Pernahkah kalian melihat besi yang berkarat? Mengapa besi jika dibiarkan tanpa perlindungan lama

kelamaan terbentuk bintik-bintik merah pada permukaanya? Proses perkaratan logam merupakan contoh reaksi

reduksi yang terjadi di alam. Munculnya bintik-bintik merah (karat) pada logam disebabkan logam mengikat

oksigen dari udara dan air.

Oksigen bereaksi dengan banyak unsur membentuk senyawa yang disebut sebagai oksida. Pengertian oksidasi

dihubungkan dengan reaksi unsur atau senyawa dengan oksigen. Seiring dengan perkembangan kimia, istilah

oksidasi dan reduksi juga dikembangkan dan disempurnakan. Perkembangan konsep reaksi reduksi oksidasi

dibagi menjadi 3, yaitu :

1. Konsep reaksi redoks berdasarkan pelepasan dan pengikatan oksigen

2. Konsep reaksi redoks berdasarkan transfer elektron

3. Konsep reaksi redoks berdasarkan perubahan bilangan oksidasi

Pengertian Oksidasi dan Reduksi (Redoks)

Kata Kunci: redoksDitulis oleh Jim Clark pada 23-09-2004

Pengertian oksidasi dan reduksi disini lebih melihat dari segi transfer oksigen, hidrogen dan elektron. Disini akan juga dijelaskan mengenai zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor).

Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer oksigen

Dalam hal transfer oksigen, Oksidasi berarti mendapat oksigen, sedang Reduksi adalah kehilangan oksigen.

Sebagai contoh, reaksi dalam ekstraksi besi dari biji besi:

Karena reduksi dan oksidasi terjadi pada saat yang bersamaan, reaksi diatas disebut reaksi REDOKS.

Zat pengoksidasi dan zat pereduksi

Oksidator atau zat pengoksidasi adalah zat yang mengoksidasi zat lain. Pada contoh reaksi diatas, besi(III)oksida merupakan oksidator.

Reduktor atau zat pereduksi adalah zat yang mereduksi zat lain. Dari reaksi di atas, yang merupakan reduktor adalah karbon monooksida.

Jadi dapat disimpulkan:

oksidator adalah yang memberi oksigen kepada zat lain, reduktor adalah yang mengambil oksigen dari zat lain

1

Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen

Definisi oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen ini sudah lama dan kini tidak banyak digunakan.

Oksidasi berarti kehilangan hidrogen, reduksi berarti mendapat hidrogen.

Perhatikan bahwa yang terjadi adalah kebalikan dari definisi pada transfer oksigen.Sebagai contoh, etanol dapat dioksidasi menjadi etanal:

Untuk memindahkan atau mengeluarkan hidrogen dari etanol diperlukan zat pengoksidasi (oksidator). Oksidator yang umum digunakan adalah larutan kalium dikromat(IV) yang diasamkan dengan asam sulfat encer.

Etanal juga dapat direduksi menjadi etanol kembali dengan menambahkan hidrogen. Reduktor yang bisa digunakan untuk reaksi reduksi ini adalah natrium tetrahidroborat, NaBH4. Secara sederhana, reaksi tersebut dapat digambarkan sebagai berikut:

Zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor)

Zat pengoksidasi (oksidator) memberi oksigen kepada zat lain, atau memindahkan hidrogen dari zat lain.

Zat pereduksi (reduktor) memindahkan oksigen dari zat lain, atau memberi hidrogen kepada zat lain.

Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron

Oksidasi berarti kehilangan elektron, dan reduksi berarti mendapat elektron.

Definisi ini sangat penting untuk diingat. Ada cara yang mudah untuk membantu anda mengingat definisi ini. Dalam hal

Contoh sederhana

Reaksi redoks dalam hal transfer elektron:

Tembaga(II)oksida dan magnesium oksida keduanya bersifat ion. Sedang dalam bentuk logamnya tidak bersifat ion. Jika reaksi ini ditulis ulang sebagai persamaan reaksi ion, ternyata ion oksida merupakan ion spektator (ion penonton).

Jika anda perhatikan persamaan reaksi di atas, magnesium mereduksi iom tembaga(II) dengan memberi elektron untuk menetralkan muatan tembaga(II).

2

Dapat dikatakan: magnesium adalah zat pereduksi (reduktor).Sebaliknya, ion tembaga(II) memindahkan elektron dari magnesium untuk menghasilkan ion magnesium. Jadi, ion tembaga(II) beraksi sebagai zat pengoksidasi (oksidator).

Memang agak membingungkan untuk mempelajari oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron, sekaligus mempelajari definisi zat pengoksidasi dan pereduksi dalam hal transfer elektron.

Dapat disimpulkan sebagai berikut, apa peran pengoksidasi dalam transfer elektron:

Zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain. Oksidasi berarti kehilangan elektron (OIL RIG). Itu berarti zat pengoksidasi mengambil elektron dari zat lain. Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron

Atau dapat disimpulkan sebagai berikut:

Suatu zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain. Itu berarti zat pengoksidasi harus direduksi. Reduksi berarti mendapat elektron (OIL RIG). Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron.

Suatu reaksi serah terima elektron dan reaksi yang disertai perubahan bilangan oksidasi disebut reaksi redoks

Contoh :

HNO3+  H2S       ——>        NO   + S + H2O

   +5           -2                +2       0   oksidasi(2)

reduksi (3)

1.2.  OKSIDASI DAN REDUKSi

Reaksi oksidasi

Reaksi pengikatan oksigen

H2 + ½ O2  ——>    H2O Reaksi pelepasan elektron

HNO3+3H++3e  ——>  NO+H2O Mengalami pertambahan BILOKS

H2S        ——>       S-2                      0

Reaksi reduksi

Reaksi pelepasan oksigen

H2O     ——>       H2  + O2 Reaksi penangkapan elektron

H2S    ——>   S+ 2H++2e Mengalami pengurangan BILOKS

HNO3        ——>        NO+5                     +2 

3

1.3.  ATURAN BILANGAN OKSIDASI

1. Unsur bebas (misalnya H2, O2, N2, Fe, dan Cu) mempunyai bilangan oksidasi = 0 2. Umumnya unsur H mempunyai bilangan oksidasi = +1, kecuali dalamsenyawa hidrida, bilangan

oksidasi H = –1.Contoh: o Bilangan oksidasi H dalam H2O, HCl, dan NH3 adalah +1o Bilangan oksidasi H dalam LiH, NaH, dan CaH2 adalah –1

3. Umumnya unsur O mempunyai bilangan oksidasi = –2, kecuali dalamsenyawa peroksida, bilangan oksidasi O = –1.Contoh:

o Bilangan oksidasi O dalam H2O, CaO, dan Na2O adalah –2o Bilangan oksidasi O dalam H2O2, Na2O2 adalah –1

4. Unsur F selalu mempunyai bilangan oksidasi = –1.5. Unsur logam mempunyai bilangan oksidasi selalu bertanda positif.Contoh:

o Golongan IA (logam alkali: Li, Na, K, Rb, dan Cs) bilangan oksidasinya = +1o Golongan IIA (alkali tanah: Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) bilangan oksidasinya = +2

6. Bilangan oksidasi ion tunggal = muatannya. Contoh: Bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe2+ adalah +27. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa = 0. Contoh : Dalam senyawa H2CO3 berlaku: 2

biloks H + 1 biloks C + 3 biloks O =08. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam ion poliatom = muatan ion.  Dalam ion NH4+ berlaku 1

biloks N + 4 biloks H = + 1 

1.4.  PENYETARAAN REAKSI REDOKS

Reaksi redoks dapat disetarakan dengan cara langsung (cara bilangan oksidasi) atau cara setengah reaksi.

1.4.1.      Cara Langsung (Bilangan Oksidasi)

Tentukan reaksi reduksi dan oksidasi Tulis perubahan biloks yang terjadi Samakan jumlah elektron yang dilepas dan diterima dengan menambahkan koefisien Hitung jumlah muatan kiri dan kanan

Jika muatan kiri > kanan à tambahkan OH- pada ruas kiri

Jika muatan kiri < kanan à tambahkan H+ pada ruas kiri

 Samakan jumlah H dengan menambahkan H2O pada ruas kanan

Contoh :

HNO3+ H2S——>NO + S + H2O

Penyelesaian 

Langkah IMenentukan unsur yang mengalami perubahan biloks , yaitu N dan S

langkah IIHarga biloks yang mengalami perubahan

HNO3+ H2S ——>O + S + H2O

   +5         -2            +2       0

Langkah III

4

Unsur yang mengalami peristiwa reduksi dan oksidasi

HNO3+ H2S——>NO   + S + H2O+5        -2       +2       0 oksidasi(2)

reduksi (3)

Langkah IVHNO3 dan NO dikalikan 2 sedangkan H2S dan S dikalikan 3 sehingga reaksinya menjadi :

2 HNO3+ 3H2S——>2NO + 3S + H2O

Langkah VPenyetaraan jumlah atom yaitu Penambahan koefisien pada H2O agar jumlah atom H dan O sama di ruas kiri dan kanan , maka jadi :

2 HNO3+ 3H2S——>2NO + 3S + 4H2O

1.4.2.Cara Setengah Reaksi

Pecahlah reaksi menjadi dua persamaan (reaksi reduksi dan reaksi oksidasi ) Penyetaraan setiap persamaan ½ reaksi Menyetarakan atom O dan H dengan menambah koefisien Menyetarakan jumlah atom O dengan menambah H2Odiruas yang kekurangan O Menyetarakan jumlah atom H dengan menambah H+ diruas yang kekurangan H Menyetarakan jumlah muatan dengan  menambahkan elektron seruas dengan H+ Menyetarakan jumlah elektron pada kedua persamaan ½ reaksi Menjumlahkan kedua persamaan setengah reaksi

Contoh Soal : 

HNO3+ H2S——>NO + S + H2O

Penyelesaian 

Langkah IBuat reaksi oksidasi dan reduksi

Reduksi  : HNO3——>NOOksidasi : H2S——>S

Langkah IIPenyetaraan jumlah atom dan jumlah muatan

HNO3+ 3H+ +3e——>NO + 2H2O          (x2)H2S——>S + 2H+ + 2e                             (x3)

Langkah IIIJumlahkan kedua setengah reaksi

2HNO3+ 6H+ + 6e——>2NO + 4H2O    3H2S——>3S + 6H+ + 6e

Menjadi, 2HNO3+3 H2S  ——> 2NO +3 S + 4H2O( prayoga wiguna, 2012, mkala rrx redoks. http://chayoy.blogspot.com/2012/04/makalah-redoks-reduksi-oksidasi.html

Potensial Elektroda standar

5

 

Potensial elektroda tidak dapat diukur. Yang dapat diukur adalag beda potensial dari kedua

elektroda (dalam suatu sel).Untuk itu perlu suatu elektroda yang potensialnya diketahui dan ini tidak

ada. Oleh karena itu dipilih elektroda hidrogen standar sebagai pembanding, dengan konvensi bahwa

elektroda ini mempunyai potensial sama dengan nol.

Untuk mengetahui potensial dari suatu elektroda, maka disusun suatu sel yang terdiri dari

elektroda tersebut dipasangkan dengan elektroda hidrogen standar (Standard Hydrogen Electrode).

Potensial suatu elektroda C didefinisikan sebagai potensial sel yang dibentuk dari elektroda tersebut

dengan elektroda hidrogen standar, dengan elektroda C selalu bertindak sebagai katoda. Sebagai contoh

potensial elektroda Cu2+/Cu adalah untuk sel :

 

Karena pada adalah nol, maka :

Jika diperoleh Esel untuk sel diatas adalah 0,337 V, jadi . Nilai

potensial elektroda bukan nilai mutlak, melainkan relatif terhadap elektroda hidrogen. Karena potensial

elektroda dari elektroda C didefinisikan dengan menggunakan sel dengan elektroda C bertindak sebagai

katoda (ada di sebelah kanan pada notasi sel), maka potensial elektroda standar dari elektroda C sesuai

dengan reaksi reduksi yang terjadi pada elektroda tersebut. Oleh karena itu semua potensial elektroda

standar adalah potensial reduksi.

Dari definisi , Kanan dan kiri disini hanya berhubungan dengan notasi sel,

tidak berhubungan dengan susunan fisik sel tersebut di laboratorium. Jadi yang diukur di laboratorium

dengan potensiometer adalah emf dari sel sebagai volta atau sel galvani, dengan emf > 0. Sebagai contoh

untuk sel yang terdiri dari elektroda seng dan elektroda hidrogen dari pengukuran diketahui bahwa

elektron mengalir dari seng melalui rangkaian luar ke elektroda hidrogen dengan emf sel sebesar 0,762 V

6

 Jika potensial elektroda berharga positif, artinya elektroda tersebut

lebih mudah mengalami reduksi daripada H+, dan jika potensial elektroda berharga negatif

artinya elektroda tersebut lebih sulit untuk mengalami reduksi dibandingkan denga H+.

Potensial elektroda seringkali disebut sebagai potensial elektroda tunggal, sebenarnya kata ini

tidak tepat karena kita tahu bahwa elektroda tunggal tidak dapat diukur.

Notasi Sel dan Potensial Sel Notasi selNotasi sel digunakan untuk menggambarkan rangkaian sel volta dan reaksi redoks yang berlangsung didalamnya. Secara umum, penulisan notasi sel volta menurut konvensi IUPAC adalah sebagai berikut.Terdiri dari anode dan katodeTanda ׀׀ adalah jembatan garamuntuk memisahkan anode dan katodeTanda ׀ adalah batas fase untuk memisahkan anode dan katodeTanda koma(,) digunakan untuk memisahkan spesi-spesi dalam fase yang samaElektrode anode terletak paling kiri dan elektrode katode paling kananElektrode inert tidak ditulis.

Perhitungan Potensial selKemampuan suatu elektrokimia untuk mendorong elektron mengalir melalui rangkaian luar disebut potensial sel (Esel). Potensial sel Volta dapat ditentukan dengan melihat data potensial reduksi suatu elektroda yang biasa disebut potensial elektroda (E0). Setiap atam memiliki harga potensial elektroda yang nilainya merupakan harga relatif terhadap potensial elektroda atom hidrogen yang berharga 0 Volt. Oleh karena itu, potensial atom hydrogen disebut juga potensial electrode standar. Jadi potensial elektroda standar adalah potensial elektroda yang diukur pada keadaan standar, yaitu pada konsentarsi 1M atau tekanan gas 1 atm dan umumnya pada suhu 250C.2H+ (1M) + 2e- H2(g): E0 = 0 VoltMenurut perjanjian, setiap unsur yang mengalami reaksi reduksi dengan hidrogen (hidrogen mengalami oksidasi), potensial reduksi unsur tersebut diberi tanda positif.Untuk memudahkan, coba perhatikan data potensial reduksi beberapa logam yang terdapat pada tabel dibawah ini:

Potensial reduksi standart

Hubungan antara potensial sel, energi bebas Gibbs dan konstanta kesetimbangan berhubungan langsung dalam persamaan multi-bagian berikut:

G: energi bebas Gibbs

? G adalah perubahan Gibbs (gratis) energi untuk sistem dan? G ° adalah energi Gibbs perubahan untuk sistem dalam kondisi standar (1 atm, 298K). Pada diagram energi,? G dapat direpresentasikan sebagai:

7

Dimana? G adalah perbedaan energi antara reaktan dan produk. Selain itu? G tidak dipengaruhi oleh faktor-faktor eksternal yang mengubah kinetika reaksi. Sebagai contoh jika sebuah E (energi aktivasi) adalah untuk menurunkan dengan adanya katalis atau energi kinetik dari molekul meningkat karena kenaikan temperatur, nilai? G akan tetap sama.

E ° sel: Potensi your Standar

E ° sel adalah gaya gerak listrik (juga disebut sel tegangan atau potensial sel) antara dua sel setengah. Semakin besar E ° sel reaksi semakin besar kekuatan pendorong elektron melalui sistem, semakin besar kemungkinan reaksi akan melanjutkan (lebih spontan). E ° sel diukur dalam volt (V). Tegangan keseluruhan sel = potensial setengah-sel dari reaksi reduksi + potensi setengah-sel dari reaksi oksidasi. Untuk mempermudah,

E sel = E + E reduksi oksidasi atau E sel = E + E katoda anoda

Potensi pengurangan oksidasi (kehilangan elektron) adalah negatif dari potensi potensi pengurangan (gain elektron). Tabel Kebanyakan hanya merekam reduksi standar setengah-reaksi. Dengan kata lain, sebagian besar tabel hanya mencatat potensial reduksi standar , sehingga untuk menemukan potensi oksidasi standar, cukup membalikkan bernyanyi potensi reduksi standar.

* Catatan: Potensial reduksi lebih positif dari reaksi reduksi yang lebih spontan. Kami akan kembali spontanitas kemudian dalam modul. Saat melihat sel tabel potensi pengurangan, sel tinggi adalah di atas meja, potensi yang lebih tinggi memiliki sebagai agen pengoksidasi.

Perbedaan antara sel dan sel E E º

E º sel adalah sel potensial keadaan standar, yang berarti bahwa nilai ditentukan di bawah standar negara. Menyatakan standar termasuk konsentrasi 1 molar (mol per liter) dan tekanan atmosfer dari 1. Serupa dengan potensi sel keadaan standar, sel E º, sel E adalah non-standar negara potensial sel, yang berarti bahwa itu tidak ditentukan di bawah konsentrasi 1 molar dan tekanan 1 atm. Keduanya terkait erat dalam arti bahwa potensi sel standar yang digunakan untuk menghitung potensi untuk sel dalam banyak kasus.

Lain disederhanakan bentuk persamaan yang kita biasanya melihat:

atau dalam hal log basis 10, bukan logaritma natural (base e)

Kedua persamaan berlaku saat suhu 25 º C. Penyimpangan dari 25 º C memerlukan penggunaan persamaan asli. Pada dasarnya, º E adalah E pada kondisi standar

Contoh

8

Apa nilai Ecell untuk sel volta di bawah ini:

Pt (s) | Fe 2 + (0,1 M), Fe 3 + (0,2 M) | | Ag + (0,1 M) | Ag (s)

E sel =?

Analisis:

Untuk menggunakan persamaan Nersnt, kita perlu membangun sel E o dan reaksi yang diagram sel sesuai sehingga bentuk reaksi quotient (Q) dapat terungkap. Begitu kita telah menentukan bentuk persamaan Nernst, kita bisa memasukkan konsentrasi spesies.

Memecahkan:

E o sel = E o katoda - E o anoda

= E o Ag / Ag - E o Fe 3 +

/ Fe 2 +

= 0.800V-0.771V = 0.029V

Sekarang untuk menentukan Ecell untuk reaksi Fe 2 + (0,1 M) + Ag + (1.0M) → Fe 3 + (0.20M) + Ag (s)

Gunakan persamaan Nernst

E_ {} = 0.029V sel - (0.0592V / 1) log [Fe 3 +] / [Fe 2 +] [Ag]

= 0.029V - 0.0592V * log [0,2] / [0,1] * [1,0]

= 0.011V

K: The Constant Equilibrium

K adalah konstanta kesetimbangan reaksi dan diberikan oleh quotient reaksi:

Hubungan Antara Tiga

Hubungan antara? G, K, dan E ° sel dapat diwakili oleh diagram berikut.

dimana

R = 8,314 J mol C -1 T = Temp di K

9

n = mol e - dari reaksi redoks yang seimbang F = s Faraday konstan = 96.485 C / mol

E ° sel dapat dihitung dengan menggunakan rumus berikut:

E ° sel = E ° (katoda) - E ° (anoda) = E ° (Pengurangan) - E ° (Oksidasi)

Contoh

Pertanyaan Cari E ° sel untuk reaksi setengah-berikut digabungkan

Larutan

1. Tentukan katoda dan anoda dalam reaksi

Zn (s) ↔ Zn 2 + (aq) + 2e - Anoda, Oksidasi (sejak Zn (s) menyatakan peningkatan oksidasi 0-2)

Cu 2 + (aq) + 2e - Cu ↔ (s) Katoda, Pengurangan (sejak Cu 2 + (aq) menurunkan tingkat oksidasi 2-0)

2. Tentukan nilai E ° sel menggunakan tabel reduksi potensial standar

Zn (s) ↔ Zn 2 + (aq) + 2e - 0.763

Cu 2 + (aq) + 2e - Cu ↔ (s) 0,340

3. Gunakan E ° sel = E ° katoda - E ° anoda

= 0.340 - (-0,763)

= 1,103 V

Masalah

1. Cari E ° sel untuk 2BR - (aq) + I 2 (s) ↔ Br 2 (s) + 2I - (aq)

2. Cari ° E untuk Sn (s) ↔ Sn 2 + (aq) + 2e -

3. Cari E ° sel untuk Zn (s) | Zn 2 + (aq) | | Cr 3 + (aq), Cr 2 + (aq)

(Lihat kunci jawaban untuk solusi)

* Jika nilai E ° reaksi negatif, maka reaksi TIDAK spontan dan oleh karena reaksi reverse terjadi dan elektron yang mengalir dalam arah yang berlawanan.

* Nilai-nilai ini ditabulasikan dalam tabel potensial reduksi standar.

10

Ringkasan Tabel

E o sel Delta G Q & K Hubungan Reaksi Arah Spontanitas (seperti yang tertulis)

> 0 - Q <K Depan Spontan

<0 + Q> K Terbelakang Non-spontan

= 0 = 0 Q = K Reaksi ada N / A

Contoh Masalah

Contoh

Menggunakan? G =-RTlnK

Pertanyaan:

Mengingat K = 2.81x10 -16 untuk reaksi berikut Cu 2 + (aq) + Ag (s) ↔ Cu (s) + 2Ag +, temukan? G.

Solusi:

Gunakan rumus berikut: =? G-RTlnK

= 8,314 x 298 x ln (2.81x10 -16) =-8.87x10 5

= 8,871 kJ

Contoh

Menggunakan? G =-NFE sel °

Pertanyaan:

Cari? G untuk reaksi berikut:

2AL (s) +3 Br 2 (l) ↔ 2AL 3 + (aq, 1M) + 6Br - (aq, 1M)

Solusi:

Langkah 1: Pisahkan reaksi menjadi dua reaksi setengah

2AL (s) ↔ 2AL 3 + (aq)

3br 2 (l) ↔ 6Br - (aq, 1M)

Langkah 2: Seimbangkan persamaan setengah menggunakan O, H, dan biaya dengan menggunakan e-

2AL (s) ↔ 2AL 3 + (aq) +6 e -

6e - + 3br 2 (l) ↔ 6Br - (aq)

11

Langkah 3: Dari reaksi setengah seimbang, kita dapat menyimpulkan jumlah mol e - untuk digunakan nanti dalam perhitungan? G.

Tentukan nilai E ° menggunakan potensial reduksi standar, menggunakan E ° sel tabel.

2AL 2 (s) ↔ Al 3 + (aq) +6 e--1.676V

3br 2 (l) + 6e - ↔ 6Br - (aq) 1,065 V

Langkah 4: Tentukan E ° sel = E ° katoda - E ° anoda.

= 1,065 - (-1,676)

= 2,741 V

Langkah 5: Setelah E ° sel telah dihitung dan jumlah mol elektron telah ditentukan, kita dapat menggunakan? G =-NFE sel °

= (-6 Mol e -) (96.458 C / mol e -) (2,741 V)

=-1586kJ

persamaan nernst Persamaan Nernst dan Sel Konsentrasi Persamaan Nernst Potensial sel non standar dapat dihitung dengan persamaan Nernst sebagai berikut

Eo adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel dalam keadaan standar), n jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi, sedangkan oks dan red masing-masing menyatakan konsentrasi partikel hasil oksidasi dan konsentrasi partikel hasil reduksi. Sel KonsentrasiPada sel konsentrasi digunakan dua elektrode yang sama namun konsentrasi larutannya yang berbeda. Elektrode dalam larutan pekat merupakan katode (tempat terjadinya reaksi reduksi) sedangkan elektrode dalam larutan encer merupakan anode (tempat terjadinya reaksi oksidasi). Misalnya untuk Zn | Zn2+(10-3 M) || Zn 2+(10-1 M) | Zn Maka untuk reaksi di atas yang mengalami reduksi adalah Zn 2+(10-1 M) karena lebih pekat daripada Zn2+(10-3 M) sedangkan Zn yang mengalami oksidasi. Untuk penggunaan rumus sama dengan persamaan Nernst, yaitu

Dalam elektrokimia, persamaan Nernst adalah persamaan yang dapat digunakan (dalam hubungannya dengan informasi lainnya) untuk menentukan potensial kesetimbangan reduksi dari sel-setengah dalam sel elektrokimia. Hal ini juga dapat digunakan untuk menentukan tegangan total (gaya elektro) untuk sel elektrokimia penuh. Hal ini dinamai setelah fisik kimiawan Jerman yang pertama kali dirumuskan itu, Walther Nernst [1] [2].Isi[Hide]

* 1 Ekspresi* 2 Nernst potensi* 3 Penurunano 3.1 Menggunakan faktor Boltzmanno entropi 3.2 Menggunakan dan energi Gibbs* 4 Hubungan dengan keseimbangan* 5 Keterbatasan* 6 Lihat juga

12

* 7 Referensi* 8 Pranala luar

[Sunting] Ekspresi

Kedua (akhirnya setara) persamaan untuk kedua kasus (setengah-sel, sel penuh) adalah sebagai berikut:

E_ \ text {merah} = e ^ {\ ominus} _ \ text {merah} - \ frac {RT} {zF} \ ln \ frac {a_ \ text {Red}} {a_ \ text {}} Ox (setengah -sel potensial reduksi)E_ \ text {sel} = E ^ {\ ominus} _ \ text {sel} - \ frac {RT} {zF} \ ln Q (potensial sel total)

mana

* Ered adalah pengurangan setengah-sel potensial pada suhu kepentingan* Eored adalah setengah-sel potensial reduksi standar* Ecell adalah potensial sel (gaya gerak listrik)* Eocell adalah potensial sel standar pada suhu kepentingan* R adalah konstanta gas universal: R = 8,314 472 (15) J K-1 mol-1T * adalah temperatur absolut* Adalah aktivitas kimia untuk spesies yang relevan, di mana aRed merupakan reduktor dan AOX adalah oksidan. AX = γXcX, di mana γX adalah koefisien aktivitas spesies X. (Sejak koefisien aktivitas cenderung kesatuan pada konsentrasi rendah, kegiatan di persamaan Nernst sering diganti dengan konsentrasi sederhana.)F * adalah, Faraday konstan jumlah coulomb per mol elektron: F = 9,648 533 99 (24) × 104 C mol-1* Z adalah jumlah mol elektron yang ditransfer dalam reaksi sel atau setengah reaksi* Q adalah hasil bagi reaksi.

Pada suhu kamar (25 ° C), RT / F mungkin akan diperlakukan seperti konstan dan digantikan oleh 25,693 mV untuk sel.

Persamaan Nernst sering dinyatakan dalam logaritma basis 10 (yaitu, logaritma umum) daripada logaritma alami, dalam hal ini ditulis, untuk sel pada 25 ° C:

E = E ^ 0 - \ frac {0,05916 \ mbox {V}} {z} \ log_ {10} \ frac {a_ \ text {Red}} {a_ \ text {}} Ox.

Persamaan Nernst digunakan dalam fisiologi untuk menemukan potensi listrik dari membran sel yang berkaitan dengan satu jenis ion.[Sunting] Nernst potensiArtikel utama: potensi Pembalikan

Persamaan Nernst memiliki aplikasi fisiologis ketika digunakan untuk menghitung potensi dari suatu ion biaya z melintasi membran. Potensi ini ditentukan dengan konsentrasi ion baik di dalam maupun di luar sel:

E = \ frac {z} {RT F} \ ln \ frac {[\ text {ion luar sel }]}{[ \ text {ion di dalam sel}]} = 2,303 \ frac {z} {RT F} \ log_ {10} \ frac {[\ text {ion luar sel }]}{[ \ text {ion di dalam sel}]}.

Ketika membran berada dalam kesetimbangan termodinamika (yaitu, tidak ada fluks bersih ion), potensi membran harus sama dengan potensi Nernst. Namun, dalam fisiologi, karena pompa ion aktif, dalam dan luar sel tidak dalam ekuilibrium. Dalam hal ini, potensi istirahat dapat ditentukan dari persamaan Goldman:

E_ {m} = \ frac {RT} {F} \ ln {\ left (\ frac {\ sum_ {i} ^ {N} P_ {M ^{+}_{ i}} [M ^{+}_ {i}] _ \ mathrm {keluar} + \ sum_ {j} ^ {M} P_ {A j ^{-}_{}} [A _] ^{-}_{ j} \ mathrm {di}} {\ sum_ {i} ^ {N} P_ {M ^{+}_{ i}} [M ^{+}_{ i}] _ \ mathrm {di} + \ sum_ {j} ^ {M} P_ {A ^{-}_{ j}} [A ^{-}_{ j}] _ \ mathrm

13

{keluar}} \ right)}

* Em = Potensi membran (dalam volt, setara dengan joule per coulomb)* Pion = permeabilitas untuk ion yang (dalam meter per detik)* [Ion] keluar = konsentrasi ion ekstraselular itu (dalam mol per meter kubik, untuk mencocokkan SI unit lain, meskipun unit sangat tidak penting, sebagai istilah konsentrasi ion menjadi rasio berdimensi)* [Ion] di = konsentrasi intraseluler dari ion (dalam mol per meter kubik)* R = konstanta gas ideal (joule per kelvin per mol)* T = Suhu dalam Kelvin* F = konstanta Faraday (coulomb per mol)

Potensi di membran sel yang persis menentang difusi bersih setelah dikurangi dengan ion tertentu melalui membran disebut Nernst potensi ion itu. Seperti yang terlihat di atas, besarnya potensi Nernst ditentukan oleh rasio konsentrasi ion yang spesifik pada kedua sisi membran. Semakin besar rasio ini semakin besar kecenderungan ion untuk berdifusi dalam satu arah, dan karena itu semakin besar potensi Nernst diperlukan untuk mencegah difusi.[Sunting] Penurunan[Sunting] Menggunakan faktor Boltzmann

Untuk mempermudah, kami akan mempertimbangkan solusi dari molekul redoks-aktif yang mengalami reaksi reversibel satu-elektron

\ Text {Ox} + e ^ - \ rightleftharpoons \ text {Red} \,

dan yang berpotensi standar nol. Nakan kimia yang potensial dari solusi ini adalah perbedaan antara hambatan energi untuk mengambil elektron dari dan untuk memberikan elektron pada elektroda kerja yang potensial elektrokimia pengaturan solusi itu.(nizz G Sukarya, 2010, peesamaan nerst, http://nizzgsukarya.blogspot.com/2010_12_21_archive.html

Reaksi Redoks

Kata Kunci: bilangan oksidasi logam, mekanisme koordinasi dalam, mekanisme koordinasi luar, Reaksi Redoks, reaksi senyawa, transfer elektronDitulis oleh Taro Saito pada 08-12-2009

Bilangan oksidasi logam dalam senyawa logam transisi dapat bervariasi dari rendah ke tinggi. Bilangan oksidasi ini dapat berubah dengan reaksi redoks. Akibat hal ini, jarak ikatan dan sudut ikatan antara logam dan unsur yang terkoordinasi, atau antar logam, berubah dan pada saat tertentu keseluruhan struktur kompleks dapat terdistorsi secara dramatik atau bahkan senyawanya dapat terdekomposisi.

Reaksi senyawa logam transisi dengan berbagai bahan oksidator atau reduktor juga sangat penting dari sudut pandang sintesis. Khususnya, reaksi reduksi digunakan dalam preparasi senyawa organologam, misalnya senyawa kluster atau karbonil logam.

Sementara itu, studi transfer elektron antar kompleks, khususnya reaksi redoks senyawa kompleks logam transisi telah berkembang. Taube mendapat hadiah Nobel (1983) untuk studi reaksi transfer elektron dalam kompleks logam transisi dan mengklasifikasikan reaksi ini dalam dua mekanisme. Mekanisme transfer elektron dengan ligan jembatan digunakan bersama antara dua logam disebut dengan mekanisme koordinasi dalam, dan mekanisme reaksi yang melibatkan transfer langsung antar logam tanpa ligan jembatan disebut mekanisme koordinasi luar.

Mekanisme koordinasi dalam bila [CoCl(NH3)5]2+ direduksi dengan [Cr(OH2)6]2+, suatu kompleks senyawa antara, [(NH3)5Co-Cl-Cr(OH2)5]4+, terbentuk dengan atom khlor membentuk jembatan antara kobal dan khromium. Sebagai akibat transfer elektron antara khromium ke kobalmelalui khlor, terbentuk [Co(NH3)5Cl]+, dengan kobal direduksi dari trivalen menjadi divalen, dan [Cr(OH2)6]3+, dengan khromium dioksidasi dari

14

divalen menjadi trivalen. Reaksi seperti ini adalah jenis reaksi redoks melalui mekanisme koordinasi dalam. Anion selain halogen yang cocok untuk pembentukan jembatan semacam ini adalah SCN-, N3-, CN-,dsb.

Mekanisme koordinasi luar. Bila [Fe(phen)3]3+ (phen adalah ortofenantrolin) direduksi dengan [Fe(CN)6]4- , tidak ada jembatan ligan antar logam dan elektron berpindah dari HOMO Fe(II) ke LUMO Fe(III) dalam waktu yang sangat singkat dan kontak langsung antar dua kompleks. Akibat transfer elektron ini, terbentuk [Fe(phen)3]2+ dan [Fe(CN)6]3-. Reaksi seperti ini adalah reaksi redoks melalui mekanisme koordinasi luar, dan karakteristik sistem kompleks yang memiliki laju substitusi ligan yang sangat lambat dibandingkan dengan laju transfer elektron, khususnya dalam sistem yang memiliki ligan yang sama tetapi bilangan oksidasi yang berbeda, [Fe(CN)6]3- dan [Fe(CN)6]4- yang memiliki laju transfer elektron yang besar. R. A. Marcus mendapatkan hadiah Nobel (1992) untuk studi mekanisme transfer elektron koordinasi luar ini.chem-is-try.org, 2009, http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-anorganik-universitas/kimia-logam-transisi/reaksi-redoks/

\ 14. 4. REAKSI DISPROPORSIONASI DAN KOMPROPORSIONASI REAKSI DISPROPOSIONASI adalahreaksi reduksi sekaligus reaksi oksidasi yangterjadi dalam suatu zat. 0 +1 -1Contoh: 2Cl2(g) + 2H2O(l) 2HClO(aq) + 2HCl(g) 0 +1 -1 oksidasi reduksiPada reaksi ini biloks klorin berubah dari 0menjadi (+1) dalam HClO dan (-1) dalam HCl

15. REAKSI KOMPROPORSIONASI adalahkebalikan dari reaksi Disproporsionasi, yaitureaksi redoks dimana hasil reduksi danoksidasinya sama. Contoh: 2H2S + SO2 3S + 2H2O -2 +4 0 Oksidasi Reduksi

Reaksi Disproporsionasi Dan Konproporsionasi Reaksi autoredoks atau disproporsionasi adalah reaksi redoks yang oksidator dan reduktornya merupakan zat

yang sama. Jadi, sebagian dari zat itu mengalami oksidasi dan sebagian lagi mengalami reduksi.

Contoh :

Sebagian dari gas klorin (Cl2) (biloks = 0) mengalami reduksi menjadi NaCl (biloks = -1) dan sebagian lagi

mengalami oksidasi menjadi NaClO ( biloks = +1).

Reaksi konproporsionasi merupakan kebalikan dari reaksi disproporsionasi, yaitu reaksi redoks dimana hasil

reduksi dan oksidasinya sama.

Contoh :

Pada reaksi tersebut hasil reduksi dan oksidasinya merupakan zat yang sama, yaitu belerang (S). Reaksi

Autoredoks (Reaksi Disproporsionasi)

Mungkinkah dalam satu reaksi, suatu unsur mengalami reaksi reduksidan oksidasi sekaligus? Satu unsur dalam

suatu reaksi mungkin saja mengalami reaksi reduksi dan oksidasi sekaligus. Hal ini karena ada unsur yang

mempunyai bilangan oksidasi lebih dari satu jenis.Reaksi redoks di mana satu unsur mengalami reaksi reduksi

dan oksidasi sekaligus disebut reaksi autoredoks (reaksi disproporsionasi).

Contoh:

15

contoh

Apakah reaksi berikut termasuk reaksi autoredoks atau bukan? Jelaskan!2 H2S + SO2-> 3S + 2 H2O

Jawab:

Perubahan bilangan oksidasi unsur-unsur pada reaksi tersebut sebagai berikut.

Pada reaksi tersebut, H2S berfungsi sebagai reduktor sedangkan SO2 berfungsi sebagaioksidator, sehingga reaksi tersebut termasuk autoredoks.

Contoh :I2 + NaOH -> NaI + NaIO3 + H2O

REAKSI DISPROPORSIONASI

Reaksi disproporsionasi adalah reaksi redoks dimana hanya satu jenis atom mengalami reaksi reduksi dan oksidasi sekaligus (yang bilangan oksidasinya berubah)

Contoh:

Cl2 + KOH → KClO3 + KCl + H2O

0 +5 -1

Oks

Reduksi

H2O2(l) →H2O(l) + O2(g)Biloks atom O dalam H2O2 adalah –1 (aturan c.3). Setelah terurai berubah menjadi –2 (dalam H2O) dan 0 dalam (O2). Persamaan kerangkany

Frost-Ebsworth diagram.

16

Frost-Ebsworth diagram adalah representasi grafis dari stabilitas oksidasi yang berbeda. ΔG0-atau-ΔG0 / F nilai yang diplot terhadap N (keadaan oksidasi). Ingatlah bahwa-ΔG0 / F = zE0. Sebuah diagram Frost-Ebsworth dapat dibangun dari diagram Latimer pencocokan, hal ini dilakukan dengan langkah-demi-langkah perhitungan nilai berikutnya, dengan set pertama pada 0, misalnya E0 untuk Mn ke Mn2 + adalah-2.38V, dan dari Mn2 + ke Mn3 + E0 adalah 1.54V:-ΔG0 / F = zE0 = 1 • 1,54, dan 1,54 -2.38 + = -0.84 → Mn3 + =-0.84V.Beberapa kesimpulan yang dapat ditarik dari diagram:- Titik terendah dalam diagram merupakan yang paling (termodinamika) negara stabil.- Spesies arah atas-kanan diagram adalah oksidasi yang kuat.- Bertentangan dengan diagram Latimer, nilai di sini dapat ditambahkan.- Dalam Housecroft Frost-Ebsworth diagram pergi dari kiri ke kanan merupakan oksidasi, dan E0 menyertainya dapat dihitung. Misalnya: Mn (s) ↔ Mn2 + (aq) + 2e-, sehingga E0 = E0red - E0ox = zE0 / z = - (-2.38 / 2) = 1.19V.- "Convex poin" adalah titik-titik yang terletak di atas garis yang ditarik antara titik tetangga, spesies pada titik-titik ini tidak stabil sehubungan dengan spesies tetangga, dan dengan demikian akan tidak proporsional (lihat gambar reaksi).- Sebaliknya, "cekung poin" (yang terletak di bawah baris ini), adalah stabil sehubungan dengan disproporsionasi.7 6: Frost-Ebsworth diagram.

Frost-Ebsworth diagram adalah representasi grafis dari stabilitas oksidasi yang berbeda. -? G 0 atau-0? G / F nilai

yang diplot terhadap N (keadaan oksidasi). Ingatlah bahwa-0? G / F = 0 ze. Sebuah diagram Frost-Ebsworth dapat

dibangun dari diagram Latimer yang cocok, hal ini dilakukan dengan langkah-demi-langkah perhitungan nilai

berikutnya, dengan set pertama pada 0, misalnya E 0 untuk Mn ke Mn 2 + adalah - 2 .38 V , dan dari Mn 2 + untuk

Mn 3 + E 0 adalah 1.54V: 0-? G / F = Ze 0 = 1 · 1,54, dan 1,54 -2.38 = -0.84 → Mn 3 + =-0.84V +.

              Beberapa kesimpulan yang dapat ditarik dari diagram:

-           Titik terendah dalam diagram merupakan yang paling (termodinamika) negara stabil.

-           Spesies arah atas-kanan diagram adalah oksidasi yang kuat.

-           Bertentangan dengan diagram Latimer, nilai di sini dapat ditambahkan.

-           Dalam Housecroft Frost-Ebsworth diagram pergi dari kiri ke kanan merupakan oksidasi, dan E yang

menyertainya 0 dapat dihitung. Misalnya: Mn (s) ↔ Mn 2 + (aq) + 2e -, sehingga E = 0 E 0 red - E 0 ox = 0 ze

/ z = - (-2.38 / 2) = 1.19V.

-           "Convex poin" adalah titik-titik yang terletak di atas garis yang ditarik antara titik tetangga, spesies

pada titik-titik ini tidak stabil sehubungan dengan spesies tetangga, dan dengan demikian akan tidak

proporsional (lihat gambar reaksi).

-           Sebaliknya, "cekung poin" (yang terletak di bawah baris ini), adalah stabil sehubungan dengan

disproporsionasi.

17