Hukum Faraday

Hukum Faraday

     Michael Faraday adalah seorang ahli kimia Inggris  yang pada awal tahun 1830-an menemukan bahwa larutan tertentu dapat segera mengalirkan arus listrik. Ia menamakan larutan tersebut dengan elektrolit dan aliran listrik yang melalui larutan elektrolit disebut elektrolisis.

     Selanjutnya Michael Faraday melakukan percobaan untuk meneliti hubungan antara besarnya arus yang mengalir dalam suatu elektrolisis dengan jumlah zat yang bereaksi. Untuk menggambarkannya diambil elektrolisis larutan perak nitrat (AgNO3). Pada katode akan terjadi reaksi reduksi seperti berikut:

Ag+(aq) + e¯ → Ag(s)

     Dari reaksi di atas dapat dikatakan bahwa untuk menghasilkan 1 mol logam Ag, diperlukan 1 mol elektron.

     Jumlah listrik yang dialirkan ke dalam sel elektrolisis untuk mendapatkan 1 mol elektron dinamakan 1 Faraday. Berdasarkan percobaan diperoleh bahwa 1 mol elektron mengandung muatan listrik sebesar 96500 Coulomb.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 Coulomb

     Sebagai hasil dari percobaannya pada tahun 1832 Faraday mengemukakan dua hukum yang penting tentang hubungan antara arus listrik dengan jumlah zat yang terbentuk pada elektrode.

Hukum Faraday 1

     Hukum Faraday 1 menyatakan bahwa massa zat yang dibebaskan pada suatu elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir. Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.

G ≈ Q ….. (a)

Keterangan:
G = massa zat yang dibebaskan (gram)
Q = jumlah listrik yang digunakan (Coulomb)

     Apabila jumlah muatan listrik merupakan hasil kali kuat arus (I) dengan waktu (t), maka persamaan di atas dapat ditulis seperti berikut.

G = I ⋅ t ….. (b)

     Seperti kita ketahui bahwa dalam reaksi elektrolisis di katode terjadi reaksi reduksi dengan persamaan:

Ln+(aq) + n e¯ → L(s)

     Untuk mengendapkan 1 mol L diperlukan sejumlah n mol elektron. Oleh karena itu, untuk mengendapkan sejumlah logam maka jumlah listrik yang diperlukan adalah.

Q = n (e¯) × F ….. (c)

Keterangan:
F = Konstanta Faraday (96.500 C/mol)
n (e¯) = mol elektron

     Jika persamaan (b) dan persamaan (c) kita substitusikan pada persamaan (a) maka diperoleh persamaan seperti berikut:



I ⋅ t = n (e¯) × 96.500

     Banyaknya zat yang diendapkan selama elektrolisis dengan arus I ampere dan waktu t detik adalah seperti berikut:

Ln+(aq) + n e¯ → L(s)

n mol e¯  ~  1 mol L


     Jadi untuk menghitung massa logam yang terendapkan, dapat dilakukan dengan persamaan berikut ini.


G = mol × Ar

     

     Ar/n disebut juga massa ekuivalen (Me). Oleh karena itu, persamaan di atas dapat juga ditulis seperti berikut:



Keterangan:
G = massa zat terendapkan (gr)
I = kuat arus (ampere)
t = waktu (sekon)
Me= massa ekuivalen
n = muatan ion L (biloks)

Hukum Faraday 2

     Hukum Faraday 2 menyatakan bahwa zat yang dibebaskan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu. Secara matematis, pernyataan tersebut dapat dituliskan seperti berikut:

G ≈ Me

     Jika arus listrik yang sama dialirkan dalam dua buah sel elektrolisis yang berbeda maka perbandingan massa zat yang dibebaskan akan sama dengan perbandingan massa ekuivalennya.


     Oleh karena itu, menurut hukum Faraday 2, massa zat terendapkan hasil dua buah elektrolisis dengan arus listrik yang sama secara matematis dapat dituliskan seperti berikut:

Keterangan:
G = massa hasil elektrolisis (gram)
Me= massa ekuivalen

     Sekian ulasan saya mengenai hukum hukum Faraday mulai dari hukum Faraday 1 dan hukum Faraday 2. Semoga bermanfaat.