Kelompok B-Ery Budiani

-- Farisah Adlina-- Fatimah Amaliah

-- Helmiyati-- Lia Angelina Simbolon

-- Marzukoh-- Nanda Asih I

-- Nizah Wahyu S--Pinka Rizky

IODOMETRI DAN REDOKS

IODOMETRIIodometri adalah analisa titrimetrik yang

secara tidak langsung untuk zat yang bersifat oksidator seperti besi III, tembaga II, dimana zat ini akan mengoksidasi iodida yang ditambahkan membentuk iodin. Iodin yang terbentuk akan ditentukn dengan menggunakan larutan baku tiosulfat .

Sedangkan iodimetri adalah merupakan analisis titrimetri yang secara langsung digunakan untuk zat reduktor atau natrium tiosulfat dengan menggunakan larutan iodin atau dengan penambahan larutan baku berlebihan. Kelebihan iodine dititrasi kembali dengan larutan tiosulfat.

Titrasi IodometriMetode titrasi iodometri langsung (kadang-

kadang dinamakan iodimetri) mengacu kepada titrasi dengan suatu larutan iod standar. Metode titrasi iodometri tak langsung (kadang-kadang dinamakan iodometri), adlaah berkenaan dengan titrasi dari iod yang dibebaskan dalam reaksi kimia.

Pada titrasi iodometri, analit yang dipakai adalah oksidator yang dapat bereaksi dengan I- (iodide) untuk menghasilkan I2, I2 yang terbentuk secara kuantitatif dapat dititrasi dengan larutan tiosulfat. Dari pengertian diatas maka titrasi iodometri adalah dapat dikategorikan sebagai titrasi kembali.

Iodida adalah reduktor lemah dan dengan mudah akan teroksidasi jika direaksikan dengan oksidator kuat. Iodida tidak dipakai sebagai titrant hal ini disebabkan karena factor kecepatan reaksi dan kurangnya jenis indicator yang dapat dipakai untuk iodide. Oleh sebab itu titrasi kembali merubakan proses titrasi yang sangat baik untuk titrasi yang melibatkan iodide. Senyawaan iodide umumnya KI ditambahkan secara berlebih pada larutan oksidator sehingga terbentuk I2. I2 yang terbentuk adalah equivalent dengan jumlah oksidator yang akan ditentukan. Jumlah I2 ditentukan dengan menitrasi I2 dengan larutan standar tiosulfat (umumnya yang dipakai adalah Na2S2O3) dengan indicator amilum jadi perubahan warnanya dari biru tua kompleks amilum- I2 sampai warna ini tepat hilang.

Reaksi yang terjadi pada titrasi iodometri untuk penentuan iodat adalah sebagai berikut:

IO3-  + 5 I-  + 6H+  -> 3 I2   + H2O

I2 + 2 S2O32-  -> 2I- + S4O6

2-

Setiap mmol IO3- akan menghasilkan 3 mmol I2 dan 3 mmol I2 ini akan tepat bereaksi dengan 6 mmol S2O32- (ingat 1 mmol I2 tepat bereaksi dengan 2 mmol S2O32-) sehingga mmol IO3- ditentukan atau setara dngan 1/6 mmol S2O3

2-.

Beberapa hal yang perlu diperhatikan dalam melakukan titrasi Iodometri adalah sebagai berikut:

Penambahan amilum sebaiknya dilakukan saat menjelang akhir titrasi, dimana hal ini ditandai dengan warna larutan menjadi kuning muda (dari oranye sampai coklat  akibat terdapatnya I2 dalam jumlah banyak), alasannya kompleks amilum- I2 terdisosiasi sangat lambat akibatnya maka banyak I2 yang akan terabsorbsi oleh amilum jika amilum ditambahkan pada awal titrasi, alasan kedua adalah biasanya iodometri dilakukan pada media asam kuat sehingga akan menghindari terjadinya hidrolisis amilum

Titrasi harus dilakukan dengan cepat untuk meminimalisasi terjadinya oksidasi iodide oleh udara bebas. Pengocokan pada saat melakukan titrasi iodometri sangat diwajibkan untuk menghindari penumpukan tiosulfat pada area tertentu, penumpukkan konsentrasi tiosulfat dapat menyebabkan terjadinya dekomposisi tiosulfat untuk menghasilkan belerang. Terbentuknya reaksi ini dapat diamati dengan adanya belerang dan larutan menjadi bersifat koloid (tampak keruh oleh kehadiran S).

S2O32-  +  2H+  -> H2SO3 + S

Pastikan jumlah iodide yang ditambahkan adalah berlebih sehingga semua analit tereduksi dengan demikian titrasi akan menjadi akurat. Kelebihan iodide tidak akan mengganggu jalannya titrasi redoks akan tetapi jika titrasi tidak dilakukan dengan segera maka I- dapat teroksidasi oleh udara menjadi I2.

Indikator yang digunakan dalam proses standarisasi ini adalah indikator amilum 1%.  Penambahan amilum yang dilakukan saat mendekati titik akhir titrasi dimaksudkan agar amilum tidak membungkus iod karena akan menyebabkan amilum sukar dititrasi untuk kembali ke senyawa semula. Proses titrasi harus dilakukan sesegera mungkin, hal ini disebabkan sifat I2 yang mudah menuap. Pada titik akhir titrasi iod yang terikat juga hilang bereaksi dengan titran sehingga warna biru mendadak hilang dan perubahannya sangat jelas.  Penggunaan indikator ini untuk memperjelas perubahan warna larutan yang terjadi pada saat titik akhir titrasi.  Sensitivitas warnanya tergantung pada pelarut yang digunakan.

Hal yang perlu diperhatikan setelah penambahan amilum adalah adanya sifat adsorpsi pada permukaan endapan tembaga(I) iodida. Sifat ini menyebabkan terjadinya penyerapan iodium dan apabila iodium ini dihilangkan dengan cara titrasi, maka titik akhir titrasi akan tercapai terlalu cepat. Oleh karena itu, sebelum titik akhir titrasi tercapai, yaitu pada saat warna larutan yang dititrasi dengan Na2S2O3 akan berubah dari biru menjadi bening, dilakukan penambahan kalium tiosianat KCNS. Penambahan KCNS menyebabkan larutan kembali berwarna biru. Penambahan larutan KCNS ini bertujuan sebagai larutan yang mengembalikan reaksi penambahan indikator amilum dalam larutan sehingga larutan menjadi kembali biru.

Lanjutan….

dari hasil pengamatan dan perhitungan, didapatkan jumlah volume titrasi larutan natrium tiosulfat yang dibutuhkan untuk merubah larutan dari warna coklat tua menjadi kuning muda setelah penambahan amilum maka larutan menjadi bening dan setelah penambahan KCNS maka larutan menjadi jernih kembali.

SUMBER-SUMBER KESALAHAN TITRASI IODOMETRI

1. Penguapan I2

2. Oksidasi udara

3. Adsorpsi I2 oleh endapan pk Cu2+ Cu2I2 mengadsorpsi I2

+ alkohol/CNS- (10 mL 10%)

4. Reaksi lambat pk Fe2+ pendiaman • Indikator : amilum • Kejelekan amilum :

1. tidak larut dalam air dingin2. suspensinya dalam air tidak stabil

3. I2 + amilum iod amilum sukar larut dalam air Pada awal titrasi terjadi kesalahanà harus sedekat mungkin

dengan titik ekivalen

A. Oksidasi Reduksi Sebagai Reaksi Pengikatan dan Pelepasan OksigenPada awalnya, pengertian oksidasi dan reduksi dikaitkan dengan oksigen.

1. OKSIDASIBeberapa contoh oksidasi:

1. Perkaratan logam, misalnya besi.

2. Pembakaran gas alam (CH4).

3. Oksidasi glukosa dalam tubuh.

2. REDUKSI

Reduksi banyak dilakukan pada pengolahan bijih logam.Contoh :

1. Reduksi bijih besi (hematit) dengan karbon monooksida.

2. Reduksi kromium (III) oksida oleh aluminium.

3. Reduksi tembaga (II) oksida oleh gas hidrogen.

B. Oksidasi Reduksi Sebagai Reaksi Serah Terima Elektron

Oksidasi dan reduksi tidak harus melibatkan oksigen, contohnya pada reaksi kalsium dan belerang (reaksi 1) :

Bandingkan dengan reaksi kalsium dengan oksigen (reaksi 2) berikut, yang tergolong reaksi oksidasi berdasarkan konsep terdahulu :

Menurut konsep redoks terdahulu, reaksi 1 tidak termasuk oksidasi padahal dalam kedua reaksi itu kalsium sama-sama melepas 2 elektron.Karena itu definisi redoks kemudian diperluas, dikaitkan dengan serah~terima elektron.

Pelepasan dan penerimaan elektron terjadi secara simultan, artinya jika suatu spesi melepas elektron berarti ada spesi lain yang menyerapnya. Hal ini berarti bahwa setiap oksidasi disertai reduksi.

Contoh :

Reaksi redoks dimana oksidator dan reduktornya merupakan zat yang sama disebut reaksi autoredoks.

Oksidator : Zat yang mengoksidasi zat lain, tetapi zat tersebut mengalami reaksi reduksi (penurunan bilangan oksidasi)

Ciri- ciri oksidator : Memiliki bilangan oksidasi tinggi Dalam bentuk molekul maupun ion mudah mengikat elektron

Reduktor : Zat yang mudah mereduksi zat lain, tetapi zat itu sendiri mengalami oksidasi (peningkatan bilangan oksidasi)

Ciri-ciri reduktor : Memiliki bilangan oksidasi rendah Dalam bentuk molekul maupun ion mudah melepaskan elektron

C. Oksidasi Reduksi Berdasarkan Perubahan Bilangan OksidasiDalam berbagai reaksi redoks yang melibatkan spesi

yang kompleks, terkadang tidak mudah menentukan

atom mana yang melepas dan atom mana yang

menyerap elektron. Hal ini dapat diatasi dengan

mengaitkan pengertian oksidasi dan reduksi dengan

perubahan bilangan oksidasi.

Pelepasan elektron (OKSIDASI) menyebabkan kenaikan

bilangan oksidasi, sedangkan penyerapan elektron

(REDUKSI) menyebabkan penurunan bilangan oksidasi.

BILANGAN OKSIDASI (BILOKS)

Pengertian Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa adalah muatan yang dibawa oleh atom unsur itu jika semua elektron ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif.

Contoh :

Rumus Lewis NaCl

Na melepas 1 elektron kepada Cl, jadi bilangan oksidasi Na = +1 sedangkan Cl = -1

Rumus Lewis H2O

Oleh karena O lebih elektronegatif daripada H, maka elektron ikatan didistribusikan pada atom O. Jadi bilangan oksidasi O = -2, sedangkan H masing-masing = +1

Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi

Dengan mempertimbangkan keelektronegatifan unsur,

dapat disimpulkan suatu aturan untuk menentukan bilangan

oksidasi sebagai berikut :

1. Unsur bebas seperti Cu, Fe, Ag, Na mempunyai bilangan oksidasi = 0

2. Molekul bebas seperti H2, N2, O2, Cl2 mempunyai bilangan oksidasi = 0

3. Fluorin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan tambahan 1 elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawaannya.

4. Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif. Bilangan oksidasi beberapa unsur logam sebagai berikut :

Golongan IA (logam alkali : Li, Na, K, Rb, Cs) = +1

Golongan IIA (alkali tanah : Be, Mg, Ca, Sr, Ba) = +2

Al = +3 Fe = +2 dan +3

Zn = +2 Hg = +1 dan +2

Ag = +1 Cu = +1 dan +2

Sn = +2 dan +4 Au = +1 dan +3

Pb = +2 dan +4 Pt = +2 dan +4

5. Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal sama dengan muatannya.

Contoh : bilangan oksidasi Fe dalam Fe3+ = +3

6. Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan logam = -1

Contoh : bilangan oksidasi H dalam HCl, H2O, NH3 = +1

bilangan oksidasi H dalam NaH, BaH2 = -1

7. Bilangan oksidasi O umumnya = -2

Contoh : bilangan oksidasi O dalam H2O, MgO = -2

kecuali : a. dalam F2O, bilangan oksidasi O = +2

b. dalam peroksida, seperti H2O2, bilangan

oksidasi O = -1

c. Dalam superoksida, seperti KO2, bilangan oksidasi = -½

8. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa = 0

Contoh : dalam H2SO4 = (2 x b.o H) + (1 x b.o S) + (4 x b.o O) = 0

9. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu ion poliatom = muatannya

Contoh : dalam S2O32- = (2 x b.o S) + (3 x b.o O) = -2