Medan Listrik (Hukum Coulomb)
Asal Usul dan Formulasi Hukum Coulomb
Dua muatan listrik yang sejenis tolak-menolak dan yang tidak sejenis tarik-menarik yang berarti antara dua muatan terjadi gaya listrik.
Hubungan gaya listrik antara dua bola bermuatan terhadap jarak antara keduanya, pertama kali diselidiki oleh fisikawan perancis bernama Charles Coulomb pada tahun 1785. Dalam percobaannya, dia menggunakan sebuah neraca puntir.
Jika bola A bermuatan diletakkan pada tempatnya, maka bola B ditolak oleh bola A (bola B dan Bola A keduanya bermuatan positif). Ini mengakibatkan lengan neraca terpuntir, dan dalam keadaan seimbang lengan neraca mencapai kedudukan yang baru.
1
r2 Dari sudut puntiran inilah Coulomb mengukur besar gaya listrik. Dengan mengubah-ubah jarak antara bola B dan A, gaya listrik dapat diukur sebagai fungsi jarak. Coulomb menyimpulkan bahwa gaya tarik atau gaya tolak berbanding terbalik dengan kuadrat jarak antara kedua bola bermuatan.
Secara matematis, F µ
Secara matematis, F µ q1 q2 Coulomb membuktikan bahwa muatan mempengaruhi gaya listrik. Mula-mula Coulomb mengukur gaya tolak antara bola A dan bola B pada suatu jarak tertentu (dijaga tetap dalam percobaan). Kemudian dia membagi muatan bola A menjadi dua sehingga muatan A menjadi setengah muatan awalnya. Dia mendapatkan bahwa besar gaya tolak menjadi seperempat kali semula. Coulomb menarik kesimpulan bahwa gaya tarik atau gaya tolak antara dua bola bermuatan sebanding dengan muatan-muatannya.
Dengan menggabung kedua kesimpulan tersebut, Coulomb menyatakan hukumnya yang dinamakan hukum Coulomb, yaitu :
Besar gaya tarik atau gaya tolak antara dua muatan listrik sebanding dengan muatan-muatannya dan berbanding terbalik dengan kuadrat jarak antara kedua muatan.
q1 q2
r2Secara matematis hukum Coulomb dinyatakan sebagai berikut.
F = k
1
4pe0Jika medium di mana muatan-muatan berada adalah vakum atau udara, maka
k = = 9 x 109 N m2 C-2
Tentu saja e0 = 1 = 8,85 x 10-12 C2 N-1 m2.
4p k
Gaya Coulomb atau gaya listrik mirip dengan gaya gravitasi. Jika sumber medan gravitasi adalah massa maka sumber medan listrik adalah muatan. Mirip dengan medan gravitasi, medan listrik didefinisikan sebagai ruang di sekitar suatu muatan listrik sumber di mana muatan listrik lainnya dalam ruang ini akan mengalami gaya Coulomb atau gaya listrik (tarik atau tolak).
Benda bermuatan yang menghasilkan medan listrik dinamakan muatan sumber. Muatan lain yang ditaruh dalam pengaruh medan listrik muatan sumber tersebut dinamakan muatan uji. Kuat medan listrik pada lokasi di mana muatan uji berada didefinisikan sebagai besar gaya Coulomb (gaya listrik) yang bekerja pada muatan uji itu dibagi dengan besar muatan uji :
F
q0
E =
Untuk muatan sumber positif, arah E menjauhi muatan sumber. Untuk muatan sumber negatif, arah E mendekati muatan sumber.
Besar kuat medan listrik pada suatu titik P akibat sebuah muatan titik tunggal q dinyatakan oleh dengan r adalah jarak titik ke muatan sumber q. Jika sebuah titik dipengaruhi oleh medan listrik dari dua atau lebih muatan sumber, maka resultan medan listrik dihitung dengan prinsip superposisi.
Contoh soal dan penyelesaian :
ù Sebuah muatan uji +3,0 x 10-5 C diletakkan dalam suatu medan listrik. Gaya yang bekerja pada muatan uji tersebut adalah 0,45 N pada sudut 20° terhadap sumbu X positif. Berapa besar kuat medan listrik dan arahnya pada lokasi muatan uji? Bagaimana jika muatan uji adalah negatif?
Penyelesaian :
Muatan uji q0 = +3,0 x 10-5 C.
F = 0,45 N pada 20°.
F
q0
0,45 N
+3,0 x 10-5 C
E = 1,5 x 104 N/C membentuk sudut 20° terhadap X+
Jika muatan uji negatif, kuat medan listrik akan memiliki arah yang berlawanan, yaitu E = 1,5 x 104 N/C membentuk sudut 20° terhadap X+.
E =
Charles Coulomb (1736 - 1806)
Sumbangan terbesar Coulomb bagi ilmu pengetahuan adalah dalam bidang elektrostatis dan magnetik. Selama masa hidupnya, ia juga melakukan penelitian tentang kekuatan material-material dan menentukan gaya-gaya yang mempengaruhi benda-benda pada tiang. Dengan demikian ia juga memberikan sumbangan dalam bidang mekanika struktur.
Latar belakang & sejarah tokoh
Friday 21 March 2008
Chemistry Elektrolisis
Elektrolisis
Ada satu jenis lain dari sel elektrokimia, yaitu sel elektrolisis. Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk malangsungkan reaksi redoks tak spontan. Jadi, sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta.
Tambahan potensial agar reaksi tak spontan dapat berlangsung disebut overpotensial.
1. Susunan Elektrolisis
Sel elektrolisis tidak memerlukan jembatan garam, sehingga susunan sel lebih sederhana. Komponen utamanya adalah sebuah wadah, elektrode, elektrolit, dan sumber arus searah. Elektrolit dapat berupa lelehan senyawa ion atau larutan elektrolit biasa.
Elektron (listrik) memasuki elektrolit melalui kutb negatif (katode). Spesi tertentu dalam elektrolit menyerap elektron dari katode dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi lain melepas elektron di anode dan mengalami oksidasi.
Sel elektrolisis :
Katode
Þ Tempat terjadi reduksi
Þ Bermuatan (-)
Anode
Þ Tempat terjadi oksidasi
Þ Bermuatan (+)
2. Reaksi-Reaksi Elektrolisis
Reaksi yang terjadi ketika listrik dialirkan melalui elektrolit disebut reaksi elektrolisis.
Reaksi elektrolisis dalam larutan elektrolit berlangsung lebih kompleks. Spesi yang bereaksi belum tentu kation atau anionnya., tetpi mungkin saja air atau elektrodenya. Hal itu bergantung pada spesi-spesi yang terdapat dalam larutan. Untuk menuliskan reaksi elektrolisis larutan elektrolit, faktor-faktor yang perlu dipertimbangkan adalah :
Reaksi-reaksi yang berkompetisi pada tiap-tiap elektrode.
Þ Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah yang mempunyai potensial reduksi yang lebih positif.
Þ Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah yang mempunyai potensial reduksi lebih negatif, atau potensial oksidasi lebih positif.
II. Jenis elektrode, apakah inert atau aktif.
Elektrode inert adalah elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi. Elektrode inert yang sering digunakan yaitu platina dan grafit.
III. Potensial tambahan yang diperlukan, sehingga suatu elektrolisis dapat dapat berlangsung (overpotensial).
a. Reaksi-reaksi di katode (reduksi)
Reaksi di katode bargantung pada jenis kation dalam larutan. Jika kation berasal dari logam-logam aktif (logam golongan ia, iia, al atau mn), yaitu logam-logam yang potensial standar reduksinya lebih keil (lebih negatif daripada air), maka air yang tereduksi. Sebaliknya, kation selain yang disebutkan di atas akan tereduksi.
Contoh :
Pada elektrolisis larutan nacl (kation na+), air yang tereduksi, bukannya ion na+.
Pada elektrolisis larutan cuso4 (kation cu2+), ion cu2+ tereduksi.
b. Reaksi-reaksi di anode (oksidasi)
Elektrode negatif (katode) tidak mungkin ikut bereaksi selama elektrolisis, karena logam tidak ada kecenderungan menyerap elektron membentuk ion negatif. Akan tetapi, elektrode positif (anode) bisa saja ikut bereaksi, melepas elektron dan mengalami oksidasi. Kecuali pt dan au, pada umumnya logam mempunyai potensial oksidasi lbih besar daripada air atau anion sia asam. Oleh karena itu, jika anode tidak terbuat dari pt, au atau grafit, maka anode itu akan teroksidasi.
Elektrode pt, au, dan grafit (c) digolongkan sebagai elektrode inert (sukar bereaksi). Jika anode terbuat dari elektrode inert, maka reaksi anode bergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa asam oksi seperti SO , NO , dan PO , mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar teroksidasi, sehingga air yang teroksidasi.
Jika anion lebih mudah dioksidasi ripada ir, seperti br-, dan i-, maka anion itu teroksidasi.
Contoh :
Pada elektrolisis larutan ki dengan elektrode grafit terjadi oksidasi ion i-.
Pada elektrolisis larutan Na2SO4 dengan elektrode inert, maka air yang mengalami oksidasi.
Contoh soal menuliskan reaksi elektrolisis.
1. Tulislah reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektrode grafit.
Jawab :
Elekrtolisis AgNO3 dengan elektrode grafit
Ag+ bukanlah dari logam aktif, jadi kation itu akan direduksi. Oleh karena pada anode digunakan elektrode grafit yang bersifat inert, sedangkan anion berasal dari sisa asam oksi, maka air yang teroksidasi di anode.
Katode : (x 4)
Anode : (x 1)
3. Hukum-Hukum Faraday
Hukum Faraday 1 : “massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (g) berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan (q)”
G ≈ q
Q = i x t
Hukum faraday 2 : “massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (g) berbanding lurus dengan massa zat ekivalen(me)”
Farady menemukan harga k =
G =
Dengan : G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram)
i = kuat arus (dalam ampere)
t = waktu (dalam detik)
ME = massa ekivalen
Massa ekivalen dari unsur-unsur logam sama dengan massa relatif (ar) dibagi dengan bilangan oksidasinya (biloks)
ME =
Sesuai dengan hukum faraday ii, jika listrik yang sama dialirkan ke dalam dua atau lebih sel elektrolisis yag berbeda, maka perbandingan massa zat-zat yang dibebaskan sama dengan perbandingan massa ekivalennya.
GCu : GAg = MECu : MEAg
4. Stoikiometri Reaksi Elektrolisis
Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron. Muatan listrik dari 1mol elektron adalah 96.500 coulomb (tepatnya 96.847 coulomb). Jumlah muatan dari 1mol elektron ini sama dengan tetapan faraday (1 f).
1 f 1mol elektron 96.500 coulomb
molelektron =
5. Penggunaan Elektrolisis Dalam Industri
a. Produksi zat
Banyak zat kimia yang dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesium, alumunium, flourin, klorin, natrium, hipoklorit, dan hidrogen peroksida.
Klorin dan natrium hidroksida dibuat melalui elektrolisis larutan natrium klorida. Proses ini disebut proses klor-alkali dan merupakan proses industri “yang sangat penting”. Ruang katode dan anode dipisahkan dengan berbagai cara, dua diantaranya adalah :
1. Sel diafragma
Pada sel diafragma, ruang katode dipisahkan dengan suatu selaput berpori yang dapat dilalui ion-ion, tetapi menahan percampuran larutan. Sebagai lektode dapat digunakan grafit atau suatu elektrode khusus yang terbuat dari titanium. Anode ditempatkan pada bagian atas, sedangkan katode di bagian bawah.
2. Sel merkuri
Suatu proses elektrolisis yang dapat menghasilkan naoh dengan kemurniaan yang lebih tinggi adalah sel merkuri. Dalam sel merkuri digunakan merkuri (raksa) sebagai katode, sedangkan pada anode digunakan grafit.
b. Pemurnian logam
Contoh terpentig dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga. Penggunaan utama tembaga adalah untuk membuat kabel listrik. Untuk tujuan tersebut diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor(seperti perak, emas, platina, besi, dan zink) dapat mengurangi konduktivitas tembaga. Akibatnya, akan timbul banyak panas dan akan membahayakan penggunanya. Pada pemurnian tembaga secara elektrolisis, maka tembaga kotor dijadikan anode, sedangkan katode digunakan tembaga murni.
c. Penyepuhan
Penyepuhan (electroplating) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan. Pada penyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katode, sedangkan logam penyepuhnya dijadikan anode. Kedua elektrode itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh.
Reaksi katode bergantung pada jenis kation :
logam aktif (golongan ia, iia, al, mn):air yang tereduksi.
kation
kation lain: kation yang tereduksi
Reaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion:
sisa asam oksi: air teroksidasi
inert anion
(pt, au, c)
sisa asam lain atau oh-: anion teroksidasi
anode contoh :
anode tak inert: anode teroksidasi
Ada satu jenis lain dari sel elektrokimia, yaitu sel elektrolisis. Dalam sel elektrolisis, listrik digunakan untuk malangsungkan reaksi redoks tak spontan. Jadi, sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta.
Tambahan potensial agar reaksi tak spontan dapat berlangsung disebut overpotensial.
1. Susunan Elektrolisis
Sel elektrolisis tidak memerlukan jembatan garam, sehingga susunan sel lebih sederhana. Komponen utamanya adalah sebuah wadah, elektrode, elektrolit, dan sumber arus searah. Elektrolit dapat berupa lelehan senyawa ion atau larutan elektrolit biasa.
Elektron (listrik) memasuki elektrolit melalui kutb negatif (katode). Spesi tertentu dalam elektrolit menyerap elektron dari katode dan mengalami reduksi. Sementara itu, spesi lain melepas elektron di anode dan mengalami oksidasi.
Sel elektrolisis :
Katode
Þ Tempat terjadi reduksi
Þ Bermuatan (-)
Anode
Þ Tempat terjadi oksidasi
Þ Bermuatan (+)
2. Reaksi-Reaksi Elektrolisis
Reaksi yang terjadi ketika listrik dialirkan melalui elektrolit disebut reaksi elektrolisis.
Reaksi elektrolisis dalam larutan elektrolit berlangsung lebih kompleks. Spesi yang bereaksi belum tentu kation atau anionnya., tetpi mungkin saja air atau elektrodenya. Hal itu bergantung pada spesi-spesi yang terdapat dalam larutan. Untuk menuliskan reaksi elektrolisis larutan elektrolit, faktor-faktor yang perlu dipertimbangkan adalah :
Reaksi-reaksi yang berkompetisi pada tiap-tiap elektrode.
Þ Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah yang mempunyai potensial reduksi yang lebih positif.
Þ Spesi yang mengalami oksidasi di anode adalah yang mempunyai potensial reduksi lebih negatif, atau potensial oksidasi lebih positif.
II. Jenis elektrode, apakah inert atau aktif.
Elektrode inert adalah elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi. Elektrode inert yang sering digunakan yaitu platina dan grafit.
III. Potensial tambahan yang diperlukan, sehingga suatu elektrolisis dapat dapat berlangsung (overpotensial).
a. Reaksi-reaksi di katode (reduksi)
Reaksi di katode bargantung pada jenis kation dalam larutan. Jika kation berasal dari logam-logam aktif (logam golongan ia, iia, al atau mn), yaitu logam-logam yang potensial standar reduksinya lebih keil (lebih negatif daripada air), maka air yang tereduksi. Sebaliknya, kation selain yang disebutkan di atas akan tereduksi.
Contoh :
Pada elektrolisis larutan nacl (kation na+), air yang tereduksi, bukannya ion na+.
Pada elektrolisis larutan cuso4 (kation cu2+), ion cu2+ tereduksi.
b. Reaksi-reaksi di anode (oksidasi)
Elektrode negatif (katode) tidak mungkin ikut bereaksi selama elektrolisis, karena logam tidak ada kecenderungan menyerap elektron membentuk ion negatif. Akan tetapi, elektrode positif (anode) bisa saja ikut bereaksi, melepas elektron dan mengalami oksidasi. Kecuali pt dan au, pada umumnya logam mempunyai potensial oksidasi lbih besar daripada air atau anion sia asam. Oleh karena itu, jika anode tidak terbuat dari pt, au atau grafit, maka anode itu akan teroksidasi.
Elektrode pt, au, dan grafit (c) digolongkan sebagai elektrode inert (sukar bereaksi). Jika anode terbuat dari elektrode inert, maka reaksi anode bergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa asam oksi seperti SO , NO , dan PO , mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar teroksidasi, sehingga air yang teroksidasi.
Jika anion lebih mudah dioksidasi ripada ir, seperti br-, dan i-, maka anion itu teroksidasi.
Contoh :
Pada elektrolisis larutan ki dengan elektrode grafit terjadi oksidasi ion i-.
Pada elektrolisis larutan Na2SO4 dengan elektrode inert, maka air yang mengalami oksidasi.
Contoh soal menuliskan reaksi elektrolisis.
1. Tulislah reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektrode grafit.
Jawab :
Elekrtolisis AgNO3 dengan elektrode grafit
Ag+ bukanlah dari logam aktif, jadi kation itu akan direduksi. Oleh karena pada anode digunakan elektrode grafit yang bersifat inert, sedangkan anion berasal dari sisa asam oksi, maka air yang teroksidasi di anode.
Katode : (x 4)
Anode : (x 1)
3. Hukum-Hukum Faraday
Hukum Faraday 1 : “massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (g) berbanding lurus dengan jumlah listrik yang digunakan (q)”
G ≈ q
Q = i x t
Hukum faraday 2 : “massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (g) berbanding lurus dengan massa zat ekivalen(me)”
Farady menemukan harga k =
G =
Dengan : G = massa zat yang dibebaskan (dalam gram)
i = kuat arus (dalam ampere)
t = waktu (dalam detik)
ME = massa ekivalen
Massa ekivalen dari unsur-unsur logam sama dengan massa relatif (ar) dibagi dengan bilangan oksidasinya (biloks)
ME =
Sesuai dengan hukum faraday ii, jika listrik yang sama dialirkan ke dalam dua atau lebih sel elektrolisis yag berbeda, maka perbandingan massa zat-zat yang dibebaskan sama dengan perbandingan massa ekivalennya.
GCu : GAg = MECu : MEAg
4. Stoikiometri Reaksi Elektrolisis
Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron. Muatan listrik dari 1mol elektron adalah 96.500 coulomb (tepatnya 96.847 coulomb). Jumlah muatan dari 1mol elektron ini sama dengan tetapan faraday (1 f).
1 f 1mol elektron 96.500 coulomb
molelektron =
5. Penggunaan Elektrolisis Dalam Industri
a. Produksi zat
Banyak zat kimia yang dibuat melalui elektrolisis, misalnya logam-logam alkali, magnesium, alumunium, flourin, klorin, natrium, hipoklorit, dan hidrogen peroksida.
Klorin dan natrium hidroksida dibuat melalui elektrolisis larutan natrium klorida. Proses ini disebut proses klor-alkali dan merupakan proses industri “yang sangat penting”. Ruang katode dan anode dipisahkan dengan berbagai cara, dua diantaranya adalah :
1. Sel diafragma
Pada sel diafragma, ruang katode dipisahkan dengan suatu selaput berpori yang dapat dilalui ion-ion, tetapi menahan percampuran larutan. Sebagai lektode dapat digunakan grafit atau suatu elektrode khusus yang terbuat dari titanium. Anode ditempatkan pada bagian atas, sedangkan katode di bagian bawah.
2. Sel merkuri
Suatu proses elektrolisis yang dapat menghasilkan naoh dengan kemurniaan yang lebih tinggi adalah sel merkuri. Dalam sel merkuri digunakan merkuri (raksa) sebagai katode, sedangkan pada anode digunakan grafit.
b. Pemurnian logam
Contoh terpentig dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga. Penggunaan utama tembaga adalah untuk membuat kabel listrik. Untuk tujuan tersebut diperlukan tembaga murni, sebab adanya pengotor(seperti perak, emas, platina, besi, dan zink) dapat mengurangi konduktivitas tembaga. Akibatnya, akan timbul banyak panas dan akan membahayakan penggunanya. Pada pemurnian tembaga secara elektrolisis, maka tembaga kotor dijadikan anode, sedangkan katode digunakan tembaga murni.
c. Penyepuhan
Penyepuhan (electroplating) dimaksudkan untuk melindungi logam terhadap korosi atau untuk memperbaiki penampilan. Pada penyepuhan, logam yang akan disepuh dijadikan katode, sedangkan logam penyepuhnya dijadikan anode. Kedua elektrode itu dicelupkan dalam larutan garam dari logam penyepuh.
Reaksi katode bergantung pada jenis kation :
logam aktif (golongan ia, iia, al, mn):air yang tereduksi.
kation
kation lain: kation yang tereduksi
Reaksi di anode bergantung pada jenis anode dan anion:
sisa asam oksi: air teroksidasi
inert anion
(pt, au, c)
sisa asam lain atau oh-: anion teroksidasi
anode contoh :
anode tak inert: anode teroksidasi
Chemistry Korosi
KOROSI
Korosi adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat dilingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari korosi disebut perekatan contoh: perkaratan besi. Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi.
1. Korosi Besi
Korosi besi memerlukan oksigen dan air. Oleh karena itu, besi yang disalut dengan oli (seperti mesin kendaraan bermotor) tidak akan berkarat sebab terhindar kontak dengan air. Faktor-faktor lain yang dapat mempercepat korosi besi antara lain tingkat kesamaan, kontak dengan elektrolit, adanya pengotor atau kontak dengan logam lain yang kurang aktif, serta keadaan logam itu sendiri (kerapatan, atau kasar/halus permukaan).
Korosi besi merupakan proses elektrokimia. bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, tempat terjadinya oksidasi besi.
Fe(s) Fe2+(aq) + 2e Eo =+0,44 V
Elektron yang dibebaskan di anode itu dialirkan pada bagian lain dari besi itu yang berlaku senagai katode,tempat oksigen tereduksi.
O2(g) + 2H2O(L) + 4e 4OH-(aq) Eo=+0,40v
atau
O2(g) + 4H+(aq) + 4e 2H2O(L) Eo=+1,23v
Besi yang dilapisi timah akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai anode sehingga mendorong korosi besi.Cara-Cara Mencegah Korosi
Besi yang dilapisi zink akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katode sehingga mencegah korosi besi.Mencegah kontak dengan oksigen dan/atau air. Korosi dapat dicegah dengan melapisi besi dengan melapisi besi dengan cat atau logam lain yang tahan korosi. Jadi, cat mempunyai fungsi pelindung selain fungsi dekoratif.
Melumuri dengan oli atau gemuk
Disalut dengan plastik
Tin planting (pelapisan dengan timah)
Galvanisasi (pelapisan dengan zink)
Cromium patting (pelapisan dengan Kromium)
Perlindungan katode pada pipa besi dengan logam magnesiumSactifical protection (pengorbanan anode)
2. Korosi Alumunium
Alumunium berkarat dengan cepat membentuk oksida alumunium (Al2O3). Akan tetapi, perkaratan segera terhenti setelah lapisan tipis oksida terbentuk. Lapisan itu melekat kuat pada permukaan logam, sehingga melindungi logam di bawahnya terhadap perkaratan berlanjut.
Lapisan anode pada permukaan alumunium dapat dibuat lebih tebal melalui elektrolisis, proses nya disebut anodizing
Subscribe to:
Posts (Atom)