MAKALAH MATERI KIMIA DASAR 2

MAKALAH MATERI KIMIA DASAR 2

Untuk memenuhi Tugas Mandiri

Mata kuliah : Kimia Dasar II

Dosen pengampu : Dr. Kartimi, M.Pd

Di susun oleh :

AENUL FAHMI KHALIK

14121610738

Tarbiyah IPA-BIOLOGI A/II

INSTITUT AGAMA ISLAM NEGERI

SYEKH NURJATI

CIREBON

2013

KATA PENGANTAR

Kami panjatkan puja dan puji syukur kehadirat Tuhan Yang Maha Esa yang telah melimpahkan rahmat dan hidayah-Nya, sehingga penulis dapat menyelesaikan makalah berjudul “Kumpulan Materi Kimia Dasar II” ini dalam waktu yang telah ditentukan.

Makalah ini disusun untuk memenuhi tugas Mata Kuliah Kimia Dasar II. Makalah ini tidak akan selesai tanpa bantuan dari berbagai pihak baik secara langsung maupun tidak langsung.

Penulis menyadari bahwa penulisan makalah ini masih jauh dari sempurna. Untuk itu, kritik dan saran yang membangun dalam perbaikan karya tulis ini sangat penulis harapkan.

Penulis berharap semoga makalah ini dapat memberikan manfaat bagi pembaca, khususnya guna mengetahui tentang keseluruhan materi dari Mata Kuliah Kimia Dasar II.

Cirebon, 1 Mei 2013

Penulis

BAB I

KIMIA LARUTAN

A. Komponen Larutan

Larutan adalah campuran homogen (komposisinya sama), serba sama (ukuran partikelnya), tidak ada bidang batas antara zat pelarut dengan zat terlarut (tidak dapat dibedakan secara langsung antara zat pelarut dengan zat terlarut), partikel- partikel penyusunnya berukuran sama (baik ion, atom, maupun molekul) dari dua zat atau lebih. Dalam larutan fase cair, pelarutnya (solvent) adalah cairan, dan zat yang terlarut di dalamnya disebut zat terlarut (solute), bisa berwujud padat, cair, atau gas. Dengan demikian, larutan = pelarut (solvent) + zat terlarut (solute). Khusus untuk larutan cair, maka pelarutnya adalah volume terbesar.

Dalam kimia, larutan adalah campuran homogen yang terdiri dari dua atau lebih zat. Zat yang jumlahnya lebih sedikit di dalam larutan disebut (zat) terlarut atau solut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak daripada zat-zat lain dalam larutan disebut pelarut atau solven. Komposisi zat terlarut dan pelarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi larutan, sedangkan proses pencampuran zat terlarut dan pelarut membentuk larutan disebut pelarutan atau solvasi.

Larutan didefinisikan sebagai campuran homogen antara dua atau lebih zat yang terdispersi baik sebagai molekul, atom maupun ion yang komposisinya dapat berpariasi. Larutan dapat berupa gas, cairan, atau padatan. Larutan encer adalah larutan yang mengandung sebagian kecil solute, relative terhadap jumlah pelarut. Sedangkan larutan pekat adalah larutan yang mengandung sebagian besar solute. Solute adalah zat terlarut. Sedangkan solvent (pelarut) adalah medium dalam mana solute terlarut (Baroroh, 2004).

Pada umumnya zat yang digunakan sebagai pelarut adalah air (H2O), selain air yang berfungsi sebagai pelarut adalah alcohol, amoniak, kloroform, benzena, minyak, asam asetat, akan tetapi kalau menggunakan air biasanya tidak disebutkan.

Larutan gas dibuat dengan mencampurkan suatu gas dengan gas lainnya. Karena semua gas bercampur dalam semua perbandingan, maka setiap campuran gas adalah homogen ia merupakan larutan. Larutan cairan dibuat dengan melarutkan gas, cairan atau padatan dalam suatu cairan. Jika sebagian cairan adlah air, maka larutan disebut larutan berair. Larutan padatan adalah padatan-padatan dalam mana satu komponen terdistribusi tak beraturan pada atom atau molekul dari komponen lainnya. Suatu larutan dengan jumlah maksimum zat terlarutpadatemperatur tertentu disebut larutan jenuh. Sebelum mencapai titik jenuh larutan tidak jenuh.

Kadang-kadang dijumpai suatu keadaan dengan zat terlarut dalam larutan lebih banyak daripada zat terlarut yang seharusnya dapat melarut pada temperature tersebut. Larutan yang demikian disebut larutan lewat jenuh. Banyaknya zat terlarut yang dapat menghasilkan larutan jenuh, daalam jumlah tertentu pelarut pada temperatur konstan disebut kelarutan. Kelarutan suatu zat bergantung pada sifat zat itu, molekul pelarut, temperature dan tekanan. Meskipun larutan dapat mengandung banyak komponen, tetapi pada tinjauan ini hanya dibahas larutan yang mengandung dua komponen. Yaitu larutan biner. Komponen dari larutan biner yaitu pelarut dan zat terlarut.

Contoh larutan yang umum dijumpai adalah padatan yang dilarutkan dalam cairan, seperti garam atau gula dilarutkan dalam air. Gas juga dapat pula dilarutkan dalam cairan, misalnya karbon dioksida atau oksigen dalam air. Selain itu, cairan dapat pula larut dalam cairan lain, sementara gas larut dalam gas lain. Terdapat pula larutan padat, misalnya aloi (campuran logam) dan mineral tertentu.

Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu:

1. Eksoterm, yaitu proses melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun.

2. Endoterm, yaitu menyerap panas dari lingkungan ke sistem, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan naik.

Larutan dapat dibagi menjadi 3, yaitu:

1. Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp berarti larutan belum jenuh ( masih dapat larut).

2. Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung sejumlah solute yang larut dan mengadakan kesetimbangn dengan solut padatnya. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan jenuh terjadi apabila bila hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh.

3. Larutan sangat jenuh (kelewat jenuh) yaitu suatu larutan yang mengandung lebih banyak solute daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan. Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp berarti larutan lewat jenuh (mengendap).

Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi 2, yaitu:

1. Larutan pekat yaitu larutan yang mengandung relatif lebih banyak solute dibanding solvent.

2. Larutan encer yaitu larutan yang relatif lebih sedikit solute dibanding solvent.

B. Konsentrasi Larutan

Konsentrasi larutan adalah perbandingan antara massa zat terlarut dengan larutnya (zat dengan pelarutnya). Konsentrasi larutan menyatakan secara kuantitatif komposisi zat terlarut dan pelarut di dalam larutan. Konsentrasi umumnya dinyatakan dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan jumlah total zat dalam larutan, atau dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan jumlah pelarut. Contoh beberapa satuan konsentrasi adalahmolar, molal, dan bagian per juta (part per million, ppm). Sementara itu, secara kualitatif, komposisi larutan dapat dinyatakan sebagai encer (berkonsentrasi rendah) atau pekat (berkonsentrasi tinggi).

Konsentrasi larutan dapat dibedakan secara kualitatif dan kuantitatif. Secara kualitatif, larutan dapat dibedakan menjadi larutan pekat dan larutan encer. Dalam larutan encer, massa larutan sama dengan massa pelarutnya karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya. Secara kuantitatif, larutan dibedakan berdasarkan satuan konsentrasinya. Ada beberapa proses melarut (prinsip kelarutan), yaitu:

1. Cairan- cairan

Kelarutan zat cair dalam zat cair sering dinyatakan “Like dissolver like” maknanya zat- zat cair yang memiliki struktur serupa akan saling melarutkan satu sama lain dalam segala perbandingan. Contohnya: heksana dan pentana, air dan alkohol => H- OH dengan C₂H₅- OH. Perbedaan kepolaran antara zat terlarut dan zat pelarut pengaruhnya tidak besar terhadap kelarutan. Contohnya: CH₃Cl (polar) dengan CCl₄ (non- polar).Larutan ini terjadi karena terjadinya gaya antar aksi, melalui gaya dispersi (peristiwa menyebarnya zat terlarut di dalam zat pelarut) yang kuat. Di sini terjadi peristiwa soluasi, yaitu peristiwa partikel- partikel pelarut menyelimuti (mengurung) partikel terlarut. Untuk kelarutan cairan- cairan dipengaruhi juga oleh ikatan Hydrogen.

2. Padat- cair

Padatan umumnya memiliki kelarutan terbatas di cairan hal ini disebabkan gaya tarik antar molekul zat padat dengan zat padat > zat padat dengan zat cair. Zat padat non- polar (sedikit polar) besar kelarutannya dalam zat cair yang kepolarannya rendah. Contohnya: DDT memiliki struktur mirip CCl₄ sehingga DDT mudah larut di dalam non- polar (contoh minyak kelapa), tidak mudah larut dalam air (polar).

3. Gas- cairan

Ada 2 prinsip yang mempengaruhi kelarutan gas dalam cairan, yaitu:

a. Makin tinggi titik cair suatu gas, makin mendekati zat cair gaya tarik antar molekulnya. Gas dengan titik cair lebih tinggi, kelarutannya lebih besar.

b. Pelarut terbaik untuk suatu gas ialah pelarut yang gaya tarik antar molekulnya sangat mirip dengan yang dimiliki oleh suatu gas.

Konsentrasi larutan menyatakan secara kuantitatif komposisi zat terlarut dan pelarut di dalam larutan. Konsentrasi umumnya dinyatakan dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan jumlah total zat dalam larutan, atau dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan jumlah pelarut. Contoh beberapa satuan konsentrasi adalah molar, molal, dan bagian per juta (part per million, ppm). Sementara itu, secara kualitatif, komposisi larutan dapat dinyatakan sebagai encer (berkonsentrasi rendah) atau pekat (berkonsentrasi tinggi).

Untuk menyatakan komposisi larutan secara kuantitatif digunakan konsentrasi. Konsentrasi didefinisikan sebagai jumlah zat terlarut dalam setiap satuan larutan atau pelarut, dinyatakan dalam satuan volume (berat, mol) zat terlarut dalam sejumlah volume (berat , mol) tertentu dari pelarut. Berdasarkan hal ini muncul satuan-satuan konsentrasi, yaitu fraksi mol, molaritas, molalitas, normalitas, ppm serta ditambah dengan persen massa dan persen volume (Baroroh

Titik didih gas mulia dari atas ke bawah dalam suatu sistem periodik, makin tinggi, dan kelarutannya makin besar. Pengaruh temperatur (T) dan tekanan (P) terhadap kelarutan, yaitu peningkatan temperatur menguntungkan proses endotermis, sebaliknya penurunan temperatur menguntungkan proses eksotermis. Proses kelarutan zat padat dalam zat cair umumnya berlangsung endoterm akibatnya kenaikan temperatur menaikkan kelarutan. Proses kelarutan gas dalam cair berlangsung eksoterm akibatnya kenaikan temparatur menurunkan kelarutan.

Proses melarut dianggap proses kesetimbangan,

Solute + Solvent Larutan DH = - (eksoterm)

DH = + (endoterm)

Faktor tekanan sangat besar pengaruhnya pada kelarutan gas dalam cair. Hubungan ini dijelaskan dengan Hukum Henry, yaitu Cg = k . Pg (tekanan berbanding lurus dengan konsentrasi). Panas pelarutan yaitu banyaknya energi/ panas yang diserap atau dilepaskan jika suatu zat terlarut dilarutkan dalam pelarut. Ada beberapa 3 tahap pada proses melarutkan suatu zat, yaitu:

Tahap 1, yaitu: Baik zat terlarut maupun zat pelarut masih tetap molekul- molekulnya berikatan masing- masing.

Tahap 2,yaitu:Molekul- molekul yang terdapat pada zat terlarut memisahkan diri sehingga hanya terdiri dari 1 molekul tanpa adanya ikatan lagi dengan molekul- molekul yang terdapat di dalamnya, begitu pula molekul- molekul yang terdapat pada zat pelarut.

Tahap 3, yaitu: Antara molekul pada zat terlarut akan mengalami ikatan dengan molekul pada zat pelarut.

Pada umumnya: Tahap 1 memerlukan panas.

Tahap 2 memerlukan panas.

Tahap 3 menghasilkan panas.

Eksoterm: 1+2 < 3 dengan DH = - (eksoterm)

Endoterm: 1+2 > 3 dengan DH = + (endoterm)

Konsentrasi akan lebih eksak jika dinyatakan secara kuantitatif, menggunakan satuan- satuan konsentrasi.

Molaritas dari solute adalah jumlah mol solute perliter larutan dan biasanya dinyatakan dengan huruf besar M. larutan 6,0 molar HCl ditulis 6,0 M, bararti bahwa larutan dibuat dengan menambahkan 6,0 mol HCl pada air yang cukup dan kemudian volume larutan dibuat menjadi satu liter. Molalitas dari suatu solute adalah jumlah mol solute per satu kilogram solvent. Molalitas biasanya ditulis dengan hurup kecil m. Tulisan 6,0 m HCl dibaca 6,0 molal, dan menyatakan suatu larutan yang dibuat dengan menambahkan 6,0 mol HCl pada satu kilogram air. Normalitas dari suatu solute adalah jumlah gram ekuivalen solute per liter larutan. Biasanya ditulis dengan huruf besar N. Tulisan 0,25 N KMnO₄ dibaca 0,25 normal, dan menyatakan larutan yang mengandung 0,25 gram ekuifalen dari kalium permanganat per liter larutan.

C. Fraksi mol (X)

Fraksi mol suatu zat adalah perbandingan jumlah mol suatu zat terhadap jumlah total mol seluruh zat yang menyusun suatu larutan. Fraksi mol adalah perbandingan dari jumlah mol dari suatu komponen dengan jumlah total mol dalam larutan. Contoh, dalam larutan yang mengandung 1 mol alkohol dan 3 mol air, maka fraksi mol alkohol adalah ¼ dan air ¾ . Jumlah kedua fraksimol (fraksi mol zat terlarut + fraksi mol pelarut) sama dengan 1.

1. Persentase berat per berat (% b/b)

Persen b/b adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 gram larutan.

2. Persentase berat per volume (% b/v)

Persentase b/v adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan. Satuan %b/v umumnya dipakai untuk zat terlarut padat dalam pelarut cair.

3. Persentase volume per volume (% v/v)

Persentase v/v adalah jumlah ml zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan. Satuan %v/v umumnya dipakai untuk zat terlarut cair dalam pelarut cair. Solusi:Volume larutan = 150 + 350 = 500 ml.

Bagian per sejuta (ppm/ part per million)

Satuan ppm menyatakan satu gram zat terlarut dalam satu juta gram pelarut.

Dalam rumus di atas satu gram zat terlarut dibagi massa larutan karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya sehingga massa larutan = massa pelarutnya.

Contoh larutan biner

Zat terlarut	Pelarut	Contoh
Gas	Gas	Udara, semua campuran gas
Gas	Cair	Karbondioksida dalam air
Gas	Padat	Hydrogen dalam platina
Cair	Cair	Alcohol dalam air
Cair	Padat	Raksa dalam tembaga
Padat	Padat	Perak dalam platina
Padat	Cair	Garam dalam air

Faktor-faktor yang mempengaruhi kelarutan yaitu temperatur, sifat pelarut, efek ion sejenis, efek ion berlainan, pH, hidrolisis, pengaruh kompleks dan lain-lain (Khopkar, 2003).

Satuan konsentrasi

Lambang	Nama	Definisi
Satuan Fisika
% w/w	Persen berat
% v/v	Persen volume
% w/v	Persen berat volume
Ppm	Parts per million
ppb	Parts per billion
Satuan kimia
X	Fraksi mol
F	Formal
m	Molal
N	Normal
m Eq	Mili ekuivalen	Seper seribu mol larutan
Osm	Osmolar
M	Molar

BAB II

SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut tetapi hanya bergantung pada konsentrasi pertikel zat terlarutnya^[1]. Sifat koligatif larutan terdiri dari dua jenis, yaitu sifat koligatif larutan elektrolit dan sifat koligatif larutan nonelektrolit. Dalam larutan, terdapat beberapa sifat zat yang hanya ditentukan oleh banyaknya partikel zat terlarut. Oleh karena sifat koligatif larutan ditentukan oleh banyaknya partikel zat terlarut, maka perlu diketahui tentang konsentrasi larutan. Molalitas (kemolalan) adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 kg (1000 gram) pelarut^[2]. Molalitas didefinisikan dengan persamaan berikut.

$m= \frac {massa}{Mr} x \frac {1000} P$

Keterangan :

m = molalitas larutan (mol / kg)

n = jumlah mol zat terlarut (g / mol)

P = massa pelarut (g)

Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen larutannya dinyatakan berdasarkan mol. Fraksi mol komponen

, dilambangkan dengan

adalah jumlah mol komponen

dibagi dengan jumlah mol semua komponen dalam larutan. Fraksi mol

adalah

dan seterusnya. Jumlah fraksi mol dari semua komponen adalah 1. Persamaannya dapat ditulis. Molalitas didefinisikan dengan persamaan berikut: $xi = \frac{ni}{ni+nj}$

1. Sifat Koligatif Larutan Nonelektrolit

Meskipun sifat koligatif melibatkan larutan, sifat koligatif tidak bergantung pada interaksi antara molekul pelarut dan zat terlarut, tetapi bergatung pada jumlah zat terlarut yang larut pada suatu larutan. Sifat koligatif terdiri dari penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik.

a. Penurunan Tekanan Uap

Marie Francois Raoult (1830 - 1901) ilmuwan yang menyimpulkan tentang tekanan uap jenuh larutan. Molekul - molekul zat cair yang meninggalkan permukaan menyebabkan adanya tekanan uap zat cair. Semakin mudah molekul - molekul zat cair berubah menjadi uap, makin tinggi pula tekanan uapzat cair. Apabila tekanan zat cair tersebut dilarutkan oleh zat terlarut yang tidak menguap, maka partikel - partikel zat terlarut ini akan mengurangi penguapan molekul - molekul zat cair. Laut mati adalah contoh dari terjadinya penurunan tekanan uap pelarut oleh zat terlarut yang tidak mudah menguap. Air berkadar garam sangat tinggi ini terletak di daerah gurun yang sangat panas dan kering, serta tidak berhubungan dengan laut bebas, sehingga konsentrasi zat terlarutnya semakin tinggi. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis:
$\Delta P =$ P⁰ - P

P⁰ > P

Keterangan :

P⁰ = tekanan uap zat cair murni

P = tekanan uap larutan

Pada tahun 1808, Marie Francois Raoult seorang kimiawan asal Perancis melakukan percobaan mengenai tekanan uap jenuh larutan, sehingga ia menyimpulkan tekanan uap jenuh larutan sama dengan fraksi mol pelarut dikalikan dengan tekanan uap jenuh pelarut murni. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis. Kesimpulan ini dikenal dengan Hukum Raoult dan dirumuskan dengan. Persamaan penurunan tekanan uap dapat ditulis:
P = P⁰ x Xp

$\Delta P$ = P⁰ x Xt

Keterangan :

P = tekanan uap jenuh larutan

P⁰ = tekanan uap jenuh pelarut murni

Xp = fraksi mol zat pelarut

Xt = fraksi mol zat terlarut

b. Kenaikan Titik Didih

Titik didih zat cair adalah suhu tetap pada saat zat cair mendidih. Pada suhu ini, tekanan uap zat cair sama dengan tekanan udara di sekitarnya^[4]. Hal ini menyebabkan terjadinya penguapan di seluruh bagian zat cair. Titik didih zat cair diukur pada tekanan 1 atmosfer^[4]. Dari hasil penelitian, ternyata titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut murninya^[4]. Hal ini disebabkan adanya partikel - partikel zat terlarut dalam suatu larutan menghalangi peristiwa penguapan partikel - partikel pelarut^[4]. Oleh karena itu, penguapan partikel - partikel pelarut membutuhkan energi yang lebih besar^[4]. Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni di sebut kenaikan titik didih yang dinyatakan dengan ( $\Delta Tb$ )^[4]. Persamaannya dapat ditulis:
$\Delta Tb = kb \ x \ m$
$\Delta Tb = kb \ x \frac {g} M_r x \frac {1000} P$
$\Delta Tb = Tb larutan - Tb pelarut$

Keterangan :

$\Delta$ Tb = kenaikan titik didih

kb = tetapan kenaikan titik didih molal

m = massa zat terlarut

Mr = massa molekul relatif

c. Penurunan Titik Beku

Adanya zat terlarut dalam larutan akan mengakibatkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Persamaannya dapat ditulis sebagai berikut :
$\Delta Tf = kf \ x \ m$
$\Delta Tb = kf \ x \frac {g} M_r x \frac {1000} P$
$\Delta Tf = Tf pelarut - Tb larutan$

Keterangan :

$\Delta$ Tf = penurunan titik beku

kf = penurunan titik beku molal

m = molal larutan

Mr = massa molekul relatif

d. Tekanan Osmotik

Tekanan osmotik adalah gaya yang diperlukan untuk mengimbangi desakan zat pelarut yang melalui selaput semipermiabel ke dalam larutan^[5]. Membran semipermeabel adalah suatu selaput yang dapat dilalui molekul - molekul pelarut dan tidak dapat dilalui oleh zat terlarut. Menurut Van't Hoff, tekanan osmotik larutan dirumuskan: $\pi= M x R x T$

Keterangan :

$\pi$ = tekanan osmotik

M = molaritas larutan

R = tetapan gas ( 0,082 )

T = suhu mutlak

2. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Pada konsentrasi yang sama, sifat koligatif larutan elektrolit memliki nilai yang lebih besar daripada sifat koligatif larutan non elektrolit^[6]. Banyaknya partikel zat terlarut hasil reaksi ionisasi larutan elektrolit dirumuskan dalam faktor Van't Hoff^[6]. Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit selalu dikalikan dengan faktor Van't Hoff^[6] :

$i = 1 + ( n - 1 )\alpha$ \

Keterangan :

= faktor Van't Hoff

n = jumlah koefisien kation

$\alpha$ = derajat ionisasi

a. Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Rumus penurunan tekanan uap jenuh dengan memakai faktor Van't Hoff adalah^[6] :
$\Delta P$ =P⁰ $\ x \ X_terlarut \ x \ i$

b. Kenaikan Titik Didih

Persamaannya adalah^[6]:

$\Delta Tb$ = $kb \ x \ m \ x \ i$

c. Penurunan Titik Beku

Persamaannya adalah^[6] :

$\Delta Tf$ = $kf \ x \ m \ x \ i$

d. Tekanan Osmotik

Persamaannya adalah^[6] : $\pi$ = $M \ x \ R \ x \ T \ x \ i$

BAB III

LARUTAN ELEKTROLIT

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Logam merupakan konduktor yang dapat menghantarkan arus listrik, yang disebabkan adanya elektron yang dapat bergerak bebas. Begitupun dengan larutan elektrolit, dalam larutan elektrolit terdapat partikel-partikel bermuatan yang dapat menghantarkan arus listrik, yaitu ion-ion.

Ahli kimia dari Swedia Svante August Arrhenius (1887) menjelaskan bahwa larutan elektrolit mengandung atom-atom bermuatan listrik (ion-ion) yang bergerak bebas, sehingga larutan tersebut dapat menghantarkan arus listrik. Ion yang bermuatan positif disebut kation, dan ion yang bermuatan negatif dinamakan anion. Peristiwa terurainya suatu zat elektrolit menjadi ion-ionnya disebut proses ionisasi.

Ketika suatu zat elektrolit dilarutkan dalam suatu pelarut, zat elektrolit tersebut mengalami proses ionisasi menjadi ion-ionnya. Ion-ion dalam larutan elektrolit selalu bergerak bebas dan ion-ion inilah yang sebenarnya menghantarkan arus listrik melalui larutannya. Zat yang dapat menghantarkan arus listrik bila dilarutkan dalam pelarut (biasanya pelarut air) disebut zat elektrolit. Kemampuan untuk menghantarkan arus listrik tidak hanya dimiliki oleh senyawa ionik saja, yang termasuk ke dalam zat elektrolit adalah senyawa ionik (seperti NaCl, KCl, dll) dan senyawa kovalen polar yang dapat terionisasi dalam air (seperti HCl, H₂SO₄ dan lain-lain).

Senyawa ionik

Senyawa ionik adalah senyawa yang atom-atomnya berikatan secara ionik, yang disebabkan adanya gaya elektrostatik dari atom-atom yang muatannya berlawanan (ion positif dan ion negatif). Atom yang kehilangan elektron menjadi ion positif (kation) dan atom yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion). Dalam larutan, senyawa ionik akan terurai sempurna menjadi ion-ionnya yang bergerak bebas. Ion-ion itulah yang menghantarkan arus listrik.

2. Senyawa Kovalen Senyawa kovalen

Senyawa kovalen adalah senyawa yang atom-atomnya berikatan secara kovalen. Ikatan kovalen terjadi akibat penggunaan bersama-sama pasangan elektron oleh dua atom. Senyawa kovalen yang dapat menghantarkan arus listrik adalah seyawa kovalen polar yang dapat mengalami ionisasi bila dilarutkan dalam pelarut (biasanya pelarut air). Daya hantar listrik berhubungan dengan adanya ion-ion zat terlarut dalam larutan. Semakin banyak jumlah ion dalam larutan, maka daya hantar listrik akan semakin baik, dan sebaliknya. Berdasarkan kekuatannya dalam menghantarkan arus listrik, larutan elektrolit dibedakan menjadi larutan elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah.

Contoh dari larutan elektrolit adalah larutan NaCl (garam dapur), jika garam dapur dilarutkan dalam air maka akan teurai menjadi ion-ion bebasnya, sehingga dalam larutan NaCl terdapat spesi bermuatan yakni Na⁺ dan Cl^-.

Gambaran pelarutan NaCl secara mikroskopik adalah sebagai berikut:

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2012/0901993/gambar/pelarutan.jpg

Daya hantar listrik berhubungan dengan adanya ion-ion zat terlarut dalam larutan. Semakin banyak jumlah ion dalam larutan, maka daya hantar listrik akan semakin baik, dan sebaliknya semakin sedikit jumlah ion dalam larutan, maka daya hantar listrik nya juga menurun. Berdasarkan kekuatannya dalam menghantarkan arus listrik, larutan elektrolit dibedakan menjadi larutan elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah.

3. Larutan Elektrolit Kuat senyawa kovalen

Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan baik, karena zat terlarut yang berada didalam pelarut (biasanya air), seluruhnya terionisasi menjadi ion-ion dengan harga derajat ionisasi α = 1 atau hampir mendekati 1.. Yang tergolong elektrolit kuat adalah :

Asam kuat, antara lain: HCl, HClO₃, HClO₄, H₂SO₄, HNO₃ dan lain-lain.
Basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, antara lain : NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Mg(OH)₂, Ba(OH)₂ dan lain-lain.
Garam-garam yang mempunyai kelarutan tinggi, antara lain : NaCl, KCl, KI, Al₂(SO₄)₃ dan lain-lain

Dengan pengujian daya hantar listrik, larutan elektrolit ini menghasilkan nyala lampu yang terang dan gelembung gas, seperti pada gambar.

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2012/0901993/gambar/larutan-elektrolit.JPG

4. Larutan Elektrolit Lemah senyawa kovalen

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang mampu menghantarkan arus listrik dengan daya yang lemah, karena tidak semua zat terlarut terionisasi dalam pelarutnya atau dapat dikatakan hanya terionisasi sebagian, sehingga harga derajat ionisasinya lebih dari nol tetapi kurang dari satu (0 < a < 1). Yang tergolong elektrolit lemah adalah:

Asam lemah, antara lain: CH3COOH, HCN, H₂CO₃, H₂S dan lain-lain.
Basa lemah, antara lain: NH₄OH, Ni(OH)₂ dan lain-lain.
Garam-garam yang sukar larut, antara lain: AgCl, CaCrO₄, PbI₂ dan lain-lain.

BAB IV

ASAM BASA

Teori

Asam adalah zat yang menghasilkan ion hidrogen dalam larutan.
Basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida dalam larutan.

Penetralan terjadi karena ion hidrogen dan ion hidroksida bereaksi untuk menghasilkan air.

Pembatasan teori

Asam hidroklorida (asam klorida) dinetralkan oleh kedua larutan natrium hidroksida dan larutan amonia. Pada kedua kasus tersebut, kamu akan memperoleh larutan tak berwarna yang dapat kamu kristalisasi untuk mendapatkan garam berwarna putih – baik itu natrium klorida maupun amonium klorida.

Keduanya jelas merupakan reaksi yang sangat mirip. Persamaan lengkapnya adalah:

Pada kasus natrium hidroksida, ion hidrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari natrium hidroksida – sejalan dengan teori Arrhenius.

Akan tetapi, pada kasus amonia, tidak muncul ion hidroksida sedikit pun!

anda bisa memahami hal ini dengan mengatakan bahwa amonia bereaksi dengan air yang melarutkan amonia tersebut untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida:

Reaksi ini merupakan reaksi reversibel, dan pada larutan amonia encer yang khas, sekitar 99% sisa amonia ada dalam bentuk molekul amonia. Meskipun demikian, pada reaksi tersebut terdapat ion hidroksida, dan kita dapat menyelipkan ion hidroksida ini ke dalam teori Arrhenius.

Akan tetapi, reaksi yang sama juga terjadi antara gas amonia dan gas hidrogen klorida.

Pada kasus ini, tidak terdapat ion hidrogen atau ion hidroksida dalam larutan – karena bukan merupakan suatu larutan. Teori Arrhenius tidak menghitung reaksi ini sebagai reaksi asam-basa, meskipun pada faktanya reaksi tersebut menghasilkan produk yang sama seperti ketika dua zat tersebut berada dalam larutan. Ini adalah sesuatu hal yang lucu!

Teori asam dan basa Bronsted-Lowry

Teori

Asam adalah donor proton (ion hidrogen).
Basa adalah akseptor proton (ion hidrogen).

Hubungan antara teori Bronsted-Lowry dan teori Arrhenius

Teori Bronsted-Lowry tidak berlawanan dengan teori Arrhenius – Teori Bronsted-Lowry merupakan perluasan teori Arrhenius. Ion hidroksida tetap berlaku sebagai basa karena ion hidroksida menerima ion hidrogen dari asam dan membentuk air. Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan karena asam bereaksi dengan molekul air melalui pemberian sebuah proton pada molekul air.

Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, molekul hidrogen klorida memberikan sebuah proton (sebuah ion hidrogen) ke molekul air. Ikatan koordinasi (kovalen dativ) terbentuk antara satu pasangan mandiri pada oksigen dan hidrogen dari HCl. Menghasilkan ion hidroksonium, H₃O⁺.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/h2ohcldiag.gif

Ketika asam yang terdapat dalam larutan bereaksi dengan basa, yang berfungsi sebagai asam sebenarnya adalah ion hidroksonium. Sebagai contoh, proton ditransferkan dari ion hidroksonium ke ion hidroksida untuk mendapatkan air.

Tampilan elektron terluar, tetapi mengabaikan elektron pada bagian yang lebih dalam:

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/h3oohdiag.gif

Adalah sesuatu hal yang penting untuk mengatakan bahwa meskipun anda berbicara tentang ion hidrogen dalam suatu larutan, H⁺_(aq), sebenarnya anda sedang membicarakan ion hidroksonium.

Permasalahan hidrogen klorida / amonia

Hal ini bukanlah suatu masalah yang berlarut-larut dengan menggunakan teori Bronsted-Lowry. Apakah anda sedang membicarakan mengenai reaksi pada keadaan larutan ataupun pada keadaan gas, amonia adalah basa karena amonia menerima sebuah proton (sebuah ion hidrogen). Hidrogen menjadi tertarik ke pasangan mandiri pada nitrogen yang terdapat pada amonia melalui sebuah ikatan koordinasi.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/ammonium.gif

Jika amonia berada dalam larutan, amonia menerima sebuah proton dari ion hidroksonium:

Jika reaksi terjadi pada keadaan gas, amonia menerima sebuah proton secara langsung dari hidrogen klorida:

Cara yang lain, amonia berlaku sebagai basa melalui penerimaan sebuah ion hidrogen dari asam.

Pasangan konjugasi

Ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air, hampir 100% hidrogen klorida bereaksi dengan air menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida adalah asam kuat, dan kita cenderung menuliskannya dalam reaksi satu arah:

Pada faktanya, reaksi antara HCl dan air adalah reversibel, tetapi hanya sampai pada tingkatan yang sangat kecil. Supaya menjadi bentuk yang lebih umum, asam dituliskan dengan HA, dan reaksi berlangsung reversibel.

Perhatikan reaksi ke arah depan:

HA adalah asam karena HA mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke air.
Air adalah basa karena air menerima sebuah proton dari HA.

Akan tetapi ada juga reaksi kebalikan antara ion hidroksonium dan ion A^-:

H₃O⁺ adalah asam karena H₃O⁺ mendonasikan sebuah proton (ion hidrogen) ke ion A^-.
Ion A^- adalah basa karena A^- menerima sebuah proton dari H₃O⁺.

Reaksi reversibel mengandung dua asam dan dua basa. Kita dapat menganggapnya berpasangan, yang disebut pasangan konjugasi.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/conjugate1.gif

Ketika asam, HA, kehilangan sebuah proton asam tersebut membentuk sebuah basa A^-. Ketika sebuah basa, A^-, menerima kembali sebuah proton, basa tersebut kembali berubah bentuk menjadi asam, HA. Keduanya adalah pasangan konjugasi.

Anggota pasangan konjugasi berbeda antara satu dengan yang lain melalui kehadiran atau ketidakhadiran ion hidrogen yang dapat ditransferkan.

Jika anda berfikir mengenai HA sebagai asam, maka A^- adalah sebagai basa konjugasinya.

Jika anda memperlakukan A^- sebagai basa, maka HA adalah sebagai asam konjugasinya. Air dan ion hidroksonium juga merupakan pasangan konjugasi. Memperlakukan air sebagai basa, ion hidroksonium adalah asam konjugasinya karena ion hidroksonium memiliki kelebihan ion hidrogen yang dapat diberikan lagi. Memperlakukan ion hidroksonium sebagai asam, maka air adalah sebagai basa konjugasinya. Air dapat menerima kembali ion hidrogen untuk membentuk kembali ion hidroksonium.

Contoh yang kedua mengenai pasangan konjugasi

Berikut ini adalah reaksi antara amonia dan air yang telah kita lihat sebelumnya:

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/conjugate2.gif

Hal pertama yang harus diperhatikan adalah forward reaction terlebih dahulu. Amonia adalah basa karena amonia menerima ion hidrogen dari air. Ion amonium adalah asam konjugasinya – ion amonium dapat melepaskan kembali ion hidrogen tersebut untuk membentuk kembali amonia.

Air berlaku sebagai asam, dan basa konjugasinya adalah ion hidroksida. Ion hidroksida dapat menerima ion hidrogen untuk membentuk air kembali.

Zat amfoter

Suatu zat yang dapat berperilaku baik sebagai asam atau sebagai basa digambarkan sebagai amfoter.

Teori asam dan basa Lewis

Teori ini memperluas pemahaman anda mengenai asam dan basa.

Asam adalah akseptor pasangan elektron.
Basa adalah donor pasangan elektron.

Hubungan antara teori Lewis dan teori Bronsted-Lowry

Basa Lewis

Hal yang paling mudah untuk melihat hubungan tersebut adalah dengan meninjau dengan tepat mengenai basa Bronsted-Lowry ketika basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry dapat kita lihat pada ion hidroksida, amonia dan air, dan ketianya bersifat khas.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/lewisbases.gif

Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiganya berperilaku sebagai basa karena ketiganya bergabung dengan ion hidrogen. Alasan ketiganya bergabung dengan ion hidrigen adalah karena ketiganya memiliki pasangan elektron mandiri – seperti yang dikatakan oleh Teori Lewis. Keduanya konsisten.

Jadi bagaimana Teori Lewis merupakan suatu tambahan pada konsep basa? Saat ini belum – hal ini akan terlihat ketika kita meninjaunya dalam sudut pandang yang berbeda. Tetapi bagaimana dengan reaksi yang sama mengenai amonia dan air, sebagai contohnya? Pada teori Lewis, tiap reaksi yang menggunakan amonia dan air menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi yang akan terhitung selama keduanya berperilaku sebagai basa.

Berikut ini reaksi yang akan anda temukan pada halaman yang berhubungan dengan ikatan koordinasi. Amonia bereaksi dengan BF₃ melalui penggunaan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya untuk membentuk ikatan koordinasi dengan orbital kosong pada boron.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/nh3bf3diag.gif

Sepanjang menyangkut amonia, amonia menjadi sama persis seperti ketika amonia bereaksi dengan sebuah ion hidrogen – amonia menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi. Jika anda memperlakukannya sebagai basa pada suatu kasus, hal ini akan berlaku juga pada kasus yang lain.

Asam Lewis

Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Pada contoh sebelumnya, BF₃ berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron mandiri milik nitrogen. Pada teori Bronsted-Lowry, BF₃ tidak sedikitpun disinggung menganai keasamannya. Inilah tambahan mengenai istilah asam dari pengertian yang sudah biasa digunakan.

Bagaimana dengan reaksi asam basa yang lebih pasti – seperti, sebagai contoh, reaksi antara amonia dan gas hidrogen klorida?

Ini adalah sesuatu hal yang menyesatkan! anda tidak selalu memperoleh ion hidrogen yang bebas pada sistem kimia. Ion hidogen sangat reaktif dan selalu tertarik pada yang lain. Tidak terdapat ion hidrogen yang tidak bergabung dalam HCl.

Klor lebih elektronegatif dibandingkan dengan hidrogen, dan hal ini berarti bahwa hidrogen klorida akan menjadi molekul polar. Elektron pada ikatan hidrogen-klor akan tertarik ke sisi klor, menghasilkan hidrogen yang bersifat sedikit positif dan klor sedikit negatif.

Pasangan elektron mandiri pada nitrogen yang terdapat pada molekul amonia tertarik ke arah atom hidrogen yang sedikit positif pada HCl. Setelah pasangan elektron mandiri milik nitrogen mendekat pada atom hidrogen, elektron pada ikatan hidrogen-klor tetap akan menolak ke arah klor. Akhirnya, ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen, dan klor terputus keluar sebagai ion klorida. Hal ini sangat baik ditunjukkan dengan notasi "panah melengkung" seperti yang sering digunakan dalam mekanisme reaksi organik.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/nh3hclmech.gif

BAB V

HIDROLISIS

Hidrolisis berasal dari kata hidro yaitu air dan lisis berarti penguraian, berarti hidrolisis garam adalah penguraian garam oleh air yang menghasilkan asam dan basanya kembali. Ada dua macam hidrolisis, yaitu:

Hidrolisis parsial / sebagian ( jika garam berasal dari asam lemah dan basa kuat atau sebaliknya ) pada hidrolisis sebagian hanya salah satu ion saja yang mengalami reaksi hidrolisis, yang lainnya tidak.
Hidrolisis total ( jika garamnya berasal dari asam lemah dan basa lemah ).

Menurut konsep hidrolisis, komponen garam (kation atau anion) yang berasal dari asam lemah atau basa lemah bereaksi dengan air ( terhidrolisis ). Hidrolisis kation menghasilkan ion H₃O⁺ (H⁺), sedangkan hidrolisis anion akan menghasilkan OH^-.

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

ADA EMPAT JENIS GARAM, YAITU :

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)
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)
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)
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 K_a den K_b

Hidrolisis adalah reaksi kimia yang memecah molekul air (H₂O) menjadi kation hidrogen (H⁺) dan anion hidroksida (OH⁻) melalui suatu proses kimia. Proses ini biasanya digunakan untuk memecah polimer tertentu, terutama yang dibuat melalui polimerisasi tumbuh bertahap (step-growth polimerization). Kata "hidrolisis" berasal dari bahasa Yunani hydro "air" + lysis "pemisahan". Hidrolisis tidak berbeda dengan hidrasi. Pada hidrasi, molekul tidak terpecah menjadi dua senyawa baru.

Biasanya hidrolisis merupakan proses kimia yaitu penambahan satu molekul air ke zat kimia. Kadang-kadang penambahan ini menyebabkan zat kimia dan molekul air berpisah menjadi dua bagian. Pada reaksi semacam ini, satu pecahan dari molekul target (atau molekul induk) mendapat sebuah ion hidrogen.

Garam
Ester dan amida
ATP
Polisakarida
Ion logam dalam air


	1. Garam dari Asam Kuat dan Basa Kuat Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat tidak mengalami hidrolisis. pH = 7. Contoh : garam NaCl Di dalam air, NaCl terionisasi sempurna membentuk ion Na⁺ dan Cl^- NaCl(aq) Na⁺(aq) + Cl^-(aq) Ion Na+ berasal dari asam kuat dan ion Cl- berasal dari basa kuat sehingga keduanya tidak bereaksi dengan air. Sehingga reaksi hidrolisis adalah : Na⁺(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi) Cl^-(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi) 2. Garam dari Basa Kuat dan Asam Lemah Garam yang terbentuk dari basa kuat dan asam lemah mengalami hidrolisis anion. pH > 7. Contoh : garam CH₃COONa, (CH₃COO)₂Ba Dalam air, CH₃COONa terionisasi sempurna membentuk ion CH3COO^- dan Na⁺ CH₃COONaCH₃COO^-(aq) + Na⁺(aq) Sehingga reaksi hidrolisis adalah: CH₃COO^- + H₂OCH₃COOH + OH^- Na⁺(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi) 3. Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah mengalami hidrolisis kation. pH < 7. Contoh : garam NH₄Cl. Dalam air, NH4Cl terionisasi sempurna membentuk ion Cl-dan NH4+ NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^- Sehingga reaksi hidrolisis adalah: NH₄⁺(aq) + H₂O(aq) NH₃(aq) + H₃O⁺(aq) Na+(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi) 4. Garam dari Basa Lemah dan Asam Lemah Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah mengalami hidrolisis total. Mungkin bersifat basa, asam, atau netral (karena menghasilkan ion H⁺ dan ion OH^-). pH tergantung harga Ka dan Kb. a. Jika Ka = Kb , larutan garam bersifat netral ( pH = 7 ) b. Jika Ka = Kb , larutan garam bersifat asam ( pH < 7 ) c. Jika Ka = Kb , larutan garam bersifat basa ( pH > 7 ) Contoh : garam CH₃COONH₄ Di dalam air, garam CH₃COONH₄ dalam air akan terionisasi sebagai berikut: CH₃COONH₄ CH₃COO^- + NH₄⁺ Sehingga reaksi hidrolisis adalah: CH₃COO^- + H₂OCH₃COOH + OH^- NH₄⁺(aq) + H₂O(aq) NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Menghitung pH larutan garam

Reaksi hidrolisis adalah reaksi kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan dari reaksi hidrolisis disebut tetapan hidrolisis ( K_h)

A. Garam dari asam kuat dan basa kuat

Garam dari asam kuat dan basa kuat tidak mengalami hidrolisis, sehingga larutannya bersifat netral ( pH = 7 Garam dari basa kuat dan asam lemah

B. Garam dari basa kuat dan asam lemah

Garam ini akan mengalami hidrolisis parsial, yaitu hidrolisis anion

A^- _(aq) + H₂ O _(l) → HA_(aq) + OH^- _(aq)

C. Garam dari asam kuat dan basa lemah

Garam ini akan mengalami hidrolisis parsial, yaitu hidrolisis kation

BH⁺ + H₂ O → B + H₃ O⁺

D. Garam dari asam lemah dan basa lemah

Garam ini akan mengalami hidrolisis total, karena baik kation maupun anionnya akan mengalami hidrolisis. pH larutan secara kuantitatif sukar dikaitkan dengan harga maupun dengan konsentrasi garam. pH yang tepat hanya dapat diperoleh melalui pengukuran. Tetapi pH dapat diperkirakan dengan persamaan :

http://cucunkimiapasca.files.wordpress.com/2011/05/presentation9.jpg?w=297&h=136&h=136

Sifat larutan tergantung pada harga Ka dan harga Kb.

Jika

K_a > K_b : bersifat asam

K_a < K_b : bersifat basa

K_a= K_b : bersifat netral

jenis garam dan realsi Hidrolisis

Reaksi penguraian garam oleh air atau reaksi ion-ion garam dengan air di sebut

hidrolisis. Pada penguraian garam tersebut dapat terjadi beberapa kemungkinan.

1). Ion garam bereaksi dengan air menghasilkan ion H⁺ sehingga menyebabkan [H⁺]

Dalam air bertambah dan akibatnya [H⁺] > [OH^–] dan larutan bersifat asam.

2). Ion garam bereaksi dengan air dan menghasilkan ion OH sehingga didalam sistem [H⁺] < [OH], akibatnya larutan bersifat basa.

3). Ion garam tersebut tidak bereaksi dengan air, sehingga [H⁺] dalam air akan tetap sama dengan [OH^–] dan air akan tetap netral (pH =7)

1. Garam yang terbentuk dari asam lemah dan dasa kuat

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat bila di larutkan dalam air akan menghasilkan anion dari asam lemah. Ion tersebut bila bereaksi dengan air menghasilkan ion OH^– yang menyebabkan larutan bersifat basa. Jadi, garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat akan terhidrolisis sebagian (parsial) dan bersifat basa.

2. Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah

Garam berasal dari asam kuat dan basa lemah bila di larutkandalam air akan menghasilkan kation yang berasal dari basa lemah. Ion tersebut bila bereaksi dengan air akan menghasilkan ion H⁺ yang menyebabkan larutan bersifat asam. Jadi, garam berasal dari asam kuat dan basa lemah akan terhidrolisis sebagian (parsial) dan bersifat asam.

3. Garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah

Garam berasal dari asam lemah dan basa lemah di dalam air terionisasi dan kedua ion garam tersenut bereaksi dengan air. Oleh karena itu reaksi kedua garam tersebut masing-masing menghasilkan ion H⁺ dan ion OH^–, maka sifat larutan garam ini di tentukan oleh harga tetapan kesetimbangan dari asam lemah dan basa yang terbentuk.

4. Garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat

Ion yang di hasilkan dari ionisasi garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak ada yang bereaksi dengan air, sebab ion-ion yang bereaksi akan segera terionisasi. Kesimpulannya, garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak terhidrolisis. Oleh karena itu, konsentrasi ion H⁺ dan OH^– dalam air tidak terganggu, sehingga larutan bersifat netral.

B. Harga pH larutan Garam

1). Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat

Rumuss :

Kh = 1 x Kw [ OH^–] = √ Kw x [ A^–]

Ka Ka

Keterangan : Kw = Tetapan ionisasi air ( 10^–14)

Ka = Tetapan ionisasi asam

[ A^–] = Konsentrasi ion garam yang terhidrolisis

Contoh soal :

* Hitunglah pH larutan NaCN 0,01 M. Di ketahui Ka HCN = 10^–10

Jawab :

NaCN → Na⁺ + CN^–

0,1 M 0,1 M

[OH^–] = √ Kw x [ CN^– ]

[OH^–] = √ 10^–14[ 0,01 ]

10^–10

[OH^–] = 10^–3

poH = 3

pH = 11

2). Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah

Rumus :

Kh = 1 _X Kw [ H+ ] = √ Kw _X[ B⁺ ]

Kb Kb

Keterangan :

Kw = Tetapan ionisasi air

Kb = Tetapan ionisasi basa

[ B⁺] = Konsentrasi ion garam yang terhidrolisis

Contoh soal :

* Hitunglah pH larutan ( NH₄)₂SO₄ 0,1 M, Jika Kb NH₃ = 2 x 10^–5

Jawab :

( NH₄)₂ SO₄ _(aq) → 2NH⁺ + SO^2–₄

Garam berasal dari asam kuat dan basa lemah, maka larutannya bersifat asam.

[H⁺] = √ Kw _X [ NH⁺₄]

[H⁺] = √ 10^–14_X0,2

2 x 10^–5

[H⁺] = 10^–5

pH = 5

3). Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah

Rumus :

[ H⁺] = √ Ka x Kw

Dari rumuss harga pH larutan garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah tidak tergantung pada konsentrasi ion-ion garam dalam larutan namun tergantung pada harga ka dan kb dari asam basa pembentuknya

☺ Jika Ka = kb, maka larutan akan bersifat netral ( pH = 7 )

☺ Jika Ka > kb, maka larutan akan bersifat asam ( pH <>

☺ Jika Ka < style=”"> ( pH > 7 )

Contoh soal :

* Hitunglah pH larutan CH₃CooNH₄ 0,1 M, Jika diketahui. Ka = 10^–10 dan kb NH₃ = 10^–5

Jawab :

[ H⁺] = √ Ka x Kw

[ H⁺] = √ 10^–10x 10^–14

10^–8

[ H⁺] = √ 10^–19

pH = – Log ( 10^–19) ½

= ½ ( – Log 10^–19)

pH = 8,5

> Hasil kali kelarutan (Ksp)

Rumuss :

Ksp Am Bn = [ Aⁿ⁺] ^m[ B^m–] ⁿ

Contoh :

Untuk senyawa ion sukar larut Ag₂ CrO₄ dengan kesetimbangan

Ag₂ CrO₄ → 2Ag⁺ + CrO^2–₄

Jawab:

Ksp Am Bn = [ Aⁿ⁺] m [ B^m–]n

Ksp Ag₂CrO₄ = [ Ag⁺] ²[ CrO^2–₄]

LARUTAN PENYANGGA

Larutan penyangga adalah satu zat yang menahan perubahan pH ketika sejumlah kecil asam atau basa ditambahkan kedalamnya.

1. Larutan penyangga yang bersifat asam

Larutan penyangga yang bersifat asam adalah sesuatu yang memiliki pH kurang dari 7. Larutan penyangga yang bersifat asam biasanya terbuat dari asam lemah dan garammya – acapkali garam natrium.

2. Larutan penyangga yang bersifat basa

Larutan penyangga yang bersifat basa memiliki pH diatas 7. Larutan penyangga yang bersifat basa biasanya terbuat dari basa lemah dan garamnya.

Seringkali yang digunakan sebagai contoh adalah campuran larutan amonia dan larutan amonium klorida. Jika keduanya dalam keadaan perbandingan molar yang sebanding, larutan akan memiliki pH 9.25. Sekali lagi, hal itu bukanlah suatu masalah selama konsentrasi yang anda pilih keduanya sama.

3. Larutan penyangga yang bersifat asam

Ion hidroksida dapat bergabung dengannya untuk membentuk air. Selama hal itu terjadi, ujung kesetimbangan menggantikannya. Hal ini tetap terjadi sampai sebagian besar ion hidrogen dihilangkan.

Sekali lagi, karena anda memiliki kesetimbangan yang terlibat, tidak semua ion hidroksida dihilangkan – karena terlalu banyak. Air yang terbentuk terionisasi kembali menjadi tingat yang sangat kecil untuk memberikan beberapa ion hidrogen dan ion hidroksida.

4. Larutan penyangga yang bersifat basa

Kita akan menganbil campuran larutan amonia dan amonium klorida sebagai contoh yang khas. Amonia adalah basa lemah, dan posisi kesetimbangan akan bergerak ke arah kiri. Penambahan amonium klorida pada kondisi ini menambahkan kelebihan ion amonium dalam jumlah yang banyak. Berdasarkan Prinsip Le Chatelier, hal itu akan menyebabkan ujung posisi kesetimbangan akan bergeser ke arah kiri. Karena itu larutan akan mengandung beberapa hal yang penting:

a. Banyak amonia yang tidak bereaksi

b. Banyak ion amonia dari amonium klorida

c. Cukup ion hidrogen untuk menghasilkan larutan yang bersifat basa.

BAB VI

Hasil Kali Kelarutan Ksp

Pengertian Kelarutan adalah Kemampuan garam-garam larut dalam air tidaklah sama, ada garam yang mudah larut dalam air seperti natrium klorida dan ada pula garam yang sukar larut dalam air seperti perak kloida (AgCl). Apabila natrium klorida dilarutkan ke dalam air, mula-mula akan larut. Semakin banyak natrium klorida ditambahkan ke dalam air, semakin banyak endapan yang diperoleh. Larutan yang demikian itu disebut larutan jenuh artinya pelarut tidak dapat lagi melarutkan natrium klorida. Perak klorida sukar larut dalam air, tetapi dari hasil percobaan ternyata jika perak klorida dilarutkan dalam air diperoleh kelarutan sebanyak mol dalam setiap liter larutan.

Pengertian hasil Kali Kelarutan Ksp adalah Hasil kali kelarutan ialah hasil kali konsentrasi ion-ion dari larutan jenuh garam yang sukar larut dalam air, setelah masing-masing konsentrasi dipangkatkan dengan koefisien menurut persamaan ionisasinya.

Hasil kali kelarutan adalah kondisi suatu zat yang dapat larut dalam air hingga tercapai kondisi tepat jenuh. Hasil kali kelarutan suatu zat dinyatakan sebagai suatu konstanta yang disimbolkan K_sp. Dari nilai kelarutan suatu zat dalam air, ada zat yang mudah larut, ada juga zat yang sulit larut.

K_sp A_mB_n = [Aⁿ⁺]^m [B^m-]ⁿ

Hubungan antara K_sp dan s

Nilai K_sp dapat juga dihitung berdasarkan hubungan antara K_sp dan kelarutan (s). Hubungan tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut.

https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEiFySn9U_pdiPWVnV-hJqvsbn57UQpk616XQheeNnnkwIcEo0o2kbhLK3bCe_Pqmv_0iN0Bf542FHFODUo2Z1wf5lVnfarSIypEpcKTiV3yHsG_AoIt969bHrbpCSd_T98iPw5kQVqR7iZN/s320/image006.gif

https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEjAVkxPc4zjpA2iljBNRIRiNUa6_Dnaje2FRt9AK30FsMDu2utKoK1tLxUeSi_dudk2PU6uWuQh3zWd4aI43KLIHBkqX4QWt9CtAqzAwoWBAEUHf_4Ke7me87uqCe9KC-WCPIQU-98mOeGy/s1600/image007.gif

Cara Memprediksi Terjadinya Pengendapan

Untuk memprediksikan terjadinya endapan dapat dilakukan dengan membandingkan harga K_sp dan Q_sp. Q_sp adalah hasil kali ion-ion dengan rumus:

Jika Q_sp > K_sp maka akan terjadi endapan A_mB_n.

Jika Q_sp < K_sp maka akan terjadi larutan tepat jenuh A_mB_n.

Jika Q_sp = K_sp maka belum terjadi larutan jenuh maupun endapan.

A. Hasil Kali Kelarutan Ksp

Kelarutan (s) → jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu zat pelarut / larutan. (satuan M)
Hasil kali kelarutan (Ksp) → hasil kali konsentrasi ion-ion dari larutan elektrolit jenuh atau sukar larut dipangkatkan koefisiennya.

Contoh penulisan untuk Ksp:

Al(OH)3 ↔ Al3+ + 3OH-
Ksp = [Al3+] . [OH-]3

Mencari Kelarutan

1. Kelarutan dalam air

Hasil kali kelarutan Ca(OH)2 = 4.10-6, berapa kelarutan Ca(OH)2 dalam air?

Ca(OH)2 ↔ Ca2+ + 2OH-
s s 2s (gunakan permisalan)
Ksp Ca(OH)2 = [Ca2+] . [OH-]2
4.10-6 = s . (2s)2
4.10-6 = 4s3
s = 10-2 M

Kelarutan dalam larutan yang mengandung ion sejenis

Hasil kali kelarutan Ca(OH)2 = 4.10-6, berapa kelarutan Ca(OH)2 dalam CaCl2 1 M?

(Zat terlarut)

Ca(OH)2 ↔ Ca2+ + 2OH-
s s 2s (gunakan permisalan)

(Zat pelarut)

CaCl2 ↔ Ca2+ + 2Cl-
1 M 1 M 0,5 M

Membandingkan kelarutan beberapa zat

Semakin besar Ksp maka kelarutan makin tinggi sehingga semakin mudah larut

Menggunakan Ksp untuk mengetahui endapan

Ksp’ < Ksp belum mengendap
Ksp’ = Ksp tepat jenuh
Ksp’ > Ksp mengendap\

B. TETAPAN HASIL KALI KELARUTAN (Ksp)

Perak kromat Ag2CrO4 merupakan contoh garam yang sangat sukar larut dalam air. Jika kita memasukan sedikit saja kristal garam itu ke dalam segelas air kemudian diaduk, kita akan melihat bahwa sebagia besar dari garam itu tidak larut (mengendap didasar gelas) larutan perak kromat mudah sekali jenuh. Apakah setelah mencapai keadaan jenuh proses melarut berhenti? Ternyata tidak. Melali percobaan telah diketahui bahwa dalam larutan jenuh tetap terjadi proses melarut, tetapi pada saat yang sama terjadi pula proses pengkristalan dengan laju yang sama. Dengan kata lain, dalam keadaan jenuh terdapat kesetimbagan antara zat padat tak larut dengan larutanya.

Kesetimbangan dalam larutan jenuh perak kromat adalah :

Ag2CrO4 (s) ⇄ 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)

Tetapan keseimbangan dari kesetimbangan antara garam atau basa yang sedikit larut disebut tetapan hasilkali kelarutan (solubility product constant) yang dinyatakan dengan lambang Ksp.

Pengaruh suhu

Apa yang terjadi jika gula dilarutkan dalam air teh yang dingin dan panas? Gula dalam air panas akan cepat melarut dibandingkan dalam air yang dingin. Dengan demikian, suhu akan mempengaruhi proses melarutnya suatu zat. Jika suhu dinaikan maka kelarutan suatu zat dalm suatu pelarut akan lebih cepat tercapai.

Reaksi Pengendapan

Suatu ion dapat dipisahkan larutannya melalui reaksi pengendapan. Misalnya, ion Ca2+ yang terdapat di dalam air sadah dapat dipisahkan dengan penambahan Na2CO3. pada penambahan Na2CO3, ion Ca2+ akan bereaksi dengan ion CO32- membentuk CaCO3. CaCO3 adalah garam yang sukar larut dalam air, sehingga mengendap dan dapat dipisahkan.

Ca2+(aq) + CO32-(aq) ⇄ CaCO3(s)

A. Kelarutan (Solubility)

Istilah kelarutan (solubility) digunakan untuk menyatakan jumlah maksimal zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut. Kelarutan (khususnya untuk zat yang sukar larut) dinyatakan dalam satuan mol.L^–1. Jadi, kelarutan (s) sama dengan molaritas (M).

B. Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp)

Dalam suatu larutan jenuh dari suatu elektrolit yang sukar larut, terdapat kesetimbangan antara zat padat yang tidak larut dan ion-ion zat itu yang larut.

Karena zat padat tidak mempunyai molaritas, maka tetapan kesetimbangan reaksi di atas hanya melibatkan ion-ionnya saja, dan tetapan kesetimbangannya disebut tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) (James E. Brady, 1990).

Contoh:

Tuliskan rumus tetapan hasil kali kelarutan untuk senyawa Mg(OH)₂!

Jawab:

Mg(OH)₂ dalam larutan akan terurai menjadi ion-ionnya,

C. Hubungan Kelarutan (s) dengan Tetapan Hasil Kali Kelarutan(Ksp)

Oleh karena s dan Ksp sama-sama dihitung pada larutan jenuh, maka antara s dan Ksp ada hubungan yang sangat erat. Jadi, nilai Ksp ada keterkaitannya dengan nilai s.

Secara umum hubungan antara kelarutan (s) dengan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) untuk larutan elektrolit AxBy dapat dinyatakan sebagai berikut.

http://qairasavitri.files.wordpress.com/2012/02/413.jpg?w=226&h=75

Contoh:

Pada suhu tertentu, kelarutan AgIO₃ adalah 2 × 10^–6 mol/L, tentukan harga tetapan hasil kali kelarutannya!

Jawab:

http://qairasavitri.files.wordpress.com/2012/02/63.jpg?w=394&h=98

D. Pengaruh Ion Senama terhadap Kelarutan

Dalam larutan jenuh Ag₂CrO₄ terdapat kesetimbangan antara Ag₂CrO₄ padat dengan ion Ag⁺dan ion CrO₄^2–.

2. Penggunaan Konsep Ksp dalam Pemisahan Zat

Harga Ksp suatu elektrolit dapat dipergunakan untuk memisahkan dua atau lebih larutan yang bercampur dengan cara pengendapan. Proses pemisahan ini dengan menambahkan suatu larutan elektrolit lain yang dapat berikatan dengan ion-ion dalam campuran larutan yang akan dipisahkan. Karena setiap larutan mempunyai kelarutan yang berbeda-beda, maka secara otomatis ada larutan yang mengendap lebih dulu dan ada yang mengendap kemudian, sehingga masing-masing larutan dapat dipisahkan dalam bentuk endapannya.

Misalnya pada larutan jenuh MA berlaku persamaan:

Ksp = [M⁺] [A^–]

Jika larutan itu belum jenuh (MA yang terlarut masih sedikit), sudah tentu harga [M⁺][A^–] lebih kecil daripada harga Ksp. Sebaliknya jika [M⁺][A^–] lebih besar daripada Ksp, hal ini berarti larutan itu lewat jenuh, sehingga MA akan mengendap.

· Jika [M+] [A^-] < Ksp, maka larutan belum jenuh (tidak terjadi endapan)

· Jika [M⁺] [A^–] = Ksp, maka larutan tepat jenuh (tidak terjadi endapan)

· Jika [M⁺] [A^–] > Ksp, maka larutan lewat jenuh (terjadi endapan)

BAB VII

ELEKTROKIMIA

1. ELEKTROKIMIA

Elektrokimia adalah salah satu dari cabang ilmu kimia yang mengkaji tentang perubahan bentuk energi listrik menjadi energi kimia dan sebaliknya. Proses elektrokimia melibatkan reaksi redoks. Proses transfer elektron akan menghasilkan sejumlah energi listrik. Aplikasi elektrokimia dapat diterapkan dalam dua jenis sel, yaitu sel volta dan sel elektrolisis. Sebelum membahas kedua jenis sel tersebut, kita terlebih dahulu akan mempelajari metode penyetaraan reaksi redoks.

Elektrokimia adalah reaksi redoks yang bersangkut paut dengan listrik.

Reaksi elektrokimia dibagi menjadi 2, yaitu:

· Sel galvani/sel volta adalah reaksi redoks yang menghasilkan listrik. Contohnya baterai.

· Sel elektrolisis adalah listrik yang mengakibatkan reaksi redoks. Contohnya adalah pemurnian logam dan pelapisan logam.

2. REAKSI REDOKS

Reaksi Redoks adalah reaksi yang didalamnya terjadi perpindahan elektron secara berurutan dari satu spesies kimia ke spesies kimia lainnya, yang sesungguhnya terdiri atas dua reaksi yang berbeda, yaitu oksidasi (kehilangan elektron) dan reduksi (memperoleh elektron). Reaksi ini merupakan pasangan, sebab elektron yang hilang pada reaksi oksidasi sama dengan elektron yang diperoleh pada reaksi reduksi. Masing-masing reaksi (oksidasi dan reduksi) disebut reaksi paruh (setengah reaksi), sebab diperlukan dua setengah reaksi ini untuk membentuk sebuah reaksi dan reaksi keseluruhannya disebut reaksi redoks.

Persamaan reaksi redoks biasanya sangat kompleks, sehingga metode penyeteraan reaksi kimia biasa tidak dapat diterapkan dengan baik. Dengan demikian, para kimiawan mengembangkan dua metode untuk menyetarakan persamaan redoks. Salah satu metode disebut metode perubahan bilangan oksidasi (PBO), yang berdasarkan pada perubahan bilangan oksidasi yang terjadi selama reaksi. Metode lain, disebut metode setengah reaksi (metode ion-elektron). Metode ini melibatkan dua buah reaksi paruh, yang kemudian digabungkan menjadi reaksi redoks keseluruhan.

3. Sel Volta atau Sel Galvani

Luigi Galvani (1780) dan Alexandro Volta (1800) menemukan adanya muatan listrik dalam suatu reaksi kimia Reaksi kimia ini hanya terjadi pada reaksi redoks dan rangkaian reaksi ini disebut Sel Volta.

Sel Volta atau Galvani adalah Energi yang dihasilkan oleh reaksi kimia diubah menjadi energy listrik.

Contoh : batu batrei dan akki

Katode : reduksi kutub (+)

Anode : Oksidasi kutub (-)

4. Sel Elektrolisis

Elektrolisis adalah peristiwa penguraian zat elektrolit oleh arus listrik searah.Elektroda positif (+) yang disebut juga anoda sedangkan elektroda negative (-) disebut katoda.

a. Elektrolisis terhadap lelehan/cairan/leburan

Sel elektrolisis tidak mengandung pelarut (air)

Katode : reduksi kation

Anode : oksidasi anion

b. Elektrolisis terhadap larutan elektrolit dalam air

- Elektroda inert ( tidak aktif )

Katode = Golongan IA dan IIA yang dielektrolisis air

Anode = Mengandung O,yang dioksidasi air

- Elektroda Aktip ( Cu,Ag,Fe,Ni,dll)

Katode = Golongan IA dan IIA yang dielektrolisis air

Anode = Elektrode Aktif tersebut.

Kegunaan Sel Elektrolisis

Beberapa kegunaan sel alektrolisis adalah :

a. Penyepuhan adalah proses pelapisan suatu logam dengan lgam lain.logam yang akan dilapisi digunakan sebagai katoda,sedangkan logam pelapis disebut anoda.

b. Pembuatan beberapa senyawa.

c. Untuk menghitung konsentrasi suatu logam dalam larutan.

5. PERSAMAAN NERST

Persamaan Nernst adalah persamaan yang melibatkan potensial sel dengan konsentrasi suatu reaksi. Reaksi oksidasi reduksi banyak yang dapat dilangsungkan pada kondisi tertentu untuk membangkitkan listrik. Dasarnya bahwa reaksi oksidasi reduksi itu harus berlangsung spontan di dalam larutan air jika bahan pengoksidasi dan pereduksi tidak sama. Dalam sel Galvani oksidasi diartikan sebagai dilepaskannya elektron oleh atom, molekul atau ion dan reduksi berarti diperolehnya elektron oleh partikel-partikel itu. Sebagai contoh reaksi oksidasi sederhana dan berlangsung spontan adalah bila lembar tipis zink dibenamkan dalam suatu larutan tembaga sulfat maka terjadi logam tembaga menyepuh pada lembaran zink dan lembaran zink lambat laun melarut dan dibebaskan energi panas. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Reaksi yang sebenarnya adalah antara ion zink dengan tembaga yaitu :
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Tiap atom zink kehilangan dua elektron dan tiap ion tembaga memperoleh dua elektron untuk menjadi sebuah atom tembaga.
Oksidasi : Zn → Zn2+ + 2e-
Reduksi : Cu2+ + 2e- → Cu
Sel yang belum mencapai kesetimbangan kimia dapat melakukan kerja listrik ketika reaksi di dalamnya mengerakkan elektron-elektron melalui sirkuit luar. Kerja yang dapat dipenuhi oleh transfer elektron tertentu bergantung pada beda potensial antara kedua elektron. Perbedaan potensial ini disebut potensial sel dan diukur dalam volt (V). Jika potensial sel besar maka sejumlah elektron tertentu yang berjalan antara kedua elekroda dapat melakukan kerja listrik yang besar. Sebaliknya, jika potensial sel kecil maka elektron dalam jumlah yang sama hanya dapat melakukan sedikit kerja. Sel yang reaksinya ada dalam kesetimbangan tidak dapat melakukan kerja dan sel demikian memiliki potensial sel sebesar nol. Pada sel konsentrasi digunakan dua elektrode yang sama namun konsentrasi larutannya yang berbeda. Elektrode dalam larutan pekat merupakan katode (tempat terjadinya reaksi reduksi) sedangkan elektrode dalam larutan encer merupakan anode (tempat terjadinya reaksi oksidasi).

Pada persamaan Nernst, K bukanlah suatu tetapan kesetimbangan karena larutan-larutan yang diperikan adalah pada konsentrasi-konsentrasi awal dan bukan konsentrasi kesetimbangan. Bila suatu sel volta telah mati atau terdiscas habis, barulah sistem itu berada dalam kesetimbangan. Pada kondisi ini Esel = 0 dan faktor K dalam persamaan Nernst setara dengan tetapan kesetimbangan

Potensial sel non standar dapat dihitung dengan persamaan Nernst sebagai berikut

E^o adalah potensial elektroda normal (potensial elektroda semua zat dalam reaksi sel dalam keadaan standar), n jumlah elektron yang terlibat dalam reaksi, sedangkan oks dan red masing-masing menyatakan konsentrasi partikel hasil oksidasi dan konsentrasi partikel hasil reduksi.

Sel Konsentrasi

Pada sel konsentrasi digunakan dua elektrode yang sama namun konsentrasi larutannya yang berbeda. Elektrode dalam larutan pekat merupakan katode (tempat terjadinya reaksi reduksi) sedangkan elektrode dalam larutan encer merupakan anode (tempat terjadinya reaksi oksidasi).

Walther Hermann Nernst adalah kimiawan Jerman yang menerapkan asas-asas termodinamika ke sel listrik. Dia menciptakan sebuah persamaan yang dikenal sebagai persamaan Nernst, yang menghubungkan voltase sel ke propertinya. Lepas dari Joseph Thomson, ia menjelaskan mengapa senyawa terionisasi dengan mudah dalam air. Penjelasan ini disebut aturan Nernst-Thomson yang menyatakan bahwa sulit halnya bagi ion yang ditangkap untuk menarik satu sama lain melalui insulasi molekul air, sehingga terdisosiasi.

6. ELEKTROLISIS

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta). Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H₂O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : 2 H₂O_(l) ——> 2 H_2(g)+ O_2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi.

Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

7. HUKUM FARADAY

Prinsip Perhitungan Elektrolisis

2. Hukum Faraday II

“Massa zat yang dibebaskan pada elektrolisis (G) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu ( ME )

G = ME

Penggabungan hukum Faraday I dan II

G = k . i . t . ME

Jika k = , maka G = .ME

8. KOROSI

Korosi merupakan reaksi kimia antara logam dengan zat lain yang bias menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak diinginkan.Karat merupakan hasil dari proses dari korosi yaitu teroksidasinya suatu logam,bsi yang terkorosi membentuk karat dengan umus : Fe₂O₃XH₂O.

Proses perkaratan termasuk proses elektrokimia dimana logam besi ( Fe ) yang troksidasi bertindak sebagai anoda dan oksigen yang terlarut dalam air pada permukaan besi bertindak sebagai anoda.

Pembentukan karat :

Anoda : Fe Fe²⁺ + 2e

Katoda : O₂+ 2 H₂O + 4e 4 OH ^–

Fe²⁺ akan teroksidasi lagi membentuk Fe³⁺atau Fe₃O_3.

Sedangkan ion OH^-akan bergabung dengan elektrolit yang ada didalam atau dengan ion H⁺ dari terlarutnya oksidasi asam (SO₂,NO₂) dari hasil perubahan dengan air hujan.Karat bersifat katalis untuk proses perkaratan berikutnya yang disebut Autokatalis.

Pencegahan proses perkaratan :

1. Pelepisan dengan cat atau logam lain yang sukar teroksidasi

2. Proses katoda ( proteksi katodik )

BAB VIII

KIMIA UNSUR

Unsur kimia, atau hanya disebut unsur, adalah zat kimia yang tidak dapat dibagi lagi menjadi zat yang lebih kecil, atau tidak dapat diubah menjadi zat kimia lain dengan menggunakan metode kimia biasa. Partikel terkecil dari unsur adalah atom. Sebuah atom terdiri atas inti atom (nukleus) dan dikelilingi oleh elektron. Inti atom terdiri atas sejumlah proton dan neutron. Hingga saat ini diketahui terdapat kurang lebih 117 unsur di dunia.

Hal yang membedakan unsur satu dengan lainnya adalah "jumlah proton" dan jumlah elektron suatu unsur atau ikatan dalam inti atom tersebut. Misalnya, seluruh atom karbon memiliki proton sebanyak 6 buah, sedangkan atom oksigen memiliki proton sebanyak 8 buah. Jumlah proton pada sebuah atom dikenal dengan istilah nomor atom (dilambangkan dengan Z).

1. HIDROGEN

2. OKSIGEN

3. NITROGEN

4. FOSFOR

5. HALOGEN

Semua unsur halogen ditemukan di alam dalam bentuk senyawanya. Hal ini disebabkan karena unsur-unsur halogen bersifat sangat reaktif akibat dari keelektronegatifannya yang besar, bahkan paling besar di antara semua golongan unsur yang ada. Garam dari air laut adalah sumber utama unsur-unsur halogen.

Unsur halogen bereaksi autoredoks dengan air. Kecuali flourin (F₂) bereaksi dengan air membentuk asam halida dan gas oksigen. Semua unsur halogen bereaksi dengan logam membentuk garam halida. Hidrokrabon tak jenuh (mempunyai ikatan rangkap) akan mengalami reaksi adisi bila direaksikan dengan unsur-unsur halogen. Unsur-unsur halogen bila bereaksi dengan sesamanya akan membentuk senyawa interhalogen. Berikut adalah reaksi-reaksinya:

Asam dari unsur halogen ada dua macam, yaitu asam halida (HX) dan asam oksihalogen (HXO). Untuk membuat asam halida dilakukan dengan
tiga cara, yaitu:

http://2.bp.blogspot.com/-v1AbIrzmaCs/UJcsk4sxTUI/AAAAAAAAAqA/KgauSfDoNTg/s400/membuatasamhalida.PNG

6. GAS MULIA

Gas mulia adalah sebutan untuk unsur-unsur golongan VIIIA. Unsur-unsur gas mulia adalah helium (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xenon (Xe), dan radon (Rn). Gas mulia diperoleh dari udara bebas, kecuali radon diperoleh dari rongga batuan uranium. Helium selain diperoleh dari udara bebas juga dapat diperoleh dari pemisahan gas alam.

Gas mulia merupakan golongan unsur yang paling stabil. Hal ini ditunjukan oleh keberadaannya di alam adalah dalam bentuk unsur bebasnya. Kestabilannya disebabkan oleh energi ionisasinya yang sangat tinggi dan elektron valensinya yang duplet untuk helium dan oktet untuk unsur gas mulia lainnya. Dalam tabel periodik, gas mulia berada di kolom paling kanan. Ini artinya energi ionisasi gas mulia paling tinggi dibandingkan energi ionisasi golongan unsur lainnya. Sementara itu, di alam unsur-unsur selain gas mulia umumnya berada dalam bentuk senyawa. Keadaan seperti ini menunjukan ketidakstabilannya yang disebabkan oleh energi ionisasinya yang relatif rendah dan elektron valensinya yang tidak duplet (untuk hidrogen) atau tidak oktet (untuk unsur-unsur selain hidrogen). Tidak ada senyawa alaminya dari unsur gas mulia, tetapi senyawa buatannya telah berhasil dibuat. XePtF₆ menjadi senyawa pertama dari unsur gas mulia yang telah berhasil dibuat oleh N. Bartlett. Berikutnya senyawa gas mulia yang telah berhasil dibuat adalah senyawa dari unsur kripton (KrF₄ dan KrF₂) dan unsur radon (RnF₂). Energi ionisasi He, Ne, dan Ar lebih tinggi dibandingkan energi ionisasi Kr, Xe, dan Rn, sehingga He, Ne, dan Ar relatif lebih stabil dibandingkan Kr, Xe, dan Rn. Oleh karena itu, senyawa dari He, Ne, dan Ar sampai saat ini belum dapat dibuat, sedangkan senyawa dari Kr, Xe, dan Rn telah berhasil dibuat seperti tersebut di atas. Gas mulia larut dalam air membentuk klatrat. Klatrat adalah keadaan terjebaknya atom-atom gas mulia dalam struktur heksagonal molekul-molekul air. Makin ke bawah dalam golongannya, unsur gas mulia makin larut dalam air. Hal ini disebabkan makin ke bawah, ukuran atom gas mulia makin besar sehingga makin mudah membentuk klatrat (makin mudah larut dalam air).

7. GOLONGAN ALKAL DAN ALKALI TANAH

ALKALI (IA) dan ALKALI TANAH (II)

Alkali dan alkali tanah bersumber dari air laut, batuan, dan peluruhan unsur radioaktif. Litium diperoleh dari batuan spodumen (LiAl(SiO₃)₂, natrium dari air laut berupa garam dapur (NaCl) dan dari sendawa chili (NaNO₃), Kalium dari batuan karnalit (KCl.MgCl₂), sesium dari pollusit (CsAl(SiO₃)₂) dan fransium dari luruhan Ac-277 dengan emisi sinar alfa. Berilium diperoleh dari beril (Be₃Al₂Si₈O₁₈), magensium dari magnesit (MgCO₃) dan dolomit/cangkang telur (MgCO₃.CaCO₃), kalsium dari batu kapur (CaCO₃) dan gips (CaSO₄2H₂O), stronsium dari stronsianit (SrCO₃), barium dari barit (BaSO₄) dan witerit (BaCO₃), dan radium dari luruhan Th-230 dengan memancar sinar alfa.

Di alam, unsur-unsur alkali dan alkali tanah berada dalam bentuk senyawanya. Hal ini di sebabkan karena alkali dan alkali tanah besifat sangat reaktif, mudah teroksidasi sehingga keadaannya akan selalu bersenyawa dengan atom-atom unsur lain. Kereaktifan dan kemudahan teroksidasi unsur-unsur alkali dan alkali tanah disebabkan oleh energi ionisasi dan potensial reduksi standarnya (E⁰) yang kecil. Baik alkali maupun alkali tanah bereaksi dengan air dingin, kecuali Be tidak bereaksi dengan air dan Mg bereaksi dengan air panas. Hasil reaksi antara air dengan alkali/alkali tanah adalah senyawa basa dan gas hidrogren. Berikut adalah persamaan reaksinya:

Reaksi alkali dan alkali tanah dengan O₂ akan membentuk tiga jenis senyawa, yaitu senyawa oksida (biloks O=-2), peroksida (biloks O=-1), dan superoksida (biloks O=-1/2).

Reaksi dengan H₂ membentuk senyawa hidrida. Reaksi dengan unsur halogen membentuk garam halida. Reaksi dengan asam membentuk garam halida dan gas hidrogen. Semua alkali tanah bereaksi dengan gas nitrogen membentuk garam nitrida. Dari unsur alkali, hanya Li yang dapat bereaksi dengan N₂ membentuk garam nitrida/LiN₃.

Berikut adalah kegunaan garam dan logam alkali dan alkali tanah, NaCl: bumbu masakan/pengawet. NaOH: bahan baku pembuatan sabun/detergen. Senyawa alkali tanah: campuran kembang api. Magnalium (Mg, Al, dan Ca) dan Duralumin ( Mg,Al, Cu, dan Mn): konstruksi pesawat terbang/mobil. CaSO₄2H₂O (Gips): pembalut tulang patah dan kapur tulis. MgSO₄7H₂O (garam inggris): obat cuci perut.

8. ALUMUNIUM

9. UNSUR TRANSISI

Pada sistem periodik unsur, yang termasuk dalam golongan transisi adalah unsur-unsur golongan B, dimulai dari IB – VIIB dan VIII. Sesuai dengan pengisian elektron pada subkulitnya, unsur ini termasuk unsur blok d, yaitu unsur-unsur dengan elektron valensi yang terletak pada subkulit d dalam konfigurasi elektronnya. Pada bagian ini unsur-unsur transisi yang akan dibahas adalah unsur transisi pada periode 4, yang terdiri dari skandium (Sc), titanium (Ti), vanadium (V), krom (Cr), mangan (Mn), besi (Fe), kobalt (Co), nikel (Ni), tembaga (Cu), dan seng (Zn).

a. Sifat Logam Transisi

Semua unsur transisi adalah logam, yang bersifat lunak, mengkilap, dan penghantar listrik dan panas yang baik. Perak merupakan unsur transisi yang mempunyai konduktivitas listrik paling tinggi pada suhu kamar dan tembaga di tempat kedua. Dibandingkan dengan golongan IA dan IIA, unsur logam transisi lebih keras, punya titik leleh, titik didih, dan kerapatan lebih tinggi. Hal ini disebabkan karena unsur transisi berbagi elektron pada kulit d dan s, sehingga ikatannya semakin kuat.

b. Bilangan Oksidasi

Tidak seperti golongan IA dan IIA yang hanya mempunyai bilangan oksidasi +1 dan +2, unsur-unsur logam transisi mempunyai beberapa bilangan oksidasi. Seperti vanadium yang punya bilangan oksidasi +2, +3, dan +4.

c. Sifat Kemagnetan

Setiap atom dan molekul mempunyai sifat magnetik, yaitu paramagnetik, di mana atom, molekul, atau ion sedikit dapat ditarik oleh medan magnet karena ada elektron yang tidak berpasangan pada orbitalnya dan diamagnetik, di mana atom, molekul, atau ion dapat ditolak oleh medan magnet karena seluruh elektron pada orbitnya berpasangan. Sedangkan pada umumnya unsur-unsur transisi bersifat paramagnetik karena mempunyai elektron yang tidak berpasangan pada orbital-orbital d-nya. Sifat paramagnetik ini akan semakin kuat jika jumlah elektron yang tidak berpasangan pada orbitalnya semakin banyak. Logam Sc, Ti, V, Cr, dan Mn bersifat paramagnetik, sedangkan Cu dan Zn bersifat diamagnetik. Untuk Fe, Co, dan Ni bersifat feromagnetik, yaitu kondisi yang sama dengan paramagnetik hanya saja dalam keadaan padat.

d. Ion Berwarna

Tingkat energi elektron pada unsur-unsur transisi yang hampir sama menyebabkan timbulnya warna pada ion-ion logam transisi. Hal ini terjadi karena elektron dapat bergerak ke tingkat yang lebih tinggi dengan mengabsorpsi sinar tampak. Pada golongan transisi, subkulit 3d yang belum terisi penuh menyebabkan elektron pada subkulit itu menyerap energi cahaya, sehingga elektronnya tereksitasi dan memancarkan energi cahaya dengan warna yang sesuai dengan warna cahaya yang dapat dipantulkan pada saat kembali ke keadaan dasar. Misalnya Ti2+ berwarna ungu, Ti4+ tidak berwarna, Co2+ berwarna merah muda, Co3+ berwarna biru, dan lain sebagainya.

e. Beberapa kegunaan unsur-unsur transisi

1) Skandium, digunakan pada lampu intensitas tinggi.

2) Titanium, digunakan pada industri pesawat terbang dan industri kimia (pemutih kertas, kaca, keramik, dan kosmetik).

3) Vanadium, digunakan sebagai katalis pada pembuatan asam sulfat.

4) Kromium, digunakan sebagai plating logam-logam lainnya.

5) Mangan, digunakan pada produksi baja dan umumnya alloy manganbesi.

6) Besi, digunakan pada perangkat elektronik.

7) Kobalt, digunakan untuk membuat aliansi logam.

8) Nikel, digunakan untuk melapisi logam supaya tahan karat, membuat monel.

9) Tembaga, digunakan pada alat-alat elektronik dan perhiasan.

10) Seng, digunakan sebagai bahan cat putih, antioksidan pada pembuatan ban mobil, dan bahan

Logam transisi adalah kelompok unsur kimia yang berada pada golongan 3 sampai 12 (IB sampai VIIIB pada sistem lama). Kelompok ini terdiri dari 38 unsur. Semua logam transisi adalah unsur blok-d yang berarti bahwa elektronnya terisi sampai orbit 3d.untuk melapisi tabung gambar televisi. Unsur transisi adalah unsur yang dapat menggunakan elektron pada kulit terluar dan kulit pertama terluar untuk berikatan dengan unsur-unsur yang lain.

BAB IX

KIMIA INTI DAN RADIOKIMIA

Kimia inti adalah kajian mengenai perubahan-perubahan dalam inti atom. Perubahan ini disebut reaksi inti. Peluruhan radioaktif dan transmutasi inti merupakan reaksi inti. Radiokimia mempelajari penggunaan teknik-teknik kimia dalam mengkaji zat radioaktif dan pengaruh kimiawi dari radiasi zat radioaktif tersebut. Radioaktivitas adalah fenomena pemancaran partikel dan atau radiasi elektromagnetik oleh inti yang tidak stabil secara spontan .

Semua unsur yang memiliki nomor atom lebih besar dari 83 adalah radioaktif. Peluruhan radioaktif terjadi melalui pemancaran partikel dasar secara spontan.

Perbandingan antara reaksi kimia dan reaksi inti

No	Reaksi kimia	Reaksi Inti
1	Atom diubah susunannya melalui pemutusan dan pembentukan ikatan	Unsur (atau isotop dari unsur yang sama) dikonversi dari unsur yang satu ke lainnya
2	Hanya elektron dalam orbital atom atau molekul yang terlibat dalam pemutusan dan pembentukan ikatan	Proton, neutron, elektron dan partikel dasar lain dapat saja terlibat
3	Reaksi diiringi dengan penyerapan atau pelepasan energi yang relatif kecil	Reaksi diiringi dengan penyerapan atau pelepasan energi yang sangat besar
4	Laju reaksi dipengaruhi oleh suhu, tekanan, katalis dan konsentrasi	Laju reaksi biasanya tidak dipengaruhi oleh suhu, tekanan dan katalis

1. KESTABILAN INTI

Kestabilan inti tidak dapat diramalkan dengan suatu aturan. Namun, ada beberapa petunjuk empiris yang dapat digunakan untuk mengenal inti yang stabil dan yang bersifat radioaktif/tidak stabil, yaitu:

a. Semua inti yang mempunyai proton 84 atau lebih tidak stabil

Aturan ganjil genap, yaitu inti yang mempunyai jumlah proton genap dan jumlah neutron genap lebih stabil daripada inti yang mempunyai jumlah proton dan neutron ganjil
Bilangan sakti (magic numbers)

Nuklida yang memiliki neutron dan proton sebanyak bilangan sakti umumnya lebih stabil terhadap reaksi inti dan peluruhan radioaktif.Bilangan tersebut adalah:

Untuk neutron : 2, 8, 20, 28, 50, 82 dan 126

Untuk proton : 2, 8, 20, 28, 50 dan 82.

Pengaruh bilangan ini untuk stabilitas inti sama dengan banyaknya elektron untuk gas mulia yang sangat stabil. Kestabilan inti dapat dikaitkan dengan perbandingan neutron-proton.

2. PITA KESTABILAN

Grafik antara banyaknya neutron versus banyaknya proton dalam berbagai isotop yang disebut pita kestabilan menunjukkan inti-inti yang stabil. Inti-inti yang tidak stabil cenderung untuk menyesuaikan perbandingan neutron terhadap proton, agar sama dengan perbandingan pada pita kestabilan. Kebanyakan unsur radioaktif terletak di luar pita ini.

https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEjL6kmS6MXab8gj240jh0MEthXdOcLLN1Q3AwmNKkuuTV3VrJ_IW6CjlAjCMCWK9z5luvGWUAYomJfCps1lpc2sBwGZEh7mBT3HznP8kl5oG_Fk6jeVN37UXbeL_2kFbx81oVAbggXgWZQw/s320/pita+kestabilan.PNG

Di atas pita kestabilan, Z <>

Untuk mencapai kestabilan :

inti memancarkan (emisi) neutron atau memancarkan partikel beta

Di atas pita kestabilan dengan Z > 83, terjadi kelebihan neutron dan proton

Untuk mencapai kestabilan :

Inti memancarkan partikel alfa

Di bawah pita kestabilan, Z <>

Untuk mencapai kestabilan :

Inti memancarkan positron atau menangkap elektron

3. RADIOAKTIVITAS ALAMI

Disintegrasi inti radioaktif sering merupakan awal dari deret peluruhan radioaktif, yaitu rangkaian reaksi inti yang akhirnya menghasilkan pembentukan isotop stabil. Misalnya adalah deret peluruhan uranium-238 hingga menghasilkan timbal-206 yang stabil.

Jenis-jenis peluruhan radioaktif meliputi; peluruhan(pemancaran) alfa, peluruhan negatron, peluruhan positron, penangkapan elektron, peluruhan gamma, pemancaran neutron, pemancaran neutron terlambat dan pembelahan spontan. Pembelahan spontan hanya terjadi pada nuklida-nuklida yang sangat besar dan membelah secara spontan menjadi dua nuklida yang massanya berbeda, misal Cf-254 membelah spontan menjadi Mo-108 dan Ba-142 dengan memancarkan 4 neutron.

Kinetika Peluruhan Radioaktif

Semua peluruhan radioaktif mengikuti kinetika orde pertama, sehingga laju peluruhan radioaktif pada setiap waktu t adalah:

Laju peluruhan pada waktu t = λN

λ = konstanta laju orde pertama

N = banyaknya inti radioaktif pada waktu t

ln N_t/N₀ = - λt

dengan waktu paruh : t_1/2 = 0,693/λ

4. TRANSMUTASI INTI

Pada tahun 1919, Rutherford berhasil menembak gas nitrogen dengan partikel alfa dan menghasilkan hidrogen dan oksigen. Reaksi ini merupakan transmutasi buatan pertama, yaitu perubahan satu unsur menjadi unsur lain. Coba tuliskan reaksinya!

Pada tahun 1934, Irene Joliot-Curie, berhasil membuat atom fosfor yang bersifat radioaktif dengan menembakkan aluminium dengan sinar alfa yang berasal dari polonium.

Beberapa contoh reaksi inti:

1) Penembakan atom litium-7 dengan proton menghasilkan 2 atom helium-4

2) Penembakan nitrogen-14 dengan neutron menghasilkan karbon-14 dan hidrogen

3) Penembakan aluminium-27 dengan proton menghasilkan magnesium-24 dan helium-4

a. Keaktifan (A)

Keaktifan suatu cuplikan radioaktif dinyatakan sebagai jumlah disintegrasi(peluruhan) per satuan waktu. Keaktifan tidak lain adalah laju peluruhan dan berbanding lurus dengan jumlah atom yang ada.

A = λ N

Satuan keaktifan adalah Curie (Ci) yang didefinisikan sebagai keaktifan dari 3,7 x 10¹⁰ disintegrasi per detik.

Satuan SI untuk keaktifan adalah becquerel dengan lambang Bq

1 Ci = 3,7 x 10¹⁰ Bq

Keaktifan jenis adalah jumlah disintegrasi per satuan waktu per gram bahan radioaktif.

a. Dosis Radiasi

Untuk menyatakan jumlah atau dosis radiasi yang diserap oleh zat-zat ditetapkan satuan untuk dosis. Di Amerika, satuan dosis yang umum adalah rad dengan lambang rd. Satu rad setara dengan penyerapan 10^-5 J per gram jaringan.

Satuan SI untuk dosis adalah gray dengan lambang Gy. Satu gray setara dengan energi sebanyak 1 joule yang diserap oleh setiap kg zat. Radiasi neutron lebih berbahaya dari radiasi beta dengan energi dan intensitas yang sama. Untuk membedakan pengaruh radiasi digunakan satuan rem (radiation equivalen of man). Satu rad sinar alfa lebih merusak daripada satu rad sinar beta. Oleh karena itu rad biasanya dikalikan dengan faktor yang mengukur kerusakan biologi relatif yang disebabkan oleh radiasi. Faktor ini disebut RBE (Relative Biologycal Effetiveness of Radiation). Hasil kali rad dan RBE menghasilkan dosis efektif yang disebut rem (Rontgen Equivalent for Man). Satu rem suatu macam radiasi akan menghasilkan pengaruh biologi yang sama.

5. FISI INTI

Fisi inti (nuclear fission) /reaksi fisi adalah proses di mana suatu inti berat (nomor massa >200) membelah diri membentuk inti-inti yang lebih kecil dengan massa menengah dan satu atau lebih neutron. Karena inti berat kurang stabil dibandingkan produknya, proses ini melepaskan banyak energi.

Reaksi fisi uranium-235

Sebagai contoh adalah energi yang dihasilkan pada pembelahan 235 gram uranium-235 adalah ekivalen dengan energi yang dihasilkan pada pembakaran 500 ton batubara. Selain besarnya jumlah energi yang besar, ciri penting dari fisi uranium-235 adalah adanya kenyataan bahwa lebih banyak neutron yang dihasilkan dibandingkan dengan yang semula ditangkap dalam prosesnya. Sifat ini memungkinkan berlangsungnya reaksi rantai inti, yaitu serangkaian reaksi fisi yang dapat berlangsung sendiri tanpa bantuan. Neutron yang dihasilkan selama tahap awal dari fisi dapat mengakibatkan terjadinya fisi dalam inti uranium-235 lain, yang selanjutnya menghasilkan neutron lebih banyak dan seterusnya. Dalam waktu kurang dari satu detik, reaksi dapat menjadi tak terkendali, membebaskan banyak sekali kalor ke lingkungan. Agar reaksi rantai terjadi, harus ada cukup uranium-235 dalam sampel untuk menangkap neutron, sehingga dikenal istilah massa kritis, yaitu massa minimum material terfisikan yang diperlukan untuk membangkitkan reaksi rantai inti yang dapat berlangsung sendiri.

BAB X

SENYAWA KARBON

Dalam kimia, ester adalah suatu senyawa organik yang terbentuk melalui penggantian satu (atau lebih) atom hidrogen pada gugus hidroksil dengan suatu gugus organik (biasa dilambangkan dengan R'). Asam oksigen adalah suatu asam yang molekulnya memiliki gugus -OH yang hidrogennya (H) dapat menjadi ion H+.

Senyawa-senyawa ester

Banyak ester memiliki bau seperti bau buah-buahan, sehingga banyak senyawanya dijadikan perasa dan aroma buatan.

Nama ester	Struktur	Bau atau terdapat di
Alil heksanoat		nanas
Benzil asetat		pir, stroberi, melati
Bornil asetat		pine
Butil butirat		nanas
Etil asetat		penghilang cat kuku, cat pada mainan, lem
Etil butirat		pisang, nanas, stroberi
Etil heksanoat		nanas
Etil sinamat		kulit manis
Etil format		lemon, rum, stroberi
Etil heptanoat		aprikot, ceri, anggur, raspberi
Etil isovalerat		apel
Etil laktat		mentega, krim
Etil nonanoat		anggur
Etil pentanoat		apel
Geranil asetat		Pelargonium
Geranil butirat		ceri
Geranil pentanoat		apel
Isobutil asetat		ceri, raspberi, stroberi
Isobutil format		raspberi
Isoamil asetat		pir, pisang
Isopropil asetat		fruity
Linalil asetat		lavender, sage
Linalil butirat		persik
Linalil format		apel, persik
Metil asetat		lem
Metil antranilat		anggur, melati
Metil benzoat		fruity, ylang ylang, feijoa
Metil butirat (metil butanoat)		nanas, apel, stroberi
Metil sinamat		strawberry
Methyl pentanoat (metil valerat)		bunga
Metil fenilasetat		madu
Metil salisilat		root beer, wintergreen, Germolene dan Ralgex ointments
Nonil kaprilat		jeruk
Oktil asetat		jeruk
Oktil butirat		parsnip
Amil asetat (pentil asetat)		apel, pisang
Pentil butirat (amil butirat)		aprikot, pir, nanas
Pentil heksanoat (amil kaproat)		apel, nanas
Pentil pentanoat (amil valerat)		apel
Propil asetat		pir
Propil heksanoat		blackberry, nanas, keju, wine
Propil isobutirat		rum
Terpenil butirat		ceri
Amil Valerat	[[]]	apel

Tata Nama Senyawa Karbon

Untuk memberikan nama senyawa karbon, ada tiga bagian yang harus dipahami:

nomor cabang
nama cabang
nama rantai induk

Contoh:
3-etil-2-metil pentana bila diuraikan bisa ditentukan:

rantai induknya pentana
ada dua jenis cabang yaitu etil dan metil, etil harus duluan ditulis mendahului metil (urut abjad)
etil pada rantai induk terikat pada C nomor 3, sedangkan metil terikat pada C nomor dua

4. Penalaran Senyawa Karbon

5. Penalaran Senyawa Karbon –Berikut adalah artikel tentang bagaimana siswa agar dapat mengetahui dalam hal Penalaran Senyawa Karbon secara cermat. Rangkuman hidrokarbon sangat penting dibahas pada awal pembelajaran senyawa karbon kelas XII, karena hidrokarbon adalah golongan senyawa paling sederhana, terdiri atas unsur-unsur C dan H saja.

6. Sedang senyawa-senyawa karbon berikutnya, selain C dan H, juga mengandung unsur-unsur lain, misalnya unsur oksigen, O. Senyawa golongan alkana yang memiliki rantai utama C, tatanama dan peristiwa isomerinya itu merupakan konsep-konsep dasar yang sangat diperlukan. Uraian ini menunjukkan bahwa hidrokarbon merupakan dasar penalaran senyawa karbon.

7. Ketika siswa Penalaran Senyawa Karbon gugus fungsi, maka diperlukan perbandingan antara gugus yang berfungsi dan tak berfungsi. Saat siswa memahami bahwa gugus fungsi itu adalah gugus yang aktif, maka mereka akan membandingkannya dengan gugus yang tak aktif. Karena gugus tak aktif adalah rantai alkil, -R, maka tampak bahwa hidrokarbon amat penting sebagai dasar untuk melanjutkan konsep senyawa karbon berikutnya.

8. Tatanama dari Penalaran Senyawa Karbon yang dapat dibahas di kelas X selama siswa belajar hidrokarbon, merupakan dasar tatanama yang berarti. Di kelas XII dengan adanya gugus fungsi yang bervariasi, pengembangan tatanama tidak terlalu banyak. Namun apabila tatanama hidrokarbon lupa, masalah yang muncul dapat membuat tidak tuntasnya pembelajaran.

9. Apalagi Penalaran Senyawa Karbon masalah yang menyangkut isomeri. Siswa umumnya lupa pada cara mencari isomer dengan urut dan lengkap. Sedangkan isomer struktur dapat lengkap diberikan di kelas X dan juga isomer geometri. Isomer optis umumnya baru ditambahkan saat siswa belajar senyawa golongan alkanol di kelas XII. Isomer yang mudah diingat siswa adalah isomer rantai, itupun memerlukan waktu cukup lama ketika mengulang di kelas XII. Semoga pertimbangan ini dapat dipahami dan bersama kita berbuat yang terbaik untuk anak bangsa.

10. Demikian artikel tentang motivasi Penalaran Senyawa Karbon semoga bermanfaat bagi Anda. Penelusuran yang terkait degan Penalaran Senyawa Karbon, senyawa karbon, senyawa karbon dan gugus fungsi, senyawa karbon kelas xii, senyawa karbon adalah, senyawa karbon organik, senyawa karbon turunan alkana

Penamaan senyawa aromatis tidak secara langsung seperti pada rantai karbon. Seringkali lebih dari satunama dapat diterima dan tidak langka jika nama lama masih digunakan. Setiap sudut dari segienam memiliki atom karbon yang terikat dengan hidrogen.

Klorobenzen

Ini merupakan contoh sederhana dimana sebuah halogen terikat pada cincin benzen. Penamaan sudah sangat jelas.

Penyederhanaannya menjadi C₆H₅Cl. Sehingga anda dapat (walau mungkin tidak!) menamainya fenilklorida. Setiap kalo anda menggambar cincin benzen dengan sesuatu terikat padanya sebenarnya anda menggambar fenil. Untuk mengikat sesuatu anda harus membuang sebuah hidrogen sehingga menghasilkan fenil.

Nitrobenzen

Golongan nitro, NO₂, terikat pada rantai benzen.

Formula sederhananya C₆H₅NO₂.

Metilbenzen

Satu lagi nama yang jelas. Benzen dengan metil terikat padanya. Golongan alkil yang lain juga mengikuti cara penamaan yang sama.Contoh, etilbenzen. Nama lama dari metilbenzen adalah toluen, anda mungkin masih akan menemui itu.

Formula sederhananya C₆H₅CH₃.

(Klorometil)benzen

Variasi dari metilbensen dimana satu atom hidrogen digantikan dengan atom klorida. Perhatikan tanda dalam kurung,(klorometil) . Ini agar anda dapat mengerti bahwa klorin adalah bagian dari metil dan bukan berikatan dengan cincin.

Jika lebih dari satu hidrogen digantikan dengan klorin, penamaan akan menjadi (diklorometil)benzene atau (triklorometil) benzen. Sekali lagi perhatikan pentingnya tanda kurung.

Asam benzoik (benzenecarboxylic acid)

Asam benzoik merupakan nama lama, namun masih umum digunakan -lebih mudah diucapkan dan ditulis. Apapun sebutannya terdapat asam karboksilik, -COOH, terikat pada cincin benzen.

Fenileten

Molekul eten dengan fenil berikatan padanya. Eten adalah rantai dengan dua karbon dengan ikatan rangap. Karena itu fenileten berupa:

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_korganik02_04_05/phenethene.GIF

Nama lamanya Stiren -monomer dari polystyren.

Feniletanon

Mengandung rantai dengan dua karbon tanpa ikatan rangkap. Merupakan golongan adalah keton sehingga ada C=O pada bagian tengah. Terikat pada rantai karbon adalah fenil.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_korganik02_04_05/phenketone.GIF

Feniletanoat

Ester dengan dasar asam etanoik. Atom hidrogen pada -COOH digantikan dengan golongan fenil.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/belajar_korganik02_04_05/phenester.GIF

Lipid atau lipida yang biasa dikenal dengan minyak atau lemak adalah salah satu golongan senyawa hidrokarbon alifatik non polar dan hidrofob. Kata lipid sering disamakan dengan lemak, tetapi sebenarnya lemak adalah bagian dari lipid yaitu merupakan golongan trigliserida. Rumus umumnya adalah:

CH₂-O-CO-R1

CH₂-O-CO-R2

CH₂-O-CO-R3

Dimana CH₂ – O – CO adalah gugus gliserol dan R1, R2, dan R3 adalah gugus asam lemak. Asam lemak yang terikat biasanya dalam bentuk dan strutur yang berbeda-beda.

Lipid biasanya diklasifikasikan berdasarkan jenis dan jumlah atom C yang dikandungnya, tetapi dapat juga diklasifikasikan dengan kriteria lain atau terikatnya senyawa lain misalnya lipid yang mengikat gugus pospor disebut phospilipid. Beberapa golongan lipid:

a. Gliserida dan asam lemak, termasuk didalamnya minyak dan lemak,

b. Phospolipid,

c. Spingolipid,

d. Glikolipid, dan

e. Terpenoid, termasuk didalamnya getah steroid.

Salah satu jenis lipid adalah lemak yang terdiri dari asam-asam lemak. Asam lemak adalah salah satu bahan baku untuk semua lipid pada makhluk hidup. Asam lemak dapat ditemukan dalam bentuk bebas (karena lemak yang terhidrolisis) maupun dalam bentuk gliserida.

Asam lemak memiliki rantai panjang atom C, yang biasanya jumlahnya berkisar antara 14 – 24 atom karbon. Semakin panjang rantai atom C, lipid akan semakin mudah membeku dan semakin sukar larut dalam air.

Asam lemak dibedakan menjadi asam lemak jenuh dan tidak jenuh. Asam lemak jenuh hanya memiliki ikatan tunggal diantara atom C penyusunnya. Sedangkan asam lemak tidak jenuh memiliki paling sedikit 1 ikatan ganda diantara atom C penyusunnya.

Asam lemak jenuh lebih stabil dibandingkan asam lemak tidak jenuh. Hal ini dikarenakan asam lemak jenuh tidak mudah bereaksi dengan senyawa lain sedangkan asam lemak tidak jenuh lebih mudah bereaksi karena ikatan gandanya dapat terlepas dan mengikat senyawa lain. Posisi ikatan ganda juga menentukan daya reaksinya. Semakin dekat dengan ujung, ikatan ganda semakin mudah bereaksi.

Keberadaan ikatan ganda pada lemak tak jenuh menjadikannya memiliki dua bentuk yaitu cis dan trans. Akibat polarisasai atom H, asam lemak cis memiliki rantai yang melengkung. Sedangkan asam lemak trans tidak mengalami efek polarisasi yang kuat dan rantainya relatif lurus karena letak H-nya berseberangan.

Lipid adalah senyawa nonpolar sehingga tidak larut dalam pelarut polar seperti air, tetapi ia larut dalam pelarut organik nonpolar seperti eter. Strukturnya menunjukkan ia memiliki kepala polar dan ekor yang hidrofobik..

Dalam lingkungan atau keadaan berair, kepala lipid berada dipermukaan yang polar sedangkan ekornya yang hdrofobik meminimalkan kontak dengan air. Ekor nonpolar lipid terbentuk oleh lipid bilayer (dua lapisan) dan misel. Misel adalah suatu monolayer (satu lapisan) yang membentuk lingkaran. Misel dan bilayer lipid memisahkan diri dari lingkungan polar, ini disebut dengan efek hidrofobik.

Dimana U adalah merupakan ekor lipid yang nonpolar dan P adalah kepala lipid yang bersifat polar. Lipid bilayer adalah lipid yang menjadi dasar pembentukan membran sel dan organel-organelnya.

Fungsi lipid bagi tubuh adalah:

1. Sebagai penyusun atau rangka membran sel dan organelnya.

2. Dapat diubah menjadi sakarida untuk dioksidai sebagai sumber energi. Dari lipid, ATP yang dihasilkan jumlahnya dua kali lipat ATP yang dihasilkan oleh Glikogen.

3. Sebagai simpanan energi dalam jaringan lemak yang sewaktu-waktu dapat diadsorbsi untuk dioksidasi.

4. Menyekat sitoplasma agar sintesa zat dan metabolisme lebih efektif. Dengan adanya lapisan lemak/lipid ini maka reaksi kimia dan metabolisme terbatas pada lingkungan yang dibatasi itu saja. Sehingga penggunaan enzim dan substrat menjadi lebih irit dan tempo reaksi menjadi lebih cepat.

5. Sebagai bahan pembentuk prostaglendin (kelenjar prostat).

6. Melancarkan adsorbsi Vitamin yang larut dalam lemak. Misalnya vitamin A, D, E, dan K. Karena vitamin-vitamin tersebut hanya dapat dicerna, diadsorbsi, dan diedarkan dengan bantuan lemak.

Lemak dan asam lemak jika dibiarkan atau didiamkan pada suhu kamar terlalu lama, akan menurunkan nilai gizinya karena ia mudah terhidrolisis dan teroksidasi pada suhu tersebut. Asam lemak juga dapat menjadi tengik akibat dihidrolisis atau dioksidasi menjadi hidrokarbon, alkanal, keton, serta sedikit epoksi dan alkohol.

Jenis reaksi kimia biasanya ditandai dengan jenis perubahan kimia, dan menghasilkan satu atau lebih produk yang, secara umum, berbeda dari reaktan. Secara umum, reaksi kimia meliputi perubahan yang ketat melibatkan gerakan elektron dalam membentuk dan melanggar ikatan kimia. Persamaan kimia yang sering digunakan untuk menggambarkan transformasi kimia dari partikel elementer yang terjadi selama reaksi. Perubahan kimia adalah hasil dari reaksi kimia. Semua reaksi kimia melibatkan perubahan zat dan perubahan energi.

Namun, baik materi atau energi yang diciptakan atau dihancurkan dalam reaksi kimia. Ada begitu banyak reaksi kimia yang akan sangat membantu untuk mengklasifikasikan mereka ke dalam jenis yang berbeda, termasuk istilah yang banyak digunakan untuk menggambarkan reaksi umum.

Kombinasi reaksi atau reaksi sintesis: itu adalah reaksi di mana unsur-unsur kimia 2 atau lebih atau senyawa bersatu untuk membentuk suatu produk yang lebih kompleks.

Contoh: N ₂ + 3 H ₂ → 2 NH ₃

Reaksi isomerisasi: merupakan reaksi di mana senyawa kimia mengalami penyusunan kembali struktur tanpa perubahan komposisi bersih atom. Contoh: trans-2-butena dan cis-2-butena adalah isomer.

Kimia reaksi dekomposisi atau analisis: adalah reaksi di mana senyawa adalah didekomposisi menjadi senyawa yang lebih kecil atau unsur-unsur:

Contoh: 2 H ₂ O → 2 H ₂ + O ₂

Perpindahan tunggal atau substitusi: jenis reaksi ini ditandai oleh unsur yang tergusur keluar dari kompleks dengan elemen yang lebih reaktif.

Contoh: 2 Na (s) + 2 HC1 (aq) → 2 NaC1 (aq) + H ₂ (g)

Metatesis atau reaksi perpindahan Double: merupakan reaksi di mana dua senyawa pertukaran ion atau ikatan untuk membentuk senyawa yang berbeda

Contoh: NaC1 (aq) + Agno ₃ (aq) → NaNO ₃ (aq) + AgC1 (s)

Reaksi redoks: adalah reaksi di mana perubahan dalam bilangan oksidasi atom dalam spesies yang terlibat terjadi. Mereka reaksi sering dapat diartikan sebagai transfer elektron antara situs molekul yang berbeda atau spesies.

Contoh: 2 S ₂ O ₃ ^{2 -} (aq) + I ₂ (aq) → S ₄ O ₆ ^{2 -} (aq) + 2 ^I-(aq)
Dalam hal ini, saya ₂ dikurangi untuk saya ^- dan S ₂ O ₃ ^{2 -} (anion tiosulfat) dioksidasi menjadi S ₄ O ₆ ^{2 -.}

Pembakaran reaksi: itu adalah semacam reaksi redoks di mana setiap substansi mudah terbakar menggabungkan dengan unsur oksidasi, biasanya oksigen, untuk menghasilkan produk-produk panas dan bentuk teroksidasi.

Reaksi organik menulis berbagai reaksi yang melibatkan senyawa-senyawa yang memiliki karbon sebagai unsur utama dalam struktur molekul mereka. Dalam oposisi terhadap reaksi anorganik, kimia organik reaksi diklasifikasikan sebagian besar oleh jenis dari kelompok-kelompok fungsional yang ada dalam masing-masing senyawa. Dalam hal ini reaksi dijelaskan dengan menunjukkan mekanisme melalui mana perubahan terjadi.

Reaksi organik adalah reaksi kimia yang melibatkan senyawa organik. Jenis reaksi kimia dasar organik yang tercantum di bawah ini:

Selain itu reaksi
Penghapusan reaksi
Pergantian reaksi
Reaksi redoks
Reaksi penataan ulang
Pericyclic reaksi

Bentuk umum dari mekanisme S _N 2 misalnya adalah sebagai berikut:

Nuc Dimana: = nukleofil
X = meninggalkan grup (biasanya halida atau tosylate, mesylate)

DAFTAR PUSTAKA

Bird, Tony. 1987. Kimia Fisika untuk Universitas. Jakarta: Erlangga

Brady, James.1986. Kimia Universitas Asas dan Struktur.Jakarta: Erlangga

Hardjono. 2001. Kimia Dasar. Yogyakarta: Universitas Gadjah Mada.

Keenan, Klenifelter. 2000. Kimia untuk Universitas. Jakarta: Gramedia.

Oxtoby david w, dkk . 2001. Prinsip- Prinsip Kimia Modern. Surabaya: Erlangga.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar I. Bandung: Institut Tekhnologi Bandung

WONGKITAPEDIA

Cari Blog Ini

MAKALAH MATERI KIMIA DASAR 2

Menghitung pH larutan garam

A. Garam dari asam kuat dan basa kuat

K_a > K_b : bersifat asam

K_a < K_b : bersifat basa

K_a= K_b : bersifat netral

jenis garam dan realsi Hidrolisis

LARUTAN PENYANGGA

Larutan penyangga adalah satu zat yang menahan perubahan pH ketika sejumlah kecil asam atau basa ditambahkan kedalamnya.

Tata Nama Senyawa Karbon

Komentar

Postingan populer dari blog ini

Bioteknologi “Peran Pseudomonas sp. Dalam Bioteknologi Bioremediasi Limbah Plastik dan Styrofoam”

MAKALAH KURIKULUM 2013

MAKALAH METODOLOGI PENELITIAN DESAIN PENELITIAN EVALUATIF PENDIDIKAN

WONGKITAPEDIA

MAKALAH MATERI KIMIA DASAR 2

Menghitung pH larutan garam

A. Garam dari asam kuat dan basa kuat

Ka > Kb : bersifat asam

Ka < Kb : bersifat basa

Ka = Kb : bersifat netral

jenis garam dan realsi Hidrolisis

LARUTAN PENYANGGA

Larutan penyangga adalah satu zat yang menahan perubahan pH ketika sejumlah kecil asam atau basa ditambahkan kedalamnya.

Tata Nama Senyawa Karbon

Komentar

Postingan populer dari blog ini

Bioteknologi “Peran Pseudomonas sp. Dalam Bioteknologi Bioremediasi Limbah Plastik dan Styrofoam”

MAKALAH KURIKULUM 2013

MAKALAH METODOLOGI PENELITIAN DESAIN PENELITIAN EVALUATIF PENDIDIKAN

K_a > K_b : bersifat asam

K_a < K_b : bersifat basa

K_a= K_b : bersifat netral