MATERI KULIAH KIMIA DASAR

DAFTAR ISI

Bab I. StoikiometriA. Hukum-Hukum Dasar Ilmu KimiaB. Massa Atom Dan Massa RumusC. Konsep MolD. Persamaan Reaksi

Bab II. Hitungan KimiaHitungan Kimia

Bab III. TermokimiaA. Reaksi Eksoterm Dan Rekasi EndotermB. Perubahan EntalpiC. Penentuan Perubahan Entalpi dan Hukum HessD. Energi-Energi Dan Ikatan Kimia

Bab IV. Sistem KoloidA. Sistem Dispers Dan Jenis KoloidB. Sifat-Sifat KoloidC. Elektroforesis Dan DialisisD. Pembuatan Koloid

Bab V. Kecepatan ReaksiA. Konsentrasi Dan Kecepatan ReaksiB. Orde ReaksiC. Teori Tumbukan Dan Keadaan TransisiD. Tahap Menuju Kecepatan ReaksiE. Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi

Bab VI. Kesetimbangan KimiaA. Keadaan KesetimbanganB. Hukum KesetimbanganC. Pergeseran KesetimbanganD. Pengaruh Katalisator Terhadap Kesetimbangan Dan Hubungan Antara Harga

Kc Dengan KpE. Kesetimbangan Disosiasi

Bab VII. LarutanA. LarutanB. Konsentrasi Larutan

Bab VIII. Eksponen HidrogenA. PendahuluanB. Menyatakan pH Larutan AsamC. Menyatakan pH Larutan BasaD. Larutan Buffer (penyangga)E. Hidrolisis

F. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa LemahG. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Kuat

Bab IX. Teori Asam-Basa Dan Stokiometri LarutanA. Teori Asam BasaB. Stokiometri Larutan

Bab X. Zat RadioaktifA. Keradioaktifan AlamB. Keradioaktifan Buatan, Rumus Dan Ringkasan

Bab XI. Kimia LingkunganKimia Lingkungan

Bab XII. Kimia Terapan Dan TerpakaiKimia Terapan Dan Terpakai

Bab XIII. Sifat Koligatif LarutanA. Sifat Koligatif Larutan Non ElektrolitB. Penurunan Tekanan Uap jenuh Dan Kenaikkan Titik DidihC. Penurunan Titik Beku Dan Tekanan OsmotikD. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Bab XIV. Hasil Kali KelarutanA. Pengertian DasarB. KelarutanC. Mengendapkan Elektrolit

Bab XV. Reaksi Redoks Dan ElektrokimiaA. Oksidasi - ReduksiB. Konsep Bilangan OksidasiC. Langkah-Langkah Reaksi RedoksD. Penyetaraan Persamaan Reaksi RedoksE. ElektrokimiaF. Sel VoltaG. Potensial ElektrodaH. KorosiI. ElektrolisisJ. Hukum Faraday.

Bab XVI. Struktur AtomA. Pengertian DasarB. Model AtomC. Bilangan-Bilangan KuantumD. Konfigurasi Elektron

Bab XVII. Sistem Periodik Unsur-UnsurSistem Periodik Unsur-Unsur

Bab XVIII. Ikatan Kimia A. Peranan Elektron Dalam Ikatan KimiaB. Ikatan ion = Elektrovalen = Heteropolar

C. Ikatan Kovalen = HomopolarD. Ikatan Kovalen Koordinasi = Semipolar E. Ikatan Logam, Hidrogen, Van Der WallsF. Bentuk Molekul

Bab XIX. HidrokarbonA. Hidrokarbon termasuk senyawa karbonB. Kekhasan atom karbonC. Klasifikasi hidrokarbonD. AlkanaE. Isomer alkanaF. Tata nama alkanaG. AlkenaH. AlkunaI. Beberapa hidrokarbon lain

Bab XX. Gas MuliaUnsur-Unsur Gas Mulia

Bab XXI. Unsur-Unsur HalogenA. Sifat HalogenB. Sifat Fisika Dan Sifat Kimia Unsur HalogenC. Hidrogen, Klor, Brom Dan Iodium

Bab XXII. Unsur-Unsur AlkaliA. Sifat Golongan Unsur AlkaliB. Sifat Fisika Dan KimiaC. Pembuatan Logam Alkali

Bab XXIII. Unsur-Unsur Alkali TanahA. Sifat Golongan Unsur Alkali TanahB. Sifat Fisika Dan Kimia Unsur Alkali TanahC. Kelarutan Unsur Alkali TanahD. Pembuatan Logam Alkali TanahE. Kesadahan.

Bab XXIV. Unsur-Unsur Periode KetigaSifat-Sifat Periodik, Fisika Dan Kimia

Bab XXV. Unsur-Unsur Transisi Periode KeempatA. Pengertian Unsur TransisiB. Sifat PeriodikC. Sifat Fisika Dan KimiaD. Sifat Reaksi Dari Senyawa-Senyawa Krom Dan ManganE. Unsur-Unsur Transisi Dan Ion Kompleks

Bab XXVI. Gas HidrogenA. Sifat Fisika Dan KimiaB. Pembuatan

BAB ISTOIKIOMETRI

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya.

A. HUKUM-HUKUM DASAR ILMU KIMIA

1. HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER"Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap".

Contoh:hidrogen  + oksigen     hidrogen oksida    (4g)         (32g)               (36g)

2. HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST"Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap"

Contoh:a. Pada senyawa NH3 : massa N : massa H= 1 Ar . N : 3 Ar . H= 1 (14)  : 3 (1) = 14 : 3b. Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0= 1 Ar . S : 3 Ar . O= 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3

Keuntungan dari hukum Proust: bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut make massa unsur lainnya dapat diketahui.

Contoh:Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)Massa C = (Ar C / Mr CaCO3) x massa CaCO3

= 12/100 x 50 gram = 6 grammassa CKadar C = massa C / massa CaCO3 x 100%= 6/50 x 100 % = 12%

3. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON"Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana".

Contoh:

Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk,NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16

Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2

4. HUKUM-HUKUM GASUntuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT

dimana:P = tekanan gas (atmosfir)V = volume gas (liter)n = mol gasR = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol KelvinT = suhu mutlak (Kelvin)

Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut:

a. HUKUM BOYLEHukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengann1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2

Contoh: Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH3 mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ?

Jawab:P1 V1 = P2 V2

2.5 = P2 . 10    P2 = 1 atmosfir

b. HUKUM GAY-LUSSAC"Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana".

Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2

Contoh:Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g.Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14

Jawab:

V1/V2 = n1/n2   10/1 = (x/28) / (0.1/2)   x = 14 gram

Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.

c. HUKUM BOYLE-GAY LUSSACHukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan:

P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2

d. HUKUM AVOGADRO"Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.

Contoh:Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 27o C dan tekanan 1 atm ?(Ar: H = 1 ; N = 14)

Jawab:85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol

Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter

Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:

P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2

1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27)   V2 = 12.31 liter

B. MASSA ATOM DAN MASSA RUMUS

1. Massa Atom Relatif (Ar)merupakan perbandingan antara massa 1 atom dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12

2. Massa Molekul Relatif (Mr)merupakan perbandingan antara massa 1 molekul senyawa dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12.Massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa merupakan penjumlahan dari massa atom unsur-unsur penyusunnya.

Contoh:

Jika Ar untuk X = 10 dan Y = 50 berapakah Mr senyawa X2Y4 ?

Jawab:

Mr X2Y4 = 2 x Ar . X + 4 x Ar . Y = (2 x 10) + (4 x 50) = 220

C. KONSEP MOL

1 mol adalah satuan bilangan kimia yang jumlah atom-atomnya atau molekul-molekulnya sebesar bilangan Avogadro dan massanya = Mr senyawa itu.

Jika bilangan Avogadro = L maka :

L = 6.023 x 1023

1 mol atom = L buah atom, massanya = Ar atom tersebut.1 mol molekul = L buah molekul massanya = Mr molekul tersehut.

Massa 1 mol zat disebut sebagai massa molar zat

Contoh:

Berapa molekul yang terdapat dalam 20 gram NaOH ?

Jawab:

Mr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40

mol NaOH = massa / Mr = 20 / 40 = 0.5 mol

Banyaknya molekul NaOH = 0.5 L = 0.5 x 6.023 x 1023 = 3.01 x 1023 molekul.

D. PERSAMAAN REAKSI

PERSAMAAN REAKSI MEMPUNYAI SIFAT

1.Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama

2.Jumlah masing-masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama

3. Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol (khusus yang berwujud gas perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan volume asalkan suhu den tekanannya sama)

Contoh: Tentukanlah koefisien reaksi dari

HNO3 (aq) + H2S (g)    NO (g) + S (s) + H2O (l)

Cara yang termudah untuk menentukan koefisien reaksinya adalah dengan memisalkan koefisiennya masing-masing a, b, c, d dan e sehingga:

a HNO3 + b H2S c NO + d S + e H2O

Berdasarkan reaksi di atas maka

atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)atom O : 3a = c + e 3a = a + e e = 2aatom H : a + 2b = 2e = 2(2a) = 4a   2b = 3a b = 3/2 aatom S : b = d = 3/2 a

Maka agar terselesaikan kita ambil sembarang harga misalnya a = 2 berarti: b = d = 3, dan e = 4 sehingga persamaan reaksinya :

2 HNO3 + 3 H2S 2 NO + 3 S + 4 H2O

BAB IIHITUNGAN KIMIA

Hitungan kimia adalah cara-cara perhitungan yang berorientasi pada hukum-hukum dasar ilmu kimia.

Dalam hal ini akan diberikan bermacam-macam contoh soal hitungan kimia beserta pembahasanya.

Contoh-contoh soal :

1. Berapa persen kadar kalsium (Ca) dalam kalsium karbonat ? (Ar: C = 12 ; O= 16 ; Ca=40)

Jawab :

1 mol CaCO, mengandung 1 mol Ca + 1 mol C + 3 mol OMr CaCO3 = 40 + 12 + 48 = 100Jadi kadar kalsium dalam CaCO3 = 40/100 x 100% = 40%

 2. Sebanyak 5.4 gram logam alumunium (Ar = 27) direaksikan dengan asam klorida encer

berlebih sesuai reaksi :

2 Al (s) + 6 HCl (aq)  2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g)

Berapa gram aluminium klorida dan berapa liter gas hidrogen yang dihasilkan pada kondisi standar ?

Jawab:

Dari persamaan reaksi dapat dinyatakan2 mol Al x 2 mol AlCl3   3 mol H2

5.4 gram Al = 5.4/27 = 0.2 mol

Jadi:

AlCl3 yang terbentuk = 0.2 x Mr AlCl3 = 0.2 x 133.5 = 26.7 gramVolume gas H2 yang dihasilkan (0o C, 1 atm) = 3/2 x 0.2 x 22.4 = 6.72 liter

 3. Suatu bijih besi mengandung 80% Fe2O3 (Ar: Fe=56; O=16). Oksida ini direduksi dengan

gas CO sehingga dihasilkan besi.Berapa ton bijih besi diperlukan untuk membuat 224 ton besi ?

Jawab:

1 mol Fe2O3 mengandung 2 mol Femaka : massa Fe2O3 = ( Mr Fe2O3/2 Ar Fe ) x massa Fe = (160/112) x 224 = 320 tonJadi bijih besi yang diperlukan = (100 / 80) x 320 ton = 400 ton

 4. Untuk menentukan air kristal tembaga sulfat 24.95 gram garam tersebut dipanaskan

sampai semua air kristalnya menguap. Setelah pemanasan massa garam tersebut menjadi 15.95 gram. Berapa banyak air kristal yang terkandung dalam garam tersebut ?

Jawab :

misalkan rumus garamnya adalah CuSO4 . xH2O

CuSO4 . xH2O    CuSO4 + xH2O

24.95 gram CuSO4 . xH2O = 159.5 + 18x mol

15.95 gram CuSO4 = 159.5 mol = 0.1 mol

menurut persamaan reaksi di atas dapat dinyatakan bahwa:banyaknya mol CuS04 . xH2O = mol CuSO4; sehingga persamaannya

24.95/ (159.5 + 18x) = 0.1   x = 5

Jadi rumus garamnya adalah CuS04 . 5H2O

 

Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Rumus empiris adalah rumus yang paling sederhana dari suatu senyawa.Rumus ini hanya menyatakan perbandingan jumlah atom-atom yang terdapat dalam molekul.Rumus empiris suatu senyawa dapat ditentukan apabila diketahui salah satu:- massa dan Ar masing-masing unsurnya- % massa dan Ar masing-masing unsurnya- perbandingan massa dan Ar masing-masing unsurnya

Rumus molekul: bila rumus empirisnya sudah diketahui dan Mr juga diketahui maka rumus molekulnya dapat ditentukan.

Contoh: Suatu senyawa C den H mengandung 6 gram C dan 1 gram H. Tentukanlah rumus empiris dan rumus molekul senyawa tersebut bila diketahui Mr nya = 28 !

Jawab: mol C : mol H = 6/12 : 1/1 = 1/2 : 1 = 1 : 2Jadi rumus empirisnya: (CH2)n

Bila Mr senyawa tersebut = 28 maka: 12n + 2n = 28   14n = 28    n = 2

Jadi rumus molekulnya : (CH2)2 = C2H4

Contoh: Untuk mengoksidasi 20 ml suatu hidrokarbon (CxHy) dalam keadaan gas diperlukan oksigen sebanyak 100 ml dan dihasilkan CO2 sebanyak 60 ml. Tentukan rumus molekul hidrokarbon tersebut !

Jawab: Persamaan reaksi pembakaran hidrokarbon secara umum

CxHy (g) + (x + 1/4 y) O2 (g) x CO2 (g) + 1/2 y H2O (l)Koefisien reaksi menunjukkan perbandingan mol zat-zat yang terlibat dalam reaksi.Menurut Gay Lussac gas-gas pada p, t yang sama, jumlah mol berbanding lurus dengan volumenya

Maka:

mol CxHy : mol O2 : mol CO2 = 1 : (x + 1/4y) : x20 : 100 : 60 = 1 : (x + 1/4y) : x1 : 5 : 3 = 1 : (x + 1/4y) : x

atau:

1 : 3 = 1 : x x = 31 : 5 = 1 : (x + 1/4y) y = 8Jadi rumus hidrokarbon tersebut adalah : C3H8

BAB IIITERMOKIMIA

A. Reaksi Eksoterm Dan Endoterm

1. Reaksi Eksoterm

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas.Pada reaksi eksoterm harga H = ( - )

Contoh : C(s) + O2(g)    CO2(g) + 393.5 kJ ; H = -393.5 kJ

2. Reaksi Endoterm

Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas.Pada reaksi endoterm harga H = ( + )

Contoh : CaCO3(s)   CaO(s) + CO2(g) - 178.5 kJ ; H = +178.5 kJ

B. Perubahan Entalpi

ntalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = QpPerubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.

a. Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm)Contoh: H2    2H - a kJ ; H= +akJ

b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)Contoh: 2H    H2 + a kJ ; H = -a kJ

Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :

1. Entalpi Pembentakan Standar ( Hf ):H untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g)    H20 (l) ; Hf = -285.85 kJ2. Entalpi Penguraian:

H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari H pembentukan).

Contoh: H2O (l)    H2(g) + 1/2 O2(g) ; H = +285.85 kJ 3. Entalpi Pembakaran Standar ( Hc ):

H untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh: CH4(g) + 2O2(g)    CO2(g) + 2H2O(l) ; Hc = -802 kJ 4. Entalpi Reaksi:

H dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.

Contoh: 2Al + 3H2SO4    Al2(SO4)3 + 3H2 ; H = -1468 kJ5. Entalpi Netralisasi:

H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.

Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq)    NaCl(aq) + H2O(l) ; H = -890.4 kJ/mol6. Hukum Lavoisier-Laplace

"Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya."Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya

Contoh:N2(g) + 3H2(g)    2NH3(g) ; H = - 112 kJ2NH3(g)    N2(g) + 3H2(g) ; H = + 112 kJ

C. Penentuan Perubahan Entalpi Dan Hukum Hess

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI

Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.

Perhitungan : H reaksi = Hfo produk - Hf

o reaktan

 HUKUM HESS

"Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir."

Contoh:

C(s) + O2(g)    CO2(g) ; H = x kJ    1 tahapC(s) + 1/2 02(g)    CO(g) ; H = y kJ

   2 tahapCO(g) + 1/2 O2(g)    CO2(g) ; H = z kJ------------------------------------------------------------ + C(s) + O2(g)    CO2(g) ; H = y + z kJ  

Menurut Hukum Hess : x = y + z

D. Energi-Energi Dan Ikatan Kimia

Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi.

Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom seperti H2, 02, N2 atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :

H reaksi = energi pemutusan ikatan - energi pembentukan ikatan  = energi ikatan di kiri - energi ikatan di kanan

Contoh:

Diketahui : 

energi ikatan

C - H = 414,5 kJ/MolC = C = 612,4 kJ/molC - C = 346,9 kJ/molH - H = 436,8 kJ/mol

Ditanya: 

H reaksi = C2H4(g) + H2(g)    C2H6(g)

 

H reaksi  = Jumlah energi pemutusan ikatan - Jumlah energi pembentukan ikatan = (4(C-H) + (C=C) + (H-H)) - (6(C-H) + (C-C))= ((C=C) + (H-H)) - (2(C-H) + (C-C))= (612.4 + 436.8) - (2 x 414.5 + 346.9)= - 126,7 kJ

BAB IVSISTEM KOLOID

A. Sistem Dispers Dan Sistem Koloid

SISTEM DISPERS

A.Dispersi kasar(suspensi)

: partikel zat yang didispersikan berukuran lebih besar dari 100 nm.

B.Dispersi koloid

: partikel zat yang didispersikan berukuran antara 1 nm - 100 nm.

C. Dispersi molekuler (larutan sejati)

: partikel zat yang didispersikan berukuran lebih kecil dari 1 nm.

Sistem koloid pada hakekatnya terdiri atas dua fase, yaitu fase terdispersi dan medium pendispersi.Zat yang didispersikan disebut fase terdispersi sedangkan medium yang digunakan untuk mendispersikan disebut medium pendispersi.

 JENIS KOLOID

Sistem koloid digolongkan berdasarkan pada jenis fase terdispersi dan medium pendispersinya.

- koloid yang mengandung fase terdispersi padat disebut sol.- koloid yang mengandung fase terdispersi cair disebut emulsi.- koloid yang mengandung fase terdispersi gas disebut buih.

B. Sifat-Sifat Koloid

Sifat-sifat khas koloid meliputi :

a. Efek TyndallEfek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya oleh partikel koloid.

b. Gerak BrownGerak Brown adalah gerak acak, gerak tidak beraturan dari partikel koloid.

Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+

 

Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2-

 

c. AdsorbsiBeberapa partikel koloid mempunyai sifat adsorbsi (penyerapan) terhadap partikel atau ion atau senyawa yang lain.Penyerapan pada permukaan ini disebut adsorbsi (harus dibedakan dari absorbsi yang artinya penyerapan sampai ke bawah permukaan).Contoh :(i) Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+.(ii) Koloid As2S3 bermuatan negatit karena permukaannya menyerap ion S2.

d. KoagulasiKoagulasi adalah penggumpalan partikel koloid dan membentuk endapan. Dengan terjadinya koagulasi, berarti zat terdispersi tidak lagi membentuk koloid.Koagulasi dapat terjadi secara fisik seperti pemanasan, pendinginan dan pengadukan atau secara kimia seperti penambahan elektrolit, pencampuran koloid yang berbeda muatan.

e. Koloid Liofil dan Koloid LiofobKoloid ini terjadi pada sol yaitu fase terdispersinya padatan dan medium pendispersinya cairan.

Koloid Liofil: sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya besar terhadap medium pendispersinya.Contoh: sol kanji, agar-agar, lem, cat

Koloid Liofob: sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya kecil terhadap medium pendispersinya.Contoh: sol belerang, sol emas.

C. Elektroferisis Dan Dialisis

ELEKTROFERESISElektroferesis adalah peristiwa pergerakan partikel koloid yang bermuatan ke salah satu elektroda.Elektrotoresis dapat digunakan untuk mendeteksi muatan partikel koloid. Jika partikel koloid berkumpul di elektroda positif berarti koloid bermuatan negatif dan jika partikel koloid berkumpul di elektroda negatif berarti koloid bermuatan positif.Prinsip elektroforesis digunakan untuk membersihkan asap dalam suatu industri dengan alat Cottrell.

 DIALISISDialisis adalah proses pemurnian partikel koloid dari muatan-muatan yang menempel pada

permukaannya.Pada proses dialisis ini digunakan selaput semipermeabel.

D. Pembuatan Koloid

1. Cara Kondensasi

Cara kondensasi termasuk cara kimia.

kondensasiPrinsip : Partikel Molekular --------------> Partikel Koloid

Reaksi kimia untuk menghasilkan koloid meliputi :

a. Reaksi Redoks2 H2S(g) + SO2(aq)     3 S(s) + 2 H2O(l)

b. Reaksi HidrolisisFeCl3(aq) + 3 H2O(l)     Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq)

c. Reaksi Substitusi2 H3AsO3(aq) + 3 H2S(g)    As2S3(s) + 6 H2O(l)

d.Reaksi PenggaramanBeberapa sol garam yang sukar larut seperti AgCl, AgBr, PbI2, BaSO4 dapat membentuk partikel koloid dengan pereaksi yang encer.AgNO3(aq) (encer) + NaCl(aq) (encer)    AgCl(s) + NaNO3(aq) (encer)

2. Cara Dispersi

Prinsip : Partikel Besar ----------------> Partikel Koloid

Cara dispersi dapat dilakukan dengan cara mekanik atau cara kimia:

a. Cara MekanikCara ini dilakukan dari gumpalan partikel yang besar kemudian dihaluskan dengan cara penggerusan atau penggilingan.

b. Cara Busur BredigCara ini digunakan untak membuat sol-sol logam.

c. Cara PeptisasiCara peptisasi adalah pembuatan koloid dari butir-butir kasar atau dari suatu endapan dengan bantuan suatu zat pemeptisasi (pemecah).Contoh:- Agar-agar dipeptisasi oleh air ; karet oleh bensin.- Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S ; endapan Al(OH)3 oleh AlCl3

BAB VKECEPATAN REAKSI

A. KONSENTRASI DAN KECEPATAN REAKSI

Kecepatan reaksi adalah banyaknya mol/liter suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain dalam setiap satuan waktu.

Untuk reaksi: aA + bB    mM + nNmaka kecepatan reaksinya adalah:

1 (dA) 1 d(B) 1 d(M) 1 d(N)V = - ------- = - ------- = + -------- = + ----------

a dt b dt m dt n dt

dimana:

- 1/a . d(A) /dt = rA= kecepatan reaksi zat A = pengurangan konsentrasi zat A per satuan wakru.

- 1/b . d(B) /dt = rB= kecepatan reaksi zat B = pengurangan konsentrasi zat B per satuan waktu.

- 1/m . d(M) /dt = rM= kecepatan reaksi zat M = penambahan konsentrasi zat M per satuan waktu.

- 1/n . d(N) /dt = rN= kecepatan reaksi zat N = penambahan konsentrasi zat N per satuan waktu.

Pada umumnya kecepatan reaksi akan besar bila konsentrasi pereaksi cukup besar. Dengan berkurangnya konsentrasi pereaksi sebagai akibat reaksi, maka akan berkurang pula kecepatannya.

Secara umum kecepatan reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut:

V = k(A) x (B) y

dimana:

V = kecepatan reaksik = tetapan laju reaksix = orde reaksi terhadap zat Ay = orde reaksi terhadap zat B

(x + y) adalah orde reaksi keseluruhan(A) dan (B) adalah konsentrasi zat pereaksi.

B. Orde Reaksi

Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi.Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan.

Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi :

v = k (A) (B) 2

persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap zat A dan merupakan reaksi orde 2 terhadap zat B. Secara keselurahan reaksi tersebut adalah reaksi orde 3.

Contoh soal:

Dari reaksi 2NO(g) + Br2(g)    2NOBr(g)

dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:

No. (NO) mol/l (Br2) mol/lKecepatan Reaksi

mol / 1 / detik1. 0.1 0.1 122. 0.1 0.2 243. 0.1 0.3 364. 0.2 0.1 485. 0.3 0.1 108

Pertanyaan:

a. Tentukan orde reaksinya !b. Tentukan harga k (tetapan laju reaksi) !

Jawab:

a. Pertama-tama kita misalkan rumus kecepatan reaksinya adalah V = k(NO)x(Br2)y : jadi kita harus mencari nilai x den y.Untuk menentukan nilai x maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap Br2 tidak berubah, yaitu data (1) dan (4).Dari data ini terlihat konsentrasi NO naik 2 kali sedangkan kecepatan reaksinya naik 4 kali maka :

2x = 4    x = 2 (reaksi orde 2 terhadap NO)

Untuk menentukan nilai y maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap NO tidak

berubah yaitu data (1) dan (2). Dari data ini terlihat konsentrasi Br2 naik 2 kali, sedangkan kecepatan reaksinya naik 2 kali, maka :

2y = 2    y = 1 (reaksi orde 1 terhadap Br2)

Jadi rumus kecepatan reaksinya : V = k(NO)2(Br2) (reaksi orde 3)

b. Untuk menentukan nilai k cukup kita ambil salah satu data percobaan saja misalnya data (1), maka:

V = k(NO)2(Br2)12 = k(0.1)2(0.1)

k = 12 x 103 mol-212det-1

C. Teori Tumbukan Dan Teori Keadaan Transisi

Teori tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi. Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumiah tumbukan yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan yang terjadi persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan konsentrasi B. Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.

TEORI TUMBUKAN INI TERNYATA MEMILIKI BEBERAPA KELEMAHAN, ANTARA LAIN :

- tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi = energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan (Ea).

 - molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama

jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya.

Teori tumbukan di atas diperbaiki oleh tcori keadaan transisi atau teori laju reaksi absolut. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang bereaksi dalam tujuannya menuju ke keadaan akhir (produk). Keadaan tersebut dinamakan keadaan transisi. Mekanisme reaksi keadaan transisi dapat ditulis sebagai berikut:

A + B    T* --> C + D

dimana:

- A dan B adalah molekul-molekul pereaksi- T* adalah molekul dalam keadaan transisi- C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi

SECARA DIAGRAM KEADAAN TRANSISI INI DAPAT DINYATAKAN SESUAI KURVA BERIKUT

Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (Ea) merupakan energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal tersebut berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan transisi (T*) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C + D).

Catatan :energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat melangsungkan reaksi.

D. Tahap Menuju Kecepatan Reaksi

Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.

Contoh: 4 HBr(g) + O2(g)   2 H2O(g) + 2 Br2(g)

Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2 bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :

Tahap 1: HBr + O2    HOOBr (lambat)Tahap 2: HBr + HOOBr    2HOBr (cepat)Tahap 3: (HBr + HOBr    H2O + Br2) x 2 (cepat)  ------------------------------------------------------ +    4 HBr + O2 --> 2H2O + 2 Br2  

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.

Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut "mekanisme reaksi" dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.

E. FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KECEPATAN REAKSI

Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi antara lain konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, suhu dan katalisator.

1. KONSENTRASI

Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makinbesar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.

 

2. SIFAT ZAT YANG BEREAKSI

Sifat mudah sukarnya suatu zat bereaksi akan menentukan kecepatan berlangsungnya reaksi.

Secara umum dinyatakan bahwa:

- Reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat.Hal ini disebabkan oleh adanya gaya tarik menarik antara ion-ion yang muatannya berlawanan.

Contoh: Ca2+(aq) + CO32+(aq)   CaCO3(s)

Reaksi ini berlangsung dengan cepat.

 - Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat.

Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi.

Contoh: CH4(g) + Cl2(g)    CH3Cl(g) + HCl(g)Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi misalnya cahaya matahari.

3. SUHU

Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS:

k = A . e-E/RT

dimana:

k : tetapan laju reaksiA : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksiE : energi pengaktifanR : tetapan gas universal = 0.0821.atm/moloK = 8.314 joule/moloKT : suhu reaksi (oK)

 

4. KATALISATOR

Katalisator adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi.

Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.

BAB VIKESETIMBANGAN KIMIA

A. Keadaan Kesetimbangan

Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik. Apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang. Secara umum reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai:

A  +  B     C  +  D

 ADA DUA MACAM SISTEM KESETIMBANGAN, YAITU :

1. Kesetimbangan dalam sistem homogena. Kesetimbangan dalam sistem gas-gas

Contoh: 2SO2(g) + O2(g)     2SO3(g)

b. Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutanContoh: NH4OH(aq)     NH4

+(aq) + OH- (aq)

2. Kesetimbangan dalam sistem heterogena. Kesetimbangan dalam sistem padat gas

Contoh: CaCO3(s)     CaO(s) + CO2(g)

b. Kesetimbangan sistem padat larutanContoh: BaSO4(s)     Ba2

+(aq) + SO42- (aq)

c. Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gasContoh: Ca(HCO3)2(aq)      CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

B. Hukum KesetimbanganHukum Guldberg dan Wange:

Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali konsentrasi pereaksi yang sisa dimana masing-masing konsentrasi itu dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap.

Pernyataan tersebut juga dikenal sebagai hukum kesetimbangan.Untuk reaksi kesetimbangan: a A + b B     c C + d D maka:

Kc = (C)c x (D)d / (A)a x (B)b

Kc adalah konstanta kesetimbangan yang harganya tetap selama suhu tetap.

BEBERAPA HAL YANG HARUS DIPERHATIKAN

- Jika zat-zat terdapat dalam kesetimbangan berbentuk padat dan gas yang dimasukkan dalam, persamaan kesetimbangan hanya zat-zat yang berbentuk gas saja sebab konsentrasi zat padat adalah tetap den nilainya telah terhitung dalam harga Kc itu.

Contoh: C(s) + CO2(g)     2CO(g)Kc = (CO)2 / (CO2)

- Jika kesetimbangan antara zat padat dan larutan yang dimasukkan dalam perhitungan Kc hanya konsentrasi zat-zat yang larut saja.

Contoh: Zn(s) + Cu2+(aq)     Zn2+(aq) + Cu(s)Kc = (Zn2+) / (CO2+)

- Untuk kesetimbangan antara zat-zat dalam larutan jika pelarutnya tergolong salah satu reaktan atau hasil reaksinya maka konsentrasi dari pelarut itu tidak dimasukkan dalam perhitungan Kc.

Contoh: CH3COO-(aq) + H2O(l)     CH3COOH(aq) + OH-(aq)Kc = (CH3COOH) x (OH-) / (CH3COO-)

 Contoh soal:

1. Satu mol AB direaksikan dengan satu mol CD menurut persamaan reaksi:

AB(g) + CD(g)     AD(g) + BC(g)

Setelah kesetimbangan tercapai ternyata 3/4 mol senyawa CD berubah menjadi AD dan BC. Kalau volume ruangan 1 liter, tentukan tetapan kesetimbangan untuk reaksi ini !

Jawab:

Perhatikan reaksi kesetimbangan di atas jika ternyata CD berubah (bereaksi) sebanyak 3/4 mol maka AB yang bereaksi juga 3/4 mol (karena koefsiennya sama). Dalam keadaan kesetimbangan:

(AD) = (BC) = 3/4 mol/l(AB) sisa = (CD) sisa = 1 - 3/4 = 1/4 n mol/l

Kc = [(AD) x (BC)]/[(AB) x (CD)] = [(3/4) x (3/4)]/[(1/4) x (1/4)] = 9

2. Jika tetapan kesetimbangan untuk reaksi:

A(g) + 2B(g)     4C(g)

sama dengan 0.25, maka berapakah besarnya tetapan kesetimbangan bagi reaksi:2C(g)     1/2A(g) + B(g)

Jawab:

- Untuk reaksi pertama: K1 = (C)4/[(A) x (B)2] = 0.25- Untuk reaksi kedua : K2 = [(A)1/2 x (B)]/(C)2

- Hubungan antara K1 dan K2 dapat dinyatakan sebagai:   K1 = 1 / (K2)2    K2 = 2

C. Pergeseran Kesetimbangan

Azas Le Chatelier menyatakan: Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya.

Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan.

Bagi reaksi: 

A  +  B       C  +  D

 KEMUNGKINAN TERJADINYA PERGESERAN

1.  Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A dan Bherkurang, sedangkan C dan D bertambah.

2. Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan Dherkurang, sedangkan A dan B bertambah.

FAKTOR-FAKTOR YANG DAPAT MENGGESER LETAK KESETIMBANGAN ADALAH :

a. Perubahan konsentrasi salah satu zatb. Perubahan volume atau tekananc. Perubahan suhu

1. PERUBAHAN KONSENTRASI SALAH SATU ZAT

Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut.

Contoh: 2SO2(g) + O2(g)     2SO3(g)

- Bila pada sistem kesetimbangan ini ditambahkan gas SO2, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.- Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O2, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

2. PERUBAHAN VOLUME ATAU TEKANAN

Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan perubahan volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa pergeseran kesetimbangan.

Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien Reaksi Kecil.

Jika tekanan diperkecil = volume diperbesar, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien reaksi besar.

Pada sistem kesetimbangan dimana jumlah koefisien reaksi sebelah kiri = jumlah koefisien sebelah kanan, maka perubahan tekanan/volume tidak menggeser letak kesetimbangan.

Contoh: 

N2(g) + 3H2(g)     2NH3(g)

Koefisien reaksi di kanan = 2Koefisien reaksi di kiri = 4

- Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (= volume diperkecil), maka kesetimbangan akanbergeser ke kanan.

- Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (= volume diperbesar), maka kesetimbangan akanbergeser ke kiri.

 

C. PERUBAHAN SUHU

Menurut Van't Hoff:

- Bila pada sistem kesetimbangan subu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm).

-  Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm).

Contoh:

2NO(g) + O2(g)   2NO2(g) ; H = -216 kJ

- Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

- Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.

D. Pengaruh Katalisator Terhadap Kesetimbangan Dan Hubungan Antara Harga Kc Dan Kp

PENGARUH KATALISATOR TERHADAP KESETIMBANGAN

Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepat tercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan (harga tetapan kesetimbangan Kc tetap), hal ini disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke kanan dan ke kiri sama besar.

 HUBUNGAN ANTARA HARGA Kc DENGAN Kp

Untuk reaksi umum:

a A(g) + b B(g)     c C(g) + d D(g)

Harga tetapan kesetimbangan:

Kc = [(C)c . (D)d] / [(A)a . (B)b]

Kp = (PCc x PD

d) / (PAa x PB

b)

dimana: PA, PB, PC dan PD merupakan tekanan parsial masing-masing gas A, B. C dan D.

Secara matematis, hubungan antara Kc dan Kp dapat diturunkan sebagai:

Kp = Kc (RT) n

dimana n adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah koefisien gas kiri).

Contoh:

Jika diketahui reaksi kesetimbangan:

CO2(g) + C(s)     2CO(g)

Pada suhu 300o C, harga Kp= 16. Hitunglah tekanan parsial CO2, jika tekanan total dalaun ruang 5 atm!

Jawab:

Misalkan tekanan parsial gas CO = x atm, maka tekanan parsial gas CO2 = (5 - x) atm.

Kp = (PCO)2 / PCO2 = x2 / (5 - x) = 16     x = 4

Jadi tekanan parsial gas CO2 = (5 - 4) = 1 atm

E. Kesetimbangan Disosiasi

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana.

Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.

Contoh:

2NH3(g)     N2(g) + 3H2(g)

besarnya nilai derajat disosiasi ():

= mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula

Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:

a = 0 berarti tidak terjadi penguraiana = 1 berarti terjadi penguraian sempurna0 < < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian).

Contoh:

Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan

      N2O4(g)    2NO2(g)

banyaknya mol N2O4 dan NO2 pada keadaan setimbang adalah sama.

Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?

Jawab:

Misalkan mol N2O4 mula-mula = a molmol N2O4 yang terurai = a mol   mol N2O4 sisa = a (1 - ) molmol NO2 yang terbentuk = 2 x mol N2O4 yang terurai = 2 a mol

Pada keadaan setimbang:

mol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk

a(1 - ) = 2a   1 - = 2   = 1/3

BAB VIILARUTAN

A. Pendahuluan

LARUTAN adalah campuran homogen dua zat atau lebih yang saling melarutkan dan masing-masing zat penyusunnya tidak dapat dibedakan lagi secara fisik.

Larutan terdiri atas zat terlarut dan pelarut.Berdasarkan daya hantar listriknya (daya ionisasinya), larutan dibedakan dalam dua macam, yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit.

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.

Larutan ini dibedakan atas :

1. ELEKTROLIT KUAT

Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar listrik yang kuat, karena zat terlarutnya didalam pelarut (umumnya air), seluruhnya berubah menjadi ion-ion (alpha = 1).

Yang tergolong elektrolit kuat adalah:

a. Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl03, H2SO4, HNO3 dan lain-lain.b. Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH,

KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.c. Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain

 2. ELEKTROLIT LEMAH

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang daya hantar listriknya lemah dengan harga derajat ionisasi sebesar: O < alpha < 1.

Yang tergolong elektrolit lemah:

a. Asam-asam lemah, seperti : CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S dan lain-lainb. Basa-basa lemah seperti : NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lainc. Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO4, PbI2 dan lain-lain

Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, karena zat terlarutnya di dalam pelarut tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak mengion).

Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:

- Larutan urea- Larutan sukrosa- Larutan glukosa- Larutan alkohol dan lain-lain

B. Konsentrasi Larutan Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara zat terlarut dan pelarut.Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya:

1. FRAKSI MOL

Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan.

Fraksi mol dilambangkan dengan X.

Contoh:Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B. maka:

XA = nA / (nA + nB) = 3 / (3 + 7) = 0.3

XB = nB /(nA + nB) = 7 / (3 + 7) = 0.7

* XA + XB = 1

2. PERSEN BERAT

Persen berat menyatakan gram berat zat terlarut dalam 100 gram larutan.

Contoh:Larutan gula 5% dalam air, artinya: dalam 100 gram larutan terdapat :

- gula = 5/100 x 100 = 5 gram

- air = 100 - 5 = 95 gram

3. MOLALITAS (m)

Molalitas menyatakan mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut.

Contoh:Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air !

- molalitas NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m

4. MOLARITAS (M)

Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

Contoh:Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ?

- molaritas H2SO4 = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M

5. NORMALITAS (N)

Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter larutan. Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+. Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-.

Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :

N = M x valensi

BAB VIIIEKSPONEN HIDROGEN

A. Pendahuluan

Besarnya konsentrasi ion H+ dalam larutan disebut derajat keasaman.Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH.

pH = - log [H+]

Untuk air murni (25oC): [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l

pH = - log 10-7 = 7

Atas dasar pengertian ini, ditentukan:

- Jika nilai pH = pOH = 7, maka larutan bersifat netral

- Jika nilai pH < 7, maka larutan bersifat asam

- Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa

- Pada suhu kamar: pKw = pH + pOH = 14

B. Menyatakan pH Larutan Asam

Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.

1. pH Asam Kuat

Bagi asam-asam kuat ( = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).

Contoh: 

1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !

Jawab:

HCl(aq)   H+(aq) + Cl-(aq)[H+] = [HCl] = 0.01 = 10-2 MpH = - log 10-2 = 2

2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !

Jawab:

H2SO4(aq)   2 H+(aq) + SO42-(aq)

[H+] = 2[H2SO4] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 MpH = - log 10-1 = 1

  2. pH Asam Lemah

Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya 1 (0 < < 1) maka besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H+] dengan rumus

[H+] = Ca . Ka)

dimana:

Ca = konsentrasi asam lemahKa = tetapan ionisasi asam lemah

Contoh:

Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5

Jawab:

Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1 M[H+] = Ca . Ka) = 10-1 . 10-5 = 10-3 MpH = -log 10-3 = 3

C. Menyatakan pH Larutan Basa

Prinsip penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah.

1. pH Basa Kuat

Untuk menentukan pH basa-basa kuat ( = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai

pOH larutan dari konsentrasi basanya.

Contoh:

a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M !b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M !

Jawab:

a. KOH(aq)   K+(aq) + OH-(aq)[OH-] = [KOH] = 0.1 = 10-1 MpOH = - log 10-1 = 1pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13

b. Ca(OH)2(aq)   Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)[OH-1] = 2[Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10-2 MpOH = - log 2.10-2 = 2 - log 2pH = 14 - pOH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2

 2. pH Basa Lemah

Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya 1, maka untuk menyatakan konsentrasi ion OH- digunakan rumus:

[OH-] = Cb . Kb)

dimana:

Cb = konsentrasi basa lemahKb = tetapan ionisasi basa lemah

Contoh:

Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5 !

Jawab:

[OH-] = Cb . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 MpOH = - log 10-4 = 4pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10

D. Larutan Buffer

Larutan buffer adalah:

a. Campuran asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut.Contoh: - CH3COOH dengan CH3COONa- H3PO4 dengan NaH2PO4

b. Campuran basa lemah dengan garam dari basa lemah tersebut.Contoh:- NH4OH dengan NH4Cl

Sifat larutan buffer: - pH larutan tidak berubah jika diencerkan.- pH larutan tidak berubah jika ditambahkan ke dalamnya sedikit asam atau basa.

 

CARA MENGHITUNG LARUTAN BUFFER

1. Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH < 7) digunakan rumus:

[H+] = Ka. Ca/Cg

pH = pKa + log Ca/Cg

dimana:Ca = konsentrasi asam lemahCg = konsentrasi garamnyaKa = tetapan ionisasi asam lemah

Contoh:

Hitunglah pH larutan yang terdiri atas campuran 0.01 mol asam asetat dengan 0.1 mol natrium Asetat dalam 1 1iter larutan !Ka bagi asam asetat = 10-5

Jawab:

Ca = 0.01 mol/liter = 10-2 MCg = 0.10 mol/liter = 10-1 M

pH= pKa + log Cg/Ca = -log 10-5 + log-1/log-2 = 5 + 1 = 6

  2. Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengan garamnya

(larutannya akan selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus:

[OH-] = Kb . Cb/Cg

pOH = pKb + log Cg/Cb

dimana:Cb = konsentrasi base lemahCg = konsentrasi garamnyaKb = tetapan ionisasi basa lemah

Contoh:

Hitunglah pH campuran 1 liter larutan yang terdiri atas 0.2 mol NH4OH dengan 0.1 mol HCl ! (Kb= 10-5)

Jawab:

NH4OH(aq) + HCl(aq)  NH4Cl(aq) + H2O(l)

mol NH4OH yang bereaksi = mol HCl yang tersedia = 0.1 molmol NH4OH sisa = 0.2 - 0.1 = 0.1 mol

mol NH4Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 molKarena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH4Cl) maka campurannya akan membentukLarutan buffer.

Cb (sisa) = 0.1 mol/liter = 10-1 MCg (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10-1 MpOH = pKb + log Cg/Cb = -log 10-5 + log 10-1/10-1 = 5 + log 1 = 5

pH = 14 - p0H = 14 - 5 = 9

E. Hidrolisis

Hidrolisis adalah terurainya garam dalam air yang menghasilkan asam atau basa.

ADA EMPAT JENIS GARAM, YAITU :

1. Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa kuat (misalnya NaCl, K2SO4 dan lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk jenis garam yang demikian nilai pH = 7 (bersifat netral).

2. Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa lemah (misalnya NH4Cl, AgNO3 dan lain-lain) hanya kationnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH < 7 (bersifat asam).

3. Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa kuat (misalnya CH3COOK, NaCN dan lain-lain) hanya anionnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH > 7 (bersifat basa).

4. Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa lemah (misalnya CH3COONH4, Al2S3 dan lain-lain) mengalami hidrolisis total (sempurna). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka den Kb.

F. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah

Karena untuk jenis ini garamnya selalu bersifat asam (pH < 7) digunakan persamaan:

[H+] = Kh . Cg

dimana :

Kh = Kw/Kb

Kh = konstanta hidrolisis

Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

pH = 1/2 (pKW - pKb - log Cg)

 

Contoh:

Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.1 M NH4Cl ! (Kb = 10-5)

Jawab:

NH4Cl adalah garam yang bersifat asam, sehingga pH-nya kita hitung secara langsung.

pH = 1/2 (pKw - pKb - log Cg)= 1/2 (-log 10-14 + log 10-5 - log 10-1)= 1/2 (14 - 5 + 1)= 1/2 x 10= 5

G. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Lemah

Untuk jenis garam ini larutannya selalu bersifat basa (pH > 7), dan dalam perhitungan digunakan persamaan:

[OH-] = Kh . Cg

dimana:

Kh = Kw/Ka

Kh = konstanta hidrolisis

Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

pH = 1/2 (pKw + pKa + log Cg)

 

Contoh:

Hitunglah pH larutan dari 100 ml 0.02 M NaOH dengan 100 ml 0.02 M asam asetat ! (Ka = 10-5).

Jawab:

NaOH + CH3COOH CH3COONa + H2O

- mol NaOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol

- mol CH3COOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol

Karena mol basa yang direaksikannya sama dengan mol asam yang direaksikan, maka tidak ada yang tersisa, yang ada hanya mol garam (CH3COONa) yang terbentuk.

- mol CH3COONa = 0.002 mol (lihat reaksi)- Cg = 0.002 mol/200 ml = 0.002 mol/0.2 liter = 0.01 M = 10-2 M- Nilai pH-nya akan bersifat basa (karena garamnya terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat), besarnya:

pH = 1/2 (pKw + pKa + log Cg)= 1/2 (14 + 5 + log 10-2)= 1/2 (19 - 2)= 8.5

BAB IXTEORI ASAM BASA DAN STOKIOMETRI LARUTAN

A. Teori Asam Basa1. MENURUT ARRHENIUS

Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+.

Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH-.

Contoh:

1) HCl(aq)      H+(aq) + Cl-(aq)2) NaOH(aq)   Na+(aq) + OH-(aq)

2. MENURUT BRONSTED-LOWRY

Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.

Contoh:

1) HAc(aq) + H2O(l)   H3O+(aq) + Ac-(aq)    asam-1    basa-2        asam-2       basa-1

HAc dengan Ac- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.H3O+ dengan H2O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

2) H2O(l) + NH3(aq)   NH4+(aq) + OH-(aq)

    asam-1   basa-2          asam-2     basa-1

H2O dengan OH- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.NH4

+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

B. Stokiometri Larutan

Pada stoikiometri larutan, di antara zat-zat yang terlibat reaksi, sebagian atau seluruhnya berada dalam bentuk larutan.

1. Stoikiometri dengan Hitungan Kimia Sederhana

Soal-soal yang menyangkut bagian ini dapat diselesaikan dengan cara hitungan kimia sederhana yang menyangkut hubungan kuantitas antara suatu komponen dengan

komponen lain dalam suatu reaksi.

Langkah-langkah yang perlu dilakukan adalah:a. menulis persamann reaksib. menyetarakan koefisien reaksic. memahami bahwa perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol

Karena zat yang terlibat dalam reaksi berada dalam bentuk larutan, maka mol larutan dapat dinyatakan sebagai:

n = V . M

dimana:

n = jumlah molV = volume (liter)M = molaritas larutan

Contoh:

Hitunglah volume larutan 0.05 M HCl yang diperlukan untuk melarutkan 2.4 gram logam magnesium (Ar = 24).

Jawab:

Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)24 gram Mg = 2.4/24 = 0.1 molmol HCl = 2 x mol Mg = 0.2 molvolume HCl = n/M = 0.2/0.25 = 0.8 liter

 2. Titrasi

Titrasi adalah cara penetapan kadar suatu larutan dengan menggunakan larutan standar yang sudah diketahui konsentrasinya. Motode ini banyak dilakukan di laboratorium. Beberapa jenis titrasi, yaitu:1. titrasi asam-basa2. titrasi redoks3. titrasi pengendapan

Contoh:

1. Untuk menetralkan 50 mL larutan NaOH diperlukan 20 mL larutan 0.25 M HCl.Tentukan kemolaran larutan NaOH !

Jawab:

NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)mol HCl = 20 x 0.25 = 5 m molBerdasarkan koefisien reaksi di atas.mol NaOH = mol HCl = 5 m molM = n/V = 5 m mol/50mL = 0.1 M

2. Sebanyak 0.56 gram kalsium oksida tak murni dilarutkan ke dalam air. Larutan ini tepat dapat dinetralkan dengan 20 mL larutan 0.30 M HCl.Tentukan kemurnian kalsium oksida (Ar: O=16; Ca=56)!

Jawab:

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq)Ca(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + 2 H2O(l)mol HCl = 20 x 0.30 = 6 m molmol Ca(OH)2 = mol CaO = 1/2 x mol HCl = 1/2 x 6 = 3 m molmassa CaO = 3 x 56 = 168 mg = 0.168 gramKadar kemurnian CaO = 0.168/0.56 x 100% = 30%

BAB XZAT RADIOAKTIF

A. Keradioaktifan Alam

Definisi : Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari unsur-unsur yang bersifat radiokatif

MACAMNYA

KERADIOAKTIFAN ALAM

- Terjadi secara spontan

Misalnya: 92238 U   90

224 Th + 24 He

1. Jenis peluruhan

a. Radiasi Alfa     - terdiri dari inti 2

4 He    - merupakan partikel yang massif    - kecepatan 0.1 C    - di udara hanya berjalan beberapa cm sebelum menumbuk      molekul udara

b. Radiasi Beta     - terdiri dari elektron -1

0 e atau -10 beta

    - terjadi karena perubahan neutron 01 n 1

1 p + -10 e

    - di udara kering bergerak sejauh 300 cm

c. Radiasi Gamma     - merupakan radiasi elektromagnetik yang berenergi tinggi    - berasal dari inti    - merupakan gejala spontan dari isotop radioaktif

d. Emisi Positron     - terdiri dari partikel yang bermuatan positif dan hampir sama      dengan elektron    - terjadi dari proton yang berubah menjadi neutron 1

1 p 01

        n + +10 e

e. Emisi Neutron     - tidak menghasilkan isotop unsur lain

  2. Kestabilan inti

- Pada umumnya unsur dengan nomor atom lebih besar dari 83

  adalah radioaktif.- Kestabilan inti dipengaruhi oleh perbandingan antara neutron dan  proton di dalam inti.

    * isotop dengan n/p di atas pita kestabilan menjadi stabil dengan       memancarkan partikel beta.    * isotop dengan n/p di bawah pita kestabilan menjadi stabil       dengan menangkap elektron.    * emisi positron terjadi pada inti ringan.    * penangkapan elektron terjadi pada inti berat.

  3. Deret keradioaktifan

Deret radioaktif ialah suatu kumpulan unsur-unsur hasil peluruhan suatu radioaktif yang berakhir dengan terbentuknya unsur yang stabil.

a. Deret Uranium-Radium

    Dimulai dengan  92 238 U dan berakhir dengan  82

206 Pb

b. Deret Thorium

    Dimulai oleh peluruhan  90 232 Th dan berakhir dengan  82

208 Pb

c. Deret Aktinium

    Dimulai dengan peluruhan 92 235 U dan berakhir dengan  82

207 Pb

d. Deret Neptunium

    Dimulai dengan peluruhan  93 237 Np dan berakhir dengan  83

209     Bi

B. Keradioaktifan Buatan, Rumus Dan Ringkasan

KERADIOAKTIFAN BUATAN

Perubahan inti yang terjadi karena ditembak oleh partikel.

Prinsip penembakan:

o Jumlah nomor atom sebelum penembakan = jumlah nomor atom setelah penembakan.

o Jumlah nomor massa sebelum penembakan = jumlah nomor massa setelah penembakan.

Misalnya:  714 N +  2

4 He   817 O + 1

1 p

RUMUS

k = (2.3/t) log (No/Nt)

k = 0.693/t1/2

t = 3.32 . t1/2 . log No/Nt

k = tetapan laju peluruhant = waktu peluruhanNo = jumlah bahan radioaktif mula-mulaNt = jumlah bahan radioaktif pada saat tt1/2 = waktu paruh

RINGKASAN

1. Kestabilan inti: umumnya suatu isotop dikatakan tidak stabil bila:a. n/p > (1-1.6)  b. e > 83 

e = elektronn = neutronp = proton

2. Peluruhan radioaktif:a. Nt = No . e-1

b. 2.303 log No/Nt = k . t c. k . t1/2 = 0.693d. (1/2)n = Nt/No

    t1/2 x n = t

No = jumiah zat radioaktif mula-mula (sebelum meluruh)Nt = jumiah zat radioaktif sisa (setelah meluruh)k = tetapan peluruhant = waktu peluruhant1/2 = waktu paruh n = faktor peluruhan

Contoh:

1. Suatu unsur radioaktif mempunyai waktu paruh 4 jam. Dari sejumlah No unsur tersebut setelah 1 hari berapa yang masih tersisa ?

Jawab:

t1/2 = 4 jam ; t= 1 hari = 24 jamt1/2 x n = t n = t/t1/2 = 24/4 = 6(1/2)n = Nt/No (1/2)6 = Nt/No Nt = 1/64 No

2. 400 gram suatu zat radioaktif setelah disimpan selama 72 tahun ternyata masih tersisa sebanyak 6.25 gram. Berapakah waktu paruh unsur radioaktif tersebut ?

Jawab:

No = 400 gramNt = 6.25 gramt = 72 tahun

(1/2)n = Nt/No = 6.25/400 = 1/64 = (1/2)6

n = 6 (n adalah faktor peluruhan)

t = t1/2 x n t1/2 = t/n = 72/6 = 12 tahun

BAB XIKIMIA LINGKUNGAN

DEFINISIBagian dari ilmu kimia yang mempelajari pengaruh dari bahan kimia terhadap lingkungan.

KETENTUANKimia lingkungan mempelajari zat-zat kimia yang penggunaannya dapat menguntungkan dibidang kemajuan teknologi tetapi hasil-hasil sampingannya merugikan, serta cara pencegahannya.

MACAMNYA1. Pencemaran udara2. Pencemaran air3. Pencemaran tanah

1. Pencemaran udara

 

a.Karbon monoksida (CO)- tidak berwarna dan tidak barbau- bersifat racun karena dapat berikatan dengan hemoglobin CO   + Hb COHb- kemampuan Hb untuk mengikat CO jauh lebih besar dan O2,   akibatnya darah kurang berfungsi sebagai pengangkut 02

 

b.Belerangdioksida (SO2)- berasal dari: gunung api, industri pulp dengan proses sulfit dan   hasil pembakaran bahan bakar yang mengandung belerang (S)- warna gas : coklat- bersifat racun bagi pernafasan karena dapat mengeringkan   udara

 

c.Oksida nitrogen (NO dan NO2)- pada pembakaran nitrogen, pembakaran bahan industri dan   kendaraan bermotor - di lingkungan yang lembab, oksida nitrogen dapat membentuk   asam nitrat yang bersifat korosif

 

d. Senyawa karbon- dengan adanya penggunaan dari beberapa senyawa karbon di    bidang pertanian, kesehatan dan peternakan, misalnya    kelompok organoklor- organoklor tersebut: insektisida, fungisida dan herbisida

2. Pencemaran air

  a. Menurunnya pH air memperbesar sifat korosi air pada Fe dan dapat mengakibatkan terganggunyakehidupan organisme air.

  b. Kenaikan suhu air mengakibatkan kelarutan O2 berkurang.

  c. Adanya pembusukan zat-zat organik yang mengubah warna, bau dan rasa air.Syarat air sehat:- tidak berbau dan berasa- harga DO tinggi dan BOD rendah

3. Pencemaran tanah

  - Adanya bahan-bahan sintetik yang tidak dapat dihancurkan oleh   mikroorganisme seperti plastik.- Adanya buangan kimia yang dapat merusak tanah.

4. Dampak polusi

  JENIS POLUTAN D A M P A K

CO Racun sebab afinitasnya terhadap Hb besar

NO Peningkatan radiasi ultra violet sebab NO menurunkan kadar O3 (filter ultra violet)

Freon s d a

NO2 Racun paru

Minyak Ikan mati sebab BOD naik

Limbah industri Ikan mati sebab BOD naik

Pestisida Racun sebab pestisida adalah organoklor

Pupuk Tumbuhan mati kering sebab terjadi plasmolisis cairan sel

BAB XIIKIMIA TERAPAN DAN TERPAKAI

DEFINISI

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari reaksi-reaksi kimia yang dapat dimanfaatkan dalam proses industri untuk mengolah bahan asal menjadi bahan jadi atau bahan setengah jadi.

A. Sabun1. PENGERTIAN

Garam dari asam lemak dengan KOH/NaOH

 2. JENIS

O

Lunak : R C OK

O

Keras : R C ONa

 3. SIFAT

1. Mengandung alkali bebas kualitas rendah2. Dalam H2koloid3. Dalam air sadah kurang membuih

4. PEMBUATAN

Lemak / Minyak + NaOH / KOH

B. Detergen1. PENGERTIAN

Garam Natrium dari Asam Sulfonat

2. SIFAT

Fisis- Ujung non polar : R - O (hidrofob)- Ujung polar : SO3Na (hidrofil)

Terhadap JASAD RENIK- Rantai C-nya lurus : Biogradable- Rantai C-nya bercabang : Unbiogradable

Kimiawi- Dapat melarutkan lemak- Tak dipengaruhi kesadahan air

3. PEMBUATAN

ROH + H2SO4 ROSO3H + H2O

ROSO3H + NaOH ROSO3Na + H2O

C. Bensin1. KOMPOSISI

- Iso oktan (= 2, 2, 4 - trimetil pentana)- n heptan (menimbulkan knocking)

2. BILANGAN OKTAN

Kadar iso oktan dalam bensin

3. KOMERSIAL

- Premium bilangan oktan + 80- Premix bilangan oktan + 94

4. SENYAWA ANTI KNOCKING

Tetra etil lead (C2H5)4Pb

5. BENSIN CRACKING

Diperoleh melalui proses pemutusan Hidrokarbon

C12H26 ———————————> C6H14 + C6H12

           425 C 25 atm

D. Pupuk

JENIS PUPUK

1. Pupuk Alam- Kompos- Pupuk Hijau- Pupuk Kandang

 2. Pupuk Buatan

a. Pupuk Nitrogen- Za = (NH4)2SO4

- A.S.N = Amonium Sulfat Nitrat- Urea = CO(NH2)2

b. Pupuk Kalium N.P.K

c.Pupuk Pospor- Enkel Superpospat- Double Superpospat- Triple Superpospat

Catatan :

Fungsi Pupuk : Mensuplai kebutuhan akan unsur-unsur tertentu

E. Air

H2O merupakan pelarut universal

1.Menurut Tempatnya a. Air Tanahb. Air Permukaan Sungaic. Air Hujan

2. Menurut Kandungan Mineral

a. Air Murnib. Air Tak Murni

- Air Minum- Air mineral Air Pelikan dan Air Sadah

F. Kesadahan

Air Sadah mengandung Ca2+ dan Mg2+

1. Jenis

a. Tetap bila anionnya SO42- / Cl-

....pelunakannya diberi Na2CO3

b. Sementara bila anionnya HCO3-

....pengendapannya Dipanaskan dan Diberi Kapur2. Dampak

a. Memboroskan

b.Sabun Menimbulkan Baru Ginjal

c.Menimbulkan Kerak Pada Dasar Ketel

G. Zat Tambahan Pada Makanan

Zat-zat makanan yang diperlukan tubuh adalah

- karbohidrat- lemak- protein- vitamin- mineral- air

Tetapi, selain zat-zat makanan tersebut di atas, di dalam makanan kita masih terdapat zat-zat lain yang pada umumnya tidak mempunyai nilai gizi.

Zat-zat ini disebut zat tambahan (additives) pada makanan, yaitu :

1. Zat tambahan untuk membuat makanan menjadi lebih menarik kelihatannya, lebih sedap bau dan rasanya dan lebih awet bila disimpan.

2. Zat tambahan yang bercampur dengan makanan pada waktu dalam proses penyediaan/pembuatan bahan makanan.

Zat tambahan im harus aman penggunaannya, yaitu tidak mengganggu kesehatan.

URAIAN BEBERAPA ZAT TAMBAHAN

1. Zat warna: tujuan penambahan ialah membuat makanan lebih menarik.

Ada 2 macam zat warna:

a. Zat Warna Nabati, yaitu yang berasal dari alam/tumbuh-tumbuhan. seperti warna hijau dari daun suji (daun pandan) dan warna kuning atau jingga dari kunir (kurkuma).

b. Zat Warna Sintetik, yang umumnya dibuat dari ter batubaraZat warna ini tidak boleh digunakan untuk makanan, karena beracun. Penelitian menunjukkan bahwa beberapa zat warna itu dapat menimbulkan penyakit kanker.

 2. Zat Penyedap (penguat rasa) : Tujuan penambahan ialah agar makanan lebih

sedap rasa dan baunya.

 

3. Zat Pengawet

Penggunaan gula dan garam sebagai pengawet sudah diketahui orang banyak.Untuk makanan dalam kaleng umumnya digunakan zat pengawet lain, misalnya natrium benzoat. nipagin, sendawa dan asam sitrat. Ada kalanya digunakan juga antibiotik.Minyak dan lemak jika tidak disimpan baik, lama kelamaan menjadi tengik. Peristiwa ini terjadi karena asam lemakyang tidak jenuh dalam bahan ini teroksidasi.Udara, cahaya dan kerja bakteri adalah penyebabnya. Untuk mencegah proses ini pada minyak atau lemak ditambahkan zat pengawet yang tergolong "antioksidan".

Contohnya:

- butil hidroksi anisol (BHA)- butil hidroksi toluena (BHT)

Biasanya antioksidan digunakan bersama dengan asam sitrat atau asam askorbat (vitamin C) yang fungsinya untuk memperkuat kerja antioksidan itu.Zat tambahan golongan lainnya yang secara tidak sengaja bercampur dengan makanan ialah bahan-bahan kimia yang digunakan dalam bidang pertanian dan peternakan, misalnya senyawa organoklor.Karena itu kita harus mencuci bersih lebih dahulu sayuran dan buah-buahan yang akan kita makan untuk mencegahkeracunan oleh bahan kimia itu. Hormon-hormon yang sekarang sering diberikan kepada hewan potong untukmempercepat pertumbuhannya dapat juga merupakan zat pada makanan yang tidak kita kehendaki.

 4. Zat Pemanis

Gula Pasir dan gula jawa adalah pemanis alami yang sering dipakai sehari-hari. Pemanis sintetis sering digunakan dalam industri minuman seperti limun, sirup dan lain-lain. Penggunaan pemanis sintetis ini harus dibatasi karena kelebihan pemanis sintetis dalam minuman atau makanan akan menyebabkan penyakit.

Pemanis sintetis yang aman penggunaannya adalah gula stevita yaitu gula yang berasal dari daun Stevita rebaudina.

H. Kertas

Bahan baku yang digunakan untuk membuat kertas ialah bahan-bahan yang mengandung banyak selulosa, seperti bambu, kayu, jerami, merang, dan lain-lain.

Pembuatan kertas dari bahan baku dapat dibagi menjadi dua tahap, yaitu:

1. Pembuatan pulp2. Pembuatan kertas dari pulp

Pulp, di samping dapat digunakan untuk membuat kertas, dapat juga digunakan untuk membuat rayon (rayon adalah selulosa dalam bentuk serat-serat).

Ada 3 macam proses pembuatan pulp, yaitu:

1. Proses mekanis2. Proses semi-kimia3. Proses kimia

Pada proses mekanis tidak digunakan bahan-bahan kimia. Bahan baku digiling dengan mesin sehingga selulosa terpisah dari zat-zat lain.

 Pada proses semi-kimia dilakukan seperti proses mekanis, tetapi dibantu

dengan bahan kimia untuk lebih melunakkan, sehingga serat-serat selulosa mudah terpisah dan tidak rusak.

 Pada proses kimia bahan baku dimasak dengan bahan kimia tertentu

untuk mengllilangkan zat lain yang tidak perlu dari serat-serat selulosa. Dengan proses ini, dapat diperoleh selulosa yang murni dan tidak rusak.

Ada 2 metoda pembuatan pulp dengan proses kimia, yaitu:

a. Metoda proses basa

Termasuk di sini adalah:- proses soda- proses sulfat

 b. Metoda proses asam

Yang termasuk proses asam adalah proses sulfit

Proses Basa

Bahan baku yang telah dipotong kecil-kecil dengan mesin pemotong, dimasukkan dalam sebuah bejana yang disebut "digester."

Dalam larutan tersebut dimasukkan larutan pemasak:

- NaOH 7%, untuk proses soda- NaOH, Na2S dan Na2CO3 untuk proses sulfat

Pemasakan ini berguna untuk memisahkan selulosa dari zat-zat yang lain.

Reaksi sebenarnya rumit sekali, tetapi secara sederhana dapat ditulis:

       Larutan pemasak

Kayu ———————————> pulp (selulosa) + senyawa-senyawa alkohol + senyawa-senyawa asam + merkaptan + zat-zat pengotor lainnya.

Kemudian campuran yang selesai dimasak tersebut dimasukkan ke dalam mesin pemisah pulp dan disaring. Pulp kasar dapat digunakan untuk membuat karton dan pulp halus yang warnanya masih coklat harus dikelantang (diputihkan/dipucatkan). Pemucatan dilakukan dengan menggunakan Kaporit atau Natrium hipoklorit. Perlu diperhatikan bahwa, bahan-bahan kimia yang sudah terpakai tidak dibuang, tetapi diolah kembali untuk dipakai lagi. Hal ini berarti menghemat biaya dan mencegah pencemaran lingkungan

Reaksi kimia yang penting dalam pengolahan kembali sisa larutan tersebut adalah :

Na2SO4 + 2 C ———————————> Na2S + 2 CO2

Na2CO3 + Ca(OH)2 ———————————> 2 NaOH + CaCO3

Proses Asam

Secara garis besar, proses sulfit dilakukan melalui tahap-tahap yang sama dengan proses basa. tetapi larutan yang digunakan adalah:

SO2, Ca(HSO3)2 dan Mg(HS03)2

Pembuatan Kertas

Pulp yang sudah siap, diolah dengan bahan-bahan penolong seperti perekat damar, kaolin, talk, gips, kalsium karbonat, tawas aluminium, kertas bekas, zat warna dan lain-lain, untuk kemudian diproses menjadi kertas, melalui mesin pembentuk lembaran kertas, mesin pengeras dan mesin pengering.

Catatan:

1. Zat-zat tersebut di atas dipakai dalam jumlah kecil sekali, dan bila berlebihan berbahaya bagi kesehatan.

2. Ada zat pemanis yang dapat menimbulkan kanker pada hewan-hewan percobaan, sehingga di beberapa negara dilarang.

3. Umumnya zat-zat tersebut di atas adalah sintetis.

BAB XIIISIFAT KOLIGATIF LARUTAN

A. Sifat Koligatif Larutan Non Elektrolit

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak tergantung pada macamnya zat terlarut tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat terlarut).

Sifat koligatif meliputi:

1. Penurunan tekanan uap jenuh2. Kenaikan titik didih3. Penurunan titik beku4. Tekanan osmotik

Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan sifat Larutan itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan larutan elektrolit terurai menjadi ion-ionnya, sedangkan larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat koligatif larutan elektrolit.

B. Penurunan Tekanan Uap Jenuh Dan Kenaikan Titik Didih

PENURUNAN TEKANAN UAP JENUH

Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan penguapanberkurang.

Menurut RAOULT:

p = po . XB

dimana:

p = tekanan uap jenuh larutanpo = tekanan uap jenuh pelarut murniXB = fraksi mol pelarut

Karena XA + XB = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi:

P = Po (1 - XA)

P = Po - Po . XA

Po - P = Po . XA

sehingga:

P = po . XA

dimana:

P = penunman tekanan uap jenuh pelarutpo = tekanan uap pelarut murniXA = fraksi mol zat terlarut

Contoh:

Hitunglah penurunan tekanan uap jenuh air, bila 45 gram glukosa (Mr = 180) dilarutkan dalam 90 gram air !Diketahui tekanan uap jenuh air murni pada 20oC adalah 18 mmHg.

Jawab:

mol glukosa = 45/180 = 0.25 mol

mol air = 90/18 = 5 mol

fraksi mol glukosa = 0.25/(0.25 + 5) = 0.048

Penurunan tekanan uap jenuh air:

P = Po. XA = 18 x 0.048 = 0.864 mmHg

 

KENAIKAN TITIK DIDIH

Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni.

Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:

Tb = m . Kb

dimana:

Tb = kenaikan titik didih (oC)m = molalitas larutanKb = tetapan kenaikan titik didih molal

Karena : m = (W/Mr) . (1000/p) ; (W menyatakan massa zat terlarut)

Maka kenaikan titik didih larutan dapat dinyatakan sebagai:Tb = (W/Mr) . (1000/p) . Kb

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai:

Tb = (100 + Tb)oC

C. Penurunan Titik Beku Dan Tekanan Osmotik

PENURUNAN TITIK BEKU

Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai :

Tf = m . Kf = W/Mr . 1000/p . Kf

dimana:

Tf = penurunan titik bekum = molalitas larutanKf = tetapan penurunan titik beku molalW = massa zat terlarutMr = massa molekul relatif zat terlarutp = massa pelarut

Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:Tf = (O - Tf)oC

 

TEKANAN OSMOTIK

Tekanan osmotik adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis).

Menurut VAN'T HOFF tekanan osmotik mengikuti hukum gas ideal:

PV = nRT

Karena tekanan osmotik = , maka :

= n/V R T = C R T

dimana := tekanan osmotik (atmosfir)C = konsentrasi larutan (mol/liter= M)

R = tetapan gas universal = 0.082 liter.atm/moloKT = suhu mutlak (oK)

- Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih rendah dari yang lain   disebut larutan Hipotonis.- Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih tinggi dari yang lain   disebut larutan Hipertonis.- Larutan-larutan yang mempunyai tekanan osmotik sama disebut     Isotonis.

D. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan elektrolit di dalam pelarutnya mempunyai kemampuan untuk mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama

Contoh:

Larutan 0.5 molal glukosa dibandingkan dengan iarutan 0.5 molal garam dapur.- Untuk larutan glukosa dalam air jumlah partikel (konsentrasinya) tetap, yaitu 0.5 molal.- Untuk larutan garam dapur: NaCl(aq) --> Na+ (aq) + Cl- (aq) karena terurai menjadi 2 ion, maka konsentrasi partikelnya menjadi 2 kali semula = 1.0 molal.

Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya) untuk mengion adalah derajat ionisasi.Besarnya derajat ionisasi ini dinyatakan sebagai:

= jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula

Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati 1, sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1 (0 < < 1).

Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit mempunyai pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya.

1. Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai:

Tb = m . Kb [1 + (n-1)] = W/Mr . 1000/p . Kb [1+ (n-1)] 

n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.

2. Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai:

Tf = m . Kf [1 + (n-1)] = W/Mr . 1000/p . Kf [1+ (n-1)]

3. Untuk Tekanan Osmotik dinyatakan sebagai:= C R T [1+ (n-1)]

Contoh:

Hitunglah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku dari larutan 5.85 gram garam dapur (Mr = 58.5) dalam 250 gram air ! (bagi air, Kb= 0.52 dan Kf= 1.86)

Jawab:

Larutan garam dapur, NaCl(aq) --> NaF+ (aq) + Cl- (aq) Jumlah ion = n = 2.

Tb = 5.85/58.5 x 1000/250 x 0.52 [1+1(2-1)] = 0.208 x 2 = 0.416oC

Tf = 5.85/58.5 x 1000/250 x 0.86 [1+1(2-1)] = 0.744 x 2 = 1.488oC

Catatan: Jika di dalam soal tidak diberi keterangan mengenai harga derajat ionisasi, tetapi kita mengetahui bahwa larutannya tergolong elektrolit kuat, maka harga derajat ionisasinya dianggap 1.

BAB XIV

HASIL KALI KELARUTAN

A. Pengertian Dasar

Bila sejumlah garam AB yang sukar larut dimasukkan ke dalam air maka akan terjadi beberapa kemungkinan:- Garam AB larut semua lalu jika ditambah garam AB lagi masih dapat    larut larutan tak jenuh.- Garam AB larut semua lalu jika ditambah garam AB lagi tidak dapat    larut larutan jenuh.- Garam AB larut sebagian larutan kelewat jenuh.

Ksp = HKK = hasil perkalian [kation] dengan [anion] dari larutan jenuh suatu elektrolit yang sukar larut menurut kesetimbangan heterogen.

Kelarutan suatu elektrolit ialah banyaknya mol elektrolit yang sanggup melarut dalam tiap liter larutannya.

Contoh:

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

K = [Ag+] [Cl-] / [AgCl]

K . [AgCl] = [Ag+][Cl-]

KspAgCl = [Ag+] [Cl-]

Bila Ksp AgCl = 10-10 , maka berarti larutan jenuh AgCl dalam air pada suhu 25oC, Mempunyai nilai [Ag+] [Cl-] = 10-10

B. Kelarutan

1. Kelarutan zat AB dalam pelarut murni (air).

AnB(s)   nA+(aq) + Bn-(aq)   s           n.s         s

Ksp AnB = (n.s)n.s = nn.sn+1   s = n+i Ksp AnB/nn 

dimana: s = sulobility = kelarutan

Kelarutan tergantung pada:- suhu- pH larutan- ada tidaknya ion sejenis

2. Kelarutan zat AB dalam larutan yang mengandung ion sejenisAB(s)   A+ (aq) + B- (aq)  s           n.s         s

Larutan AX :AX(aq)   A+(aq) + X-(aq)   b            b         b

maka dari kedua persamaan reaksi di atas:

[A+] = s + b = b, karena nilai s cukup kecil bila dibandingkan terhadap nilai b sehingga dapat diabaikan.[B-1] = s

Jadi :   Ksp AB = b . s Contoh:  Bila diketahui Ksp AgCl = 10-10 ,berapa mol kelarutan (s) maksimum AgCl dalam 1 liter larutan 0.1 M NaCl ? Jawab:

AgCl(s)   Ag+(aq) + Cl-(aq)    s           s           s

NaCl(aq)   Na+(aq) + Cl-(aq)

Ksp AgCl = [Ag+] [Cl-] = s . 10-1

Maka s = 10-10/10-1 = 10-9 mol/liter

Dari contoh di atas. kita dapat menarik kesimpulan bahwa makin besar konsentrasi ion sojenis maka makin kecil kelarutan elektrolitnya.

a.  Pembentukan garam-garam

Contoh: kelarutan CaCO3(s) pada air yang berisi CO2 > daripada dalam air.

CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)   Ca(HCO3)2(aq)                                               larut

b. Reaksi antara basa amfoter dengan basa kuat

Contoh: kelarutan Al(OH)3 dalam KOH > daripada kelarutan Al(OH)3 dalam air.

Al(OH)3(s) + KOH(aq)   KAlO2(aq) + 2 H2O(l)                                    larut

c.  Pembentukan senyawa kompleks

Contoh: kelarutan AgCl(s) dalam NH4OH > daripada AgCl dalam air.

AgCl(s) + NH4OH(aq)   Ag(NH3)2Cl(aq) + H2O(l)                                       larut

C. Mengendapkan Elektrolit

Untuk suatu garam AB yang sukar larut berlaku ketentuan, jika:

- [A+] x [B-] < Ksp larutan tak jenuh; tidak terjadi pengendapan- [A+] x [B-] = Ksp larutan tepat jenuh; larutan tepat mengendap- [A+] x [B-] > Ksp larutan kelewat jenuh; di sini terjadi pengendapan zat

Contoh:

Apakah terjadi pengendapan CaCO3. jika ke dalam 1 liter 0.05 M Na2CO3 ditambahkan 1 liter 0.02 M CaCl2, dan diketahui harga Ksp untuk CaCO3 adalah 10-6.

Jawab:

Na2CO3(aq)   2 Na+(aq) + CO3- (aq)

[CO32-] = 1 . 0.05 / 1+1 = 0.025 M = 2.5 x 10-2 M

CaCl2(aq)   Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)

[Ca2+] = 1 . 0.02 / 1+1 = 0.01 = 10-2 M

maka :   [Ca2+] x [CO32-] = 2.5 x 10-2 x 10-2 = 2.5 x 10-4

karena : [Ca2+] x [CO32-] > Ksp CaCO3, maka akan terjadi endapan CaCO3

BAB XV

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

A. Oksidasi - Reduksi

OKSIDASI REDUKSI

Klasik 

 Oksidasi

 Reaksi antara suatu zat dengan oksigen 

Reduksi Reaksi antara suatu zat dengan hidrogen 

 

Modern

Oksidasi - Kenaikan Bilangan Oksidasi- Pelepasan Elektron

Reduksi 

- Penurunan Bilangan Oksidasi- Penangkapan Elektron 

Oksidator 

- Mengalami Reduksi- Mengalami Penurunan Bilangan Oksidasi- Memapu mengoksidasi- Dapat menangkap elektron 

Reduktor 

- Mengalami oksidasi- Mengalami kenaikan Bilangan Oksidasi- Mampu mereduksi- Dapat memberikan elektron 

Auto Redoks 

- Reaksi redoks di mana sebuah zat mengalamireduksi sekaligus oksidasi

 

B. Konsep Bilangan Oksidasi

Pengertian Bilangan Oksidasi :Muatan listrik yang seakan-akan dimiliki oleh unsur dalam suatu senyawa atau ion.

HARGA BILANGAN OKSIDASI1. Unsur bebas Bialngan Oksidasi = 0

 2. Oksigen

Dalam Senyawa Bilangan Oksidasi = -2kecualia. Dalam peroksida, Bilangan Oksidasi = -1b. Dalam superoksida, Bilangan Oksida = -1/2c. Dalam OF2, Bilangan Oksidasi = +2 

3. HidrogenDalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +1Kecuali dalam hibrida = -1 

4. Unsur-unsur Golongan IADalam Senyawa, Bilangan Oksidasi = +2 

5. Unsur-unsur Golongan IIADalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +2 

6. Bilangan Oksidasi molekul = 0 

7. Bilangan Oksidasi ion = muatan ion 

8. Unsur halogenF : 0, -1Cl : 0, -1, +1, +3, +5, +7Br : 0, -1, +1, +5, +7I : 0, -1, +1, +5, +7

C. Langkah-Langkah Reaksi Redoks

LANGKAH-LANGKAH PENYETARAAN REAKSI REDOKS

1. CARA BILANGAN OKSIDASI

a.Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksinya.

b.Tentukan penurunan Bilangan Oksidasi dari oksidator dan kenaikan Bilangan Oksidasi dari reduktor.

c.Jumlah elektron yang diterima dan yang dilepaskan perlu disamakan dengan mengalikan terhadap suatu faktor.

d.Samakan jumlah atom oksigen di kanan dan kiri reaksi terakhir jumlah atom hidrogen di sebelah kanan dan kiri reaksi.

2. CARA SETENGAH REAKSI

a.Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksi.

b.Reaksi oksidasi dipisahkan daui reaksi reduksi

c.Setarakan ruas kanan dan kiri untuk jumlah atom yang mengalami perubahan Bilangan Oksidasi untuk reaksi yang jumlah atom-atom kanan dan kiri sudah sama, setarakan muatan listriknya dengan menambahkan elektron.

d.Untuk reaksi yang jumlah atom oksigen di kanan dan kiri belum sama setarakan kekurangan oksigen dengan menambahkan sejumlah H2O sesuai dengan jumlah kekurangannya.

e.Setarakan atom H dengan menambah sejumlah ion H+ sebanyak kekurangannya.

f.Setarakan muatan, listrik sebelah kanan dan kiri dengan menambahkan elektron pada ruas yang kekurangan muatan negatif atau kelebihan muatan positif.

g.Samakan jumlah elektron kedua reaksi dengan mengalikan masing-masing dengan sebuah faktor.

D. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks

Tahapan:

1. Tentukan perubahan bilangan oksidasi.2. Setarakan perubahan bilangan oksidasi. 3. Setarakan jumlah listrik ruas kiri dan kanan dengan :

H+ pada larutan bersifat asamOH- pada larutan bersifat basa

4. Tambahkan H2O untuk menyetarakan jumlah atom H.

Contoh:

MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+ (suasana asam)

1. MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+

..+7...... +2....... +2...... +3

.................                                 

........................+12. Angka penyerta = 5

MnO4- + 5 Fe2+ Mn2+ + 5 Fe3+

 3. MnO4

- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+

 4. MnO4

- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O

E. Elektrokimia

SEL ELEKTROKIMIA

1. Sel Volta/Galvani1. terjadi penubahan : energi kimia energi listrik2. anode = elektroda negatif (-)3. katoda = elektroda positif (+)

2. Sel Elektrolisis1. terjadi perubahan : energi listrik energi kimia2. anode = elektroda positif (+)3. katoda = elektroda neeatif (-)

F. Sel Volta

KONSEP-KONSEP SEL VOLTA

Sel Volta1. Deret Volta/Nerst

a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, ZnFe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au 

b. Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasiMakin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi 

2. Prinsip1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; Katoda terjadi reaksi reduksi

2. Arus elektron : anoda katoda ; Arus listrik : katoda anoda3. Jembatan garam: menyetimbangkan ion-ion dalam larutan 

MACAM SEL VOLTA

1. Sel Kering atau Sel Leclance= Katoda : Karbon= Anoda :Zn= Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO2 + NH4Cl + sedikit Air 

2. Sel Aki= Katoda: PbO2

= Anoda : Pb= Elektrolit: Larutan H2SO4= Sel sekunder 

3. Sel Bahan Bakar= Elektroda : Ni= Elektrolit : Larutan KOH= Bahan Bakar : H2 dan O2

 4. Baterai Ni - Cd

= Katoda : NiO2 dengan sedikit air= Anoda : Cd

G. Potensial Elektroda

POTENSIAL ELEKTRODA

1. PengertianMerupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan elektron 

2. Elektroda Hidrogen- E° H2 diukur pada 25° C, 1 atm dan {H+} = 1 molar- E° H2 = 0.00 volt 

3. Elektroda Logam- E° logam diukur terhadap E° H2

- Logam sebelah kiri H : E° elektroda < 0- Logam sebelah kanan H : E° elektroda > 0 

4. Cara Menghitung Potensial Elektroda Sel1. E° sel = E° red - E° oks 2. E sel = E° sel - RT/nF ln C

Pada 25° C :E sel = E° sel - 0.059/n log C

Elektroda tergantung pada :- Jenis Elektroda- Suhu- Konsentrasi ionnya

 

Catatan :E° = potensial reduksi standar (volt)R = tetapan gas - [ volt.coulomb/mol.°K] = 8.314T = suhu mutlak (°K)n = jumlah elektronF = 96.500 coulombC = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]

H. Korosi

1. PrinsipProses ElektrokimiaProses Oksidasi Logam 

2. Reaksi perkaratan besia. Anoda: Fe(s) ® Fe2+ + 2e

Katoda: 2 H+ + 2 e- ® H22 H2O + O2 + 4e- ® 4OH-

 b. 2H+ + 2 H2O + O2 + 3 Fe ® 3 Fe2+ + 4 OH- + H2

Fe(OH)2 oleh O2 di udara dioksidasi menjadi Fe2O3 . nH2O 

3. Faktor yang berpengaruh

1. Kelembaban udara2. Elektrolit3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)4. Adanya O2

5. Lapisan pada permukaan logam6. Letak logam dalam deret potensial reduksi 

4. Mencegah Korosi1. Dicat2. Dilapisi logam yang lebih mulia3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan5. Dicampur dengan logam lain

I. KOROSI

1. PrinsipProses ElektrokimiaProses Oksidasi Logam 

2. Reaksi perkaratan besia. Anoda: Fe(s) ® Fe2+ + 2e

Katoda: 2 H+ + 2 e- ® H22 H2O + O2 + 4e- ® 4OH-

 

b. 2H+ + 2 H2O + O2 + 3 Fe ® 3 Fe2+ + 4 OH- + H2

Fe(OH)2 oleh O2 di udara dioksidasi menjadi Fe2O3 . nH2O 

3. Faktor yang berpengaruh

1. Kelembaban udara2. Elektrolit3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)4. Adanya O2

5. Lapisan pada permukaan logam6. Letak logam dalam deret potensial reduksi 

4. Mencegah Korosi1. Dicat2. Dilapisi logam yang lebih mulia3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan5. Dicampur dengan logam lain

J. Elektrolisis1. Katoda [elektroda -]

• Terjadi reaksi reduksi• Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) den Alkali tanah (IIA), Al dan

Mn• Reaksi:

2 H+(aq) + 2e- H2(g)ion golongan IA/IIA tidak direduksi; penggantinya air2 H2O() + 2 e- basa + H2(g)ion-ion lain direduksi

2. Anoda [ektroda +]• Terjadi reaksi oksidasi • Jenis logam diperhatikan

a. Anoda : Pt atau C (elektroda inert)reaksi : - 4OH-(aq) 2H2O() + O2(g) + 4e-

- gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh 2 H2O() asam + O2(g)

- golongan VIIA (halogen) gas

b. Anoda bukan : Pt atau Creaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atausenyawa lain.

K. Hukum Faraday

PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS

1. Hukum Faraday I

"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".

Rumus:

m = e . i . t / 96.500

q = i . t

m = massa zat yang dihasilkan (gram)e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensii = kuat arus listrik (amper)t = waktu (detik)q = muatan listrik (coulomb)

 2. Hukum Faraday II

"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-masing zat tersebut."

Rumus:

m1 : m2 = e1 : e2

m = massa zat (garam)e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi

Contoh:

Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper selama 965 detik.

Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).

Jawab:

CuSO4 (aq) Cu2+(aq) + SO42-(aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-

a. massa tembaga:

m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram

 b. m1 : m2 = e1 : e2

mCu : mO2 = eCu : eO2

3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4

3,125 : mO2 = 31,25 : 8

mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram

mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol

volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter

BAB XVISTRUKTUR ATOM

A. Pengertian Dasara. Partikel dasar : partikel-partikel pembentuk atom yang terdiri dari elektron, proton den neutron.

1. Proton : partikel pembentuk atom yang mempunyai massa sama dengan satu sma (amu) dan bermuatan +1.

2. Neutron : partikel pembentuk atom yang bermassa satu sma (amu) dan netral.3. Elektron : partikel pembentuk atom yang tidak mempunyai massa dan

bermuatan -1.

b. Nukleus : Inti atom yang bermuatan positif, terdiri dari proton den neutron.

c. Notasi unsur : zA A dengan X : tanda atom (unsur)

Z : nomor atom = jumlah elektron (e)= jumlah proton (p)

A : bilangan massa = jumlah proton + neutron

Pada atom netral, berlaku: jumlah elektron = jumlah proton.

Contoh :

1. Tentukan jumlah elektron, proton den neutron dari unsur 2656 Fe !

Jawab :

Jumlah elektron = jumlah proton = nomor atom = 26

Jumlah neutron = bilangan massa - nomor atom = 56 - 26 = 30

2. Berikan notasi unsur X, jika diketahui jumlah neutron = 14 dan jumlah elektron = 13 !

Jawab :

Nomor atom = jumlah elektron = 13Bilangan massa = jumlah proton + neutron = 13 + 14 = 27

Jadi notasi unsurnya: 13 27 X

d. Atom tak netral : atom yang bermuatan listrik karena kelebihan atau kekurangan elektron bila dibandingkan dengan atom netralnya.

Atom bermuatan positif bila kekurangan elektron, disebut kation.Atom bermuatan negatif bila kelebihan elektron, disebut anion.

Contoh:

- Na+  : kation dengan kekurangan 1 elektron- Mg2- : kation dengan kekurangan 2 elektron- Cl-    : anion dengan kelebihan 1 elektron- O2     : anion dengan kelebihan 2 elektron

e. Isotop : unsur yang nomor atomnya sama, tetapi berbeda bilangan massanya.Contoh: Isotop oksigen: 8

16 O ; 817 O ; 8

18 O

f. Isobar : unsur yang bilangan massanya sama, tetapi berbeda nomor atomnya.Contoh: 27

59 CO dengan 2859 Ni

g. Isoton : unsur dengan jumlah neutron yang sama.Contoh: 6

13 C dengan 714 N

h. Iso elektron: atom/ion dengan jumlah elektron yang sama.Contoh: Na+ dengan Mg2+

                 K+ dengan Ar

B. Model AtomA.  MODEL ATOM JOHN DALTON

- atom adalah bagian terkecil suatu unsur - atom tidak dapat diciptakan, dimusnahkan, terbagi lagi, atau diubah menjadi zat lain - atom-atom suatu unsur adalah same dalam segala hal, tetapi berbeda dengan atom-

atom dari unsur lain - reaksi kimia merupakan proses penggabungan atau pemisahan atom dari unsur-unsur

yang terlihat

Kelemahan teori atom Dalton: tidak dapat membedakan pengertian atom den molekul. Dan atom ternyata bukan partikel yang terkecil.

B.MODEL ATOM J.J. THOMPSON

- atom merupakan suatu bola bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron-elektron seperti kismis

- jumlah muatan positif sama dengan muatan negatif, sehingga atom bersifat netral

 

C. MODEL ATOM RUTHERFORD - atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dengan muatan positif yang massanya

merupakan massa atom tersebut - elektron-elektron dalam atom bergerak mengelilingi inti tersebut - banyaknya elektron dalam atom sama dengan banyaknya proton dalam inti dan ini

sesuai dengan nomoratomnya

 

D. MODEL ATOM BOHR - elektron-elektron dalam mengelilingi inti berada pada tingkat-tingkat energi (kulit)

tertentu tanpamenyerap atau memancarkan energi

- elektron dapat berpindah dari kulit luar ke kulit yang lebih dalam dengan memancarkan energi, atausebaliknya

C. Bilangan-Bilangan Kuantum

Untuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom, digunakan 4 bilangan kuantum.

1. Bilangan kuantum utama (n): mewujudkan lintasan elektron dalam atom.

n mempunyai harga 1, 2, 3, .....

- n = 1 sesuai dengan kulit K- n = 2 sesuai dengan kulit L- n = 3 sesuai dengan kulit M- dan seterusnya

Tiap kulit atau setiap tingkat energi ditempati oleh sejumlah elektron. Jumlah elektron maksimmm yang dapat menempati tingkat energi itu harus memenuhi rumus Pauli = 2n2.

Contoh:

kulit ke-4 (n=4) dapat ditempati maksimum= 2 x 42 elektron = 32 elektron

2. Bilangan kuantum azimuth (l) : menunjukkan sub kulit dimana elektron itu bergerak sekaligus menunjukkan sub kulit yang merupakan penyusun suatu kulit.

Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari 0 sampai dengan (n-1).n = 1 ; l = 0 ; sesuai kulit Kn = 2 ; l = 0, 1 ; sesuai kulit Ln = 3 ; l = 0, 1, 2 ; sesuai kulit Mn = 4 ; l = 0, 1, 2, 3 ; sesuai kulit Ndan seterusnya

Sub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus:

l = 0 ; sesuai sub kulit s (s = sharp)l = 1 ; sesuai sub kulit p (p = principle)l = 2 ; sesuai sub kulit d (d = diffuse)l = 3 ; sesuai sub kulit f  (f = fundamental)

Bilangan kuantum magnetik (m): mewujudkan adanya satu atau beberapa tingkatan energi di dalam satu sub kulit. Bilangan kuantum magnetik (m) mempunyai harga (-l) sampai harga (+l).

Untuk:

l = 0 (sub kulit s), harga m =   0 (mempunyai 1 orbital)l = 1 (sub kulit p), harga m = -1, O, +1 (mempunyai 3 orbital)l = 2 (sub kulit d), harga m = -2, -1, O, +1, +2 (mempunyai 5 orbital)l = 3 (sub kwit f) , harga m = -3, -2, O, +1, +2, +3 (mempunyai 7 orbital)

4. Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektron pada sumbunya. Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.

Pertanyaan:

Bagaimana menyatakan keempat bilangan kuantum dari elektron 3s1 ?

Jawab:

Keempat bilangan kuantum dari kedudukan elektron 3s1 dapat dinyatakan sebagai,n= 3 ; l = 0 ; m = 0 ; s = +1/2 ; atau -1/2

D. Konfigurasi Elektron

Dalam setiap atom telah tersedia orbital-orbital, akan tetapi belum tentu semua orbital ini terisi penuh. Bagaimanakah pengisian elektron dalam orbital-orbital tersebut ?

Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:

1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya.

Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk mempermudah dibuat diagram sebagai berikut:

Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:

Atom H : mempunyai  1 elektron, konfigurasinya 1s1

Atom C : mempunyai  6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2

Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1

2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama.

Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.

Contoh:

- Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:

Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah ke lintasan 2pz, sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron. Sehingga di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4, tetapi tidak terdapat senyawa CCl3 atau CCl5.

BAB XVIISISTEM PERIODIK UNSUR-UNSUR

MACAM-MACAM SISTEM PERIODIK1. TRIADE DOBEREINER DAN HUKUM OKTAF NEWLANDS

TRIADE DOBEREINERDobereiner menemukan adanya beberapa kelompok tiga unsur yang memiliki kemiripan sifat, yang ada hubungannya dengan massa atom.

Contoh kelompok-kelompok triade:

- Cl, Br dan I- Ca, Sr dan Ba- S, Se dan Te

HUKUM OKTAF NEWLANDSApabila unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka unsur kesembilan mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesepuluh mirip dengan unsur kedua dan seterusnya. Karena setelah unsur kedelapan sifat-sifatnya selalu terulang, maka dinamakan hukum Oktaf.                                                                                                   (+8) Contoh: Li (nomor atom 3) akan mirip sifatnya dengan Na (nomor atom 11) 3   11

2. SISTEM PERIODIK MENDELEYEV

- Disusun berdasarkan massa atomnya dengan tidak mengabaikan sifat-sifat unsurnya.

- Lahirlah hukum periodik unsur yang menyatakan bahwa apabila unsur disusun menurut massa atomnya, maka unsur itu akan menunjukkan sifat-sifat yang berulang secara periodik.

- Beberapa keunggulan sistem periodik Mendeleyev, antara lain:

- Ada tempat bagi unsur transisi.

- Terdapat tempat-tempat kosong yang diramalkan akan diisi dengan unsur yang belum ditemukan pada waktu itu.

- Kekurangan sistem periodik ini:

- Adanya empat pasal anomali, yaitu penyimpangan terhadap hukum perioditas yang disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Keempat anomali itu adalah: Ar dengan K, Te dengan I, Co dengan Ni dan Th dengan Pa.

3. SISTEM PERIODIK BENTUK PANJANGSistem ini merupakan penyempurnaan dari gagasan Mendeleyev, disusun berdasarkan nomor atomnya.Sistem ini terdiri dari dua deret, deret horisontal disebut periodik dan deret vertikal disebut golongan.

4. SISTEM PERIODIK DAN HUBUNGANNYA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

A. HUBUNGAN ANTARA PERIODA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

Dalam sistem periodik, perioda menunjukkan banyaknya kulit yang telah terisi elektron di dalam suatu atom.Sehingga sesuai dengan banyaknya kulit yaitu K, L, M, N, O, P, Q maka sistem periodik mempunyai 7 perioda.

B. Hubungan Antara Golongan Dengan Konfigurasi Elektron

Unsur yang terletak pada satu golongan mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip (hampir sama).Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan unsur-unsur golongan B disebut unsur transisi (peralihan), semua unsur transisi diberi simbol B kecuali untuk triade besi, paladium dan platina disebut "golongan VIII''.

- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN A

Lambang Golongan

Nama Golongan

Konfigurasi Elektron Orbital Terluar

I - A Alkali ns1

II - A Alkali tanah ns2

III - A Boron ns2 - np1

IV - A Karbon - Silikon ns2 - np2

V - A Nitogen - Posphor

ns2 - np3

VI - A Oksigen ns2 - np4

VII - A Halogen ns2 - np5

VIII - A Gas mulia ns2 - np6

- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B

Konfigurasi Elektron

Lambang Golongan

(n - 1) d1 ns2 III - B

(n - 1) d2 ns2 IV - B

(n - 1) d3 ns2 V - B

(n - 1) d4 ns2 VI - B

(n - 1) d5 ns2 VII - B

(n - 1) d6-8 ns2 VIII

(n - 1) d9 ns2 I - B

(n - 1) d10 ns2 II - B

- GOLONGAN LANTANIDA DAN AKTINIDA, DIBERI LAMBANG

nS2 (n-2)f1-14

 

Jika :

n = 6 adalah lantanida n = 7 adalah aktinida

C. Cara Penentuan Perioda Dan Golongan Suatu Unsur1. Unsur dengan nomor atom 11, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s1

- n = 3, berarti periode 3 (kulit M).- elektron valensi (terluar) 3s sebanyak 1 elektron, berarti termasuk golongan IA.

 

2. Unsur Ga dengan nomor atom 31, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).- elektronvalensi 4s2 4p1, berarti golongan IIIA.

3.  Unsur Sc dengan nomor atom 21, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).- 3d1 4s2 berarti golongan IIIB.

4. Unsur Fe dengan nomor atom 26, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).- 3d6 4s2 , berarti golongan VIII.

D. Beberapa Sifat Periodik Unsur-Unsur1. Jari jari atom adalah jarak dari inti atom ke lintasan elektron terluar.

- Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan jari jari atom berkurang.- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom bertambah.- Jari-jari atom netral lebih besar daripada jari-jari ion positifnya tetapi lebih kecil dari

jari-jari ion negatifnya.

Contoh: jari-jari atom Cl < jari-jari ion Cl-

jari-jari atom Ba > jari-jari ion Ba2+

 2. Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang

paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas.

-  Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan potensial ionisasi bertambah.- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah potensial ionisasi berkurang.

 3. Affinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu

unsur dalam keadaan gas menerima elektron.

- Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan affinitas elektron bertambah.-  Dalam satu golongan, dari atas ke bawah affinitas elektron berkurang.

 4.  Keelektronegatifan adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke

arah intinya dan digunakan bersama.

SECARA DIAGRAMATIS SIFAT-SIFAT INI DAPAT DISAJIKAN SEBAGAI BERIKUT

1. Jari-jari atom2. Sifat logam3. Sifat elektropositif4. Reduktor5. Sifat basa/oksida basa

makin besar/kuat

1. Sifat elektronegatif2. Oksidator3. Potensial ionisasi4. Affinitas elektron5. Keelektronegatifan

Keterangan: tanda-tanda panah di atas mempunyai arti sebagai berikut

  : artinya, dalam satu periode dari kiri ke kanan    : artinya, dalam satu periode dari kanan ke kiri   : artinya, dalam satu golongan dari atas ke bawah : artinya, dalam satu golongan dari bawah ke atas

BAB XVIIIIKATAN KIMIA

A. Peranan Elektron Dalam Ikatan Kimia

Teori duplet dan oktet dari G.N. Lewis merupakan dasar ikatan kimia.Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns2np6)

Contoh:

TEORI INI MENDAPAT BEBERAPA KESULITAN, YAKNI :

1. Pada senyawa BCl3 dan PCl5, atom boron dikelilingi 6 elektron, sedangkan atom fosfor dikelilingi 10 elektron.

2. Menurut teori ini, jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk suatu unsur tergant~u~g jumlah elektron tak berpasangan dalam unsur tersebut.

Contoh : 8O : 1s2 2s2 2p2 2px2 2py

1 2pz1

Ada 2 elektron tunggal. sehingga oksigen dapat membentuk 2 ikatan (H-O-H; O=O).

akan tetapi:

                5B : 1s2 2s2 2px1

Sebenarnya hal ini dapat diterangkan bila kita ingat pada prinsip Hund, dimana cara pengisian elektron dalam orbital suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.

Contoh : 5B : 1s2 2s2 2px1    (hibridisasi) 1s2 2s1 2px

1 2py1

Tampak setelah terjadi hibridisasi untuk berikatan dengan atom B memerlukan tiga buah elektron, seperti BCl3

3. Menurut teori di atas, unsur gas mulia tidak dapat membentuk ikatan karena di sekelilingnya telah terdapat8 elektron. Tetapi saat ini sudah diketahui bahwa Xe dapat membentuk senyawa, misalnya XeF2 den XeO2.

Teori lain adalah teori ikatan valensi. Dalam teori ini ikatan antar atom terjadi dengan care saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.

BEBERAPA MACAM IKATAN KIMIA YANG TELAH DIKETAHUI, ANTARA LAIN :

A. Ikatan antar atom 1. Ikatan ion = elektrovalen = heteropolar2. Ikatan kovalen = homopolar3. Ikatan kovalen koordinasi = semipolar 4. Ikatan logam

B. Ikatan antar molekul 1. Ikatan hidrogen 2. Ikatan van der walls

B. Ikatan Ion = Elektrovalen = Heteropolar

Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.

PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH

- IA  VIIA atau VIA- IIA   VIIA atau VIA- Unsur transisi VIIA atau VIA

Contoh:

        Na              Na + e-

1s2 2s2 2p6 3s1          1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)

Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.

      Cl + e-                     Cl-

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5                1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)

Antara ion-ion Na+ dan Cl- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na+Cl-.

Contoh lain : CaCl2 , MgBr2, BaO , FeS dan sebagainya.

SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN

a. bersifat polarb. larutannya dalam air menghantarkan arus listrikc. titik lelehnya tinggid. lelehannya menghantarkan arus listrike. larut dalam pelarut-pelarut polar

C. Ikatan Kovalen = Homopolar

Ikatan kovalen terjadi karena adanya pemakaian bersama elektron dari atom-atom yang membentuk ikatan. Pada umumnya ikatan kovalen terjadi antara atom-atom bukan logam yang mempunyai perbedaan elektronegativitas rendah atau nol. Seperti misalnya : H2, CH4, Cl2, N2, C6H6, HCl dan sebagainya.

IKATAN KOVALEN TERBAGI ATAS

1. IKATAN KOVALEN POLAR

Atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap pasangan elektronpersekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan kedua atomnya. Elektron persekutuan akanbergeser ke arah atom yang lebih elektronegatif akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif.

 

 

Dalam senyawa HCl ini, Cl mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar dari H. sehingga pasangan elektron lebih tertarik ke arah Cl, akibatnya H relatif lebih elektropositif sedangkan Cl relatif menjadi elektronegatif.

Pemisahan muatan ini menjadikan molekul itu bersifat polar dan memiliki "momen dipol" sebesar:

T = n . l

dimana :

T = momen dipoln = kelebihan muatan pada masing-masing atoml  = jarak antara kedua inti atom

 2. IKATAN KOVALEN NON POLAR

Titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentukuya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron

persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.

Contoh:

 

Kedua atom H mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.

 

 

Karena arah tarikan simetris, maka titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit.

Contoh lain adalah senyawa CO2, O2, Br2 dan lain-lain

D. Ikatan Kovalen Koordinasi = Semipolar

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang membentuknya.

Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagaipenerimanya.

SYARAT PEMBENTUKANNYA

1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas2. Atom lainnya memiliki orbital kosong

Contoh:

- Ion hidronium (H3O+): H2O + H+ H3O+L

 

 

 

- Ion amonium : NH4+ 

E. Ikatan Logam, Ikatan Hidrogen Dan Ikatan Van Der Walls

IKATAN LOGAM

Pada ikatan kovalen, elektron-elektron ikatan seolah-olah menjadi milik sepasang atom, sehingga tidak dapat bergerak bebas. Pada logam, elektron-elektron yang menyebabkan terjadinya ikatan di antara atom-atom logam tidak hanya menjadi milik sepasang atom saja, tetapi menjadi milik semua atom logam, sehingga elektron-elektron dapat bergerak bebas. Karena itulah maka logam-logam dapat menghantarkan arus listrik.

 

IKATAN HIDROGEN

Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.

Contoh:

- molekul H2O

 

 

 

- molekul HF

 

IKATAN VAN DER WALLS

Gas mempunyal sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls.

F. Bentuk Molekul

Dalam bentuk molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Teori ini menyatakan bahwa ikatan antar atom terjadi dengan cara saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.

Pertindihan antara dua sub kulit s tidak kuat, oleh karena distribusi muatan yang berbentuk bola, oleh sebab itu pada umumnya ikatan s - s relatif lemah.

Sub kulit "p" dapat bertindih dengan sub kulit "s" atau sub kulit "p" lainnya, ikatannya relatif lebih kuat, hal ini dikarenakan sub kulit "p" terkonsentrasi pada arah tertentu.

Contoh:

a. Molekul HF: - konfigurasi atom H : 1s1

- konfigurasi atom F: 1s2 2s2 2Px2 2py

2 2pz1

Tumpang tindih terjadi antara sub kulit 1s dari atom H dengan orbital 2pz dari aton, F. Pertindihan demikian disebut pertindihan sp.

b. Molekul H2O: - konfigurasi atom H : 1s1

- konfigurasi atom O: 1s2 2s2 2Px2 2py

1 2pz1

Dalam atom O terdapat 2 elektron dalam keadaan yang tidak berpasangan (orbital 2py dan 2pz), masing-masing orbital ini akan bertindihan dengan orbital 1s dari 2 atom H. Kedudukan orbital-orbital p saling tegak lurus, diharapkan sudut ikatannya sebesar 90o, tetapi karena adanya pengaruh pasangan elektron 2px, maka kedua ikatan tersebut akan tertolak dan membentuk sebesar 104.5o.

c. Molekul CH4 - konfigurasi atom H: 1s1

- konfigurasi atom C: 1s2 2s2 2Px1 2py

1 2pz0

Untuk mengikat 4 atom H menjadi CH4, maka 1 elektron dari orbital 2s akan dipromosikan ke orbital 2pz, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi: 1s1 2s1 2px

1 2py

1 2pz1 . Orbital 2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p, akan

tetapi ternyata kedudukan keempat ikatan C-H dalam CH4 adalah sama. Hal ini terjadi karena pada saat orbital 2s, 2px, 2py dan 2pz menerima 4 elektron dari 4 atom H, keempat orbital ini berubah bentuknya sedemikian sehingga mempunyai kedudukan yang sama. Peristiwa ini disebut "hibridisasi". Karena perubahan yang terjadi adalah 1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi sp3. Bentuk molekul dari ikatan hibrida sp3 adalah tetrahedron.

 

BEBERAPA BENTUK GEOMETRI IKATAN, ANTARA LAIN :

Jenis ikatan Jumlah ikatan maksimum

Bentuk geometrik

sp 2 Linier

sp2 3 Segitiga datar

sp3 4 Tetrahedron

dsp3 5 Trigonal bipiramid

sp2d ; dsp2 4 Segiempat datar

d2sp3 ; sp3d2 6 Oktahedron

BAB XIXHIDROKARBON

A. Hidrokarbon Termasuk Senyawa Karbon

Senyawa hidrokarbon terdiri atas karbon dan hidrogen. Bagian dari ilmu kimia yang membahas senyawa hidrokarbon disebut kimia karbon. Dulu ilmu kimia karbon disebut kimia organik, karena senyawa-senyawanya dianggap hanya dapat diperoleh dari tubuh makhluk hidup dan tidak dapat disintesis dalam pabrik. Akan tetapi sejaka Friedrich Wohler pada tahun 1928 berhasil mensintesis urea (suatu senyawa yang terdapat dalam air seni) dari senyawa anorganik, amonium sianat dengan jalan memanaskan amonium

sianat tersebut.

O||

NH4+CNO- H2N - C - NH2

Begitu keberhasilan Wohler diketahui, banyaklah sarjana lain yang mencoba membuat senyawa karbon dari senyawa anorganik. Lambat laun teori tentang daya hidup hilang dan orang hanya menggunakan kimia organik sebagai nama saja tanpa disesuaikan dengan arti yang sesungguhnya. Sejaka saat itu banyak senyawa karbon berhasil disintesis dan hingga sekarang lebih dari 2 juta senyawa karbon dikenal orang dan terus bertambah setiap harinya. Apa sebabnya jumlah senyawa karbon sedemikian banyak bila dibandingkan dengan jumlah senyawa anorganik yang hanya sekitar seratus ribuan ?

Selain perbedaan jumlah yang sangat mencolok yang menyebabkan kimia karbon dibicarakan secara tersendiri , karena memang terdapat perbedaan yang sangat besar antara senyawa karbon dan senyawa anorganik seperti yang dituliskan berikut ini.

Senyawa karbon Senyawa anorganik

membentuk ikatan kovalen dapat membentuk rantai karbon non elektrolit reaksi berlangsung lambat titik didih dan titik lebur rendah

larut dalam pelarut organik

membentuk ikatan ion tidak dapat membentuk rantai karbon elektrolit reaksi berlangsung cepat titik didih dan titik lebur tinggi

larut dalam pelarut pengion

Hidrokarbon merupakan segolongan senyawa yang banyak terdapat di alam sebagai minyak bumi. Indonesia banyak menghasilkan minyak bumi yang mempunyai nilai ekonomi tinggi, diolah menjadi bahan bakar motor, minyak pelumas, dan aspal.

B. Kekhasan Atom Karbon

Atom karbon dengan nomor atom 6 mempunyai susunan elektron K = 2, L = 4, jadi mempunyai 4 elektron valensi dan dapat mernbentuk empat ikatan kovalen, serta dapat digambarkan dengan rumus Lewis sebagai berikut, umpamanya untuk CH4.

ikatan dalam molekul metana[gambar]atom karbon

[gambar]4 atom hidrogen

[gambar]molekul metana ( CH4 )

[gambar]diagram sederhana dari molekul metana

H H\ /C

/ \H H

empat ikatan kovalen dari molekul metana

Selain itu atom karbon mempunyai kemampuan untuk membentuk ikatan dengan atom karbon lain membentuk rantai karbon yang terbuka atau tertutup/berlingkar. Contoh-contoh rantai karbon dapat digambarkan dengan rumus struktur :

| | | | |- C - C - - C - C - C -

| | | | | C

rantai terbuka   rantai terbuka dan bercabang

| | - C - C -

| |- C - C -

| | rantai tertutup

Sekarang terjawablah mengapa jumlah senyawa karbon demikian banyaknya walaupun jumlah jenis unsur pembentuknya sedikit.

C. Alkana

Alkana Hidrokarbon jenuh yang paling sederhana merupakan suatu deret senyawa yang memenuhi rumus umum CnH2n+2 yang dinamakan alkana atau parafin. Suku perfama sampai dengan 10 senyawa alkana dapat anda peroleh dengan mensubstitusikan harga n dan tertulis dalam tabel berikut.

Suku pertama sampai dengan 10 senyawa alkana

Suku ke n rumus molekul nama titik didih(°C/1 atm)

massa 1 mol dalam g

1 1 CH4 metana -161 16

2 2 C2H6 etana -89 30

3 3 C3H8 propana -44 44

4 4 C4H10 butana -0.5 58

5 5 C5H12 pentana 36 72

6 6 C6H14 heksana 68 86

7 7 C7H16 heptana 98 100

8 8 C8H18 oktana 125 114

9 9 C9H20 nonana 151 128

10 10 C10H22 dekana 174 142

Selisih antara suku satu dan suku berikutnya selalu sama, yaitu -CH2 atau 14 satuan massa atom, sehingga seperti suatu deret dan disebut deret homolog (deret sepancaran). Ternyata banyak senyawa-senyawa karbon yang merupakan deret seperti alkana seperti yang akan kita pelajari nanti. Bagaimana kita dapat memberi nama pada suku-suku alkana, untuk itu perhatikan nama setiap suku itu dan nama umum. Umpamanya, metana dan alkana apanya y yang sama? Akhiran -ana, jadi alk- diganti dengan met- untuk suku pertama, suku kedua dengan et-, suku ketiga dengan prop-, suku keempat dengan but-, mulai suku kelima dan seterusnya diberi awalan angka-angka Latin; pent- untuk 5, heks- untuk 6, hept- untuk 7, okt- untuk 8, non- untuk 9, dan dek- untuk 10. Hasil penamaan sudah dapat anda lihat pada tabel di atas. Anda harus betul-betul menguasai nama-nama

dari kesepuluh alkana yang sederhana ini karena akan merupakan dasar bagi penamaan senyawa-senyawa karbon lainnya.

Alkana-alkana penting sebagai bahan bakar dan sebagai bahan mentah untuk mensintesis senyawa-senyawa karbon lainnya. Alkana banyak terdapat dalam minyak bumi, dan dapat dipisahkan menjadi bagian-bagiannya dengan distilasi bertingkat. Suku pertama sampai dengan keempat senyawa alkana berwujud gas pada temperatur kamar. Metana biasa disebut juga gas alam yang banyak digunakan sebagai bahan bakar rumah tangga/industri. Gas propana, dapat dicairkan pada tekanan tinggi dan digunakan pula sebagai bahan bakar yang disebut LPG (liquified petroleum gas). LPG dijual dalam tangki-tangki baja dan diedarkan ke rumah-rumah. Gas butana lebih mudah mencair daripada propana dan digunakan sebagai "geretan" rokok. Oktana mempunyai titik didih yang tempatnya berada dalam lingkungan bahan bakar motor. Alkana-alkana yang bersuhu tinggi terdapat dalam kerosin (minyak tanah), bahan bakar diesel, bahan pelumas, dan parafin yang banyak digunakan untuk membuat lilin.

Bagaimana sifat-sifat senyawa karbon yang termasuk dalam satu deret homolog? Perhatikan tabel di atas di mana terdapat salah satu sifat, yaitu titik didih. Titik didih semakin tinggi jika massa molekul relatifnya makin besar. Hal ini berarti wujudnya akan berubah pada suhu kamar dari gas ke cair kemudian padat. Kecenderungan sifat apa lagi yang dapat anda ramalkan?

Dalam kimia karbon adalah panting bagi kita untuk dapat menuliskan rumus molekul dan rumus struktur. Rumus molekul menyatakan banyaknya atom setiap unsur yang ada dalam suatu molekul. Sedangkan rumus struktur menggambarkan bagaimana atom-atom itu terikat satu sama lain. Karena atom karbon merupakan tulang punggung dari semua senyawa karbon, maka kita harus mampu menggambarkan rangka karbon dalam suatu molekul senyawa karbon. Setiap atom karbon dikelilingi secara tetrahedral oleh atom-atom terikat dalam gambaran tiga dimensi, tetapi biasanya molekul-molekul senyawa karbon cukup digambarkan dengan gambaran dua dimensi saja.

H|

H - C - H|H

           rumus struktur metana (gambar 2 dimensi)

Nama Formula (rumus)

Formula struktural

metana CH4

H|

H - C - H|H

etana C2H6

H H| |

H - C - C - H| |H H

propana C3H8

H H H| | |

H - C - C - C - H| | |H H H

butana C4H10 H H H H| | | |

H - C - C - C - C - H

| | | |H H H H

Sifat alkana sebenarnya berhubungan dengan rantai struktural molekulnya. Bila rantai karbon panjang atau bercabang, maka setelah anda buat rangka atom karbonnya tinggal membubuhkan atom-atom hidrogen pada ikatan atom karbon yang masih kosong.

contoh : molekul butana

| | | |- C - C - C - C -

| | | |

            sekarang anda tinggal membubuhkan atom-atom hidrogennya

H H H H| | | |

H - C - C - C - C - H| | | |H H H H

Kalau anda membuat molekul butana dengan molymod, terlihat bahwa rantai karbonnya tidak benar-benar lurus seperti rumus strukturnya, karena atom karbon tetrahedral mencegah gambaran rantai karbon lurus. Kebanyakan yang kita tuliskan adalah rumus struktur yang lebih sederhana lagi yaitu:

CH3 - CH2 - CH2 - CH3 atau CH3CH2CH2CH3

Jadi asal terbaca rantai karbonnya, itulah yang akan kita gunakan selanjutnya asal selalu ingat bahwa sesungguhnya adalah gambaran ruang.

D. Isomer Alkana

Bagaimana kita dapat memperoleh molekul alkana yang lebih panjang dari molekul yang lebih pendek ? Gantilah salah satu atom H dari metana dengan gugus -CH3 maka akan kita peroleh molekul etana. Demikian juga jika kita mengganti salah satu atom H dari etana dengan gugus -CH3 akan kita peroleh propana yang rantai karbonnya lebih panjang satu lagi.

CH3-H diganti dengan -CH3 diperoleh CH3-CH3

CH3-CH2-H diganti dengan -CH3 diperoleh CH3-CH2-CH3

Anda boleh memilih salah satu atom H yang mana saja untuk diganti dengan gugus -CH3 dan anda akan memperoleh hasil penggantian yang sama. Kita mengatakan bahwa setiap atom H terikat secara ekuivalen dengan atom karbon. Tetapi bila sekarang anda akan mengganti salah satu atom H dari propana dengan gugus -CH3 anda akan memperoleh lebih dari satu macam hasil, perhatikanlah:

CH3-CH2-CH2-H diganti dengan -CH3 diperoleh CH3-CH2-CH2-CH3

                                                                    n-butana

H CH3| |

CH3-CH-CH3 diganti dengan -CH3 diperoleh CH3-CH-CH3isobutana

Jelas terlihat bahwa kedua hasil penggantian di atas berbeda, kita mengatakan atom H tidak lagi terikat secara ekuivalen. Atom C yang terikat dengan satu atom C dan 3 atom H disebut atom C primer, sedang atom C yang terikat dengan dua atom C den dua atom H disebut atom C sekunder. Kedua hasil penggantian itu mempunyai rumus struktur yang berbeda tetapi rumus molekulnya sama, peristiwa ini disebut isomer. Jadi dapatkah Anda mendefinisikan apa itu isomeri ? Kedua hasil penggantian itu adalah senyawa yang berbeda terbukti mempunyai sifat-sifat berbeda, titik beku dan titik didih dari yang berantai lurus adalah -138,3°C dan -0,5°C sedang yang rantainya bercabang adalah -159°C dan -12°C. Sekarang semakin jelas tentunya mengapa jumlah senyawa karbon itu demikian banyaknya.

E. Tata Nama Alkana

Sekarang bagaimana memberi nama isomer butana itu ? Untuk itu marilah kita gunakan aturan tata nama yang diterbitkan IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry).

1. Rantai karbon berurutan yang terpanjang dalam suatu molekul ditentukan sebagai rantai induk. Carilah namanya pada tabel suku pertama sampai dengan 10 senyawa alkana dan letakkan di bagian belakang Kadang-kadang rumus struktur itu tidak digambarkan dengan rantai karbon terpanjang dalam garis lurus.

2. Isomer bercabang diberi nama sebagai turunan rantai lurus di mana satu atau beberapa atom hidrogen diganti dengan pecahan alkana. Pecahan alkana ini disebut gugus alkil, biasa diberi tanda -R (dari kata radikal), dan mempunyai rumus umum -CnH2n+1 Dengan mengganti n dengan angka-angka diperoleh suku-sukunya seperti terlihat pada tabel berikut

Beberapa gugus alkil

n -CnH2n+1 Rumus struktur terinci Rumus struktur sederhana

Nama

1 -CH3

H|

- C - H|H

-CH3 metil

2 -C2H5

H H| |

- C - C - H| |H H

-CH2-CH3 etil

3 -C3H7

H H H| | |

- C - C - C- H| | |H H H

-CH2-CH2-CH3 propil

4 -C4H9

H H H H| | | |

- C - C - C - C - H| | | |H H H H

-CH2-CH2-CH2-CH3 butil

      Tentunya anda dapat meneruskan untuk alkil-alkil lain, tetapi       sebagai gugus cabang tentunya jarang yang berantai panjang.       Letakkan nama gugus cabang ini di depan nama rantai induk

3. Untuk menentukan cabang pada rantai induk, rantai induk itu diberi diberi nomor dari kiri atau dari kanan sehingga cabang pertama mempunyai nomor terkecil.

contoh :

H H H H H| | | | |

H - C5 - C4 - C3 - C2 - C1 - H| | | | |H H H H-C-H H

|H

a. Menurut aturan nomor satu, rantai C terpanjang 5, jadi menurut     tabel ini , namanya pentana dan kita letakkan di bagian     belakang.b. cabangnya adalah metil c. Letakkan cabang itu pada atom C nomor dua dari kanan (karena     kalau dari kiri menjadi nomor 4).

4. Kadang-kadang terdapat lebih dari satu cabang. Jika cabang-cabang itu sama, namanya tidak perlu disebut dua kali. Cukup diberi awalan di- , kalau 3 cabang sama awalannya tri- , tetra untuk 4 cabang yang sama dan seterusnya. Ingat setiap cabang diberi satu nomor, tidak peduli cabangnya sama atau beda.

contoh :H H H H| | | |

H- 1C  - 2C   -  3C -  4C - H     2,3-dimetilbutana| | | |H H-C-H H-C-H H

| |H H

a. Rantai terpanjangnya 4, jadi dinamakan butanab. Cabangnya adalah metil dan ada duac. Letak cabangnya pada atom C nomor 2 dan nomor 3.

Jika cabang-cabang itu berbeda, maka urutan menyebutnya adalah menurut urutan abjad huruf pertamanya, cabang etil disebut dulu dari cabang metil.

F. Alkena

Alkena tergolong hidrokarbon tidak jenuh yang mengandung satu ikatan rangkap dua antara dua atom C yang berurutan. Jadi rumus umumnya mempunyai 2 atom H lebih sedikit dari alkana karena itu rumus umumnya menjadi CnH2n+2-2H = CnH2n. Kekurangan jumlah atom H pada alkena dibandingkan dengan jumlah atom H pada alkana dapat dijelaskan sebagai berikut. Perhatikan untuk n = 2, pada alkana adalah C2H6 sedang pada alkena adalah C2H4, bagaimana dapat digambarkan rumus strukturnya? Perhatikan contoh berikut!

H H H H| | | |

H - C - C - H berubah menjadi H - C = C - H| |H H

Kedua atom H di bawah harus dibebaskan supaya elektron-elektron atom C yang tadinya dipakai untuk membentuk ikatan kovalen dengan atom H dapat dialihkan untuk membentuk ikatan kovalen dengan sesama atom karbon. Alkena mengandung satu ikatan

rangkap dua antara dua atom C, maka suku pertama alkena harus mengandung dua atom C. Jadi n = 2, dan beberapa suku lain dapat Anda lihat pada tabel berikut ini.

Lima suku pertama alkena

Suku ke

n rumus struktur nama

12345

23456

CH2 = CH2

CH2 = CH - CH3

CH2 = CH - CH2 - CH3

CH2 = CH - CH2 - CH2 - CH3

CH2 = CH - CH2 - CH2 -CH2 - CH3

etenapropena 1-butena 1-pentena1-heksena

Nama alkena berbeda dengan alkana hanya pada bagian belakang, jadi bagian yang menunjuk pada jumlah tidak berubah. Bagaimana memberi nama alkena yang bercabang? Secara garis, besar tidak berbeda dengan cara memberi nama alkana yang bercabang, tetapi pada penentuan rantai induk yang terpanjang harus rantai yang mengandung ikatan rangkap. Jadi ikatan rangkapnya diutamakan dengan nomor terkecil. Sebagai contoh lihatlah rumus struktur berikut ini.

H H H H| | | |

1C = C2 - C3 - C4 - H      3-metil-1-butena (bukan 2-metil-3-butena)| | |H CH3 H

Pada alkana tidak ada bagian dari rumus strukturnya yang mempunyai ciri khas, sebaliknya pada alkena ada bagian dari rumus strukturnya yang mengandung satu ikatan rangkap dua. Bagian ini (-C=C-) disebut gugus fungsional.Suku alkena yang banya dikenal adalah etena (etilena) dan propena (propilena) yang merupakan bahan dasar untuk membuat plastik polietena (politena) dan polipropilen.

G. Alkuna

Alkuna merupakan deret senyawa hidrokarbon tidak jenuh yang dalam tiap molekulnya mengandung satu ikatan rangkap 3 diantara dua atom C yang berurutan. Untuk membentuk ikatan rangkap 3 atau 3 ikatan kovalen diperlukan 6 elektron, sehingga tinggal satu elektron pada tiap-tiap atom C tersisa untuk mengikat atom H. Jumlah atom H, yang dapat diikat berkurang dua, maka rumus umumnya menjadi CnH2n+2 - 4H = CnH2n-2

Seperti halnya alkena, alkuna juga mempunyai suku pertama dengan harga n = 2, sehingga rumus molekulnya C2H2, sedang rumus strukturnya H - C C - H. Senyawa alkuna tersebut mempunyai nama etuna atau dengan nama lazim asetilena. Asetilena merupakan suatu gas yang dihasilkan dari reaksi karbon dengan air dan banyak digunakan oleh tukang las untuk menyambung besi.

CaC2 (s) + 2 H20 (l) C2H2 (g) + Ca(OH)2 (aq)karbida asetilena

Tata nama alkuna sama dengan alkana atau alkena, bagian pertama menunjuk pada jumlah sedang bagian kedua adalah akhiran -una, tetapi suku pertamanya juga mempunyai n = 2 seperti alkena. Etuna merupakan suku alkuna satu-satunya yang dapat dibuat. Suku-suku alkuna lain sering diberi nama atau dianggap sebagai turunan etuna. Jadi propuna disebut metil asetilena.

Seperti pada alkana, suku-suku rendah pada alkena dan alkuna pun hanya mempunyai satu rumus struktur, tetapi pada suku ketiga (jangan lupa harga n-nya 4) dapat kita tuliskan lebih dari satu rumus struktur yaitu ,

pada alkena

1-butenaCH2=CH-CH2-CH3

2-butenaCH3-CH=CH-CH3

2-metil-1-propenaCH2=C-CH3

|CH3

pada alkuna

CH3C-CH2-CH3 1-butunaCH3-CC-CH3 2-butuna

Jadi peristiwa isomeri terjadi pula pada alkena dan alkuna, bahkan penyebabnya dua. Kalau pada alkana hanya pada rantainya berbeda (disebut isomeri rantai), pada alkena dan alkuna dapat pula disebabkan ikatan rangkapnya berpindah tempat (disebut isomeri posisi) karena itu letak ikatan rangkap pada suku-suku alkena dan alkuna yang lebih tinggi selalu diberi nomor seperti terlihat di atas.

H. Beberapa Hidrokarbon Lain

Seperti dikatakan dalam klasifikasi hidrokarbon, masih banyak hidrokarbon lainnya, tetapi rumus umumnya kadang-kadang sama dengan rumus umum yang

ada antara lain rumus umum alkena. Rumus umum alkena juga menunjukkan hidrokarbon siklis yang jenuh yang dikenal sebagai siklana (siklo-alkana) dan

siklo-propana sebagai suku pertamanya mempunyai harga n = 3. Alkandiena dan siklo-alkena mempunyai rumus umum yang sama dengan alkuna. Rumus

molekul C5H8 dapat merupakan pentuna, isoprena (monomer dari karet alam atau siklopentana).

H3C - CH2 - CH2 - C CH         pentuna

H2C = C - CH = CH2|                                 isoprena

CH3

Adalagi hidrokarbon berlingkar yang mengandung cincin segi enam, dikenal sebagai hidrokarbon aromatik karena umumnya hidrokarbon ini harum baunya walaupun banyak juga yang beracun. Struktur utama senyawa aromatik yang menjadi dasar sifat-sifat kimianya adalah cincin benzena. Cincin benzena biasa digambarkan sebagai segi-enam beraturan dengan tiap sudut ditempati oleh atom C yang mengikat satu atom H dan ikatan rangkap yang berselang-seling antara dua atom C yang berurutan (lihat gambar di bawah ini). Gambaran ini sempat menguasai senyawa aromatik untuk beberapa puluh tahun sebelum akhirnya diubah karena sifat-sifat utama ikatan rangkap tidak tampak pada gambaran struktur benzena sebelumnya. Hidrokarbon aromatik banyak pula terdapat dalam minyak bumi.

rumus lama struktur benzena

H|

H C H\ // \ /C C

| ||C C

/ \\ / \H C H

|H

 

rumus baru struktur benzena

[gambar]

BAB XXGAS MULIA

UNSUR-UNSUR GAS MULIA

Terdiri Atas : Helium  : HeNeon  : NeArgon : ArKripton  : Kr Xenon : XeRadon : Rn

Sifat-Sifat Umum :

1. Tidak Berwarna, tidak berbau, tidak berasa, sedikit larut dalam air.2. Mempunyai elektron valensi 8, dan khusus untuk Helium elektron valensinya 2,

maka gas mulia bersifat kekal dan diberi valensi nol.3. Molekul-molekulnya terdiri atas satu atom (monoatom).

 

Unsur Nomor Atom Konfigurasi Elektron

He 2 1s2

Ne 10 [He] 2s2 2p6

Ar 18 [Ne] 3s2 3p6

Kr 36 [Ar] 4s2 3d10 4p6

Xe 54 [Kr] 5s2 4d10 5p6

Rn 86 [Xe] 6s2 5d10 6p6

Dua elektron dari He membuat subkulit s menjadi penuh dan unsur-unsur gas mulia yang lain pada kulit terluarnya terdapat 8 elektron. karena kulit terluarnya telah penuh maka gas mulia bersifat stabil dan tidak reaktif. Jadi afinitas elektronnya mendekati nol.

BAB XXIUNSUR-UNSUR HALOGEN

A. Sifat-Sifat Halogen

UNSUR

Fluor Klor BromIodium

Catatan :

[X] =unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr)

n =nomor perioda (2, 3, 4, 5)

  =makin besar sesuai dengan arah panah

 

9F 17Cl 35Br53I

1. Konfigurasi elektron [X] ns2 , np5

2. Massa Atom

3. Jari-jari Atom

4. Energi Ionisasi dan Afinitas Elektron

5. Keelektronegatifan

6. Potensial Reduksi (Eored >

0)

7. Suhu Lebur (0o) -216.6 -101.0 -72 114.0

8. Suhu Didih (0o) -188.2 -34 58 183

9. Bilangan Oksidasi Senyawa Halogen -1

+ 1, +3

+5, +7

+ 1

+5, +7

+1

+5, +7

B. Sifat Fisika Dan Sifat Kimia Unsur Halogen

X2 Fluor (F2) Klor (Cl2) Brom (Br2) Iodium (I2)

1. Molekulnya Diatom

2. Wujud zat (suhu kamar) Gas Gas Cair Padat

3. Warna gas/uap Kuning muda Kuning hijau

Coklat merah

Ungu

4. Pelarutnya (organik) CCl4, CS2

5. Warna larutan (terhadap pelarut 4)

Tak berwarna Tak berwarna

Coklat Ungu

6. Kelarutan oksidator

   (makin besar sesuai dengan arah panah)

7. Kereaktifan terhadap gas H2

8. Reaksi pengusiran pada senyawa X = Cl, Br, I X = Br X = I Tidak dapat

halogenida F2 + 2KX   2KF X2

dan ICl2 + 2KX    2KCl +

X2

Br2 + KX   2KBr + X2

mengusir F, Cl, Br

9. Reaksi dengan logam (M) 2 M + nX2   2MXn (n = valensi logam tertinggi)

10. Dengan basa kuat MOH (dingin) X2 + 2MOH   MX + MXO + H2O (auto redoks)

11. Dengan basa kuat (panas) 3X2 + 6MOH   5MX + MXO3 + 3H2O (auto redoks)

12. Pembentukan asam oksi Membentuk asam oksi kecuali F

 

Catatan :

I2 larut dalam KI membentuk garam poli iodidaI2 + KI   Kl3I2 larut terhadap alkohol coklat

B. Hidrogen, Klor, Brom Dan Iodium

SIFAT GOLONGAN

HX HF HCl HBr HI

Catatan :

   makin besar/kuat sesuai dengan arah panah

Sifat reduktor

Keasaman

Kepolaran

Kestabilan terhadap panas

SIFAT FISIKA DAN KIMIA HIDROGEN HALIDA

HCl HBr HI

1. Bentuk pada suhu biasa Gas tidak berwarna

2. Dalam pelarut non polar (Benzana/Toluensa)

Larut, tak menghantarkan arus listrik

3. Dalam air Larut, menghantarkan arus listrik

4. Dengan H2SO4, pekat (oksidator) Tidak teroksidasi

Teroksidasi menjadi Br2

Teroksidasi menjadi I2

5. Kestabilan terhadap pemanasan Tidak terurai Sedikit terurai Terurai menjadi He dan I2

BAB XXIIUNSUR-UNSUR ALKALI

A. Sifat Golongan Unsur Alkali

UNSUR 3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs 87Fr

1. Konfigurasi elektron [X] ns1

2. Massa atom

3. Jari-jari atom (n.m)

4. Keelektronegatifan  Rendah (antara 0.7 - 1.0)

Di atas suhu kamar (antara 28.7o - 180.5o) 

5. Suhu lebur (oC)

6. Energi ionisasi (kJ/mol) Antara 376 - 519

7. Potensial oksidasi (volt)

Positif, antara 2.71 - 3.02 (reduktor)

8. Bilangan oksidasi +1 +1 +1 +1 +1 +1

Catatan :[X] = unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)n = nomor perioda (2, 3, 4, 5, 6, 7)= makin besar sesuai dengan arah panah

B. Sifat Fisika Dan Kimia

UNSUR Li Na K Rb dan Cs

a. DENGAN UDARA Perlahan-lahan terjadi Li2O

Cepat terjadi Na2O dan Na2O2

Cepat terjadi K2O

Terbakar terjadi Rb2O dan Cs2O

b. DENGAN AIR

2L + 2H2O 2LOH + H2 (g)

c. DENGAN ASAM KUAT

2L + 2H+ 2L+ + H2 (g)

(makin hebat reaksinya sesuai dengan arah panah)d. DENGAN HALOGEN

2L + X2 2LH

WARNA NYALA API Merah Kuning Ungu -

Garam atau basa yang sukar larut dalam air

CO32+

OH- , PO43-

- ClO4- dan 

[ Co(NO2)6 ]3-

C. Pembuatan Logam Alkali

Dengan cara elektrolisis leburan/lelehan garamnya.

Contoh : NaCl (l) Na+ (l) + Cl- (l)Katoda Na+ (l) + e- Na (s)Anoda Cl- (l) 1/2 Cl2 (g) + e-

-------------------------------------------------------------------------------- Na+ (l) + Cl- (l) --> Na (s) + 1/2 Cl2 (g)

BAB XXIIIUNSUR-UNSUR ALKALI TANAH

A. Sifat Golongan Unsur Alkali Tanah

UNSUR 4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba

1. Konfigurasi elektron [X] ns2

2. Massa atom

  3. Jari-jari atom (n.m)

4. Energi ionisasi

    (M   M+) kJ/mol

    (M   M2+) kJ/mol

5. Potensial oksidasi (volt)

6. Keelektronegatifan

7. Suhu lebur (oC)Antara 650o - 1227o

8. Bilangan oksidasi +2 +2 +2 +2 +2

B. Sifat Fisika Dan Kimia Unsur Alkali Tanah

1. Reaksi dengan

  a. Udara Menghasilkan MO dan M3N2 bila dipanaskan

Dalam keadaan dingin dapat menghasilkan MO dan M3N2 dipermukaan

  b. Air Tidak bereaksi

Bereaksi dengan uap air

membentuk MO dan H2

Bereaksi dalam keadaan dingin

membentuk M(OH)2 dan H2. Makin ke kanan makin reaktif

  c. Hidrogen Tidak bereaksiM + H2    MH2 (Hidrida)

  d. Klor M + X2   (dipanaskan) MX2 (garam

  e. Asam M + 2H+    M2+ + H2 (g)

2. Sifat oksida Amfoter basa

3. Kestabilan peroksida Peroksidanya tidak dikenal

Makin stabil sesuai dengan arah panah

4. Kestabilan karbonatMengurai pada

pemanasan agak tinggi

(suhu pemanasan antara 550o - 1400oC)

 

Catatan :

M = unsur-unsur alkali tanahRa bersifat radioaktif, Be bersifat amfoter

 

C. Kelarutan Unsur Alkali Tanah

KelarutanMg Ca

Sr BaCatatan :

Warna nyalaGaram Ca2+ = merahGaram Ba2+ = hijauM = unsur logam alkali tanah

M(OH)2  

------------------->makin besar sesuai arah panah

 

MSO4  

<--------------------makin besar sesuai arah panah

 

MCO3

MCrO4

D. Pembuatan Logam Unsur Alkali Tanah

Dengan elektrolisis leburan garamnya.

Contoh:

CaCl2(l) Ca2+ (l) + 2Cl- (l)Katoda : Ca2+ (l) + 2 e- Ca (s)Anoda : 2Cl2 (g) + 2 e-

------------------------------------------------------------------------Ca2+ (l) + 2Cl- (l) Ca (s) + Cl2 (l)

E. Kesadahan

Air Sadah ialah air yang sukar berbuih dengan sabun dan banyak mengandung ion Ca2+ dan Mg2+.

Macamnya:

1.Kesadahan Sementara

Mengandung Ca(HCO3)2 dan Mg(HCO3)2

Dapat dihilangkan dengan pemanasan

Contoh : Ca(HCO3)2 (aq)   CaCO3 + H2O (l) + CO2 (g)

 2.Kesadahan Tetap

Mengandung CaSO4 dan MgSO4

Dapat dihilangkan dengan menambahkan soda ash (Na2CO3)

Contoh : MgSO4 (aq) + Na2CO3 (aq)   MgCO3 + Na2SO4 (aq)

BAB XXIVUNSUR-UNSUR PERIODE KETIGA

A. Sifat-Sifat Periodik, Fisika Dan Kimia

UNSUR 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl

Konfigurasi elektron

[Ne] 3s1 [Ne] 3s2 [Ne] 3s2,

3p1[Ne]

3s2, 3p2

[Ne] 3s2, 3p3

[Ne] 3s2, 3p4

[Ne] 3s2, 3p5

Jari-jari atom

 

<----------------------------makin besar sesuai arah panah

 

Keelektronegatifan

 

----------------------------->makin besar sesuai arah panah

 

Kelogaman Logam Semi logam

Bukan Logam

Oksidator/reduktor Reduktor <----------------------------            (makin besar sesuai arah panah) oksidator

Konduktor/isolator Konduktor Isolator

Oksida (utama) Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

Ikatan Ion Kovalen

Sifat oksida Basa Amfoter Asam

Hidroksida NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4

Kekuatan basa/asam

Basa kuat

Basa lemah

Basa lemah

Asam lemah

Asam lemah

Asam kuat

Asam kuat

Klorida NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 PCl5 SCl2 Cl2

Ikatan Ion Kovalen

Senyawa dengan hidrogen

NaH MgH2 AlH3 SiH4 PH3 H2S HCl

Ikatan Ion Kovalen

Reaksi dengan air Menghasilkan bau dan gas H2

Tidak bersifat asam

Asam lemah

Asam kuat

BAB XXVUNSUR-UNSUR PERIODE KEEMPAT

A. Pengertian Unsur Transisi

Definisi : Unsur transisi adalah unsur yang dapat menggunakan elektron pada kulit terluar dan kulit pertama terluar untuk berikatan dengan unsur-unsur yang lain.

Unsur Nomor Atom

Konfigurasi Elektron

Orbital

3d 4s

Skandium (Sc) 21 (Ar) 3d1 4s2        

Titanium (Ti) 22 (Ar) 3d2 4s2      

Vanadium (V) 23 (Ar) 3d3 4s2    

Krom (Cr) 24 (Ar) 3d5 4s1

Mangan (Mn) 25 (Ar) 3d5 4s2

Besi (Fe) 26 (Ar) 3d6 4s2

Kobalt (Co) 27 (Ar) 3d7 4s2

Nikel (Ni) 28 (Ar) 3d8 4s2

Tembaga (Cu) 29 (Ar) 3d10 4s1

Seng (Zn) 30 (Ar) 3d10 4s2

Konfigurasi elektron Cr bukan (Ar) 3d4 4s2 tetapi (Ar) 3d5 4s1. Demikian halnya dengan konfigurasi elektron Cu bukan (Ar) 3d9 4s2 tetapi (Ar) 3d10 4s1. Hal ini berkenaan dengan kestabilan orbitalnya, yaitu orbital-orbital d dan s stabil jika terisi penuh, bahkan 1/2 penuh pun lebih stabil daripada orbital lain.

B. Sifat Periodik

UNSUR  21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn

Konfigurasi Elektron

[Ar] 3d1

4s2

[Ar] 3d2

4s2

[Ar] 3d3 4s2

[Ar] 3d5

4s1

[Ar] 3d5 4s2

[Ar] 3d6 4s2

[Ar] 3d7

4s2

[Ar] 3d8

4s2

[Ar] 3d10

4s1

[Ar] 3d10

4s2

Massa jenis (g/mL)

keelektro-negatifan

Antara 3.4 - 8.92 (makin besar sesuai dengan arah panah)-------------------------------------------------------->

Antara 1.3 - 1.9 (makin besar sesuai dengan arah panah)

Bilangan oksidasi

0;3 0;2; 3;4

0;2;3;4;5

0;2; 3;6

0;2;3;4;6;7

0;2;3 0;2;3 0;2;3 0;1;2 0;2

Titik lebur (oC)

Di atas 1000oC (berbentuk padat) 

Energi ionisasi (kJ/mol)

Antara 1872 - 2705 (sukar melepaskan elektron terluarnya)

Jumlah elektron tunggal

Satu Dua   Tiga Enam Lima Empat  Tiga  Dua  Satu -

Sifat para-magnetik/

fero-magnetik

Sifat yang disebabkan karena adanya elektron yang tidak berpasangan 

(=elektron tunggal)

Makin banyak elektron tunggalnya, makin bersifat feromagnetik

diama-gnetik

Warna ion M2+ - - Ungu Biru Merah

mudaHijau muda

Merah muda

Hijau Biru -

Warna ion M3+

Tak ber-

warnaUngu Hijau Hijau - Kuning - - - -

Ion-ion tak berwarna Sc3+ , Ti4+ , Cu+ , Zn2+

 

Catatan :

MnO4- = ungu

Cr2O72- = jingga

 

C. Sifat Fisika Dan Kimia

UNSUR  Oksida Jenis oksida Rumus Basa/Asam

24Cr (krom)

CrO Oksida basa Cr(OH)2

Cr2O3 Oksida amfoter Cr(OH)3

HCrO2

CrO3 Oksida Asam H2CrO4

H2CrO7

25Mn(mangan)

MnOOksida Basa

Mn(OH)2

Mn2O3 Mn(OH)3

MnO3

Oksida Asam H2MnO4

HMnO4Mn2O7

26Fe(besi)

FeO

OKSIDA BASA

Fe(OH)2

Fe2O3 Fe(OH)3

27Co(kobal)

CoO Co(OH)2

Co2O3 Co(OH)3

28Ni(nikel)

NiO Ni(OH)2

Ni2O3 Ni(OH)3

29Cu(tembaga)

Cu2O CuOH

CuO Cu(OH)2

D. Sifat Reaksi Dari Senyawa-Senyawa Krom Dan Mangan

E. Unsur-Unsur Transisi Dan Ion Kompleks

a. Unsur Transisi

Unsur yang dapat menggunakan elektron pada kulit pertama sebelum kulit terluar untuk berikatan dengan unsur lain

b. Ion Kompleks

Terdiri dari Ion pusat dari Ligand

1. Ion pusat   ion dari unsur-unsur transisi dan bermuatan positif.

2. Ligand       molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas. Misal : Cl-, CN-, NH3, H2O dan sebagainya.

3. Bilangan koordinasi adalah jumlah ligand dalam    suatu ion kompleks.

 Antara ion pusat dan ligand terdapat ikatan koordinasi.

c. Daftar Ion Kompleks 1. Ion Kompleks positif :

[Ag(NH3)2]+ = Diamin Perak (I)[Cu(NH3)4]2+ = Tetra amin Tembaga (II)[Zn(NH3)4]2+ = Tetra amin Seng (II)[Co(NH3)6]3+ = Heksa amin Kobal (III)[Cu(H2O)4]2+ = Tetra Aquo Tembaga (II)[Co(H2O)6]3+ = Heksa Aquo Kobal (III)

  2. Ion Kompleks negatif

[Ni(CN)4]2- = Tetra siano Nikelat (II)[Fe(CN)6]3- = Heksa siano Ferat (III)[Fe(CN)6]4- = Heksa siano Ferat (II)[Co(CN)6]4- = Heksa siano Kobaltat (II)[Co(CN)6]3- = Heksa siano Kobaltat (III)[Co(Cl6]3- = Heksa kloro Kobaltat (III)

BAB XXVIGAS HIDROGEN

A. Sifat Fisika Dan Kimia

Titik Didih (oC) -252.6oC

Titik Lebur (oC) -259.2oC

Dengan HalogenH2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g)

HCl (g) + air H+ (aq) + Cl- (aq)

Dengan Logam

Golongan Alkali

2 Na (s) + H2 (g) ® 2 Na+H- (s) + energi

Na+H- (s) + H2O NaOH (aq) + H2 (g)

Susunan Atom 1 proton + 1 elektron

Isotop 11H , 12H , 13H

Potensial Iobisasi (kJ/mol) 56.9 kJ/mol

B. Pembuatan

A. Cara Industri 

B. Cara Laboratorium 

1. Elektrolisis air yang sedikit diasamkan

2H2O (l) 2H2 (g) + O2 (g)

 

1. Logam (golongan IA/IIA) + air  2K(s) + 2H2O(l) 2KOH (aq) + H2 (g)

  Ca (s) + 2H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + H2 (g)

2. 3Fe(pijar) + 4H2O Fe3O4 (s) + 4H2(g)

2. Logam dengan Eok o > O + asam kuat encer  Zn (s) + 2HCl (aq) ZnCl2 (aq) + H2 (g)

  Mg (s) + 2 HCl (aq) MgCl2 (aq) + H2(g)

3. 2C(pijar) + 2H2O (g) 2H2 (g) + 2CO (g)

3. Logam amfoter + basa kuat  Zn (s) + NaOH(aq) Na2ZnO2 (aq) + H2(g)

  2Al (s) + 6NaOH (aq) 2Na3AlO3 (aq) +

3H2(g)