ELEKTROKIMIA

cabang ilmu yang mempelajari hubungan antara energi listrik & reaksi kimia

Konsep Redoks Konsep pengikatan dan Pelepasan oksigen

Oksidasi : reaksi dimana terjadi pengikatan oksigen membentuk senyawa oksida

• 4Fe + 3 O2 2Fe2O3

Reduksi : reaksi pelepasan oksigen• 2HgO 2 Hg + O2

Konsep perpindahan Elektron Oksidasi : pelepasan elektron

• Cu Cu2+ + 2e Reduksi : penangkapan/ penerimaan elektron

• Cl2 + 2e 2 Cl-

Konsep Perubahan Bilangan Oksidasi Oksidasi ; penambahan bilangan oksidasi Reduksi : pengurangan bilangan oskidasi

Perjanjian menentukan bilangan oksidasi (BO)1. Setiap Unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi (BO) = 0

H2, Fe, He, O2, Cl2,,F2, I2, N2 dan Br2

2. Hidrogen dalam senyawa, BO = +1

HCl, H2O, H2SO4

3. Oksigen dalam senyawa BO = -2

H2O, HNO3

4. Unsur Golongan Alkali/IA BO = +1Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

5. Golongan IIA/Alkali tanah BO = +2Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

6. Fluor dalam senyawa mempunyai BO = -1HF, LiF

7. Sebuah Ion mempunyai BO = Muatannya

SO42- = -2; Ca2+ = +2

8. Senyawa Netral mempunyai BO = 0

HCl = 0; H2SO4 = 0

ContohTentukan Bilangan Oksidasi (BO) a. S dalam H2SO4 c. N dalam NH4

+

b. P dalam PO43- d. Cl dalam HClO2

-

Jawabana. BO Senyawa = 0

(2 X BO H) + BO S + (4 X BO O) = 02 (+1) + BO S + 4 (-2) = 0+2 + BO S + (-8) = 0BO S = +8 – 2 = + 6

b. BO Senyawa = -3 BO P + (4 X BO O) = -3BO P + 4 (-2) = -3BO P = -3 + 8 = +5

Jenis reaksi berdasarkan konsep bilangan oksidasi

Reaksi reduksi Reaksi oksidasi Reaksi autoredoks/disproposionasi

Reaksi yang terjadi akibat salah satu unsur reaksi memiliki bilangan oskidasi lebih dari satu

Cl2 + 2 KOH KCl + KClO + H2O

Beberapa istilah dalam reaksi redoks

Istilah Bilangan Oksidasi

Perubahan Elektron

Oksidasi Bertambah Melepaskan elektron

Reduksi Berkurang Menerima elektron

Pengoksidasi Berkurang Penarik elektron

Pereduksi Bertambah Pemberi elektron

Zat yang dioksidasi

Bertambah Kehilangan elektron

Zat yang direduksi

Berkurang Menerima elektron

Latihan Tentukan zat yang dioksidasi, zat yang di reduksi, oksidator

dan reduktor reaksi redoks di bawah ini

1. H2 + Cl2 2 HCl

2. 2 Na2S2O3 + I2 2 NaI + Na2S4O6

3. 3 O2 + C2H4 2 CO2 + 2 H2O

4. K2Cr2O7 + 14 HCl 3 Cl2 + 2 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O

5. CdS + I2 Cd2+ + 2 I- + S

6. 8 H+ + 2 MnO + 5 PbO2 2MnO4- + 5 Pb2+ + 4 H2O

7. 2 TiCl3 TiCl4 + TiCl28. Cu2O + 2HCl Cu + CuCl2 + H2O

9. Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2 H2O

10. 4 Fe + 3 O2 + 6 H2O 2 Fe2O3.3 H2O

PENYETARAAN REAKSI REDOKS Cara Setengah reaksi:

Tulis setengah-reaksi oksidasi dan setengah-reaksi reduksi secara terpisah

Samakan jumlah atom-atom selain oksigen di kedua sisi: setarakan koefisiennya

Samakan jumlah atom-atom oksigen:• H+ di satu sisi, H2O disisi lain: asam• OH- di satu sisi, H2O di sisi lain: basa

Samakan jumlah muatan: tambahkan sejumlah elektron pada kedua sisi

Samakan jumlah elektron: mengalikan koefisiennya dengan bilangan bulat sekecil mungkin

Jumlahkan kedua reaksi secara aljabar

Selesaikan reaksi redoks antara HCl dan KMnO4 dalam suasana asam, H2SO4 dengan cara setengah reaksi

1. Tuliskan setengah reaksi perubahannya masing-masing menurut tabel:

Cl- → Cl2 (Oksidasi)

MnO4- → Mn2+ (Reduksi)

2. Menyamakan jumlah atom selain oksigen yaitu Cl dan Mn

2Cl- → Cl2MnO4

- → Mn2+

3. Menyamakan atom oksigen dengan menambahkan ion H+ dan H2O tiap sisi jika suasana asam

2Cl- → Cl2MnO4

- + 8H+ → Mn2+ + 4 H2O4. Menyamakan muatannya dengan menambahakan elektron tiap sii

2Cl- → Cl2 _+ 2e-

MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4 H2O

5. Menyamakan jumlah elektron yang diserah terimakan

(2Cl- → Cl2 _+ 2e-) x 5

(MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4 H2O) x 2

6. Menjumlahkan kedua setengah reaksi sehingga elektron dapat dihilangkan

10 Cl- → 5 Cl2 _+ 10e-

2 MnO4- + 16H+ + 10e- → 2 Mn2+ + 8 H2O

2 MnO4- + 16H+ + 10 Cl- → 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 Cl2

7. Disempurnakan dengan memasangkan ion ion masing masing

2 KMnO4 + 10 HCl + 3 H2SO4 → 5 Cl2 + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4

PENYETARAAN REAKSI REDOKS (cont’d)

Cara Bilangan Oksidasi: Tulis pereaksi dan hasil reaksi menurut

perubahannya dalam satu persamaan Cari atom yang tereduksi dan teroksidasi Hitung bilangan oksidasi (BO) unsur yang teroksidasi

dan unsur yang tereduksi sesuai dengan aturan. Tulis jumlah elektron yang diterima dan dilepaskan.

Samakan jumlah elektron: mengalikan kedua jumlah elektron yang dileas dan diterima

Tulis reaksi redoks sementara Samakan jumlah atom-atom oksigen:

• H+ di satu sisi, H2O disisi lain: asam• OH- di satu sisi, H2O di sisi lain: basa

Tentukan reaksi lengkap

Selesaikan reaksi redoks antara HCl dan KMnO4 dalam suasana asam, H2SO4 dengan metode Bilangan Okisdasi

1. Tuliskan perubahannya keduanya dalam satu persamaan reaksi -1 +7 0 2+

2 Cl- + MnO4- → Cl2 + Mn2+

2. Yang teroksidasi adalah Cl dan tereduksi adalah Mn3. Mencari jumlah elektron yang dilepas atau diterima

2 Cl- + MnO4- → Cl2 + Mn2+

- 2e-

+5e-

4. Menyamakan jumlah elektron yang diserah dan diterima yaitu dikali silang tiap2 Cl- + MnO4

- → Cl2 + Mn2+

5(-2e-) 2(+5e-)

5. Menuliskan reaksi sementara10 Cl- + 2 MnO4

- → 5Cl2 + 2 Mn2+

6. Menyetarakan Jumlah oksigen dengan menambahakan H+ dan H2O

10 Cl- + 2 MnO4- + 16 H+ → 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

7. Menuliskan Reaksi lengkap

2 KMnO4 + 10 HCl + 3 H2SO4 → 5 Cl2 + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4

SOAL LatihanSeimbangkan persamaan reaksi berikut dengan suasana

larutan basa AsO2

- + Br2 AsO43- + Br –

Fe3+ + Cl2 FeO42- + Cl-

Cr(OH)3 + H2O2 CrO4 2-

Seimbangkan persmaan reaksi berikut pada suasana asam Cr2O7

2- + SO32- Cr3+ + SO4

2-

ClO2- + I- Cl- + I2

VO3- + Al VO2

+ + Al3+

P4S3 + NO3- H3PO4 + SO4

2- + NO ClO3

- + As2S3 Cl- + H2AsO4- + SO4

2-

Ekivalen Redoks

Jumlah elektron diterima = jmlah elektron yg diberikan

Satu ekivalen reduktor bereaksi dengan satu ekivalen oksidator

Berat satu ekivalen oksidator = berat satu mol/jmlh elektron yg diterima

Berat satu ekivalen reduktor = berat satu mol/jmlh elektron yg dilepaskan

Contoh KMnO4 berubah menjadi Mn2+

• 1 MOL KMnO4 = 158 gr

• MnO4- Mn2+

• Elektron yg diterima = 5

• Satu ekivalen KMnO4 = 158/5 = 31,06 g

H2S dioksidasi menjadi belerang• 1 mol H2S = 34,08

• S2- S• Elektron yg dilepaskan = 2e

• Satu ekiveln H2S = 34,08/2 = 17,04

Latihan Hitunglah berapa massa ekivalen

SnCl2 sebagai reduktor berubah menjadi Sn4+

Na2S2O3 sebagai reduktor berubah menjadi S4O62-

K2Cr2O7 sebagai oksidator berubah menjadi Cr3+

H2C2O4 sebagai reduktor berubah menjadi CO2

Berat ekivlen V2O5 jika direduksi berturut turut menjadi VO2, V2O3, VO dan V

Contoh 2 Berapa massa Fe2O3 yang bereaksi dengan 4

gram VO untuk menghasilkan FeO dan V2O5

Ekivalen Fe2O3

Fe2O3 2 FeO 1 ekiv = ½ 160 = 80 g

Ekivlen VO • VO V2O5 1 ekiv = 1/3 67 = 22,3

jadi untuk 4 gram Vo = 4/22,3 = 0,18 ekiv0,18 ekiv VO ∞ 0,18 ekiv Fe2O3

Jadi Massa Fe2O3 = 0,18 X 80 = 14,4 gram

Latihan 150 gram K2Cr2O7 direaksikan dengan FeCl2 menjadi

FeCl3 dan CrCl3, hitunglah Berat FeCl2 yang diperlukan Hitung berapa mol pereduksi dibawah ini yang dapat

dioksidasi oleh 3x10-3 mol KMnO4

Fe2+

Sn2+

Berapa gram KMnO4 yang diperlukan untuk bereaksi dengan 60 gram FeSO4

Berapakah masa Na2S2O3 yang diperlukan untuk bereaksi dengan 37 gram I2 Sehingga menghasilkan NaI dan Na2S4O6

Sel Elektrokimia Ada 2 Sel elektrokimia

- Sel Volta/Galvani/ Reaksi spontan- Sel Elektrolisis/Reaksi tidak spontan

Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan (∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah) diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi melakukan kerja terhadap lingkungan

Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk menjalankan reaksi non spontan (∆G > 0) lingkungan melakukan kerja terhadap sistem

Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan

Elektroda Elektroda terbagi menjadi dua jenis yaitu

anoda dan katoda Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda.

Elektron diberikan oleh senyawa teroksidasi (zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui anoda

Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda. Elektron diambil oleh senyawa tereduksi (zat pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda

Sel Galvani/Sel Volta

dan Sel Elektrolisa

SEL VOLTA/SEL GALVANIAlat yang dapat mengubah energi kimia menjadi

energi listrik Elektroda : penghantar listrik dan reaksi berlangsung

dipermukaan elektroda Anoda : elektroda tempat reaksi oksidasi Katoda : elektroda tempat reaksi reduksi Elektrolit : larutan yang menghantarkan arus listrik Muatan listrik diangkut oleh ion yang bergerak sirkuit dalam sel

- sirkuit luar : elektron mengalir melalui pengahantar logam

- sirkuit dalam : ion mengankut muatan listrik melalui elektrolit

SEL GALVANI Berupa dua buah bejana berisi larutan ion

logam dengan masing-masing elektroda logam tersebut.

Kedua elektroda dihubungkan dengan kawat masing-masing larutan dihubungkan dengan

jembatan garam. Berlangsung reaksi redoks Elektroda:

Katoda: tempat terjadinya reduksiAnoda: tempat terjadinya oksidasi

Cara kerja sel galvani

Pada anoda terjadi oksidasi dan elektron bergerak menuju elektroda

Elektron mengalir melalui sirkuit luar menuju katoda

Elektron berpindah dari katoda ke zat dalam elektrolit

Zat yang menerima elektron mengalami reduksi

Dalam sirkuit dalam, muatan diangkut oleh kation ke katoda dan oleh anion ke anoda

SEL GALVANIK (cont’d) Contoh: larutan Cu2+ dengan elektroda logam Cu

dengan larutan Zn2+ dengan elektroda logam Zn. Dihubungkan dengan jembatan garam

Hubungan kawat memungkinkan larutan Cu2+

menarik elektron logam Zn. Demikian juga sebaliknya.

Daya tarik Cu2+ lebih kuat sehingga aliran elektron: Zn Cu

Reaksi:

Katoda: Cu2+(aq) + 2e Cu(s) (reduksi)

Anoda : Zn(s) Zn2+(aq) + 2e (oksidasi)___

Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+

(aq) (redoks)

Sel Volta/Galvani

Potensial Sel Sel galvanik menghasilkan listrik: perbedaan potensial

antara kedua elektroda Potensial sel (Esel): perbedaan potensial antara kedua

elektroda (katoda & anoda) Esel = Ekat – Eanod Cara menentukan:

Tulis kedua reaksi reduksi & nilai potensialnya Katoda: elektroda yang potensial reduksinya besar (Ered) Anoda: tulis reaksi oksidasi serta Eoks Samakan elektron: kalikan dengan bilangan bulat Tulis reaksi redoks dan Esel

E0sel = E0

red – E0oks

Notasi Sel Volta Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah

disepakati (untuk sel Zn/Cu2+)Zn(s)|Zn2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan disebelah kiri bagian katoda

Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya sama maka digunakan tanda koma

Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam notasi diujung kiri dan ujung kanan

LATIHAN1. Hitunglah Eo

sel dan tulis notasi sel yang dibuat dari elektroda Cu dan Zn dalam keadaan standar

Cu2+(aq) + 2e- Cu (s) Ered = + 0,34 V

Zn2+(aq) + 2e- Zn (s) Ered = -,076 V

2. Hitunglah Eosel dan tulis notasi sel yang dibuat dari elektroda

Cr dan Zn dalam keadaan standar

Cr3+(aq) + 3e- Cr (s) Ered = - 0,74 V

Zn2+(aq) + 2e- Zn (s) Ered = -,076 V

3. Suatu sel volta memiliki reaksi antara larutan bromine dan logam Zn

Br2(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + 2Br-(aq) Eosel = 1,83 V

Hitung Eo untuk oksidasi Br-(aq) jika EoZn = -0,76 V

PERSAMAAN NERNST

Ditemukan oleh Walter Nernst (1889) Misalkan untuk reaksi aA + bB cC + dD maka untuk kesetimbangan ⇌

larutan ideal maka berlaku persamaan Nernst:

ba

dc

selselBA

DC

nF

RTEE ln0

Di mana: R = tetapan gas ideal, T = suhu dalam K, n = jumlah elektron yang diserahteerimakan dalam sel. F besar muatan 1 mol electron (1 F = 96.500 Coulomb)

Pada suhu 25 0C:

Di mana Esel = potensial sel dan Esel0 = potensial sel standar

ba

dc

selselBA

DC

n

xEE ln

96500

298314,80

ba

dc

selselBA

DC

nEE log

0592,00 Maka

Persamaan Nernst: Potensial sel dipengaruhi oleh: jenis elektroda, konsentrasi larutan, suhu. Berlaku pada keadaan standar atau tidak Semakin besar suhu, semakin kecil potensial sel (Esel) dapat dipakai untuk menghitung potensial sel pada berbagai konsentrasi

dan suhu

Contoh:hitunglah potensial sel bila: 2Au3+ (0,02 M) + 3 Ni(s) 2Au + 3Ni2+ (0,01 M) pada suhu 25oC.

diketahui: E0 = 1,68Jawab: 2 mol Au3+ menerima 6 mol e- dan 3 mol Ni melepaskan 6 mol e-

maka: n = 6 E = E0 – 0,0592 log [Ni2+] 6 [Au3+] = 1,68 – 0,0099 log (0,01)3

(0,02)2

= 1,67 V

PERSAMAAN NERNST (cont’d)

Latihan1. Hitunglah Potensial sel yang terdiri logam Ag dalam

Ag+ (0,1 M) dan logam Fe dalam Fe2+(0,05) pada suhu 70oC

Ag+(aq) + e- Ag (s) Ered = + 0,80 V

Fe2+(aq) + 2e- Fe (s) Ered = -0,44 V

Jika F = 96500 R = 8,314

2. Perhatikan sel berdasarkan reaksi berikutFe(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) + Cu(s)Jika [Cu2+] = 0,30 M berapa [Fe2+] diperlukan untuk meningkatkan Esel 0,25 V diatas Eo

sel pada 25oC?Fe2+/Fe = - 0,44 V dan Cu2+/Cu = +0,34

Hubungan Eo dengan ∆Go dan K ∆Go = -nFEo

∆Go = -RT ln K ∆Go = -2,303 RT Log K

K = enEsel/0,0257 dan K = 10nEsel/0,0591

Reaksi Ke kanan ∆Go K Eo

BerlangsungKesetimbangan Tidak Berlangsung

-0+

> 11< 1

+0-

Contoh

Hitung ∆G dan KCd(s)|Cd2+(aq)║Cu2+(aq)|Cu(s)

Diket Eo Cu2+|Cu = 0,34 Volt dan Eo Cd2+|Cd = - 0,40 VoltJawab

EO sel = Eo Katoda – Eo Anoda

= 0, 34 – (- 0,40) = 0,74 Volt∆Go = -nFEo

= - (2) (96500) (0,74) = 142820 J = 142,8 KjK = 10nEsel/0,0591

= 102(0,74)/0,0591

= 1025

Latihan1. Hitung Eo, ∆G dan K

Cu(s)|Cu2+(aq)║Cl-|Cl2 (g), Pt

Diket Eo Cl-|Cl2 ,Pt = 1,36V dan Eo Cu2+|Cu = 0,34 Volt

2. Hitunglah Potensial sel, ∆G dan K yang terdiri logam Ag dalam Ag+ (0,1 M) dan logam Fe dalam Fe2+(0,05) pada suhu 70oC

Ag+(aq) + e- Ag (s) Ered = + 0,80 V

Fe2+(aq) + 2e- Fe (s) Ered = -0,44 V

Jika F = 96500 R = 8,314

3. 2Au3+ (0,02 M) + 3 Ni(s) 2Au + 3Ni2+ (0,01 M) pada suhu 25oC. diketahui: E0 = 1,68Tentukan nilai ∆G dan K

KOROSI Kerusakan logam yang ditimbulan oleh lingkungan yang jelek Secara kimia:reaksi antara logam dengan zat lain yang menyentuh

permukaannya sehingga membentuk oksida logam Merupakan reaksi redoks Merupakan proses sel galvani Contoh: perkaratan besi:

Air & oksigen: tereduksi Besi: teroksidasiKatoda: O2 + H2O + 4e- 4OH-

Anoda : (Fe Fe2+ + 2e-) x 2_________ O2 + 2Fe + H2O Fe2+ + 4OH-

Fe2+ bereaksi dengan OH- membentuk padatan:Fe2+

(aq) + 2OH- (aq) Fe2(OH)2(s)

Fe2(OH)2 teroksidasi oleh oksigen dan air:Fe2(OH)2 (s) + O2(aq) + 2H2O 4Fe(OH)3(s)

4Fe(OH)3 terhidrasi menjadi karat (Fe2O3.xH2O)

SEL ELEKTROLISIS Penguraian senyawa oleh arus listrik Alatnya: sel elektrolisis Merupakan reaksi redoks yang tidak spontan: terjadi karena

diberi energi listrik dari luar untuk memompa elektron Prosesnya merupakan kebalikan sel Galvani Elektroda:

Yang dihubungkan ke kutub negatif: kelebihan elektron (disebut katoda)

Yang bermuatan positif positif: anoda Faktor yang mempengaruhi reaksi pada elektroda:

Jenis kation & anion Keadaan ion: cair (lelehan) atau larutan Elektroda: inert atau ikut bereaksi Potensial listrik harus cukup

Contoh penerapan: pengisian ulang baterai, pembuatan logam dari garamnya, penyepuhan listrik

Elektrolisis Lelehan (cairan) Senyawa Ion

Senyawa ion padat: tidak mengandung ion bebas Senyawa ion dilelehkan, akan terurai menjadi ion-ionnya. Ion positif (kation) : ke katoda Ion negatif (anion) : ke anoda Kation: umumnya ion logam (golongan utama & transisi) Anion: monoatom (F-, Cl-, Br-, dll) atau poliatom (SO4

2-, S2O3

2-, NO3-, dll)

Contoh: Tuliskan reaksi elektrolisis CuCl2CuCl2 Cu2+ + Cl-

Katoda : Cu2+ + 2e- Cu

Anoda : (Cl- Cl2 + e-) x 2____

Cu2+ + 2Cl- Cu + Cl2

Elektrolisis Larutan Elektrolit

Reaksi elektrolisis larutan senyawa ion ≠ lelehannya. Jenis kation & anion: bergantung pada senyawa elektrolitnya

(asam, basa atau garam) Konsentrasi besar: senyawa elektrolit bereaksi Larutan encer: konsentrasi ion kecil sehingga hanya air yang

bereaksi. Penentuan reaksi elektrolisis larutan elektrolit pada anoda dan

katoda: Uraikan senyawa menjadi ionnya Tentukan: partikel tereduksi (katoda), teroksidasi (anoda) Tentukan partikel yang menang berdasarkan potensial

elektrodanya Tuliskan reaksi pada katoda & anoda

Pemilihan katoda: logam inert (spt platina & grafik) ataou logam yang potensial reduksi kationnya < kation dlm larutan

Pemilihan anoda: ≈ pemilihan katoda Gangguan dalam elektrolisis: teroksidasinya air. Diatasi dengan:

pilih logam yang berpotensial oksidasi < air

Contoh:

Tuliskan reaksi elektrolisis larutan HClHCl H+ + Cl-

Yang menang adalah H+ pada katoda karena potensial reduksinya lebih besar daripada H2O. Dan Cl- pada anoda

Katoda : 2H+ + 2e- H2 (g)

Anoda : 2Cl- Cl2(g) + 2e-____ 2H+ + 2Cl- H2(g) + Cl2(g)

Hasilnya: gas H2 pada katoda dan Cl2 pada anoda.

HUKUM FARADAY

Hukum Faraday I: Jumlah zat (atom, senyawa, ion) yang tereduksi & teroksidasi pada elektroda berbanding lurus dengan jumlah arus yang mengalir ke dalam sel.

Misal: larutan AgNO3 dengan elektroda Pt dalam dua sel elektrolisis yang berbeda. Reaksi pada katoda:

Ag+ + e- Ag(s) Jika sel 1 diberi arus I1 & sel 2 diberi arus I2

maka:Massa Ag sel 1 : massa Ag sel 2 = I1 : I2

HUKUM FARADAY (cont’d)

Hukum Faraday II: Jumlah zat yang dihasilkan oleh arus yang sama dalam beberapa sel yang berbeda sebanding dengan berat ekivalen zat tersebut.

Berat A : berat B : berat C = ekiv A : ekiv B : ekiv C = Ar A : Ar B : Ar C Jumlah arus terpakai = jumlah muatan elektron. 1 mol elektron bermuatan 1 faraday (1 F = 96.500 Coulomb) Jumlah muatan yang mengalir dlm waktu tertentu:

q = I t Karena I = E/R, maka: q = Et/R Ket:q = muatan (C) t = waktu (s)I = kuat arus (ampere) E = potensial listrik (V)R = Tahanan (ohm)

Contoh Sel elektrolisis yang mengandung larutan CuSO4 dengan

elektroda Pt dialiri listrik 5 ampere selama jam. Berapa:a. Berat tembaga yang terbentuk pada katodab. Berat gas O2 yang terbentuk pada anoda

Jawab:muatan q = I t = 5 A x 7.200 s = 36.000 C = 36.000/96.500 = 0,373 F

a. Reaksi pada katodaCu2+

(aq) + 2e- Cu(s)

0,373 F---------> 0,373/2 = 0,1865 mol

berat Cu = 0,1865 mol x 63,5 = 11,849 gb. Reaksi pada anoda

2H2O O2(g) + 4H+ + 4e-

0,373/4 = 0,093 mol 0,373 Fberat O2 = 0,093 mol x 32 = 2,989 g