Larutan Asam dan Basa Lemah - pH Larutan Asam dan Basa

BAB VIII ASAM DAN BASA

B. pH Larutan Asam dan Basa

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⁺] = √𝑲_𝒂𝑪_𝒂 [OH^-] = √𝑲_𝒃𝑪_𝒃

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 tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain” atau “ Energi alam semesta adalah konstan”.

Agar tidak keliru dalam menggunakan rumus di atas, perlu ditetapkan perjanjian:

3. Kalor (q)

Bertanda (+), jika kalor masuk sistem/ proses penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem (proses endotermik).

Bertanda (-), jika kalor keluar sistem/ proses melepaskan kalor dari sistem ke lingkungan (proses eksotermik).

4. Kerja (w)

Bertanda (+), jika kerja dilakukan oleh lingkungan/proses pemampatan gas (kompresi).

Bertanda (-), jika kerja dilakukan oleh sistem/ proses pemuaian gas (ekspansi).

5. Kerja dihitung dengan rumus : w = -P∆V tekanan konstan. Hitunglah kerja yang dilakukan gas jika gas itu memuai terhadap ruang hampa!

Jawab :

Ruang hampa, berarti tekanan luar nol maka w adalah : w = -P∆V

= - 0 atm (6 L – 2 L)

= 0 L atm Contoh :

0,5 mol gas (2,5 atm, 50⁰C) berekspansi menentang udara luar (1 atm) sehingga suhu menjadi 75⁰C. Tentukan :

a. Kerja (w) untuk mencari volume diperlukan persamaan gas ideal dengan rumus:

Jika dijadikan dalam satuan Joule, maka : w = -8,97 L atm x 101,3 J L^-1 atm^-1

= -908,6 Joule

b. ∆U = q + w akibatnya energi dalam tetap (∆U = 0). Dengan demikian persamaan menjadi : q = -w. Artinya kalor yang diberikan kepada sistem semuanya di ubah menjadi kerja.

b. Proses isovolum

Proses yang tidak mengalami perubahan volume (∆V = 0), akibatnya sistem tidak melakukan kerja (w = 0), sehingga persamaan menjadi : q = ∆U. Artinya semua kalor yang masuk sistem disimpan sebagai energi dalam.

c. Proses adiabatik

Proses yang tidak menyerap atau melepaskan kalor (q = 0), sehingga persamaan menjadi : ∆U = w. Artinya energi dalam sistem dipakai untuk menghasilkan kerja.

C. Entalpi

Sebuah pompa berisi gas yang mula-mula stabil (Pin = Pex) dan kemudian diberi kalor sebesar q, secara perlahan akan terjadi ekspansi. Karena piston dapat bergerak bebas, maka tekanan gas dalam pompa (Pin) selalu sama dengan tekanan luar (Pex) sehingga w = -Pex(V2-V1) = -Pin(V2-V1).

Sesuai dengan hukum pertama : qp = ∆U + P∆V

qp adalah kalor yang masuk atau keluar sistem pada tekanan luar (dalam) yang tetap. Persamaan menunjukkan bahwa nilai qp bergantung pada U, P, dan V keadaaan awal dan akhir. U

dan PV adalah energi, akibatnya U + PV juga energi. Berarti, dalam sistem ada kuantitas energi lain yang disebut entalpi (H) : H = U + PV

Jika sistem mengalami perubahan maka entalpi juga demikian : tekanan luar yang tetap sama dengan perubahan entalpinya”.

Perubahan entalpi ∆H adalah suatu ukuran kalor reaksi pada tekanan tetap. Perubahan entalpi (∆H) sistem bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir. Akhirnya ada kemungkinan : suhu sistem tetap disebut ekspansi isotermal. Perubahan energi proses ini adalah : ∆H = ∆U + P∆V. Karena proses isotermal maka ∆U = 0. Sehingga persamaan perubahan entalpi jika sistem berekspansi isotermal menjadi ∆H = P∆V.

Jadi, ∆H dapat dihitung dari perkalian tekanan luar dengan perubahan volume.

2. Peralihan Wujud

Peralihan wujud merupakan proses isotermal, karena berlangsung pada suhu tetap, contohnya penguapan air.

Penguapan air adalah perubahan air menjadi uap air pada suhu 100⁰C atau

Nilai ∆H ini tidak dapat dihitung, tetapi dapat diukur dengan percobaan. Hasil pengukuran terhadap suatu zat akan mempunyai nilai tertentu yang disebut Kalor Penguapan (∆Hvap). Kalor penguapan merupakan energi yang diperlukan untuk menguapkan 1 mol zat pada titik didihnya (Tabel 9.1.).

Kalor yang diperlukan untuk menguapkan sejumlah zat tergantung pada mol zat dan kalor penguapannya.

q = n ∆Hvap

Tabel 9.1 Kalor penguapan dan titik didih beberapa unsur dan senyawa

3. Kapasitas Kalor

Perubahan entalpi untuk proses yang tidak isotermal memerlukan perhitungan lain, yaitu dengan kapasitas kalor.

Kapasitas kalor (C) adalah jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sistem satu derajat atau C = ^𝑑𝑞

𝑑𝑇

Jika tekanan luar konstan maka qp = ∆H, dan bila proses isovolum maka qv = ∆H. Jadi, ada dua macam kapasitas kalor, yaitu :

a. Pada tekanan tetap Cp = (^𝑑𝐻

𝑑𝑇)p (JK^-1) b. Pada volume tetap Cp = (^𝑑𝑈

𝑑𝑇)v (JK^-1)

Dalam perhitungan sering diperlukan nilai kapasitas kalor tiap mol zat yang disebut Kapasitas Kalor Molar yaitu :

Cp = ^𝐶𝑝

𝑛 (JK^-1 mol^-1) Cv = ^𝐶𝑣

𝑛 (JK^-1 mol^-1)

nilai cp dan cv mempunyai hubungan : cp – cv = R dengan R adalah tetpan gas ideal (8,314 J mol^-1 K^-1). Nilai cp suatu zat dapat diukur dengan percobaan di laboratorium (Tabel 9.2).

Suatu sistem yang mengalami perubahan suhu pada tekanan tetap akan disertai oleh pemasukan atau pengeluaran kalor. Besarnya kalor dapat dihitung dari jumlah mol dan perbedaan suhu.

Pada tekanan tetap: q = ∆H = ncp ( T2 – T1) Pada proses isovolum :q = ∆U = ncv ( T2 – T1)

Tabel 9.2 Kapasitas kalor molar (cp) beberapa zat

BAB X TERMOKIMIA

Penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia disebut termokimia, yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia. Reaksi kimia termasuk proses isothermal dan bila dilakukan di udara terbuka maka kalor reaksi.

qp = ∆H

akibatnya, kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi:

q = ∆Hreaksi = Hhasil reaksi – Hpereaksi

Supaya terdapat keragaman harus ditetapkan keadaan standar, yaitu 25⁰C dan tekanan 1 atm. Dengan demikian, perhitungan termokimia pada keadaan standar yaitu, contoh:

AB + CD AC + BD ∆H⁰ = x kJ mol^-1

∆H⁰ adalah lambang (notasi) perubahan entalpi reaksi pada keadaan standar.

A. Jenis-Jenis Kalor

Ditinjau dari jenis reaksi, terdapat 4 jenis kalor sebagai berikut :

1. Kalor Pembentukan

Kalor pembentukan merupakan kalor yang menyertai pembentukan 1 mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya.

Contoh: ammonia (NH3) harus dibuat dari gas nitrogen dan hidrogen, sehingga reaksinya :

Karena NH₃ harus 1 mol maka koefisien reaksi nitrogen dan hydrogen boleh dituliskan sebagai pecahan. Energi yang dilepaskan sebesar 46 kJ mol^-1 disebut kalor pembentukan

ammonia (∆H⁰ NH₃).

Contoh lain: C(s) + O2(g) CO2(g) ∆Hf0 = -394kJ mol^-1 Berarti ∆H⁰ CO₂ = -394 kJ mol^-1

2. Kalor Penguraian

Kalor penguraian adalah kalor yang menyertai penguraian 1 mol senyawa langsung menjadi unsur-unsurnya.

Contoh:

3. Kalor Penetralan

Kalor penetralan adalah kalor yang menyertai pembentukan 1 mol air dari reaksi penetralan (asam dan basa).

Contoh :

4. Kalor Reaksi

Kalor reaksi merupakan kalor yang menyertai suatu reaksi dengan koefisien yang paling sederhana.

Contoh :

B. Kalor Reaksi

Kalor reaksi dapat ditentukan dengan percobaan laboratorium atau dengan perhitungan. Dengan perhitungan ada tiga cara yaitu :

1. Hukum Hess

Walaupun ada alat untuk mengukur kalor reaksi, tetapi ada reaksi yang berlangsung terlalu cepat atau lambat sehingga sulit diukur. Disamping itu, ada reaksi yang tidak terjadi tetapi kita ingin mengetahui kalor reaksinya. Masalah ini dapat dipecahkan dengan menggunakan Hukum Hess yang menyatakan : “kalor yang menyertai reaksi tidak bergantung pada jalan yang ditempuh, tetapi hanya pada keadaan awal dan akhir”.

2. Kalor Pembentukan Standar

Suatu senyawa dapat dibuat langsung dari unsur-unsurnya. Kalornya disebut kalor pembentukan dan dapat ditentukan dengan percobaan. Kalor ini merupakan selisih entalpi senyawa dengan unsur-unsur pembentuknya. “kalor pembentukan unsur bebas pada suhu 25⁰C dan tekanan 1 atm adalah nol”.

Suhu 25⁰C dan tekanan 1 atm dipilih sebagai keadaan standar karena dianggap merupakan kondisi yang umum dari permukaan bumi. Kondisi ini harus dinyatakan mengingat entalpi sistem dipengaruhi oleh suhu dan tekanan.

Sesuai dengan perjanjian, maka ∆H pembentukan unsur pada keadaan standar adalah nol, dengan wujud yang sesuai pada keadaan itu.

Contoh : ∆H⁰f Fe(s) = 0; ∆H⁰f Hg(l) = 0; ∆H⁰f H2(g) = 0;

∆H⁰f N2(g) = 0

Notasi nol kecil (0) diatas ∆H melambangkan nilai entalpi pada keadaan standar. Berdasarkan perjanjian di atas, kita dapat menentukan kalor pembentukan (∆H⁰f) senyawa dari data hasil percobaan.

Tabel 10.1 Kalor Pembentukan Standar Zat Kimia (25⁰C, 1 atm)

3. Energi Ikatan

Kalor reaksi juga dapat diperkirakan dari data energy ikatan pereaksi dan hasil reaksi. Energi ikatan adalah energi rata-rata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar dua atom dalam senyawa. Data dari Tabel 10.2. dipakai untuk menghitung energi pengatoman senyawa (∆H⁰atom) yaitu energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan dalam senyawa (dalam keadaan gas) menjadi atom-atomnya.

Tabel 10.2 Energi Ikatan

Contoh energi pengatoman H₂O, CH₄, dan C₃H₆: a. H2O

∆H⁰atom = 2(O – H)

= 2(463)kJ mol^-1

= 926 kJ mol^-1 b. CH4

∆H⁰atom = 4(C – H)

= 4(415)kJ mol^-1

= 1660 kJ mol^-1 c. C3H6

∆H⁰atom = 6(C – H) + 1(C – C) + 1(C=C)

= 6(415) + 1(348) + 1(607)

= 3445 kJ mol^-1

Jika zat yang terlibat dalam reaksi berupa unsur bebas, maka dipakai data energi pengatoman unsur (∆H⁰ atom) seperti Tabel 10.3. Energi pengatoman unsur adalah energy yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar atom dalam unsur (dalam suhu kamar) sehingga menjadi atom-atom bebas.

Tabel 10.3 Energi Pengatoman Beberapa Unsur

Proses pengatoman bersifat endotermik, karena diperlukan energi untuk memutuskan ikatan. Dalam reaksi terjadi pemutusan ikatan pereaksi dan pembentukan ikatan hasil reaksi. Dengan kata lain, pengatoman pereaksi membutuhkan energi, sedangkan pengatoman hasil reaksi melepaskan energi.

Energi pengatoman pereaksi = energi yang dibutuhkan Energi pengatoman hasil reaksi = energi yang dilepaskan Sehingga ∆H (kalor reaksi) adalah perbedaan energy yang dibutuhkan dengan energi yang dilepaskan.

∆H = Energi Pengatoman pereaksi – Energi Pengatoman hasil reaksi Menghitung kalor reaksi dengan data ikatan akan mudah bila zat yang terlibat dalam reaksi adalah senyawa berwujud gas atau unsur. Hal ini disebabkan oleh energi pengatoman senyawa dihitung dalam keadaan gas, sedangkan energi pengatoman unsur dihitung dalam wujudnya pada suhu kamar.

Jika senyawa dalam reaksi berwujud cair atau padat, maka di ubah menjadi gas. Energy yang diperlukan dihitung dari data kalor penguapan (∆Hvap) dan kalor sublimasi (∆Hsub).

BAB XI KIMIA ORGANIK

Senyawa organik adalah senyawa yang terdapat dalam organisme yang sangat bervarisi jumlah atom dan strukturnya. Setiap senyawa organik mengandung karbon sebagai unsur utama. Dalam bab ini akan membahas senyawa organik dimulai dari keistimewaan unsur karbon dan cara menuliskan rumus senyawa organik. Kemudian dilanjutkan dengan senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa yang mengandung hidrogen dan karbon. Pembahasan diarahkan pada penggolongan, tata nama dan isomernya.

A. Pengertian Kimia Organik

Senyawa organik berasal dari organisme atau makhluk hidup, karena pada awalnya diduga hanya dapat dibuat oleh organisme. Tahun 1828, Friedrich Wholer berhasil mensintesis urea (senyawa organik) dari amonium sianat (senyawa anorganik).

Sejak itu, banyak dilakukan percobaan untuk membuat senyawa organik. Ternyata senyawa organik selalu mengandung paling sedikit satu atom karbon. Salah satu kekhasan senyawa organik adalah mempunyai rumus dan struktur molekul yang beranekaragam, tergantung pada jumlah atom C (karbon)-nya. Jadi, senyawa organik adalah senyawa yang strukturnya terutama ditentukan oleh atom karbon yang saling berikatan.

1. Keistimewaan Atom Karbon

Keanekaragaman senyawa organik muncul karena keistimewaan atom karbon (C) yang tidak dimiliki oleh atom lainnya. Keistimewaan itu adalah :

a. Atom C dengan elektron valensi empat, sehingga dapat membuat empat ikatan kovalen tunggal yang cukup kuat dengan atom lain, seperti CH4, CCl4, CH3Cl dengan struktur tetrahedral.

Gambar 11.1 Struktur CH4, CCl₄ dan CH3Cl

b. Satu atom C dapat berikatan kovalen dengan atom C lainnya, dan dapat pula sambung-menyambung membentuk suatu rantai karbon contoh C2H6 dan C5H12.

Sehingga jumlah atom C dalam senyawa organik sangat bervariasi, mulai dari 1 sampai tak hingga.

c. Rantai karbon dalam senyawa organik dapat berupa rantai lurus, bercabang, dan melingkar (siklik).

Contoh :

d. Antara dua atom C yang berdekatan dapat terbentuk ikatan rangkap dua atau tiga seperti pada C3H6, dan C3H4.

e. Atom karbon dapat membentuk ikatan kovalen dengan atom elektronegatif lainnya seperti O, S, N, dan Halogen (F, Cl, Br, dan I).

Contoh :

2. Rumus Senyawa Organik

Secara umum, senyawa kimia mempunyai tiga macam rumus kimia, yaitu (1) rumus molekul, (2) rumus empiris, dan (3) struktur molekul. Untuk menyatakan suatu senyawa organik tidak cukup hanya dengan rumus empiris dan rumus molekul, tetapi juga diperlukan struktur molekulnya, karena suatu senyawa organik mempunyai rantai karbon yang bervariasi, ada yang lurus, bercabang, dan melingkar, serta mempunyai ikatan tunggal dan rangkap dua atau tiga. Letak cabang, ikatan rangkap, dan bentuk rantai, tidak dapat ditunjukkan oleh rumus molekulnya.

Untuk menggambarkan kedudukan atom dalam ruang (tiga dimensi) cukup sulit pada kertas (berdimensi dua). Oleh karena itu digunakan tiga jenis rumus, yaitu (1) rumus dimensional, (2) rumus bola pasak, dan (3) proyeksi newman.

Berikut ini adalah contoh konformasi (penataan dalam ruang

secara berlain – lainan) dari etana.

Jumlah ikatan kovalen suatu atom bergantung pada jumlah elektron yang belum berpasangan, seperti :

B. Hidrokarbon

Suatu senyawa yang mengandung unsur karbon dan hidrogen disebut hidrokarbon. Senyawa ini terdiri atas senyawa hidrokarbon alifatik dan aromatik. Hidrokarbon alifatik adalah senyawa hidrokarbon yang tidak mengandung inti benzena, baik dalam senyawa yang berantai lurus dan bercabang, maupun siklik. Hidrokarbon aromatik adalah senyawa hidrokarbon yang mengandung inti benzena, yaitu rantai enam karbon yang melingkar tetapi stabil.

Hidrokarbon alifatik yang tidak mengandung ikatan rangkap disebut hidrokarbon jenuh (alkana), dan yang mengandung ikatan rangkap disebut hidrokarbon tak jenuh (alkena dan alkuna), serta hidrokarbon siklik yang jenuh disebut sikloalkana.

C. Alkana

Alkana merupakan senyawa hidrokarbon jenuh, semua atom karbon dalam alkana mempunyai empat ikatan tunggal dan tidak ada pasangan elektron bebas. Semua elektron terikat kuat oleh kedua atom. Akibatnya, senyawa ini cukup stabil dan disebut juga parafin yang berarti kurang reaktif.

1. Rumus Molekul Alkana

Tabel 11.1 Beberapa senyawa alkana

Perhatikan jumlah atom C dan atom H pada tabel, bertambah secara teratur yaitu sebanyak CH2.

CH4 + CH2 = C2H6 C₂H₆ + CH2= C₃H₈

C₃H₈ + CH2= C₄H₁₀ ... dst

Jika diperhatikan, pertambahan sebesar CH₂ ini seperti sebuah deret. Sehingga pertambahan jumlah atom C dan atom H yang teratur ini dinamakan deret homolog alkana.

Dari deret homolog ini kita peroleh : Jika atom C = 1, maka atom H = 4 Jika atom C = 2, maka atom H = 6 Jika atom C = 3, maka atom H = 8 Jika atom C = n, maka atom H = Un

Dalam deret aritmatika Un merupakan suku ke-n dengan rumusan matematikanya :

Un = a + (n - 1)b Misal : a = U1 = suku pertama = 4

b = beda antar suku = U2 – U1 = 6 - 4 = 2 maka, Un = 4 + (n - 1) 2 = 4 + 2n – 2 = 2 + 2n

dari perhitungan di atas, jika atom C = n, maka atom H = 2 + 2n. Jadi rumus umum golongan alkana adalah CnH2n+2.

2. Sifat Fisika Alkana Perhatikan tabel berikut ini:

Tabel 11.2 Sifat – Sifat Fisika Beberapa Senyawa Alkana

Alkana adalah senyawa nonpolar. Akibatnya, gaya tarik antar molekul lemah. Alkana rantai lurus sampai dengan butana berwujud gas pada suhu kamar, sementara alkana C5 sampai C17 berwujud cair, dan alkana C18 atau lebih berwujud padat. Berdasarkan dari tabel di atas, semakin besar Mr maka harga titik didih akan semakin besar.

Kenaikan titik didih ini pada hakikatnya disebabkan oleh membesarnya gaya tarik van der waals antara molekul yang makin panjang. Sementara itu, cabang dalam hidrokarbon akan menurunkan titik didih karena cabang dapat mengganggu gaya tarik van der waals antara molekul- molekul pada fase padat.

3. Sifat Kimia Alkana

Umumnya alkana dan sikloalkana tidak bereaksi dengan asam kuat, basa, dan zat pengoksidasi atau pereduksi, karena alkana bersifat kurang reaktif. Ada dua reaksi pada alkana yang akan dibahas pada pokok bahasan ini, yaitu reaksi alkana dengan halogen dan reaksi pembakaran.

4. Halogenasi

5. Pembakaran

Pembakaran adalah reaksi cepat suatu senyawa dengan oksigen. Pembakaran disertai dengan pembebasan kalor (panas) dan cahaya. Pembakaran ada dua jenis yaitu

pembakaran sempurna dan pembakaran tak sempurna.

Pembakaran sempurna adalah pengubahan suatu senyawa menjadi CO₂ dan H2O. Sedangkan pembakaran tidak sempurna menghasilkan karbon monoksida dan uap air.

Energi yang dibebaskan bila suatu senyawa teroksidasi sempurna menjadi CO₂ dan H2O disebut kalor pembakaran

∆H. Harga kalor pembakaran tergantung pada banyaknya hidrogen dan karbon dalam suatu molekul.

6. Isomer alkana

Dalam senyawa karbon, satu rumus molekul bisa mempunyai banyak struktur molekul dengan sifat-sifat yang berbeda.

Perhatikan contoh berikut : a. Rumus molekul C4H10

Struktur molekul :

Ada 2 buah isomer dari rumus molekul C4H10.

b. Rumus molekul C₆H₁₄ Struktur molekul :

Jumlah isomer C6H14 sebanyak 5 buah.

Isomer adalah suatu senyawa yang mepunyai rumus molekul sama tetapi struktur molekul berbeda. Makin banyak atom C maka makin banyak jumlah isomer senyawa tersebut.

Dalam dokumen BAHAN AJAR KIMIA UMUM (Halaman 143-0)