Reaksi Anorganik

Reaksi anorganik dapat dideskripsikan dengan konsep redoks atau asam basa. Termodinamika dan elektrokimia sangat erat kaitannya dengan analisis reaksi redoks dan asam basa. Walaupun nampaknya teori termodinamika dan elektrokimia dideskripsikan dengan sejumlah persamaan dan rumus yang rumit, hanya beberapa persamaan dan parameter yang diperlukan untukpemahaman yang layak. Pemahaman yang baik tentang tanda dan kecenderungan parameter dalam persamaan-persamaan penting ini akan sangat membantu pemahaman. Pemahaman lebih detail di luar bahasan di sini dapat diperoleh dengan memperluas kosep-konsep dasar ini.
Termodinamika
Parameter termodinamika untuk perubahan keadaan diperlukan untuk mendeskripsikan ikatan kimia, sruktur dan reaksi. Hal ini juga berlaku dalam kimia anorganik, dan konsep paling penting dalam termodinamika dipaparkan di bagian ini. Pengetahuan termodinamika sederhana sangat
bermanfaat untuk memutuskan apakah struktur suatu senyawa akan stabil, kemungkinan kespontanan reaksi, perhitungan kalor reaksi, penentuan mekanisme reaksi dan pemahaman elektrokimia.
Entalpi Karena entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap, perubahan ΔH bernilai negatif untuk reaksi eksoterm, dan positif untuk reaksi endoterm. Entalpi reaksi standar, ΔH0, adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar (105 Pa dan 298.15 K). Entalpi pembentukan standar, ΔHf 0, suatu senyawa adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol. Dengan demikian:
Δ H= ΣH ProdukΔ − ΣH ReaksiΔ
Entropi Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria yang menentukan apakah suatu keadaan dapat dicapai dengan spontan dari keadaan lain. Hukum ke-2 termodinamika menyatakan bahwa entropi, S, sistem yang terisolasi dalam proses spontan meningkat. Dinyatakan secara matematis Energi bebas Gibbs Kuantitas ini didefinisikan dengan:
ΔG = ΔH – TΔS
reaksi spontan terjadi bila energi Gibbs reaksi pada suhu dan tekanan tetap negatif. Perubahan energi bebas Gibbs standar berhubungan dengan tetapan kesetimbangan reaksi A = B melalui:
Δ G0 = -RT ln K.
K bernilai lebih besar dari 1 bila ΔG0 negatif, dan reaksi berlangsung spontan ke kanan.
Elektrokimia
Keadaan standar didefinisikan sebagai keadaan pada 25 oC (298.15 K), pada keaktifan satu untukb semua zat dalam sel elektrokimia pada sel dengan arus nol pada tekanan 1 bar (105 Pa). Untuk reaksi yang melibatkan ion H+, keadaan standar adalah pH = 0 (sekitar konsentrasi asam 1 molar).
Dalam kasus elektrode hidrogen digunakan sebagai potensial elektrode standar, gas hidrogen 1 atm (aH2 = 1) dikontakkan perlahan dengan elektroda platinum-hitam yang dibenamkan dalam larutan asam kuat dengan keaktifan, aH+ = 1. Potentialnya diungkapkan sebagai:

e volt

Misalnya, untuk dua reaksi
2 H+(aq) + 2 e- → H2(g) ΔG0
1=−nFE0 45
Zn+2(aq) + 2 e- → Zn(s) ΔG0
2=−nFE0
Tidak berlangsung bebas, tetapi bila H+(aq) dan Zn(s) ada, reaksi redoks akan berlangsung.
Persamaan yang menyatakan reaksi yang berlangsung didapat bila reaksi ke-2 dikurangi dengan
persamaan reaksi pertama
2H+(aq) + Zn(s) → H2(g) + Zn2+(aq)
Perubahan energi bebas reaksi redoks keseluruhan adalah selisih perubahan energi masing-masing
setengah reaksi.
ΔG0 = ΔG0- ΔG0
Karena setengah sel pada dasarnya hanya imajiner dan umumnya digunakan sebagai pasangan, perubahan energi bebas ΔG0 1 untuk H+ diset 0. Dalam hal ini karena didapat hasil percobaan ΔG0
sebesar -147 kJ, maka ΔG0 2 bernilai 147 kJ. Potensial E0 yang berkaitan dengan ΔG0 setengah
reaksi disebut potensial reduksi standar.
Maka
E0 (H+, H2) = 0 (sesuai definisi)
Potensial standar berbagai setengah reaksi ditentukan dengan menggunakan prosedur yang mirip dengan yang disebutkan tadi (Tabel 3.1). E0 reaksi redoks dapat dihitung dengan mengkombinasikan E0 setengah reaksi ini.
Bila E0 reaksi redoks positif, ΔG0 bernilai negatif dan reaksi berlangsung spontan. Akibatnya selain menggunakan perubahan energi bebas potensial reduksi juga dapat digunakan untuk menentukan kespontanan reaksi Semakin besar potensial reduksi semakin kuat kemampuan oksidasinya. Nilai positif atau negatif berdasarkan nilai potensial reduksi proton adalah 0, dan harus dipahami bahwa nilai positif tidak harus berarti mengoksidasi, dan nilai negatif bukan berartimereduksi. Deretan yang disusun berdasarkan kekuatan redoks disebut deret elektrokimia