kimia kls 11

KIM 4

1

materi78.co.nr

HIDROKARBON

HidrokarbonA. PENDAHULUAN

Hidrokarbon adalah senyawa organik yang mengandung atom karbon (C) dan hidrogen (H).

Perbedaan senyawa organik dan anorganik:

Senyawa organik Senyawa anorganik

atom karbon sebagai atom pusat

atom selain karbon sebagai atom pusat

ikatan kovalen non-polar

umumnya ikatan ion

kurang reaktif (kecuali pembakaran)

reaktif

mudah terbakar/ terurai (gosong)

tidak mudah terbakar/terurai

larut dalam pelarut non-polar dan organik

larut dalam pelarut polar dan anorganik

titik cair dan didih rendah

titik cair dan didih tinggi

Contoh: C2H5OH, C6H12O6, CH4, C2H6,

C2H2, C6H6, CCl4

Contoh: CO2, H2O, CaCO3, KOH, NaCl,

LiMnO4

Keistimewaan atom karbon sebagai penyusun utama senyawa organik:

1) Terletak pada golongan IVA sehingga memiliki elektron valensi 4 yang dapat membentuk 4 ikatan kovalen.

2) Terletak pada periode 2 sehingga memiliki jari-jari atom yang relatif kecil, sehingga memiliki ikatan kovalen yang kuat.

Berdasarkan homolog (keluarga), hidrokarbon terbagi menjadi alkana, alkena dan alkuna.

Berdasarkan ikatan atom karbon, hidrokarbon terbagi menjadi:

1) Hidrokarbon jenuh, atom karbonnya seluruhnya adalah ikatan tunggal.

Contoh: homolog alkana dan sikloalkana.

2) Hidrokarbon tak jenuh, atom karbonnya memiliki setidaknya satu ikatan rangkap.

Contoh: homolog alkena, alkuna dan alkadiena.

Berdasarkan bentuk rantai karbon, hidrokarbon terbagi menjadi:

1) Hidrokarbon alifatik, bentuk rantai karbon memanjang atau terbuka.

Contoh: homolog alkana, alkena dan alkuna.

2) Hidrokarbon alisiklik, bentuk rantai karbon cincin melingkar.

Contoh: homolog sikloalkana.

3) Hidrokarbon aromatik, bentuk rantai karbon cincin konjugat.

Contoh: benzena (C6H6).

Pada rantai karbon, terdapat empat macam atom karbon.

1) Atom C primer (1o), adalah atom karbon

yang berikatan dengan 1 atom karbon lain.

2) Atom C sekunder (2o), adalah atom karbon yang berikatan dengan 2 atom karbon lain.

3) Atom C tersier (3o), adalah atom karbon yang berikatan dengan 3 atom karbon lain.

4) Atom C kuartener (4o), adalah atom karbon yang berikatan dengan 4 atom karbon lain.

H H C C H C C H C= C H H

H H H | | | H C C C H | | | H H H

H H | | H C C = C C H | | | | H H H H

H H H | | | H C C C H | | | H H H

H H | | H C C H | | H C C H | | H H

FUN FACT Logo SMA Negeri 78 Jakarta berbentuk seperti struktur benzena (C6H6) yang memiliki Mr (massa molekul relatif) 78.

1o 1o 4o

2o

1o

1o 3o

1o C CH2 CH CH3 CH3 |

|

| CH3 CH3

CH3

KIM 4

2

materi78.co.nr

HIDROKARBON

B. HIDROKARBON

Hidrokarbon rantai lurus menurut aturan IUPAC:

Atom C Nama Atom C Nama

1 met- 6 heks-

2 et- 7 hept-

3 prop- 8 okt-

4 but- 9 non-

5 pent- 10 dek-

Alkana adalah hidrokarbon alifatik jenuh dengan rumus umum:

Rumus Nama Rumus Nama

CH4 metana C4H10 butana

C2H6 etana C5H12 pentana

C3H8 propana C6H14 heksana

Alkena adalah hidrokarbon alifatik tak jenuh dengan 1 ikatan rangkap dua dan rumus umum:


- - C4H8 butena

C2H4 etena C5H10 pentena

C3H6 propena C6H12 heksena

Alkuna adalah hidrokarbon alifatik tidak jenuh dengan 1 ikatan rangkap tiga dan rumus umum:


- - C4H6 butuna

C2H2 etuna C5H8 pentuna

C3H4 propuna C6H10 heksuna

Bentuk lain dari ketiga homolog hidrokarbon:

1) Sikloalkana, alkana yang membentuk hidrokarbon alisiklik jenuh, rumus umum:

2) Alkadiena, alkena yang memiliki 2 ikatan

rangkap dua, rumus umum:

C. TATA NAMA HIDROKARBON

Aturan penamaan IUPAC hidrokarbon:

1) Penamaan didasarkan atas rantai utama/ induk. Rantai utama adalah rantai karbon terpanjang yang dapat dibuat.

a. Pada alkena, alkuna dan alkadiena, rantai utama harus mengandung ikatan rangkap.

Jika terdapat >1 rantai utama, pilih rantai utama dengan cabang terbanyak.

b. Pada sikloalkana, rantai utama adalah rantai alisikliknya.

2) Cabang diberinama dengan nama gugus alkil, dan jika tidak dapat memenuhi aturan IUPAC dapat menggunakan nama trivial.

3) Posisi cabang ditentukan dengan penomor-an atom karbon rantai utama.

Ketentuan penomoran:

a. Pada alkana, penomoran dilakukan sedemikian rupa sehingga cabang memiliki nomor kecil.

Jika tidak memiliki cabang, nama rantai utama diberi n-.

b. Pada alkena dan alkuna, penomoran dimulai dari atom C yang paling dekat dekat ikatan rangkap.

Jika penomoran dari kedua sisi sama saja, maka penomoran dimulai dari sisi yang cabangnya paling banyak.

c. Pada sikloalkana, penomoran dilakukan jika cabang berjumlah >1, dan dilakukan searah jarum jam.

4) Posisi ikatan rangkap juga ditentukan dengan angka.

5) Cabang sejenis yang jumlahnya >1 cukup ditulis sekali, namun diberi indeks (di-, tri-, tetra-, dst.).

6) Jika terdapat lebih dari satu macam jenis cabang, maka urutan penamaan cabang diurut berdasarkan abjad (sebelum diberi indeks, sek-, ters-, dan neo-).

Gugus alkil adalah cabang dengan rumus umum:

Macam-macam gugus alkil (cabang):

Rumus Nama CH3 metil metil C2H5 etil etil C3H7 propil n-propil C4H9 butil n-butil C5H11 pentil/amil n-pentil CHCH3 | CH3

isopropil 1-metiletil

CH2CHCH3 | CH3

isobutil 2-metilpropil

CnH2n+2

CnH2n

CnH2n-2

CnH2n

CnH2n-2

CnH2n+1

KIM 4

3

materi78.co.nr

HIDROKARBON

CHCH2CH3 | CH3

sekbutil 1-metilbutil

CH3 | CHCH3 | CH3

tersbutil 1,1-dimetiletil

CH2CH2CHCH3 | CH3

isoamil 3-metilbutil

CHCH2CH2CH3 | CH3

sekamil 1-metilbutil

CH3 | CCH2CH3 | CH3

tersamil 1,1-dimetil propil

CH3 | CH2CCH3 | CH3

neoamil 2,2-dimetil propil

Contoh:

4-tersbutil-5-etil-3-metiloktana

4-etil-4,6-dimetil-1-heptena

2,5-dimetil-3-oktuna

1-etil-3-metilsiklopropana

2-etil-1,3-butadiena

Penulisan rumus bangun hidrokarbon dapat dipersingkat menggunakan garis-garis.

1) Garis lurus mewakili 1 ikatan antara dua atom karbon.

2) Ujung dan pangkal garis adalah atom karbon.

3) Atom karbon yang masih memiliki sisa ikatan kovalen berarti mengikat atom H.

D. KEISOMERAN HIDROKARBON

Isomer adalah senyawa-senyawa yang memiliki rumus struktur/rumus bangun berbeda namun rumus molekulnya sama.

Keisomeran hidrokarbon terdiri dari:

1) Isomer struktur, isomer yang terjadi akibat perbedaan struktur molekul.

2) Isomer ruang, isomer yang terjadi akibat perbedaan sudut pandang/ruang molekul.

Isomer Perbedaan Homolog

Struktur

Rantai/ rangka

beda rantai utama/induk seluruh

hidrokarbon Posisi

beda posisi ikatan rangkap atau cabang

Fungsi beda homolog, namun sama rumus umum

alkena-sikloalkana, alkuna-alkadiena,

turunan h.k.

Ruang

Geometri beda posisi gugus di sekitar ikatan rangkap

alkena

Optis beda pemutar

polarimetri turunan h.k.

Isomer suatu rumus molekul tidak memiliki keteraturan atau pola, dan banyak diantaranya belum tentu dapat terbentuk.

Jumlah isomer 10 suku pertama alkana:

Rumus Isomer Rumus Isomer

CH4 1 C6H14 5

C2H6 1 C7H16 9

C3H8 1 C8H18 18

C4H10 2 C9H20 35

C5H12 3 C10H22 75

Pada isomer rantai, dua buah rumus bangun memiliki rumus molekul yang sama namun rantai utama yang berbeda.

Contoh isomer rantai:

Alkana, contoh: berikut ini isomer rantai C7H16,

1. n-heptana (rantai utama C7)

2. 2-metilheksana (rantai utama C6)

3. 3-etilpentana (rantai utama C5)

4. 2,2,3-trimetilbutana (rantai utama C4)

CH3

CH2

C2H5

CH3 C

CH

CH |

|

CH2

CH3 | CH3

| CH

| CH2

CH3

CH3

4 5

3

1

CH3

CH2 C ==

CH

|

|

CH2

CH3

| CH3

|

CH CH2

CH3

CH2 4 6 1

CH3 C

CH

|

CH3 |

CH

C2H5

CH3 C 3 2 1 5

CH

| C2H5

CH3 CH2 CH 3

1

CH2 C ==

|

CH3 CH2

C ==

CH2 3 2 1

KIM 4

4

materi78.co.nr

HIDROKARBON

Alkena, contoh: berikut ini isomer rantai C6H12,

1. 1-heksena (rantai utama C6)

2. 2-metil-1-pentena (rantai utama C5)

3. 2-etil-1-butena (rantai utama C4)

Alkuna, contoh: berikut ini isomer rantai C6H10,

1. 1-heksuna (rantai utama C6)

2. 3-metil-1-pentuna (rantai utama C5)

3. 3,3-dimetil-1-butuna (rantai utama C4)

Pada isomer posisi, dua buah rumus bangun memiliki rantai utama yang sama namun posisi atau jenis cabang yang berbeda.

Contoh isomer posisi:

Alkana, contoh: berikut ini isomer posisi C7H16,

Pada rantai utama C6 (rantai heksana),

1. 2-metilheksana 2. 3-metilheksana

Pada rantai utama C5 (rantai pentana),

1. 2,2-dimetilpentana 2. 2,3-dimetilpentana

3. 3,3-dimetilpentana 4. 3-etilpentana

Alkena, contoh: berikut ini isomer posisi C6H12,

Berdasarkan posisi ikatan rangkap,

1. 1-heksena 2. 2-heksena

3. 3-heksena

Berdasarkan cabang,

1. 2-metil-1-pentena 2. 3-metil-1-pentena

Alkuna, contoh: berikut ini adalah isomer posisi dari C6H10,

Berdasarkan ikatan rangkap,

1. 1-heksuna 2. 2-heksuna

3. 3-heksuna

Berdasarkan cabang,

1. 3-metil-1-pentuna 2. 4-metil-1-pentuna

Pada isomer fungsi, dua buah rumus bangun memiliki rumus umum yang sama namun homolog (keluarga) yang berbeda.

Contoh isomer fungsi:

Senyawa dengan rumus molekul C6H12, misalnya

atau

1-heksena 3-metil-1-pentena

dengan:

1. sikloheksana 2. 1,2,3-trimetil

siklopropana

3. etilsiklobutana

Senyawa dengan rumus molekul C6H8, misalnya

atau

1-heksuna 4-metil-2-pentuna

dengan:

1. 1,2-heksadiena 2. 1,3-heksadiena

KIM 4

5

materi78.co.nr

HIDROKARBON

3. 4-metil-1,2-pentadiena

4. 2,3-dimetil-1,3-butadiena

Pada isomer geometri, dua buah rumus bangun memiliki nama yang sama. Hal ini disebabkan oleh ikatan rangkap yang tidak dapat memutar posisi gugus-gugus di sekitarnya.

Syarat isomer geometri adalah terdapat minimal dan maksimal dua gugus yang sama di sekitar ikatan rangkap.

Untuk membedakannya, kedua rumus bangun diberi notasi cis- dan trans-.

1) Bentuk cis, gugus yang sama ada pada satu sisi.

2) Bentuk trans, gugus yang sama terletak berseberangan.

Contoh isomer geometri:

2-butena (C4H8)

cis-2-butena trans-2-butena

2-pentena (C5H10)

cis-2-pentena trans-2-pentena

E. SIFAT-SIFAT FISIS HIDROKARBON

Sifat-sifat fisis hidrokarbon berbeda-beda tergantung struktur molekulnya.

Sifat fisis Keterangan

T.L. dan T.D. >> jumlah atom C/Mr

> jumlah atom C/Mr

Volatilitas

KIM 4

6

materi78.co.nr

HIDROKARBON

CH3 C CH + H2 d

CH3 C CH + 2H2 d

CH3 C CH + Br2 + F2 d

4) Reaksi eliminasi

Adalah reaksi pembentukan ikatan rangkap dengan melepas dua gugus di sekitar 2 atom C yang berikatan, dan melepas H2, X2 atau HX.

Reaksi eliminasi menggunakan dehidrator berupa H2SO4 pekat pada suhu 180oC.

5 d 3 + 2

Reaksi eliminasi terjadi pada homolog alkana.

Pada reaksi eliminasi HX berlaku aturan Saytzeff tentang arah eliminasi.

Contoh reaksi eliminasi:

CH3 CH2 CH3 dapat ditulis

CH3 CH = CH2 + H2

CH3 CHBr CH3 dapat ditulis

CH3 CH = CH2 + HBr

5) Reaksi perengkahan (cracking)

Adalah reaksi pemutusan rantai karbon menjadi rantai-rantai yang lebih pendek.

5 d 4 + 3 + 2 + 1

Reaksi perengkahan terjadi pada homolog alkana. Reaksi perengkahan alkana menghasilkan alkena, alkuna, dan H2.

Reaksi perengkahan terjadi melalui cara:

a. Thermal cracking/pirolisis (suhu dan tekanan tinggi tanpa O2).

b. Catalytic cracking (katalis SiO2 atau Al2O3).

Contoh reaksi perengkahan:

C30H62 d C7H16 + C8H19 + C10H20 + C4H8

C10H22 d C8H18 + C2H4

C4H10 d C4H8 + H2

6) Reaksi isomerisasi (reforming)

Adalah reaksi penyusunan isomer rantai lurus menjadi rantai bercabang.

Reaksi isomerisasi terjadi pada homolog alkana, alkena dan alkuna. Reaksi isomerisasi terjadi pada suhu dan tekanan tinggi dengan bantuan katalis.

7) Reaksi polimerisasi

Adalah reaksi penggabungan molekul kecil (monomer) menjadi molekul besar (polimer).

Reaksi polimerisasi terjadi pada homolog alkena dan alkuna. Reaksi polimerisasi memutuskan ikatan rangkap dan menghasilkan polimer. (akan dipelajari di bagian Polimer)

G. SUMBER DAN KEGUNAAN HIDROKARBON

Alkana bersumber dari minyak bumi dan batu bara (seluruh suku) dan gas alam (suku rendah). (akan dipelajari di bagian Bahan Bakar Fosil)

Kegunaan alkana antara lain:

1) Bahan bakar.

2) Bahan baku industri dan senyawa lain.

3) Sumber hidrogen.

4) Pelumas mesin.

5) Pencucian kering (dry cleaning).

6) Pelarut non-polar.

Alkena sangat sulit didapat dari alam dan kebanyakan bersumber dari reaksi perengkahan alkana.

Kegunaan alkena adalah untuk bahan baku industri dan senyawa lain, misalnya plastik, karet sintesis, alkohol, dan insektisida.

Alkuna dapat ditemukan di gas rawa, minyak bumi, dan batu bara, dan kebanyakan bersumber dari reaksi perengkahan alkana.

Kegunaan alkuna, antara lain:

1) Bahan bakar obor.

2) Las karbid dan pemotongan logam.

3) Bahan baku untuk senyawa lain, misalnya etanol, asam asetat, dan vinilklorida.

CH3 C ==

CH |

H |

H

CH3 C

CH |

H |

H

|

| H H

CH3 C

CH |

Br |

Br

|

| F F

CH3 CH

CH2

H |

|

H sssd

H2SO4

CH3 CH

CH2

Br |

|

H sssd

H2SO4

Atom H yang tereliminasi adalah yang terikat pada atom C yang mengikat lebih

sedikit atom H (miskin makin miskin).

KIM 4

1

materi78.co.nr

HIDROKARBON

Bahan Bakar FosilA. PENDAHULUAN

Bahan bakar fosil adalah bahan bakar yang berasal dari pelapukan sisa makhluk hidup yang membentuk minyak bumi/batu bara/gas alam.

B. KOMPOSISI BAHAN BAKAR FOSIL

Minyak bumi (petroleum) adalah hidrokarbon cair yang berasal dari sisa tumbuhan dan hewan di lautan dan di daratan.

Batu bara adalah hidrokarbon padat yang berasal dari sisa tumbuhan yang membentuk batuan sedimen yang dapat terbakar.

Gas alam adalah hidrokarbon gas yang berasal dari sisa tumbuhan dan hewan di lautan, dan terbentuk bersamaan dengan minyak bumi.

Komposisi bahan bakar fosil:

B.b. fosil Komposisi

Minyak bumi

alkana (n-heptana, n-oktana dan isooktana)

sikloalkana (siklopentana dan sikloheksana)

benzena

sedikit alkena, S, N dan O

Batu bara hidrokarbon suku tinggi

sedikit S

Gas alam alkana (metana, etana, propana

dan butana)

CO2, H2S, He

C. PENGOLAHAN MINYAK BUMI

Proses pengambilan minyak bumi:

1) Minyak bumi diambil melalui sumur minyak dengan kedalaman 3-4 km.

2) Minyak bumi mentah (crude oil) lalu di-tampung atau dialirkan menuju kilang minyak.

3) Minyak bumi mentah selanjutnya akan diolah sehingga dapat dimanfaatkan.

Pengolahan minyak bumi mentah dilakukan melalui dua tahap, yaitu desalting dan destilasi bertingkat (refining).

Desalting adalah proses penghilangan elektrolit dan senyawa anorganik lainnya dengan penambahan air, asam dan basa.

Destilasi bertingkat adalah penyulingan minyak bumi mentah yang memisahkan hidrokarbon menjadi fraksi-fraksi berdasarkan titik didih.

minyak bumi

mentah

tungku pembakaran

400oC

400oC

20oC

150oC

200oC

370oC

300oC

30oC

1

2

3

4

5

6

7

suku makin tinggi titik didih makin tinggi massa jenis, viskositas

dan densitas makin tinggi

volatilitas makin turun makin sulit mengalir makin sulit terbakar

gas

eter petroleum

bensin/gasolin

kerosin

gel petroleum/pelumas

parafin

residu

C1 C5

C5 C7

C5 C12

C12 C18

>C16

>C20

>C25

menara fraksionasi

LPG (Liquified Petroleum Gas) sumber hidrogen

pelarut organik dry cleaning

bahan bakar motor (BBM)

bahan bakar diesel bahan bakar industri bahan baku cracking minyak tanah bahan

pelumas kendaraan

lilin seni pahat

korek api

bahan baku industri dan senyawa lain aspal

KIM 4

2

materi78.co.nr

HIDROKARBON

Cara kerja destilasi bertingkat:

1) Minyak bumi mentah dipanaskan pada suhu 350-400oC, lalu dimasukkan ke dalam menara fraksionasi/kolom distilasi.

2) Di dalam menara fraksionasi, terbentuk campuran yang mendidih pada jangka suhu tertentu, akibat perbedaan jumlah atom C, jumlah cabang, dll.

3) Fraksi-fraksi hidrokarbon dipindahkan menuju pipa masing-masing untuk diolah.

Di Indonesia, sumur minyak banyak terdapat di Aceh, Sumut, Jawa, Riau, Kalimantan dan Papua.

D. FRAKSI BENSIN DAN RESIDU

Fraksi bensin (gasolin/petrol) adalah fraksi minyak bumi beratom karbon C5 C12 dengan titik didih 30 200oC.

Bensin adalah fraksi yang paling banyak digunakan sebagai bahan bakar motor (BBM). BBM paling banyak mengandung isomer dari heptana (C7H16) dan oktana (C8H18).

Bensin didapat dari:

1) Distilasi bertingkat, hanya menghasilkan 6% fraksi bensin.

2) Reaksi cracking, yaitu perengkahan fraksi kerosin untuk membentuk bensin.

Bensin memiliki tingkat mutu atau perilaku yang ditentukan oleh nilai oktan.

Ketukan (knocking) adalah perilaku bensin akibat tekanan piston berupa pembakaran yang terlalu cepat dalam mesin. Ketukan mengurangi efisiensi bahan bakar dan merusak mesin.

Nilai oktan adalah nilai yang menunjukkan kemampuan bensin menghindari ketukan. Isomer rantai bercabang memiliki nilai oktan yang lebih tinggi daripada isomer rantai lurusnya.

Pembanding nilai oktan adalah:

1) Isomer C7H16 yaitu n-heptana dengan nilai oktan 0 (ketukan paling banyak),

2) Isomer C8H18 yaitu isooktana (2,2,4-trimetil pentana) dengan nilai oktan 100 (ketukan paling sedikit).

Nilai oktan menunjukkan presentase kadar isooktana di dalam bensin.

Contoh nilai oktan pada beberapa mutu bensin:

Jenis Oktan Jenis Oktan

Bensin murni 70 Pertamax 91-92

Premium 88 Pertamax plus 94-95

Nilai oktan dapat dinaikkan dengan cara:

1) Reaksi isomerisasi, reaksi penyusunan rantai lurus menjadi bercabang pada suhu dan tekanan tinggi dengan bantuan katalis.

2) Proses blending, proses penambahan zat berupa bensin hasil cracking dan zat antiketukan.

Zat antiketukan adalah zat yang menyebabkan reaksi isomerisasi, antara lain:

1) TEL/tetraethyl lead (Pb(C2H5)4)

Penambahan TEL membutuhkan etilen bromida (C2H4Br2) agar Pb berubah menjadi gas.

Ketika terbakar bersama bensin, akan terbentuk PbBr2 yang sangat berbahaya dan merusak sistem saraf. Oleh karena itu, penggunaan TEL sudah dilarang.

2) MTBE/metil tersbutil eter (C5H12O)

MTBE dapat meningkatkan jumlah O2 sehingga pembakaran dapat terjadi lebih sempurna.

3) Etanol (C2H5OH)

Etanol dapat dihasilkan dari tumbuhan dan zat antiketukan paling ramah lingkungan.

Etanol juga dapat meningkatkan jumlah O2 seperti MTBE.

Fraksi residu adalah fraksi minyak bumi yang berada di dasar menara fraksionasi.

Fraksi residu digunakan untuk bahan baku industri, produk petrokimia dan senyawa lain.

Fraksi residu diolah menjadi:

1) Olefin (alkena dan alkadiena)

Residu diolah menjadi olefin berupa etilena (etena), propilena (propena) dan butadiena.

2) Aromatik (benzena dan turunan benzena)

Residu diolah menjadi aromatik berupa benzena, toluena dan xilena.

3) Sin-gas (synthetic gas)

Residu diolah menjadi gas sintesis berupa campuran CO dan H2.

Pb

C2H5 |

|

C2H5

C2H5

C2H5

C

|

|

CH3 O

CH3

CH3

CH3

KIM 4

3

materi78.co.nr

HIDROKARBON

E. POLUSI AKIBAT BAHAN BAKAR FOSIL

Polutan Asal Ciri-ciri Bahaya

CO2 pembakaran

sempurna tidak berwarna

meningkatkan pemanasan global dan perubahan iklim.

menyebabkan hujan asam.

CO

pembakaran tidak

sempurna

tidak berbau, tidak berwarna, tidak berasa

menyebabkan iritasi mata, saluran pernapasan dan paru-paru, sakit kepala pada kadar 100 ppm, kematian pada kadar 1000 ppm.

mengganggu pengikatan O2 oleh Hb dalam darah dengan:

1. berikatan dengan Hb sehingga O2 tidak dapat berikatan dengan Hb,

Hb4 + CO sd 4HbCO (reaksi tak dapat balik)

HbCO + O2 sd (reaksi tidak berjalan)

2. menyerang Hb yang telah berikatan dengan O2.

HbO2 + CO sd HbCO + O2

C jelaga hitam

NOX pengotor

bahan bakar

berwarna merah coklat, berbau menyengat

membentuk asbut (smog) yang menyebabkan iritasi mata, saluran pernapasan dan paru-paru, dan daya pandang berkurang pada kadar 1 ppm, dan kematian pada kadar 20 ppm.


SOX tidak berwarna, berbau

menyengat dapat larut dalam tubuh membentuk asam sulfit atau asam sulfat.


PbBr2 zat aditif keabu-abuan

terganggunya pertumbuhan fisik dan mental anak-anak.

kerusakan otak, hati dan ginjal.

penyimpangan perilaku, penurunan IQ, depresi dan mudah lelah.

Polusi dari pembakaran bahan bakar fosil dihasilkan oleh pembakaran, pengotor pada bahan bakar, dan zat aditif.

Hujan asam adalah hujan yang didalamnya terlarut oksida nitrogen dan belerang yang menyebabkan pH hujan

KIM 2

1

materi78.co.nr

TERMOKIMIA

Termokimia A. PENDAHULUAN

Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang memperhatikan aspek suhu dalam reaksi.

Dalam konsep termokimia dalam reaksi, terdapat istilah sistem dan lingkungan.

Sistem adalah segala bentuk proses yang menjadi pusat perhatian pengamat.

Contoh: keadaan zat, reaksi, perubahan zat.

Sistem terdiri dari:

1) Sistem terbuka, yaitu sistem dapat mengalami pertukaran energi dan materi dengan lingkungan.

2) Sistem tertutup, yaitu sistem dapat mengalami pertukaran energi dengan lingkungan, tidak dengan pertukaran materi.

3) Sistem terisolasi, yaitu sistem tidak dapat mengalami pertukaran energi dan materi dengan lingkungan.

Lingkungan adalah segala sesuatu yang berada di luar sistem, dan membantu kerja sistem.

Contoh: alat-alat, wadah, tabung reaksi, udara.

B. REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM

Dalam konsep termokimia, reaksi terbagi menjadi dua, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.

1) Reaksi eksoterm, yaitu reaksi yang

sistemnya membebaskan/melepas energi, sehingga lingkungan menjadi naik temperaturnya.

Contoh: reaksi diatas suhu kamar (pembakaran), pelarutan NaOH, reaksi Mg dengan HCl.

2) Reaksi endoterm, yaitu reaksi yang

sistemnya menyerap/menerima energi, sehingga lingkungan menjadi turun temperaturnya.

Contoh: reaksi Ba(OH)2 dengan NH4Cl, pemanasan CuCO3.

Dalam kedua reaksi, terjadi perubahan tingkat energi yang disebut perubahan entalpi reaksi, dapat dihitung:

Perbedaan reaksi eksoterm dan endoterm:

Perbedaan Reaksi

Eksoterm Reaksi

Endoterm

Energi (H) dibebaskan/

dilepas sistem

H2 < H1

diserap/ diterima sistem

H2 > H1

Suhu lingkungan

(T)

naik/panas

Takhir > Tawal

turun/dingin

Takhir < Tawal

H reaksi () (+)

Diagram tingkat energi menunjukkan nilai perubahan entalpi reaksi.

1) Diagram tingkat energi reaksi eksoterm

2) Diagram tingkat energi reaksi endoterm

C. PERSAMAAN TERMOKIMIA

Perubahan entalpi reaksi adalah jumlah energi yang dibutuhkan untuk membentuk atau mengurai suatu zat dalam reaksi.

Persamaan reaksi termokimia adalah persamaan reaksi yang dilengkapi dengan jumlah energi (perubahan entalpi) yang digunakan dalam reaksi.

Contoh:

1 mol air dibentuk dari hidrogen dan oksigen dengan membebaskan energi sebesar 286 kJ.

H2(g) + 1/2 O2(g) d H2O(l) H = -286 kJ

sistem

energi

energi

energi

energi

sistem

energi

energi

energi

energi

H = H2 H1

H = perubahan entalpi reaksi (J) H2 = energi produk (J) H1 = energi reaktan (J)

H

H1

H2

H ()

H

H2

H1

H (+)

KIM 2

2

materi78.co.nr

TERMOKIMIA

D. ENTALPI STANDAR

Entalpi standar (molar) adalah perubahan entalpi yang terjadi pada suhu 25 C (atau 298 K), tekanan 1 atm, pada 1 mol suatu zat, dilambangkan dengan H.

Entalpi standar secara umum terdiri dari:

1) Entalpi pembentukan standar (formasi)

2) Entalpi penguraian standar (disosiasi)

3) Entalpi pembakaran standar (combustion)

Entalpi pembentukan standar (Hf) adalah energi yang diterima atau dilepas untuk membentuk 1 mol zat dari unsur pembentuknya.

Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan menggunakan data entalpi pembentukan standar.

Nilai-nilai entalpi pembentukan standar:

1) Bernilai positif, jika menerima energi.

2) Bernilai negatif, jika melepas energi.

3) Bernilai nol, jika unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami.

Bentuk unsur-unsur yang sudah terdapat alami di alam, dan nilai Hf nya nol:

Monoatomik Poliatomik

Na(s) Ca(s) Al(s) H2(g) F2(g) I2(s)

K(s) C(s) Fe(s) N2(g) Cl2(g) S8(s)

Mg(s) S(s) Zn(s) O2(g) Br2(l) P4(s)

logam dan gas mulia halogen dan gas selain gas mulia

Contoh:

Pada pembentukan (NH4)2Cr2O7 dalam keadaan standar, dibebaskan energi sebesar 2780,08 kJ/mol, tentukan persamaan reaksi pembentukan termokimia!

Jawab:

N2(g) + 4H2(g) + 2Cr(s) + 7/2O2(g) (NH4)2Cr2O7(aq) Hf = -2780,08 kJ

Entalpi penguraian standar (Hd) adalah energi yang diterima atau dilepas untuk meng-urai 1 mol zat menjadi unsur pembentuknya.

Nilai entalpi penguraian standar berlawanan dengan nilai entalpi pembentukan standar.

Pada reaksi penguraian, reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri.

Contoh:

Diketahui entalpi pembentukan standar natrium klorida adalah -410,9 kJ, buatlah persamaan reaksi penguraian termokimianya!

NaCl(s) Na(s) + 1/2 Cl2(g) Hd = +410,9 kJ

Entalpi pembakaran standar (Hc) adalah jumlah energi yang dilepaskan untuk membakar 1 mol zat.

Nilai entalpi pembakaran standar ditentukan menggunakan data entalpi pembakaran standar.

Ciri utama dari reaksi pembakaran adalah:

1) Merupakan reaksi eksoterm.

2) Melibatkan oksigen (O2) dalam reaksinya.

3) Karbon terbakar menjadi CO2, hidrogen terbakar menjadi H2O, nitrogen terbakar menjadi NO2, belerang terbakar menjadi SO2.

Contoh:

Tentukan persamaan termokimia reaksi pembakaran C3H6 jika nilai Hd= -2377 kJ!

C3H6(s) + 9/2O2(g) 3CO2(g) + 3H2O(l)

H = -2377 kJ

E. ENTALPI STANDAR LAIN

Macam-macam entalpi standar lain:

1) Entalpi atomisasi standar (endoterm)

Yaitu energi yang digunakan untuk membentuk 1 mol atom unsur, pada keadaan standar.

Contoh: 1/2O2(g) O(g) H = +249,16 kJ

2) Entalpi netralisasi standar (eksoterm)

Yaitu energi yang dihasilkan dari reaksi asam-basa sehingga menghasilkan 1 mol air, pada keadaan standar.

Contoh:

NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

H = -890,4 kJ

3) Entalpi peleburan standar (endoterm)

Yaitu energi yang digunakan untuk meleburkan 1 mol zat padat menjadi zat cair pada titik leburnya, pada keadaan standar.

Contoh:

H2O(s) H2O(l) H = +6,01 kJ

4) Entalpi penguapan standar (endoterm)

Yaitu energi yang digunakan untuk menguapkan 1 mol zat cair menjadi gas pada titik uapnya, pada keadaan standar.

Contoh:

H2O(l) H2O(g) H = +44,05 kJ

5) Entalpi penyubliman standar

Yaitu jumlah energi yang digunakan untuk menyublimkan 1 mol zat padat menjadi gas, pada keadaan standar.

Contoh:

C(s) C(g) H = +716,6 kJ

KIM 2

3

materi78.co.nr

TERMOKIMIA

F. PENENTUAN ENTALPI REAKSI

Entalpi reaksi ditentukan dengan:

1) Menggunakan kalorimetri.

2) Menggunakan hukum Hess (penjumlahan).

3) Menggunakan data entalpi pembentukan.

4) Menggunakan data energi ikatan.

Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor reaksi dengan kalorimeter.

Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter.

Dengan mengukur perubahan suhu, kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi dan entalpi reaksi:

Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi

melalui beberapa tahap reaksi, dan bagaimanapun tahap atau jalan yang ditempuh tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi.

Perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess:

1) Hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem, bukan tahap yang ditempuh.

2) Merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari setiap tahap.

Contoh:

Tentukan perubahan entalpi penguapan air dari wujud padat jika diketahui reaksi-reaksi berikut:

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g) H = -241,8 kJ

H2O(l) H2O(s) H = -6,01 kJ

H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) H = -285,8 kJ

Jawab:

Reaksi yang diinginkan: H2O(s) H2O(g)

Berarti, seluruh H2O(s) diletakkan disebelah kiri (reaktan), dan H2O(g) diletakkan disebelah kanan (produk), sehingga ketiga reaksi diatas menjadi:

H2(g)+ 1/2O2(g) H2O(g) H =-241,8 kJ

H2O(s) H2O(l) H = 6,01 kJ

H2O(l) H2(g) +1/2O2(g) H = 285,8 kJ+

H2O(s) H2O(g) H = 50,01 kJ

Dari konsep hukum Hess, energi kalor suatu reaksi berarti juga dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan reaktan dan produknya.

Berarti dalam reaksi, zat reaktan terurai terlebih dahulu menjadi bentuk dasar, lalu bereaksi kembali membentuk zat produk.

Bentuk reaksi umum:

Contoh:

Tentukan entalpi reaksi berikut,

BaCl2(aq) + H2SO4(aq) BaSO4(s) + 2HCl(aq) jika diketahui entalpi pembentukan standar dari BaCl2, BaSO4, H2SO4 dan HCl berturut-turut adalah -858,6 kJ/mol, -1473,3 kJ/mol, -909,27 kJ/mol, -167,1 kJ/mol.

Jawab:

Reaksi dapat diubah menjadi:

Ba(s) + Cl2(g) + H2(g) + S(s) + 2O2(g)

BaSO4(s) + 2HCl(aq)

Masukkan ke dalam rumus:

HR = (Hf produk) - (Hf reaktan)

= (Hf BaSO4+2Hf HCl)-(Hf BaCl2+Hf H2SO4)

= (-1473,3 - 2 x 167,1) - (-858,6 - 909,27)

HR = -39,63 kJ/mol

Energi ikatan rata adalah energi rata-rata yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 ikatan kovalen tertentu. Setiap ikatan membutuhkan energi yang berbeda agar dapat terputus.

Reaksi berlangsung dalam dua tahap, yaitu pemutusan ikatan reaktan dan pembentukan ikatan produk.

Bentuk reaksi umum:

Contoh:

Ikatan Energi Ikatan Ikatan Energi Ikatan

C H 413 kJ/mol C = O 358 kJ/mol

O = O 146 kJ/mol O H 463 kJ/mol

Tentukan perubahan entalpi reaksi dari pembakaran CH2 dibawah ini!

CH2(g) + 3/2O2(g) CO2(g) + H2O(g) H = ?

(HCH)+3/2(O=O)(O=C=O)+(HOH)

E.I. putus : (2x413) + (3/2x146) = 1045 kJ

E.I. terbentuk : (2x431) + (2x463) = 1788 kJ -

HR = -743 kJ

Qreaksi = m.c.t H = - Qreaksi

jumlah mol

Qreaksi = energi kalor reaksi (J) m = massa zat (kg) c = kalor jenis zat (J/kgC) t = perubahan suhu (C)

AB + CD AD + CB

(A + B) + (C + D)

H2 HR

H1

HR = H1 + H2

HR = (Hf produk) - (Hf reaktan)

HR = Eikatan putus Eikatan terbentuk

KIM 2

1

materi78.co.nr

LAJU REAKSI

Laju Reaksi A. KEMOLARAN

Dalam laju reaksi, besaran yang digunakan adalah kemolaran benda.

Kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dari tiap liter larutan atau gas, menunjukkan kekentalan atau kepekatan.

Kemolaran larutan juga dapat diketahui dari kadar zat terlarut, dapat dirumuskan:

Kemolaran larutan dapat diubah dengan ditambahkan zat terlarut sehingga pekat atau ditambahkan zat pelarut sehingga encer, dan berlaku rumus pengenceran:

B. LAJU REAKSI

Laju reaksi adalah kecepatan proses terjadinya suatu reaksi, sehingga reaktan habis dan berubah menjadi produk reaksi.

Perbandingan laju reaksi suatu reaksi sama dengan perbandingan koefisien reaksi.

Laju reaksi merupakan perubahan jumlah molar zat per satuan waktu.

Dalam laju reaksi, terjadi:

1) Pengurangan konsentrasi zat-zat reaktan karena berubah menjadi produk per satuan waktu.

2) Penambahan konsentrasi zat-zat produk karena perubahan reaktan per satuan waktu.

Urutan pengamatan dari yang termudah dilakukan untuk mengamati laju reaksi.

1) Laju reaksi diamati dari laju pembentukan gas, dengan mengumpulkannya ke tempat lain lalu diukur.

2) Laju reaksi diamati dari laju pengendapan zat, yaitu sampai bagian dasar tabung tidak terlihat.

3) Laju reaksi diamati sampai pereaksi padat hilang (reaksi telah selesai).

Laju reaksi pada suatu reaksi yang terjadi melalui beberapa tahap, tahap yang dijadikan acuan sebagai laju reaksi adalah tahap yang berjalan lambat (mudah diamati).

Laju reaksi dicatat per interval waktu tertentu, misalnya per menit.

Laju reaksi makin lama akan makin kecil nilainya, karena:

1) Jumlah reaktan yang semakin berkurang, dan pada akhirnya bernilai nol (reaksi selesai).

2) Jumlah produk yang semakin bertambah dan pada akhirnya bernilai tetap (reaksi selesai).

Contoh:

Pada pembakaran suatu senyawa, tercatat gas X yang dihasilkan pada tiap menitnya:

Waktu (menit) Volume X (cm3)

0 0

1 10

2 19

3 26

4 32

5 35

6 35

7 35

Laju sesaat pada menit ke-1

v = 10-0

1-0 = 10 cm3/menit


v = 19-10

2-1 = 9 cm3/menit


v = 26-19

3-2 = 7 cm3/menit

Laju reaksi rata-rata selama 3 menit

v = 26

3 = 8,67 cm3/menit

Laju reaksi rata-rata (total)

v = 35

5 = 7 cm3/menit

C. UNGKAPAN LAJU REAKSI

Laju reaksi dapat diungkapkan mengguna-kan rumus dan perbandingan koefisien reaksi.

Laju pengurangan konsentrasi reaktan dinyatakan dalam tanda negatif (hanya simbol).

Laju penambahan konsentrasi produk dinyatakan dalam tanda positif (hanya simbol).

M = n

V

M = kemolaran/molaritas (mol/L) n = jumlah mol zat terlarut (mol) V = volume larutan/ruangan gas (L)

M = K 10

mm

= massa jenis larutan (kg/L) K = persen kadar zat terlarut mm = massa molar/Ar/Mr (kg)

M1.V1 = M2.V2

v = [x]

t

v = laju reaksi (M/s) [x] = perubahan konsentrasi molar

zat (M) t = perubahan waktu (s)

KIM 2

2

materi78.co.nr

LAJU REAKSI

Contoh:

Menurut reaksi A + B C + D

Jawab:

Laju reaksi dapat diungkapkan:

a. Laju pengurangan [A]

v = - [A]

t

b. Laju pengurangan [B]

v = - [B]

t

c. Laju penambahan [C]

v = + [C]

t

d. Laju penambahan [D]

v = + [D]

t

Dalam perbandingan koefisien reaksi, maka laju reaksi dapat dinyatakan:

Contoh:

Menurut reaksi 2N2O5 4NO + 3O2

Laju pembentukan NO adalah 5 M/s. Tentukan laju penguraian N2O5 dan pembentukan O2!

Jawab:

Sesuai dengan perbandingan koefisien reaksi,

v N2O5 = [N2O5]

t =

2

4 [NO]

t

v N2O5 = 0,5 x 5 = -2,5 M/s

v O2 = [O2]

t =

3

4 [NO]

t

v O2 = 0,75 x 5 = +3,75 M/s

D. PERSAMAAN LAJU REAKSI

Persamaan laju reaksi dikaitkan dengan laju perubahan konsentrasi reaktan, dan dapat dituliskan:

Pada reaksi A + B C + D

Nilai persamaan laju reaksi:

Orde reaksi adalah pangkat konsentrasi yang menunjukkan tingkat reaksi suatu zat.

Orde reaksi tidak ditentukan dari koefisien reaksi, tapi dari data eksperimen.

Orde reaksi biasanya merupakan bilangan bulat positif, namun dapat bernilai pecahan, nol, atau negatif.

Orde reaksi total adalah penjumlahan orde reaksi seluruh zat reaktan.

Contoh:

Tentukan orde reaksi total dari persamaan laju reaksi berikut!

v = k[A][B] Orde total = 2

v = k [A]

[B] Orde total = 0

v = k[A]2[B] Orde total = 3

v = k[A]-2[B]1 Orde total = -1

Macam-macam orde reaksi total umum:

1) Orde reaksi nol

Pada orde reaksi nol, laju reaksi tidak dipengaruhi oleh konsentrasi zat (konstan).

2) Orde reaksi satu

Pada orde reaksi satu, pertambahan laju reaksi sama dengan perubahan konsentrasi zat.

Apabila konsentrasi reaktan reaksi orde satu dikali faktor n, maka nilai laju reaksinya adalah n1 lebih besar.

3) Orde reaksi dua

Apabila konsentrasi reaktan reaksi orde satu dikali faktor n, maka nilai laju reaksinya adalah n2 lebih besar.

v

[x]

konstan v = k[x]0

v

[x]

v = [x]

v = k[x]

v

[x]

v = k[x]2

vA = koefisien A

koefisien B x vB

v = k[A]x[B]y

k = konstanta/tetapan laju reaksi x = orde/tingkat reaksi terhadap A y = orde/tingkat reaksi terhadap B x + y = orde reaksi total

KIM 2

3

materi78.co.nr

LAJU REAKSI

Konstanta laju reaksi atau tetapan laju reaksi adalah tetapan yang harganya bergantung pada jenis pereaksi, suhu dan katalis.

Harga konstanta laju reaksi:

1) Berbanding terbalik dengan perubahan waktu. Makin cepat reaksi berlangsung, maka harga k makin besar.

2) Berbanding lurus dengan perubahan suhu. Makin tinggi suhu reaksi, maka harga k makin besar.

Satuan konstanta laju reaksi berbeda-beda tiap orde.

1) Reaksi orde nol

k = v

[A]0 =

M. s-1

1 =

2) Reaksi orde satu

k = v

[A] =

M. s-1

M =

3) Reaksi orde dua

k = v

[A]2 =

M. s-1

M2 =

4) Reaksi orde tiga

k = v

[A]3 =

M. s-1

M3 =

E. PENENTUAN PERSAMAAN LAJU REAKSI

Persamaan laju reaksi dapat ditentukan melalui minimal tiga eksperimen, dengan mengubah konsentrasi.

Untuk mencari orde reaksi suatu senyawa harus dibandingkan antar dua percobaan, dan senyawa selain itu harus dibuat tetap.

Konstanta dicari setelah orde reaksi didapat.

Contoh:

Pada eksperimen dalam reaksi berikut, didapatkan data:

2NO + Br2 2NOBr

Eksperimen [NO]

(M)

[Br2]

(M)

v

(M.s-1)

1 0,1 0,1 10

2 0,2 0,1 20

3 0,3 0,2 120

Tentukan persamaan laju reaksi diatas!

Jawab:

Untuk mencari orde reaksi NO, gunakan data eksperimen yang memuat konsentrasi Br2 dengan nilai tetap (eksperimen 1 dan 2).

V1V2

= k. [NO]1

x. [Br2]1y

k. [NO]2x. [Br2]2

y

10

20 =

(0,1)x

(0,4)x

1

2 = (

1

2)

x x = 1

Untuk mencari orde reaksi Br2, gunakan data eksperimen yang memuat konsentrasi NO dengan nilai sama.

Karena tidak ada, maka kita gunakan eksperimen mana saja.

V1V3

= k. [NO]1

x. [Br2]1y

k. [NO]2x. [Br2]2

y 10

20 =

(0,1)x.(0,1)y

(0,3)x.(0,2)y

1

12 = (

1

3)

1. (

1

2)

y 3

12 = (

1

2)

y

1

4 = (

1

2)

y y = 2

Maka persamaan laju reaksinya adalah:

v = k[NO][Br2]2

Orde reaksi ditentukan dengan logaritma jika nilainya bukan hasil pangkat bilangan bulat.

Jika data eksperimen berupa waktu, maka nilai v adalah:

F. TEORI TUMBUKAN

Teori tumbukan adalah teori yang menjelaskan pengaruh faktor terhadap laju reaksi.

Berdasarkan teori tumbukan, laju reaksi akan bergantung pada tiga hal utama berikut:

1) Frekuensi tumbukan

2) Energi partikel reaktan

3) Arah tumbukan

Energi aktivasi/pengaktifan adalah energi minimum yang harus dimiliki reaktan, yang digunakan untuk mengaktifkan kemampuan reaksi sehingga reaktan dapat bereaksi.

Makna energi aktivasi:

1) Jika bernilai rendah, berarti reaksi dapat terjadi pada suhu rendah.

2) Jika bernilai tinggi, berarti reaksi dapat terjadi pada suhu tinggi.

Energi aktivasi disebut juga energi penghalang, karena reaktan harus didorong

M. s-1

s-1

M-1. s-1

M-2. s-1 v = 1

t

Menurut teori tumbukan, suatu reaksi berlangsung sebagai hasil tumbukan antar

partikel pereaksi yang memiliki energi cukup dan arah tumbukan yang tepat.

KIM 2

4

materi78.co.nr

LAJU REAKSI

menuruni bukit energi aktivasi sehingga dapat berubah menjadi produk.

Kurva energi aktivasi reaksi:

1) Energi aktivasi reaksi eksoterm

2) Energi aktivasi reaksi endoterm

Faktor-faktor yang mempengaruhi teori tumbukan adalah:

1) Pengaruh konsentrasi dan luas permukaan

- Konsentrasi dan luas permukaan berbanding lurus dengan frekuensi tumbukan.

- Makin besar konsentrasi reaktan, makin banyak jumlah partikel, sehingga partikel yang saling bertumbukan makin banyak.

- Makin luas permukaan bidang, maka makin luas pula bidang sentuh tumbukan, sehingga akan terjadi tumbukan yang lebih banyak.

2) Pengaruh suhu

- Suhu berbanding lurus dengan energi kinetik rata-rata partikel reaktan.

- Peningkatan suhu meningkatkan energi kinetik rata-rata molekul, sehingga jumlah molekul yang mencapai energi aktivasi (bertumbukan) bertambah.

3) Pengaruh katalis

- Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi. Katalis

memperbanyak jumlah tumbukan karena menurunkan energi aktivasi.

- Sifat-sifat katalis:

1. Terlibat dalam jalannya reaksi, namun jumlahnya tidak berubah.

2. Mempercepat laju reaksi, namun tidak mengubah komposisi produk.

3. Menurunkan energi aktivasi, tapi tidak menurunkan perubahan entalpi.

4. Hanya dapat mengkatalisis reaksi tertentu.

5. Dibutuhkan dalam jumlah sedikit.

6. Dapat diracuni zat tertentu.

- Kurva energi aktivasi reaksi yang dikatalisis:

Energi aktivasi reaksi eksoterm

Energi aktivasi reaksi endoterm

G. FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU

REAKSI

Dalam eksperimen untuk membuktikan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi, terdapat:

1) Variabel bebas/manipulasi, yaitu variabel yang dapat diubah-ubah dalam eksperimen.

Contoh: ukuran keping pualam (faktor luas permukaan), konsentrasi zat (faktor konsentrasi).

EA

E

ener

gi

jalan reaksi

P

R

EA

E

ener

gi

jalan reaksi

R

P en

erg

i E

R

EA

P

jalan reaksi

EA

ener

gi

EA

E

jalan reaksi

R

P EA

tanpa katalis dikatalisis

KIM 2

5

materi78.co.nr

LAJU REAKSI

2) Variabel terkontrol, yaitu variabel yang dibuat tetap dalam seluruh eksperimen.

Contoh: larutan yang diubah-ubah konsentrasinya, walaupun konsentrasi-nya berubah, jenis larutannya tetap.

3) Variabel terikat/respons, yaitu variabel yang dihasilkan eksperimen.

Contoh: dari seluruh eksperimen terhadap faktor-faktor yang mem-pengaruhi laju reaksi, dihasilkan data berupa laju reaksi dan lama reaksi (waktu).

Berdasarkan teori tumbukan, cepat lambatnya laju reaksi dipengaruhi oleh luas permukaan, konsentrasi reaktan, suhu dan katalis.

Luas permukaan adalah luas bidang sentuh tempat terjadinya reaksi antara dua reaktan. Luas permukaan berbanding lurus dengan laju reaksi.

Benda yang permukaannya luas/halus mempercepat laju reaksi, karena bidang sentuh lebih luas, sehingga lebih banyak tumbukan yang dapat terjadi.

Benda yang permukaannya sempit/kasar memperlambat laju reaksi, karena bidang sentuh lebih sempit, sehingga lebih sedikit tumbukan yang dapat terjadi.

Konsentrasi reaktan berbanding lurus dengan laju reaksi.

Semakin besar konsentrasi reaktan, maka semakin banyak jumlah partikel dalam suatu zat, sehingga partikel yang saling bertumbukan makin banyak, dan reaksi berlangsung lebih cepat.

Suhu berbanding lurus dengan laju reaksi.

Semakin tinggi suhu, maka makin besar energi kinetik rata-rata partikel reaktan, sehingga banyak molekul yang mencapai energi aktivasi (bertumbukan) bertambah, dan mempercepat laju reaksi.

Pengaruh suhu terhadap laju reaksi dapat dihitung:

Contoh: Jika setiap 2C laju reaksi meningkat sebesar 2 kali, dan jika pada suhu 25C laju reaksi adalah 2,5 x 10-2 M/s, maka pada suhu 33C laju reaksi nilainya menjadi? Jawab: n = 2

X = 2oC

T = 33-25 = 8C

v' = (2)8

2 . 2,5 x 10-2 v = 24. 2,5 x 10-2

v = 4 x 10-1 M/s Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi.

Katalis menurunkan energi aktivasi, sehingga jumlah tumbukan bertambah banyak dan reaksi dapat diselesaikan lebih cepat.

kepingan halus, konsentrasi tinggi

pert

amba

han

jum

lah

prod

uk

waktu

v' = (n)TX . v0

v' = laju reaksi akhir n = kelipatan pertambahan laju tiap Xo suhu T = T2 - T1 = perubahan suhu X = perubahan suhu tiap kelipatan n v0 = laju reaksi awal

KIM 2

1

materi78.co.nr

KESETIMBANGAN KIMIA

Kesetimbangan Kimia A. PENDAHULUAN

Reaksi satu arah (irreversible) atau reaksi tidak dapat balik adalah reaksi yang terjadi pada satu arah, dan produknya tidak dapat kembali menjadi reaktan.

Reaksi bolak-balik (reversible) atau reaksi dapat balik adalah reaksi yang terjadi pada dua arah yang berlawanan dalam waktu bersamaan.

Dalam reaksi bolak-balik, produk dapat berubah menjadi reaktan, dan reaktan dapat berubah menjadi produk (menjadi reaksi yang berlawanan).

Pada kesetimbangan kimia, hanya ada penyebutan zat di sebelah kiri dan di sebelah kanan.

Reaksi bolak-balik dinyatakan dengan dua panah yang berlawanan arah, menyatakan reaksi maju (ke kanan) dan reaksi balik (ke kiri).

Contoh: Diketahui perubahan air menjadi uap air dapat balik, sehingga reaksi dapat ditulis

H2O(l) H2O(g) H2O(l) qe H2O(g)

H2O(g) H2O(l)

Reaksi bolak-balik sempurna terjadi dalam sistem tertutup, karena tidak terjadi penambahan atau pengeluaran zat, keluarnya panas/kalor dari sistem, hilangnya gas yang terbentuk, dan sebagainya.

Reaksi dikatakan setimbang atau mencapai kesetimbangan apabila:

1) Reaksi bolak-balik yang mengandung zat berwujud gas terjadi dalam sistem tertutup.

2) Ketika konsentrasi seluruh zat nilainya tetap.

3) Ketika laju reaksi maju (v1) sama dengan laju reaksi balik (v2).

Contoh:

Pada reaksi kesetimbangan berikut,

N2(g) + 3H2(g) qe 2NH3(g)

keadaan setimbang terjadi ketika:

Pada kesetimbangan kimia, ikatan akan terputus atau terbentuk seiring dengan maju-mundurnya atom di antara molekul reaktan dan produk.

Kesetimbangan kimia bersifat dinamis karena walaupun keadaan sudah setimbang, reaksi tetap berlangsung pada tingkat mikroskopis (molekul).

Reaksi mikroskopis tidak tampak karena v1 sama dengan v2, sehingga seakan-akan reaksi sudah berhenti.

Kesetimbangan kimia dibagi menjadi dua:

1) Kesetimbangan homogen (satu wujud/fase)

Contoh:

Gas N2(g) + 3H2(g) qe 2NH3(g)

2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g)

Larutan H2O(l) qe H+(aq) + OH-(aq)

NH4OH(aq) qe NH4+(aq) + OH-(aq)

CH3COOH(aq) qe CH3COO-(aq)+ H+(aq)

2) Kesetimbangan heterogen (lebih dari satu fase)

Contoh:

Dua fase CaCO3(s)qe CaO(s) + CO2(g)

Ag2CrO4(s)qe 2Ag+(aq)+CrO42-(aq)

BaSO4(s)qe Ba2+(aq) + SO42-(aq)

Tiga fase Ca(HCO3)2(aq)qe

CaCO3(s)+ H2O(l) + CO2(g)

B. REAKSI KESETIMBANGAN

Kesetimbangan disosiasi adalah reaksi kesetimbangan yang menguraikan suatu zat menjadi zat lain, dan reaksi baliknya adalah kesetimbangan asosiasi/pembentukan.

Derajat disosiasi adalah perbandingan jumlah mol terdisosiasi (bereaksi) dengan jumlah mol zat sebelum terdisosiasi (mula-mula).

kon

sen

tras

i

waktu

H2

NH3

N2

setimbang

laju

rea

ksi

waktu

V1

V2

setimbang

V1 = V2

= jumlah zat terdisosiasi

jumlah zat awal

KIM 2

2

materi78.co.nr

KESETIMBANGAN KIMIA

Derajat disosiasi nilainya berkisar 0 1.

1) Jika nilai = 0, maka tidak ada penguraian.

2) Jika nilai = 1, maka zat terurai seluruhnya.

3) Jika nilai 0 < < 1, maka zat terurai sebagian (setimbang).

Contoh:

Dalam reaksi kesetimbangan disosiasi N2O4 menjadi NO2, perbandingan mol N2O4 dengan NO2 dalam keadaan setimbang berturut-turut 3 : 2. Berapakah derajat disosiasi N2O4?

Jawab:

N2O4(g) qe 2NO2(g)

Mula-mula a -

Reaksi a St St -

Setimbang St St

Gunakan perbandingan koefisien reaksi,

N2O4(g) qe 2NO2(g)

Mula-mula 3x + x = 4x -

Reaksi x 2x -

Setimbang 3x 2x

Jadi, derajat disosiasi dapat dihitung:

= jumlah zat terurai

jumlah zat awal = x

4x = 1

4

C. KONSTANTA KESETIMBANGAN

Menurut Guldberg dan Wange yang menjelaskan hukum kesetimbangan:

Persamaan konstanta kesetimbangan yang dapat dibentuk menurut hukum diatas:

Konstanta kesetimbangan terdiri dari:

1) Konstanta konsentrasi, konstanta kesetimbangan yang dipengaruhi konsentrasi.

2) Konstanta tekanan, konstanta kesetimbangan yang dipengaruhi tekanan.

Konstanta kesetimbangan akan berubah bila suhu diubah, dan tetap bila suhu tidak berubah.

1) Pada reaksi endoterm, nilai konstantanya berbanding lurus dengan suhu.

2) Pada reaksi eksoterm, nilai konstantanya berbanding terbalik dengan suhu.

Konstanta konsentrasi (Kc) dipengaruhi oleh konsentrasi zat yang berwujud larutan dan gas.

Jika reaksi mengandung zat berwujud padat dan cair, maka pangkat konsentrasi zatnya nol, karena zat padat dan cair tidak memiliki konsentrasi.

Contoh:

Pada reaksi berikut, konstanta konsentrasinya:

BaSO4(s) qe Ba2+(aq) + SO42-(aq)

Konstanta tekanan (Kp) dipengaruhi oleh tekanan zat-zat yang berwujud gas.

Jika reaksi mengandung zat berwujud selain gas, maka pangkat tekanan zatnya nol, karena zat selain gas tidak memiliki tekanan.

Contoh:

Pada reaksi berikut, konstanta tekanannya:

2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g)

Tekanan parsial gas dapat dihitung:

Satuan konstanta dapat disesuaikan dengan pangkat konsentrasi maupun pangkat tekanan.

Konstanta konsentrasi dengan konstanta tekanan dapat dihubungkan melalui persamaan gas ideal pada suhu sama, dapat dirumuskan:

Contoh:

Pada reaksi kesetimbangan berikut:

2NO(g) + O2(g) qe 2NO2(g)

Mempunyai harga konstanta konsentrasi sebesar 0,25 pada suhu 17C. Berapa harga konstanta tekanan reaksi tersebut pada suhu yang sama?

Jawab:

n = 2 3 = 1

Kp = 0,25.[0,082.(17+273)]-1

Kp = 0,25 : 23,78 = 0,010513 = 1,05 x 10-2

Hasil kali konsentrasi zat-zat di sebelah kanan yang dipangkatkan dengan

koefisiennya, dan dibagi dengan hasil kali konsentrasi zat-zat di sebelah kiri yang

dipangkatkan dengan koefisiennya memiliki harga tertentu pada suhu tetap.

Kc = [C]y [D]z

[A]w[B]x wA + xB qe yC + zD

Kc = [Ba2+] [SO4

2-]

[BaSO4]0 = [Ba2+] [SO42-]

Kp = (P SO3)

2

(P SO2)2 (P O2)

Px = mol gas X

mol gas total x Ptot

Kp = Kc (R.T)n

R = tetapan gas ideal (0,082 atm/mol K) T = suhu (K) n = selisih jumlah koefisien zat di kanan dengan

jumlah koefisien zat di kiri

KIM 2

3

materi78.co.nr

KESETIMBANGAN KIMIA

D. KONSTANTA REAKSI KESETIMBANGAN

ANTAR-REAKSI TERKAIT

Reaksi kesetimbangan yang berkaitan nilai konstanta kesetimbangannya dapat berubah menurut ketentuan-ketentuan berikut:

1) Jika reaksi kesetimbangan dibalik, maka harga Kc juga dibalik.

Contoh:

BaSO4(s) qe Ba2+(aq) + SO42-(aq) Kc = K1

Ba2+(aq) + SO42-(aq) qe BaSO4(s) Kc = K2

2) Jika koefisien reaksi kesetimbangan dikali

faktor n, maka harga Kc dipangkat n.

Contoh:

2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g) Kc = K1

4SO2(g) + 2O2(g) qe 4SO3(g) Kc = K2

3) Jika reaksi-reaksi yang berkaitan dijumlah,

maka harga Kc total adalah hasil kali Kc dari reaksi-reaksi yang dijumlah.

Contoh:

Nilai Kc reaksi A + B qe E + F yang melalui tahap berikut adalah,

A + B qe C + D Kc = 3,5

C qe E Kc = 2

D qe F Kc = 1,5 +

A + B qe E + F Kc = 3,5. 2. 1,5 = 10,5

E. MAKNA KONSTANTA KESETIMBANGAN

Tetapan kesetimbangan dapat menunjukkan seberapa jauh suatu reaksi tuntas.

Nilai Kc dan Kp ditentukan dengan konsentrasi/tekanan zat-zat disebelah kanan sebagai pembilang, dan konsentrasi/tekanan zat-zat disebelah kiri sebagai penyebut.

Nilai Kc dan Kp yang besar menunjukkan reaksi ke kanan berlangsung hampir berlangsung tuntas/sempurna (jumlah zat di kanan besar dan di kiri kecil).

Contoh:

Pada reaksi X2(g) + Y2(g) qe 2XY(g)

Kc = 1,0 x 1023

dapat dikatakan reaksi menghasilkan banyak XY (X2 dan Y2 jumlahnya sedikit), sehingga berlangsung tuntas, karena nilai Kc nya besar.

Nilai Kc dan Kp yang kecil menunjukkan reaksi ke kanan berlangsung tidak berlangsung tuntas (jumlah zat di kiri besar dan di kanan kecil).

Contoh:

Pada reaksi A(g) + B(g)qe AB(g) Kc = 8,0 x 10-17

dapat dikatakan reaksi hanya menghasilkan sedikit AB (A dan B jumlahnya banyak) sehingga reaksi tidak tuntas, karena nilai Kc nya kecil.

Tetapan kesetimbangan juga dapat meramalkan arah reaksi.

Bila seluruh zat di kiri dan kanan dicampurkan, maka reaksi harus berlangsung ke kanan atau ke kiri untuk mencapai keadaan setimbang, dan dapat dilakukan dengan mengecek kuosien reaksi (Qc).

Kuosien reaksi (Qc) adalah nilai yang bentuk persamaannya sama dengan konstanta kesetimbangan (Kc).

Makna nilai kuosien reaksi:

1) Jika Qc = Kc, berarti reaksi setimbang.

2) Jika Qc < Kc, berarti reaksi spontan berlangsung ke kanan sampai setimbang.

3) Jika Qc > Kc, berarti reaksi spontan berlangsung ke kiri sampai setimbang.

Contoh:

Diketahui reaksi X2(g) + Y2(g) qe 2XY(g) memiliki Kc sebesar 1 x 10-2. Pada suatu percobaan, dicampurkan 2 mol X2, 2 mol Y2, dan 3 mol XY dalam ruang bervolume 10 L. Apakah campuran itu setimbang? Bila tidak, ke arah mana reaksi berlangsung spontan? Berapakah konsentrasi X2 dan XY setelah mencapai kesetimbangan?

Jawab:

Qc = (

310

)2

(210

)(210

) = 9

4

Ternyata Qc > Kc (tidak setimbang), maka agar setimbang, zat di kiri harus bertambah atau zat di kanan harus berkurang, sehingga reaksi spontan berlangsung ke kiri sampai setimbang.

K1 = [Ba2+] [SO4

2-]

[BaSO4]0 , K2 =

[BaSO4]0

[Ba2+] [SO42-]

K2 = 1

K1

K1 = [SO3]

2

[SO2]2 [O2]

, K2 = [SO3]4

[SO2]4 [O2]

2

K2 = ([SO3]

2

[SO2]2 [O2]

)2

K2 = (K1)n Qc = [C]y [D]z

[A]w[B]x wA + xB qe yC + zD

KIM 2

4

materi78.co.nr

KESETIMBANGAN KIMIA

Keadaan reaksi:

X2(g) + Y2(g) qe 2XY(g)

Mula-mula 0,2 M 0,2 M 0,3 M

Reaksi a a 2a +

Setimbang 0,2 + a 0,2 + a 0,3 2a

Agar reaksi setimbang, berarti kita harus membuat kuosien reaksi nilainya menjadi sama dengan Kc, yaitu 1 x 10-2.

Kc2 = 1 x 10-2

(0,3-2a)2

(0,2+a)(0,2+a) = 1 x 10-2

0,3-2a0,2+a

= 1 x 10-1

0,02 + 0,1a = 0,3 - 2a 2,1a = 0,28

a = 0,133 M Jadi, konsentrasi X2 dan XY adalah: [X2] = 0,2 + a = 0,2 + 0,133 = 0,333 M [XY] = 0,3 2a = 0,3 2(0,133) = 0,034 M

F. PERGESERAN KESETIMBANGAN

Azas Le Chatelier menjelaskan bagaimana terjadinya pergeseran kesetimbangan.

Pergeseran kesetimbangan tidak mengubah nilai Kc dan Kp, kecuali suhu pada sistem kesetimbangan berubah.

Konsep pergeseran kesetimbangan:

1) Kesetimbangan dikatakan bergeser ke kiri apabila zat di kiri bertambah atau zat di kanan berkurang.

2) Kesetimbangan dikatakan bergeser ke kanan apabila zat di kanan bertambah atau zat di kiri berkurang.

Faktor-faktor yang mempengaruhi pergeseran kesetimbangan:

Faktor Faktor Diperbesar Faktor Diperkecil

Konsentrasi salah satu pereaksi ke arah lawan (kanan) ke diri sendiri (kiri)

Konsentrasi larutan dan konsentrasi/tekanan gas total

ke arah ruas dengan jumlah koefisien terkecil

ke arah ruas dengan jumlah koefisien terbesar

Volume gas dan larutan ke arah ruas dengan jumlah koefisien

terbesar ke arah ruas dengan jumlah koefisien

terkecil

Suhu ke arah reaksi endoterm ke arah reaksi eksoterm

Konsentrasi larutan dan volume larutan saling berbanding terbalik, konsentrasi dapat diperkecil dengan menambah volume pelarut, dan konsentrasi dapat diperbesar dengan mengurangi volume pelarut.

Konsentrasi pereaksi dapat diubah dengan:

1) Mengubah jumlah zat salah satu pereaksi (parsial) atau seluruhnya.

2) Menambahkan zat yang dapat mengikat pereaksi, sehingga pereaksi berkurang.

3) Menambahkan air sebagai pelarut/ penambah volume.

Berdasarkan ketampakan zat pada reaksi, kesetimbangan:

1) Bergeser ke kiri apabila warna zat di sebelah kiri lebih dominan (jumlahnya banyak).

2) Bergeser ke kanan apabila warna zat di sebelah kanan lebih dominan (jumlahnya banyak).

Catatan: Koefisien yang dijumlah adalah koefisien zat larutan saja (untuk sistem larutan).

Tekanan dan volume gas saling berbanding terbalik, tekanan dapat diperkecil dengan menambah volume gas, dan tekanan dapat diperbesar dengan mengurangi volume gas.

Bila suatu kesetimbangan diberikan suatu aksi/tindakan, maka sistem tersebut akan

mengadakan reaksi yang cenderung mengurangi aksi tersebut.

Jika konsentrasi salah satu pereaksi/ larutan ditambah, reaksi sistem adalah mengurangi komponen tersebut dan kesetimbangan bergeser ke arah lawan.

Jika konsentrasi salah satu pereaksi/ larutan dikurang, reaksi sistem adalah menambah komponen tersebut kesetimbangan bergeser ke diri sendiri.

Jika konsentrasi larutan total ditambah (volume diperkecil), kesetimbangan bergeser ke ruas yang jumlah koefisiennya lebih kecil.

Jika konsentrasi larutan total dikurang (volume diperbesar), kesetimbangan bergeser ke ruas yang jumlah koefisiennya lebih besar.

KIM 2

5

materi78.co.nr

KESETIMBANGAN KIMIA

Catatan: Koefisien yang dijumlah adalah koefisien zat gas saja (untuk sistem gas).

Suhu menggeser kesetimbangan dengan:

Katalis mempercepat laju reaksi karena menurunkan energi aktivasi reaksi. Oleh karena itu, katalis mempercepat laju reaksi maju dan laju reaksi balik, sehingga mempercepat keadaan setimbang, namun tidak menggeser/ mengubah komposisi kesetimbangan.

G. PENERAPAN KESETIMBANGAN KIMIA

Dalam industri, reaksi kesetimbangan dibuat sedemikian rupa sehingga menggeser kesetimbangan ke arah produk, dengan cara sesederhana mungkin dan seefisien mungkin.

Pembuatan amonia menurut proses Haber-Bosch yang optimum dilakukan dengan menurut reaksi:

N2(g) + 3H2(g) qe 2NH3(g) H = -92,4 kJ

1) Katalis yang digunakan adalah serbuk Fe.

2) Suhu dibuat tinggi.

Sebenarnya, kesetimbangan akan bergeser ke kanan bila suhu dibuat rendah. Akan tetapi, katalis hanya bekerja pada suhu tinggi, sehingga tidak dibuat rendah.

3) Tekanan dibuat tinggi.

Agar kesetimbangan bergeser ke kanan (NH3 bertambah), tekanan dibuat tinggi.

Selain itu, untuk mengurangi reaksi balik, amonia yang terbentuk segera dipisahkan.

Pembuatan asam sulfat menurut proses kontak dilakukan dengan tahapan:

1) Pembakaran belerang

S(s) + O2(g) SO2(g)

2) Oksidasi belerang dioksida menjadi belerang trioksida

2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g) H = -197 kJ

3) Pelarutan belerang trioksida dalam asam sulfat pekat menjadi asam pirosulfat

SO3(s) + H2SO4(aq) H2S2O7(l)

4) Asam pirosulfat direaksikan dengan air menjadi asam sulfat pekat

H2S2O7(l) + H2O(l) H2SO4(aq)

Tahapan yang utama adalah tahapan kedua yang mengandung reaksi kesetimbangan.

Reaksi kesetimbangan pada pembuatan asam sulfat menurut proses kontak yang optimum setelah diteliti adalah dilakukan dalam suhu sekitar 500C, tekanan normal (1 atm), dan dengan katalis V2O5.

Alasan dari perlakuan diatas antara lain:

1) Seharusnya suhu dibuat rendah agar menggeser ketimbangan ke kanan, namun menurut proses ini dibuat tinggi.

Hal ini dilakukan karena reaksi berlangsung dengan baik pada suhu tinggi dibanding pada suhu rendah.

2) Selain itu, suhu tinggi dapat mengaktifkan kerja katalis V2O5, sehingga mempercepat keadaan setimbang.

3) Seharusnya tekanan diperbesar, namun perbesaran tekanan tidak seimbang dengan hasil yang memadai, sehingga tekanan normal (1 atm) yang digunakan.

Jika tekanan gas diperbesar (volume gas diperkecil), kesetimbangan bergeser ke ruas yang jumlah koefisiennya lebih kecil.

Jika tekanan gas diperkecil (volume gas diperbesar), kesetimbangan bergeser ke ruas yang jumlah koefisiennya lebih besar.

Jika suhu dinaikkan, sistem akan menurunkan suhu dan kesetimbangan bergeser ke arah reaksi endoterm.

Jika suhu diturunkan, sistem akan menaikkan suhu dan kesetimbangan bergeser ke arah reaksi eksoterm.

KIM 3

1

materi78.co.nr

LARUTAN ASAM-BASA

Larutan Asam-Basa A. PENDAHULUAN

Larutan asam dan basa memiliki derajat atau tingkat keasaman atau kebasaan yang diukur dalam pH dan pOH.

B. NILAI PH DAN POH

pH (puissance de H+) adalah derajat asam-basa larutan yang diukur berdasarkan [H+] larutan.

Nilai pH dapat dirumuskan:

Kisaran umum nilai pH larutan:

Makna nilai pH larutan:

1) Semakin besar [H+] maka makin kecil nilai pH.

2) Keasaman berbanding terbalik dengan nilai pH, kebasaan berbanding lurus dengan nilai pH.

3) Larutan dengan pH < 7 bersifat asam, pH = 7 bersifat netral, dengan pH > 7 bersifat basa.

pOH (puissance de OH) adalah derajat asam-basa larutan yang diukur berdasarkan [OH] larutan.

Nilai pOH dapat dirumuskan:

Kisaran umum nilai pOH larutan:

Makna nilai pOH larutan:

1) Semakin besar [OH] maka makin kecil nilai pOH.

2) Kebasaan berbanding terbalik dengan nilai pOH, keasaman berbanding lurus dengan nilai pOH.

3) Larutan dengan pOH < 7 bersifat basa, pOH = 7 bersifat netral, dengan pOH > 7 bersifat asam.

Hubungan pH dan pOH dapat diturunkan dari derajat asam-basa yang dimiliki air yang bersifat netral (pH = pOH).

Ionisasi air adalah reaksi kesetimbangan yang menghasilkan [H+] dan [OH-] dalam jumlah sama.

Hubungan [H+] dan [OH-] dengan Kw = 10-14:

Hubungan pH dan pOH dengan pKw = 14:

C. ASAM-BASA KUAT DAN LEMAH

Asam dan basa disebut kuat apabila:

1) Mudah terion karena ikatan antar atom mudah lepas akibat jarak antar inti atom pada molekul yang sangat jauh.

2) Memiliki = 1 atau terion sempurna.

Golongan asam dan basa kuat:

Asam kuat Basa kuat

HCl HNO3 NaOH Mg(OH)2

HBr HClO4 KOH Ca(OH)2

HI H2SO4 Sr(OH)2

Nilai konsentrasi H+ dan OH- asam-basa kuat:

Asam monovalen kuat Asam divalen kuat

Basa monovalen kuat Basa divalen kuat

Pengenceran asam dan basa kuat:

1) Dua larutan asam atau basa kuat yang berbeda konsentrasi sebesar 10n kali memiliki beda pH sebesar n satuan.

2) Jika asam kuat diencerkan sebesar 10n kali, maka pHnya naik n satuan.

3) Jika basa kuat diencerkan sebesar 10n kali, maka pHnya turun n satuan.

Asam dan basa disebut lemah apabila:

1) Sukar terion karena ikatan antar ion sulit lepas akibat jarak antar inti atom pada molekul yang sangat dekat.

2) Memiliki 0 < < 1 atau terion sebagian, sehingga terjadi kesetimbangan.

Golongan asam dan basa lemah adalah selain dari golongan asam dan basa kuat.

[H+] = Ma [H+] = 2. Ma

[OH-] = Mb [OH-] = 2. Mb

pH = log [H+]

netral asam basa

1 7 14

makin asam makin basa pH

pOH = log [OH]

netral basa asam

1 7 14

makin basa makin asam pOH

NILAI pH DAN pOH Jika [H+] atau [OH]: 1 x 10-n, maka pH atau pOH adalah n. a x 10-n, maka pH atau pOH adalah n log a. Jika pH atau pOH: n, maka [H+] atau [OH] adalah 1 x 10-n.

[H+][OH] = 10-14

pH + pOH = 14

KIM 3

2

materi78.co.nr

LARUTAN ASAM-BASA

Reaksi ionisasi asam-basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan yang memiliki nilai konstanta ionisasi asam-basa (Ka dan Kb).

Bentuk umum tetapan ionisasi asam:

Contoh:

Pada reaksi ionisasi CH3COOH, tetapan ionisasi asam:

CH3COOH(aq) qe H+(aq) + CH3COO-(aq)

Semakin besar nilai Ka, maka akan semakin

kuat sifat suatu asam.

Bentuk umum tetapan ionisasi basa:

Contoh:

Pada reaksi ionisasi Mg(OH)2, tetapan ionisasi basa:

Mg(OH)2(aq) qe Mg2+(aq) + 2OH-(aq)

Semakin besar nilai Kb, maka akan semakin

kuat sifat suatu basa.

Nilai konsentrasi H+ dan OH- asam-basa lemah:

Asam lemah

Basa lemah

Pengenceran asam dan basa kuat:

1) Jika asam lemah diencerkan sebesar 10n kali, maka pHnya naik 1/2n satuan.

2) Jika basa lemah diencerkan sebesar 10n kali, maka pHnya turun 1/2n satuan.

Hubungan derajat ionisasi dengan tetapan ionisasi asam-basa:

Asam lemah Basa lemah

Tetapan ionisasi

Derajat ionisasi

Asam-basa dan pasangan konjugasi memiliki

hubungan nilai tetapan ionisasi asam-basa.

Hubungan nilai tetapan ionisasi asam-basa dan pasangan konjugasinya dengan Kw = 10-14:

D. INDIKATOR ASAM-BASA

Indikator asam-basa adalah zat yang digunakan untuk mengidentifikasi sifat asam-basa suatu larutan/zat.

Indikator asam-basa merupakan asam lemah atau basa lemah organik yang warna molekul dengan warna ionnya berbeda.

Indikator asam-basa yang dapat digunakan:

1) Mengalami perubahan warna yang jelas ketika ditetesi asam atau basa.

2) Indikator alami berupa ekstrak warna dari bunga berwarna terang/menyala.

Reaksi ionisasi indikator dari asam lemah organik:

HInd(aq) qe H+(aq) + Ind(aq)

warna 1 tak berwarna warna 2

1) Setelah ditambahkan dengan asam:


HAn(aq) d H+(aq) + An(aq)

bertambah

Kesetimbangan bergeser ke kiri karena H+ bertambah, sehingga warna yang muncul adalah warna 1 (warna molekul).

2) Setelah ditambahkan dengan basa:


KatOH(aq) d OH (aq) + Kat+(aq)

berikatan

Kesetimbangan bergeser ke kanan karena H+ berkurang, sehingga warna yang muncul adalah warna 2 (warna anion).

Reaksi ionisasi indikator dari basa lemah organik:

IndOH(aq) qe Ind+(aq) + OH(aq)

warna 1 warna 2 tak berwarna

1) Setelah ditambahkan dengan asam:


HAn(aq) d An(aq) + H+(aq)

berikatan

Kesetimbangan bergeser ke kanan karena OH- berkurang, sehingga warna yang muncul adalah warna 2 (warna kation).

2) Setelah ditambahkan dengan basa:


KatOH(aq) d Kat+(aq) + OH (aq)

bertambah

Kesetimbangan bergeser ke kiri karena OH- bertambah, sehingga warna yang muncul adalah warna 1 (warna molekul).

[H+] = Ma.Ka [H+] = Ma.

[OH-] = Mb.Kb [OH-] = Mb.

= KaMa

= KbMb

Ka = Ma. 2 Kb = Mb. 2

Ka = [H+] [An-]

[HAn]

Ka = [H+] [CH3COO

-]

[CH3COOH]

Kb = [Kat+] [OH-]

[KatOH]

Kb = [Mg2+] [OH-]2

[Mg(OH)2]

Ka Kb = 10-14

KIM 3

3

materi78.co.nr

LARUTAN ASAM-BASA

Warna indikator asam-basa berubah secara gradual dari pH ke pH dan memiliki trayek perubahan warna.

Trayek perubahan warna adalah batas-batas pH dimana indikator mengalami perubahan warna.

Macam-macam indikator asam-basa:

Indikator Trayek Warna 1 Warna 2 Campuran Indikator Trayek Warna 1 Warna 2 Campuran

Lakmus 5,5 8,0 merah biru ungu

Timol biru

1,2 2,8 merah kuning jingga

Metil jingga

3,1 4,4 merah kuning jingga 8,0 9,6 kuning biru hijau

Metil merah

4,2 6,3 merah kuning jingga Bromtimol

biru 6,0 7,6 kuning biru hijau

Metil kuning

2,9 4,0 merah kuning jingga Bromkresol

ungu 5,2 6,8 kuning ungu coklat

Fenol merah

6,8 8,4 kuning merah jingga Bromkresol

hijau 3,8 5,4 kuning biru hijau

Fenolftalein 8,3 10,0 tak

berwarna merah

merah muda

Kresol ungu

7,6 9,2 kuning ungu coklat

Timolftalein 9,3 10,5 tak

berwarna biru biru muda

Alizarin kuning

10,0 12,0 kuning ungu coklat

Contoh:

Suatu larutan ketika dicelupkan/ditetesi indikator:

a. Lakmus biru berubah menjadi ungu,

b. Bromtimol biru menjadi hijau,

c. Metil merah menjadi kuning,

d. Fenolftalein menjadi tak berwarna.

Jawab:

Dari data diatas, maka pada masing-masing indikator perkiraan pH larutan adalah:

a. pH 5,5 8,0 c. pH > 6,3

b. pH 6,0 7,6 d. pH < 8,3

Pilih nilai lebih dari yang terbesar, dan kurang dari yang terkecil, sehingga perkiraan pH larutan adalah 6,3 7,6.

Warna campuran adalah gabungan warna 1 dan warna 2, dan muncul ketika suatu larutan pHnya berada dalam trayek perubahan warna.

Indikator asam-basa akan tepat pada warna campuran ketika warna 1 sama dengan warna 2, sehingga nilai tetapan ionisasi indikator:

Indikator asam-basa asam organik lemah:

Indikator asam-basa basa organik lemah:

Contoh:

Suatu indikator memiliki trayek perubahan warna kuning merah dengan pH 6,7 8,1. Tentukan nilai Ka indikator tersebut!

Jawab:

pH titik tengah = 6,7+8,1

2 = 7,4

pKa = pH pada titik tengah

pKa = 7,4

pKa = log 10-7,4

Ka = [H+] pada titik tengah

[H+] = antilog(-7,4) = antilog(-8 + 0,6)

Ka = antilog(0,6) x 10-8 = 3,98 x 10-8

[HInd] = [Ind-] Ka = [H+] [Ind-]

[HInd]

Ka Ind = [H+] pH titik tengah trayek

[IndOH] = [Ind+] Kb = [Ind+] [OH-]

[IndOH]

Kb Ind = [OH-] pOH titik tengah trayek

KIM 3

1

materi78.co.nr

LARUTAN ASAM-BASA

Teori Asam-Basa A. PENDAHULUAN

Konsep dasar mengenai asam dan basa:

1) Asam adalah zat yang memiliki rasa masam dan bersifat korosif (merusak).

2) Basa adalah zat yang memiliki rasa pahit, melarutkan lemak, dan bersifat kaustik (licin).

Konsep dasar lain mengenai asam dan basa yang dikemukakan oleh para ilmuwan:

1) Menurut Lavoisier, zat yang menyebabkan sifat asam adalah oksigen.

2) Menurut Sir H. Davy, zat yang menyebabkan sifat asam adalah hidrogen.

3) Menurut Gay-Lussac, asam dan basa adalah zat yang saling menetralkan satu sama lain.

Selanjutnya, muncul teori asam-basa yang paling dapat diterima dan digunakan sampai sekarang.

B. TEORI ASAM-BASA ARRHENIUS

Svante August Arrhenius mengemukakan teori asam-basa tahun 1884.

Teori asam Arrhenius:

Reaksi ionisasi asam dalam air:

HxA(aq) d xH+(aq) + Ax(aq)

valensi asam ion sisa asam

Contoh:

Asam klorida HCl d H+ + Cl

Asam sulfida H2S qe 2H+ + S2

Macam-macam asam menurut teori Arrhenius:

1) Asam monovalen (satu valensi asam)

Contoh: HCl, HF, HBr.

2) Asam polivalen (banyak valensi asam)

Contoh: H2SO4 (divalen), H3PO3 (trivalen)

Teori basa Arrhenius:

Reaksi ionisasi basa dalam air:

B(OH)x (aq) d Bx+(aq) + xOH(aq)

ion sisa basa valensi basa

Contoh:

Natrium hidroksida NaOH d Na+ + OH

Magnesium hidroksida Mg(OH)2 qe Mg2+ + 2OH

Teori asam-basa Arrhenius merupakan teori asam-basa yang pertama kali dapat diterima.

Kekurangan teori asam-basa Arrhenius:

1) Hanya dapat menjelaskan sifat asam-basa apabila suatu zat dilarutkan dalam air.

2) Tidak dapat menjelaskan sifat basa amonia dan natrium karbonat yang tidak mengandung ion OH namun menghasilkan ion OH ketika dilarutkan dalam air.

Kekuatan asam dan basa menurut teori Arrhenius didasarkan atas [H+] dan [OH].

1) Asam kuat memiliki [H+] yang besar, asam lemah memiliki [H+] yang kecil.

2) Basa kuat memiliki [OH] yang besar, basa lemah memiliki [OH] yang kecil.

C. TEORI ASAM-BASA BRONSTED-LOWRY

Johanes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry mengemukakan teori asam-basa tahun 1923.

Menurut Bronsted-Lowry, asam dan basa hanya terionisasi dalam air karena:

1) Air menarik ion H+ sehingga membentuk ion hidronium (H3O+),

2) Air melepas ion H+ sehingga membentuk ion hidroksida (OH).

Contoh:

asam HCl + H2O d Cl + H3O+

basa NH3 + H2Oqe NH4+ + OH

Teori asam-basa Bronsted-Lowry:

Menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry:

1) Asam yang telah melepaskan satu proton akan membentuk spesi atau zat yang disebut basa konjugasi.

Contoh:

asam qe proton + basa konjugasi

HCl qe H+ + Cl

H2SO4 qe H+ + HSO4

H3PO4 qe H+ + H2PO4

NH4+ qe H+ + NH3

Pembawa sifat asam adalah ion H+ dan asam melepas ion H+ dalam air.

Pembawa sifat basa adalah ion OH dan basa melepas ion OH dalam air.

H+

H+

Asam adalah spesi atau zat yang merupakan donor proton (H+).

Basa adalah spesi atau zat yang merupakan akseptor proton (H+).

KIM 3

2

materi78.co.nr

LARUTAN ASAM-BASA

2) Basa yang telah menerima satu proton akan membentuk spesi atau zat yang disebut asam konjugasi.

Contoh:

basa + proton qe asam konjugasi

O2 + H+ qe OH

HCO3 + H+ qe H2CO3

Cl + H+ qe HCl

OH + H+ qe H2O

Kelebihan teori asam-basa Bronsted-Lowry:

1) Dapat menjelaskan sifat asam-basa zat pada pelarut dan larutan selain air, bahkan tanpa pelarut.

Contoh:

NH3 + HCl d NH4+ + Cl

basa asam asam k. basa k.

` HNO3 + H2SO4 d H2NO3+ + HSO4

basa asam asam k. basa k.

2) Dapat menjelaskan sifat asam-basa kation dan anion.

Contoh:

HClO4 + HCO3 d ClO4 + H2CO3

asam basa basa k. asam k.

3) Dapat menjelaskan zat yang bersifat amfoter/ amfiprotik (dapat berupa asam atau basa).

Contoh:

Air dapat bersifat asam atau basa.

NH4+ + H2O d NH3 + H3O+

asam basa basa k. asam k.

HCO3 + H2O d H2CO3 + OH

basa asam

Kelemahan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah tidak dapat menjelaskan sifat asam-basa yang tidak melibatkan transfer proton.

Kekuatan asam dan basa menurut teori Bronsted-Lowry didasarkan atas kemampuan zat melepas dan menarik proton.

1) Asam kuat mudah melepas proton, asam lemah sukar melepas proton.

2) Basa kuat mudah menarik proton, basa lemah sukar menarik proton.

3) Kekuatan asam berbanding terbalik dengan kekuatan basa konjugasinya.

4) Kekuatan basa berbanding terbalik dengan kekuatan asam konjugasinya.

Kekuatan asam dan basa menurut teori Bronsted-Lowry bersifat relatif.

1) Jika dua larutan asam berbeda dicampur-kan dengan suatu larutan basa secara terpisah:

a. Pada asam 1, basa bersifat lemah,

b. Pada asam 2, basa bersifat kuat,

Maka asam 2 lebih kuat daripada asam 1.

2) Jika dua larutan basa berbeda dicampur-kan dengan suatu larutan asam secara terpisah:

a. Pada basa 1, asam bersifat lemah,

b. Pada basa 2, asam bersifat kuat,

Maka basa 2 lebih kuat daripada basa 1.

D. TEORI ASAM-BASA LEWIS

Gilbert N. Lewis mengemukakan teori asam-basa tahun 1923.

Menurut Lewis, transfer proton terjadi karena adanya pasangan elektron bebas pada basa, yang kemudian akan membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan proton tersebut.

Teori asam-basa Lewis:

Contoh:

HNO3

Asam : atom O

Basa : atom N

H2SO4

Asam : atom O

Basa : atom S

HClO4

Asam : atom O

Basa : atom S

.. : O : .. .. .. O = N O H .. ..

.. : O : .. H O S O H .. : O : .. .. : O : .. .. H O Cl : O : .. .. : O : ..

H+

H+

H+

H+

H+

Asam adalah spesi atau zat akseptor pasangan elektron.

Basa adalah spesi atau zat donor pasangan elektron.

KIM 3

3

materi78.co.nr

LARUTAN ASAM-BASA

NH3 + H+ d NH4 Asam : ion H+

Basa : atom N pada NH3

+ d

NH3 + BF3 d NH3BF3 Asam : atom B pada BF3

Basa : atom N pada NH3

+

d

CaO + CO2 d CaCO3 Asam : atom C pada CO2

Basa : atom O pada CaO

+

d

H2O + CO2 d H2CO3 Asam : atom C pada CO2

Basa : atom O pada H2O

+

g

Kelebihan teori asam-basa Lewis:

1) Dapat menjelaskan sifat asam-basa yang tidak melibatkan transfer proton.

2) Dapat menjelaskan sifat asam-basa oksida asam dan oksida basa.

3) Dapat menjelaskan sifat asam-basa senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas.

4) Dapat menjelaskan sifat asam-basa senyawa organik seperti protein dan DNA.

Kekurangan teori asam-basa Lewis:

1) Hanya dapat menjelaskan sifat asam-basa zat atau ion yang mencapai kaidah oktet.

2) Hanya dapat menjelaskan sifat asam-basa senyawa kovalen.

H | H N : | H

H+

H | H N : H | H

H | H N : | H

F | B F | F

H F | | H N : B F | | H F

Ca : O :

: O : || C ||

: O :

: O : // Ca O : C \\ : O :

H |

: O : | H

: O : || C ||

: O :

H |

: O : | H

1 : O :

C

: O :

.. .. H O C O H .. .. .. .. : O : ..

H | : O :: | H

2 + : O : /

C \

: O : +

KIM 3

1

materi78.co.nr

LARUTAN ASAM-BASA

Titrasi Asam-Basa A. KEMOLARAN

Dalam asam-basa, besaran yang digunakan adalah kemolaran benda.

Kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dari tiap liter larutan.

Kemolaran larutan jika kadar diketahui:

Rumus pengenceran larutan:

B. PH CAMPURAN

Konsentrasi H+ campuran dua larutan asam kuat dengan pH berbeda adalah:

Contoh:

100 mL HCl pH = 4 ditetesi dengan 100 mL HCl pH = 3. Tentukan pH campuran.

n H+ pada HCl 1 = 10-1 x 10-4 = 10-5 mol

n H+ pada HCl 2 = 10-1 x 10-3 = 10-4 mol

[H+] = (10-5+10-4)

(10-1+10-1) = 5,5 x 10-4 M

pH = log(5,5 x 10-4) = 4 log5,5 pH = 3,25

Konsentrasi OH campuran dua larutan basa kuat dengan pH berbeda adalah:

Contoh:

10 mL NaOH 0,1 M dicampur dengan 20 mL Ca(OH)2 0,8 M. Tentukan pH campuran.

n OH- pada NaOH = 0,1 x 10 = 1 mmol

n OH- pada Ca(OH)2 = 0,8 x 20 = 16 mmol

[OH-] = 15 mmol

(10 + 20)mL = 0,5 M

pOH = log(5 x 10-1) = 1 log5

pH = 14 1 + log5 pH = 12,3

pH campuran larutan asam kuat dan basa kuat dihitung dari jumlah ion H+ dan OH- akhir.

Jika larutan asam dan basa tepat habis bereaksi, maka pH campuran = 7 (netral).

Contoh:

Sebanyak 50 mL HCl 0,1 M dicampurkan dengan 50 ml NaOH 0,1 M. Tentukan pH campuran.

n H+ pada HCl = 0,1 x 50 = 5 mmol


Jumlah mol sama, maka pH = 7.

Jika larutan asam bersisa, maka pH campuran dihitung menggunakan [H+] sisa.

Contoh:

Sebanyak 50 mL HBr 0,2 M dicampurkan dengan 50 mL KOH 0,1 M. Tentukan pH campuran.

n H+ pada HBr = 0,2 x 50 = 10 mmol


Jumlah mol H+ berlebih 5 mmol, maka:

[H+] = 5 mmol

(50+50)mL = 0,05 M

pH = log(5 x 10-2) = 2 log5 pH = 1,3

Jika larutan basa bersisa, maka pOH campuran dihitung menggunakan [OH-] sisa.

Contoh:

Tabung reaksi berisi 50 mL NaOH 0,48 M ditetesi 10 mL H2SO4 0,9 M. Tentukan pH campuran.

n H+ pada H2SO4 = 2 x 0,9 x 10 = 18 mmol


Jumlah mol OH- berlebih 6 mmol, maka:

[OH-] = 6 mmol

(50+10)mL = 0,1 M

pOH = log(1 x 10-1) = 1

pH = 14 - 1 pH = 13

C. TITRASI ASAM-BASA

Titrasi asam-basa adalah prosedur yang dilakukan untuk menentukan kemolaran/kadar suatu asam/basa berdasarkan reaksi netralisasi.

Istilah dalam titrasi asam-basa:

1) Pentiter, zat yang mentitrasi suatu asam-basa yang akan ditentukan kemolarannya.

2) Daerah perubahan pH drastis, daerah dimana penambahan sedikit tetes pentiter akan mengubah warna indikator asam-basa.

3) Titik ekuivalen, titik dimana asam dan basa tepat habis bereaksi.

4) Titik akhir titrasi, titik dimana indikator asam-basa mengalami perubahan warna.

M = n

V

M = kemolaran/molaritas (mol/L) n = jumlah mol zat terlarut (mol) V = volume larutan/ruangan gas (L)

M = K 10

mm

= massa jenis larutan (kg/L) K = persen kadar zat terlarut mm = massa molar/Ar/Mr (kg)

M1.V1 = M2.V2

[H+] = n H+total

V total

[OH-] = n OH-total

V total

KIM 3

2

materi78.co.nr

LARUTAN ASAM-BASA

Titrasi asam-basa dilakukan menggunakan sebuah indikator asam-basa dan zat pentiter.

Indikator asam-basa yang baik untuk titrasi:

1) Punya trayek perubahan pH yang berada pada atau sekitar titik ekuivalen.

2) Perubahan warna terlihat jelas dan tajam.

Prosedur titrasi (contohnya asam dengan basa):

1) Asam yang akan dititrasi ditetesi indikator asam-basa secukupnya.

2) Masukkan pentiter berupa basa setetes demi setetes sambil menghitung.

3) Ketika warna indikator berubah, hentikan titrasi (titik akhir titrasi).

Titrasi Kurva titrasi Keterangan

Asam kuat dengan basa kuat

Basa kuat dengan asam kuat

Asam kuat dengan basa lemah

Basa lemah dengan asam kuat

4

10

pH TE = 7

pH awal

volume basa kuat

Zat pentiter adalah basa kuat.

Daerah perubahan pH drastis 4 10.

pH titik ekuivalen 7.

Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam).

4

10

pH TE = 7

pH awal

volume asam kuat

Zat pentiter adalah asam kuat.


pH titik ekuivalen 7.

Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam).

4

7

pH TE = 5 6

pH awal

volume basa lemah

Zat pentiter adalah basa lemah.


pH titik ekuivalen 5 6.

Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah.

4

7

pH TE = 5 6

pH awal

volume asam kuat

Zat pentiter adalah asam kuat.



Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah.

KIM 3

3

materi78.co.nr

LARUTAN ASAM-BASA

Basa kuat dengan asam lemah

Asam lemah dengan basa kuat

Titrasi asam lemah menggunakan basa lemah dan sebaliknya tidak dilakukan karena:

1) Perubahan pH drastis terjadi sangat singkat.

2) Tidak ada indikator yang cukup teliti untuk mengamati perubahan.

3) Reaksi berlangsung lambat dan tidak tuntas.

Pada titrasi asam-basa, berlaku rumus titrasi:

Asam-basa monovalen dan asam-basa divalen

Asam divalen-basa monovalen

Basa divalen-asam monovalen

7

10

pH TE = 8 9

pH awal

volume basa kuat

Zat pentiter adalah asam lemah.



Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein.

7

10

pH TE = 8 9

pH awal

volume basa kuat

Zat pentiter adalah basa kuat.



Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein.

Ma. Va = Mb. Vb

2. Ma. Va = Mb. Vb

Ma. Va = 2. Mb. Vb

KIM 3

1

materi78.co.nr

REAKSI DAN STOIKIOMETRI LARUTAN

Reaksi dan Stoikiometri Larutan A. PERSAMAAN REAKSI ION

Persamaan reaksi ion adalah persamaan reaksi yang menjelaskan bagaimana reaksi antar-ion terjadi pada larutan elektrolit.

Persamaan reaksi ion terdiri dari:

1) Persamaan reaksi ion

kimia kls 11

Documents

Transcript of kimia kls 11