materi-kuliah-kimia-dasar-baru by ansori_syaiful

VIEWS: 432 PAGES: 98

More Info
									                    MATERI KULIAH KIMIA DASAR

                                     DAFTAR ISI

Bab I.      Stoikiometri
            A. Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia
            B. Massa Atom Dan Massa Rumus
            C. Konsep Mol
            D. Persamaan Reaksi

Bab II.     Hitungan Kimia
            Hitungan Kimia

Bab III.    Termokimia
            A. Reaksi Eksoterm Dan Rekasi Endoterm
            B. Perubahan Entalpi
            C. Penentuan Perubahan Entalpi dan Hukum Hess
            D. Energi-Energi Dan Ikatan Kimia

Bab IV.     Sistem Koloid
            A. Sistem Dispers Dan Jenis Koloid
            B. Sifat-Sifat Koloid
            C. Elektroforesis Dan Dialisis
            D. Pembuatan Koloid

Bab V.      Kecepatan Reaksi
            A. Konsentrasi Dan Kecepatan Reaksi
            B. Orde Reaksi
            C. Teori Tumbukan Dan Keadaan Transisi
            D. Tahap Menuju Kecepatan Reaksi
            E. Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi

Bab VI.     Kesetimbangan Kimia
            A. Keadaan Kesetimbangan
            B. Hukum Kesetimbangan
            C. Pergeseran Kesetimbangan
            D. Pengaruh Katalisator Terhadap Kesetimbangan Dan Hubungan Antara Harga
               Kc Dengan Kp
            E. Kesetimbangan Disosiasi

Bab VII.    Larutan
            A. Larutan
            B. Konsentrasi Larutan

Bab VIII.   Eksponen Hidrogen
            A. Pendahuluan
            B. Menyatakan pH Larutan Asam
            C. Menyatakan pH Larutan Basa
            D. Larutan Buffer (penyangga)
            E. Hidrolisis
            F. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah
            G. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Kuat

Bab IX.     Teori Asam-Basa Dan Stokiometri Larutan
            A. Teori Asam Basa
            B. Stokiometri Larutan

Bab X.      Zat Radioaktif
            A. Keradioaktifan Alam
            B. Keradioaktifan Buatan, Rumus Dan Ringkasan

Bab XI.     Kimia Lingkungan
            Kimia Lingkungan

Bab XII.    Kimia Terapan Dan Terpakai
            Kimia Terapan Dan Terpakai

Bab XIII.   Sifat Koligatif Larutan
            A. Sifat Koligatif Larutan Non Elektrolit
            B. Penurunan Tekanan Uap jenuh Dan Kenaikkan Titik Didih
            C. Penurunan Titik Beku Dan Tekanan Osmotik
            D. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Bab XIV.    Hasil Kali Kelarutan
            A. Pengertian Dasar
            B. Kelarutan
            C. Mengendapkan Elektrolit

Bab XV.     Reaksi Redoks Dan Elektrokimia
            A. Oksidasi - Reduksi
            B. Konsep Bilangan Oksidasi
            C. Langkah-Langkah Reaksi Redoks
            D. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks
            E. Elektrokimia
            F. Sel Volta
            G. Potensial Elektroda
            H. Korosi
            I. Elektrolisis
            J. Hukum Faraday.

Bab XVI.    Struktur Atom
            A. Pengertian Dasar
            B. Model Atom
            C. Bilangan-Bilangan Kuantum
            D. Konfigurasi Elektron

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

Bab XVIII. Ikatan Kimia
           A. Peranan Elektron Dalam Ikatan Kimia
           B. Ikatan ion = Elektrovalen = Heteropolar
            C. Ikatan Kovalen = Homopolar
            D. Ikatan Kovalen Koordinasi = Semipolar
            E. Ikatan Logam, Hidrogen, Van Der Walls
            F. Bentuk Molekul

Bab XIX.    Hidrokarbon
            A. Hidrokarbon termasuk senyawa karbon
            B. Kekhasan atom karbon
            C. Klasifikasi hidrokarbon
            D. Alkana
            E. Isomer alkana
            F. Tata nama alkana
            G. Alkena
            H. Alkuna
            I. Beberapa hidrokarbon lain

Bab XX.     Gas Mulia
            Unsur-Unsur Gas Mulia

Bab XXI.   Unsur-Unsur Halogen
           A. Sifat Halogen
           B. Sifat Fisika Dan Sifat Kimia Unsur Halogen
           C. Hidrogen, Klor, Brom Dan Iodium

Bab XXII. Unsur-Unsur Alkali
          A. Sifat Golongan Unsur Alkali
          B. Sifat Fisika Dan Kimia
          C. Pembuatan Logam Alkali

Bab XXIII. Unsur-Unsur Alkali Tanah
           A. Sifat Golongan Unsur Alkali Tanah
           B. Sifat Fisika Dan Kimia Unsur Alkali Tanah
           C. Kelarutan Unsur Alkali Tanah
           D. Pembuatan Logam Alkali Tanah
           E. Kesadahan.

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

Bab XXV. Unsur-Unsur Transisi Periode Keempat
         A. Pengertian Unsur Transisi
         B. Sifat Periodik
         C. Sifat Fisika Dan Kimia
         D. Sifat Reaksi Dari Senyawa-Senyawa Krom Dan Mangan
         E. Unsur-Unsur Transisi Dan Ion Kompleks

Bab XXVI. Gas Hidrogen
          A. Sifat Fisika Dan Kimia
          B. Pembuatan
                                         BAB I
                                 STOIKIOMETRI

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

A. HUKUM-HUKUM DASAR ILMU KIMIA

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

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

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

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

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

    Contoh:
    Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)
    Massa C = (Ar C / Mr CaCO3) x massa CaCO3
    = 12/100 x 50 gram = 6 gram
    massa C
    Kadar C = massa C / massa CaCO3 x 100%
    = 6/50 x 100 % = 12%

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

    Contoh:

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

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

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

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

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


    a. HUKUM BOYLE
       Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan
       n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2

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

       Jawab:
       P1 V1 = P2 V2
       2.5 = P2 . 10     P2 = 1 atmosfir

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

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

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

       Jawab:

       V1/V2 = n1/n2                               x = 14 gram

       Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.

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

       P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
     d. HUKUM AVOGADRO
        "Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung
        jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o
        C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume
        molar gas.

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

          Jawab:
          85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol

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

          Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:

          P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
          1 x 112.1 / 273 = 1 x V2               V2 = 12.31 liter


B. MASSA ATOM DAN MASSA RUMUS

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

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

Contoh:

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

Jawab:

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


C. KONSEP MOL

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

Jika bilangan Avogadro = L maka :

                                        L = 6.023 x 1023
1 mol atom = L buah atom, massanya = Ar atom tersebut.
1 mol molekul = L buah molekul massanya = Mr molekul tersehut.

Massa 1 mol zat disebut sebagai massa molar zat

Contoh:

Berapa molekul yang terdapat dalam 20 gram NaOH ?

Jawab:

Mr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40

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

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


D. PERSAMAAN REAKSI

PERSAMAAN REAKSI MEMPUNYAI SIFAT

 1. Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama
 2. Jumlah masing-masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama
 3. Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol (khusus yang berwujud gas
    perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan volume asalkan suhu den
    tekanannya sama)

Contoh: Tentukanlah koefisien reaksi dari

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

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

a HNO3 + b H2                           2O


Berdasarkan reaksi di atas maka

atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)


atom S : b = d = 3/2 a

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

2 HNO3 + 3 H2                          2O
                                          BAB II
                               HITUNGAN KIMIA

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

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

Contoh-contoh soal :

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

   Jawab :

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


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

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

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

   Jawab:

   Dari persamaan reaksi dapat dinyatakan
   2 mol Al x 2 mol AlCl3      3 mol H2
   5.4 gram Al = 5.4/27 = 0.2 mol

   Jadi:

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


3. Suatu bijih besi mengandung 80% Fe2O3 (Ar: Fe=56; O=16). Oksida ini direduksi dengan
   gas CO sehingga dihasilkan besi.
   Berapa ton bijih besi diperlukan untuk membuat 224 ton besi ?

   Jawab:

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


4. Untuk menentukan air kristal tembaga sulfat 24.95 gram garam tersebut dipanaskan sampai
   semua air kristalnya menguap. Setelah pemanasan massa garam tersebut menjadi 15.95
   gram. Berapa banyak air kristal yang terkandung dalam garam tersebut ?

   Jawab :

   misalkan rumus garamnya adalah CuSO4 . xH2O

   CuSO4 . xH2O      CuSO4 + xH2O

   24.95 gram CuSO4 . xH2O = 159.5 + 18x mol

   15.95 gram CuSO4 = 159.5 mol = 0.1 mol

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

                                 x=5

   Jadi rumus garamnya adalah CuS04 . 5H2O



Rumus Empiris dan Rumus Molekul

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

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

Contoh: Suatu senyawa C den H mengandung 6 gram C dan 1 gram H.
        Tentukanlah rumus empiris dan rumus molekul senyawa tersebut bila diketahui Mr
        nya = 28 !
Jawab: mol C : mol H = 6/12 : 1/1 = 1/2 : 1 = 1 : 2
        Jadi rumus empirisnya: (CH2)n

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

         Jadi rumus molekulnya : (CH2)2 = C2H4

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

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

         Maka:

         mol CxHy      : mol O2      : mol CO2       =1     : (x + 1/4y)         :x
         20            : 100         : 60            =1     : (x + 1/4y)         :x
         1             :5            :3              =1     : (x + 1/4y)         :x

         atau:



         Jadi rumus hidrokarbon tersebut adalah : C3H8
                                             BAB III
                                    TERMOKIMIA

A. Reaksi Eksoterm Dan Endoterm

1. Reaksi Eksoterm

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

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

2. Reaksi Endoterm

Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi
tersebut dibutuhkan panas.


Contoh : CaCO3          CaO(s) + CO2(g) -


B. Perubahan Entalpi


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

 a. Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm)
    Contoh: H2     2H -
 b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)
    Contoh:        H2             -a kJ

Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :

  1.
           untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur
       pada 298 K dan tekanan 1 atm.

       Contoh: H2(g) + 1/2 O2        H2                -285.85 kJ
  2.   Entalpi Penguraian:
                                                                           -unsurnya (=


       Contoh: H2           H2(g) + 1/2 O2
  3.
                                                            2   dari udara yang diukur pada 298
       K dan tekanan 1 atm.
        Contoh: CH4(g) + 2O2(g             CO2(g) + 2H2                 -802 kJ
  4.    Entalpi Reaksi:
                                                  -zat yang terdapat dalam persamaan reaksi
        dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat
        sederhana.

        Contoh: 2Al + 3H2SO4             Al2(SO4)3 + 3H2            -1468 kJ
  5.    Entalpi Netralisasi:


        Contoh:                             NaCl(aq) + H2            -890.4 kJ/mol
  6.    Hukum Lavoisier-Laplace
        "Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya =
        jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur
        pembentuknya."
        Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari
        positif menjadi negatif atau sebaliknya

        Contoh:
        N2(g) + 3H2(g)    2NH3                     - 112 kJ
        2NH3        N2(g) + 3H2


C. Penentuan Perubahan Entalpi Dan Hukum Hess


PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI

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


HUKUM HESS

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

Contoh:

C(s) + O2(g)                   CO2(g)                                     1 tahap
C(s) + 1/2 02(g)               CO(g)
                                                                          2 tahap
CO(g) + 1/2 O2(g)              CO2(g)
------------------------------------------------------------ +
C(s) + O2(g)                   CO2(g)

Menurut Hukum Hess : x = y + z
D. Energi-Energi Dan Ikatan Kimia


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

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

                                                    -
                                                    -

Contoh:

Diketahui :

energi ikatan

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

Ditanya:

                2H4(g)   + H2    C2H6(g)




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

A. Sistem Dispers Dan Sistem Koloid

SISTEM DISPERS

A. Dispersi kasar             : partikel zat yang didispersikan berukuran lebih besar
   (suspensi)                 dari 100 nm.
B. Dispersi koloid            : partikel zat yang didispersikan berukuran antara 1 nm -
                              100 nm.
C. Dispersi molekuler         : partikel zat yang didispersikan berukuran lebih kecil
   (larutan sejati)           dari 1 nm.

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

JENIS KOLOID

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

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


B. Sifat-Sifat Koloid

Sifat-sifat khas koloid meliputi :

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

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




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

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

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

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


C. Elektroferisis Dan Dialisis

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

 DIALISIS
Dialisis adalah proses pemurnian partikel koloid dari muatan-muatan yang menempel pada
permukaannya.
Pada proses dialisis ini digunakan selaput semipermeabel.


D. Pembuatan Koloid

1. Cara Kondensasi

Cara kondensasi termasuk cara kimia.
                                       kondensasi
Prinsip      Partikel Molekular       -------------->   Partikel Koloid
:

Reaksi kimia untuk menghasilkan koloid meliputi :

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

 b. Reaksi Hidrolisis
    FeCl3(aq) + 3 H2O(l)          Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq)

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

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

2. Cara Dispersi

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

Cara dispersi dapat dilakukan dengan cara mekanik atau cara kimia:

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

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

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

A. KONSENTRASI DAN KECEPATAN REAKSI

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

                         mM + nN
maka kecepatan reaksinya adalah:

        1 (dA)      1 d(B)      1 d(M)       1 d(N)
                                -------- =
V=-     ------- = - ------- = +              ----------
                                +
        a dt        b dt        m dt         n dt

dimana:

                             = kecepatan reaksi zat A = pengurangan konsentrasi zat A per
- 1/a . d(A) /dt    = rA
                             satuan wakru.
                             = kecepatan reaksi zat B = pengurangan konsentrasi zat B per
- 1/b . d(B) /dt    = rB
                             satuan waktu.
                             = kecepatan reaksi zat M = penambahan konsentrasi zat M per
- 1/m . d(M) /dt    = rM
                             satuan waktu.
                             = kecepatan reaksi zat N = penambahan konsentrasi zat N per
- 1/n . d(N) /dt    = rN
                             satuan waktu.

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

Secara umum kecepatan reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut:

V = k(A) x (B) y

dimana:

V = kecepatan reaksi
k = tetapan laju reaksi
x = orde reaksi terhadap zat A
y = orde reaksi terhadap zat B
(x + y) adalah orde reaksi keseluruhan
(A) dan (B) adalah konsentrasi zat pereaksi.




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

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

v = k (A) (B) 2

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

Contoh soal:

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

dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:

                                                    Kecepatan Reaksi
 No.        (NO) mol/l       (Br2) mol/l
                                                     mol / 1 / detik
  1.           0.1               0.1                       12
  2.           0.1               0.2                       24
  3.           0.1               0.3                       36
  4.           0.2               0.1                       48
  5.           0.3               0.1                      108

Pertanyaan:

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

Jawab:

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

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

   Untuk menentukan nilai y maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap NO tidak
   berubah yaitu data (1) dan (2). Dari data ini terlihat konsentrasi Br2 naik 2 kali, sedangkan
   kecepatan reaksinya naik 2 kali, maka :

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

   Jadi rumus kecepatan reaksinya : V = k(NO)2(Br2) (reaksi orde 3)
b. Untuk menentukan nilai k cukup kita ambil salah satu data percobaan saja misalnya data
   (1), maka:

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

   k = 12 x 103 mol-212det-1


C. Teori Tumbukan Dan Teori Keadaan Transisi

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

TEORI TUMBUKAN INI TERNYATA MEMILIKI BEBERAPA KELEMAHAN, ANTARA
LAIN :

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


 - molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama
   jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya.

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

A+B       T* --> C + D

dimana:

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

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

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


D. Tahap Menuju Kecepatan Reaksi

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

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

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

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

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

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


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

1. KONSENTRASI

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



2. SIFAT ZAT YANG BEREAKSI

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

Secara umum dinyatakan bahwa:

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

      Contoh: Ca2+(aq) + CO32+        CaCO3(s)
      Reaksi ini berlangsung dengan cepat.


  -   Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat.
      Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi
      untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang
      bereaksi.

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

3. SUHU

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


                                         k = A . e-E/RT
dimana:

k : tetapan laju reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
E : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/moloK = 8.314 joule/moloK
T : suhu reaksi (oK)



4. KATALISATOR

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

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

A. Keadaan Kesetimbangan

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

                                    A + B       C + D

ADA DUA MACAM SISTEM KESETIMBANGAN, YAITU :

1. Kesetimbangan dalam sistem homogen
    a. Kesetimbangan dalam sistem gas-gas
       Contoh: 2SO2(g) + O2(g)    2SO3(g)

   b. Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan
      Contoh: NH4OH(aq)      NH4+(aq) + OH- (aq)

2. Kesetimbangan dalam sistem heterogen
   a. Kesetimbangan dalam sistem padat gas
      Contoh: CaCO3(s)     CaO(s) + CO2(g)

   b. Kesetimbangan sistem padat larutan
      Contoh: BaSO4(s)     Ba2+(aq) + SO42- (aq)

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


B. Hukum Kesetimbangan
Hukum Guldberg dan    Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil kali
Wange:                konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali
                      konsentrasi pereaksi yang sisa dimana masing-masing konsentrasi
                      itu dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap.

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


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



Kc adalah konstanta kesetimbangan yang harganya tetap selama suhu tetap.
BEBERAPA HAL YANG HARUS DIPERHATIKAN

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

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

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

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

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

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

Contoh soal:

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

                              AB(g) + CD(g)        AD(g) + BC(g)

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

Jawab:

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

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

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

2. Jika tetapan kesetimbangan untuk reaksi:

                                    A(g) + 2B(g)       4C(g)

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

Jawab:
- Untuk reaksi pertama: K1 = (C)4/[(A) x (B)2] = 0.25
- Untuk reaksi kedua : K2 = [(A)1/2 x (B)]/(C)2
- Hubungan antara K1 dan K2 dapat dinyatakan sebagai:
  K1 = 1 / (K2)2    K2 = 2

C. Pergeseran Kesetimbangan

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

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

Bagi reaksi:

                                     A + B        C + D

KEMUNGKINAN TERJADINYA PERGESERAN

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

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

FAKTOR-FAKTOR YANG DAPAT MENGGESER LETAK KESETIMBANGAN
ADALAH :

a. Perubahan konsentrasi salah satu zat
b. Perubahan volume atau tekanan
c. Perubahan suhu

1. PERUBAHAN KONSENTRASI SALAH SATU ZAT

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

Contoh: 2SO2(g) + O2(g)       2SO3(g)

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

2. PERUBAHAN VOLUME ATAU TEKANAN

Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan perubahan volume
(bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa
pergeseran kesetimbangan.
          Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan bergeser
          ke arah jumlah Koefisien Reaksi Kecil.

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

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

Contoh:

N2(g) + 3H2(g)      2NH3(g)

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

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



C. PERUBAHAN SUHU

Menurut Van't Hoff:

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

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

  Contoh:

  2NO(g) + O2         2NO2            -216 kJ

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

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


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

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

HUBUNGAN ANTARA HARGA Kc DENGAN Kp

Untuk reaksi umum:

a A(g) + b B(g)        c C(g) + d D(g)


Harga tetapan kesetimbangan:

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

Kp = (PCc x PDd) / (PAa x PBb)

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


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

Kp = Kc (RT)



Contoh:

Jika diketahui reaksi kesetimbangan:

CO2(g) + C(s)        2CO(g)

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

Jawab:

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

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

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


E. Kesetimbangan Disosiasi

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

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

Contoh:
2NH3(g)       N2(g) + 3H2(g)

besarnya nilai der


                                     3   yang terurai / mol NH3 mula-mula


Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:

a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
                                                         isosiasi sebagian).

Contoh:

Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan

    N2O4         2NO2(g)

banyaknya mol N2O4 dan NO2 pada keadaan setimbang adalah sama.

Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?

Jawab:

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

Pada keadaan setimbang:

mol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk

a(1 -                1-
                                          BAB VII
                                         LARUTAN

A. Pendahuluan

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

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

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.

Larutan ini dibedakan atas :

 1. ELEKTROLIT KUAT

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

      Yang tergolong elektrolit kuat adalah:

      a. Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl03, H2SO4, HNO3 dan lain-lain.
      b. Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH,
         KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.
      c. Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain


 2. ELEKTROLIT LEMAH

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

      Yang tergolong elektrolit lemah:

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

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

Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:

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

 1. FRAKSI MOL

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

     Fraksi mol dilambangkan dengan X.

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

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

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

     * XA + XB = 1

 2. PERSEN BERAT

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

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

     - gula = 5/100 x 100 = 5 gram

     - air = 100 - 5 = 95 gram

 3. MOLALITAS (m)

     Molalitas menyatakan mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut.

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

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

 4. MOLARITAS (M)

     Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

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

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

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

     Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :

     N = M x valensi




                                     BAB VIII
                                EKSPONEN HIDROGEN


A. Pendahuluan

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

pH = - log [H+]

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

pH = - log 10-7 = 7

Atas dasar pengertian ini, ditentukan:

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

- Jika nilai pH < 7, maka larutan bersifat asam

- Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa

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



B. Menyatakan pH Larutan Asam

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

1.   pH Asam Kuat

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

     Contoh:

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

     HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq)
     [H+] = [HCl] = 0.01 = 10-2 M
     pH = - log 10-2 = 2

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

     Jawab:

     H2SO4(aq)  2 H+(aq) + SO42-(aq)

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



2.   pH Asam Lemah

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

        [H+] = Ca . Ka)

     dimana:

     Ca = konsentrasi asam lemah
     Ka = tetapan ionisasi asam lemah

     Contoh:

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

     Jawab:

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



C. Menyatakan pH Larutan Basa

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

 1. pH Basa Kuat

     Untuk menentukan pH basa-basa kuat ( = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai
     pOH larutan dari konsentrasi basanya.

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

    Jawab:

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

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



 2. pH Basa Lemah

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


         [OH-] = Cb . Kb)


    dimana:

    Cb = konsentrasi basa lemah
    Kb = tetapan ionisasi basa lemah

    Contoh:

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

    Jawab:

    [OH-] = Cb . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M
    pOH = - log 10-4 = 4
    pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10



D. Larutan Buffer

Larutan buffer adalah:

a. Campuran asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut.
   Contoh:
   - CH3COOH dengan CH3COONa
   - H3PO4 dengan NaH2PO4
b. Campuran basa lemah dengan garam dari basa lemah tersebut.
   Contoh:
   - NH4OH dengan NH4Cl

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

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

   [H+] = Ka. Ca/Cg

   pH = pKa + log Ca/Cg

   dimana:
   Ca = konsentrasi asam lemah
   Cg = konsentrasi garamnya
   Ka = tetapan ionisasi asam lemah

   Contoh:

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

   Jawab:

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

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



2. Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengan garamnya
   (larutannya akan selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus:

   [OH-] = Kb . Cb/Cg

   pOH = pKb + log Cg/Cb

   dimana:
   Cb = konsentrasi base lemah
   Cg = konsentrasi garamnya
   Kb = tetapan ionisasi basa lemah

   Contoh:

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

   Jawab:

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

   mol NH4OH yang bereaksi = mol HCl yang tersedia = 0.1 mol
   mol NH4OH sisa = 0.2 - 0.1 = 0.1 mol
   mol NH4Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 mol
   Karena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH4Cl) maka campurannya akan
   membentuk
   Larutan buffer.

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

   pH = 14 - p0H = 14 - 5 = 9



E. Hidrolisis

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

ADA EMPAT JENIS GARAM, YAITU :

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

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

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

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

F. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah

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


        [H+] =   Kh . Cg

dimana :


       Kh = Kw/Kb


Kh = konstanta hidrolisis

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


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




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

Jawab:

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

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



G. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Lemah

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


   [OH-] =     K h . Cg

dimana:


       Kh = Kw/Ka


Kh = konstanta hidrolisis

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


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




Contoh:

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

Jawab:

NaOH + CH3COOH  CH3COONa + H2O

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

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

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

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

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



                                 BAB IX
                TEORI ASAM BASA DAN STOKIOMETRI LARUTAN

A. Teori Asam Basa
1. MENURUT ARRHENIUS

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

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

Contoh:

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

2. MENURUT BRONSTED-LOWRY

Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.

Contoh:

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

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

2) H2O(l) + NH3(aq)    NH4+(aq) + OH-(aq)
   asam-1 basa-2         asam-2    basa-1

H2O dengan OH- merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

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

B. Stokiometri Larutan

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

 1. Stoikiometri dengan Hitungan Kimia Sederhana

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

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

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

   n=V.M

   dimana:

   n = jumlah mol
   V = volume (liter)
   M = molaritas larutan

   Contoh:

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

   Jawab:

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



2. Titrasi

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

   Contoh:

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

   Jawab:

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

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

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



                                                         BAB X
                                                    ZAT RADIOAKTIF

A. Keradioaktifan Alam

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

MACAMNYA

KERADIOAKTIFAN ALAM

- Terjadi secara spontan
              238             224              4
Misalnya:   92      U   90         Th +   2       He

 1. Jenis peluruhan

    a. Radiasi Alfa
        - terdiri dari inti 24 He
       - merupakan partikel yang massif
       - kecepatan 0.1 C
       - di udara hanya berjalan beberapa cm sebelum menumbuk
         molekul udara

    b. Radiasi Beta
        - terdiri dari elektron -10 e atau -10 beta
       - terjadi karena perubahan neutron 01 n              1
                                                                   1
                                                                       p+   -1
                                                                                 0
                                                                                     e
       - di udara kering bergerak sejauh 300 cm

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

    d. Emisi Positron
        - terdiri dari partikel yang bermuatan positif dan hampir sama
         dengan elektron
       - terjadi dari proton yang berubah menjadi neutron 1 1 p  01
          n + +10 e

    e. Emisi Neutron
       - tidak menghasilkan isotop unsur lain



 2. Kestabilan inti
    - Pada umumnya unsur dengan nomor atom lebih besar dari 83
      adalah radioaktif.
    - Kestabilan inti dipengaruhi oleh perbandingan antara neutron dan
      proton di dalam inti.

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



 3. Deret keradioaktifan

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

    a. Deret Uranium-Radium

                                      238                                         206
        Dimulai dengan           92         U dan berakhir dengan            82         Pb

    b. Deret Thorium

                                                   232                                            208
        Dimulai oleh peluruhan                90         Th dan berakhir dengan              82         Pb

    c. Deret Aktinium

                                                        235                                        207
        Dimulai dengan peluruhan                   92         U dan berakhir dengan           82         Pb

    d. Deret Neptunium

                                                         237                                            209
        Dimulai dengan peluruhan                    93           Np dan berakhir dengan            83
        Bi

B. Keradioaktifan Buatan, Rumus Dan Ringkasan

KERADIOAKTIFAN BUATAN

Perubahan inti yang terjadi karena ditembak oleh partikel.

Prinsip penembakan:

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

             14            4             17              1
Misalnya:   7     N+   2       He      8     O+        1    p


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

k = 0.693/t1/2

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



k = tetapan laju peluruhan
t = waktu peluruhan
No = jumlah bahan radioaktif mula-mula
Nt = jumlah bahan radioaktif pada saat t
t1/2 = waktu paruh


RINGKASAN

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

e = elektron
n = neutron
p = proton

2. Peluruhan radioaktif:
a. Nt = No . e-1
b. 2.303 log No/Nt = k . t
c. k . t1/2 = 0.693
d. (1/2)n = Nt/No
   t1/2 x n = t

No = jumiah zat radioaktif mula-mula (sebelum meluruh)
Nt = jumiah zat radioaktif sisa (setelah meluruh)
k = tetapan peluruhan
t = waktu peluruhan
t1/2 = waktu paruh
n = faktor peluruhan

Contoh:

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

Jawab:

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

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

Jawab:
No = 400 gram
Nt = 6.25 gram
t = 72 tahun

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

n = 6 (n adalah faktor peluruhan)

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



                                       BAB XI
                                 KIMIA LINGKUNGAN


DEFINISI
Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari pengaruh dari bahan kimia terhadap lingkungan.

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

MACAMNYA
1. Pencemaran udara
2. Pencemaran air
3. Pencemaran tanah

1. Pencemaran udara
    a. Karbon monoksida (CO)
       - tidak berwarna dan tidak barbau
       - bersifat racun karena dapat berikatan dengan hemoglobin CO
         + Hb  COHb
       - kemampuan Hb untuk mengikat CO jauh lebih besar dan O2,
         akibatnya darah kurang berfungsi sebagai pengangkut 02
    b. Belerangdioksida (SO2)
       - berasal dari: gunung api, industri pulp dengan proses sulfit dan
         hasil pembakaran bahan bakar yang mengandung belerang (S)
       - warna gas : coklat
       - bersifat racun bagi pernafasan karena dapat mengeringkan
         udara
    c. Oksida nitrogen (NO dan NO 2)
       - pada pembakaran nitrogen, pembakaran bahan industri dan
         kendaraan bermotor
       - di lingkungan yang lembab, oksida nitrogen dapat membentuk
         asam nitrat yang bersifat korosif
    d. Senyawa karbon
       - dengan adanya penggunaan dari beberapa senyawa karbon di
         bidang pertanian, kesehatan dan peternakan, misalnya
         kelompok organoklor
       - organoklor tersebut: insektisida, fungisida dan herbisida
2. Pencemaran air
    a. Menurunnya pH air memperbesar sifat korosi air pada Fe dan dapat mengakibatkan
       terganggunya
       kehidupan organisme air.
   b. Kenaikan suhu air mengakibatkan kelarutan O2 berkurang.
    c. Adanya pembusukan zat-zat organik yang mengubah warna, bau dan rasa air.
       Syarat air sehat:
       - tidak berbau dan berasa
       - harga DO tinggi dan BOD rendah
3. Pencemaran tanah
   - Adanya bahan-bahan sintetik yang tidak dapat dihancurkan oleh
     mikroorganisme seperti plastik.
   - Adanya buangan kimia yang dapat merusak tanah.
4. Dampak polusi

    JENIS POLUTAN                               DAMPAK
            CO         Racun sebab afinitasnya terhadap Hb besar
                       Peningkatan radiasi ultra violet sebab NO menurunkan kadar O 3
            NO
                       (filter ultra violet)
           Freon       sda
            NO2        Racun paru
           Minyak      Ikan mati sebab BOD naik
     Limbah industri   Ikan mati sebab BOD naik
        Pestisida      Racun sebab pestisida adalah organoklor
           Pupuk       Tumbuhan mati kering sebab terjadi plasmolisis cairan sel



                                   BAB XII
                         KIMIA TERAPAN DAN TERPAKAI


DEFINISI

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

A. Sabun
1. PENGERTIAN

Garam dari asam lemak dengan KOH/NaOH

2. JENIS

           O
           
Lunak : R  C  OK

            O
           
Keras : R  C  ONa

3. SIFAT
1. Mengandung alkali bebas  kualitas rendah
2. Dalam H2koloid
3. Dalam air sadah  kurang membuih

4. PEMBUATAN

Lemak / Minyak + NaOH / KOH



B. Detergen
1. PENGERTIAN

Garam Natrium dari Asam Sulfonat

2. SIFAT

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

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

Kimiawi
- Dapat melarutkan lemak
- Tak dipengaruhi kesadahan air

3. PEMBUATAN

ROH + H2SO4  ROSO3H + H2O

ROSO3H + NaOH  ROSO3Na + H2O



C. Bensin
1. KOMPOSISI

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

2. BILANGAN OKTAN

Kadar iso oktan dalam bensin

3. KOMERSIAL

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

4. SENYAWA ANTI KNOCKING

Tetra etil lead (C2H5)4Pb
5. BENSIN CRACKING

Diperoleh melalui proses pemutusan Hidrokarbon

C12H26 ———————————> C6H14 + C6H12
         425 C 25 atm




D. Pupuk

JENIS PUPUK

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



 2. Pupuk Buatan

      a. Pupuk Nitrogen
         - Za = (NH4)2SO4
         - A.S.N = Amonium Sulfat Nitrat
         - Urea = CO(NH2)2

      b. Pupuk Kalium  N.P.K

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

Catatan :

Fungsi Pupuk : Mensuplai kebutuhan akan unsur-unsur tertentu

E. Air

H2O       merupakan pelarut universal

 1. Menurut Tempatnya
    a. Air Tanah
    b. Air Permukaan  Sungai
    c. Air Hujan
 2. Menurut Kandungan Mineral

    a. Air Murni
    b. Air Tak Murni
       - Air Minum
       - Air mineral  Air Pelikan dan Air Sadah



F. Kesadahan

Air Sadah  mengandung Ca2+ dan Mg2+
    1. Jenis

       a. Tetap  bila anionnya SO42- / Cl-
       ....pelunakannya diberi Na2CO3

       b. Sementara  bila anionnya HCO3-
       ....pengendapannya  Dipanaskan dan Diberi Kapur
    2. Dampak

       a. Memboroskan

       b.Sabun Menimbulkan Baru Ginjal

       c.Menimbulkan Kerak Pada Dasar Ketel



G. Zat Tambahan Pada Makanan

Zat-zat makanan yang diperlukan tubuh adalah

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

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

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

1. Zat tambahan untuk membuat makanan menjadi lebih menarik kelihatannya, lebih
   sedap bau dan rasanya dan lebih awet bila disimpan.
2. Zat tambahan yang bercampur dengan makanan pada waktu dalam proses
   penyediaan/pembuatan bahan makanan.

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


URAIAN BEBERAPA ZAT TAMBAHAN

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

       Ada 2 macam zat warna:

       a. Zat Warna Nabati,          yaitu yang berasal dari alam/tumbuh-tumbuhan. seperti
                                     warna hijau dari daun suji (daun pandan) dan warna
                                     kuning atau jingga dari kunir (kurkuma).
       b. Zat Warna Sintetik,        yang umumnya dibuat dari ter batubara
                                     Zat warna ini tidak boleh digunakan untuk makanan,
                                     karena beracun. Penelitian menunjukkan bahwa
                                     beberapa zat warna itu dapat menimbulkan penyakit
                                     kanker.



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



 3. Zat Pengawet

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

     Contohnya:

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

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



 4. Zat Pemanis

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

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

H. Kertas

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

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

1. Pembuatan pulp
2. Pembuatan kertas dari pulp

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

Ada 3 macam proses pembuatan pulp, yaitu:
1. Proses mekanis
2. Proses semi-kimia
3. Proses kimia

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



Pada proses semi-kimia                dilakukan seperti proses mekanis, tetapi dibantu
                                      dengan bahan kimia untuk lebih melunakkan, sehingga
                                      serat-serat selulosa mudah terpisah dan tidak rusak.



Pada proses kimia                     bahan baku dimasak dengan bahan kimia tertentu
                                      untuk mengllilangkan zat lain yang tidak perlu dari
                                      serat-serat selulosa. Dengan proses ini, dapat diperoleh
                                      selulosa yang murni dan tidak rusak.


Ada 2 metoda pembuatan pulp dengan proses kimia, yaitu:

  a.       Metoda proses basa

           Termasuk di sini adalah:
           - proses soda
           - proses sulfat



  b.       Metoda proses asam

           Yang termasuk proses asam adalah proses sulfit


Proses Basa

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

Dalam larutan tersebut dimasukkan larutan pemasak:

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

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

Reaksi sebenarnya rumit sekali, tetapi secara sederhana dapat ditulis:

       Larutan pemasak

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

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

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

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

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

Proses Asam

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

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

Pembuatan Kertas

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

Catatan:

     1. Zat-zat tersebut di atas dipakai dalam jumlah kecil sekali, dan bila berlebihan
        berbahaya bagi kesehatan.
     2. Ada zat pemanis yang dapat menimbulkan kanker pada hewan-hewan percobaan,
        sehingga di beberapa negara dilarang.
     3. Umumnya zat-zat tersebut di atas adalah sintetis.



                                        BAB XIII
                                SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

A. Sifat Koligatif Larutan Non Elektrolit

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

Sifat koligatif meliputi:

1.   Penurunan tekanan uap jenuh
2.   Kenaikan titik didih
3.   Penurunan titik beku
4.   Tekanan osmotik

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

PENURUNAN TEKANAN UAP JENUH

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

Menurut RAOULT:

p = p o . XB

dimana:

p = tekanan uap jenuh larutan
po = tekanan uap jenuh pelarut murni
XB = fraksi mol pelarut

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

P = Po (1 - XA)

P = Po - Po . XA

Po - P = Po . XA

sehingga:

P = po . XA

dimana:

P = penunman tekanan uap jenuh pelarut
po = tekanan uap pelarut murni
XA = fraksi mol zat terlarut

Contoh:

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

Jawab:

mol glukosa = 45/180 = 0.25 mol

mol air = 90/18 = 5 mol

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

Penurunan tekanan uap jenuh air:

P = Po. XA = 18 x 0.048 = 0.864 mmHg
KENAIKAN TITIK DIDIH

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

Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:

Tb = m . Kb

dimana:

Tb = kenaikan titik didih (oC)
m = molalitas larutan
Kb = tetapan kenaikan titik didih molal

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

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

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

Tb = (100 +    Tb)oC

C. Penurunan Titik Beku Dan Tekanan Osmotik

PENURUNAN TITIK BEKU

Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai :

Tf = m . Kf = W/Mr . 1000/p . Kf

dimana:

Tf = penurunan titik beku
m = molalitas larutan
Kf = tetapan penurunan titik beku molal
W = massa zat terlarut
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
p = massa pelarut

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




TEKANAN OSMOTIK

Tekanan osmotik adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang dapat menghentikan
perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui membran semi permeabel
(proses osmosis).
Menurut VAN'T HOFF tekanan osmotik mengikuti hukum gas ideal:

PV = nRT

Karena tekanan osmotik =    , maka :

= n/V R T = C R T

dimana :
= tekanan osmotik (atmosfir)
C = konsentrasi larutan (mol/liter= M)
R = tetapan gas universal = 0.082 liter.atm/mol oK
T = suhu mutlak (oK)

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

D. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

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

Contoh:

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

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

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

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

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

1. Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai:

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

n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.

2. Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai:
Tf = m . Kf [1 + (n-1)] = W/Mr . 1000/p . Kf [1+ (n-1)]

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

Contoh:

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

Jawab:

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

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

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

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



                                         BAB XIV
                        HASIL KALI KELARUTAN
A. Pengertian Dasar

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

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

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

Contoh:

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

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

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

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

B. Kelarutan

1. Kelarutan zat AB dalam pelarut murni (air).
                   +
AnB(s)        nA  (aq) + Bn-(aq)
 s              n.s      s

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

dimana: s = sulobility = kelarutan

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

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

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

maka dari kedua persamaan reaksi di atas:

[A+] = s + b = b, karena nilai s cukup kecil bila dibandingkan terhadap nilai b sehingga dapat
diabaikan.
[B-1] = s
                                     Jadi : Ksp AB = b . s
Contoh:
Bila diketahui Ksp AgCl = 10-10 ,berapa mol kelarutan (s) maksimum AgCl dalam 1 liter
larutan 0.1 M NaCl ?
Jawab:

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

             Na+(aq) + Cl-(aq)

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

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

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

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

    CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)     Ca(HCO3)2(aq)
                                larut
 b. Reaksi antara basa amfoter dengan basa kuat

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

    Al(OH)3               KAlO2(aq) + 2 H2O(l)
                      larut
c. Pembentukan senyawa kompleks

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

    AgCl(s) + NH4              Ag(NH3)2Cl(aq) + H2O(l)
                             larut


C. Mengendapkan Elektrolit

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

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

Contoh:

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

Jawab:

Na2CO3           2 Na+(aq) + CO3- (aq)

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

CaCl2          Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)

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

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

karena : [Ca2+] x [CO32-] > Ksp CaCO3, maka akan terjadi endapan CaCO3
                                         BAB XV
            REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA
A. Oksidasi - Reduksi

OKSIDASI REDUKSI



               Oksidasi
                                 Reaksi antara suatu zat dengan oksigen
   Klasik
               Reduksi           Reaksi antara suatu zat dengan hidrogen



               Oksidasi           - Kenaikan Bilangan Oksidasi
                                  - Pelepasan Elektron
                                  - Penurunan Bilangan Oksidasi
               Reduksi
                                  - Penangkapan Elektron

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

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

                                  - Reaksi redoks di mana sebuah zat mengalami
               Auto Redoks
                                    reduksi sekaligus oksidasi



B. Konsep Bilangan Oksidasi

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

HARGA BILANGAN OKSIDASI
 1. Unsur bebas Bialngan Oksidasi = 0

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

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

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

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

 6. Bilangan Oksidasi molekul = 0

 7. Bilangan Oksidasi ion = muatan ion

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

C. Langkah-Langkah Reaksi Redoks

LANGKAH-LANGKAH PENYETARAAN REAKSI REDOKS

 1. CARA BILANGAN OKSIDASI

     a. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksinya.
     b. Tentukan penurunan Bilangan Oksidasi dari oksidator dan kenaikan Bilangan
        Oksidasi dari reduktor.
     c. Jumlah elektron yang diterima dan yang dilepaskan perlu disamakan dengan
        mengalikan terhadap suatu faktor.
     d. Samakan jumlah atom oksigen di kanan dan kiri reaksi terakhir jumlah atom
        hidrogen di sebelah kanan dan kiri reaksi.
 2. CARA SETENGAH REAKSI

      a. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksi.
      b. Reaksi oksidasi dipisahkan daui reaksi reduksi
      c. Setarakan ruas kanan dan kiri untuk jumlah atom yang mengalami perubahan
         Bilangan Oksidasi untuk reaksi yang jumlah atom-atom kanan dan kiri sudah sama,
         setarakan muatan listriknya dengan menambahkan elektron.
      d. Untuk reaksi yang jumlah atom oksigen di kanan dan kiri belum sama setarakan
         kekurangan oksigen dengan menambahkan sejumlah H2O sesuai dengan jumlah
         kekurangannya.
      e. Setarakan atom H dengan menambah sejumlah ion H+ sebanyak kekurangannya.
      f. Setarakan muatan, listrik sebelah kanan dan kiri dengan menambahkan elektron
         pada ruas yang kekurangan muatan negatif atau kelebihan muatan positif.
      g. Samakan jumlah elektron kedua reaksi dengan mengalikan masing-masing dengan
         sebuah faktor.
D. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks

Tahapan:

   1. Tentukan perubahan bilangan oksidasi.
   2. Setarakan perubahan bilangan oksidasi.
   3. Setarakan jumlah listrik ruas kiri dan kanan dengan :
      H+      pada larutan bersifat asam
      OH-       pada larutan bersifat basa
   4. Tambahkan H2O untuk menyetarakan jumlah atom H.

Contoh:

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

  1. MnO4- + Fe2+                Mn2+ + Fe3+
     ..+7...... +2.......       +2...... +3
     .................
     ........................+1
  2. Angka penyerta = 5
     MnO4- + 5 Fe2+               Mn2+ + 5 Fe3+

  3. MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+            Mn2+ + 5 Fe3+

  4. MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+             Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O

E. Elektrokimia

SEL ELEKTROKIMIA

  1. Sel Volta/Galvani

      2. anode = elektroda negatif (-)
      3. katoda = elektroda positif (+)

  2. Sel Elektrolisis

      2. anode = elektroda positif (+)
      3. katoda = elektroda neeatif (-)

F. Sel Volta

KONSEP-KONSEP SEL VOLTA

Sel Volta
 1. Deret Volta/Nerst
      a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn
          Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au

       b. Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi
          Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi
 2. Prinsip
    1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; Katoda terjadi reaksi reduksi
    2. Arus elektron :                    Arus listrik
    3. Jembatan garam: menyetimbangkan ion-ion dalam larutan


MACAM SEL VOLTA

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

 2. Sel Aki
    = Katoda: PbO2
    = Anoda : Pb
    = Elektrolit: Larutan H2SO4
    = Sel sekunder

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

 4. Baterai Ni - Cd
    = Katoda : NiO2 dengan sedikit air
    = Anoda : Cd

G. Potensial Elektroda

POTENSIAL ELEKTRODA

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

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

 3. Elektroda Logam
    - E° logam diukur terhadap E° H2
    - Logam sebelah kiri H : E° elektroda < 0
    - Logam sebelah kanan H : E° elektroda > 0

 4. Cara Menghitung Potensial Elektroda Sel
    1. E° sel = E° red - E° oks
    2. E sel = E° sel - RT/nF ln C
       Pada 25° C :
       E sel = E° sel - 0.059/n log C
    Elektroda tergantung pada :
    - Jenis Elektroda
    - Suhu
    - Konsentrasi ionnya


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

H. Korosi

 1. Prinsip
    Proses Elektrokimia
    Proses Oksidasi Logam

 2. Reaksi perkaratan besi
     a. Anoda: Fe(s) ® Fe2+ + 2e
        Katoda: 2 H+ + 2 e- ® H2
        2 H2O + O2 + 4e- ® 4OH-

     b. 2H+ + 2 H2O + O2 + 3 Fe ® 3 Fe2+ + 4 OH- + H2
        Fe(OH)2 oleh O2 di udara dioksidasi menjadi Fe2O3 . nH2O

 3. Faktor yang berpengaruh

    1. Kelembaban udara
    2. Elektrolit
    3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)
    4. Adanya O2
    5. Lapisan pada permukaan logam
    6. Letak logam dalam deret potensial reduksi

 4. Mencegah Korosi
    1. Dicat
    2. Dilapisi logam yang lebih mulia
    3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
    4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi   dan dihubungkan
    5. Dicampur dengan logam lain


I. KOROSI

 1. Prinsip
    Proses Elektrokimia
    Proses Oksidasi Logam

 2. Reaksi perkaratan besi
     a. Anoda: Fe(s) ® Fe2+ + 2e
           Katoda: 2 H+ + 2 e- ® H2
           2 H2O + O2 + 4e- ® 4OH-

        b. 2H+ + 2 H2O + O2 + 3 Fe ® 3 Fe2+ + 4 OH- + H2
           Fe(OH)2 oleh O2 di udara dioksidasi menjadi Fe2O3 . nH2O

 3. Faktor yang berpengaruh

       1. Kelembaban udara
       2. Elektrolit
       3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)
       4. Adanya O2
       5. Lapisan pada permukaan logam
       6. Letak logam dalam deret potensial reduksi

 4. Mencegah Korosi
    1. Dicat
    2. Dilapisi logam yang lebih mulia
    3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
    4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi         dan dihubungkan
    5. Dicampur dengan logam lain


J. Elektrolisis
1. Katoda [elektroda -]
 • Terjadi reaksi reduksi
 • Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) den Alkali tanah (IIA), Al dan
   Mn
 • Reaksi:
   2 H+(aq) + 2e-  H2(g)
   ion golongan IA/IIA  tidak direduksi; penggantinya air
   2 H2O() + 2 e-  basa + H2(g)
   ion-ion lain  direduksi
2. Anoda [ektroda +]
 • Terjadi reaksi oksidasi
 • Jenis logam diperhatikan

       a. Anoda : Pt atau C (elektroda inert)
          reaksi : - 4OH-(aq)  2H2O() + O2(g) + 4e-
                   - gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh             2
       H2O()  asam + O2(g)
                   - golongan VIIA (halogen)  gas

       b. Anoda bukan : Pt atau C
          reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau
          senyawa lain.

K. Hukum Faraday

PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS

  1.    Hukum Faraday I

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

        Rumus:

        m = e . i . t / 96.500

        q=i.t

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



  2.    Hukum Faraday II

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

        Rumus:

        m1 : m2 = e1 : e2

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



Contoh:

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

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

Jawab:

CuSO4 (aq)  Cu2+(aq) + SO42-(aq)

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

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

 a. massa tembaga:

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



 b. m1 : m2 = e1 : e2

       mCu : mO2 = eCu : eO2
    3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4

    3,125 : mO2 = 31,25 : 8

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

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

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




                                                 BAB XVI
                                         STRUKTUR ATOM

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

1. Proton        : partikel pembentuk atom yang mempunyai massa sama dengan satu
                   sma (amu) dan bermuatan +1.
2. Neutron       : partikel pembentuk atom yang bermassa satu sma (amu) dan netral.
3. Elektron      : partikel pembentuk atom yang tidak mempunyai massa dan
                   bermuatan -1.

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

c. Notasi unsur :   z
                     A
                         A dengan X : tanda atom (unsur)
                                 Z : nomor atom                               = jumlah elektron (e)
                                                                              = jumlah proton (p)
                                        A : bilangan massa                    = jumlah proton +
                                                                              neutron
Pada atom netral, berlaku: jumlah elektron = jumlah proton.

Contoh :

1. Tentukan jumlah elektron, proton den neutron dari unsur   26
                                                                  56
                                                                       Fe !

Jawab :

Jumlah elektron = jumlah proton = nomor atom = 26

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

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

Jawab :

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

Jadi notasi unsurnya:     13
                               27
                                    X
d. Atom tak netral : atom yang bermuatan listrik karena kelebihan atau kekurangan
elektron bila dibandingkan dengan atom netralnya.

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

Contoh:

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

e. Isotop : unsur yang nomor atomnya sama, tetapi berbeda bilangan massanya.
Contoh: Isotop oksigen: 816 O ; 817 O ; 818 O

f. Isobar : unsur yang bilangan massanya sama, tetapi berbeda nomor atomnya.
Contoh: 2759 CO dengan 2859 Ni

g. Isoton : unsur dengan jumlah neutron yang sama.
Contoh: 613 C dengan 714 N

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

B. Model Atom
A. MODEL ATOM JOHN DALTON
 - atom adalah bagian terkecil suatu unsur
 - atom tidak dapat diciptakan, dimusnahkan, terbagi lagi, atau diubah menjadi zat lain
 - atom-atom suatu unsur adalah same dalam segala hal, tetapi berbeda dengan atom-
   atom dari unsur lain
 - reaksi kimia merupakan proses penggabungan atau pemisahan atom dari unsur-unsur
   yang terlihat

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

B.
MODEL ATOM J.J. THOMPSON
 - atom merupakan suatu bola bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron-
   elektron seperti kismis
 - jumlah muatan positif sama dengan muatan negatif, sehingga atom bersifat netral



C. MODEL ATOM RUTHERFORD
 - atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dengan muatan positif yang massanya
   merupakan massa atom tersebut
 - elektron-elektron dalam atom bergerak mengelilingi inti tersebut
 - banyaknya elektron dalam atom sama dengan banyaknya proton dalam inti dan ini
   sesuai dengan nomor
   atomnya




D. MODEL ATOM BOHR
    - elektron-elektron dalam mengelilingi inti berada pada tingkat-tingkat energi (kulit)
        tertentu tanpa
        menyerap atau memancarkan energi
    -   elektron dapat berpindah dari kulit luar ke kulit yang lebih dalam dengan
        memancarkan energi, atau
        sebaliknya

C. Bilangan-Bilangan Kuantum

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

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

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

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

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

Contoh:

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

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

Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari 0 sampai dengan (n-1).
n = 1 ; l = 0 ; sesuai kulit K
n = 2 ; l = 0, 1 ; sesuai kulit L
n = 3 ; l = 0, 1, 2 ; sesuai kulit M
n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3 ; sesuai kulit N
dan seterusnya

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

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

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

Untuk:

l   =   0   (sub   kulit s), harga m =        0 (mempunyai 1 orbital)
l   =   1   (sub   kulit p), harga m =       -1, O, +1 (mempunyai 3 orbital)
l   =   2   (sub   kulit d), harga m =       -2, -1, O, +1, +2 (mempunyai 5 orbital)
l   =   3   (sub   kwit f) , harga m =       -3, -2, O, +1, +2, +3 (mempunyai 7 orbital)
4. Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektron pada sumbunya.
Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua elektron ini berputar
melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-masing diberi harga spin +1/2
atau -1/2.

Pertanyaan:

Bagaimana menyatakan keempat bilangan kuantum dari elektron 3s1 ?

Jawab:

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

D. Konfigurasi Elektron

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

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

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

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




Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:

Atom H : mempunyai 1 elektron, konfigurasinya 1s1
Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1

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

Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth
dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.
3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa
elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital
terisi dengan sebuah elektron.

Contoh:

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




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




                                      BAB XVII
                  SISTEM PERIODIK UNSUR-UNSUR

MACAM-MACAM SISTEM PERIODIK
1. TRIADE DOBEREINER DAN HUKUM OKTAF NEWLANDS

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

Contoh kelompok-kelompok       - Cl, Br dan I
triade:                        - Ca, Sr dan Ba
                               - S, Se dan Te

HUKUM OKTAF NEWLANDS
Apabila unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka unsur kesembilan
mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesepuluh mirip dengan
unsur kedua dan seterusnya. Karena setelah unsur kedelapan sifat-sifatnya selalu
terulang, maka dinamakan hukum Oktaf.
                                                                   (+8)

Contoh: Li (nomor atom 3) akan mirip sifatnya dengan Na (nomor atom 11) 3  11

2. SISTEM PERIODIK MENDELEYEV

 - Disusun berdasarkan massa atomnya dengan tidak mengabaikan sifat-sifat unsurnya.
 - Lahirlah hukum periodik unsur yang menyatakan bahwa apabila unsur disusun
     menurut massa atomnya, maka unsur itu akan menunjukkan sifat-sifat yang berulang
     secara periodik.
 -   Beberapa keunggulan sistem periodik Mendeleyev, antara lain:
       - Ada tempat bagi unsur transisi.
       - Terdapat tempat-tempat kosong yang diramalkan akan diisi dengan unsur yang
         belum ditemukan pada waktu itu.
 - Kekurangan sistem periodik ini:
    - Adanya empat pasal anomali, yaitu penyimpangan terhadap hukum perioditas
         yang disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Keempat anomali itu
         adalah: Ar dengan K, Te dengan I, Co dengan Ni dan Th dengan Pa.

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

4. SISTEM PERIODIK DAN HUBUNGANNYA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON



A. HUBUNGAN ANTARA PERIODA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

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


B. Hubungan Antara Golongan Dengan Konfigurasi Elektron

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

- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN A

   Lambang                Nama          Konfigurasi Elektron Orbital
   Golongan            Golongan                   Terluar
       I-A                Alkali                     ns1
      II - A           Alkali tanah                  ns2
     III - A              Boron                     2
                                                 ns - np1
     IV - A          Karbon - Silikon            ns2 - np2
                        Nitogen -
      V-A                                         ns2 - np3
                         Posphor
      VI - A             Oksigen                  ns2 - np4
     VII - A             Halogen                  ns2 - np5
     VIII - A           Gas mulia                 ns2 - np6

- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B

   Konfigurasi
                       Lambang Golongan
     Elektron
   (n - 1) d1 ns2             III - B
   (n - 1) d2 ns2             IV - B
   (n - 1) d3 ns2              V-B
   (n - 1) d4 ns2             VI - B
   (n - 1) d5 ns2             VII - B
  (n - 1) d6-8 ns2             VIII
   (n - 1) d9 ns2               I-B
   (n - 1) d10 ns2              II - B

- GOLONGAN LANTANIDA DAN AKTINIDA, DIBERI LAMBANG


    nS2 (n-2)f1-14



Jika :

n = 6 adalah lantanida
n = 7 adalah aktinida



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

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




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

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

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

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


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

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

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

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

         Contoh:
         jari-jari atom Cl < jari-jari ion Cl-
         jari-jari atom Ba > jari-jari ion Ba2+



2. Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang
      paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas.

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



3. Affinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu
   unsur dalam keadaan gas menerima elektron.

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



4. Keelektronegatifan adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke
   arah intinya dan digunakan bersama.

SECARA DIAGRAMATIS SIFAT-SIFAT INI DAPAT DISAJIKAN SEBAGAI BERIKUT

1.   Jari-jari atom
2.   Sifat logam
3.   Sifat elektropositif
4.   Reduktor
5.   Sifat basa/oksida basa

makin besar/kuat

1.   Sifat elektronegatif
2.   Oksidator
3.   Potensial ionisasi
4.   Affinitas elektron
5.   Keelektronegatifan

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

          :   artinya,   dalam   satu   periode dari kiri ke kanan
           :   artinya,   dalam   satu   periode dari kanan ke kiri
           :   artinya,   dalam   satu   golongan dari atas ke bawah
           :   artinya,   dalam   satu   golongan dari bawah ke atas




                                                BAB XVIII
                                           IKATAN KIMIA

A. Peranan Elektron Dalam Ikatan Kimia

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

Contoh:

TEORI INI MENDAPAT BEBERAPA KESULITAN, YAKNI :
1. Pada senyawa BCl3 dan PCl5, atom boron dikelilingi 6 elektron, sedangkan atom fosfor
   dikelilingi 10 elektron.

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

   Contoh : 8O : 1s2 2s2 2p2 2px2 2py1 2pz1

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

   akan tetapi:

               5B   : 1s2 2s2 2px1

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

   Contoh : 5B : 1s2 2s2 2px1         (hibridisasi) 1s2 2s1 2px1 2py1

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

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


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

BEBERAPA MACAM IKATAN KIMIA YANG TELAH DIKETAHUI, ANTARA LAIN :

A. Ikatan antar atom                 1.   Ikatan   ion = elektrovalen = heteropolar
                                     2.   Ikatan   kovalen = homopolar
                                     3.   Ikatan   kovalen koordinasi = semipolar
                                     4.   Ikatan   logam
B. Ikatan antar molekul              1.   Ikatan   hidrogen
                                     2.   Ikatan   van der walls



B. Ikatan Ion = Elektrovalen = Heteropolar

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

PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH

- IA VIIA atau VIA
- IIA  VIIA atau VIA
- Unsur transisi VIIA atau VIA
Contoh:

    Na            Na + e-
  2
1s 2s2 2p6 3s1     1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)

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

   Cl + e-       Cl-
  2  2   6 2   5
1s 2s 2p 3s 3p           1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)

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

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

SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN

a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar



C. Ikatan Kovalen = Homopolar

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

IKATAN KOVALEN TERBAGI ATAS

 1. IKATAN KOVALEN POLAR

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




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

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

      T=n.l
     dimana :

     T = momen dipol
     n = kelebihan muatan pada masing-masing atom
     l = jarak antara kedua inti atom



 2. IKATAN KOVALEN NON POLAR

     Titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul
     pembentukuya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron
     persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.

     Contoh:




     Kedua atom H mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.




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

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



D. Ikatan Kovalen Koordinasi = Semipolar

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

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

SYARAT PEMBENTUKANNYA

1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong

Contoh:

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




- Ion amonium : NH4+
E. Ikatan Logam, Ikatan Hidrogen Dan Ikatan Van Der Walls

IKATAN LOGAM

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




IKATAN HIDROGEN

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

Contoh:

- molekul H2O




- molekul HF




IKATAN VAN DER WALLS

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



F. Bentuk Molekul

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

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

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

a. Molekul HF:        - konfigurasi atom H : 1s1
                      - konfigurasi atom F: 1s2 2s2 2Px2 2py2 2pz1


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

b. Molekul H2O:       - konfigurasi atom H : 1s1
                      - konfigurasi atom O: 1s2 2s2 2Px2 2py1 2pz1


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

c. Molekul CH4        - konfigurasi atom H: 1s1
                      - konfigurasi atom C: 1s2 2s2 2Px1 2py1 2pz0


   Untuk mengikat 4 atom H menjadi CH4, maka 1 elektron dari orbital 2s akan
   dipromosikan ke orbital 2pz, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi: 1s1 2s1
   2px1 2py1 2pz1 . Orbital 2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p,
   akan tetapi ternyata kedudukan keempat ikatan C-H dalam CH4 adalah sama. Hal ini
   terjadi karena pada saat orbital 2s, 2px, 2py dan 2pz menerima 4 elektron dari 4 atom
   H, keempat orbital ini berubah bentuknya sedemikian sehingga mempunyai kedudukan
   yang sama. Peristiwa ini disebut "hibridisasi". Karena perubahan yang terjadi adalah
   1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi sp3. Bentuk molekul dari ikatan
   hibrida sp3 adalah tetrahedron.




BEBERAPA BENTUK GEOMETRI IKATAN, ANTARA LAIN :

                           Jumlah ikatan
    Jenis ikatan                                  Bentuk geometrik
                            maksimum
          sp                    2                        Linier
          sp2                   3                    Segitiga datar
          sp3                   4                     Tetrahedron
         dsp3                   5                  Trigonal bipiramid
       2
     sp d ; dsp2                4                   Segiempat datar
    d2sp3 ; sp3d2               6                     Oktahedron
                                            BAB XIX
                                  HIDROKARBON

A. Hidrokarbon Termasuk Senyawa Karbon

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

                  O
                  ||
NH4+CNO- H2N - C - NH2

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

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

              Senyawa karbon                               Senyawa anorganik
      membentuk ikatan kovalen                      membentuk ikatan ion
      dapat membentuk rantai karbon                 tidak dapat membentuk rantai karbon
      non elektrolit                                elektrolit
      reaksi berlangsung lambat                     reaksi berlangsung cepat
      titik didih dan titik lebur rendah            titik didih dan titik lebur tinggi
      larut dalam pelarut organik                   larut dalam pelarut pengion



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



B. Kekhasan Atom Karbon

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

ikatan dalam molekul metana
[gambar]
atom karbon

[gambar]
4 atom hidrogen

[gambar]
molekul metana ( CH4 )

[gambar]
diagram sederhana dari molekul metana

   H H
    \ /
      C
    / \
   H     H
empat ikatan kovalen dari molekul metana

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

 | |                      | | |
-C-C-                   -C-C-C-
 | |                      | | |
                              C
rantai terbuka       rantai terbuka dan bercabang

  |   |
-C-C-
  | |
-C-C-
  | |
rantai tertutup

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



C. Alkana

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

                         Suku pertama sampai dengan 10 senyawa alkana


      Suku                                             titik didih      massa 1 mol
                 n     rumus molekul        nama
       ke                                             (°C/1 atm)         dalam g
       1         1    CH4                  metana        -161               16
       2         2    C2H6                  etana         -89               30
       3         3    C3H8                 propana        -44               44
       4         4    C4H10                 butana       -0.5               58
       5         5    C5H12                pentana        36                72
       6         6    C6H14                heksana        68                86
       7      7   C7H16                 heptana           98                100
       8      8   C8H18                 oktana            125               114
       9      9   C9H20                 nonana            151               128
       10     10 C10H22                 dekana            174               142

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

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

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

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

                         H
                         |
                      H-C-H
                         |
                         H
       rumus struktur metana (gambar 2 dimensi)


                   Formula
      Nama                                        Formula struktural
                   (rumus)
     metana         CH4                           H
                                               |
                                             H-C-H
                                               |
                                               H
                                            H    H
                                            |    |
      etana        C2H6                   H-C-   C-H
                                            |    |
                                            H    H
                                            H      H H
                                            |     | |
     propana       C3H8                   H-C-    C-C-H
                                            |     | |
                                            H     H H
                                          H H       H  H
                                          | |      | |
      butana       C4H10                H-C-C-     C-C-H
                                          | |      | |
                                          H H       H H

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

contoh : molekul butana


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

        sekarang anda tinggal membubuhkan atom-atom hidrogennya

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

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

CH3 - CH2 - CH2 - CH3 atau CH3CH2CH2CH3

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



D. Isomer Alkana

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

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


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

CH3-CH2-CH2-H diganti dengan -CH3 diperoleh CH3-CH2-CH2-CH3
                                            n-butana

    H                                       CH3
    |                                       |
CH3-CH-CH3 diganti dengan -CH3 diperoleh CH3-CH-CH3
                                          isobutana

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



E. Tata Nama Alkana

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

      1. Rantai karbon berurutan yang terpanjang dalam suatu molekul ditentukan sebagai
         rantai induk. Carilah namanya pada tabel suku pertama sampai dengan 10
         senyawa alkana dan letakkan di bagian belakang Kadang-kadang rumus struktur
         itu tidak digambarkan dengan rantai karbon terpanjang dalam garis lurus.
      2. Isomer bercabang diberi nama sebagai turunan rantai lurus di mana satu atau
         beberapa atom hidrogen diganti dengan pecahan alkana. Pecahan alkana ini
         disebut gugus alkil, biasa diberi tanda -R (dari kata radikal), dan mempunyai
         rumus umum -CnH2n+1
         Dengan mengganti n dengan angka-angka diperoleh suku-sukunya seperti terlihat
         pada tabel berikut

                                               Beberapa gugus alkil


                                                                      Rumus struktur
  n       -CnH2n+1              Rumus struktur terinci                                 Nama
                                                                        sederhana
                          H
                          |
 1     -CH3                                                    -CH3                    metil
                         -C-H
                          |
                         H
                        H H
                        | |
 2    -C2H5            -C-C-H                                 -CH2-CH3                etil
                        | |
                        H H
                         H H H
                         | | |
 3    -C3H7            - C - C - C- H                         -CH2-CH2-CH3           propil
                         | | |
                         H H H
                        H H H     H
                        | | |   |
 4    -C4H9            -C-C-C-C-H                             -CH2-CH2-CH2-CH3        butil
                        | | | |
                        H H H H

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

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

        contoh :

             H      H        H     H H
             |      |       |     |    |
        H - C5 -   C 4 - C 3 - C 2 - C1 - H
            |       |     |      |       |
            H       H     H H-C-H H
                                  |
                                  H

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

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

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

        a. Rantai terpanjangnya 4, jadi dinamakan butana
        b. Cabangnya adalah metil dan ada dua
        c. Letak cabangnya pada atom C nomor 2 dan nomor 3.
        Jika cabang-cabang itu berbeda, maka urutan menyebutnya adalah menurut urutan
        abjad huruf pertamanya, cabang etil disebut dulu dari cabang metil.



F. Alkena

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

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

Kedua atom H di bawah harus dibebaskan supaya elektron-elektron atom C yang tadinya
dipakai untuk membentuk ikatan kovalen dengan atom H dapat dialihkan untuk
membentuk ikatan kovalen dengan sesama atom karbon. Alkena mengandung satu ikatan
rangkap dua antara dua atom C, maka suku pertama alkena harus mengandung dua atom
C. Jadi n = 2, dan beberapa suku lain dapat Anda lihat pada tabel berikut ini.

                                       Lima suku pertama alkena


      Suku
                 n                         rumus struktur                    nama
       ke
        1        2    CH2   =   CH2                                     etena
        2        3    CH2   =   CH -   CH3                              propena
        3        4    CH2   =   CH -   CH2 - CH3                        1-butena
        4        5    CH2   =   CH -   CH2 - CH2 - CH3                  1-pentena
        5        6    CH2   =   CH -   CH2 - CH2 -CH2 - CH3             1-heksena

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

  H   H      H     H
  |   |     |    |
1
 C = C 2 - C3 - C 4 - H     3-metil-1-butena (bukan 2-metil-3-butena)
  |         |     |
  H        CH3 H

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

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

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

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

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

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

pada alkena


      1-butena
                                            CH2=CH-CH2-CH3

      2-butena
                                            CH3-CH=CH-CH3
                                            CH2=C-CH3
      2-metil-1-propena                         |
                                               CH3

pada alkuna


      CH3C-CH2-CH3
                                          1-butuna
      CH3-CC-CH3                         2-butuna

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



H. Beberapa Hidrokarbon Lain

Seperti dikatakan dalam klasifikasi hidrokarbon, masih banyak hidrokarbon lainnya, tetapi rumus umumnya kadang-kadang sama dengan
rumus umum yang ada antara lain rumus umum alkena. Rumus umum alkena juga menunjukkan hidrokarbon siklis yang jenuh yang
dikenal sebagai siklana (siklo-alkana) dan siklo-propana sebagai suku pertamanya mempunyai harga n = 3. Alkandiena dan siklo-alkena
mempunyai rumus umum yang sama dengan alkuna. Rumus molekul C5H8 dapat merupakan pentuna, isoprena (monomer dari karet alam
atau siklopentana).


H3C - CH2 - CH2 - C  CH                       pentuna

H2C = C - CH = CH2
      |                                      isoprena
     CH3

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

rumus lama struktur benzena

               H
               |
        H      C H
          \ // \ /
           C      C
           |     ||
           C      C
         / \\ / \
        H C         H
             |
             H




rumus baru struktur benzena

[gambar]
                                                BAB XX
                                          GAS MULIA

UNSUR-UNSUR GAS MULIA

Terdiri Atas :       Helium           :   He
                     Neon             :   Ne
                     Argon            :   Ar
                     Kripton          :   Kr
                     Xenon            :   Xe
                     Radon            :   Rn

Sifat-Sifat Umum :

  1.   Tidak Berwarna, tidak berbau, tidak berasa, sedikit larut dalam air.
  2.   Mempunyai elektron valensi 8, dan khusus untuk Helium elektron valensinya 2,
       maka gas mulia bersifat kekal dan diberi valensi nol.
  3.   Molekul-molekulnya terdiri atas satu atom (monoatom).




 Unsur           Nomor Atom                    Konfigurasi Elektron
  He                 2                                  1s2
  Ne                10                             [He] 2s2 2p6
  Ar                18                             [Ne] 3s2 3p6
  Kr                36                           [Ar] 4s2 3d10 4p6
  Xe                54                           [Kr] 5s2 4d10 5p6
  Rn                86                           [Xe] 6s2 5d10 6p6

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




                                               BAB XXI
                          UNSUR-UNSUR HALOGEN
A. Sifat-Sifat Halogen

                                Fluor          Klor   Brom           Iodium
          UNSUR
                                 9F            17Cl       35Br         53I    Catatan :
                                                      2          5
1. Konfigurasi elektron                         [X] ns , np
                                                                               [X]unsur-unsur gas mulia
2. Massa Atom                                                                    =(He, Ne, Ar, Kr)
                                                                               n =nomor perioda (2, 3,
3. Jari-jari Atom                                                                 4, 5)
4. Energi Ionisasi dan                                                         =makin besar sesuai
Afinitas Elektron                                                                 dengan arah panah
5. Keelektronegatifan
6. Potensial Reduksi (Eored >
0)
7. Suhu Lebur (0o)           -216.6    -101.0    -72       114.0
                 o
8. Suhu Didih (0 )           -188.2      -34         58        183
                            -1         + 1, +3 + 1        +1
9. Bilangan Oksidasi
Senyawa Halogen
                                       +5, +7 +5, +7 +5, +7



B. Sifat Fisika Dan Sifat Kimia Unsur Halogen

                                                     Klor        Brom
                 X2                     Fluor (F2)                         Iodium (I2)
                                                     (Cl2)       (Br2)
1. Molekulnya                                             Diatom
2. Wujud zat (suhu kamar)                  Gas        Gas         Cair        Padat
                                                    Kuning      Coklat
3. Warna gas/uap                      Kuning muda                             Ungu
                                                     hijau      merah
4. Pelarutnya (organik)                                  CCl4, CS2
5. Warna larutan (terhadap pelarut                    Tak
                                      Tak berwarna              Coklat        Ungu
4)                                                 berwarna
6. Kelarutan oksidator

7. Kereaktifan terhadap gas H2
                                      (makin besar sesuai dengan arah panah)
                                                 X = Br
                                                             X=I
                                  X = Cl, Br, I   dan I              Tidak dapat
8. Reaksi pengusiran pada senyawa                          Br2 + KX
                                  F2 + 2KX  Cl2 + 2KX               mengusir F,
halogenida                                                  2KBr +
                                     2KF X2      2KCl                  Cl, Br
                                                              X2
                                                  + X2
9. Reaksi dengan logam (M)        2 M + nX2  2MXn (n = valensi logam tertinggi)
10. Dengan basa kuat MOH (dingin) X2 + 2MOH  MX + MXO + H2O (auto redoks)
                                     3X2 + 6MOH  5MX + MXO3 + 3H2O (auto
11. Dengan basa kuat (panas)
                                                      redoks)
12. Pembentukan asam oksi                 Membentuk asam oksi kecuali F



Catatan :

I2 larut dalam KI membentuk garam poli iodida
I2 + KI  Kl3
I2 larut terhadap alkohol coklat



B. Hidrogen, Klor, Brom Dan Iodium


SIFAT GOLONGAN



      HX               HF        HCl             HBr             HI   Catatan :


Sifat reduktor                                                         makin besar/kuat
                                                                      sesuai dengan arah
                                                                      panah
Keasaman
Kepolaran

Kestabilan
terhadap panas



SIFAT FISIKA DAN KIMIA HIDROGEN HALIDA



                                            HCl               HBr                    HI


1. Bentuk pada suhu biasa                                Gas tidak berwarna

2. Dalam pelarut non polar
                                               Larut, tak menghantarkan arus listrik
(Benzana/Toluensa)

3. Dalam air                                      Larut, menghantarkan arus listrik

                                            Tidak         Teroksidasi        Teroksidasi menjadi
4. Dengan H2SO4, pekat (oksidator)
                                         teroksidasi      menjadi Br2                I2
                                                                             Terurai menjadi He
5. Kestabilan terhadap pemanasan      Tidak terurai      Sedikit terurai
                                                                                   dan I2




                                         BAB XXII
                             UNSUR-UNSUR ALKALI

A. Sifat Golongan Unsur Alkali


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




       1. Konfigurasi elektron                           [X] ns1


       2. Massa atom


       3. Jari-jari atom (n.m)


       4. Keelektronegatifan
                                               Rendah (antara 0.7 - 1.0)



       5. Suhu lebur (oC)
                                     Di atas suhu kamar (antara 28.7o - 180.5o)
       6. Energi ionisasi
                                                        Antara 376 - 519
       (kJ/mol)

       7. Potensial oksidasi
                                             Positif, antara 2.71 - 3.02 (reduktor)
       (volt)


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



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




B. Sifat Fisika Dan Kimia

       UNSUR                       Li                  Na              K          Rb dan Cs
                        Perlahan-lahan         Cepat terjadi  Cepat       Terbakar terjadi
a. DENGAN UDARA
                        terjadi Li2O           Na2O dan Na2O2 terjadi K2O Rb2O dan Cs2O
b. DENGAN AIR

2L + 2H2O  2LOH +
H2 (g)
c. DENGAN ASAM
KUAT

2L + 2H+  2L+ + H2
(g)                                (makin hebat reaksinya sesuai dengan arah panah)
d. DENGAN HALOGEN

2L + X2  2LH
WARNA NYALA API                Merah                  Kuning        Ungu                   -
                              2+
                        CO3
Garam atau basa yang                                             ClO4- dan
                                                        -
sukar larut dalam air                                            [ Co(NO2)6 ]3-
                        OH- , PO43-


C. Pembuatan Logam Alkali

Dengan cara elektrolisis leburan/lelehan garamnya.

Contoh :     NaCl (l)       Na+ (l)    + Cl- (l)
                               +
             Katoda         Na (l)     + e-           Na (s)
             Anoda          Cl- (l)                   1/2 Cl2 (g)          + e-
             --------------------------------------------------------------------------------
                          Na+ (l)     + Cl- (l)     --> Na (s)             + 1/2 Cl2 (g)
                                       BAB XXIII
                       UNSUR-UNSUR ALKALI TANAH

A. Sifat Golongan Unsur Alkali Tanah


            UNSUR              4Be   12Mg     20Ca     38Sr      56Ba



1. Konfigurasi elektron                      [X] ns2


2. Massa atom


3. Jari-jari atom (n.m)

4. Energi ionisasi

  (M  M+) kJ/mol

  (M  M2+) kJ/mol

5. Potensial oksidasi (volt)



6. Keelektronegatifan


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


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


B. Sifat Fisika Dan Kimia Unsur Alkali Tanah


1. Reaksi dengan

                                                                         Dalam keadaan dingin
                                       Menghasilkan MO dan
   a. Udara                                                             dapat menghasilkan MO
                                       M3N2 bila dipanaskan
                                                                        dan M3N2 dipermukaan
                                                                                   Bereaksi dalam
                                                        Bereaksi dengan            keadaan dingin
                                                            uap air                 membentuk
   b. Air                             Tidak bereaksi
                                                        membentuk MO               M(OH)2 dan H2.
                                                            dan H2                 Makin ke kanan
                                                                                    makin reaktif

   c. Hidrogen                              Tidak bereaksi             M + H2  MH2 (Hidrida)


   d. Klor                                        M + X2     (dipanaskan)   MX2 (garam
    e. Asam                                             M + 2H+       M2+ + H2 (g)


2. Sifat oksida                              Amfoter                         basa

                                          Peroksidanya         Makin stabil sesuai dengan arah
3. Kestabilan peroksida
                                          tidak dikenal                     panah
                                         Mengurai pada
                                                               (suhu pemanasan antara 550o -
4. Kestabilan karbonat                  pemanasan agak
                                                                         1400oC)
                                            tinggi



Catatan :

M = unsur-unsur alkali tanah
Ra bersifat radioaktif, Be bersifat amfoter




C. Kelarutan Unsur Alkali Tanah

Kelarutan      Mg        Ca        Sr       Ba



                   ------------------->            Catatan :
 M(OH)2
              makin besar sesuai arah panah
                                                   Warna nyala
                                                   Garam Ca2+ = merah
   MSO4                                            Garam Ba2+ = hijau
                                                   M = unsur logam
   MCO3
                                                   alkali tanah
                   <--------------------
              makin besar sesuai arah panah
  MCrO4



D. Pembuatan Logam Unsur Alkali Tanah

Dengan elektrolisis leburan garamnya.

Contoh:

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

E. Kesadahan

Air Sadah ialah air yang sukar berbuih dengan sabun dan banyak mengandung ion Ca 2+
dan Mg2+.
Macamnya:

1. Kesadahan Sementara

  Mengandung Ca(HCO3)2 dan Mg(HCO3)2
  Dapat dihilangkan dengan pemanasan

  Contoh : Ca(HCO3)2 (aq)  CaCO3 + H2O (l) + CO2 (g)



2. Kesadahan Tetap

  Mengandung CaSO4 dan MgSO4
  Dapat dihilangkan dengan menambahkan soda ash (Na2CO3)

  Contoh : MgSO4 (aq) + Na2CO3 (aq)  MgCO3 + Na2SO4 (aq)




                                         BAB XXIV
                     UNSUR-UNSUR PERIODE KETIGA

A. Sifat-Sifat Periodik, Fisika Dan Kimia

     UNSUR           11Na      12Mg      13Al           14Si            15P      16S     17Cl


                                                        [Ne]           [Ne]     [Ne]
   Konfigurasi       [Ne]                [Ne]                                        [Ne] 3s2,
                             [Ne] 3s2                   3s2,           3s2,     3s2,
    elektron          3s1               3s2, 3p1                                       3p5
                                                         3p2            3p3      3p4



                                    <----------------------------
  Jari-jari atom
                                   makin besar sesuai arah panah




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



                                                       Semi
   Kelogaman                   Logam                                          Bukan Logam
                                                      logam

                            Reduktor <----------------------------
Oksidator/reduktor                        (makin besar sesuai arah panah)
                                                                                       oksidator


Konduktor/isolator           Konduktor                                      Isolator

 Oksida (utama)      Na2O      MgO       Al2O3          SiO2           P2O5      SO3     Cl2O7
      Ikatan                         Ion                               Kovalen

   Sifat oksida               Basa         Amfoter                        Asam

    Hidroksida      NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4                          HClO4


     Kekuatan          Basa      Basa         Basa    Asam        Asam Asam          Asam
    basa/asam          kuat     lemah        lemah   lemah       lemah kuat          kuat


      Klorida          NaCl      MgCl2       AlCl3       SiCl4       PCl5   SCl2      Cl2

      Ikatan                         Ion                               Kovalen

Senyawa dengan
                       NaH       MgH2        AlH3        SiH4        PH3    H2S       HCl
   hidrogen

      Ikatan           Ion                                Kovalen

                       Menghasilkan bau dan          Tidak bersifat Asam             Asam
Reaksi dengan air
                             gas H2                      asam       lemah            kuat




                                              BAB XXV
                  UNSUR-UNSUR PERIODE KEEMPAT
A. Pengertian Unsur Transisi

Definisi : Unsur transisi adalah unsur yang dapat menggunakan elektron pada kulit terluar
dan kulit pertama terluar untuk berikatan dengan unsur-unsur yang lain.



                                                            Orbital
                 Nomor       Konfigurasi
   Unsur
                 Atom         Elektron
                                                          3d                 4s


Skandium
                  21          (Ar) 3d1 4s2                                  
(Sc)


Titanium (Ti)     22          (Ar) 3d2 4s2                                 



Vanadium (V)      23          (Ar) 3d3 4s2                                



Krom (Cr)         24          (Ar) 3d5 4s1                                  
Mangan (Mn)          25     (Ar) 3d5 4s2                               



Besi (Fe)            26     (Ar) 3d6 4s2                              



Kobalt (Co)          27     (Ar) 3d7 4s2                             



Nikel (Ni)           28     (Ar) 3d8 4s2                            


Tembaga
                     29     (Ar) 3d10 4s1                         
(Cu)


Seng (Zn)            30     (Ar) 3d10 4s2                         



Konfigurasi elektron Cr bukan (Ar) 3d4 4s2 tetapi (Ar) 3d5 4s1. Demikian halnya dengan
konfigurasi elektron Cu bukan (Ar) 3d9 4s2 tetapi (Ar) 3d10 4s1. Hal ini berkenaan dengan
kestabilan orbitalnya, yaitu orbital-orbital d dan s stabil jika terisi penuh, bahkan 1/2 penuh
pun lebih stabil daripada orbital lain.

B. Sifat Periodik


 UNSUR        21Sc   22Ti   23V    24Cr    25Mn    26Fe       27Co   28Ni   29Cu   30Zn


            [Ar]     [Ar]   [Ar]   [Ar]     [Ar]   [Ar]       [Ar]   [Ar]   [Ar]   [Ar]
Konfigurasi
            3d1      3d2    3d3    3d5      3d5    3d6        3d7    3d8    3d10   3d10
 Elektron
             4s2     4s2    4s2     4s1     4s2    4s2        4s2     4s2    4s1   4s2

  Massa
  jenis         Antara 3.4 - 8.92 (makin besar sesuai dengan arah panah)
 (g/mL)            -------------------------------------------------------->
keelektro-      Antara 1.3 - 1.9 (makin besar sesuai dengan arah panah)
negatifan

 Bilangan            0;2; 0;2;3; 0;2; 0;2;3;
              0;3                            0;2;3 0;2;3 0;2;3 0;1;2               0;2
 oksidasi            3;4 4;5     3;6 4;6;7

Titik lebur
                              Di atas 1000oC (berbentuk padat)
    (oC)

   Energi
  ionisasi     Antara 1872 - 2705 (sukar melepaskan elektron terluarnya)
 (kJ/mol)
 Jumlah
 elektron     Satu Dua      Tiga Enam Lima Empat Tiga                Dua    Satu    -
 tunggal
            Sifat yang disebabkan karena adanya elektron yang tidak
Sifat para-                      berpasangan
magnetik/                     (=elektron tunggal)                   diama-
   fero-                                                            gnetik
 magnetik       Makin banyak elektron tunggalnya, makin bersifat
                                 feromagnetik

Warna ion                           Merah Hijau Merah
               -   -    Ungu Biru                     Hijau Biru      -
  M2+                               muda muda muda

           Tak
Warna ion
    3+     ber- Ungu Hijau Hijau       -   Kuning     -    -    -     -
  M
          warna

Ion-ion tak
                                Sc3+ , Ti4+ , Cu+ , Zn2+
 berwarna



Catatan :

MnO4- = ungu
Cr2O72- = jingga




C. Sifat Fisika Dan Kimia

    UNSUR              Oksida         Jenis oksida             Rumus Basa/Asam

                        CrO            Oksida basa                  Cr(OH)2

                                                                    Cr(OH)3
      24Cr             Cr2O3         Oksida amfoter
                                                                     HCrO2
     (krom)
                                                                     H2CrO4
                        CrO3          Oksida Asam
                                                                     H2CrO7

                        MnO                                         Mn(OH)2
                                       Oksida Basa
                       Mn2O3                                        Mn(OH)3
      25Mn
   (mangan)
                       MnO3
                                                                    H2MnO4
                                      Oksida Asam
                                                                    HMnO4
                       Mn2O7

                        FeO                                         Fe(OH)2
      26Fe
     (besi)
                       Fe2O3                                        Fe(OH)3

                        CoO                                         Co(OH)2
      27Co
    (kobal)
                       Co2O3          OKSIDA BASA                   Co(OH)3

                        NiO                                         Ni(OH)2
      28Ni
     (nikel)
                       Ni2O3                                        Ni(OH)3

      29Cu              Cu2O                                         CuOH
   (tembaga)            CuO                                        Cu(OH)2


D. Sifat Reaksi Dari Senyawa-Senyawa Krom Dan Mangan




E. Unsur-Unsur Transisi Dan Ion Kompleks

a. Unsur Transisi

Unsur yang dapat menggunakan elektron pada kulit pertama sebelum kulit terluar untuk
berikatan dengan unsur lain

b. Ion Kompleks

Terdiri dari Ion pusat dari Ligand

1. Ion pusat              ion dari unsur-unsur transisi dan bermuatan positif.
                          molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas.
2. Ligand
                          Misal : Cl-, CN-, NH3, H2O dan sebagainya.
3. Bilangan koordinasi adalah jumlah ligand dalam
  suatu ion kompleks.

Antara ion pusat dan ligand terdapat ikatan koordinasi.

c. Daftar Ion Kompleks
   1. Ion Kompleks positif :
       [Ag(NH3)2]+                   =   Diamin Perak                          (I)
       [Cu(NH3)4]2+                  =   Tetra amin Tembaga                   (II)
       [Zn(NH3)4]2+                  =   Tetra amin Seng                      (II)
       [Co(NH3)6]3+                  =   Heksa amin Kobal                     (III)
       [Cu(H2O)4]2+                  =   Tetra Aquo Tembaga                   (II)
       [Co(H2O)6]3+                  =   Heksa Aquo Kobal                     (III)



  2.   Ion Kompleks negatif
       [Ni(CN)4]2-                   =   Tetra siano Nikelat                  (II)
       [Fe(CN)6]3-                   =   Heksa siano Ferat                    (III)
       [Fe(CN)6]4-                   =   Heksa siano Ferat                    (II)
       [Co(CN)6]4-                   =   Heksa siano Kobaltat                 (II)
       [Co(CN)6]3-                   =   Heksa siano Kobaltat                 (III)
       [Co(Cl6]3-                    =   Heksa kloro Kobaltat                 (III)
                                        BAB XXVI
                                   GAS HIDROGEN
A. Sifat Fisika Dan Kimia

       Titik Didih (oC)                              -252.6oC
       Titik Lebur (oC)                              -259.2oC
                                            H2 (g) + Cl2 (g)  2 HCl (g)
       Dengan Halogen
                                       HCl (g) + air  H+ (aq) + Cl- (aq)
        Dengan Logam                2 Na (s) + H2 (g) ® 2 Na+H- (s) + energi

       Golongan Alkali              Na+H- (s) + H2O  NaOH (aq) + H2 (g)
       Susunan Atom                         1 proton + 1 elektron
             Isotop                            11H , 12H , 13H
  Potensial Iobisasi (kJ/mol)                    56.9 kJ/mol

B. Pembuatan

         A. Cara Industri                            B. Cara Laboratorium

1. Elektrolisis air yang sedikit
diasamkan
                                      1. Logam (golongan IA/IIA) + air
                                         2K(s) + 2H2O(l)  2KOH (aq) + H2 (g)
2H2O (l)  2H2 (g) + O2 (g)
                                         Ca (s) + 2H2O (l)  Ca(OH)2 (aq) + H2 (g)


                                      2. Logam dengan Eok o > O + asam kuat encer
2. 3Fe(pijar) + 4H2O  Fe3O4 (s)
                                         Zn (s) + 2HCl (aq)  ZnCl2 (aq) + H2 (g)
+ 4H2(g)
                                         Mg (s) + 2 HCl (aq)  MgCl2 (aq) + H2(g)
                                       3.   Logam amfoter + basa kuat
                                            Zn (s) + NaOH(aq)  Na2ZnO2 (aq) +
3. 2C(pijar) + 2H2O (g)  2H2 (g)
                                            H2(g)
+ 2CO (g)
                                            2Al (s) + 6NaOH (aq)  2Na3AlO3 (aq) +
                                            3H2(g)

								
To top