BAB VI IKATAN KIMIA
D. Muatan Formal
Muatan formal suatu atom adalah jumlah elektron valensi dalam atom bebas dikurangi dengan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut di dalam struktur Lewis.
Untuk menentukan jumlah electron atom dalam struktur Lewis, kita gunakan aturan berikut:
1. Semua elektron nonikatan dalam atom tersebut dinyatakan milik atom itu.
2. Kita membagi ikatan antara atom tersebut dengan atom lain dan menyatakan separuh elektron ikatannya sebagai milik atom tersebut.
Contoh 1 :
Molekul ozon (O3), struktur Lewis untuk O3.
Muatan formal pada setiap atom dalam O3 dapat dihitung dengan menurut skema berikut:
Elektron valensi 6 6 6
Elektron yang dinyatakan “milik” atom 6 5 7 Selisihnya (muatan formal) 0 1 -1 Contoh 2 :
Tulislah muatan formal pada ion karbonat!
Muatan formal pada setiap atom dapat dihitung dengan menggunakan prosedur yang telah diberikan.
Muatan formal Atom C: 4 – 4 = 0
Muatan formal Atom O pada C=O : 6 – 6 = 0 Muatan formal Atom O pada C – O : 6 – 7 = -1 Muatan formal Atom O pada C – O : 6 – 7 = -1 E. Konsep Resonansi
Struktur Resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis.
Contoh struktur Lewis Ozon (O3) :
Berdasarkan struktur di atas, ikatan O – O dalam O3
diperkirakan akan lebih panjang dari pada ikatan O══O, karena ikatan rangkap dua telah diketahui lebih pendek dibandingkan ikatan tunggal. Tetapi data percobaan menunjukkan bahwa panjang kedua ikatan oksigen dengan oksigen adalah sama panjang (128 pm). Masalah ini diatasi dengan menggunakan kedua struktur Lewis untuk menyatakan molekul ozon:
Kedua struktur itu masing-masing disebut sebagai struktur resonansi. Tanda panah dua arah menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur resonansi. Istilah resonansi berarti penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu.
Contoh lain dari resonansi adalah ion karbonat :
F. Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi
Setelah Lewis berhasil menggambarkan electron valensi dalam senyawa kovalen, timbul upaya untuk meramalkan struktur molekul senyawa ini. Struktur senyawa kovalen sangat ditentukan oleh bentuk electron valensi atom pusatnya. Bentuk itu dipengaruhi oleh jumlah pasangan elektronnya, baik yang terikat maupun yang bebas.
Menurut Gillespie dan Nyholm, pasangan electron valensi atom mempunyai gaya tolak menolak (Gaya Coulomb) karena electron bermuatan negatif. Berdasarkan itu, mereka mengemukakan suatu gagasan yang disebut teori tolakan pasangan electron valensi (VSEPR= valence shell electron repulsion). Karena tolakan, pasangan akan menempati ruang sesuai dengan jenisnya, apakah pasangan bebas, atau pasangan terikat dalam bentuk ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga. Contohnya SO2 :
Dalam SO2, atom pusat S mempunyai sepasang electron bebas, sepasang electron dalam ikatan tunggal dan dua pasang dalam ikatan rangkap dua. Jumlah atom atau substituent yang terikat pada atom pusat disebut bilangan koordinasi (BK). Jadi, atom S mempunyai BK = 2 dan satu pasangan bebas (PB).
BK = 3 BK = 5
PB = 1 PB = 0
Dari jumlah BK dan PB atom pusat dapat diramalkan struktur molekul senyawa dengan teori VSEPR, berdasarkan aturan pasangan elektron cenderung meminimumkan gaya tolakan sesamanya. Atom pusat yang tidak mempunyai pasangan bebas (PB) mempunyai bentuk ideal sesuai dengan BK-nya (Tabel 7.1).
1. BK dua adalah liniear.
2. BK tiga adalah segitiga.
3. BK empat adalah tetrahedron.
4. BK lima adalah trigonal bipiramid.
5. BK enam adalah oktahedron.
Langkah-langkah dalam meramalkan struktur molekul adalah :
a. Menuliskan rumus Lewis molekul.
b. Menghitung jumlah BK dan PB atom pusat dan jumlah ini disebut kelompok pasangan.
c. Menentukan tipe senyawa sesuai dengan kelompok pasangan (sesuai aturan pada Tabel 6.1).
Tabel 6.1 Susunan Pasangan Elektron disekitar Atom Pusat (A) dalam suatu Molekul dan Geometri Beberapa Molekul dan Ion Sederhana yang Atom Pusatnya tidak Memliki Pasangan Elektron Bebas
Molekul yang Atom Pusatnya Tidak Memiliki Pasangan Elektron Bebas AB2 ; Berilium klorida (BeCl2).
1. AB2 ; Berilium klorida (BeCl2) BK = 2, PB = 0 berstruktur Liniear
2. AB3 ; Boron trifluorida (BF3)
BK = 3, PB = 0 berstruktur trigonal planar/segitiga datar
3. AB4 ; Metana (CH4)
BK = 4, PB = 0 berstruktur tetrahedral
4. AB5 ; Fosfro pentaklorida (PCl5)
BK = 5, PB = 0 berstruktur segitiga bipiramida
5. AB6 ; Belerang heksafluorida (SF6)
BK = 6, PB = 0 berstruktur segitiga bipiramida
Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki Satu atau Lebih Pasangan Elektron Bebas
a. AB2E ; Belerang dioksida (SO2)
BK = 2, PB = 1 berstruktur V atau “tekuk”
b. AB3E ; Amonia (NH3)
BK = 3, PB = 1 berstruktur segitiga bipiramida
c. AB2E2 ; Air (H2O)
BK = 2, PB = 2 berstruktur menekuk
d. AB4E ; belerang tetrafluorida (SF4)
BK = 4, PB = 1 berstruktur Segitiga bipiramida
BAB VII KIMIA LARUTAN
A. Jenis Larutan
Larutan adalah campuran homogeny dari dua zat atau lebih. Ada enam jenis larutan, bergantung pada wujud asal (padatan, cairan, atau gas) komponen larutan. Kimiawan juga membedakan larutan berdasarkan kemampuannya melarutkan zat terlarut. Larutan yang mengandung jumlah maksimum zat terlarut di dalam pelarut pada suhu tertentu, dinamakan Larutan Jenuh. Sebelum titik jenuh tercapai, larutannya disebut Larutan tak jenuh; larutan ini mengandung zat terlarut lebih sedikit dibandingkan dengan kemampuannya untuk melarutkan. Jenis ketiga, Larutan Lewat Jenuh, mengandung lebih banyak zat terlarut dibandingkan yang terdapat di dalam larutan jenuh.
B. Satuan Konsentrasi
Konsentrasi larutan adalah banyaknya zat terlarut yang ada dalam sejumlah tertentu larutan. Jenis satuan konsentrasi, antara lain :
1. Fraksi Mol (X)
Fraksi mol adalah perbandingan mol salah satu komponen dengan jumlah mol semua komponen. Jika larutan mengandung zat A dan B dengan jumlah mol masing-masing nA dan nB maka fraksi mol masing-masing komponen adalah :
XA = 𝒏𝑨
𝒏𝑨+ 𝒏𝑩 XB = 𝒏𝑩
𝒏𝑩+ 𝒏𝑨
Dalam campuran (larutan) jumlah fraksi mol = 1, sehingga XA + XB = 1
Contoh :
maka, fraksi mol zat terlarut (fraksi mol NaCl) adalah:
XA = 𝑛𝐴
Satuan molaritas adalah mol per liter (mol/Liter).
3. Kemolalan (m)
Kemolalan (m) adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 kg (1000 g) pelarut.
Molalitas (m) = 𝒎𝒐𝒍 𝒛𝒂𝒕 𝒕𝒆𝒓𝒍𝒂𝒓𝒖𝒕 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒑𝒆𝒍𝒂𝒓𝒖𝒕 (𝐤𝐠)
Contoh :
5,85 g NaCl dilarutkan dalam 500 g air. Tentukan kemolalan NaCl!
• maka molalitas NaCl adalah : molalitas (m) = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑝𝑒𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 (kg) = 0,1 𝑚𝑜𝑙
0,5 𝑘𝑔 = 0,2 molal C. Sifat Koligatif Larutan
Sifat koligatif adalah sifat larutan bergantung pada banyaknya partikel zat terlarut dalam larutan dan tidak bergantung pada jenis partikel zat terlarut.
1. Penurunan Tekanan Uap
Jika zat terlarut bersifat tidak menguap, tekanan uap dari larutan selalu lebih kecil daripada pelarut murninya. Jadi, hubungan antara tekanan uap larutan dan tekana uap pelarut bergantung pada konsentrasi zat terlarut dalam larutan.
Hubungan ini dirumuskan dalam Hukum Raoult, yang menyatakan bahwa tekanan parsial pelarut dari larutan (P1) adalah tekanan uap pelarut murni (P10) dikalikan fraksi mol pelarut (X1).
P1 = X1 P10
Dalam larutan yang mengandung hanya satu zat terlarut, X1 = 1 – X2 dimana X2 adalah fraksi mol zat terlarut. dengan pelarut murni) dan ∆P (penurunan tekanan uap). Penurunan tekanan uap (∆P) berbanding lurus dengan konsentrasi
(disini konsentrasi berupa fraksi mol zat terlarut).
• Kita harus cari dahulu fraksi mol pelarut (X1), pelarut disini H2O 2. Kenaikan Titik Didih
Peralihan wujud suatu zat ditentukan oleh suhu dan tekanan, contohnya air pada tekanan 1 atm mempunyai titik didih 1000C dan titik beku 00C. jika air mengandung zat terlarut yang sukar menguap (misalkan gula), maka titik
didihnya akan lebih besar dari 1000C dan titik bekunya lebih kecil 00C. perbedaan ini disebut kenaikan titik didih (∆Tb).
Gambar 8.1 memperlihatkan diagram fasa dari air dan perubahan yang terjadi dalam larutan berair.
Air mendidih pada 1000C, karena tekanan uapnya sama dengan tekanan luar, yaitu 1 atm. Tetapi jika ada zat terlarut, maka tekanan uapnya turun sebesar ∆P atau CC’. Akibatnya untuk mendidih diperlukan suhu lebih, yaitu sampai titik D.
Perbedaan suhu itu, sebesar CD, disebut kenaikan titik didih (∆Tb). Tekanan uap larutan lebih rendah daripada tekanan uap pelarut murninya.
Gambar 7.1 Diagram fasa kenaikan titik didih dan penurunan titik beku larutan berair
Kurva putus- putus adalah untuk larutan dan kurva biasa untuk pelarut murni. Titik didih larutan lebih tinggi dibandingkan titik air dan titik beku larutan lebih rendah dibandingkan titik beku air.
Analisis grafis ini menunjukkan bahwa titik didih larutan
lebih tinggi dari titik didih air. Kenaikan titik didih (∆Tb) didefinisikan yaitu :
∆Tb = Tb – Tb0
dimana Tb adalah titik didih larutan dan T 0 adalah titik didih pelarut murni. Karena ∆Tb berbanding lurus dengan penurunan tekanan uap, maka juga berbanding lurus dengan konsentrasi (molalitas) larutan. Dengan kata lain :
∆Tb = Kb m
dimana m adalah molalitas zat terlarut dan Kb adalah konstanta kenaikan titik didih.
Contoh :
Bila 5,5 gram bifenil (C12H10) dilarutkan dalam 100 gram benzena (C6H6), titik didihnya meningkat sebanyak 0,903 0C.
• Langkah pertama cari dlu nilai m (molalitas) molalitas = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡
• Maka nilai Kb adalah :
∆Tb = Kb m
0,9030C = Kb x 0,357 mol kg-1 Kb = 0,9030𝐶
0,357 𝑚𝑜𝑙 𝑘𝑔−1 = 2,530C mol-1 kg 3. Penurunan Titik Beku
Penurunan tekanan uap larutan tidak hanya pada suhu 1000C, tetapi juga pada suhu yang lebih rendah sampai ke titik tripel. Hal ini menyebabkan garis kesetimbangan cair-gas (CO) bergeser menjadi DO’. Pergeseran ini menyebabkan titik tripel pindah dari O ke O’. Sejalan dengan itu, garis kesetimbangan padat-cair (BO), juga bergeser ke kiri yaitu ke B’O’. Hal ini mempunyai pengaruh pada titik beku larutan, yaitu lebih rendah dari titik beku air murni. Perbedaan itu disebut Penurunan titik beku (∆Tf). Penurunan titik beku didefinisikan yaitu :
∆Tf = Tf0 - Tf
dimana Tf adalah titik beku larutan dan Tf0 adalah titik beku pelarut murni. Penurunan titik beku (∆Tf) berbanding lurus dengan konsentrasi larutan :
∆Tf = Kf m
dimana m adalah molalitas zat terlarut dan Kf adalah konstanta penurunan titik beku. Tabel 7.1 mencantumkan nilai Kb dan Kf untuk beberapa pelarut.
Tabel 7.1 Konstanta Kenaikan Titik Didih dan Konstanta Penurunan Titik Beku untuk Beberapa Cairan yang
Umum
Tentukan titik beku larutan yang mengandung 0,025 mol gula dalam 250 gram air! (Kf air = 1,860C mol-1 kg dan T 0 = 00C).
Karena ∆Tf belum diketahui, maka harus dicari dulu dengan rumus: ∆Tf = Kf m
• Langkah pertama cari dlu nilai molalitas zat terlarut :
molalitas = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 molekul pelarut secara selektif melewati membran berpori dari larutan encer ke larutan yang lebih pekat. Gambar 8.2 mengilustrasikan fenomena ini. Wadah kiri peralatan berisi pelarut murni; wadah kanan berisi larutan. Kedua wadah dipisahkan oleh membrane semipermeabel, yang memungkinkan molekul pelarut melewatinya tetapi menghalangi lewatnya molekul zat terlarut.
Pada awalnya permukaan air di kedua tabung sama tingginya [lihat Gambar 7.2 (a)]. Setelah beberapa saat, permukaan di bagian kanan mulai naik, dan berlanjut sampai mencapai kesetimbangan. Gerakan bersih molekul pelarut melewati membran semipermiabel dari pelarut murni atau dari laruten encer ke larutan yang lebih pekat disebut osmosis. Tekanan osmotik (π) suatu larutan adalah tekanan yang diperlukan untuk menghentikan osmosis. Seperti diperlihatkan Gambar 7.2 (b), tekanan ini dapat diukur langsung dari selisih permukaan-permukaan cairan pada keadaan akhir.
Gambar 7.2 Tekanan ismotik.
(a) Permukaan pelarut murni (kiri) dan permukaan larutan kanan pada awalnya sama tinggi. (b) Selama osmosis, permukaan pada sisi larutan naik sebagai akibat aliran bersih pelarut dari kiri ke kanan. Tekanan osmotic sama dengan tekanan hidrostatik yang diberikan oleh kolom cairan di tabung kanan pada kesetimbangan. Pada dasarnya, pengaruh yang sama terjadi bila pelarut murni digantikan dengan larutan yang lebih encer daripada larutan yang ada disebelah kanan.
Tekanan osmotik larutan dinyatakan sebagai : π = MRT dimana, M adalah molaritas larutan (mol L-1)
R adalah konstanta gas (0,082 L atm K-1mol-1) T adalah suhu mutlah (K)
Contoh :
Hitunglah tekanan osmotik larutan yang mengandung 5 gram gula (C12H22O11) dalam 1,2 L larutan pada suhu 200C. (Mr C12H22O11 = 342 g mol-1).
Diketahui : massa zat terlaru (C12H22O11) = 5 gram volume larutan= 1,2 L
T = 200C Ditanya : π
Jawab :
• Karena yang ditanya tekanan osmotik, maka rumus yang digunakan adalah π = MRT.
• T = 20 + 273 K = 293 K
• Untuk mencari M (molaritas) maka rumus yang digunakan :
M = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑎𝑙𝑟𝑢𝑡 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛
mol C12H22O11 = 5 𝑔𝑟𝑎𝑚
342 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 = 0,0146 mol M = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑎𝑙𝑟𝑢𝑡
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛 = 0,0146 𝑚𝑜𝑙
1,2 𝐿 = 0,012 mol L-1 a. Maka nilai tekanan osmotik adalah :
π = MRT
π = 0,012 mol L-1 x 0,082 L atm K-1mol-1 x 293 K π = 0,28 atm.
BAB VIII ASAM DAN BASA
A. Teori Asam Basa
Air murni tidak mempunyai rasa, bau, dan warna. Bila mengandung zat tertentu, air dapat terasa asam, pahit asin dan sebagainya. Cairan yang berasa asam disebut larutan asam, yang terasa asin disebut larutan garam, sedangkan yang terasa licin dan pahit disebut larutan basa. Cara yang baik untuk membuktikan larutan bersifat asam atau basa yaitu dengan menggunakan kertas lakmus. Jika kertas lakmus dicelupkan kedalam larutan asam maka akan berwarna merah, sedangkan jika kertas lakmus dicelupkan kedalam larutan basa maka akan berwarna biru.
Pada tahun 1884, Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam dan basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yang dihasilkan dalam air. Asam adalah senyawa yang melepaskan H+ atau H3O+ dalam air dan Basa adalah yang melepaskan OH-.
Secara kimia dapat dinyatakan :
Asam : HA + aq H+(aq) + A-(aq) Basa : BOH + aq B+(aq) + OH-(aq)
Tabel 8.1 Beberapa asam yang Umum
-Senyawa yang bereaksi dengan air dan menghasilkan OH -adalah oksida logam, contohnya Na2O, K2O, CaO, SrO dan BaO.
Na2O + H2O 2NaOH K2O + H2O 2KOH CaO + H2O Ca(OH)2 SrO + H2O Sr(OH)2 BaO + H2O Ba(OH)2
2. Garam
Garam adalah senyawa antara ion positif basa dengan ion negatif asam. Reaksi asam dengan basa disebut juga reaksi penggaraman.
Asam + Basa Garam + Air
Contoh garam yaitu: NaCl, K2SO4, BaC2O4, LiBr, CH3COOK, Sr(NO3)2 dsb.
B. pH Larutan Asam dan Basa Kesetimbangan Air
Air murni mengandung ion dalam jumlah kecil. Hal ini disebabkan oleh terjadinya reaksi asam basa sesama molekul air (autoionisasi) dan membentuk kesetimbangan:
H2O + H2O H3O+ + OH
-Bila H3O+ disederhanakan menjadi H+, maka kesetimbangan ditulis sebagai :
H2O H+ + OH
-dengan : Kc = [𝑯+] [𝑶𝑯−]
[𝑯𝟐𝑶]
derajat ionisasi (α) air sangat kecil, maka jumlah air yang terion dapat diabaikan sehingga konsentrasi air yang tidak terion dapat dianggap konstan, sehingga :
Kc [H2O] = Kw = [H+] [OH-]
Kw adalah konstanta ionisasi air. Pada suhu kamar (250C), [H+] = [OH-] dimana [H+] = 10-7 M dan [OH-] = 10-7 M, sehingga:
Kw = [H+] [OH-] Kw = 10-7 M x 10-7 M Kw = 10-14 M
Berdasarkan konsentrasi ion tersebut, larutan dapat dibagi tiga, yaitu:
b. larutan asam: [H+] > [OH-]
c. larutan netral: [H+] = [OH-] = 10-7 d. larutan basa: [H+] < [OH-]
Karena nilai [H+], [OH-] dan Kw sangat kecil maka biokimiawan Denmark mengajukan cara pengukuran yang lebih praktis yang disebut pH. pH suatu larutan didefinisikan sebagai logaritma negative dari konsentrasi tertentu ion hydrogen (dalam mol per liter):
pH = -log[H+]
pOH = -log[OH-]
pKw = -logKw
Pada suhu kamar (250C), air mempunyai : pH + pOH = pKw = 10-14
Tabel 8.2. menunjukkan kriteria untuk menentukan larutan bersifat asam, basa atau netral adalah sebagai berikut:
Tabel 8.2 Kriteria Larutan Asam, Basa dan Netral Jenis Larutan [H+] [OH-] pH pOH
Larutan asam >10-7 <10-7 <7 >7
Larutan netral 10-7 10-7 7 7
Larutan basa <10-7 >10-7 >7 <7
1. Larutan Asam dan Basa Kuat
Asam kuat adalah elektrolit kuat, akan terionisasi sempurna dalam air. Kebanyakan asam kuat adalah asam anorganik: asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO3), asam perklorat (HClO4), dan asam sulfat (H2SO4).
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) HNO3(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
HClO4(aq) H+(aq) + ClO4-(aq)
H2SO4(aq) H+(aq) + HSO4-(aq)
Basa kuat adalah semua elektrolit kuat yang terionisasi sempurna dalam air, yang mencakup hidroksida dari logam alkali dan logam alkali tanah tertentu, seperti NaOH, KOH, dan Ba(OH)2.
NaOH(s) Na+(aq) + OH-(aq)
KOH(s) K+(aq) + OH-(aq)
Ba(OH)2(s) Ba2+(aq) + 2OH-(aq) Tabel 8.3. memuat daftar dari beberapa pasangan asam basa konjugat dalam urutan berdasarkan kekuatannya.
Tabel 8.3 Kekuatan Relatif Pasangan Asam-Basa Konjugat
Contoh:
b. Langkah pertama cari dulu Molaritas (M) M = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛
Karena mol belum diketahui maka cari dulu jumlah mol NaOH: langkah kedua mencari nilai pOH :
NaOH →Na+ + OH-
= 1,61 200mL. hitunglah massa HBr yang terambil bila pH larutan = 2
Diketahui : Volume larutan = 200mL = 0,2 L pH = 2 Ditanya : massa HBr
Jawab :
a) Dari nilai pH, kita bias menentukan nilai konsentrasi H+ / [H+]
pH = -log[H+] 2 = -log[H+]
[H+] = 10-2 M = 0,01M
b) Dari nilai konsentrasi,kita bias menentukan jumlah mol, sehingga kita bias menentukan massa dari HBr M = 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐵𝑟 c) Sehingga massa HBr adalah:
Mol HBr = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐻𝐵𝑟
Bila konsentrasi asam atau basa sangat kecil, yaitu mendekati atau lebih kecil dari 10-7, maka [H+] atau [OH-] dari air tidak dapat diabaikan, maka untuk mencari [H+] dan [OH-] dapat dihitung dengan :
[H+] = 𝒄𝒂±√𝒄𝒂
𝟐+𝟒 𝑲𝒘
𝟐 [OH-] = 𝒄𝒃±√𝒄𝒃
𝟐+𝟒 𝑲𝒘 𝟐
2. Larutan Asam dan Basa Lemah
Asam lemah adalah asam yang terionisasi hanya sedikit di dalam air (elektrolit lemah). Contoh: HF, CH3COOH, dan ion NH4+.
Basa lemah adalah basa yang terionisasi hanya sedikit di dalam air (elektrolit lemah). Contoh: NH3 (ammonia).
Untuk mencari nilai konsentrasi H+ dan konsentrasi OH-, maka digunakan :
[H+] = √𝑲𝒂𝑪𝒂 [OH-] = √𝑲𝒃𝑪𝒃
BAB IX TERMODINAMIKA
A. Pengertian Termodinamika
Termodinamika merupakan ilmu yang mempelajari perubahan antar kalor dan bentuk-bentuk energi lain.
1. Sistem dan Lingkungan
Sistem adalah bagian tertentu dari alam yang menjadi pusat perhatian untuk dipelajari. Disamping sistem ada lingkungan. Lingkungan adalah segala sesuatu yang berada di luar sistem. Jika kita ingin mempelajari reaksi kimia dalam tabung reaksi, maka zat kimia yang ada dalam tabung disebut sistem, sedangkan yang di luar zat kimia termasuk tabung reaksi dan udara di atas permukaannya adalah lingkungan.
2. Dinding dan Sistem
Batas antara sistem dan lingkungan disebut dinding yang bersifat diatermal (tembus energi) atau adiatermal (tidak tembus energi). Akibatnya ada sistem terbuka, tertutup dan tersekat (terisolasi).
Sistem terbuka adalah sistem yang dapat mengadakan pertukaran materi dan energi dengan lingkungannya. Contoh:
sistem terbuka dapat terdiri dari sejumlah air dalam wadah terbuka, seperti ditunjukkan dalam gambar 9. 1a. jika kita tutup botol itu, seperti gambar 9. 1b sedemikian rupa sehingga tidak ada uap air yang dapat lepas dari atau mengembun ke wadah, maka kita menciptakan sistem tertutup. Sistem tertutup mempunyai dinding diatermal sehingga hanya terjadi pertukaran energi. Dengan menempatkan air dalam wadah yang disekat seluruhnya, maka membuat sistem terisolasi. Sistem terisolasi tidak
mengadakan pertukaran materi dan energi dengan lingkungan karena mempunyai dinding adiatermal, seperti gambar 9.1.
Gambar 9.1 Tiga sistem yang diwakili oleh air dalam botol
(a) sistem terbuka, yang memungkinkan pertukaran energi maupun massa dengan lingkungan; (b) sistem tertutup, yang memungkinkan pertukaran energi tetapi bukan massanya;
dan (c) sistem terisolasi, yang tidak memungkinkan pertukaran energi maupun massa (disini botol ditutup oleh pelapis hampa)
3. Keadaan Setimbang
Sistem disebut dalam keadaan setimbang jika tidak terjadi perubahan yang berarti antara sistem dengan lingkungannya, bila keduanya mengadakan kontak satu sama lain.
Kesetimbangan ada tiga macam, yaitu : a. Kesetimbangan Mekanik
Merupakan sistem yang tidak mempunyai energi mekanik, karena resultan gaya terhadap sistemnya nol. Contohnya, sebuah pompa yang pistonnya diam karena tekanan gas dalam pompa sama dengan tekanan luar.
b. Kesetimbangan Termal
Terjadi bila energi yang masuk dan yang keluar sistem sama jumlahnya dalam saat bersamaan. Hal ini terjadi jika suatu sistem dan lingkungan sama.
c. Kesetimbangan listrik
Keadaan sistem dan lingkungan yang mempunyai potensial listrik yang sama sehingga tidak terjadi perpindahan muatan.
4. Kerja, Kalor dan Energi Listrik
Sistem yang tidak setimbang dengan lingkungannya cenderung berubah untuk mencapai kesetimbangan. Bentuk perubahan yang terjadi bergantung pada jenis sistem dan lingkungan, mungkin terjadi kerja, perpindahan kalor, atau menimbulkan arus listrik.
a. Kerja
Kerja yang akan dibahas adalah kerja mekanik. Contoh yang berguna tentang kerja mekanik adalah pemuaian gas (Gambar 9. 2). Suatu gas yang berada dalam tabung yang tertutup piston yang dapat bergerak tapi tidak mempunyai berat dan gesekan, pada suhu, tekanan dan volume tertentu.
Ketika memuai, gas tersebut mendorong piston ke atas melawan tekanan atmosfer luar P. Perpindahan piston menghasilkan energi yang disebut kerja volume. Nilai kerja bergantung pada besarnya penambahan volume dan tekanan udara luar. Kerja yang dilakukan oleh gas pada lingkungan adalah :
w = -P∆V
dengan ∆V, perubahan volume. Tanda minus pada persamaan dibuat agar mengikuti kesepakatan untuk w. Untuk pemuaian gas ∆V > 0, sehingga -P∆V bernilai negatif, sedangkan untuk pemampatan gas ∆V < 0 sehingga -P∆V bernilai positif.
Menurut persamaan, satuan untuk kerja yang dilakukan oleh atau pada suatu gas adalah liter atmosfer. Untuk menyatakan kerja yang dilakukan dalam satuan yang lebih dikenal, yaitu Joule; 1 L atm = 101,3 Joule
Gambar 9.2 Pemuaian gas melawan tekanan luar konstan Gas itu terdapat dalam silinder yang tertutup piston yang dapat bergerak dan tidak bermassa. Kerja yang dilakukan dirumuskan oleh -P∆V
b. Kalor
Kalor adalah energi mekanik akibat gerakan partikel materi dan dapat pindah dari satu tempat ke tempat lain.
Jika sistem mempunyai dinding diatermal (tembus energi) dan suhunya lebih tinggi dari lingkungan maka kalor akan keluar sistem. Sebaliknya jika suhu lingkungan lebih tinggi, kalor akan mengalir ke sistem.
c. Energi Listrik
Bila sistem diberi beda potensial dari lingkungannya akan mengakibatkan listrik mengalir ke dalamnya atau diberi energi listrik. Sebaliknya, bila dalam sistem terdapat beda potensial maka sistem dapat memberikan energi listrik ke lingkungan.
B. Hukum Pertama Termodinamika 1. Energi Dalam
Setiap sistem mempunyai energi karena partikel-partikel materi (padat, cair atau gas) selalu bergerak acak dan beraneka ragam. Disamping itu, dapat terjadi perpindahan tingkat energi elektron dalam atom atau molekul. Setiap gerakan dipengaruhi oleh banyak faktor dan dapat berubah bentuk bila saling bertumbukan.
Akibatnya besar energi gerakan satu partikel akan berbeda dengan yang lain. Jumlah total energi semua partikel dalam sistem disebut energi dalam (U) karena itu nilai mutlak U tidak dapat dihitung.
Bila sistem mengalami peristiwa, akan mengubah energi dalam, misalnya dari U1 (keadaan awal) menjadi U2 (keadaan akhir). Walaupun nilai mutlak U1 dan U2 tidak diketahui, perubahannya dapat diketahui dari perubahan suhu sistem.
Jika suhu naik menandakan gerakan partikel lebih cepat dan berarti energi dalam bertambah. Sebaliknya jika suhu turun berarti energi dalam berkurang.
2. Rumusan Hukum Pertama Termodinamika
Hukum pertama termodinamika menyatakan hubungan energi sistem dengan lingkungan. Jika sistem kemasukan energi, berarti lingkungan kehilangan energi, dan sebaliknya, jika lingkungan kemasukan energi maka sistem kehilangan energi dengan jumlah yang sama.
Sebuah pompa bila dipanaskan akan menyebabkan suhu gas dalam pompa naik dan volumenya bertambah. Berarti energi dalam gas bertambah dan sistem melakukan kerja.
Dengan kata lain, kalor (q) yang diberikan kepada sistem sebagian disimpan sebagai energi dalam (∆U) dan sebagian lagi diubah menjadi kerja (w).
q = ∆U – w atau ∆U = q + w Persamaan di atas merupakan rumusan hukum pertama termodinamika. Hukum pertama termodinamika didasarkan pada Hukum Kekekalan Energi yang menyatakan : “Energi
q = ∆U – w atau ∆U = q + w Persamaan di atas merupakan rumusan hukum pertama termodinamika. Hukum pertama termodinamika didasarkan pada Hukum Kekekalan Energi yang menyatakan : “Energi