MATERI KIMIA UMUM 2

KIMIA UMUM 2 TUJUAN PEMBELAJARAN Membekali mahasiswa dengan pengetahuan tentang kimia secara umum sehingga mahasiswa mampu menjelaskan energitika kimia, senyawa asam basa, kesetimbangan kimia dan elektrolit SILABUS Pembahasan tentang pengetahuan dan kemampuan dasar kimia umum meliputi kajian tentang pokok-pokok bahasan seperti energitika kimia(dasar termodinamika(khususnya termokimia), kinetika kimia(kecepatan reaksi kimia), kesetimbangan kimia baik dalam larutan elektrolit dan non elektrolit,asam basa dan buffer,elektrokimia,sistem koloid dan pengantar kimia makro molekul polimer KOMPETENSI Mahasiswa memiliki kemampuan menerapkan dan menjelaskan tentang kimia umum dengan penuh tanggung jawab serta memiliki kemampuan penguasaan pengetahuan teori kimia umum pada operasi proses tekstil sehingga mampu menghdapi masalah yang dihadapi DAFTAR PUSTAKA 1. Keenan, Kleinfelter, Wood., A. Hadyana Pudjaatmaka(alih bahasa), Kimia Untuk Universitas, Erlangga, Jakarta 2. Hizkia ahmad, Kimia Dasar, ITB, Bandung 3. Atkins P.W.Physical chemistry, 6th edition,oxford university press, New york RENTANG NILAI

RINCIAN NILAI

NILAI

RENTANG

KEGIATAN

SCORE

A

81 - 100

UAS

35

B

68 - 80

UTS

25

C

55 - 67

POST TEST

20

D

42 - 54

TUGAS

20

E

< 41

TOTAL

100

RENCANA PERTEMUAN DAN URUTAN MATERI 1. Aturan perkuliahan, dasar-dasar termodinamika, Termokimia :jenis-jenis entalpi 2. Termokimia :, Hukum Hess, Penentuan entalpi dari entalpi pembentukan dan energi ikatan 3. Elektrokimia : redoks, sel elektrokimia, potensial sel 4. Elektrokimia: Korosi, Elektrolisis, hukum faraday 5. Kinetika kimia : laju reaksi,orde reaksi,faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi 6. Kesetimbangan kimia : tetapan kesetimbangan, peregeseran kesetimbangan dan faktor yang mempengaruhinya 7. Kimia Makromolekul dan Polimer 8. Asam-Basa :teori asam basa,indikator, pH 9. kesetimbangan dalam asam dan basa: buffer dan hidrolisis, Garam,garam sukar larut dan hasil kali kelarutan 10. Sistem koloid: jenis-jenis koloid,sifat-sifat koloid, pembuatan koloid

TERMOKIMIA Termokimia mempelajari tentang panas yang menyertai suatu reaksi kimia. • Panas merupakan salah satu energi, dengan satuan joule (“J”), yang merupakan Satuan Internasional (SI), atau menggunakan kalori yang bukan satuan internasional. Joule = kilogram (meter/detik )2 atau kg⋅ m2s-2 1 kalori = 4,184 J Perubahan Entalpi, Reaksi Eksoterm dan Endoterm • Pada kondisi tekanan tetap panas yang diserap atau diterima sistem disebut dengan entalpi. • Kita tak dapat mengukur entalpi secara langsung, tetapi yang diukur adalah perubahan entalpi (ΔH). • Perubahan entalpi adalah banyaknya kalor yang dilepaskan atau yang diserap oleh sistem pada tekanan tetap. ΔH=qp • Untuk reaksi yang melibatkan larutan air, panas jenis larutan akan mendekati panas jenis air 4.18 J g-1 K-1) • Panas yang terukur akan sama dengan panas yang diserap atau yang terlepas dari reaksi yang terjadi dalam kalorimeter. • Besar kalor yang terukur pada kalorimeter dapat dihitung melalui persamaan : q = m c ∆ t atau q=C∆ t dengan q = kalor(J) m = massa(g) c = kalor jenis(J g -1K-1 ) ∆ t = perubahan suhu (K) C = kapasitas kalor (J K-1) • Hal ini dapat dilakukan karena pada tekanan tetap q = ∆ H •

Contoh : 50 ml larutan NaOH 2M(0,1 mol) dimasukkan kedalam bejana plastik, ternyata termometer menunjukkan suhu 25°C, kemudian dimasukkan 50 ml larutan HCl 2M(0,1 mol), sambil dikocok termometer ternyata menunjukan suhu akhir 38,7°C. Jika massa jenis air = 1 gr/ml. Berapakah perubahan entalpi penetralannya ? Jawab : Perubahan suhu(∆ t ) = t2 − t1 = 38,7°C − 25°C = 13,7°C Massa jenis air = 1 gr/ml V larutan = V lar. NaOH + V lar. HCl = 50 ml + 50 ml = 100ml massa total (m) = 100 ml(1 gr/ml) = 100 gram c = kalor jenis air = 4,2 J⋅ gr-1°C-1 Q = m·c·∆ t = 100 gram x 4,2 J⋅ gr-1°C-1 x 13,7°C = 5754 joule = 5,754 kj jumlah mol dalam reaksi ini adalah 0,1 mol, maka ∆ Hn untuk 1 mol: ∆H n =

5,754 kJ = 57 ,54 kJ 0,1mol

• Reaksi kimia ketika terjadi dalam suatu wadah yang terbuka, pada umumnya akan mengalami pertambahan energi atau kehilangan energi dalam bentuk panas. • Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai dengan pelepasan energi/panas ke lingkungan. Contoh : Pada reaksi antara soda api (NaOH) dan asam lambung (HCl), kalau kita pegang wadah reaksinya akan terasa panas. • Reaksi endoterm adalah reaksi yang disertai dengan penyerapan kalor/panas dari lingkungan. Contoh, pada reaksi antara Barium oksida dan Ammonium klorida kalau kita pegang wadah akan terasa dingin, karena adanya aliran kalor dari lingkungan ke sistem. • Perubahan entalpi (∆ H), menunjukkan selisih antara entalpi sistem sebelum reaksi dan setelah reaksi berlangsung. ∆ H = Hakhir – Hawal

•

Jika sistem memiliki entalpi yang lebih besar pada akhir reaksi, akan menyerap panas dari lingkungan, reaksinya merupakan reaksi endoterm, sehingga pada reaksi endoterm H akhir > Hawal dan ∆ H positif(∆ H = +) • Jika sistem memiliki entalpi yang lebih rendah pada akhir reaksi, sehingga melepaskan panas ke lingkungan selama reaksi, maka pada reaksi eksoterm Hakhir>Hawal dan ∆ H bernilai negatif (∆ H = -). • Kita juga dapat menggambarkan ∆ H untuk reaksi dengan membandingkan entalpi untuk hasil reaksi dan sebelum bereaksi: ∆ H = H(hasil reaksi) - H(pereaksi) • Perubahan entalpi yang yang berhubungan dengan reaksi disebut entalpi reaksi (∆ H reaksi). • Biasanya nilai ∆ Hreaksi, dituliskan pada reaksi yang sudah disetarakan seperti:

2 H 2O( g )

+ O2 ( g )

−→ 2 H 2O( g )

∆ H = − 463, 6 kJ

• Entalpi relatif zat hasil reaksi dan pereaksi dapat juga ditunjukan dalam diagram energi: Contoh: Berdasarkan diagram disamping, tentukan berapa panas yang dihasilkan jika kita mereaksikan 11,2 liter gas hidrogen pada keadaan STP Jawab : Pada diagram tampak, reaksi :

2 H 2O( g ) + O2 ( g )

−→ 2 H 2O( g )

∆ H = − 463, 6kJ

pada keadaan STP 1 mol = 22,4 liter, maka : 11, 2 11, 2 liter = = 0,5 mol 22, 4 0,5 × 483, 6 = 120,9 kJ Sehingga : ∆H reaksi = 2 Jenis-jenis Entalpi Reaksi • Entalpi pembentukan (∆ Hf) adalah kalor yang dilepaskan atau yang diserap oleh sistem pada reaksi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya. Perubahan entalpi pembentukan dilambangkan dengan ∆ Hf. f berasal dari formation yang berarti pembentukan. Contoh : a. C + O2 → CO2 ∆ Hf = -395,2 kj/mol b. C + 2S → CS2 ∆ Hf = +117.1 kj/mol • Entalpi penguraian (∆ Hd) adalah kalor yang dilepaskan atau yang diserap oleh sistem pada reaksi penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya. Perubahan entalpi pembentukan dilambangkan dengan ∆ Hd. d berasal dari decompotition yang berarti penguraian. Contoh : a. CO2 → C + O2 ∆ Hd = 395,2 kj/mol b. AlBr3 → Al + 1½Br2 ∆ Hd = +511 kj/mol • Entalpi pembakaran(∆ Hc) adalah kalor yang dilepaskan oleh sistem pada reaksi pembakaran 1 mol unsur/senyawa. Perubahan entalpi pembakaran dilambangkan dengan ∆ Hc. c berasal dari combution yang berarti pembakaran Contoh : a. C + O2 → CO2 ∆ Hc = -395,2 kj/mol b. C2H2 + O2 → 2CO2 + H2O ∆ Hc = -1298 kj/mol • Entalpi penetralan(∆ Hn) adalah kalor yang dilepaskan oleh sistem pada reaksi penetralan 1 mol senyawa basa oleh asam (OH- + H+ → H2O). Perubahan entalpi penetralan dilambangkan dengan ∆ Hn. n berasal dari netrallization yang berarti penetralan. Contoh : NaOH + HCl → NaOH + H2O ∆ Hn = - 57,7 kj/mol

Hukum Hess •

Perubahan entalpi suatu reaksi merupakan sesuatu yang mungkin untuk dihitung dari perubahan entalpi reaksi lain yang nilainya sudah diketahui. Hal ini dilakukan supaya tidak usah dilakukan eksperimen setiap saat. • Entalpi adalah suatu fungsi keadaan. Perubahan entalpi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir saja dari pereaksi dan hasil reaksi tanpa memperhatikan jalannya perubahan zat pereaksi menjadi hasil reaksi. • Walaupun orang dapat membuat reaksi melalui berbagai langkah mekanisme reaksi yang berbeda,secara keseluruhan entalpi reaksi tetap sama. Contoh : reaksi pembakaran yang terjadi pada metana membentuk gas CO2 dan cairan H2O dapat terjadi melalui dua tahap: - tahap pertama metana terbakar menghasilkan uap air CH 4 ( g ) + 2O2 ( g ) −→ CO2 ( g ) + 2H2 O ( g ) ∆ H = − 802kJ - tahap kedua uap air mengembun dari fasa gas menjadi fasa cair :

2 H 2O ( g )

−→ 2 H 2 O(l )

∆ H = − 88kJ

Untuk mengetahui ∆ H reaksi : CH 4 ( g ) + 2O2 ( g ) −→ CO2 ( g ) + Dapat diperoleh dengan mengabungkan kedua persamaan diatas :

CH 4 ( g ) + 2O2 ( g ) −→ CO2 ( g ) + 2 H 2O( g )

.

2 H 2O( g)

CH 4 (g ) + 2O2 (g )

−→ 2 H 2O( l)

CH 4 ( g ) + 2O2 ( g )

∆H = −802kJ ∆H = −88 kJ +

−→ CO2 ( g )+ 2H2 O (l ) Tahap tahap reaksi :

2 H 2O(l )

∆ H= − 890kJ

−→ CO2 ( g ) + 2 H 2O (l )

Tampak pada diagram disamping, jarak relatif pada garis merefleksikan perbedaan energi relatif (∆ H) antara zat pereaksi dan hasil. Contoh, jarak yang menunjukkan entalpi berhubungan dengan kondensasi air (∆ H = -88 kJ) hanya sekitar 10% selama jarak antara zat pereaksi dan hasil reaksi untuk pembakaran metana menjadi CO2 dan air dalam fasa cair.

•

Hukum Hess, menyatakan jika reaksi dilakukan melalui beberapa tahap, ∆ H untuk reaksi tersebut akan sama dengan jumlah dari perubahan entalpi untuk masing masing tahap reaksi. • Kita dapat menggunakan informasi dari sejumlah reaski reaksi lain untuk menentukan ∆ H yang belum → CO( g ) diketahui. Penentuan ∆ H untuk reaski ; C ( s ) + 12 O2 ( g )  secara eksperimen kita dapat memperoleh :

C (s ) + O2 ( g )  → CO2 ( g )

∆ H = − 393,5kJ

CO( g ) + 12 O2  → CO2 ( g ) ∆H = −283, 0kJ Kita dapat membalikkan reaksi ke 2 dan menjumlahkannya dengan yang pertama :

CO2 ( g )  → CO( g ) + 12 O2 ( g )

∆H = +283, 0kJ

C (s ) + O2 ( g )  → CO2 ( g )

∆ H = − 393,5kJ +

C ( s ) + 12 O2 ( g )  → CO ( g )

∆H = −110,5 kJ

Penentuan ∆ H Reaksi dan ∆ H Pembentukan Standar • Berdasarkan hukum Hess kita bisa menentukan perubahan entalpi suatu reaksi dengan melihat data entalpi reaksi yang lain, data entalpi yang menjadi dasar penentuan tersebut adalah data perubahan entalpi pembentukan standar. • Entalpi pembentukan stangar merupakam entalpi reaksi pembentukan suatu senyawa yang diukur pada tekanan 1 atm, suhu 25oC. Jika kita memiliki reaksi seperti : a W + b X → c Y + d Z maka berdasarkan perhitungan perubahan entalpi reaksi adalah : ∆ Hreaksi = ∆ H(hasil reaksi) - ∆ H(zat pereaksi)

menjadi : ∆ Hreaksi = (c x ∆ Hf Y + d x ∆ Hf Z ) − (a x ∆ Hf W + b x ∆ Hf X ) Apakah benar seperti itu? Mari kita buktikan bersama. Kita mengetahui

CO( g ) + 12 O2  → CO2 ( g )

∆H = −283, 0kJ

sedangkan ∆ Hf CO = -110,5 kJ/mol dan ∆ Hf CO2 = -393,52 kJ/mol jika pernyataan diatas benar maka

−283.0kJ = (1x ∆H CO2 ) − (1x ∆H CO + 12 ∆H O2 )

karena, oksigen merupakan unsur maka ∆ Hf O2 = 0.

−283,0 kJ = (1x − 393,52 kJ ) + (1x110,5kJ + 0) −283,0 kJ = − 393,52 kJ + 110,5kJ −283,0 kJ = − 283, 02 kJ

hanya terjadi sedikit perbedaan, yang menunjukkan cara ini cukup akurat untuk digunakan dalam penentuan ∆ H suatu reaksi. Tabel .1. Entalpi pembentukan ∆ Hf, dalam kJ/mol pada suhu 25oC Zat Zat ∆ Hfo ∆ Hfo AgCl(s) -127,07 SO3(g) -395,70 AgCN(s) 146,00 SO2(g) -296,83 AlBr3(s) -511,12 O3(g) 143,00 AlCl3(s) -705,63 NO2(g) 33,20 CH4(g) -74,81 NO(g) 90,25 C2H2(g) 226,70 NaCl(aq) -407,10 C2H4(g) 52,60 NaCl(s) -411,00 C2H6(g) -84,68 NH4I(s) -201,40 C6H6(g) 48,99 NH4F(s) -463,96 CH3NH2(g) -23,00 NH4Cl(s) -314,40 CH3OH(g) -201,10 NH4Br(s) -270,80 CH3OH(l) -239,52 NH3(g) -46,11 CO(g) -110,50 LiF(s) -616,93 CO2(g) -393,52 H2SO4(l) -813,99 CS2(g) 117,10 H2S(g) -20,20 ClF(g) -54,48 H2O2(l) -187,80 CaO(s) -635,13 H2O2(g) -136,10 Ca(OH)2 -986,17 H2O(l) -285,83 CaCO3(s) -1207,00 HCN(g) 135,00 CaCl2 -795,80 HI(g) 26,50 -1109,00 HF(g) -271,10 CaCl2⋅ H2O -1403,00 HCl(g) -92,31 CaCl2⋅ 2H2O Fe2O3(s) -824,20 HBr(g) -36,40 Contoh soal : ∆ Hf CO = -110,5 kJ/mol ∆ Hf CH3OH = -239,0 kJ/mol Tentukanlah perubahan entalpi reaksi antara karbon monoksida (CO) dan hidrogen (H2) untuk membentuk metanol (CH3OH). Jawab : Persamaan reaksinya adalah : CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l) Maka : ∆ Hreaksi = (1 x ∆ Hf CH3OH) – (1 x∆ Hf CO + 2 x ∆ Hf H2) = (1 x –239,0 kJ/mol) – (1 x –110,5 kJ/mol + 2 x 0) = -239,0 kJ/mol + 110,5 kJ/mol = -128,5 kJ/mol ∆ Hf H2 bernilai nol karena H2 merupakan unsur. Energi Ikatan dan Penentuan ∆ H Reaksi Suata proses yang penting dalam menafsirkan reaksi kimia adalah pemutusan ikatan dalam molekul menjadi atom-atom pembentuknya dan membentuk iakatn yang baru dengan atom yang lain. Misalnya reaksi : CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) Terjadi dalam beberapa tahap : • Pemutusan ikatan dalam molekul klor : Cl−Cl(g) → • Cl(g) + • Cl(g)

• • •

Pemutusan ikatan dalam molekul metana :H3C−H(g) → H3C • (g) + • H(g) Pengabungan atom klor pada • CH3 : H3C •(g) + • Cl (g) → H3C−Cl(g) Pengabungan atom klor dengan atom hidrogen : H •(g) + • Cl (g) → H−Cl(g) Sehingga untuk menentukan ∆ H reaksi, kita dapat mengunakan data dari energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan tersebut, sedangkan data energi yang diperlukan adalah reaksi kebalikan dari pemutusan ikatan. Data energi pemutusan ikatan tersebut dapat dilihat dalam tabel berikut : Tabel .2. Energi disosiasi ikatan Ikatan H −H N≡ N N −N N=N N −H N−N O=O O −H C −O

Energi (kJ/mol) 436,0 945,3 159,0 418,0 389,0 301,0 498,3 464,0 358,0

Ikatan C=O C −C C=C C≡ C C −H H −F H − Cl H − Br H −I

Energi (kJ/mol) 749,0 347,0 612,0 835,0 413,0 567,6 431,0 366,3 298,3

Ikatan C −F C −Cl F −F Cl −Cl Br − Br I −I Cl − F Cl − Br Cl − I

Energi (kJ/mol) 439,0 330,0 157,0 243,0 193,9 152,6 254,3 218,6 210,3

Contoh : Tentukanlah ∆ H reaksi : H2C=CH2(g) + H2(g) → H3C−CH3(g) Jawab : Diketahui energi disosiasi ikatan C −C adalah 347 kj/mol C = C adalah 612 kj/mol C − H adalah 413 kj/mol H − H adalah 436 kj/mol Reaksi dapat diruliskan sebagai :

Zat pereaksi terdiri dari 1 ikatan C = C, 4 ikatan C−H dan 1 ikatan H−H, sehingga : ∆ H(pemutusan) = 1(614) + 4(413) + 1(436) = 2702 kJ Sedangkan hasil reaksi terdiri dari 1 ikatan C−C dan 6 ikatan C−H, maka : ∆ H(pembentukan)= 1(348) + 6(413) = 2826 kJ karena ∆ Hreaksi = ∆ H(pemutusan) - ∆ H(pembentukan) = -124 Energi dan Reaksi Kimia dalam Kehidupan Sehari-hari • Gula yang kamu makan dibakar oleh tubuh dan menghasilkan CO2 dan H2O. Selama proses ini berlangsung energi juga dilepaskan. Energi ini digunakan, diantaranya untuk :mengerakkan otot tubuh dan mempertahankan suhu tubuh • Reaksi kimia mencakup perubahan energi, dimana beberapa reaksi menghasilkan energi dan yang lainnya membutuhkan energi. Masyarakat kita memenuhi 90% kebutuhan energinya dengan menggunakan reaksi kimia yang dihasilkan dari pembakaran minyak bumi. • Tubuh kita adalah pembangkit energi panas. Panas adalah bentuk energi yang ditransfer dari satu objek ke objek yang lain tergantung pada suhu relatif. Energi panas bergerak dari objek yang lebih panas ke objek yang lebih dingin. • Kebanyakan energi yang dibutuhkan oleh tubuh kita berasal dari karbohidrat dan lemak. Karbohidrat akan terurai menjadi glukosa. Glukosa di angkut dalam darah ke sel dimana glukosa tersebut dioksidasi menghasilkan CO2, H2O dan energi. C6H12O6(s)+6O2(g) → 6CO2(g)+6H2O(l) ∆ H °reaksi = -2816 kJ

•

Gambar. Perubahan energi dalam tubuh

•

Penguraian lemak juga menghasilkan CO2, H2O. Kebanyakan energi dalam tubuh tersimpan sebagai lemak. Lemak tidak larut dalam air sehingga mereka dapat dipisahkan dan disimpan dalam tubuh. Lemak menghasilkan energi lebih banyak setiap gramnya dibandingkan dengan karbohidrat atau protein Tabel .3. Nilai bakar lemak, protein dan karbohidrat Senyawa Lemak Karbohidrat Protein

Nilai bakar (kJ/gram) 38 17 17

LATIHAN SOAL : Kalorimeter : 1. Tentukan perubahan entalpi suatu reaksi pelarutan 8 gram kapur dalam 100 mL air menyebabkan kenaikan suhu 3oC( massa jenis air = 1 g/mL, dan kalor jenis air 4.18 J g-1 K-1) 2. Ketika 3 gram nikel dimasukkan dalam kalorimeter yang berisi larutan CuSO4 bersuhu 25oC, kenaikan suhu terjadi menjadi 30 oC. Jika kapasitas kalor larutan 4kJ/ oC . Tentukan perubahan entalpi reaksi tersebut ! 3. Dalam suatu reaksi kimia dibebaskan 8,4 kJ energi, jika kemudian energi tersebut digunakan untuk memanaskan 100 cm3 air, tenukan kenaikan suhu yang terjadi pada air ! 4. Jika 100 cm3larutan NaOH 1 M direaksikan dengan larutan HCl 1 M dalam sebuah bejana, ternyata suhu larutan naik dari 29oC menjadi 37,5oC.Tentukan ΔH penetralan NaOH oleh HCl(kalor jenis dianggag sama dengan air, c= 4,2 Jg-1K-1 dan ρair = 1g/cm3) 5. Dalam calorimeter Bomb dilakukan pembakaran suatu zat sample dan menghasilkan kalor sebesar 25,2 kJ. Air penangas calorimeter naik sebanyak 4oC, jika air yang terdapat sebanyak 1 kg dan c = 4,2 Jg-1C-1. Tentukan kapasitas kalor calorimeter Bom tersebut ! Diagram Energi : 1. Berdasarkan diagram tingkat energi di samping. Berapa energi yang diperlukan pada : a. Penguapan 2 mol air b. Pembentukan 9 gram air c. Penguaraian 5,6 liter uap air

2.

Berdasarkan diagram tingkat energi di samping. Berapa energi pada reaksi : a. 2S(s) + 3 O2(g) → 2SO3 b. 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3 c. 2S(s) + 2O2(g) → 2SO2(g) d. SO3 →SO2(g) + ½O2(g) e. 4S(s) + 6 O2(g) → 4SO3

Jenis – jenis entalpi : 1. Tuliskan reaksi : a. pembentukan H2O b. penguraian Al2O3 c. pembakaran C2H6 d. penetralan Ba(OH)2 oleh HCl 2. Diketahui ∆ Hf CS2(g) = 117,10 kj/mol tentukan energi yang perlukan pada pembentukkan 11,2 liter gas CS2 pada keadaan STP 3. Diketahui ∆ Hf AlBr3 = -511 kj/mol tentukan energi yang perlukan pada penguraian 26,7 g AlBr3 4. Diketahui ∆ Hf (CO2) = -395,2 tentukan energi yang perlukan pada pembakaran 6 g karbon(ar C = 12) 5. Reaksi 3 g magnesium (Ar=24) dengan gas nitrogen (Ar = 14) berlebih menghasilkan Mg 3N2. Jika pada keadaan STP proses tersebut melepaskan kalor sebesar 28 kJ, tentukan ∆ Hf Mg3N2! Hukum Hess 1. Dengan data : ½ N2(g) + 1½ H2(g) → NH3(g) ∆ H = -46,11 kJ ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ∆ H = 90,25 kJ H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆ H = -285,83 kJ tentukan ∆ Hr reaksi berikut : 4NH3 (g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(l) 2. Dengan menggunakan hukum Hess, hitunglah perubahan entalpi reaksi pembakaran 1 mol asetilena: C(s) + O2(g) →CO2(g) ∆ H = –393,52 kJ H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆ H = -285,83 kJ 2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ∆ H = 226,7 kJ 3. Karbon membentuk dua jenis grafit dan intan. C(grafit) + O2(g) → CO2(g) ∆ H = −393.5 kJ C(intan) + O2(g) → CO2(g) ∆ H = −395.4 kJ Hitunglah ∆ H untuk merubah grafit menjadi intan. 4. Diketahui : C6H12O6 + 6O2 → 2CO2 + 3H2O ∆ H = −280 kJ C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O ∆ H = − 1380 kJ Tentukan ∆ H reaksi fermentasi glukosa berikut : C6H12O6→2C2H5OH + 2CO2 5. Jika diketahui : 2Fe(s) + O2(g) →2FeO(s) ∆ H = − 544,0 kJ 4Fe(s) + 3O2(g) →2Fe2O3(s) ∆ H = − 1648,4 kJ Penentuan ∆ H reaksi dari data ∆ Hf 1. Dengan menggunakan tabel 1.Tentukan jumlah kalor yang dilepaskan jika 5,6 asetilena terbakar pada keadaan standar dengan mengikuti persamaan reaksi : 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O 3. 14 gram B2O3 (Ar B =11, Ar O =16) direaksikan dengan 56 liter COCl2 pada keadaan standar sesuai reaksi : B2O3(s) + 3 COCl2(g) → 2BCl3(g) + 3CO2(g) Jika ∆ Hf B2O3(s) = -1272 kJ/mol, ∆ Hf COCl2(g) = -218,8 kJ/mol, ∆ Hf BCl3(g) = -403,8 kJ/mol, ∆ Hf CO2(g) = -393,5 kJ/mol. Tentukan kalor yang dilepaskan pada reaksi tersebut 4. Diketahui ∆ Hf Fe2O3 = -824 kJ/mol. Tentukanlah ∆ Hf FeO jika 2Fe2O3 → 4FeO + O2 ∆ H = -1300 kJ 5. Diketahui ∆ Hf CO2(g) = -394,0 kJ/mol ∆ Hf H2O(l) = 285,0 kJ/mol, jika reaksi pembakaran metana : CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆ H = -890,6 kJ Tentukan ∆ Hf CH4(g) ! Penentuan ∆ H reaksi dari data Energi Ikatan rata-rata 1. Dengan mengunakan data dari tabel .2. hitunglah ∆ Hr dari reaksi-reaksi berikut ini : a. H2C= C H2(g) + Cl2(g) → ClH2C−CH2Cl (g) b. Cl2CF2(g) + F2(g) →CF4(g) + CL 2(g)

c. C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g) d. C2H5OH(g) + 3O2(g) →2CO2(g) + 3H2O(l) e. CH3COOH(l) + CH3OH(l) → CH3COOCH3(l) + H2O(l) 2. Pada reaksi : 2NH3(g) →N2(g) + 3H2(l) ∆ H = + 1173 kJ Energi ikatan N ≡ N = 945 kJ, H −H = 436,0 kJ. Tentukan energi ikatan N – H ! 3. Diketahui ∆ H pembakaran C2H2(g) = -1260 kJmol-1. dan diketahui data energi ikatan: C-H = 414 kJmol-1, C=O = 803 kJmol-1, O-H = 464 kJmol-1, O=O = 498 kJmol-1. Tentukanlah energi ikatan C≡ C.

LAJU REAKSI Laju reaksi dapat diartikan sebagai perubahan mol zat per liter dalam satuan waktu.

•

A→ B

Laju reaksi rata − rata =

Perubahan jumlah mol ∆( mol B ) ∆( mol A) = =− Perubahan waktu ∆t ∆t

Persamaan laju Reaksi dan Orde Reaksi Dari persamaan reaksi untuk reaksi : A → B Jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi A, maka laju dapat dinyatakan sebagai :

Jika laju reaksi sebanding dengan kuadrat dari konsentrasi A. Laju = k [ A]

2

dengan persamaan laju reaksi sebagai : Laju = v = k [A]n Dengan n merupakan orde reaksi, tampak orde reaksi merupakan pangkat dari konsentrasi, maka grafik yang akan diperoleh jika kita plot antara laju reaksi dan perubahan konsentrasi, adalah sebagai berikut :

a.

Orde nol

Laju = v = k [A]0 = k

b.

Orde Satu

c. Orde dua

Untuk reaksi :

Laju = v = k [A]1 = k [A]

Laju = v = k [A]2

A + B → hasil reaksi , maka :

Contoh soal : Pada temperatur 273°C, gas brom dapat bereaksi dengan nitrogen monoksida menurut persamaan reaksi: 2NO(g) + Br2(g) → 2NOBr(g) Data hasil eksperimen dari reaksi itu adalah sebagai berikut: Percobaan Konsentrasi Laju reaksi -1 -1 (mol L-1s-1) NO (mol L ) Br2 mol L 1 0,1 0,05 6 2 0,1 0,10 12 3 0,1 0,20 24 4 0,2 0,05 24

5 0,3 0,05 54 a. Orde reaksi terhadap NO b. Orde reaksi terhadap Br2 c. Orde reaksi total d. Tetapan laju reaksi (k) e. Persamaan laju reaksinya Contoh soal 2 : diketahui data sebagai berikut : No [NO] awal [H2] awal Waktu Percobaan (M) (M) (s) 1. 0,1 0,1 24 2. 0,1 0,2 12 3. 0,2 0,1 6 Tentukanlah Orde reaksi Contoh soal 3 : Percobaan [NH3] [O2] Laju (M) (M) (M/detik) 1. 0,1 0,3 6,0 x 10-3 2. 0,2 0,4 1,6 x 10-2 3. 0,5 0,5 5,0 x 10-2 4. 0,4 0,6 4,8 x 10-2 5. 0,3 0,9 5,4 x 10-2 Untuk reaksi : 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4NO (g) + 6H2O(g) Berdasarkan data tentukan persamaan laju reaksinya • Beberapa faktor yang mempengaruhi laju reaksi yaitu konsentrasi, luas permukaan, suhu dan penambahan katalis • Konsentrasi Tentukan:

•

Luas permukaan

• •

Suhu Tumbukan akan menghasilkan hasil reaksi jika partikel yang bertumbukan memiliki energi yang cukup untuk melakukannya. Energi minimum ini disebut sebagai energi aktivasi untuk bereaksi. Hal itu digambarkan sebagai berikut

•

Untuk mempercepat reaksi, kamu harus meningkatkan jumlah partikel dengan energi yang cukup untuk bereaksi, sebesar energi aktivasi atau lebih besar.

•

Dengan kenaikan suhu kanan maka partikel yang memiliki energi kinetik yang tinggi semakin bertambah

• •

•

Hal ini terjadi karena meningkatkan suhu berarti meningkatkan reaksi yang disebabkan oleh peningkatan energi partikel yang tinggi untuk bertumbukan Katalis adalah zat yang dapat mempercepat suatu reaksi, tetapi secara kimia zat tersebut tidak berubah dan kita dapat memperoleh kembali ada akhir reaksi bahkan dengan jumlah massa yang sama Reaksi Katalis Penguraian hidrogen peroksida Mangan(IV)oksida, MnO2 Nitrasi benzen Asam sulfat pekat Pembuatan ammonia dalam proses Besi Haber Pengubahan dari SO2 menjadi SO3 Vanadium(V)oksida, V2O5 selama proses kontak dalam pembuatan asam sulfat terjadi. Hidrogenasi ikatan rangkap C=C Nikel Contoh untuk reaksi pembentukan CH3CH2Cl berikut: H2C

CH2

+ HCl

H3C

CH2Cl

akan lebih efektif dan energi aktivasinya lebih rendah dibandingkan denga jika bertumbukan dengan araj orientasi seperti berikut:

Dengan kata lain untuk mengerakkkan energi aktivasi dalam gambar sebagai berikut :

•

Penambahan katalis memiliki pengaruh pada energi aktivasi. Sebuah katalis memberikan jalan reaksi yang lain dengan energi aktivasi lebih rendah. Seperti ditunjukkan dalam gambar berikut

•

Contoh reaksi pemutusan ikatan rangkap pada etena untuk membentuk etana yang sangat sulit dilakukan dapat dilakukan dengan menempuh cara lain jika ada katalis logam nikel

•

•

Dalam tubuh mahluk hidup sudah tersedia katalis tertentu untuk mempercepat reaksi yang biasanya merupakan suatu enzym, seperti enzym yang membantu proses pencernaan Pembuatan amoniak di industri dilakukan melalui proses Haber

KESETIMBANGAN KIMIA Pengenalan pada kesetimbangan kimia Kita sering menemukan benda-benda dari besi yang berkarat. Sangat sulit untuk mengubah kembali karat tersebut menjadi besi, andai pun dapat dilakukan itu pun dengan jalan reaksi yang berbeda. Reaksi seperti ini dikatakan berlangsung satu arah atau reaksi ireversibel. Reaksi-reaksi yang dilakukan di laboratorium pada umumnya berlangsung satu arah. Tetapi ada juga reaksi yang dapat berlangsung dua arah atau dapat balik. Pada reaksi ini hasil reaksi dapat berubah lagi menjadi zat-zat semula. Reaksi semacam ini disebut juga dengan reaksi reversibel. Reaksi reversibel adalah reaksi yang dapat dibuat ke arah reaksi sebaliknya pada kondisi tertentu, misalkan jika kamu lewatkan uap air pada besi panas, uap air akan bereaksi dengan besi membentuk endapan berwarna hitam yang merupakan Fe3O4. 3Fe(s) + 4H2O(g) → Fe3O4(s) + 4H2(g) Pada kondisi yang lain, hasil dari reaksi ini akan bereaksi kembali, dimana hidrogen dilewatkan kembali di atas Fe3O4 sehingga terbentuk Fe dan H2O. Fe3O4(s) + 4H2(g) → 3Fe(s) + 4H2O(g) Sehingga dalam wadah berapa lama pun reaksi ini berlangsung akan selalu diperoleh Fe dan uap air yang seolah-olah tidak dapat bereaksi lagi. Untuk mencegah hal itu biasanya hasil reaksi seperti uap air harus dikeluarkan.

Reaksi dapat balik terjadi dalam satu sistem dan laju reaksi ke arah hasil atau sebaliknya sama disebut reaksi dalam keadaan setimbang atau sistem kesetimbangan. Sistem kesetimbangan banyak terjadi pada reaksireaksi dalam wujud gas. Reaksi di atas dapat ditulis dalam suatu persamaan reaksi sebagai : Kesetimbangan Homogen dan Heterogen Kita perlu melihat dua jenis kesetimbangan yang berbeda, karena akan dapat didefinisikan secara berbeda. Kesetimbangan reaksi dikelompokkan berdasarkan wujud zat yang terlibat dalam kesetimbangan tersebut, menjadi kesetimbangan homogen dan kesetimbangan heterogen.

1. Kesetimbangan Homogen Kesetimbangan homogen adalah sistem kesetimbangan yang ada pada reaksi dimana semua zat yang terlibat memiliki fasa yang sama. Misalkan semuanya memiliki fasa gas atau semua pereaksi berbentuk larutan.

Contoh reaksi dengan fasa homogen :

Tanda (g) didepan rumus kimia zat menunjukkan zat berada dalam fasa gas dan (aq) dalam fasa larutan. 2. Kesetimbangan Heterogen Kesetimbangan heterogen adalah sistem kesetimbangan yang komponennya lebih dari satu jenis fasa. Termasuk dalam bentuk kesetimbangan ini dalah reaksi yang melibatkan zat berfasa padat dan gas, atau padat dan larutan. Contoh reaksi kesetimbangan yang memiliki fasa heterogen adalah:

(l) menunjukkan zat berda dalam fasa cairan sedangkan (s) menunjukkan dalam fasa padat Tetapan Kesetimbangan. Fenomena tetapan kesetimbangan ditemukan oleh Cato Maximillan dan Peter Waage pada tahun 1866 yang dikenal dengan Hukum Aksi Massa. Penulisan tetapan kesetimbangan untuk reaksi yang berlangsung secara homogen, kita misalkan reaksi secara umum :

ˆˆ† aA + bB ‡ ˆˆ cC

+ dD

Kamu biarkan reaksi ini mencapai kesetimbangan dan kemudian diukur konsentrasi semua zat pada saat kesetimbangan. Menurut Waage, pada suhu tetap berlaku hukum kesetimbangan yang berbunyi “Pada reaksi kesetimbangan, hasil kali konsentrasi hasil reaksi yang dipangkatkan koefisiennya dibagi dengan hasil kali konsentrasi zat pereaksi yang dipangkatkan koefisiennya akan tetap, pada suhu tetap.”

Sehingga reaksi :

ˆˆ† 2 SO2 ( g ) + O2 ( g ) ‡ ˆˆ 2 SO3 ( g ) dapat dituliskan sebagai :

KC =

[ SO3 ]2 [ SO2 ]2 [O2 ]

Nilai Kc disebut tetapan kesetimbangan. Untuk reaksi uap air dengan karbon panas yang merah, berarti zat yang berbentuk gas kontak dengan sebuah padatan.

ˆˆ† H 2O ( g ) + C ( s ) ‡ ˆˆ H2 ( g ) + CO( g ) Tetapan kesetimbangannya dinyatakan sebagai :

KC =

[ H 2 ][CO] [ H 2O ]

Sedangkan untuk reaksi antara tembaga dengan larutan perak nitrat, kita akan memperoleh kesetimbangan antara padatan dan larutan ion 2+ ˆˆ† Cu ( s) + 2 Ag + (aq ) ‡ ˆˆ Cu (aq ) + 2 Ag ( s )

tetapan kesetimbangan dinyatakan sebagai :

[Cu 2+ ] KC = [ Ag + ]2 Jadi untuk reaksi antara gas dan padatan atau larutan, harga tetapan kesetimbangan hanya ditentukan oleh konsentrasi gas, sedangkan jika reaksinya merupakan reaksi anatara zat dengan fasa larutan dan padatan yang menentukan nilai tetapan kesetimbangannya adalah konsentrasi larutannya. Untuk lebih memahami tentang hukum ini, berikut adalah data beberapa harga tetapan kesetimbangan reaksi antara CO dengan H2 pada suhu tetap dengan konsentrasi yang berbeda. Reaksinya:

ˆˆ† CO( g ) + 3H 2 ( g ) ‡ ˆˆ CH 4 ( g ) + H2 O( g )

T = 1200 K

dan tetapan kesetimbangannya dinyatakan sebagai :

K=

[CH 4 ] [ H 2 O] [CO][ H 2 ]3

Tabel 6.1 Data percobaan pada suhu tetap. Percobaan 1

Percobaan 2

Percobaan 3

[CO]

0,1000 mol L-1

0,2000 mol L-1

-

[H2]

0,3000 mol L-1

0,3000 mol L-1

-

[CH4]

-

-

0,1000 mol L-1

[H2O]

-

-

0,1000 mol L-1

[CO]

0,0613 mol L-1

0,1522 mol L-1

0,0613 mol L-1

[H2]

0,1839 mol L-1

0,1566 mol L-1

0,1839 mol L-1

[CH4]

0,0387 mol L-1

0,0478 mol L-1

0,0387 mol L-1

[H2O]

0,0387 mol L-1

0,0478 mol L-1

0,0387 mol L-1

Sebelum reaksi

Kesetimbangan

K=

[CH 4 ][ H 2O] [CO] [ H 2 ]3

3,93

3,91

3,93

Sehingga diperoleh harga K rata-rata = 3,93. Konstanta atau tetapan kesetimbangan akan selalu memiliki nilai atau besar yang sama selama kita tidak mengubah suhunya, walaupun kita melakukan dengan konsentrasi dan tekanan yang berbeda-beda, bahkan jika kita mengunakan katalis pun tidak akan mengubahnya. Harga tetapan kesetimbangan dapat dinyatakan berdasarkan konsentrasi dan tekanan. Tetapan Kesetimbangan Berdasarkan Tekanan Sebelum mempelajari tentang tetapan kesetimbangan berdasarkan tekanan, kita terlebih akan mencoba terlebih dahulu mempelajari tentang tekanan parsial dan fraksi mol. Tekanan parsial suatu gas adalah tekanan yang akan dimiliki jika suatu gas mengisi suatu wadah tanpa ada zat yang lain. Tekanan parsial gas A diberi lambang PA. Sedangkan tekanan parsial gas B diberi lambang PB, dan seterusnya. Tekanan total suatu campuran gas merupakan jumlah dari tekanan parsial gas-gas campurannya. P = PA + PB + PC

+ ……..

Gambarannya dapat dilihat sebagai berikut :

Gas A menimbulkan tekanan ketika pada tembok (dengan tekanan parsialnya), begitu juga dengan gas B. Fraksi mol merupakan perbandingan mol suatu zat terhadap keseluruhan mol dari campuran pembentuknya. Fraksi mol suatu zat A ditunjukkan sebagai XA, farksi mol zat B sebagai XB, dan seterusnya.

XA =

Besar mol gas A Jumlah mol total gas

Contoh, dalam campuran gas terdapat 1 mol gas nitrogen dan 3 mol gas hidrogen, maka terdapat 4 mol total gas yang ada. Fraksi mol dari gas nitrogen adalah ¼ (0,25) dan fraksi mol gas hidrogen adalah ¾ (0,75). Hubungan fraksi mol dan tekanan parsial ditunjukkan sebagai tekanan parsial merupakan hasil kali dari fraksi mol dengan tekanan total, atau :

PA = X A × P Hal ini berarti jika kamu memiliki campuran yang terdiri dari 20 mol gas nitrogen, 60 mol gas hidrogen dan 20 mol gas amoniak(total mol = 100 mol), pada tekanan 200 atm, maka tekanan parsial dapat ditentukan sebagai berikut : Gas

Fraksi mol

Tekanan Parsial

nitrogen

20/100 = 0.2

0.2 x 200 = 40 atm

hidrogen

60/100 = 0.6

0.6 x 200 = 120 atm

ammonia

20/100 = 0.2

0.2 x 200 = 40 atm

Kesetimbangan berdasarkan tekanan dinyatakan dengan notasi Kp, yaitu hasil kali tekanan parsial gas-gas hasil reaksi dibagi dengan hasil kali tekanan parsial gas-gas pereaksi, setelah masing-masing gas dipangkatkan dengan koefisiennya menurut persamaan reaksi.

Kesetimbangan homogen dalam bentuk tekanan, untuk reaksi antara gas A dan B membentuk gas C dan D sesuai reaksi :

ˆˆ† aA + bB ‡ ˆˆ cC

+ dD

dapat dituliskan sebagai :

PCc × PDd KP = a PA × PBb sehingga untuk reaksi dalam fasa homogen:

ˆˆ† 2 SO2 ( g ) + O2 ( g ) ‡ ˆˆ 2 SO3 ( g ) dapat dituliskan sebagai :

KP =

2 PSO 3 2 PSO × PO2 2

Kesetimbangan heterogen dalam bentuk tekanan seperti halnya dalam Kc keterlibatan zat dengan fasa padat diabaikan, karena tidak berperan dalam pembentukan tekanan total. Untuk menentukan Kp tekanan gas dapat dinyatakan dengan cmHg atau atmosfer (atm).

ˆˆ† H 2O ( g ) + C ( s ) ‡ ˆˆ H2 ( g ) + CO( g )

Untuk reaksi : dituliskan sebagai :

KP =

PH 2 × PCO PH22O

Contoh Pada temperatur 500 K ke dalam bejana yang volumnya 5 liter dimasukkan 0,6 mol gas HI sehingga terjadi reaksi kesetimbangan :

ˆˆ† 2 HI ( g ) ‡ ˆˆ H 2 ( g ) +

I2 ( g )

Bila setelah sistem mencapai keadaan kesetimbangan masih terdapat 0,3 mol HI, tentukan harga tetapan kesetimbangan Kp pada temperatur 500 K (R = 0,082). Jawab: Untuk mendapatkan harga P, gunakan rumus PV = nRT

P=

nRT V

P=

0, 6 (0, 082)(500) 5

ˆˆ† 2 HI ( g ) ‡ ˆˆ H 2 ( g ) + I 2 ( g )

Persamaan reaksi: Mula-mula

:

0,6 mol

0 mol

0 mol

Berubah

:

-0,3

0,15

0,15

Kesetimbangan :

0,3

0,15

0,15

Mol total = 0, 6 mol XHI = XH

0,3/0,6

= 4,92

= ½

= XI = 0,15 /0,6

=

¼

PA = X A × P PHI = ½ x 4,92

PH = ¼ x 4,92

= 2.46

KP =

PH = ¼ x 4,92

= 1.23

PH 2 × PI 2

KP =

PHI

= 1.23

1, 23 × 1, 23 = 0,615 2, 46

Hubungan Kc dengan Kp Hubungan Kc dengan Kp dapat ditentukan berdasarkan rumus PV = nRT atau P = konsentrasi × RT. Untuk reaksi:

ˆˆ† aA + bB ‡ ˆˆ cC

+ dD

Maka

PCc × PDd KP = a PA × PBb ([C ] ⋅ RT )c × ([ D ] ⋅ RT )d [C ]c [ D ]d KP = = a b × RT( c + d ) −( a +b ) a b ([ A] ⋅ RT ) ([ B ] ⋅ RT ) [ A] [ B ] dengan (c-d) – (a+b) = ∆ n. Jadi,

K P = K C ( RT ) ∆n Jika jumlah koefisien hasil reaksi sama dengan jumlah koefisien pereaksi maka Kc= Kp . Contoh Pada reaksi setimbang:

Harga Kc = 2,8 × 102, pada 1000 Kelvin. Hitung harga Kp ! Jawab: ∆n

Kp = Kc . (RT)

Pada reaksi diatas ∆ n = 2 – (2+1) = -1 Dengan demikian harga Kp = 2,8 × 102 (0,082 × 1000)-1 = 3,4 Pergeseran Kesetimbangan Bagaimana jika pada suatu reaksi kesetimbangan diberikan perubahan-perubahan? Suatu reaksi kesetimbangan mempunyai sifat berlangsung dua arah dan dinamis. Kalau ada pengaruh dari luar, sistem akan mengadakan aksi, yaitu pergeseran reaksi untuk mengurangi pengaruh tersebut. Henry Louis Le Chatalier, ahli kimia Perancis (1852-1911) mengemukakan suatu pernyataan mengenai perubahan yang terjadi pada sistem kesetimbangan jika ada pengaruh dari luar. Pernyataan ini dikenal sebagai Azas Le Chatalier yang berbunyi: “Jika suatu sistem kesetimbangan menerima suatu aksi maka sistem tersebut akan mengadakan reaksi, sehingga pengaruh aksi menjadi sekecil-kecilnya.”

Sangat penting untuk memahami asas Le Chatelier, karena akan sangat membantu ketika kamu menerapkan perubahan kondisi dalam reaksi yang mengalami kesetimbangan dinamis. Asas Le Chatelier menyatakan jika kesetimbangan dinamis terganggu akibat adanya perubahan kondisi, maka kesetimbangan akan bergeser kearah yang berlawanan dengan perubahan tersebut. Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi sistem kesetimbangan adalah perubahan konsentrasi, perubahan suhu, perubahan tekanan, dan perubahan volume. 1. Pengaruh Perubahan Konsentrasi Anggaplah kita memiliki persamaan reaksi kesetimbangan antara empat zat, A, B, C dan D, sebagai berikut : Apa yang akan terjadi jika kita mengubah konsentrasi zat-zat yang bereaksi ? Berdasarkan asas Le Chatelier, posisi kesetimbangan akan bergerak kearah yang berlawanan dari perubahan. Berarti dengan penambahan konsentrasi A, maka posisi kesetimbangan akan bergeser kearah pembentukan C dan D.

2. Pengaruh Suhu Pada Kesetimbangan Untuk memahami pengaruh perubahan suhu pada kesetimbangan kita harus mengetahui apakah reaksi tersebut menyerap atau memberikan panas ? Asumsikan suatu reaksi berjalan secara eksoterm : Persamaan diatas menunjukkan ketika 1 mol zat A bereaksi dengan 2 mol zat B dengan menghasilkan panas sebesar 250 kJ. Maka reaksi kebalikannya akan membutuhkan panas sebesar 250 kJ.

Lalu apa yang akan terjadi jika dilakukan perubahan suhu sistem? Berdasarkan asas Le Chatelier, posisi kesetimbangan akan bergerak berlawanan, maka ketika dinaikkan suhu kesetimbangan bergerak kearah reaksi yang endoterm, yaitu pembentukkan A dan B. Dengan pergeseran ini kalor akan diserap sehingga kenaikan suhu tidak akan sebesar jika tak terjadi pergeseran. Sebaliknya jika suhu diturunkan akan bergerak ke arah reaksi yang eksoterm yaitu pembentukan C dan D. 3. Pengaruh Perubahan Tekanan pada Kesetimbangan Perubahan tekanan hanya akan mempengaruhi reaksi zat-zat dengan fasa gas. . Misalkan terdapat reaksi antar gas sebagai berikut :

Tekanan disebabkan oleh tumbukan molekul-molekul gas pada dinding wadah, semakin banyak jumlah molekul maka tekanan akan semakin besar. Reaksi dapat bergerak untuk memperbanyak molekul juga dapat mengurangi jumlah molekul. Dalam persamaan reaksi diatas terdapat tiga molekul pada sisi kiri( A dan 2 B) dan dua molekul hsil reaksi pada sisi kanan (C dan D). Berdasarkan asas Le Chatelier, maka kesetimbangan akan bergerak kearah pembentukan molekul yang lebih sedikit jika tekanan diperbesar.

sedangkan jika tekan diturunkan akan bergeser kearah pembentukan molekul yang lebih banyak sehingga bergeser ke kiri.

Jumlah molekul suatu zat diwakili dengan satuan mol. Pada sistem kesetimbangan, perubahan tekanan akan menimbulkan pergeseran kesetimbangan bila jumlah mol gas-gas sebelum dan sesuadah reaksi berbeda. Dengan demikian dapat disimpulkan sebagai berikut. •

Jika tekanan diperbesar, kesetimbangna akan bergeser ke arah komponen yang jumlah molnya lebih kecil • Jika tekanan diperkecil, kesetimabangan akan bergeser ke arah komponen yang jumlah molnya lebih besar 4. Pengaruh Perubahan Volume pada Kesetimbangan Perubahan volume pada kesetimbangan bergantung pada komponennya. Apakah komponen gas atau komponen ion-ion? a. Perubahan Volume pada kesetimbangan yang komponennya gas. Pada kesetimbangan yang komponennya gas, perubahan volume akan berpengaruh jika pada kesetimbangan jumlah mol pereaksi berbeda dengan jumlah hasil reaksi. Pengaruh perubahan volum akan merupakan kebalikan dari pengaruh perubahan tekanan sebab jika pad asuatu sistem kesetimbangan, volum diperkecil maka tekanan menjadi besar, jika volum diperbesar maka tekanan menjadi kecil. Coba kamu perhatikan percobaan NO2/N2O4 , pada pengaruh tekan sebelumnya. Karena memperbesar tekanan dilakukan dengan memperkecil volume, dan sebaliknya. Contoh:

Jika volume diperbesar, kesetimbangan akan bergeser ke arah gas PCl3 dan Cl2, jika volum diperkecil, kesetimbangan akan bergeser ke arah gas PCl5 b. Perubahan volum pada kesetimbangan yang komponen-komponennya berupa ionion Untuk mempelajari pengaruh perubahan volume pada kesetimbangan dalam reaksi yang berbentuk larutan kita lihat contoh pada kesetimbangan:

Jika kita lakukan pengenceran ketika kesetimbangan telah tercapai, maka akan mengakibatkan warna merah berkurang atau kesetimbangan bergeser ke arah pembentukkan ion Fe3+ dan SCN-. Pengenceran pada larutan menyebabkan volume menjadi besar. Maka, untuk kesetimbangan yang jumlah mol atau jumlah partikel pereaksi dan hasil reaksinya berbeda kesetimbangan akan bergeser ke arah partikel yang jumlahnya lebih besar. Reaksi Kesetimbangan dalam Industri Dalam industri, bahan-bahan kimia ada yang dihasilkan melalui reaksi-reaksi kesetimbangan. Misalnya industri pembuatan ammonia dan pembuatan asam sulfat. Masalah yang dihadapi adalah bagaimana memperoleh hasil yang berkualitas tinggi dalam jumlah banyak dengan menggunakan proses efisien dan efektif. Untuk memecahkan masalah tersebut, pengetahuan tentang kesetimbangan kimia sangat diperlukan.

1. Pembuatan Amoniak Amonia (NH3) merupakan senyawa nitrogen yang bayak digunakan sebagai bahan dasar pembuatan pupuk (Urea dan ZA), serat sintetik (nilon dan sejenisnya), dan bahan peledak TNT (trinitro toluena). Pembuatan ammonia yang dikemukakan oleh Fritz Haber (1905), prosesnya disebut Proses Haber-Bocsh. Reaksi yang terjadi adalah kesetimbangan antara gas N2, H2, dan NH3 ditulis sebagai berikut.

dan konstanta kesetimbangannya dinyatakan sebagai :

atau Untuk proses ini, gas N2 diperoleh dari hasil penyulingan udara, sedangkan gas H2 diperoleh dari hasil reaksi antara gas alam dengan air. Pada suhu kamar, reaksi ini berlangsung sangat lambat maka untuk memperoleh hasil yang maksimal, reaksi dilakukan pada suhu tinggi, tekanan tinggi, dan diberi katalis besi. Reaksi pembentukan amoniak merupakan reaksi eksoterm. Menurut Le Chatalier kesetimbangan akan bergeser ke arah NH3 jika suhu rendah. Masalahnya adalah katalis besi hanya berfungsi efektif pada suhu tinggi, akibatnya pembentukan ammonia berlangsung lama pada suhu rendah. Berdasarkan pertimbangan ini prosesnya dilakukan pada suhu tinggi ± 450°C (suhu optimum) agrar reaksi berlangsung cepat sekalipun dengan risiko kesetimbangan akan bergeser ke arah N2 dan H2. Untuk mengimbangi pergeseran ke arah N2 dan H2 oleh suhu tinggi, maka tekanan yang digunakan harus tinggi sampai mencapai antara 200-400 atm. Tekanan yang tinggi menyebabkan molekul-molekul semakin rapat sehingga tabrakan molekul-molekul semakin sering. Hal ini mengakibatkan reaksi semakin cepat. Keadaan reaksi yang dapat menghasilkan gas NH3 sebanyak-banyaknya disebut keadaan optimum. Dengan kondisi yang dianggap optimum ternyata gas NH3 yang dapat dipisahkan baru dapat mencapai ± 15%. Campuran gas kemudian didinginkan sehingga gas NH3 mencair. 2. Pembuatan Asam Sulfat Salah satu cara pembuatan asam sulfat secara industri yang produknya cukup besar adalah dengan proses kontak. Bahan yang digunakan pada proses ini adalah belerang dan prosesnya berlangsung sebagai berikut. a. Belerang dibakar diudara sehingga akan bereaksi dengan oksigen dan menghasilkan gas belerang dioksida. Reaksi:

b. Belerang dioksida direaksikan lagi dengan oksigen dan dihasilkan belerang trioksida. Reaksi:

c. Reaksi ini berlangsung lambat, maka dipercepat dengan katalis, dan temperatur

katalis yang digunakan adalah vanadium pentaoksida (V2O5). c. SO3 yang dihasilkan dipisahkan, direaksikan dengan H2SO4 pekat sehingga terjadi asam pirosulfat. Asam pirosulfat akan direaksikan dengan air sampai menghasilkan asam sulfat. Reaksi

Beberapa kegunaan asam sulfat diantaranya adalah untuk bahan pembuatan pupuk, deterjen, cat kuku, zat warna, fiber, pembuatan plastik, digunakan dalam industri logam dan untuk pengisi accumulator.

KP =

2 PSO 3 2 PSO × PO2 2

LATIHAN SOAL 1. Tuliskanlah bentuk pernyataan tetapan kesetimbangan (Kc) untuk reaksi berikut : a. Fe3+ (aq ) + SCN − (aq ) b. N 2 ( g ) + O2 ( g )

ˆˆ† Fe( SCN )2+ (aq ) ‡ ˆ

ˆˆ† 2 NO ( g ) ‡ ˆ

c. CH 4 ( g ) + 2O2 ( g )

ˆˆ† ‡ ˆ CO2 ( g ) + 2 H2 O(l ) 2+ − d. Pb (aq ) + 2Cl (aq) ˆˆ† PbCl2 ( s ) ‡ ˆ e. H 2 S (aq ) + H 2 O (l )

ˆˆ† H3 O + (aq) + HS − (aq ) ‡ ˆ

2. Tuliskanlah bentuk pernyataan tetapan kesetimbangan (Kp) untuk reaksi berikut : a. N 2 ( g ) + O2 ( g ) ˆˆ† 2 NO ( g ) ‡ ˆ b. CH 4 ( g ) + 2O2 ( g )

ˆˆ† ‡ ˆ CO2 ( g ) + 2 H2 O(l ) c. Na ( s ) + H 2O (l ) ˆˆ† NaOH (aq ) + H2 ( g ) ‡ ˆ d. CO ( g ) + 2 H 2 ( g )

ˆˆ† ‡ ˆ CH3 OH (l )

e. NH 4Cl ( s ) ˆˆ† NH3 ( g ) + HCl ( g ) ‡ ˆ

3. Tentukan harga Kc dari reaksi kesetimbangan : PCl5 ( g ) ˆˆ† PCl3 ( g ) + Cl2 ( g ) ‡ ˆ Jika diketahui data konsentrasi zat-zat pada kesetimbangan sebagai berikut. No.

[ PCl5 ]

[ PCl3 ]

[ Cl2 ]

1.

0,010

0,150

0,370

2.

0,015

0,250

0,333

3.

0,020

0,600

0,185

4. Tentukan harga Kp dari reaksi kesetimbangan :

N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) ˆˆ† 2 NH3 ( g ) ‡ ˆ Jika diketahui data tekanan parsial zat-zat pada kesetimbangan sebagai berikut. No.

PN2

PH 2

PNH3

1.

1 12

1 4

1 4

2.

1 3

1 4

1 2

3.

1 6

1 2

1

5. Dalam suatu wadah dengan volume 1 liter dimasukkan 2 mol zat A dan 2 mol zat B, sehingga mengalami kesetimbangan sesuai reaksi :

2 A( g ) +

B ( g ) ˆˆ† A2 B ( g ) ‡ ˆ

Jika dalam kesetimbangan terdapat 0,5 mol zat A. Tentukan nilai tetapan kesetimbangan reaksi tersebut. 6. 0,1 mol HBr dimasukkan dalam wadah dengan olume 1 liter, dan terurai sesuai reaksi :

2 HBr ( g ) ˆˆ† H 2 ( g ) + Br2 ( g ) ‡ ˆ

Tentukan nilai tetapan kesetimbangannya jika pada saat setimbang terdapat 0,015 mol Br2 7. Untuk reaksi : CO ( g ) + H 2O( g ) ˆˆ† ‡ ˆ CO2 ( g ) + H2 ( g ) Diketahui K = 9,0, jika sebelum kesetimbangan [CO] adalah 0,1 M dan [ H2O] = 0,1 M. Tentukan jumlah CO yang bereaksi. 8. Tentukan harga tetapan kesetimbangan Kp pada temperatur 227oC (R = 0,082). Jika ke dalam bejana yang volumnya 4 liter dimasukkan 1 mol gas PCl5 sehingga terjadi reaksi kesetimbangan:

PCl5 ( g ) ˆˆ† PCl3 ( g ) + Cl2 ( g ) ‡ ˆ Dan setelah sistem mencapai keadaan kesetimbangan masih terdapat 0,1 mol PCl5. 9. Dalam suatu wadah tertutupdengan tekanan awal 4 atm, gas N2O4 terurai menjadi NO2 sesuai reaksi :

N 2O4 ( g ) ˆˆ† ‡ ˆ 2 NO2 ( g ) Jika harga Kp=

4 3

, tentukan tekanan dalam wadah saat kesetimbangan telah tercapai.

10. Tentukan harga tetapan kesetimbangan Kc dan Kp pada temperatur 500 K (R = 0,082). Jika ke dalam bejana yang volumnya 5 liter dimasukkan 1,0 mol SO3 sehingga terjadi reaksi kesetimbangan :

2 SO3 ( g ) ˆˆ† 2 SO2 ( g ) + O2 ( g ) ‡ ˆ Dan setelah sistem mencapai keadaan kesetimbangan masih terdapat 0,25 mol O2 Pergeseran kesetimbangan 1. Bagaimana pengaruh perubahan konsentrasi terhadap pergeseran kesetimbangan ? Jelaskan ! 2. Bagaimana pengaruh perubahan tekanan terhadap pergeseran kesetimbangan ? Jelaskan ! 3. Bagaimana pengaruh perubahan volume terhadap pergeseran kesetimbangan ? Jelaskan ! 4. Bagaimana pengaruh perubahan suhu terhadap pergeseran kesetimbangan ? Jelaskan ! 5. Bagaimana pengaruh penambahan katalis terhadap pergeseran kesetimbangan ? Jelaskan ! 6. Untuk reaksi : 2 HI ( g ) ˆˆ† H 2 ( g ) + I2 ( g ) ‡ ˆ apa yang akan terjadi jika : a. ditambahakan gas HI b. ditambahkan gas I2 c. gas H2 dikeluarkan dari sistem d. ditambah katalis 7. Terapkanlah asas Le Chatelier untuk masalah berikut ini: a. 2 NO ( g ) ˆˆ† volume diperkecil ‡ ˆ N 2 ( g ) + O2 ( g ) b. CH 4 ( g ) + 2O2 ( g )

ˆˆ† ‡ ˆ CO2 ( g ) + 2 H2 O(l ) c. Fe3+ (aq ) + SCN − (aq ) ˆˆ† Fe( SCN )2+ (aq ) ‡ ˆ d. Pb 2 + (aq ) + 2Cl − (aq) ˆˆ† PbCl2 ( s ) ‡ ˆ e. H 2 S (aq ) + H 2 O (l ) ˆˆ† H3 O + (aq) ‡ ˆ 8. Berdasarkan reaksi kesetimbangan berikut :

CO( g ) + 2 H 2 ( g ) ˆˆ† ‡ ˆ CH3 OH (l )

tekanan diperbesar ditambahkan Fe3+ pengambilan PbCl2

+ HS − (aq )

∆H = − x

dipanaskan

∆H = −128kJ

Apa yang harus dilakukan agar kita memperoleh CH3OH dalam jumlah yang maksimal ! 9. Berdasarkan reaksi kesetimbangan berikut :

2 SO3 ( g ) ˆˆ† 2 SO2 ( g ) + O2 ( g ) ‡ ˆ

∆H = 45kkal

Apa yang harus dilakukan agar kita memperoleh SO2 dalam jumlah yang maksimal ! 10 Jelaskan bagaimana peranan azas Le Chatalier dalam proses pembuatan amonika melalui Proses HaberBocsh !

ASAM DAN BASA Istilah asam berasal dari bahasa Latin “asamus” yang berarti masam, yang melihat keadaan beberapa asam yang berbau sangat tajam dam rasanya yang masam. Cuka berasa masam karena merupakan larutan asam asetat. Jus lemon berasa asam karena mengandung asam sitrat. Susu dapat berubah menjadi asam ketika basi karena terbentuknya asam laktat, dan bau asam yang tidak enak seperti bau mentega timbul akibat terbentuknya asam butirat dari lemak yang membusuk. Pada tahun 1661 Robert Boyle, mempelajari beragam sifat zat dan menyatakan bahwa sifat asam adalah memiliki rasa masam, bersifat merusak, mengubah warna litmus, dari biru menjadi merah dan asam kehilangan keasamannya bila dicampur dengan basa. Sedangkan basa bersifat licin, mengubah warna litmus dari merah menjadi biru dan kehilangan sifat basanya ketika bercampur dengan asam Definisi Asam dan Basa Arrhenius Pada tahun 1884 Svante Arrhenius menyatakan bahwa garam seperti NaCl memisahkan diri ketika larut dalam air dan menghasilkan partikel yang dinamakan ion H 2O NaCl(s) + Cl-(aq)  → Na+(aq) Natrium klorida Ion natrium Ion klor Tiga tahun kemudian Arrhenius menyatakan bahwa asam adalah molekul netral yang mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion H+ dan ion negatif. Menurut teorinya, hidrogen klorida adalah asam karena dapat mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion hidrogen (H+) dan klorida (Cl-) seperti yang terlihat di bawah ini. H 2O HCl(g) H+(aq) + Cl-(aq)  → Hidrogen klorida Ion hidrogen Ion Klor Arrhenius juga berpendapat bahwa basa adalah senyawa yang memisahkan diri atau mengionisasi dalam air untuk memberikan ion OH- dan ion positif. NaOH adalah basa menurut Arrhenius karena dapat memisahkan diri dalam air untuk memberikan ion hidroksida (OH-) dan natrium (Na+). H 2O NaOH(s) Na+(aq) + OH-(aq)  → Natrium hidroksida Ion natrium Ion hidroksida Asam Arrhenius kemudian dinyatakan sebagai zat yang akan terionisasi menghasilkan H +, atau ion Hidrogen ketika dilarutkan ke dalam air. Basa Arrhenius adalah zat yang menghasilkan OH- atau hidroksida, ketika dilarutkan dalam air. Asam Arrhenius mencakup senyawa seperti HCl, HCN dan H2SO4. Basa Arrhenius mencakup senyawa yang mengandung OH- seperti NaOH, KOH dan Ca(OH)2. Teori ini menjelaskan kenapa asam memiliki sifat yang serupa. Sifat yang khas dari asam dihasilkan dari keberadaan ion H+. Ini juga menjelaskan kenapa asam menetralkan basa dan sebaliknya. Asam memberikan ion H+, basa memberikan ion OH-, sehingga ion tersebut membentuk air. H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) Teori Arrhenius memiliki beberapa kekurangan. • Teori ini hanya dapat diaplikasikan dalam reaksi yang terjadi dalam air karena ini menentukan asam atau basa berdasarkan reaksi yang terjadi dalam air.

•

Ini tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1(seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH 4 tidak. • Hanya senyawa yang mengandung ion OH- yang dapat dikelompokan ke dalam basa Arrhenius. Teori Arrhenius tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa lain seperti Na2CO3 memiliki karakterisrik seperti basa. Asam Basa Brønsted-Lowry Pendefinisian ini diusulkan oleh Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, berdasar pada asumsi yang sederhana yaitu: Asam memberikan ion H+ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Contoh, disosiasi air, melibatkan pemindahan ion H+ dari molekul air yang satu dengan molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H3O+ dan OH-. + − ˆˆ† 2 H 2O(l ) ‡ ˆˆ H3 O (aq ) + OH ( aq)

Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk memahami definisi asam dan basa menurut BrønstedLowry. Menurut teori ini, ketika sebuah ion H+ ditransfer dari HCl ke molekul air, Menurut model ini, HCl tidak berdisosiasi dalam air untuk membentuk ion H+ dan Cl-. Sebaliknya, ion H+ ditransfer dari HCl ke molekul air untuk membentuk ion H3O+, seperti berikut ini. + − ˆˆ† HCl ( g ) + 2 H 2O(l ) ‡ ˆˆ H3 O (aq) + Cl (aq)

Karena merupakan sebuah proton, ion H+ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga ion ini tertarik ke arah sumber yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan tersebut. Maka, H+ yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted, yang menyebutkan bahwa ion H+ ditransfer dari satu ion atau molekul ke yang lainnya, ini lebih masuk akal daripada teori Arrhenius yang menganggap bahwa ion H+ ada dalam larutan encer. HCl bertindak sebagai donor ion H+ pada reaksi ini, dan H2O bertindak sebagai akseptor ion H+. Basa Brønsted adalah setiap zat (seperti H2O) yang dapat menerima ion H+dari asam. Basa Brønsted dikenal dengan akseptor ion hidrogen atau akseptor proton. Dari pandangan model Brønsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H+ dari donor proton ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral. + − ˆˆ† HCl (aq ) + NH 3 (aq ) ‡ ˆˆ NH 4 (aq ) + Cl (aq )

Bisa ion positif

ˆˆ† NH 4 + (aq ) + OH − (aq ) ‡ ˆˆ NH3 (aq ) + H2 O(aq) Atau ion negative 2− + ˆˆ† H 2 PO4− (aq ) + H 2 O(l ) ‡ ˆˆ HPO4 (aq ) + H3 O (aq )

Senyawa yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang termasuk asam Brønsted adalah HCl, H2S, H2CO3, H2PtF6, NH4+, HSO4-, and HMnO4 Basa Brønsted dapat diidentifikasi dari struktur Lewis. Berdasarkan model Brønsted, sebuah basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton. Untuk memahami pengertian ini, lihat pada bagaimana suatu basa seperti ion OH- menerima proton.

Untuk membentuk ikatan kovalen dengan ion H+ yang tidak memiliki elektron valensi, harus tersedia dua elektron untuk membentuk sebuah ikatan. Maka, hanya senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas, yang dapat bertindak sebagai akseptor ion H+ atau basa Brønsted. Senyawa berikut ini, sebagai contoh, dapat bertindak sebagai basa Brønsted karena semuanya mengandung pasangan elektron tak berikatan.

Model Brønsted menambah jenis zat yang dapat bertindak sebagai basa, baik yang berbentuk ion ataupun molekul, selama senyawa tersebut memiliki satu atau lebih pasangan elektron valensi tak berikatan dapat menjadi basa Brønsted. Kelompok senyawa yang berikut, merupakan senyawa yang tidak mungkin menjadi basa Brønsted karena tidak memiliki pasangan elektron valensi bebas.

Teori Brønsted menjelaskan peranan air pada reaksi asam-basa. Air terdisosiasi membentuk ion dengan mentransfer ion H+ dari salah satu molekulnya yang bertindak sebagai asam ke molekul air lain yang bertindak sebagai basa.

Asam bereaksi dengan air dengan mendonorkan ion H+ pada molekul air yang netral untuk membentuk ion H3O+.

Karena reaksi asam basa merupakan reaksi yang reversibel, bagian yang terbentuk ketika suatu asam kehilangan proton cenderung bersifat basa, dan bagian yang menerima proton cenderung bersifat asam. Sebuah asam dan sebuah basa yang dihubungkan oleh sebuah proton disebut pasangan asam basa konjugasi.

Sehingga pada:

Terdapat pasangan asam basa konjugasi: H2O - OH- dan H3O+- H2O,

Terdapat pasangan asam basa konjugasi: HCl-Cl- dan H3O+- H2O

Model Brønsted bahkan dapat diperluas untuk reaksi yang tidak terjadi dalam larutan. Contoh yang paling klasik adalah reaksi antara gas hidrogen klorida dengan uap amoniak membentuk amonium klorida.

ˆˆ† HCl ( g ) + NH 3 ( g ) ‡ ˆˆ NH 4 Cl ( s ) Reaksi ini mencakup transfer ion H+ dari HCl ke NH3 dan kemudian Gambar Reaksi gas HCl dan gas reaksi asam basa terjadi melalui fasa gas. amoniak Namun teori asam basa Brønsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih lanjut asam dan basa ini Asam Basa Lewis Pada umumnya definisi asam basa mengikuti apa yang dinyatakan oleh Arrhenius atau BronstedLowry, tapi dengan adanya struktur yang diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru. Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang

memberikan pasangan elektron. Sehingga H+ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan OH- dan NH3 adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron.

Yang menarik dalam definisi asam Lewis adalah, terdapat senyawa yang tidak memiliki hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Contoh, molekul BF3. Jika kita menentukan struktur Lewis dari BF3, tampak B kurang dari oktet dan dapat menerima pasangan elektron., sehingga dapat bertindak sebagai asam Lewis. Akibatnya dapat bereaksi dengan amoniak sebagai berikut:

Dalam kenyataan molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam Lewis yang kuat karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan menerima pasangan elektron tak berikatan. Senyawa yang termasuk dalam perioda yang lebih bawah dari perioda dua dapat bertindak sebagai asam Lewis sangat baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluar mereka. Akibatnya, SnCl 4 bertindak sebagai asam Lewis berdasarkan reaksi berikut:

SnCl4 (l ) + 2Cl − (aq )

 → SnCl62− ( aq)

Atom pusat dikelilingi oleh 12 elektron valensi, elektronnya menjadi lebih banyak dari 8. Air dan nilai Kw Karena oksigen (dengan keelektronegatifan =3,44) adalah lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen (keelektronegatifan = 2,20), elektron dalam ikatan H-O dalam air tidak terbagi secara seimbang antara atom hidrogen dan atom oksigen. Elektron tersebut digambarkan cenderung tertarik ke arah atom oksigen pada pusat molekul dan menjauh dari hidrogen atau yang lainnya. Akibatnya, molekul air menjadi polar. Atom oksigen membawa muatan partial negatif (δ -), dan atom hidrogen partial positif (δ +). Ketika air terdisosiasi untuk membentuk ion, molekul air kemudian membentuk ion bermuatan positif H+ dan ion OH- yang bermuatan negatif. Reaksi sebaliknya dapat terjadi ion H+ dapat bergabung dengan ion OH- untuk membentuk molekul air yang netral. Kenyataan bahwa molekul air terdisosiasi untuk membentuk ion H+ dan OH- yang kemudian dapat kembali membentuk molekul air, dinyatakan dalam persamaan berikut Dalam Keadaan Seperti Apa Air Dapat Terdisosiasi untuk Membentuk Ion? Pada suhu 25°C, berat jenis air adalah 0,9971 g/cm3, atau 0.9971 g/mL. Konsentrasi air adalah 55,35 molar.

0,9971g H 2O 1000 mL 1 mol H2 O × × = 55,35 mol H 2O / L 1 mL 1L 18, 015 g H 2O Konsentrasi ion H+ dan OH- yang terbentuk karena disosiasi molekul H2O netral pada temperatur ini adalah 10-7 mol/L. Perbandingan konsentrasi ion H+ atau OH- dengan konsentrasi molekul H2O netral menjadi 1.8 × 10-9.

1, 0 ×10−7 M H + = 1,8 × 10−9 55,35 MH 2O

Nilai ini relatif tetap, dengan hanya sekitar 2 bagian dari sejuta molekul air yang terdisosiasi pada suhu ruangan. Kesetimbangan air dinyatakan sebagai:

[ H + ] [OH − ] K= [ H 2O ]

K [ H 2O ] = [ H + ] [OH − ]

Karena [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L, dan K [H2O] relatif tetap, maka: Kw = [H+] [OH-] = (1,0 × 10-7) × (1,0 × 10-7) = 1,0 × 10-14 Definisi operasional asam dan basa Fakta bahwa molekul air membentuk ion H+ dan ion OH- dalam reaksi reversibel adalah dasar untuk definisi operasional asam dan basa yang lebih kuat dibanding definisi yang diusulkan oleh Arrhenius. Dalam langkah operasional, asam adalah zat yang meningkatkan konsentrasi ion H+ ketika dilarutkan dalam air. Basa adalah zat yang meningkatkan konsentrasi ion OH- ketika dilarutkan dalam air. Definisi tersebut dipakai sebagai teori dasar pengujian asam dan basa di laboratorium sederhana. Untuk memutuskan apakah senyawa tersebut asam atau basa kita melarutkannya dalam air dan menguji larutan dengan melihat apakah konsentrasi H+ atau OH-nya meningkat atau tidak. Tabel di bawah adalah ringkasan kecenderungan yang teramati dalam tiga kelompok senyawa. Logam Hidrida, logam oksida dan logam hidroksida sebagai basa. Nonlogam hidrida, nonlogam oksida dan nonlogam hidroksida sebagai asam. Hidrida Non-logam Oksida Non-logam CO2,SO2,SO3, NO2, P4O10 Hidroksida Non-Logam Asam HF,HCl,HBr,HCN,HSCN, H2S HOCl,HONO2,O2S(OH)2, OP(OH)3 Hidrida Logam Oksida Logam Hidroksida Logam Basa HI,LiH,NaH, KH, MgH2, Li2O,Na2O,K2O, MgO, LiOH,NaOH,KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 CaH2 CaO Struktur rangka untuk kedelapan asam oksi diberikan pada gambar di bawah. Secara umum, asam yang mengandung oksigen memiliki struktur rangka dimana keasaman hidrogen disebabkan oleh atom oksigen.

Gambar Struktur Lewis beberapa senyawa asam Derajat Disosiasi Asam dan Basa Ion-ion dalam larutan elektrolit apabila dialiri arus listrik akan bergerak menuju elektroda dengan muatan yang berlawanan. Dengan cara demikian maka arus listrik akan mengalir dan ion-ionnya sebagai penghantar. Itulah sebabnya maka larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik. Dalam larutan elektrolit kuat, zat-zat elektrolit terurai seluruhnya menjadi ion-ionnya (ionisasi sempurna) dan dalam larutan elektrolit lemah, zat-zat elektrolit hanya sebagian saja yang terurai menjadi ion-ionnya (ionisasi sebagian). Sedangkan zat-zat non-elektrolit dalam larutan tidak terurai menjadi ion-ion. Berikut ini, beberapa contoh reaksi ionisasi untuk elektrolit kuat. HCl

+ H2O

→

H3O +(aq) +

→ 2H3O +(aq) +

Cl-(aq) SO42- (aq)

H2SO4

+ H2O

NaOH

+ H2O

→

Na+(aq)

+

OH- (aq)

Ca(OH)2 + H2O

→

Ca2+(aq)

+

2OH-(aq)

Jumlah zat elektrolit yang terionisasi dibandingkan dengan jumlah zat semula dapat dinyatakan dengan derajat ionisasi (α ) dan ditulis dengan rumus berikut ini.

α=

Mol zat terionisasi Mol zat mula − mula

dengan nilai α untuk: Elektrolit kuat, α = 1, Elektrolit lemah, 0 < α < 1 dan Non-elektrolit, α = 0 Suatu asam atau basa yang merupakan suatu elektrolit kuat disebut asam atau basa kuat. Dengan demikian jika asam merupakan elektrolit lemah, maka ia merupakan asam lemah, karena hanya mengandung sedikit ion H+, demikian juga dengan basa lemah akan terdapat sedikit ion OH-. Konsentrasi H+ dan OH- pada Asam dan Basa Konsentrasi H+ dan OH- pada asam dan basa dapat ditentukan dengan cara sebagai berikut. 1. Konsentrasi H+ Asam Kuat Larutan asam kuat terionisasi sempurna sehingga harga α -nya = 1. Untuk menentukan [H+] pada asam, perhatikan contoh soal berikut ini. Contoh:

Berapa konsentrasi H+ dalam 500mL larutan HCl 0,1M?

Jawab: Reaksi ionisasi: HCl(aq)

→ H+(aq)

+ Cl-(aq)

[H+] = [HCl] = 0,1 M 2. Konsentrasi H+ pada Asam Lemah Larutan asam lemah mempunyai daya hantar listrik yang lemah karena jumlah ion-ionnya relatif sedikit. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Perhatikan reaksi kesetimbangan asam lemah HA: + ˆˆ† HA( aq) ‡ ˆˆ H ( aq) +

Ka =

A− (aq )

[ H + ][ A− ] [ HA]

K a adalah konstanta kesetimbangan asam. Karena [H+] = [A-]

[ H + ]2 = K a [ HA]

maka

Ka =

[ H + ]2 [ HA]

[ H + ] = K a [ HA]

dan

Contoh: Tentukan konsentrasi ion H+ yang terdapat dalam 250 mL larutan HCN 0,15 M jika harga K a HCN = 5 × 10-10! Jawab: + − ˆˆ† HCN ( aq) ‡ ˆˆ H ( aq) + CN (aq )

Ka =

Mula-mula

0,15

0

0

Terionisasi

x

x

x

setimbang

(0,15-x)

x

x

x2 (0,15 − x)

Karena x sangat kecil, maka

x = K a × 0,15

Ka =

x2 0,15

[H+] = x = 8,7 10-6 M Setiap asam lemah memiliki harga tetapan ionisasi asam ( K a ). Harga K a menyatakan ukuran kekuatan asam, makin besar harga K a makin banyak yang terionisasi (α makin besar) artinya asam tersebut makin kuat. 3. Konsentrasi OH- pada Basa Kuat Basa kuat dalam larutannya akan terionisasi sempurna. Untuk menentukan konsentrasi OH- pada basa kuat, perhatikan contoh soal berikut ini. Contoh :

Berapa konsentrasi OH- dalam 100mL Ca(OH)2 yang mempunyai konsentrasi 0,2M? Reaksi: Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2OH-(aq)

Jawab:

[OH-] = 2.[ Ca(OH)2] = 2 ( 0,2M )

= 0,4 M

-

4. Konsentrasi OH pada Basa Lemah Reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan, maka harga konstanta kesetimbangan basanya (Kb) dapat ditentukan berdasarkan persamaan reaksi ionisasinya. Basa lemah sukar larut dalam air, satu-satunya basa lemah yang larut baik dalam air adalah NH4OH (larutan ammonia).Untuk menentukan konsentrasi OH- sama dengan cara menentukan H+. Perhatikan reaksi kesetimbangan berikut. + ˆˆ† ‡ ˆˆ NH 4

NH 4OH Kb =

[ NH 4+ ] [OH − ] [ NH 4OH ]

+ OH − Karena [OH-] ≈ [NH4+] maka K b =

[OH − ]2 [ NH 4OH ]

NH4OH yang terurai sangat sedikit, maka: [NH4OH] sisa ≈ [NH4OH] mula-mula, Sehingga

[OH − ] = K b [ NH 4OH ]

− atau secara umum : [OH ] =

Kb [ Basa ]

Derajat Keasaman, pH Kita terkadang menemukan zat yang rasanya sangat asam dan sedikit asam, atau menemukan zat asam yang kekuatan merusaknya besar dan ada yang hanya menimbulkan gatal di kulit saja. Berdasarkan kemampuan ionisasi dan kadar ion H+, larutan asam dan basa terbagi dalam kelompok asam dan basa kuat, serta asam dan basa lemah. Kita memerlukan nilai tertentu untuk mengukur kekuatan asam atau basa tersebut, dan untuk saat ini kita menggunakan besaran pH, untuk menentukan derajat keasaman suatu larutan.

1. Hubungan Konsentrasi Asam dengan Harga pH Konsentrasi ion H+ dalam larutan dapat menunjukkan derajat keasaman suatu larutan dengan menyatakannya dalam bentuk pH. pH didefinisikan sebagai negatif logaritma dari konsentrasi ion H+. pH = -log [H+]

-pH = log[H+]

10 -pH = [H+]

Untuk menghitung nilai pH, cara yang paling mudah adalah dengan menggunakan istilah mula-mula, yang berubah dan saat kesetimbangan: Contoh Tentukan pH asam bromida (HBr) dengan konsentrasi 0,25 M. HBr(aq) → H+(aq) + Br-(aq)

Jawab: Awal

:

0,25 M

Perubahan reaksi : - 0,25 Kesetimbangan

:

0

0M

0M

+ 0,25

+ 0,25

0,25

0,25

Maka kita ketahui [H+] = 0,25 M pH = - log [H+]

= - log (0,25)

=

0,60

Hubungan konsentrasi asam lemah dengan pH tidak seperti asam kuat. Asam lemah dalam air tidak terurai sempurna karena terjadi reaksi kesetimbangan sehingga mempunyai harga konstanta kesetimbangan (Ka).

Contoh : Berapa harga pH larutan CH3COOH 2 M jika harga K a asam = 1,8 × 10-5 − ˆˆ† ‡ ˆˆ CH3 COO

CH 3COOH

Jawab: Mula-mula

:

2M

0M

0M

-x

x

x

2–x

x

x

Perubahan reaksi : kesetimbangan

:

+ H+

[CH3COO-] = [H+] = x

Ka =

[CH 3COO − ][ H + ] [CH 3COOH ]

[ H + ] = K a × [CH 3COOH ]

= 1,8 ×10−5 × 2

= -log (4 × 10-3 )

pH = -log [H+ ]

= 4 x 10-3

= 3 – log 4

2. Hubungan Konsentrasi Basa dengan Harga pH Larutan basa akan memiliki konsentrasi ion hidroksida [OH-] lebih besar dari 1,0 × 10-7M, contoh larutan dengan [OH-] = 1.0 × 10-5M, memiliki sifat basa. Maka pH larutan ini :

[H + ] =

Kw [OH − ]

=

pH = - log [H+]

1, 0 × 10−14 = 1, 0 × 10−9 1, 0 ×10−5

= -log(1,0× 10-9) = 9,0

Atau dapat digunakan cara dari rumus pOH, dimana pOH = -log [OH-] pH = 14 − pOH

atau

Sehingga untuk [OH-] = 1.0 × 10-5M, = - log (1.0 × 10-5M )

pOH = - log [OH-] pH

= 5

= 14 – 5 = 9

Contoh : Tentukan pH larutan basa kuat Ba(OH)2 dengan konsentrasi 0,005 M Ba(OH)2(aq) → Ba2+(aq) + 2OH-(aq)

Jawab : Mula-mula

:

Perubahan reaksi : Kesetimbangan

0,005 M - 0,005

:

0

0M

0M

+ 0,005

+ 0,01

0,005

0,01

Maka kita ketahui [OH-] = 0,01 M pOH = - log ( 0,01 ) pH

= 14 – 2

= 2 = 12

Basa lemah dalam air tidak terurai sempurna karena mempunyai reaksi kesetimbangan Contoh : Berapakah harga pH larutan NH4OH 0,02 M jika harga Kb = 1,8 × 10-5?

NH 4OH

Jawab: Mula-mula

:

Perubahan reaksi : Kesetimbangan

:

+ ˆˆ† ‡ ˆˆ NH 4

+ OH −

2M

0M

0M

-x

x

x

2–x

x

x

[NH4+] = [OH-] = x

[OH − ] = K b [ NH 4OH ] pOH

= - log 4 × 10-4

pH

= 14 – (4 - log 4)

= 4 × 10-4

= 1,8 ×10−5 × 0, 02 = 4 - log 4 = 10 + log 4

Indikator Asam Basa Pengukuran dengan menggunakan kertas lakmus tidak dapat menunjukkan apakah asam termasuk asam lemah atau kuat, begitu pula dengan basa. Maka digunakan beberapa indikator lain yang akan menunjukkan warna basa yang memiliki perubahan warna berbeda jika pH atau kekuatan asamnya berbeda, misalnya methyl orange (metil jingga) yang akan berwarna kuning jika pH lebih besar dari 4,4 sehingga dapat mendeteksi asam lemah dan asam kuat dan fenolftalein yang berwarna merah jika ada basa kuat. Trayek pH beberapa indikator diantaranya : Nama

Trayek pH

Warna dalam Asam

Basa

alizarin yellow

10.112.0

Kuning

Merah

Bromophenol blue

3.0-4.6

Kuning

Biru

Bromothymol blue

6.0-7.6

Kuning

Biru

Chlorophenol red

4.8-6.4

Kuning

Merah

Dimethyl yellow

2.9-4.0

Merah

Kuning

1.2-2.8

Merah

Kuning

7.6-9.2

Kuning

Ungu

Metanil yellow

1.2-2.4

Merah

Kuning

Methyl green

0.2-1.8:

Kuning

Biru

Methyl orange

3.1-4.4

Jingga

Kuning

Methyl red

4.4-6.2

Merah

Kuning

Phenolphthalein

8.0-9.8

Bening

Pink

Phenol red

6.4-8.2

Kuning

Merah

Thymolphthalein

9.310.5

Bening

Biru

1.2-2.8

Merah

Kuning

8.0-9.6

Kuning

Biru

Metacresol purple

Thymol blue

Contoh: Suatu senyawa ketika dicoba dengan beberapa indikator pH menunjukkan data sebagai berikut, Fenolftalein tak berwarna, metil jingga berwarna kuning, phenol red kuning, metil merah kuning. Tentukanlah berapa perkiraan pH larutan tersebut. Jawab:

Penggunaan beberapa buah indikator untuk mengetahui pH satu jenis larutan dinilai kurang efektif, karena banyaknya zat, memerlukan biaya cukup mahal untuk diidentifikasi keasamannya. Untuk itu dibuatlah indikator universal, yang secara praktis menunjukkan warna tertentu untuk nilai pH tertentu. Indikator ini pun dapat dibuat dalam bentuk lembaran kertas yang efisien.

Gambar 7.8. Indikator universal Titrasi Asam Basa Titrasi adalah teknik laboratorium dimana kita dapat menentukan konsentrasi suatu zat yang tidak diketahui, dengan pereaksi lain yang konsentrasinya ditentukan. Jika kita membeli asam cuka di pasar, atau di toko maka kita tidak pernah menemukan ukuran kandungan asam dalam bentuk kemolaran seperti yang kita pelajari. Namun dalam botol masih tercantum kadar cuka berupa persen volume. Untuk itu kita coba mengukur berapa konsentrasi asam cuka sehingga dapat diketahui kebenaran kandungannya Contoh : Untuk mengetahui % asam cuka dilakukan dengan titrasi 2mL larutan asam cuka dan memerlukan 35 mL larutan NaOH 0,1M. massa jenis larutan 950 g/L. a. b. Jawab:

Tentukan kemolaran asam cuka! Berapa % kadar asam cuka tersebut?

a. M asam =

Vbasa × M basa Vasam

=

35 × 0,1 = 1, 75M 2

Dalam 1 liter larutan cuka terdapat 1,75 × 60 gram cuka = 105 gram cuka. Berat 1 liter larutan = 950 gram. Maka kadar cuka = 105/(950 + 105) = 9,95 % Pada saat titrasi, kita menemukan titik akhir titrasi. Pada titik akhir titrasi ini jumlah mol ekivalen antara zat yang dititrasi dan penitrasi sama dan ditunjukkan dengan perubahan warna indikator asam basa, setelah diketahui volumenya kita dapat melakukan perhitungan Contoh : Larutan HCl 0,3M dititrasi dengan larutan NaOH. Ternyata titik akhir titrasi tercapai bila 10 mL larutan HCl memerlukan 75 mL larutan NaOH. Tentukan kemolaran larutan NaOH! Jawab:

M basa =

Vasam × Masam = Vbasa × Mbasa

M asam × V asam Vbasa

=

10 × 0,3 75

= 0,04 M

Ketika kamu sedang melakukan titrasi, kamu menggunakan indikator untuk mengetahui kapan asam dan basa akan bercampur dengan komposisi yang tepat seimbang untuk saling menetralkan. Ketika warna indikator berubah, sering dikatakan sebagai titik akhir titrasi. Untuk membuat kurva titrasi kamu dapat melakukan dengan melakukan titrasi asam basa dari larutan asam dan basa yang memiliki konsentrasi 1 M, dan dengan volume 25 mL. Satu larutan asam dalam labu Erlenmeyer dan yang lain dalam buret. Bentuk kurva titrasi yang akan dihasilkan sangat beragam tergantung kamu campurkan apakah asam kuat dengan basa kuat, atau asam kuat dengan basa lemah, asam lemah dengan basa kuat atau asam lemah dan basa lemah. Berikut beragam kurva yang akan dihasilkan

Gambar 7.9. Kurva titrasi asam basa KESETIMBANGAN LARUTAN Larutan Penyangga Apa yang dimaksud dengan larutan penyangga? Larutan penyangga adalah larutan yang tahan terhadap perubahan pH ketika sedikit asam atau basa ditambahkan ke dalamnya. Larutan penyangga dapat terbentuk dari asam lemah dengan garamnya, dan basa lemah dengan garamnya. Bagaimana larutan penyangga ini bekerja? Larutan penyangga dari suatu asam lemah dengan garamnya biasanya memiliki pH kurang dari, contoh larutan penyangga asam asetat dengan natrium asetat yang memiliki pH 4,76. Asam asetat merupakan asam lemah, sehingga berada dalam kesetimbangan: − ˆˆ† CH 3COOH ( aq) ‡ ˆˆ CH3 COO ( aq) +

H + (aq )

Penambahan natrium asetat pada larutan ini akan menambah jumlah ion asetat (CH3COO-). Berdasarkan asas Le Chatelier, kesetimbangan akan bergeser ke kiri, dimana ion asetat bergabung dengan ion H+ membentuk asam asetat. Penambahan basa, yang mengandung ion OH- pada larutan ini, akan menimbulkan reaksi:

sedangkan ketika ditambahkan asam, ion H+ akan bereaksi dengan CH3COO- membentuk CH3COOH, sehingga keberadaan ion OH- dari basa atau ion H+ dari asam tidak begitu berpengaruh selama masih terdapat sistem penyangganya. Asam lemah akan mengalami kesetimbangan

+ ˆˆ† HA( aq) ‡ ˆˆ H ( aq) +

A− (aq )

Konstanta disosiasi asam ;

Ka =

[ H + ] [ A− ] [ HA]

Untuk menentukan efek ion penyangga, maka :

[H + ] = Ka

[ HA] [ A− ]

tampak bahwa [H+], dapat dihubungkan sebagai :

 [ HA]  − log[ H + ] = − log  K a −  [A ]    [ HA]  pH = − log K a − log  −   [A ]   [ HA]  pH = pK a − log  −   [A ]   [ A− ]  pH = pK a + log    [ HA]   [Garam basa ]  pH = pK a + log    [ Asam]  Contoh : Berapakah pH larutan CH3COOH 0,15 M dan 0,05 M NaCH3COO ? K a CH3COOH diketahui bernilai 1,8 x 10-5.

 0, 05  pH = − log(1,8 × 10−5 ) + log   = 4.74 - 0.477 = 4.26  0,15  Kita juga dapat melakukannya dengan cara lain :

CH 3COOH mulai perubahan

:

0,15M :

kesetimbangan : [CH3COO-]

− ˆˆ† ‡ ˆˆ CH3 COO

-x 0.15 – x

0,05 M x 0,05 + x

+ H+ 0M x x

= 0,05 + x

[CH3COOH] = 0.15 – x [H+] = x M

K a = 1.8 ×10−5 =

(0, 05 + x)( x) 0,15 − x

(1.8 × 10-5)(0.15 - x) = x 2 + 0.05 x 2.7 × 10-6 - 1.8 × 10-5 x = x 2 + 0.05 x x 2 + 0.05 x - 2.7 × 10-6 = 0 Membentuk persamaan kuadrat dengan a = 1, b = 0.05, c = -2.7 × 10-6

x1 =

−0, 05 + (0, 05) 2 − 4(1)(−2, 7 ×10−6 ) 2(1)

= 5.39 × 10-5

−0, 05 − (0, 05) 2 − 4(1)(−2, 7 ×10−6 ) = -0.05 x2 = 2(1)

atau

nilai negatif tidak diambil, sehingga x = 5.39 × 10-5. [H+] = 5.39 × 10-5 pH = -log(5.39 × 10-5) = 4.27 Hasil dengan menggunakan cara di atas hampir sama sehingga lebih praktis untuk menggunakan persamaan:

 [Garam basa ]  pH = pK a + log    [ Asam]  Pada larutan penyangga antara basa lemah dengan garamnya akan memiliki pH lebih besar dari 7, contoh campuran antara larutan amoniak dengan larutan ammonium klorida. Jika bercampur dengan konsentrasi yang tepat akan memiliki pH 9,25. Amoniak merupakan basa lemah yang mengalami kesetimbangan: + − ˆˆ† NH 4OH (aq ) ‡ ˆˆ NH4 (aq ) + OH (aq )

Keberadaan amonium klorida akan menambah jumlah ion ammonium. Dan ketika ada asam yang ditambahkan ion H+ dari asam akan bereaksi dengan ion OH-, dan akan menyebabkan pergeseran kesetimbangan ke arah pembentukan ion OH- .

Bagaimana perubahan pH jika ditambahkan basa atau asam ? Misalkan pada campuran larutan CH3COOH 0,15 M dan 0,05 M NaCH3COO ditambahkan NaOH dengan konsentrasi 0,01 M. Hal ini tentu akan menyebabkan terjadinya pergeseran kesetimbangan pada :

sehingga dengan adanya [OH-] = 0,01 M :

CH 3COOH mula-mula

:

Berubah

:

kesetimbangan

:

0,14M -x 0.14 – x

− ˆˆ† ‡ ˆˆ CH3 COO

+ H+

0,06 M

0M

x

x

0,06 + x

x

[CH3COO-]

= 0,06 + x

[CH3COOH] = 0.14 – x [H+] = x M

K a = 1.8 ×10−5 =

(0, 06 + x )( x) 0,14 − x

(1.8 × 10-5)(0.14 - x) = x 2 + 0.06 x 2.52 × 10-6 - 1.8 × 10-5 x = x 2 + 0.06 x x 2 + 0.06 x - 2.52 × 10-6 = 0 Pemecahan persamaan kuadratnya diperoleh :

−0, 06 + (0, 06) 2 − 4(1)(−2,52 ×10−6 ) = 4.20 × 10-5 x= 2(1) [H+] = 4.20 × 10-5M pH = -log(4.20 × 10-5) = 4.38 atau jika menggunakan persamaan : Sehingga :

 [Garam basa ]  pH = − log K a − log    [ Asam]   (0, 05 + 0, 01)  pH = − log(1,8 × 10−5 ) − log    (0,15 − 0, 01)   0, 06  pH = 4, 74 − log   = 4.74 - 0.368 = 4.372  0,14  Keberadaan ion-ion dalam darah pada tubuh kita berfungsi sebagai larutan penyangga, sehingga jika kita memakan makanan yang sedikit mengandung asam, atau basa atau bahkan garam maka tubuh kita akan menjaga agar pH dalam tubuh stabil. Tetapi jika berlebih maka kesetimbangannya akan bergeser dan fungsi tubuh kita pun terganggu. Hidrolisis Garam Garam yang terbentuk dari hasil netralisasi asam basa dapat memberikan nilai pH yang beragam tergantung ion asal pembentuk garamnya, contoh: Tabel 8.1. Kelompok garam dan nilai pH Garam yang berasal dari Contoh pH larutannya Asam kuat dan basa kuat NaCl, KNO3, Na2SO4 7 Asam lemah dan basa kuat NaCH3COO, KCN, Na3PO4 >7 Asam kuat dan basa lemah NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4 <7 Asam lemah dan basa lemah (NH4)2CO3, NH4CH3COO, NH4CN Berbeda-beda Kenapa pH garam berbeda-beda? Bukankah seharusnya garam akan membentuk larutan netral dengan pH 7? Hal ini terjadi akibat adanya interaksi antara kation dan anion dari garam dengan air sebagai pelarut. Reaksi antara kation dan anion dengan air yang menyebabkan air terurai disebut dengan hidrolisis. Kation yang mengalami hidrolisis adalah kation yang berasal dari basa lemah, contoh; sedangkan anion yang terhidrolisis adalah anion yang berasal dari asam lemah.

Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak terhidrolisis sehingga pH larutannya 7. Jika akibat hidrolisis pH berubah, bagaimana cara menentukan pH larutan garam yang terhidrolisis? Untuk garam yang berasal dari asam lemah, asam lemah akan mengalami kesetimbangan: Tetapan kesetimbangan untuk reaksi tersebut :

K=

[ H + ] [ A− ] [ HA][ H 2O]

karena [H2O] harganya relatif tetap, maka

[ H + ] [ A− ] K [ H 2O ] = [ HA] K [H2O], disebut dengan tetapan hidrolisis dan dilambangkan dengan

[ HA][OH − ] Kh = [ A− ] dengan mengalikan dengan factor [H+], maka ;

[ HA][OH − ] [ H + ] × + [ A− ] [H ] [ HA] Kh = − × [ H + ][OH − ] + [ A ][ H ] 1 Kh = × kw Ka Kh =

kembali pada mulai

:

a M

0M

0M

perubahan

:

-x

x

x

a–x

x

x

kesetimbangan :

karena asam lemah terdisosiasi dalam jumlah sangat sedikit, maka [A-] = a - x = a, dan [OH- ] = [HA] = x karena ;

[ HA][OH − ] K w Kh = = [ A− ] Ka K w [ A− ] x = Ka 2

10−14 × [ A− ] = Ka

10−14 × [ A− ] [OH ] = = 10−7 Ka −

pOH

= - log [OH-]

[ A− ] Ka

= − log10−7

[ A− ] Ka

pOH = 7 - ½ log [A-] + ½ log Ka dengan cara yang sama untuk hidrolisis garam dari basa lemah, kita memperoleh : pH = 7 - ½ log [B-] + ½ log Kb contoh : Hitunglah pH larutan NaCH3COO dengan konsentrasi 0,1 M dan diketahui K a CH3COOH = 1,8 × 10-5. Jawab : pOH = 7 - ½ log [A-] + ½ log Ka = 7 - ½ log (0,1) + ½ log (1,8 x 10-5) = 5,1 karena pH = 14 – pOH = 14 – 5,1 = 8,9 Garam Sukar Larut dan KSP Terdapat senyawa ion dengan kelarutan rendah, atau mudah membentuk larutan jenuh. Pada keadaan larutan jenuh dapat dianggap terjadi kesetimbangan dinamis antara zat dalam keadaan padat (tak larut) dan ion-ionnya yang larut dalam air. Contoh larutan BaSO4 terjadi kesetimbangan sebagai berikut : 2+ 2− ˆˆ† BaSO4 ( s) ‡ ˆˆ Ba (aq ) + SO4 ( aq)

Tetapan kesetimbangan untuk reaksi di atas adalah:

K=

[ Ba 2+ ] [ SO42− ] [ BaSO4 ]

Konsentrasi BaSO4 relatif tetap, maka

K [ BaSO4 ] = K sp = [ Ba 2+ ][ SO4 2− ] KSP disebut tetapan hasil kali kelarutan, dan harganya tetap sekalipun terdapat zat-zat lain dalam larutan. Untuk AgCl, dengan kesetimbangan : + − ˆˆ† AgCl ( s ) ‡ ˆˆ Ag (aq ) + Cl (aq ) +

−

K sp = [ Ag ] [Cl ] maka : Harga KSP merupakan hasil kali konsentrasi zat terlarut atau ion terlarut dalam keadaan jenuh pada suhu kamar, karena jika suhu berubah maka nilai KSP nya pun berubah, sesuai pengaruh suhu pada suatu kesetimbangan. Contoh; Berapakah nilai KSP untuk Ag2SO4 jika pada membentuk larutan jenuh ketika di dalamnya dilarutkan 5,4 gram Ag2SO4 dalam 1 liter air. Jawab : Persamaan kesetimbangannya : Ag 2 SO4 ( s ) +

+ 2− ˆˆ† H 2 O(l ) ‡ ˆˆ 2 Ag (aq ) + SO4 (aq )

Ungkapan KSP-nya : Ksp = [Ag+]2 [SO4-2] Konsentrasi zat terlarut

=

5, 4 g / l × 1 mol 5, 4 = = 1.73 × 10-2 mol/liter Mr Ag 2 SO4 311,8

Konsentrasi [Ag+2] = 2(1.72 × 10-2), sedangkan [SO4-2]= 1.72 × 10-2 Ksp = [3.44 × 10-2]2 [1.72 × 10-2 ] Ksp = 11.8 × 10-4 ( 1.72 × 10-2) Ksp = 2.04 × 10-5 Harga KSP untuk berbagai senyawa tampak pada tabel: Tabel 8.2. Harga Ksp Beberapa garam Senyawa Ksp Senyawa Ksp Al(OH)3 2,0 × 10-33 7,0 × 10-27 PbS -15 Fe(OH)2 Ag2CrO4 2,0 × 10 1,9 × 10-12 Fe(OH)3 AgCN 1,1 × 10-36 1,6 × 10-14 -11 Mg(OH)2 BaCrO4 1,2 × 10 2,4 × 10-10 Mn(OH)2 BaSO4 1,2 × 10-14 1,5 × 10-9 -26 Sn(OH)2 PbCrO4 5,0 × 10 1,8 × 10-14 BaF2 MgC2O4 1,7 × 10-6 8,6 × 10-6 BaCO3 MgF2 8,1 × 10-9 7,0 × 10-9 -29 CdS Hg2Cl2 3,6 × 10 2,0 × 10-18 MnS HgS 7,0 × 10-16 1,6 × 10-54 -21 NiS CaSO4 2,0 × 10 2,0 × 10-14 CoS Ag2CO3 3,0 × 10-26 8,2 × 10-12 -36 CuS AgCl 8,5 × 10 1,7 × 10-10 Cu2S AgI 2,0 × 10-47 8,5 × 10-17 -26 SnS AgBr 1,0 × 10 5,0 × 10-13 ZnS Ag2S 1,2 × 10-23 5,0 × 10-49 PbC2O4 FeC2O4 2,7 × 10-11 2,1 × 10-7 -14 PbCrO4 FeS 1,8 × 10 3,7 × 10-19 PbCl2 PbSO4 1,6 × 10-5 2,0 × 10-8 Selama hasil kali konsentrasi ion-ion yang ada dalam larutan dipangkatkan dengan koefisiennya masingmasing lebih kecil daripada Ksp senyawa tersebut, maka larutan belum jenuh, dan jika nilainya persis sama

maka larutan berada dalam keadaan tepat jenuh. Sedangkan jika nilainya lebih besar dari harga Ksp , maka endapan lewat jenuh dan endapan akan terbentuk. Contoh : Konsentrasi ion kalsium dalam plasma darah adalah 0,0025 M. Jika konsentrasi ion oksalat 1,0 x 10 -8 M. Apakah kalsium oksalat, CaC2O4 membentuk endapan? Diketahui Ksp = 2,3 × 10-9. Reaksi kesetimbangan kalsium oksalat Ksp = [Ca+2] [C2O4-2] Karena [Ca+2] = 0,0025 = 2,5 × 10-3 M [C2O4-2] = 1,0 × 10-8 M maka : K = [Ca+2] [C2O4-2] = (2.5 X 10-3) ( 1 × 10-8) = 2.5 × 10-11 -11 -9 karena 2.5 × 10 lebih kecil dari 2,3 × 10 , maka tidak terjadi pengendapan. Pengaruh ion Senama pada kelarutan suatu zat Bagaimana jika kita melarutkan suatu zat ke dalam larutan yang mengandung ion yang sejenis dengan salah satu ion pembentuk zat tersebut? Dalam kesetimbangan antara zat padat dan ion-ionnya dalam air, dapat terjadi salah satu ion konsentrasinya jauh lebih besar dari ion lain yang menjadi pasangannya. Misalkan 0,01 mol NaF ditambahkan ke dalam larutan CaF2. Untuk CaF2 berlaku kesetimbangan :

CaF2

2+ − ˆˆ† ‡ ˆˆ Ca ( aq) + 2 F ( aq)

Penambahan NaF memperbesar konsentrasi ion F- sebesar 0,01 mol/liter. Berdasarkan asas Le Chatelier maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri, yaitu ke arah pembentukan CaF2. Ini akan menyebabkan kelarutan CaF2 berkurang. Penambahan ion sejenis menyebabkan berkurangnya kelarutan suatu senyawa disebut dengan pengaruh ion sejenis (common ion effect). Contoh : Bandingkan kelarutan AgCl dalam air dengan dalam NaCl 0,01 M. Jawab: Dalam air: + − ˆˆ† AgCl ( s ) ‡ ˆˆ Ag (aq ) + Cl (aq )

K sp = [ Ag + ] [Cl − ] Karena [Ag+] = [Cl-], maka: + − Kelarutan AgCl = [ Ag ] = [Cl ] =

K sp

= 1, 7 ×10−10

= 1,3 × 10-5 mol/liter

+ − Jika dalam larutan NaCl, maka [Cl-] = 0,01, karena K sp = [ Ag ] [Cl ] Maka : +

Kelarutan = [ Ag ] =

K sp [Cl − ]

1, 7 × 10−10 = 0, 01

= 1,7 × 10-8 mol/liter

Gejala pengaruh ion sejenis dapat dipakai untuk menerangkan mengapa pH berpengaruh pada kelarutan suatu zat. Sebagai contoh kita pelajari Mg(OH)2 yang kesetimbangan kelarutannya digambarkan dengan persamaan reaksi berikut : 2+ − ˆˆ† Mg (OH ) 2 ( s) ‡ ˆˆ Mg (aq ) + 2OH (aq )

Harga KSP untuk Mg(OH)2 ialah 1,2 × 10-12 . Perhitungan kelarutan Mg(OH)2 dengan cara seperti yang telah diperlihatkan pada contoh terdahulu, memberikan hasil bahwa kelarutan Mg(OH)2 sebesar 1,44 × 10-4 mol/L . Jika Mg(OH)2 padat berkesetimbangan dengan larutan yang dianggap pada pH =9, maka pOH = 5 [OH-] = 10-5 [Mg2+] [OH-] = KSP [Mg 2+] [10-5 ] 2 = 1,2 × 10-12 [Mg 2+] = 1,2 × 10-1 Jadi, kelarutan Mg(OH)2 sebesar 0,12 M. Penurunan pH menyebabkan kelarutan Mg(OH)2 bertambah. Jika larutan dibuat asam, maka kelarutan Mg(OH)2 lebih besar sesuai dengan pergeseran kesetimbangan kelarutan Mg(OH)2 ke kanan akibat pengurangan [OH- ] . Latihan Soal

1. Berapakah pH larutan penyangga yang mengandung dari : a. 0,20 M H2C2O4 dan 0,40 M HC2O4- jika K a H2C2O4 adalah 5,4 × 10-3 b.

0,5 M CH3COOH dan 0,05 M CH3COONa, jika K a CH3COOH adalah 1,8× 0-5

2. Hitunglah massa NH4Cl yang harus ditambahkan ke dalam 1 liter larutan amoniak agar terbentuk larutan penyangga dengan pH 9,0 3. Hitunglah pH larutan : a. CH3COONa dengan konsentrasi 0,1 M b. (NH4)2SO4 dengan konsentrasi 0,05 M 4. KSP untuk Cadmium (II) sulfida, adalah 1,0 × 10-7, tentukanlah : a. [S2-] jika dalam larutan terdapat [Cd2+], sebesar 0,01 M b. apakah akan terbentuk endapan, jika dalam kesetimbangan terdapat [Cd2+] sebesar 0,01 M dan 2[S ] sebesar 1,0 × 10-12 M? 5. Bandingkan kelarutan Mg(OH)2 dalam NaOH 0,01 M dalam air, jika Ksp Mg(OH)2 sebesar 1,2 × 10-11. PERTEMUAN 12 : KOLOID • Koloid atau dispersi koloid adalah bentuk materi yang memiliki sifat di antara larutan dan campuran atau suspensi. • Bidang ini pertama kali dikenalkan oleh Thomas Graham. • Larutan adalah campuran homogen antara dua materi atau lebih, dimana bagian sifatnya serbasama, contoh larutan gula dalam air. • Gula ketika dilarutkan ke dalam air akan tampak bening karena dalam larutan dapat membentuk molekul kecil dengan ukuran < 400nm. • Zat terlarut dalam larutan tidak mudah mengendap pada sampai berapa lama pun hal itu terjadi karena gaya gravitasi jauh lebih kecil jika Larutan gula dibandingkan energi kinetik molekul dalam larutan • Ketika ukuran partikel zat terlarut > 750nm, maka mengendap ke bawah karena gaya gravitasi lebih berpengaruh dibandingkan dengan energi kinetik pada larutan. • Campuran zat terlarut dengan ukuran lebih besar akan membentuk campuran heterogen atau suspensi. Pengendapan • partikel koloid mengalami hamburan dan tersebar dalam suatu medium sehingga dihasilkan dispersi (sebaran) koloid atau biasa disebut sistem koloid. • Koloid dapat berupa gas, cairan atau pun padatan. • Selai, mayones, tinta cina, susu dan kabut merupakan contoh sistem koloid, dalam sistem tersebut partikel koloid tersebar (terdispersi) dalam suatu partikel lain yang jumlahnya lebih banyak dan disebut medium pendispersi. • Berdasarkan jenis fasa pendispersi, yaitu zat yang memiliki jumlah lebih banyak dan fasa zat yang terdispersi koloid terbagi menjadi delapan macam. Fasa medium pendispersi

Fasa zat terdispersi

Nama Koloid

Cair

Aerosol

Kabut

Padat

Aerosol padat

Asap

Gas

Busa

Buih Krim

Cair

Emulsi

Susu

Padat

Sol

Cat

Contoh

Gas

Cair

Padat

• • •

• • • •

• •

Gas

Busa Padat

Marshmallow

Cair

Emulsi Padat

Mentega

Padat

Sol Padat

Gelas Ruby

Koloid memiliki sifat antara larutan homogen dan campuran heterogen, Karena partikel koloid cukup kecil sehingga tumbukan acak yang terjadi dalam larutan, tetapi partikel tersebut tidak benar-benar larut dalam larutan sehingga bersifat seperti campuran heterogen. Larutan koloid ini dapat terdeteksi dengan memperhatikan efek penghamburan cahaya yang terjadi. Penghamburan menunjukkan bahwa dispersi koloid di sepanjang larutan terdiri dari partikel-partikel berukuran besar. • Gerak Brown adalah gerak lurus partikel koloid yang arahnya tidak menentu akibat tumbukan dari molekul-molekul medium pendispersi dengan partikel-partikel koloid. • Gerak Brown terus ada karena gaya yang bekerja pada partikel itu dihasilkan terus menerus oleh tumbukan partikel dengan partikel dan partikel dengan molekul medium pendispersi. • Gerak Brown mwnghilangkan efek gaya gravitasi bumi terhadap partikel fasa dispersi.sehingga partikel koloid tidak dapat mengendap Gerakan partikel koloid yang tidak menentu arahnya ini pertama kali ditemukan oleh seorang sarjana Biologi bernama Robert Brown (1773-1859). Setiap partikel memiliki energi kinetik, sehingga akan selalu bergerak dan saling bertumbukkan sehingga menimbulkan sifat tertentu secara optik dan elektrik. Sifat optik merupakan sifat dari suatu zat berkaitan dengan kemampuan interaksinya dengan gelombang cahaya. Gelombang cahaya yang terhentikan oleh partikel ukuran tertentu. Partikel koloid memiliki ukuran sekitar 400nm - 750nm sehingga akan berinteraksi dengan cahaya tampak yang memiliki panjang gelombang antara ~400nm hingga ~750nm.

Interaksi ini akan menghamburkan cahaya sehingga bagian yang terkena cahaya tampak keruh. Gejala pemantulan dan pembauran cahaya oleh partikel sistem koloid disebut efek Tyndall. Gelas sebelah kiri berisi larutan koloid dan sebelah kanan berisi larutan sejati. Tampak berkas cahaya yang melewati larutan koloid terlihat nyata, sedangkan pada larutan sejati tidak terlihat. Terlihatnya berkas cahaya tersebut disebabkan berkas cahaya yang mengenai partikel koloid akan dihamburkan oleh partikel tersebut.

Tampak atas

Tampak bawah

• Gejala ini pertama kali ditemukan oleh Michael Faraday kemudian diselidiki lebih lanjut oleh John Tyndall (1820 – 1893), seorang ahli Fisika bangsa Inggris. Efek Tyndall dapat digunakan untuk membedakan larutan sejati dari koloid.

•

•

Efek Tyndall juga terjadi pada pancaran Matahari ke Bumi. Siang hari yang cerah, langit akan berwarna biru. Saat posisi Matahari berada pada posisi jauh dari horizon, sinarnya melewati partikelpartikel koloid di udara. Hanya komponen sinar Matahari dengan panjang gelombang kecil (energi besar) yang dipantulkan, sinar yang dapat dipantulkan tersebut adalah sinar biru, nila. • Sifat elektrik adalah sifat dari suatu zat yang berkaitan dengan partikel bermuatan atau listrik. Sifat elektrik koloid muncul karena koloid dapat membawa muatan listrik. • Adsorpsi muatan pada koloid pun menimbulkan elektrik yang lain pada koloid. • Adsorpsi adalah peristiwa di mana suatu zat menempel pada permukaan zat lain, seperti ion H+ dan OHdari medium pendispersi. • Untuk berlangsungnya adsorpsi, minimum harus ada dua macam zat, yaitu zat yang tertarik disebut adsorbat, dan zat yang menarik disebut adsorban. • Apabila terjadi penyerapan ion pada permukaan partikel koloid maka partikel koloid dapat bermuatan listrik yang muatannya ditentukan oleh muatan ion-ion yang mengelilinginya. • Contoh: Koloid Fe(OH)3 dalam air menyerap ion hidrogen (ion H+) sehingga partikel bermuatan positif, sedangkan koloid As2S3 menyerap ion hidroksida (ion OH-) sehingga partikel bermuatan negatif.

• partikel yang bermuatan negatif akan tertarik ke elektroda yang positif sebaliknya yang bermuatan positif akan tertarik ke elektroda negatif. •

•

Peristiwa elektroforesis adalah peristiwa mengalirnya partikel-partikel koloid menuju elektroda, bergeraknya partikel koloid ke dalam satu elektroda menunjukkan bahwa partikel-partikel koloid bermuatan listrik. Gejala ini dapat diamati dengan menggunakan alat sel elektroforesis. • Dispersi koloid dimasukkan ke dalam tabung U kemudian dicelupkan elektroda pada mulut tabung. Apabila kawat dihubungkan dengan sumber arus listrik searah dan arus listrik mengalir lewat elektroda positif dan negatif maka partikel koloid akan bergerak ke salah satu elektroda.

•

Partikel dispersi koloid yang bermuatan negatif akan bergerak menuju elektroda bermuatan negatif. Dengan menggunakan sel elektroforesis dapat ditentukan muatan dari partikel koloid.

•

Elektroforesis dapat dipakai untuk memisahkan protein-protein dalam larutan. Muatan pada protein berbeda-beda, tergantung pH. Dengan membuat pH larutan tertentu (misalnya dalam larutan penyangga), pemisahan molekul-molekul protein yang berlainan jenis terjadi. • Koagulasi adalah penggumpalan koloid yang disebabkan oleh penambahan elektrolit atau terjadinya perubahan fisik melalui cara mekanik. Koagulasi dengan penambahan zat kimia/elektrolit • •

• •

Ion yang efektif untuk menggumpalkan koloid ialah ion yang muatannya berlawanan dengan muatan koloid. keberadaan ion pasangannya menyebabkan partikel koloid berkumpul bersama akibat menghilangkannya tolakan muatan antar partikel Contoh: Koloid Fe(OH)3 yang bermuatan positif dicampur dengan koloid As2S3 yang bermuatan negatif. Sol emas yang bermuatan negatif dapat dikoagulasikan dengan NaCl, CaCl 2, atau AlCl3, yang mengandung ion positif.

•

Teknik koagulasi ini sangat berguna terutama untuk mengumpalkan karet dalam lateks dengan cara menambahkan asam cuka. • Delta terbentuk dari pengendapan partikel koloid. Partikel koloid yang bermuatan mengalami reaksi dengan muatan lawannya ketika partikel terbawa air sungai dan bertemu air laut yang kaya elektrolit. Hal itu terjadi karena. • Proses koagulasi koloid dapat dimanfaatkan untuk proses penjernihan air. Air sungai yang mengandung partikel koloid lumpur halus yang bermuatan negatif dicampur dengan koloid Al(OH) 3 yang bermuatan positif sehingga terjadi koagulasi dan mengendap. Disamping itu ion Al 3+ yang terdapat dalam medium koloid Al(OH)3 secara langsung menetralkan muatan koloid Lumpur. Setelah itu air dipisahkan dari endapan dengan cara disaring. Koloid Al(OH)3 diperoleh dari hidrolisis Al3+ dari aluminium sulfat atau tawas aluminium. Koagulasi mekanik •

Koagulasi dengan cara mekanik dapat dilakukan dengan pemanasan, pendinginan atau pengadukan. • Contoh saat telur direbus, atau saat pembuatan agar-agar dan lem • Telur yang berbentuk cairan kental menggumpal ketika terkena panas, hal ini dikarenakan pemanasan atau penambahan elektrolit dapat menyebabkan partikel koloid berkumpul bersama atau terkoagulasi. • Panas meningkatkan energi kinetik dan kecepatan tumbukan antar molekul pada partikel koloid sehingga memiliki kecenderungan untuk berkumpul dan membentuk gumpalan yang semakin membesar. Kestabilan Koloid • • • • • • • • • • • • •

•

Koloid karbon dalam air sangat stabil, koloid tersebut bahkan tidak mengalami perubahan hingga kirakira 30 tahun. Dalam hampir semua koloid gas dan koloid cairan, partikel-partikel zat terdispersi memiliki kerapatan yang lebih tinggi dibanding dengan medium pendispersinya. Koloid dapat stabil jika partikel-partikelnya tidak berkumpul menjadi ukuran yang lebih besar sehingga tidak mengendap. Mengumpalnya koloid dapat dicegah dengan adanya pengadsorsian oleh suatu lapisan ion. Partikel yang menyerap ion yang sama muatannya akan terstabilkan karena adanya tolak menolak antar muatan sejenis. Cara lain untuk menstabilkan suatu partikel adalah dengan mengadsorpsikan lapisan molekul. Zat-zat yang teradsorpsi seperti sabun adalah koloid juga. Koloid yang bertindak sebagai bahan penstabil disebut koloid pelindung. Koloid pelindung sangat efektif untuk menstabilkan koloid cair-cair atau emulsi. Susu merupakan emulsi dari lemak dalam air, dan terstabilkan karena adanya kasein, sejenis protein. Contoh penstabil koloid lainnya adalah gelatin, yang sering digunakan untuk pembuatan es krim. Kestabilan koloid ditentukan oleh daya tarik-menarik antar partikel fase terdispersi dan medium pendispersinya. Berdasarkan kestabilannya koloid digolongkan kedalam koloid liofil dan liofob. Sol liofil adalah sol yang fase terdispersinya mempunyai kemampuan menarik medium pendispersi. Contoh, gelatin dalam air dan putih telur dalam air. Sol liofob adalah sol yang fase terdispersinya tidak menarik medium pendispersi. Contoh, As 2S3 dalam air, garam sulfida dalam air, dan belerang dalam air. Sol Liofil Sol Liofob • Reversibel • Stabil • Gerak Brown kurang jelas • Efek Tyndall lemah • Sukar diendapkan dengan penambahan elektrolit • Kebanyakan dapat dibuat gel • Partikel terdispersi dapat menyerap molekul • Penyusunnya senyawa organik, Contoh: protein

• Tidak reversibel • Kurang stabil • Gerak Brown sangat jelas • Efek Tyndall kuat • Mudah diendapkan dengan penambahan elektrolit • Hanya beberapa yang dapat dibuat gel • Partikel terdispersi menyerap ion • Penyusunnya senyawa anorganik .Contoh: As2S3

• • • • • • • •

•

• •

• •

• •

•

• •

• •

Pada prinsipnya koloid dapat dibuat dengan cara mengubah partikel-partikel berukuran lebih besar atau lebih kecil menjadi partikel-partikel koloid. Pembuatan koloid dapat secara kondensasi, dispersi, dan cara gabungan. Cara kondensasi yaitu dengan mengubah partikel-partikel yang lebih kecil menjadi partikel yang lebih besar yaitu partikel koloid. Hal yang harus diperhatikan pada pengerjaan cara kondensasi adalah menjaga ukuran partikel koloid, karena partikel yang terlalu besar akan mengendap. Penggumpalan selama kondensasi berlangsung dapat dihindara jika saat kondensasi dimulai, larutan sudah lewat jenuh dan bibit-bibit kondensasi sudah terbentuk. Bibit kondensasi ini sangat diperlukan bagi pembentukan partikel. Partikel sistem koloid yang dihasilkan bergantung pada tingkatan lewat jenuh yang diperoleh, jumlah bibit kondensasi yang menjadi pusat proses kondensasi dan kecepatan perpindahan partikel berukuran kecil ke arah bibit kondensat. Untuk memperoleh ukuran partikel koloid yang sama maka pada saat permulaan kondensasi, bibit kondensat harus sudah terbentuk. Cara kondensasi dapat dilakukan dengan reaksi hidrolisis, reaksi oksidasi, reaksi reduksi, kesetimbangan ion, dan mengubah pelarut. Cara reaksi hidrolisis dapat dipakai untuk membuat koloid basa logam seperti Al, Fe, dan Cr, karena basa logam tersebut berbentuk koloid. Contoh pada pembuatan sol Fe(OH) 3. FeCl3 ditambahkan kedalam ke dalam air panas. Pengadukan larutan tersebut akan membentuk sol Fe(OH) 3 yang berwarna coklat. Sol Fe(OH)3 yang terbentuk dapat tahan lama dan partikelnya bermuatan positif karena mengadsorpsi ion H+. Pembuatan sol dengan cara oksidasi, misalnya pembuatan sol belerang. Sol belerang dapat dibuat dengan mengalirkan gas H2S ke dalam larutan SO2.Pada reaksi di atas SO2 dioksidasi menjadi S. Cara reduksi dapat dilakukan pada pembuatan sol dari logam dari Pt, Ag, dan Au. Zat pereduksi yang digunakan antara lain FeSO4 dan formaldehida. Contoh: 2AuCl3 + 3SnCl2 → 3SnCl4 + 2Au Pada reaksi tersebut ion A3+ direduksi menjadi Au (logam). Au padat adalah partikel fase dispersi yang terbentuk dan menyusun sol emas. Warna sol emas yang terbentuk bisa bermacam-macam tergantung kepada besarnya partikel Au, umumnya berwarna biru sampai merah delima. Cara pembuatan koloid dengan kesetimbangan ion biasa digunakan pada pembuatan sol AgCl, yaitu dengan cara penambahan larutan HCl yang sangat encer pada larutan AgNO 3. Cara ini juga digunakan pada pembuatan sol As2S3 dengan cara penambahan oksida arsen (As2O3 )pada larutan H2S encer. Sol As2O3 berwarna kuning, bermuatan negatif, dan termasuk liofob. Cara kondensasi dengan mengubah pelarut dilakukan untuk menurunkan kelarutan suatu zat Contoh belerang larut dalam etanol tapi tidak larut dalam air Bila larutan jenuh belerang dalam etanol dituangkan dalam air, maka akan terbentuk sol belerang. Hal ini terjadi akibat menurunnya kelarutan belerang di dalam campuran tersebut. Pembentukkan koloid dengan cara ini dapat pula terjadi pada saat air ditambahkan dalam larutan indikator fenolftalein dengan pelarut etanol dan membentuk larutan koloid seperti susu. Pembuatan koloid dengan cara dispersi yaitu dengan memecah molekul besar menjadi molekul-molekul lebih kecil yang sesuai dengan ukuran partikel koloid. Cara dispersi dapat dilakukan dengan cara mekanik dan cara peptasi Dengan cara mekanik, partikel kasar dipecah sampai halus. Zat yang sudah halus dimasukkan ke dalam cairan sampai terbentuk suatu sistem koloid. Contoh dalam pembuatan tahu dari kacang kedelai yang digiling supaya dapat membentuk koloid. Cara peptasi dilakukan dengan menambahkan ion sejenis pada suatu endapan, sehingga terpecah menjadi partikel koloid. Cara ini biasa digunakan untuk membuat sol liofil. Contoh: Endapan AgI dipeptasi dengan menambahkan larutan elektrolit dari ion sejenis, misalnya KI atau AgNO3 Koloid dapat pula dibuat dengan cara gabungan, yaitu gabungan dari cara dispersi dan kondensasi. Cara gabungan dikenal juga dengan cara busur bredig.

• Pada cara busur bredig arus listrik bertegangan tinggi dialirkan melalui elektroda logam yang tecelup dalam air. Kedua ujung elektroda dibuat hampir bersentuhan sehingga dapat terjadi loncatan elektron antar kedua elektroda.

•

• • -

• -

•

Loncatan elektron yang terjadi akan memanaskan logam hingga menguap. Uap logam kemudian mengalami kondensasi dan membentuk sol dengan medium pendispersi air.

Pembuatan koloid dengan cara ini biasa digunakan untuk membuat sol logam. Logam yang dapat membentuk sol dengan cara ini adalah platina, emas dan perak. Dalam kehidupan sehari-hari banyak kegunaan koloid baik langsung maupun tidak langsung. Beberapa kegunaan koloid adalah sebagai berikut: Industri kosmetika : Bahan kosmetika seperti foundation, finishing cream, dan deodorant berbentuk koloid dan umumnya sebagai emulsi. Industri tekstil : Pada proses pencelupan bahan (untuk pewarnaan) yang kurang baik daya serapnya terhadap zat warna dapat menggunakan zat warna koloid karena memiliki daya serap yang tinggi sehingga dapat melekat pada tekstil. Industri sabun dan deterjen : Sabun dan deterjen merupakan emulgator untuk membentuk emulsi antara kotoran (minyak) dengan air. Kelestarian lingkungan : Untuk mengurangi polusi udara yang disebabkan oleh pabrikpabrik, digunakan suatu alat yang disebut cotrell. Alat ini berfungsi untuk menyerap partikel-partikel koloid yang terdapat dalam gas buangan yang keluar dari cerobong asap pabrik. Sifat adsorpsi pada koloid ini menyebabkan koloid banyak digunakan dalam berbagai macam industri, misalnya sebagai berikut: Industri gula : Gula pasir yang masih kotor (berwarna coklat) dilarutkan dalam air panas, lalu dialirkan melalui sistem koloid yang berupa tanah diatomik (mineral harus berpori) dan arang tulang. Kotoran pada gula akan diadsorpsi oleh tanah diatomik dan arang tulang sehingga gula menjadi bersih. Industri tekstil : Serat yang akan diwarnai dicampur dengan garam Al2(SO4)3, lalu dicelupkan ke dalam larutan zat warna. Koloid Al(OH)3 yang terbentuk karena hidrolisis Al2(SO4)3, akan mengadsorpsi zat warna Industri air minum : Air yang keruh dapat dijernihkan dengan menambahkan tawas atau K2SO4. Al2(SO4)3. Koloid Al(OH)3 yang terbentuk akan mengadsorpsi, menggumpalkan, dan mengendapkan kotoran-kotoran dalam air. Sifat elektroforesis koloid digunakan dalam industri lateks, untuk melapisi logam-logam dengan lateks koloid (karet), atau mengecatkan anti karat pada badan mobil. Partikel-partikel lateks yang bermuatan, cat dan sebagainya tertarik dan menempel pada logam akibat logam diberi muatan listrik yang berlawanan dengan muatan lateks koloid.

POLIMER • Polimer berasal dari kata poli(banyak) dan meros (bagian). • Polimer adalah suatu molekul yang sangat besar (makro molekul) hasil reaksi penggabungan secara berulang beberapa molekul kecil (molekul sederhana). • Polimer memiliki berat molekul ± 500 –10.000 kali berat molekul unit ulangnya. • Polimer dapat dibedakan dari berat molekulnya, polimer alam selalu memiliki susunan dan berat molekul yang tetap dan tertentu, sedangkan polimer sintetik biasanya hasil campuran molekul-molekul dengan berat molekul yang berbeda-beda. • Dengan mengatur berat monomer dan berat molekul monomer kita dapat membuat polimer sintetik yang memiliki sifat sesuai dengan kebutuhan. • Berdasarkan sifat dan kegunaan polimer terbagi dalam Elastromer, plastik dan serat. • Hal yang mendorong perkembangan polimer sintetik : - Alam hanya menyediakan jenis polimer tertentu - berkembangnya kebutuhan manusia akan bahan tertentu - polimer sintesis yang diperoleh dapat disesuaikan dengan kebutuhan manusia dengan mengkombinasikan monomer. • Keberadaan polimer mengantikan bahan-bahan semula seperti kayu, logam atau keramik dikarenakan berbagai faktor, diantaranya : a. kemudahan teknologi pembuatan polimer yang menghasilkan polimer dalam jumlah besar b. polimer mudah dibentuk sesuai kebutuhan c. bahan baku polimer murah d. dapat menghasilkan keragaman bentuk dan sifat yang dihasilkan. • Perkembangan pemanfaatan polimer di masyarakat semakin luas, bahkan polimer tertentu memiliki sifat penghantar listrik yang sanagat baik, sehingga dapat megantikan logam tertentu untuk menghantarkan listrik tanpa adanya konsekuensi kerugian akibat terjadinya perkaratan, karena polimer memiliki ketahanan yang sangat kuat terhadap perubahan lingkungan. • Efek merugikan dari polimer yaitu sangat mencemari lingkungan dalam jangka waktu lama, akibat sifat polimer yang tahan terhadap kerusakan akibat lingkungan • Pembakaran material plastik dapat menghasilkan gas yang berbahaya seperti karbon monoksida, hidrogen sianida, hidrogen klorida (terutama dari PVC). • Masalah ini menuntut untuk dibuatnya plastik yang dapat didaur ulang, sehingga kantong kertas sebagai kantong belanja yang ramah lingkungan dapat digantikan fungsinya

•

Reaksi polimerisasi atau reaksi pembentukan polimer, merupakan reaksi penggabungan monomermonomer membentuk rantai yang lebih panjang. Reaksi polimerisasi dapat terjadi melalui reaksi adisi atau kondensasi • Polimer berdasarkan pembentukkannya terbagi dalam polimer adisi dan polimer kondensasi • Polimer adisi merupakan polimer yang terbentuk melalui polimerisasi adisi, dimana reaksi pembentukan polimer dari monomer yang memiliki ikatan rangkap Contoh : Polimerisasi poli(etena)

•

polimer adisi diberi nama sesuai nama unit monomernya, contoh poli(etena) berasal dari polimer etena, penulisan polietena dapat ditunjukkan sebagai unit ulang monomernya sebagai berikut

• •

Polimer polimer lain yang terbentuk melalui polimerisasi ini diantaranya, teflon, PVC, polistirena Polimer kondensasi merupakan polimer yang terbentuk melalui polimerisasi kondensasi, dimana polimer terbentuk dari monomer yang mengikat gugus fungsi yang berbeda satu dengan yang lainnya Pada reaksi polimerisasi kondensasi selalu terdapat bagian molekul yang hilang. Misal. Contoh polimerisasi nylon dari asam adipat dengan heksana diamina

•

asam adipat

heksana diamina

Polimer yang terbentuk :

Nylon (serat sintetik poliamina) •

• • • • • •

-

Polimer yang terbentuk melalui polimerisasi kondensasi diantaranya polikarbonat, kevlar, dacron nylon dan dacron termasuk dalam polimer yang dibentuk dari dua jenis monomer atau lebih, dan dinamakan kopolimer Polimer memegang peranan penting dalam berbagai bidang kehidupan, baik untuk sandang, papan, transportasi dan komunikasi Polimer memiliki keragaman kegunaan didasarkan pada keunikan sifatnya, misalnya keras, ringan, tahan korosi, tahan cuaca, kaku, fleksibel, elastis, inert dan bahkan bebrapa polimer memiliki sifat khusus dalam konduktivitas listrik atau bahkan bersifat luminesensi Berdasarkan kegunaannya polimer dapat dikelompokkan dalam polimer industri, polimer teknik dan polimer khusus Polimer yang termasuk dalam polimer industri diantaranya polietilen, polipropilena, polivinil klorida dan polistirena Polivinil Klorida (PVC)

monomer : vinil-klorida

-

dibuat dengan proses reaksi polimerisasi suspensi dengan menggunakan suhu antara 20°C sampai 50°C tahan terhadap asam maupun basa serta tidak dapat terbakar, tetapi warnanya akan berubah bila terkena cahaya - dimanfaatkan untuk pembuatan pipa, lempengan, isolasi kabel, tabung, piringan hitam, bahan lantai, serta kebutuhan lainnya - sifatnya yang lebih keras dan liat dibanding polietana dan tahan terhadap panas, membuatnya dipakai untuk menutupi instlalasi listrik, atau menggantikan logam untuk saluran air dan gas. - adanya klor dalam struktur PVC membuat penguraian atau pembakarannya menghasilkan gas beracun • Polietilen -

-

ditemukan oleh Fawcett dan Gibson dengan menggunakan teknik tekanan tinggitapi baru berproduksi pada tahun 1929, dengan menggunakan tekanan 1000 sampai 3000 atmosfer dan temperatur 250°C - Sifat-sifat polietilen yang terpenting diantaranya sebagai berikut a. tahan terhadap asam maupun basa, kecuali dengan asam nitrat pekat. b. bersifat sangat lembam. c. tidak larut banyak pelarut, tetapi dapat mengembung dalam hidrokarbon atau karbontetraklorida. d. tidak tahan terhadap cahaya dan oksigen. e. Polietilen yang bermassa jenis rendah bersifat tidak mudah sobek, kenyal dan tahan kelembaban. - Beberapa kegunaan dari plastik ini, diantaranya a. Polietilen bermassa jenis rendah digunakan untuk bahan pembuatan film, pembungkus, dus isolator listrik, serta sebagai pelapis kawat atau kabel. b. Polietilen bermassa jenis tinggi digunakan untuk bahan pembuat pipa tabung, bejana, serta bahan lain dengan daya regang dan kekakuan besar. c. Hipalon, suatu bahan yang tahan terhadap bahan kimia, cuaca serta perengkahan, dibuat dengan pengklorsulfonanan polietilen. • di pasaran banyak pula dikenal beberapa jenis plastik lain, diantaranya polipropilena, dihasilkan dari polimerisasi adisi monomer propilena. Poliakrionitril, dihasilkan dari reaksi polimerisasi monomer akrionitril. Polistirena, dihasilkan dari hasil reaksi polimerisasi monomer stirena • Polimer yang termasuk dalam polimer teknik diantaranya polikarbonat, polietilen thereflalat, nylon dan LCP • Polikarbonat (PC)

-

adanya benzen dalam struktur polikarbonat membuat materi bersifat keras, sehingga digunakan bahan wadah pendingin, helm pengaman dan galon air mineral yang relatif kuat - tahan terhadap sinar matahari sehingga digunakan sebagai helm pengaman atau canopi di taman kota atau di pinggir jalan - tahan terhadap pemanasan, sehingga dapat digunakan sebagai botol susu bayi dan galon air mineral yang tahan panas sehingga dapat digodok saat penstrerilan - Polikarbonat digunakan juga sebagai penyusun LCD (Liquid Crystal Display), yang berfungsi meningkatkan display warna, juga sebagai backlight waveguide • Polietilen thereflalat(PET)

-

lebih dikenal sebagai dacron, merupakan polimer dari kelompok poliester yang paling penting, di inggris lebih dikenal sebagai terylene - terbentuk melalui reaksi kondensasi dari asam thereflalat dan etilen glikol - jumlah gugus benzen pada dacron lebih sedikit dibandingkan pada PC, sehingga PET lebih fleksibel - dapat diubah menjadi bentuk serat dengan melelehkan kemudian melewatkannya pada pemintal • Nylon

Nylon (serat sintetik poliamina) -

merupakan serat sintetis tertua yang pernah ada terbentuk dari hasil polimerisasi dari asam adipat dengan heksana diamina disebut nylon 66, karena terdiri dari dua unit karbon 6 atom - Proses pembuatan nylon menjadi serat seperti proses dari dacron • Liquid crystal polymer - diantaranya adalah xydar

• •

•

Polimer khusus diantaranya polifenil sulfida, poliestersulfon, polieterketon, polieterimid dan kevlar Polimer khusus merupakan pengembangan polimer sejenis polimer teknik namun dengan pengantian gugus tertentu menghasilkan performan yang luar biasa kevlar yang merupakan kelompok polimer nylon yang biasa digunakan sebagai serat tekstil, dengan mengantikan aklil pada rantai polimer yang asalnya merupakan rantai alifatik dengan aromatik menghasilkan suatu bahan yang tahan terhadap peluru

•

Polimer linier yang amorf umumnya bersifat termoplastik

• • •

Sifat termoplastik berarti menjadi lunak jika mengalami pemanasan atau suhunya dinaikkan Polimer termoset bersifat tidak larut, tidak melebur dan bersifat inert terhadap berbagai bahan kimia Polimer termostet atau sering kita sebut resin terbentuk akibat pembentukkan ikatan silang saat pemanasan

•

Polimer termoset ini pertama kali disintesis oleh Leo Baekeland(1890), yang merupakan hasil sintesis antara fenol dengan formaldehid • Karet alam merupakan polimer yang bersifat termoplastik, tetapi dengan proses vulkanisasi terbentuk ikatan silang sehingga menjadi polimer termostet. • Kadar ikatan silang semakin tinggi menyebabkan polimer lebih bersifat rigid, contohnya karet untuk sisir. Bahkan bisa menjadi keras sepertri pada bola bowling Latihan 1. Apa perbedaan polimer alam dan polimer sintetis? Jelaskan dan beri contoh ! 2. Apa keuntungan dan kerugian adanya polimer sintetis ? 3. Apa perbedaan polimerisasi adisi dan polimerisasi kondensasi? Jelaskan dan beri contoh ! 4. Bagaimana struktur dan monomer dari PVC, apa kegunaan polimer ini ? 5. Bagaimana struktur dan monomer dari PE, apa kegunaan polimer ini ? 6. Bagaimana struktur dan monomer dari PC, apa kegunaan polimer ini ? 7. Bagaimana struktur dan monomer dari PET, apa kegunaan polimer ini ? 8. Bagaimana struktur dan monomer dari nylon, apa kegunaan polimer ini ? 9. Apa yang dimaksud kevlar dan LCP ? 10. Apa perbedaan antara polimer termoplastik dan termostat? Jelaskan dan beri contoh ! 11. Jelaskan bagaimana proses vulkanisasi pada karet alam sehingga berubah menjadi bersifat termostat !