MATERI KULIAH KIMIA DASAR DAFTAR ISI Bab I. Stoikiometri A. Hukum

Document Sample
MATERI KULIAH KIMIA DASAR DAFTAR ISI Bab I. Stoikiometri A. Hukum Powered By Docstoc
					           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.

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
  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      10/1 = (x/28) / (0.1/2)    x = 14 gram
  Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.

c. HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC
   Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan
   dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan:
                     P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2

d. HUKUM AVOGADRO
   "Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama
   mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan
   bahwa pada keadaan STP (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 / (273 + 27)    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 H2S        c NO + d S + e H2O
    Berdasarkan reaksi di atas maka
    atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)
    atom O : 3a = c + e     3a = a + e     e = 2a
    atom H : a + 2b = 2e = 2(2a) = 4a ; 2b = 3a ; b = 3/2 a
    atom S : b = d = 3/2 a
    Maka agar terselesaikan kita ambil sembarang harga misalnya a = 2
    berarti: b = d = 3, dan e = 4 sehingga persamaan reaksinya :
     2 HNO3 + 3 H2S        2 NO + 3 S + 4 H2O
                              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 CaCO3, 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)        2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g)
   Berapa gram aluminium klorida dan berapa liter gas hidrogen yang
   dihasilkan pada kondisi standar ?
  Jawab:
  Dari persamaan reaksi dapat dinyatakan
  2 mol Al x 2 mol 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 2 =
  0,6 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 = 15.95 + x mol
  15.95 gram CuSO4 = 15.95 mol = 1 mol
  menurut persamaan reaksi di atas dapat dinyatakan bahwa:
  banyaknya mol CuS04 . xH2O = mol CuSO4; sehingga persamaannya
  24.95/ (15.95 + x) = 1           x=9
  Jadi rumus garamnya adalah CuS04 . 9H2O

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 1:
Suatu senyawa C den H mengandung 6 gram C dan 1 gram H.
Tentukanlah rumus empiris dan rumus molekul senyawa tersebut bila
diketahui Mr nya = 28 !
Jawab:
mol C : mol H = 6/12 : 1/1 = 1/2 : 1 = 1 : 2
Jadi rumus empirisnya: (CH2)n
Bila Mr senyawa tersebut = 28 maka: 12n + 2n = 28     14n
= 28       n=2
Jadi rumus molekulnya : (CH2)2 = C2H4

Contoh 2:
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 (g)       x CO2 (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:

1:3=1:x               x=3
1 : 5 = 1 : (x + 1/4y)      y=8
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 ΔH = ( - )

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

2. Reaksi Endoterm

  Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke
  sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas.
  Pada reaksi endoterm harga ΔH = ( + )

  Contoh : CaCO3(s)       CaO(s) + CO2(g) - 178.5 kJ ; ΔH = +178.5 kJ
B. Perubahan Entalpi
   Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp
   Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa
   perubahan kimia pada tekanan tetap.

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

Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :

1. Entalpi Pembentakan Standar (∆Hf ):
    ∆H untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-
   unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
   Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g)       H20 (l) ; ∆Hf = -285.85 kJ

2. Entalpi Penguraian:
    ∆H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-
   unsurnya (= Kebalikan dari ∆H pembentukan).
   Contoh: H2O (l)       H2(g) + 1/2 O2(g) ; ∆H = +285.85 kJ
3.   Entalpi Pembakaran Standar (∆Hc ):
     ∆H untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara
     yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

     Contoh: CH4(g) + 2O2(g)      CO2(g) + 2H2O(l) ; ∆Hc = -802 kJ

4.   Entalpi Reaksi:
     ∆H dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat
     dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan
     koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.

     Contoh: 2Al + 3H2SO4       Al2(SO4)3 + 3H2 ; ∆H = -1468 kJ

5.   Entalpi Netralisasi:
     ∆H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam
     atau basa.

     Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq)        NaCl(aq) + H2O(l) ;
             ∆H = -890.4 kJ/mol
6. Hukum Lavoisier-Laplace
   "Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari
   unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat
   tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya."
   Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga
   dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya

  Contoh:
  N2(g) + 3H2(g)       2NH3(g) ;     ∆H = - 112 kJ
  2NH3(g)       N2(g) + 3H2(g) ;     ∆H = + 112 kJ


C. Penentuan Perubahan Entalpi Dan Hukum Hess

1. Penentuan Perubahan Entalpi
   Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia
   biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan
   sebagainya yang mungkin lebih sensitif.
   Perhitungan : ∆H reaksi = ∆ ; ∆Hfo produk - ∆ = ∆Hfo reaktan
2. Hukum Hess
   "Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi
   kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh
   keadaan awal dan akhir."
  Contoh:


                      ∆    CO2(g)   ; ∆ H = x kJ      ∆   1 tahap
  C(s) + O2(g)
                       ∆    CO(g)   ; ∆ H = y kJ      ∆   2 tahap
  C(s) + 1/2 02(g)
  CO(g) + 1/2 O2(g) ∆      CO2(g) ; ∆ H = z kJ        ∆   2 tahap

                                              +
  C(s) + O2(g)             CO2(g) ;    H = y + z kJ


  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 :

∆H reaksi   = ∆ energi pemutusan ikatan     - ∆ energi pembentukan ikatan
            = ∆ energi ikatan di kiri       - ∆ energi ikatan di kanan


Contoh:
Diketahui :
energi ikatan
C - H = 414,5 kJ/Mol
C = C = 612,4 kJ/mol
C - C = 346,9 kJ/mol
H - H = 436,8 kJ/mol

Ditanya:
∆H reaksi = C2H4(g) + H2(g)             C2H6(g)
Jawab:

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

A. SISTEM DISPERS DAN SISTEM KOLOID

1. SISTEM DISPERS
   a. Dispersi kasar (suspensi) :
      partikel zat yang didispersikan berukuran lebih besar dari 100 nm.
   b. Dispersi koloid: partikel zat yang didispersikan berukuran antara 1
      nm - 100 nm.
   c. Dispersi molekuler (larutan sejati) :
      partikel zat yang didispersikan berukuran lebih kecil dari 1 nm.
   Sistem koloid pada hakekatnya terdiri atas dua fase, yaitu fase
   terdispersi dan medium pendispersi.
    Zat yang didispersikan disebut fase terdispersi sedangkan medium yang
   digunakan untuk mendispersikan disebut medium pendispersi.

2. 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 :

1. Efek Tyndall
   Efek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya oleh partikel koloid. 2.
2. Gerak Brown
   Gerak Brown adalah gerak acak, gerak tidak beraturan dari partikel
   koloid.




Koloid Fe(OH)3 bermuatan             Koloid As2S3 bermuatan negatif
positif karena permukaannya          karena permukaannya menyerap
menyerap ion H+                      ion S2-
3. 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.

4. 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.

5. 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

1. 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.
2. 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. ReaksiSubstitusi
   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.

Untuk reaksi: aA + bB       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:

-1/a . d(A) /dt= rA= kecepatan reaksi zat A = pengurangan konsentrasi
                     zat A per satuan wakru.
-1/b . d(B) /dt= rB= kecepatan reaksi zat B = pengurangan konsentrasi
                     zat B per satuan waktu.
-1/m . d(M) /dt= rM= kecepatan reaksi zat M = penambahan konsentrasi
                      zat M per satuan waktu.
-1/n . d(N) /dt= rN= kecepatan reaksi zat N = penambahan konsentrasi
                     zat N per satuan waktu.
Pada umumnya kecepatan reaksi akan besar bila konsentrasi pereaksi
cukup besar. Dengan berkurangnya konsentrasi pereaksi sebagai akibat
reaksi, maka akan berkurang pula kecepatannya.
Secara umum kecepatan reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut:

      V = k(A) x (B) y

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

B. Orde Reaksi

Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang
mempengaruhi kecepatan reaksi.
Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi
tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan.
Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan
rumus kecepatan reaksi
          v = k (A) (B) 2
Contoh soal:

Dari reaksi 2NO(g) + Br2(g)        2NOBr(g)
dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:

                                                    Kecepatan
        No.          (NO) mol/l      (Br2) mol/l      Reaksi
                                                   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 = 2    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+(aq)        CaCO3(s)
      Reaksi ini berlangsung dengan cepat.

  -   Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat.
      Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut
      dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat
      dalam molekul zat yang bereaksi.
      Contoh: CH4(g) + Cl2(g)        CH3Cl(g) + HCl(g)
      Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi
      misalnya cahaya matahari.
3. SUHU
Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan.
Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang
bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang
memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih
banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata
lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan
antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh
formulasi ARRHENIUS:

                           k = A . e-E/RT
dimana:

k : tetapan laju reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
E : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/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           Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap,
    Guldberg        maka hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi
    dan Wange:      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
    dan 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)
  - Untuk
  Jawab: reaksi pertama: K1 = (C) /[(A) x (B) ] = 0.25
                                   4           2

        - 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
  a. Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D,
     sehingga jumlah mol A dan Bherkurang, sedangkan C dan D bertambah.
  b. 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.
PERUBAHAN SUHU

Menurut Van't Hoff:

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

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

     2NO(g) + O2(g)         2NO2(g) ; ΔH = -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) n
  dimana n adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah
  koefisien gas kiri).
   Contoh:
   Jika diketahui reaksi kesetimbangan:
       CO2(g) + C(s)        2CO(g)

   Pada suhu 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 derajat disosiasi (µ):

   µ = mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula

 Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:
 a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
 a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
 0 < µ < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian).

 Contoh:
 Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan
    N2O4(g)        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 yang terurai = a mol ; mol N2O4 sisa = a (1 - µ) mol
 mol NO2 yang terbentuk = 2 x mol N2O4 yang terurai = 2 a mol
 Pada keadaan setimbang:
 mol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk
 a(1 - µ) = 2a ; 1 - µ = 2 ; µ = 1/3
                                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 + X B = 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 < φ < 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) + (aq)
      [] = [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 (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
                                   [] =   Cb . Kb)
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-] = Kh . 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:

a. titrasi asam-basa
b. titrasi redoks
c. titrasi pengendapan

Contoh:

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

Jawab:
NaOH(aq) + HCl(aq)         NaCl(aq) + H2O(l)
mol HCl = 20 x 0.25 = 5 m mol
Berdasarkan koefisien reaksi di atas.
mol NaOH = mol HCl = 5 m mol
M = n/V = 5 m mol/50mL = 0.1 M
2. Sebanyak 0.56 gram kalsium oksida tak murni dilarutkan ke dalam air.
Larutan ini tepat dapat dinetralkan dengan 20 mL larutan 0.30 M HCl.
Tentukan kemurnian kalsium oksida (Ar: O=16; Ca=56)!

Jawab:

CaO(s) + H2O(l)       Ca(OH)2(aq)
Ca(OH)2(aq) + 2 HCl(aq)       CaCl2(aq) + 2 H2O(l)

mol HCl = 20 x 0.30 = 6 m mol
mol Ca(OH)2 = mol CaO = 1/2 x mol HCl = 1/2 x 6 = 3 m mol
massa CaO = 3 x 56 = 168 mg = 0.168 gram

Kadar kemurnian CaO = 0.168/0.56 x 100% = 30%
                                BAB X
                           ZAT RADIOAKTIF

A. Keradioaktifan Alam

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

MACAMNYA :
KERADIOAKTIFAN ALAM

- Terjadi secara spontan

Misalnya: 92238 U           90
                                 224   Th + 24 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      0
                                                           1 p + -1 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          0
                                                                            1   n + +10 e
   e. Emisi Neutron
       - tidak menghasilkan isotop unsur lain
2. Kestabilan inti

  -Pada umumnya unsur dengan nomor atom lebih besar dari 83
   adalah radioaktif.

  - Kestabilan inti dipengaruhi oleh perbandingan antara neutron
    dan proton di dalam inti.

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

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

  a. Deret Uranium-Radium
     Dimulai dengan 92 238 U dan berakhir dengan 82 206 Pb
  b. Deret Thorium
     Dimulai oleh peluruhan 90 232 Th dan berakhir dengan 82 208 Pb
  c. Deret Aktinium
     Dimulai dengan peluruhan 92 235 U dan berakhir dengan 82 207 Pb
  d. Deret Neptunium
     Dimulai dengan peluruhan 93 237 Np dan berakhir
     dengan 83 209 Bi
B. Keradioaktifan Buatan, Rumus Dan Ringkasan

KERADIOAKTIFAN BUATAN

Perubahan inti yang terjadi karena ditembak oleh partikel.
Prinsip penembakan:

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

Misalnya:      7
                   14   N+    2
                                  4   He         8
                                                     17   O+   1
                                                                   1   p
RUMUS                                      k = tetapan laju peluruhan
k = (2.3/t) log (No/Nt)                    t = waktu peluruhan
k = 0.693/t1/2                             No = jumlah bahan radioaktif mula-
                                                  mula
t = 3.32 . t1/2 . log No/Nt
                                           Nt = jumlah bahan radioaktif pada
                                                  saat t
                                           t1/2 = waktu paruh
RINGKASAN :

1.   Kestabilan inti: umumnya suatu   No = jumiah zat radioaktif
     isotop dikatakan tidak stabil          mula-mula (sebelum
     bila:                                  meluruh)
                                      Nt = jumiah zat radioaktif
     a. n/p > (1-1.6)                       sisa (setelah meluruh)
     b. e > 83                        k = tetapan peluruhan
     e = elektron                     t = waktu peluruhan
     n = neutron                      t1/2 = waktu paruh
                                      n = faktor peluruhan
     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
     e.   t1/2 x n = t
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 NO2)
      - pada pembakaran nitrogen, pembakaran bahan industri dan
        kendaraan bermotor
      - di lingkungan yang lembab, oksida nitrogen dapat membentuk
        asam nitrat yang bersifat korosif
   d. Senyawa karbon
      - dengan adanya penggunaan dari beberapa senyawa karbon di bidang
        pertanian, kesehatan dan peternakan, misalnya kelompok organoklor
      - organoklor tersebut: insektisida, fungisida dan herbisida
2. Pencemaran air

  a. Menurunnya pH air memperbesar sifat korosi air pada Fe dan dapat
     mengakibatkan terganggunya
     kehidupan organisme air.

  b. Kenaikan suhu air mengakibatkan kelarutan O2 berkurang.

  c. Adanya pembusukan zat-zat organik yang mengubah warna, bau dan rasa air.
     Syarat air sehat:
     - tidak berbau dan berasa
     - harga DO tinggi dan BOD rendah

3. Pencemaran tanah

  - Adanya bahan-bahan sintetik yang tidak dapat dihancurkan oleh
    mikroorganisme seperti plastik.
  - Adanya buangan kimia yang dapat merusak tanah.
    4.       Dampak polusi

  JENIS                           D A M PA K
POLUTAN
    CO     Racun sebab afinitasnya terhadap Hb besar
    NO     Peningkatan radiasi ultra violet sebab NO menurunkan
           kadar O3 (filter ultra violet)
   Freon   sda
    NO2    Racun paru
 Minyak    Ikan mati sebab BOD naik
 Limbah    Ikan mati sebab BOD naik
 industri
 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

				
DOCUMENT INFO
Shared By:
Categories:
Tags:
Stats:
views:5
posted:2/13/2013
language:Latin
pages:100