bahan kuliah kimdas

58

Click here to load reader

Upload: herlan-muhammad

Post on 29-Nov-2015

340 views

Category:

Documents


29 download

TRANSCRIPT

Page 1: bahan kuliah kimdas

Stoikhiometri

Stoikhiometri di dalam ilmu kimia merupakan istilah untuk menunjukkan seluruh aspek kuantitatif komposisi kimia dan reaksi kimia. Ada juga yang memberi istilah, Stoikhiometri adalah aritmatikanya ilmu kimia.

Di dalam stoikhiometri dibahas perhitungan – perhitungan di dalam ilmu kimia seperti : penentuan mol, massa molekul relatif (Mr), massa atom relatif (Ar), rumus empiris, rumus molekul, hitungan kimia di dalam larutan, volume gas, dan lain – lain.

Rumus empiris dan rumus molekul

Rumus empiris adalah rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom – atom unsur yang menyusun tiap molekul suatu senyawa.

Rumus molekul adalah rumus yang menyatakan dengan pasti jumlah atom – atom unsur yang menyusun tiap molekul suatu senyawa.

Reaksi Kimia dan Persamaan Reaksi

Untuk menulis suatu persamaan reaksi, kita harus mampu menulis rumus bangun pereaksi (senyawa kimia yang ditulis di sebelah kiri panah) dan hasil reaksi (senyawa kimia yang ditulis di sebelah kanan panah).

Page 2: bahan kuliah kimdas

Diagram yang memperlihatkan bagaimana kita memecahkan soal stoikhometri secara umum dengan menggunakan reaksi kima.

Satuan lab Satuan kimia Satuan kimia Satuan lab

Contoh Soal 1

( Penentuan Rumus Empiris dari Analisis Kimia)

1,025 g sampel suatu senyawa yang mengandung karbon dan hidrogen dibakar dengan oksigen menghasilkan karbondioksida dan air. Hasilnya ditampung masing – masing dan ditimbang. Ternyata terbentuk 3,007 g CO2 dan 1,845 g H2O. Bagaiman rumus empiris senyawa tersebut ?

Penyelesaian :

Dalam 1 mol CO2 (44,01 g), ada 1 mol C (12,01 g), jadi dalam 3,007 g CO2 ada massa karbon adalah :

Demikian juga, 1 mol H2O (18,02 g) ada 2 mol H (2,016 g), sehingga massa H dalam 1,845 g H2O :

Gunakan massa rumus A untuk mengubah ke

mol

Gunakan angka banding koefisien

untuk mol A ke mol B

Gunakan massa rumus B untuk mengubah ke

gram

Gram zat A mol zat A mol zat B Gram zat B

Page 3: bahan kuliah kimdas

Setelah diketahui massa C dan H dalam sampel, kita dapat menghitung mol nya :

Dan

Sekarang kita tentukan subskripsnya :

C0,06833 H0,2048

Bagilah dengan subskrip yang paling kecil (0,06833)

Akan menghasilkan C1H2,977. Sehingga rumus empirisnya adalah CH3.

Contoh Soal 2 :

Dengan menggunakan persamaan reaksi berikut, hitunglah jumlah Al2O3 yang terbentuk jika 12,5 g O2

direaksikan dengan aluminium.

4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3

Penyelesaian :

Ada tiga persamaan yang dapt digunakan untuk menjawab soal ini.

1 mol O2 = 32,0 g O2

1 mol Al2O3 = 102 g Al2O3

Page 4: bahan kuliah kimdas

Kita gunakan ketiga persamaan ini untuk membuat faktor konversi dan disusun perhitungannya :

MOL

Mol dari suatu zat ialah banyaknya zat itu mengandung 6,022 x 1023 satuan

Bobot satu mol suatu zat disebut bobot molar.

Bobot molar dalam gram suatu zat secara numeris = bobot molekul dalam s m a.

Contoh : N2 = 28 s m a = 28 gr.

BOBOT MOLAR DAN PERSAMAAN KIMIA

Contoh : 2 Al + 3 Br2 → 2 Al Br3

2 mol 3 mol 2 mol

Contoh : Dengan menggunakan persamaan dalam bagian reaksi :

3 O2 + 4 Fe → 2 Fe2 O3

Diperlukan untuk meng 2 mol besi

3 mol Oksigen hasilkan oksida ini

Hitung bobot dalam gr Fe2 O3 yang dihasilkan bila 14 gr O2 bereaksi .

Mula-mula dihitung banyaknya mol oksigen dalam 14 gr yang bereaksi itu.

Mol O2 yang tersedia = 14 gr x = 0,438 mol O2

Page 5: bahan kuliah kimdas

Dari persamaan berimbang ini, diketahui bahwa dihasilkan 2 mol Fe2 O3 untuk tiap 3 mol O2 yang

bereaksi, jadi ,

Mol Fe2 O3 yang dihasilkan = 0,438 mol O2 x = 0,292 mol Fe2 O3

Bobot 1 mol Fe2 O3 adalah 160 gr , jadi bobot besioksida yang dihasilkan ialah

Bobot Fe2 O3 = 0,292 mol Fe2 O3 x = 46,7 gr

RENDEMEN TEORITIS LAWAN NYATA

Banyaknya suatu hasil reaksi yang diperhitungkan akan diperoleh jika reaksi itu sempurna disebut

rendemen teoritis

Contoh : Batubara kualitas tertentu mengandung 1,7 % belerang. Andaikan pembakaran senyawa

belerang dapat dinyatakan oleh persamaan : S + O2 → SO2

Hitunglah bobot sulfur dioksida pencemar udara SO2 dalam gas2x yang dilepaskan ke atmosfer perton

metric (1000 kg) batu bara yang dibakar, jika prose itu berefisiensi 79 %.

Penyelesaian : Banyaknya belerang dalam mol perton numetric batu bara adalah :

Mol S = 1000 kg batu bara x x x = 530 mol S

Mol SO2 = 530 mol x 0,79 = 420 mol

Bobot SO2 = 420 mol x = 2,7 x 104 g = 27 kg

PEREAKSI PEMBATAS DAN BERLEBIHAN

Page 6: bahan kuliah kimdas

Pereaksi Pembatas ialah zat yang bereaksi habis dan karena itu membatasi kemungkinan di

perpanjangnya reaksi itu.

Pereaksi yang dikatakan berlebihan, karena tertinggal sejumlah yang tak bereaksi .

Contoh : Untuk menentukan pereaksi mana yang merupakan pembatas, dihitung angka banding mol2x

yang tersedia untuk reaksi.

Reaksi kalsium dengan H2 mengandung 1 g tiap pereaksi

Ca + H2 → Ca H2

Mol angka banding teoritis 1 mol 1 mol 1 mol

Mol pereaksi yang tersedia ( 1 g ) ( ) (1 g)( )

= 0,025 mol = 0,496 mol

Mol yang dapat bereaksi 0,025 mol Ca 0,025 mol H2 0,025mol

Dan terbentuk ___________ _ ___________ _

Mol berlebih tidak ada 0,471 mol

Bobot yang dapat (0,025 mol)( ) (0,025 mol)( ) 0,025( )

Bereaksi Atau terbentuk = 1,00 g Ca = 0,0504 g H2 = 1,05 g

Dalam tabel Ca merupakan pereaksi pembatas; semua Ca yakni 1,00 g akan bereaksi. H2 yang ada akan

berlebih hanya 0,050 g bereaksi, dan 0,95 g H2 adalah kelebihan (tak bereaksi). Bobot CaH2 yang

terbentuk adalah 1,05 g.

STRUKTUR ATOM

Page 7: bahan kuliah kimdas

PARTIKEL-PARTIKEL PENYUSUN ATOM

Materi tersusun dari satuan 2x partikel disebut atom. Atom terdiri dari inti atom yang diselimuti oleh

satu atau sederetan awan electron.

Inti atom terdiri dari 2 macam partikel dasar :

- Proton

- NetronAwan electron merupakan ruang disekeliling inti atom yang electron 2x mempunyai probabilitas untuk

ditemukan diruang itu. Jadi pada dasarnya atom dibangun oleh partikel 2x dasar: proton, netron dan

electron.

PROTON

Dengan menata tabung sinar katoda seorang ahli fisika Jerman menemukan berkas sinar positif yang

disebut sinar terusan . Sinar (+) ini adalah berkas partikel (+) atau ion yang berbentuk karena lepasnya

electron akibat tertumbuknya sinar katoda.

Penyelidikan terhadap angka banding e/m partikel sinar terusan dari berbagai gas dengan alat yang

disebut spectrometer massa menunjukkan bahwa jika hydrogen (gas teringan) ditempatkan dalam

spectrometer massa, angka banding e/m ion hydrogen 9,57 x 104 Coulomb/g. Harga ini merupakan

harga e/m terbesar yang diamati untuk setiap ion (+) .

Dengan demikian dianggap ion hydrogen sebagai partikel dasar yang kemudian (+), yang kemudian

disebut proton.

NETRON

Page 8: bahan kuliah kimdas

Rurherford mengamati bahwa hanya kira-kira setengah massa inti atom disebabkan oleh massa proton.

Selanjutnya ia mengemukakan bahwa dalm inti atom harus terdapat partikel2x yang bermuatan nol dan

massanya hampir sama dengan proton. Partikel itu selanjutnya disebut netron.

ELEKTRON

Pada tahun 1879 Sir William Crookes, seorang ahli fisika Inggris, menemukan adanya berkas sinar yang

bergerak dari pelat katoda ke pelat anoda jika arus listrik tegangan tinggi dilewatkan ke dalam tabung

yang hampir hampa. Tabung ini disebut Tabung Crookes atau tabung sinar katoda . Disini disimpulkan

adanya sinar katoda dari efeknya yaitu menyebabkan bercahayanya zat yang berflioresensi yang

ditempatkan pada dinding ujung dalam tabung Crookes. Pengujian terhadap sifat2x sinar katoda

menunjukkan bahwa sinar katoda dapat dibelokkan oleh medan magnet kea rah tertentu yang

menunjukkan bahwa sinar katoda bermuatan negative dan sinar katoda ternyata bersifat partikel karena

dapat memutar baling2x yang dipasang menghalangi perjalanannya dan ini disebut electron.

Inti atom sangat kecil, diameternya mendekati 10 -13cm sedangkan diameter atom 10-8cm.

Masa inti atom hamper = massa atom.

Elektron adalah partikel sub-atomik yang bermuatan negative

Proton adalah partikel sub-atomik yang bermuatan positif

Netron adalah partikel sub-atomik yang tidak bermuatan listrik dan mempunyai massa kira-kira sama

dengan Proton .

Adapun massa dan muatannya adalah seperti dalam table dibawah ini

Page 9: bahan kuliah kimdas

Elektron ( e ) Proton ( P ) Netron (n )

Muatan 4,80 x 10-10 esu * 4,80 x 10-10 esu 0

Tanda muatan - 1 + 1 0

Massa (gram) 9,10 x 10-28 1,67 x 10-24 1,67 x 10-24

Massa (amu) ** 0,00055 1,007825 1,008665

Catatan: * adalah satuan elektrostatik

** adalah satuan massa atom

NOMOR ATOM

Banyaknya muatan (+) pada inti disebut nomor atom. Dimulain dari unsur yang teringan dalam table

berkala , Z = 1 untuk hydrogen,2 untuk helium ,3 untuk litium dst.

Contoh : Nomor atom 1, menunjukkan bahwa jumlah muatan (+) inti atau jumlah proton yang terdapat

dalam inti = 1. Juga nomor atom 12, artinya didalam inti atom terdapat 12 proton.

ISOTOP

Atom 2x suatu unsur dibom oleh electron 2x dalam celah bungan api sehingga electron 2x lain terpental

dari dalam atom 2x itu dan terbentuklah partikel 2x bermuatan (+) yang disebut ion. Proses ini melalui

salah satu spektrograf massa yang menghasilkan beberapa jenis atom atau isotop yang beratnya

berbeda. Contoh : Hidrogen masing 2x B A nya = 1 ,2, 3.

Isotop H = 1 maksudnya isotop yang mempunyai BA 1 hanya mempunyai 1 proton saja didalam intinya

sedangkan isotop 2 (BA = 2) mempunyai 1 proton pada inti dan 1 netron.

Page 10: bahan kuliah kimdas

Isotop H = 3 terdiri dari 1 proton dan 2 netron.

Nomor massa (NM) dan proton ditunjukkan oleh nomor atomnya (Z) kalau NM sering diistilahkan

dengan B A.

Contoh: ↓ z Xw → nomor massa

nomor atom

Isotop H =1 isotop = 2 isotop = 3

Contoh soal 1 : Isotop alamiah belerang mempunyai massa 31,972; 32,971; 33,968 dan 35,967 sma.

Kelimpahan relatif dalam persen masing 2x ialah 95,01; 0,76; 4,22 dan 0,01. Hitunglah bobot atom rata

2x belerang.

Jawaban : Untuk menghitung bobot atom rata 2x dari bobot isotop dan kelimpahan persennya, kita

mengalikan tiap bobot isotop dengan kelimpahan pecahan dan sumbangan proporsional tiap isotop itu

kemudian dijumlahkan:

Bobot isotop x kelimpahan pecahan = sumbangan proporsional

BERAT ATOM = PROTON + NETRON

Isotop adalah atom 2x yang nomor atomnya sama tetapi nomor massanya berbeda

Page 11: bahan kuliah kimdas

31,972 x 0,9501 = 30,38

32,971 x 0,0076 = 0,25

33,968 x 0,0422 = 1,43

35,967 x 0,0001 = 0,00

______________

Bobot atom rata- rata = 32,06 sma

Contoh 2 : Kedua isotop galium yang terdapat dalam alam, 69Ga dan 71Ga, mempunyai massa masing 2x

sebesar 68,9256 dan 70,9247 sma. Bobot atom galium adalah 69,72 sma. Hitunglah persentase tiap

isotop dalam suatu contoh galium.

Jawaban: Andaikan x = kelimpahan pecahan massa 68,9256 sma; maka 1 - x = kelimpahan pecahan

massa 70,9247 sma:

68,9256(x) + 70,9247(1 – x) = 69,72

70,9247x – 68,9256x = 70,9247 - 69,72

1,9991x = 1,20

x = 0,600; 1 - x = 0,400

Kelimpahan pecahan kali 100 = kelimpahan persen, sehingga diperoleh 60 persen massa 68,9256 sma

dan 40 persen massa 70,9247 sma.

TEORI ATOM BERDASARKAN MEKANIKA GELOMBANG

TEORI ATOM MODERN

Page 12: bahan kuliah kimdas

Teori yang pada saat sekarang diterima untuk menerangkan sifat partikel sub atom ialah mekanika

gelombang. Salah satu landasan mekanika gelombang ialah hipotesis Louis de Broglie yang

mengemukakan sinar bersifat sebagai gelombang dan partikel.

De Broglie lebih lanjut mengemukakan bahwa semua materi yang bergerak, mempunyai cirri-ciri

gelombang. Sifat gelombang suatu partikel yang bergerak dirumuskan sebagai berikut : dengan

ialah panjang gelombang, h = tetapan Planck dan p = momentum.p = mv. Dari sini terlihat bahwa

berbanding terbalik dengan momentum.

Sebagai akibat dari sifat electron sebagai gelombang dan partikel, Heisenberg mengemukakan bahwa

jika mengukur momentum suatu electron dengan tepat maka tidak eksak maka momentum menjadi

tidak pasti. Azas ini dikenal dengan nama azas ketidak pastian Heisenberg. : .

∆p = ketidak tentuan dalam momentum

∆x = ketidak tentuan dalam posisi

Contoh 1: Tunjukkan secara matematis bahwa seorang dapat mengukur dengan kecermatan yang lebih

tinggi, posisi sebuah partikel yang bergerak , dengan suatu massa sebesar 100 sma, dibandingkan

dengan suatu massa sebesar 0,01 sma, jika keduanya bergerak dengan kecepatan sebesar 1 x 103 m.s-1.

( andaikan bahwa momentum yang diukur itu mempunyai sesatan sebesar 100 % dalam masing 2x kasus

)Jawab : m1 = 100 sma m2 = 0,01 sma

V1 = 103 m/s v2 = 103 m/s

* (∆p1) (∆x1) = h1

{m1 x v1}(∆x1) = h1

Page 13: bahan kuliah kimdas

** (∆p2) (∆x2) = h2

{m2 x v2}(∆x2) = h2

Kesimpulan : Posisi dengan kecermatan yang lebih tinggi akan dapat diukur dengan penggunaan massa

1 sma.

Contoh 2 : Hitung panjang gelombang De Broglie dari sebuah partikel alfa yang mempunyai energi

kinetic sebesar 27 Mev

Jawab: h = 6,63 x 10-34 J ( tetapan Plank)

m = 4 sma (42 )

= 4 x 1,6 x 10-27 kg

= 6,4 x 10-27 kg

Ek = 27 Mev

= 27 x 106 x 1,6 x 10-19

Page 14: bahan kuliah kimdas

= 4,32 x 10-12 Joule

2,82= ג x 10-15 m

MODUL

Page 15: bahan kuliah kimdas

KIMIA DASAR

3 SKS

MINGGU : IV DAN V

POKOK BAHASAN : SISTEM PERIODIK

SUB POKOK BAHASAN :- POTENSIAL IONISASI

- AFFINITAS ELEKTRON- JARI – JARI ATOM- KEELEKTRONEGATIFAN- KONFIGURASI ELEKTRON

SASARAN : - MAHASISWA DAPAT MEMAHAMI SISTEM PERIODIK

-MAHASISWA DAPAT MENGERJAKAN TATA LETAK UMSUR –

UNSUR DALAM SISTEM PERIODIK.

Sistem Periodik Unsur – unsur

Page 16: bahan kuliah kimdas

Beberapa sistem pengelompokkan unsur – unsur yang dikenal, sebelum digunakannya sistem periodik

sekarang antara lain adalah :

1. Sistem logam dan nonlogam

2. Sistem Triad Dobereiner

Menurut Koonsep ini, bila 3 unsur yang sifatnya sama diurutkan menurut kenaikan berat atom, maka

BA unsure yang ditengah adalah ½ dari jumlah BA 2 unsur lainnya.

Contoh: Unsur Li, Na dan K mempunyai sifat fisika dan kimia yang sama . Perhatikan pada table yang

memuat perhitungan BA dari ke 3 unsur ini, dimana BA Na setengah dari jumlah BA Li dan K.

3. Sistem oktaf Newland

Dari pengurutan unsure menurut kenaikan BA ini, Newland menemukan pengulangan sifat2x unsure

secara periodic (berkala) pada unsure kedelapan. Sifat unsure pertama diulangi pada unsure kedelapan,

unsure kedua diulangi oleh unsure ke 9. Unsur ke 3 diulangi sifatnya oleh unsure ke 10, dan Unsur ke 4

diulangi sifatnya oleh unsure ke 11.

4. Sistem Mendeleev

Mendeleev menyusun unsur2x kearah kanan daftar menurut kenaikan BA unsur2x dan kearah bawah

menurut persamaan sifatnya. Dia lebih mementingkan urutan menurut pengulangan sifat yang sama,

sehingga akibatnya urutan BA beberapa unsure terbalik.

Dalam penyusunan daftar periodic, Mendeleev merumuskan pula hukum periodic, yaitu :

Sifat unsur2x adalah fungsi periodic BAnya.

Sistem Periodik dan Hubungannya dengan Konfigurasi Elektron dalam Atom

Page 17: bahan kuliah kimdas

Sistem Periodik Modern

Sistem ini merupakan pengembangan dari sistem Mendeleev, diperkenalkan pertama oleh Julius

Thomson pada tahun 1895. Pada sistem ini unsur – unsur dimasukkan dalam lajur horizontal (baris),

disebut perioda, dan lajur vertikal (kolom), disebut golongan pada suatu tabel tertentu.

1.Sifat periodik unsur

Pada tiap perioda perubahan jumlah elektron kulit terluar sama atau berubah dengan teratur.

Perubahan sifat berjalan teratur atau tiap ganti perioda sifatnya berulang kembali.

2.Sifat unsur dalam satu golongan

Unsur yang terdapat dalam satu golongan mempunyai susunan elektron terluar sama, jadi mempunyai

persamaan sifat . Perbedaan sifat dalam satu golongan disebabkan oleh perbedaan kulit (jari jari atom )

Golongan di dalam sistem periodik modern dibagi menjadi 2 bagian besar, yaitu :

1. Golongan utama (golongan A)

2. Golongan transisi (golongan B)

3, Hubungan susunan electron dengan golongan dan perioda.

Nomor perioda = banyaknya kulit. Nomor golongan = jumlah electron kulit terluar.

Contoh : Na : 2 8 1 → artinya Na terletak pada golongan IA (electron valensi 1)

Na terletak pada perioda 3 (jumlah kulit 3 buah)

4. Pembagian unsure .

Page 18: bahan kuliah kimdas

Berdasarkan susunan electron kulit terluar, unsure dibagi menjadi 4 macam.

a. Unsur inert (gas mulia) adalah unsure yang mempunyai susunan electron kulit terluar telah

penuh (8 elektron).

b. Unsur utama (golongan A) adalah unsure yang mempunyai susunan electron kulit terluar belum

penuh, kecuali VIII A

c. Unsur peralihan (unsur transisi golongan B) adalah unsur yang mempunyai susunan elektron sub

kulit d belum penuh. Karena sub kulit d berisi 10 elektron, maka golongan B berisi 10 unsur tiap

perioda

Contoh : Golongan B pada perioda 4

Fe 2 2 6 2 6 6 2

Zn 2 2 6 2 6 10 2

d. Unsur Peralihan dalam

adalah unsur yang mempunyai susunan elektron sub kulit f belum penuh.Karena f = 14 maka

golongan unsure peralihan dalam berjumlah 14 unsur, yaitu deret Lantanida.

Contoh : La 2 8 18 2 6 10 1 2 6 2

5. Kerangka Sistim periodic

Page 19: bahan kuliah kimdas

Kerangka sistim periodic bentuk panjang tercantum dalam gambar berikut .

A B A

1 S

2 S

3 S

4 S

5 S

6 S

7 S

3d

4d

5d

*

**

2p

3p

4p

5p

6p

1S

* 4f

** 5f

Golongan A dan B :

1. Unsur blok s : logam sangat elektropositif (reaktif) ada dua golongan

2. Unsur blok p: sebagian besar bukan logam terdiri dari enam golongan .

3. Unsur blok d: Logam-logam trnsisi (logam peralihan) ada 10 golongan.

Unsur blok f: Logam 2x transisi dalam, golongan unsur ini mempunyai persamaan sifat yg sangat besar,

ada dua deret masing 2x 14 unsur.

6. Cara Penentuan Golongan dan Perioda

Page 20: bahan kuliah kimdas

Untuk golongan A: n s1-2 n p0-6 elektron padabkulit luar.

Keterangan: n = perioda menunjukkan jumlah kulit ns dan np

1-2, 0-6 = pangkat yang merupakan jumlah electron dari 1 s/d 2 dari 0 s/d 6 Jumlah

electron menunjukkan golongan.

Contoh: 31Ga: 2 2 6 2 6 10 2 1

Ga: 1s2 2s2 2p6 . 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1

Jumlah kulit = 4, termasuk perioda ke 4

Jumlah electron pada kulit terluar (4s2 4s1) = 3, jadi termasuk golongan III A.

Untuk golongan B: (n-1) d1-10 ns2

Keterangan: n = perioda = menunjukkan jumlah kulit . 1-10 = pangkat, merupakan jumlah electron.

Jumlah electron dari (n-1) dan ns menunjukkan golongan..Jika: Jumlah electron 8 s/d 10

= golongan VIII B

Jumlah electron 11 = golongan IB

Jumlah electron 12 = golongan II B.

Untuk yang lainnya = penetapan golongan A

Contoh:21Sc: 2 2 6 2 6 1 2

Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

Jumlah kulit = 4, termasuk perioda keempat . 3d1 4s2 = golongan III B

Beberapa Sifat Periodik Unsur – Unsur

Page 21: bahan kuliah kimdas

1. Potensial Ionisasi

Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron dari sebuah

atom gas yang berada dalam keadaan dasar.

2. Afinitas elektron

Afinitas elektron suatu unsur adalah besarnya energi yang dilepaskan apabila atom unsur tersebut

menerima elektron (elektron yang ditambahkan). Bila suatu atom dalam keadaan bebas menerima

elektron maka atom itu menjadi bermuatan negatif atau ion negatif (anion). Muatan negatif sama

dengan jumlah elektron yang diterima.

3. Jari – jari atom

Jari – jari atom adalah jarak dari inti/pusat atom sampai kulit terluarnya. Jari – jari atom biasanya

dinyatakan dalam satuan angstrom (A).

4. Keelektronegatifan unsur

Keelektronegatifan unsur adalah kecenderungan/kemampuan atom suatu unsur – untuk menarik

elektron. Keelektronegatifan berhubungan erat dengan energi ionisasi dan afinitas elektron unsur

tersebut.

Contoh : Berapakah bilangan oksidasi kromium dalam kalium dikromat, K2Cr2O7 ?

Jawaban : Karena kalium berada dalam grup IA, kepadanya diberi bilangan oksidasi +1. Dari dua unsur

lain, oksigen adalah yang paling elektronegatif, jadi kepadanya diberikan bilangan oksidasi negative yang

diharapkan; dalam grup VI bilangan ini adalah 6 – 8 = -2. Bilangan untuk kromium, x, dapat dicari dengan

menyamakan jumlah bilangan dengan nol.

→ +2 + 2x – 14 = 0 → x = 6

Keadaan oksidasi kromium ialah + 6

Kalau dikaitkan pengertian elektronegatifitas ini dengan table periodic unsure 2x, maka dapat

dinyatakan bahwa secara keseluruhan dari atas kebawah keelektronegatifitas unsure 2x makin kecil,

Page 22: bahan kuliah kimdas

dan dari kiri kekanan elektronegatifitas unsure 2x makin besar, sedangkan gas mulia dianggap sebagai

unsure yang paling stabil dengan elektronegatifitas = 0.

Konfigurasi Elektron dalam Atom

Konfigurasi Elektron dalam Atom adalah susunan elektron – elektron dalam atom sesuai dengan tingkat

– tingkat energi/sub energinya.

Aturan – aturan pengisian elektron dalam orbital :

1. Aturan Aufbau

Bahwa konfigurasi electron pada keadaan dasar dapat diketahui dengan mengisikan elektron2x pada

orbital2x dengan urutan dari yang paling rendah energinya ke yang lebih tinggi energinya. Na : 1s2 2s2

2p6 3s1

O : 1s2 2s2 2p4

2. Aturan Hund

Bahwa dalam suatu atom pada keadaan dasar, elektron2x dalam subkulit yang sama sedapat mungkin

menempati orbital yang berbebeda tetapi spinnya sama.

Contoh : N : 1s2 2s2 2p3

F : 1s2 2s2 2p5

Orbitalnya sebagai berikut:

1s 2s 2px 2py 2pz 3s

N : ↑

↑↓

↑ ↑ ↑

Page 23: bahan kuliah kimdas

F :

3. Larangan Pauli

Prinsip Larangan Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua electron yang dapat mempunyai tiap

bilangan kuantum sama.

Contoh Soal 1 :

Bandingkan potensial ionisasi, jari – jari atom, afinitas elektron dan keelektronegatifan pasangan atom di

bawah ini (tanpa melihat sistem periodik)

12Mg dengan 14Si

Penyelesaian :

Konfigurasi elektron masing – masing atom :

12Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2

14Si : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Tampak bahwa 12Mg dan 14Si berada dalam satu perioda (masing – masing mempunyai n terbesar = 3)

12Mg terletak di sebelah kiri 14Si karena memiliki nomor atom yang lebih kecil.

Maka :

- potensial ionisasi 12Mg lebih kecil dibandingkan 14Si

- jari – jari atom 12Mg lebih besar dibandingkan 14Si

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

Page 24: bahan kuliah kimdas

- afinitas elektron 12Mg lebih kecil dibandingkan 14Si

- keelektronegatifan 12Mg lebih kecil dibandingkan 14Si

Contoh Soal 2 :

Tentukan golongan dan perioda unsur – unsur berikut :

S (nomor atom = 16)

Penyelesaian :

Konfigurasi elektron :

16S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Tampak bahwa S adalah unsur golongan utama yang terdapat pada blok P.

n terbesar adalah 3, sehingga :

- S terdapat pada golongan VI A (ns2 np4)

- S terdapat pada perioda 3

Contoh Soal 3 :

Buat konfigurasi elektron dari atom 8O

Penyelesaian :

Konfigurasi atom – atom tersebut dapat ditentukan :

8O : 1s2 2s2 2p4

Page 25: bahan kuliah kimdas

Tugas :

1. Bandingkan potensial ionisasi, jari – jari atom, afinitas elektron dan keelektronegatifan pasangan atom

di bawah ini (tanpa melihat sistem periodik)

2. Tentukan golongan dan perioda unsur – unsur berikut :

Sc (nomor atom = 21)

Co (nomor atom = 27)

3. Buat konfigurasi elektron dari atom 12Mg

Penyelesaian :

NO 1

1. Konfigurasi elektron masing – masing atom :

4Be : 1s2 2s2

20Ca : 1s2 2s2 2p6 3p6 4s2

Tampak bahwa 4Be dan 20Ca berada dalam satu golongan karena struktur elektron terluarnya sama (ns2).

4Be terletak di atas 20Ca karena memiliki nomor atom yang lebih kecil.

Maka :

- potensial ionisasi 4Be lebih besar dibandingkan 20Ca

- jari – jari atom 4Be lebih kecil dibandingkan 20Ca

Page 26: bahan kuliah kimdas

- afinitas elektron 4Be lebih besar dibandingkan 20Ca

- keelektronegatifan 4Be lebih besar dibandingkan 20Ca

Penyelesaian :

NO 2

a. Konfigurasi elektron :

21Sc : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

Tampak bahwa Sc adalah unsur transisi karena memiliki bentuk strukstur kulit terluar ns (n-1) d, yaitu

4s2 3d1, selain itu n terbesar adalah 4

Jadi :

- Sc terdapat pada golongan III B

- Sc terdapat pada perioda 4

b. Konfigurasi elektron :

27Co : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

Tampak bahwa Co adalah unsur transisi karena memiliki bentuk strukstur kulit terluar ns (n-1) d, yaitu

4s2 3d1, selain itu n terbesar adalah 4

Jadi :

- Co terdapat pada golongan VIII B

Page 27: bahan kuliah kimdas

- Co terdapat pada perioda 4

Penyelesaian :

NO 3

Konfigurasi atom – atom tersebut dapat ditentukan :

12Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2

MODUL

KIMIA DASAR

Page 28: bahan kuliah kimdas

3 SKS

MINGGU : VI

POKOK BAHASAN : STRUKTUR MOLEKUL

SUB POKOK BAHASAN : - TEORI TOLAKAN PASANGAN ELEKTRON KULIT TERLUAR

- HIBRIDISASI- STRUKTUR MOLEKUL MENGANDUNG

IKATAN RANGKAP- RESONANSI

SASARAN : - MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN PENERAPAN PENDEKATAN KETERIKATAN KOVALEN INI

-MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN MENGENAI ORBITAL

MOLEKUL

Tori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Terluar

Teori ini menjadi model yang dapat digunakan untuk meramalkan struktur ruang molekul 2x(geometri

molekul). Postulat dasar teori VSEPR ialah bahwa untuk mencapai kestabilan molekul yang maksimum,

Page 29: bahan kuliah kimdas

pasangan 2x electron pada kulit terluar atom pusat harus tersusun dalam ruang sedemikian rupa

sehingga terpisah satu sama lain sejauh mungkin untuk meminimumkan tolakan.

Dengan landasan peminimum tolakan pasangan electron, maka dapat diramalkan bahwa hubungan

antara jumlah pasangan electron dan struktur ke ruangan molekul bagi molekul yang tidak mempunyai

pasangan electron tak terpakai. Tolakan antar pasangan electron tak terpakai > tolakan antar pasangan

electron ikatan sebab volum orbital yang berisi pasangan electron tak terpakai adalah >. Volum orbital

yang berisi pasangan electron ikatan < karena pasangan electron itu tertarik pada dua inti atom yang

berikatan.

Antar Tolakan pasangan Tolakan antar

Tolakan pasangan electron tak terpa pasangan electron

lectron tak terpakai kai dengan pa - ikatan

sangan elektron

ikatan

Pengaruh pasangan elektron tak terpakai dapat dilihat pada struktur ruang molekul hidrida beberapa

unsur periode ke dua.

Molekul Jumlah pasangan Jumlah Pasangan tak

terpakai

Struktur ruang

Page 30: bahan kuliah kimdas

Elekteron ikatan

NH3 3 1 0 0

N 1070

H

H H

CH4 4 0 H

C 109,50

H

H H

Ikatan rangkap dalam model VSEPR dianggap satu pasangan elektron dalam membicarakan masalah

struktur ruang molekul. Cara menggunakan model VSEPR untuk meramalkan struktur ruang molekul

ialah sbb:

1. Hitung jumlah elektron valensi dan tuliskan struktur Lewis molekul atau ion yang dipersoalkan.

2. Dari struktur Lewis, tentukan jumlah pasangan elektron tak terpakai dan jumlah ikatan pada

atom pusat .

3. Gunakan tabel 11.3 untuk meramalkan struktur ruang molekul atau ion.

Hibridisasi

Orbital-orbital baru yang terbentuk disebut orbital 2x hibrid. Proses pencampuran orbital 2x yang

berbeda membentuk orbital 2x hibrid yang baru disebut hibridisasi.

Page 31: bahan kuliah kimdas

Contoh : Rumus molekul metana, CH4, kalau dilihat konfigurasi elektronnya, atom karbon hanya

mempunyai dua elektron belum berpasangan: 4C :

2s 2p

Promosi satu electron 2s kesalah satu orbital p yang masih kosong menyebabkan terjadinya keadaan

tereksitasi, dimana kulit terluar disusun oleh 4 elektron tak berpasangan.

2s 2p

Orbital sp3

Dalam ion kompleks [Fe(CN)6 ]4-, karena tiap ion CN- membawa muatan -1 maka ion pusat dalam ion

kompleks itu mesti berupa Fe2+

3d 4s 4p

Page 32: bahan kuliah kimdas

Fe: ( Ar )

Ion Fe2+: (Ar )

Ion kopleks [Fe(CN)6 ]4- bersifat diamagnet, jadi dapat disimpulkan bahwa dalam ion kompleks itu tidak

ada electron yang tidak berpasangan. Dengan demikian sebelum terjadi pembentukan ion kompleks,

mesti terjadi perpindahan 2 elektron dari 2 orbital 3d ke orbital 3d lainnya yang baru berisi 1 elektron,

shg kini tidak ada electron yang tak berpasangan.

3d 4s 4p

Fe2+: (Ar)

6 orbital hybrid d2sp3 yang kosong masing 2x mengadakan pertindihan dengan 1 orbital dari ligan yang

telah berisi pasangan electron. Dengan cara itu terjadi pembembentukan ikatan kovalen koordinasi

antara ion Fe2+ dan 6 ligan.

3d

Fe2+: (Ar)

Orbital 2x hybrid d2sp3

Berdasarkan jenis orbital hybrid yang dipakai berikatan, maka struktur ruang ion kompleks [Fe(CN)6 ]4-

ialah octahedral.

Page 33: bahan kuliah kimdas

3d

Fe2+: (Ar)

CN- CN- CN- CN- CN- CN-

Struktur molekul yang mengandung Ikatan Rangkap

Ikatan rangkap 2 atau 3 terjadi jika 2 atau 3 pasang electron digunakan oleh 2 atom untuk berikatan.

Contoh: H H

C = C H - C C - H

H H Etuna

Etena

Agar atom karbon membentuk ikatan dengan 3 atom lainnya (2 atom H dan 1 atom C lainnya), atom C

harus menyediakan 3 orbital hybrid sp2.

1s 2s 2p

C:

promosi

1s 2s 2p

C:

Page 34: bahan kuliah kimdas

Hibridisasi

C:

Orbital 2x hibrid orbital p

Sp2 p tak turut

berhibridisasi

Pada waktu 2 atom karbon berikatan melalui pertindihan orbital 2x hybrid sp2, orbital 2x p mengadakan

pertindihan sisi satu sama lain.Dengan demikian disamping ada ikatan C – C yang menggunakan orbital

2x hybrid sp2( ikatan σ), juga ada ikatan lain yg menggunakan orbital p ( ikatan л ).

H σ H

C = C H - C C - H

H л H Etuna

Etena

Resonansi

Banyak zat yang struktur molekulnya tidak tepat jika digambarkan dengan satu struktur Lewis. Misalnya

ozon (O3) , suatu alotrop dari oksigen.Bentuk dasar molekulnya dapat digbr sbb. 1,278 A O

Page 35: bahan kuliah kimdas

O 1170 O

Karena tiap atom O menyumbang 6 elektron valensinya shg molekul O3 mempunyai 18 elektron valensi,

Dengan struktur Lewis, molekul ozon harus digambarkan spt pd gbr

11.3 a . . ..

. O O

: O: :O: : O : : O:

Gb. 11.3.a gb.11.3.b

Agar setiap atom mencapai konfigurasi oktet satu alternatif lain bagi struktur Lewis molekul ozon dapat

pada gb.11.3.b Akan tetapi kedua struktur Lewis ini tdk tepat betul sebab kedua ikatan antar kedua

atom oksigen menurut pengukuran ternyata sama panjang

Struktur 2x ekivalen suatu molekul disebut bentuk 2x resonansi.

Struktur molekul sesungguhnya disebut hibrid resonansi atau hibrid mesomerik. Struktur ini tdk dpt

digambarkan dengan cara Lewis. Berbagai struktur Lewis yang dapat digambarkan disebut bentuk

kanonik atau bentuk 2x ekstrim.

Aturan yang perlu diikuti dalam penulisan bentuk 2x resonansi (kanonik) ialah susunan inti serta jumlah

elektron valensi semua atom harus sama dalam tiap bentuk kanonik.

Page 36: bahan kuliah kimdas
Page 37: bahan kuliah kimdas

Jika molekul mempunyai orbital berisi pasangan electron tak terpakai, struktur keruangan molekul tidak

seperti yang diperlihatkan diatas sebab ada gangguan akibat tolakan yang melibatkan pasangan electron

tak terpakai

MODUL

KIMIA DASAR

3 SKS

MINGGU : VII

POKOK BAHASAN : TEORI IKATAN KIMIA

SUB POKOK BAHASAN : - IKATAN ELEKTROVALEN

- TEORI IKATAN VALENSI- IKATAN HIDROGEN - IKATAN LOGAM

SASARAN : - MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN PENGGOLONGAN SETIAP SENYAWA ATAS IKATANNYA

Page 38: bahan kuliah kimdas

Ikatan Elektrovalen atau ikatan Ion

Kedua ion yang dihasilkan akan terikat satu sama lain oleh gaya atraksi elektrostatik.

Ikatan yang terbentuk karena gaya elektrostatik antar ion yang berbeda muatan disebut ikatan ion atau

ikatan elektrovalen.

Ikatan ion terbentuk jika terjadi reaksi antara atom unsure yang sangat elektropositif (gol. IA dan IIA dan

logam 2x lainnya) dengan unsure yang sangat elektonegatif (gol.VIIA dan VIA dan beberapa unsure

lainnya).

Contoh: Ca(2.8.8.2) + O(2. 6) Ca2+(2.8.8) + O2-

(2. 8)

Konfigurasi Konfigurasi

Ar Ne

Li(2.1) + F(2..7) Li+(2) + F-

(2..8)

Konfigurasi Konfigurasi

He Ne

Kebanyakan ion(+) dan ion(-) mempunyai konfigurasi electron gas mulia yang mencerminkan kestabilan

yang tinggi dari konfigurasi elektronnya, sebagaimana yang ditunjukkan oleh ion 2x logam yang dalam

keadaan atom netralnya mempunyai kelebihan 1,2,3 elektron dari pada konfigurasi electron atom gas

mulia, dan ion 2x bukan logam yang kekurangan 1,2 elektron dibandingkan dengan konfigurasi electron

gas mulia.

Page 39: bahan kuliah kimdas

Tabel: Ion-ion dengan konfigurasi gas mulia

IA IIA IIIB IIIA IVA VA VIA VIIA

Li+ Be2+ N3- O2- F-

Na+ Mg2+ Al3+ S2 CL-

K+ Ca2+ Sc3+ Se2 Br-

Rb+ Sr2+ Y3+ Te2 I-

Cs+ Ba2+ La3+

Logam transisi membentuk kation yang bermuatan dari +1 sampai +3. Tabel berikut ini memperlihatkan

ion-ion dari unsur transisi golongan VIB sampai IIB dan logam 2x setelah transisi(golongan IIIA sampai

VA).

Tabel: Konfigurasi elektron kation logam transisi dan logam setelah transisi

VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA

Deret

Pertama

Cr3+

3d3

Mn2+

3d5

Fe 3+,Fe2+ Co2+ Ni2+

3d5 , 3d6 3d7 3d8

Cu2+,Cu+

3d9 3d10

Zn2+

3d10

Ga3+

3d10

Deret

Kedua

Mo2+

4d4

Pd2+

4d8

Ag+

4d10

Cd2+

4d10

In3+

4d10

Sn2+

5s2

Deret

ketiga

Pt2+

5d8

Au+

5d10

Hg2+

5d10

Tl3+

6s2

Pb2+

6s2

Bi3+

6s2

Page 40: bahan kuliah kimdas

Teori Ikatan Valensi

Teori Ikatan Valensi ialah ketika dua atom membentuk ikatan kovalen, orbital atom dari satu atom

bertindihan dengan orbital atom dari atom lainnya, dan pasangan elektron yang disekutukan berada

dalam daerah dimana terjadi pertindihan(overlap) itu. Juga kekuatan ikatan kovalen berbanding lurus

dengan besarnya pertindihan orbital 2x atom tadi.

Pertindihan 2 orbital s, Pertindihan orbital s dan orbital p, dan pertindihan 2 orbital px merupakan

pertindihan ujung 2x yang menghasilkan ikatan tunggal terpusat sepanjang poros molekul disebut ikatan

σ (sigma).

Pertindihan dapat pula merupakan pertindihan sisi , misalnya pertindihan antar dua orbital Py atau antar

orbital Pz, ikatan ini disebut ikatan π (phi)

Ikatan Hidrogen

Ikatan yang terjadi antara atom hidrogen dari suatu molekul sangat polar dengan kutub (-) dari molekul

disebut ikatan hidrogen

δ- δ+ δ- δ+

A H A H

Ikatan Hidrogen

Kekuatan ikatan hidrogen lebih rendah dari ikatan kovalen. Energi ikatan hidrogen berorde 20 – 40

kJ/mol, sedangkan energi ikatan kovalen berorde 400 kJ/mol.

Ikatan hidrogen yang dibentuk oleh dua molekul disebut ikatan hidrogen antar molekul

Page 41: bahan kuliah kimdas

Contoh : 4-nitrofenol

Ikatan hidrogen yang terjadi antar molekul yang sama disebut ikatan hidrogen intra molekul, Contoh: 2-nitrofenol

Ikatan logam

Logam mempunyai sifat-sifat yang khas, yakni menghantar listrik dan panas, sifat 2x tersebut menjadi

akibat dari struktur dan ikatan dalam kisi kristal logam. Sifat 2x logam ialah Teori Elektron Bebas atau

Teori gas elektron.

Daya hantar listrik

Sifat penghantar listrik pada logam 2x disebabkan oleh adanya elektron 2x valensi yang bebas bergerak.

Dengan demikian elektron 2x dari sumber arus dapat dihantarkan melalui logam jika logam dikenakan

pada medan listrik.

Page 42: bahan kuliah kimdas

MODUL

KIMIA DASAR

3 SKS

MINGGU : VIII

POKOK BAHASAN : MEMAHAMI REAKSI2 ASAM DAN BASA

SUB POKOK BAHASAN : - MEMAHAMI REAKSI2 ASAM

- MEMAHAMI REAKSI2 BASA

SASARAN : - MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN KONSEPASAM BASA YANG MENGHUBUNGKAN SIFAT2 LARUTAN

- MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN SPESI APA SAJA SEBAGAI PENERIMA/PELEPAS ELEKTRON DALAM REAKSI KIMIA

- MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN SOAL2

REAKSI2 ASAM DAN BASA

Page 43: bahan kuliah kimdas

SIFAT UMUM ASAM DAN BASA

Asam dan Basa Arrhenius

Asam menurut Arrhenius adalah zat yang melarut dalam air untuk memberikan ion2x H+

Contoh : HCl H+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3

sedangkan basa adalah zat yang melarut kedalam air untuk memberikan ion2x OH- , contoh : NaOH

Na+ + OH-

KOH K+ + OH-

Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH-

Asam dan Basa Bronsted-Lowry

Asam menurut Bronsted-Lowry adalah donor proton .

Basa adalah penerima proton .

Contoh : HA + B ↔ A- + BH+ merupakan pasangan asam basa konjugasi. HA untuk donor proton yang

terlarut, A- menyatakan anionnya. Asam2 yang umum digunakan dilaboratorium adalah asam kloroda,

asam nitrat,asam acetat, asam sulfat dan asam fosfat. Ketiga asam yang disebutkan pertama adalah

asam monoprotik yaitu setiap satuan asam menghasilkan satu ion hydrogen dalam ionisasi.

HCl H+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3

Page 44: bahan kuliah kimdas

Karena menyumbang proton adalah suatu reaksi yang reversible, tiap asam haruslah membentuk basa

dengan menyumbangkan proton itu, tiap basa harus membentuk suatu asam dengan menerima sebuah

proton . Hal ini disebut konjugat. Contoh :

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

asam 1 basa2 asam 2 basa1

Basa konjugat

Basa konjugat dari H3O

Asam sulfat disebut asam diprotik karena setiap satuan asam melepaskan dua ion H+, dalam dua tahap terpisah:

H2SO4 → H+ + HSO4-

HSO4- ↔ H+ + SO4

2-

H2SO4 adalah elektrolit kuat atau asam kuat (tahap ionisasi pertama berlangsung sempurna), tetapi HSO4

– merupakan asam lemah atau elektrolit lemah ,dan dibutuhkan panah 2 arah menunjukkan ionisasi tak

sempurna.

Asam triprotik, yang menghasilkan 3 ion H+, keberadaannya relative sedikit. Asam triprotik yang paling

banyak dikenal adalah asam fosfat, yang proses ionisasinya adalah

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-

H2PO4- ↔ H+ + HPO4

2-

HPO42- ↔ H+ + PO4

3-

Ketiga spesi diatas merupakan asam lemah. Anion seperti H2PO4- dan HPO4

2- ditemukan dalam larutan

fosfat seperti Na H2PO4 dan Na2 HPO4.

Ion OH- dapat menerima proton sebagai berikut

H+ + OH- → H2O

Dengan demikian OH- merupakan basa Bronsted.

Page 45: bahan kuliah kimdas

Amonia (NH3) dikelompokkan sebagai basa Bronsted karena dapat menerima satu ion H+ : NH3 + H2O

↔ NH4+ + OH-

Amonia merupakan elektrolit lemah (dan karenanya dikelompokkan sebagai basa lemah).

BOBOT EKIVALEN DAN LARUTAN NORMAL DALAM PENETRALAN

BE dan larutan normal penting dalam reaksi asam basa . Perhatikan persamaan dibawah ini :

Secara khas BE suatu asam ialah bobot yang menyediakan 1 mol proton, yakni 6,022 x 1023 proton

kepada suatu basa.

Normalitas suatu larutan asam atau basa didefinisikan sebagai jumlah ekivalen zat terlarut perliter

larutan. Suatu larutan 1 N dan 0.5 N suatu asam dan basa mengandung1 dan 0.5 BE / liter.

Contoh : Hitunglah Normalitas suatu larutan yang dibuat dengan melarutkan 49 g asam fosfat, H3PO4

dalam air secukupnya untuk menyiapkan 600 ml larutan. Andaikan bahwa semua proton yang tersedia

disumbangkan bila larutan asam itu bereaksi dengan suatu basa.

Penyelesaian : Bobot 1 mol H3PO4 adalah 98 gr. Karena 1 mol asam ini dapat menyediakan 3 mol proton

kepada suatu basa , BE adalah bobot molar.

Bobot ekivalen H3PO4 = 32,7 g / ekiv

Page 46: bahan kuliah kimdas

TITRASI ASAM DAN BASA

Titrasi adalah proses penentuan banyaknya suatu larutan dengan konsentrasi yang diketahui dan

diperlukan untuk bereaksi secara lengkap dengan sejumlah contoh tertentu yang akan dianalisis.

Contoh: Seorang analisis kimia menyiapkan larutan kalsium hidroksida dengan melarutkan 1,48 g Ca

(OH)2 dalam air. Berapa ml larutan HCl 0,125 N diperlukan untuk menetralkan larutan Ca(OH)2 ini ?

Penyelesaian : LA x NA = LB x NB ( pada penetralan )

LB x NB = ekivalen B

LA x NA = ekivalen A

Banyaknya akivalen basa, Ca (OH)2 adalah

LA x 0,125 NA = 0,04 ekiv B