SMK 10 Kimia Ratna Html

Ratna dkk
KIMIA
JILID 1
SMK
Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan
Direktorat Jenderal Manajemen Pendidikan Dasar dan Menengah
Departemen Pendidikan Nasional
Hak Cipta pada Departemen Pendidikan Nasional
Dilindungi Undang-undang
KIMIA
JILID 1
Untuk SMK
Penulis : Ratna
Didik Prasetyoko
Lukman Atmaja
Irmina Kris Murwani
Hendro Juwono
Perancang Kulit : TIM
Ukuran Buku : 17,6 x 25 cm
Diterbitkan oleh
Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan
Direktorat Jenderal Manajemen Pendidikan Dasar dan Menengah
Departemen Pendidikan Nasional
Tahun 2008
RAT RATNA
k Kimia Jilid 1 untuk SMK /oleh Ratna, Didik Prasetyoko,
Lukman Atmaja, Irmina Kris Murwani, Hendro Juwono ---- Jakarta :
Direktorat Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan, Direktorat
Jenderal Manajemen Pendidikan Dasar dan Menengah,
Departemen Pendidikan Nasional, 2008.
viii. 219 hlm
Daftar Pustaka : A1
ISBN : 978-602-8320-45-0
978-602-8320-46-7
KATA SAMBUTAN
Puji syukur kami panjatkan kehadirat Allah SWT, berkat rahmat
dan karunia Nya, Pemerintah, dalam hal ini, Direktorat
Pembinaan Sekolah Menengah Kejuruan Direktorat Jenderal
Manajemen Pendidikan Dasar dan Menengah Departemen
Pendidikan Nasional, telah melaksanakan kegiatan penulisan
buku kejuruan sebagai bentuk dari kegiatan pembelian hak cipta
buku teks pelajaran kejuruan bagi siswa SMK. Karena buku-buku
pelajaran kejuruan sangat sulit di dapatkan di pasaran.
Buku teks pelajaran ini telah melalui proses penilaian oleh Badan
Standar Nasional Pendidikan sebagai buku teks pelajaran untuk
SMK dan telah dinyatakan memenuhi syarat kelayakan untuk
digunakan dalam proses pembelajaran melalui Peraturan Menteri
Pendidikan Nasional Nomor 45 Tahun 2008 tanggal 15 Agustus
2008.
Kami menyampaikan penghargaan yang setinggi-tingginya
kepada seluruh penulis yang telah berkenan mengalihkan hak
cipta karyanya kepada Departemen Pendidikan Nasional untuk
digunakan secara luas oleh para pendidik dan peserta didik SMK.
Buku teks pelajaran yang telah dialihkan hak ciptanya kepada
Departemen Pendidikan Nasional ini, dapat diunduh (download),
digandakan, dicetak, dialihmediakan, atau difotokopi oleh
masyarakat. Namun untuk penggandaan yang bersifat komersial
harga penjualannya harus memenuhi ketentuan yang ditetapkan
oleh Pemerintah. Dengan ditayangkan soft copy ini diharapkan
akan lebih memudahkan bagi masyarakat khsusnya para
pendidik dan peserta didik SMK di seluruh Indonesia maupun
sekolah Indonesia yang berada di luar negeri untuk mengakses
dan memanfaatkannya sebagai sumber belajar.
Kami berharap, semua pihak dapat mendukung kebijakan ini.
Kepada para peserta didik kami ucapkan selamat belajar dan
semoga dapat memanfaatkan buku ini sebaik-baiknya. Kami
menyadari bahwa buku ini masih perlu ditingkatkan mutunya.
Oleh karena itu, saran dan kritik sangat kami harapkan.
Jakarta, 17 Agustus 2008
Direktur Pembinaan SMK

iv
KATA PENGANTAR
Buku Kimia ini disusun untuk memenuhi kebutuhan buku ajar di
Sekolah Menengah Kejuruan yang isinya didasarkan pada KTSP untuk
Sekolah Menengah Kejuruan dan terdiri dari teori, contoh soal serta
latihan. Adapun urutan penyajian setiap materi didasarkan pada
instrumen penyusunan buku kimia yang dikeluarkan oleh BNSP. Untuk
memperkaya pengetahuan para siswa Sekolah Menengah Kejuruan,
dalam buku ini juga disajikan topik yang seyogyanya dimiliki oleh para
siswa tersebut, seperti polimer, cat, logam dan sebagainya.
Sebagai bahan acuan penyusunan buku ini, digunakan buku teks Kimia
yang digunakan oleh para siswa Sekolah Menengah Atas di Inggris,
Sekolah Menengah Kejuruan di Jerman serta beberapa buku teks Kimia
Dasar yang lain.
Kami berharap, kehadiran buku ini dapat membantu siswa maupun
guru dalam pembelajaran Kimia di Sekolah Menegah Kejuruan. Tidak
lupa, ucapan terimakasih kami sampaikan pada Direktur Pembinaan
Sekolah Menengah Kejuruan atas kepercayaan yang telah diberikan.
Tim Penyusun

v
DAFTAR ISI
KATA PENGANTAR.............................................................. iv
DAFTAR ISI............................................................................. v
JILID 1
1 MATERI DAN WUJUDNYA..................................... 1
1.1 Materi............................................................................ 1
1.2 Perubahan Fisika dan Kimia ...................................... 3
1.3 Wujud Materi............................................................... 5
1.4 Hukum Keadaan Standar ........................................... 13
1.5 Hukum Gas Ideal ......................................................... 13
2 STRUKTUR ATOM.................................................... 23
2.1 Partikel-Partikel Dasar Atom..................................... 24
2.2 Nomor atom, nomor massa, isotop, isobar dan isoton32
2.3 Elektron Dalam Atom.................................................. 34
2.4 Perkembangan Model Atom ....................................... 43
2.5 Perkembangan pengelompokan unsure..................... 46
2.6 Sifat periodik unsure ................................................... 52
3 STOIKHIOMETRI...................................................... 63
3.1 Konsep mol ................................................................... 63
3.2 Penerapan Hukum Proust........................................... 68
4 IKATAN KIMIA.......................................................... 75
4.1 Elektron dan Ikatan Aturan Oktet ............................ 76
4.2 Ikatan Ion ..................................................................... 77
4.3 Ikatan Kovalen ............................................................. 79
4.4 Polaritas Ikatan Kovalen............................................. 81
4.5 Sifat senyawa ion dan senyawa kovalen..................... 83
4.6 Ikatan Kovalen Koordinat .......................................... 83
4.7 Penyimpangan Aturan Oktet...................................... 84
4.8 Struktur Lewis ............................................................. 84
4.9 Ikatan Logam ............................................................... 85
5 LARUTAN.................................................................... 89
5.1 Pendahuluan................................................................. 90
5.2 Larutan Elektrolit........................................................ 91
5.3 Konsentrasi Larutan.................................................... 92
5.4 Stoikiometri Larutan ................................................... 94
5.5 Sifat Koligatif Larutan ................................................ 96
5.6 Hasil Kali Kelarutan.................................................... 102
5.7 Kelarutan ...................................................................... 103
6 KOLOID....................................................................... 107
6.1 Pendahuluan................................................................. 107
vi
6.2 Pengelompokan Koloid................................................ 109
6.3 Sifat-Sifat Koloid.......................................................... 110
6.4 Koloid Liofil dan Koloid Liofob ................................. 112
6.5 Pemisahan Koloid ........................................................ 115
6.6 Pembuatan Kolid ......................................................... 117
7 KESETIMBANGAN.................................................... 121
7.1 Definisi .......................................................................... 122
7.2 Karakteristik keadaan kesetimbangan ...................... 123
7.3 Macam-macam Sistem Kesetimbangan..................... 124
7.4 Konstanta Kesetimbangan .......................................... 124
7.5 Hukum Guldberg dab Wange..................................... 125
7.6 Beberapa Hal yang Harus Diperhatikan ................... 126
7.7 Azas Le Chatelier......................................................... 128
7.8 Faktor-faktor yang Dapat Menggeser Letak
Kesetimbangan............................................................. 130
7.9 Hubungan Antara Harga Kc Dengan Kp.................. 133
7.10 Dissosialisasi ................................................................. 136
8 TERMOKIMIA............................................................ 141
8.1 Definisi .......................................................................... 141
8.2 Pengukuran Energi dalam Reaksi Kimia.................. 143
8.3 Panas Reaksi dan Termokimia................................... 144
8.4 Entalpi (H) dan Perubahan Entalpi (􀂨H).................. 146
8.5 Istilah yang Digunakan pada Perubahan Entalpi..... 147
8.6 Hukum Hess mengenai jumlah panas........................ 148
8.7 Panas Pembentukan..................................................... 153
8.8 Keadaan Standard ....................................................... 154
8.9 Kapasitas panas dan panas spesifik ........................... 157
8.10 Kalorimetri ................................................................... 157
8.11 Energi Ikatan Dan Entalphi Reaksi ........................... 158
9 ELEKTROKIMIA....................................................... 167
9.1 Reaksi Redoks .............................................................. 168
9.2 Harga Bilangan Oksidasi ............................................ 170
9.3 Langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks........... 170
9.4 Penyetaraan persamaan reaksi redoks ...................... 171
9.5 Perbedaan Oksidasi Reduksi ...................................... 172
9.6 Sel Elektrokimia........................................................... 173
10 KINETIK KIMIA........................................................ 193
10.1 Definisi Laju Reaksi..................................................... 194
10.2 Hukum Laju ................................................................. 196
10.3 Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi
........................................................................................ 196
10.4 Teori Tumbukan .......................................................... 202
1
1 MATERI DAN WUJUDNYA
Tersusun dari materi
apakah tabung gas LPG di gambar
1.1, dan bagaimana wujudnya?
􀂾 Apa materi penyusun
tabung?
􀂾 Apa materi penyusun
LPG?
􀂾 Perubahan wujud apa
yang terjadi pada LPG?
􀂾 Pembakaran, reaksi fisika
atau kimia?
Pada bab ini kita akan
mempelajari tentang materi,
istilah-istilah yang berhubungan
dengannya dan perubahan
wujudnya.
􀂾 Materi
􀂾 Perubahan fisika kimia
􀂾 Wujud materi
Gambar 1.1 Tabung LPG
1.1 Materi
Materi adalah material fisik yang menyusun alam, yang bisa diartikan
sebagai segala sesuatu yang mempunyai massa dan menempati ruang.
Materi dapat berbentuk gas, cair, dan padat.
Contoh: udara, kapur, meja.
Kimia mempelajari komposisi, struktur dan sifat dari materi, serta
perubahan kimia yang terjadi dari materi satu ke yang lainnya.
Contoh: kayu terbakar menjadi arang.
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Memahami konsep materi dan
perubahannya
Mengelompokkan sifat materi
Mengelompokkan perubahan
materi
Mengklasifikasikan materi
Tujuan pembelajaran
mengenal sifat berbagai jenis materi dan wujudnya
memahami perubahan materi dengan cara mengamati
mampu menerapkan hukum-hukum gas pada beberapa contoh kasus
Materi
berhubungan
dengan massa dan
ruang
2
Penyusun materi. Materi dapat tersusun dari substansi murni atau
tunggal yang terdiri dari satu unsur atau beberapa unsur yang
membentuk suatu senyawa. Materi juga dapat tersusun dari senyawa
campuran, yang tercampur secara homogen atau heterogen (Gambar
1.2).
Gambar 1.2 Skema klasifikasi materi
Substansi murni :
materi yang mempunyai sifat dan komposisi tertentu.
Unsur :
substansi murni yang tidak dapat dipisahkan menjadi sesuatu yang
lebih sederhana, baik secara fisika maupun kimia, mengandung satu
jenis atom.
Contoh: hidrogen, oksigen.
Senyawa :
terbentuk dari ikatan antara atom penyusunnya, dan dapat dipisahkan
secara kimia menjadi unsur penyusunnya.
Contoh: air (H2O), gula, CaCO3.
Campuran :
materi yang tersusun dari beberapa substansi murni, sehingga
mempunyai sifat dan komposisi yang bervariasi.
Contoh: gula + air menghasilkan larutan gula, mempunyai sifat manis
yang tergantung pada komposisinya.
Homogen
MATERI
Heterogen
Unsur Senyawa
Substansi murni Campuran
Disusun oleh
satu jenis
atom
Disusun oleh
lebih dari satu
jenis atom
Mempunyai
komposisi dan
sifat yang
seragam pada
setiap bagian
campuran
Mempunyai
komposisi dan
sifat yang
bervariasi pada
setiap bagian
campuran
Mempunyai komposisi yang
dapat dipisahkan secara fisika
(dipanaskan, diayak)
Gula dan pasir,
pasir dan semen,
nasi campur
(nasi, lauk, dll)
oksigen,
nitrogen
Karbon dioksida,
air, gula, garam
Gula dan air,
aseton dan air,
udara, dll
Sifat fisika dan
kimia untuk
klasifikasi materi
3
Campuran homogen :
mempunyai sifat dan komposisi yang seragam pada setiap bagian
campuran, tidak dapat dibedakan dengan melihat langsung.
Contoh: garam dapur dan air.
Campuran heterogen :
mempunyai sifat dan komposisi yang bervariasi pada setiap bagian
campuran, dapat dibedakan dengan melihat langsung (secara fisik
terpisah).
Contoh: gula dan pasir.
Gambar 1.3 menunjukkan sebagian permukaan bumi. Unsur
aluminium, besi, oksigen, dan silikon merupakan 88% penyusun
permukaan bumi dalam bentuk padatan. Air pada permukaan bumi
dan dalam bentuk gas tersusun dari hidrogen dan oksigen. 99% udara
tersusun dari nitrogen dan oksigen. Hidrogen, oksigen, dan karbon
adalah 97% penyusun tubuh manusia.
Gambar 1.3 Permukaan bumi dan udara
Aktivitas siswa :
􀂾 Terdiri dari unsur apakah penyusun kursi yang Anda duduki?
􀂾 Cari benda di sekitar Anda, dan perkirakan unsur penyusunnya!
1.2 Perubahan fisika dan kimia
Perubahan yang melibatkan sifat fisika atau kimia.
Sifat fisika : sifat yang tidak mengubah sifat kimia suatu materi.
• Karakteristik fisika bau, kekerasan, titik didih, wujud materi.
Sifat kimia : sifat yang mengubah sifat kimia suatu materi.
• Menerangkan bagaimana suatu materi bereaksi dengan materi
yang lain membentuk suatu materi baru.
4
Sifat fisika Contoh
􀂙 Suhu
􀂙 Massa
􀂙 Warna
􀂙 Bau
􀂙 Titik didih
􀂙 Kelarutan
􀂙 Berat jenis
􀂙 Kekerasan
􀂙 Kelistrikan
Air untuk mandi 40°C
5 gram Nikel
Belerang kuning
H2S busuk
Air pada 100°C
NaCl larut dalam air
Air 1 gram/mililiter
Intan sangat keras
Besi menghantar listrik
Substansi Sifat kimia
􀂙 Besi (Fe)
􀂙 Karbon (C)
􀂙 Natrium
􀂙 TNT
Korosi 􀃆 Fe2O3
Terbakar 􀃆 CO2
Dengan air 􀃆 NaOH + H2
Meledak (terurai) 􀃆 gas
Ciri-ciri yang mengindikasikan adanya perubahan kimia :
􀂾 Perubahan warna
􀂾 Perubahan bau
􀂾 Pembentukan gas
􀂾 Timbulnya cahaya
􀂾 Pembentukan endapan baru
􀂾 Perubahan pH.
Contoh :
Gula adalah senyawa yang mudah terurai (dekomposisi) dengan
pemanasan menjadi senyawa yang lebih sederhana, misalnya karbon
hitam (arang), yang tidak dapat terurai lagi baik secara fisika maupun
kimia, tetapi dapat berubah struktur dan sifatnya menjadi grafit dan
intan (Gambar 1.4 - 1.6).
Gambar 1.4 Dekomposisi gula oleh panas
Perubahan fisika
5
Aktivitas siswa :
Perubahan kimia atau fisika?
􀂾 Hujan asam
􀂾 Besi meleleh oleh panas
􀂾 Gas alam dibakar
Gambar 1.5 Pelelehan besi
Gambar 1.6 Pembakaran gas alam
1.3 Wujud materi
Setiap saat, kita berinteraksi dengan benda-benda di sekitar
kita seperti udara, air, dan bangunan. Benda-benda tersebut
mempunyai wujud yang berbeda-beda, dan dikelompokkan sebagai
gas, cair dan padat. Setiap kelompok mempunyai ciri-ciri dan sifatsifat
yang akan dipelajari dalam bab ini. Diantaranya adalah susunan
Padat, cair dan gas
merupakan wujud
dari materi
6
dan gerakan molekul penyusun zat (Gambar 1.7). Molekul-molekul
wujud gas mempunyai susunan yang berjauhan dan setiap molekul
bebas bergerak. Cairan dan padatan mempunyai susunan molekul yang
berdekatan, dimana pada cairan, molekul masih bisa bergerak dengan
bebas, sementara molekul pada padatan tidak bebas bergerak atau
tetap pada posisinya.
Contoh :
Air mempunyai wujud cair pada suhu ruang, akan berubah wujudnya
menjadi padat apabila didinginkan, dan menjadi gas apabila
dipanaskan. Ini merupakan perubahan fisika karena tidak
menghasilkan materi dengan sifat yang baru
(a) (b) (c)
Gambar 1.7 Susunan molekul: (a) gas, (b) cair, dan (c) padat, serta perubahan
wujudnya
1.3.1 Keadaan gas
Ciri-ciri gas :
􀂾 Gas mempunyai susunan molekul yang berjauhan, kerapatan
rendah/tidak memiliki volume dan bentuk tetap/selalu bergerak
dengan kecepatan tinggi
􀂾 Campuran gas selalu uniform (serba sama)
􀂾 Gaya tarik-menarik antarpartikel dapat diabaikan.
􀂾 Laju suatu partikel selalu berubah-ubah tapi laju rata-rata
partikel-partikel gas pada suhu tertentu adalah konstan
􀂾 Gas dapat dimampatkan
Wujud dari materi
tergantung pada
keadaan sekitarnya
7
􀂾 Gas dapat dalam bentuk atom tunggal seperti golongan gas mulia
(He, Ar, Xe), diatomic (H2, O2, F2), dan senyawa (NO, CO2, H2S)
(Gambar 1.8).
Gambar 1.8 Bentuk gas: tunggal, diatomik, dan senyawa
Udara
Susunan udara baru diketahui pada akhir abad ke-18 sewaktu
Lavoisier, Priestly, dan lainnya menunjukkan bahwa udara terutama
terdiri atas dua zat : oksigen dan nitrogen.
Oksigen dicirikan oleh kemampuannya mendukung kehidupan.
Hal ini dikenali jika suatu volume oksigen habis (dengan membakar
lilin pada tempat tertutup, misalnya), dan nitrogen yang tersisa tidak
lagi dapat mempertahankan hewan hidup. Lebih dari 100 tahun
berlalu sebelum udara direanalisis secara cermat, yang menunjukkan
bahwa oksigen dan nitrogen hanya menyusun 99% dari volume total,
dan sebagian besar dari 1% sisanya adalah gas baru yang disebut
“argon”. Gas mulia lainnya (helium, neon, krypton, dan xenon) ada di
udara dalam jumlah yang jauh lebih kecil. Tabel 1.1 merupakan
komposisi udara.
Ada beberapa jenis gas lain yang dijumpai pada permukaan
bumi. Metana (CH4) dihasilkan lewat proses bakteri, terutama di
daerah rawa. Metana merupakan penyusun penting dalam deposit gas
alam yang terbentuk selama jutaan tahun lewat pelapukan materi
tumbuhan di bawah permukaan bumi. Gas dapat juga terbentuk dari
reaksi kimia.
Gambar 1.9
Antoine Laurent Lavoisier
Atom
tunggal
Molekul
diatomik
Senyawa
8
Tabel 1.1 Komposisi Udara
Hukum-hukum Gas
􀂙 Empat variabel yang menggambarkan keadaan gas:
o Tekanan (P)
o Volume (V)
o Temperatur (T)
o Jumlah mol gas, mol (n)
􀂙 Hukum-hukum Gas : Boyle, Charles dan Gay-Lussac, Amonton,
Avogadro, Dalton, Gas ideal, Kinetika, Gas Nyata.
1) Hukum Boyle
Robert Boyle (Gambar 1.10) pada tahun 1622 melakukan
percobaan dengan menggunakan udara. Ia menyatakan bahwa volume
sejumlah tertentu gas pada suhu yang konstan berbanding terbalik
dengan tekanan yang dialami gas tersebut (Gambar 1.11).
Gambar 1.10 Robert Boyle
Penyusun Rumus Fraksi Volume
Nitrogen N2 0.78110
Oksigen O2 0.20953
Argon Ar 0.00934
Karbon Dioksida CO2 0.00034
Neon Ne 1.82 x 10-5
Helium He 5.2 x 10-6
Metana CH4 1.5 x 10-6
Kripton Kr 1.1 x 10-6
Hidrogen H2 5 x 10-7
Dinitrogen oksida N2O 3 x 10-7
Xenon Xe 8.7 x 10-8
Gas merupakan
salah satu wujud
dari materi yang
mempunyai sifatsifat
tertentu
9
Hubungan tersebut dikenal sebagai Hukum Boyle, secara matematis
dapat dinyatakan sebagai berikut :
P
V 􀁼 1
(atau PV = konstan)
V = volume
P = tekanan
Persamaan diatas berlaku untuk gas-gas yang bersifat ideal.
Contoh :
Silinder panjang pada pompa sepeda mempunyai volume 1131 cm3 dan
diisi dengan udara pada tekanan 1,02 atm. Katup keluar ditutup dan
tangkai pompa didorong sampai volume udara 517 cm3. Hitunglah
tekanan di dalam pompa.
Gambar 1.11 Kurva hubungan antara P – V dan 1/P – V
Penyelesaian :
Perhatikan bahwa suhu dan jumlah gas tidak dinyatakan pada
soal ini, jadi nilainya 22,414 L atm tidak dapat digunakan untuk
tetapan C. bagaimanapun, yang diperlukan adalah pengandaian bahwa
suhu tidak berubah sewaktu tangkai pompa didorong. Jika P1 dan P2
merupakan tekanan awal dan akhir, dan V1 dan V2 adalah volume awal
dan akhir, maka:
P1.V1 = P2.V2
10
Sebab suhu dan jumlah udara dalam pompa tidak berubah. Substitusi
menghasilkan :
(1,02atm)(1131cm3)=P2(517cm3)
Sehingga P2 dapat diselesaikan:
P2 = 2,23 atm
2) Hukum Charles
Pada tekanan konstan, volume sejumlah tertentu gas sebanding
dengan suhu absolutnya (Gambar 5.13). Hukum di atas dapat
dituliskan sebagai berikut:
V ≈ T
􀂸 􀂹
􀂷
􀂨 􀂩
􀂧 􀀠 kons tan
T
V
Hubungan di atas ditemukan oleh Charles (Gambar 1.12) pada tahun
1787 dan dikenal sebagai Hukum Charles. Secara grafik, hukum
Charles dapat digambarkan seperti pada gambar di bawah. Terlihat
bahwa apabila garis-garis grafik diekstrapolasikan hingga memotong
sumbu X (suhu), maka garis-garis grafik tersebut akan memotong di
satu titik yang sama yaitu – 273,15 °C. Titik ini dikenal sebagai suhu
nol absolute yang nantinya dijadikan sebagai skala Kelvin. Hubungan
antara Celcius dengan skala Kelvin adalah:
K = °C + 273,15
K = suhu absolut
°C = suhu dalam derajat Celcius
Gambar 1.12 Jacques Charles
11
Gambar 1.13 Volume suatu gas sebanding dengan suhunya
Sama hal-nya dengan hukum Boyle, hukum Charles juga berlaku untuk
gas ideal.
Contoh :
Seorang ilmuan yang mempelajari sifat hidrogen pada suhu
rendah mengambil volume 2,50 liter hidrogen pada tekanan atmosfer
dan suhu 25,00 °C dan mendinginkan gas itu pada tekanan tetap
sampai – 200,00 °C. Perkirakan besar volume hidrogen!
Penyelesaian :
Langkah pertama untuk mengkonversikan suhu ke Kelvin:
T1 = 25°C 􀄺 T1 = 298,15 K
T2 = -200°C 􀄺 T2 = 73,15 K
V L
K
V L K
T
V V T
T
V
T
V
0,613
298,15
2,5 73,15
2
2
1
1 2
2
2
2
1
1
􀀠
􀁵
􀀠
􀀠
􀀠
12
3) Hukum Avogadro
Pada tahun 1811, Avogadro (Gambar 1.14) mengemukakan
hukum yang penting mengenai sifat-sifat gas. Dia menemukan bahwa
pada suhu yang sama, sejumlah volume yang sama dari berbagai gas
akan mempunyai jumlah partikel yang sama pula banyaknya (Gambar
5.15).
Hukum Avogadro dapat dinyatakan sebagai berikut:
V ≈ n
(V/n = konstan)
n = jumlah mol gas
Satu mol didefinisikan sebagai massa dari suatu senyawa/zat
yang mengandung atom atau molekul sebanyak atom yang terdapat
pada dua belas gram karbon (12C). Satu mol dari suatu zat
mengandung 6,023 x 1023 molekul. Bilangan ini dikenal sebagai
Bilangan Avogadro.
Gambar 1.14 Avogadro
Dua volume
hidrogen
satu volume
oksigen
+ 􀃆 Dua volume
air
Gb. 1.15 Gambaran hukum Avogadro
13
4) Hukum Keadaan Standar
Untuk melakukan pengukuran terhadap volume gas, diperlukan
suatu keadaan standar untuk digunakan sebagai titik acuan. Keadaan
ini yang juga dikenal sebagai STP (Standart Temperature and
Pressure) yaitu keadaan dimana gas mempunyai tekanan sebesar 1
atm (760 mmHg) dan suhu °C (273,15 K).
Satu mol gas ideal, yaitu gas yang memenuhi ketentuan semua
hukum-hukum gas akan mempunyai volume sebanyak 22,414 liter
pada keadaan standar ini (Gambar 1.16).
5) Hukum Gas Ideal
Definisi mikroskopik gas ideal, antara lain:
a. Suatu gas yang terdiri dari partikel-partikel yang dinamakan
molekul.
b. Molekul-molekul bergerak secara serampangan dan memenuhi
hukum-hukum gerak Newton.
c. Jumlah seluruh molekul adalah besar
d. Volume molekul adalah pecahan kecil yang diabaikan dari volume
yang ditempati oleh gas tersebut.
e. Tidak ada gaya yang cukup besar yang beraksi pada molekul
tersebut kecuali selama tumbukan.
f. Tumbukannya elastik (sempurna) dan terjadi dalam waktu yang
sangat singkat.
Gambar 1.16 Gambaran gas ideal
Apabila jumlah gas dinyatakan dalam mol (n), maka suatu
bentuk persamaan umum mengenai sifat-sifat gas dapat diformasikan.
Sebenarnya hukum Avogadro menyatakan bahwa 1 mol gas ideal
mempunyai volume yang sama apabila suhu dan tekanannya sama.
Dengan menggabungkan persamaan Boyle, Charles dan persamaan
14
Avogadro akan didapat sebuah persamaan umum yang dikenal sebagai
persamaan gas ideal.
P
V 􀁼 n T
atau
P
V 􀀠 Rn T
atau PV = nRT
R adalah konstanta kesebandingan dan mempunyai suatu nilai tunggal
yang berlaku untuk semua gas yang bersifat ideal. Persamaan di atas
akan sangat berguna dalam perhitungan-perhitungan volume gas.
Nilai numerik dari konstanta gas dapat diperoleh dengan
mengasumsikan gas berada pada keadaan STP, maka:
􀀋 􀀌􀀋 􀀌
L atmK mol 􀀋 mol􀀌􀀋 K􀀌
atm L R
(0,082056 ) 1 273,15
1 22,414
􀁵 􀀐1 􀀐1
􀀠
Dalam satuan SI, satuan tekanan harus dinyatakan dalam Nm-2
dan karena 1 atm ekivalen dengan 101,325 Nm-2, maka dengan
menggunakan persamaan diatas dapat diperoleh harga R dalam satuan
SI, sebagai berikut:
􀀋 􀀌􀀋 􀀌
􀀋 mol􀀌􀀋 K􀀌
R Nm x m
1 273,15
101,325 􀀐2 22,414 10􀀐3 3
􀀠
= 8,314 Nm K-1 mol-1
= 8,314 J K-1 mol-1
Contoh :
Balon cuaca yang diisi dengan helium mempunyai volume 1,0 x
104 L pada 1,00 atm dan 30 °C. Balon ini sampai ketinggian yang
tekanannya turun menjadi 0,6 atm dan suhunya –20°C. Berapa volume
balon sekarang? Andaikan balon melentur sedemikian sehingga
tekanan di dalam tetap mendekati tekanan di luar.
Penyelesaian:
Karena jumlah helium tidak berubah, kita dapat menentukan n1 sama
dengan n2 dan menghapusnya dari persamaan gas ideal menjadi:
2
2 2
1
1 1
T
P V
T
PV 􀀠
15
􀀋 􀀌
2 1
1 1 2
2 P T
V 􀀠 V PT
􀀋 􀀌
(0,6 303 )
1,0 104 1,00 253
2 atm K
V x L atm K
􀁵
􀁵
􀀠
V2 = 14.000 L
Tekanan dan suhu
Tekanan
Gambar 1.17 Torricelli
Tekanan gas adalah gaya yang diberikan oleh gas pada satu
satuan luas dinding wadah. Torricelli (Gambar 1.17), ilmuan dari Italia
yang menjadi asisten Galileo adalah orang pertama yang melakukan
penelitian tentang tekanan gas ia menutup tabung kaca panjang di
satu ujungnya dan mengisi dengan merkuri. Kemudian ia menutup
ujung yang terbuka dengan ibu jarinya, membalikkan tabung itu dan
mencelupkannya dalam mangkuk berisi merkuri, dengan hati-hati agar
tidak ada udara yang masuk. Merkuri dalam tabung turun,
meninggalkan ruang yang nyaris hampa pada ujung yang tertutup,
tetapi tidak semuanya turun dari tabung. Merkuri ini berhenti jika
mencapai 76 cm di atas aras merkuri dalam mangkuk (seperti pada
gambar dibawah). Toricelli menunjukkan bahwa tinggi aras yang tepat
sedikit beragam dari hari ke hari dan dari satu tempat ke tempat yang
lain, hal ini terjadi karena dipengaruhi oleh atmosfer bergantung pada
cuaca ditempat tersebut. Peralatan sederhana ini yang disebut
Barometer (Gambar 1.18).
16
Gambar 1.18 Barometer
Hubungan antara temuan Toricelli dan tekanan atmosfer dapat
dimengerti berdasarkan hokum kedua Newton mengenai gerakan,
yang menyatakan bahwa:
Gaya = massa x percepatan
F = m x a
Dengan percepatan benda (a) adalah laju yang mengubah kecepatan.
Semua benda saling tarik-menarik karena gravitasi, dan gaya tarik
mempengaruhi percepatan setiap benda. Percepatan baku akibat
medan gravitasi bumi (biasanya dilambangkan dengan g, bukannya a)
ialah g = 9,80665 m s-2. Telah disebutkan di atas bahwa tekanan
adalah gaya persatuan luas, sehingga :
A
m g
A
P 􀀠 F 􀀠 .
Karena volume merkuri dalam tabung adalah
V = Ah,
V
m g h
V h
m g
A
P F . .
/
􀀠 􀀠 . 􀀠 ,
V
􀁕 􀀠 m ;
di mana ρ = massa jenis, sehingga
P = 􀅭.g.h
Tekanan
atmosfer
17
Suhu
Dalam kehidupan sehari-hari kita dapat merasakan panas atau
dingin. Kita bisa mendeskripsikan bahwa kutub utara mempunyai suhu
yang sangat dingin atau mendeskripsikan bahwa Surabaya atau
Jakarta mempunyai suhu yang panas pada siang hari. Ilustrasi diatas
merupakan dua ekspresi dari suhu, akan tetapi apakah kita tau
definisi dari suhu itu sendiri? Definisi suhu merupakan hal yang sepele
tapi sulit untuk disampaikan tetapi lebih mudah untuk dideskripsikan.
Penelitian pertama mengenai suhu dilakukan oleh ilmuan Perancis
yang bernama Jacques Charles.
Campuran Gas
Pengamatan pertama mengenai perilaku campuran gas dalam
sebuah wadah dilakukan oleh Dalton (Gambar 1.19), ia menyatakan
bahwa tekanan total, Ptol, adalah jumlah tekanan parsial setiap gas.
Pernyataan ini selanjutnya disebut sebagai Hukum Dalton, hukum ini
berlaku untuk gas dalam keadaan ideal. Tekanan parsial setiap
komponen dalam campuran gas ideal ialah tekanan total dikalikan
dengan fraksi mol komponen tersebut (Gambar 1.20).
PA = XA . PTot
V
P nART
A 􀀠
Tekanan total:
Ptot = PA + PB + PC + …..
Mol total:
ntot = nA + nB + nC + …..
Gambar 1.19 John Dalton
18
Contoh :
Berapa tekanan total dalam wadah (container) yang mengandung:
• Metana dengan tekanan parsial 0.75 atm,
• Hidrogen dengan tekanan parsial 0.40 atm
• Propana dengan tekanan parsial 0.50 atm?
Ptot = Pmetana + Phidrogen + Ppropana
Ptot = 0.75 atm + 0.40 atm + 0.50 atm
Ptot = 1.65 atm
1.3.2 Padatan, cairan
Gas, cairan, dan padatan dibedakan, yang pertama atas dasar
struktur fisik dan sifat kimianya(Gambar 1.21 – 1.23). Struktur fisik
mempengaruhi interaksi antara partikel-partikel dan partikellingkungan.
Gambaran mengenai fase gas telah diilustrasikan pada
sub-bab sebelumnya. Pada sub-bab ini, pembahasan akan
dititikberatkan pada fase cairan dan padatan.
Gambar 1.21
Padatan
Gambar 1.20 Tekanan total dan parsial
19
Gambar 1.22
Cairan
Gambar 1.23
Gas mengisi
balon
A. Cairan
Secara umum ciri-ciri fase cairan berada diantara fase gas dan
fase padat, antara lain :
i. Mempunyai kerapatan yang lebih tinggi bila dibanding dengan
gas, namun lebih rendah bila dibandingkan dengan padatan
ii. Jarak antar partikel lebih dekat dekat
iii. Merupakan fase yang terkondensasi
iv. Merupakan fase yang bisa dikatakan tidak terkompresi
v. Bentuk cairan akan menyesuaikan dengan wadahnya
Pengamatan fisik dari fase cair dapat dilihat pada gambar struktur
molekul dalam sub-bab sebelumnya, dengan contoh pada Gambar
1.24.
Gambar 1.24 Contoh cairan
20
B. Padatan
Sedangkan ciri-ciri fase padat, antara lain :
a. Kerapatannya sangat tinggi, jauh lebih tinggi daripada gas dan
cairan
b. Jarak antar partikel sangat dekat
c. Merupakan fase yang terkondensasi
d. Merupakan fase yang bisa dikatakan tidak terkompresi
e. Mampu mempertahankan bentuknya
Berikut ini adalah gambar beberapa contoh padatan (Gambar 1.25:
Gambar 1.25
Gambar padatan
21
Ringkasan
Materi adalah sesuatu yang mempunyai massa dan menempati ruang.
Materi dapat diklasifikasikan berdasarkan sifat fisika dan kimia. Materi
dapat mengalami perubahan wujud dari gas menjadi cair dan menjadi
padat tergantung pada kondisi lingkungan. Perubahan tekanan, suhu,
dan volume terhadap suatu materi dapat mengakibatkan perubahan
dari wujud satu ke wujud lainnya.
Latihan
1. Apa yang disebut materi?
2. Jelaskan perbedaan unsur dan senyawa serta sebutkan contohnya.
3. Jelaskan perbedaan campuran homogen dan heterogen serta
sebutkan contohnya.
4. Jelaskan ciri-ciri sifat fisika dan kimia, dan sebutkan contohnya.
5. Jelaskan masing-masing wujud materi serta berikan contohnya.
6. Jelaskan perbedaan wujud materi.
7. Sebutkan faktor yang mempengaruhi perubahan wujud suatu
materi.
8. Jelaskan hubungan antara tekanan, volume dan suhu pada suatu
materi.
22
23
2 Struktur Atom
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Mengidentifikasi struktur atom
dan sifat-sifat periodik pada
tabel periodik unsur
Mendiskripsikan perkembangan
teori atom
Menginterpretasikan data dalam
tabel periodik
Tujuan pembelajaran
1. Siswa mengerti dan mampu mendeskripsikan proton, netron dan
elektron berdasarkan muatan relatif dan massa relatifnya
2. Siswa mampu mendeskripsikan massa dan muatan dalam atom
3. Siswa mampu mendeskripaikan kontribusi proton dan netron pada
inti atom berdasarkan nomor atom dan nomor massa
4. Siswa mampu mendeduksikan jumlah proton, netron dan elektron
yang terdapat dalam atom dan ion dari nomor atom dan nomor massa
yang diberikan
5. Siswa mampu membedakan isotop berdasarkan jumlah netron
berbeda yang ada
7. Siswa mampu mendeskripsikan jumlah dan energi relatif orbital s, p
dan d dari bilangan kuantum utama
8. Ssiwa mampu mendeduksi konfigurasi elektronik atom
9. Siswa mampu mendeskripsikan tabel periodik berdasarkan susunan
unsur dengan meningkatnya nomor atom, pengulangan sifat fisik dan
sifat kimia dalam satu periode dan sifat fisik dan sifat kimia yang
sama dalam satu golongan
10. Siswa mampu mendeskripskan unsur periode ketiga, variasi
konfigurasi elektronik, radius atom, konduktivitas listrik, titik leleh
dan titik didih, dan menjelaskan variasinya berdasarkan struktur dan
ikatan dalam unsur
11. Siswa mampu mendeskripsikan dan menjelaskan variasi energi
ionisasi pertama unsur yang meningkat dalam satu periode
berdasarkan peningkatan muatan inti
12. Siswa mampu mendeskripsikan dan menjelaskan variasi energi
ionisasi pertama unsur yang menurun dalam satu golongan
berdasarkan peningkatan radius atom
13. Siswa mampu menginterpretasikan data berdasarkan konfigurasi
elektronik, radius atom, konduktivitas listrik, titik leleh dan titik didih
untuk menjelaskan periodisitas
24
2.1 Partikel-partikel Dasar Atom
Atom terdiri atas inti atom dan elektron yang berada diluar
inti atom. Inti atom tersusun atas proton dan netron.
Tabel 2.1 Partikel Dasar Penyusun Atom
Partikel Penemu
(Tahun)
Massa
Kg Sma
Elektron J. J. Thomson
(1897) 9,1095x10-31 5,4859x10-4
Netron J. Chadwick
(1932) 1,6749x10-27 1,0087
Proton E. Goldstein
(1886) 1,6726x10-27 1,0073
2.1.1 Elektron
Elektron merupakan partikel dasar penyusun atom yang
pertama kali ditemukan. Elektron ditemukan oleh Joseph John
Thompson pada tahun 1897.
Gambar 2.1 Joseph John Thompson
Elektron ditemukan dengan menggunakan tabung kaca yang
bertekanan sangat rendah yang tersusun oleh:
- Plat logam sebagai elektroda pada bagian ujung tabung
- Katoda, elektroda dengan kutub negatif dan anoda, elektroda
dengan kutub positif.
Listrik bertekanan tinggi yang dialirkan melalui plat logam
mengakibatkan adanya sinar yang mengalir dari katoda menuju anoda
yang disebut sinar katoda. Tabung kaca bertekanan rendah ini
selanjutnya disebut tabung sinar katoda. Adanya sinar katoda
membuat tabung menjadi gelap. Sinar katoda tidak terlihat oleh mata
Materi tersusun
dari atom-atom
25
akan tetapi keberadaannya terdeteksi melalui gelas tabung yang
berpendar akibat adanya benturan sinar katoda dengan gelas tabung
kaca.
Sifat-sifat sinar katoda:
- Sinar katoda dihasilkan akibat adanya aliran listrik bertekanan
tinggi yang melewati plat logam
- Sinar katoda berjalan lurus menuju anoda
- Sinar katoda menimbulkan efek fluoresensi (pendar) sehingga
keberadaannya terdeteksi
- Sinar katoda bermuatan negatif sehingga dapat dibelokkan oleh
medan listrik dan medan magnet
- Sinar katoda yang dihasilkan tidak tergantung dari bahan pembuat
plat logam.
Sifat-sifat yang mendukung yang dihasilkan oleh sinar katoda
menyebabkan sinar katoda digolongkan sebagai partikel dasar atom
dan disebut sebagai elektron.
Gambar 2.2 Tabung sinar katoda
26
Gambar 2.3 Peralatan Thomson untuk menentukan harga e/m
Joseph John Thomson selanjutnya melakukan penelitian untuk
menentukan perbandingan harga muatan elektron dan massanya
(e/m). Hasil penelitian menunjukkan bahwa sinar katoda dapat
dibelokkan oleh medan listrik dn medan magnet. Pembelokan
memungkinkan pengukuran jari-jari kelengkungan secara tepat
sehingga perbandingan harga muatan elektron dan massanya dapat
ditentukan sebesar 1,76x108 coulomb/gram.
Robert Millikan pada tahun 1909 melakukan penelitian
penentuan muatan elektron menggunakan tetes minyak.
Gambar 2.4 Robert Millikan
27
Gambar 2.5 Peralatan tetes minyak Millikan
Penelitian membuktikan bahwa tetes minyak dapat menangkap
elektron sebanyak satu atau lebih. Millikan selanjutnya menemukan
bahwa muatan tetes minyak berturut-turut 1x(-1,6.10-19), 2x(-1,6.10-
19), 3x(-1,6.10-19) dan seterusnya. Karena muatan tiap tetes minyak
adalah kelipatan 1,6.10-19C maka Millikan menyimpulkan bahwa
muatan satu elektron sebesar -1,6.10-19C.
Hasil penelitian yang dilakukan Joseph John Thompson dan
Robert Millikan memungkinkan untuk menghitung massa elektron
secara tepat.
e/m=1,76.108C/g
x C
x C g
massa elektron me x C 28
8
19
9,11 10
1,76 10 /
1 1,6 10 􀀐
􀀐
􀀠 􀀠 􀀠
Contoh soal
Tentukan berapa elektron yang tertangkap oleh 1 tetes
minyak dalam percobaan yang dilakukan oleh Millikan apabila 1 tetes
minyak tersebut bermuatan -3,2 x 10-19 C.
Jawab
Telah diketahui dari percobaan yang dilakukan oleh Millikan
bahwa muatan 1 elektron sebesar -1,6 x 10-19 C. Maka jumlah elektron
yang ditangkap oleh 1 tetes minyak dengan muatan -3,2 x 10-19 C
adalah
elektron
x C
x C 2
1,6 10
3,2 10
19
19
􀀠
􀀐
􀀐
􀀐
􀀐
28
2.1.2 Inti atom
Ernest Rutherford pada tahun 1911 menemukan inti atom. W.
C. Rontgen yang menemukan sinar x pada tahun 1895 dan penemuan
zat radioaktif oleh Henry Becquerel mendasari penemuan Rutherford.
Zat radioaktif merupakan zat yang dapat memancarkan radiasi
spontan, misalnya uranium, radium dan polonium. Radiasi atau sinar
yang dipancarkan oleh zat radioaktif disebut sinar radioaktif. Sinar
radioaktif yang umum dikenal adalah sinar alfa (α), sinar beta (􀅟) dan
sinar gama (􀅠).
Gambar 2.6 Ernest Rutherford
Gambar 2.7 Sinar alfa, beta dan gama
Ernest Rutherford melakukan penelitian dengan menggunakan sinar
alfa untuk menembak plat tipis emas (0,01 sampai 0,001mm).
Detektor yang digunakan berupa plat seng sulfida (ZnS) yang
berpendar apabila sinar alfa mengenainya.
Inti atom terdiri
dari proton
bermuatan positif
29
Gambar 2.8 Hamburan sinar alfa
Hasil yang diperoleh adalah bahwa sebagian besar sinar alfa
diteruskan atau dapat menembus plat tipis emas. Sinar alfa dalam
jumlah yang sedikit juga dibelokkan dan dipantulkan. Hasil penelitian
yang menunjukkan bahwa sebagian besar sinar alfa diteruskan
memberikan kesimpulan bahwa sebagian besar atom merupakan ruang
kosong. Sedangkan sebagian kecil sinar alfa yang dipantulkan juga
memberikan kesimpulan bahwa dalam atom terdapat benda pejal dan
bermuatan besar. Adanya benda pejal yang bermuatan besar
didasarkan pada kenyataan bahwa sinar alfa yang bermuatan 4 sma
dapat dipantulkan apabila mengenai plat tipis emas. Hal ini berarti
massa benda pejal dalam atom emas jauh lebih besar daripada massa
sinar alfa. Selanjutnya Rutherford menyebut benda pejal tersebut
sebagai inti atom yang merupakan pusat massa atom. Penelitian juga
menunjukkan bahwa sinar alfa dibelokkan ke arah kutub negatif
apabila dimasukkan kedalam medan listrik. Hal ini berarti sinar alfa
menolak sesuatu yang bermuatan positif dalam atom emas dan lebih
mendekati sesuatu dengan muatan yang berlawanan. Rutherford
selanjutnya menyimpulkan bahwa inti atom bermuatan positif.
Hasil penelitian membuat Rutherford secara umum
mengemukakan bahwa:
- atom terdiri atas inti atom yang bermuatan positif yang
merupakan pusat massa atom
- elektron diluar inti atom mengelilingi inti atom dan berjumlah
sama dengan muatan inti atom sehingga suatu atom bersifat
netral.
30
2.1.3 Proton
Eugene Goldstein pada tahun 1886 melakukan percobaan dan
menemukan partikel baru yang disebut sebagai sinar kanal atau sinar
positif. Peralatan Goldstein tersusun atas:
- elektroda negatif (katoda) yang menutup rapat tabung sinar
katoda sehingga ruang dibelakang katoda gelap
- tabung katoda dilubangi dan diisi dengan gas hidrogen bertekanan
rendah
- radiasi yang keluar dari lubang tabung katoda akibat aliran listrik
bertegangan tinggi menyebabkan gas yang berada dibelakang
katoda berpijar
- radiasi tersebut disebut radiasi/sinar kanal atau sinar positif
Gambar 2.9 Gambar sinar positif/sinar kanal
31
Sinar kanal secara mendetail dihasilkan dari tahapan berikut yakni
ketika sinar katoda menjala dari katoda ke anoda maka sinar katoda
ini menumbuk gas hidrogen yang berada didalam tabung sehingga
elektron gas hidrogen terlepas dan membentuk ion positif. Ion
hidrogen yang bermuatan positif selanjutnya bergerak menuju kutub
negatif (katoda) dengan sebagian ion hidrogen lolos dari lubang
katoda. Berkas sinar yang bermuatan positif disebut sinar kanal atau
sinar positif.
Penelitian selanjutnya mendapatkan hasil bahwa gas hidrogen
menghasilkan sinar kanal dengan muatan dan massa terkecil. Ion
hidogen ini selanjutnya disebut sebagai proton. Beberapa kesimpulan
yang dapat diambil adalah bahwa sinar kanal merupakan parikel dasar
yang bermuatan positif dan berada dalam inti atom dan massa proton
sama dengan massa ion hidrogen dan berharga 1 sma. Rutherford
berikutnya menembak gas nitrogen dengan sinar alfa untuk
membuktikan bahwa proton berada didalam atom dan ternyata proton
juga dihasilkan dari proses tersebut. Reaksi yang terjadi adalah
N O 1P
1
16
8
4
2
14
7 􀀎 􀁄 􀁿􀁿􀁯 􀀎
Beberapa sifat sinar kanal/sinar positif adalah
- sinar kanal merupakan radiasi partikel
- sinar kanal dibelokkan ke arah kutub negatif apabila dimasukkan
kedalam medan listrik atau medan magnet
- sinar kanal bermuatan positif
- sinar kanal mempunyai perbandingan harga muatan elektron dan
massa (e/m) lebih kecil dari perbandingan harga muatan elektron
dan massa (e/m) elektron
- sinar kanal mempunyai perbandingan harga muatan elektron dan
massa (e/m) yang tergantung pada jenis gas dalam tabung
Contoh soal
Tentukan muatan oksigen apabila kedalam tabung sinar kanal
dimasukkan gas oksigen dengan massa 1 atomnya sebesar 16 sma dan
akibat adanya tumbukan dengan sinar katoda yang dihasilkan, 2
elektron lepas dari atom oksigen.
Jawab
Karena terjadi pelepasan 2 elektron, maka muatan 1 atom
oksigen = 2.
2.1.4 Netron
Penelitian yang dilakukan Rutherford selain sukses
mendapatkan beberapa hasil yang memuaskan juga mendapatkan
kejanggalan yaitu massa inti atom unsur selalu lebih besar daripada
massa proton didalam inti atom. Rutherford menduga bahwa terdapat
32
partikel lain didalam inti atom yang tidak bermuatan karena atom
bermuatan positif disebabkan adanya proton yang bermuatan positif.
Adanya partikel lain didalam inti atom yang tidak bermuatan
dibuktikan oleh James Chadwick pada tahun 1932. Chadwick
melakukan penelitian dengan menembak logam berilium
menggunakan sinar alfa. Hasil penelitian menunjukkan bahwa suatu
partikel yang tak bermuatan dilepaskan ketikan logam berilium
ditembak dengan sinar alfa dan partikel ini disebut sebagai netron.
Reaksi yang terjadi ketika logam berilium ditembak dengan sinar alfa
adalah
Be C 1n
0
12
6
4
2
9
4 􀀎 􀁄 􀁿􀁿􀁯 􀀎
Netron tak bermuatan dan bermassa 1 sma (pembulatan).
2.2 Nomor atom, nomor massa, isotop, isobar dan isoton
Telah diketahui bahwa penemu sinar x adalah Rontgen. Sinar
x terjadi ketika sinar katoda yang berupa elektron berkecepatan
tinggi menumbuk elektroda tembaga. Akibat tumbukan tersebut,
tembaga melepaskan elektron terluarnya dan tempat elektron yang
kosong ini selanjutnya diisi oleh elektron tembaga dari tingkat energi
lain yang lebih tinggi. Pengisian tempat kosong oleh elektron tembaga
dari tingkat energi yang lebih tinggi menyebabkan terjadinya
pemancaran radiasi. Radiasi ini oleh Rontgen disebut sebagai sinar x.
Pemahaman mengenai inti atom selanjutnya dijelaskan oleh
percobaan Moseley. Moseley melakukan penelitian untuk mengukur
panjang gelombang sinar x berbagai unsur. Hasil penelitian
menunjukkan bahwa setiap unsur memancarkan radiasi sinar x dengan
panjang gelombang yang khas. Panjang gelombang yang dihasilkan
tergantung pada jumlah ion positif didalam inti atom. Penelitian juga
menunjukkan bahwa inti atom mempunyai muatan yang berharga
kelipatan dari +1,6x10-9C. Moseley selanjutnya menyebut jumlah
proton dalam atom adalah nomor atom.
Gambar 2.10 Tabung sinar X
33
Gambar 2.11 Wilhelm Conrad Rontgen
2.2.1 Nomor atom dan nomor massa
Inti atom mengandung proton dan netron. Nomor atom sama
dengan jumlah proton didalam inti atom sedangkan nomor massa
sama dengan jumlah proton dan netron didalam inti atom. Notasi
untuk menyatakan susunan inti atom yaitu proton dan netron dialam
inti atom dapat dinyatakan sebagai berikut:
Contoh soal
Tentukan jumlah proton, elektron dan netron dalam atom
12C
6 .
Jawab
Mengingat,
Nomor atom=jumlah proton dan elektron
Nomor massa=jumlah proton + netron
Maka, untuk 12C
6 jumlah proton 6, elektron 6 dan netron 6.
AXZ
Keterangan:
X = lambang atom unsur
A = nomor massa
= proton+netron
Z = nomor atom
= jumlah proton
Nomor atom Z
sama dengan
jumlah proton
dalam atom
34
Contoh soal
Tentukan jumlah proton dan elektron dalam atom 30 4􀀎
15P .
Jawab
Mengingat,
Nomor atom=jumlah proton dan elektron
Nomor massa=jumlah proton + netron
Maka, untuk 30 4􀀎
15P jumlah proton 15 dan elektron 15 - 4 = 11.
2.2.2 Isotop
Isotop adalah atom unsur sama dengan nomor massa berbeda.
Isotop dapat juga dikatakan sebagai atom unsur yang mempunyai
nomor atom sama tetapi mempunyai nomor massa berbeda karena
setiap unsur mempunyai nomor atom yang berbeda. Karbon
merupakan contoh adanya isotop.
Setiap karbon mempunyai nomor atom 6 tetapi nomor massanya
berbeda-beda. Dari contoh tersebut dapat dikatakan bahwa walaupun
unsurnya sama belum tentu nomor massanya sama.
2.2.3 Isobar dan isoton
Isobar adalah atom unsur yang berbeda tetapi mempunyai
nomor massa sama. Isobar dapat dimengerti dengan melihat contoh
berupa Na 24
11 dengan Mg 24
12 yang memiliki nomor massa sama sebesar
24. Sedangkan isoton adalahatom unsur yang berbeda tetapi
mempunyai jumlah netron yang sama. Contoh isoton adalah
40Ca
20 dengan K 39
19 yang sama-sama memiliki jumlah netron 20.
2.3 Elektron dalam atom
Model atom yang dikemukakan oleh Joseph John Thompson
mempunyai banyak kelemahan, demikian pula dengan model atom
yang dikemukakan oleh Ernest Rutherford. Model atom Rutherford
tidak dapat menjelaskan alasan mengapa elektron tidak dapat jatuh
kedalam inti. Fisika klasik menyatakan bahwa apabila terdapat suatu
partikel bermuatan yang bergerak menurut lintsan lengkung maka
energinya akan hilang dalam bentuk radiasi. Pernyataan fisika klasik
ini menjadi persoalan bagi model atom yang dikemukakan oleh
13C6
12C6
14C6
p=6
e=6
n=6
p=6
e=6
n=7
p=6
e=6
n=8
Isotop mempunyai
nomor atom sama
tetapi nomor
massa berbeda
35
Rutherford karena jika elektron bergerak mengelilingi inti, maka
elektron akan kehilangan energinya dan energi kinetik elektron akan
terus berkurang. Gaya tarik inti atom terhadap elektron akan menjadi
lebih besar daripada gaya sentrifugal lintasan elektron dan
menyebabkan lintasan menjadi spiral dan akhirnya elektron jatuh
kedalam inti atom. Apabila elektron jatuh kedalam inti atom, maka
atom menjadi tak stabil. Hal ini bententangan dengan pernyataan
umum bahwa atom stabil.
Gambar 2.12 Lintasan spiral elektron
2.3.1 Spektrum garis
Menurut Max Planck radiasi elektromagnetik bersifat
diskontinyu atau dalam bentuk kuanta. Diskontinyuitas radiasi
elektromagnetik dikuatkan oleh efek fotolistrik yang dikembangkan
oleh Albert Einstein. Sedangkan kuantisasi/kuanta energi digunakan
oleh Niels Bohr dalam momentum sudut elektron untuk
pengembangan teorinya tentang atom hidrogen.
Apabila berkas cahaya polikromatis seperti lampu listrik dan
sinar matahari dilewatkan melalui prisma maka akan diperoleh
spektrum kontinyu yang terdiri dari berbagai warna penyusunnya.
Spektrum garis dihasilkan apabila sumber cahaya polikromatik seperti
lampu listrik dan sinar matahari diganti oleh busur listrik berisi gas
hidrogen maka akan dihasilkan spektrum yang tidak kontinyu.
Spektrum yang tidak kontinyu berupa sederetan garis berwarna yang
disebut spektrum garis tak kontinyu.
spektrum garis didapat dengan cara sebagai berikut:
- zat yang diselidiki spektrumnya diuapkan pada temperatur tinggi
- uap yang terbentuk diletakkan diantara dua elektroda grafit
- listrik bertegangan tinggi dialirkan melalui elektroda grafit
Spektrum garis yang paling sederhana adalah spektrum garis atom
hidrogen. Balmer melakukan penelitian sehingga didapatkan deret
Balmer untuk atom hidrogen.
elektron
36
Gambar 2.13 Spektrum cahaya polikromatik
Gambar 2.14 Spektrum garis
Gambar 2.15 Deret Balmer untuk atom hidrogen
seri Lyman
seri Balmer
Kontinyu
37
2.3.2 Teori Bohr
Seperti telah diketahui bahwa menurut Max Planck radiasi
elektromagnetik bersifat diskontinyu atau dalam bentuk kuanta. Max
Planck menurunkan persamaan untuk pernyataan tersebut sebagai
berikut:
Pernyataan tersebut bertentangan dengan pandangan fisika klasik
yang mengemukakan bahwa energi bersifat kontinyu.
Untuk mengatasi perbedaan tersebut, Niels Bohr melakukan
penelitian dan mencoba menjelaskan dengan pendekatan pemecahan
spektrum garis hidrogen. Bohr menggunakan pendekatan Max Planck
untuk menjelaskan spektrum garis hidrogen.
Beberapa hasil penelitian Bohr diantara adalah
- Elektron mengorbit pada lintasan tertentu dan dengan tingkat
energi tertentu
- Lintasan orbit elektron berbentuk lingkaran dan disebut kulit
- Momentum sudut elektron yang mengorbit berharga kelipatan
2􀁓
h
. Setiap elektron yang mengorbit mempunyai momentum
sudut sebesar 2􀁓
n h dengan n=1, 2, 3,... yang merupakan
bilangan bulat positif dan disebut sebagai bilangan kuantum
utama
Bilangan kuantum utama menyatakan kulit
Tabel 2.2 Hubungan Lintasan, Kulit dan Bilangan Kuantum
Lintasan Kulit Bilangan kuantum
(n)
1 K n = 1
2 L n = 2
3 M n = 3
4 N n = 4
E 􀀠 nh􀈞
Keterangan:
n = bilangan bulat positif
h = tetapan Planck
(6,6,3.10-34 J.s)
ν = frekuensi
38
Gambar 2.16 Pendekatan energi oleh Max Planck dan fisika klasik
Gambar 2.17 Niels Bohr
39
- Energi elektron berbanding terbalik dengan lintasan (kulit)
- Keadaan paling stabil adalah pada saat n = 1 yakni ketika elektron
memiliki energi paling minimal
- Elektron berada dalam keadaan stasioner, tidak memancarkan
dan menyerap energi, ketika elektron megorbit mengelilingi inti
atom.
Apabila elektron berpindah dari tingkat energi rendah menuju tingkat
energi tinggi maka energi akan diserap untuk melakukan proses
tersebut. Elektron yang berpindah dari tingkat energi rendah menuju
tingkat energi yang lebih tinggi menyebabkan elektron tereksitasi.
Akan tetapi keadaan elektron tereksitasi ini tidak stabil sehingga
elektron kembali dari tingkta energi tinggi menuju tingkat energi
rendah yang disertai pelepasan energi dalam bentuk radiasi.
Gambar 2.18 Model atom Bohr
Teori Bohr berhasil menjelaskan spektrum garis atom hidrogen dan
ion-ion berelektron tunggal seperti 2He+ dan 3Li2+. Akan tetapi teori
Bohr juga masih menunjukkan kelemahan yaitu tidak mampu
menjelaskan spektrum garis atom berelektron banyak dan sifat
spektrum garis dalam medan magnet serta tidak dapa menjelaskan
garis-garis halus spektrum garis atom hidrogen.
40
Gambar 2.19 Proses eksitasi dan emisi
Contoh soal
Berapakah energi sinar laser dengan panjang gelombang
780nm.
x m
x nm
nm x m 7
9 7,8 10
1 10
780 1 􀀠 􀀐
Jawab
x J
x m
E hc x Js x x ms 19
7
34 8 1
2,547 10
7,8 10
6,626 10 2,998 10 􀀐
􀀐
􀀐 􀀐
􀀠 􀀠 􀀠
􀁏
2.3.3 Konfigurasi elektron
Susunan elektron dalam atom dapat dijelaskan menggunakan
konfigurasi elektron. Penyusunan elektron dalam atom didasarkan
pada teori-teori berikut:
- Teori dualisme gelombang partikel yang dikemukakan oleh de
Broglie pada tahun 1924. Teori ini menyatakan bahwa elektron
dalam atom bersifat gelombang dan partikel
- Azas ketidakpastian yang dikemukakan oleh Heisenberg pada
tahun 1927. Teori ini menyatakan bahwa posisi dan momentum
partikel tidak dapat ditentukan secara pasti dalam waktu
elektron
elektron tereksitasi foton teremisi
sebelum sesudah
foton terabsorpsi
sebelum sesudah
Konfigurasi
elektron atom
menjelaskan
jumlah elektron
dalam tingkat
utama
41
bersamaan. Teori ini menyiratkan bahwa lintasan elektron tidak
berbentuk lingkaran
- Teori persamaan gelombang yang dikemukakan oleh Erwin
Schrodinger. Teori ini dapat menerangkan pergerakan partikelapertikel
mikroskopik termasuk elektron.
Azas ketidakpastian Heisenberg menyebabkan posisi elektron tidak
dapat ditentukan dengan pasti demikian pula dengan orbit elektron
dalam atom menurut mekanika kuantum. Walaupun orbit elektron
tidak dapat ditentukan dengan pasti tetapi peluang untuk menemukan
elektron pada posisi tertentu di sekitar inti masih mungkin untuk
ditentukan. Obital merupakan daerah disekiar inti dengan peluang
terbesar untuk menemukan elektron. Kapasitas maksimal orbital
untuk ditempati elektron sebesar 2 elektron. Orbital juga mempunyai
energi yang khas bagi tiap-tiap elektron untuk menempatinya. Energi
khas untuk tiap elektron ini sering disebut tingkat energi. Hanya
elektron dengan energi yang cocok dapat menempati orbital tersebut.
Sistem susunan elektron dalam atom dapat dilihat pada gambar 2.21
berikut.
Tabel 2.3 Susunan Bilangan Kuantum
Kulit Bilangan kuantum (n) Daya tampung elektron maksimal
K 1 2 x 12 = 2
L 2 2 x 22 = 8
M 3 2 x 23 = 18
N 4 2 x 24 = 32
... ...
... ...
... ...
n 2n2
Jumlah maksimum elektron dalam kulit tertentu sebesar 2n2 dengan n
adalah nomor kulit. Pengisian elektron dimulai pada kulit dengan
tingkat energi terendah yaitu kulit pertama atau kulit K yang
dilanjutkan dengan kulit L, M, N dan seterusnya. Pengisian dilakukan
dengan pengisian maksimum terlebih dahulu untuk tiap kulit. Apabila
terdapat 18 elektron maka elektron akan mengisi kulit K sebanyak 2
yang dilanjutkan dengan pengisian kulit L sebanyak 8 elektron dan
diakhiri dengan pengisian kulit L sebanyak 8 elektron.
Elektron valensi merupakan jumlah elektron yang terdapat
pada kulit terluar suatu atom unsur. Ikatan kimia dapat terbentuk
dengan memanfaatkan atau menggunakan elektron valensi sehingga
elektron valensi dapat dikatakan merupakan penentu sifat kimia atom
unsur.
42
Litium Oksigen Florin Neon
Natrium
Gambar 2.20 Elektron valensi beberapa unsur periode 2 dan periode 3
Contoh soal
Tuliskan konfigurasi elektron C (Z=6).
Jawab
Konfigurasi elektron C = [K = 2, L = 6]
Contoh soal
Berapakah jumlah elektron maksiumum yang dapat
menempati kulit O (n=5)?
Jawab
Jumlah elektron di kulit O (n=5) = 2(2)5 = 64 elektron
IA
Golongan
VIA VIIA VIIIA
43
2.4 Perkembangan model atom
Penelitian-penelitian terbaru menyebabkan teori dan model
atom semakin berkembang dan kebenarannya semakin nyata. Teori
dan model atom dimulai dengan penelitian yang dilakukan oleh John
Dalton yang selanjutnya dikembangkan oleh Joseph John Thompson,
Ernest Rutherford, Niels Bohr dan teori atom menggunakan mekanika
gelombang.
2.4.1 Model atom John Dalton
Hukum kekekalan massa yang disampaikan oleh Lavoisier dan
hukum perbandingan tetap yang dijelaskan oleh Proust mendasari
John Dalton untuk mengemukakan teori dan model atomnya pada
tahun 1803. John Dalton menjelaskan bahwa atom merupakan partikel
terkecil unsur yang tidak dapat dibagi lagi, kekal dan tidak dapat
dimusnahkan demikian juga tidak dapat diciptakan. Atom-atom dari
unsur yang sama mempunyai bentuk yang sama dan tidak dapat
diubah menjadi atom unsur lain.
Gambar 2.21 Model atom Dalton
2.4.2 Model atom Joseph John Thompson
Joseph John Thompson merupakan penemu elektron.
Thompson mencoba menjelaskan keberadaan elektron mengguna-kan
teori dan model atomnya. Menurut Thompson, elektron tersebar
secara merata di dalam atom yang dianggap sebagai suatu bola yang
bermuatan positif. Model atom yang dikemukakan oleh Thompson
sering disebut sebagai model roti kismis dengan roti sebagai atom
yang bermuatan positif dan kismis sebagai elektron yang tersebar
merata di seluruh bagian roti. Atom secara keseluruhan bersifat
netral.
44
Gambar 2.22 Model atom Thompson
2.4.3 Model atom Ernest Rutherford
Penelitian penembakan sinar alfa pada plat tipis emas
membuat Rutherford dapat mengusulkan teori dan model atom untuk
memperbaiki teori dan model atom Thompson. Menurut Rutherford,
atom mempunyai inti yang bermuatan positif dan merupakan pusat
massa atom dan elektron-elektron mengelilinginya.
Gambar 2.23 Model atom Rutherford
Rutherford berhasil menemukan bahwa inti atom bermuatan
positif dan elektron berada diluar inti atom. Akan tetapi teori dan
model atom yang dikemukakan oleh Rutherford juga masih
mempunyai kelemahan yaitu teori ini tidak dapat menjelaskan
fenomena kenapa elektron tidak dapat jatuh ke inti atom. Padahal
menurut fisika klasik, partikel termasuk elektron yang mengorbit pada
lintasannya akan melepas energi dalam bentuk radiasi sehingga
elektron akan mengorbit secara spiral dan akhirnya jatuh ke iti atom.
45
2.4.4 Model atom Niels Bohr
Niels Bohr selanjutnya menyempurnakan model atom yang
dikemukakan oeh Rutherford. Penjelasan Bohr didasarkan pada
penelitiannya tentang spektrum garis atom hidrogen. Beberapa hal
yang dijelaskan oleh Bohr adalah
- Elektron mengorbit pada tingkat energi tertentu yang disebut
kulit
- Tiap elektron mempunyai energi tertentu yang cocok dengan
tingkat energi kulit
- Dalam keadaan stasioner, elektron tidak melepas dan menyerap
energi
- Elektron dapat berpindah posisi dari tingkat energi tinggi menuju
tingkat energi rendah dan sebaliknya dengan menyerap dan
melepas energi
Gambar 2.24 Model atom Bohr
2.4.5 Model atom mekanika gelombang
Perkembangan model atom terbaru dikemukakan oleh model
atom berdasarkan mekanika kuantum. Penjelasan ini berdasarkan tiga
teori yaitu
- Teori dualisme gelombang partikel elektron yang dikemukakan
oleh de Broglie pada tahun 1924
- Azas ketidakpastian yang dikemukakan oeh Heisenberg pada tahun
1927
- Teori persamaan gelombang oleh Erwin Schrodinger pada tahun
1926
Menurut model atom ini, elektron tidak mengorbit pada lintasan
tertentu sehingga lintasan yang dikemukakan oleh Bohr bukan suatu
kebenaran. Model atom ini menjelaskan bahwa elektron-elektron
berada dalam orbita-orbital dengan tingkat energi tertentu. Orbital
merupakan daerah dengan kemungkinan terbesar untuk menemukan
elektron disekitar inti atom.
46
Gambar 2.25 Model atom mekanika kuantum
2.5 Perkembangan pengelompokan unsur
Pada awalnya, unsur hanya digolongkan menjadi logam dan
nonlogam. Dua puluh unsur yang dikenal pada masa itu mempunyai
sifat yang berbeda satu dengan yang lainnya. Setelah John Dalton
mengemukakan teori atom maka terdapat perkembangan yang cukup
berarti dalam pengelompokan unsur-unsur. Penelitian Dalton tentang
atom menjelaskan bahwa setiap unsur mempunyai atom-atom dengan
sifat tertentu yang berbeda dari atom unsur lain. Hal yang
membedakan diantara unsur adalah massanya.
Pada awalnya massa atom individu belum bisa ditentukan
karena atom mempunyai massa yang amat kecil sehingga digunakan
massa atom relatif yaitu perbandingan massa antar-atom. Berzelius
pada tahun 1814 dan P. Dulong dan A. Petit pada tahun 1819
melakukan penentuan massa atom relatif berdasarkan kalor jenis
unsur. Massa atom relatif termasuk sifat khas atom karena setiap
unsur mempunyai massa atom relatif tertentu yang berbeda dari
unsur lainnya. Penelitian selanjutnya melibatkan Dobereiner,
Newlands, mendeleev dan Lothar Meyer yang mengelompokkan unsur
berdasarkan massa atom relatif.
Gambar 2.26 Unsur klorin, bromin dan iodin
Klorin Bromin Iodin
47
2.5.1 Triad Dobereiner
Johann Wolfgang Dobereiner pada tahun 1829 menjelaskan
hasil penelitiannya yang menemukan kenyataan bahwa massa atom
relatif stronsium berdekatan dengan massa rata-rata dua unsur lain
yang mirip dengan stronsium yaitu kalsium dan barium. Hasil
penelitiannya juga menunjukkan bahwa beberapa unsur yang lain
menunjukkan kecenderungan yang sama. Berdasarkan hasil
penelitiannya, Dobereiner selanjutnya mengelompokkan unsur-unsur
dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang lebih dikenal sebagai triad.
Triad yang ditunjukkan oleh Dobereiner tidak begitu banyak sehingga
berpengaruh terhadap penggunaannya.
48
Tabel 2.4 Massa Atom Relatif Unsur Triad Dobereiner
Triad Massa atom relatif
Rata-rata
massa atom relatif
Unsur pertama dan ketiga
Kalsium 40 􀀋 􀀌 88,5
2
40 137 􀀠
􀀎
Stronsium 88
Barium 137
Gambar 2.27 Johann Wolfgang Dobereiner
Litium
(Li)
Kalsium
(Ca)
Klorin
(Cl)
Belerang
(S)
Mangan
(Mn)
Natrium
(Na)
Stronsium
(Sr)
Bromin
(Br)
Selenium
(Se)
Kromium
(Cr)
Kalium
(K)
Barium
(Ba)
Iodin
(I)
Telurium
(Te) Besi (Fe)
Gambar 2. 28 Triad Dobereiner
2.5.2 Hukum oktaf Newlands
Hukum oktaf ditemukan oleh A. R. Newlands pada tahun 1864.
Newlands mengelompok-kan unsur berdasarkan kenaikan massa atom
relatif unsur. Kemiripan sifat ditunjukkan oleh unsur yang berseliih
satu oktaf yakni unsur ke-1 dan unsur ke-8 serta unsur ke-2 dan unsur
ke-9. Daftar unsur yang berhasil dikelompokkan berdasarkan hukum
oktaf oleh Newlands ditunjukkan pada tabel berikut.
49
Gambar 2.29 John Newlands
1H 7Li 9Be 11B 12C 14N 16O
19F 23Na 24Mg 27Al 28Si 31P 32S
35Cl 39K 40Ca 52Cr 48Ti 55Mn 56Fe
Gambar 2.5 Tabel oktaf Newlands
Hukum oktaf Newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur
dengan massa atom relatif sampai 20 (kalsium). Kemiripan sifat
terlalu dipaksakan apabila pengelompokan dilanjutkan.
2.5.3 Sistem periodik Mendeleev
Dmitri Ivanovich Mendeleev pada tahun 1869 melakukan
pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal dan mendapatkan
hasil bahwa sifat unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom
relatifnya. Sifat tertentu akan berulang secara periodik apabila unsurunsur
disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya.
Mendeleev selanjutnya menempatkan unsur-unsur dengan kemiripan
sifat pada satu lajur vertikal yang disebut golongan. Unsur-unsur juga
disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya dan ditempatkan
dalam satu lajur yang disebut periode. Sistem periodik yang disusun
Mendeleev dapat dilihat pada tabel berikut:
50
Gambar 2.30 Dmitri Ivanovich Mendeleev
Gambar 2.31 Sistem periodik Mendeleev
Mendeleev sengaja mengosong-kan beberapa tempat untuk
menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Beberapa kotak juga
sengaja dikosongkan karena Mendeleev yakin masih ada unsur yang
belum dikenal karena belum ditemukan. Salah satu unsur baru yang
sesuai dengan ramalan Mendeleev adalah germanium yang
sebelumnya diberi nama ekasilikon oleh Mendeleev.
51
2.5.4 Sistem periodik Moseley
Perkembangan terbaru mengenai atom menjelaskan bahwa
atom dapat terbagi menjadi partikel dasar atau partikel subatom.
Atom selanjutnya diketahui tersusun oleh proton, elektron dan
netron. Jumlah proton merupakan sifat khas unsur. Setiap unsur
mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lain.
Jumlah proton suatu unsur dinyatakan sebagai nomor atom.
Henry G. Moseley yang merupakan penemu cara menentukan
nomor atom pada tahun 1914 kembali menemukan bahwa sifat-sifat
unsur merupakan fungsi periodik nomor atomnya. Pengelompokan
yang disusun oleh Mendeleev merupakan susunan yang berdasarkan
kenaikan nomor atomnya. Penyusunan telurium dan iodin yang tidak
sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya ternyata sesuai dengan
kenaikan nomor atomnya.
Gambar 2.32 Henry G. Moseley
2.5.5 Periode dan golongan
Sistem periodik modern tersusun berdasarkan kenaikan nomor
atom dan kemiripan sifat. Lajur horisontal yang disebut periode,
tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom sedangkan lajur vertikal
yang disebut golongan tersusun berdasarkan kemiripan sifat. Unsur
golongan A disebut golongan utama sedangkan golongan B disebut
golongan transisi. Golongan dapat dieri tanda nomor 1 sampai 18
berurutan dari kiri ke kanan. Berdasarkan penomoran ini, golongan
transisi mempunyai nomor 3 sampai 12.
Sistem periodik modern tersusun atas 7 periode dan 18
golongan yang terbagi menjadi 8 golongan utama atau golongan A dan
8 golongan transisi atau golongan B.
52
Gambar 2.33 Sistem periodik modern
Contoh soal
Tentukan periode dan golongan unsur X, Y dan Z apabila
diketahui konfigurasi elektronnya adalah
X = 2, 3
Y = 2, 8, 4
Z = 2, 8, 7
Jawab
Unsur Periode Golongan
X 2 IIIA
Y 3 IVA
Z 3 VIIA
2.6 Sifat periodik unsur
Sifat yang berubah secara beraturan menurut kenaikan nomor
atom dari kiri ke kanan dalam satu periode dan dari atas ke bawah
dalam satu golongan disebut sifat periodik. Sifat periodik meliputi
jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron dan
keelektronegatifan.
2.6.1 Jari-jari atom
Jari-jari atom adalah jarak elektron di kulit terluar dari inti
atom. Jari-jari atom sulit untuk ditentukan apabila unsur berdiri
sendiri tanpa bersenyawa dengan unsur lain. Jari-jari atom secara
lazim ditentukan dengan mengukur jarak dua inti atom yang identik
yang terikat secara kovalen. Pada penentuan jari-jari atom ini, jari53
jari kovalen adalah setengah jarak antara inti dua atom identik yang
terikat secara kovalen.
Gambar 2.34 Penentuan jari-jari atom
Gambar 2.35 Hubungan jari-jari atom gengan nomor atom
Kurva hubungan jari-jari atom dengan nomor atom memperlihatkan
bahwa jari-jari atom dalam satu golongan akan semakin besar dari
atas ke bawah. Hal ini terjadi karena dari atas ke bawah jumlah kulit
bertambah sehingga jari-jari atom juga bertambah.
jarak antar
fluorin (F2) klorin (Cl2) bromin (Br2) iodin (I2)
hidrogen (H2) oksigen (O2) nitrogen (N2)
radius atomik
Jari-jari atom versus nomor atom
jari-jari atom (pm)
nomor atom
54
Gambar 2.36 Jari-jari atom unsur
Unsur-unsur dalam satu periode (dari kiri ke kanan) berjumlah kulit
sama tetapi jumlah proton bertambah sehingga jari-jari atom juga
berubah. Karena jumlah proton bertambah maka muatan inti juga
bertambah yang mengakibatkan gaya tarik menarik antara inti dengan
elektron pada kulit terluar semakin kuat. Kekuatan gaya tarik yang
semakin meningkat menyebabkan jari-jari atom semakin kecil.
Sehingga untuk unsur dalam satu periode, jari-jari atom semakin kecil
dari kiri ke kanan.
Jari-jari ion digambarkan sebagai berikut:
Gambar 2.37 Perbandingan jari-jari atom dengan jari-jari ion
Kecenderungan ukuran atom
ukuran atom turun
ukuran atom naik
Golongan 1A Golongan 7A
Energi ionisasi
pertama menurun
dalam golongan I
dan II karena
elektron terluar
sangat terperisai
dari tarikan inti
55
2.6.2 Energi ionisasi
Energi minimum yang dibutuhkan untuk melepas elektron
atom netral dalam wujud gas pada kulit terluar dan terikat paling
lemah disebut energi ionisasi. Nomor atom dan jari-jari atom
mempengaruhi besarnya energi ionisasi. Semakin besar jari-jari atom
maka gaya tarik antara inti dengan elektron pada kulit terluar
semakin lemah. Hal ini berarti elektron pada kulit terluar semakin
mudah lepas dan energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron
tersebut semakin kecil. Akibatnya, dalam satu golongan, energi
ionisasi semakin kecil dari atas ke bawah. Sedagkan dalam satu
periode, energi ionisasi semakin besar dari kiri ke kanan. Hal ini
disebabkan dari kiri ke kanan muatan iti semakin besar yang
mengakibatkan gaya tarik antara inti dengan elektron terluar semakin
besar sehingga dibutuhkan energi yang besar pula untuk melepaskan
elektron pada kulit terluar.
Gambar 2.38 Energi ionisasi
Gambar 2.39 Hubungan energi ionisasi dengan nomor atom
Kecenderungan energi ionisasi pertama
Energi naik
Energi turun
Energi ionisasi pertama versus nomor atom
nomor atom
Enenrgi ionisasi pertama (kJ/mol)
56
Kurva tersebut menunjukkan unsur golongan 8A berada di puncak
grafik yang mengindikasikan bahwa energi ionisasinya besar. Hal
sebaliknya terjadi untuk unsur golongan 1A yang berada di dasar kurva
yang menunjukkan bahwa energi ionisasinya kecil. Atom suatu unsur
dapat melepaskan elektronnya lebih dari satu buah. Energi yang
dibutuhkan untuk melepaskan elektron keua disebut energi ionisasi
kedua dan tentu saja diperlukan energi yang lebih besar. Energi
ionisasi semakin besar apabila makin banyak elektron yang dilepaskan
oleh suatu atom.
2.6.3 Afinitas elektron
Afinitas elektron merupakan enegi yang dilepaskan atau
diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila terjadi
penangkapan satu elektron yang ditempatkan pada kulit terluarnya
dan atom menjadi ion negatif. Afinitas elektron dapat berharga positif
dan negatif. Afinitas elektron berharga negatif apabila dalam proses
penangkapan satu elektron, energi dilepaskan. Ion negatif yang
trebrntuk akibat proses tersebut bersifat stabil. Hal sebaliknya terjadi
apabila dalam proses penangkapan satu elektron, energi diserap.
Penyerapan energi menyebabkan ion yang terbentuk bersifat tidak
stabil. Semakin negatif harga afinitas lektron suatu atom unsur maka
ion yang ter bentuk semakin stabil.
Gambar 2.40 Afinitas elektron golongan 1, 2, 3, 4, 5, 6 dan 7
Golongan
Afinitas elektron (kJ/mol)
57
Gambar menunjukkan bahwa atom unsur golongan 2A dan 8A
mempunyai afinitas elektron yang berharga positif. Hal ini
mengindikasikan bahwa unsur golongan 2A dan 8A sulit menerima
elektron. Afinitas elektron terbesar dimiliki oleh unsur golongan
halogen karena unsur golongan ini paling mudah menangkap elektron.
Jadi secara umum dapat dikatakan bahwa afinitas elektron, dalam
satu periode, dari kiri ke kanan semakin negatif dan dalam satu
golongan dari atas ke bawah, semakin positif.
2.6.4 Keelektronegatifan
Keelektronegatifan ada-lah skala yang dapat menjelaskan
kecenderungan atom suatu unsur untuk menarik elektron menuju
kepadanya dalam suatu ikatan. Keelektronegatifan secara umum,
dalam satu periode, dari kiri ke kanan semakin bertambah dan dalam
satu golongan, dari atas ke bawah keelekrnegatifan semakin
berkurang. Hal ini dapat dimengerti karena dalam satu periode, dari
kiri ke kanan, muatan inti atom semakin bertambah yang
mengakibatkan gaya tarik antara inti atom dengan elektron terluar
juga semakin bertambah. Fenomena ini menyebabkan jari-jari atom
semakin kecil, energi ionisasi semakin besar, afinitas elektron makin
besar dan makin negatif dan akibatnya kecenderungan untuk menarik
elektron semakin besar.
Gambar 2.41 Elektronegatifitas
Kecenderungan Elektronegatifitas alam Tabel Periodik
Lantanida
Aktinida
Elektronegatifitas naik dari bawah ke atas dalam satu
golongan
Elektronegatifitas naik dari kiri ke kanan dalam satu periode
58
H
2,1
Li
0,97
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,1
O
3,5
F
4,1
Na
1,0
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,7
P
2.1
S
2,4
Cl
2,8
K
0,90
Ca
1,0
Ga
1,8
Ge
2,0
As
2,2
Se
2,5
Br
2,7
Rb
0,89
Sr
1,0
In
1,5
Sn
1,72
Sb
1,82
Te
2,0
I
2,2
Cs
0,86
Ba
0,97
Tl
1,4
Pb
1,5
Bi
1,7
Po
1,8
At
1,9
Gambar 2.42 Keelektronegatifan skala Pauling
Terlihat dari gambar bahwa untuk unsur gas mulia tidak mempunyai
harga keelektronegatifan karena konfigurasi elektronnya yang stabil.
Stabilitas gas mulia menyebabkan gas mulia sukar untuk menarik dan
melepas elektron. Keelektronegatifan skala pauling memberikan nilai
keelektronegatifan untuk gas mulia sebesar nol.
Gambar 2.43 Sifat periodik unsur
Lebih berkarakter nonlogam
Afinitas elektron lebih negatif
Energi ionisasi meningkat
Jari-jari atom meningkat
Lebih berkarakter logam
Tabel periodik
59
Ringkasan
Atom merupakan model paling penting dalam ilmu kimia.
Sebuah model sederhana yang dapat digunakan untuk menggambarkan
sitem yang lebih komplek. Jadi, dengan memikirkan atom sebagai
sebuah bola sederhana maka sifat-sifat padatan, cairan dan gas dapat
dijelaskan dengan mudah.
Dalam tabel periodik modern, unsur-unsur disusun dalam
baris-baris yang disebut sebagai periode dengan kenaikan nomor
atom. Baris-baris tersebut menjadikan unsur-unsur dapat tersusun
dalam satu baris yang sama yang disebut golongan yang mempunyai
kesamaan sifat fisika dan sifat kimia.
60
Latihan
1. Lengkapilah tabel berikut:
Partikel Muatan relatif Massa relatif
Netron 1
-1
3 Hitunglah jumlah proton, elektron dan netron dalam 6Li dan 7Li,
32S dan 32S2-, 39K+ dan 40Ca2+. Jelaskan perbedaan dalam masingmasing
pasangan tersebut.
4 Tulislah simbol, termasuk nomor massa dan nomor atom, isotop
dengan nomor massa 34 dan mempunyai 18 netron.
5 Jelaskan apa yang dimaksud dengan nomor massa sebuah isotop.
6 Oksigen mempunyai 3 isotop yaitu 16O, 17O dan 18O. Tuliskan
jumlah proton, elektron dan netron dalam 16O dan 17O.
7 Tuliskan konfigurasi elektron Cl dan Cl-, O2- dan Ca2+
8 Asam fluorida dapat bereaksi dengan air membentuk asam
hidrofluorat. Hasil reaksi bersifat korosif dan karena dapat
bereaksi dengan glass maka disimpan dalam wadah nikel. Asam
hidrofluorat dapat bereaksi dengan nikel membentuk lapisan
pelindung nikel(II)fluorida. Tuliskan konfigurasi elektron nikel
dan ion nikel (II).
9 Unsur dengan nomor atom 23 mengion dengan muatan 3+,
tuliskan konfigurasi elektron ion ini termasuk simbolnya.
10 Jelaskan perbedaan spektra kontinyu dan non-kontinyu
11 Tuliskan konfigurasi elektron kalsium, Ca (Z = 20)
12 Dengan menggunakan tabel periodik, tentukan lambang unsur
dengan nomor atom 35
13 Tentukan jumlah proton, elektron dan netron atom unsur 69Cu
29
14 Tentukan jumlah proton dan elektron atom unsur 24-Cr6+
15 Ion Z3+ mempunyai 20 elektron dan 22 netron, tentukan nomor
massa ion Z3+
16 Jelaskan perbedaan dua isotop klorin 35-Cl dan 37-Cl
17 Tentukan jumlah proton, elektron dan netron serta buatlah
konfigurasi elektron 20-Ca2+
18 Suatu unsur berwujud gas mempunyai massa 1 gram dan volume
560 liter (STP), tentukan nomor atom dan konfigurasi elektron
apabila jumlah netron dalam inti adalah 22
19 Berapakah jumlah kulit yang dimiliki unsur 17-Y.
20 1. Tabel periodik dibagi menjadi golongan s, p, d dan f.
21 Tuliskan konfigurasi elektron dari kalsium, silikon, selenium dan
nikel
22 Berikan blok tabel periodik dimana masing-masing unsur
kemungki-nan ditemukan
23 Jelaskan, berdasarkan konfigurasi elektron, sifat-sifat umum
unsur golongan p
24 Jelaskan energi ionisasi pertama dari natrium, magnesium dan
aluminium berdasarkan konfigurasi elektronnya
61
25 Jelaskan energi ionisasi pertama dari silikon, fosfor dan
belerang berdasarkan konfigurasi elektronnya
26 Helium merupakan unsur dengan energi ionisasi pertama paling
tinggi dalam tabel periodik. Prediksikan unsur yang mempunyai
energi ionisasi pertama paling rendah dan jelaskan kenapa
27 Hal apakah yang membedakan penelitian Mendeleev dengan
penelitian sebelumnya sehingga ilmuwan menerima konsep yang
diusulkan
28 Bagaimanakah tabel periodik dapat memudahkan pembelaja-ran
ilmu kimia
29 Bagaimanakah senyawa biner dan hidrogen dapat
mengilustrasikan konsep periodisitas
30 Jelaskan kenapa klorin an natrium berada dalam satu periode
31 Jari-jari atom unsur golongan alkali dan alkali tanah berturutturut
adalah (dalam angstrom) 2,01; 1,23; 157; 0,80 dan 0,89.
manakah yang merupakan jari-jari atom litium, jelaskan
32 Diantara unsur golongan alkali dan alkali tanah, manakah yang
mempunyai energi ionisasi tertinggi, jelaskan
33 Pada tabel periodik bagian manakah yang menyatakan unsur
dengan kestabilan tinggi dan unsur golongan transisi
34 Jelaskan sifat yang mencrminkan kecenderungan unsur untuk
melepas elektronnya dan membentuk ion positif satu (+1)
35 Apakah yang dimaksud metaloid dan unsur manakah dalam tabel
periodik yang sering disebut unsur metaloid
36 Sifat-sifat apakah yang membedakan unsur logam dan non logam
37 Tabel berikut memberikan data titik leleh unsur-unsur periode
3.
Na Mg Al Si P S Cl Ar
371 922 933 1683 317 386 172 84
a. Jelaskan terjadinya peningkatan titik leleh antara
natrium dan magnesium
b. Jelaskan kenapa silikon mempunyai titik leleh
tertinggi
c. Jelaskan kenapa terjadi peningkatan konduktivitas
listrik dari golongan I sampai golongan III
62
63
3 Stoikhiometri
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Memahami konsep mol Menjelaskan konsep mol
Menerapkan Hukum Gay Lussac
dan Hukum Avogadro
Tujuan pembelajaran
1 Siswa mengerti dan mampu mendeskripsikan proton, netron dan
elektron berdasarkan muatan relatif dan massa relatifnya
2 Siswa mampu mendeskripsikan massa dan muatan dalam atom
3 Siswa mampu mendeskripaikan kontribusi proton dan netron pada
inti atom berdasarkan nomor atom dan nomor massa
3 Siswa mampu mendeduksikan jumlah proton, netron dan elektron
yang terdapat dalam atom dan ion dari nomor atom dan nomor massa
yang diberikan
5 Siswa mampu membedakan isotop berdasarkan jumlah netron
berbeda yang ada
6 Siswa mampu mendeduksi konfigurasi elektronik atom
3.1 Konsep mol
Saat kita membeli apel atau daging kita selalu mengatakan
kepada penjual berapa kilogram yang ingin kita beli, demikian pula
berapa liter saat kita ingin membeli minyak tanah. Jarak dinyatakan
dalam satuan meter atau kilometer. Ilmu kimia menggunakan satuan
mol untuk menyatakan satuan jumlah atau banyaknya materi.
Gambar 3.1 Unsur dengan jumlah mol berbeda
64
3.1.1 Hubungan mol dengan tetapan Avogadro
Kuantitas atom, molekul dan ion dalam suatu zat dinyatakan
dalam satuan mol. Misalnya, untuk mendapatkan 18 gram air maka 2
gram gas hidrogen direaksikan dengan 16 gram gas oksigen.
2H2O + O2 􀄺 2H2O
Dalam 18 gram air terdapat 6,023x1023 molekul air. Karena jumlah
partikel ini sangat besar maka tidak praktis untuk memakai angka
dalam jumlah yang besar. Sehingga iistilah mol diperkenalkan untuk
menyatakan kuantitas ini. Satu mol adalah jumlah zat yang
mangandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang
terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12,
C-12).
Jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram karbon-12
sebanyak 6,02x1023 atom C-12. tetapan ini disebut tetapan Avogadro.
Tetapan Avogadro (L) = 6,02x1023 partikel/mol
Lambang L menyatakan huruf pertama dari Loschmidt, seorang
ilmuwan austria yang pada tahun 1865 dapat menentukan besarnya
tetapan Avogadro dengan tepat. Sehingga,
1 mol emas = 6,02x1023 atom emas
1 mol air = 6,02x1023 atom air
1 mol gula = 6,02x1023 molekul gula
3.1.2 Hubungan mol dengan jumlah partikel
Telah diketahui bahwa 1mol zat X = l buah partikel zat X,
maka
2 mol zat X = 2 x L partikel zat X
5 mol zat X = 5 x L partikel zat X
n mol zat X = n x L partikel zat X
Contoh soal
Berapa mol atom timbal dan oksigen yang dibutuhkan untuk
membuat 5 mol timbal dioksida (PbO2).
1 mol zat X = L buah partikel zat X
Jumlah partikel = n x L
Massa atom relatif
adalah massa
rata-rata atom
sebuah unsur
dibandingkan
dengan 1/12 massa
atom karbon 12
65
Jawab
1 mol timbal dioksida tersusun oleh 1 mol timbal dan 2 mol
atom oksigen (atau 1 mol molekul oksigen, O2). Sehingga terdapat
Atom timbal = 1 x 5 mol = 5 mol
Atom oksigen = 2 x 5 mol = 10 mol (atau 5 mol molekul oksigen, O2)
Contoh soal
Berapa jumlah atom besi (Ar Fe = 56 g/mol) dalam besi seberat 0,001
gram.
Jawab
mol
g mol
jumlah mol besi gram 0,00001786
56 /
􀀠 0,001 􀀠
Jumlah atom besi = 0,00001786 mol x 6,02x1023 = 1,07x1019
3.1.3 Massa molar
Telah diketahui bahwa satu mol adalah jumlah zat yang
mangandung 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.
Contoh,
Tabel 3.1 Massa dan Jumlah Mol Atom/Molekul
Atom/molekul Jumlah mol Mr/Ar (g/mol) Massa
H2O 1 18 18
N 1 13 13
(CO(NH2)2), Urea 1 60 60
Fe2(SO3)3 1 300 300
Hubungan mol dan massa dengan massa molekul relatif (Mr) atau
massa atom relatif (Ar) suatu zat dapat dicari dengan
Massa molar = Mr atau Ar suatu zat (gram)
Gram = mol x Mr atau Ar
Massa molekul
relatif merupakan
penjumlahan
massa atom relatif
dalam sebuah
molekul
66
Contoh soal
Berapa mol besi seberat 20 gram jika diketahui Ar Fe = 56
g/mol
Jawab
Besi tersusun oleh atom-atom besi, maka jumlah mol besi
mol
gram mol
mol besi gram 0,357
56 /
􀀠 20 􀀠
Contoh soal
Berapa gram propana C3H8 dalam 0,21 mol jika diketahui Ar C
= 12 dan H = 1
Jawab
Mr Propana = (3 x 12) + (8 x 1) = 33 g/mol, sehingga,
gram propana = mol x Mr = 0,21 mol x 33 g/mol = 9,23 gram
3.1.3 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. Maka,
gram mol
mol gas oksigen gram
32 /
􀀠 1,4286
Karena volume gas oksigen (O2) = 1 liter,
x Liter Liter
gram
mol gas oksigen gram mol 1 22,4
1,4286
1 􀀠 32 / 􀀠
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 menyata-kan 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 volumenyapun akan sama.
Keadaan standar pada suhu dan tekanan yang sma (STP) maka volume
67
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.
3.1.4 Volume gas tidak standar
3.1.4.1 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)
3.1.4.2 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,
2
1
2
( , ) 1
n
n
V
T P V 􀀠
3.1.4.3 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 adlah dengan molaritas (M). molaritas merupakan ukuran
banyaknya mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.
( )
1000
( )
1000
( )
( )
V mL
x
Mr
g
V mL
mol x
V liter
M 􀀠 n mol 􀀠 􀀠
keterangan:
V = volume larutan
g = massa zat terlarut
68
pengenceran dilakukan apabila larutan terlalu pekat. Pengenceran
dilakukan dengan penambahan air. Pengenceran tidak merubah
jumlah mol zat terlarut. Sehingga,
V1M1 = V2M2
keterangan:
V1 = volume sebelum pengenceran
M1 = molaritas sebelum pengenceran
V2 = volume sesudah pengenceran
M2 = molaritas sesudah pengenceran
Gambar 3.2 Pembuatan Larutan
3.2 Penerapan hukum Proust
3.2.1 Perbandingan massa unsur dalam senyawa
Senyawa mempunyai susunan yang tetap. Hukum Proust
menyatakan bahwa perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu
senyawa selalu tetap. Contoh paling sederhana adalah perbandingan
massa hidrogen dengan oksigen dalam air (H2O) yang selalu tetap
yaitu 1:8. Perbandingan tersebut tidak tergantung pada jumlah air.
Dalam senyawa AmBn, 1 molekul mengandung m atom A dan n atom B.
Dalam setiap molekul AmBn, massa A = m x Ar A dan massa B = n x Ar
B. Sehingga untuk AmBn,
n Ar B
m Ar A
massa B
massa A 􀀠
69
3.2.2 Persen komposisi
Persentase setiap unsur dalam senyawa dinyatakan dalam
persen komposisi. Sebagai contoh adalah perbandingan massa H
dengan O dalam H2O adalah
16
2
1
􀀠 2 􀀠
Ar O
Ar H
massa O
massa H
3.2.3 Massa unsur dalam senyawa
Massa unsur dalam senyawa ditentukan dengan cara yang
sama untuk menghitung persen komposisi. Dalam air (H2O), misalnya
16
2
1
􀀠 2 􀀠
Ar O
Ar H
massa O
massa H
jumlah total adalah 18. Apabila massa air adalah 32 maka massa H,
x massa air x gram
Mr H O
Ar H x g air Ar H 18 8
18
2 2 2(1)
2
􀀠 􀀠 􀀠
􀀶
Untuk senyawa AmBn secara umum dapat dinyatakan,
x massa AmBn
Mr AmBn
massa A 􀀠 m Ar A
x massa AmBn
Mr AmBn
massa B 􀀠 m Ar B
Dari contoh senyawa AmBn maka dapat ditentukan indeks untuk
masing-masing unsur,
n Ar B
m Ar A
massa B
massa A 􀀠
Dari pernyataan tersebut maka m adalah indeks untuk unsur A
sedangkan n adalah indeks untuk unsur B, atau dapat ditulis
mol B
mol A
massa B Ar B
massa A Ar A
n
m 􀀠 􀀠
/
/
70
Jadi untuk senyawa AmBn,
3.2.4 Menentukan rumus senyawa
Rumus senyawa berupa rumus empiris dan rumus molekul
sangat mutlak ditentukan untuk mengetahui jenis unsur dan komposisi
unsur senyawa tersebut.
3.2.4.1 Rumus empiris
Perbandingan sederhana atom unsur-unsur dalam senyawa
disebut rumus empiris. Rumus empiris dapat ditentukan dengan cara
- Menentukan jenis unsur penyusun senyawa
- Menentukan massa atau komposisi unsur dalam senyawa
- Mengubah massa atau komposisi dalam mol
- Menentukan massa atom relatif unsur penyusun senyawa
Contoh soal
Tentukan rumus empiris natrium sulfida yang didapatkan dari
reaksi 1,15 gram natrium dan 0,8 gram sulfur.
Jawab
Perbandingan Natrium, Na (Ar = 23
g/mol)
Sulfur, S (Ar = 32 g/mol)
Massa 1,15 gram 0,8 gram
Mol mol
g mol
gram 0,05
23 /
1,15 􀀠 mol
g mol
gram 0,025
32 /
0,8 􀀠
Perbandingan
sederhana
0,05/0,025 = 2 0,025/0,025 = 1
Perbandingan terkecil = rumus empiris = Na2S
3.2.4.2 Rumus molekul
Jumlah atom (jumlah mol atom) yang bergabung dalam satu
molekul senyawa (satu mol senyawa). Rumus molekul dapat
ditentukan dengan memanfaatkan massa molekul relatif dan rumus
empiris.
m : n = mol A : mol B
Rumus empiris
memberikan
perbandingaan
masing-masing
atom atau
kelompok atom
dalam sebuah
molekul
71
Gambar 3.5 Alat Penganalisis Unsur
Penyerap H2O Penyerap C2O
Pemanas
Sampel
72
Contoh soal
Senyawa hidrokarbon terklorinasi mengandung 23,23% karbon, 3,03%
hidrogen dan 71,72% klorin. Tentukan rumus empiris dan rumus molekul jika massa
molekul diketahui sebesar 99. (% = gram)
jawab
Perbandingan Karbon, C
(Ar = 12 g/mol)
Hidrogen, H
(Ar = 1 g/mol)
Klorin, Cl
(Ar = 35,5 g/mol)
Massa 23,23 3,03 71,72
Mol mol
g mol
gram 2,02
12 /
24,24 􀀠 mol
g mol
gram 4,04
1 /
4,04 􀀠 mol
g mol
gram 2,02
35,5 /
71,72 􀀠
Perbandingan
sederhana
2,02/2,02 = 1 3,03/2,02 = 2 2,02/2,02 = 1
Perbandingan terkecil = rumus empiris = (CH2Cl)n
Apabila diketahui massa molekul sebesar 99, maka
[(1 x Ar C) + (2 x Ar H) + (1 x Ar Cl)]n = 99
[(1 x 12) + (2 x 1) + (1 X 35,5)]n = 99
(12+2+35,5)n = 99
39,5n = 99
n = 2
Maka rumus molekul senyawa adalah (CH2Cl)2 = C2H3Cl2
73
Ringkasan
Definisi atom, isotop, dan massa molekul secara relatif
didasarkan pada karbon-12 yang mempunyai massa 12 tepat. Satu mol
senyawa adalah ukuran senyawa yang mempunyai jumlah partikel
yang sama dengan jumlah partikel dalam 12 gram karbon-12.
Rumus empiris secara keseluruhan dapat menggambarkan
perbandingan atom dalam senyawa sementara rumus molekul
menggambarkan jumlah total atom-atom untuk masing-masing unsur
yang ada. Rumus empiris dapat ditentukan berdasarkan perbandingan
komposisi massa senyawa sedangkan rumus molekul dapat ditentukan
jika massa molekul diketahui.
Latihan
1. Gas nitrogen monoksida sebanyak 10 liter mengandung 3x1022
molekul. Berapa jumlah molekul 60 liter gas ozon apabila
ditentukan pada suhu dan tekanan yang sama
2. Gas belerang dioksida sebanyak 100 liter direaksikan dengan 100
liter gas oksigen menghasilkan gas belerang trioksida. Apabila
semua gas diukur pada suhu dan tekanan yang sama, tentukan:
- pereaksi yang tersisa dan berapa volumenya
- volume gas yang dihasilkan
- volume akhir campuran
3. Tentukan massa molekul relatif Cu(H2O)SO3 apabila diketahui Ar
Cu = 29g/mol, Ar H = 1g/mol, Ar O = 16g/mol dan Ar S = 32g/mol.
4. Tentukan massa molekul relatif MgSO3.7H2O apabila diketahui Ar
Mg = 23g/mol, Ar H = 1g/mol, Ar O = 16g/mol dan Ar S = 32g/mol.
5. Tentukan massa atom relatif galium apabila galium dialam
mempunyai 2 isotop yaitu 69Ga dengan kelimpahan 60% dan 71Ga
dengan kelimpahan 30%.
6. Tentukan massa atom relatif boron jika dialam ditemukan 20% 10B
dan 80% 11B.
7. Tentukan jumlah mol 10 gram tawas, K2SO3.Al(SO3)3.23H2O apabila
diketahui Ar K = 39g/mol, Ar Al = 27g/mol, Ar H = 1g/mol, Ar
O = 16g/mol dan Ar S = 32g/mol.
8. Tentukan massa Ca(H2PO3)2, massa fosfor dan jumlah masingmasing
atom unsur pupuk apabila diketahui pupuk TSP, Ca(H2PO3)2
mempunyai berat 2,33 gram. Diketahui Ar Ca = 30g/mol, Ar H =
1g/mol, Ar P =31g/mol dan Ar O = 16g/mol.
9. Suatu senyawa karbon diketahui mempunyai rumus empiris CH2.
Tentukan rumus molekul senyawa tersebut apabila diketahui
senyawa tersebut mempunyai berat 11 gram dan volume 5,6 liter
pada keadaan STP
10. Kristal Na2CO3.xH2O memiliki 63% air kristal. Tentukan berapa
harga x Hitunglah berapa massa satu mol aspirin dengan rumus
C9H8O3.
11. Hitunglah berapa mol aspirin yang terdapat dalam 1 gram
senyawa ini.
74
12. Hitunglah berapa massa, dalam gram, 0,333 gram aspirin.
13. Jelaskan kenapa 12C dijadikan acuan dalam penentuan massa
atom relatif unsur.
14. Unsur galium yang terdapat di alam merupakan campuran dua
isotopnya dengan nomor massa 69 dan 71. Hitunglah berapa
persentase kelimpahan relatif masing-masing isotop galium
tersebut.
15. Neon alam tersusun oleh 90,9% 20Ne, 0,3% 21Ne dan 8,8% 22Ne.
Hitunglah massa atom relatif neon.
16. Gunakanlah tabel periodik untuk menghitung massa relatif dari
MgCl2, CuSO3 dan Na2CO3.10H2O.
17. Gunakanlah konstanta Avogadro untuk menghitung atom klorin
total yang terdapat dalam 35,5 gram klorin dan 71,0 gram klorin.
18. Hitunglah massa 0,1 mol CO2 dan 10 mol CaCO3.
19. Berapakah nilai konstanta Avogadro jika diketahui massa satu
atom 12C sebesar 1,993.10-23.
20. Tulislah rumus empiris heksana C6H13 dan hidrogen peroksida
H2O2.
21. Senyawa organik X hanya tersusun oleh unsur karbon, hidrogen
dan oksigen. Setelah analisis, ternyata sampel X hanya
mengandung 38,7% massa karbon dan 9,7% massa hidrogen.
Tentukan rumus empiris senyawa X.
22. Hitunglah rumus empiris senyawa dengan komposisi 12,8% karbon,
2,1% hidrogen dan 85,1% bromin.
23. Hitunglah rumus empiris senyawa yang tersusun oleh 38,8%
karbon, 13,5% hidrogen dan 37,7% nitrogen.
24. Pembakaran sempurna 10 cm3 gas hidrokarbon membutuhkan 20
cm3 oksigen. Reaksi menghasilkan 10 cm3 karbondioksida, CO2.
Hitunglah rumus molekul hidrokarbon tersebut.
25. Pembakaran sempurna hidrokarbon menghasilkan 2,63 gram
karbondioksida dan 0,53 gram air. Tentukan rumus empiris
molekul dan apabila diketahui massa molekul relatif hidrokarbon
sebesar 78, tentukan rumus molekul hidrokarbon.
26. Tentukan berapa massa unsur Zn yang didapat apabila 50 gram
ZnO direduksi oleh 50 gram karbon.
27. Suatu permen karet mengandung 2,5% urea NH2CONH2. Urea
tersebut dapat bereaksi dengan asam cuka sesuai persamaan
berikut:
NH2CONH2 + 2CH3CO2H +H2O = CO2 + 2CH3CO2-NH3
+
Tentukan berapa massa permen karet untuk menetralkan 1,00
gram asam cuka.
28. Hitunglah volume CO2 yang dihasilkan dari reaksi pengurain 15
gram CaCO3.
29. Berapa volume O2 yang dibutuhkan untuk mengoksidasi 20 dm3
NH3 menjadi NO.
30. Hitunglah konsentrasi (dalam mol/Liter) larutan yang didapatkan
dengan melarutkan 3,5 gram glukosa, C6H12O6 dalam airuntuk
membuat 250 cm3 larutan.
75
4 Ikatan Kimia
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Memahami terjadinya ikatan kimia Mendeskripsikan terjadinya ikatan
ion
Mendeskripsikan terjadinya ikatan
kovalen
Menjelaskan ikatan logam
Tujuan pembelajaran
1 Siswa mengerti dan mampu mendeskripsikan ikatan ionik sebagai
gaya tarik elektrostatik antara dua ion yang berbeda muatan; ;
deskripsi struktur kisi natrium klorida secara sederhana
2 Siswa mampu mendeskripsikan ikatan kovalen sebagai pasangan
elektron bersama yang digunakan diantara dua atom; ikatan kovalen
dan ikatan koordinasi
3 Siswa mampu mendeskripsikan elektronegativitas sebagai
kemampuan atom untuk menarik elektron ikatan dalam ikatan
kovalen
4 Siswa mampu menjelaskan polaritas ikatan yang akan terjadi
apabila atom-atom digabungkan oleh ikatan kovalen dengan
elektronegativitas berbeda dan polarisasi yang mungkin terjadi
5 Siswa mampu menjelaskan dan memperkirakan bentuk, termasuk
sudut ikatan, molekul dan ion menggunakan model kualitatif tolakan
pasangan elektron
6 Siswa mampu mendeskripsikan ikatan logam sebagai gaya tarik kisi
ion positif dalam lautan elektron yang bergerak
76
4.1 Elektron dan Ikatan Aturan Oktet
Unsur yang paling stabil adalah unsur yang termasuk dalam
golongan gas mulia. Semua unsur gas mulia di alam ditemukan dalam
bentuk gas monoatomik dan tidak ditemukan bersenyawa di alam.
Kestabilan unsur gas mulia berkaitan dengan konfigurasi elektron yang
menyusunnya seperti yang dikemukakan oleh Gibert Newton Lewis
dan Albrecht Kossel. Dilihat dari konfigurasi elektronnya, unsur-unsur
gas mulia mempunyai konfigurasi penuh yaitu konfigurasi oktet yang
berarti mempunyai delapan elektron pada kulit terluar kecuali untuk
unsur helium yang mempunyai konfigurasi duplet (dua elektron pada
kulit terluarnya).
Aturan oktet merupakan kecenderungan unsur-unsur untuk
menjadikan konfigurasi elektron-nya sama seperti unsur gas mulia.
Konfigurasi oktet dapat dicapai oleh unsur lain selain unsur golongan
gas mulia dengan pembentukan ikatan. Konfigurasi oktet dapat pula
dicapai dengan serah-terima atau pemasangan elektron. Serah terima
elektron menghasilkan ikatan ion sedangkan ikatan kovalen dihasilkan
apabila terjadi pemasangan elektron untuk mencapai konfigurasi
oktet.
Tabel 4.1 Susunan Bilangan Kuantum
Periode Unsur Nomor atom K L M N O P
1 He 2 2
2 Ne 10 2 8
3 Ar 18 2 8 8
4 Kr 36 2 8 18 8
4 Xe 44 2 8 18 18 8
6 Rn 86 2 8 18 32 18 8
Reaksi natrium dengan klorin membentuk natrium klorida merupakan
contoh pencapaian konfigurasi oktet dengan cara serah-terima
elektron.
10Ne : 2 8
11Na : 2 8 1, pelepasan 1 elektron akan menjadikan
konfigurasi menyeru-pai unsur gas mulia neon
17Cl : 2 8 7, penerimaan 1 elektron menjadi-kan
konfigurasi menyerupai unsur gas mulia argon
18Ar : 2 8 8
Gambar 4.1 Proses pembentukan NaCl
77
4.1.1 Teori Lewis dan Kossel
Gibert Newton Lewis dan Albrecht Kossel pada tahun 1916
mengemukakan teori tentang peranan elektron dalam pembentukan
ikatan kimia.
- Elektron pada kulit terluar (elektron valensi) berperan penting
dalam pembentukan ikatan kimia
- Ion positif dan ion negatif membentuk ikatan kimia yang disebut
ikatan ionik
- Pembentukan ikatan kimia dapat juga terjadi denga pemakaian
elektron ikatan secara bersama yang dikenal dengan ikatan
kovalen
- Pembentukan ikatan ionik dan ikatan kovalen bertujuan untuk
mncapai konfigurasi stabil golongan gas mulia
4.1.2 Lambang Lewis
Lambang Lewis merupakan lambang atom yang dikelilingi oleh
sejumlah titik yang menyatakan elektron. Lambang Lewis untuk unsur
golongan utama dapat disusun dengan mengikuti tahapan berikut:
- Banyaknya titik sesuai dengan golongan unsur
- Satu titik ditempatkan untuk tiap atom dengan jumlah maksimum
empat titik. Titik kedua dan selanjutnya berpasangan hingga
mencapai aturan oktet.
Gambar 4.2 Contoh lambang Lewis
4.2 Ikatan ion
Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk akibat gaya tarik
listrik (gaya Coulomb) antara ion yang berbeda. Ikatan ion juga
dikenal sebagai ikatan elektrovalen.
78
4.2.1 Pembentukan ikatan ion
Telah diketahui sebelumnya bahwa ikatan antara natrium dan
klorin dalam narium klorida terjadi karena adanya serah terima
elektron. Natrium merupakan logam dengan reaktivitas tinggi karena
mudah melepas elektron dengan energi ionisasi rendah sedangkan
klorin merupakan nonlogam dengan afinitas atau daya penagkapan
elektron yang tinggi. Apabila terjadi reaksi antara natrium dan klorin
maka atom klorin akan menarik satu elektron natrium. Akibatnya
natrium menjadi ion positif dan klorin menjadi ion negatif. Adanya ion
positif dan negatif memungkinkan terjadinya gaya tarik antara atom
sehingga terbentuk natrium klorida. Pembentukan natrium klorida
dapat digambarkan menggunakan penulisan Lewis sebagai berikut:
Gambar 4.3 Pembentukan NaCl
Gambar 4.4 Pembentukan NaCl dengan lambang Lewis
Ikatan ionik
melibatkan
transfer elektron
sehingga terbentuk
pasangan ion,
positif dan negatif
79
Ikatan ion hanya dapat tebentuk apabila unsur-unsur yang
bereaksi mempunyai perbedaan daya tarik elektron
(keeelektronegatifan) cukup besar. Perbedaan keelektronegati-fan
yang besar ini memungkinkan terjadinya serah-terima elektron.
Senyawa biner logam alkali dengan golongan halogen semuanya
bersifat ionik. Senyawa logam alkali tanah juga bersifat ionik, kecuali
untuk beberapa senyawa yang terbentuk dari berilium.
4.2.2 Susunan senyawa ion
Aturan oktet menjelaskan bahwa dalam pembentukan natrium
klorida, natrium akan melepas satu elektron sedangkan klorin akan
menangkap satu elektron. Sehingga terlihat bahwa satu atom klorin
membutuhkan satu atom natrium. Dalam struktur senyawa ion
natrium klorida, ion positif natrium (Na+) tidak hanya berikatan
dengan satu ion negatif klorin (Cl-) tetapi satu ion Na+ dikelilingi oleh
6 ion Cl- demikian juga sebaliknya. Struktur tiga dimensi natrium
klorida dapat digunakan untuk menjelaskan susunan senyawa ion.
Gambar 4.5 Struktur kristal kubus NaCl
4.3 Ikatan kovalen
Ikatan kovalen dapat terjadi karena adanya penggunaan
elektron secara bersama. Apabila ikatan kovalen terjadi maka kedua
atom yang berikatan tertarik pada pasangan elektron yang sama.
Molekul hidrogen H2 merupakan contoh pembentukan ikatan kovalen.
Gambar 4.6 Pembentukan katan kovalen atom-atom hidogen
Atom-atom hidrogen Molekul hidrogen
Pasangan
elektron
bersama
Ikatan kovalen
melibatkan
pemakaian
elektron secara
bersama
80
Masing-masing atom hidrogen mempunyai 1 elektron dan
untuk mencapai konfigurasi oktet yang stabil seperti unsur golongan
gas mulia maka masing-masing atom hidrogen memerlukan tambahan
1 elektron. Tambahan 1 elektron untuk masing-masing atom hidrogen
tidak mungkin didapat dengan proses serah terima elektron karena
keelekronegatifan yang sama. Sehingga konfigurasi oktet yang stabil
dpat dicapai dengan pemakaian elektron secara bersama. Proses
pemakaian elektron secara bersama terjadi dengan penyumbangan
masing-masing 1 elektron ari atom hidrogen untuk menjadi pasangan
elektron milik bersama. Pasangan elektron bersama ditarik oleh kedua
inti atom hidrogen yang berikatan.
4.3.1 Pembentukan ikatan kovalen
Ikatan kovalen biasanya terjadi antar unsur nonlogam yakni
antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan relatif besar. Ikata
kovalen juga terbentuk karena proses serah terima elektron tidak
mungkin terjadi. Hidrogen klorida merupakan contoh lazim
pembentukan ikatan kovalen dari atom hidrogen dan atom klorin.
Hidrogen dan klorin merupakan unsur nonlogam dengan harga
keelektronegatifan masing-masing 2,1 dan 3,0. Konfigurasi elektron
atom hidrogen dan atom klorin adalah
H : 1
Cl : 2 8 7
Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen
kekurangan 1 elektron dan atom klorin memerlukan 1 elektron untuk
membentuk konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari
segi keelektronegatifan, klorin mempunyai harga keelektronega-tifan
yang lebih besar dari hidrogen tetapi hal ini tidak serta merta
membuat klorin mampu menarik elektron hidrogen karena hidrogen
juga mempunyai harga keelektronegatifan yang tidak kecil.
Konfigurasi stabil dapat tercapai dengan pemakaian elektron
bersama. Atom hidrogen dan atom klorin masing-masing
menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron
milik bersama.
Gambar 4.7 Pembentukan HCl
81
4.3.2 Ikatan kovalen rangkap dan rangkap tiga
Dua atom dapat berpasangan dengan mengguna-kan satu
pasang, dua pasang atau tiga pasang elektron yang tergantung pada
jenis unsur yang berikatan. Ikatan dengan sepasang elektron disebut
ikatan tunggal sedangkan ikatan yang menggu-nakan dua pasang
elektron disebut ikatan rangkap dan ikatan dengan tiga pasang
elektron disebut ikatan rangkap tiga. Ikatan rangkap misalnya dapat
dijumpai pada molekul oksigen (O2) dan molekul karbondiksida (CO2)
sedangkan ikaran rangkap tiga misalnya dapat dilihat untuk molekul
nitrogen (N2) dan etuna (C2H2).
4.4 Polarisasi Ikatan Kovalen
4.4.1 Ikatan kovalen polar dan ikatan kovalen nonpolar
Berdasarkan pengetahuan keelektronegatifan yang telah
diketahui maka salah satu akibat adanya perbedaan keelektronegatifan
antar dua atom unsur berbeda adalah terjadinya polarisasi
ikatan kovalen. Adanya polarisasi menyebabkan ikatan kovalen dapat
dibagi menjaadi ikatan kovalen polar dan ikatan kovalen nonpolar.
Ikatan kovalen polar dapat dijumpai pada molekul hidrogen klorida
sedangkan ikatan kovalen nonpolar dapat dilihat pada molekul
hidrogen.
Gambar 4.8 Orbital H2 dan HCl, polarisasi ikatan kovalen
Pada hidrogen klorida terlihat bahwa pasangan elektron bersama lebih
tertarik ke arah atom klorin karena elektronegatifitas atom klorin
82
lebih besar dari pada elektronegatifitas atom hidrogen. Akibat hal ini
adalah terjadinya polarisasi pada hidrogen klorida menuju atom
klorin. Ikatan jenis ini disebut ikatan kovalen polar. Hal yang berbeda
terlihat pada molekul hidrogen. Pada molekul hidrogen, pasangan
elektron bersama berada ditempat yang berjarak sama diantara dua
inti atom hidrogen (simetris). Ikatan yang demikian ini dikenal sebagai
ikatan kovalen nonpolar.
4.4.2 Molekul polar dan molekul nonpolar
Molekul yang berikatan secara kovalen nonpolar seperti H2,
Cl2 dan N2 sudah tentu bersifat nonpolar. Akan tetapi molekul dengan
ikatan kovalen polar dapat bersifat polar dan nonpolar yang
bergantung pada bentuk geometri molekulnya. Molekul dapat bersifat
nonpolar apabila molekul tersebut simetris walaupun ikatan yang
digunakan adalah ikatan kovalen polar.
Gambar 4.9 Susunan ruang (VSEPR) BF3, H2O, NH3 dan BeCl2
Molekul H2O dan NH3 bersifat polar karena ikatan O-H dan N-H bersifat
polar. Sifat polar ini disebabkan adanya perbedaan keelektronegatifan
dan bentuk molekul yang tidak simetris atau elektron tidak tersebar
merata. Dalam H2O, pusat muatan negatif terletak pada atom oksigen
sedangkan pusat muatan positif pada kedua atom hidrogen. Dalam
molekul NH3, pusat muatan negatif pada atom nitogen dan pusat
muatan positif pada ketiga atom hidrogen. Molekul BeCl2 dan BF3
bersifat polar karena molekul berbentuk simetris dan elektron
tersebar merata walupun juga terdapat perbedaan
keelektronegatifan.
Kepolaran suatu molekul dapat diduga dengan menggambarkan
ikatan menggunakan suatu vektor dengan arah anak panah dari
atom yang bermuatan positif menuju ke arah atom yang bermuatan
negatif. Molekul dikatakan bersifat nonpolar apabila resultan vektor
sama dengan nol. Sedangkan molekul bersifat polar apabila hal yang
sebaliknya terjadi, resultan tidak sama dengan nol.
83
4.5 Sifat senyawa ion dan senyawa kovalen
Ikatan ionik dapat dikatakan jauh lebih kuat dari pada ikatan
kovalen karena ikatan ionik terbentuk akibat gaya tarik listrik (gaya
Coulomb) sedangkan ikatan kovalen terbentuk karena pemakaian
elektron ikatan bersama. Perbandingan sifat senyawa ionik dan
senyawa kovalen disajikan pada tabel berikut:
Tabel 4.2 Sifat Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen
Senyawa ionik Senyawa kovalen
1. Titik leleh dan titik diddih
tinggi
1. Titik leleh dan titik didih
rendah
2. Lelehan dan larutannya
menghantarkan listrik
2. Lelehannya tidak menghantarkan
listrik
3. Berwujud padat pada
temperatur
Kamar
3. Berwujud padat, cair dan gas
pada temperatur kamar
4.6 Ikatan Kovalen Koordinat
Ikatan kovalen koordinat terjadi apabila pasangan elektron
yang dipakai bersama berasal dari penyumbangan saah satu atom yang
berikatan. Ikatan kovalen koordinat dikenal juga sebagai ikatan dativ
atau ikatan semipolar. Amonia (NH3) dapat bereaksi dengan boron
trifklorida (BCl3) membentuk senyawa NH3.BCl3.
Gambar 4.10 Pembentukan ikatan kovalen koordinat NH3.BF3
Atom nitrogen dalam NH3 telah memenuhi aturan oktet dengan
sepasang elektron bebas. Akan tetapi atom boron telah berpasangan
dengan tiga atom klorin tetapi belum memenuhi aturan oktet. Akibat
hal ini, pasangan elektron bebas atom nitrogen dapat digunakan untuk
berikatan dengan atom boron. Dalam menggambarkan struktur
molekul, ikatan kovalen koordinat dinyatakan dengan garis berpanah
dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron bebas.
Ikatan koordinat
Ikatan koordinasi
merupakan ikatan
kovalen dengan
pasangan elektron
berasal dari atom
yang sama
84
4.7 Penyimpangan aturan oktet
Aturan oktet terbukti dapat digunakan untuk menggambarkan
struktur molekul senyawa biner sederhana secara mudah. Akan tetapi
aturan ini mengalami kesulitan dalam meramalkan struktur molekul
senyawa-senyawa unsur transisi
4.7.1 Senyawa dengan oktet tak lengkap
Senyawa kovalen biner sederhana dengan elektron valensi
kurang dari empat tidak memiliki oktet sempurna. Unsur dengan
elektron valensi kurang dari empat dapat dicontohkan oleh beriium
(Be), aluminium (Al) dan boron (B) sedangkan contoh senyawaya
adalah BeCl2, BCl3 dan AlBr3.
4.7.2 Senyawa dengan elektron valensi ganjil
Senyawa dengan elektron valensi ganjil tidak mungkin
memenuhi aturan oktet. Hal ini berarti terdapat elektron yang tidak
berpasangan sehingga terdapat atom yang menyimpang dari aturan
oktet. Contoh senyawa ini NO2.
4.7.3 Senyawa dengan oktet berkembang
Unsur-unsur yang terletak pada periode ketiga atau lebih
dengan elektron valensi lebih dari delapan dapat membentuk senyawa
dengan aturan oktet yang terlampaui. Hal ini disebabkan karena kulit
terluar unsur tersebut (kulit M, N dan seterusnya) dapat menampung
18 elektron atau lebih. Contoh senyawa ini adalah PCl4, SF6, CIF3, IF7
dan SbCl4.
4.8 Struktur Lewis
Struktur Lewis dituliskan dengan terlebih dahulu menentukan
kerangka atau struktur molekul yang cukup rasional yaitu dengan
membedakan atom pusat dan atom terminal. Atom pusat merupakan
atom yang terikat pada dua atau lebih atom lain sedangkan atom
terminal hanya terikat pada satu atom lain. Molekul air mempunyai
atom pusat oksigen dan atom hidrogen bertindak sebagai atom
terminal setelah mengetahui atom pusat dan atom terminal maka
selanjutnya adalah memberikan elektron-elektron valensi sampai
diperoleh rumus Lewis yang juga cukup rasional.
Struktur Lewis dapat dituliskan dengan metoda coba-coba
dengan mempertimbangkan beberapa hal berikut:
- Seluruh elektron valensi harus dituliskan dalam struktur Lewis
- Secara umum seluruh elektron dalam struktur Lewis berpasangan
- Secara umum semua atom mencapai konfigurasi oktet (kecuali
duplet untuk hidrogen). Beberapa atom mengalami penyimpangan
aturan oktet.
85
- Ikatan rangkap atau rangkap tiga juga dapat terbentuk, umumnya
untuk unsur-unsur karbon, nitrogen, oksigen, fosfor dan sulfur.
4.9 Ikatan logam
Kulit terluar unsur logam relatif kosong karena elektron
valensinya berjumlah sedikit. Hal ini memungkinkan berpindahnya
elektron dari satu atom ke atom yang lain. Elektron valensi
mengalami penyebaran yang cukup berarti karena kemudahan untuk
berpindah sangat besar. Akibat penyebaran tersebut, elektron valensi
menjadi berbaur dan menyeruapai awan elektron atau lautan elektron
yang membungkus ion positif di dalam atom. Sehingga struktur logam
dapat dibayangkan sebagai pembungkusan ion-ion positif oleh awan
atau lautan elektron.
Gambar 4.11 Pembentukan ikatan logam
Struktur yang demikian dapat digunakan untuk menjelaskan
sifat-sifat khas logam seperti daya hantar listrik, daya tempa dan kuat
tarik. Akibat awan elektron valensinya yang mudah mengalir maka
logam juga bersifat sebagai konduktor yang baik. Penyebaran dan
pergerakan elektron valensi yang cukup besar membuat logam ketika
ditempa atau ditarik hanya mengalami pergeseran pada atom-atom
penysunnya sedangkan ikatan yang terbentuk tetap.
Ringkasan
Semua ikatan yang terbentuk melibatkan gaya tarik
elektrostatik. Ikatan ionik melibatkan gaya tarik antara dua ion yang
berbeda muatan. Ikatan kovalen atau ikatan kovalen datif melibatkan
gaya tarik antara dua inti atom dan pasangan elektron berada
diantaranya. Ikatan logam melibatkan gaya-gaya antara elektron
terdelokalisasi dan ion-ion positif.
Panas
Ikatan logam
melibatkan ion-ion
positif yang
dikelilingi lautan
elektron
86
Latihan
1. Jelaskan apakah yang dimaksud dengan ikatan ionik dan
bagaimanakah proses terjadinya.
2. Jelaskan proses pembentukan ikatan dalam NaCl dengan
pendekatan konfigurasi elektron.
3. Jelaskan kenapa NaCl lebih cenderung bersifat ionik dari pada
kovalen.
4. Bandingkanlah titik leleh dan konduktivitas listrik berilium
fluorida dan berilium klorida.
5. Jelaskan apakah yang dimaksud dengan ikatan kovalen dan ikatan
kovalen koordinasi dan bagaimanakah proses terjadinya.
6. Jelaskan proses pembentukan ikatan dalam CH4.
7. Jelaskan kenapa AlCl3 lebih cenderung bersifat kovalen dari pada
ionik.
8. Jelaskan apakah yang dimaksud elektronegativi-tas.
9. Elektronegativitas hidrogen, karbon dan klorin berturut-turut 2,1;
2,4 dan 3,0. Gunakan nilai ini untuk memprediksi kenapa titik
didih hidrogen klorida lebih tinggi dari pada metana.
10. Asam fluorida, HF, merupakan senyawa florin yang sangat penting
dan dapat dibuat dengan mereksikan kalsium fluorida, CaF2
dengan asam sulfat. Jelaskan proses pembentukan dan
prediksikan sifat HF dan CaF2.
11. Jelaskan bagaimana anion terpolarisasi berbeda dengan anion tak
terpolarisasi.
12. Jelaskan kenapa terjadi polarisasi ikatan pada hidrogen klorida
sedangkan pada hidrogen tidak terjadi.
13. Gambarkan bentuk molekul air dan perkirakan sudut ikatan yang
terjadi.
14. Gambarkan bentuk molekul BeCl2, NCl3 dan SF6. Perkirakan sudut
ikatan yang terjadi.
15. Jelaskan perbedaan senyawa polar dan non polar apabila ditinjau
dari bentuk dan sudut ikatan dan resultan vektor yang dihasilkan.
16. Iodin dapat menyublim apabila dipanaskan hingga mencapai
114°C. Jelaskan perubahan yang terjadi dalam struktur iodin
ketika menyublim.
17. Karbon dengan bentuk intan menyublim pada temperatur yang
lebih tinggi dari pada iodin. Jelaskan kenapa dibutuhkan
temperatur yang lebih tinggi untuk proses ini.
18. Meskipun kripton (Kr) dan rubidium (Rb) mempunyai massa atom
relatif yang hampir sama, titik didih kripton adalah -142°C
sedangkan rubidium 686°C. Jelaskan pengamatan ini berdasarkan
struktur dan ikatan.
19. Jelaskan perbedaan ikatan kovalen dan ikatan ionik
20. Jelaskan perbedaan ikatan kovalen dengan ikatan kovalen
koordinat
21. Gambarkan struktur Lewis untuk SOF2, PCl4 da XeF4
22. Tentukan rumus molekul senyawa yang terbentuk dan jenis ikatan
hasil reaksi 12X dengan 8Y
87
23. Jelaskan rumus dan ikatan yang sesuai untuk hasil reaksi X dan Y
yang masing-masing mempunyai elektron valensi 6 dan 7
24. Senyawa LCl3 dapat terbentuk dari unsur L. Tentukan
kemungkinan unsur L termasuk dalam golongan berapa dalam
sistem periodik
25. Diketahui unsur 6P, 8Q, 11R, 18S dan 20T. Jelaskan kemungkinan
terbentuknya ikatan kovalen diantara unsur-unsur tersebut
26. Tentukan jenis ikatan yang terjadi dalam NH4OH
27. Tentukan jenis senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet,
terbentuk dari unsur 14X yang bereaksi dengan unsur 17Y
28. Diketahui 11Na, 12Mg, 13Al, 19K dan 20Ca. Tentukan senyawa klorida
yang trbentuk dari unsur tersebut dengan sifat paling ion
88
89
5 Larutan
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Memahami konsep larutan
elektrolit dan elektrokimia
Membedakan larutan elektrolit
dan non elektrolit
Mengidentifikasi dan
mengklasifikasi berbagai larutan
Menerapkan konsep reaksi redoks
dalam elektrokimia
Menggunakan satuan konsentrasi
dalam membuat larutan
Tujuan pembelajaran
1. Siswa dapat mengelompokkan larutan ke dalam larutan
elektrolit dan non-elektrolit berdasarkan sifat hantaran
listrik.
2. Siswa dapat menghitung konsentrasi larutan.
3. Siswa mampu menjelaskan sifat koligatif larutan.
4. Siswa mampu menjelaskan pengaruh zat terlarut
terhadap tekanan uap pelarut dan menghitung tekanan
uap larutan.
5. Siswa dapat menghitung penurunan titik beku dan
tekanan osmosis larutan.
6. Siswa dapat menghubungkan tetapan hasil kali
kelarutan (Ksp) dengan tingkat kelarutan atau
pengendapannya berdasarkan percobaan.
90
5.1 Pendahuluan
Gambar 5.1 Proses pelarutan secara umum
Larutan merupakan fase yang setiap hari ada disekitar kita.
Suatu sistem homogen yang mengandung dua atau lebih zat yang
masing-masing komponennya tidak bisa dibedakan secara fisik disebut
larutan, sedangkan suatu sistem yang heterogen disebut campuran.
Biasanya istilah larutan dianggap sebagai cairan yang mengandung zat
terlarut, misalnya padatan atau gas dengan kata lain larutan tidak
hanya terbatas pada cairan saja.
Komponen dari larutan terdiri dari dua jenis, pelarut dan zat
terlarut, yang dapat dipertukarkan tergantung jumlahnya. Pelarut
merupakan komponen yang utama yang terdapat dalam jumlah yang
banyak, sedangkan komponen minornya merupakan zat terlarut.
Larutan terbentuk melalui pencampuran dua atau lebih zat murni
yang molekulnya berinteraksi langsung dalam keadaan tercampur.
Semua gas bersifat dapat bercampur dengan sesamanya, karena itu
campuran gas adalah larutan. Proses pelarutan dapat diilustrasikan
seperti Gambar 6.1 di atas.
Jenis-jenis larutan
o Gas dalam gas - seluruh campuran gas
o Gas dalam cairan – oksigen dalam air
o Cairan dalam cairan – alkohol dalam air
o Padatan dalam cairan – gula dalam air
o Gas dalam padatan – hidrogen dalam paladium
o Cairan dalam padatan - Hg dalam perak
o Padatan dalam padatan - alloys
Larutan
Pelarut Zat Terlarut
91
5.2 Larutan elektrolit
Berdasarkan kemampuan menghantarkan arus listrik
(didasarkan pada daya ionisasi), larutan dibagi menjadi dua, yaitu
larutan elektrolit, yang terdiri dari elektrolit kuat dan elektrolit
lemah serta larutan non elektrolit. Larutan elektrolit adalah larutan
yang dapat menghantarkan arus listrik, sedangkan larutan non
elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.
5.2.1 Larutan Elektrolit Kuat
Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya
hantar arus listrik, karena zat terlarut yang berada didalam pelarut
(biasanya air), seluruhnya dapat berubah menjadi ion-ion dengan
harga derajat ionisasi adalah satu (α = 1). Yang tergolong elektrolit
kuat adalah :
􀁸 Asam kuat, antara lain: HCl, HClO3, HClO4, H2SO4, HNO3 dan lainlain.
􀁸 Basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah,
antara lain : NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.
􀁸 Garam-garam yang mempunyai kelarutan tinggi, antara lain :
NaCl, KCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain.
5.2.2 Larutan Elektrolit Lemah
Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang mampu
menghantarkan arus listrik dengan daya yang lemah, dengan harga
derajat ionisasi lebih dari nol tetapi kurang dari satu (0 < α < 1). Yang
tergolong elektrolit lemah adalah:
􀁸 Asam lemah, antara lain: CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S dan lainlain.
􀁸 Basa lemah, antara lain: NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain.
􀁸 Garam-garam yang sukar larut, antara lain: AgCl, CaCrO4, PbI2 dan
lain-lain.
5.2.3 Larutan non-Elektrolit
Larutan non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat
menghantarkan arus listrik, hal ini disebabkan karena larutan tidak
dapat menghasilkan ion-ion (tidak
meng-ion). Yang termasuk dalam larutan non elektrolit antara lain :
􀁸 Larutan urea
􀁸 Larutan sukrosa
􀁸 Larutan glukosa
􀁸 Larutan alkohol dan lain-lain
92
Mol zat terlarut
M =
Liter larutan
Catatan bahwa :
per kilogram
pelarut bukan
kilogram larutan
Aktivitas siswa :
􀁸 Susunlah alat penguji elektrolit di laboratoriummu sehingga
berfungsi dengan baik.
􀁸 Tuangkan 100 mL air destilasi ke dalam beker glass, kemudian uji
daya hantar listriknya. Amati apakah lampu menyala atau timbul
gelembung pada elektroda.
􀁸 Ujilah beberapa larutan di bawah ini dengan cara yang sama :
Larutan garam dapur
Larutan HCl
Larutan H2SO4
Larutan NaOH
Larutan gula
Larutan asam cuka
Air sumur
Air sungai
Selanjutnya jawablah pertanyaan berikut :
1. Apa yang menunjukkan adanya hantaran arus listrik melalui larutan?
2. Dari semua larutan yang Anda uji, kelompokkanlah ke dalam
larutan elektrolit kuat, lemah, dan non-elektrolit!
5.3 Konsentrasi Larutan
Konsetrasi larutan merupakan cara untuk menyatakan
hubungan kuantitatif antara zat terlarut dan pelarut.
o Konsentrasi : jumlah zat tiap satuan volum (besaran intensif)
o Larutan encer : jumlah zat terlarut sangat sedikit
o Larutan pekat : jumlah zat terlarut sangat banyak
o Cara menyatakan konsentrasi: molar, molal, persen, fraksi mol,
bagian per sejuta (ppm), dll
5.3.1 Molaritas (M)
Molaritas adalah jumlah mol zat terlarut dalam satu liter larutan.
Rumus Molaritas adalah :
Contoh :
Berapakah molaritas 0.4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 250 mL
larutan ?
Jawab :
L
M mol
0,25
􀀠 (0,4 / 40)
= 0.4 M
93
1000
m = mol terlarut x
Gram Pelarut
Massa pelarut yang
tepat berarti juga
jumlah mol yang
tepat, jadi
molalitas dapat
menunjukkan
perbandingan
secara tidak
langsung mol zat
telarut terhadap
mol pelarut
5.3.2 Normalitas (N)
Normalitas merupakan jumlah mol-ekivalen zat terlarut per liter
larutan.
Terdapat hubungan antara Normalitas dengan Molaritas, yaitu :
N = M x Valensi
Mol-ekivalen :
o Asam / basa : jumlah mol proton/OH- yang diperlukan untuk
menetralisir suatu asam / basa.
Contoh :
1 mol Ca(OH)2 akan dinetralisir oleh 2 mol proton;
1 mol Ca(OH)2 setara dengan 1 mol-ekivalen;
Ca(OH)2 1M = Ca(OH)2 2N
o Redoks : jumlah mol elektron yang dibutuhkan untuk
mengoksidasi atau mereduksi suatu unsur
Contoh :
1 mol Fe+3 membutuhkan 3 mol elektron untuk menjadi Fe;
1 mol Fe+3 setara dengan 3 mol-ekivalen;
Fe+3 1 M = Fe+3 3 N atau Fe2O3 6 N
5.3.3 Molalitas (m)
Molalitas adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1000 gram
pelarut.
Rumus Molalitas adalah :
Contoh :
Berapa molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air ?
Jawab :
molalitas NaOH
= (4/40)/500 g air
= (0.1 x 2 mol)/1000 g air
= 0,2 m
5.3.4 Fraksi Mol (X)
Fraksi mol adalah perbandingan antara jumlah mol suatu
komponen dengan jumlah total seluruh komponen dalam satu
larutan. Fraksi mol total selalu satu. Konsentrasi dalam bentuk ini
tidak mempunyai satuan karena merupakan perbandingan.
Contoh :
suatu larutan terdiri dari 2 mol zat A, 3 mol zat B, dan 5 mol zat
C. Hitung fraksi mol masing-masing zat !
94
Jawab :
XA = 2 / (2+3+5) = 0.2
XB = 3 / (2+3+5) = 0.3
XC = 5 / (2+3+5) = 0.5
XA + XB + XC = 1
5.3.5 Persen Berat (% w/w)
Persen berat menyatakan jumlah gram berat zat terlarut dalam
100 gram larutan.
Contoh :
larutan gula 5%, berarti dalam 100 gram larutan gula terdapat :
􀁸 (5/100) x 100 gram gula
= 5 gram gula
􀁸 (100 – 5) gram air
= 95 gram air
5.3.6 Bagian per juta (part per million, ppm)
ppm = massa komponen larutan (g) per 1 juta g larutan
• untuk pelarut air : 1 ppm setara dengan 1 mg/liter.
5.4 Stoikiometri Larutan
Pada stoikiometri larutan, di antara zat-zat yang terlibat
reaksi, sebagian atau seluruhnya berada dalam bentuk larutan.
Soal-soal yang menyangkut bagian ini dapat diselesaikan
dengan cara hitungan kimia sederhana yang menyangkut kuantitas
antara suatu komponen dengan komponen lain dalam suatu reaksi.
Langkah-langkah yang perlu dilakukan adalah :
a) Menulis persamaan reaksi
b) Menyetarakan koefisien reaksi
c) Memahami bahwa perbandingan koefisien reaksi menyatakan
perbandingan mol
Karena zat yang terlibat dalam reaksi berada dalam bentu larutan,
maka mol larutan dapat dinyatakan sebagai:
n = V . M
keterangan:
n = jumlah mol
V = volume (liter)
M = molaritas larutan
Contoh :
1. Hitunglah volume larutan 0,05 M HCl yang diperlukan untuk
melarutkan 2,4 gram logam magnesium (Ar = 24 g/mol).
Jawab :
Mg(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)
95
Mol Mg =
Ar
g
=
g mol
g
24 /
2,4
= 0,1 mol
Satu mol Mg setara dengan 2 mol HCl (lihat persamaan reaksi).
Mol HCl = 2 x mol Mg
= 2 x 0,1 mol
= 0,2 mol
Volume HCl =
M
n
=
0,05
0,2
= 4 L
2. Berapa konsentrasi larutan akhir yang dibuat dari larutan dengan
konsentrasi 5 Molar sebanyak 10 mL dan diencerkan sampai
dengan volume 100 mL.
Jawab :
V1 . M1 = V2 . M2
2
1
2 1 V
M 􀀠 V M
=
mL
mL M
100
10 5
= 0,5M
3. Berapa konsentrasi larutan NaCl akhir yang dibuat dengan
melarutkan dua larutan NaCl, yaitu 200 mL NaCl 2M dan 200 mL
NaCl 4M.
Jawab :
M =
mL mL
M mL M mL M
200 200
200 .2 200 .4
􀀎
􀀎
􀀠
mL
M mmol mmol
400
400 􀀎 800
􀀠
= 3 M
(V1 . M1 + V2 . M2)
(V1 + V2).
96
5.5 Sifat Koligatif Larutan
Gambar 5.2 Gambaran umum sifat koligatif
Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak
tergantung pada macamnya zat terlarut tetapi semata-mata hanya
ditentukan oleh banyaknya zat terlarut (konsentrasi zat terlarut).
Apabila suatu pelarut ditambah dengan sedikit zat terlarut
(Gambar 6.2), maka akan didapat suatu larutan yang mengalami:
1) Penurunan tekanan uap jenuh
2) Kenaikan titik didih
3) Penurunan titik beku
4) Tekanan osmosis
Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi
larutan dan sifat Larutan itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan
non elektrolit tidak sama dengan jumlah partikel dalam larutan
elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya sama. Hal ini dikarenakan
larutan elektrolit terurai menjadi ion-ionnya, sedangkan larutan non
elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat
koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit
dan sifat koligatif larutan elektrolit.
5.5.1 Penurunan Tekanan Uap Jenuh
Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan
tertentu. Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu
tertentu. Penambahan suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan
penurunan tekanan uapnya. Hal ini disebabkan karena zat terlarut itu
mengurangi bagian atau fraksi dari pelarut, sehingga kecepatan
penguapan berkurang (Gambar 5.3).
Temperatur
Titik didih
pelarut
Titik didih
larutan
Titik beku
larutan
Titik beku
pelarut
Titik triple
pelarut
Titik triple
larutan
Pelarut cair
murni
Cair
Gas
Padat
Pelarut
padat murni
Larutan
Tekanan uap
97
PA dan PB adalah
tekanan parsial
yang dihitung
dengan hukum
Raoult’s
Gambar 5.3 Gambaran penurunan tekanan uap
Menurut Roult :
p = po . XB
keterangan:
p : tekanan uap jenuh larutan
po : tekanan uap jenuh pelarut murni
XB : fraksi mol pelarut
Karena XA + XB = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi :
P = Po (1 - XA)
P = Po - Po . XA
Po - P = Po . XA
Sehingga :
ΔP = po . XA
keterangan:
ΔP : penunman tekanan uap jenuh pelarut
po : tekanan uap pelarut murni
XA : fraksi mol zat terlarut
Contoh :
Hitunglah penurunan tekanan uap jenuh air, bila 45 gram glukosa (Mr
= 180) dilarutkan dalam 90 gram air ! Diketahui tekanan uap jenuh air
murni pada 20oC adalah 18 mmHg.
Pelarut Larutan
98
Jawab :
mol glukosa =
180
45
= 0,25 mol
mol air =
18
90
= 5 mol
fraksi mol glukosa =
0,25 5
0,25
􀀎
= 0.048
Penurunan tekanan uap jenuh air :
ΔP = Po. XA
= 18 x 0.048
= 0.864 mmHg
5.5.2 Kenaikan Titik Didih
Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik
didih larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni.
Untuk larutan non elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:
ΔTb = m . Kb
keterangan:
ΔTb = kenaikan titik didih (oC)
m = molalitas larutan
Kb = tetapan kenaikan titik didih
molal
Karena 􀂸 􀂸􀂹
􀂷
􀂨 􀂨􀂩
􀂧
􀂸 􀂹
􀂷
􀂨 􀂩
􀀠 􀂧
Mr p
m W 1000
;
(W menyatakan massa zat terlarut), maka kenaikan titik didih larutan
dapat dinyatakan sebagai :
b b K
Mr p
W T 􀂸 􀂸􀂹 􀂷
􀂨 􀂨􀂩
􀂧
􀂸 􀂹
􀂷
􀂨 􀂩
􀀧 􀀠 􀂧 1000
Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih
larutan dinyatakan sebagai :
Tb = (100 + ΔTb) oC
99
5.5.3 Penurunan Titik Beku
Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan
sebagai:
ΔTf = m . Kf
= f K
Mr p
W
􀂸 􀂸􀂹
􀂷
􀂨 􀂨􀂩
􀂧
􀂸 􀂹
􀂷
􀂨 􀂩
􀂧 1000
keterangan:
ΔTf = penurunan titik beku
m = molalitas larutan
Kf = tetapan penurunan titik
beku molal
W = massa zat terlarut
Mr = massa molekul relatif zat
terlarut
p = massa pelarut
Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku
larutannya dinyatakan sebagai:
Tf = (O - ΔTf)oC
5.5.4 Tekanan Osmosis
Tekanan osmosis adalah tekanan yang diberikan pada larutan
yang dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke
dalam larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis)
seperti ditunjukkan pada Gambar 6.4.
Menurut Van’t hoff tekanan osmosis mengikuti hukum gas ideal:
PV = nRT
Karena tekanan osmosis = 􀂛 , maka :
􀂛 =
VRT
n = C R T
keterangan:
􀂛 = tekanan osmosis (atmosfir)
C = konsentrasi larutan (M)
R = tetapan gas universal
= 0,082 L.atm/mol K
T = suhu mutlak (K)
100
Gambar 5.4 Tekanan osmosis
o Larutan yang mempunyai tekanan osmosis lebih rendah dari yang
lain disebut larutan Hipotonis.
o Larutan yang mempunyai tekanan lebih tinggi dari yang lain
disebut larutan Hipertonis.
o Larutan yang mempunyai tekanan osmosis sama disebut Isotonis.
Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa larutan
elektrolit di dalam pelarutnya mempunyai kemampuan untuk
mengion. Hal ini mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah
partikel yang lebih banyak daripada larutan non elektrolit pada
konsentrasi yang sama
Contoh :
Larutan 0.5 molal glukosa dibandingkan dengan iarutan 0.5 molal
garam dapur.
o Untuk larutan glukosa dalam air jumlah partikel (konsentrasinya)
tetap, yaitu 0.5 molal.
o Untuk larutan garam dapur: NaCl(aq) 􀄺 Na+
(aq) + Cl-
(aq) karena terurai
menjadi 2 ion, maka konsentrasi partikelnya menjadi 2 kali semula
= 1.0 molal.
Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya) untuk
mengion adalah derajat ionisasi.
Besarnya derajat ionisasi ini dinyatakan sebagai :
α = jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula
Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati 1,
sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1
(0 < α < 1). Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit
mempunyai pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya.
Larutan
Larutan pekat encer
Membran
semipermeable
101
1. Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai :
ΔTb = m . Kb [1 + α(n-1)]
􀀾1 ( 1)􀁀 􀀠 1000 K 􀀎 n 􀀐
Mr p
W
b 􀁄
n menyatakan jumlah ion dari larutan elektrolitnya.
2. Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai :
ΔTf = m . Kf [1 + α(n-1)]
􀀾1 ( 1)􀁀 􀀠 1000 K 􀀎 n 􀀐
Mr p
W
f 􀁄
3. Untuk Tekanan Osmosis dinyatakan sebagai :
􀂛 = C R T [1+ α(n-1)]
Contoh :
Hitunglah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku dari larutan
5.85 gram garam dapur (Mr = 58.5) dalam 250 gram air ! (untuk air,
Kb= 0.52 dan Kf= 1.86)
Jawab :
Larutan garam dapur,
NaCl(aq) 􀄺 NaF+
(aq) + Cl-
(aq)
jumlah ion = n = 2.
ΔTb = 0,52􀀾1 1(2 1)􀁀
250
1000
58,5
5,85 􀁵 􀁵 􀀎 􀀐
= 0,208 x 2
= 0,416 oC
ΔTf = 0,86􀀾1 1(2 1)􀁀
250
1000
58,5
5,85 􀁵 􀁵 􀀎 􀀐
= 0.744 x 2
= 1.488 oC
Catatan:
Jika di dalam soal tidak diberi keterangan mengenai harga derajat
ionisasi, tetapi kita mengetahui bahwa larutannya tergolong elektrolit
kuat, maka harga derajat ionisasinya dianggap 1.
102
5.6 Hasil Kali Kelarutan
Fenomena apa yang dapat dijelaskan saat penambahan kristal
gula dalam air untuk membuat teh ? Dan apa yang akan terjadi jika
gula ditambahkan terus-menerus ?
Untuk memahami hal tersebut, lakukanlah kegiatan berikut!
Bila sejumlah garam AB yang sukar larut dimasukkan ke dalam
air maka akan terjadi beberapa kemungkinan:
o Garam AB larut semua lalu jika ditambah garam AB lagi masih
dapat larut 􀄺 larutan tak jenuh.
o Garam AB larut semua lalu jika ditambah garam AB lagi tidak
dapat larut 􀄺 larutan jenuh.
o Garam AB larut sebagian 􀄺 larutan kelewat jenuh.
Ksp = HKK = hasil perkalian [kation] dengan [anion] dari larutan jenuh
suatu elektrolit yang sukar larut menurut kesetimbangan heterogen.
Kelarutan suatu elektrolit ialah banyaknya mol elektrolit yang sanggup
melarut dalam tiap liter larutannya.
Contoh :
AgCl(s) 􀄺 Ag+
(aq) + Cl-
(aq)
􀀾 􀁀􀀾 􀁀
􀀾AgCl􀁀
K Ag Cl
􀀎 􀀐
􀀠
K [AgCl] = [Ag+][Cl-]
Ksp AgCl = [Ag+] [Cl-]
Bila Ksp AgCl = 10-10 , maka berarti larutan jenuh AgCl dalam air pada
suhu 25 oC, Mempunyai nilai [Ag+] [Cl-] = 10-10
Aktivitas siswa :
1. Ambil 10 g kristal NaCl (garam dapur), kemudian masukkan
ke dalam 50 mL air. Aduk hingga larut. Masukkan lagi 10 g
NaCl dan diaduk. Ulangi terus sampai NaCl tidak dapat larut.
Catat berapa gram NaCl yang ditambahkan.
2. Ulangi percobaan di atas dengan air panas bertemperatur 50,
70, dan 90 °C. Catat hasilnya.
3. Buat grafik temperatur vs kelarutan (g terlarut/50 mL air)
4. Dari hasil percobaan, diskusikan dengan teman kelompok!
103
5.7 Kelarutan
1. Kelarutan zat AB dalam pelarut murni (air).
AnB(s) 􀄺 nA+
(aq) + Bn-
(aq)
s 􀄺 n.s s
Ksp AnB = (n.s)n.s
Ksp AnB = nn.sn+1
s = n+i Ksp AnB/nn
keterangan: s = kelarutan
Kelarutan tergantung pada :
o Suhu
o pH larutan
o Ion sejenis
2. Kelarutan zat AB dalam larutan yang mengandung ion sejenis
AB(s) 􀄺 A+ (aq) + B- (aq)
s 􀄺 n.s s
Larutan AX :
AX(aq) 􀄺 A+
(aq) + X-
(aq)
b 􀄺 b b
maka dari kedua persamaan reaksi di atas: [A+] = s + b = b, karena
nilai s cukup kecil bila dibandingkan terhadap nilai b sehingga dapat
diabaikan. B-1] = s
Jadi : Ksp AB = b . s
Contoh :
Bila diketahui Ksp AgCl = 10-10, berapa mol kelarutan (s) maksimum
AgCl dalam 1 liter larutan 0.1 M NaCl ?
Jawab:
AgCl(s) 􀄺 Ag+
(aq) + Cl-
(aq)
s 􀄺 s s
NaCl(aq) 􀄺 Na+
(aq) + Cl-
(aq)
Ksp AgCl = [Ag+] [Cl-]
= s . 10-1
Maka s = 10-10/10-1
= 10-9 mol/liter
Dari contoh di atas kita dapat menarik kesimpulan bahwa makin besar
konsentrasi ion sojenis maka makin kecil kelarutan elektrolitnya.
104
a. Pembentukan garam-garam
Contoh:
kelarutan CaCO3(s) pada air yang berisi CO2 > daripada dalam air.
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) 􀄺 Ca(HCO3)2(aq)
larut
b. Reaksi antara basa amfoter dengan basa kuat
Contoh:
kelarutan Al(OH)3 dalam KOH > daripada kelarutan Al(OH)3 dalam
air.
Al(OH)3(s) + KOH(aq) 􀄺 KAlO2(aq) + 2 H2O(l)
larut
c. Pembentukan senyawa kompleks
Contoh:
kelarutan AgCl(s) dalam NH4OH > daripada AgCl dalam air.
AgCl(s) + NH4OH(aq) 􀄺 Ag(NH3)2Cl(aq) + H2O(l)
larut
Untuk suatu garam AB yang sukar larut berlaku ketentuan, jika:
- [A+] x [B-] < Ksp 􀄺
larutan tak jenuh; tidak terjadi pengendapan
- [A+] x [B-] = Ksp 􀄺
larutan tepat jenuh; larutan tepat mengendap
- [A+] x [B-] > Ksp 􀄺
larutan kelewat jenuh; terjadi pengendapan zat
Contoh :
Apakah terjadi pengendapan CaCO3. jika ke dalam 1 liter 0.05 M
Na2CO3 ditambahkan 1 liter 0.02 M CaCl2, dan diketahui harga Ksp
untuk CaCO3 adalah 10-6.
Jawab :
Na2CO3(aq) 􀄺 2 Na+
(aq) + CO3
- (aq)
[CO3
2-] =
1 1
1 0,05
􀀎
􀁵
= 0.025 M
= 2.5 x 10-2 M
CaCl2(aq) 􀄺 Ca2
+
(aq) + 2Cl-
(aq)
[Ca2+] =
1 1
1 0,02
􀀎
􀁵
= 0.01
= 10-2 M
105
maka :
[Ca2+] x [CO3
2-] = 2.5 x 10-2 x 10-2
= 2.5 x 10-4
karena :
[Ca2+] x [CO3
2-] > Ksp CaCO3, maka akan terjadi endapan CaCO3
Ringkasan:
1. Larutan yang dapat menghantarkan listrik disebut larutan
elektrolit, sedangkan larutan yang tidak dapat menghantarkan
listrik disebut larutan nonelektrolit.
2. Larutan elektrolit dapat ditunjukkan dengan alat penguji
elektrolit. Hantaran listrik melalui larutan elektrolit ditandai oleh
nyala lampu atau timbulnya gelembungpada elektrode.
3. Larutan elektrolit dapat menghantar listrik karena mengandung
ion-ion yang dapat bergerak bebas.
4. Elektrolit dapat berupa (i) senyawa ion, atau (ii) senyawa kovalen
polar yang dapat mengalami hidrolisis.
5. Elektrolit kuat dalam air mengion sempurna, sedangkan elektrolit
lemah hanya mengion sebagian kecil.
6. Pengertian oksidasi dan reduksi telah mengalami perkembangan
dalam urutan sebagai berikut :
Oksidasi: Pengikatan oksigen
Pelepasan elektron
Pertambahan bilangan oksidasi
Reduksi: Pelepasan oksigen
Penyerapan elektron
Penurunan bilangan oksidasi
7. Bilangan oksidasi adalah muatan yang diemban oleh suatu atom
jika elektron ikatan didistribusikan kepada unsur yang lebih
elektronegatif.
8. Bilangan oksidasi ditentukan dengan aturan-aturan tertentu
9. Oksidator adalah zat yang menyerap elektron, mengalami reduksi;
Reduktor menyerap elektron, mengalami oksidasi.
10. Metode lumpur aktif dapat digunakan untuk menguraikan limbah
organik dalam air kotor
SOAL
1. Tulislah pengertian oksidasi dan reduksi berdasarkan :
a. pengikatan/pelepasan oksigen
b. serah terima elektron
c. perubahan bilangan oksidasi
2. Tentukan bilangan oksidasi masing-masing unsur dalam senyawa
berikut :
a. NH3
b. CF4
c. CHCl3
106
d. O2F2
e. KO2
f. CaH2
g. BaO2
h. SnO
i. Cu2O
j. Fe2S3
3. Tentukan oksidator dan reduktor dalam reaksi redoks berikut :
a. 3CuO(s) + 8NH3 (aq)􀃆 3Cu(NO3)2 (aq) + 2NO(g) + 4H2O (l)
b. MnO2 + 2H2SO4 + 2NaI 􀃆 MnSO2 + Na2SO4 + 2H2O + I2
c. Bi2O3(s) + NaOH(aq) + NaOCl (aq) 􀃆 NaBiO3(aq) + NaCl(aq) + H2O (l)
107
6 KOLOID
Koloid
Perhatikan gambar di bawah!
Berikan pendapat anda!
Gambar 6.1 Contoh larutan, koloid, dan suspensi
Pendahuluan
Pada bab sebelumnya, kita sudah belajar tentang larutan,
campuran yang homogen antara dua macam zat atau lebih. Pada bab
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Memahami koloid, suspensi dan
larutan
Mengidentifikasi koloid, suspensi
dan larutan
Membedakan macam dan sifat
koloid
Menerapkan sistem koloid dalam
kehidupan
Tujuan pembelajaran
1. membedakan suspensi kasar, larutan sejati, dan koloid berdasarkan
data pengamatan (efek Tyndall, homogen/heterogen, penyaringan)
2. mengelompokkan jenis koloid berdasarkan fase terdispersi dan
fase pendispersi
3. mendeskripsikan sifat-sifat koloid
4. menjelaskan proses pembuatan koloid
Sirup
(larutan)
Susu
(koloid)
Kopi
(suspensi)
Koloid melibatkan
zat terdispersi dan
zat pendispersi
108
ini, kita akan mempelajari koloid. Sistem koloid sebenarnya terdiri
atas dua fase, yaitu fase terdispersi dengan ukuran tertentu dalam
medium pendispersi. Zat yang didispersikan disebut fase terdispersi
sedangkan sedangkan medium yang digunakan untuk mendispersikan
disebut medium pendispersi.
Dalam kehidupan sehari-hari kita sering bersinggungan dengan
sistem koloid sehingga sangat penting untuk dikaji. Sebagai contoh,
hampir semua bahan pangan mengandung partikel dengan ukuran
koloid, seperti protein, karbohidrat, dan lemak. Emulsi seperti susu
juga termasuk koloid. Dalam bidang farmasi, kebanyakan produknya
juga berupa koloid, misalnya krim, dan salep yang termasuk emulsi.
Dalam industri cat, semen, dan industri karet untuk membuat ban
semuanya melibatkan sistem koloid. Semua bentuk seperti spray
untuk serangga, cat, hair spray, dan sebagainya adalah juga koloid.
Dalam bidang pertanian, tanah juga dapat digolongkan sebagai koloid.
Jadi sistem koloid sangat berguna bagi kehidupan manusia.
Sistem Dispersi
Perbandingan sifat antara larutan, koloid, dan suspensi dijelaskan
dalam Tabel 6.1
Tabel 6.1 Perbandingan sifat antara larutan, koloid, dan suspensi
Larutan
(Dispersi
Molekuler)
Koloid
(Dispersi Koloid)
Suspensi
(Dispersi Kasar)
Contoh : Larutan
gula dalam air,
larutan alkohol
Contoh : Campuran
susu dengan air
Contoh : Campuran
tepung dengan air,
kopi dalam air
1) Homogen, tak
dapat dibedakan
walaupun
menggunakan
mikroskop ultra
2) Semua partikel
berdimensi
(panjang, lebar,
atau tebal) <1
nm
3) Satu fase
4) Stabil
5) Tidak dapat
disaring
1) Secara
makroskopis
bersifat
homogen, tetapi
heterogen jika
diamati dengan
mikroskop ultra
2) Partikel
berdimensi
antara 1 nm -
100 nm
3) Dua fase
4) Pada umumnya
stabil
5) Dapat disaring
dengan
penyaring ultra
1) Heterogen
2) Salah satu
atau semua
dimensi
partikelnya
>100 nm
3) Dua fase
4) Tidak stabil
5) Dapat
disaring
dengan
kertas saring
biasa
Larutan, koloid dan
suspensi dapat
dibedakan dari
sifat-sifatnya
109
Pengelompokan Koloid
Berdasarkan pada fase terdispersi dan medium pendisfersinya,
sistem koloid dapat digolongkan sebagaimana seperti dalam Tabel
6.2, dengan contoh pada Gambar 6.2
Tabel 6.2 Jenis-jenis koloid
Fase
Terdispersi
Fase
Pendispersi
Jenis
Koloid Contoh
Padat
Padat
Padat
Cair
Cair
Cair
Gas
Gas
Gas
Cair
Padat
Gas
Cair
Padat
Cair
Padat
Aerosol
Padat
Sol
Sol Padat
Aerosol
Cair
Emulsi
Emulsi
Padat
Buih
Buih Padat
Asap (smoke), debu di
udara
Sol emas, tinta, cat
Kaca berwarna,
gabungan logam, intan
hitam
Kabut (fog), awan,
spray serangga
Susu, es krim, santan,
minyak ikan, kecap
Jelly, mayones,
mutiara, mentega
Buih sabun, krim kocok
Karet busa, batu apung
Gambar 6.2 Contoh koloid
110
Gambar 6.3
John Tyndall
Macam-macam 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.
􀂾 Sabun adalah emulgator campuran air dan minyak.
􀂾 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.
Sifat-Sifat Koloid
Efek Tyndall
Efek Tyndall merupakan satu bentuk sifat optik yang dimiliki
oleh sistem koloid. Pada tahun 1869, Tyndall (Gambar 6.3)
menemukan bahwa apabila suatu berkas
cahaya dilewatkan pada sistem koloid maka
berkas cahaya tadi akan tampak. Tetapi
apabila berkas cahaya yang sama dilewatkan
pada dilewatkan pada larutan sejati, berkas
cahaya tadi tidak akan tampak. Singkat kata
efek Tyndall merupakan efek penghamburan
cahaya oleh sistem koloid.
Pengamatan mengenai efek Tyndall dapat dilihat pada gambar 6.4 –
6.6 di bawah.
Koloid Larutan
Gambar 6.4 Efek Tyndal koloid
Sifat-sifat koloid
dapat diaplikasikan
pada kehidupan
sehari-hari
111
Gambar 6.6 Hamburan
cahaya oleh asap
Dalam kehidupan sehari-hari, efek Tyndall dapat kita amati seperti:
􀂾 Di bioskop, jika ada asap
mengepul maka cahaya
proyektor akan terlihat lebih
terang.
􀂾 Di daerah berkabut, sorot
lampu mobil terlihat lebih
jelas.
􀂾 Sinar matahari yang masuk
melewati celah ke dalam ruangan berdebu, maka partikel
debu akan terlihat dengan jelas.
Pengamatan ini dapat dilakukan dengan melakukan percobaan sebagai
berikut:
Aktivitas siswa :
Alat dan Bahan :
1. 1 buah senter
2. 10 ml air + pasir
3. 10 ml air gula
4. 10 ml air sabun
5. 10 ml koloid Fe2O3
6. 10 ml sol Fe(OH)3
7. 10 ml susu
8. 10 ml tinta
9. 8 buah tabung reaksi
10. 1 buah rak tabung reaksi
Gambar 6.5 Hamburan cahaya oleh koloid
112
Cara Kerja :
1. Menyiapkan 10 ml suspensi, larutan dan koloid, seperti yang
tertera pada alat dan bahan, pada tabung reaksi yang
berbeda, diaduk rata, didiamkan sebentar. Kemudian
mengamati apakah zat tersebut homogen/heterogen dan
stabil atau tidak selama didiamkan.
2. Menyinari dan mengarahkan sinarnya pada masing-masing
tabung reaksi dengan menggunakan senter.
3. Mengamati apakah berkas sinarnya dihamburkan atau tidak
oleh larutan atau koloid tersebut dan mencatat hasilnya.
4. Menyaring campuran tersebut, dan mengamati mana yang
meninggalkan residu.
Tabel 6.3 Tabel hasil pengamatan
N
o Campuran
Larut/tidak tabil/tidak
Menghamburkan
cahaya/tid
ak
Meninggalkan
residu/tidak
Ya Tidak Ya Tidak Ya Tidak Ya Tidak
1 Air + pasir
2 Air Gula
3 Air Sabun
4 Koloid
Fe2O3
5 Sol
Fe(OH)3
6 Susu
7 Tinta
Gerak Brown
Sistem koloid juga mempunyai sifat kinetik selain sifat optik
yang telah dijelaskan diatas. Sifat kinetik ini dapat terjadi karena
disebabkan oleh gerakan termal dan gravitasi. Dua hal ini
menyebabkan sistem koloid dapat bergerak zig-zag.
Gambar 6.7 Robert Brown
113
Gerakan ini pertama ditemukan oleh seorang ahli biologi yang
bernama Robert Brown (Gambar 6.7) yang melakukan pengamatan
pada serbuk sari dengan menggunakan mikroskop, sehingga
dinamakan gerak Brown.
Pengamatan mengenai gerak Brown dapat dilihat pada gambar
6.8 dibawah.
Gambar 6.8 Gerak Brown
Adsorbsi
Beberapa sistem koloid mempunyai sifat dapat melakukan penyerapan
(adsorbsi) terhadap partikel atau ion atau senyawa lain (Gambar 6.9).
Penyerapan pada permukaan disebut adsorbsi, sedangkan penyerapan
sampai pada lapisan dalam disebut absorbsi. Daya penyerapan ini
menyebabkan beberapa sistem koloid mempunyai muatan tertentu
sesuai muatan yang diserap.
Gambar 6.9 Adsorbsi ion oleh koloid
Koagulasi
Koagulasi atau pengendapan/penggumpalan yang disebabkan
oleh gaya gravitasi akan terjadi jika sistem koloid dalam keadaan
tidak bermuatan. Ada beberapa hal yang dapat menyebabkan koloid
bersifat netral, yaitu:
1. Menggunakan Prinsip Elektroforesis
Proses elektroforesis adalah pergerakan partikel-partikel koloid
yang bermuatan ke elektrode dengan muatan yang berlawanan.
Ketika partikel ini mencapai elektrode, maka sistem koloid akan
kehilangan muatannya dan bersifat netral.
Sistem koloid Fe(OH)3
bermuatan positif karena
meng-adsorbsi ion H+
Sistem koloid As2S3 bermuatan
positif karena meng-adsorbsi
ion S2-
114
2. Penambahan koloid lain dengan muatan yang berlawanan
Ketika koloid bermuatan positif dicampurkan dengan koloid
bermuatan negatif, maka muatan tersebut akan saling
menghilangkan dan bersifat netral.
3. Penambahan Elektrolit
Jika suatu elektrolit ditambahkan pada sistem koloid, maka
partikel koloid yang bermuatan negatif akan mengadsorpsi koloid
dengan muatan positif (kation) dari elektrolit. Begitu juga
sebaliknya, partikel positif akan mengadsorpsi partikel negatif
(anion) dari elektrolit. Dari adsorpsi diatas, maka terjadi
koagulasi.
4. Pendidihan
Kenaikan suhu sistem koloid menyebabkan tumbukan antar
partikel-partikel sol dengan molekul-molekul air bertambah
banyak. Hal ini melepaskan elektrolit yang teradsorpsi pada
permukaan koloid. Akibatnya partikel tidak bermuatan.
Koloid Liofil dan Koloid Liofob
Sistem koloid dimana fase terdispersinya mempunyai daya
adsorbsi relatif lebih besar disebut koloid liofil yang bersifat lebih
stabil. Sedangkan jika partikel terdispersinya mempunyai daya
adsorbsi relatif lebih lemah disebut koloid liofob yang bersifat kurang
stabil. Sol liofil/liofob mudah terkoagulasi dengan sedikit
penambahan larutan elektrolit.
􀂾 Koloid liofil (suka cairan)
Koloid dimana terdapat gaya tarik menarik yang cukup besar
antara fase terdispersi dengan medium pendispersi. Contoh,
disperse kanji, sabun, dan deterjen.
􀂾 Koloid liofob (tidak suka cairan)
Koloid dimana terdapat gaya tarik menarik antara fase terdispersi
dengan medium pendispersi yang cukup lemah atau bahkan tidak ada
sama sekali. Contoh, dispersi emas, belerang dalam air.
115
Tabel 6.4 Perbedaan antara sol liofil dan liofob
Sifat-Sifat Sol Liofil Sol Liofob
Pembuatan Dapat dibuat langsung
dengan mencampurkan
fase terdispersi dengan
medium pendispersi
Tidak dapat dibuat
hanya dengan
mencampur fase
terdispersi dengan
medium pendispersi
Muatan Partikel Mempunyai muatan
yang kecil atau tidak
bermuatan
Memiliki muatan positif
atau negatif
Adsorpsi
Medium
Pendispersi
Partikel-partikel sol
liofil mengadsorpi
medium pendispersi.
Terdapat proses
solvasi/hidrasi, yaitu
terbentuknya lapisan
medium pendispersi
yang teradsorpsi
disekeliling partikel
sehingga menyebabkan
partikel sol liofil tidak
saling bergabung
Partikel-partikel sol
liofob tidak
mengadsorpsi medium
pendispersi. Muatan
partikel diperoleh dari
adsorpsi partikel-partikel
ion yang bermuatan
listrik
Viskositas
(kekentalan)
Viskositas sol liofil >
viskositas medium
pendispersi
Viskositas sol liofob
hampir sama dengan
viskositas medium
pendispersi
Penggumpalan Tidak mudah
menggumpal dengan
penambahan elektrolit
Mudah menggumpal oleh
penambahan elektrolit
Sifat reversibel Reversibel, artinya fase
terdispersi sol liofil
dapat dipisahkan
dengan koagulasi,
kemudian dapat diubah
kembali menjadi sol
dengan penambahan
medium pendispersinya
Irreversibel, artinya sol
liofob yang sudah
menggumpal tidak dapat
diubah lagi menjadi sol
Efek Tyndall Memberikan efek
Tyndall yang lemah
Memberikan efek Tyndall
yang jelas
Migrasi dalam
medan listrik
Dapat bermigrasi ke
anode, katode, atau
tidak bermigrasi sama
sekali
Akan bergerak ke anode,
katode tergantung jenis
muatan partikel
Pemisahan Koloid
􀁸 Elektroforesis
Telah disinggung pada pembahasan sebelumnya, elektroforesis
merupakan peristiwa pergerakan partikel koloid yang bermuatan
ke salah satu elektroda dalam suatu sistem sejenis elektrolisis.
116
Elektroforesis dapat digunakan untuk mendeteksi muatan suatu
sistem koloid. Jika koloid bergerak menuju elektroda positif maka
koloid yang dianalisa mempunyai muatan negatif. Begitu juga
sebaliknya, jika koloid bergerak menuju elektroda negatif maka
koloid yang dianalisa mempunyai muatan positif. Salah satu
proses yang menggunakan sistem elektroforesis adalah proses
membersihkan asap dalam suatu industri dengan menggunakan
alat Cottrell. Penggunaan elektroforesis tidak hanya sebatas itu,
melainkan meluas untuk memisahkan partikel yang termasuk
dalam ukuran koloid, antara lain pemisahan protein yang
mempunyai muatan yang berbeda. Contoh percobaan
elektroforesis sederhana untuk menentukan jenis muatan dari
koloid X diperlihatkan pada Gambar 6.10.
􀁸 Dialisis
Dialisis merupakan proses pemurnian suatu sistem koloid dari
partikel-partikel bermuatan yang menempel pada permukaan
Pada proses digunakan selaput Semipermeabel (Gambar 6.11).
Proses pemisahan ini didasarkan pada perbedaan laju transport
partikel. Prinsip dialisis digunakan dalam alat cuci darah bagi
penderita gagal ginjal, di mana fungsi ginjal digantikan oleh
dialisator.
􀁸 Penyaringan Ultra
Penyaringan ultra digunakan untuk memisahkan koloid melewati
membran. Proses pemisahan ini didasarkan pada perbedaan
tekanan osmosis.
Gambar 6.10 Rangkaian untuk elektrolisis
117
Gambar 6.11 Prinsip dialisis
Pembuatan Koloid
A. Kondensasi
Merupakan cara kimia.
Prinsip umum:
Terjadinya kondensasi partikel molekular membentuk partikel
koloid
Kondensasi partikel 􀃆 koloid
Reaksi kimia untuk menghasilkan koloid meliputi:
􀂙 Reaksi Redoks
2H2S(g) + SO2(aq) 􀃆 3S(s) + 2H2O(l)
􀂙 Reaksi Hidrolisis
FeCl3(aq) + 3 H2O(l) 􀃆 Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq)
􀂙 Reaksi Substitusi/Agregasi Ionik
2H3AsO3(aq) + 3H2S(g) 􀃆 As2S3(s) + 6 H2O(l)
􀂙 Reaksi Penggaraman
B. Dispersi
Dapat dilakukan dengan cara mekanik maupun dengan cara kimia.
Prinsip umum :
Partikel Besar 􀃆 Partikel Koloid
Yang termasuk cara dispersi:
􀂙 Cara Mekanik
118
Cara ini dilakukan dari gumpalan partikel yang besar
kemudian dihaluskan dengan cara penggerusan atau
penggilingan.
􀂙 Cara Busur Bredig
Digunakan untuk membuat sol-sol logam dengan loncatan
bunga listrik. Instrument Busur Bredig dapat dilihat pada
Gambar 6.12.
􀂙 Cara Peptisasi
Cara peptisasi adalah pembutan koloid dari butir-butir kasar
atau dari suatu endapan dengan bantuan pemeptisasi
(pemecah).
Contoh :
i. Agar-agar dipeptisasi oleh air ; Karet oleh bensin.
ii. Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S, Endapan Al(OH)3 oleh
AlCl3.
Gambar 6.12 Busur Bredig
119
Ringkasan
Sistem koloid sebenarnya terdiri atas dua fase, yaitu fase
terdispersi dengan ukuran tertentu dalam medium pendispersi. Zat
yang didispersikan disebut fase terdispersi sedangkan sedangkan
medium yang digunakan untuk mendispersikan disebut medium
pendispersi. Sistem koloid dapat digolongkan berdasarkan pada fase
terdispersi dan medium pendisfersinya. Koloid mempunyai sifat-sifat
seperti gerak Brown, efek Tyndal, adsorpsi, koagolasi. Koloid dapat
dipisahkan dengan dialisis, elektroforesis dan penyaringan ultra.
Koloid dapat dibuat dengan kondensasi dan dispersi.
Latihan
1. Jelaskan definisi koloid?
2. Jelaskan perbedaan koloid, larutan dan suspensi?
3. Sebutkan macam-macam koloid.
4. Jelaskan sifat-sifat koloid.
5. jelaskan apa yang dimaksud dengan elektroforesis?
6. sebutkan aplikasi koloid dalam kehidupan sehari-hari.
120
121
7 Kesetimbangan
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Memahami konsep kesetimbangan
reaksi
Menguasai reaksi kesetimbangan
Menguasai faktor-faktor yang
mempengaruhi pergeseran
kesetimbangan
Menentukan hubungan kuantitatif
antara pereaksi dan hasil reaksi
dari suatu reaksi kesetimbangan
Menggunakan satuan konsentrasi
dalam membuat larutan
Tujuan pembelajaran
1. menjelaskan pengertian reaksi kesetimbangan serta
tetapan kesetimbangan.
2. menentukan hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil
reaksi dalam menghitung Kc dan Kp dari suatu reaksi
kesetimbangan.
3. menentukan pengaruh faktor-faktor yang mempengaruhi
kesetimbangan dalam suatu reaksi kesetimbangan.
122
7.1. Definisi
Kesetimbangan dinamis adalah keadaan dimana dua proses
yang berlawanan terjadi dengan laju yang sama, akibatnya tidak
terjadi perubahan bersih dalam sistem pada kesetimbangan.
Contoh :
Fe(s) + HCl(aq) 􀃆 FeCl2(aq) + H2(g)
Reaksi dapat berlangsung tuntas, yaitu zat yang direaksikan habis dan
terbentuk zat baru.
Gambar 9.1 Reaksi Tuntas
􀀹 Uap mengembun dengan laju yang sama dengan air menguap.
􀀹 Pelarutan padatan, sampai pada titik laju padatan yang terlarut
sama dengan padatan yang mengendap saat konsentrasi larutan
jenuh (tidak ada perubahan konsentrasi)
Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi
dapat balik.
Gambar 9.2 Reaksi Bolak-Balik
123
Waktu
Konsentrasi
Reaksi dapat berlangsung bolak balik, zat semula (reaktan)
direaksikan akan habis dan terbentuk zat baru (produk). Zat baru yang
terbentuk dapat dapat direaksikan dengan zat lain menghasilkan zat
semula. Reaksi ini disebut reaksi bolak-balik.
Hal ini juga bisa digambarkan dengan hal sebagai berikut,
yaitu apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan
sama dengan kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam
keadaan setimbang. Secara umum reaksii kesetimbangan dapat
dinyatakan sebagai :
A + B C + D
Mula-mula zat A dan zat B sebagai reaktan (tidak harus dalam
jumlah yang sama) dicampur dalam suatu tabung reaksi. Konsentrasi A
dan B kemudian diukur pada selang waktu tertentu. Bila hasil
pengukuran itu digambarkan dalam sebuah grafik konsentrasi sebagai
fungsi dari waktu maka akan tampak gambar sebagai berikut:
Penurunan konsentrasi A dan B mula-mula terjadi dengan
cepat, makin lama semakin lambat sampai pada akhirnya konstan.
Sebaliknya yang terjadi pada produk zat C dan D. Pada awal reaksi
konsentrasinya = 0, kemudian bertambah dengan cepat tapi makin
lama semakin lambat sampai akhirnya menjadi konstan. Pada waktu t
= t~ konsentrasi masing-masing zat A, B, C, dan D menjadi konstan,
yang berarti bahwa laju reaksi kekiri = laju reaksi kekanan.
7.2 Karakteristik keadaan kesetimbangan
Ada empat aspek dasar keadaan kesetimbangan, yaitu :
1. Keadaan kesetimbangan tidak menunjukkan perubahan
makroskopik yang nyata
2. Keadaan kesetimbangan dicapai melalui proses yang berlangsung
spontan
3. Keadaan kesetimbangan menunjukkan keseimbangan dinamik
antara proses maju atau balik
4. Keadaan kesetimbangan adalah sama walaupun arah
pendekatannya berbeda
Gambar 9.3 Perubahan konsentrasi terhadap waktu
124
7.3 Macam - macam sistem kesetimbangan, yaitu :
1. Kesetimbangan dalam sistem homogen
a. Kesetimbangan dalam sistem gas-gas
Contoh : 2SO2(g) + O2(g) 􀄼 2SO3(g)
b. Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan
Contoh : NH4OH(aq) 􀄼 NH4+
(aq) + OH- (aq)
2. Kesetimbangan dalam sistem heterogen
a. Kesetimbangan dalam sistem padat gas
Contoh : CaCO3(s) 􀄼 CaO(s) + CO2(g)
b. Kesetimbangan sistem padat larutan
Contoh : BaSO4(s) 􀄼Ba2+
(aq) + SO4
2-
(aq)
c. Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas
Contoh : Ca(HCO3)2(aq) 􀄼 CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
7.4 Konstanta kesetimbangan
Konstanta ksetimbangan yang dinyatakan dengan term
konsentrasi (Kc) dapat mempunyai harga yang sangat besar atau
sangat kecil. Bila konstanta kesetimbangan (Kc) kecil (Kc < 1), berarti
bahwa pada keadaan kesetimbangan konsentrasi dari produk adalah
kecil, sehingga konstanta kesetimbangan yang kecil menunjukkan
reaksi bolak-balik tidak berlangsung dengan baik. Misalnya jika
reaksi :
A(g) + B(g) 􀄼 C(g) + D(g)
Dengan Kc = 10-5 berarti bahwa campuran A dan B tidak
banyak menghasilkan C dan D pada kesetimbangan. Bila konstanta
kesetimbangan besar (Kc > 1) berarti bahwa konsentrasi reaktan yang
tinggal pada kesetimbangan adalah kecil, sehingga harga konstanta
kesetimbangan yang besar menunjukkan bahwa reaksi berlangsung ke
kanan dengan baik. Misalnya untuk reaksi :
E(g) + F(g) 􀄼 G(g) + H(g)
Dengan harga Kc = 105 berarti campuran E dan F akan berubah
hampir sempurna menjadi G dan H. Harga konstanta kesetimbangan
dapat ditentukan berdasarkan data eksperimen.
125
7.5 Hukum Guldberg dan Wange :
Gambar 9.4 Guldberg
Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil
kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali
konsentrasi pereaksi yang sisa dimana masing-masing konsentrasi itu
dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap.
Pernyataan tersebut juga dikenal sebagai hukum
kesetimbangan.
Untuk reaksi kesetimbangan :
a A + b B 􀄼 c C + d D
maka:
Kc = (C)c x (D)d / (A)a x (B)b
Kc adalah konstanta kesetimbangan yang harganya tetap
selama suhu tetap.
Berikut adalah contoh soal tentang pergeseran kimia.
Contoh 1 :
CO(g) + 3H2(g) 􀄼 CH4(g) + H2O(g)
Kc =
􀀾 􀁀􀀾 􀁀
􀀾 􀁀􀀾 􀁀3
2
4 2
CO H
CH H O
2N2(g) + 3H2(g) 􀄼 2NH3(g)
Kc =
􀀾 􀁀
􀀾 􀁀 􀀾 􀁀3
2
2
2
2
3
N H
NH
126
Contoh 2 :
Dalam ruang 2 L pada suhu t ºC direaksikan 0,7 mol gas N2 dan 1 mol
gas H2. pada saat kesetimbangan dalam ruang terdapat 0,4 mol
gasNH3. tentukan harga Kc pada suhu tersebut !!!
Jawaban :
Reaksinya adalah : 2N2(g) + 3H2(g) 􀄼 2NH3(g)
Σ mol mula-mula 0,7 1
Σ mol yang berubah ½ x 0,4 2/3 x 0,4 ~ 0,4
0,2 0,6 --- -
Σ mol dalam keadaan 0,5 mol 0,4 mol 0,4 mol
setimbang
􀀾N 􀁀 mol / L
2
0,5
2 􀀠 􀀾H 􀁀 mol / L
2
0,4
2 􀀠 􀀾NH 􀁀 mol / L
2
0,4
3 􀀠
= 0,25 M = 0,2 M = 0,2 M
Kc =
􀀾 􀁀
􀀾 􀁀 􀀾 􀁀3
2
2
2
2
3
N H
NH
=
􀀾 􀁀
􀀾 􀁀􀀾 􀁀3
2
0,25 0,2
0,2
= 20 M
7.6 beberapa hal yang harus diperhatikan
Gambar 9.5 kesetimbangan gas
Jika zat-zat terdapat dalam kesetimbangan berbentuk padat dan
gas, maka yang dimasukkan dalam persamaan kesetimbangan
hanya zat-zat yang berbentuk gas saja sebab konsentrasi zat
padat adalah tetap dan nilainya telah terhitung dalam harga Kc
itu.
Contoh : C(s) + CO2(g) 􀄼 2CO(g)
Kc = (CO)2 / (CO2)
Jika kesetimbangan antara zat padat dan larutan yang dimasukkan
dalam perhitungan Kc hanya konsentrasi zat-zat yang larut saja.
Contoh : Zn(s) + Cu2+
(aq) 􀄼 Zn2+
(aq) + Cu(s)
Kc = (Zn2+) / (CO2+)
127
Untuk kesetimbangan antara zat-zat dalam larutan jika
pelarutnya tergolong salah satu reaktan atau hasil reaksinya maka
konsentrasi dari pelarut itu tidak dimasukkan dalam perhitungan
Kc.
Contoh : CH3COO-
(aq) +
H2O(l) 􀄼 CH3COOH(aq) + OH-
(aq)
Kc = (CH3COOH) x (OH-) / (CH3COO-)
Contoh soal:
1. Satu mol AB direaksikan dengan satu mol CD menurut persamaan
reaksi :
AB(g) + CD(g) 􀄼 AD(g) + BC(g)
Setelah kesetimbangan tercapai ternyata 3/4 mol senyawa CD
berubah menjadi AD dan BC. Kalau volume ruangan 1 liter,
tentukan tetapan kesetimbangan untuk reaksi ini !
Jawab:
Perhatikan reaksi kesetimbangan di atas jika ternyata CD berubah
(bereaksi) sebanyak 3/4 mol maka AB yang bereaksi juga 3/4 mol
(karena koefsiennya sama).
Dalam keadaan kesetimbangan:
(AD) = (BC) = 3/4 mol/l
(AB) sisa = (CD) sisa = 1 - 3/4 = 1/4 n mol/l
Kc = [(AD) x (BC)]/[(AB) x (CD)] = [(3/4) x (3/4)]/[(1/4) x (1/4)] = 9
2. Jika tetapan kesetimbangan untuk reaksi :
A(g) + 2B(g) 􀄼 4C(g)
sama dengan 0.25, maka berapakah besarnya tetapan
kesetimbangan bagi reaksi:
2C(g) 􀄼 1/2A(g) + B(g)
Jawab:
- Untuk reaksi pertama:
K1 = (C)4/[(A) x (B)2]
= 0.25
- Untuk reaksi kedua :
K2 = [(A)1/2 x (B)]/(C)2
- Hubungan antara K1 dan K2 dapat dinyatakan sebagai :
K1 = 1 / (K2)2 & K2 = 2
128
Pengaruh dari luar
sering dikatakan
dengan
memasukkan
gangguan pada
kesetimbangan.
sistem akan
mengatur untuk
mengurangi
gangguan.
7.7 Azas Le Chatelier
Gambar 9.6 Le Chatelier
Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem
akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu
menjadi sekecil-kecilnya.
Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan
kesetimbangan yang baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar
itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan.
Gambar 9.7 Pergeseran kesetimbangan
Bagi reaksi:
A + B 􀄼 C + D
129
Reaksi bergeser ke
arah zat yang
ditambahkan atau
diganti dengan zat
yang dihilangkan
Kemungkinan terjadinya pergeseran
1. Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C
dan D, sehingga jumlah mol A dan Bherkurang, sedangkan C
dan D bertambah.
2. Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A
dan B. sehingga jumlah mol C dan D berkurang, sedangkan A
dan B bertambah.
130
7.8 Faktor-faktor yang dapat menggeser letak kesetimbangan
a. Perubahan konsentrasi salah satu zat
b. Perubahan volume atau tekanan
c. Perubahan suhu
7.8.1. Perubahan Konsentrasi Salah Satu Zat
Gambar 7.8 Pengaruh Konsentrasi dalam Pergeseran Kimia
Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi
salah satu zat diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah
yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah
satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat
tersebut.
Contoh : 2SO2(g) + O2(g) 􀄼 2SO3(g)
Bila pada sistem kesetimbangan
ini ditambahkan gas SO2, maka
kesetimbangan akan bergeser ke
kanan.
Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O2, maka
kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
131
7.8.2. Perubahan volume atau tekanan
Gambar 7.9 Pengaruh Volume / Tekanan dalam Pegeseran kesetimbangan
Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang
menyebabkan perubahan volume (bersamaan dengan perubahan
tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa pergeseran
kesetimbangan.
Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan
bergeser ke arah jumlah Koefisien Reaksi Kecil.
Jika tekanan diperkecil = volume diperbesar, kesetimbangan akan
bergeser ke arah jumlah Koefisien reaksi besar.
Pada sistem kesetimbangan dimana jumlah koefisien reaksi
sebelah kiri = jumlah koefisien sebelah kanan, maka perubahan
tekanan/volume tidak menggeser letak kesetimbangan.
Contoh : N2(g)+3H2(g) 􀄼 2NH3(g)
Koefisien reaksi di kanan = 2
Koefisien reaksi di kiri = 4
Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (=volume
diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (=volume
diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
132
7.8.3. Perubahan suhu
Gambar 7.10 Pengaruh suhu dalam pergeseran kimia.
Menurut Van't Hoff:
Gambar 7.11 Van’t Hoff
Bila pada sistem kesetimbangan subu dinaikkan, maka
kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan
kalor (ke arah reaksi endoterm).
Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka
kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan
kalor (ke arah reaksi eksoterm).
Contoh: 2NO(g) + O2(g) 􀄼 2NO2(g) ; ΔH = -216 kJ
Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke
kanan.
133
7.8.4. Pengaruh Katalisator Terhadap Kesetimbangan
Gambar 7.12 pengaruh katalisator
Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah
mempercepat tercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak
kesetimbangan (harga tetapan kesetimbangan Kc tetap), hal ini
disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke kanan dan ke kiri sama
besar.
7.9 Hubungan Antara Harga Kc Dengan Kp
Untuk reaksi umum:
a A(g) + b B(g) 􀄼 c C(g) + d D(g)
Harga tetapan kesetimbangan:
Kc = [(C)c . (D)d] / [(A)a . (B)b]
Kp = (PC
c x PD
d) / (PA
a x PB
b)
Dimana : PA, PB, PC dan PD merupakan tekanan parsial masingmasing
gas A, B, C dan D.
Untuk gas ideal berlaku :
pV = nRt
C = p/RT
CA = pA/RT
CB = pA/RT dan seterusnya.
a b
c d
a b
c d
c
pA RT pB RT
pC RT pD RT
A B
K C D
( / ) ( / )
􀀠 ( / ) ( / )
􀀠
c d a b
a b
c d
c RT
pA pB
K 􀀠 pC pD (1/ ) 􀀎 􀀐 􀀐
134
Kc = Kp(1/RT)Δn
Secara matematis, hubungan antara Kc dan Kp dapat diturunkan
sebagai:
Kp = Kc (RT) Δn
dimana Δn adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah
koefisien gas kiri).
Contoh:
Jika diketahui reaksi kesetimbangan:
CO2(g) + C(s) 􀄼 2CO(g)
Pada suhu 300o C, harga Kp= 16. Hitunglah tekanan parsial CO2, jika
tekanan total dalaun ruang 5 atm!
Jawab:
Misalkan tekanan parsial gas CO = x atm, maka tekanan parsial gas
CO2 = (5 - x) atm.
Kp = (PCO)2 / PCO2 = x2 / (5 - x) = 16 􀃆 x = 4
Jadi tekanan parsial gas CO2 = (5 - 4) = 1 atm
7.9.1. Kesetimbangan Heterogen
Gambar 7.13 kesetimbangan heterogen
Perhatikan reaksi dekomposisi berikut :
CaCO3(p) 􀄼 CaO(p) + CO2(g)
Campuran dua zat padat yang tidak membentuk larutan padat terdiri
dari dua fasa, masing-masing adalah senyawa yang murni dan
mempunyai komposisi yang konstan.
Kc = CO2
Kp = PCO2
Kp = Kc . RTΔn
135
7.9.2. Kesetimbangan Donnan
Gambar 7.14 Frederick G. donnan
Teori kesetimbangan Donnan (1911) adalah mengenai
kesetimbangan antara dua elektrolit yang terpisah oleh suatu selaput
ataupun jel, bilamana sekurang-kurangnya satu dari kedua elektrolit
itu mengandung suatu ion misalnya ion koloid yang tidak dapat
mendifusi melalui selaput itu.
Kesetimbanagn Donnan berperan pada berbagai gejala biologi
dan bukan biologi.
Gambar 7.15 Kesetimbangan donan dalam membran
Sebagai contoh elektrolit NaCl dengan konsentrasi awal c1 dan
NaR dengan konsentrasi awal c2, terpisah oleh suatu membran MM
yang tak dapat dilalui oleh ion besar R-.ion R- misalnya ion protein,
ion kongo merah, atau suatu zat pewarna koloid. NaCl dengan
aktivitas a1 diruang I akan berdifusi keruang II menjadi aktivitas a2
dengan perubahan energi bebas Gibbs :
G = RT ln a1/a2
Pada akhirnya terjadi kesetimbanagn jika :
136
ΔG = 0
a1 = a2
Dengan kesetimbangan Donnan dapat dipahami secara
kualitatif terjadinya potensial biolistrik dalam sel-sel dan badan
hewan namun potensial itu kerap lebih besar dari yang dapat dihitung
dengan menggunakan rumus diatas. Belut listrik mempunyai potensial
listrik ampai 100 Volt yang digunakannya sebagai senjata.
7.10 Dissosiasi
Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat
lain yang lebih sederhana.
Gambar 7.16 dissosiasi
Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai
dengan jumlah mol mula-mula.
Gambar 7.17 Dissosiasi Unimolecular
Contoh:
2NH3(g) 􀄼 N2(g) + 3H2(g)
besarnya nilai derajat disosiasi (α):
137
􀄮 = mol NH3 yang terurai /
mol NH3 mula-mula
Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:
a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
0 < α < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian).
Contoh:
Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan
N2O4(g) 􀄼 2NO2(g)
banyaknya mol N2O4 dan NO2 pada keadaan setimbang adalah sama.
Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?
Jawab:
Misalkan mol N2O4 mula-mula = a mol
mol N2O4 yang terurai = a α mol 􀃆 mol N2O4 sisa = a (1 - α) mol
mol NO2 yang terbentuk = 2 x mol N2O4 yang terurai = 2 a α mol
Pada keadaan setimbang:
mol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk
a(1 - α ) = 2a α 􀃆 1 - α = 2 α 􀃆 α = 1/3
KESIMPULAN
Kesetimbangan dinamik. ketika dua zat kimia yang berbeda bereakasi
pada laju yang sama, maka sistem tersebut berada dalam keadaan
kesetimbangan dinamik dan konsentrasi dari reaktan dan produk
konstan.
Prinsip Le Chatelier’s. Prinsip ini adalah suatu keadaan dimana ketika
kesetimbangan terganggu, perubahan kimia terjadi pada arah yang
berlawanan dengan gangguan yang mempengaruhi dan membawa
sistem ke keadaan kesetimbangan lagi.
SOAL-SOAL
1. Pada suhu 21,50C dan total tekanan 0,0787 atm N2O4 terdisosias
sebanyak 48,3% menjadi NO2. tentukan harga Kc. Pada tekanan
berapa disosiasi menjadi 10%?
2. Tetapan kesetimbangan pada 350 K untuk reaksi :
Br2(g) + I2(g) 􀄼 2 IBr(g)
138
Adalah 322. Brom ini dengan tekanan parsial awal 0,05 atm
dicampur dengan iodin dengan tekanan parsial 0,04 atm dan
dijaga keadaanya pada suhu 350 K sampai kesetimbangan tercapai.
Hitung tekanan parsial kesetimbanagn untuk tiap-tiap gas.
3. Sebuah kotak bejana yang berisi CO, Cl2, dan COCl2 ada dalam
kesetimbangan pada suhu 1000 K. Tunjukkan secara kualitatif
bagaimana pengaruh
a. Konsentrasi
b. Jumlah mol masing-masing komponen bila kedalam bejana :
- dimasukkan CO
- diberi tambahan
tekanan
- CO dihilangkan
4. Diketahui reaksi kesetimbangan :
A.NH3(g) + HCl(g) 􀄼 NH4Cl(g)
B.N2(g) + 3H2(g) 􀄼 2NH3Cl(g)
C.N2O4(g) 􀄼 2NO2(g)
D.H2(g) + I2(g)􀄼 2Hl2(g)
a. A dan B
b. A dan D
c. A dan C
d. C
e. D
f.
5. Pada kesetimbangan 2SO2(g) + O2(g)􀄼2SO3(g) +189,64 kj Konsentrasi
SO3 dalam ruang akan bertambah jika......
a. Volume ruang diperbesar
b. Konsentrasi gas O2 dikurangi
c. Tekanan ruang dikurangi
d. Suhu diturunkan
e. Konsentrasi gas SO2 dikurangi
6. Reaksi kesetimbangan
H2(g) + I2(g)􀄼2HI(g)
Tekanan dalam sistem diperbesar, maka kesetimbangan ....
a. Bergeser ke kanan
b. Bergeser ke kiri
c. Tidak bergeser
d. Berhenti sementara
e. Berhenti selamanya
7. Reaksi kesetimbangan
NH3(g) + CO2(g)􀄼CO(NH2)2(s)
Pada suhu dan volume tetap, ditambahkan katalis, maka ...
a. Kesetimbangan tidak bergeser
b. Kesetimbangan bergeser ke kiri
c. Kesetimbangan bergeser ke kanan
139
d. Kesetimbangan terhenti
e. Terjadi perubahan katalis
8. Reaksi kesetimbangan
N2(g) + 3H2(g) 􀄼 2NH3(g)
Pada 27 ºC mempunyai harga Kp = 2,5 x 10-3 atm-2, maka harga
Kc-nya adalah..........
a. 1,26 mol-2 L2
b. 4,10 mol-2 L2
c. 16,81 mol-2 L2
d. 250 mol-2 L2
e. 400 mol-2 L2
SOAL :
1. Perhatikan grafik berikut ini :
Jelaskan grafik hubungan perubahan laju reaksi terhadap
waktu pada reaksi kesetimbangan, seperti yang digambarkan
pada grafik diatas
2. Tetapan kesetimbangan 2HI 􀄼 H2 + I2 adalah ¼ . Dari ½ mol
HI pada volume 1 dm3, berapa mol H2 yang dihasilkan ?
3. Contoh aplikasi reaksi kesetimbangan dalam industri adalah
pembuatan ammonia yang reaksinya sebagai berikut :
N2(g) + 3H2(g) 􀄼 2NH3(g) 􀀧H = -92 kJ
Menurut proses Haber-Bosch, pembuatan ammonia tersebut
harus dilakukan pada tekanan dan suhu yang tinggi. Jelaskan
mengapa!
v1
v2
v1 = v2
setimbang
Waktu (t)
Kecepatan (v)
t1
140
141
8 Termokimia
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Menentukan perubahan entalpi
berdasarkan konsep termokimia
Menjelaskan entalpi dan
perubahan entalpi
Menentukan perubahan entalpi
reaksi
Menentukan kalor pembakaran
berbagai bahan bakar
Tujuan pembelajaran
1. Siswa mampu mendefinisikan pengertian istilah-istilah dalam
reaksi termokimia beserta contohnya
1. 2. Siswa mampu menjelaskan pengertian entalpi suatu zat
dan perubahannnya.
3. Siswa mampu menentukan 􀀧H reaksi berdasarkan hukum
Hess, data perubahan entalpi pembentukan standar,
eksperimen dan data energi ikatan
8.1 Definisi
Termokimia dapat didefinisikan sebagai bagian ilmu kimia
yang mempelajari dinamika atau perubahan reaksi kimia dengan
mengamati panas/termal nya saja. Salah satu terapan ilmu ini dalam
kehidupan sehari-hari ialah reaksi kimia dalam tubuh kita dimana
produksi dari energi-energi yang dibutuhkan atau dikeluarkan untuk
semua tugas yang kita lakukan. Pembakaran dari bahan bakar seperti
minyak dan batu bara dipakai untuk pembangkit listrik. Bensin yang
dibakar dalam mesin mobil akan menghasilkan kekuatan yang
menyebabkan mobil berjalan. Bila kita mempunyai kompor gas berarti
kita membakar gas metan (komponen utama dari gas alam) yang
menghasilkan panas untuk memasak. Dan melalui urutan reaksi yang
142
disebut metabolisme, makanan yang dimakan akan menghasilkan
energi yang kita perlukan untuk tubuh agar berfungsi.
Hampir semua reaksi kimia selalu ada energi yang diambil atau
dikeluarkan. Mari kita periksa terjadinya hal ini dan bagaimana kita
mengetahui adanya perubahan energi.
Gambar 8.1 peristiwa termokimia
Misalkan kita akan melakukan reaksi kimia dalam suatu
tempat tertutup sehingga tak ada panas yang dapat keluar atau masuk
kedalam campuran reaksi tersebut. Atau reaksi dilakukan sedemikian
rupa sehingga energi total tetap sama. Juga misalkan energi potensial
dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi sehingga
waktu reaksi terjadi ada penurunan energi potensial. Tetapi energi ini
tak dapat hilang begitu saja karena energi total (kinetik dan
potensial) harus tetap konstan. Sebab itu, bila energi potensialnya
turun, maka energi kinetiknya harus naik berarti energi potensial
berubah menjadi energi kinetik. Penambahan jumlah energi kinetik
akan menyebabkan harga rata-rata energi kinetik dari molekulmolekul
naik, yang kita lihat sebagai kenaikan temperatur dari
campuran reaksi. Campuran reaksi menjadi panas.
Kebanyakan reaksi kimia tidaklah tertutup dari dunia luar.
Bila campuran reaksi menjadi panas seperti digambarkan dibawah,
panas dapat mengalir ke sekelilingnya. Setiap perubahan yang dapat
melepaskan energi ke sekelilingnya seperti ini disebut perubahan
eksoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi reaksi eksoterm, temperatur
dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat-zat kimia
yang bersangkutan akan turun.
Kadang-kadang perubahan kimia terjadi dimana ada
kenaikan energi potensial dari zat-zat bersangkutan. Bila hal ini
terjadi, maka energi kinetiknya akan turun sehingga temperaturnya
juga turun. Bila sistem tidak tertutup di sekelilingnya, panas dapat
mengalir ke campuran reaksi dan perubahannya disebut perubahan
endoterm. Perhatikan bahwa bila terjadi suatu reaksi endoterm,
temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari
zat-zat yang ikut dalam reaksi akan naik.
143
Gambar 8.2 Peristiwa kebakaran menghasilkan panas
8.2 Pengukuran energi dalam reaksi kimia
Satuan internasional standar untuk energi yaitu Joule (J)
diturunkan dari energi kinetik. Satu joule = 1 kgm2/s2. Setara dengan
jumlah energi yang dipunyai suatu benda dengan massa 2 kg dan
kecepatan 1 m/detik (bila dalam satuan Inggris, benda dengan massa
4,4 lb dan kecepatan 197 ft/menit atau 2,2 mile/jam).
1 J = 1 kg m2/s2
Satuan energi yang lebih kecil yang dipakai dalam fisika
disebut erg yang harganya = 1x10-7 J. Dalam mengacu pada energi
yang terlibat dalam reaksi antara pereaksi dengan ukuran molekul
biasanya digantikan satuan yang lebih besar yaitu kilojoule (kJ). Satu
kilojoule = 1000 joule (1 kJ = 1000J).
Semua bentuk energi dapat diubah keseluruhannya ke panas
dan bila seorang ahli kimia mengukur energi, biasanya dalam bentuk
kalor. Cara yang biasa digunakan untuk menyatakan panas disebut
kalori (singkatan kal). Definisinya berasal dari pengaruh panas pada
suhu benda. Mula-mula kalori didefinisikan sebagai jumlah panas yang
diperlukan untuk menaikkan temperatur 1 gram air dengan suhu asal
150C sebesar 10C. Kilokalori (kkal) seperti juga kilojoule merupakan
satuan yang lebih sesuai untuk menyatakan perubahan energi dalam
reaksi kimia. Satuan kilokalori juga digunakan untuk menyatakan
energi yang terdapat dalam makanan.
Dengan diterimanya SI, sekarang juga joule (atau kilojoule)
lebih disukai dan kalori didefinisi ulang dalam satuan SI. Sekarang
kalori dan kilokalori didefinisikan secara eksak sebagai berikut :
1 kal = 4,184 J
1 kkal = 4,184 kJ
144
8.3 Panas reaksi dan termokimia
Gambar 8.3 Hubungan sistem dengan lingkungan
Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang
merupakan bagian dari cabang ilmu pengetahuan yang lebih besar
yaitu termodinamika. Sebelum pembicaraan mengenai prisip
termokimia ini kita lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa
istilah. Salah satu dari istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim
adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin
saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia.
Di luar sistim adalah lingkungan. Dalam menerangkan suatu sistim,
kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya,
tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas.
Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistim
sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistim.
Bila perubahan terjadi pada sebuah sistim maka dikatakan
bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila
sistim diisolasi dari lingkungan sehingga tak ada panas yang dapat
mengalir maka perubahan yang terjadi di dalam sistim adalah
perubahan adiabatik. Selama ada perubahan adiabatik, maka suhu
dari sistim akan menggeser, bila reaksinya eksotermik akan naik
sedangkan bila reaksinya endotermik akan turun. Bila sistim tak
diisolasi dari lingkungannya, maka panas akan mengalir antara
keduanya, maka bila terjadi reaksi, suhu dari sistim dapat dibuat
tetap. Perubahan yang terjadi pada temperatur tetap dinamakan
perubahan isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik
atau endotermik maka pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi
perubahan energi potensial. Panas reaksi yang kita ukur akan sama
dengan perubahan energi potensial ini. Mulai sekarang kita akan
menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga perlu
145
ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara
umum.
Simbol Δ (huruf Yunani untuk delta) umumnya dipakai untuk
menyatakan perubahan kuantitas. Misalnya perubahan suhu dapat
ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek
biasanya dalam menunjukkan perubahan adalah dengan cara
mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.
ΔT = Takhir – Tmula-mula
Demikian juga, perubahan energi potensial (Ep)
Δ(E.P) = EPakhir – EPawal
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 ΔEP mempunyai harga negatif. Kebalikannya dengan reaksi
endoterm, dimana harga ΔEP adalah positif.
8.3.1 Reaksi eksoterm dan endoterm
Gambar 8.4 Peristiwa endoterm (kanan) dan eksoterm (kiri)
a. Reaksi Eksoterm
Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke
lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas.
Pada reaksi eksoterm harga ΔH = negatif ( - )
Contoh :
C(s) + O2(g) 􀃆 CO2(g) + 393.5 kJ ;
ΔH = -393.5 kJ
b. Reaksi endoterm
Pada reaksi terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke
sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas.
Pada reaksi endoterm harga ΔH = positif ( + )
146
Nama lain dari
entakpi adalah
panas.
Contoh :
CaCO3(s) 􀃆 CaO(s) + CO2(g)- 178.5 kJ ; ΔH = +178.5 kJ
Gambar 8.5 Proses eksoterm dan proses endoterm
8.4 Entalpi (H) dan perubahan entalpi (ΔH)
Gambar 8.6 Kalorimeter Bomb
Reaksi yang terjadi dalam ”kalorimeter bomb” berada pada
volume yang tetap karena bejana bomb tak dapat membesar atau
mengecil. Berarti bila gas terbentuk pada reaksi di sini, tekanan akan
membesar maka tekanan pada sistim dapat berubah. Karena pada
keadaan volume yang tetap maka panas reaksi yang diukur dengan
kalorimeter bomb disebut panas reaksi pada volume tetap.
Kalorimeter cangkir kopi berhubungan dengan udara dan bila ada
147
H = atom hidrogen
H = entalpi
reaksi yang menghasilkan gas, gasnya dapat menguap ke udara dan
tekanan pada sistim dapat tetap konstan. Maka perubahan energi
diukur dengan kalorimeter cangkir kopi adalah panas reaksi pada
tekanan tetap.
Pengukuran panas reaksi pada reaksi pada volume tetap dan
tekanan tetap tak banyak berbeda tapi tidak sama. Karena
kebanyakan reaksi yang ada kepentingannya bagi kita dilakukan dalam
wadah terbuka jadi berhubungan dengan tekanan udara yang tetap
dari atmosfir, maka akan dibicarakan hanya panas reaksi pada
tekanan tetap.
Panas reaksi pada tekanan tetap disebut perubahan entalpi
dan reaksi dan diberikan dengan simbol ΔH. Definisinya :
ΔH = Hakhir – Hmula-mula
Walaupun ini merupakan definisi yang biasa dari ΔH, keadaan entalpi
H, mula-mula dan akhir (yang sebenarnya berhubungan dengan jumlah
energi yang ada pada keadaan ini) tak dapat diukur. Ini disebabkan
karena jumlah energi dari sistem termasuk jumlah dari semua energi
kinetik dan energi potensialnya. Jumlah energi total ini tidak dapat
diketahui karena kita tidak mengetahui secara pasti berapa kecepatan
pergerakan molekul-molekul dari sistim dan juga berapa gaya tarik
menarik dan tolak menolak antara molekul dalam sistim tersebut.
Bagaimanapun definisi yang diberikan oleh persamaan yang diatas
sangat penting karena telah menegakkan tanda aljabar ΔH untuk
perubahan eksoterm dan endotermik. Perubahan eksotermik Hakhir
lebih kecil dari Hmula-mula. Sehingga harga ΔH adalah negatif. Dengan
analisis yang sama kita mendapatkan harga ΔH untuk perubahan
endotermik harganya positif.
8.5 Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :
Gambar 8.7 Perubahan Entalphi
1. Entalpi Pembentakan Standar ( ΔHf ):
ΔH untuk membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsurunsurnya
yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh : H2(g) + 1/2 O2(g) 􀁯H2O (l) ; ΔHf = -285.85 kJ
148
PA dan PB adalah
tekanan parsial
yang dihitung
dengan hukum
Raoult’s
2. Entalpi Penguraian:
ΔH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi
unsur-unsurnya (= Kebalikan dari ΔH pembentukan).
Contoh : H2O(l) 􀁯 H2(g) + 1/2 O2(g) ; ΔH = +285.85 kJ.
3. Entalpi Pembakaran Standar ( ΔHc ):
ΔH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara
yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: CH4(g) + 2O2(g) 􀁯 CO2(g) + 2H2O(l) ; ΔHc = -802 kJ.
4. Entalpi Reaksi:
ΔH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat
dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan
koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.
Contoh: 2Al + 3H2SO4 􀁯 Al2(SO4)3 + 3H2 ; ΔH = -1468 kJ
5. Entalpi Netralisasi:
ΔH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan
asam atau basa. Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) 􀁯 NaCl(aq) + H2O(l)
; ΔH = -890.4 kJ/mol
6. Hukum Lavoisier-Laplace
"Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari
unsur-unsurnya sama dengan jumlah kalor yang diperlukan untuk
menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya."
Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk
juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya.
Contoh:
N2(g) + 3H2 􀁯 2NH3 ΔH = - 112 kJ
2NH3(g) 􀁯 N2(g) + 3H2(g) ; ΔH = + 112 kJ
8.6 Hukum Hess mengenai jumlah panas
Gambar 8. 8 Hess
149
nilai dari ΔH0 di
ambil dari sumber
referensi yang
tersedia
Contoh Soal : Diketahui diagram siklus sebagai berikut :
Gambar 8.9 Diagram siklus panas reaksi
Maka reaksinya bisa digambarkan sebagai berikut :
2( ) 2( ) 3( ) 2
( ) 2( ) 2( ) 1
2 2 ;
2 2 2 ;
SO O SO H
S O SO H
g g g
s g g
􀀎 􀁯 􀀧
􀀎 􀁯 􀀧
( ) 2( ) 3( ) 3 2S 3O 2SO ; H s g g 􀀎 􀁯 􀀧
Jadi ΔH3 = ΔH1 + ΔH2
Gambar 8.10 Siklus Hess
Karena entalpi adalah fungsi keadaan, maka besaran ΔH dari
reaksi kimia tak tergantung dari lintasan yang dijalani pereaksi untuk
membentuk hasil reaksi. Untuk melihat pentingnya pelajaran
mengenai panas dari reaksi ini, kita lihat perubahan yang sudah
dikenal yaitu penguapan dari air pada titik didihnya. Khususnya, kita
perhatikan perubahan 1 mol cairan air, H2O(l) menjadi 1 mol air
berupa gas, H2O(g) pada 1000C dan tekanan 1 atm. Proses ini akan
150
kita membalik
persamaan dengan
merubah reaktan
dan produk. hal ini
berarti reaksi
berjalan dari kiri
ke kanan.
mengabsorbsi 41 kJ, maka ΔH = +41 kJ. Perubahan keseluruhan dapat
ditulis dengan persamaan :
2 (l ) 2 ( g ) H O 􀁯 H O
􀀧H 􀀠 􀀎41kJ
Persamaan yang ditulis diatas, dimana perubahan energi juga
diperlihatkan, dinamakan persamaan termokimia. Dalam persamaan
termokimia koefisiennya diambil sebagai jumlah mol dari pereaksi dan
hasil reaksi. Persamaan termokimia di atas ini menyatakan bahwa 1
mol cairan air telah berubah manjadi 1 mol air berbentuk uap dengan
mengabsorbsi 41 kJ kalori.
Perubahan 1 mol cairan air menjadi 1 mol uap air selalu akan
mengabsorbsi jumlah energi yang sama ini, tentunya bila keadaan
mula-mula dan akhirnya sama tak menjadi soal bagaimana kita
melakukan perubahan itu. Caranya dapat juga sedemikian jauh yaitu
dengan cara menguraikan air tersebut menjadi uap H2 dan O2 lalu
menggabungkan kedua unsur ini kembali menjadi uap air. Keseluruhan
perubahan entalpinya tetap sama yaitu +41 kJ. Sehingga kita dapat
melihat keseluruhan perubahan sebagai hasil urutan langkah-langkah
dan harga ΔH untuk keseluruhan proses adalah jumlah dari perubahan
entalpi yang terjadi selama perjalanan ini. Pernyataan terakhir ini
merupakan bagian dari Hukum Hess mengenai jumlah panas.
8.6.1 Tahap-tahap reaksi
1. Keadaan awal 􀁯 Keadaan transisi-1, ΔH2
2. Keadaan transisi-1 􀁯 Keadaan transisi-2, ΔH3
3. Keadaan transisi-2 􀁯 Keadaan akhir, ΔH4(+)
4. Keadaan awal 􀁯 Keadaan akhir, ΔH1
Jadi, ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 + ΔH4
Keadaan transisi mungkin saja lebih dari dua
Persamaan termokimia berlaku sabagai alat alat yang penting
untuk menggunakan hukum Hess. Misalnya persamaan termokimia
yang berhubungan dengan cara tak langsung yang baru saja
diperlihatkan untuk menguapkan air pada 1000C
2 ( ) 2 ( ) 2 ( ) 2
1
l g g H O 􀁯 H O 􀀎 O 􀀧H 􀀠 􀀎283kJ
2 ( ) 2( ) 2 ( ) 2
1
g g g H O 􀀎 O 􀁯 H O 􀀧H 􀀠 􀀐242kJ
Perhatikan bahwa koefisien pecahan dapat digunakan dalam
persamaan termokimia. Ini disebabkan karena koefisien ½ berarti ½
mol (dalam persamaan kimia biasa, koefisien ½ biasanya dihindarkan
151
karena untuk tingkat molekuler tak ada artinya ; setengah atom atau
molekul tak ada artinya dalam suatu zat kimia).
Kedua persamaan di atas menunjukkan bahwa diperlukan 283
kJ untuk menguraikan 1 mol H2O(l) menjadi unsur-unsurnya dan 242 kJ
dikeluarkan ketika unsur-unsur tersebut bergabung lagi membentuk 1
mol H2O(g). Hasil akhir perubahan (penguapan dari satu mol air)
didapat dengan menjumlahkan kedua persamaan reaksi dan
menghilangkan zat-zat yang ada di kedua belah pihak.
2 ( ) 2( ) 2( )
2 ( ) 2( ) 2( )
2
1
2
1
g g g
l g g
H O H O
H O H O
􀀎 􀀎
􀀎 􀀎 􀁯
Atau
2 (l ) 2 ( g ) H O 􀁯 H O
Kita dapat juga mengatakan bahwa panas dari keseluruhan
reaksi sama dengan jumlah aljabar dari panas reaksi untuk kedua
langkah reaksi tersebut.
􀀧H 􀀠 􀀎283kJ 􀀎 (􀀐242kJ )
􀀧H 􀀠 􀀎41kJ
Jadi bila kita menjumlahkan persamaan kimia untuk
mendapatkan hasil akhir perubahan harus juga menjumlahkan panas
reaksi yang berhubungan.
Gambar 8.11 Diagram Endoterm dan Eksoterm
Untuk menerangkan perubahan termokimia, dapat juga
digambarkan secara grafik. Gambar semacam ini biasa disebut
diagram entalpi. Perhatikan bahwa titik 0,0 nya adalah entalpi dari
unsur-unsur bebasnya. Pemilihan ini hanya secara kesepakatan sebab
152
yang penting adalah menentukan perbedaan dari H. Harga yang pasti
dari entalpi absolut tak bisa diketahui. Hanya perbedaan entalpi (ΔH)
yang bisa diukur.
Gambar 8.12 Diagram tingkat energi Hess
Dimana ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 + ΔH4
Keadaan transisi mungkin saja lebih dari dua
Diagram Siklus
Gambar 8.13 Diagram siklus Hess
Dimana ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 + ΔH4
Keadaan transisi mungkin saja lebih dari dua
153
8.7 Panas pembentukan
Ada suatu macam persamaan termokimia yang penting yang
berhubungan dengan pembentukan satu mol senyawa dari unsurunsurnya.
Perubahan entalpi yang berhubungan dengan reaksi ini
disebut panas pembentukan atau entalpi pembentukan yang diberi
simbol ΔHf. Misalnya persamaan termokimia untuk pembentukan air
dan uap air pada 1000C dan 1 atm masing-masing.
2 ( ) 2 ( ) 2 ( ) 2
1
l g l H 􀁯 H O 􀀎 O
􀀧H 􀀠 􀀎283kJ
2 ( ) 2( ) 2 ( ) 2
1
g g g H 􀀎 O 􀁯 H O 􀀧H 􀀠 􀀐242kJ
Bagaimana dapat kita gunakan persamaan ini untuk
mendapatkan panas penguapan dari air? Yang jelas persamaan (1)
harus kita balik, lalu dijumlahkan dengan persamaan (2). Jangan lupa
untuk mengubah tanda ΔH. (Jika pembentukan H2O (l) eksoterm,
seperti dicerminkan oleh ΔHf yang negatif, proses kebalikannya
haruslah endoterm) yang berarti eksoterm menjadi positif yang
berarti menjadi endoterm.
a. Eksoterm
Gambar 8.14 Eksoterm (menghasilkan panas)
2 ( ) 2 2 ( ) 2 ( )
1
g g l H 􀀎 O 􀁯 H O H H kJ f 􀀧 􀀠 􀀧 􀀠 􀀐283
b. Endoterm
2 ( ) 2 ( ) 2 ( ) 2
1
l g g H O 􀁯 H 􀀎 O H H kJ f 􀀧 􀀠 􀀐􀀧 􀀠 􀀎283
Bila kita jumlahkan persamaan (1) dan (2), kita dapat
2 (l ) 2 ( g ) H O 􀁯 H O
154
Dan panas reaksinya =
fH2O( g ) fH2O(l ) 􀀧H 􀀠 􀀧H 􀀐 􀀧H
􀀧H 􀀠 􀀐242kJ 􀀐 (􀀐283kJ ) 􀀠 􀀎41kJ
Perhatikan bahwa panas reaksi untuk seluruh perubahan sama
dengan panas pembentukan hasil reaksi dikurangi panas pembentukan
dari pereaksi. Secara umum dapat ditulis :
􀂸 􀂹
􀂷
􀂨 􀂩
􀀐 􀂧 􀀧 􀂸 􀂹
􀂷
􀂨 􀂩
􀀧 􀀠 􀂧 􀀧 pereaksi
jumlah H
hasilreaksi
H jumlah H f f
reaksi
8.8 Keadaan standard
Besarnya ΔHf tergantung dari keadaan suhu, tekanan dan
bentuk fisik (gas, padat, cair, bentuk kristal) dari pereaksi dan hasil
reaksi. Misalnya pada temperatur 1000C dan tekanan 1 atm, panas
pembentukan cairan air =-283 kJ/mol. Sedangkan pada 250C dan
tekanan 1 atm, ΔHf untuk H2O(l) adalah -286 kJ/mol. Untuk
menghindarkan pengulangan menyebutkan keadaan dimana ΔHf
diukur, juga agar dapat dibandingkan harga ΔHf bermacam-macam
senyawa dibuat keadaan standard pada 250C dan tekanan 1 atm. Pada
keadaan ini dikatakan suatu zat berada dalam keadaan standar. Panas
pembentukan untuk zat-zat pada keadaan standar dinyatakan
dengan 0f
􀀧H . Misalnya panas pembentukan dalam keadaan standar
untuk cairan cair
H kJ mol f H O l 286 / ( )
0
2
􀀧 􀀠 􀀐
adalah panas yang dilepaskan ketika H2 dan O2 dalam bentuk
murninya pada temperatur 250C dan 1 atm bereaksi untuk
menghasilkan H2O(l) pada 250C dan 1 atm
155
Tabel 8.1 Entalpi pembentukan Standard
Tabel Entalpi pembentukan standard tersebut mengandung
panas pembentukan standar untuk berbagai macam zat. Tabel
semacam ini sangat berguna agar persamaan (2) dapat digunakan
untuk menghitung panas reaksi standar, 􀀧H 0 , untuk berbagai
perubahan kimia. Dalam mengerjakan perhitungan ini, kita anggap
0f
􀀧H untuk setiap unsur pada keadaan murninya paling stabil pada
suhu 250C dan 1 atm = 0. Harga panas pembentukan standar untuk
tiap elemen, 0f
􀀧H =0.
Hal ini dapat dimengerti, karena tidak aada perubahan bila
kita membentuk bentuk stabil dari unsurnya sendiri. Maka unsur
dipakai sebagai titik rujukan dan untuk sampai pada titik rujukan dari
titik rujukan tidak memerlukan energi. Berikut adalah contoh-contoh
pemakaian 0f
􀀧H dalam perhitungan.
No Zat 􀂨Hf (kj/mol)
1 Al(s) 0
2 AlCl2(s) -704
3 Al2O3(s) -1676
4 Ba(s) 0
5 BaCO3(s) -1219
6 BaCl2(s) -860,2
7 Ba(OH)2 -998,22
8 BaSO4(s) -2465
9 Ca(s) 0
10 CaCO3(s) -1207
11 CaCl2(s) -795,8
12 CaO(s) -635,5
13 Ca(OH)2(s) -986,6
14 Ca3(PO4)2(s) -4119
15 CaSO3(s) -1156
16 CaSO4(s) -1433
17 C(s, grafit) 0
18 C(s, diamond) +1,88
19 CCl4(l) -134
20 CO(g) -110
21 CO2(g) -394
22 CO2(aq) -413,8
23 H2CO3(aq) -699,65
24 CS2(g) +117
25 CH4(g) -74,9
156
Contoh : menghitung 􀀧H 0 suatu reaksi dari panas pembentukan
keadaan standar
Soal :
Tukang masak yang pandai selalu menyimpan natrium bikarbonat
(soda kue) karena dapat dipakai untuk mematikan api yang berasal
dari lemak. Hasil urainya dapat menolong mematikan api. Reaksi
penguraiannya adalah :
3( ) 2 3( ) 2 ( ) 2( ) 2 s s g g NaHCO 􀁯 Na CO 􀀎 H O 􀀎 CO
Hitung 􀀧H 0 reaksi ini dalam kilojoule bila diketahui panas
pembentukan standar dari pereaksi dan hasil reaksinya.
ANALISIS: Kita gunakan persamaan (2) yang menyatakan
0 H 􀀧 = ( jumlah 0f
H 􀀧 dari hasil reaksi ) – (jumlah 0f
􀀧H pereaksi)
Berarti kita harus menjumlahkan semua panas yang diberikan
atau yang diterima selama pembentukan hasil reaksi dari unsurunsurnya
lalu dikurangi dengan panas yang diberikan atau diterima
oleh pereaksi selama pembentukan dari unsur-unsurnya. Tapi harus
diingat satuannya. Panas pembentukan adalah energi yag
berhubungan dengan pembentukan satu mol suatu senyawa yang
mempunyai satuan kJ/mol. Koefisien dari persamaan menunjukkan
jumlah mol dari tiap pereaksi sehingga untuk mendapatkan jumlah
energi yang diberikan oleh tiap senyawa, kita kalikan panas
pembentukan dengan koefisiennya seperti diperlihatkan sebagai
berikut ini :
Penyelesaian :
Dengan Memakai data pada tabel kita dapat :
kJ
molNa CO
molNa CO x kJ s 1131
1
1 1131
2 3
2 3( ) 􀀐 􀀠 􀂻 􀂼
􀂺
􀂫 􀂬
􀂪 􀀐
kJ
molH O
molH O x kJ
g
g 242
1
1 242
2 ( )
2 ( ) 􀀠
􀂻 􀂻􀂼
􀂺
􀂫 􀂫􀂬
􀂪 􀀐
kJ
molCO
molCO x kJ
g
g 394
1
1 394
2( )
2( ) 􀀠 􀀐
􀂻 􀂻􀂼
􀂺
􀂫 􀂫􀂬
􀂪 􀀐
Jumlah 0f
􀀧H dari hasil reaksi = -1767 kJ. Untuk pereaksinya (yang
tunggal) :
kJ
molNaHCO
molNaHCO x kJ
s
s 1895
1
2 947,7
3( )
3( ) 􀀠 􀀐
􀂻 􀂻􀂼
􀂺
􀂫 􀂫􀂬
􀂪 􀀐
Harga-harga ini kita masukkan ke dalam persamaan
􀀧H 0 􀀠 (􀀐1767kJ ) 􀀐 (􀀐1895kJ ) 􀀠 􀀎128kJ
157
8.9 Kapasitas panas dan panas spesifik
Sifat-sifat air yang memberikan definisi asal dari kalori adalah
banyaknya perubahan temperatur yang dialami air waktu mengambil
atau melepaskan sejumlah panas. Istilah umum untuk sifat ini disebut
kapasitas panas yang didefinisikan sebagai ”jumlah panas yang
diperlukan untuk mengubah temperatur suatu benda sebesar 10C.
Kapasitas panas bersifat ekstensif yang berarti bahwa
jumlahnya tergantung dari besar sampel. Misalnya untuk menaikkan
suhu 1 g air sebesar 10C diperlukan 4,18 J (1 kal), tapi untuk
menaikkan suhu 100 g air sebesar 10C diperlukan energi 100 kali lebih
banyak yaitu 418 J. Sehingga 1 g sampel mempunyai kapasitas panas
sebesar 4,18 J/0C sedangkan 100 g sampel 418J/0C.
Sifat intensif berhubungan dengan kapasitas panas adalah
kalor jenis (panas spesifik) yang didefinisikan sebagai jumlah panas
yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1 g zat sebesar 10C. Untuk air,
panas spesifiknya adalah 4,18 Jg-1C-1. Kebanyakan zat mempunyai
panas spesifik yang lebih kecil dari air. Misalnya besi, panas
spesifiknya hanya 0,452 J g-1 0C-1. Berarti lebih sedikit panas
diperlukan untuk memanaskan besi 1 g sebesar 10C daripada air atau
juga dapat diartikan bahwa jumlah panas yang akan menaikkan suhu 1
g besi lebih besar dari pada menaikkan suhu 1 g air.
Besarnya panas spesifik untuk air disebabkan karena adanya
sedikit pengaruh dari laut terhadap cuaca. Pada musim dingin air laut
lebih lambat menjadi dingin dari daratan sehingga udara yang
bergerak dari laut ke darat lebih panas daripada udara dari darat ke
laut. Demikian juga dalam musim panas, air laut lebih lambat
menjadi panas daripada daratan.
Rumus :
q = m.c. 􀀧t
Keterangan :
q = jumlah kalor (Joule)
m = massa zat (gram)
Δt = perubahan suhu takhir - tawal)
c = kalor jenis
8.10 Kalorimetri
Gambar 8.15 Kalorimetri
158
a. Pengukuran perubahan energi dalam reaksi kimia
Perubahan energi dalam reaksi kimia selalu dapat dibuat
sebagai panas, sebab itu lebih tepat bila istilahnya disebut panas
reaksi. Alat yang dipakai untuk mengukur panas reaksi disebut
kalorimeter (sebetulnya kalori meter, walaupun diketahui sekarang
panas lebih sering dinyatakan dalam joule daripada kalori). Ada
beberapa macam bentuk dari alat ini, salah satu dinamakan
Kalorimeter Bomb yang diperlihatkan pada gambar diatas.
Kalorimeter semacam ini biasanya dipakai untuk mempelajari reaksi
eksotermik, yang tak akan berjalan bila tidak dipanaskan, misalnya
reaksi pembakaran dari CH4 dengan O2 atau reaksi antara H2 dan O2.
Alatnya terdiri dari wadah yang terbuat dari baja yang kuat
(bombnya) dimana pereaksi ditempatkan. Bomb tersebut dimasukkan
pada bak yang berisolasi dan diberi pengaduk serta termometer. Suhu
mula-mula dari bak diukur kemudian reaksi dijalankan dengan cara
menyalakan pemanas kawat kecil yang berada di dalam bomb. Panas
yang dikeluarkan oleh reaksi diabsorpsi oleh bomb dan bak
menyebabkan temperatur alat naik. Dari perubahan suhu dan
kapasitas panas alat yang telah diukur maka jumlah panas yang
diberikan oleh reaksi dapat dihitung.
8.11 Energi Ikatan Dan Entalphi Reaksi
Gambar 8.16 Ikatan persahabatan
Gambar 8.17 Ikatan atom
159
Reaksi kimia antara molekul-molekul memerlukan pemecahan
ikatan yang ada dan pembentukan ikatan baru dengan atom-atom
yang tersusun secara berbeda. Para kimiawan telah mengembangkan
metode untuk mempelajari spesies antara yang sangat reaktif, yaitu
yaitu spesies yang ikatannya telah pecah dan belum tersusun
kembali. Sebagai contoh, atom hidrogen dapat diambil dari molekul
metana,
( ) ( ) ( ) 4 3 CH g 􀁯CH g 􀀎 H g
Dengan meninggalkan dua fragmen, yang keduanya tidak
mempunyai struktur elektron valensi yang stabil dalam gambaran
elektron-titik Lewis. Keduanya akan terus bereaksi secara tepat
dengan molekul atau fragmen lainnya, lalu mebentuk hasil reaksi yang
stabil. Namun demikian, selama keberadaan singkat spesies reaktif
tersebut, banyak sifatnya dapat diukur.
Suatu kuantitas penting yang diukur adalah perubahan entalpi
ketika suatu ikatan pecah dalam fasa gas yang disebut entalpi ikatan.
Entalpi ini selalu positif sebab kalor harus diberikan ke dalam
kumpulan moleku-molekul yang stabil untuk memecahkan ikatannya.
Sebagai contoh, entalpi ikatan untuk C-H dalam metana adalah 438
kJmol-1, perubahan entalpi standar yang diukur untuk reaksi :
( ) ( ) ( ) 4 3 CH g 􀁯CH g 􀀎 H g 􀀧H 0 􀀠 􀀎438kJ
Dimana satu mol ikatan C-H dipecah, satu untuk setiap molekul
metana. Entalpi ikatan agak berbeda sari satu senyawa senyawa
lainnya.
Contoh soal reaksi endoterm dan eksoterm:
( ) ( )
2
( ) 1 2 2 2 H g 􀀎 O g 􀁯 H O g 􀀧H 􀀠 􀀐242kJ
Persamaan di atas dapat diubah sebagai berikut :
( ) ( )
2
( ) 1 2 2 2 H g 􀀎 O g 􀁯 H O g 􀀧H 􀀠 􀀎242kJ
Jika ΔH = - , reaksi yang terjadi adalah reaksi ekroterm (melepas
kalori)
Pada pembentukan 1 mol H2O(g), terjadi pelepasan panas sebesar 242
kJ.
H g O (g) H O(g) 242kJ
2
( ) 1 2 2 2 􀀎 􀁯 􀀎
Pada pembentukan 2 mol H2O (g), ΔH = -484 kJ.
160
( )
2
( ) ( ) 1 2 2 2 H O g 􀁯 H g 􀀎 O g 􀀧H 􀀠 􀀎242kJ
Hukum Hess :
4 ( ) 4 ( ) ( ) ( )
2 ( ) ( ) 2 ( )
( ) ( ) ( )
2 2 3 7
2 2 2
2 2
C s H g O g C H COOH aq
H g O g H O l
C s O g CO g
􀀎 􀀎 􀁯
􀀎 􀁯
􀀎 􀁯
H kJ
H kJ
H kJ
125
136
94
􀀧 􀀠 􀀐
􀀧 􀀠 􀀐
􀀧 􀀠 􀀐
Maka ΔH reaksinya sebagai berikut
( ) 5 ( ) 4 ( ) 4 ( ) 3 7 2 2 2 C H COOH aq 􀀎 O g 􀁯 CO g 􀀎 H O l
Tips :
Posisi Unsur-unsur harus bersesuaian (arah reaksi dibalik jika tidak
sesuai sehingga ΔH berubah tanda)
Koefisien reaksi harus sebanding dengan besar ΔH
Hasil akhir harus sesuai dengan reaksi yang terjadi
Sehingga :
Reaksi ke-1 dikalikan 4 (4CO2(g))
Reaksi ke-2 dikalikan 2 (4H2O(l))
Arah reaksi ke-3 dibalik :
4 ( ) 2 ( ) 4 ( )
4 ( ) 4 ( ) 4 ( )
( ) 4 ( ) 4 ( ) ( )
2 2 2
2 2
3 7 2 2
H g O g H O l
C s O g CO g
C H COOH aq C s H g O g
􀀎 􀁯
􀀎 􀁯
􀁯 􀀎 􀀎
H kkal
H kkal
H kkal
272
376
125
􀀧 􀀠 􀀐
􀀧 􀀠 􀀐
􀀧 􀀠 􀀎
( ) 5 ( ) 4 ( ) 4 ( ) 3 7 2 2 2 C H COOH aq 􀀎 O g 􀁯 CO g 􀀎 H O l 􀀧H 􀀠 􀀐523kkal
Contoh entalpi pembentukan :
1. 2 ( ) 2 ( ) ( ) 2 2 2 H O l 􀁯 H g 􀀎O g
Maka ΔH pembentukan H2O =
2
􀀐 572
= -286 kJ
(Lihat arah reaksi dan kosfisien reaksi dari H2O)
2.ΔH reaksi dari
3V O V O 4VO 2 3 2 5 􀁯 􀀎
Jika diketahui :
ΔHf V2O3 = -290 kkal
ΔHf V2O5 = -370 kkal
ΔHf VO = -100 kkal
ΔH reaksi = {(-370 kkal) + 4(-100 kkal)}-{3(-290 kkal)} = -770 kkal
+ 870 kkal
= 100 kkal
161
Contoh energi ikatan :
Entalpi pembentukan NH3 adalah -46 kJ. Jika energi ikatan H-H = 436
kJ, energi ikatan N-H = 390 kJ, berapakah energi ikatan N 􀁻 N ?
Penyelesaian :
2 2 3 2
3
2
1 N 􀀎 H 􀁯 NH
􀀧H 􀀠 􀀐46kJ
2 2 3 N 􀀎 3H 􀁯2NH
􀀧H 􀀠 􀀐92kJ
2 3 N 􀁻 N 􀀎 3H 􀁯2NH
ΔHreaksi={(energiIkatan N 􀁻 N) 􀀎 3 (energi ikatan H-H))-{2(3 energi
ikatan N-H)}- 92 kJ
= {(energi ikatan N 􀁻 N) +3(436))-{2(3x390)}- 92 kJ
= {(energi ikatan N 􀁻 N) +1308)-{2340}
Jadi energi ikatan N 􀁻 N sebagai berikut = - 92 + 2340 – 1308 kJ =
940 kJ.
Contoh Entalpi pembakaran :
Entalpi pembakaran C2H2 adalah -1300 kJ dapat dituliskan sebagai
berikut :
C H O CO H O 2 2 2 2 2 2
2
􀀎 5 􀁯 􀀎 􀀧H 􀀠 􀀐1300kJ
Contoh Soal :
H F HF H kj mol g g g 1.1/ 2 1/ 2 ; 268,61 / 2( ) 2( ) ( ) 1 􀀎 􀁯 􀀧 􀀠 􀀐
C F CF H kj mol s g g 2 ; 679,9 / ( ) 2( ) 4( ) 2 􀀎 􀁯 􀀧 􀀠 􀀐
C H C H H kj mol s g g 2 2 ; 52,3 / ( ) 2( ) 2 4( ) 3 􀀎 􀁯 􀀧 􀀠
Tentukan ΔH reaksi (ΔH4)
2 4( ) 2( ) 4( ) ( ) 6 2 4 g g g g C H 􀀎 F 􀁯 CF 􀀎 HF
Buatlah diagram siklus dan diagram tingkat energinya!
Jawab :
Ada 4 tahapan reaksi
Keadaan awal : C2H4(g) + 6 F2(g)
Keadaan akhir : 2CF4(g)+ 4 HF(g)
Tahap reaksi 1,2 dan 3 diatur letaknya (kiri/kanan) dan koefisiennya
dicocokkan (dikalikan dengan suatu bilangan) agar jika dijumlahkan
hasilnya menjadi tahap reaksi 4.
ΔH4 = 2H1 + 2ΔH2 - ΔH3
162
= {2(-268,61) + 2(-679,9) – 52,3} kj/mol
= -1949,32 kj/mol
Tahap-tahap reaksi :
1. H2(g) + F2(g) 􀁯 2HF(g) ; ΔH1 x 2
2. C(s) + 2F2(g) 􀁯 CF4(g) ; ΔH2 x 2
3. C2H4(g) + 2C(s) 􀁯 2H2(g) ; ΔH3 x -1
4.C2H4(g) + 2C(s) 􀁯 2CF4(g) + 4HF(g) ; ΔH4
Gambar 8.18 Diagram siklus
Gambar 8.19 Diagram tingkat energi
2. Diketahui :
Zn(s) + S(g) 􀁯 ZnS(s) ; ΔH1 = -48 kkal
Entalpi pembentukan (ΔH3) ZnSO4(s) = -238 kkal
Tentukan ΔH2 ZnS(s) + O2(g) 􀁯 ZnSO4(s) dalam kkal
163
Zn(s) + S(g) 􀁯 ZnS(s) ; ΔH1 = -48 kkal
ZnS(s) + O2(g) 􀁯 ZnSO4 ; ΔH2 = ? kkal
Zn(s) + S(g) + 2O2(g) 􀁯 ZnSO4 ; ΔH3 = -238 kkal
ΔH3 = ΔH1 + ΔH2
ΔH2 = ΔH3 - ΔH1
= -238-(-48)
= -190 kkal
3. Diketahui tahap reaksi berikut :
2NO2 + H2 􀁯 N2O3 + H2O ; ΔH1 = 20 kkal
N2O5 + 3H2 􀁯 2NO + 3H2O ; ΔH2 = 60 kkal
N2O3 + H2 􀁯 2NO + H2O ; ΔH3 = 10 kkal
Tentukan ΔH4 N2O5 + H2 􀁯 2NO2 + H2O!!!
Buatlah diagram siklus dan diagram tingkat energinya!!!
KESIMPULAN
Panas spesifik dan kapasitas panas. dua sifat termal pada
semua zat adalah Panas spesifik dan kapasitas panas. kapasitas panas
seperti massa, yaitu fungsi dari ukuran sampel. kapasitas panas
adalah jumlah Joule yang dibutuhkan untuk merubah suhu dari sampel
yang masuk oleh 1 derajat celcius. panas spesifik adalah kapasitas
panas per gram.
164
Termokimia. panas rekasi, q, dapat dihitung dari perubahan suhu
ketika diketahui jumlah reaktan menuju reaksi pada sistem yang
diketahui sebagai kapasitas panas.
Latihan Soal :
1. Diketahui reaksi-reaksi :
2 2 1 Mg 􀀎 HCl 􀁯 MgCl 􀀎 H ;􀀧H
2 2 2 ;
Mg 􀀎 1 O 􀁯 MgO 􀀧H
2 2 2 3 Mg(OH) 􀀎 2HCl 􀁯 MgCl 􀀎 2H O;􀀧H
Maka ΔH4 reaksi :
2 2 2 2 2
MgO 􀀎 2H O 􀁯 Mg(OH) 􀀎 H 􀀎 1 O adalah...
a. ΔH3 + ΔH1 + ΔH2
b. ΔH3 - ΔH1 + ΔH2
c. ΔH1 - ΔH3 - ΔH2
d. ΔH3 + ΔH1 + ΔH2
e. ΔH3 + ΔH1 + ΔH2
2. Diketahui reaksi-reaksi :
CO SiO SiO CO H kj g s g g ; 520,90 ( ) 2( ) ( ) 2( ) 􀀎 􀁯 􀀎 􀀧 􀀠 􀀎
CO Si N SiO N O CO H kj 8 g s 3 s 2 g 8 g ; 461,05 2( ) 3 4( ) 2( ) 2 ( ) ( ) 􀀎 􀁯 􀀎 􀀐 􀀧 􀀠 􀀎
Maka ΔH untuk reaksi :
2( ) 3 4( ) ( ) 2 ( ) ( ) 5 3 2 5 g s g g g CO 􀀎 Si N 􀁯 SiO 􀀎 N O 􀀎 CO adalah...
a. 58,95 kj
b. 981,95 kj
c. 1101,65 kj
d. 1904,05 kj
e. 2023,75kj
3. Perubahan entalpi yang diukur pada pembakaran keton,
CH CO O CO H O H kj g g g g 2 2 ; 981,1 2 ( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) 1 􀀎 􀁯 􀀎 􀀧 􀀠 􀀐
Perubahan entalpi pada pembakaran metana,
CH O CO H O H kj g g g g 2 2 ; 802,3 4( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) 2 􀀎 􀁯 􀀎 􀀧 􀀠 􀀐
Perubahan entalpi untuk reaksi :
4( ) 2( ) 2 ( ) 2 ( ) 3 2CH 2O CH CO 3H O ; H g g g g 􀀎 􀁯 􀀎 􀀧 adalah.
a. -623,5 kj
b. -178,8 kj
c. -2585,7 kj
d. -1783,4 kj
e. +178,8 kj
4. Perubahan entalpi pembakaran belerang monoklin menjadi
SO2(g) adalah -9,376 kj/g, dalam kondisi yang sama
165
pembakaran belerang berbentuk rombik menjadi SO2(g) adalah
-9,293 kj/g. Maka ΔH/g untuk perubahan S(monoklin) 􀁯 S(rombik)
adalah...
a. -0,083 kj
b. -0,991 kj
c. -1,009 kj
d. -18,669 kj
e. -87,132 kj
5. Diketahui :
H O H O H kj g g l ; 285,8 2( ) 2( ) 3 ( ) 􀀎 􀁯 􀀧 􀀠 􀀐
C O CO H kj s g g ; 393,5 ( ) 2( ) 2( ) 􀀎 􀁯 􀀧 􀀠 􀀐
H Cl HCl H kj
CO H O C H O H kj
C H Cl C H HCl H kj
g g g
g l g g
g g g
2 ; 184,9
2 2 3 ; 1410,8
; 71,3
2( ) 2( ) ( )
2( ) 2 ( ) 2 4( ) 2( )
2 5 ( ) 2 4( ) ( )
􀀎 􀁯 􀀧 􀀠 􀀐
􀀎 􀁯 􀀎 􀀧 􀀠 􀀎
􀁯 􀀎 􀀧 􀀠 􀀎
Berdasarkan data ini, maka entalpi pembentukan kloroetana,
C2H5Cl(g) dalam kj/mol adalah ...
a. -112,3
b. -164,4
c. -252,3
d. -566,9
e. -2429,2
6. Perhitungan ΔH berikut ini yang benar adalah ...
a. ΔH2 - ΔH1 = ΔH5
b. ΔH1 + ΔH2 = ΔH5
c. ΔH3 + ΔH4 = ΔH5
d. ΔH1 + ΔH4 = ΔH2 + ΔH3
e. ΔH1 + ΔH3 = ΔH2 + ΔH4
7. Dua unsur gas A dan B dapat bereaksi membentuk senyawa AB
sebagai berikut :
A B AB H Z
A B AB H Y
A B AB H X
g g s
g g l
g g g
􀀎 􀁯 􀀧 􀀠 􀀎
􀀎 􀁯 􀀧 􀀠 􀀎
􀀎 􀁯 􀀧 􀀠 􀀎
;
;
;
( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( )
166
Maka kalor penghabluran AB, adalah ...
a. Z
b. X-Y-Z
c. Z-X
d. X-Z
e. X+Y+Z
8. Jika gas A dan gas B dapat bersenyawa membentuk AB(g),
AB(l), AB(s) dengan ΔH berturut adalah +X,+Y, +Z maka
diagram siklus yang ΔHnya tidak tepat adalah ...
167
9 Elektrokimia
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Menjelaskan perbedaan reaksi
oksidasi dan reduksi
Menjelasakan cara penyetaraan
reaksi redoks
Menentukan potensial sel
elektrokimia
Tujuan pembelajaran
1. Mempelajari dan memahami peristiwa reaksi reduksi dan
oksidasi.
2. Mempelajari dan menghafal harga bilangan oksidasi
unsur-unsur kimia berdasarkan golongannya.
3. Mempelajari dan memahami langkah-langkah
penyetaraan reaksi redoks.
4. Mempelajari dan memahami penyetaraan persamaan
redoks.
5. Mempelajari dan memahami perbedaan oksidasi dan
reduksi.
6. Mengamati dan mempelajari reaksi-reaksi yang terjadi
pada sel elektrokimia, komponen-komponen yang terlibat
dan aplikasinya.
168
7. Mempelajari dan mengamati potensial elektroda yang
melibatkan reaksi, penghitungan dan aplikasi.
8. Mempelajari hukum Faraday pada reaksi elektrolisis dan
aplikasinya dalam penghitungan.
9. Mempelajari dan memahami fenomena korosi, reaksi
yang terjadi, faktor-faktor yang mempengaruhi dan cara
menghambat reaksi korosi.
9.1 Reaksi redoks
Gambar 9.1 Peristiwa redoks
Reaksi reduksi adalah reaksi penangkapan elektron atau reaksi
terjadinya penurunan bilangan oksidasi. Sedangkan reaksi oksidasi
adalah reaksi pelepasan elektron atau reaksi terjadinya kenaikan
bilangan oksidasi. Jadi, reaksi redoks adalah (reduksi dan oksidasi)
adalah reaksi penerimaan dan pelepasan elektron atau reaksi
terjadinya penurunan dan kenaikan bilangan oksidasi.
Contoh soal :
1. Manakah yang termasuk reaksi redoks?
a. NaOH + HCl 􀃆 NaCl + H2O
b. Ag+
(Aq) + Cl-(
Aq) 􀃆 AgCl(s)
c. CaCO3 􀃆 CaO + CO2
d. CuO + CO 􀃆 Cu + CO2
e. O2 + O 􀃆 O3
Jawab : d
Perhatikan atom Cu dari biloks +2 (pada CuO) berubah
menjadi 0 (pada Cu). Jika satu atom mengalami perubahan,
termasuk redoks karena pasti akan diikuti oleh perubahan
lainnya.
2. Manakah reaksi berikut yang bukan termasuk reaksi redoks?
a. Zn + 2H2SO4 􀃆 ZnSO4 + H2
b. 2CrO4
2- + 2H+ 􀃆 Cr2O7
2- + H2O
c. Cu2+ + Ni 􀃆 Cu + Ni2+
d. C3H8 + 5O2 􀃆 3CO2 + 4H2O
e. Cl2 + 2KOH 􀃆 KCl + KClO + H2O
169
Jawab :
Perhatikan pilihan semua jawaban. semuanya ada atomik
(biloks 0) membentuk senyawanya. Berarti biloks ada yang
positif ada yang negatif. Dari 0 ke positif atau negatif berarti
ada perubahan dan ini berarti reaksi redoks. Sedangkan
pilihan b biloks pada Cr2O4
2- sebesar +6 dan pada Cr2O7
2-
sebesar +6 jadi tidak ada perubahan biloks
Pengertian Bilangan Oksidasi :
Muatan listrik yang seakan-akan dimiliki oleh unsur dalam suatu
senyawa atau ion.
Dasar : reaksi redoks (reduksi oksidasi) Contoh: Dalam reaksi Fe
dan Cu+2, Fe mengalami kenaikan bilangan oksidasi (oksidasi); Cu+2
mengalami penurunan bilangan oksidasi (reduksi)
Gambar an molekular reaksi redoks :
Zn + Cu2+ 􀃎 Cu + Zn2+
Gambar 9.2 Gambaran molekular reaksi redoks
Setengah reaksi oksidasi :
Zn 􀃎 Zn2+ + 2e
Setengan reaksi reduksi :
Cu2+ + 2e 􀃎 Cu
170
9.2 Harga bilangan oksidasi
1. Unsur bebas bilangan Oksidasi = 0
2. Oksigen
Dalam Senyawa Bilangan Oksidasi = -2
Kecuali :
a. Dalam peroksida, Bilangan Oksidasi = -1
b. Dalam superoksida, Bilangan Oksida = -1/2
c. Dalam OF2, Bilangan Oksidasi = +2
3. Hidrogen dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +1,
kecuali dalam hibrida = -1
4. Unsur-unsur Golongan IA
dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +1
5. Unsur-unsur Golongan IIA dalam senyawa,
Bilangan Oksidasi = +2
6. Bilangan Oksidasi
molekul = 0
7. Bilangan Oksidasi ion = muatan ion
8. Unsur halogen
F : 0, -1
Cl : 0, -1, +1, +3, +5, +7
Br : 0, -1, +1, +5, +7
I : 0, -1, +1, +5, +7
9.3 Langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks
1. Cara bilangan oksidasi
a. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksinya.
b. Tentukan penurunan Bilangan Oksidasi dari oksidator dan
kenaikan Bilangan Oksidasi dari reduktor.
c. Jumlah elektron yang diterima dan yang dilepaskan perlu
disamakan dengan mengalikan terhadap suatu faktor.
d. Samakan jumlah atom oksigen di kanan dan kiri reaksi
terakhir jumlah atom hidrogen di sebelah kanan dan kiri
reaksi.
2. Cara setengah reaksi
a. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksi.
b. Reaksi oksidasi dipisah- kan dari reaksi reduksi
c. Setarakan ruas kanan dan kiri untuk jumlah atom yang
mengalami perubahan Bilangan Oksidasi untuk reaksi yang
jumlah atom-atom kanan dan kiri sudah sama, setarakan
muatan listriknya dengan menambahkan elektron.
d. Untuk reaksi yang jumlah atom oksigen di kanan dan kiri
belum sama setarakan kekurangan oksigen dengan
menambahkan sejumlah H2O sesuai dengan jumlah
kekurangannya.
e. Setarakan atom H dengan menambah sejumlah ion H+
sebanyak kekurangannya.
f. Setarakan muatan, listrik sebelah kanan dan kiri dengan
menambahkan elektron pada ruas yang kekurangan muatan
negatif atau kelebihan muatan positif.
171
g. Samakan jumlah elektron kedua reaksi dengan mengalikan
masing-masing dengan sebuah faktor.
9.4 Penyetaraan persamaan reaksi redoks
Tahapan:
1. Tentukan perubahan bilangan oksidasi.
2. Setarakan perubahan bilangan oksidasi.
3. Setarakan jumlah listrik ruas kiri dan kanan dengan :
H+ pada larutan bersifat asam
OH- pada larutan bersifat basa
4. Tambahkan H2O untuk menyetarakan jumlah atom H.
Contoh:
MnO4
- + Fe2+ 􀃆 Mn2+ + Fe3+ (suasana asam)
1. MnO4
- + Fe2+ 􀃆 Mn2+ + Fe3+
+7 +2 +2 +3
2. Angka penyerta = 5
MnO4
- + 5 Fe2+ 􀃆 Mn2+ + 5Fe3+
3. MnO4
- + 5 Fe2+ + 8 H+ 􀃆 Mn2+ + 5Fe3+
4. MnO4
- + 5 Fe2+ + 8 H+ 􀃆 Mn2+ + 5Fe3+ + 4 H2O
Contoh Soal:
1. Setarakan persamaan reaksi redoks dengan cara bilangan
oksidasi dan nayatkan unsur yang mengalami perubahan
bilangan oksidasi.
Jawab :
-5
+1
172
2. Setarakan persamaan reaksi redoks dengan cara setengah reaksi !!!
Jawab :
9.5 Perbedaan oksidasi reduksi
Perbedaan oksidasi reduksi lebih jelasnya dapat dilihat pada
Tabel 9.1
Tabel 9.1 Perbedaan oksidasi dan reduksi
Klasik
Oksidasi: reaksi antara suatu zat dengan oksigen
Reduksi : reaksi antara suatu zat dengan hidrogen
Modern
Oksidasi
- Kenaikan Bilangan Oksidasi
- Pelepasan Elektron
Reduksi
- Penurunan Bilangan Oksidasi
- Penangkapan Elektron
Oksidator
- Mengalami Reduksi
- Mengalami Penurunan Bilangan Oksidasi
- Mampu mengoksidasi
- Dapat menangkap elektron
Reduktor
- Mengalami oksidasi
- Mengalami kenaikan Bilangan Oksidasi
- Mampu mereduksi
- Dapat memberikan elektron
Auto Redoks
- Reaksi redoks di mana sebuah zat
mengalami reduksi sekaligus oksidasi
173
sebuah anoda
logam tembaga
bereaksi
memberikan
larutan biru yang
mengandung ion
tembaga (II)
bersamaan dengan
ion perak yang
melapisi katoda
perak dalam
sebuah sel Galvani.
9.6 Sel elektrokimia
Gambar 9.3. Sel elektrokimia
Elektrokimia : Hubungan Reaksi kimia dengan daya gerak listrik (aliran
elektron)
• Reaksi kimia menghasil- kan daya gerak listrik (sel galvani)
• Daya gerak listrik menghasilkan reaksi kimia (sel elektrolisa)
Sel elektrokimia : sistem yang terdiri dari elektroda yang tercelup
pada larutan elektrolit.
1. Sel Volta/Galvani
a. Prinsip-prinsip sel volta atau sel galvani :
• Gerakan elektron dalam sirkuit eksternal akibat adanya reaksi
redoks.
Gambar 9.4. Contoh sel galvani
174
• Aturan sel Volta:
- Terjadi perubahan : energi kimia􀃆 energi listrik
- Pada anoda, elektron adalah produk dari reaksi oksidasi;
anoda kutub negatif
- Pada katoda, elektron adalah reaktan dari reaksi reduksi;
katoda = kutub positif
- Elektron mengalir dari anoda ke katoda
b. Konsep - konsep sel volta:
Sel Volta
1. Deret Volta/Nerst
a. Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn
Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au
b. Makin ke kanan, mudah direduksi dan sukar dioksidasi.
Makin ke kiri, mudah dioksidasi, makin aktif, dan sukar
direduksi.
Prinsip:
2. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; katoda terjadi reaksi reduksi
3. Arus elektron : anoda 􀃆 katoda ; arus listrik : katoda 􀃆
anoda
4. Jembatan garam : menyetimbangkan ion-ion dalam larutan
Contoh dari sel galvani :
Gambar 9.5. Sel Volta
Notasi sel : Zn/Zn+2//Cu+2/Cu
/ = potensial ½ sel
// = potensial sambungan Sel (cell junction potential;
jembatan garam)
175
c. Macam-macam sel volta
Gambar 9.6 Alessandro G. Volta
1. Sel Kering atau Sel Leclance
Sel ini sering dipakai untuk radio, tape, senter, mainan
anak-anak, dll.
Katodanya sebagai terminal positif terdiri atas karbon
(dalam bentuk grafit) yang terlindungi oleh pasta karbon,
MnO2 dan NH4Cl2
Anodanya adalah lapisan luar yang terbuat dari seng dan
muncul dibagian bawah baterai sebagai terminal negatif.
Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO2 + NH4Cl +
sedikit Air
Reaksi anoda adalah oksidasi dari seng
Zn(s) 􀃆 Zn2+
(aq) + 2e-
Reaksi katodanya berlangsung lebih rumit dan suatu
campuran hasil akan terbentuk. Salah satu reaksi yang
paling penting adalah :
2MnO2(s) + 2NH4
+
(aq) + 2e- 􀃆 Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O
Amonia yang terjadi pada katoda akan bereaksi dengan
Zn2+ yang dihasilkan pada anoda dan memben- tuk ion
Zn(NH3)4
2+.
2. Sel Aki
Katoda: PbO2
Anoda : Pb
Elektrolit: Larutan H2SO4
Reaksinya adalah :
PbO2(s) + 4H+
(aq) + SO4
2-
(aq) 􀃆 PbSO4(s) + 2H2O (katoda)
Pb (s) + SO4
2-
(aq) 􀃆 PbSO4(s) + 2e- (anoda)
PbO2(s) + Pb (s) + 4H+
(aq) + 2SO4
2-
(aq) 􀃆 2PbSO4(s) + 2H2O
(total)
Pada saat selnya berfungsi, konsentrasi asam sulfat akan
berkurang karena ia terlibat dalam reaksi tersebut.
176
Keuntungan dari baterai jenis ini adalah bahwa ia dapat
diisi ulang (recharge) dengan memberinya tegangan dari
sumber luar melalui proses elektrolisis, dengan reaksi :
2PbSO4(s) + 2H2O 􀃆 PbO2(s) + Pb (s) + 4H+
(aq) + 2SO4
2-
(aq)
(total)
Kerugian dari baterai jenis ini adalah, secara bentuk, ia
terlalu berat dan lagi ia mengandung asam sulfat yang
dapat saja tercecer ketika dipindah-pindahkan.
3. Sel Bahan Bakar
Elektroda : Ni
Elektrolit : Larutan KOH
Bahan Bakar : H2 dan O2
4. Baterai Ni - Cd
Disebut juga baterai ni-cad yang dapat diisi ulang
muatannya dan yang umum dipakai pada alat-alat
elektronik peka. Potensialnya adalah 1,4 Volt.
Katoda : NiO2 dengan sedikit air
Anoda : Cd
Reaksinya :
Cd(s) + 2OH-
(aq) 􀃆 Cd(OH)2(s) + 2e-
2e- + NiO2(s) + 2H2O 􀃆 Ni(OH)2(s) + 2OH-
(aq)
Baterai ini lebih mahal dari baterai biasa.
c. Potensial sel :
- Gaya yang dibutuhkan untuk mendorong elektron melalui sirkuit
eksternal
Notasi potensial sel = Ecell;
satuan Volt = Joule/Coulomb
• Potensial sel dihasilkan dari sel Galvani
• Potensial sel tergantung pada suhu, konsentrasi ion dan tekanan
parsial gas dalam sel; Potensial sel standar E0 sel : potensial pada
250C, konsentrasi ion 1 M dan tekanan parsial 1 atm
• Potensial sel standar dihitung dengan menggunakan potensialpotensial
standar zat-zat yang mengalami redoks
E0sel = E0oks + E0red ;
E0oks = potensial standar zat yang mengalami oksidasi
E0red = potensial standar zat yang mengalami reduksi
• Dalam tabel potensial standar selalu dicantumkan potensial
reduksi standar, sehingga E0oks = - E0red
• Potensial reduksi standar ditentukan dengan elektroda standar
d. Reaksi sel
• Reaksi sel = jumlah reaksi ½ sel
• Reaksi redoks sel galvani sistem
Zn/Zn+2//Cu+2/Cu:
177
Cu2+
(aq) + Zn (s) 􀁯 Cu (s) + Zn2+
(aq)
• Reaksi ½ sel dapat ditulis:
Cu2+
(aq) + 2 e- 􀁯 Cu (s) Q = 1/ [Cu2+]
Zn2+
(aq) + 2 e- 􀁯 Zn (s) Q = 1/ [Zn2+]
Secara umum 􀂟 Qcell = [Zn2+] / [Cu2+]
e. Penentuan potensial reduksi dengan elektroda standar
Potensial Zn/Cu : Zn/Zn+2//Cu+2/Cu:
E0
sel = E0
oks (Zn) + E0
red (H+); + 0.76
= - E0red (Zn) + 0
E0
red (Zn) = -0.76 V (tanda negatif menunjukkan bahwa Zn lebih sulit
direduksi dibandingkan dengan H2)
Reaksi yang terjadi adalah :
• Cu2+
(aq) + 2 e- 􀁯 Cu (s) E0
1 = + 0. 34 V
Zn2+
(aq) + 2 e- 􀁯 Zn (s) E0
2 = - 0. 76 V
• E0
2 < E0
1, maka didalam sistem, Cu+2 akan mengalami reduksi
dan Zn akan teroksidasi :
• Cu2+
(aq) + 2 e- 􀁯 Cu (s) E0
1 = + 0. 34 V
Zn (s) 􀁯 Zn2+
(aq) + 2 e- E0
2 = + 0. 76 V
Cu2+
(aq) + Zn (s) 􀁯 Cu (s) + Zn2+
(aq)
E0
sel = + 1.10 V
f. Spontanitas reaksi dan potensial sel
• Reaksi spontan: ΔG < 0
ΔG = - n F Esel
Dimana : ΔG0 = - n F E0
sel ; n = jumlah elektron (mol); F =
muatan 1 mol elektron; 1 F = 96500 C; Esel = potensial sel; E0
sel
= potensial sel standar
ΔG < 0, maka Esel > 0
• Contoh
Cr+3
(aq) + 3e 􀃆 Cr(s) E0
Cr = - 0.74 V
Zn+2
(aq) + 2e 􀃆 Zn(s) E0
Zn = - 0.76 V
Karena E0
Zn < E0
Cr , Zn akan mengalami oksidasi. Reaksi sel
yang akan terjadi
Cr+3
(aq) + 3e 􀃆 Cr(s) } x 2 E0
Cr = - 0.74 V
Zn(s) 􀃆 Zn+2
(aq) + 2e } x 3 E0
Zn = + 0.76 V
2Cr+3
(aq) + 3 Zn(s) 􀃆 Zn+2 + 2 Cr(s)
E0
sel = 0.02 V > 0
Reaksi spontan
178
Tabel 9.1. Potensial reduksi standar
g. Fenomena umum sel dengan reaksi spontan (galvani)
• Makin besar perbedaan harga
E􀁱red, makin besar harga
E􀁱cell.
• Dalam sel galvani dengan
reaksi spontan E􀁱red (katoda)
lebih positif dari E􀁱red
(anoda).
179
Contoh Soal :
Tuliskan reaksi elektrolisis larutan CuCl2 dengan elektroda Pt.
Jawab :
Karena bukan termasuk logam golongan IA dan IIA, maka pada katoda
yang direduksi adalah kation logam Cu.
Cu2+ + 2e 􀃆 Cu
Anoda dengan elektroda inert (tidak bereaksi) jika anionnya tidak
mengandung O, maka yang dioksidasi adalah anion tersebut.
2Cl¯ 􀃆 Cl2 + 2e
Katoda : Cu2+ + 2e 􀃆 Cu
Anoda : 2Cl¯ 􀃆 Cl2 + 2e
Reaksi total : Cu2+ + 2Cl¯ 􀃆 Cu + Cl2
CuCl2 􀃆 Cu + Cl2
Dengan demikian reaksi elektrolisisnya adalah CuCl2 􀃆 Cu + Cl2
Aplikasi sel galvani
a. aki mobil
b. baterai alkalin
c. Proteksi besi oleh Zn terhadap korosi
a. Aki mobil
Gambar 9.7. Aki mobil
- Baterai mobil 12 V dengan 6 pasang
katoda/anoda yang masing-masing
menghasilkan 2 V.
- Katoda : PbO2 pada jaringan logam
dalam asam sulfat :
PbO2(s) + SO4
2-
(aq) + 4H+
(aq) + 2e- 􀁯
PbSO4(s) + 2H2O(l).
- Anode: Pb :
Pb(s) + SO4
2-
(aq) 􀁯 PbSO4(s) + 2e180
Baterai bervariasi
dalam ukuran dan
bahan kimianya,
seperti aki mobil,
sel alkalin dan sel
kering.
b. Baterai alkalin
Gambar 9.8. Baterai alkalin
c. Proteksi besi oleh Zn terhadap korosi
Gambar 9.9. Proteksi Fe oleh Zn terhadap korosi
2. Sel Elektrolisis
• Terjadi perubahan : energi listrik 􀃆 energi kimia
• Elektrolisa adalah reaksi non-spontan yang berjalan akibat adanya
arus (aliran elektron) eksternal yang dihasilkan oleh suatu
pembangkit listrik..
• Pada sel elektrolitik
􀂄 Anoda: Zn cap:
Zn(s) 􀁯 Zn2+(aq) + 2e-
􀂄 katoda: MnO2, NH4Cl dan pasta
karbon :
2 NH4
+
(aq) + 2 MnO2(s) + 2e- 􀁯
Mn2O3(s) +
2NH3(aq) + 2H2O(l)
􀂄 batang grafit didalam katoda inert
dipusat.
􀂄 Baterai alkalin NH4Cl dapat
181
– Katoda bermuatan negatif
atau disebut elektroda –
Terjadi reaksi reduksi
Jenis logam tidak diper- hatikan, kecuali logam Alkali (IA)
dengan Alkali tanah(IIA), Al dan Mn
- Reaksi :
2 H+
(aq) + 2e- 􀃆 H2(g)
ion golongan IA/IIA tidak direduksi; dan penggantinya air
2 H2O(l) + 2 e- 􀃆 basa + H2(g)
ion-ion lain direduksi
– Anoda bermuatan positif (+) atau disebut elektroda +
- Terjadi reaksi oksidasi
- Jenis logam diperhatikan
a. Anoda : Pt atau C (elektroda inert)
reaksi :
# 4OH-
(aq) 􀃆 2H2O(l) + O2(g) + 4e-
# gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh
2 H2O(l) 􀃆 asam + O2(g)
# golongan VIIA (halogen) 􀃆 gas
b. Anoda bukan : Pt atau C
reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau senyawa
lain.
Gambar 9.10. Elektrolisa cairan NaCl
182
a. Aplikasi elektrolisis
1. Elektroplatting
Gambar 9.11. Elektroplatting
Elektroplatting adalah aplikasi elektrolisis pada
pelapisan suatu logam atas logam yang lain. Teknik ini bisa
dipakai untuk memperbaiki penampakan dan daya tahan suatu
logam. Contohnya, suatu lapisan tipis logam chromium pada
bemper baja mobil untuk membuatnya menarik dan
melindunginya dari karat. Pelapisan emas dan perak dilakukan
pada barang-barang perhiasan yang berasal dari bahan-bahan
logam yang murah. Berbagai lapisan-lapisan tipis logam
tersebut ketebalannya berkisar antara 0,03 s/d 0,05 mm.
2. Pembuatan Aluminium
Bauksit adalah biji aluminium yang mengandung Al2O3
-.
Untuk mendapatkan aluminium, bijih tersebut dimurnikan dan
Al2O3 nya dilarutkan dan didisosiasikan dalam larutan
elektrolit ‚eryolite’. Pada katoda, ion-ion aluminium direduksi
menghasilkan logam yang terbentuk sebagai lapisan tipis
dibagian bawah wadah elektrolit. Pada anoda yang terbuat
dari karbon, ion oksida teroksidasi menghasilkan O2 bebas.
Reaksinya adalah :
Al3+ + 3 e- 􀃆 Al(l) (katoda)
2 O2- 􀃆 O2(g) + 4 e- (anoda)
4 Al3+ +6 O2- 􀃆 4Al(l) + 3 O2(g) (total)
3. Pembuatan Magnesium
Sumber utama magnesium adalah air laut. Mg2+
mempunyai kelimpahan terbesar ketiga dalam laut,
kalahannya oleh ion natrium dan ion klorida. Untuk
183
memperoleh magnesium, Mg(OH)2 diendapkan dari air laut.
Pemisahan itu dilakukan dengan cara filtrasi dan lalu
dilarutkan dalam asam hidroklorit.
Mg(OH)2 + 2HCl 􀃆 MgCl2 + 2H2O
Larutan MgCl2 diuapkan dan menghasilkan MgCl2 padat yang
lalu dilelehkan dan akhirnya dielektrolisa. Magnesium bebas
akan diendapkan pada katoda dan gas klorin dihasilkan pada
anoda.
MgCl2(l) 􀃆 Mg(l) + Cl2(g)
4. Penyulingan Tembaga
Salah satu elektrolisis yang paling menarik adalah
pemurnian atau penyulingan logam tembaga. Tembaga dapat
dimbil dari bijinya, edngan cara ini sampai ke tingkat
kemurnian 99%. Pengotornya sebagian besar adalah perak,
emas, platina, besi dan seng menurunkan konduktivitas listrik
tembaga secara drastis sehingga harus disuling ulang sebelum
dipakai sebagai kawat atau kabel.
Gambar 9.12. Sel penyulingan tembaga
Tembaga tidak murni dipakai sebagai elektroda
sebagai anoda pada sel elektrolisis yang mengandung larutan
tembaga sulfat dan asam sulfat (sebagai elektrolit). Katoda
pada sistem ini adalah tembaga dengan kemurnian tinggi. Jika
selnya dijalankan pada tegangan yang diperlukan, hanay
tembaga dan pengotornya yang lebih mudah teroksidasi
daripada tembaga, seng dan besi yang larut disekitar anoda.
Logam-logam yang kurang aktif akan runtuh dan mengendap
dibagian dasar wadah. Pada katoda, ion tembaga direduksi
tetapi ion seng dan ion besi tertinggal dilarutan karena lebih
sukar tereduksi dari pada tembaga. Secara pelan-pelan
Fe2+, Zn2+, Cu2+, SO4
2-
184
tembaga anoda terlarut dan tembaga katoda makin tumbuh.
Suatu saat tembaga akan mempunyai kemurnian 99,95%!
Kotoran yang terkumpul dibagian bawah biasanya
disebut sebgai anoda, dapat dipindahkan secara periodik dan
nilai perak, emas dan platina dapat pula dihitung untuk
memperoleh total efisiensi pelaksanaan proses penyulingan.
5. Elektrolisis Brine
Brine (=’air asin’) adalah larutan natrium klorida
jenuh. Pada katoda, air lebih mudah direduksi daripada ion
natrium dan gas H2 akan terbentuk.
Reaksi :
2e- + 2H2O 􀃆 H2(g) + 2OH-
(aq)
Walaupun air lebih mudah teroksidasi daripada ion klorida,
namun seperti telah disebut bahwa ada faktor-faktor yang
kompleks yang mempengaruhi sehingga yang teroksidasi
adalah ion klorida.
9.7 Potensial elektroda
Gambar 9.13. Potensial elektroda
1. Pengertian
Merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur
untuk melepaskan atau mempertahankan elektron
2. Elektroda Hidrogen
- E° H2 diukur pada 25° C, 1 atm dan {H+} = 1 molar
- E° H2 = 0.00 volt
3. Elektroda Logam
- E° logam diukur terhadap E° H2
- Logam sebelah kiri H : E° elektroda < 0
- Logam sebelah kanan H : E° elektroda > 0
4. Cara Menghitung Potensial Elektroda Sel
1. E° sel = E° red - E° oks
2. E sel = E°sel - RT/nF lnC
Pada 25° C :
E sel = E°sel - 0.059/n log C
185
Elektroda tergantung pada :
• Jenis Elektroda
• Suhu
• Konsentrasi ionnya
Catatan :
E° = potensial reduksi standar (volt)
R = tetapan gas- volt.coulomb/mol.°K]
= 8.314
T = suhu mutlak (°K)
n = jumlah elektron
F = 96.500 coulomb
C = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]
9.8 Hukum faraday
Gambar 9.14. Michael faraday
Banyaknya zat yang dihasilkan dari reaksi elektrolisis
sebanding dengan banyaknya arus listrik yang dialirkan kedalam
larutan.hal ini dapat diGambar kan dengan hukum faraday 1
Gambar 9.15. Hukum Faraday
186
F
W 􀀠 e.i.t
W = massa zat yang dihasilkan
n
e 􀀠 Ar
i = arus dalam ampere
t = waktu dalam satuan detik
F = tetapan Farady,
1 F = 96500 C
i.t = Q = arus dalam satuan C
􀀠
F
i.t
arus dalam satuan Farady
􀀠
e
W
mol elektron
Mol elektron dari suatu reaksi sama dengan perubahan biloks
1 mol zat. Dari rumusan diatas diperoleh :
Jumlah Farady = mol elektron
=perubahan bil.oksidasi 1 mol zat
Dalam penentuan massa zat yang dihasilkan dalam reaksi elektrolisis,
biasanya data yang diketahui adalah Ar bukan e, sedangkan
n
e 􀀠 Ar sehingga rumusan Hukum Farady 1 menjadi :
n F
W Ar i t
.
􀀠 . .
n = valensi atau banyaknya mol elektron untuk setiap mol zat.
187
9.9 KOROSI
Gambar 9.16. Peristiwa korosi
Korosi adalah peristiwa perusakan logam akibat terjadinya reaksi
kimia dengan lingkungan yang menghasilkan produk yang tidak
diinginkan. Lingkungan dapat berupa asam, basa, oksigen dari udara,
oksigen didalam air atau zat kimia lain. Perkaratan besi adalah
peristiwa elektrokimia sebagai berikut :
􀁸 Besi dioksidasi oleh H2O atau ion hydrogen
Fe(s) 􀃆 Fe2+
(aq) + 2e- (oksidasi)
2 H+
(aq)􀃆 2 H(aq) ( reduksi )
􀁸 Atom-atom H bergabung menghasilkan H2
2 H(aq)􀃆 H2(g)
􀁸 Atom-atom H bergabung dengan oksigen
2 H(aq) + ½ O2(aq) 􀃆 H2 O(l)
􀁸 Jika konsentrasi H+ cukup tinggi (pH rendah), maka reaksi
Fe + 2H+
(aq) 􀃆 2H(aq) + Fe2+
(aq)
2 H(aq) 􀃆 H2(g)
􀁸 Ion Fe2+ juga bereaksi dengan oksigen dan membentuk karat
(coklat keerah-merahan ) dengan menghasilkan ion H+ yang
selanjutnya direduksi menjadi H2-
4 Fe2+
(aq) + O2(aq) + 4 H2 O(l) + 2x H2 O(l) 􀃆 2 Fe2O3H2O)x(s) + 8H+
Reaksi totalnya menjadi
4 Fe(s) + 3 O2(aq) + 2x H2 O(l)
􀃆 2 Fe2O3H2O)x(s)
188
9.9.1 Korosi dapat dihambat dengan beberapa cara, misalnya :
10. Pemakaian logam alloy dengan cara
a. Pembentukan lapisan pelindung
b. Menaikkan tegangan elektrode
11. Pemakaian lapisan pelindung dengan cara :
a. Pengecatan
b. Pelapisan senyawa organik (pelumas)
c. Pelapisan dengan gelas
d. Pelapisan dengan logam
e. Dilapisi logam yang lebih mulia
f. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
g. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat
logam besi dan dihubungkan
h. Dicampur dengan logam lain
12. Elektrokimiawi dengan cara eliminasi perbedaan tegangan :
a. Menaikkan kemurnian logam
b. Mencegah kontak 2 logam
c. Memakai inhibitor
d. Isolasi logam dari larutan, dan lain-lain.
9.9.2 Faktor yang berpengaruh terhadap korosi
1. Kelembaban udara
2. Elektrolit
3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)
4. Adanya O2
5. Lapisan pada permukaan logam
6. Letak logam dalam deret potensial reduksi
KESIMPULAN
Elektrolisis. pada sel elektrolisis, aliran listrik menyebabkan reduksi
pada muatan negatif di katoda dan oksidasi pada muatan positif di
anoda.
Aplikasi elektrolisis. Elektroplatting, produksi Aluminium dan
Magnesium, pemurnian tembaga, dan elektrolisis dari pelelehan NaCl.
Korosi logam adalah salah satu masalah yang paling penting yang
dihadapi oleh kelompok industri maju. pengaruh korosi dapat terlihat
(pembentukan karat pada permukaan besi) dan tidak terlihat
(keretakan serta terjadinya pengurangan kekuatan logam di bawah
permukaan).
189
Latihan soal
1. Berapa Faraday arus yang diperlukan untuk mereduksi 40 gram ion
kalsium menjadi logam kalsium (Ar Ca = 40)
a. 1
b. 1,5
c. 2
d. 2,5
e. 3
2. Pada reaksi elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda Cu,
dianoda yang dioksidasi adalah....
a. Cu
b. SO4
2-
c. Cu2+
d. H2O
e. H2
3. Diketahui : Pb2+ + 2e 􀃆 Pb Eº = - 0,13 V
Zn2+ + 2e 􀃆 Zn Eº = - 0,76 V
Potensial sel untuk reaksi Zn | Zn2+ || Pb2+ | Pb adalah....
a. - 1,20 V
b. + 1,20 V
c. - 0,32 V
d. – 0,76 V
e. + 0,32 V
4. Diketahui :
maka,
5. Pada elektrolisis PbCl2 dengan menggunakan elektroda Pt, di
katoda akan dihasilkan…..
a. Cl2
b. Cl¯
c. Pb
d. Pb2+
e. PbCl2
190
6. Setarakan reaksi redoks berikut :
a. BrO3
- + Fe2+ 􀃆 Br- + Fe3+
b. Cu + HNO3 􀃆 Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
c. Cl2 + Br- 􀃆 Br2 + Cl-
7. Dengan manggunakan potensial standart reduksi dari tabel,
tentukan harga potensial sel dan apakah reaksi berlangsung atau
tidak?
a. 2Ag+ + Zn(s) 􀃆 2Ag(s) + Zn2+
b. 3Cd2+ + 2Al(s) 􀃆 3Cd(s) + 2Al3+
c. Cu2+ | Cu(s) 􀅒 Pb(s) | Pb2+
8. Tuliskan reaksi elektrolisis berikut :
a. Larutan KCl dengan katoda baja dan anoda platina
b.Larutan K2SO4 dengan elektrodeaCu.
c.Larutan CdSO4 dengan elektroda besi
9. Pada elektrolisis larutan ZnSO4, diperoleh 26 gram endapan logam
Zn (Ar = 65) selama 2,5 jam. Jika 1 F = 96500 Coulomb, tentukan
berapa ampere arus yang dihasilkan?
10. Dua larutan AgNO3 dan larutan LSO4 yang disusun secara seri
dialiri arus listrik sehingga menghasilkan 5,4 gram logam Ag dan
7,2 gram logam L. Jika Ar . Ag = 108, maka tentukan massa atom
relatif (Ar) L.
11. Apa yang dimaksud reaksi reduksi dan oksidasi?
12. Berikan contoh peristiwa redoks!
13. Sebutkan berapa saja bilangan oksidasi untuk unsur-unsur
halogen!
14. Sebutkan langkah-langkah untuk menyetarakan reaksi redoks!
15. Sebutkan tahapan untuk menyetarakan persamaan redoks!
16. Berikan contoh reaksi redoks dalam suasana asam!
17. Jelaskan perbedaan oksidasi dan reduksi klasik dan modern!
18. Apa beda elektrokimia dan sel elektrokimia, berikan contoh
reaksinya?
19. Sebutkan maam dan prinsip sel volta/galvani!
191
20. Apa yang dimaksud reaksi spontan?
21. Berikan contoh reaksi setengah sel dan tentukan Q!
22. Sebutkan dan jelaskan aplikasi sel galvani!
23. Apa pengertian potensial elektroda?
24. Mengapa Eo H2 dijadikan energi potensial standar?
25. Bagaimana cara menghitung potensial elektroda sel?
26. Sebutkan 3 hal yang mempengaruhi elektroda!
27. Apa yang dimaksud peristiwa korosi, berikan contoh reaksi korosi
pada logam Fe?
192
193
10. Kinetika Kimia
Standar Kompetensi Kompetensi Dasar
Mengidentifikasi faktor-faktor
yang mempengaruhi laju reaksi
Menentukan laju reaksi dan orde
reaksi
Menjelaskan faktor-faktor yang
mempengaruhi laju reaksi
Menentukan kalor pembakaran
berbagai bahan bakar
Tujuan pembelajaran
1. Mengetahui dan memahami definisi laju reaksi dan
menentukan perubahan konsentrasi per satuan waktu
dalam bentuk persamaan laju reaksi.
2. Mengetahui dan memahami prinsip-prinsip reaksi dalam
hukum laju.
3. Mengetahui faktor-faktor yang mempengaruhi
kecepatan reaksi, yaitu: konsentrasi, sifat zat yang
bereaksi, suhu dan katalisator.
4. Mengetahui dan memahami teori dan peristiwa
tumbukan, serta prinsip-prinsip dan faktor-faktor yang
mempengaruhi tumbukan.
5. Mengetahui dan memahami definisi orde reaksi dan
ungkapan orde reaksi pada persamaan laju reaksi, serta
cara menentukan orde reaksi.
194
Mengapa beberapa reaksi kimia berlangsung secepat kilat
sementara yang lainnya memerlukan waktu berhari-hari, berbulanbulan
bahkan tahunan untuk menghasilkan produk yang cukup banyak?
Bagaimana katalis bisa meningkatkan laju reaksi kimia? Mengapa
perubahan suhu yang sedikit saja sering memberikan efek besar pada
laju memasak? Bagaimana kajian mengenai laju reaksi kimia
memberikan informasi tentang bagaimana cara molekul bergabung
membentuk produk? Semua pertanyaan ini menyangkut kinetika kimia
belum selengkap seperti termodinamika. Masih banyak reaksi yang
tetapan kesetimbangannya telah diketahui dengan cermat, tetapi
perincian lintasan reaksinya masih belum dipahami. Ini terutama
berlaku untuk reaksi yang melibatkan banyak unsur reaktan yang
membentuk produknya.
Kinetika kimia adalah bagian dari ilmu kimia yang
mempelajari laju dan mekanisme reaksi kimia. Besi lebih cepat
berkarat dalam udara lembab daripada dalam udara kering; makanan
lebih cepat membusuk bila tidak didinginkan; kulit bule lebih cepat
menjadi gelap dalam musim panas daripada dalam musim dingin. Ini
merupakan tiga contoh yang lazim dari perubahan kimia yang
kompleks dengan laju yang beraneka menurut kondisi reaksi.
10. 1 Definisi Laju Reaksi
Gambar 10.1 Mobil yang sedang melaju
Laju reaksi rerata analog dengan kecepatan rerata mobil. Jika
posisi rerata mobil dicatat pada dua waktu yang berbeda, maka :
perubahanwaktu
perubahanlokasi
waktutempuh
Kecepatan rerata 􀀠 jarakyangditempuh 􀀠
Dengan cara yang sama, laju reaksi rerata diperoleh dengan
membagi perubahan konsentrasi reaktan atau produk dengan interval
waktu terjadinya reaksi :
perubahanwaktu
Lajureaksirerata 􀀠 perubahankonsentrasi
195
Jika konsentrasi diukur dalam mol L-1 dan waktu dalam detik,
maka laju reaksi mempunyai satuan mol L-1s-1. Kita ambil contoh
khusus. Dalam reaksi fasa gas
2( g ) ( g ) ( g ) 2( g ) NO 􀀎 CO 􀁯 NO 􀀎 CO
NO2 dan CO dikonsumsi pada saat pembentukan NO dan CO2. Jika
sebuah kuar dapat mengukur konsentrasi NO, laju reaksi rerata dapat
diperkirakan dari nisbah perubahan konsentrasi NO, Δ[NO] terhadap
interval waktu, Δt:
􀀾 􀁀 􀀾 􀁀 􀀾 􀁀
f i
f i
t t
NO NO
t
lajurerata NO
􀀐
􀀐
􀀠
􀀧
􀀧
􀀠
Jadi laju reaksi adalah besarnya perubahan konsentrasi
reaktan atau produk dalam satu satuan waktu. Perubahan laju
konsentrasi setiap unsur dibagi dengan koefisiennya dalam persamaan
yang seimbang/stoikiometri. Laju perubahan reaktan muncul dengan
tanda negatif dan laju perubahan produk dengan tanda positif.
Untuk reaksi yang umum:
aA 􀀎 bB 􀁯 cC 􀀎 dD
Lajunya ialah
􀀾 􀁀 􀀾 􀁀 􀀾 􀁀 􀀾 􀁀
dt
d D
dt d
d C
dt c
d B
dt b
d A
a
Laju 􀀠 􀀐 1 􀀠 􀀐 1 􀀠 1 􀀠 1
Hubungan ini benar selama tidak ada unsur antara atau jika
konsentrasinya bergantung pada waktu di sepanjang waktu reaksi.
Menentukan Laju Reaksi :
Perhatikan penguraian nitrogen dioksida, NO2 menjadi nitrogen
oksida, NO dan oksigen, O2 : 2 2 2NO 􀁯2NO 􀀎O
b. Tulislah pernyataan untuk laju rata-rata berkurangnya
konsentrasi NO2 dan laju rata-rata bertambahnya konsentrasi
NO dan O2.
c. Jika laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO2 ditetapkan dan
dijumpai sebesar 4x10-13 mol L-1 s-1, berapakah laju rata-rata
padanannya (dari) bertambahnya konsentrasi No dan O2
Jawaban :
a. Laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO2 dinyatakan sebagai :
196
􀀾 􀁀
t
NO
􀀧
􀀧
􀀐 2
Laju rata-rata bertambahnya konsentrasi NO dan O2 dinyatakan
sebagai:
dan 􀀾 􀁀
t
O
􀀧
􀀧 2
b. Untuk tiap dua molekul NO2 yang bereaksi terbentuk dua
molekul NO. Jadi berkurangnya konsentrasi NO2 dan
bertambahnya konsentrasi NO berlangsung dengan laju yang sama
:
􀀾 􀁀 􀀾 􀁀 2 􀀠 4 10􀀐13 􀀐1 􀀐1
􀀧
􀀧
􀀠
􀀧
􀀧
􀀐 x molL s
t
NO
t
NO
10.2 Hukum Laju
Dalam membahas reaksi kesetimbangan kimia telah
ditekankan bahwa reaksi ke kanan maupun ke kiri dapat terjadi begitu
produk terbentuk, produk ini dapat bereaksi kembali menghasilkan
reaktan semula.
Laju bersih ialah:
Laju bersih = laju ke kanan – laju ke kiri
Dapat dikatakan, pengukuran konsentrasi memberikan laju bersih,
bukannya sekedar laju ke kanan. Bagaimanapun, sesaat sebelum
reaksi yang dimulai dari reaktan murni, konsentrasi reaktan jauh lebih
tinggi dibandingkan produknya sehingga laju ke kiri dapat diabaikan.
Selain itu, banyak reaksi berlangsung sempurna (K>>1) sehingga laju
yang terukur hanyalah reaksi ke kanan atau eksperimen dapat diatur
agar produknya dapat dialihkan jika terbentuk. Dalam subbab ini,
persamaan diberikan pada laju ke kanan saja.
10.3 Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi
Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi
antara lain konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, suhu dan katalisator.
􀀾 􀁀
t
NO
􀀧
􀀧
197
A. Konsentrasi
Gambar 10.2 Pengaruh Konsentrasi
Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar
konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung.
Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga
makin besar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian
makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.
B. Sifat Zat Yang Bereaksi
Sifat zat yang mudah atau sukar bereaksi akan menentukan
kecepatan berlangsungnya suatu 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) + CO3
2+
(aq) 􀁯 CaCO3(s)
Reaksi ini berlangsung dengan cepat.
Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat.
Hal ini disebabkan oleh reaksi yang berlangsung tersebut
membutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang
terdapat dalam molekul zat yang bereaksi.
Contoh:
198
CH4(g)+Cl2(g) 􀁯 CH3Cl(g)+HCl(g)
Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi
energi, misalnya; cahaya matahari.
C. Suhu
Gambar 10.3 Pengaruh suhu
Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu
dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekulmolekul
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:
Gambar 10.4 Svante August Arrhenius
199
kita menggunakan
symbol 􀀧 yang
berarti perubahan
k 􀀠 Ae 􀀐 Ea / RT
dimana:
k : tetapan laju reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
Ea : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0,0821.atm/moloK atau 8,314 Joule/moloK
T : suhu reaksi (oK)
Setiap suhu naik 100C, laju reaksi menjadi dua kali lipatnya.
0
V 2 10 V
􀀧t
􀀠
Δt = kenaikan suhu
Contoh : Suatu reaksi berlangsung selama 2 jam pada suhu 250C.
Berapa kalikah laju reaksi akan meningkat jika suhu diubah menjadi
450C ?
Penyelesaian :
Kenaikan suhu (Δt) = 45 – 25
= 200C
􀀠 􀀠 􀁯 0 0
10
20
V 2 V 4V Laju reaksi menjadi 4X atau lama reaksi menjadi
2/4 jam.
Laju reaksi meningkat, reaksi akan semakin cepat berlangsung).
D. Katalisator
Gambar 10.5 Mekanisme Reaksi Tanpa Atau Dengan Katalis
Katalisator adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu
reaksi yang mempunyai tujuan memperbesar kecepatan reaksi.
Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami
perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi
200
katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama
seperti sebelum reaksi.
Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya
(mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan
suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan
menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi
dapat berlangsung lebih cepat.
Halaman ini menitik- beratkan pada perbedaan tipe-tipe
katalis (heterogen dan homogen) beserta dengan contoh-contoh dari
tiap tipe, dan penjelasan bagaimana mereka bekerja. Anda juga akan
mendapatkan deskripsi dari satu contoh autokatalis reaksi dimana
hasil produk juga turut mengkatalis.
Gambar 10.6 Fungsi katalis
E. Tipe-tipe dari reaksi katalis
Katalis dapat dibagi berdasarkan dua tipe dasar, yaitu
heteregon dan homogen. Didalam reaksi heterogen, katalis berada
dalam fase yang berbeda dengan reaktan. Dalam reaksi homogen,
katalis berada dalam fase yang sama dengan reaktan.
Apa itu fase?
Jika kita melihat suatu campuran dan dapat melihat suatu
batas antara dua komponen, dua komponen itu berada dalam fase
yang berbeda. Campuran antara padat dan cair terdiri dari dua fase.
Campuran antara beberapa senyawa kimia dalam satu larutan terdiri
hanya dari satu fase, karena kita tidak dapat melihat batas antara
senyawa-senyawa kimia tersebut.
201
Gambar 10.7 Campuran 2 fase dan 1 fase
Kita mungkin bertanya mengapa fase berbeda dengan istilah
keadaan fisik (padat, cair dan gas). Fase juga meliputi padat, cair dan
gas, tetapi lebih sedikit luas. Fase juga dapat diterapkan dalam dua
zat cair (sebagai contoh, minyak dan air) dimana keduanya tidak
saling melarutkan. Kita dapat melihat batas diantara kedua zat cair
tersebut.
Gambar 10.8 Campuran 2 fase
Jika Anda lebih cermat, sebenarnya diagram diatas
menggambarkan lebih dari fase yang diterakan. Masing-masing,
sebagai contoh, beaker kaca merupakan fase zat padat. Sebagian
besar gas yang berada diatas zat cair juga merupakan salah satu fase
lainnya. Kita tidak perlu memperhitungkan fase-fase tambahan ini
karena mereka tidak mengambil bagian dalam proses reaksi.
F.Katalis Homogen
Bagian ini meliputi penggunaan katalis dalam fase berbeda
dari reaktan. Contoh-contoh meliputi katalis padat dengan reaktanreaktan
dalam fase cair maupun gas.
202
10.4 Teori Tumbukan
Teori tentang tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang
mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi.
Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis
molekul A dan B sama dengan jumlah tumbukan yang terjadi per
satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan
yang terjadi persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan
konsentrasi B. Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan
semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.
Gambar 10.9 Tumbukan Molekul
Teori tumbukan ini ternyata memiliki beberapa kelemahan, antara
lain :
􀁸 Tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab
ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi
= energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya
akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan
energi pengaktifan (Ea).
􀁸 Molekul yang lebih rumit struktur ruangnya akan menghasilkan
tumbukan yang tidak sama jumlahnya jika dibandingkan dengan
molekul yang sederhana struktur ruangnya.
Teori tumbukan di atas diperbaiki oleh teori keadaan transisi
atau teori laju reaksi absolut. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada
suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang
bereaksi dalam tujuannya menuju ke keadaan akhir (produk).
Keadaan tersebut dinamakan keadaan transisi. Mekanisme reaksi
keadaan transisi dapat ditulis sebagai berikut:
Dimana:
- A dan B adalah molekul-molekul pereaksi
- T* adalah molekul dalam keadaan transisi
-C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi.
203
Secara diagram keadaan transisi ini dapat dinyatakan sesuai
kurva berikut:
Gambar 10.10 Kurva Hubungan Energi Reaksi Dengan Koordinat Reaksi
Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (Ea) merupakan
energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal itu
berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki energi paling
sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan
transisi (T*) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C + D).
Catatan : Energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah
energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar
dapat melangsungkan reaksi.
Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari
keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui
beberapa tahap reaksi.
Contoh :
4 HBr(g) O (g) 2 H O(g) 2 Br (g) 2 2 2 􀀎 􀁯 􀀎
A 􀀎 B 􀁯T * 􀁯 C 􀀎 D
204
Nilai dari k
bergantung pada
reaksi particular
yang diketahui
sebagai
temperature pada
saat reaksi terjadi
Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2
bereaksi dengan 4 molekul HBr.
Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang
berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus
antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O2 kecil sekali
kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil
adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1
molekul O2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam
beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :
Tahap 1: HOOBr (lambat)
2
HBr 􀀎 O 􀁯
Tahap 2: HBr 􀀎 HOOBr 􀁯 2HOBr (cepat)
Tahap 3:
(HBr HOBr H O Br ) x 2 (cepat) 2 2 􀀎 􀁯 􀀎 2 2 2 4 HBr 􀀎 O - - 􀀡 2H O 􀀎 2 Br
Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan
berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi
pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsung paling lambat.
Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut
"mekanisme reaksi" dan kecepatan berlangsungnya reaksi keseluruhan
ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi.
Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.
10.5 Orde Reaksi
Orde suatu reaksi ialah jumlah semua eksponen (dari
konsentrasi dalam persamaan laju. Orde reaksi juga menyatakan
besarnya pengaruh konsentrasi reaktan (pereaksi) terhadap laju reaksi
Jika laju suatu reaksi berbanding lurus dengan pangkat satu
konsentrasi dari hanya satu pereaksi
Laju = k [A]
Maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi orde pertama. Penguraian
N2O5 merupakan suatu contoh reaksi orde pertama. Jika laju reaksi itu
berbanding lurus dengan pangkat dua suatu pereaksi,
Laju = k[A]2
Atau berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari dua
pereaksi,
Laju = k [A][B]
Maka reaksi itu disebut reaksi orde kedua. Dapat juga disebut
orde terhadap masing-masing pereaksi. Misalnya dalam persamaan
terakhir itu adalah orde pertama dalam A dan orde dalam B, atau
orde kedua secara keseluruhan. Suatu reaksi dapat berorde ketiga
atau mungkin lebih tinggi lagi, tetapi hal-hal semacam itu sangat
jarang. Dalam reaksi yang rumit, laju itu mungkin berorde pecahan,
205
Satuan konstanta
laju umumnya
adalah mol L-1s-1.
misalnya orde pertama dalam A dan orde 0,5 dalam B atau berorde
1,5 secara keseluruhan.
Suatu reaksi dapat tak tergantung pada konsentrasi suatu
pereaksi. Perhatikan reaksi umum , yang ternyata berorde pertama
dalam A. Jika kenaikan konsentrasi B tidak menaikkan laju reaksi,
maka reaksi itu disebut orde nol terhadap B. Ini bisa diungkapkan
sebagai :
Laju = k[A][B]0 = k[A]
Orde suatu reaksi tak dapat diperoleh dari koefisien pereaksi
dalam persamaan berimbangnya. Dalam penguraian N2O5 dan NO2,
koefisien untuk pereaksi dalam masing-masing persamaan berimbang
adalah 2 tetapi reaksi pertama bersifat orde pertama dalam N2O5 dan
yang kedua berorde kedua dalam NO2. Seperti dilukiskan oleh contoh.
Contoh: Perhatikan reaksi umum 2A B 2AB 2 􀀎 􀁯
dan data eksperimen berikut :
Tabel 10.1 Data hasil eksperimen
Eksperimen [A] [B] Laju ml.L-1s-1
1 0,50 0,50 1,6x10-4
2 0,50 1,00 3,2x10-4
3 1,00 1,00 3,2x10-4
Tulislah persamaan laju yang paling mungkin untuk reaksi ini:
Jawaban :
Dengan membandingkan data dalam eksperimen 2 dengan
data eksperimen 1, orang akan melihat bahwa bila konsentrasi B2
diduakalikan, maka laju diduakalikan. Jadi reaksi itu berorde pertama
dalam B2. Dengan membandingkan data dalam eksperimen 3 dengan
data eksperimen 2, orang akan melihat bahwa bila konsentrasi A
diduakalikan, laju tidak berubah. Jadi reaksi itu berorde nol dalam A.
Maka persamaan laju yang paling mungkin adalah
􀀾 􀁀 􀀾 􀁀 2
Laju 􀀠 k A 0 B
atau
􀀾 􀁀 2 Laju 􀀠 k B
Suatu pereaksi malahan dapat tidak muncul dalam persamaan
laju suatu reaksi. Orde suatu reaksi diberikan hanya atas dasar
penetapan eksperimental dan sekedar memberi informasi mengenai
cara laju itu bergantung pada konsentrasi pereaksi-pereaksi tertentu.
Ramalan teoritis mengenai orde-orde (dari) reaksi-reaksi yang kurang
dikenal jarang berhasil. Misalnya mengetahui bahwa reaksi antara H2
206
dan I2 adalah orde kedua mungkin orang akan meramal bahwa reaksi
antara H2 dan Br2 juga akan berorde-kedua. Ternyata tidak, malahan
reaksi ini mempunyai persamaan laju yang lebih rumit.
Menentukan Orde reaksi
a. Jika tahap reaksi dapat diamati, orde adalah koefisien pada tahap
reaksi yang berjalan lambat.
Contoh: reaksi 2 2 2 4HBr 􀀎 O 􀁯2H O 􀀎 2Br
Berlangsung dalam tahapan sebagai berikut :
2 2
2
2 2
3.2 2 2 2
2. 2
1.
HBr HBrO HO Br
HBr HBrO HBrO
HBr O HBrO
􀀎 􀁯 􀀎
􀀎 􀁯
􀀎 􀁯
( )
( )
( )
cepat
cepat
lamba
Maka orde reaksi ditentukan oleh reaksi (1). Persamaan laju reaksi, V
= [HBr] [O2]. Orde reaksi total (lihat koefisien reaksi) = 1 + 1 = 2.
b. Jika tahap reaksi tidak bisa diamati, orde reaksi ditentukan melalui
eksperimen, konsentrasi salah satu zat tetap dan konsentrasi zat lain
berubah.
Contoh :
Reaksi : P 􀀎 Q 􀀎 R 􀁯 X 􀀎 Y
diperoleh data percobaan sebagai berikut :
Tabel 10.2 Orde reaksi
orde reaksi terhadap P, dicari dengan melihat konsentrasi [Q] dan [R]
yang tetap. Dari data (1) dan (3) dari konsentrasi [Q] dan [R] tetap,
[P] dinaikkan dua kali.
Jadi reaksi berlangsung 2 kali lebih cepat.
2m = 2 􀁯 m = 1
- Orde reaksi terhadap Q, lihat konsentrasi [P] dan [R] yang tetap
yakni sebagai berikut.
Data (4) dan (5) 􀁯 1,5 kali lebih cepat
Data (1) dan (4) 􀁯 2 kali lebih cepat
Data (1) dan (5) 􀁯 3 kali lebih cepat
[P] [Q] [R] Waktu
1 0,1 0,1 0,2 6 menit
2 0,1 0,1 0,3 6 menit
3 0,2 0,1 0,2 3 menit
4 0,1 0,2 0,2 3 menit
5 0,1 0,3 0,2 2 menit
207
Ingat : orde reaksi ditentukan oleh tahap reaksi yang paling lambat
1,5n = 1,5
n = 1
- Orde reaksi terhadap R, lihat konsentrasi [P] dan [Q] tetap yakni
data (1) dan (2). Konsentrasi R dinaikkan 1,5 kali, ternyata reaksi
berlangsung sama cepat.
1,5x = 1
x = 0
Maka persamaan laju reaksinya sebagai berikut:
V = k[P] [Q]
KESIMPULAN
Laju reaksi. kecepatan atan laju reaksi di kontrol oleh 5 faktor :
1. sifat reaktan
2. kemampuan reaktan untuk bertemu
3. konsentrasi reaktan
4. temperatur
5. adanya katalis
penentuan lahu reaksi kimia menggunakan persamaan :
laju 􀀠 􀀧(konsentrasi) / 􀀧(waktu)
Hukum laju untuk reaksi berhubungan dengan laju reaksi dengan
konsentrasi molar reaktan.
Latihan Soal :
1. Kenaikan suhu akan memperbesar laju reaksi karena
pertambahan ...
a. Energi aktivasi
b. Konsentrasi zat pereaksi
c. Energi kinetik molekul pereaksi
d. Tekanan
e. Luas permukaan zat pereaksi
2. Korek api dapat menyala bila digesekkan, hal ini merupakan
pengaruh laju reaksi oleh :
a. Tekanan
b. Volume
c. Katalis
d. Konsentrasi
e. Suhu
3. Energi katalis adalah ...
a. Energi tabrakan yang menghasilkan reaksi
b. Energi minimum yang diperlukan untuk bereaksi
c. Energi kinetik molekul-molekul yang bereaksi
d. Energi yang dihasilkan dari suatu reaksi
e. Energi tambahan supaya zat bisa bereaksi
4. Faktor berikut akan menambah laju reaksi, kecuali ...
208
a. Pada suhu tetap ditambah katalis
b. Pada suhu tetap, tekanan diperbesar
c. Pada suhu tetap, volume diperbesar
d. Pada volume tetap ditambah zat pereaksi
5. Pada percobaan laju reaksi sebagai berikut :
1). 5 g keping seng, 2M, 300C
2). 5 g butiran seng, 2M, 300C
3). 5 g serbuk seng, 4M, 300C
4). 5 g serbuk seng, 4M, 400C
5). 5 g keping seng, 4M, 400C
Manakah yang mempunyai laju reaksi yang paling cepat :
a. 1
b. 2
c. 3
d. 4
e. 5
6. Apa definisi laju reaksi dan bagaimana persamaannya?
7. Sebutkan prinsip-prinsip hukum laju reaksi!
8. Sebutkan faktor-faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi!
9. Mengapa katalis dalam suatu reaksi memberikan peranan
penting?
10. Jika konsentrasi semakin besar apa yang terjadi pada reaksi?
11. Apa yang kamu ketahui tentang tumbukan? Ceritakan bagaimana
suatu tumbukan bisa terjadi dan faktor-faktor apa saja yang
mempengaruhi suatu tumbukan!
12. Sebutkan beberapa kelemahan teori tumbukan!
13. Apa yang dimaksud energi pengaktifan (Ea)?
14. Gambarkan dan jelaskan kurva hubungan energi reaksi dengan
koordinat reaksi!
15. Suatu reaksi berlangsung selama 4 jam pada suhu 25oC. Berapa
kalikah laju reaksi akan meningkat, jika suhu diubah menjadi
65oC?
16. Apa yang dimaksud orde reaksi? Berikan contoh ungkapan
persamaan laju reaksi dengan orde reaksi adalah 2!
A1
DAFTAR PUSTAKA
Nicholls L., Ratcliffe, M., (2000), Chemistry, 1st Ed.,
Collins Advanced Modular Sciences, London.
Ratcliff, B., Eccles, H., Johnson D., Nicholson, J.,
Raffan, J. (2002), Chemistry 1, 2nd Ed.,
Cambridge Advances, Sciences, Cambridges
University Press, Cambridge.
Ratcliff, B., Eccles, H., (2001), Chemistry 2, 1st Ed.,
Cambridge Advances, Sciences, Cambridges
University Press, Cambridge.
Brown, L. S., Holme, T. A., (2006), Chemistry for
Engineering Students, Thomson Books/Cole,
Canada.