RINGKASAN MATERI KIMIA ANALISIS TENGAH SEMESTER 1Example 130 mL of 0.10M NaOH neutralised 25.0mL of hydrochloric acid. Determine the concentration of the acid1.Write the balanced chemical equation for the reactionNaOH(aq) + HCl(aq) -----> NaCl(aq) + H2O(l) 2.Extract the relevant information from the question:NaOH V = 30mL , M = 0.10M HCl V = 25.0mL, M = ? 3.Check the data for consistencyNaOH V = 30 x 10-3L , M = 0.10M HCl V = 25.0 x 10-3L, M = ?

4.Calculate moles NaOHn(NaOH) = M x V = 0.10 x 30 x 10-3 = 3 x 10-3 moles 5.From the balanced chemical equation find the mole ratioNaOH:HCl1:1

Example 1 (continued)6.Find moles HClNaOH: HCl is 1:1So n(NaOH) = n(HCl) = 3 x 10-3 moles at the equivalence point Calculate concentration of HCl: M = n ÷ Vn = 3 x 10-3 mol, V = 25.0 x 10-3LM(HCl) = 3 x 10-3 ÷ 25.0 x 10-3 = 0.12M or 0.12 mol L-1 Example 2 50mL of 0.2mol L-1 NaOH neutralised 20mL of sulfuric acid. Determine the concentration of the acid

1.Write the balanced chemical equation for the reactionNaOH(aq) + H2SO4(aq) -----> Na2SO4(aq) + 2H2O(l)

2.Extract the relevant information from the question:NaOH V = 50mL, M = 0.2M H2SO4 V = 20mL, M = ?

3.Check the data for consistencyNaOH V = 50 x 10-3L, M = 0.2M H2SO4 V = 20 x 10-3L, M = ? 4.Calculate moles NaOHn(NaOH) = M x V = 0.2 x 50 x 10-3 = 0.01 mol 5.From the balanced chemical equation find the mole ratioNaOH:H2SO4

2:1 Example 2 (continued)6.Find moles H2SO4

NaOH: H2SO4 is 2:1So n(H2SO4) = ½ x n(NaOH) = ½ x 0.01 = 5 x 10-3 moles H2SO4 at the equivalence point 7.Calculate concentration of H2SO4: M = n ÷ Vn = 5 x 10-3 mol, V = 20 x 10-3LM(H2SO4) = 5 x 10-3 ÷ 20 x 10-3 = 0.25M or 0.25 mol L-1

Kation Ag + , Hg2+, and Pb 2+ Cd2+, Bi 3+ , Cu 2+ , As 3+ , As5+, Sb 3+ , Sb5+, Sn2+, Sn4+ and Hg2+

Fe 2+ , Fe3+, Al 3+ , and Cr 3+ . Zn 2+ , Ni 2+ , Co 2+ , and Mn 2+ Ba 2+ , Ca 2+ , and Sr 2+ Mg 2+ , Li + , Na + , K + and NH+4.

Regensia yang dipakai : HCl, H2S, ammonium sulfida, dan amonium karbonat.Indikasi : membentuk endapan atau tidak. Gol I :membentuk endapan dengan asam klorida encer : Pb, Ag, Hg.Gol II :bereaksi dengan asam klorida, tetapi membentuk endapan dengan hidrogen sulfida dalam suasana asam mineral encer: Hg, Bi, Cu, cd, As, Sb, Sn.Gol III :tidak bereaksi dengan asam klorida encer, ataupun dengan hidrogen sulfida dalam suasana asam mineral encer. Namun kation ini membentuk endapan dengan ammonium sulfida dalam suasana netral / amoniakal: Co, Fe, Al, Cr, Co, Mn, Zn.

1 | P a g e

Gol IV : bereaksi dengan golongan I, II, III. Kation ini membentuk endapan dengan ammonium karbonat dengan adanya ammonium klorida, dalam suasana netral atau sedikit asam: Ba, Ca, Sr.Gol V : tidak bereaksi dengan regensia-regensia golongan sebelumnya, merupakan golongan kation yang terakhir: Mg, K, NH4+.AnionCO2−, HCO−, CH3COO − , S 2− , SO2−, S2O2−, and NO−2.Cl − , Br − , I − , NO−, and C2O2−4.SO2−4, PO3−4 and BO3−3.Gol I : Gol sulfat: CO2−, HCO−, CH3COO − , S 2− , SO2−, S2O2−, and NO−2. Anion-anion golongan ini mengendap dengan Ba2+ dalam suasana basa. Gol II : Gol halida:Cl − , Br − , I − , NO−, and C2O2−4. Anion golongan ini mengendap dengan Ag+ dalam larutan asam (HNO3).Gol III : Gol nitrat :SO2−4, PO3−4 and BO3−3. Semua garam dari golongan ini larut.METODE GRAVIMETRIMetode analisis yang didasarkan pada pengukuran massa analit atau senyawa melalui tiga cara:* Penguapan* Elektrogravimetri* PengendapanCara PenguapanAnalit ditimbang, kemudian diuapkan pada temperatur tertentu, ditimbang lagi, dan bagian yang hilang ditentukan.Cara Elektrogravimetri(Elektrodeposisi/Elektrolisa)Zat yang dianalisa ditempatkan di dalam sel elektrolisa. Setelah dilakukan elektrolisa, logam yang mengendap pada katoda ditimbangContoh:Penentuan Cu dalam larutan pada suasana asam menggunakan katoda Pt.Katoda : Cu2+(aq) + 2e Cu(s)

H+(aq) + e ½H2(g)Anoda : H2O(l) + ½O2 2H+(aq) + 2eCara PengendapanPrinsipnya adalah : “mengubah bentuk komponen-komponen yang diinginkan menjadi bentuk yang sukar larut.” Reaksinya : aA + rR -> AaRrdi mana a molekul analit A, bereaksi dengan r molekul reagen R, menghasilkan produk AaRrBentuk ini kemudian harus dapat dipisahkan secara sempurna, dicuci, dikeringkan dan ditimbang.Contoh : Kalsium dapat ditetapkan secara gravimetri dengan cara pengendapan sebagai kalsium oksalat. Selanjutnya dilakukan pemanggangan hingga kalsium oksalat tersebut menjadi kalsium oksida.Ca2 + (aq) + C2O4 2-(aq) ----> CaC2O4(s)CaC2O4(s) -----> CaO(s) + CO2(g) + CO(g) Syarat bentuk senyawa yang diendapkan * Kelarutannya harus rendah. * Endapan yang terbentuk mudah disaring dan dicuci. * Endapan harus mudah di ubah menjadi bentuk. senyawa yang dapat ditimbang.Syarat bentuk senyawa yang ditimbang* Stoikiometri.* Mempunyai kestabilan yang tinggi.* Faktor gravimetrinya kecil.Faktor gravimetri (faktor kimia) adalah “jumlah gram analit dalam1 gram endapan“.

Ar atau Mr yang dicariFaktor Gravimetri =

Mr endapan yang ditimbang

2 | P a g e

Contoh _______________________________________________________ Ion Senyawa SenyawaYg dicari Pengendap yg diendapkan yg ditimbang_______________________________________________________ Fe3+ NH4OH Fe(OH)3 Fe2O3 Ba2+ HSO4 BaSO4 BaSO4 Cu2+ NaOH Cu(OH)2 CuO Cl- AgNO3 AgCl AgCl SO4 2- BaCl2 BaSO4 BaSO4_______________________________________________________

STOIKIOMETRI REAKSI GRAVIMETRIKDalam metode gravimetrik, suatu endapan dtimbang, dan darinya nilai analit dalam sample dihitung. Maka presentase analit A :

berat A % A = x 100%

berat samplePerkalian berat endapan P dengan faktor gravimeti diperoleh nilai gram Analit dalam sample

berat A =berat P x faktor GravitasiContoh 1 : Suatu sample bijih besi beratnya 0.4852 g dilarutkan dalam larutan asam, besi tersebut dioksidasi ke keadaan oksidsi +3, kemudian diendapkan sebagai Fe2O3.xH20. Endapan tersebut kemudian disaring, dicuci, dan dibakar menjadi Fe2O3, lalu ditimbang yang beratnya menjadi 0.248 g. Hitunglah persentasi Fe dalam sample tersebut.Reaksi kimianya :

2Fe3+ 1Fe2O3.xH2O 1Fe2O3(s)Karena 2 mol Fe3+ menghasilkan Fe dalam Fe2O3, maka

mol Fe = 2 x mol Fe2O3 g = 2 x 0.2481 g55.85 g/mol 159.69 g/mol

g = 0.1735 gram%Fe = (0.1735/0.4582) x 100 %% Fe = 33.76

Perhatikan !Berat endapan dalam contoh tadi (0.248 grm) dalam perhitungannya dikalikan dengan faktor (2 x 55.85/159.69) dan diperoleh 0.1735 gram. Faktor tsb disebut sebagi Faktor gravimetrikNilai tersebut merupakan jumlah gram Fe dalm 1 gram F32O3Sehingga cara menghitung nlaiA menjadi :

A = berat endapan x faktor gravimetrik x 100 %berat sample

Contoh 2Suatu larutan amonia (NH3), densitas 0.99 g/mL, kadar 2.3% digunakan untuk mengendapkan Fe(OH)3 seberat 0.70 g, yang mengandung 25% Fe2O3.Hitunglah banyaknya volume NH3 yang dibutuhkan dalam proses pengendapan tersebut.Reaksi pengendapan yang terjadi :

Fe3+ + 3NH3 + 3H2O Fe(OH)3(s) + 3NH4+3 x mol Fe3+ = mol NH3

mol Fe2O3 dalam sample = 0.70 x 0.25/159.69 = 0.0011 mol Fe3+ = 3 x mol Fe2O3

= 3 x 0.0011 = 0.0033M NH3 = 0.99 g/mL x 1000 mL/liter x 2.3%

17.03 g/molM NH3 = 1.34 mol/liter

mol NH3 = V x M 3 x 0.0022 = V x 1.34

V = 0.0049 literContoh 3Suatu sample zat kimia yang mengandung 12.0 % Cl diambil untuk diuji, stelah dilakukan pengendapan diperoleh AgCl sebanyak 0.50 g. Tentukan berat sample yang harus diambil tersebut ?

3 | P a g e

Reaksi pengendapan yang terjadi :Ag + + CL AgCl(s)

mol Cl- = mol AgCljika g adalah berat sammple, maka

g x 0.12/35.45 = 0.50/143.32 g = 1.03 g

Reaksi Asam Basa(reaksi netralisasi)

HA + OH A- + H2O AcidimetriB + H3O+ BH+ + H2O Alkalimetri* Asam Kuat – Basa Kuat * Asam Kuat – Basa Lemah* Asam Lemah – Basa Kuat* Asam Kuat - Garam dari Asam Lemah* Basa Kuat - Garam dari Basa Lemah

Asam Kuat : HClO4, HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI. Basa Kuat : LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH,Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Mg(OH)2

Asam Lemah : CH3COOH, HCOOH, HF, HCN, HNO2, HSO4- Basa Lemah : NH3, CH3NH2, C5H5N( pyridine ), NH4OH( ammonium hydroxide )

Asam/Basa: ditentukan oleh nilai PhpH: derajat/nilai konsentrasi Molaritas = ion [H] atau [OH]

pH (1 asam < 7 < basa 14)Basa Kuat- Asam KuatNaOH + HCl → NaCl + H2OHCl + NaOH - NaCl + H2OReaksi ionnya : H+ + OH- → H2O

Basa Kuat- Asam LemahNaOH + CH3COOH → NaCH3COO + H2OReaksi ionnya : H+ + OH- → H2O

Basa Lemah - Asam KuatNH4BO2 + HCl → NH4Cl + HBO2Reaksi ionnya : H+ + BO2- → HBO2

Keseimbangan Reaksi Asam/Basa

H–Asam + Basa Asam + H-Basa Ionisasi Air :

4 | P a g e

H2O ↔ H+ + OH- Pada kondisi standar, air murni terdisosiasi [H+] = 10-7 M and [OH-] = 10-7 M. Kw = [H+] x [OH-] = 10-7 x 10-7 = 10-14 pH air murni: pH = -log[H+] pH = -log[10-7] = 7. Asam : pH < 7. Neutral: pH = 7. Basa: pH > 7. pOH = -log[OH-]. pH + pOH = 14. Konstanta Keseimbangan Ka dan Kb: pKa, pKbH-Acid ↔ H+ + Base- Base + H2O ↔ H-Base+ + OH-

Ka x Kb = Kw = 10-14 pKa = -log Ka pKb = -log Kb pKa + pKb = 14 Penambahan Garam pada Asam LemahMisal : M molar larutan CH3COONa. CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH- Proton dari pelarut : [CH3COO-] = M - x [CH3COOH] = x [OH-] = x Kb = Kw/Ka = [CH3COOH][OH-] / [CH3COO-] = x2/(M - x) Karena x sangat kecil, sehingga, Kw/Ka = x2/M pOH = -log[OH-] = -log(x) pH = 14 - pOH. Penambahan Garam pada Basa LemahMisal: Larutan memiliki M molar NH4Cl. NH4

+ ↔ NH3 + H+. M molar dari NH4

+ terdisosiasi menjadi: [NH4

+] = M - x [NH3] = x [H+] = x Ka = Kw/Kb = [NH3][H+] / [NH4

+] = x2/(M - x) Karena x sangat kecil, Kw/Kb = x2/M pH = -log[H+] = -log(x). Larutan Buffer

• Buffer = larutan untuk menahan perubahan pH. • Terdiri dar sistem Asam Lemah /Basa Lemah• Buffer asam lemah akan mendonorkan proton ke larutan untuk menahan kenaikan pH,

sedangkan buffer basa lemah akan menerima proton untuk menahan penurunan pH. • Buffer asam lemah memiliki kemampuan maksimum menahan pH = pKa dari larutan asam. • Ketika [asam] = [conjugate basa], buffer akan menahan pH = pKa dari larutan asam. • Buffer basa lemah memiliki kemampuan maksimum menahan pH = 14 - pKb dari larutan basa. • Ketika [basa] = [conjugate asam], buffer akan menhan pH = 14 - pKb dari larutan basa.

Effek Buffer pada Kurva Titrasi• Buffer akan membuat kurva titrasi menjadi datar "flat" di daerah buffer dimasukkan. Dalam

titrasi disebut “point of inflection.” • Point of inflection adalah pada pH = pKa (atau 14 - pKb) . • D daerah sekitar point of inflection, merupakan daerah dimana larutan memiliki kemampuan

menahan (buffering capacity). Nilai pH pada daerah ini, pH = pKa +/- 1 (atau 14 - pKb +/- 1). Contoh-1 :Hitung pH dari 0.0125M larutan HCl.Jawab:Konsetrasi ion [H+] = 0.0125 = 1.25 x 10-2

5 | P a g e

pH = 2- log 1.25 pH = 2 – 0.10 = 1.90

Conto-2Hitung pH dari 0.025 M NaOHJawab:

[OH-] = 2.5 x 10 -2pOH = 2 – log 2.5

= 2.- 0.40 = 1.60pH = 14 – pOH =12.40

Contoh- 3 25 ml larutan NaOH 0.5M digunakan untuk mentitrasi Asam Klorida, untuk mencapai kondisi netral ternyata menghabisakan HCl sebanyak 50ml, Pertanyaan: (a) Berapakah Molaritas HCl, (b) jumlah mol OH dan mol H yang bereaksi?Reaksi yang terjadi : NaOH + HCl NaCl + H2Oa) Jawab M1 x V1 = M2 x V2

0.5 x 25 = M2 x 50M2 = 12.5/50M2 = 0.25

b) Setiap mole NaOH memiliki 1 mol OH-. Sehingga [OH-] = 0.5 M.Molarity = moles/volume moles = Molarity x Volumemoles OH- = (0.5 M)(.025 L) moles OH- = 0.0125 molKetika larutan basa menetralisir larutan asam, jumlah moles of H+ = jumlah moles OH-. Sehinga jumlah moles H+ = 0.0125 moles.

Asam Lemah- Basa KuatCH3COOH + NaOH → NaCH3COO + H2O

Reaksi ionnya : H+ + OH- → H2O

p H Awal

Dimana Ka : nilai konstanta disosiasi asam, dan F: konsentrasi asam.

6 | P a g e

HA A- + h+

pH sebelum equivalence point

atau sehingga dimana:

• pKa nilai negative log dari konstanta disosiasi asam pKa= -log (Ka) = -log[HA]/[A-]• nOH- added adalah jumlah mol basa yang ditambahkan ke dalam larutan.• nHA initial adalah jumlah mol asam sebelum ditritrasi (sebelum ditambah basa).

Jika (nOH-added = nH ainitial – nOH-added) maka nilai rationya =1, sehingga nilai Log = 0, Nilai pH =Pka = ½ jalan menuju equvalent point.p H saat equivalence point , pada curva di atas asam lemah dikonsumsi dan dikonversi menjadi basa terkonjugasi, maka nilai pH > 7, sehingga :

• pH + pOH = 14• KaKb = 10−14

• saat equivalence terjadi, CaVa = CbVb

sehingga :

• Ca = konsentrasi asam, Cb = konsentrasi basa• Kw = konstanta disosiasi basa, dan Ka = konstanta disosiasi asam

Catatan: apa bila larutan asam dinetralisir oleh basa, nilai pH tidak selalu netral (pH=7), Nilai pH tergantung Asam atau Basa Kuatnya. Nilai pH ditentukan oleh kuat/lemahnya larutan basa/asam.p H setelah equivalence point Larutan terdiri dari dua kondisi basa : (larutan asam yag terkonjugasi menjadi basa) + (larutan basa kuat dari titran). Namun demikian larutan basa dari titran adalah lebih kuat dari pada larutan asam yang terkonjugasi menjadi basa. Oleh karenanya pH larutan di dalam elemeyer akan dikendalikan oleh Basa Kuat, sehingga pH dappat dihitung sbb:

Dengan formula lain dapat ditulis :

• φ = fraksi setelah titrasi selesai (φ < 1 sebelum equivalence point, φ = 1 saat terjadi equivalence point, dan φ > 1 setelah the equivalence point)

• Ca, Cb = konsentrasi asam dan basa• Va, Vb = volume asam dan basa• αA- = fraksi asam lemah yang terionisasi• Ka = kontanta disosiasi asam• [H+], [OH-] = konsentrasi ion H+ dan OH-

TITRASI REDOKSTITRASI REDUKSI OKSIDASI(Redoks)

Penetapan kadar reduktor / oksidator berdasarkan atas reaksi oksidasi dan reduksi dimana redoktur akan teroksidasi dan oksidator akan tereduksi.

Teori

Secara umum oksidasi diartikan sebagai reaksi pengikatan oksigen dan reduksi sebagai pelepasan oksigen.

Berdasarkan konsep elektron dari suatu zat, istilah reduksi-oksidasi/redok digunakan untuk reaksi-reaksi dimana terjadi pelepasan dan pengikatan elektron.

Pelepasan elektron disebut oksidasi sedangkan pengikatan elektron disebut reduksi.Oksidasi (1/2reaksi) : Fe2+ → Fe3+ + e

7 | P a g e

Reduksi (1/2 reaksi) : Ce 4+ + E → Ce 3+ Redoks : Fe2+ Ce4+ → Fe3+ + Ce3+

Pada reaksi redoks jumlah elektron yang dilepaskan oleh reduktor selalu sama dengan jumlah

elektron yang diikat oleh oksidator. Hal ini analog dengan reaksi asam basa, dimana proton yang dilepaskan oleh asam dan proton

yang diikat oleh basa juga selalu sama. Oleh karena elektron tidak tampak pada keeluruhan reaksi maka penlisan reaksi lebih mudah

bila dipisahkan menjadi dua bagian yaitu bagian oksidasi dan bagian rduksi, masing-masing dikenal sebagai setengah reaksi (lihat contoh reaksi di atas).

Oleh karena reaksi berlangsung dalam larutan air maka untuk menyempurnakan koeffien reaksi air (H+ atau OH-) bila perlu dapat diikutsertakan dalam reaksi. Misalnya dalam oksidasi senyawa besi (II) dengan kalium permanganat, reaksi dapat ditulis sebagai berikut :

Oksidasi (1/2 reaksi) : Fe2+ → Fe3+ + e …………………………… 5xReduksi (1/2 reaksi) : MnO 4- + 8 H + + 5 e - → Mn 2+ + H 2O Redoks : 5 Fe2+ MnO4 → 8 H+ + 5 Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Syarat Reaksi Redoks

Agar dapat digunakan sebagai dasar titrasi, maka reaksi redoks harus memenuhi persyaratan umum sebagai berikut :

a. Reaksi harus cepat dan sempurna;b. Reaksi berlangsung secara stiokiometrik, yaitu terdapat kesetaraan yang pasti antara

oksidator dan reduktor;c. Titik akhir harus dapat dideteksi, misalnya dengan bantuan indikator redoks atau secara

potentiometrik. Jenis Titrasi Redoks

1. Permanganometri.2. Bi/Di Kromat3. Iodo-Iodimetri4. Bromometri dan Bromatometri5. Serimetri

Bobot equivalenBobot ekivalen suatu zat pada titrasi redoks adalah banyaknya mol zat itu yang ekivalen dengan ½ mol 0,1 mol Cl/Br/I atau 1 mol elektron

BE = Berat Molekul/ e-

Eq = grams/BE Milliequivalent = mgrams/BENormality = Eq/liters Normality = meq/ml

Hasil dari titrasi Alanit (A) dengan Titran ( T) : (mlB)(NB)(BE) = mg T

(mgB)(100)/mg sample = % T(mlB)(NB)(BE)(100)/mg sample = % T

Nilai BE 0.001 <BE<1.000 Mol Elektron

8 | P a g e

Contoh Reaksi: Ca(OCl)2 + 4 HCl → CaCl2 + 2 H2O + 2 Cl2

BE Ca(OCl)2 = ¼ mol H2O2 + 2 HI → 2 H2O + I2

BE H2O2 = ½ mol 2 KmnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + 5 O

BE KMnO4 = 1/5 molAtau :

MnO4- + e- → Mn2+

MnO4- + 8H+ + 5 e- → Mn2+ + H2O

BE KMnO4 = 1/5 mol Dalam melengkapi koefisien pada reaksi oksidasi atau reduksi dapat dilakukan prosedur sebagai berikut :

1. Tulis reaktan dan produk.2. Samakan jenis unsur. Untuk O dipakai H2O Untuk H dipakai H+ (pada media asam) atau OH (pada media basa).1. Samakan jumlah unsur.2. Samakan muatan dengan penambahan elektron pada bagian reaktan atau produk.

Contoh reaksi reduksi dari KmnO4

1. MnO4- → Mn2+

2. MnO4- + H+ → Mn2+ + 2 H2O

3. MnO4- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O

4. MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O

Bilangan Oksidasi Untuk menentukan bobot equivalen pada titrasi redoks dapat juga dilakukan tanpa

melengkapkan koefisien reaksi, yaitu dengan menggunakan bilangan oksidasi(tingkat oksidasi). Perubahan bilangan oksidasi menunjukkan jumlah elektron yang diikat atau dilepaskan pada

reaksi redoks.Ketentuan dlm menetapka bilangan oksidasi :

Bilangan oksidasi dari ion sederhana (monnoatomik) sama dengan muatannya. Jumlah bilangan oksidasi dari molekul adalah nol. Jumlah bilangan oksidasi dari atom-atom yang menyusun ion sama dengan muatan dari ion

tersebut. Bilangan oksidasi dari H = +1 (kecuali pada gas Hidrogen dan hidrida, masing-masing adalah -1, 0

dan +2). Bilangan oksidasi dari H = +1 (kecuali pada gas Hidrogen dan hidrida, masing-masing adalah 0

dan -1). Bilangan oksidasi dari logam, yaitu sama dengan valensinya dan diberi tanda positif.

Contoh : MnO4

- + 5 e- → Mn2+

Pada MnO4- bilangan oksidasi dari O = 4 x -2 = -8 (muatan -1)

Jadi bilangan oksidasi dari Mn = +7Jadi dari Mn7+ menjadi Mn2+ diperlukan 5 e.BE MnO4

-=1 /5 mol MnO4

- → MnO2

9 | P a g e

Pada MnO2 bilangan oksidasi O = -4, sehingga bilangan oksidasi dari Mn = +4. jadi dari Mn7+

menjadi Mn+4 diperlukan 3 e.BE MnO4

- = 1/3 mol

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

In the above equation, the iron (Fe) has an oxidation number of 0 before and 3+ after the reaction. For oxygen (O) the oxidation number began as 0 and decreased to 2−. These changes can be viewed as two "half-reactions" that occur concurrently:

1. Oxidation half reaction: Fe0 → Fe3+ + 3e−

2. Reduction half reaction: O2 + 4e− → 2 O2−

Jenis Oksidator(oxidizing agents) Oxygen (O2) Ozone (O3) Hydrogen peroxide (H2O2) and other inorganic peroxides Fluorine (F2), chlorine (Cl2), and other halogens Nitric acid (HNO3) and nitrate compounds Sulfuric acid (H2SO4) Peroxydisulfuric acid (H2S2O8) Peroxymonosulfuric acid (H2SO5) Chlorite , chlorate, perchlorate, and other analogous halogen compounds Hypochlorite and other hypohalite compounds, including household bleach (NaClO) Hexavalent chromium compounds such as chromic and dichromic acids and chromium trioxide,

pyridinium chlorochromate (PCC), and chromate/dichromate compounds Permanganate compounds such as KMnO4

Sodium perborate Nitrous oxide (N2O) Silver oxide (Ag2O) Osmium tetroxide (OsO4) Tollens' reagent , dan 2,2'-Dipyridyldisulfide (DPS)

Oksidator (Oxidizing agents) and their productsAgent Product(s)

O2 oxygen Various, including the oxides H2O and CO2

O3 ozone Various, including ketones, aldehydes, and H2O; see ozonolysisF2 fluorine F−

Cl2 chlorine Cl−

Br2 bromine Br−

I2 iodine I−, I3−

OCl− hypochlorite Cl−, H2OClO3

− chlorate Cl−, H2O

HNO3 nitric acid NO nitric oxideNO2 nitrogen dioxide

Hexavalent chromiumCrO3 chromium trioxideCrO4

2− chromateCr2O7

2− dichromate

Cr3+, H2O

10 | P a g e

MnO4− permanganate

MnO42− manganate

Mn2+ (acidic) or MnO2 (basic)

H2O2, other peroxides Various, including oxides and H2O

Jenis Reductor (reducing agents) Lithium aluminium hydride (LiAlH4) Nascent (atomic) hydrogen Sodium amalgam Sodium borohydride (NaBH4) Compounds containing the Sn2+ ion, such as tin(II) chloride Sulfite compounds Hydrazine (Wolff-Kishner reduction) Zinc-mercury amalgam (Zn(Hg)) (Clemmensen reduction) Diisobutylaluminum hydride (DIBAL-H) Lindlar catalyst Oxalic acid (C2H2O4) Formic acid (HCOOH) Ascorbic acid (C6H8O6) Phosphites , hypophosphites, and phosphorous acid Dithiothreitol (DTT) – used in biochemistry labs to avoid S-S bonds Compounds containing the Fe2+ ion, such as iron(II) sulfate

Reducing agents and their productsAgent Product

Hydrogen H+, H2ONADH NAD+

Metals metal ionsHydrocarbons CO2 carbon dioxide, H2O

Indikator redoks Disamping secara potensiometrik (dengan mengukur loncatan potensial larutan), titik akhir

dari titrasi redoks dapat juga ditetapkan secara visual apabila sistem redoks itu sendiri memperlihatkan peruabahan warna pada titik akhir titrasi (misalnya KmnO4), atau dengan menambahkan indikator redoks.

Indikator adalah senyawa organik yang bila dioksidasi dengan atau direduksi akan mengalami perubahan warna.

Perbedaan warna dari bentuk tereduksi dengan bentuk teroksidasi harus tajam, sehingga penggunaannya dapat sesedikit mungkin untuk mengurangi kesalahan titrasi.

Inok + n e → Inred

Warna indikator eksidasi tidak sama dengan warna indikator reduksi.

Daerah perubahan warna dari suatu indikator redoks dua warna berada pada daerah

potensial tertentu. Hal ini analog dengan indikator asam basa dimana perubahan warna juga terjadi pada trayek pH tertentu.

Untuk indikator satu warna, warna titik akhir (intensitas warna) ditentukan oleh konsentrasi indikator itu. Tentu saja indikator yang dipilih harus mempunyai daerah transisi perubahan

11 | P a g e

warna pada titik ekivalen, atau disekitar titik ekivalen. Indikator harus mempunyai potensial standard (E0) harga E0 dari oksidator dan reduktor. Misalnya pada penetapan senyawa besi (II) secara serimetri, indikator yang baik adalah ferroin (0-fenanthrolin besi (II) sulfat.

Jenis Indikator pada umumnya :o metal-organic complexes (Ex. phenanthroline)o true organic redox systems (Ex. Methylene blue)

Sometimes colored inorganic oxidants or reductants (Ex. Potassium manganate, Potassium dichromate) are also incorrectly called redox indicators. They can’t be classified as true redox indicators because of their irreversibility.

Almost all redox indicators with true organic redox systems involve a proton as a participant in their electrochemical reaction. Therefore sometimes redox indicators are also divided into two general groups: independent or dependent on pH.

pH independent redox indicators

Indicator E0, V Color of Oxidized form Color of Reduced form

2,2'-bipyridine (Ru complex) +1.33 V Colorless Yellow

Nitrophenanthroline (Fe complex) +1.25 V Cyan Red

N-Phenylanthranilic acid +1.08 V violet-red colorless

1,10-Phenanthroline (Fe complex) +1.06 V Cyan Red

N-Ethoxychrysoidine +1.00 V Red Yellow

2,2`-Bipyridine (Fe complex) +0.97 V Cyan Red

5,6-Dimethylphenanthroline (Fe complex) +0.97 V yellow-green Red

o-Dianisidine +0.85 V Red colorless

Sodium diphenylamine sulfonate +0.84 V red-violet colorless

Diphenylbenzidine +0.76 V Violet colorless

Diphenylamine +0.76 V Violet colorless

Viologen -0.43 V Colorless Blue

pH dependent redox indicators

Indicator E0, V at pH=0

E0, V at pH=7

Color of Oxidized form

Color of Reduced form

Sodium 2,6-Dibromophenol-indophenol or Sodium 2,6-Dichlorophenol-indophenol

+0.64 V +0.22 V Blue Colorless

Sodium o-Cresol indophenol +0.62 V +0.19 V Blue Colorless

Thionine (syn. Lauth's violet) +0.56 V +0.06 V Violet Colorless

Methylene blue +0.53 V +0.01 V Blue Colorless

Indigotetrasulfonic acid +0.37 V -0.05 V Blue Colorless

Indigotrisulfonic acid +0.33 V -0.08 V Blue Colorless

Indigo carmine (syn. Indigodisulfonic acid

+0.29 V -0.13 V Blue Colorless

Indigomono sulfonic acid +0.26 V -0.16 V Blue Colorless

12 | P a g e

Phenosafranin +0.28 V -0.25 V Red Colorless

Safranin T +0.24 V -0.29 V red-violet Colorless

Neutral red +0.24 V -0.33 V Red Colorless

Titrasi Permanganometri Titrasi ini dilakukan dengan cara langsung atas alat yang dapat dioksidasi seperti Fe+, asam atau

garam oksalat yang dapat larut dan sebagainya. Beberapa ion logam yang tidak dioksidasi dapat dititrasi secara tidak langsung dengan

permanganometri seperti: ion-ion Ca, Ba, Sr, Pb, Zn, dan Hg (I) yang dapat diendapkan sebagai oksalat.

Setelah endapan disaring dan dicuci, dilarutkan dalam H2SO4 berlebih sehingga terbentuk asam oksalat secara kuantitatif.

Asam oksalat inilah yang akhirnya dititrasi dan hasil titrasi dapat dihitung banyaknya ion logam yang bersangkutan.

ion-ion Ba dan Pb dapat pula diendapkan sebagai garam khromat. Setelah disaring, dicuci, dan dilarutkan dengan asam, ditambahkan pula larutan baku FeSO4 berlebih. Sebagian Fe2+ dioksidasi oleh khromat tersebut dan sisanya dapat ditentukan banyaknya dengan menitrasinya dengan KMnO4.

Sumber-sumber kesalahan pada titrasi permanganometri, antara lain terletak pada: Larutan pentiter KMnO4¬ pada buret.

Apabila percobaan dilakukan dalam waktu yang lama, larutan KMnO4 pada buret yang terkena sinar akan terurai menjadi MnO2 sehingga pada titik akhir titrasi akan diperoleh pembentukan presipitat coklat yang seharusnya adalah larutan berwarna merah rosa.

Penambahan KMnO4 yang terlalu cepat pada larutan seperti H2C2O4

Pemberian KMnO4 yang terlalu cepat pada larutan H2C2O4 yang telah ditambahkan H2SO4 dan telah dipanaskan cenderung menyebabkan reaksi antara MnO4- dengan Mn2+¬.

MnO4- + 3Mn2+ + 2H2O ↔ 5MnO2 + 4H+

Penambahan KMnO4 yang terlalu lambat pada larutan seperti H2C2O4

Pemberian KMnO4 yang terlalu lambat pada larutan H2C2O4 yang telah ditambahkan H2SO4 dan telah dipanaskan mungkin akan terjadi kehilangan oksalat karena membentuk peroksida yang kemudian terurai menjadi air.

H2C2O4 + O2 ↔ H2O2 + 2CO2↑H2O2 ↔ H2O + O2↑

Hal ini dapat menyebabkan pengurangan jumlah KMnO4 yang diperlukan untuk titrasi yang pada akhirnya akan timbul kesalahan titrasi permanganometri yang dilaksanakan.

Contoh (1) 0.2640 g natrium oksalat dilarutkan dalam elmeyer dan dititrasi dengan potassium permanganat, saat terjadi equivalent tercatat 30.74 mL. Reaksi kimia yang terjadi :5Na2C2O4(aq) + 2KMnO4(aq) + 8H2SO4(aq) ---> 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 5Na2SO4(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O(l)Ditanyakan :

a. Berapa mole natrium oksalat dalam titrasi tersebut ?b. Hitung mole potasium permanganat yang diperlukan untuk mencapai titik equivalen? c. Hitung juga molaritas potasium permanganat ?

Jawab:a. 0.2640 g / 134.00 g/mol = 0.001970149 mol

13 | P a g e

b. Ratio molar oksalat-permanganate molar = 5 : 2 0.001970149 mol oksalat x (2 mol permanganate / 5 mol oksalat) = 0.00078806 mol permanganate

c. 0.00078806 mol / 0.03074 L = 0.02564 M Contoh (2) Potassium dichromate digunakan untuk mentitrasi sample bijih besi. Sample tersebut dilarutkan dalam larutan campuran asam (H3PO4+H2SO4) mengurangi ion Fe2+ . Kemudian larutan dititrasi dengan 0.01625 M K2Cr2O7, sehingga menghasilkan ion-ion Fe3+ dan Cr3+ dalam larutan asam tersebut.Untuk mencapai ekuivalen dibutuhkan 32.26 mL K2Cr2O7 untuk 1.2765 g sample bijih besi. Hitung:(a) Reaksi keseimbangan titrasi tersebut dengan menggunakan metode ½ reaksi. (b) Kadar (%) Fe dalam sample. (c) Tentukan jenis samplenya (Fe(IO3)2 , Fe3(PO4)2 , atau Fe(C2H3O2)2?Jawab: (a): 6Fe2+ + Cr2O7

2¯ + 14H+ ---> 6 Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O Ratio ion dikromat : Fe : = 1/6.

(b) : Fe(II) dalam larutan : (0.01625 mol/L) (0.03226 L) = 0.000524225 mol dichromate 0.000524225 mol x (6 mol Fe(II) / 1 mol dichromate) = 0.00314535 mol Fe(II) 0.00314535 mol Fe(II) x 55.845 g/mol = 0.175652 g

Shg % Fe dalam sample= 0.175652 g / 1.2765 g = 13.76% (c): Fe(IO3)2 % Fe: 55.845 g/mol dibagi 405.67 g/mol = 13.77%

Fe3(PO4)2 = 46.87% Fe(C2H3O2)2 = 32.11 %

14 | P a g e