Penemuan penting dalam ranah fisika dan kimia oleh Michael Faraday, seorang pakar asal Inggris pada abad ke-19, membawa kepada apa yang dikenal sebagai Hukum Faraday. Hukum ini berperan krusial dalam pemahaman kita tentang hubungan antara listrik dan magnetisme, dan merupakan pilar fundamental dalam studi elektromagnetisme.
Hukum Faraday, atau yang juga biasa disebut Hukum Induksi Elektromagnetik, memberikan pernyataan bahwa perubahan dalam medan magnet yang melintas kawat konduktor dapat menghasilkan tegangan listrik (gaya elektromotif) di dalam kawat tersebut. Artinya, jika kawat konduktor tersebut berada di dalam medan magnet yang berubah, maka aliran listrik akan terbentuk di dalam kawat itu.
Inti dari Hukum Faraday dapat disimpulkan dalam kata-kata berikut:
“Magnitude dari gaya elektromotif yang diinduksi dalam suatu kawat konduktor berbanding lurus dengan kecepatan perubahan fluks magnetik yang melewati kawat itu.”
Fluks magnetik (Φ) adalah ukuran dari jumlah garis medan magnet yang melewati secara vertikal melalui area tertentu. Dalam bentuk matematis, Hukum Faraday dapat diekspresikan sebagai berikut:
EMF (gaya elektromotif) = – N dΦ/dt
Di sini: EMF (ε) adalah gaya elektromotif yang diinduksi (dalam volt), N adalah jumlah putaran kawat konduktor, Φ adalah fluks magnetik (dalam weber), dan dt adalah perubahan dalam waktu (dalam detik).
Tanda minus (-) mengindikasikan bahwa arah gaya elektromotif selalu berlawanan dengan perubahan fluks magnetik. Ini berarti bahwa ketika fluks magnetik melewati kawat meningkat, gaya elektromotif yang diinduksi akan bertindak melawan peningkatan tersebut, dan sebaliknya.
Hukum Faraday menjadi fondasi bagi berbagai teknologi dan perangkat yang kita manfaatkan setiap hari, seperti generator listrik dan transformator. Perangkat-perangkat ini beroperasi berdasarkan prinsip induksi elektromagnetik yang diuraikan oleh hukum ini. Selain itu, hukum ini juga sangat signifikan dalam memahami berbagai fenomena elektromagnetik lainnya dalam fisika kontemporer.
Pengertian Hukum Faraday
Hukum Faraday adalah hubungan antara energi listrik yang diterapkan dan massa bahan yang dihasilkan selama proses yang disebut elektrolisis. Elektrolisis adalah reaksi kimia bukan spontan yang dipicu ketika arus listrik dialirkan melalui elektrolit (solusi yang mengandung ion), menghasilkan reaksi redoks pada katode dan anode.
Berikut ini adalah penjabaran lebih mendalam tentang dua aspek Hukum Faraday:
Hukum Faraday yang Pertama: “Quantitas muatan listrik yang melewati elektrolit selama elektrolisis berbanding lurus dengan massa bahan yang terbentuk di elektroda.”
Hukum ini menandakan bahwa jumlah muatan listrik (Q) yang mengalir melalui elektrolit selama elektrolisis, mempengaruhi massa bahan yang terbentuk di elektroda. Hubungannya adalah sebanding, yang berarti semakin besar muatan listrik yang mengalir, maka semakin besar pula massa bahan yang dihasilkan.
Hukum Faraday yang Kedua: “Massa bahan yang dilepaskan atau dibentuk di elektroda selama elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekivalen dari bahan tersebut.”
Hukum ini menjelaskan hubungan antara massa bahan yang terbentuk atau dilepaskan di elektroda selama elektrolisis dan massa ekivalen dari bahan tersebut. Massa ekivalen adalah massa bahan yang terdisosiasi atau berpartisipasi dalam reaksi redoks di elektroda per satu mol atau unit muatan listrik (1 faraday). Nilai ini spesifik untuk setiap bahan dan dapat dihitung berdasarkan reaksi redoks yang berlangsung.
Sehingga, kedua hukum ini menyediakan kerangka teoritis yang penting untuk memahami proses elektrolisis dan menghubungkan perubahan listrik (arus) dengan perubahan kimia yang terjadi di elektroda. Hukum Faraday menjadi elemen penting dalam pengembangan banyak teknologi dan aplikasi industri, seperti ekstraksi logam dari bijih, produksi gas industri, dan elektroplating.
Sejarah Hukum Faraday
Sejarah Hukum Faraday adalah kisah yang memukau dan berpengaruh besar terhadap kemajuan ilmu pengetahuan dan teknologi, khususnya dalam ranah elektromagnetik dan elektrokimia.
Pada 1831, Michael Faraday menemukan prinsip induksi elektromagnetik, yang menyatakan bahwa perubahan dalam medan magnet yang melalui suatu kawat konduktor akan memicu munculnya gaya elektromotif (tegangan listrik) di dalam kawat tersebut. Penemuan ini memicu perkembangan teori elektromagnetik, yang menjadi landasan bagi banyak aplikasi teknologi modern, termasuk generator listrik dan transformator.
Setelah menemukan fenomena elektromagnetik, Faraday tertarik untuk menggali lebih dalam mengenai keterkaitan antara listrik dan kimia. Ia lalu melakukan sejumlah eksperimen dengan proses elektrolisis, di mana arus listrik dialirkan melalui elektrolit dan memicu reaksi redoks di katode dan anode. Hasil eksperimennya mengindikasikan bahwa massa zat yang dihasilkan selama proses elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan dalam reaksi tersebut.
Pada tahun 1834, berdasarkan eksperimennya, Faraday merumuskan dua hukum elektrolisis yang sekarang dikenal sebagai Hukum Faraday Pertama dan Hukum Faraday Kedua. Hukum Faraday Pertama menyatakan bahwa massa zat yang dilepaskan selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan. Sementara Hukum Faraday Kedua menyatakan bahwa massa zat yang dilepaskan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekivalen zat tersebut.
Kontribusi Faraday tidak hanya terbatas pada penemuan hukum-hukum elektrolisis. Dia juga memperkenalkan istilah-istilah penting dalam kimia dan elektrokimia, seperti elektroda, elektrolit, anoda, dan katoda. Dia juga mempopulerkan istilah-istilah seperti “ion” dan “elektrolisis” yang masih digunakan hingga hari ini.
Rumus Hukum Faraday
Hukum Faraday 1 dan penjelasan lebih detil mengenai rumus Hukum Faraday 2.
Rumus Hukum Faraday 1: Hukum Faraday 1 menyatakan:
“Massa zat yang terbentuk selama elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan.”
Rumus Hukum Faraday 1 dapat dinyatakan sebagai berikut:
M = Q * E
Dimana:
M = massa zat yang terbentuk selama elektrolisis (gram) Q = muatan listrik yang dialirkan dalam sel elektrolisis (Coulomb) E = ekuivalen massa zat (gram/Coulomb)
Dengan kata lain, massa zat yang terbentuk selama elektrolisis (M) terkait dengan muatan listrik yang dialirkan (Q) dan ekuivalen massa zat tersebut (E).
Rumus Hukum Faraday 2 menyatakan:
“Massa zat yang terbentuk selama elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat tersebut.”
Rumus Hukum Faraday 2 dapat dinyatakan sebagai berikut:
M = E * F * n
Dimana:
M = massa zat yang terbentuk selama elektrolisis (gram) E = ekuivalen massa zat (gram/Coulomb) F = konstanta Faraday ≈ 96,485 Coulomb/mol (muatan per mol elektron) n = jumlah mol zat yang berpartisipasi dalam reaksi redoks
Faraday 2 menunjukkan bahwa massa zat yang terbentuk selama elektrolisis (M) terkait dengan ekuivalen massa zat (E), konstanta Faraday (F), dan jumlah mol zat yang berpartisipasi dalam reaksi redoks (n).
Rumus Hukum Faraday 2
Rumus Hukum Faraday 2: Berdasarkan pernyataan Hukum Faraday 2 yang telah disampaikan sebelumnya, rumusnya bisa ditulis sebagai:
P = E * F * m
Dimana:
P = massa zat yang dibentuk selama elektrolisis (gram) E = massa ekuivalen zat (gram/Coulomb) F = konstanta Faraday, sekitar 96,485 Coulomb/mol (muatan per mol elektron) m = jumlah mol zat yang berpartisipasi dalam reaksi redoks
Rumus Gabungan Hukum Faraday 1 dan 2: Selanjutnya, Anda menyebutkan rumus gabungan dari Hukum Faraday 1 dan 2, yaitu:
P = k . I . t . ME
Keterangan:
P = massa yang dibentuk selama elektrolisis (gram) I = arus listrik (ampere) t = waktu (detik) ME = massa ekuivalen k = faktor konversi
Namun, sebaiknya kita jelaskan bahwa faktor konversi (k) sebenarnya merupakan hubungan antara massa ekuivalen (ME) dan massa molar (M) suatu zat. Hubungan ini dapat dinyatakan dengan rumus:
k = ME / M
Dalam konteks Faraday, ia menemukan bahwa massa ekuivalen (ME) suatu zat berhubungan dengan jumlah elektron yang berpartisipasi dalam reaksi elektrokimia. Jadi, rumus gabungan Hukum Faraday 1 dan 2 secara umum bisa ditulis sebagai:
P = k . I . t
Dimana:
k = ME / (z * F)
Keterangan: P = massa yang dibentuk selama elektrolisis (gram) I = arus listrik (ampere) t = waktu (detik) ME = massa ekuivalen (gram/Coulomb) z = jumlah elektron yang berpartisipasi dalam reaksi redoks F = konstanta Faraday ≈ 96,485 Coulomb/mol (muatan per mol elektron)
Rumus ini menunjukkan bahwa massa zat yang dibentuk selama elektrolisis (P) berhubungan dengan arus listrik yang digunakan (I), waktu (t), massa ekuivalen (ME) zat tersebut, dan jumlah elektron (z) yang terlibat dalam reaksi elektrokimia.
Penerapan Hukum Faraday
Hukum Faraday menemukan penerapannya di berbagai sektor industri dan teknologi. Berikut adalah beberapa contoh penerapan Hukum Faraday dalam praktek sehari-hari:
Pembuatan Bahan Kimia: Hukum Faraday berperan penting dalam proses elektrolisis yang digunakan untuk menghasilkan beragam bahan kimia. Misalnya, dalam industri pemurnian logam dan elektrokimia, seperti pembuatan aluminium dari bijih bauksit, pembuatan natrium dari garam dapur (NaCl), produksi klorin, galvanisasi besi, dan elektroplating logam dengan lapisan pelindung atau dekoratif.
Purifikasi Logam: Proses pemurnian logam melalui elektrolisis memanfaatkan Hukum Faraday untuk menghilangkan impuritas atau logam tak diinginkan dalam larutan. Metode ini menghasilkan logam murni dengan tingkat kemurnian tinggi, seperti dalam proses pemurnian tembaga, emas, perak, dan berbagai logam lainnya.
Pelapisan Logam: Pelapisan logam, atau elektroplating, adalah proses elektrokimia yang melapisi permukaan logam dengan lapisan logam lain. Contoh penerapannya meliputi galvanisasi besi dengan seng untuk mencegah karat, elektroplating perak atau emas pada perhiasan, atau kromasi logam untuk memberikan penampilan yang estetik dan perlindungan terhadap korosi.
Baterai dan Sel Akumulator: Prinsip elektrokimia dan Hukum Faraday digunakan dalam teknologi baterai dan sel akumulator. Selama siklus pengisian dan pengosongan baterai dan sel akumulator, reaksi elektrokimia terjadi, menghasilkan arus listrik.
Elektrolisis Air untuk Menghasilkan Gas Hidrogen dan Oksigen: Elektrolisis air adalah proses yang menggunakan Hukum Faraday untuk memisahkan air menjadi gas hidrogen (H2) dan oksigen (O2) dengan memanfaatkan arus listrik. Proses ini digunakan dalam pembuatan gas hidrogen untuk berbagai tujuan, termasuk sebagai sumber energi alternatif.
Industri Kimia: Sejumlah reaksi kimia dalam industri memanfaatkan Hukum Faraday dan proses elektrokimia untuk menghasilkan berbagai produk kimia, termasuk dalam proses reduksi atau oksidasi.
3 Contoh soal mengenai Hukum Faraday beserta pembahasannya:
Berikut adalah tiga contoh soal mengenai Hukum Faraday beserta pembahasannya:
Soal Pertama
- Sebuah sel elektrolisis digunakan untuk memurnikan tembaga. Jika sel elektrolisis mengalirkan arus sebesar 5 A selama 2 jam, berapakah massa tembaga yang dihasilkan? (Massa molar tembaga (Cu) = 63.5 g/mol dan tembaga mempunyai valensi +2)
Pembahasan: Diketahui: I = 5 A t = 2 jam = 2 * 3600 detik = 7200 detik Massa molar tembaga (Cu) = 63.5 g/mol Z (valensi tembaga) = +2
Menggunakan Hukum Faraday, massa tembaga yang dihasilkan dapat dihitung dengan rumus:
G = I * t * (Massa molar / (Z * F))
Dimana F adalah konstanta Faraday (96485 Coulomb/mol), maka:
G = 5 A * 7200 s * (63.5 g/mol / (2 * 96485 C/mol)) G = 11.21 gram
Jadi, massa tembaga yang dihasilkan adalah 11.21 gram.
Soal Kedua
Dalam proses elektrolisis air, jika arus sebesar 10 A dialirkan selama 1 jam, berapa mol gas hidrogen yang dihasilkan? (Hidrogen memiliki valensi +1)
Pembahasan: Diketahui: I = 10 A t = 1 jam = 1 * 3600 detik = 3600 detik Z (valensi hidrogen) = +1
Dari Hukum Faraday, jumlah mol zat yang dihasilkan dapat dihitung dengan rumus:
n = I * t / (Z * F)
Dimana F adalah konstanta Faraday (96485 Coulomb/mol), maka:
n = 10 A * 3600 s / (1 * 96485 C/mol) n = 0.373 mol
Jadi, jumlah mol gas hidrogen yang dihasilkan adalah 0.373 mol.
Soal Ketiga
Dalam proses elektrolisis larutan natrium klorida (NaCl), berapa energi yang diperlukan untuk memproduksi 1 mol klorin (Cl2) jika tegangan sebesar 2 V digunakan? (Klorin memiliki valensi -1)
Pembahasan: Diketahui: n = 1 mol V = 2 V Z (valensi klorin) = -1
Energi yang diperlukan dalam proses elektrolisis dapat dihitung dengan rumus:
E = n * Z * F * V
Dimana F adalah konstanta Faraday (96485 Coulomb/mol), maka:
E = 1 mol * 1 * 96485 C/mol * 2 V E = 192,970 Joule
Jadi, energi yang diperlukan untuk memproduksi 1 mol klorin adalah 192,970 Joule.
Catatan: Pastikan anda mengecek kembali nilai konstanta Faraday serta angka valensi zat-zat yang bersangkutan, perhitungan di atas dapat berubah tergantung pada nilai-nilai tersebut.
