Struktur dan Kereaktifan Reaksi redoks

Presentasi berjudul: "Struktur dan Kereaktifan Reaksi redoks"— Transcript presentasi:

1 Struktur dan Kereaktifan Reaksi redoks
KI 3231 Struktur dan Kereaktifan Reaksi redoks

2 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

3 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)

4 Diagram Ellingham Mengkaitkan DG dengan temperatur
Untuk ekstraksi logam Menentukan Jenis reduktor dan Temperatur yang pas

5 Diagram Ellingham Petrucci Ch 24

6 Metalurgi Besi Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(l) + 3 CO2(g) Petrucci Ch 24

7

8 Reaksi redoks pada AIR Air mengalami reaksi reduksi: H2O + e 
Air mengalami reaksi oksidasi: H2O  + e Lengkapi produk reaksi !

9 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.

10 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

11 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.

12 Potensial reduksi dalam asam & basa Petrucci et al

13 Dalam larutan air reduksi ion hidronium/air Eo V
H3O+ +e  H2O + ½ H2 0 (1M asam) H2O +e  OH- + ½ H (netral) H2O +e  OH- + ½ H (1M basa) Oksidasi air/ion hidroksida H2O  2H+ + ½ O2 +2e (1M asam) H2O  2H+ + ½ O2 +2e (netral) 2OH-  H2O + ½O2 +2e (1M basa)

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

15 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

16 Diagram Latimer Penulisan : Ox  Red Contoh: 1,2 1,6
1, ,6 ClO4-  ClO3-  ClO2-  HClO  Cl2  Cl- artinya ClO4- + 2H+ +2e  ClO3- + H2O Eo = 1.2 V HClO + 2H+ + 2e  Cl2 + 2H2O Eo = 1.6 V

17 Diagram Latimer dalam asam-basa

18 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

19 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?

20 Spesi Mangan

21 Disproporsionasi Mn3+ +e  Mn2+ 1.51 V MnO2+4H+ +e  Mn3+ 2H2O 0.95V
2Mn3+ + 2H2O  Mn2+ +MnO2 +4H+ 0.56V

22 Potensial reduksi fungsi pH
reaksi MnO4- +8H+ +5e  Mn H2O Eo = 1.51V Berlaku pers. Nernst: E = Eo - RT/nF LnQ dengan Q = [Mn2+][H2O]4/ [MnO4-][H+]8 E = Eo /5 log[H+]-8 pada pH = 0 [H+] = 1M E = Eo pH = 3 [H+] = 10-3M E = 1,23V pH = E = 0.96V pH = E = 0.51V

23 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

24 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

25 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?

26 Elektrokimia Sel Galvani: Reaksi spontan, menghasilkan energi listrik
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) EO2/OH- = V Reaksi spontan, menghasilkan energi listrik Sel Elektrolisis: Zn2+(aq) + Cu(s) → Zn(s) + Cu2+(aq) EO2/OH- = V Reaksi tidak spontan, bisa terjadi karena elektrolisis

27 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)

28 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-

29 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

30 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

31 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 = V – ( V) = V

32 Sel bahan bakar lainnya
Berdasarkan pada reaksi CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) Elektrolitnya asam fosfat pekat, elektrodanya Pt Temperatur kerja oC 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.

33 Esel fungsi konsentrasi
ΔG = ΔG° -RT ln Q -nFEsel = -nFEsell° -RT ln Q Esel = Esel° ln Q nF RT Ecell = Ecell° log Q n V Persamaan Nernst :

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

35 Elektrolisis 1 mol e- = 96485 C Muatan (C) = arus (C/s) x waktu (det)
ne- = I x t F

36 Industri alkali-klor

37 Elektrolisis air Katoda 2H+(aq) + 2 e - → H2(g)
Anoda H2O(l) → 1/2O2(g) +2H 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

38 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?

39 Tutorial 3 Bahas reaksi elektrolisis larutan NaI 0,1M diketahui E°I2|I- = 0,535V

40 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.