Perkembangan Konsep Reaksi-Oksidasi (REDOKS)

PERKEMBANGAN KONSEP REAKSI - OKSIDASI (REDOKS) 

 

 

Ada beberapa konsep reaksi oksidasi reduksi, antara lain:

Konsep I:

Reaksi Oksidasi adalah reaksi antara suatu zat dengan oksigen.
Contoh :
2Mg(s)     +        O₂(g)     →     2MgO(g)
CH₄(g)      +        O₂(g)     →     CO₂(g)       +       2H₂O(g)
Reaksi Reduksi adalah reaksi pelepasan oksigen dari suatu zat
Contoh :
FeO(s)      +      CO(g)      →      Fe(s)          +      CO₂(g)
CuO(s)     +       H₂(g)      →      Cu(s)         +      H₂O(g)

Konsep II :

Oksidasi adalah pelepasan elektron.
Contoh :
Fe²⁺        →           Fe³⁺        +             3e
Ca           →           Ca²⁺        +             2e
Reduksi adalah penerimaan elektron.
Contoh :
Cu²⁺       +             2e           →           Cu
Cl₂           +             2e           →           2Cl^–
Jika pada suatu reaksi ada zat yang mengalami oksidasi, tentu disertai adanya zat yang mengalami reduksi, demikian pula sebaliknya.
Dengan demikian, zat yang mengalami oksidasi dapat mereduksi zat lain (disebut reduktor), dan zat yang mengalami reduksi dapat mengoksidasi zat lain (disebut oksidator).
Dalam reaksi redoks, banyaknya elektron yang dilepaskan oleh zat reduktor sama dengan banyaknya elektron yang diterima oleh zat oksidator.
Contoh:

Konsep III :

Oksidasi adalah pertambahan bilangan oksidasi(BO/Biloks).
Contoh :

Reduksi adalah pengurangan bilangan oksidasi (BO/Biloks)
Contoh :

Reaksi reduksi dan oksidasi terjadi pada saat yang bersamaan yang dikenal dengan reaksi redoks. Bila satu jenis zat mengalami redoks, maka disebut autoredoks/disproporsionasi.
Contoh :

 

http://fatihah2209.blogspot.co.id/2015/11/perkembangan-konsep-reaksi-oksidasi.html

 

 

Read More

Stoikiometri

STOIKIOMETRI 

I. HUKUM DASAR ILMU KIMIA

a. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)
“Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama”.
Contoh:
S + O 2 → SO 2
2 gr 32 gr 64 gr
b. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)
“Perbandingan massa unsur dalam tiap senyawa adalah tetap”
Contoh:
H 2 O → massa H : massa O = 2 : 16 = 1 : 8
c. Hukum Perbandingan Berganda (Hukum Dalton)
“Jika dua unsur dapat membentuk dua senyawa atau lebih, dan massa salah satu unsur sama, perbandingan massa unsur kedua berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana”.
Contoh:
– Unsur N dan O dapat membentuk senyawa NO dan NO 2
– Dalam senyawa NO, massa N = massa O = 14 : 16
– Dalam senyawa NO 2 , massa N = massa O = 14 : 32
– Perbandingan massa N pada NO dan NO 2 sama maka
perbandingan massa O = 16 : 32 = 1 : 2
d. Hukum Gas Ideal
Untuk gas ideal atau suatu gas yang dianggap ideal berlaku rumus :
PV = n RT

Keterangan:
P = tekanan (atmosfir)
V = volume (liter)
n = mol = gram/Mr
R = tetapan gas (lt.atm/mol.K)
T = suhu (Kelvin)
Dari rumus tersebut dapat diperoleh :

II. MASSA ATOM RELATIF DAN MASSA MOLEKUL RELATIF

III. KONSEP MOL

a. Dalam ilmu kimia satuan jumlah yang digunakan adalah mol
b. satu mol adalah sejumlah zat yang mengandung 6,02 x 10^23 partikel
Hubungan Mol dengan jumlah partikel
Jumlah Partikel = mol x 6,02 x 10^23
mol = Jumlah partikel / 6,02 x 10^23
Hubungan Mol dengan Massa 
Untuk unsur :

• mol = gram / Ar
• gram = mol x Ar

Untuk senyawa :

• mol = gram/Mr
• gram = mol x Mr

Hubungan Mol dengan Volume Gas
Setiap satu mol gas apa saja keadaan standard (0^oC, 1 atm) mempunyai volume : 22, 4 liter.

• Volume gas = mol x 22,4
• mol = Volume / 22,4

Hubungan mol, jumlah partikel dan hubungan gas dapat digambarkan dalam bentuk
diagram sebagai berikut :

IV. PERSAMAAN REAKSI

Suatu reaksi benar jika memenuhi :
• Hukum kekekalan massa
• Hukum kekekalan muatan
Untuk memenuhi kedua hukum tersebut, koefisien reaksi harus disetarakan.
Dalam suatu reaksi, koefisien reaksi menyatakan : Perbandingan mol atau untuk fase gas juga menyatakan perbandingan volume.

Keterangan :
Berat = mol x Mr (atau Ar)
Jumlah partikel = mol x 6,02 x 10^23
Volume (0oC , 1 atm) = mol x 22,5 L

V. RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL

Rumus Empiris : rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa.
Rumus Molekul : rumus yang menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa.

http://fatihah2209.blogspot.co.id/2015/11/stoikiometri.html

Read More

Perkembangan Teori Atom dan Bilangan Kuantum

Perkembangan Teori Atom

1. Perkembangan Atom Dalton mengemukakan bahwa Atom merupakan bagian terkecil dari suatu unsur
2. Perkembangan atom Rutherford mengemukakan bahwa atom terdiri atas inti atom yang bermuatan positif dan dikelilingi elektron yang bermuatan negatif pada lintasan tertentu.
3. Teori atom Niels Bohr. Bohr sendiri mengemukakan bahwa elektron dalam atom beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu tanpa memancarkan atau menyerap energi. Perpindahan elektron dari tingkat energi rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi disertai penyerapan atau absorbsi energi, demikian pula sebaliknya.

   

   Model Atom Niels Bohr

4. Model atom Mekanika Gelombang

Teori Mekanika Gelombang dikemukakan oleh Max Planck, De Broglie, Schrodinger, dan Heisenberg
1. Teori Kuantum Max Planck (1990)
Teori ini menyatakan bahwa :

• Energi radiasi yang diserap maupun dipancarkan oleh suatu benda memiliki sifat diskrit dalam bentuk kelipatan satuan energi yang disebut kuantum
• Energi dari setiap kuantum sebanding dengan frekuensi radiasi yang dipancarkan atau diserap

2. Louis Victor de Broglie (1924)
Tokoh ini menyatakan tentang teori dualisme partikel gelombang : elektron memiliki sifat sebagai partikel sekaligus sebagai gelombang.
3. Erwin Schrodinger (1926)
Tokoh ini berpendapat bahwa kedudukan elektron dalam atom tidak dapat ditentukan dengan  pasti, namun yang dapat ditentukan yaitu kebolehjadian menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu yang berasal dari intinya. Ruangan yang mempunyai kebolehjadian paling besar ditemukan pada elektron disebut orbital.
4. Werner Heisenberg (1927)
Tokoh ini berpendapat bahwa kedudukan dan momentum elektron tidak dapat ditentukan dengan tepat secara bersamaan yang dikenal dengan Asas Ketidakpastian.
B. Bilangan Kuantum
Bilangan kuantum digunakan untuk menyatakan kedudukan elektron pada suatu orbital. Macam-macam bilangan kuantum ada 4 yaitu :
1. Bilangan kuantum Utama (n)

• Menunjukkan tingkat energi utama atau kulit elektron dalam atom

  

  Hubungan Jumlah Sub kulit dengan kulit

• Harga n = 1,2,3,…,7. Untuk kulit K, L, M, N,…, Q

2. Bilangan kuantum azimut (l)

• Menunjukkan kedudukan elektron pada sub kulit
• Harga  l = 0,1,2,……, (n-1)
• l=0, menyatakan sub kulit s (sharp : tajam)
• l=1, menyatakan sub kulit p (principal : utama)
• l=2, menyatakan sub kulit d (diffuse : kabur)
• l=3, menyatakan sub kulit f (fundamental : dasar)

3. Bilangan kuantum magnetik (m)

• Bilangan kuantum magnetik menyatakan arah orientasi orbital di dalam ruang relatif terhadap orbital lain.
• Harga bilangan kuantum magnetik (m) : antara

4. Bilangan kuantum spin (s)

• Menunjukkan arah putaran elektron terhadap sumbu orbitnya
• Harga s = ± 1/2
• Tanda  +1/2 : arah putaran eletron berlawanan arah jarum jam, arah medan gravitasi magnet ke atas
• Tanday  -1/2 : arah putaran elektron searah jarum jam, arah medan magnet ke bawah

Bentuk-bentuk orbital

1. Subkulit s, tersusun dari sebuah orbital dengan bilangan kuantum
2. Subkulit p, tersusun dari tiga orbital dengan bilangan kuantum . Tiga orbital p adalah p_x, p_y, dan p_z
3. Subkulit d, tersusun dari lima orbital dengan bilangan kuantum . Arah orientasi orbital d dibedakan menjadi orientasi di antara sumbu dan orientasi pada sumbu

2. Konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron merupakan penataan elektron-elektron dalam atom. Ada tiga aturan untuk menggambarkan konfigurasi elektron dari suatu atom, yaitu :

1. Aturan Aufbau

Pengisian elektron pada orbital dimulai dari energi paling rendah kemudian ke tingkat energi yang lebih tinggi.

Jika ditulis memanjang adalah sebagai berikut :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 4f 5p 6s 5d 6p 7s 5f 6d 7p…

2. Larangan Pauli

Pauli menyatakan bahwa tidak ada 2 elektron dalam 1 orbital yang memiliki ke-4 bilangan kuantum yang sama. Yang berarti bahwa bilangan kuantum spinnya harus berbeda yaitu + ½ atau – 1/2. Akibatnya, setiap orbital dapat diisi maksimal 2 elektron (1 pasang elektron)

• Subkulit s terdiri dari 1 orbital, dapat ditempati maksimal 2 elektron
• Subkulit p terdiri dari 3 orbital, dapat ditempati maksimal 6 elektron
• Subkulit d terdiri dari 5 orbital, dapat ditempati maksimal 10 elektron
• Subkulit f terdiri dari 7 orbital, dapat ditempati maksimal 14 elektron

Contoh :
₇N           : 1s² 2s² 2p³                         atau [₂He]  2s² 2p³
₁₇Cl         : 1s² 2s² 2p³ 3s² 3p⁵                atau [₁₀Ne] 3s² 3p⁵

3. Aturan Hund

Pada pengisian orbital yang setingkat, elektron-elektron tidak membentuk pasangan lebih dulu sebelum masing-masing orbital terisi sebuah elektron.
Contoh :

Sistem Periodik Unsur

Sistem periodik unsur disusun berdasarkan pengamatan sifat kimia dan sifat fisika unsur. Unsur yang mempunyai kemiripan, baik sifat kimia maupun fisika diletakkan dalam satu golongan.

Menentukan letak golongan

Jika konfigurasi elektron berakhir pada sⁿ maka unsur tersebut pada golongan nA
Jika konfigurasi elektron berakhir pada pⁿ maka unsur tersebut pada golongan (n+2)A
Jika konfigurasi elektron berakhir pada dⁿ maka unsur tersebut pada golongan (n+2)B untuk n+2 berjumlah 8, 9, dan 10, sedangkan untuk n+2 yang berjumlah 11 dan 12 unsur terletak pada golongan IB dan IIB
Jika konfigurasi elektron berakhir pada fⁿ, maka unsur tersebut terletak pada golongan lantanida dan aktinida

Menentukan letak periode

Letak periode ditentukan dari jumlah kulit elektron unsur yang ditandai dengan angka di depan subkulit yang terbesar.
Contoh
₁₉K = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ atau [₁₈Ar] 4s¹
K terletak pada periode 4, golongan IA
₂₃L = = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³ atau [₁₈Ar] 4s² 3d³
L terletak pada periode 4, golongan VB

Bentuk molekul

Bentuk molekul ditentukan  melalui percobaan, tetapi untuk molekul-molekul sederhana dapat diramalkan bentuknya berdasarkan struktur-struktur elektron dalam molekul melalui teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion). Struktur elektron dalam molekul, yaitu dibentuk molekul, ditentukan oleh pasangan elektron terikat dan kekuatan tolak menolak antar pasangan.
PEB – PEB > PEB – PEI > PEI – PEI
Keterangan :
PEB : Pasangan elektron bebas
PEI : Pasangan elektron ikatan
Berbagai kemungkinan bentuk molekul sebagai berikut :

Catatan :
A : atom pusat
X : pasangan elektron terikat
E : pasangan elektron bebas
Langkah-langkah untuk meramalkan bentuk molekul suatu senyawa sebagai berikut :

• Gambarkan struktur Lewis senyawa tersebut
• Tentukan jumlah PEB dan PEI di sekeliling atom pusat
• Gunakan hasil nomor 2 untuk merumuskan tipe tersebut

Contoh :
Meramalkan bentuk molekul dari CH₄ adalah :
Konfigurasi dari ₆C = 2    4
Konfigurasi dari _1­H = 1
Jumlah PEI = 4 dan PEB = 0
Tipe molekulnya adalah AX₄, bentuk molekulnya adalah tetrahedron

D. Gaya tarik Antar molekul

Gaya tarik antarmolekul dibagi menjadi 2, yaitu :
1. Gaya Van der Walls, yang terdiri atas gaya tarik menarik dipol sesaat dan gaya tarik menarik dipol-dipol.
a. Gaya tarik menarik dipol sesaat
Dipol sesaat terbentuk apabila elektron dari suatu daerah berpindah ke daerah lainnya. Hal itu menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga antar molekul nonpolar terjadi gaya tarik menarik yang lemah.
Gaya tarik menarik ini dikemukakan oleh Fritz London, maka disebut gaya London atau gaya Dispersi. Gaya London ini terutama terdapat pada molekul-molekul nonpolar, misalnya CH₄, H­₂O.
b. Gaya tarik dipol-dipol
Suatu molekul yang penyebaran muatannya tidak simetris akan bersifat polar dan mempunyai ujung-ujung yang berbeda muatan (dipol). Susunan molekul seperti ini akan menghasilkan suatu gaya tarik menarik yang disebut gaya tarik dipol-dipol. Gaya tersebut terdapat pada senyawa polar. Senyawa polar cenderung mempunyai titik leleh dan titik didih yang lebih tinggi daripada senyawa nonpolar. Contoh senyawa polar, misalnya HCl dan BH₃
Gaya-gaya antar molekul, yaitu gaya dispersi gaya London) dan gaya dipol-dipol, secara kolektif disebut gaya Van Der Walls. Gaya dispersi terdapat pada setiap zat, baik polar maupun nonpolar. Gaya tarik dipol-dipol yang terdapat pada zat polar menambah gaya dispersi dalam zat itu.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen terjadi antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen (H). Molekul-molekul yang sangat polar, misalnya F₂, O₂, dan N₂ sedangkan yang termasuk ikatan hidrogen, misalnya HF, H₂O, dan NH₃. Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya-gaya Van Der Walls. Energi untuk memutuskan ikatan hidrogen adalah sekitar 15 sampai 40 kJ/mol, sedangkan untuk gaya Van Der Walls adalah sekitar 2 sampai 20 kJ/mol. Itulah sebabnya mengapa zat yang mempunyai ikatan hidrogen mempunyai titik cair dari titik didih yang relatif tinggi.





http://fatihah2209.blogspot.co.id/2015/11/struktur-atom-sistem-periodik-dan.html

Read More

Larutan Penyangga

LARUTAN PENYANGGA

Larutan penyangga atau larutan buffer adalah larutan yang pH-nya relatif tetap (tidak berubah) pada penambahan sedikit asam atau sedikit basa. Ditinjau daru komposisi zat penyusunnya, sistem larutan penyangga dibagi menjadi dua, yaitu sistem penyangga asam dan basa konjugasinya serta sistem penyangga basa dan asam konjugasinya.
Sistem penyangga asam dan basa konjugasinya
Larutan penyangga ini dibuat secara langsung dari campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau campuran asam lemah dengan garamnya.
Contoh :
Mereaksikan :
CH₃COOH dari CH₃COONa            :
CH₃COOH           : asam lemah
CH₃COONa         : basa konjugasi
H3PO₄ dan NaH₂PO₄                      :
H3PO₄                      : asam lemah
NaH₂PO₄                 : basa konjugasi
Selain dibuat secara langsung, juga dapat dibuat secara tidak langsung, yakni dengan mereaksikan asam lemah berlebihan dengan basa kuat.
Contoh :
Mereaksikan 100 mL larutan  CH₃COOH 0,1M dengan 50 mL NaOH 0,1M sehingga secara stokiometri dalam 150 mL campuran yang dihasilkan terdapat 0,005 mol CH₃COOH (sisa reaksi) dan CH₃COO^– (hasil reaksi)

Sistem penyangga basa dan asam konjugasinya
Larutan penyangga ini dibuat secara langsung dari campuran basa lemah dengan asam konjugasinya atau campuran basa lemah dengan garamnya.
Contoh :
Mereaksikan larutan NH_3­ atau NH₄OH dengan larutan NH₄Cl sehingga terdapat NH₄OHdan NH₄⁺ yang berasal dari ionisasi NH₄Cl.
Selain dibuat secara langsung juga dapat dibuat secara tidak langsung, yakni dengan mereaksikan basa lemah berlebihan dengan asam kuat.
Contoh :
Mereaksikan 100 mL larutan NH_4­OH 0,1M dengan 50 mL larutan HCl 0,1M sehingga secara stokiometri dalam 150 mL campuran yang dihasilkan terdapat 0,005 mol NH₄OH (sisa reaksi) dan NH₄⁺ (hasil reaksi)

pH larutan penyangga

1. Sistem penyangga asam dengan basa konjugasinya

• Disebut juga buffer asam
• Buffer asam → asam lemah + basa konjugasinya
• Harga pH lebih kecil dari 7 (pH < 7)
• Tergantung dari harga Ka asam lemah dan perbandingan mol asam lemah (n_A) dan mol basa konjugasinya (n_G).

    atau     
Contoh :
Hitung pH larutan penyangga yang dibuat dari 100 mL larutan CH₃COOH 0,1 M dengan 200 mL CH₃COONa 0,1 M (Ka CH₃COOH = 10⁵)
Jawab :
CH₃COOH            = 100 mL x 0,1 mol L^-1      = 10 mmol (asam)
CH₃COONa          = 200 mL x 0,1 mol L^-1      = 20 mmol (basa konjugat)

2. Sistem penyangga basa dengan asam konjugasinya

• Disebut juga buffer basa
• Buffer basa → basa lemah + asam konjugasinya
• Harga pH lebih besar dari 7 (pH > 7)
• Tergantung dari harga Kb pada basa lemah dan perbandingan mol basa lemah (n_B) serta mol asam konjugasinya (n_G)

    atau    
Contoh :
Dalam 1 liter larutan terdapat 0,01 mol NH₃  dan 0,02 mol NH₄⁺ yang berasal dari kristal (NH₄)SO₄. Jika Kb NH₃ = 10^-5, maka berapa pH larutan tersebut?
Jawab :

Hitung pH larutan yang dibuat dari campuran 100 mL larutan NH₄OH 0,1 M dengan 50 mL larutan HCl 0,1 M (Kb NH₄OH = 10^-5)
Jawab :
NH₄OH = 100 mL x 0,1 mol L^-1 = 10 mmol
HCl = 50 mL x 0,1 mol L^-1 = 5 mmol



Daya penahan larutan penyangga
Pada dasarnya suatu larutan yang tersusun dari asam lemah dan basa konjugasi merupakan suatu sistem kesetimbangan dalam air, yang melibatkan kesetimbangan air dan asam lemah. Penambahan larutan asam lemah atau basa ke dalam suatu larutan penyangga dalam batas-batas tertentu dapat dipertahankan, tetapi pada penambahan yang berlebihan atau pengenceran yang berlebihan tetap akan mengalami perubahan.
Contoh:
Dalam 1 liter larutan penyangga yang mengandung larutan CH₃COOH 0,1M dan CH₃COO^– 0,1 M ditambahkan 10 mL larutan HCl 0,1M. (Ka CH₃COOH = 10^-5) Tentukan pH larutan penyangga :

1. Sebelum ditambah HCl dan
2. Setelah ditambah HCl

Jawab :
1. Sebelum ditambah HCl

2. Setelah ditambah HCl
Jumlah mol sebelum ditambah HCl
CH₃COOH = 0,1 mol/L x 1 L = 0,1 mol
CH₃COO^– = 0,1 mol/L x 1 L = 0,1 mol
HCl yang ditambahkan = 0,1 mol/L x 0,01 L = 0,01 mol
Jumlah mol H⁺ = 0,01 mol
Pada penambahan HCl, ion H⁺ dari HCl bereaksi dengan ion CH₃COO^–,
CH₃COO^– + H⁺ → CH₃COOH
Sehingga jumlah mol :
CH₃COOH = 0,1 + 0,001 mol = 0,101 mol
CH₃COO^– = 0,1 – 0,001 mol = 0,099 mol
Maka

pH = 5- log 1,02
maka perubahan pH yang terhadi sebesar 0,005.
Larutan penyangga dalam kehidupan sehari-hari
Reaksi kimia yang terjadi dalam tubuh manusia melibatkan enzim sebagai katalisator yang hanya dapat bekerja dengan baik pada pH tertentu (pH optimumnya) sehingga diperlukan adanya pH yang relatif tetap. Di dalam tubuh terdapat pasangan asam-basa konjugasi yang berfungsi sebagai larutan penyangga untuk mempertahankan harga pH.
Contoh sistem penyangga dalam tubuh :

1. Penyangga karbonat (H₂CO₃/HCO₃), berfungsi untuk menjaga pH darah (ekstra sel)
2. Penyangga fosfat (H₂PO₄/HPO₄), berfungsi menjaga pH cairan intra sel
3. Penyangga asam amino/protein.

Apabila mekanisme pengaturan pH dalam tubuh gagal (dapat terjadi saat kira sakit jantung, ginjal, diabetes, diare terus menerus) maka pH dapat turun ke bawah 7 atau naik di atas 7,8 sehingga menyebabkan kerusakan permanen pada organ tubuh atau bahkan kematian.

Sumber : http://fatihah2209.blogspot.co.id/2015/11/larutan-penyangga.html

Read More

Sistem Koloid : PEMBUATAN KOLOID DAN DISPERSASI KOLOID

SISTEM KOLOID : PEMBUATAN KOLOID DAN DISPERSASI KOLOID

Merupakan lanjutan dari artikel sebelumnya mengenai sifat koloid

Pembuatan Koloid

Larutan Koloid dapat dibuat dengan dua cara :

Dengan Cara Dispersi

jalan Cara Dispersi adalah suatu cara pembuatan larutan koloid dengan mengubah partikel-partikcl kasar menjadi partikel koloid.

Partikel kasar –> Partikel Koloid

Cara dispersi ini dapat dilakukan dengan cara kimia atau cara mekanik

a. Dengan cara Mekanik

Materi yang besar dihaluskan dengan cara menggunakan penggilingan koloid. karbon kasar dijadikan halus lalu didispersikan ke dalam air.

b. Dengan cara Peptisari

Dengan penambahan elektrolit (zat kimia) maka endapan yang terjadi dapat diubah menjadi partikel koloid. Endapan Al(OH)3, terjadi apabila reaksi pembentukan Al(OH)3 dalam jumlah yang banyak. Endapan tersebut dapat berubah menjadi koloid apabila ditambah AlCl3 Jika Gas H2S dialirkan keendapan cas atau endapan NiS akan terbentuk Sol S yang terdispersi. Maka endapan ini membentuk sol sulfida bukan dan larutan.

Dengan Cara Kondensasi

Cara kondensasi dapat dilakukan dengan cara kimia atau dapat dilakukan dengan cara penurunan kelarutan. Atau partikel-partikel diubah menjadi partikel besar yang berukuran koloid. Untuk menurunkan kelautan zat tersebut kita ganti pelantnya. Dalam proses kondensasi, molekul molekul dari larutan direaksikan menghasilkan suatu senyawa

yang sukar larut dalam ni dan membentuk partikel koloid.

Partikel molekuler (kondensasi) —> Partikel koloid

Reaksi kimia yang sering dilakukan untuk menghasilkan partikel koloid dapat dilihat pada contoh berikut ini:

Reaksi Redoks

Pada reaksi berikut terjadi perubahan bilangan oksidasi:

a. Pembuatan sol belerang

sol belerang ini dapat dibuat dengan mengalirkan gas H2S kedalam lantan SO2

2H2S + SO2  –> 3S + 2H2O

b. Pembuatan sol emas

2AuCl3 + 3HCOH + 3H2O –> 2Au + 6HCl + 3HCOOH

AuCl3 + 3FeSO4 –> Au + Fe2(SO4)2 + FeCl3

Reaksi Hidrolisis

a. Dengan penambahan larutan FeCl3 ke dalam air yang sedang mendidih membentuk sol Fe(OH)3, maka reaksi elektrolisa dapat terbentuk sebagai berikut

FeCl3 + 3H2S –>Fe(OH) 3 + 3HCl

b. Sol senyawa hidrolisis yang sukar larut seperti Fe(OH) 3. Al(OH)3 dapat dibuat dari reaksi hidrolisis dengan air.

Contoh:

1. Pembuatan sol Fe(OH)3

Dalam air yang mendidih ditambahkan larutan FeCl3 akan terjadi

FeCl2 +H20 –> Fe(OH)3 + 3HCl

2. Pembuatan sol Al(OH)3

Jika air dimasukan larutan Al(SO4)3, atau AlCl3 (tawas) akan terjadi :

AlCl3 + 3H2O –> Al(OH)3 + 3HCl

3. Reaksi penggaraman

Pada pereaksi yang encer dapat membentuk partikel koloid dari beberapa sol garam yang sukar larut, seperti BaSO4, PbI2, AgCl, PbSO4, AgBr

Contoh

AgNO3 + NaCl –> AgCl + NaNO3

4. Reaksi subtitusi

Dalam larutan asam arsent encer melalui reaksi subtitusi, dialirkan gas H2S membentuk sol As2S3 sebagai berikut.

2H3AsO3 + 3H2S –> As2S3 + 6H20

Dispersi Koloid

Sistim dispersi zat dapat dibedakan menurut ukurannya

1.Dispersi halus

Ukuran partikel-partikel suatu zat yang  didispersikan antara 1 sampai dengan 100 millimikron.

2. Dispersi kasar

Partikel partikel zat yang didispersikan lebih dari 100 millimikron.

3. Dispersi molekuler

Partikel partikel yang lebih kecil dari pada 1 millimikron merupakan partikel-partikel zat yang didispersikan. Ada beberapa fase dari sistim koloid tersebut, yaitu : fase dispersi dan fase medium dispersi. Kedua fase ini terdapat gas cair dan padat.

Jadi pada kedua fasa tersebut di atas terdapat hubungan sistimkoloid dapat dilihat pada tabel di bawah ini

 

 

Sumber  : http://fatihah2209.blogspot.co.id/2015/11/sistem-koloid-pembuatan-koloid-dan.html

Read More

Sifat Koloid

SIFAT KOLOID

Sifat khas dari partikel koloid sesuai dengan Efek Tyndall, Gerak Brown adsorpsi, koaguasi, koloid pelindung dan dialisa.

1. Efek Tyndall

Efek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya oleh patikel partikel debu yang terdapat dalam ruang jika seberkas cahaya yang dilewatkan pada suatu ruang yang gelap melalui suatu celah atau larutan maka berkas cahaya atau sorotan cahaya akan nampak jelas hal ini disebut dengan sistim koloid

Seorang Ahli fisika berkebangsaan Inggris yang benama John Tyndall (1820-1893) adalah orang pertama kali menerangkan bahwa jika seberkas cahaya yang diarahkan kedalam suatu medium akan terlihat suatu gejala yang mengandung partikel-partikel koloid Disamping itu dia juga berhasil mengemukakan bahwa adanya penghubung cahaya dari daerah panjang gelombang biru yang disebabkan adanya partikel-partikel oksigen dan nitrogen diudara sehingga langit nampak berwarna biru. Satu contoh lagi yang membuktikan teriadinya efek tyndall yaitu jika kita naik motor pada malam yang gelap dimusim kemarau maka sorot lampu motor akan kelihatan nampak jelas jika ada sedikit partikel partikel debu. demikian pula sebaliknya setelah teradi hujan maka sorotan lampu motor tersebut tidak nampak jelas.

Untuk lebih jelasnya perhatikan gambar berikut tentang terjadinya sistem koloid

2. Gerak Brown

Gerak Brown adalah suatu gerak yang tidak teratur atau secara acak karena terjadi saling benturan molekul molekul zat dispersi pada partikel koloid. Partikel partikel ini dapat terlihat jelas jika kita mempergunakan mikroskop ultra.

Gerak brown ini juga membuktikan adanya teori kinetik molekul gerak ini semakin hebat jika terdapat pada partkel partikel koloid yang sangat kecil

3. Muatan Koloid

Koloid yang bermuatan positif dan koloid yang bermuatan negatif
Contoh :

Koloid yang bermuatan negatif ialah As2S3. karena menyerap ion ion negatif pada partikel partikel koloid dan yang bermuatan positif ialah Fe(OH)3 karena dalam air akan menyerap ion H+

4. Adsorpsi Koloid

Partikel koloid menyerap ion-ion pada bidang permukaan, yang menyebabkan partikel koloid tersebut bermuatan listrik positip atau bermuatan listrik negatif

Contoh :

Partikel koloid Fe(OH)3 air akan menyerap ion-ion H+ sehingga dapat bermuatan positif.

Sedangkan koloid pelindung adalah koloid yang dicampur dengan koloid yang lain tidak mengalami penggumpalan. Koloid pelindung ini akan melapisi partikel koloid lain sehingga dapat melindungi muatan koloid tersebut.

Misalnya:
Pada tinta atau pada cat jika tidak diberi koloid pelindung akan terjadi pengendapan.

sifat-sifat adsorpsi koloid sebagai berikut:

• Dapat menjernihkan air yang keruh dengan memberikan tawas K2SO4 Al2 (SO4)3 sehingga menghasilkan partikel koloid Al (OH)3 yang mampu mengendapakan kotoran
• Menjernihkan larutan gula dari bentuk yang berwarna coklat menjadi putih
• Untuk menghilangkan bau badan digunakan sabun berlangsung berdasarkan cara adsorpsi buih sabun menggunakan permukaan yang luas sehingga mampu mengemulsikan kotoran yang melekat
• Untuk mewarnai serat wol kapas atau sutera kita gunakan sistim adsorpsi serat tersebut apabila diwamai maka dicampur dengan garam Al2(SO4)3, kemudian dicelupkan dalam larutan zat wama. Koloid Al(OH)3 terbentuk karena hidrolisa Al2(SO4)3 akan mengadopsi zat warna.

5. Koagulasi Koloid

Kaagulasi koloid ialah peristiwa terjadiya pengendapan koloid. Ada beberapa cara dalam melakukan koagulasi adalah :

• Dengan cara penambahan zat elektrolit misalnya partikel-partikelkaret alam dalam lateks dikoagulasikan dengan asam asetat.
• Dengan cara mekanik yaitu diadakan pengadukan, pemanasan, Pendinginan
• Pencampuran dua jenis larutan koloid yang bermuatan berlawanan.

Misalnya :
Campuran sistim koloid  As2S3 yang bermuatan negatif dan sistim koloid Fe(OH) yang bermuatan positif akan mengumpul

6. Koloid Liofil dan Liofob

Koloid liofil adalah koloid sol dimana partikel-partikel koloid yang dapat mengikat atau menarik pelarutnya (cairannya).

Contoh: Agar Agar kanji, sagu, jika kita rebus akan mengembang yang tadinya satu bungkus atau satu gelas akan menjadi satu piring bahkan menjadi setengah panci.

Koloid Liofob adalah koloid sol dimana sistim koloid yang partikel – partikelnya tidak dapat menarik molckul-molekul pelarutnya

Contoh : Koloid liofob adalah sol belerang sol emas, sistem koloid AgCl. sol Ag2, sol Fe(OH)3

7. Dialisis

Dialisis adalah proses pemumian partikel-partikel koloid atau proses penyaringan koloid dengan cara kita menggunakan kertas perkamen (membran). Yang diletakkan kedalam air yang sedang mengalir dimana patikel-partikel koloid dari muatan-muatan tersebut menempel pada permukaannya. Adanya ion-ion tersebut merupakan hasil dari sisa-sisa pereaksi pada proses pembuatannya.

8. Elektro foresa

Pada partikel-partikel koloid yang bermuatan dengan bantuan arus listrik yang mengalir ke masing-masing elektroda yang muatannya berlawanan. Maka partikel-partikel elektroda yang bermuatan positif bergerak ke elektroda negatif sedangkan partikel elektroda negatif ke elektroda positif maka setelah bergerak sampai kemasing-masing elektroda biasanya partikel koloid membentuk koagulasi. Jadi pada peristiwa koloid yang bermuatan yang disebut pemisahan Elektro foresa.

 

Sumber  : http://fatihah2209.blogspot.co.id/

Read More

Hidrolisis Garam

 

HIDROLISIS GARAM

 

Hidrolisis Garam merupakan pelajaran lanjutan untuk yang sudah mempelajari asam basa. Karena nantinya kita akan mempelajari hidrolisis garam yang terbentuk akibat campuran antara asam dan basa. Sebelum masuk pada penjelasan mengenai hidrolisis garam. Ada baiknya kita mengenal apa itu hidrolisis.
Hidrolisis berasal dari gabungan kata Hidro dan lisis. Hidro ini berarti air dan lisis berarti pecah/hancur. maka hidrolisis ini bisa diartikan dengan pecahnya air menjadi senyawa punyusunnya seperti H+ dan OH-. Namun karena disini ialah hidrolisis garam maka ada sedikit perbedaan. Garam terbentuk ketika terjadi reaksi antar asam dan basa.
Ketika kita melarutkan garam ke dalam air. maka ada beberapa hal yang mungkin terjadi.
1. Asam lemah dan Basa Lemah
Ion-ion yang berasal dari asam lemah (misalnya CH3COO^–, CN^–, dan S^2–) atau ion-ion yang berasal dari basa lemah (misalnya NH⁴⁺, Fe²⁺, dan Al³⁺) akan bereaksi dengan air. Reaksi suatu ion dengan air inilah yang disebut hidrolisis. Contohnya : CH3COO^– + H2O –> CH3COOH + OH^–
2. Asam Kuat dan Basa Kuat
Ion-ion yang berasal dari asam kuat (misalnya Cl^–, NO3^–, dan SO4^2–) atau ion-ion yang berasal dari basa kuat (misalnya Na⁺, K⁺, dan Ca²⁺) tidak bereaksi dengan air atau tidak terjadi hidrolisis. Contohnya : Na⁺ + H2O —-> tak terjadi reaksi
Jadi perlu diingat bahwa hidrolisis terjadi pada campuran antara asam/basa kuat dengan asam/basa lemah atau sesama asam dan basa lemah. Hidrolisis tidak terjadi pada garam netral dari campuran asam dan basa kuat.

• Asam Kuat + Basa lemah —-> Garam asam (Hidrolisis Parsial)
• Asam Lemah + Basa Kuat —> Garam Basa (Hidrolisis Parsial)
• Asam Lemah + Basa Lemah —> Garam asam/basa tergantung harga K_a den K_{b (Hidrolisis Total)}
• Asam Kuat + Basa Kuat —> Garam Netral (Tidak terhidrolisis)

Perlu di ketahui bahwa:

Kh = Tetapan Hidrolisis | Kw = Tetapan Air(10^-14) | Kb = Tetapan Basa
Perhitungan Garam Asam

Perhitungan Garam Basa

Perhitungan pH tetap menggunakan perhitungan normal asam basa seperti pada artikel perhitungan asam basa . dan dalam menentukan reaksi dan stoikiometri maka bacalah dulu artikel pendukung reaksi pembatas


sumber http://fatihah2209.blogspot.co.id

Read More

Kesetimbangan Kimia

Kesetimbangan Kimia

Untuk mengetahui bagaimanakah keadaan yang setimbang itu,Silahkan mengamati tayangan berikut..

Kita coba dengan alternatif lain..

Apabila air dalam sebuah tempat tertutup (sistem tertutup atau pada suhu kamar) dipanaskan, beberapa molekul air pada permukaan akan bergerak cukup cepat untuk lepas dari cairan dan menguap. Apabila air berada dalam ruang terbuka, tidak mungkin molekul air akan kembali lagi, sehingga uap yang terbentuk akan habis. Namun, jika air berada pada suatu tempat tertutup , maka akan terdapat perbedaan.

Uap yang terbentuk tidak dapat melepaskan diri dan akan bertabrakan dengan air-air di permukaan dan akan kembali pada cairan (dengan kata lain mengembun). Pada awalnya kecepatan pengembunan rendah, saat terdapat sedikit molekul dalam uap. Penguapan akan berlanjutdengan kecepatan yang lebih besar daripada pengembunan.Oleh karena itu, volume air akan menyusut dan molekul-molekul uap akan bertambah. Bertambahnya molekul-molekul uap mengakibatkan molekul-molekul tersebut saling bertabrakan, dan bergabung dengan cairan. Pada akhirnya, kecepatan penguapan dan pengembunan akan sama. Keadaan di mana reaksi berlangsung terus-menerus dan kecepatan membentuk zat produk sama dengan kecepatan menguraikan zat pereaksi disebut kesetimbangan dinamik. Reaksi kimia yang dapat balik (zat-zat produk dapat kembali menjadi zat-zat semula) disebut reaksi reversibel.

Ciri-ciri kesetimbangan dinamis adalah:

1. Reaksi berlangsung terus-menerus dengan arah yang berlawanan.

2. Terjadi pada ruang tertutup, suhu, dan tekanan tetap.

3. Kecepatan reaksi ke arah produk (hasil reaksi) sama dengan kecepatan reaksi ke

arah reaktan (zat-zat pereaksi).

4. Tidak terjadi perubahan makroskopis, yaitu perubahan yang dapat dilihat, tetapi

terjadi perubahan mikroskopis, yaitu perubahan tingkat partikel (tidak dapat

dilihat).

5. Setiap komponen tetap ada.

Pada reaksi kesetimbangan peruraian gas N2O4 menjadi gas NO2, tercapai

keadaan setimbang saat kecepatan terurainya N2O4 sama besarnya dengan kecepatan

membentuk kembali N2O4.

N2O4(g) ←⎯⎯⎯⎯→ 2 NO2(g)

Tercapainya kesetimbangan dinamis peruraian N2O4 dapat dilihat pada gambar berikut :

Gambar  (a) Reaksi dimulai,

campuran reaksi terdiri dari N2O4 tidak berwarna, (b) N2O4 terurai

membentuk NO2 cokelat kemerahan,warna campuran jadi cokelat, (c)

Kesetimbangan tercapai, konsentrasiNO2 dan N2O4 konstan dan warna

campur-an mencapai warna final, (d)Karena reaksi berlangsung terusmenerus

dengan kecepatan sama,maka konsentrasi dan warna konstan.

Sumber: Chemistry, The MolecularNature of Matter and Change, Martin

S. Silberberg, 2000.

Dalam sistem terbuka (di alam sekitar kita) terjadi kesetimbangan kimia (reaksi bolak-balik/dua arah/reversibel), yaitu proses siklus oksigen, siklus air, dan siklus nitrogen. Dengan adanya kesetimbangan kimia (reaksi reversibel/ dua arah), maka makhluk hidup tidak kehabisan oksigen untuk bernapas dan tidak kehabisan air untuk keperluan sehari-hari.

1. Keadaan Kesetimbangan

Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik (reversibel). 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 kesetimbangan dalam sistem homogen dan kesetimbangan dalam sistem heterogen.

A. Kesetimbangan dalam Sistem Homogen

1. Kesetimbangan dalam sistem gas–gas

Contoh:

2 SO2(g) + O2(g) ←⎯⎯⎯⎯→ 2 SO3(g)

2. Kesetimbangan dalam sistem larutan–larutan

Contoh:

NH4OH(aq) ←⎯⎯⎯⎯→ NH4+(aq) + OH–(aq)

B. Kesetimbangan dalam Sistem Heterogen

1. Kesetimbangan dalam sistem padat–gas

Contoh:

CaCO3(s) ←⎯⎯⎯⎯→ CaO(s) + CO2(g)

2. Kesetimbangan dalam sistem padat–larutan

Contoh:

BaSO4(s) ←⎯⎯⎯⎯→ Ba2+(aq) + SO42–(aq)

3. Kesetimbangan dalam sistem larutan–padat–gas

Contoh:

Ca(HCO3)2(aq) ←⎯⎯⎯⎯→ CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

2. Pergeseran Kesetimbangan

Apakah yang akan terjadi bila simpanan air di bumi habis? Penggundulan hutan karena pohon-pohon ditebang untuk diambil kayunya atau membuka lahan untuk ladang. Tidak ada simpanan air tanah. Siklus air menjadi terganggu, sehingga sistem kesetimbangan air di alam juga akan terganggu. Kalau ada pengaruh dari luar, sistem kesetimbangan akan mengadakan aksi untuk mengurangi pengaruh atau gangguan tersebut. Asas 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 (Martin S. Silberberg, 2000). Faktor-faktor yang dapat mempengaruhi pergeseran kesetimbangan adalah:

1. perubahan konsentrasi salah satu zat

2. perubahan volume atau tekanan

3. perubahan suhu

A. Perubahan Konsentrasi

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. Bila zat diencerkan dengan menambah air pada sistem, maka kesetimbangan bergeser pada jumlah molekul terbanyak.

B. Perubahan Volume atau Tekanan

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

1. Jika tekanan diperbesar (volume diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah koefisien reaksi kecil.

2. Jika tekanan diperkecil (volume diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah koefisien reaksi besar.

Catatan: Pada sistem kesetimbangan di mana jumlah koefisien reaksi sebelah kiri sama dengan jumlah koefisien reaksi sebelah kanan, maka perubahan tekanan atau volume tidak menggeser letak kesetimbangan

Contoh:

Pada reaksi kesetimbangan:

N2(g) + 3 H2(g) ←⎯⎯⎯⎯→ 2 NH3(g)

jumlah koefisien reaksi di kanan = 2

jumlah koefisien reaksi di kiri = 1 + 3 = 4

• Bila pada sistem kesetimbangan tersebut tekanan diperbesar (volume

diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan (jumlah koefisien

kecil).

• Bila pada sistem kesetimbangan tersebut tekanan diperkecil (volume

diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri (jumlah koefisien

besar).

C. Perubahan suhu

Menurut Van’t Hoff:

1. Bila pada sistem kesetimbangan suhu dinaikkan, maka kesetimbangan

reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi

endoterm).

2. Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan

reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi

eksoterm).

Contoh:

2 NO(g) + O2(g) ←⎯⎯⎯⎯→ 2 NO2(g) ΔH = –216 kJ

(reaksi ke kanan eksoterm)

Reaksi ke kanan eksoterm berarti reaksi ke kiri endoterm.

• Jika pada reaksi kesetimbangan tersebut suhu dinaikkan, maka kesetimbangan

akan bergeser ke kiri (ke arah endoterm atau yang membutuhkan

kalor).

• Jika pada reaksi kesetimbangan tersebut suhu diturunkan, maka kesetimbangan

akan bergeser ke kanan (ke arah eksoterm).

D. 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.

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 dalam 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