| Keterangan: | Alkali | Alkali Tanah | Logam Transisi | Lantanida | Aktinida | Logam Lainnya | Metalloid | Non Logam Lainnya | Halogen | Gas Mulia |
Tampilkan postingan dengan label Kimia. Tampilkan semua postingan
Tampilkan postingan dengan label Kimia. Tampilkan semua postingan
Sabtu, 26 Maret 2011
Tabel Periodik
Reaksi Netralisasi
Konsep paling mendasar dan praktis dalam kimia asam basa tidak diragukan lagi adalah netralisasi. Fakta bahwa asam dan basa dapat saling meniadakan satu sama lain telah dikenal baik sebagai sifat dasar asam basa sebelum perkembangan kimia modern.
Dengan bantuan persamaan di atas, mungkin untuk menentukan konsentrasi basa (atau asam) yang konsentrasinya belum diketahui dengan netralisasi larutan asam (atau basa) yang konsentrasinya telah diketahui. Prosedur ini disebut dengan titrasi netralisasi.
Contoh soal
9.5 titrasi netralisasi
0,500 g NH4Cl tidak murni dipanasakan dengan NaOH berlebih menghasilkan amonia NH3 yang diserap dalam 25,0 cm3 0,200 mol dm-3 asam sulfat. Diperlukan 5,64 cm3 NaOH 0,200 mol.dm-3 untuk menetralkan asam sulfat berlebih. Hitung kemurnian NH4Cl.
Jawab
Ingat asam sulfat adalah asam diprotik. Dengan mengaasumsikan jumlah mol amonia yang dihasilkan x m mol, jumlah mol amonia dan natrium hidroksida dua kali lebih besar dari jumlah mol asam sulfat. Jadi,
x (mmol) + 0,200 (mol dm-3) x 5,64 x 10-3 (dm3)= 2 x 0,200 (mol dm-3) x 25,0 x 10-3(dm3)
x + 1,128 = 10,0
∴ x = 8,872 (mmol)
Karena massa molar amonium khlorida adalah 52,5, 8,872 mmol ekivalen dengan 0,466 g amonium khlorida.
Jadi kemurnian sampel adalah (0,466 g/0,500 g) x 100 = 93 %.
Selain air, terbentuk NaCl dari ion khlorida, ion lawan dari proton, dan ion natrium, ion lawan basa. Zat yang terbentuk dalam netralisasi semacam ini disebut dengan garam. Asalkan reaksi netralisasinya berlangsung dalam air, baik ion natrium dan ion khlorida berada secara independen sebagai ion, bukan sebagai garam NaCl. Bila air diuapkan, natrium khlorida akan tinggal. Kita cenderung percaya bahwa garam bersifat netral karena garam terbentuk dalam netralisasi. Memang NaCl bersifat netral. Namun, larutan dalam air beberapa garam kadang asam atau basa. Misalnya, natrium asetat, CH3COONa, garam yang dihasilkan dari reaksi antara asam asetat dan natrium hidroksida, bersifat asam lemah.
Sebaliknya, amonium khlorida NH4Cl, garam yang terbentuk dari asam kuat HCl dan basa lemah amonia, bersifat asam lemah. Fenomena ini disebut hidrolisis garam.
Diagram skematik hidrolisis ditunjukkan di Gambar 9.1. Di larutan dalam air, garam AB ada dalam kesetimbangan dengan sejumlah kecil H+ dan OH- yang dihasilkan dari elektrolisis air menghasilkan asam HA dan basa BOH (kesetimbangan dalam arah vertikal). Karena HA adalah asam lemah, kesetimbangan berat ke arah sisi asam, dan akibatnya [H+] menurun. Sebaliknya, BOH adalah basa kuat dan terdisosiasi sempurna, dan dengan demikian todak akan ada penurunan konsentrasi OH-. Dengan adanya disosiasi air, sejumlah H+ dan OH- yang sama akan terbentuk.
Dalam kesetimbangan vertikal di Gambar 9.1, kesetimbangan asam ke arah bawah, dan kesetimbangan basa ke arah atas. Akibatnya [OH-] larutan dalam air meningkat untuk membuat larutannya basa. Penjelasan ini juga berlaku untuk semua garam dari asam lemah dan basa kuat.
Perhitungannya akan lebih rumit bila kombinasi asam lemah dan basa kuat, atau yang melibatkan asam kuat dan basa lemah. [H+] akan bergantung tidak hanya pada asam atau basa yang tinggal, tetapi juga hidrolisis garam yang terbentuk.
Plot [H+] atau pH vs. jumlah asam atau basa yang ditambahkan disebut kurva titrasi (Gambar 9.2). Mari kita menggambarkan kurva titrasi bila volume awal asam VA, konsentrasi asam MA, dan volume basa yang ditambahkan vB dan konsentrasinya adalah MB.
Karena disosiasi air dapat diabaikna, jumlah mol H+ sama dengan jumlah sisa asam yang tinggal
Disosiasi air tidak dapat diabaikan di sini.
Jumlah mol basa berlebih sama dengan jumlah mol ion hidroksida. [OH-] dapat diperoleh dengan membagi jumlah mol dengan volume larutan. [OH-] yang diperoleh diubah menjadi [H+].
Titrasi 10 x 10-3 dm3 asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm-3 dengan basa kuat misalnya NaOH 0,1 mol dm-3 menghasilkan kurva titrasi khas seperti yang ditunjukkan dalam Gambar 9.2(a). Pada tahap awal, perubahan pHnya lambat. Perubahan pH sangat cepat dekat titik ekivalen (vB = 10 x10-3 dm3). Dekat titik ekivalen, pH berubah beberapa satuan hanya dengan penambahan beberapa tetes basa.
[1] Titik awal: vB = 0. pH di tahap awal lebih besar dari di kasus sebelumnya.
[3] pada titik ekivalen (vB = 10 x 10-3 dm3): pada titik ini hanya natrium asetat CH3COONa yang ada. [H+] dapat diperoleh dengan cara yang sama dengan pada saat kita membahas hidrolisis garam.
[4] setelah titik ekivalen. [H+] larutan ditentukan oleh konsentrasi NaOH, bukan oleh CH3COONa.
Perubahan pH yang perlahan sebelum titik ekivalen adalah akibat bekerjanya buffer (bagian 9.3 (d)). Sebelum titik ekivalen, terdapat larutan natrium asetat (garam dari asam lemah dan bas kuat) dan asam asetat (asam lemah). Karena keberadaan natrium asetat, kesetimbangan disosiasi natrium asetat
cS adalah konsentrasi garam, maka
CH3COOH + OH-
H2O + CH3COO- (9.53) Jadi [H+] hampir tidak berubah.
Nilai pH larutan bufer yang terbuat dari asam lemah dan garamnya dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut.
Contoh soal 9.5 pH larutan bufer
Tiga larutan (a), (b) dan (c) mengandung 0,10 mol dm-3 asam propanoat (Ka = 1,80 x 10-5 mol dm-3) dan (a) 0,10 mol dm-3, (b) 0,20 mol dm-3 and (c) 0,50 mol dm-3 natrium propanoat. Hitung pH larutan.
Jawab
Substitusikan nilai yang tepat pada persamaan (9.54)
Rentang pH yang menimbulkan perubahan besar warna indikator disebut dengan interval transisi. Alasan mengapa ada sedemikian banyak indikator adalah fakta bahwa nilai pH titik ekivalen bergantung pada kombinasi asam dan basa. Kunci pemilihan indikator bergantung pada apakah perubahan warna yang besar akan terjadi di dekat titik ekivalen. Di Tabel 9.3 didaftarkan beberapa indikator penting.
Contoh soal 9.6 Titrasi netralisasi campuran, bagaimana menggunakan indikator.
25 dm3 larutan mengandung NaOH dan Na2CO3 dititrasi dengan 0,100 mol.dm-3 HCl dengan indikator fenolftalein. Warna indikator hilang ketika 30,0 dm3 HCl ditambahkan. Metil oranye kemudian ditambahkan dan titrasi dilanjutkan. 12,5 dm3 HCl diperlukan agar warna metil oranye berubah. Hitung konsentrasi NaOH dan Na2CO3 dalam larutan.
Jawab
Asam karbonat adalah asam diprotik, dan netralisasi berlangsung dalam reaksi dua tahap
Perubahan warna metil oranye menandakan akhir tahap kedua netralisasi natrium karbonat.
Jadi, jumlah NaOH-Na2CO3 adalah 0,100 mol dm-3 x 30,0 x 10-3 dm3 = 3,0 x 10-3 mol
sebagaimana dinyatakan dalam tahap pertama netralisasi. Jumlah Na2CO3 adalah 0,100 mol.dm-3 x 12,5 x 10-3 dm3 = 1,25 x 10-3 mol sebagaimana dinyatakan dalam tahap kedua netralisasi. Jumlah NaOH adalah selisih antara kedua bilangan tersebut, 1,75 x 10-3 mol. Jadi
[Na2CO3] = 1,25 x 10-3 mol/25,0 x 10-3 dm3 = 0,050 mol dm-3
[NaOH] = 1,75 x 10-3 mol/25,0 x 10-3 dm3 = 0,070 mol dm-3
Tuliskan reaksi disosiasi senyawa berikut, termasuk air yang terlibat, dan tandai pasangan asam basa konjugasinya. (a) asam format HCOOH, (b) asam perkhlorat HClO4
9.1 Jawab
(a) HCOOH + H2O H3O+ + HCOO-
asam1 basa2 asam konjugat2 basa konjugat 1
(b) HClO4 + H2O H3O+ + ClO4-
asam1 basa2 asam konjugat2 basa konjugat 1
9.2 Asam basa konjugat
Tetapan disosiasi pasangan asam basa konjugat adalah Ka dan Kb. Buktikan bahwa Ka x Kb = Kw Kw adalah tetapan hasil kali ion air.
9.2 Jawab
Lihat halaman yang relevan di teks.
9.3 Asam basa Lewis
Nyatakan manakah asam dan basa Lewis dalam reaksi-reaksi berikut.
(a) Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)42+
(b) I- + I2 I3-
(c ) Fe2+ + 6H2O Fe(H2O)63+
9.3 Jawab
(a) Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)42+, Cu2+ : asam Lewis, NH3: basa Lewis.
(b) I- + I2 I3-, I- : asam Lewis, I2: basa Lewis.
(c ) Fe2+ + 6H2O Fe(H2O)63+ Fe2+: asam Lewis, H2O: basa Lewis.
9.4 Konsentrasi ion hidrogen dan pH asam kuat
Asam perkhlorat adalah asam kuat, dan disosiasinya dapat dianggap lengkap. Hitung konsentrasi ion hidrogen [H+] dan pH 5,0 mol dm-3 asam ini.
9.4 Jawab
[H+] = 5,0×10-3mol dm-3; pH = -log[H+] = 2,30
9.5 Konsentrasi ion hidrogen dan pH asam lemah
Hitung konsentrasi ion hidrogen dan pH asam asetat 0,001 mol dm-3, 0,01 mol dm-3 dan 0,1 mol dm-3. Ka asam asetat pada 25°C adalah 1,75 x 10-3 mol dm-3.
9.5 Jawab
Kira-kira [H+] = √(csKa). Maka [H+] dan pH dinyatakan sebagai berikut.
Asam asetat 0,001 mol dm-3; [H+] = 1,32 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,91. Asam asetat 0,01 mol dm-3; [H+] = 4,18 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,39. Asam asetat 0,1 mol dm-3; [H+] = 1,32 x 10-3 mol dm-3, pH = 2,28.
9.6 Perhitungan tetapan disosiasi
Dalam larutan 0,5 mol dm-3, disosiasi asam urat C5H4N4O3 sebesar 1,6 %. Tentukan Ka asam urat.
9.6 Jawab
1,6 x 10-2 = [C5H3N4O3-]/0,5 mol dm-3,
[C5H3N4O3-]= [H+] = 8,0 x 10-3 mol dm-3. Jadi,
Ka = (8,0 x 10-3)2/0,50 = 1,28 x 10-4 mol dm-3.
9.7 Titrasi Netralisasi
Suatu detergen mengandung amonia. 25,37 g detergen dilarutkan dalam air untuk menghasilkan 250 cm3 larutan. Diperlukan 37,3 cm3 asam sulfat 0,360 mol dm-3 ketika 25,0 cm3 larutan ini dititrasi. Hitung persen massa amonia dalam detergen.
9.7 Jawab
18,0 %.
9.8 Larutan Bufer
(1) Hitung pH bufer yang konsentrasi asam formatnya HCOOH (Ka = 1,8 x10-4 mol dm-3) 0,250 mol dm-3, dan konsentrasi natrium format HCOONa-nya 0,100 mol dm-3.
(2) Anggap 10 cm3 NaOH 6,00 x 10-3 mol dm-3 ditambahkan ke 500 cm3 larutan bufer ini. Hitung pH larutan setelah penambahan NaOH.
9.8 Jawab
(1) [H+] = 4,5 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,35. (2) Jumlah mol HCOOH, OH- dan HCOO- sebelum dan sesudah penambahan NaOH ditunjukkan dalam tabel berikut.
Perhatikan setelah penambahan volume larutan menjadi 510 cm3. 1,8 x 10-4 mol dm-3 = ([H+] x 0,216)/(0,128), [H+] = 1,06 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,97 Perubahan pH agak kecil walaupun sejumlah cukup besar basa kuat ditambahkan.
a. Netralisasi
Neutralisasi dapat didefinisikan sebagai reaksi antara proton (atau ion hidronium) dan ion hidroksida membentuk air. Dalam bab ini kita hanya mendiskusikan netralisasi di larutan dalam air.H+ + OH-–> H2O (9.33)
H3O+ + OH-–> 2H2O (9.34)
Jumlah mol asam (proton) sama dengan jumlah mol basa (ion hidroksida).Stoikiometri netralisasi nAMAVA = nBMBVB jumlah mol proton jumlah mol ion hidroksida subskrip A dan B menyatakan asam dan basa, n valensi, M konsentrasi molar asam atau basa, dan V volume asam atau basa. |
Contoh soal
9.5 titrasi netralisasi
0,500 g NH4Cl tidak murni dipanasakan dengan NaOH berlebih menghasilkan amonia NH3 yang diserap dalam 25,0 cm3 0,200 mol dm-3 asam sulfat. Diperlukan 5,64 cm3 NaOH 0,200 mol.dm-3 untuk menetralkan asam sulfat berlebih. Hitung kemurnian NH4Cl.
Jawab
Ingat asam sulfat adalah asam diprotik. Dengan mengaasumsikan jumlah mol amonia yang dihasilkan x m mol, jumlah mol amonia dan natrium hidroksida dua kali lebih besar dari jumlah mol asam sulfat. Jadi,
x (mmol) + 0,200 (mol dm-3) x 5,64 x 10-3 (dm3)= 2 x 0,200 (mol dm-3) x 25,0 x 10-3(dm3)
x + 1,128 = 10,0
∴ x = 8,872 (mmol)
Karena massa molar amonium khlorida adalah 52,5, 8,872 mmol ekivalen dengan 0,466 g amonium khlorida.
Jadi kemurnian sampel adalah (0,466 g/0,500 g) x 100 = 93 %.
b. Garam
Setiap asam atau h=garam memiliki ion lawannya, dan reaksi asam basa melibatkan ion-ion ini. Dalam reaksi netralisasi khas seperti antara HCl dan NaOH,| HCl | + | NaOH | –> | NaCl | + | H2O | (9.35) |
| asam | basa | garam | air |
Sebaliknya, amonium khlorida NH4Cl, garam yang terbentuk dari asam kuat HCl dan basa lemah amonia, bersifat asam lemah. Fenomena ini disebut hidrolisis garam.
Diagram skematik hidrolisis ditunjukkan di Gambar 9.1. Di larutan dalam air, garam AB ada dalam kesetimbangan dengan sejumlah kecil H+ dan OH- yang dihasilkan dari elektrolisis air menghasilkan asam HA dan basa BOH (kesetimbangan dalam arah vertikal). Karena HA adalah asam lemah, kesetimbangan berat ke arah sisi asam, dan akibatnya [H+] menurun. Sebaliknya, BOH adalah basa kuat dan terdisosiasi sempurna, dan dengan demikian todak akan ada penurunan konsentrasi OH-. Dengan adanya disosiasi air, sejumlah H+ dan OH- yang sama akan terbentuk.
Dalam kesetimbangan vertikal di Gambar 9.1, kesetimbangan asam ke arah bawah, dan kesetimbangan basa ke arah atas. Akibatnya [OH-] larutan dalam air meningkat untuk membuat larutannya basa. Penjelasan ini juga berlaku untuk semua garam dari asam lemah dan basa kuat.
Gambar 9.1Hidrolisis garam.
Sebagai rangkuman, dalam hidrolisis garam dari asam lemah dan basa kuat, bagian anion dari garam bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksida.A- + H2O –> HA + OH- (9.36)
Dengan menuliskan reaksi ini sebagai kesetimbangan, hidrolisis garam dapat diungkapkan dengan cara kuantitatifA- + H2O HA + OH- (9.37)
Bila h adalah derajat hidrolisis yang menyatakan rasio garam yang terhidrolisis saat kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan hidrolisis Kh adalah: HA + OH- (9.37)Kh = [HA][OH-]/[A-] = (csh)2/cs(1 – h) = csh2/(1 – h) (9.38)
Kh disebut tetapan hidrolisis, dan cs adalah konsentrasi awal garam. A- adalah basa konjugat dari asam lemah HA dan Kh berhubungan dengan konstanta disosiasi basanya. Akibatnya, hubungan berikut akan berlaku bila konstanta disosiasi asam HA adalah Ka: jadi,KaKh = Kw (9.39)
Bila h ≪ 1, Ka ≒csh; h ≒√(Kh/cs). Maka konsentrasi [OH-] dan [H+] diberikan oleh ungkapan:[OH-] = csh ≒√(csKw/Ka) (9.40)
[H+] = Kw/[OH-] ≒√(KwKa/cs) (9.41)
Karena terlibat asam lemah,Ka/cs < 1,
∴ [H+] < √Kw = 10-7 (9.42)
Jadi, garam dari asam lemah bersifat basa. Dengan cara yang sama, [H+] garam asam lemah dan basa kuta dinyatakan dengan:[H+] = csh ≒√(csKw/Kb) (9.43)
Karena melibatkan basa lemah,cs/Kb > 1,
∴ [H+] > √Kw = 10-7 (9.44)
Jadi, garamnya bersifat asam.c. Kurva titrasi
Dalam reaksi netralisasi asam dan basa, atau basa dengan asam, bagaimana konsentrasi [H+], atau pH, larutan bervariasi? Perhitungan [H+] dalam titrasi asam kuat dengan basa kuat atau sebaliknya basa kuat dengan asam kuat tidak sukar sama sekali. Perhitungan ini dapat dilakukan dengan membagi jumlah mol asam (atau basa) yang tinggal dengan volume larutannya.Perhitungannya akan lebih rumit bila kombinasi asam lemah dan basa kuat, atau yang melibatkan asam kuat dan basa lemah. [H+] akan bergantung tidak hanya pada asam atau basa yang tinggal, tetapi juga hidrolisis garam yang terbentuk.
Plot [H+] atau pH vs. jumlah asam atau basa yang ditambahkan disebut kurva titrasi (Gambar 9.2). Mari kita menggambarkan kurva titrasi bila volume awal asam VA, konsentrasi asam MA, dan volume basa yang ditambahkan vB dan konsentrasinya adalah MB.
(1) TITRASI ASAM KUAT DAN BASA KUAT.
[1] sebelum titik ekivalen:Karena disosiasi air dapat diabaikna, jumlah mol H+ sama dengan jumlah sisa asam yang tinggal
[H+] = (MAVA – MBvB)/(VA + vB) (9.45)
[2] Pada titik ekivalen:Disosiasi air tidak dapat diabaikan di sini.
[H+] = √Kw = 10-7 (9.46)
[3] setelah titik ekivalen:Jumlah mol basa berlebih sama dengan jumlah mol ion hidroksida. [OH-] dapat diperoleh dengan membagi jumlah mol dengan volume larutan. [OH-] yang diperoleh diubah menjadi [H+].
[OH-] = (MBvB – MAVA)/(VA + vB) (9.47)
[H+] = Kw/[OH-] = (VA + vB)Kw/(MBvB – MAVA) (9.48)
Kurvanya simetrik dekat titik ekivalen karena vB ≒ VA.Titrasi 10 x 10-3 dm3 asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm-3 dengan basa kuat misalnya NaOH 0,1 mol dm-3 menghasilkan kurva titrasi khas seperti yang ditunjukkan dalam Gambar 9.2(a). Pada tahap awal, perubahan pHnya lambat. Perubahan pH sangat cepat dekat titik ekivalen (vB = 10 x10-3 dm3). Dekat titik ekivalen, pH berubah beberapa satuan hanya dengan penambahan beberapa tetes basa.
Gambar 9.2 Kurva titrasi: (a) Titrasi HCl dengan NaOH. Perubahan pH yang cepat di titik ekivalen bersifat khas.
(b) Titrasi CH3COOH dengan NaOH. Perubahan pH di titik ekivalen tidak begitu cepat.
(b) Titrasi CH3COOH dengan NaOH. Perubahan pH di titik ekivalen tidak begitu cepat.
Gambar 9.3 Kurva titrasi: titrasi NH3 dengan HCl.
2. TITRASI ASAM LEMAH DENGAN BASA KUAT
Hasilnya akan berbeda bila asam lemah dititrasi dengan basa kuat. Titrasi 10 x 10-3 dm3 asam asetat 0,1 mol dm-3 dengan NaOH 0,1 mol dm-3 merupakan contoh khas (Gambar 9.2(b)).[1] Titik awal: vB = 0. pH di tahap awal lebih besar dari di kasus sebelumnya.
[H+] = MAα (9.49)
α adalah tetapan disosiasi asam asetat.
[2] sebelum titik ekivalen: sampai titik ekivalen, perubahan pH agak lambat.[3] pada titik ekivalen (vB = 10 x 10-3 dm3): pada titik ini hanya natrium asetat CH3COONa yang ada. [H+] dapat diperoleh dengan cara yang sama dengan pada saat kita membahas hidrolisis garam.
[4] setelah titik ekivalen. [H+] larutan ditentukan oleh konsentrasi NaOH, bukan oleh CH3COONa.
Perubahan pH yang perlahan sebelum titik ekivalen adalah akibat bekerjanya buffer (bagian 9.3 (d)). Sebelum titik ekivalen, terdapat larutan natrium asetat (garam dari asam lemah dan bas kuat) dan asam asetat (asam lemah). Karena keberadaan natrium asetat, kesetimbangan disosiasi natrium asetat
CH3COOH H+ + CH3COO- (9.50)
bergeser ke arah kiri, dan [H+] akan menurun. Sebagai pendekatan [CH3COO-] = cS [HA] ≒ c0. H+ + CH3COO- (9.50)cS adalah konsentrasi garam, maka
[H+]cS/ c0= Ka,
∴ [H+] = (c0/cS)Ka (9.51)
Bila asam ditambahkan pada larutan ini, kesetimbangan akan bergeser ke kiri karena terdapat banyak ion asetat maa asam yang ditambahkan akan dinetralisasi.CH3COOH H+ + CH3COO- (9.52)
Sebaliknya, bila basa ditambahkan, asam asetat dalam larutan akan menetralkannnya. Jadi, H+ + CH3COO- (9.52)CH3COOH + OH-
H2O + CH3COO- (9.53) Jadi [H+] hampir tidak berubah.(3) TITRASI BASA LEMAH DENGAN ASAM KUAT
Titrasi 10 x 10-3 dm3 basa lemah misalnya larutan NH3 0,1 mol dm-3 dengan asam kuat misalnya HCl 0,1 mol dm-3 (Gambar 9.3). Dalam kasus ini, nilai pH pada kesetimbangan agak lebih kecil daripada di kasus titrasi asam kuat dengan basa kuat. Kurvanya curam, namun, perubahannya cepat di dekat titik kesetimbangan. Akibatnya titrasi masih mungkin asalkan indikator yang tepat dipilih, yakni indikator dengan rentang indikator yang sempit.(4) TITRASI BASA LEMAH (ASAM LEMAH) DENGAN ASAM LEMAH (BASA LEMAH).
Dalam titrasi jenis ini, kurva titrasinya tidak akan curam pada titik kesetimbangan, dan perubahan pHnya lambat. Jadi tidak ada indikator yang dapat menunjukkan perubahan warna yang jelas. Hal ini berarti titrasi semacam ini tidak mungkin dilakukan.d. Kerja bufer
Kerja bufer didefinisikan sebagai kerja yang membuat pH larutan hampir tidak berubah dengan penambahan asam atau basa. Larutan yang memiliki kerja bufer disebut larutan bufer. Sebagian besar larutan bufer terbentuk dari kombinasi garam (dari asam lemah dan basa kuat) dan aam lemahnya. Cairan tubuh organisme adalah larutan bufer, yang akan menekan perubahan pH yang cepat, yang berbahaya bagi makhluk hidup.Nilai pH larutan bufer yang terbuat dari asam lemah dan garamnya dapat dihitung dengan menggunakan persamaan berikut.
pH = pKa + log([garam]/[asam]) (9.54)
Tabel 9.2 memberikan beberapa larutan bufer.Tabel 9.2 Beberapa larutan bufer.
Contoh soal 9.5 pH larutan bufer
Tiga larutan (a), (b) dan (c) mengandung 0,10 mol dm-3 asam propanoat (Ka = 1,80 x 10-5 mol dm-3) dan (a) 0,10 mol dm-3, (b) 0,20 mol dm-3 and (c) 0,50 mol dm-3 natrium propanoat. Hitung pH larutan.
Jawab
Substitusikan nilai yang tepat pada persamaan (9.54)
- pH = pKa + log([garam]/[asam]) = pKa + log([0,1]/[0,1]) = pKa + log1 = 4,75
- pH = pKa + log([0,2]/[0,1])= pKa + log 2 = 5,05
- pH = pKa + log([0,5]/[0,1]) = pKa + log5 = 5,45
e. Indikator
Pigmen semacam fenolftalein dan metil merah yang digunakan sebagai indikator titrasi adalah asam lemah (disimbolkan dengan HIn) dan warnanya ditentukan oleh [H+] larutan. Jadi,HIn H+ + In- …. (9.55)
Rasio konsentrasi indikator dan konjgatnya menentukan warna larutan diberikan sebagai: H+ + In- …. (9.55)KIn = [H+][In-]/[HIn], ∴ [In-]/[HIn] = KIn/[H+] … (9.56)
KIn adalah konstanta disosiasi indikator.Rentang pH yang menimbulkan perubahan besar warna indikator disebut dengan interval transisi. Alasan mengapa ada sedemikian banyak indikator adalah fakta bahwa nilai pH titik ekivalen bergantung pada kombinasi asam dan basa. Kunci pemilihan indikator bergantung pada apakah perubahan warna yang besar akan terjadi di dekat titik ekivalen. Di Tabel 9.3 didaftarkan beberapa indikator penting.
Tabel 9.3 Indikator penting dan interval transisinya.
| Indikator | interval transisi | perubahan warna(asam–>basa) |
| Biru timol | 1,2-2,8 | merah –> kuning |
| Metil oranye | 3,1-4,4 | merah –> kuning |
| Metil merah | 4,2-6,3 | merah –> kuning |
| bromotimol biru | 6,0-7,6 | kuning–> biru |
| merah kresol | 7,2-8,8 | kuning –> merah |
| fenolftalein | 8,3-10,0 | tak berwarna–> merah |
| alizarin kuning | 10,2-12,0 | kuning–> merah |
25 dm3 larutan mengandung NaOH dan Na2CO3 dititrasi dengan 0,100 mol.dm-3 HCl dengan indikator fenolftalein. Warna indikator hilang ketika 30,0 dm3 HCl ditambahkan. Metil oranye kemudian ditambahkan dan titrasi dilanjutkan. 12,5 dm3 HCl diperlukan agar warna metil oranye berubah. Hitung konsentrasi NaOH dan Na2CO3 dalam larutan.
Jawab
Asam karbonat adalah asam diprotik, dan netralisasi berlangsung dalam reaksi dua tahap
CO32- + H+ –> HCO3- ;
HCO3 - + H+ –> H2O + CO2
Tahap pertama netralisasi campuran NaOH-Na2CO3 tercapai saat fenolftalein berubah warna.Perubahan warna metil oranye menandakan akhir tahap kedua netralisasi natrium karbonat.
Jadi, jumlah NaOH-Na2CO3 adalah 0,100 mol dm-3 x 30,0 x 10-3 dm3 = 3,0 x 10-3 mol
sebagaimana dinyatakan dalam tahap pertama netralisasi. Jumlah Na2CO3 adalah 0,100 mol.dm-3 x 12,5 x 10-3 dm3 = 1,25 x 10-3 mol sebagaimana dinyatakan dalam tahap kedua netralisasi. Jumlah NaOH adalah selisih antara kedua bilangan tersebut, 1,75 x 10-3 mol. Jadi
[Na2CO3] = 1,25 x 10-3 mol/25,0 x 10-3 dm3 = 0,050 mol dm-3
[NaOH] = 1,75 x 10-3 mol/25,0 x 10-3 dm3 = 0,070 mol dm-3
Latihan
9.1 Asam basa konjugatTuliskan reaksi disosiasi senyawa berikut, termasuk air yang terlibat, dan tandai pasangan asam basa konjugasinya. (a) asam format HCOOH, (b) asam perkhlorat HClO4
9.1 Jawab
(a) HCOOH + H2O
H3O+ + HCOO- asam1 basa2 asam konjugat2 basa konjugat 1
(b) HClO4 + H2O
H3O+ + ClO4-asam1 basa2 asam konjugat2 basa konjugat 1
9.2 Asam basa konjugat
Tetapan disosiasi pasangan asam basa konjugat adalah Ka dan Kb. Buktikan bahwa Ka x Kb = Kw Kw adalah tetapan hasil kali ion air.
9.2 Jawab
Lihat halaman yang relevan di teks.
9.3 Asam basa Lewis
Nyatakan manakah asam dan basa Lewis dalam reaksi-reaksi berikut.
(a) Cu2+ + 4NH3
Cu(NH3)42+ (b) I- + I2
I3-(c ) Fe2+ + 6H2O
Fe(H2O)63+ 9.3 Jawab
(a) Cu2+ + 4NH3
Cu(NH3)42+, Cu2+ : asam Lewis, NH3: basa Lewis.(b) I- + I2
I3-, I- : asam Lewis, I2: basa Lewis.(c ) Fe2+ + 6H2O
Fe(H2O)63+ Fe2+: asam Lewis, H2O: basa Lewis.9.4 Konsentrasi ion hidrogen dan pH asam kuat
Asam perkhlorat adalah asam kuat, dan disosiasinya dapat dianggap lengkap. Hitung konsentrasi ion hidrogen [H+] dan pH 5,0 mol dm-3 asam ini.
9.4 Jawab
[H+] = 5,0×10-3mol dm-3; pH = -log[H+] = 2,30
9.5 Konsentrasi ion hidrogen dan pH asam lemah
Hitung konsentrasi ion hidrogen dan pH asam asetat 0,001 mol dm-3, 0,01 mol dm-3 dan 0,1 mol dm-3. Ka asam asetat pada 25°C adalah 1,75 x 10-3 mol dm-3.
9.5 Jawab
Kira-kira [H+] = √(csKa). Maka [H+] dan pH dinyatakan sebagai berikut.
Asam asetat 0,001 mol dm-3; [H+] = 1,32 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,91. Asam asetat 0,01 mol dm-3; [H+] = 4,18 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,39. Asam asetat 0,1 mol dm-3; [H+] = 1,32 x 10-3 mol dm-3, pH = 2,28.
9.6 Perhitungan tetapan disosiasi
Dalam larutan 0,5 mol dm-3, disosiasi asam urat C5H4N4O3 sebesar 1,6 %. Tentukan Ka asam urat.
9.6 Jawab
1,6 x 10-2 = [C5H3N4O3-]/0,5 mol dm-3,
[C5H3N4O3-]= [H+] = 8,0 x 10-3 mol dm-3. Jadi,
Ka = (8,0 x 10-3)2/0,50 = 1,28 x 10-4 mol dm-3.
9.7 Titrasi Netralisasi
Suatu detergen mengandung amonia. 25,37 g detergen dilarutkan dalam air untuk menghasilkan 250 cm3 larutan. Diperlukan 37,3 cm3 asam sulfat 0,360 mol dm-3 ketika 25,0 cm3 larutan ini dititrasi. Hitung persen massa amonia dalam detergen.
9.7 Jawab
18,0 %.
9.8 Larutan Bufer
(1) Hitung pH bufer yang konsentrasi asam formatnya HCOOH (Ka = 1,8 x10-4 mol dm-3) 0,250 mol dm-3, dan konsentrasi natrium format HCOONa-nya 0,100 mol dm-3.
(2) Anggap 10 cm3 NaOH 6,00 x 10-3 mol dm-3 ditambahkan ke 500 cm3 larutan bufer ini. Hitung pH larutan setelah penambahan NaOH.
9.8 Jawab
(1) [H+] = 4,5 x 10-4 mol dm-3, pH = 3,35. (2) Jumlah mol HCOOH, OH- dan HCOO- sebelum dan sesudah penambahan NaOH ditunjukkan dalam tabel berikut.
| m mol | HCOOH | OH- | HCOO |
| Sebelum | 125 | 60 | 50 |
| sesudah | 65 | 0 | 110 |
Larutan penyangga
Larutan penyangga, larutan dapar, atau buffer adalah larutan yang digunakan untuk mempertahankan nilai pH tertentu agar tidak banyak berubah selama reaksi kimia berlangsung. Sifat yang khas dari larutan penyangga ini adalah pH-nya hanya berubah sedikit dengan pemberian sedikit asam kuat atau basa kuat.
Larutan penyangga tersusun dari asam lemah dengan basa konjugatnya atau oleh basa lemah dengan asam konjugatnya. Reaksi di antara kedua komponen penyusun ini disebut sebagai reaksi asam-basa konjugasi.
Komponen larutan penyangga terbagi menjadi:
1. Larutan penyangga yang bersifat asam
Larutan ini mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari asam lemah dan garamnya yang merupakan basa konjugasi dari asamnya. Adapun cara lainnya yaitu mencampurkan suatu asam lemah dengan suatu basa kuat dimana asam lemahnya dicampurkan dalam jumlah berlebih. Campuran akan menghasilkan garam yang mengandung basa konjugasi dari asam lemah yang bersangkutan. Pada umumnya basa kuat yang digunakan seperti natrium, kalium, barium, kalsium, dan lain-lain.
2. Larutan penyangga yang bersifat basa
Larutan ini mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari basa lemah dan garam, yang garamnya berasal dari asam kuat. Adapun cara lainnya yaitu dengan mencampurkan suatu basa lemah dengan suatu asam kuat dimana basa lemahnya dicampurkan berlebih.
1. Larutan penyangga asam
Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung CH3COOH dan CH3COO- yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:
Pada penambahan asam Penambahan asam (H+) akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Dimana ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH.
CH3COO-(aq) + H+(aq) → CH3COOH(aq) Pada penambahan basa Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka ion OH- dari basa itu akan bereaksi dengan ion H+ membentuk air. Hal ini akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan sehingga konsentrasi ion H+ dapat dipertahankan. Jadi, penambahan basa menyebabkan berkurangnya komponen asam (CH3COOH), bukan ion H+. Basa yang ditambahkan tersebut bereaksi dengan asam CH3COOH membentuk ion CH3COO- dan air.
CH3COOH(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + H2O(l) 2. Larutan penyangga basa
Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung NH3 dan NH4+ yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:
Pada penambahan asam Jika ditambahkan suatu asam, maka ion H+ dari asam akan mengikat ion OH-. Hal tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Disamping itu penambahan ini menyebabkan berkurangnya komponen basa (NH3), bukannya ion OH-. Asam yang ditambahkan bereaksi dengan basa NH3 membentuk ion NH4+.
NH3 (aq) + H+(aq) → NH4+ (aq) Pada penambahan basa Jika yang ditambahkan adalah suatu basa, maka kesetimbangan bergeser ke kiri, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Basa yang ditambahkan itu bereaksi dengan komponen asam (NH4+), membentuk komponen basa (NH3) dan air.
NH4+ (aq) + OH-(aq) → NH3 (aq) + H2O(l)
Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[H+] = Ka x a/g atau pH = p Ka - log a/g dengan, Ka = tetapan ionisasi asam lemah
Dapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
[OH-] = Kb x b/g atau pH = p Kb - log b/g dengan, Kb = tetapan ionisasi basa lemah
»» READMORE...
Larutan penyangga tersusun dari asam lemah dengan basa konjugatnya atau oleh basa lemah dengan asam konjugatnya. Reaksi di antara kedua komponen penyusun ini disebut sebagai reaksi asam-basa konjugasi.
Komponen Larutan Penyangga
Secara umum, larutan penyangga digambarkan sebagai campuran yang terdiri dari:- Asam lemah (HA) dan basa konjugasinya (ion A-), campuran ini menghasilkan larutan bersifat asam.
- Basa lemah (B) dan asam konjugasinya (BH+), campuran ini menghasilkan larutan bersifat basa.
Komponen larutan penyangga terbagi menjadi:
1. Larutan penyangga yang bersifat asam
Larutan ini mempertahankan pH pada daerah asam (pH < 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari asam lemah dan garamnya yang merupakan basa konjugasi dari asamnya. Adapun cara lainnya yaitu mencampurkan suatu asam lemah dengan suatu basa kuat dimana asam lemahnya dicampurkan dalam jumlah berlebih. Campuran akan menghasilkan garam yang mengandung basa konjugasi dari asam lemah yang bersangkutan. Pada umumnya basa kuat yang digunakan seperti natrium, kalium, barium, kalsium, dan lain-lain.
2. Larutan penyangga yang bersifat basa
Larutan ini mempertahankan pH pada daerah basa (pH > 7). Untuk mendapatkan larutan ini dapat dibuat dari basa lemah dan garam, yang garamnya berasal dari asam kuat. Adapun cara lainnya yaitu dengan mencampurkan suatu basa lemah dengan suatu asam kuat dimana basa lemahnya dicampurkan berlebih.
Cara kerja larutan penyangga
Larutan penyangga mengandung komponen asam dan basa dengan asam dan basa konjugasinya, sehingga dapat mengikatbaik ion H+ maupun ion OH-. Sehingga penambahan sedikit asam kuat atau basa kuat tidak mengubah pH-nya secara signifikan. Berikut ini cara kerja larutan penyangga:1. Larutan penyangga asam
Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung CH3COOH dan CH3COO- yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:
Pada penambahan asam Penambahan asam (H+) akan menggeser kesetimbangan ke kiri. Dimana ion H+ yang ditambahkan akan bereaksi dengan ion CH3COO- membentuk molekul CH3COOH.
Adapun cara kerjanya dapat dilihat pada larutan penyangga yang mengandung NH3 dan NH4+ yang mengalami kesetimbangan. Dengan proses sebagai berikut:
Pada penambahan asam Jika ditambahkan suatu asam, maka ion H+ dari asam akan mengikat ion OH-. Hal tersebut menyebabkan kesetimbangan bergeser ke kanan, sehingga konsentrasi ion OH- dapat dipertahankan. Disamping itu penambahan ini menyebabkan berkurangnya komponen basa (NH3), bukannya ion OH-. Asam yang ditambahkan bereaksi dengan basa NH3 membentuk ion NH4+.
Perhitungan pH Larutan Penyangga
1. Larutan penyangga asamDapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
a = jumlah mol asam lemah
g = jumlah mol basa konjugasi2. Larutan penyangga basaDapat digunakan tetapan ionisasi dalam menentukan konsentrasi ion H+ dalam suatu larutan dengan rumus berikut:
b = jumlah mol basa lemah
g = jumlah mol asam konjugasiFungsi Larutan Penyangga
Adanya larutan penyangga ini dapat kita lihat dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat-obatan, fotografi, industri kulit dan zat warna. Selain aplikasi tersebut, terdapat fungsi penerapan konsep larutan penyangga ini dalam tubuh manusia seperti pada cairan tubuh. Cairan tubuh ini bisa dalam cairan intrasel maupun cairan ekstrasel. Dimana sistem penyangga utama dalam cairan intraselnya seperti H2PO4- dan HPO42- yang dapat bereaksi dengan suatu asam dan basa. Adapun sistem penyangga tersebut, dapat menjaga pH darah yang hampir konstan yaitu sekitar 7,4. Selain itu penerapan larutan penyangga ini dapat kita temui dalam kehidupan sehari-hari seperti pada obat tetes mata.Jumat, 18 Maret 2011
Materi Kelas XII
BAB 5
STOIKIOMETRI
Membahas tentang hubungan massa antar unsur dalam suatu senyawa (stoikiometri senyawa) dan antar zat dalam suatu reaksi kimia (stoikiometri reaksi).
Tata Nama Senyawa Sederhana
1). Tata Nama Senyawa Molekul ( Kovalen ) Biner.
Senyawa biner adalah senyawa yang hanya terdiri dari dua jenis unsur.
Contoh : air (H2O), amonia (NH3)
a). Rumus Senyawa
Unsur yang terdapat lebih dahulu dalam urutan berikut, ditulis di depan.
B-Si-C-Sb-As-P-N-H-Te-Se-S-I -Br-Cl-O-F
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
b). Nama Senyawa
Nama senyawa biner dari dua jenis unsur non logam adalah rangkaian nama kedua jenis unsur tersebut dengan akhiran –ida (ditambahkan pada unsur yang kedua).
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Catatan :
Jika pasangan unsur yang bersenyawa membentuk lebih dari sejenis senyawa, maka senyawa-senyawa yang terbentuk dibedakan dengan menyebutkan angka indeks dalam bahasa Yunani.
1 = mono 2 = di 3 = tri 4 = tetra 5 = penta
6 = heksa 7 = hepta 8 = okta 9 = nona 10 = deka
Angka indeks satu tidak perlu disebutkan, kecuali untuk nama senyawa karbon monoksida.
Contoh : ……….(lengkapi sendiri)
c). Senyawa yang sudah umum dikenal, tidak perlu mengikuti aturan di atas.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
2). Tata Nama Senyawa Ion.
Kation = ion bermuatan positif (ion logam)
Anion = ion bermuatan negatif (ion non logam atau ion poliatom)
Perhatikan tabel halaman 143-144 dari Buku Paket 1A!
a). Rumus Senyawa
Unsur logam ditulis di depan.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Rumus senyawa ion ditentukan oleh perbandingan muatan kation dan anionnya.
Kation dan anion diberi indeks sedemikian rupa sehingga senyawa bersifat netral ( muatan positif = muatan negatif).
b). Nama Senyawa
Nama senyawa ion adalah rangkaian nama kation (di depan) dan nama anionnya (di belakang); sedangkan angka indeks tidak disebutkan.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Catatan :
Jika unsur logam mempunyai lebih dari sejenis bilangan oksidasi, maka senyawa-senyawanya dibedakan dengan menuliskan bilangan oksidasinya (ditulis dalam tanda kurung dengan angka Romawi di belakang nama unsur logam itu).
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Berdasarkan cara lama, senyawa dari unsur logam yang mempunyai 2 jenis muatan dibedakan dengan memberi akhiran –o untuk muatan yang lebih rendah dan akhiran – i untuk muatan yang lebih tinggi.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Cara ini kurang informatif karena tidak menyatakan bilangan oksidasi unsur logam yang bersangkutan.
3). Tata Nama Senyawa Terner.
Senyawa terner sederhana meliputi : asam, basa dan garam.
Reaksi antara asam dengan basa menghasilkan garam.
a). Tata Nama Asam.
Asam adalah senyawa hidrogen yang di dalam air mempunyai rasa masam.
Rumus asam terdiri atas atom H (di depan, dianggap sebagai ion H+) dan suatu anion yang disebut sisa asam.
Catatan : perlu diingat bahwa asam adalah senyawa molekul, bukan senyawa ion.
Nama anion sisa asam = nama asam yang bersangkutan tanpa kata asam.
Contoh : H3PO4
Nama asam = asam fosfat
Rumus sisa asam = (fosfat)
b). Tata Nama Basa.
Basa adalah zat yang jika di dalam air dapat menghasilkan ion
Pada umumnya, basa adalah senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion
Nama basa = nama kationnya yang diikuti kata hidroksida.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
c). Tata Nama Garam.
Garam adalah senyawa ion yang terdiri dari kation basa dan anion sisa asam.
Rumus dan penamaannya = senyawa ion.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
4). Tata Nama Senyawa Organik.
Senyawa organik adalah senyawa-senyawa C dengan sifat-sifat tertentu.
Senyawa organik mempunyai tata nama khusus, mempunyai nama lazim atau nama dagang ( nama trivial ).
Contoh : halaman 147 Buku Paket 1A.
Persamaan Reaksi
Menggambarkan reaksi kimia yang terdiri atas rumus kimia pereaksi dan hasil reaksi disertai dengan koefisiennya masing-masing.
1). Menuliskan Persamaan Reaksi.
o Reaksi kimia mengubah zat-zat asal (pereaksi = reaktan) menjadi zat baru (produk).
o Jenis dan jumlah atom yang terlibat dalam reaksi tidak berubah, tetapi ikatan kimia di antaranya berubah.
o Ikatan kimia dalam pereaksi diputuskan dan terbentuk ikatan baru dalam produknya.
o Atom-atom ditata ulang membentuk produk reaksi.
Contoh :
Keterangan :
• Tanda panah menunjukkan arah reaksi (artinya = membentuk atau bereaksi menjadi).
• Huruf kecil dalam tanda kurung menunjukkan wujud atau keadaan zat yang bersangkutan (g = gass, l = liquid, s = solid dan aq = aqueous / larutan berair).
• Bilangan yang mendahului rumus kimia zat disebut koefisien reaksi (untuk menyetarakan atom-atom sebelum dan sesudah reaksi).
• Koefisien reaksi juga menyatakan perbandingan paling sederhana dari partikel zat yang terlibat dalam reaksi.
Penulisan persamaan reaksi dapat dilakukan dengan 2 langkah :
1). Menuliskan rumus kimia zat pereaksi dan produk, lengkap dengan keterangan wujudnya.
2). Penyetaraan, yaitu memberi koefisien yang sesuai sehingga jumlah atom setiap unsur sama pada kedua ruas (cara sederhana).
Contoh :
Langkah 1 : (belum setara)
Langkah 2 : (sudah setara)
2). Menyetarakan Persamaan Reaksi.
Langkah-langkahnya (cara matematis) :
a). Tetapkan koefisien salah satu zat, biasanya zat yang rumusnya paling kompleks = 1, sedangkan zat lain diberikan koefisien sementara dengan huruf.
b). Setarakan terlebih dahulu unsur yang terkait langsung dengan zat yang diberi koefisien 1 itu.
c). Setarakan unsur lainnya. Biasanya akan membantu jika atom O disetarakan paling akhir.
Contoh :
Langkah 1 :
Persamaan reaksi yang belum setara.
Langkah 2 :
Menetapkan koefisien C2H6 = 1 sedangkan koefisien yang lain ditulis dengan huruf.
Langkah 3 :
Jumlah atom di ruas kiri dan kanan :
Atom Ruas kiri Ruas kanan
C 2 b
H 6 2c
O 2a 2b+c
Langkah 4 :
Jumlah atom di ruas kiri = jumlah atom di ruas kanan.
Dari langkah 3, diperoleh :
b = 2 ……………. (i)
2c = 6 ……………. (ii)
2a = (2b + c) …….. (iii)
Dari persamaan (ii), diperoleh :
2c = 6
c = ………. (iv)
Persamaan (i) dan (iv) disubstitusikan ke persamaan (iii) :
2a = (2b + c) …….. (iii)
2a = {(2).(2) + 3} = 7
a = …………... (v)
Langkah 5 :
Nilai-nilai a, b dan c disubstitusikan ke persamaan reaksi :
…………..(x 2)
Langkah 6 :
Memeriksa kembali jumlah atom di ruas kiri dan kanan, serta melengkapi wujud zatnya.
Latihan Soal :
Kerjakan soal nomor 25 halaman 160-161; nomor 26 dan 27 (halaman 163 dari Buku Paket 1A)!
Hukum Dasar Kimia
1). Hukum Kekekalan Massa ( Hukum Lavoisier ).
Yaitu : “Dalam sistem tertutup, massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.”
Contoh :
40 gram Ca + 16 gram O2 56 gram CaO
12 gram C + 32 gram O2 44 gram CO2
Contoh soal :
Pada wadah tertutup, 4 gram logam kalsium dibakar dengan oksigen, menghasilkan kalsium oksida. Jika massa kalsium oksida yang dihasilkan adalah 5,6 gram, maka berapa massa oksigen yang diperlukan?
Jawab :
m Ca = 4 gram
m CaO = 5,6 gram
m O2 = ..?
Berdasarkan hukum kekekalan massa :
Massa sebelum reaksi = massa sesudah reaksi
m Ca + m O2 = m CaO
m O2 = m CaO - m Ca
= (5,6 – 4,0) gram
= 1,6 gram
Jadi massa oksigen yang diperlukan adalah 1,6 gram.
2). Hukum Perbandingan Tetap ( Hukum Proust ).
Yaitu : “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tertentu dan tetap.”
Contoh : perhatikan contoh soal 5.1 dari Buku Paket 1A halaman 151-152!
Contoh lain :
Air tersusun oleh unsur-unsur hidrogen (H2) dan oksigen (O2) dengan perbandingan yang selalu tetap yaitu :
11,91 % : 88,81 % = 1 : 8
Massa H2 (gram) Massa O2 (gram) Massa H2O (gram) Massa zat sisa
1 8 9 -
2 16 18 -
3 16 18 1 gram H2
3 25 27 1 gram O2
4 25 28,125 0,875 gram H2
Contoh soal :
Jika diketahui perbandingan massa besi (Fe) dan belerang (S) dalam pembentukan senyawa besi (II) sulfida (FeS) adalah 7 : 4 maka tentukan :
a) Massa besi yang dibutuhkan untuk bereaksi dengan 8 gram belerang!
b) Massa belerang yang tersisa, jika sebanyak 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S!
c) Massa S dan massa Fe yang dibutuhkan untuk menghasilkan 22 gram senyawa FeS!
Jawab :
Reaksi :
7 4 11
Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama, sehingga 7 gram Fe akan bereaksi dengan 4 gram S membentuk 11 gram FeS.
a) Massa S = 8 gram
Massa Fe = …?
Massa Fe =
Jadi massa Fe yang dibutuhkan adalah 14 gram.
b) 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S, berarti :
Fe : S = 21 : 15 = 7 : 5
Belerang berlebih, berarti seluruh Fe habis bereaksi.
Massa Fe yang bereaksi = 21 gram
Massa S yang bereaksi =
Massa S yang tersisa = ( 15-12 ) gram = 3 gram
Jadi massa S yang tersisa adalah 3 gram.
c) Untuk membentuk 22 gram FeS :
m Fe =
m S =
Jadi massa Fe dan S yang dibutuhkan adalah 14 gram dan 8 gram.
3). Hukum Kelipatan Perbandingan / Hukum Perbandingan Berganda ( Hukum Dalton ).
Yaitu : “Jika dua jenis unsur dapat membentuk lebih dari satu macam senyawa, maka perbandingan massa salah satu unsur yang terikat pada massa unsur lain yang sama, merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
C dan O dapat membentuk dua jenis senyawa, yaitu CO dan CO2. Jika massa C dalam kedua senyawa itu sama (berarti jumlah C sama), maka :
Massa O dalam CO : massa O dalam CO2 akan merupakan bilangan bulat dan sederhana (yaitu = 1:2 ).
Contoh soal :
Karbon dapat bergabung dengan hidrogen dengan perbandingan 3 : 1, membentuk gas metana. Berapa massa hidrogen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 900 gram C pada metana?
Jawab :
C : H = 3 : 1 sehingga :
900 : m H = 3 : 1
m H = ; Jadi, massa H yang diperlukan adalah 300 gram.
4). Hukum Perbandingan Volum ( Hukum Gay Lussac ).
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volum gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
Dua volum gas hidrogen bereaksi dengan satu volum gas oksigen membentuk dua volum uap air.
gas hidrogen + gas oksigen uap air
2 V 1 V 2 V
Perbandingan volumenya = 2 : 1 : 2
5). Hukum Avogadro.
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumnya sama mengandung jumlah partikel yang sama pula.”
Contoh :
Pada pembentukan molekul H2O
2L H2(g) + 1L O2(g) 2L H2O(g)
2 molekul H2 1 molekul O2 2 molekul H2O
Catatan :
Jika volume dan jumlah molekul salah 1 zat diketahui, maka volume dan jumlah molekul zat lain dapat ditentukan dengan menggunakan persamaan :
dan
Keterangan :
V = volume molekul ( L )
X = jumlah partikel ( molekul )
Contoh soal :
Pada suhu dan tekanan yang sama, sebanyak 2 L gas nitrogen (N2) tepat bereaksi dengan gas H2 membentuk gas NH3 (amonia).
Tentukan :
a) Persamaan reaksinya!
b) Volume gas H2 yang diperlukan!
c) Volume gas NH3 yang dihasilkan!
Jawab :
a) Persamaan reaksinya :
b) V H2 =
= = 6 L
Jadi volume gas H2 yang diperlukan dalam reaksi adalah 6 L.
c) V NH3 =
= = 4 L
Jadi volume gas NH3 yang dihasilkan oleh reaksi tersebut adalah 4 L.
Konsep Mol
{ Pelajari lagi tentang Massa Atom Relatif (Ar) dan Massa Molekul Relatif (Mr)! }
a) Definisi Mol
o Satu mol adalah banyaknya zat yang mengandung jumlah partikel yang = jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-12.
o Mol merupakan satuan jumlah (seperti lusin,gros), tetapi ukurannya jauh lebih besar.
o Mol menghubungkan massa dengan jumlah partikel zat.
o Jumlah partikel dalam 1 mol (dalam 12 gram C-12) yang ditetapkan melalui berbagai metode eksperimen dan sekarang ini kita terima adalah 6,02 x 1023 (disebut tetapan Avogadro, dinyatakan dengan L).
Contoh :
1 mol air artinya : sekian gram air yang mengandung 6,02 x 1023 molekul air.
1 mol besi artinya : sekian gram besi yang mengandung 6,02 x 1023 atom besi.
1 mol asam sulfat artinya : sekian gram asam sulfat yang mengandung 6,02 x 1023 molekul H2SO4.
b) Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel
Dirumuskan :
Keterangan :
n = jumlah mol
= jumlah partikel
Contoh soal :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 174!
c) Massa Molar (mm)
o Massa molar menyatakan massa 1 mol zat.
o Satuannya adalah gram mol-1.
o Massa molar zat berkaitan dengan Ar atau Mr zat itu, karena Ar atau Mr zat merupakan perbandingan massa antara partikel zat itu dengan atom C-12.
Contoh :
Ar Fe = 56, artinya : massa 1 atom Fe : massa 1 atom C-12 = 56 : 12
Mr H2O = 18, artinya : massa 1 molekul air : massa 1 atom C-12 = 18 : 12
Karena :
1 mol C-12 = 12 gram (standar mol), maka :
Massa 1 mol atom Fe =
Massa 1 mol molekul air =
Kesimpulan :
Massa 1 mol suatu zat = Ar atau Mr zat tersebut (dinyatakan dalam gram).
d) Hubungan Jumlah Mol (n) dengan Massa Zat (m)
Dirumuskan :
dengan :
= massa
= jumlah mol
= massa molar
Contoh soal :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 177!
e) Volum Molar Gas (Vm)
o Adalah volum 1 mol gas.
o Menurut Avogadro, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas bervolum sama akan mengandung jumlah molekul yang sama pula.
o Artinya, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas dengan jumlah molekul yang sama akan mempunyai volum yang sama pula.
o Oleh karena 1 mol setiap gas mempunyai jumlah molekul sama yaitu 6,02 x 1023 molekul, maka pada suhu dan tekanan yang sama, 1 mol setiap gas mempunyai volum yang sama.
o Jadi : pada suhu dan tekanan yang sama, volum gas hanya bergantung pada jumlah molnya.
Dirumuskan :
dengan :
= volum gas
= jumlah mol
= volum molar
Beberapa kondisi / keadaan yang biasa dijadikan acuan :
1) Keadaan Standar
Adalah suatu keadaan dengan suhu 0oC dan tekanan 1 atm.
Dinyatakan dengan istilah STP (Standard Temperature and Pressure).
2) Keadaan Kamar
Adalah suatu keadaan dengan suhu 25oC dan tekanan 1 atm.
Dinyatakan dengan istilah RTP (Room Temperature and Pressure).
3) Keadaan Tertentu dengan Suhu dan Tekanan yang Diketahui
Digunakan rumus Persamaan Gas Ideal :
= tekanan gas (atm); 1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg
= volum gas (L)
= jumlah mol gas
= tetapan gas (0,082 L atm/mol K)
= suhu mutlak gas (dalam Kelvin = 273 + suhu Celcius)
4) Keadaan yang Mengacu pada Keadaan Gas Lain
Misalkan :
Gas A dengan jumlah mol = n1 dan volum = V1
Gas B dengan jumlah mol = n2 dan volum = V2
Maka pada suhu dan tekanan yang sama :
f) Kemolaran Larutan (M)
Kemolaran adalah suatu cara untuk menyatakan konsentrasi (kepekatan) larutan.
Menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan, atau jumlah mmol zat terlarut dalam tiap mL larutan.
Dirumuskan :
dengan :
= kemolaran larutan
= jumlah mol zat terlarut
= volum larutan
Misalnya : larutan NaCl 0,2 M artinya, dalam tiap liter larutan terdapat 0,2 mol (= 11,7 gram) NaCl atau dalam tiap mL larutan terdapat 0,2 mmol (= 11,7 mg) NaCl.
Rangkuman :
Stoikiometri Senyawa
1) Rumus Empiris ( RE )
Disebut juga rumus perbandingan adalah rumus kimia yang menyatakan perbandingan paling sederhana dari atom-atom unsur penyusun senyawa.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 188-189!
2) Rumus Molekul ( RM )
Secara umum, rumus molekul suatu senyawa dapat dinyatakan sebagai berikut :
Keterangan :
Harga y bergantung pada besarnya harga Massa Molekul Relatif ( Mr ) dari senyawa yang bersangkutan.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 190!
3) Kadar Unsur dalam Senyawa ( dalam % )
Dirumuskan :
Keterangan :
y = jumlah atom unsur dalam 1 molekul senyawa ( angka indeks dari unsur yang bersangkutan dalam rumus kimia senyawa )
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 191-193!
Stoikiometri Reaksi
1) Hitungan Kimia Sederhana
Dapat diselesaikan melalui 4 langkah yaitu sebagai berikut :
1) Menuliskan persamaan reaksi kimia yang setara
2) Menyatakan jumlah mol zat yang diketahui
3) Menentukan jumlah mol zat yang ditanyakan dengan menggunakan perbandingan koefisien reaksi
4) Menyesuaikan jawaban dengan pertanyaan
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 195-197!
2) Pereaksi Pembatas
o Adalah suatu pereaksi yang habis bereaksi terlebih dahulu.
Contoh :
Reaksi antara Al dengan O2 membentuk aluminium oksida, menurut persamaan reaksi :
Jumlah Mol Pereaksi Jumlah Mol Produk Pereaksi Pembatas Jumlah Mol Pereaksi yang Bersisa
Al O2
4 3 2 Ekivalen -
4 4 2 Aluminium 1 mol oksigen
5 3 2 Oksigen 1 mol aluminium
2 1,5 1 Ekivalen -
0,6 0,4 0,27 Oksigen 0,07 mol aluminium
Cara menentukan Pereaksi Pembatas :
a) Nyatakan zat yang diketahui dalam mol
b) Bagilah jumlah mol masing-masing zat dengan koefisiennya
c) Pereaksi yang hasil pembagiannya paling kecil, merupakan pereaksi pembatas
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 201!
3) Hitungan yang Melibatkan Campuran
Jika dari suatu campuran, terjadi lebih dari satu reaksi ( 1 ) maka persamaan reaksinya harus ditulis secara terpisah.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 202-203!
4) Penentuan Rumus Kimia Hidrat
o Hidrat adalah zat padat yang mengikat beberapa molekul air sebagai bagian dari struktur kristalnya.
Contoh :
CuSO4. 5 H2O ( terusi )
CaSO4. 2 H2O ( gipsum )
MgSO4. 7 H2O ( garam Inggris )
Na2CO3. 10 H2O ( soda hablur )
o Jika suatu hidrat dipanaskan, maka sebagian atau seluruh air kristalnya dapat menguap ( lepas ).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 204-205!
»» READMORE...
STOIKIOMETRI
Membahas tentang hubungan massa antar unsur dalam suatu senyawa (stoikiometri senyawa) dan antar zat dalam suatu reaksi kimia (stoikiometri reaksi).
Tata Nama Senyawa Sederhana
1). Tata Nama Senyawa Molekul ( Kovalen ) Biner.
Senyawa biner adalah senyawa yang hanya terdiri dari dua jenis unsur.
Contoh : air (H2O), amonia (NH3)
a). Rumus Senyawa
Unsur yang terdapat lebih dahulu dalam urutan berikut, ditulis di depan.
B-Si-C-Sb-As-P-N-H-Te-Se-S-I -Br-Cl-O-F
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
b). Nama Senyawa
Nama senyawa biner dari dua jenis unsur non logam adalah rangkaian nama kedua jenis unsur tersebut dengan akhiran –ida (ditambahkan pada unsur yang kedua).
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Catatan :
Jika pasangan unsur yang bersenyawa membentuk lebih dari sejenis senyawa, maka senyawa-senyawa yang terbentuk dibedakan dengan menyebutkan angka indeks dalam bahasa Yunani.
1 = mono 2 = di 3 = tri 4 = tetra 5 = penta
6 = heksa 7 = hepta 8 = okta 9 = nona 10 = deka
Angka indeks satu tidak perlu disebutkan, kecuali untuk nama senyawa karbon monoksida.
Contoh : ……….(lengkapi sendiri)
c). Senyawa yang sudah umum dikenal, tidak perlu mengikuti aturan di atas.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
2). Tata Nama Senyawa Ion.
Kation = ion bermuatan positif (ion logam)
Anion = ion bermuatan negatif (ion non logam atau ion poliatom)
Perhatikan tabel halaman 143-144 dari Buku Paket 1A!
a). Rumus Senyawa
Unsur logam ditulis di depan.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Rumus senyawa ion ditentukan oleh perbandingan muatan kation dan anionnya.
Kation dan anion diberi indeks sedemikian rupa sehingga senyawa bersifat netral ( muatan positif = muatan negatif).
b). Nama Senyawa
Nama senyawa ion adalah rangkaian nama kation (di depan) dan nama anionnya (di belakang); sedangkan angka indeks tidak disebutkan.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Catatan :
Jika unsur logam mempunyai lebih dari sejenis bilangan oksidasi, maka senyawa-senyawanya dibedakan dengan menuliskan bilangan oksidasinya (ditulis dalam tanda kurung dengan angka Romawi di belakang nama unsur logam itu).
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Berdasarkan cara lama, senyawa dari unsur logam yang mempunyai 2 jenis muatan dibedakan dengan memberi akhiran –o untuk muatan yang lebih rendah dan akhiran – i untuk muatan yang lebih tinggi.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
Cara ini kurang informatif karena tidak menyatakan bilangan oksidasi unsur logam yang bersangkutan.
3). Tata Nama Senyawa Terner.
Senyawa terner sederhana meliputi : asam, basa dan garam.
Reaksi antara asam dengan basa menghasilkan garam.
a). Tata Nama Asam.
Asam adalah senyawa hidrogen yang di dalam air mempunyai rasa masam.
Rumus asam terdiri atas atom H (di depan, dianggap sebagai ion H+) dan suatu anion yang disebut sisa asam.
Catatan : perlu diingat bahwa asam adalah senyawa molekul, bukan senyawa ion.
Nama anion sisa asam = nama asam yang bersangkutan tanpa kata asam.
Contoh : H3PO4
Nama asam = asam fosfat
Rumus sisa asam = (fosfat)
b). Tata Nama Basa.
Basa adalah zat yang jika di dalam air dapat menghasilkan ion
Pada umumnya, basa adalah senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion
Nama basa = nama kationnya yang diikuti kata hidroksida.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
c). Tata Nama Garam.
Garam adalah senyawa ion yang terdiri dari kation basa dan anion sisa asam.
Rumus dan penamaannya = senyawa ion.
Contoh : ………(lengkapi sendiri)
4). Tata Nama Senyawa Organik.
Senyawa organik adalah senyawa-senyawa C dengan sifat-sifat tertentu.
Senyawa organik mempunyai tata nama khusus, mempunyai nama lazim atau nama dagang ( nama trivial ).
Contoh : halaman 147 Buku Paket 1A.
Persamaan Reaksi
Menggambarkan reaksi kimia yang terdiri atas rumus kimia pereaksi dan hasil reaksi disertai dengan koefisiennya masing-masing.
1). Menuliskan Persamaan Reaksi.
o Reaksi kimia mengubah zat-zat asal (pereaksi = reaktan) menjadi zat baru (produk).
o Jenis dan jumlah atom yang terlibat dalam reaksi tidak berubah, tetapi ikatan kimia di antaranya berubah.
o Ikatan kimia dalam pereaksi diputuskan dan terbentuk ikatan baru dalam produknya.
o Atom-atom ditata ulang membentuk produk reaksi.
Contoh :
Keterangan :
• Tanda panah menunjukkan arah reaksi (artinya = membentuk atau bereaksi menjadi).
• Huruf kecil dalam tanda kurung menunjukkan wujud atau keadaan zat yang bersangkutan (g = gass, l = liquid, s = solid dan aq = aqueous / larutan berair).
• Bilangan yang mendahului rumus kimia zat disebut koefisien reaksi (untuk menyetarakan atom-atom sebelum dan sesudah reaksi).
• Koefisien reaksi juga menyatakan perbandingan paling sederhana dari partikel zat yang terlibat dalam reaksi.
Penulisan persamaan reaksi dapat dilakukan dengan 2 langkah :
1). Menuliskan rumus kimia zat pereaksi dan produk, lengkap dengan keterangan wujudnya.
2). Penyetaraan, yaitu memberi koefisien yang sesuai sehingga jumlah atom setiap unsur sama pada kedua ruas (cara sederhana).
Contoh :
Langkah 1 : (belum setara)
Langkah 2 : (sudah setara)
2). Menyetarakan Persamaan Reaksi.
Langkah-langkahnya (cara matematis) :
a). Tetapkan koefisien salah satu zat, biasanya zat yang rumusnya paling kompleks = 1, sedangkan zat lain diberikan koefisien sementara dengan huruf.
b). Setarakan terlebih dahulu unsur yang terkait langsung dengan zat yang diberi koefisien 1 itu.
c). Setarakan unsur lainnya. Biasanya akan membantu jika atom O disetarakan paling akhir.
Contoh :
Langkah 1 :
Persamaan reaksi yang belum setara.
Langkah 2 :
Menetapkan koefisien C2H6 = 1 sedangkan koefisien yang lain ditulis dengan huruf.
Langkah 3 :
Jumlah atom di ruas kiri dan kanan :
Atom Ruas kiri Ruas kanan
C 2 b
H 6 2c
O 2a 2b+c
Langkah 4 :
Jumlah atom di ruas kiri = jumlah atom di ruas kanan.
Dari langkah 3, diperoleh :
b = 2 ……………. (i)
2c = 6 ……………. (ii)
2a = (2b + c) …….. (iii)
Dari persamaan (ii), diperoleh :
2c = 6
c = ………. (iv)
Persamaan (i) dan (iv) disubstitusikan ke persamaan (iii) :
2a = (2b + c) …….. (iii)
2a = {(2).(2) + 3} = 7
a = …………... (v)
Langkah 5 :
Nilai-nilai a, b dan c disubstitusikan ke persamaan reaksi :
…………..(x 2)
Langkah 6 :
Memeriksa kembali jumlah atom di ruas kiri dan kanan, serta melengkapi wujud zatnya.
Latihan Soal :
Kerjakan soal nomor 25 halaman 160-161; nomor 26 dan 27 (halaman 163 dari Buku Paket 1A)!
Hukum Dasar Kimia
1). Hukum Kekekalan Massa ( Hukum Lavoisier ).
Yaitu : “Dalam sistem tertutup, massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.”
Contoh :
40 gram Ca + 16 gram O2 56 gram CaO
12 gram C + 32 gram O2 44 gram CO2
Contoh soal :
Pada wadah tertutup, 4 gram logam kalsium dibakar dengan oksigen, menghasilkan kalsium oksida. Jika massa kalsium oksida yang dihasilkan adalah 5,6 gram, maka berapa massa oksigen yang diperlukan?
Jawab :
m Ca = 4 gram
m CaO = 5,6 gram
m O2 = ..?
Berdasarkan hukum kekekalan massa :
Massa sebelum reaksi = massa sesudah reaksi
m Ca + m O2 = m CaO
m O2 = m CaO - m Ca
= (5,6 – 4,0) gram
= 1,6 gram
Jadi massa oksigen yang diperlukan adalah 1,6 gram.
2). Hukum Perbandingan Tetap ( Hukum Proust ).
Yaitu : “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tertentu dan tetap.”
Contoh : perhatikan contoh soal 5.1 dari Buku Paket 1A halaman 151-152!
Contoh lain :
Air tersusun oleh unsur-unsur hidrogen (H2) dan oksigen (O2) dengan perbandingan yang selalu tetap yaitu :
11,91 % : 88,81 % = 1 : 8
Massa H2 (gram) Massa O2 (gram) Massa H2O (gram) Massa zat sisa
1 8 9 -
2 16 18 -
3 16 18 1 gram H2
3 25 27 1 gram O2
4 25 28,125 0,875 gram H2
Contoh soal :
Jika diketahui perbandingan massa besi (Fe) dan belerang (S) dalam pembentukan senyawa besi (II) sulfida (FeS) adalah 7 : 4 maka tentukan :
a) Massa besi yang dibutuhkan untuk bereaksi dengan 8 gram belerang!
b) Massa belerang yang tersisa, jika sebanyak 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S!
c) Massa S dan massa Fe yang dibutuhkan untuk menghasilkan 22 gram senyawa FeS!
Jawab :
Reaksi :
7 4 11
Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama, sehingga 7 gram Fe akan bereaksi dengan 4 gram S membentuk 11 gram FeS.
a) Massa S = 8 gram
Massa Fe = …?
Massa Fe =
Jadi massa Fe yang dibutuhkan adalah 14 gram.
b) 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S, berarti :
Fe : S = 21 : 15 = 7 : 5
Belerang berlebih, berarti seluruh Fe habis bereaksi.
Massa Fe yang bereaksi = 21 gram
Massa S yang bereaksi =
Massa S yang tersisa = ( 15-12 ) gram = 3 gram
Jadi massa S yang tersisa adalah 3 gram.
c) Untuk membentuk 22 gram FeS :
m Fe =
m S =
Jadi massa Fe dan S yang dibutuhkan adalah 14 gram dan 8 gram.
3). Hukum Kelipatan Perbandingan / Hukum Perbandingan Berganda ( Hukum Dalton ).
Yaitu : “Jika dua jenis unsur dapat membentuk lebih dari satu macam senyawa, maka perbandingan massa salah satu unsur yang terikat pada massa unsur lain yang sama, merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
C dan O dapat membentuk dua jenis senyawa, yaitu CO dan CO2. Jika massa C dalam kedua senyawa itu sama (berarti jumlah C sama), maka :
Massa O dalam CO : massa O dalam CO2 akan merupakan bilangan bulat dan sederhana (yaitu = 1:2 ).
Contoh soal :
Karbon dapat bergabung dengan hidrogen dengan perbandingan 3 : 1, membentuk gas metana. Berapa massa hidrogen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 900 gram C pada metana?
Jawab :
C : H = 3 : 1 sehingga :
900 : m H = 3 : 1
m H = ; Jadi, massa H yang diperlukan adalah 300 gram.
4). Hukum Perbandingan Volum ( Hukum Gay Lussac ).
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volum gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
Dua volum gas hidrogen bereaksi dengan satu volum gas oksigen membentuk dua volum uap air.
gas hidrogen + gas oksigen uap air
2 V 1 V 2 V
Perbandingan volumenya = 2 : 1 : 2
5). Hukum Avogadro.
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumnya sama mengandung jumlah partikel yang sama pula.”
Contoh :
Pada pembentukan molekul H2O
2L H2(g) + 1L O2(g) 2L H2O(g)
2 molekul H2 1 molekul O2 2 molekul H2O
Catatan :
Jika volume dan jumlah molekul salah 1 zat diketahui, maka volume dan jumlah molekul zat lain dapat ditentukan dengan menggunakan persamaan :
dan
Keterangan :
V = volume molekul ( L )
X = jumlah partikel ( molekul )
Contoh soal :
Pada suhu dan tekanan yang sama, sebanyak 2 L gas nitrogen (N2) tepat bereaksi dengan gas H2 membentuk gas NH3 (amonia).
Tentukan :
a) Persamaan reaksinya!
b) Volume gas H2 yang diperlukan!
c) Volume gas NH3 yang dihasilkan!
Jawab :
a) Persamaan reaksinya :
b) V H2 =
= = 6 L
Jadi volume gas H2 yang diperlukan dalam reaksi adalah 6 L.
c) V NH3 =
= = 4 L
Jadi volume gas NH3 yang dihasilkan oleh reaksi tersebut adalah 4 L.
Konsep Mol
{ Pelajari lagi tentang Massa Atom Relatif (Ar) dan Massa Molekul Relatif (Mr)! }
a) Definisi Mol
o Satu mol adalah banyaknya zat yang mengandung jumlah partikel yang = jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-12.
o Mol merupakan satuan jumlah (seperti lusin,gros), tetapi ukurannya jauh lebih besar.
o Mol menghubungkan massa dengan jumlah partikel zat.
o Jumlah partikel dalam 1 mol (dalam 12 gram C-12) yang ditetapkan melalui berbagai metode eksperimen dan sekarang ini kita terima adalah 6,02 x 1023 (disebut tetapan Avogadro, dinyatakan dengan L).
Contoh :
1 mol air artinya : sekian gram air yang mengandung 6,02 x 1023 molekul air.
1 mol besi artinya : sekian gram besi yang mengandung 6,02 x 1023 atom besi.
1 mol asam sulfat artinya : sekian gram asam sulfat yang mengandung 6,02 x 1023 molekul H2SO4.
b) Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel
Dirumuskan :
Keterangan :
n = jumlah mol
= jumlah partikel
Contoh soal :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 174!
c) Massa Molar (mm)
o Massa molar menyatakan massa 1 mol zat.
o Satuannya adalah gram mol-1.
o Massa molar zat berkaitan dengan Ar atau Mr zat itu, karena Ar atau Mr zat merupakan perbandingan massa antara partikel zat itu dengan atom C-12.
Contoh :
Ar Fe = 56, artinya : massa 1 atom Fe : massa 1 atom C-12 = 56 : 12
Mr H2O = 18, artinya : massa 1 molekul air : massa 1 atom C-12 = 18 : 12
Karena :
1 mol C-12 = 12 gram (standar mol), maka :
Massa 1 mol atom Fe =
Massa 1 mol molekul air =
Kesimpulan :
Massa 1 mol suatu zat = Ar atau Mr zat tersebut (dinyatakan dalam gram).
d) Hubungan Jumlah Mol (n) dengan Massa Zat (m)
Dirumuskan :
dengan :
= massa
= jumlah mol
= massa molar
Contoh soal :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 177!
e) Volum Molar Gas (Vm)
o Adalah volum 1 mol gas.
o Menurut Avogadro, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas bervolum sama akan mengandung jumlah molekul yang sama pula.
o Artinya, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas dengan jumlah molekul yang sama akan mempunyai volum yang sama pula.
o Oleh karena 1 mol setiap gas mempunyai jumlah molekul sama yaitu 6,02 x 1023 molekul, maka pada suhu dan tekanan yang sama, 1 mol setiap gas mempunyai volum yang sama.
o Jadi : pada suhu dan tekanan yang sama, volum gas hanya bergantung pada jumlah molnya.
Dirumuskan :
dengan :
= volum gas
= jumlah mol
= volum molar
Beberapa kondisi / keadaan yang biasa dijadikan acuan :
1) Keadaan Standar
Adalah suatu keadaan dengan suhu 0oC dan tekanan 1 atm.
Dinyatakan dengan istilah STP (Standard Temperature and Pressure).
2) Keadaan Kamar
Adalah suatu keadaan dengan suhu 25oC dan tekanan 1 atm.
Dinyatakan dengan istilah RTP (Room Temperature and Pressure).
3) Keadaan Tertentu dengan Suhu dan Tekanan yang Diketahui
Digunakan rumus Persamaan Gas Ideal :
= tekanan gas (atm); 1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg
= volum gas (L)
= jumlah mol gas
= tetapan gas (0,082 L atm/mol K)
= suhu mutlak gas (dalam Kelvin = 273 + suhu Celcius)
4) Keadaan yang Mengacu pada Keadaan Gas Lain
Misalkan :
Gas A dengan jumlah mol = n1 dan volum = V1
Gas B dengan jumlah mol = n2 dan volum = V2
Maka pada suhu dan tekanan yang sama :
f) Kemolaran Larutan (M)
Kemolaran adalah suatu cara untuk menyatakan konsentrasi (kepekatan) larutan.
Menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan, atau jumlah mmol zat terlarut dalam tiap mL larutan.
Dirumuskan :
dengan :
= kemolaran larutan
= jumlah mol zat terlarut
= volum larutan
Misalnya : larutan NaCl 0,2 M artinya, dalam tiap liter larutan terdapat 0,2 mol (= 11,7 gram) NaCl atau dalam tiap mL larutan terdapat 0,2 mmol (= 11,7 mg) NaCl.
Rangkuman :
Stoikiometri Senyawa
1) Rumus Empiris ( RE )
Disebut juga rumus perbandingan adalah rumus kimia yang menyatakan perbandingan paling sederhana dari atom-atom unsur penyusun senyawa.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 188-189!
2) Rumus Molekul ( RM )
Secara umum, rumus molekul suatu senyawa dapat dinyatakan sebagai berikut :
Keterangan :
Harga y bergantung pada besarnya harga Massa Molekul Relatif ( Mr ) dari senyawa yang bersangkutan.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 190!
3) Kadar Unsur dalam Senyawa ( dalam % )
Dirumuskan :
Keterangan :
y = jumlah atom unsur dalam 1 molekul senyawa ( angka indeks dari unsur yang bersangkutan dalam rumus kimia senyawa )
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 191-193!
Stoikiometri Reaksi
1) Hitungan Kimia Sederhana
Dapat diselesaikan melalui 4 langkah yaitu sebagai berikut :
1) Menuliskan persamaan reaksi kimia yang setara
2) Menyatakan jumlah mol zat yang diketahui
3) Menentukan jumlah mol zat yang ditanyakan dengan menggunakan perbandingan koefisien reaksi
4) Menyesuaikan jawaban dengan pertanyaan
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 195-197!
2) Pereaksi Pembatas
o Adalah suatu pereaksi yang habis bereaksi terlebih dahulu.
Contoh :
Reaksi antara Al dengan O2 membentuk aluminium oksida, menurut persamaan reaksi :
Jumlah Mol Pereaksi Jumlah Mol Produk Pereaksi Pembatas Jumlah Mol Pereaksi yang Bersisa
Al O2
4 3 2 Ekivalen -
4 4 2 Aluminium 1 mol oksigen
5 3 2 Oksigen 1 mol aluminium
2 1,5 1 Ekivalen -
0,6 0,4 0,27 Oksigen 0,07 mol aluminium
Cara menentukan Pereaksi Pembatas :
a) Nyatakan zat yang diketahui dalam mol
b) Bagilah jumlah mol masing-masing zat dengan koefisiennya
c) Pereaksi yang hasil pembagiannya paling kecil, merupakan pereaksi pembatas
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 201!
3) Hitungan yang Melibatkan Campuran
Jika dari suatu campuran, terjadi lebih dari satu reaksi ( 1 ) maka persamaan reaksinya harus ditulis secara terpisah.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 202-203!
4) Penentuan Rumus Kimia Hidrat
o Hidrat adalah zat padat yang mengikat beberapa molekul air sebagai bagian dari struktur kristalnya.
Contoh :
CuSO4. 5 H2O ( terusi )
CaSO4. 2 H2O ( gipsum )
MgSO4. 7 H2O ( garam Inggris )
Na2CO3. 10 H2O ( soda hablur )
o Jika suatu hidrat dipanaskan, maka sebagian atau seluruh air kristalnya dapat menguap ( lepas ).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1A halaman 204-205!
BAB 6 LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS
1) Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
o Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
o Larutan elektrolit dapat berupa asam, basa maupun garam.
Contoh : HCl, H2SO4, NaOH, NaCl
o Dibedakan menjadi 2 yaitu :
a) Larutan elektrolit kuat = ditandai dengan lampu yang menyala terang.
b) Larutan elektrolit lemah = ditandai dengan lampu yang menyala redup atau lampu yang tidak menyala namun dalam larutan timbul gelembung gas (contoh : larutan amonia, asam cuka).
o Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.
Contoh : larutan gula, larutan urea, larutan alkohol.
o Air sebenarnya tidak dapat menghantarkan arus listrik, tetapi daya hantar larutan tersebut disebabkan oleh zat terlarutnya.
2) Teori Ion Svante Arrhenius
“ Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas ”
Contoh :
NaCl (aq) Na+(aq) + Cl-(aq)
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)
Zat non elektrolit dalam larutan, tidak terurai menjadi ion-ion tetapi tetap berupa molekul.
Contoh :
C2H5OH (l) C2H5OH (aq)
CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (aq)
3) Proses terjadinya hantaran listrik
Contoh :
• Hantaran listrik melalui larutan HCl. Dalam larutan, molekul HCl terurai menjadi ion H+ dan Cl- :
HCl (aq) H+(aq) + Cl-(aq)
• Ion-ion H+ akan bergerak menuju Katode (elektrode negatif / kutub negatif), mengambil elektron dan berubah menjadi gas hidrogen.
2H+(aq) + 2e H2(g)
• Ion-ion Cl- bergerak menuju Anode (elektrode positif / kutub positif), melepas elektron dan berubah menjadi gas klorin.
2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e
• Jadi : arus listrik menguraikan HCl menjadi H2 dan Cl2 (disebut reaksi elektrolisis).
2H+(aq) + 2Cl-(aq) H2(g) + Cl2(g)
Permasalahan : (diskusikan dengan kelompok kalian)
o Bagaimana jika seandainya yang dipakai adalah larutan CuCl2?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk lapisan tembaga (Cu)?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk gas klorin (Cl2)?
o Jelaskan proses terjadinya hantaran listrik! (lengkapi dengan reaksi ionisasinya)
4) Elektrolit yang berasal dari Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar
a) Senyawa Ion
• Dalam bentuk padatan, senyawa ion tidak dapat menghantarkan arus listrik karena ion-ionnya tidak dapat bergerak bebas.
• Dalam bentuk lelehan maupun larutan, ion-ionnya dapat bergerak bebas sehingga lelehan dan larutan senyawa ion dapat menghantarkan arus listrik.
b) Senyawa Kovalen Polar
o Contoh : asam klorida cair, asam asetat murni dan amonia cair.
o Senyawa-senyawa ini dalam bentuk murninya merupakan penghantar listrik yang tidak baik.
o Jika dilarutkan dalam air (pelarut polar) maka akan dapat menghantarkan arus listrik dengan baik.
Penjelasannya :
o Senyawa-senyawa tersebut memiliki kemampuan melarut dalam air karena disamping air sendiri merupakan molekul dipol, pada prinsipnya senyawa-senyawa tersebut jika bereaksi dengan air akan membentuk ion-ion.
HCl(l) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
( ion hidronium )
CH3COOH(l) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
( ion asetat )
NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )
o Oleh karena itu, larutan senyawa kovalen polar merupakan larutan elektrolit.
Keterangan tambahan :
Ion yang terdapat dalam air dapat terbentuk dengan 3 cara :
1). Zat terlarut merupakan senyawa ion, misal : NaCl
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
2). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen polar, yang larutannya dalam air dapat terurai menjadi ion-ionnya, misal : H2SO4
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
3). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen yang dapat bereaksi dengan air, sehingga membentuk ion, misal : NH3
Reaksi ionisasinya : NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )
o Daya hantar listrik air murni biasa digolongkan sebagai non konduktor. Akan tetapi, sebenarnya air merupakan suatu konduktor yang sangat buruk. Zat elektrolit akan meningkatkan konduktivitas air, sedangkan zat non elektrolit tidak.
o Arus listrik adalah aliran muatan. Arus listrik melalui logam adalah aliran elektron, dan arus listrik melalui larutan adalah aliran ion-ion.
o Zat elektrolit dapat berupa senyawa ion atau senyawa kovalen polar yang dapat terhidrolisis (bereaksi dengan air).
o Senyawa ion padat tidak menghantar listrik, tetapi lelehan dan larutannya dapat menghantar listrik.
5) Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
Pada konsentrasi yang sama, elektrolit kuat mempunyai daya hantar lebih baik daripada elektrolit lemah. Hal ini terjadi karena molekul zat elektrolit kuat akan lebih banyak yang terion jika dibandingkan dengan molekul zat elektrolit lemah.
Banyak sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi (), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan.
Dirumuskan :
; 0 1
Zat elektrolit yang mempunyai besar (mendekati 1) disebut elektrolit kuat sedangkan yang mempunyai kecil (mendekati 0) disebut elektrolit lemah.
Contoh elektrolit kuat = larutan NaCl, larutan H2SO4, larutan HCl, larutan NaOH
Contoh elektrolit lemah = larutan CH3COOH dan larutan NH3.
Reaksi Reduksi - Oksidasi ( Redoks )
Perkembangan Konsep Redoks
a). Reaksi redoks sebagai reaksi pengikatan dan pelepasan oksigen
1). Oksidasi adalah : reaksi pengikatan oksigen.
Contoh :
o Perkaratan besi (Fe).
4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
o Pembakaran gas metana
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
o Oksidasi tembaga oleh udara
2Cu(s) + 3O2(g) 2CuO(s)
o Oksidasi glukosa dalam tubuh
C6H12O6(aq) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)
o Oksidasi belerang oleh KClO3
3S(s) + 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3SO2(g)
o Sumber oksigen pada reaksi oksidasi disebut oksidator. Dari contoh di atas, 4 reaksi menggunakan oksidator berupa udara dan reaksi terakhir menggunakan oksidator berupa KClO3
2). Reduksi adalah : reaksi pelepasan atau pengurangan oksigen.
Contoh :
• Reduksi bijih besi dengan CO
Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)
• Reduksi CuO oleh H2
CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g)
• Reduksi gas NO2 oleh logam Na
2NO2(g) + Na(s) N2(g) + Na2O(s)
• Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi disebut reduktor. Dari contoh di atas, yang bertindak sebagai reduktor adalah gas CO, H2 dan logam Na.
• Permasalahan : Reaksi apakah yang terjadi pada reduktor?
b). Reaksi redoks sebagai reaksi pelepasan dan pengikatan / penerimaan elektron
1). Oksidasi adalah : reaksi pelepasan elektron.
o Zat yang melepas elektron disebut reduktor (mengalami oksidasi).
o Pelepasan dan penangkapan elektron terjadi secara simultan artinya jika ada suatu spesi yang melepas elektron berarti ada spesi lain yang menerima elektron. Hal ini berarti : bahwa setiap oksidasi disertai reduksi.
o Reaksi yang melibatkan oksidasi reduksi, disebut reaksi redoks, sedangkan reaksi reduksi saja atau oksidasi saja disebut setengah reaksi.
Contoh : (setengah reaksi oksidasi)
K K+ + e
Mg Mg2+ + 2e
2). Reduksi adalah : reaksi pengikatan atau penerimaan elektron.
• Zat yang mengikat/menerima elektron disebut oksidator (mengalami reduksi).
Contoh : (setengah reaksi reduksi)
Cl2 + 2e 2Cl-
O2 + 4e 2O2-
Contoh : reaksi redoks (gabungan oksidasi dan reduksi)
Oksidasi : Ca Ca2+ + 2e
Reduksi : S + 2e S2- +
Redoks : Ca + S Ca2+ + S2-
Keterangan :
Contoh lain :
o Tentukan mana yang reduktor dan oksidator!
o Tentukan mana yang hasil oksidasi dan hasil reduksi!
c). Reaksi redoks sebagai reaksi peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi
1). Oksidasi adalah : reaksi dengan peningkatan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi disebut reduktor.
Contoh :
2). Reduksi adalah : reaksi dengan penurunan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi disebut oksidator.
Contoh :
Konsep Bilangan Oksidasi
o Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa adalah muatan yang diemban oleh atom unsur itu jika semua elektron ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif.
Contoh :
Pada NaCl : atom Na melepaskan 1 elektron kepada atom Cl, sehingga b.o Na = +1 dan Cl = -1.
Pada H2O :
Karena atom O lebih elektronegatif daripada atom H maka elektron ikatan didistribusikan kepada atom O.
Jadi b.o O = -2 sedangkan H masing-masing = +1.
Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi
1). Semua unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0 (nol).
Contoh : bilangan oksidasi H, N dan Fe dalam H2, N2 dan Fe = 0.
2). Fluorin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan tambahan 1 elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawanya.
3). Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif (+).
Contoh :
Unsur golongan IA, IIA dan IIIA dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi berturut-turut +1, +2 dan +3.
4). Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal = muatannya.
Contoh : bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe3+ = +3
Perhatian :
Muatan ion ditulis sebagai B+ atau B-, sedangkan bilangan oksidasi ditulis sebagai +B atau –B.
5). Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan logam (hidrida) maka bilangan oksidasi H = -1.
Contoh :
Bilangan oksidasi H dalam HCl, H2O, NH3 = +1
Bilangan oksidasi H dalam NaH, BaH2 = -1
6). Bilangan oksidasi O umumnya = -2.
Contoh :
Bilangan oksidasi O dalam senyawa H2O, MgO, BaO = -2.
Perkecualian :
a). Dalam F2O, bilangan oksidasi O = +2
b). Dalam peroksida, misalnya H2O2, Na2O2 dan BaO2, biloks O = -1.
c). Dalam superoksida, misalnya KO2 dan NaO2, biloks O = -
7). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu senyawa netral = 0.
8). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu ion poliatom = muatannya.
Contoh : dalam ion = (2 x b.o S) + (3 x b.o O) = -2
Penggolongan Reaksi Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi
a) Reaksi Bukan Redoks
Pada reaksi ini, b.o setiap unsur dalam reaksi tidak berubah (tetap).
Contoh :
b) Reaksi Redoks
Pada reaksi ini, terjadi peningkatan dan penurunan b.o pada unsur yang terlibat reaksi.
Contoh :
Keterangan :
Oksidator = H2SO4
Reduktor = Fe
Hasil reduksi = H2
Hasil oksidasi = FeSO4
c) Reaksi Otoredoks ( Reaksi Disproporsionasi )
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai oksidator maupun reduktor’nya merupakan zat yang sama.
Contoh :
Keterangan :
Oksidator = I2
Reduktor = I2
Hasil reduksi = NaI
Hasil oksidasi = NaIO3
d) Reaksi Konproporsionasi
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai hasil oksidasi maupun hasil reduksi’nya merupakan zat yang sama.
Tata Nama IUPAC ( Penamaan Senyawa Kimia Berdasarkan Biloks’nya )
Yaitu : dengan cara menuliskan biloks’nya dalam tanda kurung dengan menggunakan angka Romawi.
Contoh : lengkapi sendiri !
»» READMORE...
1) Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
o Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
o Larutan elektrolit dapat berupa asam, basa maupun garam.
Contoh : HCl, H2SO4, NaOH, NaCl
o Dibedakan menjadi 2 yaitu :
a) Larutan elektrolit kuat = ditandai dengan lampu yang menyala terang.
b) Larutan elektrolit lemah = ditandai dengan lampu yang menyala redup atau lampu yang tidak menyala namun dalam larutan timbul gelembung gas (contoh : larutan amonia, asam cuka).
o Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.
Contoh : larutan gula, larutan urea, larutan alkohol.
o Air sebenarnya tidak dapat menghantarkan arus listrik, tetapi daya hantar larutan tersebut disebabkan oleh zat terlarutnya.
2) Teori Ion Svante Arrhenius
“ Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas ”
Contoh :
NaCl (aq) Na+(aq) + Cl-(aq)
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)
Zat non elektrolit dalam larutan, tidak terurai menjadi ion-ion tetapi tetap berupa molekul.
Contoh :
C2H5OH (l) C2H5OH (aq)
CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (aq)
3) Proses terjadinya hantaran listrik
Contoh :
• Hantaran listrik melalui larutan HCl. Dalam larutan, molekul HCl terurai menjadi ion H+ dan Cl- :
HCl (aq) H+(aq) + Cl-(aq)
• Ion-ion H+ akan bergerak menuju Katode (elektrode negatif / kutub negatif), mengambil elektron dan berubah menjadi gas hidrogen.
2H+(aq) + 2e H2(g)
• Ion-ion Cl- bergerak menuju Anode (elektrode positif / kutub positif), melepas elektron dan berubah menjadi gas klorin.
2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e
• Jadi : arus listrik menguraikan HCl menjadi H2 dan Cl2 (disebut reaksi elektrolisis).
2H+(aq) + 2Cl-(aq) H2(g) + Cl2(g)
Permasalahan : (diskusikan dengan kelompok kalian)
o Bagaimana jika seandainya yang dipakai adalah larutan CuCl2?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk lapisan tembaga (Cu)?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk gas klorin (Cl2)?
o Jelaskan proses terjadinya hantaran listrik! (lengkapi dengan reaksi ionisasinya)
4) Elektrolit yang berasal dari Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar
a) Senyawa Ion
• Dalam bentuk padatan, senyawa ion tidak dapat menghantarkan arus listrik karena ion-ionnya tidak dapat bergerak bebas.
• Dalam bentuk lelehan maupun larutan, ion-ionnya dapat bergerak bebas sehingga lelehan dan larutan senyawa ion dapat menghantarkan arus listrik.
b) Senyawa Kovalen Polar
o Contoh : asam klorida cair, asam asetat murni dan amonia cair.
o Senyawa-senyawa ini dalam bentuk murninya merupakan penghantar listrik yang tidak baik.
o Jika dilarutkan dalam air (pelarut polar) maka akan dapat menghantarkan arus listrik dengan baik.
Penjelasannya :
o Senyawa-senyawa tersebut memiliki kemampuan melarut dalam air karena disamping air sendiri merupakan molekul dipol, pada prinsipnya senyawa-senyawa tersebut jika bereaksi dengan air akan membentuk ion-ion.
HCl(l) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
( ion hidronium )
CH3COOH(l) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
( ion asetat )
NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )
o Oleh karena itu, larutan senyawa kovalen polar merupakan larutan elektrolit.
Keterangan tambahan :
Ion yang terdapat dalam air dapat terbentuk dengan 3 cara :
1). Zat terlarut merupakan senyawa ion, misal : NaCl
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
2). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen polar, yang larutannya dalam air dapat terurai menjadi ion-ionnya, misal : H2SO4
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
3). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen yang dapat bereaksi dengan air, sehingga membentuk ion, misal : NH3
Reaksi ionisasinya : NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )
o Daya hantar listrik air murni biasa digolongkan sebagai non konduktor. Akan tetapi, sebenarnya air merupakan suatu konduktor yang sangat buruk. Zat elektrolit akan meningkatkan konduktivitas air, sedangkan zat non elektrolit tidak.
o Arus listrik adalah aliran muatan. Arus listrik melalui logam adalah aliran elektron, dan arus listrik melalui larutan adalah aliran ion-ion.
o Zat elektrolit dapat berupa senyawa ion atau senyawa kovalen polar yang dapat terhidrolisis (bereaksi dengan air).
o Senyawa ion padat tidak menghantar listrik, tetapi lelehan dan larutannya dapat menghantar listrik.
5) Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
Pada konsentrasi yang sama, elektrolit kuat mempunyai daya hantar lebih baik daripada elektrolit lemah. Hal ini terjadi karena molekul zat elektrolit kuat akan lebih banyak yang terion jika dibandingkan dengan molekul zat elektrolit lemah.
Banyak sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi (), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan.
Dirumuskan :
; 0 1
Zat elektrolit yang mempunyai besar (mendekati 1) disebut elektrolit kuat sedangkan yang mempunyai kecil (mendekati 0) disebut elektrolit lemah.
Contoh elektrolit kuat = larutan NaCl, larutan H2SO4, larutan HCl, larutan NaOH
Contoh elektrolit lemah = larutan CH3COOH dan larutan NH3.
Reaksi Reduksi - Oksidasi ( Redoks )
Perkembangan Konsep Redoks
a). Reaksi redoks sebagai reaksi pengikatan dan pelepasan oksigen
1). Oksidasi adalah : reaksi pengikatan oksigen.
Contoh :
o Perkaratan besi (Fe).
4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
o Pembakaran gas metana
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
o Oksidasi tembaga oleh udara
2Cu(s) + 3O2(g) 2CuO(s)
o Oksidasi glukosa dalam tubuh
C6H12O6(aq) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)
o Oksidasi belerang oleh KClO3
3S(s) + 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3SO2(g)
o Sumber oksigen pada reaksi oksidasi disebut oksidator. Dari contoh di atas, 4 reaksi menggunakan oksidator berupa udara dan reaksi terakhir menggunakan oksidator berupa KClO3
2). Reduksi adalah : reaksi pelepasan atau pengurangan oksigen.
Contoh :
• Reduksi bijih besi dengan CO
Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)
• Reduksi CuO oleh H2
CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g)
• Reduksi gas NO2 oleh logam Na
2NO2(g) + Na(s) N2(g) + Na2O(s)
• Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi disebut reduktor. Dari contoh di atas, yang bertindak sebagai reduktor adalah gas CO, H2 dan logam Na.
• Permasalahan : Reaksi apakah yang terjadi pada reduktor?
b). Reaksi redoks sebagai reaksi pelepasan dan pengikatan / penerimaan elektron
1). Oksidasi adalah : reaksi pelepasan elektron.
o Zat yang melepas elektron disebut reduktor (mengalami oksidasi).
o Pelepasan dan penangkapan elektron terjadi secara simultan artinya jika ada suatu spesi yang melepas elektron berarti ada spesi lain yang menerima elektron. Hal ini berarti : bahwa setiap oksidasi disertai reduksi.
o Reaksi yang melibatkan oksidasi reduksi, disebut reaksi redoks, sedangkan reaksi reduksi saja atau oksidasi saja disebut setengah reaksi.
Contoh : (setengah reaksi oksidasi)
K K+ + e
Mg Mg2+ + 2e
2). Reduksi adalah : reaksi pengikatan atau penerimaan elektron.
• Zat yang mengikat/menerima elektron disebut oksidator (mengalami reduksi).
Contoh : (setengah reaksi reduksi)
Cl2 + 2e 2Cl-
O2 + 4e 2O2-
Contoh : reaksi redoks (gabungan oksidasi dan reduksi)
Oksidasi : Ca Ca2+ + 2e
Reduksi : S + 2e S2- +
Redoks : Ca + S Ca2+ + S2-
Keterangan :
Contoh lain :
o Tentukan mana yang reduktor dan oksidator!
o Tentukan mana yang hasil oksidasi dan hasil reduksi!
c). Reaksi redoks sebagai reaksi peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi
1). Oksidasi adalah : reaksi dengan peningkatan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi disebut reduktor.
Contoh :
2). Reduksi adalah : reaksi dengan penurunan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi disebut oksidator.
Contoh :
Konsep Bilangan Oksidasi
o Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa adalah muatan yang diemban oleh atom unsur itu jika semua elektron ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif.
Contoh :
Pada NaCl : atom Na melepaskan 1 elektron kepada atom Cl, sehingga b.o Na = +1 dan Cl = -1.
Pada H2O :
Karena atom O lebih elektronegatif daripada atom H maka elektron ikatan didistribusikan kepada atom O.
Jadi b.o O = -2 sedangkan H masing-masing = +1.
Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi
1). Semua unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0 (nol).
Contoh : bilangan oksidasi H, N dan Fe dalam H2, N2 dan Fe = 0.
2). Fluorin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan tambahan 1 elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawanya.
3). Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif (+).
Contoh :
Unsur golongan IA, IIA dan IIIA dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi berturut-turut +1, +2 dan +3.
4). Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal = muatannya.
Contoh : bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe3+ = +3
Perhatian :
Muatan ion ditulis sebagai B+ atau B-, sedangkan bilangan oksidasi ditulis sebagai +B atau –B.
5). Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan logam (hidrida) maka bilangan oksidasi H = -1.
Contoh :
Bilangan oksidasi H dalam HCl, H2O, NH3 = +1
Bilangan oksidasi H dalam NaH, BaH2 = -1
6). Bilangan oksidasi O umumnya = -2.
Contoh :
Bilangan oksidasi O dalam senyawa H2O, MgO, BaO = -2.
Perkecualian :
a). Dalam F2O, bilangan oksidasi O = +2
b). Dalam peroksida, misalnya H2O2, Na2O2 dan BaO2, biloks O = -1.
c). Dalam superoksida, misalnya KO2 dan NaO2, biloks O = -
7). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu senyawa netral = 0.
8). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu ion poliatom = muatannya.
Contoh : dalam ion = (2 x b.o S) + (3 x b.o O) = -2
Penggolongan Reaksi Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi
a) Reaksi Bukan Redoks
Pada reaksi ini, b.o setiap unsur dalam reaksi tidak berubah (tetap).
Contoh :
b) Reaksi Redoks
Pada reaksi ini, terjadi peningkatan dan penurunan b.o pada unsur yang terlibat reaksi.
Contoh :
Keterangan :
Oksidator = H2SO4
Reduktor = Fe
Hasil reduksi = H2
Hasil oksidasi = FeSO4
c) Reaksi Otoredoks ( Reaksi Disproporsionasi )
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai oksidator maupun reduktor’nya merupakan zat yang sama.
Contoh :
Keterangan :
Oksidator = I2
Reduktor = I2
Hasil reduksi = NaI
Hasil oksidasi = NaIO3
d) Reaksi Konproporsionasi
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai hasil oksidasi maupun hasil reduksi’nya merupakan zat yang sama.
Tata Nama IUPAC ( Penamaan Senyawa Kimia Berdasarkan Biloks’nya )
Yaitu : dengan cara menuliskan biloks’nya dalam tanda kurung dengan menggunakan angka Romawi.
Contoh : lengkapi sendiri !
