Hukum Faraday: Pengertian, Reaksi Sel Elektrokimia, Elektrolisis, Contoh Soal Rumus Perhitungan.

Pengertian Hukum Faraday: Michael Faraday adalah seorang 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.

Dalam sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks.

Hukum Faraday,

Hukum Faraday menyatakan bahwa massa yang dihasilkan dalam suatu sistem sel elektrolisis berbanding lurus dengan muatan listrik yang mengalir dalam sel tersebut. Besarnya muatan listrik yang terjadi dalam sel merupakan hasil kali antara kuat arus yang dialirkan dengan lamanya waktu elektrolisisnya. Pernyataan ini merupakan prinsip dasar Hukum Faraday yang dapat dijelaskan sebagai berikut:

1. Dalam sel elektrokimia, massa zat yang diendapkan pada suatu elektrode sebanding dengan besarnya muatan listrik (aliran elektron) yang terlibat di dalam sel.
2. Massa ekuivalen zat yang diendapkan pada elektrode akan setara dengan muatan listrik yang dialirkan ke dalam sel.

Rumus Hukum Faraday

Secara aljabar hukum Faraday I dapat diformulasikan sebagai berikut:

w = (e i t)/F

w = massa zat, gram

e = massa ekuivalen atau (M/valensi)

i = kuat arus, ampere

F = tetapan Faraday = 96.500 coulumb

1 F = satu mol electron

Penggunaan Hukum Faraday

Prinsip Hukum Faraday dapat digunakan dalam perhitungan proses elektrolisis pada pelapisan logam electroplating dan pemurnian logam electrowinning.

Elektroplating merupakan proses pelapisan yang bertujuan untuk melapisi suatu logam dengan logam lain dengan menggunakan arus listrik dalam larutan elektrolit. Logam yang umum digunakan untuk pelapis diantaranya adalah tembaga, crom, nikel, perak dan sebagainya.

Electroplating pada umumnya dipakai untuk tujuan dekoratif, protektif dan khusus. Dekoratif untuk memperindah penampilan suatu produk. Protektif untuk perlindungan dari korosi, dan tujuan khusus untuk peningkatan kekerasan, tahan abrasi permukaan benda kerja.

Prinsip Hukum Faraday banyak digunakan juga pada indusri industry pemurnian logam yang disebut dengan electrowinning. Elcctrowinning digunakan untuk pemurnian logam emas, tembaga, perak dan sebagainya.

Electrowinning adalah proses untuk pemurnian logam dengan menggunakan arus listrik dalam suatau elektrolit. Anoda yang digunakan adalah logam yang masih kotor yang akan dimurnikan. Sedangkan katodanya adalah logam murni.

Contoh Perhitungan Massa Endapan Lapisan Katoda Elektrolisis Hukum Faraday,

Sebuah produk atau benda kerja akan dilapisi oleh logam tembaga dengan cara electroplating. Elektrolit yang digunakan adalah larutan tembaga sulfat CuSO₄ dan arus yang pakai sebesar 10 amper. 

Sirkuit elektrolisis ditunjukkan pada gambar di bawah:

Benda kerja dihubungkan dengan kutub negative sumber DC sedangkan anoda dihubungkan pada kutub positif DC.

Ion tembaga Cu⁺² mengendap dan melapisi permukaan benda kerja. Sedangkan tembaga pada anoda akan teroksidasi dan larut dalam elektrolit sebagai ion tembaga menggantikan ion Cu⁺² yang dudah mengendap di benda kerja.

Hitung massa tembaga yang diendapkan pada benda kerja tersebut jika waktu pelapisan selama satu jam, dan hitung pengurangan massa anodanya ?

Jawab

Di katoda akan terjadi reaksi reduksi ion Cu²⁺ menjadi logam Cu seperti reaksi berikut:

Cu²⁺(aq) + 2 e^– –>Cu(s)

Pada Reaksi ini, ion-ion Cu²⁺ yang terdapat dalam larutan akan tereduksi dan terendapkan membentuk lapisan tembaga logam pada katoda. Jumlah tembaga logam yang terendapkan akan tergantung pada lamanya dan arus yang digunakan.

Diketahui

A_r Cu = 63,5 g/mol) massa atom relatif tembaga

e = (63,5 g/mol)/2

e = 31,75 g/mol

t = 60 menit

t = 3.600 s

i = 10 amper

F = 96.500 coulomb

Menghitung Massa Endapan Elektrolisis Hukum Faraday,

Besarnya massa yang diendapkan di katoda dapat dihitung dengan menggunakan Hukum I Faraday seperti rumus berikut:

w = (e i t)/ F

Substitusikan nilai e, t, i dan F ke rumus Hukum Faraday

w = (31,75 g/mol × 10A ×3.600 s)/96.500 coulumb

w = 11,8 g

Jadi massa tembaga yang diendapkan pada katoda adalah 1,18 gram per jam.

Menghitung Pengurangan Massa Anoda Elektrolisis Hukum Faraday,

Di anoda akan terjadi reaksi oksidasi  logam Cu menjadi ion Cu²⁺ menjadi seperti reaksi berikut:

Cu(s) –> Cu²⁺ + 2 e^– 

Ion Cu²⁺ dari anoda akan menggantikan ion Cu²⁺(aq) elektrolit yang mengendap di katoda, reaksinya berjalan secara kesetimbangan. Sehingga jumlah massa anoda tembaga berkurang sama banyaknya dengan penambahan massa lapisan tembaga di katoda.

Jadi pengurangan massa anoda tembaga adalah 11,8 gram per jam.

Contoh Soal Perhitungan Pelapisan Logam Cara Elektroplating Hukum Faraday,

Pada proses pelapisan benda kerja dengan menggunakan logam tembaga harus menghasilkan lapisan tembaga 20 gram per jam untuk luas 5000 mm². Hitunglah besar rapat arus yang harus diterapkan agar proses pelapisan berjalan efisien. Hitung berapa laju pelarutan logam tembaga sebagai anoda.

Jawab

Menghitung Kuat Arus Pelapisan Elektroplating Hukum Faraday

Besar rapat arus yang dibutuhkan untuk proses electroplating dapat deselesaikan dengan Hukum I Faraday yang dinyatakan dengan formula rumus berikut:

w = (e i t)/F

w = massa zat, gram

e = massa ekuivalen atau (M/valensi)

i = kuat arus, ampere

F = tetapan Faraday = 96.500 coulumb

1 F = satu mol electron

t = detik

Diketahui

w = 200 g

t = 1 jam = 3600 detik

A_r Cu = 63,5 g/mol)

e = 63,53/2

A = 5000 mm²

Arus yang diperlukan untuk elektroplating adalah:

i= w.F/e.t

i = (20 x 96.500)/(31,75 x 3600)

i = 16,89 ampere

Besar arus yang digunakan adalah 16,89 ampere

Menghitung Rapat Arus Pelapisan Elektroplating

Besarnya Rapat arus dapat dinyatakan dengan menggunakan persaman rumus berikut:

J = i/A

J = rapat arus

A = 5000 mm²

J = 16,88/5000

J = 0,0034 amp/mm²

Jadi besarnya rapat arus yang dipakai dalam proses electroplating adalah 0,0034 amp/mm².

Daftar Pustaka:

1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
2. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
3. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
4. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
5. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
6. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
7. Rangkuman Versi Lama: Pengertian  Hukum Faraday. Michael Faraday adalah seorang 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.
8. Dalam sel volta maupun sel elektrolisis terdapat hubungan kuantitatif antara jumlah zat yang bereaksi dan muatan listrik yang terlibat dalam reaksi redoks.
9. Hukum Faraday menyatakan bahwa massa yang dihasilkan dalam suatu sistem sel elektrolisis berbanding lurus dengan muatan listrik yang mengalir dalam sel tersebut. 
10. Dalam sel elektrokimia, massa zat yang diendapkan pada suatu elektrode sebanding dengan besarnya muatan listrik (aliran elektron) yang terlibat di dalam sel.
11. Massa ekuivalen zat yang diendapkan pada elektrode akan setara dengan muatan listrik yang dialirkan ke dalam sel.
12. Contoh Perhitungan Hukum Faraday Pada Sel Elektrolisis Hukum Faraday Pengertian Rumus Penggunaan, Contoh Soal Perhitungan Elektrolisis Hukum Faraday, Satuan Tetapan Faraday, Rumus Hukum Faraday, Pernyataan Hukum Faraday Elektrolisis, Michael Faraday,
13. Pernyataan Hukum 1 Faraday, Rumus Hukum Faraday Elektrolisis, Satuan Tetapan Faraday, Massa Ekuivalen Unsur Tembaga, Rumus Menghitung Massa Ekuivalen Unsur Tembaga,
14. Contoh Gambar Rangkaian Listrik Elektrolisis, Contoh Soal Perhitungan Massa Endapan Lapisan Katoda Elektrolisis Hukum Faraday, Cara Menghitung Massa Endapan Elektrolisis Hukum Faraday, Menghitung Pengurangan Massa Anoda Elektrolisis Hukum Faraday,
15. Contoh Reaksi Elektrolisis Anoda Katoda, Contoh Soal Perhitungan Pelapisan Logam Cara Elektrolisis Hukum Faraday, Menghitung Kuat Arus Pelapisan Elektroplating Hukum Faraday, Menghitung Rapat Arus Pelapisan Elektroplating, Menghitung Rapat Arus Elektrolisis,
16. Rumus Rapat Arus Elektrolisis, Contoh Gambar Elektrolisis Hukum Faraday, Besar muatan listrik (aliran elektron) di dalam sel, Contoh muatan listrik pada reaksi redoks, Contoh Perhitungan Hukum Faraday Pada Sel Elektrolisis, Contoh reaksi Sel Elektrolisis, Conttoh sel volta dan sel elektrolisis, J
17. umlah massa zat diendapkan pada electrode, menentukan jumlah muatan listrik, Menghitung massa diendapkan di katode elektrolisis, nilai satu mol electron, Nilai tetapan Faraday coulomb, Pengertian Prinsip Dasar Hukum Faraday, Pengertian sel elektrolisis,