Persamaan Nernst untuk reaksi  aOks  + ne  -> bRed dapat dinyatakan sebagai berikut:

E = Eo – 2.3026RT/nF log [red]b/[Oks]a

Pada 25 C nilai 2.3026RT/F adalah 0.05916/n sehingga persamaan diatas dapat ditulis lagi menjadi:

E = Eo – 0.05916/n log [red]b/[Oks]a

Pada saat reaksi redoks mencapai kesetimbangan maka nila Ered akan sama dengan nilai Eoks. Sedangkan hubungan antara energi bebas dengan konstanta kesetimbangannya adalah sebagai berikut

?Go = -RT ln K atau ?Go=-nFEo

-RT ln K = -nFE

Eo = RT/nF ln K

Secara umum potensial larutan pada titik ekuivalen dapat dicari dengan persamaan berikut :

E =  (n1Eo1 + n2Eo2) / n1+n2

Dengan syarat reaksi tidak melibatkan ion poliatomik seperti CrO42- dan tidak melibatkan ion hydrogen. Indeks 1 untuk setengah reaksi oksidasi dan 2 untuk setengah reaksi reduksi.

Kurva titrasi dibuat dengan mengeplotkan potensial larutan terhadap volume larutan titrant yang ditambahkan (modifikasi alat dapat dilihat pada gambar) dimana 1 merupakan elektroda untuk mengukur potensial atau dapat berupa pH meter, dan 2 merupakan alat untuk tempat titrant. Setelah titrant ditambahkan maka larutan diaduk dengan stir magnetic agar reaksi berjalan merata dan cepat.

Berikut kurva titrasi antara larutan Besi(II)amonium sulfat dengan 0.02 M kalium permanganat (analit dibuat dari 95 mL Besi(II)amonium sulfat kira-kira 0.02 M ditambah dengan 5 mL asam sulfat pekat.

Dari gambar diketahui bahwa titik akhir titrasi diperoleh pada saat penambahan KMnO4 sebanyak 20.4 mL.

Maka mmol KMnO4 = 0.02 M x 20.4 mL = 0.408 mmol

Mmol Besi(II) = 5 x 0.408 = 0.00204 mol

[Fe2+] = 0.00204 mol/0.1 L = 0.0204 M

Lihat disini untuk soal titrasi redoks.

Thanks to www.chemie.uni-regensburg.de atas sumber gambar kurva.

Incoming search terms:

• hukum nerst
• pengertian kurva titrasi
• kegunaan kurva titrasi
• Gambar redoks
• titrasi asam fosfat
• potensial reaksi redoks
• kurva titrasi asam fosfat
• reaksi redoks antara besi(II)sulfat asam sulfat asam posphat dan kalium permanganat
• kurva titrasi amperometri
• kurva kimia

Iodida adalah reduktor lemah dan dengan mudah akan teroksidasi jika direaksikan dengan oksidator kuat. Iodida tidak dipakai sebagai titrant hal ini disebabkan karena factor kecepatan reaksi dan kurangnya jenis indicator yang dapat dipakai untuk iodide. Oleh sebab itu titrasi kembali merubakan proses titrasi yang sangat baik untuk titrasi yang melibatkan iodide. Senyawaan iodide umumnya KI ditambahkan secara berlebih pada larutan oksidator sehingga terbentuk I2. I2 yang terbentuk adalah equivalent dengan jumlah oksidator yang akan ditentukan. Jumlah I2 ditentukan dengan menitrasi I2 dengan larutan standar tiosulfat (umumnya yang dipakai adalah Na2S2O3) dengan indicator amilum jadi perubahan warnanya dari biru tua kompleks amilum-I2 sampai warna ini tepat hilang.

Reaksi yang terjadi pada titrasi iodometri untuk penentuan iodat adalah sebagai berikut:

IO3-  + 5 I-  + 6H+  -> 3I2  + H2O

I2 + 2 S2O32-  -> 2I- + S4O62-

Setiap mmol IO3- akan menghasilkan 3 mmol I2 dan 3 mmol I2 ini akan tepat bereaksi dengan 6 mmol S2O32- (ingat 1 mmol I2 tepat bereaksi dengan 2 mmol S2O32-) sehingga mmol IO3- ditentukan atau setara dngan 1/6 mmol S2O32-.

Mengapa kita menitrasi langsung antara tiosulfat dengan analit? Beberapa alasan yang dapat dijabarkan adalah karena analit yang bersifat sebagai oksidator dapat mengoksidasi tiosulfat menjadi senyawaan yang bilangan oksidasinya lebih tinggi dari tetrationat dan umumnya reaksi ini tidak stoikiometri. Alasa kedua adalah tiosulfat dapat membentuk ion kompleks dengan beberapa ion logam seperti Besi(II).

Beberapa hal yang perlu diperhatikan dalam melakukan titrasi Iodometri adalah sebagai berikut:

Penambahan amilum sebaiknya dilakukan saat menjelang akhir titrasi, dimana hal ini ditandai dengan warna larutan menjadi kuning muda (dari oranye sampai coklat  akibat terdapatnya I2 dalam jumlah banyak), alasannya kompleks amilum-I2 terdisosiasi sangat lambat akibatnya maka banyak I2 yang akan terabsorbsi oleh amilum jika amilum ditambahkan pada awal titrasi, alasan kedua adalah biasanya iodometri dilakukan pada media asam kuat sehingga akan menghindari terjadinya hidrolisis amilum

Titrasi harus dilakukan dengan cepat untuk meminimalisasi terjadinya oksidasi iodide oleh udara bebas. Pengocokan pada saat melakukan titrasi iodometri sangat diwajibkan untuk menghindari penumpukan tiosulfat pada area tertentu, penumpukkan konsentrasi tiosulfat dapat menyebabkan terjadinya dekomposisi tiosulfat untuk menghasilkan belerang. Terbentuknya reaksi ini dapat diamati dengan adanya belerang dan larutan menjadi bersifat koloid (tampak keruh oleh kehadiran S).

S2O32-  +  2H+  -> H2SO3 + S

Pastikan jumlah iodide yang ditambahkan adalah berlebih sehingga semua analit tereduksi dengan demikian titrasi akan menjadi akurat. Kelebihan iodide tidak akan mengganggu jalannya titrasi redoks akan tetapi jika titrasi tidak dilakukan dengan segera maka I- dapat teroksidasi oleh udara menjadi I2.

Bagaimana menstandarisasi larutan tiosulfat?

Tiosulfat yang dipakai dalam titrasi iodometri dapat distandarisasi dengan menggunakan senyawa oksidator  yang memiliki kemurnian tinggi (analytical grade) seperti K2Cr2O7, KIO3, KBrO3, atau senyawaan tembaga(II).

Bila digunakan Cu(II) maka pH harus dibuffer pada pH 3 dan dipakai tiosianat untuk masking agent, KSCN ditambahkan pada waktu mendektitik akhir titrasi dengan tujuan untuk menggantikan I2 yang teradsorbsi oleh CuI. Bila pH yang digunakan tinggi maka tembaga(II) akan terhidrolisis dan akan terbentuk hidroksidanya. Jika keasaman larutan sangat tinggi maka cenderung terjadi reaksi I- sebagai akibat adanya Cu(II) dalam larutan yang megkatalis reaksi tersebut.

Beberapa contoh reaksi iodometri adalah sebagai berikut

2MnO4-  + 10 I- + 16 H+  <-> 2Mn2+  + 5 I2 + 8H2O

Cr2O72- + 6I- <-> 14 H+  <-> 2Cr3+  + 3 I2 + 7H2O

2Fe3+  +  2I-  <-> 2Fe2+  + I2

2 Ce4+  + 2I-  <-> 2Ce3+ + I2

Br2  + 2I-  <-> 2Br-  + I2

Lihat disini untuk soal titrasi redoks.

Incoming search terms:

• iodometri
• titrasi iodometri
• iodometri adalah
• pengertian iodometri
• titrasi iodometri adalah
• reaksi iodometri
• Metode iodometri
• Pengertian Titrasi iodometri
• Titrasi kembali
• dasar teori iodometri

Pada umumnya larutan I2 distandarisasi dengan menggunakan standar primer As2O3, As2O3 dilarutkan dalam natrium hidroksida dan kemudian dinetralkan dengan penambahan asam. Disebabkan kelarutan iodine dalam air nilainya kecil maka larutan I2 dibuat dengan melarutkan I2 dalam larutan KI, dengan demikian dalam keadaan sebenarnya yang dipakai untuk titrasi adalah larutan I3-.

I2 + I-  -> I3-

Titrasi iodimetri dilakukan dalam keadaan netral atau dalam kisaran asam lemah sampai basa lemah. Pada pH tinggi (basa kuat) maka iodine dapat mengalami reaksi disproporsionasi menjadi hipoiodat.

I2 + 2OH-  <-> IO3-  +  I-  + H2O

Sedangkan pada keadaan asam kuat maka amilum yang dipakai sebagai indicator akan terhidrolisis, selain itu pada keadaan ini iodide (I-) yang dihasilkan dapat diubah menjadi I2 dengan adanya O2 dari udara bebas, reaksi ini melibatkan H+ dari asam.

4I- + O2 + 4H+  -> 2I2 + 2H2O

Titrasi dilakukan dengan menggunakan amilum sebagai indicator dimana titik akhir titrasi diketahui dengan terjadinya kompleks amilum-I2 yang berwarna biru tua. Beberapa reaksi penentuan denga iodimetri ditulis dalam reaksi berikut:

H2S + I2 -> S + 2I- + 2H+

SO32- + I2 + H2O -> SO42- + 2I- + 2H+

Sn2+  + I2  -> Sn4+ + 2I-

H2AsO3 + I2 + H2O -> HAsO42- + 2I- + 3H+

Lihat disini untuk soal titrasi redoks.

Incoming search terms:

• iodimetri
• titrasi iodimetri
• iodimetri dan iodometri
• Iodometri dan Iodimetri
• iodometri iodimetri
• titrasi iodometri dan iodimetri
• titrasi iodimetri adalah
• Iodo-iodimetri
• iodo iodimetri
• iodo dan iodimetri

Beberapa Jenis Indikator Pada Titrasi Redoks

Indikator Sendiri

Apabila titrant dan analit salah satunya sudah berwarna, sebagai contoh penentuan oksalat dengan permanganate dimana lautan oksalat adalah larutan yang tidak berwarna sedangkan permanganate berwarna ungu tua, maka warna permanganate ini dapat dipakai sebagai indicator penentuan titik akhir titrasi. Pada saat titik akhir titrasi terjadi maka warna larutan akan berubah menjadi berwarna merah muda akibat penambahan sedikit permanganate. Karena titik akhir titrasi terjadi setelah titik equivalent terjadi (baca: TAT diamati setelah penambahan sejumlah kecil permanganate agar tampak warna merah muda ) maka penggunaan blanko sangat dianjurkan untuk mengkoreksi hasil titrasi pada waktu melakukan titrasi ini. Contoh lain titrasi redoks yang melibatkan indicator sendiri adalah titrasi alkohol dengan menggunakan kalium dikromat.

Indikator Amilum

Indikator amilum dipakai untuk titrasi redoks yang melibatkan iodine. Amilum dengan iodine membentuk senyawa kompleks amilum-iodin yang bewarna biru tua. Pembentukan warna ini sangat sensitive dan terjadi walaupun I2 yang ditambahkan dalam jumlah yang sangat sedikit. Titrasi redoks yang biasa menggunakan indicator amilum adalah iodimetri dan iodometri.

Indikator Redoks

Indikator redoks melibatkan penambahan zat tertentu kedalam larutan yang akan dititrasi. Zat yang dipilih ini biasanya bersifat sebagai oksidator atau reduktor lemah atau zat yang dapat melakukan reaksi redoks secara reversible. Warna indicator dalam bentuk teroksidasi dengan bentuk tereduksinya berbeda sehingga perubahan warna ini dapat dipakai untuk penentuan titik akhir titrasi redoks. Reaksi indicator dapat dituliskan sebagai berikut: (Inox bentuk teroksidasi dan Inred bentuk tereduksi)

Inox + ne-  <->  Inred

Indikator redoks berubah warnanya pada kisaran potensial tertentu (hal ini analog dengan perubahan indicator asam –basa yang berubah pada kisaran pH tertentu untuk membacanya Anda bisa mengikuti link ini). Jadi jika suatu indicator redoks mengalami reaksi berikut:

Inox + n’H+ +  ne-  <->  Inred  Eo

Maka potensial larutan dapat dinyatakan sebagai berikut:

E = Eo + 0.0591/n log [Inox][H+]^n’ / [Inred]

E = Eo + 0.0591/n log [Inox]/[Inred] + 0.0591/n x n’ log [H+]

Karena perubahan warna terjadi terjadi pada saat [Inox]/[Inred] nilainya 10/1 atau 1/10 dan asumsikan n’=1 maka persamaan diatas menjadi:

E1 = Eo + 0.0591/n log 1/10 + 0.0591/n  x log [H+]
E1 = Eo + E o + 0.0591 log [H+] – 0.0591/n

Jadi pada saat Eo = constant dan pH = Constant maka nilai E menjadi

E1 = constant – 0.0591/n ……..(1)

E2 = Eo + 0.0591/n log 10/1 +0. 0591/n x log [H+]
E2 = Eo + E o + 0.0591 log [H+] + 0.0591/n

Jadi pada saat Eo = constant dan pH = Constant maka nilai E menjadi

E2 = constant +0.0591/n  ……..(2)

Jadi Range E agar terjadi perubahan warna indicator redoks adalah:

Erange = E2-E1 = 0.0591/n – 0.0591/n = 0.118V/n

Titik akhir titrasi akan tergantung pada:

• Eo
• pH

Syarat Indikator redoks

• Indikator harus bisa megalami raksi reduksi atau oksidasi dengan cepat.
• Indikator harus dapat mengalami reaksi redoks reversibel dengan cepat sehingga bila terjadi penumpukan massa titrant atau analit maka sistem tidak akan mengalami reaksi oksidasi atau reduksi secara gradual.

Contoh indikator redoks adalah ferroin Tris (1, 10 phenanthroline) iron(II)Sulfate yang dipakai untuk titrasi Besi(II) dengan Ce(IV), dimana bentuk teroksidasi ferooin berwarna biru muda dan bentuk tereduksinya berwarna merah darah.

Lihat disini untuk soal titrasi redoks.

Incoming search terms:

• titik akhir titrasi
• titik akhir
• titik akhir titrasi adalah
• indikator titrasi redoks
• indikator amilum
• cara menentukan titik akhir titrasi
• indikator redoks
• indikator titrasi kompleksometri
• jenis titrasi redoks
• menentukan titik akhir titrasi

Karena melibatkan reaksi redoks maka pengetahuan tentang penyetaraan reaksi redoks memegang peran penting, selain itu pengetahuan tentang perhitungan sel volta, sifat oksidator dan reduktor juga sangat berperan. Dengan pengetahuan yang cukup baik mengenai semua itu maka perhitungan stoikiometri titrasi redoks menjadi jauh lebih mudah.

Titik akhir titrasi dalam titrasi redoks dapat dilakukan dengan mebuat kurva titrasi antara potensial larutan dengan volume titrant, atau dapat juga menggunakan indicator. Dengan memandang tingkat kemudahan dan efisiensi maka titrasi redoks dengan indicator sering kali yang banyak dipilih. Beberapa titrasi redoks menggunakan warna titrant sebagai indicator contohnya penentuan oksalat dengan permanganate, atau penentuan alkohol dengan kalium dikromat.

Beberapa titrasi redoks menggunakan amilum sebagai indicator, khususnya titrasi redoks yang melibatkan iodine. Indikator yang lain yang bersifat reduktor/oksidator lemah juga sering dipakai untuk titrasi redoks jika kedua indicator diatas tidak dapat diaplikasikan, misalnya ferroin, metilen, blue, dan nitroferoin.

Contoh titrasi redoks yang terkenal adalah iodimetri, iodometri, permanganometri menggunakan titrant kalium permanganat untuk penentuan Fe2+ dan oksalat, Kalium dikromat dipakai untuk titran  penentuan Besi(II) dan Cu(I) dalam CuCl. Bromat dipakai sebagai titrant untuk penentuan fenol, dan iodida (sebagai I2 yang dititrasi dengan tiosulfat), dan Cerium(IV) yang bisa dipakai untuk titrant titrasi redoks penentuan ferosianida dan nitrit.

Lihat disini untuk mengetahui soal titrasi redoks.

Incoming search terms:

• titrasi redoks
• titrasi redoks adalah
• aplikasi titrasi redoks
• titrasi serimetri
• titrasi redoks iodometri
• titrasi kompleksiometri
• contoh soal titrasi redoks
• redoks
• pengertian iodometri dan iodimetri
• contoh titrasi redoks