Sabtu, 12 April 2014

makalah kimia lengkap

MAKALAH KIMIA DASAR 1



Nama : Jumadil
Nim : 1305015070
Kelas : Reg. Pagi C
Prodi : Pendidikan Biologi



PROGRAM STUDI PENDIDIKAN BIOLOGI
FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS MULAWARMAN
2013/2014



KATA PENGANTAR
         
                 Puji syukur saya panjatkan ke hadiran Tuhan Yang Maha Pengasih lagi Maha Pemurah, karena berkat Rahmat dan karuni-Nya makalah ini dapat saya selesaikan. Dalam makalah ini membahas tentang “KIMIA DASAR 1”. Penulis menyadari bahwa di dalam makalah ini masih banyak sekali kekurangan baik itu di dalam penyusunan ataupun penulisan makalah ini oleh karena itu penulis mengharapkan dari para pembaca, kritik dan saran yang bersifat membangun sehingga dapat menjadi masukan bagi penulis untuk bisa lebih baik lagi. Semoga makalah ini berguna bagi semua pihak.
                Saya mengharapkan kritik dan saran pada pembaca demi perbaikan makalah ini, saya ucapkan terima kasih bagi semua pihak yang telah membantu dalam menyelesaikan makalah ini.


                                                                                                                        Samarinda, 1 Januari 2014




                                                                                                                         Penulis



DAFTAR ISI


KATA PENGANTAR

DAFTAR ISI

PENDAHULUAN
Latar Belakang
Tujuan

PEMBAHASAN
BAB 1 STRUKTUR ATOM
BAB 2 SISTEM PERIODIK UNSUR
BAB 3 IKATAN KIMIA
BAB 4 STOIKIOMETRI
BAB 5 LAJU REAKSI
BAB 6 TERMOKIMIA
BAB 7 KESETIMBANGAN
BAB 8 KIMIA INTI

PENUTUP
Kesimpulan
Saran

DAFTAR PUSTAKA



BAB 1

STRUKTUR ATOM
             
              Struktur Atom Atom adalah partikel terkecil penyusun materi. Atom terdiri atas beberapa partikel dasar, yaitu elektron, proton, dan neutron. Adanya partikel-partikel inilah yang menyebabkan atom mempunyai sifat listrik, sebab elektron bermuatan negatif, proton bermuatan positif, dan neutron tidak bermuatan. Atom unsur yang satu berbeda dengan atom unsur yang lain disebabkan adanya perbedaan susunan partikel subatom yang menyusunnya.

Elektron
            Tahun 1838, Michael Faraday mengemukakan bahwa atom memupnyai muatan listrik. Atom-atom gas hanya dapat menghantarkan listrik dan menyala terang pada tekanan rendah dan tegangan tinggi. Tahun 1858, Heinrich Geissler dan Julius Plucker membuat percobaan dengan mengunakan dua plat logam. Plat yang bermuatan positif disebut anode dan plat yang bermuatan negatif disebut katode.Kedua plat kemudian ditempatkan dalam tabung gelas yang dihampakan, dimana kemudian kedalamnya dimasukkan gas bertekanan rendah. Ketika dihubungkan dengan listrik tegangan tinggi, maka timbullah pancaran sinar dari katodemenuju anode. Sinar itulah yang disebut sinar katode.
           Pada tahun 1891, George J. Stoney menamakan partikel sinar katode dengan nama elektron.Selanjutnya pada tahun 1897, Joseph John Thomson mengganti katode yang digunakan Geissler dan Plucker dengan berbagaimacam logam yang ternyata menghasilkan sinar katode yang sama. Hal ini membuktikan bahwa memang betul bahwa elektron merupakan partikel penyusun atom.
          J.J Thomson juga berhasil menemukan perbandingan antara muatan dengan massa elektron yaitu C g-1. Hasil eksperimen Thomson ditindaklanjuti oleh Robert Andrew Millikan pada tahun 1908 yang dikenal dengan Model Percobaan Tetes Minyak Millikan, yang berhasil menemukan muatan elektron yaitu sebesar 1,6.10-19 Coulumb. Berdasarkan ekperimen tersebut di atas, Sehingga massa elektron adalah 9,11.10-28 gram, harga ini kira-kira massa atom hidrogen.
         Dari beberapa percobaan yang dilakukan diketahui beberapa sifat sinar katode yaitu sebagai berikut : Dipancarkan oleh plat bermuatan negatif dalam tabung hampa apabila dilewati listrik bertegangan tinggi. Berjalan dalam garis lurus Dapat memendarkan berbagai jenis zat termasuk gelas Bermuatan negatif sehingga dapat dibelokkan oleh medan listrik dan medan magnet Memiliki sifat cahaya dan sifat materi Tidak tergantung pada jenis gas dan jenis elektrode.

Proton
           Tahun 1886, Eugene Goldstein membuat percobaan yang sama seperti yang dilakukan J.J Thomson, tetapi dengan memberi lubang pada katode dan mengisi tabung dengan gas hidrogen. Dari percobaan ini didapat sinar yang diteruskan merupakan radiasi partikel yang bermuatan positif (dalam medan listrik dibelokkan ke kutub negatif) yang disebut sinar anode. Sinar anode yang bermuatan positif ini selanjutnya disebut proton.
            Beberapa sifat sinar anode yang dapat diketahui adalah sebagai berikut : Dibelokkan dalam medan listrik dan medan magnet Merupakan radiasi partikel Bermuatan positif Bergantung pada jenis gas dalam tabung Apabila muatan proton adalah 1,6022.10-19 〖1,6022.10〗^(-19) C, maka massa proton = 〖1,6726.10〗^(-24)g Sehingga massa proton adalah 〖1,6726.10〗^(-24) gram, harga ini kira-kira 1.836 x massa elektron = 1,007276

Neutron
           Tahun 1932, James Chadwick melakukan ekperimen / percobaan dengan menembakkan partikel alfa (a) pada lempeng berilium (Be), ternyata setelah ditembakkan dengan partikel tersebut, berilium memancarkan suatu partikel yang berdaya tembus besar dan tidak dipengaruhi oleh medan listrik, hal ini membuktikan bahwa ada partikel inti yang massanya sama dengan proton, tetapi tidak mempunyai muatan sehingga partile itu ia beri nama sebagai neutron. Proton dan elektron adalah partikel penyusun inti atom yang dikenal dengan istilah nukleon.

Kategori Unsur
           Unsur adalah zat tunggal yang tidak dapat diuraikan menjadi zat lain yang lebih sederhana dengan cara kimia biasa. Unsur dapat berubah menjadi unsur lain melalui reaksi inti (nuklir) Pada suhu kamar (± 25oC) beberapa unsur dapat berupa gas (gasses), cairan (liquid), dan padatan(solid). Unsur ada yang mempunyai kerapatan sangat rendah, ada yang keras, lunak, dan sebagainya. Secara umum, unsur dapat digolongkan dalam 3 (tiga) kategori yaitu logam, nonlogam dan metaloid.

Logam
         Logam mempunyai beberapa sifat fisik, yaitu :
1. Pada suhu kamar berwujud padat
2. Merupakan penghantar listrik yang baik
3. Merupakan penghantar panas yang baik
4. Mempunyai kilap logam
5. Dapat ditempa menjadi membran yang sangat tipis (maleabilitas)
6. Dapat diregangkan jika ditarik (duktilitas)

Nonlogam
                 Unsur nonlogam umumnya ditemukan dalam bentuk senyawa serta mempunyai beberapa sifat fisik, yaitu : Bersifat isolator kecuali karbon (C) yang bersifat semikunduktor. Khusus unsur karbon, di alam terdapat dalam 2 (dua) alotrop, yaitu grafit dan intan. Alotrop adalah dua bentuk atau lebih molekul/kristal dari suatu unsur tertentu yang memiliki sifat fisik dan kimia berlainan. Tidak mempunyai kilap logam Sangat mudah rapuh Umumnya berwujud gas Tidak dapat ditarik

Metaloid
          Unsur metaloid umumnya disebut juga sebagai semimetal, yaitu unsur peralihan dari logam ke nonlogam sehingga sebagian memiliki sifat logam dan sebagian mempunyai sifat nonlogam. Contoh unsur yang paling dikenal adalah Silikon (Si). Unsur metaloid banyak dipergunakan dalam industri elektronik karena mempunyai sifat semikunduktor (penghantar listrik, namun tidak sebaik logam).

Nomor Atom dan Nomor Massa
           Unsur adalah zat tunggal yang tidak dapat diuraikan menjadi zat lain yang lebih sederhana dengan cara kimia biasa. Unsur dapat berubah menjadi unsur lain melalui reaksi inti (nuklir). Di dalam inti terdapat proton dan neutron yang menentukan besarnya massa sebuah atom. Jumlah proton atau muatan positif yang terdapat dalam inti atom ditunjukkan oleh Nomor Atom (NA atau Z).Untuk atom yang netral jumlah muatan positif (proton) sama dengan jumlah muatan negatif (elektron).
           Jumlah total keseluruhan proton dan neutron yang terdapat dalam inti atom ditunjukkan oleh Nomor Massa (NM atau A). Penulisan simbol atom yang dilengkapi dengan nomor massa dan nomor atom dapat ditulis sebagai berikut : dimana : A = Nomor Massa, Z = Nomor Atom , dan X = lambang unsure Perlu diketahui bahwa pada atom netral akan memiliki jumlah proton (p) dan elektron (e) yang sama dengan Nomor Massa (Z) sehingga Z = p = e

Konfigurasi Elektron
           Konfigurasi elektron adalah susunan elektron dalam atom. Susunan ini ditentukan oleh jumlah elektron yang bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan yang disebut kulit atom. Kulit pertama diberi nama K, selanjutnya L, M, N, dst. Aturan pengisian jumlah elektron maksimum per kullit diperkenalkan oleh Pauli, dengan memakai rumum 2n2, dimana n = kulit atom. Berikut Jumlah elektron maksimum per kulit : Kulit Nomor Kulit Rumusan 〖2n〗^2Elektron Maksimum
K1 : 〖2(1)〗^2 = 2.(1) = 2
L2 : 〖2(2)〗^2 = 2.(4) = 8
M3 : 〖2(3)〗^2 = 2.(9) = 18
N4 : 〖2(4)〗^2 = 2.(16) = 32
O5 : 〖2(5)〗^2 = 2.(25) = 50
P6 : 〖2(6)〗^2 = 2.(36) = 72
Q7 : 〖2(7)〗^2 = 2.(49) = 98
R8 : 〖2(8)〗^2 = 2.(64) = 128
S9 : 〖2(9)〗^2 = 2.(81) = 162
T10 : 〖2(2)〗^2 = 2.(100) = 200
           Selanjutnya, pengisian elektron per kulit harus berdasarkan aturan Aufbau, (pengisian elektron dimulai dari tingkat energi terendah ke tingkat energi tertinggi).
Tata Cara Penulisan Konfigurasi Elektron :
Ketahui dahulu nomor atom unsure Tulislah perlambangan unsur dan nomor atomnya ( Cth.: 3Li) Isi elekton sesuai kulit dimulai dari Kulit K Kulit K harus terlebih dahulu diisi maksimum sesuai aturan Pauli Jika atom memiliki lebih dari 2 elektron, maka sisa elektron dimasukkan ke kulit berikutnya sampai mencapai maksimum. Jika sisa elektron sesudah dimasukkan ke kuoit berikutnya tidak dapat mencapai maksimum, maka diisi dengan elektron maksimum di kulit sebelumnya Selanjutnya jika kulit sebelumnya tidak memenuhi elektron maksimum, maka ditulis sebagai sisa pada kulit selanjutnya.

Elektron Valensi (eV)
          Elektron valensi adalah jumlah elektron maksimum pada kulit terluar atom (Jumlah elektron pada kulit terluar/yang paling akhir ditulis pada konfigurasi elektron). Atom-atom yang memiliki elektron valensi yang sama akan memiliki sifat kimia yang relatif sama/mirip, sebab elektron valensi menentukan sifat kimia suatu atom atau cara atom bereaksi denan atom lain pada saat membentuk ikatan. Elektron valensi juga dipakai untuk menentukan/mengetahui letak Golongan suatu atom pada Tabel Sistem Periodik Unsur.


BAB 2

SISTEM PERIODIK UNSUR
             Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur. Sejak lama beberapa unsur telah menjadi beberapa bagian kehidupan manuasia, seperti tembaga , perak ,dan emas yang telah digunakan sebagai alat tukar dalam perdagangan maupun sebagai perhiasan. Seiring waktu para ahli mulai mengetahui bahwa setip unsur memiliki sifat – sifat yang khas. Namun demikian sifat unsur tersebut di tentukan oleh sifat atom-atomnya. Saat ini sudah di temukan 115 dan masih akan di temukan lagi unsur – unsur baru lainnya. Unsur – unsur ini ada yang sifatnya mirip ada yang sama sekali berbeda dengan yang lain. Sistem periodik unsur yang sekarang ini adalah berdasarkan kenaikan nomor atom dan penempatan unsur – unsur dengan sifat-sifat yang mirip di tempatkan dalam satu golongan.
             Pengelompokkan unsur-unsur disebut juga sistem periodik Unsur-unsur tersebut di dasarkan atas adanya kemiripan sifat-sifatnya. Pengelompokkan ini mengalami perkembangan dari mulai pengelompokkan unsure berdasarkan Sistem Lavoisier, Triad Dobreiner, Newlands, Mendeleev dan sistem periodik modern yang kita gunakan sampai sekarang.
            Berikut ini penjelasan dari pengelompokkan unsur – unsur :
Pengelompokkan Unsur Berdasarkan System Lavoisier
Dalam sistem ini pengklasifikasikan unsur di dasarkan pada kemampuan unsur itu untuk menghantarkan listrik dan panas. Menurut sistem ini unsur di kelompokkan menjadi dua jenis yaitu: Unsur logam ( unsur yang dapat menghantarkan listrik dan panas), misalnya besi, tembaga, perak, emas, dan sebagainya. Unsur non logam ( unsur yang tak dapat menghantarkan arus listik dan panas), misalnya belerang, oksigen, klor, nitrogen, arsen, fosfor, hydrogen, dan karbon. Dari semua unsur yang sudah di temukan pada masa itu. Sebagin besar unsur kurang lebih 70% adalah logam sehingga para ahli mengelompokkan unsur menjadi dua bagian yaitu logam dan nonlogam antara lain sebagai berikut :
Logam , Sifat logam
 Dapat menghantarkan panas dan listrik (kerapatan tinggi )
 Mudah di bentuk atau padat (dapat di tempat dan diregangkan seperti kawat).
 Mengkilap terlebih jika digosok.
 Keelektron positif. Pada umumnya berwujud padat pada suhu kamar.
 Bersifat reduktor atau basa ( mengalami oksidasi = melepaskan electron)
 Sifat non logam  Tidak dapat menghantarkan panas dan listrik (kerapatan rendah )  Yang berwujud padat umumnya rapuh (sukar di bentuk).  Tidak mengkilap atau buram  Ada yang berwujud padat, cair, atau gas.  Bersifat oksidator atau asam (Mengalami reduksi = menyerap elektron). Pengelompokkan unsur berdasarkan Triade Dobreiner Pada tahun 1829 Johan Wolfgan Dobereiner (1780 – 1849) membagi unsur – unsur dalam kelompok – kelompok yang terdiri dari tiga unsur yang di sebut Triade. Menurutnya, anggota triade yang berada di tengah memiliki sifat – sifat diantara kedua nggota triade lainnya dan memiliki massa atom relative yang merupakan rata – rata dari unsur yang mengapitnya. Sebagai contoh, kelompok unsur klor (Cl), brom (Br),dan Iod (I), di mana brom memiliki massa atom relatif rata – rata dari massa atom Klor dan Iod. Klor berwujud gas, iod berwujud padat, maka Brom dapat di ramalkan berwujud di antaranya, yaitu cair. Demikian pula kelompok triade Li, Na, K dan Ca, Sr, Ba. Kreatifan unsur Na berada diantara kereaktifan unsur Li dan K. Dalam perkembangannya pengelompokkan triade ini dirasakan tidak efesien mengingat semakin banyaknya unsur – unsur di temukan dan anggota suatu kelompok unsur tidak hanya terdiri tiga unsur. Namun bagaimanapun Tried Doberier merupakan pijakan awal dari pembuatan sistem periodik yang ada sekarang. Pengelompokkan Unsur Berdasarkan Hukum Newlands Pada tahun 1869 Jhon Alexander Reina Newlands (1838–1898) mencoba mengelompokkan unsur – unsur berdasarkan pertambahan ( kenaikan ) massa atom. Ternyata Newlands menemukakan bahwa pengulangan sifat – sifat unsur sesuai dengan pengulangan not lagu (oktaf), artinya unsur kesatu memiliki sifat yang sama dengan unsur kedelapan, unsur kedua memiliki sifat yang sama dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Keteraturan yang ditemukan Newlands ini terkenal dengan sebutan Hukum Oktaf Newlands. Sama halnya Dobereiner, dalam perkembangannya pengelompokkan Newlands ini dirasakan kurang efesien dan tak mampu menampung jumlah unsur yang semakin banyak. Tabel Daftar Oktaf Newlands 1. H 2. Li 3. Be 4. B 5. C 6. N 7. O 8. F 9. Na 10. Mg 11. Al 12. Si 13. P 14. S 15. Cl 16. K 17. Ca 18. Ti 19. Cr 20. Mn 21. Fe 22. Co, Ni 23. Cu 24. Zn 25. Y 26. In 27. As 28. Se 29. Br 30. Rb 31. Sr 32. Ce, La 33. Zr 34. Di, Mo 35. Ro, Ru 36. Pd 37. Ag 38. Cd 39. U 40. Sn 41. Sb 42. Te 43. I 44. Cs 45. Ba, v 46. Ta 47. W 48. Nb 49. Au 50. Pt, Ir 51. Os 52. Hg 53. Ti 54. Pb 55. Bi 56. Th Hokum Oktaf hanya berlaku untuk unsur – unsur ringan. Jika di teruskan, ternyata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Zn mempunyai sifat yang cukup perbeda dengan Be, Mg, dan Ca. hal itu merupakan kelemahan hukum oktaf. Anggapan akan kegagalan usaha pengelompokkan unsur – unsur oleh Newlands memunculkan upaya baru dari para ahli kimia untuk mencari pola pengelompokkan unsur – unsur yang lebih tepat. Pengelompokkan Unsur Berdasarkan Meyer dan Mendeleev. Pada tahun 1869, Julius Lothar Meyer di jerman dan Dmitri Ivanovich Mendeleyev di rusia, masing – masing mengumumkan system pengelompokkan unsur – unsur yang lebih sempurna. Mendeleev menyusun unsur – unsur menurut kenaikan massa atom relatifnya dari kiri kekanan dan dari atas kebawah. Unsur – unsur yang sifatnya mirip diletakkan dalam satu lajur vertikal yang di sebut perioda. Dengan mengelompokkan tersebut, Mendeleev menyimpukan bahwa sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atomnya”. Ini di sebut Hukum periodik Mendeleev. Meyer menyusun unsur – unsur berdasarkan sifat - sifat fisika, sedangkan Mendeleev berdasarkan sifat – sifat fisika dan kimia. Meyer dan Mendeleev menyusun system periodik unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Mendeleev mempunyai kelebihan yaitu berani menukar letak unsur – unsur demi mempertahankan kemiripan sifat periodik. Meskipun hal itu menyalahi aturan keperiodikan yang di kemukakan yaitu massa atomnya menjadi menurun bukan naik. Pengelompokkan unsur – unsur oleh Mendeleev di mulai dengan menuliskan lambang unsur serta sifat – sifatnya pada kartu – kartu yang berbeda. Kemudian kartu – kartu di susun berdasarkan kenaikan massa atom relatif unsur dengan memperhatikan keperiodikan unsur – unsur tersebut. Hukum Mendeleev disebut juga hukum periodik. Terdapat dua alasan Hukum Mendeleev jauh lebih maju dibandingkan sistem pengelompokkan Newlands yaitu : pertama, pengelompokkan yang dilakukan Mendeleev memiliki massa atom dan sifat – sifat yang lebih akurat . kedua, pengelompokkan Mendeleev memungkinkan untuk memprediksi sifat – sifat beberapa unsur yang belum di temukan hingga saat ini Tabel Periodik Mendeleev No Gol I R2O Gol II RO Gol III R2O 3 Gol IV RH4 Ro 2 Gol V RH3 R2O 5 Gol VI RH2 RO3 Gol VII RH R2O7 Gol VIII RO4 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 H = 1 Li = 7 Na = 23 K = 39 (Cu = 63) Rb = 85 (Ag=108) Cs = 133 (-) - (Au=199 - Be = 9,4 Mg = 24 Ca = 40 Zn = 65 Sr = 87 Cd=112 Ba= 137 - - Hg200 - Be = 11 Al=27,3 - = 44 - = 68 Yt = 88 In=113 Di= 138 - Er= 178 Ti = 204 - C = 12 Si = 28 Ti = 48 - = 27 Zr = 90 Sn=118 Ce=140 - La=180 Pb=207 Th=231 N = 14 P = 31 V = 51 As = 75 Nb =94 Sb=122 - - Ta=182 Bi=208 - O = 16 S = 32 Cr = 52 Se =78 Mo= 96 Te 125 - - W=184 - U=240 F = 19 Cl=35,5 Mn= 55 Br = 80 -= 100 J = 127 - - - - FE=56,CO=59 NI=59,CU=63 Ru=104,,Rh=104 Pd=106,Ag =108 Os=195,Ir=197, Pt=198,Au=99 System periodik Mendeleev tersusun atas delapan golongan dan dua belas periode. Dalam tabel tampak rumus R2O, RO, dan seterusnya yang merupakan lambing oksida unsurnya. R adalah lambang unsur pada golongan itu, sedangkan O adalah oksigen. Misalnya R2O berarti unsur- unsur pada golongan I dapat membentuk H2O, Li2O, Na2O, dan seterusnya.mendeleev juga menyediakan kotak kosong dalam sistem periodiknya dalam unsur – unsur yang hingga saat itu belim di temukan. Unsur – unsur ini bernomor massa 44, 68, 72, dan 100.mendeleev juga telah memprediksi sifat – sifat unsur dan ternyata peridiksinya sangat dekat dengan sifat – sifat unsur setelah di temukan. Misalnya untuk eka-aluminium, dan eka-silikon yang kemudian di ketahui sebagai germanium dan gallium, seperti tertera dalam table berikut : Sifat Prediksi : Eka- Aluminium (1871) Observasi : Galium (1875) Prediksi : Eka- Silikon (1871) Observasi : Germanium (1886) Massa Atomdesitas Rumus oksidasi 68 5,9 (g/cm3) Ea2O3 69,9 5,94(g/cm3) Ga2O3 72 5,5 (g/cm3) EsO2 72,6 5,47(g/cm3) GeO2 Pengelompokkan Berdasarkan System Periodik Modern Pada tahun 1913, seorang ahli fisika muda berkebangsaan Ingris henry Moseley (Henry Gwyn-Jeffreys Moseley ,1887-1915) menemukan hubungan antara nomor atom dengan frekuensi sinar-X yang dihasilkan dari penembakan unsur tersebut dengan elektron berenergi tinggi, dengan beberapa pengecualian, moseley menemukan bahwa nomor atom meningkat seiring dengan meningkatnya massa atom. Berdasarkan kenyataan ini Moseley memodifikasi sistem periodik Mendeleev dan menghasilkan Sistem Periodik Modern yang kita kenal sekarang ini. Penyusunan sistem periodik unsur berdasarkan nomor atom dan sifat atom dilakukan berdasarkan kenyataan bahwa unsur – unsur yang sama berarti memiliki sifat – sifat yang sama,dapat memiliki massa atom yang berbeda atau isotop. Dengan demikian sifat – sifat kimia suatu unsur tidak ditentukan oleh massa atomnya, melainkan di tentukan oleh jumlah proton dalam atom tersebut. Jika jumlah proton merupakan nomor atom unsur, unsur – unsur di susun berdasarkan kenaikan nomor atom bukan berdasarkan nomor massanya. Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron adalah pengisian atau penyebaran elektron – elektron pada kulit – kulit atom. Pengisian elektron pada kulit-kulit atom mempunyai aturan-aturan tertentu sebagai berikut : Jumlah maksimum elektro pada suatu kulit memenuhi 2 n Jumlah maksimum pada kulit terluar adalah 8. Hal ini disebabkan pada system periodik hanya ada 8 golongan Pada keadaan normal, pengisian electron dimulai dari kulit bagian dalam (kulit K) untuk unsure nomor atom 1 sampai 18, kulit bagian luar diisi setelah kulit bagian dalam terisi penuh. Table Pengisian Atom dalam Elektron Atom Jumlah electron Kulit k Kulit L Kulit M Kulit N 1H 1 1 3Li 3 2 1 7N 7 2 5 13Al 13 2 8 3 35Br 35 2 8 18 7 Pada kilit berikutnya ternyata jumlah elektron tidak cukup, tetapi lebih besar dari kulit sebelumnya maka di isi sama dengan kulit sebelumnya. Kemudian pada kulit terluar di isi dengan elektron sisanya. Sifat – Sifat Periodik Unsur Sifat – sifat unsur yang berubah secara teratur di sebut sifat periodik unsur - unsur. Sifat – sifat unsur dalam sistem periodik meliputi : Jari – jari atom Jari – jari atom adalah jarak dari inti atom hingga kulit terluarnya. Secara umum bahwa jari – jari atom dalam satu golongan akn semakin besar dari atas kebawah. Sementara dalam satu periode semakin kekanan jari – jari atomnya semakin kecil. Dalam satu golongan, semakin kebawah letak suatu unsur dalam sistem periodik, semakin bertambah periodenya. Unsur – unsur dalam satu golongan dari atas kebawah jari – jari atomnya semakin besar karena jumlah kulit atom semakin bertambah. Dalam satu periode semua unsur memiliki jumlah kulit yang sama. Semakin kekanan letak suatu unsur dalam sistem periodik, semakin bertambah jumlah elektron pada kulit terluarnya, yang diikuti dengan bertambahnya jumlah proton pada inti atom. Dengan demikian, gaya tarik menarik antara protan dan elektron semakin besar dan akibatnya jari – jar atom semakin kecil. Potensial Ionisasi Potensial ionisasi adalah energi minimum yang di perlukan oleh suatu atom netral atau ion untuk melepas satu elektron yang terikat paling luar dalam fase gas terisolasi. Suatu atom netral di beri energi hingga sebuah elektronnya terlepas, energi yang di berikan ini di sebut sebagai potensial ionisasi pertama.ionisasi pertama merupakan energy yang digunakan untuk ionisasi sesuai persamaan berikut ini Apabila terdapat Na+ (g) di berikan lagi energi sehingga terbentuk Na2+(g) , energy yang di berikan ini di sebut sebagai potensial ionisasi kedua, dan seterusnya. Elektron – electron dalam suatu atom atau ion saling tarik menarik dengan inti atom atau ion tersebut sehingga potensial ionisasinya berharga positif. Semakin kecil jari – jari atom, potensial ionisasinya semakin besar. Dalam satu periode unsur – unsur memiliki jumlah kulit atom yang sama. Semakin kekanan letak suatu unsur dalam sistem periodik, semakin bertambah jumlah elektron pada kulit terluarnya. Aifnitas elektron Afinitas elektron adalah energy yang di lepaskan atau di serap ketika satu elektron ditambah ke atom atau ion dalam fase gas terisolasi. Afinitas elektron umumnya bersifat eksotermis (melepaskan energi), karena elektron yang masuk akan mengalami gaya tarik – menarik dengan inti atom. Variasi afinitas elektron juga di pengaruhi oleh ukuran atom. Semakin dekat atom ke inti atom, semakin besar pula pengaruh gaya tarik inti yang di rasakan elektron tersebut. Atom yang memiliki ukuran yang paling kecil akan memiliki muatan inti efektif yang tinggi pada kulit terluarnya, sehingga memiliki afinitas elaktron yang tinggi. Secara umum dalam satu golongan semakin kebawah, afinitas elektronya semakin kecil. Sementara dalam satu periode semakin ke kana, afinitas elektronnya semakin besar. Semakin kecil jari – jari atom afinitas elektronnya semakin besar. Keelektronegatifan Keelektronegatifan merupakan ukuran kemamapuan suatu atom untuk menarik elektron dalam ikatannya ketika atom – atomtersebut membentuk ikatan. Unsur – unsure Yang memiliki keelektronegatifan tinggi memiliki kemampuan lebih besar untuk menarik elektron ikatannya. Dalam suatu molekul, unsur yang lebih elektronegatif bermuatan parsial negatif, sedangkan unsur – unsur yang kurang elektronegatif akan bermuatan parsial positif. Keelektronegatifan merupakan suatu konsep dan tidak memiliki satuan karena hanya merupakan perbandingan kemampuan untuk menarik electron. Secara umum dalam satu periode semakin kekanan, keelktronegatiffan unsur – unsur semakin meningkat seiring dengan menurunnya karakter logam. Sebaliknya, dalam satu golongan semakin ke bawah keelektronegatifan unsur – unsur semakin menurun. Semakin kecil jari – jari atom, keelktronegatifannya semakin besar. BAB 3 IKATAN KIMIA Pengertian Ikatan Kimia Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul. Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi. Adapun gaya-gaya yang menahan atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk karena unsure-unsur cenderung membentuk struktur elektron stabil. Struktur elektron stbil yaitu struktur elektron gas mulia ( Golongan VIII A ) Seperti dalam tabel berikut. Unsur No Atom K L N M O P He Ne Ar Kr Xe Rn 2 10 18 36 54 86 2 2 2 2 2 2 8 8 8 8 8 8 18 18 18 8 18 32 8 18 8 Walter Kossel dan Gilbert Lewis pada tahun 1916 menyatakan bahwa terdapat hubungan antara stabilnya gas mulia dengan cara atom berikatan. Mereka mengemukakan bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan, akan berubah sedemikian rupa sehingga susunan kedua elektron kedua atom tersebut sama dengan susunan gas mulia. Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi elektron gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut kaidah oktet Contoh: Br + Br Br Br Atau Br - Br Sementara itu,atom-atom yang mempunyai nomor atom kecil dari hydrogen sampai dengan boron cenderung memiliki konvegurasi elektron gas helium atau mengikuti kaidah Duplet. Elektron yang berperan dalam reaksi kimia yaitu elektron pada kulit terluar atau elektron valensi. Elektron valensi menunjukan kemampuan suatu atom untuk berikan dengan atom lain. Contoh elektron valensi dari beberapa unsur dapat dilihat dalam tabel berikut. Tabel Elektron Valensi Beberapa Unsur Unsur Susunan elektron Elektron valensi 6C 8O 12¬Mg 13Al 15P 17Cl 2. 4 2.6 2.8.2 2.8.3 2.8.5 2.8.7 4 6 2 3 5 7 Unsnr – unsnr dari golongan alkali dan alkali tanah , untuk menyapai kestabilan cenderung melepaskan elektron terluarnya sehingga membentuk ion positif . unsnr – unsnr yang mempunyai kecendrungan membentuk ion positif termasuk unsur elektro positif . unsnr – unsur dari golongan halogen dan khalkhogen mempunyai kecendrungan menangkap elektron untuk mencapai kestabilan sehingga membentuk ion negative. Unsur - unsur yang demikian termasuk unsurelektronnegative . Jenis-Jenis Ikatan Kimia Ikatan kimia merupakan sebuah proses fisika yang bertanggungung jawab dalam gaya interaksi tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Secara umum, ikatan kimia dapat digolongkan menjadi dua jenis, yaitu: Ikatan Antar Atom Ikatan ion = heteropolar Ikatan ionik adalah sebuah gaya elektrostatik yang mempersatukan ion-ion dalam suatu senyawa ionik. Ion-ion yang diikat oleh ikatan kimia ini terdiri dari ka2tion dan juga anion. Kation terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki energi ionisasi rendah dan biasanya terdiri dari logam-logam alkali dan alkali tanah. Sementara itu, anion cenderung terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi, dalam hal ini unsur-unsur golongan halogen dan oksigen. Oleh karena itu, dapat dikatakan bahwa ikatan ion sangat dipengaruhi oleh besarnya beda keelektronegatifan dari atom-atom pembentuk senyawa tersebut. Semakin besar beda keelektronegatifannya, maka ikatan ionik yang dihasilkan akan semakin kuat. Ikatan ionik tergolong ikatan kuat, dalam hal ini memiliki energi ikatan yang kuat sebagai akibat dari perbedaan keelektronegatifan ion penyusunnya. Pembentukan ikatan ionik dilakukan dengan cara transfer elektron. Dalam hal ini, kation terionisasi dan melepaskan sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan dalam aturan Lewis Sifat-Sifat ikatan ionik adalah: - Bersifat polar sehingga larut dalam pelarut polar - Memiliki titik leleh yang tinggi - Baik larutan maupun lelehannya bersifat elektrolit Ikatan kovalen = homopolar Ikatan kovalen merupakan ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron bersama oleh atom-atom pembentuk ikatan. Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsur-unsur non logam. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan tertarik ke dalam nukleus kedua atom. Tarik menarik elektron inilah yang menyebabkan kedua atom terikat bersama. Ikatan kovalen terjadi ketika masing-masing atom dalam ikatan tidak mampu memenuhi aturan oktet, dengan pemakaian elektron bersama dalam ikatan kovalen, masing-masing atom memenuhi jumlah oktetnya. Hal ini mendapat pengecualian untuk atom H yang menyesuaikan diri dengan konfigurasi atom dari yang tidak terlibat dalam ikatan kovalen disebut elektron bebas. Elektron bebas ini berpengaruh dalam menentukan bentuk dan geometri molekul. Ada beberapa jenis ikatan kovalen yang semuanya bergantung pada jumlah pasangan elektron yang terlibat dalam ikatan kovalen. Ikatan tunggal merupakan ikatan kovalen yang terbentuk 1 pasangan elektron. Ikatan rangkap 2 merupakan ikatan kovalen yang terbentuk dari dua pasangan elektron, beitu juga dengan ikatan rangkap 3 yang terdiri dari 3 pasangan elektron. Ikatan rangkap memiliki panjang ikatan yang lebih pendek daripada ikatan tunggal. Selain itu terdapat juga bermacam-macam jenis ikatan kovalen lain seperti ikatan sigma, pi, delta, dan lain-lain. Senyawa kovalen dapat dibagi mejadi senyawa kovalen polar dan non polar. Pada senyawa kovalen polar, atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap elektron pasangan persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan antara atom-atom penyusunnya. Akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif. Sementara itu pada senyawa kovalen non-polar titik muatan negatif elekton persekutuan berhimpit karena beda keelektronegatifan yang kecil atau tidak ada. Ikatan kovalen koordinasi = semipolar Ikatan kovalen koordinat merupakan ikatan kimia yang terjadi apabila pasangan elektron bersama yang dipakai oleh kedua atom disumbangkan oleh sala satu atom saja. Sementara itu atom yang lain hanya berfungsi sebagai penerima elektron berpasangan saja. Syarat-syarat terbentuknya ikatan kovalen koordinat: - Salah satu atom memiliki pasangan elektron bebas - Atom yang lainnya memiliki orbital kosong Susunan ikatan kovalen koordinat sepintas mirip dengan ikatan ion, namun kedua ikatan ini berbeda oleh karena beda keelektronegatifan yang kecil pada ikatan kovalen koordinat sehingga menghasilkan ikatan yang cenderung mirip kovalen. Ikatan Logam Ikatan logam merupakan salah satu ciri khusus dari logam, pada ikatan logam ini elektron tidak hanya menjadi miliki satu atau dua atom saja, melainkan menjadi milik dari semua atom yang ada dalam ikatan logam tersebut. Elektron-elektron dapat terdelokalisasi sehingga dapat bergerak bebas dalam awan elektron yang mengelilingi atom-atom logam. Akibat dari elektron yang dapat bergerak bebas ini adalah sifat logam yang dapat menghantarkan listrik dengan mudah. Ikatan logam ini hanya ditemui pada ikatan yang seluruhnya terdiri dari atom unsur-unsur logam semata. Ikatan Antara Molekul Ikatan Hidrogen Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion. Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya. Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar. Ikatan van der walls Gaya Van Der Walls dahulu dipakai untuk menunjukan semua jenis gaya tarik menarik antar molekul. Namun kini merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol seketika. Ikatan ini merupakan jenis ikatan antar molekul yang terlemah, namun sering dijumpai diantara semua zat kimia terutama gas. Pada saat tertentu, molekul-molekul dapat berada dalam fase dipol seketika ketika salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Dalam keadaa dipol ini, molekul dapat menarik atau menolak elektron lain dan menyebabkan atom lain menjadi dipol. Gaya tarik menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van der Walls. Teori Orbital Molekul Teori Ikatan Valensi mampu secara kualitatif menjelaskan kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang-tindih orbital-orbital atom. Dengan konsep hibridisasi pun dapat .sayangnya dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat-sifat molekul yang tramati secara memuaskan. Contohnya adalah molekul oksigen, yang struktur Lewisnya sebagai berikut. Menurut gambaran struktur Lewis Oksigen di atas, semua elektron pada O2 berpasangan dan molekulnya seharusnya bersifat diamagnetik, namun kenyataanya, menurut hasil percobaan diketahui bahwa Oksigen bersifat paramagnetik dengan dua elektron tidak berpasangan. Temuan ini membuktikan adanya kekurangan mendasar dalam teori ikatan valensi. Sifat magnet dan sifat-sifat molekul yang lain dapat dijelaskan lebih baik dengan menggunakan pendekatan mekanika kuantum yang lain yang disebut sebagai teori orbital molekul (OM), yang menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan. Menurut teori OM, tumpang tindih orbital 1s dua atom hidrogen mengarah pada pembentukan dua orbital molekul, satu orbital molekul ikatan dan satu orbital molekul antiikatan. Orbital molekul ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan kestabilan yang lebih besar dibandingkan dengan orbital atom pembentuknya. Orbital molekul antiikatan memiliki energi yang lebih besar dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan dengan orbital atom pembentuknya. Penempatan elektron dalam orbital molekul ikatan menghasilkan ikatan kovalen yang stabil, sedangkan penempatan elektron dalam orbital molekul antiikatan menghasilkan ikatan kovalen yang tidak stabil. Dalam orbital molekul ikatan kerapatan elektron lebh besar di antara inti atom yang berikatan. Sementara, dalam orbital molekul antiikatan, kerapatan elektron mendekati nol diantara inti. Perbedaa ini dapat dipahami bila kita mengingat sifat gelombang pada elektron. Gelombang dapat berinteraksi sedemikian rupa dengan gelombang lain membentuk interferensi konstruktif yang memperbesar amplitudo, dan juga interferensi destruktif yang meniadakan amplitudo. Pembentukan orbital molekul ikatan berkaitan dengan interferensi konstruktif, sementara pembentukan orbital molekul antiikatan berkaitan dengan interferensi destruktif. Jadi, interaksi konstruktif dan interaksi destruktif antara dua orbital 1s dalam molekul H2 mengarah pada pembentukan ikatan sigma (σ1s) dan pembentukan antiikatan sigma (σ*1s). Hibridisasi Dalam kimia, hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR. Sejarah perkembangan Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling[2] dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik. Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat. Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah. Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana. Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH4), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1 2py1. Teori hibridisasi vs. Teori orbital molekul Teori hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum didiskusikan bersama dengan teori orbital molekul dalam buku pelajaran kimia organik tingkat lanjut. Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam kimia organik, teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada kebanyakan cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan teori ini dalam memprediksikan spektra fotoelektron dari kebanyakan molekul, meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang pedagogi, pendekatan hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan lokalisasi elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup simetri molekul seperti yang ada pada teori orbital molekul. BAB 4 STOIKIOMETRI A.Tata Nama Senyawa 1. Tata Nama Senyawa Anorganik Tata nama senyawa anorganik secara umum dikelompokkan menjadi 2, yaitu : a. Penamaan Senyawa Biner Senyawa biner adalah senyawa yang terdiri atas dua jenis unsur. • Senyawa Biner Ionik Senyawa biner dari logam dan logam merupakan senyawa ion. Senyawa ion terdiri dari ion positif (kation) yang merupakan ion logam dan ion negatif (anion) yang merupakan ion nonlogam. Tabel Kation dan anion dari Senyawa Biner Logam dan Nonlogam Jenis Ion Rumus Ion Nama Ion Rumus Ion Nama Ion Kation Na+ Natrium Fe3+ Besi (III) K+ Kalium Cu+ Tembaga (I) Mg2+ Magnesium Cu2+ Tembaga (II) Ca2+ Kalsium Co2+ Kobalt (II) Ba2+ Barium Co3+ Kobalt (III) Al3+ Aluminium Sn2+ Timah (II) Ni2+ Nikel Sn4+ Timah (IV) Zn2+ Seng Pb2+ Timbel (II) Ag+ Perak Pb4+ Timbel (IV) Anion F- Fluorida H- Hidrida Cl- Klorida O2- Oksida Br- Bromida S2- Sulfida I- Iodida N3- Nitrida Senyawa biner logam dan nonlogam bersifat netral (tak bermuatan), artinya besar muatan kation dan anion adalah sama atau jumlah muatan kation dan anion dalam senyawa adalah nol. Secara Umum : Ay+AxByBx- Ion Ay+ berikatan dengan ion Bx- membentuk senyawa ionik AxBy , yaitu muatan ion Ay+ menjadi indeks B dan muatan Bx- menjadi indeks A. Aturan penulisan dan dan penamaan senyawa biner logam dan nonlogam ini adalah sebagai berikut : 1) Penulisan rumus senyawa, kation di depan dan kation di belakang. 2) Logam yang hanya mempunyai satu muatan ion (muatan listrik), penamaan senyawanya adalah nama ion logam di depan dan nama ion nonlogam di belakang. Logam yamg seperti ini adalah logam alkali (IA), alkali tanah (IIA), dan alumunium. 3) Logam yang mempunyai beberapa muatan ion (muatan listrik), Penamaan senyawanya adalah nama ion logam di depan disertai dengan menuliskan muatan ionnya dengan angka romawi dalam tanda kurung, sedangkan nama ion nonlogam di belakang. Senyawa yang termasuk ke dalam senyawa biner logam dan nonlogam, yaitu ; 1) Senyawa Garam Senyawa garam diperoleh dari reaksi antara asam dengan basa. Senyawa Garam dirumuskan sebagai berikut. Senyawa garam tersebut dibentuk dari ion logam Ly+ dan ion sisa asam Ax- membentuk senyawa garam LxAy 2) Oksidasi Logam (Oksidasi Basa) Oksidasi logam adalah merupakan oksidasi pembentuk basa dalam air. Rumus Oksidasi logam adalah sebagai berikut. Senyawa oksidasi logam tersebut dibentuk dari ion logam Ly+ dan ion Ox- membentuk senyawa oksida logam. Tabel Nama Oksidasi Logam dan Basa yang Dibentuk Oksidasi Logam Nama Oksidasi Logam Basa yang dibentuk Li2O Litium Oksida LiOH Na2O Natrium oksida NaOH K2O Kalium oksida KOH MgO Magnesium oksida Mg(OH)2 SrO Stronsium oksida Sr(OH)2 BaO Barium oksida Ba(OH)2 Al2O3 Aluminium oksida Al(OH)3 Cr2O3 Kromium (III) oksida Cr(OH)3 FeO Besi (II) oksida Fe(OH)2 Fe2O3 Besi (III) oksida Fe(OH)3 • Senyawa Biner Nonlogam dan nonlogam (Senyawa Kovalen) Senyawa biner nonlogam dengan nonlogam merupakan senyawa kovalen. Partikel terkecil dari senyawa ini adalah molekul. Senyawa Kovalen dapat dirumuskan sebagai berikut. A dan B merupakan unsur nonlogam. Unsur A lebih cenderung bermuatan positif dan unsur B lebih cenderung bermuatan negatif. Huruf x adalah indeks unsur A, yaitu jumlah atom A penyusun molekul AxBy. Huruf y adalah indeks unsur B, yaitu jumlah atom B penyusun molekul AxBy. Pembentukan molekul senyawa AxBy berdasarkan pemakaian bersama pasangan elektron. Penulisan dan aturan penamaan senyawa biner antara nonlogam dan nonlogam (senyawa kovalen) adalah sebagai berikut. 1) Untuk atom yang cenderung bermuatan positif ditulis di depan dan atom yang cenderung bermuatan negatif ditulis di belakang. Contoh: N dengan O, rumus senyawanya N2O bukan ON2 2) Untuk senyawa nonlogam yang hanya membentuk satu senyawa, penamaannya adalah dengan menyebutkan nama kedua unsur tersebut dan unsur yang kedua diberi akhiran ida. Contoh: HCL : Hidrogen Klorida H2S : Hidrogen Sulfida 3) Untuk senyawa nonlogam yang dapat membentuk dua atau lebih senyawa, penamaannya seperti penamaan di atas, tetapi masing-masing diberi awalan yang menyatakan jumlah atom tiap unsur dan diakhiri dengan ida. Awalan tersebut merupakan angka indeks bahasa Yunani. 4) Senyawa yang sudah umum dan terkenal tidak mengikuti aturan di atas. Contoh : H2O : Air NH3 : Amonia Senyawa biner kovalen terdiri atas senyawa asam monoksi dan oksida nonlogam. 1) Senyawa Asam Nonoksi Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dapat melepas ion H+ dalam air. Asam seperti ini dinamakan asam nonoksi Karena tidak mengandung oksida asam. Sebaliknya, asam oksida adalah asam yang mengandung oksida asam. Penamaan senyawa asam nonoksi dapat dituliskan sebagai berikut. Contoh : HF : asam florida HCl : asam klorida Hbr : asam bromida HI : Asam Ionida Catatan : HCN bukanlah senyawa biner, tetapi penamaannya sama seperti asam nonoksi. Penamaan HCN adalah asam sianida. 2) Oksida Nonlogam Oksida adalah senyawa dari suatu unsur dengan oksigen. Oksida nonlogam adalah oksida unsur nonlogam yang jika dilarutkan dalam air membentuk senyawa asam. Oksida nonlogam disebut juga oksida asam. Akan tetapi, tidak semua oksida nonlogam termasuk oksida asam. Rumus umum oksida nonlogam adalah sebagai berikut. Penamaan oksida nonlogam ini sudah dijelaskan pada penamaan senyawa biner nonlogam dan nonlogam. oksida nonlogam Nama oksida nonlogam Asam yang dibentuk SO2 belerang dioksida H2SO3 SO3 belerang trioksida H2SO4 N2O3 Dinitrogen trioksida HNO2 N2O5 Dinitrogen pentaoksida HNO3 P2O3 Difosfor trioksida H3PO3 P2O5 Difosfor pentaoksida H3PO4 Penamaan Senyawa Poliatom Senyawa Poliatom adalah senyawa yang disusun oleh lebih dari dua jenis unsur. Senyawa poliatom terdiri dari : • Senyawa Poliatom Ionik Senyawa poliatom ionik adalah senyawa poliatom yang partikel terkecilnya merupakan ion. Senyawa poliatom ionic terdiri dari kation dan anion yaitu : 1. Senyawa Garam Poliatom Senyawa Garam Poliatom adalah senyawa garam yang kation atau anionnya merupakan ion poliatom. 2. Senyawa Basa Menurut Arrhenius, basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH- dalam air. Larutan basa rasanya agak pahit dan bersifat kausatik (licin seperti sabun). Senyawa basa merupakan senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion OH- (kecuali NH4OH). Senyawa basa dapat dirumuskan sebagi berikut. L : logam OH-: hidroksida (pembawa sifat basa) x : valensi basa ( sama dengan bilangan oksida L) Penamaan senyawa basa adalah sebagai berikut: Ø Senyawa basa yang dibentuk oleh logam yng mempunyai muatan ion tunggal. Misalnya alkali, alkali tanah , dan alumunium. Penamaan senyawanya dirumuskan sebagai berikut: Basa yang dibentuk oleh logam yang mempunyai beberapa muatan ion, penamaan senyawanya dirumuskan sebagai berikut : • Senyawa Poliatom Kovalen Senyawa poliatom kovalen adalah senyawa poliatom yang partikel terkecilnya adalah molekul. Senyawa yang termasuk ke dalam senyawa poliatom kovalen adalah senyawa asam oksi. Penamaan senyawa asam oksi adalah sebagai berikut. 1) Unsur nonlogam yang hanya membentuk satu senyawa, senyawanya berakhiran-at. 2) Unsur nonlogam yang membentuk dua jenis asam, asam yang mempunyai oksigen banyak berakhiran–at. 3) Asam oksi halogen adalah asam yang mempunyai oksida asam dan merupakan oksida halogen. Secara sederhana, asam oksi halogen berarti asam yang atom pusatnya adalah unsure halogen. Penamaan asam oksida halogen tergantung pada bilangan oksidasi atau jumlah oksigennya. 2. Tata Nama Senyawa Organik a. Senyawa Hidrokarbon Sederhana Senyawa hidrokarbon masih diklasifikasikan menjadi alkana, alkena, dan alkuna. Pembagian senyawa tersebut didasarkan pada ada tidaknya ikatan rangkap dalam senyawa hidrokarbon. Tata nama IUPAC untuk senyawa alkena dan alkuna didasarkan pada tata nama alkana dengan jumlah atom C yang bersesuaian dengan mengubah akhirannya sesuai dengan nama masing-masing senyawa. Perbandingan Nama-Nama Senyawa Organik Sederhana Jumlah atom C Nama Alkana Nama Alkena Nama Alkuna 1 Metana - - 2 Etana Etena Etuna 3 Propana Propena Propuna 4 Butana Butena Butuna 5 Pentana Pentena Pentuna 6 Heksana Heksena Heksuna 7 Heptana Heptena Heptuna 8 Oktana Oktena Oktuna 9 Nonana Nonena Nonuna 10 Dekana Dekena Dekuna b. Senyawa Alkohol Sederhana Tata nana senyawa alkohol hampir sama dengan tata nama senyawa hidrokarbon sederhana. Penamaannya, senyawa alkohol sederhana adalah sebagai berikut. CH3OH : Metanol C2H5OH : Etanol C3H7OH : Propanol c. Senyawa Asam Organik Asam organik atau asam karboksilat berdasarkan IUPAC dinamakan asam alkanoat. Rumus umumnya adalah R-COOH. Penamaan diurutkan sebagai berikut. R (alkil) adalah alkana yang kehilangan satu atom H. C. Hukum – hukum Dasar Kimia HUKUM KEKEKALAN MASSA (HUKUM LAVOISIER) "Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap". Contoh: hidrogen + oksigen = hidrogen oksida (4g) (32g) (36g) HUKUM PERBANDINGAN TETAP (HUKUM PROUST) "Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap". Contoh: Pada senyawa NH3 : massa N : massa H 1 Ar . N : 3 Ar . H = 1 (14) : 3 (1) = 14 : 3 Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0 = 1 Ar . S : 3 Ar . O = 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3 Keuntungan dari hukum Proust: bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut maka massa unsur lainnya dapat diketahui. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON "Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana". Contoh: Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk, NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8 NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16 Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2 HUKUM-HUKUM GAS Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT dimana: P = tekanan gas (atmosfir) V = volume gas (liter) n = mol gas R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin T = suhu mutlak (Kelvin) Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut: HUKUM BOYLE Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2 HUKUM GAY-LUSSAC "Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bila diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat sederhana". Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2 HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan: P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2 HUKUM AVOGADRO "Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas. C. Persamaan Reaksi Persamaan reaksi mempunyai sifat : 1. Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama 2. Jumlah masing-masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama 3. Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol (khusus yang berwujud gas perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan volume asalkan suhu dan tekanannya sama) Langkah-Langkah Penulisan Persamaan Reaksi a. Nama-nama reaktan dan hasil reaksi dituliskan. Penulisan ini disebut persamaan sebutan. b. Tuliskan persamaan reaksi dengan menggunakan lambang-lambang, yaitu rumus-rumus kimia zat, dan wujud reaksi. Penulisan ini disebut persamaan kerangka. c. Setarakan persamaan kerangks tersebut sehingga diperoleh persamaan reaksi setara yang disebut persamaan kimia. Penyetaraan persamaan reaksi Penyetaraan persamaan raksi sesuai dengan hukum kekebalan reaksi Lavoisier dan teori atom Dalton. Menurut hukum Lavoisier, pada reaksi kimia tidak terjadi perubahan massa. Artinya, jumlah dan jenis atom di ruas kiri (reaktan) sama dengan jumlah dan jenis atom di ruas kanan (hasil reaksi). Sesuai teori atom Dalton, dalam reaksi kimia tidak ada atom yang hilang atau tercipta, yang terjadi hanyalah penataan ulang atom-atom reaktan membentuk susunan baru, yaitu hasil reaksi. Agar jenis dan jumlah atom di ruas kiri sama dengan di ruas kanan, persamaan reaksi disetarakan (diseimbangkan) dengan cara mengatur angka di depan reaktan dan hasil reaksi. Angka yang diberikan di depan reaktan dan hasil reaksi disebut koefisien. Angka satu sebagai koefisien tidak dituliskan. Oleh karena itu persamaan reaksi dapat dituliskan sebagai berikut. Tahap-tahap penyetaraan persamaan reaksi dapat dilakukan dengan: 1. Tuliskan persamaan kerangka, yaitu persamaan reaksi yang belum setara, dengan reaktan di ruas kiri dan hasil reaksi di ruas kanan. 2. Tetapkan koefisien zat/senyawa yang lebih rumit adalah satu. 3. Setarakan reaksi dengan mengatur koefisien reaktan dan hasil reaksi yang lain. Konsep Mol mol adalah satuan bilangan kimia yang jumlah atom-atomnya atau molekul-molekulnya sebesar bilangan Avogadro dan massanya = Mr senyawa itu. Jika bilangan Avogadro = L maka : L = 6.023 x 1023 1 mol atom = L buah atom, massanya = Ar atom tersebut. 1 mol molekul = L buah molekul massanya = Mr molekul tersebut. Massa 1 mol zat disebut sebagai massa molar zat. Masa Atom dan Masa Rumus 1) Massa Atom Massa atom didefinisikan sebagai massa suatu atom dalam satuan atomic mass unit (amu) atau satuan massa atom (sma). Satu amu didefinisikan sebagai 1/12 kali massa satu atom C-12. Karbon-12 adalah salah satu isotop karbon yang memiliki 6 proton dan 6 neutron. Unsur ini dijadikan sebagai standar pembanding sebab unsur ini memiliki sifat yang sangat stabil dengan waktu paruh yang panjang. Dengan menetapkan massa atom C-12 sebesar 12 sma, kita dapat menentukan massa atom unsur lainnya. Sebagai contoh, diketahui bahwa satu atom hidrogen hanya memiliki massa 8,4% dari massa satu atom C-12. Dengan demikian, massa satu atom hidrogen adalah sebesar 8,4% x 12 sma atau 1,008 sma. Dengan perhitungan serupa, dapat diperoleh massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma dan massa satu atom besi adalah 55,85 sma. Hal ini berarti bahwa satu atom besi memiliki massa hampir 56 kali massa satu atom hidrogen. 2) Massa Atom Relatif (Ar) Massa atom unsur sebenarnya belum dapat diukur dengan alat penimbang massa atom, karena atom berukuran sangat kecil. Massa atom unsur ditentukan dengan cara membandingkan massa atom rata-rata unsur tersebut terhadap 1/12 massa rata-rata satu atom karbon 12 sehingga massa atom yang diperoleh adalah massa atom relatif (Ar). 3) Massa Molekul Relatif Unsur dan senyawa yang partikelnya berupa molekul, massanya dinyatakan dalam massa molekul relatif (Mr). Pada dasarnya massa molekul relatif (Mr) adalah perbandingan massa rata-rata satu molekul unsur atau senyawa dengan 1/12 massa rata-rata satu atom karbon-12. Jenis molekul sangat banyak, sehingga tidak ada tabel massa molekul relatif. Akan tetapi, massa molekul relatif dapat dihitung dengan menjumlahkan massa atom relatif atom-atom pembentuk molekulnya. Mr = ∑Ar Untuk senyawa yang partikelnya bukan berbentuk molekul, melainkan pasangan ion-ion, misalnya NaCl maka Mr senyawa tersebut disebut massa rumus relatif. Massa rumus relatif dihitung dengan cara yang sama dengan seperti perhitungan massa molekul relatif, yaitu dengan menjumlahkan massa atom relatif unsur-unsur dalam rumus senyawa itu. 4) Massa Molar Telah diketahui bahwa satu mol adalah jumlah zat yang mengandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12). Sehingga terlihat bahwa massa 1 mol C-12 adalah 12 gram. Massa 1 mol zat disebut massa molar. Massa molar sama dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat yang dinyatakan dalam gram. Massa molar = Mr atau Ar suatu zat (gram) 5) Volume Molar Avogadro mendapatkan hasil dari percobaannya bahwa pada suhu 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) didapatkan tepat 1 liter oksigen dengan massa 1,3286 gram. Karena volume gas oksigen (O2) = 1 liter, pengukuran dengan kondisi 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) disebut juga keadaan STP (Standard Temperature and Pressure). Pada keadaan STP, 1 mol gas oksigen sama dengan 22,3 liter. Avogadro yang menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekul sama maka jumlah molnya akan sma. Sehingga, pada suhu dan tekanan yang sama, apabila jumlah mol gas sama maka volumenya pun akan sama. Keadaan standar pada suhu dan tekanan yang sma (STP) maka volume 1 mol gas apasaja/sembarang berharga sama yaitu 22,3 liter. Volume 1 mol gas disebut sebagai volume molar gas (STP) yaitu 22,3 liter/mol. Persamaan gas ideal Persamaan gas ideal dinyatakan dengan: PV=nRT keterangan: P; tekanan gas (atm) V; volume gas (liter) N; jumlah mol gas R; tetapan gas ideal (0,082 liter atm/mol K) T; temperatur mutlak (Kelvin) Gas Pada Suhu dan Tekanan Sama Avogadro melalui percobaannya menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekulnya sama maka jumlah molnya sama. Jadi pada suhu dan tekanan yang sama perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Maka, rumus Molekul dan rumus empiris. Rumus kimia menunjukkan jenis atom unsur dan jumlah relatif masing-masing unsur yang terdapat dalam zat. Banyaknya unsur yang terdapat dalam zat ditunjukkan dengan angka indeks. Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan molekul. “Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun senyawa” Rumus molekul, rumus yang menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa. MENENTUKAN RUMUS KIMIA HIDRAT (AIR KRISTAL) Hidrat adalah senyawa kristal padat yang mengandung air kristal (H2O). Rumus kimia senyawa kristal padat sudah diketahui. Jadi pada dasarnya penentuan rumus hidrat adalah penentuan jumlah molekul air kristal (H2O) atau nilai x. Secara umum, rumus hidrat dapat ditulis sebagai : Rumus kimia senyawa kristal padat : x.H2O Molaritas Larutan merupakan campuran antara pelarut dan zat terlarut. Jumlah zat terlarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi. Salah satu cara untuk menyatakan konsentrasi dan umumnya digunakan adalah dengan molaritas (M). molaritas merupakan ukuran banyaknya mol zat terlarut dalam 1 liter larutan. pengenceran dilakukan apabila larutan terlalu pekat. Pengenceran dilakukan dengan penambahan air. Pengenceran tidak merubah jumlah mol zat terlarut. Sehingga, V1 M1 = V2 M2 keterangan: V1 = volume sebelum pengenceran M1 = molaritas sebelum pengenceran V2 = volume sesudah pengenceran M2 = molaritas sesudah pengenceran Pembuatan Larutan PEREAKSI PEMBATAS Di dalam suatu reaksi kimia, perbandingan mol zat-zat pereaksi yang dicampurkan tidak selalu sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti bahwa ada zat pereaksi yang akan habis bereaksi lebih dahulu. X + 2Y...... ......XY2 Gambar : Pereaksi Pembatas Reaksi di atas memperlihatkan bahwa menurut koefisien reaksi, 1 mol zat X membutuhkan 2 mol zat Y. Gambar di atas menunjukkan bahwa 3 molekul zat X direaksikan dengan 4 molekul zat Y. Setelah reaksi berlangsung, banyaknya molekul zat X yang bereaksi hanya 2 molekul dan 1 molekul yang tersisa, sedangkan 4 molekul zat Y habis bereaksi. Maka zat Y ini disebut pereaksi pembatas. Pereaksi pembatas merupakan reaktan yang habis bereaksi dan tidak bersisa di akhir reaksi. Dalam hitungan kimia, pereaksi pembatas dapat ditentukan dengan cara membagi semua mol reaktan dengan koefisiennya, lalu pereaksi yang mempunyai nilai hasil bagi terkecil, merupakan pereaksi pembatas. BAB 5 LAJU REAKSI Kemolaran/Molaritas Kemolaran atau molaritas adalah satuan konsentrasi larutan yang menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam setiap 1 liter larutan. Kemolaran sama dengan jumlah mol (n) zat terlarut dibagi dengan volume (V) larutan. Satuan kemolaran (molaritas) adalahmolar atau dinotasikan M. Laju dan Orde Reaksi Pada Bab ini yang akan kami bahas adalah pengertian Laju Reaksi, Persamaan Laju Reaksi, Teori tumbukan dan factor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Pengertian Laju Reaksi Laju menyatakan seberapa cepat atau seberapa lambat suatu proses berlangsung. Laju juga menyatakan besarnya perubahan yang terjadi dalam satu satua waktu. Satuan waktu dapat berupa detik, menit, jam, hari atau tahun. Reaksi kimia adalah proses perubahan zat pereaksi menjadi produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat peraksi semakin sedikit, sedangkan produk semakin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau laju terbentuknya produk. Bagaimanakah cara menyatakan laju dari suatu reaksi? Dalam reaksi kimia, perubahan yang dimaksud adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Seiring dengan bertambahnya waktu reaksi, maka jumlah zat pereaksi akan makin sedikit, sedangkan produk makin banyak. Laju reaksi dinyatakan sebagai laju berkurangnya pereaksi atau laju bertambahnya produk. Satuan konsentrasi yang digunakan adalah molaritas (M) atau mol per liter (mol. L-1). Satuan waktu yang digunakan biasanya detik (dt). Sehingga laju reaksi mempunyai satuan mol per liter per detik (mol. L-1. dt-1 atau M.dt-1). Persamaan Laju Reaksi Orde reaksi selalu ditentukan dengan melakukan eksperimen. Kamu tidak dapat menentukan orde reaksi dengan melihat persamaan reaksi saja. Mari kita anggap kita sedang melakukan eksperimen untuk menemukan apa yang terjadi pada laju reaksi, dengan satuan laju reaksi sebagai perubahan konsentrasi satu zat pereaksi, A. hal yang kemungkinan besar akan kamu temukan adalah : Kemungkinan pertama: laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi Berarti jika kamu menggandakan konsentrasi A, laju reaksi akan dua kali lebih besar juga. Jika kamu meningkatkan konsentrasi A dengan kelipatan 4, kecepatan juga akan meningkat 4 kali lipat. Penulisan rumus dalam tanda kurung siku menunjukkan konsentrasi diukur dalam mol per liter. Kamu juga dapat menulisnya dengan mengantikan kesebandingan dengan suatu bilangan atau konstanta, k. Kemungkinan kedua : laju reaksi sebanding dengan kuadrat dari konsentrasi A. Ini berarti jika kamu menggandakan konsentrasi A, maka laju reaksi akan 4 kalinya (22). Jika kamu lipat tigakan konsentrasi A, maka laju akan menjadi 9 kalinya(32). Konsentrasi A dan B merupakan penentu dari laju reaksi tersebut, jadi merupakan variabel bebas yang menentukan besarnya laju reaksi sedangkan laju reaksi sendiri menjadi variabel terikat. Pangkat yang terdapat pada A dan B merupakan orde reaksi. Jika dalam reaksi, orde reaksi A bernilai 0 (nol), itu berarti konsentrasi A tidak mempengaruhi reaksi, jika orde reaksi nol maka penyataannya akan menghilang dari persamaan laju. Kenaikan suhu dapat mempercepat laju reaksi karena dengan naiknya suhu energi kinetik partikel zat-zat meningkat sehingga memungkinkan semakn banyaknya tumbukan efektif yang menghasilkan perubahan Reaksi yang hanya melibatkan satu partikel mekanismenya sederhana dan kita tidak perlu memikirkan tentang orientasi dari tumbukan. Reaksi yang melibatkan tumbukan antara dua atau lebih partikel akan membuat mekanisme reaksi menjadi lebih rumit. Reaksi yang melibatkan tumbukan antara dua partikel Sudah merupakan suatu yang tak pelak lagi jika keadaan yang melibatkan dua partikeldapat bereaksi jika mereka melakukan kontak satu dengan yang lain. Mereka pertama harus bertumbukan, dan lalu memungkinkan terjadinya reaksi. Kenapa “memungkinkan terjadinya reaksi”? Kedua partikel tersebut harus bertumbukan dengan mekanisme yang tepat, dan mereka harus bertumbukan dengan energi yang cukup untuk memutuskan ikatan-ikatan. Orientasi dari tumbukan Pertimbangkan suatu reaksi sederhana yang melibatkan tumbukan antara dua molekul etena CH2=CH2 dan hidrogen klor, HCl sebagai contoh. Keduanya bereaksi untuk menghasilkan kloroetan. Sebagai hasil dari tumbukan antara dua molekul, ikatan rangkap diantara dua karbon berubah menjadi ikatan tunggal. Satu hidrogen atom berikatan dengan satu karbon dan atom klor berikatan dengan satu karbon lainnya.Reaksi hanya dapat terjadi bila hidrogen yang merupakan ujung dari ikatan H-Cl mendekati ikatan rangkap karbon-karbon.Tumbukan selain daripada itu tidak bekerja dikarenakan kedua molekul tersebut akan saling bertolak. Tumbukan-tumbukan(collisions) yang ditunjukkan di diagram, hanya tumbukan 1 yang memungkinkan terjadinya reaksi. Energi tumbukan Aktivasi Energi Walaupun partikel-partikel itu berorientasi dengan baik, Anda tidak akan mendapatkan reaksi jika partikel-partikel tersebut tidak dapat bertumbukan melampui energi minimum yang disebut dengan aktivasi energi reaksi.Aktivasi energi adalah energi minimum yang diperlukan untuk melangsungkan terjadinya suatu reaksi. Contoh yang sederhana adalah reaksi exotermal yang digambarkan seperti di bawah ini: Jika partikel-partikel bertumbukan dengan energi yang lebih rendah dari energi aktivasi, tidak akan terjadi reaksi. Mereka akan kembali ke keadaan semula. Anda dapat membayangkan energi aktivasi sebagai tembok dari reaksi. Hanya tumbukan yang memiliki energi sama atau lebih besar dari aktivasi energi yang dapat menghasilkan terjadinya reaksi. Di dalam reaksi kimia, ikatan-ikatan diceraikan (membutuhkan energi) dan membentuk ikatan-ikatan baru (melepaskan energi). Umumnya, ikatan-ikatan harus diceraikan sebelum yang baru terbentuk. Energi aktivasi dilibatkan dalam menceraikan beberapa dari ikatan-ikatan tersebut. Ketika tumbukan-tumbukan tersebut relatif lemah, dan tidak cukup energi untuk memulai proses penceraian ikatan. mengakibatkan partikel-partikel tersebut tidak bereaksi. Distribusi Maxwell-Boltzmann Karena energi aktivasi memegang peranan penting dalam menentukan suatu tumbukan menghasilkan reaksi, hal ini sangat berguna untuk menentukan bagaimana macam bagian partikel berada untuk mendapatkan energi yang cukup ketika mereka bertumbukan. Di dalam berbagai sistem, keberadaan partikel-partikel akan memiliki berbagai variasi besar energi. Untuk gas, dapat diperlihatkan melalui diagram yang disebut dengan Distrubis Maxwell-Boltzmann dimana setiap kumpulan beberapa partikel memiliki energinya masing-masing. Distribusi Maxwell-Boltzmann dan energi aktivasi Ingat bahwa ketika reaksi berlangsung, partikel-partikel harus bertumbukan guna memperoleh energi yang sama atau lebih besar daripada aktivasi energi untuk melangsungkan reaksi. Kita dapat mengetahui dimana energi aktivatisi berlangsung dari distribusi Mazwell-Boltzmann. Perhatikan bahwa sebagian besar dari partikel-partikel tidak memiliki energi yang cukup untuk bereaksi ketika mereka bertumbukan. Untuk membuat mereka bereaksi kita dapat mengubah bentuk dari kurva atau memindahkan aktivasi energi lebih ke kanan.Hal ini akan dijelaskan lebih lanjut di halaman-halaman berikutnya. Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi Ada beberapa factor yang mempengaruhi laju reakdi yaitu, konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, temperatur, katalis, dan luas permukaan bidang sentuh. Konsentrasi Pengaruh konsentrasi dapat kita perjelas dengan mereaksikan zat A dan zat B. Zat tersebut akan mengalami tumbukan antara partikelnya dan terjadi reaksi. Makin besar konsentrasi tersebut makin banyak partikel-partikelnya. Hal ini sangat memungkinkan untuk meningkatkan jumlah tumbukan persatuan waktunya. Sehingga semakin besar konsentrasinya akan meningkatkan kecepatan reaksi. Dalam sebuah eksperimen reaksi antara gas hidrogen dan gas nitrogen monoksida dengan reaksi : Diperoleh kecepatan reaksinya v = k [H2].[NO]² Ketika eksperimen diubah dimana konsentrasi nitrogen monoksida diperbesar 2 kali lipat, maka kecepatan reaksipun berubah besarnya. Sifat Zat yang bereaksi Sifat mudah sukarnya suatu zat bereaksi akan menentukan kecepatan berlangsungnya reaksi. Secara umum dinyatakan bahwa: - Reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat. Hal ini disebabkan oleh adanya gaya tarik menarik antara ion-ion yang muatannya berlawanan. Contoh: Ca2+(aq) + CO32+(aq) ® CaCO3(s) Reaksi ini berlangsung dengan cepat. - Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat. Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi. Contoh: CH4(g) + Cl2(g) ® CH3Cl(g) + HCl(g) Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi misalnya cahaya matahari. Temperatur Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila temperatur dinaikkan. Dengan menaikkan temperatur maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS: k = A . e-E/RT Dimana: k : tetapan laju reaksi A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi E : energi pengaktifan R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/moloK = 8.314 joule/moloK T : suhu reaksi (oK) Katalisator Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi. Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang sama. Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantarakimia yang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya. BAB 6 TERMOKIMIA Termokimia Termokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara energi panas dan energi kimia. Sedangkan energi kimia didefinisikan sebagai energi yang dikandung setiap unsur atau senyawa. Energi kimia yang terkandung dalam suatu zat adalah semacam energi potensial zat tersebut. Energi potensial kimia yang terkandung dalam suatu zat disebut panas dalam atau entalpi dan dinyatakan dengan simbol H. Selisih antara entalpi reaktan dan entalpi hasil pada suatu reaksi disebut perubahan entalpi reaksi. Perubahan entalpi reaksi diberi simbol ΔH. Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan. Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi. Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia. Termodinamika I Termodinamika kimia dapat didefenisikan sebagai cabang kimia yang menangani hubungan kalor, kerja dan bentuk lain energi, dengan kesetimbangan dalam reaksi kimia dan dalam perubahan keadaan. Termokimia erat kaitannya dengan termodinamika, karena termokimia menangani pengukuran dan penafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi kimia, perubahan keadaan dan pembentukan larutan. Thermodinamika merupakan ilmu tentang energi, yang secara spesifik membahas tentang hubungan antara energi panas dengan kerja. Seperti telah diketahui bahwa energi di dalam alam dapat terwujud dalam berbagai bentuk, selain energi panas dan kerja, yaitu energi kimia, energi listrik, energi nuklir, energi gelombang elektromagnit, energi akibat gaya magnit, dan lain-lain. Energi dapat berubah dari satu bentuk ke bentuk lain, baik secara alami maupun hasil rekayasa tehnologi. Selain itu energi di alam semesta bersifat kekal, tidak dapat dibangkitkan atau dihilangkan, yang terjadi adalah perubahan energi dari satu bentuk menjadi bentuk lain tanpa ada pengurangan atau penambahan. Prinsip ini disebut sebagai prinsip konservasi atau kekekalan energy. Suatu sistem thermodinamika adalah suatu masa atau daerah yang dipilih untuk dijadikan obyek analisis. Daerah sekitar sistem tersebut disebut sebagai lingkungan. Batas antara sistem dengan lingkungannya disebut batas sistem (boundary), seperti terlihat pada Gambar 1.1. Dalam aplikasinya batas sistem nerupakan bagian dari sistem maupu lingkungannya, dan dapat tetap atau dapat berubah posisi atau bergerak. Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari termokimia.” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” hukum termodinamika 1 Perubahan kalor pada tekanan konstan: DH = DE + PDV W= PDV DE = energi dalam Pada proses siklis (keadaan akhir identik dengan kedaan awal) U1 =U2 è U2 - U1 = 0 , karena U adalah fungsi keadaan dan dalam keadaan sama nilai U juga sama. Pada proses siklis dimungkinkan adanya panas yang keluar sistem. Sehingga panas netto yg masuk ke dalam sistem seluruhnya dipakai untuk melakukan usaha Hukum pertama termodinamika dapat dirumuskan sbg ∆U = Q – W ∆U è perubahan tenaga dakhil sistem Q è panas yang masuk/keluar dari sistem W è Usaha yang dilakukan thp sistem Tenaga dakhil adalah jumlah tenaga kinetik dan tenaga potensial molekul-molekulnya (pada gas sempurna molekulnya tidak tarik-menarik). Perumusan di atas tidak meninjau kemungkinan sistem yg bergerak nisbi terhadap lingkungan Mekanika è ∆Ek = W (tenaga kinetik benda = usaha yg dilakukan thp sistem) Termodinamika, W-nya (-) è ∆Ek = -W Pada suatu proses, tenaga kinetik maupun tenaga dakhil dapat berubah yg disebabkan oleh arus panas ataupun usaha. Sehingga hukum pertama dapat ditulis : ∆U + ∆Ek = Q – Wt Wt è Usaha total (usaha sistem sendiri, juga gaya-gaya yg lain. Usaha tersebut karena gaya konservatif maupun nonkonservatif è Wt = Wk + Wnk Dengan rumus hukum pertama termodinamika berubah. Menurut mekanika besar usaha oleh gaya konservatif, misalnya gaya gravitasi Wk = -∆Ep, pada termodinamika menjadi Wk = ∆Ep ∆U + ∆Ek + ∆EP = Q – Wnk Kalor Reaksi Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas reaksi. Kebanyakan, reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar. Bila temperatur dari campuran reaksi naik dan energi potensial dari zat-zat kimia yang bersangkutan turun, maka disebut sebagai reaksi eksoterm. Namun bila pada pada suatu reaksi temperatur dari campuran turun dan energi potensial dari zat-zat yang ikut dalam reaksi naik, maka disebut sebagai reaksi endoterm. Ada beberapa macam jenis perubahan pada suatu sistem. Salah satunya adalah sistim terbuka, yaitu ketika massa, panas, dan kerja, dapat berubah-ubah. Ada juga sistim tertutup, dimana tidak ada perubahan massa, tetapi hanya panas dan kerja saja. Sementara, perubahan adiabatis merupakan suatu keadaan dimana sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tidak ada panas yang dapat mengalir. Kemudian, ada pula perubahan yang terjadi pada temperature tetap, yang dinamakan perubahan isotermik. Pada perubahan suhu, ditandai dengan ∆t (t menunjukkan temperatur), dihitung dengan cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula. ∆t = takhir – tmula-mula Demikian juga, perubahan energi potensial; ∆(E.P) = (E.P)akhir – (E.P)mula-mula Dari definisi ini didapat suatu kesepakatan dalam tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi, berarti EPakhir lebih rendah dari EPmula-mula. Sehingga harga ∆(E.P) mempunyai harga negatif. Pada reaksi endoterm, terjadi kebalikannya sehingga harga ∆(E.P) adalah positif. Pada suatu reaksi, reaksi pembentukannya didefinisikan sebagai reaksi yang membentuk senyawa tunggal dari unsur-unsur penyusunnya (contoh: C + ½O2 + 2H2 → CH3OH). Sementara panas pembentukannya didasarkan pada 1 mol senyawa terbentuk. Panas pembentukan standar yaitu 298.15 K (∆H°f298). Panas standar adalah pada 25°C, seperti contoh reaksi 4HCl(g) → 2H2(g) + 2Cl2(g) ∆H°298 = (4)(92307) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H°298 = (2)(-241818) Sementara, panas reaksi pada temperatur tidak standar DHOT = DH0298 + òT298 D Cp dT Dapat disimpulkan bahwa kalor reaksi (∆H) adalah kalor yang diserap (diperlukan) atau dilepaskan (dihasilkan) dalam reaksi, disebut juga perubahan entalpi. Pada beberapa reaksi kimia jumlah kalor reaksi dapat diukur melallui suatu percobaan di dalam laboratorium. Pengukuran kalor reaksi tersebut dapat dilakukan dengan menggunakan alat yang disebut kalorimeter. Kalorimeter merupakan alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang diberikan atau diambil dalam suatu proses tertentu. Sebuah termometer sederhana terdiri dari bejana terisolasi, alat pengaduk, dan termometer. Kerja Istilah kerja merupakan konsep yang telah didefinisikan oleh ilmu utama mekanika. Dalam termodinamika, kerja secara umum didefinisikan sebagai gaya kali jarak. Jika perpindahan jarak akibat gaya F adalah sebesar ds (ds=distance/jarak), maka kerja yang dilakukan. DW= F ds Simbol DW digunakan untuk jumlah kecil dari kerja dan merupakan fungsi yang tidak pasti karena kerja yang dilakukan tergantung pada jalannya reaksi. Terdapat berbagai jenis kerja yang didefinisikan dengan persamaan: Kerja mekanik DW = F ds Kerja ekspansi DW = p dV Kerja gravitasi DW = mgdh Kerja permukaan DW = γ dA Kerja listrik DW = e dq Sejumlah kecil tidak terhingga dari kerja, dw, dapat dilakukan oleh sistem yang bersangkutan pada lingkungannya, atau oleh lingkunganya pada sistem itu. Rekomendasi I.U.P.A.C. 1970 adalah untuk mengambil dw positif dalam kasus yang terakhir dan negatif dalam kasus sebelumnya, yakni kerja positif dilakukan pada sistem. Asal perubahan yang terjadi itu lambat dan tanpa gesekan, kerja biasanya dapat dinyatakan dalam bentuk dw= ydx, atau sebagai jumlah suku-suku seperti dw= ∑ yidxi yi dan xi masing-masing adalah gaya dalam bentuk umum dan perpindahannya. Misalnya, kerja yang dilakukan pada benda dengan kenaikan yang kecil tidak terhingga dari volumenya, dV, terhadap tekanan yang melawannya, p, adalah-pdV. Denikian pula kerja yang dilakukan pada fase homogeny bila ia meningkatkan luas permukaannya dengan dA adalah +γ dA, γ adalah tegangan permukaan terhadap lingkungan khusus itu. Bila suatu sistem seperti sel galvani mengakibatkan dQ coulomb listrik mengalir ke dalam kondensor, yang antara pelat-pelatnya terdapat tegangan E volt, kerja yang dilakukan pada sel galvani adalah –EdQ joule. (Bersamaan dengan itu, atmosfer melakukan sejumlah kerja –pdV pada sel, dV adalah perubahan volume sel selama proses kimia yang bersangkutan). Pernyataan-pernyataan serupa dapat diperoleh bagi peregangan kawat, kerja magnetisasi, dan sebagainya. Tanda yang akan digunakan selanjutnya adalah: Kerja adalah positif jika sistem melakukan kerja terhadap sekeliling. Kerja adalah negatif jika kerja dilakukan terhadap sistem oleh sekeliling. Kerja total yang dilakukan sistem dapat diperoleh dengan mengintegrasikan persamaan di atas. Sebagai contoh, kerja ekspansi diberikan sebagai W = ʃ p dV Dapat dicatat bahwa semua bentuk kerja dapat saling dipertukarkan dengan menggunakan sarana mekanik sederhana seperti kerekan tanpa gesekan, motor listrik, dan sebagainya. Bila istilah ‘kerja’ dipakai dengan benar, bentuk apa pun kerja yang kita bahas selalu dapat diubah (karena saling dipertukarkan) untuk mengangkat sebuah beban. Dalam kebanyakan sistem kimia, selain sel galvani, kerja perubahan volume adalah satu-satunya bentuk kerja yang sebagian besar dapat dirasakan. Tetapi, kemungkinan bahwa bentuk lain menjadi penting, harus selalu diingat dalam pendekatan masalah baru. Dalam hal itu mungkin perlu untuk memperkenalkan variable keadaan tambahan, misalnya luas permukaan dari sistem atau kuat medan magnetik. Dalam penggunaan pernyataan dw=ydx biasanya perlu dirincikan bahwa proses yang bersangkutan adalah lambat, jika tidak, ada kekaburan tentang nilai gaya y. Misalnya, bila suatu gas mengembang atau mengempis dengan tiba-tiba, tekanan dalamnya tidak sama dengan gaya luar per satuan luas, dan memang tekanannya berubah dari satu daerah gas ke daerah lainnya. Di sini terjadi percepatan, dan kerja dilakukan dalam menciptakan energi kinetik. Kesulitan ini hilang bilang perubahan-perubahannya berlaku lambat sekali dan bila gesekan tidak ada karena gaya-gaya yang sebaliknya mendekati kesetaraan. Dalam termokimia ada dua hal yang perlu diperhatikan yang menyangkut perpindahan energi, yaitu sistem dan lingkungan. Segala sesuatu yang menjadi pusat perhatian dalam mempelajari perubahan energi disebut sistem, sedangkan hal-hal yang membatasi sistem dan dapat mempengaruhi sistem disebut lingkungan. Berdasarkan interaksinya dengan lingkungan, sistem dibedakan menjadi tiga macam, yaitu : Sistem Terbuka Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem. Sistem Tertutup Suatu sistem yang antara sistem dan lingkungan dapat terjadi perpindahan energi, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi disebut sistem tertutup. Sistem Terisolasi Sistem terisolasi merupakan sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan. Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja (w) atau menghasilkan panas (kalor=q). Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk energi lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Energi yang dipindahkan dalam bentuk kerja atau dalam bentuk kalor yang memengaruhi jumlah total energi yang terdapat dalam sistem disebut energi dalam (internal energy). Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara sistem dan lingkungan di luar kalor. Salah satu bentuk kerja yang sering menyertai reaksi kimia adalah kerja tekanan-volum, yaitu kerja yang berkaitan dengan pertambahan atau pengurangan volum sistem. Entalpi Entalpi (H) adalah jumlah total dari semua bentuk energi. Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur dan akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s). Untuk menyatakan kalor reaksi pada tekanan tetap (qp ) digunakan besaran yang disebut Entalpi ( H ). H = E + ( P.V ) DH = DE + ( P. DV ) DH = (q + w ) + ( P. DV ) DH = qp – ( P. DV ) + ( P. DV ) DH = qp Untuk reaksi kimia : DH = Hp – Hr Hp = entalpi produk Hr = entalpi reaktan Reaksi pada tekanan tetap : qp = DH ( perubahan entalpi ) Reaksi pada volume tetap : qv = DE ( perubahan energi dalam ) Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dan jumlah entalpi pereaksi. Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul¬-molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s). Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut: Δ H = H H20 (l) -H H20 (s) Apabila kita amati reaksi pembakaran bensin di dalam mesin motor. Sebagian energi kimia yang dikandung bensin, ketika bensin terbakar, diubah menjadi energi panas dan energi mekanik untuk menggerakkan motor. Demikian juga pada mekanisme kerja sel aki. Pada saat sel aki bekerja, energi kimia diubah menjadi energi listrik, energi panas yang dipakai untuk membakar bensin dan reaksi pembakaran bensin menghasilkan gas, menggerakkan piston sehingga menggerakkan roda motor. Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es. Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi. Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya. Entalpi Pembentukan Standar (ΔH◦f) Entalpi pembentukan standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi pembentukan standar diberi simbol (ΔH◦f), simbol f berasal dari kata formation yang berarti pembentukan. Contoh unsur-unsur yang stabil pada keadaan standar, yaitu : H2,O2,C,N2,Ag,Cl2,Br2,S,Na,Ca, dan Hg. Entalpi Penguraian Standar (ΔH◦d) Entalpi penguraian standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses penguraian 1 mol senyawa dari unsure-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦d) simbol d berasal dari kata decomposition yang berarti penguraian. Menurut Hukum Laplace, jumlah kalor yang dibebaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsurnya. Jadi, entalpi penguraian merupakan kebalikan dari entalpi pembentukan senyawa yang sama. Dengan demikian jumlah kalornya sama tetapi tandanya berlawanan karena reaksinya berlawanan arah. Entalpi Pembakaran Standar (ΔH◦c) Entalpi pembakaran standar suatu senyawa menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk proses pembakaran 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦c) simbol d berasal dari kata combustion yang berarti pembakaran. Pembakaran selalu membebaskan kalor sehingga nilai entalpipembakaran selallu negatif (eksoterm) Entalpi Pelarutan Standar (ΔH◦s) Entalpi pelarutan standar menyatakan jumlah kalor yang diperlukan atau dibebaskan untuk melarutkan 1 mol zat pada keadaan standar (STP). Entalpi penguraian standar diberi simbol (ΔH◦s) simbol s berasal dari kata solvation yang berarti pelarutan. Entalpi Netralisasi Standar Entalpi netralisasi standar Adalah entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol. Entalpi Penguapan Standar Entalpi penguapan standar Adalah entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol. Entalpi Peleburan Standar Entalpi peleburan standar Adalah entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol. Entalpi Sublimasi Standar Entalpi sublimasi standar Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol. Kalorimeter Kalorimetri yaitu cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter. Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan, untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan. Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut. Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ). Kalorimeter terbagi menjadi dua, yaitu kalorimeter bom dan kalorimeter sederhana. Jika dua buah zat atau lebih dicampur menjadi satu maka zat yang suhunya tinggi akan melepaskan kalor sedangkan zat yang suhunya rendah akan menerima kalor, sampai tercapai kesetimbangan termal. Menurut azas Black : Kalor yang dilepas = kalor yang diterima Rumus yang digunakan adalah : q = m x c x DT qkalorimeter = C x DT dengan : q = jumlah kalor ( J ) m = massa zat ( g ) DT = perubahan suhu ( oC atau K ) c = kalor jenis ( J / g.oC ) atau ( J / g. K ) C = kapasitas kalor ( J / oC ) atau ( J / K ) Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda. qreaksi = - (qlarutan + qkalorimeter ) Beberapa jenis kalorimeter : Kalorimeter bom Kalorimeter bom adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor (nilai kalori) yang dibebaskan pada pembakaran sempurna (dalam O2 berlebih) suatu senyawa, bahan makanan, bahan bakar atau khusus digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran. Kalorimeter ini terdiri dari sebuah bom (tempat berlangsungnya reaksi pembakaran, terbuat dari bahan stainless steel dan diisi dengan gas oksigen pada tekanan tinggi ) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah yang kedap panas. Sejumlah sampel ditempatkan pada tabung beroksigen yang tercelup dalam medium penyerap kalor (kalorimeter), dan sampel akan terbakar oleh api listrik dari kawat logam terpasang dalam tabung. Reaksi pembakaran yang terjadi di dalam bom, akan menghasilkan kalor dan diserap oleh air dan bom. Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka : qreaksi = - (qair + qbom ) Jumlah kalor yang diserap oleh air dapat dihitung dengan rumus : qair = m x c x DT dengan : m = massa air dalam kalorimeter ( g ) c = kalor jenis air dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K ) DT = perubahan suhu ( oC atau K ) Jumlah kalor yang diserap oleh bom dapat dihitung dengan rumus : qbom = Cbom x DT dengan : Cbom = kapasitas kalor bom ( J / oC ) atau ( J / K ) DT = perubahan suhu ( oC atau K ) Reaksi yang berlangsung pada kalorimeter bom berlangsung pada volume tetap (DV = nol). Oleh karena itu, perubahan kalor yang terjadi di dalam sistem = perubahan energi dalamnya. DE = q + w dimana w = - P. DV ( jika DV = nol maka w = nol ) maka DE = qv Contoh kalorimeter bom adalah kalorimeter makanan. Kalorimeter makanan adalah alat untuk menentukan nilai kalor zat makanan karbohidrat, protein, atau lemak. Alat ini terdiri dari sebuah tabung kaca yang tingginya kurang lebih 19 cm dan garis menengahnya kurang lebih 7,5 cm. Bagian dasarnya melengkung ke atas membentuk sebuah penyungkup. Penyungkup ini disumbat dengan sebuah sumbat karet yang yang berlubang di bagian tengah. Bagian atas tabung kaca ini ditutup dengan lempeng ebonit yang bundar. Di dalam tabung kaca itu terdapat sebuah pengaduk, yang tangkainya menembus tutup ebonit, juga terdapat sebuah pipa spiral dari tembaga. Ujung bawah pipa spiral itu menembus lubang sumbat karet pada penyungkup dan ujung atasnya menembus tutup ebonit bagian tengah. Pada tutup ebonit itu masih terdapat lagi sebuah lubang, tempat untuk memasukkan sebuah termometer ke dalam tabung kaca. Tabung kaca itu diletakkan di atas sebuah keping asbes dan ditahan oleh 3 buah keping. Keping itu berbentuk bujur sangkar yang sisinya kurang lebih 9,5 cm. Di bawah keping asbes itu terdapat kabel listrik yang akan dihubungkan dengan sumber listrik bila digunakan. Di atas keping asbes itu terdapat sebuah cawan aluminium. Di atas cawan itu tergantung sebuah kawat nikelin yang berhubungan dengan kabel listrik di bawah keping asbes. Kawat nikelin itulah yang akan menyalakan makanan dalam cawan bila berpijar oleh arus listrik. Dekat cawan terdapat pipa logam untuk mengalirkan oksigen. Kalorimeter Sederhana Pengukuran kalor reaksi; selain kalor reaksi pembakaran dapat dilakukan dengan menggunakan kalorimeter pada tekanan tetap yaitu dengan kalorimeter sederhana yang dibuat dari gelas stirofoam. Kalorimeter ini biasanya dipakai untuk mengukur kalor reaksi yang reaksinya berlangsung dalam fase larutan ( misalnya reaksi netralisasi asam – basa / netralisasi, pelarutan dan pengendapan ). Pada kalorimeter ini, kalor reaksi = jumlah kalor yang diserap / dilepaskan larutan sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan; diabaikan. qreaksi = - (qlarutan + qkalorimeter ) qkalorimeter = Ckalorimeter x DT dengan : Ckalorimeter = kapasitas kalor kalorimeter ( J / oC ) atau ( J / K ) DT = perubahan suhu ( oC atau K ) Jika harga kapasitas kalor kalorimeter sangat kecil; maka dapat diabaikan sehingga perubahan kalor dapat dianggap hanya berakibat pada kenaikan suhu larutan dalam kalorimeter. qreaksi = - qlarutan qlarutan = m x c x DT dengan : m = massa larutan dalam kalorimeter ( g ) c = kalor jenis larutan dalam kalorimeter (J / g.oC ) atau ( J / g. K ) DT = perubahan suhu ( oC atau K ) Pada kalorimeter ini, reaksi berlangsung pada tekanan tetap (DP = nol ) sehingga perubahan kalor yang terjadi dalam sistem = perubahan entalpinya. DH = qp Contoh kalorimeter sederhana adalah kalorimeter larutan. Kalorimeter larutan adalah alat yang digunakan untuk mengukur jumlah kalor yang terlibat pada reaksi kimia dalam sistem larutan. Pada dasarnya, kalor yang dibebaskan/diserap menyebabkan perubahan suhu pada kalorimeter. Berdasarkan perubahan suhu per kuantitas pereaksi kemudian dihitung kalor reaksi dari reaksi sistem larutan tersebut. Kini kalorimeter larutan dengan ketelitian cukup tinggi dapat diperoleh dipasaran. Dalam menentukan entalpi berlaku persamaan Qreaksi = - (Qlarutan + Q kalorimeter ) Q reaksi = - (m.c.∆T + c.∆T) Jika kapasitas kalori dalam kalorimeter diabaikan, maka Qreaksi = - (m.c.∆T) Keterangan : m = massa zat (kg) c = kalor jenis (J/kg⁰C) ∆t = perubahan suhu (Celcius) Sementara itu, persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. H2 (g) + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan: ΔH = Hp- Hr > 0 Reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut: ΔH = Hp- Hr < 0 Hukum Hess Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( DHf o )CO. Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO2. Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan. Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Pernyataan ini disebut Hukum Hess, rumus yang dapat dipakai yaitu ΔHreaksi = ΔH1 + ΔH2 +…. Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya. Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -ΔH). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu : Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan. Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DHf o ) antara produk dan reaktan. Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi ikatan. Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis Untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum Kegunaan Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus ΔH=ΔHfP-ΔH fR Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus ΔH=-ΔHcP+ΔHcR Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya. Untuk perubahan entropi: ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSforeaktan) ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSoreaktan). Untuk perubahan energi bebas: ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGforeaktan) ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGoreaktan). Penentuan ΔH Reaksi Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak tergantung pada berapa banyak tahapan reaksi, tetapi tergantung pada keadaan awal dan akhir. Dengan kata lain, untuk suatu reaksi keseluruhan tertentu, perubahan entalpi selalu sama, tak peduli apakah reaksi itu dilaksanakan secara langsung ataukah secara tak langsung dan lewat tahap-tahap yang berlainan. Rumus yang dapat dipakai yaitu: Penentuan ∆H Reaksi berdasarkan Eksperimen (Kalorimeter) Penentuan kalor reaksi secara kalorimetris merupakan penentuan yang didasarkan atau diukur dari perubahan suhu larutan dan kalorimeter dengan prinsip perpindahan kalor, yaitu jumlah kalor yang diberikan sama dengan jumlah kalor yang diserap. Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi (tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter). Dengan demikian, semua kalor yang dibebaskan oleh reaksi yang terjadi dalam kalorimeter, kita dapat menentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus: q.larutan = m c ∆T q.kalorimeter = C ∆T q = jumlah kalor m = massa air (larutan) di dalam kalorimeter c = kalor jenis air (larutan) di dalam kalorimeter C = kapasitas kalor dari kalorimeter ∆T = kenaikan suhu larutan (kalorimeter) Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda: qreaksi = -(qlarutan + qkalorimeter) Kalorimeter yang sering digunakan adalah kalorimeter bom. Kalorimeter bom terdiri dari sebuah bom (wadah tempatberlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari berlangsungnya reaksi pembakaran, biasanya terbuat dari bahan stainless steel) dan sejumlah air yang dibatasi dengan wadah kedap panas. Jadi kalor reaksi sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap atau dilepaskan larutan, sedangkan kalor yang diserap oleh gelas dan lingkungan diabaikan. qreaksi = -qlarutan Penentuan ∆H Reaksi dengan Hukum Hess Hukum Hess : ” Kalor reaksi yang dilepas atau diserap hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”. Untuk mengubah zat A menjadi zat B (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah ∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 . Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai berikut : Siklus energi pembentukan zat D dari zat A Diagram tingkat energi pembentukan zat D dari zat A Contoh Soal : Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut : Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = - 635,5 kJ C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 393,5 kJ Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = - 1207,1 kJ Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) ! Penyelesaian : CaO(s) .............................→ Ca(s) + ½ O2(g) ....∆H = + 635,5 kJ CO2(g)............................ → C(s) + O2(g) ............∆H = + 393,5 kJ Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)................. ∆H = - 1207,1 kJ _________________________________________ _ CaO(s) + CO2(g) ...........→ CaCO3(s).................. ∆H = - 178,1 kJ Penentuan ∆H Reaksi Berdasarkan Data Perubahan Entalpi Pembentukan Standar ( ∆Hof ) Cara lain perhitungan entalpi reaksi yaitu berdasarkan entalpi pembentukan standar (∆Hof ) zat-zat yang ada pada reaksi tersebut. ∆Hreaksi = ∑∆Hof produk - ∑∆Hof reaktan TABEL ENTALPI PEMBENTUKAN BEBERAPA ZAT Zat DHof ( kJ/mol ) Zat DHof ( kJ/mol ) H2(g) 0 C2H4(g) + 52,5 O2(g) 0 CCl4(g) - 96,0 C(s) 0 NH3(g) - 45,9 H2O(g) - 241,8 NO2(g) + 33,2 H2O(l) - 285,8 SO2(g) - 296,8 CO2(g) - 393,5 HCl(g) - 92,3 CO(g) -110,5 NO(g) + 90,3 Contoh Soal : Dari tabel entalpi pembentukan diatas, tentukan : a. ∆H reaksi pembakaran C2H4 ! b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 56 g gas C2H4 Penyelesaian: a. Reaksi pembakaran C2H4 C2H4(g) + 3 O2(g)→2CO2(g) + 2H2O(l) ∆H reaksi = ∆Hof hasil reaksi - ∆Hof pereaksi = ( 2. ∆Hof CO2 + 2. .∆Hof H2O ) – ( 1. ∆HofC2H4 + 3. ∆Hof O2) = ( 2 . -393,5 + 2. -285,8 ) – ( 1. 52,5 + 3. 0 ) = -787 – 571,6 + 52,5 = - 1306,1 kJ/mol b. Mr C2H4 = (2x12) + (4x1) = 28 Mol C2H4 = 56/28 = 2 mol ∆H pembakaran 2 mol C2H4 = 2 mol x ( -1306,1 kJ/mol ) = -2612,2 kJ Jadi pada pembakaran 56 gram gas C2H4 dibebaskan kalor sebesar 2612,2 Kj Penentuan ∆H Reaksi Dari Energi Ikatan Reaksi kimia antarmolekul dapat dianggap berlangsung dalam 2 tahap yaitu : I. Pemutusan ikatan pada pereaksi II.Pembentukan ikatan pada produk Misalnya, pada reaksi antara gas klorin dengan gas hidrogen membentuk gas hidrogen klorida dapat digambarkan sebagai berikut : Sesuai dengan hukum Hess, ∆H reaksi total adalah ∆H tahap-I + ∆H tahap-II. ∆H tahap-I = ∑ Energi ikatan pada pereaksi (yang putus) ∆H tahap-II = -∑ Energi ikatan pada produk (yang terbentuk). ∆H reaksi = ∑ Energi ikatan pereaksi yang putus - ∑ Energi ikatan produk yang terbentuk = ∑ Eruas kiri - ∑ Eruas kanan TABEL ENERGI IKATAN Ikatan E (kJ/mol) Ikatan E (kJ/mol) H-H 436 O=O 498 H-C 415 C≡N 891 H-N 390 F-F 160 C-C 345 Cl-Cl 243 C≡C 837 H-Cl 432 C-O 350 C=C 611 C=O 741 I-I 150 C-Cl 330 N=N 418 O-H 450 C-F 485 Energi Ikatan Energi ikatan didefinisikan sebagai panas reaksi yang dihubungkan dengan pemecahan ikatan kimia dari molekul gas menjadi bagian-bagian gas. Terkadang disebut juga entalpi ikatan, nama yang sesungguhnya lebih tepat. Energi disosiasi ikatan (B,E) dapat digunakan untuk menghitung panas reaksi yang dihubungkan dengan ΔH0= - ∑ ni BEi + ∑ njBEj dimana BE adalah energi ikatan per mol ikatan, nj dan ni adalah jumlah mol ikatan yang pecah atau terbentuk dalam hal reaktan dan produk. Dalam hal yang sama, data panas reaksi dapat juga digunakan untuk menghitung energi disosiasi ikatan dari setiap ikatan tertentu, asal saja data lain dalam persamaan diketahui. Satu hal yang harus diingat bahwa lingkungan sekeliling atom sangat mempengaruhi energy ikatan dari ikatan tertentu; oleh karena itu harga yang diperoleh dari persamaan adalah harga rata-rata atau harga kira-kira. Walaupun energi ikatan adalah untuk molekul dalam fase gas, tetapi harga kira-kira panas reaksi dapat dihitung dari fase terkondensasi dapat dikoreksi jika panas penguapan, panas sublimasi dan lain-lain dapat diikutsertakan. Suatu reaksi yang DH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas. Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu : Energi Atomisasi. Energy atomisasi Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas. Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa. Energi Disosiasi Ikatan. Energy disosiasi ikatan Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa dalam keadaan gas. Energi Ikatan Rata-Rata. Energy ikatan rata-rata Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ). Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu : Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya. Pengubahan unsur menjadi atom gas. Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari 2 proses : Pemutusan ikatan pada pereaksi. Pembentukan ikatan pada produk reaksi. Pada proses pemutusan ikatan = memerlukan energi. Pada proses pembentukan ikatan = membebaskan energi Secara umum dirumuskan : Jenis-Jenis Kalor Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom–atom dan molekul-¬molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H). Sedangkan kalor adalah bentuk energi yang berpindah dari suhu tinggi ke suhu rendah. Jika suatu benda menerima / melepaskan kalor maka suhu benda itu akan naik/turun atau wujud benda berubah. Kalor Pembentukan Standar Kalor pembentukan standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupun diserap. Satuannya adalah kJ / mol. Bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada keadaan standar ( 298 K, 1 atm ). Jika perubahan entalpi pembentukan tidak diukur pada keadaan standar maka dinotasikan dengan DHf. Catatan : o DHf unsur bebas = nol o Dalam entalpi pembentukan, jumlah zat yang dihasilkan adalah 1 mol. o Dibentuk dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar. Kalor Penguraian Standar Kalor penguraian standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHd. Satuannya = kJ / mol. Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikan dari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda. Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace. Kalor Pembakaran Standar Kalor pembakaran standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHc. Satuannya = kJ / mol. Kalor Netralisasi Standar Kalor netralisasi standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHn. Satuannya = kJ / mol. Kalor Penguapan Standar Kalor penguapan standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHvap. Satuannya = kJ / mol. Kalor Peleburan Standar Kalor peleburan standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHfus. Satuannya = kJ / mol. Kalor Sublimasi Standar Kalor sublimasi standar Adalah entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsub. Satuannya = kJ / mol. Kalor Pelarutan Standar Kalor pelarutan standar Adalah nama lain dari entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar. Jika pengukuran tidak dilakukan pada keadaan standar, maka dinotasikan dengan DHsol. Satuannya = kJ / mol. BAB 7 KESETIMBANGAN Pengertian Kesetimbangan Kesetimbangan adalah prosos dinamis ketika reaksi ke depan dan reaksi balik terjadi pada laju yang sama tetapi pada arah yang berlawanan. Konsentrasi dari setiap zat tinggal tetap pada suhu konstan. Banyak reaksi kimia tidak sampai berakhir, dan mencapai suatu titik ketika konsentrasi zat-zat pereaksi dan produk tidak lagi berubah dengan berubahnya waktu. Molekul-molekul telah berubah dari pereaksi menjadi produk dan dari produk menjadi preaksi, tetapi tanpa perubahan netto konsentrasinya. Pokok-pokok penting yang perlu diingat pada konstanta kesetimbangan yaitu K adalah suatu konstanta untuk setiap reaksi selama suhunya tidak berubah. K menentukan zat mana yang konsentrasinya lebih besar pada saat keetimbangan produknya atau pereaksinya. Karena k ditentukan oleh konsentrasi pereaksi atau produknya. K tidak tergantung dari banyaknya tingkat reaksi antara pada mekanisme reaksinya. Jika nilai K lebih besar dari 1 pada kesetimbangan akan lebih banyak produk di bandingkan dengan pereaksi, dan reaksi berhenti di kanan, begitu pula sebaliknya. Asas Le chatelier menyatakan bahwa jika suatu perubahan yaitu perubahan konsentrasi , tekanan, volume, atau suhu diterapakan pada suatu system yang berada pada keadaan setimbang, system tersebut akan bergeser ke arah yang akan memperkecil pengaruh perubahan tersebut. Kenaikan tekanan akan menggeser kesetimbangan ke arah sisi yang mempunyai jumlah mol gas lebih sedikit. perubahan tekanan hanya mempengaruhi reaksi-reaksi dalam fase gas yang jumlah mol gas pereaksi dan produknya berbeda. Setiap system kesetimbangan melibatkan reaksi-reaksi endoterm dan eksoterem. Kenaikan suhu system akan menguntungkan reaksi eksoterem. kita akan mempelajari pengertian kesetimbangan kimia, contoh aplikasi kesetimbangan kimia dalam industri, menentukan dan menghitung besarnya konstanta kesetimbangan kimia, mempelajari berbagai jenis kesetimbangan kimia, memanipulasi persamaan kesetimbangan kimia, serta mengkaji faktor-faktor yang dapat menggeser kesetimbangan kimia. Salah satu proses yang sangat berguna dalam industri kimia adalah proses Haber, yaitu sintesis gas amonia dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Reaksi kimia yang terjadi dalam proses Haber adalah sebagai berikut : N2(g) + 3 H2(g) ——-> 2 NH3(g) Dengan cara penulisan ini, reaksi kimia menunjukkan bahwa gas hidrogen dan gas nitrogen bereaksi untuk menghasilkan gas amonia, dan hal ini akan terus berlangsung sampai salah satu atau kedua reaktannya habis. Tetapi, sesungguhnya, hal ini tidak sepenuhnya benar. Apabila reaksi ini dilakukan dalam ruang tertutup (sebab reaktan maupun gas sama-sama berbentuk gas), gas nitrogen dan gas hidrogen akan bereaksi membentuk gas amonia. Namun, sebagian dari gas amonia tersebut akan segera terurai menjadi gas nitrogen dan gas hidrogen kembali, seperti yang ditunjukkan dalam persamaan reaksi berikut : 2 NH3(g) ——-> N2(g) + 3 H2(g) Oleh sebab itu, di dalam ruang tertutup tersebut, sesungguhnya terjadi dua reaksi yang saling berlawanan, yaitu gas nitrogen dan gas hidrogen bergabung menghasilkan gas amonia dan gas amonia terurai menghasilkan gas nitrogen dan gas hidrogen. Kedua reaksi tersebut dapat dituliskan secara bersamaan dengan menggunakan dua mata anak panah sebagai berikut : N2(g) + 3 H2(g) <——> 2 NH3(g) Gas nitrogen dan gas hidrogen diletakkan di sisi kiri karena bahan itulah yang mula-mula dimasukkan ke dalam tempat reaksi. Kedua reaksi tersebut terjadi dengan kecepatan yang berbeda. Namun, cepat atau lambat, kecepatan kedua reaksi tersebut akan sama dan jumlah relatif dari gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia menjadi tetap (konstan). Ini merupakan contoh kesetimbangan kimia. Kesetimbangan kimia dinamis Kesetimbangan kimia dinamis tercapai pada saat dua reaksi kimia yang berlawanan terjadi pada tempat dan waktu yang sama dengan laju reaksi yang sama. Ketika sistem mencapai kesetimbangan, jumlah masing-masing spesi kimia menjadi konstan (tidak perlu sama). Kadang-kadang, terdapat banyak produk (spesi kimia yang ada di sisi kanan tanda panah bolak-balik) ketika reaksi mencapai kesetimbangan. Tetapi, kadang-kadang, produknya justru sangat sedikit. Jumlah relatif dari produk dan reaktan dalam kesetimbangan dapat ditentukan dengan menggunakan konstanta kesetimbangan kimia (K) untuk reaksi tersebut. Secara umum, untuk reaksi kesetimbangan hipotetis berikut : a A + b B <——> c C + d D Huruf besar menunjukkan spesi kimia dalam kesetimbangan kimia dan huruf kecil menyatakan koefisien reaksi pada reaksi kimia setara. Konstanta kesetimbangan kimia (Keq) secara matematis dapat dinyatakan dalam persamaan berikut : Keq = [C]c [D]d / [A]a [B]b Persamaan Keq dirumuskan oleh dua ahli kimia berkebangsaan Norwegia, yaitu Cato Guldberg dan Peter Waage, pada tahun 1864. Persamaan ini merupakan pernyataan matematis dari hukum aksi massa (law of mass action), yang menyatakan bahwa pada reaksi reversibel (bolak-balik, dua arah) yang mencapai keadaan kesetimbangan pada temperatur tertentu, perbandingan konsentrasi reaktan dan produk memiliki nilai tertentu (konstan), yaitu Keq (konstanta kesetimbangan kimia). Bagian pembilang mengandung produk dari kedua spesi kimia yang berada di sisi kanan persamaan dengan masing-masing spesi kimia dipangkatkan dengan koefisien reaksinya dalam persamaan reaksi berimbang. Penyebutnya juga sama, tetapi digunakan spesi kimia yang berada di sebelah kiri persamaan reaksi. Oleh karena satuan yang digunakan dalam konstanta kesetimbangan kimia adalah konsentrasi (molaritas), para ahli kimia menggunakan notasi Kc sebagai pengganti Keq. Nilai angka dari konstanta kesetimbangan kimia memberikan petunjuk tentang jumlah relatif dari produk dan reaktan. Nilai Kc juga memberikan petunjuk apakah kesetimbangan cenderung ke arah reaktan atau produk. Apabila nilai Kc jauh melebihi satu (Kc >> 1), kesetimbangan akan cenderung ke kanan (produk), sehingga jumlah produk lebih besar dibandingkan reaktan. Sebaliknya, apabila nilai Kc jauh di bawah satu (Kc << 1), kesetimbangan akan cenderung ke kiri (reaktan), sehingga jumlah reaktan lebih besar dibandingkan reaktan. Konsep kesetimbangan kimia Konsep kesetimbangan kimia sangat berguna dalam ilmu kimia. Konstanta kesetimbangan kimia digunakan dalam menyelesaikan berbagai permasalahan stoikiometri yang melibatkan sistem kesetimbangan. Dalam menggunakan Kc, konsentrasi reaktan dan produk saat kesetimbangan dilibatkan. Berdasarkan fasa spesi kimia yang terlibat dalam reaksi, sistem kesetimbangan dapat dibedakan menjadi dua, antara lain : Kesetimbangan Homogen Semua spesi kimia berada dalam fasa yang sama. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa gas adalah sistem kesetimbangan N2O4/NO¬2. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : N2O4(g) <——> 2 NO2(g) Kc = [NO2]2 / [N2O4] Konsentrasi reaktan dan produk dalam reaksi gas dapat dinyatakan dalam bentuk tekanan parsial masing-masing gas (ingat persamaan gas ideal, PV=nRT). Dengan demikian, satuan konsentrasi yang diganti dengan tekanan parsial gas akan mengubah persamaan Kc menjadi Kp sebagai berikut : Kp = (PNO2)2 / (PN2O4) PNO2 dan PN2O4 adalah tekanan parsial masing-masing gas pada saat kesetimbangan tercapai. Nilai Kp menunjukkan konstanta kesetimbangan yang dinyatakan dalam satuan tekanan (atm). Kp hanya dimiliki oleh sistem kesetimbangan yang melibatkan fasa gas saja. Secara umum, nilai Kc tidak sama dengan nilai Kp, sebab besarnya konsentrasi reaktan dan produk tidak sama dengan tekanan parsial masing-masing gas saat kesetimbangan. Dengan demikian, terdapat hubungan sederhana antara Kc dan Kp yang dapat dinyatakan dalam persamaan matematis berikut : Kp = Kc (RT)∆n Kp = konstanta kesetimbangan tekanan parsial gas Kc = konstanta kesetimbangan konsentrasi gas R = konstanta universal gas ideal (0,0821 L.atm/mol.K) T = temperatur reaksi (K) ∆n = Σ koefisien gas produk - Σ koefisien gas reaktan Selain kesetimbangan homogen fasa gas, terdapat pula sejumlah kesetimbangan homogen fasa larutan. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa larutan adalah kesetimbangan ionisasi asam asetat (asam cuka) dalam air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : CH3COOH(aq) <——> CH3COO-(aq) + H+(aq) Kc = [CH3COO-] [H+] / [CH3COOH] Kesetimbangan Heterogen Kesetimbangan ini melibatkan reaktan dan produk dalam fasa yang berbeda. Sebagai contoh, saat padatan kalsium karbonat dipanaskan dalam wadah tertutup, akan terjadi reaksi berikut : CaCO3(s) <——> CaO(s) + CO2(g) Dalam reaksi penguraian padatan kalsium karbonat, terdapat tiga fasa yang berbeda, yaitu padatan kalsium karbonat, padatan kalsium oksida, dan gas karbon dioksida. Dalam kesetimbangan kimia, konsentrasi padatan dan cairan relatif konstan, sehingga tidak disertakan dalam persamaan konstanta kesetimbangan kimia. Dengan demikian, persamaan konstanta kesetimbangan reaksi penguraian padatan kalsium karbonat menjadi sebagai berikut : Kc = [CO2] Kp = PCO2 Baik nilai Kc maupun Kp tidak dipengaruhi oleh jumlah CaCO3 dan CaO (jumlah padatan). Beberapa aturan yang berlaku dalam penentuan nilai konstanta kesetimbangan kimia saat reaksi kesetimbangan dimanipulasi (diubah) antara lain : Jika reaksi dapat dinyatakan dalam bentuk penjumlahan dua atau lebih reaksi, nilai konstanta kesetimbangan reaksi keseluruhan adalah hasil perkalian konstanta kesetimbangan masing-masing reaksi. A + B <——> C + D Kc’ C + D <——> E + F Kc’’ A + B <——> E + F Kc = Kc’ x Kc’’ Jika reaksi ditulis dalam bentuk kebalikan dari reaksi semula, nilai konstanta kesetimbangan menjadi kebalikan dari nilai konstanta kesetimbangan semula. A + B <——> C + D Kc’ = [C] [D] / [A] [B] C + D <——> A + B Kc = [A] [B] / [C] [D] = 1 / Kc’ Jika suatu reaksi kesetimbangan dikalikan dengan faktor n, nilai konstanta kesetimbangan menjadi nilai konstanta kesetimbangan semula dipangkatkan dengan faktor n. A + B <——> C + D Kc’ = [C] [D] / [A] [B] 2 A + 2 B D 2 C + 2 D Kc = [C]2 [D]2 / [A]2 [B]2 = { [C] [D] / [A] [B] }2 = (Kc’)2 Salah satu kegunaan konstanta kesetimbangan kimia adalah memprediksi arah reaksi. Untuk mempelajari kecenderungan arah reaksi, digunakan besaran Qc, yaitu hasil perkalian konsentrasi awal produk dibagi hasil perkalian konsentrasi awal reaktan yang masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya. Jika nilai Qc dibandingkan dengan nilai Kc, terdapat tiga kemungkinan hubungan yang terjadi, antara lain : 1). Qc < Kc Sistem reaksi reversibel kelebihan reaktan dan kekurangan produk. Untuk mencapai kesetimbangan, sejumlah reaktan diubah menjadi produk. Akibatnya, reaksi cenderung ke arah produk (ke kanan). 2). Qc = Kc Sistem berada dalam keadaan kesetimbangan. Laju reaksi, baik ke arah reaktan maupun produk, sama. 3). Qc > Kc Sistem reaksi reversibel kelebihan produk dan kekurangan reaktan. Untuk mencapai kesetimbangan, sejumlah produk diubah menjadi reaktan. Akibatnya, reaksi cenderung ke arah reaktan (ke kiri). faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan kimia Kesetimbangan kimia dapat diganggu oleh beberapa faktor eksternal. Sebagai contoh, pada pembahasan proses Haber sebelumnya, telah diketahui bahwa nilai Kc pada proses Haber adalah 3,5.108 pada suhu kamar. Nilai yang besar ini menunjukkan bahwa pada kesetimbangan, terdapat banyak gas amonia yang dihasilkan dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Akan tetapi, masih ada gas nitrogen dan gas hidrogen yang tersisa pada kesetimbangan. Dengan menerapkan prinsip ekonomi dalam dunia industri, diharapkan sebanyak mungkin reaktan diubah menjadi produk dan reaksi tersebut berlangsung sempurna. Untuk mendapatkan produk dalam jumlah yang lebih banyak, kesetimbangan dapat dimanipulasi dengan menggunakan prinsip Le Chatelier. Seorang kimiawan berkebangsaan Perancis, Henri Le Chatelier, menemukan bahwa jika reaksi kimia yang setimbang menerima perubahaan keadaan (menerima aksi dari luar), reaksi tersebut akan menuju pada kesetimbangan baru dengan suatu pergeseran tertentu untuk mengatasi perubahan yang diterima (melakukan reaksi sebagai respon terhadap perubahan yang diterima). Hal ini disebut Prinsip Le Chatelier. Ada tiga faktor yang dapat mengubah kesetimbangan kimia, antara lain : Konsentrasi reaktan atau produk Suhu Tekanan atau volume pada sistem yang mengandung fasa gas Untuk memproduksi gas amonia sebanyak mungkin, dapat dilakukan manipulasi kesetimbangan kimia dari segi konsentrasi reaktan maupun produk, tekanan ruangan, volume ruangan, dan suhu reaksi. Berikut ini adalah pembahasan mengenai masing-masing faktor. Mengubah konsentrasi Jika ke dalam sistem kesetimbangan ditambahkan gas nitrogen maupun gas hidrogen berlebih (reaktan berlebih), nilai Qc menjadi lebih kecil dibandingkan Kc. Untuk mengembalikan ke kondisi setimbang, reaksi akan bergeser ke arah produk (ke kanan). Akibatnya, jumlah produk yang terbentuk meningkat. Hal yang sama juga akan terjadi jika gas amonia yang terbentuk langsung diambil. Reaksi akan bergeser ke arah kanan untuk mencapai kembali kesetimbangan. Dapat disimpulkan bahwa jika dalam sistem kesetimbangan ditambahkan lebih banyak reaktan atau produk, reaksi akan bergeser ke sisi lain untuk menghabiskannya. Sebaliknya, jika sebagian reaktan atau produk diambil, reaksi akan bergeser ke sisinya untuk menggantikannya. Mengubah suhu Reaksi pada proses Haber adalah reaksi eksotermis. Reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut : N2(g) + 3 H2(g) <——> 2 NH3(g) + Kalor Jika campuran reaksi tersebut dipanaskan, akan terjadi peningkatan jumlah kalor dalam sistem kesetimbangan. Untuk mengembalikan reaksi ke kondisi setimbang, reaksi akan bergeser dari arah kanan ke kiri. Akibatnya, jumlah reaktan akan meningkat disertai penurunan jumlah produk. Tentu saja hal ini bukanlah sesuatu yang diharapkan. Agar jumlah amonia yang terbentuk meningkat, campuran reaksi harus didinginkan. Dengan demikian, jumlah kalor di sisi kanan akan berkurang sehingga reaksi akan bergeser ke arah kanan. Secara umum, memanaskan suatu reaksi menyebabkan reaksi tersebut bergeser ke sisi endotermis. Sebaliknya, mendinginkan campuran reaksi menyebabkan kesetimbangan bergeser ke sisi eksotermis. Mengubah tekanan dan volume Mengubah tekanan hanya mempengaruhi kesetimbangan bila terdapat reaktan dan/atau produk yang berwujud gas. Pada proses Haber, semua spesi adalah gas, sehingga tekanan dapat mempengaruhi kesetimbangan. Reaksi pada proses Haber terjadi dalam ruangan tertutup. Tekanan pada ruangan terjadi akibat tumbukan gas hidrogen, gas nitrogen, serta gas amonia terhadap dinding ruangan tersebut. Saat sistem mencapai keadaan setimbang, terdapat sejumlah gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia dalam ruangan. Tekanan ruang dapat dinaikkan dengan membuat tempat reaksinya menjadi lebih kecil (dengan memampatkannya, misal dengan piston) atau dengan memasukkan suatu gas yang tidak reaktif, seperti gas neon. Akibatnya, lebih banyak tumbukan akan terjadi pada dinding ruangan bagian dalam, sehingga kesetimbangan terganggu. Untuk mengatasi pengaruh tersebut dan memantapkan kembali kesetimbangan, tekanan harus dikurangi. Setiap kali terjadi reaksi maju (dari kiri ke kanan), empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen) akan membentuk dua molekul gas amonia. Reaksi ini mengurangi jumlah molekul gas dalam ruangan. Sebaliknya, reaksi balik (dari kanan ke kiri), digunakan dua molekul gas amonia untuk mendapatkan empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen). Reaksi ini menaikkan jumlah molekul gas dalam ruangan. Kesetimbangan telah diganggu dengan peningkatan tekanan. Dengan mengurangi tekanan, gangguan tersebut dapat dihilangkan. Mengurangi jumlah molekul gas di dalam ruangan akan mengurangi tekanan (sebab jumlah tumbukan akan berkurang). Oleh sebab itu, reaksi maju (dari kiri ke kanan) lebih disukai, sebab empat molekul gas akan digunakan dan hanya dua molekul gas yang akan terbentuk. Sebagai akibat dari reaksi maju ini, akan dihasilkan gas amonia yang lebih banyak. Secara umum, meningkatkan tekanan (mengurangi volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling sedikit. Sebaliknya, menurunkan tekanan (memperbesar volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling banyak. Sementara untuk reaksi yang tidak mengalami perubahan jumlah molekul gas (mol reaktan = mol produk), faktor tekanan dan volume tidak mempengaruhi kesetimbangan kimia. Katalis meningkatkan laju reaksi dengan mengubah mekanisme reaksi agar melewati mekanisme dengan energi aktivasi terendah. Katalis tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia. Penambahan katalis hanya mempercepat tercapainya keadaan setimbang. Dari beberapa faktor di atas, hanya perubahan temperatur (suhu) reaksi yang dapat mengubah nilai konstanta kesetimbangan (Kc maupun Kp). Perubahan konsentrasi, tekanan, dan volume hanya mengubah konsentrasi spesi kimia saat kesetimbangan, tidak mengubah nilai K. Katalis hanya mempercepat tercapainya keadaan kesetimbangan, tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia Larutan 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. Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu: 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. 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: 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). 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. 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: Larutan pekat yaitu larutan yang mengandung relatif lebih banyak solute dibanding solvent. Larutan encer yaitu larutan yang relatif lebih sedikit solute dibanding solvent. Dalam suatu larutan, pelarut dapat berupa air dan tan air. Contoh soal komponen larutan Tentukan pelarut dan zat terlarut dalam larutan alkohol 25% dan 75%? Jawab: a. Dalam larutan alkohol 25% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol. Zat terlarut = 25 % x 100 gram = 25 gram (alkohol) Zat pelarut = 75% x 100 gram = 75 gram ( air) b. Dalam larutan alkohol 75% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol. Zat terlarut = 25% x 100 gram = 25 gram (air) Zat pelarut = 75% x 100gram = 75 gram (alkohol) Jadi, untuk larutan cair maka pelarutnya adalah volume terbesar. Konsentrasi Larutan 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: 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. 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). Gas- cairan Ada 2 prinsip yang mempengaruhi kelarutan gas dalam cairan, yaitu: Makin tinggi titik cair suatu gas, makin mendekati zat cair gaya tarik antar molekulnya. Gas dengan titik cair lebih tinggi, kelarutannya lebih besar. Pelarut terbaik untuk suatu gas ialah pelarut yang gaya tarik antar molekulnya sangat mirip dengan yang dimiliki oleh suatu gas. 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: 1. Fraksi mol (X) 2. Persentase : a. Persentase berat per berat (% b/b) b. Persentase berat per volume (% b/v) c. Persentase volume per volume (% v/v) 3. Bagian per sejuta 4. Kemolaran atau molaritas (M) 5. Kemolalan atau molalitas (m) Larutan Asam-basa Konsep Asam- Basa 1). Asam- Basa Arrhenius Asam adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion H+ . Contoh asam: HCl, H2SO4, H3PO4. Sifat- sifat larutan asam adalah sebagai berikut: Dalam air menghasilkan ion H+ . Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi merah. Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik. Menyebabkan perkaratan logam (korosif). Jumlah ion H+ yang dapat dibebaskan oleh satu molekul asam disebut valensi atau martabat asam tersebut. Berdasarkan valensinya, asam dibedakan atas: a) Asam bervalensi satu, misalnya: HCl, HCN, HNO3, CH3COOH, dll. b) Asam bervalensi dua, misalnya: H2SO4, H2CrO4, H2CO3, dll. c) Asam bervalensi tiga, misalnya: H3PO4, H3AsO¬4, dll. Basa adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion OH- . Contoh basa: NaOH, Ca(OH)2 , Al2(OH)3 , NH3, dll. Sifat- sifat larutan basa adalah sebagai berikut: Dalam air dapat menghasilkan ion OH- . Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi biru. Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik. Jika mengenai kulit, maka kulit akan melepuh (kaustik). Jumlah ion OH- yang dapat dihasilkan oleh satu molekul basa disebut valensi atau martabat basa. Berdasarkan valensinya basa dibedakan atas: a) Basa bervalensi satu, misalnya: NaOH, KOH, AgOH, NH4OH, dll. b) Basa bervalensi dua, misalnya: Ca(OH)2, Mg(OH)2,Fe(OH)2, dll. c) Basa bervalensi tiga, misalnya: Fe(OH)3, Cr(OH)3, dll. Jadi di sini ion H+ tidak berikatan dengan air, atau bebas di air tanpa adanya ikatan. Asam- Basa Bronsted- Lowry Asam adalah suatu zat yang dapat menyumbang proton (H+), sehingga disebut donor proton. Basa adalah zat yang dapat menerima proton, sehingga disebut akseptor proton. Jadi di sini ion H+ berikatan dengan air. Contoh H2O + HCl H3O+ + Cl- Dalam reaksi di atas, HCl termasuk asam karena memberi proton. H2O termasuk basa kare4na menerima proton. Zat yang telah menerima proton disebut asam konjugasi, sedangkan yang telah memberi proton disebut basa konjugasi. Dalam contoh reaksi di atas, H3O+ adalah asam konjugasi, sedangkan Cl- adalah basa konjugasi. Asam- Basa Lewis Asam adalah senyawa penerima (akseptor ) pasangan elektron, sedangkan basa adalah senyawa pemberi (donor) pasangan elektron. Reaksi asam- basa Lewis tergolong reaksi pembentukan ikatan koordinasi. Contoh reaksi BF3 (asam Lewis) dengan NH3 (basa Lewis). Kekuatan Asam- Basa Asam dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah, begitu pula basa. Reaksi ionisasi asam kuat, secara umum dapat ditulis : HxA(aq) à xH+(aq) + Ax-(aq). Yang termasuk asam kuat, meliputi: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, dll. Reaksi asam kuat bersifat satu arah karena asam kuat mudah terionisasi dalam air. Reaksi ionisasi asam lemah, secara umum dapat ditulis : HzB(aq) à zH+(aq) + B z- (aq). Yang termasuk asam lemah, meliputi: CH3COOH, HF, HCN, H2CO3, dll. Reaksi asam lemah bersifat reversibel karena asam lemah tidak terionisasi sempurna di dalam air. Basa kuat meliputi senyawa- senyawa hidroksida alkali dan beberapa hidroksida alkali tanah. Selain hidroksida- hidroksida tersebut semuanya tergolong basa lemah. Asam kuat dan basa kuat dalam air mudah terionisasi , dengan derajat ionisasi (a) » 1, sehingga jumlah ion- ionnya relatif banyak. Akibatnya, larutan asam kuat dan basa kuat mudah menghantarkan arus listrik, sehingga disebut larutan elektrolit kuat. Sebaliknya, larutan basa lemah dan asam lemah sukar terionisasi (a £ 1), sehingga tergolong larutan elektrolit lemah. Senyawa- senyawa yang dapat bertindak sebagai asam (melepaskan H+) dan juga dapat bertindak sebagai basa (melepaskan OH-) disebut senyawa amfoter. Senyawa- senyawa amfoter, meliputi: Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2,dll. Indikator Indikator asam basa adalah suatu zat yang dapat berubah warna apabila pH lingkungannya berubah atau larutan yang berisi indikator berubah pH. Atau dengan kata lain, suatu senyawa yang berbeda warnanya dalam larutan asam dengan larutan basa.Dalam indikator terdapat dua warna dalam keadaan basa (warna basa) dan sebaliknya Nama Indikator Pki (konstanta kesetimbangan) Jenis Trayek pH Warna Asam- Basa Fenoftalin - Asam 8,0- 9,6 Tidak berwarna- Merah Brom Timol Biru 7,3 Asam 6,0- 7,6 Kuning- Biru Metil Jingga 3,4 Basa 3,1- 4,4 Merah- Jingga Lakmus - - 4,5- 8,3 Merah- Biru Biasanya indikator yang dipilih yaitu: a) harganya relatif murah. b) sesuai trayek pH. Titrasi Asam- Basa Untuk menentukan konsentrasi suatu larutan dapat dilakukan titrasi yaitu dengan menambahkan tetes demi tetes larutan standar ke dalam larutan yang akan ditentukan konsentrasinya.Pada saat banyaknya zat penitrasi sebanding/ setara dengan zat yang ditetapkan konsentrasinya disebut titik ekuivalen/ titik akhir titrasi yang ditunjukkan oleh perubahan warna indikator. Suatu analisis yang berkaitan dengan volume larutan pereaksi disebut analisis volumetri. Analisis volumetri dilaksanakan melalui metode titrasi. Salah satu larutan ditempatkan dalam buret yang merupakan larutan penitrasi. Larutan yang satu lagi ditempatkan dalam labu titrasi atau Erlenmeyer, yang merupakan larutan yang dititrasi. Titrasi yang melibatkan reaksi asam dengan basa disebut titrasi asam- basa atau asidimetri dan alkalimetri. 1). Asidimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan basa dengan menggunakan larutan standar asam. 2). Alkalimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan asam dengan menggunakan larutan standar basa. 4. Derajat Keasaman (pH) a. pH Asam- Basa Air murni tergolong elektrolit yang sangat lemah. Reaksi ionisasi air adalah sebagai berikut: H2O(l) = H+(aq) + OH-(aq). Larutan Penyangga (Larutan Buffer/ Larutan dapar). Larutan Penyangga adalah campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau campuran basa lemah dengan asam konjugasinya. Contoh CH3COOH dengan CH3COO- dan NH4OH dengan NH4+. Atau dengan kata lain, campuran asam lemah dan garamnya, atau basa lemah dan garamnya. Sifat Larutan Penyangga pH larutan penyangga tidak akan berubah, jika: 1. ditambahkan sedikit asam/basa 2. ditambahkan sedikit air (diencerkan) Kegunaan Larutan Penyangga Dalam tubuh manusia terdapat sistem penyangga yang berperan dalam mempertahankan pH, seperti: Buffer darah, pH darah berkisar 7,35- 7,45. pH darah < 7,35 disebut keadaan asidosis. Jika pH darah lebih kecil dari 7,0 atau lebih besar dari 7,8 ; maka akan menimbulkan kematian. Untuk menjaga agar pH darah tidak banyak berubah, maka dalam darah terdapat sistem penyangga H2CO3 / HCO3- . Bffer cairan tubuh. Dalam cairan sel tubuh terdapat sistem penyangga H2PO4- / HPO42-. Campuran penyangga tersebut berperan juga dalam ekskresi ion H+ pada ginjal Dalam industri farmasi, larutan penyangga berperan dalam pembuatan obat- obatan, agar zat aktif obat tersebut mempunyai pH tertentu Larutan penyangga yang umum digunakan dalam industri farmasi adalah larutan asam basa konjugasi senyawa fosfat. b. Hidrolisis garam Hidrolisis adalah proses penguraian suatu senyawa (garam) oleh air. Sifat larutan setelah terjadi hidrolisis tergantung pada kekuatan asam dan basa pembentuk garam tersebut. Titrasi Asam- Basa Untuk menentukan konsentrasi suatu larutan dapat dilakukan titrasi yaitu dengan menambahkan tetes demi tetes larutan standar ke dalam larutan yang akan ditentukan konsentrasinya.Pada saat banyaknya zat penitrasi sebanding/ setara dengan zat yang ditetapkan konsentrasinya disebut titik ekuivalen/ titik akhir titrasi yang ditunjukkan oleh perubahan warna indikator. Suatu analisis yang berkaitan dengan volume larutan pereaksi disebut analisis volumetri. Analisis volumetri dilaksanakan melalui metode titrasi. Salah satu larutan ditempatkan dalam buret yang merupakan larutan penitrasi. Larutan yang satu lagi ditempatkan dalam labu titrasi atau Erlenmeyer, yang merupakan larutan yang dititrasi. Titrasi yang melibatkan reaksi asam dengan basa disebut titrasi asam- basa atau asidimetri dan alkalimetri. 1) Asidimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan basa dengan menggunakan larutan standar asam. 2) Alkalimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan asam dengan menggunakan larutan standar basa. 5. Sifat Koligatif Larutan Koligatif artinya bersama- sama yang berasal dari kata koligeal yang berarti sifat bersama. Jadi sifat koligatif larutan adalah sifat fisik larutan yang hanya dipengaruhi oleh jumlah partikel yang tidak dipengaruhi oleh sifat zat.Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit hanya dikalikan faktor van¢t Hoff (i) terhadap rumusan sifat koligatif larutan non elektrolitnya, kecuali pada penurunan tekanan uap ada perbedaan perhitungan Xterlarut untuk elektrolit. Sifat Koligatif Larutan non- elektrolit Larutan elektrolit 1. Penurunan tekanan uap (DP) DP = P0 . Xt P= P0 - DP DP = P0 . x i 2. Kenaikan titik didih (Dt¬b) Dt¬b= Kb . m Dt¬b= Kb . m. i 3. Penurunan titik beku (Dtf) Dtf = Kf . m Dtf = Kf . m. i 4. Tekanan osmotik (p) p= M. R.T p= M. R.T. i Keterangan: I = Faktor Van¢t Hoff R= tetapan gas= 0,082 liter atm/ mol°K N= jumlah koefisien kation dan anion a= derajat ionisasi Kb= konstanta kenaikan titik didih molal pelarut. Kf= konstanta penurunan titik beku molal pelarut. nt= mol terlarut np= mol pelarut T= derajat Kelvin M= molar= mol/liter P= tekanan uap larutan. Untuk senyawa garam yang sangat encer, dengan konsentrasi zat terlarut jauh lebih kecil dari batas kelarutannya, harga derajat ionisasi sama dengan satu (a=1), sehingga harga i = n. Penurunan tekanan uap (DP), Kenaikan titik didih (Dt¬b) dan Penurunan titik beku (Dtf) Menguap adalah peristiwa partikel- partikel zat cair meninggalkan permukaan. Mendidih adalah temperatur titik didih dimana tekanan uap jenuh di dalam larutan sama dengan tekanan udara luar. Ketika tekanan di dalam sama dengan tekanan di luar disebut temperatur didih. Air + zat terlarut yang tidak mudah menguap (2) Airn (Pelarut murni) (1) Tekanan udara,1 atm= 76 cmHg berada di permukaan laut laut. Jika kita naik 100 m di atas permukaan air laut maka tekanan udara berkurang sebesar 1 cmHg. Tekanan uap pada pelarut murni (1) lebih besar karena pada larutan nomor 2 terdapat hambatan yang menghalangi terjadinya penguapan sehingga pada larutan nomor 2 dalam proses penguapan diperlukan suhu lebih tinggi sehingga titik didih menjadi tinggi, di sini pula mengalami penurunan titik beku. Tekanan osmotik (p) Tekanan osmosis adalah tekanan yang diperlukan untuk melawan terjadinya peristiwa osmosis. Osmosis adalah peristiwa berpindahnya partikel- partikel dari larutan encer (hipotonik) ke larutan pekat (hipertonik) melalui membran semi permiabel(bersifat selektif, hanya pelarut yang dapat masuk). Larutan encer, berarti tekanan osmotiknya rendah. Contoh tekanan osmosis, salak yang berada pada larutan gula. Jika p larutan > p salak maka salak akan mengkerut. Jika p larutan < p salak maka sel salak pecah dan salah akan mengembung. Pada infus, tekanan osmosis berbanding lurus dengan konsentrasi infus karena mempertimbangkan tekanan osmosis. Konsep ini penting dalam penggantian cairan tubuh/ bahan makanan yang tidak bisa dimasukkan melalui pembuluh darah. Cairan infus harus bersifat isotonis dengan cairan darah. Jika tidak maka terjadi kerusakan pada sel darah. Jika p infus lebih tinggi, cairan dalam darah keluar sehingga menyebabkan sel darah mengkerut (krenasi). Jika p infus < p darah, sel darah akan pecah (hemolisis). BAB 8 KIMIA INTI KIMIA INTI 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 . Inti dapat diubah secara tidak spontan melalui reksi inti. Reaksi inti difokuskan pada penyetaraan reksi, jenis reaksi, dan cara melakukannya. Reaksi inti dapat dipakai sebagai sumber energi, serta untuk mendapatkan zat radioaktif dan unsur baru. Semua unsur yang memiliki nomor atom lebih besar dari 83 adalah radioaktif. Peluruhan radioaktif terjadi melalui pemancaran partikel dasar secara spontan. Contoh: polonium-210 meluruh spontan menjadi timbal-206 dengan memancarkan sebuah partikel α Transmutasi inti dihasilkan dari pemboman inti oleh neutron, proton, atau inti lain. Contoh: konversi nitrogen-14 atmosfer menjadi karbon-14 dan hidrogen Nukleon : partikel-partikel penyusun inti, yaitu proton dan neutron Nuklida : suatu spesies nuklir tertentu, dengan lambang: Z = nomor atom A = nomor massa = jumlah proton + neutron N = neutron, biasanya tidak ditulis karena N = A-Z Isotop : kelompok nuklida dengan nomor atom sama Isobar : kelompok nuklida dengan nomor massa sama Isoton : kelompok nuklida dengan neutron sama 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: 1. Semua inti yang mempunyai proton 84 atau lebih tidak stabil 2. 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 3. 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. 4. Kestabilan inti dapat dikaitkan dengan perbandingan neutron-proton. 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. 1. Di atas pita kestabilan, Z <> Untuk mencapai kestabilan : inti memancarkan (emisi) neutron atau memancarkan partikel beta 2. Di atas pita kestabilan dengan Z > 83, terjadi kelebihan neutron dan proton Untuk mencapai kestabilan : Inti memancarkan partikel alfa 3. Di bawah pita kestabilan, Z <> Untuk mencapai kestabilan : Inti memancarkan positron atau menangkap electron ENERGI PENGIKAT INTI Satu ukuran kuantitatif dari stabilitas inti adalah energi ikatan inti (nuclear binding energy, yaitu energi yang diperlukan untuk memecah inti menjadi komponen-komponennya, proton dan neutron. Kuantitas ini menyatakan konversi massa menjadi energi yang terjadi selama berlangsungnya reaksi inti eksotermik yang menghasilkan pembentukan inti . Konsep energi ikatan berkembang dari kajian sifat-sifat inti yang menunjukkan bahwa massa inti selalu lebih rendah dibandingkan jumlah massa nukleon. Contoh : isotop fluorine (F), intinya memiliki 9 proton, 9 elektron dan 10 neutron dengan massa atom yang terukur sebesar 18, 9984 sma. Analisis perhitungan teoritis massa atom F: Massa atom = (9 x massa proton) +(9 x massa elektron) + (10 x massa neutron) = (9 x 1,00728 sma) + ( 9 x 0,000549 sma) + (10 x 1,00867) = 19, 15708 sma Harga massa atom F berdasarkan perhitungan ternyata lebih besar dibandingkan dengan massa atom terukur, dengan kelebihan massa sebesar 0,1578 sma. Selisih antara massa atom dan jumlah massa dari proton, elektron dan neutron disebut cacat massa (mass defect). Menurut teori relativitas, kehilangan massa muncul sebagai energi (kalor) yang dilepas ke lingkungan. Banyaknya energi yang dilepas dapat ditentukan berdasarkan hubungan kesetaraan massa-energi Einstein ( E = m c2). ΔE = Δm c2 Dengan faktor konversi : 1 kg = 6,022 x 1026 sma 1 J = 1 kg m2/s2 Untuk atom F tersebut: ΔE =( -0,1578 sma) (3x 108 m/s)2 = (-1,43 x 1016 sma m2/s2) x (1 kg/6,022 x 1026 sma) x (1 J/1 kg m2s2) = -2,37 x 10-11 J Ini merupakan banyaknya energi yang dilepas bila satu inti fluorin-19 dibentuk dari 9 proton dan 10 neutron. Energi yang diperlukan untuk menguraikan inti menjadi proton dan neutron yang terpisah adalah sebesar -2,37 x 10-11 J. Untuk pembentukan 1 mol inti fluorin, energi yang dilepaskan adalah: ΔE = (-2,37 x 10-11 J) (6,022 x 1023/mol) = -1,43 x 1013 J/mol Dengan demikian, energi ikatan inti adalah 1,43 x 1013 J/mol untuk 1 mol inti fluorin-19, yang merupakan kuantitas yang sangat besar bila dibandingkan dengan entalpi reaksi kimia biasa yang hanya sekitar 200 kJ. 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 Nt/N0 = - λt dengan waktu paruh : t1/2 = 0,693/λ 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. 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 KEAKTIFAN 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. DOSIS RADIAS 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. Contoh: Dosis 0 – 20 rem pengaruh kliniknya tidak terdeteksi , dosis 20-50 sedikit pengaruh pengurangan sementara butir darah putih, dosis 100-200 terdapat pengaruh banyak pengurangan butir darah putih dan pada dosis lebih dari 500 rem dapat menyebabkan kematian. 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. APLIKASI FISI INTI Bom Atom Penerapan pertamakali fisi inti ialah dalam pengembangan bom atom. Faktor krusial dalam rancangan bom ini adalah penentuan massa kritis untuk bom itu. Satu bom atom yang kecil setara dengan 20.000 ton TNT. Massa kritis suatu bom atom biasanya dibentuk dengan menggunakan bahan peledak konvensional seperti TNT tersebut, untuk memaksa bagian-bagian terfisikan menjadi bersatu. Bahan yang pertama diledakkan adalah TNT, sehingga ledakan akan mendorong bagian-bagian yang terfisikan untuk bersama-sama membentuk jumlah yang lebih besar dibandingkan massa kritis. Uranium-235 adalah bahan terfisikan dalam bom yang dijatuhkan di Hiroshima dan plutonium-239 digunakan dalam bom yang meledak di Nagasaki. Reaktor Nuklir Suatu penerapan damai tetapi kontroversial dari fisi inti adalah pembangkitan listrik menggunakan kalor yang dihasilkan dari reaksi rantai terbatas yang dilakukan dalam suatu reaktor nuklir. Ada 3 jenis reaktor nuklir yang dikenal, yaitu: a. Reaktor air ringan. Menggunakan air ringan (H2O) sebagai moderator (zat yang dapat mengurangi energi kinetik neutron). b. Reaktor air berat. Menggunakan D2O sebagai moderator. c. Reaktor Pembiak (Breeder Reactor). Menggunakan bahan bakar uranium, tetapi tidak seperti reaktor nuklir konvensional, reaktor ini menghasilkan bahan terfisikan lebih banyak daripada yang digunakan. FUSI INTI Fusi inti (nuclear fusion) atau reaksi fusi adalah proses penggabungan inti kecil menjadi inti yang lebih besar. Reaksi ini relatif terbebas dari masalah pembuangan limbah. Dasar bagi penelitian pemakaian fusi inti untuk produksi energi adalah perilaku yang diperlihatkan jika dua inti ringan bergabung atau berfusi membentuk inti yang lebih besar dan lebih stabil, banyak energi yang akan dilepas selama prosesnya. Fusi inti yang terus-menerus terjadi di matahari yang terutama tersusun atas hidrogen dan helium. Reaksi fusi hanya terjadi pada suhu yang sangat tinggi sehingga reaksi ini sering dinamakan reaksi termonuklir. Suhu di bagian dalam matahari mencapai 15 juta. Aplikasi Fusi Inti yang telah dikembangkan adalah bom hidrogen. PENGGUNAAN RADIOISOTOP Radioisotop adalah isotop suatu unsur yang radioaktif yang memancarkan sinar radioaktif. Isotop suatu unsur baik yang stabil maupun radioaktif memiliki sifat kimia yang sama. Radioisotop dapat digunakan sebagai perunut (untuk mengikuti unsur dalam suatu proses yang menyangkut senyawa atau sekelompok senyawa) dan sebagai sumber radiasi /sumber sinar. Berikut beberapa contoh penggunaan radioisotop dalam berbagai bidang: 1. Bidang kimia Teknik perunut dapat dipakai untuk mempelajari mekanisme berbagai reaksi kimia seperti esterifikasi dan fotosintesis. Penetapan struktur senyawa kimia seperti ion tiosulfat. Analisis pengenceran isotop dan analisis pengaktifan neutron (dalam bidang perminyakan, pengendalian polusi, obat-obatan, geologi, elektronika, kriminologi, oseanografi dan arkeologi). Bidang kedokteran Isotop natrium-24 digunakan untuk mengikuti peredaran darah dalam tubuh manusia , mempelajari kelainan pada kelenjar tiroid dengan isotop I-131, menentukan tempat tumor otak dengan radioisotop fosfor, Fe-59 untuk mengukur laju pembentukan sel darah merah. Kobalt-60 digunakan untuk pengobatan kanker, teknetium-99 untuk alat diagnostik gambaran jantung, hati dan paru-paru pasien. Bidang pertanian Radiasi gamma dapat digunakan untuk memperoleh bibit unggul dan radiisotop fosfor untuk mempelajari pemakaian pupuk oleh tanaman. Bidang Industri Untuk mendeteksi kebocoran pipa yang ditanam dalam tanah atau beton, menentukan keausan atau keroposan yang terjadi pada bagian pengelasan antar logam, Penentuan umur batuan atau fosil. SIFAT INTI Setiap inti atom mempunyai ukuran, bentuk, massa dan energi tertentu. Ukuran inti mula mula dikemukakan oleh rutherford dari hasil percobaan pengamburan sinar alfa. Jari-jari atom menurut perhitungannya, kemudian dengan cara yang lebih teliti dapat diketahui jari-jari sejumlah nuklida. Pada bukti inti diandaikan bahwa proton terbesar merata dalam inti sehingga penyebaran proton dapat dipakai untuk mengetahui bentuk inti tersebut. Bentuk penyerapan proton dapat diteliti dari gaya tarik Coloumb antara proton dalam inti dengan elektron yang mengelilinginya. Inti yang tidak bulat mempunyai momen kuadrupol listrik yang merupakan gaya tambahan kepada gaya Coloumb.