Transcript redoks 2010 (2)

TITRASI REDOKS
Titrimetri  melibatkan rekasi oksidasi dan
reduksi yg berkaitan dg perpindahan elektron
Perubahan e- perubahan valensi atom / ion
yang bersangkutan.
Zat pengoksid mendapatkan e- dan tereduksi
 valensi atom / ion menurun
Zat pereduksi kehilangan e- dan teroksidasi
 Valensi atom /ion meningkat
Contoh : Perubahan dari :
Fe2+  Fe3+
+2  +3
Cl-  Cl2
-1  0
Cu  Cu2+
reaksi oksidasi
0  +2
Prinsip reaksi redoks (Reduksi – Oksidasi)
Ox1 + Red2  Red1 + Ok2
½ reaksi syst reduksi
Tereduksi
½ reaksi syst oksidasi
teroksidasi
Proses oksidasi – reduksi terjadi bersama sama
pada pelaksanaan TITRASI.
Secara umum reaksi redoks digambarkan
Ma+ + ne-  M(a-n)+
Ox.1
Red.1
: EoV
½ reaksi tereduksi
di katoda
Ma+  M(a-n)+ + ne- : E 0 V
Red.2
Ox.2
½ reaksi teroksidasi
di anoda
Contoh:
Fe2+ + Ce4+  Fe3+ + Ce3+
Fe3+ + e-
 Fe2+
Ce4+ + e-  Ce3+
: Eo = 0,771 Volt
: Eo = 1,61 Volt
potensial reduksi
Zat pengoksid lemah  cenderung kurang
shg hanya dpt mengoksidai zat pereduksi yg
plg siap menghasilkan eKekuatan zat pengoksidasi dan pereduksi di
tunjukkan ole nilai potensial reduksi nya.
POTENSIAL STANDAR
SETENGAH REAKSI
Sistem Redoks
Eo Volt
H2O2 + 2H+ + 2e-  2 H2O
1,77
MnO4- + 4H+ + 3e-  MnO2 + 2H2O
1,695
Ce4+ +
e-
 Ce3+
1,6 1
MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O
1,51
Cr2O72- + 14 H+ + 6e-  2Cr3+ + 7H2O
1,3 3
MnO2 + 4H+ 2e-  Mn2+ + 2H2O
1,23
2IO3- + 12H+ + 10e-  I2 + 6H2O
1,20
H2O2 + 2e-  2OH-
0,88
Cu2+ + I- + e-  CuI
0,86
Fe3+ + e-  Fe2+
0,771
O2 + 2H+ + 2e-  H2O2
0,682
I2(aq) + e-  2I-
0,6197
H3AsO4 + 2H+ + 2e-  HAsO2 + 2H2O
0,559
SETENGAH REAKSI
Sistem Redoks
Eo Volt
I3- + 2e-  3I-
0,5355
Sn4+ + 2e-  Sn2+
0.154
S4O62- + 2e-  S2O3 2-
0,08
2H+ + 2e-  H2
0,0000 **
Zn2+ + 2e-  Zn
-0,763
2H2O + 2e-  H2 + 2OH-
-0,828
** Normal Hidrogen Elektrode (NHE) atau Standard Hydrogen Elektrode (SHE)
Reagen yang berperan sebagai Reduktor/Oksidator
 Reagen mengalami autooksidasi.
Titrasi redoks merupakan bagian dr Titrasi Volumetri
yang akan terlaksana dengan baik bila :
• Kesetimbangan redoks tercapai dengan cepat
setiap penambahan volume titran
• Adanya indikator penunjuk TE.stokhiometri
• ½ reaksi syst oksidasi dan ½ reaksi syst reduksi
saat titrasi selalu terjadi kesetimbangan pada
seluruh titik pengamatan
Pengaruh Konsentrasi & Reaksi dari medium
Hubungan antara beda potensial (E) sistim redoks
dan konsentrasi bentuk teroksidasi dan tereduksi
ditunjukkan oleh pers NERNST sbg turunan dari
HK.Termodinamika.
RT
[spesies tereduksi]
E = Eo - ------- ln -------------------------------nF
[spesies teroksidasi]
Eo
R
T
F
n
(1)
= potensial standard
ln = 2,303 log
= konstante gas (8,313 joule)
= temperatur absolut
= konstante Faraday (96500 coulomb)
= banyaknya elektron yang ditransf dlm reaksi
Penentuan TAT atau TE.
Kurve Titrasi Redoks
Dalam titrasi redoks zat atau ion yang terlibat dlm
reaksi berubah secara kontinyu, yang akan mempe
ngaruhi perubahan potensial (E) larutan.
Dengan mengalurkan potensial (E) thd perubahan
Vol titran yg ditambahkan  diperoleh kurve titrasi
spt kurve titrasi netralisasi.
Contoh : titrasi garam Fe2+ dg KMnO4 dalam larutan
asam teroksidasi
MnO4- + 5Fe2+ + 8H+
tereduksi
Mn2+ + Fe3+ + 4H2O
Reaksi yg terjadi reversibel,  larutan akan selalu
mengandung kedua ion awal dan ion yang terbentuk
selama reaksi, dg kata lain pada tiap tahapan titrasi
larutan akan mengandung dua redoks Fe2+ /Fe3+ dan
MnO4-/Mn2+  untuk menghitung E menggunakan
pers 2 atau 3
0,0591
[Fe2+ ]
Pers (2) E = 0,771 – ----------- log ----------1
[Fe3+ ]
Pers (3)
RT
0,0591
[Mn2+ ]
E = 1,51 - -------------- log ----------------------n
[MnO4-] [H+]8
----- x 2,303 = 0,0591 pers (2) & pers (3) memberikan
F
hasil yg sama.
F
KURVE TITRASI
Daerah setelah TE
E Volt
X
TE
Daerah
Sebelum
TE
Daerah TE
mL titran
Pers (2) dan (3) dapat digunakan untuk perhitungan
selanjutnya.
Pers(2) akan lebih mudah untuk menghitung E besi
ketika penambahan vol titran mendekati TE.
Sedang pers (3) dipakai untuk menghitung E MnO4
ketika terjadi kelebihan vol titran.
Contoh:
50 mL lrtn
KMnO4
Nx
100 mL
FeSO4
Nx
Dicapai 50% Fe2+  Fe3+
Brp E pada keadaan sebelum TE, TE, dan sesudah TE
Maka dapat dituliskan
0,0591
[50]
E = 0,771 - ---------- log ------- = 0,771 volt.
1
[50]
Keadaan sebelum TE.
E pada penambahan 0,1 sebelum TE  pada pe (+)
99,9 mL lrt KMnO4 
0,0591
[0,1]
E = 0,771 - ----------- log ---------- = 0,944 volt
1
[99,9]
Keadaan sesudah TE
0,0591
`
[100]
E = 1,51 - ------------ log ----------------- = 1,475 volt
5
[0,1] [H+]8
Keadaan TE, diasumsikan [H+] = 1 M , 
0,0591
[Fe2+]
E = 0,771 - ------------ log ----------- ½ sel sist redoks
1
[Fe3+]
0,0591
[Mn2+ ]
E = 1,51 - ------------ log ------------- ½ sel sist redoks
5
[MnO4-]
-------------------------------------------------------------- [+]
0,0591
[Fe2+ ] [Mn2+ ]
6E = 0,771 + 5x1,51 - ---------- log ------------------------ (****)
1
[Fe3+ ] [MnO4- ]
Pada TE banyaknya eq titran = eq titrat.
Pada TE banyak ion MnO4- yang di (+) kan sesuai dg
persamaan reakasi berikut :
MnO4- + 5Fe2+ + 8H+
Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
Pada kesetimbangan setiap 1 ion MnO4- harus ada
5 ion Fe2+
Shg persamaan (****)  harga log [ ] = 0
Maka ETE
0,771 + (5 x 1,51)
= ------------------------------ = 1,387 volt
6
1). Buat kurve titrasi contoh diatas dg memperhatikan
keadaan sebelum TE, TE, dan kelebihan titran
( sesudah TE di capai).
Secara umum jika Eo zat pengoksid dan pereduksi
dinyatakan sebagai Eo1 dan Eo2 dan koefisien stokhiometri sebagai a dan b,  E larutan saat TE adalah:
E.TE
b.Eo1 + a.Eo2
= ------------------------a+b
(4)
2).Buktikan secara matematika dg mengacu
reaksi stokhiometri rumus diatas
Kurve titrasi redoks secara umum sama dg kurve
Titrasi netralisasi (asam-basa).
E berubah tiba-tiba saat TE, dan berikutnya kurve
tetap mendatar  ini menunjukkan perubahan E
sangat lambat selama titrasi.
belokan pd kurve dapat digunakan utk penentu TE dg
bantuan indikator.
Besarnya perubahan E lrt tgt pada perbedaan Eo dari
kedua sistim redoks.
Kurva oksidimetri biasanya tdk tgt pengenceran, krn
Pers NERNST merupakan perbandingan [teroksidasi]
[tereduksi], shg tdk berubah dg pengenceran.
“Keadaan ini benar jika koefisien bentuk redoks
kedua sistem sama”
Titik belok kurve titrasi redoks dapat diperlebar jika
Salah satu ion yang terbentuk membentuk kompleks.
Contoh : pada titrasi redoks penambahan PO43- , F bergabung dg Fe3+  kompleks stabil
[Fe(PO4)2]= , [FeF6]=
Indikator Reaksi Redoks.
TE titrasi redoks dapat dilakukan dengan / tanpa Ind
Tanpa indikator bisa dilakukan jika semua zat
pereduksi teroksidasi oleh oksidator dan
memberikan perubahan fisik (warna/tidak berwarna )
yang bisa teramati dg jelas.
Contoh : MnO4- dlm suasana H+, warna ungu lemba
yung ion MnO4- hilang krn tereduksi  Mn2+ ketika
Semua zat pereduksi telah dititrasi, kelebihan 0,1 mL
permanganat  larutan menjadi merah muda.
Contoh lain: titrasi zat pereduksi dg lrt Iod, perubhn
warna coklat gelap  tak berwarna dr Iod I2  I- ,
karena warna Iod krg tajam mk utk mempertajam
digunakan indikator amilum  biru kuat (I 2 <<)
Indikator  berubah warna ketika E lrtn yg di titrasi
mencapai harga tertentu.
Ind
oks
+ ne
Ind
red
Dengan menerapkan pers Nernst  dapat dituliskan
E = Eoind
0,0591
[Ind red]
- ---------- log ---------------n
[Ind oks]
(5)
Utk kepentingan praktek rentang jangkauan indikator
Redoks dinyatakan dengan :
E = Eoind
0,0591
- -------------n
(6)
Contoh :
Indikator Difenilamin Eo = +0,76 volt , n = 2 
Rentang E Indikator redoks :
0,0591
E1 = 0,76 – ----------- = 0,73 volt.
Rentang E
2
0,73  0,79 volt
0,0591
E2 = 0,76 + ------------ = 0,79 volt.
2
E=0,73 <
Bentuk
tereduksi
tidak berwarna
berubah
bertahap
< E=0,79
bentuk
teroksidasi
ungu lembayung
E.Ind Redoks dg perub warna / kondisi larutan
Indikator
Warna teroks
Warna teredk
Eo.volt
Kondisi lrtn
Kompl,Fe(II) 5-nitro-1,10 -fenantrolin
Biru pucat
Merah ungu
+1,25
1M H2SO4
Asam 2,3-difenilamin dikarbosilat
Biru-violet
Tak berwarna
+1,12
7-10 M
H2SO4
Kompl,Fe(II) 1,10-fenantrolin
Biru pucat
merah
+1,11
1M H2SO4
Erioglaucin A
Biru-merah
Kuning-hijau
+0,98
0,5M H2SO4
As difenilamin sulfonat
Merah-ungu
Tak berwarna
+0,85
Asam encer
difenilamin
ungu
Tak berwarna
+0,76
Asam encer
P-ethoksikrisoidin
kuning
merah
0,76
1M asam
Biru metilen
biru
Tak berwarna
+0,53
1M asam
Indigo terasulfonat
Biru
Tak berwarna
+0,36
1M asam
fenasafranin
biru
Tak berwarna
+0,28
1M asam
Reaksi samping dalam Titrasi Redoks
Salah satu kesukaran dalam titrasi Redoks adalah
terjadinya reaksi samping,sehingga akan mem
pengaruhi penggunaan titran  anlisa menjadi tidak
akurat .
Contoh : pada penetapan Ferro dg permanganat.
5Fe2+ + MnO4- + 8H+
5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
Dari persamaan reaksi ion H+ dibutuhkan  harus
dilakukan dalam suasana asam.
Namun sifat dari asam yang menghasilkan H+ sangat
berarti.
Dalam praktek asam yang tepat dan benar digunakan
Asam sulfat. Bagaimana kalau digunakan HCl?
Reaksi yang terjadi dg adanya HCl
10Cl- + 2 MnO4- + 16H+
2Mn2+ + 8H2O + 5Cl2
Terlihat kebutuhan permanganat menjadi lbh banyak
karena dibutuhkan untuk reaksi samping.
klor yang terbentuk dalam reaksi harus mengoksidasi
Fe2+ mengikuti reaksi 
2Fe2+ + Cl2
2 Fe3+ + 2 Cl-
Jika semua klor ada di larutan, banyaknay besi yang
teroksidasi ekivalen dengan banyaknya permanganat
yg diperlukan dlm pembentukan reaksi samping Cl2.
Namun dalam praktek beberapa klor menguap dan ini
Mengakibatkan penggunaan permanganat menjadi lbh
Banyak.
Beberapa sistim redoks
CERIMETRI
Lrt stand : Ce(IV) Sulfat (oksidator)
dpt digunakan spt lrt std KMnO4
dg sistem Titrasi Kembali dg lrtn
stand Na.Oksalat
Ce4+  Ce3+
kuning
tdk berwarna
 perlu indikator
krg terdukung
(NH4)2Ce(NO3)6 / HClO4
Amonium Heksa Nitro Serat dlm HClO4
Indikator : α Penantroline , Feroin .
Rentang Eind 1,0  1,2 volt /SHE
Dalam titrasi dibutuhkan senyawa organik utk meng
oksidasi dg membentuk CO2
HO
1) 12M H2SO4
O
C—CH—CH—C
+ 10Ce4+ + 12.H2O
O
OH OH
OH
2) 4M HClO4
Asam tartrat 1) n=10 , 2) n = 6
(1)
(2) 2CO2
4CO2 + 10Ce3+ + 10H3O+
O
+ 2HC + 6Ce3+ + 6H2O
OH
Contoh aplikasi titrasi Cerimetri.
Fe2+
&
Ti4+
suasana asam
dilarutkan scr pasti
Wo = 1,75gr
250 mL
titrasi
Titran Ce
0,075 N
Per
50 mL
aliquot
a) metoda Walden Reduktor (Ag reduktor)
 membutuhkan titran 18,2 mL
b) metoda John Reduktor (Zn reduktor) 
membutuhkan titran 46,2 mL
Berapa % Fe sbg Fe2O3 dan % Ti sbg TiO2
Reaksi yang terjadi pada Walder Reduktor.
Walden Reduktor Ag(s) + CeFe3+ + e-
AgCl(s) + e-
Fe2+
TiO2+
Reaksi yang terjadi pada John Reduktor
John Reduktor Zn(s)
Fe2+ + eTiO2+ + 2H3O+
Zn2+ + 2e-
Fe3+
+ e-
Ti3+ + 3H2O
Penyelesaian soal :
Dari Walden R  Fe3+
Ti
Fe2+
n=1
meq Fe2O3 setara meq titran Cerri
meq Ce = 18,2 x 0,075
W Fe2O3 (mg)
---------------------- = meq Fe2O3
Mr Fe2O3 / n
WFe2O3 = 0,075 x 18,2 x 100 = 136.5 mg per 50 mL
W Fe2O3 dalam sampel = 136,5 x 250/50 = 682,5 mg
= 39 %
Dari John Red Fe dan Ti tereduksi
Fe3+
Fe2+
Ti4+
Ti3+
meq titran = setara meq Fe3+ + Ti4+
W.TiO2 (mg)
46,2 x 0,075 = ------------------- + meq Fe2O3
Mr.TiO2 / n
W.TiO2 (mg)
3,465 mg = -------------- + 1,365 mg
35/1
W.TiO2 (mg) = (3,465 – 1,365) x 35 = 73,5 mg`/ 50 mL
dlm sampel = 73,5 x 5 =367,5 mg
=367,5 / 1750 x 100 %
= 21 %
PEMANGANOMETRI
Metoda titrimetri dg larutan standard KMnO4
Titran KMnO4  oksidator kuat
(+) * sbg self indikator titran
* TE ditunjukkan oleh perubahan warnanya sendiri
ungu  jambon  tidak berwarna.
(-) * kekuatan oksidasi tergantung medium larutan,
asam , netral, basa kuat. & reaksi yg terjadi
* dlm medium HCl, KMnO4 teroksidasi oleh Cl* Kestabilan larutan terbatas
* larutan standard sekunder (perlu standardisasi)
Penggunaan KMnO4
1. SUASANA ASAM 0,1 N
MnO4- + 8H+ + 5eMnO4- + 8H3O+ + 5eMn7+  Mn2+ 
n=5
2. SUASANA NETRAL
MnO4- + 4H3O+ + 3e-
Mn7+  MnO2  n = 3
3. SUASANA BASA KUAT
MnO4- + eMnO42-
Mn2+ + 4H2O
Mn2+ + 12H2O
Eo = 1,51 volt
MnO2 + 6H2O
Eo = 0,1695 volt
n = 1 Eo = 0,564 volt
Larutan KMnO4 dlm air tdk stabil  air teroksidasi
4.MnO4- + 2.H2O
4.MnO2 + 3.O2 + 4.OH-
Perurian dikatalis adanya :
cahaya, panas, asam, basa
Mn2+
MnO2
dekomposisi sendiri bersifat auto katalitik
S
STANDARDISASI KMnO4
Larutan (standrd 1o) utk standardisasi KMnO4 :
Oksalat, Naoksalat  (banyak digunakan),
As2O3, K4[Fe(CN)6]3H2O, logam besi dll
Lart stand primer hrs murni secara kimia, sesuai dg
rumus mol, mudah dimurnikan.
Na2C2O4 mudah dimurnikan dg rekristalisasi dari air
& pengeringan pada suhu 240 – 250oC.
tdk higroscopis dan tdk berubah pd penyimpanan.
Asam Oksalat agak lbh sukar dimurnikan krn mengandung air kristal  bisa berkembang.
Untuk mempersiapkan lrt stand KMnO4 harus bebas
/ dihindarkan dari MnO2
Persamaan Reaksi standardiasi KMnO4
*)
2.Na2C2O4 + 2.KMnO4 + 8.H2SO4
2.MnSO4 + K2SO4 + 5.Na2SO4 + 8.H2O + 10.CO2
*)
5.H2C2O4 + 2.KMnO4 + 3.H2SO4
2.MnSO4 + K2SO4 + 8.H2O + 10.CO2
Dari kedua reaksi ion C2O42- teroksidasi sbb
C2O42-
2CO2 + 2e-
shg 1grek asOksalat = 1 mol
1 grek NaOksalat = ½ mol
[ lrt stnd ] = 0,02 N
Contoh aplikasi analisa
a. Lrt KMnO4 distandardisasi dg lrt sdt 1o Na2C2O4
Bila 282 mg Naoksalat membutuhkan 35,87 mL
KMnO4 pada TE  hitung berapa N KMnO4
b. Lrt KMnO4 (a) dipakai utk menentukan Mn2+
Hitung % Mn dalam sampel mineral, bila 487,4 mg
sampel membutuhkan 45,73 mL lrt KMnO4 pd TE
Pemecahan soal : dengan tinjauan Normalitas.
a) Meq KMnO4 setara meq Na2C2O4 pada TE
W.Na2C2O4 (mg)
NKMnO4 x V = --------------------------Mr.Na2C2O4 / n
Na2C2O4
C 2O 4=
2Na+ + C2O4=
2CO2 + 2e-
282,0
N x 35,87 = -------------134,0 / 2
n=2
 [KMnO4] = 0,1173. N
Dalam suasana asam  n = 5
[KMnO4] dalam Molar  0,1173 / 5 = 0,02347 M
b) Meq Mn2+ setara meq MnO4- pada TE
Reaksi yg terjadi 
2MnO4- + 3Mn2+ + 4OHn=3
5MnO2 + 2H2O
Kekuatan oks KMnO4  3/5 x 0,1173 N = 0,0704 N
W.Mn (mg)
W.Mn (mg)
------------------- = N x mL  -------------- = 0,074 x 45,73
Mr.Mn / n
54,94/2
W.Mn
(mg)
88,44
= 88,44 mg  % = ------------ x 100 % =
487,4
= 18,15 %
1) Coba selesaikan pemecahan soal dengan
Tinjauan konsentrasi dalam mol (M)
2) Tugas materi Bikromatometri dan Iodo-iodimetri.
Pemecahan dg tinjauan molar.(M)
Standardisasi mengikuti persamaan reaksi
2.MnO4- + 5.C2O4 + 6.H3O+
2.Mn2+ + 10.CO2 + 8.H2O
mmol KMnO4 = mmol Na2C2O4 x 2/5 =
W.Na2C2O4
2
282,0
2
-------------------- x ----- = ---------- x ------- = 0,8418 mmol
Mr.Na2C2O4
5
134,0
5
0,8418 mmol KMnO4 = [ ] M x V mL = [ ] M x 35,87
0,8418
[KMnO4] M = -------------- = 0,02347 M  5 x 0,02347 =
35,87
0,1173 N.
2MnO4 + 3.Mn+ + 4OH-
5.MnO2 + 2.H2O
Sesuai stokhiometri
mmol Mn dlm mineral setara mmol KMnO4 x 3/2
3
Mmol Mn = [ ] M x V mL x -----2
= 0,02347 x 45,37 x 3/2 = 1,610 mmol
Kand Mn dlm mineral = 1,610mmol x 54,94 mg/mol
= 88,44 mg
88,44 mg
% Mn = ----------------- x 100 % = 18,5%
487,4 mg
Aplikasi metoda permanganometri
Beberapa contoh
* Penentuan Ferro ( Ferro teroksidasi  Ferri)
Reaksi yg terjadi:
10.FeSO4 + 2.KMnO4 + 8H2SO4
2MnSO4 + 5.Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8.H2O
Σ besi dihitung dari vol lrt KMnO4 yg diperlukan dg
normalitasnya.
* Penentuan H2O2
Berdasar reaksi :
5H2O2 + 2.MnO4- + 6.H+
5O2 +2.Mn2+ + 8.H2O
teroksidasi
Pereduksi
H2O2
O2 + 2H+ + 2e-
 1 grek H2O2 = ½ mol
H2O2 perdagangan mengandung sekitar 3%, maka
untuk penetapan hrs diencerkan dlm vol tertentu
kira-kira 250 mL).
Titrasi dilakukan 3 kali per 25 mL, diasamkam dg
5 – 10 mL H2SO4 (1:4), Kadar H2O2 berdasar rerata vol
titran yg digunakan.
• Penentuan Nitrit
Berdasar reaksi :
5.NO2- + 2.MnO4- + 6H+
Krn oks ion  NO2- + H2O
5.NO3- + 2.Mn2+ + 3.H2O
NO3- + 2.H+ + 2e-
n = 2  1 grek NO2- = ½ mmol
Ciri khusus penetapan ini, nitrit siap terurai oleh H+
 Nitrogen oksida.
NO2- + 2H+
2HNO2
NO(g) + NO2(g) + H2O
Pada analisa agar tidak kehilangan NO2 dalam
penetapannya  prosedur titrasi dilakukan terbalik.
Dalam kasus ini larutan KMnO4 yg telah diasam kan
dititrasi dg larutan nitrit netral.
Ketika lrt nitrit ketemu KMnO4,  akan teroksidasi
langsung menjadi nitrat dan tdk terbentuk NO
titrasi
Lrt
nitrit
W gr
250 Lrt
nitrit
0,02N
250
mL
25 mL lrt KMnO4 (+) H2SO4 1:4
BIKROMATOMETRI
Titran K2Cr2O7  oksidator kuat. Eo = 1,33 volt
(+)
• Lrt stnadard primer , Stabil, tdk perlu tempat glp.
• Tidak terurai pada pemanasan, penguapan asam
• Rekristalisasi dari lrt nya dan pengeringan t=200oC
memungkinkan diperoleh dg kemurnian tinggi.
(-)
• Kekuatan oks lebih lemah dari KMnO4 dan Cerri
• Reaksi lambat
• Karsinogen  perlu penanganan hati-hati.
• Sbg zat pengoksid  terjadi peningkatan Cr3+ slm
titrasi, orange warna hijau (sukar diamati pad TE)
• Perlu indikator, indikator redoks yg biasa di pakai
: as difenilamin-sulfnt
Ba difenilamin-sulfnt
Sebelum Indik redoks (indk internal) dikenal, TE di
tentukan dg menggunakan dg indik eksternal
melalui perlakuan uji noda.
Indik K3[Fe(CN)6] untuk titrasi Ferro dg kromat.
2Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3indik ekst
Fe3[Fe(CN)6]2 biru turmbul
REAKSI OKSIDASI ION BIKROMAT
Cr2O7
2-
+ 2H+ + 6e-
2Cr3+ + 2H2O
n=6
1greq Cr2O72- setara 1/ 6 mol
Cr6+
Cr3+ 
3e- , 2.Cr
n=3x2=6
Aplikasi penting metoda bikromat  penetapan besi
Dalam bijih, slag (ampas bijih), dan alloy.
Sampel dilarutkan  besi diperoleh dlm bntk ion Fe3
Shg perlu direduksi  Fe2+ dg SnCl2 dan dikuti
menghilangkan kelebihan SnCl2 dg HgCl2 / dg amalgm
Pereduksi yg sering digunakan adalah log seng.
Reaksi yg terjadi 
2.Fe3+ + Zn
2.Fe2+ + Zn2+
Penentuan berikutnya ferro dititrasi dg lrt bikromat.
Contoh aplikasi metoda bikromatometri
Penentuan besi dalam bijih besi. Indk difenilamin
Setelah besi direduksi  Fe2+,  dititrasi dg bikromat
Mengikuti reaksi :
K2Cr2O7 + 6.FeCl2 + 14HCl
2CrCl3 + 2KCl + 6FeCl3 + 7 H2O
di (+)
Lrt
K2Cr2O7
Contoh soal
Lrt
KI >>
Iodum yg dibebaskan dititrasi Na2SO3 0,1 N
sampai TE membutuhkan 48,8 mL
a) Berapa gr K2Cr2O7 dalam lart.
Cr2O7=
Pemecahan soal :
+ 14.H+ + 6e2.Cr3+ + 7.H2O
Cr2O7= + 6I- + 14.H+
6e2S2O3= + I2
2Cr3+ + 3.I2 + 8.H2O
S4O6= + 2I-
2eMeq Na2S2O3 setara
meq K2Cr2O7
V x Ntio setara meq K2Cr2O7
294,18
Mr,K2Cr2O7
48,8 x 0,1 x ------------ = W.K2Cr2O7
6
0,2393 gr = berat bikromat
b) Bila berat bikromat di a) dilarutkan dalam volume
1 liter, berapa vol diperlukan utk menitrasi 3.402 gr
FeSO47H2O dalam suasana asam.
Solusi : * cari N K2Cr2O7,
* TE  meq K2Cr2O7 setara meq FeSO47H2O
BROMATOMETR
I KBrO3
BROMATOMETRI
-
Oksidator kuat, dg laju reaksi rendah
Standard primer (KBrO3) / kering dg t 150 – 180oC
Stabil
Indikator MO, MR , α.Naftaflavon , Quinoline
Banyak digunakan utk penentuan senyawa organik
- Reaksi yg terjadi.
- BrO3- + 6.H+ + 6e1 greq KBrO3= 1/6 mol
Br- + 3.H2O
Eo = 1,44 %
Penentuan untuk asam2 organik (Oksin),
Dari reaksi terlihat untuk konversi BrO3- perlu H+
 Untuk mempercepat reaksi konversi dilakukan pe
manasan dalam asam kuat.
Selama titrasi ion BrO3- tereduksi  Br2 , kelebihan
Ion ini menyebabkan warna kuning pucat, shg kurang
Tegas pada penentuan TE  perlu indikator z.warna
MO atau MR (indikator ini tdk reversibel shg tdk ter
masuk ind redoks)
Aplikasi bromatometri banyak digunakan utk penentuan arsen dan antimon valensi III, penetapan dilaku
kan dg adanya Sn val IV
Penentuan antimon dlm tartar emetic
Tartar emetic  tartar dr antimon trivalen dg rumol
K(SbO)C4H4O6.
Ketika lrt garam ini dititrasi dg KBrO3 dg adanya HCl
 Terjadi reaksi :
3.K(SbO)C4H4O6 + KBrO3 + 15.HCl
3.SbCl5 + KHC4H4O6 + KBr + 6.H2O
Dalam reaksi Sb (III)  Sb (V)  2 e- tertransfer 
1greq Sb = ½ mol
Indikator yg biasa digunakan Metil Jingga atau
Metil merah.
Contoh lain : penentuan Mg dlm lrt Mg
Dengan Metoda hidroksikuinolin
Metoda ini berdasar reaksi :
MgCl2 + 2.H(C9H6NO) + 2.NH4OH
Mg(C9H6NO)2 + 2.NH4Cl + 2.H2O
Mg Hidroksikuionolat (endapan)
Endapan disaring , cuci dilarut dalam HCl, hidroksikuinolin yang dilepas di titrasi dg lrt KBrO3 dg adanya
KBr, reaksi yg terjadi :
KBrO3 + 5.KBr +
6.HCl
H(C9H6NO) + 2.Br2
3Br2 + 6.KCl + 3.H2O
HC9H4Br2NO + 2.HBr
Dari persamaan reaksi terlihat 1 atom Mg ekuivalen
dg 2 mol hidroksikuinolin, yang masing-masing ekui
valen dg 4 atom Br,  1 greq Mg = 1/8 mol
Metoda ini mempunyai presisi analisis 0,03 mg lbh
tinggi dr metoda gravimetri sbg Mg2P2O7
metoda ini dapat digunakan untuk penentuan Mg
dengan adanya Al3+ dan Fe3+ , yg sebelumnya diubah dulu menjadi kompleks tartratnya.
IDO -IODIMETRI
* Kalium iodat KIO3 banyak dipakai dlm Kimia Analit
IO3- + 5I- + 6.H+
3I2 + 3.H2O
* Pemakaian iodium sbg reagen Redoks
reduktor
* Sistim iodium dapat berfungsi
oksidator
I2(s) + 2eI3- + 2e-
2I3I-
Eo = 0,5345 volt
Eo = 0,536 volt
* I2  oksidator lemah , iodida  reduktor lemah
* Kelarutan KIO3 dlm air cukup baik
* I2 larut dalam KI
* Perlu disimpan ditempat
dingin
gelap
* Bukan standard primer  perlu standardisasi dg
*) As2O3 dan *) Na2S2O3.5H2O
lrt thio sulfat perlu di standardisasi lebih dulu
dg K2Cr2O7
• indikator amilum / kanji
• (I-) << 10-5 M dapat ditekan dg mudah oleh amilum
• Kelarutan I- -- Amilum << dlm air  pe (+) nya dila
kukan mendekati TE / TA.
Reaksi – reaksi yang terjadi
a. Iodium – thiosulfat
larutan iodium dalam KI dg suasana netral / asam
I3- + 2.S2O3=
3I- + S4O6=
Selama titrasi S2O3I- terbentuk, 
Tahap reaksi yg terjadi :
S2O3= + I3-
S2O3I-
S2O3I- + I-
S4O6= + I3-
S2O3I- + S2O3=
pH 5
+ I3-
S4O6=
+
larutan tidak
ber warna
titrasi
I-
berjalan
 warna indk
muncul.
b. Reaksi dg Cu
Kelebihan KI bereaksi dg Cu2+  CuI + I2
2.Cu2+ + 4.I-
2.CuI + 4.I2
2.Cu2+ + 3.I-
2.CuI + 4 I3-
I- sbg reduktor
Cu2+ + e-
Cu+
Eo = 0,15 volt
I2 + 2.e-
2I-
Eo = 0,54 volt
Cu2+ + I- + e-
CuI
Eo = 0,86 volt
Hasil terbaik dilakukan pd pH 4. dan 4% KI, suasana
Basa Cu2+ sulit dioksidasi.
Penmbahan lrt thio Na2S2O3 dilakukan perlahan
Lahan krn iodium yg teradsorbsi dilepas sedikit
demi sedikit.
Adanya Cl- akan mengganggu reaksi pada saat
titrasi berlangsung. Iodida tdk mampu mereduksi
Cu2+ secara kuantitatif.
c. Reaksi dengan O2 terlarut.
Metode ini pemanfaatan reaksi ini adalah metode
Winkler diapakai untuk menentukan O2 terlarut
Dilakukan pd pH 9.
Dasar metoda winkler
Dasar metoda Winkler
*
*
•
•
reaksi O2 dengan Mn2+ dalam media alkali
pe (+) H+  MnOH berubah  MnI
eq Iodium dengan O2 terlarut dititrasi dg Na2SO3
Pada pH 9
• Reaksi yang terjadi :
• 2 Mn2+ + 4.OH + O2
• MnO2 + 4H+ + 2.I-
2.MnO2 + 2.H2O
I2 + Mn2+ + 2.H2O
• Sumber kesalahan penentuan O2 terlarut karena
• Adanya reduktor SO3=, S2O3=, Fe2+, Mn2+
• Kesalahan ini dpt diatasi dengan membandingkan
• Lrt blanko terutama anal lingkungan terpolusi.