MODUL

KIMIA DASAR

OLEH:

DEVITA CAHYANI NUGRAHENY

PENDIDIKAN MATEMATIKA

SEKOLAH TINGGI KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN (STKIP)

KUSUMA NEGARA

JAKARTA

2

DAFTAR ISI

Halaman

1. Pengenalan Dasar-Dasar Kimia 3

2. Stoikiometri 7

3. Energitika 14

4. Struktur Atom 20

5. Sistem Periodik 24

6. Struktur Molekul 26

7. Wujud Zat 34

8. Kesetimbangan Kimia 40

3

PENGENALAN DASAR-DASAR KIMIA

Penggolongan Materi

Materi adalah segala sesuatu yang menempati ruang dan memiliki massa, dan kimia

adalah ilmu tentang materi dan perubahannya. Pada prinsipnya semua materi dapat berada

dalam tiga wujud yaitu padat, gas, dan cair. Ilmuan juga mengolongkan materi berdasarkan

susunan dan sifatnya. Materi dapat digolongkan menjadi zat, campuran, unsur, dan senyawa.

Zat adalah materi yang memiliki susunan tertentu dan sifat tertentu pula. Contohnya

adalah air, perak, etanol, dan karbon dioksida. Zat yang satu berbeda dengan zat yang lain

dan dapat diidentifikasi dari penampilannya, bau, rasanya, dan sifat-sifat yang lain.

Campuran adalah penggabungan dua atau lebih zat dimana dalam penggabungan

ini zat-zat tersebut mempertahankan identitas masing-masing. Campuran bisa homogen atau

heterogen. Ketika gula dilarutkan ke dalam air, setelah pengadukan yang cukup lama,

susunan campurannya diseluruh bagian akan sama. Larutan inilah yang disebut campuran

homogen. Namun jika pasir dicampur dengan serbuk besi, butir pasir dan serbuk besi akan

tetap terlihat terpisah. Jenis campuran ini, di mana susunannya tidak seragam disebut

campuran heterogen. Penambahan minyak ke dalam air juga menghasilkan campuran

heterogen karena cairannya tidak memiliki susunan yang konstan.

Suatu zat dapat berupa unsur dan senyawa. Unsur (element) adalah suatu zat yang

tidak dapat dipisahkan lagi menjadi zat-zat yang lebih sederhana. Kimiawan mengunakan

lambang-lambang abjad untuk mewakili nama-nama unsur. Huruf pertama lambang unsur

selalu huruf besar, tetapi yang kedua tidak pernah ditulis dengan huruf besar. Sebagai contoh

Co adalah lambang kobalt, sedangkan CO adalah rumus karbon monoksida, yang tersusun

atas unsur karbon dan oksigen.

Kebanyakan unsur dapat bereaksi dengan satu atau lebih unsur yang lain untuk

membentuk senyawa. Senyawa (compound) sebagai suatu zat yang tersusun atas atom-atom

dari dua unsur atau lebih yang terikat secara kimia dengan perbandingan tetap. Sebagai

contoh , gas hidrogen terbakar dalam gas oksigen membentuk air, suatu senyawa yang sifat-

sifatnya berbeda dengan sifat dari unsur-unsur pembentuknya.

Sifat Materi

Semua sifat materi yang dapat diukur dibagi dalam dua golongan yaitu sifat intensif

dan ekstensif. Nilai sifat ekstensif yang terukur bergantung pada seberapa banyak materi

yang diukur. Massa, panjang, dan volume adalah sifat-sifat ekstensif. Semakin banyak materi,

4

semakin besar massanya. Nilai terukur dari sifat intensif tidak tergantung pada jumlah materi

yang diukur. Suhu adalah sifat intensif. Dua gelas yang berisi air dengan suhu yang sama.

Ketika air dalam dua gelas tersebut kita campur, maka suhu air tersebut akan tetap sama.

Pengukuran

Satuan pengukuran yang digunakan mengacu pada Satuan Sistem Internasional (SI).

Tujuh satuan dasar SI dapat dilihat pada tabel 1. Satuan pengukuran SI yang lain dapat

diturunkan dari satuan-satuan dasar tersebut. Pengukuran yang sering digunakan dalam ilmu

kimia adalah pengukuran waktu, suhu, massa, volume dan kerapatan.

Tabel 1. Satuan Dasar SI

Besaran Dasar Nama Satuan Lambang

Panjang Meter m

Massa Kilogram kg

Waktu Detik s

Arus listrik Ampere A

Suhu Kelvin K

Jumlah zat Mol mol

Intensitas cahaya Candela cd

Massa dan Berat

Massa adalah suatu ukuran yang menunjukkan kuantitas dari materi di dalam suatu

benda. Istilah berat dan massa sering tertukar pengguanaannya, walau keduanya merujuk

pada besaran yang berbeda. Dalam istilah ilmiah, berat adalah gaya yang diberikan oleh

gravitasi pada suatu benda. Sebuah apel yang jatuh dari pohon ditarik ke bawah oleh gravitasi

bumi. Massa apel tetap tidak tergantung pada letaknya tetapi beratnya bergantung pada

letaknya.

Notasi Ilmiah

Dalam perhitungan kimia sering berhubungan dengan bilangan-bilangan yang sangat

besar atau sangat kecil. Untuk menangani penulisan bilangan yang sangat besar dan sangat

kecil, kita mengunakan suatu sisten yang disebut notasi ilmiah. Berapapun nilainya, semua

bilangan dapat dinyatakan dalam bentuk

N x 10n

5

dimana N adalah bilangan antara 1 sampai 10 dan n adalah suatu pangkat yang dapat berupa

bilangan bulat positif atau bilangan bulat negatif.

Contoh: nyatakan a) 568,762 dan b) 0,000000776 dalam notasi ilmiah

Jawab : a) 5,68762 x 102 dan b)7,76 x 10-7

Hukum Kekekalan Massa dan Hukum Perbandingan Tetap

Ahli kimia Jerman Becher dan Stal pertama kali menyimpulkan eksperimennya

bahwa pembakaran zat disebabkan oleh sesuatu yang disebut flogiston. Tetapi Antoni

lavoiser ahli kimia Perancis membantah kesimpulan tersebut dam melalui peragaan

menyatakan bahwa pembakaran terjadi dari reaksi zat dengan oksigen. Dia juga

menunjukkan, melalui pengukuran yang sangat hati-hati, bahwa bila reaksi dilakukan diruang

tertutup, sehingga tidak ada hasil reaksi yang hilang, jumlah total massa semua zat yang ada

setelah reaksi sama dengan sebelum reaksi. Hasil pengamatannya ini dikenal dengan hukum

kekekalan massa yang menyatakan bahwa dalam reaksi kimia, massa bersifat kekal tidak

dapat diciptakan maupun dimusnahkan.

Hasil eksperimen Lavoiser, mendorong ahli kimia lain untuk menyelidiki aspek

kuantitatif dari raksi kimia. Penyelidiakan lainnya akhirnya mendapatkan hukum

perbandingan tetap. Hukum perbandingan tetap menyatakan bahwa dalam suatu zat murni,

unsur-unsur penyusunnya selalu mempunyai perbandingan massa tetap.

Teori Atom Dalton

Jonh Dalton, seorang ahli kimia dari Inggris mengusulkan teori yang dikenal dengan

teori atom dalton dan dipublikasikan secara lengkap dalma buku A New System in Chemical

Philosophy. Isi teori dalton dapat dinyatakan sebagai berikut:

1. Materi terdiri atas pertikel-partikel kecil yang tidak dapat dibagi lagi yang disebut atom.

2. Atom-atom suatu unsur mempunyai sifat yang sama (seperti: ukuran, bentuk, dan

massa), yang berbeda dengan atom unsur yang lain.

3. Suatu reaksi kimia hanya merupakan penggabungan, pemisahan, dan pertukaran atom-

atom. Atom-atom itu sendiri dalam reaksi kimia tetap ada.

Kelompok atom-atom yang terikat menjadi satu kesatuan secara kuat sehungga

membentuk jati dirinya sebagai partikel tunggal, disebut molekul

Teori atom Dalton dapat menjelaskan adanya hukum perbendingan berganda.

Hukum ini menyatakan bahwa bila ada dua senyawa yang berbeda dibentuk oleh dua unsur

yang sama, maka bila massa salah satu unsur dalam kedua senyawa sama, maka unsur

6

lainnya dalam kedua senyawa itu akan mempunyai perbandingan massa sebagai bilangan

bulat dan sederhana.

Latihan Soal:

1. Apa yang dimaksud dengan materi?

2. Sebutkan perbedaan antara:

a. Zat dan campuran

b. Campuran homogen dan campuran heterogen

c. Unsur dan senyawa

d. Atom dan molekul

3. Sebutkan perbedaan antara sifat ektensif dan sifat intensif dan berikan contohnya!

4. Sebutkan satuan SI untuk besaran berikut:

a. Panjang

b. Luas

c. Volume

d. Massa

e. Waktu

f. Suhu

5. Mengapa massa digunakan untuk menyatakan jumlah materi di dalam suatu objek, bukan

mengunakan berat?

6. Nyatakan bilangan-bilangan berikut dengan notasi ilmiah:

a. 0,000000028

b. 356

c. 0,096

7. Nyatakan dengan kata-kata sendiri:

a. Hukum kekekalan massa

b. Hukum perbandingan tetap

c. Hukum perbandingan berganda

7

STOIKIOMETRI

Massa atom relatif dan Massa Molekul relatif

1. Massa Atom Relatif

Massa atom relatif (Ar) merupakan perbandingan massa satu atom terhadap 1

12 massa

satu atom karbon 12C.

Arx =massa satu atom x

1

12massa satu atom C12

2. Massa Molekul Relatif

Massa molekul relatif (Mr) merupakan perbandingan massa satu molekul terhadap 1

12

massa satu atom karbon 12C.

Mry =massa satu molekul y1

12massa satu atom C12

Karena molekul merupakan gabungan dari beberapa atom maka:

Mr senyawa = jumlah Ar penyusunnya

Contoh:

Tentukan Mr dari senyawa C4H10 (Ar C = 12 dan Ar H = 1)

Penyelesaian:

Mr C4H10 = (4 x Ar C) + (10 x Ar H)

= (4 x 12) + (10 x 1) = 48 + 10 = 58

Rumus kimia

1. Rumus Empiris

Rumus kimia yang menyatakan jumlah atom-atom unsur yang menyusun senyawa.

Merupakan rumus paling sederhana penyusun molekul.

2. Rumus Molekul

Rumus kimia yang menyatakan jumlah sesungguhnya tiap jenis atom yang dijumpai

dalam molekul tersebut.

Contoh rumus empiris dan molekul:

Rumus Empiris Massa Molekul (sma) Rumus Molekul

CH2 (Mr CH2 = 14) 42 (42/14 =3) (CH2)3 = C3H6

CH3O (Mr CH3O = 31) 62 (62/31 = 2) (CH3O)2 = C2H6O2

3. Rumus Struktur

Rumus yang menunjukkan bagaimana atom-atom terikat atau tergabung membentuk

molekul

8

Contoh : rumus truktur C2H4

Persamaan Reaksi

Hal-hal yang ada dalam persamaan reaksi kimia:

1. Zat-zat yang bereaksi di sebelah kiri tanda anak panah (reaktan), sedangkan hasil reaksi

di sebelah kanan anak panah (produk).

2. Jumlah atom sebelah kiri tanda anak panah sama dengan jumlah atom yang ada disebelah

kanan anak panah. Hal ini diatur dengan koefisien persamaan reaksi.

3. Perbandingan koefisien sama dengan perbandingan mol zat-zat dalam reaksi

4. Perbandingan koefisien sama dengan perbandingan volume dalam reaksi

Menyetarakan reaksi Kimia:

1. Identifikasi semua reaktan dan produk kemudian tulis rumus molekul yang benar

masing-masinf pada sisi kanan dan kiri dari persamaan.

2. Setarakan persamaan tersebut dengan mencoba berbagai koefisien yang berbeda jumlah

atom dari tiap unsur sama pada kedua sisi persamaan.

3. Carilah unsur yang muncul hanya sekali pada setiap sisi persamaan dengan jumlah atom

yang sama pada tiap sisi. Rumus molekul yang mengandung unsur-unsur ini pasti

mempunyai koefisien yang sama. Kemudian carilan unsur yang muncul sekali pada tiap

sisi namun mempunyai jumlah atom yang berbeda. Unsur-unsur tersebut harus

disetarakan. Akhirnya setarakan unsur-unsur yang muncul dua atau lebih pada kedua sisi.

Contoh:

Setarakan persamaan berikut:

C2H6 + O2 → CO2 + H2O

Penyelesaian:

- Jumlah atom dari unsur (C,H, dan O) tidak sama pada kedua sisi

- Atom C dan H hanya muncul sekali pada tiap sisi persamaan dan O muncul dua senyawa

di sisi kanan.

- Untuk menyetarakan atom C, kita tempatkan angka 2 di depan CO2

C2H6 + O2 → 2CO2 + H2O

9

- Untuk menyetarakan atom H, kita tempatkan angka 3 di depan H2O

C2H6 + O2 → CO2 + 3H2O

- Menyetarakan atom O, pada sisi kanan terdapat 7 atom O maka di sebelah kiri dapat di

tuliskan koefisien 7/2

C2H6 + 7

2 O2 → CO2 + 3H2O

Hukum Dasar Ilmu Kimia

1. Hukum Kekekalan massa (Lavoisier)

Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama

2. Hukum Perbandingan tetap (Proust)

Perbandingan massa unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa selalu tetap

Massa A = 𝑦 𝑥 𝐴𝑟 𝐴

𝑀𝑟 𝐴𝑦𝐵𝑧 x massa AyBz

Massa B = 𝑧 𝑥 𝐴𝑟 𝐵

𝑀𝑟 𝐴𝑦𝐵𝑧 x massa AyBz

%A = 𝑦 𝑥 𝐴𝑟 𝐴

𝑀𝑟 𝐴𝑦𝐵𝑧 x 100%

%B = 𝑧 𝑥 𝐴𝑟 𝐵

𝑀𝑟 𝐴𝑦𝐵𝑧 x 100%

Contoh soal :

a. Hitung massa Al dalam 100 biji bauksit murni Al2O3 . (Ar Al = 27 ; O = 16 )

Penyelesaian :

Mr Al2O3 = (2 x Ar Al ) + ( 3 x Ar C ) = (2 x 27 ) + (3 x 16 ) = 102

Massa Al = 2 𝑥 27

102 x 100 Kg = 52,94 Kg

b. hitunglah persen berat besi dalam Fe2O3 (Ar Fe =56; O = 16 ) !

Penyelesaian :

Mr Fe2O3 = ( 2 x Ar Fe ) + ( 3 x Ar O ) = (2 x 56) + (3 x 16 ) =160

% Fe = 2 𝑥 56

160 x 100% = 70 %

3. Hukum Kelipatan Perbandingan ( Dalton)

Perbandingan massa unsur-unsur dalam sejumlah senyawa merupakan bilangan bulat

dan sederhana.

Contoh :

Perhatikan table dari macam – macam senyawa yang dibentuk oleh unsur nitrogen

dan oksigen berikut !

10

Senyawa Massa nitrogen (g) Massa Oksigen (g) Perbandingan

NO 14 16 7 : 8

N2O3 28 48 7 : 12

N2O² 28 64 7 : 16

Perbandingan massa oksigen dalam tiga jenis senyawa tersebut adalah 8 : 12 : 16 = 2 :

3 : 4 merupakan perbandingan bilangan yang bulat dan sederhana sesuai hukum

Dalton.

4. Hukum Perbandingan Volume ( Gay Lussac )

Pada suhu dan tekanan yang sama , volume gas-gas sebanding dengan koefesien

masing-masing gas

Volume A

Volume B =

koefesien A

koefesien B

Contoh Soal :

tiga liter gas propana (C3H8) dibakar sempurna menghasilkan gas CO2 dan uap air.

Hitunglah volume masing-masing gas!

Penyelesaian :

C3H8 + 5 O2 → 3CO2 + 4 H2O

Volume O2 = 5

1 x 3 L = 15 L

Volume CO2 = 3

1 x 3 L = 9 L

Volume H2O = 4

1 x 3 L = 12 L

5. Hipotesis Avogadro

Hipotesis ini dikemukakan untuk menjelaskan Hukum Perbandingan Volume.

Pada Suhu dan Tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung

jumlah partikel yang sama pula.

Konsep Mol

Dalam ilmu kimia, satuan jumlah zat yang digunakan adalah mol. Satu mol adalah sejumlah

zat yang mengandung 6,02 x 1023 butir partikel. Bilangan 6,02 x 1023 disebut bilangan

avogadro (L). Hubungan mol, jumlah partikel, dan volume gas dapat digambarkan dalam

persamaan berikut:

Mol = gram

Ar atau Mr

Mol = jumlah partikel

6,02 ×1023

Mol = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑔𝑎𝑠

22,4

11

Konsep Mol

Contoh soal:

1. Diketahui reaksi: 𝐶𝑎𝐶𝑁2(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 𝑁𝐻3(𝑔)

Berapa massa CaCN2 (Mr = 80) dan H2O (Mr =18) yang dibutuhkan untuk menghasilkan 448

mL gas amoniak (NH3) pada STP berturut-turut?

Pnyelesaian:

Setarakan reaksi: 𝐶𝑎𝐶𝑁2(𝑠) + 3𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 2𝑁𝐻3(𝑔)

CaCN2 (Mr = 80)

H2O (Mr =18)

Menghasilkan 448 mL gas amoniak (NH3)

Mol NH3 = 448/22,4 = 20 mmol

Mol CaCN2 = ½ x 20 mmol = 10 mol

Massa CaCN2 = 10 mmol x 80 = 800 mg = 0,8 g

Mol H2O = 3/2 x 20 mmol = 30 mmol

Massa H2O = 30 mmol x 18 = 540 mg = 0,54 g

2. Thymine adalah komponen dari doexyribonucleic acid (DNA) dengan massa molekul

molekul relatif 126 sma dan persentase penyusunnya adalah 47,6% C, 4,76% H,

22,2%N, dan 25,4% O. Bagaimana rumus molekul thymine itu? (Ar C = 12, H = 1, N =

14, O = 16)

Penyelesaian:

Jumlah atom C = 47,6 % x 126 = 60 sma, 60/12 = 5

Jumlah atom H = 4,76 % x 126 = 6 sma, 6/1 = 6

Jumlah atom N = 22,2 % x 126 = 30 sma, 30/14 = 2,14

12

Jumlah atom O = 25,4 % x 126 = 32 sma, 32/16 = 2

Jadi rumus molekul thymine adalah C5H6N2O2

Jenis Satuan Konsentrasi

1. Molaritas (M)

Jumlah mol zat terlaut di dalam satu liter larutan yang mengandung zat terlarut

molaritas (M) =jumlah mol zat terlarut

volume larutan (liter)

2. Molalitas (m)

Banyaknya mol zat terlarut di dalam satu kilo gram pelarut

molalitas (m) =jumlah mol zat terlarut

massa pelarut (kg)

3. Persen

Bagian zat terlarut dalam 100 persen bagian campuran zat.

persen = massa zat terlarut

massa larutan (pelarut + terlarut)× 100%

4. Part per million (ppm) atau bagian per sejuta (bpj)

Untuk menyatakan sampel yang sangat kecil.

ppm = berat zat

berat sampel× 106

Latihan Soal:

1. Ubahlah rumus tersederhana berikut menjadi rumus molekul

Rumus Sederhana Massa Molekul (sma) Rumus Molekul

CH2 42

CH3O 62

C3H8O 60

NaS2O3 270

NH4SO4 228

2. Analisis 930 gram cuplikan menghasilkan 115 gram natrium (Ar Na =23), 495 gram

technetium (Ar Tc = 99), dan sisanya adalah oksigen (Ar O = 16). Tentukan rumus

empiris senyawa dari cuplikan tersebut!

3. Kalsium karbida (karbit) digunakan untuk menghasilkan asetilena untuk pengelasan.

Dibuat dengan reaksi antara batu kapur dengan karbon pada suhu tinggi:

13

𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶(𝑠) → 𝐶𝑂(𝑔) + 𝐶𝑎𝐶2(𝑠)

Berapa kg karbit dapat terjadi dari 1 kg CaO?

4. a. Berapa mol masing-masing senyawa berikut terdapat dalam: 2 L HCl 3M dan 250 ml

H3PO4 1M?

b. berapa ml volume larutan H2SO4 1,5M yang mengandung 0,8 mol H2SO4; 0,05 mol

H2SO4?

5. Batu kapur bereaksi dengan asam seperti HCl, menurut persamaan reaksi:

𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠)+ 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐶𝑎𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂2(𝑔)

+ 𝐻2𝑂(𝑙)

Berapa mL larutan HCL 1,5 M diperlukan untuk bereaksi secara sempurna dengan 10 g

CaCO3?

14

ENERGITIKA

Energitika kimia atau termodinamika kimia menyangkut perubahan energi yang

menyertai proses proses kimia dan proses fisika. Beberapa istilah penting yang sering

digunakan dalam membahas termodinamika kimia adalah sistem (system) dan lingkungan

(surrounding). Sistem adalah bagian alam semesta yang menjadi perhatian kita. Bagian

lainnya di luar sistem disebut lingkungan. Antara sistem dan lingkungan dapat terjadi

pertukaran energi dan massa atau materi. Berdasarkan pertukarannya ini ada tiga jenis sitem

yaitu:

1. Sistem terbuka (open system) adalah suatu sistem yang dapat mempertukarkan energi

dan massa ke lingkungannya

2. Sistem tertutup (close system) adalah sistem yang hanya mempertukarkan energi dengan

lingkungannya

3. Sistem terisolasi (isolated system) adalah suatu sistem yang tidak dapat mempertukarkan

baik energi maupun massa dengan lingkungannya. Misalnya zat dalam botol termos

yang ideal.

Perubahan dapat terjadi di dalam sistem . untuk mengetahui adanya perubahan,

harus diketahui dengan tepat sifat dari sebelum dan sesudah perubahan terjadi. Keadaan

sistem adalah kondisi sistem yang terdiri dari tekanan (P), suhu (T), jumlah mol tiap

komponen (n), dan bentuk fisiknya (contoh: gas, cairan, padatan, atau kristal). Besaran P,V,

dan T disebut sebagai fungsi keadaan (state function). Hubungan antara fungsi keadaan

dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan yang terkenal dengan persamaan keadaan

(equation of state). Seperti persamaan keadaan gas ideal PV = nRT.

Mengubah keadaan sistem dari keadaan 1 ke keadaan 2 dapat dengan berbagai cara. Cara-

cara ini disebut proses. Beberapa proses penting dalamm ilmu kimia adalah:

1. Proses isoterm yaitu proses yang berlanggsung pada suhu tetap

2. Proses adiabatik yaitu proses di mana tidak terjadi pertukaran kalor antara sistem dan

lingkungan

3. Proses isobar adalah proses yang berlangsung pada tekanan tetap.

4. Proses isokhor adalah proses pada volume tetap.

Hukum Termodinamika I

Hukum termodinamika I menyangkut hukum kekalan energi yang dinyatakan

dalam persamaan:

15

ΔU= q + w.

Keterangan:

U = energi dalam (internal energy)

ΔU = perbedaan energi dalam dari sistem akhir dengan sistem awal

q = jumlah panas (kalor) yang diterima sistem

w = kerja yang diberikan pada sistem

Energi dalam (U) adalah energi total sistem yang terdiri dari energi kinetik atom-

atomnya, ion-ionnya, atau molekul-molekulnya dan energi potensial yang terjadi dari kakas

atau daya ikat antara pertikel yang membangun sistem. Panas (kalor) didefinisikan sebagai

energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem sebagai akibat perbedaan suhu antara

sistem dengan lingkungan (Hukum Termodinamika Ke Nol). Jumlah panas yang

dipertukarkan antar sistem dan lingkungan bergantung pada jalannya pertukaran itu

(proses). Jadi panas (q) bukan merupakan fungsi keadaan. Sebagai perjanjian q diberi nilai

positif (q > 0) jika panas masuk ke dalam sistem dan q bernilai negatif (q ˂ 0) jika panas

keluar dari sistem. Kerja (w) didefinisikan sebagai bentuk energi yang bukan panas, yang

dipertukarkan antara sistem dan lingkungan dalam suatu proses. Kerja merupakan cara

transfer energi. Jika lingkungan melakukan kerja terhadap sistem, w positif (w > 0). Jika

sistem yang melakukan kerja, w negatif (w ˂ 0).

Kebanyakan proses/reaksi kimia berbentuk kerja diperlukan adalah kerja yang

berkaitan dengan perubahan volume sistem yang disebut kerja volum. Disini yang

melakukan kerja adalah sistem jadi w ˂ 0 (negatif). Dengan adanya kerja-volum yang

dilakuakan sistem persamaan Termodinamika 1 dapat ditulis sebagai berikut:

∆𝐔 = 𝐪 − 𝐏∆𝐕

Keterangan: P = tekanan

Entalpi

Reaksi kimia tidak selalu terjadi perubahan volume atau belum tentu terjadi kerja volume

misalnya pada reaksi kimia dalam larutan. Untuk menghindari keterkaitan terhadap kerja

volum tersebut bila panas reaksi diukur pada tekanan tetap, maka didefinisikan fungsi

keadaan baru yang disebut isi panas atau entalpi (H). Perubahan entalpi pada tekanan tetap

dapat dinyatakan dengan persamaan sebagai berikut:

∆𝑯 = ∆𝑼 + 𝑷∆𝑽

Pada beberapa hal perbedaan ΔH dan ΔU sangat kecil khususnya pada reaksi kimia dimana

reaktan dan produk berupa cairan atau padatan. Pada kondisi ini ΔV sangat kecil, demikian

16

pula PΔV, sehingga ΔH = ΔU. Bagi reaksi yang menyangkut gas tidak dapat diabaikan.

Apabila dianggap gas ideal sehingga memenuhi persamaan PV = nRT maka pada suhu yang

sama:

P∆V = (∆n gas)RT

∆𝐇 = ∆𝐔 + (∆𝐧 𝐠𝐚𝐬)𝐑𝐓

Keterangan:

Δngas =selisih mol gas hasil reaksi dan mol gas pereaksi

R = tetapan gas (8,314 joule mol-1K-1)

T = dinyatakan dalam kelvin (K)

Contoh soal:

Ahli kimia mendapatkan bahwa pada pembakaran sempurna etana pada kalorimeter bomb

melapaskan energi sebesar 1554 kj mol-1 pada 25 oC. Hitung perubahan entalpi pembakaran

etana itu!

Persamaan reaksi pembakaran atana:

C2H6(g) + 7/2 O2 → 2CO2(g) + 3H2O(l)

Δn = mol gas hasil – mol gas pereaksi = 2 – 4,5 = -2,5 mol

ΔH = ΔU + (Δn gas)RT

= (-1554 x 103 J mol-1) + (-2,5 mol)(8,31 mol-1 K-1)(298K)

= -1560 x 103 J mol-1 atau -1560 J mol-1

Hukum Hess

Menurut Hess, ΔH tidak tergantung pada bagaimana reaksi tersebut berlangsung, tetapi

tergantung pada keadaan awal dan akhir. Hukum Hess digunakan untuk menghitung ΔH

yang tidak dapat ditentukan secara langsung melalui eksperimen.

Contoh soal:

Hitung perubahan entalpi untuk reaksi: 2Al(s) + Fe2O3(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s)

Entalpi pembakaran Al dan Fe:

2Al(s) +3

2O2(g) → Al2O3(s) ∆H = −1669,8 kJ

2Fe(s) +3

2O2(g) → Fe2O3(s) ∆H = −824,2 kJ

Penyelesaian:

2Al(s) +3

2O2(g) → Al2O3(s) ∆H = −1669,8 kJ

Fe2O3(s) → 2Fe(s) +3

2O2(g) ∆H = +824,2 kJ

2Al(s) + Fe2O3(s) → 2Fe(s) + Al2O3(s) ∆H = −845,6 kJ

17

Panas Pembentukan Standar (standard Heat of Foundation)

Semua zat berada dalam keadaan standar 298 K, 1 atm dan dinyatakan dengan ΔHfo. Besar

ΔH reaksi dapat ditentukan dengan:

∆Horeaksi = jumlah ∆Hf o

produk − jumlah ∆Hf oreaktan

Contoh Soal:

Hitunglah ΔHo untuk reaksi: C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)

ΔHreaksi = (1 mol C2H6 x ∆Hfo

C2H6) – (1 mol C2H4 x ∆Hf

oC2H4

) + (1 mol H2 x ∆Hfo

H2)

= (1 mol C2H6 x – 84,5 kJ mol-1) – (1 mol C2H4 x 51,9 kJ mol-1) + 0

= - 136,4 kJ mol-1

Energi Ikatan dan Energi Ikatan Rata-rata

Energi potensial yang berupa energi ikat antara atom-atom dalam senyawa, turut

menentukan besarnya ΔH. Energi potensial ini dapat diubah menjadi panas reaksi dengan

pemutusan atau pembentukan ikatan kimia. Energi ini sebenarnya adalah ΔU, namun karena

pada reaksi kimia PΔV yang turut menentukan ΔH relatif kecil, maka dapat mengunakan

ΔH sebagai pengganti ΔU, dengan sebutan entalpi ikatan atau energi ikatan.

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutus suatu ikatan yang

menghasilkan pecahan-pesahan yang netral, energi yang dierlukan untuk mengubah

molekul-molekul gas menjadi atom-atom gas netral disebut energi atomisasi (atomization

energy) yaitu jumlah semua energi ikatan dalam molekul.

∆H = ∑ ∆HD(ikatan putus) − ∑ ∆HD(ikatan terbentuk)

Contoh Soal:

Diketahui energi ikat rata-rata:

Cl-Cl = 244 kJ/mol

H-Cl = 432 kJ/mol

O-H = 464 kJ/mol

O=O = 498 kJ/mol

Perubahan entalpi untuk reaksi: 2𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔) → 4𝐻𝐶𝑙(𝑔) + 𝑂2(𝑔) adalah

2Cl2(g) + 2H2O(g) → 4HCl(g) + O2(g)

ΔH = (2Cl-Cl + 4H-O) – (4H-Cl + O=O)

= [2(244) + 4(464)] – [4(432) + 498)

= + 118 kJ

18

Termodinamika II

Satu pernyataan dari hukum termodinamika kedua adalah bahwa pada setiap proses spontan

selalu ada penembahan entropi alam semesta (Δstotal > 0). Entropi (S) merupakan derajat

ketidakteraturan sistem. Kenaikan entropi ini karena perubahan sistem dan lingkungan.

ΔS total = ΔS sistem + ΔS lingkungan

Perubahan entropi yang terjadi dalam lingkungan adalah karena panas yang ditambahkan ke

lingkungan dibagi suhu ketika panas itu ditransfer.

∆𝑆lingkungan =𝑞𝑟𝑒𝑣

𝑇

Untuk panas pada P dan T tetap, panas yang ditambahkan ke lingkungan sama dengan negatif

dari panas yang ditambahkan ke dalam sistem, yang dinyatakan dalam ΔHsistem. Jadi,

qlingkungan = - ΔHsistem

Perubahan entropi lingkungan dengan demikian adalah

∆Slingkungan =− ∆Hsistem

T

dan perubahan entropi total alam semesta menjadi:

∆Stotal = ∆Ssistem − − ∆Hsistem

T

∆Stotal =T∆Ssistem − ∆Hsistem

T

T∆Stotal = − (∆Hsistem − T∆Ssistem)

∆Hsistem − T∆Ssistem pada P dan T tetap merupakan fungsi termodinamika yang disebut

perubahan energi bebas Gibbs (ΔG) yang dapat dituliskan:

ΔG = ΔH - TΔS

Contoh Soal:

Hitunglah perubahan energi bebas standar pembentukan CO2 (g) dari unsur-unsurnya. Hasil

reaksi dan pereaksi diukur pada keadaan standar.

C(s, grafit) + O2(g) → CO2(g)

∆Sfo = So

CO2− (So

C + SoO2

)

= 213,6 – (5,7 + 205,0) J mol-1 K-1

= + 2,9 J mol-1 K-1

∆Gfo = ∆Hf

o − T∆Sfo

Pada 298 K, ΔGof = -394 kJ mol-1 – (298 K)(2,9 J mol-1 K-1)

= -394 kJ mol-1 – 860 J mol-1

= -394 kJ mol-1 – 0, 860 kJ mol-1 = - 395 kJ mol-1

19

Latihan Soal:

1. Jika sebuah kapur tohor dimasukkan ke dalam tabung reaksi yang berisi air, maka tabung

reaksi tersebut akan terasa panas. Reaksi yang terjadi dapat digolongkan ke dalam

reaksi?

2. Ahli kimia mendapatkan bahwa pada pembakaran sempurna etana pada kalorimeter

bomb melapaskan energi sebesar 1994 kj mol-1 pada 25 oC. Hitung perubahan entalpi

pembakaran etana itu!

Persamaan reaksi pembakaran atana:

C2H6(g) + O2 → CO2(g) + H2O(l)

3. Hitung perubahan entalpi pembentukan CS2 jika diketahui:

CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2 ∆H = −1.110 kJ

CO2 → C + O2 ∆H = +394 kJ

SO2 → S + O2 ∆H = +297 kJ

4. Diketahui energi ikat rata-rata:

H-H = 436 kJ/mol

N-H = 391 kJ/mol

N ≡ N = 941 kJ/mol

Perubahan entalpi untuk reaksi: 𝑁𝐻3 → 𝑁2 + 𝐻2 adalah

5. Diketahui:

∆HofH2O(l) = −285,5 kJ/mol

∆HofCO2(g) = −393,5 kJ/mol

∆HofC3H8(g) = −103,0 kJ/mol

Hitunglah ΔHo untuk reaksi: C3H8(g) + O2(g) → 𝐶𝑂2(g) + H2O(l)

20

STRUKTUR ATOM

Struktur Atom

Struktur Atom menggambarkan partikel-partikel dasar tersusun dalam atom. Partikel dasar

penyusun atom adalah proton, neutron dan elektron. Adapun penulisan atom tunggal dan inti

atom secara umum adalah

XzA

Keterangan:

X = lambang Unsur

Z = nomor atom = jumlah proton = jumlah elektron

A = massa Atom

Contoh:

Inti atom natrium mempunyai nomor atom 11 dan nomor massa 23. Tentukan jumlah proton,

elektron, dan neutron.

Penyelesaian:

𝑁𝑎1123

Proton = 11

Elektron = 11

Neutron = A-Z = 23 – 11 = 12

Berdasarkan jumlah pertikel dasar penyusun atom dikenal istilah:

a. Isotop

Isotop merupakan unsur-unsur sejenis dengan nomor atom sama dan nomor massa

bebeda atau atom-atom unsur sejenis yang jumlah protonnya sama.

Contoh: isotop klor, Cl1735 dan Cl17

37

b. Isobar

Unsur-unsur yang jenisnya berbeda dengan nomor massa sama dan nomor atom berbeda

atau atom-atom yang jumlah nukleon (proton +neutron) sama.

Contoh: C614 , N7

14 , O814

c. Isoton

Atom-atom yang jumlah netronnya sama.

Contoh: H13 , Δn = 3-1 = 2

He24 , Δn = 4-2 = 2

21

Bilangan Kuantum

Mengetahui posisi atau kedudukan suatu elektron dalam atom, maka setiap elektron diberikan

empat buah bilangan kuantum.

1. Bilangan kuantum utama (n)

Bilangan kuantum ini menyatakan:

a. Nomor kulit yang ditempati elektron

b. Tingkat energi suatu elektron

c. Ukuran orbital

Harga n = 1, 2, 3, dst atau kulit K, L, M, dst

2. Bilangan kuantum azimuth (l)

Bilangan kuanum ini menyatakan:

a. Sub kulit yang ditempati elektron

b. Sub tingkat energi

c. Bentuk orbital

Harga l = 0, 1, 2, ..., (n-1)

Untuk n =1 (kulit K) mempunyai l= 0 (sub kulit s)

n = 2 (kulit L) mempunyai l = 0 dan 1 (sub kulit p)

3. Bilangan kuantum magnetik (m)

Bilangan kuantum ini menyatakan:

a. Jumlah orbital suatu sub kulit

b. Arah orbital

c. Harga m = -l sampai dengan +l

Untuk l = 0, maka m = 0, artinya sub kulit s mempunyai satu orbital

l = 1, maka m = -1, 0, +1, artinya sub kulit p mempunyai tiga orbital

22

4. Bilangan kuantum spin (s)

Bilangan kuantum ini menyatakan arah rotasi elektron dalam orbital. Dua buah elektron

yang menghuni satu orbital masing-masing memiliki s = +1

2 dan s = -

1

2

Konfugurasi Elektron

Susunan elektron yang menempati kulit-kulit elektron disebut juga konfigurasi elektron.

Berdasarkan model aton Bohr lintasan elektron disebut orbit. Sedangkan berdasarkan model

atom moderen digunakan istilah orbital, yaitu daerah yang ruang atom dimana kemungkinan

besar ditemukan elektron. Kulit terluar atom disebut kulit valensi, sedangkan elektron yang

menempati kulit terluar disebut elektron valensi. Pengisian elektron dalam orbital mengikuti

satu asas, satu aturan, dan satu larangan.

1. Asas Aufbau

Elektron-elektron dalam satu atom akan mengisi mulai dari tingkat energi yang paling

rendah, kemudian ke tingkat energi yang lebih tinggi. Salah satu cara memudahkan

pengisian berdasarkan tingkat energi, perhatikan bagan berikut:

Contoh: Sc2145

Konfigurasi elektron: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1 atau

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d1, 4s2

2. Aturan Hund

Pada pengisian elektron dalam orbital-orbital yang tingkat energinya sama, elektronya

tidak boleh berpasangan sebelum masing-masing orbital terisi oleh satu elektron.

Contoh: 2p3

↑↓ ↑

↑ ↑ ↑

salah

benar

23

3. Larangan Pauli

Elektron–elektron dalam suatu atom tidak boleh mempunyai ke empat bilangan kuantum

sama (paling tidak berbeda satu)

↑↓

1𝑠2 ↑↓

2𝑠2 ↑↓

↑↓

2𝑝6 ↑↓

↑↓

3𝑠2

Elektron ke 11 (3s1) n = 3, l = 0, m = 0, dan s =+ ½

Elektron ke 12 (3s2) n = 3, l = 0, m = 0, dan s = - ½

Catatan:

1. Untuk menyingkat penulisan konfigurasi elektron mnggunakan gas-gas mulia (2He, 10Ne,

18Ar, 36Kr, 54Xe, dan 86Rn)

2. Unsur-unsur tertentu elektronnya terakhir masuk pada sub kulit. Cenderung stabil pada

keadaan penuh atau setengah penuh.

Contoh: 29Cu konfigurasi elektronnya:

(18Ar) 4s1 3d10 stabil

(18Ar) 4s2 3d9 tidak stabil

24

SISTEM PERIODIK

Perkembangan Klasifikasi Unsur

1. Lavoisier (1789)

Mengelompokkan unsur menjadi logam dan non logam

2. Dobereiner (1829) Aturan Tride

“dalam tiga unsur yang mempunyai persamaan sifat kimia, maka massa atom unsur yang

di tengah, sama atau hampir sama dengan rata-rata massa atom dua unsur yang lain”

3. Newlands (1865) Hukum Oktaf

“ jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka sifat kimianya akan

berulang pada unsur ke 8”

4. Mendeleyev (1869) Sistem Periodik Bentuk Pendek

“ jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka sifat-sifat unsur atom

akan berulang secara periodik”

Keunggulannya:

a. Merupakan sistem periodik atau klasifikasi unsur yang pertama kali disusun dalam

bentuk tabel.

b. Disediakan tempat-tempat kosong untuk unsur-unsur yang ada tetapi belum

ditemukan pada saat itu.

5. Henry Mosly (1914)

Memperbaiki sistem periodik yang disusun oleh Mendeleyev, yaitu dengan menyusun

sesuai kenaikan nomor atomnya bukan berdasarkan nomor massa. Sehingga terbentuklah

sistem periodik moderen (bentuk panjang)

Sistem Periodik Moderen

1. Hukum periodik moderen: “sifat unsur-unsur merupakan fungsi periodik dari nomor

atom.

2. Terdiri dari:

Lajur horisontal yang disebut perioda

Lajur vertikal yang disebut golongan

3. Berdasarkan konfigurasi elektronnya dikenal:

Unsur blok s (golongan I A dan II A)

Unsur blok p (golongan III A – VIII A)

Unsur blok d (golongan I B – VIII B)

25

Unsur blok f (lantanida dan aktinida)

Catatan:

a. Jika konfigurasi elektron berakhir pada sub kulit s atau p maka unsur tersebut

termasuk golongan A

b. Jika konfigurasi elektron berakhir pada sub kulit d maka unsur tersebut termasuk

golongan B

c. Untuk menentukan golongan suatu unsur dapat dilihat elektron valensinya.

d. Nomor perioda sama dengan jumlah kulit. Nomor perioda ini dapat dilihat nomor

kulit yang paling besar atau bilangan kuantum utama yang paling tinggi.

Contoh: Na1123 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

Dari konfigurasi atom Na, dapat diperoleh informasi Na termasuk golongan I A, dan

periode 3.

Sifat-sifat Periodik Unsur

Sifat periodik unsurmerupakan sifat-sifat yang berubah secara periodik dengan kenaikan

nomor atomnya. Sifat-sifat tersebut antara lain:

1. Jari-jari atom

Jari-jari atom diukur dari inti sampai dengan kulit terluar

2. Energi ionisasi

Energi yang diperlukan atom untuk melepas elektron

3. Afinitas elektron

Energi yang dilepas bila atom dalam bentuk gas menengkap elektron dan berubah

menjadi ion negatif.

4. Elektronegatifitas

Kemampuan tarikan relatif atom terhadap elektron ikatan .

Sifat-sifat periodik tersebut dalam sistem periodik unsur mempunyai kecenderungan

sebagai berikut:

1. Energi ionisasi, afinitas elektron, elektronegatifitas dalam satu golongan semakin kecil.

2. Energi ionisasi, afinitas elektron, elektronegatifitas dalam satu perioda semakin besar.

3. Jari-jari atom dalam satu golongan semakin besar

4. Jari-jari atom dalam satu perioda semakin kecil

26

STRUKTUR MOLEKUL

1. Ikatan kimia

Atom-atom tidak ditemukan dalam keadaan bebas kecuali pada temperatur tinggi.

Atom-atom yang telah membentuk molekul, mempunyai sifat yang berbeda dengan atom-

atonya dalam keadaan terpisah dan pada tiap molekul terdapat gaya tarik menarik antar

atom yang disebut ikatan kimia. Atom-atom yang membentuk ikatan, hanya bagian

luarnya saja yang berperan. Jumlah elektron terluar disebut juga elektron valensi suatu

atom. Elektron valensi dapat digambarkan dengan notasi tertentu yang disebut lambang

lewis.penyusunan lambang Lewis suatu unsur dilakukan dengan menuliskanlambang atom

dikelilingi olah sejumlah titik atau bulatan, dsb, yang menunjukkan jumlah elektron terluar

suatu atom.

Atom-atom dikatan stabil apabila konfigurasi elektronnya sama dengan konfigurasi

gas mulia (struktur duplet dan okted). Untuk mencapai keadaan tersebut, maka atom dapat

melakukan: (a) serah terima elektron valensi dan (b) pengunaan bersama pasangan elektron.

Jenis ikatan kimia

A. Ikatan ion

Ikatan ion terjadi bila satu atau lebih elektron ditransver dari kulit valensi atom ke

kulit valensi atom yang lain. Atom yang kehilangan elektron menjadi ion positif (kation),

sedangkan atom yang memperoleh elektron menjadi bermuatan negatif (anion). Jadi ikatan

ion terjadi dari gaya tarik antara ion-ion yang bermuatan berlawanan, ikatan ion juga dapat

terjadi antara atom-atom logam golongan A dengan atom-atom non logam, dan atom-atom

yang potensial ionisasinya kecil dengan atom-atom afinitas elektron besar (perbedaan

elektronegatifitas besar). Senyawa ion memiliki sifat-sifat berikut:

a) Mempunyai titik leleh dan titik didih tinggi

b) Larutan dan leburannya dapat menghantarkan listrik

c) Larut dalam dalam pelarut polar (seperti: air, HF, dll)

d) Tidak larut dalam pelarut non polar (eter, benzena, CCl4, dll)

e) Padatannya berbentuk kristal dan tidak menghantarkan listrik.

27

B. Ikatan kovalen

Ikatan kovalen terjadi karena adanya pemekaian pasangan elektron secara bersama-sama

oleh dua atom. Ikatan ini dapat terjadi antara atom-atom non logam yang perbedaan

elektronegatifitasnya kecil. Pembagian ikatan kovalen sebagai berikut:

a) Berdasarkan pasangan elektron yang digunakan:

1) ikatan kovalen tunggal

terdapat satu pasang elektron yang digunakan untuk berikatan bersama-sama.

2) ikatan kovalen ganda

terdapat dua pasang elektron yang digunakan untuk berikatan bersama-sama.

3) ikatan kovalen rangkap tiga

terdapat tiga pasang elektron yang digunakan untuk berikatan bersama-sama.

Contoh:

b) Berdasarkan kepolaran

1) Ikatan kovalen non polar

Ikatan kovalen dimana pasangan elektron yang dipakai bersama tertarik sama

kuat ke semua atom, sehingga tidak terjadi polarisasi (pengkatupan muatan) pada

masing-masing atom dan mempunyai PEB (pasangan elektron bebas). Hal ini terjadi jika

molekulnya mengendung jenis atom yang sama (contoh: O2, O3, Cl2, N2) atau molekul

yang berbentuk simetri (contoh: CaCl2, CH4, CCl4, C6H6, CO2, BF3)

Ikatan Kovalen Non Polar pada CaCl2

28

2) Ikatan kovalen polar

Ikatan kovalen dimana pasangan elektron yang digunakan bersama tertarik lebih

kuat ke aton yang elektronegatifitas lebih besar sehingga terjadi polarisasi muatan. Ikatan

kovalen polar memiliki PEB dan bentuknya tidak simetri. Contoh: H2O, HCl, NH3,

CHCl3.

Ikatan kovalen polar pada HCL

3) Ikatan kovalen semipolar

Ikatan dimana pasangan elektron yang digunakan bersama berasal dari salah

satu atom. Jadi ikatn kovalen ini syaratnya ada molekul yang atom pusatnya memiliki

pasangan elektron bebas dan atom yang tidak punya pasangan elektron bebas.

Sifat-sifat senyawa kovalen antara lain:

a) Titik lebur dan titik didihnya relatif rendah.

b) senyawa polar larut dalam pelarut polar dan larutannya dapat menghantarkan listrik

c) senyawa non polar larut dalam pelarut non polar, dan larutannya tidak dapat

menghantarkan listrik

Perbedaan antara ikatan ionik , kovalen dan kovalen koordinasi

Perbedaan Ionik Kovalen Kovalen Koordinasi

Proses Pembentukkan Serah terima elektron

antar atom

Penggunaan bersama

pasangan elektron

dimana tiap atom

menyumbang elektron

X. + .Y à X:Y

Penggunaan bersama

pasangan elektron

yang hanya berasal

dari salah satu atom

X: + Y à X:Y

Atom yang terlibat Logam + Nonlogam Nonlogam +

Nonlogam

Nonlogam +

Nonlogam

Titik leleh & Titik

Didih

Tinggi Rendah ( kecuali pada

padatan kovalen

seperti intan )

Rendah

29

Kealrutan Larut dalam air namun

sukar larut dalam

pelarut organik seperti

aseton, alcohol,eter

dan Benzena

Sukar larut dalam air

namun larut dalam

pelarut organik

Sukar larut dalam air

namun larut dalam

pelarut organic

Daya Hantar Listrik Lelehan dan

larutannya

menghantarkan listrik

Tidak dapat

menghantarkan listrik

(namun ada beberapa

larutannya yg

menghantarkan listrik)

Tidak dapat

menghantarkan listrik

(namun ada beberapa

larutannya yg

menghantarkan listrik)

Contoh NaCl , LiF, CaO,

CaBr2 , AlCl3

HF, H2O, PCl3 , BCl3 ,

CO2

NH4+ , SO4

-2 , POCl3,

H3NBF3 , SO3

2. ikatan kimia yang lain

a. ikatan hidrogen

suatu ikatan antar molekul yang disebabkan gaya tarik menarik oleh atom yang

elektronegatifitasnya besar (F, O, dan N) terhadap atom H dalam molekul lain.

Adanya ikatan hidrogen menyebabkan titik didih tinggi. Senyawa yang mempunyai

ikatan hidrogen antra lain: air (H2O), amoniak (NH3), HF, alkohol (C2H5OH), asam

alkanoad (CH3COOH). Berikut ini contoh ikatan hidrogen yang ada pada air.

b. ikatan logam

ikatan antar atom dalam unsur logam. Hal ini terjadi karena rapatnya susunan atom-

atom logam, sehingga elektron pada kulit terluarnya dapat bergerak bebas. Gerakan

elektron valensi inilah menyebabkan logam sebagai penghantar listrik yang baik.

c. gaya Van Der Waals

gaya antara molekul dalam senyawa kovalen;

1) gaya tarik dipol-dipol yaitu gaya tarik antara molekul polar.

2) Gaya tarik dipol permanen-dipol terimbas yaitu gaya tarik antar molekul yang

disebabkan oleh molekul polar menginduksi molekul non polar sehingga

membentuk dipol terimbas. Molekul polar membetuk dipol permanen, molekul

non polar membentuk dipol terimbas.

30

3) Gaya tarik dipol sesaat (gaya london) gaya tarik untuk molekul non polar

disebabkan dipersi elektron tidak merata.

3. Bentuk molekul

Bentuk giometri molekul dapat ditinjau dari teori tolakan elektron pasangan

elektron valensi (VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion) dan hibridisasi.

Menurut teori VSEPR bangun suatu molekul ditentukan oleh pasangan elektron yang

terdapat dalam kulit valensi atom pusat. Pasangan-pasangan elektron akan saling

menjauh agar tolak menolak antara pasangan-pasangan elektron seminimal mungkin.

Menurut teori VSEPR, bentuk molekul dapat diramalkan dari jumlah pasangan elektron

valensi atom pusat dan apakah dari pasangan elektron tersebut terdapat pasangan

elektron bebas. Bila terdapat pasangan elektron bebas, maka akan berlaku bahwa energi

tolakan elektron bebas-elektron bebas > energi tolakan bebas-elektron ikatan > energi

tolakan elektron ikatan-elektron ikatan. Tokalan tersebut sedemikian sehingga akhirnya

terjadi suatu bangun dimana tolakan terjadi menjadi minimal. Berdasarkan besarnya

energi tolakan ini, dapat diketahui bahwa elektron bebas, ingin mendapatkan ruang yang

lebih besar dari keseluruhan bangun ruang molekul yang bersangkutan.

PEI PEB Rumus Bentuk Molekul Contoh Sudut Ikatan

2 0 AX2 Linear CS2 180o

3 0 AX3 Segitiga sama sisi SO3 120o

4 0 AX4 Tetrahedral SiCl4 109,5o

3 1 AX3E Piramida trigonal PF3 109,5o

2 2 AX2E2 Bentuk V H2O 109,5o

5 0 AX5 Bipiiramida trigonal PF5 120o, 90o

4 1 AX4E Tetrahedral asimetri SF4 109,5o

3 2 AX3E2 Bentuk T ClF3 90o

2 3 AX2E3 linear BCl3 180o

6 0 AX6 Oktahedral SF6 90o

5 1 AX5E Bipiramida bujur sangkar BrF5 90o

4 2 AX4E2 Segiempat datar XeF4 90o

A = Atom Pusat

X = PEI (pasangan elektron ikatan)

E = PEB (pasangan elektron bebas)

31

Analisis Perkiraan Bentuk Molekul Senyawa

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:

Contoh soal:

Meramalkan bentuk molekul BrF3 (diketahui: 35Br dan 9F).

Penyelesaian:

35Br = (Ar) 3d10, 4s2, 5p5

9F = 1s2, 2s2, 2p5

Atom pusat Br memiliki 7 elektron valensi, eletron valensi tersebut digunakan 3 elektron

untuk berikatan dengan atom F, sehingga tersisa 4 elektron (2 pasang) . dari data tersebut

32

dapat ditulis PEI = 3 dan PEB =2 jadi rumusnya AX3E2. Jadi bentuk molekul BrF3 adalah

bentuk T.

Hibridisasi

Hibridisasi merupkan peristiwa bergabungnya beberapa orbital menjadi satu

orbital yang tingkat energinya sama. Proses hibridisasi dapat dinyatakan dengan melihat

pasangan elektron dalam atom pusat dan tahapan hibridisasinya sebagai berikut:

1. Mula-mula terjadi keadaan tereksitasi yang menyangkut yang tidak berpasangan,

disusul dengan promosi elektron ke orbital yang lebih tinggi. Dalam beberapa hal

terjadi promosi dan hibridisasi antara orbital dengan bilangan kuantum utama yang

berbeda tetapi perbedaan energinya tidak besar.

2. Orbital-orbital dalam atom yang tereksitasi bercampur atau berhibridisasi membentuk

orbital-orbital yang ekivalen. Bentuk dan jenis orbital hidrida ditentukan oleh jumlah

orbital hidrida yang terjadi pada molekul.

Tabel 1. Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat

Orbital

Hibrida

Jumlah Pasangan

Elektron Susunan Ruang Bentuk Molekul

Sudut

Ikatan

sp 2 Linear 180°

sp2 3

Trigonal 120°

sp3

dsp2 4

Tetrahedron

Bujursangkar

109,5°

90o

sp3d 5

Bipiramidal

Trigonal

90°

120°

33

d2sp3

sp3d2 6

Oktahedron 90°

Contoh Soal:

Prediksi bentuk molekul BF3 (diketahui: 5Br dan 9F).

Penyelesaian:

5B = 1s2, 2s2, 2p1

9F = 1s2, 2s2, 2p5

E E E

↑

2𝑝

↑ ↑

2𝑝

2𝑝

↑↓

2𝑠

↑

2𝑠

↑↓

𝑠𝑝2

↑↓

𝑠𝑝2

↑↓

𝑠𝑝2

↑↓

1𝑠

↑↓

1𝑠

↑↓

1𝑠

Keadaan Dasar Eksitasi Hibridissasi sp2

34

WUJUD ZAT

1. Zat-zat yang berwujud gas

Kita hidup di dasar lautan udara yang komposisi volumenya secara kasar adalah

78% N2, 21% O2, dan 1% gas lainnya termasuk CO2. Kimia tentang campuran gas

penting menjadi perhatian besar, disebabkanoleh efek kerusakan karena polusi pada

lingkungan. Disini secara umum kita akan memusatkan perhatian pada perilaku zat-zat

yang berwujud gas di bawah kondisi atmosfer normal, yang didefinisikan pada suhu

25oC dan tekanan 1 atm.

Sifat gas yang dapat diukur adalah volume, suhu, tekanan, dan massa. Volume

gas gas selalu sama dengan volume tempatnnya. Satuan volume gas adalah liter (L) atau

mililiter (mL), sedangkan satuan SI dari volume adalah m3. Massa gas satuannya gram

(g) atau miligram (mg). Suhu memiliki satuan kelvin (K).dalam perhitungan, satuan gas

yang lain harus diubah ke satuan kelvin. Satuan tekanan adalah atmosfer. Satu atmosfer

standar adalah tekanan yang diakibatkan kolom raksa setinggi 760 mmHg pada 0oC.

Satuan tekanan udara yang lebih kecil dari 1 atm adalah torr. 1 torr =1

760 atm atau 1

atm = 760 torr.

Sifat fisis yang khas dari semua gas: (a) gas mempunyai volume dan bentuk, (b)

gas merupakan wujud materi yang paling mudah di mampatkan, (c) gas-gas akan segera

bercampur secara merata dan sempurna jika ditempatkan dalam wadah yang sama, (d)

gas memiliki kerapatan yang jauh lebih rendah dibanding dengan cairan dan padatan.

2. Hukum-Hukum Gas

a. Hubungan tekanan (P) - volume (V): Hukum Boyle

Hubungan timbal balik antara tekanan dan volum gas disebut hukum Boyle.

Hukum ini menyatakan bahwa, “ pada suhu tetap volum sejumlah tertentu gas

berbanding terbalik dengan tekanan “

P1 V1 = C , dengan ketentuan jumlah mol (n) dan Suhu (T) tetap.

Di sini C = tetapan perbandingan dan indek 1 adalah keadaan gas sebelum berubah.

Setelah tekanan dan volum berubah menjadi P2 dan V2 pada suhu tetap dan jumlah gas

sama, harga C harus masih tetap sama.

P2 V2 = C , sehingga P1 V1 = P2 V2

Di sini, V1 = volume gas pada tekanan P1 dan V2 = volume gas pada tekanan P2.

35

Contoh soal:

Berapakah volum 360 ml sampel gas pada tekanan 625 torr bila tekanan diubah

menjadi 750 torr, pada suhu tetap ?

Penyelesaian :

P1 V1 = P2 V2

625 torr . 360 ml = 750 torr . V2

625 torr .360 ml

750 torr = V2

V2 = 300 ml.

b. Hukum Dalton (tekanan parsial gas)

Eksperimen yang dilakukan oleh Jonh Dalton menghasilkan hukum tekanan

parsial yang dikenal dengan hukum Dalton. Hukum tersebut menyatakan banwa tekanan

total gas sama dengan jumlah tekanan parsial tiap gas dalam campuran.

Ptotal = Pa + Pb + Pc +.....

Pa, Pb, Pc, ... merupakan tekanan parsial dari komponen a, b, c, .... Simbol a, b, c, ...

dapat pula diganti dengan rumus kimia gas, seperti PCO, PCO2, dsb.

Contoh soal:

Oksigen di laboratorium dibuat dari pembakaran kalium klorat dengan dengan katalisator

MnO2 dan dikumpulkan di atas air. Gas yang terkumpul di atas air volumenya 370 mL

pada 25oC dan 760 torr. Berapakah volume oksigen kering pada suhu dan tekanan

standar (STP) yang dihasilkan pada pembuatan itu?

Penyelesaian:

Pada 25oC tekanan uap air adalah 23,765 mmHg = 23,765 torr (dari tabel data tekanan

uap sebagai fungsi suhu)

PO2 = P total – P uap air

= 756 – 23,765 = 732,235 torr

VO2(pada STP) = 350 mL ×

732,235 torr

760 torr×

273 K

298 K= 326,577 Ml

c. Hubungan Suhu - Volume Gas: Hukum Charles dan Gay Lussac

Hukum Charles dan Gay lussac menyatakan bahwa volume gas pada tekanan

konstan berbanding lurus dengan suhu mutlak gas itu. Dapat dirumuskan sebagai berikut:

V1

V2=

T1

T2 (pada n, P tetap)

36

𝑃1

𝑃2=

𝑇1

𝑇2 (pada n, V tetap)

Contoh Soal:

Gas anaestetik (gas patirasa) diberikan kepada pasien, pada suhu kamar 20° C dan suhu

tubuh pasien 37° C. Bila 1,6 L gas diberikan kepada pasien, bagaimanakah pengaruh

suhu tubuhnya terhadap volume gas tersebut?

Penyelesaian :

V1

T1 =

V2

T2 atau 𝑉2 =

𝑉1×𝑇2

𝑇1

V2 = 1, 60 L x 310 K

293 K = 1,69 L

d. Hukum Avogrado

Hukum Avogadro menyatakan bahwa pada tekanan dan suhu konstan, volume

suatu gas berbanding langsung dengan jumlah mol yang ada

V

n= K

Dimana :

V : volume gas

n : jumlah zat dalam satuan mol

k : konstanta yang sama dengan RT/P, dengan R adalah konstanta gas universal, T adalah

suhu dalam Kelvin dan P adalah Tekanan. Sebagai suhu dan tekanan yang konstan, RT/P

juga konstan dan disebut sebagai k.

e. Persamaan gas ideal

Gas Ideal adalah gas yang mematuhi persamaan gas umum dari :

PV = nRT.

Dengan :

P : Tekanan absolut gas (atm)

V : volum spesifik gas (liter)

R : konstanta gas (0,082 L.atm/mol atau 8,314j/kmol

T : suhu temperatur absolut gas (k)

n : jumlah mol gas

37

Contoh soal:

Belerang heksaflouida (SF6) merupakan gas tak berwarna, tak berbau, dan sangat reaktif.

Hitunglah tekanan (dalam atm) yang dilakukan oleh 1,82 mol gas ini dalam bejana baja

dengan volume 5,43 L pada suhu 69,5 oC.

Penyelesaian:

𝑃 =𝑛𝑅𝑇

𝑉

𝑃 =(1,82 mol)(0,082

L atmK )(69,5 + 273 K)

5,43 L= 9,42 atm

3. Kerapatan dan Massa Molar zat berwujud Gas

Kerapatan gas merupakan massa persatuan volum

𝑑 =𝑚

𝑉

Karapatan gas akan berubah apabila terjadi perubahan suhu dan tekanan. Perubahan

kerapatan gas ini lebih besar jika dibandingkan dengan kerapatan cairan atau padatan.

Oleh karena itu sangat penting untuk mengetahui kondisi suhu dan tekanan saat

mengukur kerapatan gas. Gas mempunyai kerapatan sangat rendah, oleh karena itu

satuan yang biasa digunakan adalah gram per liter.

Massa molar gas adalah massa satu mol gas dan ini sama dengan massa molekul

gas dalam gram. Dengan demikian massa molekul gas, juga berarti penentuan massa

molar gas atau sebaliknya. Massa molar gas dapat dituliskan dengan persamaan:

𝑀 =𝑚𝑅𝑇

𝑃𝑉

Dari persamaan keadaan gas ideal, diperoleh:

𝑃𝑉 = 𝑔

𝑀 𝑅𝑇

𝑔

𝑉=

𝑃𝑀

𝑅𝑇 → 𝑑 =

𝑃𝑀

𝑅𝑇

M : Massa molar (g/mol)

Contoh Soal:

Hitung kerapatan gas SO2 (anggap gas ideal) pada 57oC dan 65 cmHg !

Penyelesaian:

𝑑 = 𝑃𝑀

𝑅𝑇=

(6576

) (64)

(0,082)(330)= 2,02 𝑔/𝐿

38

4. Teori Kinetik Gas

Energi kinetik adalah jenis energiyang ditimbulkan oleh suatu objek bergerak,

atau energi gerakan. Temuan Maxwell, Boltzman, dan hasil lainnya dalam sejumlah

generalisasi perilaku gas dikenal dengan teori kinetik molekul gas, atau cukup dengan

teori kinetik gas. Postulat-postulat teori kinetik gas adalah sebagai berikut:

a. Gas terdiri dari molekul-molekul yang satu dengan yang lainnya dipisahkan oleh

jarak yang besar dibanding dengan ukuran gas itu sendiri. Molekul-molekul dianggap

merupakan titik-titik yang memiliki massa, namun memiliki volum yang dapat

diabaikan.

b. Molekul-molekul gas senantiasa bergerak secara tetap dengan arah yang acak, dan

sering bertumbukan satu dengan yang lainnya. Tumbukan diantara molekul-molekul

bersifat elastis sempurna. Dengan kata lain, akibat tumbukan energi dapat

dipindahkan dari satu molekul ke molekul lainnya. Walau demikian, energi total dari

semua molekul dalam sisten tetap sama.

c. Molekul-molekul gas tidak mengalami baik gaya tarik menarik maupun gaya tolak

menolak antar satu dengan yang lainnya.

d. Energi kinetik rata-rata molekul sebanding dengan suhu gas dalm kelvin. Dua gas

apa pun pada suhu yang sama memiliki energi kinetik rata-rata yang sama. Energi

kinetik rata-rata suatu molekul diberikan oleh persamaan: EK̅̅̅̅ =1

2 m v2̅̅ ̅

Dimana m adalah massa molekul, dan v adalah kecepatan partikel gas. Tanda garis

mendatar menyatakan nilai rata-rata. Besaran v2̅̅ ̅ disebut laju rata-rata kuadrat yang

merupakan rata-rata dari kuadrat laju semua molekul:

𝑣2̅̅ ̅ = 𝑣1

2+𝑣22+⋯+𝑣𝑁

2

𝑁 dimana N adalah jumlah molekul.

Berdasarkan toeri kinetik gas, tekanan gas merupakanhasil dari tumbukan antara

molekul-molekul dan dinding wadahnya. Tekanan ini bergantung pada frekuensi

tumbukan per satuan luas dan pada seberapa keras molekul membenturan dinding.

Teori ini juga menberikan interpretasi molekul dan suhu. Semakin tinggi suhu, maka

semakin tinggi kecepatan malekul.

Soal Latihan:

1. Kerapatan suatu senyawa organik yang berwujud gas adalah 3,38 g/L pada suhu 40oC

dan tekanan 1,97 atm. Berapa massa molarnya?

39

2. Hitung volume (dalam liter) yang ditempati oleh 2,12 mol oksida nitrat (NO) pada

tekanan 6,54 atm pada suhu 76 oC.

3. Suatu massa neon mengisi 200cm3 pada 100oC. Tentukan volume neon pada 0oC dan

tekanan tetap.

4. Suatu tangki berisi karbon dioksida pada 27oC dan pada tekanan 12 atm, tentukan

tekanan gas di dalam tangki bila dipanaskan hingga 100 oC.

5. Oksigen 100 cm3 tepat, dikumpulkan di atas permukaan air pada 23oC dan 800 torr.

Hitung volume baku oksigen kering. Tekanan uap air pada 23oC ialah 21,1 torr.

40

KESETIMBANGAN KIMIA

1. Pengertian Kesentimbangan Kimia

Kebanyakan reaksi kimia merupakan reaksi reversibel. Pada awal proses

reversibel, reaksi berlangsung maju ke arah pembentukan produk. Segera setelah

beberapa molekul produk terbentuk,proses balik mulai berlangsung yaitu pembentukan

molekul reaktan dari molekul produk. Bila laju reaksi maju dan reaksi balik sama besar

dan konsentrasi reaktan dan produk tidak lagi berubah seiring berjalannya waktu, maka

tercapailah kesetimbangan kimia (chemical equilibium).

Reaksi kesetimbangan kimia melibatkan zat-zat yang berbeda untuk reaktan dan

produknya. Kesetimbangan dua fasa dari zat yang sama dinamakan kesetimbangan fisis

(physical equilibuium) karena perubahan yang terjadi hanyalah proses fisis. Penguapapan

air dalam wadah tertutup pada suhu tretentu merupakan contoh kesetimbangan fisis.

Dalam kasus ini, molekul H2O yang meninggalkan dan yang kembali ke fasa cair sama

banyak.

𝐻2𝑂(𝑙) ←→ 𝐻2𝑂(𝑔)

2. Konstanta Kesetimbangan

Reaksi reversibel dapat dituliskan sebagai berikut:

𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ←→ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷

dimana a, b, c, dan d adalah koefisien stoikiometri untuk spesi-spesi yng bereaksi A, B,

C, dan D. Konstanta kesetimbangan untuk reaksi dan suhu tertentu ialah:

𝐾 =[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑

[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏

Persamaan di atas merupakan bentuk matematis dari hukum aksi massa.

Persamaan tersebut menghubungkan konsentrasi reaktan dan produk pada kesetimbangan

dinyatakan dalam suatu kuantitas yang disebut konstanta kesetimbangan.

3. Kesetimbangan Homogen

Kesetimbangan homogen (homogeneous equilibium) berlaku untuk reaksi yang

semua spesi bereaksinya berada pada fasa yang sama. Contoh dari kesetimbangan fasa

gas homogen adalah penguraian N2O4. Reaksinya sebagai berikut: 𝑁2𝑂4(𝑔)←→ 2𝑁𝑂2(𝑔)

Konstanta kesetimbangannya:

41

𝐾𝑐 = [𝑁𝑂2]2

[𝑁2𝑂4]

Perhatikan bahwa subskrip dalam Kc menyatakan bahwa konsentrasi spesi yang

bereaksi dinyatakan dalam mol per liter. Konsentrasi reaktan produk dalam reaksi gas

juga dapat dinyatakan dalam tekanan parsialnya. Pada suhu yang tetap, tekanan P dari

suatu gas berbanding lurus dengan konsentrasi dalam mol per liter gas tersebut jadi P =

(n/V)RT. Untuk proses kesetimbangan dapat ditulis:

𝐾𝑝 =𝑃𝑁𝑂2

2

𝑃𝑁2𝑂4

dimana 𝑃𝑁𝑂2 dan 𝑃𝑁2𝑂4

adalah tekanan parsial kesetimbangan masing-masing untuk NO2

dan N2O4. Subskrip pada Kp menyatakan bahwa konsentrasi kesetimbangan dinyatakan

dalam tekanan.

Kc tidak sama dengan Kp karena tekanan parsial reaktan dan produk tidak sama

dengan konsentrasinya jika dinyatakan dalam mol per liter. Satu hubungan sederhana

antara Kc dan Kp dapat dituliskan pada persamaan berikut:

𝐾𝑝 = 𝐾𝑐(𝑅𝑇)∆𝑛

dimana Δn = mol produk gas – mol reaktan gas

4. Kesetimbangan Heterogen

Reaksi reversibel yang melibatkan reaktan dan produk yang fasanya berbeda

menghasilkan kesetimbangan heterogen (heterogeneous equilibrium). Sebagai contoh,

ketika kalsium karbonat dipanaskan dalam wadah tertutup, kesetimbangan berikut

tercapai:

𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) 𝐶𝑎𝑆(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)←→

Pada kesetimbangan, kita dapat menuliskan konstanta kesetimbangan sebagai berikut:

𝐾𝑐 = [𝐶𝑂2]

Konsentrasi suatu padatan, seperti halnya kerapatan merupakan sifat intensif

dan tidak bergantung pada banyaknya zat yang ada. Perhatikan bahwa satuan konsentrasi

(mol per liter) dapat diubah menjadi satuan kerapatan (gram perm cm3) dan sebaliknya.

Berdasarkan alasan ini, suku [𝐶𝑎𝐶𝑂3] dan [𝐶𝑎𝑂] dengan sendirinya adalah konstanta

sehingga kita dapat menghilangkannya dari konstanta kesetimbangan. Cara lainnya, kita

dapat menyatakan konstanta kesetimbangan sebagai:

𝐾𝑝 = 𝑃𝐶𝑂2

42

Informasi yang telah kita peroleh tentang padatan juga berlaku untuk cairan.

Jika reaktan dan produk berupa cairan, kita dapat memperlakukan konsentrasinya

sebagai konstanta dan kita dapat menghilangkannya dari persamaan konstanta

kesetimbangan.

5. Menghitung Konstanta Kesetimbangan Dan Konsentrasi Kesetimbangan

Contoh 1:

Tentukan persamaan untuk Kc dan Kp. Jika mungkin, untuk reaksi reversibel pada

kesetimbangan: 2𝑁𝑂(𝑔) + 𝑂2(𝑔) 2𝑁𝑂2(𝑔)←→

Penyelesaian:

Semua spesi yang bereaksi dalam wujud gas sehingga kita dapat menentukan persamaan

Kc dan Kp untuk reaksi ini

𝐾𝑐 =[𝑁𝑂2]2

[𝑁𝑂]2[𝑂2] dan 𝐾𝑝 =

𝑃𝑁𝑂22

𝑃𝑁𝑂2 𝑃𝑂2

Contoh 2:

Konstanta kesetimbangan Kp untuk penguraian forfor pentaklorida menjadi fosfor

triklorida dan molekul klorin: 𝑃𝐶𝑙5(𝑔) 𝑃𝐶𝑙3(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔)←→ diketahui sebesar 1,05 pada

suhu 250oC. Jika tekanan kesetimbangan PCl5 dan PCl3 berturut-turut adalah 0,875 atm

dan 0,463 atm. Berapa tekanan parsial kesetimbangan Cl2 pada suhu 250oC?

Penyelesaian:

Kita tulis Kp dalam tekanan parsial setiap spesi yang bereaksi:

𝐾𝑝 = 𝑃𝑃𝐶𝑙3

𝑃𝐶𝑙2

𝑃𝑃𝐶𝑙5

Karena kita sudah mengetahui tekanan-tekanan parsialnya, kita tuliskan:

1,05 = (0,463)(𝑃𝐶𝑙2)

(0.875) atau 𝑃𝐶𝑙2

= (1.05)(0.875)

(0,463) = 1,98 atm

Contoh 3:

Untuk reaksi 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) 2𝑁𝐻3(𝑔)←→ , Kp ialah 4,3 x 10-4 pada 375 oC. Hitunglah

Kc untuk reaksi ini

Penyelesaian:

𝐾𝑐 =𝐾𝑝

(𝑅𝑇)∆𝑛

Karena T = 375oC+273= 648K, dan Δn = 2-4= -2 maka:

43

𝐾𝑐 =4,3 × 10−4

(0,082)(648)−2 = 1,2

Contoh 4:

Perhatikan kesetimbangan heterogen berikut: 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)←→

Pada 800oC, tekanan CO2 adalah 0,236 atm. Hitunglah (a) Kp dan (b)Kc untuk reaksi

tersebut pada suhu ini.

Penyelesaian:

(a) Karena konsentrasi padatan tidak muncul dalam persamaan konstanta

kesetimbangan, maka persamaan kesetimbangan yang kita peroleh:

Kp = PCO2= 0,236

(b) Dari soal diketahui T = 800 + 273 =1073K dan Δn = 1, kemudian kita subsitusikan

pada persamaan berikut:

𝐾𝑝 = 𝐾𝑐(𝑅𝑇)∆𝑛

0,236 = 𝐾𝑐(0,082 × 1073)1

Kc = 2,68 x 10-3

Contoh 5:

Campuran 0,500 mol H2 dan 0,500 mol I2 dimasukkan ke dalam labu baja anti karat 1 L

pada suhu 430oC. Konstanta kesetimbangan Kc untuk reaksi 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) 2𝐻𝐼 (𝑔) ←→

Adalah 54,3 pada suhu ini. Hitunglah konsentrasi H2, I2, dan HI pada keadaan

kesetimbangan

Penyelesaian:

Tahap 1: stoikiometri reaksi adalah 1 mol H2 bereaksi dengan 1 mol I2 menghasilkan 2

mol HI. Misalkan x adalah pengurangan konsentrasi (mol/L) H2 dan I2 pada

kesetimbangan. Jadi konsenrasi kesetimbangan HI haruslah 2x perubahan konsentrasi

diringkas sebagai berikut:

𝐻2 + 𝐼2 2𝐻𝐼←→

Awal (M) 0,500 0,500 0,000

Bereaksi (M) -x -x +2x

Kesetimbangan (M) (0,500-x) (0,500-x) 2x

Tahap 2: konstanta kesetimbangan adalah

𝐾𝑐 =[𝐻𝐼]2

[𝐻2][𝐼2]

44

Dengan subsitusi kita peroleh:

54,3 =(2𝑥)2

(0,500 − 𝑥)(0,500 − 𝑥)

Dengan menghitung akar pada kedua sisi, diperoleh:

7,37 =2𝑥

0,500 − 𝑥

x =0,393 M

Tahap 3: pada saat kesetimbangan adalah

[H2] = (0,500 – 0,393) M = 0,107 M

[I2] = (0,500 – 0,393) M = 0,107 M

[HI] = 2 x 0,393 M = 0,786 M

6. Prinsip Le Chatelier dan kesetembangan kimia

Posisi kesetimbangan kimia dapat berubah jika diberikan aksi. Aksi itu dapat

berupa perubahan konsentrasi pereaksi atau konsentrasi produk, perubahan tekanan atau

volume gas, dan perubahan gas. Pengaruh aksi tersebut pada posisi kesetimbangan dapat

dijelaskan dengan asas Le Chatelier yang menyatakan bahwa apabila pada suatu sistem

dalam keadaan kesetimbangan diberikan suatu tegangan (perubahan suhu, tekanan, atau

konsentrasi), maka akan terjadi reaksi yang memindahkan kesetimbangan ke arah yang

mengurangi tegangan itu.

a. Perubahan konsentrasi pereaksi atau konsentrasi produk

Andaikan jumlah salah satu pereaksi atau hasil pereaksi ditambah, maka

kesetimbangan akan bergeser sehingga penambahan tadi akan berkurang. Dan sebaliknya

apabila salah satu pereaksi atau hasil reaksi dikurangi, maka kesetimbangan akan

bergeser sehingga sehingga konsentrasi zat yang dikurangi bertambah.

Pergeseran sistem kesetimbangan karena pengaruh perunahan konsentrasi

pereaksi dapat dijelaskan dengan ungkapan hukum aksi massa pada sistem

kesetimbangan:

𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) 2𝐻𝐼(𝑔)←→

Ungkapan hukum aksi massa: 𝐾𝑐 =[𝐻𝐼]2

[𝐻2][𝐼2]

Penambahan H2 pada sistem kesetimbangan menyebabkan penyebut pada

hukum aksi massa bertambah dan nilai fraksi aksi massa menjadi lebih kecil dari pada

nilai Kc. Pada keadaan ini sistem kesetimbagan terganggu. Sistem yang terdiri dari tiga

45

campuran H2, I2, dan HI berusaha mengembalikan kesetimbangan dengan memperbesar

nilai fraksi aksi massa sampai sama dengan Kc yaitu dengan memperbesar pembilang

dan memperkecil penyebut melalui pembentukan HI menjadi lebih banyak dengan

bereaksinya sebagian penambahan H2 dan I2. Jadi penambahan H2 pada sistem

kesetimbangan itu menyebabkan sistem kesetimbangan begeser ke kanan sampai nilai

fraksi aksi massa sama dengan nilai Kc.

b. Pengaruh perubahan tekanan dan volume pada kesetembangan

Hukum yang dirumuskan oleh Robert Boyle menyatakan bahwa pada suhu tetap

tekanan gas berbanding terbalik dengan volume gas. Oleh karena itu perubahan tekanan

gas bearti pula mengubah sistem kesetimbangan pereaksi dan hasil reaksi yang berupa

gas. Perubahan tekanan tidak mempengaruhi kesetimbangan yang pereaksi dan hasil

reaksi berupa cairan atau padatan. Hal ini karena fasa cair dan padat tidak dapat di

mampatkan.

Perhatikan sistem kesetimbangan reaksi pembentukan gas NH3 dalam suatu wadah

sebagai berikut:

𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) 2𝑁𝐻3(𝑔)←→

Apabila volume wadah tiba-tiba dikecilkan, maka tekanan akan bertambah. Berdasarkan

prinsip Le Chatelier, sistem akan bereaksi terhadap penembahan tekanan itu dengan

mengurangi tekanan.

Tekanan gas disebabkan oleh tabrakan molekul-molekul gas dengan dinding

wadah. Pada suhu tertentu semakian besar jumlah molekul per cm3. Semakin besar

tekanan gas itu. Pada sistem kesetimbangan pembentukan NH3 di atas, jumla molekul

gas akan berkurang pada saat reaksi berlangsung dari kiri ke kanan yaitu 4 molekul

pereaksi menghasilkan 2 molekul hasil reaksi. Hal ini berarti bahwa tekanan yang

disebabkan oleh gas di dalam sistem dapat diturunkan jika posisi kesetimbangan bergeser

ke kanan. Jadi penurunan volume campuran gas yang ada pada sistem kesetimbangan

akan menyebabkan kesetimbangan bergeser ke arah gas yang jumlah molekulnya lebih

sedikit.

Apabila jumlah molekul gas pereaksi dan hasil reaksi pada ke dua sisi

persamaan reaksi sama seterti reaksi antara H2 dan I2 berikut ini: 𝐻2(𝑔) +

𝐼2(𝑔) 2𝐻𝐼(𝑔)←→ maka perubahan tekanan akibat perubahan volum tidak akan

mempengaruhijumlah zat yang ada pada sistem kesetimbangan atau tidak akan

mempengaruhi posisi sistem kesetimbangan.

46

c. Pengaruh perubahan suhu

Tetapan kesetimbangan untuk suatu reaksi bernilai tetap pada suhu tetap.

Apabila suhu reaksi berubah terhadap posisi sistem kesetimbangan, perhatikan lah reaksi

aksotermis dari H2 dan N2 membentuk NH3 berikut ini:

𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) 2𝑁𝐻3(𝑔)←→ ∆𝐻 = −92𝑘𝐽

Suhu suatu sistem kesetimbangan ini dapat dinaikkan dengan menambahkan

panas ke dalamnya dari lingkungan. Berdasarkan prinsip Le Chatelier, jika panas

ditambahkan ke dalamnnya, maka posisi sistem kesetimbangan akan berubah sedemikian

rupa sehungga pengaruh penambahan panas itu terkurangi atau dengan kata lain, sistem

kesetimbangan akan merubah posisi yang menerima panas. Oleh karena reaksi

pembuatan NH3 tersebut eksotermis, maka reaksi penguraiannya adalah endotermis. Oleh

karena itu menaikkan suhu sistem kesetimbangan akan menyebabkab posisi

kesetimbangan bergeser ke kiri sampai jumlah N2 dan H2 bertambah dan NH3 berkurang.

Secara umum kenaikan suhu menyebabkan posisi kesetimbangan reaksi eksotermin

bergeser ke kiri, sementara itu untuk reaksi endotermis akan bergeser ke kanan.

Dihubungkan dengan ungkapan kasi massa, dapat diketehui bahwa nilai

ungkapan aksi massa kesetimbangan pembentukan NH3 pada suhu tinggi yaitu [𝑁𝐻3]2

[𝑁2][𝐻2]3

akan berkurang. Jadi reaksi eksotermis, nilai K (konstanta) berkurang dengan naiknya

suhu. Sedangkan untuk reaksi endotermis, nilai K bertambah dengan naiknya suhu.

Hanya perubahan suhu yang dapat mengubah nilai konstanta kesetimbangan suatu reaksi.

d. Penambahan Gas Inert

Penambahan gas inet (gas yang tidak bereaksi) ke dalam wadah yang berisi gas

lain yang ada dalam keadaan kesetimbangan, akan menyebabkan naiknya tekanan total

gas dalam wadah. Tetapi naiknya tekanan ini tidak berpengaruh pada posisi

kesetimbangan gas yang ada pada wadah karena tekanan itu tidak mengubah tekanan

parsial atau konsentrasi dari zat yang sudah ada.

e. Pengaruh Katalis pada Posisi Kesetimbangan

Katalis mempengaruhi kecepatan reaksi kimia. Tatapi ia tidak mempengaruhi

panas reaksi (ΔH0), selama terjadinya perubahan entropi (ΔS0), yang menentukan

besarnya nilai ΔGo yang pada gilirannya memantapkan posisi kesetimbangan pada setiap

suhu. Suatu katalis hanya akan mempercepat tercapainya kesetimbangan yang ditentukan

oleh ΔGo.

47

Latihan Soal

1. Tentukan Kc dan Kp untuk reaksi: 2𝑁2𝑂5(𝑔) 4𝑁𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)←→

2. Konstanta untuk kesetimbangan Kp untuk reaksi 2𝑁𝑂2(𝑔) 2𝑁𝑂(𝑔) + 𝑂2(𝑔)←→ adalah

158 pada 1000 K. Hitunglah 𝑃𝑂2. Jika 𝑃𝑁𝑂2

= 0,400 atm dan 𝑃𝑁𝑂 = 0,270 atm.

3. Konstanta kesetimbangan Kc untuk reaksi 𝑁2𝑂4(𝑔) 2𝑁𝑂2(𝑔)←→ adalah 4,64 x 10-3

pada 25oC. Berapa nilai Kp pada suhu ini?

4. Konstanta kesetimbangan Kc pada reaksi 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) 2𝐻𝐼(𝑔)←→ adalah 54,3 pada

suhu 430oC. Dengan konsentrasi awal 0,040 M untuk HI. Hitunglah konsentrasi HI, H2,

dan I2 pada kesetimbangan.

5. Pada 1280oC konstanta kesetimbangan Kc untuk reaksi 𝐵𝑟2(𝑔) 2𝐵𝑟(𝑔)←→ adalah 1,1 x

10-3. Jika konsentrasi awal [Br2] = 6,3 x 10-2 M dan [Br] = 1,2 x 10-2 M. Hitunglah

konsentrasi kedua spesi tersebut pada kesetimbangan.

48

LAMPIRAN

TABEL ENTROPI STANDAR

Di bawah ini ada bebrapa data entropi senyawa yang di ukur pada STP,yaitu 25°C dan 101,3

kPa.

Senyawa

Sm /J K-1 MOL-

1 Senyawa

Sm /J K-1 MOL-

1

Padat Gas Diatomik

C ( intan ) 2,377 H2 130,7

C (grafis ) 5,74 D2 145

Si 18,8 HCI 186,9

Ge 31,1 HBr 198,7

Sn ( abu – abu 44,1 HI 206,6

Pb 64,8 N2 191,6

Li 29,1 O2 205,1

Na 51,2 F2 202,8

K 64,2 CI2 223,1

Rb 69,5 Br2 245,5

Cs 85,2 I2 260,7

NaF 51,5 CO 197,7

MgO 26,9

AIN 20,2 Gas Triatomik

NaCI 72,1 H2O 188,8

KCI 82,6 NO2 240,1

Mg 32,7 H2S 205,8

Ag 42,6 CO2 213,7

I2 116,1 SO2 248,2

MgH2 31,1 N2O 219,9

AgN3 99,2 H2O 188,8

Cairan

Hg 76

Br2 152,2

H2O 69,9

H2O2 109,6

CH3OH 126,8

C2H5OH 160,7

C6H6 172,8

BCI3 206,3

Gas Monoatomik

He 126

Ne 146,2

Ar 154,8

Kr 164

Xe 169,6

49