Rangkuman Kimia Sma (prisip Dan Dasar Kimia Umum).pdf

Resa Wardana Saputra

RANGKUMAN KIMIA PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

SMA

ABSTRAK RANGKUMAN INI DISUSUN SECARA SISTEMATIS, DIHARAPKAN AGAR LEBIH MUDAH DALAM PEMAHAMAN , PEMAHAMAN DALAM KIMIA LEBIH DIPRIORITASKAN KARENA DALAM MEMPELAJARI KIMIA , KONSEP DIUTAMAKAN DAN ADANYA KETERKAITAN MATERI. DIAMBIL DARI BERBAGAI SUMBER DAN RANGKUMAN PRIBADI UNTUK MATERI KELAS XII SEBAGIAN DIAMBIL DARI MODUL BU SINI SMAN 2 BANTUL KELAS XII

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 2

DAFTAR ISI

UNIT I : INTRODUKSI 1. 2. 3. 4. 5.

ATOM.........................................................................................................................................................6 SISTEM PERIODIK UNSUR.............................................................................................................11 KIMIA KUANTUM SEDERHANA..................................................................................................18 TATA NAMA SENYAWA KIMIA....................................................................................................31 STOIKIOMETRI....................................................................................................................................37

UNIT II : IKATAN KIMIA 6. IKATAN ION..........................................................................................................................................45 7. IKATAN KOVALEN.............................................................................................................................45 8. VSEPR DAN HIBRIDISASI...............................................................................................................51 UNIT III : MOLEKULAR KINETIK FASA 9. GAS...........................................................................................................................................................58 10. LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON ELEKTROLIT................................................................59 11. GAYA ANTAR MOLEKUL.................................................................................................................62 12. SIFAT KOLIGATIF LARUTAN........................................................................................................66 13. REAKSI REDUKSI OKSIDASI.........................................................................................................68 14. KOLOID..................................................................................................................................................73 UNIT IV : KIMIA KESETIMBANGAN 15. TERMOKIMIA......................................................................................................................................86 16. KESETIMBANGAN KIMIA...............................................................................................................96 17. ASAM-BASA.......................................................................................................................................103 18. KELARUTAN DAN HASIL KALI KELARUTAN.....................................................................125 19. ELEKTROKIMIA...............................................................................................................................134 UNIT V : LAJU DAN PROSES KIMIA 20. LAJU REAKSI.....................................................................................................................................139 21. KIMIA INTI........................................................................................................................................144 UNIT VI : INTRODUKSI KIMIA ANORGANIK 22. UNSUR-UNSUR UTAMA DALAM SISTEM PERIODIK UNSUR......................................149 23. UNSUR-UNSUR PERIODE KETIGA..........................................................................................157 24. UNSUR-UNSUR TRANSISI PERIODE KEEMPAT................................................................161

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 3

UNIT VII : INTRODUKSI KIMIA ORGANIK 25. HIDROKARBON..............................................................................................................................165 26. SENYAWA TURUNAN ALKANA...............................................................................................170 27. BENZENA DAN TURUNANNYA...............................................................................................188 UNIT VIII : INTRODUKSI BIOKIMIA 28. POLIMER...........................................................................................................................................193 29. KARBOHIDRAT...............................................................................................................................200 30. ASAM AMINO DAN PROTEIN...................................................................................................204 31. LIPID...................................................................................................................................................210

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 4

UNIT I : INTRODUKSI BAB: 1. 2. 3. 4. 5.

STRUKTUR ATOM SISTEM PERIODIK UNSUR KIMIA KUANTUM SEDERHANA TATA NAMA SENYAWA KIMIA STOIKIOMETRI

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 5

BAB 1 STRUKTUR ATOM

PERKEMBANGAN MODEL ATOM 1. MODEL ATOM DALTON John Dalton mengemukakan hipotesa tentang atom berdasarkan hukum kekekalan massa (Lavoisier) dan hukum perbandingan tetap (Proust). Teori yang diusulkan Dalton: • • • •

Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda. Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen. Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.

Hipotesa Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti ada tolak peluru.

Model atom Dalton, seperti bola pejal

Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan listrik. Bagaimana mungkin suatu bola pejal dapat menghantarkan listrik, padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menyebabkan terjadinya daya hantar listrik.

2. MODEL ATOM THOMSON Kelemahan dari Dalton diperbaiki oleh JJ. Thomson, eksperimen yang dilakukannya tabung sinar katoda. Hasil eksperimennya menyatakan ada partikel bermuatan negatif dalam atom yang disebut elektron. Thomson mengusulkan model atom seperti roti kismis atau kue onde-onde. Suatu bola pejal yang permukaannya dikelilingi elektron dan partikel lain yang bermuatan positif sehingga atom bersifat netral.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 6

Model atom Thomson seperti roti kismis Kelemahan model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

3. MODEL ATOM RUTHERFORD Eksperimen yang dilakukan Rutherford adalah penembakan lempeng tipis dengan partikel alpha. Ternyata partikel itu ada yang diteruskan, dibelokkan atau dipantulkan. Berarti di dalam atom terdapat susunan-susunan partikel bermuatan positif dan negatif. Hipotesa dari Rutherford adalah atom yang tersusun dari inti atom dan elektron yang mengelilinginya. Inti atom bermuatan positif dan massa atom terpusat pada inti atom. Kelemahan dari Rutherford tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom. Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengitari inti ini disertai pemancaran energi sehingga lama - kelamaan energi elektron akan berkurang dan lintasannya makin lama akan mendekati inti dan jatuh ke dalam inti Ambilah seutas tali dan salah satu ujungnya Anda ikatkan sepotong kayu sedangkan ujung yang lain Anda pegang. Putarkan tali tersebut di atas kepala Anda. Apa yang terjadi? Benar. Lama kelamaan putarannya akan pelan dan akan mengenai kepala Anda karena putarannya lemah dan Anda pegal memegang tali tersebut. Karena Rutherford adalah telah dikenalkan lintasan/kedudukan elektron yang nanti disebut dengan kulit. 4. MODEL ATOM BOHR Kelemahan dari Rutherford diperbaiki oleh Niels Bohr dengan percobaannya menganalisa spektrum warna dari atom hidrogen yang berbentuk garis. Hipotesis Bohr adalah : • •

Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif di dalam suatu lintasan. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke yang lain dengan menyerap atau memancarkan energi sehingga energi elektron atom itu tidak akan berkurang. Jika berpindah lintasan ke lintasan yang lebih tinggi maka elektron akan menyerap energi. Jika beralih ke lintasan yang lebih rendah maka akan memancarkan energi.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 7

Kelebihan atom Bohr adalah bahwa atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnyaelektron. Kelemahan model atom ini adalah: tidak dapat menjelaskan spekrum warna dari atom berelektron banyak. Sehingga diperlukan model atom yang lebih sempurna dari model atom Bohr.

PARTIKEL PENYUSUN ATOM Perkembangan model yang didasari oleh hasil eksperimen menghasilkan data partikel dasar penyusun atom, seperti Tabel : Muatan Nama Penemu Lambang Partikel (Tahun)

Massa

Absolut Relatif (C=Coulomb)

Proton

P

Eugene Goldstein (1886)

+1

Elektron

E

JJ. Thomson (1897)

-1

N

James Chadwick (1932)

Neutron

0

0

kg

sma

1,0073

10087

NOMOR ATOM DAN NOMOR MASSA Suatu atom memiliki sifat dan massa yang khas satu sama lain. Dengan penemuan partikel penyusun atom dikenal istilah nomor atom (Z) dan nomor massa (A). Jumlah proton dalam suatu atom disebut nomor atom yang diberikan lambang Z. Nomor atom ini merupakan ciri khas suatu unsur, karena atom bersifat netral maka jumlah proton sama dengan jumlah elektronnya. Sehingga nomor atom juga menunjukan jumlah elektron. PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 8

Elektron inilah yang nantinya paling menentukan sifat suatu unsur. Nomor atom ditulis agak ke bawah sebelum lambang unsur. Atom oksigen mempunyai 8 proton dan 8 elektron sehingga nomor atomnya 8. Seperti diuraikan sebelumnya massa elektron sangat kecil, dianggap nol. Sehingga massa atom ditentukan oleh inti atom yaitu proton dan neutron. Nomor massa ditulis agak ke atas sebelum lambang unsur. Atom oksigen mempunyai nomor atom 8 dan nomor massa 16, sehingga atom oksigen mengandung 8 proton dan 8 neutron. Nomor Massa (A) = Jumlah proton + Jumlah neutron

Atau Jumlah neutron = Nomor massa – Nomor atom Penulisan lambang atom unsur menyertakan nomor atom dan nomor massa. dimana : A = nomor massa Z = nomor atom X = lambang unsur Contoh : Hitunglah jumlah proton, elektron dan neutron dari unsur berikut: 1.

2.

3.

Jawab :

1.

Jumlah proton = 19 Jumlah elektron = 19 Jumlah neutron = 39 – 19 = 20

2.

Jumlah proton = 13 Jumlah elektron = 13 Jumlah neutron = 27 – 13 = 14

3.

Jumlah proton = 26 Jumlah elektron = 26 Jumlah neutron = 56 – 26 = 30

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 9

BAB 2 SISTEM PERIODIK UNSUR

Sistem Periodik Modern Sistem periodik modern disusun berdasarkan hukum periodik modern yang menyatakan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomya. Artinya, jika unsur- unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya, maka sifat-sifat tertentu akan berulang secara periodik. Itu sebabnya tabel unsur-unsur tersebut dinamai Tabel Periodik. Periode Lajur-lajur horizontal dalam sistem periodik disebut periode. Sistem periodik modern terdiri atas 7 periode. Jumlah unsur pada setiap periode sebagai berikut

Periode 1 2 3 4 5 6 7

Jumlah Unsur 2 8 8 18 18 32 32

Nomor Atom 1-2 3-10 11-18 19-36 37-54 55-86 87-118

Periode 1, 2,3 disebut periode pendek karena berisi relatif sedikit unsur, sedangkan periode 4 PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 10

dan seterusnya disebut periode panjang. Golongan Kolom-kolom vertikal dalam sistem periodik disebut golongan. Penempatan unsur dalam golongan berdasarkan kemiripan sifat. Sistem periodik modern terdiri atas 18 kolom vertikal. Ada dua cara penamaan golongan, yaitu: o

o

Sistem 8 golongan. Menurut cara ini, sistem periodik dibagi menjadi 8 golongan yang masing-masing terdiri atas golongan utama (golongan A) dan golongan tambahan (golongan B). Unsur-unsur golongan B disebut juga unsur transisi. Nomor golongan ditulis dengan angka Romawi. Golongan-golongan B terletak antara golongan IIA dan IIIA. Golongan VIIIB terdiri atas 3 kolom vertikal. Sistem 18 Golongan. Menurut cara ini, sistem periodik dibagi kedalam 18 golongan, yaitu golongan 1 sampai dengan 18, dimulai dari kolom paling kiri. Unsur-unsur transisi terletak pada golongan 3-12

Beberapa golongan unsur dalam sistem periodik mempunyai nama khusus, diantaranya: o o o o o

Golongan IA Golongan IIA Golongan VIIA Golongan VIIIA

: logam alkali (kecuali hidrogen) : logam alkali tanah : halogen : gas mulia

Unsur transisi dan transisi dalam •

Unsur Transisi

Unsur-unsur yang terletak pada golongan-golongan B disebut unsur transisi atau unsur peralihan. Unsur-unsur tersebut merupakan peralihan dari golongan IIA ke golongan IIIA, yaitu unsur-unsur yang dialihkan hingga ditemukan unsur yang mempunyai kemiripan sifat dengan golongan IIIA •

Unsur transisi dalam

Dua baris unsur yang ditempatkan dibagian bawah Tabel Periodik disebut unsur transisi dalam, yaitu terdiri dari: o

o

Lantanida, yang beranggotakan nomor atom 57-70 (14 unsur). Ke-14 unsur ini mempunyai sifat yang mirip dengan lantanium (La), sehingga disebut lantanoid atau lantanida Aktinida, yang beranggotakan nomor atom 89-102 (14 unsur). Ke-14 unsur ini sangat mirip dengan aktinium, sehingga disebut aktinoida atau aktinida

Semua unsur transisi dalam sebenarnya menempati golongan IIIB, yaitu lantanida pada periode keenam dan aktinida pada periode ketujuh. Jadi, golongan IIIB periode keenam dan periode ke tujuh, masing-masing berisi 15 unsur. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Sistem Periodik Hubungan antara letak unsur dalam sistem periodik dengan konfigurasi elektronnya dapat disimpulkan sebagai berikut.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 11

• •

Nomor periode sama dengan jumlah kulit Nomor golongan sama dengan elektron valensi

Berdasarkan hubungan tersebut, maka letak unsur dalam sistem periodik dapat ditentukan berdasarkan konfigurasi elektron. Sifat-sifat Periodik Unsur Sifat periodik adalah sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom, yaitu dari kiri ke kanan dalam satu periode, atau dari atas ke bawah dalam satu golongan. Jari-jari Atom Jari-jari atom adalah jarak dari inti hingga kulit elektron terluar. Besar kecilnya jari-jari atom terutama ditentukan oleh dua faktor, yaitu jumlah kulit dan muatan inti. Untuk unsur-unsur segolongan, semakin banyak kulit atom, semakin besar jarijarinya. Untuk unsur-unsur seperiode, semakin besar muatan inti, maka semakin kuat gaya tarik inti terhadap elektron, sehingga semakin kecil jari-jarinya o

Energi Ionisasi Energi Ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang terikat paling lemah oleh suatu atom atau ion dalam wujud gas. Hubungan energi ionisasi dengan nomor atom. • •

dalam satu golongan, dari atas ke bawah, energi ionisasi semakin kecil dalam satu periode, dari kiri ke kanan, energi ionisasi cenderung bertambah

Besar kecilnya energi ionisasi bergantung pada besar gaya tarik inti terhadap elektron kulit terluar, yaitu elektron yang akan dilepaskan. Semakin kuat gaya tarik inti, semakin besar energi ionisasi PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 12

•

•

dalam satu golongan, dari atas ke bawah, jari-jari atom bertambah besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin lemah. Oleh karena itu, energi ionisasi berkurang dalam satu periode, dari kiri ke kanan, jari-jari atom berkurang, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron semakin kuat. Oleh karena itu energi ionisasi bertambah

Afinitas Elektron Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dihasilkan atau dilepaskan apabila suatu atom menarik sebuah elektron • • •

Dalam satu golongan dari atas ke bawah, afinitas elektron cenderung berkurang Dalam satu periode dari kiri ke kanan, afinitas elektron cenderung bertambah Kecuali unsur alkali tanah dan gas mulia, semua unsur golongan utama mempunyai afinitas elektronn bertanda negatif. Afinitas elektron terbesar dimiliki oleh golongan halogen

Keelektronegatifan Keelektronegatifan adalah kecenderungan suatu atom dalam menarik pasangan elektron yang digunakan bersama dalam membentuk ikatan. Unsur yang mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron yang besar tentu akan mempunyai keelektronegatifan yang besar pula. Sifat Logam dan Nonlogam Sifat logam bergantung pada energi ionisasi. Semakin besar energi ionisasi, semakin sukar bagi atom untuk melepas elektron, dan semakin berkurang sifat logamnya.

Kereaktifan Kereaktifan suatu unsur begantung pada kecenderungannya melepas atau menarik elektron. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, mula-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 13

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 14

Smart Solution urutan golongan I-VIII A

H,Be,B,C,N,O,F,He : Hanya Belajar Baca Nofel Hehehe.... GOLONGAN A: I A = H,Li,Na,K,Rb,Cs,Fr 1. Helina Kawin Robi Cs Frustasi 2. Hari Libur Nanti Kita Rebut Calon Suaminya Friska II A = Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra 1. 2. 3. 4. 5.

Bebek Mangan Cacing Seret Banget Rasane Beli Mangga Cap Sri Baginda Raja Beli Mangga Campur Sirsak Bagi Rasa Bemo Mogok Campur Srempet Bajaj Rama Bebek Mangan Cacing Kesrempet Ban Radial

III A = B,Al,Ga,In,Tl 1. Bu Ali Gagal Injak Telor 2. Balga Intlek IV A = C,Si,Ge,Sn,Pb 1. Caca Si Genit Seneng Plembungan 2. Cowok Sikile Gede Seneng Perawan Bahenol V A = N,P,As,Sb,Bi 1. Nembak Pacar Asal Sabar Bisa 2. Nonton Porno Asia Saben Bengi VI A = O,S,Se,Te,Po 1. Orang Stres Selalu Tendang Pohon 2. Ogah Sabar Sekarang Tembak Polisi VII A = F,Cl,Br,I,At 1. Festival Celana Biru Itu Antik 2. Fanta Coca-cola Bir Idaman Ati VIII A = He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn 1. Heboh Negata Arab Karena Xerangan Ranjau 2. Heboh Negar Argentina Karena Xepakan Ronaldo Smart Solution urutan golongan III-IIB Sc,Ti,V,Cr,Mn,Fe,Co,Ni,Cu,Zn : Sctiv Cari Manager Feminim Cowok Nikah Cukup Zenius

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 15

GOLONGAN B: III B = Sc,Y,La,Ac 1. Scoppy Yang Lagi Ancur IV B = Ti,Zr,Hf,Rf 1. Tiga Zorro Hafal Reformasi V B = V,Nb,Ta,Db 1. Vira Nebeng Taxi Db 2. Vira Nabung Tabungan Di Bank VI B = Cr,Mo,W,Sg 1. Cari Motor Warga Singapura VII B = Mn,Tc,Re,Bh 1. Menantu Tercantik Rebutan Bh VIII B (1) = Fe,Ru,Os,Hs 1. Februari Ospek Heboh Sangat VIII B (2) = Co,Rh,Ir,Mt 1. Cowok Ramah Insinyur Matematika VIII B (3) = Ni,Pd,Pt 1. Niat Pd dan Patuh I B = Cu,Ag,Au 1. Cucu Agus di Australia II B = Zn,Cd,Hg 1. Zainudin Cd Haji Gaul Deret Lantanida =La,Ce,Pr,Nd,Pm,Sm,Eu,Gd,Tb,Dy,Ho,Er,Tm,Yb,Lu 1. (+La) Cewek Prancis Ndeso Pamer Simpanan Euro Ga Ditabung Diya Hobi Erobik Temennya Ya Bu Lurah Deret Aktinida = Ac,Th,Pa,U,Np,Pu,Am,Cm,Bk,Cf,Es,Fm,Md,No,Lr 1. (+Ac) Tahu Pak Urip Nampak Pucat Amat Cemberut Bikin Chef Esa Family Mendadak Nolak Lamarannya.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 16

BAB 3 KIMIA KUANTUM SEDERHANA SUSUNAN ATOM 1. Nomor Atom dan Nomor Massa

Nomor Atom (Z) = Jumlah Proton (p) = jumlah elektron (e) Nomor Massa (A) = jumlah proton (p) + jumlah neutron (n)

AX z

✓ X = Lambang Atom ✓ A = Nomor Massa ✓ Z = Nomor Atom

✓ Jumlah proton (p) = Z ✓ Jumlah Elektron (e) = Z – muatan ✓ Jumlah Neutron = A – Z

2. Isotop,Isobar,dan Isoton a. Isotop ✓ Atom yang memiliki nomor atom sama namun massa

berbeda. Example: Isotop Hidrogen 1H1 , 2H1 , 3H1 b. Isobar ✓ Atom dari unsur yang nomor atom berbeda namun nomor massa

sama. Example: 14C6 dengan 14N7 c. Isoton ✓ Unsur berbda namun jumlah neutron

sama. Example: 31P15 dengan 32S16

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 17

KONFIGURASI ELEKTRON & DIAGRAN ORBITAL Konfigurasi (susunan) elektron suatu atom berdasarkan kulit-kulit atom tersebut. Setiap kulit atom dapat terisi elektron maksimum , dimana n adalah kulit ke berapa. Jika n = 1 maka berisi 2 elektron Jika n = 2 maka berisi 8 elektron Jika n = 3 maka berisi 18 elektron dan seterusnya. Lambang kulit dimulai dari K, L, M, N dan seterusnya dimulai dari dekat dengan inti Elektron disusun sedemikian rupa pada masing-masing kulit dan diisi maksimum sesuai daya tampung kulit tersebut. Jika masih ada sisa elektron yang tidak dapat ditampung pada kulit tersebut maka diletakkan pada kulit selanjutnya. Contoh: Pengisian konfigurasi elektron

Tabel 2. Konfigurasi elektron, pada atom golongan utama Perhatikan konfigurasi elektron pada unsur dengan nomor atom 19. Konfigurasi elektronnya bukanlah

Tetapi

K 2 2

L 8 8

M 9 8

N 1

Hal ini dapat dijelaskan bahwa elektron paling luar maksimum 8, sehingga sisanya harus 1 di kulit terluar. Begitu pula dengan nomor atom 20.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 18

Bagaimana dengan unsur dengan nomor atom 88? Unsur dengan nomor atom 88 akan terisi sesuai dengan kapasitas kulit pada kulit K, L, M dan N serta masih ada sisa 28. sisa ini tidak boleh diletakkan seluruhnya di kulit O, sisa ini diletakkan pada kulit sesudahnya mengikuti daya tampung maksimum kulit sebelumnya yang dapat diisi yaitu 18, 8 atau 2 sehingga sisanya diisikan sesuai Tabel 2 tersebut. B. BILANGAN KUANTUM Energi elektron dalam suatu orbital ditentukan oleh berbagai bilangan seperti bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth (l), dan bilangan kuantum magnetik (m). Energi perputaran elektron pada sumbunya ditentukan oleh bilangan kuantum spin (s). Bilangan kuantum utama (n), berharga 1, 2, 3, 4, ... dan seterusnya. Bilangan kuantum ini sesuai dengan kulit-kulit elektron dalam suatu atom, dengan demikian bilangan kuantum utama menunjukkan nomor kulit lintasan elektron. Bilangan kuantum azimuth (l), berharga 0, 1, 2, 3, ... (n - 1). Bilangan kuantum ini menunjukkan subkulit (sublintasan) dimana elektron bergerak dan juga menentukan bentuk orbital. subkulit l = 0 disebut juga orbital s (sharp) subkulit l = 1 disebut juga orbital p (principle) subkulit l = 2 disebut juga orbital d (diffuse) subkulit l = 3 disebut juga orbital f (fundamental) Hubungan harga n dengan l adalah harga l mulai dari 0 sampai dengan n-1: n = 1 mempunyai harga l = 0, ... (1 - 1) = 0 Kulit ke-1 mempunyai subkulit, yaitu: o

subkulit l = 0 atau orbital 1s

n = 2 mempunyai harga l = 0, ... (2 - 1) = 0, 1 Kulit ke-2 mempunyai 2 subkulit, yaitu: o

subkulit l = 0 atau orbital 2s PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 19

o

subkulit l = 1 atau orbital 2p

n = 3 mempunyai harga l = 0, ... (3 - 1) = 0, 1, 2 Kulit ke-3 mempunyai 3 subkulit, yaitu: o o o

subkulit l = 0 atau orbital 3s subkulit l = 1 atau orbital 3p subkulit l = 2 atau orbital 3d

n = 4 mempunyai harga l = 0, ... (4 - 1) = 0, 1, 2, 3 Kulit ke-4 mempunyai 4 subkulit, yaitu: o o o o

subkulit l = 0 atau orbital 4s subkulit l = 1 atau orbital 4p subkulit l = 2 atau orbital 4d subkulit l = 3 atau orbital 4f

Bilangan kuantum magnetik (m), berharga -l, ..., 0, ... +l. Bilangan kuantum ini menentukan kedudukan atau orientasi orbital. Contoh: Untuk n = 3 maka harga l = 0, 1, 2, jadi: l = 0 (orbital s), harga m = 0 berarti mempunyai 1 tingkat energi atau 1 orbital. l = 1 (orbital p), harga m = -1, 0, +1, berarti mempunyai 3 tingkat energi setingkat atau 3 orbital yaitu: px, py, dan pz. l = 2 (orbital d), harga m = -2, -1, 0, +1, +2 berarti mempunyai 5 tingkat energi yang setingkat atau 5 orbital yaitu: dx - y, dy - z, dx - z, dx2-y2, dz2. l = 3 (orbital f), harga m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 berarti mempunyai 7 tingkat energi yang setingkat atau 7 orbital. Bilangan kuantum spin (s), berharga + dan - (kemungkinan putar kanan = + dan kemungkinan putar kiri = ). Bilangan kuantum ini memberikan gambaran tentang arah perputaran elektron pada sumbunya sendiri. Setiap m mempunyai harga s = + dan s = - .

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 20

Tabel Kesimpulan Harga Masing-masing Bilangan Kuantum

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 21

Dalam penulisan konfigurasi elektron dan diagram orbital perlu berlandaskan pada tiga prinsip utama yaitu prinsip aufbau, aturan Hund dan aturan penuh setengah penuh. A. Azas Aufbau Azas Aufbau menyatakan bahwa :“Pengisian elektron dimulai dari subkulit yang berenergi paling rendah dilanjutkan pada subkulit yang lebih tinggi energinya”. Dalam setiap sub kulit mempunyai batasan elektron yang dapat diisikan yakni : Subkulit s maksimal berisi 2 elektron Subkulit p maksimal berisi 6 elektron Subkulit d maksimal berisi 10 elektron Subkulit f maksimal berisi 14 elektron Berdasarkan ketentuan tersebut maka urutan pengisian (kofigurasi) elektron mengikuti tanda panah pada gambar berikut!

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 22

Berdasarkan diagram di atas dapat disusun urutan konfigurasi elektron sebagai berikut : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 …. dan seterusnya Keterangan :

Jumlah elektron yang ditulis dalam konfigurasi elektron merupakan jumlah elektron maksimal dari subkulit tersebut kecuali pada bagian terakhirnya yang ditulis adalah elektron sisanya. Perhatikan contoh di bawah ini :

Jumlah elektron Sc adalah 21 elekron kemudian elektron-elektron tersebut kita isikan dalam konfigurasi elektron berdasarkan prinsip aufbau di atas. Coba kalian perhatikan, ternyata tidak selalu kulit yang lebih rendah ditulis terlebih dahulu (4s ditulis dahulu dari 3d). Hal ini karena semakin besar nomor kulitnya maka selisih energi dengan kulit di atasnya semakin kecil sementara jumlah sub kulitnya semakin banyak sehingga terjadi tumpang tindih urutan energi sub kulitnya. Untuk mempermudah penilisan tingkatenerginya digunakan prinsip aufbau di atas. Untuk keteraturan penulisan, 3d boleh ditulis terlebih dahulu dari 4s namun pengisian elektronnya tetap mengacu pada prinsip aufbau. hal ini terkesan remeh tapi penting..... jadi bila kalian disuruh menuliskan bilangan kuantum dari elektron terakhir dari Sc maka elektron tersebut terletak pada sub kulit 3d bukan 4s, walau dalam penulisan terakhir

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 23

sendiri adalah sub kulit 4s.....cirinya pada sub kulit 3d tidak terisi penuh elektron sedangkan sub kulit 4s nya terisi penuh.

Penulisan konfigurasi elektron dapat disingkat dengan penulisan atom dari golongan gas mulia yaitu : He (2 elektron), Ne (10 elektron), Ar (18 elektron), Kr (36 elektron), Xe (54 elektron) dan Rn ( 86 elektron). Hal ini karena pada konfigurasi elektron gas mulia setiap sub kulitnya terisi elektron secara penuh.

Skema yang digunakan untuk memudahkan penyingkatan sebagai berikut :

Contoh penyingkatan konfigurasi elektron :

Konfigurasi elektron dalam atom selain diungkapkan dengan diagram curah hujan, seringkali diungkapkan dalam diagram orbital. Ungkapan yang kedua akan bermanfaat dalam menentukan bentuk molekul dan teori hibridisasi. Yang harus diperhatikan dalam pembuatan diagram orbital : 1. Orbital-orbital dilambangkan dengan kotak 2. Elektron dilambangkan sebagai tanda panah dalam kotak 3. Banyaknya kotak ditentukan berdasarkan bilangan kuantum magnetik, yaitu:

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 24

4. Untuk orbital-orbital yang berenergi sama dilambangkan dengan sekelompok kotak yang bersisian, sedangkan orbital dengan tingkat energi berbeda digambarkan dengan kotak yang terpisah. 5. Satu kotak orbital berisi 2 elektron, satu tanda panah mengarah ke atas dan satu lagi mengarah ke bawah. Pengisan elektron dalam kotak-kotak orbital menggunakan aturan Hund. B. Aturan Hund Friedrich Hund (1927), seorang ahli fisika dari Jerman mengemukakan aturan pengisian elektron pada orbital yaitu : “orbital-orbital dengan energi yang sama, masing-masing diisi lebih dulu oleh satu elektron arah (spin) yang sama dahulu kemudian elektron akan memasuki orbitalorbital secara urut dengan arah (spin) berlawanan atau dengan kata lain dalam subkulit yang sama semua orbital masing-masing terisi satu elektron terlebih dengan arah panah yang sama kemudian sisa elektronnya baru diisikan sebagai elektron pasangannya dengan arah panah sebaliknya”. Coba perhatikan contoh diagram elektron di bawah ini, khususnya pada bagian akhirnya :

Pada pengisian diagram orbital unsur S pada konfigurasi 3p4, 3 elektron diisikan terlebih dahulu dengan gambar tanda panah ke atas baru sisanya 1 elektron digambar dengan tanda panah ke bawah. C. Aturan Penuh Setengah Penuh Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menyatakan bahwa : “suatu elektron mempunyai kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk susunan elektron yang lebih stabil.....untuk konfigurasi elektron yang berakhiran pada sub kulit d berlaku aturan penuh setengah penuh. Untuk lebih memahamkan teori ini perhatikan juga contoh di bawah ini : menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 dari contoh terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh....maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d. hal ini juga berlaku untuk kasus : PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 25

29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 menjadi 29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 Penentuan Periode dan Golongan Suatu Unsur Untuk menentukan letak periode suatu unsur relatif mudah. Periode suatu unsur sama dengan nomor kulit terbesarnya dalam konfigurasi elektron. musalnya : 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Nomor kulit terbesarnya adalah 4 (dalam 4s1) maka Cr terletak dalam periode 4 Sedangkan untuk menentukan golongan menggunakan tabel. Bila subkulit terakhirnya pada s atau p maka digolongkan dalam golongan A (utama) sedangkan bila subkulit terakhirnya pada d maka digolongkan dalam golongan B (transisi). Lebih lengkapnya coba perhatikan tabel di bawah ini :

Coba kalian perhatikan tabel di atas. Untuk memudahkan pengingatan golongan A dimulai dari golongan I A sedangkan golongan B dimulai dari III B. selain itu jika subkulit terakhirnya p atau d maka sub kulit s sebelumnya diikutkan. Pada golongan VI B dan I B berlaku aturan penuh setengah penuh. Sebagai contoh : 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Periode = 4 Golongan = VI B bentuk orbital s, p, d, dan f. ORIENTASI ORBITAL a. Orbital s Orbital yang paling sederhana adalah orbital s. Setiap subkulit s terdiri atas 1 buah orbital yang berisi 2 elektron. Orbital s berbentuk bola simetri yang menunjukkan bahwa elektron memiliki kerapatan yang sama, jika jarak dari inti atom juga sama. Semakin jauh letak elektron dari inti atom, kerapatannya semakin rendah. Nilai bilangan kuantum utama suatu orbital memengaruhi ukuran orbital. Semakin besar nilai bilangan kuantum utama, ukuran orbitalnya juga semakin besar.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 26

b. Orbital p

Gambar 2. Bentuk orbital s.

Bentuk orbital p seperti balon terpilin (cuping-dumbbell). Kepadatan elektron tidak tersebar merata, melainkan terkonsentrasi dalam dua daerah yang terbagi sama besar dan terletak pada dua sisi berhadapan dari inti yang terletak di tengah. Subkulit p terdiri atas 3 orbital, tiap orbital mempunyai bentuk yang sama. Perbedaan ketiga orbital terletak pada arah, di mana terkonsentrasinya kepadatan elektron. Biasanya orbital p digambarkan menggunakan satu kumpulan sumbu x, y, dan z, sehingga diberi tanda px, py dan pz.

Gambar 3. Bentuk orbital px 0, py+1) pz. sehingga terdapat 3 orientasi yang satu Pada subkulit p ini terdapat 3 nilai m (–1, o dan lainnya membentuk sudut 90 . [1]

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 27

c. Orbital d

Gambar 4. Orbital p digambar menggunakan satu kumpulan sumbu xyz.

Orbital d memiliki 5 orbital dengan bentuk yang kompleks dan orientasi yang berbeda. Empat orbital pertama memiliki bentuk yang sama, sedangkan satu orbital memiliki bentuk yang berbeda. Kelima orbital itu adalah dxy, dxz, dyz, dx2y2, dan dz2. Untuk lebih jelas, perhatikan gambaran orbital subkulit d di bawah ini.

Gambar 5. bentuk orbital dxy, dxz, dyz, dx2y2, dan dz2 Setiap orbital mempunyai 4 “lobe” kepadatan elektron. Adapun perbedaannya terletak pada arah berkumpulnya kepadatan elektron. Sementara itu, satu orbital lagi mempunyai bentuk berbeda, tetapi memiliki energi yang sama dengan keempat orbital d lainnya. d. Orbital f Orbital f mempunyai bentuk orbital yang lebih rumit dan lebih kompleks daripada orbital d. Setiap subkulit f mempunyai 7 orbital dengan energi yang setara.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 28

Gambar 6. Bentuk orbital f. [3] Orbital f (mempunyai 7 orbital) dan dikelompokan menjadi tiga kelompok, yaitu : [1] 1) kelompok pertama : fxyz 2 2 2 2 2 2) kelompok kedua : fx(z 2 - y ), fy(z - x ), fz(x - y ) 3) kelompok ketiga : 3fx , 33fy , fz Orbital ini hanya digunakan untuk unsur-unsur transisi yang letaknya lebih dalam.

BAB 4 TATA NAMA SENYAWA KIMIA Dahulu zat kimia diberi nama sesuai dengan nama penemunya,nama tempat,nama zat asal,sifat zat,dll. Dengan semakin bertambahnya jumlah zat baik ditemukan secara alami maupun buatan,maka perlu adanya tata nama yang dapat memudahkan penyebutan nama suatu zat. IUPAC ( International Union and Applied Chemistry )merupakan badan international yang membuat tata nama senyawa zat kimia yang ada di dunia ini. PENGELOMPOKAN SENYAWA: 1. SENYAWA ORGANIK 2. SENYAWA ANORGANIK: SENYAWA BINER & SENYAWA POLIATOMIK 1. TATA NAMA SENYAWA ORGANIK Jumlah senyawa organik sangat banyak dan tata nama senyawa organik lebih kompleks karena tidak dapat ditentukan dari rumus kimianya saja tetapi dari rumus struktur dan gugus fungsinya. Pada bab ini hanya dibahas tata nama senyawa organik yang sederhana saja, karena senyawa organik akan dibahas secara khusus pada materi HIDROKARBON & SENYAWA KARBON. Nama Senyawa Metana Etana Propana Etena Propena Etuna/asetilena Propuna Etanol Asam etanoat/cuka

Rumus Kimia CH4 C2H6 C3H8 C2H4 C3H6 C2H2 C3H4 C2H5OH CH3COOH

Rumus Struktur CH4 CH3-CH3 CH3-CH2-CH3 CH2 = CH2 CH3-CH = CH2 CH ≡ CH CH3-C ≡ CH CH3-CH2-OH CH3-COOH

2. TATA NAMA SENYAWA ANORGANIK ( SENYAWA BINER ) a. Tata nama senyawa biner dari non-logam dengan non-logam Senyawa Biner merupakan senyawa yang terdiri dari 2 unsur, misal CO2 yang terdiri dari unsur C dan O. 1. Khusus senyawa yang terdiri dari unsur C dan H , penulisannya C di depan dan H dibelakang walaupun keelektronegaifannya lebih besar C daripada H. Contoh : metana ditulis CH4 bukan H4C.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 30

2. Khusus senyawa yang terdiri dari unsur N dan H , penulisannya N di depan dan H dibelakang, meskipun kelektronegatifannya lebih besar N daripada H. Contoh : amonia ditulis NH3 bukan H3N. a. Aturan Nama Senyawa Nonlogam dengan Nonlogam 1. Senyawa biner nonlogam dengan nonlogam diberi aturan : Nama Senyawa Pertama + Nama Senyawa Kedua + ida 2. Jumlah unsur disebutkan dalam bahasa Yunani: 1 = mono 2 = di 3 = tri 4 = tetra 5 = penta 6 = heksa 7 = hepta 8 = okta 9 = nona 10 = deka 3. Unsur pertama tidak perlu disebutkan mono bila unsurnya hanya satu: Contoh : NO2 = Nitrogen Dioksida ( bukan Mononitrogen Dioksida ). 4. Untuk senyawa yang terdapat unsur hidrogen, jumlah unsur pertama maupun kedua tidak perlu disebut dengan awalan Yunani. Contoh: HCl = Hidrogen Klorida ( bukan Monohidrogen Monoklorida). b. Senyawa yang umum dikenal boleh tidak mengikuti aturan-aturan IUPAC. Contoh : Rumus Kimia

Nama Senyawa

H2O NH3 NaCl CaO CaCO3 Ca(OH)2 NaHCO3 Mg(OH)2

Air Amonia Garam Dapur Kapur tohor Marmer Kapur Tulis Soda Kue Susu Magnesia

b. Tata nama senyawa logam dengan non-logam a. Penulisan rumus senyawa logam dengan non-logam Unsur logam ditulis didepan dan nonlogam dibelakang. b. Aturan penamaan senyawa logam dengan non-logam

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 31

Unsur Logam + Unsur Nonlogam + ida Aturan yunani tidak perlu disebutkan untuk senyawa logam dengan nonlogam. c. Logam yang mempunyai biloks lebih dari 1, biloksnya ditulis dalam kurung dengan angka Romawi. Unsur logam + (biloks) + Unsur Nonlogam + ida Contoh : Cu2O = tembaga(I) oksida 3. TATA NAMA SENYAWA ANORGANIK ( SENYAWA POLIATOM ) Senyawa poliatom adalah senyawa yang dibentuk lebih dari dua atom yang berbeda. Pada umumnya senyawa ini dibentuk oleh ion-ion poliatomik. Ion-ion poliatomik itu sendiri adalah ion-ion yang terdiri atasa dua atom atau lebih yang terikat bersama,umumnya dijumpai tersusun atas unsur-unsur nonlogam. Nama–nama Kation No.

Lambang Ion

Nama Ion

No.

Lambang Ion

Nama Ion

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12.

Na+ K+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ Al3+ Zn2+ Ni2+ Ag+ NH4+ Pt4+

Natrium Kalium Magnesium Kalsium Stronsium Barium Alumunium Seng Nikel Perak Amonium Platina (IV)

13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24.

Sn2+ Sn4+ Pb2+ Pb4+ Fe2+ Fe3+ Hg+ Hg2+ Cu+ Cu2+ Au+ Au2+

Timah (II) Timah (IV) Timbal (II) Timbal (IV) Besi (II) Besi (III) Raksa (I) Raksa (II) Tembaga (I) Tembaga (II) Emas (I) Emas (III)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 32

Nama-nama Anion No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12.

Lambang Ion OHCNNO2NO3ClOClO2ClO3ClO4MnO4C2H3O2C2O42CO32-

Nama Ion Hidroksida Sianida Nitrit Nitrat Hipoklorit Klorit Klorat Perklorat Permanganat Asetat Oksalat Karbonat

No. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23.

Lambang Ion HCO3SO32HSO3SO42SCNS2O32CrO42Cr2O72PO33PO43HPO42-

24.

H2PO4-

Nama Ion Hidrogen karbonat Sulfit Hidrogen sulfit Sulfat Tiosianat Tiosulfat Kromat Dikromat Fosfit Fosfat Monohidrogen fosfat Dihidrogen fosfat

Unsur yang dapat membentuk 4 anion dengan atom O (gol. VII A) NO. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12.

Lambang Ion ClOClO2ClO3ClO4BrOBrO2BrO3BrO4IOIO2IO3IO4-

Nama Ion Hipoklorit Klorit Klorat Perklorat Hipobromit Bromit Bromat Perbromat Hipoiodit Iodit Iodat Periodat Beberapa catatan aturan:

a. Anion poliatomik umumnya lebih banyak dibandingkan kation poliatomik. Suatu kation poliatomik yang umum dijumpai adalah NH4+. b. Hanya sedikit anion poliatomik yang memiliki nama dengan akhiran "ida". Hanya OH (ion hidroksida) dan CN- (ion sianida). Sedangkan yang lainnya lebih banyak berakhiran "it" dan "at" dan ada juga berawalan "hipo" dan "per". c. Nama anion beroksigen diberi akhiran "at" (untuk atom oksigen lebih banyak) dan “it" (untuk atom oksigen lebih sedikit).

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 33

Contoh: Na2SO4 = natrium sulfat Na2SO3 = natrium sulfit K3PO4 = kalium fosfat K3PO3 = kalium fosfit d. Nama senyawa ion poliatomik adalah gabungan nama kation, nama anion dan angka indeks tidak disebutkan. Senyawa ion bersifat netral, jumlah muatan positif sama dengan jumlah muatan negatif. Contoh: Senyawa ion poliatom dari K+ dengan OH- : KOH (kalium hidroksida) Senyawa ion poliatom dari Mg2+ dengan NO3- : Mg(NO3)2 (magnesium nitrat) Senyawa ion poliatom dari Al3+ dengan SO4 2- : Al2(SO4)3 (aluminium sulfat) Jika membentuk lebih dari dua anion, tata nama senyawanya sebagai berikut: Ca2+ dengan ClO- : Ca(ClO)2 (kalsium hipoklorit) Ca2+ dengan ClO2- : Ca(ClO2)2 (kalsium klorit) Ca2+ dengan ClO3- : Ca(ClO3)2 (kalsium klorat) Ca2+ dengan ClO4 - : Ca(ClO4)2 (kalsium perklorat) TATA NAMA ASAM Asam adalah senyawa kovalen yang terdiri atas ion H+ (sebagai kation) dan suatu anion. Penamaan asam didahului dengan kata asam yang diikuti nama anion. 1. Senyawa Asam Oksi (asam poliatom) a. Unsur non logam hanya membentuk satu senyawa berakhiran –at. Contoh : H2CO3 (Asam Karbonat). b. Nonlogam yang membentuk 2 jenis asam , dengan oksigen sedikit berakhiran –it, oksigen berakhiran –at. Contoh: H2SO3 = asam sulfit H2SO4 = asam sulfat HNO2 = asam nitrit HNO3 = asam nitrat c. Senyawa asam oksihalogen , penamaan pada biloks atau jumlah oksigennya. Contoh: HClO = asam hipoklorit HClO2 = asam klorit HClO3 = asam klorat HClO4 = asam perklorat

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 34

2. Asam nonoksi , penamaan pada unsur nonlogam diberi akhiran –ida. Asam + nama nonlogam –ida Contoh : HCl = asam klorida HBr = asam bromida H2S = asam sulfida TATA NAMA BASA Pada umumnya basa adalah senyawa ion dari logam dengan ion OH-. Penamaannya diawali dengan menyebutkan ion logam dan diikuti dengan hidroksida. 1. Basa dari logam dengan biloks tunggal. Logam + hirdoksida Contoh: NaOH = natrium hidroksida Ca(OH)2 = kalsium hidroksida 2. Basa dari logam transisi/dengan biloks lebih dari 1. Logam + (biloks) + hidroksida Contoh : CuOH = tembaga (I) hidroksida Co(OH)2 = kobalt (II) hirdoksida

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 35

BAB 5 STOIKIOMETRI PERSAMAAN REAKSI KIMIA Persamaan reaksi adalah penulisan reaksi dengan menyatakan lambang unsur atau rumus kimia senyawa yang terlibat dalam reaksi serta menunjukkan kofisien reaksi zat yang bereaksi sama dengan kefisien zat hasil reaksi. Contoh : reaksi hidrogen dengan oksigen menghasilkan air Hidrogen (H)

+

Pereaksi

dengan

Oksigen (O2) Pereaksi

Air (H2O) menghasilkan

hasil produk

Dalam mempelajari kimia, diperlukan suatu persamaan reaksi kimia sebagai simbol adanya suatu reaksi kimia. Penulisan persamaan reaksi membutuhkan aspek kuantitatif dan aspek kualitatif. a. Aspek kuantitatif diperlukan dalam menyetarakan koefisien pereaksi dan hasil reaksi berdasarkan hukum kekekalan massa, yaitu jumlah massa sebelum reaksi sama dengan jumlah massa sesudah reaksi. Dengan demikian, reaksi dapat menunjukkan jumlah setiap zat yang terlibat dalam reaksi. Satu mol adalah banyaknya zat yang mengandung partikelpartikel zat itu sebanyak atom yang terkandung dalam 12 gram 12C sebanyak 6,023 × 1023 (tetapan Avogrado). b. Aspek kualitatif diperlukan dalam memberi tanda (simbol) sifat fisik dari pereaksipereaksi dan hasil reaksi, yaitu: 1) untuk zat padatan diberi simbol solid (s); 2) untuk zat cair diberi simbol liquid (l); 3) untuk zat bentuk gas diberi simbol gases (g); dan 4) untuk zat larutan diberi simbol aqueous (aq). Langkah-langkah penulisan suatu persamaan reaksi dapat ditulis sebagai berikut. 1. Menulis persamaan kerangka yaitu persamaan reaksi yang belum setara dengan reaktan di ruas kiri dan hasil di ruas kanan. 2. Menetapkan koefisien zat paling kompleks sama dengan 1. 3. Setarakan dahulu unsur yang terikat langsung dengan zat yang diberi koefisien 1. 4. Setarakan reaksi dengan mengatur koefisien reaktan dan hasil reaksi yang lain. HUKUM DASAR KIMIA Hukum dasar kimia meliputi: 1. Hukum Kekekalan Massa (hukum Lavoisier) 2. Hukum Perbandingan Tetap (hukum Proust) 3. Hukum Kelipatan Perbandingan (hukum Dalton)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 36

4. Hukum Perbandingan Volume (hukum Gay Lussac) 5. Hukum Avogadro A. Hukum Kekekalan Massa (hukum Lavoisier) Hukum ini dinyatakan oleh Antonie Laurent Lavoisier (1743-1794) yang dikenal sebagai hukum kekekalan massa yang berbunyi: “massa zat sebelum dan sesudah adalah sama.” Contoh : reaksi gas hidrogen (H2) dengan oksigen (O) H2(g) + O(g) →

H2O(g)

massa sebelum

massa sesudah

2g

16g

18g

B. Hukum Perbandingan Tetap (hukum Proust) Hukum ini dinyatakan oleh Joseph Louis Proust (1754-1826) yang dikenal sebagai hukum perbandingan tetap yang berbunyi: “perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap.” Contoh : perbandingan massa besi dan belerang pada senyawa FeS: FeS (g) 2,20 2,75 3,30

Fe (g) 1,40 1,75 2,10

S (g) 0,80 1,00 1,20

Perbandingan massa F & S 7:4 7:4 7:4

C. Hukum Kelipatan Perbandingan (hukum Dalton) Hukum ini dinyatakan oleh Dalton yang dikenal sebagai hukum kelipatan perbandingan yang berbunyi: ”dua unsur yang dapat yang dapat membentuk dua senyawa atau lebih, jika massa salah satu unsur dalam kedua senyawa sama ,maka perbandingan massa unsur satunya dalam kedua senyawa tersebut berbandung sebagai bilangan bulat dan bilangan sederhana.” Contoh: Nitrogen dan Oksigen dapat membentuk senyawa NO,NO2 & NO3, menurut Hukum Dalton: Senyawa NO NO2 NO3

Jumlah N (g) 1 1 1

Jumlah O (g) 1 2 3

Perbandingan Massa O 1:2:3

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 37

Massa N sama jadi perbandingan massa O (unsur yang lain) berbanding bulat dan sederhana yaitu 1:2:3 (berlaku hukum Dalton). D. Hukum Perbandingan Volume (hukum Gay Lussac) Hukum ini dinyatakan oleh Joseph Louis Gay Lussac (1805) yang dikenal sebagai hukum perbandingan volume yang berbunyi: “pada tekanan dan suhu sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi (reaktan) dan gas hasil reaksi (produk) adalah bilangan bulat dan sederhana.” Contoh: Amonia dibuat dari reaksi gas hidrogen dan gas nitrogen menurut persamaan: 3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g) Jika 6 liter hidrogen bereaksi dengan nitrogen untuk membentuk amonia , hitunglah volume N2 yang bereaksi serta volume NH3 yang terbentuk jika diukur pada kondisi temperatur dan tekanan sama. Jawab: Maka perbandingan koefisien H2 : N2 : NH3 adalah 3 : 1 : 2 Jadi , jika H2 = 6 L maka: N2 = 1/3 x 6 L = 2L NH3 = 2/3 x 6 L = 4L Jadi volume N2 bereaksi adalah 2L dan volume NH3 yang bereaksi adalah 4L. E. Hukum Avogadro Hukum ini dinyatakan oleh Amedeo Avogadro (1811) untuk melanjutkan eksperimen yang dilakukan oleh Gay Lussac. Hipotesis Avogadro : “pada tekanan dan suhu yang sama (P,T) , perbandingan volume gas-gas reaktan atau hasil reaksi sama dengan perbandingan jumlah mol gas-gas reaktan atau hasil reaksi.” Contoh : Sebanyak 3 g gas nitrogen bereaksi dengan hidrogen membentuk amonia (NH3) sebanyak 16g. Berapakah massa hidrogen yang dibutuhkan? Jawab: Berdasarkan hukum kekekalan massa , massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 38

Reaksi : N2 + 3H2  2NH3 Sehingga 3 + x = 16 g X = 13 g Jadi massa hidrogen yang dibutuhkan sebanyak 13 g. KONSEP MOL Komsep mol digunakan untuk menyatakan jumlah zat yang bereaksi.secara umum mol merupakan satuan jumlah zat yang menyatakan jumlah partikel zat yang sangat besar, dimana 1 mol adalah banyaknya zat yang mengandung jumlah partikel yng sama dengan jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-12 yaitu 6,02 x 1023 partikel. Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel Hubungan antara jumlah mol dan jumlah partikel dapat dirumuskan sebagai berikut. Satuan mol tidak selalu berupa bilangan genap,tetapi juga dapat berupa bilangan pecahan seperti 0,1 mol. Atom oksigen sejumlah 0,1 mol berarti mengandung jumlah atom oksigen sebesar 6,02 x 1023 partikel atom.

n=

𝑗𝑢𝑚𝑙𝑎ℎ 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑘𝑒𝑙 𝐿

=

𝑁 𝐿

jumlah partikel (N) = n x L

keterangan : n = mol unsur/senyawa N = jumlah partikel L = bilangan Avogadro = 6,02 x 1023

Hubungan Mol dengan Massa Massa 1 mol zat = Mr/Ar dalam gram. n = m : Ar atau m = n x Ar

(unsur)

keterangan : n = mol unsur / senyawa n = m : Mr atau m = n x Mr (senyawa) Ar = massa atom relatif m = massa unsur / senyawa Mr = massa molekul relatif KADAR ZAT DALAM CAMPURAN Presentase Massa Presentase massa yaitu massa (gram) zat dalam setiap 100 g campuran. 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑧𝑎𝑡

% = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑐𝑎𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎𝑛 x 100% Presentase Volume Presentase volume yaitu persen volume menyatakan jumlah mL zat dalam campuran.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 39

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑠𝑢𝑎𝑡𝑢 𝑧𝑎𝑡

% volume = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑐𝑎𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎𝑛 x 100% Bagian Per Juta atau Per Million (bpj atau ppm) Bpj atau ppm yaitu massa (mg) zat dalam setiap 1kg campuran. 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑧𝑎𝑡

bpj = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑐𝑎𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎𝑛 x 106 Molaritas (M) Banyaknya suatu zat dalam setiap L campuran. M= M=

𝑚𝑜𝑙 𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟 1000 𝑚𝐿

𝑔

x 𝑀𝑟

Molalitas (m) Jumlah mol zat dalam setiap kg campuran. m=

𝑚𝑜𝑙 𝑘𝑔 𝑔

m = 𝑀𝑟 x

1000 𝑝

Fraksi Mol Mol suatu zat dibgi jumlah mol seluruh zat dalam campuran. 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝐴

XA = 𝑚𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙

PERHITUNGAN KIMIA DAN PERSAMAAN REAKSI Hubungan antara Jumlah Mol, Partikel,Massa, dan Volume Gas dalam Persamaan Reaksi Kimia. Contoh : Sebanyak 3,1 . 1023 molekul KClO3 dipanaskan dan terurai 2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) 1. Berapa mol gas oksigen yang terbentuk? 2. Berapa volume gas oksigen yang terbentuk (STP)? 3. Berapa massa KCl yang terbentuk ? (Ar: K = 39, Cl = 35,5). Jawab: Diketahui: perbandingan koefisien reaksi = 2:2:3 Jumlah molekul KClO3 = 3,1 . 1023 molekul. Penyelesaian :

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 40

Jumlah molekul O2 = 3/2 x jumlah molekul KClO3 = 3/2 x 3,1 . 1023 = 4,65 . 1023 1. Mol O2 =

𝑗𝑢𝑚𝑙𝑎ℎ 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 𝐿

= 4,65 . 1023 : 6,02 . 1023 = 0,77 mol 2. Volume O2 = n x 22,4 = 0,77 x 22,4 = 17,2 liter

3. Jumlah molekul KCl = jumlah molekul KClO3 3,1 . 1023 molekul. Mol KCl =

𝑗𝑢𝑚𝑙𝑎ℎ 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 𝐿

= 3,1 . 1023 : 6,02 . 1023 = 0,5 mol Massa KCl = mol x Mr = 0,5 (39+ 35,5) = 37,25 g Pereaksi Pembatas Contoh : 2H2 + O2  2 H2O Pada persamaan reaksi diatas , sebanyak 2 mol gas H2 diperlukan untuk bereaksi dengan 1 mol O2 . Pada akhir reaksi yaitu setelah gas O2 habis dan reaksi tidak berlangsung lagi, masih tersisa 1 mol H2 . Dengan demikian , hasil reaksi dibatasi oleh pereaksi yang habis terlebih dahulu. Pereaksi ini disebut sebagai pereaksi pembatas. Contoh Penerapan : Sebanyak 2,7 g Al dibakar dengan 3,2 g O menurut reaksi : 4Al + 3O2  2Al2O3 1. Tentukan pereaksi pembatasnya! 2. Tentukan massa Al2O3 yang terbentuk! 3. Tentukan massa zat yang tersisa !

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 41

Jawab: 𝑚

2,7

Mol Al = 𝑀𝑟 = 27 = 0,1 mol 𝑚

3,2

Mol O2 = 𝑀𝑟 = 32 = 0,1 mol 1. Menentukan pereaksi pembatasnya dengan perbandingan jumlah mol dan koefisiennya. 𝑗𝑢𝑚𝑙𝑎ℎ 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑙 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐴𝑙

=

𝑗𝑢𝑚𝑙𝑎ℎ 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝑚𝑜𝑙 𝑂2

0,1 4

=

= 0,025

0,1 3

= 0,03

Karena perbandingan jumlah mol dengan koefisien Al < O2 sehingga sebagai pereaksi pembatasnya adalah Al. 2.

4Al Mula-mula : 0,1 Bereaksi : Sisa :

0,1

+

3O2 0,1 3 4

x 0,1 = 0,075

0,1 – 0,075 = 0,025

2Al2O3 –

 2 4

x 0,1 = 0,05 0,05

Sehingga mol Al2O3 = 0,05 mol Massa Al2O3 terbentuk = mol x Mr = 0,05 x 102 = 5,1 gram 3. Mol yang tersisa adalah O2 Mol O2 tersisa = 0,025 mol Massa O2 tersisa = 0,025 x 32 = 0,8 gram

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 42

UNIT III : IKATAN KIMIA BAB: 6 & 7. IKATAN ION DAN KOVALEN 8. VSEPR DAN HIBRIDISASI

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 43

BAB 6 & 7 IKATAN ION DAN KOVALEN 1. Aturan Oktet Atom-atom dikatakan stabil apabila konfigurasi elektronnya sama dengan konfigurasi gas mulia (golongan VIII A) yang dinamakan duplet untuk konfigurasi elektron terluarnya dua atau oktet untuk konfigurasi elektron terluarnya delapan. Untuk mencapai keadaan stabil seperti gas mulia, maka atom-atom membentuk konfigurasi elektron seperti gas mulia. Untuk membentuk konfigurasi elektron seperti gas mulia, dapat dilakukan dengan cara membentuk ion atau membentuk pasangan elektron bersama. 2. Lambang Lewis Lambang Lewis adalah lambang atom disertai elektron valensinya. Ikatan Ion (Ikatan Elektrovalen) Ikatan ion adalah ikatan kimia yang terbentuk karena adanya gaya tarik-menarik elektrostatis antara ion positif dengan ion negatif. Pembentukan senyawa ion : 1. 2. 3. 4.

Terjadi akibat terjadinya serah terima elektron Terjadi antara ion positif dan ion negatif Terjadi antara unsur logam dan nonlogam Terjadi antara unsur yang memiliki energi ionisasi dengan unsur afinitas elektron yang besar

Contoh: Pembentukan NaCl

Ikatan Kovalen Ikatan kovalen adalah ikatan yang terbentuk karena memiliki elektron yang digunakan bersama. Biasanya ikatan kovalen terjadi antara unsur sesama

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 44

nonlogam. Contoh :

Macam-macam Ikatan Kovalen Ikatan Kovalen Tunggal adalah ikatan yang menggunakan sepasang elektron contoh pembentukan molekul hidrogen

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 45

contoh pembentukan HCl (asam klorida)

Ikatan kovalen rangkap dua adalah ikatan yang menggunakan 2 pasang elektron contoh pembentukan molekul O2

Ikatan kovalen rangkap tiga adalah ikatan yang menggunakan tiga pasang elektron contoh pembentukan N2 (gas nitrogen)

Ikatan kovalen koordinat adalah ikatan kovalen dimana pasangan elektron yang digunakan bersama berasal dari satu atom saja.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 46

Contoh Pembentukan NH4+

KOVALEN POLAR 1. Pengaruh Perbedaan Keelektronegatifan terhadap Kepolaran Ikatan Kovalen

Jika suatu ikatan kovalen terbentuk dari dua buah atom nonlogam yang memiliki perbedaan keelektronegatifan yang besar, pasangan elektron akan lebih tertarik ke arah atom yang memiliki keelektronegatifan lebih besar. Akibatnya, atom yang lebih elektronegatif cenderung memiliki kelebihan muatan negatif (δ–), sedangkan atom yang kurang elektronegatif memiliki kelebihan muatan positif (δ+). Adanya dua kutub yang bermuatan berlawanan tersebut menyebabkan terbentuknya suatu dipol. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan atom-atom dalam suatu molekul, menyebabkan ikatan dalam molekul tersebut bersifat semakin polar.

Dalam molekul HCl, pasangan elektron yang membentuk ikatan kovalen anata atom H dengan atom Cl lebih tertarik ke arah atom Cl. Ikatan ini disebut sebagai ikatan kovalen polar. Ikatan kovalen polar terbentuk jika atom-atom yang berikatan memiliki perbedaan keelektronegatifan. Perbedaan ini menyebabkan pemisahan muatan pada atom-atom yang berikatan. Dengan demikian, pada molekul-molekul senyawa kovalen polar terbentuk kutub bermuatan positif dan kutub bermuatan negatif. Dengan kata lain, terbentuk dua kutub (dipol) dalam molekulmolekul yaang bersifat polar. Pada molekul HCl, keelektronegatifan H = 2,1 dan Cl = 3,0 sehingga terjadi perbedaan

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 47

keelektronegatifan yang besar. Akibat perbedaan keelektronegatifan tersebut, dalam molekul HCl timbul kutub positif pada atom H dan kutub negatif pada atom Cl. Dapat juga dikatakan bahwa atom H cenderung bermuatan positif (δ+) dan atom cl cenderung bermuatan negatif δ– Beberapa contoh senyawa dengan perbedaan keelektronegatifan besar dapat sobat lihat di bawah Senyawa Perbedaan Keelektronegatifan HF 1,9 (H=2,1; F=4,0) HCl

0,9 (H=2,1; Cl=3,0)

HBr

0,7 (H=2,1; Br=2,8)

HI

0,4 (H=2,1; I=2,5)

Jika atom-atom nonlogam berikatan dengan sesamanya dan membentuk molekul diatomik, ikatan yang terbentuk tidak memiliki perbedaan keelektronegatifan (perbedaan keelektronegatifan = 0). Dengan demikian, tidak terbentuk muatan ataupun dipol. Pada molekul Cl2, pasangan elektron yang membentuk ikatan kovalen antaratom Cl tertarik sama kuat ke kedua atom. Hal ini disebabkan keelektronegatifan kedua atomsama besar. Distribusi muatan yang sama ini menyebabkan molekul Cl2 tidak membentuk kutub-kutub. Ikatan ini disebut ikatan kovalen nonpolar. Contoh senyawa yang memiliki ikatan kovalen nonpolar adalah H2, N2, O2, I2 dan Br2. 2. Pengaruh Bentuk Molekul terhadap Kepolaran Molekul

Ikatan yang terbentuk antara atom C dan atom Cl memiliki perbedaan keelektronegatifan sebesar 0,4. Berarti, ikatan kovalen ini bersifat polar. Namun, jika atom C mengikat empat buah atom Cl dan membentuk molekul CCl4, lain cerita, molekulnya bersifat nonpolar. Mengapa?

Pada molekul CCl4, atom pusat C berada di tengah dan secara simetris mengikat keempat atom Cl. Hal tersebut meyebabkan tidak ada pemisahan muatan sehingga dipol tidak terbentuk. Jadi, walaupun ikatannya bersifat polar, molekulnya bersifat

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 48

nonpolar. Contoh senyawa lain yang memiliki bentuk molekul simetris dan bersifat nonpolar adalah CH4, BH3, BCl3, PCl5, dan CO2. Senyawa akan bersifat polar jika pada atom pusat dari molekul tersebut terdapat pasangan elektron bebas sehingga bentuk molekulnya menjadi tidak simetris. Senyawa apa sajakah yang bersifat polar? Contoh senyawa kovalen polar adalah NH3,PCl3, H2O, dan Cl2O. Perhatikan struktur Lewis untuk senyawa PCl3 dan H2O berikut.

Pada senyawa PCl3 terdapat sebuah PEB, dan pada senyawa H2O terdapat dua buah PEB sehingga kedua molekul tersebut menjadi tidak simetris dan bersifat polar. Molekul CH4 dan CCl4 memiliki bentuk simetris. Bagaimana dengan senyawa CHCl3? Jika sebuah atom Cl pada senyawa CCl4 digantikan oleh atom H, senyawa CHCl3 yang terbentuk menjadi tidak simetris sehingga bersifat polar.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 49

BAB 8 VSEPR DAN HIBRIDISASI Bentuk Molekul 1. Teori Domain Elektron

●Bentuk molekul tergantung pada susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI dan pasangan elektron bebas (PEB) atom pusat dalam molekul. Dapat dijelaskan dengan teori tolakan pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repultion) ● Molekul kovalen terdapat pasangan-pasangan elektron baik PEI maupun PEB.

Karena pasangan-pasangan elektron mempunyai muatan sejenis, maka tolakmenolak antarpasangan elektron. Tolakan (PEB - PEB) > tolakan (PEB - PEI) > tolakan (PEI - PEI) ● Adanya gaya tolak-menolak menyebabkan atom-atom yang berikatan membentuk struktur ruang yang tertentu dari suatu molekul dengan demikian bentuk molekul dipengaruhi oleh banyaknya PEI maupun PEB yang dimiliki pada atom pusat. ● Bentuk molekul ditentukan oleh pasangan elektron ikatannya Contoh molekul CH4 memiliki 4 PEI Merumuskan Tipe Molekul 1) Atom pusat dilambangkan dengan A 2) Domain elektron ikatan dilambangkan dengan X 3) Domain elektron bebas dinyatakan dengan E

Jumlah Pasangan Elektron2 Ikatan 3 (X) 2 4 3 2 5 4 3 2 6 5 4

Jumlah Pasangan 0 Elektron Bebas (E) 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2

Rumu s AX (AXn2E AX m)3 AX2E AX4 AX3E AX2E 25 AX AX4E AX3E AX22E 36 AX AX5E AX4E 2

Bentuk Molekul

Contoh

Linear Trigonal planar Bengkok Tetrahedron Piramida trigonal Planar bentuk V Bipiramida trigonal Bipiramida trigonal Planar bentuk T Linear Oktahedron Piramida sisiempat Sisiempat datar

CO2 BCl3 SO2 CH4 NH3 H2O PCl5 SF4 IF3 XeF2 SF6 IF5 XeF4

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 50

Dengan menggunakan teori VSEPR maka kita dapat meramalkan bentuk geometri suatu molekul. Dalam artikel ini maka akan di contohkan menentukan bentuk geometri molekul XeF2, XeF4, dan XeF6. Diantara molekul-molekul tersebut ada yang memiliki pasangan elektron bebas dan ada yang tidak, jadi molekul-molekul tersebut adalah contoh yang bagus untuk lebih memahami teori VSEPR. Pertama kita harus mementukan struktur lewis masing-masing molekul. Xe memiliki jumlah elektron valensi 8 sedangkan F elektron valensinya adalah 7.(lihat gambar dibawah)

Struktur Lewis XeF2 seperti gambar sebelah kiri, dua elektron Xe masing-masing diapakai untuk berikatan secara kovalen dengan 2 atom F sehingga meninggalkan 3 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe. Hal yang sama terjadi pada molekul XeF4 dimana 4 elektron Xe dipakai untuk berikatan dengan 4 elektron dari 4 atom F, sehingga meninggalkan 2 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe.

Lihat gambar diatas XeF2 memiliki 2 pasangan elekktron terikat (PET) dan 3 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 5 pasangan elektron yang terdapat pada XeF2, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF2 adalah trigonal bipiramid. Karena terdapat 3 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi ekuatorial pada kerangka trigonal bipiramid, sedangkan PET akan menempati posisi aksial yaitu pada bagian atas dan bawah. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 2 PET dan 3 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul linear. Jadi bentul molekul XeF2 adalah linier.(lihat gambar dibawah).

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 51

Lihat gambar strutur lewis XeF4 memiliki 4 pasangan elekktron terikat (PET) dan 2 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 6 pasangan elektron yang terdapat pada XeF4, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF4 adalah oktahedral. Karena terdapat 2 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi aksial pada kerangka oktahedral, sedangkan PET akan menempati posisi ekuatorial. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 4 PET dan 2 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul yang disebut segiempat planar. Jadi bentul molekul XeF2 adalah segiempat planar.(lihat gambar dibawah).

Bentuk molekul akan sama dengan susunan ruang elektron yang ada pada atom pusat jika tidak pasangan elektron bebas. Perhatikan gambar berbagai bentuk molekul berikut ini ! X : atom pusat E : pasangan elektron bebas

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 52

Teori Hibridisasi - Hibridisasi tidak hanya menyangkut tingkat energi, tetapi juga bentuk orbital gambar. Berdasarkan teori Hibridisasi, sebagai contoh C dengan 4 orbital hibrida sp3 (peletakan angka tiga merupakan pangkat dari sp), dapat membentuk 4 ikatan kovalen yang equivalen. Jadi, hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat. Contoh Berbagai Macam Hibridisasi Jumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yang terlihat pada hibridasi itu. Berbagai tipe hibridisasi disajikan dalam tabel berikut:

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 53

Namun Teori Hibridisasi berbeda dengan Teori domain elektron yang dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul, tetapi teori ini tidak dapat digunakan untuk mengetahui penyebab suatu molekul dapat berbentuk seperti itu. Sebagai contoh, teori domain elektron meramalkan molekul metana (CH4) berbentuk tetrahedron dengan 4 ikatan C-H yang ekuivalen dan fakta eksperimen juga sesuai dengan ramalan tersebut, akan tetapi mengapa molekul CH4 dapat berbentuk tetrahedron? Pada tingkat dasar, atom C (nomor atom = 6) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 54

Dengan konfigurasi elektron seperti itu, atom C hanya dapat membentuk 2 ikatan kovalen (ingat, hanya elektron tunggal yang dapat dipasangkan untuk membentuk ikatan kovalen). Oleh karena ternyata C membentuk 4 ikatan kovalen, dapat dianggap bahwa 1 elektron dari orbital 2s dipromosikan ke orbital 2p, sehingga C mempunyai 4 elektron tunggal sebagai berikut.

MENJADI

Namun demikian, keempat elektron tersebut tidaklah ekuivalen dengan satu pada satu orbital 2s dan tiga pada orbital 2p, sehingga tidak dapat menjelaskan penyebab C pada CH4 dapat membentuk 4 ikatan ekuivalen yang equivalen. Untuk menjelaskan hal ini, maka dikatakan bahwa ketika atom karbon membentuk ikatan kovalen dengan H membentuk CH4, orbital 2s dan ketiga orbital 2p mengalami hibridisasi membentuk 4 orbital yang setingkat. Orbital hibridanya ditandai dengan sp3 (peletakan angka tiga merupakan pangkat dari sp) untuk menyatakan asalnya, yaitu satu orbital s dan 3 orbital p.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 55

UNIT III : MOLEKULAR KINETIKA FASA BAB: 9. GAS 10. LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON-ELEKTROLIT 11. GAYA ANTAR MOLEKUL 12. SIFAT KOLIGATIF LARUTAN 13. REAKSI REDUKSI-OKSIDASI 14. KOLOID

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 56

BAB 9 GAS

Avogadro menyatakan bahwa volume setiap mol gas pada suhu 0°C (273K) dan tekanan 1 atm (76cmHg) mempunyai volume 22,4 liter sehingga kondisi tersebut dinamakan sebagai keadaan standar/STP (Standard Temperature and Pressure) yang dituliskan dengan (0°𝐶, 1 atm). V = n x 22,4 Ket: V = volume gas (STP) 𝑽 n= n = mol unsur/senyawa 𝟐𝟐,𝟒 Volume gas keadaan tidak STP sebagai berikut: PV = nRT Keterangan : P = tekanan gas (atm) V = volume gas (liter) n = mol gas (mol) R = tetapan gas (0,082 L atm/K) Hubungan Dalam Konsep Mol :L Jumlah Partikel (N)

xL :22,4

x Ar atau Mr Mol (n)

: Ar atau Mr

Massa (m)

x 22,4

Volume Gas STP (V)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 57

BAB 10 LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON-ELEKTROLIT

Larutan = Istilah yang lazim digunakan untuk menyatakan suatu bentuk campuran zat yang homogen. Suatu larutan terdiri atas zat pelarut (solvent) dan zat terlarut (solute). Dalam larutan tidak dapat membedakan lagi partikel zat pelarut dan zat terlarut. Pelarut merupakan komponen dengan jumlah banyak, sedangkan zat terlarut jumlahnya kecil. Larutan dapat bersifat sebagai penghantar arus listrik, khususnya larutan dalam wujud cair dengan pelarut air. Larutan umumnya bersifat cair (liquid = l) dengan pelarut air, tetapi ada juga yang berfase padat (solid = s) seperti kuningan,stainless steel dll, ataupun gas (g) seperti udara. Berdasarkan hal tersebut daya hantar listriknya larutan diklasifikasi sebagai berikut: LARUTAN : 1. LARUTAN ELEKTROLIT = ELEKTROLIT LEMAH 2. LARUTAN NONELEKTROLIT

LARUTAN ELEKTROLIT KUAT & LARUTAN

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Hal tersebut disebabkan adanya ion-ion positif dan ion-ion negatif yang berasal dari senyawa elektrolit yang terurai dalam larutan.semakin banyak jumlah ion semakin kuat daya hantarnya. Larutan nonelektrolit adalah larutan yang tidak dapat mnghantarkan arus listik yang dikarenakan zat-zat tersebut tetap berwujud molekul atau tidak terurai menjadi ion-ion yang tidak bermuatan listrik. Senyawa kovalen non-polar biasanya bersifat non-elektrolit. Molekul air bermuatan netral tetapi mempunyai ujung positif (H) dan ujung negatif (O) sehingga sangat efektif melarutkan senyawa ionik atau senyawa kovalen polar. Molekul-molekul air menstabilkan ion-on dalam larutan dengan mengelilingi ion-ion tersebut, sehingga kation tidak bergabung kembali dengan anion. Proses dimana sebuah ion dikelilingi oleh molekul-molekul air yang tersusun dalam keadaan tertentu disebut hidrasi. 𝒂𝒊𝒓

NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl- (aq) Suatu zat yang mempunyai daya hantar listrik kuat termasuk elektrolit kuat dan zat yang daya listriknya lemah termasuk elektrolit lemah.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 58

Contoh elektrolit kuat: Asam kuat (HCl,HBr,HI,H2SO4,HNO3 ) Basa kuat (NaOH,KOH,LiOH,Ca(OH)2, Ba(OH)2) Asam –asam oksihalogen (HClO,HIO,HClO3,HIO4) Garam (NaCl,KCl,CaCl2). Larutan –larutan tersebut terdisoisasi sempurna dalam air (𝛼 = 1), sehingga semua molekul terdisosiasi dan tidak ada molekul tersisa dalam larutan. Berbeda dengan larutan elektrolit lemah yang terionisasi sebagian ( 0 < α < 1 ), dalam larutan sebagian membentuk ion-ion sebagian lagi masih dalam bentuk molekul. Senyawa yang dalam larutannya dapat menghantarkan arus listrik berupa senyawa ion dan senyawa kovalen polar karena senyawa-senyawa tersebut dapat terionisasi saat dilarutkan dalam air. 1. Senyawa Ion Senyawa ion tersusun yang bentuknya padat dan kering . ion-ion penyusun senyawa ion dalam pelarutnya akan bergerak bebas sehingga larutan ion dapat menghantarkan arus listrik. Senyawa ion dalam bentuk kristal ,ion-ionnya tidak dapat bergerak bebas sehingga tidak dapat menghantarkan arus listrik. Contoh senyawa NaCl bila dilarutkan dalam air maka akan terionisasi sesuai dengan persamaan: 𝒂𝒊𝒓

NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl- (aq) Semua senyawa ion yang larut dalam air tergolong elektrolit kuat. 2. Senyawa Kovalen Polar Senyawa kovalen polar adalah senyawa apabila dilarutkan dalam air akan terurai menjadi ion-ion . Contoh : asam klorida (HCl) HCl pada suhu biasa berwujud gas dan sama sekali tidak mengandung ion. Ketika HCl dilarutkan ke dalam air , terjadi pembentukan ion H+ dan Cl𝒂𝒊𝒓

HCl(g) → H+ (aq) + Cl- (aq) Beberapa senyawa kovalen polar dapat berionisasi etepi tidak sempurna ( sedikit ion ) , maka larutan tergolong elektrolit lemah.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 59

Contoh dalam cuka mengandung asam asetat (CH3COOH) yang terionisasi sebagian: CH3COOH(aq)

CH3COOH-(aq) + H+(aq)

Larutan non elektrolit tidak dapat terionisasi (𝛼 = 0) sehingga tidak ada ion dalam larutan tetapi semua dalam bentuk molekul. Contoh larutan non-elektroit adalah larutan urea dan larutan glukosa. Secara kuantitatif, kuat lemahnya larutan elektrolit dapat diukur dari α = derajat disoisasi (untuk senyawa ion)/derajat ionisasi (untuk senyawa kovalen polar).

Perbedaan larutan elektrolit kuat ,elektrolit lemah, dan nonelektrolit Jenis Larutan Elektrolit Kuat

Elektrolit Lemah

Nonelektrolit

Jenis Zat Terlarut Senyawa ion (lelehan dan larutan) dan senyawa koalen polar (larutan) yang terionisasi sempurna (α=1). Senyawa kovalen polar yang terionisasi sebagian (0 < α < 1). Senyawa kovalen nonpolar yang tidak terionisasi ( α = 0 ).

Tes Nyala Lampu Terang

Tes Elektrode Tebentuk banyak gelembung gas

Redup

Terbentuk sedikit gelembung gas

Tidak menyala

Tidak terbentuk gelembung gas

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 60

BAB 11 GAYA ANTAR MOLEKUL Gaya Antar Molekul Gaya antar molekul adalah gaya tarik-menarik antar molekul yang saling berdekatan. Gaya antar molekul berbeda dengan ikatan kimia. Ikatan kimia, seperti ikatan ionik, kovalen, dan logam, semuanya adalah ikatan antar atom dalam membentuk molekul. Sedangkan gaya antar molekul adalah gaya tarik antar molekul. Dipol Dipol adalah singkatan dari di polar, yang artinya 2 kutub. Senyawa yang memiliki dipol adalah senyawa yang memiliki kutub positif (δ+) di satu sisi, dan kutub negatif (δ-) di sisi yang lain. Senyawa yang memiliki dipol biasa disebut sebagai senyawa polar. Senyawa polar terbentuk melalui ikatan kovalen polar. Perlu diperhatikan bahwa dipol berbeda dengan ion. Kekuatan listrik yang dimiliki dipol lebih lemah dibanding kekuatan listrik ion. Ion terdapat pada senyawa ionik, dimana molekul terbagi menjadi 2, yaitu ion positif/kation dan ion negatif/anion. Perbedaan antara ion dan dipol : Pada senyawa ion, molekul terbagi (bisa juga dikatakan terbelah) menjadi 2 bagian. Jadi, ion positif dan ion negatif sebenarnya terpisah. Mereka bersatu hanya karena adanya gaya tarik- menarik antar ion positif dan negatif (gaya coulomb). Pada senyawa polar, tidak terjadi pemisahan. Molekul merupakan satu kesatuan. Hanya saja pada satu sisi/tepi terdapat kutub positif (δ+) dan di sisi/tepi yang lain terdapat kutub negatif (δ-). Untuk senyawa non polar, sama sekali tidak ada muatan listrik yang terkandung. Untuk mempelajari bagaimana dipol terbentuk, silakan tengok kembali materi ikatan kovalen polar. Ada tiga macam gaya antar molekul, yaitu : 1. Gaya London Gaya London merupakan gaya antar dipol sesaat pada molekul non polar. Gaya London dapat terjadi pada gas mulia yang mempunyai keelektronegatifan nol. Seperti yang diketahui, molekul non polar seharusnya tidak mempunyai kutub/polar (sesuai dengan namanya). Namun, karena adanya pergerakan elektron mengelilingi atom/molekul, maka ada saat-saat tertentu dimana elektron akan "berkumpul" (terkonsentrasi) di salah satu ujung/tepi molekul, sedang di tepi yang lain elektronnya "kosong". Hal ini membuat molekul tersebut "tiba-tiba" memiliki dipol, yang disebut dipol sesaat. Munculnya dipol ini akan menginduksi dipol tetangga disebelahnya. Ikatan dipol sangat lemah, tetapi iaktannya akan bertambah kuat dengan bertambahnya elektron, sehingga titik didih makin tinggi. Contohnya pada Neon, dimana gas neon bisa dicairkan. Kekuatan gaya London bergantung pada beberapa faktor, antara lain : a. Kerumitan Molekul •

Lebih banyak terdapat interaksipada molekul kompleks dari molekul sederhana, sehingga Gaya London lebih besar dibandingkan molekul sederhana.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 61

•

Makin besar Mr makin kuat Gaya London. Ukuran Molekul

b. •

•

Molekul yang lebih besar mempunyai tarikan lebih besar dari pada molekul berukuran kecil. Sehingga mudah terjadi kutub listrik sesaat yang menimbulkan Gaya London besar. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, ukurannya bertambah besar, sehingga gaya londonnya juga semakin besar.

2. Gaya Van der Waals (gaya tarik antara dipol-dipol) Gaya Van der Waals merupakan gaya tarik antar dipol pada molekul polar (molekul yang mempunyai perbedaan keelektronegatifan yang sangat kecil). Gaya ini sangat lemah, maka zat yang mempunyai ikatan Van der Waals akan mempunyai titik didih yang sangat rendah dan bersifat permanen sehingga lebih kuat dari gaya London. Molekul polar memiliki ujung- ujung yang muatannya berlawanan. Ketika dikumpulkan, maka molekul polar akan mengatur dirinya (membentuk formasi) sedemikian hingga ujung yang bermuatan positif akan berdekatan dengan ujung yang bermuatan negatif dari molekul lain. Tapi tentu saja formasinya tidak statis/tetap. Kenapa? Karena sebenarnya molekul selalu bergerak dan bertumbukan/tabrakan. Catatan: Molekul/atom/zat akan diam tak bergerak jika energi kinetiknya = 0 (nol). Keadaan ini disebut keadaan diam mutlak, dicapai jika benda berada pada suhu 00K (-2730C)

Gaya Van der Waals diperlihatkan dengan garis merah (putus-putus). Kekuatan gaya tarik antara dipol ini biasanya lebih lemah dari kekuatan ikatan ionik atau kovalen (kekuatannya hanya 1% dari ikatan). Kekuatannya juga akan berkurang dengan cepat bila jarak antar dipol makin besar. Jadi gaya Van der Waaals suatu molekul akan lebih kuat pada fase padat dibanding cair dan gas. Gaya van der Waals Gaya Van der Waals terdapat pada senyawa Hidrokarbon contohnya pada CH4. Senyawa-senyawa yang mempunyai ikatan Van der Waals akan mempunyai titik didih yang sangat rendah, tetapi dengan bertambahnya Mr ikatan akan makin kuat sehingga titik didih lebih tinggi.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 62

3. Ikatan Hidrogen Ikatan Hidrogen adalah ikatan yang terjadi antara atom Hidrogen (H) dengan atom yang keelektronegatifannya tinggi seperti nitrogen (N), oksigen (O), fluor (F) baik antar molekul/inter molekul. Kutub positif pada kedudukan H berikatan dengan kutub negatif pada kedudukan atom yang keelektronegatifannya besar seperti N, O, F. Gaya tarik dipol yang kuat terjadi antara molekul-molekul tersebut. Gaya tarik antar molekul yang terjadi memiliki kekuatan 5 sampai 10% dari ikatan kovalen. Gambaran ikatan hidrogen dapat dilihat pada gambar berikut:

Ikatan hidrogen diperlihatkan pada garis merah (putus-putus). Meskipun tidak terlalu kuat, ikatan hidrogen tersebar diseluruh molekul. Inilah sebabnya air (H2O) memiliki titik didih yang relatif lebih tinggi bila dibandingkan dengan senyawa lain dengan berat molekul (Mr) yang hampir sama. Sebut misalnya CO2 (Mr=48) dalam suhu kamar sudah berwujud gas, sedangkan air (H2O) dengan berat molekul lebih kecil (Mr=18) pada suhu kamar (20 0C) masih berada pada fase cair. Ikatan hydrogen jauh lebih kuat dari pada gaya Van der Waals, sehingga zat yang mempunyai ikatan Hidrogen mempunyai titik cair dan titik didih yang relatif tinggi. Karena kekuatan ikatan Hidrogen lebih besar dibanding gaya Van der Waals, maka ikatan hidrogen akan lebih dominan mempengaruhi sifat fisik air. Apabila sebuah molekul memiliki lebih dari satu jenis gaya antar molekul, maka penentuan jenis gaya yang terjadi dalam molekul tersebut dipilih berdasarkan gaya yang dominan/lebih kuat. Jenis gaya antar molekul 1. Gaya elektrostatik Gaya ini merupakan gaya yang terkuat. Terjadi antara molekulmolekul yang memiliki ikatan ionik. Contoh: NaCl, CaBr2, dll. Akibat gaya ini, seluruh senyawa dengan ikatan ionik memiliki titik didih yang tinggi. 2. Ikatan hidrogen Gaya ini menempati urutan kekuatan ke-2. Terjadi jika dalam molekul terdapat

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 63

ikatan: H - N, atau H - O, atau H F Contoh: H2O. Gaya inilah yang menyebabkan air (H2O) memiliki titik didih yang relatif tinggi. 3. Gaya Van der Waals Gaya ini menempati urutan kekuatan ke-3. Dalam tutorial ini kita akan membatasi gaya Van der Waals sebagai gaya yang terjadi antara molekulmolekul dengan ikatan kovalen dan bersifat polar. CO, HBr, dll. Gaya ini kurang mempengaruhi peningkatan titik didih suatu zat. 4. Gaya London Gaya ini merupakan gaya yang terlemah. Terjadi antara molekul-molekul yang memiliki ikatan kovalen dan (secara keseluruhan) bersifat non-polar. Pada teknisnya, senyawa nonpolar dapat membentuk dipol sesaat yang "muncul-hilang" secara terus- menerus. Contoh: CCl4, CO2, dll.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 64

BAB 12 SIFAT KOLIGATIF LARUTAN

Hal yang perlu direview yaitu tentang konsentrasi : molalitas (m), molaritas (M) , fraksi ( X) , persen massa (%m) , persen volume (%V)

Rumus umum Sifat Koligatif Larutan: 1. 2. 3. 4. 5.

Penurunan Tekanan Uap (∆𝑃) : X terlarut . P° atau P° - P Tekanan Uap Larutan (P) : X pelarut . P° Kenaikan Titik Didih (∆𝑇𝑏) : m . Kb . i atau Tb- Tb° Penurunan Titik Beku (∆Tf) : m . Kf . i atau Tf° - Tf Tekanan Osmosis (𝜋) = 𝑴. 𝑹. 𝑻. 𝒊

Dimana : 𝑖 = 𝑓𝑎𝑘𝑡𝑜𝑟 𝑉𝑎𝑛𝑡 𝐻𝑜𝑓𝑓 ∶ 1 + (𝑛 − 1)𝛼 o o

n adalah jumlah ion 𝛼 𝑎𝑑𝑎𝑙𝑎ℎ 𝑑𝑒𝑟𝑎𝑗𝑎𝑡 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑠𝑎𝑠𝑖

𝑃° = 𝑇𝑒𝑘𝑎𝑛𝑎𝑛 𝑢𝑎𝑝 𝑎𝑖𝑟 𝑇𝑏° = 𝑇𝑖𝑡𝑖𝑘 𝑑𝑖𝑑𝑖ℎ 𝑎𝑖𝑟 𝑇𝑓° = 𝑇𝑖𝑡𝑖𝑘 𝑏𝑒𝑘𝑢 𝑎𝑖𝑟 Contoh : Diketahui : Massa gula = 64,8 gr (Mr= 342 gr/mol) Massa Air = 250 gr = 0,25 kg Kb = 0,52 Kf = 1,86 Ditanya : a. Tb b. Tf c. 𝜋

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 65

Jawab: Cari mol : Mol Gula : 68,4/342 = 0,2 mol Maka molalitas = mol/kg = 0,2 mol / 0,25 kg = 0,8 a. Tb = ∆𝑇𝑏 + 𝑇𝑏° ∆𝑇𝑏 = m . Kb . i Karena urea non polar maka 𝛼 = 0 , maka i = 1 Sehingga : ∆𝑇𝑏 = 0,8 . 0,52 . 1 = 0,416 Tb = ∆𝑇𝑏 + 𝑇𝑏° = 100 + 0,416 = 100,416 ℃ b. Tf = Tf° − ∆𝑇𝑓 = 0 – (m . Kf. I) = 0 – ( 0,8 . 1,86. 1 ) = - 1,488℃ 𝑔𝑟 c. 𝜌 𝑎𝑖𝑟 = 1 𝑚𝑙 Maka volume air = 250 gr x 1 ml/gr = 250 ml = 0,25 L T = 300 K R = 0,082 𝜋 = 𝑀. 𝑅. 𝑇. 𝑖 = 0,8 .0,082 .300 .1 = 19,68 𝑎𝑡𝑚

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 66

BAB 13 REAKSI REDUKSI OKSIDASI

Definisi Reaksi Oksidasi & Reduksi Perkaratan pada logam,pembakaran,pembusukan oleh mikroba,fotosintesis pada tumbuhan, & metabolisme di dalam tubuh merupakan sebagian contoh-contoh reaksi oksidasi dan reduksi. KONSEP REAKSI REDUKSI-OKSIDASI 1.Konsep Redoks berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen. Konsep reaksi oksidasi dan reduksi pada mulanya ditinjau dari penggabungan dan pelepasan oksigen. Reaksi Oksidasi didefinisikan sebagai reaksi penggabungan/pengikatan suatu zat dengan oksigen. Reaksi Reduksi didefinisikan sebagai reaksi pelepasan oksigen oleh suatu zat. Contoh reaksi oksidasi: a. C(s) + O2(g) → CO2(g) b. 4 Fe(s) + 3O2(g) → 2 Fe2O3(s) Contoh reaksi reduksi: a. 2 SO3(g) → 2 SO2(g) + O2(g) b. 2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) Contoh reaksi redoks: a. b.

2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO4 Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3 Oksidator Reduktor Hasil Hasil Reduksi Oksidasi Reduksi Oksidasi

2.Konsep Redoks berdasarkan pengikatan dan pelepasan elektron. Oksidasi = pelepasan elektron.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 67

Reduksi = pengikatan elektron. Contoh reaksi oksidasi: Pembentukan ion Na+ = Na(s) → Na+ (aq) + eContoh reaksi reduksi: Pembentukan ion S2- = S(s) + 2e - → S-2(aq) Contoh reaksi redoks: Pembentukan Natrium Sulfida (Na2S). Reaksi redoks adalah reaksi yang terjadi dimana oksidasi dan reduksi terjadi bersamaan. Berikut contoh pembentukan Na2S : Pada reaksi ini terdiri dari 2 unsur yakni Natrium (N) dan Sulfur (S) terbentuklah Na2S(s) Step 1: Cari reaksi oksidasi = Na(s) → Na+(aq) + eStep 2: Cari reaksi reduksi = S(s) + 2e- → S2- (aq) Step 3: Cari reaksi redoks : Reaksi Oksidasi = Na(s) Reaksi Reduksi

→

= S(s) + 2e- →

Na+(aq) + eS2- (aq)

Agar jumlah elektron setara maka persamaan 1 dikalikan 2 sehingga menjadi: Reaksi Oksidasi = 2 Na(s)

→ 2 Na+(aq) + 2 e-

Reaksi Reduksi

= S(s) + 2e -

→

Reaksi Redoks

= 2 Na (s) + S (s) → Na2S (s)

S2- (aq)

+

3.Konsep Redoks berdasarkan perubahan bilangan oksidasi. Bilangan oksidasi atau tingkat oksidasi adalah nilai muatan (dapat berharga positif atau negatif) dari atom dalam pembentukan suatu molekul atau ion. Bilangan oksidasi merupkan suatu bilangan yang diberikan pada suatu unsur menurut aturan-aturan tertentu untuk menyatakan keteroksidasian atau tingkat kereduksian.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 68

Bilangan Oksidasi lazim disingkat biloks atau b.o Oksidasi = Pertambahan biloks. Reduksi = Perununan biloks. ATURAN BILANGAN OKSIDASI: 1. Unsur bebas mempunyai bilangan oksidasi = 0 Contoh: bilangan oksidasi H,N berturut-turut dalam H2,N2 adalah 0. 2. Fluorin unsur yang paling elektronegatif dan membutuhkan tambahan 1 elektron, mempunyai bilangan oksidasi -1 pada semua senyawanya. 3. Bilangan oksidasi logam selalu bertanda positif. Bilangan okidasi beberapa unsur logam adalah sebagai berikut: Golongan IA (logam alkali) : Li,Na,K,Rb,Cs = +1 Golongan IIA (logam alkali tanah) : Be,Mg,Ca,Sr,Ba = +2 Al = +3 Fe = +2 dan +3 Zn = +2 Hg = +1 dan +2 Ag = +1 Cu = +1 dan +2 Sn = +2 dan +4 Au = +1 dan +3 Pb = +2 dan +4 Pt = +2 dan +4 4. Bilangan oksidasi pada ion tunggal sama dengan muatannya. Contoh: biloks pada Fe+3 = +3 5. Bilangan oksidasi H umumnya = +1 , kecuali dalam senyawa hidrida maka biloksnya = -1. Contoh: Bilangan oksidasi H dalam HCl,H2O,NH3 = +1 Bilangan oksidasi H dalam NaH,BaH2 = -1 6. Bilangan oksidasi O umumnya = -2 Contoh: biloks pada H2O = -2 Kecuali: a. Dalam F2O biloks O = +2 b. Dalam peroksida biloks O = -1 c. Dalam superoksida biloks O = -1/2 7. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa = 0 Contoh : H2S Jumlah biloks = ((2 x biloks H) + (1 x biloks S)) 0 = (( 2 x +1) + (1 x biloks S)) 0 = +2 + ( 1 x biloks S ) Biloks S = +2 8. Unsur nonlogam umumnya mempunyai biloks negatif. Contoh: 1) Golongan VII A (F,Cl,Br,I) = -1 2) Golongan VI A (O,S,Se,Te) = -2

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 69

9. Jumlah biloks unsur ion sama dengan muatannya. Contoh: Biloks S dalam SO4 2Biloks O = -2 Jumlah biloks = (( 1 x biloks S ) + ( 4 x -2 )) -2 = ((1 x biloks S ) + (-8) Biloks S = -6 Contoh reaksi redoks : 0

+1

+2

0

Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) Biloks meningkat

MENGALAMI REAKSI REDOKS

Biloks menurun

Reaksi

Reaksi

Oksidasi

Reduksi

MENYETARAKAN REAKSI REDUKSI OKSIDASI Menyetarakan reaksi redoks : A. Metode Biloks B. Metode setengah reaksi / ion electron A.Metode Bilangan oksidasi Langkah-langkah: 1. Setarakan jumlah atom yang biloksnya berubah dengan menambahkan angka koefisien. 2. Setarakan jumlah elektron (selisih total biloks) dengan menambahkan angka koefisien. 3. Setarakan jumlah muatan dengan menambahkan H+(suasana asam) atau OH(suasana basa) secukupnya. 4. Setarakan jumlah atom H dengan menambahkan H2O secukupnya. Contoh : Cr2O72- + SO2 → Cr3+ + HSO4Langkah 1 : Cr2O72- + SO2→ 2 Cr3+ + HSO4Langkah 2 : Cr2O72- + 3 SO2→ 2 Cr3+ + 3HSO4Langkah 3 : Jumlah muatan ruas kiri = -2 ( 1 x 2- ) Jumlah muatan ruas kanan = +3 ( 2 x 3+ ) + ( 3 x 1- ) Jadi ruas kiri ditambah 5 H+, karena suasana asam. Cr2O72- + 3 SO2 + 5 H+→ 2 Cr3+ + 3HSO4-

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 70

Langkah 4 :

Untuk menyamakan jumlah atom H ruas kanan ditambah H2O Cr2O72- + 3SO2 + 5H+ → 2Cr3+ + 3HSO4- + H2O

B. Metode setengah reaksi / ion elektron Langkah-langkah : 1. Tuliskan setengah reaksi oksidasi dan setengah reaksi reduksi. 2. Setarakan atom yang mengalami perubahan bilangan oksidasi. Setarakan jumlah atom O dengan menambahkan H2O. Setarakan jumlah atom H dengan menambahkan ion H+. 3. Setarakan jumlah muatan dengan menambahkan elektron. 4. Setarakan jumlah elektron dari reaksi setengah oksidasi dan setengah reduksi. 5. Untuk suasana basa, hilangkan ion H+ dengan menambahkan ion OH- pada kedua ruas masing-masing sejumlah ion H+ yang ada. Contoh :

Al + NO3- → AlO2- + NH3 0 +5-2 +3-2 -3+1 Langkah 1 : Oksidasi : Al → AlO2Reduksi : NO3- → NH3 Langkah 2 : Atom yang biloksnya berubah sudah setara. Oksidasi : Al + 2 H2O → AlO2- + 4H+ Reduksi : NO3- + 9 H+ → NH3 + 3 H2O Langkah 3 : Oksidasi : Al + 2 H2O → AlO2- + 4H+ + 3e Reduksi : NO3- +9 H+ + 8e → NH3 + 3 H2O Langkah 4 : Oksidasi : Al + 2 H2O → AlO2- + 4H+ + 3e )x8 Reduksi : NO3- +9 H+ + 8e → NH3 + 3 H2O ) x 3 Oksidasi : 8Al + 16 H2O → 8 AlO2- + 32H+ + 24e Reduksi : 3NO3- +27 H+ + 24e → 3NH3 + 9 H2O Oksidasi : 8Al + 16 H2O → 8 AlO2- + 5H+ Reduksi : 3NO3→ 3NH3 + 9 H2O Kedua reaksi jika dijumlahkan akan diperoleh : 8 Al +16 H2O + 3NO3- → 8 AlO2- + 5 H+ + 3 NH3 + 9 H2O Langkah 5 : 8 Al +16 H2O + 3NO3- + 5 OH- → 8 AlO2- + 5 H+ + 3 NH3 + 9 H2O +5 OH8 Al +16 H2O + 3NO3- + 5 OH- → 8 AlO2- + 3 NH3 + 14H2O 8 Al + 2 H2O + 5 OH- + NO3-→ 8 AlO2- + 3 NH3

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 71

BAB 14 SISTEM KOLOID

SISTEM KOLOID Koloid berasal dari bahasa Yunani, dari kata “ kolla “ dan “ oid “. Kolla berarti lem, sedangkan oid berarti seperti/mirip. Istilah koloid diperkenalkan pertama kali oleh Thomas Graham pada tahun 1861 berdasarkan pengamatannya terhadap gelatin yang merupakan kristal tetapi sukar mengalami difusi. Padahal umumnya kristal mudah mengalami difusi.

KOMPONEN KOLOID Mediu m Pendis persi

Nama Koloid

Contoh

Padat

Sol Padat

Gelas berwarna,intan hitam,mutiara,paduan logam,baja,permata,perunggu

Cair

Sol

Tinta,cat,sol emas,sol belerang,lem cair,pati dalam air,protoplasma,air lumpur

3

Gas

Aerosol Padat

Asap,debu di udara,buangan knalpot

4

Padat

Emulsi Padat ( Gel )

Jeli,mutiara,keju,mentega,selai,nasi,agaragar,lateks,lem padat,semir padat

Cair

Emulsi

Susu,santan,minyak ikan,es krim,mayones

6

Gas

Aerosol Cair

Kabut,awan,obat semprot,hair spray

7

Padat

Buih / busa Padat

Karet busa,batu apung,stirofoam,lava,biskuit,kerupuk

Cair

Buih / busa

Busa sabun,krim kopi,pasta,ombak,krim kocok

N o

Fase Terdisp ersi

1 2

5

8

Padat

Cair

Gas

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 72

SIFAT-SIFAT KOLOID : Beberapa sifat koloid diantaranya adalah : 1. Efek Tyndall Efek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya yang disebabkan oleh partikelpartikel koloid. Pertama kali dikemukakan oleh John Tyndall ( 1820-1893 ), seorang fisikawan Inggris; setelah mengamati seberkas cahaya putih yang dilewatkan pada sistem koloid.

Gambar : John Tyndall

Gambar : Efek Tyndal Pada Koloid

Contoh peristiwa efek Tyndall : o Sorot lampu mobil pada malam hari yang berdebu, berasap, atau berkabut akan tampak jelas. o Berkas sinar matahari yang melalui celah daun pada pagi hari yang berkabut, akan tampak jelas. o Terjadinya warna biru di langit pada siang hari dan warna jingga atau merah di langit pada saat matahari terbenam. 2. Gerak Brown Gerak Brown adalah gerak acak atau gerak zig-zag yang dilakukan oleh partikelpartikel koloid. Pertama kali disampaikan oleh Robert Brown ( 1827 ), seorang ahli biologi dari Inggris. Dia mengamati pergerakan tepung sari yang terus-menerus di dalam air melalui mikroskop ultra. Gerakan ini dapat terjadi karena disebabkan oleh adanya tumbukan antara partikel-partikel pendispersi terhadap partikel-partikel zat terdispersi, sehingga partikel-partikel zat terdispersi akan terlontar .Peristiwa tersebut akan terus berulang dan hal itu dapat terjadi karena ukuran partikel terdispersi yang relatif lebih besar dibandingkan dengan ukuran partikel pendispersinya.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 73

Gambar : Robert Brown

Gambar : Gerak Brown

Gerak Brown dipengaruhi oleh ukuran partikel dan suhu. • Semakin kecil ukuran partikel-partikel koloid, gerak Brown akan semakin cepat, dan sebaliknya. • Semakin tinggi suhu koloid, gerak Brown akan semakin cepat; dan sebaliknya. 3. Muatan Koloid Partikel-partikel koloid bermuatan listrik, ada yang positif dan ada yang negatif. Adanya muatan listrik pada partikel-partikel koloid tersebut dapat dijelaskan dengan beberapa peristiwa yaitu : a.

Elektroforesis. Elektroforesis adalah pergerakan partikel-partikel koloid karena pengaruh medan listrik. Jika ke dalam sistem koloid dimasukkan 2 batang elektrode kemudian dihubungkan dengan sumber arus searah, maka partikel koloid akan bergerak ke salah 1 elektrode; bergantung pada jenis muatannya. Koloid bermuatan negatif akan bergerak ke anode ( elektrode positif ) sedangkan koloid yang bermuatan positif akan bergerak ke katode ( elektrode negatif ).

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 74

Gambar: Peristiwa elektroforesis pada koloid

Jadi, elektroforesis dapat digunakan untuk menentukan jenis muatan koloid. Contoh penggunaan metode ini adalah : ❖ untuk identifikasi DNA ❖ penyaring debu pada cerobong asap pabrik ( = disebut pesawat Cottrel ). b.

Adsorpsi. Adsorpsi adalah peristiwa penyerapan spesi ( muatan listrik atau ion dan molekul netral ) oleh permukaan partikel koloid. Peristiwa ini terjadi karena adanya gaya tarik molekul, atom atau ion pada permukaan adsorben ( koloid ). Kemampuan menarik / menyerap ini disebabkan juga karena adanya tegangan permukaan koloid yang cukup tinggi, sehingga jika ada partikel / spesi yang menempel akan cenderung dipertahankan pada permukaannya. Contoh : Sol Fe(OH)3 ( netral ) dalam air akan mengadsorpsi ion positif ( kation ), sehingga menjadi bermuatan positif. Sol As2S3 ( netral ) akan mengadsorpsi ion negatif ( anion ), sehingga menjadi bermuatan negatif.

Gambar : Adsorpsi Koloid

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 75

Muatan koloid juga merupakan faktor yang menstabilkan koloid selain gerak Brown. Oleh karena bermuatan sejenis, maka partikel-partikel koloid akan saling tolak-menolak sehingga terhindar dari pengelompokan / penggumpalan antar sesama partikel koloid tersebut ( sehingga tidak terjadi peristiwa pengendapan ). Contoh penggunaan sifat adsorpsi dari koloid : Pemutihan gula tebu. b. Penyembuhan sakit perut yang disebabkan oleh bakteri patogen dengan serbuk karbon aktif atau norit. c. Pewarnaan tekstil. d. Penjernihan air. e. Adsorpsi gas oleh zat padat ( misalnya pada masker gas yang berisi arang halus ). c. Koagulasi. Disebut juga dengan istilah penggumpalan. Adalah peristiwa pengendapan partikel-partikel koloid sehingga fase terdispersi terpisah dari medium pendispersinya. Koagulasi koloid karena penambahan elektrolit dapat dijelaskan sebagai berikut : a.

✓ Koloid bermuatan negatif akan menarik kation, sedangkan koloid yang bermuatan positif akan menarik anion. Ion-ion tersebut akan membentuk selubung lapisan ke-2. Jika selubung lapisan ke-2 tersebut terlalu dekat, maka selubung itu akan menetralkan muatan koloid sehingga terjadi koagulasi. ✓ Semakin besar muatan ion, semakin kuat gaya tarik-menariknya dengan partikel koloid, sehingga semakin cepat terjadi koagulasi.

Gambar: Koagulasi Fe( OH)2 Contoh proses-proses yang memanfaatkan sifat koagulasi dari koloid : Pengolahan karet dari bahan mentahnya ( lateks ) dengan koagulan berupa asam format. b. Proses penjernihan air dengan menambahkan tawas. a.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 76

Tawas aluminium sulfat (mengandung ion Al3+) dapat digunakan untuk menggumpalkan lumpur koloid atau sol tanah liat dalam air (yang bermuatan negatif).

d.

c.

Proses terbentuknya delta di muara sungai. Terjadi karena koloid tanah liat dalam air sungai mengalami koagulasi ketika bercampur dengan elektrolit dalam air laut.

d.

Asap atau debu pabrik dapat digumpalkan dengan alat koagulasi listrik ( pesawat Cottrel ). Metode ini dikembangkan oleh Frederick Cottrel ( 1877 - 1948 ).

e.

Proses yang dilakukan oleh ion Al3+ atau Fe3+ pada penetralan partikel albuminoid yang terdapat dalam darah, mengakibatkan terjadinya koagulasi sehingga dapat menutupi luka.

Koloid Pelindung. Koloid pelindung adalah koloid yang bersifat melindungi koloid lain agar tidak mengalami koagulasi. Koloid pelindung akan membentuk lapisan di sekeliling partikel koloid yang lain. Lapisan ini akan melindungi muatan koloid tersebut sehingga partikel koloid tidak mudah mengendap atau terpisah dari medium pendispersinya. Contohnya :

✓ Pada pembuatan es krim digunakan gelatin untuk mencegah pembentukan kristal besar es atau gula. ✓ Zat-zat pengemulsi ( sabun dan deterjen ). ✓ Butiran-butiran halus air dalam margarin distabilkan dengan lesitin. ✓ Partikel-partikel karbon dalam tinta dilindungi dengan larutan gom. ✓ Warna-warna dalam cat distabilkan dengan oksida logam dengan menambahkan minyak silikon. ✓ Pada industri susu, kasein digunakan untuk melindungi partikelpartikel minyak atau lemak dalam medium cair. e. Dialisis. Kestabilan suatu koloid dapat dipertahankan dengan menambahkan sedikit elektrolit dengan konsentrasi yang tepat ke dalam koloid tersebut. Jika konsentrasi elektrolit tidak tepat, justru akan terbentuk ion-ion yang mengganggu kestabilan koloid. Untuk mencegah adanya ion-ion pengganggu, dilakukan dengan cara dialisis menggunakan alat yang disebut dialisator. Pada proses ini, sistem koloid dimasukkan ke dalam wadah terbuat dari selaput semi permeabel (kantong koloid ) dan dicelupkan ke dalam air yang mengalir terus-menerus.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 77

Selaput semi permeabel adalah selaput yang dapat melewatkan partikel-partikel kecil ( ion-ion atau molekul sederhana ), tetapi mampu menahan partikel koloid. Dengan demikian, ion-ion akan keluar dari kantong koloid dan hanyut terbawa air.

Gambar : Peristiwa Elektrolisis Contohnya : o Untuk memurnikan protein dari partikel-partikel lain yang ukurannya lebih kecil. o Untuk memisahkan tepung tapioka dari ion-ion sianida. o Untuk proses cuci darah bagi penderita gagal ginjal ( blood dialisis ). o Proses pemisahan hasil metabolisme dari darah oleh ginjal manusia. Jaringan ginjal bersifat sebagai selaput semi permeabel, yang dapat dilalui oleh air dan molekul-molekul sederhana (seperti urea), tetapi menahan butir-butir darah yang merupakan koloid. 4. Koloid Liofil dan Liofob Koloid yang medium pendispersinya cair, dibedakan atas koloid liofil dan koloid liofob. a. Koloid liofil adalah suatu koloid yang fase terdispersinya dapat menarik medium pendispersi yang berupa cairan akibat adanya gaya Van der Waals atau ikatan hidrogen. Liofil artinya “cinta cairan” (Bahasa Yunani; lio=cairan; philia=cinta). Sol liofil yang setengah padat disebut gel. Contoh gel antara lain selai dan gelatin. Jika medium pendispersinya berupa air, maka disebut koloid hidrofil. b. Koloid liofob adalah suatu koloid yang fase terdispersinya tidak dapat mengikat atau menarik medium pendispersinya. Liofob berarti takut cairan. (phobia=takut). Jika medium pendispersinya berupa air, maka disebut koloid hidrofob.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 78

Perbedaan sifat koloid hidrofil dan koloid hidrofob. No

Koloid Hidrofil

Koloid Hidrofob

1

Stabil

Kurang stabil

2

Terdiri atas zat organik

Terdiri atas zat anorganik

3

Kekentalannya tinggi

Kekentalannya rendah

4

Sukar diendapkan dengan penambahan zat elektrolit

Mudah diendapkan oleh zat elektrolit

5

Kurang menunjukkan gerak Brown

Gerak Brown sangat jelas

6

Kurang menunjukkan efek Tyndall

Efek Tyndall sangat jelas

7

Dapat dibuat gel

Hanya beberapa yang dapat dibuat gel

8

Umumnya dibuat dengan cara dispersi

Hanya dapat dibuat dengan cara kondensasi

9

Partikel terdispersi mengadsorpsi molekul

Patikel terdispersi mengadsorpsi ion

10

Reversibel

Ireversibel

11

Mengadsorpsi mediumnya

Tidak mengadsorspi mediumnya

12

Contoh : sabun, agar-agar, kanji, detergen, gelatin

Contoh : sol belerang, sol logam, sol AgCl

PEMBUATAN KOLOID Dapat dilakukan dengan 2 cara utama, yaitu : 1. Cara Kondensasi. Dengan cara ini, partikel larutan sejati ( molekul atau ion ) bergabung membentuk partikel koloid. Pembuatan koloid dengan cara ini dapat dilakukan dengan 2 cara yaitu : cara kimia dan fisika. Cara Kimia. Adalah cara pembuatan partikel koloid dari partikel larutan sejati melalui reaksi kimia; meliputi :

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 79

a.

Reaksi Hidrolisis. Adalah reaksi yang terjadi antara garam dengan air. Contoh : reaksi pembentukan sol Fe(OH)3

FeCl3(aq) + 3 H2O(l) b.

Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq)

Reaksi Substitusi. o Pembuatan sol AgCl.

AgNO3(aq) + NaCl(aq) o

AgCl(s) + NaNO3(aq)

Pembuatan sol belerang.

Na2S2O3(aq) + 2 HCl(aq) o

Pembuatan sol As2S3 Melalui reaksi dekomposisi rangkap = reaksi pertukaran ion, yaitu reaksi yang digunakan untuk membuat koloid dari zat-zat yang sukar larut .

2 H3AsO3(aq) + 3 H2S(g) c.

S(s) + 2 NaCl(aq) + H2SO3(aq)

As2S3(s) + 6 H2O(l)

Reaksi Redoks. Adalah reaksi yang melibatkan perubahan bilangan oksidasi. ▪

Pembuatan sol belerang.

2 H2S(g) + SO2(aq) ▪

3 S(s) + 2 H2O(l)

Pembuatan sol emas.

2 AuCl3(aq) + 3 HCHO(aq) + 3 H2O(l)

2 Au(s) + 6 HCl(aq) + 3 HCOOH(aq)

Cara Fisika.

Adalah cara pembuatan partikel koloid dengan cara mengkondensasikan partikel melalui : a.

Penggantian Pelarut. ➢ Pembuatan sol belerang. Sol belerang dalam air dapat dibuat dengan cara melarutkan belerang ke dalam alkohol hingga larutan menjadi jenuh. Selanjutnya, larutan jenuh yang terbentuk diteteskan ke dalam air sedikit demi sedikit. ➢

Pembuatan gel kalsium asetat. Kalsium asetat sukar larut dalam alkohol, tetapi mudah larut dalam air. Oleh karena itu, gel kalsium asetat dibuat dengan cara melarutkan kalsium asetat dalam air sehingga membentuk larutan jenuh. Selanjutnya, larutan jenuh tersebut ditambahkan ke dalam alkohol hingga terbentuk gel.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 80

➢

b.

Pembuatan sol damar. Damar larut dalam alkohol, tetapi sukar larut dalam air. Mula-mula damar dilarutkan dalam alkohol hingga diperoleh larutan jenuh. Selanjutnya, larutan jenuh tersebut ditambah air hingga diperoleh sol damar.

Pengembunan Uap. Sol raksa ( Hg ) dibuat dengan cara menguapkan raksa. Setelah itu, uap raksa dialirkan melalui air dingin hingga akhirnya diperoleh sol raksa.

a. Cara Dispersi. Dengan cara ini, partikel koloid diperoleh dengan cara memperkecil ukuran partikel dari suspensi kasar menjadi partikel berukuran koloid. Pembuatan koloid dengan cara dispersi, dapat dilakukan melalui beberapa metode yaitu : a.

Cara Mekanik. Pembuatan koloid secara mekanik dilakukan dengan cara menggerus / menghaluskan partikel-partikel kasar menjadi partikel-partikel halus. Selanjutnya, didispersikan ke dalam medium pendispersi. Pada umumnya ke dalam sistem koloid yang terbentuk; ditambahkan zat penstabil yang berupa koloid pelindung. Zat penstabil ini berfungsi untuk mencegah terjadinya koagulasi. Contoh : Sol belerang dapat dibuat dengan cara menggerus serbuk belerang bersamasama dengan zat inert ( misalnya gula pasir ) kemudian mencampur serbuk halus tersebut dengan air.

b.

Cara Peptisasi. Cara peptisasi adalah cara pembuatan koloid dari butir-butir kasar atau dari suatu endapan dengan bantuan suatu zat pemecah ( zat pemeptisasi ). Zat pemeptisasi akan memecahkan butir-butir kasar menjadi butir-butir koloid. Istilah peptisasi dihubungkan dengan istilah peptonisasi yaitu proses pemecahan protein ( polipeptida ) dengan menggunakan enzim pepsin sebagai katalisatornya. Contoh : o o o o o

Agar-agar dipeptisasi oleh air Nitroselulosa oleh aseton Karet oleh bensin Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S Endapan Al(OH)3 dipeptisasi oleh AlCl3.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 81

c.

Cara Busur Bredig. Cara ini digunakan untuk membuat sol-sol logam ( koloid logam ). Logam yang akan dijadikan koloid digunakan sebagai elektrode yang dicelupkan ke dalam medium pendispersi. Kemudian dialiri arus listrik yang cukup kuat sehingga terjadi loncatan bunga api listrik. Suhu tinggi akibat adanya loncatan bunga api listrik mengakibatkan atom-atom logam akan terlempar ke dalam medium pendispersi ( air ), lalu atom-atom tersebut akan mengalami kondensasi sehingga membentuk suatu koloid logam. Jadi, cara busur Bredig merupakan gabungan antara cara dispersi dan kondensasi. Contoh : Pembuatan sol platina dalam sol emas.

d.

Cara Homogenisasi. Adalah suatu cara yang digunakan untuk membuat suatu zat menjadi homogen dan berukuran partikel koloid. Cara ini banyak dipakai untuk membuat koloid jenis emulsi, misalnya susu. Pada pembuatan susu, ukuran partikel lemak pada susu diperkecil hingga berukuran partikel koloid. Caranya dengan melewatkan zat tersebut melalui lubang berpori bertekanan tinggi. Jika partikel lemak dengan ukuran partikel koloid sudah terbentuk, zat tersebut kemudian didispersikan ke dalam medium pendispersinya.

e.

Cara Dispersi dalam Gas. Pada prinsipnya, cara ini dilakukan dengan menyemprotkan cairan melalui atomizer. Menggunakan sprayer pada pembuatan koloid tipe aerosol, misalnya obat asma semprot, hair spray dan parfum.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 82

KOLOID DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI 1. Detergen : 2. Pengolahan Air Bersih Secara garis besar, pengolahan air secara sederhana dapat dilakukan melalui 3 tahap, yaitu : a. Koagulasi. Koloid yang digunakan untuk menggumpalkan kotoran, yaitu : Al(OH)3 yang bisa diperoleh dari tawas KAl(SO4)2, aluminium sulfat dan Poly Aluminium Chloride ( PAC = polimer dari AlCl3-AlCl3-AlCl3-..... ) b. Penyaringan. Bertujuan untuk memisahkan gumpalan kotoran yang dihasilkan dari proses koagulasi. Bahan yang dipakai : pasir, kerikil, ijuk. c. Penambahan Desinfektan. Bertujuan untuk membunuh kuman-kuman yang terlarut dalam air. Bahan yang dipakai : kaporit [ Ca (OCl)2 ] atau klorin.

Gambar : Skema Pengolahan Air minum 3. Pemurnian gula 4. Pembentukan delta 5. Penggumpalan darah

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 83

UNIT IV : KIMIA KESETIMBANGAN BAB: 15. TERMOKIMIA 16. KESETIMBANGAN KIMIA 17. ASAM-BASA 18. KELARUTAN DAN HASIL KALI KELARUTAN 19. ELEKTROKIMIA

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 84

BAB 15 TERMOKIMIA

A. ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI (∆𝐇) Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W). Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk energi yang lain. Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan energi (∆E). Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (∆H). H = E+W ✓ ✓ ✓ ✓ ✓

∆𝑯 = Hp - Hr

W=PxV E = energi (joule) V = volume (liter) W = kerja sistem (joule) P = tekanan (atm)

✓ ✓ ✓

∆𝑯 = perubahan entalpi 𝑯p = perubahan entalpi 𝑯r = entalpi reaktan atau pereaksi

a. Bila H produk > H reaktan maka ∆𝑯 bertanda (+), menunjukkan terjadinya penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem. b. Bila H reaktan> H produk maka ∆𝑯 bertanda (-), menunjukkan terjadinya pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.

Kalor

Sistem

(a)

Lingkungan

Sistem

Kalor

(b)

Pada tekanan tetap, perubahan entalpi (∆H) sama dengan kalor (q) yang diserap atau dilepas (James E. Brady, 1990). Macam-macam reaksi kimia berdasarkan kalor yang dibebaskan/kalor yang diserap (Martin S. Silberberg, 2000): a. Reaksi kimia yang membutuhkan atau menyerap kalor disebut reaksi endoterm. Contoh: Reaksi pemutusan ikatan pada molekul unsur H2 adalah: H2  2H ∆H = +a kJ Reaksi endoterm dengan ∆𝐻 bertanda positif (+). b. Reaksi kimia yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 85

Contoh: Reaksi pembentukan ikatan pada molekul unsur H2 adalah: 2H  H2 ∆H = –a kJ Reaksi eksoterm dengan ∆H bertanda (–). Diagram entalpi: ∆H

∆H

reaktan

Entalpi

produk

Entalpi

Produk

Reaksi Eksoterm ∆H = Hp – Hr = <0

Reaktan

Reaksi Endoterm ∆H = Hp – Hr = >0

Persamaan Termokimia Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang menyertakan perubahan entalpinya (ΔH). Nilai perubahan entalpi yang dituliskan pada persamaan termokimia harus sesuai dengan stoikiometri reaksi, artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya. Contoh: Diketahui persamaan termokimia: H2(g) + ½ O2(g) ⎯⎯→ H2O(l)

ΔH = –285,85 kJ/mol

Artinya, pada pembentukan 1 mol H2O dari gas hidrogen dan gas oksigendibebaskan energi sebesar 285,85 kJ (reaksi eksoterm).

Perubahan Entalpi Standar (ΔH°) Perubahan entalpi standar (ΔH°) adalah perubahan entalpi (ΔH) reaksi yang diukur pada kondisi standar, yaitu pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm. Satuan ΔH adalah kJ dan satuan ΔH molar reaksi adalah kJ/mol (Gillespie dkk). Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf° = Standard Enthalpy of Formation) Entalpi pembentukan standar adalah ΔH untuk membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh: 1. H2(g) + ½ O2(g) ⎯⎯→ H2O(l) ΔHf° = –285,85 kJ ↓ Koefisien 1 berarti 1 mol H2O Artinya, pada pembentukan 1 mol H2O dari unsur hidrogen dan unsur oksigen dibebaskan energi sebesar 285,85 kJ (tanda negatif pada ΔHf berarti dibebaskan energi atau reaksi eksoterm). 2. 4C(s) + 2 H2(g) ⎯⎯→ 2 C2H2(g) ΔH = + 454 kJ

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 86

↓ Koefisien 2 berarti 2 mol C2H2, maka semua koefisien reaksi dibagi 2 termasuk ΔH Reaksi menjadi: 2C(s) + H2(g) ⎯⎯→ C2H2(g) ΔH = + 227 kJ Artinya, pada pembentukan 1 mol C2H2 dari unsur karbon dan unsur hidrogen dibutuhkan panas sebesar 227 kJ (endoterm). Hint!! ❖ Unsur-unsur diatomik adalah H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Massa 1 mol = Mr zat (satuan gram/mol). ❖ Misal: ✓ Massa 1 mol H2O = Mr H2O = 18 gram/mol ✓ Massa 1 mol CO2 = Mr CO2 = 44 gram/mol ❖ Volume 1 mol zat pada keadaan standar (STP) adalah 22,4 liter/mol. CONTOH: ➢ Pada pembentukan 22 gram C3H8 (Ar C = 12, H = 1) dibebaskan kalor sebesar 75 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembentukan C3H8! Jawab: • Massa 1 mol C3H8 = Mr C3H8 = (3 × Ar C) + (8 × Ar H) = (3 × 12) + (8 × 1) = 36 + 8 = 44 gram/mol • Banyak mol dari 22 gram C3H8 = massa / Mr = 0,5 mol • ΔHf° berlaku untuk pembentukan 1 mol zat, maka ΔHf° C3H8 = 1/0,5 × (–75kJ) = –150 kJ • Persamaan termokimia pembentukan C3H8 adalah: 3 C(s) + 4 H2(g) ⎯⎯→ C3H8(s) ΔHf° = –150 kJ/mol yang boleh ditulis di sebelah kanan reaksi adalah ΔH untuk 1 mol. Latihan Soal!!! 1. Diketahui entalpi pembentukan standar (ΔHf°) dari berbagai zat sebagai berikut. a. H2CO3(l) = –125 kJ/mol b. Na2SO4(s) = –334 kJ/mol c. FeCl3(s) = –214 kJ/mol Tulislah persamaan termokimia reaksi pembentukan zat-zat tersebut! 2. Diketahui persamaan termokimia: 2 C(s) + 8 H2(g) ⎯⎯→ 2 C3H8(s) ΔH = –225 kJ/mol Tentukan besarnya entalpi pembentukan standar (ΔHf°) C3H8! 3. Pada pembentukan 96 gram Al2(NO3)3 (Ar Al = 27, N = 14, O = 16) dibebaskan kalor sebesar 120 kJ. a. Tentukan besarnya ΔHf° Al2(NO3)3! b. Tuliskan persamaan termokimia pembentukan Al2(NO3)3! Entalpi Penguraian Standar (ΔHd° = Standard Enthalpy of Dissosiation) Entalpi penguraian standar adalah ΔH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (adalah kebalikan dari ΔH pembentukan). Sesuai dengan asas kekekalan energi, maka nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 87

CONTOH: 1. Tuliskan persamaan termokimia penguraian H2O apabila diketahui ΔHf° H2O = –285,85 kJ/mol! Jawab: • Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan, sehingga zat yang terurai di sebelah kiri anak panah. H2O(l) ⎯⎯→ H2(g) + ½ O2(g) ΔHd° = +285,85 kJ ↓ •Koefisien 1 untuk 1 mol zat yang diuraikan • Tanda ΔHd° berlawanan dengan ΔHf° 2. Bila diketahui ΔHf° NH3 = –46 kJ/mol, berapa kJ diperlukan untuk menguraikan 1 gram NH3 (Mr = 17)? Jawab: • Persamaan termokimia penguraian NH3 adalah: NH3(g) ⎯⎯→ ½ N2(g) + 3/2 H2(g) • Besarnya kalor untuk menguraikan 1 gram NH3 adalah: Besar kalor = mol × ΔH = massa /Mr × ΔH = 1/17 × 46 = 2,7 kJ

ΔHd° = 46 kJ/mol

Latihan!! 1. Diketahui ΔHf° SO3 = –78 kJ/mol, tuliskan persamaan termokimia penguraian SO3! Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc° = Standard Enthalpy of Combustion) Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi (ΔH) untuk pembakaran sempurna 1 mol senyawa atau unsur dengan O2 dari udara, yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Satuan ΔHc° adalah kJ/mol. Pembakaran dikatakan sempurna jika: 1. karbon (C) terbakar sempurna menjadi CO2 2. hidrogen (H) terbakar sempurna menjadi H2O 3. belerang (S) terbakar sempurna menjadi SO2 4. senyawa hidrokarbon (CxHy) terbakar sempurna menurut reaksi: CxHy + O2 ⎯⎯→ CO2 + H2O (belum setara) CONTOH: Pada pembakaran 570 gram isooktana (C8H18), salah satu komponen yang ada dalam bensin, pada keadaan standar/STP dibebaskan kalor sebesar 27.500 kJ. Hitunglahbesarnya ΔHc° dan tulislah persamaan termokimia pembakaraan isooktana tersebut! Jawab: • Mol isooktana = massa/ Mr C8H18 = 570/114 = 5 mol • Untuk 1 mol C8H18 maka ΔHc° = 1/5 × (–27.500) = –5.500 kJ • Persamaan termokimia: C8H18(l) + 25/2 O2(g) ⎯⎯→ 8 CO2(g) + 9 H2O(g) ΔHc° = –5.500 kJ/mol LATIHAN SOAL Tuliskan persamaan termokimia pembakaran zat-zat berikut ini, bila diketahui: a. ΔHc° belerang (S) = –115 kJ/mol b. ΔHc° karbon (C) = 156 kJ/mol c. ΔHc°C2H2 = –1.250 kJ/mol

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 88

Entalpi Molar Lainnya (Entalpi Penetralan, Pelarutan, dan Peleburan) 1. Entalpi Penetralan Entalpi penetralan adalah perubahan entalpi (ΔH) yang dihasilkan pada reaksi penetralan asam (H+) oleh basa (OH–) membentuk 1 mol air. Satuan entalpi penetralan adalah kJ/mol. Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = –890,4 kJ/mol 2. Entalpi Pelarutan Entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi (ΔH) pada pelarutan 1 mol zat. Satuan ΔH pelarutan adalah kJ/mol. Contoh: NaOH(s) ⎯⎯→ Na+(aq) + OH–(aq) ΔH = –204 kJ/mol 3. Entalpi Peleburan Entalpi peleburan adalah perubahan entalpi (ΔH) pada perubahan 1 mol zat dari bentuk padat menjadi bentuk cair pada titik leburnya. Satuan ΔH peleburan adalah kJ/mol. Contoh: NaCl(s) ⎯⎯→ NaCl(l) ΔH = –112 kJ/mol (Ted Lister & Janet Renshaw, 2000) LATIHAN SOAL: 1. Tuliskan persamaan termokimia dari: a. reaksi pembentukan C2H5OH, jika ΔHf°C2H5OH = 56 kJ/mol b. reaksi penguraian HNO3, jika ΔHf°HNO3 = 146 kJ/mol c. reaksi pembakaran sempurna C2H2, jika ΔHc°C2H2 = –1.240 kJ/mol d. reaksi peleburan NaCl, jika ΔH peleburan NaCl = –106 kJ/mol 2. Tuliskan persamaan termokimia reaksi pembentukan gas SO2, jika diketahui pada pembentukan 32 gram SO2 (Ar S = 32, O = 16 ) dibebaskan kalor sebesar 76 kJ! 3. Diketahui ΔHf°C5H12 = 225 kJ/mol. Tentukan besarnya kalor yang dibutuhkan untuk membentuk 360 gram C5H12! 4. Pada pembakaran 6,72 liter gas asetilena (C2H2) pada keadaan standar, dibebaskan kalor sebanyak 176 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembakaran gas asetilena tersebut! 5. Diketahui reaksi penguraian: 2 NH3(g) ⎯⎯→ N2(g) + 3 H2(g) ΔH = 122 kJ Tentukan besarnya kalor penguraian 3,4 gram NH3 (Ar N = 14 dan H = 1)!

Penentuan Perubahan Entalpi (ΔH)

Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia dapat dilakukan melalui eksperimen, biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, hukum Hess, dan energi ikatan. A. Kalorimetri Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan dengan kalorimeter. Proses pengukuran kalor reaksi disebut kalorimetri. Data ΔH reaksi yang terdapat pada tabel-tabel umumnya ditentukan secara kalorimetri. Kalorimetri sederhana ialah mengukur perubahan suhu dari sejumlah air atau larutan sebagai akibat dari suatu reaksi kimia dalam suatu wadah terisolasi (Ted Lister and Janet Renshaw, 2000). Karena energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, maka:

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 89

qreaksi + qlarutan = 0 qreaksi = –qlarutan q larutan = m · c · Δt q = jumlah kalor (J) m = massa campuran (gram) c = kalor jenis larutan (J g–1 K–1) Δt = kenaikan suhu (K) q kalorimeter = C Δt dengan C = kapasitas kalor dari kalorimeter (JK-1) CONTOH: Sebanyak 50 mL larutan HCl 1 M bersuhu 27 °C dicampur dengan 50 mL larutan NaOH 1 M bersuhu 27 °C dalam suatu kalorimeter plastik (ρair = 1 g cm–3). Ternyata suhu campuran naik menjadi 35 °C. Jika kalor jenis larutan dianggap sama dengan kalor jenis air yaitu 4,18 J g–1 K–1, tentukan besarnya perubahan entalpi (ΔH) untuk reaksi penetralan: HCl(aq) + NaOH(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2O(l) Jawab: • Volume HCl = 50 mL = 50 cm–3 • Volume NaOH = 50 mL = 50 cm–3 • Bila ρair = 1 g cm–3, maka massa HCl = massa jenis × volume = ρ × volume = 1 g cm–3 × 50 cm–3 = 50 gram • Bila ρair = 1 g cm–3, maka massa NaOH = massa jenis × volume = ρ × volume = 1 g cm–3 × 50 cm–3 = 50 gram • Massa campuran = massa HCl + massa NaOH = 50 g + 50 g = 100 g • Mol HCl = M × V = 1 × 0,05 = 0,05 mol • Mol NaOH = M × V = 1 × 0,05 = 0,05 mol • Kenaikan suhu = Δt = (35 + 273) – (27 + 273) = 8 K • qlarutan = m · c · Δt = 100 × 4,18 × 8 = 3.344 J • qreaksi = –qlarutan = –3.344 J • Persamaan reaksi: HCl(aq) + NaOH(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2O(l) 0,05 mol 0,05 mol 0,05 mol • qreaksi tersebut untuk 0,05 mol NaCl, sedangkan ΔH penetralan untuk 1 mol NaCl, maka ΔH = 1/0,05 × (–3.344 J) = –66.880 J = –66,88 kJ • Jadi, persamaan ΔH penetralan untuk reaksi adalah: HCl(aq) + NaOH(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = –66,88 kJ

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 90

LATIHAN SOAL: 100 mL larutan HCl 0,1 M bersuhu mula-mula 23 °C dicampur dengan 100 mL larutan NaOH 0,1 M bersuhu mula-mula 23 °C. Setelah bercampur, suhu menjadi 30 °C. Jika c air = 4,2 J g –1 K–1 dan ρair = 1 g cm–3, tentukan besarnya entalpi penetralan pada reaksi: HCl(aq) + NaOH(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = ? Hukum Hess Berdasarkan Entalpi (ΔH) dari Beberapa Reaksi yang Berhubungan Pada tahun 1848, Germain Hess dari Jerman melalui berbagai eksperimen mengemukakan bahwa setiap reaksi memiliki H yang tetap dan tidak tergantung pada jalan reaksi atau jumlah tahap reaksi (Gillespie dkk). Contoh: Menurut Hukum Hess: ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 atau x = y + z Hukum Hess digunakan untuk menghitung H suatu reaksi berdasarkan H dari beberapa reaksi yang sudah diketahui. ½ N2(g) + O2(g) ⎯⎯→ NO2(g) ΔH1 = x kJ = + 33,85 kJ/mol • 1 tahap ½ N2(g) + ½ O2⎯⎯→ NO(g) ΔH2 = y kJ = + 90,37 kJ/mol • 2 tahap NO(g) + ½ O2(g) ⎯⎯→ NO2(g) ΔH3 = z kJ = – 56,52 kJ/mol ½ N2(g) + O2(g) ⎯⎯→ NO2(g) ΔH1 = ΔH2+ ΔH3 x=y+z + ΔH

NO(g) + ½ O2(g)

ΔH2 = + 90,37 kJ/mol

ΔH3 = –56,52 kJ/mol NO2(g) ΔH1 = + 33,85 kJ/mol

½ N2(g) + O2(g) Perubahan dari N2(g) dan O2(g) menjadi NO(g) disertai dengan perubahan entalpi (ΔH1) sebesar +33,85 kJ/mol, meskipun reaksi ditetapkan dalam satu tahap atau dua tahap, ΔH1 = ΔH2 + ΔH3.

CONTOH: Diketahui reaksi: S(s) + O2(g) ⎯⎯→ SO2(g) ΔH = –300 kJ (reaksi 1) 2 SO2(g) + O2(g) ⎯⎯→ 2 SO3(g) ΔH = –190 kJ (reaksi 2) Hitunglah ΔH pada reaksi 2 S(s) + 3 O2(g) ⎯⎯→ 2 SO3(g). Jawab: • Menyesuaikan reaksi (1) dan (2) dengan pertanyaan. • Lihatlah reaksi 2 S(s) + 3 O2(g) ⎯⎯→ 2 SO3(g). • Pada reaksi (1), S di sebelah kiri panah berjumlah 1 mol (koefisien 1), berarti reaksi (1) dikalikan 2 untuk menyesuaikan soal. • Reaksi S(s) + O2(g) ⎯⎯→ SO2(g) ΔH = –300 kJ dikalikan 2. • Pada reaksi (2), SO3 yang berada di sebelah kanan panah berjumlah 2 mol (koefisien 2) sudah sesuai.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 91

• Reaksi (1) menjadi 2 S(s) + 2 O2(g) ⎯⎯→ 2 SO2(g) ΔH = –600 kJ • Reaksi (2) tetap 2 SO2(g) + O2(g) ⎯⎯→ 2 SO3(g) ΔH = –190 kJ • Jadi, reaksi 2 S(s) + 3 O2(g) ⎯⎯→ 2 SO3(g)

ΔH = –790 kJ

LATIHAN: Diketahui reaksi: N2 + 3 H2 ⎯⎯→ 2 NH3 ΔH = –90 kJ 4 NH3 + 5 O2 ⎯⎯→ 4 NO + 6 H2O ΔH = –1.140 kJ 2 H2 + O2 ⎯⎯→ 2 H2O ΔH = –560 kJ Tentukan ΔH pada reaksi N2 + O2 ⎯⎯→ 2 NO! Berdasarkan Tabel Entalpi Pembentukan (ΔHf°) Kalor suatu reaksi juga dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan (ΔHf°) zat-zat pereaksi dan zat-zat hasil reaksi. ΔHreaksi = ΣΔHf°produk – ΣΔHf° reaktan Diketahui: ΔHf° CH4O(l) = –238,6 kJ/mol ΔHf° CO2(g) = –393,5 kJ/mol ΔHf° H2O(l) = –286 kJ/mol a. Tentukan ΔH reaksi pembakaran CH4O sesuai reaksi: CH4O(l) + 2 O2(g) ⎯⎯→ CO2(g) + 2 H2O(l) b. Tentukan jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol (CH4O) (Ar C = 12, O = 16, dan H = 1)! Jawab: a. Reaksi CH4O(l) + 2 O2(g) ⎯⎯→ CO2(g) + 2 H2O(l) ΔHreaksi = ΣΔHf°produk – ΣΔHf°reaktan ΔHreaksi = (ΔHf°CO2 + 2 ΔHf°H2O) – (ΔHf°CH4O + 2 ΔHf° O2) ΔHreaksi = (–393,5 + 2 × (–286)) – (–238,6 + 2 × 0) = –726,9 kJ/mol b. Mol CH4O = 8/32 = 0,25 mol Kalor yang dibebaskan pada pembakaran 8 gram metanol = 0,25 × (–726,9) = –181,725 kJ Zat SO2(g) SO3(g) NH3(g) NaCl(s) NaOH(s) MgCl2(s) NO(g) NO2(g) N2O(g) H2O(l) H2O(g) HI(g) HCl(g) HCl(aq)

ΔHf° (kJ/mol) -297 -396 -46 -413 -426,8 -641 +90,4 +34 +81,5 -286 -242 +26 -92,5 -167,2

Zat C(s) H2(g) O2(g) CCl4(l) CO(g) CO2(g) CO2(aq) H2CO3(aq) C2H2(g) C2H4(g) C3H8(g) N2(g) CH3OH(l) C2H5OH(l)

ΔHf° (kJ/mol) 0 0 0 -134 -110 -394 -413,8 -669,65 +227 +51,9 -104 0 -238 -278

(General Chemistry, Principles and Structure, James E. Brady, 1990)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 92

3. Energi Ikatan Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kimia dalam suatu molekul gas menjadi atomatomnya dalam fase gas disebut energi ikatan atau energi disosiasi (D). Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi. Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom, seperti H2, O2, N2, atau HI yang mempunyai satu ikatan, maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan. Energi yang diperlukan untuk reaksi pemutusan ikatan telah diukur. Misalnya, energi untuk memutuskan 1 mol ikatan H – H dalam suatu molekul gas H2 menjadi atom-atom H adalah 436 kJ mol–1. H2(g) ⎯⎯→ 2 H DH–H = 436 kJ mol–1. Energi dibutuhkan untuk memutuskan molekul CH4 menjadi sebuah atom C dan 4 atom H: CH4(g) ⎯⎯→ C(g) + 4 H(g) Besarnya perubahan entalpi reaksi tersebut dapat dihitung dengan entalpi pembentukan standar sebagai berikut: ΔH =ΔHf° (C, atomik) + 4 ΔHf° (H, atomik) – ΔHf° (CH4(g)) = (716,7 kJ mol–1) + (218, kJ mol–1) – (–74,5 kJ mol–1) = 1.663,2 kJ mol–1 Saat perubahan entalpi tersebut setara untuk memutuskan 4 ikatan (–H) maka besarnya energi ikatan rata-rata C – H adalah 415,8 kJ mol–1, selanjutnya kita sebut energi ini sebagai energi ikatan rata-rata karena empat ikatan C – H dalam CH4 putus dalam waktu yang sama. Diketahui: ΔHf° C(g, atomik) = 716,7 kJ mol–1 ΔHf° H(g, atomik) = 218 kJ mol–1 ΔHf° C2H6(g) = –84,7 kJ mol–1 energi ikatan C–H = 415,8 kJ mol–1 Tentukan besarnya energi ikatan C – C pada C2H6! C2H6(g) ⎯⎯→ 2 C(g, atomik). Jawab: ΔH = 2 ΔΗf° C + 6 ΔHf° C – ΔHf° C2H6 = 2 (716,7) + 6 (218) – (–84,7) = 2.826,1 kJ Pada C2H6 EIkatan C – C + 6 EIkatan C – H = ΔH EIkatan C – C + 6 (415,8) = 2.826,1 EIkatan C – C = 331,3 kJ/mol Molekul H – H(g) N ≡ N(g) O – O(g) F – F(g) Cl – Cl(g) Br – Br(g) I – I(g) H – F(g) H – Cl(g) H – Br(g) H – I(g) Cl – F(g) Cl – Br(g) Cl – I(g)

Energi Disoisasi (kJ mol-1) 436,0 945,3 498,3 157 242,6 193,9 152,6 567,6 431,6 366,3 298,3 254,3 218,6 210,3 ( General Chemistry, Principles and Structure, James E. Brady, 1990)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 93

Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan menggunakan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis, hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan: ΔHreaksi = Σ energi pemutusan ikatan – Σ energi pembentukan ikatan ΔHreaksi = Σ energi ikatan di kiri – Σ energi ikatan di kanan

Diketahui energi ikatan: C – H = 415 kJ/mol C = C = 607 kJ/mol C – C = 348 kJ/mol H – H = 436 kJ/mol Ditanya: ΔHreaksi pada reaksi C2H4(g) + H2(g) C2H6(g) Jawab: ΔHreaksi = Σ energi pemutusan ikatan – Σ energi pembentukan ikatan = {4 (C – H) + (C = C) + (H – H)} – {6 (C – H) + (C – C)} = {(C = C) + (H – H)} – {2 (C – H) + (C – C)} = (607 + 436) – (2 × 415 + 348) = 1.043 – 1.178 = –135 kJ Jadi, C2H4(g) + H2(g) ⎯⎯→ C2H6(g) ΔH = –135 kJ Energi ikatan rata-rata adalah energi rata-rata per ikatan yang diperlukan untuk menguraikan 1 mol molekul menjadi atom-atom penyusunnya. Diketahui: ΔHf° F2O = 257 kJ mol–1 energi ikatan gas fluorin = 157 kJ mol–1 energi ikatan gas oksigen = 498 kJ mol–1 Tentukan besarnya energi ikatan rata-rata F–O! F2O(g) ⎯⎯→ 2 F(g) + ½ O2(g) Jawab; F2(g) + ½ O2(g) ⎯⎯→ F2O(g) F2(g) ⎯⎯→ 2 F(g) O2(g) ⎯⎯→ 2 O(g) F2O(g) ⎯⎯→ F2(g) + ½ O2(g) F2(g) ⎯⎯→ 2 F(g) ½ O2(g) ⎯⎯→ O(g)

Ikatan C–C C=C C≡C C–H C–N C=N C≡N C–O C=O C–F C – Cl

Energi Ikatan Ratarata (kJ mol–1) 348 607 833 415 292 619 879 356 724 484 338

ΔH = 257 kJ mol–1 ΔH = 157 kJ mol–1 ΔH = 498 kJ mol–1 ΔH = –257 kJ mol–1 ΔH = 157 kJ mol–1 ΔH = 2492kJ mol–1 149/2 = 74,5 kJ mol–1 Ikatan C – Br C–I H–H H–F H – Cl H – Br H–I H–N H–O H–S H – Si

Energi Ikatan Ratarata (kJ mol–1) 276 238 436 563 432 366 299 391 463 338 376

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 94

BAB 16 KESETIMBANGAN KIMIA KONSEP KESETIMBANGAN KIMIA Ciri-ciri kesetimbangan dinamis adalah: 1. Reaksi berlangsung terus-menerus dengan arah yang berlawanan. 2. Terjadi pada ruang tertutup, suhu, dan tekanan tetap. 3. Kecepatan reaksi ke arah produk (hasil reaksi) sama dengan kecepatan reaksi ke arah reaktan (zat-zat pereaksi). 4. Tidak terjadi perubahan makroskopis, yaitu perubahan yang dapat dilihat, tetapi terjadi perubahan mikroskopis, yaitu perubahan tingkat partikel (tidak dapat dilihat). 5. Setiap komponen tetap ada. Dalam keadaan setimbang kecepatan terurainya N2O4 sama besarnya dengan kecepatan membentuk kembali N2O4. N2O4 (g) ←→ 2 NO2(g) Tercapainya kesetimbangan dinamis peruraian N2O4 dapat dilihat pada gambar

A

B

C

D

(a) Reaksi dimulai, campuran reaksi terdiri dari N2O4 tidak berwarna, (b) N2O4 terurai membentuk NO2 cokelat kemerahan, warna campuran jadi cokelat, (c) Kesetimbangan tercapai, konsentrasi NO2 dan N2O4 konstan dan warna campur-an mencapai warna final, (d) Karena reaksi berlangsung terusmenerus dengan kecepatan sama, maka konsentrasi dan warna konstan. Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg, 2000.

Keadaan Kesetimbangan Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik (reversibel). Apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri, maka reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang. Reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai: A + B ←→ C + D Kesetimbangan dalam Sistem Homogen 1. Kesetimbangan dalam sistem gas–gas Contoh: 2 SO2(g) + O2(g) ←→ 2 SO3(g) 2. Kesetimbangan dalam sistem larutan–larutan Contoh: NH4OH(aq) ←→ NH4+(aq) + OH- (aq) B. Kesetimbangan dalam Sistem Heterogen 1. Kesetimbangan dalam sistem padat–gas

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 95

Contoh:

CaCO3(s) ←→ CaO(s) + CO2(g) 2. Kesetimbangan dalam sistem padat–larutan Contoh: BaSO4(s) ←→ Ba2+(aq) + SO42- (aq) 3. Kesetimbangan dalam sistem larutan–padat–gas Contoh: Ca(HCO3)2(aq) ←→ CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) Pergeseran Kesetimbangan Asas Le Chatelier menyatakan: “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 (Martin S. Silberberg, 2000). Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi pergeseran kesetimbangan adalah: A. Perubahan Konsentrasi 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. Bila zat diencerkan dengan menambah air pada sistem, maka kesetimbangan bergeser pada jumlah molekul terbanyak Contoh: 1. Pada reaksi kesetimbangan: Ag+(aq) + Fe2+(aq) ←→ Ag(s) + Fe3+(aq) ke arah mana kesetimbangan bergeser, jika: a. ditambah Ag+? b. ditambah Fe3+? c. campuran diencerkan dengan menambah H2O pada sistem? Jawab: Jumlah molekul (koefisien) ruas kiri = 1 + 1 = 2 Jumlah molekul (koefisien) ruas kanan = 1 (Ag(s) padat maka koefisien tidak dihitung) a. Jika reaksi ditambah Ag+, maka kesetimbangan bergeser ke kanan. b. Jika reaksi ditambah Fe3+, maka kesetimbangan bergeser ke kiri. c. Jika reaksi ditambah air (pengenceran), maka kesetimbangan bergeser pada jumlah molekul terbanyak (ke kiri). B. Perubahan Volume atau Tekanan 1. Jika tekanan diperbesar (volume diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah koefisien reaksi kecil. 2. Jika tekanan diperkecil (volume diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah koefisien reaksi besar.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 96

TOOLS !! Pada sistem kesetimbangan di mana jumlah koefisien reaksi sebelah kiri sama dengan jumlah koefisien reaksi sebelah kanan, maka perubahan tekanan atau volume tidak menggeser letak kesetimbangan. Contoh: Pada reaksi kesetimbangan:

N2(g) + 3 H2(g) ←→ 2 NH3(g) jumlah koefisien reaksi di kanan = 2 jumlah koefisien reaksi di kiri = 1 + 3 = 4 • Bila pada sistem kesetimbangan tersebut tekanan diperbesar (volume diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan (jumlah koefisien kecil). • Bila pada sistem kesetimbangan tersebut tekanan diperkecil (volume diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri (jumlah koefisien besar). C. Perubahan suhu Menurut Van’t Hoff: 1. Bila pada sistem kesetimbangan suhu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm). 2. Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm). Contoh: 2 NO(g) + O2(g) ←→ 2 NO2(g) ΔH = –216 kJ (reaksi ke kanan eksoterm) Reaksi ke kanan eksoterm berarti reaksi ke kiri endoterm. • Jika pada reaksi kesetimbangan tersebut suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri (ke arah endoterm atau yang membutuhkan kalor). • Jika pada reaksi kesetimbangan tersebut suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan (ke arah eksoterm). D. Pengaruh Katalisator terhadap Kesetimbangan 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. Tetapan Kesetimbangan Menurut Cato Guldberg dan Waage, pada suhu tetap, harga tetapan kesetimbangan akan tetap. Hukum Cato Guldberg dan Waage berbunyi: “Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali konsentrasi pereaksi yang sisa di mana masingmasing konsentrasi itu dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap.” Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg, 2000.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 97

A. Tetapan Kesetimbangan Konsentrasi Pernyataan tersebut juga dikenal sebagai hukum kesetimbangan. Untuk reaksi kesetimbangan: a A + b B ←→ c C + d D maka: Kc = [C]c [D]d / [A]a [B]b Kc = Konstanta/Tetapan Kesetimbangan yang harganya tetap selama suhu tetap [A],[B],[C],[D] adalah konsentrasi zat A,B,C,D (satuan M). Catatan: Hanya untuk fasa (g) dan (aq) karena (s) dan (l) nilainya tetap. Contoh: 1. CH3COO-(aq) + H2O(l) ←→ CH3COOH(aq) + OH-(aq) 2. 2 HI(g) ←→ H2(g) + I2(g) 1. Kc = [CH3COOH] [OH-] / [CH3COO-] 2. Kc = [H2] [I2] / [HI]2 Menentukan Harga Tetapan Kesetimbangan Konsentrasi (Kc) 1. Dalam ruang satu liter, satu mol zat AB direaksikan dengan satu mol zat CD menurut persamaan reaksi: AB(g) + CD(g) ←→ AD(g) + BC(g) Setelah kesetimbangan tercapai ternyata tersisa 0,25 mol senyawa CD. Tentukan tetapan kesetimbangan untuk reaksi ini! Jawab: Persamaan reaksi : AB(g) + CD(g) Mula-mula : 1 mol 1 mol Bereaksi : 0,75 mol 0,75 mol Setimbang : 0,25 mol 0,25 mol

←→

AD(g) + BC(g) 0 mol 0 mol – – 0,75 mol 0,75 mol

• Pada awal reaksi, produk belum terbentuk, jadi terdapat 0 mol produk. • Diketahui 0,25 mol CD pada keadaan setimbang, berarti mol CD yang bereaksi adalah 1 – 0,25 = 0,75 mol. • Mol AB, AD, dan BC yang bereaksi dapat ditentukan dengan perbandingan mol = perbandingan koefisien CD. Koefisien AB : AD : BC : CD = mol AB : mol AD : mol BC : mol CD. • Untuk zat-zat pereaksi (sebelah kiri anak panah), jumlah zat-zat pereaksi makin berkurang, maka mol sisa = mol mula-mula – mol bereaksi. • Untuk zat-zat hasil reaksi/produk (sebelah kanan anak panah), jumlah zat-zat hasil reaksi (produk) makin bertambah, maka mol sisa = mol mula-mula + mol bereaksi.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 98

• Untuk menentukan harga tetapan kesetimbangan konsentrasi, maka kita tentukan terlebih dahulu konsentrasi zat-zat tersebut, dengan satuan molaritas adalah M (mol/liter). [AB] = 0,25 / 1 = ¼ M [AD] = 0,75 /1 = ¾ M [CD] = 0,25 /1 = ¼ M [BC] = 0,75 /1 = ¾ M Kc= [0,75] [0,75] / [0,25] [0,25] = 9 Derajat Disosiasi Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana. Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula. α = mol zat yang terurai / mol zat mula-mula atau Mol zat yang terurai = α × mol zat mula-mula Contoh: Gas amonia mengalami disosiasi menurut persamaan reaksi: 2 NH3(g) ←→ N2(g) + 3 H2(g) Besarnya nilai derajat disosiasi (α) adalah: α = mol zat yang terurai /mol zat mula-mula = mol NH yang terurai / mol NH mula-mula Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika: • α = 0 berarti tidak terjadi penguraian • α = 1 berarti terjadi penguraian sempurna • 0 < α < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian). CONTOH: 1. Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan reaksi: N2O4(g) ←→ 2 NO2(g) banyaknya mol N2O4 dan NO2 pada keadaan setimbang adalah sama. Pada keadaan ini, berapakah harga derajat disosiasinya? Jawab: • Misalkan pada keadaan setimbang mol N2O4 = mol NO2 = 2 mol • Pada produk NO2, mol zat sisa = mol zat yang bereaksi = 2 mol • Perbandingan mol = perbandingan koefisien • Mol N2O4(g) sisa = mol N2O4(g) mula-mula – mol N2O4(g) bereaksi Mol N2O4(g) mula-mula = mol N2O4(g) sisa + mol N2O4(g) bereaksi = 2 + 1 = 3 mol Persamaan reaksi : N2O4(g) ←→ 2 NO2(g) Mula-mula : 3 mol 0 mol Bereaksi : 1 mol ← 2 mol

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 99

Sisa (setimbang) :

2 mol

𝜶=

2 mol

𝒎𝒐𝒍 𝑵𝟐𝑶𝟒 𝒕𝒆𝒓𝒖𝒓𝒂𝒊 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝟐𝑶𝟒 𝒎𝒖𝒍𝒂

= 1/3

Tetapan Kesetimbangan Tekanan Parsial (Kp) Tetapan kesetimbangan untuk sistem kesetimbangan gas juga dapat dinyatakan berdasarkan tekanan parsial gas. Tetapan kesetimbangnnya disebut tetapan kesetimbangan tekanan parsial. Misal:

mA(g) + nB(g)

pC(g) + qD(g)

Kp 

[ Pc ] p [ PD ]q [ PA ]m [ PB ]n

Contoh dalam reaksi: N2(g) + 3 H2(g)

Kp 

2 NH3(g)

[ p NH 3 ]2 [ PN 2 ][ PH 2 ]3

Hubungan Kc dengan Kp mA + nB

pC + qD

Akibatnya: Kp = Kc (RT)∆𝒏

Contoh soal

Kp = Kc

Sebanyak 5 mol gas N2 dicampurkan dengan 20(RT) mol(p+q)gas H2 dalam ruangan 5 liter, o kemudian di panaskan pada suhu 427 C, sehingga sebagian bereaksi membentuk NH3 (m+n) menurut kesetimbangan N2(g) + 3 H2(g)

2 NH3(g) ∆H = -92 kJ

Apabila tekanan total campuran pada keadaan setimbang adalah 230 atm, tentukan harga Kp dan Kc reaksi itu pada 427oC.

Jawab: Jumlah mol gas dalam campuran: PV = nRT

n

PV RT

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 100

n

230  5 0,082  (427  273)

n  20mol

N2(g)

+

3 H2(g)

2 NH3(g)

Mula-mula

:

5 mol

20 mol

-

Reaksi

:

-x mol

-3x mol

2x mol

Setimbang

:

(5-x) mol

(20-3x) mol

2x mol

Jumlah mol gas campuran setimbangan = 20 (5 – x) + (20 – 3x) + 2x = 20 - 2x = - 5 x = 2,5 Susunan kesetimbangan: N2 = 5 – 2,5

H2 = 20 – (3 x 2,5)

= 2,5 mol

= 12,5 mol

NH3 = 2 x 2,5 = 5 mol

Perbandingan tekanan parsial gas = perbandingan mol N2 : H2 : NH3 = 2,5 : 12,5 : 5 = 1 : 5 : 2 a). PN2 = 1/8 x 230 atm = 28,75 atm PH2 = 5/8 x 230 atm = 143,75 atm PNH3 = 2/8 x 239 atm = 57,5 atm

Kp 

(575) 2 28,75  (143,75) 2

Kp = Kc (RT)2 b). Kc = Kp (RT) = 3,87 x 10-10 (0,082 x 700)2 = 0,127

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 101

BAB 17 ASAM-BASA

KONSEP ASAM BASA KONSEP ASAM BASA ARRHENIUS

Asam merupakan suatu senyawa yang dapat menghasilkan ion hidrogen (H+) atau ion hidronium (H3O+) bila dilarutkan dalam air. Basa adalah suatu senyawa yang dapat menghasilkan ion OH- bila dilarutkan dalam air.

Contoh Asam : HCl  H+ + ClIon Cl- adalah ion sisa asam Contoh Basa : NaOH  Na+ + OHIon Na+ adalah ion sisa basa Kelemahan Asam Basa Arrhenius: 1. Hanya dapat diaplikasikan dalam reaksi yang terjadi di dalam air. 2. Tidak dapat menjelaskan mengapa beberapa senyawa yang mengandung hidrogen dengan biloks +1 larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak. 3. Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH - , seperti Na2CO3 memiliki karakter seperti basa. KONSEP ASAM BASA BRONSTED-LOWRY Menurut Bronsted-Lowry asam adalah senyawa yang dapat memberikan ion H+ atau proton dan disebut donor proton, basa adalah senyawa yang dapat menerima ion H+ atau proton, dan disebut akseptor proton.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 102

Suatu asam setelah melepas 1 proton akan membentuk spesi yang disebut basa konjugasi dari asam tersebut sedangkan basa yang telah menerima proton menjadi asam konjugasi.

HCl

+

Asam 1

NH3

↔

NH4+

Basa 2

+

Asam 2

ClBasa 1

Uraian dari reaksi diatas: 1. HCl merupakan suatu asam , dia melepas / mendonor proton kepada NH3 yang merupakan basa menjadi NH4+ dan ion Cl- merupakan sisa asam/ basa konjugasi. 2. NH3 merupakan suatu basa, dia menangkap proton dari HCl (akseptor proton) sehingga menjadi NH4+ yang merupakan asam konjugasi. Untuk mempermudah menentukan pasangan asam basa, lihat : Tips memahami/menentukan pasangan Asam-Basa Untuk mempermudah memahami pasangan asam basa, gunakan tips : pasangan asambasa konjugat berbeda satu H+. Asam memiliki H+ 1 lebih banyak daripada basa konjugasinya Example: HCN + OH- ↔ H2O + CNmaka HCN merupakan suatu asam dan senyawa dan CN- merupakan basa konjugasinya OH- merupakan basa dan H2O merupakan asam konjugat nya. Untuk memahami lanjut lihat tabel selanjutnya. Senyawa Amfoter Zat amfoter / amphiprotic adalah senyawa yang bisa berperan sebagai asam/basa . Contoh : H2PO4H2PO4- (asam )+ H2O ↔ HPO42- + H3O+ H2PO4- (basa) + H2O ↔ H3PO4 + OHKelebihan Asam-Basa Bronsted-Lowry 1. Tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut air/bahkan reaksi tanpa pelarut.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 103

2. Tidak hanya berupa molekul tetapi dapat berupa kation atau anion. KONSEP ASAM-BASA LEWIS Asam adalah spesi yang mampu menerima pasangan elektron (akseptor elektron), sedangkan basa adalah spesi yang dapat memberikan sepasang elektron (donor elektron)

F F

B F

Asam

H +

F

:N H H



F

H

BN F

H

H

Basa

Kelebihan Asam-Basa Lewis 1. Dapat menjelaskan reaksi asam basa yang berlangsung dalam pelarut air, pelarut bukan air bahkan tanpa pelarut. 2. Dapat menjelaskan teori asam basa tanpa H+ dan OH3. Dapat menjelaskan reaksi seperti pembentukan Ion Kompleks dan Organik sebagai reaksi asam-basa. Asam Monoprotik,diprotik,poliprotik Berdasarkan jumlah ion H+ yang dilepaskan asam dikelompokkan menjadi asam monoprotik, diprotik, dan triprotik. a. Asam monoprotik yaitu asam yang melepaskan satu ion H+ dalam pelarut air, misalnya: HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq) HNO3(aq)  H+(aq) + NO3-(aq) b. Asam diprotik yaitu asam yang melepaskan dua ion H+ dalam pelarut air, misalnya: H2SO4(aq)  2 H+(aq) + SO42-(aq) c. Asam triprotik yaitu asam yang melepaskan tiga ion H+ dalam pelarut air, misalnya: H3PO4 (aq) ↔ 3 H+(aq) + PO43-(aq) Asam nonoksi,oksi Berdasarkan rumus kimianya asam dibedakan sebagai asam nonoksi, asam oksi.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 104

a. Asam Nonoksi adalah asam yang tidak mengandung oksigen HF  H+ + FHCl  H+ + ClHBr  H+ + BrHCN ↔ H+ + CNH2S ↔ 2H+ + S2b. Asam Oksi adalah asam yang mengandung oksigen HClO  H+ + ClO HClO3  H+ + ClO3 _ HNO3  H+ + NO3 H2SO4  2 H+ + SO42Asam kuat dan asam lemah a. Asam kuat yaitu asam yang derajat ionisasinya mendekati 1 atau mengalami ionisasi sempurna, misalnya: HCl, HBr, HNO3, HClO3, HClO4, HIO4, dan H2SO4. b. Asam lemah yaitu asam yang derajat ionisasinya kecil atau mengalami ionisasi sebagian seperti: HCOOH, CH3COOH, H2CO3, HCN, dan H2S. Basa Monohidroksi dan Polihidroksi LiOH  Li++ OHNaOH  Na+ + OHKOH  K+ + OHMg(OH)2  Mg2+ + 2 OH– Sr(OH)2  Sr2+ + 2 OH– Ba(OH)2  Ba2+ + 2 OH– Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2 OH– Al(OH)3 ↔ Al3+ + 3 OH– Fe(OH)2 ↔ Fe2+ + 2 OH– Fe(OH)3 ↔ Fe3+ + 3 OH– 1. Konstanta Ionisasi Air Konsentrasi H2O yang terionisasi menjadi H+ dan OH– sangat kecil dibandingkan dengan [H2O] mula-mula, sehingga [H2O] dapat dianggap tetap, maka harga K[H2O] juga tetap, yang disebut konstanta kesetimbangan ionisasi air atau ditulis Kw. Kw = [H+] [OH-] Pada suhu 25℃, Kw yang didapat dari percobaan adalah 1,0 x 10–14. Harga Kw ini bergantung pada suhu, tetapi untuk percobaan yang suhunya tidak terlalu menyimpang jauh dari 25􀁲C, harga itu dapat dianggap tetap. Kw = [H+] [OH-] = 10-14 maka [H+] dalam air = 10-7 M dan [OH–] dalam air = 10-7 M

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 105

2. Ionisasi Asam Kuat dan Basa Kuat Reaksi Ionisasi Asam kuat dan basa kuat merupakan ionisasi sempurna sehingga untuk mencari konsentrasi suatu H+ / OH- hanya digunakan perbandingan koefisien. HCl

H+ +



0,1 M

0,1 M

Cl0,1M

Untuk mencari OH- juga disa dicari dengan hubungan Kw , maka [OH-] = Kw/[H+] = 10-14/10-1 = 10-13 3.Konstanta Asam Lemah dan Basa Lemah Ciri-ciri asam lemah dan basa lemah memiliki tetapan ionisasi asam (Ka) dan tetapan ionisasi basa (Kb). Asam lemah [HA] akan terionisasi dengan reaksi kesetimbangan. HA(aq) ↔ H+(aq) + A–(aq) Ka adalah konstanta kesetimbangan asam [H+] = √𝑲𝐚. 𝐌𝐚 Dari rumus di atas, [H+] dari asam lemah dapat ditentukan asal harga Ka-ny diketahui. Jika Ka besar maka [H+] juga besar atau asam makin kuat. Jadi, dapat disimpulkan: Makin besar Ka suatu asam, sifat asam makin kuat. Basa lemah [BOH] akan terionisasi dengan reaksi kesetimbangan. BOH(aq) ↔ B+(aq) + OH-(aq) Kb adalah konstanta kesetimbangan basa [H+] = √𝑲𝐛. 𝐌𝐛 Dari rumus di atas, [OH-] dari basa lemah dapat ditentukan asal harga Kb-ny diketahui. Jika Kb besar maka [OH-] juga besar atau basa makin kuat. Jadi, dapat disimpulkan: Makin besar Kb suatu basa, sifat basa makin kuat. Hubungan derajat ionisasi asam (𝜶) dengan harga Ka Suatu asam lemah HA dengan konsentrasi a molar membentuk ion H+ dan A– dengan derajat ionisasi = 𝛼 Maka dihasilkan persamaan: [H+] = Ma.𝜶 Hubungan derajat ionisasi basa (𝜶) dengan harga Kb

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 106

Suatu basa lemah BOH dengan konsentrasi a molar membentuk ion B+ dan OH– dengan derajat ionisasi = 𝛼 Maka dihasilkan persamaan: [OH-] = Mb.𝜶 Contoh Soal: 1. Berapa konsentrasi H+ dan OH– dalam 500 mL larutan HCl 0,1 M? Penyelesaian: Reaksi ionisasi HCl(aq) --> H+(aq) + Cl-(aq) Perbandingan koefisien 1 1 1 [H+] =1 x 0,1 M = 0,1 M Konsentrasi OH- dalam HCl 0,1 M adalah [H+] [OH–] = 10-14 M 0,1 [OH–] = 10-14 M [OH- ] = 10-13 M. Jadi, [H+] = 0,1 M dan [OH–] = 10-13 M. 2. Tentukan [H+] yang terdapat dalam asam formiat 0,01 M. Jika diketahui Ka HCOOH

= 1,7 x 10-4. Penyelesaian: Persamaan reaksi ionisasi HCOOH HCOOH(aq)  H+(aq) + HCOO-(aq) [H+] = √Ka.Ma = √1,7.10-4 . 0,01 = 1,30 x 10-3 M Jadi, konsentrasi ion H+ dalam larutan HCOOH 0,01 M adalah 1,34 x 10-3 M.

Tentukan [OH–] yang terdapat dalam larutan amonia 0,5 M jika diketahui Kb NH3 = 1,8 x 10–5. Penyelesaian: Dalam air NH3 terionisasi sebagai berikut. NH4OH(aq) NH4 +(aq) + OH-(aq) [OH–] = √Kb.Mb = √1,8 . 10-5 . 0,5 = 3 x 10-3 Jadi konsentrasi ion OH– dalam larutan amonia 0,5 M adalah 3 x 10-3 M. 3.

PERHITUNGAN pH LARUTAN 1. Larutan Netral , [H+] = [OH-] , pH = 7 2. Larutan Asam , [H+] > [OH-] , pH < 7 3. Larutan Basa [H+] < [OH-] , pH > 7 pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] pH + pOH = 14

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 107

Contoh: 1. Suatu Basa memiliki konsentrasi 4,3 . 10-4 M, hitung pH! Jawab: pOH = - log [ OH- ] = - log [ 4,3 . 10-4 ] = 4 – log 4,3 pH = 14 – pOH = 14 – 4 – log 4,3 = 10 + log 4,3 TRAYEK pH ASAM-BASA Indikator asam-basa adalah zat yang berbeda warna pada suasana asam dan basa. Indikator asam-basa yang berbentuk kertas contohnya lakmus merah dan lakmus biru. Lakmus dapat mengindentifikasi larutan asam atau basa tetapi tidak sampai menentukan harga pHnya. Untuk mengindentifikasi harga pH dikenal indikator universal baik berupa kertas maupun cair. Setiap indikator dilengkapi dengan pita warna yang menunjukkan skala pH. Penggunaan pita warna untuk menguji pH harus satu produk dengan indikatornya, karena setiap merk kadang-kadang ada perbedaan. Trayek warna pH indikator asam-basa ada yang dari warna merah ke biru dan dari warna merah ke ungu. Contoh indikator universal warna adalah seperti Gambar 7.2. Asam

Basa

1 2 3

pH 1 2 3 4 5 6 7

4

5

6

7

Warna Indikator Universal Merah Merah Merah muda Merah jingga Jingga Kuning Hijau

8

9 10 11 1213 14

pH 8 9 10 11 12 13 14

Warna Indikator Universal Hijau biru Hijau biru Biru Biru Biru Biru Biru

Ada pula indikator yang berubah warna pada pH tertentu. Harga pH tersebut disebut trayek pH indikator. Trayek pH indikator tersebut ditulis sebagai berikut.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 108

Indikator Metil jingga Metil merah Brom timol Fenolftalein biru

Trayek pH 3,0 – 4,4 4,2 – 6,2 6,0 – 7,8 8,0 – 9,2

Contoh: Suatu larutan diuji dengan indikator metil jingga, brom timol biru, dan lakmus. Data perubahan warna pada indikator adalah sebagai berikut.

Indikator Lakmus Lakmus merah biru Metil jingga Brom timol biru Perkirakan trayek pH larutan tersebut!

Warna Merah Merah Kuning Kuning

Penyelesaian: Perhatikan tabel trayek pH indikator: Lakmus merah warnanya merah maka pH < 7 Lakmus biru warnanya merah maka pH < 7 Metil jingga warnanya kuning trayek pH > 4,4 Brom timol biru warnanya kuning, trayek pH < 6 Bromitol biru

Metil jingga

lakmus

Trayek pH larutan adalah 4,4 – 6.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 109

BAGAIMANA MEMPREDIKSI SIFAT ASAM-BASA DARI SUATU GARAM

For Conjugate Pairs : Kw = Ka x Kb Suatu Asam dan Basa jika dikalikan maka memiliki nilai Kw . Kw pada suhu 25℃ 1atm adalah 10-14 , maka misal jika suatu asam memiliki konsentrasi 10-3 maka konsentrasi konjugasinya adalah 10-9

Apa yang kita dapat dari hal tersebut? Berdasarkan data tersebut maka didapat 4 pernyataan: 1. Suatu Asam kuat jika terionisasi maka sisa asam / basa konjugasinya sangat lemah. 2. Suatu Basa kuat jika terionisasi maka sisa basa / asam konjugasinya sangat lemah . 3. Suatu Asam lemah jika terionisasi maka sisa asam / basa konjugasinya kuat. 4. Suatu Basa lemah jika terionisasi maka sisa basa / asam konjugasinya kuat.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 110

Contoh: NaOH

+

Basa kuat

HCl



Asam kuat

NaCl

+

H2O

Garam netral

Karena terbentuk dari basa kuat yang asam konjugasinya sangat lemah dengan asam kuat yang basa konjugasinya sangat lemah sehingga praktis garam tersebut bersifat netral.

HCl

+

NH4OH

Asam kuat

NH4Cl



Basa lemah

+

H2O

Garam asam

Karena terbentuk dari basa lemah yang asam konjugasinya kuat dengan asam kuat yang basa konjugasinya sangat lemah sehingga praktis garam tersebut bersifat asam.

NaOH Basa kuat

+

HCN Asam lemah



NaCN

+

H2O

Garam basa

Karena terbentuk dari basa kuat yang asam konjugasinya sangat lemah dengan asam lemah yang basa konjugasinya kuat sehingga praktis garam tersebut bersifat basa.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 111

Untuk asam lemah dengan basa lemah akan dibahas selanjutnya HITUNGAN KESETIMBANGAN ION DALAM LARUTAN GARAM ❖ UNTUK KONSENTRASI GARAM DARI ASAM LEMAH DENGAN BASA KUAT

𝐾𝑤

[OH-] = √ 𝐾𝑎 [𝐴- 𝑔𝑎𝑟𝑎𝑚] ❖ UNTUK KONSENTRASI GARAM DARI ASAM KUAT DENGAN BASA LEMAH

𝐾𝑤

[H+] = √ 𝐾𝑏 [𝑀 + garam ] Untuk kedua rumus diatas konsentrasi garam yang dihitung bukan garamnya tetapi ionion garam tersebut maka ketika mengerjakan suatu soal hendaknya garam tersebut di tulis reaksi ionisasi dengan menyetarakan reaksi. Examples: CH3COONa  CH3COO- + Na+ (CH3COO)2Ba  2CH3COO- + Ba2+

❖ UNTUK KONSENTRASI GARAM DARI ASAM LEMAH DENGAN BASA LEMAH Untuk garam dari asam lemah dengan basa lemah dapat dihitung dengan menentuka nilai Ka dan Kb nya. Jika Ka > Kb 𝑲𝒘

[H+] = √ 𝑲𝒃 𝐊𝐚 Jika Kb > Ka 𝑲𝒘

[OH-] = √ 𝑲𝒂 𝐊𝐛

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 112

Contoh: 1. Hitung pH larutan NH4Cl 1000 mL 0,02 mol (Kb = 1,8 . 10-5 ) Jawab: Konsentrasi NH4Cl = 0,02mol / 1 L = 0,02 M NH4Cl

 NH4+ + Cl-

0,02 M

0,02 M 𝐾𝑤

[H+] = √ 𝐾𝑏 [𝑀 + garam ] 10−14

[H+] = √1,8 .10−5 [0,02] =

3,3 . 10-6

pH = - log [H+] = - log [3,3 . 10-6] = 6 – log 3,3 2. Berapa pH larutan garam (NH4)2CO3 0,1 M jika Ka H2CO3 = 10-4 dan Kb NH4OH = 10-6 Jawab: Ka > Kb [H+] = √ [H+] = √

𝑲𝒘𝐊𝐚 𝑲𝒃

𝟏𝟎−𝟏𝟒 𝟏𝟎−𝟒 𝟏𝟎−𝟔

= √𝟏𝟎−𝟏𝟐 =

10-6

pH = - log [H+] = - log [ 10-6 ] =6

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 113

PENGERTIAN DAN PEMBUATAN BUFFER Larutan penyangga adalah larutan yang mengandung asam lemah dengan basa konjugasinya atau basa lemah dengan asam konjugasinya. Larutan penyangga yang mengandung asam lemah bersifat asam. Larutan penyangga yang mengandung basa lemah bersifat basa. Larutan penyangga dapat dibuat dengan dua cara. Pertama dengan cara mencampurkan langsung komponen-komponennya yaitu suatu asam lemah dengan garamnya atau suatu basa lemah dengan garamnya. Kedua dengan cara mencampurkan asam lemah dan basa kuat dengan jumlah asam lemah yang berlebih atau mencampurkan basa lemah dan asam kuat dengan jumlah basa lemah berlebih a. Mencampurkan asam lemah atau basa lemah dengan garamnya. Contoh: 1) H2CO3 dicampur dengan NaHCO3, NaHCO3 membentuk ion HCO3 sehingga terbentuk larutan penyangga H2CO3/HCO3-. 2) NH3(aq) dicampur dengan NH4Cl. NH4Cl membentuk ion NH4+, sehingga terbentuk larutan penyangga NH3(aq)/NH4+. b. Mencampurkan asam lemah dengan basa kuat atau basa lemah dengan asam kuat. Contoh: 1) Campuran larutan CH3COOH dengan larutan NaOH akan bereaksi dengan persamaan reaksi: CH3COOH(aq) + NaOH(aq)  CH3COONa(aq) + H2O(l). Jika jumlah CH3COOH yang direaksikan lebih banyak daripada NaOH maka akan terbentuk CH3COONa dan ada sisa CH3COOH sehingga terjadi larutan penyangga CH3COOH/CH3COO-. 2) Campuran NH3(aq) dengan HCl akan bereaksi dengan persamaan reaksi NH3(aq) + HCl(aq)  NH4Cl(aq). Jika jumlah NH3(aq) berlebih setelah bereaksi akan terbentuk NH4Cl dan ada sisa NH3(aq) sehingga terjadi larutan penyangga NH3(aq)/NH4+. Contoh: 1. Apa terjadi larutan penyangga jika 100 mL CH3COOH 0,5 M direaksikan dengan 200 mL NaOH 0,2 M? CH3COOH(aq) + NaOH(aq)  CH3COONa(aq) + H2O(l) Mol zat mula-mula : 50 mmol 40 mmol – – Mol zat bereaksi : 40 mmol 40 mmol – – Mol zat sisa : 10 mmol 0 40 mmol 40 mmol Setelah bereaksi terdapat campuran antara CH3COOH dengan CH3COONa sehingga terjadi larutan penyangga CH3COOH/CH3COO-.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 114

HITUNGAN LARUTAN BUFFER Buffer Asam = Adalah campuran antara asam lemah dengan basa konjugasinya. [𝒂𝒔𝒂𝒎 𝒍𝒆𝒎𝒂𝒉]

[H+] = Ka [𝒃𝒂𝒔𝒂 𝒌𝒐𝒏𝒋𝒖𝒈𝒂𝒔𝒊] Buffer Basa = Adalah campuran antara basa lemah dengan asam konjugasinya. [𝒃𝒂𝒔𝒂 𝒍𝒆𝒎𝒂𝒉]

[OH-] = Kb [𝒂𝒔𝒂𝒎 𝒌𝒐𝒏𝒋𝒖𝒈𝒂𝒔𝒊] Contoh : 1. Hitunglah pH larutan yang terdiri dari campuran 50 mL CH3COOH 0,1 M dan 50 mL CH3COONa 0,1 M, Ka = 1,7.10-5 Penyelesaian: Dalam 50 mL CH3COOH 0,1 M terdapat 0,005 mol CH3COOH Dalam 50 mL CH3COONa 0,1 M terdapat = 0,005 mol CH3COO– Volum campuran = 100 mL [CH3COOH] = 0,005 x 1000/100 = 0,05 mol L [CH3COO–] = 0,05 mol L-1 [𝒂𝒔𝒂𝒎 𝒍𝒆𝒎𝒂𝒉]

[H+] = Ka [𝒃𝒂𝒔𝒂 𝒌𝒐𝒏𝒋𝒖𝒈𝒂𝒔𝒊] [H+] = 1,7. 10-5 pH = –log[H+] = –log 1,7.10-5 = 5 – 0,23 = 4,77 Jadi, pH larutan adalah 4,77.

[𝟎,𝟎𝟓 𝑴] [𝟎,𝟎𝟓 𝑴]

= 1,7 . 10-5

2. Hitunglah pH larutan jika 100 mL NH3(aq) 0,2 M dicampurkan dengan 100 mL HCl 0,1 M, Kb NH3(aq) = 1,8.10-5 Penyelesaian: NH3 = 100/1000 x 0,2 = 0,02 mol HCl = 100/1000 x 0,1 = 0,01 mol NH3(aq) + HCl(aq)  NH4Cl(aq) Mula-mula 0,02 mol 0,01 mol Bereaksi 0,01 mol 0,01 mol Setelah bereaksi 0,01 mol – 0,01 mol Volum campuran = 200 mL = 0,2 L [NH3] = 0,01 /0,2 L = 0,05 mol L-1 [NH4+] = 0,01/ 0 2 L = 0,05 mol L-1 [𝒃𝒂𝒔𝒂 𝒍𝒆𝒎𝒂𝒉] [OH-] = Kb [𝒂𝒔𝒂𝒎 𝒌𝒐𝒏𝒋𝒖𝒈𝒂𝒔𝒊] [𝟎,𝟎𝟓 𝑴]

[OH-] = 1,8 . 10-5 [𝟎,𝟎𝟓 𝑴]

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 115

pOH = –log 1,75.10-5 = 5 – log 1,75 = 4,76 pH = 14 – 4,76 = 9,24 Jadi, pH larutan adalah 9,24. PENGARUH PENGENCERAN LARUTAN BUFFER Bagaimana pengaruh pengenceran pada pH larutan penyangga? Pengenceran atau penambahan air akan memperbesar volum komponenkomponenlarutan penyangga. Untuk mengetahui pH-nya perhatikan contoh soal berikut. Contoh: Ke dalam larutan penyangga yang terdiri dari 200 mL NH3(aq) 0,6 M dengan 300 mL NH4Cl 0,3 M (Kb NH3(aq) = 1,8.10-5) ditambahkan air sebanyak 500 mL. Tentukan pH larutan mula-mula dan pH setelah di tambah 500 mL air. Penyelesaian: pH mula-mula Jumlah mol NH3(aq) = 0,6 M x 200 mL = 120 mmol = 0,12 mol Jumlah mol NH4+ = 0,3 M x 300 mL = 90 mmol = 0,09 mol Volum campuran = 200 mL + 300 mL = 500 mL = 0,5 L [NH3] = 0,12mol/0,5 L = 0,24 M [NH4+] =0,09mol/0,5 L = 0,18 M [𝒃𝒂𝒔𝒂 𝒍𝒆𝒎𝒂𝒉]

[OH-] = Kb [𝒂𝒔𝒂𝒎 𝒌𝒐𝒏𝒋𝒖𝒈𝒂𝒔𝒊] [OH-] = 1,8 . 10-5

[𝟎,𝟐𝟒] [𝟎,𝟏𝟖]

= 2,4 . 10-5

pOH = –log 2,4.10-5 = 5 – log 2,4 = 4,62 pH = 14 – 4,62 = 9,38 Jadi, pH mula-mula adalah 9,38. pH setelah di tambah 500 mL air Volum campuran menjadi 1.000 mL = 1 L [NH3] = 0,12mol/1 L = 0,12 M [NH4+] =0,09mol/1 L = 0,09 M [𝒃𝒂𝒔𝒂 𝒍𝒆𝒎𝒂𝒉]

[OH-] = Kb [𝒂𝒔𝒂𝒎 𝒌𝒐𝒏𝒋𝒖𝒈𝒂𝒔𝒊] [OH-] = 1,8 . 10-5

[𝟎,𝟏𝟐] [𝟎,𝟎𝟗]

= 2,4 . 10-5

pOH = –log 2,4.10–5 = 4,62 pH = 14 – 4,62 = 9,38 Jadi, pH setelah ditambah 500 mL air adalah 9,38.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 116

Maka dapat disimpulkan bahwa: Pengenceran suatu larutan buffer tidak mengubah pH buffer itu sendiri PENGARUH PENAMBAHAN SEDIKIT ASAM ATAU BASA DALAM LARUTAN BUFFER Bagaimana pengaruh penambahan sedikit asam atau basa pada pH larutan penyangga? Untuk mengetahuinya perhatikan contoh soal berikut. Contoh: Larutan penyangga yang terdiri dari 50 mL CH3COOH 0,1 M dengan 50 mL CH3COONa 0,1 M (Ka CH3COOH = 1,7.10–5) mempunyai pH = 4,76. Berapa pH larutan setelah ditambah 1 mL HCl 0,1 M. Penyelesaian: Pada larutan penyangga terdapat CH3COOH dan CH3COO–. Pada penambahan HCl, H+ dari HCl akan bereaksi dengan CH3COO– membentuk CH3COOH sehingga jumlah mol CH3COOH akan bertambah sedangkan CH3COO akan berkurang. Perhitungannya: Jika H+ yang ditambahkan = 0,0001 mol maka akan bereaksi dengan 0,0001 mol CH3COO– dan membentuk 0,0001 mol CH3COOH. Jumlah komponen sebelum CH3COOH = 0,005 mol CH3COO- = 0,005 mol

Jumlah komponen sesudah CH3COOH = 0,005 + 0,0001 = 0,0051 mol CH3COO- = 0,005 – 0,0001 = 0,0049 mol

Volum campuran = 100 mL + 1 mL = 101 mL = 0,101 L [CH3COOH] =0,0051/0,101 L = 0,051 M [CH3COO–] = 0,0049/0,101 L = 0,049 M [𝟎,𝟎𝟓𝟏 𝑴] [H+] = 1,7. 10-5 [𝟎,𝟎𝟒𝟗 𝑴] = 1,77 . 10-5 pH = 5 – log 1,77 = 4,75. pH mula-mula = 4,76, sedangkan pH setelah ditambah sedikit HCl = 4,75 maka dapat disimpulkan bahwa: Larutan penyangga dapat mempertahankan pHnya jika ditambah sedikit asam atau basa

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 117

TITRASI DAN PREPARASI TITRASI

PREPARASI TITRASI 1. Siapkan larutan yang akan ditentukan molartiasnya. Pipet larutan tersebut ke dalam erlenmeyer dengan menggunakan pipet volume. 2. Pilih indikator berdasarkan trayek pH dan perubahan warna indikator untuk memudahkan pengamatan. Tambahkan beberapa tetes pada larutan. 3. Tambahkan zat penitrasi setetes demi setetes dengan selalu menggoyangkan erlenmeyer agar reaksi sempurna. 4. Sesekali, pinggiran erlenmeyer dibilas agar zat yang bereaksi tidak menempel pada dinding erlenmeyer. 5. Ketika mendekati titik ekuivalen, penambahan zat penitrasi dilakukan dengan sangat hati-hati. Buka kran buret,peniter yang keluar jangan sampai menetes, tetapi ditempelkan pada dinding erlenmeyer kemudian bilas dan goyangkan. 6. Hitung molaritas larutan. TITRASI 1. Penambahan zat tertentu (titran) ke sejumlah kuantitas tertentu zat lain (titer) sampai syarat stoikiometrik. 2. Titik equivalen  Volume titran yang diperlukan agar dicapai ekuimolar. 3. Titik akhir  Volume titran untuk mencapai perubahan warna. REAKSI ASAM-BASA 1. Menghasilkan asam dan basa konjugat. 2. Mungkin tidak menghasilkan produk yang kuat. • asam kuat + basa kuat  garam netral (pH = 7) • asam kuat + basa lemah  garam asam (pH < 7) • asam lemah + basa kuat  garam basa (pH > 7) • asam lemah + basa lemah  garam amfoter (cek nilai Ka dan Kb, mana yang lebih besar/ dominan . Untuk jenis reaksi ini tidak dilakukan perhitungan titrasi). TIPS PERHITUNGAN KONSENTRASI DALAM TITRASI Gunakan secara stoikiometri menggunakan tabel MRS (Mula, Reaksi, Sisa) 1. 2. 3. 4.

Pada sisa terdapat sisa asam kuat  Gunakan persamaan asam kuat. Pada sisa terdapat sisa basa kuat  Gunakan persamaan basa kuat. Pada sisa terdapat sisa asam lemah  Gunakan persamaan asam lemah. Pada sisa terdapat sisa basa lemah  Gunakan persamaan basa lemah.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 118

5. Pada sisa terdapat sisa asam lemah dengan basa konjugasi  Gunakan persamaan buffer asam. 6. Pada sisa terdapat sisa basa lemah dengan asam konjugasi  Gunakan persamaan buffer basa. 7. Pada sisa terdapat sisa garam netral  pH = 7 8. Pada sisa terdapat sisa garam basa  Gunakan persamaan hidrolisis garam basa. 9. Pada sisa terdapat sisa garam asam  Gunakan persamaan hidrolisis garam asam. TITIK EQUIVALEN Titik ekuivalen adalah titik semua pereaksi bereaksi habis tanpa sisa M1 . V1 = M2 . V2 Contoh: 1. Berapa mL NaOH 0,2 M yang harus ditambahkan dalam 50mL larutan 0,1 M HCl agar mencapai titik equivalen? Jawab: V2 = M1.V1 / M2 = 0,05 . 0,1 / 0,2 = 0,025 L = 25 ml 4.3 TITRASI ASAM KUAT DENGAN BASA KUAT KURVA TITRASI ASAM KUAT DENGAN BASA KUAT NaOH dengan HCl

11

pH

9 Titik equivalen

7 5 3 1 0

10

20

30

Volume NaOH (mL)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 119

Examples: Hitung berapa pH 50 mL 0,1 HCl dititrasi dengan NaOH 0,2 M sebanyak? a. b. c. d.

0 mL NaOH 10 mL NaOH 25 mL NaOH 25,1 mL NaOH

Jawab : Tips : Cari equivalen V2 = M1.V1 / M2 = 0,05 . 0,1 / 0,2 = 0,025 L = 25 ml a.

0 mL NaOH pH = - log [H+] = - log [0,1] = 1

b. 10 mL NaOH HCl + NaOH  50 ml x 0,1 M= 5 mmol 10ml x 0,2 M = 2 mmol Mula-mula : 5 mmol 2 mmol Bereaksi : 2 mmol 2 mmol Sisa :

3 mmol

0

NaCl

+

H2O

– 2 mmol 2 mmol

[H+] = 3 mmol /60 mL = 0,05 M pH = - log [ 5. 10-2] = 2 – log 5 c. 25 mL NaOH Equivalen sehingga pH = 7 (garam netral) d. 25, 1 mL NaOH

HCl + NaOH  NaCl + 50 ml x 0,1 M= 5 mmol 25,1 ml x 0,2 M = 5,02 mmol Mula-mula : 5 mmol 5,02 mmol – Bereaksi : 5 mmol 5 mmol 5 mmol Sisa :

0 mmol

0,2 mmol

H2O

5 mmol

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 120

[OH- ] =0,2 mmol / 75,1 mL = 0,002 M pOH = - log [ 6 .10-3] = 3 – log 6 pH = 14 – 3 – log 6 = 11 + log 6 TITRASI ASAM LEMAH DENGAN BASA KUAT Kurva Titrasi Asam Lemah dengan Basa Kuat CH3COOH dengan NaOH

12 11 10 9 8 7 6 5 4 3

pH

Titik equivalen

0

10 20 Volume NaOH (mL)

30

Examples: Hitung berapa pH 50 mL 0,1M CH3COOH (Ka = 10-7) dititrasi dengan NaOH 0,2 M sebanyak? a. b. c. d.

0 mL NaOH 10 mL NaOH 25 mL NaOH 25,1 mL NaOH

Jawab : Tips : Cari equivalen

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 121

V2 = M1.V1 / M2 = 0,05 . 0,1 / 0,2 = 0,025 L = 25 ml a. 0 mL NaOH [H+] = √𝐾𝑎 . 𝑀 = √10−7 x 10-1 = √10−8 = 10-4 pH = - log [10-4] = 4 b. 10 mL NaOH CH3COOH + NaOH  50 ml x 0,1 M= 5 mmol 10ml x 0,2 M = 2 mmol Mula-mula : 5 mmol 2 mmol Bereaksi : 2 mmol 2 mmol Sisa :

3 mmol

CH3COONa

+

H2O

– 2 mmol

0

2 mmol

M CH3COOH = 3 mmol / 60 mL = 0,05 M M CH3COO- = 2mmol / 60 mL = 0,033 M [𝒂𝒔𝒂𝒎 𝒍𝒆𝒎𝒂𝒉]

[H+] = Ka [𝒃𝒂𝒔𝒂 𝒌𝒐𝒏𝒋𝒖𝒈𝒂𝒔𝒊] [ 𝟎,𝟎𝟓 𝑴]

[H+] = 10-7 [𝟎,𝟎𝟑𝟑 𝑴] pH = - log [1,5 .

10-7

] = 7 – 1,5

= 10-7 x 1,5 = 1,5 x 10-7

c. 25 mL NaOH CH3COOH + NaOH  CH3COONa 50 ml x 0,1 M= 5 mmol 25ml x 0,2 M = 5 mmol Mula-mula : 5 mmol 5 mmol – Bereaksi : 5 mmol 5 mmol 5 mmol Sisa :

0

0

+

H2O

5 mmol 𝐾𝑤

[OH-] = √ 𝐾𝑎 [𝐴- 𝑔𝑎𝑟𝑎𝑚] 10−14

5 𝑚𝑚𝑜𝑙

= √ 10−7 x [ 75 𝑚𝐿 ] 10−14

= √ 10−7 x [0,06] = √10−6 𝑥 0,06

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 122

= √6 𝑥 10−8 = √6 x 10-4 pOH = - log √6 𝑥 10-4 = 4 – log √6 pH = 14 – 4 – log 6 = 10 + log √6 (equivalen) d. 25, 1 mL NaOH CH3COOH + NaOH  NaCl + 50 ml x 0,1 M= 5 mmol 25,1 ml x 0,2 M = 5,02 mmol Mula-mula : 5 mmol 5,02 mmol – Bereaksi : 5 mmol 5 mmol 5 mmol Sisa :

0 mmol

0,2 mmol

H2O

5 mmol

[OH- ] =0,2 mmol / 75,1 mL = 0,002 M pOH = - log [ 6 .10-3] = 3 – log 6 pH = 14 – 3 – log 6 = 11 + log 6 4.5 TITRASI BASA LEMAH DENGAN ASAM KUAT Untuk titrasi ini perhitungannya sama secara stoikiometri untuk kurva titrasi , titik equivalen berada di bawah pH < 7

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 123

BAB 18 KELARUTAN DAN HASIL KALI KELARUTAN

KELARUTAN Kelarutan adalah kemampuan melarut suatu zat didalam sejumlah pelarut pada suhu dan tekanan tertentu. Kelarutan dinotasikan dengan s yang berarti solubilities dan hasil kali kelarutannya disebut Ksp yang artinya solubility product constant. AgCl  Ag+ + Cls maka Ksp AgC

s

s

= [Ag]+ [Cl]= s. s = s2

maka besarnya kelarutan (s) = √Ksp

Faktor yang mempengaruhi kelarutan: 1. Jenis Pelarut Prinsipnya: “Like dissolved like” Senyawa polar larut dalam larutan polar dan senyawa non polar larut dalam larutan nonpolar. 2. Pengadukan Semakin lama pengadukan maka semakin besar kelarutannya,hal ini dikarenakan tumbukan antarpartikel lebih cepat.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 124

3. Suhu Disertai kenaikan suhu, akan memperbesar kelarutan . Namun ada pula yang justru mengalami penurunan dan senyawa tersebut sangat langka, sehingga praktis dapat disimpulkan bahwa kenaikan suhu mempengaruhi / memperbesar kelarutan karena jarak antarmolekul akan meregang dan akan terlepas sehingga larut.

HASIL KALI KELARUTAN Suatu garam ketika masukkan dalam air didalam gelas maka ketika diaduk maka garam tersebut akan larut jika garam ditambah terus menerus maka garam tersebut sudah tidak akan larut lagi. Keadaan saat zat pelarut sudah tidak mampu lagi melarutkan zat yang ditambahkan disebut keadaan jenuh. Suatu reaksi: AgCl  Ag+ + Cls

s

s

maka Ksp AgCl = [Ag+] [Cl-] Sehingga rumus Ksp adalah Ksp = [Am+ ]x [Bn- ]y [Am+ ] = Konsentrasi kation [Bn- ] = Konsentrasi anion x dan y = Koefisien

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 125

▪

Contoh :

Apabila Ksp AgCl = 1,6 x 10-10 Tentukan kelarutan AgCl AgCl  Ag+ + Cls

s

s

1,6 x 10-10 = [Ag]+ [Cl]= s .s = s2 maka besarnya kelarutan (s) = √1,6 x 10-10 s = 1,27 x 10-5

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 126

PENGARUH ION SENAMA ▪

Ketika suatu senyawa AgCl dilarutkan dalam air maka reaksinya : AgCl   Ag+ + Cl-

Namun ketika senyawa AgCl dilarutkan dalam senyawa NaCl maka: NaCl  Na+ + ClAgCl   Ag+ + Cladanya ion Cl- dari larutan NaCl menambah jumlah mol Cl- dari AgCl hal tersebut disebut Ion Senama. Berdasarkan Prinsip Le Chatelier AgCl(s)   Ag+ (aq)+ Cl- (aq) Clditambah ClKesetimbangan bergeser ke kiri “penambahan ion senama memberikan efek pergeseran kesetimbangan ke reaktan sehingga besar kelarutan semakin kecil” ▪

Bukti secara hitungan

Tentukan kelarutan CaC2O4 dalam air dan dalam larutan CaCl2 0,01 M jika Ksp CaC2O4 = 2,3 x 10-9 1. Dalam Air CaC2 O4   Ca2+ + C2 O4 2s

s

s

Ksp CaC2O4 = [ Ca2+ ][ C2 O4 2- ] 2,3 x 10-9 = s.s s = √ 2,3 x 10-9 = 4,8 x 10-5 2. Didalam larutan CaCl2 0,01 M CaCl2  Ca2+ + 2Cl-

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 127

0,01M

0,01 M 0,02M

CaC2 O4   Ca2+ + C2 O4 2s

0,01M + s s

Ksp CaC2O4 = [ Ca2+ ][ C2 O4 2- ] 2,3 x 10-9 = s . [0,01 + s] Nilai s dalam [o,o1 + s] sangatlah kecil sehingga dapat diabaikan.

Maka : 2,3 x 10-9 = s . 0,01 s = 2,3 x 10-9 ÷ 0,01 = 2.3 x 10-7 Hasil: Kelarutan dalam Air = 4,8 x 10-5 Kelarutan dalam larutan CaCl2 = 2.3 x 10-7 Terbukti bahwa penambahan ion senama dapat memperkecil kelarutan.

pH dan KELARUTAN Senyawa yang sukar larut adalah senyawa basa dan garam, sedangkan asam mudah larut karena asam memiliki pasangan nonlogam yang selalu larut dalam air.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 128

Efek pH dalam kelarutan Mg(OH)2  Mg2+ + 2OHJika dilarutkan dalam Asam , maka HCl  H+ + ClMembentuk H2O

Mg(OH)2  Mg2+ + 2OH-

maka OH- berkurang sehingga : Mg(OH)2  Mg2+ + 2OH-

Kesetimbangan bergeser ke kanan Sehingga : Dalam senyawa basa sukar larut penambahan asam maka kelarutan semakin besar. Efek pH dalam kelarutan Mg(OH)2  Mg2+ + 2OHJika dilarutkan dalam Basa , maka NaOH  Na+ + OH-

Mg(OH)2  Mg2+ + 2OHmaka OH- bertambah sehingga : Mg(OH)2  Mg2+ + 2OHjumlah OH- bertambah Kesetimbangan bergeser ke kiri Sehingga : Dalam senyawa basa sukar larut penambahan basa maka kelarutan semakin kecil.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 129

Hitung kelarutan Mg(OH)2 dalam pH = 2 dan pH = 12 ,kelarutan dalam air murni sebesar = 1,14 x 10-4 . (Ksp = 6.10-12 ) 1. Dalam pH = 2 Maka pOH = 14- 2 = 12 [OH- ] = 10-12 Mg(OH)2  Mg2+ + 2OHs

10-12

Ksp = [Mg2+ ] [OH- ]2 6.10-12 = s (10-12 )2 = s . 10-24 s = 6.10-12 ÷ 10-24 = 6.1012 (semakin besar) 2. Dalam pH = 12 Maka pOH = 14- 12 = 2 [OH- ] = 10-2 Mg(OH)2  Mg2+ + 2OHs

10-2

Ksp = [Mg2+ ] [OH- ]2 6.10-12 = s (10-2 )2 = s . 10-4 s = 6.10-12 ÷ 10-4 = 6.10-8 (semakin kecil)

REAKSI PENGENDAPAN Reaksi pengendapan adalah reaksi ketika suatu zat direaksikan dengan zat lain maka akan membentuk endapan. Q : Hasil kali konsentrasi ion-ion dalam suatu larutan saat dicampurkan. Ksp : Hasil kali kelarutan Jika Q < Ksp = Tidak terbentuk endapan

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 130

Jika Q = Ksp = Tepat Jenuh Jika Q > Ksp = Terbentuk endapan Contoh: 5 mL CaSO4 0,05 M dicampur dengan 5 mL BaCl2 0,05 M. Apakah akan terjadi endapan BaSO4 ? (Ksp BaSO4 = 1,1.10-10 Penyelesaian: 5 mL CaSO4 0,05 M = 25.10-5 mol 5 mL BaCl2 0,05 M = 25.10-5 mol Volume campuran = 10 mL. [SO 2-] = 10÷1000 x 25.10-5 mol = 25.10-3 M [Ba2+] = 10÷1000 x 25.10-5 mol = 25.10-3 M Q = [Ba2+][SO2-] = (25.10-3)2 = 6,25.10-4 6,25.10-4 > Ksp BaSO4 1,1.10-10 maka campuran ini membentuk endapan.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 131

CONTOH SENYAWA YANG DIHASILKAN DENGAN REAKSI PENGENDAPAN

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 132

BAB 19 ELEKTROKIMIA

SEL GALVANI Ciri-ciri : 1. Dasar reaksi spontan 2. Melepas energi sebagai kalor bila tidak melalui resistans (hambatan) 3. Dapat dipisahkan kedalam dua wadah untuk menghasilkan energi seperti yang diaplikasikan pada baterai 4. Reaksi redoks menjadi reaksi listrik ANATOMI SEL GALVANI

1. Sel (wadah yang mengandung reaktan untuk tiap setengah reaksi) 2. Kawat yang menghantarkan arus di rangkaian luar 3. Jembatan garam untuk membantu gerakan ion HARUS INGAT!! KATODA SELALU MENGALAMI REAKSI REDUKSI ANODA SELALU MENGALAMI REAKSI OKSIDASI

SEL GALVANI/SEL ELEKTROKIMIA 1. Dalam semua sel, terjadi transfer elektron antara katoda dan anoda. 2. Arus listrik dihantarkan melalui aliran elektron

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 133

3. Untuk mencegah penumpukan , muatan jembatan garam memungkinkan ion bergerak dalam sel. NOTASI SEL

POTENSIAL SEL STANDARD Potensial Elektroda Standar ( E0 ) : Potensial sel adalah selisih potensial yang dihasilkan oleh kedua elektroda. Potensial sel = Gaya Gerak Listrik ( GGL ) Potensial Standar ( E0sel ) adalah potensial sel yang diukur pada 250C dengan konsentrasi 1 M dan tekanan gas 1 atm. Contoh: Ditentukan dua buah elektrode sebagai berikut : Ag+(aq) + e  Ag(s) E0 = + 0,80 volt Mg2+(aq) + 2e  Mg(s) E0 = - 2,37 volt a. Tentukan E0sel yang disusun dari kedua elektrode tersebut! b. Tulis reaksi elektrode dan reaksi selnya!

Jawab: a. E0sel = E0katoda – E0anoda = + 0,80 – (-2,37) = +3,17 volt b. Katoda (reduksi) : 2 Ag+ + 2e → 2 Ag Anoda (oksidasi) : Mg → Mg2+ + 2e Reaksi sel (redoks) 2 Ag+ + Mg → 2 Ag + Mg2+

E0 = + 0,80 Volt E0 = + 2,37 Volt + Esel = + 3,17 Volt

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 134

SEL ELEKTROLISIS

Sel elektrolisis terdiri dari sebuah wadah, elektroda, larutan elektrolit dan sumber arus. Reaksi sel elektrolisis : A. Di katoda ( terjadi reduksi ), bila zatnya berupa leburan / cairan maka kation tereduksi ( M2++2e →M ). Bila zatnya berupa larutan perhatikan jenis kation / ion positifnya. Bila kation asam ( H+ ) akan tereduksi ( 2H++2e→H2 ), bila kation logam (IA,IIA,Al,Mn) air yang tereduksi dengan reaksi : 2 H2O+ 2e →2OH-+ H2, dan bila kation yang lain kation tersebut yang tereduksi ( M2++2e →M ). B. Di anoda ( terjadi oksidasi ), perhatikan elektrodanya. Bila elektrodanya inert ( C, Pt, Au ) perhatikan jenis anion / ion negatifnya. Bila anionnya X- terjadi oksidasi 2 X-→ X2 + 2e. Bila anionnya OH- terjadi oksidasi 4 OH-→2 H2O+O2+4e Bila anion yang lain, air teroksidasi 2 H2O→4H++O2+4e Kemudian apabila elektrodanya aktif ( selain C, Pt, Au ) maka elektrode akan teroksidasi menurut reaksi Y → Yx+ + xe. Contoh: 1. Elektrolisis larutan H2SO4 dengan elektroda Pt. H2SO4 2 H+ + SO42Katoda : 2 H+ + 2e  H2 )x2 Anoda : 2 H2O  4 H+ + O2 + 4e + 2 H2 O  2 H2 + O2 2. Elektrolisis leburan NaCl dengan elektroda Pt NaCl  Na+ + ClKatoda : 2 Na+ + 2e  2 Na Anoda : 2 Cl Cl2 + 2e + 2Na + 2 Cl  2 Na + Cl2

+

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 135

HUKUM FARADAY 1. FARADAY I 1 mol elektron = 1 Faraday= 96500 coulumb 𝒊𝒕

F = Q = 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝒆𝒊𝒕

W = 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 e = Ar/ valensi 2. FARADAY II 𝑾𝟏 𝒆𝟏 = 𝑾𝟐 𝒆𝟐

Perbedaan sel volta dan sel elektrolisis: Sel Volta 1. Energi kimia diubah menjadi energi listrik 2. Katoda kutub + ; Anoda kutub – (disingkat KaPAN) 3. Reaksi berjalan spontan

Sel Elektrolisis 1. Energi listrik diubah menjadi energi kimia 2. Katoda kutub - ; Anoda kutub + (disingkat KNAP) 3. Reaksi tidak spontan

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 136

UNIT V : LAJU DAN REAKSI KIMIA BAB: 20. LAJU REAKSI 21. KIMIA INTI

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 137

BAB 20 LAJU REAKSI

Merupakan: ✓ Berkurangnya jumlah pereaksi untuk setiap satuan waktu atau bertambahnya jumlah hasil reaksi untuk satuan waktu. ✓ Berkurangnya konsentrasi pereaksi atau bertambahnya konsentrasi hasil reaksi setiap satu satuan waktu (sekon). ✓ Dinyatakan dalam satuan mol dm-3s-1KONSEP LAJU REAKSI Menyatakan laju berkurangnya jumlah reaktan atau laju bertambahnya produk dalam satuan waktu. AB

Laju reaksi = -

∆[𝐴] ∆𝑡



∆[𝐵] ∆𝑇

Molekul B

Jml Molekul

Molekul A

Waktu

ex: 1. Berdasar reaksi: 2N2O5  4NO2 + O2 N2O5 berkurang dari 2 M menjadi 0,5 M dalam waktu 10 detik. Berapa laju reaksinya? Answer: 2-0,5/10 = 1,5/10 = 0,15 M/detik.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 138

Persamaan Laju Reaksi

v= k [A]m [B]n ✓ ✓ ✓ ✓ ✓ ✓

v = laju reaksi k = tetapan laju reaksi m = tingkat reaksi (orde reaksi terhadap A) n = tingkat reaksi (orde reaksi terhadap B) [A] = konsentrasi awal A [B] = konsentrasi awal B

Orde satu

orde nol

Orde Dua

Contoh:

Percobaan ke 1 2 3 4 5 6

Persamaan Reaksi: 2H2 + 2NO  2H2O + N2 [NO] awal [H2] awal ( Laju awal pembentukan -3 -3 (mol dm ) mol dm ) N2 (mol dm-3 det-1) 0,006 0,001 0,003 0,006 0,002 0,006 0,006 0,003 0,009 0,001 0,006 0,0005 0,002 0,006 0,002 0,003 0,006 0,0045

Carilah orde reaksi H2 dan NO serta tentukan Laju reaksi total dan tentukan pula tetapan laju reaksi. Laju ∞ H2

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 139

v1/v2 = k [NO]m [H2]n/ k [NO]m [H2]n 0,003/0,006 = k(0,006)m (0,001)n / k (0,006)m (0,002)n ½ = (1/2) n n= 1 Laju ∞ NO v1/v2 = k [NO]m [H2]n/ k [NO]m [H2]n 0,0005/0,002 = k [0,001]m [0,006]n / k [0,002]m [0,006]n ¼ = (1/2)m m=2 sehingga: v = k [NO]2 [H2] Orde reaksi total = 3 Maka: v = k [NO]2 [H2] 0,006 M/s = k (0,006 M)2 (0,002M) k= 0,006 /(0,006 M)2 (0,002M) k = 8,33 x 104 M/s

Faktor yang memengaruhi laju reaksi: 1. Konsentrasi Pada umumnya, reaksi akan berlangsung lebih cepat jika konsentrasi pereaksi diperbesar. Zat yang konsentrasinya besar mengandung jumlah partikel yang lebih banyak, sehingga partikel-partikelnya tersusun lebih rapat dibanding zat yang konsentrasinya rendah. Partikel yang susunannya lebih rapat, akan lebih sering bertumbukan dibanding dengan partikel yang susunannya renggang, sehingga kemungkinan terjadinya reaksi makin besar. 2. Luas Permukaan Salah satu syarat agar reaksi dapat berlangsung adalah zat-zat pereaksi harus bercampur atau bersentuhan. Pada campuran pereaksi yang heterogen, reaksi hanya terjadi pada bidang batas campuran. Bidang batas campuran inilah yang dimaksud dengan bidang sentuh. Dengan memperbesar luas bidang sentuh, reaksi akan berlangsung lebih cepat. 3. Temperatur Setiap partikel selalu bergerak. Dengan menaikkan temperatur, energi gerak atau energi kinetik partikel bertambah, sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Dengan frekuensi tumbukan yang semakin besar, maka kemungkinan terjadinya tumbukan

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 140

efektif yang mampu menghasilkan reaksi juga semakin besar. Suhu atau temperatur ternyata juga memperbesar energi potensial suatu zat. Zat zat yang energi potensialnya kecil, jika bertumbukan akan sukar menghasilkan tumbukan efektif. Hal ini terjadi karena zat-zat tersebut tidak mampu melampaui energi aktivasi. Dengan menaikkan suhu, maka hal ini akan memperbesar energi potensial, sehingga ketika bertumbukan akan menghasilkan reaksi. 4. Katalis Katalis adalah suatu zat yang berfungsi mempercepat terjadinya reaksi, tetapi pada akhir reaksi dapat diperoleh kembali. Fungsi katalis adalah menurunkan energi aktivasi, sehingga jika ke dalam suatu reaksi ditambahkan katalis, maka reaksi akan lebih mudah terjadi. Hal ini disebabkan karena zat-zat yang bereaksi akan lebih mudah melampaui energi aktivasi. Contoh tumbukan yang menghasilkan reaksi dan tumbukan yang tidak menghasilkan reaksi antara molekul hidrogen (H2) dan molekul iodin (I2), dapat dilihat pada gambar disamping. H2(g) + I2(g) 2HI(g)

energi

Sebelum suatu tumbukan terjadi, partikel-partikel memerlukan suatu energi minimum yang dikenal sebagai energi pengaktifan atau energi aktivasi (Ea). Energi pengaktifan atau energi aktivasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk berlangsungnya suatu reaksi. Sebagai contoh adalah reaksi antara hidrogen (H2) dengan oksigen (O2) menghasilkan air, dapat dilihat pada gambar disamping.

Ea

Ketika reaksi sedang berlangsung akan terbentuk zat kompleks teraktivasi.Zat kompleks teraktivasi berada pada puncak energi. Jika reaksi berhasil, maka zat kompleks teraktivasi akan terurai menjadi zat hasil reaksi.

Hasil reaksi pereaksi

∆𝐻

pereaksi ∆𝐻

Hasil reaksi

Energi pengaktifan dan energi yang dilepas (eksoterm) atau energi yang diserap (endoterm)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 141

A. Pengaruh Konsentrasi Pada umumnya, reaksi kimia akan berlangsung lebih cepat, jika konsentrasi pereaksi ditingkatkan. B. Pengaruh Luas Permukaan Reaksi kimia dapat terjadi antara reaksi satu fasa maupun beda fasa. Pada reaksi yang berlangsung lebih dari satu fasa, tumbukan antarpartikel atau reaksi terjadi pada permukaan bidang sentuh. Jika luas permukaan ini diperbanyak, dengan jalan memperkecil ukuran partikel, maka laju reaksi menjadi lebih cepat. C. Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi Reaksi kimia terjadi karena adanya tumbukan yang efektif antarpartikel, tumbukan yang terjadi karena partikel-partikel yang selalu bergerak. Dengan peningkatan suhu, energi kinetik partikel semakin besar. Hal ini menyebabkan gerak partikel juga semakin besar, sehingga kemungkinan terjadinya tumbukan yang efektif juga semakin besar. v2 = v1 (n) (T2-T1/∆T) ex: Laju suatu reaksi menjadi dua kali lebih cepat pada setiap kenaikan suhu 10℃ . jika pada suhu 20℃ reaksi berlangsung dengan laju reaksi 2 x 10-3 mol/L s , berapa laju yang terjadi pada suhu 50℃ Jawab:

v50 = v20(2)(50-20/10) = 2 x 10-3 M/s 23 = 1,6 x 10-2 M/s

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 142

BAB 21 KIMIA INTI Diambil dari modul Bu Sini SMAN 2 Bantul

UNSUR RADIOAKTIF Keradioaktifan ( radioactivity ) adalah proses radiasi atau pemancaran sinar oleh suatu unsur. Sinar radioaktif adalah sinar yang dipancarkan dari proses radioaktivitas. Zat / unsur radioaktif adalah unsur yang memancarkan sinar radioaktif. Istilah keradioaktifan ini diciptakan oleh Pierre dan Marie Curie yang berhasil mengisolasi dua unsur baru dari hasil peluruhan unsur Uranium pada tahun 1898. Kedua unsur tersebut adalah Polonium ( dari nama Polandia negara asal Marie ) dan Radium ( dari bahasa latin radiare yang artinya bersinar ). Ernest Rutherford membedakan sinar radioaktif berdasarkan muatannya menjadi : • Sinar 𝜶 yaitu sinar radioaktif yang bermuatan positif yang merupakan kumpulan partikel 𝛼 terdiri dari 2 butir proton dan 2 butir neutron. • Sinar 𝜷 yaitu sinar radioaktif yang bermuatan negatif yang merupakan kumpulan partikel 𝛽 yang tidak lain adalah elektron. • Sinar 𝜸 yaitu sinar radioaktif yang tidak bermuatan yang merupakan foton yang dipancarkan untuk mengurangi kelebihan energi. Dengan demikian komposisi sinar radioaktif adalah : Partikel Lambang

Alfa

4 2𝐻𝑒

Beta

0 −1𝑒

Gamma

atau 42𝛼

atau

0 −1𝛽

𝛾

Sinar radioaktif memiliki daya tembus terhadap materi ( besarnya daya tembus tergantung massa partikelnya ). Semakin besar massanya, daya tembusnya semakin kecil sehingga diantara ketiga jenis sinar radioaktif, sinar 𝛾 memiliki daya tembus terbesar. Sinar ini dapat menembus tubuh manusia dan dapat merusak jaringan sehingga sering dipakai untuk mematikan sel kanker. PELURUHAN RADIOAKTIF: Perlu diingat kembali: Notasi : 𝐴𝑍 𝑋 Istilah : isotop, isoton, isobar

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 143

Kestabilan inti : Proton dalam inti berfungsi menyediakan muatan positif bagi inti atom, sedang neutron berfungsi menyediakan gaya kuat inti untuk mengimbangi gaya tolak menolak antar proton, sehingga inti atom stabil. Unsur yang jumlah protonnya kecil ( sampai Z = 20 ) jumlah neutron yang diperlukan untuk kestabilan inti harus “ sama atau hampir sama “ dengan jumlah proton sehingga 𝑛 harga 𝑝 = 1 atau mendekati 1. Jika jumlah proton makin banyak ( Z > 20 ) gaya tolak antar proton meningkat, jumlah 𝑛 neutron harus lebih banyak dari jumlah proton ( agar inti stabil 𝑝 makin besar ). Jika Z > 83 gaya tolak antar proton sedemikian besar sehingga netron tak mampu menjaga kestabilan inti atom berapapun jumlahnya sehingga nuklida dengan harga Z > 83 merupakan nuklida yang tidak stabil dan secara spontan akan mengalami peluruhan ( disintegrasi ) menjadi nuklida yang stabil dengan memancarkan sinar radioaktif. Kurva kestabilan : n

20 83 p Unsur radioaktif dibagi menjadi 3 kelompok : 𝑛 1. Unsur di atas kurva kestabilan ( 𝑝> 1 ) 𝑛

2. Unsur di bawah kurva kestabilan ( 𝑝< 1 ) 3. Unsur di seberang kurva kestabilan ( Z > 83 ) Pada reaksi peluruhan inti atom berlaku hukum kekekalan massa dan muatan , dimana : “ Jumlah massa dan muatan sebelum dan sesudah reaksi adalah sama”. Jenis –jenis peluruhan zat radioaktif : 𝑛 1. Unsur yang di atas kurva kestabilan ( 𝑝 terlalu besar ), berusaha mengurangi netron dengan : a. Memancarkan sinar beta ( dengan mengubah netron menjadi proton ) Contoh : 146𝐶 → 147𝑁 + −10𝑒

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 144

→ 11𝑝 + −10𝑒 b. Memancarkan neutron Contoh : 52𝐻𝑒 → 42𝐻𝑒 + 10𝑛 2. Unsur yang di bawah kurva kestabilan ( 1 0𝑛

𝑛 𝑝

terlalu kecil ) , berusaha mengurangi

proton dengan : a. Memancarkan positron ( Beta positif ) atau dengan mengubah proton menjadi netron Contoh : 116𝐶 → 115𝐵 + +10𝛽 0 1 1 1𝑝 → 0𝑛 + +1𝛽 b. Menangkap elektron dari kulit terdekat dengan inti ( K ) Contoh : 11𝑝+ −10𝑒 → 10𝑛 23 0 23 12𝑀𝑔+ −1𝑒 → 11𝑁𝑎 3. Unsur yang diseberang kurva kestabilan berusaha mengurangi proton dan 208 4 neutron dengan cara memancarkan sinar 𝛼, contoh : 212 84𝑃𝑜 → 82𝑃𝑏 + 2𝐻𝑒 WAKTU PARUH ( t½ ) Adalah waktu yang diperlukan oleh zat radioaktif untuk berkurang menjadi separo ( setengah ) dari jumlah semula. Masing-masing unsur radioaktif mempunyai harga waktu paro yang sudah tertentu. Dengan mengetahui waktu paro unsur radioaktif, kita dapat menghitung jumlah unsur itu yang masih tersisa setelah selang waktu tertentu. Misal unsur radioaktif X waktu paronya 2th, 1 Jan ’96 jumlahnya 100g maka 2th lagi th 1 Jan ’98 jumlahnya tinggal 50g, lalu 1 Jan ’00 jumlahnya 25g dst. Rumus praktis untuk menentukan waktu paro : 𝐭

𝑵𝒕

𝟏 𝟏 =( )𝐭 ⁄𝟐 𝑵𝟎 𝟐

Keterangan : Nt : jumlah zat yang tersisa No : jumlah zat mula-mula t : waktu peluruhan t½ : waktu paruh REAKSI INTI : Perubahan suatu unsur menjadi unsur lain disebut proses transmutasi. Cara lain untuk proses transmutasi adalah dengan menembaki atom suatu unsur dengan partikel berenergi tinggi, sebagai contoh partikel α yang dipancarkan oleh radium ditembakkan kepada atom nitrogen sehingga terbentuk atom oksigen disertai pemancaran proton. 14 7𝑁

+ 42𝐻𝑒 → 178𝑂 + 11𝑝 , reaksi ini ditulis lebih singkat dengan : 147𝑁 ( α , p ) 178𝑂

Suatu reaksi inti dapat membentuk hasil yang bermacam-macam tergantung dari energi yang dikandung oleh partikel penembak.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 145

Reaksi inti terdiri dari: 1). Reaksi fisi : reaksi pembelahan suatu atom menjadi nuklida-nuklida yang lebih ringan. 2). Reaksi fusi : reaksi penggabungan 2 inti ringan menjadi inti yang lebih berat. 235 92𝑈

+

1 0𝑛

→

92 36𝐾𝑟

+

141 56𝐵𝑎

+ 310 n

Ternyata menghasilkan energi yang sangat besar 1 g uranium menghasilkan energi yang besarnya setara dengan pembakaran 3 ton batubara = 8,2 . 1010 joule , 3 butir netron yang dihasilkan jika membentur uranium lain akan menghasilkan 3x3 netron lagi dst. Jika proses ini tidak terkontrol terjadilah reaksi berantai yang menghasilkan energi yang sangat dasyat. Inilah dasar pembuatan bom atom. Tetapi jika proses ini dapat dikontrol dalam suatu reaktor atom, reaksi ini dapat dimanfaatkan sebagai sumber energi. PENGGUNAAN ISOTOP RADIOAKTIF : 1). Sebagai penelusur mekanisme reaksi Misal : karbon -14 penelusur mekanisme reaksi fotosintesis natrium -24 untuk mempelajari peredaran darah besi -58 untuk mempelajari laju pembentukan sel darah merah iodin -131 untuk mempelajari struktur dan cara kerja hormon tiroid fosforus -32 untuk mempelajari fungsi ATP sebagai penyimpanan energi dalam tubuh teknisium -99 menentukan lokasi tumor dalam bagian tubuh manusia 2). Sebagai penentu umur benda purbakala. 3). Untuk analisis radiometri (menentukan kadar zat yang sangat rendah dalam campuran). 4). Untuk sterilisasi (pembunuhan mikroorganisme) ⇒ sinar α yang dihasilkan Co -60. hal ini disebabkan sinar radioaktif dapat mengubah susunan DNA pada mikroorganisme, sehingga kehilangan kemampuan untuk membelah diri. Sterilisasi dengan radioisotop ini diterapkan pada alat-alat kedokteran, pengawetan bahan makanan. 5). Di bidang kedokteran untuk terapi suatu penyakit, misal : sinar α dari Co -60 untuk membunuh sel kanker.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 146

UNIT VI : INTRODUKSI KIMIA ANORGANIK BAB: 22. UNSUR-UNSUR UTAMA DALAM SISTEM PERIODIK UNSUR 23. UNSUR-UNSUR PERIODE KETIGA 24. UNSUR-UNSUR TRANSISI PERIODE KEEMPAT

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 147

BAB 22 UNSUR-UNSUR UTAMA DALAM SISTEM PERIODIK UNSUR

1. GAS MULIA Gas Mulia atau gas yang terdapat pada golongan VIII A ini adalah golongan gas inert atau sulit direaksikan, karena secara susunan elektron yang sudah penuh, menjadikan gas ini sulit bereaksi karena sifatnya sudah stabil sehingga disebut gas mulia. SIFAT UMUM GAS MULIA 1. 2. 3. 4. 5.

Unsur yang tidak reaktif (stabil) atau inert Sangat stabil karena konfigurasi ns2,np6 (elektron terisi penuh) Energi Ionisasi tinggi Afinitas Elektron rendah Jari –jari atom semakin panjang , akibatnya dari He ke Rn semakin mudah membentuk dipol sesaat dan gaya van deer waals semakin kuat. 6. Semakin kuat gaya van de waals menyebaban titik didih dan titik leleh semakin tinggi. BEBERAPA SENYAWA GAS MULIA 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

Xe + PtF6  XePtF6 3Xe + 6 F2  XeF2 + XeF4 + XeF6 (pada suhu 673 K) Senyawa oksi Xe lain : XeOF2, XeOF4, XeO2F2, XeO2F4, XeO3, XeO4 Senyawa Xe, Oksidator kuat : XeF2, XeF4, XeF6 XeO3 , zat padat yang mudah meledak hanya dengan digosok/ ditekan Ar, Kr, Rn sudah bisa disintesis He dan Ne belum bisa disintesis

INDUSTRI DAN KEGUNAAN GAS MULIA a. Ne,Ar,Kr, dan Xe didapatkan dari hasil penyulingan bertingkat udara cair. b. He , dihasilkan dari hasil samping pengolahan gas alam 1. Helium digunakan untuk : pengisi balon gas, campuran gas oksigen pada tabung penyelam, helium cair pada suhu 4 Kelvin digunakan sebagai pendingin dalam riset. 2. Neon digunakan untuk : pengisi lampu (warna merah terang), lampu dibandara karena cahayanya dapat menembus kabut. 3. Argon digunakan untuk : atmosfer pengelasan logam, industri rancang bangun yang memerlukan presisi tinggi , misal : Pesawat terbang.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 148

4. Krypton dan Xenon digunakan untuk : pengisi lampu berwarna warni 5. 10% Xenon, 89% Argon, 1%F: sebagai lampu emisi untuk menghasilkan sinar laser. 2. GAS HALOGEN/ GOLONGAN VII A Halogen atau gas golongan VII A adalah gas yang paling reaktif atau senyawa non logam paling reaktif , hal ini disebabkan karena susunan elektron dari segi mekanika kuantum masih kekurangan 1 elektron untuk stabil sehingga sangat mudah menangkap 1 elektron untuk menjadi stabil. SIFAT UMUM GAS HALOGEN 1. Konfigurasi ns2, np5 sehingga sangat reaktif membentuk ion X- (note: X adalah simbol gas halogen/ gas golongan VII A) 2. Dalam keadaan bebas gas ini memiliki formula X2 3. Energi Ionisasi tinggi , sehingga sukar membentuk ion positif 4. Afinitas Elektron tinggi, sehingga mudah membentuk ion negatif 5. Dari F ke At, Titik Didih dan Titik Lebur semakin besar 6. Sifat fisis : a. F2 ( gas berwarna kuning ) b. Cl2 ( gas berwarna hijau muda) c. Br2 ( cair coklat mudah menguap) d. I2 ( kristal ungu gelap mudah menyublim) REAKSI-REAKSI UNSUR HALOGEN 1. Dengan unsur logam : Membentuk garam Example: Na + ½ Cl  NaCl 2. Dengan unsur golongan IV A : Kecuali dengan karbon, langsung bereaksi Example : Si + 2Cl2  SiCl4 3. Dengan unsur golongan V A : Kecuali N2 , langsung bereaksi Example: P4 + 6Cl2  4PCl3 4. Interhalogen Formula : XYn , n= ganjil. Example: a. I2+ 3F2  2IF3 b. Br2+ Cl2  2BrCl 5. Dengan hidrogen H2 + X2  2HX 6. Dengan air

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 149

a. F2 dapat mengoksidasi air F2 + H2O  2HF + ½ O2 b. Cl2 dialirkan dalam air , terjadi reaksi disproporsionasi Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO c. Br2 dan I2 tidak bereaksi dengan air. Larutannya disebut air bromin dan air iodin 7. Dengan basa kuat Kecuali F, halida dapat membentuk reaksi disproporsionasi (auto redoks) yang dipengaruhi suhu. a. Pada suhu rendah: X2 + 2OH-  X- + XO- + H2O b. Pada suhu tinggi: 3X2 + 6OH-  5X- + XO3- + 3H2O 8. Dengan halida Halida direaksikan dengan halogen yang terletak diatasnya dalam satu golongan halida akan mengalami oksidasi, sebaliknya halogen mengalami reduksi menjadi halida Example: 2KCl + F2  2KF + Cl2 (spontan) 2 KCl + Br2  tidak bereaksi ASAM HALIDA • • •

HCl , HBr , dan HI merupakan asam kuat sedang HF asam lemah ( Ka = 7. 10-4 ). Karena X2 merupakan oksidator maka HX merupakan reduktor, semakin ke bawah sifat reduktor semakin kuat. HCl , HBr dan HI titik didihnya meningkat , sedang HF titik didihnya tertinggi karena adanya ikatan hidrogen antar molekulnya.

PEMBUATAN HALOGEN A. Di laboratorium halogen dibuat dengan mengoksidasi senyawa halida. Gas F 2 jarang dibuat karena tidak ada oksidatornya dan bersifat racun. Cl2 , Br2 dan I2 dihasilkan dari oksidasi terhadap senyawa halida dengan oksidator MnO2 atau KMnO4 dalam lingkungan asam .

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 150

Reaksi : 2 X- + MnO2 + H- → X2 + Mn2+ + 2H2O 10 X- + 2 MnO4- + 16 H+→ 5 X2 + 2 Mn2+ + 8 H2O B. Dalam Industri : 1. Fluorin diperoleh melalui elektrolisis garam kalium hidrogen fluorida yang dilarutkan dalam asam fluorida cair lalu ditambah LiF 3 % untuk menurunkan suhu ± 100℃ dalam wadah baja dengan katode baja dan anode karbon. KHF2→ K+ + HF2HF2-→ H+ + 2 FKatode : 2 H+ + 2e → H2 Anode : 2 F-→ F2 + 2e Agar tidak terjadi reaksi antara H2 dan F2 digunakan pemisah berupa monel. F2 yang dihasilkan ditampung dalam wadah aliase Cu-Ni. 2. Klorin diperoleh dengan : - Elekrtolisis leburan NaCl ( proses Downs ) - Elektrolisis larutan NaCl ( proses Gibbs ) 3. Bromin diperoleh dengan mengalirkan campuran udara dan gas klorin melalui air laut. Cl2 akan mengoksidasi Br- menjadi Br2 dan udara mendesak Br2 keluar dari lautan, agar tidak terjadi hidrolisis Br2 dalam air , keseimbangan digeser ke kiri dengan penambahan H+ , oleh karenanya air laut diasamkan dulu dengan H2SO4 sampai pH 3,5. 4. Iodin, banyak terdapat dalam NaIO3 yang bercampur NaNO3. Setelah NaNO3 dikristalkan, NaIO3 tertinggal dalam larutan kemudian ditambahkan reduktor NaHSO3. 2 IO3- + 5 HSO3-→ 5 SO42- + 3 H+ + H2O + I2 I2 yang dihasilkan disaring dan dimurnikan dengan cara sublimasi. KEGUNAAN HALOGEN 1. Fluorin • Digunakan dalam proses pengolahan isotop uranium yang merupakan bahan bakar reaksi nuklir. • Untuk membuat senyawa-senyawa fluorin seperti : HF untuk mengukir gelas NaF untuk mengawetkan kayu Na2SiF6 untuk campuran pasta gigi SF6 untuk insulator Na3AlF6 ( kriolit ) untuk pelarut dalam pengolahan aluminium. CF2Cl2 ( freon ) untuk pendingin CF2CF2 ( teflon ) untuk lapisan anti lengket pada alat masak dll. 2. Klorin • Sebagai desinfektan untuk membersihkan kolam renang. ( Cl2 ). • Untuk menarik timah dari kaleng bekas membentuk SnCl4.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 151

•

Untuk membuat beraneka ragam senyawa klorin, antara lain : HCl untuk industri logam NaCl untuk bahan baku pada berbagai jenis industri kimia, untuk memasak. KCl untuk pupuk NH4Cl untuk elekktrolit pengisi batu baterai NaClO untuk pengelantang Ca(OCl )2 / kaporit sebagai desifektan pada air leding / PAM. KClO3 untuk bahan pembuat mercon dan korek api. ZnCl2 untuk bahan pematri. PVC , DDT , CHCl3 ( kloroform ) , CCl4 ( pelarut ). 3. Bromin, merupakan bahan baku untuk membuat senyawa-senyawa Bromin seperti : • NaBr : zat sedatif ( obat penenang saraf ) • AgBr : untuk film fotografi • CH3Br: bahan campuran zat pemadam kebakaran • C2H4Br2 : ditambahkan pada bensin agar Pb tidak mengendap dalam silinder. 4. Iodin : • I2 dilarutkan dalam alkohol untuk obat luka ( antiseptik ). • I2 untuk identifikasi amilum, menghasilkan warna biru. • KIO3 ditambahkan pada garam dapur untuk mencegah gondok. • CHI3 untuk antiseptik. • AgI digunakan dalam fotografi.

3. LOGAM ALKALI / LOGAM I A Logam alkali adalah logam yang paling reaktif SIFAT LOGAM ALKALI 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Sangat reaktif karena konfigurasi ns1 Energi Ionisasi rendah, sehingga logam alkali mudah melepas elektron. E° yang rendah , sehingga menjadi reduktor yang kuat Mudah diiris Daya hantar dan panas baik Memperlihatkan warna spektrum emisi yang khas : ✓ Li merah karmin ✓ Na kuning ✓ K ungu ✓ Rb merah ✓ Cs biru

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 152

Terdapatnya unsur alkali : Dari golongan ini yang paling banyak adalah senyawa natrium dan kalium ( urutan 6 dan 7 atom terbanyak pada kulit bumi ). Sedangkan yang paling sedikit Fransium sebab merupakan unsur radioaktif dengan waktu paro atau t1/2 = 21 menit. Na : terdapat dalam bentuk NaCl yang terlarut dalam air laut, batu karang ( halit ), selain itu tersebar di kulit bumi sebagai natron ( Na2CO3.10 H2O ), kriolit ( Na3AlF6 ), sendawa chili ( NaNO3 ), albit( Na2O.Al2O3.3SiO2 ) dan boraks ( Na2B4O7.10 H2O ). K : terdapat di kulit bumi sebagai mineral silfit ( KCl ), karnalit ( KCl.MgCl 2.6H2O ), sendawa ( KNO3 ) dan feldspar ( K2O.Al2O3.SiO3 ) dan dalam tumbuhan sebagai garam oksalat dan tartrat. Dalam tubuh manusia ion Na+ dan K+ berperan untuk menghantarkan konduksi syaraf serta memelihara keseimbangan osmosis pada pH darah, sedang dalam tumbuhan ion K+ merupakan zat essensial untuk pertumbuhan. Li : ditemukan dalam mineral silikat lepidolit bercampur dengan aluminium. Li, Cs dan Rb dalam jumlah sedikit terdapat dalam mineral fosfat trifilit. Pembuatan unsur Alkali : Logam alkali dibuat melalui elektrolisis leburan garam-garamnya ( biasanya garam halida karena titik lelehnya lebih rendah). Li dari elektrolisis garam LiCl dalam KCl cair. Na dari elektrolisis garam NaCl dalam NaF cair. K dari elektrolisis garam KCl dalam CaCl2 cair. Kegunaan unsur dan senyawa Alkali : • Sebagai medium pemindah panas pada reaktor nuklir, sebab titik lelehnya rendah. • Sebagai pengikat uap air atau gas O2 pada proses pembuatan tabung vakum.

GOLONGAN IIA ( ALKALI TANAH ) ❖ Dengan 2 elektron di kulit terluar atom dari golongan ini cenderung melepaskan 2 elektronnya membentuk ion 2+, tidak terdapat di alam sebagai unsur bebas melainkan dijumpai dalam bentuk senyawa. ❖ Istilah “tanah” untuk menyebutkan zat yang agak sukar larut dalam air serta tetap stabil pada suhu tinggi. Terdapatnya unsur alkali tanah : Yang paling banyak ditemukan di alam adalah senyawa kalsium dan magnesium ( urutan 5 dan 8 ), sedang yang paling sedikit Radium karena bersifat radioaktif dengan t1/2 = 1600 tahun. Ca : terdapat sebagai batu kapur ( CaCO3 ), pualam ( CaCO3 ), gips ( CaSO4.2H2O )

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 153

Mg : terdapat sebagai magnesit ( MgCO3 ), kiserit ( MgSO4 ). Campuran Mg dan Ca : dolomit ( CaCO3 . MgCO3 ), asbes ( CaSiO3.3 MgSiO3 ). Ca2+ dan Mg2+ terdapat dalam air laut dan air tawar ( air sadah ). Bagi manusia dan hewan Ca merupakan unsur penting penyusun tulang dan gigi, sedang Mg merupakan unsur vital bagi tumbuhan sebagai pembentuk molekul klorofil. Be : terdapat sebagai beril Be3Al2(SiO3)6 / dalam batu manikam ( Zamrud ). Sr : terdapat sebagai strontianit ( SrCO3) dan selestit ( SrSO4 ). Ba : terdapat sebagai bijih barit ( BaSO4 ) dan witerit ( BaCO3 ). Pembuatan logam Alkali tanah : Seperti logam alkali, logam alkali tanah dibuat dengan elektrolisis leburan garamnya. Yang paling banyak diproduksi dan digunakan adalah Berilium dan Magnesium karena relatif stabil di udara, sukar bereaksi dengan O2 dan uap air pada suhu biasa. Sifat –sifat unsur Alkali tanah : Sifat Fisik : • Karena jari-jari yang lebih kecil dari logam alkali, logam alkali tanah mempunyai karapatan dan energi ionisasi yang lebih tinggi daripada logam alkali. • Bersifat keras dengan titik leleh lebih tinggi karena ikatan logam antar atom yang lebih kuat. •

Gram-garam alkali tanah memancarkan spektrum emisi : Ca : merah bata Sr : merah tua Ba : hijau kuning Mg dan Be tidak memberikan warna spektrum emisi ( putih ).

Sifat Kimia : • Merupakan reduktor yang kuat meskipun tidak sekuat golongan IA yang seperiode, bereaksi langsung dengan halogen belerang. • Dapat bereaksi dengan N2 dan karbon pada suhu tinggi. • Beraksi dengan air membentuk basa : Be + H2O → Mg + H2O → Mg(OH)2 + H2 ( air panas ) Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2 ( air dingin ) Sr + H2O → Sr(OH)2 + H2 ( air dingin ) Ba + H2O → Ba(OH)2 + H2 ( air dingin ) • Senyawa Be berikatan kovalen ; senyawa Mg berikatan ion kecuali dalam senyawa organik CH3MgBr dan Mg(C2H5)2 kovalen ; senyawa Ca, Sr dan Ba semua berikatan ion.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 154

• •

Senyawa hidroksidanya merupakan basa kuat kecuali Be(OH)2 yang bersifat amfoter. Kelarutan alkali tanah : Senyawa X2+ + ( Cl- , Br-, I- dan NO3- ) larut dalam air Senyawa X2+ + ( OH- , F- , CO32- , SO42- , CrO42- ) tidak larut dalam air / mengendap.

Kegunaan unsur / senyawa alkali tanah : • Be merupakan logam yang mahal dan beracun, beberapa sifatnya spesifik, sekarang banyak digunakan, antara lain untuk : - Kerangka rudal dan pesawat ruang angkasa, karena ringan. - Jendela tabung sinar X karena Be transparan terhadap sinar X - Moderator neutron pada reaktor nuklir. - Dipadu dengan Cu bersifat keras seperti baja dan tidak menimbulkan nyala api, jika disentuh listrik ( untuk obeng, kunci pas pada ruang eksplosif ). • Mg paling banyak digunakan, antara lain : - Dipadu dengan aluminium ( 10% Mg, 90% Al = disebut Magnalium ) untuk konstruksi pesawat dan alat rumah tangga. - Untuk lampu kilat dalam fotografi. - Untuk pencegah korosi pada pipa besi dalam tanah atau diding kapal laut. - Sebagai reduktor dalam penyediaan logam Be dan Uranium (dalam jumlah kecil). • Ca , Sr , Ba sangat terbatas pemakaiannya sehingga jarang diproduksi secara komersial. - CaCO3 murni digunakan sebagai bahan pasta gigi, bahan kapur tulis, tambahan pembuatan kertas. - CaO / kapur tohor dicampur air menjadi air kapur ( Ca(OH)2 ) digunakan dalam pemurnian gula pasir, penetralan keasaman tanah dan pengolahan air limbah industri. Senyawa alkali tanah yang paling berlimpah adalah senyawa Kalsium yang dijumpai pegunungan dan perbukitan sebagai batu kapur ( CaCO3 ). CaCO3 murni diperoleh dari : CaCO3 → CaO + CO2 CaO + H2O → Ca(OH)2 Ca(OH)2 + CO2→ CaCO3 + H2O

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 155

BAB 23 UNSUR-UNSUR PERIODE KE-3 Diambil dari Modul Bu Sini SMAN 2 Bantul 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

= = = = = = = =

1s2 , 2s2,2p6,3s1 1s2 , 2s2,2p6,3s2 1s2 , 2s2,2p6,3s2,3p1 1s2 , 2s2,2p6,3s2, 3p2 1s2 , 2s2,2p6,3s2,3p3 1s2 , 2s2,2p6,3s2,3p4 1s2 , 2s2,2p6,3s2,3p5 1s2 , 2s2,2p6,3s2, 3p6

Sifat-sifat : 1. Jari-jari atom dari kiri ke kanan semakin kecil karena gaya tarik inti semakin kuat. 2. Energi ionisasi dari kiri ke kanan semakin besar karena semakin sukar melepaskan elektron. Namun untuk Mg dan P menyimpang dari urutan karena struktur elektron dalam orbital yang stabil ( penuh atau setengah penuh ). 3. Keelektronegatifan dari kiri kanan semakin besar namun hanya sampai gol. VII A karena Ar ( gas mulia ) stabil sehingga keelektronegatifannya nol. 4. Titik didih dan titik leleh dari kiri ke kanan semakin besar sampai Si paling besar karena strukturnya raksasa akibat dari ikatan kovalen raksasa, sedang setelah Si turun secara drastis . 5. Na, Mg dan Al bersifat logam; Si semilogam ; P,S,Cl dan Ar non logam. 6. Dari Na sampai Al ikatan logam makin kuat, Si membentuk ikatan kovalen antar atomnya dan bersifat semikonduktor dengan daya hantar listrik yang sangat kecil sehingga banyak dimanfaatkan dalam pembuatan transistor, peralatan televisi, kalkulator elektronik, komputer serta sel energi matahari. P,S,Cl partikelnya berwujud molekul bahkan Ar merupakan kumpulan atom bebas, molekul-molekul penyusun terikat satu sama lain oleh gaya Van der Walls. 7. Dari kiri ke kanan sifat reduktor makin berkurang sedang sifat oksidator makin bertambah, Na reduktor terkuat dapat bereaksi hebat dengan air, Mg sifat reduktor lebih lemah daripada Na dapat bereaksi dengan air pada suhu tinggi, Al sifat reduktor semakin berkurang praktis tidak dapat bereaksi dengan air,demikian juga dengan Si, P sifat reduktor menghilang dan muncullah sifat oksidator, S sifat oksidator agak kuat reaksi dengan air berlangsung agak lambat, Cl merupakan oksidator terkuat pada suhu yang cukup tinggi mampu mengoksidasi air.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 156

Reaksi :

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 Mg + 2 H2O →Mg(OH)2 + H2 2 S + 2 H2O → 2 H2S + O2 2 Cl2 + 2 H2O → 4 HCl + O2 8. Biloks dalam senyawa : Na ( +1 ) ; Mg ( +2 ) ; Al ( +3 ) ; Si ( -4,+4 ) ; P ( -3,+3,+5 ) ; S ( -2,+2,+4,+6 ) ; Cl ( -1,+1,+3,+5,+7 ) ; Ar ( 0 ) 9. Dari kiri ke kanan sifat basa berkurang sedang sifat asam bertambah, NaOH, Mg(OH)2 bersifat basa, Al(OH)3 bersifat amfoter sedang H2SiO3, P(OH)5, S(OH)6 dan Cl(OH)7 bersifat asam. Aluminium Merupakan logam yang paling banyak terkandung dalam kulit bumi, tidak ditemukan dalam keadaan bebas di alam, tetapi dalam bentuk persenyawaan ( bijih ) : • Bouksit ( Al2O3. 2 H2O ) • Kriolit ( Na3AlF6 ) • Feldspar ( K2O.Al2O3.3SiO3 ) • Tanah liat (Al2Si2O7.2 H2O ) • Mika ( K-Mg-Al silikat ) Pengolahan aluminium dilakukan dengan elektrolisis leburan Al2O3 dalam kriolit sebagai elektrolitnya. Proses ini disebut proses Hall Heroult. Aluminium merupakan logam yang mengkilap, ringan dan keras tapi mudah ditempa dan juga tidak mudah berkarat ( karatnya menutup logam tersebut sehingga perkaratan tidak berlanjut ), tidak beracun sehingga banyak digunakan untuk alat dapur dan kemasan makanan ( aluminium foil ). Kegunaan Aluminium : • Sebagai bahan konstruksi bangunan, kendaraan bermotor, kapal laut dan kapal terbang. • Untuk alat-alat rumah tangga. • Untuk kemasan makanan. • Untuk kabel listrik transmisi jarak jauh. • Dicampur dengan logam lain untuk menghasilkan aliase ( campuran logam ) yang lebih kuat, keras dan tahan karat seperti : magnalium ( 90% Al + 10% Mg ), duraluminium ( 96% Al + 4% Cu ) dan Alnico ( 50% Fe + 20% Al + 20% Ni + 10% Co ). Silikon ( Si ) Peringkat ke 2 terbanyak di kulit bumi setelah oksigen ( 28% ), terdapat sebagai silika ( SiO2 ) seperti pasir, batu api opal/baiduri, kuarsa/bahan pembuat gelas dan senyawa silikat ( SiO32- ) seperti tanah liat, mika dan asbes. Silikon merupakan kunci dunia mineral / senyawa anorganik.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 157

Unsur silikon di bidang industri dibuat dengan mereduksi pasir dengan karbon dalam suatu tanur listrik yang bersuhu 3000℃, sesuai reaksi : SiO2 + 2 C → Si + 2 CO Kegunaan Silikon : • Digunakan dalam pembuatan transisitor, kalkulator, mikrokomputer, serat sel energi matahari karena sifat semikonduktornya. • Digunakan untuk gelas yang lebih halus dan lebih cemerlang yang disebut kaca. • Digunakan sebagai semen yaitu campuran Ca-silikat dan Ca-aluminat. Fosforus Terdapat sebagai batuan fosfat yaitu fosforit ( Ca3(PO4)2 ) dan fluoroapatit ( CaF2.3 Ca3(PO4)2 ) , tidak ditemukan dalam keadaan bebas. Fosforus berasal dari bahasa Yunani artinya pembawa cahaya. Terdapat dalam 2 bentuk alotropi yaitu fosfor putih dan fosfor merah yang masingmasing mempunyai perbedaan : Fosfor Putih 1. 2. 3. 4.

Bersinar dalam gelap Reaktif Larut dalam CS2 Beracun

Fosfor Merah 1. 2. 3. 4.

Tidak bersinar dalam gelap Kurang reaktif Tidak larut dalam CS2 Tidak beracun

Kegunaan Fosforus : • Dalam tubuh makhluk hidup berperan dalam pembentukan DNA, ATP dan fosfolipid ( penyusun membran sel ), dalam tulang dan gigi ( dalam bentuk fosfat ) dan sebagai buffer dalam plasma darah. • Fosfor merah digunakan dalam pembuatan korek api dicampur dengan Sb2S2 dan serbuk gelas. Pembuatan : Unsur fosforus ( P4 ) diperoleh melalui proses Wohler yaitu dengan memanaskan campuran Ca3(PO4)2, pasir dan karbon pada suhu 1300℃ dalam suatu tanur listrik; 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2→ 6 CaSiO3 + P4O10 P4O10 + 10 C → P4 + 10 CO Setelah diperoleh gas kemudian dikondensasi menjadi bentuk padat setelah suhu turun. Belerang Ditemukan di alam dalam bentuk bebas berupa serbuk kuning, banyak ditemukan di gunung api dan di dalam tanah. Kegunaan terbesar untuk bahan baku pembuatan asam sulfat ( H2SO4 ) juga untuk pembuatan korek api ( sebagai serbuk isinya ), untuk bahan baku serat rayon ( CS2 ) serta digunakan dalam vulkanisasi karet. Pembuatan asam sulfat dengan proses kontak :

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 158

Bahan baku : belerang, udara dan air. Reaksi : 1) S + O2 → SO2 2) 2 SO2 + O2 → 2 SO3 3) SO3 + H2O → H2SO4 Pada reaksi ke 2 campuran gas SO2 dan udara dialirkan dalam ruangan yang dilengkapi dengan katalis V2O5, disini terjadi kontak antara campuran gas dalam katalis. Disamping itu asam sulfat juga bisa dibuat melalui proses bilik timbal dengan katalis gas NO2. Kegunaan H2SO4 : • Sebagai elektrolit pada aki. • Untuk membersihkan logam-logam dalam proses galvanisasi dan penyepuhan. • Untuk proses pemurnian minyak bumi dan produk industri ( tekstil, kulit, zat warna, obat-obatan dsb ). • Sebagai pereaksi dalam pembuatan pupuk super fosfat. • Sebagai bahan baku dalam pembuatan senyawa-senyawa sulfat, seperti : (NH4)2SO4 disebut pupuk ZA ( zwavelsur amonium). NaHSO4 untuk pembersih kamar mandi dan melarutkan endapan yang terjadi dalam air sadah. Na2SO4 ( garam Glauber ) dan MgSO4 ( garam Inggris ) untuk obat pencahar / cuci perut. Al2(SO4)3 disebut tawas untu penjernih air. BaSO4 pigmen putih bahan cat. CaSO4 disebut Gips untuk menyambung tulang yang patah. CuSO4.5H2O disebut terusi sebagai fungisida/pembasmi jamur untuk tanaman dan kayu.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 159

BAB 24 UNSUR-UNSUR TRANSISI PERIODE KE 4 Diambil dari Modul Bu Sini SMAN 2 Bantul 21Sc

= = 22Ti = 23V = 24Cr 25Mn = = 26Fe = 27Co = 28Ni = 29Cu = 30Zn

[Ar] 3d1 4s2 [Ar] 3d2 4s2 [Ar] 3d3 4s2 [Ar] 3d5 4s1 [Ar] 3d5 4s2 [Ar] 3d6 4s2 [Ar] 3d7 4s2 [Ar] 3d8 4s2 [Ar] 3d10 4s1 [Ar] 3d104s2

golongan IIIB golongan IVB golongan VB golongan VIB golongan VIIB golongan VIIIB golongan VIIIB golongan VIIIB golongan IB golongan IIB

❖ Unsur transisi adalah unsur –unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada sub kulit d. Unsur mulai ada pada periode ke 4. ❖ Disebut unsur transisi karena terletak pada daerah peralihan antara blok s dan blok p. ❖ Mempunyai beberapa sifat kimia yang tidak dimiliki oleh unsur utama karena yang bertindak sebagai elektron valensi bukan hanya elektron pada kulit terluar tapi juga elektron yang menempati subkulit d. ❖ Adanya elektron-elektron yang tidak berpasangan pada sub kulit d menyebabkan unsur transisi memiliki beberapa karakteristik, yaitu : • Jika membentuk senyawa memiliki beberapa macam biloks.kecuali Zn dan Sc. • Senyawanya pada umumnya berwarna. Sc : Sc3+ tidak berwarna Zn : Zn2+ tidak berwarna Ti : Ti2+ ungu Ti3+ hijau

Fe : Fe2+ hijau Fe3+ jingga / orange

Ni : Ni2+ hijau Ni3+ merah

Ti4+ tidak berwarna V : V2+ ungu V3+ hijau

Co : Co2+ merah muda Co3+ biru

Cu : Cu+ tidak berwarna Cu2+ biru

VO2+ biru VO43- merah Cr : Cr2+ biru Cr3+ hijau

Mn : Mn2+ merah muda Mn3+ merah

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 160

CrO42- kuning Cr2O72- jingga

kecoklatan MnO42- hijau MnO4- coklat ungu

• Unsur transisi dan senyawanya bersifat paramagnetik ( dapat ditarik magnet ), hal ini disebabkan adnya elektron yang tidak berpasangan dalam orbitalnya. • Unsur transisi mempunyai titik leleh yang lebih tinggi daripada unsur utama sesama logam karena ikatan logam pada unsur transisi lebih kuat daripada unsur utama sebab lebih banyaknya elektron yang tidak berpasangan yang bebas bergerak pada kisi kristal logamnya. • Unsur transisi dapat bertindak sebagai katalisator dalam reaksi kimia ( katalisator : zat yang dapat mempercepat jalannya reaksi kimia dengan memperkecil energi aktivasi ). • Unsur transisi dapat membentuk ion / senyawa kompleks. ION KOMPLEKS Adalah suatu struktur dimana kation logam berikatan dengan 2 atau lebih molekul netral / anion dengan ikatan kovalen koordinasi. Kation logam sebagai penyedia orbital kosong, berasal dari unsur transisi disebut atom pusat. Molekul netral / anion sebagai penyedia pasangan elektron bebas, disebut ligan. Jadi ion kompleks = kation logam transisi + molekul netral / anion. Daftar ligan : Nama Ligan Rumus Ligan Akua / aquo H2O Ammin NH3 Karbonil CO Nitrosil NO Sulfato Tiosulfato

SO42S2O32-

Muatan Nama Ligan 0 Fluoro Kloro Bromo Iodo Hidrokso Nitro -2 Siano Tiosiano

Rumus Ligan FClBrIOHNO2CNSCN-

Muatan -1

Penulisan ion kompleks : • Muatan ion kompleks merupakan penjumlahan muatan atom pusat dan muatan ligan. • Atom pusat ditulis dulu, diikuti ligan. Jika ligannya lebih dari satu, molekul netral ditulis mendahului anion. Contoh : atom pusat Ag+ mengikat 2 ligan NH3 ditulis Ag(NH3)2+ atom pusat Co3+ mengikat 3 ligan H2O dan 3 ion SO42- ditulis Co(H2O)3(SO4)33-

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 161

•

Bilangan koordinasi adalah bilangan yang menyatakan jumlah ligan yang terikat pada atom pusat ( biasanya 2x muatan atom pusat). Senyawa Kompleks adalah senyawa yang mengandung ion kompleks atau senyawa yang salah satu ionnya merupakan ion kompleks.( Dalam penulisannya ion kompleks ditulis dalam tanda kurung siku ). Contoh : [Ag(NH3)2]Cl dari ion kompleks Ag(NH3)2+dan ion Cl[Cu(H2O)4](NO3) dari ion kompleks Cu(H2O)42+dan ion NO3Na2[MnCl4] dari ion Na+ dan ion kompleks MnCl42K4[Fe(CN)6] dari ion K+ dan ion kompleks Fe(CN)64Tata nama senyawa kompleks : Menurut sejarahnya nama senyawa kompleks diberikan menurut warnanya atau penemunya, tapi karena semakin banyak jumlah senyawa kompleks, perlu tata nama yang sistematis yang diberlakukan oleh IUPAC, yaitu : • Kation disebut mendahului anion. • Nama ion kompleks tersusun dari nama ligan dan nama atom pusat yang ditulis serangkai sebagai satu kata, ligan disebut mendahului atom pusat. • Jumlah ligan disebutkan dengan bilangan Yunani. • Jika ion kompleks merupakan kation (ion +) atom pusat memakai nama Indonesia, tapi jika ion kompleks merupakan anion (ion -) atom pusat memakai nama Latin diikuti akhiran – at. • Nama atom pusat diiukti bilangan oksidasi atom pusat tersebut, ditulis dengan angka Romawi dalam tanda kurung. Contoh : 1. Ag(NH3)2+ = ion diammin perak ( I ) 2. Cu(H2O)42+ = ion tetra akua tembaga ( II ) 3. Fe(CN)64= ion heksasianoferrat ( II ) 4. [Cr(NH3)5Cl]Cl2 = pentamminklorokromium (III) klorida 5. Na2[MnCl4] = natrium tetrakloromanganat (II)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 162

UNIT VII : INTRODUKSI KIMIA ORGANIK BAB: 25. HIDROKARBON 26: SENYAWA TURUNAN ALKANA 27: BENZENA DAN TURUNAN

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 163

BAB 25 HIDROKARBON

A. KEUNIKAN ATOM KARBON Atom karbon mempunyai nomor atom 6, (konfigurasi elektronnya = 2. 4) sehingga dalam sistem periodik terletak pada golongan IVA dan periode 2. Keadaan tersebut membuat atom karbon mempunyai beberapa keistimewaan sebagai berikut. § Atom Karbon Memiliki 4 Elektron Valensi Berdasarkan konfigurasi elektronnya, atom karbon memiliki elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan, atom karbon membutuhkan 4 elektron lagi dengan cara berikatan kovalen. Atom karbon dapat berikatan dengan sesama atom karbon maupun dengan atom non logam lainnya, misalnya atom hidrogen dan oksigen § Atom Unsur Karbon Relatif Kecil Ditinjau dari konfigurasi elektronnya, dapat diketahui bahwa atom karbon terletak pada periode 2, yang berarti atom ini mempunyai 2 kulit atom, sehingga jari-jari atomnya relatif kecil. Hal ini menyebabkan ikatan kovalen yang dibentuk relatif kuat dan dapat membentuk ikatan kovalen rangkap. § Atom Karbon Dapat Membentuk Rantai Karbon Atom karbon dapat membentuk rantai karbon yang sangat panjang dengan ikatan kovalen, baik ikatan kovalen tunggal (C – C) atau jenuh dan ikatan kovalen rangkap (tidak jenuh), yaitu ikatan rangkap dua (C = C) dan rangkap tiga (C ≡ C). Selain itu dapat pula membentuk rantai lingkar (siklik). B. POSISI ATOM C PADA RANTAI KARBON  Berdasarkan posisinya dalam rantai karbon, atom karbon dapat dibedakan menjadi empat jenis yaitu  Atom karbon primer (1°), yaitu atom karbon yang terikat langsung pada 1 atom karbon yang lain.  Atom karbon sekunder (2°), yaitu atom karbon yang terikat langsung pada 2 atom karbon yang lain  Atom karbon tersier (3°), yaitu atom karbon yang terikat langsung pada 3 atom karbon yang lain.  Atom karbon kuarterner (4°), yaitu atom karbon yang terikat langsung pada 4 atom karbon yang lain.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 164

C. KLASIFIKASI HIDROKARBON 1. Alkana Alkana merupakan senyawa hidrokarbon alifatik jenuh, yaitu hidrokarbon dengan rantai terbuka dan semua ikatan karbonnya merupakan ikatan tunggal. Senyawa alkana mempunyai rumus CnH2n+2.

a. Isomer pada alkana Isomer adalah suatu keadaan di mana senyawa-senyawa mempunyai rumus molekul sama, tetapi rumus strukturnya berbeda. Perbedaan tersebut terletak pada bentuk kerangka rantai . b. Tata Nama Alkana Tata nama alkana mengacu pada tata nama IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). Nama yang diturunkan dengan aturan ini disebut nama sistematik atau nama IUPAC, sedangkan nama yang sudah biasa digunakan sebelum tata nama IUPAC tetap digunakan dan disebut dengan nama biasa, nama pasaran, atau nama trivial.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 165

1) Rantai lurus, diberi awalan n- (normal) 2) Rantai tertutup, diberi awalan siklo 3) Rantai bercabang

Nama alkana bercabang terdiri dari dua bagian, yaitu: a) Bagian depan menunjukkan nama cabang. b) Bagian belakang menunjukkan nama rantai induk. Contoh: 2-metil butana, sebagai cabang adalah 2-metil, rantai induknya butana

Cabang merupakan gugus alkil (R), yaitu alkana yang telah kehilangan satu atom H. Gugus alkil dapat dirumuskan CnH2n+1. Berikut ini beberapa gugus alkil yang biasa digunakan.

Posisi cabang dinyatakan dengan awalan angka. Untuk itu rantai induk perlu diberi nomor. Penomoran dimulai dari salah satu ujung rantai induk sedemikian hingga posisi cabang mendapat nomor terkecil. Jika terdapat dua atau lebih cabang yang sama, dinyatakan dengan awalan di, tri, tetra, penta, dan seterusnya pada nama cabang. Cabang-cabang yang berbeda disusun sesuai urutan abjad dari nama cabang itu. Misal etil ditulis terlebih dahulu daripada metil.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 166

2. Alkena Alkena adalah hidrokarbon alifatik tak jenuh yang memiliki ikatan rangkap dua (C = C). Senyawa alkena mempunyai rumus CnH2n. a. Tata Nama Alkena 1) Rantai lurus, sesuai alkana, tetapi akhiran –ana diganti –ena. Rantai diberi nomor dari ujung sedemikian rupa sehingga posisi atom C yang berikatan rangkap mendapat nomor terkecil. 2) Rantai bercabang, pada dasarnya mirip dengan alkana, beberapa yang harus diperhatikan a) Rantai induk adalah rantai karbon terpanjang yang mengandung ikatan rangkap. b) Penomoran dimulai dari salah satu ujung rantai induk, sehingga ikatan rangkap mendapat nomor terkecil (bukan berdasarkan posisi cabang).

Isomer pada Alkena Seperti halnya pada alkana, alkena juga memiliki isomer. Pada alkena, dikenal isomer posisi, yaitu isomer yang terjadi karena adanya perbedaan posisi letak cabang atau posisi letak ikatan rangkap.

Alkuna Alkuna adalah hidrokarbon alifatik tak jenuh yang memiliki ikatan rangkap tiga (C ≡ C). Senyawa alkena mempunyai rumus CnH2n. a. Tata Nama Alkuna Tata nama alkuna seperti halnya tata nama alkena, tetapi akhiran –ena diganti dengan –una.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 167

b. Isomer pada Alkuna Isomer pada alkuna seperti halnya pada alkena.

D. REAKSI-REAKSI PADA HIDROKARBON Beberapa reaksi pada hidrokarbon yaitu: 1. Reaksi Oksidasi (pembakaran) Adalah reaksi hidrokarbon dengan oksigen. Pada reaksi pembakaran sempurna, terbentuk Gas CO2 dan H2O, sedangkan pembakaran tidak sempurna menghasilkan gas COdan H2O. 2. Reaksi Adisi Adalah reaksi yang menyebabkan terjadinya perubahan ikatan tidak jenuh (rangkap) menjadi ikatan jenuh (tunggal). Contoh: CH2=CH2 + H2 → CH3-CH3 etena

etana

3. Reaksi Eliminasi Adalah reaksi yang menyebabkan terjadinya perubahan ikatan jenuh (tunggal) menjadi ikatan tidak jenuh (rangkap). Contoh: CH3-CH3 → CH2=CH2 + H2 4. Reaksi Polimerisasi Reaksi polimerisasi adalah reaksi penggabungan molekul-molekul sederhana (monomer) menjadi molekul besar (polimer).

Contoh: Polimerisasi etena menjadi polietena n CH2 = CH2 → – CH2 – CH2– → [– CH2 – CH2 –]n

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 168

BAB 26 SENYAWA TURUNAN ALKANA

Diambil dari modul Bu Sini SMAN 2 Bantul Kelas XII A. GUGUS FUNGSI 1. Pengertian Gugus Fungsi Bandingkanlah stuktur etena dan etanol berikut: H H | | H―C―C―H | | H H Etana

H H | | H ― C ― C ―OH | | gugus pengganti (gugus fungsi) H H Etanol

Dari struktur diatas dapat kita lihat bahwa molekul etanol sama dengan molekul etena kecuali atom H diganti oleh gugus OH. Gugus pengganti ini ternyata berdampak besar terdapat sifat senyawa yang bersangkutan, baik bersifat fisis maupun sifat kimia. Etanol (C2H2). Sementara itu etanol ternyata mempunyai sifat – sifat yang bermiripan dengan metanol (CH3OH), senyawa dengan jumlah atom karbon berbeda tetapi mempunyai gugus pengganti yang sama (lihat Tabel 4.1). itulah sebabnya gugus pengganti itu juga disebut gugus fungsi yang artinya gugus penentu sifat. Tabel 4.1 Perbandingan sifat antara Etana, Etanol dan Metanol Sifat Wujud pada suhu kamar Titik didih Dengan natrium Kelarutan dalam air

Etana

Etanol

Metanol

Gas

Cair

Cair

- 89o C

78oC

65oC

Tidak bereaksi

Bereaksi

Bereaksi

Tidak larut

Larut sempurna

Larut sempurna

Ya

Ya

Ya

Dapat terbakar

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 169

Oleh karena sifat – sifat senyawa bergantung pada gugus fungsinya, maka penggolongan senyawa organik umumnya didasarkan pada kesamaan gugus fungsi. a. Gugus Fungsi – OH (alkohol) Senyawa dengan gugus fungsi – OH disebut alkohol. Alkohol dapat dinyatakan dengan rumus R – OH, dengan R mewakili ranyai karbon. Berikut beberapa contoh alkohol. Tabel 4.2 Beberapa Contoh Fungsi No 1. 2.

3.

4. 5. 6. 7.

CH3 ―CH2―OH Etanol

Gugus Fungsi ―OH ― O― O || ― C―H O || ― C― O || ― C ―OH O || ― C ― OR ―X

Golongan Senyawa Alkohol Eter

Aldehida

Keton Asam Karboksilat

Ester Halida

OH OH OH | | | CH2 ― CH ―CH2 Gliserol

Etanol adalah alkohol biasa, yaitu yang terdapat dalam spritus dan minuman beralkohol (minuman keras) b. Gugus Fungsi ― O― (Eter) Senyawa dengan gugus fungsi ― O―Disebut Eter. Eter mempunyai struktur R ― O― R’ Salah satu eter, yaitu dieter eter (C2H5― O ― C2H5) , digunakan sebagai obat bius. Penggunaan lain dari eter adalah sebagai pelarut.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 170

O || c. Gugus Fungsi ― C ― H atau ―CHO (aldehida) Senyawa dengan gugus fungsi ― CHO disebut aldehida. Aldehida mempunyai struktur: O || R― C ―H atau RACH. Contohnya adalah metanal atau formaldehida. (H – CHO) yang terdapat dalam formalin, bahan pengawet yang biasa digunakan untuk mengawetkan preparat biologi atau mayat. O || d. Gugus fungsi ― C ― atau – CO (keton) Senyawa dengan gugus fungsi – CO – disebut keton dengan struktur R – CO – R’. Contohnya adalah aseton (CH3 – CO – CH3), suatu cairan yang digunakan para wanita untuk membersihkan cat kuku. e. Gugus fungsi – C – OH atau – COOH (asam karboksilat) Senyawa dengan gugus fungsi – COOH disebut asam karboksilat. Asam karboksilat mempunyai struktur R – COOH. Contohnya adalah asam asetat (CH3COOH), yang terdapat dalam cuka makanan .

O || f. Gugus fungsi ― C ― R atau – COOR (Ester) Senyawa dengan gugus fungsi ― COOR disebut ester. Ester mempunyai rumus: O || R― C ― R’ atau R – COOR’. Ester sederhana banyak digunakan sebagai essen. Lemak dan minyak tergolong ester. g. Gugus fungsi – X (halogen) Senyawa dengan gugus fungsi X disebut haloalkana. Gugus X adalah atom halogen, yaitu F, Cl, Br atau I. Monohaloalkana disebut juga alkil halida. Haloalkana mempunyai arti penting dalam industri di antaranya digunakan sebagai bahan dasar pembuatan plastik dan sebagai pelarut. Sebagai contoh freon yang digunakan sebagai fluida kerja (fefrigeren) dalam mesin pendingin.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 171

2. Senyawa Turunan Alkana Senyawa turunan alkana adalah senyawa yang dapat dianggap berasal dari alkana dengan satu atau lebih atom H diganti oleh gugus fungsi tertentu Contoh: Etanol dapat dianggap sebagai turunan alkana, yaitu etana dengan satu atom H diganti oleh gugus fungsi OH. Tabel 4.3. Beberapa Homolog Senyawa Turunan Alkana No

Homolog

Gugus Fungsi ― OH

1.

Alkanol

2.

Alkoksialkana ― O ―

3

4.

5.

Aldehida

Alkanon

Asam alkanoat

6. Alkil alkanoat

7.

R ― OH

Rumus Umum CnH2n+1O

CH3―CH2―CH2―OH

R―O―R

CnH2n+2O

CH3―CH2―O ―CH3

CnH2nO

O || CH3 ―CH2― C― H

CnH2nO

O || CH3― C ― CH3

CnH2nO2

O || CH3― CH2― C ― OH

Struktur

Contoh

O || ― C―H

O || R― C―H

O || ― C―

O || R ― C ― R’

O || ― C ― OH

O || R ― C ― OH

O || ― C ―O ― R’

O || R―C―O―R’

CnH2nO2

O || CH3―C―O―CH3

―X

R―X

CnH2n+1X

CH3―CH2―CH2Cl

Alkil halida *R = gugus alkil (CnH2n+1) B. TATA NAMA SENYAWA TURUNAN ALKANA Penamaan senyawa karbon diatur dalam tata nama IUPAC. Nama senyawa yang didasarkan pada aturan ini disebut nama IUPAC atau nama sistematis. Selain nama IUPAC, banyak senyawa karbon, khusus yang ditentukan dalam kehidupan sehari – hari atau dalam dunia perdagangan, yang mempunyai nama lazim atau nama dagang (nama trivial). IUPAC adalah himpunan kimia sedunia (International Union of Pure and Applied Chemistry) PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 172

Nama IUPAC alkana dan senyawa turunan alkana, seperti alkanol dan alkanon, terdiri dari tiga bagian yaitu awal, tengah dan akhir. Contoh: Alkana, terdiri atas alk, an, dan a Alkena terdiri atas alk, en, dan a Alkanol terdiri atas alk, an dan ol Bagian depan (alk) menyatakan jumlah atom karbon dalam molekulnya. 1. = met 6. = heks 2. = et 7. = hept 3. = prop 8. = okt 4. = but 9. = non 5. = pent 10. = dek Bagian tengah ( an, en atau un) menyatakan jenis ikatan karbon – karbon : an = jenis (semua karbon – karbon merupakan ikatan tunggal) en = ikatan rangkap un = ikatan rangkap tiga Bagian akhir menyatakan gugus fungsi, a = hidrokarbon (tanpa gugus fungsi) ol = alkahol al = aldehida on = keton oat = asam karboksilat Untuk lebih jelasnya perhatikan contoh beberapa berikut: Contoh 1: Butana (But-an-a) : But = mengandung 4 atom C H H Han =Hjenuh | | | a| = hidrokarbon H— C — C — C — C — H | | | | H H H H Contoh 2: Nama alkana jenuh dengan 3 atom C adalah prop – an – ol = propanol Nama alkana jenuh dengan 5 atom C adalah pent – an – on = pentanon Nama keton dengan 4 atom C yang mengandung 1 ikatan karbon – karbon rangkap adalah but – en – on = butenon

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 173

TATA NAMA ALKANOL a. Nama IUPAC Nama IUPAC alkanol dari nama alkana yang sesuai dengan mengganti akhiran a menjadi ol. Contoh : Alkana Alkanol CH4 : Metana

CH3OH

: Metanol

C2H6 : Etana

CH2H5OH : Etanol

Untuk senyawa alkohol yang telah mempunyai isomer, posisi gugus — OH dinyatakan dengan awalan angka. Contoh 1 : CH3— CH2— CH2— OH 1 – propanol CH3— CH—CH3 | OH 2 – propanol Tata nama alkanol yang mempunyai rantai cabang serupa dengan tata nama alkana. Namanya terdiri atas dua bagian : bagian pertama ( ditulis di depan) adalah nama cabang, bagian kedua (ditullis dibelakang) adalah nama rantai induk. Contoh 2:CH3 7 6 5| 4 3 2 1 CH3— CH2— C — CH — CH2— CH— CH3 | | | H3C CH2 OH | CH3 4 – etil – 5,5 – dimetil – 2 – heptanol (cabang – cabang) (induk) Rantai induk adalah rantai terpanjang yang mendukung gugus – OH . Jika terdapat dua atau lebih rantai terpanjang, dipilih yang mempunyai cabang terbanyak.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 174

Contoh 3: OH | CH3 — C — CH — CH2 — CH3 | | H3C CH—CH3 | CH3 (benar, 3 cabang)

OH | CH3 — C — CH — CH2 — CH3 | | H3C CH—CH3 | CH3 (salah, 2 cabang)

Penomoran dimulai dari salah satu ujung rantai induk sehingga posisi gugus — OH mendapat nomor terkecil. Untuk contoh di atas penomoran dan nama senyawa adalah sebagai berikut: OH | CH3 — C — CH — CH2 — CH3 | | H3C CH—CH3 3 – etil – 2,4 – dimetil – 2 - pentanol | CH3 Apabila posisi gugus fungsi ekivalen dari kedua ujung, maka penomoran mendapat dimulai dari salah satu ujung sehingga cabang – cabang mendapat nomor terkecil. OH CH3 | | CH3— CH2 — CH — CH2 — CH3 Pemberian nomor dilakukan sebagai berikut: OH CH3 | | CH3— CH2 — CH — CH2 — CH3 (benar)

OH CH3 | | CH3— CH2 — CH — CH2 — CH3 (salah)

Jadi, nama senyawa itu adalah 2 – metil – 3 – pentanol, bukan 4 – metil – 3 – pentanol

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 175

Perhatikan lagi dua contoh berikut ini : CH3 | CH3 — CH — CH — CH — CH3 | | OH CH3 (CH3)2CH — CH(CH3)— (CH2)3 — CHOH — C2 H5 7,8 – dimetil – 3 – nonanol b. Nama Lazim Selain nama IUPAC alkohol sederhana juga mempunyai nama lazim, yaitu alkil alkohol R — OH Alkil alkohol Perhatikanlah contoh beberapa berikut : CH3 — OH Metil alkohol

CH3— CH2 — OH etil alkohol

CH3 — CH2 — CH2 — OH

CH3 |

CH3 — CH — OH Propil alkohol CH3 | CH3 — CH — CH2 — OH Isobutil alkohol

iso propil alkohol CH3 | CH3 — CH2 — CH — OH Sek – butil alkohol

2. TATA NAMA ALKOKSI ALKANA a. Nama IUPAC Nama IUPAC atau nama sistematis eter adalah alkoksi alkana. Dalam hal ini eter dianggap sebagai turunan alkana dengan satu atom H alkana itu diganti oleh gugus alkoksi (— OR). R — OH Alkana

R — OR eter

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 176

Jika gugus alkalinya berbeda, maka alkali yang terkecil yang dianggap sebagai gugus alkoksi, sedangkan gugus alkali lainnya sebagai alkana (sebagai induk). Penomoran dimulai dari salah satu ujung rantai induk sehingga letak gugus alkoksi mendapat nomor terkecil.

Perhatikanlah beberapa contoh berikut : a. CH3 — O — CH b. CH3 — CH2— O — CH c. CH3 — CH2— CH2— O — CH3 d. CH3 — CH— O — CH3 | CH3 e. CH3 — CH— CH2 — CH— O — C2 H5 | | CH3 C 2 H5

metoksimetana metoksietana 1 – metoksipropana 2 – metoksipropana

3 – etoksi – 5 – metilheksana

b. Nama Lazim Nama lazim dari eter adalah alkil alkil eter, yaitu nama kedua gugus alkil diikuti kata eter (dalam tiga kata yang terpisah). Eter yang kedua gugus alkalinya sama dinamai sebagai dialkil eter. Urutan penulisan gugus alkil tidak harus menurut urutan abjad. Perhatikanlah beberapa contoh berikut : a. CH3 — O — CH3 dimetil eter b. CH3 — CH2— O — CH3 metil etil eter c. CH3 — CH2— CH2— O — CH3 metil propil eter d. CH3 — CH— O — CH3 metil isopropil eter | CH3 3. TATA NAMA ALKANAL (ALDEHIDA) a. Nama IUPAC Nama alkana diturunkan dari nama alkana yang sesuai dengan mengganti akhiran a menjadi al Contoh : Jumlah atom C Alkana Alkanal 1

Metana

Metanal

2

Etana

Etanal

3

Propana

Propanal

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 177

Tata nama alkanal bercabang pada dasarnya sama seperti tata nama alkanol, tetapi posisi fungsi ( - CHO ) tidap perlu dinyatakan karena selalu menjadi atom karbon nomor satu. Contoh : 4 3 2 1 CH3 — CH — CH2 — CHO | CH3

3 – metil butanal

1 CHO 2 | 3 4 CH3 — CH — CH — CH3 | CH3 2,3 – dimetil – butanal b. Nama Lazim Nama lazim aldehida diturunkan dari nama lazim asam karboksilat yang sesuai dengan mengganti akhiran at menjadi aldehida dan membuang kata asam Contoh : Jumlah atom C Asam karboksilat Aldehida 1

Asam format

Formaldehida

2

Asam asetat

Asetaldehida

3

Asam propanat

Propionaldehida

4

Asama butirat

Butiraldehida

4. TATANAMA SENYAWA ALKANON a. Nama IUPAC Nama alkanon diturunkan dari nama alkana sesuai dengan mengganti akhiran a menjadi on. Suku terendah dari alkanon adalah propano. O || CH3― C ― CH3 Aseton Penamaan alkanon bercabang adalah sebagai berikut : 1. Rantai induk adalah rantai terpanjang yang mengandung gugus fungsi – CO – (gugus fungsi merupakan bagian dari rantai induk)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 178

2. Penomoran dimulai dari salah satu ujung rantai induk, sehingga posisi gugus fungsi mendapat nomor kecil 3. Penulisan nama seperti alkohol. Cabang – cabang dan gugus fungsi pengganti lainnya ditulis lebih dahulu, disusun menurut abjad kemudian diikuti oleh nama rantai induk. Posisi gugus fungsi dinyatakan dengan awalan angka pada nama rantai induk. Contoh 1: CH3 5 4 3 || 2 1 CH3 — CH2 — C — CH — CH3 | CH3 2 – metil – 3 – pentanon CH3 — CH2 — C — CH — CH3 | || | CH3 O C2H5 2,4 – dimetil – 3 – heksanon b. Nama Lazim Nama lazim keton adalah alkilalkil keton. Kedua gugus alkil disebut secara terpisah kemudian diakhiri dengan kata keton. Perhatikanlah dua contoh berikut : CH3 – CO – C2H5 metil etil keton CH3 – CO – CH3 dimetil keton 5. TATA NAMA ASAM ALKANOAT a. Nama IUPAC Nama asam alkanoat diturunkan dari nama alkana yang sesuai dengan mengganti akhiran a menjadi oat dan memberi awalan asam Contoh : Alkana Asam alkanoat Metana

Asam metanoat

Etana

Asam etanoat

Tata nama asam alkanoat bercabang pada dasarnya sama seperti tata nama aldehida, sebagai berikut : 1. Rantai induk adalah yang mengandung gugus karboksil. 2. Penomoran dimulai dari atom C gugus fungsi (atom C gugus – COOH selalu menjadi nomor 1). 3. Penulisan nama seperti senyawa bergugus fungsi yang lain. Posisi gugus karboksil tidak perlu dinyatakan (karena selalu menjadi atom C nomor 1).

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 179

Contoh 1: CH3 — CH2 — CH2 — COOH | CH3 Asam 3 – metilbutanoat CH3 — CH2 — CH2 — COOH | CH3 Asam 2 – hidroksi – 3 – metil butanoat Asam karboksilat yang mempunyai dua gugus fungsi – COOH disebut asam alkanadioan, sedangkan yang mempunyai tiga gugus – COOH disebut asam alkanatriot dan seterusnya. Akan tetapi asam – asam seperti dikenal dengan nama lazimnya. Contoh: COOH | COOHasam 1,2 – etanadioat (asam oksalat)

HOOC – CH2 – COOH asam 1,4 – butanadioat

H2C – COOH | HOC – COOH asam sitrat (terdapat dalam jeruk) | H2C – COOH COOH | H – C – OH asam tartrat (terdapat dalam anggur) | H – C – OH | COOH b. Nama Lazim Nama lazim asam karboksilat didasarkan pada sumber alami asam yang bersangkutan. Misalnya, asam metanoat disebut asam formiat (asam format) atau asam semut karena ditentukan pada semut Formica rufa; asam butanoat disebut asam butirat karena terdapat dalam mentega. Nama lazim dari beberapa asam diberikan Tabel 4.4. Tabel 4.4 Nama lazim beberapa asam karboksilat

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 180

No Rumus bangun 1. HCOOH

Nama IUPAC Asam metanoat

Nama lazim Asam format (latin: formica = semut)

2.

CH3COOH

Asam etanoat

Asam asetat (latin: asetum = cuka)

3.

CH3CH2COOH

Asam propanoat

Asam propionat (yunani: protopion = lemak pertama)

4.

CH3 (CH2)2 COOH

Asam butanoat

5.

CH3 (CH2)3 COOH

Asam butirat (latin butyrum = mentega)

Asam pentanoat

Asam valerat (latin: valere = sejenis tanaman pada akar tanaman valere) Jika menggunakan nama lazim, maka posisi gugus – gugus pengganti atau cabang – cabang dinyatakan dengan huruf latin. Atom karbon yang terikat langsung pada gugus – COOH , yaitu atom karbon nomor 2, ditandai dengan alfa (α), atom karbon nomor 3 dengan Beta (β), atom karbon nomor 4 dengan gamma (γ). Atom karbon yang diujung rantai biasanya dengan omega (ω). Contoh 1: α CH3 — CH— COOH | OH Asam α – hidroksipropionat (asam laktat) b. asam β – hidrooksipropionat 6. TATANAMA ALKIL ALKANOAT (ESTER) Ester turunan alkana diberi nama alkil alkanoat. Yang disebut alkil pada nama itu adalah gugus karbon yang terikat pada atom O (gugus R’), sedangkan alkanoat adalah gugus R – COO - Atom C gugus fungsi masuk ke dalam bagian alkanoat. R || R — C — O — R’ Alkanoat alkil Perhatikan contoh berikut: R || CH3 — CH2 — C — O — CH2 — CH3 Propanoat etil Etil propanoat

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 181

7. TATA NAMA HALOAKANA Haloalkana adalah senyawa turunan alkanan dengan satu atau lebih atom H digantikan oleh atom halogen. Dalam hal ini halaoalkana dianggap sebagai turunan alkana dengan atom halogen sebagai gugus pengganti. Aturan penamaan haloalkana sebagai berikut : • Rantai induk adalah rantai terpanjang yang mengandung atom halogen • Penomoran dimulai dari salah satu ujung sehingga atom halogen mendapat nomor terkecil • Nama halogen ditulis sebagai awalan dengan sebutan bromo, kloro (chloro), fluoro, dan iodo. Contoh 1 : CH3 — CHCL — CH2 — CH3 2 – kloro butana CH3 — CH2 — CHBr — CH3 2 – bromo butana • Jika terdapat lebih dari sejenis halogen maka prioritas penomoran didasarkan pada kereaktifan halogen, yaitu dalam urutan F – Cl – Br – I . Akan tetapi penuilisan nama berdasarkan abjad. Jadi urutan penulisan halogen adalah bromo, kloro (chloro), fluoro, dan iodo. Contoh 2: CH3 — CHCl — CHF — CH3 3 – kloro – 2 – fluoro butana • Jika terdapat dua atau lebih atom halogen sejenis dinyatakan dengan awalan di, tri, dan seterusnya. Awalan ini diabaikan dalam menentukan urutan penulisan halogen.

Contoh 3: CH2Br — CHBr — CH2Cl 2,3 – dibromo – 1 – kloropropana • Jika terdapat rantai samping (cabang alkali), maka halogen didahulukan. Contoh 4 : CH3 | CH3 — CH2 — CH — CH — CHCl — CH3 | C2H5

2 – kloro – 4 – etil – 3 – metilheksana

Selanjutnya perhatikan beberapa contoh berikut : 1) CH2 – CH2 1,2 – dikolroetana | | Cl Cl 2) CH2Br— CH — CHCl — CHF2 | CH3 4 – bromo – 2 – kloro – 1,1 – difluoro – 3 metilbutana

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 182

Monohaloalkana sederhana mempunyai nama lazim, yaitu alkilhalida. Dalam hal ini monohaloalkana itu dianggap sebagai turunan hydrogen halide (HX) yang atom H – nya diganti oleh gugus alkil. Perhatikanlah beberapa contoh berikut : 1) CH3 — CL metil klorida 2) CH3 — CHBr — CH3 isopropil klorida 3) (CH3)3CCl ters – butil klorda Haloalkena adalah senyawa turunan alkena dengan satu atau lebih atom H-nya diganti oleh atom Halogen. Contoh 5: CH2 ═ CHCl CHCl ═ CHCl

klorometena 1,2 – dikolrometena

KEISOMERAN A. Pengertian Isomer Senyawa – senyawa yang dapat mempunyai rumus molekul sama disebut isomer. Keisomeran dapat terjadi karena perbedaan struktur atau karena perbedaan konfigurasi. Struktur menggunakan bagaimana atom – atom saling berkaitan dalam satu molekul, yaitu menggambarkan apa mengikat apa, sedangkan konfigurasi menggambarkan susunan ruang atom – atom dalam molekul. Struktur yang sama dapat mempunyai konfigurasi yang berbeda. Keisomeran karena perbedaan struktur disebut keisomeran struktur, sedangkan keisomeran karena perbedaan konfigurasi disebut keisomeran ruang. Keisomeran struktur dapat berupa keisomeran kerangka, keisomeran posisi dan keisomeran fungsi, sedangankan keisomeran ruang dapat berupa keisomeran geomtri dan keisomeran optis.

Keisomeran kerangka Keisomeran struktur

Keisomeran posisi Keisomeran Fungsi

Keisomeran Keisomeran geometris Keisomeran ruang Keisomeran optik

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 183

1. Keisomeran Rangka Senyawa – senyawa yang merupakan isomer kerangka mempunyai rumus molekul dan gugus fungsi yang sama tetapi berbeda rantai induknya. Contoh 1 : Keisomeran antara butana dan isobutana (keduanya mempunya rumus molekul C4H10). CH3 – CH2 – CH2 – CH3 n – butana (t.c. = - 138, 35oC; t.d. = 0,5oC)

CH3 | CH3 – CH – CH3 isobutana (t.c. = - 159,42oC; t.d. = -11,7oC)

2. Keisomeran Posisi Senyawa – senyawa yang merupakan isomer posisi mempunyai rumus molekul dan gugus fungsi serta kerangka yang sama, tetapi berbeda letak (posisi) gugus fungsinya.

Contoh 2 : Keisomeran antara 1- propanol dan 2 – propanol (keduanya mempunyai kerangka dan gugus fungsi sama). CH3 – CH2 – CH2 – OH

OH | CH3 – CH – CH3

1 – propanol (t.c. = - 126,5oC; t.d. = 97,4oC)

2 – propanol (t.c. = - 89,5oC; t.d. = 82,4oC)

3. Keisomeran Gugus Fungsi Keisomeran gugus fungsi terdapat antara senyawa dengan rumus molekul sama, tetapi berbeda gugus fungsinya. Ada 3 pasang homolog yang mempunyai rumus umum yang sama yaitu: • Alkohol dengan alkoksialkana, keduanya mempunyai rumus umum CnH2n+2O. • Alkana dengan alkanon, keduanya mempunyai rumus umum CnH2nO • Asam alkanoat dengan alkil alkanoat, keduanya mempunyai rumus umum CnH2nO2 Contoh 3 : Keisomeran antara etanol dan dimetil eter, keduanya mempunyai rumus molekul C6H6O. CH3 – CH2 – OH CH3 –O – CH3 Etanol dimetil eter

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 184

(t.c. = - 117,3oC; t.d. = 78,5oC)

(t.c. = - 138,5oC; t.d. = -24oC)

Contoh 4: Keisomeran antara propanal dan propanon, keduanya mempunyai rumus molekul C3H6O O O || || CH3 — CH2 — C — H CH3 — C — CH3 Propanal Propanon o (t.d. = 48,8 C) (t.d. = 56oC)

4. Menentukan Jumlah Isomer Struktur Jumlah isomer struktur yang dapat terbentuk dari suatu senyawa bergugus fungsi tunggal (hanya dimiliki satu gugus fungsi) dapat ditentukan berdasarkan jumlah kemungkinan gugus alkil yang dapat dibentuk oleh senyawa itu. Sebagaimana anda ketahui, semakin banyak atom karbon dalam suatu rantai karbon, semakin banyak jumlah gugus fungsi alkil yang dapat dibentuk. Contoh soal: 1. Menentukan jumlah isomer Gambarkan struktur dari semua gugus alkil yang mengandung : a. 4 atom karbon Soal seperti ini dapat dikerjakan dalam dua langkah : • Langkah pertama, menuliskan kemungkinan kerangka karbon • Langkah kedua, menentukan posisi yang berbeda untuk setiap kerangka karbon tersebut Jawab: a. 4 atom karbon ada dua kemugkinan kerangka dengan 4 atom karbon, yaitu satu rantai lurus dan satu rantai bercabang C–C–C–C dan C–C–C | C Masing – masing kerangka tersebut mempunyai dua posisi yang berbeda yaitu: 1 2 3 4 3 4 3 C–C–C–C C–C–C | 3 C Jadi ada kemungkinan gugus alkil dengan 4 atom karbon yaitu: 1) posisi nomor (1) : n – butil atau butil — CH3 – CH2 – CH2 – CH3 atau CH3 – CH2 – CH2 – CH2

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 185

2) posisi (2) : sek butil | CH3 – CH – CH2 – CH3 3) posisi (3) yaitu: isobutil; — CH2 – CH – CH3 atau | CH3

| atau CH3 – CH – CH2 – CH3 CH3 – CH – CH2 — | CH3

atau CH3 – CH – CH3 | CH2 —

4) posisi (4): ter – butil | CH3 – CH – CH3 | CH3

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 186

BAB 27 BENZENA DAN TURUNANNYA Diambil dari modul bu Sini SMAN 2 Bantul Kelas XII Senyawa karbon dengan rantai C tertutup dapat dibedakan dalam senyawa – senyawa siklo alkana dan senyawa – senyawa siklo alkana, rumus umumnya : CnH2n. Misalnya: Siklo propana: C3H6 H2C ― CH2 CH2 Siko heksanan: C6H12

Senyawa aromatis adalah senyawa benzena dan turunan – turunannya. I.Benzena Benzena adalah hidrokarbon siklis yang merupakan senyawa dasar dari senyawa – senyawa aromatis. Rumus molekul Benzena adalah : C6H6 Rumus strukturnya menunjukan adanya ikatan rangkap terkonjugasi Letak ikatan rangkap mengalami resonansi yaitu tidak tetap dan berpindah – pindah. Penyederhanaan rumus struktur benzena :

Benzena dapat diperoleh dari destilasi bertingkat batu bara. Selain itu benzena dapat pula dihasilkan dengan reaksi polilmerisasi gas asetelin (etuna). 3 C2H2→ C6H6 1. Sifat – Sifat Benzena Benzena berupa zat cair yang jernih, sukar larut dalam air, berbau enak, mudah menguap dan mudah terbakar. Reaksi pada benzena:

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 187

1). Benzena tidak dapat dioksidasi, kecuali dengan pembakaran. 2) Meski mempunyai tiga ikatan rangkap, tetapi benzena lebih sukar diadisi daripada alkena. Reaksi adisi pada benzena berlangsung lambat, pada suhu tinggi dan memakai katalis. Adisi yang berlangsung hanya dengan gas H2 (hidrogenasi) atau dengan Cl2 (klorinasi). Hidrogenasi: C6H6 + 3 H2 → C6H12 Benzena siklo heksana Atau + 3 H2 →

Pada klorinasi terjadi reaksi heksa siklo heksana (C6H6Cl6) 3). Benzena lebih mudah disubstitusi dari pada alkana. Beberapa reaksi substitusi pada benzena antara lain: a. Halogenasi : substitusi oleh X2 dengan katalis FeX3 Misal: + Cl2 →

Cl + HCl Kloro benzena

b. Nitrasi : substitusi oleh gugus NO2 (nitro) dengan memakai campuran HNO3 pekat dan H2SO4 pekat. Misal: NO2 + HONO2 → + H2O

Nitro benzena c. Sulfonasi : Substitusi oleh gugus SO3H (sufonat) SO3H + H2SO4→ + H2O

Asam benzena sulfonat d. Alkilasi : substitusi oleh gugus alkil (R), prosesnya dikenal sebagai Friedal – Crafts dengan memakai alkil halida (RX) dan katalis AlCl3.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 188

Misal: CH3 + CH3Cl →

+ HCl metil benzena

Isomer pada hasil – hasil substitusi: • Mono substitusi : Hasilnya hanya satu bentuk, tak ada isomeri. • Di substitusi : Hasilnya ada 3 bentuk isomer yaitu: Orto (o) : Jika posisi substituen pada C nomor 1 dan 2 Meta (m) : Jika posisi substituen pada C nomor 1 dan 3 Para (p) : Jika posisi substituen pada C nomor 1 dan 4 Contoh: Cl

Cl

Cl

Cl Cl Orto dikloro benzena (1,2 dikloro benzena)

Cl

m. Dikloro benzena (1,3 dikloro benzena)

p. Dikloro benzena (1,4 dikloro benzena)

• Tri substitusi : Hasilnya ada 3 bentuk isomer yaitu: Visinal : Jika posisi substituen pada C nomor 1, 2 dan 3 Asimetri : Jika posisi substituen pada C nomor 1, 2 dan 4 Simetri : Jika posisi substituen pada C nomor 1, 3 dan 5

2. Beberapa Turunan Benzena, Sifat dan Kegunaannya. a. Toluena (metil benzena) : C6H5 – CH3 atau

- CH3

Dari Toluena dapat diperoleh Tri Nitro Toluena (TNT) yang merupakan bahan peledak, menurut reaksi: CH3 CH3 O2N NO2 + 3 HNO3 → + 3 H2O

NO2 2,4,6 Tri Nitro Toluena (TNT)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 189

b. Anilin (amino benzena) : C6H5 – NH2 atau

NH2

Gugus C6H5 – disebut gugus fenil atau aril, oleh karena itu anilin disebut juga fenil amina. Anilin merupakan zat cair tidak berwarna, suka larut dalam air, uapnya beracun dan bersifat basa. Anilin dapat bereaksi dengan asam membentuk garam fenil amonium, anilin juga digunakan sebagai bahan dasar pembuatan zat warna, bahan bakar roket dan sebagai bahan peledak. c. Fenol (hidroksi benzena) : C6H5 – O atau

OH

fenol bersifat racun, dapat merusak kulit. Larutan fenol dalam air merupakan asam lemah dengan ionisasi: OH O + H+

Fenol dikenal sebagai asam karbol (lisol) yang digunakan untuk pengawet kayu dan desinfektan. Selain itu fenol juga digunakan sebagai bahan baku dalm industri zat warna sintetis, obat – obatan, pembuatan plastik. d. Asam benzoat : C6H5 – COOH atau COOH

Asam benzoat dan garam – garamnya banyak digunakan sebagai bahan pengawet makanan dan minuman. Asam benzoat juga digunakan sebagai bahan dasar pembuatan zat warna. Turunan asam benzoat antara lain: asam salisilat atau asam orto hidroksi benzoat dan esternya metil salisilat terdapat dalam minyak ganda pura. Asam asetil salisilat dikenal sebagai asatosal atau aspirin, digunakan sebagai obat sakit kepala.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 190

UNIT VIII : INTRODUKSI BIOKIMIA BAB: 28. POLIMER 29. KARBOHIDRAT 30. ASAM AMINO DAN PROTEIN 31. LIPID

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 191

BAB 28 POLIMER

MAKROMOLEKUL adalah molekul raksasa (giant) dimana paling sedikit seribu atom terikat bersama oleh ikatan kovalen. Makromolekul ini mungkin rantai linear, bercabang, atau jaringan tiga dimensi. Makromolekul dibagi atas dua material yaitu 1. Material biologis (makromolekul alam) Contoh : karet alam, wool, selulosa, sutera dan asbes 2. Material non biologis (makromolekul sintetik) Contoh : plastik, serat sintetik, elastomer sintetik Material biologis dapat menunjang tersediaanya pangan dan dibahas dalam biokimia sedang material non biologis mencakup bahan sintetik. Banyak makromolekul sintetik memiliki struktur yang relatif sederhana, karena mereka terdiri dari unit ulangan yang identik (unit struktural). Inilah sebabnya mereka disebut polimer. Polimer sangat penting karena dapat menunjang tersedianya pangan, sandang, transportasi dan komunikasi (serat optik). Saat ini polimer telah berkembang pesat. Berdasarkan kegunaannya polimer digolongkan atas : a. Polimer komersial (commodity polymers) Polimer ini dihasilkan di negara berkembang, harganya murah dan banyak dipakai dalam kehidupan sehari hari. Kegunaan sehari-hari dari polimer ini ditunjukkan dalam tabel 1.1 Contoh : Polietilen (PE), polipropilen (PP), polistirena (PS), polivinilklorida (PVC), melamin formaldehid Tabel 1.1 Contoh dan kegunaan polimer komersial

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 192

Polimer komersial Polietilena massa jenis rendah(LDPE) Polietilena massa jenis rendah(HDPE) Polipropilena (PP) Poli(vinil klorida) (PVC) Polistirena (PS)

Kegunaan atau manfaat Lapisan pengemas, isolasi kawat, dan kabel, barang mainan, botol yang lentur, bahan pelapis Botol, drum, pipa, saluran, lembaran, film, isolasi kawat dan kabel Tali, anyaman, karpet, film Bahan bangunan, pipa tegar, bahan untuk lantaui, isolasi kawat dan kabel Bahan pengemas (busa), perabotan rumah, barang mainan

b. Polimer teknik (engineering polymers) Polimer ini sebagian dihasilkan di negara berkembang dan sebagian lagi di negara maju. Polimer ini cukup mahal dan canggih dengan sifat mekanik yang unggul dan daya tahan yang lebih baik. Polimer ini banyak dipakai dalam bidang transportasi (mobil, truk, kapal udara), bahan bangunan (pipa ledeng), barang-barang listrik dan elektronik (mesin bisnis, komputer), mesin-mesin industri dan barang-barang konsumsi Contoh : Nylon, polikarbonat, polisulfon, poliester c. Polimer fungsional (functional polymers) Polimer ini dihasilkan dan dikembangkan di negara maju dan dibuat untuk tujuan khusus dengan produksinya dalam skala kecil

Contoh : kevlar, nomex, textura, polimer penghantar arus dan foton, polimer peka cahaya, membran, biopolimer

1.1.1 Definisi Dan Tata Nama (Nomenklatur) ☺ Definisi 

Polimer

Molekul besar (makromolekul) yang terbangun oleh susunan unit ulangan kimia yang kecil, sederhana dan terikat oleh ikatan kovalen. Unit ulangan ini biasanya setara atau hampir setara dengan monomer yaitu bahan awal dari polimer. 

Monomer

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 193

Sebarang zat yang dapat dikonversi menjadi suatu polimer. Untuk contoh, etilena adalah monomer yang dapat dipolimerisasi menjadi polietilena (lihat reaksi berikut). Asam amino termasuk monomer juga, yang dapat dipolimerisasi menjadi polipeptida dengan pelepasan air Reaksi :

polimerisasi Monomer

polimer

monomer

n H2C

Unit Ulangan terikat secara kovaken dengan unit ulangan lainnya

CH2

CH2

etilena

n H2N

CH2

n

Polimer polietilena R

O

C

C

OH

H

R

O

N

C

C

- H2O

H

H

n

Unit ulanganasam dapat memiliki struktur linear atau bercabang. Unit ulangan bercabang amino polipeptida dapat membentuk polimer jaringan tiga dimensi. Tabel 1.2 menunjukkan beberapa contoh polimer, monomer, dan unit ulangannya.

Tabel 1.2 Polimer, monomer, dan unit ulangannya

Monomer

unit ulangan

Polietilena

CH2 = CH2

- CH2CH2 –

poli(vinil klorida)

CH2 = CHCl

Polimer

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 194

- CH2CHCl –

CH3 CH2

C

Poliisobutilena

CH3 CH2

CH3

CH2

CH

C CH3

CH2

CH

polistirena

H - N(CH2)5C - OH

Polikaprolaktam (nylon-6)

H

O

- N(CH2)5C H

O

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 195

CH2 = CH - C = CH2 Poliisoprena (karet alam)

- CH2CH = C - CH2 CH3

CH3

☺ Tata Nama (Nomenklatur) Jumlah yang sangat besar dari struktur polimer menuntut adanya sistem tata nama yang masuk akal. Berikut ini adalah aturan pemberian nama polimer vinil yang didasarkan atas nama monomer (nama sumber atau umum), taktisitas dan isomer :  Nama monomer satu kata : Ditandai dengan melekatkan awalan poli pada nama monomer Contoh : Polistirena CH2 CH



polietilena

CH2CH2

Politetrafluoroetilena (teflon, merk dari du Pont)

CF2CF2

Nama monomer lebih dari satu kata atau didahului sebuah huruf atau angka

Nama monomer diletakkan dalam kurung diawali poli Contoh : Poli(asam akrilat) CH2CH

Poli(-metil stirena)

CO2H CH3

CH2C

Poli(1-pentena)



Untuk taktisitas polimer -

CH2CH CH2CH2CH3

diawali huruf i untuk isotaktik atau s (sindiotaktik) sebelum poli Contoh : i-polistirena (polimer polistirena dengan taktisitas isotaktik)



Untuk isomer struktural dan geometrik

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 196

-

Ditunjukkan dengan menggunakan awalan cis atau trans dan 1,2- atau 1,4sebelum poli Contoh : trans-1,4-poli(1,3-butadiena)

IUPAC merekomendasikan nama polimer diturunkan dari struktur unit dasar, atau unit ulang konstitusi (CRU singkatan dari constitutional repeating unit) melalui tahapan sebagai berikut : 1. Pengidentifikasian unit struktural terkecil (CRU) 2. Sub unit CRU ditetapkan prioritasnya berdasarkan titik pengikatan dan ditulis prioritasnya menurun dari kiri ke kanan (lihat penulisan nama polistirena)

CH

CH2

3. Substituen-substituen diberi nomor dari kiri ke kanan 4. Nama CRU diletakkan dalam kurung biasa (atau kurung siku dan kurung biasa kalau perlu), dan diawali dengan poli Tabel 1.3 Contoh pemberian beberapa nama polimer menurut sumber monomernya dan IUPAC Nama Sumber Nama IUPAC Polietilena Poli(metilena) Politetrafluoroetilena Poli(difluorometilena) Polistirena Poli(1-feniletilena) Poli(asam akrilat) Poli(1-karboksilatoetilena) Poli(1-metil-1-feniletilena) Poli(-metilstirena) Poli[1-(1-propil)etilena] Poli(1-pentena) Untuk tata nama polimer non vinil seperti polimer kondensasi umumnya lebih rumit darpada polimer vinil. Polimer polimer ini biasanya dinamai sesuai dengan monomer mula-mula atau gugus fungsional dari unit ulangan. Contoh : nylon, umumnya disebut nylon-6,6 (66 atau 6/6), lebih deskriptif disebut poli(heksametilen adipamida) yang menunjukkan poliamidasi heksametilendiamin (disebut juga 1,6-heksan diamin) dengan asam adipat. Lihat gambar berikut

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 197

n HO - C - (CH2)4 - C - OH + n H2N - (CH2)6 - NH2 asam adipat heksametilediamin

O

O

C - (CH2)4 - C - NH - (CH2)6 - NH

n

nylon-6,6

Mengikuti rekomendasi IUPAC, kopolimer (polimer yang diturunkan dari lebih satu jenis monomer) dinamai dengan cara menggabungkan istilah konektif yang ditulis miring antara nama nama monomer yang dimasukkan dalam kurung atau antara dua atau lebih nama polimer. Istilah konektif menandai jenis kopolimer sebagaimana enam kelas kopolimer yang ditunjukkan dalam tabel 1.4 berikut Tabel 1.4 Berbagai jenis kopolimer Jenis kopolimer Konektif Contoh Tak dikhususkan -coPoli[stirena-co-(metil metakrilat)] Statistik -statPoli(stirena-stat-butadiena) Random/acak -ranPoli[etilen-ran-(vinil asetat)] Alternating (bergantian) -altPoli(stirena-alt-(maleat anhidrida)] Blok -blokPolistirena-blok-polibutadiena Graft (cangkok/tempel) -graftPolibutadiena-graft-polistirena 1.1.2 Proses Polimerisasi Polimerisasi kondensasi adalah polimerisasi yang disertai dengan pembentukan molekul kecil (H2O, NH3). Contoh : Alkohol + asam

HOCH2CH2OH +

ester + air

H2O HOC - (CH2)4+COH

O

O

Polimerisasi adisi adalah polimerisasi yang disertai dengan pemutusan ikatan rangkap diikuti oleh adisi monomer.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 198

Contoh :

H n H2C = CH Cl vinilklorida

CH2

C n Cl

polivinilklorida (PVC)

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 199

BAB 29 KARBOHIDRAT Diambil dari modul Bu Sini SMAN 2 Bantul Kelas XII KARBOHIDRAT Nama karbohidrat dapat dianggap berasal dari karbon yang mengikat air sesuai dengan rumus umumnya yaitu Cm (H2O)m. dalam ilmu kimia karbohidrat lebih dikenal sebagai sakharida yaitu zat yang mempunyai rasa dasar manis. Sakharida banyak terdapat di alam sebagai hasil asimilasi. Macam – Macam Karbohidrat: 1. Monosakharida, yaitu sakharida yang paling sederhana. 2. Disakharida yaitu sakharida yang tersusun dari 2 buah mono sakharida 3. Poli sakharida yaitu sakharida yang tersusun dari polimerisasi monosakharida Monosakharida Struktur sakharida mengandung beberapa gugus OH dan 1 gugus aldehid atau 1 gugus keton. Tata nama Semua sakharida diberi nama dengan akhiran –osa sesuai dengan jumlah atom C dalam mono sakharida. Yang mengandung gugus aldehid diberi awalan aldo dan yang mengandung keton dengan awalan keto. Misal : O C3H6 = triosa ---------- C | H H C – OH | H2C – OH dan Aldo triosa

CH2OH | C=O | CH2OH Keto triosa

Monosakharida yang terpenting adalah heksosa (C6H12O6) yang terdapat di alam sebagai glukosa, fruktosa, dan galaktosa. Glukosa dan galaktosa merupakan aldosa sedang fruktosa adalah ketosa. Rumus struktur ketiga heksosa tersebut menurut Fischer:

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 200

O

O

C | H H – C – OH | HO–C – H | H – C – OH | H – C – OH | CH2OH

C | H H – C – OH | HO–C – H | HO–C –H | H – C – OH | CH2OH

D – Glukosa

D – Galaktosa

CH2OH | C= O | H – C – OH | HO–C – H | HO –C –H | H – C – OH | CH2OH L – Fruktosa

Adanya gugus aldehida menyebabkan glukosa dan galaktosa positif terhadap uji Fehling Sifat – sifat monosakharida: 1. Monosakharida rasanya manis urutan kemanisan yang makin berkurang: fruktosa, glukosa, galaktosa. 2. Mempunyai sifat mereduksi karena adanya gugus aldehid, termasuk fruktosa sehingga dapat beraksi dengan peraeaksi fehlingmaupun tollens. 3. Mempunyai isomer – isomer optik. Glukosa dan galaktosa pada umumnya bersifat dekstro (D) memutar bidang cahaya terpolarisasi kekanan. Sedang fruktosa bersifat levo (L). Pada heksosa terdapat 4 C asemetris dengan jumlah isomer optiksebanyak 16. 8 isomer bersifat dekstro (D) dan 8 isomer bersifat levo (L). 4. Larutan glukosa mengalami peristiwa mutarotasi yaitu menunjukan perubahan pelan – pelan besarnya sudut putar bidang polarisasi dari 113,4o ke 52o. 5. Glukosa dan fruktosa banyak terdapat bebas di alam misal, dalam madu, buah – buahan. Galaktosa tidak terdapat bebas di alam dan dihasilkan dari hidrolisis laktosa. 6. Glukosa dan fruktosa dapat difermentasi, sedang galaktosa tidak dapat. Hasil fermentasi glukosa / fruktosa berupa etanol dan gas CO2. Disakharida Disakharida merupakan dimmer dari mono sakharida. Disakharida yang pernting adalah sukrosa, laktosa, dan maltosa. Ketiganyamempunyai rumus umum molekul yang sama yaitu: C12H22O11.

Glukosa + Fruktosa

Sukrosa (sakharosa)

Glukosa + galaktosa

Laktosa

Glukosa + Glukosa

Maltosa

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 201

a. Sukrosa Disebut juga sakharosa atau gula tebu terdapat banyak pada batang tebu dan buah – buahan. Rumus struktur sukrosa merupakan dimer dari glukosa dan fruktosa. CH2OH H

O H

H

OH

OH H H

O

H

CH2OH

H

O

CH2OH H

OH

OH

OH H

Hidrolisis sukrosa menghasilkan D – glukosa dan L – fruktosa . Akibat hidrolisis, larutan sukrosa mengalami inverse yaitu mula – mula larutan memutar bidang polarisasi ke kanan berubah pelan – pelan menjadi memutar ke kiri. Larutan sukrosa yang terhidrolisis menghasilkan glukosa dan fruktosa dalam jumlah sama disebut gula invert. Sukrosa tak dapat mereduksi larutan fehling. b. Maltosa atau gula tebu Maltosa terbentuk dari hidrolisa pati oleh enzim amilase. 2 (C6H10O5)x+ x H2O -------- x C12H22O11 Pada hidrolisis dengan enzim moltosa terurai menjadi 2 molkeul glukosa. Moltosa dapat mereduksi larutan fehling. c. Laktosa atau gula susu Laktosa terdapat dalam air susu. Pada hidrolisis dengan enzim terurai menjadi glukosa dan galaktosa. Laktosa dapat mereduksi larutan fehling. Poli Sakharida Poli sakharida di alam merupakan polimer dari glukosa di antaranya terdapat sebagai pati, glikogen dan selulosa. Rumus umum poli sakharida : (C6H10O5)n Besarnya n pada : pati < glikogen < selulosa a. Pati atau amilum Terbentuk pada proses fotosintesa: 6 x CO2 + 6 x H2O ---- (C6H12O6) x + 6 x H2O

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 202

Pati tersimpan dalam akar, batang, biji, umbi dan merupakan cadangan karbohidrat. Pada hidrolisa pati terjadi hasil antara yaitu dikstrin, selanjutnya terjadi maltosa dan glukosa. Dekstrin digunakan sebagai perekat. Pati tidak bereaksi dengan larutan fehling. Untuk menunjukan adanya amilum digunakan yod, amilum dengan yod memberi warna baru.

b. Glikogen Merupakan bahan cadangan karbohidrat bagi hewan, tersimpan dalam hati struktur glikogen sama dengan pati dengan jumlah monomer glukosa lebih banyak. Pada hidrolisa glikogen terurai menjadi maltosa dan akhirnya menjadi glukosa. c. Selulosa Merupakan bagian dari dindng sel tumbuh – tumbuhan . Selulosa tak dapat dihidrolisa dalam pencernaan. Selulosa dapat bereaksi dengan campuran asam nitrat pekat dan asam sulfat menghasilkan selulosa nitrat. Misalnya: Seluloid : selulosa nitrat dalam kamfer Kolodion : selulosa nitrat dalam eter dan alkohol Kapas letus : selulosa nitrat sebagai bahan peledak Film dan cat semprot juga ada yang terbuat dari selulosa nitrat encer. Selulosa dapat larut dalam pereaksi Schweitzer (larutan tetra amina tembaga (II) hidroksida) dan digunakan untuk pembuatan sutera tiruan atau rayon. Dari selulosa juga dapat dibuat kertas.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 203

BAB 30 ASAM AMINO DAN PROTEIN Diambil dari Modul Bu Sini SMAN 2 Bantul PROTEIN Protein memegang peranan penting dalam proses organisme hidup. Bagian – bagian utama dari tubuh makhluk hidup terdiri dari protein. Pada hidrolisis dengan asam atau enzim, protein diuraikan menjadi asam – asam amino. Sebaliknya di dalam sel tubuh asam – asam amino disentesa menjadi protein. Unsur – unsur yang terkandung dalam protein ialah C, H, O dan N kadang – kadang terdapat pula S dan P. Susunan protein rata – rata : C : 53%, N = 16% O = 23% H = 7% Asam amino Asam amino memiliki dua macam gugus fungsi yaitu gugus fungsi karboksilat (COOH) dan gugus amino (NH2). Garam natrium dari asam glutamate yaitu mono sodium glutamate (MSG) dikenal sebagai vetsin / bahan penyedap makanan. Sifat – sifat asam amino 1. Bersifat amfoter karena adanya gugus NH2 dan gugus COOH 2. Dalam air dapat membentuk ion dwi kutub atau zwitter ion O O H – CH – C -------------- R – CH – C | OH | ONH2 NH3+ asam amino merupakan senyawa monomer penyusun protein. Rumus umum asam amino: Cn H2n(NH2)COOH Tata nama Dengan menyebutkan posisi gugus amino diikuti dengan nama asam karboksilatnya. Posisi gugus NH2 dinyatakan dengan alphabet α, β, dan γ dimulai dari C yang mengikat gugus COOH. Beberapa nama dan struktur asam amino: CH2 – COOH |

= asam α amino asetat = glisina

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 204

NH2 CH3–CH – COOH | NH2

= asam α amino propanoat = alanina

CH2 – CH – COOH | SH NH2

= asam α amino 3. Thio propanoat

HOOC – CH2 – CH2 – CH – COOH = asam α amino 1.5 pentanadioat | = asam glutamat NH2 Terbetuknya zwitter ion diperlukan keadaan / harga pH tertentu. Harga pH dimana terjadi zwitter ion disebut Titik Iso Elektrik. Tiap asam amino mempunyai TIE tertentu. Misal : Alanin TIE = 6 Lisina TIE = 9,7 3.

Asam amino yang terdapat di alam kebanyakan adalah asam amino alfa. Ada kira – kira 20 macam asam amino yang dapat diambil dari tumbuh – tumbuhan dan hewan. Diantaranya 9 macam adalah asam amino esensial, yaitu asam amino yang tidak dapat disentesa dalam tubuh manusia dan harus diambil dari bahan makanan. Selebihnya asam amino non esensial dapat disentesa dalam tubuh.

Protein Protein merupakan polipeptida yan tersusun dari asam – asam amino melalui ikatan peptida ( — C — NH —) || O Pembentukan polipeptida secara reaksi poli kondensasi yang melepaskan molekul air. Tiap n molekul asam amino menghasilkan suatu polipeptida yang disertai dengan pelepasan (n – 1) molekul air. Contoh : Pembentukan mono peptida dari glisina dan alanina H O CH3 | || | H2N – CH2 – C – OH + H – N – CH – C – OH ------ H2M – CH2 – C – N – CH – C – OH + H2O || | | || O CH3O H O

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 205

Struktur protein Menurut emil Fischer rangkaian asam amino dengan ikatan polipeptida membentuk spiral atau struktur alfa heliks yang mungkin linier atau non linier Dari 20 jenis asam amino di alam dapat terbentuk jenis protein yang sangat banyak karena dalam rantai polipeptida adalah sembarang. Sifat – sifat protein 1. Protein mempunyai massa molekul yang besar. 2. Kebanyakan protein sukar larutdalam berbagai jenis pelarut, jika dapat terdispersi dalam air protein membentuk koloid. 3. Pada pemanasan protein terjadi denaturasi dimana protein mengalami koagulasi. Reaksi pengenalan protein diantaranya ialah memakai reagen biuret yaitu larutan yang terdiri atas campuran 40% NaOH dan CuSO4 encer. Protein dengan reagen biuret menunjukan warna larutan menjadi violet. Macam – macam protein: 1. Protein tunggal yaitu protein yang jika dihidrolisa hanya menghasilkan asam – asam amino saja Contoh : a. Glutelina protein yang banyak terdapat dalam minyak kacang b. Albumina protein yang terdapat dalam susu 2. Protein majemuk yaitu protein yang jika dihidrolisa menghasilkan asam amino dan zat – zat lain seperti: asam fosfat, sakharida atau zat – zat warna Contoh : a. Hemoglobin, mengandung zat warna merah b. Gliko protein, dapat menghasilkan gluosa Beberapa fungsi utama protein dalam organisme, antara lain berikut ini: • Protein struktural (pembangun tubuuh): protein selaput atau dinding sel; jaringan pelindung seperti kulit, rambut, bulu, sisik, kuku, tanduk, paruh, serta jaringan pengikat seperti tulang, urat daging, sendi. • Protein membran: terdapat dalam membran sel • Protein kontraktil : terdapat dalam serat otot • Protein transport : mengikat dan mengangkut molekul – molekul lain, misalnya hemoglobin yang mengangkut O2 • Protein pelindung : seluruh antibodi dan zat – zat pembeku darah seperti fibrinogen • Protein cadangan : membebaskan asam – asam amino apabila diperlukan, misalnya kasein (protein susu) dan ovalbumin (putih telur) • Hormon : mengatur pertumbuhan dan metabolisme • Enzim – enzim : mengkatalis reaksi – reaksi biokimia Struktur serta kerja suatu protein mudah dirusak atau dihentikan oleh panas, perubahan pH, dan suatu oksidator atau reduktor. Dalam kondisi seperti ini protein dapat mengalami denaturasi (perubahan sifat fisik dan aktifitas biologis). Contoh: penggumpalan albumin (komponen utama dari putih telur).

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 206

PROTEIN Protein memegang peranan penting dalam proses organisme hidup. Bagian – bagian utama dari tubuh makhluk hidup terdiri dari protein. Pada hidrolisis dengan asam atau enzim, protein diuraikan menjadi asam – asam amino. Sebaliknya di dalam sel tubuh asam – asam amino disentesa menjadi protein. Unsur – unsur yang terkandung dalam protein ialah C, H, O dan N kadang – kadang terdapat pula S dan P. Susunan protein rata – rata : C : 53%, N = 16% O = 23% H = 7% Asam amino Asam amino memiliki dua macam gugus fungsi yaitu gugus fungsi karboksilat (COOH) dan gugus amino (NH2). Garam natrium dari asam glutamate yaitu mono sodium glutamate (MSG) dikenal sebagai vetsin / bahan penyedap makanan. Sifat – sifat asam amino • Bersifat amfoter karena adanya gugus NH2 dan gugus COOH • Dalam air dapat membentuk ion dwi kutub atau zwitter ion O O H – CH – C -------------- R – CH – C | OH | ONH2 NH3+ asam amino merupakan senyawa monomer penyusun protein. Rumus umum asam amino: Cn H2n(NH2)COOH Tata nama Dengan menyebutkan posisi gugus amino diikuti dengan nama asam karboksilatnya. Posisi gugus NH2 dinyatakan dengan alphabet α, β, dan γ dimulai dari C yang mengikat gugus COOH. Beberapa nama dan struktur asam amino: CH2 – COOH | NH2

= asam α amino asetat = glisina

CH3–CH – COOH | NH2

= asam α amino propanoat = alanina

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 207

CH2 – CH – COOH | SH NH2

= asam α amino 3. Thio propanoat

HOOC – CH2 – CH2 – CH – COOH = asam α amino 1.5 pentanadioat | = asam glutamat NH2 Terbetuknya zwitter ion diperlukan keadaan / harga pH tertentu. Harga pH dimana terjadi zwitter ion disebut Titik Iso Elektrik. Tiap asam amino mempunyai TIE tertentu. Misal : Alanin TIE = 6 Lisina TIE = 9,7 4.

Asam amino yang terdapat di alam kebanyakan adalah asam amino alfa. Ada kira – kira 20 macam asam amino yang dapat diambil dari tumbuh – tumbuhan dan hewan. Diantaranya 9 macam adalah asam amino esensial, yaitu asam amino yang tidak dapat disentesa dalam tubuh manusia dan harus diambil dari bahan makanan. Selebihnya asam amino non esensial dapat disentesa dalam tubuh.

Protein Protein merupakan polipeptida yan tersusun dari asam – asam amino melalui ikatan peptida ( — C — NH —) || O Pembentukan polipeptida secara reaksi poli kondensasi yang melepaskan molekul air.

Tiap n molekul asam amino menghasilkan suatu polipeptida yang disertai dengan pelepasan (n – 1) molekul air. Contoh : Pembentukan mono peptida dari glisina dan alanina H O CH3 | || | H2N – CH2 – C – OH + H – N – CH – C – OH ------ H2M – CH2 – C – N – CH – C – OH + H2O || | | || O CH3 O H O

Struktur protein Menurut emil Fischer rangkaian asam amino dengan ikatan polipeptida membentuk spiral atau struktur alfa heliks yang mungkin linier atau non linier

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 208

Dari 20 jenis asam amino di alam dapat terbentuk jenis protein yang sangat banyak karena dalam rantai polipeptida adalah sembarang.

Sifat – sifat protein 4. Protein mempunyai massa molekul yang besar. 5. Kebanyakan protein sukar larutdalam berbagai jenis pelarut, jika dapat terdispersi dalam air protein membentuk koloid. 6. Pada pemanasan protein terjadi denaturasi dimana protein mengalami koagulasi. Reaksi pengenalan protein diantaranya ialah memakai reagen biuret yaitu larutan yang terdiri atas campuran 40% NaOH dan CuSO4 encer. Protein dengan reagen biuret menunjukan warna larutan menjadi violet. Macam – macam protein: 3. Protein tunggal yaitu protein yang jika dihidrolisa hanya menghasilkan asam – asam amino saja Contoh : a. Glutelina protein yang banyak terdapat dalam minyak kacang b. Albumina protein yang terdapat dalam susu 4. Protein majemuk yaitu protein yang jika dihidrolisa menghasilkan asam amino dan zat – zat lain seperti: asam fosfat, sakharida atau zat – zat warna Contoh : a. Hemoglobin, mengandung zat warna merah b. Gliko protein, dapat menghasilkan gluosa Beberapa fungsi utama protein dalam organisme, antara lain berikut ini: • Protein struktural (pembangun tubuuh): protein selaput atau dinding sel; jaringan pelindung seperti kulit, rambut, bulu, sisik, kuku, tanduk, paruh, serta jaringan pengikat seperti tulang, urat daging, sendi. • Protein membran: terdapat dalam membran sel • Protein kontraktil : terdapat dalam serat otot • Protein transport : mengikat dan mengangkut molekul – molekul lain, misalnya hemoglobin yang mengangkut O2 • Protein pelindung : seluruh antibodi dan zat – zat pembeku darah seperti fibrinogen • Protein cadangan : membebaskan asam – asam amino apabila diperlukan, misalnya kasein (protein susu) dan ovalbumin (putih telur) • Hormon : mengatur pertumbuhan dan metabolisme • Enzim – enzim : mengkatalis reaksi – reaksi biokimia Struktur serta kerja suatu protein mudah dirusak atau dihentikan oleh panas, perubahan pH, dan suatu oksidator atau reduktor. Dalam kondisi seperti ini protein dapat mengalami denaturasi (perubahan sifat fisik dan aktifitas biologis). Contoh: penggumpalan albumin (komponen utama dari putih telur).

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 209

BAB 31 LIPID

Lemak (Lipid Sederhana) Lemak adalah ester yang terbentuk antara gliserol dan asam lemak. Umumnya lemak berupa triasilgliserol (trigliresida). Trigliserida banyak terdapat di dalam sel – sel tubuh manusia, hewan dan tanaman. Triasilgliserol dibentuk oleh reaksi esterifikasi antara gliserol dan asam lemak. Selain triasilgliserol, lemak juga terdapat dalam bentuk diasilgliserol yang tersusun atas 1 molekul gliserol dan 2 molekul asam lemak atau dalam bentuk monoasilgliserol yang tersusun atas 1 molekul gliserol dan 1 molekul asam lemak. a. Komponen Penyusun Lemak Komponen penyusun lemak adalah glisero dan asam lemak 1) Gliserol Gliserol disebut juga gliserin. Nama gliserol sesuai IUPAC ialah 1,2,3 – propanatoil. Gliserol merupakan zat cair yang tidak berwarna, netral, kental dan rasanya manis. Gliserol dalam keadaan murni bersifat higroskopis. Gliserol dapat larut dalam air dan tidak larut dalam CCl4, kloroform, dietil eter, CS2 dan benzena. Dalam bidang kedokteran, gliserol digunakan sebagai pencahar. Selain itu, gliserol juga dapat dipakai sebagai bahan pengawet vaksin dan bahan baku pembuatan permen. 2) Asam lemak Asam lemak adalah asam karboksilat yang diperoleh atas hasil hidrolisis suatu lemak atau minyak. Asam lemak memiliki rantai atom C tidak bercabang dengan jumlah atom C lebih dari 10 dan gugus karboksil diujung rantai atom C tersebut. Asam lemak terdiri dari dua jenis, yaitu asam lemak jenuh dan asam lemak tidak jenuh. Asam lemak jenuh tidak mempunyai iakatan C – C rangkap dua dalam struktur kimianya. Asam lemak jenuh ada yang dapat larut di dalam air dan ada pula yang tidak dapat larut dalam air. daya larut asam lemak di dalam air akan semakin berkurang dengan semakin bertambahnya jumlah atom C penyusunnya. Asam lemak tak jenuh memiliki suatu ikatan rangkap atau lebih. Asam lemak tidak jenuh mempunyai titik lebur lebih rendah dibandingkan dengan asam lemak jenuh. Asam lemak tidak jenuh, seperti asam oleat memiliki ikatan rangkap C – C sehingga kehilangan dua atom H dan membentuk struktur membengkok. Berbeda dengan asam lemak jenuh seperti asam miristat yang membentuk struktur lurus.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 210

b. Klasifikasi Lemak Berdasarkan Asam Lemak Penyusunnya Berdasarkan asam lemak yang menjadi penyusunnya maka lemak dapat dibedakan atas beberapa macam: 1) Lemak Berasam Satu Lemak berasam satu atau disebut juga triasilgliserol sederhana terbentuk dari satu jenis asam lemak penyusun. Contoh : tripalmitoilgliserol 2) Lemak Berasam Dua Lemak berasam dua adalah lemak yang terbentuk dari dua asam lemak yang sama dan satu yang berbeda. Contohnya : gliseril – 1 – oleo – 2,3 – ditearat. 3) Lemak Berasam Tiga Lemak berasam tiga adalah lemak yang ketiga asam lemak penyusunnya berbeda. Contohnya : gliseril – 1 – stearo – 2 - oleo – 2,3 – palmitat. c. Klasifikasi Lemak Berdasarkan Sumber Berdasarkan sumbernya lemak dapat digolongkan menjadi lemak hewan dan lemak tumbuhan yang biasa disebut lemak nabati. Lemak hewan adalah lemak yang diperoleh dari hewan. Contohnya lemak hewan adalah lemak sapi. Lemak nabati adalah lemak yang bersumber dari tumbuh – tumbuhan. Contoh tumbuhan yang mengandung lemak nabati adalah kacang, kelapa sawit dan jagung. Umumnya lemak hewan berwujud padat pada suhu ruang dan lemak nabati berwujud zat cair pada suhu ruang. Akan tetapi lemak yang terdapat pada ikan paus, ikan cod, dan ikan hering pada suhu ruang merupakan zat cair yang dikenal dengan nama minyak ikan. Mengapa suatu lemak disebut minyak? Lemak biasanya berwujud padat pada suhu ruang. Apabila lemak berwujud zat cair pada suhu ruang, labih dikenal dengan nama minyak, contohnya minyak sawit. Meski demikian, wujud padat atau cair suatu lemak disebabkan oleh kandungan asam lemak yang terdapat pada lemak tersebut. d.Sifat – Sifat Lemak 1) Sifat –Sifat Fisik Lemak Lemak dan minyak alami tidak berwarna, tidak biasa, tidak berasa dan tidak berbau. Adanya warna pada lemak dan minyak, misalnya pada lemak nabati dikarenakan adanya pigmen dari tumbuhan asli. Contohnya: alfa dan beta karoten, xanthofil dan antosianin. Zat warna ini menyebabkan minyak berwarna kuning, kuning kecoklatan, kehijau – hijauan dan kemerah – merahan. Bau dan rasa pada lemak dapat berasal dari sumber alami atau dapat juga karena lemak mengalami kerusakan. Bau alami lemak berasal dari komponen bukan lemak pada tumbuhan asli. Contohnya, bau khas dari minyak sawit disebabkan karena adanya senyawa beta – ionone. Bau tengik pada minyak atau lemak dikarenakan minyak atau lemak telah teroksidasi.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 211

Titik leleh lemak bergantung pada asam lemak penyusunnya. Asam lemak yang memiliki ikatan rangkap (lemak tidak jenuh) memiliki titik leleh lebih rendah daripada asam lemak yang tidak memiliki ikatan rangkap (lemak jenuh). Pada suhu ruang, lemak yang terbentuk dari asam lemak tidak jenuh berwujud cair dan yang terbentuk dari asam lemak jenuh berwujud padat pada suhu ruang. Hal ini dikarenakan gaya ikat intermolekul lemak lebih kuat pada ginjal sapi banyak mengandung asam lemak jenuh seperti tristearin, berupa padatan putih pada suhu ruang. Sedangkan minyak zaitun banyak mengandung asam lemak tidak jenuh seperti triolein berwujud cair pada suhu ruang. Jika lemak terdiri atas asam lemak dengan rantai atom C pendek, titik lelehnya lebih rendah daripada asam lemak dengan rantai atom C panjang. Contohnya : mentega mengandung lemak yang tersusun atas asam lemak yang relatif lebih pendek daripada lemak sapi. Oleh karena itu, mentega mempunyai titik leleh yang lebih rendah dan menjadikan tekstur mentega lunak pada suhu ruang.Titik leleh minyak juga dipengaruhi oleh keisomeran geometris asam lemak penyusunnya. Jika asam lemak penyusunnya memiliki bentuk cis, titik lelehnya lebih rendah jika dibandingkan dengan asam lemak yang memiliki bentuk trans. Triasilgliserol tidak larut dalam air karena senyawa ini memiliki rantai atom C yang panjang dan bersifat nonpolar. Triasilgliserol mudah larut dalam pelarut nonpolar, seperti kloroform, benzena atau eter. Pelarut ini sering digunakan untuk ekstraksi lemak dari jaringan. 2) Sifat – Sifat Kimia Lemak a) Reaksi Pembentukan Bau Tengik Pada Lemak Ketengikan adalah perubahan lemak atau minyak secara kimiawi sehingga menimbulkan bau tidak enak. Reaksi yang menyebabkan ketengikan adalah reaksi oksidasi. Faktor yang dapat menyebabkan reaksi oksidasi minyak atau lemak, antara lain, adanya oksigen, suhu, cahaya dan logam yang berperan sebagai katalisator. Ketengikan lemak tak jenuh terjadi melalui dua tahap. Tahap pertama adalah reaksi hidrolisis lemak tidak jenuh menjadi gliserol dan asam lemak rantai panjang yang tidak jenuh. Tahap kedua ialah reaksi oksidasi asam lemak tidak jenuh oleh oksigen dari udara dengan katalisator tertentu untuk membentuk asam karboksilat rantai pendek yang berbau tengik. Contohnya : membentuk asam pelargonat (C8H17COOH) dan asam aselat (C7H14 (COOH)2). Salah satu cara untuk mencegah ketengikan adalah dengan menambahkan antioksidan pada lemak atau minyak yang disimpan untuk jangka waktu lama. Contoh : BHA, BHT, asam askorbat dan tokoferol. b) Hidrolisa Lemak Lemak dan minyak dapat dihidrolisis secara kimia dan enzimatis. Hidrolisis lemak dan minyak secara kimia dengan penambahan asam atau basa dibantu pemanasan. Hidrolisis secara enzimatis yaitu jika lemak atau minyak ditambah

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 212

enzim lipase. Hidrolisis lemak dan minyak menghasilkan gliserol dan asam lemak. Misalnya : hidrolisis tristearin oleh asam akan membebaskan gliserol dan asam asetat. Hidrolisis lemak oleh basa seperti, KOH dan NaOH, menghasilkan suatu campuran sabun K+ atau Na+ dan gliserol. Reaksi ini merupakan reaksi kimia utama yang terlibat pada pembuatan sabun rumah tangga dari triasilgliserol. c) Hidrogenasi Lemak Triasilgliserol yang terbentuk dari asam lemak tidak jenuh berwujud cair pada suhu ruang. Triasilgliserol semacam ini dapat diubah menjadi lemak padat menggunakan reaksi hidrogenasi, terjadi perubahan ikatan rangkap asam lemak menjadi ikatan tunggal. Misalnya minyak jagung yang berwujud cair dapat diubah menjadi padat, yaitu menjadi margarine, menggunakan reaksi hidrogenasi katalitik. Malam (Wax) Malam (wax) atau disebut lilin adalah ester dari asam lemak berantai panjang dengan alkohol berantai panjang. Pada vertebrata, lilin disekresikan oleh pelembab kulit sebagai pelindung untuk membuat kulilt bersifat fleksibel, berminyak dan tidak tembus air. Rambut, wol dan bulu juga dilapisi oleh lilin. Unggas yang berenang di air, mengeluarkan lilin dari kelenjar asesoris dan membuat air tidak melekat dibulu. Penampilan berkilat pada daun – daun berbagai tanaman, misalnya daun alas atau daun pohon pisang pisang dikarenakan adanya lilin. Lipid Majemuk Lipid majemuk memiliki struktur yang lebih kompleks dari lipid sederhana. Esternya tidak hanya tersusun atas unsur C, H, dan O saja, tetapi juga ada unsur lainnya, seperti P, N dan S. Contoh lipid majemuk adalah fosfogliserida, sfingolipida, dan steroid. 1. Fosfogliserida Fosfogliserida termasuk fosfolipid, yaitu senyawa yang mengandung gugus ester fosfat. Fosfogliserida yang banyak ditemukan pada membran sel. Fosfogliserida terdiri atas gliserol, asam lemak dan ester fosfat. Contoh fosfogliserida: fosfatidilkolin (lesiti), fosfatidilserin dan fosfatidiletanolamin (sefalin). Lesatin merupakan zat yang menyerupai lilin, higroskopis, larut didalam alkohol, ester, dan kloroform, tetapi tidak larut di dalam aseton. Warna putih dari lesitin akan berubah menjadi coklat apabila bereaksi dengan udara dan cahaya. Apabila larutan lesitin ditambahkan larutan asam sulfat dan diaduk, terjadi hidrolisis membentuk asam fosfatidat dan kolin. 2. Sfingolipida Sfingolipid merupakan lipid yang mengandung gugus sfingol dan termasuk fosfolipid. Sfingol merupakan suatu alkohol alifatik tidak jenuh dengan dua atom C asimetris yang

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 213

memiliki gugus ester fosfat dan amino. Contoh : sfingolipid adalah sfingomeilin dan serebrosida. Sfingomeilin merupakan sfingolipid yang banyak terdapat di dalam otak dan jaringan syaraf, tetapi sedikit ditemukan di dalam darah dan jaringan lainnya. Glikosfingolipid sering dikenal sebagai serebrosida, banyak terdapat di dalam otak, tetapi sedikit pada ginjal, paru – paru, hati, retina mata, sperma ikan, sel darah putih, limfa dan putih telur. 3. Steroid Steroid adalah molekul kompleks yang terdiri atas empat cincin karbon yang terikat bersama. Steroid larut dalam lemak dan merupakan lipid yang tidak tersabunkan oleh alkali. Steroid ditemukan bahkan semua bidang kehidupan. Contoh asteroid adalah kolesterol, kortisan, hormon endrogen, dan hormon estrogen. Kolesterol merupakan stroid hewani yang dijumpai hampir semua jaringan hewan. Sumber utama kolesterol adalah empedu dan kuning telur. Kolesterol tidak harus diperoleh dari makanan karena tubuh juga dapat mensintesis sendiri. Kadar kolesterol yang tinggi dlam tubuh dapat menyebabkan pengerasan pembuluh darah (arteriosclerosis).

Fungsi Lipid Bagi Kehidupan 1. Lemak Sebagai Penyimpan Energi Triasilgliserol berfungsi sebagai cadangan energi pada hewan dan tumbuhan. Jika suatu organisme memiliki energi berlebih yang diperoleh dari makanan, energi tersebut akan disimpan sebagai cadangan. Senyawa itu dapat disimpan dalam jumlah banyak dan dalam bentuk murni yang tidak terhidratasi. Cadangan ini nantinya akan diuraikan menjadi energi apabila organisme tersebut membutuhkannya. Energi yang dihasilkan dari lemak per satuan berat ialah dua kali lebih besar daripada yang dihasilkan karbohidrat. Oksidasi 1 gram lemak membebaskan 9300 kalori energi, sedangkan oksidasi 1 gram karbohidrat menghasilkan 4100 kalori. Pada sel lemak (adiposity), yaitu sel khusus jaringan pengikat hewan, senjumlah besar trasilgliserol disimpan sebagai lemak yang mengisi hampir seluruh volume sel. Sel lemak terdapat di bawah kulit, pada rongga abdominal, dan kelenjar susu kambing. Pada beberapa hewan, triasilgliserol yang disimpan di bawah kullit tidak hanya berfungsi sebagai penyimpan energi, tetapi juga sebagai insulasi terhadap suhu sangat rendah, misalnya pada burung penguin dan anjing laut. 2. Sabun Sabun merupakan garam logam alkali dari asam – asam lemak. Proses pembentukan sabun dari lemak dan minyak oleh NaOH atau KOH disebut penyabunan (saponifikasi). Reaksi penyabunan:

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 214

H2CO2C(CH2)16CH3 | HCO2C(CH2)16CH3 | H2CO2C(CH2)16CH3 Tristearin

+ 3NaOH

kalor

CH2OH | CHOH | CH2OH gliserol

+ 3 CH3(CH2)16COONa+

natrium stearat

Molekul sabun berupa rantai hidrokarbon panjang dengan ujung ionik. Bagian hidrokarbon bersifat hidrofobik dan larut dalam pelarut nonpolar, sedangkan bagian kepala ionik bersifat hidrofolik dan larut dalam pelarut polar. Senyawa yang memiliki sifat seperti ini disebut senyawa ampifatik. Karena sifat ini, sabun cenderung tidak larut dalam air. namun, sabun terdispersi membentuk misel, yaitu gumpalan molekul sabun yang ujung hidrofobiknya tersembunyi di bagian dalam, sedangkan bagian hidrofoliknya berinteraksi dengan air. Sabun berfungsi mengangkat kotoran lemak dari permukaan benda. Bagian hidrofobik sabun berinteraksi dengan lemak, sedangkan kepala sabun yang bersifat hidrofilik menghadap air. oleh karena itu, sabun mengelilingi tetes lemak membentuk suatu emulsi stabil. 3. Fosfolipid Sebagai Komponen Membran Sel Fosfolipid merupakan salah satu komponen utama membran sel. Membran sel mambatasi dan melindungi sel dari lingkungan luar. Pada sel hewan, lipid penyusun membran, antara lain fosfogliserida dan sfingolipid. Seperti sabun, fosfogliserida merupakan liupid polar yang bersifat ampifatik. Fosfogliserida memiliki rantai karbon hidrofobik yang larut dalam pelarut non polar. Pada membran sel fosfogliserida membentuk lapisan ganda (double layer) yang memisahkan du kompartemen cair antara bagian dalam dan luar sel. Ekor hidrokarbon yang hidrofobik memanjang ke dalam mejauhi air dan kepala menghadap keluar di permukaan membran.

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 215

DAFTAR PUSTAKA

MODUL BU SINI SMAN 2 BANTUL KIMIA XI BSE RALPH H PETRUCCI – GENERAL CHEMISTRY OXTOBY – MODERN CHEMISTRY www.google.com

PRINSIP-PRINSIP DAN DASAR KIMIA UMUM

Page 216