Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

KIMIA LINGKUNGAN BAGIAN 4: HIDROSFER 1. KIMIA REDUKSI-OKSIDASI DI AIR ALAMI.

Presentasi serupa


Presentasi berjudul: "KIMIA LINGKUNGAN BAGIAN 4: HIDROSFER 1. KIMIA REDUKSI-OKSIDASI DI AIR ALAMI."— Transcript presentasi:

1 KIMIA LINGKUNGAN BAGIAN 4: HIDROSFER 1. KIMIA REDUKSI-OKSIDASI DI AIR ALAMI

2 PERSAMAAN REDOKS Reaksi redoks sangat penting dalam kimia lingkungan air alami dan air buangan  Reduksi oksigen oleh bahan organik di danau mengakibatkan turunnya konsentrasi oksigen yang berakibat fatal terhadap ikan.  Laju oksidasi buangan sangat penting pada pengoperasian instalasi pengolahan buangan.  Reduksi besi (III) menjadi besi(II) terlarut di dalam reservoar menyebabkan masalah penyisihan besi di dalam instalasi pengolahan air.

3 PERSAMAAN REDOKS  Oksidasi pupuk amonia menjadi ion nitrat di dalam tanah merupakan proses yang penting agar nitrogen ada dalam bentuk yang dapat diasimilasi oleh tanah.  Kebanyakan reaksi redoks yang penting dikatalisa oleh mikroorganisma. Bakteri adalah katalis untuk reaksi antara molekul oksigen dan bahan organik, reduksi besi (III) menjadi besi(II) atau oksidasi amonia menjadi nitrat.

4 PERSAMAAN REDOKS Analogi terhadap reaksi asam basa. Aktivitas ion hidrogen digunakan untuk mengekspresikan keasaman atau kebasaan air: Air dengan konsentrasi ion hidrogen tinggi  asam Air dengan konsentrasi ion hidrogen rendah  basa analogi terhadap Air dengan aktivitas elektron tinggi  pereduksi Air dengan aktivitas elektron rendah  pengoksidasi

5 PERSAMAAN REDOKS  Suatu atom, molekul atau ion melakukan:  oksidasi: jika kehilangan elektron  reduksi: jika menerima elektro  Definisi lain:  unsur pengoksidasi: substansi yang dapat menerima elektron  unsur pereduksi : substansi yang dapat memberikan elektron

6 REDOKS SEDERHANA H 2 0  2 H + - 2e Cl e  2 Cl - H Cl 2 0  2 H Cl - Contoh lain: 4 Fe O 2 0  2 Fe 2 3+ O 3 2- Mg 0 + H 2 + SO 4 2-  Mg 2+ SO H Fe 2+ + Cl 2 0  2 Fe Cl - 2 I - + Cl 2 0  I Cl -

7 REDOKS KOMPLEKS  Memerlukan adanya senyawa ketiga, misalnya asam atau air.  Jika unsur pengoksidasi merupakan senyawa yang mengandung oksigen, seperti KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 dll., salah satu produk adalah air.

8 OKSIGEN TERLARUT  Unsur pengoksidasi yang paling penting di air alami  oksigen molekular terlarut, O2. Dalam reaksi, setiap atom oksigen direduksi dari bentuk oksidasi 0 menjadi bentuk -2 dalam H2O atau OH-. Reaksi paruh yang terjadi dalam larutan asam: O2 + 4 H+ + 4 e-  2 H2O sedangkan yang terjadi dalam larutan basa adalah: O2 + 2 H2O + 4 e-  4 OH-

9 OKSIGEN TERLARUT  Konsentrasi DO di dalam air kecil  tidak stabil dari segi ekologi. Untuk reaksi : O 2 (g)  O 2 (aq)  Kelarutan gas meningkat, jika temperatur turun  jumlah O 2 yang terlarut pada 0 o C (1,7 ppm) lebih besar daripada yang terlarut pada 35 o C (7,0 ppm).  Pencemaran termal  keadaan dimana sungai atau air danau yang dipanaskan secara buatan  akan mengandung oksigen lebih rendah daripada air yang dingin

10 KEBUTUHAN OKSIGEN  Senyawa yang umumnya dioksidasi oleh DO di dalam air adalah materi organik yang memiliki sifat biologi, seperti materi tumbuhan mati dan buangan hewan.  Untuk penyederhanaan, biasanya materi organik diasumsikan sepenuhnya sebagai karbohidrat terpolimerisasi, dengan formula CH 2 O: CH 2 O (aq) + O 2 (aq)  CO 2 (g) + H 2 O(aq) karbohidrat  DO di dalam air juga dikonsumsi oleh oksidasi ammonia terlarut (NH 3 ) dan ion ammonium (NH 4 + ) menjadi ion nitrat (NO 3 - ).

11 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)  Biochemical Oxygen Demand (BOD)  jumlah oksigen yang dikonsumsi untuk mengoksidasi materi organik terlarut didalam sample secara biokimia  reaksi oksidasi dikatalisa oleh kerja mikroorganisma yang ada di dalam air alami.  Tes BOD secara luas digunakan untuk menentukan kekuatan polusi dari buangan domestik dan industri  oksigen yang diperlukan oleh buangan tersebut jika dibuang ke perairan alami pada kondisi aerob.

12 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)  Tes BOD merupakan prosedur bioassay  mengikutsertakan pengukuran oksigen yang dikonsumsi oleh organisma hidup (terutama bakteri) saat menggunakan bahan organik yang terkandung didalam buangan pada kondisi yang dibuat sama mendekati kondisi alam  Tes BOD merupakan prosedur bioassay  mengikutsertakan pengukuran oksigen yang dikonsumsi oleh organisma hidup (terutama bakteri) saat menggunakan bahan organik yang terkandung didalam buangan pada kondisi yang dibuat sama mendekati kondisi alam  Tes BOD dapat dikatakan sebagai prosedur oksidasi basah dimana organisma hidup berperan sebagai media oksidasi bahan organik menjadi karbon dioksida dan air.  Jika sample diperkirakan memiliki nilai BOD tinggi  sample harus diencerkan terlebih dahulu dengan air murni.

13 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)  Hubungan kuantitatif antara jumlah oksigen yang dibutuhkan untuk konversi sejumlah tertentu bahan organik menjadi karbon dioksida, air dan amonia: C n H a O b N c + (n + a/4 – b/2 - ¾c)O 2  nCO 2 + (a/2 – 3/2 c)H 2 O + cNH 3  Reaksi oksidasi dalam tes BOD merupakan hasil aktivitas biologi dan laju reaksi ditentukan oleh jumlah populasi bakteri dan temperatur.  Nilai BOD dapat dihitung secara teoritis. Sebagai contoh, oksidasi glukosa menjadi karbon dioksida dan air memerlukan 192 gram oksigen per mol atau 1,065 mg oksigen per miligram glukosa: C 6 H 12 O 6 + 6O 2  6CO 2 + 6H 2 O

14 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)  Studi kinetika reaksi BOD memperlihatkan bahwa reaksi ini mengikuti orde pertama atau laju reaksi sebanding dengan jumlah organik teroksidasi yang tersisa pada suatu waktu tertentu yang dilakukan oleh populasi organisma aktif. Pada saat organisma mencapai tingkat dimana variasi yang terjadi relatif kecil, laju reaksi dikontrol oleh jumlah makanan yang tersedia untuk organisma dan diekspresikan sebagai:

15 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD) -dC/dt  Catau-dC/dt = k’ C dengan: C: konsentrasi bahan organik teroksidasi (polutan) pada waktu awal reaksi t: lamanya reaksi berjalan k’: konstanta laju reaksi Persamaan diatas menunjukkan bahwa laju reaksi secara perlahan berkurang jika konsentrasi makanan atau bahan organik, C, berkurang.

16 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)  Dalam hal BOD, biasanya digunakan L sebagai ganti C, dimana L adalah kebutuhan ultimat dan ekspresinya: -dL/dt = k’L yang menggambarkan laju perusakan bahan organik. Karena oksigen yang digunakan dalam stabilisasi bahan organik ada dalam rasio langsung dengan jumlah bahan organik teroksidasi  memungkinkan untuk menginterpretasikan L dalam bahan organik polutan, atau oksigen yang digunakan.

17 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)  Berdasarkan integrasi persamaan diatas: L t /L = e -k’t = 10 -kt dan dihasilkan k = k’/2,303. Formula ini menyatakan jumlah polutan tersisa setelah waktu oksidasi t adalah fraksi L yang dinyatakan dalam 10 -kt.  Dalam kebanyakan kasus, lebih diutamakan nilai BOD yang biasanya ditentukan oleh tes aktual dengan pengukuran oksigen terlarut. Seringkali dinyatakan sebagai BOD 5 hari atau BOD pada waktu tertentu lainnya. Hal ini dinyatakan sebagai: y = L (1 – 1o -kt ) dengan y = BOD pada waktu t, L = BOD total atau ultimat. Nilai k harus ditentukan berdasarkan percobaan.

18 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)  Karena reaksi BOD sangat mendekati tipe reaksi orde pertama, plot jumlah bahan organik tersisa terhadap waktu akan menghasilkan kurva parabola. Bentuk kurva ini juga terjadi bila dibuat plot antara oksigen yang terpakai terhjadap waktu, karena oksigen terpakai berbanding langsung dengan jumlah bahan organik teroksidasi pada oksidasi biokimia.

19 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)  Perubahan dalam bahan organik selama oksidasi biologi air-air terpolusi pada kondisi aerob

20 BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)  Kurva BOD (a) kurva normal untuk oksidasi bahan organik (b) pengaruh nitrifikasi

21 CHEMICAL OXYGEN DEMAND (COD)  Penetapan kebutuhan oksigen yang lebih cepat dapat dilakukan dengan mengevaluasi Chemical Oxygen Demand (COD) darri suatu sampel air.  Ion dikromat, Cr 2 O 7 2-, dapat dilarutkan dalam bentuk salah satu garamnya seperti Na 2 Cr 2 O 7 dalam asam sulfat  unsur pengoksidasi kuat  Tes COD sangat luas digunakan sebagai alat pengukuran kekuatan organik bahan domestik dan industri. Tes ini mengukur kandungan organik sebagai jumlah total oksigen yang diperlukan untuk oksidasi bahan organik menjadi karbon dioksida dan air.

22 CHEMICAL OXYGEN DEMAND (COD)  Selama penentuan COD, bahan organik dikonversi menjadi karbon dioksida dan air dengan mengabaikan kemampuan asimilasi biologi. Sebagai contoh, glukosa dan lignin dapat dioksidasi secara sempurna. Hasilnya, nilai COD lebih besar daripada nilai BOD dan dapat jauh lebih besar jika bahan organik yang resistan terhadap degradasi biologi ada dalam jumlah yang berarti.  Salah satu keterbatasan tes COD adalah ketidakmampuannya untuk membedakan antara bahan organik yang mudah dan sukar terdegradasi secara biologi. Sebagai tambahan, tes COD tidak memberikan bukti laju degradasi secara biologi dari bahan-bahan yang dapat terstabilisasi pada kondisi alamiah.  Keuntungan utama tes COD adalah diperlukan waktu yang pendek untuk evaluasi. Penetapan nilai COD dapat dibuat dalam 3 jam (bandingkan terhadap tes BOD yang memerlukan waktu 5 hari).

23 TOC DAN DOC  TOC (Total Organic Carbon)  digunakan untuk mengetahui materi organic tersuspensi dan terlarut di dalam air.  DOC (Dissolved Organic Carbon)  digunakan hanya untuk mengetahui materi organic yang benar-benar terlarut.

24 DEKOMPOSISI SENYAWA ORGANIK SECARA ANAEROB  Materi organik terlarut akan terdekomposisi di dalam air dan kondisi anaerobik (bebas oksigen) jika bakteri yang tepat ada di dalam air tersebut.  Bakteri bekerja pada karbon  beberapa karbon dioksidasi (menjadi CO 2 ) dan sisanya direduksi (menjadi CH 4 ): bakteri bakteri 2 CH 2 O  CH 4 + CO 2 materi organik metana karbondioksida  reaksi fermentasi  Reaksi fermentasi  unsur pengosidasi dan pereduksi kedua-duanya adalah materi organik.

25 DEKOMPOSISI SENYAWA ORGANIK SECARA ANAEROB  Umum ditemui adanya kondisi aerob dan anaerob di berbagai bagian pada danau yang sama pada suatu waktu tertentu, terutama pada musim panas, jika stratifikasi stabil pada lapisan-lapisan terpisah terjadi (Gambar 2.3)  Gambar 2.3. Stratifikasi danau di musim panas memperlihatkan bentuk tipikal dari unsur utama yang terkandung

26 DEKOMPOSISI SENYAWA ORGANIK SECARA ANAEROB

27  Pada musim panas  air pada bagian atas danau dihangatkan oleh absorbsi sinar matahari yang digunakan oleh materi biologi  pada bagian bawah yang tidak tercapai penetrasi sinar matahari akan tetap dingin.  Pada musim panas  air pada bagian atas danau dihangatkan oleh absorbsi sinar matahari yang digunakan oleh materi biologi  pada bagian bawah yang tidak tercapai penetrasi sinar matahari akan tetap dingin.  bagian atas biasanya mengandung level DO yang mendekati jenuh  adanya kontak antara bagian atas dengan udara dan kehadiran O 2 yang dihasilkan dari fotosintesa oleh algae.  bagian atas biasanya mengandung level DO yang mendekati jenuh  adanya kontak antara bagian atas dengan udara dan kehadiran O 2 yang dihasilkan dari fotosintesa oleh algae.  kondisi di lapisan atas adalah aerob  adanya unsur-unsur dalam bentuk teroksidasi: karbon sebagai CO 2 atau H 2 CO 3 atau HCO 3 - sulfur sebagai SO 4 2- nitrogen sebagai NO 3 - besi sebagai Fe(OH) 3 yang tidak larut

28 DEKOMPOSISI SENYAWA ORGANIK SECARA ANAEROB  pada bagian bawah, air kekurangan oksigen, karena tidak ada kontak dengan udara dan karena O 2 dikonsumsi untuk dekomposisi materi biologi  kondisi anaerob  unsur dalam bentuk tereduksi: karbon sebagai CH 4 sulfur sebagai H 2 S nitrogen sebagai NH 3 dan NH 4 + besi sebagai Fe 2+ yang larut  Pada musim dingin  lapisan bagian atas didinginkan oleh udara dingin yang melewatinya  lama kelamaan air yang kaya oksigen pada bagian atas memiliki densitas yang lebih tinggi daripada bagian bawah  gravity mengakibatkan adanya pencampuran antara kedua lapisan  lingkungan bagian bawah danau biasanya dalam kondisi aerob.

29 SKALA pE: AKTIVITAS ELEKTRON, pE  pH = - log [H + ], [H + ]: aktivitas ion H + didalam larutan  pE = - log (a e ), (a e ) : aktivitas elektron dalam larutan  Definisi termodinamika konsep pE diberikan oleh Stumm dan Morgan berdasarkan persamaan : 2H + (aq) + 2 e -  H 2(g) 2H + (aq) + 2 e -  H 2(g) contoh : pada 25 0 C didalam air murni : Konsentrasi ion hydrogen = 1 X M Konsentrasi ion hydrogen = 1 X M Aktivitas hydrogen = 1 X → pH =7 Aktivitas hydrogen = 1 X → pH =7

30 SKALA pE: AKTIVITAS ELEKTRON, pE  Aktivitas elektron didefinisikan seperti persamaan diatas:  Jika H + (ag) dalam keadaan setimbang dengan gas H 2 pada tekanan 1 atm, aktivitas elektron di dalam medium adalah 1,00 dan pE adalah 0.  Jika aktivitas electron ditingkatkan 10 kali (pada kasus dimana H + (ag) pada aktivitas 0,1 ada dalam kesetimbangan dengan H 2 pada aktivitas 1,00), aktivitas elektron = 10, pE = -1,0

31 SKALA pE: POTENSIAL ELEKTRODA, pE dan PERSAMAAN NERNST  Kecenderungan permukaan logam untuk melakukan oksidari merupakan hal penting dalam korosi dan kontaminasi air oleh logam berat.  Sebagai contoh : tembaga biasanya ditemukan pada kondisi rendah (tidak berbahaya) di dalam tap water sebagai hasil reaksi redoks bolak balik Cu e -  Cu menggambarkan kesetimbangan antara ion Cu (pengoksidasi) dan bentuk tereduksi, logam tembaga. menggambarkan kesetimbangan antara ion Cu (pengoksidasi) dan bentuk tereduksi, logam tembaga.  Jika larutan ion Cu 2+ setimbang dengan logam Cu, aktivitas elektron ditentukan oleh (kecenderungan relative) Cu 2+ untuk menangkap elektron dan logam Cu untuk melepaskannya.

32 SKALA pE: POTENSIAL ELEKTRODA, pE dan PERSAMAAN NERNST  Pengukuran fisik terhadap kecenderungan ini dapat dibuat dengan sel yang terdiri dari elektroda hidrogen standar yang dihubungkan dengan elektroda setengah sel Cu. Tegangan potensial yang terukur adalah potensial elektroda, E.  Persamaan Nernst digunakan untuk menghitung pengaruh perbedaan aktivitas-aktivitas potensial elektroda. Jika konsentrasi ion Cu 2+ meningkat di dalam setengah sel Cu → potensial elektroda Cu menjadi lebih (+).

33 SKALA pE: POTENSIAL ELEKTRODA, pE dan PERSAMAAN NERNST  Persamaan Nernst : Cu e - → Cu Cu e - → Cu E = E 0 + (2,303RT/nF) log[Cu 2+ ] E = E 0 + (2,303RT/nF) log[Cu 2+ ] dengan : E: Potensial elektroda Cu vs elektroda hydrogen standar R: Konstanta gas molar T:Temperatur absolute n:Jumlah elektron di dalam reaksi F:Konstanta Faraday [Cu 2+ ]:Konsentrasi ion Cu 2+ (untuk larutan encer) Aktivitas logam Cu tidak ada, karena secara definisi = 1

34 SKALA pE: POTENSIAL ELEKTRODA, pE dan PERSAMAAN NERNST  Pada 25 o C : E = 0,337 + (0,0591/2) log [Cu 2+ ] untuk reaksi redoks : E = E 0 + (2,303RT/nF) log {[reaktan]/[produk]} Pada 25 o C : Pada 25 o C : E = E 0 + (0,0591/n) log {[reaktan]/[produk]}  Secara termodinamika : Pada 25 o C : pE = E/(2,303RT/F) = E/0,0591 pE 0 = E 0 /(2,303RT/F) = E 0 /0,0591 pE = pE 0 + (1/n) log {[reaktan]/[produk]} pE = pE 0 + (1/n) log {[reaktan]/[produk]}  Ingat : pE = - log (aktivitas electron) ≠ - log E ≠ - log E

35 SKALA pE: PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA  Selain pengukuran langsung potensial elektroda, reaksi: Cu 2+ + Pb  Cu + Pb 2+ akan terjadi sampai konsentrasi ion Pb 2+ menjadi sangat tinggi, dan konsentrasi Cu 2+ menjadi sangat rendah, kemudian reaksi berhenti.  Sistem dalam keadaan setimbang, karena tidak ada aliran arus, E = 0. Konstanta kesetimbangan untuk reaksi: K = [Pb 2+ ]/[Cu 2+ ] dan konsentrasi-konsentrasi relatif ion-ion Pb 2+ dan Cu 2+ harus cocok dengan nilai K.

36 SKALA pE: PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA  Jika E = 0, pE = 0 E = E 0 - (0,0591/2) log {[Pb 2+ ]/[Cu 2+ ]} 0,00 = 0,463 – (0,0591/2) log K pE = pE 0 - (1/2) log {[Pb 2+ ]/[Cu 2+ ]} 0,00 = 7,84 – (1/2) log K log K = 15,7  Secara umum: log K = (nFE 0 )/(2,303RT) = (nE 0 )/0,0591

37 PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA: BATASAN pE DI DALAM AIR  Air dapat dioksidasi sebagai: 2H 2 O  O 2 + 4H + + 4e - atau dapat direduksi: 2H 2 O + 2e -  H 2 + 2OH -  Kedua reaksi diatas menentukan batasan pE didalam air. Pada sisi oksidatif (nilai pE relatif lebih positif), nilai pE dibatasi oleh oksidasi air.  Evolusi H 2 membatasi nilai pE pada sisi reduktif  Reaksi-reaksi diatas melibatkan ion hidrogen atau ion hidroksida sehingga reaksi-reaksi tersebut tergantung pada pH.

38 PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA: BATASAN pE DI DALAM AIR  Kondisi batas yang umumnya dipilih:  untuk batas oksidatif adalah tekanan O 2 = 1 atm  untuk batas reduktif adalah tekanan H 2 = 1 atm Kondisi-kondisi batas ini menuju untuk memperoleh persamaan- persamaan yang berhubungan dengan batas-batas kestabilan air terhadap pH.  Untuk reaksi: 2H 2 O  O 2 + 4H + + 4e - dan pada p o = 1 atm ¼ O 2 + H + + e -  ½ H 2 OpE 0 = 20,75 pE = pE 0 + log (p 0 1/4 [H + ]) pE = 20,75 – pH

39 PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA: BATASAN pE DI DALAM AIR Persamaan ini mendefinisikan batas oksidasi kestabilan air. Pada pH tertentu, nilai pE yang menjadi lebih positif daripada yang diperoleh pada persamaan ini, tidak dapat diperoleh pada kesetimbangan di dalam air yang kontak dengan atmosfer.  Hubungan pE-pH untuk batas reduksi air: H + + e -  ½ H 2 pE 0 = 0,00 pE = pE 0 + log [H + ] pE = -pH  Untuk air alami (pH = 7)  kisaran pE dalam air adalah -7,00 sampai 13,75

40 PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA: NILAI-NILAI pE DI DALAM SISTEM AKUATIK ALAMI  Pada kondisi anaerob  terbentuk CH 4 dan CO 2. Asumsi p CH4 = p CO2 dan pH = 7: ⅛CO 2 + H + + e -  ⅛CH 4 + ¼ H 2 O pE 0 = +2,87 pE 0 = +2,87 Persamaan Nernst: pE = pE 0 + log {(p CO2 1/8 [H + ])/p CH4 1/8 } = 2,87 + log [H + ] = 2,87 + log [H + ] = - 4,13  lebih kecil dari batas reduksi (pH =7), yaitu -7 = - 4,13  lebih kecil dari batas reduksi (pH =7), yaitu -7 Untuk menghitung tekanan oksigen: -4,13 = 20,75 + log (p 0 1/4 x 1 x )  p 0 = 3 x atm  sangat rendah

41 DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH  Hubungan antara pE dan pH dapat dinyatakan dalam bentuk diagram  batas-batas stabilitas dan garis-garis batas untuk berbagai unsur di dalam air. Karena banyaknya unsur yang dapat terbentuk  diagram akan kompleks.  Sebagai contoh: jika kita lihat logam  akan ada beberapa tingkat oksidasi logam, kompleks-kompleks hidroksi dan bentuk-bentuk oksida atau hidroksida logam padat yang berbeda dalam daerah-daerah yang berbeda didalam suatu diagram pE-pH.  Kebanyakan air mengandung karbonat dan banyak yang mengandung sulfat dan sulfida, sehingga berbagai logam karbonat, sulfat dan sulfida mendominasi daerah-daerah berbeda di diagram.

42 DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH  Diagram pE-pH untuk besi dapat dibuat dengan mengasumsikan konsentrasi maksimum besi di dalam larutan, yaitu 1,0 x M. Kesetimbangan yang harus diperhatikan adalah: Fe 3+ + e  Fe 2+ pE 0 = +13,2 Fe(OH) 2 + 2H +  Fe H 2 OK s = [Fe 2+ ]/[H + ] 2 = 8,0 x Fe(OH) 3 + 3H +  Fe H 2 OK s ’ = [Fe 3+ ]/[H + ] 3 = 9,1 x 10 3 K s dan K s ’ merupakan konstanta-konstanta yang diperoleh dari produk kelarutan Fe(OH) 2 dan Fe(OH) 3 dan diekspresikan dalam bentuk [H + ]. Catatan: pembentukan Fe(OH) 2+, Fe(OH) 2 + dan FeCO 3 tidak diperhitungkan.

43 DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH  Dalam membuat diagram pE-pH, beberapa batasan harus dipertimbangkan. Dua batasan tersebut antara lain batas pengoksidasi dan pereduksi air. Pada akhir pE tinggi, batas stabilitas air didefinisikan oleh:pE = 20,75 – pH Batas pE rendah:pE = -pH Diagram pE-pH yang dibuat untuk sistem besi harus ada diantara batasan-batasan diatas.  Pada pE tinggi, daerah pH rendah, Fe 3+ ada dalam setimbang dengan Fe 2+. Garis batas diantara kedua unsur diberikan oleh: pE = 13,2 + log {[Fe 3+ ]/[Fe 2+ ]} [Fe 3+ ] = [Fe 2+ ] (definisi kondisi batas) pE = 13,2 (tidak tergantung pada pH)

44 DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH  Pada nilai pE melebihi 13,2; dengan peningkatan pH dari nilai yang sangat rendah, presipitat Fe(OH) 3 terbentuk dari larutan Fe 3+. pH dimana presipitasi terjadi tergantung pada konsentrasi Fe 3+. Dalam contoh ini, dipilih secara sembarang, konsentrasi besi terlarut maksimum 1,00 x M. Dengan demikian, pada batas [Fe 3+ ] = 1,00 x M: [H + ] 3 = [Fe 3+ ]/K s ’ = (1,00 x )/(9,1 x 10 3 ) pH = 2,99 Dengan cara yang sama, batas antara Fe 2+ dan Fe(OH) 2, dengan asumsi [Fe 2+ ] = 1,00 x M: [H + ] 2 = [Fe 2+ ]/K s =(1,00 x )/(8,0 x ) pH = 8,95

45 DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH  Dari seluruh kisaran pE-pH, Fe 2+ merupakan unsur besi terlarut yang dominan yang setimbang dengan Fe(OH) 3. Batas antara kedua unsur ini tergantung pada pE dan pH. Substitusi persamaan: K s ’ = [Fe 3+ ]/[H + ] 3 = 9,1 x 10 3 ke persamaan: pE = 13,2 + log {[Fe 3+ ]/[Fe 2+ ]} menghasilkan: pE = 13,2 + log{K s ’[H + ] 3 /[Fe 2+ ]} pE = 13,2 + log (9,1 x 10 3 ) – log (1 x ) + 3 log [H + ] pE = 22,2 – 3 pH

46 DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH  Batas antara fasa padat Fe(OH) 2 dan Fe(OH) 3 tergantung pada pE dan pH, tetapi tidak tergantung pada nilai besi terlarut total. Substitusi persamaan: K s = [Fe 2+ ]/[H + ] 2 = 8,0 x danK s ’ = [Fe 3+ ]/[H + ] 3 = 9,1 x 10 3 ke persamaan: pE = 13,2 + log {[Fe 3+ ]/[Fe 2+ ]} menghasilkan: pE = 13,2 + log{K s ’[H + ] 3 /K s [H + ] 2 } pE = 13,2 + log (9,1 x 10 3 /8,0 x ) + log[H + ] pE = 4,3 - pH

47 DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH


Download ppt "KIMIA LINGKUNGAN BAGIAN 4: HIDROSFER 1. KIMIA REDUKSI-OKSIDASI DI AIR ALAMI."

Presentasi serupa


Iklan oleh Google