larutan elektrolit dan konsep redoks

larutan elektrolit dan konsep redoks

1) Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
o Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
o Larutan elektrolit dapat berupa asam, basa maupun garam.
Contoh : HCl, H2SO4, NaOH, NaCl
o Dibedakan menjadi 2 yaitu :
a) Larutan elektrolit kuat = ditandai dengan lampu yang menyala terang.
b) Larutan elektrolit lemah = ditandai dengan lampu yang menyala redup atau lampu yang tidak menyala namun dalam larutan timbul gelembung gas (contoh : larutan amonia, asam cuka).

o Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.
Contoh : larutan gula, larutan urea, larutan alkohol.
o Air sebenarnya tidak dapat menghantarkan arus listrik, tetapi daya hantar larutan tersebut disebabkan oleh zat terlarutnya.


2) Teori Ion Svante Arrhenius
“ Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas ”
Contoh :
NaCl (aq) Na+(aq) + Cl-(aq)
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)

 Zat non elektrolit dalam larutan, tidak terurai menjadi ion-ion tetapiv tetap berupa molekul.
Contoh :
C2H5OH (l) C2H5OH (aq)
CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (aq)


3) Proses terjadinya hantaran listrik
Contoh :
• Hantaran listrik melalui larutan HCl. Dalam larutan, molekul HCl terurai menjadi ion H+ dan Cl- :
HCl (aq) H+(aq) + Cl-(aq)
• Ion-ion H+ akan bergerak menuju Katode (elektrode negatif / kutub negatif), mengambil elektron dan berubah menjadi gas hidrogen.
2H+(aq) + 2e H2(g)
• Ion-ion Cl- bergerak menuju Anode (elektrode positif / kutub positif), melepas elektron dan berubah menjadi gas klorin.
2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e
• Jadi : arus listrik menguraikan HCl menjadi H2 dan Cl2 (disebut reaksi elektrolisis).
2H+(aq) + 2Cl-(aq) H2(g) + Cl2(g)



Permasalahan : (diskusikan dengan kelompok kalian)
o Bagaimana jika seandainya yang dipakai adalah larutan CuCl2?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk lapisan tembaga (Cu)?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk gas klorin (Cl2)?
o Jelaskan proses terjadinya hantaran listrik! (lengkapi dengan reaksi ionisasinya)


4) Elektrolit yang berasal dari Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar
a) Senyawa Ion
• Dalam bentuk padatan, senyawa ion tidak dapat menghantarkan arus listrik karena ion-ionnya tidak dapat bergerak bebas.
• Dalam bentuk lelehan maupun larutan, ion-ionnya dapat bergerak bebas sehingga lelehan dan larutan senyawa ion dapat menghantarkan arus listrik.

b) Senyawa Kovalen Polar
o Contoh : asam klorida cair, asam asetat murni dan amonia cair.
o Senyawa-senyawa ini dalam bentuk murninya merupakan penghantar listrik yang tidak baik.
o Jika dilarutkan dalam air (pelarut polar) maka akan dapat menghantarkan arus listrik dengan baik.
Penjelasannya :
o Senyawa-senyawa tersebut memiliki kemampuan melarut dalam air karena disamping air sendiri merupakan molekul dipol, pada prinsipnya senyawa-senyawa tersebut jika bereaksi dengan air akan membentuk ion-ion.
 HCl(l) + H2O(l)§ H3O+(aq) + Cl-(aq)
( ion hidronium )
 CH3COOH(l) + H2O(l)§ H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
( ion asetat )
 NH3(l) + H2O(l)§ NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )

o Oleh karena itu, larutan senyawa kovalen polar merupakan larutan elektrolit.

Keterangan tambahan :
Ion yang terdapat dalam air dapat terbentuk dengan 3 cara :
1). Zat terlarut merupakan senyawa ion, misal : NaCl
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
2). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen polar, yang larutannya dalam air dapat terurai menjadi ion-ionnya, misal : H2SO4
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
3). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen yang dapat bereaksi dengan air, sehingga membentuk ion, misal : NH3
Reaksi ionisasinya : NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )
o Daya hantar listrik air murni biasa digolongkan sebagai non konduktor. Akan tetapi, sebenarnya air merupakan suatu konduktor yang sangat buruk. Zat elektrolit akan meningkatkan konduktivitas air, sedangkan zat non elektrolit tidak.
o Arus listrik adalah aliran muatan. Arus listrik melalui logam adalah aliran elektron, dan arus listrik melalui larutan adalah aliran ion-ion.
o Zat elektrolit dapat berupa senyawa ion atau senyawa kovalen polar yang dapat terhidrolisis (bereaksi dengan air).
o Senyawa ion padat tidak menghantar listrik, tetapi lelehan dan larutannya dapat menghantar listrik.
5) Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
 Pada konsentrasi yang sama, elektrolit kuat mempunyai daya hantar§ lebih baik daripada elektrolit lemah. Hal ini terjadi karena molekul zat elektrolit kuat akan lebih banyak yang terion jika dibandingkan dengan molekul zat elektrolit lemah.
 Banyak sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan derajat§ ), yaitu perbandingan antara jumlahaionisasi atau derajat disosiasi ( zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan.
Dirumuskan :
 1£ a £; 0

 besar (mendekati 1) disebut elektrolita Zat elektrolit yang mempunyai §  kecil (mendekati 0) disebut elektrolitakuat sedangkan yang mempunyai  lemah.
Contoh elektrolit kuat = larutan NaCl, larutan H2SO4, larutan HCl, larutan NaOH
Contoh elektrolit lemah = larutan CH3COOH dan larutan NH3.

Reaksi Reduksi - Oksidasi ( Redoks )


 Perkembangan Konsep RedoksØ
a). Reaksi redoks sebagai reaksi pengikatan dan pelepasan oksigen
1). Oksidasi adalah : reaksi pengikatan oksigen.
Contoh :
o Perkaratan besi (Fe).
4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
o Pembakaran gas metana
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
o Oksidasi tembaga oleh udara
2Cu(s) + 3O2(g) 2CuO(s)
o Oksidasi glukosa dalam tubuh
C6H12O6(aq) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)
o Oksidasi belerang oleh KClO3
3S(s) + 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3SO2(g)
o Sumber oksigen pada reaksi oksidasi disebut oksidator. Dari contoh di atas, 4 reaksi menggunakan oksidator berupa udara dan reaksi terakhir menggunakan oksidator berupa KClO3

2). Reduksi adalah : reaksi pelepasan atau pengurangan oksigen.
Contoh :
• Reduksi bijih besi dengan CO
Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)
• Reduksi CuO oleh H2
CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g)
• Reduksi gas NO2 oleh logam Na
2NO2(g) + Na(s) N2(g) + Na2O(s)
• Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi disebut reduktor. Dari contoh di atas, yang bertindak sebagai reduktor adalah gas CO, H2 dan logam Na.
• Permasalahan : Reaksi apakah yang terjadi pada reduktor?


b). Reaksi redoks sebagai reaksi pelepasan dan pengikatan / penerimaan elektron
1). Oksidasi adalah : reaksi pelepasan elektron.
o Zat yang melepas elektron disebut reduktor (mengalami oksidasi).
o Pelepasan dan penangkapan elektron terjadi secara simultan artinya jika ada suatu spesi yang melepas elektron berarti ada spesi lain yang menerima elektron. Hal ini berarti : bahwa setiap oksidasi disertai reduksi.
o Reaksi yang melibatkan oksidasi reduksi, disebut reaksi redoks, sedangkan reaksi reduksi saja atau oksidasi saja disebut setengah reaksi.
Contoh : (setengah reaksi oksidasi)
K K+ + e
Mg Mg2+ + 2e

2). Reduksi adalah : reaksi pengikatan atau penerimaan elektron.
• Zat yang mengikat/menerima elektron disebut oksidator (mengalami reduksi).
Contoh : (setengah reaksi reduksi)
Cl2 + 2e 2Cl-
O2 + 4e 2O2-

Contoh : reaksi redoks (gabungan oksidasi dan reduksi)
Oksidasi : Ca Ca2+ + 2e
Reduksi : S + 2e S2- +
Redoks : Ca + S Ca2+ + S2-

o Tentukan mana yang reduktor dan oksidator!
o Tentukan mana yang hasil oksidasi dan hasil reduksi!

c). Reaksi redoks sebagai reaksi peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi
1). Oksidasi adalah : reaksi dengan peningkatan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi disebut reduktor.
Contoh :




2). Reduksi adalah : reaksi dengan penurunan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi disebut oksidator.
Contoh :






Konsep Bilangan Oksidasi

o Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa adalah muatan yang diemban oleh atom unsur itu jika semua elektron ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif.
Contoh :
Pada NaCl : atom Na melepaskan 1 elektron kepada atom Cl, sehingga b.o Na = +1 dan Cl = -1.

Pada H2O :

Karena atom O lebih elektronegatif daripada atom H maka elektron ikatan didistribusikan kepada atom O.
Jadi b.o O = -2 sedangkan H masing-masing = +1.





 Aturan Menentukan Bilangan Oksidasiv
1). Semua unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0 (nol).
Contoh : bilangan oksidasi H, N dan Fe dalam H2, N2 dan Fe = 0.
2). Fluorin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan tambahan 1 elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawanya.
3). Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif (+).
Contoh :
Unsur golongan IA, IIA dan IIIA dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi berturut-turut +1, +2 dan +3.
4). Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal = muatannya.
Contoh : bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe3+ = +3
Perhatian :
Muatan ion ditulis sebagai B+ atau B-, sedangkan bilangan oksidasi ditulis sebagai +B atau –B.
5). Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan logam (hidrida) maka bilangan oksidasi H = -1.
Contoh :
Bilangan oksidasi H dalam HCl, H2O, NH3 = +1
Bilangan oksidasi H dalam NaH, BaH2 = -1
6). Bilangan oksidasi O umumnya = -2.
Contoh :
Bilangan oksidasi O dalam senyawa H2O, MgO, BaO = -2.
Perkecualian :
a). Dalam F2O, bilangan oksidasi O = +2
b). Dalam peroksida, misalnya H2O2, Na2O2 dan BaO2, biloks O = -1.
c). Dalam superoksida, misalnya KO2 dan NaO2, biloks O = -
7). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu senyawa netral = 0.
8). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu ion poliatom = muatannya.
Contoh : dalam ion = (2 x b.o S) + (3 x b.o O) = -2















Penggolongan Reaksi Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi

a) Reaksi Bukan Redoks
Pada reaksi ini, b.o setiap unsur dalam reaksi tidak berubah (tetap).
Contoh :


b) Reaksi Redoks
Pada reaksi ini, terjadi peningkatan dan penurunan b.o pada unsur yang terlibat reaksi.
Contoh :

Keterangan :
Oksidator = H2SO4
Reduktor = Fe
Hasil reduksi = H2
Hasil oksidasi = FeSO4

c) Reaksi Otoredoks ( Reaksi Disproporsionasi )
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai oksidator maupun reduktor’nya merupakan zat yang sama.
Contoh :

Keterangan :
Oksidator = I2
Reduktor = I2
Hasil reduksi = NaI
Hasil oksidasi = NaIO3

d) Reaksi Konproporsionasi
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai hasil oksidasi maupun hasil reduksi’nya merupakan zat yang sama.


 Tata Nama IUPAC ( Penamaan Senyawa Kimia Berdasarkan Biloks’nya )v
Yaitu : dengan cara menuliskan biloks’nya dalam tanda kurung dengan menggunakan angka Romawi.
Contoh : lengkapi sendiri !

Diposkan oleh ramlah antika di

Hukum Dasar Kimia

1). Hukum Kekekalan Massa ( Hukum Lavoisier ).
Yaitu : “Dalam sistem tertutup, massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.”
Contoh :
40 gram Ca + 16 gram O2 ® 56 gram CaO
12 gram C + 32 gram O2 ® 44 gram CO2
3 gram H2 + 24 gram O2 ® 27 gram H2O

Contoh soal :
Pada wadah tertutup, 4 gram logam kalsium dibakar dengan oksigen, menghasilkan kalsium oksida. Jika massa kalsium oksida yang dihasilkan adalah 5,6 gram, maka berapa massa oksigen yang diperlukan?
Jawaban :
m Ca = 4 gram
m CaO = 5,6 gram
m O2 = ..?
Berdasarkan hukum kekekalan massa :
Massa sebelum reaksi = massa sesudah reaksi
 m CaÛ + m O2 = m CaO
 m O2Û = m CaO - m Ca
= (5,6 – 4,0) gram
= 1,6 gram
Jadi massa oksigen yang diperlukan adalah 1,6 gram.


2). Hukum Perbandingan Tetap ( Hukum Proust ).
Yaitu : “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap dan tertentu.”
Contoh :
Air tersusun oleh unsur-unsur hidrogen (H2) dan oksigen (O2) dengan perbandingan yang selalu tetap yaitu :
11,11 % : 88,89 % = 1 : 8
Nomor Massa H2 (gram) Massa O2 (gram) Massa H2O (gram) Massa zat sisa
1 1 8 9 -
2 2 16 18 -
3 3 16 18 1 gram H2
4 3 25 27 1 gram O2
5 4 25 28,125 0,875 gram H2

Cara penyelesaiannya :
1) Tentukan “pereaksi pembatasnya” terlebih dulu, dengan cara :
a) Bagilah massa tiap-tiap reaktan/pereaksi dengan angka banding awalnya (angka di baris 1 data)!
b) Bandingkan harga dari hasil pembagian tersebut!
c) Pereaksi pembatas => reaktan/pereaksi yang mempunyai “angka hasil bagi yang kecil”.
2) Besarnya massa pereaksi pembatas digunakan sebagai acuan untuk menghitung besarnya massa reaktan yang terpakai saat reaksi dan menghitung besarnya massa produk yang diperoleh saat reaksi.
3) Hitunglah massa reaktan lain (bukan pereaksi pembatas) yang tersisa!
Keterangan :
Pereaksi pembatas adalah pereaksi yang semua massanya habis terpakai saat reaksi berlangsung.
Contoh soal :
Jika diketahui perbandingan massa besi (Fe) dan belerang (S) dalam pembentukan senyawa besi (II) sulfida (FeS) adalah 7 : 4 maka tentukan :
a) Massa besi yang dibutuhkan untuk bereaksi dengan 8 gram belerang!
b) Massa belerang yang tersisa, jika sebanyak 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S!
c) Massa S dan massa Fe yang dibutuhkan untuk menghasilkan 22 gram senyawa FeS!
Jawab :
Reaksi :
7 4 11
Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama, sehingga 7 gram Fe akan bereaksi dengan 4 gram S membentuk 11 gram FeS.
a) Massa S = 8 gram
Massa Fe = …?
Massa Fe =
Jadi massa Fe yang dibutuhkan adalah 14 gram.
b) 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S, berarti :
Fe : S = 21 : 15 = 7 : 5
Belerang berlebih, berarti seluruh Fe habis bereaksi.
Massa Fe yang bereaksi = 21 gram
Massa S yang bereaksi =
Massa S yang tersisa = ( 15-12 ) gram = 3 gram
Jadi massa S yang tersisa adalah 3 gram.
c) Untuk membentuk 22 gram FeS :
m Fe =
m S =
Jadi massa Fe dan S yang dibutuhkan adalah 14 gram dan 8 gram.


3). Hukum Kelipatan Perbandingan / Hukum Perbandingan Berganda ( Hukum Dalton ).
Yaitu : “Jika dua jenis unsur dapat membentuk lebih dari satu macam senyawa, maka perbandingan massa salah satu unsur yang terikat pada unsur lain (yang massanya sama), hasil perbandingannya merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
Unsur C dan O dapat membentuk dua jenis senyawa, yaitu CO dan CO2.
Jika massa C dalam kedua senyawa itu sama (berarti angka indeks’nya sama), maka :
Massa O dalam CO : massa O dalam CO2 akan merupakan bilangan bulat dan sederhana (yaitu = 1:2 ).
No Senyawa Massa C Massa O Massa C : Massa O Massa O pada CO :
Massa O pada CO2
1 CO 12 gram 16 gram 12 : 16 16 : 32 = 1 : 2
2 CO2 12 gram 32 gram 12 : 32





Contoh soal :
Karbon dapat bergabung dengan hidrogen dengan perbandingan 3 : 1, membentuk gas metana. Berapa massa hidrogen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 900 gram C pada metana?
Jawab :
C : H = 3 : 1 sehingga :
 900Û : m H = 3 : 1
Û massa H = ; Jadi massa H yang diperlukan adalah 300 gram.

4). Hukum Perbandingan Volum ( Hukum Gay Lussac ).
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volum gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana.”
Contoh :
Dua volum gas hidrogen bereaksi dengan satu volum gas oksigen membentuk dua volum uap air.
gas hidrogen + gas oksigen ® uap air
2 V 1 V 2 V
Perbandingan volumenya = 2 : 1 : 2


5). Hukum Avogadro.
Yaitu : “Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumnya sama mengandung jumlah partikel yang sama pula.”
Contoh :
Pada pembentukan molekul H2O
2L H2(g) + 1L O2(g) ® 2L H2O(g)



2 molekul H2 1 molekul O2 2 molekul H2O

Catatan :
Jika volume dan jumlah molekul salah 1 zat diketahui, maka volume dan jumlah molekul zat lain dapat ditentukan dengan menggunakan persamaan :

dan


Keterangan :
V = volume molekul ( L )
X = jumlah partikel ( molekul )



Contoh soal :
Pada suhu dan tekanan yang sama, sebanyak 2 L gas nitrogen (N2) tepat bereaksi dengan gas H2 membentuk gas NH3 (amonia).
Tentukan :
a) Persamaan reaksinya!
b) Volume gas H2 yang diperlukan!
c) Volume gas NH3 yang dihasilkan!
Jawab :
a) Persamaan reaksinya :

b) V H2 =
= = 6 L
Jadi volume gas H2 yang diperlukan dalam reaksi adalah 6 L.
c) V NH3 =
= = 4 L
Jadi volume gas NH3 yang dihasilkan oleh reaksi tersebut adalah 4 L.

LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS

LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS

1) Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
o Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
o Larutan elektrolit dapat berupa asam, basa maupun garam.
Contoh : HCl, H2SO4, NaOH, NaCl
o Dibedakan menjadi 2 yaitu :
a) Larutan elektrolit kuat = ditandai dengan lampu yang menyala terang.
b) Larutan elektrolit lemah = ditandai dengan lampu yang menyala redup atau lampu yang tidak menyala namun dalam larutan timbul gelembung gas (contoh : larutan amonia, asam cuka).

o Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.
Contoh : larutan gula, larutan urea, larutan alkohol.
o Air sebenarnya tidak dapat menghantarkan arus listrik, tetapi daya hantar larutan tersebut disebabkan oleh zat terlarutnya.


2) Teori Ion Svante Arrhenius
“ Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena mengandung ion-ion yang dapat bergerak bebas ”
Contoh :
NaCl (aq) Na+(aq) + Cl-(aq)
CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)

 Zat non elektrolit dalam larutan, tidak terurai menjadi ion-ion tetapi tetap berupa molekul.
Contoh :
C2H5OH (l) C2H5OH (aq)
CO(NH2)2 (s) CO(NH2)2 (aq)


3) Proses terjadinya hantaran listrik
Contoh :
• Hantaran listrik melalui larutan HCl. Dalam larutan, molekul HCl terurai menjadi ion H+ dan Cl- :
HCl (aq) H+(aq) + Cl-(aq)
• Ion-ion H+ akan bergerak menuju Katode (elektrode negatif / kutub negatif), mengambil elektron dan berubah menjadi gas hidrogen.
2H+(aq) + 2e H2(g)
• Ion-ion Cl- bergerak menuju Anode (elektrode positif / kutub positif), melepas elektron dan berubah menjadi gas klorin.
2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e
• Jadi : arus listrik menguraikan HCl menjadi H2 dan Cl2 (disebut reaksi elektrolisis).
2H+(aq) + 2Cl-(aq) H2(g) + Cl2(g)



Permasalahan : (diskusikan dengan kelompok kalian)
o Bagaimana jika seandainya yang dipakai adalah larutan CuCl2?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk lapisan tembaga (Cu)?
o Di elektroda mana yang akan terbentuk gas klorin (Cl2)?
o Jelaskan proses terjadinya hantaran listrik! (lengkapi dengan reaksi ionisasinya)


4) Elektrolit yang berasal dari Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen Polar
a) Senyawa Ion
• Dalam bentuk padatan, senyawa ion tidak dapat menghantarkan arus listrik karena ion-ionnya tidak dapat bergerak bebas.
• Dalam bentuk lelehan maupun larutan, ion-ionnya dapat bergerak bebas sehingga lelehan dan larutan senyawa ion dapat menghantarkan arus listrik.

b) Senyawa Kovalen Polar
o Contoh : asam klorida cair, asam asetat murni dan amonia cair.
o Senyawa-senyawa ini dalam bentuk murninya merupakan penghantar listrik yang tidak baik.
o Jika dilarutkan dalam air (pelarut polar) maka akan dapat menghantarkan arus listrik dengan baik.
Penjelasannya :
o Senyawa-senyawa tersebut memiliki kemampuan melarut dalam air karena disamping air sendiri merupakan molekul dipol, pada prinsipnya senyawa-senyawa tersebut jika bereaksi dengan air akan membentuk ion-ion.
 HCl(l) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq)
( ion hidronium )
 CH3COOH(l) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
( ion asetat )
 NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )

o Oleh karena itu, larutan senyawa kovalen polar merupakan larutan elektrolit.

Keterangan tambahan :
Ion yang terdapat dalam air dapat terbentuk dengan 3 cara :
1). Zat terlarut merupakan senyawa ion, misal : NaCl
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
2). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen polar, yang larutannya dalam air dapat terurai menjadi ion-ionnya, misal : H2SO4
Reaksi ionisasinya : lengkapi sendiri
3). Zat terlarut merupakan senyawa kovalen yang dapat bereaksi dengan air, sehingga membentuk ion, misal : NH3
Reaksi ionisasinya : NH3(l) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
( ion amonium )
o Daya hantar listrik air murni biasa digolongkan sebagai non konduktor. Akan tetapi, sebenarnya air merupakan suatu konduktor yang sangat buruk. Zat elektrolit akan meningkatkan konduktivitas air, sedangkan zat non elektrolit tidak.
o Arus listrik adalah aliran muatan. Arus listrik melalui logam adalah aliran elektron, dan arus listrik melalui larutan adalah aliran ion-ion.
o Zat elektrolit dapat berupa senyawa ion atau senyawa kovalen polar yang dapat terhidrolisis (bereaksi dengan air).
o Senyawa ion padat tidak menghantar listrik, tetapi lelehan dan larutannya dapat menghantar listrik.
5) Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah
 Pada konsentrasi yang sama, elektrolit kuat mempunyai daya hantar lebih baik daripada elektrolit lemah. Hal ini terjadi karena molekul zat elektrolit kuat akan lebih banyak yang terion jika dibandingkan dengan molekul zat elektrolit lemah.
 Banyak sedikitnya elektrolit yang mengion dinyatakan dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi (), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang mengion dengan jumlah zat yang dilarutkan.
Dirumuskan :
; 0    1

 Zat elektrolit yang mempunyai  besar (mendekati 1) disebut elektrolit kuat sedangkan yang mempunyai  kecil (mendekati 0) disebut elektrolit lemah.
Contoh elektrolit kuat = larutan NaCl, larutan H2SO4, larutan HCl, larutan NaOH
Contoh elektrolit lemah = larutan CH3COOH dan larutan NH3.



Reaksi Reduksi - Oksidasi ( Redoks )


 Perkembangan Konsep Redoks
a). Reaksi redoks sebagai reaksi pengikatan dan pelepasan oksigen
1). Oksidasi adalah : reaksi pengikatan oksigen.
Contoh :
o Perkaratan besi (Fe).
4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
o Pembakaran gas metana
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
o Oksidasi tembaga oleh udara
2Cu(s) + 3O2(g) 2CuO(s)
o Oksidasi glukosa dalam tubuh
C6H12O6(aq) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)
o Oksidasi belerang oleh KClO3
3S(s) + 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3SO2(g)
o Sumber oksigen pada reaksi oksidasi disebut oksidator. Dari contoh di atas, 4 reaksi menggunakan oksidator berupa udara dan reaksi terakhir menggunakan oksidator berupa KClO3

2). Reduksi adalah : reaksi pelepasan atau pengurangan oksigen.
Contoh :
• Reduksi bijih besi dengan CO
Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)
• Reduksi CuO oleh H2
CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g)
• Reduksi gas NO2 oleh logam Na
2NO2(g) + Na(s) N2(g) + Na2O(s)
• Zat yang menarik oksigen pada reaksi reduksi disebut reduktor. Dari contoh di atas, yang bertindak sebagai reduktor adalah gas CO, H2 dan logam Na.
• Permasalahan : Reaksi apakah yang terjadi pada reduktor?


b). Reaksi redoks sebagai reaksi pelepasan dan pengikatan / penerimaan elektron
1). Oksidasi adalah : reaksi pelepasan elektron.
o Zat yang melepas elektron disebut reduktor (mengalami oksidasi).
o Pelepasan dan penangkapan elektron terjadi secara simultan artinya jika ada suatu spesi yang melepas elektron berarti ada spesi lain yang menerima elektron. Hal ini berarti : bahwa setiap oksidasi disertai reduksi.
o Reaksi yang melibatkan oksidasi reduksi, disebut reaksi redoks, sedangkan reaksi reduksi saja atau oksidasi saja disebut setengah reaksi.
Contoh : (setengah reaksi oksidasi)
K K+ + e
Mg Mg2+ + 2e

2). Reduksi adalah : reaksi pengikatan atau penerimaan elektron.
• Zat yang mengikat/menerima elektron disebut oksidator (mengalami reduksi).
Contoh : (setengah reaksi reduksi)
Cl2 + 2e 2Cl-
O2 + 4e 2O2-

Contoh : reaksi redoks (gabungan oksidasi dan reduksi)
Oksidasi : Ca Ca2+ + 2e
Reduksi : S + 2e S2- +
Redoks : Ca + S Ca2+ + S2-

o Tentukan mana yang reduktor dan oksidator!
o Tentukan mana yang hasil oksidasi dan hasil reduksi!

c). Reaksi redoks sebagai reaksi peningkatan dan penurunan bilangan oksidasi
1). Oksidasi adalah : reaksi dengan peningkatan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi disebut reduktor.
Contoh :

2). Reduksi adalah : reaksi dengan penurunan bilangan oksidasi (b.o).
Zat yang mengalami penurunan bilangan oksidasi disebut oksidator.
Contoh :

Konsep Bilangan Oksidasi

o Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa adalah muatan yang diemban oleh atom unsur itu jika semua elektron ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif.
Contoh :
Pada NaCl : atom Na melepaskan 1 elektron kepada atom Cl, sehingga b.o Na = +1 dan Cl = -1.

Pada H2O :

Karena atom O lebih elektronegatif daripada atom H maka elektron ikatan didistribusikan kepada atom O.
Jadi b.o O = -2 sedangkan H masing-masing = +1.

 Aturan Menentukan Bilangan Oksidasi
1). Semua unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0 (nol).
Contoh : bilangan oksidasi H, N dan Fe dalam H2, N2 dan Fe = 0.
2). Fluorin, unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan tambahan 1 elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawanya.
3). Bilangan oksidasi unsur logam selalu bertanda positif (+).
Contoh :
Unsur golongan IA, IIA dan IIIA dalam senyawanya memiliki bilangan oksidasi berturut-turut +1, +2 dan +3.
4). Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu ion tunggal = muatannya.
Contoh : bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe3+ = +3
Perhatian :
Muatan ion ditulis sebagai B+ atau B-, sedangkan bilangan oksidasi ditulis sebagai +B atau –B.
5). Bilangan oksidasi H umumnya = +1, kecuali dalam senyawanya dengan logam (hidrida) maka bilangan oksidasi H = -1.
Contoh :
Bilangan oksidasi H dalam HCl, H2O, NH3 = +1
Bilangan oksidasi H dalam NaH, BaH2 = -1
6). Bilangan oksidasi O umumnya = -2.
Contoh :
Bilangan oksidasi O dalam senyawa H2O, MgO, BaO = -2.
Perkecualian :
a). Dalam F2O, bilangan oksidasi O = +2
b). Dalam peroksida, misalnya H2O2, Na2O2 dan BaO2, biloks O = -1.
c). Dalam superoksida, misalnya KO2 dan NaO2, biloks O = -
7). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu senyawa netral = 0.
8). Jumlah biloks unsur-unsur dalam suatu ion poliatom = muatannya.
Contoh : dalam ion = (2 x b.o S) + (3 x b.o O) = -2


Penggolongan Reaksi Berdasarkan Perubahan Bilangan Oksidasi

a) Reaksi Bukan Redoks
Pada reaksi ini, b.o setiap unsur dalam reaksi tidak berubah (tetap).
Contoh :


b) Reaksi Redoks
Pada reaksi ini, terjadi peningkatan dan penurunan b.o pada unsur yang terlibat reaksi.
Contoh :

Keterangan :
Oksidator = H2SO4
Reduktor = Fe
Hasil reduksi = H2
Hasil oksidasi = FeSO4

c) Reaksi Otoredoks ( Reaksi Disproporsionasi )
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai oksidator maupun reduktor’nya merupakan zat yang sama.
Contoh :

Keterangan :
Oksidator = I2
Reduktor = I2
Hasil reduksi = NaI
Hasil oksidasi = NaIO3

d) Reaksi Konproporsionasi
Pada reaksi ini, yang bertindak sebagai hasil oksidasi maupun hasil reduksi’nya merupakan zat yang sama.


 Tata Nama IUPAC ( Penamaan Senyawa Kimia Berdasarkan Biloks’nya )
Yaitu : dengan cara menuliskan biloks’nya dalam tanda kurung dengan menggunakan angka Romawi.
Contoh : lengkapi sendiri !

KEISOMERAN

Isomer adalah senyawa-senyawa yang mempunyai rumus molekul yang sama tetapi mempunyai struktur atau konfigurasi yang berbeda.
Struktur berkaitan dengan cara atom-atom saling berikatan, sedangkan konfigurasi berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul.
Keisomeran dibedakan menjadi 2 yaitu :
1) Keisomeran struktur : keisomeran karena perbedaan struktur.
2) Keisomeran ruang : keisomeran karena perbedaan konfigurasi (rumus molekul dan strukturnya sama).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 71!

Penjelasan :
1) Keisomeran Struktur
Dibedakan menjadi 3 yaitu :
a) keisomeran kerangka : jika rumus molekulnya sama tetapi rantai induknya (kerangka atom) berbeda.
b) keisomeran posisi : jika rumus molekul dan rantai induknya (kerangka atom) sama tetapi posisi cabang/gugus penggantinya berbeda.
c) keisomeran gugus fungsi (materi kelas XII IPA).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 72!
2) Keisomeran Ruang
Dibedakan menjadi 2 yaitu :
a) keisomeran geometri : keisomeran karena perbedaan arah (orientasi) gugus-gugus tertentu dalam molekul dengan struktur yang sama.
Keisomeran geometri menghasilkan 2 bentuk isomer yaitu bentuk cis (jika gugus-gugus sejenis terletak pada sisi yang sama) dan bentuk trans (jika gugus-gugus sejenis terletak berseberangan).
b) keisomeran optik (materi kelas XII IPA).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 73!


 Keisomeran pada Alkana
o Tergolong keisomeran struktur yaitu perbedaan kerangka atom karbonnya. Makin panjang rantai karbonnya, makin banyak pula kemungkinan isomernya.
o Pertambahan jumlah isomer ini tidak ada aturannya. Perlu diketahui juga bahwa tidak berarti semua kemungkinan isomer itu ada pada kenyataannya.
Misalnya : dapat dibuat 18 kemungkinan isomer dari C8H18, tetapi tidak berarti ada 18 senyawa dengan rumus molekul C8H18.
o Cara sistematis untuk mencari jumlah kemungkinan isomer pada alkana :
a) Mulailah dengan isomer rantai lurus.
b) Kurangi rantai induknya dengan 1 atom C dan jadikan cabang (metil).
c) Tempatkan cabang itu mulai dari atom C nomor 2, kemudian ke nomor 3 dst, hingga semua kemungkinan habis.
d) Selanjutnya, kurangi lagi rantai induknya. Kini 2 atom C dijadikan cabang, yaitu sebagai dimetil atau etil.
Pelajari Buku Paket 1B halaman 74-75!


 Keisomeran pada Alkena
Dapat berupa keisomeran struktur dan ruang.
a) Keisomeran Struktur.
 Keisomeran struktur pada alkena dapat terjadi karena perbedaan posisi ikatan rangkap atau karena perbedaan kerangka atom C.
 Keisomeran mulai ditemukan pada butena yang mempunyai 3 isomer struktur.
 Contoh yang lain yaitu alkena dengan 5 atom C.
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 77!

b) Keisomeran Geometris.
 Keisomeran ruang pada alkena tergolong keisomeran geometris yaitu : karena perbedaan penempatan gugus-gugus di sekitar ikatan rangkap.
Contohnya :
o Keisomeran pada 2-butena. Dikenal 2 jenis 2-butena yaitu cis-2-butena dan trans-2-butena. Keduanya mempunyai struktur yang sama tetapi berbeda konfigurasi (orientasi gugus-gugus dalam ruang).
o Pada cis-2-butena, kedua gugus metil terletak pada sisi yang sama dari ikatan rangkap; sebaliknya pada trans-2-butena, kedua gugus metil berseberangan.
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 77! (bagian bawah)
 Tidak semua senyawa yang mempunyai ikatan rangkap pada atom karbonnya (C=C) mempunyai keisomeran geometris. Senyawa itu akan mempunyai keisomeran geometris jika kedua atom C yang berikatan rangkap mengikat gugus-gugus yang berbeda.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 78!


 Keisomeran pada Alkuna
 Keisomeran pada alkuna tergolong keisomeran kerangka dan posisi.
 Pada alkuna tidak terdapat keisomeran geometris.
 Keisomeran mulai terdapat pada butuna yang mempunyai 2 isomer.
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 79!



SIFAT-SIFAT HIDROKARBON

Meliputi :
a) Sifat-Sifat Fisis
(Belajar mandiri dari Buku Paket 1B halaman 80-82!)

b) Sifat Kimia
Berkaitan dengan reaksi kimia.
1) Reaksi-reaksi pada Alkana
Alkana tergolong zat yang sukar bereaksi sehingga disebut parafin yang artinya afinitas kecil. Reaksi terpenting dari alkana adalah reaksi pembakaran, substitusi dan perengkahan (cracking).
Penjelasan :
a. Pembakaran
o Pembakaran sempurna alkana menghasilkan gas CO2 dan H2O (uap air), sedangkan pembakaran tidak sempurna menghasilkan gas CO dan uap air, atau jelaga (partikel karbon).
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 83! (bagian atas)

b. Substitusi atau pergantian
• Atom H dari alkana dapat digantikan oleh atom lain, khususnya golongan halogen.
• Penggantian atom H oleh atom atau gugus lain disebut reaksi substitusi.
• Salah satu reaksi substitusi terpenting dari alkana adalah halogenasi yaitu penggantian atom H alkana dengan atom halogen, khususnya klorin (klorinasi).
• Klorinasi dapat terjadi jika alkana direaksikan dengan klorin.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 83! (bagian bawah)



c. Perengkahan atau cracking
 Perengkahan adalah pemutusan rantai karbon menjadi potongan-potongan yang lebih pendek.
 Perengkahan dapat terjadi bila alkana dipanaskan pada suhu dan tekanan tinggi tanpa oksigen.
 Reaksi ini juga dapat dipakai untuk membuat alkena dari alkana. Selain itu juga dapat digunakan untuk membuat gas hidrogen dari alkana.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 84!


2) Reaksi-reaksi pada Alkena
o Alkena lebih reaktif daripada alkana. Hal ini disebabkan karena adanya ikatan rangkap C=C.
o Reaksi alkena terutama terjadi pada ikatan rangkap tersebut. Reaksi penting dari alkena meliputi : reaksi pembakaran, adisi dan polimerisasi.
Penjelasan :
a. Pembakaran
 Seperti halnya alkana, alkena suku rendah mudah terbakar. Jika dibakar di udara terbuka, alkena menghasilkan jelaga lebih banyak daripada alkana. Hal ini terjadi karena alkena mempunyai kadar C lebih tinggi daripada alkana, sehingga pembakarannya menuntut / memerlukan lebih banyak oksigen.
 Pembakaran sempurna alkena menghasilkan gas CO2 dan uap air.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 84!

b. Adisi (penambahan = penjenuhan)
o Reaksi terpenting dari alkena adalah reaksi adisi yaitu reaksi penjenuhan ikatan rangkap.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 85! (bagian atas)

c. Polimerisasi
• Adalah reaksi penggabungan molekul-molekul sederhana menjadi molekul yang besar.
• Molekul sederhana yang mengalami polimerisasi disebut monomer, sedangkan hasilnya disebut polimer.
• Polimerisasi alkena terjadi berdasarkan reaksi adisi.
• Prosesnya sebagai berikut :
a) Mula-mula ikatan rangkap terbuka, sehingga terbentuk gugus dengan 2 elektron tidak berpasangan.
b) Elektron-elektron yang tidak berpasangan tersebut kemudian membentuk ikatan antar gugus, sehingga membentuk rantai.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 85! (bagian bawah)

3) Reaksi-reaksi pada Alkuna
o Reaksi-reaksi pada alkuna mirip dengan alkena; untuk menjenuhkan ikatan rangkapnya, alkuna memerlukan pereaksi 2 kali lebih banyak dibandingkan dengan alkena.
Contoh :
Perhatikan Buku Paket 1B halaman 86!

o Reaksi-reaksi terpenting dalam alkena dan alkuna adalah reaksi adisi dengan H2, adisi dengan halogen (X2) dan adisi dengan asam halida (HX).

o Pada reaksi adisi gas HX (X = Cl, Br atau I) terhadap alkena dan alkuna berlaku aturan Markovnikov yaitu :
“ Jika atom C yang berikatan rangkap mengikat jumlah atom H yang berbeda, maka atom X akan terikat pada atom C yang sedikit mengikat atom H ”

hidrolisis garam

hidrolisis garam

Pencampuran larutan asam dengan larutan basa akan menghasilkan garam dan air. Namun demikian, garam dapat bersifat asam, basa maupun netral. Sifat garam bergantung pada jenis komponen asam dan basanya. Garam dapat terbentuk dari asam kuat dengan basa kuat, asam lemah dengan basa kuat, asam kuat dengan basa lemah, atau asam lemah dengan basa lemah. Jadi, sifat asam basa suatu garam dapat ditentukan dari kekuatan asam dan basa penyusunnya. Sifat keasaman atau kebasaan garam ini disebabkan oleh sebagian garam yang larut bereaksi dengan air. Proses larutnya sebagian garam bereaksi dengan air ini disebut hidrolisis (hidro yang berarti air dan lisis yang berarti peruraian).

1. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Kuat

Asam kuat dan basa kuat bereaksi membentuk garam dan air. Kation dan anion garam berasal dari elektrolit kuat yang tidak terhidrolisis, sehingga larutan ini bersifat netral, pH larutan ini sama dengan 7.

Contoh

Larutan KCl berasal dari basa kuat KOH terionisasi sempurna membentuk kation dan anionnya. KOH terionisasi menjadi H ⁺ dan Cl ^- . Masing-masing ion tidak bereaksi dengan air, reaksinya dapat ditulis sebagai berikut.

KCl _(aq) → K ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)

K ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →

Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →

2. Garam dari Asam Kuat dengan Basa Lemah

Garam yang terbentuk dari asam kuat dengan basa lemah mengalami hidrolisis sebagian (parsial) dalam air. Garam ini mengandung kation asam yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat asam, pH <7.

Contoh

Amonium klorida (NH ₄ Cl) merupakan garam yang terbentuk dari asam kuat, HCl dalam basa lemah NH ₃ . HCl akan terionisasi sempurna menjadi H ⁺ dan Cl ^- sedangkan NH ₃ dalam larutannya akan terionisasi sebagian membentuk NH ₄ ⁺ dan OH ^- . Anion Cl ^- berasal dari asam kuat tidak dapat terhidrolisis, sedangkan kation NH ₄ ⁺ berasal dari basa lemah dapat terhidrolisis.

NH ₄ Cl _(aq) → NH ₄ ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)

Cl ^- _(aq) + H ₂ O _(l) →

NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) → NH _{3 (aq)} + H ₃ O ⁺ _(aq)

Reaksi hidrolisis dari amonium (NH ₄ ⁺ ) merupakan reaksi kesetimbangan. Reaksi ini menghasilkan ion oksonium (H ₃ O ⁺ ) yang bersifat asam (pH<7). Secara umum reaksi ditulis:

BH ⁺ + H ₂ O → B + H ₃ O ⁺

3. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Kuat

Garam yang terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat mengalami hidrolisis parsial dalam air. Garam ini mengandung anion basa yang mengalami hidrolisis. Larutan garam ini bersifat basa (pH > 7).

Contoh

Natrium asetat (CH ₃ COONa) terbentuk dari asam lemah CH ₃ COOH dan basa kuat NaOH. CH ₃ COOH akan terionisasi sebagian membentuk CH ₃ COO ^- dan Na ⁺ . Anion CH ₃ COO ^- berasal dari asam lemah yang dapat terhidrolisis, sedangkan kation Na ⁺ berasal dari basa kuat yang tidak dapat terhidrolisis.

CH ₃ COONa _(aq) → CH ₃ COO ^- _(aq) + Na ⁺ _(aq)

Na ⁺ _(aq) + H ₂ O _(l) →

CH ₃ COO ^- _(aq) + H ₂ O _(l) → CH ₃ COOH _(aq) + OH ^- _(aq)

Reaksi hidrolisis asetat (CH ₃ COO ^‑ ) merupakan reaksi kesetimbangannya. Reaksi ini menghasilkan ion OH ^‑ yang bersifat basa (pH > 7). Secara umum reaksinya ditulis:

A ^- + H ₂ O → HA + OH ^-

4. Garam dari Asam Lemah dengan Basa Lemah

Asam lemah dengan basa lemah dapat membentuk garam yang terhidrolisis total (sempurna) dalam air. Baik kation maupun anion dapat terhidrolisis dalam air. Larutan garam ini dapat bersifat asam, basa, maupun netral. Hal ini bergantung dari perbandingan kekuatan kation terhadap anion dalam reaksi dengan air.

Contoh

Suatu asam lemah HCN dicampur dengan basa lemah, NH ₃ akan terbentuk garam NH ₄ CN. HCN terionisasi sebagian dalam air membentuk H ⁺ dan CN ^- sedangkan NH ₃ dalam air terionisasi sebagian membentuk NH4+ dan OH-. Anion basa CN ^- dan kation asam NH ₄ ⁺ dapat terhidrolisis di dalam air.

NH ₄ CN _(aq) → NH ₄ ⁺ _(aq) + CN ^- _(aq)

NH ₄ ⁺ _(aq) + H ₂ O → NH _3(aq) + H ₃ O _(aq) ⁺

CN ^- _(aq) + H ₂ O _(e) → HCN _(aq) + OH ^- _(aq)

Sifat larutan bergantung pada kekuatan relatif asam dan basa penyusunnya (Ka dan Kb)

- Jika Ka < Kb (asam lebih lemah dari pada basa) maka anion akan terhidrolisis lebih banyak dan larutan bersifat basa.

- jika Ka > Kb (asam lebih kuat dari pada basa) maka kation akan terhidrolisis lebih banyak dalam larutan bersifat asam.

- Jika Ka = Kb (asam sama lemahnya dengan basa) maka larutan bersifat netral.

kolid

kolid

PENGERTIAN KOLOID
Koloid adalah suatu bentuk campuran yang keadaannya antara larutan dan suspensi. Larutan memiliki sifat homogen dan stabil. Suspensi memiliki sifat heterogen dan labil. Sedangkan koloid memiliki sifat heterogen dan stabil. Koloid merupakan sistem heterogen, dimana suatu zat "didispersikan" ke dalam suatu media yang homogen. Ukuran zat yang didispersikan berkisar dari satu nanometer (nm) hingga satu mikrometer (µm).
perhatikan perbedaan tiga contoh campuran di bawah ini :
1. Campuran antara air dengan sirup.
2. Campyuran antara air dengan susu.

3. Campuran antara air dengan pasir.


Jika kita campurkan air dengan sirup maka sirup akan terdispersi (bercampur) dengan air secara homogen (bening) Jika didiamkan, campuran itu tidak memisah dan juga tidak dapat dipisahkan dengan penyaringan biasa maupun penyaringan yang lembut (penyaringan mikro). Secara makroskopis maupun mikroskopis mcampuran ini tampak homogen, tidak dapat dibedakan mana yang air dan mana yang sirup. Campuran seperti inilah yang disebut larutan.
Jika kita campurkan susu (misalnya, susu instan) dengan air, ternyata susu "larut" tetapi "larutan" itu tidak bening melainkan keruh. Jika didiamkan, campuran itu tidak memisah dan juga tidak dapat dipisahkan dengan penyaringan (hasil penyaringan tetap keruh). Secara makroskopis campuran ini tampak homogen. Akan tetapi, jika diamati dengan mikroskop ultra ternyata masih dapat dibedakan partikel-partikel lemak susu yang tersebar di dalam air. Campuran seperti inilah yang disebut koloid.
Jika kita campurkan air dengan pasir maka pasir akan terdispersi (bercampur) dengan air secara heterogen dan langsung  memisah antara air dengan pasir, yang keadaannya pasir akan mengendap di dasar air dan dapat dipisahkan dengan penyaringan biasa, bahkan dapat dipisahkan dengan cara dituang perlahan-lahan. Secara makroskopis campuran ini sudah tampak hetrogen, dapat dibedakan mana yang air dan mana yang pasir. Campuran seperti inilah yang disebut suspensi.
Jadi, koloid tergolong campuran heterogen (dua fase) dan setabil. Zat yang didipersikan disebut fase terdispersi, sedangkan medium yang digunakan untuk mendispersikan zat disebut medium dispersi. Fase terdispersi bersifat diskontinu (terputus-putus), sedangkan medium dispersi bersifat kontinu. Pada campuran susu dengan air, fase terdispersi adalah lemak, sedangkan medium dispersinya adalah air.
PEMBUATAN KOLOID
Cara Kondensasi
Cara kondensasi termasuk cara kimia.
Partikel molekular ------> Partikel koloid
contoh :
Reaksi Redoks
2 H2S(g) + SO2(aq)  ------>   3 S(s) + 2 H2O(l)
Reaksi Hidrolisis
FeCl3(aq) + 3 H2O(l)  ------>   Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq)
Reaksi Substitusi
2 H3AsO3(aq) + 3 H2  ------> S(g)   As2S3(s) + 6 H2O(l)

Reaksi Penggaraman
Beberapa sol garam yang sukar larut seperti AgCl, AgBr, PbI2, BaSO4 dapat membentuk partikel koloid dengan pereaksi yang encer.
AgNO3(aq) (encer) + NaCl(aq) (encer)  ------>  AgCl(s) + NaNO3(aq) (encer)
Cara Dispersi
Cara dispersi dapat dilakukan dengan cara mekanik atau cara fisika:
Partikel Besar  ------> Partikel Koloid
Cara Mekanik
Cara ini dilakukan dari gumpalan partikel yang besar kemudian dihaluskan dengan cara penggerusan atau penggilingan.
Cara Busur Bredig
Cara ini digunakan untak membuat sol-sol logam.
Cara Peptisasi
Cara peptisasi adalah pembuatan koloid dari butir-butir kasar atau dari suatu endapan dengan bantuan suatu zat pemeptisasi (pemecah).
Contoh:
- Agar-agar dipeptisasi oleh air ; karet oleh bensin.
- Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S ; endapan Al(OH)3 oleh AlCl3
SIFAT KOLOID
Efek Tyndall
Efek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya oleh partikel koloid.
Gerak Brown
Gerak Brown adalah gerak acak, gerak tidak beraturan dari partikel koloid.
Adsorbsi
Beberapa partikel koloid mempunyai sifat adsorbsi (penyerapan) terhadap partikel atau ion atau senyawa yang lain.
Penyerapan pada permukaan ini disebut adsorbsi (harus dibedakan dari absorbsi yang artinya penyerapan sampai ke bawah permukaan).
Contoh :
(i) Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+.
(ii) Koloid As2S3 bermuatan negatit karena permukaannya menyerap ion S2.
Koagulasi
Koagulasi adalah penggumpalan partikel koloid dan membentuk endapan. Dengan terjadinya koagulasi, berarti zat terdispersi tidak lagi membentuk koloid.
Koagulasi dapat terjadi secara fisik seperti pemanasan, pendinginan dan pengadukan atau secara kimia seperti penambahan elektrolit, pencampuran koloid yang berbeda muatan.
Koloid Liofil dan Koloid Liofob
Koloid ini terjadi pada sol yaitu fase terdispersinya padatan dan medium pendispersinya cairan.
Koloid Liofil:
sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya besar terhadap medium pendispersinya.
Contoh: sol kanji, agar-agar, lem, cat
Koloid Liofob:
sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya kecil terhadap medium pendispersinya.
Contoh: sol belerang, sol emas.

Eektroforesis
Elektroferesis adalah peristiwa pergerakan partikel koloid yang bermuatan ke salah satu elektroda.
Elektrotoresis dapat digunakan untuk mendeteksi muatan partikel koloid. Jika partikel koloid berkumpul di elektroda positif berarti koloid bermuatan negatif dan jika partikel koloid berkumpul di elektroda negatif berarti koloid bermuatan positif.
Prinsip elektroforesis digunakan untuk membersihkan asap dalam suatu industri dengan alat Cottrell.
Dialisis
Dialisis adalah proses pemurnian partikel koloid dari muatan-muatan yang menempel pada permukaannya.
Pada proses dialisis ini digunakan selaput semipermeabel.
JENIS KOLOID

• Aerosol : suatu sistem koloid, jika partikel padat atau cair terdispersi dalam gas. Contoh : debu, kabut, dan awan.
• Sol : suatu sistem koloid, jika partikel padat terdispersi dalam zat cair.
• Emulsi : suatu sistem koloid, jika partikel cair terdispersi dalam zat cair.
• Emulgator : zat yang dapat menstabilkan emulsi dan (Sabun adalah emulgator campuran air dan minyak dan Kasein adalah emulgator lemak dalam air?.
• Gel : koloid liofil yang setengah kaku.
• Gel terjadi jika medium pendispersi di absorbs oleh partikel koloid sehingga terjadi koloid yang agak padat. Larutan sabun dalam air yang pekat dan panas dapat berupa cairan tapi jika dingin membentuk gel yang relatif kaku. Jika dipanaskan akan mencair lagi.

BAB 5 STOIKIOMETRI

BAB 5 STOIKIOMETRI

BAB 5
STOIKIOMETRI

Membahas tentang hubungan massa antar unsur dalam suatu senyawa (stoikiometri senyawa) dan antar zat dalam suatu reaksi kimia (stoikiometri reaksi).


Tata Nama Senyawa Sederhana
1). Tata Nama Senyawa Molekul ( Kovalen ) Biner.
Senyawa biner adalah senyawa yang hanya terdiri dari dua jenis unsur.
Contoh : air (H2O), amonia (NH3)
a). Rumus Senyawa

larutan elektrolit

BAB 6 LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS

 BAB 6 LARUTAN ELEKTROLIT DAN KONSEP REDOKS

1) Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit
o Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
o Larutan elektrolit dapat berupa asam, basa maupun garam.

Contoh : HCl, H2SO4, NaOH, NaCl
o Dibedakan menjadi 2 yaitu :
a) Larutan elektrolit kuat = ditandai dengan lampu yang menyala terang.
b) Larutan elektrolit lemah = ditandai dengan lampu yang menyala redup atau lampu yang tidak menyala namun dalam larutan timbul gelembung gas (contoh : larutan amonia, asam cuka).

hukum 1 atom mekanika kuantum

Model Atom Mekanika Kuantum
Sebelumnya kita sudah membahas tentang dualisme gelombang-partikel yang menyatakan bahwa sebuah objek dapat berperilaku baik sebagai gelombang maupun partikel. dalam skala atomik, elektron dapat kita tinjau sebagai gejala gelombang yang tidak memiliki posisi tertentu di dalam ruang. Posisi sebuah elektron diwakili oleh kebolehjadian atau peluang terbesar ditemukannya elektron di dalam ruang.
Demi mendapatkan penjelasan yang lengkap dan umum dari struktur atom, prinsip dualisme gelombang-partikel digunakan. Di sini gerak elektron digambarkan sebagai sebuah gejala gelombang. Persamaan dinamika Newton yang sedianya digunakan untuk menjelaskan gerak elektron digantikan oleh persamaan Schrodinger yang menyatakan fungsi gelombang untuk elektron. Model atom yang didasarkan pada prinsip ini disebut model atom mekanika kuantum.
Model atom mekanika kuantum dikembangkan oleh Erwin Schrodinger (1926).Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.
Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger.Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.
Persamaan Schrodinger

x,y dan z
Y
m
ђ
E
V = Posisi dalam tiga dimensi
= Fungsi gelombang
= massa
= h/2p dimana h = konstanta plank dan p = 3,14
= Energi total
= Energi potensial
Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada gambar berikut ini.

Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron. Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit.Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital. Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.
CIRI KHAS MODEL ATOM MEKANIKA GELOMBANG
1. Gerakan elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi darikebolehjadian paling besar ditemukannya elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)
2. Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)
3. Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi bolehjadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron











Faktor yang memengaruhi laju reaksi
Laju reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor, antara lain:
[sunting] Luas permukaan sentuh
Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi ; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.
[sunting] Suhu
Suhu juga turut berperan dalam memengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu rekasi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.
[sunting] Katalis
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. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerat. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. Ikatan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.
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. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya:

... (1)
... (2)
Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi :



Beberapa katalis yang pernah dikembangkan antara lain berupa katalis Ziegler-Natta yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitis yang paling dikenal adalah proses Haber, yaitu sintesis amoniak menggunakan besi biasa sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi kendaraan yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium.
Molaritas
Molaritas adalah banyaknya mol zat terlarut tiap satuan volum zat pelarut. Hubungannya dengan laju reaksi adalah bahwa semakin besar molaritas suatu zat, maka semakin cepat suatu reaksi berlangsung. Dengan demikian pada molaritas yang rendah suatu reaksi akan berjalan lebih lambat daripada molaritas yang tinggi. Hubungan antara laju reaksi dengan molaritas adalah:
V = k[A]m[B]n
dengan:
• V = Laju reaksi
• k = Konstanta kecepatan reaksi
• m = Orde reaksi zat A
• n = Orde reaksi zat B
Konsentrasi
Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia dengan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat.
1. 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.

2. Ungkapan Laju Reaksi untuk Sistem Homogen
Untuk sistem homogen, laju reaksi umum dinyatakan sebagai laju penguragan konsentrasi molar pereaksi atau laju pertambahan konsentrasi molar produk untuk satu satuan waktu, sebagai berikut:










Jika diketahui satuan dari konsentrasi molar adalah mol/L. Maka satuan dari laju reaksi adalah mol/L.det atau M/det.
3. Laju Rerata dan Laju Sesaat
a. Laju rerata
Laju rerata adalah rerata laju untuk selang waktu tertentu. Perbedaan antara laju rerata dengan laju sesaat dapat diandaikan dengan laju kendaraan. Misalnya suatu kendaraan menempuh jarak 300 km dalam 5 jam. Laju rerata kendaraan itu adalah 300 km/5 jam = 60 km/jam. Tentu saja laju kendaraan tidak selalu 60 km/jam. Laju sesaat ditunjukkan oleh speedometer kendaraan.

b. Laju Sesaat
Laju sesaat adalah laju pada saat tertentu. Sebagai telah kita lihat sebelumnya, laju reaksi berubah dari waktu ke waktu. Pada umumnya, laju reaksi makin kecil seiring dengan bertambahnya waktu reaksi. oleh karena itu, plot konsentrasi terhadap waktu berbentuk garis lengkung, seperti gambar di bawah ini. Laju sesaat pada waktu t dapat ditentukan dari kemiringan (gradien) tangen pada saat t tersebut, sebagai berikut.
1. Lukis garis singgung pada saat t
2. Lukis segitiga untuk menentukan kemiringan
3. laju sesaat = kemiringan tangen


Diposkan oleh gek_ra di 09:32 1 komentar
FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

Pengalaman menunjukan bahwa serpihan kayu terbakar lebih cepat daripada balok kayu, hal ini berarti bahwa laju reaksi yag sama dapat berlangsung dengan kelajuan yang berbeda, bergantung pada keadaan zat pereaksi. Dalam bagian ini akan dibahas faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. Pengetahuan tentang hal ini memungkinkan kita dapat mengendalikan laju reaksi, yaitu melambatkan reaksi yang merugikan dan menambah laju reaksi yang menguntungkan.

1. Konsentrasi Pereaksi

Konsentrasi memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besarkonsentrasi pereaksi, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil konsentrasi pereaksi, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil.

2. Suhu

Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu rekasi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.
3. Tekanan

Banyak reaksi yang melibatkan pereaksi dalam wujud gas. Kelajuan dari pereaksi seperti itu juga dipengaruhi tekanan. Penambahan tekanan dengan memperkecil volume akan memperbesar konsentrasi, dengan demikian dapat memperbesar laju reaksi.
4. Katalis

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.
5. Luas Permukaan Sentuh
Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar luas permukaan bidang sentuh antar partikel, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.















Entalpi dan Perubahan Entalpi
Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 10-06-2009
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).
Perhatikan lampu spiritus, jumlah panas atau energi yang dikandung oleh spiritus pada tekanan tetap disebut entalpi spiritus. Entalpi tergolong sifat eksternal, yakni sifat yang bergantung pada jumlah mol zat. Bahan bakar fosil seperti minyak bumi, batubara mempunyai isi panas atau entalpi.
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) (7)
Marilah 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.
Gambar 10 berikut ini menunjukkan diagram perubahan energi kimia menjadi berbagai bentuk energi lainnya.

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.
Suatu reaksi kimia dapat dipandang sebagai suatu sistem yang terdiri dari dua bagian yang berbeda, yaitu pereaksi dan hasil reaksi atau produk. Perhatikan suatu reaksi yang berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap (ΔV = 0), maka sistem tidak melakukan kerja, w = 0. Jika kalor reaksi pada volume tetap dinyatakan dengan qv , maka persamaan hukum I termodinamika dapat ditulis:
ΔU = qv + 0 = qv = q reaksi (8)
q reaksi disebut sebagai kalor reaksi. Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor. Misal: suatu reaksi eksoterm mempunyai perubahan energi dalam sebesar 100 kJ. Jika reaksi itu berlangsung dengan volume tetap, maka jumlah kalor yang dibebaskan adalah 100 kJ.
Kebanyakan reaksi kimia berlangsung dalam sistem terbuka dengan tekanan tetap (tekanan atmosfir). Maka sistem mungkin melakukan atau menerima kerja tekanan – volume, w = 0). Oleh karena itu kalor reaksi pada tekanan tetap dinyatakan dengan qp , maka hukum I termodinamika dapat ditulis sebagai berikut:
ΔU = qp + w atau qp = ΔU – w = q reaksi (9)
Untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap, para ahli mendefinisikan suatu besaran termodinamika yaitu entalpi (heat content) dengan lambang “H”
Entalpi didefinisikan sebagai jumlah energi dalam dengan perkalian tekanan dan volume sistem, yang dapat dinyatakan:
H = U + P V (10)
Reaksi kimia termasuk proses isotermal, dan bila dilakukan di udara terbuka maka kalor reaksi dapat dinyatakan sebagai:
qp = Δ H (11)
Jadi, kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap sama dengan perubahan entalpi. Oleh karena sebagian besar reaksi berlangsung pada tekanan tetap, yaitu tekanan atmosfir, maka kalor reaksi selalu dinyatakan sebagai perubahan entalpi (ΔH).
Akibatnya, kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi, dan perubahan entalpi reaksi yang menyertai suatu reaksi hanya ditentukan oleh keadaan awal (reaktan) dan keadaan akhir (produk).
q = ΔH reaksi = Hp-Hr (12)
Contoh:
Suatu reaksi berlangsung pada volume tetap disertai penyerapan kalor sebanyak 200 kJ. Tentukan nilai Δ U , Δ H, q dan w reaksi itu
Jawab:
Sistem menyerap kalor sebanyak 200 kJ , berarti q = + 200 kJ
Reaksi berlangsung pada volume tetap , maka w = 0 kJ.
ΔU = q + w
= + 200 kJ + 0 kJ = 200 kJ Δ H = q = + 200 kJ













SOAL
1. Jika nomor atom kalsium adalah 20, maka konfigurasi elektron dari ion Ca2+ adalah ... .
a. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2
d. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
e. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

2. Jumlah elektron dalam atom P (nomor atom 15) yang mempunyai bilangan kuantum = 0 adalah ... .
a. 2
b. 4
c. 6
d. 7
e. 10

3. Kalau atom X yang nomor atomnya 16 dituliskan konfigurasi elektronnya, maka atom itu memiliki ciri-ciri ... .
a. elektron valensinya 2 valensinya 2
b. elektron valensinya 2 valensinya 6
c. elektron valensinya 6 valensinya 1
d. elektron valensinya 6 valensinya 2
e. elektron valensinya 6 valensinya 3

4. Unsur Sc dengan nomor atom 21 dalam sistem periodik terletak pada ... .
a. golongan IA periode 3
b. golongan IB periode 4
c. golongan IIIA periode 4
d. golongan IIIB periode 3
e. golongan IIIB periode 4

5. Bagan berikut ini merupakan potongan sistem periodik yang tidak lengkap,

Atom unsur yang memiliki energi ionisasi terbesar adalah ... .
a. A
b. B
c. C
d. D
e. E

6. Pasangan senyawa berikut yang keduanya merupakan senyawa kovalen polar adalah ... .
a. HCl dan H2O
b. HCl dan NaCl
c. CO2 dan H2O
d. NH3 dan BF3
e. BeCl2 dan CO2

7. Nomor atom belerang (S) adalah 16 dan nomor atom oksigen (O) adalah 8, maka tipe molekul SO2 adalah ... .
a. AX2
b. AX2E
c. AX2E2
d. AXE
e. A2XE

8. Jika nomor atom N = 7 dan H = 1, maka orbital hibrid yang terjadi pada molekul NH3 adalah ... .
a. sp
b. sp2
c. sp3 d. spd
e. sp3d
9. Diketahui Hf CO2(g) adalah –393,5 kJ mol–1, maka perubahan entalpi reaksi berikut :
2CO2(g) 2CO(s) + 2O2(g) adalah ... .
a. –393,5 kJ
b. +393,5 kJ
c. –787,0 kJ
d. +787,0 kJ
e. –1574,0 kJ

10. Diketahui :
Hf CH4(g) = –74,8 kJ mol–1
Hf CO2(g) = –393,5 kJ mol–1
Hf H2O(g) = –241,8 kJ mol–1
maka banyaknya gas CH4 pada STP yang harus dibakar agar kalor yang dihasilkan dapat menaikkan suhu 1000 gram air dari 50oC hingga tepat mendidih adalah ... .
a. 1,48 liter
b. 2,95 liter
c. 5,90 liter
d. 11,20 liter
e. 22,4 liter

11. Diketahui persamaan termokimia:
2CH4(g) + 4O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g) H = –1604 kJ.
Pada pembakaran 11,2 liter CH4 (STP) ... .
a. membebaskan 401 kJ
b. memerlukan 401 kJ
c. membebaskan 802 kJ
d. memerlukan 802 kJ
e. membebaskan 1604 kJ

12. Diketahui :
entalpi pembentukan CO2 = x kJ/mol
entalpi pembentukan H2O = y kJ/mol
entalpi pembentukan C3H8 = z kJ/mol
maka entalpi pembakaran C3H8 adalah ... .
(dalam kJ/mol).
a. x + y + z
b. 3x + 4y + z
c. 3x – 4y – z
d. 3x + 4y – z
e. 4x – 3y + z

13. Diketahui energi ikatan:
C – C = 348 kJ mol–1
C = C = 614 kJ mol–1
H – Cl = 431 kJ mol–1
C – H = 413 kJ mol–1
C – Cl = 328 kJ mol–1
Harga reaksi:
C2H4 + HCl CH3 – CH2Cl adalah ... .
a. –44 kJ
b. +44 kJ
c. –88 kJ
d. +88 kJ
e. –132 kJ
14. Pada reaksi 100 ml larutan NaOH 0,1M dan 100 ml larutan HCl 0,1 M terjadi kenaikan suhu dari 25oC menjadi 45oC. Jika larutan dianggap sama dengan air, kalor jenis air 4,2 J/gr K, massa jenis air 1 gr/cm3 maka H reaksi :
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
adalah ... .
a. –420 kJ
b. –840 kJ
c. +420 kJ
d. +840 kJ
e. –8400 kJ

15. Pada reaksi : 4NO2(g) + O2(g) 2N2O5(g).
Jika laju berkurangnya gas NO2 sebesar 0,064 M s–1, maka laju pembentukan N2O5 adalah ... .
a. 0,064 M s–1
b. 0,048 M s–1
c. 0,032 M s–1
d. 0,016 M s–1
e. 0,008 M s–1

16. Diketahui reaksi:
2Fe3+(aq) + 3S2–(aq) S(s) + 2FeS(s)
diperoleh data sebagai berikut:
NO [Fe3+]
M [S2–]
M Laju
M/s
1
2
3
4 0,1
0,2
0,2
0,2 0,1
0,1
0,2
0,3 2
8
16
54
maka persamaan laju reaksinya adalah ... .
a. v = k [Fe3+] [S2–]
b. v = k [Fe3+]2 [S2–]
c. v = k [Fe3+]2 [S2–]2
d. v = k [Fe3+]2 [S2–]3
e. v = k [Fe3+]3 [S2–]2

17. Pada reaksi A B, saat konsentrasi sebesar 0,40 M laju reaksinya 1,6 x 10–2 M/s. Saat orde reaksi terhadap A adalah satu, maka tetapan laju reaksinya adalah ... .
a. 0,01 s–1
b. 0,02 s–1
c. 0,04 s–1
d. 0,08 s–1
e. 0,16 s–1

18. Faktor berikut akan memperbesar laju reaksi, kecuali ... .
a. suhu dinaikkan
b. pada suhu tetap ditambah suatu katalisator
c. pada volum tetap ditambah zat pereaksi
d. pada suhu tetap tekanan diperbesar
e. pada suhu tetap volum diperbesar