisis selama 2 jam menciptakan massa Cu sebanyak:

Jadi, massa Cu yg dihasilkan pada katode sebanyak 3,55 gram.

Hukum Faraday 2

Zat
yang dibebaskan dlm elektrolisis berbanding lurus dgn massa ekuivalen nya
disebut dgn Hukum Faraday 2. Secara sistematis, dengan-cara sistematis pernyataan
tersebut dapat dituliskan seperti berikut.

G ≈ Me

Jika ada arus listrik yg sama dialirkan dlm dua buah sel elektrolisis yg berlawanan maka perbandingan massa zat yg dibebaskan akan sama dgn perbandingan massa ekuivalennya.

Sekarang kita gabungkan dgn pernyataan hukum Faraday 2 yg menyatakan massa zat terendapkan hasil dua buah elektrolisis dgn arus listrik yg sama dengan-cara matematis dapat dituliskan mirip berikut.

√ Metode Lumpur Aktif Sebagai Aplikasi Redoks

G1/Me1 = G2/Me2

Keterangan:

G
= massa hasil elektrolisis (gram)

Me = massa ekuivalen

3. Aplikasi sel elektrolisis

Proses elektrokimia dlm sel
elektrolisis sangat dibutuhkan dlm bidang industri, khususnya dlm pengerjaan
zat kimia, pemurnian logam & penyepuhan logam. Nah, sekarang kita akan menyinggung
sedikit tentang proses elektokimia dlm sel elektrolisis pada 3 bidang
tersebut.

Pembuatan zat kimia

Ada beberapa zat kimia
yang mampu diperoleh lewat proses elektrokimia dlm sel elektrolisis,
sehingga beberapa sel elektrolisis banyak digunakan dlm industri kimia.

Produksi gas oksigen & gas hidrogen

Dalam reaksi sel elektolisis, gas oksigen mampu kita temukan dr reaksi oksidasi H₂O & gas hidrogen lewat reaksi reduksi H₂O. Reaksi oksidasi H₂O terjadi pada anion yg mengandung oksigen seperti NO₃^–, CO₃^2-, SO₄^2-, & reaksi reduksi H₂O terjadi pada kation yg berasal dr bagian kalangan utama.

Makara gas hidrogen & gas oksigen dapat terbentuk lewat reaksi elektrolisis pada senyawa yg mengandung kation komponen kelompok utama & anion yg mengandung oksigen dgn elektrode inert.

Reaksi elektrolisis yg menghasilkan gas oksigen & hidrogen misalnya elektrolisis larutan KOH dgn elektrode karbon melalui reaksi:

….. (aq) → K⁺(aq) + OH^– (aq)

Katode : 2H₂O (l) + 2e^– → 2H₂O^– (aq) + H₂ (g)

Anode : 2H₂O (l) → 4H⁺ (aq) + O₂ (g) + 4e^–

Pada
reaksi elektrolisis larutan elektrolit yg digunakan, yaitu KOH berfungsi
sebagai penghantar listrik & air merupakan zat pereaksi utama pada katode dan
anode.

Produksi gas klorin

Klorin merupakan materi
industri utam yg diproduksi melalui elektrolisis larutan garam pekat NaCl
yang disebut ‘brine’ dgn reaksi
sebagai berikut:

NaCl (aq) → Na⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Katode : 2 H₂O(l) + 2 e^–→ 2 OH^–(aq) + H₂(g)

Anode : 2 Cl^– (aq) →
Cl₂(g) + 2 e^–

√ Proses Korosi Pada Logam dan Cara Pencegahannya

Ion OH^– yang
terbentuk pada katode bergabung dgn ion Na⁺ hasil disosiasi NaCl
membentuk NaOH.

Produksi logam aluminium

Produksi
logam dlm proses elektrolisis kebanyakan dlm bentuk lelehannya. Bahan
mentah untuk memproduksi logam alumnium adalah bauksit, yakni mineral aluminum terhidrat, misalnya Al₂O₃,
H₂O & Al₂O₃, 2H₂O. Adapun proses
elektrolisis yg digunakan untuk memperoleh logam murni dr mineralnya dapat disebut
elektrometalurgi.

Pemurnian logam

Proses
pemurnian logam (refining) banyak
dipakai dlm industri, misalnya pemurnian logam tembaga. Penggunaan logam
tembaga sebagai konduktor, contohnya pada kabel listrik perlu memperhatikan
kemurnian tembaga yg dipakai, kian murni tembaganya maka semakin tinggi
konduktivitasnya.

Pengotor
yang terdapat pada tembaga antara lain, besi, seng, platina, perak & emas.
Pada pemurniannya tembaga dgn elektrolisis, katode berupa tembaga kotor dan
anode berupa tembaga murni. Larutan elektrolit yg digunakan mengandung kation
logam yg akan dimurnikan, seperti CuSO₄, dgn reaksi selaku
berikut:

CuSO₄ (aq) → Cu²⁺ (aq) + SO₄^2- (aq)

Katode : Cu²⁺ (aq) + 2 e^–→ Cu(s)

Anode : Cu(s) → Cu²⁺ (aq) + 2 e^–

Penyepuhan logam

Penyepuhan
logam (elektroplating) banyak
dipakai untuk melindungi barang-barang logam kepada korosi & memperindah
performa. Misalnya melapisi alat makan, mirip sendok atau teko teh dengan
perak agar nampak lebih menawan, melapisi mesin kendaraan bermotor yg yang dibuat
dari baja dgn kromium & melapisi kerangka sepeda dgn titanium oksida
agar terhindar dr korosi.

Proses penyepuhan logam dgn cara elektrolisis, yaitu mengamati logam yg akan disepuh sebagai katode & logam penyepuh selaku anode.

Elektrolisis yg dipakai mengandung katio logam peyepuh, nih contoh sederhananya, contohnya kalian ingin menyepuh kunci dgn tembaga, maka kunci berfungsi sebagai katode danlogam tembaga (Cu) sebagai anode, elektrolisis yg digunakan mengandung ion Cu²⁺ contohnya CuSO_4.

Semoga artikel di atas mampu membantu teman-sobat dlm mengetahui & mengaplikasikan hukum Faraday 1 & aturan Faraday 2 dlm mengerjakan soal-soal & latihan.