Diagram Latimernn

Download Diagram Latimernn

Post on 16-Nov-2015

14 views

Category:

Documents

5 download

Embed Size (px)

DESCRIPTION

penjelasan mengenai kimia anorganik

TRANSCRIPT

<p>1. DIAGRAM LATIMERTipe paling sederhana dari diagram potensial adalah diperkenalkan oleh Wendell Latimer, salah satu pioneer dalam aplikasi thermodinamika pada larutan kimia anorganik. Diagram Latimer menggunakan notasi : E/VOx Red </p> <p>Diagram untuk klorin dalam larutan asam adalah sebagai berikut : +1,20 +1,18 +1,70 +1,63 + 1,36ClO4- ClO3- ClO2- HClO Cl2 Cl- +7 +5 +3 +1 0 -1Sebagai contoh bilangan oksidasi secara terpisah dapat dituliskan dalam satu spesies. Notasi sebagai berikut : +1,20ClO4- ClO3- Reaksi lengkapClO4-(aq) + 2H+(aq) + 2e- ClO3-(aq) + H2O(l) E = +1,20 VDan +1,63HClO Cl2</p> <p>Reaksi lengkap :2HClO(aq) + 2H+(aq) + 2e- Cl2(g) + 2H2O(l) E = + 1,63VSehingga kita dapat melihat dari contoh ini, Diagram Latimer meringkaskan sebagian besar informasi dalam bentuk yang lebih kompak dan memperlihatkan hubungan antara bermacam-macam spesies kedalam cara yang lebih jelas. Diagram Latimer berisi informasi yang cukup untuk menyimpulkan potensial standar dari pasangan yang tidak bersebelahan. Hubungan ini diberikan dari hubungan G = -nFE, dan fakta bahwa G keseluruhan untuk dua tahap reaksi merupakan jumlah dari nilai per individu, dalam bentuk persamaan sebagai berikut : n1E12 + n2E23E13 = n1+n2</p> <p>Contoh : Menghitung harga E dari bilangan oksidasi yang tidak berturutan.Gunkan diagram Latimer untuk menghitung nilau E untuk reduksi HClO menjadi Cl- dalam larutan asam.HClO(aq) + H+(aq) + e- 1/2Cl2(g) + H2O(l)E(HClO,Cl2) = +1,63V1/2Cl2(g) + e- Cl-(aq)E(Cl2, Cl-) = +1,36V</p> <p>Potensial untuk ClO- menjadi Cl- adalah : E(HClO, Cl2) + E(Cl2, Cl-) 1,63V + 1,36V= 2 2= 1,50V </p> <p>2. DIAGRAM FROSTDiagran Frost untuk sebuah unsur X dapat diplotkan dari nE untuk pasangan reaksi X(N)/X(O) terhadap bilangan oksidasi N (seperti pada gambar dibawah). Penggambaran kualitatif dari diagram Frost untuk mengingatkan bahwa adanya diagram berupa perpotongan dua garis yang curam, serta hubungan potensial pasangan reaksi redoks dengan nilai yang lebih tinggi. Dari Diagram Frost dapat membuat prediksi termodinamika tentang reaksi antara dua pasang reaksi redoks dengan memperbandingkan slope dari kedua pasang reaksi redoks tersebut. Zat pengoksidasi dalam pasangan tersebut dengan harga slope positip (Slope lebih positip E) cenderung lebih mudah untuk direduksi. Zat pereduksi dalam pasangan tersebut dengan harga slope lebih negatip (Slope lebih negatip E) akan cenderung lebih mudah untuk dioksidasi.</p> <p>Dari diagram Frost diatas HNO3 merupakan zat pengoksidasi yang baik pada kondisi standar. Dengan membandingkan slope dari pasangan Cu2+/Cu pada pojok kiri atas dengan pasangan nitrogen, kita dapat melihat bahwa HNO3/NO mempunyai slope lebih positip daripada Cu2+/Cu, dengan demikian HNO3 dapat mengoksidasi Cu menjadi Cu2+. Dari diagram Frost juga menunjukkan bahwa penurunan kurva melalui beberapa tahap reaksi menjadi N2 yang mengindikasikan bahwa N2 dapat diproduksi jika pereaktan Cu ditambahkan dalam jumlah berlebih. Dalam kasus ini N2 tidak dapat dibentuk dengan cepat, dan NO umumnya dihasilkan sebagai gas ketika Cu dipanaskan dengan HNO3 encer.Sebuah ion atau molekul dalam diagram Frost tidak stabil dengan mengalami reaksi diproporsionasi jika ion atau molekul tersebut dibiarkan diatas garis yang menghubungankan dua spesies yang saling berdekatan. Hal ini seperti diilustrasikan pada gambar 2. Dimana dapat dilihat secara geometri bahwa energi bebas rata-rata dari dua titik spesies merupakan senyawa yang memiliki bilangan oksidasi intermediet, yang mengindikasikan ketidak stabilan untuk mengalami reaksi disproporsionasi. Contoh : NH2OH pada gambar diatas tidak stabil dan mengalami diproporsionasi menjadi NH3 dan N2.</p> <p>Senyawa yang berada dibawah garis koneksi dalam diagram Frost lebih stabil dikarenakan harga energi bebas rata-rata lebih rendah Gambar 3. Reaksi Komproporsionasi secara termodinamik memungkinkan untuk terjadi. Dalam senyawa NH4NO3 mempunyai bilangan oksidasi -3 dan +5. Dimana N2) adalah merupaknan intermediet dengan bilangan oksidasi +1 jika NH4+ dan NO3- dihubungkan dalam satu garis, dan komproporsionasi yang mungkin adalah :NH4+ + NO3- N2O + 2H2OContoh : Membuat diagram FrostMembuat diagram Frost utuk Oksigen dari diagram Latimer +0,70 +1,76O2 ------ H2O2 -------H2O</p> <p> +1,23</p> <p>Jawab : bilangan oksidasi O adalah 0, -1, dan -2 dari tiga senyawa diatas. Untuk perubahan bilangan oksidasi dari 0 ke -1 (O2 menjadi H2O2), E = +0,70 V dan n= -1, sehingga nE = -0,70V. Bilangan oksidasi O dalam H2O adalah -2 dan E untuk pembentukan H2O adalah +1,23 V, nE = -2,46V. Hasil ini dapat diplotkan dalam diagram dibawah dengan menghubungkan garis antara H2O2 dan H2O. Hubungan antara bilangan oksidasi -1 dengan nE = -0,70V dan pada bilangan oksidasi -2 dengan -2,46V dengan selisih harga potensial sebesar -1,76V. Perubahan bilangan oksidasi dari H2O2 menjadi H2O adalah -1, dengan demikian, E untuk pasangan H2O2 adalah (-1,76V/(-1) = +1,76V, sesuai dengan diagram Latimer.</p> <p>Soal Latihan :1. Hitung E untuk reduksi dari HClO3 menjadi HClO dalam larutan!2. Gambarkan diagram Frost dari diagram Latimer Tl! +1,25 -0,34Tl3+------------Tl+------------Tl</p> <p> +0,733. Gambar dibawah merupakan diagram Frost dari Mn(A) Berikan komentar anda tentang stabilitas dari Mn3+(B) Berapa bilangan oksidasi Mn dari produk yang dihasilkan bila MnO4- digunakan sebagai zat pengoksidasi dalam larutan asam?</p> <p>3. KETERGANTUNGAN pH</p> <p>1. DIAGRAM POURBAIXDiagram Pourbaik adalah diagram yang digunakan untuk mendiskusikan hubungan umum antara aktivitas redoks dan keasaman Bronsted. Daerah pada diagram Fourbaix menunjukkan kondisi dari pH dan potensial dari tiap-tiap spesies yang stabil.</p> <p>Kita dapat melihat bagiamana diagram Fourbaix digambarkan dengan memperhatikan beberapa reaksi berikut :Setengah reaksi reduksi yang tidak melibatkan ion H+ dan juga nilai potensial tidak tergantung pada pH. Diberikan sebagai garis horizontal pada diagram tersebut :Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq)E = 0,77VJika lingkungan berisi suatu pasangan dengan potensial reduksi diatas garis tersebut (lebih positip, potensial oksidasi lebih tinggi) spesies dioksidasi dan stabil sebagai ion Fe3+. Dengan demikian garis horizontal sebagai batas phase yang memisahkan daerah dimana Fe3+ dan Fe2+ stabil.Reaksi yang lain adalah :2Fe3+(aq) + 3H2O(l) Fe2O3(s) + 6H+(aq)Reaksi diatas bukan merupakan reaksi redoks dan merupakan daerah stabilitas dari Fe3+(aq) dan Fe2O3(s) yang tidak tergantung dari pasangat redoks yang ada. Dengan demikian stabilitasnya hanya tergantung pada pH, dimana ion Fe3+(aq) stabil pada pH rendah dan Fe2O3 stabil pada pH tinggi. Dengan demikian daerah dimana tiap-tiap spesies stabil dipisahkan oleh garis vertical pada beberapa pH yang tergantung pada kekuatan Fe2O3 sebagai basa.Reaksi ketiga terdiri dari :Fe2O3(s) + 6H+(aq) + 2e- 2Fe2+(aq) + 3H2O(l)Reaksi diatas tergantung pada pH, dengan menggunakan persamaan Nerst dapat dituliskanE = E - 0,059V/2 log [Fe2+]2/[H+]6 = E - 0,059Vlog[Fe2+] 0,177V x pHKeadaan ini ditunjukkan oleh penurunan nilai potensial secara linier dengan bertambahnya pH (gambar tersebut untuk konsentrasi Fe2+ = 10-5M). Daerah pada potensial dan pH diatas garis menunjukkan kondisi spesies teroksidasi (Fe2O3) yang stabil sementara untuk daerah dibawahnya menunjukkan keadab dimana spesies tereduksi (Fe2+) yang stabil. Kita melihat bahwa zat pengoksidasi kuat dalam mengoksidasi dan mengendapkan Fe2+(aq) lebih diperlukan pada media asam daripada media basa.Garis vertical pada pH =9 memisahkan daerah reaktan dan produk yang stabil pada reaksi ini.Fe2+(aq) + H2O(l) FeO(s) + 2H+(aq)Reaksi diatas bukan reaksi redoks dan garis vertical menunjukkan bahwa FeO(s) lebih stabil ketika pH lebih dari 9. Garis yang lainnya memisahkan daerah dimana FeO dan Fe2O3 yang stabil.Fe2O3(s) + 2H+(aq) + 2e- 2FeO(s) + H2O(l)Potensial reduksi tergantung pada pH yang dapat dituliskan dalam persamaan Nerst :E = E - RT/2F ln 1/[H+]2 = E - 0,136V pH</p>