KIMIA LINGKUNGAN

1
KIMIA LINGKUNGAN

• BAGIAN 4 HIDROSFER
• 1. KIMIA REDUKSI-OKSIDASI DI AIR ALAMI

2
PERSAMAAN REDOKS

• Reaksi redoks sangat penting dalam kimia
  lingkungan air alami dan air buangan
• Reduksi oksigen oleh bahan organik di danau
  mengakibatkan turunnya konsentrasi oksigen yang
  berakibat fatal terhadap ikan.
• Laju oksidasi buangan sangat penting pada
  pengoperasian instalasi pengolahan buangan.
• Reduksi besi (III) menjadi besi(II) terlarut di
  dalam reservoar menyebabkan masalah penyisihan
  besi di dalam instalasi pengolahan air.

3
PERSAMAAN REDOKS

• Oksidasi pupuk amonia menjadi ion nitrat di dalam
  tanah merupakan proses yang penting agar nitrogen
  ada dalam bentuk yang dapat diasimilasi oleh
  tanah.
• Kebanyakan reaksi redoks yang penting dikatalisa
  oleh mikroorganisma. Bakteri adalah katalis untuk
  reaksi antara molekul oksigen dan bahan organik,
  reduksi besi (III) menjadi besi(II) atau oksidasi
  amonia menjadi nitrat.

4
PERSAMAAN REDOKS

• Analogi terhadap reaksi asam basa. Aktivitas ion
  hidrogen
• digunakan untuk mengekspresikan keasaman atau
  kebasaan air
• Air dengan konsentrasi ion hidrogen tinggi ?
  asam
• Air dengan konsentrasi ion hidrogen rendah? basa
• analogi terhadap
• Air dengan aktivitas elektron tinggi ? pereduksi
• Air dengan aktivitas elektron rendah ?
• pengoksidasi

5
PERSAMAAN REDOKS

• Suatu atom, molekul atau ion melakukan
• ? oksidasi jika kehilangan elektron
• ? reduksi jika menerima elektro
• Definisi lain
• ? unsur pengoksidasi substansi yang dapat
  menerima elektron
• ? unsur pereduksi substansi yang dapat
  memberikan elektron

6
REDOKS SEDERHANA

• H20 ? 2 H - 2e
• Cl20 2e ? 2 Cl-
• H20 Cl20 ? 2 H 2 Cl-
• Contoh lain
• 4 Fe0 3 O20 ? 2 Fe23 O32-
• Mg0 H2 SO42- ? Mg2SO42- H20
• 2 Fe2 Cl20 ? 2 Fe3 2 Cl-
• 2 I- Cl20 ? I20 2 Cl-

7
REDOKS KOMPLEKS

• Memerlukan adanya senyawa ketiga, misalnya asam
  atau air.
• Jika unsur pengoksidasi merupakan senyawa yang
  mengandung oksigen, seperti KMnO4, K2Cr2O7 dll.,
  salah satu produk adalah air.

8
OKSIGEN TERLARUT

• Unsur pengoksidasi yang paling penting di air
  alami ? oksigen molekular terlarut, O2. Dalam
  reaksi, setiap atom oksigen direduksi dari bentuk
  oksidasi 0 menjadi bentuk -2 dalam H2O atau OH-.
  Reaksi paruh yang terjadi dalam larutan asam
• O2 4 H 4 e- ? 2 H2O
• sedangkan yang terjadi dalam larutan basa adalah
• O2 2 H2O 4 e- ? 4 OH-

9
OKSIGEN TERLARUT

• Konsentrasi DO di dalam air kecil ? tidak stabil
  dari segi ekologi. Untuk reaksi
• O2 (g) ? O2 (aq)
• Kelarutan gas meningkat, jika temperatur turun ?
  jumlah O2 yang terlarut pada 0oC (1,7 ppm) lebih
  besar daripada yang terlarut pada 35oC (7,0 ppm).
• Pencemaran termal ? keadaan dimana sungai atau
  air danau yang dipanaskan secara buatan ? akan
  mengandung oksigen lebih rendah daripada air yang
  dingin

10
KEBUTUHAN OKSIGEN

• Senyawa yang umumnya dioksidasi oleh DO di dalam
  air adalah materi organik yang memiliki sifat
  biologi, seperti materi tumbuhan mati dan buangan
  hewan.
• Untuk penyederhanaan, biasanya materi organik
  diasumsikan sepenuhnya sebagai karbohidrat
  terpolimerisasi, dengan formula CH2O
• CH2O (aq) O2(aq) ? CO2(g) H2O(aq)
• karbohidrat
• DO di dalam air juga dikonsumsi oleh oksidasi
  ammonia terlarut (NH3) dan ion ammonium (NH4)
  menjadi ion nitrat (NO3-).

11
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• Biochemical Oxygen Demand (BOD) ? jumlah oksigen
  yang dikonsumsi untuk mengoksidasi materi organik
  terlarut didalam sample secara biokimia ? reaksi
  oksidasi dikatalisa oleh kerja mikroorganisma
  yang ada di dalam air alami.
•  
• Tes BOD secara luas digunakan untuk menentukan
  kekuatan polusi dari buangan domestik dan
  industri ? oksigen yang diperlukan oleh buangan
  tersebut jika dibuang ke perairan alami pada
  kondisi aerob.

12
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• Tes BOD merupakan prosedur bioassay ?
  mengikutsertakan pengukuran oksigen yang
  dikonsumsi oleh organisma hidup (terutama
  bakteri) saat menggunakan bahan organik yang
  terkandung didalam buangan pada kondisi yang
  dibuat sama mendekati kondisi alam 
• Tes BOD dapat dikatakan sebagai prosedur oksidasi
  basah dimana organisma hidup berperan sebagai
  media oksidasi bahan organik menjadi karbon
  dioksida dan air.
• Jika sample diperkirakan memiliki nilai BOD
  tinggi ? sample harus diencerkan terlebih dahulu
  dengan air murni.

13
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• Hubungan kuantitatif antara jumlah oksigen yang
  dibutuhkan untuk konversi sejumlah tertentu bahan
  organik menjadi karbon dioksida, air dan amonia
• CnHaObNc (n a/4 b/2 - ¾c)O2 ? nCO2 (a/2
  3/2 c)H2O cNH3
• Reaksi oksidasi dalam tes BOD merupakan hasil
  aktivitas biologi dan laju reaksi ditentukan oleh
  jumlah populasi bakteri dan temperatur.
• Nilai BOD dapat dihitung secara teoritis. Sebagai
  contoh, oksidasi glukosa menjadi karbon dioksida
  dan air memerlukan 192 gram oksigen per mol atau
  1,065 mg oksigen per miligram glukosa C6H12O6
  6O2 ? 6CO2 6H2O

14
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• Studi kinetika reaksi BOD memperlihatkan bahwa
  reaksi ini mengikuti orde pertama atau laju
  reaksi sebanding dengan jumlah organik
  teroksidasi yang tersisa pada suatu waktu
  tertentu yang dilakukan oleh populasi organisma
  aktif. Pada saat organisma mencapai tingkat
  dimana variasi yang terjadi relatif kecil, laju
  reaksi dikontrol oleh jumlah makanan yang
  tersedia untuk organisma dan diekspresikan
  sebagai

15
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• -dC/dt ? C atau -dC/dt k C
• dengan
• C konsentrasi bahan organik teroksidasi
  (polutan) pada waktu awal reaksi
• t lamanya reaksi berjalan
• k konstanta laju reaksi
• Persamaan diatas menunjukkan bahwa laju reaksi
• secara perlahan berkurang jika konsentrasi
  makanan atau bahan organik, C, berkurang.

16
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• Dalam hal BOD, biasanya digunakan L sebagai ganti
  C, dimana L adalah kebutuhan ultimat dan
  ekspresinya
• -dL/dt kL
• yang menggambarkan laju perusakan bahan organik.
  Karena oksigen yang digunakan dalam stabilisasi
  bahan organik ada dalam rasio langsung dengan
  jumlah bahan organik teroksidasi ? memungkinkan
  untuk menginterpretasikan L dalam bahan organik
  polutan, atau oksigen yang digunakan.

17
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• Berdasarkan integrasi persamaan diatas
• Lt/L e-kt 10-kt
•  
• dan dihasilkan k k/2,303. Formula ini
  menyatakan jumlah polutan tersisa setelah waktu
  oksidasi t adalah fraksi L yang dinyatakan dalam
  10-kt.
• Dalam kebanyakan kasus, lebih diutamakan nilai
  BOD yang biasanya ditentukan oleh tes aktual
  dengan pengukuran oksigen terlarut. Seringkali
  dinyatakan sebagai BOD 5 hari atau BOD pada waktu
  tertentu lainnya. Hal ini dinyatakan sebagai y
  L (1 1o-kt)
• dengan y BOD pada waktu t, L BOD total atau
  ultimat. Nilai k harus ditentukan berdasarkan
  percobaan.

18
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• Karena reaksi BOD sangat mendekati tipe reaksi
  orde pertama, plot jumlah bahan organik tersisa
  terhadap waktu akan menghasilkan kurva parabola.
  Bentuk kurva ini juga terjadi bila dibuat plot
  antara oksigen yang terpakai terhjadap waktu,
  karena oksigen terpakai berbanding langsung
  dengan jumlah bahan organik teroksidasi pada
  oksidasi biokimia.

19
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• Perubahan dalam bahan organik selama oksidasi
  biologi air-air terpolusi pada kondisi aerob

20
BIOCHEMICAL OXYGEN DEMAND (BOD)

• Kurva BOD
• (a) kurva normal untuk oksidasi bahan organik
• (b) pengaruh nitrifikasi

21
CHEMICAL OXYGEN DEMAND (COD)

• Penetapan kebutuhan oksigen yang lebih cepat
  dapat dilakukan dengan mengevaluasi Chemical
  Oxygen Demand (COD) darri suatu sampel air.
•  
• Ion dikromat, Cr2O72-, dapat dilarutkan dalam
  bentuk salah satu garamnya seperti Na2Cr2O7 dalam
  asam sulfat ? unsur pengoksidasi kuat
• Tes COD sangat luas digunakan sebagai alat
  pengukuran kekuatan organik bahan domestik dan
  industri. Tes ini mengukur kandungan organik
  sebagai jumlah total oksigen yang diperlukan
  untuk oksidasi bahan organik menjadi karbon
  dioksida dan air.

22
CHEMICAL OXYGEN DEMAND (COD)

• Selama penentuan COD, bahan organik dikonversi
  menjadi karbon dioksida dan air dengan
  mengabaikan kemampuan asimilasi biologi. Sebagai
  contoh, glukosa dan lignin dapat dioksidasi
  secara sempurna. Hasilnya, nilai COD lebih besar
  daripada nilai BOD dan dapat jauh lebih besar
  jika bahan organik yang resistan terhadap
  degradasi biologi ada dalam jumlah yang berarti.
• Salah satu keterbatasan tes COD adalah
  ketidakmampuannya untuk membedakan antara bahan
  organik yang mudah dan sukar terdegradasi secara
  biologi. Sebagai tambahan, tes COD tidak
  memberikan bukti laju degradasi secara biologi
  dari bahan-bahan yang dapat terstabilisasi pada
  kondisi alamiah.
• Keuntungan utama tes COD adalah diperlukan waktu
  yang pendek untuk evaluasi. Penetapan nilai COD
  dapat dibuat dalam 3 jam (bandingkan terhadap tes
  BOD yang memerlukan waktu 5 hari).

23
TOC DAN DOC

• TOC (Total Organic Carbon) ? digunakan untuk
  mengetahui materi organic tersuspensi dan
  terlarut di dalam air.
• DOC (Dissolved Organic Carbon) ? digunakan hanya
  untuk mengetahui materi organic yang benar-benar
  terlarut.

24
DEKOMPOSISI SENYAWA ORGANIK SECARA ANAEROB

• Materi organik terlarut akan terdekomposisi di
  dalam air dan kondisi anaerobik (bebas oksigen)
  jika bakteri yang tepat ada di dalam air
  tersebut.
•  
• Bakteri bekerja pada karbon ? beberapa karbon
  dioksidasi (menjadi CO2) dan sisanya direduksi
  (menjadi CH4)
• bakteri
• 2 CH2O ? CH4 CO2
• materi organik metana karbondioksida
• ? reaksi fermentasi
•  
• Reaksi fermentasi ? unsur pengosidasi dan
  pereduksi kedua-duanya adalah materi organik.
•  

25
DEKOMPOSISI SENYAWA ORGANIK SECARA ANAEROB

• Umum ditemui adanya kondisi aerob dan anaerob di
  berbagai bagian pada danau yang sama pada suatu
  waktu tertentu, terutama pada musim panas, jika
  stratifikasi stabil pada lapisan-lapisan terpisah
  terjadi (Gambar 2.3)
• Gambar 2.3. Stratifikasi danau di musim panas
  memperlihatkan bentuk tipikal dari unsur utama
  yang terkandung

26
DEKOMPOSISI SENYAWA ORGANIK SECARA ANAEROB
27
DEKOMPOSISI SENYAWA ORGANIK SECARA ANAEROB

• Pada musim panas ? air pada bagian atas danau
  dihangatkan oleh absorbsi sinar matahari yang
  digunakan oleh materi biologi ? pada bagian bawah
  yang tidak tercapai penetrasi sinar matahari akan
  tetap dingin. 
• ? bagian atas biasanya mengandung level DO yang
  mendekati jenuh ? adanya kontak antara bagian
  atas dengan udara dan kehadiran O2 yang
  dihasilkan dari fotosintesa oleh algae. 
• ? kondisi di lapisan atas adalah aerob ? adanya
  unsur-unsur dalam bentuk teroksidasi
• karbon sebagai CO2 atau H2CO3 atau HCO3-
• sulfur sebagai SO42-
• nitrogen sebagai NO3-
• besi sebagai Fe(OH)3 yang tidak larut

28
DEKOMPOSISI SENYAWA ORGANIK SECARA ANAEROB

• ? pada bagian bawah, air kekurangan oksigen,
  karena tidak ada kontak dengan udara dan karena
  O2 dikonsumsi untuk dekomposisi materi biologi ?
  kondisi anaerob ? unsur dalam bentuk tereduksi
• karbon sebagai CH4
• sulfur sebagai H2S
• nitrogen sebagai NH3 dan NH4
• besi sebagai Fe2 yang larut
• Pada musim dingin ? lapisan bagian atas
  didinginkan oleh udara dingin yang melewatinya ?
  lama kelamaan air yang kaya oksigen pada bagian
  atas memiliki densitas yang lebih tinggi daripada
  bagian bawah ? gravity mengakibatkan adanya
  pencampuran antara kedua lapisan ? lingkungan
  bagian bawah danau biasanya dalam kondisi aerob.

29
SKALA pE AKTIVITAS ELEKTRON, pE

• pH - log H, H aktivitas ion H didalam
  larutan
• pE - log (ae), (ae) aktivitas elektron dalam
  larutan
•  
• Definisi termodinamika konsep pE diberikan oleh
  Stumm dan Morgan berdasarkan persamaan
• 2H(aq) 2 e- ?
  H2(g)
•  
• contoh pada 250C didalam air murni
• Konsentrasi ion hydrogen 1 X
  10-7 M
• Aktivitas hydrogen 1 X 10-7 ? pH 7

30
SKALA pE AKTIVITAS ELEKTRON, pE

• Aktivitas elektron didefinisikan seperti
  persamaan diatas
• ? Jika H (ag) dalam keadaan setimbang dengan
  gas H2 pada tekanan 1 atm, aktivitas elektron di
  dalam medium adalah 1,00 dan pE adalah 0.
•  
• ? Jika aktivitas electron ditingkatkan 10 kali
  (pada kasus dimana H(ag) pada aktivitas 0,1 ada
  dalam kesetimbangan dengan H2 pada aktivitas
  1,00), aktivitas elektron 10, pE -1,0

31
SKALA pE POTENSIAL ELEKTRODA, pE dan PERSAMAAN
NERNST

• Kecenderungan permukaan logam untuk melakukan
  oksidari merupakan hal penting dalam korosi dan
  kontaminasi air oleh logam berat.
• Sebagai contoh tembaga biasanya ditemukan pada
  kondisi rendah (tidak berbahaya) di dalam tap
  water sebagai hasil reaksi redoks bolak balik
• Cu2 2e- ? Cu
• menggambarkan kesetimbangan antara ion Cu
  (pengoksidasi) dan bentuk tereduksi, logam
  tembaga.
•  
• Jika larutan ion Cu2 setimbang dengan logam Cu,
  aktivitas elektron ditentukan oleh (kecenderungan
  relative) Cu2 untuk menangkap elektron dan logam
  Cu untuk melepaskannya.

32
SKALA pE POTENSIAL ELEKTRODA, pE dan PERSAMAAN
NERNST

• Pengukuran fisik terhadap kecenderungan ini dapat
  dibuat dengan sel yang terdiri dari elektroda
  hidrogen standar yang dihubungkan dengan
  elektroda setengah sel Cu. Tegangan potensial
  yang terukur adalah potensial elektroda, E.
•  
• Persamaan Nernst digunakan untuk menghitung
  pengaruh perbedaan aktivitas-aktivitas potensial
  elektroda. Jika konsentrasi ion Cu2 meningkat di
  dalam setengah sel Cu ? potensial elektroda Cu
  menjadi lebih ().

33
SKALA pE POTENSIAL ELEKTRODA, pE dan PERSAMAAN
NERNST

• Persamaan Nernst
• Cu2 2e- ? Cu
•  
• E E0 (2,303RT/nF) logCu2 
• dengan
• E Potensial elektroda Cu vs elektroda
  hydrogen standar
• R Konstanta gas molar
• T Temperatur absolute
• n Jumlah elektron di dalam reaksi
• F Konstanta Faraday
• Cu2 Konsentrasi ion Cu2(untuk larutan
  encer)
• Aktivitas logam Cu tidak ada, karena secara
  definisi 1

34
SKALA pE POTENSIAL ELEKTRODA, pE dan PERSAMAAN
NERNST

• Pada 25oC
• E 0,337 (0,0591/2) log Cu2
• untuk reaksi redoks
• E E0 (2,303RT/nF) log reaktan/produk
• Pada 25oC
• E E0 (0,0591/n) log reaktan/produk
• Secara termodinamika
• Pada 25oC
• pE E/(2,303RT/F) E/0,0591
• pE0 E0/(2,303RT/F) E0/0,0591
•   pE pE0 (1/n) log reaktan/produk 
• Ingat pE - log (aktivitas electron)
• ? - log E

35
SKALA pE PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA

• Selain pengukuran langsung potensial elektroda,
  reaksi
• Cu2 Pb ? Cu Pb2
• akan terjadi sampai konsentrasi ion Pb2 menjadi
  sangat tinggi, dan konsentrasi Cu2 menjadi
  sangat rendah, kemudian reaksi berhenti.
• Sistem dalam keadaan setimbang, karena tidak ada
  aliran arus, E 0. Konstanta kesetimbangan untuk
  reaksi
• K Pb2/Cu2
• dan konsentrasi-konsentrasi relatif ion-ion Pb2
  dan Cu2 harus cocok dengan nilai K.

36
SKALA pE PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA

• Jika E 0, pE 0
• E E0 - (0,0591/2) log Pb2/Cu2
• 0,00 0,463 (0,0591/2) log K
• pE pE0 - (1/2) log Pb2/Cu2
• 0,00 7,84 (1/2) log K
• log K 15,7
• Secara umum
• log K (nFE0)/(2,303RT) (nE0)/0,0591

37
PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA BATASAN
pE DI DALAM AIR

• Air dapat dioksidasi sebagai
• 2H2O ? O2 4H 4e-
• atau dapat direduksi
• 2H2O 2e- ? H2 2OH-
• Kedua reaksi diatas menentukan batasan pE didalam
  air. Pada sisi oksidatif (nilai pE relatif lebih
  positif), nilai pE dibatasi oleh oksidasi air.
•  
• Evolusi H2 membatasi nilai pE pada sisi reduktif
•  
• Reaksi-reaksi diatas melibatkan ion hidrogen atau
  ion hidroksida sehingga reaksi-reaksi tersebut
  tergantung pada pH.

38
PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA BATASAN
pE DI DALAM AIR

• Kondisi batas yang umumnya dipilih
• ? untuk batas oksidatif adalah tekanan O2 1 atm
• ? untuk batas reduktif adalah tekanan H2 1 atm
• Kondisi-kondisi batas ini menuju untuk
  memperoleh persamaan-persamaan yang berhubungan
  dengan batas-batas kestabilan air terhadap pH.
•  
• Untuk reaksi
• 2H2O ? O2 4H 4e- dan pada po 1 atm
• ¼ O2 H e- ? ½ H2O pE0 20,75
• pE pE0 log (p01/4 H)
• pE 20,75 pH

39
PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA BATASAN
pE DI DALAM AIR

• Persamaan ini mendefinisikan batas oksidasi
  kestabilan air. Pada pH tertentu, nilai pE yang
  menjadi lebih positif daripada yang diperoleh
  pada persamaan ini, tidak dapat diperoleh pada
  kesetimbangan di dalam air yang kontak dengan
  atmosfer.
•  
• Hubungan pE-pH untuk batas reduksi air
• H e- ? ½ H2 pE0 0,00
• pE pE0 log H
• pE -pH
• Untuk air alami (pH 7) ? kisaran pE dalam air
  adalah -7,00 sampai 13,75

40
PERSAMAAN NERNST DAN KESETIMBANGAN KIMIA
NILAI-NILAI pE DI DALAM SISTEM AKUATIK ALAMI

• Pada kondisi anaerob ? terbentuk CH4 dan CO2.
  Asumsi pCH4 pCO2 dan pH 7
• ?CO2 H e- ? ?CH4 ¼ H2O
• 
  pE0 2,87
• Persamaan Nernst
• pE pE0 log (pCO21/8H)/pCH41/8
• 2,87 log H
• - 4,13 ? lebih kecil dari batas reduksi
  (pH 7), yaitu -7
•  
• Untuk menghitung tekanan oksigen
• -4,13 20,75 log (p01/4 x 1 x 10-7)
• ? p0 3 x 10-72 atm ? sangat rendah

41
DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH

• Hubungan antara pE dan pH dapat dinyatakan dalam
  bentuk diagram ? batas-batas stabilitas dan
  garis-garis batas untuk berbagai unsur di dalam
  air. Karena banyaknya unsur yang dapat terbentuk
  ? diagram akan kompleks.
• Sebagai contoh jika kita lihat logam ? akan ada
  beberapa tingkat oksidasi logam,
  kompleks-kompleks hidroksi dan bentuk-bentuk
  oksida atau hidroksida logam padat yang berbeda
  dalam daerah-daerah yang berbeda didalam suatu
  diagram pE-pH.
• Kebanyakan air mengandung karbonat dan banyak
  yang mengandung sulfat dan sulfida, sehingga
  berbagai logam karbonat, sulfat dan sulfida
  mendominasi daerah-daerah berbeda di diagram.

42
DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH

• Diagram pE-pH untuk besi dapat dibuat dengan
  mengasumsikan konsentrasi maksimum besi di dalam
  larutan, yaitu 1,0 x 10-5M. Kesetimbangan yang
  harus diperhatikan adalah
• Fe3 e ? Fe2 pE0
  13,2
• Fe(OH)2 2H ? Fe2 2H2O Ks Fe2/H2
  8,0 x 1012
• Fe(OH)3 3H ? Fe3 3H2O Ks Fe3/H3
  9,1 x 103
• Ks dan Ks merupakan konstanta-konstanta yang
  diperoleh dari produk kelarutan Fe(OH)2 dan
  Fe(OH)3 dan diekspresikan dalam bentuk H.
•  
• Catatan pembentukan Fe(OH)2, Fe(OH)2 dan
  FeCO3 tidak diperhitungkan.

43
DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH

• Dalam membuat diagram pE-pH, beberapa batasan
  harus dipertimbangkan. Dua batasan tersebut
  antara lain batas pengoksidasi dan pereduksi air.
  Pada akhir pE tinggi, batas stabilitas air
  didefinisikan oleh pE 20,75 pH
• Batas pE rendah pE -pH
• Diagram pE-pH yang dibuat untuk sistem besi
  harus ada diantara batasan-batasan diatas.
•  
• Pada pE tinggi, daerah pH rendah, Fe3 ada dalam
  setimbang dengan Fe2. Garis batas diantara kedua
  unsur diberikan oleh
• pE 13,2 log Fe3/Fe2
• Fe3 Fe2 (definisi kondisi batas)
• pE 13,2 (tidak tergantung pada pH)

44
DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH

• Pada nilai pE melebihi 13,2 dengan peningkatan
  pH dari nilai yang sangat rendah, presipitat
  Fe(OH)3 terbentuk dari larutan Fe3. pH dimana
  presipitasi terjadi tergantung pada konsentrasi
  Fe3. Dalam contoh ini, dipilih secara sembarang,
  konsentrasi besi terlarut maksimum 1,00 x 10-5M.
  Dengan demikian, pada batas Fe3 1,00 x
  10-5M
• H3 Fe3/Ks (1,00 x 10-5)/(9,1 x 103)
• pH 2,99
•  
• Dengan cara yang sama, batas antara Fe2 dan
  Fe(OH)2, dengan asumsi Fe2 1,00 x 10-5M
• H2 Fe2/Ks (1,00 x 10-5)/(8,0 x 1012)
• pH 8,95

45
DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH

• Dari seluruh kisaran pE-pH, Fe2 merupakan unsur
  besi terlarut yang dominan yang setimbang dengan
  Fe(OH)3. Batas antara kedua unsur ini tergantung
  pada pE dan pH.
• Substitusi persamaan Ks Fe3/H3 9,1 x
  103
• ke persamaan pE 13,2 log Fe3/Fe2
• menghasilkan
• pE 13,2 logKsH3/Fe2
• pE 13,2 log (9,1 x 103) log (1 x 10-5)
  3 log H
• pE 22,2 3 pH

46
DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH

• Batas antara fasa padat Fe(OH)2 dan Fe(OH)3
  tergantung pada pE dan pH, tetapi tidak
  tergantung pada nilai besi terlarut total.
  Substitusi persamaan
• Ks Fe2/H2 8,0 x 1012
• dan Ks Fe3/H3 9,1 x 103
• ke persamaan
• pE 13,2 log Fe3/Fe2
• menghasilkan
• pE 13,2 logKsH3/KsH2
• pE 13,2 log (9,1 x 103/8,0 x 1012)
  logH
• pE 4,3 - pH

47
DIAGRAM-DIAGRAM pE-pH