Persamaan Redoks

Dalam reaksi redoks, satu zat akan teroksidasi dan yang lainnya tereduksi. Proses ini terkadang mudah untuk dilihat; untuk contoh ketika balok logam tembaga ditempatkan dalam larutan perak nitrat, kristal berkilauan dari logam perak terbentuk pada permuakaan tembaga dan larutan menjadi biru. Dalam kasus ini, bilangan oksidasi tembaga meningkat dari 0 menjadi +2 dan perak turun dari +1 menjadi 0 :

Cu(s) + 2Ag+(aq) —-> Cu2+(aq) + 2Ag(s)

 

Kita dapat berpikir bahwa proses tersebut dapat dibagi dua menjadi setengah reaksi, kehilangan elektron oleh logam tembaga dan mendapat elektron oleh ion perak :

Cu(s)   —-> Cu2+(aq) + 2e

2Ag+(aq) + 2 e —-> 2Ag(s)

 

Contoh yang lebih kompleks adalah reaksi antara gas hidrogen sulfide dan larutan ion besi (III), dimana menghasilkan produk patan sulfur, besi (II) dan ion hidrogen (atau hidronium) :

H2S(g)  + 2Fe3+(aq) —->  S(s) +   2Fe2+(aq) + 2H+(aq)

Dalam kasus ini, perlu untuk mencari dengan teliti rumus dan menghitung bilangan oksidasi dari tiap unsure. Ini mudah untuk dilihat bahwa besi tereduksi dari +3 menjdai +2, tapi membutuhkan perhitungan yang cepat untuk melihat bahwa keadaan oksidasi sulfur berubah dari -2 menjadi 0. Dengan demikian kita dapat menulis setengah reaksi sebagai

H2S(g)  —-> S(s) +   2H+(aq) + 2e

2Fe3+(aq) + 2e —-> 2Fe2+(aq)

 

Kita hanya melihat bahwa persamaan redoks dapat dibagi ke dalam setengah reaksi oksidasi dan reduksi. Ini berguna untuk melakukan proses kebalikan, itu adalah untuk membangun kesetimbangan reaksi redoks dari komponen oksidasi dan reduksi. Untuk contoh, larutan ungu ion permanganat mengoksidasi larutan ion besi (II) menjadi ion besi (III) dalam larutan asam, sedang dia sendiri tereduksi menjadi ion mangan (II) yang tidak berwarna. Kita dapat menulis kerangka persamaan (belum setara) :

MnO4(aq) + Fe2+(aq)  —-> Mn2+(aq) + Fe3+(aq)

Langkah pertama adalah mengidentifikasi setengah reaksi :

Fe2+(aq) —->  Fe3+(aq)

MnO4(aq) —-> Mn2+(aq)

Kita dapat menyetarakan setengah reaksi besi terlebih dahulu karena ini sangat mudah, hanya membutuhkan satu elektron :

Fe2+(aq) —-> Fe3+(aq) + e

Tapi dalam persamaan reduksi, kita memiliki atom oksigen di sebelah kiri, tapi tidak di sebelah kanan. Kita dapat membantu dengan menambahkan sejumlah molekul air untuk sisi yang kekurangan oksigen :

MnO4(aq)  —-> Mn2+(aq) + 4H2O(l)

Penambahan ini telah menyetarakan atom oksigen, tapi dalam proses ini telah menambah atom hidrogen. Untuk menyeimbangkan ini, kita tambahkan ion hidrogen untuk di sisi kiri :

MnO4(aq) + 8H+(aq)  —->  Mn2+(aq) + 4H2O(l)

Akhirnya kita setarakan muatan dengan menambahkan elektron yang dibutuhkan :

MnO4(aq) + 8H+(aq) + 5e  —-> Mn2+(aq) + 4H2O(l)

Sebelum menambah setengah reaksi terseut, jumlah elektron yang diperlukan untuk reduksi harus disamakan dengan jumlah elektron yang dihasilkan selama oksidasi. Dalam kasus ini, kita capai penyetaraan reaksi dengan mengalikan setengah reaksi oksidasi besi dengan 5 :

5Fe2+(aq)  —->  5Fe3+(aq) + 5e

Penyetaraan reaksi akhir akan menjadi :

5Fe2+(aq) + MnO4(aq) + 8H+(aq) —->  5Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O(l)

 

 

Sekarang berdasarkan reaksi disproporsionasi diklor menjadi ion klorida dan ion klorat dalam suasana basa :

Cl2(aq)   —-> Cl(aq) + ClO3(aq)

Reaksi disproporsionasi terjadi ketika ion (atau molekul) adalah teroksidasi sedang spesies yang sama juga terreduksi. Dalam kasus diklor, atom klor teroksidasi, mengubah bilangan oksidasi dari 0 menjadi +5; dan tereduksi mengubah dari menjadi -1. Sebelumnya kita dapat membuat setengah reaksi :

Cl2(aq)  —->  Cl(aq)

Cl2(aq)  —->  ClO3(aq)

Pertama memilih setengah reaksi reduksi, langkah penyetaraannya dengan menambah jumlah atom klornya :

Cl2(aq) —->  2Cl(aq)

Kemudian kita setarakan untuk muatannya :

Cl2(aq) + 2e  —->  2Cl(aq)

Untuk setengah reaksi oksidasi, jumlah atom clor juga harus disetarakan :

Cl2(aq)   —->  2ClO3(aq)

Kemudian, karena reaksi dalam larutan basa, kita tambahkan dua kali jumlah mol ion hidroksida pada satu sisi bagi tiga atom oksigen pada sisi lain :

Cl2(aq) + 12OH(aq) —-> 2ClO3(aq)

Kita setarakan hidrogen dengan menambahkan molekul air :

Cl2(aq) + 12OH(aq) —-> 2ClO3(aq) + 6H2O(l)

Berikutnya, kita setarakan muatan pada persamaan dengan penambahan elektron :

Cl2(aq) + 12OH(aq)  —-> 2ClO3(aq) + 6H2O(l) + 10e

Setengah reaksi reduksi harus dikalikan dengan 5 untuk menyetarakan elektron :

5Cl2(aq) + 10e —-> 10Cl(aq)

Jumlah kedua setengah reaksi akan menjadi :

6Cl2(aq)+ 12OH(aq)  —-> 10Cl(aq) + 2ClO3(aq) + 6H2O(l)

Akhirnya, koefisien persamaan dapat dibagi dengan 2 :

3Cl2(aq)+ 6OH(aq)  —-> 5Cl(aq) + ClO3(aq) + 3H2O(l)

 

Aspek Kuantitatif Setengah Reaksi

 

Energi oksidasi dan reduksi relatif dari setengah reaksi dapat ditentukan dari setengah potensial sel, yang mana adalah potensial reaksi relatif terhadap ion hidrogen (1 mol.L-1) direduksi menjadi gas hidrogen (tekanan 100 kPa pada permukaan platina hitam). Reaksi setengah referens ditetapkan sebagai potensial standar E° :

2H+(aq) + 2e   —->    H2(g)                E° = 0,00 V

 

Untuk reaksi redoks menjadi spontan, jumlah dari setengah potensial reduksi harus positif. Unutk contoh, berdasarkan reaksi logam tembaga dan ion perak, yang mana telah didiskusikan sebelumnya. Nilai dari setengah potensial reduksi sel adalah

Cu2+(aq) + 2e    —->   Cu(s)                E° = +0,34 V

Ag+(aq) + e     —->    Ag(s)                E° = +0,80 V

 

Penambahan potensial reduksi ion perak pada potensial oksidasi logam tembaga

2Ag+(aq) + 2e      —->   2Ag(s) E° = +0,80 V

Cu(s)           —->   Cu2+(aq) + 2e   E° = -0,34 V

Memberikan potensial sel yang positif

2Ag+(aq) + Cu(s)  —->  2Ag(s) + Cu2+(aq)        E° = +0,46 V

 

Setengah potensial reduksi sel yang lebih positif, energi pengoksida yang terkuat dari suatu spesies. Untuk contoh, diflorin adalah agent pengoksidasi yang terkuat (penerima elektron) :

½ F2(g) + e    —->  F(aq)               E° = +2,80 V

Sebaliknya, ion litium memiliki potensial reduksi yang sangat negatif.

Li+(aq) + e     —->   Li(s)                 E° = -3,04 V

Untuk litium, kebalikan hasil setengah reaksi dalam potensial positif; Dengan demikian logam litium adalah agen pereduksi yang sangat kuat (pemberi elektron):

Li (s)      —->     Li+(aq) + e       E° = +3,04 V

 

Bagaimanapun, ini harus selalu disimpan dalam pikiran bahwa setengah potensial sel adalah tergantung konsentrasi. Dengan demikian ini mungkin untuk reaksi menjadi spontan pada kondisi tertentu tapi tidak pada yang lain. Variasi potensial dengan konsentrasi diberikan oleh persamaan Nerst :

 

 

Dimana R adalah tetapan gas ideal (8,31 V.C.mol-1.K-1), T adalah temperatur dalam Kelvin, n adalah mol elektron yang ditansfer berdasarkan pada persamaan redoks, F adalah tetapan Faraday (9,65 x 104C.mol-1) dan E° adalah pada kondisi standar dari 1 mol.L-1 untuk spesies dalam larutan dan tekanan 100 kPa untuk gas.

Untuk melihat efek dari kondisi no standar, berdasarkan setengah sel ion permanganat menjadi ion mangan (II). Setengah sel direpsentasikan dengan setengah reaksi yang telah disetimbangkan sebelumnya

MnO4(aq) + 8H+ (aq) + 5e —-> Mn2+(aq) + 4H2O(l) E° = +1,70 V

 

Hubungan persamaan Nerst akan menjadi

 

 

Anggap pH meningkat menjadi 4,00 (itu adalah [H+] yang direduksi menjadi 1,0 x 10-4 mol.L-1), tapi konsentrasi ion permanganat dan ion mangan (II) tetap pada 1,0 mol.L-1. Pada kondisi yang baru (pertama selesaikan untuk RT/5F), setengah potensial sel menjadi

 

 

 

Dengan demikian ion permanganat adalah agen pengoksidasi yang lemah dalam larutan sedikit asam. Perhatian, bagaimanapun, bahwa efek adalah substansial hanya karena dalam persamaan Nerst konsentrasi ion hidrogen dinaikkan menjadi delapan energi, sebagai hasilnya, potensial sangat luar biasa sensitif terhadap pH. Untungnya, untuk perbandingan kualitatif setengah potensial sel yang digunakan di teks ini, nilai standar akan cukup.

 

Potensial Elektroda sebagai Fungsi Termodinamika

Kita hanya melihat dalam persamaan untuk reaksi ion perak – logam tembaga, potensial elektroda tidak berubah ketika koefisien persamaan berubah. Potensial adalah gaya penggerak reaksi dan ini ditempatkan pada salah satu pada permukaan elektroda atau pada titik dimana dua dua spesies kimia datang bertemu. Oleh karena itu potensial tidak hanya tergantung pada stoikiometri. Potensial pengukuran sederhana dari energi bebas proses. Hubungan antara energi bebas dan potensial adalah

ΔG° = -nFE°

Dimana ΔG° adalah perubahan energi bebas standar, n adalah mol elektron, F adalah tetapan Faraday dan E° adalah potensial elektroda standar. Tetapan Faraday biasanya dinyatakan sebagai 9,65 x 104 C.mol-1, tapi untuk digunakan pada rumus ini, ini lebih baik ditulis dalam unit joule 9,65 x 104 J.V-1.mol-1. untuk perhitungan pada bagian ini, bagaimanapun, ini lebih tepat untuk dinyatakan perubahan energi bebas sebagai produk dari mol elektron dan setengah potensial sel. Ketika kita melakukan bahwa kita tidak membutuhkan untuk mengevaluasi tetapan Faraday.

Untuk menggambarkan titik ini, mari kita mengulang perhitungan sebelumnya dari reaksi tembaga – perak, menggunakan energi daripada hanya potensial standar :

2Ag+(aq) + 2e  —-> 2Ag(s) ΔG° = -2(F)(+0,80) = -1,60F

Cu(s) —-> Cu2+(aq) + 2e   ΔG° = -2(F)(-0,34) = +0,68F

 

Perubahan energi bebas untuik proses, kemudian adalah (-1,60 F + 0,68 F), atau -0,92 F. Pengubahan kembali nilai ini menjadi potesial standar mengahsilkan

E° = -ΔG°/nF = -(-0,92F)/2F = +0,46 V

Atau nilai yang sama dihasilkan oleh penambahan potensial standar sederhana.

 

Tapi seandainya kita ingin mengkombinasikan dua dari setengah potensial sel untuk menurunkan nilai untuk setengah potensial sel yang tidak terdaftar; kemudian shortcut untuk menggunakan potensial elektroda standar tidak bekerja. Catatan bahwa kita menambah setengah reaksi untuk mendapatkan setengah reaksi yang lain, bukan menyetarakan reaksi redoks. Jumlah elektron dalam dua dari setengah reaksi reduksi tidak akan disetarakan. Konsekuensinya kita harus bekerja dengan energi bebas. Seperti sebuah contoh, kita dapat menentukan setengah potensial sel untuk reduksi ion besi (III) menjadi logam besi,

Fe3+(aq) + 3e  —->  Fe(s)

Nilai yang diberikan untuk reduksi ion besi (III) menjadi ion besi (II) dan dari ion besi (II) menjadi logam besi :

Fe3+(aq) + e  —->  Fe2+(aq)           E° = +0,77 V

Fe2+(aq) + 2e  —->  Fe(s)                E° = -0,44 V

Pertama, kita hitung perubahan energi bebas untuk tiap setengah reaksi:

Fe3+(aq) + e   —->  Fe2+(aq)           ΔG° = -1(F)(+0,77) = -0,77F

Fe2+(aq) + 2e  —->  Fe(s)                ΔG° = -2(F)(-0,44) = +0,88F

Penambahan dua persamaan menghasilkan penghilangan spesies Fe2+. Oleh karena itu perubahan energi bebas untuk

Fe3+(aq) + 3e    —->   Fe(s)

Akan menjadi (-0,77 F + 0,88 F) atau +0,11 F. pengubahan nilai ΔG° ini kembali menjadi potensial untuk reduksi besi(III) menjadi logam besi, diberikan :

E° = -ΔG°/nF = -(+0,11F)/3F = -0,04 V

Persamaan Redoks