Eksponen Hidrogen : Menyatakan pH Larutan Basa

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-] = Ö (Cb . Kb)
dimana:
Cb = 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-] = Ö (Cb . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M
pOH = – log 10-4 = 4
pH = 14 – pOH = 14 – 4 = 10

Read More

Eksponen hidrogen : Menyatakan pH Larutan Asam

Konsep pH pertama kali diperkenalkan oleh kimiawan Denmark Søren Peder Lauritz Sørensen pada tahun 1909. Tidaklah diketahui dengan pasti makna singkatan “p” pada “pH”. Beberapa rujukan mengisyaratkan bahwa p berasal dari singkatan untuk powerp^[2] (pangkat), yang lainnya merujuk kata bahasa Jerman Potenz (yang juga berarti pangkat)^[3], dan ada pula yang merujuk pada kata potential. Jens Norby mempublikasikan sebuah karya ilmiah pada tahun 2000 yang berargumen bahwa p adalah sebuah tetapan yang berarti “logaritma negatif”^[4].
Air murni bersifat netral, dengan pH-nya pada suhu 25 °C ditetapkan sebagai 7,0. Larutan dengan pH kurang daripada tujuh disebut bersifat asam, dan larutan dengan pH lebih daripada tujuh dikatakan bersifat basa atau alkali. Pengukuran pH sangatlah penting dalam bidang yang terkait dengan kehidupan atau industri pengolahan kimia seperti kimia, biologi, kedokteran, pertanian, ilmu pangan, rekayasa (keteknikan), dan oseanografi. Tentu saja bidang-bidang sains dan teknologi lainnya juga memakai meskipun dalam frekuensi yang lebih rendah.
Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.
1.     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
2.
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+] = Ö ( Ca . Ka)
dimana:
Ca = 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:
Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1 M
[H+] = Ö (Ca . Ka) = 10-1 . 10-5 = 10-3 M
pH = -log 10-3 = 3

Read More

Kimia : Eksponen Hidrogen

pH = – log [H+]
pH (Eksponen Hidrogen)

A.    Konsep Umum

1.    Definisi

pH                = -log[H⁺]

pOH              = -log[OH^-]

pH + pOH      = 14

Besarnya konsentrasi ion H+ dalam larutan disebut derajat keasaman.
Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH.

pH (Eksponen Hidrogen)

A.    Konsep Umum

1.    Definisi

pH                = -log[H⁺]

pOH              = -log[OH^-]

pH + pOH      = 14

2.    Dalam larutan berlaku

pH      < 7 adalah asam,

pH      = 7 adalaj netral,

pH      > 7 adalah basa.

3.    Untuk air berlaku

pH      = pOH           = 7

K_W      = [H⁺][OH^-]   = 10^-14

pK_W     = 14

B.    pH Asam dan Basa

1.    Asam Kuat (α = 1)

pH       = -log[H⁺]

[H⁺]    = [Asam Kuat][Valensi]

2.    Asam lemah (0 < α < 1)

pH       = -log[H⁺]

K_a       = tetapan ionisasi asam lemah.

[Asam] = konsentrasi asam lemah.

3.    Basa Kuat

pOH                = -log[OH^-]

[OH^-]              = [Basa Kuat][Valensi]

4.    Basa Lemah

pOH                = -log[OH^-]

K_b       = tetapan ionisasi basa lemah.

[Basa] = konsentrasi basa lemah.

C.    Buffer (Penyangga)

1.    Campuran Asam Lemah dengan garamnya

Contoh : CH₃COOH + CH₃COONa.

K_a       = tetapan ionisasi asam lemah.

Valensi          = jumlah ion dari sisa asam lemah.

2.    Campuran Basa Lemah dengan garamnya

Contoh : NH₄OH + NH₄Cl

K_b       = tetapan ionisasi basa lemah.

Valensi          = jumlah ion dari sisa basa lemah.

Catatan:

Campuran Buffer pH-nya tidak berubah jika diencerkan, ditambahkan sedikit asam atau sedikit basa

D.   Hidrolisis

1.    Garam dari reaksi Asam Kuat dan Basa Lemah.

Contoh : NH₄Cl.

·         Hidrolisis parsial -> ASAM

K_h       = tetapan hidolisis    = .

G        = konsentrasi garam.

Val     = valensi garam.

2.    Garam dari reaksi Asam Lemah dan Basa Kuat.

Contoh : CH₃COONa.

·         Hidrolisis pasial -> BASA

K_h       = tetapan hidolisis    = .

G        = konsentrasi garam.

Val     = valensi garam.

3.    Garam dari reaksi Asam Lemah dan Basa Lemah.

Contoh : CH₃COONH₄.

·         Hidrolisis total (sempurna)

Catatan :

Garam yang terbentuk dari reaksi Asam Kuat dan Basa Kuat (mosalnya NaCl) tidak mengalami hidrolisis (pH = 7  ->   netral)

Read More

Larutan : Konsentrasi larutan

Konsentrasi larutan menyatakan secara kuantitatif komposisi zat terlarut dan pelarut di dalam larutan. Konsentrasi umumnya dinyatakan dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan jumlah total zat dalam larutan, atau dalam perbandingan jumlah zat terlarut dengan jumlah pelarut. Contoh beberapa satuan konsentrasi adalah molar, molal, dan bagian per juta (part per million, ppm). Sementara itu, secara kualitatif, komposisi larutan dapat dinyatakan sebagai encer (berkonsentrasi rendah) atau pekat (berkonsentrasi tinggi).
Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara zat terlarut dan pelarut.
Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya:
1.
FRAKSI MOL
Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan.
Fraksi mol dilambangkan dengan X.
Contoh:
Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B. maka:
XA = nA / (nA + nB) = 3 / (3 + 7) = 0.3
XB = nB /(nA + nB) = 7 / (3 + 7) = 0.7
* XA + XB = 1
2.     PERSEN BERAT
Persen berat menyatakan gram berat zat terlarut dalam 100 gram larutan.
Contoh:
Larutan gula 5% dalam air, artinya: dalam 100 gram larutan terdapat :
- gula = 5/100 x 100 = 5 gram
- air = 100 – 5 = 95 gram
3.     MOLALITAS (m)
Molalitas menyatakan mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut.
Contoh:
Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air !
- molalitas NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m
4.     MOLARITAS (M)
Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.
Contoh:
Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ?
- molaritas H2SO4 = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M
5.     NORMALITAS (N)
Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter larutan.
Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+.
Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH-.
Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :
N = M x valensi

Read More

Kimia : Penjelasan tentang larutan

LARUTAN adalah campuran homogen dua zat atau lebih yang saling melarutkan dan masing-masing zat penyusunnya tidak dapat dibedakan lagi secara fisik.
Larutan terdiri atas zat terlarut dan pelarut.
Berdasarkan daya hantar listriknya (daya ionisasinya), larutan dibedakan dalam dua macam, yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit.
Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.
Larutan ini dibedakan atas :
1.     ELEKTROLIT KUAT
Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar listrik yang kuat, karena zat terlarutnya didalam pelarut (umumnya air), seluruhnya berubah menjadi ion-ion (alpha = 1).
Yang tergolong elektrolit kuat adalah:
a.     Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl03, H2SO4, HNO3 dan lain-lain.
b.     Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.
c.     Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain
2.     ELEKTROLIT LEMAH
Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang daya hantar listriknya lemah dengan harga derajat ionisasi sebesar: O < alpha < 1.
Yang tergolong elektrolit lemah:
a. Asam-asam lemah, seperti : CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S dan lain-lain
b. Basa-basa lemah seperti : NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain
c. Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO4, PbI2 dan lain-lain
Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, karena zat terlarutnya di dalam pelarut tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak mengion).
Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:
- Larutan urea
- Larutan sukrosa
- Larutan glukosa
- Larutan alkohol dan lain-lain

Read More

Kesetimbangan kimia : Kesetimbangan Disosiasi

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana.
Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.
Contoh:
2NH3(g)  «   N2(g) + 3H2(g)
besarnya nilai derajat disosiasi (a):
a = mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula
Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:
a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
0 < a < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian).
Contoh:
Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan
N2O4(g) «   2NO2(g)
banyaknya mol N2O4 dan NO2 pada keadaan setimbang adalah sama.
Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?
Jawab:
Misalkan mol N2O4 mula-mula = a mol
mol N2O4 yang terurai = a a mol ®  mol N2O4 sisa = a (1 – a) mol
mol NO2 yang terbentuk = 2 x mol N2O4 yang terurai = 2 a a mol
Pada keadaan setimbang:
mol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk
a(1 – a) = 2a a ®  1 – a = 2 a ®  a = 1/3

Read More

KESETIMBANGAN KIMIA : PENGARUH KATALISATOR TERHADAP KESETIMBANGAN

Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepat tercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan (harga tetapan kesetimbangan Kc tetap), hal ini disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke kanan dan ke kiri sama besar.
HUBUNGAN ANTARA HARGA Kc DENGAN Kp
Untuk reaksi umum:
a A(g) + b B(g)  «   c C(g) + d D(g)
Harga tetapan kesetimbangan:
Kc = [(C)c . (D)d] / [(A)a . (B)b]
Kp = (PCc x PDd) / (PAa x PBb)
dimana: PA, PB, PC dan PD merupakan tekanan parsial masing-masing gas A, B. C dan D.
Secara matematis, hubungan antara Kc dan Kp dapat diturunkan sebagai:
Kp = Kc (RT) Dn
dimana Dn adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah koefisien gas kiri).
Contoh:
Jika diketahui reaksi kesetimbangan:
CO2(g) + C(s)  «   2CO(g)
Pada suhu 300o C, harga Kp= 16. Hitunglah tekanan parsial CO2, jika tekanan total dalaun ruang 5 atm!
Jawab:
Misalkan tekanan parsial gas CO = x atm, maka tekanan parsial gas CO2 = (5 – x) atm.
Kp = (PCO)2 / PCO2 = x2 / (5 – x) = 16  ®   x = 4
Jadi tekanan parsial gas CO2 = (5 – 4) = 1 atm

Read More

Kesetimbangan kimia :Pergeseran kaesetimbangan

Perubahan Konsentrasi Salah Satu Zat

Pengaruh Konsentrasi dalam Pergeseran Kimia

Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut.
Contoh : 2SO_2(g) + O_2(g) ↔   2SO_3(g)

• Bila pada sistem kesetimbangan ini ditambahkan gas SO₂, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
• Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O₂, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

Perubahan Volume atau Tekanan

Pengaruh Volume / Tekanan dalam Pegeseran kesetimbangan

Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan perubahan volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa pergeseran kesetimbangan.

• Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien Reaksi Kecil.
• Jika tekanan diperkecil = volume diperbesar, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien reaksi besar.
• Pada sistem kesetimbangan dimana jumlah koefisien reaksi sebelah kiri = jumlah koefisien sebelah kanan, maka perubahan tekanan/volume tidak menggeser letak kesetimbangan.

Contoh : N₂(g)+3H₂(g) ↔   2NH₃(g)
Koefisien reaksi di kanan = 2
Koefisien reaksi di kiri = 4

• Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (=volume diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
• Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (=volume diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

Perubahan Suhu

Pengaruh suhu dalam pergeseran kimia

Menurut Van’t Hoff:

Van’t Hoff

• Bila pada sistem kesetimbangan subu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm).
• Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm).

Contoh: 2NO(g) + O₂(g) ↔  2NO₂(g) ; ¨H = -216 kJ

• Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

• Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.

di atas telah dijelaskan Faktor-faktor yang dapat menggeser letak kesetimbangan yaitu:

1. Perubahan konsentrasi salah satu zat
2. Perubahan volume atau tekanan
3. Perubahan suhu

Azas Le Chatelier menyatakan: Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya.
Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan.
Bagi reaksi:
A  +  B   «    C  +  D
KEMUNGKINAN TERJADINYA PERGESERAN
1.      Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A dan Bherkurang, sedangkan C dan D bertambah.
2.     Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan Dherkurang, sedangkan A dan B bertambah.

Read More

Kesetimbangan kimia : Hukum kesetimbangan

Contoh paling sederhana dapat terlihat pada suatu lokus tunggal beralel ganda: alel yang dominan ditandai A dan yang resesif ditandai a. Kedua frekuensi alel tersebut ditandai p dan q secara berurutan; freq(A) = p; freq(a) = q; p + q = 1. Apabila populasi berada dalam kesetimbangan, maka freq(AA) = p² untuk homozigot AA dalam populasi, freq(aa) = q² untuk homozigot aa, dan freq(Aa) = 2pq untuk heterozigot.
Konsep ini juga dikenal dalam berbagai nama: Kesetimbangan Hardy-Weinberg, Teorema Hardy-Weinberg, ataupun Hukum Hardy-Weinberg. Asas ini dinamakan dari G. H. Hardy dan Wilhelm Weinberg.
Asas Hardy-Weinberg menyatakan bahwa frekuensi alel dan frekuensi genotipe dalam suatu populasi akan tetap konstan, yakni berada dalam kesetimbangan dari satu generasi ke generasi lainnya kecuali apabila terdapat pengaruh-pengaruh tertentu yang mengganggu kesetimbangan tersebut. Pengaruh-pengaruh tersebut meliputi perkawinan tak acak, mutasi, seleksi, ukuran populasi terbatas, hanyutan genetik, dan aliran gen. Adalah penting untuk dimengerti bahwa di luar laboratorium, satu atau lebih pengaruh ini akan selalu ada. Oleh karena itu, kesetimbangan Hardy-Weinberg sangatlah tidak mungkin terjadi di alam. Kesetimbangan genetik adalah suatu keadaan ideal yang dapat dijadikan sebagai garis dasar untuk mengukur perubahan genetik.
Frekuensi alel yang statis dalam suatu populasi dari generasi ke generasi mengasumsikan adanya perkawinan acak, tidak adanya mutasi, tidak adanya migrasi ataupun emigrasi, populasi yang besarnya tak terhingga, dan ketiadaan tekanan seleksi terhadap sifat-sifat tertentu.
Hukum Guldberg dan Wange:     Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali konsentrasi pereaksi yang sisa dimana masing-masing konsentrasi itu dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap.
Pernyataan tersebut juga dikenal sebagai hukum kesetimbangan.
Untuk reaksi kesetimbangan: a A + b B  «   c C + d D maka:
Kc = (C)c x (D)d / (A)a x (B)b
Kc adalah konstanta kesetimbangan yang harganya tetap selama suhu tetap.
BEBERAPA HAL YANG HARUS DIPERHATIKAN
-
Jika zat-zat terdapat dalam kesetimbangan berbentuk padat dan gas yang dimasukkan dalam, persamaan kesetimbangan hanya zat-zat yang berbentuk gas saja sebab konsentrasi zat padat adalah tetap den nilainya telah terhitung dalam harga Kc itu.
Contoh: C(s) + CO2(g)  «   2CO(g)
Kc = (CO)2 / (CO2)
-
Jika kesetimbangan antara zat padat dan larutan yang dimasukkan dalam perhitungan Kc hanya konsentrasi zat-zat yang larut saja.
Contoh: Zn(s) + Cu2+(aq)  «   Zn2+(aq) + Cu(s)
Kc = (Zn2+) / (CO2+)
-
Untuk kesetimbangan antara zat-zat dalam larutan jika pelarutnya tergolong salah satu reaktan atau hasil reaksinya maka konsentrasi dari pelarut itu tidak dimasukkan dalam perhitungan Kc.
Contoh: CH3COO-(aq) + H2O(l)  «   CH3COOH(aq) + OH-(aq)
Kc = (CH3COOH) x (OH-) / (CH3COO-)
Contoh soal:
1. Satu mol AB direaksikan dengan satu mol CD menurut persamaan reaksi:
AB(g) + CD(g)  «   AD(g) + BC(g)
Setelah kesetimbangan tercapai ternyata 3/4 mol senyawa CD berubah menjadi AD dan BC. Kalau volume ruangan 1 liter, tentukan tetapan kesetimbangan untuk reaksi ini !
Jawab:
Perhatikan reaksi kesetimbangan di atas jika ternyata CD berubah (bereaksi) sebanyak 3/4 mol maka AB yang bereaksi juga 3/4 mol (karena koefsiennya sama).
Dalam keadaan kesetimbangan:
(AD) = (BC) = 3/4 mol/l
(AB) sisa = (CD) sisa = 1 – 3/4 = 1/4 n mol/l
Kc = [(AD) x (BC)]/[(AB) x (CD)] = [(3/4) x (3/4)]/[(1/4) x (1/4)] = 9
2. Jika tetapan kesetimbangan untuk reaksi:
A(g) + 2B(g)  «   4C(g)
sama dengan 0.25, maka berapakah besarnya tetapan kesetimbangan bagi reaksi:
2C(g)  «   1/2A(g) + B(g)
Jawab:
- Untuk reaksi pertama: K1 = (C)4/[(A) x (B)2] = 0.25
- Untuk reaksi kedua : K2 = [(A)1/2 x (B)]/(C)2
- Hubungan antara K1 dan K2 dapat dinyatakan sebagai:
K1 = 1 / (K2)2 ®   K2 = 2

Read More

kesetimbangan kimia : Keadaan Kesetimbangan

Tetapan kesetimbangan menyatakan perbandingan konsentrasi zat hasil reaksi dengan zat pereaksi. Tetapan kesetimbangan dipengaruhi oleh wujud zat.
Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik. Apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang. Secara umum reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai:

A  +  B  ↔   C  +  D

ADA DUA MACAM SISTEM KESETIMBANGAN, YAITU :
1.   Kesetimbangan dalam sistem homogen
a.  Kesetimbangan dalam sistem gas-gas
Contoh: 2SO₂(g) + O₂(g)  ↔  2SO₃(g)
b.  Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan
Contoh: NH₄OH(aq)  ↔   NH₄⁺(aq) + OH^- (aq)
2. Kesetimbangan dalam sistem heterogen

a. Kesetimbangan dalam sistem padat gas
Contoh: CaCO₃(s)  ↔   CaO(s) + CO₂(g)
b. Kesetimbangan sistem padat larutan
Contoh: BaSO₄(s)  ↔  Ba₂⁺(aq) + SO₄^2- (aq)
c. Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas
Contoh: Ca(HCO₃)²(aq)   «   CaCO₃(s) + H₂O(l) + CO₂(g)

Read More

Kimia : Kesetimbangan kimia

contoh aplikasi kesetimbangan kimia dalam industri, menentukan dan menghitung besarnya konstanta kesetimbangan kimia, mempelajari berbagai jenis kesetimbangan kimia, memanipulasi persamaan kesetimbangan kimia, serta mengkaji faktor-faktor yang dapat menggeser kesetimbangan kimia.
Salah satu proses yang sangat berguna dalam industri kimia adalah proses Haber, yaitu sintesis gas amonia dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Reaksi kimia yang terjadi dalam proses Haber adalah sebagai berikut :
N2(g) + 3 H2(g) ——-> 2 NH3(g)
Dengan cara penulisan ini, reaksi kimia menunjukkan bahwa gas hidrogen dan gas nitrogen bereaksi untuk menghasilkan gas amonia, dan hal ini akan terus berlangsung sampai salah satu atau kedua reaktannya habis. Tetapi, sesungguhnya, hal ini tidak sepenuhnya benar.
Apabila reaksi ini dilakukan dalam ruang tertutup (sebab reaktan maupun gas sama-sama berbentuk gas), gas nitrogen dan gas hidrogen akan bereaksi membentuk gas amonia. Namun, sebagian dari gas amonia tersebut akan segera terurai menjadi gas nitrogen dan gas hidrogen kembali, seperti yang ditunjukkan dalam persamaan reaksi berikut :
2 NH3(g) ——-> N2(g) + 3 H2(g)
Oleh sebab itu, di dalam ruang tertutup tersebut, sesungguhnya terjadi dua reaksi yang saling berlawanan, yaitu gas nitrogen dan gas hidrogen bergabung menghasilkan gas amonia dan gas amonia terurai menghasilkan gas nitrogen dan gas hidrogen. Kedua reaksi tersebut dapat dituliskan secara bersamaan dengan menggunakan dua mata anak panah sebagai berikut :
N2(g) + 3 H2(g) <——> 2 NH3(g)
Gas nitrogen dan gas hidrogen diletakkan di sisi kiri karena bahan itulah yang mula-mula dimasukkan ke dalam tempat reaksi. Kedua reaksi tersebut terjadi dengan kecepatan yang berbeda. Namun, cepat atau lambat, kecepatan kedua reaksi tersebut akan sama dan jumlah relatif dari gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia menjadi tetap (konstan). Ini merupakan contoh kesetimbangan kimia.

Kesetimbangan kimia dinamis tercapai pada saat dua reaksi kimia yang berlawanan terjadi pada tempat dan waktu yang sama dengan laju reaksi yang sama. Ketika sistem mencapai kesetimbangan, jumlah masing-masing spesi kimia menjadi konstan (tidak perlu sama).
Kadang-kadang, terdapat banyak produk (spesi kimia yang ada di sisi kanan tanda panah bolak-balik) ketika reaksi mencapai kesetimbangan. Tetapi, kadang-kadang, produknya justru sangat sedikit. Jumlah relatif dari produk dan reaktan dalam kesetimbangan dapat ditentukan dengan menggunakan konstanta kesetimbangan kimia (K) untuk reaksi tersebut.
Secara umum, untuk reaksi kesetimbangan hipotetis berikut :
a A + b B <——> c C + d D
Huruf besar menunjukkan spesi kimia dalam kesetimbangan kimia dan huruf kecil menyatakan koefisien reaksi pada reaksi kimia setara. Konstanta kesetimbangan kimia (Keq) secara matematis dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :
Keq = [C ] c [D] d / [A] a [B] b

Persamaan Keq dirumuskan oleh dua ahli kimia berkebangsaan Norwegia, yaitu Cato Guldberg dan Peter Waage, pada tahun 1864. Persamaan ini merupakan pernyataan matematis dari hukum aksi massa (law of mass action), yang menyatakan bahwa pada reaksi reversibel (bolak-balik, dua arah) yang mencapai keadaan kesetimbangan pada temperatur tertentu, perbandingan konsentrasi reaktan dan produk memiliki nilai tertentu (konstan), yaitu Keq (konstanta kesetimbangan kimia).

Bagian pembilang mengandung produk dari kedua spesi kimia yang berada di sisi kanan persamaan dengan masing-masing spesi kimia dipangkatkan dengan koefisien reaksinya dalam persamaan reaksi berimbang. Penyebutnya juga sama, tetapi digunakan spesi kimia yang berada di sebelah kiri persamaan reaksi. Oleh karena satuan yang digunakan dalam konstanta kesetimbangan kimia adalah konsentrasi (molaritas), para ahli kimia menggunakan notasi Kc sebagai pengganti Keq.

Nilai angka dari konstanta kesetimbangan kimia memberikan petunjuk tentang jumlah relatif dari produk dan reaktan. Nilai Kc juga memberikan petunjuk apakah kesetimbangan cenderung ke arah reaktan atau produk. Apabila nilai Kc jauh melebihi satu (Kc >> 1), kesetimbangan akan cenderung ke kanan (produk), sehingga jumlah produk lebih besar dibandingkan reaktan. Sebaliknya, apabila nilai Kc jauh di bawah satu (Kc << 1), kesetimbangan akan cenderung ke kiri (reaktan), sehingga jumlah reaktan lebih besar dibandingkan reaktan.
Konsep kesetimbangan kimia sangat berguna dalam ilmu kimia. Konstanta kesetimbangan kimia digunakan dalam menyelesaikan berbagai permasalahan stoikiometri yang melibatkan sistem kesetimbangan. Dalam menggunakan Kc, konsentrasi reaktan dan produk saat kesetimbangan dilibatkan. Berdasarkan fasa spesi kimia yang terlibat dalam reaksi, sistem kesetimbangan dapat dibedakan menjadi dua, antara lain :
1. Kesetimbangan Homogen Semua spesi kimia berada dalam fasa yang sama. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa gas adalah sistem kesetimbangan N2O4/NO­2. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut : N2O4(g) <——> 2 NO2(g)
Kc = [NO2]2 / [N2O4]
Konsentrasi reaktan dan produk dalam reaksi gas dapat dinyatakan dalam bentuk tekanan parsial masing-masing gas (ingat persamaan gas ideal, PV=nRT). Dengan demikian, satuan konsentrasi yang diganti dengan tekanan parsial gas akan mengubah persamaan Kc menjadi Kp sebagai berikut :
Kp = (PNO2)2 / (PN2O4)
PNO2 dan PN2O4 adalah tekanan parsial masing-masing gas pada saat kesetimbangan tercapai. Nilai Kp menunjukkan konstanta kesetimbangan yang dinyatakan dalam satuan tekanan (atm). Kp hanya dimiliki oleh sistem kesetimbangan yang melibatkan fasa gas saja.
Secara umum, nilai Kc tidak sama dengan nilai Kp, sebab besarnya konsentrasi reaktan dan produk tidak sama dengan tekanan parsial masing-masing gas saat kesetimbangan. Dengan demikian, terdapat hubungan sederhana antara Kc dan Kp yang dapat dinyatakan dalam persamaan matematis berikut :
Kp = Kc (RT)∆n
Kp = konstanta kesetimbangan tekanan parsial gas
Kc = konstanta kesetimbangan konsentrasi gas
R = konstanta universal gas ideal (0,0821 L.atm/mol.K)
T = temperatur reaksi (K)
∆n = Σ koefisien gas produk – Σ koefisien gas reaktan
Selain kesetimbangan homogen fasa gas, terdapat pula sejumlah kesetimbangan homogen fasa larutan. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa larutan adalah kesetimbangan ionisasi asam asetat (asam cuka) dalam air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
CH3COOH(aq) <——> CH3COO-(aq) + H+(aq)
Kc = [CH3COO-] [H+] / [CH3COOH]
2. Kesetimbangan Heterogen
Kesetimbangan ini melibatkan reaktan dan produk dalam fasa yang berbeda. Sebagai contoh, saat padatan kalsium karbonat dipanaskan dalam wadah tertutup, akan terjadi reaksi berikut :
CaCO3(s) <——> CaO(s) + CO2(g)
Dalam reaksi penguraian padatan kalsium karbonat, terdapat tiga fasa yang berbeda, yaitu padatan kalsium karbonat, padatan kalsium oksida, dan gas karbon dioksida. Dalam kesetimbangan kimia, konsentrasi padatan dan cairan relatif konstan, sehingga tidak disertakan dalam persamaan konstanta kesetimbangan kimia. Dengan demikian, persamaan konstanta kesetimbangan reaksi penguraian padatan kalsium karbonat menjadi sebagai berikut :
Kc = [CO2]
Kp = PCO2
Baik nilai Kc maupun Kp tidak dipengaruhi oleh jumlah CaCO3 dan CaO (jumlah padatan).
Beberapa aturan yang berlaku dalam penentuan nilai konstanta kesetimbangan kimia saat reaksi kesetimbangan dimanipulasi (diubah) antara lain :
1. Jika reaksi dapat dinyatakan dalam bentuk penjumlahan dua atau lebih reaksi, nilai konstanta kesetimbangan reaksi keseluruhan adalah hasil perkalian konstanta kesetimbangan masing-masing reaksi.
A + B <——> C + D Kc’
C + D <——> E + F Kc’’
A + B <——> E + F Kc = Kc’ x Kc’’
2. Jika reaksi ditulis dalam bentuk kebalikan dari reaksi semula, nilai konstanta kesetimbangan menjadi kebalikan dari nilai konstanta kesetimbangan semula.
A + B <——> C + D Kc’ = [C] [D] / [A] [B]
C + D <——> A + B Kc = [A] [B] / [C] [D] = 1 / Kc’
3. Jika suatu reaksi kesetimbangan dikalikan dengan faktor n, nilai konstanta kesetimbangan menjadi nilai konstanta kesetimbangan semula dipangkatkan dengan faktor n.
A + B <——> C + D Kc’ = [C] [D] / [A] [B]
2 A + 2 B D 2 C + 2 D Kc = [C]2 [D]2 / [A]2 [B]2 = { [C] [D] / [A] [B] }2 = (Kc’)2
Salah satu kegunaan konstanta kesetimbangan kimia adalah memprediksi arah reaksi. Untuk mempelajari kecenderungan arah reaksi, digunakan besaran Qc, yaitu hasil perkalian konsentrasi awal produk dibagi hasil perkalian konsentrasi awal reaktan yang masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya. Jika nilai Qc dibandingkan dengan nilai Kc, terdapat tiga kemungkinan hubungan yang terjadi, antara lain :
1. Qc < qc =” Kc”> Kc
Sistem reaksi reversibel kelebihan produk dan kekurangan reaktan. Untuk mencapai kesetimbangan, sejumlah produk diubah menjadi reaktan. Akibatnya, reaksi cenderung ke arah reaktan (ke kiri).
Kesetimbangan kimia dapat diganggu oleh beberapa faktor eksternal. Sebagai contoh, pada pembahasan proses Haber sebelumnya, telah diketahui bahwa nilai Kc pada proses Haber adalah 3,5.108 pada suhu kamar. Nilai yang besar ini menunjukkan bahwa pada kesetimbangan, terdapat banyak gas amonia yang dihasilkan dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Akan tetapi, masih ada gas nitrogen dan gas hidrogen yang tersisa pada kesetimbangan. Dengan menerapkan prinsip ekonomi dalam dunia industri, diharapkan sebanyak mungkin reaktan diubah menjadi produk dan reaksi tersebut berlangsung sempurna. Untuk mendapatkan produk dalam jumlah yang lebih banyak, kesetimbangan dapat dimanipulasi dengan menggunakan prinsip Le Chatelier.
Seorang kimiawan berkebangsaan Perancis, Henri Le Chatelier, menemukan bahwa jika reaksi kimia yang setimbang menerima perubahaan keadaan (menerima aksi dari luar), reaksi tersebut akan menuju pada kesetimbangan baru dengan suatu pergeseran tertentu untuk mengatasi perubahan yang diterima (melakukan reaksi sebagai respon terhadap perubahan yang diterima). Hal ini disebut Prinsip Le Chatelier.
Ada tiga faktor yang dapat mengubah kesetimbangan kimia, antara lain :
1. Konsentrasi reaktan atau produk
2. Suhu
3. Tekanan atau volume pada sistem yang mengandung fasa gas
Untuk memproduksi gas amonia sebanyak mungkin, dapat dilakukan manipulasi kesetimbangan kimia dari segi konsentrasi reaktan maupun produk, tekanan ruangan, volume ruangan, dan suhu reaksi. Berikut ini adalah pembahasan mengenai masing-masing faktor.
1. Mengubah konsentrasi
Jika ke dalam sistem kesetimbangan ditambahkan gas nitrogen maupun gas hidrogen berlebih (reaktan berlebih), nilai Qc menjadi lebih kecil dibandingkan Kc. Untuk mengembalikan ke kondisi setimbang, reaksi akan bergeser ke arah produk (ke kanan). Akibatnya, jumlah produk yang terbentuk meningkat. Hal yang sama juga akan terjadi jika gas amonia yang terbentuk langsung diambil. Reaksi akan bergeser ke arah kanan untuk mencapai kembali kesetimbangan.
Dapat disimpulkan bahwa jika dalam sistem kesetimbangan ditambahkan lebih banyak reaktan atau produk, reaksi akan bergeser ke sisi lain untuk menghabiskannya. Sebaliknya, jika sebagian reaktan atau produk diambil, reaksi akan bergeser ke sisinya untuk menggantikannya.
2.Mengubah suhu
Reaksi pada proses Haber adalah reaksi eksotermis. Reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :
N2(g) + 3 H2(g) <——> 2 NH3(g) + Kalor
Jika campuran reaksi tersebut dipanaskan, akan terjadi peningkatan jumlah kalor dalam sistem kesetimbangan. Untuk mengembalikan reaksi ke kondisi setimbang, reaksi akan bergeser dari arah kanan ke kiri. Akibatnya, jumlah reaktan akan meningkat disertai penurunan jumlah produk. Tentu saja hal ini bukanlah sesuatu yang diharapkan. Agar jumlah amonia yang terbentuk meningkat, campuran reaksi harus didinginkan. Dengan demikian, jumlah kalor di sisi kanan akan berkurang sehingga reaksi akan bergeser ke arah kanan.
Secara umum, memanaskan suatu reaksi menyebabkan reaksi tersebut bergeser ke sisi endotermis. Sebaliknya, mendinginkan campuran reaksi menyebabkan kesetimbangan bergeser ke sisi eksotermis.
3. Mengubah tekanan dan volume
Mengubah tekanan hanya mempengaruhi kesetimbangan bila terdapat reaktan dan/atau produk yang berwujud gas. Pada proses Haber, semua spesi adalah gas, sehingga tekanan dapat mempengaruhi kesetimbangan.
Reaksi pada proses Haber terjadi dalam ruangan tertutup. Tekanan pada ruangan terjadi akibat tumbukan gas hidrogen, gas nitrogen, serta gas amonia terhadap dinding ruangan tersebut. Saat sistem mencapai keadaan setimbang, terdapat sejumlah gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia dalam ruangan. Tekanan ruang dapat dinaikkan dengan membuat tempat reaksinya menjadi lebih kecil (dengan memampatkannya, misal dengan piston) atau dengan memasukkan suatu gas yang tidak reaktif, seperti gas neon. Akibatnya, lebih banyak tumbukan akan terjadi pada dinding ruangan bagian dalam, sehingga kesetimbangan terganggu. Untuk mengatasi pengaruh tersebut dan memantapkan kembali kesetimbangan, tekanan harus dikurangi.
Setiap kali terjadi reaksi maju (dari kiri ke kanan), empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen) akan membentuk dua molekul gas amonia. Reaksi ini mengurangi jumlah molekul gas dalam ruangan. Sebaliknya, reaksi balik (dari kanan ke kiri), digunakan dua molekul gas amonia untuk mendapatkan empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen). Reaksi ini menaikkan jumlah molekul gas dalam ruangan.
Kesetimbangan telah diganggu dengan peningkatan tekanan. Dengan mengurangi tekanan, gangguan tersebut dapat dihilangkan. Mengurangi jumlah molekul gas di dalam ruangan akan mengurangi tekanan (sebab jumlah tumbukan akan berkurang). Oleh sebab itu, reaksi maju (dari kiri ke kanan) lebih disukai, sebab empat molekul gas akan digunakan dan hanya dua molekul gas yang akan terbentuk. Sebagai akibat dari reaksi maju ini, akan dihasilkan gas amonia yang lebih banyak.
Secara umum, meningkatkan tekanan (mengurangi volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling sedikit. Sebaliknya, menurunkan tekanan (memperbesar volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling banyak. Sementara untuk reaksi yang tidak mengalami perubahan jumlah molekul gas (mol reaktan = mol produk), faktor tekanan dan volume tidak mempengaruhi kesetimbangan kimia.
Katalis meningkatkan laju reaksi dengan mengubah mekanisme reaksi agar melewati mekanisme dengan energi aktivasi terendah. Katalis tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia. Penambahan katalis hanya mempercepat tercapainya keadaan setimbang.
Dari beberapa faktor di atas, hanya perubahan temperatur (suhu) reaksi yang dapat mengubah nilai konstanta kesetimbangan (Kc maupun Kp). Perubahan konsentrasi, tekanan, dan volume hanya mengubah konsentrasi spesi kimia saat kesetimbangan, tidak mengubah nilai K. Katalis hanya mempercepat tercapainya keadaan kesetimbangan, tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia.

Read More

Kecepatan/Laju Reaksi : Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi

Laju reaksi menyatakan molaritas zat terlarut dalam reaksi yang dihasilkan tiap detik reaksi. Perkaratan besi merupakan contoh reaksi kimia yang berlangsung lambat, sedangkan peledakan mesiu atau kembang apiadalah contoh reaksi yang cepat.
Laju reaksi dipelajari oleh cabang ilmu kimia yang disebut kinetika kimia.
Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi antara lain konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, suhu dan katalisator.
A. KONSENTRASI
Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makinbesar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.
B. SIFAT ZAT YANG BEREAKSI
Sifat mudah sukarnya suatu zat bereaksi akan menentukan kecepatan berlangsungnya reaksi.
Secara umum dinyatakan bahwa:

• Reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat.
  Hal ini disebabkan oleh adanya gaya tarik menarik antara ion-ion yang muatannya berlawanan.

Contoh: Ca²⁺(aq) + CO₃²⁺(aq) →  CaCO₃(s)
Reaksi ini berlangsung dengan cepat.
Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat.
Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi.
Contoh: CH₄(g) + Cl₂(g) →  CH₃Cl(g) + HCl(g)
Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi misalnya cahaya matahari.
C. SUHU
Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS:

k = A . e-E/RT

dimana:
k : tetapan laju reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
E : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/mol^oK = 8.314 joule/mol^oK
T : suhu reaksi (^oK)
D. KATALIS
Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.
Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang sama. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerat. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. Ikatan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.
Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantarakimia yang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya:

… (1)

… (2)

Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi :

Beberapa katalis yang pernah dikembangkan antara lain berupa katalis Ziegler-Natta yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitis yang paling dikenal adalah proses Haber, yaitu sintesis amonia menggunakan besi biasa sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi kendaraan yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium.

Molaritas

Molaritas adalah banyaknya mol zat terlarut tiap satuan volum zat pelarut. Hubungannya dengan laju reaksi adalah bahwa semakin besar molaritas suatu zat, maka semakin cepat suatu reaksi berlangsung. Dengan demikian pada molaritas yang rendah suatu reaksi akan berjalan lebih lambat daripada molaritas yang tinggi.

Konsentrasi

Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia dengan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat.

Persamaan laju reaksi

Untuk reaksi kimia

hubungan antara laju reaksi dengan molaritas adalah

dengan:

• V = Laju reaksi
• k = Konstanta laju reaksi
• m = Orde reaksi zat A
• n = Orde reaksi zat B

Orde reaksi zat A dan zat B hanya bisa ditentukan melalui percobaan.
Download Latihan Soal KIMIA UN SMA 2010 – IPA
download soal UN kimia SMA

DOWNLOAD SOAL INTERNATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD (IChO)

DOWNLOAD SOAL kimia  UAN/UAS/EBTANAS

DOWNLOAD APLIKASI KIMIA

Download soal olimpiade kimia

Read More

Kecepatan Reaksi : Tahap Menuju Kecepatan Reaksi

Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.
Contoh: 4 HBr(g) + O₂(g) →  2 H₂O(g) + 2 Br₂(g)
Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O₂ bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O₂ kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O₂. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :

Tahap 1:	HBr + O2	→   HOOBr	(lambat)
Tahap 2:	HBr + HOOBr	→   2HOBr	(cepat)
Tahap 3:	(HBr + HOBr	→   H2O + Br2) x 2	(cepat)
	—————————————————— +
	4 HBr + O2	→ 2H2O + 2 Br2

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.
Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut “mekanisme reaksi” dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.
Download Latihan Soal KIMIA UN SMA 2010 – IPA
download soal UN kimia SMA

DOWNLOAD SOAL INTERNATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD (IChO)

DOWNLOAD SOAL kimia  UAN/UAS/EBTANAS

DOWNLOAD APLIKASI KIMIA

Download soal olimpiade kimia

Read More

Kecepatan reaksi : Teori Tumbukan Dan Teori Keadaan Transisi

Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.

Contoh: 4 HBr(g) + O₂(g) ® 2 H₂O(g) + 2 Br₂(g)

Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O₂ bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O₂ kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O₂. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :

Tahap 1:	HBr + O2	® HOOBr	(lambat)
Tahap 2:	HBr + HOOBr	® 2HOBr	(cepat)
Tahap 3:	(HBr + HOBr	® H2O + Br2) x 2	(cepat)
	—————————————————— +
	4 HBr + O2	–> 2H2O + 2 Br2

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.

Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut “mekanisme reaksi” dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.

Teori tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi. Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumiah tumbukan yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan yang terjadi persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan konsentrasi B. Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.
TEORI TUMBUKAN INI TERNYATA MEMILIKI BEBERAPA KELEMAHAN, ANTARA LAIN :

• tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi = energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan (E_a).
• molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya.

Teori tumbukan di atas diperbaiki oleh tcori keadaan transisi atau teori laju reaksi absolut. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang bereaksi dalam tujuannya menuju ke keadaan akhir (produk). Keadaan tersebut dinamakan keadaan transisi. Mekanisme reaksi keadaan transisi dapat ditulis sebagai berikut:
A + B →   T^* –> C + D
dimana:
- A dan B adalah molekul-molekul pereaksi
- T^* adalah molekul dalam keadaan transisi
- C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi
SECARA DIAGRAM KEADAAN TRANSISI INI DAPAT DINYATAKAN SESUAI KURVA BERIKUT
Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (E_a) merupakan energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal tersebut berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan transisi (T^*) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C + D).
Catatan :
energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat melangsungkan reaksi.

Read More

Kecepatan reaksi : Orde Reaksi

Orde reaksi atau tingkat reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen tersebut dalam hukum laju. Sebagai contoh, v = k [A]m [B]n, bila m=1 kita katakan bahwa reaksi tersebut adalah orde pertama terhadap A. Jika n=3, reaksi tersebut orde ketiga terhadap B.
Orde total adalah jumlah orde semua komponen dalam persamaan laju: n+m+….
Pangkat m dan n ditentukan dari data eksperimen, biasanya harganya kecil dan tidak selalu sama dengan koefisien a dan b. Hal ini berarti, tidak ada hubungan antara jumlah pereaksi dan koefisien reaksi dengan orde reaksi. Secara garis besar, beberapa macam orde reaksi diuraikan sebagai berikut:
1. Orde nol
Reaksi dikatakan berorde nol terhadap salah satu pereaksinya apabila perubahan konsentrasi pereaksi tersebut tidak mempengaruhi laju reaksi. Artinya, asalkan terdapat dalam jumlah tertentu, perubahan konsentrasi pereaksi itu tidak mempengaruhi laju reaksi. Bila kita tulis laju reaksinya:

Integrasinya diperoleh: [A]t = -kt + [A0] Dengan membuat plot [A] terhadap t akan diperoleh garis lurus dengan kemiringan (slope) = -k (Gambar 4a).
2. Orde Satu
Suatu reaksi dikatakan berorde satu terhadap salah satu pereaksinya jika laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi pereaksi itu. Misalkan, konsentrasi pereaksi itu dilipat tigakan maka laju reaksi akan menjadi 31 atau 3 kali lebih besar. Bila kita tinjau reaksi orde satu berikut: A produk,maka persamaan lajunya:

Integrasinya adalah ln [A]t = -kt + ln[A 0]
Bila persamaan ln [A]t = -kt + ln[A0] dibuat grafik ln [A] lawan t, maka diperoleh garis lurus dengan kemiringan = -k, sedang jelajahnya (intersep) = ln[A]0. . (Gambar 4b).
3. Orde Dua
Suatu reaksi dikatakan berorde dua terhadap salah satu pereaksi jika laju reaksi merupakan pangkat dua dari konsentrasi pereaksi itu. Apabila konsentrasi zat itu dilipat tigakan, maka laju reaksi akan menjadi 32 atau 9 kali lebih besar. Misalnya, A produk, maka persamaan lajunya:

Integrasinya adalah:
Bila persamaan dibuat grafik lawan t, maka
diperoleh garis lurus dengan kemiringan = k, sedang jelajahnya
(intersep) =(Gambar 4c).
Uraian di atas, dapat ditabulasikan dalam Tabel 1 berikut.
Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi.
Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan.
Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi :
v = k (A) (B) ²
persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap zat A dan merupakan reaksi orde 2 terhadap zat B. Secara keselurahan reaksi tersebut adalah reaksi orde 3.
Contoh soal:
Dari reaksi 2NO(g) + Br₂(g) →   2NOBr(g)
dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:

No.	(NO) mol/l	(Br2) mol/l	Kecepatan Reaksi mol / 1 / detik
1.	0.1	0.1	12
2.	0.1	0.2	24
3.	0.1	0.3	36
4.	0.2	0.1	48
5.	0.3	0.1	108

Pertanyaan:
a. Tentukan orde reaksinya !
b. Tentukan harga k (tetapan laju reaksi) !
Jawab:
a.

Pertama-tama kita misalkan rumus kecepatan reaksinya adalah V = k(NO)^x(Br₂)^y : jadi kita harus mencari nilai x den y.
Untuk menentukan nilai x maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap Br2 tidak berubah, yaitu data (1) dan (4).
Dari data ini terlihat konsentrasi NO naik 2 kali sedangkan kecepatan reaksinya naik 4 kali maka :
2^x = 4 →   x = 2 (reaksi orde 2 terhadap NO)
Untuk menentukan nilai y maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap NO tidak berubah yaitu data (1) dan (2). Dari data ini terlihat konsentrasi Br₂ naik 2 kali, sedangkan kecepatan reaksinya naik 2 kali, maka :
2^y = 2 →   y = 1 (reaksi orde 1 terhadap Br₂)
Jadi rumus kecepatan reaksinya : V = k(NO)²(Br₂) (reaksi orde 3)


b.

Untuk menentukan nilai k cukup kita ambil salah satu data percobaan saja misalnya data (1), maka:
V = k(NO)²(Br₂)
12 = k(0.1)²(0.1)
k = 12 x 10³ mol^-21²det^-1
Download Latihan Soal KIMIA UN SMA 2010 – IPA
download soal UN kimia SMA

DOWNLOAD SOAL INTERNATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD (IChO)

DOWNLOAD SOAL kimia  UAN/UAS/EBTANAS

DOWNLOAD APLIKASI KIMIA

Download soal olimpiade kimia

Read More

Konsentrasi Dan Kecepatan Reaksi

Kecepatan reaksi pada masing-masing reaksi berbeda-beda, ada yang berlangsung dengan cepat dan ada yang lambat sehingga seakan-akan tidak berjalan sama sekali.
Reaksi A  menjadi B
Pada awal reaksi, hasil reaksi (B) belum ada campuran. Setelah reaksi semakin berjalan, konsentrasi B semakin bertambah sedangkan konsentrsi A semakin berkurang.
Kecepatan reaksi dapat dihitung dengan menghitung pertambahan konsentrasi B. Setiap satu satuan waktu tertentu dengan penggunaan konsentrasi A setiap waktu.
Hubungan laju reaksi dengan koefisien reksi
Laju perubahan konsentrasi suatu zat berbanding lurus dengan perubahan konsentrasi zat yang bersangkutan. Dalam stoikometri, perbandingan jumlah mol pereaksi atau hasil reaksi berbanding lurus dengan perbandingan koefisien reaksi.
Kecepatan reaksi adalah banyaknya mol/liter suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain dalam setiap satuan waktu.
Untuk reaksi: aA + bB →   mM + nN
maka kecepatan reaksinya adalah:

	1 (dA)	1 d(B)	1 d(M)	1 d(N)
V = -	——- = -	——- = +	——– = +	———-
	a dt	b dt	m dt	n dt

dimana:

- 1/a . d(A) /dt	= rA	= kecepatan reaksi zat A = pengurangan konsentrasi zat A per satuan wakru.
- 1/b . d(B) /dt	= rB	= kecepatan reaksi zat B = pengurangan konsentrasi zat B per satuan waktu.
- 1/m . d(M) /dt	= rM	= kecepatan reaksi zat M = penambahan konsentrasi zat M per satuan waktu.
- 1/n . d(N) /dt	= rN	= kecepatan reaksi zat N = penambahan konsentrasi zat N per satuan waktu.

Pada umumnya kecepatan reaksi akan besar bila konsentrasi pereaksi cukup besar. Dengan berkurangnya konsentrasi pereaksi sebagai akibat reaksi, maka akan berkurang pula kecepatannya.
Secara umum kecepatan reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut:
V = k(A) ^x (B) ^y
dimana:

V = kecepatan reaksi
k = tetapan laju reaksi
x = orde reaksi terhadap zat A
y = orde reaksi terhadap zat B
(x + y) adalah orde reaksi keseluruhan
(A) dan (B) adalah konsentrasi zat pereaksi.
Download Latihan Soal KIMIA UN SMA 2010 – IPA
download soal UN kimia SMA

DOWNLOAD SOAL INTERNATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD (IChO)

DOWNLOAD SOAL kimia  UAN/UAS/EBTANAS

DOWNLOAD APLIKASI KIMIA

Download soal olimpiade kimia

Read More

Sistem koloid : Pembuatan Koloid

sistem koloid dapat dibuat dengan mengelompokkan (agregasi) partikel larutan sejati atau menghaluskan bahan dalam bentuk kasar kemudian didispersikan kedalam medium pendispersi.
Cara Kondensasi
Cara kondensasi termasuk cara kimia.
kondensasi
Prinsip : Partikel Molekular ————–> Partikel Koloid
Reaksi kimia untuk menghasilkan koloid meliputi :
1. Reaksi Redoks
2 H2S(g) + SO2(aq)  ®   3 S(s) + 2 H2O(l)
2. Reaksi Hidrolisis
FeCl3(aq) + 3 H2O(l)  ®   Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq)
3. Reaksi Substitusi
2 H3AsO3(aq) + 3 H2S(g)  ®  As2S3(s) + 6 H2O(l)
4. Reaksi Penggaraman
Beberapa sol garam yang sukar larut seperti AgCl, AgBr, PbI2, BaSO4 dapat membentuk partikel koloid dengan pereaksi yang encer.
AgNO3(aq) (encer) + NaCl(aq) (encer) ®   AgCl(s) + NaNO3(aq) (encer)
1. CARA KONDENSASI
Dengan cara kondensasi partikel larutan sejati (molekul atau ion) bergabung menjadi partikel koloid. Cara ini dapat diliakukan melalui reaksi-reaksi kimia, seperti reaksi redoks, hidrolisis, dekomposisi rangkap, atau dengan pergantian pelarut.
a Reaksi Redoks
Reaksi redoks adalah reaksi yang disertai perubahan bilangan oksidasi.
Contoh : pembuatan sol belerang dari reaksi kimia antara hidrogen sulfida (H2S) dengan belerang dioksida (SO2), yaitu dengan mengalirkan gas H2S kedalam larutan SO2.
2H2S + SO2 2H2O + 3S (koloid)
Misalnya:
- Sol emas atau sol Au dapat dibuat dengan mereduksi larutan garamnya dengan melarutkan AuCl3 dalam pereduksi organik formaldehida HCOH;
2AuCl3 (aq) + HCOH(aq) + 3H2O(l) 2Au(s) + HCOOH(aq) + 6HCl(aq)
- Sol belerang dapat dibuat dengan mereduksi SO2 yang terlarut dalam air dengan mengalirnya gas H2S:
2H2S(g) + SO2 (aq) 3S(s) + 2H2O(l)
b Hidrolisis
Hidrolisis adalah reaksi suatu zat dengan air.
Contoh : pembuatan sol Fe(OH)3 dari hidrolisis FeCl3. apabila ke dalam air mendidih ditambahkan larutan FeCl3 akan terbentuk sol Fe(OH)3.
FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 (koloid) + 3HCl
Hidrolisis adalah reaksi suatu zat dengan air. Misalnya:
- Sol Fe(OH3) dapat dibuat dengan hidrolisis larutan FeCl3 dengan memanaskan larutan FeCl3 atau reaksi hidrolisis garam Fe dalam air mendidih;
FeCl3 (aq) + 3H2O(l) Fe(OH) 3 (koloid) + 3HCl(aq)
(Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+)
- Sol Al(OH)3 dapat diperoleh dari reaksi hidrolisis garam Al dalam air mendidih;
AlCl3 (aq) + 3H2O(l) Al(OH) 3 (koloid) + 3HCl(aq)
c Dekomposisi Rangkap
Sol As2S3 dapat dibuat dari reaksi antara larutan H3AsO3 dengan larutan H2S
2H3AsO3 + 3H2S As2S3 (koloid) + 6H2O
Misalnya:
- Sol As2S3 dibuat dengan gaya mengalirkan H2S dengan perlahan-lahan melalui larutan As2O3 dingin sampai terbentuk sol As2S3 yang berwarna kuning terang;
As2O3 (aq) + 3H2S(g) As2O3 (koloid) + 3H2O(l)
(Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2-)
- Sol AgCl dibuat dengan mencampurkan larutan AgNO3 encer dan larutan HCl encer;
AgNO3 (ag) + HCl(aq) AgCl (koloid) + HNO3 (aq)
d Penambahan (percikan) pelarut yang sukar larut
Apabila larutan jenuh kalsium asetat dicampur dengan alkohol akan terbentuk suatu koloid berupa gel.
PENGGANTIAN PELARUT
Cara ini dilakukan dengan mengganti medium pendispersi sehingga fasa terdispersi yang semulal arut setelah diganti pelarutanya menjadi berukuran koloid. Misalnya;
- untuk membuat sol belerang yang sukar larut dalam air tetapi mudah larut dalam alkohol seperti etanol dengan medium pendispersi air, belarang harus terlebih dahulu dilarutkan dalam etanol sampai jenuh. Baru kemudian larutan belerang dalam etanol tersebut ditambahkan sedikit demi sedikit ke dalam air sambil diaduk. Sehingga belerang akan menggumpal menjadi pertikel koloid dikarenakan penurunan kelarutan belerang dalam air.
- Sebaliknya, kalsium asetat yang sukar larut dalam etanol, mula-mula dilarutkan terlebih dahulu dalam air, kemudianbaru dalam larutan tersebut ditambahkan etanol maka terjadi kondensasi dan terbentuklah koloid kalsium asetat.
2. CARA DISPERSI
Dengan cara dispersi, partikel kasar dipecah menjadi partikel koloid. Cara dispersi dapat dilakukan secara mekanik, peptisasi, atau dengan loncatan bunga listrik (cara busur Bredig).
Cara Dispersi
Prinsip : Partikel Besar —————-> Partikel Koloid
Cara dispersi dapat dilakukan dengan cara mekanik atau cara kimia:
1. Cara Mekanik
Cara ini dilakukan dari gumpalan partikel yang besar kemudian dihaluskan dengan cara penggerusan atau penggilingan.
2. Cara Busur Bredig
Cara ini digunakan untak membuat sol-sol logam.
3. Cara Peptisasi
Cara peptisasi adalah pembuatan koloid dari butir-butir kasar atau dari suatu endapan dengan bantuan suatu zat pemeptisasi (pemecah).
Contoh:
- Agar-agar dipeptisasi oleh air ; karet oleh bensin.
- Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S ; endapan Al(OH)3 oleh AlCl3
a Cara Mekanik
Menurut cara ini butir-butir kasar digerus dengan lumpang atau penggiling koloid sampai diperoleh tingkat kehalusan tertentu, kemudian diaduk dengan medium dispersi.
Contoh : sol belerang dapat dibuat dengan menggerus serbuk belerang bersama-sama dengan suatu zat inert (seperti gula pasir), kemudian mencampur serbuk halus itu dengan air.
Cara mekanik adalah penghalusan partikel-partikel kasar zat padat dengan proses penggilingan untuk dapat membentuk partikel-partikel berukuran koloid. Alat yang digunakan untuk cara ini biasa disebut penggilingan koloid, yang biasa digunakan dalam:
- industri makanan untuk membuat jus buah, selai, krim, es krim,dsb.
- Industri kimia rumah tangga untuk membuat pasta gigi, semir sepatu, deterjen, dsb.
- Industri kimia untuk membuat pelumas padat, cat dan zat pewarna.
- Industri-industri lainnya seperti industri plastik, farmasi, tekstil, dan kertas.
Alat penggilingan koloid terdiri dari 2 pelat baja dengan arah rotasi berlawanan. Partikel kasar akan dimasukkan ke ruang antara kedua pelat tersebut dan selanjutnya digiling. Partikel berukuran koloid yang terbuntuk kemudian didispersikan dalam medium pendispersinya untuk membuat system koloid. Contoh koloid yang dibuat dalam proses ini ialah koloid grafit untuk pelumas, tinta cetak, cat, dan sol belerang.
b Cara Mekanik
Cara busur Bredig digunakan untuk membuat sol-sol logam. Logam yang akan dijadikan koloid digunakan sebagai elektrode yang dicelupkan dalam medium dispersi, kemudian diberi loncatan listrik di antara kedua ujungnya. Mula-mula atom-atom logam akan terlempar ke dalam air, lalu atom-atom tersebut mengalami kondensasi sehingga membentuk partikel koloid. Jadi cara busur ini merupakan gabungan cara dispersi dan cara kondensasi.
Cara busur Bredig ini biasanya digunakan untuk membuat sol-sol logam, sperti Ag, Au, dan Pt. Dalam cara ini, logam yang akan diubah menjadi partikel-partikel kolid akan digunakan sebagai elektrode. Kemudian kedua logam dicelupkan ke dalam medium pendispersinya (air suling dingin) sampai kedua ujungnya saling berdekatan. Kemudian, kedua elektrode akan diberi loncatan listrik. Panas yang timbul akan menyebabkan logam menguap, uapnya kemudian akan terkondensasi dalam medium pendispersi dingin, sehingga hasil kondensasi tersebut berupa pertikel-pertikel kolid. Karena logam diubah jadi partikel kolid dengan proses uap logam, maka metode ini dikategorikan sebagai metode dispersi.
Logam yang akan diubah menjadi partikel-partikel koloid digunakan sebagai elektrode. Dua elektrode logam dicelupkan ke dalam medium pendispersi (air dingin) sedemikian sehingga kedua ujungnya saling berdekatan. Kemudian kedua elektrode diberi loncatan listrik. Panas yang timbul akan menyebabkan logam menguap. Uapnya kemudian akan terkondensasi dalam medium pendispersi dingin. Hasil kondensasi ini berupa partikel-partikel koloid.
c Cara Peptisasi
Cara peptisasi adalah pembuatan koloid dari butir-butir kasar atau dari suatu endapan dengan bantuan suatu zat pemeptisasi (pemecah). Zat pemeptisasi memecahkan butir-butir kasar menjadi butir-butir koloid. Istilah peptisasi dikaitkan dengan peptonisasi, yaitu proses pemecahan protein (polipeptida) yang dikatalisis oleh enzim peptin.
Contoh : agar-agar dipeptisasi oleh air, nitroselulosa oleh aseton, karet oleh bensin, dan lain-lain. Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S dan endapan Al(OH)3 oleh AlCl3.
Cara peptisasi adalah pembuatan koloid / sistem koloid dari butir-butir kasar atau dari suatu endapan / proses pendispersi endapan dengan bantuan suatu zat pemeptisasi (pemecah). Zat pemecah tersebut dapat berupa elektrolit khususnya yang mengandung ion sejenis ataupun pelarut tertentu.
Contoh:
- Agar-agar dipeptisasi oleh air; karet oleh bensin.
- Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S ; endapan Al(OH) 3 oleh AlCl3.
- Sol Fe(OH) 3 diperoleh dengan mengaduk endapan Fe(OH) 33 yang baru terbentuk dengan sedikit FeCl3. Sol Fe(OH) 3 kemudian dikelilingi Fe+3 sehingga bermuatan positif
- Beberapa zat mudah terdispersi dalam pelarut tertentu dan membnetuk sistem kolid. Contohnya; gelatin dalam air.
Cara peptisasi adalah proses dispersinya endapan menjadi system koloid dengan penambahan zat pemecah. Zat pemecah yang dimaksud adalah elektrolit, terutama yang mengandung ion sejenis, atau pelarut tertentu. Sebagai contoh: Jika pada endapan Fe(OH)3 ditambahkan elektrolit FeCl3 (mempunyai ion Fe3+ yang sejenis) maka Fe(OH)3  maka Fe(OH)3  akan mengadsorpsi ion-ion Fe3+  tersebut. Sehingga, endapan menjadi bermuatan positif dan memisahkan diri untuk membentuk partikel-partikel koloid.
Beberapa contoh lain :
- Sol NiS dibuat dengan penambahan H2S kedalam endapan NiS
-     Sol AgCl dibuat dengan penambahan HCl ke dalam endapan AgCl
-     Sol  Al(OH)3 dibuat dengan penambahan AlCl3 ke dalam endapan Al(OH)3
Download Latihan Soal KIMIA UN SMA 2010 – IPA
download soal UN kimia SMA

DOWNLOAD SOAL INTERNATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD (IChO)

DOWNLOAD SOAL kimia  UAN/UAS/EBTANAS

DOWNLOAD APLIKASI KIMIA

Download soal olimpiade kimia

Read More

Elektroferisis Dan Dialisis

ELEKTROFERESIS

Elektroferesis adalah peristiwa pergerakan partikel koloid yang bermuatan ke salah satu elektroda.
Elektrotoresis dapat digunakan untuk mendeteksi muatan partikel koloid. Jika partikel koloid berkumpul di elektroda positif berarti koloid bermuatan negatif dan jika partikel koloid berkumpul di elektroda negatif berarti koloid bermuatan positif.
Prinsip elektroforesis digunakan untuk membersihkan asap dalam suatu industri dengan alat Cottrell.

DIALISIS

Dialisis adalah proses pemurnian partikel koloid dari muatan-muatan yang menempel pada permukaannya.
Pada proses dialisis ini digunakan selaput semipermeabel.
Download Latihan Soal KIMIA UN SMA 2010 – IPA
download soal UN kimia SMA

DOWNLOAD SOAL INTERNATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD (IChO)

DOWNLOAD SOAL kimia  UAN/UAS/EBTANAS

DOWNLOAD APLIKASI KIMIA

Download soal olimpiade kimia

Read More

Sistem koloid : Sifat-Sifat Koloid

Koloid memiliki bentuk bermacam-macam, tergantung dari fasa zat pendispersi dan zat terdispersinya. Beberapa jenis koloid:

• Aerosol yang memiliki zat pendispersi berupa gas. Aerosol yang memiliki zat terdispersi cair disebut aerosol cair (contoh: kabut dan awan) sedangkan yang memiliki zat terdispersi padat disebut aerosol padat (contoh: asap dan debu dalam udara).
• Sol Sistem koloid dari partikel padat yang terdispersi dalam zat cair. (Contoh: Air sungai, sol sabun, sol detergen dan tinta).
• Emulsi Sistem koloid dari zat cair yang terdispersi dalam zat cair lain, namun kedua zat cair itu tidak saling melarutkan. (Contoh: santan, susu, mayonaise, dan minyak ikan).
• Buih Sistem Koloid dari gas yang terdispersi dalam zat cair. (Contoh: pada pengolahan bijih logam, alat pemadam kebakaran, kosmetik dan lainnya).
• Gel sistem koloid kaku atau setengah padat dan setengah cair. (Contoh: agar-agar, Lem).

Sifat-sifat khas koloid meliputi :
a.     Efek Tyndall
Efek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya oleh partikel koloid.
b.     Gerak Brown
Gerak Brown adalah gerak acak, gerak tidak beraturan dari partikel koloid.
Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+
Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2-
c.     Adsorbsi
Beberapa partikel koloid mempunyai sifat adsorbsi (penyerapan) terhadap partikel atau ion atau senyawa yang lain.
Penyerapan pada permukaan ini disebut adsorbsi (harus dibedakan dari absorbsi yang artinya penyerapan sampai ke bawah permukaan).
Contoh :
(i) Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+.
(ii) Koloid As2S3 bermuatan negatit karena permukaannya menyerap ion S2.
d.     Koagulasi
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.
e.     Koloid Liofil dan Koloid Liofob
Koloid ini terjadi pada sol yaitu fase terdispersinya padatan dan medium pendispersinya cairan.
Koloid Liofil:     sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya besar terhadap medium pendispersinya.
Contoh: sol kanji, agar-agar, lem, cat
Koloid Liofob:     sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya kecil terhadap medium pendispersinya.
Contoh: sol belerang, sol emas.

Read More

Sistim koloid : Sistem Dispers Dan Sistem Koloid

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.
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 memiliki bentuk bermacam-macam, tergantung dari fasa zat pendispersi dan zat terdispersinya. Beberapa jenis koloid:

• Aerosol yang memiliki zat pendispersi berupa gas. Aerosol yang memiliki zat terdispersi cair disebut aerosol cair (contoh: kabut dan awan) sedangkan yang memiliki zat terdispersi padat disebut aerosol padat (contoh: asap dan debu dalam udara).
• Sol Sistem koloid dari partikel padat yang terdispersi dalam zat cair. (Contoh: Air sungai, sol sabun, sol detergen dan tinta).
• Emulsi Sistem koloid dari zat cair yang terdispersi dalam zat cair lain, namun kedua zat cair itu tidak saling melarutkan. (Contoh: santan, susu, mayonaise, dan minyak ikan).
• Buih Sistem Koloid dari gas yang terdispersi dalam zat cair. (Contoh: pada pengolahan bijih logam, alat pemadam kebakaran, kosmetik dan lainnya).
• Gel sistem koloid kaku atau setengah padat dan setengah cair. (Contoh: agar-agar, Lem).

SISTEM DISPERS
A.     Dispersi kasar
(suspensi)
: partikel zat yang didispersikan berukuran lebih besar dari 100 nm.
B.     Dispersi koloid
: partikel zat yang didispersikan berukuran antara 1 nm – 100 nm.
C.     Dispersi molekuler
(larutan sejati)     : partikel zat yang didispersikan berukuran lebih kecil dari 1 nm.
Sistem koloid pada hakekatnya terdiri atas dua fase, yaitu fase terdispersi dan medium pendispersi.
Zat yang didispersikan disebut fase terdispersi sedangkan medium yang digunakan untuk mendispersikan disebut medium pendispersi.
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.
Download Latihan Soal KIMIA UN SMA 2010 – IPA
download soal UN kimia SMA

DOWNLOAD SOAL INTERNATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD (IChO)

DOWNLOAD SOAL kimia  UAN/UAS/EBTANAS

DOWNLOAD APLIKASI KIMIA

Download soal olimpiade kimia

Read More

Energi dan ikatan kimia

Para kimiawan telah mengembangkan metode untuk mempelajari spesies antara yang sangat reaktif, yaitu spesies yang ikatannya telah pecah dan belum tersusun kembali. Sebagai contoh, atom hidrogen dapat diambil dari molekul metana,

Read More

Penentuan Perubahan Entalpi Dan Hukum Hess

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.

Read More

Perubahan Entalpi

Perubahan entalpi suatu sistem dapat diukur jika sistem mengalami perubahan.
Perubahan entalpi ( H):
Jika suatu reaksi berlangsung pada tekanan tetap, maka perubahan entalpinya sama
dengan kalor yang harus dipindahkan dari sistem ke lingkungan atau sebaliknya agar
suhu sistem kembali ke keadaan semula.
H = qp (qp = kalor reaksi pada tekanan tetap)

Read More

Reaksi Eksoterm Dan Reaksi Endoterm

Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm. Aliran kalor pada kedua jenis reaksi diatas dapat dilihat pada gambar 11 berikut:

Read More

Hitungan kimia

Secara sederhana alur perhitungan kimia dapat kita jabarkan dan disederhanakan dalam bagan 6.24 dibawah ini. Reaksi yang kita jadikan contoh adalah reaksi oksidasi dari senyawa Propana.
Bagan 6.24. Tahapan dalam hitungan kimia
Dari sebuah reaksi : C3H8 + O2 → CO2 + H2O
1. Pertama-tama adalah memperbaiki persamaan reaksi :

Read More

Persamaan reaksi kimia

Rumus kimia pereaksi ditulis di sebelah kiri persamaan dan rumus kimia produk dituliskan di sebelah kanan. Koefisien yang ditulis di sebelah kiri rumus kimia sebauh zat adalah koefisien stoikiometri, yang menggambarkan jumlah zat tersebut yang terlibat dalam reaksi relatif terhadap zat yang lain. Persamaan reaksi yang pertama kali dibuat oleh ahli iatrokimia Jean Beguinpada 1615.

Read More

Konsep mol dan pengertian molekul

Ilmu yang mempelajari molekul disebut kimia molekuler ataupun fisika molekuler bergantung pada fokus kajiannya. Kimia molekuler berkutat pada hukum-hukum yang mengatur interaksi antara molekul, manakala fisika molekuler berkutat pada hukum-hukum yang mengatur struktur dan sifat-sifat molekul. Dalam prakteknya, perbedaan kedua ilmu tersebut tidaklah jelas dan saling bertumpang tindih. Dalam ilmu molekuler, sebuah molekul terdiri dari suatu sistem stabil yang terdiri dari dua atau lebih molekul. Ion poliatomik dapat pula kadang-kadang dianggap sebagai molekul yang bermuatan. Istilah molekul tak stabil digunakan untuk merujuk pada spesi-spesi kimia yang sangat reaktif.

Read More

Massa Atom Dan Massa Rumus

Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani (ἄτομος/átomos, α-τεμνω), yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama akhir abad ke-19

Read More

Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya.
1.     HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER
“Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap”.
Contoh:
hidrogen  + oksigen  ®   hidrogen oksida
(4g)         (32g)               (36g)
2.     HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST

Read More

Jabir Ibnu Hayyan Adalah Penemu Ilmu Kimia

Ilmu kimiadi kemudian hari berkembang sangat pesat dan dikenal banyak orang. Tapi, hanya sedikit yang tahu siapa sejatinya orang pertama yang menemukan ilmu eksakta tersebut. Adalah Abu Musa Jabir Ibnu Hayyan (721-815 H), ilmuwan Muslim pertama yang menemukan dan mengenalkan disiplin ilmu kimia tadi.
Lahir di kota peradaban Islam klasik, Kuffah (Irak), ilmuwan Muslim ini lebih dikenal dengan nama Ibnu Hayyan. Sementara di Barat ia dikenal  dengan nama Ibnu Geber.

Read More