Struktur dan Kereaktifan Reaksi redoks 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: H2O + e  Air mengalami reaksi oksidasi: H2O  + e Lengkapi produk reaksi !

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 Eo V H3O+ +e  H2O + ½ H2 0 (1M asam) H2O +e  OH- + ½ H2 -0.414 (netral) H2O +e  OH- + ½ H2 -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 basa)

Contoh reaksi Fe  Fe2+ Eo 0.45V, Fe2+  Fe3+ Eo -0.77V, Berapa Eo reaksi Fe  Fe3+

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 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  2I- Eo = 0.54 V Br2 +2e  2Br- Eo = 1.07 V Cl2 + 2e  2 Cl- Eo = 1.36 V pH = 0 MnO4- mengoksidasi Cl- Br- I- pH = 3 yang teroksidasi ion I- dan Br- pH = 6 yang teroksidasi hanya ion I- pH = 11 semua ion halida tersebut tidak teroksidasi

Tutorial 1 Permanganat digunakan sebagai Penitrasi pada reaksi redoks, Mana yang bisa dioksidasi oleh MnO4- Fe2+ 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: Reaksi spontan, menghasilkan energi listrik 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 OH- NH4+ + 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- Oksidasi: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- Zn2+(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 Esel = Esel° - ln Q nF RT Ecell = Ecell° - log Q n 0.0592 V Persamaan Nernst :

pH meter = sel konsentrasi Ecell = Ecell° - log Q n 0.0592 V 2 H+(1 M) → 2 H+(x M) Ecell = Ecell° - log n 0.0592 V x2 12 Ecell = 0 - log 2 0.0592 V x2 1 Ecell = - 0.0592 V log x Ecell = (0.0592 V) pH

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 2H+(10-7M) + 2 e - → H2(g) Na+(10-1M) + e - → Na(s) Anoda 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.