Bab I Elektrokimia Fix.docx

BAB I PENDAHULUAN

1.1

Tujuan Percobaan 1. Menentukan bilangan Avogadro (No) secara elektrolisis. 2. Menyusun dan mengukur GGL sel elektrkimia. 3. Mencoba menguji persamaan Nernst.

1.2

Landasan Teori

1.2.1 Pengertian Sel Elektrokimia Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari aksi antara sifat-sifat listrik dengan reaksi kimia. Misalnya perubahan energi kimia menjadi energi listrik pada elemen elektrokimia, reaksi reduksi-oksidasi secara spontan pada elemen dijadikan sumber arus listrik. Adapun berbagai definisi elektrokimia lainnya yaitu: A. Elektrokimia adalah cabang kimia yang mempelajari reaksi kimia yang berlangsung dalam larutan pada antar muka konduktor elektron (logam atau semikonduktor) dan konduktor ionik (elektrolit), dan melibatkan perpindahan elektron antara elektroda dan elektrolit atau sejenis dalam larutan. Jika reaksi kimia didorong oleh tegangan eksternal, maka akan seperti elektrolisis, atau jika tegangan yang dibuat oleh reaksi kimia seperti pada baterai, maka akan terjadi reaksi elektrokimia. Sebaliknya, reaksi kimia terjadi dimana elektron yang ditransfer antara molekul disebut oksidasi atau reduksi (redoks) reaksi. Secara umum, elektrokimia berkaitan dengan situasi dimana oksidasi dan reduksi reaksi dipisahkan dalam ruang atau waktu, dihubungkan oleh sebuah sirkuit listrik eksternal (Sukardjo, 1997). B. Elektrokimia adalah ilmu tentang hubungan antara senyawa listrik dan kimia. Elektrokimia merupakan studi yang mempelajari bagaimana reaksi kimia dapat menimbulkan tegangan listrik dan tegangan listrik terbalik dapat menyebabkan reaksi kimia dalam sel elektrokimia. Konversi energi dari bentuk kimia ke bentuk listrik dan sebaliknya adalah inti dari elektrokimia. Ada dua jenis sel elektrokimia, yaitu sel galvani dan

elektrolisis. Sel galvani adalah sel yang menghasilkan tenaga listrik ketika sel mengalami reaksi kimia sedangkan sel elektrolit adalah sel yang mengalami reaksi kimia ketika tegangan listrik diterapkan. Elektrolisis dan korosi adalah contoh proses penting pada elektrokimia. Prinsip-prinsip dasar elektrokimia didasarkan pada rasio tegangan antara dua zat dan memiliki kemampuan untuk bereaksi satu sama lain. Semakin lama logam dalam elemen galvanik yang terpisah dalam seri tegangan elektrokimia, semakin kuat listrik akan terekstrak. Teori Elektrokimia dan metode elektrokimia memiliki aplikasi praktis dalam teknologi dan industri dalam banyak cara. Penemuan dan pemahaman reaksi elektrokimia telah memberikan kontribusi untuk mengembangkan sel bahan bakar dan baterai, dan pemahaman logam relatif terhadap satu sama lain dalam elektrolisis dan korosi (Bird, 1993). C. Elektrokimia adalah cabang kimia yang mempelajari perpindahan antara energi listrik dan energi kimia. Dengan kata lain, reaksi kimia yang terjadi pada antarmuka konduktor listrik (disebut elektroda yang dapat menjadi logam atau semikonduktor) dan konduktor ionik (elektrolit) dapat menjadi solusi dan dalam beberapa kasus khusus. Jika reaksi kimia didorong oleh beda potensial maka secara eksternal disebut elektrolisis. Namun, jika penurunan potensi listrik dibuat sebagai hasil dari reaksi kimia disebut sel galvani. Reaksi kimia yang menghasilkan perpindahan elektron antara molekul yang dikenal sebagai reaksi redoks, reaksi redoks sangat penting dalam elektrokimia karena melalui reaksi tersebut dilakukan proses yang menghasilkan listrik atau sebaliknya. Secara umum, studi elektrokimia menangani situasi di mana terdapat reaksi oksidasi-reduksi ditemukan dipisahkan secara fisik atau sementara, berada di lingkungan yang terhubung ke sebuah sirkuit listrik (Atkins, 1999). D. Aplikasi Elektrokimia Penerapan sistem elektrokimia dapat dijumpai dalam beberapa hal, diantaranya: a. Proses penyepuhan logam secara elektroplating maupun proses elektrodeposisi beberapa material lain. b. Pengembangan berbagai sel bahan bakar, untuk menghasilkan potensial tertentu. c. Pengembangan material baru secara elektrosintesis untuk menghasilkan material elektroaktif maupun senyawa-senyawa polimer elektroaktif yang lain.

d. Untuk analisis secara elektrokimia, seperti sistem elektrogravimetri, potensiometri maupun voltametri. 1.2.2 Jenis-jenis Sel Elektrokimia a.

Sel Galvani Sel galvani adalah sel elektrokimia yang menghasilkan energi listrik dari reaksi

redoks sprontan yang terjadi di dalam sel. Sel galvani disebut juga dengan sel kimia. Sel galvani biasanya mengandung dua buah logam yang terhubung dengan jembatan garam, atau setengah sel yang dipisahkan dengan membran porous. Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menetralkan kelebihan ion baik kation maupun anion pada larutan dan untuk menutup rangkaian sehingga reaksi berjalan terus-menerus. Sel galvani dapat dilihat pada Gambar 1.1

. Gambar 1.1 Sel Galvani Reaksi yang terjadi pada bejana sebalah kanan merupakan reaksi reduksi dari ion tembaga menjadi logam tembaga. Hal ini menyebabkan massa elektroda tembaga bertambah. Kekurangan muatan positif terhadap muatan negative akibat reduksi tembaga segera disetimbangkan oleh muatan positif jembatan garam. Dengan demikian elektrolit

tetap netral. Sebaliknya elektrolit dalam bejana kiri akan terjadi penambahan kation sebagai akibat reaksi oksidasi logam zink. Hal ini dapat diketahui karena berkurangnya massa elektroda zink (Harnanto, 2009). Adapun reaksi sel yang terjadi adalah : Oksidasi

:

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Reduksi

:

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

Total

:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Jembatan garam adalah alat yang digunakan untuk menghubungkan reaksi reduksi dan oksidasi setengah sel dari sel volta. Jembatan garam berbentuk seperti U terbalik yang diisi dengan larutan elektrolit. Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menghantarkan arus listrik antara kedua elektrolit yang berada dalam bejana. Selain itu, jembatan garam juga berguna untuk menetralkan kelebihan atau kekurangan muatan dari ion-ion yang ada dalam larutan di dalam kedua bejana selama reaksi elektrokimia berlangsung. Oleh karena itu syarat dari suatu zat yang digunakan untuk jembatan garam adalah zat tersebut tidak boleh bereaksi dengan elektrolit yang digunakan dalam pengukuran potensial sel (Harnanto, 2009). Elektroda dalam sel galvani terbalik dengan elektroda sel elektrolisis. elektroda sel galvani terdiri dari: 1.

Anoda Anoda merupakan elektroda yang bermuatan negative, dimana terjadi reaksi oksidasi (melepaskan electron). Anoda akan menarik ion yang bermuatan negative atau yang disebut dengan anion.

2.

Katoda Katoda merupakan elektroda yang bermuatan positif, dimana terjadi reaksi reduksi (menerima electron). Katoda akan menarik ion yang bermuatan positif atau yang disebut dengan kation.

b. Sel Daniel Proses dalam elektode yaitu reaksi redoks yang terjadi pada antar muka (interface) suatu logam atau padatan penghantar lain (elektode) dengan larutan. Elektodenya itu sendiri mungkin atau mungkin juga tidak terlibat secara langsung dalam reaksi redoks tersebut. Sebagai contoh bila logam tembaga dicelupkan dalam larutan ion tembaga(II), maka akan ada dua kemungkinan proses yang terjadi. Pertama, tembaga mungkin teroksidasi dan terlarut dalam larutan sebagai ion tembaga(II). Cu2+ (aq)

Cu (s) → + 2e

Alternatif lain adalah ion tembaga(II) mungkin direduksi dan tertempelkan pada elektode sebagai logam tembaga. Cu2+ (aq) + 2e → Cu (s) Pada masing-masing dari kedua proses tersebut, elektode terlibat secara kimia dalam reaksi redoks. Perubahan total elektron diakomodasi oleh elektode dengan ikatan logam. Jika terjadi reaksi oksidasi, muatan positif dari ion tembaga dalam larutan terjadi akibat lepasnya elektron dan terdelokal menuju latice logam. Dengan cara ini larutan menjadi bermuatan positif dibandingkan pada elektode. Pada proses sebaliknya, ion tembaga(II) dalam larutan akan menangkap elektron darielektode sebelum terbentuk deposit pada permukaannya. Elektode menjadi kekurangan elektron dan akan menjadi bermuatan positif dibandingkan larutannya. Sel Daniel terdiri atas elektode tembaga yang dicelupkan ke dalam larutan ion tembaga(II) dan sebuah elektode zink yang dicelupkan ke dalam larutan ion zink(II). Hubungan listrik diantara kedua larutan dihantarkan dengan tabung yang mengandung larutan garam KCl (jembatan garam). Elektode tembaga dan zink kemudian dihubungkan dengan sirkuit yang mengandung voltmeter impedansi tinggi atau alat pengukur potensial yang lain

Sel Daniel, terdiri atas dua bagian setengah sel, yang mana setiap setengah sel merupakan kombinasi antara elektode dan larutannya. Setengah sel yang satu yang terdiri atas Cu2+/Cu, cenderung mengalami reaksi reduksi dan setengah sel lain terjadi reaksi yang berlawanan yaitu reaksi oksidasi. c.

Potensial Sel Potensial listrik standar dapat ditentukan dengan menggunakan tabel potensial

standar setengah sel. Langkah pertama adalah mengetahui logam apa yang bereaksi dalam sel. Kemudian mencari potensial elektroda standar (E˚) dalam volt dari masing-masing dua setengah reaksi tersebut (Sukardjo, 1997). Adapun tabel potensial standar setengah sel dapat dilihat pada tabel 1.1 berikut. Tabel 1.1 Potensial standar setengah sel

Potensial elektroda adalah potensial listrik yang ada pada sebuah elektroda yang berhubungan dengan bentuk oksidasi dan reduksi dari beberapa zat. Suatu elektroda mengandung partikel (ion atau molekul) yang dapat menarik electron, atau cenderung tereduksi. Kekuatan tarikan itu disebut potensial reduksi. Potensial reduksi dari suatu elektroda dilambangkan dengan E. Dalam suatu sel elektrokimia, potensial selnya merupakan selisih potensial reduksi kedua elektrodanya. Potensial yang lebih besar akan mengalami reduksi dan berfungsi sebagai katoda, sedangkan yang lain teroksidasi dan berfungsi sebagai anoda (Petrucci, 1999). Adapun persamaannya dapat ditulis sebagai berikut. Esel = Ekatoda – Eanoda ......................................................(1.1)

1.

Notasi Sel Volta Notasi sel volta digunakan untuk menggambarkan rangkaian sel volta dan reaksi

redoks yang berlangsung didalamnya. Secara umum penulisan notasi sel menurut konvensi IUPAC adalah sebagai berikut: 1.

Notasi sel terdiri dari anoda dan katoda

2.

Tanda II adalah jembatan garam umtuk memisahkan anoda dan katoda

3.

Tanda I adalah batas fase untuk memisahkan fase berbeda

4.

Tanda koma (,) digunakan untuk memisahkan spesi-spesi dalam fase yang sama

5.

Eletroda anoda terletak paling kiri dan elektroda katoda paling kanan

6.

Elektrolit inert tidak ditulis

Sel volta dalam kehidupan sehari-hari : a.

Sel Primer Pada sel primer, anoda dan katoda dihabiskan secara kima ketika sel menghasilkan

arus listrik. Sel primer hanya sekali pakai dan tidak dapat diisi ulang. Contoh baterai yang

tergolong primer adalah baterai kering, seng karbon, alkaline, merkuri, perak oksida dan Li/SOCl2. b.

Sel Sekunder Pada sel sekunder, anoda dan katoda bereaksi secara kimia. Namun, sel dapat diisi

ulang dengan proses elektrolisis untuk mengembaliakn anoda dan katoda kekondisi awal. Contohnya baterai Ni-Cd, NiMH, dan baterai ion litium. c.

Sel Bahan Bakar Pada sel bahan bakar, anoda dan katoda bersifat inert. Bereaksi secara terus menerus

disuplai kesel dan produk pereaksi dibuang secara terus menerus. Sel ini adalah sel masa depan yang ramah lingkungan. Menurut Harnanto (2009) sel volta memiliki berbagai aplikasi dalam kehidupan sehari-hari. Berikut beberapa contoh yang umum diketahui yaitu : 1.

Baterai kering seng-karbon (sel Leclanche) Baterai kering seng karbon masih merupakan jenis yang paling banyak di jumpai di

Indonesia. Harganya murah dan digunakan pada radio, senter, mainan dan sejenisnya. Potensial sel dari baterai sekitar 1,5 V dan menurun sejalan dengan lama pemakaian. 2.

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 Vdan 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. 3.

Aki atau baterai Pb Aki umunya digunakan pada mobil untuk menstarter kendaraan tersebut. Aki tersiri

dari beberapa sel volta yang dihubungkan secara seri. Setiap sel mempunyai potensial 2 V. jadi, suatu aki dengan potensial 6 V terdiri 3 sel . suatu aki terdiri dari anoda Pb dan katoda PbO2 dengan elektrolit H2SO4. Anoda dan katoda yang berbentuk pelat menambah luas permukaan elektrodesehingga dapat memperbesar arus.

1.2.3 Elektrolisis Elektrolisis adalah suatu proses reaksi kimia yang terjadi pada elektroda yang tercelup dalam elektrolit ketika dialiri arus listrik dari suatu sumber potensial luar. Komponen terpenting dari proses elektrolisis adalah elektroda dan elektrolit. Sedangkan sel elektrolisis adalah sebuah sel elektrokimia yang menggunakan sumber energi listrik dari luar untuk menjalankan suatu reaksi yang tidak spontan. Energi listrik berfungsi sebagai pompa elektron yang menggerakkan elektron ke katoda, dan menarik elektron dari anoda (Chang, 2005). Elektron mengalir dari anoda ke katoda dalam rangkaian luar seperti pada Gambar 1.2 berikut.

Gambar 1.2 Aliran elektron pada sel elektrolisis Adanya aliran elektron dalam sel elektrolisis menyebabkan di katoda terjadi reaksi reduksi dan di anoda terjadi reaksi oksidasi. Pada sel elektrolisis, katoda merupakan kutub

negatif karena dihubungkan dengan kutub negatif sumber arus dan merupakan target bermigrasinya ion positif, sedangkan anoda merupakan kutub positif karena dihubungkan dengan kutub positif sumber arus dan merupakan target bermigrasinya ion negatif (Chang, 2005). a. Elektrolisis Leburan Elektrolit Suatu leburan atau cairan elektrolit kita peroleh dengan cara memanaskan padatan elektrolit tersebut di atas suhu titik lelehnya tanpa ada air. Zat-zat yang leburannya dapat dielektrolisis hanyalah oksida-oksida dan garam-garam halida. Elektrolisis leburan elektrolit digunakan untuk membuat logam-logam alkali, alkali

tanah, aluminium, dan logam-logam yang memiliki E lebih kecil dari –0,83 volt (E air). Seperti kita ketahui, logam-logam di atas tidak dapat dibuat dari elektrolisis larutan, sebab ion-ion logam ini kalah bersaing dengan air dalam menangkap elektron. Perhatikan contoh berikut.

Contoh : Elektrolisis leburan NaCl Dalam keadaan leburan NaCl terdapat sebagian ion-ion yang bebas bergerak. Ion Na+ akan bergerak menuju katode mengambil electron dan mengalami reduksi menghasilkan logam Na. Sedangkan ion Cl- akan bergerak menuju anode melepaskan electron dan mengalami oksidasi menghasilkan gas Cl2. Reaksi yang terjadi sebagai berikut :

2NaCl (ℓ)

→ 2Na+ (ℓ) + 2Cl- (ℓ)

Katode

: 2Na+ (ℓ) + 2 ℓ

→ 2Na (ℓ)

Anode

: 2Cl- (ℓ)

→

Cl2(g) + 2 (ℓ) +

2 NaCl + (ℓ) + 2Cl- (ℓ) → 2 Na (ℓ) + Cl2 (g) Reaksi keseluruhan 2NaCl → 2Na (ℓ) + Cl2 (g)

Dengan memperhatikan beberapa contoh di atas dapat disimpulkan bahwa reaksi yang terjadi pada proses elektrolisis ditentukan oleh potensial dan jenis elektodenya, sehingga reaksi yang terjadi pada katode dan anode. b. Aspek Kuantitatif dalam Sel elektrolisis Michael Faraday (1791 – 1867), selain mengembangkan metode elektrolisis, juga menerangkan hubungan kuantitatif antara jumlah arus listrik yang dilewatkan pada sel elektrolisis dengan jumlah zat yang dihasilkan pada elektode.

Pada zaman Faraday, para ahli kimia memakai konsep berat ekivalen dalam perhitungan stoikiometri. Berdasarkan kenyataan bahwa dalam pembentukan air setiap 1 gram hidrogen selalu bereaksi dengan 8 gram oksigen, maka berat ekivalen (e) suatu unsur didefinisikan sebagai jumlah gram unsur tersebut yang tepat bereaksi dengan 1 gram hidrogen atau dengan 8 gram oksigen. Dengan sendirinya hidrogen memiliki.harga e = 1 dan oksigen memiliki harga e = 8. Harga e dari unsur-unsur lain dapat ditentukan. Sebagai contoh, aluminium sebanyak 9 gram dapat bereaksi dengan 8 gram oksigen untuk membentuk aluminium oksida, sehingga aluminium memiliki e = 9. Demikian pula, 35,5 gram klorin tepat bereaksi dengan 1 gram hidrogen untuk membentuk hidrogen klorida, sehingga klorin memiliki e = 35,5. c. Penggunaan Elektrolisis dalam Industri 1. Produksi Zat Melalui proses elektrolisis, kita dapat memperoleh unsur-unsur logam, halogenhalogen, gas hidrogen, dan gas oksigen.

Sebagai contoh, marilah kita tinjau hasil-hasil elektrolisis larutan NaCl. 2NaCl(aq) → 2Na+(aq) + 2Cl-(aq)

+ 2NaCl(aq) + 2H2O

→ 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)

Gas H2 terbentuk di katode, gas Cl2 terbentuk di anode, dan pada larutan sisa kita memperoleh N Reaksi yang terjadi sebagai berikut : Katode (Al)

:

Ag+ (aq) + e →

Anode (Ag)

:

Ag (s)

Ag (s)

→ Ag+ (aq) + e

c) Pemurnian Logam Proses elektrolisis juga dipakai pada pemurnian suatu logam, misalnya tembaga. Untuk membuat kabel-kabel listrik diperlukan logam tembaga yang betul-betul murni, sebab pengotoran sekecil apapun dapat mengurangi konduktivitas kabel tersebut.

d.

Sel Elektrolisis dengan Elektrolit Lelehan dan Larutan 1. sel elektrolisis dengan elektrolit lelehan 2. jenis sel elektrolisis ini melibatkan reaksi redoks sederhana karena berlangsung tanpa air. Beberapa jenis logam seerti Na, Mg, Ca, dan Al diperoleh dari elektrolit lelehan. 3. sel elektrolisis dengan elektrolit larutan 4. jenis sel ini melibatkan reaksi yang agak kompleks karena adanya reaksi-reaksi bersaing antara reaksi redoks elektrolit dan reaksi redoks pelarut air. Ketika dipisahkan dari bijihnya, logam tembaga biasanya bercampur dengan sedikit

besi, zink, emas, dan perak. Tembaga yang tidak murni dipakai sebagai anode dalam sel elektrolisis yang mengandung larutan CuSO4. Sebagai katode, dipakai batang tembaga yang murni. Potensial listrik yang dilewatkan melalui sel diatur sedemikian rupa, sehingga bagian anode yang larut hanyalah tembaga, besi, dan zink. Mereka larut sebagai Cu2+, Fe2+, dan Zn2+. Emas dan perak tidak larut dan berjatuhan ke dasar wadah. Menurut Buchari (1990) proses elektrolisis berhubungan dengan besarnya potensial yang digunakan. Besarnya potensial yang digunakan dalam elektrolisis bergantung pada: 1.

Potensial Penguraian Potensial penguraian adalah tegangan luar terkecil yang harus dikenakan untuk

menimbulkan elektrolisis kontinu. Pada sel elektrolisis, potensial yang digunakan harus mampu mengatasi potensial sel galvani yang dihasilkan dan harus pula mengatasi tahanan larutan terhadap aliran arus. 2.

Potensial Lebih atau Polarisasi Kinetika Potensial lebih adalah potensial pada anoda atau katoda yang nilainya lebih tinggi dari

potensial penguraian akibat terbentuknya gas di sekitar elektroda. Potensial lebih menyebabkan harga potensial menjadi lebih negatif pada katoda dan menjadi lebih positif pada anoda. Potensial lebih timbul akibat adanya tahanan dari larutan. Besarnya potensial lebih pada anoda atau katoda dipengaruhi oleh: a.

Sifat dan keadaan fisik dari logam yang dipakai sebagai elektroda.

b.

Keadaan fisik dari zat yang diendapkan.

c.

Rapat arus yang dipakai.

d.

Perubahan konsentrasi di sekitar elektroda.

3.

Polarisasi Konsentrasi. Reaksi pada permukaan elektroda berlangsung seketika,

kecepatan tercapainya

kesetimbangan antara elektroda dengan larutan tergantung dari besarnya arus yang mengalir. Kurang cepatnya migrasi ion ke permukaan elektroda disebut polarisasi konsentrasi. Polarisasi konsentrasi timbul apabila gaya difusi, gaya tarik menarik elektrostatik dan pengadukan mekanik tidak cukup untuk mengangkut pereaksi menuju atau dari permukaan elektroda. Polarisasi konsentrasi dapat diperkecil dengan cara pengadukan dan menggunakan rapat arus kecil. 4.

Potensial Ohmik atau Potensial Jatuh Potensial ohmik atau potensial jatuh adalah potensial listrik yang dihasilkan pada saat

arus listrik dilewatkan dalam sel elektrolisis. Potensial ohmik terjadi karena adanya tahanan dalam larutan yang dialami oleh ion-ion yang bergerak menuju anoda atau katoda. Besarnya potensial ohmik sebanding dengan arus yang lewat dan tahanan larutan. Pengaruh potensial ohmik menyebabkan potensial yang dibutuhkan pada sel elektrolisis lebih besar dibanding potensial teoritisnya. Untuk menentukan jenis zat yang dihasilkan pada anoda dan katoda, maka harus diketahui jenis kation dan anion dalam larutan, keadaan ionnya yaitu bentuk cairan (lelehan) atau larutan, jenis elektrodanya tidak bereaksi (inert) atau ikut bereaksi (aktif) dalam larutan, dan konsentrasi larutan elektrolitnya pekat atau sangat encer (Achmad, 2001).

1.2.4 Hukum Faraday Proses elektrolisis merupakan proses yang tidak spontan. Untuk berlangsungnya reaksi elektrolisis digunakan arus listrik dari luar. Besarnya potensial listrik yang digunakan harus melebihi potensial yang terpasang sehingga arus akan mengalir yang akan menyebabkan terjadinya reaksi kimia. Hubungan antar besarnya energy listrik yang dialirkan dengan banyaknya zat yang dihasilkan dalam sel elektrolisis dirumuskan oleh Michael Faraday (Petrucci, 1999). Melalui eksperimen, Faraday merumuskan beberapa kaidah perhitungan elektrolisis, yang kini dapat dikenal sebagai Hukum Faraday berikut ini.

1.

Jumlah zat yang dihasilkan pada elektode berbanding lurus dengan jumlah arus listrik yang melalui sel elektrolisis.

2.

Jika arus listrik yang sama dilewatkan pada beberapa sel elektrolisis, maka berat zat yang dihasilkan masing-masing sel berbanding lurus dengan berat ekivalen zat-zat tersebut.

Perlu diketahui bahwa pada zaman Faraday elektron belum dikenal, sebab elektron baru ditemukan oleh Joseph John Thomson tahun 1897. Kini berat ekivalen (e) suatu unsur dihitung berdasarkan jumlah elektron.. a.

Hukum Faraday I

“Massa zat yang dihasilkan pada suatu elektroda selama proses elektrolisis berbanding lurus dengan muatan listrik yang digunakan”. W=Q W = I t ............................................................. (1.2) Keterangan : W

= Massa

I

= Arus listrik (ampere)

t

= Waktu (detik)

b. Hukum Faraday II “Massa zat yang dihasilkan pada elektroda berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat” (Syukri, 1999). W = ME 𝐴𝑟

W = 𝑀𝑢𝑎𝑡𝑎𝑛 𝑖𝑜𝑛 (𝑏𝑖𝑙𝑜𝑘𝑠.................................................(1.3)

DAFTAR PUSTAKA

Achmad, H. 2001. Elektrokimia dan Kinetika Kimia. Bandung: Citra Aditya Bakti Atkins, P. W. 1999. Kimia Fisika Jilid I. Terjemahan Irma I. Kartohadiprodjo. Jakarta: Erlangga Bird, T. 1993. Kimia Fisika untuk Universitas. Jakarta: Gramedia Buchari. 1990. Analisis Instrumental Bagian I : Tinjauan Umum dan Analisis Elektrometri. Bandung: Institut Teknologi Bandung Chang, R. 2005. Kimia Dasar : Konsep-Konsep Inti Jilid I. Jakarta: Erlangga Harnanto, A. 2009. Kimia 3. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional Petrucci, R. 1999. Kimia Dasar. Jakarta: Erlangga Sukardjo. 1997. Kimia Fisika. Jakarta: PT. Rineka Cipta Syukri, S. 1999. Kimia Dasar I. Bandung: Institut Teknologi Bandung