modul kimia riza bimbel pasti 2016.pdf

8/17/2019 MODUL KIMIA RIZA BIMBEL PASTI 2016.pdf

1/48

chemistrychemistrychemistryc

hemistrychemistrychemistrych

emistrychemistrychemistrychemistrychemistrychemistryche

mistrychemistrychemistryche

mistrychemistrychemistrychemistrychemistrychemistryche



mistrychemistrychemistruche




mistrychemistrychemistrychemistrychemistrychemistryche

MODUL KIMIA BIMBEL PASTI SBMPTN 2016

RIZA LISTIANA SUDRAJAT


2/48

Modul KIMIA Persiapan SBMPTN-BIMBEL PASTI 2016 Page 1

KATA PENGANTAR

Modul dengan judul Modul Kimia Bimbel Pasti SBMPTN 2016 ini bertujuan untuk

memberikan kemudahan para peserta Bimbel Pasti dalam belajar untuk persiapan ujian

SBMPTN 2016

Pada saat pembuatan Modul ini penyusun mendapatkan kendala berupa waktu

pengerjaan yang dirasa cukup singkat, mengingat penyusun merupakan mahasiswa yang

memiliki jadwal kuliah yang cukup padat. Sehingga untuk hasilnya tidak begitu maksimal.

Walaupun begitu, dengan semangat yang tinggi, penyusun dapat menyelesaikan modul ini

tepat pada waktunya.

Rasa syukur penyusun ucapkan kepada Allah SWT karena atas izin dan rido-Nya

penyusun dapat menyelesaikan modul ini. Pada kesempatan ini pula ucapan terima kasih,

penyusun ucapkan untuk Ibunda dan Ayahanda tercinta yang selalu menjadi penyemangat

dalam setiap kegiatan yang penyusun lakukan, tak lupa ucapan terima kasih kepada Bapak

Abdul Gani yang telah memberikan inspirasi kepada penyusun. Serta ucapan terima kasih

kepada segenap keluarga BIMBEL PASTI 2016 yang selalu memberikan semangat satu sama

lain, tetap dijaga dan ditingkatkan lagi kekompakkannya. Ucapan terima kasih pula kepada

para peserta BIMBEL PASTI 2016 yang selalu semangat mengikuti program ini, ingat! selalu

ikhtiar, ikhlas, diiringi doa serta selalu ceria yaa

Tak ada gading yang tak retak, tak ada sesuatu yang sempurna di dunia ini, karena

kesempurnaan hanya milik Allah SWT. Begitu pula dengan modul ini jauh dari sempurna,

banyak terdapat kekurangan dan kesalahan. Kritik dan saran sangat penyusun harapkan untuk

memperbaiki Modul berikutnya. Sebuah harapan, semoga modul ini dapat bermanfaat.

Bogor, April 2016

Penyusun,


3/48


DAFTAR ISIHalaman

KATA PENGANTAR .............................................................................................. i

DAFTAR ISI............................................................................................................. ii

STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK UNSUR DAN IKATAN KIMIA .. 3

STOIKHIOMETRI.................................................................................................. 9

THERMOKIMIA .................................................................................................... 15

LAJU REAKSI ......................................................................................................... 19

KESETIMBANGAN KIMIA .................................................................................. 22

KIMIA LARUTAN .................................................................................................. 25

REDOKS DAN ELEKTROKIMIA ....................................................................... 33

KIMIA UNSUR ........................................................................................................ 37

KIMIA KARBON .................................................................................................... 41

KIMIA INTI ............................................................................................................. 47


4/48


BAB I STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK UNSUR DAN IKATAN

KIMIA

A. STRUKTUR ATOM

1.

Partikel Dasar Penyusun Atom

Partikel penyususun atom adalah partikel-partikel utama yang menyusun suatu

atom yaitu elektron, proton dan neutron.

Partikel Massa (sma) Muatan Lambing Kedudukan

Elektron -1 e Di luar inti

Proton 1 +1 p Di dalam inti

Neutron 1 0 n Di dalam inti

2.

Lambang Atom

X = Lambang atom suatu unsur

A = Massa atom = jumlah proton + jumlah elektron

Z = Nomor atom =jumlah proton = jumlah elektron

Untuk atom netral A = jumlah proton = jumlah

elektron

Untuk ion A tidak sama dengan jumlah elektron

Contoh : 11 Na23 A = 11 (jumlah prtoton = jumlah elektron)Z = 23 (Massa atom Na)

Neutron = Z – A = 12

11 Na+

A = 11 (jumlah proton)

Z = 23 (Massa atom Na)

Neutron = Z – A = 12

Elektron = 11 -1 = 10

3.

Bilangan kuantumBilangan kuantum menunjukkan kedudukan elektron dalam atom. Ada 4 jenis

bilangan kuantum :

a. BK Utama (n)

n menunjukkan letak elektron pada tingkat energi/kulit atom

Nilai n 1 2 3 4 5 6 7

Kulit K L M N O P Q

b.

BK Azimut (l)l menyatakan letak lektron pada subkulit atom. Nilai l = 0,1,2,….(n-1)


5/48


Nilai l 0 1 2 3

subkulit s p d f

c. BK magnetic (m)

m menunjukkan orientasi orbital dalam ruangan dan juga menunjukkan

banyaknya orbital pada subkulit.

Nilai m : -l s.d. +l

Subkulit s 1 orbital yaitu m =0

Subkulit p 3 orbital yaitu m = -1,0,+1

Subkulit d 5 orbital yaitu m = -2,-1,0,+1,+2

Subkulit f 7 orbital yaitu m = -3,-2,-1,0,+1,+2,+3

Orbital biasanya digambarkan dengan kotak

s p

d. BK Spin (s)

Menunjukkan arah putaran elektron dalam orbital

Nilai s = +½

Nilai s = -½

4. Konfigurasi Elektron

Untuk menuliskan susunan elektron dalam atom perlu mengikuti aturan sebagai

berikut:

a. Aturan Aufbau

Merupakan pengisian elektron dimulai dari tingkat energi yang paling rendah

ke tingkat energi yang paling tinggi, sesuai dengan bagan berikut:

b. Aturan Hund

Bila terdapat lebih dari satu orbital pada tingkat energi tertentu, hanya satu

elektron yang akan mengisi tiap orbital samapai setiap orbital terisi oleh satu

elektron; kemudian elektron akan mulai membentuk pasangan pada setiaporbital tadi.


6/48


…. …. …. …. ….

1s 2s 2p

c.

Laragan PauliTidak ada dua elektron yang memiliki keempat bilangan kuantum sama dalam

orbital yang sama.

Contoh : tentukan konfigurasi elektron dari O8 !

Jawab :

O8 = 1S2 2S2 2P4

B. SISTEM PERIODIK UNSUR

Dengan membuat konfigurasi elektron, elektron valensi suatu unsur ditentukan.

Elektron valensi adalah jumlah elektron pada kulit terluar. Berdasarkan konfigurasi

elektron, unsur-unsur dikelompokkan ke dalam :

Blok s : kelompok unsur yang memiliki elektron valensi pada subkulit s

Blok p : kelompok unsur yang memiliki elektron valensi pada subkulit p

Blok d : kelompok unsur yang memiliki elektron valensi pada subkulit d

Blok f : kelompok unsur yang memiliki elektron valensi pada subkulit f

1. Sifat-sifat Periodik

Energi Ionisasi Afinitas Elektron

Elektronegatifitas

Oksidator

Asam Basa

Jari-jari

Logam

Reduktor

2. Meramalkan Letak Unsur Dalam Tabel Periodik

GOLONGAN Sesuai dengan elektron valensi:

Subkulit s dan p golongan A

Subkulit d golongan B

Subkulit fgolongan lantanida/aktinida

PERIODE Kulit terluar (jumlah kulit) yang telah terisi electron

Contoh : Tentukan letak unsur Fe (nomor atom 26) dalam tabel periodik unsur

Jawab :

26Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Golongan = B (karema diakhiri oleh subkulit d)


7/48


VIII (karena elektron s+d = 8)

Peride = 4 (karena kulit terbesarnya 4)

C. IKATAN KIMIA

A.

Ikatan dalam Molekul (intermolekul) Ikatan ion

Ikatan kimia yang terjadi karena ada serah terima elektron antar atom.

Ikatan ini terbentuk antara:

- Ion positif dengan ion negative

- Unsur logam dan non logam

Contoh : NaCl, MgCl2

Sifat-sifat senyawa ionik :

a.

Bila cair menghantarkan listrik b. Titik leleh dan titik didihnya tinggi

c.

Larut dalam pelarut polar

d.

Keras tapi rapuh

Ikatan Kovalen

Ikatan kimia yang terjadi melalui penggunaan elktron bersama. Ikatan

kovalen terjadi antara unsur non logam dengan non logam.

Pembagian ikatan kovalen :

a. Ikatan kovalen nonpolar

Ciri :

Atom pusat tidak memiliki pasangan elektron bebas (PEB)

Bentuknya simetris karena pasangan elektron ikat (PEI) tertarik sama

kuat

Mengandung jenis atom yang sama

Contoh : H2, Cl2, Br 2, O2, CO2

b. Ikatan kovalen polar

Ciri :

Atom pusat memiliki pasangan elektron bebas (PEB)

Bentuknya tidak simetris karena pasangan elektron ikat (PEI) tertarik

tidak sama kuat

Contoh : HCl dan H2O

c. Ikatan kovalen koordinasi

Terjadi melalui penggunaan pasangan elektron yang berasal hanya dari salah

satu unsur yang memiliki pasangan lektron bebas

Contoh :

NH3 + H+ [NH4]+


8/48


sifat-sifat senyawa kovalen :

a. Senyawa kovalen polar dapat menghantarkan listrik

b. Senyawa kovalen nonpolar tidak dapat menghantarkan listrik

c.

Titik leleh dan titik didih relative rendah dibandingkan senyawa ionic

Contoh :

Jika unsur 12X berikatan dengan unsur 17Y, maka bagaimana senyawa yang

terbentuk dan apa jenis ikatan yang terjadi adalah …

Jawab :

12X = 1s2 2s2 2p6 3s2

Elektron valensinya 2, untuk menjadi stabil akan melepas 2 elektron sehingga

akan menjadi X2+

17Y = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Elektron valensinya 7, untuk menjadi stabil akan menangkap 1 elektron

sehingga menjadi Y-1

X2+ + Y-1 akan menjadi XY2 dan ikatannya ikatan ionic karen ada pelepasan

dan penangkapan elektron.

B. Ikatan Antar Molekul

Ikatan-ikatan Van der

wals

Gaya dipol-dipol Terjadi antara molekul-

molekul polar

Gaya dipol sesaat Terjadi antara molekul-

polar dengan molekul

nonpolar

Gaya london Terjadi antara molekul-

molekul nonpolar

Ikatan hydrogen Terjadi antar molekul,

yang H terikat pada

N/O/F

HF, H2O, NH3

Ikatan logam Terjadi antar atom logam Membentuk larutanelkektron

Kekuatan ikatan :

Gaya dipol-dipol>gaya dipol sesaat>gaya London

Ikatan hydrogen>ikatan van der wals

Contoh :

Manakah diantara senyawa berikut yang mempunyai titik didih lebih tinggi ? jelaskan!


9/48


a.

Br 2 dan ICl b. CO2 dan SO2

Jawab :

1.

Br 2 adalah senyawa nonpolar sehingga ikatan yang terjadi anatara molekul adalah

gaya London dan ICl adalah senyawa polar jadi ikatan antar molekul ICl adalahgaya dipol-dipol. Gaya dipol-dipol lebih kuat disbanding gaya londn sehingga titik

didih ICl lebih tinggi dibandingkan Br 2.

2. CO2 adalah senyawa nonpolar sehingga ikatan yang terjadi antar molekul CO2

adalah gaya London dan SO2 adalah senyawa polar jadi ikatan antar molekul SO2

adalah gaya dipol-dipol. Gaya dipol-dipol lebih kuat dibandingkan gaya London

sehingga titik didih yang lebih tinggi dibandingkan CO2.


10/48


BAB II STOIKHIOMETRI

1. Massa Atom Relatif (Ar) dan Massa Molekul Relatf (Mr)

Massa atom relative (Ar) suatu unsur adalah perbandingan massa satu atom

unsur tersebut dengan x massa satu atom isotope karbon-12 (12C). Secara

matematis dapat dinyatakan dengan persamaan :

Massa Molekul relative (Mr) suatu senyawa adalah perbandingan massa satu

molekul senyawa tersebut dengan

x massa satu atom isotope karbon-12(12C). Secara matematis dapat dinyatakan dengan persamaan :

Jika dalam suatu senyawa terdapat beberapa unsur yang menyusun senyawa

tersebut, maka diperoleh hubungan :

Mr suatu senyawa = jumlah Ar unsur-unsur penyusun senyawa tersebut

2. Konsep Mol

Hubungan mol dengan Ar dan Mr

1 mol unsur X = Ar unsur X (dalam satu gram)

1 mol senyawa Y = Mr senyawa Y (dalam satu gram)

Secara umum dapat dituliskan :

Hubungan mol dengan jumlah partikel

1 mol unsur X = 6,02 x 1023 Butir atom

1 mol senyawa Y = 6,02 x 1023 butir molekul6,02 x 1023 = Bilangan Avogadro (L)

Ar unsur X=

Mr senyawa Y =

mol =

=


11/48


Jadi :

Jumlah partikel = jumlah mol x 6,02 x 1023

Jumlah mol =

Hubungan mol dengan Volume pada STP (0°C, 1 atm)

mol zat X =

PETA RUMUS KONSEP MOL

X 22,4 L X Mr

VOLUME

(STP)

: 22,4 L

JUMLAH MOL MASSA

(GRAM)

JUMLAH

PARTIKEL

X

L: L

:

Mr

3. Hukum-hukum Dasar Ilmu Kimia

Hukum Kekekalan Massa (Lavoisier)

“jumlah massa zat-zat sebelum reaksi adalah sama denganjumlah massa zat-

zat sesudah reaksi”

Contoh : C(g) + O2 (g) CO2 (g)

12 gram 32 gram 44 gram

Hokum Perbandingan Tetap (Proust)

“perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa slelau tetap”

Contoh:

Dalam senyawa AmBn berlaku :

Volume zat X = 22,4 X mol zat X


12/48


1. Massa A : massa B = (mx Ar unsur A) : (nx Ar unsur B)

2. %A =

x100% dan %B =

X100%

3. Massa A =

x massa AmBn

Massa B =

x massa AmBn

Hukum Perbandingan Berganda (Dalton)

“jika unsur A dan B dapat membentuk lebih dari satu macam persenyawaan,

unsur massa A yang tetap (sama) maka massa B dalam senyawanya

berbanding sebagai bilangan bulat sederhana”.

Hokum Dalton diatas berlaku jika memenuhi syarat berikut :

1. Massa salah satu unsur pembentuk senyawa tersebut harus tetap (sama)

2. Jenis unsur pembentuk senyawanya harus sama

Hokum perbandingan Volume (Gay-Lusac)

“volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi, jika diukur

pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat dan

sederhana”.

Contoh : 2 H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

2 vol 1 vol 2 vol

Hipotesis Avogadro

“gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama,

mengandung jumlah molekul yang sama pula”

Persamaan Gas Ideal

P.V = n.R.T dengan P = tekanan (atm)

R = konstanta gas (0,082)V = volume (liter)

T = suhu (Kelvin)

n= mol

Berdasarkan Hukum Gay-Lusac untuk gas, dapat diturunkan rumus :

Berdasarkan Hipotesis Avogadro untuk gas, dapat diturunkan rumus :n1 = n2

=


13/48


Hukum Boyle

“pada suhu tetap, hasil kali tekanan dan volume suatu gas selalu tetap

(konstan)”.

Secara matematis dapat dirumuskan :P.V = konstan atau P1.V1 = P2.V2 = …

Hukum Boyle – Gay Lussac

Digunakan untuk menghitung volume gas diluar keadaan standar.

PersamaanHukum Boyle – Gay Lussac dinyatakan dengan rumus :

=

Hukum Dalton tentang Tekanan Parsial Gas

“tekanan total dari campuran berbagai macam gas sama dengan jumlah

tekanan parsial dari masing-masing gas yang saling bercampur tersebut”.

Ptotat = P1+ P2 + P3 + P4 + …

4. Konsentrasi Molar

Konsentrasi Molar (Molaritas) adalah satuan konsentrasi zat yang dinyatakan

dalam jumlah mol zat terlarut dalam setiap satu liter larutan. Secara sistematis

dapat dinyatakan dengan rumus:

M =molaritas (mol/L)n = mol zat terlarut (mol)

V = Volume larutan (liter)

Jika volume larutan dinyatakan dalam Ml, maka persamaan diatas dapat

dirumuskan dengan :

M=

x

Jika dilakukan pengenceran pada larutan, maka berlaku ketentuan :

“mol zat terlarut sebelum pengenceran = mol zat terlarut setelah pengenceran”

Secara sistematis dapat dirumuskan :

n1= n2

Pada reaksi penetralan asam dan basa, berlaku ketentuan :

M =

M1.V1 = M2.V2 atau


14/48


5.

Persamaan ReaksiCara menyetarakan persamaan reaksi yang kompleks adalah sebagai berikut.

Contoh :

a Cu + b HNO3 C Cu(NO3)2 + d NO2 + e H2O

Jenis Atom Sebelum reaksi Setelah reaksi Persamaan

Cu

H

N

O

a

b

b

3b

C

2e

2c+d

6c+2d+e

a=c

b=2e

b=2c+d

3b=6c+2d+e

Persamaan pada tabel di atas dapat diselesaikan dengan cara memisahkan a,b,c,d,atau e dengan suatu bilangan bulat dan sederhana, misak a= 1

6. Hitungan Kimia

Rumus Empiris (RE)

Rumus empiris suatu senyawa diperoleh berdasarkan perbandingan mol unsur-

unsur pembentuknya

Rumus Molekum (RM)

Rumus molekul suatu zat diperoleh berdasarkan rumus (RE)n = Mr

Langkah-langkah perhitungan:

a.

Kumpulkan data, kemudian rubah ke mol

b.

Buat reaksi dan setarakan

c.

Bandingkan data dengan koefisien

d. Perhitungan sesuai degan soal

Contoh Soal 1 :

Gas amoniak (NH3) dapat dihasilkan melalui persamaan berikut :

(NH4)2SO4 + 2KOH 2 NH3 +2H2O + K 2SO4

Reaksi berlangsung pada 0°C, 1 atm. Berpa volume gas NH 3 yang dihasilkan

jika direaksikan 33 gram (NH4)2SO4 (Mr = 132)

Jawab :

Langkah 1 : kumpulkan data dan rubah ke mol

Mol (NH4)2SO4 = w / Mr = 33 g/132 g/mol = 0,25 mol

Langkah 2 : setarakan reaksi dan cari pereaksi pembatas

nA = nBMA.VA = MB.VB atau


15/48


(NH4)2SO4 + 2KOH 2 NH3 +2H2O + K 2SO4

Reaksi di atas sudah setara dan hanya satu data yang diketahui yaitu (NH4)2SO4

sehingga tidak perlu dicari pereaksi pembatas.

Langkah 3: cari mol zat yang ditanya dengan perbandingan koefisien

Zat yang ditanya datanya = NH3

Zat yang diketahui datanya = (NH4)2SO4

Mol NH3 =

x mol (NH4)2SO4 = x 0,25 mol = 0,5 mol

Langkah 4 : perhitungan sesuai soal

Yang ditanya V NH3 dalam STP

V NH3 = n x 22,4 = 0,5 X 22,4 L = 11,2 L

Contoh Soal 2 :

Suatu hidrokarbon diketahui mengandung 80% karbon dan sisanya hydrogen.

Tentukan :

a. Rumus empiris hidrokarbon tersebut

b. Jika hidrokarbon tersebut memiliki Mr 30

Jawab :

a. CxHy x : y

wC/Ar C : wH/Ar H

80/12 : 20/1

6,7: 20

1 : 3

Sehingga rumus empiris CxHy = CH3

b.(RE)n = Mr

(15)n = 30

n = 30/15

n = 2

(CH3)n = (CH3)2

Rumus molekulnya adalah C2H6


16/48


BAB III THERMOKIMIA

Thermokimia adalah bagian ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor dalam suatu

system kimia yang disertai reaksi kimia.

1. Asas Kekekalan Energi

Energi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan, energi hanya dapat berubah

bentuk dari satu bentuk energi menjadi bentuk energi lainnya.

Kalor reaksi didefinisikan sebagai kalor yang dibutuhkan atau dilepaskan pada

reaksi kimia. Kalor reaksi yang diukur pada tekanan tetap dinyatakan sebagai

∆H (Perubahan entalpi)

∆H = ΣH produk – ΣH pereaksi

a. Reaksi Eksoterm (pelepasan)

Merupakan reaksi yang disertai dengan pelepasan kalor ke lingkungan.

Pada reaksi eksoterm, entalpi produk lebih kecil dibandingkan dengan

entalpi reaktan sehingga perubahan entalpinya negatif (∆H < 0).

Persamaan termokimianya dapat ditunjukkan dengan contoh reaksi tesebut

:

C(S) + O2(g) CO2(g) ; ∆H = -393,52 kJ

b.

Reaksi Endoterm (Penyerapan)Merupakan reaksi yang disertai dengan penyerapan kalor dari lingkungan.

Pada reaksi endoterm, entalpi produk lebih besar dibandingkan dengan

entalpi sehingga perubahan entalpinya positif (∆H > 0).

Persamaan termokimianya dapat ditunjukkan dengan contoh reaksi berikut

:

N2(S) + 2O2(g) 2 NO2(g) ; ∆H = +66,4 kJ

c. Macam-macam Kalor Reaksi

Kalor Pembentukan Standar (∆Hf°) Merupakan kalor yang diserap atau dilepaskan pada pembentukan

1 mol senyawa dari unsur-unsurnya dalam keadaan satandar.

Contoh : C(S) + O2(g) CO2(g) ; ∆H = -393,52 kJ/mol

Kalor penguraian standar (∆Hd°)

Kalor penguraian standar adalah kalor yang diserap atau dilepaskan

pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya dalam

keadaan standar.

Contoh : NH3(g) N2(g) + H2(g) ; ∆H = +265,5 kJ/mol


17/48


Kalor Pembak aran Standar (∆Hc°)

Merupakan kalor yang dilepaskan pada pembakaran 1 mol suatu

zat dengan oksigen.

Contoh : CH4(g) + 2O2 (g)CO2(g) + 2H2O(l) ; ∆H = -890 kJ/mol

Kalor Netralisasi Standar (∆Hn°)

Merupakan kalor yang dilepaskan pada penetralan 1 mol ion H+

dari asam dengan 1 mol ion OH- dari basa.

Contoh : NaOH(aq) +HCl(aq) NaCl(aq) +H2O(l) ;∆H = -57,36 kJ/mol

2. Perhitungan Termokimia

Soal-soal hitungan termokimia dapat diselesaikan dengan menggunakan hokum

Laplace-Lavoisier dan Hukum Hess.

a.

Hukum Laplace-LavoisierPada suatu reaksi reversible, perubahan entalpi untuk reaksi maju sama dengan

perubahan entalpi untuk reaksi balik, tetapi tandanya berlawanan.

Contoh : H2(g) + I2(g) 2HI(g); ∆H = -107,3 kJ

2 HI(g) H2(g) + I2(g) ; ∆H = +107,2 kJ

b. Hukum Hess

Perubahan entalpi pada suatu reaksi tertentu hanya ditentukan oleh keadaan awal

dan keadaan akhir reaksi dan tidak bergantung pada banyknya tahapan reaksi yang

ditempuh.

Contoh :

Reaksi 1 : S(s) + O2(g) SO2 (g) ∆H = -297 kJ

Reaksi 2 : 2S (S) + O2(g) 2SO3 (g) ∆H = -781 kJ

Tentukan ∆H untuk reaksi 2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g)

Jawab :

Reaksi 1 (dibalik dan dikali 2): 2SO2 (g) 2S(s) + 2O2(g) ∆H =-297x2 kJ

Reaksi 2 (tidak berubah): 2S (S) + O2(g) 2SO3 (g) ∆H = -781 kJ +

2S (S) + O2(g) 2SO3 (g) ∆H = -187 kJ

c. Energi Ikatan Rata-rata

Merupakan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan dari satu mol

tersebut.

Pada suatu persamaan termokimia. Jika zat-zat yang dilibatkan dalam

persamaan reaksi tersebut diketahui energi ikatan zat rata-ratanya, maka entalpi

dapat dihitung dengan persamaan :

∆Hr = Σ(energi ikatan pereaksi)– Σ(energi ikatan produk)


18/48


Contoh : diketahui data energi ikatan adalah sebagai berikut.

H-H = 435 kJ/mol

Cl-Cl = 242 kJ/mol

H-Cl = 431 kJ/molTentukan ∆H untuk reaksi H2 + Cl2 2HCl

Jawab :

Σ(energi ikatan produk) = 2x(H-Cl) = 2x 431 = 861 kJ/mol

Σ(energi ikatan pereaksi)= 1x(H-H) + 1x(Cl-Cl)

= (1x435) + (1x242) = 677 kJ/mol

∆Hr = Σ(energi ikatan pereaksi)– Σ(energi ikatan produk)

= 677 – 861 = -185 kJ/mol

d. Entalpi Pembentukan Standar (∆Hf°)

Penentuan ∆H reaksi berdasarkan (∆Hf°)dapat menggunakan rumus berikut :

∆Hr = Σ(∆Hf°)produk – Σ(∆Hf°)pereaksi

Contoh :

Diketahui entalpi pembentukan standar dari C2H6 (g), CO2(g) dan H2O(g) berturut-

turut adalah -85 kj/mol, -394 kj/mol, dan -286 kJ/mol. Tentukaan kalor yang

dilepaskan untuk membakar 1 mol C2H6(g)

Jawab :

Persamaan reaksi pembakaran C2H6 :

C2H6(g) + 7/2O2(g) 2CO2(g) +3H2O(g)

∆Hr = Σ(∆Hf°)produk – Σ(∆Hf°)pereaksi

= 2x-394 + 3x -286) – (1x -85 + 0)

= (-788 + -858) +85 = -1561 kJ/mol

e. Kalorimeter

Penentuan panas reaksi berdasarkan azas Black (q lepas = - q terima). Penentuan

entalpi dengan kalorimetri dapat dinyatakan dengan rumus sebagai berikut.

q = m.c.∆T

Keterangan : q = jumlah kalor

m = massa larutan

c = kalor jenis larutan = kalor jenis air = 4,2 J/g°C

∆T = Perubahan suhu (°C)


19/48


Contoh :

Jika 10 gram larutan NaOH (Mr=40) dilarutkan ke dalam 100 gram air. Setelah

semua NaOH larut suhu larutan naik dari 25°C menjadi 26°C. Hitung ∆H

pelarutan NaOH tersebut.

Jawab :

q = m.c.∆T

= (100+10) X 4,2 X 1=

Mol NaOH = w/Mr = 10/40 = ¼ mol

∆H pelarutan NaOH = q/mol

= 459,8 J/1/4 mol = 1839,2 J/mol = 1,84 kJ/mol

Karena suhu reaksi naik maka reaksi adalah eksoterm sehingga

∆H = -1.8392 kJ/mol


20/48


BAB IV LAJU REAKSI

1. Definisi Laju Reaksi

Laju reaksi didefinisikan sebagai pengurangan konsentrasi pereaksi tiap satuan waktu

atau pertambahan konsentrasi hasil reaksi tiap satuan waktu.

Pada reaksi AB ; Laju reaksi didefinisikan sebagai :

a.

Berkurangnya konsentrasi A tiap satuan waktu, atau

b.

Bertambahnya konsentrasi B tiap satuan waktu

VA= -

a. Ungkapan Laju Reaksi

Untuk persamaan reaksi : 2A + B2 2AB

Laju reaksi berdasarkan A : -

Laju reaksi berdasarkan B2 : -

Laju reaksi berdasarkan AB : +

Hubungan ketiganya dinyatakan oleh ungkapan :

= =+

b. Rumusan Kecepatan Reaksi

Perhatikan persamaan reaksi berikut : 2A + B2 2AB

Persamaan laju reaksinya dinyatakan dalam perumusan :

V = k [A]X [B2]Y

Keterangan : V = Laju reaksi

k = tetapan laju reaksi

[] = konsentrasi molar

x = orde/tingkat reaksi terhadap A

y = orde/tingkat reaksi terhadap B

x+y = orde reaksi total

VB= +

VA = 2VB2 = VAB


21/48


Rumus laju reaksi tidak dapat ditentukan langsung dari persamaan reaksinya, sebab

rumus laju reaksi semata-mata ditentukan berdasarkan hasil eksperimen.

Contoh : diketahui data hasil percobaan berikut.

No [A] [B2] V (mol/det)

1 0,50 0,50 1,6 x 10-

2 0,50 1,00 3,2 x 10-

3 1,00 1,00 3,2 x 10-

Tentukan :

a.

orde reaksi terhadap A

b.

Orde reaksi terhadap B2

c. Tulislah rumus laju reaksinya

Jawab :

Rumus umum : V=k[A]x [B]y

a. X ditentukan berdasarkan konsentrasi B2 yang tetap yaitu data 2 dan 3, maka:

=

1 = ( (

= ( x=0

Jadi terhadap A adalah orde reaksi ke-0

Pada reaksi orde nol pembesaran ataupun pengecilan konsentrasi tidak

memengaruhi laju reaksi.

b.

Y ditentukan selain data 2 dan 3, misal data 1 dan 2 maka:

=

(½) = ( y= 1Jadi terhadap B2 reaksi orde ke-1

c. Rumus laju reaksinya : V = k [A]0 [B2]

V = k [B2]


22/48


2. Faktor-faktor yang Memengaruhi Laju Reaksi

a. Suhu

Umumnya pada suhu tinggi reaksi akan berlangsung lebih cepat.

Jika untuk setiap kenaikan suhu 10°C reaksi berlangsung 2 lebih cepat. Maka

berlaku rumus :Vt = V0 2 ⁄

Keterangan : Vt = kecepatan reaksi pada suhu t

V0 = kecepatan reaksi awal

2= koefisien suhu

= perubahan suhu (tt-t0) Jika untuk setiap kenaikan suhu 15°C reaksi berlangsung 3 lebih cepat. Maka

berlaku rumus :

Keterangan : Vt = kecepatan reaksi pada suhu t

V0 = kecepatan reaksi awal

3= koefisien suhu

= perubahan suhu (tt-t0)

b. Katalis

Katalis positif disebut katalisator, fungsinya mempercepat reaksi dengan cara

menurunkan energi pengaktifan.

c. Konsentrasi

Konsentrasi molar menyatakan mol zat terlarut dalam setiap liter larutannya.

Umumnya pada konsentrasi yang besar, reaksi akan berlangsung makin cepat,

sebab jumlah tumbukan efektif antar molekul pereaksi semakin banyak.

Tumbukan yang tidak efektif adalah tumbukan yang tidak menghasilkan reaksi,sebab posisinya tidak tepat dan energinya tidak cukup.

d. Luas permukaan zat

Semakin besar luas permukaan maka laju reaksi akan semakin cepat. Zat yang

berbentuk serbuk akan mempunyai permukaan yang lebih luas dibandingkan

dengan zat yang berbentuk serpihan/bongkahan sehingga zat yang berbentuk

serbuk akan lebih cepat bereaksi dibandingkan dengan serpihan/bongkahan.

Vt = V0 3 ⁄


23/48


BAB V KESETIMBANGAN KIMIA

1. Keadaan Kesetimbangan

Kesetimbangan kimia tercapai jika kecepatan reaksi maju = kecepatan reaksi balik.

Setelah tercapai kesetimbangan, reaksi tidak berhenti tetapi terus berlangsung dalam

dua arah yang berlawanan dengan kecepatan yang sama. Kesetimbangan demikian

disebut kesetimbangan dinamis.

2. Hukum Kesetimbangan (Hukum Guldberg-Waage)

Untuk reaksi k esetimbangan : mA + nB ↔ pC + qd

Hukum kesetimbangan dinyatakan sebagai :

Kc =

Kc =tetapan kesetimbangan berdasarkan konsentrasi molar

[A], [B], [C], [D] = konsentrasi zat dalam kesetimbangan.

Harga K tetap pada suhu tetap.

Contoh 1 :

Tuliskan Rumus Kc untuk :

a. N2 (g) + 3H2(g) 2NH3 (g)

b. CaCO3(S) ↔ CaO(s) + CO2(g)

Jawab :

a. Kc =

b. Kc= [CO2]

Untuk reaksi kesetimbangan gas, harga K dinyatakan sebagai Kp

Kp =

Hal-hal yang perlu diperhatikan dalam perhitungan K:

a. Zat yang mampat (masif) atau padat diabaikan

b.

Bila reaksi dibalik : K’ = 1/K

Bila reaksi dijumlah : K’ = K1 +K2 Bila reaksi dikali n : K’ = K n

Bila reaksi dikali 1/n : K’ = K 1/n

c. Derajat disosiasi (α) = mol terurai /mol mula-mula


24/48


Kp = ketetapan kesetimbangan berdasarkan tekanan parsial gas-gas bereaksi. PA, PB,

PC, PD = tekanan pasrial gas-gas A,B,C,D dalam kesetimbangan.

PA =

x Ptotal

Hubungan Kp dan Kc :

Kp = Kc RT(p+q)-(m+n)

Kp = Kc. (R.T)∆n

3. Pergeseran Kesetimbangan

Azas Le Chatelier :

“jika terhadap suatu system kesetimbangan diadakan aksi, maka system

kesetimbangan tersebut akan berubah sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-

kecilnya”.

a. Perubahan konsentrasi

Untuk reaksi kesetimbangan : A2 + B2 ↔ 2AB berlaku :

Jika konsentrasi A2 atau B2 diperbesar, maka reaksi bergeser ke arah

pembentukan AB (ke kanan)

Jika konsentrasi A2 atau B2 diperkecil, maka reaksi bergeser ke arah penguraian AB (ke kiri)

b. Perubahan tekanan

Jika volume diperkecil atau tekanan diperbesar reaksi bergeser ke arah yang

jumlah koefisiennya lebih kecil dan jika volume diperbesar atau tekanan

diperkecil reaksi bergeser ke arah yang jumlah koefisiennya lebih besar.

c. Perubahan suhu

Jika suhu dinaikkan reaksi akan ke arah reaksi endoterm

Jika suhu diturunkan reaksi akan ke arah reaksi eksoterm

4. System kesetimbangan Industri

Pembuatan Amoniak dengan Proses Haber-Bosch

Reaksi : N2 (g) + 3H2(g) ↔ 2NH3 (g) ; ∆H= -184 kJ

Untuk memperoleh persentase amoniak (NH3) yang besar maka harus

diperhatikan hal-hal berikut :


25/48


Suhu harus rendah, suhu optimum 500-600°C

Tekanan tinggi, tekanan optimum 250-1000 atm

Ditambah katalis

5.

Meramal Arah Reaksi KesetimbanganUntuk meramal arah reaksi, kita dapat menggunakan besaran Q (kosien). Cara

mencari sama dengan mencari K.

Q>K ; maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri

Q=K ; maka kesetimbangan tercapai

Q


26/48


BAB VI KIMIA LARUTAN

1. Konsentrasi Larutan

Konsentrasi larutan menyatakan banyaknya zat terlarut dalam sejumlah pelarut

tertentu. Ada bebrapa macam satuan konsentrasi larutan diantaranya :

a. Konsentrasi dinyatakan dalam persentase (%)

Persen volume (%v/v) menyatakan volume zat terlarut (mL) dalam 100

mL larutannya.

%v/v=

X100%

%v/v = persen volumeV1 = volume zat terlarut

V2 = volume zat pelarut

V1+V2 = Volume larutan

Persen berat (%w/w) menyatakan berat zat terlarut (gram) dalam 100 gram

larutannya.

%w/w=

X100%

%w/w = persen berat

W1 = berat zat terlarut

W2 = berat zat pelarut

W1+w2 = berat larutan

b. Molaritas

Menyatakan jum;ah mol zat terlarut dalam satu liter larutannya

M=

M= molaritas

n = mol zat terlarut

V = volume larutan (L)

Pada pengenceran berlaku rumus : V1.M1 = V2.M2

Pada pencampuran larutan sejenis berlaku rumus :

VC.MC = V1.M1 + V2.M2 + Vn.Mn


27/48


c. Molalitas (m)

Menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut

m=

x

m = molalitas

w = massa zat terlarut (gram)

P = massa pelarut (gram)

Mr = massa molekul relative zat terlarut (gram/mol)

d. Fraksi mol

Fraksi mol suatu zat dalam larutan menyatakan mol zat tersebut dibagi mol

total zat yang terdapat dalam larutan.

Xt =

Xp =

Xt = fraksi mol zat terlarut

Xp =fraksi mol zat pelarut

nt +np = mol total larutan

2. Larutan Elektrolit dan nonelektrolit

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan listrik

Larutan nonelektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik

Senyawa yang termasuk ke dalam golongan larutan elektrolit adalah larutan

asam, basa dan garam sedangkan yang termasuk ke dalam golongan larutannonelektrolit adalah senyawa selain yang disebutkan di atas yaitu senyawa-senyawa

organic seperti urea, gula, gliserol dan alcohol.

Beberapa reaksi larutan elektrolit :

a. Oksida basa + asam garam + air

b. Oksida asam + basa garam + air

c. Ammonia +asam garam ammonium

d. Logam + asam kuat encer garam + gas H2

Semua logam kecuali Cu, Hg, Ag, Pt dan Au

Xt+Xp =1


28/48


Contoh :

Zn + 2 HCl encer ZnCl2 + H2

Ag + 2 HCl encer tidak bereaksi

3. Larutan Asam dan Basa

Teori Asam dan Basa

TEORI ASAM BASA KETERANGAN

Arrhenius Dalam air melepas

H+Dalam air melepas

OH-

Bronsted-Lowry Donor Proton H+ Akseptor proton H+ HA + B ↔ A- + HB+

HA dan A- adalah

Pasangan As-Basa

konjugasi

HB+ dan B adalah

pasangan As-Basa

konjugasi

Lewis Akseptor pasangan

elektron

Donor pasangan

elektron

BF3 + NH3 ↔ BF3 NH3

BF3 = Asam

NH3 = Basa

Kekuatan Asam dan Basa

Asam Kuat : HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4 dalam larutan terionisasi

sempurna (α=100%)

Asam lemah : HF, CH3COOH, HNO2, H3PO4, H2CO3 dalam larutan

terionisasi sebagian (α


29/48


[H+] untuk asam lemah dihitung berdasarkan perumusan :

[H+] = √ Ka = tetapan disosiasi asam lemah

Ma = konsentrasi larutan asam lemah

[OH-] untuk basa lemah dihitung berdasarkan perumusan :

[H+] = √ Kb = tetapan disosiasi basa lemah

Mb = konsentrasi larutan basa lemah

[H+] untuk asam kuat dihitung berdasarkan perumusan :

[H+] = a x Ma a = valensi asam

Ma = konsentrasi larutan asam kuat

[OH-] untuk basa kuat dihitung berdasarkan perumusan :

[OH-] = b x Mb b = valensi basa

Mb = konsentrasi larutan basa kuat

4. Larutan Buffer

Larutan penyangga adalah campuran lasutan asam lemah dengan garamnya dari

basa kuat atau campuran larutan basa lemah dengan garamnya dari asam kuat.

Larutan buffer dapat mempertahankan pH terhadap penambahan asam, basa maupun

pengenceran.

Larutan buffer dapat dibuat dengan cara:

1. Mencampurkan asam lemah dengan garamnya (buffer asam)

2. Mencampurkan basa lemah dengan garamnya (buffer basa)

3. Mencampurkan asam lemah dengan basa kuat, asam lemahnya berlebihan (buffer

asam)

4. Mencampurkan basa lemah dengan asam kuat, asam lemahnya berlebihan (buffer

basa)

[H+] dari buffer asam : [H

+] = Ka

na = mol asam lemah

ng= mol asam

a = indeks anion asam lemah

[OH-] dari buffer basa : [OH-] = Kb

nb = mol asam lemahng= mol asam

b = indeks anion asam lemah


30/48


5. Hidrolisis Garam

Hidrolisis garam adalah bereaksinya spesi/bagian yang lemah (kation atau anion) dari

suatu senyawa garam dengan air.

a.

Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah (GAK-BL), terhidrolisissebagian menghasilkan ion H+ sehingga bersifat asam :

Contoh : NH4Cl → NH4+ +Cl-

Reaksi hidrolisisnya : NH4+ +H2O ↔ NH4OH + H+

Cl- + H2O ↔ tidak bereaksi

Rumus Perhitungan :

Kh =

[H+

] =

Kh = tetapan hidrolisis

Kw = tetapan disosiasi air = 1x 10-14

Kb = tetapan disosiasi basa lemah

Mg = konsentrasi garam

X = jumlah kation dari basa lemah

b.

Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat (GAL-BK), terhidrolisissebagian menghasilkan ion OH- sehingga bersifat basa :

Contoh : CH3COOK → CH3COO- + K +

Reaksi hidrolisisnya : CH3COO- +H2O ↔ CH3COOOH + OH

-

K + + H2O ↔ tidak bereaksi

Rumus Perhitungan :

Kh =

[H+] =

Kh = tetapan hidrolisis

Kw = tetapan disosiasi air = 1x 10-14

Ka = tetapan disosiasi asam lemah

Mg = konsentrasi garam

X = jumlah kation dari asam lemah


31/48


c. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah (GAL-BL), terhidrolisis

sempurna dan sifat garamnya bergantung pada Ka dan Kb :

Contoh : NH4CN → NH4+ +CN-

Reaksi hidrolisisnya : NH4+ +H2O ↔ NH4OH + H+

CN

-

+ H2O ↔ HCN + OH

-

Rumus Perhitungan :

Kh =

[H+] =

[OH-] =

d. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat (GAK-BK), tidak terhidrolisis

dan sifat garamnya netral :

Contoh : NaCl → Na+ +Cl-

Reaksi hidrolisisnya : Na+ +H2O ↔ tidak bereaksi

Cl- + H2O ↔ tidak bereaksi

Latihan

100 Ml CH3COOH 0,1 M direaksikan dengan 100 Ml NaOH 0,1 M. Hitunglah pHsesuai reaksi ! (Ka asam asetat =10-5)

6. Kelarutan (s) dan hasil kali kelarutan (Ksp)

a. Hasil kali kelarutan (Ksp)

Garam atau basa yang sukar larut dalam air akan membentuk kesetimbangan antar

bentuk Kristal dengan ion-ionnya. Sebagai contoh garam Ag2CrO4, dalam air

garam tersebut akan membentuk kesetimbangan sebagai berikut:

Ag2CrO4 (S) ↔ 2Ag+

(aq) + CrO4- (aq) maka : K = [Ag

+]2 [CrO42-]

Konstanta K tersebut merupakan konstanta yang disebut hasil kali ion-ion yang

diberi lambing Ksp. Sehingga dapat ditulis :

Ksp = [Ag+]2 [CrO42-]

Secara umum dapat untuk senyawa AxBy, berlaku :

AxBy (S) ↔ XAy+

(aq) + YBx- (aq)

b. Kelarutan (s)

Merupakan jumlah mol zat yang dapat larut ddalam tiap liter larutan. Untuk

memahami hubungan kelarutan dengan Ksp, perhatikan uraian berikut :


32/48


1.

Untuk senyawa biner (menghasilkan 2 buah ion)

AgBr (s) ↔ Ag+ (aq) + Br

- (aq)

s s s

Ksp AgBr = [Ag+] . [Br -]

= s . s= s2

2.

Untuk senyawa terner (menghasilkan 3 buah ion)

BaF2 (s) ↔ Ba2+ (aq) + 2F

- (aq)

s s 2s

Ksp BaF2 = [Ba2+] . [F-]2

= s. (2s)2

= 4s3

Pengaruh pH dan ion senama pada kelarutan

Adanya ion senama dalam larutan akan memperkecil kelarutan karena jumlah

zat yang terlarut akan semakin kecil.

Latihan :

1. Pada suhu 25°C kelarutan SrCrO4 adalah 6x10-3 . tentukan :

a. Rumus Ksp

b. Nilai Ksp

2. Jika diketahui Ksp Al(OH)3 = 2,7 x 10-15. Tentukan berapa pH larutan

basa tersebut !

3.

Jika Ksp AgCl adalah 1x10-10

. Tentukan kelarutan AgCl dalam:a. Air murni

b. HCl 0,05 M

Kosien (Q) dan pengendapan

Untuk meramal terjadinya endapan digunakan kosien (Q). harga Q

dibandingkan terhadap Ksp. Cara mencari nilai Q sama dengan mencari Ksp.

Bila :

Q > K berarti larutan lewat jenuh dan akan terjadi endapan

Q = K berarti larutan tepat jenuh

Q < K berarti larutan belum jenuh dan belum akan terbentuk endapan

7. Sifat Koligatif Larutan

Merupakan sifat larutan yang hanya ditentukan oleh jumlah partikel zat terlarut dan

tidak ditentukan oleh jenis zat terlarutnya.

Sifat koligatif larutan meliputi :

- Penurunan tekanan uap (∆p)

- Kenaikan titik didih (∆td)

- Penurunan titik beku (∆tf)

-

Tekanan osmotik (π)


33/48


a. Penurunan tekanan uap (∆p)

Untuk larutan non elektrolit berlaku rumus :

p= p0. Xp p = tekanan uap larutan

∆p = p0. Xt p

0 = tekanan uap pelarut murni

∆ p =penurunan tekanan uapXp = fraksi mol pelarut

Xt = fraksi mol terlarut

Untuk larutan elektrolit harus ditambahkan faktor Van’t Hoff (i) :

i = 1 + (n-1) α jika larutan bersifat elektrolit kuat (α=1), maka i = n

∆p = p0. Xt.i n= jumlah ion dalam larutan

α = derajat ionisasi

b. Kenaikan titik didih (∆td)

∆Tb = m. Kb

(Untuk larutan elektrolit harus ditambahkan faktor Van’t Hoff (i))

Titik didih larutan : Tblarutan = Tbpelarut + ∆Tb

c. Penurunan Titik Beku (∆tf)

∆Tf = m. Kf

(Untuk larutan elektrolit harus ditambahkan faktor Van’t Hoff (i))

Titik beku larutan : Tf larutan = Tf pelarut + ∆Tf

d. Tekanan Osmotik (π)

Π = MRT (Untuk larutan elektrolit harus ditambahkan faktor Van’t Hoff (i))

Π = tekanan osmotic

M = molaritas larutan

R = tetapan gas (0,082)

T = suhu (K)

Latihan :

1.

Sebanyak 12 gram urea (Mr = 60) dilarutkan dalam 180 gram air pada suhu 25°C.

pada suhu tersebut tekanan uap air murni adalah 23,76 mmHg. Tentukan :a.

Tekanan uap larutan

b. Titik beku larutan (Kf = 1,86)

2.

Sbnyak x gram CaCl2 dilarutkan dalam 200 gram air dan ternyata titik didihnya

sebesar 103,12 °C. Berapa berat CaCl2 yang dilarutkan ? (Ar Ca=40, Cl = 35,5,

Kb=0,52)


34/48


BAB VII REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

1. Jenis Reaksi

a. Reaksi redoks reaksi yang tidak disertai dengan perubahan bilangan oksidasi.

Contoh : NaOH + HCl NaCl+ H2O

b. Reaksi redoks yaitu reaksi yang disertai dengan perubahan bilangan oksidasi

unsur-unsur yang mengaami reaksi.

Contoh :

Na + HCl NaCl + H2

0 +1 +1 0

2. Konsep Reaksi Oksidasi – Reduksi

a. Berdasarkan Pengikatan Oksigen

Oksidasi adalah peristiwa pengikatan oksigen oleh suatu zat

Reduksi adalah peristiwa pelepasan oksigen dari suatu zat

Contoh :

K+ O2 K2O

Oksidator (pengoksidasi) adalah zat yang mengalami peristiwa reduksi Reduktor (pereduksi)adalah zat yang mengalami oksidasi

b. Berdasarkan Transfer Elektron

Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron dari suatu reduktor (zat pereduksi).

Contoh : Fe Fe3+ +3e (1/2 reaksi redoks)

Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron oleh suatu zat pengoksidasi

(oksidator).

Contoh : Mg2+ + 2 e Mg (1/2 reaksi redoks)

c. Berdasarkan perubahan bilangan oksidasi

Oksidasi adalah peristiwa pertambahan bilangan oksidasi suatu zat.

Reduksi adalah peristiwa penurunan bilangan oksidasi suatu zat.

Contoh :

3 Zn + 8 HNO3 3 Zn (NO3)2 + 2 NO + 4H2O


35/48


3. Penentuan Bilangan Oksidasi

Dalam unsur-unsur bebas setiap atom memiliki bilangan oksidasi nol.

Contoh unsur-unsur bebas : Na, Fe, O2, H2 dan lain-lain.

Ion yang sederhana (satu atom) memiliki bilangan oksidasi yang sama dengan

muatannya.Contoh : Cu2+ memiliki bilangan oksidasi +2

S2- memiliki bilangan oksidasi -2

Atom hydrogen (H) dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi +1

Dalam senyawa hidrida logam, atom hydrogen memiliki bilangan oksidasi -1

Atom oksigen (O) dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi -2, kecuali :

- Dalam F2O bilangan oksidasi O = +2

- Dalam senyawa peroksida (misal H2O2, Na2O2, BaO2) bilangan oksidasi O = -1

Jumlah total bilangan oksidasi seluruh atom dalam suatu senyawa sama dengan

Jumlah total bilangan oksidasi seluruh atom dalam suatu ion poliatomik sama dengan

Logam golongan IA, IIA, IIIA dalam senyawa berturut-turut memiliki bilangan

oksidasi +1, +2, +3

Biloks F selalu -1, unsur halogen lain umumnya -1 kecuali pada asenyawa

interhalogen dan oksihalogen

4. Persyaratan Persamaan Reaksi Redoks

A. Cara setengah Reaksi (cara ion-elektron)

Tahap-tahap penyetaraan reaksi adalah sebagai berikut

a. Pisahkan reaksi redoks menjadi 2 buah ½ reaksi

b.

Setarakan jumlah atom yang terlibat

c. Setarakan jumlah atom O dan dengan menambahkan H2O

d. Setarakan jumlah atom H dengan cara :

- Menamnahkan H+ pada sisi yang kekurangan H (suasana asam)

- Menambahkan H+ pada sisi yang kekurangan H sekaligus menambahkan

OH- pada kedua sisi dengan jumlah yang sama dengan H+ (suasana basa)

e. Setarakan jumlah muatan dengan menambahkan elektron

f. Setarakan jumlah elektron pada dua buah setengah reaksi dengan kali silang

g. Jumlahkan kedua setengah reaksi tersebut

Latihan :

1. Setarakanlah persamaan reaksi berikut dengan cara setengah reaksi :

MnO + PbO2 MnO4- + Pb2+ (suasana asam)

2. Setarakanlah persamaan reaksi berikut dengan cara setengah reaksi :

Zn + NO3- Zn2+ + NH

4+ (suasana basa)


36/48


b. Cara Bilangan Oksidasi

1. tulislah zat-zat pereaksi dan hasil reaksinya

2. tandai unsur-unsur yang mengalami perubahan biloks dan setarakan jumlah unsur

yang mengalami perubahan biloks tersebut.

3.

Tentukan jumlah bertambahnya dan berkurangnya biloks

4. Setarakan jumlah berkurangnya dan bertambahnya bilangan oksidasi.

Berkurangnya biloks menjadi koefisien bagi reduktor dan sebaliknya.

5. Setarakan jumlah atom oksigen dengan menambahkan H2O dan atom hydrogen

dengan menambahkan H+ jika suasana asam, atau OH- jika suasana basa.

Latihan :

1. CuS + NO3- Cu

2+ + S + NO (asam)

2.

MnO2 + ClO3- MnO4

- + Cl- (basa)

5. Sel-sel Elektrokimia

a. Sel Volta

Sel volta, sel yang digunakan untuk mengubah energi kimia menjadi energi listrik.

Notasi penulisan sel volta:

M : Logam yang teroksidasi

M

A+

: Logam hasil oksidasi dengan kenaikan bilangan biloks = A

L : Logam hasil reduksi

LB+ : Logam yang mengalami reduksi dengan penurunan biloks = B

b. Potensial Elektroda (E)

Dalam suhu 250C, 1 atm E = E0 (Potensial Elektroda standar)

Urutan E0 reduksi beberapa logam (kecil ke besar):

Li-K-Ba-Ca-Na-Mg-Al-Mn-H2O-Zn-Cr-Fe-Cd-Ni-Co-Sn-Pb-H-Cu-Hg-Ag-Pt-Au = deret

volta

Potensial sel = E reduksi - E oksidasi

M MA+ L

B+ L


37/48


c. Hukum Faraday

Hukum faraday 1

“Massa zat yang dibebaskan pada reaksi elektrolisis sebanding dengan jumlah arus listrik

dikkalikan dengan waktu elektrolisis”.

Hukum faraday 2

“Massa zat yang dibebaskan pada reaksi elektrolisis sebanding dengan massa ekivalen zat”.

Hubungan hukum faraday 1 dan 2:

m = i.t.me/9600

i = kuat arus

t= waktu

me = masa ekivalen zat

m1/ m2 = me1/ me2


38/48


VIII KIMIA UNSUR

1. Unsur Golongan Utama (golongan A)

A.

Gas Mulia (VIII A), meliputi: Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr),Xenon (Xe), dan Radon (Rn)

Mempunyai satu electron terluar (ns2 np6)

a. Semua unsurnya stabil

b. Energi ionisasi tinggi (sukar melepaskan elektron)

c. Afinitas elektron rendah

Sumber :

udara = He, Ne, Ar (0,934%), Kr, Xe

Rongga batuan uranium = Rn

Jari-jari makin ke bawah makin besar :a.

Makin ke bawah titik didih/titik leleh makin besar

b. Makin ke bawah kestabilan makin berkurang: Kr, Xe, Rn dapat membentuk

senyawa

Pengolahan :

a. Destilasi bertingkat udara (semua gas, kecuali Rn)

b.

Reaksi udara dengan karbid CaC2 (gas Ar)

c.

Pemisahan dari gas alam (gas He)

d.

Isolasi dari bantuan uranium (Rn)

Kegunaan :

a. He : pengisi balon udara, pendingin, campuran oksigen penyelam

b. Ne, Ar, dan Kr : pengisi bola lampu reklame, blitz kamera, dll

c. Xe : untuk membius

d. Rn : terapi kanker

B. Halogen (VIIA), meliputi F (fluorin), Cl (klorin), Br (bromin), I(iodin), dan At

(astatin).

Mempunyai tujuh elektron terluar (ns2 np5) :

a.

Keelektronegatifan tinggi (mudah menangkap electron)

b. Oksidator kuat (mudah mengalami reduksi)

c. Sangat reaktif (di alam tidak ada unsur bebasnya)

d. Bereakasi dengan semua logam membentuk garam yang berikatan ion

e. Bereaksi dengan sesama bukan logam, membentuk senyawa kovalen

f. Unsur-unsur halogen berwujud molekul dwiatom (X2)

Sumber :

Garam-garaman dalam air laut

Jari-jari atom makin ke bawah makin besar :

a.

Makin ke bawah kereaktifan berkurang b. Makin ke bawah sifat oksidator melemah


39/48


c.

Makin ke bawah titik didih makin tinggi

F2 dan Cl2 berwujud gas, Br 2 cair, dan I2 padat

Pembuatan unsur halogen :

a. F2 diperoleh dari elektrolisis leburan KHF2

b.

Cl2 diperoleh dari elektrolisis larutan atau leburan NaClc. Br 2 diperoleh dari reaksi Cl2 terhadap senyawa bromide (Br

-) dalam air laut

d. I2 diperoleh dari reduksi NaIO3 atau KIO3

Asam-asam halida (HX) :

a. Asam halida bersifat reduktor

Kekuatan reduktor : HF < HCl < HBr < HI

b. Kekuatan asam : HF < HCl < HBr < HI

HF asam lemah, sedangkan HCl, HBr, dan HI adalah asam-asam

kuat

c. Kereaktifan : HI < HBr < HCl < HF

d.

Titik didih : HCl < HBr < HI < HF

Tingginya titik didih HF disebabkan adanya ikatan hidrogen.

Bilangan oksidasi dan tatanama senyawa halogen :

Bilangan Oksidasi Anion Nama Trivial Nama IUPAC

-1 X- Halida Halida

+1 XO- Hipohalit Halat (I)

+3 XO - Halit Halat (III)

+5 XO - Halat Halat (V)

+7 XO - Perhalat Halat (VII)

C. Alkali (IA), meliputi Li (litium), Na (Natirum), K (Kalium), Rb (Rubidium), Cs

(Sesium), dan Fr (Fransium).

Mempunyai satu elektron terluar (ns1) :

a. Energi ionisasi rendah (mudah melepaskan electron)

b. Reduktor kuat (mudah mengalami oksidasi)

c. Sangat reaktif (di alam tidak ada unsur bebasnya)

d. Reaksinya dengan air berlangsung cepat

e.

Titik leleh rendah (lunak), sebab ikatan logam lemah

Sumber :

Air laut = Na+, K +

Batuan = LiAl(SiO3)2 (Spodumen)

Jari-jari atom makin ke bawah makin besar :

d.

Makin ke bawah kereaktifan bertambah

e. Makin ke bawah basanya makin kuat

f. Makin ke bawah titik leleh makin rendah

Logam-logam alkali diperoleh dari elektrolisis leburan garam halidanya

Senyawa-senyawa alkali berikatan ion, berwujud padat, dan memiliki titik leleh tinggi Reaksi nyala : natrium berwarna kuning dan kalium berwarna ungu


40/48


Semua senyawa alkali larut dengan baik di dalam air

D. Alkali Tanah (IIA), meliputi Be (berilium), Mg (magnesium), Ca (kalsium), Sr

(stronsium), Ba (barium), dan Ra (radium).

Mempunyai dua elektron terluar (ns2) :

a. Energi ionisasi rendah,tetapi golongan IA lebih rendah

b. Reduktor kuat tetapi tidak sekuat golongan IA

c. Sangat reaktif tetapi IA lebih reaktif

d. Reaksinya dengan air berlangsung lambat

e. Titik leleh cukup tinggi (keras), sebab ikatan logam cukup kuat

Sumber :

Air laut = Mg2+

Batuan = MgCO3 (magnesit), CaCO3 (kalsit), MgCO3.CaCO3 (dolomit), BaSO4

(barit), BaCO3 (witerit), BaSO4.2H2O (gips), SrSO4 (strontiatit)

Logam-logam alkali tanah diperoleh dari elektrolisis leburan garam halidanya

Senyawa-senyawa alkali berikatan ion, berwujud padat, dan memiliki titik leleh tinggi

Reaksi nyala : Strontium berwarna merah dan barium berwarna hijau

Senyawa klorida (Cl-), sulfida (S2-), dan nitrat (NO3-) dari IIA larut baik dalam air.

Senyawa karbonat (CO32-) dari IIA tidak ada yang larut

Kelarutan senyawa sulfat (SO42-) dari IIA makin ke bawah makin kecil (makin sukar

larut) dan kelarutan seyawa hidroksida (OH-) dari IIA makin ke bawah makin besar

(makin mudah larut).

E. Aluminium (IIIA dan periode ketiga)

Sifat-sifat yang ke kanan semakin bertambah :

Energy ionisasi

Keelektronegatifan

Bilangan oksidasi maksimum

Sifat asam

Sifat oksidator Al2O3 (bauksit), Na3AlF4 (kriolit), SiO2 (pasir kwarsa), Ca3(PO4)2 (apatit)

Sifat-sifat yang ke kanan makin berkurang :

Jari-jari atom

Daya hantar

Sifat logam

Sifat basa

Sifat reduktor


41/48


Kemiripan diagonal :

Li dan Mg mudah bereaksi dengan gas N2 di udara

Hasil pembakaran Li : LiO dan Li3 N

Hasil pembakaran Mg : MgO dan Mg3 N2

Be dan Al bersifat amfoter

Be(OH)2, H2BeO2, Al(OH)3, HAlO2

B dan Si bersifat metalloid

Meskipun bukan logam, mereka memiliki beberapa sifat logam: mengkilap,

menghantar listrik dan dapat ditempa.

2.Unsur-unsur Transisi

Sifat-sifat logam transisi (golongan B)

Semuanya padat, kecuali Hg yang mencair Data membentuk ion kompleks

Titik leleh tinggi

Paramagnetic (tertarik oleh magnet)

Bersifat katalis

Bilangan oksidasi bermacam-macam

Senyawa-senyawa berwarna

Sumber mineral : spalerite/sengblende (ZnS), Fe2O3 (hematit), Fe2O4

(magnetit), FeCO3 (siderit), 2Fe2O3 3H2O (limonit), FeS2 (pirit).

Ion kompleks adalah ion yang terbentuk dari kation logam transisi (atom pusat)

yang mengikat molekul atau anion (ligan-ligan) melalui ikatan kovalen

koordinasi. Jumlah ligan yang diikat oleh atom pusat disebut bilangan koordinasi.

Harganya 2, 4, atau 6.


42/48


IX KIMIA KARBON

1. Posisi Atom C

10CH3 10CH3

10CH3 – 3

0CH – 20CH2 – 4

0C – 10CH3

10CH3

10 = Atom C primer yaitu atom karbon yang terikat pada 1 atom C lain




2. Klasifikasi Senyawa Karbon

Senyawa karbon dapat diklasifikasikan menjadi :

d. Senyawa alifatik

Senyawa karbon rantai lurus yang terbuka. Contoh : C – C – C

e. Senyawa siklik

Senyawa karbon rantai lurus yang tertutup. Contoh : C

C C

f.

Senyawa aromatikKhusus untuk senyawaan benzena dan turunannya. Contoh :

3.Tata Nama dan Gugus Fungsi

Dalam tatanama, langkah pertama tentukan terlebih dahulu rantai utama. Rantai

utama pada alkane adalah rantai terpanjang, sedangkan pada senyawa lain, rantai utama

adalah yang meliputi gugus fungsional.

Tatanama Alkana (Rumus : CnH2n+2)Contoh :

CH3

CH3 – CH – CH2 – CH – CH3

CH3

Nama : 2,4 – dimetil – pentana


43/48


Beberapa senyawa alkana

Atom C Rumus molekul Nama

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

CH4

C2H6

C3H8

C4H10

C5H12

C6H14

C7H16

C8H18

C9H20

C10H22

Metana

Etana

Propana

Butana

Pentana

Heksana

Heptana

Oktana

Nonana

Dekana

Tatanama yang Mengandung Gugus Fungsi

No. Gugus Fungsi Golongan Tatanama

1 -C = C- Alkena Mencakup -C = C-

2 - C = C- Alkuna Mencakup - C = C-

3 R – OH Alkohol Mengikat – OH

4 R – OR’ Alkoksi Alkana/ Eter Alkoksi (-OR’), dengan R’

adalah rantai pendek.

Rantai utama merupakan

rantai terpanjang yang

mengikat – OR.

5 O

R – C – H

Alkanal/ Aldehida Mencakup

O

– C – H

6 O

R – C – R’

Alkanon/ Keton Mencakup

O

– C –

7 O

R – C – OH

Asam Alkanoat/ Asam

Karboksilat

Mencakup

O

– C – OH

8 O

R – C – O – R’

Alkil Alkanoat/ Ester Mencakup

O

– C – O

9 R - X Haloalkana/ Alkil Halida Mengikat – X


44/48


Rantai utama harus mencakup gugus fungsi, jadi bukan yang terpanjang.

Contoh Alkena :

CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3

CH = CH2 Nama : 3 – propil – 1 – heksena

Contoh Alkohol :

CH3

CH3 – CH2 – CH – CH2 – CH – CH3

CH2 – OH

Nama : 2 – etil – 4 – metil – 1 – pentanol

Contoh Eter :

CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3

O – CH3

Nama : 4 – metoksi – heptana

4. Isomer

Isomer yaitu senyawa-senyawa yang memiliki rumus molekul sama, tetapi rumus

strukturnya berbeda.

Contoh Isomer Kerangka : CH3 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CH – CH3

CH3

Isomer

Struktur

Kerangka Posisi Fungsi

Ruang

Geometri Optik


45/48


Contoh Isomer Posisi : CH3 – CH = CH – CH3 CH3 – CH2 - CH = CH2

Contoh Isomer Fungsi : Alkanol dengan alkoksi alkana, alkanal dengan alkanon,

asam alkanoat dengan alkil alkanoat, alkena dengan sikloalkana, alkuna dengan

alkadiena.

Contoh Isomer Geometri :

H H CH3 H

C = C C = C

CH3 CH3 H CH3

(Cis – 2 butena) (Trans – 2 butena)

Contoh Isomar Optik :

Ciri senyawa yang mempunyai isomer optic adalah senyawa yang mempunyai C

khiral ( C yang mengikat keempat gugus yang berbeda).

CH3 CH3

HO – C – H H – C – OH

COOH COOH

(dekstro asam laktat) (lacvo asam laktat)

5. Benzena dan Turunannya

Rumus molekul benzena adalah C6H6

Rumus struktur benzena adalah

Beberapa turunan benzena khusus yaitu toluen, anilin, fenol, benzoat, benzen

sulfonat.

Subtituen yang terikat pada benzena, posisinya dapat dibedakan dan disebut :

Orto Meta Para

Subtituen pengarah orto dan para Subtituen pengarah meta

Cl, Br NO

CH3 SO3H

NH2 CHO

OH COOHOCH3 NH3

+


46/48


6.Reaksi-reaksi Organik yang Penting

A. Reaksi Substitusi (Reaksi Penggantian)

Atom H yang mudah diganti adalah atom H yang terikat pada :

H pada C tersier > H pada C sekunder > H pada C primer

Contoh : Br

CH3 – CH – CH3 + Br 2 CH3 – C – CH3 + HBr

CH3 CH3

B. Reaksi Eliminasi (Reaksi Penghilangan)

Atom H yang mudah dihilangkan adalah atom H yang terikat pada :

H pada C tersier > H pada C sekunder > H pada C primer dan atom C tersebut yang

dekat dengan atom C yang mengikat gugus fungsi.

Contoh :

2. Dehidrogenasi (penghilangan H2) dari alkana

CH3 – CH2 – CH – CH3 CH3 – CH = CH – CH3 + H2

CH3 CH3

3. Dehidrasi (penghilangan H2O) dari alkohol

CH3 – CH – CH2 – CH3 CH3 – CH = CH – CH3 + H2O

CH3

4. Dehidro Halogenasi (penghilangan HX) dari alkil halida

CH3 – CH – CH2 – CH3 CH3 – CH = CH – CH3 + HBr

Br

C.

Reaksi Adisi (Reaksi Penambahan)

Aturan yang dipergunakan adalah aturan Markonikov yaitu :

Ikatan rangkap merupakan kumpulan electron

Gugus alkil merupaka gugus pendorong electron, semakin banyak atau panjang C

alkil semakin kuat daya dorongnya.

Alkil yang mendorong berkutub (+) dan alkil lainnya yang berkutub (-)

Contoh :

1.

Hidrogenasi (Penambahan Hidrogen)

CH3 – CH2 – CH+ = CH2 + H2 CH3 – CH2 – CH2 – CH3


47/48


2.

Halogenasi (Penambahan X2)

CH3 – CH2 – CH+ = CH2 + Br 2 CH3 – CH – CH – CH3

Br Br

3.

Hidrohalogenasi (Penambahan HX)

CH3 – CH2 – CH

+

= CH2 + H +

- Br CH3 – CH2 – CH – CH3Br

D.

Reaksi Oksidasi

Oksidator yang sering dipergunakan adalah KMnO4, H2CrO4, H2Cr 2O7, dan O2.

Oksigen dari oksidator menyerang atom H yang terikat pada atom C yang mengikat gugus

fungsional.

1. Oksidasi pada Alkohol (senyawa yang dapat bereaksi yaitu senyawa alkohol golongan

primer dan sekunder, alkohol tersier tidak bereaksi)

2. Oksidasi pada Aldehid (reaksi oksigen dengan senyawa aldehid akan menghasilkan

senyawa asam karboksilat)

3. Oksidasi pada Keton (senyawa keton tidak dapat bereaksi dengan Oksigen)

4. Oksidasi pada Asam Karboksilat (senyawa yang dapat bereaksi yaitu hanya pada

asam formiat)

E. Reaksi Polimerisasi

Polimerisasi adalah penggabungan banyak molekul-molekul kecil untuk membentuk

molekul yang sangat besar.

1.

Polimerisasi Adisi

Yaitu polimerisasi dari monomer yang sama dan tidak disertai pelepasan

senyawa apapun.

2.

Polimerisasi Kondensasi

Yaitu polimerisasi dari monomer yang berbeda dan disertai pelepasan

senyawa.


48/48

BAB X KIMIA INTI

1. Radioaktif

Unsur radioaktif adalah unsur yang memancarkan radiasi.

1. Sinar alpa (), partikel yang bermuatan positif.

2. Sinar beta (), partikel bermuatan negatif

3. Sinar gamma ()

Peluruhan radioaktif adalah peristiwa spontan emisi alpa, beta dan gamma dari suatu

inti atom tidak stabil menuju inti atom yang stabil. Simbol untuk partikel yang terlibat dalam

inti adalah sebagai berikut:

Proton (p) Neutron (n)Beta() Positron (

+

) Gamma () = X1 p 0n -1e

0 = -10 +1e

0 = +10 0

0

Cara mencapai kestabilan:

5. Unsur diatas pita kestabilan (>1), memancarkan sinar beta (-1e0= -1

0) :

0n11 p

1 + -1e0

Contoh: 6C14 7 N

14 + -1e0

6.

Unsur di bawah pita kestabilan (

modul kimia riza bimbel pasti 2016.pdf

Documents