Transcript Document

KI 3231
Struktur dan Kereaktifan
Reaksi redoks
Redoks
Redoks adalah reaksi reduksi dan oksidasi
Ciri reaksi reduksi: e sebagai pereaksi
+
e

reaksi oksidasi: e sebagai produk reaksi

+ e
Redoks digunakan untuk mengekstrak unsur
Ekstraksi unsur
LOGAM diperoleh dari reaksi reduksi:
Al3+ +3e  Al
(elektrolisis)
MgO(s) +C(s) Mg(l) +CO(g)
(temp tinggi)
Halogen, belerang diperoleh dari oksidasi:.
2Cl-  Cl2 +2e
(elektrolisis)
2H2S + 3O2
 2SO2 + 2 H2O
2H2S + SO2  3S+2H2O (katalis, 300oC)
Diagram Ellingham
Mengkaitkan DG
dengan temperatur
Untuk ekstraksi logam
Menentukan
•Jenis reduktor dan
•Temperatur yang pas
Diagram Ellingham
Petrucci Ch 24
Metalurgi Besi
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(l) + 3 CO2(g)
Petrucci Ch 24
Reaksi redoks pada AIR
Air mengalami reaksi reduksi:
H 2O +
e

Air mengalami reaksi oksidasi:
H 2O

Lengkapi produk reaksi !
+e
Oksidasi oleh AIR
Logam blok s kecuali Be, Ti, V, Cr, Mn dapat
dioksidasi oleh air/asam 1M
M(s) +H2O(l) M+(aq)+1/2H2(g)+OH-(aq)
M(s) + H+(aq) M+(aq) +1/2H2(g)
Mg dan Al reaksinya lambat karena dipasifkan
oleh oksidanya.
Reduksi oleh AIR
Air dalam asam merupakan reduktor yang kurang
baik, kecuali bila ada oksidator kuat
Co3+(aq)+2H2O(l)Co2+(aq)+O2(g)+4H+
Karena Eo Co3+| Co2+ =1.92V
Potensial reduksi standar
Besaran termodinamika, untuk mengukur
Kekuatan oksidator/reduktor
Reduksi merupakan Setengah reaksi redoks
2H+(aq) +2e
 H2(g)
Eo =0
Zn2+ (aq) +2e
 Zn(s)
Eo =-0,76
Cu2+ (aq) +2e
 Cu(s)
Eo =0,34
Standar: larutan 1M, gas 1 atm
Eo positif artinya mudah tereduksi.
Potensial
reduksi
dalam
asam &
basa
Petrucci et al
Dalam larutan air
reduksi ion hidronium/air
H3O+ +e  H2O + ½ H2
H2O +e  OH- + ½ H2
H2O +e  OH- + ½ H2
Eo V
0 (1M asam)
-0.414 (netral)
-0.828 (1M basa)
Oksidasi air/ion hidroksida
H2O  2H+ + ½ O2 +2e -1.229
(1M asam)
H2O  2H+ + ½ O2 +2e -0.815
(netral)
2OH-  H2O + ½O2 +2e
-0.401
(1M
Contoh
Fe  Fe2+
Eo 0.45V,
Fe2+  Fe3+ Eo -0.77V,
Berapa Eo reaksi Fe  Fe3+
reaksi
solusi
Eo tidak bisa dijumlahkan, yang bisa
dijumlahkan adalah DG
Maka
Fe  Fe2+
DG =- 0.90F
Fe2+  Fe3+
DG = 0.77F
Fe  Fe3+
DG = -0.13F
Eo =0.13/3 = 0.04V
Coba dg Diagram Latimer
Diagram Latimer
Penulisan : Ox
 Red
Contoh:
1,2
1,6
ClO4-  ClO3-  ClO2-  HClO  Cl2  Cl+7
+5
+3
+1
0
-1
artinya
ClO4- + 2H+ +2e  ClO3- + H2O
Eo = 1.2 V
HClO + 2H+ + 2e  Cl2 + 2H2O
Eo = 1.6 V
Diagram Latimer dalam asam-basa
Kestabilan bilangan oksidasi
Untuk melihat bilangan oksidasi zat
yang stabil dalam air :
•Zat mereduksi hidrogen/ion H+
•Zat mengoksidasi oksigen/ion OH•Zat mengalami disproporsionasi
Contoh
Mn2+ +2e  Mn
Eo=-1.18
2H+ +2e  H2
Eo= 0
Mn +2H+ 
Mn2+ +H2 Eo=1.18
Artinya Mn tidak stabil dalam air
Cari spesi lain yang tidak stabil
MnO4-MnO4-2 MnO2  Mn3+Mn2+ Mn
Alasannya:
Teroksidasi/tereduksi/disproporsionasi?
Spesi Mangan
Disproporsionasi
Mn3+ +e  Mn2+
1.51 V
MnO2+4H+ +e  Mn3+ 2H2O
0.95V
2Mn3+ + 2H2O  Mn2+ +MnO2 +4H+ 0.56V
Potensial reduksi fungsi pH
reaksi
MnO4- +8H+ +5e  Mn2+ + 4 H2O Eo = 1.51V
Berlaku pers. Nernst:
E
= Eo - RT/nF LnQ
dengan Q = [Mn2+][H2O]4/ [MnO4-][H+]8
E
= Eo - 0.059/5 log[H+]-8
pada
pH = 0 [H+] = 1M
E = Eo
pH = 3 [H+] = 10-3M
E = 1,23V
pH = 6
E = 0.96V
pH = 11
E = 0.51V
Kemapuan oksidasi pada berbagai pH
Pada reaksi:
I2 +2e

Br2 +2e 
Cl2 + 2e 
pH
pH
pH
pH
=
=
=
=
0
3
6
11
2I2Br2 Cl-
Eo = 0.54 V
Eo = 1.07 V
Eo = 1.36 V
MnO4- mengoksidasi Cl- Br- Iyang teroksidasi ion I- dan Bryang teroksidasi hanya ion Isemua ion halida tersebut
tidak teroksidasi
Tutorial 1
Permanganat digunakan sebagai
Penitrasi pada reaksi redoks,
Mana yang bisa dioksidasi oleh MnO4Fe2+ Cl-, Ce3+ dalam suasana asam?
Bolehkah digunakan HCl pada
Titrasi permanganimetri?
EoMnO4-|Mn2+
= 1,51 V
EoFe3+|Fe2+
= 0,77 V
EoCl2|Cl= 1,36 V
EoCe4+|Ce3+
= 1,72 V
Tutorial 2
Dikromat juga dapat digunakan sebagai
Penitrasi pada Titrasi redoks
Apakah dikromat dapat digunakan untuk
Penentuan kadar besi(II)?
Bagaimana efek HCl pada reaksi tsb?
Elektrokimia
Sel Galvani:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
EO2/OH- = 1.103 V
Reaksi spontan, menghasilkan energi listrik
Sel Elektrolisis:
Zn2+(aq) + Cu(s) → Zn(s) + Cu2+(aq)
EO2/OH- = -1.103 V
Reaksi tidak spontan, bisa terjadi karena elektrolisis
batere
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-
2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e- → Mn2O3(s) + 2 OHNH4+ + OH- → NH3(g) + H2O(l)
NH3 + Zn2+(aq) + Cl- → [Zn(NH3)2]Cl2(s)
Batere alkali
Reduksi:
Oksidasi:
2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e- → Mn2O3(s) + 2 OH-
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 eZn2+(aq) + 2 OH- → Zn (OH)2(s)
Zn (s) + 2 OH- → Zn (OH)2(s) + 2 e-
Accu
PbO2(s) + 3 H+(aq) + HSO4-(aq) + 2 e- → PbSO4(s) + 2 H2O(l)
Pb (s) + HSO4-(aq) → PbSO4(s) + H+(aq) + 2 e-
PbO2(s) + Pb(s) + 2 H+(aq) + HSO4-(aq) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)
E°cell = E°PbO2/PbSO4 - E°PbSO4/Pb = 1.74 V – (-0.28 V) = 2.02 V
Batere kancing
Zn(s),ZnO(s)|KOH(jenuh)|Ag2O(s),Ag(s)
Zn(s) + Ag2O(s) → ZnO(s) + 2 Ag(s)
Ecell = 1.8 V
Sel bahan bakar
O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH-(aq)
2{H2(g) + 2 OH-(aq) → 2 H2O(l) + 2 e-}
2H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
E°cell = E°O2/OH- - E°H2O/H2
= 0.401 V – (-0.828 V) = 1.229 V
Sel bahan bakar lainnya
Berdasarkan pada reaksi
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g)
Elektrolitnya asam fosfat pekat, elektrodanya Pt
Temperatur kerja 100-200oC
• Gas alam direaksikan dengan uap air
membentuk hidrogen dan gas CO atau CO2,
Ini sebagai sel bahan bakar temp tinggi 750oC,
Elektrolitnya leburan alkali karbonat.
Esel fungsi konsentrasi
ΔG = ΔG° -RT ln Q
-nFEsel = -nFEsell° -RT ln Q
RT
Esel = Esel° ln Q
nF
0.0592 V
log Q
Persamaan Nernst : Ecell = Ecell° n
pH meter = sel konsentrasi
0.0592 V
Ecell = Ecell° log Q
n
0.0592 V
x2
Ecell = Ecell° log 2
1
n
0.0592 V
x2
Ecell = 0 log
1
2
Ecell = - 0.0592 V log x
Ecell = (0.0592 V) pH
2 H+(1 M) → 2 H+(x M)
Elektrolisis
1 mol e- = 96485 C
Muatan (C) = arus (C/s) x waktu (det)
ne- = I x t
F
Industri alkali-klor
Elektrolisis air
Katoda
2H+(aq) + 2 e - → H2(g)
Anoda
H2O(l) → 1/2O2(g) +2H+ + 2 e -
reaksi
H2O(l) → 1/2O2(g) + H2(g)
Ekatoda = E°H+|H2 – (0,0592/2) logpH2/[H+]2
=0 –0,0592/2 log 1/(10-7)2 = - 0,414 V
Eanoda = E°O2/H2O – (0,0592/2)log1/(pO2)1/2[H+]2
= 1,229 V – (-0,0592/2) log 1/(10-7)2 = 0,815 V
DE = Ekatoda - Eanoda = -0,4141V – (0,815 V) = -1,229 V~ 1,3 V
Elektrolisis larutan NaCl 0,1M
Katoda
Anoda
2H+(10-7M) + 2 e - → H2(g)
Na+(10-1M) + e - → Na(s)
H2O → 1/2O2(g) +2H+(10-7M) + 2 e –
Cl-(0,1M) → 1/2Cl2(g) + e –
Mana yang mungkin terjadi?
Tutorial 3
Bahas reaksi elektrolisis
larutan NaI 0,1M
diketahui E°I2|I- = 0,535V
Tutorial 4
Larutan Nikel(II) klorida dielektrolisis pada 1 atm
Tentukan produk yang terbentuk di anoda dan
katoda pada pH = 7 dan pH = 0
Tentukan pula potensial dekomposisinya.