Sobat Materi Kimia SMA, dalam sel elektrokimia
, untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar dan
menggerakkan ion-ion di dalam larutan menuju elektrode diperlukan suatu
usaha. Usaha atau kerja yang diperlukan ini dinamakan Gaya Gerak
Listrik, disingkat GGL.
Kerja
yang diperlukan untuk menggerakkan muatan listrik (GGL) di dalam sel
bergantung pada perbedaan potensial di antara kedua elektrode. Beda
potensial ini disebabkan adanya perbedaan kereaktifan logam di antara
kedua elektrode. Nilai GGL sel merupakan gabungan dari potensial anode
(potensial oksidasi) dan potensial katode (potensial reduksi). Dalam
bentuk persamaan ditulis sebagai berikut.
GGL (Esel) = potensial reduksi + potensial oksidasi
Potensial
reduksi adalah ukuran kemampuan suatu oksidator (zat pengoksidasi = zat
tereduksi) untuk menangkap elektron dalam setengah reaksi reduksi.
Potensial oksidasi kebalikan dari potensial reduksi dalam reaksi sel
elektrokimia yang sama.
Potensial oksidasi = –Potensial reduksi
Tinjaulah setengah reaksi sel pada elektrode Zn dalam larutan ZnSO4. Reaksi setengah selnya sebagai berikut.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e–
Jika –EZn adalah potensial elektrode untuk setengah reaksi oksidasi, +EZn adalah potensial untuk setengah sel reduksinya:
Potensial oksidasi: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e– EZn = –EZn V
Potensial reduksi : Zn2+(aq) + 2e– →Zn(s) EZn = EZn V
Sel elektrokimia yang terdiri atas elektrode Zn dan Cu dengan reaksi setengah sel masing-masing:
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) ECu = ECuV
Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s) EZn = EZnV
Nilai GGL sel elektrokimia tersebut adalah: Esel = ECu + (–EZn) = ECu – EZn
Dengan
demikian, nilai GGL sel sama dengan perbedaan potensial kedua
elektrode. Oleh karena reaksi reduksi terjadi pada katode dan reaksi
oksidasi terjadi pada anode maka nilai GGL sel dapat dinyatakan sebagai
perbedaan potensial berikut.
Esel = EReduksi – EOksidasi atau Esel = EKatode – EAnode
Nilai
potensial elektrode tidak bergantung pada jumlah zat yang terlibat
dalam reaksi. Berapapun jumlah mol zat yang direaksikan, nilai potensial
selnya tetap. Contoh:
Cu2+(aq ) + 2e– → Cu(s) ECu = ECu V
2Cu2+(aq ) + 4e– → 2Cu(s) ECu = ECu V
Senin, 23 November 2015
Sel Elektrolisis
Menurut sobat Materi Kimia SMA, apa perbedaan dari sel volta dan sel elektrolisis? Sel volta menghasilkan arus listrik searah ketika reaksi redoks
di dalam sel terjadi secara spontan. Adapun sel elektrolisis merupakan
kebalikan dari sel volta, yakni menerapkan arus listrik searah untuk
mendorong agar terjadi reaksi elektrokimia di dalam sel.
Elektrolisis artinya penguraian suatu zat akibat arus listrik. Zat yang terurai dapat berupa padatan, cairan, atau larutan. Arus listrik yang digunakan adalah arus searah (direct current = DC).
Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–).
Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.
Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis adalah
Anode (+): 2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e– (oksidasi O2–)
Katode (–): 4H2O(l) + 4e– → 2H2(g) + 4OH–(aq) (reduksi H+)
Reaksi : 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
Berapakah perbandingan volume gas H2 dan O2 yang terbentuk pada kedua tabung reaksi? Berdasarkan persamaan reaksi redoks dapat diramalkan bahwa perbandingan volume gas H2 terhadap O2 adalah 2 : 1. Jika volume gas H2 20 mL, volume gas O2 adalah 10 mL.
Di katode terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion Na+ (keduanya berpotensi untuk direduksi). Demikian juga di anode, terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion I– (keduanya berpotensi dioksidasi). Spesi mana yang akan keluar sebagai pemenang? Pertanyaan tersebut dapat dijawab berdasarkan nilai potensial elektrode standar.
Setengah reaksi reduksi di katode:
Na+(aq) + e– → Na(s) E° = –2,71 V
2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq) E° = –0,83 V
Berdasarkan nilai potensialnya, H2O lebih berpotensi direduksi dibandingkan ion Na+ sebab memiliki nilai E° lebih besar. Perkiraan ini cocok dengan pengamatan, gas H2 dilepaskan di katode.
Setengah reaksi oksidasi di anode:
2I–(aq) → I2(g) + 2e– E° = –0,54 V
2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e– E° = –1,23 V
Berdasarkan nilai potensial, ion I– memenangkan persaingan sebab nilai E° lebih besar dibandingkan molekul H2O.
Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis:
Katode: 2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq)
Anode: 2I–(aq) → I2(g) + 2e–
Reaksi: 2H2O(l) + 2I–(aq) → H2(g) + I2(g) + 2OH–(aq)
Elektrolisis artinya penguraian suatu zat akibat arus listrik. Zat yang terurai dapat berupa padatan, cairan, atau larutan. Arus listrik yang digunakan adalah arus searah (direct current = DC).
Tempat berlangsungnya reaksi reduksi dan oksidasi dalam sel elektrolisis sama seperti pada sel volta, yaitu anode (reaksi oksidasi) dan katode (reaksi reduksi). Perbedaan sel elektrolisis dan sel volta terletak pada kutub elektrode. Pada sel volta, anode (–) dan katode (+), sedangkan pada sel elektrolisis sebaliknya, anode (+) dan katode (–).
Pada sel elektrolisis anode dihubungkan dengan kutub positif sumber energi listrik, sedangkan katode dihubungkan dengan kutub negatif. Oleh karena itu pada sel elektrolisis di anode akan terjadi reaksi oksidasi dan dikatode akan terjadi reaksi reduksi.
Elektrolisis Air
Alat yang akurat untuk penyelidikan elektrolisis air adalah alat elektrolisis Hoffman. Alat ini dilengkapi elektrode platina dalam tabung penampung gas berskala sehingga volume gas hasil elektrolisis mudah diukur.Reaksi redoks yang terjadi dalam sel elektrolisis adalah
Anode (+): 2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e– (oksidasi O2–)
Katode (–): 4H2O(l) + 4e– → 2H2(g) + 4OH–(aq) (reduksi H+)
Reaksi : 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
Berapakah perbandingan volume gas H2 dan O2 yang terbentuk pada kedua tabung reaksi? Berdasarkan persamaan reaksi redoks dapat diramalkan bahwa perbandingan volume gas H2 terhadap O2 adalah 2 : 1. Jika volume gas H2 20 mL, volume gas O2 adalah 10 mL.
Elektrolisis Larutan
Elektrolisis larutan berbeda dengan elektrolisis air. Misalnya larutan NaI, terdapat ion Na+ dan ion I–. Kedua ion ini bersaing dengan molekul air untuk dielektrolisis.Di katode terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion Na+ (keduanya berpotensi untuk direduksi). Demikian juga di anode, terjadi persaingan antara molekul H2O dan ion I– (keduanya berpotensi dioksidasi). Spesi mana yang akan keluar sebagai pemenang? Pertanyaan tersebut dapat dijawab berdasarkan nilai potensial elektrode standar.
Setengah reaksi reduksi di katode:
Na+(aq) + e– → Na(s) E° = –2,71 V
2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq) E° = –0,83 V
Berdasarkan nilai potensialnya, H2O lebih berpotensi direduksi dibandingkan ion Na+ sebab memiliki nilai E° lebih besar. Perkiraan ini cocok dengan pengamatan, gas H2 dilepaskan di katode.
Setengah reaksi oksidasi di anode:
2I–(aq) → I2(g) + 2e– E° = –0,54 V
2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e– E° = –1,23 V
Berdasarkan nilai potensial, ion I– memenangkan persaingan sebab nilai E° lebih besar dibandingkan molekul H2O.
Reaksi yang terjadi pada sel elektrolisis:
Katode: 2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq)
Anode: 2I–(aq) → I2(g) + 2e–
Reaksi: 2H2O(l) + 2I–(aq) → H2(g) + I2(g) + 2OH–(aq)
Hukum Faraday
Sobat Materi Kimia SMA sudah mengenal siapa itu Faraday?
Michael Faraday adalah seorang ahli kimia Inggris yang pada awal tahun
1830-an menemukan bahwa larutan tertentu dapat segera mengalirkan arus
listrik. Ia menamakan larutan tersebut dengan elektrolit dan aliran
listrik yang melalui larutan elektrolit disebut elektrolisis.
Selanjutnya Michael Faraday melakukan percobaan untuk meneliti hubungan antara besarnya arus yang mengalir dalam suatu elektrolisis dengan jumlah zat yang bereaksi. Untuk menggambarkannya diambil elektrolisis larutan perak nitrat (AgNO3). Pada katode akan terjadi reaksi reduksi seperti berikut.
Ag+(aq) + e¯ → Ag(s)
Dari reaksi di atas dapat dikatakan bahwa untuk menghasilkan 1 mol logam Ag, diperlukan 1 mol elektron.
G ≈ Q ….. (a)
Keterangan:
G = massa zat yang dibebaskan (gram)
Q = jumlah listrik yang digunakan (Coulomb)
Apabila jumlah muatan listrik merupakan hasil kali kuat arus (I) dengan waktu (t), maka persamaan di atas dapat ditulis seperti berikut.
G = I ⋅ t ….. (b)
Seperti kita ketahui bahwa dalam reaksi elektrolisis di katode terjadi reaksi reduksi dengan persamaan:
Ln+(aq) + n e¯ → L(s)
Untuk mengendapkan 1 mol L diperlukan sejumlah n mol elektron. Oleh karena itu, untuk mengendapkan sejumlah logam maka jumlah listrik yang diperlukan adalah.
Q = n (e¯) × F ….. (c)
Keterangan:
F = Konstanta Faraday (96.500 C/mol)
n (e¯) = mol elektron
Jika persamaan (b) dan persamaan (c) kita substitusikan pada persamaan (a) maka diperoleh persamaan seperti berikut.
I ⋅ t = n (e¯) × 96.500
Banyaknya zat yang diendapkan selama elektrolisis dengan arus I ampere dan waktu t detik adalah seperti berikut.
Ln+(aq) + n e¯ → L(s)
n mol e¯ ~ 1 mol L
Jadi untuk menghitung massa logam yang terendapkan,
dapat dilakukan dengan persamaan berikut ini.
G = mol × Ar
Ar/n disebut juga massa ekuivalen (Me).
Oleh karena itu,
persamaan di atas dapat juga ditulis seperti berikut:
Keterangan:
G = massa zat terendapkan (gr)
I = kuat arus (ampere)
t = waktu (sekon)
Me= massa ekuivalen
n = muatan ion L (biloks)
Hukum Faraday 2 menyatakan bahwa zat yang dibebaskan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu. Secara matematis, pernyataan tersebut dapat dituliskan seperti berikut.
G ≈ Me
Jika arus listrik yang sama dialirkan dalam dua buah sel elektrolisis yang berbeda maka perbandingan massa zat yang dibebaskan akan sama dengan perbandingan massa ekuivalennya.
Oleh karena itu, menurut hukum Faraday 2, massa zat terendapkan hasil dua buah elektrolisis dengan arus listrik yang sama secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.
Keterangan:
G = massa hasil elektrolisis (gram)
Me= massa ekuivalen
Selanjutnya Michael Faraday melakukan percobaan untuk meneliti hubungan antara besarnya arus yang mengalir dalam suatu elektrolisis dengan jumlah zat yang bereaksi. Untuk menggambarkannya diambil elektrolisis larutan perak nitrat (AgNO3). Pada katode akan terjadi reaksi reduksi seperti berikut.
Ag+(aq) + e¯ → Ag(s)
Dari reaksi di atas dapat dikatakan bahwa untuk menghasilkan 1 mol logam Ag, diperlukan 1 mol elektron.
Jumlah
listrik yang dialirkan ke dalam sel elektrolisis untuk mendapatkan 1
mol elektron dinamakan 1 Faraday. Berdasarkan percobaan diperoleh bahwa 1
mol elektron mengandung muatan listrik sebesar 96500 Coulomb.
1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 Coulomb
Sebagai
hasil dari percobaannya pada tahun 1832 Faraday mengemukakan dua hukum
yang penting tentang hubungan antara arus listrik dengan jumlah zat yang
terbentuk pada elektrode.Hukum Faraday 1
Hukum Faraday 1 menyatakan bahwa massa zat yang dibebaskan pada suatu elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah listrik yang mengalir. Secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.G ≈ Q ….. (a)
Keterangan:
G = massa zat yang dibebaskan (gram)
Q = jumlah listrik yang digunakan (Coulomb)
Apabila jumlah muatan listrik merupakan hasil kali kuat arus (I) dengan waktu (t), maka persamaan di atas dapat ditulis seperti berikut.
G = I ⋅ t ….. (b)
Seperti kita ketahui bahwa dalam reaksi elektrolisis di katode terjadi reaksi reduksi dengan persamaan:
Ln+(aq) + n e¯ → L(s)
Untuk mengendapkan 1 mol L diperlukan sejumlah n mol elektron. Oleh karena itu, untuk mengendapkan sejumlah logam maka jumlah listrik yang diperlukan adalah.
Q = n (e¯) × F ….. (c)
Keterangan:
F = Konstanta Faraday (96.500 C/mol)
n (e¯) = mol elektron
Jika persamaan (b) dan persamaan (c) kita substitusikan pada persamaan (a) maka diperoleh persamaan seperti berikut.
I ⋅ t = n (e¯) × 96.500
Banyaknya zat yang diendapkan selama elektrolisis dengan arus I ampere dan waktu t detik adalah seperti berikut.
Ln+(aq) + n e¯ → L(s)
n mol e¯ ~ 1 mol L
Jadi untuk menghitung massa logam yang terendapkan,
dapat dilakukan dengan persamaan berikut ini.
G = mol × Ar
Ar/n disebut juga massa ekuivalen (Me).
Oleh karena itu,
persamaan di atas dapat juga ditulis seperti berikut:
Keterangan:
G = massa zat terendapkan (gr)
I = kuat arus (ampere)
t = waktu (sekon)
Me= massa ekuivalen
n = muatan ion L (biloks)
Hukum Faraday 2
Hukum Faraday 2 menyatakan bahwa zat yang dibebaskan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan massa ekuivalen zat itu. Secara matematis, pernyataan tersebut dapat dituliskan seperti berikut.
G ≈ Me
Jika arus listrik yang sama dialirkan dalam dua buah sel elektrolisis yang berbeda maka perbandingan massa zat yang dibebaskan akan sama dengan perbandingan massa ekuivalennya.
Oleh karena itu, menurut hukum Faraday 2, massa zat terendapkan hasil dua buah elektrolisis dengan arus listrik yang sama secara matematis dapat dituliskan seperti berikut.
Keterangan:
G = massa hasil elektrolisis (gram)
Me= massa ekuivalen
Korosi
Sobat Materi Kimia SMA, aplikasi lain dari prinsip elektrokimia , yang sobat pelajari di kelas XII ini, adalah pemahaman terhadap gejala korosi
pada logam dan pengendaliannya. Berdasarkan data potensial reduksi
standar, diketahui bahwa logam-logam selain emas umumnya terkorosi
(teroksidasi menjadi oksidanya).
Korosi pada logam terjadi akibat interaksi antara logam dan lingkungan yang bersifat korosif, yaitu lingkungan yang lembap (mengandung uap air) dan diinduksi oleh adanya gas O2, CO2, atau H2S. Korosi dapat juga terjadi akibat suhu tinggi. Korosi pada logam dapat juga dipandang sebagai proses pengembalian logam ke keadaan asalnya, yaitu bijih logam. Misalnya, korosi pada besi menjadi besi oksida atau besi karbonat.
4Fe(s) + 3O2(g) + 2nH2O(l) → 2Fe2O3.nH2O(s)
Fe(s) + CO2(g) + H2O(l) → Fe2CO3(s) + H2(g)
Oleh karena korosi dapat mengubah struktrur dan sifat-sifat logam maka korosi cenderung merugikan. Diperkirakan sekitar 20% logam rusak akibat terkorosi pada setiap tahunnya.
Logam yang terkorosi disebabkan karena logam tersebut mudah teroksidasi. Menurut tabel potensial reduksi standar, selain logam emas umumnya logam-logam memiliki potensial reduksi standar lebih rendah dari oksigen.
Jika setengah reaksi reduksi logam dibalikkan (reaksi oksidasi logam) digabungkan dengan setengah reaksi reduksi gas O2 maka akan dihasilkan nilai potensial sel, Esel positif. Jadi, hampir semua logam dapat bereaksi dengan gas O2 secara spontan. Beberapa contoh logam yang dapat dioksidasi oleh oksigen ditunjukkan pada persamaan reaksi berikut.
4Fe(s) + O2(g) + 2nH2O(l) → 2Fe2O3.nH2O(s) Esel = 0,95 V
Zn(s) + O2(g) + 2H2O(l) → Zn(OH)4(s) Esel = 0,60 V
Besi memiliki permukaan tidak halus akibat komposisi yang tidak sempurna, juga akibat perbedaan tegangan permukaan yang menimbulkan potensial pada daerah tertentu lebih tinggi dari daerah lainnya.
Pada daerah anodik (daerah permukaan yang bersentuhan dengan air) terjadi pelarutan atom-atom besi disertai pelepasan elektron membentuk ion Fe2+ yang larut dalam air.
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e–
Elektron yang dilepaskan mengalir melalui besi, sebagaimana elektron mengalir melalui rangkaian luar pada sel volta menuju daerah katodik hingga terjadi reduksi gas oksigen dari udara:
O2(g) + 2H2O(g) + 2e– → 4OH–(aq)
Ion Fe2+ yang larut dalam tetesan air bergerak menuju daerah katodik, sebagaimana ion-ion melewati jembatan garam dalam sel volta dan bereaksi dengan ion-ion OH– membentuk Fe(OH)2. Fe(OH)2 yang terbentuk dioksidasi oleh oksigen membentuk karat.
Fe2+(aq) + 4OH–(aq) → Fe(OH)2(s)
2Fe(OH)2(s) + O2(g) → Fe2O3.nH2O(s)
Reaksi keseluruhan pada korosi besi adalah sebagai berikut (lihat mekanisme pada gambar disamping):
4Fe(s) + 3O2(g) + n H2O(l) → 2Fe2O3.nH2O(s)
Karat
Akibat adanya migrasi ion dan elektron, karat sering terbentuk pada daerah yang agak jauh dari permukaan besi yang terkorosi (lubang). Warna pada karat beragam mulai dari warna kuning hingga cokelat-merah bahkan sampai berwarna hitam. Warna ini bergantung pada jumlah molekul H2O yang terikat pada karat.
Korosi dapat terjadi jika ada udara (khususnya gas O2) dan air. Jika hanya ada air atau gas O2 saja, korosi tidak terjadi.
Adanya garam terlarut dalam air akan mempercepat proses korosi. Hal ini disebabkan dalam larutan garam terdapat ion-ion yang membantu mempercepat hantaran ion-ion Fe2+ hasil oksidasi.
Kekerasan karat meningkat dengan cepat oleh adanya garam sebab kelarutan garam meningkatkan daya hantar ion-ion oleh larutan sehingga mempercepat proses korosi. Ion-ion klorida juga membentuk senyawa kompleks yang stabil dengan ion Fe3+. Faktor ini cenderung meningkatkan kelarutan besi sehingga dapat mempercepat korosi.
Korosi pada logam terjadi akibat interaksi antara logam dan lingkungan yang bersifat korosif, yaitu lingkungan yang lembap (mengandung uap air) dan diinduksi oleh adanya gas O2, CO2, atau H2S. Korosi dapat juga terjadi akibat suhu tinggi. Korosi pada logam dapat juga dipandang sebagai proses pengembalian logam ke keadaan asalnya, yaitu bijih logam. Misalnya, korosi pada besi menjadi besi oksida atau besi karbonat.
4Fe(s) + 3O2(g) + 2nH2O(l) → 2Fe2O3.nH2O(s)
Fe(s) + CO2(g) + H2O(l) → Fe2CO3(s) + H2(g)
Oleh karena korosi dapat mengubah struktrur dan sifat-sifat logam maka korosi cenderung merugikan. Diperkirakan sekitar 20% logam rusak akibat terkorosi pada setiap tahunnya.
Logam yang terkorosi disebabkan karena logam tersebut mudah teroksidasi. Menurut tabel potensial reduksi standar, selain logam emas umumnya logam-logam memiliki potensial reduksi standar lebih rendah dari oksigen.
Jika setengah reaksi reduksi logam dibalikkan (reaksi oksidasi logam) digabungkan dengan setengah reaksi reduksi gas O2 maka akan dihasilkan nilai potensial sel, Esel positif. Jadi, hampir semua logam dapat bereaksi dengan gas O2 secara spontan. Beberapa contoh logam yang dapat dioksidasi oleh oksigen ditunjukkan pada persamaan reaksi berikut.
4Fe(s) + O2(g) + 2nH2O(l) → 2Fe2O3.nH2O(s) Esel = 0,95 V
Zn(s) + O2(g) + 2H2O(l) → Zn(OH)4(s) Esel = 0,60 V
Mekanisme Korosi pada Besi
Oleh karena besi merupakan bahan utama untuk berbagai konstruksi maka pengendalian korosi menjadi sangat penting. Untuk dapat mengendalikan korosi tentu harus memahami bagaimana mekanisme korosi pada besi. Korosi tergolong proses elektrokimia, seperti yang ditunjukkan pada gambar disamping.Besi memiliki permukaan tidak halus akibat komposisi yang tidak sempurna, juga akibat perbedaan tegangan permukaan yang menimbulkan potensial pada daerah tertentu lebih tinggi dari daerah lainnya.
Pada daerah anodik (daerah permukaan yang bersentuhan dengan air) terjadi pelarutan atom-atom besi disertai pelepasan elektron membentuk ion Fe2+ yang larut dalam air.
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e–
Elektron yang dilepaskan mengalir melalui besi, sebagaimana elektron mengalir melalui rangkaian luar pada sel volta menuju daerah katodik hingga terjadi reduksi gas oksigen dari udara:
O2(g) + 2H2O(g) + 2e– → 4OH–(aq)
Ion Fe2+ yang larut dalam tetesan air bergerak menuju daerah katodik, sebagaimana ion-ion melewati jembatan garam dalam sel volta dan bereaksi dengan ion-ion OH– membentuk Fe(OH)2. Fe(OH)2 yang terbentuk dioksidasi oleh oksigen membentuk karat.
Fe2+(aq) + 4OH–(aq) → Fe(OH)2(s)
2Fe(OH)2(s) + O2(g) → Fe2O3.nH2O(s)
Reaksi keseluruhan pada korosi besi adalah sebagai berikut (lihat mekanisme pada gambar disamping):
4Fe(s) + 3O2(g) + n H2O(l) → 2Fe2O3.nH2O(s)
Karat
Akibat adanya migrasi ion dan elektron, karat sering terbentuk pada daerah yang agak jauh dari permukaan besi yang terkorosi (lubang). Warna pada karat beragam mulai dari warna kuning hingga cokelat-merah bahkan sampai berwarna hitam. Warna ini bergantung pada jumlah molekul H2O yang terikat pada karat.
Korosi dapat terjadi jika ada udara (khususnya gas O2) dan air. Jika hanya ada air atau gas O2 saja, korosi tidak terjadi.
Adanya garam terlarut dalam air akan mempercepat proses korosi. Hal ini disebabkan dalam larutan garam terdapat ion-ion yang membantu mempercepat hantaran ion-ion Fe2+ hasil oksidasi.
Kekerasan karat meningkat dengan cepat oleh adanya garam sebab kelarutan garam meningkatkan daya hantar ion-ion oleh larutan sehingga mempercepat proses korosi. Ion-ion klorida juga membentuk senyawa kompleks yang stabil dengan ion Fe3+. Faktor ini cenderung meningkatkan kelarutan besi sehingga dapat mempercepat korosi.
Pengendalian Korosi
Sobat Materi Kimia SMA, korosi logam tidak dapat dicegah, tetapi dapat dikendalikan seminimal mungkin. Ada tiga metode umum untuk mengendalikan korosi, yaitu pelapisan (coating), proteksi katodik, dan penambahan zat inhibitor korosi.
Penyepuhan besi biasanya menggunakan logam krom atau timah. Kedua logam ini dapat membentuk lapisan oksida yang tahan terhadap karat (pasivasi) sehingga besi terlindung dari korosi. Pasivasi adalah pembentukan lapisan film permukaan dari oksida logam hasil oksidasi yang tahan terhadap korosi sehingga dapat mencegah korosi lebih lanjut.
Logam seng juga digunakan untuk melapisi besi (galvanisir), tetapi seng tidak membentuk lapisan oksida seperti pada krom atau timah, melainkan berkorban demi besi. Seng adalah logam yang lebih reaktif dari besi, seperti dapat dilihat dari potensial setengah reaksi oksidasinya:
Zn(s) →Zn2+(aq) + 2e– Eo= –0,44 V
Fe(s) →Fe2+(g) + 2e– Eo= –0,76 V
Oleh karena itu, seng akan terkorosi terlebih dahulu daripada besi. Jika pelapis seng habis maka besi akan terkorosi bahkan lebih cepat dari keadaan normal (tanpa seng).
Paduan logam juga merupakan metode untuk mengendalikan korosi. Baja stainless steel terdiri atas baja karbon yang mengandung sejumlah kecil krom dan nikel. Kedua logam tersebut membentuk lapisan oksida yang mengubah potensial reduksi baja menyerupai sifat logam mulia sehingga tidak terkorosi.
Proteksi katodik adalah metode yang sering diterapkan untuk mengendalikan korosi besi yang dipendam dalam tanah, seperti pipa ledeng, pipa pertamina, dan tanki penyimpan BBM. Logam reaktif seperti magnesium dihubungkan dengan pipa besi. Oleh karena logam Mg merupakan reduktor yang lebih reaktif dari besi, Mg akan teroksidasi terlebih dahulu. Jika semua logam Mg sudah menjadi oksida maka besi akan terkorosi. Proteksi katodik ditunjukkan pada gambar disamping.
Reaksi yang terjadi dapat ditulis sebagai berikut.
Anode : 2Mg(s) → 2Mg2+(aq) + 4e–
Katode : O2(g) + 2H2O (l) + 4e– → 4OH–(aq)
Reaksi : 2Mg(s) + O2(g) + 2H2O → 2Mg(OH)2(s)
Oleh sebab itu, logam magnesium harus selalu diganti dengan yang baru dan selalu diperiksa agar jangan sampai habis karena berubah menjadi hidroksidanya.
Inhibitor korosi dapat dikelompokkan berdasarkan mekanisme pengendaliannya, yaitu inhibitor anodik, inhibitor katodik, inhibitor campuran, dan inhibitor teradsorpsi.
1) Inhibitor anodik
Inhibitor anodik adalah senyawa kimia yang mengendalikan korosi dengan cara menghambat transfer ion-ion logam ke dalam air. Contoh inhibitor anodik yang banyak digunakan adalah senyawa kromat dan senyawa molibdat.
2) Inhibitor katodik
Inhibitor katodik adalah senyawa kimia yang mengendalikan korosi dengan cara menghambat salah satu tahap dari proses katodik, misalnya penangkapan gas oksigen (oxygen scavenger) atau pengikatan ion-ion hidrogen. Contoh inhibitor katodik adalah hidrazin, tannin, dan garam sulfit.
3) Inhibitor campuran
Inhibitor campuran mengendalikan korosi dengan cara menghambat proses di katodik dan anodik secara bersamaan. Pada umumnya inhibitor komersial berfungsi ganda, yaitu sebagai inhibitor katodik dan anodik. Contoh inhibitor jenis ini adalah senyawa silikat, molibdat, dan fosfat.
4) Inhibitor teradsorpsi
Inhibitor teradsorpsi umumnya senyawa organik yang dapat mengisolasi permukaan logam dari lingkungan korosif dengan cara membentuk film tipis yang teradsorpsi pada permukaan logam. Contoh jenis inhibitor ini adalah merkaptobenzotiazol dan 1,3,5,7–tetraaza–adamantane.
Pengendalian Korosi Metode Pelapisan (Coating)
Metode pelapisan adalah suatu upaya mengendalikan korosi dengan menerapkan suatu lapisan pada permukaan logam besi. Misalnya, dengan pengecatan atau penyepuhan logam.Penyepuhan besi biasanya menggunakan logam krom atau timah. Kedua logam ini dapat membentuk lapisan oksida yang tahan terhadap karat (pasivasi) sehingga besi terlindung dari korosi. Pasivasi adalah pembentukan lapisan film permukaan dari oksida logam hasil oksidasi yang tahan terhadap korosi sehingga dapat mencegah korosi lebih lanjut.
Logam seng juga digunakan untuk melapisi besi (galvanisir), tetapi seng tidak membentuk lapisan oksida seperti pada krom atau timah, melainkan berkorban demi besi. Seng adalah logam yang lebih reaktif dari besi, seperti dapat dilihat dari potensial setengah reaksi oksidasinya:
Zn(s) →Zn2+(aq) + 2e– Eo= –0,44 V
Fe(s) →Fe2+(g) + 2e– Eo= –0,76 V
Oleh karena itu, seng akan terkorosi terlebih dahulu daripada besi. Jika pelapis seng habis maka besi akan terkorosi bahkan lebih cepat dari keadaan normal (tanpa seng).
Paduan logam juga merupakan metode untuk mengendalikan korosi. Baja stainless steel terdiri atas baja karbon yang mengandung sejumlah kecil krom dan nikel. Kedua logam tersebut membentuk lapisan oksida yang mengubah potensial reduksi baja menyerupai sifat logam mulia sehingga tidak terkorosi.
Pengendalian Korosi Metode Proteksi Katodik
Proteksi katodik adalah metode yang sering diterapkan untuk mengendalikan korosi besi yang dipendam dalam tanah, seperti pipa ledeng, pipa pertamina, dan tanki penyimpan BBM. Logam reaktif seperti magnesium dihubungkan dengan pipa besi. Oleh karena logam Mg merupakan reduktor yang lebih reaktif dari besi, Mg akan teroksidasi terlebih dahulu. Jika semua logam Mg sudah menjadi oksida maka besi akan terkorosi. Proteksi katodik ditunjukkan pada gambar disamping.
Reaksi yang terjadi dapat ditulis sebagai berikut.
Anode : 2Mg(s) → 2Mg2+(aq) + 4e–
Katode : O2(g) + 2H2O (l) + 4e– → 4OH–(aq)
Reaksi : 2Mg(s) + O2(g) + 2H2O → 2Mg(OH)2(s)
Oleh sebab itu, logam magnesium harus selalu diganti dengan yang baru dan selalu diperiksa agar jangan sampai habis karena berubah menjadi hidroksidanya.
Pengendalian Korosi Metode Penambahan Zat Inhibitor
Inhibitor adalah zat kimia yang ditambahkan ke dalam suatu lingkungan korosif dengan kadar sangat kecil (ukuran ppm) guna mengendalikan korosi.Inhibitor korosi dapat dikelompokkan berdasarkan mekanisme pengendaliannya, yaitu inhibitor anodik, inhibitor katodik, inhibitor campuran, dan inhibitor teradsorpsi.
1) Inhibitor anodik
Inhibitor anodik adalah senyawa kimia yang mengendalikan korosi dengan cara menghambat transfer ion-ion logam ke dalam air. Contoh inhibitor anodik yang banyak digunakan adalah senyawa kromat dan senyawa molibdat.
2) Inhibitor katodik
Inhibitor katodik adalah senyawa kimia yang mengendalikan korosi dengan cara menghambat salah satu tahap dari proses katodik, misalnya penangkapan gas oksigen (oxygen scavenger) atau pengikatan ion-ion hidrogen. Contoh inhibitor katodik adalah hidrazin, tannin, dan garam sulfit.
3) Inhibitor campuran
Inhibitor campuran mengendalikan korosi dengan cara menghambat proses di katodik dan anodik secara bersamaan. Pada umumnya inhibitor komersial berfungsi ganda, yaitu sebagai inhibitor katodik dan anodik. Contoh inhibitor jenis ini adalah senyawa silikat, molibdat, dan fosfat.
4) Inhibitor teradsorpsi
Inhibitor teradsorpsi umumnya senyawa organik yang dapat mengisolasi permukaan logam dari lingkungan korosif dengan cara membentuk film tipis yang teradsorpsi pada permukaan logam. Contoh jenis inhibitor ini adalah merkaptobenzotiazol dan 1,3,5,7–tetraaza–adamantane.
Sifat dan Pembuatan Senyawa Halogen
Senyawa halogen yang penting adalah asam hidrogen halida (HX), asam
okso-halida (HXOn), dan garamnya (MX). Setiap unsur halogen dapat
membentuk senyawa biner dengan hidrogen: HF, HCl, HBr, dan HI. Semuanya
merupakan gas tak berwarna dengan bau sangat tajam.
Titik didih asam halida meningkat dari atas ke bawah dalam sistem periodik (HCl = –85°C; HBr = –67°C; HI = –35°C), kecuali HF memiliki titik didih paling tinggi, yaitu 20°C. Penyimpangan ini sebagai akibat adanya ikatan hidrogen antarmolekul HF yang sangat kuat dibandingkan asam-asam halida yang lain.
Kekuatan asam halida di dalam pelarut air meningkat dari atas ke bawah dalam tabel periodik. Hal ini disebabkan oleh jari-jari atom halogen yang makin besar sehingga kemampuan menarik atom H makin lemah, akibatnya atom H mudah lepas.
Asam-asam halida di dalam air terionisasi sempurna, kecuali asam fluorida tergolong asam lemah dengan derajat ionisasi 2,9%. Persamaan ionisasinya:
Asam-asam halida dapat disintesis langsung dari unsur-unsurnya, seperti berikut ini.
Gas F2 dan H2 bereaksi sangat dahsyat membentuk senyawa HF, tetapi reaksinya tidak memiliki nilai komersial, sebab gas F2 sendiri dibuat dari penguraian HF. H2(g) + F2(g) →2HF(g)
Senyawa HCl dibuat melalui reaksi gas Cl2 dan H2 berlebih. H2(g) + Cl2(g) →2HCl(g)
HBr dan HI dibuat dengan cara serupa, tetapi menggunakan katalis platina sebab reaksi tanpa katalis sangat lambat.
Umumnya, asam-asam halida disintesis melalui pemanasan garam halida dengan asam yang tidak mudah menguap, seperti berikut ini.
HF, dibuat dari garam CaF2 dan asam sulfat pekat. Reaksinya: CaF2(s) + H2SO4(l) →CaSO4(s) + 2HF(g)
HCl, dibuat dari natrium klorida dan asam sulfat pekat. Reaksinya: NaCl(s) + H2SO4(l) →NaHSO4(s) + HCl(g) . Pada suhu tinggi, hasil yang terbentuk adalah natrium sulfat: NaCl(s) + NaHSO4(l) →Na2SO4(s) + HCl(g)
HBr dan HI, tidak dapat dibuat dengan H2SO4, sebab dapat mengoksidasi Br– dan I– menjadi unsur-unsurnya. Dalam hal ini digunakan asam fosfat. Reaksinya: NaBr(s) + H3PO4(l) →HBr(g) + NaH2PO4(s)
Kegunaan utama HF adalah sebagai bahan baku pembuatan CCl3F, freon, dan teflon. Senyawa CCl3F digunakan sebagai pendingin dan bahan bakar aerosol, yang disintesis dari CCl4 dan HF dengan antimon pentafluorida sebagai katalis. Reaksinya: CCl4(l) + HF(g) →CCl3F(aq) + HCl(g)
Kegunaan utama HF yang lain adalah sebagai cairan elektrolit dalam pengolahan mineral aluminium dan untuk melukis/mengetsa gelas. Dalam mengeetsa gelas, HF bereaksi dengan silika (SiO2), kemudian bereaksi dengan gelas. Reaksinya:
Senyawa HCl adalah asam keempat yang penting bagi industri asam setelah asam sulfat, fosfat, dan nitrat. Asam ini digunakan untuk membersihkan permukaan logam dari oksida (disebut pickling) dan untuk mengekstrak bijih logam tertentu, seperti tungsten.
Dalam elektrolisis larutan NaCl, gas Cl2 yang dihasilkan pada anode dapat bereaksi dengan larutan NaOH yang dihasilkan di katode membentuk natrium hipoklorit. Reaksinya:
Cl2(g) + 2NaOH(aq) → NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)
Larutan NaClO digunakan sebagai pemutih pada industri tekstil. Ion hipoklorit tidak stabil, dan terdisproporsionasi membentuk ion klorat, ClO3– dan ion klorida, Cl–. Reaksinya: 3ClO–(aq) → ClO3–(aq) + 2Cl–(aq)
Titik didih asam halida meningkat dari atas ke bawah dalam sistem periodik (HCl = –85°C; HBr = –67°C; HI = –35°C), kecuali HF memiliki titik didih paling tinggi, yaitu 20°C. Penyimpangan ini sebagai akibat adanya ikatan hidrogen antarmolekul HF yang sangat kuat dibandingkan asam-asam halida yang lain.
Kekuatan asam halida di dalam pelarut air meningkat dari atas ke bawah dalam tabel periodik. Hal ini disebabkan oleh jari-jari atom halogen yang makin besar sehingga kemampuan menarik atom H makin lemah, akibatnya atom H mudah lepas.
Asam-asam halida di dalam air terionisasi sempurna, kecuali asam fluorida tergolong asam lemah dengan derajat ionisasi 2,9%. Persamaan ionisasinya:
Asam-asam halida dapat disintesis langsung dari unsur-unsurnya, seperti berikut ini.
Gas F2 dan H2 bereaksi sangat dahsyat membentuk senyawa HF, tetapi reaksinya tidak memiliki nilai komersial, sebab gas F2 sendiri dibuat dari penguraian HF. H2(g) + F2(g) →2HF(g)
Senyawa HCl dibuat melalui reaksi gas Cl2 dan H2 berlebih. H2(g) + Cl2(g) →2HCl(g)
HBr dan HI dibuat dengan cara serupa, tetapi menggunakan katalis platina sebab reaksi tanpa katalis sangat lambat.
Umumnya, asam-asam halida disintesis melalui pemanasan garam halida dengan asam yang tidak mudah menguap, seperti berikut ini.
HF, dibuat dari garam CaF2 dan asam sulfat pekat. Reaksinya: CaF2(s) + H2SO4(l) →CaSO4(s) + 2HF(g)
HCl, dibuat dari natrium klorida dan asam sulfat pekat. Reaksinya: NaCl(s) + H2SO4(l) →NaHSO4(s) + HCl(g) . Pada suhu tinggi, hasil yang terbentuk adalah natrium sulfat: NaCl(s) + NaHSO4(l) →Na2SO4(s) + HCl(g)
HBr dan HI, tidak dapat dibuat dengan H2SO4, sebab dapat mengoksidasi Br– dan I– menjadi unsur-unsurnya. Dalam hal ini digunakan asam fosfat. Reaksinya: NaBr(s) + H3PO4(l) →HBr(g) + NaH2PO4(s)
Kegunaan utama HF adalah sebagai bahan baku pembuatan CCl3F, freon, dan teflon. Senyawa CCl3F digunakan sebagai pendingin dan bahan bakar aerosol, yang disintesis dari CCl4 dan HF dengan antimon pentafluorida sebagai katalis. Reaksinya: CCl4(l) + HF(g) →CCl3F(aq) + HCl(g)
Kegunaan utama HF yang lain adalah sebagai cairan elektrolit dalam pengolahan mineral aluminium dan untuk melukis/mengetsa gelas. Dalam mengeetsa gelas, HF bereaksi dengan silika (SiO2), kemudian bereaksi dengan gelas. Reaksinya:
Senyawa HCl adalah asam keempat yang penting bagi industri asam setelah asam sulfat, fosfat, dan nitrat. Asam ini digunakan untuk membersihkan permukaan logam dari oksida (disebut pickling) dan untuk mengekstrak bijih logam tertentu, seperti tungsten.
Dalam elektrolisis larutan NaCl, gas Cl2 yang dihasilkan pada anode dapat bereaksi dengan larutan NaOH yang dihasilkan di katode membentuk natrium hipoklorit. Reaksinya:
Cl2(g) + 2NaOH(aq) → NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)
Larutan NaClO digunakan sebagai pemutih pada industri tekstil. Ion hipoklorit tidak stabil, dan terdisproporsionasi membentuk ion klorat, ClO3– dan ion klorida, Cl–. Reaksinya: 3ClO–(aq) → ClO3–(aq) + 2Cl–(aq)
Pembuatan dan Kegunaan Unsur Halogen
Apakah sobat Materi Kimia SMA sudah mengetahui bagaimana kegunaan dan pembuatan unsur halogen?
Gas F2 merupakan oksidator kuat sehingga hanya dapat dibuat melalui elektrolisis garamnya, yaitu larutan KF dalam HF cair. Dalam elektrolisis dihasilkan gas H2 di katode dan gas F2 di anode. Perhatikan gambar disamping.
Gas F2 diproduksi secara komersial untuk bahan bakar nuklir uranium. Logam uranium direaksikan dengan gas fluorin berlebih menghasilkan uranium heksafluorida, UF6 (padatan berwarna putih dan mudah menguap).
Gas Cl2 dibuat melalui elektrolisis lelehan NaCl, reaksinya:
Anode: Cl–(l) → Cl2(g)
Katode: Na+(l) →Na(s)
Gas Cl2 digunakan sebagai bahan dasar industri plastik, seperti vinil klorida, CH2=CHCl (untuk PVC), CCl4 (untuk fluorokarbon), dan CH3Cl (untuk silikon dan TEL). Dalam jumlah besar, klorin digunakan untuk desinfektan, pemutih, pulp kertas, dan tekstil.
Gas Br2 dibuat dari air laut melalui oksidasi dengan gas Cl2. Secara komersial, pembuatan gas Br2 sebagai berikut.
diproduksi dari air laut melalui oksidasi ion iodida dengan oksidator gas Cl2. Iodin juga dapat diproduksi dari natrium iodat (suatu pengotor dalam garam , NaNO3) melalui reduksi ion iodat oleh NaHSO3. Iodin digunakan untuk membuat senyawa AgI sebagai film fotografi dan KI sebagai nutrisi dan makanan ternak. Beberapa kegunaan senyawa halogen dijabarkan pada tabel disamping.
Gas F2 merupakan oksidator kuat sehingga hanya dapat dibuat melalui elektrolisis garamnya, yaitu larutan KF dalam HF cair. Dalam elektrolisis dihasilkan gas H2 di katode dan gas F2 di anode. Perhatikan gambar disamping.
Gas F2 diproduksi secara komersial untuk bahan bakar nuklir uranium. Logam uranium direaksikan dengan gas fluorin berlebih menghasilkan uranium heksafluorida, UF6 (padatan berwarna putih dan mudah menguap).
Gas Cl2 dibuat melalui elektrolisis lelehan NaCl, reaksinya:
Anode: Cl–(l) → Cl2(g)
Katode: Na+(l) →Na(s)
Gas Cl2 digunakan sebagai bahan dasar industri plastik, seperti vinil klorida, CH2=CHCl (untuk PVC), CCl4 (untuk fluorokarbon), dan CH3Cl (untuk silikon dan TEL). Dalam jumlah besar, klorin digunakan untuk desinfektan, pemutih, pulp kertas, dan tekstil.
Gas Br2 dibuat dari air laut melalui oksidasi dengan gas Cl2. Secara komersial, pembuatan gas Br2 sebagai berikut.
- Air laut dipanaskan kemudian dialirkan ke tanki yang berada di puncak menara.
- Uap air panas dan gas Cl2 dialirkan dari bawah menuju tanki. Setelah terjadi reaksi redoks, gas Br2 yang dihasilkan diembunkan hingga terbentuk lapisan yang terpisah. Bromin cair berada di dasar tangki, sedangkan air di atasnya.
- Selanjutnya bromin dimurnikan melalui distilasi. Bromin digunakan dalam industri untuk membuat senyawa metil bromida, CH3Br (sebagai pestisida), perak bromida (untuk film fotografi), dan alkali bromida (untuk sedatif).
diproduksi dari air laut melalui oksidasi ion iodida dengan oksidator gas Cl2. Iodin juga dapat diproduksi dari natrium iodat (suatu pengotor dalam garam , NaNO3) melalui reduksi ion iodat oleh NaHSO3. Iodin digunakan untuk membuat senyawa AgI sebagai film fotografi dan KI sebagai nutrisi dan makanan ternak. Beberapa kegunaan senyawa halogen dijabarkan pada tabel disamping.
Langganan:
Komentar (Atom)