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 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. 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 Kesadahan.. Bab XXIV. Unsur-Unsur Unsur-Unsur Periode Ketiga Sifat-Sifat Periodik, Fisika Dan Kimia Bab XXV. Unsur-Unsur 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. 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 CaCO 3) x massa CaCO3 = 12/100 x 50 gram = 6 gram massa C Kadar C = massa C / massa CaCO 3 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 mass a 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 : P 1 V1 = P2 V2 Contoh: Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH 3 mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ? Jawab: P1 V1 = P2 V2 2.5 = P 2 . 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: P 1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2 Contoh: Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N 2) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g. Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14 Jawab: V1/V2 = n1/n2 10/1 = (x/28) / (0.1/2) x = 14 gram Jadi massa gas nitrogen = 14 gram. c. HUKUM BOYLE-GAY 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 (0 o 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 (NH 3) pada suhu 27 o 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 = P 2 . V2 / T2 1 x 112.1 / 273 = 1 x V 2 / (273 + 27) V2 = 12.31 liter
B. MASSA ATOM DAN MASSA RUMUS 1. Massa Atom Relatif (A r) merupakan perbandingan antara massa 1 atom dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12 2. Massa Molekul Relatif (M r) 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 X 2Y4 ? Jawab: Mr X2Y4 = 2 x A r . 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 = M r senyawa itu. Jika bilangan Avogadro = L maka :
L = 6.023 x 10 23 1 mol atom = L buah atom, massanya = A r atom tersebut. 1 mol molekul = L buah molekul massanya = M r 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 / M r = 20 / 40 = 0.5 mol Banyaknya molekul NaOH = 0.5 L = 0.5 x 6.023 x 1023 = 3.01 x 10 23 molekul.
D. PERSAMAAN REAKSI PERSAMAAN REAKSI MEMPUNYAI SIFAT
1. Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama Jumlah masing-masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama 2. 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) + H 2O (l) Cara yang termudah untuk menentukan koefisien reaksinya adalah dengan memisalkan koefisiennya masing-masing a, b, c, d dan e sehingga: a HNO3 + b H2S c NO + d S + e H 2O Berdasarkan reaksi di atas maka atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi) atom O : 3a = c + e 3a = a + e e = 2a atom H : a + 2b = 2e = 2(2a) = 4a 2b = 3a b = 3/2 a 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 H2S 2 NO + 3 S + 4 H 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 CaCO 3 = 40/100 x 100% = 40%
2. Sebanyak 5.4 gram logam alumunium (Ar = 27) direaksikan dengan asam klorida encer berlebih sesuai reaksi : 2 Al (s) + 6 HCl (aq) 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) Berapa gram aluminium klorida dan berapa liter gas hidrogen yang dihasilkan pada kondisi standar ? Jawab: Dari persamaan reaksi dapat dinyatakan 2 mol Al x 2 mol AlCl 3 3 mol H2 5.4 gram Al = 5.4/27 = 0.2 mol Jadi: AlCl3 yang terbentuk = 0.2 x M r AlCl3 = 0.2 x 133.5 = 26.7 gram Volume gas H2 yang dihasilkan (0 o 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 CuSO 4 . xH2O CuSO4 . xH2O CuSO4 + xH2O 24.95 gram CuSO 4 . xH2O = 159.5 + 18x mol 15.95 gram CuSO 4 = 159.5 mol = 0.1 mol menurut persamaan reaksi di atas dapat dinyatakan bahwa: banyaknya mol CuS04 . xH2O = mol CuSO 4; sehingga persamaannya 24.95/ (159.5 + 18x) = 0.1 x = 5 Jadi rumus garamnya adalah CuS0 4 . 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 A r masing-masing unsurnya Rumus molekul: bila rumus empirisnya sudah diketahui dan M r 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 14n = 28 n = 2
Jadi rumus molekulnya : (CH 2)2 = C2H4 Contoh: Untuk mengoksidasi 20 ml suatu hidrokarbon (C xHy) dalam keadaan gas diperlukan oksigen sebanyak 100 ml dan dihasilkan CO 2 sebanyak 60 ml. Tentukan rumus molekul hidrokarbon tersebut ! Jawab: Persamaan reaksi pembakaran hidrokarbon secara umum CxHy (g) + (x + 1/4 y) O 2 (g) x CO2 (g) + 1/2 y H 2O (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: 1 : 3 = 1 : x x = 3 1 : 5 = 1 : (x + 1/4y) y = 8 Jadi rumus hidrokarbon tersebut adalah : C 3H8
: (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 H = ( - ) Contoh : C(s) + O 2(g) CO2(g) + 393.5 kJ ; H = -393.5 kJ 2. Reaksi Endoterm
Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas. Pada reaksi endoterm harga H = ( + ) Contoh : CaCO 3(s) CaO(s) + CO2(g) - 178.5 kJ ; H = +178.5 kJ
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 - a kJ ; H= +akJ b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm) Contoh: 2H H2 + a kJ ; H = -a kJ Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :
1.
2.
Entalpi Pembentakan Standar ( Hf ): H untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh: H2(g) + 1/2 O 2(g) H20 (l) ; Hf = -285.85 kJ Entalpi Penguraian: H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari H pembentukan).
3.
4.
5.
Contoh: H2O (l) H2(g) + 1/2 O2(g) ; H = +285.85 kJ Entalpi Pembakaran Standar ( Hc ): H untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O 2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh: CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ; Hc = -802 kJ Entalpi Reaksi: H dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana. Contoh: 2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2 ; H = -1468 kJ Entalpi Netralisasi: H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.
Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ; H = -890.4 kJ/mol 6. Hukum Lavoisier-Laplace "Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya." Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya Contoh: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ; H = - 112 kJ 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) ; H = + 112 kJ
C. Penentuan Perubahan Entalpi Dan Hukum Hess
PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI
Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif. Perhitungan : H reaksi = Hf o produk - H f o reaktan HUKUM HESS
"Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir." Contoh:
CO2(g) C(s) + O2(g) ; H = x kJ CO(g) C(s) + 1/2 0 2(g) ; H = y kJ CO(g) + 1/2 O 2(g) CO2(g) ; H = z kJ ------------------------------------------------------------ + CO2(g) C(s) + O2(g) ; H = y + z kJ
1 tahap 2 tahap
Menurut Hukum Hess : x = y + z
D. Energi-Energi Dan Ikatan Kimia
Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi. Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom seperti H 2, 02, N2 atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :
H reaksi
= energi pemutusan ikatan = energi ikatan di kiri
- energi pembentukan ikatan - energi ikatan di kanan
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:
H reaksi = C2H4(g) + H2(g) C2H6(g)
H reaksi
= Jumlah energi pemutusan ikatan - Jumlah energi pembentukan ikatan = (4(C-H) + (C=C) + (H-H)) - (6(C-H) + (C-C)) = ((C=C) + (H-H)) - (2(C-H) + (C-C)) = (612.4 + 436.8) - (2 x 414.5 + 346.9) = - 126,7 kJ
BAB 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 +
c.
Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2-
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 As 2S3 bermuatan negatit karena permukaannya menyerap ion S 2.
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 H 2O(l) b. Reaksi Hidrolisis FeCl3(aq) + 3 H2O(l) Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq) c.
Reaksi Substitusi 2 H3AsO3(aq) + 3 H 2S(g) As2S3(s) + 6 H2O(l)
d. Reaksi Penggaraman Beberapa sol garam yang sukar larut seperti AgCl, AgBr, PbI 2, 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. Untuk reaksi: aA + bB mM + nN maka kecepatan reaksinya adalah:
V=-
1 (dA) 1 d(B) 1 d(M) 1 d(N) ------- = - ------- = + -------- = + ---------a dt b dt m dt 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
= r N
= 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) + Br 2(g) 2NOBr(g) dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut: No.
(NO) mol/l
(Br 2) 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(Br 2)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 Br 2 naik 2 kali, sedangkan kecepatan reaksinya naik 2 kali, maka : 2y = 2 y = 1 (reaksi orde 1 terhadap Br 2) Jadi rumus kecepatan reaksinya : V = k(NO) 2(Br 2) (reaksi orde 3) b. Untuk menentukan nilai k cukup kita ambil salah satu data percobaan saja misalnya data (1), maka: V = k(NO)2(Br 2) 12 = k(0.1) 2(0.1) k = 12 x 10 3 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) + O 2(g) 2 H2O(g) + 2 Br 2(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 O 2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O 2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :
HOOBr Tahap 1: HBr + O2 2HOBr Tahap 2: HBr + HOOBr H2O + Br 2) x 2 Tahap 3: (HBr + HOBr ------------------------------------------------------ + 4 HBr + O 2 --> 2H2O + 2 Br 2
(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+(aq) CaCO3(s) Reaksi ini berlangsung dengan cepat.
- Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat. Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi.
Contoh: CH 4(g) + Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl(g) Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi misalnya cahaya matahari. 3. SUHU
Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS:
k = A . e-E/RT
dimana: k : tetapan laju reaksi A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi E : energi pengaktifan R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/mol oK = 8.314 joule/mol oK 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: 2SO 2(g) + O2(g) 2SO3(g)
b. Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan Contoh: NH 4OH(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: BaSO 4(s) Ba2+(aq) + SO42- (aq) c. Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas Contoh: Ca(HCO 3)2(aq) CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
B. Hukum Kesetimbangan Hukum Guldberg dan Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil kali 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
K c adalah konstanta kesetimbangan yang harganya tetap selama suhu tetap . BEBERAPA HAL YANG HARUS DIPERHATIKAN -
Jika zat-zat terdapat dalam kesetimbangan berbentuk padat dan gas yang dimasukkan dalam, persamaan kesetimbangan hanya zat-zat yang berbentuk gas saja sebab konsentrasi zat padat adalah tetap den nilainya telah terhitung dalam harga Kc itu. Contoh: C(s) + CO2(g) 2CO(g) K c = (CO)2 / (CO2)
-
Jika kesetimbangan antara zat padat dan larutan yang dimasukkan dalam perhitungan K c hanya konsentrasi zat-zat yang larut saja. Contoh: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) K c = (Zn2+) / (CO2+)
-
Untuk kesetimbangan antara zat-zat dalam larutan jika pelarutnya tergolong salah satu reaktan atau hasil reaksinya maka konsentrasi dari pelarut itu tidak dimasukkan dalam perhitungan Kc. Contoh: CH3COO-(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH-(aq) K c = (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 K c = [(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: K 1 = (C)4/[(A) x (B)2] = 0.25 - Untuk reaksi kedua : K 2 = [(A)1/2 x (B)]/(C)2 - Hubungan antara K1 dan K2 dapat dinyatakan sebagai: K 1 = 1 / (K 2)2 K 2 = 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 SO 2, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan. - Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O 2, 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(g) 2NO2(g) ; H = -216 kJ - Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri. - Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
D. Pengaruh Katalisator Terhadap Kesetimbangan Dan Hubungan Antara Harga Kc Dan Kp
PENGARUH KATALISATOR TERHADAP KESETIMBANGAN
Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepat tercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan (harga tetapan kesetimbangan K c tetap), hal ini disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke kanan dan ke kiri sama besar. HUBUNGAN ANTARA HARGA K c DENGAN K p
Untuk reaksi umum: a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g)
Harga tetapan kesetimbangan: K c = [(C)c . (D)d ] / [(A)a . (B)b ] K p = (P C c x P Dd ) / (P Aa x P Bb )
dimana: PA, PB, PC dan PD merupakan tekanan parsial masing-masing gas A, B. C dan D.
Secara matematis, hubungan antara K c dan K p dapat diturunkan sebagai: K p = K c (RT)
n
dimana n adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah koefisien gas kiri). Contoh: Jika diketahui reaksi kesetimbangan: CO2(g) + C(s) 2CO(g) Pada suhu 300 o C, harga K p= 16. Hitunglah tekanan parsial CO 2, jika tekanan total dalaun ruang 5 atm! Jawab: Misalkan tekanan parsial gas CO = x atm, maka tekanan parsial gas CO 2 = (5 - x) atm. K p = (PCO)2 / PCO2 = x2 / (5 - x) = 16 x = 4 Jadi tekanan parsial gas CO2 = (5 - 4) = 1 atm
E. Kesetimbangan Disosiasi Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana. Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.
Contoh: 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) besarnya nilai derajat disosiasi ( ):
= mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika: a = 0 berarti tidak terjadi penguraian a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna 0 < < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian). Contoh: Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan N2O4(g) 2NO2(g) banyaknya mol N2O4 dan NO 2 pada keadaan setimbang adalah sama. Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ? Jawab: Misalkan mol N2O4 mula-mula = a mol mol N2O4 yang terurai = a mol mol N2O4 sisa = a (1 - ) mol mol NO2 yang terbentuk = 2 x mol N 2O4 yang terurai = 2 a mol Pada keadaan setimbang: mol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk a(1 - ) = 2a 1 - = 2 = 1/3
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, H 2CO3, H2S dan lain-lain b. Basa-basa lemah seperti : NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain c. Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO 4, PbI2 dan lain-lain Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, kar ena 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 H 2SO4 (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: pK w = 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 ( α = 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 < α < 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 ( α = 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:
[OH-] =
≠ 1, maka untuk menyatakan
√ (Cb . Kb)
dimana: Cb = konsentrasi basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH 4OH, 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 r umus: [H+] = Ka. C a/Cg pH = pKa + log C a/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 r umus: [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) + H 2O(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 (NH 4Cl) 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 ber sifat asam (pH < 7) digunakan persamaan:
[H+] =
√K
h
. 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 NH 4Cl ! (Kb = 10 -5) Jawab: NH4Cl adalah garam yang bersifat asam, sehingga pH-nya kita hitung secara langsung. pH = = = = =
1/2 (pKw - pKb - log Cg) 1/2 (-log 10-14 + log 10-5 - log 10-1) 1/2 (14 - 5 + 1) 1/2 x 10 5
G. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Lemah Untuk jenis garam ini larutannya selalu bersifat basa (pH > 7), dan dalam perhitungan digunakan persamaan:
[OH-] =
√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 ! (K a = 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 (CH 3COONa) 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 (pK w + 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 pro ton 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) + NH 3(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) + H 2O(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) + H 2O(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
→
224 90
Th +
4 2
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+
0 -1
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 1 - terjadi dari proton yang berubah menjadi neutron 1 1 p → 0 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
B. Keradioaktifan Buatan, Rumus Dan Ringkasan KERADIOAKTIFAN BUATAN Perubahan inti yang terjadi karena ditembak oleh partikel.
83
209
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:
14 7
N+
4 2
He
→
17 8
O+
1 1
p
RUMUS
k = (2.3/t) log (N o /Nt) k = 0.693/t1/2 t = 3.32 . t 1/2 . 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 N o/Nt = k . t c. k . t 1/2 = 0.693 d. (1/2)n = N /N t o 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 n (1/2) = N /N (1/2)6 = N /N t o → t o →
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 6 (1/2)n = N /N t o = 6.25/400 = 1/64 = (1/2)
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 pe ngaruh 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 be lerang (S) - warna gas : coklat - bersifat racun bagi pernafasan karena dapat mengeringkan udara c. Oksida nitrogen (NO dan NO2)
- pada pembakaran nitrogen, pembakaran bahan industri dan kendaraan bermotor - di lingkungan yang lembab, oksida nitrogen dapat membentuk asam nitrat yang bersifat korosif d. Senyawa karbon - dengan adanya penggunaan dari beberapa senyawa karbon di bidang pertanian, kesehatan dan peternakan, misalnya kelompok organoklor - organoklor tersebut: insektisida, fungisida dan herbisida 2. Pencemaran air a. Menurunnya pH air memperbesar sifat korosi air pada Fe dan dapat mengakibatkan 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 O3 (filter ultra violet)
Freon NO2 Minyak
sda Racun paru 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 r eaksi-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 H2Ο ⇒ koloid 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 : SO 3Na (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(NH 2)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. Menuru Menurutt Kandunga Kandungan n Mineral Mineral a. Air Murni b. Air Air Tak Tak Murn Murnii - Air Minum - Air mineral ⇒ Air Pelikan dan Air Sadah
F. Kes Kesadah adahan an
Air Sadah
⇒
mengandung Ca2+ dan Mg2+
1. Jenis a. Tetap ⇒ bila anionnya SO 42- / Cl....pelunakannya .... pelunakannya diberi Na2CO3 b. Sementara ⇒ bila anionnya HCO 3....pengendapannya .... pengendapannya ⇒ Dipanaskan dan Diberi Kapur 2. Dampak a. Memboroskan b.Sabun Menimbulkan Baru Ginjal c.Menimbulkan Kerak Pada Dasar Ketel
G. Zat Tambahan Tambahan Pada Makanan 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 ter dapat zat-zat lain yang pada umumnya tidak mempunyai nilai gizi. Zat-zat ini disebut zat tambahan (additives) pada makanan, yaitu : 1. Zat tambahan tambahan untuk membuat makanan makanan menjadi lebih menarik kelihatannya, lebih sedap bau dan rasanya dan lebih awet bila awet bila disimpan. 2. Zat tambahan tambahan yang bercampur dengan makanan pada waktu dalam proses dalam proses penyediaan/pembuatan bahan makanan. makanan. Zat tambahan im harus aman penggunaannya, yaitu tidak mengganggu kesehatan.
URAIAN BEBERAPA ZAT TAMBAHAN 1. Zat wa warna: tujuan penambahan ialah membuat makanan lebih menarik.
Ada 2 macam zat warna: 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 pe nyakit kanker.
2. Zat Penyed Penyedap ap (pen (pengua guatt rasa) rasa) : Tujuan penambahan ialah agar makanan lebih sedap rasa dan baunya.
3. Zat Pen Pengaw gawet 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. 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 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 Pem Pemanis anis 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. 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 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, Na 2S 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, bahanbahan 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 e lektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat koligatif larutan e lektrolit.
B. Penurunan Tekanan Uap Jenuh Dan Kenaikan Titik Didih PENURUNAN TEKANAN UAP JENUH Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan penguapanberkurang. Menurut RAOULT: p = po . XB dimana: p = tekanan uap jenuh 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 P o - P = P o . 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 . K
b
dimana:
∆Tb = kenaikan titik didih ( C) o
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) . K b Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih larutan dinyatakan sebagai: Tb = (100 +
∆Tb) C o
C. Penurunan Titik Beku Dan Tekanan Osmotik PENURUNAN TITIK BEKU Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai :
∆T
f
= m . K f = W/Mr . 1000/p . Kf
dimana:
∆T = penurunan titik beku f
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 =
π , maka :
π = n/V R T = C R T dimana : π = tekanan osmotik (atmosfir) C = konsentrasi larutan (mol/liter= M) R = tetapan gas universal = 0.082 liter.atm/moloK 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:
α = 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 < α < 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 + α(n-1)] = W/M r . 1000/p . Kb [1+ α(n-1)] n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya. 2. Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai:
∆Tf = m . K f [1 + α(n-1)] = W/M r . 1000/p . Kf [1+ α(n-1)] 3. Untuk Tekanan Osmotik dinyatakan sebagai: π = C R T [1+ α(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, K b= 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 = 0.416 oC ∆Tf = 5.85/58.5 x 1000/250 x 0.86 [1+1(2-1)] = 0.744 x 2 = 1.488 oC 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: Ag+(aq) + Cl-(aq)
AgCl(s)
K = [Ag+] [Cl-] / [AgCl] K . [AgCl] = [Ag+][Cl-] K spAgCl = [Ag+] [Cl-] Bila Ksp AgCl = 10 -10 , maka berarti larutan jenuh AgCl dalam air pada suhu 25 oC, Mempunyai nilai [Ag+] [Cl-] = 10-10 B. Kelarutan
1. Kelarutan zat AB dalam pelarut murni (air). AnB(s) s
A+(aq) + Bn-(aq) n.s s
n
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 : AX(aq) A+(aq) + X-(aq) b b b maka dari kedua persamaan reaksi di atas: [A+] = s + b = b, karena nilai s cukup kecil bila dibandingkan terhadap nilai b sehingga dapat diabaikan. [B-1] = s Jadi : Ksp AB = b . s Contoh: Bila diketahui Ksp AgCl = 10 -10 ,berapa mol kelarutan (s) maksimum AgCl dalam 1 liter larutan 0.1 M NaCl ?
Jawab: AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) s s s NaCl(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) Ksp AgCl = [Ag +] [Cl-] = s . 10-1 Maka s = 10-10/10-1 = 10-9 mol/liter Dari contoh di atas. kita dapat menarik kesimpulan bahwa makin besar konsentrasi ion sojenis maka makin kecil kelarutan elektrolitnya. a. Pembentukan garam-garam Contoh: kelarutan CaCO 3(s) pada air yang berisi CO2 > daripada dalam air. CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) Ca(HCO3)2(aq) larut b. Reaksi antara basa amfoter dengan basa kuat Contoh: kelarutan Al(OH) 3 dalam KOH > daripada kelarutan Al(OH) 3 dalam air. Al(OH)3(s) + KOH(aq) KAlO2(aq) + 2 H2O(l) larut c. Pembentukan senyawa kompleks Contoh: kelarutan AgCl(s) dalam NH 4OH > daripada AgCl dalam air. AgCl(s) + NH4OH(aq) Ag(NH3)2Cl(aq) + H2O(l) larut
C. Mengendapkan Elektrolit
Untuk suatu garam AB yang sukar larut berlaku ketentuan, jika: - [A+] x [B-] < Ksp - [A+] x [B-] = Ksp - [A+] x [B-] > Ksp
larutan tak jenuh; tidak terjadi pengendapan larutan tepat jenuh; larutan tepat mengendap larutan kelewat jenuh; di sini terjadi pengendapan zat
Contoh: Apakah terjadi pengendapan CaCO 3. jika ke dalam 1 liter 0.05 M Na 2CO3 ditambahkan 1 liter 0.02 M CaCl2, dan diketahui harga Ksp untuk CaCO 3 adalah 10-6. Jawab: Na2CO3(aq) 2 Na+(aq) + CO3- (aq) [CO32-] = 1 . 0.05 / 1+1 = 0.025 M = 2.5 x 10 -2 M
CaCl2(aq) Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) [Ca2+] = 1 . 0.02 / 1+1 = 0.01 = 10 -2 M maka : [Ca2+] x [CO32-] = 2.5 x 10 -2 x 10-2 = 2.5 x 10-4 karena : [Ca2+] x [CO32-] > Ksp CaCO 3, maka akan terjadi endapan CaCO 3
BAB XV
REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA A. Oksidasi - Reduksi OKSIDASI REDUKSI
Oksidasi
Reaksi antara suatu zat dengan oksigen
Klasik
Reduksi
Oksidasi Reduksi
Reaksi antara suatu zat dengan hidrogen
- Kenaikan Bilangan Oksidasi - Pelepasan Elektron - 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 OH pada larutan bersifat basa 4. Tambahkan H2O untuk menyetarakan jumlah atom H. Contoh:
MnO4- + Fe2+ 1.
2.
Mn2+ + Fe3+ (suasana asam)
MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+ ..+7...... +2....... +2...... +3 ................. ........................+1 Angka penyerta = 5 MnO4- + 5 Fe2+ Mn2+ + 5 Fe 3+
3.
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+
Mn2+ + 5 Fe 3+
4.
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+
Mn2+ + 5 Fe 3+ + 4 H2O
E. Elektrokimia
SEL ELEKTROKIMIA 1.
Sel Volta/Galvani 1. terjadi penubahan : energi kimia energi listrik 2. anode = elektroda negatif (-) 3. katoda = elektroda positif (+)
2.
Sel Elektrolisis 1. terjadi perubahan : energi listrik energi kimia 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 : anoda katoda ; Arus listrik : katoda anoda 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 : MnO 2 + 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 : H 2 dan O2 4. Baterai Ni - Cd = Katoda : NiO 2 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° H 2 - 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- ® 4OH-
b. 2H+ + 2 H2O + O2 + 3 Fe ® 3 Fe 2+ + 4 OH- + H2 Fe(OH)2 oleh O2 di udara dioksidasi menjadi Fe 2O3 . nH2O 3. Faktor yang berpengaruh
1. Kelembaban udara 2. Elektrolit 3. Zat terlarut pembentuk asam (CO 2, SO2) 4. Adanya O 2 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
I. 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- ® 4OH-
b. 2H+ + 2 H2O + O2 + 3 Fe ® 3 Fe 2+ + 4 OH- + H2 Fe(OH)2 oleh O2 di udara dioksidasi menjadi Fe 2O3 . nH2O 3. Faktor yang berpengaruh
1. Kelembaban udara 2. Elektrolit 3. Zat terlarut pembentuk asam (CO 2, SO2) 4. Adanya O 2 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(λ) + 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(λ) + O2(g) + 4e- gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh H2O(λ) → asam + O 2(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 CuSO 4 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) + SO4 2-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu 2+(aq) + 2eAnoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H 2O(l)
→ Cu(s)
→ O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
a. massa tembaga: m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500 = 31.25 x 0,1 = 3,125 gram
b. m1 : m2 = e1 : e2 mCu : mO2 = eCu : eO 2 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 :
z
A
A dengan X : tanda atom (unsur) Z : nomor atom
= jumlah elektron (e) = jumlah proton (p)
A : bilangan massa
= jumlah proton + neutron
Pada atom netral, berlaku: jumlah elektron = jumlah proton. Contoh : 1. Tentukan jumlah elektron, proton den neutron dari unsur
56 26
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 pe misahan 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 4 2 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 kulit s (s = sharp) sub kulit p (p = principle) sub kulit d (d = diffuse) sub kulit f (f = fundamental)
Bilangan kuantum magnetik (m): mewujudkan adanya satu atau beberapa tingkatan energi di dalam satu sub kulit. Bilangan kuantum magnetik (m) mempunyai harga (-l) sampai harga (+l). Untuk: l l l l
=0 =1 =2 =3
(sub kulit s), harga m = (sub kulit p), harga m = (sub kulit d), harga m = (sub 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 3s 1 ? 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 per aturan. 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 beber apa 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 ber ikatan 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
Nama Golongan
Konfigurasi Elektron Orbital Terluar
I-A
Alkali
ns1
II - A
Alkali tanah
ns2
III - A
Boron
ns2 - np1
IV - A
Karbon - Silikon
ns2 - np2
V-A
Nitogen Posphor
ns2 - np3
VI - A
Oksigen
ns2 - np4
VII - A
Halogen
ns2 - np5
VIII - A
Gas mulia
ns2 - np6
- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B Konfigurasi Elektron
Lambang Golongan
(n - 1) d 1 ns2
III - B
2
2
IV - B
3
2
(n - 1) d ns
V-B
(n - 1) d 4 ns2
VI - B
(n - 1) d 5 ns2
VII - B
(n - 1) d 6-8 ns2
VIII
(n - 1) d 9 ns2
I-B
(n - 1) d ns
(n - 1) d
10
ns
2
II - B
- GOLONGAN LANTANIDA DAN AKTINIDA, DIBERI LAMBANG nS2 (n-2)f 1-14
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 3d 10 4p1 - n = 4, berarti perioda 4 (kulit N). - elektronvalensi 4s2 4p1, berarti golongan IIIA.
3. Unsur Sc dengan nomor atom 21, konfigurasinya : 1s 2 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 : 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 10 - 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 Cl jari-jari atom Ba > jari-jari ion Ba2+
2. Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas. - Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan potensial ionisasi bertambah. - Dalam satu golongan, dari atas ke bawah potensial ionisasi berkurang.
3. Affinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu unsur dalam keadaan gas menerima elektron. - Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan affinitas elektron bertambah. - Dalam satu golongan, dari atas ke bawah affinitas elektron berkurang.
4. Keelektronegatifan adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke arah intinya dan digunakan bersama. SECARA DIAGRAMATIS SIFAT-SIFAT INI DAPAT DISAJIKAN SEBAGAI BERIKUT 1. 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 (ns 2np6) 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: B : 1s2 2s2 2px1
5
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 or bital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang ber lawanan. 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 2 1s 2s2 2p6 3s1
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 + e1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)
Antara ion-ion Na+ dan Cl- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na+Cl-. Contoh lain : CaCl2 , MgBr2, BaO , FeS dan sebagainya. SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN a. bersifat 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 CO 2, O2, Br2 dan lain-lain
D. Ikatan Kovalen Koordinasi = Semipolar Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan e lektron 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 ber dekatan 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 : 1s 1 - konfigurasi atom F: 1s 2 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 : 1s 1 - konfigurasi atom O: 1s 2 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: 1s 1 - konfigurasi atom C: 1s 2 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 sp 3. Bentuk molekul dari ikatan hibrida sp3 adalah tetrahedron.
BEBERAPA BENTUK GEOMETRI IKATAN, ANTARA LAIN : Jenis ikatan
Jumlah ikatan maksimum
Bentuk geometrik
sp
2
Linier
2
sp
3
Segitiga datar
sp3
4
Tetrahedron
dsp3
5
Trigonal bipiramid
4
Segiempat datar
6
Oktahedron
sp2d ; dsp 2 s
3
3
d2 p ; sp d
2
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
Senyawa anorganik
• • • • •
membentuk ikatan kovalen dapat membentuk rantai karbon non elektrolit reaksi berlangsung lambat titik didih dan titik lebur rendah
• • • • •
membentuk ikatan ion tidak dapat membentuk rantai karbon elektrolit reaksi berlangsung cepat titik didih dan titik lebur tinggi
•
larut dalam pelarut organik
•
larut dalam pelarut pengion
Hidrokarbon merupakan segolongan senyawa yang banyak ter dapat 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 be rikut, umpamanya untuk CH4. ikatan dalam molekul metana [gambar] atom karbon [gambar] 4 atom hidrogen [gambar] molekul metana ( CH 4 ) [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
rantai terbuka dan bercabang
| | -C-C| | -C-C| | rantai tertutup Sekarang terjawablah mengapa jumlah senyawa karbon demikian banyaknya walaupun jumlah jenis unsur pembentuknya sedikit.
C. Alkana Alkana Hidrokarbon jenuh yang paling sederhana merupakan suatu deret senyawa yang memenuhi rumus umum CnH2n+2 yang dinamakan alkana atau parafin. Suku perfama sampai dengan 10 senyawa alkana dapat anda peroleh dengan mensubstitusikan harga n dan tertulis dalam tabel berikut. Suku pertama sampai dengan 10 senyawa alkana
Suku ke n
rumus molekul
nama
titik didih (°C/1 atm)
massa 1 mol dalam g
1
1 CH4
metana
-161
16
2
2 C2H6
etana
-89
30
3
3 C3H8
propana
-44
44
4
4 C4H10
butana
-0.5
58
5
5 C5H12
pentana
36
72
6
6 C6H14
heksana
68
86
7
7 C7H16
heptana
98
100
8
8 C8H18
oktana
125
114
9
9 C9H20
nonana
151
128
10
10 C10H22
dekana
174
142
Selisih antara suku satu dan suku berikutnya selalu sama, yaitu -CH 2 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
metana
etana
propana
butana
Formula (rumus)
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
Formula struktural H | H-C-H | H H | H-C| H
H | C-H | H
H | H-C| 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 -CH 3 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
2
3
4
-CnH2n+1
Rumus struktur sederhana
Rumus struktur terinci
-CH3
H | -C-H | H
-CH3
-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
Nama
metil
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 | | | | C4 - C3 - C2 - 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 | | | | 1 2 3 4 H- C - C - C - C - 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 C 2H6 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 ter kecil. Sebagai contoh lihatlah rumus struktur berikut ini. H H H H | | | | 1 2 3 4 C=C -C -C -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 r umus 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) karbida
→ C2H2 (g) + Ca(OH)2 (aq) 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
CH2=CH-CH2-CH3
2-butena
CH3-CH=CH-CH3 CH2=C-CH3 | CH3
2-metil-1-propena
pada alkuna CH3≡C-CH2-CH3
1-butuna 2-butuna
CH3-C≡C-CH3
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 (sikloalkana) 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
Nomor Atom
Konfigurasi Elektron
He
2
1s2
Ne
10
[He] 2s2 2p6
Ar
18
[Ne] 3s2 3p6
Kr
36
[Ar] 4s2 3d10 4p6
Xe
54
[Kr] 5s2 4d10 5p6
Rn
86
[Xe] 6s2 5d10 6p6
Dua elektron dari He membuat subkulit s menjadi penuh dan unsur-unsur gas mulia yang lain pada kulit terluarnya terdapat 8 elektron. karena kulit terluarnya telah penuh maka gas mulia bersifat stabil dan tidak reaktif. Jadi afinitas elektronnya mendekati nol.
BAB XXI
UNSUR-UNSUR HALOGEN A. Sifat-Sifat Halogen Fluor UNSUR
F
9
Klor
Brom
Cl
Iodium
Br
17
35
I
53 2
1. Konfigurasi elektron
[X] ns , np
5
2. Massa Atom
Catatan : [X]unsur-unsur gas mulia =(He, Ne, Ar, Kr) n =nomor perioda (2, 3, 4, 5) =makin besar sesuai → dengan arah panah
3. Jari-jari Atom 4. Energi Ionisasi dan Afinitas Elektron 5. Keelektronegatifan 6. Potensial Reduksi (E ored > 0) 7. Suhu Lebur (0o) o
8. Suhu Didih (0 ) 9. Bilangan Oksidasi Senyawa Halogen
-216.6
-101.0
-72
114.0
-188.2
-34
58
183
+ 1, +3 + 1
+1
-1 +5, +7 +5, +7 +5, +7
B. Sifat Fisika Dan Sifat Kimia Unsur Halogen X2
Fluor (F2)
1. Molekulnya 2. Wujud zat (suhu kamar) 3. Warna gas/uap
Diatom Gas
Gas
Cair
Padat
Kuning muda
Kuning hijau
Coklat merah
Ungu
4. Pelarutnya (organik) 5. Warna larutan (terhadap pelarut
Klor (Cl2) Brom (Br2) Iodium (I2)
CCl4, CS2 Tak berwarna
Tak
Coklat
Ungu
4)
berwarna
6. Kelarutan oksidator 7. Kereaktifan terhadap gas H2 (makin besar sesuai dengan arah panah) 8. Reaksi pengusiran pada senyawa halogenida
X = Br X = Cl, Br, I dan I X=I Tidak dapat F2 + 2KX → Cl2 + 2KX Br2 + KX → mengusir F, → 2KCl 2KBr + X2 Cl, Br 2KF X2 + X2
9. Reaksi dengan logam (M)
2 M + nX2
10. Dengan basa kuat MOH (dingin) 11. Dengan basa kuat (panas)
→ 2MXn (n = valensi logam tertinggi) X2 + 2MOH → MX + MXO + H2O (auto redoks) 3X2 + 6MOH → 5MX + MXO3 + 3H2O (auto 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
HF
HCl
HBr
HI
Sifat reduktor
Catatan :
Keasaman
→ 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
Li
3
Na
11
K
19
Rb
37
Cs
55
87
Fr
[X] ns1
1. Konfigurasi elektron
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 28.7 o - 180.5o)
6. Energi ionisasi (kJ/mol)
Antara 376 - 519
7. Potensial oksidasi (volt) 8. Bilangan oksidasi
Positif, antara 2.71 - 3.02 (reduktor)
+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
+1
+1
B. Sifat Fisika Dan Kimia UNSUR
Li
Na
Perlahan-lahan terjadi Li2O
a. DENGAN UDARA
K
Cepat terjadi Na2O dan Na2O2
Rb dan Cs
Cepat Terbakar terjadi terjadi K2O Rb2O dan Cs2O
b. DENGAN AIR 2L + 2H2O H2 (g)
→ 2LOH +
c. DENGAN ASAM KUAT
→ 2L+ + H2
2L + 2H+ (g)
(makin hebat reaksinya sesuai dengan arah panah)
d. DENGAN HALOGEN 2L + X2
→ 2LH
WARNA NYALA API
Merah
Garam atau basa yang sukar larut dalam air
Kuning
Ungu
2+ 3
CO
-
ClO4- dan [ Co(NO2)6 ]3-
OH- , PO43-
C. Pembuatan Logam Alkali Dengan cara elektrolisis leburan/lelehan garamnya. Contoh :
NaCl (l) Na+ (l) + Cl- (l) → Na (s) Katoda Na+ (l) + e→ 1/2 Cl2 (g) Anoda Cl (l) + e-------------------------------------------------------------------------------→ Na+ (l) + Cl- (l) --> Na (s) + 1/2 Cl2 (g)
BAB XXIII
UNSUR-UNSUR ALKALI TANAH A. Sifat Golongan Unsur Alkali Tanah
UNSUR 1. Konfigurasi elektron 2. Massa atom 3. Jari-jari atom (n.m)
Be
4
Mg
12
20
Ca
[X] ns2
Sr
38
Ba
56
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
Menghasilkan MO dan M3N2 bila dipanaskan
Tidak bereaksi
c. Hidrogen
Bereaksi dengan uap air membentuk MO dan H2
Tidak bereaksi M + X2
d. Klor
M + H2
→
M + 2H+
e. Asam 2. Sifat oksida
Dalam keadaan dingin dapat menghasilkan MO dan M3N2 dipermukaan
(dipanaskan)
Bereaksi dalam keadaan dingin membentuk M(OH)2 dan H2. Makin ke kanan makin reaktif
→ MH2 (Hidrida)
MX2 (garam
→ 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
Mg
Sr
Ca
Ba
-------------------> makin besar sesuai arah panah
M(OH)2
MSO4 MCO3
Catatan : Warna nyala Garam Ca2+ = merah Garam Ba2+ = hijau M = unsur logam alkali tanah
<-------------------makin besar sesuai arah panah MCrO4
D. Pembuatan Logam Unsur Alkali Tanah Dengan elektrolisis leburan garamnya. Contoh: CaCl2(l)
→
Ca2+ (l)
+ 2Cl- (l)
Katoda : Ca2+ (l) + 2 e→ Ca (s) Anoda : 2Cl2 (g) + 2 e-----------------------------------------------------------------------Ca2+ (l) + 2Cl- (l) + Cl2 (l) → Ca (s)
E. Kesadahan Air Sadah ialah air yang sukar berbuih dengan sabun dan banyak mengandung ion Ca2+ dan Mg2+. Macamnya: 1. Kesadahan Sementara Mengandung Ca(HCO3)2 dan Mg(HCO3)2 Dapat dihilangkan dengan pemanasan Contoh : Ca(HCO3)2 (aq)
→ CaCO3 + H2O (l) + CO2 (g)
2. Kesadahan Tetap Mengandung CaSO4 dan MgSO4 Dapat dihilangkan dengan menambahkan soda ash (Na 2CO3)
Contoh : MgSO4 (aq) + Na 2CO3 (aq)
→ MgCO3 + Na2SO4 (aq)
BAB XXIV
UNSUR-UNSUR PERIODE KETIGA A. Sifat-Sifat Periodik, Fisika Dan Kimia UNSUR Konfigurasi elektron
Na
11
[Ne] 3s1
12
Mg
Al
13
Si
P
14
15
16
[Ne] 3s2, 3p3
[Ne] 3s2, [Ne] [Ne] 3s 3p1 3s2, 3p2 2
<---------------------------makin besar sesuai arah panah
Keelektronegatifan
-----------------------------> makin besar sesuai arah panah
Bukan Logam
Reduktor <----------------------------
Oksidator/reduktor
oksidator
(makin besar sesuai arah panah)
Konduktor/isolator Oksida (utama)
Semi logam
Logam
Cl
17
[Ne] [Ne] 3s2, 3s2, 3p5 3p4
Jari-jari atom
Kelogaman
S
Konduktor Na2O
MgO
Ikatan
Isolator Al2O3
SiO2
Ion
Sifat oksida
Basa
P2O5
SO3
Cl2O7
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 Asam lemah kuat
Asam kuat
Klorida
NaCl
MgCl2
AlCl3
SiCl4
Ikatan
Ion
PCl5
SCl2
Kovalen
Cl2
Senyawa dengan hidrogen
NaH
Ikatan
Ion
Reaksi dengan air
MgH2
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
Mangan (Mn)
25
(Ar) 3d5 4s2
Besi (Fe)
26
(Ar) 3d6 4s2
Kobalt (Co)
27
(Ar) 3d7 4s2
4s
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) 3d 5 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
Sc
21
[Ar] Konfigurasi 3d1 Elektron 4s2 Massa jenis (g/mL) keelektronegatifan Bilangan oksidasi
Ti
22
[Ar] 3d2 4s2
V
23
[Ar] 3d3 4s2
24
Cr
[Ar] 3d5 4s1
25
Mn
Fe
26
Co
27
[Ar] [Ar] [Ar] 5 3d 3d7 6 2 3d 4s 4s2 4s2
Ni
Cu
28
29
[Ar] 3d8 4s2
[Ar] 3d10 4s1
Zn
30
[Ar] 3d10 4s2
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 1000 oC (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
Merah Hijau Merah Hijau Biru muda muda muda
-
Warna ion M3+
Tak ber- Ungu Hi Hijau Hijau warna
Ion-ion tak berwarna
-
Kuning
-
-
-
-
Sc3+ , Ti4+ , Cu+ , Zn2+
Catatan : MnO4- = ungu Cr2O72- = jingga
C. Sifat Fisika Dan Kimia UNSUR
Cr (krom) 24
Oksida
Jenis oksida
Rumus Basa/Asam
CrO
Oksida basa
Cr(OH)2
Cr2O3
Oksida amfoter
Cr(OH)3 HCrO2
CrO3
Oksida Asam
H2CrO4 H2CrO7
MnO
Mn(OH)2 Oksida Basa
Mn (mangan) 25
Mn2O3
Mn(OH)3
MnO3 Oksida Asam Mn2O7
Fe (besi) 26
Co (kobal) 27
H2MnO4 HMnO4
FeO
Fe(OH)2
Fe2O3
Fe(OH)3
Co O
Co(OH)2
Co2O3
Co(OH)3 OKSIDA BASA
Ni (nikel) 28
Cu (tembaga) 29
NiO
Ni(OH)2
Ni2O3
Ni(OH)3
Cu2O
CuOH
CuO
Cu(OH)2
D. Sifat Reaksi Dari Senyawa-Senyawa Krom Dan Mangan
E. Unsur-Unsur Transisi Dan Ion Kompleks a. Unsur Transisi Unsur yang dapat menggunakan elektron pada kulit pertama sebelum kulit terluar untuk berikatan dengan unsur lain b. Ion Kompleks Terdiri dari Ion pusat dari Ligand 1. Ion pusat
ion dari unsur-unsur transisi dan bermuatan positif. 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 ter dapat ikatan koordinasi. c. Daftar Ion Kompleks 1. Ion Ion Kom Kompl plek eks s pos posit itif if : + [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 Ion Kompl omplek eks s nega negati tif f 2[Ni(CN)4] [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)
-252.6oC
Titik Lebur (oC)
-259.2oC H2 (g) + Cl2 (g)
→ 2 HCl (g)
Dengan Halogen HCl (g) + air
→ H+ (aq) + Cl- (aq)
2 Na (s) + H2 (g) ® 2 Na+H- (s) + energi
Dengan Logam
Na+H- (s) + H 2O
Golongan Alkali
→ NaOH (aq) + H 2 (g)
Susunan Atom
1 proton + 1 elektron
Isotop
11H , 12H , 13H
Potensial Iobisasi (kJ/mol)
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 4H2(g)
↔ Fe3O4 (s) +
B. Cara Laboratorium
1. Logam (golongan IA/IIA) + air 2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH (aq) + H 2 (g) Ca (s) + 2H 2O (l) → Ca(OH)2 (aq) + H2 (g)
2. Logam dengan Eok o > O + asam kuat encer Zn (s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H 2 (g) Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2(g) 3.
3. 2C(pijar) + 2H2O (g) + 2CO (g)
→ 2H2 (g)
Logam amfoter + basa kuat Zn (s) + NaOH(aq) → Na2ZnO2 (aq) + H2(g) 2Al (s) + 6NaOH (aq) → 2Na3AlO3 (aq) + 3H2(g)
