Simulasi Hukum Faraday (Elektrolisis & Pelapisan Logam)

Kuantifikasi stoikiometri mol elektron, penimbangan analitik massa endapan katode, dan kinetika reaksi sel elektrolisis.

Hukum Faraday I:

w = e \cdot F = \frac{A_r}{n} \cdot \frac{I \cdot t}{96500}

Muatan Listrik:

Q = I \cdot t \implies F = \frac{Q}{96500}\text{ mol } e^-

Massa Ekuivalen:

e = \frac{A_r}{n}

Pilih Kation Logam Elektrolisis:

Kuat Arus (I)2.0 A

0.5 A (Lambat)5.0 A (Cepat)

Waktu Elektrolisis (t):0 detik

AMPEREMETER DC

0.00 A

STATUS CATU DAYA

○ STANDBY

Anode Karbon: Oksidasi Air menghasilkan Gas O₂ ↑Katode Logam: Reduksi Kation menjadi Endapan Tembaga (Cu²⁺)

Timbangan Analitik±0.0001 g

0.0000 gram

w = (e · I · t) / 96.500

Muatan Listrik & Mol Elektron

0 Coulomb (Q)

= 0.00000 Faraday (mol e⁻)

Q = I · t | 1 F = 96.500 C

Massa Ekuivalen (e)

31.75

Mol endapan = 0.000000 mol

e = Ar / valensi (63.5 / 2)

Alur Konversi Stoikiometri Hukum Faraday I:

Kuat Arus & Waktu2 A × 0 s

Muatan Listrik (Q)0 C

Mol Elektron (F)0.00000 F

Massa Terendapkan (w)0.0000 g

Analisis Komparatif Hukum Faraday:Perhatikan logam Perak ( $\text{Ag}^+$ )! Meskipun

A_r

tembaga (

63.5

) dan perak (

108

) berbeda, ion perak bervalensi

+1

, sehingga massa ekuivalennya mencapai

e = 108.0

. Pada kuat arus (

I

) dan durasi waktu (

t

) yang sama persis, massa endapan perak yang terbentuk di katode berbobot lebih dari 3 kali lipat dibandingkan tembaga (

e = 31.75

). Fenomena ini menjadi fondasi utama dalam industri penyepuhan emas dan perak (*electroplating*).