materi kuliah kimia dasar
advertisement
MATERI KULIAH KIMIA DASAR
DAFTAR ISI
Bab I.
Stoikiometri
A. Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia
B. Massa Atom Dan Massa Rumus
C. Konsep Mol
D. Persamaan Reaksi
Bab II.
Hitungan Kimia
Hitungan Kimia
Bab III.
Termokimia
A. Reaksi Eksoterm Dan Rekasi Endoterm
B. Perubahan Entalpi
C. Penentuan Perubahan Entalpi dan Hukum Hess
D. Energi-Energi Dan Ikatan Kimia
Bab IV.
Sistem Koloid
A. Sistem Dispers Dan Jenis Koloid
B. Sifat-Sifat Koloid
C. Elektroforesis Dan Dialisis
D. Pembuatan Koloid
Bab V.
Kecepatan Reaksi
A. Konsentrasi Dan Kecepatan Reaksi
B. Orde Reaksi
C. Teori Tumbukan Dan Keadaan Transisi
D. Tahap Menuju Kecepatan Reaksi
E. Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi
Bab VI.
Kesetimbangan Kimia
A. Keadaan Kesetimbangan
B. Hukum Kesetimbangan
C. Pergeseran Kesetimbangan
D. Pengaruh Katalisator Terhadap Kesetimbangan Dan Hubungan Antara Harga
Kc Dengan Kp
E. Kesetimbangan Disosiasi
Bab VII.
Larutan
A. Larutan
B. Konsentrasi Larutan
Bab VIII.
Eksponen Hidrogen
A. Pendahuluan
B. Menyatakan pH Larutan Asam
C. Menyatakan pH Larutan Basa
D. Larutan Buffer (penyangga)
E. Hidrolisis
F. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah
G. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Kuat
Bab IX.
Teori Asam-Basa Dan Stokiometri Larutan
A. Teori Asam Basa
B. Stokiometri Larutan
Bab X.
Zat Radioaktif
A. Keradioaktifan Alam
B. Keradioaktifan Buatan, Rumus Dan Ringkasan
Bab XI.
Kimia Lingkungan
Kimia Lingkungan
Bab XII.
Kimia Terapan Dan Terpakai
Kimia Terapan Dan Terpakai
Bab XIII.
Sifat Koligatif Larutan
A. Sifat Koligatif Larutan Non Elektrolit
B. Penurunan Tekanan Uap jenuh Dan Kenaikkan Titik Didih
C. Penurunan Titik Beku Dan Tekanan Osmotik
D. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit
Bab XIV.
Hasil Kali Kelarutan
A. Pengertian Dasar
B. Kelarutan
C. Mengendapkan Elektrolit
Bab XV.
Reaksi Redoks Dan Elektrokimia
A. Oksidasi - Reduksi
B. Konsep Bilangan Oksidasi
C. Langkah-Langkah Reaksi Redoks
D. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks
E. Elektrokimia
F. Sel Volta
G. Potensial Elektroda
H. Korosi
I. Elektrolisis
J. Hukum Faraday.
Bab XVI.
Struktur Atom
A. Pengertian Dasar
B. Model Atom
C. Bilangan-Bilangan Kuantum
D. Konfigurasi Elektron
Bab XVII. Sistem Periodik Unsur-Unsur
Sistem Periodik Unsur-Unsur
Bab XVIII. Ikatan Kimia
A. Peranan Elektron Dalam Ikatan Kimia
B. Ikatan ion = Elektrovalen = Heteropolar
C. Ikatan Kovalen = Homopolar
D. Ikatan Kovalen Koordinasi = Semipolar
E. Ikatan Logam, Hidrogen, Van Der Walls
F. Bentuk Molekul
Bab XIX.
Hidrokarbon
A. Hidrokarbon termasuk senyawa karbon
B. Kekhasan atom karbon
C. Klasifikasi hidrokarbon
D. Alkana
E. Isomer alkana
F. Tata nama alkana
G. Alkena
H. Alkuna
I. Beberapa hidrokarbon lain
Bab XX.
Gas Mulia
Unsur-Unsur Gas Mulia
Bab XXI.
Unsur-Unsur Halogen
A. Sifat Halogen
B. Sifat Fisika Dan Sifat Kimia Unsur Halogen
C. Hidrogen, Klor, Brom Dan Iodium
Bab XXII. Unsur-Unsur Alkali
A. Sifat Golongan Unsur Alkali
B. Sifat Fisika Dan Kimia
C. Pembuatan Logam Alkali
Bab XXIII. Unsur-Unsur Alkali Tanah
A. Sifat Golongan Unsur Alkali Tanah
B. Sifat Fisika Dan Kimia Unsur Alkali Tanah
C. Kelarutan Unsur Alkali Tanah
D. Pembuatan Logam Alkali Tanah
E. Kesadahan.
Bab XXIV. Unsur-Unsur Periode Ketiga
Sifat-Sifat Periodik, Fisika Dan Kimia
Bab XXV. Unsur-Unsur Transisi Periode Keempat
A. Pengertian Unsur Transisi
B. Sifat Periodik
C. Sifat Fisika Dan Kimia
D. Sifat Reaksi Dari Senyawa-Senyawa Krom Dan Mangan
E. Unsur-Unsur Transisi Dan Ion Kompleks
Bab XXVI. Gas Hidrogen
A. Sifat Fisika Dan Kimia
B. Pembuatan
BAB I
STOIKIOMETRI
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
(4g)
(32g)
hidrogen oksida
(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 : 3
b. 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 gram
massa C
Kadar 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 : 8
NO2 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 GAS
Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT
dimana:
P = tekanan gas (atmosfir)
V = volume gas (liter)
n = mol gas
R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin
T = 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 BOYLE
Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan
n1 = 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
x = 14 gram
Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.
c. HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC
Hukum 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
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 unsurunsur 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 H2
2O
Berdasarkan reaksi di atas maka
atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)
atom 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 H2
2O
BAB II
HITUNGAN 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 O
Mr CaCO3 = 40 + 12 + 48 = 100
Jadi 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)
3
(aq) + 3 H2 (g)
Berapa gram aluminium klorida dan berapa liter gas hidrogen yang dihasilkan pada kondisi
standar ?
Jawab:
Dari persamaan reaksi dapat dinyatakan
2 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 gram
Volume 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 Fe
maka : massa Fe2O3 = ( Mr Fe2O3/2 Ar Fe ) x massa Fe = (160/112) x 224 = 320 ton
Jadi 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
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 : 2
Jadi rumus empirisnya: (CH2)n
Bila Mr senyawa tersebut = 28 maka: 12n + 2n = 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
2 (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
20
1
: mol O2
: 100
:5
: mol CO2
: 60
:3
=1
=1
=1
atau:
Jadi rumus hidrokarbon tersebut adalah : C3H8
: (x + 1/4y)
: (x + 1/4y)
: (x + 1/4y)
:x
:x
:x
BAB III
TERMOKIMIA
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
-)
Contoh : C(s) + O2(g)
CO2
-393.5 kJ
2. Reaksi Endoterm
Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi
tersebut dibutuhkan panas.
Contoh : CaCO3
CaO(s) + CO2(g) -
B. Perubahan Entalpi
ntalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp
Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada
tekanan tetap.
a. Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm)
Contoh: H2
2H b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)
Contoh:
H2
-a kJ
Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :
1.
untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur
pada 298 K dan tekanan 1 atm.
2.
Contoh: H2(g) + 1/2 O2
Entalpi Penguraian:
H2
-285.85 kJ
-unsurnya (=
Contoh: H2
H2(g) + 1/2 O2
3.
2
K dan tekanan 1 atm.
dari udara yang diukur pada 298
4.
Contoh: CH4(g) + 2O2(g
Entalpi Reaksi:
CO2(g) + 2H2
-802 kJ
-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi
dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat
sederhana.
5.
6.
Contoh: 2Al + 3H2SO4
Entalpi Netralisasi:
Al2(SO4)3 + 3H2
-1468 kJ
Contoh:
NaCl(aq) + H2
-890.4 kJ/mol
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
2NH3
N2(g) + 3H2
- 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.
o
f produk
-
o
f 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)
C(s) + 1/2 02(g)
CO(g)
CO(g) + 1/2 O2(g)
CO2(g)
------------------------------------------------------------ +
C(s) + O2(g)
CO2(g)
Menurut Hukum Hess : x = y + z
1 tahap
2 tahap
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 :
Contoh:
Diketahui :
energi ikatan
C - H = 414,5 kJ/Mol
C = C = 612,4 kJ/mol
C - C = 346,9 kJ/mol
H - H = 436,8 kJ/mol
Ditanya:
2H4(g)
+ H2
C2H6(g)
= 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 IV
SISTEM KOLOID
A. Sistem Dispers Dan Sistem Koloid
SISTEM DISPERS
A. Dispersi kasar
(suspensi)
B. Dispersi koloid
C. Dispersi molekuler
(larutan sejati)
: partikel zat yang didispersikan berukuran lebih besar
dari 100 nm.
: partikel zat yang didispersikan berukuran antara 1 nm 100 nm.
: 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 Tyndall
Efek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya oleh partikel koloid.
b. Gerak Brown
Gerak 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. Adsorbsi
Beberapa 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. Koagulasi
Koagulasi 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 Liofob
Koloid ini terjadi pada sol yaitu fase terdispersinya padatan dan medium
pendispersinya cairan.
Koloid Liofil:
Koloid Liofob:
sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya
besar terhadap medium pendispersinya.
Contoh: sol kanji, agar-agar, lem, cat
sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya
kecil terhadap medium pendispersinya.
Contoh: sol belerang, sol emas.
C. Elektroferisis Dan Dialisis
ELEKTROFERESIS
Elektroferesis 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.
DIALISIS
Dialisis 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.
Prinsip
:
Partikel Molekular
kondensasi
-------------->
Partikel Koloid
Reaksi kimia untuk menghasilkan koloid meliputi :
a. Reaksi Redoks
2 H2S(g) + SO2(aq)
3 S(s) + 2 H2O(l)
b. Reaksi Hidrolisis
FeCl3(aq) + 3 H2O(l)
c. Reaksi Substitusi
2 H3AsO3(aq) + 3 H2S(g)
Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq)
As2S3(s) + 6 H2O(l)
d. Reaksi Penggaraman
Beberapa 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 Mekanik
Cara ini dilakukan dari gumpalan partikel yang besar kemudian dihaluskan dengan
cara penggerusan atau penggilingan.
b.
Cara Busur Bredig
Cara ini digunakan untak membuat sol-sol logam.
c.
Cara Peptisasi
Cara 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 V
KECEPATAN REAKSI
A. KONSENTRASI DAN KECEPATAN REAKSI
Kecepatan reaksi adalah banyaknya mol/liter suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain
dalam setiap satuan waktu.
mM + nN
maka kecepatan reaksinya adalah:
1 (dA)
V=-
1 d(B)
1 d(M)
-------- =
------- = - ------- = +
+
a dt
b dt
m dt
1 d(N)
---------n dt
dimana:
- 1/a . d(A) /dt
= rA
- 1/b . d(B) /dt
= rB
- 1/m . d(M) /dt
= rM
- 1/n . d(N) /dt
= rN
= kecepatan reaksi zat A = pengurangan konsentrasi zat A per
satuan wakru.
= kecepatan reaksi zat B = pengurangan konsentrasi zat B per
satuan waktu.
= kecepatan reaksi zat M = penambahan konsentrasi zat M per
satuan waktu.
= 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 reaksi
k = tetapan laju reaksi
x = orde reaksi terhadap zat A
y = 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
2NOBr(g)
dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:
No.
(NO) mol/l
(Br2) mol/l
1.
2.
3.
4.
5.
0.1
0.1
0.1
0.2
0.3
0.1
0.2
0.3
0.1
0.1
Kecepatan Reaksi
mol / 1 / detik
12
24
36
48
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
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 molekulmolekul 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
Tahap 2: HBr + HOOBr
2HOBr
Tahap 3: (HBr + HOBr
H2O + Br2) x 2
------------------------------------------------------ +
4 HBr + O2
--> 2H2O + 2 Br2
(lambat)
(cepat)
(cepat)
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+
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
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 reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
E : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/moloK = 8.314 joule/moloK
T : 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 VI
KESETIMBANGAN 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 homogen
a. Kesetimbangan dalam sistem gas-gas
Contoh: 2SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)
b. Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan
Contoh: NH4OH(aq)
NH4+(aq) + OH- (aq)
2. Kesetimbangan dalam sistem heterogen
a. Kesetimbangan dalam sistem padat gas
Contoh: CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g)
b. Kesetimbangan sistem padat larutan
Contoh: BaSO4(s)
Ba2+(aq) + SO42- (aq)
c. Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas
Contoh: Ca(HCO3)2(aq)
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
B. Hukum Kesetimbangan
Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil kali
Hukum Guldberg dan
konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali
Wange:
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)
Kc = (CO)2 / (CO2)
2CO(g)
- Jika kesetimbangan antara zat padat dan larutan yang dimasukkan dalam perhitungan Kc
hanya konsentrasi zat-zat yang larut saja.
Contoh: Zn(s) + Cu2+(aq)
Kc = (Zn2+) / (CO2+)
Zn2+(aq) + Cu(s)
- 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 zat
b. Perubahan volume atau tekanan
c. 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 = 2
Koefisien reaksi di kiri = 4
- Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (= volume diperkecil), maka
kesetimbangan akan
bergeser ke kanan.
- Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (= volume diperbesar), maka
kesetimbangan akan
bergeser 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
2NO2
-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 PDd) / (PAa x PBb)
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)
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 der
3
yang terurai / mol NH3 mula-mula
Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:
a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
isosiasi sebagian).
Contoh:
Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan
N2O4
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 mol
mol N2O4
mol N2O4 sisa = a (1 mol NO2 yang terbentuk = 2 x mol N2O4
Pada keadaan setimbang:
mol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk
a(1 -
1-
BAB VII
LARUTAN
A. Pendahuluan
LARUTAN adalah campuran homogen dua zat atau lebih yang saling melarutkan dan masingmasing 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 ionion (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-lain
b. Basa-basa lemah seperti : NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain
c. 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 VIII
EKSPONEN 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 M
pH = - 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 M
pH = - 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 lemah
Ka = 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 M
pH = -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 M
pOH = - log 10-1 = 1
pH = 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 M
pOH = - log 2.10-2 = 2 - log 2
pH = 14 - pOH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2
2. pH Basa Lemah
Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya
konsentrasi ion OH- digunakan rumus:
1, maka untuk menyatakan
[OH-] = Cb . Kb)
dimana:
Cb = konsentrasi basa lemah
Kb = 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 M
pOH = - log 10-4 = 4
pH = 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 lemah
Cg = konsentrasi garamnya
Ka = 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 M
Cg = 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 lemah
Cg = konsentrasi garamnya
Kb = 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 mol
mol NH4OH sisa = 0.2 - 0.1 = 0.1 mol
mol NH4Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 mol
Karena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH4Cl) maka campurannya akan
membentuk
Larutan buffer.
Cb (sisa) = 0.1 mol/liter = 10-1 M
Cg (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10-1 M
pOH = 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
1/2
1/2
1/2
5
(pKw - pKb - log Cg)
(-log 10-14 + log 10-5 - log 10-1)
(14 - 5 + 1)
x 10
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-] =
K h . 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 IX
TEORI ASAM BASA DAN STOKIOMETRI LARUTAN
A. Teori Asam Basa
1. 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)
asam-1 basa-2
H3O+(aq) + Ac-(aq)
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)
asam-1 basa-2
NH4+(aq) + OH-(aq)
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 reaksi
b. menyetarakan koefisien reaksi
c. 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 mol
V = 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 mol
mol HCl = 2 x mol Mg = 0.2 mol
volume 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-basa
2. titrasi redoks
3. 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 mol
Berdasarkan koefisien reaksi di atas.
mol NaOH = mol HCl = 5 m mol
M = 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 mol
mol Ca(OH)2 = mol CaO = 1/2 x mol HCl = 1/2 x 6 = 3 m mol
massa CaO = 3 x 56 = 168 mg = 0.168 gram
Kadar kemurnian CaO = 0.168/0.56 x 100% = 30%
BAB X
ZAT RADIOAKTIF
A. Keradioaktifan Alam
Definisi : Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari unsur-unsur yang bersifat radiokatif
MACAMNYA
KERADIOAKTIFAN ALAM
- Terjadi secara spontan
Misalnya:
238
92
U
90
224
Th +
2
4
He
1. Jenis peluruhan
a. Radiasi Alfa
- terdiri dari inti 24 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 -10 e atau -10 beta
- terjadi karena perubahan neutron 01 n
- di udara kering bergerak sejauh 300 cm
1
1
p+
-1
0
e
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
Bi
93
237
Np dan berakhir dengan
83
209
B. Keradioaktifan Buatan, Rumus Dan Ringkasan
KERADIOAKTIFAN BUATAN
Perubahan inti yang terjadi karena ditembak oleh partikel.
Prinsip penembakan:
o
o
Jumlah nomor atom sebelum penembakan = jumlah nomor atom setelah
penembakan.
Jumlah nomor massa sebelum penembakan = jumlah nomor massa setelah
penembakan.
Misalnya:
RUMUS
14
7
N+
2
4
He
17
8
O+
1
1
p
k = (2.3/t) log (No/Nt)
k = 0.693/t1/2
t = 3.32 . t1/2 . log No/Nt
k = tetapan laju peluruhan
t = waktu peluruhan
No = jumlah bahan radioaktif mula-mula
Nt = jumlah bahan radioaktif pada saat t
t1/2 = waktu paruh
RINGKASAN
1. Kestabilan inti: umumnya suatu isotop dikatakan tidak stabil bila:
a. n/p > (1-1.6)
b. e > 83
e = elektron
n = neutron
p = proton
2. Peluruhan radioaktif:
a. Nt = No . e-1
b. 2.303 log No/Nt = k . t
c. k . t1/2 = 0.693
d. (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 peluruhan
t = waktu peluruhan
t1/2 = 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 jam
t1/2 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 gram
Nt = 6.25 gram
t = 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 XI
KIMIA LINGKUNGAN
DEFINISI
Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari pengaruh dari bahan kimia terhadap lingkungan.
KETENTUAN
Kimia lingkungan mempelajari zat-zat kimia yang penggunaannya dapat menguntungkan
dibidang kemajuan teknologi tetapi hasil-hasil sampingannya merugikan, serta cara
pencegahannya.
MACAMNYA
1. Pencemaran udara
2. Pencemaran air
3. 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 NO 2)
- 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
terganggunya
kehidupan 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
DAMPAK
CO
Racun sebab afinitasnya terhadap Hb besar
NO
Peningkatan radiasi ultra violet sebab NO menurunkan kadar O 3
(filter ultra violet)
Freon
NO2
sda
Racun paru
Minyak
Ikan mati sebab BOD naik
Limbah industri
Ikan mati sebab BOD naik
Pestisida
Pupuk
Racun sebab pestisida adalah organoklor
Tumbuhan mati kering sebab terjadi plasmolisis cairan sel
BAB XII
KIMIA 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. Sabun
1. 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 rendah
2. Dalam H2koloid
3. Dalam air sadah kurang membuih
4. PEMBUATAN
Lemak / Minyak + NaOH / KOH
B. Detergen
1. 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. Bensin
1. 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 Tanah
b. Air Permukaan Sungai
c. Air Hujan
2. Menurut Kandungan Mineral
a. Air Murni
b. 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 Kapur
2. 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,
b. Zat Warna Sintetik,
yaitu yang berasal dari alam/tumbuh-tumbuhan. seperti
warna hijau dari daun suji (daun pandan) dan warna
kuning atau jingga dari kunir (kurkuma).
yang umumnya dibuat dari ter batubara
Zat 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 lemak
yang 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 mencegah
keracunan oleh bahan kimia itu. Hormon-hormon yang sekarang sering diberikan
kepada hewan potong untuk
mempercepat 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 pulp
2. 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 mekanis
2. Proses semi-kimia
3. 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 XIII
SIFAT 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.
2.
3.
4.
Penurunan tekanan uap jenuh
Kenaikan titik didih
Penurunan titik beku
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 = p o . XB
dimana:
p = tekanan uap jenuh larutan
po = tekanan uap jenuh pelarut murni
XB = 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 pelarut
po = tekanan uap pelarut murni
XA = 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 larutan
Kb = 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 beku
m = molalitas larutan
Kf = tetapan penurunan titik beku molal
W = massa zat terlarut
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
p = 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/mol oK
T = 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)
s
+
nA (aq)
n.s
+ Bn-(aq)
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 sejenis
AB(s)
A+ (aq) + B- (aq)
s
n.s
s
Larutan AX :
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:
s
Ag+(aq) + Cl-(aq)
s
s
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
KAlO2(aq) + 2 H2O(l)
larut
c. Pembentukan senyawa kompleks
Contoh: kelarutan AgCl(s) dalam NH4OH > daripada AgCl dalam air.
AgCl(s) + NH4
Ag(NH3)2Cl(aq) + H2O(l)
larut
C. Mengendapkan Elektrolit
Untuk suatu garam AB yang sukar larut berlaku ketentuan, jika:
- [A+] x [B- [A+] x [B- [A+] x [B-
larutan tak jenuh; tidak terjadi pengendapan
larutan tepat jenuh; larutan tepat mengendap
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
2 Na+(aq) + CO3- (aq)
[CO32-] = 1 . 0.05 / 1+1 = 0.025 M = 2.5 x 10-2 M
CaCl2
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
Oksidasi
Reaksi antara suatu zat dengan oksigen
Klasik
Reduksi
Reaksi antara suatu zat dengan hidrogen
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 mengalami
reduksi sekaligus oksidasi
Modern
B. Konsep Bilangan Oksidasi
Pengertian Bilangan Oksidasi :
Muatan listrik yang seakan-akan dimiliki oleh unsur dalam suatu senyawa atau ion.
HARGA BILANGAN OKSIDASI
1. Unsur bebas Bialngan Oksidasi = 0
2. Oksigen
Dalam Senyawa Bilangan Oksidasi = -2
kecuali
a. Dalam peroksida, Bilangan Oksidasi = -1
b. Dalam superoksida, Bilangan Oksida = -1/2
c. Dalam OF2, Bilangan Oksidasi = +2
3. Hidrogen
Dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +1
Kecuali dalam hibrida = -1
4. Unsur-unsur Golongan IA
Dalam Senyawa, Bilangan Oksidasi = +2
5. Unsur-unsur Golongan IIA
Dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +2
6. Bilangan Oksidasi molekul = 0
7. Bilangan Oksidasi ion = muatan ion
8. Unsur halogen
F
: 0, -1
Cl
: 0, -1, +1, +3, +5, +7
Br
: 0, -1, +1, +5, +7
I
: 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 asam
OHpada 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
.................
........................+1
2. 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/Galvani
2. anode = elektroda negatif (-)
3. katoda = elektroda positif (+)
2. Sel Elektrolisis
2. anode = elektroda positif (+)
3. katoda = elektroda neeatif (-)
F. Sel Volta
KONSEP-KONSEP SEL VOLTA
Sel Volta
1. Deret Volta/Nerst
a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn
Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au
b. Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi
Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi
2. Prinsip
1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; Katoda terjadi reaksi reduksi
2. Arus elektron :
Arus listrik
3. 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. Pengertian
Merupakan 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 Sel
1. 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] = 8.314
T = suhu mutlak (°K)
n = jumlah elektron
F = 96.500 coulomb
C = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]
H. Korosi
1. Prinsip
Proses Elektrokimia
Proses Oksidasi Logam
2. Reaksi perkaratan besi
a. Anoda: Fe(s) ® Fe2+ + 2e
Katoda: 2 H+ + 2 e- ® H2
2 H2O + O2 + 4e- ® 4OHb. 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 udara
2. Elektrolit
3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)
4. Adanya O2
5. Lapisan pada permukaan logam
6. Letak logam dalam deret potensial reduksi
4. Mencegah Korosi
1. Dicat
2. Dilapisi logam yang lebih mulia
3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi
5. Dicampur dengan logam lain
I. KOROSI
1. Prinsip
Proses Elektrokimia
Proses Oksidasi Logam
2. Reaksi perkaratan besi
a. Anoda: Fe(s) ® Fe2+ + 2e
dan dihubungkan
Katoda: 2 H+ + 2 e- ® H2
2 H2O + O2 + 4e- ® 4OHb. 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 udara
2. Elektrolit
3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)
4. Adanya O2
5. Lapisan pada permukaan logam
6. Letak logam dalam deret potensial reduksi
4. Mencegah Korosi
1. Dicat
2. Dilapisi logam yang lebih mulia
3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi
5. Dicampur dengan logam lain
dan dihubungkan
J. Elektrolisis
1. 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 air
2 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
H2O() asam + O2(g)
- golongan VIIA (halogen) gas
2
b. Anoda bukan : Pt atau C
reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau
senyawa 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/Valensi
i = 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 ea. 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 XVI
STRUKTUR ATOM
A. Pengertian Dasar
a. Partikel dasar : partikel-partikel pembentuk atom yang terdiri dari elektron, proton
den neutron.
1. Proton
2. Neutron
3. Elektron
: partikel pembentuk atom yang mempunyai massa sama dengan satu
sma (amu) dan bermuatan +1.
: partikel pembentuk atom yang bermassa satu sma (amu) dan netral.
: 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 :
A
z
A dengan X : tanda atom (unsur)
Z : nomor atom
= jumlah elektron (e)
= jumlah proton (p)
= jumlah proton +
neutron
A : bilangan massa
Pada atom netral, berlaku: jumlah elektron = jumlah proton.
Contoh :
1. Tentukan jumlah elektron, proton den neutron dari unsur
26
56
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 = 13
Bilangan 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: 816 O ; 817 O ; 818 O
f. Isobar : unsur yang bilangan massanya sama, tetapi berbeda nomor atomnya.
Contoh: 2759 CO dengan 2859 Ni
g. Isoton : unsur dengan jumlah neutron yang sama.
Contoh: 613 C dengan 714 N
h. Iso elektron: atom/ion dengan jumlah elektron yang sama.
Contoh: Na+ dengan Mg2+
K+ dengan Ar
B. Model Atom
A. 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 atomatom 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 elektronelektron 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 nomor
atomnya
D. MODEL ATOM BOHR
- elektron-elektron dalam mengelilingi inti berada pada tingkat-tingkat energi (kulit)
-
tertentu tanpa
menyerap atau memancarkan energi
elektron dapat berpindah dari kulit luar ke kulit yang lebih dalam dengan
memancarkan energi, atau
sebaliknya
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 = 2n 2.
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 K
n = 2 ; l = 0, 1 ; sesuai kulit L
n = 3 ; l = 0, 1, 2 ; sesuai kulit M
n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3 ; sesuai kulit N
dan seterusnya
Sub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus:
l
l
l
l
=
=
=
=
0
1
2
3
;
;
;
;
sesuai
sesuai
sesuai
sesuai
sub
sub
sub
sub
kulit
kulit
kulit
kulit
s (s = sharp)
p (p = principle)
d (d = diffuse)
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
l
l
l
=
=
=
=
0
1
2
3
(sub
(sub
(sub
(sub
kulit s), harga m =
kulit p), harga m =
kulit d), harga m =
kwit f) , harga m =
0 (mempunyai 1 orbital)
-1, O, +1 (mempunyai 3 orbital)
-2, -1, O, +1, +2 (mempunyai 5 orbital)
-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 XVII
SISTEM PERIODIK UNSUR-UNSUR
MACAM-MACAM SISTEM PERIODIK
1. TRIADE DOBEREINER DAN HUKUM OKTAF NEWLANDS
TRIADE DOBEREINER
Dobereiner 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 NEWLANDS
Apabila 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 PANJANG
Sistem 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
I-A
II - A
III - A
IV - A
V-A
VI - A
VII - A
VIII - A
Nama
Golongan
Alkali
Alkali tanah
Boron
Karbon - Silikon
Nitogen Posphor
Oksigen
Halogen
Gas mulia
Konfigurasi Elektron Orbital
Terluar
ns1
ns2
ns2 - np1
ns2 - np2
- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B
Konfigurasi
Elektron
(n - 1) d1 ns2
(n - 1) d2 ns2
(n - 1) d3 ns2
(n - 1) d4 ns2
(n - 1) d5 ns2
(n - 1) d6-8 ns2
Lambang Golongan
III - B
IV - B
V-B
VI - B
VII - B
VIII
ns2 - np3
ns2 - np4
ns2 - np5
ns2 - np6
(n - 1) d9 ns2
(n - 1) d10 ns2
I-B
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 Unsur
1. Unsur dengan nomor atom 11, konfigurasinya : 1s 2 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-Unsur
1. 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 Cljari-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.
2.
3.
4.
5.
Jari-jari atom
Sifat logam
Sifat elektropositif
Reduktor
Sifat basa/oksida basa
makin besar/kuat
1.
2.
3.
4.
5.
Sifat elektronegatif
Oksidator
Potensial ionisasi
Affinitas elektron
Keelektronegatifan
Keterangan: tanda-tanda panah di atas mempunyai arti sebagai berikut
:
:
:
:
artinya,
artinya,
artinya,
artinya,
dalam
dalam
dalam
dalam
satu
satu
satu
satu
periode dari kiri ke kanan
periode dari kanan ke kiri
golongan dari atas ke bawah
golongan dari bawah ke atas
BAB XVIII
IKATAN 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 2py1 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 2px1 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 terdapat
8 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
B. Ikatan antar molekul
1.
2.
3.
4.
1.
2.
Ikatan
Ikatan
Ikatan
Ikatan
Ikatan
Ikatan
ion = elektrovalen = heteropolar
kovalen = homopolar
kovalen koordinasi = semipolar
logam
hidrogen
van der walls
B. Ikatan Ion = Elektrovalen = Heteropolar
Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logamlogam 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
1s 2s2 2p6 3s1
2
Na + e1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)
Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom
Na akan ditangkap oleh atom Cl.
Cl + eCl2
6
2
5
1s 2s 2p 3s 3p
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)
2
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 polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. 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 elektron
persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan kedua atomnya.
Elektron persekutuan akan
bergeser 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 dipol
n = kelebihan muatan pada masing-masing atom
l = 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 sebagai
penerimanya.
SYARAT PEMBENTUKANNYA
1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. 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 2py2 2pz1
Tumpang tindih terjadi antara sub kulit 1s dari atom H dengan orbital 2p z dari aton, F.
Pertindihan demikian disebut pertindihan sp.
b. Molekul H2O:
- konfigurasi atom H : 1s1
- konfigurasi atom O: 1s2 2s2 2Px2 2py1 2pz1
Dalam atom O terdapat 2 elektron dalam keadaan yang tidak berpasangan (orbital 2p y
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 2py1 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
2px1 2py1 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
sp
sp2
sp3
dsp3
2
sp d ; dsp2
d2sp3 ; sp3d2
Jumlah ikatan
maksimum
2
3
4
5
4
6
Bentuk geometrik
Linier
Segitiga datar
Tetrahedron
Trigonal bipiramid
Segiempat datar
Oktahedron
BAB XIX
HIDROKARBON
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
membentuk ikatan kovalen
dapat membentuk rantai karbon
non elektrolit
reaksi berlangsung lambat
titik didih dan titik lebur rendah
larut dalam pelarut organik
Senyawa anorganik
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. Contohcontoh rantai karbon dapat digambarkan dengan rumus struktur :
| |
-C-C| |
| | |
-C-C-C| | |
C
rantai terbuka dan bercabang
rantai terbuka
|
|
-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
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
rumus molekul
7
7
C7H16
heptana
98
100
8
8
C8H18
oktana
125
114
9
9
C9H20
nonana
151
128
dekana
174
142
10
10 C10H22
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, heksuntuk 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 tangkitangki 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 atomatom 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)
metana
CH4
Formula struktural
H
|
H-C-H
|
H
etana
C2H6
propana
butana
H
|
H-C|
H
H
|
H-C|
H
C3H8
C4H10
H
|
C-H
|
H
H H
| |
C-C-H
| |
H H
H H
| |
H-C-C| |
H H
H
H
| |
C-C-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-C-C| |
H H
H
H
| |
C-C-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-CH3
isobutana
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
1
-CnH2n+1
-CH3
Rumus struktur
sederhana
Rumus struktur terinci
H
|
-C-H
|
-CH3
Nama
metil
H
2
3
4
-C2H5
H H
| |
-C-C-H
| |
H H
-CH2-CH3
-C3H7
H H H
| | |
- C - C - C- H
| | |
H H H
-CH2-CH2-CH3
-C4H9
H H H
H
| | |
|
-C-C-C-C-H
| | | |
H H H H
-CH2-CH2-CH2-CH3
etil
propil
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 - C5 |
H
H
H
H H
|
|
|
|
C 4 - C 3 - C 2 - C1 - H
|
|
|
|
H
H H-C-H H
|
H
a. Menurut aturan nomor satu, rantai C terpanjang 5, jadi menurut
namanya pentana dan kita letakkan di bagian
belakang.
b. cabangnya adalah metil
c. Letakkan cabang itu pada atom C nomor dua dari kanan (karena
kiri menjadi nomor 4).
tabel ini ,
kalau dari
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
|
|
|
|
H H-C-H H-C-H H
|
|
H
H
2,3-dimetilbutana
a. Rantai terpanjangnya 4, jadi dinamakan butana
b. Cabangnya adalah metil dan ada dua
c. 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-C|
H
H
H
H
|
|
|
C - H berubah menjadi H - C = C - 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
1
2
3
4
5
2
3
4
5
6
rumus struktur
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
=
=
=
=
=
CH2
CH CH CH CH -
CH3
CH2 - CH3
CH2 - CH2 - CH3
CH2 - CH2 -CH2 - CH3
nama
etena
propena
1-butena
1-pentena
1-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
|
|
|
|
1
C = C 2 - C3 - C4 - H
|
|
|
H
CH3 H
3-metil-1-butena (bukan 2-metil-3-butena)
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-butena
2-butena
2-metil-1-propena
CH2=CH-CH2-CH3
CH3-CH=CH-CH3
CH2=C-CH3
|
CH3
pada alkuna
CH3C-CH2-CH3
CH3-CC-CH3
1-butuna
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
H2C = C - CH = CH2
|
CH3
pentuna
isoprena
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 XX
GAS MULIA
UNSUR-UNSUR GAS MULIA
Terdiri Atas :
Helium
Neon
Argon
Kripton
Xenon
Radon
:
:
:
:
:
:
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Sifat-Sifat Umum :
1.
2.
3.
Tidak Berwarna, tidak berbau, tidak berasa, sedikit larut dalam air.
Mempunyai elektron valensi 8, dan khusus untuk Helium elektron valensinya 2,
maka gas mulia bersifat kekal dan diberi valensi nol.
Molekul-molekulnya terdiri atas satu atom (monoatom).
Unsur
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Nomor Atom
2
10
18
36
54
86
Konfigurasi Elektron
1s2
[He] 2s2 2p6
[Ne] 3s2 3p6
[Ar] 4s2 3d10 4p6
[Kr] 5s2 4d10 5p6
[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 XXI
UNSUR-UNSUR HALOGEN
A. Sifat-Sifat Halogen
UNSUR
1. Konfigurasi elektron
2. Massa Atom
3. Jari-jari Atom
4. Energi Ionisasi dan
Afinitas Elektron
5. Keelektronegatifan
6. Potensial Reduksi (Eored >
0)
Fluor
Klor
Brom
Iodium
9F
17Cl
35Br
53I
[X] ns2 , np5
Catatan :
[X]unsur-unsur gas mulia
=(He, Ne, Ar, Kr)
n =nomor perioda (2, 3,
4, 5)
=makin besar sesuai
dengan arah panah
7. Suhu Lebur (0o)
-216.6
-101.0
-72
114.0
8. Suhu Didih (0 )
-188.2
-34
58
183
o
-1
9. Bilangan Oksidasi
Senyawa Halogen
+ 1, +3 + 1
+1
+5, +7 +5, +7 +5, +7
B. Sifat Fisika Dan Sifat Kimia Unsur Halogen
X2
Klor
Brom
(Cl2)
(Br2)
Diatom
Gas
Gas
Cair
Kuning
Coklat
Kuning muda
hijau
merah
CCl4, CS2
Tak
Tak berwarna
Coklat
berwarna
Fluor (F2)
1. Molekulnya
2. Wujud zat (suhu kamar)
3. Warna gas/uap
4. Pelarutnya (organik)
5. Warna larutan (terhadap pelarut
4)
6. Kelarutan oksidator
Iodium (I2)
Padat
Ungu
Ungu
7. Kereaktifan terhadap gas H2
(makin besar sesuai dengan arah panah)
X = Br
X=I
X = Cl, Br, I
dan I
Tidak dapat
8. Reaksi pengusiran pada senyawa
Br2 + KX
F2 + 2KX Cl2 + 2KX
mengusir F,
halogenida
2KBr +
2KCl
2KF X2
Cl, Br
X2
+ X2
2 M + nX2 2MXn (n = valensi logam tertinggi)
9. Reaksi dengan logam (M)
10. Dengan basa kuat MOH (dingin) X2 + 2MOH MX + MXO + H2O (auto redoks)
3X2 + 6MOH 5MX + MXO3 + 3H2O (auto
11. Dengan basa kuat (panas)
redoks)
12. Pembentukan asam oksi
Membentuk asam oksi kecuali F
Catatan :
I2 larut dalam KI membentuk garam poli iodida
I2 + KI Kl3
I2 larut terhadap alkohol coklat
B. Hidrogen, Klor, Brom Dan Iodium
SIFAT GOLONGAN
HX
Sifat reduktor
Keasaman
HF
HCl
HBr
HI
Catatan :
makin besar/kuat
sesuai dengan arah
panah
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
Tidak
teroksidasi
Teroksidasi
menjadi Br2
Teroksidasi menjadi
I2
Tidak terurai
Sedikit terurai
Terurai menjadi He
dan I2
4. Dengan H2SO4, pekat (oksidator)
5. Kestabilan terhadap pemanasan
BAB XXII
UNSUR-UNSUR ALKALI
A. Sifat Golongan Unsur Alkali
UNSUR
1. Konfigurasi elektron
3Li
11Na
19K
37Rb
55Cs
87Fr
[X] ns1
2. Massa atom
3. Jari-jari atom (n.m)
4. Keelektronegatifan
5. Suhu lebur (oC)
Rendah (antara 0.7 - 1.0)
Di atas suhu kamar (antara 28.7o - 180.5o)
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
a. DENGAN UDARA
Li
Perlahan-lahan
terjadi Li2O
Na
K
Rb dan Cs
Cepat terjadi
Cepat
Terbakar terjadi
Na2O dan Na2O2 terjadi K2O 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
Garam atau basa yang
sukar larut dalam air
Merah
CO3
Kuning
2+
OH- , PO43-
Ungu
-
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 XXIII
UNSUR-UNSUR ALKALI TANAH
A. Sifat Golongan Unsur Alkali Tanah
UNSUR
4Be
12Mg
1. Konfigurasi elektron
20Ca
38Sr
56Ba
[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)
8. Bilangan oksidasi
Antara 650o - 1227o
+2
+2
+2
+2
+2
B. Sifat Fisika Dan Kimia Unsur Alkali Tanah
1. Reaksi dengan
a. Udara
b. Air
c. Hidrogen
d. Klor
Menghasilkan MO dan
M3N2 bila dipanaskan
Tidak bereaksi
Dalam keadaan dingin
dapat menghasilkan MO
dan M3N2 dipermukaan
Bereaksi dengan
uap air
membentuk MO
dan H2
Tidak bereaksi
M + X2
Bereaksi dalam
keadaan dingin
membentuk
M(OH)2 dan H2.
Makin ke kanan
makin reaktif
M + H2 MH2 (Hidrida)
(dipanaskan)
MX2 (garam
e. Asam
M + 2H+
2. Sifat oksida
M2+ + H2 (g)
Amfoter
basa
3. Kestabilan peroksida
Peroksidanya
tidak dikenal
Makin stabil sesuai dengan arah
panah
4. Kestabilan karbonat
Mengurai pada
pemanasan agak
tinggi
(suhu pemanasan antara 550o 1400oC)
Catatan :
M = unsur-unsur alkali tanah
Ra bersifat radioaktif, Be bersifat amfoter
C. Kelarutan Unsur Alkali Tanah
Kelarutan
M(OH)2
Mg
Ca
Sr
Ba
------------------->
makin besar sesuai arah panah
MSO4
MCO3
MCrO4
<-------------------makin besar sesuai arah panah
Catatan :
Warna nyala
Garam Ca2+ = merah
Garam Ba2+ = hijau
M = unsur logam
alkali tanah
D. Pembuatan Logam Unsur Alkali Tanah
Dengan elektrolisis leburan garamnya.
Contoh:
CaCl2(l)
+ 2Cl- (l)
Ca2+ (l)
2+
Katoda
:
Ca (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 Ca 2+
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 XXIV
UNSUR-UNSUR PERIODE KETIGA
A. Sifat-Sifat Periodik, Fisika Dan Kimia
UNSUR
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
Konfigurasi
elektron
[Ne]
3s1
[Ne] 3s2
[Ne]
3s2, 3p1
[Ne]
3s2,
3p2
[Ne]
3s2,
3p3
[Ne]
[Ne] 3s2,
3s2,
3p5
3p4
Jari-jari atom
<---------------------------makin besar sesuai arah panah
Keelektronegatifan
----------------------------->
makin besar sesuai arah panah
Kelogaman
Bukan Logam
Reduktor <----------------------------
Oksidator/reduktor
oksidator
(makin besar sesuai arah panah)
Konduktor/isolator
Oksida (utama)
Semi
logam
Logam
Konduktor
Na2O
MgO
17Cl
Isolator
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
Ikatan
Ion
Sifat oksida
Basa
Kovalen
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
kuat
Klorida
NaCl
MgCl2
AlCl3
SiCl4
Ikatan
Asam Asam
lemah kuat
PCl5
Ion
Senyawa dengan
hidrogen
NaH
Ikatan
Ion
Reaksi dengan air
MgH2
SCl2
Cl2
Kovalen
AlH3
SiH4
PH3
H2S
HCl
Kovalen
Menghasilkan bau dan
gas H2
Tidak bersifat Asam
asam
lemah
Asam
kuat
BAB XXV
UNSUR-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.
Orbital
Unsur
Nomor
Atom
Konfigurasi
Elektron
3d
Skandium
(Sc)
21
(Ar) 3d1 4s2
Titanium (Ti)
22
(Ar) 3d2 4s2
Vanadium (V)
23
(Ar) 3d3 4s2
Krom (Cr)
24
(Ar) 3d5 4s1
4s
Mangan (Mn)
25
(Ar) 3d5 4s2
Besi (Fe)
26
Kobalt (Co)
(Ar) 3d6 4s2
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
[Ar]
Konfigurasi
3d1
Elektron
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)
keelektronegatifan
Bilangan
oksidasi
Antara 3.4 - 8.92 (makin besar sesuai dengan arah panah)
-------------------------------------------------------->
Antara 1.3 - 1.9 (makin besar sesuai dengan arah panah)
0;3
0;2; 0;2;3; 0;2; 0;2;3;
0;2;3 0;2;3 0;2;3 0;1;2
3;4 4;5
3;6 4;6;7
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 yang disebabkan karena adanya elektron yang tidak
berpasangan
Sifat para(=elektron tunggal)
magnetik/
diamaferognetik
magnetik
Makin banyak elektron tunggalnya, makin bersifat
feromagnetik
Warna ion
M2+
-
-
Ungu Biru
Tak
Warna ion
ber- Ungu Hijau Hijau
3+
M
warna
Ion-ion tak
berwarna
Merah Hijau Merah
Hijau Biru
muda muda muda
-
Kuning
-
-
-
-
-
Sc3+ , Ti4+ , Cu+ , Zn2+
Catatan :
MnO4- = ungu
Cr2O72- = jingga
C. Sifat Fisika Dan Kimia
UNSUR
24Cr
Oksida
Jenis oksida
Rumus Basa/Asam
CrO
Oksida basa
Cr(OH)2
Cr2O3
Oksida amfoter
Cr(OH)3
HCrO2
CrO3
Oksida Asam
H2CrO4
H2CrO7
(krom)
MnO
25Mn
(mangan)
Mn2O3
MnO3
Mn2O7
26Fe
(besi)
27Co
(kobal)
28Ni
(nikel)
29Cu
Oksida Basa
Oksida Asam
Mn(OH)2
Mn(OH)3
H2MnO4
HMnO4
FeO
Fe(OH)2
Fe2O3
Fe(OH)3
CoO
Co(OH)2
Co2O3
OKSIDA BASA
Co(OH)3
NiO
Ni(OH)2
Ni2O3
Ni(OH)3
Cu2O
CuOH
(tembaga)
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.
molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas.
2. Ligand
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]+
[Cu(NH3)4]2+
[Zn(NH3)4]2+
[Co(NH3)6]3+
[Cu(H2O)4]2+
[Co(H2O)6]3+
2.
Ion Kompleks negatif
[Ni(CN)4]2[Fe(CN)6]3[Fe(CN)6]4[Co(CN)6]4[Co(CN)6]3[Co(Cl6]3-
=
=
=
=
=
=
Diamin Perak
Tetra amin Tembaga
Tetra amin Seng
Heksa amin Kobal
Tetra Aquo Tembaga
Heksa Aquo Kobal
(I)
(II)
(II)
(III)
(II)
(III)
=
=
=
=
=
=
Tetra siano Nikelat
Heksa siano Ferat
Heksa siano Ferat
Heksa siano Kobaltat
Heksa siano Kobaltat
Heksa kloro Kobaltat
(II)
(III)
(II)
(II)
(III)
(III)
BAB XXVI
GAS HIDROGEN
A. Sifat Fisika Dan Kimia
Titik Didih (oC)
Titik Lebur (oC)
-252.6oC
-259.2oC
H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g)
Dengan Halogen
Dengan Logam
HCl (g) + air H+ (aq) + Cl- (aq)
2 Na (s) + H2 (g) ® 2 Na+H- (s) + energi
Golongan Alkali
Susunan Atom
Isotop
Potensial Iobisasi (kJ/mol)
Na+H- (s) + H2O NaOH (aq) + H2 (g)
1 proton + 1 elektron
11H , 12H , 13H
56.9 kJ/mol
B. Pembuatan
A. Cara Industri
1. Elektrolisis air yang sedikit
diasamkan
2H2O (l) 2H2 (g) + O2 (g)
2. 3Fe(pijar) + 4H2O Fe3O4 (s)
+ 4H2(g)
B. Cara Laboratorium
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. 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.
3. 2C(pijar) + 2H2O (g) 2H2 (g)
+ 2CO (g)
Logam amfoter + basa kuat
Zn (s) + NaOH(aq) Na2ZnO2 (aq) +
H2(g)
2Al (s) + 6NaOH (aq) 2Na3AlO3 (aq) +
3H2(g)
