redesain-navbar Portlet

BelajarPintarV3

Perkembangan Konsep Reaksi Redoks

Konsep Reaksi Redoks Berdasarkan Pengikatan dan Pelepasan Oksigen

Pada awalnya, sekitar abad ke-18, konsep reaksi oksidasi dan reduksi didasarkan atas penggabungan unsur atau senyawa dengan oksigen membentuk oksida, dan pelepasan oksigen dari senyawa.

Adapun yang dimaksud dengan reduksi dan oksidasi adalah sebagai berikut.

Reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu senyawa.

Reduktor adalah:

  1. Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi.
  2. Zat yang mengalami reaksi oksidasi.

Contoh:

  1. Reduksi Fe2O3 oleh CO
    Fe2O3 + 3CO ---> 2Fe + 3CO2
  2. Reduksi Cr2O3 oleh Al
    Cr2O3 + 2Al ---> 2Cr + Al2O3

Oksidasi adalah reaksi pengikatan (penggabungan) oksigen oleh suatu zat.

Oksidator adalah:

  1. Sumber oksigen pada reaksi oksidasi.
  2. Zat yang mengalami reduksi.

Contoh:

  1. Oksidasi Fe oleh O2
    4Fe + 3O2 ---> 2Fe2O3
  2. Pemanggangan ZnS
    2ZnS + 3O2 ---> 2ZnO + 2SO2

Konsep Reaksi Redoks Berdasarkan Pelepasan dan Penerimaan Elektron

Reaksi oksidasi dan reduksi ternyata bukan hanya melibatkan oksigen, melainkan juga melibatkan elektron. Memasuki abad ke-20, para ahli melihat suatu karakteristik mendasar dari reaksi oksidasi dan reduksi ditinjau dari ikatan kimianya, yaitu adanya serah terima elektron. Konsep ini dapat diterapkan pada reaksi-reaksi yang tidak melibatkan oksigen.

Adapun yang dimaksud dengan reduksi dan oksidasi adalah sebagai berikut:

Reduksi adalah reaksi pengikatan elektron.

Reduktor adalah:

  1. Zat yang melepaskan elektron.
  2. Zat yang mengalami oksidasi.

Contoh:

  1. Cl2 + 2e- ---> 2Cl-
  2. Ca2+ + 2e- ---> Ca

Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron.

Oksidator adalah:

  1. Zat yang mengikat elektron.
  2. Zat yang mengalami reduksi.

Contoh:

  1. K ---> K+ + e-
  2. Cu ---> Cu2+ + 2e-

Konsep Reaksi Redoks Berdasarkan Pertambahan dan Penurunan Bilangan Oksidasi

Reaksi redoks dapat pula ditinjau dari perubahan bilangan oksidasi atom atau unsur sebelum dan sesudah reaksi. Reaksi redoks adalah reaksi yang ditandai terjadinya perubahan bilangan oksidasi (biloks) dari atom unsur sebelum dan sesudah reaksi. Sebelum membahas konsep reaksi reduksi oksidasi berdasarkan perubahan bilangan oksidasi, ada baiknya kita bahas terlebih dahulu apa yang dimaksud dengan bilangan oksidasi itu.

Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi atau biloks adalah muatan yang dimiliki oleh atom jika elektron valensinya cenderung tertarik ke atom lain yang berikatan dengannya dan memiliki keelektronegatifan lebih besar.

Aturan penentuan bilangan oksidasi antara lain sebagai berikut:

Jumlah bilangan oksidasi atom dalam unsur bebas sama dengan 0 (nol).
Contoh:
Bilangan oksidasi atom dalam unsur Na, Fe, H2, P4, dan S8 sama dengan 0 (nol).

Jumlah bilangan oksidasi ion monoatom sama dengan muatan ionnya.
Contoh:

  • Bilangan oksidasi ion Na+ sama dengan +1.
  • Bilangan oksidasi ion Mg2+ sama dengan +2.
  • Bilangan oksidasi ion Fe3+ sama dengan +3.
  • Bilangan oksidasi ion Br- sama dengan -1.
  • Bilangan oksidasi ion S2- sama dengan -2.

Jumlah bilangan oksidasi semua atom dalam senyawa netral sama dengan 0 (nol).
Contoh:
Senyawa NaCl mempunyai muatan = 0.
Jumlah biloks Na + biloks Cl = (+1) + (-1) = 0.

Jumlah bilangan oksidasi semua atom dalam ion poliatomik sama dengan muatan ionnya.
Contoh:
Ion NO3- bermuatan = -1, maka biloks N = -1 dan biloks O = -1.

Jumlah bilangan oksidasi unsur dari golongan IA adalah +1 dan unsur dari golongan IIA adalah +2, dan golongan IIIA adalah +3
Contoh:
Bilangan oksidasi Na dalam NaCl, Na2SO4, dan Na2O adalah +1.
Bilangan oksidasi Ca dalam CaCl2, CaSO4, dan CaO adalah +2.
Bilangan oksidasi Al dalam Al2O3 adalah +3.

Jumlah bilangan oksidasi unsur golongan VIA pada senyawa biner adalah -2 dan unsur golongan VIIA  pada senyawa biner adalah -1.
Contoh:
Bilangan oksidasi S dalam Na2S dan MgS adalah -2.
Bilangan oksidasi Cl dalam  NaCl, KCl, MgCl2, dan FeCl3 adalah -1. 

Jumlah bilangan oksidasi unsur H yang berkaitan pada senyawa logam adalah +1, apabila berkaitan dengan senyawa non-logam -1.
Contoh:
Bilangan oksidasi H dalam H2O, HCl, H2S, dan NH3 adalah +1.
Bilangan oksidasi H dalam NaH, CaH2 adalah -1.

Jumlah bilangan oksidasi oksigen (O) dalam senyawa peroksida = -1. Bilangan oksidasi O dalam senyawa non-peroksida = -2. 
Contoh:
Bilangan oksidasi O dalam senyawa peroksida, seperti H2O2 dan BaO2 adalah -1.
Bilangan oksidasi O dalam H2O adalah -2

 

Nah sekarang udah inget lagi kan tentang konsep pada Reaksi Redoks, habis ini kita belajar tentang Penyetaraan Reaksi Redoks

Penyetaraan Reaksi Redoks

Sobat Pintar, terdapat 2 metode penyetaraan reaksi redoks, dibawah ini merupakan metode-metode penyetaraan reaksi redoks:

Metode Perubahan Bilangan Oksidasi

  1. Setarakan atom-atom yang mengalami perubahan biloks
  2. Tentukan biloks unsur-unsur tersebut dan tentukan perubahannya
  3. Samakan kedua perubahan biloks
  4. Tentukan jumlah muatan di ruas kiri dan kanan
  5. Samakan muatan dengan cara :
    a. Jika suasana asam: tambahkan ion H+ sebanyak perbedaan muatan
    b. Jika suasana basa: tambahkan ion OH- sebanyak perbedaan muatan
  6. Samakan atom hidrogen di ruas kiri dan kanan dengan cara menambahkan H2O

Contoh:
Setarakan reaksi berikut, CuS + NO3- --> Cu2+ + S + NO (suasana asam)

Penyelesaian:

Metode Setengah Reaksi

  1. Tuliskan persamaan setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi
  2. Setarakan unsur-unsur yang mengalami perubahan biloks
  3. Tambahkan satu molekul H2O :
    a. pada yang kelebihan atom O, jika reaksi berlangsung dalam suasana basa
    b. pada yang kekurangan atom O, jika reaksi berlangsung dalam suasana asam
  4. Setarakan atom hidrogen dengan ion H+, jika suasana asam atau dengan ion OH- , jika suasana basa
  5. Setarakan muatan dengan penambahan elektron
  6. Jumlahkan kedua persamaan setengah reaksi dengan menyamakan elektron

Contoh:
Setarakan reaksi berikut, Bi2O3 + ClO- --> BiO3- + Cl- (suasana basa)

Penyelesaian:

 

Sekarang kita coba ngerjain soal-soal latihan yuk Sobat!

Latihan 1

Pada reaksi redoks, MnO2 + 2H2SO4 + 2NaI ---> MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O + I2 yang berperan sebagai oksidator adalah....

A. NaI

B. H2SO4

C. Mn2+

D. I-

E. MnO2

Latihan 2

Pada persamaan reaksi redoks:

aMnO4-(aq) + bH+(aq) + cC2O42-(aq) ---> 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g)

Harga koefisien reaksi a, b, dan c adalah.....

A. 1, 4, dan 2

B. 1, 8, dan 3

C. 2, 16, dan 5

D. 2, 8, dan 5

E. 2, 6, dan 5

Latihan 3

Bilangan oksidasi dari unsur Mn pada senyawa KMnO4 adalah....

A. +7

B. +6

C. +3

D. +2

E. +1

Latihan 4

Di antara reaksi-reaksi berikut di bawah ini yang merupakan contoh reaksi redoks adalah....

A. AgNO3(aq) + NaCl(aq) --> AgCl(s) + NaNO3(aq)

B. 2KI(aq) + Cl2(aq) --> I2(s) + 2KCI(aq)

C. NH3(aq) + H2O(l) --> NH4+(aq) + OH-(aq)

D. NaOH(aq) + CH3COOH(aq) --> CH3COONa(aq) + H2O(l)

E. Al2O3(S) + 2NaOH(aq) --> 2NaAlO2(aq) + H2O(l)

Latihan 5

Perhatikan persamaan reaksi redoks berikut: 2HBr + H2SO4 --> Br2 + SO2 + 2H2O

Zat yang merupakan oksidator adalah….

A. HBr

B. H2SO4

C. Br2

D. SO2

E. H2O

Pengertian Sel Elektrokimia

Sel elektrokimia adalah tempat terjadinya aliran elektron yang ditimbulkan oleh konversi energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya. Hal ini dimungkinkan dengan pemisahan reaksi oksidasi dan reaksi reduksi (reaksi redoks).

Sel elektrokimia adalah suatu alat yang menghasilkan arus listrik dari energi yang dihasilkan oleh reaksi di dalam selnya, yaitu reaksi oksidasi dan reaksi reduksi (reaksi redoks). Sel elektrokimia tersusun dari dua material penghantar atau konduktor listrik yang disebut dengan katoda dan anoda. Kedua material penghantar ini disebut dengan elektroda.

Anoda merupakan elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi, sedangkan katoda adalah elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi. Reaksi oksidasi adalah reaksi yang menghasilkan kenaikan bilangan oksidasi, sedangkan reaksi reduksi adalah reaksi yang menghasilkan penurunan bilangan oksidasi.

Bilangan oksidasi menunjukkan jumlah total elektron yang telah dipindahkan dari suatu unsur (hal ini akan menghasilkan bilangan oksidasi positif) dan jumlah total elektron yang telah ditambahkan ke dalam suatu unsur (menghasilkan bilangan oksidasi negatif) untuk mencapai keadaan yang baru.

Skema Sel Daniell

Sel Daniell adalah sel elektrokimia yang menggunakan seng (Zn) sebagai anoda dan tembaga (Cu) sebagai katoda. Seng dicelupkan ke dalam seng sulfat (ZnSO4), sedangkan tembaga dicelupkan ke dalam tembaga sulfat (CuSO4).

Sel Volta

Sel Volta

Sel volta (sel galvani) adalah sel elektrokimia di mana energi kimia dari reaksi redoks spontan diubah menjadi energi listrik. Prinsip kerja sel volta dalam menghasilkan arus listrik adalah aliran transfer elektron dari reaksi oksidasi di anode ke reaksi reduksi di katode melalui rangkaian luar.

Susunan Sel Volta

Secara umum, sel volta tersusun dari:

  • Anode, yaitu elektrode tempat terjadinya reaksi oksidasi.
  • Katode, yaitu elektrode tempat terjadinya reaksi reduksi.
  • Elektrolit, yaitu zat yang dapat menghantarkan listrik.
  • Rangkaian luar, yaitu kawat konduktor yang menghubungkan anode dengan katode.
  • Jembatan garam, yaitu rangkaian dalam yang terdiri dari larutan garam. Jembatan garam memungkinkan adanya aliran ion-ion dari setengah sel anode ke setengah sel katode, dan sebaliknya sehingga terbentuk rangkaian listrik tertutup.

Notasi sel volta digunakan untuk menggambarkan rangkaian sel volta dan reaksi redoks yang berlangsung didalamnya. Sel Volta tersusun atas setengah sel antara logam seng-ion seng dan setengah sel antarlogam tembaga-ion tembaga. Sel tersebut dapat dinyatakan dengan notasi yang ditulis  dalam bentuk:

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

Notasi tersebut dinamakan notasi sel volta.

Secara umum, penulisan notasi sel volta menurut  konvensi IUPAC adalah sebagai berikut.

  1. Notasi sel terdiri dari anode dan katode
  2. Tanda  || adalah jembatan garam untuk memisahkan fase berbeda.
  3. Tanda | adalah batas fase untuk memisahkan fase berbeda.
  4. Tanda koma (,) digunakan untuk memisahkan spesi-spesi dalam fase yang sama.
  5. Elektroda anode terletak paling kiri dan elektrode katode paling kanan.
  6. Elektrolit inert tidak ditulis

Potensial elektrode standar (Eo), adalah potensial elektrode (potensial reduksi) yang diukur pada suhu 25oC dan tekanan parsial 1 atm, dimana konsentrasi ion-ion yang terlibat dalam reaksi adalah 1 M. Potensial elektrode standar dapat digunakan untuk memperkirakan apakah suatu reaksi redoks berlangsung secara spontan atau tidak.

Potensial sel adalah kemampuan maksimum sel untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar. Sel volta digolongkan menjadi sel primer, sel sekunder dan bahan bakar.

Reaksi kimia yang menghasilkan energi listrik:

Katode : kutub (+)
Anode : kutub (-)

Potensial listrik yang dihasilkan sel Volta disebut potensial sel (Eosel).

Reaksi berlangsung spontan bila besarnya Eosel = positif (+).

Eosel = Eo reduksi - Eo oksidasi

Deret Keaktifan Logam (Deret Volta)

Urutan unsur-unsur logam pada tabel potensial elektroda standar disebut juga deret elektrokimia (deret volta). Deret ini memberikan informasi reaktivitas unsur logam dalam suatu reaksi redoks.

  • Reaktivitas unsur logam semakin berkurang dari kiri ke kanan.
  • Sifat reduktor (daya reduksi) logam semakin berkurang dari kiri ke kanan.
  • Kecenderungan logam untuk teroksidasi semakin berkurang dari kiri ke kanan.
  • Sifat oksidator (daya oksidasi) logam semakin bertambah dari kiri ke kanan.
  • Kecenderungan ion logam untuk tereduksi semakin bertambah dari kiri ke kanan.

Persamaan dan Perbedaan Sel Volta dengan Sel Elektrolisis

Persamaan sel volta dengan sel elektrolisis

Sel Volta dan Sel Elektrolisis merupakan macam dari Sel Elektrokimia, dibawah ini merupakan persamaan dari Sel Volta dan Sel Elektrolisis:

  1. Reaksi oksidasi berlangsung di anode dan reaksi reduksi berlangsung di katode
  2. Pada rangkaian luar, elektron mengalir melalui kawat dari anode ke katode.
  3. Elektrolit merupakan zat yang menghantarkan listrik di dalam sel. Arus listrik dibawa oleh anion ke anode dan oleh kation ke katode.

Perbedaan sel volta dengan sel elektrolisis

Sobat Pintar, di bawah ini merupakan tabel perbedaan antar Sel Volta dengan Sel Elektrolisis:

Hukum Faraday

Hukum Faraday I

Massa zat yang dihasilkan pada suatu elektrode selama elektrolisis (G) berbanding lurus dengan jumlah muatan listrik yang digunakan (Q).

Secara matematis, hukum Faraday I dapat ditulis dalam persamaan berikut:

G ~ Q

Sebagaimana jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus listrik (i) dengan selang waktu (t),

Q = i x t

G ~ i x t

Massa zat yang dihasilkan selama elektrolisis (G) juga berbanding lurus dengan kuat arus (i) dan selang waktu (t).

Muatan listrik (Q) yang digunakan dalam elektrolisis berbanding lurus dengan jumlah mol elektron yang terlibat dalam reaksi redoks (ne). Secara eksperimen diperoleh bahwa 1 mol elektron memiliki muatan listrik sebesar 96.500 coulomb. Nilai muatan listrik elektron ini ditetapkan sebagai konstanta Faraday (F). Jadi, hubungan ini dapat dirumuskan sebagai berikut.

Q = ne x F

Hukum Faraday II

Massa zat yang dihasilkan pada elektrode berbanding lurus dengan massa ekivalen zat.

Di dalam Hukum Faraday 2 dinyatakan bahwa massa yang dihasilkan pada elektrode berbanding lurus dengan massa ekivalen zat.

massa zat ~ massa ekivalen zat

w ~ ME

Massa ekivalen zat adalah massa atom relatif (Ar) dibagi dengan perubahan bilangan oksidasinya atau muatan ionnya.

ME = Ar/biloks atau muatan ion

Penggunaan Sel Volta dan Sel Elektrolisis

Berikut ini adalah penggunaan sel volta:

  1. Dimanfaatkan dalam baterai (sel kering)
  2. Dimanfaatkan dalam aki (sel basah)
  3. Untuk sel bahan bakar

Berikut ini adalah penggunaan sel elektrolisis:

  1. Untuk memproduksi suatu zat
  2. Untuk pemurnian logam, dengan prinsip:
    - logam kotor sebagai anode
    - logam murni sebagai katode.
  3. Untuk penyepuhan (elektroplatting), dengan prinsip;
    - Logam yang akan disepuh sebagai katode
    - Logam penyepuh sebagai anode

Elektrolit yaitu larutan yang mengandung ion logam penyepuh. massa logam penyepuh akan berkurang.

Latihan 1

Sel elektrokimia dimana energi kimia dari reaksi redoks spontan diubah menjadi energi listrik adalah pengertian dari.....

A. potensial sel

B. notasi sel

C. deret volta

D. sel volta

E. sel elektrokimia

Latihan 2

Diketahui:

Ag+ + e- ---> Ag E0=+0,80 volt

Mg2+ + 2e- ---> Mg E0 = -2,38 volt

Potensial standar sel Ag dan Mg adalah..

A. +0,80 volt

B. -2,38 volt

C. +2,38 volt

D. -0,80 volt

E. +3,18 volt

Sel Elektrolisis

Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis adalah sel elektrokimia dimana energi listrik digunakan untuk menjalankan reaksi redoks yang tidak spontan. Elektrolisis adalah peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah. Elektroda positif (+) yang disebut juga anoda sedangkan elektroda negatif (-) disebut katoda.

Susunan Sel Elektrolisis

Secara umum, sel elektrolisis tersusun dari:

  • Sumber listrik yang menyuplai arus searah (dc), misalnya baterai.
  • Anode, yaitu elektrode tempat terjadinya reaksi oksidasi.
  • Katode, yaitu elektrode tempat terjadinya reaksi reduksi.
  • Elektrolit, yaitu zat yang dapat menghantarkan listrik.

Reaksi kimia yang memerlukan energi listrik:

Katode : kutub (-)
Anode : kutub (+)

Elektrolisis leburan/lelehan/cairan: unsur-unsur yang terlibat dalam reaksi adalah kation, anion dan elektrodenya.

Elektrolisis larutan: unsur-unsur yang terlibat dalam reaksi adalah kation, anion, pelarut (air), dan elektrodenya.

Skema reaksi-reaksi elektrolisis larutan:

  1. Reaksi di katode bergantung pada jenis kation
    jika kation merupakan logam aktif (golongan IA, IIA, Al, dan Mn), maka terjadi reduksi air:
    2H2O(l) +2e- --> H2(g) + 2OH-(aq)
    jika kation bukan logam aktif, maka reaksi reduksi:
    2H+(aq) + 2e- --> H2(g)
    Lx+(aq) + xe- --> L(s)
  2. Reaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion
    jika anode merupakan anode inert (Pt, Au, C) dan anionnya merupakan sisa asam oksi (seperti SO42- atau NO3-), maka terjadi oksidasi air:
    2H2O(l) --> 4H+(aq) + O2(g) + 4e-
    jika anode merupakan anode inert (Pt, Au, C) dan anionnya merupakan sisa asam lain (seperti Cl-, Br-, I-) atau OH-, maka reaksi oksidasi:
    2Cl-(aq) --> Cl2(g) + 2e-
    4OH-(aq) --> 2H2O(l) + O2(g) + 4e-
    jika anode bukan merupakan anode inert, maka anode mengalami oksidasi:
    M(s) --> My+(aq) + ye-

Logam aktif (golongan IA, IIA, Al dan Mn) kationnya akan tereduksi menjadi logamnya, bila yang dielektrolisis adalah lelehan/leburan/cairanya

Pada pelapisan/penyepuhan logam yang digunakan sebagai anode adalah logam pelapis

Susunan Sel Elektrolisis:

Reaksi yang terjadi:

Katode (-): 2H2O(l) +2e- --> H2(g) + 2OH-(aq)
Anode (+): 2Cl-(aq) --> Cl2(g) + 2e-

Latihan 3

Perhatikan sel elektrokimia berikut ini!

Penulisan diagram yang tepat dari gambar adalah.....

A. Zn|Zn2+||Cu2+|Cu

B. Cu|Cu2+||Zn2|Zn

C. Zn2+|Zn||Cu|Cu2+

D. Cu2+|Cu||Zn2+|Zn

E. Zn|Zn2+||Cu|Cu2+

Latihan 4

Dalam suatu sel volta terjadi reaksi ;

Sn + 2Ag+ --> Sn2+ + 2Ag
E0 Sn2+|Sn        E0 = -0,14 volt
E0 Ag+|Ag        E0 = +0,80 volt

harga potensial sel reaksi tersebut adalah….

A. 1,88 volt

B. 1,74 volt

C. 0,94 volt

D. 0,36 volt

E. -0,94 volt

Latihan 5

Arus listrik 20 ampere dialirkan ke dalam larutan AgNO3 selama 965 detik. Massa perak yang dihasikan di katoda adalah ..... gram. (Ar Ag=108; 1F = 96500 C/mol)

A. 5,4

B. 10,8

C. 21,6

D. 54

E. 108

Pengertian Korosi

Korosi adalah kerusakan atau degradasi logam akibat reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi.

Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi, Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe2O3.nH2O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.

Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anoda, di mana besi mengalami oksidasi.

Fe(s) <==> Fe2+(aq) + 2e-

Elektron yang dibebaskan di anode mengalir ke bagian lain dari besi itu yang bertindak sebagai katode, di mana oksigen tereduksi.

O2(g) + 4H+(aq) + 4e- <==> 2H2O(l)

atau

O2(g) + 2H2O(l) + 4e- <==> 4OH-(aq)

Ion besi(II) yang terbentuk pada anode selanjutnya teroksidasi membentuk ion besi(III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi, yaitu karat besi.

Mengenai bagian mana dari besi itu yang bertindak sebagai anode dan bagian mana yang bertindak sebagai katode, bergantung pada berbagai faktor, misalnya zat pengotor, atau perbedaan rapatan logam itu.

Pengkaratan Besi

Korosi atau perkaratan sangat lazim terjadi pada besi. Besi merupakan logam yang mudah berkarat. Karat besi merupakan zat yang dihasilkan pada peristiwa korosi, yaitu berupa zat padat berwarna coklat kemerahan yang bersifat rapuh serta berpori.

Rumus kimia dari karat besi adalah Fe2O3.xH2O. Bila dibiarkan, lama kelamaan besi akan habis menjadi karat.

Peristiwa korosi sendiri merupakan proses elektrokimia, yaitu proses (perubahan / reaksi kimia) yang melibatkan adanya aliran listrik. Bagian tertentu dari besi berlaku sebagai kutub negatif (elektroda negatif, anoda), sementara bagian yang lain sebagai kutub positif (elektroda positif, katoda). Elektron mengalir dari anoda ke katoda, sehingga terjadilah peristiwa korosi.

Ion besi (II) yang terbentuk pada anoda selanjutnya teroksidasi menjadi ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi (karat besi), Fe2O3.xH2O.

Pencegahan Korosi

Cara Pencegahan Korosi
Agar tidak timbul banyak kerugian dari akibat peristiwa korosi, maka diperlukan suatu cara-cara pencegahan. Model pertama yang digunakan adalah bagaimana menghindari atau menghilangkan kontak langsung antara logam dengan udara atau oksigen dan air sebagai penyebab utama terjadinya korosi.

Secara mekanis permukaan logam yang hendak dilindungi ditutup dengan bahan tertentu misalnya dengan cat. Selain itu metode lain yang digunakan adalah perlindungan katodik, dimana logam yang hendak dilindungi dihubungkan dengan logam lain yang memiliki potensial elektroda lebih kecil.

Metode atau cara yang umum digunakan antara lain sebagai berikut:

  1. Pengecatan
  2. Pelumuran dengan Oli atau Gemuk
  3. Perlindungan Katodik
  4. Pelapisan Timah
  5. Pelapisan Aluminium
  6. Pelapisan dengan Kromium
  7. Galvanisasi
  8. Pencampuran logam
  9. Pelapisan dengan plastik

Faktor yang memengaruhi terjadinya korosi antara lain:

  1. Kelembaban udara
  2. Elektrolit
  3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)
  4. Adanya O2
  5. Lapisan pada permukaan logam
  6. Letak logam dalam deret potensial reduksi

Latihan 1

Rumus molekul dari karat pada besi adalah...

A. NaCl

B. Fe

C. Fe2+

D. Fe2O3.xH2O

E. Fe(OH)2

Latihan 2

Berikut ini adalah cara pencegahan korosi, kecuali...

A. pengecatan

B. menambah kelembaban

C. perlindungan katodik

D. galvanisasi

E. pelumuran dengan oli

Latihan 3

Di daerah industri, udara dapat mengandung gas-gas SO2, CO2, O2, N2, CO dan H2O. Pasangan gas-gas yang dapat menyebabkan terjadinya korosif adalah....

A. O2 dan N2

B. CO dan N2

C. CO2 dan SO2

D. SO2 dan H2O

E. CO dan H2O

Latihan 4

Manakah hal berikut yang dapat mempercepat terjadinya korosi besi ?

A. besi dicat

B. besi dihubungkan dengan logam Mg

C. besi dihubungkan dengan logam Cu

D. besi dilapisi oleh timah

E. besi diberi oli

Latihan 5

Untuk mencegah terjadinya korosi pipa besi yang ditanam dalam tanah, pipa besi dihubungkan dengan logam....

A. Mg

B. Zn

C. Ag

D. Pb

E. Sn

Peta Belajar Bersama

Sobat, ini nih, ada Peta Belajar Bersama Kimia di bab kedua.

Yuk, mulai Belajar Bersama!

redesain-navbar Portlet