Teori Atom Niels Bohr
Elektron – elektron mengelilingi inti atom hanya dalam lintasan yang memenuhi syarat teori kuantum, yang diperbolehkan hanyalah lintasan – lintasan dimana elektron memiliki momen sudut yang merupakan kelipatan dari harga h/2π (h = tetapan planck). Lintasan itu dinamai kulit – kulit elektron.
Dalam kulit tersebut, elektron berada pada tingkat energi tertentu serta berada pada keadaan stasioner, artinya tidak memancarkan energi.
Energi akan dipancarkan atau diserap jika elektron berpindah dari satu tingkat energi ke tingkat energi lain, sesuia dengan persamaan ∆E = hλ
Teori Atom Modern (Mekanikan Kuantum)
Teori atom modern ini dikembangkan berdasarkan menkanika kuantum yang disebut mekanika gelombang, dari Max Planck, de Broglie, Schrodinger, dan Heisenberg. Menurut teori ini dikenal dualisme sifat elektron yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang. Elektron dalam inti bergerak mengelilingi inti sambil bergetar sehingga menghasilkan gerakan tiga dimensi. Oleh karena itu tidak mungkin menemukan posisi serta momentum yang pasti dari elektron. Yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari inti. Daerah dalam ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian menemukan elektron disebut orbital.
Konfigurasi Elektron
Elektron mengelilingi inti pada lintasan tertentu yang disebut kulit elektron.
Satu kulit terdiri dari subkulit – subkulit.
Satu subkulit terdiri dari orbital – orbital.
Satu orbital dapat menampung maksimum dua elektron.
Jenis – jenis subkulit yang terdapat dalam atom :
Subkulit s (sharf), mengandung 1 orbital.
Subkulit p (prinsif), mengandung 3 orbital.
Subkulit d (diffuse), mengandung 5 orbital.
Subkulit f (fundamental), mengandung 7 orbital.
Urutan pengisian orbital mengikuti prinsip Aufbau, yaitu mulai dari orbital yang energinya paling rendah, sampai pada orbital yang energinya paling tinggi.
Urutan berdasarkan tingkat energi
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f .....dst
Urutan berdasarkan kulit
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 5d .....dst
Bilangan Kuantum
Bilangan kuantum utama (n)
Menyatakan tempat kulit elektron berlokasi.
Kulit K, n = 1
Kulit L, n = 2
Kulit M, n = 3, dst
Bilangan Kuantum Azimut (l)
Menyatakan tempat subkulit dimana elektron berlokasi.
Subkulit s, l = 0
Subkulit p, l = 1
Subkulit d, l = 2
Subkulit f, l = 3
Bilangan Kuantum Magnetik (m)
Menyatakan membagi subkulit menjadi beberapa orbital tempat elektron berlokasi dan arah orientasi orbital terhadap nilai orbital lainnya.
l = 0, m = 0
l = 1, m = -1 0 +1
l = 2, m = -2 -1 0 +1 +2
l = 3, m = -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
Bilangan Kuantum Spin (s)
Menyatakan arah rotasi elektron dalam orbital. Dalam satu orbtal s = +1/2 dan s = -1/2
Penentuan Golongan dan Periode
Golongan A (blok s dan blok p)
nsx npy , maka n = periode, x + y = golongan
Golongan B (blok d)
nsx (n-1)dy , maka n = periode, x + y = golongan
Golongan Lantanida (6s2 4f1 sampai 6s2 4f14)
Golongan Aktinida ( 7s2 5f1 sampai 7s2 5f14 )
Bentuk Molekul (AXnEm)
E=((EV-X))/2
A = atom pusat
X = atom terikat ke atom pusat
E = domain elektron bebas
EV = elektron valensi atom pusat
n = jumlah DEI
m = jumlah DEB
BAB 2 Termokimia
Hukum kekekalan energi
” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.”
Secara matematis hubungan antara energi dalam, kalor dan kerja dapat dinyatakan sebagai berikut:
ΔU = q + W
Persamaan diatas menyatakan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) sama dengan jumlah kalor yang diserap (q) ditambah dengan jumlah kerja yang diterima sistem (w). Jika Kalor (q) masuk sistem maka kalor bertanda positif (+), sedangkan kalor yang keluar bertanda negatif (-). Kerja (w) yang dilakukan sistem (ekspansi), maka bertanda negatif (-), dan yang dilakukan lingkungan (kompresi) bertanda positif.
Contoh:
Suatu sistem menyerap kalor sebanyak 1000 kJ dan melakukan kerja sebanyak 5 kJ. Berapakah perubahan energi dalam sistem ini?
Jawab:
Karena sistem menyerap kalor, maka q bertanda positif, tetapi karena
sistem m elakukan kerja, maka w bertanda negatif.
ΔU= q + w
=100 kJ – 5 kJ
= 95 kJ
Eksoterm dan Endoterm
Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
Q = m . c . ∆T
Qsampel = Qair + Qkalorimeter
Persamaan Termokimia
Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.
Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh berikut .
Contoh:
Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ
Atau
2 H2 (g) + O2 (g) ——> 2 H2O (l) ΔH = -572 kJ
(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH juga harus dikali dua).
Entalpi Pembentukkan (∆Hfo)
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembentukkan 1 mol suatu senyawa dari unsur – unsurnya, semua zat dalam bentuk stabil pada 25oC dan 1atm.
Entalpi Pembakaran (∆Hco)
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembakaran 1 mol suatu zat dengan oksigen diukur pada keadaan standar. Pembakaran sempurna menghasilkan CO2 dan H2O.
Entalpi Penguraian
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.
Contoh:
Diketahui ΔHf 0 H2O (l) = -286 kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah + 286 kJ mol-1
H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 286 kJ
Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:
m AB + n CD —–> p AD + q CB
ΔH0 = jumlah ΔH0 f (produk) - jumlah ΔH0 f (pereaksi)
Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess
Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 394 kJ
Reaksi diatas dapat berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:
C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 283 kJ
Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:
C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 283 kJ
————————————————————————- +
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 394 kJ
BAB 3 Laju Reaksi
Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi persatuan waktu.
A + B --> AB
Orde Reaksi dan Persamaan Laju Reaksi
Percobaan Konsentrasi awal Laju Reaksi
a b
1 0,5 0,5 1,6 . 10-4
2 0,5 1,0 3,2 . 10-4
3 1,0 1,0 3,2 . 10-4
Orde [A] =
[0,5/1]x = 3,2 . 10-4/ 3,2 . 10-4
X = 0
Orde [B] =
[0,5/1]y = 1,6 . 10-4 / 3,2 . 10-4
Y = 1
maka
V = K . [B]
Faktor – faktor yang mempengaruhi laju reaksi :
Luas permukaan zat
Katalis
Konsentrasi
Suhu
t2 = (1/x)T2-T1/y . t1
x = faktor pengali
y = suhu berapa setiap kenaikan kali
BAB IV Kesetimbangan
Reaksi kesetimbangan adalah suatu reaksi dimana zat – zat produk dapat bereaksi atau terurai kembali membentuk zat – zta pereaksi.
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Faktor – faktor yang mempengaruhi kesetimbangan :
Konsentrasi
Tekanan dan Volume
Suhu
Katalis
Tetapan Kesetimbangan
mA + nB ↔ pC +qD
Kc¬ = ([C]^p [D]^q)/([A]^m [B]^n )
Hanya berlaku untuk zat yang berindeks gas dan larutan.
Jika reaksi dibalik, Kc’ = 1/Kc
Jika reaksi dikalikan, Kc’ = (Kc)x
Jika reaksi dijumlahkan, maka harga Kc harus dikalikan.
aA(g) + nB(g) ↔ pC(g) + qD(g)
Jika tekanan total adalah P, dan masing – masing tekanan parsial gas adalah pA, pB, pC dan pD, maka:
P = pA + pB + pC + pD
Tekanan parsial = (Mol gas tersebut)/(Mol seluruh gas) . Tekanan total
Kp = ((PC)^p (PD)^q)/((PA)^m (PB)^n )
Kp = Kc . (R T )(p+q) – (m+n)
Derajat Disosiasi
α = (Mol zat yang terurai)/(Mol zat mula-mula)
Semester 2
Larutan Asam – Basa
Teori Asam – Basa
A. MENURUT ARRHENIUS
Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+.
Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH-.
Contoh:
1) HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
2) NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
B. MENURUT BRONSTED-LOWRY
Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.
Contoh:
1) HAc(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + Ac-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
HAc dengan Ac- merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
H3O+ dengan H2O merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
2) H2O(l) + NH3(aq) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
H2O dengan OH- merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
NH4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
Eksponen Hidrogen
Besarnya konsentrasi ion H+ dalam larutan disebut derajat keasaman. Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH.
pH = – log [H+]
Untuk air murni (25oC): [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l
pH = – log 10-7 = 7
Atas dasar pengertian ini, ditentukan:
- Jika nilai pH = pOH = 7, maka larutan bersifat netral
- Jika nilai pH < 7, maka larutan bersifat asam - Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa
- Pada suhu kamar: pKw = pH + pOH = 14
Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.
a. pH Asam Kuat
Bagi asam-asam kuat ( a = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).
Contoh:
1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !
Jawab:
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
[H+] = [HCl] = 0.01 = 10-2 M
pH = – log 10-2 = 2
2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !
Jawab:
H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq)
[H+] = 2[H2SO4] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 M
pH = – log 10-1 = 1
b. pH Asam Lemah
Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1 (0 < a < 1) maka besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H+] dengan rumus [H+] = √ ( M . Ka) dimana: M = konsentrasi asam lemah Ka = tetapan ionisasi asam lemah Contoh: Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5 Jawab: M = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1 M [H+] = √ (M . Ka) = 10-1 . 10-5 = 10-3 M pH = -log 10-3 = 3 Prinsip penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah. 1. pH Basa Kuat Untuk menentukan pH basa-basa kuat (a = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basanya. Contoh: a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M ! b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M ! Jawab: a. KOH(aq) → K+(aq) + OH-(aq) [OH-] = [KOH] = 0.1 = 10-1 M pOH = – log 10-1 = 1 pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13 b. Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) [OH-1] = 2[Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10-2 M pOH = – log 2.10-2 = 2 – log 2 pH = 14 – pOH = 14 – (2 – log 2) = 12 + log 2 2. pH Basa Lemah Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1, maka untuk menyatakan konsentrasi ion OH- digunakan rumus: [OH-] = √ (M . Kb) dimana: M = konsentrasi basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5 ! Jawab: [OH-] = √ (M . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M pOH = – log 10-4 = 4 pH = 14 – pOH = 14 – 4 = 10 Stoikiometri reaksi dan Titrasi Asam – Basa Persamaan ion Contoh : Reaksi rumus : 2NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l) Reaksi ion : 2Na+ + 2OH- + 2H+ + SO42- → 2Na+ + SO42- + 2H2O Reaksi bersih : 2H2O(aq) → 2H2O(l) Titrasi Titrasi adalah cara penetapan kadar suatu larutan dengan menggunakan larutan standar yang sudah diketahui konsentrasinya. Motode ini banyak dilakukan di laboratorium. Beberapa jenis titrasi, yaitu: 1. titrasi asam-basa 2. titrasi redoks 3. titrasi pengendapan Contoh: 1. Untuk menetralkan 50 mL larutan NaOH diperlukan 20 mL larutan 0.25 M HCl. Tentukan kemolaran larutan NaOH ! Jawab: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) mol HCl = 20 x 0.25 = 5 m mol Berdasarkan koefisien reaksi di atas. mol NaOH = mol HCl = 5 m mol M = n/V = 5 m mol/50mL = 0.1 M 2. Sebanyak 0.56 gram kalsium oksida tak murni dilarutkan ke dalam air. Larutan ini tepat dapat dinetralkan dengan 20 mL larutan 0.30 M HCl.Tentukan kemurnian kalsium oksida (Ar: O=16; Ca=56)! Jawab: CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) Ca(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + 2 H2O(l) mol HCl = 20 x 0.30 = 6 m mol mol Ca(OH)2 = mol CaO = 1/2 x mol HCl = 1/2 x 6 = 3 m mol massa CaO = 3 x 56 = 168 mg = 0.168 gram Kadar kemurnian CaO = 0.168/0.56 x 100% = 30% Eksponen Hidrogen (pH) A : asam kuat B : basa lemah C : garam D : air (Reaksi Asam – Basa) A + B → C + D m : 1 0,5 - - r : 0,5 0,5 0,5 0,5 s : 0,5 - 0,5 0,5 [H+] = (mol sisa)⁄(volum total) (Reaksi Buffer) A + B → C + D m : 0,5 1 - - r : 0,5 0,5 0,5 0,5 s : - 0,5 0,5 0,5 [H+] = Ka x (mol asam)/(mol garam × valensi ) (Reaksi Hidrolisis) A + B → C + D m : 0,5 0,5 - - r : 0,5 0,5 0,5 0,5 s : - - 0,5 0,5 [H+] = √(Kw/Kb×Garam ×valensi) Jika, A : asam lemah B : basa lemah C : garam D : air Dan jika, Ka > Kb, maka
[H+] = √(Kw/Kb×Ka)
Hasil kali kelarutan
KSP = hasil perkalian [kation] dengan [anion] dari larutan jenuh suatu elektrolit yang sukar larut menurut kesetimbangan heterogen.
Kelarutan suatu elektrolit ialah banyaknya mol elektrolit yang sanggup melarut dalam tiap liter larutannya.
Contoh:
AgCl(s) --> Ag+(aq) + Cl-(aq)
K = [Ag+] [Cl-]/[AgCl]
K . [AgCl] = [Ag+][Cl-]
KspAgCl = [Ag+] [Cl-]
Bila Ksp AgCl = 10-10 , maka berarti larutan jenuh AgCl dalam air pada suhu 25oC, Mempunyai nilai [Ag+] [Cl-] = 10-10
1. Kelarutan zat AB dalam pelarut murni (air).
AnB(s) --> nA+(aq) + Bn-(aq)
s --> n.s s
Ksp AnB = (n.s)n.s = nn.sn+1 s = n+i Ksp AnB/nn
dimana: s = sulobility = kelarutan
Kelarutan tergantung pada:
- suhu
- pH larutan
- ada tidaknya ion sejenis
2. Kelarutan zat AB dalam larutan yang mengandung ion sejenis
AB(s) --> A+ (aq) + B- (aq)
s --> n.s s
Larutan AX :
AX(aq) --> A+(aq) + X-(aq)
b --> b b
maka dari kedua persamaan reaksi di atas:
[A+] = s + b = b, karena nilai s cukup kecil bila dibandingkan terhadap nilai b sehingga dapat diabaikan.
[B-1] = s
Jadi : Ksp AB = b . s
Contoh:
Bila diketahui Ksp AgCl = 10-10 ,berapa mol kelarutan (s) maksimum AgCl dalam 1 liter larutan 0.1 M NaCl ?
Jawab:
AgCl(s) --> Ag+(aq) + Cl-(aq)
s --> s s
NaCl(aq) Na+(aq) + Cl-(aq)
Ksp AgCl = [Ag+] [Cl-] = s . 10-1
Maka s = 10-10/10-1 = 10-9 mol/liter
Dari contoh di atas. kita dapat menarik kesimpulan bahwa makin besar konsentrasi ion sojenis maka makin kecil kelarutan elektrolitnya
Untuk suatu garam AB yang sukar larut berlaku ketentuan, jika:
- [A+] x [B-] < Ksp larutan tak jenuh; tidak terjadi pengendapan - [A+] x [B-] = Ksp larutan tepat jenuh; larutan tepat mengendap - [A+] x [B-] > Ksp larutan kelewat jenuh; di sini terjadi pengendapan zat
Contoh:
Apakah terjadi pengendapan CaCO3. jika ke dalam 1 liter 0.05 M Na2CO3 ditambahkan 1 liter 0.02 M CaCl2, dan diketahui harga Ksp untuk CaCO3 adalah 10-6.
Jawab:
Na2CO3(aq) --> 2 Na+(aq) + CO3- (aq)
[CO32-] = 1 . 0.05 / 1+1 = 0.025 M = 2.5 x 10-2 M
CaCl2(aq) --> Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)
[Ca2+] = 1 . 0.02 / 1+1 = 0.01 = 10-2 M
maka : [Ca2+] x [CO32-] = 2.5 x 10-2 x 10-2 = 2.5 x 10-4
karena : [Ca2+] x [CO32-] > Ksp CaCO3, maka akan terjadi endapan CaCO3
Sistem Koloid
Sistem koloid (selanjutnya disingkat "koloid" saja) merupakan suatu bentuk campuran (sistem dispersi) dua atau lebih zat yang bersifat homogen namun memiliki ukuran partikel terdispersi yang cukup besar (1 - 100 nm), sehingga terkena efek Tyndall. Bersifat homogen berarti partikel terdispersi tidak terpengaruh oleh gaya gravitasi atau gaya lain yang dikenakan kepadanya; sehingga tidak terjadi pengendapan, misalnya. Sifat homogen ini juga dimiliki oleh larutan, namun tidak dimiliki oleh campuran biasa (suspensi).
Koloid mudah dijumpai di mana-mana: susu, agar-agar, tinta, sampo, serta awan merupakan contoh-contoh koloid yang dapat dijumpai sehari-hari. Sitoplasma dalam sel juga merupakan sistem koloid. Kimia koloid menjadi kajian tersendiri dalam kimia industri karena kepentingannya.
JENIS KOLOID
Sistem koloid digolongkan berdasarkan pada jenis fase terdispersi dan medium pendispersinya.
- koloid yang mengandung fase terdispersi padat disebut sol.
- koloid yang mengandung fase terdispersi cair disebut emulsi.
- koloid yang mengandung fase terdispersi gas disebut buih.
Sifat-sifat Koloid
Efek Tyndall
Efek Tyndall ialah gejala penghamburan berkas sinar (cahaya) oleh partikel-partikel koloid. Hal ini disebabkan karena ukuran molekul koloid yang cukup besar. Efek tyndall ini ditemukan oleh John Tyndall (1820-1893), seorang ahli fisika Inggris. Oleh karena itu sifat itu disebut efek tyndall.
Efek tyndall adalah efek yang terjadi jika suatu larutan terkena sinar. Pada saat larutan sejati disinari dengan cahaya, maka larutan tersebut tidak akan menghamburkan cahaya, sedangkan pada sistem koloid, cahaya akan dihamburkan. hal itu terjadi karena partikel-partikel koloid mempunyai partikel-partikel yang relatif besar untuk dapat menghamburkan sinar tersebut. Sebaliknya, pada larutan sejati, partikel-partikelnya relatif kecil sehingga hamburan yang terjadi hanya sedikit dan sangat sulit diamati.
Gerak Brown
Gerak Brown ialah gerakan partikel-partikel koloid yang senantiasa bergerak lurus tapi tidak menentu (gerak acak/tidak beraturan). Jika kita amati koloid dibawah mikroskop ultra, maka kita akan melihat bahwa partikel-partikel tersebut akan bergerak membentuk zigzag. Pergerakan zigzag ini dinamakan gerak Brown. Partikel-partikel suatu zat senantiasa bergerak. Gerakan tersebut dapat bersifat acak seperti pada zat cair dan gas( dinamakan gerak brown), sedangkan pada zat padat hanya beroszillasi di tempat ( tidak termasuk gerak brown ). Untuk koloid dengan medium pendispersi zat cair atau gas, pergerakan partikel-partikel akan menghasilkan tumbukan dengan partikel-partikel koloid itu sendiri. Tumbukan tersebut berlangsung dari segala arah. Oleh karena ukuran partikel cukup kecil, maka tumbukan yang terjadi cenderung tidak seimbang. Sehingga terdapat suatu resultan tumbukan yang menyebabkan perubahan arah gerak partikel sehingga terjadi gerak zigzag atau gerak Brown.
Semakin kecil ukuran partikel koloid, semakin cepat gerak Brown yang terjadi. Demikian pula, semakin besar ukuran partikel koloid, semakin lambat gerak Brown yang terjadi. Hal ini menjelaskan mengapa gerak Brown sulit diamati dalam larutan dan tidak ditemukan dalam campuran heterogen zat cair dengan zat padat (suspensi). Gerak Brown juga dipengaruhi oleh suhu. Semakin tinggi suhu sistem koloid, maka semakin besar energi kinetik yang dimiliki partikel-partikel medium pendispersinya. Akibatnya, gerak Brown dari partikel-partikel fase terdispersinya semakin cepat. Demikian pula sebaliknya, semakin rendah suhu sistem koloid, maka gerak Brown semakin lambat.
Adsorpsi
Adsorpsi ialah peristiwa penyerapan partikel atau ion atau senyawa lain pada permukaan partikel koloid yang disebabkan oleh luasnya permukaan partikel. (Catatan : Adsorpsi harus dibedakan dengan absorpsi yang artinya penyerapan yang terjadi di dalam suatu partikel). Contoh : (i) Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+. (ii) Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2.
Muatan koloid
Dikenal dua macam koloid, yaitu koloid bermuatan positif dan koloid bermuatan negatif.
Koagulasi koloid
Koagulasi adalah penggumpalan partikel koloid dan membentuk endapan. Dengan terjadinya koagulasi, berarti zat terdispersi tidak lagi membentuk koloid. Koagulasi dapat terjadi secara fisik seperti pemanasan, pendinginan dan pengadukan atau secara kimia seperti penambahan elektrolit, pencampuran koloid yang berbeda muatan.
Koloid pelindung
Koloid pelindung ialah koloid yang mempunyai sifat dapat melindungi koloid lain dari proses koagulasi.
Dialisis
Dialisis ialah pemisahan koloid dari ion-ion pengganggu dengan cara ini disebut proses dialisis. Yaitu dengan mengalirkan cairan yang tercampur dengan koloid melalui membran semi permeable yang berfungsi sebagai penyaring. Membran semi permeable ini dapat dilewati cairan tetapi tidak dapat dilewati koloid, sehingga koloid dan cairan akan berpisah.
Elektroforesis
Elektroferesis ialah peristiwa pemisahan partikel koloid yang bermuatan dengan menggunakan arus listrik.
Sumber : http://al-kahi.blogspot.com/2012/09/materi-kimia-kelas-xi-semester-1.html
Elektron – elektron mengelilingi inti atom hanya dalam lintasan yang memenuhi syarat teori kuantum, yang diperbolehkan hanyalah lintasan – lintasan dimana elektron memiliki momen sudut yang merupakan kelipatan dari harga h/2π (h = tetapan planck). Lintasan itu dinamai kulit – kulit elektron.
Dalam kulit tersebut, elektron berada pada tingkat energi tertentu serta berada pada keadaan stasioner, artinya tidak memancarkan energi.
Energi akan dipancarkan atau diserap jika elektron berpindah dari satu tingkat energi ke tingkat energi lain, sesuia dengan persamaan ∆E = hλ
Teori Atom Modern (Mekanikan Kuantum)
Teori atom modern ini dikembangkan berdasarkan menkanika kuantum yang disebut mekanika gelombang, dari Max Planck, de Broglie, Schrodinger, dan Heisenberg. Menurut teori ini dikenal dualisme sifat elektron yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang. Elektron dalam inti bergerak mengelilingi inti sambil bergetar sehingga menghasilkan gerakan tiga dimensi. Oleh karena itu tidak mungkin menemukan posisi serta momentum yang pasti dari elektron. Yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari inti. Daerah dalam ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian menemukan elektron disebut orbital.
Konfigurasi Elektron
Elektron mengelilingi inti pada lintasan tertentu yang disebut kulit elektron.
Satu kulit terdiri dari subkulit – subkulit.
Satu subkulit terdiri dari orbital – orbital.
Satu orbital dapat menampung maksimum dua elektron.
Jenis – jenis subkulit yang terdapat dalam atom :
Subkulit s (sharf), mengandung 1 orbital.
Subkulit p (prinsif), mengandung 3 orbital.
Subkulit d (diffuse), mengandung 5 orbital.
Subkulit f (fundamental), mengandung 7 orbital.
Urutan pengisian orbital mengikuti prinsip Aufbau, yaitu mulai dari orbital yang energinya paling rendah, sampai pada orbital yang energinya paling tinggi.
Urutan berdasarkan tingkat energi
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f .....dst
Urutan berdasarkan kulit
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 5d .....dst
Bilangan Kuantum
Bilangan kuantum utama (n)
Menyatakan tempat kulit elektron berlokasi.
Kulit K, n = 1
Kulit L, n = 2
Kulit M, n = 3, dst
Bilangan Kuantum Azimut (l)
Menyatakan tempat subkulit dimana elektron berlokasi.
Subkulit s, l = 0
Subkulit p, l = 1
Subkulit d, l = 2
Subkulit f, l = 3
Bilangan Kuantum Magnetik (m)
Menyatakan membagi subkulit menjadi beberapa orbital tempat elektron berlokasi dan arah orientasi orbital terhadap nilai orbital lainnya.
l = 0, m = 0
l = 1, m = -1 0 +1
l = 2, m = -2 -1 0 +1 +2
l = 3, m = -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
Bilangan Kuantum Spin (s)
Menyatakan arah rotasi elektron dalam orbital. Dalam satu orbtal s = +1/2 dan s = -1/2
Penentuan Golongan dan Periode
Golongan A (blok s dan blok p)
nsx npy , maka n = periode, x + y = golongan
Golongan B (blok d)
nsx (n-1)dy , maka n = periode, x + y = golongan
Golongan Lantanida (6s2 4f1 sampai 6s2 4f14)
Golongan Aktinida ( 7s2 5f1 sampai 7s2 5f14 )
Bentuk Molekul (AXnEm)
E=((EV-X))/2
A = atom pusat
X = atom terikat ke atom pusat
E = domain elektron bebas
EV = elektron valensi atom pusat
n = jumlah DEI
m = jumlah DEB
BAB 2 Termokimia
Hukum kekekalan energi
” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.”
Secara matematis hubungan antara energi dalam, kalor dan kerja dapat dinyatakan sebagai berikut:
ΔU = q + W
Persamaan diatas menyatakan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) sama dengan jumlah kalor yang diserap (q) ditambah dengan jumlah kerja yang diterima sistem (w). Jika Kalor (q) masuk sistem maka kalor bertanda positif (+), sedangkan kalor yang keluar bertanda negatif (-). Kerja (w) yang dilakukan sistem (ekspansi), maka bertanda negatif (-), dan yang dilakukan lingkungan (kompresi) bertanda positif.
Contoh:
Suatu sistem menyerap kalor sebanyak 1000 kJ dan melakukan kerja sebanyak 5 kJ. Berapakah perubahan energi dalam sistem ini?
Jawab:
Karena sistem menyerap kalor, maka q bertanda positif, tetapi karena
sistem m elakukan kerja, maka w bertanda negatif.
ΔU= q + w
=100 kJ – 5 kJ
= 95 kJ
Eksoterm dan Endoterm
Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
Q = m . c . ∆T
Qsampel = Qair + Qkalorimeter
Persamaan Termokimia
Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.
Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh berikut .
Contoh:
Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ
Atau
2 H2 (g) + O2 (g) ——> 2 H2O (l) ΔH = -572 kJ
(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH juga harus dikali dua).
Entalpi Pembentukkan (∆Hfo)
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembentukkan 1 mol suatu senyawa dari unsur – unsurnya, semua zat dalam bentuk stabil pada 25oC dan 1atm.
Entalpi Pembakaran (∆Hco)
Perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi pembakaran 1 mol suatu zat dengan oksigen diukur pada keadaan standar. Pembakaran sempurna menghasilkan CO2 dan H2O.
Entalpi Penguraian
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas kekekalan energi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan.
Contoh:
Diketahui ΔHf 0 H2O (l) = -286 kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan gas oksigen adalah + 286 kJ mol-1
H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 286 kJ
Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan
Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:
m AB + n CD —–> p AD + q CB
ΔH0 = jumlah ΔH0 f (produk) - jumlah ΔH0 f (pereaksi)
Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess
Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 394 kJ
Reaksi diatas dapat berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:
C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H = – 283 kJ
Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:
C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH = – 111 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 283 kJ
————————————————————————- +
C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH = – 394 kJ
BAB 3 Laju Reaksi
Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi persatuan waktu.
A + B --> AB
Orde Reaksi dan Persamaan Laju Reaksi
Percobaan Konsentrasi awal Laju Reaksi
a b
1 0,5 0,5 1,6 . 10-4
2 0,5 1,0 3,2 . 10-4
3 1,0 1,0 3,2 . 10-4
Orde [A] =
[0,5/1]x = 3,2 . 10-4/ 3,2 . 10-4
X = 0
Orde [B] =
[0,5/1]y = 1,6 . 10-4 / 3,2 . 10-4
Y = 1
maka
V = K . [B]
Faktor – faktor yang mempengaruhi laju reaksi :
Luas permukaan zat
Katalis
Konsentrasi
Suhu
t2 = (1/x)T2-T1/y . t1
x = faktor pengali
y = suhu berapa setiap kenaikan kali
BAB IV Kesetimbangan
Reaksi kesetimbangan adalah suatu reaksi dimana zat – zat produk dapat bereaksi atau terurai kembali membentuk zat – zta pereaksi.
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Faktor – faktor yang mempengaruhi kesetimbangan :
Konsentrasi
Tekanan dan Volume
Suhu
Katalis
Tetapan Kesetimbangan
mA + nB ↔ pC +qD
Kc¬ = ([C]^p [D]^q)/([A]^m [B]^n )
Hanya berlaku untuk zat yang berindeks gas dan larutan.
Jika reaksi dibalik, Kc’ = 1/Kc
Jika reaksi dikalikan, Kc’ = (Kc)x
Jika reaksi dijumlahkan, maka harga Kc harus dikalikan.
aA(g) + nB(g) ↔ pC(g) + qD(g)
Jika tekanan total adalah P, dan masing – masing tekanan parsial gas adalah pA, pB, pC dan pD, maka:
P = pA + pB + pC + pD
Tekanan parsial = (Mol gas tersebut)/(Mol seluruh gas) . Tekanan total
Kp = ((PC)^p (PD)^q)/((PA)^m (PB)^n )
Kp = Kc . (R T )(p+q) – (m+n)
Derajat Disosiasi
α = (Mol zat yang terurai)/(Mol zat mula-mula)
Semester 2
Larutan Asam – Basa
Teori Asam – Basa
A. MENURUT ARRHENIUS
Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+.
Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH-.
Contoh:
1) HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
2) NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
B. MENURUT BRONSTED-LOWRY
Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.
Contoh:
1) HAc(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + Ac-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
HAc dengan Ac- merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
H3O+ dengan H2O merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
2) H2O(l) + NH3(aq) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
H2O dengan OH- merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
NH4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konjugasi.
Eksponen Hidrogen
Besarnya konsentrasi ion H+ dalam larutan disebut derajat keasaman. Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH.
pH = – log [H+]
Untuk air murni (25oC): [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l
pH = – log 10-7 = 7
Atas dasar pengertian ini, ditentukan:
- Jika nilai pH = pOH = 7, maka larutan bersifat netral
- Jika nilai pH < 7, maka larutan bersifat asam - Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa
- Pada suhu kamar: pKw = pH + pOH = 14
Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.
a. pH Asam Kuat
Bagi asam-asam kuat ( a = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).
Contoh:
1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !
Jawab:
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
[H+] = [HCl] = 0.01 = 10-2 M
pH = – log 10-2 = 2
2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !
Jawab:
H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq)
[H+] = 2[H2SO4] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 M
pH = – log 10-1 = 1
b. pH Asam Lemah
Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1 (0 < a < 1) maka besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H+] dengan rumus [H+] = √ ( M . Ka) dimana: M = konsentrasi asam lemah Ka = tetapan ionisasi asam lemah Contoh: Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5 Jawab: M = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1 M [H+] = √ (M . Ka) = 10-1 . 10-5 = 10-3 M pH = -log 10-3 = 3 Prinsip penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah. 1. pH Basa Kuat Untuk menentukan pH basa-basa kuat (a = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basanya. Contoh: a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M ! b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M ! Jawab: a. KOH(aq) → K+(aq) + OH-(aq) [OH-] = [KOH] = 0.1 = 10-1 M pOH = – log 10-1 = 1 pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13 b. Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) [OH-1] = 2[Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10-2 M pOH = – log 2.10-2 = 2 – log 2 pH = 14 – pOH = 14 – (2 – log 2) = 12 + log 2 2. pH Basa Lemah Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1, maka untuk menyatakan konsentrasi ion OH- digunakan rumus: [OH-] = √ (M . Kb) dimana: M = konsentrasi basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5 ! Jawab: [OH-] = √ (M . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M pOH = – log 10-4 = 4 pH = 14 – pOH = 14 – 4 = 10 Stoikiometri reaksi dan Titrasi Asam – Basa Persamaan ion Contoh : Reaksi rumus : 2NaOH(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l) Reaksi ion : 2Na+ + 2OH- + 2H+ + SO42- → 2Na+ + SO42- + 2H2O Reaksi bersih : 2H2O(aq) → 2H2O(l) Titrasi Titrasi adalah cara penetapan kadar suatu larutan dengan menggunakan larutan standar yang sudah diketahui konsentrasinya. Motode ini banyak dilakukan di laboratorium. Beberapa jenis titrasi, yaitu: 1. titrasi asam-basa 2. titrasi redoks 3. titrasi pengendapan Contoh: 1. Untuk menetralkan 50 mL larutan NaOH diperlukan 20 mL larutan 0.25 M HCl. Tentukan kemolaran larutan NaOH ! Jawab: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) mol HCl = 20 x 0.25 = 5 m mol Berdasarkan koefisien reaksi di atas. mol NaOH = mol HCl = 5 m mol M = n/V = 5 m mol/50mL = 0.1 M 2. Sebanyak 0.56 gram kalsium oksida tak murni dilarutkan ke dalam air. Larutan ini tepat dapat dinetralkan dengan 20 mL larutan 0.30 M HCl.Tentukan kemurnian kalsium oksida (Ar: O=16; Ca=56)! Jawab: CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) Ca(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + 2 H2O(l) mol HCl = 20 x 0.30 = 6 m mol mol Ca(OH)2 = mol CaO = 1/2 x mol HCl = 1/2 x 6 = 3 m mol massa CaO = 3 x 56 = 168 mg = 0.168 gram Kadar kemurnian CaO = 0.168/0.56 x 100% = 30% Eksponen Hidrogen (pH) A : asam kuat B : basa lemah C : garam D : air (Reaksi Asam – Basa) A + B → C + D m : 1 0,5 - - r : 0,5 0,5 0,5 0,5 s : 0,5 - 0,5 0,5 [H+] = (mol sisa)⁄(volum total) (Reaksi Buffer) A + B → C + D m : 0,5 1 - - r : 0,5 0,5 0,5 0,5 s : - 0,5 0,5 0,5 [H+] = Ka x (mol asam)/(mol garam × valensi ) (Reaksi Hidrolisis) A + B → C + D m : 0,5 0,5 - - r : 0,5 0,5 0,5 0,5 s : - - 0,5 0,5 [H+] = √(Kw/Kb×Garam ×valensi) Jika, A : asam lemah B : basa lemah C : garam D : air Dan jika, Ka > Kb, maka
[H+] = √(Kw/Kb×Ka)
Hasil kali kelarutan
KSP = hasil perkalian [kation] dengan [anion] dari larutan jenuh suatu elektrolit yang sukar larut menurut kesetimbangan heterogen.
Kelarutan suatu elektrolit ialah banyaknya mol elektrolit yang sanggup melarut dalam tiap liter larutannya.
Contoh:
AgCl(s) --> Ag+(aq) + Cl-(aq)
K = [Ag+] [Cl-]/[AgCl]
K . [AgCl] = [Ag+][Cl-]
KspAgCl = [Ag+] [Cl-]
Bila Ksp AgCl = 10-10 , maka berarti larutan jenuh AgCl dalam air pada suhu 25oC, Mempunyai nilai [Ag+] [Cl-] = 10-10
1. Kelarutan zat AB dalam pelarut murni (air).
AnB(s) --> nA+(aq) + Bn-(aq)
s --> n.s s
Ksp AnB = (n.s)n.s = nn.sn+1 s = n+i Ksp AnB/nn
dimana: s = sulobility = kelarutan
Kelarutan tergantung pada:
- suhu
- pH larutan
- ada tidaknya ion sejenis
2. Kelarutan zat AB dalam larutan yang mengandung ion sejenis
AB(s) --> A+ (aq) + B- (aq)
s --> n.s s
Larutan AX :
AX(aq) --> A+(aq) + X-(aq)
b --> b b
maka dari kedua persamaan reaksi di atas:
[A+] = s + b = b, karena nilai s cukup kecil bila dibandingkan terhadap nilai b sehingga dapat diabaikan.
[B-1] = s
Jadi : Ksp AB = b . s
Contoh:
Bila diketahui Ksp AgCl = 10-10 ,berapa mol kelarutan (s) maksimum AgCl dalam 1 liter larutan 0.1 M NaCl ?
Jawab:
AgCl(s) --> Ag+(aq) + Cl-(aq)
s --> s s
NaCl(aq) Na+(aq) + Cl-(aq)
Ksp AgCl = [Ag+] [Cl-] = s . 10-1
Maka s = 10-10/10-1 = 10-9 mol/liter
Dari contoh di atas. kita dapat menarik kesimpulan bahwa makin besar konsentrasi ion sojenis maka makin kecil kelarutan elektrolitnya
Untuk suatu garam AB yang sukar larut berlaku ketentuan, jika:
- [A+] x [B-] < Ksp larutan tak jenuh; tidak terjadi pengendapan - [A+] x [B-] = Ksp larutan tepat jenuh; larutan tepat mengendap - [A+] x [B-] > Ksp larutan kelewat jenuh; di sini terjadi pengendapan zat
Contoh:
Apakah terjadi pengendapan CaCO3. jika ke dalam 1 liter 0.05 M Na2CO3 ditambahkan 1 liter 0.02 M CaCl2, dan diketahui harga Ksp untuk CaCO3 adalah 10-6.
Jawab:
Na2CO3(aq) --> 2 Na+(aq) + CO3- (aq)
[CO32-] = 1 . 0.05 / 1+1 = 0.025 M = 2.5 x 10-2 M
CaCl2(aq) --> Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)
[Ca2+] = 1 . 0.02 / 1+1 = 0.01 = 10-2 M
maka : [Ca2+] x [CO32-] = 2.5 x 10-2 x 10-2 = 2.5 x 10-4
karena : [Ca2+] x [CO32-] > Ksp CaCO3, maka akan terjadi endapan CaCO3
Sistem Koloid
Sistem koloid (selanjutnya disingkat "koloid" saja) merupakan suatu bentuk campuran (sistem dispersi) dua atau lebih zat yang bersifat homogen namun memiliki ukuran partikel terdispersi yang cukup besar (1 - 100 nm), sehingga terkena efek Tyndall. Bersifat homogen berarti partikel terdispersi tidak terpengaruh oleh gaya gravitasi atau gaya lain yang dikenakan kepadanya; sehingga tidak terjadi pengendapan, misalnya. Sifat homogen ini juga dimiliki oleh larutan, namun tidak dimiliki oleh campuran biasa (suspensi).
Koloid mudah dijumpai di mana-mana: susu, agar-agar, tinta, sampo, serta awan merupakan contoh-contoh koloid yang dapat dijumpai sehari-hari. Sitoplasma dalam sel juga merupakan sistem koloid. Kimia koloid menjadi kajian tersendiri dalam kimia industri karena kepentingannya.
JENIS KOLOID
Sistem koloid digolongkan berdasarkan pada jenis fase terdispersi dan medium pendispersinya.
- koloid yang mengandung fase terdispersi padat disebut sol.
- koloid yang mengandung fase terdispersi cair disebut emulsi.
- koloid yang mengandung fase terdispersi gas disebut buih.
Sifat-sifat Koloid
Efek Tyndall
Efek Tyndall ialah gejala penghamburan berkas sinar (cahaya) oleh partikel-partikel koloid. Hal ini disebabkan karena ukuran molekul koloid yang cukup besar. Efek tyndall ini ditemukan oleh John Tyndall (1820-1893), seorang ahli fisika Inggris. Oleh karena itu sifat itu disebut efek tyndall.
Efek tyndall adalah efek yang terjadi jika suatu larutan terkena sinar. Pada saat larutan sejati disinari dengan cahaya, maka larutan tersebut tidak akan menghamburkan cahaya, sedangkan pada sistem koloid, cahaya akan dihamburkan. hal itu terjadi karena partikel-partikel koloid mempunyai partikel-partikel yang relatif besar untuk dapat menghamburkan sinar tersebut. Sebaliknya, pada larutan sejati, partikel-partikelnya relatif kecil sehingga hamburan yang terjadi hanya sedikit dan sangat sulit diamati.
Gerak Brown
Gerak Brown ialah gerakan partikel-partikel koloid yang senantiasa bergerak lurus tapi tidak menentu (gerak acak/tidak beraturan). Jika kita amati koloid dibawah mikroskop ultra, maka kita akan melihat bahwa partikel-partikel tersebut akan bergerak membentuk zigzag. Pergerakan zigzag ini dinamakan gerak Brown. Partikel-partikel suatu zat senantiasa bergerak. Gerakan tersebut dapat bersifat acak seperti pada zat cair dan gas( dinamakan gerak brown), sedangkan pada zat padat hanya beroszillasi di tempat ( tidak termasuk gerak brown ). Untuk koloid dengan medium pendispersi zat cair atau gas, pergerakan partikel-partikel akan menghasilkan tumbukan dengan partikel-partikel koloid itu sendiri. Tumbukan tersebut berlangsung dari segala arah. Oleh karena ukuran partikel cukup kecil, maka tumbukan yang terjadi cenderung tidak seimbang. Sehingga terdapat suatu resultan tumbukan yang menyebabkan perubahan arah gerak partikel sehingga terjadi gerak zigzag atau gerak Brown.
Semakin kecil ukuran partikel koloid, semakin cepat gerak Brown yang terjadi. Demikian pula, semakin besar ukuran partikel koloid, semakin lambat gerak Brown yang terjadi. Hal ini menjelaskan mengapa gerak Brown sulit diamati dalam larutan dan tidak ditemukan dalam campuran heterogen zat cair dengan zat padat (suspensi). Gerak Brown juga dipengaruhi oleh suhu. Semakin tinggi suhu sistem koloid, maka semakin besar energi kinetik yang dimiliki partikel-partikel medium pendispersinya. Akibatnya, gerak Brown dari partikel-partikel fase terdispersinya semakin cepat. Demikian pula sebaliknya, semakin rendah suhu sistem koloid, maka gerak Brown semakin lambat.
Adsorpsi
Adsorpsi ialah peristiwa penyerapan partikel atau ion atau senyawa lain pada permukaan partikel koloid yang disebabkan oleh luasnya permukaan partikel. (Catatan : Adsorpsi harus dibedakan dengan absorpsi yang artinya penyerapan yang terjadi di dalam suatu partikel). Contoh : (i) Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+. (ii) Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2.
Muatan koloid
Dikenal dua macam koloid, yaitu koloid bermuatan positif dan koloid bermuatan negatif.
Koagulasi koloid
Koagulasi adalah penggumpalan partikel koloid dan membentuk endapan. Dengan terjadinya koagulasi, berarti zat terdispersi tidak lagi membentuk koloid. Koagulasi dapat terjadi secara fisik seperti pemanasan, pendinginan dan pengadukan atau secara kimia seperti penambahan elektrolit, pencampuran koloid yang berbeda muatan.
Koloid pelindung
Koloid pelindung ialah koloid yang mempunyai sifat dapat melindungi koloid lain dari proses koagulasi.
Dialisis
Dialisis ialah pemisahan koloid dari ion-ion pengganggu dengan cara ini disebut proses dialisis. Yaitu dengan mengalirkan cairan yang tercampur dengan koloid melalui membran semi permeable yang berfungsi sebagai penyaring. Membran semi permeable ini dapat dilewati cairan tetapi tidak dapat dilewati koloid, sehingga koloid dan cairan akan berpisah.
Elektroforesis
Elektroferesis ialah peristiwa pemisahan partikel koloid yang bermuatan dengan menggunakan arus listrik.
Sumber : http://al-kahi.blogspot.com/2012/09/materi-kimia-kelas-xi-semester-1.html
0 komentar:
Posting Komentar