454521030214bag 4. Potensial Red & Tab Potensial1

10/31/2013 Rahmayeni


Energi bebas dapat dinyatakan dalam bentuk perbedaan potensial. Cara ini dapat digunakan dlm memperkirakan reaksi redoks

Setengah reaksi redoks:

2H+(l) + 2e- H2(g)

Zn(s) Zn2+

(l) + 2e-

Spesies yg dioksidasi dan direduksi ditulis dalam bentuk pasangan redoks. Untuk reaksi diatas H+/H2 dan Zn/Zn

2+

Masing-masing setengah reaksi dianggap memiliki Go

Potensial Reduksi


Untuk menentukan Go digunakan standar reaksi ion hidrogen dgn Go = 0

2H+(l) + 2e- H2(g) G

o = 0

Zn2+ + H2(g) Zn(s) + 2H+

(l) Go = +147 kJ/mol

sehingga untuk reaksi :

Zn2+(l)+2e- Zn(s) G

o = +147 kJ/mol

Energi bebas yg diukur secara elektrokimia

dikonversikan ke persamaan:

G = - n F E


2H+(l) + 2e- H2(g) E

o= 0

Zn2+ + H2(g) Zn(s) + 2H+

(l) Eo= -0,76 V

maka :

2H+(l) + Zn(s) Zn2+

(l) + H2(g) Eo= +0,76 V

Reaksi dapat terjadi jika Go < 0 atau Eo > 0


Pengukuran potensial dengan elektroda standar


Penggunaan deret elektrokimia

Kasus

Diantara pasangan2 dlm tabel, ion permanganat (MnO4-

) biasanya digunakan dalam titrasi redoks. Yang mana

dari ion-ion berikut ini yg dapat dioksidasi oleh MnO4-

dlm asam? a. Fe2+ b. Cl- c. Ce2+

Jawab :

MnO4- Mn2+ E = 1,51 V

Dari tabel potensial untuk Fe2+ = +0,77 ; Cl- = 1,36 dan

Ce3+= 1,72 V. Dalam larutan asam MnO4- adalah zat

pengoksidasi yg kuat, mengoksidasi ion-ion dgn

potensial yg kurang positif. Jadi ion Fe2+ dan Cl- dapat

dioksidasi sedangkan Ce3+ tidak.


Persamaan Nernst

Potensial reduksi standar merupakan petunjuk dari perubahan yang spontan pada kondisi standar. Untuk menentukan kecendrungan reaksi berlangsung kearah mana pada kondisi konstan, perlu diketahui tanda dan harga G pada kondisi tersebut. Untuk itu digunakan persamaan termodinamika sebagai berikut :

G = Go + RT ln Q

a OksA + b Red B a* Red A + b* Oks B

Q = [Red A] a* [ Oks B] b*

[OksA]a [Red B]b

Reaksi adalah spontan pada kondisi G negatif. Jika G = - n F E maka persamaan

G = Go + RT ln Q dapat diubah menjadi :

E = Eo - RT/nF ln Q

Ini merupakan persamaan Nernst.


Pada keadaan setimbang E = 0 dan Q = K maka didapat :

Eo = RT/nF ln K

Jika E dianggap sebagai perbedaan dua potensial, Eo adalah perbedaan dua potensial standar. Potensial untuk masing-masing pasangan dapat ditulis sebagai berikut :

E = Eo - RT/nF ln Q

Q = [Red A] a* /[OksA]a

Pada 25 oC persamaan dapat dinyatakan dalam bentuk yang lebih terpakai :

Q log n

0,059EE o


Contoh: Berapa ketergantungan potensial

reduksi H+/H2 terhadap pH jika tekanan

hidrogen 1 bar dan temperatur 25 oC?

Jawab:

Setengah reaksi reduksi adalah :

2 H+(aq) + 2 e- H2(g)

Persamaan Nernst untuk pasangan ini

adalah :

-0,059 volt x pH

2

2o

)H,(H ][H

)P(Hlog

2

0,059EE

2

)H,(H 2E

Ketergantungan potensial terhadap pH


1. Reaksi sel

Diagram sel :

Zn(s)|ZnCl2(aq)(0.25M)Cl2(g,1 atm)|Cl-(aq)(0.5M)

Reaksi sel :

Zn(s) + Cl2(g) Zn2+

(aq)+ 2 Cl-(aq)

a. Menghitung Eosel :

Eosel = EoCl2/Cl- Eo Zn2+/Zn (lihat tabel)

= 1,360 V (0,763)

= 2,123 V

b. Menghitung E sel cara 1:

E sel = Eosel 0.0592 log Q

n

= 2.123 0.0592 log [Zn2+] [Cl-]2

2 [Cl2]

= 2.123 0.0592 log [0,25] [0.5]2

2 1

= 2. 159 V

Mencari E sel


2. Reaksi elektroda

Katoda : Cl2 + 2e- 2Cl-

Ek = 1.360 0.0592 log [0.5]2

2 1

= 1.378 V

Anoda : Zn2+ + 2e- Zn(s)Ea = 0.763 0.0592 log 1

2 [0.25]

= 0.781 V

E sel = Ek Ea

= 1.378 V ( 0.781 V)

= 2.159 V


Kestabilan reaksi redoks dalam air

Untuk menentukan kestabilan suatu spesies

dlm air harus diperhatikan semua

kemungkinan seperti : pelarut, zat terlarut itu

sendiri, zat terlarut lainnya, disporposinasi

dan O2 terlarut

Air dapat berfungsi sebagai pengosidasi

Spesies yg stabil dalam air harga Eonya

terletak diantara ke dua garis ini


Potens

ial

r

e

d

u

k

s

i

2

-2

0,0

-0,5

1,23

0,4

0 7 14

pH

-1,23


Pengoksidasian air

Eo = negatif

M(s) + H2O(l) M2+

(l) + H2(g) + 2OH-(l)

M(s) + 2H+

(l) M2+

(l) + H2(g)

M = logam blok s selain Be, logam blok d

deret pertama

Jika potensial standar untuk mereduksi ion

logam menjadi logam berharga negatif,

logam-logam mengalami reaksi oksidasi

dalam larutan asam 1 M


Eo = negatif

2 H2O(l) 4H+

(l) + O2 + 4e- Eo= -1,23V

4H+(l) + O2 + 4e- 2 H2O(l) E

o= +1,23V

Contoh:

Eo(Co3+,Co2+) = +1,82V, akan direduksi oleh air

4Co3+(l) + 2 H2O(l) 4Co2+

(l) + O2 + 4H+

(l)

Eo= +1,82 V-1,23V = +0,59V

Pereduksian air


Disporposinasi

Reaksi disproporsionasi yaitu suatu reaksi dimana

satu unsur mengalami oksidasi maupun reduksi

dalam suatu persamaan reaksi.

Eo(Cu2+,Cu) = +0,52V

Eo(Cu2+,Cu+) = +0,16V

Keduanya terletak dalam kestabilan medan air. Ion

Cu+ tidak mereduksi atau mengoksidasi air, ion Cu+

tidak stabil dalam air, dapat mengalami

disporpsinansi (bilangan oksidasi serentak dinaikan

dan diturunkan)

Cu+(l) + Cu2+

(l) Cu2+

(l) + Cu(s)

Eo = 0,52 0,16 = 0,36V

reaksi terjadi secara termodinamik K= 1,3.106


Contoh lain :

Buktikan bahwa ion Mn(VI) tidak stabil dan

mengalami disporposinasi menjadi Mn(II) dan

Mn(VII)

Jawab:

5MnO42-

(l) + 8H+ 4MnO4

-(l) + Mn

2+ + 4H2O(l)

Uraian reaksi :

MnO42-

(l + 8H+ + 4e- Mn2+ + 4H2O

Eo = +1,75V

4MnO4-(l) + 4e

- 4MnO42-

(l)

Eo = +0,56V

Eo total = 1,75 0,56 V = +1,19V

berarti reaksi disporposinasi dapat berlangsung dgn sempurna


Diagram Frost


34.0

52.016.02CuCuCu

02.0

41.0277.032.2-2

4

FeFeFeFeO


Persamaan Nernst

The Nernst equation allows us to predict the cell potential for

voltaic cells under conditions other than standard conditions

of 1M, 1 atmosphere, 25C.

The effects of different temperatures and concentrations

may be tracked in terms of the Gibbs free energy change DG.

This free energy change depends upon the temperature

and concentrations according to

R = gas constant

T = temperature in Kelvins

Q = thermodynamic reaction quotient

F = Faraday's constant

n = number of electrons transferred


where DG is the free energy change under standard

conditions and Q is the thermodynamic reaction quotient.

The free energy change is related to the cell potential Ecell

by

so for non-standard conditions

or


OVER POTENSIAL

In electrochemistry,overpotential is the difference in the electric potensial of an electrode with no current flowing through it,at equilibrium,and with a current flowing

The operating potential of an anode is always more positive than its equilibrium potential,while the operating potential of a cathode is always more negative than its equilibrium potential. The overpotential increases with increasing current density.

The value of the overpotential also depends on the inherent speed of the electrode reaction : a slow reaction (with small exchange current density) will require a larger overpotential for a given current density than a fast reaction (with large exchange current density)

454521030214bag 4. Potensial Red & Tab Potensial1

Documents

Transcript of 454521030214bag 4. Potensial Red & Tab Potensial1