Monday, December 10, 2012

Hukum Faraday

HUKUM FARADAY
PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS
1.
Hukum Faraday I
"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".
Rumus:
m = e . i . t / 96.500
q = i . t

m = massa zat yang dihasilkan (gram)
e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi
i = kuat arus listrik (amper)
t = waktu (detik)
q = muatan listrik (coulomb)


2.
Hukum Faraday II
"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."
Rumus:
m1 : m2 = e1 : e2

m = massa zat (garam)
e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi


Contoh:
Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.
Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).
Jawab:
CuSO4 (aq) ® Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) ® O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
a.
massa tembaga:
m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram


b.
m1 : m2 = e1 : e2
mCu : mO2 = eCu : eO2
3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4
3,125 : mO2 = 31,25 : 8
mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram
mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol
volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter

Diposkan oleh lovely arclin kambey di 04:32 Tidak ada komentar:
Kirimkan Ini lewat EmailBlogThis!Berbagi ke TwitterBerbagi ke Facebook



Hukum Faraday


HUKUM FARADAY
PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS
1.
Hukum Faraday I
"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".
Rumus:
m = e . i . t / 96.500
q = i . t

m = massa zat yang dihasilkan (gram)
e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi
i = kuat arus listrik (amper)
t = waktu (detik)
q = muatan listrik (coulomb)


2.
Hukum Faraday II
"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."
Rumus:
m1 : m2 = e1 : e2

m = massa zat (garam)
e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi


Contoh:
Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.
Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).
Jawab:
CuSO4 (aq) ® Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) ® O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
a.
massa tembaga:
m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram


b.
m1 : m2 = e1 : e2
mCu : mO2 = eCu : eO2
3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4
3,125 : mO2 = 31,25 : 8
mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram
mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol
volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter

Elektrolisis Larutan

Judul : Elektrolisis Larutan
Tujuan : Mempelajari reaksi elektrolisis beberapa larutan
Teori Dasar :


Elektrolisis
Elektrolisis merupakan proses kimia yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Komponen yang terpenting dari proses elektrolisis ini adalah elektroda dan elektrolit.
Elektroda yang digunakan dalam proses elektolisis dapat digolongkan menjadi dua, yaitu:
Elektroda inert, seperti kalsium (Ca), potasium, grafit (C), Platina (Pt), dan emas (Au).
Elektroda aktif, seperti seng (Zn), tembaga (Cu), dan perak (Ag)
Elektrolitnya dapat berupa larutan berupa asam, basa, atau garam, dapat pula leburan garam halida atau leburan oksida. Kombinasi antara elektrolit dan elektroda menghasilkan tiga kategori penting elektrolisis, yaitu:
Elektrolisis larutan dengan elektroda inert
Elektrolisis larutan dengan elektroda aktif
Elektrolisis leburan dengan elektroda inert
Pada elektrolisis, katoda merupakan kutub negatif dan anoda merupakan kutub positif. Pada katoda akan terjadi reaksi reduksi dan pada anoda terjadi reaksi oksidasi.


Sel elektrolisis
Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia yang menimbulkan terjadinya reaksi redoks yang tidak spontan dengan adanya energi listrik dari luar. Contohnya adalah elektrolisis lelehan NaCl dengan elektroda platina. Contoh lainnya adalah pada sel Daniell jika diterapkan beda potensial listrik dari luar yang besarnya melebihi potensial sel Daniell.


Faktor yang Mempengaruhi Proses Elektrolisis
1. Jenis elektroda yang digunakan
2. Kedudukan ion dalam siri elektrokimia
3. Kepekatan ion


Perbedaan Antara Sel Elektrolisis / Sel Kimia
Sel Elektrolisis dialirkan melalui elektrolit, ion-ion akan terurai dan bergerak ke masing-masing anoda dan katoda. Penguraian elektrolit dilakukan oleh arus elektrik.
Anion bergerak menuju ke elektroda anoda manakala Kation bergerak menuju ke elektroda katoda.
Sel Kimia Sel kimia ialah sel yang menghasilkan tenaga elektrik melalui tindakbalas kimia. Sel kimia dibina daripada dua logam (elektrod) yang berlainan dicelupkan kedalam suatu larutan masing- masing elektrolit. Elektroda Zn dicelupkan ke dalam larutan ZnSO4, Elektroda Cu dicelupkan ke dalam larutan CuSO4 dan dihubungkan oleh satu jembatan garam. Arus yang terhasil ialah sebanyak 1.10A.


Contoh Elektrolisis


1. Proses penyepuhan


Yaitu proses perubahan Energi listrik menjadi Energi kimia. Proses ini melibatkan Elektroda (logam-logam yang dihubungkan dengan sumber listrik) dan Elektrolit (cairan tempat logam-logam tadi dicelupkan)
Penyepuhan berguna untuk melapisi logam untuk perhiasan, atau juga untuk pencegahan karat/korosi, seperti pada pipa atau besi, yang dilapisi oleh campuran besi (Fe) dan Seng (Zn), yang disebut proses galvanisasi.
Elektrolisis ini adalah kebalikan dari proses yang terjadi pada baterei atau aki, dimana pada sumber listrik itu terjadi proses perubahan dari energi kimia menjadi energi Listrik.




2. Elektrolisis Leburan Kalium Bromida
Ion kalium bergerak ke katoda/ ion bromida bergerak ke anoda.
Anoda:
Ion bromida menyahcas secara membebaskan elektron kepada anoda.
2Br- + 2e → Br2 Dua atom bromin akan membentuk satu molekul dwiatom bromin. Gas bromin berwarna perang terbebas pada anod.
Katoda:
Ion kalium menyahcas secara menerima elektron daripada katod.
K+ + e → K Logam kalium berkilau terbentuk pada katoda




3. Elektrolisis aluminium oksida lebur.
Ion-ion Al3+ dan O2- dibebaskan apabila aluminium oksida dileburkan. Ion Al3+ tertarik ke katod dan ion O2- tertarik ke anoda semasa elektrolisis.
Pemerhatian: Di anoda. Gas oksigen terhasil apabila ion-ion O2- membuang elektron seperti berikut;
2O2- → O2 + 4e
Di katoda. Logam aluminium berkilat terhasil apabila ion-ion Al3+ menerima elektron.
Al3+ + 3e → Al




4. ELEKTROLISIS KUPRUM SULFAT
Elektrolisis larutan akueus kuprum (II) sulfat: menggunakan elektrod karbon.
Keputusan: Hasil-hasil elektrolisis:
Anoda:
Pemerhatian: Gas tanpa warna di kumpul pada bahagian atas tabung uji. Gas ini menyalakan kayu uji berbara. Gas oksigen yang terbebas. Ion-ion hidroksida dan ion-ion sulfat tertarik ke anod. Ion OH- yang didiscas secara pilihan. Persamaan tindakbalas: 4OH- → 2H2O + O2 + 4e
Katoda:
Logam berwarna perang (kuprum) terbentuk pada elektrod karbon. Ion-ion kuprum dan ion-ion hidrogen tertarik ke katod. Ion Cu2+ didiscas secara pilihan. Persamaan tindakbalas: Cu2+ + 2e → Cu.


5. Elektrolisis larutan akueus kuprum (II) sulfat: menggunakan elektroda kuprum
Keputusan: Hasil-hasil elektrolisis adalah seperti berikut:
Anoda:
Pemerhatian: Kepingan anoda kuprum terkakis. Jisimnya berkurangan berbanding dengan jisim asal. Atom kuprum menjadi ion kuprum. Persamaan tindakbalas:
Cu → Cu2+ 2e
Katoda:
Logam berwarna perang terbentuk pada elektroda karbon. Logam tersebut adalah kuprum. Ion-ion kuprum dan ion-ion hidrogen tertarik ke katoda. Ion Cu2+ didiscas secara pilihan. Persamaan tindakbalas: Cu2+ + 2e → Cu.


Hukum elektrolisis Faraday
Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833.
Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel.
Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada jenis logamnya


Alat dan Bahan :
1. Plat tetes = 1 buah
2. Pipet tetes = 2 buah
3. Pipa U = 1 buah
4. Elektroda karbon = 2 buah
5. Kabel = Secukupnya
6. Sumber tegangan = 9 volt
7. Kertas lakmus (merah dan biru) = Secukupnya
8. Larutan Na2SO4 0,5 M = 250 ml
9. Statif dan klem
Cara Kerja :


1. Merakit peralatan seperti statif dan klem
2. Mengisi pipa U dengan larutan Na2SO4 0,5 M. Kemudian memasukan elektroda- elektroda karbon
3. Memasukan katoda (-) dan anoda (+) kedalam pipa U
4. Menyalakan catu daya sebesar 9 volt
5. Mangamati yang terjadi selama 10 menit
6. Mencatat reaksi yang terjadi pada katoda dan anoda
7. Menyiapkan kertas lakmus merah dan lakmus biru serta menyimpannya dalam plat tetes
8. Meneteskan larutan dari anoda dan katoda menggunakan pipet tetes pada masing-masing kertas lakmus dengan satu larutan
9. Mengamati perubahan warna yang terjadi pada tiap kertas
Hasil Pengamatan :


Elektrolisis
Na2SO4
Gelembung Lakmus
Gas
Sifat
Merah Biru
Anoda (+)
4e- Gelembung berukuran kecil, reaksi yang terjadi berlangsung lambat Merah Merah Oksigen Asam
Katoda (­)
2e- Gelembung berukuran besar, reaksi yang terjadi berlangsung cepat Biru Biru Hidrogen Basa


Reaksi Elektrolisis :
Na2SO4 → 2Na+ + SO42- X 1
Katoda : 2H2O + 2e- → H2 + 2OH- X 2
Anoda : 2H2O → 4H+ + O2 + 4e- X 1
Na2SO4 → 2Na+ + SO42-
Katoda : 4H2O + 4e- → 2H2 + 4OH-
Anoda : 2H2O → 4H+ + O2 + 4e-
Reaksi : Na2SO4 + 6H2O → 2Na+ + SO42- + 2H2 + 4OH- + 4H+ + O2
Kesimpulan :


1. Pada Katoda
 Gelembung lebih banyak (gelembung H2)Ø
 Bersifat basa karena menghasilkan OH-Ø
 Mengalami reaksi reduksiØ


2. Pada Anoda
 Gelembung sedikit(gelembung O2)Ø
 Bersifat asam karena menghasilkan H+Ø
Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :     2 H2O(l) ——>  2 H2(g) + O2(g)
Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.
Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :
Katoda (-)            :   2 Na+(l) + 2 e- ——>  2 Na(s) ……………….. (1)
Anoda (+)            :   2 Cl-(l) Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)
Reaksi sel            :   2 Na+(l) +  2 Cl-(l) ——>  2 Na(s) +  Cl2(g) ……………….. [(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).
Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki E°red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai E°red ion Cl- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl- lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :
Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………….. (1)
Anoda (+)            :   2 Cl-(aq) ——>  Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)
Reaksi sel            :   2 H2O(l) +  2 Cl-(aq) ——>  H2(g) +  Cl2(g) +  2 OH-(aq) ……………………. [(1) + (2)]
Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan ion OH­‑ (basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda. Terbentuknya ion OH- pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.
Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilai E°red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
Katoda (-)            :   4 H2O(l) +  4 e- ——>  2 H2(g) +  4 OH-(aq) ……………….. (1)
Anoda (+)            :   2 H2O(l) ——>   O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e- ……………….. (2)
Reaksi sel            :   6 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]
6 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) +  4 H2O(l) …………………. [(1) + (2)]
2 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) …………………….. [(1) + (2)]
Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4.
Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :
Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………………..  (1)

Anoda (+)            :   Cu(s) ——>  Cu2+(aq) +  2 e- ……………………..  (2)
Reaksi sel            :   Cu(s) +  2 H2O(l) ——>  Cu2+(aq) +  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………………..  [(1) + (2)]
Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :
  1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
  2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
  3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
  4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda
Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.
Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.
Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar  1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :
1 Faraday  =  1 mol elektron  =  6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron 1 Faraday  =  96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)
Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
Faraday  =  Coulomb / 96500
Coulomb  =  Faraday x 96500
Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Coulomb  =  Ampere  x  Detik
Q  =  I  x  t
Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :
Faraday  =  (Ampere  x  Detik)  /  96500
Faraday  =  (I  x  t)  /  96500
Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.
Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :
1. Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :
Katoda (-)   :  Ag+ +  e- ——>  Ag
Anoda (+)   :  2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-
Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar  4 x ¼ = 1 mol elektron.
1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C
Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C
2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?
Penyeleasian :
Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :
K (-) : Na+(l) +  e- ——>  Na(s)
A (-) : 2 F-(l) ——>  F2(g) +  2 e-
Gas F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron
1,2 mol elektron = 1,2 Faraday
Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :
Faraday = (Ampere x Detik) / 96500
1,2  =  (10 x t)  / 96500
t  =  11850 detik  =  3,22 jam
Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin
3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2 adalah sebagai berikut :
K (-) : Ca2+(l) +  2 e- ——>  Ca(s)
A (+) : 2 Cl-(l) ——>  Cl2(g) +  2 e-
Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :
Faraday  =  (Ampere x Detik) / 96500
Faraday  =  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  mol elektron
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :
Massa Ca = mol Ca x Ar Ca
Massa Ca  =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  40  =  0,506 gram Ca
Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah :
Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L
Volume gas Cl2 =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  22.4 L  =  0,283 L gas Cl2
Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP)
4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!
Penyelesaian :
Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 :
K (-) :  Ag+(aq) +  e- ——>  Ag(s)
A (+) : 2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-
Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar  1,44 / 108 mol Ag
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)
Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar   1,44 / 108 mol  elektron
Reaksi elektrolisis larutan XCl3 :
K (-) :  X3+(aq) +  3 e- ——>  X(s)
A (+) : 2 Cl-(l) ——>  Cl2(g) +  2 e-
Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol  elektron
Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan  1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar  1 / 3  x  1,44 / 108 mol X
Massa logam X  =  0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:
mol  =  massa / Ar
Ar  = massa / mol
Ar  =  0,12 / (1 / 3  x  1,44  / 108)  =  27
Jadi, Ar dari logam X adalah 27