Potensial reduksi

Potensial reduksi (dikenal pula sebagai potensial redoks, potensial oksidasi/reduksi, ORP, pe, ε, atau ${\displaystyle E_{h}}$) adalah ukuran kecenderungan suatu spesi kimia untuk memperoleh elektron dan karenanya dapat tereduksi.^[1] Potensial reduksi diukur dalam satuan volt (V), atau milivolt (mV). Setiap spesi memiliki potensial reduksi intrinsiknya masing-masing; semakin positif potensial reduksinya, semakin besar afinitas spesi terhadap elektron dan kecenderungannya untuk tereduksi.

Potensial reduksi merupakan pengukuran umum bagi kualitas air.^[2]

Potensial reduksi standar (${\displaystyle E_{0}}$) diukur dalam kondisi standar: 25 °C, 1 aktivitas untuk setiap ion yang berperan dalam reaksi, tekanan parsial 1 bar unutk setiap gas gas yang terlibat dalam reaksi, dan logam dalam keadaan murninya.^[3] Potensial reduksi standar didefinisikan relatif terhadap elektrode referensi elektrode hidrogen standar (SHE), yang telah disepakati memiliki potensial 0.00 V.^[4] Namun, karena potensial ini dapat pula dirujuk sebagai "potensial redoks", istilah "potensial reduksi" dan "potensial oksidasi" lebih disarankan oleh IUPAC. Kedua potensial ini secara eksplisit dibedakan melalui simbol ${\displaystyle E_{0}^{r}}$ dan ${\displaystyle E_{0}^{o}}$.^[5]

Berikut ini merupakan daftar potensial redoks.^[6]

Reaktivitas relatif pada setengah-sel yang berbeda dapat saling dibandingkan untuk memprediksi arah aliran elektron. Reaksi setengah-sel dengan ${\displaystyle E_{0}}$ yang tinggi menunjukkan bahwa besar kecenderungan untuk terjadinya reduksi, sementara apabila bernilai rendah maka ada kecenderungan untuk terjadinya oksidasi.^[7]

Semua sistem atau lingkungan yang menerima elektron dari elektrode hidrogen normal merupakan setengah-sel yang didefinisikan memiliki potensial redoks positif; semua sistem yang mendonorkan elektron kepada elektrode hidrogen didefinisikan memiliki potensial redoks negatif. ${\displaystyle E_{h}}$ diukur dalam satuan milivolt (mV). Reaksi setengah-sel dengan ${\displaystyle E_{h}}$ positif menunjukkan suatu lingkungan yang menyukai reaksi oksidasi seperti oksigen bebas. Nilai ${\displaystyle E_{h}}$ yang rendah menunjukkan bahwa lingkungan tersebut menyukai reaksi reduksi yang kuat, seperti logam bebas.^[8]

Terkadang ketika elektrolisis dilakukan dalam suatu larutan berair, air, dan bukan zat terlarut, teroksidasi atau tereduksi. Sebagai contoh, jika suatu larutan NaCl berair dielektrolisis, air mungkin dapat tereduksi di katode untuk menghasilkan H_2(g) dan ion OH⁻, dan bukan Na⁺ yang tereduksi menjadi Na_(s), seperti yang terjadi apabila tidak ada air. Potensial reduksi dalam setiap spesi mampu menentukan spesi manakah yang akan teroksidasi atau tereduksi.

Potensial reduksi absolut dapat ditentukan apabila potensial sebenarnya antara elektrode dan elektrolit untuk reaksi tersebut diperoleh. Polarisasi permukaan mengganggu pengukuran ini, namun berbagai sumber memperkirakan potensial bagi elektrode hidrogen standar adalah 4.4 V hingga 4.6 V (elektrolit bersifat positif.)

Persamaan setengah-sel dapat digabungkan apabila salah satu dibalik ke bentuk oksidasinya agar saling menghilangkan elektron untuk memperoleh persamaan tanpa elektron di dalamnya.

${\displaystyle E_{h}}$ dan pH suatu larutan saling terkait satu sama lain. Untuk persamaan reaksi setengah-selnya, biasanya ditulis sebagai reduksi (elektron di sisi kiri):

${\displaystyle aA+bB+n[e^{-}]+h[{\ce {H+}}]=cC+dD}$

potensial standar setengah-reaksinya ${\displaystyle E_{0}}$ dinyatakan dengan:^[9]

${\displaystyle E_{0}({\textrm {volt}})=-{\frac {\Delta G^{\ominus }}{nF}}}$

dalam persamaan di atas, ${\displaystyle \Delta G^{\ominus }}$ menyatakan perubahan energi bebas Gibbs standar, n adalah jumlah elektron yang terlibat, dan F adalah konstanta Faraday. Persamaan Nernst menghubungkan pH dan ${\displaystyle E_{h}}$ melalui persamaan:

${\displaystyle E_{h}=E_{0}+{\frac {0.05916}{n}}\log \left({\frac {\{A\}^{a}\{B\}^{b}}{\{C\}^{c}\{D\}^{d}}}\right)-{\frac {0.05916h}{n}}{\text{pH}}}$

yang dalam persamaan di atas, kurung kurawal menandakan aktivitas dan eksponennya ditunjukkan di sebelahnya. Persamaan ini merupakan persamaan garis lurus bagi ${\displaystyle E_{h}}$ sebagai fungsi pH dengan kemiringan ${\displaystyle -0.05916h/n}$ volt (pH tidak memilik satuan.) Persamaan ini memprediksikan rendahnya ${\displaystyle E_{h}}$ pada nilai pH yang tinggi. Hal ini diamati pada reduksi O₂ menjadi OH⁻ serta reduksi H⁺ menjadi H₂. Jika H⁺ berada pada sisi berlawanan dari persamaan tersebut, kemiringan garis akan terbalik (${\displaystyle E_{h}}$ tinggi pada pH tinggi). Sebagai contoh adalah pembentukan mineral magnetit (Fe₃O₄) dari HFeO−2 (aq):^[10]

3 HFeO−2 + H⁺ = Fe₃O₄ + 2 H₂O + 2 e⁻

yang dalam persamaan di atas, E_h = −1.1819 − 0.0885 log([HFeO−2]³) + 0.0296 pH. Perlu dicatat bahwa kemiringan garis ini adalah −1/2 dikali −0.05916 nilai di atas, karena h/n = −1/2.

Potensial reduksi-oksidasi dapat digunakan untuk memantau sistem pengairan dengan mengukur potensial disinfeksi, memperlihatkan aktivitas disinfektan dan bukan dosis yang diterapkan.^[2] Sebagai contoh, E. coli, Salmonella, Listeria dan patogen lainnya memiliki waktu bertahan di bawah 30 detik ketika potensial redoksnya berada di atas 665 mV, dibandingkan dengan >300 detik ketika potensialnya di bawah 485 mV.^[2]

Sebuah studi dilakukan untuk membandingkan pembacaan klorinasi tradisional bagian per juta (ppm) dan potensial redoks di Hennepin County, Minnesota. Hasil penelitian ini berpendapat untuk dimasukkannya potensial redoks di atas 650mV dalam kode kesehatan lokal.^[11]

Diagram Eh-pH (Pourbaix) umum digunakan dalam pertambangan dan geologi untuk menilai stabilitas mineral dan spesi terlarut.^[12][13] Dalam kondisi di mana fase mineral (padatan) adalah berada dalam bentuk yang paling stabil, diagram ini menunjukkan mineral tersebut. Seperti hasil dari semua evaluasi termodinamika (kesetimbangan), diagram ini harus digunakan dengan cermat. Meskipun pembentukan suatu mineral atau pelarutannya dapat diperkirakan terjadi pada kondisi tertentu, prosesnya dapat diabaikan karena kecepatannya sangat lambat. Dalam keadaan tersebut diperlukan evaluasi kinetika. Namun, kondisi keseimbangan dapat digunakan untuk mengevaluasi arah perubahan spontan dan besarnya kekuatan pendorong di belakangnya.

Banyak reaksi enzimatik yang merupakan reaksi oksidasi-reduksi dengan satu senyawa teroksidasi dan senyawa lainnya tereduksi. Kemampuan suatu organisme untuk melakukan reaksi redoks ini bergantung pada keadaan reduksi-oksidasi dari lingkungannya, atau potensial reduksinya (${\displaystyle E_{h}}$).

Mikroorganisme aerobik secara ketat aktif pada lingkungan dengan nilai ${\displaystyle E_{h}}$ positif, sementara anaerob secara umum aktif pada lingkungan dengan nilai ${\displaystyle E_{h}}$ negatif. Redoks mempengaruhi kelarutan nutrien, khususnya ion logam.^[14]

• Sel galvani
• Sel elektrokimia
• Gaya gerak listrik (ggl)
• Potensial elektrokimia
• Potensial elektrode standar
  • Tabel potensial elektrode standar
• Elektron terlarut
• Redoks

• Onishi, J.; Kondo, W.; Uchiyama, Y. (1960). "Preliminary report on the oxidation-reduction potential obtained on surfaces of gingiva and tongue and in interdental space". Bull. Tokyo Med. Dent. Univ. (dalam bahasa Inggris) (7): 161. ISSN 0040-8921. 

• (Inggris) Definisi potensial redoks Diarsipkan 2007-03-02 di Wayback Machine.
• (Inggris) Kalkulator potensial redoks daring
• (Inggris) "Tabel potensial reduksi". Northland Community & Technical College (dalam bahasa Inggris). 2007. Diarsipkan dari versi asli tanggal 18 Mei 2007. Diakses tanggal 22 Januari 2015.