1 / 40

KI 3231

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.

nedra
Download Presentation

KI 3231

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

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

  8. 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.

  9. 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 EoCo3+| Co2+ =1.92V

  10. 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 Eopositif artinya mudah tereduksi.

  11. Potensial reduksi dalam asam & basaPetrucci et al

  12. 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)

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

  14. 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

  15. 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

  16. Diagram Latimer dalam asam-basa

  17. 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

  18. Contoh Mn2+ +2e  Mn Eo=-1.18 2H+ +2e  H2 Eo= 0 Mn +2H+ Mn2+ +H2Eo=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?

  19. Spesi Mangan

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

  21. 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

  22. Kemapuan oksidasipada 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

  23. 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

  24. 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?

  25. 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

  26. 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

  27. Batere alkali Reduksi: 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-

  28. 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

  29. 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

  30. 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

  31. 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.

  32. RT Esel = Esel° -ln Q nF 0.0592 V Ecell = Ecell° - log Q Persamaan Nernst : n Esel fungsi konsentrasi ΔG = ΔG° -RT ln Q -nFEsel = -nFEsell° -RT ln Q

  33. 0.0592 V Ecell = Ecell° - log Q 0.0592 V x2 n Ecell = Ecell° - log 12 n 0.0592 V x2 Ecell = 0- log 1 2 pH meter = sel konsentrasi 2 H+(1 M) → 2 H+(x M) Ecell = - 0.0592 V log x Ecell = (0.0592 V) pH

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

  35. Industri alkali-klor

  36. 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

  37. 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?

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

  39. 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.

More Related