Redoks dan Elektrokimia: Korosi

Redoks dan Elektrokimia. Korosi adalah kemerosotan atau kerusakan sifat logam oleh karena proses elektrokimia, yang biasanya berjalan lambat. Contoh yang paling umum adalah korosi logam besi dengan terbentuknya karat oksidanya. Dengan demikian korosi menimbulkan banyak kerugian. Korosi logam melibatkan proses anodik yaitu oksidasi logam menjadi ionnya dengan melepaskan elektron ke dalam (permukaan) logam dan proses katodik yang mengkonsumsi elektron tersebut dengan laju yang sama. Proses katodik biasanya merupakan reduksi ion hidrogen atau oksigen dari lingkungan sekitarnya.

Reaksi Kimia Korosi Logam

Untuk contoh korosi logam besi dalam udara lembab, proses reaksi redoks yang terjadi dapat dinyatakan sebagai berikut:

Anoda  :   { Fe (s)                                                 Fe²⁺ (aq) + 2 e }            2x
Katoda :    O² (g) + 4 H⁺ (aq) + 4 e                    2 H₂O (l)
Redoks :    2 Fe (s) + O₂ (g) + 4 H⁺ (aq)             Fe²⁺ (aq) + 2 H₂O (l)

Dari data potensial elektrode dapat dihitung bahwa emf standar untuk proses korosi ini adalah E^o_sel = +1,67 V. Reaksi ini terjadi pada lingkungan asam dengan ion H⁺ sebagian dapat diperoleh dari reaksi karbon dioksida atmosfer dengan air membentuk H₂CO₃. Ion Fe²⁺ yang terbentuk di anode kemudian teroksidasi lebih lanjut oleh oksigen membentuk besi(III) oksida:

4 Fe²⁺ (aq) + O₂ (g) + (4 + 2x) H₂O (l) 2 Fe₂O₃.x H₂O + 8 H⁺ (aq)

Hidrat besi(III) oksida inilah yang dikenal dengan karat besi. Sirkuit listrik dipacu oleh migrasi elektron dan ion. Itulah sebabnya korosi cepat terjadi dalam air garam. Jika proses korosi terjadi dalam lingkungan basa, maka reaksi katodik yang terjadi adalah:

O₂ (g) + 2 H₂O (l) + 2 e 4 OH^- (aq)

Korosi besi relatif lebih cepat terjadi dan berlangsung terus, sebab lapisan senyawa besi(III) oksida yang terjadi bersifat porous sehingga mudah ditembus oleh udara maupun air. Tetapi, aluminium mempunyai potensial reduksi jauh lebih negatif dibandingakn besi, proses korosi lanjut menjadi terhambat karena hasil oksidasi, Al₂O₃, yang melapisinya tidak bersifat porous sehingga melindungi logam yang dilapisi dari kontak dengan udara luar.

Penyebab Korosi

Korosi merupakan reaksi kimia yang terjadi secara alami dan spontan. Tanpa campur tangan manusia, logam dapat bereaksi dengan faktor luar dan menyebabkan peristiwa korosi. Beberapa faktor penyebab korosi antara lain:

1. Tingginya reaktivitas logam.
2. Adanya zat pengotor.
3. Adanya udara bebas, uap air, dan gas tertentu seperti CO₂ dan SO₂.
4. Adanya zat-zat elektrolit.

Laju Korosi

Laju korosi juga dikenal dengan rasio korosi. Laju korosi dihitung dengan mengambil korosi pada seluruh permukaan. Laju korosi diukur dengan kondisi mpy (mils per penetration)

mpy = (berat hilang akibat korosi dalam gram) x (22300) / (A)(dt)

dimana
A = luas permukaan korosi (in²)
d = massa jenis logam (g/cm³)
t = waktu korosi (hari)

Pencegahan Korosi

Perlindungan katodik

Prinsip dari perlindungan katodik adalah mengubah potensial elektroda dari struktur logam sehingga dapat menambah "kekebalan" logam yang ingin dilindungi. Bagian yang dilindungi tentu saja adalah permukaan, karena korosi dimulai dari bagian permukaan, sehingga menutup kemungkinan terjadinya reaksi korosi. Perlindungan katodik penting digunakan untuk logam alat-alat selam dan bawah tanah.

Penghambat (inhibitor) korosi

Adanya molekul asing dapat mempengaruhi reaksi pada permukaan. Proses korosi adalah salah satu jenis reaksi permukaan. Korosi dapat dikendalikan dengan senyawa asning yang dikenal dengan senyawa inhibitor (penghambat). Senyawa penghambat dapat terabsorpsi pada permukaan logam yang bereaksi. Senyawa tersebut langsung menyerap ke arah lapisan permukaan logam. Senyawa penghambat dapat berkerja pada cara yang berbeda, yaitu memblokir bagian yang rawan korosi dan mencegah laju anodik maupun katodik. Cara lainnya adalah dengan meningkatkan potensial elektroda. Contoh senyawa yang dapat menghambat reaksi anodik adalah heksilamina dan natrium benzoat. Dengan cara yang sama, oksidator seperti nitrit, kromat, amina, tiourea juga dapat digunakan untuk menghambat korosi.

Soal Sifat Koligatif Larutan

Soal Sifat Koligatif larutan. Sifat Koligatif Larutan. Maksud dari sifat koligatif larutan adalah sifat dari larutan yang bergantung pada jumlah volume pelarut dan bukan pada massa partikel. Contoh dalam kehidupan sehari-hari yang berhubungan dengan sifat koligatif adalah penurunan titik beku dan kenaikan titik didih.

Terkait sifat koligatif larutan baik diingat lagi rumus molalitas larutan:

Rumus molalitas.
Molalitas menyatakan banyaknya mol zat terlarut dalam 1000 gram zat pelarut.


dimana:
m = kemolalan larutan
n = jumlah mol zat terlarut
a = massa zat terlarut
p = massa pelarut

Berikut ini beberapa soal Sifat Koligatif Larutan, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, tekanan osmotik larutan materi  kimia 12 SMA. Semoga bermanfaat.

Soal No. 1
Sebanyak 12,2 gram asam benzoat (Mr = 122) dilarutkan dalam 244 gram etanol. Tentukan kenaikan titik didih etanol jika tetapan kenaikan titik didih etanol adalah 1,22 °C/m

Pembahasan
Data:
a = 12,2 gram
Mr = 122
p = 244 gram
Kb = 1,22
ΔTb =….

Dari rumus kenaikan titik didih larutan


Sehingga


Soal No. 2
Asam benzoat dengan Mr = 122 sebanyak 15,25 g dilarutkan ke dalam 122 gram zat X menyebabkan kenaikan titik didih sebesar 1,25° C. Besarnya tetapan kenaikan titik didih zat X tersebut adalah….
A. 2,24
B. 1,83
C. 1,55
D. 1,22
E. 1,71

Pembahasan
Data:
a = 15,25 gram
Mr = 122
ΔT_b = 1,25°C
p = 122
K_b =….

Masih tentang kenaikan titik didih:
 

Soal No. 3
Zat nonelektrolit A sebanyak 1,29 gram dilarutkan dalam 100 gram CCl₄ memberikan kenaikan titik didih sebesar 0,645 °C. Jika K_b pelarut 5,0, maka massa molekul relatif zat A adalah...
A. 120
B. 100
C. 80
D. 60
E. 50

Pembahasan
Data:
a = 1,29
p = 100
ΔT_b = 0,645°C
K_b = 5,0
Mr =.....

Variasi dari rumus kenaikan titik didih, mencari Mr zat terlarut:


Soal No. 4
Ke dalam 250 gram air dilarutkan 8,7 gram K₂SO₄ (Mr = 174). Jika Kb air adalah 0,52°C/molal, tentukan kenaikan titik didih larutan tersebut!

Pembahasan
Kenaikan titik didih untuk Larutan Elektrolit, gunakan rumus berikut:


Rumus Kenaikan Titik Didih Larutan Elektrolit

dimana:
n = jumlah ion yang dihasilkan dari ionisasi satu molekul zat elektrolit.
α = derajat disosiasi; elektrolit kuat → α = 1

K₂SO₄ termasuk elektrolit kuat, sehingga α = 1
dan jika diionisasi menjadi
2K⁺ + SO₄^{2 −} jadi n = 3.

Sehingga:

Soal No. 5
Glukosa (Mr = 180) sebanyak 36 gram dilarutkan ke dalam air 500 gram air. Jika tetapan penurunan titik beku molal air (K_f) adalah 1,86° C/molal, tentukan penurunan titik beku larutan!

Pembahasan
Rumus penurunan titik beku ΔT_f



dengan data-data sebagai berikut:
a = 36 gram  →  (massa zat terlarut)
Mr = 180  → (Mr zat terlarut)
p = 500 gram → (massa pelarut)
K_f  air = 1,86° C/molal
ΔT_f =...........

Sehingga


Soal No. 6
Ke dalam 10 kg air dilarutkan garam dapur (NaCl) sebanyak 500 gram.
Tentukan :
a) penurunan titik beku larutan
b) titik beku larutan
(Kf = 1,86; Mr NaCl = 58,5)

Pembahasan
Data soal:
Larutan elektrolit (NaCl → n = 2, α = 1).
a = 500 gram
p = 10000 gram
Mr = 58,5
Δ T_f =.....
Titik beku larutan =....

Penurunan titik beku larutan elektrolit. Gunakan rumus berikut:



Diperoleh:
a) penurunan titik beku larutan



b) titik beku larutan
Titik beku larutan = Titik beku pelarut − ΔT_f
= 0°C − 3,18°C
= − 3,18°C

Soal No. 7
Suatu larutan elektrolit bila dihitung dengan hukum Raoult diharapkan mendidih pada suhu 100,24°C dan membeku pada suhu – 0,84°C. Akan tetapi ternyata titik didih larutan adalah 100,36°C. Titik beku larutan itu sebesar…
A. – 2,72°C
B. – 1,26°C
C. – 0,68°C
D. – 0,34°C
E. – 1,17 °C
Soal Ebtanas 2002

Soal No.8
Tentukan tekanan osmotik larutan glukosa 0,0025 M pada suhu 27°C!

Pembahasan
Data:
M = 0,0025
T = 27°C = 300 K
π =....

Tekanan osmotik larutan.


Soal No.9
Tentukan tekanan osmotik larutan glukosa (Mr = 180) yang dibuat dengan melarutkan 10,8 gram glukosa dalam air hingga volumenya 400 mL pada suhu 27°C. Gunakan R = 0,082 L atm / mol K.

Pembahasan
Rumus tekanan osmotik larutan.



dimana:
π = tekanan osmotik
M = molaritas larutan
T = suhu mutlak (K)
R = tetapan gas universal = 0,082 L atm/mol K

Jika volume diketahui dalam mL boleh gunakan rumus



Sedangkan untuk Larutan Elektrolit gunakan rumus:



Kembali ke soal, Data:
V = 400 mL
g = 10,8 gram
T = 27°C = 300 K
Mr = 180

π =....

Contoh Soal Reaksi Reduksi Oksidasi (Redoks) dan Pembahasan

Soal Reaksi Reduksi Oksidasi (Redoks) dan Pembahasan. Pada postingan sebelumnya telah di posting artikel mengenai materi Kimia Reaksi Reduksi Oksidasi (Redoks). Untuk saat ini agar adik-adik lebih memahami tentang Reaksi Reduksi Oksidasi ini, maka admin kembali memberikan beberapa Contoh soal Reaksi Reduksi Oksidasi.Semoga bermanfaat :).

Contoh Soal 1

Tentukan bilangan oksidasi atom dari  zat/spesi di bawah ini!

a.       Fe₂O₃

b.      Cu(NO₃)₂

c.       S₂O₃^2-

d.      Cr₂O₇^2-

Pembahasan:
a.       Fe₂O₃      : Bilangan oksidasi senyawa netral = 0

bilangan oksidasi (b.o.) atom O = -2

( 2 x b.o. Fe ) + ( 3 x b.o. O ) = 0

( 2 x b.o. Fe ) + ( 3 x -2 ) = 0

( 2 x b.o. Fe )  = +6

 ( b.o. Fe ) = +3

b.   Cu(NO₃)_{2   :} terdiri atas ion Cu²⁺dan 2 ion NO₃^-. Biloks ion mono atomik = muatannya. Muatan ion  Cu²⁺ adalah 2+ jadi biloks Cu dalam senyawa ini = +2

Untuk ion NO₃^-

Jumlah total biloks = -1

bilangan oksidasi (b.o.) atom O = -2

( b.o. N ) + ( 3 x b.o. O ) = -1

( b.o. N ) + ( 3 x -2 ) = -1

( b.o. N ) = +5

c.       S₂O₃^2-     : jumlah total biloks = -2

bilangan oksidasi (b.o.) atom O = -2

( 2 x b.o. S ) + ( 3 x b.o. O ) = -2

( 2 x b.o. S ) + ( 3 x -2 ) = -2

( b.o. S ) = +2

d.      Cr₂O₇^2-   : jumlah total biloks = -2

bilangan oksidasi (b.o.) atom O = -2

( 2 x b.o. Cr ) + ( 7 x b.o. O ) = -2

( 2 x b.o. Cr ) + ( 7 x -2 ) = -2

( b.o. Cr ) = +6

Contoh Soal 2

Periksalah apakah reaksi berikut tegolong reaksi redoks atau bukan redoks!

a.    2K₂CrO₄(aq) + H₂SO₄(aq) " K₂SO₄(aq) + K₂Cr₂O₇(aq) +H₂O(l)

b.    2FeCl₃(aq) + H₂S(g) " 2FeCl₂ (aq) + 2HCl(aq) + S(s)

Pembahasan:
Analisis masalah :

Beberapa tips untuk menbantu menyelesaikan soal di atas :

- Reaksi yang melibatkan unsur bebas umumnya tergolong reaksi redoks.

- Atom unsur yang perlu diperiksa adalah atom unsur yang dalam reaksi berganti tipe rumusnya.

Misalnya,

H₂SO₄" K₂SO₄ : atom S tidak perlu diperiksa, sebab tetap sebagai ion SO₄^2-

FeCl₃ " FeCl₂ : atom Fe perlu diperiksa, sebab berganti tipe rumusnya.

- Koefisien reaksi tidak mempengaruhi bilangan oksidasi.

Jawabannya

a.    2K₂CrO₄(aq) + H₂SO₄(aq) " K₂SO₄(aq) + K₂Cr₂O₇(aq) +H₂O(l)

 +1  +6 -2                                                                 +6                  

Atom H,S,O dan K tidak perlu diperiksa karena tidak berganti tipe rumus. Atom Cr perlu diperiksa, karena berganti tipe rumusnya. Dari persamaan tersebut ternyata atom Cr tidak mengalami perubahan biloks, demikian juga dengan atom yang lain. Jadi, reaksi ini bukan reaksi redoks.

a.    2FeCl₃(aq) + H₂S(g) " 2FeCl₂ (aq) + 2HCl(aq) + S(s)

  +3                      -2             +2                                       0

Atom Fe dan S perlu diperiksa biloksnya karena mengalami perubahan tipe rumus. Biloks Fe berubah dari +3 menjadi +2 artinya Fe mengalami reduksi. Biloks S berubah dari -2 menjadi 0, artinya S mengalami oksidasi. Jadi, reaksi ini tergolong reaksi redoks.

Contoh soal 3

Tentukan reduktor, oksidator, hasil reduksi dan hasil oksidasi dalam reaksi berikut ini!

2Al(s) + 3Pb(NO₃)₂(g) à 2Al(NO₃)₃(aq) + 3Pb(s)

Pembahasan:

Bilangan oksidasi Al berubah dari 0 menjadi +3 dan Pb dari +2 menjadi 0. Maka,

Oksidator         : Pb(NO₃)₂

Reduktor          : Al

Hasil oksidasi : Al(NO₃)₃

Hasil reduksi   : Pb

Materi Reaksi Reduksi Oksidasi (Redoks)

Redoks Kimia. Reaksi Reduksi Oksidasi (Redoks). Berdasarkan perkembangannya, reaksi redoks dimulai dari pemahaman batasan tradisional, yaitu reaksi oksidasi adalah reaksi pengikatan oksigen, atau pelepasan hidrogen, atau pelepasan elektron. Sedangkan sebaliknya, reaksi reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen, atau pengikatan hidrogen, atau pengikatan elektron. Batasan lain yaitu bahwa reaksi oksidasi adalah reaksi penaikan bilangan oksidasi dan reaksi reduksi adalah reaksi penurunan bilangan oksidasi.

Kedua reaksi ini selalu terjadi secara bersamaan, serentak, artinya ada spesies yang teroksidasi dan spesies lainnya tereduksi. Oleh karena itu, lebih tepat dinyatakan sebagai rekasi reduksi-oksidasi atau disingkat reaksi redoks.

Contoh Reaksi Redoks

Contoh reaksi redoks adalah apabila batang tembaga dicelupkan dalam larutan perak nitrat, maka lapisan putih mengkilat akan terjadi pada permukaan batang tembaga dan larutan berubah menjadi biru.

Reaksi redoks terjadi antara logam tembaga dan larutan perak nitrat

Dalam hal ini bilangan oksidasi tembaga naik dari 0 menjadi +2 dan bilangan oksidasi perak turun dari +1 menjadi 0. Tembaga mengalami oksidasi dan perak mengalami reduksi. Persamaan reaksi antara keduanya dapat dituliskan sebagai berikut:

Cu (s) + 2 AgNO₃ (aq) Cu(NO)₃ (aq) + 2 Ag (s)

atau

Cu (s) + 2 Ag⁺ (aq) Cu²⁺ (aq) + 2 Ag (s)

Reaksi redoks ini sering dinyatakan dengan penulisan setengah reaksi secara terpisah, pelepasan elektron sebagai oksidasi dan penangkapan elektron sebagai reduksi:

Oksidasi: Cu (s)                        Cu²⁺ (aq)   +  2 e
Reduksi:  2 Ag⁺ (aq) + 2 e        2 Ag (s)

Reaksi redoks yang sedikit lebih rumit ditemui antara gas hidrogen sulfida dengan larutan ion besi(III) yang menghasilkan padatan belerang, ion besi(II) dan ion hidronium menurut persamaan reaksi:

H₂S (g) + 2 Fe³⁺ (aq) + 2 H₂O (l) S (s) + 2 Fe²⁺ (aq) + 2 H₃O⁺ (aq)

Dalam reaksi tersebut, besi telah mengalami reduksi dari +3 menjadi +2 dan belerang mengalami oksidasi dari -2 menjadi nol, Jadi persamaan redoks tersebut dapat dipisahkan menjadi dua setengah reaksi sebagai berikut:

Oksidasi: H₂S (g) + 2 H₂O (l)        S (s) + 2 H₃O⁺ (aq) + 2 e
Reduksi:  2 Fe³⁺ (aq) + 2 e             2 Fe²⁺ (aq)

Penerapan Reaksi Redoks

Beberapa contoh reaksi redoks dalam kehidupan sehari-hari adalah sebagai berikut:

1. Peristiwa korosi
2. Pemakaian sel baterai
3. Pemakaian sel aki
4. Pemakaian sel bahan bakar