Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Pengantar


Sebelum membahas materi Reaksi Redoks dan Elektrokimia, siswa diharapkan mengingat kembali cara menghitung biloks yang telah dipelajari di kelas X.
Untuk menyegarkan ingatan kita, kita ingat kembali tentang beberapa konsep dasar bilangan oksidasi :

1. Atom-atom dalam unsur memiliki bilangan oksidasi nol
2. Atom H dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1
3. Dalam Hidrida logam (misalnya NaH, BaH2, AlH3), bilangan oksidasi H = –1
4. Atom O dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi –2
5. Dalam senyawa F2O, bilangan oksidasi O = + 2
6. Dalam peroksida (misalnya H2O2, Na2O2, BaO2), bilangan oksidasi O = –1
7. Atom logam dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi positif
8. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam senyawa = nol
9. Jumlah bilangan oksidasi atom-atom dalam ion = muatan ion
10. Jika dua atom berikatan, bilangan oksidasi negatif selalu dimiliki atom yang keelektronegatifannya lebih besar

Contoh:

Hitunglah biloks S dalam senyawa H2SO4 

H2SO4
  (2 x H)   + S +  (4 x O)      =  0
(2 x (+1)) + S + (4 x (-2))   =  0 
        (+2)  +  S   +  (-8)         =  0
                             S                =  0 - 2  +  8
                             S                =  +6
Jadi Biloks S dalam senyawa H2SO4 adalah +6

Penyetaran Reaksi Redoks

Metode Bilangan Oksidasi 

Langkah-langkah yang dilakukan dalam menyelesaikan persamaan reaksi redoks dengan metode bilangan oksidasi adalah sebagai berikut:

1. Tentukan unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada ke dua sisi persamaan reaksi redoks
2. Tuliskan angka biloks (bilangan oksidasi) di atas lambang atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
3. Buatlah garis yang menghubungkan atom-atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi
4. Setarakan dahulu jumlah atom kiri dan kanan persamaan reaksi yang dihubungkan oleh garis oksidasi dan garis reduksi
5. Tentukan jumlah penurunan bilangan oksidasi dari oksidator dan jumlah pertambahan bilangan oksidasi dari reduktor
6. Samakan jumlah perubahan bilangan oksidasi tersebut dengan cara perkalian
7. Setarakan muatan dengan menambahkan ion H⁺ (dalam suasana asam) atau ion OH^- (dalam suasana basa)
8. Setarakan atom H dengan menambahkan H2O 

Metode Setengah Reaksi (Ion Elektron) 

Korosi 

Suatu contoh penting proses oksidasi reduksi adalah korosi (perkaratan) logam-logam, terutama besi. Kenyataan bahwa banyak biaya yang digunakan untuk melindungi korosi dan kerugian yang ditimbulkan oleh korosi juga banyak.

Faktor-faktor yang dapat menyebabkan terjadinya korosi : 

1. Adanya gas oksigen dan uap air
2. Adanya elektrolit, misal garam yang dapat membantu atau memberikan suasana untuk dapat berlangsungnya reaksi redoks
3. Lapisan zat lain pada permukaan logam
4. Lapisan-lapisan zat-zat yang dapat larut membentuk asam, seperti gas SO2, SO3, CO2 dan lain-lain
5. Perbedaan potensial elektroda dari logam lain. Misalnya : Logam besi bersentuhan dengan seng (seng sebagai anoda dan besi sebagai katoda, seng yang cepat habis), Logam besi bersentuhan dengan timah (besi sebagai anoda, besi cepat mengalami korosi)
6. Pengaruh arus listrik (contoh percobaan besi sebagai anoda mengalami oksidasi Fe → Fe⁺² + 2e ( besi mengalami korosi )

Cara Pencegahan Korosi

1. Melapisi permukaan dengan cat atau bahan pelapis lainnya
2. Melapisi dengan lapisan tipis , misal tembaga melalui pelapis listrik atau dengan timah hitam dengan mencelupkannya ke dalam logam cair. Pelapisan dilakukan dengan cara elektrolisis yang disebut electroplating
3. Penyolderan yaitu dengan cara menghubungkan langsung dengan logam aktif atau dengan logam Magnesium disebut perlindungan katoda
4. Melumuri logam dengan Oli atau Gemuk
5. Dibalut dengan Plastik

Korosi dapat dicegah dengan menggunakan cara-cara di atas, namun jika korosi sudah terjadi bagaimakah cara menghilangkan korosi tersebut? Ada beberapa cara yang dapat dilakukan untuk menghilangkan korosi, diantaranya yang ditampilkan dari video di bawah ini:

Evaluasi Diri :

1. Apa yang dimaksud dengan korosi.
2. Sebutkan faktor-faktor yang menyebabkan terjadinya korosi.
3. Bagaimana cara menghindari terjadinya korosi pada tembaga dan besi.
4. Rancanglah kegiatan sederhana bagaimana cara pencegahan terjadinya korosi ? (tugas kelompok)
5. Tuliskan setengah persamaan dan persamaan keeluruhan Jika: 

            a. sebuah kawat tembaga dililitkan di sepanjang paku besi.
            b. Paku tersebut digerakan melalui sekeping seng.

Sel Elektrokimia

Potensial Elektroda (E^o)

Potensial elektroda adalah potensial listrik yang dihasilkan oleh suatu reaksi reduksi. Makin mudah suatu logam mengalami reduksi makin besar potensial elektroda yang ditimbulkannya. Jadi makin ke kanan letak suatu logam pada deret Volta makin besar potensial elektrodanya. Deret Volta urutan kereaksifan logam mulai dari reduktor terkuat (mudah teroksidasi) sampai reduktor terlemah (sukar teroksidasi) 

K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

Sel Elektrokimia 
Transfer elektron pda reaksi redoks di dalam larutan berlangsung melalui kontak langsung antara partikel-partikel berupa atom, molekul, atau ion yang saling serah terima elektron. Contoh reaksi redoks berikut:

Zn + Cu⁺² → Zn⁺² + Cu 

Untuk menghindari kesenjangan ini ion negatif akan mengalir menuju larutan ion Zn⁺² sebaliknya ion Zn⁺² bergerak menuju larutan Cu. Maka kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam. Keseluruhan sistem pemindahan elektron melalui rangkaian tertutup disebut sel elektrokimia atau lebih umum disebut sel. Elektroda tempat dimana terjadi setengah reaksi oksidasi disebut anoda, sedangkan elektroda tempat dimana terjadi setengah reaksi reduksi disebut katoda.

Diagram Sel 
Berdasarkan konvensi bahwa penulisan setengah reaksi reduksi atau setengah reaksi oksidasi digunakan lambang. Penulisan lambang ini disebut diagram sel.

Zn(s) | Zn⁺²(aq) ||  Cu⁺²(aq) | Cu(s)

anoda          katoda

Garis yang tegak lurus tunggal merupakan batas antara suatu elektroda dan fase lain (misal larutan). Garis tegak lurus ganda menekankan bahwa larutan tersebut dihubungkan dengan jembatan garam. Penulisan Zn(s) | Zn⁺²(aq) merupakan pasangan oksidasi dan Cu⁺²(aq) | Cu(s) merupakan pasangan reduksi.

Menghitung Potensial Sel Reaksi:

E^o sel   =   E^o red - E^ooks

Contoh 
Hitunglah E^o sel dari reaksi : Br2 + Cu → Cu⁺² + 2 Br^-
jika diketahui :
E^o Br2  + 2e   → 2 Br^-   = + 1,06 volt
E^o Cu⁺² + 2e  → Cu      = +0,52 volt

Solusi : 
Menguraikan ½ reaksi reduksi dan ½ reaksi oksidasi
½ reaksi reduksi   : Br2  + 2e   → 2 Br^-
½ reaksi oksidasi. : Cu → Cu⁺² + 2e
Menghitung E^o sel
E^o sel     = E^o red - E^ooks
               = 1,06 - ( + 0,52 )
               = + 0 , 54 volt

Sebagai bahan pembelajaran menarik, kita dapat membandingkan hasil perhitungan kita dengan simulasi perhitungan E^osel berikut ini:



Download media pembelajaran flash "Sel Tegangan", di sini

Evaluasi Diri :

1. Apakah reaksi redoks Pb + Zn⁺² → Pb⁺² + Zn dapat berlangsung?
2. Mn(s) │ Mn⁺² (1M) ║ Fe⁺² (1M) │ Fe(s)
3. Mg(s)│ Mg⁺² (1M) ║ Cl^- (1M) │ Pt(s) Tuliskan reaksi redoks dari masimg-masing sel.
4. Hitumg E^o sel soal No. 2 dan 3. 

Jenis Sel Elektrokimia

Sel Volta
Prinsip kerja Sel Volta adalah

• Energi hasil dari reaksi kini dirubah menjadi energi listrik
• Reaksi yang berlangsung adalah reaksi redoks
• Pada katoda terjadi reduksi, dan merupakan kutub positif
• Pada anoda terjadi oksidasi, dan merupakan kutub negatif. Jadi Katoda positif, anoda negatif disingkat KPAN yang dibaca KAPAN. Potensial listrik yang dihasilkan oleh sel elektrokimia dinamakan potensial Sel (E^osel)

E^osel = E^o reduksi – E^o oksidasi
Agar reaksi dapat berlangsung spontan maka E^o sel harus positif

Penggunaan yang penting dalam sel Volta adalah produksi energi listrik dari reaksi kimia (perubahan kimia). Jenis-jenis sel Volta:

• Aki

 

Reaksi Pengosongan Aki : 
Anoda    : Pb (s) + HSO4^-(aq)  → PbSO4 (s) + H⁺ (aq) + 2e^-
Katoda    : PbO2 (s) + HSO4^- (aq) + 3H⁺ (aq) +2e^-  →  PbSO4 (s) + H2O (l) 
-------------------------------------------------------------------------------              
              Pb(s) + PbO2 (s) + 2HSO4^- (aq) +2H⁺ (aq)  → 2PbSO4 (s) + 2 H2O (l)

Anoda dan katoda berubah menjadi zat yang sama yaitu PbSO4. Apabila permukaan kedua elektroda sudah tertutupi oleh PbSO4, maka tidak terdapat perbedaan potensial lagi sehingga Aki perlu di isi kembali Selama pengosongan Aki H2SO4 di ikat oleh air, akibatnya konsentrasi H2SO4 berkurang dan massa jenis larutan juga berkurang.

Reaksi Pengisian Aki 
Elekroda Pb sebagai Katoda dan elektroda PbO2 sebagai Anoda
Katoda   : PbSO4(s) + H⁺(aq) +2e^- → Pb(s) + HSO4^-(aq) 
Anoda    : PbSO4(s) + 2 H2O(l) → PbO2(s) + HSO4^-(aq) + 3H⁺(aq) + 2e^-
-------------------------------------------------------------------------------------------            
            2PbSO4(s) + 2H2O(l) → Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4^-(aq) + 2 H⁺(aq)

• Baterai Kering

Sel Leclanche merupakan sel primer sehingga tidak dapat diisi kembali. Oksidasi terjadi pada anode seng (Zn) dan reduksi terjadi pada katoda korbon (C) yang bersifat inert (sukar bereaksi). Elektrolitnya adalah pasta yang basah terdiri dari MnO2, ZnCl2, NH4Cl, dan karbon hitam. Perbedaan potensial antara kedua elektroda itu sekitar 1,5 volt, sel ini disebut sel kering.
Reaksi pada anoda sangat sederhana, yaitu oksidasi Zn menjadi Zn²⁺
Oksidasi   : Zn(s) → Zn²⁺(aq) +2e^-
Reduksi : 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e^- → Mn2O3(s) +2 OH^-(aq)
Reaksi asam basa terjadi antara NH4⁺ dan OH^-
Reaksi asam basa : NH4⁺(aq) + OH^-(aq) → NH3(g) + H2O(l)

• Baterai Alkaline

Baterai Alkalin pada dasarnya sama dengan sel Leclanche, tetapi bersifat basa, karena menggunakan KOH sebagai pengganti NH4Cl dalam pasta. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
Anoda    : Zn(s) + 2 OH^-(aq)  →  Zn(OH)2 + 2e^-
Katoda   : 2 MnO2(s) + 2 H2O(l) + 2 e^-  →  2 Mn(OH)2(s) + 2 OH^-(aq)

Potensial baterai alkalin juga 1,5 volt.

• Baterai Nikel-Kadmium

Baterai Nikel – Kadmium merupakan baterai yang dapat diisi ulang . Rekasi sel yang terjadi sebagai berikut :
Anoda    : Cd(s) + OH^-(aq)   →  Cd(OH)2(s) + 2e^-
Katoda   : NiO2(s) + 2H2O(l) + 2e^-  →   Ni(OH)2(s) + 2OH^-(aq)
----------------------------------------------------------------------------
Keseluruhan : Cd(s) + NiO2(s) + 2 H2O(l)  →  Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)

• Baterai Perak-Seng 

Kontruksinya adalah sebagai berikut :
Setengah reaksi sel waktu digunakan adalah sebagai berikut :
Anoda : Zn(s) + 2 OH^-(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e^-
Katoda : AgO(s) + H2O(l) + 2e^- → Ag(s) + 2 OH^-(aq)
-------------------------------------------------------------------
Keseluruhan : Zn(s) + AgO(s) → ZnO(s) + Ag(s)

Setengah reaksi dan keseluruhan reaksi adalah sebaliknya pada waktu pengisian. Kapasitas penyimpanan listrik dari sel Perak-Seng adalah yang tersebar dari sel-sel yang ada di perdagangan, yaitu sekitar enam (6) kali lebih besar dari pada sel Timbal. (Pb) dengan ukuran yang sama. Kelemahan sel ini adalah hanya dapat diisi beberapa ratus kali sebelum elektrodenya rusak, dan harganya tinggi.

Evaluasi Diri : 

• Tuliskan reaksi pemakaian dan pengosongan Akki
• a. Apa perbedaan sel bahan bakar dengan sel elektrokimia ? b.Sel bahan bakar ramah lingkungan. 
• Jelaskan apa maksudnya. Apa fungsi grafit dalam pasta yang digunakan dalam baterai kering ? 
• Mengapa baterai Nikel-Kadmium dapat diisi ulang ? 
• Sel Nikel-Kadmium mempunyai satu elektroda Cd(OH)2 padat yang dilapiskan pada Kadmium sebagai anoda, sedang elektroda kedua dilapisi dengan Ni(OH)2 dan Ni(OH)3 elektrolitnya adalah larutan KOH. Tuliskan : a. Reaksi elektrodanya. b. Reaksi keseluruhan waktu sel digunakan.

Sel Elektrolisa (Elektrolisis) 

Susunan Sel Elektrolisis.

Hantaran listrik melalui larutan yang disertai reaksi kimia disebut elektrolisis. Elektrolisis merupakan reaksi redoks tidak spontan. Jadi pada elektrolisis terjadi perubahan energi listrik menjadi energi kimia. Sama seperti sel Volta reaksi di katoda adalah reduksi dan reaksi di anoda adalah oksidasi. Akan tetapi muatan elektrodanya berbeda. Pada sel Volta katoda bermuatan positif dan anoda bermuatan negatif, sedangkan pada elektrolisis katoda bermuatan negatif dan anodebermuatan positif keseluruhan reaksi kimianya adalah:

Sel Votla : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)   E^o sel = + 1, 097 volt
Dalam reaksi elektrolisis, energi listrik digunakan untuk menghasilkan suatu kimia yang berlangsung tidak spontan, maka Eo sel nya adalah negatif
Elektrolisis : Cu(s) + Zn²⁺(aq) → Zn(S) + Cu²⁺(aq)   E^o sel = - 1, 097 volt



Sumber: http://myweb.tiscali.co.uk/chemteach/swf/electrolysis1.swf/Electrolysis.swf


Reaksi-reaksi Elektrolisis
Apabila listrik dialirkan melalui lelehan senyawa ion maka senyawa ion itu akan diuraikan. Kation direduksi di katoda dan anion dioksidasi di anoda. Reaksi elektrolisis ada 2 jenis yaitu :

• Lelehan garam
• Larutan garam

Lelehan Garam
Contoh :
Lelehan NaCl
Jika lelehan NaCl dialiri listrik, maka NaCl akan terurai menjadi Na dan Cl2.
NaCl → Na⁺ + Cl^-
Katoda : Na⁺ + e^- →  Na (2x)
Anode  : 2 Cl^-  → Cl2 + 2e^- 
-----------------------------------
Keseluruhan : 2Na⁺ + 2Cl^- → 2Na + Cl2
Reaksi elektrolisis dalam larutan elektrolit berlangsung lebih kompleks. Spesi yang bereaksi belum tentu kation atau anionnya, tetapi mungkin saja air atau elektrodanya. Untuk menuliskan reaksi elektrolisis larutan elektrolit. Perlu mempertimbangkan beberapa faktor yaitu :
1. Reaksi-reaksi kompetensi pada tiap-tiap elektroda
a. Spesi yang mengalami reduksi di katoda adalah yang mempunyai potensial elektroda lebih positif.
b. Spesi yang mengalami oksidasi di anoda adalah yang mempunyai potensial elektroda yang lebih negatif.
2. Jenis Elektroda, apakah inert atau aktif.
Elektrode Inert adalah elektroda yang tidak terlibat dalam reaksi. Elektrode inert yang sering digunakan adalah Platina dan Grafit.

Larutan Garam

Pada elektrolisis larutan elektrolit, di katoda terjadi kompetensi atau persaingan antara kation elektrolit dan molekul air (pelarut) dalam menangkap elektron.
Contoh: Elektrolisis larutan NaCl Reaksi reduksi yang berkompetensi sebagai berikut :
Na⁺ + e^- → Na                             E^o = -2,71 volt
2H2O + 2e^- → 2OH^- + H2            E^o = - 0,83 volt

Berdasarkan harga E^o H2O lebih mudah menangkap elektron dibandingkan Na⁺. Yang berlangsung di katoda adalah reduksi terhadap H2O menghasilkan gas H2. Reaksi lengkap:
2NaCl → Na⁺ + Cl^-
H2O → OH^- + H⁺
Katode : 2H2O + 2e → 2OH^- + H2
Anode : 2 Cl^- → Cl2 + 2e
-------------------------------------------------
NaCl + H2O → Na⁺ + 2 OH^- + Cl2(g) + H2(g)

Reaksi Pada Katoda (reduksi terhadap Kation)

1. Ion-ion logam alkali, alkali tanah, Al⁺³ dan ion-ion logam yang memiliki E^o lebih kecil dari –0,83 volt tidak direduksi dari larutan. Yang direduksi adalah pelarut (air) yang terbentuklah gas Hidrogen (H2)
   2 H2O + e → 2 OH- + H2 
2. Ion-ion logam yang memiliki E^o lebih besar dari – 0,83 direduksi menjadi logam yang diendapkan pada permukaan katoda.
   Mn⁺ + n e → M 
3. Ion H+ dari asam direduksi menjadi gas hidrogen (H2)
   2 H⁺ + 2 e → H2 
4. Jika yang dielektrolisis adalah leburan (Cairan) elektrolit tanpa ada air, maka ion-ion pada No.1 di atas dapat mengalami reaksi nomor 2, sehingga diperoleh logam yang diendapkan pada permukaan kotoda.

Reaksi Pada Anoda (oksidasi terhadap anion)

1. Ion-ion yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi maksimum, misalnya SO^4- atau NO^3- tidak dapat dioksidasi . Yang dioksidasi adalah pelarut (air) dan terbentuklah gas oksigen (O2)
   2H2O →  4 H⁺ + 4e + O2 
2. Ion-ion halida (X-), yaitu F^-,Cl^-, Br^-,dan I^-, dioksidasi menjadi halogen (X2) yaitu F2, Cl2, Br2 dan I2
   2X^- → X2 + 2e 
3. Ion OH^- dari basa dioksidasi menjadi gas oksigen (O2)
   4OH^- →2 H2O + 4e + O2 
4. Pada proses penyepuhan dan pemurnian logam, maka yang dipakai sebagai anoda adalah suiatu logam (bukan Pt atau C), sehingga anoda (logam) mengalami oksidasi mejadi ion yang larut.
   M→ Mⁿ⁺ + n e

Contoh
1. elektrolisis larutan MgCl2 cair
Solusi :
Katoda : Mg⁺² + 2e → Mg
Anoda : 2 Cl- → Cl2 + 2e

2. elektrolisis larutan AgNO3
Solusi :
Katoda : Ag⁺ + e → Ag(s)                 (x 4)
Anoda : 2H2O → 4H⁺ + O2 + 4e     (x 1)
----------------------------------------------
4 Ag⁺ + 2 H2O → 4 Ag +  4H⁺  + O2

Evaluasi Diri : 

1. Buatlah diagram sel, dan jika mungkin. Hitunglah harga E^o sel untuk sebuah sel Volta dimana :
   a. Cl2(g) direduksi menjadi Cl^- dan Fe dioksidasi menjadi F⁺²
   b. Zn⁺² digantikan dari larutan sebagai Zn
   c. Reaksi sel keseluruhan adalah Cu⁺ → Cu⁺² + Cu 
2. Sebuah sel Galvani terbuat dari dua elektroda, satu dicelupkan ke dalam larutan dengan konsentrasi H⁺ 1,0 M dan yang satu dalam 0,85 M KOH. Tentukan :
   a. E sel untuk reaksi yang terjadi
   b. Bandingkan hasilnya dengan E^o untuk reduksi H2O menjadi H2(g) dalam larutan bersuasana basa dan jelaskan.

KEGUNAAN SEL ELEKTROLISIS

Pemurnian Logam

Sumber: http://www.elimu2.info/elearning/contents/science/Chemistry

Tembaga dimurnikan dengan cara elektrolisis tembaga kotor dijadikan anoda, sedangkan katoda digunakan tembaga murni. Larutan elektrolit yang digunakan adalah larutan CuSO4. Selama elektrolisis, tembaga dari anoda terus-menerus dilarutkan kemudian diendapkan pada katoda.
CuSO4 (aq) →   Cu⁺² (aq) + SO4^-2 (aq) 
Katoda : Cu⁺² (aq) +2e^-   →   Cu (s)
Anoda : Cu (s)     →     Cu⁺² (aq) + 2e^-
---------------------------------------
Keseluruhan : Cu (s) → Cu (s)

Penyepuhan

Pelapisan sendok (katoda) dengan atom Ni akan melindungi logam besi dari perkaratan, sebab atom Ni yang menutupi permukaan sendok adalah logam yang tahan karat. Proses pelapisan bahan / alat dipasang sebagai katoda, dengan atom dari unsur yang tahan karat (tahan aus) melalui reduksi ionnya, disebut PENYEPUHAN.
Contoh :
Sel elektrolisa :
Anoda logam Ni
Katoda sendok besi
Elektrolit larutan NiCl2
Proses reaksi dapat dilihat pada animasi di bawah ini:



Sumber: http://content.tutorvista.com/physics_12/content/media/appl_elect.swf

Produksi Zat

Klorin dan natrium hidroksida dibuat dari elektrolisis larutan natrium klorida. Proses ini diseburt proses Klor-Alkali dan merupakan proses industri yang paling penting.



Sumber: http://vera4art.co.za/Chloro-Alk.swf

Evaluasi Diri 

1. Jelaskan Proses Penyepuhan Emas 
2. Tuliskan reaksi elektrolisis dari larutan garam dapur 
3. Produksi komersial magnesium melibatkan elektrolisis dari leburan MgCl2. Mengapa tida digunakan elektrolisis sederhana dari larutan MgCl2 saja ?

HUKUM FARADAY 

Hukum Faraday I 

Jumlah massa zat (atom, senyawa atau ion) yang diendapkan atau dibebaskan (G ) (menjadi gas atau ion) “berbanding langsung dengan jumlah muatan listrik (Q) yang mengalir melalui sel elektrolisa”
Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (i) dan waktu (t)

G  =  Q  atau  G  =  i x t

Hukum Faraday II

Massa zat dari beberapa unsur berbeda yang dibebaskan pada elektrolisis (G) yang berbeda, berbanding lurus dengan massa ekivalen unsur tersebut (ME).
Pembentukan 1 molekul logam melibatkan n elektron, dengan n = muatan ion logam.

Muatan listrik mempunyai satuan coulomb, sedangkan kimia mempunyai satuan jumlah zat yaitu mol. Muatan listrik satu coulomb sama dengan muatan elektron sebanyak 6,242 x 10¹⁸ elektron.
1 coulomb                  = 6,242 x 10¹⁸ elektron
1 mol elektron            = 6,02 x 10²³ elektrom

maka 1 mol electron  = 9,649 104 coulomb
                                  = 96,490 coulomb.

Untuk mengenang jasa Michael Faraday, bilangan 9,6490 x 10⁴ sering dibulatkan menjadi 9,65 x 10⁴ atau 96500 dan disebut tetapan faraday.
1 faraday (1 F) = 1 mol elektron = muatan 96500 coulomb F

Keterangan :
F = jumlah listrik dalam faraday (jumlah mol elektron)
i = kuat arus (ampere)
t = waktu (detik)

Jika kedua hukum Faraday digabungkan, maka :

Keterangan :
G = Massa zat yang dibebaskan (gram)
ME = Massa ekivalen
i = Kuat arus (ampere)
t = waktu (detik)

Animasi Hukum Faraday dapat ditampilkan di bawah ini:


Download media flash "Hukum Faraday", di sini

Contoh Soal:
Berapa massa tembaga akan diendapkan oleh arus listrik sebesar 1,5 Ampere selama satu jam dari elektrolisis CuSO4 ?
Solusi :
Reaksi yang terjadi                              : CuSO4 (aq) → Cu^-2 (aq) + SO4^-2 (aq)
Reaksi pada eletroda katoda (reduksi) : Cu⁺² (aq) + 2 e → Cu (s)
1 mol Cu ≈ 2 mol elektron
mol elektron = i . t / 96500
mol elektron = 1,5 x 60 menit x 60 detik / 96500
                    = 5,6 x 10^-2 mol
mol Cu = ½ x mol elektron
mol Cu = ½ x 5,6 . 10^-2
mol Cu = 2,8. 10^-2
mol Cu = 0,028
massa Cu yang diendapkan adalah = 0,028 x 63,5 gram = 1,778 gram = 1,78 gram

Evaluasi Diri : 

1. Tentukan massa Zn yang diendapkan pada katoda dalam 756 detik , jika arus listrik sebesar 1,05 Amper dialirkan melalui sebuah larutan Zn⁺² (aq) 
2. Berapa waktu yang diperlukan untuk menghasilkan 2,18 gram I2 pada katoda, jika arus sebesar 4,8 Amper dialirkan melalui larutan KI. 
3. Dalam elektrolisis aluminium oksida (Al2O3) diperoleh 0,225 gram aluminium. Tentukan jumlah arus listrik yang diperlukan. Jika diketahui Ar O = 16, Ar Al = 27 , F = 96500 Coulomb 
4. Dalam sebuah Coulometer perak Ag⁺ (aq) direduksi menjadi Ag (s) pada sebuah katoda Pt. Jika diendapkan 1,96 gram perak selama 787 detik dengan sejumlah arus listrik. Tentukan: a. Muatan listrik dalam coulomb b. Besarnya arus listrik dalam Amper.  
5. Tentukan konsentrasi Cu⁺² yang teringgal dalam 335 mL larutan yang asalnya dari 0,215 M CuSO4, setelah dialiri arus listrik sebesar 2,17 Amper selama 235 detik dan pengendapan Cu terjadi pada katoda