Bahan Ajar - Korosi Dan Elektroplating - Lengkap [PDF]

Citation preview

KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI DAN PENDIDIKAN TINGGI UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG (UNNES) Kantor: Komplek Simpang 5 Unnes Kampus Sekaran, Gunungpati, Semarang 50229 Rektor: (024)8508081 Fax (024)8508082, Purek I: (024) 8508001 Website: www.unnes.ac.id - E-mail: [email protected]



FORMULIR



FORMAT BAHAN AJAR No. Dokumen FM-02-AKD-07



Hal 1 dari 1



No. Revisi 01



BAHAN AJAR MATA KULIAH SEMESTER



: KOROSI DAN ELEKTROPLATING : VI (GENAP)



PROGRAM STUDI KIMIA FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG TAHUN 2021



Page 1 of 172



Tanggal Terbit 22 Februari 2021



Potensial Elektroda Standar Potensial elektroda standar suatu elektroda adalah DGL (Daya Geral Listrik) suatu sel yang terdiri dari elektroda yang dicelupkan ke dalam larutan yang mengandung ionnya dengan keaktifan satu dan elektroda hydrogen standar. Sistem elektroda termodinamika



harus



reversible



secara



Mn+ + ne  M IUPAC menetapkan untuk menggunakan potensial reduksi atau potensial elektroda EMn+|M = E0 Mn+|M – (RT/nF). Ln (1/ aMn+) EMn+|M = E0 Mn+|M – (RT/nF). Ln (1/ {Mn+}) Untuk sel: a)



Pt, H2 | HCl (1M) || CuSO4 (1M) | Cu



E0sel = E0Cu - E0 H2 Page 2 of 172



0,34 = E0Cu – 0 E0Cu = 0,34 V b)



Pt, H2 | HCl (1M) || ZnSO4 (1M) | Zn



E0sel = E0Zn - E0 H2 -0,76 = E0Zn – 0 E0Zn = -0,76 V Elektroda hidrogen digunakan sebagai standar dengan setengah-reaksi ½ H2 (1 atm) (g)  H+ (aq) + e dan ditetapkan potensial elektroda 0,000 V pada 25 0C. Dengan elektroda pembanding ini dapat diperoleh potensial elektroda lainnya yang sebagian tercantum dalam table potensial elektroda standar. Potensial elektroda standar suatu logam adalah beda potensial antara elektroda hydrogen standar dengan setengah-sel yang terdapat logam tercelup dalam larutannya dengan konsentrasi 1 molar pada 25 0C atau dengan kata lain DGL sel. Page 3 of 172



Pt {H2 (g)} | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s) Pt, H2 (g) | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s) Contoh: Suatu sel dengan diagram berikut, Cd(s) | Cd2+ (1M) || H+ (1 M) | H2 (g), Pt Mempunyai DGL 0,40 V. a) Tulis reaksi pada elektroda b) Tulis reaksi sel c) Hitung potensial elektroda standar dari Cd Jawab: a) Anoda : Katoda :



Cd (s)  Cd2+ (aq) + 2 e 2H+ (aq) + 2 e  H2 (g)



b) Reaksi sel adalah jumlah reaksi anoda dan reaksi katoda yaitu, Cd(s) + 2H+ (aq)  Cd2+ (aq) + H2 (g)



Page 4 of 172



d)



E0sel = E0Katoda - E0anoda 0,40 = E0 H2 - E0Cd 0,40 = 0 - E0Cd E0Cd = - 0,40 V



Page 5 of 172



KONVENSI 1. Garis vertikal tunggal: pembatas antar muka fasa (padatan dan larutan) Garus vertikal dobel: partisi berpori atau jembatan garam Sel Daniell dapat dinyatakan dengan, Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s),  E0 = +1,10V 2. Harga DGL menyatakan harga batas (untuk arus nol) dari (potensial listrik terminal KANAN) dikurangi (potensial listrik terminal KIRI)] E0sel = E0Kanan - E0Kiri E0sel = E0Katoda - E0anoda E0sel = E0Reduksi - E0Oksidasi 3. Reaksi yang terjadi pada elektroda kiri ditulis sebagai reaksi oksidasi dan reaksi yang terjadi pada elektroda kanan ditulis sebagai reaksi reduksi Reaksi sel = jumlah 2 reaksi setengah-sel ini: Page 6 of 172



Zn(s) + Cu2+ (aq)  Zn2+ (aq) + Cu (s) Jika harga DGL, E0sel = + (positif), reaksi berlangsung dengan spontan ke kanan apabila sel dihubungkan. 4. Jika menggunakan elektroda inert, misalnya untuk reaksi sel: Fe3+ (aq) + I- (aq)  Fe2+ (aq) + ½ I2 (g) Maka sel dinyatakan sebagai berikut: Pt | 2 I- (aq), I2 (aq) || Fe3+ (aq), Fe2+ (aq) | Pt,  E0 = 0,24 V



Page 7 of 172



5. Potensial setengah sel Mn+ (aq) | M(s) adalah perbedaan potensial untuk sel Pt, H2 (g) | 2H+ (aq) || Mn+ (aq) | M(s) Untuk setengah reaksi: ½ H2 + 1/n Mn+  H+ + 1/n M Potensial setengah sel Cl- (aq) | AgCl, Ag adalah perbedaan potensial sel: Pt, H2 (g) | 2H+ (aq) || Cl- (aq) | AgCl, Ag Dengan reaksi ½ H2 + AgCl  H+ + Cl- + Ag



Page 8 of 172



MANFAAT POTENSIAL ELEKTRODA 1) Membandingkan kekuatan relatif oksidator dan reduktor, Contoh: Li+ + e  Li (s)



E0 = -3,15 V



……………………………………………… ½ F2 (g) + e  F- (s)



E0 = +2,87 V



F2 adalah oksidator yang lebih kuat dibandingkan dengan Li+ Li adalah reduktor yang lebih kuat dibandingkan dengan F2) Menghitung DGL sel DGL sel adalah selisih aljabar antara dua potensial elektroda DGL standar sel = selisih potensial elektroda standar antara elektroda kanan (positif, katoda) dengan elektroda kiri (negative, anoda) Contoh: Page 9 of 172



Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s),  E0 = +1,10V E0 sel = E0 Cu2+/Cu - E0 Zn2+/Zn E0 sel = E0 Kanan - E0 Kiri E0sel = E0Katoda - E0Anoda E0 sel = 0,34 – (-0,76) = +1,1 V 3) Meramalkan apakah suatu reaksi berlangsung atau tidak menggunakan besaran termodinamika perubahan energi Gibs ∆G = - n F E Suatu reaksi berlangsung spontan jika ∆G < 0 atau E>0 Contoh: MnO4- + 8 H+ + 5 e  Mn2+ + 4 H2O, +1,52 V Fe3+ + e  Fe2+,



E0=



E0= +0,77 V



Reaksi sel: Page 10 of 172



MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+  Mn2+ + + 5 Fe3+ + 4 H2O E0 = +1,52 – (+0,77) = +0,75 V Karena harga E0 positif naka reaksi berlangsung spontan ke KANAN.



Page 11 of 172



PENGARUH KONSENTRASI DAN SUHU PADA NILAI POTENSIAL



1. Untuk reaksi:



Mn+ (aq) + ne  M (s) Jika konsentrasi Mn+ bertambah maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri, karena potensial elektroda menjadi makin positif (berkurang harga negatifnya) Jika konsentrasi ion logam berkurang maka potensial elektroda berkurang harga positifnya 2. SUHU: Potensial elektroda makin positif jika suhu bertambah dan sebaliknya Pengaruh konsentrasi dan suhu pada potensial elektroda ditunjukkan oleh persamaan NERNST. Oksidant +ne (yang dioksidasi) Page 12 of 172







Reduktant (yang direduksi)



E = E0 – (RT/nF). ln ({oksidant}/{Reduktant}) E = potensial elektroda dalam V E0 = potensial elektroda standar dalam V R = tetapan gas (8, 314 J/K.mol) T = suhu dalam K F = tetapan Faraday (96500 coulomb)



Page 13 of 172



Misalnya untuk sel dengan reaksi: Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s) E = E0 – (RT/2F). ln [{Zn2+}/{Cu2+}] Kadang-kadang ditulis: E = E0 + (RT/2F). ln [{Cu2+}/{Zn2+}]



PERSAMAAN NERNST Untuk reaksi redoks dengan persamaan umum: aA + bB  cC + dD Persamaan Nernst: Esel = E0 sel - (RT/nF). ln [{C}c. {D}d / {A}a . {B}b ] atau Esel = E0 sel - (2,303RT/nF). log [{C}c. {D}d / {A}a . {B}b ] Page 14 of 172



Pada 298 K: 2,303RT/F = (2,303 x 8,314 x 298) / 96500 = 0,0591V Sehingga Esel = E0 sel - (0,0591/n). log ({C}c. {D}d / {A}a . {B}b )



Dengan menggunakan pers Nernst untuk sel dengan reaksi berikut, Co + Ni2+  Co2+ + Ni Esel = E0 sel - (0,0591/n). log [{Co2+} / {Ni2+}] Esel = 0,03 - (0,0591/2). log [{Co2+} / {Ni2+}]



Jika salah satu konsentrasi tidak sama dengan 1 M a)



jika {Co2+} = 0,01 M dan {Ni2+} = 1 M E = 0,03 - (0,0591/2). log [{Co2+} / {Ni2+}] E = 0,03 - (0,0591/2). log [{0,01} / {1}] E = 0,03 + 0,0591 = 0,08 volt



b) jika {Co2+} = 0,1 M dan {Ni2+} = 0,01 M E = 0,03 - (0,0591/2). log [{Co2+} / {Ni2+}] Page 15 of 172



E = 0,03 - (0,0591/2). log [{0,1} / {0,01}] E = 0,03 - 0,0591 = -0,03 volt



Harga DGL negative, artinya reaksi yang terjadi adalah sebaliknya Co2+ (1M) + Ni  Co + Ni2+ (0,01 M) Contoh: Untuk reaksi sel: Zn + 2 H+  Zn2+ + H2 E0 = +0,76 V



Jika pH2 tetap pada 1 atm, berapa harga E0 sel jika a) {Zn2+} = 0,01 M, b) {Zn2+} = 1 M,



{H+} = 1 M {H+} = 0,01 M



Jawab: Esel = E0 sel - (0,0591/2). log [({Zn2+}.pH2) / {H+}2]



Esel = 0,76 - (0,0591/2). log [({Zn2+}) / {H+}2]



a) Esel = 0,76 – (0,0591/2) log (0,01) = 0,819 V Page 16 of 172



b) Esel = 0,76 - (0,0591/2) log [1/(0,012)] Esel = 0,76 - (0,0591/2) log (1 x 104) Esel = 0,64 volt Kesimpulan: Jika {Zn2+} berkurang maka Esel bertambah Jika {H+} dikurangi maka Esel berkurang Contoh: Hitung DGL sel di bawah ini pada 25 0C Pt, H2 | HCl || AgCl, Ag Jika tekanan gas hydrogen 1 atm dan konsentrasi asam klorida: a) 0,1 M, b) 0,01 M, c) 0,001 M dan DGL standar 0,223 V Jawab: Esel = E0 sel - (2,303RT/nF). log [{HCl} / (pH2)1/2] Esel = 0,223 – 0,0591.log {HCl}



{HCl} 0,1 M 0,01 M 0,001 M



Esel (V) 0,282 0,341 0,400 Page 17 of 172



LATIHAN: 1. Diketahui: Mg2+ + 2 e  Mg



E0 =-2,36 V



Cu2+ + 2 e  Cu



E0 = +0,34 V



Hitung DGL sel pada 25 0C jika {Mg2+} = 0,01 M dan {Cu2+} = 0,001 M Jawab:



Esel = +0,34 – (-2,36) = +2,70 V Reaksi sel: Mg + Cu2+  Mg2+ + Cu Esel = E0 – (0,0591/2) . log [{Mg2+}/{Cu2+}] Esel = E0 – (0,0591/2) . log [{10-2}/{10-3}] Esel = E0 – (0,0591/2) . log 10 Esel = E0 – 0,03 = +2,67 volt



Page 18 of 172



2. Perhatikan sel Daniell dengan reaksi Zn(s) + Cu2+ (aq)  Zn2+ (aq) + Cu (s) Zn2+ (aq) + 2e  Zn(s)



E0 = -0,76 V



Cu2+ (aq) + 2e  Cu (s)



E0 = +0,34 V



a) Pada keadaan standar E0 sel = +0,34 – (-0,76) = +1,1 V



b)Jika {Zn2+} = 0,1 M dan {Cu2+} = 0,01 M maka, E0 sel = E0 –



(0,0591/2) . log [{Zn2+}/{Cu2+}]



E0 sel = 1,10 –



(0,0591/2) . log [{0,1}/{0,01}]



E0 sel = 1,10 –



0,03 = 1,07 V



Page 19 of 172



SISTEM ELEKTRODA 1. Logam – ion logam Zn2+(aZn ) | Zn(s) 2+



Zn2+(aZn ) +2e  Zn(s) 2+



E = E0Zn2+|Zn – (RT/2F).ln [aZn/aZn2+] E = E0Zn2+|Zn – (RT/2F).ln [1/aZn2+]



2. Elektroda gas bukan logam Contoh: Elektroda hidrogen (baca sebelumnya) H+(aH+)|H2 (pH )|Pt 2



H+(aH+) + e  1/2 H2 (g, pH ) 2



E = E0H+|H2 – (RT/F).ln [pH2/aH+]



Page 20 of 172



Elektroda klor: Cl- (aCl-)| Cl2 (pCl2) | Pt ½ Cl2 (g, pCl ) + e  Cl- (aCl-) 2



E = E0 Cl |Cl- – (RT/F). ln [aCl-/{pCl }1/2] 2



2



3. Elektroda Logam – Garam tak larut Yang terpenting adalah elektroda reversibel dengan anion Contoh: AgCl(s) + e  Ag(s) + Cl- (aCl-) E = E0AgCl | Ag – (RT/F). ln [{aAg.aCl-}/{aAgCl}] E = E0AgCl | Ag – (RT/F). ln aCl-



Contoh: Elektroda kalomel Mg2Cl2 (s) + 2 e  2 Hg(l) + 2Cl- (aCl-) Ada 3 macam konsentrasi: 0,1 M; 1,0 M dan jenuh Page 21 of 172



Untuk menyusun elektroda yang reversibel terhadap suatu anion, yang diperlukan hanya memilih logam yang dapat membentuk garam yang tidak melarut dengan anion itu. SO42BrI-



: : :



SO42- (a) | PbSO4 | Pb(s) Br- (a) | AgBr (s) | Ag (s) I- (a) | AgI(s) | Ag (s)



4. Elektroda Redoks: Sn2+ (a), Sn4+ (a) | Pt MnO4- (a), Mn2+ (a)| Pt H2O2 (a), H2O | Pt Contoh: Fe3+ (a) + e → Fe2+ (a) E = E0 Fe(III)|Fe(II) – (RT/F). ln [aFe(III)/aFe(II)]



Page 22 of 172



SEL KONSENTRASI



Padas sel konsentrasi digunakan dua elektroda yang sama, namun konsentrasi larutannya berbeda. Zn | Zn2+ (0,001M) || Zn2+ (0,1 M) | Zn



Reaksi anoda : Zn → Zn2+ (0,001 M) Reaksi katoda : Zn2+ (0,1 M) → Zn Reaksi sel : Zn2+ (0,1 M) → Zn2+ (0,001 M) E = E0 – (0,059/2) . log [0,001/0,1] = 0 + 0,059 = 0,059 V Dalam sel terjadi suatu aksi spontan untuk menyamakan konsentrasi. Meskipun potensial standar dari sel adalah nol, tetapi terdapat potensial untuk menggerakkan aksi di atas. Contoh: Cu | Cu2+ (0,01 M) || Cu2+ (0,01 M) | Cu



Page 23 of 172



E = E0 – (0,059/2) . log [0,01/0,1] = 0,0259 V Elektroda dalam larutan pekat merupakan katoda Elektroda dalam larutan pekat merupakan anoda



Contoh: DGL sel: Ag | Ag+ (x M) || Ag+ (1 M) | Ag Yang diukur pada 298 K ialah 0,1 V. Hitung konsentrasi larutan Ag+ pada elektroda yang berperan sebagai anoda? Jawab: Oksidasi : Ag ⇄ Ag+ (x M) + e Reduksi : Ag+ (1 M) + e ⇄ Ag Reaksi sel : Ag+ (1 M) ⇄ Ag+ (x M) E = - (RT/F). ln (x/1) 0,1 = - [(8,31).(298)/96500]. Ln x  0,02 M



Page 24 of 172



PENGUKURAN pH Salah satu penggunaan terpenting dari sel volta adalah penentuan pH larutan. Meskipun elektroda standar untuk pengukuran pH adalah elektroda hydrogen, namun elektroda ini tidak praktis. Pada umumnya orang menggunakan elektroda kaca. a) Elektroda kaca Elektroda ini terdiri dari kaca berbentuk bola yang mengandung HCl 0,1 M dan di dalamnya terdapat elektroda perak/perak klorida.



Page 25 of 172



Elektroda ini dicelupkan ke dalam larutan yang akan diukur pH-nya. Jika dihubungkan dengan elektroda kalomel maka akan diperoleh diagram berikut, Ag, AgCl | HCl (0,1 M) | gelas | larutan || elek. Kalomel



Potensial elektroda gelas bergantung pH larutan E (gelas) = E0 (gelas) + [(2,303.RT)/F].Ph



Page 26 of 172



Page 27 of 172



ELEKTRODA HIDROGEN Potensial elektroda bergantung pada pH larutan. Jika suatu sel potensial menggunakan salah satu elektroda adalah elektroda standard dan yang lainnya bukan standar, sedang elektroda standar adalah katoda, maka Anoda Katoda



: ½ H2 (g) → H+ (std) + e : H+ (std) + e → ½ H2 (g)



Reaksi sel : ½ H2 (g) + H+ (std) → H+ (std) + ½ H2 (g) E sel = E0 sel – (0,059/1). log [({H+}.pH21/2)/({H+}.pH2)]



Jika pH2 pada kedua elektroda 1 atm dan menurut perjanjian {H+} std =1, sedangkan E0sel = 0, maka E sel = -0,059 . log {H+} = 0,059 pH Pada pH = 4, E sel = 0,059 x 4 = 0,236 Pada pH = 6, E sel = 0,059 x 6 = 0,354 Page 28 of 172



Suatu elektroda hidrogen dengan pH2 = 1 dihubungkan dengan elektroda kalomel standar yang setengah-reaksinya. Hg2Cl2 (s) + 2e → 2Hg(l) + 2Cl-,



E0 = 0,242 V



Jika DGL sel 0,8 V hitung pH larutan di sekitar elektroda hydrogen yang dicelupkan ke dalam suatu larutan netral. Jawab: Hg2Cl2 (s) + H2(g) → 2Hg(l) + 2Cl- + 2H+ E0sel = 0,242 V E sel = E0sel + 0,059.pH 0,8 = 0,242 + 0,059.pH pH = (0,8 – 0,242)/0,059 = 9,5 Jika elektroda hydrogen dicelupkan ke dalam larutan netral (pH = 7) E sel = 0,242 + (0,059) x 7) = 0,65 V Contoh: Page 29 of 172



Diketahui reaksi suatu sel seperti tersebut di bawah. Cu2+ + 2 e → Cu(s) E0 = 0,34 V Cu2+ (1 M) + H2 (g) (1 M) → Cu (s) + 2H+ (? M) Hitung pH larutan di ruang anoda, jika E sel = 0,48 V. Jawab: E = E0 sel – (0,059/2).log [{H+}2/({Cu2+}.pH2) E0 sel = E0 Cu - E0 H2 = 0,34 – 0 = 0,34 V E = 0,34 – (0,059/2). Log {H+}2 = 0,34 – 0,059.log {H+} 0,48 = 0,34 – 0,059.log {H+} – 0,059.log {H+} = 0,48 – 0,34 -log {H+} = (0,48-0,34)/0,059 pH = 2,4 Contoh: Diketahui suatu sel volta yang terdiri dari elektroda seng dan elektroda hydrogen. Zn2+ (aq) + 2e → Zn (s) 2H+ (aq) + 2e → H2 (g)



E0 sel = -0,76 V E0 sel = 0 V



Page 30 of 172



Jika potensial sel ini 0,46 V pada 25 0C dan {Zn2+} = 1 M, pH2 = 1 atm, hitung pH larutan di sekitar elektroda hydrogen. Jawab: Zn (s) + 2H+ (aq) → Zn2+ (aq) + H2 (g) E0 sel = 0 – (-0,76) = 0,76 V E = E0 – (0,059/2).log [({Zn2+}.pH2)/{H+}2] 0,46 = 0,76 - (0,059/2).log [1/{H+}2] 0,46 = 0,76 + 0,059.log {H+} Log {H+} = (0,46-0,76)/0,059 = -5 pH = -Log {H+} = 5



Page 31 of 172



DGL DAN ENERGI BEBAS Energi listrik yang dihasilkan oleh sel Galvani / sel Volta adalah sama dengan pengurangan energi bebas.



-∆G0 = nFE0 ∆G0 = -nFE0 Contoh: Zn | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu



∆G0



E0 = 1,1 V



= - (2) (96500) (1,1) joule = 212.300 J = 212,3 kJ



Harga ∆G0 negatif menunjukkan bahwa reaksi sel di atas: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu berlangsung secara spontan.



Page 32 of 172



Dapat disimpulkan bahwa suatu reaksi redoks yang mempunyai DGL sel positif (mempunyai ∆G negative), akan berlangsung secara spontan. Contoh: Hitung perubahan energy bebas standar untuk reaksi, I2 + Cl- + 2OH- → 2I- + ClO- + H2O Diketahui: E0 (I2|I) = 0,535 V,



E0 (ClO-|Cl-) = 0,89 V



Jawab: E0 sel = 0,535 – 0,89 = -0,5355 volt ∆G0 = -nFE0 = -2 x 96500 x (-0,355) = 685,15 kJ Harga E0 sel yang negatif → energy bebas positif Menunjukkan bahwa reaksi diatas tidak berlangsung secara spontan.



Page 33 of 172



Contoh: DGL sel: Zn|ZnCl2 (0,05)||AgCl (s), Ag Adalah 1,015 volt pada suhu 298 K a) Tulis reaksi sel b) Hitung energy bebas Jawab: a) Reaksi anoda : Zn → ZN2+ + 2e Reaksi katoda : 2 AgCl(s) + 2e → 2Ag + 2ClReaksi sel : Zn + 2AgCl(s) → 2Ag + Zn2+ + 2Clb) ∆G = -nFE = -2 x 1,015 x 96500 = -195.900 J/mol = -195,9 kJ/mol



Page 34 of 172



Contoh: Tunjukkan apakah logam Ni dapat mereduksi a) b)



Zn2+ menjadi Zn Fe3+ menjadi Fe2+



Ni2+ + 2e → Ni Zn2+ + 2e → Zn Fe2+ + 2e → Fe



E0 = -0,25 volt E0 = -0,76 volt E0 = +0,77 volt



Contoh: Dari data: 2ClO- + 2H2O + 2e  Cl2 + 4OH-, Cl2 + 2e  2Cl,



E0 = 0,4 V E0 = +1,36 V



Tunjukkan apakah Cl2 mengalami disproporsionasi dalam larutan basa. Jawab: Page 35 of 172



reaksi



Jika Cl2 mengalami disproporsionasi, maka reaksinya: Cl2 + 2 OH-  Cl- + ClO- + H2O



E0 = +1,36 – (+0,40) = +0,96 volt E0 > 0 …. reaksi berlangsung spontan



Page 36 of 172



DIAGRAM LATIMER Dengan menggabungkan 2 setengah-reaksi dapat menghitung E0 untuk reaksi lain ΔG 0 =−nFE 0 ΔG 0 − =nE 0 F



Berapa E0 untuk reaksi: Mn−4 + 4H + +3e → MnO 2 +2H 2 O E0 dapat diperoleh dari reaksi berikut: Mn−4 +8H+ +5 e→ Mn 2+ +4H 2 O MnO 2 +4H + + 2 e→ Mn 2+ + 2H 2 O Mn−4 + 4H + +3e → MnO 2 +2H 2 O E0 = 5,09 =1,70 volt 3



Page 37 of 172



E0 1,51 1,23 ?



n nE0 5 7,55 2 2,46 3 5,09



Perhitungan dengan diagram Latimer: MnO−4 ⃗ E 10 MnO 2 ⃗ E 02 Mn2+ E 03 E 03 =



3. E 01 + 2 . E 02 5



0



0



E 2 =1, 23 V ; E 3 =1, 51V ;



E 01 =



5×1, 51−2×1, 23 5, 09 = =1, 70 V 3 3



Contoh: Fe3+ + e  Fe2+ Fe2+ + 2e  Fe Fe3+ + 3e  Fe



Fe3+ + 3e  Fe Fe2+ + 2e  Fe Fe3+ + e  Fe2+



E 01 = 0,77 V E 01 = 0,47 V E 01 = ?



E0 … 0,47 0,77



n 3 2 1



Page 38 of 172



nE0 3 0,94 0,77



0 1,71 E 1=



3



=0,57 volt



Dengan diagram Latimer, 2+ ⃗ Fe 3+ ⃗ E 01 Fe E 2 Fe 0



E



0 3



3×E 30= E 01 + 2×E 02



3×E 03=0,77+ 2×0, 47=1, 71 E 03 =0, 57 volt



Page 39 of 172



HUBUNGAN ANTARA E0 dengan ΔG 0 DAN K ΔG 0 =−RT . ln K ΔG 0 =−2,303 RT . log K ΔG 0 =−nFE 0 0



−nFE =−RT . ln K −nFE =−2,303 RT . log K 0



RT . ln K E= nF



2,303 RT . log K E= nF



0



0



keadaan tidak standar 0



nFE RT nE ln K= 0,0591



0



ln K=



0



K=e



nFE 2. 303. RT nE log K= 2,303.0,0591 log K=



0



(standar)



0 nE 0,0591



Reaksi ke kanan Spontan Kesetimbangan



K= 10



0 nE 2,303 . 0,0591



ΔG 0 0 Page 40 of 172



K >1 1



E0 + 0



Tidak spontan



+