materi78.co.nr
KIM 3
Larutan Asam-Basa A.
Hubungan pH dan pOH dapat diturunkan dari derajat asam-basa yang dimiliki air yang bersifat netral (pH = pOH).
PENDAHULUAN
Larutan asam dan basa memiliki derajat atau tingkat keasaman atau kebasaan yang diukur dalam pH dan pOH. B.
Ionisasi air adalah reaksi kesetimbangan yang menghasilkan [H+] dan [OH -] dalam jumlah sama.
NILAI PH DAN POH
Hubungan [H+] dan [OH-] dengan Kw = 10 -14:
pH (puissance de H+) adalah derajat asam-basa larutan yang diukur berdasarkan [H +] larutan.
[H+]×[OH–] = 10 -14
Nilai pH dapat dirumuskan:
Hubungan pH dan pOH dengan pKw = 14:
pH = –log [H+]
pH + pOH = 14
Kisaran umum nilai pH larutan:
C.
netral asam
1 makin asam
Asam dan basa disebut kuat apabila:
basa
7 pH
ASAM-BASA KUAT DAN LEMAH
14 makin basa
1) Mudah terion karena ikatan antar atom mudah lepas akibat jarak antar inti atom pada molekul yang sangat jauh.
Makna nilai pH larutan:
2) Memiliki α = 1 atau terion sempurna.
1) Semakin besar [H+] maka makin kecil nilai pH.
Golongan asam dan basa kuat:
2) Keasaman berbanding terbalik dengan nilai pH, kebasaan berbanding lurus dengan nilai pH. 3) Larutan dengan pH < 7 bersifat asam, pH = 7 bersifat netral, dengan pH > 7 bersifat basa.
Asam kuat
Basa kuat
HCl
HNO3
NaOH
Mg(OH)2
HBr
HClO4
KOH
Ca(OH)2
HI
H2SO4
Sr(OH)2
–
pOH (puissance de OH ) adalah derajat asam-basa larutan yang diukur berdasarkan [OH –] larutan.
Nilai konsentrasi H+ dan OH- asam-basa kuat:
Nilai pOH dapat dirumuskan:
Asam monovalen kuat [H+] = Ma
pOH = –log [OH–]
Basa monovalen kuat
Kisaran umum nilai pOH larutan:
[OH-] = Mb
netral basa
1 makin basa
asam
7 pOH makin asam
Asam divalen kuat [H+] = 2. M a Basa divalen kuat [OH-] = 2. M b
Pengenceran asam dan basa kuat:
14
Makna nilai pOH larutan:
1) Semakin besar [OH –] maka makin kecil nilai pOH. 2) Kebasaan berbanding terbalik dengan nilai pOH, keasaman berbanding lurus dengan nilai pOH. 3) Larutan dengan pOH < 7 bersifat basa, pOH = 7 bersifat netral, dengan pOH > 7 bersifat asam. NILAI pH DAN pOH Jika [H+] atau [OH –]: 1 x 10-n, maka pH atau pOH adalah n. a x 10 -n, maka pH atau pOH adalah n – log a. Jika pH atau pOH: n, maka [H+] atau [OH –] adalah 1 x 10 -n.
1) Dua larutan asam atau basa kuat yang berbeda konsentrasi sebesar 10 n kali memiliki beda pH sebesar n satuan. 2) Jika asam kuat diencerkan sebesar 10 n kali, maka pHnya naik n satuan. 3) Jika basa kuat diencerkan sebesar 10 n kali, maka pHnya turun n satuan. Asam dan basa disebut lemah apabila:
1) Sukar terion karena ikatan antar ion sulit lepas akibat jarak antar inti atom pada molekul yang sangat dekat. 2) Memiliki 0 < α < 1 atau terion sebagian, sehingga terjadi kesetimbangan. Golongan asam dan basa lemah adalah selain dari golongan asam dan basa kuat.
LARUTAN ASAM-BASA
1
materi78.co.nr
KIM 3
Reaksi ionisasi asam-basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan yang memiliki nilai konstanta ionisasi asam-basa (Ka dan Kb).
Hubungan nilai tetapan ionisasi asam-basa dan pasangan konjugasinya dengan Kw = 10 -14: Ka × Kb = 10 -14
Bentuk umum tetapan ionisasi asam: +
Ka =
-
D.
[H ] [An ]
Indikator asam-basa adalah zat yang digunakan untuk mengidentifikasi sifat asam-basa suatu larutan/zat.
[HAn]
Contoh: Pada reaksi ionisasi CH 3COOH, tetapan ionisasi asam: CH3COOH(aq) qe H+(aq) + CH3COO-(aq) Ka =
[H+ ] [CH3 COO-] [CH3 COOH]
Bentuk umum tetapan ionisasi basa:
1) Mengalami perubahan warna yang jelas ketika ditetesi asam atau basa. 2) Indikator alami berupa ekstrak warna dari bunga berwarna terang/menyala. Reaksi ionisasi indikator dari asam lemah organik:
-
+
Indikator asam-basa merupakan asam lemah atau basa lemah organik yang warna molekul dengan warna ionnya berbeda. Indikator asam-basa yang dapat digunakan:
Semakin besar nilai Ka, maka akan semakin kuat sifat suatu asam.
Kb =
INDIKATOR ASAM-BASA
[Kat ] [OH ]
HInd(aq)
[KatOH]
warna 1
Contoh:
tak berwarna
Mg(OH)2(aq) qe Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
HInd(aq)
qe
HAn(aq) d
2
Kb =
[Mg2+] [OH- ] [Mg(OH)2]
Nilai konsentrasi H+ dan OH- asam-basa lemah:
a
+
[H ] = Ma. α
a
Basa lemah [OH-] =
√ M .K b
b
[OH-] = Mb. α
1) Jika asam lemah diencerkan sebesar 10 n kali, maka pHnya naik 1 / 2n satuan. 2) Jika basa lemah diencerkan sebesar 10 n kali, maka pHnya turun 1 / 2n satuan. Hubungan derajat ionisasi dengan tetapan ionisasi asam-basa: Basa lemah
Tetapan ionisasi
=
α
K a
=
α
Ma
K b
Ka = Ma.
+ An–(aq)
2) Setelah ditambahkan dengan basa: qe
KatOH(aq) d
H+(aq)
+ Ind–(aq)
OH– (aq)
+ Kat+(aq)
berikatan Kesetimbangan bergeser ke kanan karena H+ berkurang, sehingga warna yang muncul adalah warna 2 (warna anion). IndOH(aq)
qe
warna 1
Ind+(aq) warna 2
OH–(aq)
+
tak berwarna
1) Setelah ditambahkan dengan asam: IndOH(aq) qe Ind+(aq)
+
OH–(aq)
An–(aq)
+
H+(aq)
HAn(aq) d
berikatan Kesetimbangan bergeser ke kanan karena OH- berkurang, sehingga warna yang muncul adalah warna 2 (warna kation). 2) Setelah ditambahkan dengan basa:
Mb
IndOH(aq) qe Ind+(aq)
+
OH–(aq)
Kat+(aq)
+
OH– (aq)
KatOH(aq) d
Derajat ionisasi 2 α
H+(aq)
Reaksi ionisasi indikator dari basa lemah organik:
Pengenceran asam dan basa kuat:
Asam lemah
+ Ind–(aq)
Kesetimbangan bergeser ke kiri karena H + bertambah, sehingga warna yang muncul adalah warna 1 (warna molekul). HInd(aq)
Asam lemah
√ M .K
H+(aq)
bertambah
Semakin besar nilai Kb, maka akan semakin kuat sifat suatu basa.
[H ] =
warna 2
1) Setelah ditambahkan dengan asam:
Pada reaksi ionisasi Mg(OH) 2, tetapan ionisasi basa:
+
+ Ind–(aq)
H+(aq)
qe
bertambah Kb = Mb.
2 α
Asam-basa dan pasangan konjugasi memiliki hubungan nilai tetapan ionisasi asam-basa.
Kesetimbangan bergeser ke kiri karena OHbertambah, sehingga warna yang muncul adalah warna 1 (warna molekul).
LARUTAN ASAM-BASA
2
materi78.co.nr
KIM 3
Warna indikator asam-basa berubah secara gradual dari pH ke pH dan memiliki trayek perubahan warna. Indikator
Trayek
Warna 1
Warna 2
Lakmus
5,5 – 8,0
merah
biru
ungu
Metil jingga
3,1 – 4,4
merah
kuning
jingga
Metil merah
4,2 – 6,3
merah
kuning
Metil kuning
2,9 – 4,0
merah
Fenol merah
6,8 – 8,4
Trayek perubahan warna adalah batas-batas pH dimana indikator mengalami perubahan warna. Macam-macam indikator asam-basa:
Campuran Indikator
Trayek
Warna 1
Warna 2
Campuran
1,2 – 2,8
merah
kuning
jingga
8,0 – 9,6
kuning
biru
hijau
jingga
Bromtimol 6,0 – 7,6 biru
kuning
biru
hijau
kuning
jingga
Bromkresol 5,2 – 6,8 ungu
kuning
ungu
coklat
kuning
merah
jingga
Bromkresol 3,8 – 5,4 hijau
kuning
biru
hijau
Fenolftalein 8,3 – 10,0
tak berwarna
merah
merah muda
Kresol ungu
7,6 – 9,2
kuning
ungu
coklat
Timolftalein 9,3 – 10,5
tak berwarna
biru
biru muda
Alizarin kuning
10,0 – 12,0 12,0
kuning
ungu
coklat
Timol biru
Contoh:
Contoh:
Suatu larutan ketika dicelupkan/ditetesi indikator: b. Bromtimol biru menjadi hijau,
Suatu indikator memiliki trayek perubahan warna kuning – merah dengan pH 6,7 – 8,1. Tentukan nilai Ka indikator tersebut!
c.
Jawab:
a.
Lakmus biru berubah menjadi ungu, Metil merah menjadi kuning,
d. Fenolftalein menjadi tak berwarna.
pH titik tengah =
Jawab:
= 7,4 2 pKa = pH pada titik tengah
Dari data diatas, maka pada masing-masing indikator perkiraan pH larutan adalah:
pKa = 7,4
a.
pKa = –log 10-7,4
pH 5,5 – 8,0
c.
b. pH 6,0 – 7,6
pH > 6,3
6,7+8,1
Ka = [H+] pada titik tengah
d. pH < 8,3
Pilih nilai lebih dari yang terbesar, dan kurang dari yang terkecil, sehingga perkiraan pH larutan adalah 6,3 – 7,6.
[H+] = antilog(-7,4) = antilog(-8 + 0,6) Ka = antilog(0,6) x 10 -8 = 3,98 x 10 -8
Warna campuran adalah gabungan warna 1 dan warna 2, dan muncul ketika suatu larutan pHnya berada dalam trayek perubahan warna. Indikator asam-basa akan tepat pada warna campuran ketika warna 1 sama dengan warna 2, sehingga nilai tetapan ionisasi indikator: Indikator asam-basa asam organik lemah: -
-
[HInd] = [Ind ]
Ka =
[H+ ] [Ind ] [HInd]
Ka Ind = [H +] pH titik tengah trayek Indikator asam-basa basa organik lemah: +
+
[IndOH] = [Ind ]
Kb =
[Ind ] [OH- ] [IndOH]
Kb Ind = [OH -] pOH titik tengah trayek
LARUTAN ASAM-BASA
3
materi78.co.nr
KIM 4
Benzena A.
PENDAHULUAN
B.
Benzena adalah hidrokarbon aromatik (cincin konjugat) yang bersifat tidak jenuh. H
TATA NAMA TU RU NA N BENZENA
Struktur cincin benzena dasar:
H C – C
H – C
C – H benzena (C6H6)
C= C H
H
fenil (C6H5–)
CH2
C6H6
CH
C
Sifat-sifat benzena (aromatik) antara lain: 1) Memiliki aroma sedap dan bersifat toksik. 2) Memiliki sifat-sifat senyawa organik umum. 3) Lebih mudah mengalami reaksi substitusi dibanding reaksi adisi. 4) Bersifat jenuh, walau memiliki ikatan rangkap. 5) Memiliki struktur Kekule (resonansi), dimana ikatan rangkap dapat berpindah.
benzil
benzal
benzo
Substituen adalah cabang yang berikatan dengan cincin benzena. Aturan penamaan IUPAC turunan benzena 1 substituen secara umum adalah cincin benzena merupakan rantai utama, sedangkan subtituen dianggap sebagai cabang. Turunan benzena utama dengan 1 substituen:
Struktur CH3
Nama
Fungsi
toluena
pelarut, bahan baku peledak
metil benzena
CH
CH2
stirena etenil benzena vinilbenzena
NH2
anilina aminobenzena
NO2
nitrobenzena nitrobenzol
C
N
sianobenzena benzonitril
bahan baku polistirena (styrofoam, plastik) bahan baku zat warna diazo bahan baku parfum sabun dan peledak
zat warna
Struktur
Nama fenol
disinfektan, bahan hidroksibenzena baku zat warna, pengawet kayu benzena alkohol
OH
O
CH3
anisol metoksibenzena fenil metil eter
C
H
benzoat aldehida CH3
feromon serangga, obatobatan bahan pengawet, parfum
asetofenon fenil etanon
O
C
benzaldehida fenil metanal
O C
Fungsi
bahan baku resin
fenil metil keton OH
O
asam benzoat
bahan baku pengawet, obatobatan
O S O OH
asam benzena sulfonat
bahan baku detergen
C O
Cl
ONa natrium benzoat bahan pengawet
klorobenzena fenil klorida
HIDROKARBON
herbisida, bahan baku DDT
1
materi78.co.nr
KIM 4
Aturan penamaan benzena 2 substituen:
Aturan penamaan benzena >2 substituen:
–COOH
karboksil
–COO–
ester
1) Substituen prioritas menjadi rantai utama bersama cincin benzena.
–SO3H
sulfonat
2) Substituen lain dianggap sebagai cabang.
–CHO
aldehida
p
–CO–
keton
–CN
siano
ri
–OH
alkohol/hidrokso
–NH2
amino
–R
alkil
–O–
eter
–NO2
nitro
–X
halo
3) Posisi substituen dinyatakan dengan angka. ri o
4) Penomoran cabang dimulai dari atom karbon yang mengikat substituen prioritas tertinggi. Arah penomoran dilakukan ke substituen prioritas berikutnya. ta s m e n u ru
Jika seluruh substituen sama, maka dianggap tidak ada cabang, namun posisi tetap ditulis. n
5) Cabang sejenis yang jumlahnya >1 cukup ditulis sekali, namun diberi indeks.
1) Substituen prioritas menjadi rantai utama bersama cincin benzena. 2) Substituen lain dianggap sebagai cabang. Jika kedua substituen sama, maka tidak ada subtituen yang dianggap cabang.
6) Jika terdapat lebih dari satu macam jenis cabang, maka urutan penamaan cabang diurut berdasarkan abjad dalam bahasa Inggris (sebelum diberi indeks). Contoh benzena dengan >2 substituen: CH3
HO
3) Posisi substituen dinyatakan dengan:
H3C Cl
NO2 CH3
orto (o-)
meta (m-)
para (p-)
CH3
4-kloro-3-metil-2nitrofenol
1,3,4-trimetilbenzena (mesitilena)
Contoh benzena dengan 2 substituen: Cl CH3
Cl o-diklorobenzena
NO o-nitrotoluena
(1,2-diklorobenzena) (1-metil-2-nitrobenzena) H2
Cl
NH
CH3
H3C
CH3 O2N
1,2,4,5tetrametilbenzena (durena)
Cl
m-iodoklorobenzena
(1,3-diaminobenzena) (1-kloro-3-iodobenzena)
4-bromo-2nitrometoksibenzena
NO2 F
Cl 3,4-diklorobenzaldehida
5-fluoro-1,4dinitrobenzena
F
NO2 H2N
p-nitroanilina
Br
O2N
OH H2N
OCH3
CHO I
m-dianilina
H3C
F
p-aminofenol
Br
(1-amino-4-nitrobenzena) (4-amino-1-hidroksibenzena) 3,4-difluorobenzilbromida
HOOC H3C
CH3
COOH asam tereftalat (asam p-xilena 1,4-dikarboksilat benzena) (1,4-dimetilbenzena)
HIDROKARBON
2
materi78.co.nr
KIM 4
Contoh senyawa umum yang mengandung cincin atau inti benzena: Struktur
Nama
Fungsi
naftalena
fumigan (pestisida gas), kamper kamar mandi
kumena
OH
H H
parasetamol
O
N C
CO CH3
COO CH3
asam salisilat obat penghilang rasa sakit, obat asam odemam hidroksibenzoat
CH3
HO
C.
OCH3
zat antioksidan minyak OH
2) Reaksi halogenasi
Cincin benzena hanya dapat diserang oleh pereaksi elektrofil (butuh elektron), misalnya asam, oksidator dan halogen. mengalami
reaksi
FeCl3
Benzena + Halogen Halobenzena + Asam Halida Contoh: + Cl2
Cl
FeCl3
+ HCl
sssd
pertama
pada
klorobenzena 3) Reaksi nitrasi
1) Reaksi alkilasi Friedel-Crafts
H2SO4
AlCl3
Benzena + Alkil Halida Alkil Benzena + Asam Halida Contoh: + CH3Cl AlCl3
perisa dan aroma vanila
4-hidroksi-3metoksibenzaldehida
OCH3
Benzena memiliki cincin yang mengalami resonansi, sehingga sukar bereaksi dan diadisi.
substitusi
NO2
bahan peledak 1,3,5(lebih eksplosif) trinitrobenzena
vanilin
REAKSI-REAKSI BENZENA
Reaksi-reaksi benzena:
TNB
CHO
butil hidroksi anisol
Benzena lebih mudah substitusi dibanding adisi.
asam amino esensial
NH2
O2N
BHT/BHA butil hidroksi toluena/
CH3
balsem
metil ohidroksibenzoat
bahan peledak
NO2
aspirin, obat analgesik
asam 2asetoksibenzoat
NO2
2,4,6trinitrotoluena
HO
obat-obatan
fenilalanin
TNT
NO2
fenantrena
COOH
CH3 O2N
Fungsi
metil salisilat
OH
obat demam dan penenang
asetaminofen
Nama
asam asetil salisilat
COOH
bahan baku fenol, perekat dan resin
isopropil benzena COOH
Struktur
Benzena + Asam Nitrat Nitrobenzena + Air
+ HONO2
NO2 + H2O
sssd
CH3 + HCl
sssd
H2SO4
nitrobenzena
toluena
HIDROKARBON
3
materi78.co.nr
KIM 4
4) Reaksi sulfonasi
D.
H2SO4
Benzena + Asam Sulfat Asam Benzena Sulfonat + Air CH3
SO3H
H2SO4
+ H2SO4
+ H2O
sssd
asam benzena sulfonat Substituen pertama pada benzena mempengaruhi tempat substitusi kedua.
TURUNAN BENZENA
Turunan benzena utama dibuat melalui reaksireaksi benzena: Reaksi
Hasil Turunan Benzena
alkilasi Friedel-Crafts
toluena
nitrasi
nitrobenzena
reduksi nitrobenzena
anilina
sulfonasi
asam benzena sulfonat
oksidasi toluena
asam benzoat
halogenasi
halobenzena
Kaidah substitusi kedua benzena: 1) Pengarah orto dan para
Beberapa ciri dan sifat dari beberapa senyawa turunan benzena:
–OH, –O–, –NH2, –R, –X Substituen pengarah orto dan para adalah substituen pemberi elektron atau yang memiliki pasangan elektron bebas.
1) Reaksi oksidasi dan reduksi -
Fenol tidak dapat dioksidasi.
-
Toluena bila dioksidasi menghasilkan asam benzoat.
-
Nitrobenzena bila menghasilkan anilina.
Contoh: OH + HONO2 H2SO4
sssd
fenol
2) Sifat asam-basa OH
OH NO2
direduksi
+
-
Fenol dan asam benzoat bersifat asam.
-
Benzaldehida, anilina dan nitrobenzena bersifat basa.
+ H2O NO2
o-nitrofenol
p-nitrofenol
(30%)
(70%)
2) Pengarah meta
–NO2, –CN, –SO3H, –CHO, –CO–, –COOH, –COO– Substituen pengarah meta adalah substituen penarik elektron atau yang tidak memiliki pasangan elektron bebas. Contoh: COOH
COOH + CH3Cl
AlCl3
+ HCl
sssd
CH3 asam benzoat
asam mmetilbenzoat
HIDROKARBON
4
materi78.co.nr
KIM 1
Bentuk dan Interaksi Molekul A.
Bentuk molekul adalah susunan ruang atomatom suatu molekul. Bentuk molekul hanya terdapat pada senyawa kovalen. B.
Bentuk molekul (BM) adalah bentuk akhir molekul yang ditentukan oleh nilai BGPE, PEI dan PEB. (lihat di halaman terakhir)
BENTUK MOLEKUL
C.
Sebuah atom yang berikatan dengan atom lain saling tolak menolak sehingga berada dalam jarak terjauh dengan atom yang diikatnya.
TEORI DOMAIN ELEKTRON
Teori domain elektron (VSEPR) adalah teori yang menyatakan bahwa:
Kepolaran senyawa adalah perilaku suatu zat yang menyerupai medan magnet, yaitu terdapat kutub sementara yang disebut dipol.
1) Pasangan elektron ikat (PEI) adalah pasangan elektron yang terikat antara atom pusat dengan atom lain secara kovalen.
Dipol dapat menyebabkan gaya tarik-menarik atau tolak-menolak dalam senyawa.
2) Pasangan elektron bebas (PEB) adalah pasangan elektron bebas pada atom pusat yang tidak terikat dengan atom lain.
3
Dipol (δ) pada suatu senyawa terdiri atas:
3) Domain elektron adalah total dari pasangan elektron ikat dan bebas. Setiap pasangan elektron bernilai satu domain.
1) Dipol positif (δ+), atom yang berdipol positif adalah yang memiliki keelektronegatifan lebih kecil dari atom lain.
Bentuk geometri pasangan elektron (BGPE) adalah domain total yang dimiliki atom pusat suatu molekul, dan menjadi bentuk ruang dasar molekul.
2) Dipol negatif (δ–), atom berdipol negatif adalah yang memiliki keelektronegatifan lebih besar dari atom lain.
Jumlah Domain
2
KEPOLARAN
Susunan Ruang A
A
Contoh: Keelektronegatifan H lebih kecil dari Cl, sehingga pada HCl, H bertindak sebagai δ+, dan Cl bertindak sebagai δ–.
BGPE
Sudut Kepolaran Awal Hibridisasi Ikatan
linear sp
segitiga planar
180°
120°
Kepolaran dalam bentuk molekul dipengaruhi:
1) Sudut ikatan
non-polar
Atom yang berikatan akan selalu berada jarak jauh maksimum dengan atom lainnya membentuk sudut ikatan yang merata, dan saling meniadakan kepolaran senyawa.
non-polar
Namun, jika sudut ikatan tidak tersebar merata, maka kepolaran akan muncul.
sp2
2) Simetri bentuk molekul 4
tetrahedron A
Bentuk molekul simetris bersifat non-polar, sedangkan asimetris bersifat polar.
109,5° non-polar
3) Pasangan elektron bebas
sp3
5
A
segitiga 90° dan bipiramid 120°
Jika terdapat pasangan elektron bebas yang tidak saling meniadakan posisinya (asimetris), maka kepolaran akan muncul. Tingkat kepolaran senyawa dinyatakan dalam momen dipol dalam satuan Coulumb meter. Senyawa non-polar memiliki momen dipol nol.
polar
sp3d
D.
INTERAKSI ANTAR MOLEKUL
Gaya antar molekul adalah gaya yang terjadi akibat interaksi antar molekul sejenis.
6
A
oktahedron
gaya London 90°
non-polar
paling lemah
gaya tarik dipol-dipol gaya van der Waals
3 2
sp d
ikatan hidrogen
IKATAN KIMIA
paling kuat
1
materi78.co.nr
KIM 1
Gaya London atau gaya dipol sesaat/terimbas adalah gaya tarik-menarik dipol yang terjadi pada molekul non-polar dan/atau berwujud gas.
Faktor-faktor yang mempengaruhi gaya tarik dipol-dipol:
Gaya London terjadi akibat terbentuknya dipol sesaat, dan memiliki daya tarik-menarik yang lemah, karena hanya terjadi sesaat.
2) Momen dipol (berbanding lurus)
Contoh: gaya antar molekul O 2. O=O --- O=O dipol sesaat
molekul netral O
O
O
δ+
O
molekul netral lain
1) Beda keelektronegatifan (berbanding lurus) Gaya van der Waals atau gaya kohesi adalah gabungan antara gaya London dan gaya tarik dipol-dipol akibat pembentukan dipol. Faktor-faktor yang mempengaruhi gaya van der Waals:
1) Massa relatif/Ar/Mr (berbanding lurus) 2) Jumlah elektron (berbanding lurus)
δ-
3) Momen dipol (berbanding lurus) dipol terimbas δ+
δ-
δ+
δ-
Ikatan hidrogen adalah ikatan yang terbentuk akibat gaya antar molekul polar yang memiliki ikatan antara H dengan N, O, atau F .
Contoh: air (H 2O), asam fluorida (HF), amonia (NH3). δ+
kembali netral
δ-
dipol sesaat
H H | | O--O | | H H
Faktor-faktor yang mempengaruhi gaya London:
1)
Massa relatif/Ar/Mr (berbanding lurus)
2)
Panjang rantai molekul (berbanding lurus)
3)
Titik didih zat (berbanding lurus)
δ-
H
O
H δ+ δ+
Ikatan hidrogen mengakibatkan penyimpangan tren periodik titik didih senyawa golongan VAVIIA menjadi sangat tinggi.
Gaya tarik dipol-dipol adalah gaya tarik menarik dipol yang terjadi antar molekul polar dan/atau wujud padat, cair dan larutan. Gaya tarik dipol-dipol terjadi karena adanya dipol pada molekul, dan memiliki daya tarikmenarik yang lebih kuat dari gaya London.
Contoh: gaya antar molekul HCl. H–Cl --- H–Cl δδ+
H Cl
δ-
H Cl δ+
δ+
H Cl
δ-
IKATAN KIMIA
2
materi78.co.nr
KIM 1
Domain
Tipe
BGPE
BM
2
AX2
linear
linear
AX3 3
4
Δ
BENTUK MOLEKUL Susunan Ruang
planar
A
A
Sudut Ikatan
Kepolaran
Contoh
180°
non-polar
CO2
120°
non-polar
BCl3
~120°
polar
SO 2
Δ planar
AX2E
huruf V (bengkok)
A
AX4
tetrahedron
A
109,5°
non-polar
CH4
piramid
A
~107,5°
polar
NH3
huruf V (bengkok)
A
~104,5°
polar
H2O
A
90° dan 120°
polar
PCl5
tetrahedron terdistrusi (jungkat-jungkit)
A
~90° dan ~120°
polar
SF4
AX3E2
huruf T
A
~120°
polar
BrF3
AX2E3
linear
A
180°
non-polar
XeF2
AX3E
tetrahedron
AX2E2
AX5
Δ
AX4E
5
Δ
bipiramid
Δ bipiramid
IKATAN KIMIA
3
materi78.co.nr
6
KIM 1
AX6
oktahedron
A
90°
non-polar
SF6
AX5E
□ piramid
A
~90°
polar
IF 5
□ planar
A
90°
non-polar
XeF4
AX3E3
huruf T
A
~90°
polar
-
AX2E4
linear
A
180°
non-polar
-
AX4E2
oktahedron
IKATAN KIMIA
4
materi78.co.nr
KIM 4
Biokimia A.
PENDAHULUAN
Biokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari senyawa-senyawa organik yang memiliki fungsi biologis (biomolekul). Biomolekul secara umum karbohidrat, protein dan lemak. B.
terdiri
atas
Struktur monosakarida (monomer) karbohidrat terdiri atas: a.
Struktur Fischer, struktur pada keadaan rantai terbuka.
b.
Struktur Haworth, struktur pada keadaan rantai siklik, akibat reaksi antara gugus alkohol dengan gugus aldehida atau keton sewaktu dilarutkan dalam air.
KARBOHIDRAT
Karbohidrat adalah biomolekul turunan hidrokarbon yang disebut polihidroksi aldehida atau polihidroksi keton.
4) Rasa
Sifat-sifat karbohidrat secara umum:
Karbohidrat secara umum memiliki rasa manis, dengan fruktosa yang paling manis dan polisakarida yang paling tidak manis.
1) Jumlah atom karbon
Tingkat kemanisan:
Berdasarkan jumlah atom karbon, karbohidrat terdiri dari gula triosa (3), tetrosa (4), pentosa (5) dan heksosa (6).
fruktosa > glukosa > galaktosa sukrosa > maltosa > laktosa
2) Reaksi hidrolisis Berdasarkan reaksi hidrolisis, karbohidrat terbagi menjadi monosakarida, disakarida, dan polisakarida.
5) Kelarutan Karbohidrat larut dalam pelarut polar (air), dan kurang larut dalam pelarut non-polar. a.
monosakarida + H 2O sd disakarida + H2O d monosakarida
Monosakarida dan disakarida larut dalam air.
b. Polisakarida kurang larut dalam air. 6) Gula pereduksi
polisakarida + H2O d maltosa d glukosa Reaksi hidrolisis berlangsung dengan bantuan katalis H 2SO4 dan suhu tinggi.
Berdasarkan kemampuan mereduksi, gula terbagi menjadi dua: a.
3) Monomer-polimer Karbohidrat terdiri atas: a.
Monosakarida (C6H12O6), adalah monomer dari disakarida dan polisakarida.
Contoh: semua monosakarida disakarida, kecuali sukrosa. b.
Contoh: glukosa, fruktosa, galaktosa. b. Disakarida (C12H22O11), adalah dimer dari monosakarida. Monosakarida membentuk disakarida dengan melepas satu molekul air dari dua gugus hidroksi membentuk ikatan glikosida. Contoh: sukrosa, laktosa dan maltosa. c.
Polisakarida (-C6H10O5-)n, polimer dari monosakarida.
adalah
Polisakarida terbentuk melalui reaksi polimerisasi kondensasi dengan membentuk ikatan glikosida.
Gula pereduksi, adalah karbohidrat yang bereaksi positif dengan pereaksi Tollens dan Fehling. dan
Gula bukan pereduksi, adalah karbohidrat yang bereaksi negatif dengan pereaksi Tollens dan Fehling. Contoh: sukrosa dan semua polisakarida.
7) Mutarotasi Mutarotasi adalah peristiwa perubahan pemutar polarimetri karbohidrat setelah dilarutkan akibat mengalami perubahan struktur isomer optis. a.
Semua monosakarida dan disakarida kecuali sukrosa mengalami mutarotasi.
b. Sukrosa dan semua polisakarida tidak mengalami mutarotasi.
Contoh: amilum, selulosa dan glikogen.
BIOKIMIA
1
materi78.co.nr
KIM 4 MONOSAKARIDA (C6H12O6)
GLUKOSA O || C— H | H— C*—OH | HO— C*— H | H— C*—OH | H— C*—OH | CH2OH
FRUKTOSA
CH2OH O OH
HO
OH OH
D-glukosa
GALAKTOSA
CH2OH CH2OH HOH2C | O C == O | HO OH HO— C*— H | H— C*—OH | OH H— C*—OH | CH2OH D-fruktosa
O || C— H | H— C*—OH | — HO C*— H | HO— C*— H | H— C*—OH | CH2OH
CH2OH O
HO OH
OH D-galaktosa
Nama lain gula darah
Nama lain gula buah
Nama lain -
G. fungsi
aldehida (aldosa)
G. fungsi
keton (ketosa)
G. fungsi
aldehida (aldosa)
Rasa
manis
Rasa
paling manis
Rasa
kurang manis
Fermentasi dapat
Fermentasi dapat
Fermentasi tidak dapat
Pereduksi
Pereduksi
Pereduksi
ya
ya
ya
Mutarotasi ya
Mutarotasi ya
Mutarotasi ya
Sumber
Sumber
Sumber
buah, sayuran, madu
buah, madu, nektar
OH
hasil hidrolisis laktosa
DISAKARIDA (C12H22O11) SUKROSA
LAKTOSA
CH2OH
HO
CH2OH
CH2OH
O
HOH2C
O
O
OH
OH OH
O
O
CH2OH
HO
MALTOSA
O
OH
HO
OH
O
O
OH
HO
OH
CH2OH
CH2OH
O
OH
OH
OH
HO OH
Nama lain
gula pasir, gula invert
Nama lain gula susu
Nama lain gula malt
Monomer
glukosa + fruktosa
Monomer
glukosa + galaktosa
Monomer
glukosa + glukosa
Rasa
paling manis
Rasa
kurang manis
Rasa
manis
Pereduksi
tidak
Pereduksi
ya
Pereduksi
ya
Mutarotasi tidak
Mutarotasi ya
Mutarotasi ya
Sumber
Sumber
Sumber
buah, tebu, bit
susu
hasil hidrolisis amilum
POLISAKARIDA (-C6H10O5-)n CH2OH O O
OH
OH AMILUM
n
SELULOSA
GLIKOGEN
Nama lain
pati, kanji
Nama lain gula susu
Nama lain gula otot, pati hewan
Monomer
D-glukosa
Monomer
D-glukosa
Monomer
D-glukosa
Rasa
tidak manis
Rasa
tidak manis
Rasa
tidak manis
Pereduksi
tidak
Pereduksi
tidak
Pereduksi
tidak
Mutarotasi tidak
Mutarotasi tidak
Mutarotasi tidak
Kelarutan
larut dalam air panas
Kelarutan
tidak larut
Kelarutan
koloid hidrofil
Sumber
umbi, biji-bijian
Sumber
daun, batang, kapas
Sumber
otot, hati
BIOKIMIA
OH
2
materi78.co.nr C.
KIM 4
UJI KARBOHIDRAT
Uji pengenalan karbohidrat terdiri dari: 1) Uji Molisch Dilakukan dengan menambahkan alfanaftol dan H2SO4 pekat. Uji Molisch bereaksi positif dengan seluruh jenis karbohidrat. (+) Terbentuk bidang batas warna merahungu.
2) Asam amino non-esensial adalah asam amino yang dapat dibuat oleh tubuh sendiri. Contoh: alanin, asam aspartat, asam glutamat, sistein, glutamin, glisin, tirosin. Asam amino adalah biomolekul yang bersifat: 1) Amfoter, karena memiliki gugus asam (karboksil) dan gugus basa (amina). O
+
H3N— CH—C — O–
( – ) Tidak terbentuk bidang batas warna merah-ungu. 2) Reaksi dengan oksidator (oksidasi) Dilakukan menggunakan pereaksi Tollens dan Fehling/Benedict lalu dipanaskan. Reaksi ini bereaksi positif terhadap gula pereduksi dan bereaksi negatif terhadap gula bukan pereduksi.
|| |
R Asam amino dapat membentuk ion zwitter yang merupakan molekul bermuatan ganda akibat interaksi asam-basa intramolekul. Titik isoelektrik adalah titik pH dimana asam amino dalam keadaan muatan netral. a.
Pereaksi Tollens
Jika pH < titik isoelektrik, asam amino bermuatan positif karena mengikat H +. O
(+) Terbentuk cermin perak (Ag).
||
+ H3N— CH—C — O– + H d
+
( – ) Tidak terbentuk cermin perak (Ag).
R
Pereaksi Fehling/Benedict
||
+
H3N— CH—C —OH |
R
(+) Terbentuk endapan merah bata (Cu 2O). ( – ) Warna campuran tetap biru.
b.
3) Uji iodin Dilakukan menggunakan larutan I 2 berwarna kecoklatan. Uji iodin bereaksi positif dengan amilum, bereaksi negatif dengan selulosa dan glikogen.
Jika pH = titik isoelektrik, asam amino membentuk ion zwitter. O
||
+
H3N— CH—C — O– |
R c.
Jika pH > titik isoelektrik, asam amino bermuatan negatif karena melepas air.
(+) Warna biru tua. ( – ) Warna tetap kecoklatan.
O
||
d H3N— CH—C — O– + OH
+
D.
PROTEIN
|
Protein adalah biomolekul yang merupakan bahan pembangun dasar sel-sel tubuh, yang merupakan polimer dari asam amino. Asam amino adalah suatu turunan hidrokarbon yang mengandung satu gugus karboksil dan satu gugus amina. O
||
H2N— CH—C —OH |
R Asam amino terdiri atas: 1) Asam amino esensial, asam amino penting karena tidak dihasilkan tubuh dan hanya didapat dari makanan. Contoh: histidin, arginin, valin, leusin, isoleusin, treonin, triptofan, leusin, metionin, fenilalanin.
O
|
O
||
R
H2N— CH—C —O– + H2O |
R Beberapa titik isoelektrik asam amino: A. amino
pH TIE
A. amino
pH TIE
alanin
6,1
triptofan
5,8
glisin
6,0
metionin
5,7
fenilalanin
5,9
treonin
5,6
2) Optis aktif , karena memiliki atom C kiral. Semua jenis asam amino bersifat optis aktif, kecuali glisin. 3) Dapat mengalami denaturasi, yaitu rusaknya struktur dan fungsi biologis protein akibat suhu tinggi. Denaturasi protein bersifat irreversibel, dan mengakibatkan koagulasi.
BIOKIMIA
3
materi78.co.nr
KIM 4
Protein terbentuk melalui reaksi polimerisasi kondensasi membentuk ikatan peptida.
Berdasarkan komposisinya, protein terbagi menjadi:
Ikatan peptida adalah ikatan antara gugus amina dengan gugus karboksil antar asam amino.
1) Protein tunggal, protein yang hanya tersusun atas monomer asam amino.
O H ||
Contoh: protein pada umumnya.
O
|
||
2) Protein majemuk , protein yang tersusun atas monomer asam amino dan zat lain.
H2N — CH—C —N — CH—C —OH |
|
R ikatan peptida
R
Contoh: glikoprotein (+karbohidrat), lipoprotein (+lemak), fosfoprotein (+fosfat), hemoprotein (+besi).
Struktur protein terdiri atas:
Reaksi hidrolisis protein menghasilkan asam amino pada protein tunggal dan asam amino dan zat lain pada protein majemuk. E.
primer
sekunder
tersier
kuartener
1) Struktur primer, adalah struktur rantai polipeptida lurus/bercabang awal. 2) Struktur sekunder, adalah struktur akibat ikatan hidrogen pada satu rantai polipeptida yang membentuk struktur α-heliks, lempengβ, lekukan-β dan lekukan-γ. 3) Struktur tersier, adalah struktur akibat ikatan antar struktur sekunder membentuk sub-unit protein. 4) Struktur kuartener, adalah kumpulan subunit protein. Berdasarkan menjadi:
bentuknya,
protein
terbagi
2) Filamen, berbentuk serabut. Contoh: keratin, kolagen. protein
1) Enzim (biokatalisator) Contoh: amilase, lipase, tripsin. 2) Hormon (pengatur) Contoh: FSH, LH, adrenalin, noradrenalin. 3) Antibodi (sistem imun) Contoh: trombin, fibrinogen, immunoglobin. 4) Protein transpor (transpor molekul) Contoh: hemoglobin, protein membran. 5) Protein kontraktil (alat gerak) Contoh: aktin, myosin, mikrotubulus. 6) Protein struktur (pelindung) Contoh: kolagen, keratin. 7) Protein nutrien (cadangan makanan) Contoh: albumin, kasein.
1) Uji ninhidrin Dilakukan menggunakan larutan ninhdrin tidak berwarna. Uji ninhidrin bereaksi positif dengan senyawa yang mengandung asam amino. (+) Warna ungu. ( – ) Tidak berubah warna. 2) Uji biuret Dilakukan dengan menambahkan NaOH dan CuSO4. Uji biuret bereaksi positif dengan senyawa yang mengandung ikatan peptida. (+) Warna ungu.
3) Uji xantoproteat
Contoh: enzim, protein transpor.
biologisnya,
Uji pengenalan protein terdiri dari:
( – ) Warna biru.
1) Globular, berbentuk bulat padat.
Berdasarkan fungsi terbagi menjadi:
UJI PROTEI N
Dilakukan dengan menambahkan HNO 3 pekat lalu dipanaskan, lalu didinginkan dan ditambahkan NaOH. Uji biuret bereaksi positif dengan senyawa yang mengandung cincin benzena. (+) Warna jingga. ( – ) Warna kuning. 4) Uji Millon Dilakukan dengan menambahkan pereaksi Millon yang mengandung Hg(NO 3)2 dan HNO2. Uji Millon bereaksi positif dengan senyawa yang mengandung cincin benzena. (+) Terbentuk endapan merah. ( – ) Tidak terbentuk endapan merah. 5) Uji timbal asetat Dilakukan dengan menambahkan NaOH lalu dipanaskan, lalu didinginkan dan ditambahkan CH3COOH.
BIOKIMIA
4
materi78.co.nr
KIM 4
Setelah itu, zat dipanaskan dan ditutup dengan kertas timbal asetat yang telah dicelupkan ke dalam larutan Pb(CH 3COOH)2. Uji timbal asetat bereaksi positif dengan senyawa yang mengandung sulfur/belerang. (+) Akan terjadi warna biru tua. ( – ) Warna tetap kecoklatan. F.
LEMAK
Perbedaan lemak dan minyak: Perbedaan
Lemak
Minyak
Asal
hewan
tumbuhan
Asam lemak
jenuh
tidak jenuh
Esensial
non-esensial
esensial
Wujud kamar
padat
cair
Titik didih
lebih tinggi
lebih rendah
mentega, keju, minyak kelapa, susu minyak zaitun
Contoh
Lemak/lipid adalah biomolekul turunan hidrokarbon yang mengandung satu gugus ester. Lemak adalah ester gliserida dengan atom C > 10 yang terbentuk dari reaksi esterifikasi antara asam lemak dan gliserol. H2C — OH |
O
||
HC— OH
R — C — OH
|
H2C — OH asam lemak
gliserol/gliserin
(atom C > 10)
1,2,3-propantriol
Macam-macam asam lemak: 1) Asam lemak jenuh, adalah asam lemak yang tidak mengandung ikatan rangkap C. 2) Asam lemak tidak jenuh, adalah asam lemak yang mengandung ikatan rangkap C. Asam lemak
Jumlah Jumlah i. atom C rangkap
Rumus molekul
Aturan penamaan lemak: 1) Nama lemak diawali kata gliserol/gliseril. 2) Nama lemak diakhiri dengan nama asam lemak yang menyusun lemak tersebut. a.
Pada lemak sederhana, nama asam lemak diberi awalan tri- dan akhiran –at/ –in.
b. Pada lemak majemuk , nama asam lemak diurutkan sesuai abjad dalam bahasa Inggris, dan nama tiap asam lemaknya diberi akhiran –o, kecuali asam lemak terakhir diberi akhiran –at/ –in. Reaksi-reaksi pada lemak: 1) Reaksi pembentukan-hidrolisis lemak Merupakan dua reaksi yang berkebalikan. Reaksi pembentukan lemak (esterifikasi) Asam Lemak + Gliserol Reaksi hidrolisis lemak
Asam lemak jenuh Asam laurat
12
-
C11H23COOH
Asam miristat
14
-
C13H27COOH
Asam palmitat
16
-
C15H31COOH
Asam stearat
18
-
C17H35COOH
H+
Lemak + Air
18
Pembuatan gliseril tripalmitin
C17H33COOH
Asam linoleat
18
2
C17H31COOH
Asam linolenat
18
3
C17H29COOH
Sifat-sifat lemak: 1) Tidak larut dalam pelarut polar, namun larut dalam pelarut non-polar. 2) Bersifat hidrofob. Berdasarkan struktur kimia, lemak terbagi menjadi: 1) Lemak sederhana /trigliserida, tersusun atas asam lemak sejenis. Contoh: gliseril tripalmitat, gliseril tristearat. 2) Lemak majemuk/campuran, tersusun atas asam lemak beda jenis. Contoh: gliseril linolenopalmitostearat.
HO— CH2
O
||
1
Asam Lemak + Gliserol
Contoh:
Asam lemak tak jenuh Asam oleat
Lemak + Air
3 C15H31— C — OH
|
+
asam palmitat
d
HO— CH |
HO— CH2
O C15H31 — C —O — CH2 O | C15H31 — C — O — CH O | — — — C15H31 C O CH2
+
3 H2O
gliseril tripalmitin Pembuatan gliserol laurolinoleolinolenat O asam ||
C11H23— C — OH O
||
C17H31— C — OH O
||
C17H29— C — OH
BIOKIMIA
laurat asam linoleat asam linolenat
HO— CH2 |
+ HO— CH |
HO— CH2
5
materi78.co.nr
KIM 4 Turunan lemak/lipid terdiri atas:
O C11H23 — C — O — CH2 O | + 3 H2O d — — — C17H31 C O CH | O C17H29 — C — O— CH2 gliserol laurolinoleo-linolenat
1) Fosfolipid Adalah turunan lemak yang gugus hidroksi pada gliserolnya diganti dengan asam karboksilat dan asam fosfat. hidrofilik
2) Reaksi saponifikasi/penyabunan Lemak + Basa Kuat Garam Lemak (Sabun) + Gliserol
hidrofobik
Jenis-jenis sabun: a.
Sabun keras, adalah terbentuk dari NaOH.
sabun
yang
sabun
yang
Fosfolipid bersifat amfifilik, yaitu memiliki gugus kepala (fosfat) yang bersifat hidrofil, dan gugus ekor (lipid) yang bersifat hidrofob.
Contoh: sabun cuci. b. Sabun lunak , adalah terbentuk dari KOH.
Contoh fosfolipid antara lain fosfolipid bilayer (membran sel), fosfatidilkolin (lesitin), fosfatidiletanolamin, dan fosfatidilserin.
Contoh: sabun mandi, sabun kali.
2) Steroid
Contoh: O C17H35 — C — O — CH2 O | C17H35 — C — O — CH O | C17H35 — C — O— CH2
Adalah turunan lemak yang tidak mengandung gugus asam lemak dan gugus ester.
+ 3 NaOH
Steroid bersifat amfifilik seperti fosfolipid, dan tersusun atas 4 cincin karbon dengan jumlah ikatan rangkap berbeda-beda dan mengikat bermacam-macam gugus.
gliseril tristearat HO— CH2
d
Contoh steroid antara lain kolesterol, progesteron, estrogen dan testosteron.
|
O
||
3 C17H35— C — O— Na
+ HO— CH
natrium stearat 3) Reaksi hidrogenasi
|
HO— CH2 gliserol
UJI LEMAK
Uji pengenalan lemak antara lain: 1) Uji kertas buram
Adalah reaksi penjenuhan lemak yang mengubah wujud lemak menjadi padat. Pt/Ni
Lemak Tak Jenuh + H2
G.
Lemak Jenuh
Dilakukan dengan meletakkan zat ke atas kertas buram. Uji kertas buram bereaksi positif dengan seluruh jenis lemak. (+) Kertas menjadi transparan. ( – ) Kertas tidak transparan.
Contoh: O C17H33 — C — O — CH2 O | — — — C17H33 C O CH | O C17H33 — C — O— CH2
2) Uji Sudan III +
3 H2
gliserol trioleat
d
Dilakukan dengan meneteskan pereaksi Sudan III berwarna merah. Uji Sudan III bereaksi positif dengan seluruh jenis lemak. (+) Warna coklat. ( – ) Tidak berubah warna.
O C17H35 — C — O — CH2 O | C17H35 — C — O — CH O | C17H35 — C — O— CH2 gliseril tristearin
BIOKIMIA
6
materi78.co.nr
KIM 2
Sel Elektrolisis A.
2) Jika kation tidak sukar tereduksi, maka kation logam tersebut yang tereduksi menjadi logamnya.
PENDAHULUAN
Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia.
Mx+(aq) + x e
Sel elektrokimia adalah suatu sel yang disusun untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya.
3) Ion H+ dari asam tereduksi menjadi H 2. 2H+(aq) + 2e
1) Sel elektrolisis, yaitu sel yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia.
Mx+(aq) + x e
Arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan.
M(s)
Oksidasi anoda, memperhatikan jenis elektroda dan anion, ketentuan:
2) Sel Volta/Galvani, yaitu sel yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik.
inert,
Jika elektroda tidak teroksidasi adalah anoda.
Reaksi redoks spontan digunakan untuk menghasilkan listrik.
M(s)
maka
yang
Mx+(aq) + x e
Jika elektroda inert, maka:
SEL ELEKTROLISIS
1) Ion OH- dari basa teroksidasi menjadi O 2.
Susunan sel elektrolisis:
4OH-(aq)
anoda (+)
H 2(g)
4) Jika elektrolit berupa lelehan/leburan/ cairan (tidak mengandung air), maka kation apapun tetap tereduksi menjadi logamnya.
Sel elektrokimia terbagi menjadi dua:
B.
M(s)
e
O2(g) + 2H2O(l) + 4e
2) Ion halida teroksidasi menjadi gas halogen.
katoda (-)
2X–(aq)
X2(g) + 2e
3) Jika ion sisa asam yang mengandung O atau F, maka air teroksidasi menjadi O 2. 2H2O(aq)
Contoh:
anion (-)
kation (+) elektrolit
Anoda (+)
Katoda (-)
Berhubungan dengan kutub (+) sumber arus
Berhubungan dengan kutub (-) sumber arus
Anion dari elektrolit menuju anoda
Kation dari elektrolit menuju katoda
Mengalami oksidasi
Mengalami reduksi
Melepas elektron
Menerima elektron
Aturan sel elektrolisis:
1) Kation yang sukar tereduksi pada katoda sel elektrolisis, yaitu logam alkali (IA), logam alkali tanah (IIA), Al dan Mn. 2) Elektroda inert adalah elektroda yang sukar bereaksi, yaitu elektroda Pt, Au dan C. Reaksi-reaksi sel elektrolisis: Reduksi katoda, memperhatikan jenis kation, ketentuan:
1) Jika kation sukar tereduksi, maka H2O tereduksi menjadi H 2. 2H2O(l) + 2e
O2(g) + 4H+(aq) + 4e
2OH –(aq) + H2(g)
Tuliskan reaksi elektrolisis dari larutan CuSO 4 menggunakan elektroda grafit (karbon)! Berarti Cu2+ mengalami reduksi dan air mengalami oksidasi. Samakan koefisien elektron dan ion yang bereaksi agar habis. E
:
2CuSO4 d 2Cu2+ + 2SO42-
K (-) : 2Cu2+ + 4e d 2Cu A (+) :
2H2O d O2 + 4H+ + 4e
+
+ 22CuSO4 + 2H2O d O2 + 2Cu + 4H + 2SO4
C.
HUKUM- HU KUM FARADAY
Hukum-hukum Faraday menjelaskan tentang hukum kelistrikan yang berkaitan dengan sel elektrolisis. Hukum Faraday I berbunyi:
Massa zat yang dihasilkan (G) pada elektrolisis sebanding dengan jumlah muatan listrik yang digunakan (Q). Hukum Faraday II berbunyi:
Massa zat yang dihasilkan (G) pada elektrolisis sebanding dengan massa ekuivalen zat (M E) tersebut.
ELEKTROKIMIA
1
materi78.co.nr
KIM 2
Hubungan hukum Faraday I dan II:
1) Pembuatan unsur dan senyawa
Nilai k (tetapan Faraday) dan nilai ME: 1
ME =
96500
Ar biloks
Mr valensi
Rumus akhir dari hukum-hukum Faraday: G=
I × t × ME
Al2O3 d Al3+ + O2-
:
Al3+ + 3e d Al 2O2 d O2 + 4e
A (+) :
Nilai biloks atau valensi dihitung dalam jumlah 1 mol. Satu mol Al dihasilkan oleh katoda, dengan valensi 3 elektron. Maka massa alumunium yang dihasilkan: G=
100 × 200 × 27 96500 × 3
=
540 000 289 500
= 1,865 gr
Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron, oleh karena itu, jumlah mol elektron dapat dihitung. Jumlah mol elektron dapat dihitung: n e = ̌
96500
Pada elektrolisis larutan CuSO 4, sel dialiri arus sebesar 772 A selama 100 detik. Hitunglah massa endapan Cu dan volume O 2 yang dihasilkan pada elektrolisis pada keadaan RTP! (Ar Cu = 63,5) :
K (-)
:
CuSO4 d Cu2+ + SO42Cu2+ + 2e d Cu 2H2O d O2 + 4H+ + 4e
A (+) :
Massa tembaga yang dihasilkan: G=
Katoda Anoda Elektrolit
772 × 100 × 63,5 96500 × 2
: logam murni : logam kotor : larutan garam logam
Contoh pemurnian logam adalah logam tembaga (Cu). Jadi, Cu murni dijadikan katoda, Cu kotor dijadikan anoda, dan larutan CuSO4 dijadikan elektrolitnya. Pengotor-pengotor Cu biasanya adalah Ag, Au, Pt, Fe dan Zn. Selama elektrolisis, logam pengotor tidak akan larut, tetapi membentuk lumpur anoda, sehingga tembaga menjadi murni kembali. 3) Penyepuhan (electroplating ) Penyepuhan adalah proses perlindungan logam terhadap korosi dengan logam lain atau untuk memperbaiki penampilan logam dengan komponen sel: Katoda Anoda Elektrolit
I×t
Contoh:
E
Contohnya proses klor-alkali, dimana Cl2 dan NaOH dibuat dari elektrolisis larutan NaCl. Logam dapat dimurnikan dengan elektrolisis dengan komponen sel:
Lelehan Al2O3 dielektrolisis dengan dialiri arus sebesar 100 A. Berapakah massa alumunium yang diperoleh jika elektrolisis terjadi selama 200 detik? (Ar Al = 27). K (-) :
Beberapa unsur dan senyawa dapat diproduksi melalui elektrolisis, seperti logam-logam alkali, alkali tanah, halogen, dan lain-lain.
2) Pemurnian logam
96500
Contoh:
E
PENERAPAN SEL ELEKTROLISIS
Sel elektrolisis dapat digunakan dalam:
G = k. I. t. M E
k=
D.
: logam yang akan disepuh : logam penyepuh : larutan garam logam penyepuh
Hal ini menyebabkan pada katoda terjadi pengendapan, dan pada anoda terjadi pelarutan. Contoh penyepuhan logam adalah penyepuhan besi (Fe) dengan perak (Ag). Jadi, Fe dijadikan katoda, Ag dijadikan anoda, dan larutan garam Ag (misalnya AgNO3) dijadikan elektrolitnya.
= 25,4 gr
Jumlah mol elektron pada anoda: ne=
772 × 100 96500
= 0,8 mol
Gunakan stoikiometri reaksi: n O2 = 1 / 4 x 0,8 = 0,2 mol V O2 = 0,2 x 24 = 4,8 L
ELEKTROKIMIA
2
materi78.co.nr
KIM 2
Sel Elektrolisis A.
2) Jika kation tidak sukar tereduksi, maka kation logam tersebut yang tereduksi menjadi logamnya.
PENDAHULUAN
Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia.
Mx+(aq) + x e
Sel elektrokimia adalah suatu sel yang disusun untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya.
3) Ion H+ dari asam tereduksi menjadi H 2. 2H+(aq) + 2e
1) Sel elektrolisis, yaitu sel yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia.
Mx+(aq) + x e
Arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan.
M(s)
Oksidasi anoda, memperhatikan jenis elektroda dan anion, ketentuan:
2) Sel Volta/Galvani, yaitu sel yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik.
inert,
Jika elektroda tidak teroksidasi adalah anoda.
Reaksi redoks spontan digunakan untuk menghasilkan listrik.
M(s)
maka
yang
Mx+(aq) + x e
Jika elektroda inert, maka:
SEL ELEKTROLISIS
1) Ion OH- dari basa teroksidasi menjadi O 2.
Susunan sel elektrolisis:
4OH-(aq)
anoda (+)
H 2(g)
4) Jika elektrolit berupa lelehan/leburan/ cairan (tidak mengandung air), maka kation apapun tetap tereduksi menjadi logamnya.
Sel elektrokimia terbagi menjadi dua:
B.
M(s)
e
O2(g) + 2H2O(l) + 4e
2) Ion halida teroksidasi menjadi gas halogen.
katoda (-)
2X–(aq)
X2(g) + 2e
3) Jika ion sisa asam yang mengandung O atau F, maka air teroksidasi menjadi O 2. 2H2O(aq)
Contoh:
anion (-)
kation (+) elektrolit
Anoda (+)
Katoda (-)
Berhubungan dengan kutub (+) sumber arus
Berhubungan dengan kutub (-) sumber arus
Anion dari elektrolit menuju anoda
Kation dari elektrolit menuju katoda
Mengalami oksidasi
Mengalami reduksi
Melepas elektron
Menerima elektron
Aturan sel elektrolisis:
1) Kation yang sukar tereduksi pada katoda sel elektrolisis, yaitu logam alkali (IA), logam alkali tanah (IIA), Al dan Mn. 2) Elektroda inert adalah elektroda yang sukar bereaksi, yaitu elektroda Pt, Au dan C. Reaksi-reaksi sel elektrolisis: Reduksi katoda, memperhatikan jenis kation, ketentuan:
1) Jika kation sukar tereduksi, maka H2O tereduksi menjadi H 2. 2H2O(l) + 2e
O2(g) + 4H+(aq) + 4e
2OH –(aq) + H2(g)
Tuliskan reaksi elektrolisis dari larutan CuSO 4 menggunakan elektroda grafit (karbon)! Berarti Cu2+ mengalami reduksi dan air mengalami oksidasi. Samakan koefisien elektron dan ion yang bereaksi agar habis. E
:
2CuSO4 d 2Cu2+ + 2SO42-
K (-) : 2Cu2+ + 4e d 2Cu A (+) :
2H2O d O2 + 4H+ + 4e
+
+ 22CuSO4 + 2H2O d O2 + 2Cu + 4H + 2SO4
C.
HUKUM- HU KUM FARADAY
Hukum-hukum Faraday menjelaskan tentang hukum kelistrikan yang berkaitan dengan sel elektrolisis. Hukum Faraday I berbunyi:
Massa zat yang dihasilkan (G) pada elektrolisis sebanding dengan jumlah muatan listrik yang digunakan (Q). Hukum Faraday II berbunyi:
Massa zat yang dihasilkan (G) pada elektrolisis sebanding dengan massa ekuivalen zat (M E) tersebut.
ELEKTROKIMIA
1
materi78.co.nr
KIM 2
Hubungan hukum Faraday I dan II:
1) Pembuatan unsur dan senyawa
Nilai k (tetapan Faraday) dan nilai ME: 1
ME =
96500
Ar biloks
Mr valensi
Rumus akhir dari hukum-hukum Faraday: G=
I × t × ME
Al2O3 d Al3+ + O2-
:
Al3+ + 3e d Al 2O2 d O2 + 4e
A (+) :
Nilai biloks atau valensi dihitung dalam jumlah 1 mol. Satu mol Al dihasilkan oleh katoda, dengan valensi 3 elektron. Maka massa alumunium yang dihasilkan: G=
100 × 200 × 27 96500 × 3
=
540 000 289 500
= 1,865 gr
Stoikiometri reaksi elektrolisis didasarkan pada anggapan bahwa arus listrik adalah aliran elektron, oleh karena itu, jumlah mol elektron dapat dihitung. Jumlah mol elektron dapat dihitung: n e = ̌
96500
Pada elektrolisis larutan CuSO 4, sel dialiri arus sebesar 772 A selama 100 detik. Hitunglah massa endapan Cu dan volume O 2 yang dihasilkan pada elektrolisis pada keadaan RTP! (Ar Cu = 63,5) :
K (-)
:
CuSO4 d Cu2+ + SO42Cu2+ + 2e d Cu 2H2O d O2 + 4H+ + 4e
A (+) :
Massa tembaga yang dihasilkan: G=
Katoda Anoda Elektrolit
772 × 100 × 63,5 96500 × 2
: logam murni : logam kotor : larutan garam logam
Contoh pemurnian logam adalah logam tembaga (Cu). Jadi, Cu murni dijadikan katoda, Cu kotor dijadikan anoda, dan larutan CuSO4 dijadikan elektrolitnya. Pengotor-pengotor Cu biasanya adalah Ag, Au, Pt, Fe dan Zn. Selama elektrolisis, logam pengotor tidak akan larut, tetapi membentuk lumpur anoda, sehingga tembaga menjadi murni kembali. 3) Penyepuhan (electroplating ) Penyepuhan adalah proses perlindungan logam terhadap korosi dengan logam lain atau untuk memperbaiki penampilan logam dengan komponen sel: Katoda Anoda Elektrolit
I×t
Contoh:
E
Contohnya proses klor-alkali, dimana Cl2 dan NaOH dibuat dari elektrolisis larutan NaCl. Logam dapat dimurnikan dengan elektrolisis dengan komponen sel:
Lelehan Al2O3 dielektrolisis dengan dialiri arus sebesar 100 A. Berapakah massa alumunium yang diperoleh jika elektrolisis terjadi selama 200 detik? (Ar Al = 27). K (-) :
Beberapa unsur dan senyawa dapat diproduksi melalui elektrolisis, seperti logam-logam alkali, alkali tanah, halogen, dan lain-lain.
2) Pemurnian logam
96500
Contoh:
E
PENERAPAN SEL ELEKTROLISIS
Sel elektrolisis dapat digunakan dalam:
G = k. I. t. M E
k=
D.
: logam yang akan disepuh : logam penyepuh : larutan garam logam penyepuh
Hal ini menyebabkan pada katoda terjadi pengendapan, dan pada anoda terjadi pelarutan. Contoh penyepuhan logam adalah penyepuhan besi (Fe) dengan perak (Ag). Jadi, Fe dijadikan katoda, Ag dijadikan anoda, dan larutan garam Ag (misalnya AgNO3) dijadikan elektrolitnya.
= 25,4 gr
Jumlah mol elektron pada anoda: ne=
772 × 100 96500
= 0,8 mol
Gunakan stoikiometri reaksi: n O2 = 1 / 4 x 0,8 = 0,2 mol V O2 = 0,2 x 24 = 4,8 L
ELEKTROKIMIA
2
KIM 1
materi78.co.nr
Hukum Dasar Kimia dan Konsep Mol A.
itu, unsur O pada ketiga senyawa berbanding 1 : 2 : 3.
PENDAHULUAN
Hukum dasar kimia merupakan hukum dasar yang digunakan dalam stoikiometri (perhitungan kimia), antara lain:
E.
1) Hukum Lavoisier (kekekalan massa) 2) Hukum Proust (perbandingan tetap)
Hukum Gay-Lussac menyatakan per-bandingan volume atom-atom pada gas.
3) Hukum Dalton (kelipatan berganda) 4) Hukum Gay-Lussac (perbandingan volume)
Pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas-gas yang terlibat dalam reaksi berbandingan sebagai bilangan bulat sederhana.
5) Hipotesis Avogadro B.
HUKUM LAVOISIER (KEKEKALAN MASSA)
Hukum Lavoisier menyatakan kekekalan massa pada reaksi.
Hipotesis Avogadro menjelaskan bahwa perbandingan tersebut berlaku pula dalam molekul secara keseluruhan.
Dalam sistem tertutup, massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap.
Pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas yang bervolume sama memiliki jumlah molekul yang sama pula.
Dalam hal ini, berarti suatu zat yang mengalami reaksi kimia tidak berubah massa. Oleh karena itu, reaktan memiliki massa yang sama dengan produk yang dihasilkannya.
Perbandingan volume gas pada kedua hukum ini merupakan koefisien dari reaksi tersebut.
Pada reaksi kimia, terjadi perubahan warna, suhu, pembentukan gas dan endapan. C.
Contoh: Jika 20 L nitrogen direaksikan dengan hidrogen sesuai reaksi berikut,
HUKUM PROUST (PERBANDINGAN TETAP)
Hukum Proust menyatakan massa pada reaksi.
perbandingan
N2 + 3H2
D.
→
2NH3
Perbandingan koefisien reaksinya 1 : 3 : 2, dan volumenya pun memiliki perbandingan sama, jadi volume H2 60 L, dan volume NH 3 40 L.
Perbandingan massa unsur-unsur pembentuk suatu senyawa selalu tetap. Suatu zat yang direaksikan akan selalu memiliki perbandingan yang sama untuk membentuk suatu senyawa.
HUKUM GAY-LUSSAC DAN HIPOTESIS AVOGADRO Hukum Gay-Lussac dan Avogadro merupakan hukum yang berkaitan dengan volume gas.
F.
KONSEP MOL
Contoh:
Mol merupakan satuan yang menunjukkan ukuran jumlah partikel yang ada dalam suatu z at apapun.
Fe2+ dengan S 2- dalam membentuk FeS, perbandingan keduanya berturut-turut selalu 7 : 4.
Nilai mol dinotasikan dengan L yang disebut sebagai tetapan Avogadro.
Jadi, dalam pembentukan FeS, apabila terdapat Fe sejumlah 7 gram, sudah pasti terdapat S sejumlah 4 gram.
L = 6,02 x 10 23 partikel/atom/molekul
HUKUM DALTON (KELIPATAN BERGANDA)
Hukum Dalton menjelaskan bahwa dua unsur atau lebih dapat membentuk lebih dari satu senyawa yang berbeda. Bila dua unsur dapat membentuk dua senyawa atau lebih, unsur pertama massanya tetap, unsur kedua akan menghasilkan suatu perbandingan bilangan bulat sederhana.
Jumlah partikel benda dapat dicari menggunakan konsep mol, dapat dirumuskan: x = n.L
x = jumlah partikel zat n = jumlah mol L = tetapan Avogadro
Massa molar (mm) adalah massa penyusun suatu atom/senyawa benda. Massa molar dapat ditentukan dengan menjumlahkan Ar penyusun atom atau Mr pada senyawa benda. Contoh:
Contoh: Unsur C dan O dapat membentuk senyawa CO, CO2 dan CO3 dengan nilai C tetap. Oleh karena
CO2 memiliki Mr 44 gr/mol, karena Ar C = 12 gr/mol, dan Ar O = 16 gr/mol.
STOIKIOMETRI
1
KIM 1
materi78.co.nr DIAGRAM KONSEP MOL
Dengan menggunakan massa molar dan konsep mol, kita dapat mencari massa nyata suatu atom/senyawa, dapat dirumuskan: m = n.mm
PARTIKEL
m = massa nyata zat n = jumlah mol mm = massa molar (Ar atau Mr)
Volume molar (Vm) adalah volume yang dimiliki oleh gas berdasarkan keadaan ruang yang ditempati gas tersebut.
×
:
MOLARITAS
Pada Hukum Gay-Lussac dan Hipotesis Avogadro, telah disebutkan bahwa volume gas tidak dilihat dari jenis gas, melainkan keadaan ruang gas.
mm
MOL
V
22,4 (STP)
×
×
:L ×
V
×
L
24 (RTP)
: mm
MASSA
: 22,4 (STP) : 24 (RTP)
Nilai volume molar dalam dua keadaan:
VOLUME
1) STP (Standard Temperature & Pressure) STP (keadaan standar) memiliki keadaan dengan suhu 0°C, tekanan 1 atm. Vm = 22,4 L/mol 2)
RTP (Room Temperature & Pressure) RTP (keadaan kamar) memiliki keadaan ruang dengan suhu 25° C, tekanan 1 atm.
G.
STOIKIOMETRI REAKSI
Stoikiometri reaksi dapat digunakan untuk menentukan: 1) Mol setiap zat yang ada pada reaksi 2) Massa setiap zat yang ada pada reaksi 3) Volume setiap zat yang ada pada reaksi 4) Massa zat murni yang direaksikan
Vm = 24 L/mol
5) Pereaksi pembatas
Volume nyata gas dalam dua keadaan tersebut dapat dirumuskan:
6) Massa dan kadar senyawa dalam cam-puran yang direaksikan
V = volume nyata gas n = jumlah mol Vm = volume molar
Prinsip stoikiometri reaksi umum untuk menemukan mol, massa dan volume zat yang direaksikan dan dihasilkan:
Apabila gas berada tidak pada keadaan standar (STP) maupun keadaan kamar (RTP), dapat digunakan persamaan gas ideal yang dikemukakan oleh Gay-Lussac.
1) Perbandingan koefisien adalah perbandingan jumlah mol zat dalam reaksi.
V = n.Vm
nRT V= P
n1 n = 2 v1 v2
V= volume gas (L) n = jumlah mol (mol) R = tetapan gas ideal (0,082 L atm/mol K) T = suhu mutlak gas (K) P = tekanan (atm)
Kemolaran larutan adalah angka yang menunjukkan banyaknya mol tiap 1 liter larutan.
harus
di-
Contoh: KO2 direaksikan dengan 132 gram CO 2, menurut reaksi: 4KO2(s) + 2CO2(g) → 2K 2CO3(s) + 3O2(g) (Ar K = 39, O = 16, C = 12) Tentukan: a. Jumlah mol gas karbondioksida b. Massa kalium superoksida yang direaksikan c. Massa kalium karbonat yang dihasilkan
Contoh: Suatu larutan HCl kemolarannya 1,0 M, berarti terdapat 1 mol HCl dalam 1 liternya. Jumlah mol dalam larutan dapat dihitung dengan: n = V.M
2) Segala satuan ukuran zat konversikan ke dalam mol.
n = jumlah mol (mol) V = volume (L) M = kemolaran (M)
d. Jumlah liter gas yang dihasilkan jika reaksi terjadi pada suhu 27 oC dan tekanan 3 atm Jawab: a. n CO2 =
132 44
= 3 mol
4
b. n KO2 = x 3 = 6 mol 2
m KO2 = 6 x (39 + 16.2) = 6 x 71 = 426 gr c. n K2CO3 = 3 mol m K2CO3 = 3 x (39.2+12+16.3) = 3 x 138 = 414 gr
STOIKIOMETRI
2
KIM 1
materi78.co.nr 3
jumlah zat tidak sama dengan perbandingan koefisien,
d. n O2 = 2 x 3 = 4,5 mol V O2 =
4,5 × 0,082 × (27+273) 3
= 36,9 L
Suatu sampel atau cuplikan unsur dapat diketahui mol dan massa zat murninya bila direaksikan.
1,5
2
: 2 = 1,5 : 1 1
Zn : HCl =
maka HCl merupakan pereaksi pembatas. Zn
+
2HCl
ZnCl2
d
+ H2
Contoh:
M 1,5 mol
2 mol
-
-
Suatu 36 gram cuplikan logam magnesium dengan kemurnian 90% dimasukkan ke dalam larutan asam nitrat 2 M menurut reaksi:
R
1 mol
2 mol
1 mol
1 mol
S
0,5 mol
-
1 mol
1 mol
3Mg(s) + 8HNO3(aq)
Suatu campuran dua senyawa atau lebih dapat diketahui massa dan kadarnya bila direaksikan.
3Mg(NO3)2(aq) + 4H 2O(l) + 2NO(g)
m Zn sisa = 0,5 x 65 = 32,5 gr
(Ar Mg = 24, H = 1, N = 14, O = 16)
Contoh:
Tentukan:
Campuran logam Al dan Mg seberat 10,2 gr larut dalam larutan H 2SO4 2 M sebanyak 250 mL menurut dua reaksi:
a. Mol Mg murni b. Massa Mg murni c. Volume larutan HNO3 yang dibutuhkan d. Volume NO yang dihasilkan pada (p,t) dimana massa 1,2 L gas N2 adalah 1,4 gr Jawab: a. n Mg murni = 90% ×
V HNO3 =
n NO
=
V NO
3
= 1,35 mol
24
2
×
3
×
b. Kita misalkan massa Al dan Mg dengan:
1,35 = 0,9 mol
m Al = a gr m Mg = 10,2 – a gr
= 0,05 mol
Dengan itu, didapat mol Al dan Mg: 0,9
V N2
V NO
0,9 × 1,2 0,05
=
0,05
n Al =
1,2
Pereaksi pembatas adalah pereaksi yang habis lebih dahulu bereaksi. Cara menentukan pereaksi pembatas adalah dengan membagi masing-masing mol zat pereaksi dengan koefisiennya. Nilai yang lebih kecil merupakan pereaksi pembatas. Contoh:
Zn(s) + 2HCl(aq)
→ ZnCl2(aq)
+ H2(g)
Tentukan pereaksi pembatas dan massa sisa zat! 65
27
mol
n Mg =
10,2 – a 24
mol
n H2SO4 R.1 = n H2SO4 R.2 =
3
a ×
=
2 27 10,2 – a 24
a
mol
18
mol
Penjumlahan kedua mol H 2SO4 diatas memiliki hasil 0,5 mol, maka: a
+
10,2 – a
18
24
= 0,5
4a + 3(10,2 – a) = 36 4a + 30,6 – 3a = 36 a = 5,4
Pada reaksi berikut, 97,5 gr zink direaksikan dengan 500 mL HCl 4 M.
n Zn =
a
Kemudian mol H2SO4 tiap reaksi dapat dihitung menurut perbandingan koefisien:
= 21,6 L
Suatu pereaksi berlebih dalam reaksi akan bersisa karena jumlah zatnya tidak sesuai dengan perbandingan koefisien.
97,5
b. Massa Al dan Mg dalam campuran
a. n H2SO4 = 2 x 0,25 = 0,5 mol
= 1,8 L
n N2
V NO =
a. Jumlah mol asam sulfat total
Jawab:
1,4 28
(Ar Al = 27, S = 32, Mg = 24)
c. Kadar Al dan Mg dalam campuran
1,35 = 3,6 mol
3,6
2
d. n NO = n N2 =
8
R.2: Mg(s) + H2SO4(aq) d MgSO4(aq) + H2(g) Tentukan:
36
b. m Mg murni = 1,35 x 24 = 32,4 gr c. n HNO3 =
R.1: 2Al(s) + 3H2SO4(aq) d Al2(SO4)3(aq) + 3H2(g)
= 1,5 mol
n HCl = 0,5 x 4 = 2 mol
Maka massa Al dan Mg adalah: m Al = a = 5,4 gr m Mg = 10,2 – a = 4,8 gr c. % Al =
5,4 10,2
100% = 52,94%
×
% Mg = 100% - 52,94% = 47,06%
STOIKIOMETRI
3
KIM 1
materi78.co.nr H.
STOIKIOMETRI SENYAWA
Stoikiometri senyawa dapat digunakan untuk menentukan: 1) Rumus empiris dan rumus molekul 2) Massa dan kadar unsur dalam senyawa 3) Rumus kimia senyawa hidrat Rumus molekul adalah rumus senyawa yang nyata sesuai dengan jumlah atom-atom unsur penyusun senyawa.
Massa unsur dalam suatu senyawa dapat dihitung: mX=
indeks ×Ar X
m total
×
Mr X
Kadar unsur dalam suatu senyawa dihitung: %X=
indeks ×Ar X
dapat
100%
×
Mr X
Rumus empiris adalah rumus perbandingan paling sederhana dari atom-atom unsur penyusun senyawa.
Senyawa hidrat adalah senyawa berbentuk padat yang mengikat beberapa molekul air sebagai bagian dari struktur kristalnya.
Contoh: Rumus molekul C 6H12O6 mempunyai rumus empiris CH2O.
Contoh: Garam inggris dengan rumus hidrat MgSO4 ·7H2O.
Contoh 1: Tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa yang mengandung 29,11% D, 40,51% E, dan 30,38% F dan memiliki Mr = 316. (Ar D = 23, E = 32, F = 16) 29,11
40,51
30,38
23
32
16
:
:
Tentukan rumus kimia hidrat 1 gram senyawa CuSO4 · xH2O yang bila dipanaskan menghasilkan 0,64 gram padatan! Jawab:
Jawab: D : E : F =
Contoh:
Reaksi yang terjadi adalah: CuSO4· xH2O
= 40,5 : 40,5 : 60,76
CuSO4(s) + xH2O(g)
1 gr
=2:2:3
0,64 gr
0,36 gr
CuSO4 : H2O = 1 : x
Maka, rumus empiris adalah D2E2F3. (D2E2F3)x = 316
0,64 0,36 160
(23×2+32×2+16×3)x = 316
:
18
=1:x
0,64 : 3,2 = 1 : x
158x = 316
x =
x=2 Maka, rumus molekul adalah (D2E2F3)2 atau D4E4F6.
3,2
= 5
0,64
Maka rumus kimia hidrat adalah CuSO4 · 5H2O
Contoh 2: Pada pembakaran sempurna 13,5 gr C xHyOz, diperoleh 19,8 gr CO 2 dan 8,1 gr H 2O. Jika Mr CxHyOz = 180, tentukan rumus molekul C xHyOz! (Ar C=12, H=1, O=16) Jawab: 12x + y + 16z = 180 CxHyOz : CO2 : H2O =
13,5
19,8
8,1
180
44
18
:
:
= 0,075 : 0,45 : 0,45 =1:6:6 Jumlah atom C: Cx = 6.C
x=6
Jumlah atom H: Hy = 6.H2
y = 12
Jumlah atom oksigen: (12. 6) + (12) + 16z = 180 16z = 96
z=6
Maka, rumus molekul adalah C6H12O6.
STOIKIOMETRI
4
materi78.co.nr
KIM 3
Larutan Garam dan Hidrolisis A.
Contoh:
PENDAHULUAN
terhidrolisis
Garam adalah zat yang dihasilkan dari reaksi netralisasi asam dan basa.
terion
NH4Cl(aq) + H2O(l) qe NH4OH(aq) +H+(aq) + Cl-(aq)
Hidrolisis garam adalah reaksi peruraian yang terjadi antara kation dan anion garam dengan air dalam suatu larutan.
Cl-(aq) + H2O(l) sd NH4+(aq) + H2O(l) qe NH4OH(aq) + H+(aq)
Macam-macam garam:
1) Garam dari asam kuat dan basa kuat , bersifat netral (pH = 7).
asam Hidrolisis garam dari basa kuat dan asam lemah terhidrolisis sebagian (anion), dan garam bersifat basa.
Contoh: NaCl, KCl, K2SO4, Ca(NO3)2. 2) Garam dari asam kuat dan basa lemah , bersifat asam (pH < 7).
Contoh:
Contoh: Zn(ClO4)2, NH4Cl, AlCl3, Fe(NO3)3.
terhidrolisis
3) Garam dari basa kuat dan asam lemah , bersifat basa (pH > 7).
terion
HCOONa(aq)+H2O(l) qe HCOOH(aq)+Na+(aq)+OH-(aq)
Contoh: Na2SO3, KCN, Na2CO3, (CH3COO)2Ca.
Na+(aq) + H2O(l) sd
4) Garam dari asam lemah dan basa lemah , sifat bergantung pada Ka dan Kb.
HCOO-(aq) + H2O(l) qe HCOOH(aq) + OH-(aq)
Contoh: Zn(NO2)2, CH3COONH4, Fe3(PO4)2. B.
basa
HIDROLISIS GARAM
Hidrolisis garam dari asam lemah dan basa lemah terhidrolisis sempurna/total, dan garam sifatnya bergantung pada Ka dan Kb.
Hidrolisis garam adalah reaksi peruraian yang terjadi antara kation dan anion garam dengan air dalam suatu larutan.
Contoh:
Hidrolisis garam:
terhidrolisis terhidrolisis
1) Menghasilkan asam dan basa pembentuk garam.
Zn(NO2)2(aq) + 2H2O(l) qe Zn(OH)2(aq) + 2HNO2(aq)
2) Kation dan anion dari asam-basa kuat tidak dapat terhidrolisis karena terion sempurna.
1) Jika Ka = Kb , maka garam bersifat netral. 2) Jika Ka > Kb , maka garam bersifat asam.
3) Garam tidak terhidrolisis jika tidak ada kation maupun anion yang bereaksi. 4) Garam terhidrolisis sebagian jika salah satu kation atau anion bereaksi. 5) Garam terhidrolisis sempurna jika kation dan anion bereaksi. Hidrolisis garam dari asam kuat dan basa kuat tidak terhidrolisis, dan garam bersifat netral.
Contoh: terion
3) Jika Kb > Ka , maka garam bersifat basa. C.
PH LARUTAN GARAM
pH larutan garam dari asam dan basa kuat yang tepat habis bereaksi adalah pH = 7. pH larutan garam dari asam dan basa bukan kuat dihitung dengan tetapan hidrolisis (Kh), dan tetapan ionisasi asam dan basa (Ka dan Kb). Garam dari asam kuat dan basa lemah bersifat asam atau pH < 7.
terion
Konsentrasi H+ +
KCl(aq) + H2O(l) qe K
(aq)
-
+ OH (aq) +H
+
Tetapan hidrolisis
-
(aq) + Cl (aq)
[H+] =
netral Cl-(aq) + H2O(l) sd K+(aq) + H2O(l) sd
[H+] =
√ Kh × Mg
Kh =
Kw Kb
Kw × Mg Kb
Hidrolisis garam dari asam kuat dan basa lemah terhidrolisis sebagian (kation), dan garam bersifat asam.
LARUTAN GARAM
1
materi78.co.nr
KIM 3
Jika garam berasal dari kation atau anion yang salah satunya bervalensi dua, maka:
[H+] =
Kw × 2. Mg
[H+] =
√ Kh × 2. Mg
Kb
Garam dari basa kuat dan asam lemah bersifat basa atau pH > 7. Konsentrasi OH[OH-] =
[OH-] =
Tetapan hidrolisis
√ Kh × Mg
Kw
Kh =
Ka
Kw × Mg Ka
Jika garam berasal dari kation atau anion yang salah satunya bervalensi dua, maka:
[OH-] =
[OH-) =
√ Kh × 2. Mg
Kw × 2. Mg Ka
Garam dari asam lemah dan basa lemah: Jika Ka = Kb
Maka garam bersifat netral atau pH = 7. Jika Ka > Kb
Maka garam bersifat asam atau pH < 7. [H+] =
Kw × Ka Kb
Jika Kb > Ka
Maka garam bersifat basa atau pH > 7.
[OH-] =
Kw × Kb Ka
Derajat hidrolisis adalah derajat yang menunjukkan tingkat kesempurnaan hidrolisis.
=
α
Kw
Ka × Mg
=
Kw
Kb × Mg
LARUTAN GARAM
2
materi78.co.nr
KIM 1
Ikatan Kimia A.
Atom Mg berikatan dengan atom Cl,
PENDAHULUAN
Konfigurasi:
Ikatan kimia adalah ikatan antara atom-atom untuk membentuk senyawa, sehingga mencapai kestabilan. Atom yang belum stabil menginginkan dirinya agar stabil seperti unsur gas mulia. Oleh karena itu, untuk mencapai kestabilan, suatu atom membentuk konfigurasi gas mulia, yaitu:
1) Duplet, memiliki elektron valensi 2, seperti He.
19Cl
:2.8.7
Cl akan membentuk ion negatif dan menerima elektron dari Na agar mencapai kestabilan.
Mg
Mg2+ + 2e
2.8
Cl + e
Cl-
2.8.8
Reaksi yang dapat dituliskan:
Ikatan kimia terdiri dari tiga jenis: ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam. IKATAN ION
Mg
Mg2+ + 2e
2Cl + 2e
2Cl-
Rumus molekul:
Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi:
serah
Mg akan membentuk ion positif dan memberi elektron kepada Cl agar mencapai kestabilan.
Karena kedua atom muatannya tidak seimbang, maka hasil akhir dari ikatan dibutuhkan dua atom Cl untuk menerima 2 elektron atom Mg.
Namun, kadang-kadang terjadi penyimpangan oktet, dimana elektron valensi jumlahnya lebih dari 8, namun atom tetap stabil.
1) Berdasarkan elektron.
:2.8.2
Reaksi yang dapat dituliskan:
2) Oktet, memiliki elektron valensi 8, seperti Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
B.
12Mg
Mg2+ + 2Cl -
terima/perpindahan
MgCl2
Hasil akhir adalah terbentuknya senyawa MgCl 2 yang stabil.
2) Antara ion positif dan ion negatif.
Atom Ca berikatan dengan atom S,
3) Antara unsur logam dan non-logam.
Konfigurasi:
4) Antara unsur golongan IA dan IIA (+) dan golongan VIA dan VIIA (-).
20Ca
:2.8.8.2
Ca akan membentuk ion positif dan memberi elektron kepada S agar mencapai kestabilan.
16S
:2.8.6
S akan membentuk ion negatif dan menerima elektron dari Ca agar mencapai kestabilan.
Contoh senyawa ion antara lain: NaCl, MgCl 2, CaCl2, KOH, KCl, dll. Jalan terjadinya ikatan ion:
Contoh: Atom Na berikatan dengan atom Cl, Konfigurasi: 11Na
:2.8.1
:2.8.7
19Cl
Cl akan membentuk ion negatif dan menerima elektron dari Na agar mencapai kestabilan.
Reaksi yang dapat dituliskan: Na+ + e
2.8
Cl + e
Cl-
2.8.8
Rumus molekul: -
Na + Cl
Ca
Ca2+ + 2e
2.8.8
S + 2e
S2-
2.8.8
Rumus molekul: Ca2+ + S2-
CaS
Hasil akhir adalah terbentuknya senyawa CaS yang stabil. C.
IKATAN KOVALEN
Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi:
Na
+
Reaksi yang dapat dituliskan:
Na akan membentuk ion positif dan memberi elektron kepada Cl agar mencapai kestabilan.
NaCl
Hasil akhir adalah terbentuknya senyawa NaCl yang stabil.
1) Berdasarkan pemakaian pasangan elektron bersama. 2) Antara unsur non-logam dan non-logam. 3) Ikatan kovalen terdiri dari tiga jenis: ikatan kovalen biasa, ikatan kovalen rangkap, ikatan kovalen koordinat.
IKATAN KIMIA
1
materi78.co.nr
KIM 1
Ikatan kovalen dituliskan menggunakan rumus Lewis dan rumus bangun/struktur molekul.
a. Garis satu (−) melambangkan ikatan kovalen biasa.
1) Rumus Lewis (rumus elektron)
b. Garis dua (=) atau tiga ( ≡) melambangkan ikatan kovalen rangkap.
Rumus Lewis menggambarkan bagaimana keadaan elektron-elektron valensi atomatom saling berpasangan dan saling berikatan secara kovalen. 2) Rumus bangun (struktur molekul)
c. Tanda panah ( d) melambangkan ikatan kovalen koordinat. Contoh senyawa kovalen antara lain: H2O, HF, HCl, CO2, NH3, Cl2, I2, Br2, O2, dll.
Rumus bangun menggambarkan bagaimana cara ikatan kovalen yang digunakan atomatom. IKATAN KOVALEN BIASA Ikatan kovalen biasa adalah ikatan kovalen yang jumlah pemakaian elektron bersamanya adalah satu pasang. Hidrogen klorida (HCl) Konfigurasi
Air (H2O)
1H
:1
•
17Cl
: 2 . 8. 7
x
H Cl
Rumus Lewis
:1
•
7N
:2.5
x
H N H H H – N – H | H
Rumus bangun
•
8O
:2.6
x
H O H H – O – H Metana (CH4)
1H
Rumus Lewis
:1
Rumus bangun
Amonia (NH3) Konfigurasi
1H
Rumus Lewis
H – Cl
Rumus bangun
Konfigurasi
Konfigurasi
1H
:1
•
6C
:2.4
x
H H C H H
Rumus Lewis
H | H – C – H | H
Rumus bangun
IKATAN KOVALEN RANGKAP Ikatan kovalen rangkap adalah ikatan kovalen yang jumlah pemakaian elektron bersamanya lebih dari satu pasang. Oksigen (O2) Konfigurasi
8O
:2.6
Nitrogen (N2) Konfigurasi
7N
:2.5
Rumus Lewis
O O
Rumus Lewis
N N
Rumus bangun
O=O
Rumus bangun
N ≡ N
IKATAN KIMIA
2
materi78.co.nr
KIM 1 IKATAN KOVALEN KOORDINAT
Ikatan kovalen koordinat adalah ikatan kovalen yang pemakaian elektron bersamanya hanya berasal dari satu atom. Amonium (NH4+)
Amino boron trifluorida (BF3NH3)
Rumus Lewis
H + H N H H
Rumus bangun
H | H – N→H | H
NH3 + H+ NH4+ NH3 dan H+ menggunakan elektron valensi bebas dari NH 3 bersama. Asam sulfat (H 2SO4)
Rumus Lewis
O HO S OH O
H F H N B F H F
Rumus Lewis
H F | | H – N →B – F | | H F
Rumus bangun
BF3 + NH3 BF3NH3 BF3 dan NH3 menggunakan elektron valensi bebas dari NH 3 bersama. Asam nitrat (HNO3)
O Rumus Lewis
O
↑ Rumus bangun
H – O – S – O – H ↓
Rumus bangun
H O N O O || H – O – N
↓
O D.
KEPOLARAN
O 2) Senyawa kovalen non-polar
Kepolaran senyawa adalah perilaku suatu zat yang menyerupai medan magnet, yaitu terdapat kutub sementara yang disebut dipol.
Adalah senyawa kovalen yang dibentuk oleh dua unsur sama, dimana keelektronegatifan pasti sama.
Kepolaran senyawa terdapat pada senyawa kovalen, dan dibagi menjadi dua, yaitu:
Contoh: H2, Cl2, O2, N2, dan senyawa poliatomik lainnya.
1) Senyawa kovalen polar Adalah senyawa kovalen yang dibentuk oleh dua unsur berbeda, dimana keelektronegatifan pasti berbeda, sehingga menghasilkan dipol.
Tingkat kepolaran senyawa dinyatakan dalam momen dipol dalam satuan Coulumb meter. Senyawa non-polar memiliki momen dipol nol.
Contoh: HCl, HBr, HI, H 2O.
IKATAN KIMIA
3
materi78.co.nr E.
KIM 1
PERBEDAAN IKATAN ION DAN KOVALEN
Senyawa ionik dan kovalen memiliki beberapa perbedaan sifat, antara lain: Sifat
Senyawa ionik
Senyawa kovalen
Titik leleh dan titik didih
tinggi
rendah
Wujud keadaan kamar
padat
padat, cair, dan gas
Volatilitas (kemudahan menguap)
non-volatil
volatil
Kelarutan pada pelarut polar
larut (pada air)
tidak larut
Kelarutan pada pelarut non-polar
tidak larut
larut
Daya hantar listrik larutan
menghantar
menghantar
Daya hantar listrik lelehan
menghantar
tidak menghantar
F.
IKATAN LOGAM
Ikatan logam adalah ikatan yang terjadi:
1) Antar atom-atom unsur logam. 2) Antara elektron valensi membentuk lautan valensi.
logam
yang
Unsur logam kulit terluarnya relatif longgar, karena memiliki sedikit elektron valensi. Elektron valensi tersebut mengalami delokalisasi. Delokalisasi adalah keadaan dimana posisi elektron tidak tetap dan berpindah-pindah, sehingga berbaur menyerupai awan/lautan valensi. Awan/lautan valensi tersebut bertindak sebagai perekat atom logam yang saling tarik-menarik dan berdekatan satu sama lain. Ikatan logam menjadikan logam:
1) Keras namun lentur. 2) Tidak mudah patah meski ditempa. 3) Titik leleh dan titik didih yang tinggi. 4) Konduktor listrik dan panas yang baik.
IKATAN KIMIA
4
materi78.co.nr
KIM 4
Hidrokarbon A.
PENDAHULUAN
Hidrokarbon adalah senyawa organik yang mengandung atom karbon (C) dan hidrogen (H). Perbedaan senyawa organik dan anorganik:
Berdasarkan bentuk rantai hidrokarbon terbagi menjadi:
karbon,
1) Hidrokarbon alifatik , bentuk rantai karbon memanjang atau terbuka.
Senyawa organik
Senyawa anorganik
atom karbon sebagai atom pusat
atom selain karbon sebagai atom pusat
H H H | | | H – C – C – C – H | | | H H H
ikatan kovalen nonpolar
umumnya ikatan ion
Contoh: homolog alkana, alkena dan alkuna.
kurang reaktif (kecuali pembakaran)
reaktif
mudah terbakar/ terurai (gosong)
tidak mudah terbakar/terurai
larut dalam pelarut non-polar dan organik
larut dalam pelarut polar dan anorganik
titik cair dan didih rendah
titik cair dan didih tinggi
Contoh: C 2H5OH, C6H12O6, CH4, C2H6, C2H2, C6H6, CCl4
Contoh: CO2, H2O, CaCO3, KOH, NaCl, LiMnO4
2) Hidrokarbon alisiklik , bentuk rantai karbon cincin melingkar.
Keistimewaan atom karbon sebagai penyusun utama senyawa organik:
1) Terletak pada golongan IVA sehingga memiliki elektron valensi 4 yang dapat membentuk 4 ikatan kovalen. 2) Terletak pada periode 2 sehingga memiliki jari-jari atom yang relatif kecil, sehingga memiliki ikatan kovalen yang kuat. Berdasarkan homolog (keluarga), hidrokarbon terbagi menjadi alkana, alkena dan alkuna. Berdasarkan ikatan atom karbon, hidrokarbon terbagi menjadi:
1) Hidrokarbon jenuh, atom karbonnya seluruhnya adalah ikatan tunggal. H H H | | | H – C – C – C – H | | | H H H
H H | | H – C – C – H | | H – C – C – H | | H H Contoh: homolog sikloalkana. 3) Hidrokarbon aromatik , karbon cincin konjugat. H
bentuk
rantai
H C – C
H – C
C – H C= C
H
H
Contoh: benzena (C 6H6). FUN FACT Logo SMA Negeri 78 Jakarta berbentuk seperti struktur benzena (C 6H6) yang memiliki Mr (massa molekul relatif) 78.
Pada rantai karbon, terdapat empat macam atom karbon.
1o CH3 1o CH3 | o | 1o 1o 4 CH3 — C — CH2 — CH — CH3 2o 3o | 1o CH3
Contoh: homolog alkana dan sikloalkana.
1) Atom C primer (1o), adalah atom karbon yang berikatan dengan 1 atom karbon lain.
2) Hidrokarbon tak jenuh, atom karbonnya memiliki setidaknya satu ikatan rangkap.
2) Atom C sekunder (2o), adalah atom karbon yang berikatan dengan 2 atom karbon lain.
H H | | H – C – C = C – C – H | | | | H H H H Contoh: homolog alkadiena.
alkena,
alkuna
3) Atom C tersier (3o), adalah atom karbon yang berikatan dengan 3 atom karbon lain. 4) Atom C kuartener (4o), adalah atom karbon yang berikatan dengan 4 atom karbon lain. dan
HIDROKARBON
1
materi78.co.nr B.
KIM 4 a.
HIDROKARBON
Hidrokarbon rantai lurus menurut aturan IUPAC: Atom C
Nama
Atom C
Nama
1
met-
6
heks-
2
et-
7
hept-
3
prop-
8
okt-
4
but-
9
non-
5
pent-
10
dek-
Alkana adalah hidrokarbon alifatik jenuh dengan rumus umum:
Jika terdapat >1 rantai utama, pilih rantai utama dengan cabang terbanyak. b. Pada sikloalkana, rantai utama adalah rantai alisikliknya. 2) Cabang diberinama dengan nama gugus alkil, dan jika tidak dapat memenuhi aturan IUPAC dapat menggunakan nama trivial. 3) Posisi cabang ditentukan dengan penomoran atom karbon rantai utama.
CnH2n+2
Ketentuan penomoran:
Rumus
Nama
Rumus
Nama
CH4
metana
C4H10
butana
C2H6
etana
C5H12
pentana
C3H8
propana
C6H14
heksana
a.
b. Pada alkena dan alkuna , penomoran dimulai dari atom C yang paling dekat dekat ikatan rangkap.
CnH2n Rumus
Nama
Rumus
Nama
-
-
C4H8
butena
C2H4
etena
C5H10
pentena
C3H6
propena
C6H12
heksena
Alkuna adalah hidrokarbon alifatik tidak jenuh dengan 1 ikatan rangkap tiga dan rumus umum:
CnH2n-2
Pada alkana, penomoran dilakukan sedemikian rupa sehingga cabang memiliki nomor kecil.
Jika tidak memiliki cabang, nama rantai utama diberi n-.
Alkena adalah hidrokarbon alifatik tak jenuh dengan 1 ikatan rangkap dua dan rumus umum:
Jika penomoran dari kedua sisi sama saja, maka penomoran dimulai dari sisi yang cabangnya paling banyak. c.
Pada sikloalkana, penomoran dilakukan jika cabang berjumlah >1, dan dilakukan searah jarum jam.
4) Posisi ikatan rangkap juga ditentukan dengan angka. 5) Cabang sejenis yang jumlahnya >1 cukup ditulis sekali, namun diberi indeks (di-, tri-, tetra-, dst.).
Rumus
Nama
Rumus
Nama
-
-
C4H6
butuna
C2H2
etuna
C5H8
pentuna
C3H4
propuna
C6H10
heksuna
6) Jika terdapat lebih dari satu macam jenis cabang, maka urutan penamaan cabang diurut berdasarkan abjad (sebelum diberi indeks, sek-, ters-, dan neo-).
Bentuk lain dari ketiga homolog hidrokarbon:
Gugus alkil adalah cabang dengan rumus umum:
1) Sikloalkana, alkana yang membentuk hidrokarbon alisiklik jenuh, rumus umum:
CnH2n 2) Alkadiena, alkena yang memiliki 2 ikatan rangkap dua, rumus umum:
CnH2n-2 C.
Pada alkena, alkuna dan alkadiena , rantai utama harus mengandung ikatan rangkap.
TATA NAMA HIDROKARBON
Aturan penamaan IUPAC hidrokarbon:
1) Penamaan didasarkan atas rantai utama/ induk. Rantai utama adalah rantai karbon terpanjang yang dapat dibuat.
CnH2n+1 Macam-macam gugus alkil (cabang): Rumus
CH3 –C2H5 –C3H7 –C4H9 –C5H11 –CH–CH3 | CH3 – CH2–CH–CH3 | CH3 –
HIDROKARBON
Nama metil etil propil butil pentil/ amil
metil etil n-propil n-butil n-pentil
isopropil
1-metiletil
isobutil
2-metilpropil
2
materi78.co.nr
KIM 4
CH–CH2–CH3 | CH3
D.
–
CH3 | – CH–CH3 | CH3
sekbutil
1-metilbutil
tersbutil
1,1-dimetiletil
KEISOMERAN HIDROKARBON
Isomer adalah senyawa-senyawa yang memiliki rumus struktur/rumus bangun berbeda namun rumus molekulnya sama. Keisomeran hidrokarbon terdiri dari:
CH2–CH2–CH–CH3 | isoamil CH3 – CH–CH2–CH2–CH3 | sekamil CH3
3-metilbutil
1) Isomer struktur, isomer yang terjadi akibat perbedaan struktur molekul.
1-metilbutil
2) Isomer ruang, isomer yang terjadi akibat perbedaan sudut pandang/ruang molekul.
–
CH3 | – C–CH2–CH3 | CH3 CH3 | –CH2–C–CH3 | CH3
Isomer
1,1-dimetil propil
tersamil
2,2-dimetil propil
neoamil
Contoh: CH3 C2H5 4 | |5 CH3 — C — CH— CH — CH2 — CH2 — CH3 | |3 CH3 CH — CH3 | CH2— CH3 1
4-tersbutil-5-etil-3-metiloktana CH3 CH2 — CH3 1 |6 |4 = = CH — CH2 — C — CH2 — CH CH2 | | CH3 CH3 2
3
Homolog
Struktur
Rantai/ rangka
beda rantai utama/induk
Posisi
beda posisi ikatan rangkap atau cabang
Fungsi
alkena-sikloalkana, beda homolog, namun alkuna-alkadiena, sama rumus umum turunan h.k.
seluruh hidrokarbon
Ruang
Geometri
beda posisi gugus di sekitar ikatan rangkap
alkena
Optis
beda pemutar polarimetri
turunan h.k.
Isomer suatu rumus molekul tidak memiliki keteraturan atau pola, dan banyak diantaranya belum tentu dapat terbentuk. Jumlah isomer 10 suku pertama alkana:
4-etil-4,6-dimetil-1-heptena 1
Perbedaan
5
Rumus
Isomer
Rumus
Isomer
CH4
1
C6H14
5
C2H6
1
C7H16
9
CH3 — CH — C ≡≡ C — CH — CH3 | | C2H5 CH3 2,5-dimetil-3-oktuna
C3H8
1
C8H18
18
C4H10
2
C9H20
35
CH2— CH —CH3
C5H12
3
C10H22
75
3
CH | C2H5 1-etil-3-metilsiklopropana 1
1
2
3
CH2 == C — C == CH2 | CH2— CH3
Pada isomer rantai , dua buah rumus bangun memiliki rumus molekul yang sama namun rantai utama yang berbeda. Contoh isomer rantai: Alkana, contoh: berikut ini isomer rantai C 7H16,
1.
n-heptana (rantai utama C 7)
2.
2-metilheksana (rantai utama C 6)
3.
3-etilpentana (rantai utama C 5)
4.
2,2,3-trimetilbutana (rantai utama C 4)
2-etil-1,3-butadiena Penulisan rumus bangun hidrokarbon dapat dipersingkat menggunakan garis-garis.
1) Garis lurus mewakili 1 ikatan antara dua atom karbon. 2) Ujung dan pangkal garis adalah atom karbon. 3) Atom karbon yang masih memiliki sisa ikatan kovalen berarti mengikat atom H.
HIDROKARBON
3
materi78.co.nr
KIM 4
Alkena, contoh: berikut ini isomer rantai C 6H12,
Berdasarkan cabang,
1.
1.
3.
1-heksena (rantai utama C 6)
2.
2-metil-1-pentena (rantai utama C5)
2-etil-1-butena (rantai utama C 4)
1-heksuna (rantai utama C 6)
Berdasarkan ikatan rangkap,
2.
3-metil-1-pentuna (rantai utama C5)
1.
1-heksuna
3.
3-heksuna
2.
2-heksuna
Berdasarkan cabang, 1.
3.
3-metil-1-pentena
Alkuna, contoh: berikut ini adalah isomer posisi dari C6H10,
Alkuna, contoh: berikut ini isomer rantai C 6H10,
1.
2-metil-1-pentena 2.
3-metil-1-pentuna 2.
4-metil-1-pentuna
3,3-dimetil-1-butuna (rantai utama C 4)
Pada isomer posisi, dua buah rumus bangun memiliki rantai utama yang sama namun posisi atau jenis cabang yang berbeda.
Pada isomer fungsi, dua buah rumus bangun memiliki rumus umum yang sama namun homolog (keluarga) yang berbeda. Contoh isomer fungsi:
Senyawa dengan rumus molekul C 6H12, misalnya
Contoh isomer posisi:
atau
Alkana, contoh: berikut ini isomer posisi C 7H16,
Pada rantai utama C 6 (rantai heksana), 1.
2-metilheksana
2.
3-metilheksana
3-metil-1pentena
1-heksena dengan:
Pada rantai utama C 5 (rantai pentana), 1.
3.
2,2-dimetilpentana 2.
3,3-dimetilpentana 4.
1.
sikloheksana
3.
etilsiklobutana
2.
1,2,3-trimetil siklopropana
2,3-dimetilpentana
3-etilpentana
Senyawa dengan rumus molekul C 6H8, misalnya atau
Alkena, contoh: berikut ini isomer posisi C 6H12,
Berdasarkan posisi ikatan rangkap, 1.
1-heksena
2.
1-heksuna
2-heksena
4-metil-2-pentuna
dengan: 1. 3.
1,2-heksadiena
2.
1,3-heksadiena
3-heksena
HIDROKARBON
4
materi78.co.nr
3.
KIM 4
4-metil-1,2pentadiena
4.
2,3-dimetil-1,3butadiena
Reaksi pembakaran terjadi pada homolog alkana, alkena dan alkuna. Makin tinggi suku, maka O2 yang dibutuhkan makin banyak. Contoh reaksi pembakaran:
a. Pada isomer geometri, dua buah rumus bangun memiliki nama yang sama. Hal ini disebabkan oleh ikatan rangkap yang tidak dapat memutar posisi gugus-gugus di sekitarnya.
2) Reaksi substitusi /halogenasi Adalah reaksi penggantian 1 atom H dengan unsur lain (biasanya halogen).
Untuk membedakannya , kedua rumus bangun diberi notasi cis- dan trans-.
Reaksi substitusi terjadi pada homolog alkana.
3+2
CH4
2) Bentuk trans, gugus yang sama terletak berseberangan.
H | H – C – H | H
CH3 — CH
CH3
= =
CH3
H
C == C H
C == C H
H
CH3 trans-2-butena
cis-2-butena 2-pentena (C5H10) CH3 — CH
CH3
= =
C2H5
CH— C2H5
CH3
C == C H
H
cis-2-pentena
H
C2H5
trans-2-pentena
SIFAT-SIFAT FISIS HIDROKARBON
Sifat-sifat fisis hidrokarbon berbeda-beda tergantung struktur molekulnya. Sifat fisis
T.L. dan T.D.
Cl2
Keterangan
>> jumlah atom C/Mr << jumlah cabang
Massa jenis
>> jumlah atom C/Mr
Volatilitas
<< jumlah atom C/Mr
Kepolaran
non-polar
Kelarutan
larut dalam pelarut non-polar
REAKSI-REAKSI HIDRO KARBON
Hidrokarbon hanya reaktif terhadap senyawa non-polar dan pada suhu tinggi.
Cl – Cl
+
H | H – C – Cl | H
HCl H – Cl
CCl 4 + 4HCl (tetraklorometana) CH4 + 4Cl d 2 CF 2 Cl 2 + 2HF (freon) CH2Cl2 + 2F d 2
3) Reaksi adisi Adalah reaksi penjenuhan/pemutusan ikatan rangkap oleh H 2, X2 (halogen) atau HX (asam halida). 5
Reaksi adisi terjadi karena salah satu ikatan pada ikatan rangkap (ikatan π) bersifat lemah, mudah putus dan reaktif. Reaksi adisi terjadi pada homolog alkena dan alkuna. Homolog alkuna membutuhkan pereaksi 2 kali lipat dari alkena.
Pada reaksi adisi dengan HX berlaku aturan Markovnikov tentang arah adisi: Atom H dari HX berikatan pada atom C ikatan rangkap yang telah lebih banyak mengikat atom H (kaya makin kaya). Jika sama, maka atom X dari HX akan berikatan pada atom C ikatan rangkap yang sisinya telah lebih banyak mengikat atom H (lebih positif). Contoh reaksi adisi: H
CH3 – CH = CH2 + H 2 d
Reaksi-reaksi hidrokarbon terdiri dari:
|
H |
CH3—CH—CH2
C2H5 – CH = CH – CH3 + HBr d
1) Reaksi pembakaran Adalah reaksi redoks dengan pembakaran menggunakan O 2. CxH y + O2
CH3Cl
d
3+2
C == C H
+
CH3Cl + Cl d CH2Cl2 + HCl 2
CH— CH3
CH3
4+1
Contoh reaksi substitusi:
1) Bentuk cis, gugus yang sama ada pada satu sisi.
2-butena (C4H8)
F.
b. Pembakaran tidak sempurna , menghasilkan C (jelaga), CO, CO 2 dan H 2O.
Syarat isomer geometri adalah terdapat minimal dan maksimal dua gugus yang sama di sekitar ikatan rangkap.
Contoh isomer geometri:
E.
Pembakaran sempurna, menghasilkan CO2 dan H 2O.
Br
jalan
|
H |
C2H5 —CH— CH—CH3
CO2 + H2O
HIDROKARBON
5
materi78.co.nr
KIM 4 H
CH3 – C ≡ CH
+ H2
d
|
CH3—C == CH H
H |
|
CH3 – C ≡ CH
+ 2H2 d
CH3— C
CH
—
H
H
Br
Br
CH3 — C
7) Reaksi polimerisasi
|
|
Adalah reaksi penggabungan molekul kecil (monomer) menjadi molekul besar (polimer).
|
|
CH3 – C ≡ CH + Br2 + F d 2
Reaksi isomerisasi terjadi pada homolog alkana, alkena dan alkuna. Reaksi isomerisasi terjadi pada suhu dan tekanan tinggi dengan bantuan katalis.
H
|
—
|
F
Reaksi polimerisasi terjadi pada homolog alkena dan alkuna. Reaksi polimerisasi memutuskan ikatan rangkap dan menghasilkan polimer.
CH |
F
4) Reaksi eliminasi Adalah reaksi pembentukan ikatan rangkap dengan melepas dua gugus di sekitar 2 atom C yang berikatan, dan melepas H 2, X2 atau HX. Reaksi eliminasi menggunakan dehidrator berupa H2SO4 pekat pada suhu 180 oC. 5
3+2
(akan dipelajari di bagian Polimer) G.
SUMBER DAN K EGUNAAN HIDROKARBON
Alkana bersumber dari minyak bumi dan batu bara (seluruh suku) dan gas alam (suku rendah). (akan dipelajari di bagian Bahan Bakar Fosil)
Kegunaan alkana antara lain:
Reaksi eliminasi terjadi pada homolog alkana.
1) Bahan bakar.
Pada reaksi eliminasi HX berlaku aturan Saytzeff tentang arah eliminasi.
2) Bahan baku industri dan senyawa lain.
Atom H yang tereliminasi adalah yang terikat pada atom C yang mengikat lebih sedikit atom H (miskin makin miskin). Contoh reaksi eliminasi:
CH3 – CH2 – CH3 H |
H |
dapat ditulis
H2SO4
sssd
CH3— CH—CH2
CH3 – CHBr – CH3 Br |
H |
CH3 – CH = CH2 + H2
dapat ditulis
H2SO4
sssd
CH3— CH—CH2
CH3 – CH = CH2 + HBr
5) Reaksi perengkahan (cracking ) Adalah reaksi pemutusan rantai karbon menjadi rantai-rantai yang lebih pendek. 5
4+3+2+1
Reaksi perengkahan terjadi pada homolog alkana. Reaksi perengkahan alkana menghasilkan alkena, alkuna, dan H 2.
3) Sumber hidrogen. 4) Pelumas mesin. 5) Pencucian kering ( dry cleaning ). 6) Pelarut non-polar. Alkena sangat sulit didapat dari alam dan kebanyakan bersumber dari reaksi perengkahan alkana. Kegunaan alkena adalah untuk bahan baku industri dan senyawa lain, misalnya plastik, karet sintesis, alkohol, dan insektisida. Alkuna dapat ditemukan di gas rawa, minyak bumi, dan batu bara, dan kebanyakan bersumber dari reaksi perengkahan alkana. Kegunaan alkuna, antara lain:
1) Bahan bakar obor. 2) Las karbid dan pemotongan logam. 3) Bahan baku untuk senyawa lain, misalnya etanol, asam asetat, dan vinilklorida.
Reaksi perengkahan terjadi melalui cara:
a.
Thermal cracking /pirolisis (suhu dan tekanan tinggi tanpa O 2).
b. Catalytic cracking (katalis SiO2 atau Al 2O3). Contoh reaksi perengkahan:
C30H62 d C7H16 + C 8H19 + C 10H20 + C4H8 C10H22 d C8H18 + C 2H4 C4H10 d C4H8 + H2 6) Reaksi isomerisasi (reforming ) Adalah reaksi penyusunan isomer rantai lurus menjadi rantai bercabang.
HIDROKARBON
6
materi78.co.nr
KIM 3
Sifat Koligatif Larutan A.
Jawab:
PENDAHULUAN
Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak bergantung kepada jenis zat, tetapi hanya bergantung pada konsentrasi larutan. Sifat koligatif terdiri dari penurunan tekanan uap jenuh (ΔP), kenaikan titik didih larutan ( ΔTb), penurunan titik beku larutan ( ΔTf), dan tekanan osmotik larutan (π). B.
KONSENTRASI LARUTAN
a.
M = 0,05 : 2 = 0,025 M b. 100. 0,025 = 500. M 2 c.
Molaritas (M) adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutannya.
V
M=
K × 10 mm
Molalitas (m) adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 kg pelarutnya.
(kg/L) K = persen kadar zat terlarut mm = massa molar/Ar/Mr (kg)
Contoh: Suatu larutan HNO3 berkadar 94,5% bermassa jenis 1,25 gr/mL. Hitunglah:
dan
b. Jumlah air yang harus ditambah ke dalam 100 mL HNO 3 agar M-nya menjadi 3 M Jawab: M=
63
= 18,75 M
4 gr NaOH dilarutkan dalam 400 gr air, tentukan molalitas larutan tersebut. Jawab:
Fraksi mol (X) adalah perbandingan jumlah mol zat X dengan total mol yang ada dalam larutan. Xt =
nt
Xp =
nt +np
np nt +np
Xt = fraksi mol terlarut X = fraksi mol elarut
Hubungan fraksi mol terlarut dengan pelarut: Xt + Xp = 1
Sebanyak 7,1 gr Na 2SO4 (Mr = 142) dimasukkan ke dalam 36 gr air. Hitunglah fraksi mol Na 2SO4, air, Na+ dan X SO 42-. Jawab: n H2O = 36 : 18 = 2 mol n Na+ = 0,1 mol X Na2SO4 =
n SO42- = 0,05 mol 0,05 0,05+2
b. X H2O = 1 – 0,024 V2 = 625 mL
Vair = V2 – V1
Vair = 525 mL
Contoh: 4,9 gr H2SO4 dilarutkan dalam 2 L air, tentukan: Molaritas mula-mula
b. Kemolaran jika 100 mL larutan ini ditambah 400 mL air c.
Contoh:
a.
b. 100. 18,75 = V 2. 3
a.
p
n Na2SO4 = 7,1 : 142 = 0,05 mol
Kemolaran larutan
1,25×94,5×10
m = molalitas (m) n = jumlah mol terlarut (mol) p = massa pelarut (kg)
n
Contoh:
M1.V1 = M2.V2
a.
m=
ρ = massa jenis larutan
Kemolaran larutan dapat diubah dengan ditambahkan zat terlarut atau ditambahkan pelarut, dan berlaku rumus pengenceran:
a.
4
m = 0,1 : 0,4 = 0,25 m
Molaritas larutan juga dapat diketahui dari kadar zat terlarut, dapat dirumuskan: ρ ×
Vtot
2. 0,025+0,5. 0.005
=
n = 4 : 40 = 0,1 mol
M = molaritas (M) n = jumlah mol terlarut (mol) V = volume pelarut (L)
n
M=
M1 .V1 +M2 .V2
Mcamp =
M2 = 0,005 M
Mcamp = 0,013125 M
Konsentrasi larutan adalah besaran yang menyatakan jumlah zat terlarut. Konsentrasi larutan dapat dinyatakan dalam molaritas (M), molalitas (m), fraksi mol (X) dan kadar (%).
n = 4,9 : 98 = 0,05 mol
Kemolaran jika larutan a dicampur larutan b sampai 4 L
X Na2SO4 = 0,024 X H2O = 0,976 +
c.
X Na+ = X Na+ =
n Na +
n Na +n SO4 0,1
2+
+n Na2 SO4
= 0,5
0,1+0,05+0,05
d. X SO42- = X SO42- =
2n SO4 2+ n Na +n SO4 +n Na2 SO4
0,05
= 0,25
0,1+0,05+0,05
SIFAT KOLIGATIF LARUTAN
1
materi78.co.nr
KIM 3
Kadar zat terlarut (%) dapat berupa:
Contoh:
1) Kadar terlarut massa (% m⁄m)
Sebanyak 100 mL C 2H6O (ρ = 0,8 gr/mL) ditambahkan ke 400 mL air. Jika ρ larutan = 0,9 gr/mL, tentukan 4 macam kadar zat terlarutnya!
%m⁄m =
mt mt +mp
mt = massa terlarut mp = massa pelarut
Jawab: V etanol = 100 mL
2) Kadar terlarut volume (% VV) %VV =
Vt Vt +Vp
m etanol = 0,8 x 100 = 80 gr Vt = volume terlarut Vp = volume pelarut
V larutan etanol = 500 mL m larutan etanol = 0,9 x 500 = 450 gr
3) Kadar terlarut massa-volume (%mV) %mV =
a.
mt Vt +Vp
c.
P (mmHg) 760
B’
C.
Vt
80 500 100 450
x 100% = 20% x 100% = 16% x 100% = 22,2%
Diagram fase (P-T) menunjukkan sifat koligatif larutan berupa penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, dan penurunan titik beku.
mt +mp
B
C
PADAT Po ΔP
O
P
O’ GAS ΔTf
0 D.
%mV =
x 100% = 17,7%
DIAGRAM FASE (P-T)
CAIR
A
450
500
d. %Vm =
Adalah presentase volume terlarut dari massa total larutan.
80
100
b. %VV =
4) Kadar terlarut volume-massa (%Vm)
%Vm =
%m⁄m =
PENURUNAN TEKANAN UAP
Penurunan tekanan uap ( ΔP) adalah penurunan tekanan uap pelarut yang ditimbulkan oleh zat terlarut, pada suhu konstan. Tekanan uap larutan adalah tekanan yang ditimbulkan uap jenuh larutan. Uap jenuh terbentuk dalam suatu ruangan jika ruangan dipenuhi uap air sampai terjadi kesetimbangan antara air dengan uap air (laju penguapan = laju pengembunan).
ΔTb
C’
AO : kesetimbangan padat-gas pelarut (garis sublimasi) BO : kesetimbangan cair-padat pelarut (garis beku) CO : kesetimbangan cair-gas pelarut (garis didih) AO’: kesetimbangan padat-gas larutan (garis sublimasi) BO’: kesetimbangan cair-padat larutan (garis beku) CO’ : kesetimbangan cair-gas larutan (garis didih) O : titik tripel pelarut O’ : titik tripel larutan T (oC) 100
Semakin besar tekanan uap, semakin mudah suatu larutan menguap membentuk uap jenuh. Tekanan uap larutan didasarkan atas tekanan uap pelarut, yang dipengaruhi: 1) Konsentrasi terbalik)
zat
terlarut
2) Gaya tarik-menarik (berbanding terbalik) 3) Suhu dan energi (berbanding lurus)
SIFAT KOLIGATIF LARUTAN
(berbanding antar-partikel
kinetik
molekul
2
materi78.co.nr
KIM 3
Hukum Raoult menjelaskan bahwa fraksi mol pelarut mempengaruhi tekanan uap larutan.
Kenaikan titik didih ( ΔTb) adalah selisih titik didih larutan dengan pelarutnya pada P konstan. ΔTb = Tb l – Tbp
Plar = Xp × Po
ΔTb = kenaikan titik didih ( oC)
Plar = tekanan uap larutan (mmHg atau atm) Xp = fraksi mol pelarut Po = tekanan uap pelarut murni (mmHg atau atm)
Tbl = titik didih larutan (oC) Tbp = titik didih pelarut ( oC) Kb = tetapan kenaikan titik didih molal (oC/m) m = molalitas larutan (m)
Penurunan tekanan uap dapat dirumuskan: ΔP = Po – P
Penurunan titik beku ( ΔTf) adalah selisih titik didih pelarut dengan larutannya pada P konstan, dapat dirumuskan:
ΔP = Xt × Po
ΔP = penurunan tekanan uap (mmHg atau atm)
Xt = fraksi mol terlarut
ΔTf = Tf p – Tf l
Contoh: Diketahui X etanol adalah 0,25. Jika pada suhu tersebut tekanan uap air adalah 80 mmHg, tentukan P dan ΔP larutan.
Tfl = titik beku larutan ( oC) Tfp = titik beku pelarut ( oC) Kf = tetapan penurunan titik beku molal ( oC/m) m = molalitas larutan (m)
X pelarut = 0,75
Contoh:
P = 0,75 x 80 = 60 mmHg
Suatu larutan non-elektrolit mendidih pada suhu 100,2oC. Tentukan titik beku larutan, jika Kf air = 1,8oC/m, dan Kb air = 0,5 oC/m.
ΔP = 80 – 60 = 20 mmHg
E.
ΔTf = Kf × m
ΔTf = penurunan titik beku ( oC)
Jawab: X etanol = 0,25
ΔTb = Kb × m
KENAIKAN TITIK DIDIH DAN PENURUNAN
Jawab:
TITIK BEKU
ΔTb = 100,2 – 100 = 0,2 oC
Titik didih adalah titik dimana air mendidih, sedangkan titik beku adalah titik dimana air mulai membeku.
0,2 = 0,5 x m
m = 0,4 molal
ΔTf = 1,8 x 0,4 = 0,72 oC
Titik didih terjadi pada saat tekanan uap larutan sama dengan tekanan udara luar.
Tf = 0 – 0,72 = –0,72oC
Semakin rendah tekanan udara luar, maka semakin rendah titik didih, sehingga air lebih cepat mendidih di tempat tinggi.
Jika CH3COOH mendidih pada 80,2 oC, tentukan titik didih 2,56 gr naftalena (Mr = 128) dalam 400 gram asam cuka. (Kb cuka = 2,54 oC/m)
Perbedaan menguap dan mendidih:
Jawab:
Menguap
Mendidih
perubahan wujud air dari cair menjadi uap
naik dan pecahnya uap air ke permukaan air
terjadi di seluruh bagian air
terjadi di permukaan air
terjadi pada suhu berapapun
terjadi pada titik didih
Air memiliki titik didih normal 100 oC, karena pada suhu tersebut tekanan uap air sama dengan 760 mmHg atau 1 atm (tekanan udara di permukaan laut). Titik beku terjadi pada saat tekanan uap larutan sama dengan tekanan uap padat. Titik beku tidak terlalu dipengaruhi oleh tekanan udara luar.
Contoh:
n naftalena = 2,56 : 128 = 0,02 mol m = 0,02 : 0,4 = 0,05 molal ΔTb = 2,54 x 0,05 = 0,127 oC
Tb = 80,2 + 0,127 = 80,327oC F.
TEKANAN OSMOTIK LARUTAN
Osmosis adalah perpindahan air dari pelarut murni (hipotonik) ke larutannya (hipertonik) melalui membran semipermeabel. Osmosis menghasilkan dua buah sistem yang sama konsentrasi (isotonik). Tekanan osmotik adalah tekanan hidrostatik yang mempertahankan kesetimbangan osmotik larutan dengan pelarut murninya agar osmosis terhenti. Tekanan osmotik larutan dapat dirumuskan:
o
Air memiliki titik beku normal 0 C, karena pada suhu tersebut tekanan uap air sama dengan tekanan uap es.
π.V = n. R. T
π = M. R. T
SIFAT KOLIGATIF LARUTAN
3
materi78.co.nr
KIM 3
Contoh:
Jawab:
Tekanan osmotik darah manusia pada 36 oC adalah 7,725 atm. Berapa gram glukosa (Mr = 180) diperlukan untuk membuat 820 mL larutan glukosa yang isotonik dengan darah?
i = 1 + (2 – 1).0,8 = 1,8 a. ΔTb = 100,18 – 100 = 0,18 oC 0,18 = m x 0,5 x 1,8 m = 0,2 molal
Jawab:
Mr = 21 : 0,6 = 350 gr/mol
π darah = π glukosa
n=
7,725 × 0,82 0,082 × 309
b. ΔTf = 0,2 x 1,8 x 1,8 = 0,648 oC
= 0,25 mol
Tf = 0 – 0,648 = –0,648oC c.
m glukosa = 0,25 x 180 = 45 gram Osmosis balik adalah perpindahan pelarut dalam larutan ke pelarut murninya yang dibatasi membran semipermeabel. Osmosis balik terjadi jika pada permukaan larutan diberi tekanan yang melebihi tekanan osmotik. G.
FAKTOR VAN’T
m larutan = 300 + 21 = 321 gr V larutan = 321 : 0,642 = 500 mL n terlarut = 21 : 210 = 0,1 mol π =
0,1 × 0,082 × 400 0,5
Faktor van’t Hoff (i) adalah nilai yang mempengaruhi konsentrasi larutan pada perhitungan sifat koligatif larutan. Faktor van’t Hoff terdapat pada larutan elektrolit. Nilai faktor van’t Hoff: n = jumlah ion α = derajat ionisasi
= 6,56 atm
d. n pel = 300 : 18 = 16,6 mol n ter = 0,1 mol 16,6
x pel =
HOFF
i = 1 + (n – 1)α
n = 0,2 x 0,3 = 0,6 mol
16,6 + (0,1 × 1,8)
= 0,98
P = 0,98 x 80 = 78,4 mmHg Contoh: Sebanyak 1,8 gram M(OH) 2 dilarutkan dalam 100 mL air, dan mendidih pada 100,2 oC. Jika basa itu mengion 80%, hitung Ar logam pembentuk basa. Jawab: i = 1 + (3 – 1).0,8 = 1 + 1,6 = 2,6
Faktor van’t Hoff mempengaruhi jumlah mol zat terlarut dalam perhitungan sifat koligatif.
0,2 = 0,52 x m x 2,6
Rumus sifat koligatif untuk larutan elektrolit tunggal:
Mr M(OH)2 = 1,8 : 0,015 = 120 gr/mol
Penurunan tekanan uap Plar =
np np+nt ×i
Po
×
n = 0,15 x 0,1 = 0,015 mol
Ar M = 120 – (16 x 2 + 1 x 2) = 86 gr/mol Contoh:
ΔP =
nt×i np +nt×i
Po
×
Kenaikan titik didih dan penurunan titik beku ΔTb = Kb × m × i
m = 0,15 m
ΔTf = Kf × m × i
Tekanan osmotik π = M. R. T. i
Jika dianggap mengion sempurna, tentukan titik beku dan titik didih larutan 6,84 gram Al 2(SO4)3 dalam 800 mL air. (Ar Al = 27; S = 32, O = 16) Jawab: i = 1 + (5 – 1).1 = 5 n = 6,84 : 342 = 0,02 mol m = 0,02 : 0,8 = 0,025 molal ΔTb = 0,52 x 0,025 x 5 = 0,065 oC
Tb = 100 + 0,065 = 100,065 oC
Contoh:
ΔTf = 1,86 x 0,025 x 5 = 0,2325 oC
21 gram suatu elektrolit biner yang berada dalam 300 gr air ternyata mendidih pada suhu 100,18 oC. Jika elektrolit ini terion 80% (Kb air = 0,5 oC/m, Kf air = 1,8oC/m), tentukan:
Tf = 0 – 0,2325 = –0,2325oC
a.
1) Jika rumus menggunakan fraksi mol
Mr elektrolit
b. Titik beku larutan c.
Rumus sifat koligatif untuk larutan elektrolit campuran (i berbeda-beda):
Xp =
Tekanan osmotik larutan pada suhu 127 oC dan massa jenis larutan 0,642 gr/mL
d. Tekanan uap jika pada suhu 127 oC tekanan uap air adalah 80 mmHg
Xt =
np np +(n1 × i+ n2× i+…) (n1 × i+ n2 × i+…) np +(n1 × i+ n2 × i+…)
SIFAT KOLIGATIF LARUTAN
4
materi78.co.nr
KIM 3
2) Jika rumus menggunakan molaliltas m=
a.
b. n AlCl2+ = 0,072 mol
(n1 × i+ n2 × i+…)
c.
ptot
n AlCl2+ = 0,036 mol
d. n AlCl3 = 0,02 mol
3) Jika rumus menggunakan molaritas M=
n Al3+ = 0,072 mol
(n1 × i+ n2 × i+…)
e.
n Cl- = 0,072 + 0,144 + 0,18 = 0,396 mol
f.
ntot = n Al3+ + n AlCl2+ + n AlCl2+ + n AlCl3 + n Clntot = 0,596 mol
Vtot
g. m = 0,596 : 2 = 0,298 molal
Contoh:
ΔTf = 0,298 x 1,85 = 0,5513 oC
Ke dalam 1 L air dilarutkan 60 gr urea, 11,7 gr NaCl, dan 11,1 gr CaCl 2. Tentukan Tf campuran dan π jika ρ = 2,1656 g/mL pada suhu 100 K.
Tf = 0 – 0,5513 = –0,5513oC
n urea
= 60 : 60
=1
n NaCl
= (11,7 x 2) : 58,5
= 0,4 mol
n CaCl2 = (11,1 x 3) : 111
= 0,3 mol
1) Campuran pendingin
mol
Campuran pendingin dibuat dengan menambahkan garam-garaman ke dalam es, sehingga es mencair namun suhu campuran turun.
n tot = 1 + 0,4 + 0,3 = 1,7 mol mcamp = 1,7 : 1 = 1,7 molal
2) Cairan antibeku
ΔTb = 1,7 x 0,5 = 0,85 oC
Tb = 100 + 0,85 = 100,85 oC m larutan = 60 + 11,7 + 11,1 + 1000 = 1082,8 gr V larutan = 1082,8 : 2,1656 = 500 mL π = 1,7 x 0,082 x 100 : 0,5 = 27,88 atm
Contoh:
Cairan antibeku akan menurunkan titik beku dan mencegah pembekuan. Cairan antibeku yang baik adalah larut dalam campuran pendinginnya, viskositas rendah, tidak korosif dan daya hantar panas yang baik. 3) Pencairan salju di jalan
26,7 gram AlCl3 (Mr = 133,5) yang berada dalam 2 kg air mengalami ionisasi bertingkat dengan harga α1 = 0,9; α2 = 0,8; α3 = 0,5. Tentukan: 3+
Jumlah mol Al setelah ionisasi bertingkat 2+
b. Jumlah mol AlCl setelah ionisasi bertingkat c.
PENERAPAN SIFAT KOLIGATIF
Sifat koligatif larutan digunakan dalam:
Jawab:
a.
H.
Jumlah mol AlCl2+ setelah ionisasi bertingkat
d. Jumlah mol AlCl3 setelah ionisasi bertingkat -
e.
Jumlah mol Cl setelah ionisasi bertingkat
f.
Jumlah seluruh partikel terlarut
g. Titik beku larutan jika Kf air = 1,85 oC/m
Dilakukan dengan menaburkan garam dapur atau urea ke salju agar titik bekunya turun. 4) Membuat cairan fisiologis Cairan fisiologis (infus, obat tetes mata, dll.) dibuat isotonik dengan cairan tubuh agar tidak terjadi osmosis. 5) Desalinasi air laut Dilakukan berdasarkan prinsip osmosis balik dengan memberi tekanan pada permukaan air laut, sehingga terkumpul air murni.
Jawab: n AlCl3 = 26,7 : 133,5 = 0,2 mol 1
AlCl3
M
0,2
R
0,2 x 0,9 = 0,18
d
AlCl2+
+
Cl-
0,18
0,18
0,18
0,18
S
0,02
2
AlCl2+
M
0,18
R
0,18 x 0,8 = 0,144
0,144
0,144
S
0,036
0,144
0,144
3
AlCl2+
M
0,144
d
d
AlCl2+
Al3+
+
+
Cl-
Cl-
R 0,144 x 0,5 = 0,072
0,072
0,072
S
0,072
0,072
0,072
SIFAT KOLIGATIF LARUTAN
5
materi78.co.nr
KIM 3
Kimia Koloid A.
Ciri-ciri sistem suspensi:
PENDAHULUAN
1) Dispersi kasar.
Koloid adalah suatu bentuk campuran yang keadaannya antara larutan dan suspensi.
2) Sifat campuran heterogen.
Koloid tergolong sistem dua fase, yaitu:
3) Dimensi partikel lebih dari 100 nm.
1) Fase terdispersi (terlarut), adalah zat yang didispersikan, bersifat diskontinu (terputusputus).
4) Sistem dua fase dan tidak stabil.
2) Medium dispersi (pelarut), adalah zat yang menjadi medium untuk dispersi, bersifat kontinu (berkelanjutan).
Ciri-ciri sistem koloid:
5) Dapat disaring. Contoh: air keruh, air berpasir, kopi, air + minyak. 1) Dispersi koloid. 2) Sifat campuran homogen secara makroskopis, namun heterogen secara mikroskopis.
Koloid tergolong campuran heterogen walau tampak homogen secara makroskopis, karena perbedaan partikel kedua fase masih dapat diamati secara mikroskopis.
3) Dimensi partikel antara 1 – 100 nm. 4) Sistem dua fase dan relatif stabil. 5) Tidak dapat disaring, kecuali menggunakan penyaring ultra.
Ciri-ciri sistem larutan:
1) Dispersi molekuler.
Contoh: tinta, cat, darah, sabun, asap, jelly, susu, santan, awan, kabut, busa, krim kocok, sitoplasma.
2) Sifat campuran homogen. 3) Dimensi partikel kurang dari 1 nm.
B.
4) Sistem satu fase dan relatif stabil.
JENIS-JENIS KOLOID
Berdasarkan fase terdispersinya, koloid terdiri dari:
5) Tidak dapat disaring.
1) Sol, fase terdispersinya padat.
Contoh: larutan gula, larutan garam, alkohol, cuka, spirtus, air laut, bensin, udara bersih.
2) Emulsi, fase terdispersinya cair. 3) Buih, fase terdispersinya gas.
Fase Medium terdispersi pendispersi
padat
cair
gas
Jenis
Nama
Contoh
padat
sol padat
sol padat
kaca berwarna, intan hitam
cair
sol cair
sol
tinta, cat, darah, sabun, detergen, lumpur, lem
gas
sol gas
aerosol padat
asap, udara berdebu
padat
emulsi padat
gel
jelly, agar-agar, gelatin, mutiara
cair
emulsi cair
emulsi
susu, santan, mayonnaise, minyak ikan
gas
emulsi gas
aerosol cair
awan, kabut, obat nyamuk semprot, parfum
padat
buih padat
buih padat
aerogel, batu apung, styrofoam, roti, marshmallow
cair
buih cair
buih
buih sabun, krim kocok, krim cukur
Secara umum, koloid terdiri atas:
2) Sol
1) Aerosol
Aerosol adalah sebutan untuk koloid yang medium pendispersinya adalah gas.
Aerosol terbentuk pendorong/propelan, fluorokarbon dan CO 2.
karena misalnya
adanya kloro-
Sol adalah sebutan untuk partikel padat yang terdispersi dalam partikel cair.
Contoh: sol emas, sol belerang, sol kanji, tinta, cat, darah, sabun, detergen, lem, kecap, saus.
Contoh: asap, awan, kabut, obat nyamuk semprot, parfum, hairspray , cat semprot.
KIMIA KOLOID
1
materi78.co.nr
KIM 3
3) Gel
Buih adalah sebutan untuk partikel gas yang terdispersi dalam partikel cair.
Buih terbentuk karena adanya pembuih yang menstabilkan campuran, misalnya sabun, detergen dan protein. Gel adalah sebutan untuk partikel cair yang terdispersi dalam partikel padat.
Buih terbentuk dari zat cair yang mengandung pembuih yang dialiri gas.
Gel terbentuk dari sol liofil yang zat terdispersinya mengadsorpsi medium dispersi.
Contoh: buih sabun, krim kocok, krim cukur.
Gel disebut juga koloid setengah kaku, karena sifatnya cair namun agak padat. Contoh: jelly, agar-agar, gelatin, mutiara, gel rambut, dan lain-lain.
C.
SIFAT-SIFAT KOLOID
Sifat-sifat koloid antara lain:
1) Efek Tyndall Efek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya oleh partikel koloid.
4) Emulsi
Campuran
Cahaya
Larutan
diteruskan
Koloid
dihamburkan, partikel terdispersi tidak terlihat
Suspensi
dihamburkan, partikel terdispersi terlihat
Emulsi adalah sebutan untuk partikel cair yang terdispersi dalam partikel cair.
Emulsi terbentuk apabila partikel cair tidak saling melarutkan. Emulsi terbentuk karena adanya emulgator/pengemulsi yang menstabilkan campuran. Contoh pengemulsi:
Sabun membuat minyak dan air bercampur.
Kasein mengemulsikan susu.
Kuning telur mayonnaise.
mengemulsikan
koloid
suspensi
Contoh efek Tyndall :
Emulsi terbagi menjadi:
a.
larutan
Sorot lampu mobil ketika berkabut. Sorot lampu proyektor film dalam bioskop yang diberi asap. Berkas sinar matahari melalui celah daun pohon di pagi yang berkabut.
2) Gerak Brown
Emulsi minyak dalam air (M/A)
Emulsi dimana minyak (zat yang tidak bercampur dengan air) terdispersi dalam air. Contoh: santan, susu, lateks. b. Emulsi air dalam minyak (A/M) Emulsi dimana air terdispersi dalam minyak (zat yang tidak bercampur dengan air). Contoh: mayonnaise, minyak bumi, mentega. 5) Buih
minyak
ikan,
Gerak Brown adalah gerak acak zig-zag partikel koloid yang disebabkan oleh tumbukan tak setimbang antara partikel terdispersi dengan pendispersi. Gerak Brown menstabilkan koloid karena mengimbangi gaya gravitasi yang dapat menyebabkan pengendapan.
3) Muatan koloid Muatan koloid terbentuk karena koloid dapat mengalami adsorpsi, elektroforesis dan koagulasi.
KIMIA KOLOID
2
materi78.co.nr
KIM 3
Muatan koloid menstabilkan koloid karena partikel-partikel koloid bermuatan sama sehingga saling tolak-menolak, sehingga menghindari penggumpalan.
Contoh:
4) Adsorpsi (penyerapan pada permukaan) 3+
+
3+
3+ +
+
c.
+
Fe(OH)3
+
3+
+ 3+
Contoh koagulasi:
Koloid positif mengadsorpsi kation.
Contoh: sol Fe(OH) 3, sol Al(OH)3, pigmen pewarna, hemoglobin. b. Koloid negatif mengadsorpsi anion. Contoh: sol emas, sol perak, sol fosfor, sol As2S3, tepung, tanah liat. Contoh adsorpsi:
Sol Fe(OH)3 bermuatan positif dan mengadsorpsi ion H+ dan Fe 3+. Sol As2S3 bermuatan mengadsorpsi ion S 2-.
negatif
dan
Sol AgCl bermuatan positif bila mengadsorpsi ion Ag +, bermuatan negatif bila mengadsorpsi ion Cl -.
5) Elektroforesis Elektroforesis adalah sifat partikel koloid yang dapat bergerak dalam medan listrik. Muatan koloid dapat ditentukan dengan memberi medan listrik di sekitar koloid.
a.
Elektroforesis
Koagulasi mekanik dapat terjadi dengan cara menaik-turunkan suhu dan pengadukan sistem koloid.
+
Adsorpsi adalah sifat partikel koloid yang dapat menyerap ion atau molekul netral pada permukaannya.
a.
Koloid As2S3 (negatif), mudah terkoagulasi jika ditambahkan BaCl 2 dibanding NaCl.
Terjadi ketika koloid mencapai elektroda.
+ +
+
Koloid Fe(OH)3 (positif), mudah terkoagulasi jika ditambahkan H 2SO4 atau Na3PO4 dibanding HCl atau NaBr.
Koloid positif akan bergerak ke katoda atau elektroda negatif.
b. Koloid negatif akan bergerak ke anoda atau elektroda positif. 6) Koagulasi Koagulasi adalah penggumpalan koloid akibat hilangnya muatan koloid.
D.
Delta terbentuk akibat tanah liat terkoagulasi ketika bercampur dengan air laut. Asap pabrik digumpalkan dengan alat koagulasi listrik Cottrel.
KOLOID HIDROFIL, HIDROFOB DAN ASOSIASI
Koloid dengan medium dispersi cair dibedakan menjadi koloid liofil (suka cairan) dan koloid liofob (benci cairan). Jika medium dispersi air, maka dibedakan menjadi koloid hidrofil (suka air) dan koloid hidrofob (benci air). Ciri-ciri koloid hidrofil:
1) Mengadsorpsi medium. 2) Gaya tarik-menarik antara zat terdispersi dan pendispersi besar. 3) Efek Tyndall terlihat lemah. 4) Dapat kembali ke bentuk semula setelah mengalami dehidrasi air (reversibel). 5) Stabil baik konsentrasi zat terdispersi kecil maupun besar. 6) Tidak mudah mengendap penambahan elektrolit. 7) Viskositas medium.
koloid
lebih
besar
dengan daripada
Contoh: sabun, detergen, gelatin, kanji, protein. Ciri-ciri koloid hidrofil:
1) Tidak mengadsorpsi medium.
Koagulasi kimiawi dapat terjadi akibat:
2) Gaya tarik-menarik antara zat terdispersi dan pendispersi kecil.
a.
Percampuran koloid beda muatan
3) Efek Tyndall terlihat jelas.
Menyebabkan koloid saling menetralkan satu sama lain dan menggumpal.
4) Tidak dapat kembali ke bentuk semula setelah mengalami dehidrasi air (irreversibel).
b. Penambahan elektrolit
5) Stabil jika konsentrasi zat terdispersi kecil.
Elektrolit dapat menetralkan koloid dan menyebabkan koagulasi.
6) Mudah mengendap dengan penambahan elektrolit.
Koagulasi terjadi bila koloid positif ditambah elektrolit yang lebih negatif, dan koloid negatif ditambah elektrolit yang lebih positif.
7) Viskositas medium.
koloid
relatif
sama
dengan
Contoh: sol logam, sol belerang, sol sulfida, sol Fe(OH)3, susu, mayonnaise.
KIMIA KOLOID
3
materi78.co.nr
KIM 3
Koloid asosiasi adalah koloid yang terbentuk ketika dilarutkan dalam air. Koloid asosiasi tersusun atas partikel yang terdiri atas:
1) Gugus kepala, bersifat hidrofil dan polar. 2) Gugus ekor, bersifat hidrofob dan non-polar. Sabun/detergen membentuk koloid asosiasi dalam air yang terdiri atas ion stearat (C 18H35O2 –).
gugus ekor
4) Industri sabun dan detergen Sabun dan detergen adalah pengemulsi kotoran dan air pada pakaian yang membuat bersih pakaian. 5) Industri makanan dan minuman
Koloid juga menggunakan sifat-sifat koloid yang menguntungkan.
O || CH3 – (CH2)16 – C – O– hidrofob
Obat-obatan banyak dibuat dalam bentuk sol.
Makanan dan minuman seperti kecap, saus, susu, mayonnaise, dan mentega dibuat dalam berbagai bentuk koloid.
gugus kepala
–
3) Industri farmasi
1) Sifat efek Tyndall
hidrofil
a.
Ketika dilarutkan dalam air , ekor asam stearat (hidrofob) saling berkumpul ke arah dalam air, dan kepala asam stearat (hidrofil) menghadap ke air.
Sorot lampu proyektor film dalam bioskop yang diberi asap di sekitarnya agar gambar yang dihasilkan lebih jelas. b. Kap lampu
+ –
Kap lampu dibuat dalam bentuk koloid sehingga dapat menghamburkan cahaya.
–
2) Sifat elektroforesis
–
–
Koloid digunakan untuk identifikasi DNA serta korban dan pelaku kejahatan.
ion stearat +
minyak
3) Sifat adsorpsi a.
–
– – –
+
b. Penjernihan air
+
Penjernihan dilakukan nambahkan air dengan:
Koloid asosiasi pada sabun dan detergen di air membuatnya menjadi pengemulsi kotoran dalam air. Gugus hidrofob akan menarik partikel kotoran lalu mendispersikannya ke air. E.
Pemutihan gula tebu
Warna merah pada gula tebu diabsorpsi oleh tanah diatom, caranya dengan melarutkan gula pada air, lalu mengaliri larutan melalui tanah diatom.
–
air
Bioskop
PENGGUNAAN KOLOID
Koloid banyak digunakan di industri karena:
1) Tidak melarutkan campuran secara homogen. 2) Keadaannya stabil. 3) Tidak mudah rusak. 1) Industri kosmetik Banyak menggunakan emulsi dan buih, misalnya foundation , shampoo, pembersih wajah, deodoran, pelembap badan. 2) Industri tekstil Pewarna tekstil dalam bentuk sol membuat warna menyerap dengan baik.
me-
Tawas atau alumunium sulfat (Al2(SO4)3), terhidrolisis dalam air membentuk koloid Al(OH) 3 yang menyerap polutan air. Karbon aktif , apabila tingkat pencemaran air sangat tinggi.
Pasir, sebagai penyaring.
Kaporit, sebagai disinfektan.
Penggunaan koloid dalam industri:
dengan
Kapur tohor, menaikkan nilai pH akibat penggunaan tawas.
4) Sifat koagulasi a.
Penggumpalan karet
Karet dalam lateks digumpalkan menggunakan asam format (HCOOH). b. Penjernihan air Lumpur dalam air digumpalkan menggunakan tawas (Al 2(SO4)3).
KIMIA KOLOID
4
materi78.co.nr
c.
Pembuangan asap pabrik Sebelum dibuang ke cerobong, asap dialirkan menuju logam bermuatan dan tegangan tinggi (20-75 kV) sehingga molekul udara di sekitarnya terion. Ion-ion lalu diadsorpsi oleh asap sehingga asap memiliki muatan. Asap lalu ditarik oleh elektroda lain sehingga gas yang dibuang ke cerobong bebas dari asap.
Koloid juga digunakan sebagai pelindung yang disebut koloid pelindung. Koloid pelindung menstabilkan koloid yang dilindunginya dengan membungkus partikel terdispersi agar tidak mengalami agregasi. Koloid yang dapat menjadi koloid pelindung:
Zat-zat pengemulsi, misalnya sabun.
Koloid hidrofil, misalnya protein, kasein, gelatin, kanji dan agar-agar. Penerapan koloid pelindung:
KIM 3 3) Sisa makanan atau hewan mati dalam air berkumpul membentuk koloid yang tidak dapat larut dalam air, sehingga meningkatkan penggunaan oksigen dalam air oleh organisme air untuk mengurai koloid. G. PEMBUATAN KOLOID
Koloid dapat dibuat dari sistem larutan atau dari sistem suspensi. Cara pembuatan koloid dibagi menjadi cara kondensasi dan cara dispersi. Cara kondensasi dilakukan dengan agregasi partikel larutan menjadi koloid.
1) Reaksi redoks Contoh: Pembuatan sol belerang dengan mengalirkan gas H 2S ke dalam larutan SO 2. 2H2S(g) + SO2(aq) d 3S(koloid) + 2H2O(l)
a.
Air susu dilindungi oleh kasein yang mencegah penggumpalan lemak. b. Mentega dilindungi oleh lesitin yang mencegah penggumpalan lemak. c. Es krim dilindungi gelatin yang mencegah pembentukan kristal gula atau es batu. d. Tinta dan cat dilindungi oleh minyak silikon yang membuat tinta dan cat bertahan lama. F.
POLUSI KOLOID
Koloid selain bermanfaat juga menimbulkan masalah lingkungan berupa polusi udara dan polusi air. Polusi udara yang disebabkan koloid:
1) Debu dapat membentuk koloid di udara berupa aerosol padat yang menurunkan kualitas udara, mengganggu kesehatan paruparu dan menyebabkan kebakaran hutan. 2) Asap dan kabut dapat membentuk koloid di udara berupa aerosol cair yang dapat mengakumulasikan gas-gas beracun seperti SO 2 dan NO yang dapat merusak lingkungan dan menyebabkan hujan asam. 3) Asbut (smog), yaitu gabungan asap dan kabut yang menyebabkan tertahannya pergerakan naik asap. Asap yang tertahan dapat terakumulasi di udara dan terhirup oleh hewan dan manusia. Polusi air yang disebabkan oleh koloid: 1) Pengendapan ion-ion mineral dalam air oleh koloid yang menyebabkan pendangkalan dasar sungai atau danau. 2) Penyebaran mikroorganisme berbentuk koloid dalam air.
Pembuatan sol emas dari reaksi larutan HAuCl4 dengan larutan K 2CO3 dan larutan formaldehida. 2HAuCl4(aq) + 6K2CO3(aq) + 3HCHO (aq) d
2Au(koloid) + 5CO 2(g) + 8KCl(aq) + KHCO 3(aq) + 2H2O(l)
2) Reaksi hidrolisis Contoh: Pembuatan sol Fe(OH) 3 dari hidrolisis besi (III) klorida dengan air mendidih. FeCl3(aq) + 3H2O(l) d Fe(OH)3(koloid) +3HCl(aq) 3) Reaksi dekomposisi rangkap Contoh: Pembuatan sol As 2S3 dari reaksi larutan H3AsO3 dengan larutan H 2S. 2H3AsO3(aq) + 3H2S(aq) d
As2S3(koloid) + 6H2O(l)
Pembuatan sol AgCl dari reaksi larutan AgNO3 encer dengan larutan HCl encer. AgNO3(aq) + HCl(aq) d AgCl(koloid) + HNO3(aq) 4) Penggantian pelarut Contoh: Pembuatan gel kalsium asetat semipadat dari larutan jenuh (CH3COO)2Ca yang dicampur dengan pelarut C 2H5OH (alkohol) yang menggantikan pelarut air. Cara dispersi dilakukan dengan pemecahan partikel kasar menjadi koloid.
1) Cara mekanik Cara mekanik dilakukan dengan penggerusan butir-butir kasar dengan alat penggerus, lalu diaduk dengan medium pendispersi.
KIMIA KOLOID
5
materi78.co.nr
KIM 3
Contoh cara mekanik:
Busur Bredig digunakan untuk membuat sol logam dan merupakan campuran cara kondensasi dan dispersi.
Sol belerang dibuat dengan menggerus serbuk belerang bersama dengan zat inert (misalnya gula pasir), yang hasilnya kemudian dicampur dengan air.
Logam yang akan dijadikan koloid dijadikan elektroda dan dicelupkan dalam medium pendispersi kemudian dialiri listrik.
2) Cara peptisasi
Atom-atom logam akan terlempar ke medium pendispersi, mengalami kondensasi, dan menjadi partikel koloid.
Cara peptisasi dilakukan dengan bantuan zat pemecah/ pemeptisasi.
Contoh peptisasi:
Agar-agar dipeptisasi air.
Nitroselulosa dipeptisasi aseton.
Karet dipeptisasi bensin.
Endapan nikel sulfida dipeptisasi H2S.
Endapan Al(OH) 3 dipeptisasi AlCl3.
3) Cara Busur Bredig (Bredig’s Arc)
Pembuatan koloid terkadang terganggu oleh ion-ion yang mengganggu kestabilan koloid. Dialisis adalah suatu proses penghilangan ionion pengganggu kestabilan koloid. Proses dialisis:
1) Sistem koloid dimasukkan ke dalam kantong koloid yang bersifat semipermeabel. 2) Kantong koloid lalu diberi atau dimasukkan ke tempat yang terdapat air yang mengalir.
es
logam
logam
medium pendispersi
3) Air yang mengalir membawa ion-ion pengganggu dan molekul sederhana namun tidak membawa partikel-partikel koloid. Contoh dialisis:
Proses filtrasi darah oleh ginjal yang menyaring darah dengan tidak meloloskan sel-sel darah dan protein darah. Proses dialisis darah (cuci darah) bagi penderita gagal ginjal.
KIMIA KOLOID
6
materi78.co.nr
KIM 3
Kelarutan A.
Contoh:
PENDAHULUAN
Kelarutan adalah jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam sejumlah pelarut tertentu.
Tentukan kelarutan AgCl jika diketahui Ksp AgCl adalah 1 x 10 -10!
Kelarutan dapat dihitung:
Jawab:
s=
n V
Ksp AgCl = 10 -10 = s2
s = kelarutan (M) n = jumlah mol terlarut (mol) V = volume pelarut (L)
Contoh: Diketahui Ksp Fe(OH) 2 adalah 1,08 x 10 -13, maka pH larutan jenuh Fe(OH) 2 adalah?
Semakin besar nilai kelarutan suatu zat, maka semakin mudah larut zat tersebut dalam pelarut tertentu. B.
Jawab: 1,08 x 10 -13 = 4s3
Pelarutan zat tergolong reaksi kesetimbangan yang terjadi antara zat padat dengan ionnya. Bentuk umum konstanta hasil kali kelarutan:
pOH = 5 – log6 pH = 9 + log6 D.
Contoh: Konstanta hasil kali kelarutan CaCO 3 adalah: CaCO3(aq) qe Ca
HUBUNGAN KELARUTAN DENGAN ION SENAMA DAN PH
Kelarutan zat dipengaruhi oleh ion penyusun pelarut.
2+
(aq) +
CO32-(aq)
Contoh: Kelarutan AgCl pada NaCl dipengaruhi ion Cl -,
Ksp CaCO3 = [Ca 2+][CO32-]
AgCl(s)
Konstanta hasil kali kelarutan akan berubah bila suhu diubah, dan tetap bila suhu tidak berubah.
NaCl(aq)
HUBUNGAN KELARUTAN DENGAN KONSTANTA HASIL KALI KELARUTAN
Nilai konstanta hasil kali dipengaruhi oleh nilai kelarutan zat.
kelarutan
Hubungan kelarutan dengan Ksp dalam berbagai jenis basa dan garam sukar larut: Reaksi pelarutan AB(s) qe A+ + BAB(s) qe A2+ + B2-
Ksp = s2
AB(s) qe A2+ + B2Ksp = 4s
3
Ksp = 27s
A2B(s) qe 2A+ + B2AB2(s) qe A2+ + 2B-
4
Ksp = 108s5
pH = 9,7
Kelarutan zat pada pelarut yang mengandung ion senama dengan zat akan memperkecil kelarutan karena menggeser kesetimbangan.
Ksp = [Kat+][An–]
Nilai Ksp
s = 3 x 10-5 M
[OH-] = 2s = 2 x 3 x 10 -5 = 6 x 10 -5 M
KONSTANTA HASIL KALI KELARUTAN
Konstanta hasil kali kelarutan (Ksp) adalah tetapan kesetimbangan yang terdapat pada basa dan garam yang sukar larut.
C.
s AgCl = 10 -5 M
qe d
Ag+(aq)
+
Cl–(aq)
Na+(aq)
+
Cl–(aq) bertambah
Kesetimbangan bergeser ke kiri karena Cl bertambah, sehingga lebih banyak AgCl yang mengendap dalam NaCl dibanding dalam air. Nilai kelarutan ion senama dari zat yang dilarutkan diabaikan karena nilainya kecil, dan yang digunakan adalah konsentrasi ion senama dari pelarut. Contoh: Jika Ksp PbCl 2 = 1,7 x 10 -5, berapa kelarutan PbCl 2 dalam HCl 0,1 M? PbCl2(s) qe Pb2+(aq) + 2Cl-(aq) s s 2s + HCl(aq) sd H (aq) + Cl-(aq) 0,1 M 0,1 M 0,1 M [Cl-] = 2s + 0,1 ≈ 0,1 (nilai s sangat kecil) Ksp = [Pb2+][Cl-]2
A3B(s) qe 3A+ + B3-
1,7 x 10 -5 = s x (0,1) 2
AB3(s) qe A3+ + 3B-
Kelarutan zat juga dipengaruhi oleh pH larutan, yaitu dipengaruhi oleh ion OH -.
A2B3(s) qe 2A3+ + 3B2-
Zat-zat yang kelarutannya dipengaruhi oleh pH:
A3B2(s) qe 3A2+ + 2B3-
1) Basa mudah larut dalam larutan netral dan asam.
KELARUTAN
s = 1,7 x 10-3 M
1
materi78.co.nr
KIM 3
2) Garam dari asam lemah mudah larut dalam asam kuat.
Konstanta hasil kali kelarutan juga dapat meramalkan pengendapan.
3) Garam dari basa lemah mudah larut dalam basa kuat.
Bila dua larutan dicampurkan, maka akan terbentuk basa/garam yang akan larut/mengendap yang dapat dicek dengan kuosien reaksi (Qc).
Kelarutan basa pada memperkecil kelarutan kesetimbangan.
pelarut karena
basa akan menggeser
Kuosien reaksi (Qc) adalah nilai yang bentuk persamaannya sama dengan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp).
Contoh: Kelarutan Fe(OH) 2 pada NaOH, qe
Fe(OH)2(s) NaOH(aq)
d
Fe2+(aq) +
Na (aq)
2OH–(aq)
+
Kesetimbangan bergeser ke kiri karena OH bertambah, sehingga lebih banyak Fe(OH) 2 yang mengendap dalam NaOH dibanding dalam air. Kelarutan garam pada pelarut basa akan memperkecil kelarutan karena reaksi hidrolisis garam menggeser kesetimbangan. Contoh: Kelarutan BaCO 3 pada NaOH, qe HCO3-(aq) +
OH–(aq)
Na+(aq) + OH–(aq)
NaOH(aq) d
bertambah Kesetimbangan bergeser ke kiri karena OH bertambah, sehingga lebih banyak BaCO 3 yang mengendap dalam NaOH dibanding dalam air. Nilai kelarutan OH- dari zat yang dilarutkan diabaikan karena nilainya kecil, dan yang digunakan adalah konsentrasi OH - dari pelarut.
Makna nilai kuosien reaksi: 1) Jika Qc = Ksp, berarti larutan tepat jenuh (akan mengendap). 2) Jika Qc < Ksp, berarti larutan tidak/belum mengendap. 3) Jika Qc > Ksp, pengendapan.
berarti
telah
Contoh: Basa Mg(OH)2 mempunyai Ksp = 10 -15. Apakah terbentuk endapan Mg(OH) 2 jika 50 mL MgSO 4 0,01 M dicampur dengan 50 mL NH 4OH 0,1 M? (Kb NH4OH = 10-5) Jawab: Reaksi 1: d Mg2+(aq) + SO42-(aq) MgSO4(aq)
n Mg2+ = 50 x 0,01 = 0,5 mmol
Larutan jenuh Mg(OH) 2 memiliki pH 10. Tentukan kelarutannya dalam larutan dengan pH 12.
[Mg2+] = 0,5 : (50 + 50) = 5 x 10 -3 M
s
s
2s
[OH-] Mg(OH)2 = 10-4 M 2s = 10
-4
Reaksi 2: d NH4+(aq) + OH-(aq) NH4OH(aq)
n OH- = 50 x 0,1 = 5 mmol Mb = 5 : (50 + 50) = 0,05 M
-5
s = 5 x 10 (pada air)
[OH-] = √ 5×10 ×10 = 7 x 10 -4 M -2
-5
Ksp Mg(OH)2 = 4s3 = 4 x (5 x 10 -5)3
Maka kuosien reaksi:
Ksp Mg(OH)2 = 5 x 10 -13
Qc = [Mg2+][OH-]2
[OH-] pelarut = 0,01 M
Qc = 5 x 10 -3 x (7 x 10 -4)2
[OH-] = 2s + 0,01 ≈ 0,01 (nilai s sangat kecil)
Qc = 2,45 x 10 -9
2+
- 2
Ksp = [Mg ][OH ] 5 x 10 -13 = s x (0,01) 2
terjadi
Reaksi pengendapan dari dua larutan merupakan pengenceran, sehingga nilai konsentrasi seluruh zat berubah.
Contoh:
Mg(OH)2(s) qe Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
E.
AB(s) qe A+ + B-
OH (aq)
+
bertambah
CO32-(aq) + H2O(l)
Qc = [Kat+][An-]
–
s = 5 x 10-9 M (pada basa)
Ternyata Qc > Kc, maka telah terjadi endapan Mg(OH)2.
PENGENDAPAN
Pengendapan terjadi pada suatu larutan yang telah jenuh. Larutan yang telah jenuh oleh suatu zat masih mengalami pelarutan walau sudah ada endapan, namun laju pelarutan zat tersebut sebanding dengan laju pengendapan zat.
KELARUTAN
2
materi78.co.nr
KIM 1
Bilangan Kuantum A.
PENDAHULUAN
D.
Bilangan kuantum adalah suatu harga yang menyatakan keadaan orbital suatu atom.
Bilangan kuantum magnetik (ml atau m) adalah suatu harga yang menyatakan banyak dan posisi/orientasi orbital.
Bilangan kuantum terdiri dari: 1) Bilangan kuantum utama (n), menyatakan tingkat energi/kulit atom.
Harga m yang diijinkan di setiap sub-kulitnya: -l ≤ m ≤ +l
2) Bilangan kuantum azimuth (l), menyatakan sub-kulit atom dan bentuk geometri orbital.
Posisi/orientasi atau orbital adalah tempat dimana elektron bergerak di dalam atom, dan masing-masing orbital maksimal menampung sepasang elektron.
3) Bilangan kuantum magnetik (m), yaitu menyatakan banyak dan posisi/orientasi orbital. 4) Bilangan kuantum spin (s), menyatakan kedudukan elektron dalam suatu orbital. B.
Sub-kulit atom dalam keadaan terisi penuh elektron beserta harga b.k. magnetik:
BILANGAN KUANTUM UTAMA
Bilangan kuantum utama/prinsipal (n) adalah suatu harga yang menyatakan tingkat energi atau kulit dalam atom. Bilangan kuantum utama merupakan dasar penentu harga bilangan kuantum lainnya. Bilangan kuantum utama antara lain:
C.
BILANGAN KUANTUM MAGNETIK
Sub-kulit
s
p
Harga
0
-1 s.d. 1
Diagram
0
Total orbital
1
3
Elektron maks
2
6
Kulit
K
L
M
N
Sub-kulit
Harga
1
2
3
4
Harga
BILANGAN KUANTUM AZIMUTH
0≤
Subkulit
Nama
s
-2
-1
0
Total orbital
5
Elektron maks
10
Diagram
-3
-2
-1
0
Harga
Total orbital
7
sharp
0
1 balon
Elektron maks
14
p
principal
1
1 balon terpilin
d
diffuse
2
2 balon terpilin
f
fundamental
3
4 balon terpilin
Kulit-kulit atom dalam keadaan penuh terisi elektron beserta harga b.k. azimuth: Kulit
K
L
Harga
0
0, 1
Sub-kulit
1s
2s 2p
Elektron maks
2
8
Kulit
M
N
Harga
0, 1, 2
0, 1, 2, 3
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
18
32
Sub-kulit Elektron maks
2
-3 s.d. 3
Bentuk orbital
E.
1
f
Harga
l ≤ (n-1)
1
-2 s.d. 2
Sub-kulit
Harga l yang diijinkan di setiap kulitnya adalah:
0
d
Diagram
Bilangan kuantum azimuth/orbital (l) adalah suatu harga yang menyatakan sub-kulit atom dan bentuk geometri orbital.
-1
1
2
3
BILANGAN KUANTUM SPIN
Bilangan kuantum spin (ms atau s) adalah suatu harga yang menyatakan kedudukan dan arah rotasi elektron pada suatu orbital. Bilangan kuantum spin tidak digunakan dalam menentukan keadaan orbital, hanya untuk menentukan perbedaan elektron pada orbital. Karena terdapat dua elektron dalam satu orbital, sedangkan keduanya memiliki kutub padanya, maka nilai elektron yang berpasangan dalam orbital tersebut harus berbeda nilai.
BILANGAN KUANTUM
1
materi78.co.nr
KIM 1
Harga bilangan kuantum spin terdiri dari: Harga
s = +1 / 2 S
S
Elektron
U U
S U S
berlawanan jarum jam
searah jarum jam
Kutub
terbalik
tidak terbalik
f
Orbital s berbentuk satu buah balon atau satu bola. Fungsi orbital
U
Arah
Posisi pada orbital F.
s = -1 / 2
Orbital atom adalah sebuah fungsi matematika yang menggambarkan perilaku elektron pada suatu atom sebagai partikel gelombang. Orbital atom mempunyai tiga buah sumbu, yaitu sumbu x, y dan z, dan kemungkinan terbesar ditemukannya elektron terdapat pada titik pertemuannya yang disebut daerah orbital.
g
s
Gambar
BENTUK ORBITAL
Bentuk orbital bergantung pada harga bilangan kuantum azimuth (l), dan setiap nilai l memiliki bentuk orbital berbeda. Orbital p berbentuk satu buah balon yang dipilin atau dua bola. Fungsi orbital
px
py
pz
dxy
dxz
dyz
dx²-y²
dz²
Gambar
Orbital d berbentuk dua buah balon yang dipilin atau empat bola. Fungsi orbital
Gambar
Fungsi orbital
Gambar
BILANGAN KUANTUM
2
materi78.co.nr
KIM 1
Orbital f berbentuk empat buah balon yang dipilih atau delapan bola.
f xyz
Fungsi orbital
f z(x²−y²)
f z³
Gambar
Hibridisasi adalah gabungan orbital-orbital atom dalam suatu senyawa membentuk orbital hibrid molekul. (lihat di bagian Bentuk dan Interaksi Molekul) G.
DIAGRAM ORBITAL
Diagram orbital menggambarkan urutan konfigurasi elektron dalam setiap kulit atom. Konfigurasi elektron yang ditulis menggunakan bilangan kuantum harus memenuhi kaidah berikut: 1) Azas Aufbau
Aturan pengisian sub-kulit: 1s 2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
↑
↑
↑
Sub-kulit d stabil apabila terisi 5 atau 10 elektron, sehingga apabila terdapat 4 atau 9 elektron pada sub-kulit d, maka sub-kulit d akan ‘meminjam’ elektron dari sub -kulit s. 4s2 3d4
menjadi
4s1 3d5
Sub-kulit d juga mengalami penyimpangan pada unsur-unsur lantanida dan aktinida, dimana sebelum mengisi sub-kulit f, terdapat satu elektron yang mengisi sub-kulit d terlebih dahulu.
2
Contoh: Buktikan dari konfigurasi elektron unsur B bahwa tidak ada elektron dengan keempat bilangan kuantum sama!
6
2
6
6C
1
19K
: 1s 2s 2p 3s 3p 4s
26Fe
: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
↑↓
2) Aturan Hund Pengisian elektron pada orbital yang satu sub-kulit, mula-mula elektron mengisi satu di tiap orbital, baru kemudian berpasangan. Contoh: ↑ ↑↓
↑ ↑↓
6s2 5d1 4f 7
Tidak ada elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama dalam satu atom.
: 1s2 2s2 2p4 2
menjadi
3) Larangan Pauli
Contoh:
4d7
↑↓
Penyimpangan pengisian sub-kulit terjadi pada sub-kulit d, karena menginginkan kestabilan.
6s2 4f 8
8s
2p
↑↓
Contoh:
2s
3
↑↓
Contoh:
Pengisian elektron pada sub-kulit diisi dari tingkat energi yang lebih rendah ke tingkat energi yang lebih besar.
8O
↑↓
5f 12
3p6
↑ ↑
↑
↑↓
↑↓
↑↓
: 1s2 2s2 2p2 ↑↓
↑
↑
Elektron ke
n
l
m
s
1
1
0
0
+1 / 2
2
1
0
0
-1 / 2
3
2
0
0
+1 / 2
4
2
0
0
-1 / 2
5
2
1
-1
+1 / 2
6
2
1
0
+1 / 2
↑
BILANGAN KUANTUM
3
materi78.co.nr
KIM 1
Penulisan konfigurasi elektron dapat dipersingkat dengan menggunakan notasi gas mulia. Contoh: Unsur halogen dapat dipersingkat konfigurasi elektronnya dengan: 9F
: [He] 2s2 2p5
17Cl
: [Ne] 3s2 3p5
35Br
: [Ar] 4s2 4p5
53I
: [Kr] 5s2 5p5
85At :
H.
[Xe] 6s 2 6p5
GOLONGAN DAN PERIODE PADA TABEL PERIODIK
Konfigurasi elektron dengan diagram orbital dapat digunakan untuk menentukan blok, golongan, dan periode unsur dalam sistem periodik modern. Blok unsur merupakan pembagian unsur berdasarkan sub-kulit terakhir yang diisi oleh suatu atom. Penentuan golongan dan periode unsur pada tabel periodik utama adalah sebagai berikut. Konfigurasi akhir
Golongan
ns1
IA
ns2
IIA
ns2 np1
IIIA
ns2 np2
IVA
ns2 np3
VA
ns2 np4
VIA
ns2 np5
VIIA
ns2 np6
VIIIA
ns2 (n-1)d1
IIIB
ns2 (n-1)d2
IVB
ns2 (n-1)d3
VB
ns1 (n-1)d5
VIB
ns2 (n-1)d5
VIIB
ns2 (n-1)d6 s.d. 8
VIIIB
ns1 (n-1)d10
IB
ns2 (n-1)d10
IIB
Blok s
p
d
Penentuan golongan dan periode unsur pada tabel periodik unsur lantanida dan aktinida: 1) Unsur-unsur lantanida merupakan blok f dengan konfigurasi 6s 2 5d1 4f 1 s.d. 14. 2) Unsur-unsur aktinida merupakan blok f dengan konfigurasi 7s 2 6d1 5f 1 s.d. 14.
BILANGAN KUANTUM
4
materi78.co.nr
KIM 4
Kimia Unsur A.
B.
Non-logam lain
PENDAHULUAN
Kimia unsur adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari sifat fisis dan sifat kimia unsur.
H
H2(g)
C
C(s), alotrop: grafit, intan, amorf
Sistem periodik unsur modern sampai tahun 2011 terdiri atas 118 unsur, 98 di antaranya ditemukan secara alami, dan 20 lainnya disintesis di laboratorium.
N
N2(g)
O
O2(g), alotrop: oksigen atomik, oksigen triatomik, ozon
P
P4(s), alotrop: fosfor merah, fosfor putih
S
S8(s), alotrop: belerang α, belerang β
KELIMPAHAN UNSUR DI ALAM
Kelimpahan unsur-unsur di kulit bumi: Unsur
Kelimpahan
Unsur
Kelimpahan
O
49,20%
Ca
3,39%
Si
25,67%
Na
2,63%
Al
7,50%
K
2,40%
Fe
4,71%
Mg
1,93%
Kelimpahan senyawa di udara kering di bumi: Rumus Kelimpahan Rumus Kelimpahan N2
78,09%
Ne
0,0018%
O2
20,94%
He
0,00052%
Ar
0,934%
CH4
0,00012%
CO2
0,0315%
Kr
0,00010%
Unsur logam kebanyakan ditemukan dalam bentuk senyawa/mineral, namun dapat juga ditemukan unsur bebasnya (kecuali logam alkali dan alkali tanah). Unsur Mineral/bijih Logam alkali & alkali tanah Na sendawa Chili (NaNO 3)
K
Mg
air laut/silvit (KCl) ortoklas/kalium feldspar (KAlSi 3O8)
air laut (MgCl 2) magnesit (MgCO3) dolomit (MgCO3.CaCO3) epsomit/garam inggris (MgSO4.7H2O)
karnalit (KCl.MgCl2.6H2O)
Kelimpahan unsur di perairan bumi:
air laut/halit (NaCl)
Unsur
Kelimpahan
Unsur
Kelimpahan
O
85,84%
Mg
0,13%
H
10,82%
S
0,09%
kalsit/batu kapur/pualam (CaCO 3) gipsum/batu tahu (CaSO 4.2H2O)
Cl
1,94%
Ca
0,04%
kaporit (Ca(OCl)2)
Na
1,08%
K
0,04%
Ca
Sr
selestit (SrSO4) stronsianit (SrCO3) Logam transisi Ti rutil (TiO2)
C.
SUMBER UNSUR DI ALAM
Unsur di bumi secara alami dapat ditemukan dalam bentuk unsur bebas atau mineral. Mineral atau bijih (ore ) adalah zat yang terbentuk secara alami yang mengandung bermacam-macam unsur dengan kadar tinggi, dan dapat dituliskan dalam suatu rumus mineral. Unsur non-logam kebanyakan ditemukan dalam bentuk bebasnya (tidak membentuk senyawa). Unsur Sumber murni
kromit (FeCr2O4)
Mn
pirolusit (MnO2)
Fe
Ni
Halogen
hematit (Fe2O3) magnetit (Fe3O4)
pirit (FeS2)
Cu
Hanya ditemukan dalam bentuk gas monoatomik di alam. F2(g)
Cr
Senyawa/mineral
Gas mulia
F
Zn
fluorspaar/fluorit (CaF2)
kriolit (Na3AlF6)
Cl
Cl2(g)
air laut/halit (NaCl)
Br
Br2(l)
air laut/bromargirit (AgBr)
I
I2(s)
air laut (NaIO 3)
siderit (FeCO3) kromit (FeO3)
limonit (Fe2O3.H2O)
pentlandit (FeNiS) millerit (NiS) kalkopirit (CuFeS2) kalkosit (Cu2S)
kuprit (Cu2O) malasit (Cu2(OH)2CO3)
sfalerit (ZnS) smithsonit (ZnCO3)
Logam golongan utama & metaloid Al bauksit (Al2O3)
Si
kriolit (Na3AlF6) pasir/kuarsa (SiO2) tanah liat (Al 2O3.2SiO2.2H2O)
KIMIA UNSUR
1
materi78.co.nr
KIM 4 Proses Deacon
Sn
kasiterit (SnO2)
Pb
galena (PbS)
anglesit (PbSO 4)
C
4HCl(g) + O2(g) d 2Cl2(g) + 2H2O(g) Pembuatan bromin:
intan (C) grafit (C)
Pendesakan Br2NaBr(aq) + Cl 2(g) d 2NaCl(aq) + Br2(l)
Berdasarkan kandungan mineralnya, secara umum mineral dibagi menjadi: 1) Unsur bebas, contohnya belerang, intan. 3) Oksida (O2-), contohnya hematit, bauksit.
Proses Weldon
-
4) Halida (X ), contohnya kriolit, halit. 5) Karbonat
dolomit, pualam.
6) Sulfat (SO42-), contohnya garam inggris.
d MnSO4(aq)
8) Silikat (Si), contohnya feldspar, kuarsa.
Elektrolisis air
Cara Pembuatan/Proses
2H2O(l) + 2e d 2OH-(aq) + H2(g)
Halogen F
Elektrolisis leburan KF
Cl
Elektrolisis lelehan NaCl
Br
Pendesakan Br
I
Pendesakan I -
Reaksi metana
Proses Weldon
Reaksi metana dengan uap air menghasilkan suatu campuran CO dan H 2 yang disebut sin-gas.
Proses Deacon
CH4(g) + H2O(g) d CO(g) + H2(g)
Proses Weldon
Reaksi metana
-
Pembuatan nitrogen dan oksigen: Distilasi bertingkat udara cair
Non-logam lain H
Elektrolisis air
N
Distilasi bertingkat udara cair
O
Distilasi bertingkat udara cair
P
Proses Wohler
S
Proses Frasch
1) Penyaringan Udara disaring dari pengotor padat. 2) Pencairan udara Udara dikompresi lalu didinginkan, sehingga air dan CO 2 membeku dan dapat dipisahkan.
Proses Sisilia
Jadi, udara cair hanya mengandung N 2, O2 dan Ar.
Pembuatan fluorin:
3) Distilasi bertingkat
Elektrolisis leburan KF E
:
2KF
K (-) :
2K+ + 2e
A (+) :
2F2KF
d 2K+ +
2F-
Udara diekspansi kembali dan didistilasi bertingkat dengan menurunkan tekanan.
d 2K d F2 + d 2K
2e
+
+ F2
Pembuatan klorin: :
2NaCl
K (-) :
2Na+ + 2e
d 2Na+ +
2NaCl
Proses Wohler (fosfor putih)
2Cl -
1) Reaksi dalam tanur listrik
d 2Na
2Cl- d Cl2 + 2e
A (+) :
d 2Na +
Gas-gas dalam udara cair tersebut menguap pada tekanan yang berbeda, urutannya adalah N2, Ar lalu O2. Pembuatan fosfor:
Elektrolisis lelehan NaCl E
+ K 2SO4(aq) + H2O(l) + I2(s)
Pembuatan hidrogen:
PEMBUATAN UNSU R NON-LOGAM
Unsur
Dilakukan dengan mencampurkan KI dengan batu kawi dan asam sulfat pekat. 2KI(aq) + MnO2(s) + 2H2SO4(aq)
7) Fosfat (PO43-), contohnya fluorapatit. D.
Pendesakan I2KI(aq) + Br 2(g) d 2KBr(aq) + I2(s)
2) Sulfida (S2-), contohnya pirit, kalkopirit.
(CO32-), contohnya
Pembuatan iodin:
+
Cl2
2Ca3(PO4)2(l) + 6SiO2(l) d 6CaSiO3(l) + P4O10(g) 2) Reduksi P4O10(g) + 5C(s) d P4(s) + 5CO 2(g)
Proses Weldon Dilakukan dengan mencampurkan NaCl dengan batu kawi dan asam sulfat pekat.
Fosfor putih lalu disimpan dalam CS 2 atau H2O agar tidak teroksidasi.
2NaCl(aq) + MnO2(s) + 2H2SO4(aq) d MnSO4(aq)
+ Na2SO4(aq) + H 2O(l) + Cl2(g)
KIMIA UNSUR
2
materi78.co.nr
KIM 4
Pembuatan belerang: Proses Frasch Adalah proses pengambilan belerang dari bawah permukaan tanah. 1) Belerang dicairkan dengan dialiri air bersuhu 1600oC dan bertekanan 16 atm.
Selanjutnya proses elektrolisis lelehan NaCl yang dicampur dengan CaCl 2 untuk menurunkan titik leleh NaCl. E
:
2NaCl
K (-) :
2Na+ + 2e
d 2Na
2NaCl
d 2Na +
Adalah proses pengambilan permukaan tanah.
Proses Dow
belerang
di
1) Pelarutan CaO dalam air CaO(s) + H2O(l) d 2Ca2+(aq) + 2OH-(aq) 2) Pengendapan Mg 2+
2) Belerang kemudian dimurnikan dengan cara sublimasi.
3) Reaksi dengan HCl pekat
Mg2+(aq) + 2OH-(aq) d Mg(OH)2(s) Mg(OH)2(s) + 2HCl(aq) d MgCl2(aq) + 2H2O(l)
PEMBUATAN UNSUR LO GAM
4) Pencairan MgCl2
Unsur Cara Pembuatan/Proses Logam alkali & alkali tanah
MgCl2(aq) d MgCl2(s) MgCl2(s) d MgCl2(l)
Li, Na, K, Mg, Ca, Sr, Ba Elektrolisis cairan/lelehan garam halidanya Proses Down (Na) Proses Dow (Mg)
Selanjutnya proses elektrolisis lelehan MgCl 2.
E
:
MgCl2
K (-) :
Mg2+ + 2e
d Mg2+ +
2Cl- d Cl2 + 2e
A (+) :
Mn
Proses aluminotermi
Pembuatan kromium:
Fe
Tanur tiup/tanur tinggi
Proses Goldschmidt
Cu
MgCl2
d
Reduksi kalkopirit Logam golongan utama & metaloid Al Proses Hall-Heroult
Pembuatan mangan:
Si
Proses aluminotermi
Reduksi kuarsa
Elektrolisis cairan/lelehan garam halidanya
3Mn3O4(s) + 8Al(s) d 9Mn(s) + 4Al2O3(s)
Contoh:
Pembuatan besi:
Pembuatan kalium dari elektrolisis cairan KCl.
Proses tanur tiup
2KCl
K (-)
:
2K+ + 2e
d 2K+ +
2KCl
Menghasilkan besi gubal ( pig iron ).
2Cl-
d 2K
2Cl- d Cl2 + 2e d 2K +
+
Cl2
1) Hematit, kokas dan batu kapur diletakkan pada puncak tanur yang ditiup udara panas. 2) Pembakaran kokas a.
Pembuatan natrium: Proses Down Natrium berasal dari air laut yang diuapkan sehingga menghasilkan NaCl. NaCl(s) d NaCl(l)
Menaikkan suhu sampai 2000 oC C(s) + O2(g) d CO2(g) (eksoterm)
b.
NaCl(aq) d NaCl(s)
Mg + Cl2
3MnO2(s) d Mn3O4(s) + O2(g)
Pembuatan logam alkali dan alkali tanah:
:
+
Cr2O3(s) + 2Al(s) d Al2O3(s) + 2Cr(s)
E
2Cl-
d Mg
Logam transisi Cr Proses Goldschmidt
A (+) :
Cl2
Pembuatan magnesium:
1) Mineral yang mengandung belerang dipanaskan hingga belerang terpisah.
+
Magnesium berasal dari air laut yang diproses sehingga menghasilkan MgCl 2, melalui tahap:
Proses Sisilia
E.
2Cl -
2Cl- d Cl2 + 2e
A (+) :
2) Belerang cair dikeluarkan dengan pompa udara panas bertekanan 20-25 atm. 3) Belerang cair kemudian dibiarkan membeku menjadi belerang padat.
d 2Na+ +
Menghasilkan CO untuk reduksi hematit CO2(g) + C(s) d 2CO(g)
3) Reduksi hematit Fe2O3(s) + 3CO(g) d 2Fe(l) + 3CO 2(g) 4) Pembentukan terak (cairan kental) dari pengotor bijih besi oleh batu kapur
KIMIA UNSUR
3
materi78.co.nr
KIM 4
CaCO3(s) d CaO(s) + CO2(g)
Pembuatan silikon:
CaO(s) + SiO2(s) d CaSiO3(l)
Reduksi kuarsa 1) Reduksi kuarsa
3CaO(s) + P2O5(g) d Ca3(PO4)2(l)
SiO2(l) + C(s) d Si(l) + 2CO(g)
Pembuatan tembaga:
2) Pemurnian
Reduksi kalkopirit
Si(l) d Si(s)
1) Flotasi
Si(s) + 2Cl2(g) d SiCl4(g)
Serbuk kalkopirit diberi air dan minyak, sehingga tembaga berminyak dan mengapung.
3) Pengendapan SiCl4(g) + 2H2(g) d Si(s) + 4HCl(g)
2) Pemanggangan 4CuFeS2(s) + 9O2(g)
F.
d 2Cu2S(s)
+ 2Fe2O3(s) + 6SO2(g)
3) Peleburan Peleburan menghasilkan lapisan Cu 2S dan Fe cair, dan lapisan FeSiO3 cair (terak). 4) Reduksi Menghasilkan tembaga kotor yang disebut tembaga lepuh. 2Cu2S(l) + 3O2(g) d 2Cu2O(s) + 2SO2(g) Cu2S(l) + Cu2O(s) d 2Cu(s) + SO2(g) 5) Elektrolisis (pemurnian logam) Cu murni dijadikan katoda, Cu kotor di jadikan anoda, dan larutan CuSO 4 dijadikan elektrolitnya. Pengotor-pengotor Cu biasanya adalah Ag, Au, Pt, Fe dan Zn. Selama elektrolisis, logam pengotor tidak akan larut, tetapi membentuk lumpur anoda, sehingga tembaga menjadi murni.
PEMBUATAN SENYAWA
Senyawa H2SO4
Proses kontak Bilik timbal
NaOH
Proses klor-alkali
NaHCO3
Proses Solvay
Na2CO3
Proses Solvay
NH3
Proses Haber-Bosch
HNO3
Proses Ostwald
baja
Proses tungku oksigen
1) Pembakaran belerang S(s) + O2(g) → SO2(g) 2) Oksidasi belerang dioksida 2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g) Reaksi ini dilakukan pada suhu sekitar 500°C dan tekanan 1 atm, dan dengan katalis V2O5. 3) Pelarutan belerang trioksida SO3(s) + H2SO4(aq) → H2S2O7(l) 4) Asam pirosulfat direaksikan dengan air
Proses Hall-Heroult
H2S2O7(l) + H2O(l) → H2SO4(aq)
1) Pelarutan bauksit Al2O3(s) + 2NaOH(aq) + 3H 2O(l) d 2NaAl(OH)4(aq)
2) Pengendapan + Na2CO3(aq) + H 2O(l)
3) Pemanasan 2Al(OH)3(s) d Al2O3(s) + 3H2O(g) Selanjutnya proses elektrolisis bauksit yang dicampur dengan lelehan kriolit agar titik didihnya turun. :
2Al2O3
K (-) : 4Al3+ + 12e A (+) :
Proses klor-alkali adalah elektrolisis larutan NaCl pada pembuatan NaOH: :
2NaCl
d 2Na+ +
2Cl -
K (-) :
2H2O + 2e
d 2OH- +
2H2
E
2NaAl(OH)4(aq) + CO 2(g)
E
Proses kontak pada pembuatan H 2SO4:
Pembuatan aluminium:
d 2Al(OH)3(s)
Cara Pembuatan/Proses
d 4Al3+ +
A (+) :
2Cl- d Cl2 + 2e
+
2NaCl + 2H2O
d 2Na+ +
2OH- + 2H2 + Cl2
2NaCl + 2H2O
d 2NaOH +
2H2 + Cl2
Proses Sovlay pada pembuatan NaHCO 3 dan Na2CO3: 1) Pemanasan batu kapur
6O2-
CaCO3(s) → CaO(s) + CO 2(g)
d 4Al
6O2-
d 3O2 +
12e
2Al2O3
d 4Al +
3O2
+
Elektroda yang digunakan adalah grafit. Oksigen yang dihasilkan bereaksi dengan grafit, sehingga anoda harus diganti ketika telah habis.
2) Pembentukan asam karbonat CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq) 3) Penambahan amonia H2CO3(aq) + NH3(g) → NH4HCO3(aq)
KIMIA UNSUR
4
materi78.co.nr
KIM 4
4) Pembentukan NaHCO3 NH4HCO3(aq) + NaCl(aq) → NaHCO3(s) + NH4Cl(aq)
Endapan NaHCO3 kemudian dipisahkan melalui penyaringan, dan dapat diolah kembali menjadi Na2CO3. 5) Pemanasan NaHCO3 menghasilkan Na2CO3 2NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) Proses Haber-Bosch pada pembuatan NH 3: N2(g) + 3H2(g) qe 2NH3(g) Reaksi ini dilakukan pada suhu tinggi dan tekanan tinggi, dan dengan katalis serbuk Fe. Untuk mengurangi reaksi balik, amonia yang terbentuk segera dipisahkan. Proses Ostwald pada pembuatan HNO 3: 1) Pembentukan nitrogen oksida 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H 2O(g) 2) Pembentukan nitrogen dioksida
Baja adalah aliasi logam yang dibentuk dari logam utama besi, sedikit karbon dan logam lain. Berdasarkan menjadi:
kadar
3NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) + NO(g)
terbagi
Rendah
Menengah
Tinggi
Kadar C
0,05-0,3%
0,3-0,6%
0,6-1,5%
Sifat
mudah ditempa
sukar ditempa
sangat keras dan kuat
poros as, rel, palu, obeng
bor, pemotong logam, palu pandai besi
Sifat
Contoh
badan mobil, pipa, Contoh rantai, corong, baut Contoh-contoh baja: Nama
Aliasi
Stainless steel Cr, Ni tahan karat
perkakas dapur, alat pemotong
Baja kromiumvanadium
Cr, V
kuat
poros as, roda gigi
Baja mangan
Mn
keras dan kuat
per, mesin penghancur
Baja silikon
Si
keras dan kuat
magnet
Baja invar
Ni
sukar memuai
alat ukur
Proses tungku oksigen pada pembuatan baja: 1) Besi gubal dari proses tanur tiup dimasukkan ke dalam tungku oksigen.
baja
Beda
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) 3) Pembentukan asam nitrat
karbon,
2) Tungku oksigen lalu ditiupkan oksigen, sehingga kadar karbon turun karena teroksidasi menjadi CO, dan pengotor diikat CaO menjadi terak.
KIMIA UNSUR
5
materi78.co.nr
KIM 4
Kimia Unsur Non-Logam A.
Penggunaan gas mulia:
GAS MU LIA
Golongan Unsur E. valensi Konf. e. Sifat
1) Helium (He)
VIIIA 2He, 10Ne, 18Ar, 36Kr, 54Xe, 86Rn 2 (He), 8 (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) ns2 (He), ns2 np6 (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
He
Ne
Ar
nama helium neon
Kr
- Pengisi balon udara yang ringan. - Isi tabung penyelam (80% He, 20% O). - Pendingin reaktor nuklir.
Xe
- Pencipta lingkungan inert.
Rn
2) Neon (Ne)
argon kripton xenon radon
- Pengisi tube lamp, reklame dan TV tabung.
no. a.
2
10
18
36
54
86
- Pendingin reaktor nuklir.
Ar
4
20
40
84
131
222
- Lampu runway bandar udara.
e.v.
2
8
8
8
8
8
konf. e.
2
1s2
2
2
2
[He] 2s [Ne] 3s [Ar] 4s 2p6 3p6 4p6
reaktif sangat tidak reaktif
[Kr] 5s [Xe] 6s 5p6 6p6
- Pengisi tube lamp dan bola lampu dengan kawat tungsten.
tidak reaktif gas
warna
tak berwarna, tak berbau, tak berasa merah merah merah pucat jingga muda
- Pencipta lingkungan inert. 4) Kripton (Kr)
wujud
nyala
3) Argon (Ar) 2
biru putih
biru hijau
- Pengisi lampu fluorosens, mercusuar dan runway bandar udara. -
5) Xenon (Xe) - Pembuatan tabung elektron.
Gas mulia adalah unsur gol. VIIIA yang ditemukan di alam dalam bentuk monoatomik.
- Pembiusan pada bedah. - Lampu blitz pada kamera.
Sifat-sifat gas mulia:
6) Radon (Rn)
Sifat
Tren
Secara umum
Jari-jari atom
↑
relatif kecil
EI
↓
sangat tinggi
AE
↓
rendah
KE
↓
rendah
TL-TD
↑
rendah, perbedaan TL & TD kecil
Sifat
F
Cl
Br
I
Kereaktifan
↑
sangat tidak reaktif
nama
fluorin
klorin
bromin
iodin
Kestabilan
↓
stabil
no. a.
9
17
35
53
Ar
19
35,5
80
127
e.v.
7
7
7
7
Gas mulia sangat tidak reaktif disebabkan oleh: 1) Konfigurasi elektronnya memenuhi kaidah duplet (He) dan oktet (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), sehingga EI sangat tinggi. 2) Jari-jari atomnya relatif kecil. Walau sukar bereaksi, pada tahun 1962 senyawa XePtF 6 berhasil dibuat oleh ilmuwan bernama Neil Bartlett dan Lohman. Senyawa yang dapat dibentuk dari gas mulia hanyalah Kr, Xe dan Rn saja (EI kecil), dan berikatan dengan F atau O (KE besar). Contoh: XeF 2, XeF4, XeF6, KrF2, RnF2, XeO2, XeO4, H4XeO6, dll.
- Terapi radiasi penderita kanker. B.
HALOGEN
Golongan Unsur E. valensi Konf. e.
konf. e.
VIIA 9F, 17Cl, 35Br, 53I, 85At 7 ns2 np5
[He] 2s2 2p5 [Ne] 3s2 3p5 [Ar] 4s2 4p5 [Kr] 5s2 5p5
biloks*
-1
wujud
gas
warna
kelarutan dalam air
-1, +1, +3, -1, +1, +5, -1, +1, +7 +5, +7 +7 gas
kuning
hijau
bereaksi
larut, bereaksi sedikit
cair
padat
coklat
hitam (padat), ungu (gas)
larut, bereaksi sukar larut sedikit
*paling umum
Halogen adalah unsur gol. VIIA yang ditemukan di alam dalam bentuk diatomik (F 2, Cl2, Br2, dan I2).
KIMIA UNSUR
1
materi78.co.nr
KIM 4
Sifat-sifat halogen:
Oksida halogen yang dapat terbentuk:
Sifat
Tren
Secara umum
Jari-jari atom
↑
EI
kecil
Oksida halogen
Biloks halogen
X2 : O2
↓
rendah
X2O
+1
2:1
AE
↓
tinggi
X2O3
+3
2:3
KE
↓
tinggi
X2O5
+5
2:5
TL-TD
↑
rendah, uapnya menyengat dan berbahaya
X2O7
+7
2:7
Kereaktifan
↓
sangat reaktif
Kestabilan
↓
tidak stabil
↓
oksidator kuat
↑
pembentuk asam kuat
E
o
Kuat asam <
Halogen sangat reaktif disebabkan oleh elektron valensi berjumlah 7, sehingga EI sangat rendah. Bukti sangat reaktifnya unsur halogen:
Fluorin hanya dapat membentuk oksida X 2O dengan biloks -1 saja. Contoh: 2F 2(g) + O2(g)
2F2O(g)
→
2Br2(g) + 3O2(g) 2I2(s) + 5O2(g)
2Br2O3(g)
→
2I2O5(g)
→
2Cl2(g) + 7O2(g)
2Cl2O7(g)
→
4) Reaksi dengan halogen Halogen 1 + Halogen 2
1) Mudah menguap dan menyublim. 2) Fluorin sangat reaktif dengan air, sedangkan klorin dan bromin bereaksi sedikit. 3) Pembentuk basa kuat dalam air. 5) Oksidator kuat. Kekuatan asam-asam dari unsur halogen: Kekuatan asam halida Titik didih HF > HI > HBr > HCl
Kekuatan asam oksi halogen berbeda HClO > HBrO > HIO (dll.) Kekuatan asam oksi halogen sama HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO (dll.) Reaksi-reaksi pada unsur halogen:
Nilai n yang memenuhi n = {1, 3, 5, 7}.
Contoh: I2(s) + Cl2(g)
2ICl(s)
→
Cl2(g) + 3F2(g) Br2(l) + 5F2(g) I2(s) + 7F2(g)
2ClF3(g)
→
2BrF5(g)
→
2IF7(g)
→
5) Reaksi pendesakan antarhalogen Halogen 1 + Ion Halogen 2 Ion Halogen 1 + Halogen 2 Halogen 1 harus lebih kuat mendesak halogen 2. Halogen 1 harus berada di atas halogen 2 pada sistem periodik unsur.
1) Reaksi dengan air F2 + Air
A2 + nB d 2ABn 2 Keelektronegatifan halogen 2 harus lebih besar dari keelektronegatifan halogen 1.
4) Pembentuk garam kuat.
HI > HBr > HCl > HF
Antarhalogen
Asam Halida + O2 Contoh: Br2(l) + 2KI(aq) d 2KBr(aq) + I 2(s)
Cl2 /Br2 /I2 + Air Asam Halida + Asam Hipohalit Fluorin sangat reaktif dengan air, sedangkan klorin dan bromin bereaksi sedikit. Contoh: 2F 2(g) + 2H2O(l) Cl2(g) + H2O(l)
4HF(aq) + O 2(g)
→
HCl(aq) + HClO(aq)
→
– Br2(l) + 2I–(aq) d 2Br (aq) + I2(s)
Br2(l) + 2NaCl(aq) sd Br2(l) + 2Cl–(aq) sd 6) Reaksi dengan basa F2 + Basa Oksida Halogen + Garam Halida + Air
2) Reaksi dengan hidrogen Halogen + H2
Asam Halida
Contoh: F2(g) + H2(g)
→
Br2(l) + H2(g)
→
2HF(aq) 2HBr(aq)
3) Reaksi dengan oksigen Halogen + O2
Cl2 /Br2 /I2 + Basa Garam Halat + Garam Halida + Air
Oksida Halogen
Reaksi halogen dengan basa tergolong reaksi disproporsionasi. Pada klorin, basa harus dipanaskan agar reaksi tuntas.
KIMIA UNSUR
2
materi78.co.nr
KIM 4 3) Bromin (Br)
Contoh: Reaksi fluorin dengan NaOH
- NaBr sebagai obat penenang.
2F2(g) + 2NaOH(aq)
- AgBr sebagai bahan pembuat negatif film.
F2O(g) + 2NaF(aq) + H 2O(l)
- CH3Br sebagai bahan pemadam kebakaran.
→
Reaksi klorin dengan KOH 3Cl2(g) + 6KOH(aq)
4) Iodin (I) - AgI sebagai garam untuk fotografi.
→
KClO3(aq) + 5KCl(aq) + 3H 2O(l)
- NH4I untuk lensa polaroid.
7) Reaksi dengan non-logam dan metaloid Non-Logam/Metaloid + Halogen Non-Logam/Metaloid Halida
C
N
O
nama
hidrogen
karbon
nitrogen
oksigen
gol.
IA
IVA
VA
VIA
no. a.
1
6
7
8
Ar
1
12
14
16
e.v.
1
4
5
6
2BCl3(g)
konf. e.
1s1
CCl4(l)
wujud
gas
padat
gas
gas
bentuk bebas
diatomik (H2)
monoatomik
diatomik (N2)
diatomik (O2)
XeF2(g)
→
2KrF4(g)
→
Dengan unsur periode kedua 2B(s) + 3Cl2(g)
→
C(s) + 2Cl2(g)
→
N2(g) + 3Cl2(g)
→
2NCl3(l)
Dengan unsur golongan VA (kec. N) Halogen cukup P4(s) + 6Cl2(g)
4PCl3(g)
→
2As(s) + 3Cl2(g)
→
2AsCl3(l)
2Sb(s) + 3Cl 2(g)
→
2SbCl3(s)
Halogen berlebih P4(s) + 10Cl2(g)
4PCl5(l)
→
3As(s) + 5Cl2(g)
→
3Sb(s) + 5Cl2(g)
→
3AsCl5(l) 3SbCl5(l)
8) Reaksi dengan logam
[He] 2s2 2p2 [He] 2s2 2p3 [He] 2s2 2p4
Penggunaan unsur non-logam utama: 1) Hidrogen (H) - H2O, penyusun molekul air. - Bahan bakar roket dan pengisi balon. - Reduktor mineral. - Produksi produk petrokimia. 2) Nitrogen (N) - Penyusun molekul protein, RNA dan DNA. - Pencipta lingkungan inert.
Logam + Halogen
Garam Halida
Logam selain Pt dan Au akan membentuk kation dengan biloks tertingginya. Contoh: 2Na(s) + Cl2(g)
UNSUR NO N- LOGAM UTAMA
H
Dengan gas mulia 2Kr(g) + 2F2(g)
C.
Sifat
Contoh: Xe(g) + F 2(g)
- Identifikasi amilum.
2NaCl(aq)
→
2Fe(s) + 3Cl2(g)
2FeCl3(aq)
→
Penggunaan unsur halogen: 1) Fluorin (F)
- NH3, untuk bahan baku pupuk urea dan ZA, cairan pendingin, dan membuat senyawa nitrogen lain. - HNO3, untuk bahan baku peledak TNT, nitrogliserin dan nitroselulosa. 3) Oksigen (O) - Oksidator universal reaksi kimia.
- NaF sebagai pengawet kayu.
- O3, pelindung bumi dari radiasi sinar UV.
- Na2SiF6 untuk campuran pasta gigi.
- Penerima elektron terakhir respirasi aerob.
- HF untuk sketsa pada kaca. 2) Klorin (Cl)
4) Karbon (C) - Penyusun senyawa organik.
- NaCl untuk garam dapur, pengawet makanan, dan pencair salju di jalan raya.
- CO2, bahan baku fotosintesis, pemadam kebakaran, minuman ringan, es kering.
- ZnCl2 untuk bahan pematri/solder.
- Elektroda baterai kering dan sel elektrokimia.
- NH4Cl sebagai pengisi baterai kering.
- Bahan dasar pensil, kosmetik dan pelumas.
- HCl sebagai pembersih permukaan logam. - NaClO sebagai pemutih pakaian. - KCl sebagai campuran pupuk, bahan peledak, dan korek api.
KIMIA UNSUR
3
materi78.co.nr
KIM 4
Kimia Unsur Logam A.
Reaksi-reaksi pada logam alkali:
LOGAM ALKALI
Golongan Unsur E. valensi Konf. e. Sifat
1) Reaksi dengan air
IA 3Li, 11Na, 19K, 37Rb, 55Cs, 87Fr 1 ns2 Li
Na
K
L. Alkali + Air
Contoh: 2Na(s) + 2H2O(l) 2K(s) + 2H2O(l)
Rb
Cs
litium natrium kalium rubidium sesium
nama no. a.
3
11
19
37
55
Ar
7
23
39
85,5
133
e.v.
1
1
1
1
1
biloks
+1
+1
+1
+1
+1
[Kr] 5s1
[Xe] 6s1
konf. e. [He] 2s1 [Ne] 3s1 [Ar] 4s1
sangat reaktif
reaktif ikatan senyawa
ion
ion
ion
ion
padat lunak, mudah diiris
warna
abu-abu merah
kuning
ion
merah
biru
Hidrida Alkali
Contoh: 2Na(s) + H2(g) 2K(s) + H2(g)
2NaH(s)
→
2KH(s)
→
3) Reaksi dengan oksigen Oksigen cukup Oksida Alkali
Contoh: 4Na(s) + O2(g)
2Na2O(s)
→
Peroksida Alkali
Contoh: 2Na(s) + O2(g) K/Rb/Cs + O2 Contoh: K(s) + O2(g)
Sifat-sifat logam alkali: Sifat
Tren
Secara umum
Jari-jari atom
↑
besar
EI
↓
rendah
AE
↓
rendah
KE
↓
rendah
TL-TD
↓
rendah
↑ (kec. Li)
reduktor kuat
Kereaktifan
↑
sangat reaktif
Kestabilan
↓
tidak stabil
Kekerasan
↓
lunak
Kuat basa
↑
pembentuk basa kuat
E
2KOH(aq) + H2(g)
→
Oksigen berlebih
Alkali adalah unsur gol. IA yang ditemukan di alam dalam bentuk senyawa umumnya.
o
L. Alkali + H 2
Na + O 2
ungu
2NaOH(aq) + H2(g)
→
2) Reaksi dengan hidrogen
L. Alkali + O 2
wujud nyala
Basa Alkali + H2
Na2O2(s)
→
Superoksida Alkali KO2(s)
→
4) Reaksi dengan halogen L. Alkali + X 2
Halida Alkali
Contoh: 2Na(s) + Cl2(g) 2K(s) + Br2(g)
2NaCl(s)
→
2KBr(s)
→
Penggunaan logam alkali: 1) Litium (Li) - Pengisi baterai litium-ion. - Penambah daya tahan korosi Al. 2) Natrium (Na) - Reduktor, menghasilkan Ti. - Pendingin reaktor nuklir.
Logam alkali sangat reaktif disebabkan oleh:
- Pengisi lampu jalan raya.
1) Elektron valensi 1, sehingga EI rendah.
- NaOH untuk pembuatan sabun dan kertas.
2) Jari-jari atom besar.
- NaCl untuk garam dapur, pengawet makanan, dan pencair salju di jalan raya.
3) Ikatan logam lemah. Bukti sangat reaktifnya logam alkali: 1) Sangat reaktif terhadap air. 2) Pembentuk basa kuat dalam air. 3) Reduktor kuat dan konduktor yang baik.
- NaHCO3 untuk soda kue. - Na2CO3 untuk pengolahan air, pembuatan sabun, detergen, obat, kertas, kaca. 3) Kalium (K) - KI dan KBr untuk garam pada fotografi. - KMnO4 sebagai disinfektan. - KCl dan K2SO4 untuk campuran pupuk.
KIMIA UNSUR
1
materi78.co.nr B.
KIM 4 Logam alkali tanah Ca, Sr dan Ba reaktif terhadap air, Mg hanya bereaksi dalam air panas, dan Be tidak bereaksi sama sekali.
ALKALI TANAH
Golongan Unsur E. valensi Konf. e.
IIA 4Be, 12Mg, 20Ca, 38Sr, 56Ba, 88Ra 2 ns2
Contoh: Ca(s) Ca(s) + 2H2O(l) Sr(s) + 2H2O(l)
Ca(OH)2(aq) + H2(g)
→
Sr(OH)2(aq) + H2(g)
→
2) Reaksi dengan oksigen Sifat
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
L. Alkali T. + O 2
nama berilium magnesium kalsium stronsium barium no. a.
4
12
20
38
56
Ar
9
24,3
40
87,6
137,3
e.v.
2
2
2
2
2
biloks
+2
+2
+2
+2
+2
[Ne] 3s2
[Ar] 4s2
[Kr] 5s2
[Xe] 6s2
konf. e. [He] 2s2 reaktif
kurang reaktif
ikatan kovalen senyawa wujud
reaktif
ion
padat
ion
Oksida Alkali T.
Logam alkali tanah Ca, Sr dan Ba reaktif terhadap oksigen, Be dan Mg hanya bereaksi pada permukaannya saja. Contoh: 2Ca(s) + O 2(g)
→
2CaO(s)
2Ba(s) + O 2(g)
→
2BaO(s)
3) Reaksi dengan halogen L. Alkali T. + X 2
ion
ion
Halida Alkali T.
Contoh: Mg(s) + Cl2(g)
padat agak lunak
Ca(s) + I2(g)
MgCl2(s)
→
CaI2(s)
→
warna abu-abu
perak
perak
perak
perak
4) Reaksi dengan asam kuat
nyala
putih
jingga
merah
hijau
L. Alkali T. + Asam Kuat
putih
Alkali tanah adalah unsur gol. IIA yang ditemukan di alam dalam bentuk senyawa umumnya. Sifat-sifat logam alkali tanah: Sifat
Tren
Secara umum
Jari-jari a.
↑
besar
EI
↓
rendah (>alkali)
AE
↓
rendah (
KE
↓
rendah (>alkali)
TL-TD
↓
rendah (>alkali)
o
E
↑
reduktor kuat
Kereaktifan
↑
reaktif, tidak sereaktif alkali
Kekerasan
↓
lunak (>alkali)
Kuat basa
↑
pembentuk basa kuat (
Logam alkali tanah reaktif disebabkan oleh: 1) Elektron valensi 2, sehingga EI rendah, tapi lebih tinggi dari alkali. 2) Jari-jari atom besar, tapi lebih kecil dari alkali.
Garam + H 2
Contoh: Ca(s) + 2HCl(aq)
→
CaCl2(aq) + H2(g)
Sr(s) + 2HBr(aq)
→
SrBr2(aq) + H2(g)
5) Reaksi dengan basa kuat L. Alkali T. + Basa Kuat + Air Basa Lain + H 2 Contoh: Sr(s) + 2NaOH(aq) + 2H2O(l) Na2Sr(OH)4(aq) + H2(g)
→
Kelarutan alkali tanah sebagai larutan: OH–
CrO42–
SO42–
C2O42–
CO32–
Be2+
x
√
√
x
x
2+
Mg
x
√
√
√
x
Ca2+
√
√
√
x
x
2+
√
√
x
x
x
Ba2+
√
x
x
x
x
Sr
1) Kelarutan pada hidroksida makin ke bawah makin besar.
3) Ikatan logam lemah, tapi lebih kuat dari alkali.
2) Kelarutan pada kromat, sulfat, oksalat makin ke bawah makin besar.
Bukti reaktifnya logam alkali tanah:
3) Alkali tanah tidak larut dalam karbonat.
1) Reaktif terhadap air, kecuali Be dan Mg.
Air sadah adalah air yang mengandung kadar mineral yang tinggi, dan menyebabkan daya buih sabun berkurang.
2) Pembentuk basa kuat dalam air, tapi lebih lemah dari basa alkali. 3) Reduktor kuat, lebih lemah dari alkali, dan konduktor yang baik, lebih baik dari alkali.
Air sadah terdiri dari: Air sadah
Sementara
Tetap
Reaksi-reaksi pada logam alkali tanah:
Kation terlarut
1) Reaksi dengan air
Anion terlarut
HCO3–
selain HCO3–
Cara penghilangan
pemanasan
penambahan Na2CO3
L. Alkali T. + Air
Basa Alkali T. + H 2
Ca2+ dan Mg 2+
KIMIA UNSUR
2
materi78.co.nr
KIM 4
Penggunaan logam alkali tanah:
2) Kalsium Kalsium (Ca) (Ca)
1) Magnesium (Mg)
- Ca(OH)2 untuk pengolahan pembuatan soda.
- Aliasi magnalium (Mg-Al) untuk bahan konstruksi bangunan, kendaraan, kapal laut, pesawat terbang.
air
dan
- CaCO3 untuk beton, batu bata dan marmer bangunan.
- Mencegah korosi pipa bawah tanah. - Mg(OH)2 untuk obat maag.
- CaO digunakan dalam industri besi, semen, soda dan kaca.
- MgCl2.6H2O untuk kain, kertas, keramik.
- CaC2 untuk membuat gas asetilena (C 2H2).
Sifat
Na
Mg
nama
natrium
no. a.
11
12
Ar
23
e.v.
1
biloks bilo ks
+1
Al
Si
P
S
Cl
Ar
silikon sili kon
fosforr fosfo
sulfur
klorin klori n
argon
13
14
15
16
17
18
24,3
27
28
31
32
35,5
40
2
3
4
5
6
7
8
magnesium magn esium alum aluminium inium
+2 1
2
+4, -4 1
2
-3, + 3 + 5 -2, +2, +4, +6 -1, +1, +3, +5, +7 2
[Ne] 3s 3p
4
2
non-logam
non-logam
non-logam
non-logam
kristal kovalen poliatomik raksasa (P4)
poliatomik (S8)
diatomik (Cl2)
monoatomik (Ar)
[Ne] 3s2 3p6
sifat
logam
logam
logam
bentuk di alam
logam
logam
logam
reaktif
sangat sangat reaktif reaktif
reaktif
reaktif
reaktif
reaktif
reaktif
ikatan seny.
ion
ion
ion-kovalen
kovalen
kovalen
kovalen
kovalen
kovalen
wujud
padat
padat
padat
padat
padat
padat
gas
gas
Unsur periode ketiga terdiri atas 13Al, 14Si, 15P, 16S, 17Cl, 18Ar.
11Na, 12Mg,
Sifat-sifat unsur periode ketiga:
Jari a. EI
Tren ↓
↑
sangat reaktif tidak reaktif
Penggunaan unsur periode ketiga:
UNSUR PERIODE K ETI GA
Sifat
[Ne] 3s 3p
5
[Ne] 3s
metaloid
[Ne] 3s 3p
2
0
3
[Ne] 3s 3p [Ne] 3s 3p
2
konf. e.
C.
[Ne] 3s
+3 2
Keterangan
Na terbesar
Ar terkecil
Ar terbesar
Na terkecil
1) Aluminium (Al) - Aliasi magnalium (Mg-Al) untuk bahan konstruksi bangunan, kendaraan, kapal laut, pesawat terbang. - Bahan peralatan dapur dan kemasan kaleng. - KAl(SO4)2, tawas untuk penjernihan air. 2) Silikon (Si) - Bahan baku microprocessor komputer, kalkulator dan baterai solar.
Reduktor
↓
Na reduktor terkuat
Oksidator
↑
Cl oksidator terkuat
↑ (kec. gol.
Cl terbesar (negatif)
Mg terkecil (positif)
Cl terbesar
Beda
Fosfor merah
Fosfor putih
Na terkecil
struktur
amorf
tetrahedral
Na mudah jadi ion +
kerapatan
lebih rapat
kurang rapat
Cl mudah jadi ion –
↑ (IA – IVA)
Si tertinggi
tidak larut
larut
kelarutan dalam CS2
↓ (VA – VIIIA)
Ar terendah
bersinar
tidak
ya
NaOH (basa kuat)
beracun
tidak
ya
Mg(OH)2 (basa kuat)
reaktif
kurang reaktif
reaktif
Al(OH)3 (amfoter) H3SiO3 (asam lemah)
300oC
35oC
terbakar pada
H3PO3 (asam lemah)
korek api dan kembang api
racun tikus
H2SO4 (asam kuat)
kegunaan
HClO4 (asam kuat)
AE KE Logam TL-TD
Asam
Basa
IIA dan VIIIA) ↑
↓
↑
↓
- Bahan baku kaca, tanah liat dan semen. - Na2SiO3 untuk bahan pembuatan sabun. 3) Fosfor (P) - Alotrop fosfor (P 4):
KIMIA UNSUR
3
materi78.co.nr
KIM 4 Sifat-sifat kemagnetan unsur:
- H3PO4 untuk bahan baku pupuk superfosfat, pembersih lantai, insektisida.
1) Diamagnetik , sedikit menjauhi medan magnet, karena seluruh elektron berpasangan.
- Na5P3O10 (STPP) untuk campuran detergen. - POCl3 untuk bahan pemadam kebakaran.
Contoh: Cu, Zn, Ag, Cd, Au, Hg.
- P4O6 dan P4O10 untuk bahan baku pupuk.
2) Paramagnetik , sedikit mendekati medan magnet, karena 1 elektron tak berpasangan.
4) Sulfur/belerang (S) - H2SO4 untuk pengisi aki, bahan peledak.
Contoh: logam transisi pada umumnya. 3) Ferromagnetik , tertarik kuat menuju medan magnet, karena banyak elektron tak berpasangan.
- (NH4)2SO4 untuk bahan baku pupuk ZA. - FeSO4.7H2O untuk bahan baku tinta. D.
LOGAM TRANSISI
Contoh: Fe, Co, Ni.
Logam transisi adalah logam yang terdapat pada golongan B atau blok d.
Logam transisi umumnya bersifat paramagnetik karena memiliki orbital d yang mengandung elektron tak berpasangan.
Ciri-ciri umum logam transisi: 1) Bersifat paramagnetik pada umumnya.
Logam transisi memiliki berbagai macam warna karena tingkat energi elektron yang hampir s ama, yang dapat berpindah-pindah dengan menyerap sinar tampak.
2) Ion dan senyawanya berwarna. 3) Mempunyai lebih dari 1 bilangan oksidasi. 4) Dapat membentuk senyawa ion kompleks. 5) Berfungsi sebagai katalis reaksi.
Logam transisi memiliki lebih dari 1 biloks karena untuk mencapai kestabilan, elektron valensi dapat dilepaskan baik dari orbital s atau d.
6) Memiliki ikatan logam sehingga keras dan konduktor yang baik. Sifat
Sc
Ti
V
Cr
Mn
skandium titanium vanadium kromium mangan
nama
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
ferrum
kobalt
nikel
cupprum
zink
no. a.
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Ar
45
47,8
51
52
55
56
59
58,7
63,5
65,4
biloks*
+3
+4
+4, +5
+3, +6
+2, +4, +7
+2, +3
+2, +3
+2
+2
+2
konf. e. [Ar] 4s2 3d1 [Ar] 4s2 3d2 [Ar] 4s2 3d3 [Ar] 4s1 3d 3d5 [Ar] 4s2 3d5 [Ar] 4s2 3d 3d6 [Ar] 4s2 3d 3d7 [Ar] 4s2 3d8 [Ar] 4s1 3d 3d10 [Ar] 4s2 3d 3d10 wujud
padat, mengkilap
magnet
paramagnetik
ferromagnetik
diamagnetik
*stabil
Unsur transisi periode kempat terdiri atas 21Sc, 22Ti, 23V, 24Cr, 25Mn, 26Fe, 27Co, 28Ni, 29Cu, 30Zn.
- Penggunaan pada berbagai barang, seperti konstruksi bangunan, peralatan dapur, kendaraan, dll.
Penggunaan unsur transisi periode keempat:
6) Nikel Nikel (Ni) (Ni)
Skandium (Sc) (Sc) 1) Skandium
- Pembuatan baja tahan karat (stainless ( stainless steel ). ).
- Lampu listrik intensitas tinggi.
- Aliasi alniko (Al-Ni-Co) untuk magnet.
2) Titanium Titanium (Ti) (Ti)
Tembaga (Cu) (Cu) 7) Tembaga
- Bahan konstruksi tank dan roket.
- Aliasi kuningan (Cu-Zn) untuk kabel listrik.
- Bahan implan gigi, penyambung tulang, struktur penahan katup jantung.
- Aliasi perunggu (Cu-Sn) untuk medali.
3) Kromium Kromium (Cr) (Cr)
8) Seng Seng (Zn) (Zn)
- Logam penyepuh (electroplating ( electroplating ). ).
- Sebagai atap seng.
- Campuran aliasi dan pelapis logam.
- Bahan pembuat alat elektronik.
- H2CrO4 untuk membersihkan peralatan lab. 4) Mangan Mangan (Mn) (Mn) - MnO2 sebagai pengisi baterai kering. - MnO42- sebagai oksidator kuat. 5) Besi Besi (Fe) (Fe) - Logam utama dalam campuran aliasi.
E.
TATA NAMA ION KOMPLEKS
Ion kompleks adalah ion yang terbentuk dari kation logam yang berikatan dengan anion atau molekul netral lain. Istilah-istilah dalam ion kompleks antara lain: 1) Atom pusat pusat adalah kation logam yang menjadi pusat ikatan ion kompleks.
KIMIA UNSUR
4
materi78.co.nr
KIM 4
2) Ligan adalah molekul netral/gugus fungsi atau anion yang berikatan kovalen koordinasi dengan atom pusat. Ligan
Nama
Ligan
Nama
Netral/gugus fungsi Anion, akhiran -o H2O
akuo
NH3
amin
Contoh: F-
fluor o -
CH3
metil
CN
sianat o
NO
nitrosil
OH-
hidroks o
CO
karbonil
CO32-
karbonat o
N2
dinitrogen
C2O42-
oksalat o
O2
dioksigen
S2O32-
tiosulfat o
3) Bilangan koordinasi adalah jumlah ligan yang diikat oleh atom pusat. 4) Muatan ion kompleks adalah jumlah biloks atom pusat dan ligannya. Tata nama ion kompleks didasarkan pada aturan IUPAC. Aturan penamaan ion kompleks: 1) Nama ion kompleks terdiri atas nama ligan, lalu nama ion pusat, ditulis dalam satu kata. 2) Ketentuan nama ligan: a.
Di depan nama ligan ditambahkan indeks (-mono, -di, -tri, dst.) sesuai jumlah ligan.
b.
Jika jumlah ligan >1, maka urutan penulisannya berdasarkan abjad dalam bahasa Inggris sebelum diberi indeks.
3) Ketentuan nama atom pusat: a.
Jika ion kompleks positif, maka nama ion pusat adalah nama biasa dari logam.
b.
Jika ion kompleks negatif, maka nama ion pusat adalah nama Latinnya diberi akhiran –at.
Contoh 1: Nama dari [CrCl 2(CN)2(C2O4)2]2- adalah: muatan ion pusat = x -2 = x + 2(-1) + 2(-1) + 2(-2) x = 8 – 2 = +6 jadi, nama ion kompleks [CrCl2(CN)2(C2O4)2]2adalah diklorodisianodioksalatokromat(VI). Contoh 2: Rumus dan nama ion kompleks yang terdiri atas Fe3+, 2 OH- dan 4 ligan amin adalah: muatan ion kompleks = x x = (+3) + 2(-1) + 4(0) = +1 jadi, rumus molekul adalah [Fe(NH 3)4(OH)2]+ dan bernama tetraamindihidroksobesi(III).
KIMIA UNSUR
5
materi78.co.nr
KIM 4
Kimia Unsur Radioaktif A.
PENDAHULUAN
43Tc 84Po 87Fr
88Ra
85At
86Rn
89Ac 104Rf 105Db 106Sg 107Bh 108Hs 109Mt 110Ds 111Rg 112Cn 113Uut 114Fl 115Uup 116Lv 117Uus 118Uuo
61Pm 90Th
91Pa
92U
93Np 94Pu 95Am 96Cm 97Bk
Sifat radioaktif adalah sifat yang dimiliki atom sebuah unsur karena memiliki inti tidak stabil. Pita kestabilan adalah daerah keberadaan intiinti isotop stabil suatu unsur.
98Cf
99Es 100Fm 101Md 102No 103Lr
Macam-macam sinar radioaktif: α (+)
β (-)
γ (0)
daya tembus makin besar daya ionisasi makin kecil
) N ( n o r t u e n h a l m u j
Sifat-sifat sinar radioaktif:
N>Z Z=N
1) Dapat menembus kertas atau lempengan logam tipis. 2) Dapat mengionisasi gas. 3) Dapat menghitamkan pelat film. 4) Dapat menyebabkan ZnS berpendar. 5) Dapat diuraikan oleh medan magnet.
Z>N jumlah proton (Z) Pada pita kestabilan: 1) Isotop stabil terletak pada pita kestabilan, sedangkan yang tidak berada di atas, bawah atau luar pita kestabilan. 2) Unsur bernomor 83 ke bawah bersifat stabil (kecuali teknisium dan prometium), namun dapat memiliki isotop yang tidak stabil yang disebut radioisotop. 3) Unsur bernomor di atas 83 pasti bersifat radioaktif. 4) Unsur bernomor 83 ke bawah berada pada pita kestabilan, sedangkan bernomor di atas 83 berada di luar pita kestabilan. Radioisotop dan unsur radioaktif dapat mencapai kestabilan dengan melepas sinar radioaktif dan partikel dasar. Sinar radioaktif adalah sinar yang dipancarkan dari reaksi inti.
Jenis-jenis partikel dasar: Partikel/gelombang
Muatan
Notasi
Sinar α
+
4 4 2α, 2He
Sinar β
–
Sinar γ /foton
0
Elektron
–
0 -1e
Proton
+
1 p, 11H 1
Neutron
0
0n
Positron (antielektron)
+
Antiproton
–
̅ 1 p -1
Deuteron/deuterium
+
2 1H
Triton/tritium
+
3 1H
Cara radioisotop dan mencapai kestabilan:
unsur
β 0 0 γ
0 -1
1
0 1e
radioaktif
1) Radioisotop terletak di atas pita kestabilan mengurangi jumlah neutron untuk stabil. 1 0 1 0n d 1p + -1e
KIMIA UNSUR
1
materi78.co.nr
KIM 4 235 139 94 1 92U + 0n d 56Ba + 36Kr + 90 235 143 1 92U + 0n d 38Sr + 54Xe +
2) Radioisotop terletak di bawah pita kestabilan mengurangi jumlah proton untuk stabil.
̅
1 p d 1n + 01e 1 1 p + -10e d 1n 1
0
Laju peluruhan dirumuskan:
0
3) Unsur radioaktif cenderung mengurangi jumlah proton dan neutron untuk stabil.
B.
3 10n
(aktivitas)
dapat
A = laju peluruhan inti (Bq atau dps) λ = tetapan peluruhan (1/s) N = jumlah inti
A = λ .N
2 11p + 2 01n d 42α
inti
3 10n
Waktu hidup adalah waktu yang dibutuhkan inti sampai seluruhnya meluruh, dapat dirumuskan:
PERSAMAAN REA KSI INTI
Reaksi inti adalah reaksi yang melibatkan perubahan jumlah neutron dan proton inti.
τ =
Persamaan reaksi inti adalah persamaan reaksi yang melibatkan perubahan nomor massa dan nomor atom. 1) Berlakunya hukum kekekalan nomor massa. 3) Berlakunya hukum kekekalan energi.
Nt No
Perbedaan reaksi fisi dan fusi: Reaksi
peluruhan inti
peleburan inti
Massa inti
massa reaktan lebih besar
massa produk lebih besar
Energi
lebih besar
lebih kecil
Reaksi fisi adalah reaksi peluruhan (disintegrasi) radioisotop/unsur radioaktif.
λ =
tetapan peluruhan (1/s)
ln2 λ
= τ.ln2
ln2 = 0,693
Jumlah inti sisa peluruhan setelah meluruh selama waktu tertentu dapat dirumuskan:
Reaksi inti terbagi menjadi reaksi fisi (peluruhan inti) dan reaksi fusi (peleburan inti) yang melepas energi dan tergolong reaksi eksoterm. Fusi
λ
t1/2 =
2) Berlakunya hukum kekekalan nomor atom.
Fisi
τ = waktu hidup (s)
Waktu paruh adalah waktu yang dibutuhkan inti untuk meluruh setengah dari massa awal, dapat dirumuskan:
Aturan pada reaksi inti:
Sifat
1
=
n
() 1 2
n=
t t1/2
Nt = jumlah sisa No = jumlah mula-mula t = waktu (s) t1/2 = waktu paruh (s)
Laju peluruhan inti (aktivitas) pada waktu tertentu dapat dirumuskan: At Ao
=
n
() 1 2
n=
t t1/2
Deret radioaktif dalam reaksi peluruhan inti:
inti
Deret
Contoh persamaan reaksi fisi: 1) Transmutasi alami Menghasilkan inti yang mencapai kestabilan. 234 238 4 92U d 90Th + 2α 208 212 4 84Po d 82Pb + 2α
Rumus inti Inti induk Inti stabil
Thorium
4n
232 90Th
208 82Pb
Neptunium
4n + 1
237 Np 93
209 83Bi
Uranium
4n + 2
238 92U
206 82Pb
Aktinium
4n + 3
235 92U
207 82Pb
Reaksi fusi adalah reaksi peleburan dua inti yang menghasilkan suatu inti baru.
14 14 0 6C d 7N + -1e
Contoh persamaan reaksi fusi:
̅
31 31 0 16S d 15P + 1e
2) Transmutasi buatan (penembakan inti)
2 3 4 1 1H + 1H d 2He + 0n
Menghasilkan inti yang tidak stabil.
1 1 2 0 1H + 1H d 1H + 1e
Notasi reaksi transmutasi buatan:
̅
C.
PENGGUNAAN RADIOISOTO P
Secara garis besar, radioisotop digunakan dalam dua hal:
T(x,y)P T = inti target x = partikel yang ditembakkan (proyektil) y = partikel yang dipancarkan P = inti produk 27 4 30 1 13Al + 2He d 15P + 0n
1) Sebagai perunut, yaitu untuk mempelajari suatu sistem. 2) Sebagai sumber radiasi, yaitu menghasilkan sinar-sinar radioaktif.
17 14 4 1 7N + 2He d 8O + 1H
KIMIA UNSUR
2
untuk
materi78.co.nr
KIM 4
Penggunaan radioisotop kedokteran dan ilmu biologi: Radioisotop
dalam
bidang
Fungsi/fokus
P-32
Cs-137
pengawetan makanan, aliran minyak, erosi tanah
Ir-192
kebocoran pipa, keretakan logam
Co-60
U-235
Ir-192
Pu-238
I-131
kanker/tumor
U-238
usia batuan
Am-241
detektor asap, detektor hidrokarbon, pengukur ketebalan benda
Cs-137 Ra-226 C-14
diabetes, anemia
O-15
paru-paru
Na-24
peredaran darah
P-32
mata, hati
Cr-51
limpa, protein darah, ginjal
Fe-59
sel darah merah
Co-60
sterilisasi alat kedokteran
Ga-67
getah bening
Se-75
pankreas
Sr-89
kelenjar prostat dan tulang
Tc-99
jantung, hati, paru-paru, tulang
I-125
hormon
I-131
kelenjar tiroid, hati, ginjal
Xe-133
paru-paru
Cs-137
sterilisasi alat kedokteran
Tl-201
jantung
pembangkit listrik (energi)
Penggunaan radioisotop dalam ilmu kimia dan fisika: Radioisotop C-14 O-15
Fungsi/fokus fotosintesis
O-18
esterifikasi
I-131
kesetimbangan kimia
Ag-110
titrasi
Penggunaan radioisotop dalam bidang lainnya: Radioisotop
Fungsi/fokus
C-14
usia fosil, khasiat tumbuhan
N-15
pupuk
Na-24
kebocoran pipa, aliran sungai
P-32
pupuk
Xe-41
kebocoran tangki reaksi
Co-60
pengawetan makanan
Kr-85
detektor polusi, pengukur ketebalan benda
Sb-124
kebocoran pipa
KIMIA UNSUR
3
materi78.co.nr
KIM 2
Laju Reaksi A.
Laju reaksi pada suatu reaksi yang terjadi melalui beberapa tahap, tahap yang dijadikan acuan sebagai laju reaksi adalah tahap yang berjalan lambat (mudah diamati).
KEMOLARAN
Dalam laju reaksi, besaran yang digunakan adalah kemolaran benda. Kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dari tiap liter larutan atau gas, menunjukkan kekentalan atau kepekatan. M=
Laju reaksi dicatat per interval waktu tertentu, misalnya per menit. Laju reaksi makin lama akan makin kecil nilainya, karena:
M =
kemolaran/molaritas (mol/L) n = jumlah mol zat terlarut (mol) V = volume larutan/ruangan gas (L)
n V
1) Jumlah reaktan yang semakin berkurang, dan pada akhirnya bernilai nol (reaksi selesai).
Kemolaran larutan juga dapat diketahui dari kadar zat terlarut, dapat dirumuskan: M=
ρ ×
K × 10 mm
2) Jumlah produk yang semakin bertambah dan pada akhirnya bernilai tetap (reaksi selesai).
ρ = massa jenis larutan
(kg/L) K = persen kadar zat terlarut mm = massa molar/Ar/Mr (kg)
Contoh: Pada pembakaran suatu senyawa, tercatat gas X yang dihasilkan pada tiap menitnya:
Kemolaran larutan dapat diubah dengan ditambahkan zat terlarut sehingga pekat atau ditambahkan zat pelarut sehingga encer, dan berlaku rumus pengenceran:
Waktu (menit)
Volume X (cm3)
0
0
1
10
2
19
3
26
4
32
5
35
6
35
7
35
M1.V1 = M2.V2 B.
LAJU REAKSI
Laju reaksi adalah kecepatan proses terjadinya suatu reaksi, sehingga reaktan habis dan berubah menjadi produk reaksi.
Laju sesaat pada menit ke-1
Perbandingan laju reaksi suatu reaksi sama dengan perbandingan koefisien reaksi.
v=
Laju reaksi merupakan perubahan jumlah molar zat per satuan waktu. ∆[x] ∆t
v=
laju reaksi (M/s) Δ[x] = perubahan konsentrasi molar zat (M) Δt = perubahan waktu (s)
v=
v=
2-1
= 9 cm 3 /menit
26-19 3-2
= 7 cm 3 /menit
26 3
= 8,67 cm3 /menit
Laju reaksi rata-rata (total)
2) Penambahan konsentrasi zat-zat produk karena perubahan reaktan per satuan waktu.
2) Laju reaksi diamati dari laju pengendapan zat, yaitu sampai bagian dasar tabung tidak terlihat.
19-10
Laju reaksi rata-rata selama 3 menit
1) Pengurangan konsentrasi zat-zat reaktan karena berubah menjadi produk per satuan waktu.
1) Laju reaksi diamati dari laju pembentukan gas, dengan mengumpulkannya ke tempat lain lalu diukur.
= 10 cm3 /menit
Laju sesaat pada menit ke-3
Dalam laju reaksi, terjadi:
Urutan pengamatan dari yang termudah dilakukan untuk mengamati laju reaksi.
1-0
Laju sesaat pada menit ke-2
v =
v=
10-0
v= C.
35 5
= 7 cm3 /menit
UNGKAPAN LAJU REA KSI
Laju reaksi dapat diungkapkan mengguna-kan rumus dan perbandingan koefisien reaksi. Laju pengurangan konsentrasi reaktan dinyatakan dalam tanda negatif (hanya simbol). Laju penambahan konsentrasi produk dinyatakan dalam tanda positif (hanya simbol).
3) Laju reaksi diamati sampai pereaksi padat hilang (reaksi telah selesai).
LAJU REAKSI
1
materi78.co.nr
KIM 2
Contoh: Menurut reaksi A + B
C + D
→
Orde reaksi total adalah penjumlahan orde reaksi seluruh zat reaktan.
Jawab:
Contoh:
Laju reaksi dapat diungkapkan:
Tentukan orde reaksi total dari persamaan laju reaksi berikut!
a.
Laju pengurangan [A]
v = k[A][B]
∆[A]
v=-
∆t
v=k
b. Laju pengurangan [B] ∆[B]
v=c.
∆t
Laju penambahan [C] v=+
[A]
v = k[A]2[B]
Orde total = 3
v = k[A]-2[B]1
Orde total = -1
1) Orde reaksi nol
∆t
v
∆[D] ∆t
konstan
Dalam perbandingan koefisien reaksi, maka laju reaksi dapat dinyatakan:
vA =
Orde total = 0
[B]
Macam-macam orde reaksi total umum:
∆[C]
d. Laju penambahan [D] v=+
Orde total = 2
koefisien A koefisien B
v = k[x]0
x vB
[x]
Contoh: Menurut reaksi 2N2O5
4NO + 3O 2
→
Laju pembentukan NO adalah 5 M/s. Tentukan laju penguraian N2O5 dan pembentukan O 2! Jawab:
Pada orde reaksi nol, laju reaksi tidak dipengaruhi oleh konsentrasi zat (konstan). 2) Orde reaksi satu
v v = [x]
Sesuai dengan perbandingan koefisien reaksi, v N2O5 =
∆[N2 O5 ] ∆t
=
2 ∆[NO] 4
v = k[x]
∆t
v N2O5 = 0,5 x 5 = -2,5 M/s v O2 =
∆[O2] ∆t
=
3 ∆[NO] 4
[x]
∆t
v O2 = 0,75 x 5 = +3,75 M/s D.
PERSAMAAN LAJU REAKSI
Persamaan laju reaksi dikaitkan dengan laju perubahan konsentrasi reaktan, dan dapat dituliskan: Pada reaksi
A+B
C + D
→
Nilai persamaan laju reaksi: v = k[A]x[B] y
Pada orde reaksi satu, pertambahan laju reaksi sama dengan perubahan konsentrasi zat. Apabila konsentrasi reaktan reaksi orde satu dikali faktor n, maka nilai laju reaksinya adalah n1 lebih besar. 3) Orde reaksi dua
v
k =
konstanta/tetapan laju reaksi x = orde/tingkat reaksi terhadap A y = orde/tingkat reaksi terhadap B x + y = orde reaksi total
v = k[x]2
Orde reaksi adalah pangkat konsentrasi yang menunjukkan tingkat reaksi suatu zat. Orde reaksi tidak ditentukan dari koefisien reaksi, tapi dari data eksperimen. Orde reaksi biasanya merupakan bilangan bulat positif, namun dapat bernilai pecahan, nol, atau negatif.
[x] Apabila konsentrasi reaktan reaksi orde satu dikali faktor n, maka nilai laju reaksinya adalah n2 lebih besar.
LAJU REAKSI
2
materi78.co.nr
KIM 2
Konstanta laju reaksi atau tetapan laju reaksi adalah tetapan yang harganya bergantung pada jenis pereaksi, suhu dan katalis.
V1
k. [NO]2 x . [Br2 ]2 y
10
(0,1) x
Harga konstanta laju reaksi:
20
1) Berbanding terbalik dengan perubahan waktu. Makin cepat reaksi berlangsung, maka harga k makin besar.
1
(0,4) x 1 x
=
=
2
V1
k=
0 =
[A]
1
M. s
=
v
M. s-1
=
[A]
M
k=
v
2 =
[A]
M.
2
M
v
3 =
[A]
M. s-1 3
M
M-2. s-1
=
v=
Persamaan laju reaksi dapat ditentukan melalui minimal tiga eksperimen, dengan mengubah konsentrasi. Untuk mencari orde reaksi suatu senyawa harus dibandingkan antar dua percobaan, dan senyawa selain itu harus dibuat tetap. Konstanta dicari setelah orde reaksi didapat. Contoh: dalam
reaksi
berikut,
F.
1 t
TEORI TUMBUKAN
Teori tumbukan adalah teori yang menjelaskan pengaruh faktor terhadap laju reaksi. Menurut teori tumbukan, suatu reaksi berlangsung sebagai hasil tumbukan antar partikel pereaksi yang memiliki energi cukup dan arah tumbukan yang tepat. Berdasarkan teori tumbukan, laju reaksi akan bergantung pada tiga hal utama berikut: 1) Frekuensi tumbukan 2) Energi partikel reaktan
2NOBr
→
[NO]
[Br2]
v
(M)
(M)
(M.s-1)
1
0,1
0,1
10
2
0,2
0,1
20
3
0,3
0,2
120
Eksperimen
1 y
Jika data eksperimen berupa waktu, maka nilai v adalah:
PENENTUAN PERSAMAAN LAJU REAKSI
2NO + Br 2
=
3
Orde reaksi ditentukan dengan logaritma jika nilainya bukan hasil pangkat bilangan bulat.
M-1. s-1
=
Pada eksperimen didapatkan data:
(0,3)x .(0,2) y
v = k[NO][Br 2]2
4) Reaksi orde tiga k=
20
Maka persamaan laju reaksinya adalah:
3) Reaksi orde dua s-1
1 y
(0,1)x .(0,1) y
=
k. [NO]2 x . [Br2 ]2 y 1 1
10
12
s-1
=
k. [NO]1 x . [Br2 ]1 y
(3) .(2) 12 = (2) 1 1 y = ( ) y=2 4 2 1
-1
2) Reaksi orde satu k=
=
V3
1) Reaksi orde nol M. s-1
x=1
Karena tidak ada, maka kita gunakan eksperimen mana saja.
Satuan konstanta laju reaksi berbeda-beda tiap orde. v
(2)
Untuk mencari orde reaksi Br 2, gunakan data eksperimen yang memuat konsentrasi NO dengan nilai sama.
2) Berbanding lurus dengan perubahan suhu. Makin tinggi suhu reaksi, maka harga k makin besar.
E.
=
V2
k. [NO]1 x . [Br2 ]1 y
Tentukan persamaan laju reaksi diatas! Jawab: Untuk mencari orde reaksi NO, gunakan data eksperimen yang memuat konsentrasi Br 2 dengan nilai tetap (eksperimen 1 dan 2).
3) Arah tumbukan Energi aktivasi/pengaktifan adalah energi minimum yang harus dimiliki reaktan, yang digunakan untuk mengaktifkan kemampuan reaksi sehingga reaktan dapat bereaksi. Makna energi aktivasi: 1) Jika bernilai rendah, berarti reaksi dapat terjadi pada suhu rendah. 2) Jika bernilai tinggi, berarti reaksi dapat terjadi pada suhu tinggi. Energi aktivasi disebut juga energi penghalang, karena reaktan harus ‘didorong’
LAJU REAKSI
3
materi78.co.nr
KIM 2
menuruni ‘bukit’ energi aktivasi sehingga dapat berubah menjadi produk.
memperbanyak jumlah tumbukan karena menurunkan energi aktivasi.
Kurva energi aktivasi reaksi:
- Sifat-sifat katalis:
1) Energi aktivasi reaksi eksoterm i g r e n e
1.
Terlibat dalam jalannya reaksi, namun jumlahnya tidak berubah.
2.
Mempercepat laju reaksi, namun tidak mengubah komposisi produk.
3.
Menurunkan energi aktivasi, tapi tidak menurunkan perubahan entalpi.
4.
Hanya dapat mengkatalisis reaksi tertentu.
5.
Dibutuhkan dalam jumlah sedikit.
6.
Dapat diracuni zat tertentu.
EA
R ΔE
P
- Kurva energi dikatalisis:
jalan reaksi 2) Energi aktivasi reaksi endoterm
aktivasi reaksi
yang
Energi aktivasi reaksi eksoterm
i g r e n e
i g r e n e
EA
EA EA’ R
P ΔE
R
jalan reaksi jalan reaksi
Faktor-faktor yang tumbukan adalah:
Energi aktivasi reaksi endoterm
mempengaruhi teori i g r e n e
1) Pengaruh konsentrasi dan luas permukaan - Konsentrasi berbanding tumbukan.
ΔE
P
dan luas permukaan lurus dengan frekuensi
EA’
- Makin besar konsentrasi reaktan, makin banyak jumlah partikel, sehingga partikel yang saling bertumbukan makin banyak.
P
- Peningkatan suhu meningkatkan energi kinetik rata-rata molekul, sehingga jumlah molekul yang mencapai energi aktivasi (bertumbukan) bertambah. 3) Pengaruh katalis - Katalis adalah zat yang mempercepat laju reaksi.
jalan reaksi tanpa katalis dikatalisis G.
- Suhu berbanding lurus dengan energi kinetik rata-rata partikel reaktan.
dapat Katalis
ΔE
R
- Makin luas permukaan bidang, maka makin luas pula bidang sentuh tumbukan, sehingga akan terjadi tumbukan yang lebih banyak. 2) Pengaruh suhu
EA
FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI
Dalam eksperimen untuk membuktikan faktorfaktor yang mempengaruhi laju reaksi, terdapat: 1) Variabel bebas/manipulasi, yaitu variabel yang dapat diubah-ubah dalam eksperimen. Contoh: ukuran keping pualam (faktor luas permukaan), konsentrasi zat (faktor konsentrasi).
LAJU REAKSI
4
materi78.co.nr
KIM 2
2) Variabel terkontrol, yaitu variabel yang dibuat tetap dalam seluruh eksperimen. Contoh: larutan yang diubah-ubah konsentrasinya, walaupun konsentrasi-nya berubah, jenis larutannya tetap. 3) Variabel terikat/respons, yaitu variabel yang dihasilkan eksperimen. Contoh: dari seluruh eksperimen terhadap faktor-faktor yang mem-pengaruhi laju reaksi, dihasilkan data berupa laju reaksi dan lama reaksi (waktu). Berdasarkan teori tumbukan, cepat lambatnya laju reaksi dipengaruhi oleh luas permukaan, konsentrasi reaktan, suhu dan katalis. Luas permukaan adalah luas bidang sentuh tempat terjadinya reaksi antara dua reaktan. Luas permukaan berbanding lurus dengan laju reaksi. k u d o r p h a l m u j n a h a b m a t r e p
∆T
v' = (n) X . v0 v' = laju reaksi akhir n = kelipatan pertambahan laju tiap Xo suhu ΔT = T2 - T1 = perubahan suhu X = perubahan suhu tiap kelipatan n v0 = laju reaksi awal
Contoh: Jika setiap 2°C laju reaksi meningkat sebesar 2 kali, dan jika pada suhu 25°C laju reaksi adalah 2,5 x 10-2 M/s, maka pada suhu 33°C laju reaksi nilainya menjadi? Jawab: n=2 X = 2oC ΔT
= 33-25 = 8°C
⁄ v' = (2) 2 . 2,5 x 10-2 8
kepingan halus, konsentrasi
v’ = 24. 2,5 x 10-2 v’ = 4 x 10-1 M/s Katalis adalah zat yang dapat mempercepat laju reaksi. Katalis menurunkan energi aktivasi, sehingga jumlah tumbukan bertambah banyak dan reaksi dapat diselesaikan lebih cepat.
waktu Benda yang permukaannya luas/halus mempercepat laju reaksi, karena bidang sentuh lebih luas, sehingga lebih banyak tumbukan yang dapat terjadi. Benda yang permukaannya sempit/kasar memperlambat laju reaksi, karena bidang sentuh lebih sempit, sehingga lebih sedikit tumbukan yang dapat terjadi. Konsentrasi reaktan berbanding lurus dengan laju reaksi. Semakin besar konsentrasi reaktan, maka semakin banyak jumlah partikel dalam suatu zat, sehingga partikel yang saling bertumbukan makin banyak, dan reaksi berlangsung lebih cepat. Suhu berbanding lurus dengan laju reaksi. Semakin tinggi suhu, maka makin besar energi kinetik rata-rata partikel reaktan, sehingga banyak molekul yang mencapai energi aktivasi (bertumbukan) bertambah, dan mempercepat laju reaksi. Pengaruh suhu terhadap laju reaksi dapat dihitung:
LAJU REAKSI
5
materi78.co.nr
KIM 3
Larutan Penyangga A.
b. Jika ditambahkan HCl 0,1 M 2mL
PENDAHULUAN
Asam akan bereaksi dengan HS - (basa),
Larutan penyangga (buffer/dapar) adalah larutan yang dapat mempertahankan nilai pH tertentu walaupun diberi zat lain. B.
HS-(aq) + H+(aq)
LARUTAN PENYANGGA ASAM
Larutan penyangga asam dapat mempertahankan pH < 7, tersusun atas campuran:
c.
2) Asam lemah dan basa konjugasinya
0,2 mmol
10 mmol
R
0,2 mmol
0,2 mmol
0,2 mmol
S
9,8 mmol
–
10,2 mmol
10,2 9,8
= 1,04 x 10 -6 pH = 5,98
Jika ditetesi KOH 0,1 M 3 mL Basa akan bereaksi dengan H 2S (asam),
Contoh: CH 3COOH dengan CH 3COO–
H2S(aq)+ OH-(aq)
Larutan penyangga asam dapat dibuat dengan mereaksikan asam lemah dengan basa kuat.
R 0,3 mmol 0,3 mmol 0,3 mmol 0,3 mmol S 9,7 mmol [H+] = 10-6 x
Contoh: Larutan penyangga dari 100 mL H 2CO3 0,3 M dan 100 mL NaOH 0,1 M, H2O
HS-(aq) + H2O(l)
M 10 mmol 0,3 mmol 10 mmol
Reaksi tersebut akan menghasilkan garam atau basa konjugasi, menghabiskan basa kuat dan menyisakan asam lemah.
NaHCO3 +
10 mmol
pH = –log1,04 x 10 -6
Contoh: CH 3COOH dengan CH 3COONa
H2CO3 + NaOH
M
[H+] = 10-6 x
1) Asam lemah dan garamnya
10,3 mmol 0,3 mmol
– 9,7
= 9,4 x 10 -7
10,3
pH = –log9,4 x 10-7 C.
Larutan penyangga basa dapat mempertahankan pH > 7, tersusun atas campuran:
–
–
R 10 mmol 10 mmol
10 mmol
10 mmol
1) Basa lemah dan garamnya
St 20 mmol
10 mmol
10 mmol
Contoh: NH3 dengan NH4Cl.
Cara larutan penyangga asam menjaga pH:
pH = 6,02
LARUTAN PENYANGGA BASA
M 30 mmol 10 mmol –
H2S(aq)
2) Basa lemah dan asam konjugasinya Contoh: NH3 dengan NH4+
1) Pada penambahan asam (penambahan H+), kesetimbangan bergeser ke kiri, asam bereaksi dengan basa membentuk asam lemah.
Larutan penyangga basa dapat dibuat dengan mereaksikan asam kuat dengan basa lemah.
2) Pada penambahan basa (penambahan OH-), kesetimbangan bergeser ke kanan, basa bereaksi dengan asam membentuk air.
Reaksi tersebut akan menghasilkan garam atau asam konjugasi, menghabiskan asam kuat dan menyisakan basa lemah.
Konsentrasi H+ dalam larutan penyangga asam:
Contoh:
Garam dari asam dan basa monovalen/divalen
Larutan penyangga dari 250 mL NH 3 0,1 M dan 100 mL HCl 0,1 M,
[H+] = Ka.
Ma
[H+] = Ka.
Mg
na
NH3
ng
Garam dengan asam atau basa divalen +
[H ] = Ka.
Ma
[H+] = Ka.
2. Mg
na 2. n g
Contoh: 100 mL larutan penyangga mengandung 10 mmol H2S dan HS-. (Ka H2S = 1 x 10 -6). Tentukan pH larutan: a.
pH larutan penyangga [H+] = 10-6 x
+
HCl
NH4Cl
M
25 mmol
10 mmol
–
R
10 mmol
10 mmol
10 mmol
St
15 mmol
–
10 mmol
Cara larutan penyangga basa menjaga pH: 1) Pada penambahan asam (penambahan H+), kesetimbangan bergeser ke kanan, asam bereaksi dengan basa membentuk asam lemah. 2) Pada penambahan basa (penambahan OH-), kesetimbangan bergeser ke kiri, basa bereaksi dengan asam membentuk air.
10
= 10-6
10
pH = –log10-6
pH = 6
LARUTAN PENYANGGA
1
materi78.co.nr
KIM 3
Konsentrasi OH- dalam larutan penyangga basa: Garam dari asam dan basa monovalen/divalen -
[OH ] = Kb.
Mb
-
[OH ] = Kb.
Mg
D.
FUNGSI LARUTAN PENYANGGA
Larutan penyangga digunakan dalam: 1) Analisis zat kimia dan biokimia
nb
2) Laboratorium bakteriologi
ng
3) Kultur jaringan Garam dengan asam atau basa divalen [OH-] = Kb.
Mb
[OH-] = Kb.
2. Mg
nb 2. n g
Contoh: 100 mL larutan penyangga mengandung NH 3 dan NH4Cl yang keduanya 0,1 M. (Kb NH 3 = 10-5). Tentukan pH larutan: a.
10
= 10-5
10
Larutan penyangga terdapat dalam tubuh manusia yang berfungsi menjadi keseimbangan pH tubuh, terdapat pada cairan intrasel dan cairan ekstrasel (misalnya darah dan air liur). Macam-macam larutan penyangga dalam tubuh:
Pada penurunan pH tubuh
-5
pOH = –log10 = 5
pH = 9
b. Jika ditambahkan HCl 0,1 M 3 mL Asam akan bereaksi dengan NH 3 (basa), +
HPO4-(aq) + H+(aq) d H2PO4-(aq) Pada kenaikan pH tubuh H2PO4-(aq) + OH -(aq) d HPO4-(aq) + H2O(l)
NH3(aq) + H (aq)
NH4+(aq)
M
10 mmol
0,3 mmol
10 mmol
R
0,3 mmol
0,3 mmol
0,3 mmol
Pada penurunan pH tubuh
S
9,7 mmol
–
10,3 mmol
HCO3-(aq) + H+(aq) d H2CO3(aq)
[OH-] = 10-5 x
10,3 9,7
= 1,06 x 10 -5 -5
pOH = –log1,06 x 10 = 4,97 pH = 9,03 c.
5) Cocok tanam hidroponik
1) Penyangga fosfat tersusun atas H2PO4- dan HPO42- dan berada pada seluruh cairan tubuh.
pH larutan penyangga [OH-] = 10-5 x
4) Obat tablet dan cair
Jika ditetesi KOH 0,1 M 4 mL Basa akan bereaksi dengan NH 4+ (asam), NH4+(aq)+OH-(aq)
NH3(aq) + H2O(l)
M 10 mmol 0,4 mmol 10 mmol R 0,4 mmol 0,4 mmol 0,4 mmol 0,4 mmol S 9,6 mmol [OH-] = 10-5 x
– 9,6
10,4 mmol 0,4 mmol
= 9,23 x 10 -6
10,4
pOH = –log9,23 x 10-6 = 5,03 pH = 8,97
2) Penyangga karbonat tersusun atas H 2CO3 dan HCO3- dan berada pada darah.
Pada kenaikan pH tubuh H2CO3(aq) + OH-(aq) d HCO3-(aq) + H2O(l) 3) Penyangga hemoglobin tersusun atas HHb dan HbO2 dan berada pada darah. Kesetimbangan hemoglobin HHb(aq) + O 2(aq) d HbO2(aq) + H +(aq) Tanpa larutan penyangga, penyangga , tubuh manusia dapat mengalami asidosis dan alkalosis yang menyebabkan kerusakan jaringan dan organ. Asidosis Asidosis adalah penurunan pH darah yang disebabkan oleh metabolisme tubuh yang terlalu tinggi karena diabetes mellitus, penyakit ginjal, diare, dan konsumsi makanan berprotein berlebihan. Alkalosis Alkalosis adalah peningkatan pH darah yang disebabkan hiperventilasi karena sedikitnya kadar oksigen di lingkungan, dan gas karbondioksida yang dilepas terlalu banyak.
LARUTAN PENYANGGA
2
materi78.co.nr
KIM 3
Larutan Elektrolit A.
Senyawa yang tergolong larutan elektrolit kuat:
PENDAHULUAN
1) Golongan asam kuat dan basa kuat
Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan listrik.
Asam kuat
Larutan non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik.
HCl
HNO3
NaOH
Mg(OH)2
HBr
HClO4
KOH
Ca(OH)2
HI
H2SO4
Menurut teori ion Arrhenius: 1) Larutan elektrolit adalah zat mengandung atau dapat terion.
yang
Sr(OH)2
2) Garam dari asam kuat-basa kuat Contoh:
Contoh: Larutan magnesium klorida.
NaCl (dari NaOH dan HCl), NaBr (dari NaOH dan HBr), KI (dari KOH dan HI), KNO 3 (dari KOH dan HNO 3), dll.
MgCl2(aq) d Mg2+(aq) + 2Cl –(aq) 2) Larutan non-elektrolit adalah zat yang tidak mengandung atau tidak dapat terion.
Perbedaan larutan elektrolit kuat dan lemah:
Contoh: Alkohol.
Elektrolit Kuat
Elektrolit Lemah
Ionisasi adalah proses terurainya suatu larutan menjadi molekul-molekul ion pembentuknya.
Berupa asam kuat/ basa kuat/ garam dari asam-basa kuat
Selain elektrolit kuat
Derajat ionisasi adalah derajat yang menunjukkan tingkat kesempurnaan ionisasi.
Molaritas besar
Molaritas kecil
Jumlah ion banyak
Jumlah ion sedikit
Derajat ionisasi α = 1
Derajat ionisasi 0 < α < 1
Nyala lampu terang
Nyala lampu redup/mati
Banyak terbentuk gelembung
Sedikit terbentuk gelembung
C2H5OH(l) d C2H5OH(aq)
α
B.
Basa kuat
jumlah zat terion = jumlah zat awal
LARUTAN ELEKTROLIT
Larutan elektrolit merupakan senyawa dengan ikatan kovalen polar atau ionik. Sifat larutan elektrolit: C.
1) Dapat menghantarkan listrik.
LARUTAN NON-ELEKTROLIT
2) Memiliki derajat ionisasi yang berkisar antara 0 < α ≤ 1.
Larutan non-elektrolit merupakan senyawa netral dan/atau kovalen non-polar.
3) Dapat menyalakan lampu dan/atau menghasilkan gelembung pada elektroda karena dapat menghantarkan listirk.
Sifat larutan non-elektrolit: 1) Tidak dapat menghantarkan listrik, karena tidak dapat terionisasi.
Larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik karena: 1) Pada senyawa ionik , larutan terion menjadi ion-ion bermuatan listrik yang bergerak bebas menghantarkan listrik. 2) Pada senyawa kovalen polar, polar , larutan terion akibat gaya tarik antar molekul yang memutuskan ikatan atom molekul. Daya hantar lelehan hantar lelehan dan larutan senyawa: Daya hantar
Ionik
Kovalen
larutan
+
+
lelehan
+
–
Larutan elektrolit dapat bersifat elektrolit kuat atau elektrolit lemah.
2) Memiliki derajat ionisasi α = 0 (tidak terion). 3) Tidak dapat menyalakan lampu dan tidak menghasilkan gelembung pada elektroda, karena tidak dapat menghantarkan listrik. D.
PERSAMAAN REAKSI IONISASI
Persamaan reaksi ionisasi adalah persamaan reaksi yang menjelaskan proses ionisasi larutan elektrolit. Reaksi ionisasi elektrolit kuat merupakan reaksi searah karena zat terion sempurna ( α = 1). Contoh:
Reaksi ionisasi asam klorida, HCl(aq)
H+(aq) + Cl –(aq)
Reaksi ionisasi asam sulfat, H2SO4(aq)
2H+(aq) + SO 42-(aq)
LARUTAN ELEKTROLIT ELEKTROLIT
1
materi78.co.nr
KIM 3
Reaksi ionisasi elektrolit lemah merupakan reaksi kesetimbangan karena zat terion sebagian (0 < α < 1). Contoh:
Reaksi ionisasi asam tiosulfat, H2S2O3(aq)
Reaksi ionisasi besi (III) hidroksida, Fe(OH)3(aq)
E.
2H+(aq) + S2O32– (aq) Fe3+(aq) + 3OH –(aq)
PENCEMARAN LINGKUNGAN
Parameter pencemaran air didasarkan atas sifat air sebagai larutan elektrolit. Parameter pencemaran air: 1) pH, pH, yaitu tingkat keasaman yang dimiliki oleh air. 2) DO ( DO (Dissolved Oxygen ), ), yaitu jumlah oksigen yang terlarut dalam air. 3) BOD (Biochemical Oxygen Demand ), ), yaitu jumlah oksigen yang dibutuhkan makhluk hidup dalam air untuk hidup. 4) COD (Chemical Oxygen Demand ), ), yaitu jumlah oksigen yang dibutuhkan untuk melakukan reaksi kimia dalam air. BOD dan COD yang tinggi akan menurunkan nilai DO. 5) TDS ( TDS ( Total Dissolved Solid ), ), yaitu jumlah zat terlarut dalam air. Air yang baik adalah air yang memiliki pH sekitar 7 (netral), DO yang tinggi, BOD, COD dan TDS yang rendah. Air yang buruk adalah air yang memiliki pH < 7 (asam) atau pH > 7 (basa), DO yang rendah, BOD, COD dan TDS yang tinggi.
LARUTAN ELEKTROLIT ELEKTROLIT
2
materi78.co.nr
KIM 4
Bahan Bakar Fosil A.
PENDAHULUAN
Batu bara
Bahan bakar fosil adalah bahan bakar yang berasal dari pelapukan sisa makhluk hidup yang membentuk minyak bumi/batu bara/gas alam. B.
C.
1) Minyak bumi diambil melalui sumur minyak dengan kedalaman 3-4 km. 2) Minyak bumi mentah (crude oil ) lalu ditampung atau dialirkan menuju kilang minyak. 3) Minyak bumi mentah selanjutnya akan diolah sehingga dapat dimanfaatkan. Pengolahan minyak bumi mentah dilakukan melalui dua tahap, yaitu desalting dan destilasi bertingkat (refining ).
Komposisi alkana (n-heptana, n-oktana dan isooktana)
sedikit alkena, S, N dan O 20oC
Desalting adalah proses penghilangan elektrolit dan senyawa anorganik lainnya dengan penambahan air, asam dan basa.
sikloalkana (siklopentana dan sikloheksana) benzena
suku makin tinggi titik didih makin tinggi massa jenis, viskositas dan densitas makin tinggi volatilitas makin turun makin sulit mengalir makin sulit terbakar
CO2, H2S, He
Proses pengambilan minyak bumi:
Komposisi bahan bakar fosil:
alkana (metana, etana, propana dan butana)
PENGOLAHAN MINYAK BU MI
Gas alam adalah hidrokarbon gas yang berasal dari sisa tumbuhan dan hewan di lautan, dan terbentuk bersamaan dengan minyak bumi.
sedikit S
Gas alam
Batu bara adalah hidrokarbon padat yang berasal dari sisa tumbuhan yang membentuk batuan sedimen yang dapat terbakar.
Minyak bumi
Minyak bumi (petroleum) adalah hidrokarbon cair yang berasal dari sisa tumbuhan dan hewan di lautan dan di daratan.
hidrokarbon suku tinggi
KOMPO SISI BAHAN BAK AR FOSIL
B.b. fosil
Destilasi bertingkat adalah penyulingan minyak bumi mentah yang memisahkan hidrokarbon menjadi fraksi-fraksi berdasarkan titik didih. C1 – C5
1 gas
30oC C5 – C7 150oC
LPG (Liquified Petroleum Gas ) sumber hidrogen
2 eter petroleum pelarut organik dry cleaning
C5 – C12
3 bensin/gasolin
200oC
C12 – C18
bahan bakar motor (BBM)
4 kerosin bahan bakar diesel bahan bakar industri bahan baku cracking minyak tanah 5 gel petroleum/pelumas
o
300 C minyak bumi mentah
>C16
370oC
400oC
>C20
6
400oC tungku pembakaran
parafin lilin korek api seni pahat residu bahan baku industri dan senyawa lain aspal
>C25 menara fraksionasi
pelumas kendaraan
7
HIDROKARBON
1
materi78.co.nr Cara kerja destilasi bertingkat: 1) Minyak bumi mentah dipanaskan pada suhu 350-400oC, lalu dimasukkan ke dalam menara fraksionasi/kolom distilasi. 2) Di dalam menara fraksionasi, terbentuk campuran yang mendidih pada jangka suhu tertentu, akibat perbedaan jumlah atom C, jumlah cabang, dll. 3) Fraksi-fraksi hidrokarbon dipindahkan menuju pipa masing-masing untuk diolah. Di Indonesia, sumur minyak banyak terdapat di Aceh, Sumut, Jawa, Riau, Kalimantan dan Papua. D.
FRAKSI BENSIN DAN RESIDU
Fraksi bensin (gasolin/petrol) adalah fraksi minyak bumi beratom karbon C 5 – C12 dengan titik didih 30 – 200oC. Bensin adalah fraksi yang paling banyak digunakan sebagai bahan bakar motor (BBM). BBM paling banyak mengandung isomer dari heptana (C7H16) dan oktana (C 8H18). Bensin didapat dari: 1) Distilasi bertingkat, hanya menghasilkan 6% fraksi bensin. 2) Reaksi cracking , yaitu perengkahan fraksi kerosin untuk membentuk bensin. Bensin memiliki tingkat mutu atau perilaku yang ditentukan oleh nilai oktan. Ketukan (knocking ) adalah perilaku bensin akibat tekanan piston berupa pembakaran yang terlalu cepat dalam mesin. Ketukan mengurangi efisiensi bahan bakar dan merusak mesin. Nilai oktan adalah nilai yang menunjukkan kemampuan bensin menghindari ketukan. Isomer rantai bercabang memiliki nilai oktan yang lebih tinggi daripada isomer rantai lurusnya. Pembanding nilai oktan adalah: 1) Isomer C7H16 yaitu n-heptana dengan nilai oktan 0 (ketukan paling banyak),
KIM 4 Contoh nilai oktan pada beberapa mutu bensin: Jenis
Oktan
Jenis
Oktan
Bensin murni
70
Pertamax
91-92
Premium
88
Pertamax plus
94-95
Nilai oktan dapat dinaikkan dengan cara: 1) Reaksi isomerisasi, reaksi penyusunan rantai lurus menjadi bercabang pada suhu dan tekanan tinggi dengan bantuan katalis. 2) Proses blending , proses penambahan zat berupa bensin hasil cracking dan zat antiketukan. Zat antiketukan adalah zat yang menyebabkan reaksi isomerisasi, antara lain: 1) TEL / tetraethyl lead (Pb(C2H5)4) C2H5 |
C2H5 —Pb—C2H5 |
C2H5 Penambahan TEL membutuhkan etilen bromida (C2H4Br2) agar Pb berubah menjadi gas. Ketika terbakar bersama bensin, akan terbentuk PbBr 2 yang sangat berbahaya dan merusak sistem saraf. Oleh karena itu, penggunaan TEL sudah dilarang. 2) MTBE /metil tersbutil eter (C5H12O) CH3 CH3 — O —C — CH3 | |
CH3 MTBE dapat meningkatkan jumlah O 2 sehingga pembakaran dapat terjadi lebih sempurna. 3) Etanol (C2H5OH) Etanol dapat dihasilkan dari tumbuhan dan zat antiketukan paling ramah lingkungan. Etanol juga dapat meningkatkan jumlah O 2 seperti MTBE. Fraksi residu adalah fraksi minyak bumi yang berada di dasar menara fraksionasi. Fraksi residu digunakan untuk bahan baku industri, produk petrokimia dan senyawa lain.
2) Isomer C8H18 yaitu isooktana (2,2,4-trimetil pentana) dengan nilai oktan 100 (ketukan paling sedikit).
Fraksi residu diolah menjadi: 1) Olefin (alkena dan alkadiena) Residu diolah menjadi olefin berupa etilena (etena), propilena (propena) dan butadiena. 2) Aromatik (benzena dan turunan benzena)
Nilai oktan menunjukkan presentase kadar isooktana di dalam bensin.
Residu diolah menjadi aromatik berupa benzena, toluena dan xilena. 3) Sin-gas (synthetic gas ) Residu diolah menjadi gas sintesis berupa campuran CO dan H 2.
HIDROKARBON
2
materi78.co.nr E.
KIM 4
POLUSI AKIBAT BAHAN BAKAR FOSIL
Polutan
Asal
Ciri-ciri
CO2
pembakaran sempurna
tidak berwarna
Bahaya
meningkatkan pemanasan global dan perubahan iklim.
menyebabkan hujan asam.
tidak berbau, tidak berwarna, tidak berasa
CO
pembakaran tidak sempurna
menyebabkan iritasi mata, saluran pernapasan dan paru-paru, sakit kepala pada kadar 100 ppm, kematian pada kadar 1000 ppm. mengganggu pengikatan O 2 oleh Hb dalam darah dengan: 1. berikatan dengan Hb sehingga O 2 tidak dapat berikatan dengan Hb, Hb4 + CO sd 4HbCO (reaksi tak dapat balik)
C
HbCO + O2 sd (reaksi tidak berjalan)
jelaga hitam
2. menyerang Hb yang telah berikatan dengan O 2. HbO2 + CO sd HbCO + O 2
NOX
pengotor bahan bakar
tidak berwarna, berbau menyengat
SOX
PbBr2
berwarna merah coklat, berbau menyengat
zat aditif
keabu-abuan
membentuk asbut (smog ) yang menyebabkan iritasi mata, saluran pernapasan dan paru-paru, dan daya pandang berkurang pada kadar 1 ppm, dan kematian pada kadar 20 ppm.
menyebabkan hujan asam.
dapat larut dalam tubuh membentuk asam sulfit atau asam sulfat.
menyebabkan hujan asam.
terganggunya pertumbuhan fisik dan mental anak-anak.
kerusakan otak, hati dan ginjal.
penyimpangan perilaku, penurunan IQ, depresi dan mudah lelah.
Polusi dari pembakaran bahan bakar fosil dihasilkan oleh pembakaran, pengotor pada bahan bakar, dan zat aditif.
Hujan asam menyebabkan beberapa masalah:
Hujan asam adalah hujan yang didalamnya terlarut oksida nitrogen dan belerang yang menyebabkan pH hujan <5,7.
3) Kematian biota air.
Polutan CO2, SOX dan NOX larut dalam air hujan membentuk asam. Karbondioksida CO2(g) + H2O(l) qe H2CO3(aq) Oksida belerang 1) Pembakaran S dalam mesin S(s) + O2(g) sd SO2(g) 2) Pembentukan belerang trioksida 2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g) 3) Pembentukan asam sulfit SO2(g) + H2O(l) qe H2SO3(aq) 4) Pembentukan asam sulfat 2SO3(g) + H2O(l) qe H2SO4(aq) Oksida nitrogen 1) Pembakaran N2 dalam mesin N2(g) + O2(g) sd 2NO(g)
1) Kerusakan hutan dan tanaman. 2) Kerusakan tanah. 4) Kerusakan bangunan, terutama dibangun dari marmer dan beton.
yang
Pengubah katalitik ( catalytic converter ) adalah alat pengubah polutan berbahaya menjadi tidak berbahaya yang dipasang pada knalpot kendaraan bermotor. Pengubah katalitik tersusun atas silinder baja yang mengandung katalis Ni. Cara kerja pengubah katalitik: 1) Mengubah CO menjadi CO 2 2CO(g) + O2(g) d 2CO2(g) 2) Mengubah NO menjadi N 2 2NO(g) + 2CO(g) d 2CO2(g) + N2(g) 3) Mengubah NO2 menjadi N 2 2NO2(g) d N2(g) + 2O2(g) Pengubah katalitik tidak dapat digunakan untuk mengubah partikel timah hitam menjadi tidak berbahaya karena Pb meracuni katalis Ni.
2) Kontak NO dengan udara luar 2NO(g) + O2(g) qe 2NO2(g) 3) Pembentukan asam nitrit dan nitrat 2NO2(g) + H2O(l) qe HNO2(aq) + HNO 3(aq)
HIDROKARBON
3
materi78.co.nr
KIM 4
Polimer A.
4) Neoprena /polikloroprena
PENDAHULUAN
Polimer adalah suatu struktur makromolekul rantai panjang yang tersusun atas molekulmolekul kecil yang disebut monomer. B.
Monomer: neoprena (2-kloro-1,3-butadiena). Cl |
n CH2== C— CH== CH2
PENGGOLONGAN PO LIMER
Berdasarkan asal, polimer dibagi menjadi: 1) Polimer alam Contoh: karbohidrat, protein, DNA, karet alam. 2) Polimer sintetis Contoh: plastik, karet sintetis, serat sintetis. Berdasarkan monomer, polimer dibagi menjadi: 1) Homopolimer (1 jenis monomer)
|
(—CH2 — C == CH— CH2 —)n 5) Teflon /politetrafluoroetena Monomer: 1,1,2,2-tetrafluoroetena. nCF2 = CF2
(– CF2 – CF2 –)n
6) Orlon /poliakrilonitril Monomer: akrilonitril. n CH2== CH
(—CH2—CH—)n
|
2) Kopolimer (>1 jenis monomer selang-seling) Contoh: nilon 6,6, bakelit, kevlar, dakron, PET. Berdasarkan sifatnya, polimer dibagi menjadi:
|
C ≡≡ N
Contoh: polietena, PVC, teflon, karet alam.
C.
Cl
C ≡≡ N
7) Flexiglass /polimetilmetakrilat (PMMA) Monomer: metilmetakrilat. O == C — CH3
O == C — CH3
|
|
Perbedaan
Termoplastik
Termoset
dipanaskan
melunak
tidak melunak
daur ulang
dapat
tidak dapat
Kopolimer adisi
ikatan
silang, lemah
tidak silang, kuat
1) Karet stirena butadiena (SBR)
sifat
fleksibel
keras
contoh
PVC, nilon
bakelit, teflon
n CH2== C
(—CH2— C—)n
|
|
CH3
CH3
Monomer: 1,3-butadiena dan stirena. CH CH2 n CH 2=CH–CH=CH2 + n
REAKSI POLIMERISASI
Reaksi polimerisasi adalah reaksi pembentukan polimer, berlangsung menurut cara: 1) Polimerisasi adisi, polimerisasi dengan pemutusan ikatan rangkap untuk berikatan dengan monomer lain. 2) Polimerisasi kondensasi, polimerisasi dengan pelepasan molekul kecil dari gugus reaktif. Contoh reaksi polimerisasi adisi: Homopolimer adisi
( CH2
CH
Homopolimer kondensasi 1) Polisakarida (amilum/selulosa/glikogen) Monomer: glukosa. OH OH OH OH O |
(– CH2 – CH2 –)n
|
|
||
nC6H12O6
(–C6H10O5–)n + nH2O
2) Protein /polipeptida
2) Polivinilklorida (PVC) Monomer: vinilklorida (1-kloroetena). (– CH2 – CHCl –)n
3) Poliisoprena (karet alam)
Monomer: asam amino. O
H |
||
n H—N— CH—C —OH |
Monomer: isoprena (2-metil-1,3-butadiena). CH3
R O H
H
|
n CH2== C— CH== CH2
|
HO— CH2—CH—CH—CH—CH—C —H
Monomer: etena/etilena.
nCH2 = CHCl
CH CH2 )n
Contoh reaksi polimerisasi kondensasi:
1) Polietena /polietilena (PE) nCH2 = CH2
CH CH2
CH3 |
(—CH2— C == CH— CH2—)n
|
||
O
|
||
(—N— CH—C —N — CH—C —) n + nH2O |
|
R
R
POLIMER
1
materi78.co.nr
KIM 4
Kopolimer kondensasi
D.
1) Nilon 6,6 Monomer: asam adipat (asam heksandioat) dan heksametilendiamin. O
1,6-
POLIMER DALAM KEHIDUPAN SEHARI -HARI
Polimer dan fungsinya dalam kehidupan seharihari antara lain: 1) Biomolekul
O
||
Polimer
||
n HO—C—(CH2)4—C —OH + H
H
|
|
n H —N—(CH2)6—N — H O
O H
||
||
karbohidrat
monosakarida
protein
asam amino
asam nukleat
nukleotida
2) Karet alam dan sintetis
H
|
|
Polimer
(—C—(CH2)4—C —N—(CH2)6—N — ) n + nH2O 2) Bakelit Monomer: fenol dan formaldehida (metanal). OH
H
n
n C
+
O
H
CH2 )n + nH2O
( 3) Kevlar
Monomer: asam tereftalat dan fenilendiamin (1,4-diaminobenzena). O
||
||
n HO —C—
—
C —OH + H
H
n H N
N H
O
O H
H
( C
C N
N )n
poliisoprena (karet alam)
isoprena
polibutadiena
butadiena
neoprena
kloroprena
SBR (styrene butadiene rubber )
1,3-butadiena dan stirena
Polimer
Monomer
Kegunaan
polietilena (PE)
etena/ etilena
kantong plastik, botol
polipropilena propena/ (PP) propilena
kantong plastik, mainan, ember, botol
polistirena (PS)
stirena
styrofoam, penggaris, gantungan pakaian
polietilena tereftalat (PET)
asam tereftalat & etilen glikol
botol soda dan jus buah, serat tekstil
polivinilklorida (PVC)
vinil klorida
pipa paralon, jas hujan, kayu imitasi, karpet
teflon
1,1,2,2-tetra- wajan anti lengket, fluoroetena setrika, gasket
orlon
akrilonitril
kaus kaki, karpet, wol sintetis
akrilat
asam 2propenoat
kaca plastik, wol sintetis
nilon 6,6
asam adipat benang sintetis, tali, dan heksa jala metilendiamin
bakelit
fenol & alat-alat listrik formaldehida
kevlar
asam tereftalat & rompi anti peluru fenilendiamin
dakron/ terilen
dimetil tereftalat & etilen glikol
+ nH2O 4) Dakron/terilen Monomer: dimetil tereftalat dan etilen glikol. O
O
||
||
n H3CO C —
—
—
C — OCH3 +
HO—CH2—CH2—HO O
||
( O C —
—
—
O
||
C CH
—
—
Monomer
3) Plastik, serat sintetis dan lain-lain
OH
O
Monomer
CH
2—
)n + nCH3OH
2—
POLIMER
pengisi bantal
2
materi78.co.nr
KIM 2
Reaksi Redoks A.
Contoh reaksi redoks menurut konsep ini:
PENDAHULUAN
Reaksi redoks adalah suatu reaksi didalamnya terjadi oksidasi dan reduksi.
yang
Konsep reaksi redoks terdiri dari tiga: 1) Oksidasi dan reduksi sebagai pengikatan dan pelepasan oksigen.
2KClO3
+
3S
→
2KCl
+
3SO2
Cr2O3
+
2Al
→
2Cr
+
Al2O3
CuO
+
H2
→
Cu
+
H2O
oksidator
2) Oksidasi dan reduksi sebagai pelepasan dan penerimaan elektron.
hasil reduksi
reduktor
reduksi
3) Oksidasi dan reduksi sebagai pertambahan dan penurunan bilangan oksidasi. B.
REAKSI REDOKS BERHUBUNGAN DENGAN
hasil oksidasi
oksidasi C.
REAKSI REDOKS BERHUBUNGAN DENGAN ELEKTRON
OKSIGEN
Oksidasi adalah pelepasan elektron. Reduksi adalah penerimaan elektron.
Oksidasi adalah pengikatan oksigen. Reduksi adalah pelepasan oksigen.
Menurut konsep ini:
Menurut konsep ini: 1) Oksidasi adalah reaksi dimana suatu zat direaksikan dengan sumber oksigen sehingga berikatan dengan oksigen tersebut (membentuk oksida).
1) Oksidasi adalah semua proses reaksi kimia yang disertai pelepasan elektron. 2) Reduksi adalah semua proses reaksi kimia yang disertai penerimaan elektron.
2) Reduksi adalah reaksi dimana suatu zat berupa oksida direaksikan dengan zat yang menarik oksigen sehingga oksida tersebut kehilangan oksigen.
Oksidator adalah tereduksi.
penerima
elektron
dan
Reduktor adalah teroksidasi.
pelepas
elektron
dan
Oksidator adalah sumber oksigen mengoksidasi zat lain dan tereduksi.
yang
Reduktor adalah penarik oksigen mereduksi zat lain dan teroksidasi.
yang
Berdasarkan konsep ini, seluruh reaksi oksidasi/reduksi terjadi secara simultan karena tiap ada zat yang melepas elektron, ada pula zat yang menerima elektron. Oleh karena itu, tiap reaksi oksidasi atau reaksi reduksi menurut konsep ini adalah reaksi redoks.
Contoh oksidasi menurut konsep ini: 3S
+
2KClO3
→
2KCl
+
3SO2
CH4
+
2O2
→
CO2
+
2H2O
4Fe
+
3O2
→
2Fe2O3 hasil oksidasi
oksidator oksidasi
Setengah reaksi redoks adalah reaksi reduksi atau reaksi oksidasi saja dalam suatu keseluruhan reaksi redoks. Contoh reaksi redoks: Reaksi redoks pembentukan magnesium klorida terjadi menurut reaksi: Mg + Cl2
Contoh reduksi menurut konsep ini:
MgCl2
→
Fe2O3
+
3CO
→
2Fe
+
3CO2
Oksidasi
Mg
→
Mg2+ + 2e
Cr2O3
+
2Al
→
Al2O3
+
2Cr
Reduksi
Cl2 + 2e
→
2Cl-
Redoks
Mg + Cl2
→
Mg2+ + 2Cl-
reduktor
hasil oksidasi
reduksi Karena konsep yang sempit, tidak seluruh reaksi oksidasi/reduksi terjadi secara simultan (redoks). Tidak seluruh reaksi oksidasi melibatkan reduksi, dan tidak seluruh reaksi reduksi melibatkan oksidasi.
oksidasi reduktor oksidator
REAKSI REDOKS
+
reduksi
hasil oksidasi
hasil reduksi
1
materi78.co.nr D.
KIM 2 d.
BILANGAN OKSIDASI
Bilangan oksidasi senyawa adalah jumlah muatan listrik yang dimiliki atom-atom suatu senyawa, dimana elektron ikatan didistribusikan ke atom yang lebih elektronegatif.
Pada senyawa F 2O, oksigen memiliki biloks +2.
7) Total biloks atom penyusun suatu senyawa: a.
Pada senyawa netral, total biloks atom penyusun adalah 0.
Bilangan oksidasi atom adalah muatan listrik yang dimiliki suatu atom dalam sebuah senyawa.
b.
Pada senyawa ion, total biloks atom penyusun sama dengan muatan ionnya.
Contoh: biloks HCl adalah 0, biloks Mg 2+ adalah +2, dan biloks F- adalah -1.
Contoh: Tentukan bilangan oksidasi unsur S pada Na2SO4!
Penentuan bilangan oksidasi/biloks atom: 1) Unsur bebas di alam memiliki biloks 0.
Jawab:
Contoh: H 2, N2, O2, P4, S8, Fe, Mn, Ca.
Biloks Na = +1, biloks O = -2.
2) Ion memiliki biloks yang sama dengan nilai muatannya.
Total biloks menjadi: 2(b.o. Na) + (b.o. S) + 4(b.o. O) = 0
Contoh: ion CO32- memiliki biloks -2, ion Ca 2+ memiliki biloks +2.
2(1) + b.o. S + 4(-2) = 0 b.o. S = 8 – 2 = 6
3) Unsur logam memiliki biloks positif. Nilai-nilai biloks logam:
E.
BILANGAN OKSIDASI
Biloks
Unsur Biloks Unsur logam alkali logam alkali +1 +2 tanah (gol. IIA) (gol. IA) +1 Ag +2 Zn +3 Al +1 +2 Cu, Hg +1 +3 Au +2 +3 Fe +2 +4 Sn, Pb, Pt
Oksidasi adalah pertambahan biloks. Reduksi adalah penurunan biloks. Menurut konsep ini:
4) Unsur fluor (F) selalu memiliki biloks -1. 5) Unsur hidrogen (H) memiliki biloks: a.
pertambahan/kenaikan
2) Reduksi oksidasi.
penurunan
6) Unsur oksigen (O) memiliki biloks:
Na + Cl
Contoh: Pada K 2O2, H2O2, Na2O2 dan MgO2, biloks oksigen -1. c.
reduktor
oksigen
Senyawa peroksida mengandung ion peroksida (O22-).
Pada senyawa superoksida, oksigen memiliki biloks -1 / 2. Senyawa superoksida mengandung ion superoksida (O2-).
→
Na+ + Cl-
oksidasi
Contoh: Pada K 2O, H 2O, Na2O dan MgO, biloks oksigen -2. Pada senyawa peroksida, memiliki biloks -1.
bilangan
Contoh reaksi redoks:
Pada senyawa oksida atau umum, oksigen memiliki biloks -2. Senyawa oksida mengandung ion oksida (O2-).
b.
adalah
Reduktor adalah zat yang mengalami pertambahan bilangan oksidasi dan menurunkan bilangan oksidasi zat lain.
Pada hidrida logam, H memiliki biloks -1. Contoh: Dalam NaH, biloks hidrogen -1.
a.
1) Oksidasi adalah bilangan oksidasi.
Oksidator adalah zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi dan menaikkan bilangan oksidasi zat lain.
Biloks umum H adalah +1. Contoh: dalam HCl dan H 2SO4, biloks H adalah +1.
b.
REAKSI REDOKS BERHUBUNGAN DENGAN
oksidator F.
reduksi
hasil oksidasi
hasil reduksi
MENENTUKAN REAKSI REDOKS
Suatu reaksi tergolong reaksi redoks atau bukan dapat dilakukan dengan mengecek bilangan oksidasi masing-masing atom tiap senyawa yang terlibat dalam reaksi. Tahapan menentukan reaksi redoks: a.
Reaksi yang melibatkan unsur umumnya tergolong reaksi redoks.
Contoh: Pada KO 2, HO2, NaO2 dan MgO4, biloks oksigen - 1 / 2.
REAKSI REDOKS
2
bebas
materi78.co.nr
KIM 2
b. Reaksi yang melibatkan unsur yang berganti tipe rumus harus diperiksa biloksnya. c.
Oksidator, reduktor, hasil oksidasi, dan hasil reduksi dapat ditentukan setelah seluruh atom tiap senyawa yang terlibat dalam reaksi diperiksa bilangan oksidasinya, apakah bertambah atau menurun.
Contoh:
G.
REAKSI REDOKS DISPROPORSIONASI DAN KONPROPORSIONASI
Reaksi disproporsionasi atau autoredoks adalah reaksi redoks yang oksidator dan reduktornya merupakan zat yang sama. Dalam kata lain, zat tersebut mengalami reduksi dan juga oksidasi. Contoh: Reaksi natrium hipoklorit. +1+1-2
Tentukan apakah reaksi 2CuSO4 + 4KI 2CuI + I2 + 2K 2SO4 merupakan reaksi redoks atau bukan! →
Bila iya, tentukan oksidator, reduktor, hasil oksidasi, dan hasil reduksi!
3NaClO
→
+1-1
2CuSO4 + 4KI
2CuI
→
reduksi oksidator reduktor
0
+1+6-2
+ I2 + 2K 2SO4
oksidasi
hasil reduksi
Setelah diperiksa satu persatu, atom Cu pada CuSO4 mengalami reduksi karena penurunan biloks, dan atom I pada KI mengalami oksidasi karena kenaikan biloks.
+ NaClO3
hasil oksidasi
hasil reduksi
Reaksi konproporsionasi adalah reaksi redoks yang hasil oksidasi dan reduksinya merupakan zat yang sama. Contoh: Reaksi hidrogen sulfida dengan belerang dioksida. +1+1-2
hasil oksidasi
2NaCl
reduksi
Karena ada senyawa bebas (I 2), maka reaksi tergolong reaksi redoks. +1-1
+1+5-2
oksidasi
Jawab:
+2+6-2
+1 -1
2H2S + SO 2
+1 -1
3S
→
+1+5-2
+
2H 2O
reduksi oksidasi reduktor oksidator
REAKSI REDOKS
3
materi78.co.nr
KIM 3
Reaksi dan Stoikiometri Larutan A.
PERSAMAAN REAKSI ION
Persamaan reaksi ion adalah persamaan reaksi yang menjelaskan bagaimana reaksi antar-ion terjadi pada larutan elektrolit.
Contoh oksida basa (logam) dan kation yang dibentuknya: O. Basa +
Air
Basa
Kation
K2O
+
H2O
d
KOH
K+
Persamaan reaksi ion terdiri dari:
Li2O
+
H2O
d
LiOH
Li+
1) Persamaan reaksi ion lengkap, men jelaskan ionisasi larutan elektrolit.
Na2O
+
H2O
d
NaOH
Na+
MgO
+
H2O
d
2) Persamaan reaksi ion bersih, reaksi ion lengkap yang tidak mengandung ion penonton atau ion yang tidak berubah.
CaO
+
H2O
d
BaO
+
H2O
d
Mg(OH)2
Mg2+
Ca(OH)2
Ca2+
Ba(OH)2
Ba2+
Contoh:
Contoh:
Reaksi molekul
Reaksi alumunium oksida padat dengan asam perklorat menjadi alumunium perklorat dan air.
Cl2O (g) + Ca(OH)2 (aq) d Ca(ClO)2 (aq) + H2O(l) Reaksi ion lengkap
Reaksi molekul
Cl2O (g) + Ca2+(aq) + 2OH– (aq) Ca2+(aq) + 2ClO–(aq) + 2H2O(l)
d
Reaksi ion bersih Cl2O (g) + 2OH– (aq) d 2ClO-(aq) + 2H2O(l)
Al2O3(s) + 6HClO 4(aq) d 2Al(ClO4)3(aq) + 3H2O(l) Reaksi ion lengkap Al2O3(s) + 6H+(aq) + 6ClO4-(aq) 2Al3+(aq) + 6ClO4-(aq) + 3H2O(l)
d
B.
REAKSI LARUTAN
Reaksi ion bersih
Reaksi larutan terjadi karena adanya molekulmolekul larutan yang terion. Reaksi-reaksi larutan asam-basa: 1) Reaksi asam-basa (netralisasi)
Al2O3(s) + 6H+(aq) d 2Al3+(aq) + 3H2O(l) 3) Reaksi oksida asam-basa Bentuk umum: Oksida Asam + Basa
Bentuk umum: Asam + Basa
Garam + Air
H+An– + Kat+OH– d Kat+An– + H+OH– Asam dan basa saling meniadakan sifat dan membentuk garam dan air yang bersifat netral.
Garam + Air
(An–)O2– + Kat+OH– d Kat+An– + H+OH– Contoh oksida asam (non-logam) dan anion yang dibentuknya: O. Asam +
Air
Asam
Anion
Asam monovalen (nitrogen dan halogen) N2O3
+
H2O
d
HNO2
NO2–
N2O5
+
H2O
d
HNO3
NO3–
Cl2O
+
H2O
d
HClO
ClO–
Reaksi molekul
Cl2O7
+
H2O
d
HClO4
ClO4–
H2SO4(aq) + 2KOH(aq) d K2SO4(aq) + 2H2O(l)
Br2O3
+
H2O
d
HBrO2
BrO2–
I2O5
+
H2O
d
HIO3
IO3–
Contoh: Reaksi asam sulfat dengan kalium hidroksida membentuk kalium sulfat dan air.
Reaksi ion lengkap 2H+(aq) + SO42-(aq) + 2K+(aq) + 2OH– (aq)
Asam divalen CO2
+
H2O
d
H2CO3
CO32–
Reaksi ion bersih
SO2
+
H2O
d
H2SO3
SO32–
2H+(aq) + 2OH– (aq) d 2H2O(l)
SO3
+
H2O
d
H2SO4
SO42–
2K+(aq) + SO42-(aq) + 2H2O(l)
d
2) Reaksi oksida basa-asam
Asam trivalen
Bentuk umum: Oksida Basa + Asam
Garam + Air
Kat+O2– + H+An– d Kat+An– + H+O2–
P2O3
+
H2O
d
H3PO3
PO33–
P2O5
+
H2O
d
H3PO4
PO43–
As2O3
+
H2O
d
H3AsO3
AsO33–
As2O5
+
H2O
d
H3AsO4
AsO43–
REAKSI DAN STOIKIOMETRI LARUTAN
1
materi78.co.nr
KIM 3
Sb2O3
+
H2O
d
H3SbO3
SbO33–
Sb2O5
+
H2O
d
H3SbO4
SbO43–
6) Reaksi garam amonium dengan basa menghasilkan NH3 Bentuk umum:
Contoh: Reaksi gas dinitrogen pentaoksida dengan kalsium hidroksida membentuk kalsium nitrat dan air.
Garam Amonium + Basa Garam Lain + Air + NH 3 NH4+An–+Kat+OH– dKat+An–+H2O+NH3
Reaksi molekul
Contoh:
N2O5(g) + Ca(OH)2 (aq) d Ca(NO3)2 (aq) + H2O(l)
Reaksi amonium klorida dengan litium hidroksida menghasilkan larutan litium klorida, air dan amonia.
Reaksi ion lengkap N2O5(g) + Ca2+(aq) + 2OH-(aq) Ca2+(aq) + 2NO3-(aq) + H2O(l)
d
Reaksi molekul
Reaksi ion bersih
NH4Cl (aq) + LiOH (aq) d LiCl (aq) + H2O(l) + NH3(g)
N2O5(g) + 2OH– (aq) d 2NO3– (aq) + H2O(l)
Reaksi ion lengkap NH4+(aq) + Cl– (aq) + Li+(aq) + OH– (aq)
4) Reaksi oksida asam-oksida basa
Li+(aq) + Cl– (aq) + H2O(l) + NH3(g)
Bentuk umum:
d
O. Asam + O. Basa
Reaksi ion bersih
Garam
NH4+(aq) + OH– (aq) d H2O(l) + NH3(g) 7) Reaksi garam karbonat dengan asam menghasilkan CO2
Kat+O2– + (An–)O2– d Kat+An– Contoh: Reaksi difosfor trioksida padat dengan stronsium oksida padat menghasilkan stronsium fosfit. Reaksi molekul
Bentuk umum: Garam Karbonat + Asam Garam Lain + Air + CO 2 Kat+CO32–+H+An– dKat+An–+H2O+CO2
P2O3 (s) + 3SrO(s) d Sr3(PO3)2 (s) Reaksi ion lengkap P2O3 (s) + 3SrO(s) d Sr3(PO3)2 (s)
(tetap)
Reaksi ion bersih P2O3 (s) + 3SrO(s) d Sr3(PO3)2 (s)
(tetap)
5) Reaksi amonia dengan asam Bentuk umum: Amonia + Asam
Garam Amonium
H2CO3 d H2O+CO2 (tidak stabil)
Contoh: Reaksi batu pualam (kapur) dengan asam iodida menghasilkan kalsium iodida, air dan karbondioksida. Reaksi molekul CaCO3 (s) + 2HI (aq) d CaI2 (aq) + H2O(l) + CO2(g)
+
NH3 + H An
–
+ – d NH4 An
Reaksi ion lengkap
Contoh:
CaCO3 (s) + 2H+(aq) + 2I– (aq)
Reaksi amonia dengan asam menghasilkan amonium sulfat.
sulfat
Reaksi ion bersih
Reaksi molekul
CaCO3 (s) + 2H+(aq) d Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g)
2NH3 (g) + H2SO4 (aq) d (NH4)2SO4 (aq)
8) Reaksi garam sulfit menghasilkan SO2
Reaksi ion lengkap 2NH3 (g) + 2H+(aq) + SO42- (aq) 2NH4
d
dengan
asam
Bentuk umum: +
(aq) +
SO4
2-
(aq)
Reaksi ion bersih 2NH3 (g) + 2H+(aq) d 2NH4+(aq) Reaksi-reaksi larutan menghasilkan gas-gas:
Ca2+(aq) + 2I– (aq) + H2O(l) + CO2(g)
d
asam-basa
yang
Garam Sulfit + Asam Garam Lain + Air + SO 2 Kat+SO32–+H+An– dKat+An–+H2O+SO2
H2SO3 d H2O+SO2 (tidak stabil)
REAKSI DAN STOIKIOMETRI LARUTAN
2
materi78.co.nr
KIM 3
Contoh:
Reaksi ion lengkap
Reaksi natrium sulfit dengan asam periodat menghasilkan natrium periodat, air dan belerang dioksida.
Fe(s) + 3H+(aq) + 3Cl–(aq) + H+(aq) + NO3–(aq)
Reaksi molekul
Fe(s) + 4H+(aq)+ NO3–(aq)
Fe3+(aq) + 3Cl–(aq) + 2H2O(l) + NO (g)
d
Reaksi ion bersih
Na2SO3(aq) + 2HIO4(aq)
Fe3+(aq) + 2H2O(l) + NO (g)
d
2NaIO4(aq) + H2O(l) + SO2(g)
d
Reaksi ion lengkap 2Na+(aq) + SO42–(aq) + 2H+(aq) + 2IO4– (aq) +
2Na
d
(aq) +
–
2IO4
(aq) +
Bentuk umum:
H2O(l) + SO2(g)
Reaksi ion bersih SO42–(aq) + 2H+(aq) d H2O(l) + SO2(g) 9) Reaksi garam sulfida menghasilkan H2S
dengan
11) Reaksi logam dengan asam oksidator menghasilkan NO atau NO2 atau SO2
asam
Logam + Asam Oksidator Garam + Air + Gas Reaksi ini tergolong reaksi redoks karena terjadi perubahan biloks. Logam selain Pt dan Au akan membentuk kation dengan biloks tertingginya.
Bentuk umum: Garam Sulfida + Asam Garam Lain + H2S Kat+ S2– + H+ An– d Kat+ An– + H+ S2– Contoh: Reaksi besi (III) sulfida dengan asam nitrat membentuk besi (III) nitrat dan gas hidrogen sulfida.
Asam oksidator berupa HNO 3 encer, HNO 3 pekat atau H 2SO4 pekat yang akan membentuk gas: Asam oksidator
Gas
HNO3 encer
NO
HNO3 pekat
NO2
H2SO4 pekat
SO2
Reaksi molekul
Contoh:
Fe2S3(s) + 6HNO3(aq) d 2Fe(NO3)3(aq) + 3H2S(g)
Reaksi tembaga dengan asam nitrat encer menghasilkan tembaga (II) nitrat, air dan gas nitrogen monoksida.
Reaksi ion lengkap Fe2S3(s) + 6H+(aq) + 6NO3– (aq) 2Fe3+(aq) + 6NO3– (aq) + H2S(g)
d
Reaksi ion bersih Fe2S3(s) + 6H+(aq) d 2Fe3+(aq) + H2S(g) 10) Reaksi logam menghasilkan NO
dengan
akuaregia
Bentuk umum:
Reaksi molekul 3Cu(s) + 8HNO 3(aq) 3Cu(NO3)2(aq) + 4H2O(l) + 2NO(g)
d
Reaksi ion lengkap 3Cu(s) + 8H+(aq) + 8NO3– (aq) 3Cu2+(aq) + 6NO3– (aq) + 4H2O(l) + 2NO(g)
d
Reaksi ion bersih
Logam + Akuaregia Garam Klorida + Air + NO Reaksi ini tergolong reaksi redoks karena terjadi perubahan biloks. Logam apapun akan membentuk kation dengan biloks tertingginya. Akuaregia adalah larutan yang merupakan campuran antara HCl pekat dan HNO 3 pekat dengan perbandingan 3 : 1. Contoh: Reaksi besi dengan akuaregia membentuk larutan besi (III) klorida, air dan gas nitrogen oksida. Reaksi molekul Fe(s) + 3HCl(aq) + HNO 3(aq) FeCl3(aq) + 2H2O(l) + NO (g)
d
3Cu(s) + 8H+(aq) + 2NO3– (aq) 3Cu2+(aq) + 4H2O(l) + 2NO (g)
d
12) Reaksi bukan logam mulia dengan asam non-oksidator menghasilkan H2 Bentuk umum: Bukan L. Mulia + A. Non-Oksidator Garam + H 2 Reaksi ini tergolong reaksi redoks karena terjadi perubahan biloks. Logam selain logam mulia (selain Cu, Hg, Ag, Pt, Au) akan membentuk kation dengan biloks terendahnya. Asam non-oksidator adalah asam selain HNO3 encer, HNO3 pekat dan H2SO4 pekat, biasanya berupa asam kuat encer (misalnya HCl encer atau H2SO4 encer).
REAKSI DAN STOIKIOMETRI LARUTAN
3
materi78.co.nr
KIM 3 15) Reaksi garam dengan garam
Contoh: Reaksi alumunium dengan asam sulfat encer membentuk larutan alumunium sulfat dan gas hidrogen.
Bentuk umum: Garam 1 + Garam 2
Reaksi molekul
Garam 3 dan/atau basa 4 harus mengendap.
2Al(s) + 3H2SO4(aq) d Al2(SO4)3(aq) + 3H2 (g) Reaksi ion lengkap
Garam 3 + Garam 4
Contoh:
2Al(s) + 6H+(aq) + 3SO42– (aq) 2Al3+(aq) + 3SO42– (aq)+ 3H2(g)
d
Reaksi ion bersih 2Al(s) + 6H+(aq) d 2Al3+(aq) + 3H2(g)
Reaksi timbal (II) nitrat dengan kalium iodida menghasilkan timbal (II) iodida dan larutan kalium nitrat. Reaksi molekul
Reaksi-reaksi larutan asam-basa yang menghasilkan endapan, dan merupakan reaksi dekomposisi rangkap: 13) Reaksi garam dengan asam
Pb(NO3)2 (aq) + 2KI(aq) d PbI2(s) + 2KNO3 (aq) Reaksi ion lengkap Pb2+(aq) + 2NO3– (aq) + 2K+(aq) + 2I– (aq) PbI2 (s) + 2K+(aq) + 2NO 3– (aq)
d
Bentuk umum:
Reaksi ion bersih Garam 1 + Asam 1
Garam 2 + Asam 2
Garam 2 harus mengendap. Contoh: Reaksi perak nitrat dengan asam bromida menghasilkan perak bromida padat dan asam nitrat. Reaksi molekul AgNO3 (aq) + HBr (aq) d AgBr(s) + HNO 3(aq) Reaksi ion lengkap Ag+(aq) + NO3– (aq) + H+(aq) + Br– (aq) AgBr(s) + H+(aq) + NO3– (aq)
d
Reaksi ion bersih Ag+(aq) + Br– (aq) d AgBr(s) 14) Reaksi garam dengan basa
Pb2+(aq) + 2I– (aq) d PbI2 (s) 16) Reaksi pendesakan logam Bentuk umum: Logam 1 + Ion Logam 2 Ion Logam 1 + Logam 2 Logam 1 harus lebih kuat mendesak logam 2. Logam 1 harus berada di sebelah kiri logam 2 pada deret Volta. Contoh: Reaksi logam magnesium dengan larutan fero klorida menghasilkan larutan magnesium klorida dan logam besi. Reaksi molekul
Bentuk umum:
Mg (s) + FeCl 2(aq) d MgCl2(aq) + Fe (s)
Garam 1 + Basa 1
Garam 2 + Basa 2
Reaksi ion lengkap Mg (s) + Fe2+(aq) + 2Cl– (aq)
Garam 2 dan/atau basa 2 harus mengendap.
Reaksi ion bersih Mg (s) + Fe2+(aq) d Mg2+(aq) + Fe (s)
Contoh: Reaksi tembaga (II) sulfat dengan stronsium hidroksida menghasilkan tembaga (II) hidroksida dan stronsium sulfat padat. Reaksi molekul CuSO4 (aq) + Sr(OH)2(aq) d Cu(OH)2(s) + SrSO4 (s) Reaksi ion lengkap Cu2+(aq) +
Mg2+(aq) + 2Cl– (aq) + Fe (s)
d
SO42– (aq) +
Sr
2+
(aq) +
2OH
–
(aq)
Cu(OH)2(s) + SrSO4 (s)
d
Reaksi ion bersih Cu2+(aq) + SO42– (aq) + Sr2+(aq) + 2OH– (aq) Cu(OH)2(s) + SrSO4 (s) (tetap)
Aturan kelarutan senyawa mudah larut: Ion
Kelarutan
Pengecualian pasangan ion
H+ (asam)
larut
-
Na+, K+, NH4+
larut
-
NO3–, ClO3–, ClO4–, CH3COO–,
larut
-
F–
larut
ion gol IIA, Pb2+
Cl–, Br–, I–
larut
Cu2+, Hg22+, Ag+
SO42–
larut
Sr2+, Ba2+, Pb2+
d
REAKSI DAN STOIKIOMETRI LARUTAN
4
materi78.co.nr
KIM 3
Aturan kelarutan senyawa sukar larut: Ion
Kelarutan
Pengecualian pasangan ion
OH– (basa)
sukar larut
ion gol IA, Ca 2+, Sr2+, Ba2+
O2–, PO33–, PO43–, CO32–, CrO42–, sukar larut 2– C2O4
ion gol IA, NH4+
S2– C.
c. ion gol IA-IIA, NH4+
sukar larut
STOIKIOMETRI LARUTAN
PARTIKEL
×
L
:L x mm
V
:
MASSA
MOL
MOLARITAS
: mm
V
×
22,4 (STP)
×
24 (RTP)
×
Maka pereaksi pembatasnya adalah NaCl, sedangkan larutan bersisanya adalah Pb(NO 3)2. Pb(NO3)2 + 2NaCl d PbCl2 + 2NaNO 3 M 0,02 0,02 R 0,01 0,02 0,01 0,01 S 0,01 0 0,01 0,01 m Pb(NO3)2 sisa = 0,01 x (207+2.14+6.16) = 3,31 gr m PbCl2 = 0,01 x (207 + 35,5.2) = 2,78 gr Reaksi antara cuplikan logam dengan larutan 10 gr cuplikan logam Al berkadar 54% habis bereaksi dengan asam sulfat 2 M, tentukan: a. Persamaan reaksi molekul yang setara b. Jumlah mol Al murni c. Volume asam sulfat d. Massa garam yang terbentuk e. Volume gas yang dihasilkan pada RTP (Ar Al = 27, S = 32, O = 16) Jawab: a. 2Al(s) + 3H2SO4(aq) d Al2(SO4)3(aq) + 3H 2(g) b. n Al murni = 54% c.
: 22,4 (STP)
n H2SO4 = V H2SO4 =
: 24 (RTP)
3
= 0,2 mol
27
0,2 = 0,3 mol
×
2 0,3 2
d. n Al2(SO4)3 = VOLUME
10 ×
= 0,15 L = 150 mL
1 2
x 0,2 = 0,1 mol
m Al2(SO4)3 = 0,1 × (2.27 + 3.32 + 12.16) = 34,2 gr 3
Konsep dasar dalam stoikiometri larutan:
e.
1) Perbandingan koefisien adalah per-bandingan jumlah mol zat dalam reaksi.
V H2 = 0,3 x 24 = 7,2 L Reaksi antara cuplikan garam dengan larutan Sampel pualam seberat x gr dilarutkan ke dalam HCl 1,5 M, dihasilkan 6 L gas yang diukur pada (p,t) dimana massa 1,5 L amonia adalah 0,85 gr. Tentukan: a. Persamaan reaksi molekul setara b. Jumlah mol gas yang dihasilkan c. Nilai x jika sampel pualam murni dan 80% d. Massa garam yang terbentuk (Ar Ca = 40, Cl = 35,5, C = 12) Jawab: a. CaCO3(s) + 2HCl(aq) d CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
2) Segala satuan ukuran zat harus di-konversikan ke dalam mol. 3) Kemolaran larutan adalah angka yang menunjukkan banyaknya mol dalam 1 liter larutan. Jumlah mol dalam larutan dapat dihitung dengan: n = jumlah mol (mol) V = volume (L) M = kemolaran (M)
n = V.M
Beberapa contoh stoikiometri larutan: Reaksi antar larutan 100 mL timbal (II) nitrat 0,2 M direaksikan dengan 100 mL natrium klorida 0,2 M, tentukan: a. Persamaan reaksi molekul yang setara b. Larutan yang bersisa dan jumlah sisanya c. Massa garam yang mengendap (Ar Pb = 207, N = 14, Na = 23, Cl = 35,5) Jawab: a. Pb(NO3)2(aq) + 2NaCl(aq) d PbCl2(s) + 2NaNO 3(aq)
b.
n Pb(NO3 )2 koef Pb(NO3 )2
:
n NaCl koef NaCl
=
0,1 × 0,2 1
:
0,1 × 0,2 2
= 0,02 : 0,01
b. c.
n H2 = x 0,2 = 0,3 mol 2
n CO2 V CO2
=
n NH3
n CO2
V NH3
6
=
0,85/17 1,5
n CO2 = 0,2 mol
x murni = 0,2 x (40+12+3.16) = 20 gr x 80% =
0,2 × 100 80%
= 25 gr
d. m CaCl2 = 0,2 x 111 = 22,2 gr Reaksi antara campuran logam dengan larutan Soal 1: Campuran Al dan Cu seberat 10 gr dilarutkan dengan larutan HI 0,75 M, dihasilkan 7,2 L gas pada keadaan RTP, tentukan: a. Persamaan reaksi molekul setara b. Jumlah mol gas yang dihasilkan c. Massa dan presentase tiap logam (Ar Al = 27, Cu = 63,5, I = 127)
REAKSI DAN STOIKIOMETRI LARUTAN
5
materi78.co.nr
KIM 3
Jawab: a. 6Cu(s) + 6HI(aq) sd 2Al(s) + 6HI(aq) d 2AlI3(aq) + 3H 2(g) b. n H2 = c.
7,2 24 2
= 0,3 mol
n Al = x 0,3 = 0,2 mol 3
m Al = 0,2 x 27 = 5,4 gr % Al =
5,4 10
x 100% = 54%
m Cu = 10 – 5,4 gr = 4,6 gr % Cu = 100% - 54% = 46% Soal 2: 10,2 gram campuran Al dan Mg habis bereaksi dengan 250 mL larutan asam sulfat 2 M, tentukan: a. Persamaan reaksi molekul setara b. Total mol larutan asam sulfat c. Massa dan presentase alumunium d. Massa garam yang dihasilkan tiap logam e. Volume gas yang dihasilkan pada 127 oC dan 2 atm (Ar Al = 27, Mg = 24, S = 32, O = 16) Jawab: a. Reaksi 1 2Al(s) + 3H2SO4(aq) d Al2(SO4)3(aq) + 3H 2(g) Reaksi 2 Mg(s) + H2SO4(aq) d MgSO4(aq) + H2(g) m campuran = 10,2 gr m Al = a gr m Mg = 10,2 – a gr n Al =
a 27
mol
n Mg =
10,2 - a 24
mol
b. n H2SO4 = 0,25 x 2 = 0,5 mol c. Nilai a dapat dihitung dari: 3
n H2SO4 R.1 = x
a
=
2 27 10,2 - a
n H2SO4 R.2 =
a
mol
18
+
= 0,5
24
4a + 3(10,2 – a) = 36 4a + 30,6 – 3a = 36 a = 36 – 30,6 = 5,4 Jadi,
m Al = a = 5,4 gr % Al =
5,4
x 100% = 52,94%
10,2
1
5,4
2
27
d. n Al2(SO4)3 = x
= 0,1 mol
m Al2(SO4)3 = 0,1 x (2.27+3.32+12.16) = 0,1 x 342 = 34,2 gr n MgSO4 =
4,8 24
= 0,2 mol
m MgSO4 = 0,2 x (24+32+4.16) = 0,2 x 120 = 24 gr e.
3
n H2 R.1 = x 0,2 = 0,3 mol 2
n H2 R.2 = 0,2 mol V H2 =
0,5 × 0,082 × 400 2
104
n Na2SO3 =
33,4 - a 126
mol
b. n HI = 0,2 x 2 = 0,4 mol c. Nilai a dapat dihitung dari: n HI R.1 =
a
mol
104
n HI R.2 = 2 x
33,4 - a
33,4 - a
126
63
=
mol
Maka, a
+
104
33,4 - a 63
= 0,4
63a + 104(33,4 – a) = 2620,8 63a + 3473,6 – 104a = 2620,8 41a = 852,8 a = 20,8 Jadi, m NaHSO3 = a = 20,8 gr
% Na2SO3 =
10,2 - a
18
mol
20,8
x 100% = 62,27%
33,4
m Na2SO3 = 33,4 – a = 12,6 gr
Maka, a
a
n NaHSO3 =
% NaHSO3 =
mol
24
Reaksi antara campuran garam dengan larutan Campuran NaHSO3 (Mr = 104) dan Na 2SO3 (Mr = 126) sebanyak 33,4 gr larut sempurna dalam 200 mL asam iodida 2 M, tentukan: a. Persamaan reaksi lengkap setara tiap garam b. Total mol asam iodida c. Massa tiap garam dalam campuran d. Massa garam yang dihasilkan Jawab: a. Reaksi 1 NaHSO3(aq) + HI(aq) d NaI(aq) + H2O(l) + SO2(g) Reaksi 2 Na2SO3(aq) + 2HI(aq) d 2NaI(aq) + H2O(l) + SO2(g) m campuran = 33,4 gr m NaHSO3 = a gr m Na2SO3 = 33,4 – a gr
n H2 total = 0,5 mol = 8,2 L
12,6
x 100% = 37,73%
33,4
d. n NaI = n HI = 0,4 mol m NaI = 0,4 x 150 = 60 gr Reaksi antara garam dengan larutan Ke dalam 200 mL larutan amonium fosfat 0,1 M dimasukkan serbuk stronsium hidroksida sampai habis seluruhnya. Tentukan: a. Persamaan reaksi lengkap setara b. Jumlah mol amonium fosfat c. Massa stronsium hidroksida d. Volume gas yang dihasilkan pada 2 atm dan 100 K Jawab: a. 2(NH4)3PO4(aq) + 3Sr(OH)2(s) d Sr3(PO4)2(s) + 6H2O(l) + 6NH3(g) b. n (NH4)3PO4 = 0,2 x 0,1 = 0,02 mol c. n Sr(OH)2 = 0,03 mol m Sr(OH)2 = 0,03 x (88 + 16.2 + 2) = 3,75 gr d. V NH3 =
0,06 × 0,082 × 100 2
= 0,246 L = 246 mL
REAKSI DAN STOIKIOMETRI LARUTAN
6
materi78.co.nr
KIM 1
Sifat Tabel Periodik A.
EI mengalami penyimpangan pada golongan IIA,
PENDAHULUAN
VA, dan VIIIA, yaitu nilai EI yang sangat besar, lebih besar dari golongan di sebelah kanannya, yaitu golongan IIIA dan VIA. Penyimpangan EI terjadi karena konfigurasi elektron golongan IIA, VA, dan VIIIA yang relatif stabil.
Sifat periodik adalah sifat pada tabel periodik
yang berubah secara teratur sesuai kenaikan nomor atom (sistem modern), baik dalam satu golongan maupun satu periode. Sifat periodik meliputi: 1) Sifat fisis, yaitu jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron, keelektronegatifan, dan kelogaman. 2) Sifat kimia, yaitu titik leleh dan titik didih. B. JARI-JARI ATOM
Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom hingga
kulit elektron terluar. Ukuran jari-jari atom dipengaruhi oleh:
1) Jumlah kulit atom Setiap bertambahnya jumlah kulit atom, maka bertambah pula panjang jari-jari atom. 2) Muatan inti atom Setiap bertambahnya elektron valensi atom, maka gaya tarik/muatan inti makin besar, sehingga memperkecil jari-jari atom. Jari-jari atom diukur dalam berbagai satuan, diantaranya dengan picometer (pm) dan amstrong (Å). Kecenderungan jari-jari dalam tabel periodik:
ENERGI IONISASI 2500
Ne 2000
1000 500
ENERGI IONISASI
Energi ionisasi (EI) adalah besarnya energi yang
diperlukan/diserap untuk melepas satu elektron atom netral agar menjadi ion positif. Besar EI dipengaruhi oleh jari-jari atom dan muatan inti atom . 1) Bila jari-jari atom makin besar, berarti jarak elektron valensi ke inti makin jauh. 2) Bila jaraknya makin jauh, maka gaya tarik/muatan inti makin kecil, sehingga elektron semakin mudah untuk ditarik. 3) Semakin mudah elektron ditarik oleh inti, maka EI yang dibutuhkan kecil. EI dinyatakan menggunakan satuan kJ mol-1 atau elektronVolt (eV).
C BeB Li
Ar Kr Cl Xe Br PSi I Hg Rn Se Zn As Au Po At T e Sb Re Pb Cu Ge MgSi Sn Bi V Zr Ca Ga Sr Lu Tl Ra Ba Ac NaAl K Rb Fr Cs
Kecenderungan EI dalam tabel periodik:
Makin ke bawah dalam satu golongan makin kecil, karena jari-jari atom makin besar dan gaya tariknya makin kecil. Makin ke kanan dalam satu periode makin besar, karena jari-jari atom makin kecil dan gaya tariknya makin besar. EI terbesar dimiliki helium (2He), dan terkecil dimiliki cesium (55Cs).
Makin ke kanan dalam satu periode makin
C.
NO
0
besar.
Jari-jari atom terbesar adalah fransium (87Fr) dan terkecil adalah helium (2He).
F
1500 H
Makin ke bawah dalam satu golongan makin
kecil.
He
D.
AFINITAS ELEKTRON
Afinitas elektron (AE) adalah besarnya energi
yang dibebaskan dan diserap untuk menerima elektron dari luar atom netral agar menjadi ion negatif. Harga AE menentukan beberapa hal: Harga AE negatif
Harga AE positif
Penerimaan elektron disertai pembebasan energi Ion lebih stabil dari atom netralnya
Penerimaan elektron disertai penyerapan energi Ion kurang stabil dari atom netralnya
Makin mudah menerima elektron
Makin sulit menerima elektron
Nilai afinitasnya besar
Nilai afinitasnya kecil
AE dinyatakan menggunakan satuan kJmol-1 atau
elektronVolt (eV).
SISTEM PERIODIK UNSUR-UNSUR
1
materi78.co.nr
KIM 1
AE mengalami penyimpangan pada golongan IIA
dan VIIIA (lebih positif dibanding golongan sebelahnya). IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA VIIIA
H
He
-73
21
Li
Be
B
-60
240
-27
Na
Mg
Al
-53
230
-44
K
Ca
Ga
-48
156
-30
Rb
Sr
In
-47
168
-30
C
Ba
Tl
-45
52
-30
C -122
N
Si -134
P
0 -72 As
O -141
F -328
Ne
S -200
Cl -349
Ar
Br -325
Kr
29 35
Ge -120
-77
Se -195
Sn -121
Sb -101
Te -190
I -295
Xe
Pb -110
Bi -110
Po -180
At -270
Rn
Kecenderungan KE dalam tabel periodik adalah:
39
Makin ke bawah dalam satu golongan makin kecil, karena jari-jari atom makin besar dan gaya tariknya makin kecil.
41
Makin ke kanan dalam satu periode makin besar, karena jari-jari atom makin kecil dan gaya tariknya makin besar.
41
Kecenderungan AE dalam tabel periodik:
Makin ke bawah dalam satu golongan makin kecil (positif), karena jari-jari atom makin besar dan gaya tariknya makin kecil. Makin ke kanan dalam satu periode makin besar (negatif), karena jari-jari atom makin kecil dan gaya tariknya makin besar.
KE terbesar dimiliki fluorin (9F), dan terkecil dimiliki fransium (87Fr). F.
Kelogaman (KL) adalah sifat keelektro-positifan
atau logam yang dimiliki unsur yang bergantung pada energi ionisasi. Logam adalah unsur yang mudah menghantarkan listrik dan melepas elektron. Garis perbatasan sifat logam dan non-logam berbentuk garis tangga. Unsur yang sifatnya perantaraan logam dan non-logam disebut
AE terbesar dimiliki klor (17Cl), dan terkecil dimiliki berilium (4Be). E.
KELOGAMAN (KEELEKTROPOSITIFAN)
KEELEKTRONEGATIFAN
Keelektronegatifan elektro(KE) atau negativitas adalah ukuran kemampuan atau
kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron dalam ikatan kimianya. Persamaan KE dan AE adalah sama-sama membahas tentang bagaimana suatu atom menarik elektron dari luarnya. Perbedaan KE dan AE adalah, KE hanya mengukur kemampuannya saja, sedangkan AE mengaitkannya dengan jumlah energi dan pembentukan ion.
metaloid. Kecenderungan sifat KL dalam tabel periodik
adalah: Makin ke bawah dalam satu golongan, sifat logam makin bertambah , dan sifat nonlogam makin berkurang. Makin ke kanan dalam satu periode, sifat logam makin berkurang, dan sifat nonlogam makin bertambah.
H
He B
logam
non-logam
C
N
O
F
Ne
Si
P
S
Cl
Ar
Ge
As
Se
Br
Kr
Sb
Te
I
Xe
Po
At
Rn
metaloid
SISTEM PERIODIK UNSUR-UNSUR
2
materi78.co.nr G.
KIM 1 Kecenderungan sifat TL dan TD dalam tabel
TITIK LELEH DAN TITIK DIDIH
periodik adalah:
Titik leleh (TL) dan titik didih (TD) merupakan
Golongan IA – IVA:
titik dimana suatu unsur mulai berubah wujud menjadi wujud lain.
Makin ke bawah dalam satu golongan makin berkurang.
Makin ke kanan dalam satu periode makin bertambah sampai puncaknya pada IVA (TL dan TD tertinggi).
TITIK DIDIH
6000 C 5000 ) 4000 Be C B Al Si ( 3000 U Li H 2000 NaMg U P Si Cl S 1000 Ar N O F Ne HHe 0 -1000
Golongan VA – VIIIA:
°
Makin ke bawah dalam satu golongan makin bertambah.
Makin ke kanan dalam satu periode makin berkurang. TL dan TD terbesar dimiliki karbon (6C), dan terkecil dimiliki helium (2He).
H.
TREN PERIODIK
Secara keseluruhan, tren/kecenderungan periodik adalah:
ENERGI IONISASI, AFINITAS DAN KEELEKTRONEGATIFAN N A M A G O L E K , M O T A I R A J I R A J
TL DAN TD
TL DAN TD
JARI-JARI ATOM, KELOGAMAN
N A F I T A G E N O R T K E L E E K N A D S A T I N I F A , I S A S I N O I I G R E N E
SISTEM PERIODIK UNSUR-UNSUR
3
materi78.co.nr
KIM 2
Kesetimbangan Kimia A.
PENDAHULUAN
setimbang
Reaksi satu arah (irreversible ) atau reaksi tidak dapat balik adalah reaksi yang terjadi pada satu arah, dan produknya tidak dapat kembali menjadi reaktan.
i s k a e r u j a l
Reaksi bolak-balik (reversible ) atau reaksi dapat balik adalah reaksi yang terjadi pada dua arah yang berlawanan dalam waktu bersamaan.
waktu Pada kesetimbangan kimia, ikatan akan terputus atau terbentuk seiring dengan majumundurnya atom di antara molekul reaktan dan produk.
Pada kesetimbangan kimia, hanya ada penyebutan zat di sebelah kiri dan di sebelah kanan.
Kesetimbangan kimia bersifat dinamis karena walaupun keadaan sudah setimbang, reaksi tetap berlangsung pada tingkat mikroskopis (molekul).
Reaksi bolak-balik dinyatakan dengan dua panah yang berlawanan arah, menyatakan reaksi maju (ke kanan) dan reaksi balik (ke kiri).
Reaksi mikroskopis tidak tampak karena v 1 sama dengan v 2, sehingga seakan-akan reaksi sudah berhenti.
Contoh: Diketahui perubahan air menjadi uap air dapat balik, sehingga reaksi dapat ditulis H2O(l)
H2O(g) → H2O(l)
V1 = V2
V2
Dalam reaksi bolak-balik , produk dapat berubah menjadi reaktan, dan reaktan dapat berubah menjadi produk (menjadi reaksi yang berlawanan).
H2O(l) → H2O(g)
V1
Kesetimbangan kimia dibagi menjadi dua:
H2O(g)
1) Kesetimbangan homogen (satu wujud/fase)
Reaksi bolak-balik sempurna terjadi dalam sistem tertutup, karena tidak terjadi penambahan atau pengeluaran zat, keluarnya panas/kalor dari sistem, hilangnya gas yang terbentuk, dan sebagainya.
Contoh: N2(g) + 3H2(g) qe 2NH3(g)
Gas
2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g) Larutan H2O(l) qe H+(aq) + OH-(aq) NH4OH(aq) qe NH4+(aq) + OH-(aq)
Reaksi dikatakan setimbang atau mencapai kesetimbangan apabila:
CH3COOH(aq) qe CH3COO-(aq)+ H+(aq)
1) Reaksi bolak-balik yang mengandung zat berwujud gas terjadi dalam sistem tertutup.
2) Kesetimbangan heterogen (lebih dari satu fase)
2) Ketika konsentrasi seluruh zat nilainya tetap.
Contoh:
3) Ketika laju reaksi maju (v 1) sama dengan laju reaksi balik (v 2).
Dua fase CaCO3(s)qe CaO(s) + CO2(g) Ag2CrO4(s)qe 2Ag+(aq)+CrO42-(aq)
Contoh:
BaSO4(s)qe Ba2+(aq) + SO42-(aq)
Pada reaksi kesetimbangan berikut, N2(g) + 3H2(g)
Tiga fase Ca(HCO3)2(aq)qe
2NH3(g)
CaCO3(s)+ H2O(l) + CO2(g)
keadaan setimbang terjadi ketika:
B.
setimbang i s a r t n e s n o k
H2 NH3
REAKSI KESETIMBANGAN
Kesetimbangan disosiasi adalah reaksi kesetimbangan yang menguraikan suatu zat menjadi zat lain, dan reaksi baliknya adalah kesetimbangan asosiasi/pembentukan. Derajat disosiasi adalah perbandingan jumlah mol terdisosiasi (bereaksi) dengan jumlah mol zat sebelum terdisosiasi (mula-mula).
N2 waktu
=
α
jumlah zat terdisosiasi jumlah zat awal
KESETIMBANGAN KIMIA
1
materi78.co.nr
KIM 2
Derajat disosiasi nilainya berkisar 0 ≤
α
≤ 1.
1) Jika nilai α = 0, maka tidak ada penguraian.
Konstanta konsentrasi (Kc) dipengaruhi oleh konsentrasi zat yang berwujud larutan dan gas.
3) Jika nilai 0 < α < 1, maka zat terurai sebagian (setimbang).
Jika reaksi mengandung zat berwujud padat dan cair, maka pangkat konsentrasi zatnya nol, karena zat padat dan cair tidak memiliki konsentrasi.
Contoh:
Contoh:
Dalam reaksi kesetimbangan disosiasi N 2O4 menjadi NO2, perbandingan mol N2O4 dengan NO2 dalam keadaan setimbang berturut-turut 3 : 2. Berapakah derajat disosiasi N 2O4?
Pada reaksi berikut, konstanta konsentrasinya:
2) Jika nilai α = 1, maka zat terurai seluruhnya.
BaSO4(s) qe Ba2+(aq) + SO42-(aq) Kc =
[Ba2+] [SO4 2- ] 0
[BaSO4 ]
Jawab: N2O4(g) Mula-mula Reaksi Setimbang
qe
Konstanta tekanan (Kp) dipengaruhi oleh tekanan zat-zat yang berwujud gas.
2NO2(g)
a
-
a – St
St
St
St
Jika reaksi mengandung zat berwujud selain gas, maka pangkat tekanan zatnya nol, karena zat selain gas tidak memiliki tekanan.
-
Gunakan perbandingan koefisien reaksi, N2O4(g) Mula-mula
qe
Contoh:
2NO2(g)
3x + x = 4x
-
Reaksi
x
2x
Setimbang
3x
2x
Pada reaksi berikut, konstanta tekanannya: 2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g) Kp =
Jadi, derajat disosiasi dapat dihitung:
=
α
C.
jumlah zat terurai jumlah zat awal
=
x 4x
=
4
Px =
KONSTANTA KESETIMBANGAN
yang
Hasil kali konsentrasi zat-zat di sebelah kanan yang dipangkatkan dengan koefisiennya, dan dibagi dengan hasil kali konsentrasi zat-zat di sebelah kiri yang dipangkatkan dengan koefisiennya memiliki harga tertentu pada suhu tetap. Persamaan konstanta kesetimbangan yang dapat dibentuk menurut hukum diatas: Kc =
[C] y [D]z [A]w[B]x
P SO3)2
(P SO2 )2 (P O2 )
Tekanan parsial gas dapat dihitung:
1
Menurut Guldberg dan Wange menjelaskan hukum kesetimbangan:
= [Ba2+ ] [SO4 2- ]
wA + xB qe yC + zD
Konstanta kesetimbangan terdiri dari:
mol gas X mol gas total
x Ptot
Satuan konstanta dapat disesuaikan dengan pangkat konsentrasi maupun pangkat tekanan. Konstanta konsentrasi dengan konstanta tekanan dapat dihubungkan melalui persamaan gas ideal pada suhu sama, dapat dirumuskan: Kp = Kc (R.T)Δn R = tetapan gas ideal (0,082 atm/mol K) T = suhu (K) Δn = selisih jumlah koefisien zat di kanan dengan jumlah koefisien zat di kiri
Contoh: Pada reaksi kesetimbangan berikut: 2NO(g) + O2(g) qe 2NO2(g)
1) Konstanta konsentrasi, konstanta kesetimbangan yang dipengaruhi konsentrasi.
Mempunyai harga konstanta konsentrasi sebesar 0,25 pada suhu 17°C. Berapa harga konstanta tekanan reaksi tersebut pada suhu yang sama?
2) Konstanta tekanan, konstanta kesetimbangan yang dipengaruhi tekanan.
Jawab:
Konstanta kesetimbangan akan berubah bila suhu diubah, dan tetap bila suhu tidak berubah.
Kp = 0,25.[0,082.(17+273)] -1
1) Pada reaksi endoterm, nilai konstantanya berbanding lurus dengan suhu.
Δn
= 2 – 3 = –1
Kp = 0,25 : 23,78 = 0,010513 = 1,05 x 10-2
2) Pada reaksi eksoterm, nilai konstantanya berbanding terbalik dengan suhu.
KESETIMBANGAN KIMIA
2
materi78.co.nr D.
KIM 2
KONSTANTA REAKSI KESETIMBANGAN
Contoh:
ANTAR-REAKSI TERKAIT
Pada reaksi
Reaksi kesetimbangan yang berkaitan nilai konstanta kesetimbangannya dapat berubah menurut ketentuan-ketentuan berikut: 1) Jika reaksi kesetimbangan dibalik, maka harga Kc juga dibalik.
Kc = 1,0 x 10 23 dapat dikatakan reaksi menghasilkan banyak XY (X2 dan Y2 jumlahnya sedikit), sehingga berlangsung tuntas, karena nilai Kc nya besar.
BaSO4(s) qe Ba2+(aq) + SO42-(aq)
Kc = K1
Nilai Kc dan Kp yang kecil menunjukkan reaksi ke kanan berlangsung tidak berlangsung tuntas (jumlah zat di kiri besar dan di kanan kecil).
Ba2+(aq) + SO42-(aq) qe BaSO 4(s)
Kc = K2
Contoh:
Contoh:
K1 =
[Ba2+] [SO4 2- ] 0
[BaSO4 ]
, K2 =
K 2 =
Pada reaksi
[BaSO4 ]0 2+
[Ba
Kc = 8,0 x 10 -17
] [SO4 ]
dapat dikatakan reaksi hanya menghasilkan sedikit AB (A dan B jumlahnya banyak) sehingga reaksi tidak tuntas, karena nilai Kc nya kecil.
1 K 1
Contoh: 2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g)
Kc = K1
4SO2(g) + 2O2(g) qe 4SO3(g)
Kc = K2
K1 =
[SO3 ]2 [SO2 ]2 [O2 ]
K2 =
(
, K2 = [SO3 ]2
[SO3 ]4
Tetapan kesetimbangan meramalkan arah reaksi.
juga
dapat
Bila seluruh zat di kiri dan kanan dicampurkan, maka reaksi harus berlangsung ke kanan atau ke kiri untuk mencapai keadaan setimbang, dan dapat dilakukan dengan mengecek kuosien reaksi (Qc). Kuosien reaksi (Qc) adalah nilai yang bentuk persamaannya sama dengan konstanta kesetimbangan (Kc).
[SO2 ]4 [O2 ]2
)
A(g) + B(g)qe AB(g)
2-
2) Jika koefisien reaksi kesetimbangan dikali faktor n, maka harga Kc dipangkat n.
2
[SO2 ]2 [O2 ]
Qc =
K 2 = (K 1)n 3) Jika reaksi-reaksi yang berkaitan dijumlah, maka harga Kc total adalah hasil kali Kc dari reaksi-reaksi yang dijumlah.
[C] y [D]z [A]w[B]x
wA + xB qe yC + zD
Makna nilai kuosien reaksi: 1) Jika Qc = Kc, berarti reaksi setimbang.
Contoh:
2) Jika Qc < Kc, berarti reaksi spontan berlangsung ke kanan sampai setimbang.
Nilai Kc reaksi A + B qe E + F yang melalui tahap berikut adalah,
3) Jika Qc > Kc, berarti reaksi spontan berlangsung ke kiri sampai setimbang.
A+B
qe C
Kc = 3,5
Contoh:
C qe E
Kc = 2
D qe F
Kc = 1,5
Diketahui reaksi X 2(g) + Y2(g) qe 2XY(g) memiliki Kc sebesar 1 x 10 -2. Pada suatu percobaan, dicampurkan 2 mol X 2, 2 mol Y2, dan 3 mol XY dalam ruang bervolume 10 L. Apakah campuran itu setimbang? Bila tidak, ke arah mana reaksi berlangsung spontan? Berapakah konsentrasi X 2 dan XY setelah mencapai kesetimbangan?
A+B E.
X2(g) + Y2(g) qe 2XY(g)
qe E
+D
+F
+
Kc = 3,5. 2. 1,5 = 10,5
MAKNA KONSTANTA KESETIMBANGAN
Tetapan kesetimbangan dapat menunjukkan seberapa jauh suatu reaksi tuntas. Nilai Kc dan Kp ditentukan dengan konsentrasi/tekanan zat-zat disebelah kanan sebagai pembilang, dan konsentrasi/tekanan zatzat disebelah kiri sebagai penyebut. Nilai Kc dan Kp yang besar menunjukkan reaksi ke kanan berlangsung hampir berlangsung tuntas/sempurna (jumlah zat di kanan besar dan di kiri kecil).
Jawab: 3 2 10 2 2 10 10
9 Qc = = 4 Ternyata Qc > Kc (tidak setimbang), maka agar setimbang, zat di kiri harus bertambah atau zat di kanan harus berkurang, sehingga reaksi spontan berlangsung ke kiri sampai setimbang.
KESETIMBANGAN KIMIA
3
materi78.co.nr
KIM 2
Keadaan reaksi:
F.
X2(g) Mula-mula Reaksi
+
Y2(g)
qe
2XY(g)
0,2 M
0,2 M
0,3 M
a
a
2a
0,2 + a
0,3 – 2a
Setimbang 0,2 + a
PERGESERAN KESETIMBANGAN
Azas Le Chatelier menjelaskan bagaimana terjadinya pergeseran kesetimbangan. +
Bila suatu kesetimbangan diberikan suatu aksi/tindakan, maka sistem tersebut akan mengadakan reaksi yang cenderung mengurangi aksi tersebut.
Agar reaksi setimbang, berarti kita harus membuat kuosien reaksi nilainya menjadi sama dengan Kc, yaitu 1 x 10 -2.
Pergeseran kesetimbangan tidak mengubah nilai Kc dan Kp, kecuali suhu pada sistem kesetimbangan berubah.
Kc2 = 1 x 10-2 (0,3-2a)2 = 1 x 10-2 (0,2+a)(0,2+a) 0,3-2a = 1 x 10-1 0,2+a 0,02 + 0,1a = 0,3 - 2a
Konsep pergeseran kesetimbangan: 1) Kesetimbangan dikatakan bergeser ke kiri apabila zat di kiri bertambah atau zat di kanan berkurang.
2,1a = 0,28 2) Kesetimbangan dikatakan bergeser ke a = 0,133 M kanan apabila zat di kanan bertambah atau Jadi, konsentrasi X 2 dan XY adalah: zat di kiri berkurang. [X2] = 0,2 + a = 0,2 + 0,133 = 0,333 M [XY] = 0,3 – 2a = 0,3 – 2(0,133) = 0,034 M Faktor-faktor yang mempengaruhi pergeseran kesetimbangan: Faktor
Faktor Diperbesar
Faktor Diperkecil
Konsentrasi salah satu pereaksi
ke arah lawan (kanan)
ke diri sendiri (kiri)
Konsentrasi larutan dan konsentrasi/tekanan gas total
ke arah ruas dengan jumlah koefisien terkecil
ke arah ruas dengan jumlah koefisien terbesar
Volume gas dan larutan
ke arah ruas dengan jumlah koefisien terbesar
ke arah ruas dengan jumlah koefisien terkecil
Suhu
ke arah reaksi endoterm
ke arah reaksi eksoterm
Konsentrasi larutan dan volume larutan saling berbanding terbalik, konsentrasi dapat diperkecil dengan menambah volume pelarut, dan konsentrasi dapat diperbesar dengan mengurangi volume pelarut. Konsentrasi pereaksi dapat diubah dengan:
1) Mengubah jumlah zat salah satu pereaksi (parsial) atau seluruhnya. 2) Menambahkan zat yang dapat mengikat pereaksi, sehingga pereaksi berkurang. 3) Menambahkan air penambah volume.
sebagai
pelarut/
Berdasarkan ketampakan zat pada reaksi, kesetimbangan: 1) Bergeser ke kiri apabila warna zat di sebelah kiri lebih dominan (jumlahnya banyak). 2) Bergeser ke kanan apabila warna zat di sebelah kanan lebih dominan (jumlahnya banyak).
Jika konsentrasi salah satu pereaksi/ larutan ditambah, reaksi sistem adalah mengurangi komponen tersebut dan kesetimbangan bergeser ke arah lawan. Jika konsentrasi salah satu pereaksi/ larutan dikurang, reaksi sistem adalah menambah komponen tersebut kesetimbangan bergeser ke diri sendiri. Jika konsentrasi larutan total ditambah (volume diperkecil), kesetimbangan bergeser ke ruas yang jumlah koefisiennya lebih kecil. Jika konsentrasi larutan total dikurang (volume diperbesar), kesetimbangan bergeser ke ruas yang jumlah koefisiennya lebih besar.
Catatan: Koefisien yang dijumlah adalah koefisien zat larutan saja (untuk sistem larutan). Tekanan dan volume gas saling berbanding terbalik, tekanan dapat diperkecil dengan menambah volume gas, dan tekanan dapat diperbesar dengan mengurangi volume gas.
KESETIMBANGAN KIMIA
4
materi78.co.nr
KIM 2
Jika tekanan gas diperbesar (volume gas diperkecil), kesetimbangan bergeser ke ruas yang jumlah koefisiennya lebih kecil.
3) Pelarutan belerang trioksida dalam asam sulfat pekat menjadi asam pirosulfat
Jika tekanan gas diperkecil (volume gas diperbesar), kesetimbangan bergeser ke ruas yang jumlah koefisiennya lebih besar.
4) Asam pirosulfat direaksikan dengan air menjadi asam sulfat pekat
Catatan: Koefisien yang dijumlah adalah koefisien zat gas saja (untuk sistem gas). Suhu menggeser kesetimbangan dengan:
Jika suhu dinaikkan, sistem akan menurunkan suhu dan kesetimbangan bergeser ke arah reaksi endoterm. Jika suhu diturunkan, sistem akan menaikkan suhu dan kesetimbangan bergeser ke arah reaksi eksoterm.
Katalis mempercepat laju reaksi karena menurunkan energi aktivasi reaksi. Oleh karena itu, katalis mempercepat laju reaksi maju dan laju reaksi balik, sehingga mempercepat keadaan setimbang, namun tidak menggeser / mengubah komposisi kesetimbangan. G.
PENERAPAN KESETIMBANGAN KIMIA
Dalam industri, reaksi kesetimbangan dibuat sedemikian rupa sehingga menggeser kesetimbangan ke arah produk, dengan cara sesederhana mungkin dan seefisien mungkin.
SO3(s) + H2SO4(aq) → H2S2O7(l)
H2S2O7(l) + H2O(l) → H2SO4(aq) Tahapan yang utama adalah tahapan kedua yang mengandung reaksi kesetimbangan. Reaksi kesetimbangan pada pembuatan asam sulfat menurut proses kontak yang optimum setelah diteliti adalah dilakukan dalam suhu sekitar 500°C, tekanan normal (1 atm), dan dengan katalis V2O5. Alasan dari perlakuan diatas antara lain: 1) Seharusnya suhu dibuat rendah agar menggeser ketimbangan ke kanan, namun menurut proses ini dibuat tinggi. Hal ini dilakukan karena reaksi berlangsung dengan baik pada suhu tinggi dibanding pada suhu rendah. 2) Selain itu, suhu tinggi dapat mengaktifkan kerja katalis V2O5, sehingga mempercepat keadaan setimbang. 3) Seharusnya tekanan diperbesar, namun perbesaran tekanan tidak seimbang dengan hasil yang memadai, sehingga tekanan normal (1 atm) yang digunakan.
Pembuatan amonia menurut proses HaberBosch yang optimum dilakukan dengan menurut reaksi: N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
ΔH
= -92,4 kJ
1) Katalis yang digunakan adalah serbuk Fe. 2) Suhu dibuat tinggi. Sebenarnya, kesetimbangan akan bergeser ke kanan bila suhu dibuat rendah. Akan tetapi, katalis hanya bekerja pada suhu tinggi, sehingga tidak dibuat rendah. 3) Tekanan dibuat tinggi. Agar kesetimbangan bergeser ke kanan (NH 3 bertambah), tekanan dibuat tinggi. Selain itu, untuk mengurangi reaksi balik, amonia yang terbentuk segera dipisahkan. Pembuatan asam sulfat menurut proses kontak dilakukan dengan tahapan: 1) Pembakaran belerang S(s) + O2(g) → SO2(g) 2) Oksidasi belerang belerang trioksida
dioksida
2SO2(g) + O2(g) qe 2SO3(g)
ΔH
menjadi = -197 kJ
KESETIMBANGAN KIMIA
5
materi78.co.nr
KIM 3
Teori Asam-Basa A.
Teori asam-basa Arrhenius merupakan teori asam-basa yang pertama kali dapat diterima.
PENDAHULUAN
Konsep dasar mengenai dasar mengenai asam dan basa:
Kekurangan teori asam-basa Arrhenius:
1) Asam adalah Asam adalah zat yang memiliki rasa masam dan bersifat korosif (merusak).
1) Hanya dapat menjelaskan sifat asam-basa apabila suatu zat dilarutkan dalam air.
2) Basa Basa adalah zat yang memiliki rasa pahit, melarutkan lemak, dan bersifat kaustik (licin).
2) Tidak dapat menjelaskan sifat basa amonia dan natrium karbonat yang tidak mengandung ion OH namun menghasilkan ion OH ketika dilarutkan dalam air.
Konsep dasar lain lain mengenai asam dan basa yang dikemukakan oleh para ilmuwan:
–
–
1) Menurut Lavoisier, Lavoisier, zat yang menyebabkan sifat asam adalah oksigen.
Kekuatan asam dan basa menurut teori Arrhenius didasarkan atas [H+] dan [OH ]. –
2) Menurut Sir H. Davy, Davy , zat yang menyebabkan sifat asam adalah hidrogen.
1) Asam kuat kuat memiliki [H+] yang besar, asam lemah memiliki lemah memiliki [H+] yang kecil.
3) Menurut Gay-Lussac, Gay-Lussac, asam dan basa adalah zat yang saling menetralkan satu sama lain. Selanjutnya, muncul teori asam-basa yang paling dapat diterima dan digunakan sampai sekarang. B.
TEORI ASAM-BASA ARRHENIUS
Svante August Arrhenius mengemukakan Arrhenius mengemukakan teori asam-basa tahun 1884. Teori asam Arrhenius: asam Arrhenius:
C.
TEORI ASAM-BASA BRONSTED-LOWRY
Johanes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry mengemukakan teori asam-basa tahun 1923. Menurut Bronsted-Lowry, asam dan basa hanya terionisasi dalam air karena: 1) Air menarik ion H + sehingga membentuk ion hidronium (H3O+),
Pembawa sifat asam adalah ion H + dan asam melepas ion H + dalam air.
2) Air melepas ion H + sehingga membentuk ion hidroksida (OH ). –
Reaksi ionisasi asam dalam asam dalam air: H x A(aq)
2) Basa kuat kuat memiliki [OH–] yang besar, basa lemah memiliki [OH–] yang kecil.
Contoh:
xH +(aq) + Ax (aq) –
H+ asam
valensi asam ion sisa asam
HCl + H2O
Cl + H3O+ –
H+
Contoh: Asam klorida
H+ + Cl
HCl
–
H2S qe 2H+ + S2
Asam sulfida
–
Macam-macam asam menurut teori Arrhenius:
basa
NH4+ + OH
NH3 + H2O
–
Teori asam-basa Bronsted-Lowry: Asam adalah spesi atau zat yang merupakan donor proton (H +).
1) Asam monovalen (satu valensi asam) Contoh: HCl, HF, HBr.
Basa adalah spesi atau zat yang merupakan akseptor proton (H +).
2) Asam polivalen (banyak valensi asam) Contoh: H 2SO4 (divalen), H 3PO3 (trivalen)
Menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry:
Teori basa Arrhenius: basa Arrhenius:
1) Asam yang telah melepaskan satu proton akan membentuk spesi atau zat yang disebut basa konjugasi.
Pembawa sifat basa adalah ion OH – dan basa melepas ion OH – dalam air. Reaksi ionisasi basa dalam basa dalam air: B(OH) x (aq)
B
x+
(aq) +
Contoh: xOH
–
asam
(aq)
qe
H+
+
Cl
H2SO4 qe
H+
+
HSO4
H3PO4 qe
H+
+
H2PO4
qe
H+
+
NH3
HCl ion sisa basa valensi basa Contoh: Natrium hidroksida
NaOH
Na+ + OH
–
qe proton + basa konjugasi
NH4+
–
–
Magnesium hidroksida Mg(OH)2 qe Mg Mg + 2OH 2+
–
LARUTAN ASAM-BASA
–
1
materi78.co.nr
KIM 3
2) Basa yang telah menerima satu proton akan membentuk spesi atau zat yang disebut asam konjugasi.
3) Kekuatan asam berbanding terbalik dengan kekuatan basa konjugasinya. 4) Kekuatan basa berbanding terbalik dengan kekuatan asam konjugasinya.
Contoh: basa
+ proton qe asam konjugasi +
H+
qe
OH
HCO3
+
H+
qe
H2CO3
Cl
+
H+
qe
HCl
+
H+
qe
H2O
O2
–
–
–
OH
–
Kekuatan asam dan basa menurut teori Bronsted-Lowry bersifat relatif .
–
1) Jika dua larutan asam berbeda dicampurkan dengan suatu larutan basa secara terpisah: a.
Pada asam 1, 1, basa bersifat lemah,
Kelebihan teori asam-basa Bronsted-Lowry:
b. Pada asam 2, 2, basa bersifat kuat,
1) Dapat menjelaskan sifat asam-basa zat pada pelarut dan larutan selain air, bahkan tanpa pelarut.
Maka asam 2 lebih kuat daripada kuat daripada asam 1. 2) Jika dua larutan basa berbeda dicampurkan dengan suatu larutan asam secara terpisah:
Contoh: H+
a.
NH3 + basa
HCl d asam
NH4+
+
asam k.
Cl
–
b. Pada basa 2, 2, asam bersifat kuat,
basa k.
H+
Maka basa 2 lebih kuat daripada kuat daripada basa 1. D.
` HNO3 + H2SO4 d H2NO3 + HSO4 +
basa
asam
–
asam k.
basa k.
2) Dapat menjelaskan sifat asam-basa kation dan anion. Contoh: H+ HClO4 + HCO3 d ClO4 –
asam
basa
–
+ H2CO3
basa k.
Pada basa 1, 1, asam bersifat lemah,
TEORI ASAM-BASA LEWIS
Gilbert N. Lewis mengemukakan teori asambasa tahun 1923. Menurut Lewis, transfer proton terjadi karena adanya pasangan elektron bebas pada basa, yang kemudian akan membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan proton tersebut. Teori asam-basa Lewis: Asam adalah spesi atau zat akseptor pasangan elektron.
asam k.
3) Dapat menjelaskan zat yang bersifat amfoter/ amfiprotik (dapat (dapat berupa asam atau basa). Contoh:
Basa adalah spesi atau zat donor pasangan elektron.
Air dapat bersifat asam atau basa. Contoh:
H+ NH4+
+
asam
H2O d basa
NH3 basa k.
+ H3O+ asam k.
H+ HCO3
–
basa
+
H2O d H2CO3 + OH
–
asam
HNO3 Asam : atom O Basa : atom N H2SO4 Asam : atom O
Kelemahan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah tidak dapat menjelaskan sifat asam-basa yang tidak melibatkan transfer proton.
Basa : atom S
Kekuatan asam dan basa menurut teori Bronsted-Lowry didasarkan atas kemampuan zat melepas dan menarik proton.
HClO4
1) Asam kuat kuat mudah melepas proton, asam lemah sukar lemah sukar melepas proton.
Asam : atom O Basa : atom S
.. : O : .. .. .. O = N O H .. .. .. : O : .. H O S O H .. : O : .. .. : O : .. .. H O Cl : O : .. .. : O : .. –
–
–
–
–
–
–
–
2) Basa kuat kuat mudah menarik proton, basa lemah sukar lemah sukar menarik proton.
LARUTAN ASAM-BASA
2
materi78.co.nr NH3 + H+
KIM 3
NH4
Kelebihan teori asam-basa Lewis:
Asam : ion H+
1) Dapat menjelaskan sifat asam-basa yang tidak melibatkan transfer proton.
Basa : atom N pada NH 3
H | H N : | H
+
–
NH3 + BF3
H+
H | H N : H | H
d
2) Dapat menjelaskan sifat asam-basa oksida asam dan oksida basa.
–
3) Dapat menjelaskan sifat asam-basa senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas. 4) Dapat menjelaskan sifat asam-basa senyawa organik seperti protein dan DNA.
NH3BF3
Asam : atom B pada BF 3
Kekurangan teori asam-basa Lewis:
Basa : atom N pada NH 3
1) Hanya dapat menjelaskan sifat asam-basa zat atau ion yang mencapai kaidah oktet.
H | H N : | H
F | + B F | F
–
–
CaO + CO2
H F | | H N : B F | | H F
d
–
–
2) Hanya dapat menjelaskan sifat asam-basa senyawa kovalen.
CaCO3
Asam : atom C pada CO 2 Basa : atom O pada CaO
:O:
: O :
||
••
C
Ca : O : +
••
d
||
••
:O: H2O + CO2
// //
Ca O : C \\ :O: –
••
H2CO3
Asam : atom C pada CO 2 Basa : atom O pada H 2O
H | : O : | H
:O: || C || :O:
+
1
H | : O : | H
:O: C :O:
g
.. .. H O C O H .. .. .. .. : O : .. –
–
–
–
2
+
H :O: | / : O :: C \ | H : O +:
LARUTAN ASAM-BASA
3
materi78.co.nr
KIM 2
Termokimia A.
Dalam kedua reaksi, terjadi perubahan tingkat energi yang disebut perubahan entalpi reaksi, dapat dihitung:
PENDAHULUAN
Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang memperhatikan aspek suhu dalam reaksi.
ΔH
Dalam konsep termokimia dalam reaksi, terdapat istilah sistem dan lingkungan.
H = H2 – H1
Sistem adalah segala bentuk proses yang menjadi pusat perhatian pengamat.
Perbedaan reaksi eksoterm dan endoterm:
Contoh: keadaan zat, reaksi, perubahan zat.
Perbedaan
Sistem terdiri dari: 1) Sistem terbuka, yaitu sistem dapat mengalami pertukaran energi dan materi dengan lingkungan.
Energi (H) Suhu lingkungan (T)
2) Sistem tertutup, yaitu sistem dapat mengalami pertukaran energi dengan lingkungan, tidak dengan pertukaran materi.
ΔH
3) Sistem terisolasi, yaitu sistem tidak dapat mengalami pertukaran energi dan materi dengan lingkungan.
Reaksi Eksoterm
Reaksi Endoterm
dibebaskan/ dilepas sistem
diserap/ diterima sistem
H2 < H1
H2 > H1
naik/panas
turun/dingin
Takhir > Tawal
Takhir < Tawal
(–)
(+)
reaksi
Diagram tingkat energi menunjukkan nilai perubahan entalpi reaksi.
Lingkungan adalah segala sesuatu yang berada di luar sistem, dan membantu kerja sistem.
1) Diagram tingkat energi reaksi eksoterm H
Contoh: alat-alat, wadah, tabung reaksi, udara. B.
= perubahan entalpi reaksi (J) H2 = energi produk (J) H1 = energi reaktan (J)
REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM
H1
Dalam konsep termokimia, reaksi terbagi menjadi dua, yaitu reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. energi
ΔH
H2
energi 2) Diagram tingkat energi reaksi endoterm
sistem
H
energi
energi
1) Reaksi eksoterm, yaitu reaksi yang sistemnya membebaskan/melepas energi, sehingga lingkungan menjadi naik temperaturnya. Contoh: reaksi diatas suhu kamar (pembakaran), pelarutan NaOH, reaksi Mg dengan HCl. energi
H2 ΔH
(+)
H1
C.
PERSAMAAN TERMOKIMIA
energi
Perubahan entalpi reaksi adalah jumlah energi yang dibutuhkan untuk membentuk atau mengurai suatu zat dalam reaksi.
energi
Persamaan reaksi termokimia adalah persamaan reaksi yang dilengkapi dengan jumlah energi (perubahan entalpi) yang digunakan dalam reaksi.
sistem energi
(–)
2) Reaksi endoterm, yaitu reaksi yang sistemnya menyerap/menerima energi, sehingga lingkungan menjadi turun temperaturnya. Contoh: reaksi Ba(OH) 2 dengan NH 4Cl, pemanasan CuCO3.
Contoh: 1 mol air dibentuk dari hidrogen dan oksigen dengan membebaskan energi sebesar 286 kJ. H2(g) + 1 / 2 O2(g) d H2O(l)
TERMOKIMIA
ΔH
= -286 kJ
1
materi78.co.nr D.
KIM 2 Entalpi pembakaran standar (ΔH°c) adalah jumlah energi yang dilepaskan untuk membakar 1 mol zat.
ENTALPI STANDAR
Entalpi standar (molar) adalah perubahan entalpi yang terjadi pada suhu 25° C (atau 298 K), tekanan 1 atm, pada 1 mol suatu zat, dilambangkan dengan ΔH°.
Nilai entalpi pembakaran standar ditentukan menggunakan data entalpi pembakaran standar.
Entalpi standar secara umum terdiri dari:
Ciri utama dari reaksi pembakaran adalah:
1) Entalpi pembentukan standar (formasi)
1) Merupakan reaksi eksoterm.
2) Entalpi penguraian standar (disosiasi)
2) Melibatkan oksigen (O 2) dalam reaksinya.
3) Entalpi pembakaran standar ( combustion )
3) Karbon terbakar menjadi CO 2, hidrogen terbakar menjadi H2O, nitrogen terbakar menjadi NO2, belerang terbakar menjadi SO 2.
Entalpi pembentukan standar (ΔH°f) adalah energi yang diterima atau dilepas untuk membentuk 1 mol zat dari unsur pembentuknya.
Contoh:
Nilai entalpi pembentukan standar ditentukan menggunakan data entalpi pembentukan standar.
Tentukan persamaan termokimia reaksi pembakaran C3H6 jika nilai ΔH°d= -2377 kJ!
Nilai-nilai entalpi pembentukan standar:
C3H6(s) + 9 / 2O2(g) → 3CO2(g) + 3H2O(l) ΔH°
1) Bernilai positif , jika menerima energi. 2) Bernilai negatif , jika melepas energi.
E.
3) Bernilai nol, jika unsur tersebut sudah terdapat di alam secara alami. Bentuk unsur-unsur yang sudah terdapat alami di alam, dan nilai ΔH°f nya nol: Monoatomik
Poliatomik
ENTALPI STANDAR LAIN
Macam-macam entalpi standar lain: 1) Entalpi atomisasi standar (endoterm) Yaitu energi yang digunakan untuk membentuk 1 mol atom unsur, pada keadaan standar.
Na(s)
Ca(s)
Al(s)
H2(g) F2(g)
I2(s)
Contoh:
K(s)
C(s)
Fe(s) N2(g) Cl2(g)
S8(s)
1
Mg(s)
S(s)
Zn(s) O2(g) Br2(l)
P4(s)
logam dan gas mulia
halogen dan gas selain gas mulia
Contoh: Pada pembentukan (NH 4)2Cr2O7 dalam keadaan standar, dibebaskan energi sebesar 2780,08 kJ/mol, tentukan persamaan reaksi pembentukan termokimia! Jawab: N2(g) + 4H2(g) + 2Cr(s) + 7 / 2O2(g) →
(NH4)2Cr2O7(aq)
ΔH°f
= -2780,08 kJ
Entalpi penguraian standar (ΔH°d) adalah energi yang diterima atau dilepas untuk mengurai 1 mol zat menjadi unsur pembentuknya. Nilai entalpi penguraian standar berlawanan dengan nilai entalpi pembentukan standar. Pada reaksi penguraian, reaktan berpindah ke kanan dan produk berpindah ke kiri. Contoh:
NaCl(s) → Na(s) + 1 / 2 Cl2(g)
/ 2O2(g) → O(g)
ΔH°d
= +410,9 kJ
ΔH°
= +249,16 kJ
2) Entalpi netralisasi standar (eksoterm) Yaitu energi yang dihasilkan dari reaksi asambasa sehingga menghasilkan 1 mol air, pada keadaan standar. Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq)
→ NaCl(aq)
+ H 2O(l)
ΔH°
= -890,4 kJ
3) Entalpi peleburan standar (endoterm) Yaitu energi yang digunakan untuk meleburkan 1 mol zat padat menjadi zat cair pada titik leburnya, pada keadaan standar. Contoh: H2O(s) → H2O(l)
ΔH°
= +6,01 kJ
4) Entalpi penguapan standar (endoterm) Yaitu energi yang digunakan untuk menguapkan 1 mol zat cair menjadi gas pada titik uapnya, pada keadaan standar. Contoh: H2O(l) → H2O(g)
Diketahui entalpi pembentukan standar natrium klorida adalah -410,9 kJ, buatlah persamaan reaksi penguraian termokimianya!
= -2377 kJ
ΔH°
= +44,05 kJ
5) Entalpi penyubliman standar Yaitu jumlah energi yang digunakan untuk menyublimkan 1 mol zat padat menjadi gas, pada keadaan standar. Contoh: C(s) → C(g)
TERMOKIMIA
ΔH°
= +716,6 kJ
2
materi78.co.nr F.
KIM 2 Berarti dalam reaksi, zat reaktan terurai terlebih dahulu menjadi bentuk dasar, lalu bereaksi kembali membentuk zat produk.
PENENTUAN ENTALPI REAKSI
Entalpi reaksi ditentukan dengan: 1) Menggunakan kalorimetri. 2) Menggunakan hukum Hess (penjumlahan).
Bentuk reaksi umum:
3) Menggunakan data entalpi pembentukan.
AB + CD
4) Menggunakan data energi ikatan.
ΔH1
Kalorimetri adalah cara penentuan energi kalor reaksi dengan kalorimeter. Kalorimeter adalah sistem terisolasi, sehingga semua energi yang dibutuhkan atau dibebaskan tetap berada dalam kalorimeter. Dengan mengukur perubahan suhu, kita dapat menentukan jumlah energi kalor reaksi dan entalpi reaksi:
AD + CB
ΔHR
ΔH2
(A + B) + (C + D) ΔHR = ΔH1 + ΔH2
ΔHR = (ΔH°f produk) - (ΔH°f reaktan)
Contoh: Tentukan entalpi reaksi berikut, BaCl2(aq) + H 2SO4(aq) → BaSO4(s) + 2HCl(aq)
Q reaksi = m.c.Δt
ΔH =
- Qreaksi jumlah mol
Qreaksi = energi kalor reaksi (J) m = massa zat (kg) c = kalor jenis zat (J/kg°C) Δt = perubahan suhu (°C)
jika diketahui entalpi pembentukan standar dari BaCl 2, BaSO4, H2SO4 dan HCl berturut-turut adalah -858,6 kJ/mol, -1473,3 kJ/mol, -909,27 kJ/mol, -167,1 kJ/mol. Jawab:
Menurut hukum Hess, suatu reaksi dapat terjadi melalui beberapa tahap reaksi, dan bagaimanapun tahap atau jalan yang ditempuh tidak akan mempengaruhi entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi menurut hukum Hess: 1) Hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem, bukan tahap yang ditempuh. 2) Merupakan penjumlahan entalpi reaksi dari setiap tahap. Contoh: Tentukan perubahan entalpi penguapan air dari wujud padat jika diketahui reaksi-reaksi berikut: H2(g) + 1 / 2O2(g)
→ H2O(g)
ΔH
= -241,8 kJ
H2O(l)
→ H2O(s)
ΔH
= -6,01 kJ
H2(g) + 1 / 2O2(g)
→ H2O(l)
ΔH
= -285,8 kJ
Reaksi dapat diubah menjadi: Ba(s) + Cl2(g) + H2(g) + S(s) + 2O2(g) → BaSO4(s) +
2HCl(aq)
Masukkan ke dalam rumus: ΔHR = (ΔH°f
produk) - (ΔH°f reaktan)
= (ΔH°f BaSO4+2ΔH°f HCl)-(ΔH°f BaCl2+ΔH°f H2SO4) = (-1473,3 - 2 x 167,1) - (-858,6 - 909,27) ΔHR =
-39,63 kJ/mol
Energi ikatan rata adalah energi rata-rata yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 ikatan kovalen tertentu. Setiap ikatan membutuhkan energi yang berbeda agar dapat terputus. Reaksi berlangsung dalam dua tahap, yaitu pemutusan ikatan reaktan dan pembentukan ikatan produk. Bentuk reaksi umum:
Jawab: Reaksi yang diinginkan: H2O(s) → H2O(g) Berarti, seluruh H2O(s) diletakkan disebelah kiri (reaktan), dan H 2O(g) diletakkan disebelah kanan (produk), sehingga ketiga reaksi diatas menjadi:
ΔHR = ΣEikatan putus – ΣEikatan terbentuk
Contoh: Ikatan Energi Ikatan Ikatan Energi Ikatan
H2(g)+ 1 / 2O2(g)
→ H2O(g)
ΔH
=-241,8 kJ
C–H
413 kJ/mol
C=O
358 kJ/mol
H2O(s)
→ H2O(l)
ΔH
= 6,01 kJ
O=O
146 kJ/mol
O–H
463 kJ/mol
H2O(l)
→ H2(g)+1 / 2O2(g)
ΔH
= 285,8 kJ+
ΔH
= 50,01 kJ
H2O(s) → H2O(g)
Dari konsep hukum Hess, energi kalor suatu reaksi berarti juga dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan reaktan dan produknya.
Tentukan perubahan entalpi pembakaran CH2 dibawah ini!
reaksi
CH2(g) + 3 / 2O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
ΔH
dari =?
(H–C–H)+3 / 2(O=O)→(O=C=O)+(H–O–H) E.I. putus
: (2x413) + (3 / 2x146) = 1045 kJ
E.I. terbentuk :
(2x431) + (2x463) = 1788 kJ ΔHR
TERMOKIMIA
= -743 kJ
3
materi78.co.nr
KIM 4
Turunan Hidrokarbon A.
Penamaan trivial pada bentuk rantai karbon, cabang dan posisi gugus fungsi:
PENDAHULUAN
Turunan hidrokarbon adalah senyawa turunan homolog alkana yang mengandung gugus fungsi.
1) Posisi primer (terikat pada atom C primer) C — C — C — C — OH
Gugus fungsi turunan hidrokarbon terdiri atas: Alkohol (–OH)
2) Posisi sekunder (terikat pada atom C sekunder)
Eter (–O–)
R — OH
C— C— C— C | OH
R — O —R
Aldehida (–CHO)
Keton/karbonil (–CO–)
R — C —H || O
3) Posisi tersier (terikat pada atom C sekunder)
R—C —R || O
Karboksil (–COOH)
Ester (–COO–)
R — C — OH || O
R— C — O — R || O
C | C—C— C | OH 4) Posisi iso (pada rantai karbon terdapat satu cabang pada nomor kedua) C | C — C — C — OH
Halogen (–X)
R— X
Posisi iso dapat sama dengan posisi sekunder.
Homolog turunan hidrokarbon terdiri atas: Homolog Alkanol
–OH
Alkoksi alkana
–O –
Alkanal
–CHO
Alkanon
–CO–
Asam alkanoat
–COOH
Alkil alkanoat
–COO–
Haloalkana B.
C | C — C — COO — C
Gugus fungsi Rumus umum
–X
CnH2n+2O
5) Posisi neo (pada rantai karbon terdapat dua cabang pada nomor kedua)
CnH2nO
C | C — C — C — OH | C
CnHnO2 CnH2n+1X
Posisi neo dapat sama dengan posisi tersier.
TATA NAMA TURUNAN HIDROKARBON
C | C — C — OH | C
Tata nama turunan hidrokarbon didasarkan atas aturan IUPAC atau menggunakan nama trivial (nama umum/dagang). Penamaan IUPAC dan trivial pada turunan hidrokarbon: Gugus fungsi
IUPAC
Alkohol
alkanol
Eter Aldehida
alkan al
Penamaan trivial pada suku-suku homolog alkanal, asam alkanoat dan alkil alkanoat:
Trivial
Atom C Nama trivial Atom C Nama trivial
alkil alkohol
1
form-
6
kapro-
alkoksi alkana alkil alkil eter
2
aset-
7
enant-
alkil aldehida
3
propio-
8
kapril-
trivialdehida
4
butir-
9
pelargon-
alkil alkil keton
5
valer-
10
kapr-
Keton/karbonil alkan on
asam trivioat
Karboksil
asam alkanoat
Ester
alkil alkanoat alkil triviat
Halogen
haloalkana
asam alkana karboksilat alkil halida
C.
KEISOMERAN TU RU NA N HIDROKARBON
Keisomeran turunan hidrokarbon terdiri atas: Isomer
Perbedaan
Homolog
Struktur
beda rantai Rantai/ utama/induk rangka atau alkil
HIDROKARBON
seluruh turunan hidrokarbon
1
materi78.co.nr
Posisi
KIM 4
beda posisi gugus fungsi
selain asam alkanoat
beda homolog, alkanol-alkoksi alkana, Fungsi namun sama alkanal-alkanon, asam rumus umum alkanoat-alkil alkanoat Ruang
Optis
Contoh: CH3—OH IUPAC : metanol Trivial : metil alkohol (spirtus) CH3—CH2—OH IUPAC : etanol
beda pemutar alkanol atau menganpolarimetri dung gugus alkohol
Pada isomer optis, dua buah rumus bangun memiliki nama yang sama, namun berbeda jika dilewatkan cahaya terpolariasi.
polarisator cahaya terpolarisasi
cahaya tak terpolarisasi senyawa berisomer optis
Trivial : etil alkohol (alkohol di pasaran) CH3—CH2—CH2—OH IUPAC : 1-propanol Trivial : propil alkohol CH3—CH2—CH2—CH2—CH2—OH IUPAC : 1-pentanol Trivial : pentil alkohol CH3 —CH2 — CH — CH2 — CH3 | OH
θ
IUPAC : 3-pentanol Trivial : sekpentil alkohol CH3 | CH3— CH2— C — CH3 | OH
Untuk membedakannya , kedua rumus bangun diberi notasi L- dan D-.
1) Bentuk levo (L-) menyatakan senyawa memutar polarimetri ke kiri. 2) Bentuk dekstro (D-) menyatakan senyawa memutar polarimetri ke kanan. Hubungan dua isomer optis dapat berupa enansiomer (saling mencerminkan), dan diastereoisomer (tak saling mencerminkan).
Campuran senyawa enansiomer sejenis bersifat optis aktif, sedangkan campuran dua senyawa enansiomer berbeda (rasemat) bersifat optis tak aktif. Keisomeran optis disebabkan oleh atom C kiral (asimetris), yaitu atom karbon yang mengikat 4 gugus yang seluruhnya berbeda. Semakin banyak atom C kiral, semakin banyak isomer optis. Jika n adalah jumlah atom C kiral:
IUPAC : 2-metil-2-butanol Trivial : terspentil alkohol CH3— CH — CH2— CH2 — OH | CH3 IUPAC : 3-metil-1-butanol Trivial : isopentil alkohol CH3 | CH3— C — CH2— OH | CH3 IUPAC : 2,2-dimetil-1-propanol Trivial : neopentil alkohol CH3 | CH3— CH — CH — CH2 — OH | CH3
jumlah isomer optis = 2n D.
ALKANOL DAN ALKO KSI ALKANA
IUPAC : 2,3-dimetil-1-butanol
Aturan penamaan IUPAC alkanol:
Trivial : tidak ada
1) Penamaan didasarkan atas rantai utama dan diberi akhiran -ol. Gugus alkohol dianggap cabang.
Aturan penamaan IUPAC alkoksi alkana:
2) Posisi cabang dan gugus alkohol ditentukan dengan penomoran rantai utama. Penomoran dilakukan sedemikian rupa sehingga gugus alkohol memiliki nomor kecil. Aturan penamaan trivial alkanol:
1) Penamaan didasarkan atas gugus alkil sebagai cabang gugus alkohol. 2) Penamaan ditulis sebagai alkil alkohol.
1) Penamaan didasarkan atas gugus karbon di sekitar gugus eter. a.
Rantai utama adalah gugus karbon terpanjang.
b. Gugus karbon yang lebih pendek dianggap cabang, diberi akhiran –oksi. 2) Posisi cabang dan gugus eter ditentukan dengan penomoran rantai utama. Penomoran dilakukan sedemikian rupa sehingga gugus eter memiliki nomor kecil.
HIDROKARBON
2
materi78.co.nr
3) Gugus eter selalu ditulis paling awal daripada cabang.
KIM 4 3.
2-metoksi-2-metilpropana (rantai utama C 3)
1) Penamaan didasarkan atas gugus karbon di sekitar gugus eter.
C | C— O — C — C | C
2) Penamaan gugus diurut berdasarkan abjad (sebelum diberi indeks, sek-, ters-, iso-, dan neo-) sesuai nama gugus alkil di sekitar gugus eter sebagai alkil alkil eter.
Pada isomer posisi, dua buah rumus bangun memiliki rumus molekul yang sama namun nomor gugus fungsi berbeda (alkanol) atau posisi gugus fungsi berbeda (alkoksi alkana).
Contoh:
Contoh isomer posisi:
Aturan penamaan trivial alkoksi alkana:
CH3—O—CH2—CH2—CH2—CH3 IUPAC : 1-metoksibutana Trivial : butil metil eter
Alkanol
Misalnya 3-pentanol dengan rumus molekul C5H12O, memiliki keisomeran posisi dengan, C— C — C — C — C | OH
CH3 — O — CH2 — CH — CH3 | CH3 IUPAC : 1-metoksi-2-metilpropana
1.
Trivial : isobutil metil eter CH3—CH2—O—CH2—CH2—CH3
1-pentanol C— C— C— C— C—OH
2.
3-metil-2-butanol
IUPAC : 1-etoksipropana
C OH | | C — C —C — C
Trivial : etil propil eter CH3 — CH2— O — CH — CH3 | CH3
3.
2,2-dimetil-1-propanol C | C — C — C —OH | C
IUPAC : 2-etoksipropana Trivial : etil sekpropil eter/etil isopropil eter Pada isomer rantai, dua buah rumus bangun memiliki rumus molekul yang sama namun rantai utama berbeda (alkanol) atau gugus alkil berbeda (alkoksi alkana). Contoh isomer rantai: Alkanol, contoh: berikut ini isomer rantai C 7H16O,
1.
1-heptanol (rantai utama C 7) C— C— C— C— C— C— C—OH
2.
5-metil-1-heksanol (rantai utama C 6) C — C — C — C — C — C —OH | C
3.
3,4-dimetil-1-pentanol (rantai utama C 5) C | C — C — C — C — C — OH | C
Alkoksi alkana, contoh: berikut ini isomer rantai C5H12O,
1.
1-metoksibutana (rantai utama C 4) C— O— C— C— C— C
2.
1-metoksi-2-metilpropana (rantai utama C 3) C— O — C — C— C | C
Alkoksi alkana
Misalnya 1-metoksipentana dengan rumus molekul C6H14O, memiliki keisomeran posisi dengan, C— O— C— C— C— C— C 1.
1-etoksibutana C— C— O— C— C— C— C
2.
1-propoksipropana C— C— C— O— C— C— C
Pada isomer fungsi, dua buah rumus bangun memiliki rumus umum yang sama namun homolog (keluarga) yang berbeda. Contoh isomer fungsi:
Senyawa dengan rumus molekul C 5H12O, 1.
1-pentanol C— C— C— C— C—OH
2.
1-metoksi butana C— O— C— C— C— C
Pada isomer optis, dua buah rumus bangun memiliki nama yang sama, namun menghasilkan cahaya terpolarisasi berbeda.
HIDROKARBON
3
materi78.co.nr
KIM 4
Contoh isomer optis:
CH3 | CH3— C — CH2— CHO | CH3
2-butanol CH3 — CH2 —CH—CH3 | OH H | H5C2 — C*—CH3 | OH
H | H3C — C*—C2H5 | HO
L-2-butanol
D-2-butanol
Trivial : neokaproaldehida CH3— CH2—CH— CHO | CH2 | CH3 IUPAC : 2-etilbutanal
3-metil-3-heksanol CH3 | CH3 — CH2 —CH2 — C — CH2—CH3 | OH CH3 | H7C3 — C*— C2H5 | OH L-3-metil-3-heksanol E.
IUPAC : 3,3-dimetilbutanal
H3C | H5C2— C*—C3H7 | HO D-3-metil-3-heksanol
ALKANAL DAN ALKANON
Aturan penamaan IUPAC alkanal:
1) Penamaan didasarkan atas rantai utama dan diberi akhiran -al. Gugus aldehida dianggap cabang, namun atom karbonnya dihitung sebagai rantai utama. cabang 2) Posisi ditentukan penomoran rantai utama.
dengan
Atom karbon gugus aldehida dihitung sebagai rantai utama dan selalu menjadi atom karbon nomor 1 (gugus aldehida tidak perlu diberi nomor). Aturan penamaan trivial alkanal:
1) Penamaan didasarkan atas jumlah atom C dan bentuk rantai. 2) Penamaan ditulis sebagai trivialdehida.
Trivial : sekkaproaldehida CH3 | CH3— CH2— C — CHO | CH3 IUPAC : 2,2-dimetilbutanal Trivial : terskaproaldehida Aturan penamaan IUPAC alkanon:
1) Penamaan didasarkan atas rantai utama dan diberi akhiran -on. Gugus keton dianggap cabang, namun atom karbonnya dihitung sebagai rantai utama. 2) Posisi cabang dan gugus keton ditentukan dengan penomoran rantai utama. Penomoran dilakukan sedemikian rupa sehingga gugus keton memiliki nomor kecil. Aturan penamaan trivial alkanon:
1) Penamaan didasarkan atas gugus karbon di sekitar gugus keton. 2) Penamaan gugus diurut berdasarkan abjad (sebelum diberi indeks, sek-, ters-, iso-, dan neo-) sesuai nama gugus alkil di sekitar gugus keton sebagai alkil alkil keton. Contoh: CH3—CO—CH2—CH2—CH2—CH3 IUPAC : 2-heksanon
Contoh: H—CHO IUPAC : metanal Trivial : formaldehida (formalin) CH3—CH2—CH2—CH2—CH2—CHO IUPAC : heksanal Trivial : kaproaldehida CH3— CH —CH2 — CH2 — CHO | CH3 IUPAC : 4-metilpentanal Trivial : isokaproaldehida
Trivial : butil metil keton CH3—CH2—CO—CH2—CH2—CH3 IUPAC : 3-heksanon Trivial : etil propil keton CH3— CO — CH2— CH —CH3 | CH3 IUPAC : 4-metil-2-pentanon Trivial : isobutil metil keton Pada isomer rantai, dua buah rumus bangun memiliki rumus molekul yang sama namun rantai utama berbeda (alkanal) atau gugus alkil berbeda (alkoksi alkana).
HIDROKARBON
4
materi78.co.nr
KIM 4
Contoh isomer rantai:
F.
ASAM ALKANOAT DAN ALKIL ALKANOAT
Alkanal, contoh: berikut ini isomer rantai C 6H12O,
Aturan penamaan IUPAC asam alkanoat:
1.
1) Penamaan didasarkan atas rantai utama dan diberi kata asam di depan dan akhiran –oat. Gugus karboksil dianggap cabang, namun atom karbonnya dihitung sebagai rantai utama.
heksanal (rantai utama C 6) C— C— C— C— C—CHO
2.
3-metilpentanal (rantai utama C 5) C — C — C — C —CHO | C
3.
3,3-dimetilbutanal (rantai utama C 4) C | C — C — C —CHO | C
Alkanon, contoh: berikut ini isomer rantai C6H12O,
1.
2-heksanon (rantai utama C 6) C— CO— C— C— C—C
2.
4-metil-2-pentanon (rantai utama C 5) C —CO— C — C — C | C
3.
3,3-dimetil-2-butanon (rantai utama C 4) C | C —CO— C — C | C
Pada isomer posisi, dua buah rumus bangun memiliki rumus molekul yang sama namun posisi gugus fungsi berbeda. Alkanal tidak mempunyai isomer posisi. Contoh isomer posisi alkanon:
Misalnya 2-heptanon dengan rumus molekul C7H14O, memiliki keisomeran posisi dengan,
cabang 2) Posisi ditentukan penomoran rantai utama.
Atom karbon gugus karboksil dihitung sebagai rantai utama dan selalu menjadi atom karbon nomor 1. Aturan penamaan trivial asam alkanoat: Nama trivial 1
1) Penamaan didasarkan atas jumlah atom C dan bentuk rantai. 2) Penamaan ditulis sebagai asam trivioat. Nama trivial 2
1) Penamaan didasarkan atas rantai utama sebagai alkana yang diberi kata asam didepannya. Gugus karboksil dianggap cabang, dan atom karbonnya tidak dihitung sebagai rantai utama. 2) Posisi cabang dan gugus karboksil ditentukan dengan penomoran rantai utama. Penomoran dilakukan sedemikian rupa sehingga gugus keton memiliki nomor kecil. 3) Gugus karboksil selalu ditulis paling akhir dan diberi akhiran –at. 4) Penamaan ditulis sebagai asam alkana karboksilat. Contoh: H—COOH
C— CO— C— C— C—C—C 1.
3-heptanon C— C— CO— C— C—C—C
2.
4-heptanon C— C— C— CO— C—C—C
Pada isomer fungsi, dua buah rumus bangun memiliki rumus umum yang sama namun homolog (keluarga) yang berbeda. Contoh isomer fungsi:
IUPAC : asam metanoat Trivial : 1) asam formiat 2)
tidak ada
CH3—COOH IUPAC : asam etanoat Trivial : 1) asam asetat 2) asam metana karboksilat CH3—CH2—CH2—CH2—CH2—COOH
Senyawa dengan rumus molekul C 6H12O,
IUPAC : asam heksanoat
1.
Trivial : 1) asam kaproat
heksanal C— C— C— C— C—CHO
2.
3-heksanon C— C— CO— C— C—C
dengan
2) asam pentana-1-karboksilat CH3— CH —CH2—CH2—COOH | CH3 IUPAC : asam 4-metilpentanoat Trivial : 1) asam isokaproat 2) asam 3-metilbutana-1-karboksilat
HIDROKARBON
5
materi78.co.nr
KIM 4
CH3 | CH2 — C —CH2—COOH | CH3
CH3 | CH3— C —COO—CH3 | CH3
IUPAC : asam 3,3-dimetilbutanoat
IUPAC : metil-2,2-dimetilpropanoat
Trivial : 1) asam neokaproat
Trivial : metil neovalerat/metil tersvalerat
2) asam 2,2-dimetil-1-karboksilat CH3 — CH2— CH —COOH | CH2— CH3 IUPAC : asam 2-etilbutanoat Trivial : 1) asam sekkaproat 2) asam pentana-3-karboksilat Aturan penamaan IUPAC alkil alkanoat:
1) Penamaan didasarkan atas gugus karbon di sekitar gugus ester. a.
Gugus karbon yang berikatan dengan O gugus ester adalah rantai utama diberi akhiran –oat.
b. Gugus karbon yang berikatan dengan C gugus ester dianggap sebagai alkil dan diletakkan di depan. 2) Posisi cabang pada rantai utama ditentukan dengan penomoran rantai utama.
Pada isomer rantai, dua buah rumus bangun memiliki rumus molekul yang sama namun rantai utama berbeda (asam alkanoat) atau gugus alkil berbeda (alkil alkanoat). Contoh isomer rantai: Asam alkanoat, contoh: berikut ini isomer rantai C6H12O2,
1.
C— C— C— C— C—COOH 2.
1) Penamaan didasarkan atas jumlah atom C dan bentuk rantai. 2) Penamaan ditulis sebagai alkil trivioat. Contoh: CH3—CH2—COO—CH2—CH2—CH3 IUPAC : propil propanoat Trivial : propil propionat CH3—CH2—CH2—COO—CH2—CH3 IUPAC : etil butanoat Trivial : etil butirat CH3—CH2—CH2—CH2—COO—CH3 IUPAC : metil pentanoat Trivial : metil valerat CH3— CH — CH2—COO—CH3 | CH3 IUPAC : metil-3-metilbutanoat
Alkil alkanoat, contoh: berikut ini isomer rantai C6H12O,
1.
metil pentanoat (rantai utama C 6) C—C— C— C— COO—C
2.
metil-3-metilbutanoat (rantai utama C 5) C — C — C—COO— C | C
Pada isomer posisi, dua buah rumus bangun memiliki rumus molekul yang sama namun posisi gugus fungsi berbeda. Asam alkanoat tidak mempunyai isomer posisi. Contoh isomer posisi alkil alkanoat:
Misalnya pentil etanoat dengan rumus molekul C7H14O2, memiliki keisomeran posisi dengan, C— COO— C— C— C—C—C 1.
butil propanoat C— C— COO— C— C—C—C
2.
propil butanoat C— C— C— COO— C—C—C
Pada isomer fungsi, dua buah rumus bangun memiliki rumus umum yang sama namun homolog (keluarga) yang berbeda. Contoh isomer fungsi:
Senyawa dengan rumus molekul C 6H12O2, 1.
asam heksanoat C— C— C— C— C—COOH
Trivial : metil isovalerat CH3— CH — COO— CH2—CH3 | CH3
asam 3-metilpentanoat (rantai utama C 5) C — C — C — C —COOH | C
Atom karbon gugus ester dihitung sebagai rantai utama dan selalu menjadi atom karbon nomor 1. Aturan penamaan trivial alkil alkanoat:
asam heksanoat (rantai utama C 6)
2.
propil propanoat C— C— COO— C— C—C
IUPAC : etil-2-metilpropanoat Trivial : etil isobutirat/etil sek butirat
HIDROKARBON
6
materi78.co.nr G.
KIM 4 2) Reaksi substitusi
HALOALKANA
Aturan penamaan IUPAC haloalkana:
1) Penamaan didasarkan atas rantai utama. Halogen dianggap cabang, dan diberi akhiran –o.
Adalah reaksi penggantian 1 atom H dengan unsur lain (biasanya halogen). Alkana + Halogen Haloalkana + Asam Halida
2) Posisi cabang dan halogen ditentukan dengan penomoran rantai utama. a.
Penomoran dilakukan sedemikian rupa sehingga halogen memiliki nomor kecil.
b. Jika terdapat >1 halogen, maka prioritas penomoran adalah F > Cl > Br > I. 3) Cabang sejenis yang jumlahnya >1 cukup ditulis sekali, namun diberi indeks (di-, tri-, tetra-, dst.). 4) Jika terdapat lebih dari satu macam jenis cabang, maka urutan penamaan cabang diurut berdasarkan abjad dalam bahasa Inggris (sebelum diberi indeks, sek-, ters-, iso-, dan neo-). Aturan penamaan haloalkana:
1) Penamaan didasarkan atas gugus alkil sebagai cabang halogen (jika tunggal).
3+2
Reaksi substitusi terjadi pada seluruh turunan hidrokarbon. Contoh reaksi substitusi:
CH4
+
Cl2
H | H – C – H | H
CH3Cl
d
3+2
5
Reaksi adisi terjadi pada homolog turunan hidrokarbon selain alkohol dan eter. Contoh reaksi adisi: O— H
O
|
||
+ H 2 d CH3— CH2— C—H |
H O—Br
O
|
||
CH3— C —O — CH3
+ HBr d
CH3— C —O — CH3
4) Reaksi eliminasi
IUPAC : 2-bromopropana
Adalah reaksi pembentukan ikatan rangkap dengan melepas dua gugus di sekitar 2 atom C yang berikatan, dan melepas X 2, HX atau H 2O.
Trivial : isopropil bromida F F I CH3 Cl | | | | | CH2—CH — C — C — CH | | | Cl Br Br
Reaksi eliminasi menggunakan dehidrator berupa H2SO4 pekat pada suhu 180 oC.
IUPAC : 4,5-dibromo-3,5-dikloro-1,2-difluoro-3iodo-4-metilpentana Trivial : tidak ada REAKSI-REAKSI TURUNAN HIDROKARBON
Reaksi-reaksi umum pada turunan hidrokarbon terdiri atas:
1) Reaksi pembakaran /redoks Adalah reaksi redoks dengan pembakaran menggunakan O 2. T. Hidrokarbon + O2
|
H
CH3—CHBr—CH3
H.
H – Cl
Adalah reaksi penjenuhan/pemutusan ikatan rangkap oleh H 2, X2 atau HX.
CH3—Cl Trivial : metil klorida
HCl
3) Reaksi adisi (reduksi)
CH3— CH2— C—H
IUPAC : klorometana
+
H | H – C – Cl | H
Cl – Cl
2) Penamaan ditulis sebagai alkil halogen. Contoh:
4+1
jalan
CO2 + H2O
Reaksi pembakaran terjadi pada seluruh homolog turunan hidrokarbon. Contoh reaksi pembakaran:
C2H5OH + 3O d 2CO2 + 3H2O 2
5
3+2
Reaksi eliminasi terjadi pada homolog turunan hidrokarbon.
seluruh
Pada reaksi eliminasi HX atau H 2O berlaku aturan Saytzeff tentang arah eliminasi. Atom H yang tereliminasi adalah yang terikat pada atom C yang mengikat lebih sedikit atom H (miskin makin miskin). Contoh reaksi eliminasi:
CH3 – CH(OH) – CH3 OH H |
|
H2SO4
sssd
CH3— CH—CH2
CH3 – CHBr – CH3 Br |
H |
H2SO4
HIDROKARBON
CH3 – CH = CH2 + H2O
dapat ditulis
sssd
CH3— CH— CH2
dapat ditulis
CH3 – CH = CH2 + HBr
7
materi78.co.nr
KIM 4
Reaksi-reaksi alkohol dan eter:
Contoh:
1) Reaksi dengan logam alkali
C2H5–OH + HCl d C2H5–Cl + H2O
Alkohol
CH3–O–C2H5 + HI d CH3–OH + C2H5–I
Alkohol + Logam Alkali Alkali Alkoksida + H2
2R–OH + 2M d 2R–ONa + H 2 Eter (tidak bereaksi)
Contoh:
CH3–O–C2H5 + 2HI d CH3–I + C2H5–I + H2O 5) Reaksi eliminasi Disebut juga reaksi karena melepas air. Alkohol H2SO4 p
2C2H5–OH + 2Na d 2C2H5–ONa + H2
Alkohol Eter + H2O o 130-140 C
2) Reaksi dengan fosfor trihalogen (PX3) Alkohol
2R–OH d 2R–O–R + H2O
Alkohol + PCl3 /PBr3 /PI3 Haloalkana + H3PO3
H2SO4 p Alkohol Alkena + H2O o 170-180 C
3R–OH + PX d 3R–X + P(OH)3 3 Eter (tidak bereaksi)
R–OH d R=R + H2O
Contoh: 3C2H5–OH + PCl d 3C2H5–Cl + H3PO3 3 3) Reaksi dengan fosfor pentahalogen (PX5) Alkohol (menghasilkan asam halida) Alkohol + PCl5 /PBr5 /PI5 Haloalkana + Asam Halida + POX 3
R–OH + PX d RX + HX + POX 3 5 Eter (tidak menghasilkan asam halida) Eter + PCl 5 /PBr5 /PI5 Haloalkana 1 + Haloalkana 2 + POX 3
R1–O–R2 + PX d R1X + R2X + POX3 5 Contoh:
dehidrasi alkohol
Eter (tidak bereaksi)
Contoh: C3H7–OH H |
dapat ditulis OH
|
H2SO4
sssd
CH3— CH—CH2
C2H5–OH C2H5— OH C2H5— OH
CH3–CH=CH2 + H2O
dapat ditulis H2SO4
sssd
C2H5–O–C2H5
+ H2O
6) Reaksi dengan oksidator (oksidasi) Oksidator terdiri atas: a.
Oksidator lemah, yaitu tembaga pijar (CuO).
C2H5–OH + PCl d C2H5–Cl + HCl + POCl 3 5
b. Oksidator kuat, yaitu ion Cr 2O72- dan MnO4- pada suasana asam (H +).
CH3–O–C2H5 + PCl d CH3–Cl + C2H5–Cl + POCl3 5
Alkohol
4) Reaksi dengan asam halida (HX) Alkohol
Alkohol P. + CuO
Alkanal + Cu + H2O
Alkohol + HF/HCl/HBr/HI Haloalkana + H2O
Alkohol P. + Cr2O72- /MnO4- + H+ Asam Alkanoat + Cr3+ /Mn2+ + H2O
R–OH + HX d RX + H 2O
Alkohol S. + Cr2O72- /MnO4- + H+ Alkanon + Cr3+ /Mn2+ + H2O
Eter (tidak menghasilkan asam halida)
Eter hanya bereaksi dengan asam halida terkuat, yaitu HI. Asam iodida cukup (1 : 1) Eter + HI
Alkohol + Haloalkana
R1–O–R2 + HI d R1OH + R 2I Asam iodida berlebih (1 : 2) Eter + HI Haloalkana 1 + Haloalkana 2 + H 2O
R1–O–R2 + 2HI d R1I + R2I + H2O
Alkohol sekunder tidak teroksidasi oleh oksidator lemah, sedangkan alkohol tersier tidak teroksidasi sama sekali. Eter (tidak bereaksi)
Contoh: CH3-CH2-OH + CuO d CH3-CHO + Cu + H 2O + CH3-CH2-OH + Cr2O72- + H d CH3-COOH + 2Cr3+ + H2O OH | + MnO4- + H+ d CH3—CH—CH3 CH3-CO-CH3 + Mn2+ + H2O
HIDROKARBON
8
materi78.co.nr
KIM 4 2) Reaksi esterifikasi-hidrolisis ester
Reaksi-reaksi aldehida dan keton:
1) Reaksi adisi H2
Merupakan dua reaksi yang berkebalikan.
Reaksi adisi H2 adalah kebalikan dari reaksi alkohol dengan oksidator.
Reaksi esterifikasi Asam Alkanoat (Karboksil) + Alkohol Alkil Alkanoat (Ester) + Air
Aldehida Aldehida /Alkanal + H2
Alkohol Primer
Reaksi hidrolisis ester
R–CHO + H d R–CH2–OH 2
Alkil Alkanoat (Ester) + Air Asam Alkanoat (Karboksil) + Alkohol
Keton Keton /Alkanon + H2
Alkohol Sekunder
Contoh:
R1–CO–R2 + H d R1–CH(OH)–R2 2 Contoh: O ||
CH3—CH2— C —H
+ H d 2
O
||
C2H5— C—OH
OH |
+
asam propanoat metanol
CH3—CH2—CH2
O
||
OH
O
||
+ H d 2
CH3— C —CH3
H O—CH d 3
C2H5— C—O—CH3
|
CH3—CH— CH3
metil propanoat Reaksi-reaksi haloalkana:
2) Reaksi dengan oksidator (oksidasi) Oksidatornya adalah oksidator lemah berupa pereaksi Tollens dan pereaksi Fehling.
1) Reaksi substitusi Adalah reaksi penggantian 1 atom halogen dengan gugus –OH dari basa kuat, menghasilkan alkanol.
Pereaksi Tollens (perak amoniakal), [Ag[(NH 3)2]+ tereduksi menjadi Ag (cermin perak), sedangkan pereaksi Fehling, Cu(OH) 2 tereduksi menjadi Cu 2O (endapan merah bata).
Haloalkana + Basa Kuat Alkanol + Garam
Aldehida
Contoh:
Aldehida /Alkanal + Pereaksi Tollens Asam Alkanoat + Ag + 2NH 3
C2H5Cl + KOH d C2H5OH + KCl CH3I + NaOH d CH3OH + NaI
Aldehida /Alkanal + Pereaksi Fehling Asam Alkanoat + Cu2O
2) Reaksi eliminasi Reaksi eliminasi ini seperti reaksi eliminasi umum.
Keton (tidak bereaksi) Reaksi-reaksi karboksil dan ester:
Contoh:
1) Reaksi dengan basa kuat
CH3 – CHF – CH2F dapat ditulis
Reaksi netralisasi (karboksil/asam alkanoat)
F |
Asam Alkanoat + Basa Kuat Garam Alkanoat + Air -
+
+
-
+
+
|
H2SO4
sssd
CH3 – CHBr – CH3 -
Br |
Reaksi saponifikasi/penyabunan (ester/ alkil alkanoat)
H |
CH3 – CH = CH2 + F2
dapat ditulis
H2SO4
sssd
CH3— CH—CH2
CH3 – CH = CH2 + HBr
CH3 – CHCl – CH2 – CH3 dapat ditulis
Ester (Lemak) + Basa Kuat Garam Ester (Sabun) + Alkohol (Gliserol)
Cl |
H
KOH
|
sssd
CH3— CH— —CH— CH3
(akan dipelajari di bagian Biokimia)
CH3 – CH = CH – CH3 + HCl
Contoh: C2H5COOH + KOH d C2H5COOK + H2O
F
CH3— CH—CH2
R–COO H + Kat OH d R–COOKat + H OH
CH3COOH + NaOH d CH3COONa + H2O
+ H2O
I.
KEGUNAAN TURUNAN HI DRO KARBO N
Kegunaan alkohol dan eter:
1) Bahan bakar spirtus (CH 3OH) dan etanol (C2H5OH). 2) Alkohol rumah tangga 70% (C 2H5OH). 3) Sebagai pelarut organik.
HIDROKARBON
9
materi78.co.nr
KIM 4
4) Zat antiketukan penambah nilai oktan, yaitu MTBE (metil tersbutil eter) dan etanol (C2H5OH). 5) Bahan baku industri, misalnya serat dan plastik. 6) Bahan baku senyawa lain, misalnya formaldehida, asetaldehida dan ester. Kegunaan aldehida dan keton:
1) Formalin (formaldehida) untuk pengawet biologis (HCHO). 2) Sebagai pelarut organik, misalnya thinner , aseton/propanon (penghilang kuteks). 3) Bahan baku industri, misalnya termoset (tahan leleh) dan parfum.
plastik
Kegunaan karboksil (asam karboksilat):
1) Asam format sebagai penggumpal lateks/ getah pohon karet dan penyamakan kulit (HCOOH). 2) Asam cuka sebagai campuran makanan (CH3COOH). Kegunaan ester: Ester
Suku
Buah
Reaksi esterifikasi A. alkanoat
Alkohol
≤10
suku rendah
suku rendah
Lilin
>10
suku tinggi
suku tinggi
Lemak
>10
suku tinggi
gliserol
1) Ester buah-buahan ( essence ) digunakan untuk campuran makanan yang menghasilkan aroma, dan sebagai pelarut organik. Ester
Aroma
etil format
rum
metil salisilat
sarsaparila
metil sinamat
stroberi
propil asetat
pir
etil nonanoat
anggur
geranil butirat
ceri
isoamil asetat
pisang
oktil asetat nonil kaprilat metil butirat amil valerat etil butirat amil asetat
jeruk apel nanas
2) Ester lilin (wax ) digunakan untuk membatik, pemoles mobil dan lantai. 3) Ester lemak (fat ) digunakan untuk pembuatan sabun, minyak goreng, mentega dan margarin.
HIDROKARBON
10
materi78.co.nr
KIM 1
Tata Nama Senyawa A.
3)
PENDAHULUAN
Tata nama senyawa digunakan untuk memberi nama berbagai macam senyawa yang didasarkan pada aturan IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry ). Tata nama senyawa dibedakan menjadi: tata nama senyawa kovalen, ion, asam basa, dan organik. B.
TATA NAMA SENYAWA KOVALEN BINER
Tata nama senyawa kovalen biner adalah senyawa yang terbentuk dari dua unsur saja dalam ikatan kovalen. Aturan dalam pemberian nama senyawa kovalen biner:
1)
Penulisan unsur pada senyawa kovalen biner diurutkan berdasarkan urutan tertentu. B – Si – C – Sb – As – P – N – H – S – I – Br – Cl – O – F
Kation logam transisi yang memiliki lebih dari satu bilangan oksidasi (biloks) atau muatan diberi angka Romawi dalam kurung setelah nama umumnya. Cara lain adalah dengan diberi akhiran o (muatan lebih rendah) dan akhiran i (muatan lebih tinggi) setelah nama Latinnya.
Beberapa jenis kation (ion positif) Ditulis menggunakan nama aslinya.
Unsur
Biloks
gol IA
+1
(H, Na, K)
Biloks
Unsur
+1 dan +2
Cu, Hg
gol IIA +2
(Mg, Ca, Sr, Ba)
+1 dan +3
Au
+1
Ag
+2 dan +3
Fe, Co
+2
Ni, Zn, Cd
+2 dan +4
Sn, Pb, Pt
+3
Al
Contoh: H2O bukan OH2, NH3 bukan H3N
2)
Penulisan nama kedua ditambahkan –ida dibelakangnya, dan nama unsur depan dan belakang diberi angka indeks. Angka Indeks
Nama
Angka Indeks
Nama
1
mono
6
heksa
2
di
7
hepta/septa
3
tri
8
okta
4
tetra
9
nona
5
penta
10
deka
Penulisan angka indeks 1 tidak dipakai pada nama depan, dan tidak wajib pada nama belakang.
C.
Beberapa jenis anion (ion negatif) Ditulis menggunakan ketentuan tertentu.
Biloks
Unsur
golongan VIIA + ida
-1
(F, Cl, Br, I)
golongan VIA + ida
-2
(O, S, Se)
Rumus
Nama
Rumus
Nama
Contoh:
PO33-
fosfit
AsO33-
arsenit
CO (karbon monoksida), NO (nitrogen oksida), CO2 (karbon dioksida), N2O3 (dinitrogen trioksida), NO5 (nitrogen pentaoksida).
PO43-
fosfat
AsO43-
arsenat
SO32-
sulfit
NO2-
nitrit
SO42-
sulfat
NO3-
nitrat
ClO-
hipoklorit
ClO3-
klorat
ClO2-
klorit
ClO4-
perklorat
BrO-
hipobromit
BrO3-
bromat
BrO2-
bromit
BrO4-
perbromat
TATA NAMA SENYAWA ION
Tata nama senyawa ion adalah pemberian nama pada senyawa yang terbentuk dalam ikatan kation dan anion (ion). Aturan dalam pemberian nama senyawa ion:
MnO4-
1)
MnO42-
manganat
Cr2O72-
dikromat
CH3COO-
asetat
HCOO-
format
S2O32-
tiosulfat
C2O42-
oksalat
CO32-
karbonat
SiO32-
silikat
2)
Penulisan kation didahulukan dari anion, tanpa menggunakan angka indeks. Perbandingan muatan kedua unsur yang membentuk senyawa harus netral.
permanganat CrO42-
TATA NAMA SENYAWA
kromat
1
materi78.co.nr D.
KIM 1 Ketentuan persamaan reaksi:
TATA NAMA ASAM DAN BASA
Tata nama asam merupakan pemberian nama senyawa yang terbentuk karena senyawa berikatan dengan kation H +.
1) Jumlah atom-atom reaktan dan produk harus sama dan tidak boleh ada satu atom pun yang hilang.
Aturan dalam pemberian nama asam:
2) Setelah rumus unsur/senyawa reaktan atau produk, ditulis wujud zat sewaktu reaksi.
1) 2)
Asam memiliki kation H+ dalam senyawanya, sehingga ditulis didepan. Kation H+ biasanya tidak ditulis hidrogen, melainkan asam. +
Contoh: H2CO3 mengandung kation H dan anion CO32- dan memiliki nama asam karbonat. Tata nama basa merupakan pemberian nama senyawa yang terbentuk karena senyawa berikatan dengan anion OH -. Aturan dalam pemberian nama basa:
1) Basa memiliki anion OH- dalam senyawanya, sehingga ditulis dibelakang. 2) Anion OH- ditulis sebagai hidroksida pada kata terakhir. Contoh: NaOH mengandung kation Na + dan anion OH- dan memiliki nama natrium hidroksida. E.
Jika berwujud padat ditulis (s) atau solid.
Jika berwujud cair ditulis (l) atau liquid.
Jika berwujud gas ditulis (g) atau gas.
Contoh:
Logam natrium bereaksi dengan air membentuk larutan natrium hidroksida dan gas hidrogen. Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g)
3) Penyetaraan reaksi adalah menyamakan jumlah atom di kiri dan kanan persamaan reaksi, agar menemukan koefisien reaksi tersebut. Contoh: Reaksi berikut belum setara Ca(OH)2 (aq) + H3PO4 (aq)
TATA NAMA SENYAWA ORGANIK
Tata nama senyawa organik adalah tata nama senyawa karbon dengan sifat tertentu, dan ditulis dengan nama lazim.
Ca3(PO4)2 (aq) + H2O(l)
Langkah dalam penyetaraan reaksi: a.
(dipelajari pada Kimia 4)
Rumus
Nama Organik
Rumus
Nama Organik
CH4
metana
C2H4
etena
C2H6
etana
C3H6
propena
C3H8
propana
C2H2
etuna
C4H10
butana
C3H4
propuna
CHI3
iodoform
CHCl3
kloroform
CH3OH
metanol
CH3CH2OH
etanol
CH2O
formaldehida (asam format)
CH3CHO
asetaldehida (asam asetat)
C6H6
benzena
C6H5OH C6H12O6 F.
glukosa
C11H22O11
metil benzena (toluena)
Atom Ca belum setara,
Atom P belum setara,
Atom H belum setara,
Atom O belum setara.
Biasanya, oksigen akan otomatis setara setelah seluruh atom setara. c.
Selain itu, tetapkan salah satu zat apapun untuk memiliki koefisien tetap, dan yang lain memiliki koefisien sementara untuk mempermudah penyetaraan.
Hasil penyetaraan reaksi: 3 Ca(OH)2 (aq) + 2 H3PO4 (aq) Ca3(PO4)2 (aq) + 6 H2O(l)
sukrosa
Perbandingan koefisien reaksi 3 : 2 : 1 : 6, dengan total atom:
PERSAMAAN REAKSI
Persamaan reaksi menunjukkan perubahan jenis jumlah atom yang bereaksi, dan hasil reaksinya.
digunakan untuk Persamaan reaksi mempersingkat penulisan bahasa sehari-hari untuk menjelaskan proses reaksi kimia. pereaksi/reaktan
Tentukan atom-atom yang belum setara.
b. Setarakan atom dengan urutan kation, anion, hidrogen, lalu oksigen.
C6H6COOH asam benzoat
hidroksi C6H5CH3 benzena (fenol)
Jika berbentuk larutan ditulis (aq) atau aqueous.
Atom Ca telah setara (total 3),
Atom P telah setara (total 2),
Atom H telah setara (total 12),
Atom O telah setara (total 14).
hasil/produk
TATA NAMA SENYAWA
2
materi78.co.nr
KIM 3
Titrasi Asam-Basa A.
Jika larutan asam dan basa tepat habis bereaksi, maka pH campuran = 7 (netral).
KEMOLARAN
Dalam asam-basa, besaran yang digunakan adalah kemolaran benda.
Contoh: Sebanyak 50 mL HCl 0,1 M dicampurkan dengan 50 ml NaOH 0,1 M. Tentukan pH campuran.
Kemolaran menyatakan jumlah mol zat terlarut dari tiap liter larutan. kemolaran/molaritas (mol/L) n = jumlah mol zat terlarut (mol) V = volume larutan/ruangan gas (L)
n
M=
n H+ pada HCl
M =
V
n OH- pada NaOH = 0,1 x 50 = 5 mmol Jumlah mol sama, maka pH = 7.
Jika larutan asam bersisa, maka pH campuran dihitung menggunakan [H +] sisa.
Kemolaran larutan jika kadar diketahui: M=
ρ =
massa jenis larutan (kg/L) K = persen kadar zat terlarut mm = massa molar/Ar/Mr (kg)
ρ × K × 10
mm
= 0,1 x 50 = 5 mmol
Contoh: Sebanyak 50 mL HBr 0,2 M dicampurkan dengan 50 mL KOH 0,1 M. Tentukan pH campuran.
Rumus pengenceran larutan:
n H+ pada HBr
M1.V1 = M2.V2
= 0,2 x 50 = 10 mmol
-
n OH pada NaOH = 0,1 x 50 = 5 mmol Jumlah mol H+ berlebih 5 mmol, maka:
B.
PH CAMPURAN
[H+] =
Konsentrasi H+ campuran dua larutan asam kuat dengan pH berbeda adalah:
= 0,05 M pH = 1,3
Jika larutan basa bersisa , maka pOH campuran dihitung menggunakan [OH -] sisa.
+
[H ] =
(50+50)mL
pH = –log(5 x 10 -2) = 2 – log5
n H total
+
5 mmol
V total
Contoh: Contoh:
Tabung reaksi berisi 50 mL NaOH 0,48 M ditetesi 10 mL H2SO4 0,9 M. Tentukan pH campuran.
100 mL HCl pH = 4 ditetesi dengan 100 mL HCl pH = 3. Tentukan pH campuran. +
-1
-4
n H+ pada H 2SO4
-5
= 2 x 0,9 x 10 = 18 mmol
n H pada HCl 1
= 10 x 10 = 10 mol
n OH- pada NaOH = 0,48 x 50 = 24 mmol
n H+ pada HCl 2
= 10 -1 x 10-3 = 10-4 mol
Jumlah mol OH- berlebih 6 mmol, maka:
= 5,5 x 10 -4 M
[OH-] =
-5
+
[H ] =
-4
(10 +10 ) -1
-1
(10 +10 )
pH = –log(5,5 x 10 -4) = 4 – log5,5
-
-
= 0,1 M
pH = 14 - 1 C.
pH = 13
TITRASI ASAM-BASA
Titrasi asam-basa adalah prosedur yang dilakukan untuk menentukan kemolaran/kadar suatu asam/basa berdasarkan reaksi netralisasi.
n OH total
[OH ] =
(50+10)mL
pOH = –log(1 x 10 -1) = 1
pH = 3,25
Konsentrasi OH– campuran dua larutan basa kuat dengan pH berbeda adalah:
6 mmol
V total
Contoh:
Istilah dalam titrasi asam-basa:
10 mL NaOH 0,1 M dicampur dengan 20 mL Ca(OH)2 0,8 M. Tentukan pH campuran.
1) Pentiter, zat yang mentitrasi suatu asambasa yang akan ditentukan kemolarannya.
n OH- pada NaOH = 0,1 x 10 = 1 mmol
2) Daerah perubahan pH drastis , daerah dimana penambahan sedikit tetes pentiter akan mengubah warna indikator asam-basa.
-
n OH pada Ca(OH) 2 = 0,8 x 20 = 16 mmol [OH-] =
15 mmol
(10 + 20 )mL
= 0,5 M
3) Titik ekuivalen, titik dimana asam dan basa tepat habis bereaksi.
pOH = –log(5 x 10 -1) = 1 – log5 pH = 14 – 1 + log5
pH = 12,3
pH campuran larutan asam kuat dan basa kuat dihitung dari jumlah ion H + dan OH- akhir.
4) Titik akhir titrasi , titik dimana indikator asam-basa mengalami perubahan warna.
LARUTAN ASAM-BASA
1
materi78.co.nr
KIM 3
Titrasi asam-basa dilakukan menggunakan sebuah indikator asam-basa dan zat pentiter.
Prosedur titrasi (contohnya asam dengan basa):
Indikator asam-basa yang baik untuk titrasi:
1) Asam yang akan dititrasi ditetesi indikator asam-basa secukupnya.
1) Punya trayek perubahan pH yang berada pada atau sekitar titik ekuivalen.
2) Masukkan pentiter berupa basa setetes demi setetes sambil menghitung.
2) Perubahan warna terlihat jelas dan tajam.
3) Ketika warna indikator berubah, hentikan titrasi (titik akhir titrasi).
Titrasi
Kurva titrasi
10 Asam kuat dengan basa kuat
pH TE = 7
Keterangan
Zat pentiter adalah basa kuat.
Daerah perubahan pH drastis 4 – 10.
pH titik ekuivalen 7.
4 pH awal
Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam).
volume basa kuat pH awal 10 Basa kuat dengan asam kuat
pH TE = 7
Zat pentiter adalah asam kuat.
Daerah perubahan pH drastis 4 – 10.
pH titik ekuivalen 7.
4
Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah, bromtimol biru, dan fenolftalein (lebih tajam).
volume asam kuat
7 Asam kuat dengan basa lemah
pH TE = 5 – 6 4
Zat pentiter adalah basa lemah.
Daerah perubahan pH drastis 4 – 7.
pH titik ekuivalen 5 – 6.
pH awal
Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah.
volume basa lemah pH awal 7 Basa lemah dengan asam kuat
pH TE = 5 – 6 4
Zat pentiter adalah asam kuat.
Daerah perubahan pH drastis 4 – 7.
pH titik ekuivalen 5 – 6.
Indikator yang dapat digunakan adalah metil merah.
volume asam kuat
LARUTAN ASAM-BASA
2
materi78.co.nr
KIM 3 pH awal 10
Basa kuat dengan asam lemah
pH TE = 8 – 9 7
Zat pentiter adalah asam lemah.
Daerah perubahan pH drastis 7 – 10.
pH titik ekuivalen 8 – 9.
Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein.
volume basa kuat
10 Asam lemah dengan basa kuat
pH TE = 8 – 9 7
Zat pentiter adalah basa kuat.
Daerah perubahan pH drastis 7 – 10.
pH titik ekuivalen 8 – 9.
pH awal
Indikator yang dapat digunakan adalah fenolftalein.
volume basa kuat
Titrasi asam lemah menggunakan basa lemah dan sebaliknya tidak dilakukan karena: 1) Perubahan pH drastis terjadi sangat singkat. 2) Tidak ada indikator yang cukup teliti untuk mengamati perubahan. 3) Reaksi berlangsung lambat dan tidak tuntas.
Pada titrasi asam-basa, berlaku rumus titrasi: Asam-basa monovalen dan asam-basa divalen Ma. Va = Mb. Vb Asam divalen-basa monovalen 2. Ma. Va = Mb. Vb Basa divalen-asam monovalen Ma. Va = 2. Mb. Vb
LARUTAN ASAM-BASA
3
materi78.co.nr
KIM 2
Sel Volta A.
PENDAHULUAN
Elektrokimia adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari aspek elektronik dari reaksi kimia. Sel elektrokimia adalah suatu sel yang disusun untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik atau sebaliknya.
2) Elektron yang dilepas bergerak ke katoda melalui kawat penghantar. 3) Katoda tereduksi menjadi menebal/ mengendap, karena ion logam dari elektrolit katoda menerima elektron. N y+(aq) + y e
Hal ini menyebabkan katoda kelebihan ion negatif.
Sel elektrokimia terbagi menjadi dua: 1) Sel elektrolisis, yaitu sel yang mengubah energi listrik menjadi energi kimia. Arus listrik digunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. 2) Sel Volta/Galvani, yaitu sel yang mengubah energi kimia menjadi energi listrik. Reaksi redoks spontan digunakan untuk menghasilkan listrik. B.
SEL VOLTA
N(s)
4) Karena terjadi kelebihan ion positif pada anoda dan ion negatif pada, terjadi ketidakseimbangan muatan yang menyebabkan reaksi tidak berkelanjutan. 5) Kelebihan dan kekurangan tersebut dinetralkan oleh jembatan garam yang memberikan ion positif dan negatif ke daerah yang membutuhkan. Reaksi sel volta:
Susunan sel volta: V
e
M
d
M2+ + x e
K:
Ny+ + y e
d
N
M + Nx+
d
Mx+ + N
+
(setarakan mol elektron)
jembatan garam
anoda (-)
A:
katoda (+)
Macam-macam elektroda pada sel Volta: 1) Elektroda padat/logam Logam padat bereaksi.
anion (-)
kation (+)
elektrolit katoda
elektrolit anoda
Anoda (-)
Katoda (+)
Kutub (-) sumber arus Kutub (+) sumber arus Mengalami oksidasi
Mengalami reduksi
Melepas elektron
Menerima elektron
Jembatan garam adalah penyempurna sel yang mengandung larutan garam dalam bentuk koloid agar-agar yang: 1) Membuat tertutup.
rangkaian
menjadi
rangkaian
2) Menyeimbangkan muatan elektrolit dengan memberi ion positif atau negatif.
Apabila elektroda merupakan elektroda inert (Pt, Au dan C), maka zat lainlah yang mengalami reaksi sel, sesuai aturan sel elektrolisis. Contoh: ion Fe 3+ bertindak sebagai katoda dan tereduksi menjadi Fe 2+ apabila katoda sesungguhnya adalah Pt. Diagram sel volta adalah notasi singkat yang menggambarkan terjadinya reaksi pada sel Volta. Diagram sel volta dengan elektroda padat: Reaksi sel (elektroda padat)
Contoh: anoda M tercelup pada MA, katoda N tercelup pada NB.
Diagram sel
M(s)
xe
Hal ini menyebabkan anoda kelebihan ion positif.
dan
2) Elektroda tidak padat
d Ay+ + B A + Bx+
Mx+(aq) +
elektroda
Contoh: elektroda Fe pada larutan FeSO 4, elektroda Ni pada larutan H 2SO4.
Cara kerja sel volta:
1) Anoda teroksidasi menjadi semakin tipis, karena berubah menjadi ion yang larut dalam elektrolit anoda.
dijadikan
A | Ax+ || B y+ | B Contoh: Pada suatu sel Volta, anoda besi tercelup pada FeSO4, katoda nikel tercelup pada NiSO 4. Buatlah reaksi sel dan diagram selnya!
ELEKTROKIMIA
1
materi78.co.nr
KIM 2
Jawab:
Contoh: Fe d Fe2+ + 2e
A:
Ni2+ + 2e d Ni
K:
Pada suatu sel Volta, anoda Pt tercelup pada H2SO4, katoda Pt tercelup pada Ce(NO 3)4. Buatlah reaksi sel dan diagram selnya!
+
Fe + Ni2+ d Fe2+ + Ni
Jawab:
Fe | Fe2+ || Ni2+ | Ni
Diagram sel:
Karena elektroda inert, maka aturan reaksi mengikuti aturan sel elektrolisis, sehingga:
Diagram sel volta dengan elektroda tidak padat: Reaksi sel (elektroda inert, E : [Pt, Au, C])
Reaksi sel volta:
d Ay+ + B A + Bx+
x+
H2 d 2H+ + 2e
A:
Diagram sel y+
E | A | A || B
2Ce4+ + 2e d 2Ce3+
K:
| B| E
+
H2 + 2Ce4+ d 2H+ + 2Ce3+ Pt | H2 | H+ || Ce4+ | Ce3+ | Pt
Diagram sel:
Makna diagram sel volta: 1) Tanda | menyatakan reaksi yang terjadi pada elektroda, 2) Tanda || menyatakan jembatan garam. Pada diagram sel volta, koefisien reaksi sel tidak berpengaruh. C.
Li
POTENSIAL ELEKTRODA
K
Ba
Ca
Na Mg
Al
Mn (H2O) Zn
Cr
Fe
Cd Co
Ni
Sn
Pb
(H)
Sb
Bi
Cu
Hg
Ag
Pt
Au
-3,04 -2,92 -2,90 -2,87 -2,71 -2,37 -1,66 -1,18 -0,83 -0,76 - 0,74 -0,44 -0,40 -0,28 -0,28 -0,14 -0,13 0,00 +0,20 +0,30 +0,34 +0,79 +0,80 +1,18 +1,52
Deret Volta adalah deret elektrokimia/ kereaktifan logam yang menunjukkan nilai potensial elektroda standar logam (E o).
Nilai potensial elektroda mengacu pada deret Volta dan dikaitkan dengan reaksi reduksi, sehingga nilainya:
Reaksi pendesakan adalah reaksi dimana suatu logam mendesak tempat ion logam lain dalam suatu senyawa.
Eo = Eoreduksi = -Eooksidasi
Reaksi pendesakan pada sel Volta berlangsung apabila logam pendesak berada di sebelah kiri logam yang didesak pada deret Volta. Pada sel Volta, logam pendesak merupakan anoda, dan logam yang didesak merupakan katoda. Contoh: Pada sel Volta dengan anoda Zn yang tercelup pada ZnSO4, dan katoda Cu yang tercelup pada CuSO4, berlangsung reaksi: Zn + CuSO d ZnSO4 + Cu 4 2Zn + Cu2+ + SO4 d Zn2+ + SO42- + Cu
Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
Dapat dikatakan bahwa Zn mendesak Cu2+ dari CuSO4, sehingga Zn dapat berikatan dengan SO42-. Potensial elektroda standar (Eo) adalah ukuran besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan elektron, diukur dalam keadaan standar.
Sifat deret Volta: 1) Makin ke kanan, logam makin mudah tereduksi (nilai Eo lebih positif). 2) Makin ke kiri, logam makin mudah teroksidasi (nilai Eo lebih negatif). Potensial sel standar (E osel) adalah beda potensial listrik antara anoda dan katoda pada sel Volta, diukur dalam keadaan standar. Potensial sel tidak dipengaruhi koefisien reaksi. Potensial sel standar dapat dihitung: Eosel = Eo katoda - Eoanoda Contoh: Tentukan nilai potensial sel jika anodanya adalah Zn dengan E o = -0,76 V, dan katodanya adalah Ag dengan E o = +0,80 V! Berarti anoda mengalami oksidasi, sehingga nilai Eo harus diubah tandanya. d Zn2+ + 2e Zn
A: K:
+
2Ag + 2e d 2Ag +
2+
Zn + 2Ag d Zn + 2Ag
ELEKTROKIMIA
Eo E
o
E osel
= +0,76 V = +0,80 V + = +1,56 V
2
materi78.co.nr
KIM 2
Nilai potensial sel menunjukkan: 1) Tegangan yang dihasilkan sel.
Reaksi pengisian aki (reaksi sel elektrolisis): A
:
2) Jika nilai Eosel > 0, maka reaksi sel spontan (berlangsung). 3) Jika nilai Eosel ≤ 0, maka reaksi sel tidak spontan (tidak berlangsung).
K
d PbO2 + HSO 4- + 3H++2e + : PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel tidak spontan terjadi karena penempatan anoda dan katoda tidak mengacu pada deret Volta, sehingga E osel bernilai negatif. Contoh: Diketahui potensial elektroda Zn adalah -0,76 V, Cu adalah +0,34 V, dan Al adalah -1,66 V. Tentukan kemungkinan sel volta yang dapat dibuat sehingga terjadi reaksi spontan!
d Pb + HSO4PbSO4 + H+ + 2e
2PbSO4 + 2H2O Pb + PbO2+ 2HSO4- + 2H+ Baterai kering (sel Leclanche)
Baterai kering sering digunakan untuk alat-alat elektronik kecil, dan tidak dapat diisi ulang. Sel Leclanche termasuk elemen primer, dan bersifat asam. Susunan sel Leclanche: Zn (anoda)
Kemungkinan yang dapat dibuat (E osel positif): sel katoda anoda
D.
C (katoda)
o
E sel
I
Cu
Zn
(+0,34) – (–0,76) = +1,10 V
II
Cu
Al
(+0,34) – (–1,66) = +2,00 V
III
Zn
Al
(–0,76) – (–1,66) = +0,90 V
PENERAPAN SEL VOLTA
Sel Volta dapat menghasilkan energi listrik. Oleh karena itu, sel Volta digunakan sebagai sumber energi alat-alat elektronik.
pasta
Anoda Katoda Elektrolit Potensial
: Zn :C : pasta MnO2, ZnCl2, NH4Cl (asam), H2O, serbuk C : 1,5 V
Sel Volta komersial digunakan sebagai sumber energi, terdiri dari:
Reaksi pengosongan sel Leclanche:
1) Elemen primer, yaitu sel Volta yang tidak dapat diisi ulang atau sekali pakai.
d Mn2O3 + 2NH3 + H2O+ K : 2MnO2 + 2NH4+ + 2e
Contoh: baterai kering (sel Leclanche), baterai alkalin, baterai perak oksida. 2) Elemen sekunder, yaitu sel Volta yang dapat diisi ulang atau tidak habis pakai. Contoh: aki, baterai nikel-kadmium, baterai litium-ion. Aki
Aki biasa digunakan dalam kendaraan bermotor karena praktis, dapat diisi ulang dan tidak membutuhkan jembatan garam. Aki termasuk elemen sekunder. Susunan sel aki: Anoda Katoda Elektrolit Potensial
Zn
Reaksi pengosongan aki (reaksi sel Volta): Pb + HSO d PbSO4 + H+ + 2e 4
A
:
K
d PbSO4 + 2H2O + : PbO2 + HSO4-+ 3H++ 2e
2PbSO4 + 2H2O
Reaksi pengisian aki dapat dilakukan dengan membalik arah aliran elektron.
d
Zn2+ + 2e
Zn + 2MnO 2 + 2NH4+ Zn2+ + Mn2O3 + 2NH3 + H2O Kemudian terjadi reaksi lanjut dimana ion Zn berikatan dengan amonia menurut reaksi: Zn2+ + 4NH 3 Zn(NH3)42+ Baterai alkalin Baterai alkalin mampu menyediakan arus stabil dalam waktu yang lama dengan potensial yang sama dengan sel Leclanche, walaupun pereaksinya telah berkurang. Baterai alkalin termasuk elemen primer, dan bersifat basa. Susunan baterai alkalin: Anoda Katoda Elektrolit Potensial
: Pb : PbO2 : H2SO4 30% :2V
Pb + PbO2 + 2HSO4- + 2H+
A:
: Zn : MnO2 : pasta KOH : 1,5 V
Reaksi pengosongan baterai alkalin: A: Zn + 2OH d Zn(OH)2 + 2e K : 2MnO2 + 2H2O + 2e d 2MnO(OH) + 2OH+ Zn + 2MnO2 + H2O Zn(OH)2 + 2MnO(OH) Baterai nikel-kadmium Baterai nikel-kadmium (nicad) adalah baterai kering yang dapat diisi ulang. Baterai nicad termasuk elemen sekunder.
ELEKTROKIMIA
3
materi78.co.nr
KIM 2
Susunan baterai nicad: Anoda Katoda Elektrolit Potensial
Susunan sel baterai litium-ion:
: Cd : NiO2 berair : pasta mengandung OH : 1,25 V
Reaksi pengosongan baterai nicad: A: Cd + 2OH- d Cd(OH)2 + 2e K : NiO2 + 2H2O + 2e d Ni(OH)2 + 2OHCd + NiO2 + 2H2O Cd(OH)2 + Ni(OH) 2 Baterai perak oksida
Anoda Katoda Elektrolit
Reaksi baterai litium-ion: +
A:
nLi+ + n e + 6C qe LinC6 ̂
LiCoO2 qe Li1-nCoO2 + nLi + + n e
K:
̂
Reaksi kesetimbangan dapat mencapai batasnya bila digunakan terus menerus: Li+ + LiCoO2 + e Li2O + CoO
Baterai perak oksida atau sel kancing umumnya merupakan lempengan dan digunakan pada jam tangan, kalkulator atau kamera. Baterai perak oksida termasuk elemen primer.
Reaksi kesetimbangan dapat mencapai batasnya bila diisi terus menerus:
Susunan sel baterai perak oksida: Anoda Katoda Elektrolit Potensial
LiCoO2
: Zn : Ag2O berair : pasta KOH atau NaOH : 1,4 V
E.
Reaksi pengosongan baterai perak oksida: A:
Zn + 2OH- d Zn(OH)2 + 2e
K : Ag2O + H2O + 2e d 2Ag + 2OH Zn + Ag2O + H2O
+
Zn(OH)2 + 2Ag
Baterai merkuri
Susunan sel baterai merkuri: Anoda Katoda Elektrolit Potensial
: Zn : HgO : pasta KOH : 1,4 V
Reaksi pengosongan baterai merkuri: A: Zn + 2OH d ZnO + H 2O + 2e K: HgO + H2O + 2e d Hg + 2OH Zn + HgO ZnO + Hg Baterai litium
Li+ + CoO2 + e
KOROSI
Korosi atau perkaratan adalah suatu reaksi redoks antara logam dengan faktor lingkungannya. Mekanisme korosi umum: 1) Logam menjadi anoda dan teroksidasi. 2) Faktor lingkungan menjadi katoda dan tereduksi. Reaksi redoks korosi menghasilkan karat berupa senyawa oksida atau karbonat yang berupa hidrat. Korosi paling sering terjadi pada unsur besi (Fe), karena besi mudah teroksidasi. Faktor-faktor yang mempercepat terjadinya korosi antara lain: 1) Kontak dengan O 2 dan air secara bersamaan. 2) Kontak dengan larutan elektrolit garam.
+
Baterai litium dan litium-ion banyak digunakan karena menghasilkan tegangan yang lebih besar dari baterai sebelumnya. Kedua baterai ini termasuk elemen sekunder. Susunan sel baterai litium: Anoda Katoda Elektrolit Potensial
:C : LiCoO2 : LiPF6, etilen karbonat, dimetil karbonat, dietil karbonat
: Li : MnO2 : LiClO4 tidak berair : 3,7 V
Pada baterai litium-ion, litium yang digunakan adalah dalam bentuk ion. Pada dasarnya, dalam baterai litium-ion tidak terjadi reaksi redoks. Ketika digunakan, ion litium mengalir dari anoda ke katoda lain melalui elektrolit. Ketika diisi ulang, ion litium mengalir berbalik arah.
3) pH rendah. 4) Suhu tinggi. Faktor-faktor yang memperlambat terjadinya korosi antara lain: 1) Tidak adanya O 2 dan air secara bersamaan, misalnya pada kapur atau minyak. 2) Adanya zat yang menyerap air, misalnya kalsium klorida (CaCl 2) anhidrat, namun hanya sampai batas kejenuhan tertentu. Proses reaksi sel elektrokimia pada korosi besi: 1) Reaksi pada sel Volta korosi Suasana asam A: Fe qe Fe2+ + 2e K: O2 + 4H+ + 4e qe 2H2O Suasana netral dan basa A: Fe qe Fe2+ + 2e K:
O2 + H2O + 4e qe 4OH
ELEKTROKIMIA
–
4
