Hukum elektrolisis pertama Faradays menyatakan bahwa jumlah reaksi yang terjadi dalam hal massa ion yang terbentuk atau dilepaskan dari suatu elektrolit sebanding dengan jumlah arus listrik yang dilewatkan. Karena arus listrik (ampere) adalah jumlah coulomb (Q) yang mengalir dalam satu detik,
Massa ion yang terbentuk atau bereaksi (m)∝ arus listrik Q, atau
m Q atau
m = ZQ
Dimana, Z adalah konstanta proporsionalitas, yang disebut ekuivalen kimia unsur.
Untuk aliran muatan sebesar 1 Coulomb selama satu detik, m = Z.
Konstanta proporsionalitas sama dengan massa zat yang terlibat dalam reaksi. Z adalah massa ekivalen elektrokimia dari satu muatan coulomb.
Satu coulomb muatan sama dengan massa satu ekivalen.
- i) Arus dan Muatan Listrik (Q)
Arus listrik diukur dalam ampere dan itu adalah muatan yang mengalir per satuan waktu (detik).
saya = (frac{Q}{t})
Jumlah Muatan yang mengalir (Q) = It = ampere × detik
m = ZIt
- ii) Jumlah elektron – Muatan Q elektron – Faraday -Massa ekuivalen zat
Tetapi muatannya berhubungan dengan elektron. Setiap elektron membawa muatan sebesar 1,6 × 10 -19 coulomb.
Muatan yang dibawa oleh satu ekivalen/ jumlah mol elektron(Q)= 6,02 × 10 23 × (1,6 × 10 -19 ) coulomb
= 96485 coulomb 96500C = 1 Faraday = 1F
Satu ekivalen (atau mol atau Avogadro) elektron 96485 coulomb 96500C = 1 Faraday = 1F
iii) Massa zat yang mengalami elektrolisis
Hukum Faraday mengatakan, m = Z ×Q atau m = ZI t.
Jika satu coulomb sama dengan satu massa ekivalen elektrokimia (Z) zat,
satu ekivalen (atau mol) elektron yang mengalir per detik, akan sesuai dengan 96485 Massa ekivalen.
Ini, 96485 ekuivalen elektrokimia = Z × 96485=Berat ekuivalen zat dalam gram .
Jadi, Setara elektrokimia suatu zat = Z = (frac{Setara, berat, dari, zat, dalam, gram}{96485}=frac{E}{96485})
Berat ekivalen suatu zat berhubungan dengan berat molekulnya.
Massa ekuivalen suatu zat = (frac{Molekul, berat, dari,, zat}{Valensi, atau, muatan})
Untuk setiap, satu mol elektron atau muatan (1Faraday) atau 96485ampere detik, melewati an
elektrolit, satu massa ekivalen elektrolit direaksikan, dibuang/diendapkan, dll.
Satu jumlah elektron Avogadro = Muatan 1 Faraday = 96485coulomb = 96485ampere detik
= 1 massa ekivalen (direaksikan/diendapkan/dinetralisir)
Massa zat (gm) = Berat ekuivalen(gm) × (frac{Coulomb}{96485}) = Berat ekuivalen(gm) × (frac{ampere,sec }{96485})
Atau, m = (frac{EQ}{96485}=frac{EIt}{96485})
Contoh
Misalnya, pada arus listrik yang mengalir melalui larutan elektrolit tembaga sulfat, ion tembaga dilepaskan dan mengendap di anoda.
Cu2 + + 2e – →Cu
Setiap ion tembaga membutuhkan dua elektron untuk reaksi reduksinya menjadi atom tembaga. Semakin banyak elektron yang melewati tembaga sulfat, semakin banyak ion tembaga yang terdeposit pada anoda. Oleh karena itu ada hubungan langsung antara massa bahan yang direduksi dan jumlah elektron yang mengalir ke dalam elektrolit.
Di sini, satu ion tembaga membutuhkan 2 elektron; jadi, Satu mol ion tembaga membutuhkan 2 mol elektron.
m = 2 × berat setara tembaga
Memahami hukum elektrolisis pertama Faraday
- Ketika 0,1M MnO 4 2- dioksidasi menjadi MnO 4 – , jumlah listrik yang dibutuhkan adalah) 96500C b) 2 × 96500C c) 9650C d) 96,50C
MnO 4 2- → MnO 4 – + e –
1 mol MnO 4 2- kehilangan 1 mol elektron atau 96500C
0,1 mol MnO 4 2- kehilangan 0,1 mol elektron atau 9650C
Jawabannya adalah (c)
- Berapa banyak listrik dalam hal Faraday yang dibutuhkan untuk menghasilkan?
(i) 20,0 g Ca dari lelehan CaCl 2 ?
(ii) 40,0 g Al dari lelehan Al 2 O 3 ?
- i) Ca 2+ + 2 e – → Ca
Satu mol ion Kalsium memperoleh dua mol elektron atau muatan 2 Faraday untuk menghasilkan satu mol
kalsium.
Berat molekul Kalsium adalah 40.
Jadi, 20 gram kalsium akan membutuhkan satu Faraday listrik.
- ii) Al 3++ + 3 e – → Al
Satu mol ion Aluminium memperoleh dua mol elektron atau muatan 3 Faraday untuk menghasilkan satu mol aluminim.
Berat molekul Aluminium adalah 27.
Jadi, 40 gram ion Aluminium akan membutuhkan (frac{40times 3}{27}) Faraday listrik = 4.44F
- Larutan Ni(NO3)2 dielektrolisis di antara elektroda platina menggunakan arus 5 ampere selama 20
menit. Hitung berat nikel yang tereduksi pada katoda.
Massa nikel yang diendapkan = (frac{E~I~t}{96500})
Setara delapan nikel = Berat atom/2 = 58,7/2
Massa = (frac{58.7times 5times 20times 60}{2times 96500}) = 1.83gm
- Setengah sel anodik baterai timbal-asam diisi ulang menggunakan listrik 0,05 Faraday. Jumlah
PbSO4 yang dielektrolisis dalam g selama proses adalah ; (massa molar PbSO4 = 303g/mol)
- a) 22,8 b) 15,2 c) 7,6 d) 11,4
Dalam timbal sulfat, timbal dalam keadaan 2+.
Satu mol (303) timbal sulfat, membutuhkan listrik 2 Faraday.
Jadi, 0,05 Faraday akan mengelektrolisis (frac{303times 0,05}{2})g timbal sulfat = 7,6g
Jawaban (c)
- Sel, Ag | Ag+ || Cu2+ | Cu, awalnya mengandung ion 1 M Ag+ dan 1 M Cu2+. Apa yang akan menjadi peningkatan?
potensial sel setelah dialiri arus listrik sebesar 9,65 ampere selama satu jam?
Saat mengalirkan arus listrik ke dalam sel, reaksi berikut terjadi.
– Cu → Cu 2+ + 2 e – ; Ag ++ e – → Ag
- i) Perubahan konsentrasi ion tembaga dan perak
Deposit massal= (frac{E, I,t}{96500})
Massa ion tembaga tambahan yang terbentuk = (frac{63,54times 9,65times 60times 60}{2times 96500}) = 11,43g = 0,18M
Konsentrasi setengah sel tembaga = 1-0,18 = 0,82M
Massa ion perak yang hilang = (frac{108times 9,65times 60times 60}{96500}) = 38,9g = 0,36
Konsentrasi setengah sel perak = 1-0,36 = 0,64M
- ii) Potensial sel, Ei = E° – (frac{2.303times RT}{nF}{{log }_{10}}frac{Ag+}{Cu2+})
Potensial sel sebelum aliran arus = Ei = E° – (frac{2.303times RT}{nF}{{log }_{10}}frac{1}{1}=E{}^circ)
Potensial sel setelah aliran arus = Ei = E° – (frac{2.303times RT}{nF}{{log }_{10}}frac{{{0.64}^{2}}}{0.82} )
Perubahan potensial sel = (frac{0.0591}{2}{{log }_{10}}frac{{{0.64}^{2}}}{0.82}=0.009V)