Tujuan Pembelajaran Umum
1. Mahasiswa mampu menjelaskan fenomena proses, mekanisme korosi yang terjadi pada berbagai logam yang berinteraksi dengan berbagai lingkungan.
2. Mahasiswa mampu menjelaskan dan mengaplikasikan penentuan dan pengukuran potensial sel atau potensial logam menggunakan elektroda acuan.
Tujuan Pembelajaran Khusus
1. Mahasiswa dapat menjelaskan mekanisme proses korosi logam di lingkungan atmosfer atau larutan dengan pelarut air
2. Mahasiswa dapat menghitung potensial sel korosi pada kondisi standar berdasarkan reaksi elektrokimia yang terjadi ataui notasi selnya
3. Mahasiswa dapat menghitung potensial sel akibat perbedaan konsentrasi lingkungan atau larutan
4. Mahasiswa dapat menjelaskan pembentukan sel korosi
5. Mahasiswa dapat mengukur potensial logam/struktur berdasarkan elektroda acuan 6. Mahasiswa dapat mengubah potensial logam terhadap elektroda acuan yang satu ke
elektroda acuan yang lain
1.1 Pendahuluan
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 dapat juga diartikan sebagai serangan yang merusak logam karena logam bereaksi secara kimia atau elektrokimia dengan lingkungan. Definisi lain yang mengatakan bahwa korosi adalah kebalikan dari proses ekstraksi logam dari bijih mineralnya. Contohnya, bijih mineral logam besi di alam bebas ada dalam bentuk senyawa besi oksida atau besi sulfida, setelah diekstraksi dan diolah, akan dihasilkan besi yang digunakan untuk pembuatan baja atau baja paduan. Selama pemakaian, baja tersebut akan bereaksi dengan lingkungan yang menyebabkan korosi (kembali menjadi senyawa besi oksida) seperti ditunjukkan pada Gambar 1.1
BAB I PROSES KOROSI
Gambar 1.1 Karat besi (oksida besi)
Laju korosi sangat bergantung pada banyak faktor, seperti ada atau tidaknya lapisan oksida, karena lapisan oksida dapat menghalangi beda potensial terhadap elektroda lainnya yang akan sangat berbeda bila masih bersih dari oksida. Lingkungan yang dapat menyebabkan korosi logam antara lain adalah dapat berupa asam, basa, oksigen dari udara, oksigen di dalam air atau zat kimia lain.
Karatan adalah istilah yang diberikan masyarakat terhadap logam yang mengalami kerusakan berbentuk keropos. Sedangkan bagian logam yang rusak dan berwarna hitam kecoklatan pada baja disebut Karat. Secara teoritis karat adalah istilah yang diberikan terhadap satu jenis logam saja yaitu baja, sedangkan secara umum istilah karat lebih tepat disebut korosi. Korosi didefenisikan sebagai degradasi material (khususnya logam dan paduannya) atau sifatnya akibat berinteraksi dengan lingkungannya.
Korosi merupakan proses atau reaksi elektrokimia yang bersifat alamiah dan berlangsung dengan sendirinya, oleh karena itu korosi tidak dapat dicegah atau dihentikan sama sekali. Korosi hanya bisa dikendalikan atau diperlambat lajunya sehingga memperlambat proses perusakannya.
Dilihat dari aspek elektrokimia, korosi merupakan proses terjadinya transfer elektron dari logam ke lingkungannya. Logam berlaku sebagai sel yang memberikan elektron (anoda) dan lingkungannya sebagai penerima elektron (katoda). Reaksi yang terjadi pada logam yang mengalami korosi adalah reaksi oksidasi, dimana atom-atom logam larut kelingkungannya menjadi ion-ion dengan melepaskan elektron pada logam tersebut. Pada katoda terjadi reaksi, dimana ion-ion dari lingkungan mendekati logam dan menangkap elektron- elektron yang tertinggal pada logam.
Dampak yang ditimbulkan korosi dapat berupa kerugian langsung dan kerugian tidak langsung. Kerugian langsung adalah berupa terjadinya kerusakan pada peralatan, permesinan atau stuktur bangunan. Sedangkan kerugian tidak langsung berupa terhentinya aktifitas
1.2 Pengertian Korosi
Korosi dipamdang sebagai peristiwa elektrokimia, karena proses korosi melibatkan adanya transfer elektron dari elektroda negarif (anoda) menuju elektroda positip (katoda) Proses korosi di lingkungan basah atau lingkungan air dapat dijelaskan sebagai berikut:
Besi di lingkungan asam akan melibarkan reaksi Anoda ; Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- (oksidasi)
Katoda 2H+
(aq) → 2H(aq) ( reduksi )
Atom-atom H bergabung menghasilkan H2 :2H(aq) → H2(g) atau Atom-atom H bergabung
dengan oksigen 2H(aq) + ½ O2(aq) → H2 O(l)
Jika konsentrasi H+ cukup tinggi (pH rendah), terjadi reaksi
Fe + 2H+
(aq) → 2H(aq) + Fe2+(aq) dan 2H(aq) → H2(g)
Reaksi keselurahan logam besi dalam larutan asam dapat dituliskan Fe + 2H+ (aq) Fe 2+ (aq) + H
2 (g)
Untuk lingkungan air teraerasi atau air yang mengandung oksigen atau udara lembab , maka reaks korosi yang terjadi antara logam besi dengan lingkungan dapat dituliskan
Anodik Fe Fe 2+ + 2e
Karodik H2O + ½ O2 2 OH
-Adanya ion Fe2+ dan ion hidroksida (OH-) di permukaan logam, bereaksi membentuk
Fe(OH)2, yang juga bereaksi dengan oksigen dan membentuk karat (coklat keerah-merahan )
yang menempel di permukaan logam dengan reaksi Fe (OH)2 + O2 (g)→ Fe (OH)3 2Fe2O3. xH2O(s)
Reaksi totalnya menjadi 4Fe(s) + 3O2(aq) + 2H2 O(l) → 2Fe2O3 xH2O(s)
Gambar 1.2 Peristiwa Korosi logam 1.3 Potensial Elektroda Standar (E0)
Potensial elektroda arau potensial logam tidak dapat diukur, dan yang dapat diukur adalah beda potensial dari kedua elektroda (dalam suatu sel). Untuk itu diperlukan suatu elektroda yang potensialnya diketahui atau disebut elektroda pembanding. Oleh karena itu dipilih elektroda hidrogen standar (SHE : Standard Hydrogen Electrode) sebagai pembanding, dengan konvensi bahwa elektroda ini mempunyai potensial adalah sama dengan nol (0) Volt. Elektroda hidrogen standar ditunjukkan pada gambar 1.3 berikut ini.
Gambar 1.3 Elektroda Hidrogen
Untuk mengetahui potensial dari suatu elektroda, maka disusun suatu sel yang terdiri dari elektroda tersebut dipasangkan dengan elektroda hidrogen standar (:SHE). Potensial suatu elektroda C didefinisikan sebagai potensial sel yang dibentuk dari elektroda tersebut dengan elektroda hidrogen standar, dengan elektroda C selalu bertindak sebagai katoda. Sebagai contoh potensial elektroda Cu 2+/Cu adalah untuk sel :
Karena E H2 pada adalah nol, maka :E sel = E Cu
Jika a Cu 2+ = 1 diperoleh Esel untuk sel di atas adalah 0,337 V, jadi Esel = 0,337 - Eo. Nilai
potensial elektroda bukan nilai mutlak, melainkan relatif terhadap elektroda hidrogen. Karena potensial elektroda dari elektroda C didefinisikan dengan menggunakan sel dengan elektroda C bertindak sebagai katoda (ada di sebelah kanan pada notasi sel), maka potensial elektroda standar dari elektroda C sesuai dengan reaksi reduksi yang terjadi pada elektroda tersebut. Oleh karena itu semua potensial elektroda standar adalah potensial reduksi.
diketahui bahwa elektron mengalir dari seng melalui rangkaian luar ke elektroda hidrogen dengan emf sel sebesar 0,762 V.
Jika potensial elektroda berharga positif, artinya elektroda tersebut lebih mudah mengalami reduksi daripada H+, dan jika potensial elektroda berharga negatif artinya elektroda tersebut
lebih sulit untuk mengalami reduksi dibandingkan dengan H+. Potensial elektroda seringkali
disebut sebagai potensial elektroda tunggal, sebenarnya kata ini tidak tepat karena elektroda tunggal tidak dapat diukur.
Pada kondisi standar disebut sebagai potensial elektroda standar atau potensial reduksi standar.
Contoh : Pt, H (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu 2+ (a=1)|Cu
Sel tersebut memberikan EoSel = + 0,34 Volt. Karena Eo
Hidrogen = 0 Volt, maka ini
menunjukkan kecenderungan yang lebih besar untuk proses : daripada
Untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Zn 2+ (a=1)|Zn EoSel = -0,76 V
Artinya pada sel tersebut, ada tendensi yang lebih besar untuk proses : Untuk E sel yang melibatkan dua elektroda, misalnya :
Eo = 0,34 V
Eo = - 0.76 V
Zn | Zn 2+ (a=1) || Cu 2+ (a=1) | Cu
Dengan emf sel (E sel):
Esel = Ekatoda-E Anoda = 0.34 - (-76) = 1,10 V
Potensial setengah sel adalah suatu sifat intensif dan penulisan reaksi sel elektroda, tak ada perbedaan apakah ditulis untuk 1 elektron ataupun lebih. Jadi untuk reaksi elektroda hidrogen dapat ditulis :
Tetapi dalam menuliskan proses keseluruhan harus menyeimbangkan elektronnya. Jadi untuk sel : Pt, H2 (1 bar)| H+ (a=1)|| Cu 2+ (a=1)|Cu
Sehingga keseluruhan prosesnya adalah :
Proses ini didasari pelewatan 2 elektron pada sirkuit luar. Sehingga persamaan reaksinya dapat dituliskanasebagai
Dalam proses ini setiap 0,5 mol Cu 2+ hilang, 0,5 mol Cu muncul, 1 mol elektron lewat dari
elektroda kiri ke kanan.
Pada dasarnya semua elektroda reversibel dapat digunakan sebagai elektroda rujukan untuk pembanding, tapi berdasarkan kepraktisannya elektroda pembanding yang paling banyak digunakan adalah elektroda perak-perak klorida dan kalomel Tabel 1.1 berikut menunjukkan potensial reduksi standar beberapa logam menggunakan elektroda pembanding standard Hidrogen electrode (SHE).
Kontribusi awal terhadap termodinamika sel elektrokimia diberikan oleh Joule (1840) yang memberikan kesimpulan bahwa : Panas (Heat) yang diproduksi adalah proporsional terhadap kuadrat arus I2 dan resitensi R. Dan karena juga proporsional terhadap waktu (t), Joule
menunjukkan bahwa panas proporsionil terhadap : I2Rt
Karena :
maka panas/kalor proporsionil terhadap V = It , q = VIt
dengan : q = Joule (J), V = Volt (V), I = Amper (A). t = Detik (s) J = Kg m2 s -2, V = Kg m2 s -3 A -1
Hubungan di atas adalah benar. Tapi terjadi kesalahan fatal dengan menafsirkan bahwa panas yang diproduksi tersebut adalah panas reaksi.(Joule, Helmholtz, William Thomson)
Penafsiran yang benar diberikan oleh Willard Gibbs (1878) bahwa kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan penurunan energi Gibbs, yaitu kerja maksimum di luar kerja -PV.
Ini dapat diilustrasikan dengan sel berikut : Pt|H2|H+||Cu 2+|Cu
Reaksi di anoda H2 2H+ + 2e-
Reaksi di katoda Cu 2+ + 2e- Cu
Reaksi keseluruhan H2 + Cu 2+ 2H+ + Cu
Pada saat 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol Cu 2+, 2 mol elektron mengalir melalui sirkuit luar.
Menurut Hukum Faraday, ini berarti terjadi transfer 2 x 96.465 C listrik. Emf sel tersebut adalah + 0.3419 V, sehingga kerja listrik yang dihasilkan adalah :
2 x 96.485 x 0.3419 CV = 6.598 x 104 J
Kerja dilakukan sistem. Karena kerja yang dilakukan oleh sel elektrokimia sama dengan penurunan energi Gibbs maka : ΔG = - 6.598 x 104 J
Secara umum :
ΔG = - nFE dan pada keadaan standar : ΔGo = - nFEo
(Hubungan antara perubahan energi Gibbs standar dengan potensial sel standar) 1.4 Potensial Sel Korosi
Proses korosi merupakan proses elektrokimia yang melibatkan suatu proses yang spontan. Secara termodinaka, suatu proses yang spontan memilki perubahan energi bebas positip. (Reaksi spontan: ΔG < 0) Hubungan perubahan energi bebas dengan potensial sel dinyatakan dengan persamaan:
ΔG = – n F Esel Dengan : ΔG0 = – n F E0sel ;
n = jumlah elektron (mol); F = muatan 1 mol elektron; 1 F = 96500 C; Esel= potensial sel;
E0
Berdasarkan konvensi IUPAC, E sel didefinisikan sebagai E sel = E kanan – E kiri Dengan E
sel, E kanan potensial elektroda sebelah kanan (dalam bentuk reduksi), E kiri potensial elektroda
(reduksi) untuk elektroda sebelah kiri seperti yang tercantum dalam notasi selnya. Karena elektroda sebelah kanan merupakan katoda dan elektroda sebalah kiri merupakan anoda maka potensial sel ( E sel) dapat dituliskan sebagai :
E sel = E katoda – E Anoda Contoh
Cr+3
(aq) + 3e → Cr(s) E0Cr = – 0.74 V
Zn+2
(aq) + 2e → Zn(s) E0Zn = – 0.76 V
Karena E0Zn < E0Cr , Zn akan mengalami oksidasi.
Reaksi sel yang akan terjadi Cr+3
(aq) + 3e → Cr(s) } x 2 E0Cr = – 0.74 V
Zn(s) → Zn+2(aq) + 2e } x 3 E0Zn = + 0.76 V
2Cr+3
(aq) + 3 Zn(s) → Zn+2 + 2 Cr(s) E0 sel = 0,02 V atau
E0
sel = E Kat – E And = -9,74 – (-0,76) = 0.02 V > 0 berarti reaksi spontan
Contoh sel elektrokimia yang berlangsung spontan adalah sel galvani. Sel volta atau sel galvani, adalah suatu reaksi kimia yang menyebabkan suatu perbedaan potensial listrik antara dua buah elektroda. Jika kedua elektroda dihubungkan terhadap suatu rangkaian luar dihasilkan aliran arus, yang dapat mengakibatkan terjadinya kerja mekanik sehingga sel elektrokimia mengubah energi kimia ke dalam kerja . Contoh sel galvani adalah sel Daniell yang ditunjukkan pada gambar 1.4 Jika kedua elektrodanya dihubungkan dengan rangkaian luar, dihasilkan arus litrik yang dapat dibuktikan dengan meyimpangnya jarum galvanometer yang dipasang pada rangkaian luar dari sel tersebut
Gambar 1.4 Sel Daniel
Ketika sel Daniell digunakan sebagai sumber listrik terjadi perubahan dari Zn menjadi Zn 2+
yang larut
Zn(s) Zn 2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)
Hal ini dapat ditunjukkan bahwa semakin berkurangnya massa Zn sebelum dan sesudah reaksi. Di sisi lain, elektroda Cu semakin bertambah massanya karena terjadi pengendapan Cu dari ion Cu 2+ dalam larutan.
Cu 2+(aq) + 2e- Cu(s) (reaksi reduksi)
Pada sel tersebut, elektroda Zn bertindak sebagai anoda dan elektroda Cu sebagai katoda. Ketika sel Daniell “disetting”, terjadi aliran elektron dari elektroda seng (Zn) menuju elektroda tembaga (Cu) pada sirkuat luar. Oleh karena itu, logam seng bertindak sebagai kutub negative (anoda) dan logam tembaga sebagai kutub positif (katoda).Bersamaan dengan itu, larutan dalam sel tersebut terjadi arus positif dari kiri ke kanan sebagai akibat dari mengalirnya sebagian ion Zn 2+ (karena dalam larutan sebelah kiri terjadi kelebihan ion Zn 2+
dibandingkan dengan ion SO4 2-yang ada). Reaksi total yang terjadi pada sel Daniell adalah :
Zn(s) + Cu 2+(aq) Zn 2+(aq) + Cu(s)
Reaksi tersebut merupakan reaksi redoks yang spontan yang dapat digunakan untuk memproduksi listrik melalui suatu rangkaian sel elektrokimia.
Zn(s)/Zn 2+(1,00 m) //Cu 2+(1,00 m) /Cu(s)
Karena yang dituliskan terlebih dahulu (elektroda sebelah kiri) dalam notasi tersebut adalah anoda, maka reaksi yang terjadi pada elektroda sebelah kiri adalah oksidasi dan elektroda yang ditulis berikutnya (elektroda kanan) adalah katoda maka reaksi yang terjadi pada elektroda kanan adalah reaksi reduksi. Untuk sel dengan notasi :
Zn(s)/Zn 2+(1,00 m) //Cu 2+(1,00 m) /Cu(s)
reaksinya adalah:
Zn(s) - Zn 2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)
Cu 2+(aq) + 2e- Cu(s) (reaksi reduksi)
Zn(s) + Cu 2+(aq) Zn 2+(aq) + Cu(s) (reaksi keseluruhan)
E sel = E Katoda – E anoda = 0,34 - (-0,76) = 1,10 Volt
Contoh soal latihan
1) Pt/Fe 2+,Fe 3+ // H+/H 2,Pt
2) Ni(s)/Ni 2+(1,00 m) //Cu 2+(1,00 m) /Cu(s)
3) Zn(s)/Zn 2+(1,00 m) //Pb 2+(1,00 m) /Pb(s)
Penyelesaian
1) Reaksi sel : 2 Fe 2+ + 2H+ 2Fe 3+ + H 2 E 0sel = E0
kat – E 0 And = E0 H+/H2– E 0 Fe3+/Fe2+ = 0.00 – (-077) = 0,77 Volt/SHE 2) Reaksi sel : Ni + Cu 2+ Ni 2+ + Cu
E 0sel = E0
kat – E 0 And = E0 Cu2+/Cu – E 0 Ni2+/Ni = 0,34 – (-025) = 0,59Volt/SHE 3) Reaksi sel ; Zn + Pb 2+ Zn 2+ + Pb
E 0sel = E0
kat – E 0 And = E0 Pb2+/Pb – E 0 Zn2+/Zn = -0,13 - (-0,76) = 0,63 Volt/SHE Persamaan Nernst
Persamaan Nernst digunakan untuk menentukan potensial sel tidak pada kondisi standar sehingga untuk reaksi aA + bB yY + zZ
Secara umum untuk reaksi :
Untuk sel :
Pt, H2 (1 bar)| H+ (aq)|| Cu 2+ (aq)|Cu
Dengan reaksi :
Pada kondisi standar yaitu suhu 25 0C, tekanan pada 1 atm dan konsentrasi ion logam 1,0M,
serta F = 96500 C/Ekv.K, maka 2,303 RT/F = 0,0591 sehingga persamaannya menjadi E sel = E0 sel – (0,0591/n ) log a
E sel = 0,799 – 0,0591/2 x 4 = 0,799 – 0,1182 = 0, 6808 V/SHE 1.5 Jenis Sel Korosi
Sel korosi dapat terjadi akibat adanya beda potensial pada suatu logam di lingkungan tertentu . Sel korosi dapat terbentuk akibat adanya beda potensial yang diakibatkan adanya perbedaan logam atau elektroda dan perbedaan lingkungan.
1.5.1 Perbedaan Lingkungan
Sel korosi terjadi akibat perbedaan lingkungan meliputi sel berikut ini. Sel Konsentrasi
Pada sel konsentrasi reaksi keseluruhan dari sel tersebut merupakan transfer materi dari satu bagian ke bagian yang lain. Pada sel ini yang berbeda hanyalah konsentrasi lingkungan dan bukan jenis elektroda dan elektrolitnya. Sel ini terdiri dari sel konsentrasi elektroda dan sel konsentrasi elektrolit.
Contoh : Pt|H2(P1)|HCl|H2(P2)|Pt
Reaksi keseluruhan merupakan perpindahan hidrogen dari yang bertekanan tinggi ke tekanan yang lebih rendah.
Sel konsentrasi dapat juga terbentuk akibat perbedaan konsentrasi oksigen terlarut di permukaan logam atau antara kedua larutan yang mempunyai konsentrasi oksigen berbeda terdapat elektroda yang mempunyai komposisi sama. Contohnya, di permukaan logam terdapat kotoran atau tanah. Umumnya, konsentrasi oksigen pada kotoran fi permukaan logam akan lebih rendah dibandingkan yang ada di sekitarnya sehingga di permukaan logam yang ada kotoran akan bersifat anodic.
Sel konsentrasi juga dapat terbentuk jika dua buah logam besi dicelupkan dalam larutan elektrolit yang mempunyai konsentrasi berbeda. Misalnya plat logam besi dicelupkan daam larutan NaCl 1,0 M dan plat logam besi yang lain dicelupkan dalam larutan NaCl 0,1 M, kedua larutan dihubungkan dengan jembatan garam dan kedua plat besi dihubungkan akan membentuk sel korosi karena terjadi beda potensial antara kedua plat besi tersebut.
Sel korosi dapat dibentuk akibat perbedaan suhu yang terjadi di antara kedua larutan yang dicelupkan logam yang sama, maka akan terjadi beda potensial antara logam yang tercelup di kedua larutan yang mempunyai perbedaan suhu. Logam yang berada pada larutan dengan suhu yang lebih tinggi akan bersifat anodic dan larutan dengan suhu rendah bersifat katodik. 1.5.2 Sel Galvanik
Sel galvanic terjadi akibat dua logam yang beebeda saling bersinggungan atau kontak. Logam yang mempunyai potensial reduksi lebih rendah akan bersifat anodic dan logam dengan potensial reduksi lebih tinggi bersifat katodik. Sebagai contoh . logam tembaga dan seng disatukan berada dalam suatu elektrolit maka logam seng akan bersifat anodic dan akan terkorosi lebih parah dibandingkan logam tembaga (lihat Gambar 1. 5).
Gambar 1.5 Sel Galvanik 1.5.3 Sel Kimia
Jika reaksi elektrokimia pada setengah sel berbeda dan reaksi keseluruhannya merupakan reaksi kimia maka selnya disebut sel kimia. Sel kimia terdiri dari sel kimia tanpa perpindahan (without transference) dan sel kimia dengan perpindahan (with transference).
Sel kimia tanpa perpindahan
Pada sel ini, elektroda yang satu reversibel terhadap kation dan elektroda lainnya reversibel terhadap anion dari elektrolit yang digunakan. Contoh :
1) Jika elektrolitnya larutan HCl, elektroda yang satu harus reversibel terhadap ion dan elektroda lainnya harus reversibel terhadap .
- Elektroda yang reversibel terhadap : elektroda hidrogen
- El ektroda yang reversibel terhadap : elektroda klor, kalomel atau perak-perak klorida.
2) Jika elektrolitnya ZnBr2, maka
- Elektroda yang reversibel terhadap : elektroda Zn
- Elektroda yang reversibel terhadap : elektroda Br2, Ag/AgBr, Hg-HgBr+.
3) Apa elektrodanya jika elektrolitnya larutan CdSO4 ?
Contoh:
Reaksinya adalah :
Sel kimia tanpa perpindahan biasa digunakan untuk penentuan potensial elektroda standar dan penentuan koefisien aktivitas elektrolit.
Sel kimia dengan perpindahan
Pada sel ini terjadi kontak antara dua larutan dengan konsentrasi berbeda atau ion-ion berbeda atau keduanya. Pada perbatasan kedua cairan/liquid junction timbul beda potensial
E sel =E Kanan - E kiri + Ej
Karena Ej tidak dapat diukur tersendiri (terpisah), maka sel kimia dengan perpindahan tidak cocok untuk mengevaluasi besaran-besaran termodinamika.
Kontribusi Ej pada potensial dapat diperkecil dengan menggunakan jembatan garam, larutan jenuh garam, misalnya yang biasa digunakan adalah KCl dalam agar-agar. Meskipun demikian, untuk mengidentifikasi bagaimana pengurangannya secara tepat sampai saat ini masih belum jelas hal ini diduga karena laju kation dan anion yang sama menyebabkan junction potential antara kedua larutan dengan jembatan garam ke arah yang berlawanan sehingga saling meniadakan. Jika Ej ditiadakan, maka notasi sel menjadi :
Contoh :
Penentuan Esel kimia dengan perpindahan
Pada 250C, dan untuk
untuk
Dengan mengasumsikan koefisien rata-rata=koefisien aktivitas ion-ionnya, maka :
1.6 Pengukuran Potensial Korosi
Potensial korosi suatu logam dapat diukur berdasakan atau dibandungkan dengan elektroda pembandung atau elektroda acuan. Elektroda acuan yang digunakan antara lain adalah seperti berikut
1.6.1 Elektroda logan seng (Zn)
Kereversibelan pada elektroda dapat diperoleh jika pada elektroda terdapat semua pereaksi dan hasil reaksi dari setengah-reaksi elektroda. Contoh elektroda reversibel adalah logam Zn yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung Zn 2+ (misalnya dari larutan ZnSO
4).
Ketika elektron keluar dari elektroda ini, setengah reaksi yang terjadi adalah : Zn(s) Zn 2+(aq) + 2e
dan sebaliknya jika elektron masuk ke dalam elektroda ini terjadi reaksi yang sebaliknya: Zn 2+(aq) + 2e- Zn(s)
Jika elektroda Zn tersebut dicelupkan ke dalam larutan KCl, tidak dapat terbentuk elektroda yang reversibel karena pada saat ada elektron keluar dari elektroda ini terjadi setengah-reaksi :
Zn(s) Zn 2+(aq) + 2e-
Pada saat ada elektron yang masuk ke dalam elektroda ini, yang terjadi adalah setengah-reaksi :
2H2O + 2e- H2 + 2OH-, dan bukan reaksi :Zn 2+(aq) + 2e- Zn(s) ,
karena larutan yang digunakan tidak mengandung Zn 2+. ,maka kereversibelan memerlukan
adanya Zn 2+yang cukup dalam larutan di sekitar elektroda Zn. Ditunjukkan pada Gambar 1.6
Gambar 1.6 Elektroda Zn a) seng dalam Zn 2+, b) Elektroda Zn sebagai Pembanding
1.6.2 Elektroda Hidrogen Standar (SHE) sebagai Elektroda Pembanding
Potensial elektroda hidrogen standar adalah sama dengan nol. Elektroda ini ada pada keadaan standar jika fugasitas gasnya =1 dan aktifitas ion H+=1 seperti yang telah diuraikan pada sub
bab 1.3 dan Gambar 1.3 1.6.3 Elektroda Kalomel
Elektroda kalomel merupakan elektroda acuan yang dibuat logam Kawat platina (Pt) dicelupkan dalam larutan Hg2Cl2 yang berisi mercuri (Hg) seperti ditunjukkan pada Gambar
1.7 berikut ini. Elektroda kalomel sebagai elektroda acuan mempunyai nilai potensial adalah 0, 241 Volt/SHE dengan reaksi : Hg2Cl2 + 2e 2Hg + 2Cl –
1.6.4 Elektroda Perak Klorida
Elektroda perak atau Ag/AgCl merupakan elektroda acuan mempunyai potensial standar 0.222 Volt/SHE. Elektroda perak ini terbuat kawat logam perak dalam larutan AgC l jenuh seperti ditunjukkan pada gambar 1.8. dan reaksinya : AgCl +e Ag + Cl
-Gambar 1.8 Elektroda Perak 1.6.5 Elektroda Tembaga Sulfat (CSE)
Elektroda tembaga atau Copper Sulfate Electrode (CSE) merupakan elektroda acuan yang umumnya digunakan untuk mengukur potensial logam di lapangan. Kondisi logam dapat diketahui dari nilai potensial logam hasil pengukuran, yaitu logam dikatakan terkorosi jika potensialnya > - 850 mV /CSE. Nilai potensial CSE ini adalah 0,318 Volt/SHE , sedangkan nilai potensial 850 mV atau 0,850 V/CSE merupakan kriteria proteksi logam besi. Elektroda CSE dibuat dari logam tembaga yang dicelupkan dalam larutan jenuh CuSO4
seperti ditunjukkan pada gambar 1.9 berikut ini. Reaksi pada elektroda CSE : CuSO4 + 2e Cu + SO42-
Gambar 1.9 Elektroda CSE 1.6.6 Elektroda Lain
Elektroda logam
Pada elektroda logam L berada dalam kesetimbangan dengan larutan yang mengandung ion L
z+. Setengah reaksinya ditulis:
Contoh elektroda ini diantaranya Cu 2+ /Cu; Zn 2+/Zn, Ag+/Ag, Pb 2+/Pb. Logam-logam
yang dapat mengalami reaksi lain dari reaksi setengah-sel yang diharapkan) tidak dapat digunakan. Jadi logam-logam yang dapat bereaksi dengan pelarut tidak dapat digunakan. Logam-logam golongan IA dan IIA seperti Na dan Ca dapat bereaksi dengan air, sehingga tidak dapat digunakan. Seng dapat bereaksi dengan larutan yang bersifat asam. Logam-logam tertentu perlu diaerasi dengan N2 atau He untuk mencegah oksidasi logam dengan oksigen
yang larut.
Gambar 1.10 Elektroda Logam Amalgam
Amalgam adalah larutan dari logam dengan cairan Hg. Pada elektroda ini amalgam dari logam L berkesetimbangan dengan larutan yang mengandung ion L, dengan reaksi :
L z+ + ze- L(Hg)
Dalam hal ini raksanya sama sekali tidak terlibat dalam reaksi elektroda. Logam aktif seperti Na, K, Ca dan sebagainya biasa digunakan dalam elektroda amalgam.
Logam-garam tak larut
Pada elektrtoda ini logam L kontak dengan garamnya yang sangat sukar larut (L n+X ) dan
dengan larutannya yang jenuh dengan garam tersebut serta mengandung garam yang larut (atau asam) yang mengandung X z-. Contoh dari elektroda ini adalah elektroda perak-perak
klorida, elektroda kalomel, dan elektroda timbal-timbal sulfat Redoks
Sebetulnya semua elektroda melibatkan setengah-reaksi oksidasi – reduksi. Untuk elektroda redoks biasanya hanya digunakan untuk elektroda yang setengah-reaksi redoksnya melibatkan dua spesi yang ada dalam larutan yang sama. Contoh dari elektroda ini adalah Pt yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ion-ion Fe 2+ dan Fe 3+ dengan
setengah-reaksi : Fe 3+ + e- Fe 2+. Notasi setengah-selnya adalah Pt½Fe 3+, Fe 2+ yang gambarnya
Gambar 1. 11 Contoh Elektroda Redoks (Pt½MnO4-, Mn 2+.)
Membran Selektif Ion
Elektroda ini mengandung membran gelas, kristal atau cairan yang mempunyai sifat : perbedaan potensial antara membran dan elektrolit yang kontak dengan membran tersebut ditentukan oleh aktifitas dari ion tertentu. Elektroda membran yang paling tua dan paling banyak digunakan adalah elektroda gelas. Elektroda ini dikatakan selektif-ion karena hanya spesifik untuk ion H+ . Elektroda ini dapat dilihat pada Gambar. 1.12
Gambar 1. 12 Elektroda Gelas
Elektroda gelas ini terdiri dari membran yang sangat tipis yang terbuat dari gelas yang permeabel terhadap ion H+. Elektroda Ag/AgCl dicelupkan ke dalam larutan buffer yang
mengandung ion Cl-. Kadang-kadang digunakan juga elektroda kalomel untuk mengganti
elektroda Ag/AgCl. Elektroda gelas terutama digunakan pada pengukuran pH.
Secara ringkas nilai potensial elektroda acuan dapat ditunjukan dalam bentuk table seperti table 1.2 berikut ini
Tabel 1.2 Potensial Elektroda Pembanding atau Acuan N
o
Elektroda Kesetimbangan reaksi Potensia
l (V/SHE) 1 2 3 4 5 Hg/HgSO4 Cu/CuSO4 Hg/Hg2Cl2 Ag/AgCl
Elektroda Hidrogen (SHE)
HgSO4 + 2e 2Hg + SO4 2-CuSO4 + 2e Cu + SO4 2-Hg2Cl2 + 2e 2Hg + 2Cl -AgCl + e Ag + Cl -2H+ + 2e H2 0,650 0,318 0,241 0,222 0,000
6 Zn murni Zn 2+ + 2e Zn -0,782 1.6.7 Metode Pengukuran Potensial Logam
Pengukuran potensial logam dilakukan dengan membandingkan terhadap potensial acuan dan nilai potensialnya diukur dengan voltmeter. Secara skematis metode pengukuran potensial pada logam struktur ditunjukkan pada gambar 1.13.
Gambar 1.13 Metode Pengukuran Potensial pada Struktur
Pada pengukuran potensial logam atau struktur elektroda acuan sebgai katoda dan strukturnya sebagai anoda sehingga reaksi selnya dapat dituliskan sebagai berikut
Anoda (logam atau struktur baja ) Fe Fe+2 + 2e
Katoda (elektroda acuan : CSE) CuSO4 + 2e Cu + SO4
2-Jika hasil pengukuran potensial baja = -0,986 V / CSE misalnya dan potensial baja diubah terhadap SHE , maka potensial baja menjadi : - 0,986 + 0,318 Volt/SHE = - 0,668 V/SHE dan kondisi struktur masih dalam kondisi terlindungi.
1.7 Rangkuman
Proses korosi logam adalah reaksi antara logam dengan lingkungan yang melibatkan adanya transfer elektron sehingga proses korosi selain merupakan proses kimia juga merupakan proses elektrokimia. Secara umum, korosi logam didefinisikan sebagai kerusakan material logam akibat berintereaksi dengan lingkungan atau merupakan proses kebalikan dari proses ekstraksi logam dari bijihnya. Dampak yang diakibatkan oleh proses korosi logam bersifat merugikan bagi kehidupan manusia , baik langsung maupun tidak langsung
Proses korosi dipandang sebagai proses elektrokimia, merupakan proses oksidasi dan readuksi yang berlangsung secara simultan dan berkangsung spontan., dengan potensial sel korosi > O. Potensial logam dapat diukur dengan cara membandingkan terhadap elektroda standar, yaitu elektroda hidrogen standar (sesuai perjanjian) karena potensial elektroda =
E0sel = E0 Katodik – E0 anodik
Untuk E sel yang tidak pada kondisi standar ( 25 0C, P=1 atm, konsentrasi ion + 1,0M), maka
perhitungan digunakan persamaan Nernst
E sel = E0 sel – (0,0591/n ) log a
H+2 / a Cu2+
Sel korosi dapat dibentuk akibat perbedaan konsentrasi lingkungan dan perbedaan elektroda atau logam yang saling kontak. Untuk mengetahui kondisi logam atau struktur dapat ditentukan berdasarkan potensial struktur yang terukur. Sebagai contoh untuk struktur logam baja yang terkubur dalam larutan air (aqeous) dikatakan sudah tidak terproteksi bila potensialnya > - 850 mV/CSE ( kriteria proteksi korosi). Untuk mengukur potensial struktur digunakan elektroda pembanding atau acuan.
1.8 Soal Latihan/Kasus Jawablah dan kerjakan soal berikut
1. Jelaskan fenomena korosi logam besi dalam air teraerasi! 2. Berilah penjelasan proses korosi logam dalam larutan asam! 3. Jelaskan kerugian yang diakibatkan oleh korosi logam 4. Tuliskan reaksi korosi pada logam berikut
a. Fe dalam larutan HCl b. Zn dalam laruran CuSO4
c. Al dalam larutan ZnSO4
d. Fe dalam larutan NiSO4
e. Zn dalam larutan NaOH f. Al dalam larutan air teraerasi
5. Tentukan E sel pada kondisi standar untuk reaksi /sel berikut a. Fe + H2O + ½ O2 Fe (OH)2 pada pH 7
b. Ni/Ni 2+ (1,0M) //Cu 2+ (1,0M)/Cu
c. Mg/Mg 2+(1,0M)//Ag+(1,0m)/Ag
d. Pb/Pb 2+ (1,0M)// Cu 2+(1,0M)/Cu
6. Hitung potensial sel (E sel ) pada sel dengan notasi sel berikut ini a. Zn/Zn 2+ (0,1M)// Ni 2+ (10M) /Ni
b. Pt, H2(1atm)/H+ (0,5M)// Cu 2+ (0,1M)/Cu
c. Al/Al 3+ (1,0M)// Ag+(0,01M)/Ag
d. Sn/Sn 2+ (0,01M)// Ni 2+ (10M) /Ni
7. Jelaskan pembentukan sel korosi dan senutkan jenisnya. 8. Ubahlah potensial logam berikut ke potensial acuan yang lain
a. E logam = - 0,675 Volt/CSE b. E logam = - 0,785 Volt/Kalomel c. E logam = 0,102 Volt/Zn d. E logam = 0,245 Volt/CSE e. E logam = -0, 860 Volt/CSE f. E logam = 0,549 Volt/Perak
9. Stainless steel (SS) dapat bertahan dari serangan karat dibandingkan dengan baja Jelaskan jawaban Anda.
10. Jelaskan bahwa baja terkorosi lebih cepat dibandingkan dengan Cu dan lebih lambat daripada logam Zn.
TUJUAN UMUM
1.Mahasiswa mampu memahami peran termodinamika dalam proses korosi
2.Mahasiswa memahami peran persamaan – persamaan termodinamika dalam proses korosi TUJUAN KHUSUS
1.Mahasiswa mampu mengaplikasikan rumus termodinamika dalam perhitungan – perhitungan proses korosi
2 Mahasiswa dapat mengetahui suatu reaksi berlangsung secara spontan atau tidak dari hasil perhitungan termodinamika
2.1.Pendahuluan
Korosi terjadi kerena adanya kecenderungan suatu logam kembali pada keadaan lebih stabil,dengan reaksi oksidasi. Hasil reaksi oksidasi membebaskan energy. Kecenderungan oksidasi berbagai jenis logam berkaitan dengan potensial elektrodanya. Kesetimbangan potensial elektroda (Eeq) suatu logam sesuai kesetimbangan oksidasi dan reduksinya. Sebagai
contoh, untuk logam Cu, potensial kesetimbangan digambarkan dengan garis horizontal pada gambar 2.1 menurut kondisi stabilitas Cu2+ dan Cu.
Mulia
Cu2+ stabil (Cu terkorosi)
ECu2+/Cu = 0,337 Volt Potensial kesetimbangan
Logam Cu stabil aktif
Gambar 2.1 Stabilitas ion Cu 2+ dan Cu
BAB II
untuk memprediksi korosi logam dan stabilitasnya, kemudian pembahasan tentang diagram E-pH dan penggunaanya.
2.2 Kesetimbangan Elektroda dan Persamaan Nernst Apabila logam besi dicelupkan dalam larutan asam
Anoda : Fe Fe 2+ + 2e
Katoda : 2H+ + 2e H 2
Elektroda kesetimbangan ditentukan oleh besarnya perubahan energy bebas (∆G) yang merupakan perbedaan antara keadaan akhir dan keadaan awal, antar produk dan pereaksi untuk reaksi elektrokimia.Dengan kata lain, energy oksidasi (anodic) = energy reduksi (katodik) , tetapi dengan arah yang (tanda) berlawanan.
Untuk reaksi elektrokimia: Oks + ne Red
∆G reaksi = G produk - G reaktan atau
= G red - G oks
Dalam suatu system elektrokimia pada tekanan dan temperature tetap, energy yang berhubungan dengan proses adalah perubahan energy bebas, yang dinyatakan dalam ∆G. Hubungan antara ∆G dengan potensial elektroda dirumuskan sesuai persamaan:
∆G = -nFE atau ∆Go = -nFEo
Persamaan termodinamika dapat ditulis :
∆G reaksi = Go red - Go oks + (RT) ln [ red/oks] atau
= Go produk - Go reaktan + (RT) ln[ produk/reaktan]
= ∆Go + (RT) ln [produk/reaktan]
Karena E = - ∆G/nF, maka persamaan termodinamika menjadi E = Eo – (RT)/(nF) ln [red/oks]
Persamaan ini disebut persamaan Nernst ∆G = ∆Go + RT ln K
nFE = nFEo - RT lnK E = Eo - [ RT/nF] ln K
A + B C + D
E = Eo - [RT/nF] ln ( aC.aD/aA . aB)
E = Eo - [RT/nF] ln (a produk/a reaktan) ( a = aktivitas; a = 1 jika unsur, senyawa, logam dalam kondisi stabil)
Sebagai contoh untuk reaksi : Fe 2+ + 2e Fe
E = Eo - (RT/nF) ln a red/a oks = Eo - (RT/nF) ln a Fe/aFe 2+ Karena aktivitas Fe = 1 maka
E = Eo - (RT/nF) ln 1/a Fe 2+
E = Eo + ( RT/nF) ln a Fe 2+
Apabila konsentrasi Fe 2+ berturut – turut = 1,0 M, 0,1M 0,01 M dan Eo Fe = -0,440 Volt/SHE maka nilai E sebagai berikut:
E = -0,440 + { (1,987)( 298) (2,303) (4,184)}/(2)(96500) log a Fe2+
E = - 0,440 + 0,0592/2 log 1 = -0,44 Volt/SHE E = - 0,440 + 0,0592/2log 0,01 = - 0,4991 v0lt/SHE E = -0,440 + 0,0592/2 log 0,001 = -0,52 volt/SHE
Nilai 0,0592 diperoleh dari (1,987)(298)(2,303)(4,184)/96500 Nilai 4,184 konversi kalori ke Joule
Nilai 2,303 konversi ln menjadi log 2.3 Diagram E – pH
Diagram ini menampilkan daerah-daerah kertabilan air, daerah-daerah logam akan imun, etrkorosi atau terpasivasi sebagai fungsi dari potensial sel dan pH. Diagram ini memberikan
Di atas garis (b) gas oksigen lebih stabil sehingga kenaikan potensial antar muka ke potensial di atas garis (b) menyebabkan terbentuknya gas O2. Sebaliknya penurunan potensial antar
muka ke potensial di bawah garis (a) menyebabkan terjadinya gas H2.
Persamaan garis (a) dan (b) dapat diplot dengan menggunakan persamaan reaksi air yang tereduksi maupun air teroksidasi.
Reaksi air tereduksi:
H2O + e = 1/2H2 + OH -E = -Eo + RT (2,303) log aoks nF a red = Eo + RT (2,303) log a H+ nF aH2 = 0 + 2,303RT log [H+] nF = 0 - 2.303 RT pH nF
Sudah didefenisikan bahwa pH = -log [H+]ntrasi hydrogen yang juga dapat ditulis
[H+] = konsntrasi hydrogen yang juga dapat ditulis CH+ jadi [H+] = CH+
Atau defenisi log CH+ = -pH dengan demikian diperoleh persamaan: E = 0 - (2,303) (298) (1,987) (4,184) pH
(1)( 96500) Potensial standar H2 = 0 Volt
Kalau pH = -2 Maka E = -(0,0592)( -2) E = 0,1182 Volt Jika pH = 16 E = -(0,0592)(16) E = -0,944 Volt
Jadi untuk garis (a) pempunyai persamaan: E = -0,0592 pH
Dengan menggunakan cara yang sama, maka diperoleh persamaan untuk garis (b) E = - 0,0592 pH
E = Eo O
2 - (2,303) (298)(1,987) (4,184) pH
(1)(96500)
E = 1,23 - 0,0592 pH Jika pH = -2 diperoleh E = 1,344 Volt Jika pH = 16 diperoleh E = 0,282 Volt
Kondisi Fe selain digambarkan secara umum menurut gambar 2.3 dapat juga dijelaskan sesuai gambar 2.3 sebagai berikut:
E ( +) Fe2+
E = -0,440 Volt
E ( - ) Fe
Jika aktivitas logam semakin menurun (menjadi kecil), maka arah gerak ke bawah sehingga terbentuk endapan Fe yang stabil, artnya Fe immum atau kebal terhadap korosi. Kalau bergerak ke atas maka aktivitas logam akan naik. Hal ini akan menyebabkan terbentuknya ion Fe2+ sehingga terjadi korosi.
Besi (Fe) dalam keadaan ion, unsure maupun senyawa mempunyai energy bebas standar yang dapat dilihat pada table 2.1 sebagai berikut:
Tabel 2.1 Harga energy bebas unsure Fe/ senyawanya Unsur/Senyawanya/Ion Go (kal) Fe FeO hydrous Fe3O4 anhydrous Fe2O3 anhudrous Fe2O3 hydrous Fe++ HFeO2 -Fe+++ ++ 0 -58.880 -242.400 -177.100 -161.930 -20.300 -90.627 -2.530
Reaksi Kesetimbangan
Reaksi kesetimbangan berdasarkan nomor yang ditunjukkan pada gambar 2.3.Reaksi berikut merupakan reaksi kesetimbangan yang disertai dengan persamaan hasil perhitungan yang memberikan hubungan antara potensial dan pH.
1. Fe++ + 2H
2O = HFeO2- + 3H+ ; log HFeO2- = - 31,58 + 3
pH
(Fe++)
2. Fe+++ + 2H
2O = FeOH++ + H+ ; log FeOH++ = - 2,43 + pH
(Fe+++)
3. FeOH++ + 2H2O = Fe(OH)
2+ + H+ ; log Fe(OH)2+ = - 4,69 + pH (FeOH+) 4. Fe++ = Fe+++ + e- ; E = Eo + 0,0592 log (Fe +++ ) (Fe ++) E = 0,771 + 0,0592 log (Fe +++ ) (Fe ++) 5. Fe++ + H 2O = FeOH++ + H+ + e- ; E = 0,911 - 0,0592 pH + 0,0592 log (FeOH)2 ( Fe++) 6. Fe++ + 2H 2O = Fe(OH)2+ + 2H+ + e- ; E = 1,197 - 0,1182pH + 0,0592 log Fe(OH)2+ (Fe++)
Latihan mencari persamaan potensialnya (E) 1. HFeO2- + H+ = Fe(OH)2+ + e -2. HFeO2- + 2H2O = FeO4-- + 5H+ + 4e -3. Fe++ + 4H 2O = FeO4- + 8H+ + 3e -4. FeOH++ + 3H 2O = FeO4-- + 7H+ + 3e -5. Fe(OH)2+ + 2H2O = FeO4-- + 6H+ + 3e
-Reaksi dan kesetimbangan berdasarkan gambar 2.3 1. Fe++/HFeO 2- pH = 10,52 2. Fe+++/FeOH++ pH = 2,43 3. FeOH++/Fe(OH) 2+ pH = 4,69 4. Fe++/Fe+++ E = 0,771 Volt 5. Fe++/FeOH++ E = 0,914 - 0,0952 pH 6. Fe++/Fe(OH) 2+ E = 1,194 - 0,1182 pH 7. HFeO2-/Fe(OH)2- E = 0,675 + 0,0592 pH 8. HFeO2-/FeO4-- E = 1,001 - 0,0738 pH
9. Fe+++/FeO 4- E = 1,700 - 0,1580 pH 10. FeOH++/FeO4-- E = 1,652 - 0,1379 pH 11. Fe(OH)2+ /FeO4-- E = 1,559 - 0,1182 pH 12. Fe + H2O = FeO = 2H+ + 2e-E = -0,047 - 0,0592 pH 13. 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 8H+ +8e- E = -0,085 - 0,0592 pH 14. 2Fe + 3H2O = Fe2O3 + 6H+ + 6e E = -0,047 - 0,0592 pH 15. 3FeO + H2O = Fe3O4 + 2H+ + 2e E = -0,197 - 0,0592 pH 16. 2FeO + H2O = Fe2O3 + 2H+ + 2e E = -0,057 - 0,0592 pH E = 0,271 - 0,0592 pH 17. 2Fe3O4 + H2O = 3Fe2O3 + 2H+ + 2e
a. E = 0,221 - 0,0592 pH b. E = 1,208 - 0,0592 pH 18. Fe++ + H 2O = FeO + 2H+ Log (Fe++) = 13,29 - 2 pH 19. FeO + H2O = HFeO2- + H+ Log(HFeO2-) = -18,30 + pH 20. 2Fe+++ + 3H 2O = Fe2O3 + 6H+ a. Log (Fe+++) = - 0,72 - 3pH b. Log (Fe+++) = 4,84 - 3pH 21. 2FeOH++ + H 2O = Fe2O3 + 4H + a. Log(FeOH++) = -3,15 - 2pH b. Log (FeOH++) = -2,41 -2pH 22. 2Fe(OH)2+ = Fe2O3 + H2O + 2H+ a. Log Fe(OH)2+ = -7,84 - pH b. Log Fe(OH)2+ = - 2,28 - pH 23. Fe = Fe++ + 2e E = -0,440 + 0,0295 log(Fe++) 24. Fe + 2H2O = HFeO2- + 3H+ + 2e E = 0,493 - 0,0886 pH + 0,0295 log (HFeO2--) 25. Fe = Fe+++ + 3e E = -0 037 + 0,0197 l0g (Fe+++) 26. 3Fe++ + 4H 2O +Fe3O4 + 8H+ + 2e E = 0,980 - 0,2364 pH - 0,0886 log (Fe++) 27. 3HFeO2 + H+ = Fe3O4 + 2H2O + 2e E = -1,819 + 0,0295 pH 0,0886 log HFeO2 -28. 2Fe++ + 3H 2O = Fe2O3 + 6H+ + 2e a. E = 0,278 - 0,1773 pH - 0,0592 log (Fe++)
ion tersebut. Semua reaksi yang tidak melibatkan ion H+ dan OH- makagaris reaksi
kesetimbangan akan sejajar dengan ABSIS artinya reaksi kesetimbangan tidak dipengaruhi oleh pH, sedangkan nilai potensial dipengaruhi oleh aktivitas ion.
Contoh : (Al 3+) = 1 ( Al 3+) = 10-6 Potensial pH Aktivitas (a AL3+) Potensial (E298) 1 10-2 10-4 10-6 -1,662 -1,701 - 1,7408 -1,1889 Reaksi kesetimbangan: Al3+ = 3e = Al ∆Go = Go Al - ( GoAl3+ + Go e) = 0 - 115.000 -0 = - 115.000 kal/mol Rumus: ∆Go = -nFEo Eo = ( 115.000)(4,184) (3)(96500) Eo = 1,1662 Volt
Rumus:
E = Eo - RT ln a Al
nF aAl3+
aAl 1 (bila Al murni) E = Eo - RT ln 1 nF aAl3+ atau E = - Eo + RT ln a Al3+ nF E = -1,662 + 1,987 (298)(4,184)(2,303) log aAl3+ (3)(96500) E = 1,662 + 0,0592 log a AL3+ 3
Jika nilai log a AL3+ damasukkan esuai table maka nilai E akan diperoleh sesuai table di atas.
Akan diberikan contoh reaksi yang melibatkan ion H+ dan perpindahan muatan dan electron
Al2O3 3H2O + 6H+ + 6e = 2Al + 6H2O ∆Go reaksi = 2G Al + 6 Go H2O - (GoAl2O3 3H2O + 6GoH+ 6 Go e) = 0 + 6(-56690) - (-554600) - 0 - 0 = 214460 kal Eo = - ∆G o nF = -214460 x 4,198 Volt (6)(96500) = -1, 549 Volt
Contoh reaksi yang melibatkan ion H+ tetapi tidak melibatkan perpindahan muatan (electron) Al3+ + 2H 2O = AlO2- + 4H+ ∆Go reaksi = Go AlO 2- + 4GoH+ - (Go Al3+ + 2 GoH2O) = - 200710 + 0 - ( -115000 + 2(-56690) = 27.670 kal
Reaksi tersebut di atas tidak melibatkan perpindahan muatan hingga tidak ada nilai/harga potensial. Dengan demikian garis kesetimbangan reaksi sejajar dengan koordinat dan nilai dioeroleh pada pH tertentu
Jika a AlO2- = a Al3+
Hitung pH dengan menggunakan hasil perhitungan ∆Go
∆Go = -RT lnK ∆Go = - 1,987)(298)(2,303) log aH .a AlO+4 2 aAl3+. aH 2O (2760( 4,184) = 1,987)(298)(2,303) log aH +4 .a AlO 2 aAl3+. aH 2O
20,92 = - log aH+4 - log .a AlO2
aAl3+
Jika a AlO2- = a Al3+ maka Diperoleh pH 5,2
2.4. Penggunaan Diagram E-pH dan Kemungkinan Cara Proteksinya
Apabila baja dicelupkan kedalam larutan elektrolit, maka baja tersebut akan terkorosi karena potensial korosinya berada dalam daerah kestabilan ionnya. Sebagai contoh baja dalam larutan asam terkorosi dengan potensial korosinya seperti ditunjukkan pada gambar 2.4 berikut ini.
Berdasarkan diagram E-pH ini beberapa kemungkinan proteksi yang dapat dilakukan: a. Dengan pengaturan lingkungan, misalnya dengan perubahan pH
b. Dengan menurunkan potensial antar muka ke daerah imun (proteksi katodik) c. Dengan menaikkan potensial antar muka ke daerah pasif ( proteksi anodik)
d. Dengan menambahkan logam paduan dasar agar luas daerah pasif dapat diperbesar e. Dengan menambah pasivator
Tujuan Pembelajaran Umum
1. Mahasiswa mampu menjelaskan kinetika proses korosi yang terjadi pada berbagai logam yang berinteraksi dengan lingkungan air.
2. Mahasiswa mampu mengaplikasikan dan menghitung laju korosi suatu logam berdasarkan metode kehilangan berat dan polarisasi elektrokimia.
Tujuan Pembelajaran Khusus
1.Mahasiswa dapat menghitung laju korosi logam di lingkungan air berdasarkan percobaan atau metode kehilangan berat dalam satuan mdd atau mpy
2. Mahasiswa dapat menghitung laju korosi logam berdasarkan elektrokimia jika diketahui rapat arus korosinya dalam satuan mdd atau mpy
3. Mahasiswa dapat menggambarkan polarisasi katodik dan anodik proses korosi logam di lingkungan air
4. Mahasiswa dapat menentukan laju korosi berdasarkan kurve polarisasi katodik dan anodiknya
5. Mahasiswa dapat menjelaskan pengaruh oksidator atau konsentrasi berdasarkan polarisasi elektrokimianya.
3.1 Pendahuluan
Korosi adalah suatu proses elektrokimia dimana atom-atom akan bereaksi dengan zat asam dan membentuk ion-ion positif (kation). Hal ini akan menyebabkan timbulnya aliran-aliran elektron dari suatu tempat ke tempat yang lain pada permukaan metal. Secara garis besar korosi ada dua jenis yaitu :korosi Internal yaitu korosi yang terjadi akibat adanya kandungan CO2 dan H2S pada minyak bumi, sehingga apabila terjadi kontak dengan air akan membentuk
asam yang merupakan penyebab korosi., dan korosi Eksternal yaitu korosi yang terjadi pada bagian permukaan dari sistem perpipaan dan peralatan, baik yang kontak dengan udara bebas dan permukaan tanah, akibat adanya kandungan zat asam pada udara dari tanah.
Laju korosi adalah kecepatan rambatan atau kecepatan penurunan kualitas bahan terhadap waktu. Laju korosi pada umumnya dihitung menggunakan 2 cara yaitu metode kehilangan berat dan metode elektrokimia
3.2 Metode kehilangan berat
Metode kehilangan berat adalah perhitungan laju korosi dengan mengukur kehilangan atau kekurangan berat akibat korosi yang terjadi.Metode ini menggunakan jangka waktu penelitian atau pengkorosian sampai mendapatkan jumlah kehilangan berat akibat korosi yang terjadi. Untuk mendapatkan jumlah kehilangan berat akibat korosi digunakan rumus
Metode ini mengukur kembali berat awal dari benda uji (spesimen) selisih berat dari pada berat awal merupakan nilai kehilangan berat. Selisih berat dikembalikan ke dalam rumus untuk mendapatkan laju kehilangan beratnya.
Perhirungan laju korosi logam berdasarkan metode kehilangan berat dapat juga digunakan rumus:
Laju korosi (r) = w/A.t , satuan dalam mdd (mg per dm2) ---- (3.2)
Atau
Laju korosi (r) = w/(A.t.D) satuan dalam mpy (mils per year) ... (3.3)
Dengan w = selisih berat, A= luas permukaan logam, dan t = waktu pengkorosian, dan D = densitas
Metode ini memerlukan waktu yang lama dan suistinable dapat dijadikan acuan terhadap kondisi tempat objek diletakkan (dapat diketahui seberapa korosif daerah tersebut) juga dapat dijadikan referensi untuk perlakuan awal (treatment) yang harus diterapkan pada daerah dan kondisi tempat objek tersebut.
3.3 Metode Elektrokimia
Metode elektrokimia adalah metode mengukur laju korosi dengan mengukur beda potensial objek hingga didapat laju korosi yang terjadi. Metode ini mengukur laju korosi pada saat diukur saja dengan memperkirakan laju tersebut dengan waktu yang panjang (memperkirakan walaupun hasil yang terjadi antara satu waktu dengan waktu lainnya berbeda). Kelemahan metode ini adalah tidak dapat menggambarkan secara pasti laju korosi yang terjadi secara akurat karena hanya dapat mengukur laju korosi hanya pada waktu tertentu saja, hingga secara umur pemakaian maupun kondisi untuk dapat diperlakuan awal tidak dapat diketahui. Kelebihan metode ini adalah langsung dapat mengetahui laju korosi pada saat diukur, hingga waktu pengukuran tidak memakan waktu yang lama.
Metode elektrokimia ini meggunakan rumus berdasarkan Hukum Faraday yaitu menggunakan rumus sebagai berikut :
Laju penetrasi ( r) = (Ar L. i.) /(nFD) --- (3.4)
Dengan : ArL : massa atom relatif logam (g/mol), i = rapat arus (microamper/Cm2 =
µA/Cm2), n = jumlah elektron, F bilangan faraday = 96500 C/Ekv), densitas
(g/Cm3)
Satuan penetrasi per satuan waktu dalam mils (0,001 in) per year ( mpy) persamaan 3.4 menjadi persamaan 3.5
Laju penetrasi (r) = 0,129 ( ArL.i / n.D) mpy ... (3.5)
Dengan , i = µA/Cm2 , D = g/Cm 3, tetapan 0,129 menjadi 3,27 mm/year , maka satuan laju
penetrasi dalam mm/year.
Ekivalen untuk besi (Fe) dengan rapat arus (i) = 1 µA/Cm2 menjadi mpy dapat dirumuskan
1µA/Cm2 = 0,129 ( 55,8.1/ 2.7,86) = 0,46 mpy.
Perhitungan laju penetrasi untuk paduan logam digunakan pengertian berat ekivalen (BE) yang nilainya dapat dituliskan : BE = ArL/n.
Berat ekivalen (BE) paduan logam merupakan berat ekivalen rata-rata untuk unsur penyususn dalam paduan. Cara menentuakan berat ekivalen paduan adalah jumlah fraksi ekivalen dari semua unsur dalam paduan, yang dinyatakan dengan rumus
Dengan , Neq = jumlah ekivalen, fi dan ai = fraksi massa, dan Neq = (1/BE)
Contoh : suatu paduan baja dengan komposisi : Cr=19%, Ni = 9,25%, dan Fe = 71,75%. Maka
Neq = (0,19.3/52 + 0,0925.2/58,7 + 0,7175.2/55,85) = 0,011 + 0,003 + 0,026 =0,040
BE = 1/Neq = 1/0,04 = 25.
Jika densitas logam = 7,8 g/Cm3, rapat arus (i) = µA/Cm2 , maka
laju penetrasinya (r) = (BE.i / D) = 0,129 (25 . 1./ 7,8 ) =( 0,129. 25)/ (7,8) = 0, 4147 mpy
Untuk reaksi
Cu+2 + 2e = Cu berlaku rf = rb = io.Ar Cu /n F)
Metode ini menggunakan pembanding dengan meletakkan salah satu material dengan sifat korosif yang sangat baik dengan bahan yang akan diuji hingga beda potensial yang terjadi dapat diperhatikan dengan adanya pembanding tersebut. Berikut merupakan gambar metode yang dilakukan untuk mendapatkan hasil pada penelitian laju korosi dengan metode elektrokimia yang diuraikan di atas.
(a) (b)
3.4 Polarisasi Elektrokimia
Polarisasi (η) adalah perubahan potensial dari potensial kesetimbangan setengah sel (1/2 sel) menyebabkan laju reaksi permukaan logam setengah sel. Untuk polarisasi katodik (ηc), electron dipasok menuju permukaan membangun laju reaksi lambat yang menyebabkan potensial permukaan (E) menjadi negative . ηc = E0 – E = - (negarif) Sebaliknya polarisasi
anodik (ηa), electron dipindahkan dari permukaan logam dengan kehilangan electron secara lambat yang menyebabkan periubahan potensial permukaan (E) menjadi positif . ηa = E0 – E
= + (positif). Berdasarkan hal tersebut, polarisasi elektrokimia diklasifikasikan menjadi dua tipe yaitu polarisasi aktivasi dan polarisasi konsentrasi.
3.4.1 Polarisasi Aktivasi
Polarisasi aktivasi adalah polarisasi yang mengendalikan laju aliran muatan (electron) sebagai contioh reaksi setengah sel
2H+ + 2e H 2
Reaksi pembebasan gas hidrogen , melalui tiga (3) tahap utama yaitu:
(a) ion H+ bereaksi dengan elektron dari logam membentuk atom hidrogen teradsorpsi
(Hads)
H + + e H ads
(b) atom H ads bereaksi membentuk molekul H2
H ads + Hads H2
(c) molekul H2 bergabung membentuk gas hidrogen yang keluar dipermukaan logam
nH2 + nH2 gas H2
Salah satu dari ketiga tahap reaksi dapat mengendalikan laju reaksi dan menyebabkan polarisasi aktivasi.
Hubungan polarisasi aktivasi atau overpotensial (η) dan laju reaksi dinyatakan dengan rapat arus (io)
Untuk polarisasi anodik ηa = βa log ia/io Untuk polarisasi katodik ηc = βc log ic/io
Istilah overpotensial sering digunakan untuk polarisasi. Untuk polarisasi anodik adalah positif, maka tetapan tafel slope anodik (βa) juga positif. Sebaliknya polarisasi katodik adalah negatif dan tetapan tafel slope katodik (βc) adalah negatif. Rapat arus anodik (ia) dan rapat arus katodik (ic) merupakan arah yang ebrlawanan.
Hubungan polarisasi aktivasi (η act) terhadap log i adalah linier untuk kedua polarisasi anodik dan katodik, seperti ditunjukkan pada Gambar 3.2 berikut ini.
Gambar 3.2 Polarisasi Anodik dan Katodik
Nilai kemiringan (slope) tetapan tafel diasumsikan sekitar 0,1 Volt. Untuk nilai η act = 0, maka i = io dan potensial elektroda setengah sel untuk reaksi reduksi
2 H + + 2e H
2 adalah sama dengan potensial setengah sel untuk
reaksi oksidasi setengah sel : H2 2H + + 2e
Laju reaksi diukur dengan rapat arus anodik (ia) atau rapat arus katodik (ic) bertambah satu tingkat untuk perubahan overpotensial + 0,1 Volt untuk polarisasi anodik dan – 0,1 Volt untuk polarisasi katodik.dengan nilai tetaapan Tafel absolut. Nilai absolut tetapan Tafel biasanya antara 0,03 – 0,2 Volt dan tidak boleh sama untuk reaksi anodik dan katodik, meskipun nilai 0,1 dan – 0,1 Volt merupakan estimasi βa dan βc untuk beberapa tujuan.
Adanya overpotensial menunjukkan adanya energi penghalang (energi aktivasi). Hubungan ΔGf * dan ΔGr* untuk reaksi ke kanan dan ke kiri yang secara skematis ditunjukkan pada Gambar 3.3 berikut ini.
Gambar 3.3 Diagram Reaksi Kesetimbangan
Perbedaan energi aktivasi dihubungkan dengan potensial elektroda setengah sel dinyatakan dengan persamaan : ΔG = - nFE aehingga
ΔGf * = ΔGr*= ΔG H+/H2 * = - nFE0H+/H2
Hukum distribusi Maxwell memberikan distribusi energi jenis reaksi dan memulai untuk menyatakan reaksi ke kanan (rf) dan sebaliknta (r b), laju reaksi merupakan fungsi energi aktivasi
Reaksi ke kanan (rf) = kf exp ( - ΔGf * /RT) dan Reaksi ke kiri (r b) = kb exp (-ΔGr*/RT)
Dengan kf dan kb adalah tetapan laju reaksi ke kanan dan ke kiri. Pada kondisi setimbang, laju reaksi ke kanan ( rf) = laju reaksi ke kiri (rb) = (ArL io) /(nF) sehingga
Rapat arus (io) = kf’ exp (-ΔGf * /RT) = kb’ exp (- ΔGr*/RT)
Dengan demikian menjadi jelas bahwa rapat arus pertukaran merupakan fungsi dari energi aktivasi.
Jika suatu overpotensial katodik (ηc) diaplikasikan ke elektroda , laju reaksi pelepasan berkurang dan ionisasi naik. Hal ini disertasi penurunan energi aktivasi selama reaksi pertukaran sejumlah anFη dan kenaikan reaksi ionisasi sejumlah (1 – α)anFη seperti ditunjukkan pada gambar 3.3. Faktor α dan (1-α) merupakan fraksi ηc yang menghasilkan reaksi pelepasan dan ionisasi ( ke kanan dan sebaliknya).
Laju reaksi pelepasan dalam rapat arus dinyatakan : ic = kf’exp [ΔGf * - (1-α) nFη]/RT
dan laju reaksi ionisasi anodik : ia = kb’ exp [ΔGr* - (1-α)nFη]/RT. Arus yang diaplikasikan
i apl, c = ic-ia = io exp[αnFη/RT) –io exp[ -(1-α)nFη/RT] i apl, a = ia-ic = io exp[αnFη/RT) –io exp[ -(1-α)nFη/RT]
dengan α adalah fraksi ηa dengan reaksi ionisasi anodik, maka persamaan di atas dapat disederhanakan menjadi ; i apl,c = ic-ia = io exp[αnFηc/RT)
untuk nilai ηc tinggi, maka persamaannya menjadi : iapl,c = βc log ic/io
dengan βc = 2,303 RT / αnF dan persamaan menjadi; η apl,a = βa log ia/io
Untuk nilai polarisasi anodik(ηa) tinggi, maka α = 0,5 , βc atau βa = 0,12 Volt dan dalam pembahasan selanjutnya nilai tetapan Tafel = 0,1 Volt.
3.4.2 Polarisasi Konsentrasi
Pada laju raeksi tinggi, reaksi reduksi katodik diatur dengan pelarutan elektroda yang direduksi. Profil konsentrasi ion H+ sebagai contoh, ditunjukkan secara skematis seperti gambar 3.4 berikut ini
Gambar 3.4 Profil Konsentrasi ion H+
CB adalah konsentrasi ion hidrogen (H+) dalam larutan ruah dan δ = ketebalan gradien
konsentrasi dalam larutan. Potensial elektroda setengah sel (E0
H+/H2) dari permukaan
diberikan dengan persamaan Nernst sebagai fungsi konsentrasi ion H+ atau aktivitas ion
hidrogen ( a H+)
C H+ dalam larutan dekat permukaan dikendalikan oleh polarisasi konsentrasi
E H+/H2 = E0 H+/H2 – 2,303 RT/nF log (a H+)/pH2
Hal ini nampak bahwa potensial elektroda (E) turun sebagai (H+) di permukaan logam. Perupahan potensial akibat polarisasi konsentrasi (ηConc) yang diberikan sebagai fungsi rapat
arus
η Conc = 2.303 RT/nF log ( 1- ia/iL)
Dengan mengalurkan polarisasi konsentrasi (ηConc) terhadap log i menunjukkan bahwa ηConc
Gambar 3.5 Kurva Tafel difusi oksigen maksiumum di permukaan logam
Rapat arus batas (iL) adalah pengukuran laju reaksi maksimum tanpa kecuali karena laju difusi maksimum ion H+ dalam larutan. Rapat arus batas (iL) dapat dihitung menurut
persamaan
iL = Dz.nFCB / δ
dengan , Dz adalah difusivitas zat yang bereaksi (H+) , iL bertambah dengan konsentrasi
larutan lebih tinggi (CB), suhu lebih tinggi. Dz dapat dinaikkan dengan agitasi atau pengadukan larutan, dan jarak δ berkurang seperti ditunjukkan pada gambar 3.6
Gambar 3.6 Pengaruh Agitasi Vs iL
Untuk proses korosi, poalrisasi konsentrasi adalah signifikasn dengan proses reduksi katodik dan polarisasi konsentrasi untuk reaksi anodik diabaikan karena pemasukan atom logam tidak dibatasi pada daerah antar muka logam.
3.4.3 Polarisasi Kombinasi
Polarisasi katodik total (ηTC) adalah jumlah polarisasi aktivasi dan konsentrasi
Yang dapat dikembangkan untuk
Polarisasi katodik total (ηTC) = βc log ic/io + 2,3RT/nF log (1- ic/iL)
Polarisasi konsentrasi biasanya tanpa polarisasi konsentrasi anodik dari pelarutan logam, sehingga polarisasi anodik (ηa) = βa log i a/io
3.5 Teori Potensial Gabungan
Prinsip konversi muatan diperlukan aplikasi dari polarisasi gabungan daei polarisasi anodik untuk sejumlah reaksi setengah sel yang berlangsung secara simultan pada hantaran permukaan. Laju total oksidasi harus sama dengan laju total reaksi yang merupakan jumlah arus oksidasi anodik harus sama dengan jumlah arus reduksi katodik. Hal ini dinyatkan bahaya bila terjadi akumulasi muatan di elektroda.
Reaksi anodik korosi logam dinyatakan dalam bentuk : M M n+ + ne
Reaksi katodik adalah jumlah disngkat sebagai
1) Pembebasan gas hidrogen dari larutan asam atau netral 2H + + 2e H
2
2H2O + 2e H2 + 2OH
-2) Reduksi oksigen terlarut dalam larutan asam atau netral O2 + 4 H+ + 4e 2 H2O
O2 + H2O + 4e 4 OH
-3) Reduksi oksidator terlarut dalam larutan : Fe 3+ +e Fe 2+
3.5.1 Potensial Elektroda dan Rapat Arus
Jika logam seng (Zn) mengalami korosi dalam larutan asam, sesuai reaksi Anodik Zn Zn 2+ + 2e
Katodik 2H + + 2e H 2
Kedua reaksi ini berlangsung secara simultan di permukaan logam seng.
Polarisasi reaksi anodik dan katodikdi permukaan logam adalah sama. Potensial elektroda setengah sel berubah, menurut persamaan
Poalarisasi anodik (ηa) = βa log ia/io dan ηc = βc log ic/io sampai potensialnya adalah sama dengan potensial korosi (E cor) seperti ditunjukkan pada Gambar 3.7 berikut.
Gambar 3.7 Potensial Korosi
Persamaan polarisasi katodik diasumsikan bahwa polarisasi konsentrasi adalah tidak ada. Hubungan ηa dan ηc untuk polarisasi akrivasi reaksi Zn Zn 2+ + 2e dan 2H+ +2e H
2
adalah linier pada grafik semilog ( Gambar 3.7). Nilai rata-rata βa dan βc diestimasikan pada 0,1 Volt dan -0,1Volt. Pada E cor laju reaksi anodik dan aktodk adalah sama. Laju pelarutan anodik, ia adalah identik dengan laju korosi icor yang merupakan rapat arus pertukaran. Rapat arus anodik (ia ) = ic = icor
3.5.2. Pengaruh Rapat Arus Pertukaran
Rapat arus pertukaran setiap reaksi setengah sel sering berlebihan daya dorong termodinamik dalam penentuan laju reaksi. Sebagai contoh, potensial gabungan korosi logam besi dalam larutan asam. Prosilnya adalah sama dengan untuk ptosil korosi logam seng (Zn). Hal ini dosebabkan potensial elektroda setengah sel E Fe2+/Fe, untuk reaksi anodik besi. Fe Fe 2+ +
2e , laju korosi dinyatakan lebih rendah daripada korosi Zn, yang potensial elektroda setengah sel adalah lebih aktif ( -0,76 Volt)
Gambar 3.8 Diagram Polarisasi Zn dan Fe
Gambar 3.8 menunjukkan secara nyata bahwa potensial elektroda Zn adalah lebih rendah daripada Fe sebab rapat arus pertukaran untuk reduksi hidrogen pada Zn dibandingkan untuk besi (Fe) dan secara komparatif rapat arus pertukaran pelarutan Zn dan Fe ditnjukkan pada Gambar 3.8.
3.5.3 Pengaruh Penambahan Oksidator
Daya dorong korosi bertambah dengan penambahan oksidator kuat. Suatu sistem redoks dengan potensial elektroda setengah sel lebih mulia daripada yang lain. Penambahan garam ferri-ferro untuk suatu logam M terkorosi dalam larutan asam.Sebagai contoh, industri asam dikontaminasi dengan garam ferri-ferro dan pengotor kationik lain ditambah dengan korosi yang terjadi selama proses tidak diganti.
Berdasarkan pengamatan pada korosi besi mengahsilkan penambahan oksidator ke dalam larutan asam
potensial korosi (Ecor) aman dengan nilai potensial lebih positif laju korosi bertambah
laju pembebasan gas dikurangi
Berdasarkan analisis potensial gabungan , dengan adanya dua oksidator secara simulatan terjadi reaksi: 2H+ + 2e H
2 dan Fe 3+ + e Fe 2+ ( E0 = 0,77 Volt). Nilai rapat arus (i)
untuk setiap reaksi di lokasi pada potensial setengah sel dengan tetapan Tafel diestimasi 0.1 Volt.
3.5.4 Pengaruh Polarisasi Konsentrasi
Bila konsentrasi oksidator adalah rendah seperti dinyatakan dengan penurunan CB dalam
persamaan: iL = Dz.nFCB/δ
Berdasarkan persamaan polarisasi aktivasi dan konsentrasi memberikan kontribusi dalam polarisasi katodik. Jika rapat arus reduksi mendekati iL maka polarisasi konsentrasi terjadi penyimpangan dan laju korosi menjadi dibatasi oleh difusivitas oksidator dari nlarutan ruah. Pada polarisasi katodik rendah, proses reduksi dikendalikan oleh aktivasi tetapi pada polarisasi tinggi dikendalikan oleh difusi atau konsentrasi.
Sebagai contoh, korosi logam dikendalikan oleh polarisasi konsentrasi adalam besi atau baja dalam larutan garam encer teraerasi (air laut). Proses katodik adalah reduksi oksigen terlarut menurut reaksi
O2 + 2H2O + 4 e 4 OH –
Kelarutan maksimum oksigen terlarut dalam air adalah realtif rendah, sekitar 8 ppm pada suhu ambient. Dalam kondisi ini, korosi dikendalikan oleh difusi oksigen terlarut menuju permukaan logam besi. Meskipun berikut ini
Gambar 3.9 Pengaruh Pengadukan terhadap iL
Jika iL menjadi besar daripada laju oksidasi anodik atau rapat barus (io), laju korosi logam icor, bertambah sesuai dengan laju pengadukan lihat gambar 3.9 dan tetapi bila di tingkat lebih tinggi atau iL > io, maka reaksi reduksi menjadi dikendalikan oleh polatisasi aktivasi. 3.6 Penentuan Polarisasi hasil Percobaan
Berikut adalah contoh kurva polarisasi anodik dan katodik hasil percobaan dari hasil pengukuran potensiostat.
Tujuan Pembelajaran Umum
1.Mahasiswa mampu menjelaskan proses bentuk-bentuk korosi, mekanisme korosi yang terjadi pada berbagai logam yang berinteraksi dengan berbagai lingkungan.
2. Mahasiswa mampu menjelaskan teori proses korosi dengan reaksi- reaksi yang terjadi baik reaksi secara elektokimia atau reaksi kimia.
Tujuan Pembelajaran Khusus
1. Mahasiswa dapat memahami dan menjelaskan proses bentuk-bentuk korosi,mekanisme korosi yang terjadi pada berbagai logam yang beriteraksi dengan berbagai lingkungan. 2. Mahasiswa dapat menjelaskan dan memahami teori proses korosi dengan reaksi reaksi
yang terjadi secara elektrokimia atau reaksi kimia.
Pendahuluan
Proses korosi akan terjadi bila terdapat perbedaan potensial antara katoda dan anoda dan lingkungan yang mempengaruhi. Tetapi untuk bentuk-bentuk korosi tergantung pada sifat material, sifat lingkungan dan ada tidaknya tegangan atau regangan yang bekerja pada material tersebut, sehingga material tersebut dapat mengalami korosi dalam bentuk-bentuk yang spesifik. Secara umum bentuk-bentuk korosi diklasifikasikan menjadi korosi merata dan korosi setempat, dan berdasarkan mekanisme proses korosinya bentuk korosi yang sering terjadi adalah:
1. Korosi merata 2. Korosi galvanik
3. Korosi celah (crevice corrosion) 4. Korosi sumuran (pitting corrosion) 5. Korosi intergranular
6. Korosi pelindian selektif (selective leaching) 7. Korosi erosi
8. Korosi yang disebabkan factor mekanik, yang mencakup peretakan korosi tegang (stress corrosion cracking), korosi lelah (fatigue corrosion) dan peretakan yang diinduksi hydrogen (hydrogen induced cracking).
4.1. Korosi Merata
Salah satu bentuk korosi yang terjadi pada logam adalah korosi merata. Korosi merata adalah jenis yang korosinya terjadi pada seluruh permukaan logam atau paduan yang terpapar atau terekspose ke lingkungan berlangsung dengan laju yang hampir sama. Dengan demikian hampir seluruh permukaan logam menampilkan terjadinya proses korosi. Korosi merata terjadi karena adanya pengaruh dari lingkungan sehingga kontak yang berlangsung mengakibatkan seluruh permukaan logam terkorosi. Korosi seperti ini umumnya dapat kita
temukan pada baja di atmosfer dan pada logam atau paduan yang aktif terkorosi yang berarti potensial korosinya berada pada daerah kestabilan ionnya dalam diagram potensial pH. Kerusakan material yang umumnya diakibatkan oleh korosi merata dinyatakan dengan laju penetrasi yang ditunjukkan dalam Tabel 4.1.
Tabel 4.1 Laju Korosi Merata Ketahanan Relatif Korosi
(nm/h)
Mpy Mm/yr m/yr
Outstanding <1 <0,02 <25 <2 Excellent 2-10 1-5 0,02-0,1 25-100 Good 10-150 5-20 0,1-0,5 100-500 Fair 50-150 20-50 0,5-1 500-1000 Poor 150-500 50-200 1-5 1000-5000 Unexpectable 500+ 200+ 5+ 5000+
Secara teknik korosi merata tidak berbahaya karena laju korosinya dapat diketahui dan diukur dengan ketelitian yang tinggi. Kegagalan materi akibat serangan korosi ini dapat dihindari dengan pemeriksaan dan monitoring secara teratur.
4.1.1. Mekanisme Proses Korosi Merata
Bentuk serangan korosinya dapat ditunjukkan seperti Gambar 4.2.
Gambar 4.1 Skematik Penampang Logam yang Terkorosi Merata
Korosi pada logam terjadi karena adanya reaksi redoks antara logam dengan lingkungannya. Korosi merata berlangsung secara lambat dan korosi ini dipicu oleh korosi yang mula-mula terjadi pada sebagian permukaan logam sehingga dengan
