Kimia. Kimia. Umum. Umum. Hisar Marulitua Manurung, M.Pd

Kimia Umum

Kimia

Umum

Hisar Marulitua Manurung, M.Pd

Perkumpulan Rumah Cemerlang Indonesia Pondok Karisma Residence

Jalan Raflesia VI D.151

Kimia

Umum

KIMIA UMUM

KIMIA UMUM

Hisar Marulitua Manurung, M.Pd

KIMIA UMUM

© Penerbit Perkumpulan Rumah Cemerlang Indonesia (PRCI) Penulis:

Hisar Marulitua Manurung, M.Pd Editor: Juni Agus Simaremare, S.Pd., M.Si Cetakan Pertama: Januari 2022 Cover: Rusli Tata Letak: Tim Kreatif PRCI

Hak Cipta 2022, pada Penulis. Diterbitkan pertama kali oleh:

Perkumpulan Rumah Cemerlang Indonesia ANGGOTA IKAPI JAWA BARAT Pondok Karisma Residence Jalan Raflesia VI D.151 Panglayungan, Cipedes Tasikmalaya – 085223186009 Website: www.rcipress.rcipublisher.org E-mail: rumahcemerlangindonesia@gmail.com Copyright © 2021 by Perkumpulan Rumah Cemerlang Indonesia All Right Reserved - Cet. I –: Perkumpulan Rumah Cemerlang Indonesia, 2022

; 14,8 x 21 cm ISBN: 978-623-5847-86-3 Hak cipta dilindungi undang-undang Dilarang memperbanyak buku ini dalam bentuk dan dengan cara apapun tanpa izin tertulis dari penulis dan penerbit Undang-undang No.19 Tahun 2002 Tentang Hak Cipta Pasal 72

Undang-undang No.19 Tahun 2002 Tentang Hak Cipta Pasal 72

Barang siapa dengan sengaja melanggar dan tanpa hak melakukan perbuatan sebagaimana dimaksud dalam pasal ayat (1) atau pasal 49 ayat (1) dan ayat (2) dipidana dengan pidana

penjara masing-masing paling sedikit 1 (satu) bulan dan/atau denda paling sedikit Rp.1.000.000,00 (satu juta rupiah), atau pidana penjara paling lama 7 (tujuh) tahun dan/atau

denda paling banyak Rp.5.000.000.000,00 (lima miliar rupiah).

Barang siapa dengan sengaja menyiarkan, memamerkan, mengedarkan, atau menjual kepada umum suatu ciptaan atau barang hasil pelanggaran hak cipta terkait sebagai dimaksud pada ayat (1) dipidana dengan pidana penjara paling lama 5 (lima) tahun dan/atau denda paling

banyak Rp.500.000.000,00 (lima ratus juta rupiah).

KATA PENGANTAR

Puji syukur kami panjatkan kepada Tuhan yang telah memberikan rahmat serta karunia-Nya kepada kami sehingga kami berhasil menyelesaikan Buku dengan judul Kimia Umum sesuai yang ditargetkan. Buku ini berisikan tentang hal-hal mengenai kimia umum, pembahasan yang ada dalam buku ini membahas dari hal yang mendasar hingga ke pembahasan yang mendalam terkait kimia umum. Kami menyadari bahwa Buku ini masih jauh dari sempurna, oleh karena itu kritik dan saran dari semua pihak yang bersifat membangun selalu kami harapkan demi kesempurnaan buku ini.

Akhir kata, kami sampaikan terima kasih kepada semua pihak yang telah berperan serta dalam penyusunan Buku ini dari awal sampai akhir. Semoga Tuhan senantiasa meridhoi segala usaha kita. Amin.

Januari 2022 Penulis

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR ... i

DAFTAR ISI ...ii

DAFTAR TABEL ... iv

DAFTAR GAMBAR ... v

BAB I “RADIOKIMIA” ...1

A. Unsur - Unsur Radioaktif ...1

B. Peluruhan Radioaktif ...3

C. Penggunaan Unsur Radioaktif ...5

BAB II “KESETIMBANGAN KIMIA” ...7

A. Definisi Kesetimbangan Kimia ...7

B. Reaksi Searah Dan Bolak Balik ...7

C. Keadaan Kesetimbangan ... 10

D. Pergeseran Kesetimbangan ... 11

E. Ketetapan Kesetimbangan ... 16

BAB III “LARUTAN” ... 23

A. Defenisi Larutan ... 23

B. Jenis-Jenis Larutan ... 24

C. Sifat Koligatif Larutan ... 29

D. Teori Asam Basa ... 44

E. Derajad Keasaman ... 54

F. Titrasi Dan Titik Ekivalen ... 55

G. Kelarutan Dan Hasil Kali Kelarutan ... 58

BAB IV “REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA” ... 63

A. Pengertian Reaksi Redoks ... 63

B. Oksidator Dan Reduktor ... 64

C. Reaksi Penggantian ... 66

D. Reaksi Redoks Dalam Industri ... 67

E. Reaksi Redoks Dalam Biologi ... 67

F. Siklus Redoks ... 69

G. Pengertian Sel Elektrokimia ... 71

H. Sel Volta ... 72

I. Sel Elektrolisis ... 74

J. Persamaan Sel Volta Dengan Sel Elektrolisis ... 75

K. Hukum Faraday ... 76

L. Penggunaan Sel Volta Dan Sel Elektrolisis ... 77

M. Korosi ... 78

BAB V “KIMIA ORGANIK” ... 83

A. Pengertian Gugus Fungsi ... 83

B. Alkohol ... 85

C. Eter (Metoksi) ... 92

D. Aldehid (Alkanal) ... 94

E. Keton (Alkanon) ... 97

F. Ester (Alkil Alkanoat) ... 104

G. Haloalkana (Alkil Halida) ... 107

H. Senyawa Aromatik Dan Turunannya ... 110

I. Kegunaan Senyawa Benzena Dan Turunannya ... 119

BAB VI “BIOMOLEKUL SEL” ... 125

A. Karbohidrat ... 125

B. Protein ... 128

C. Asam Nukleat/Lemak ... 132

DAFTAR TABEL

Tabel 1. 1 Partikel Dasar Penyusun Inti ...4 Tabel 3. 1 Nilai Kb Berbagai Pelarut ... 39 Tabel 3. 2 Nilai Kf Berbagai Pelarut ... 41

DAFTAR GAMBAR

gambar 3. 1 Sifat Koligatif Berbagai Senyawa ... 33

Gambar 3. 2 Penurunan Tekanan Uap Larutan Glukosa ... 34

Gambar 3. 3 Air Mendidih... 37

Gambar 3. 4 Ilustrasi Titik Beku ... 40

Gambar 3. 5 Skala Ph ... 54

Gambar 3. 6 Peralatan Titrasi ... 58

BAB I

“RADIOKIMIA”

A. Unsur - Unsur Radioaktif

Unsur-unsur yang ada di alam ada yang bersifat radioaktif, yaitu dapat meluruh dengan sendirinya. Peluruhan yang dilakukan oleh unsur radioaktif disertai dengan pemancaran sinar-sinar tertentu. Sifat-sifat tersebut biasanya dimiliki oleh uusur-unsur dengan massa atom relatif di atas 207. Cabang kimia yang mempelajari tentang susunan dan struktur atom dari unsur radioaktif, pengolahannya dan cara kerja pengolahan tersebut adalah radiokimia. Isotop tak stabil suatu unsur yang dapat meluruh dengan sendirinya (serta merta) dengan memancarkan sinar tertentu disebut radioisotop atau isotop radioaktif, sedangkan isotop yang tidak radioaktif disebut isotop stabil.

Tokoh-tokoh penemu zat radioaktif:

W. C. Rontgen : Penemu sinar X (sinar Rontgen) H. Bacuerel : Penemu Uranium

P. Curie dan M. Curie : Penemu Polonium dan Radium Sinar-sinar Radioaktif

Radiasi yang dipancarkan oleh zat raioaktif adalah partikel alfa, beta dan gamma yang kemudian disebut sinar alfa, beta, gamma.

Sinar-sinar radioaktif secara umum mempunyai sifat dapat menembus logam yang tipis, menghitamkan plat film, dapat diuraikan oleh medan magnet menjadi 3 berkas sinar, yaitu sinar alfa, beta, dan gamma.

• Sifat-sifat sianar alfa:

1. Partikel yg terdiri dari 4 buah nukleon terdiri dari 2 proton dan 2 netron è sering disimbolkan dengan 2a4 = 2He4

2. Bermuatan positif

3. Dibelokkan oleh medan magnet maupun medan listrik 4. Daya tembus sangat kecil dibanding dengan sinar b dan

sinar g

5. Daya ionisasi kuat

• Sifat-sifat sinar beta

1. Merupakan partikel yg dilepas atau terbentuk pada suatu nekleon inti, dapat berupa elektron bermuatan negatif (negatron), elektron bermuatan positif (positron) atau elektron cupture (penangkapan elektron).

2. Bermuatan negative

3. Dibelokkan oleh medan magnet maupun medan listrik 4. Daya tembus lebih dari sinar a

5. Daya ionisasi kurang

• Sifat-sifat sinar gamma

1. Merupakan hasil disintegrasi inti atom yg memancarkan sinar alfa dan terbentuk inti baru dengan tingkat energi yang tinggi, kemudian transisi ke tingkat energi yg lebih rendah dengan memancarkan sinar gamma

2. Tidak bermuatan

3. Tidak dibelokkan oleh medan magnet maupun medan listrik

4. Daya tembus sangat kuat 5. Tidak mempunyai daya ionisas

B. Peluruhan radioaktif

Pada penjelasan sebelumnya telah dijelaskan bahwa unsur yang meluruh dengan sendirinya disebut unsur radioaktif.

Unsur radioaktif meluruh secara spontan menghasilkan partikel alfa dan beta. Unsur disebut juga atom mempunyai inti. Inti atom terdiri atas proton dan neutron. Jika inti atom terdiri atas proton dan neutron dalam jumlah tertentu, maka disebut nuklida.Simbol nuklida secara umum dapat ditulis sebagai berikut.

A

Z X

Keterangan:

Z = nomor atom A = nomor massa Ada 4 tipe nuklida, yaitu

1. Isotop merupakan kelompok nuklida dengan nomor atom` `sama sedangkan nomor massa berbeda. Misalnya

20482Pb ,²⁰⁶82Pb, ²⁰⁷82Pb, ²⁰⁸82Pb.

2. Isobar merupakan kelompok nuklida dengan nomor massa sama sedangkan nomor atom berbeda. Misalnya ¹⁴

6C dan 14 7N.

3. Isoton merupakan kelompok nuklida dengan neutron sama sedangkan nomor atom berbeda. Misalnya ³1H dan

42He.

4. dIsomer inti merupakan nuklida dengan nomor atom dan nomor massa sama tetapi berbeda dalam tingkat energinya

Isotop radioaktif meluruh membentuk isotop stabil.

Kestabilan inti isotop dipengaruhi oleh angka banding antara neutron dan proton. Nuklida dengan angka banding jumlah neutron dan proton sama dengan satu (1 n/p􀀠) merupakan

nuklida yang stabil. Nuklida paling stabil adalah inti yang mempunyai nomor atom (Z) sampai 20, karena memiliki nilai 1n/p. Kestabilan isotop dapat digambarkan dengan pita kestabilan. Jenis radiasi yang dipancarkan dari peluruhan zat radioaktif dapat dilihat dalam tabel berikut.

Tabel 1. 1 partikel dasar penyusun inti

Ada lima jenis peluruhan yang dapat dilakukan isotop untuk mencapai kestabilan, yaitu:

1. Pemancaran sinar alfa (α) 2. Pemancaran sinar beta (β)

3. Pemancaran positron

4. Tangkapan elektron

5. Pemancaran sinar gamma (𝛾)

C. Penggunaan unsur radioaktif

Kegunaan unsur radioaktif antara lain adalah:

1. Reaksi inti sebagai sumber penghasil energi untuk pembangkit tenaga listrik

2. Penentuan umur (dating) batuan atau fosil dengan rumus Waktu paruh ( t ) adalah waktu yang diperlukan oleh suatu zat radioaktif agar massanya/ kereaktifannya berkurang setangahnya (50%). Karena laju reaksi peluruhan adalah reaksi orde pertama, maka massa/

kereaktifan suatu zat radioaktif pada saat tertentu dapat dicari dengan menggunakan persamaan berikut.

Nt = massa/ keaktifan yang tersisa t = waktu peluruhan N0 = massa/ keaktifan mula-mula t1/2 = waktu paruh

BAB II

“KESETIMBANGAN KIMIA”

A. Definisi kesetimbangan kimia

Kesetimbangan kimia adalah suatu keadaan di mana tidak ada perubahan yang teramati selama bertambahnya waktu reaksi. Jika suatu kimia telah mencapai keadaan kesetimbangan maka konsentrasi reaktan dan produk menjadi konstan sehingga tidak ada perubahan yang teramati dalam sistem. Meskipun demikian, aktivitas molekul tetap berjalan, molekul-molekul reaktan berubah mnjadi produk secara terus-menerus sambil molekul-molekul produk berubah menjadi reaktan kembali dengan kecepatan yang sama.

Sedikit sekali reaksi kimia yang berjalan ke satu arah saja, kebanyakan adalah reaksi dapat balik. Pada awal reaksi dapat balik, reaksi berjalan ke arah pembentukan produk. Sesaat setelah produk tersebut, pembentukan reaktan produk juga mulai berjalan. Jika kecepatan reaksi maju dan reaksi balik adalah sama, dan dikatakan bahwa kesetimbangan kimia telah dicapai. Harus diingat bahwa kesetimbangan kimia melibatkan beberapa zat yang berbeda sebagai reaktan dan produk. Kesetimbangan antara dua fase zat-zat yang sama disebut kesetimbangan fisika, perubahan yang terjadi adalah proses fisika. Dalam peristiwa ini, molekul air yang meninggalkan fase cair adalah sama dengan jumlah molekul yang kembali ke fase cair.

B. Reaksi searah dan bolak balik

Menurut Konsep Stoikiometri, suatu zat yang direaksikan

akan habis bereaksi jika perbandingan mol zat itu sama dengan perbandingan koefisiennya. Contohnya adalah reaksi berikut:

Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

Pada reaksi tersebut, jika perbandingan mol Mg dan HCl yang direaksikan adalah 1:2 maka Mg dan HCl habis bereaksi.

Reaksi yang seperti ini disebut reaksi satu arah atau irreversible. Adakalanya pada reaksi kimia, reaktan tidak habis bereaksi, walaupun zat yang direaksikan sama dengan perbandingan koefisiennya. Contohnya adalah pada campuran gas nitrogen dan hidrogen jika dipanaskan menghasilkan gas amonia sesuai dengan persamaan reaksi.

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Pada reaksi tersebut, setelah campuran dibiarkan beberapa lama terdapat campuran gas N2, gas H2, dan gas NH3. Ternyata gas NH3 yang terbentuk terurai kembali menjadi gas N2 dan gas H2 berdasarkan reaksi berikut.

2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)

Dalam hal ini reaksi tidak hanya berlangsung dari kiri ke kanan tetapi juga dari kanan ke kiri. Reaksi yang berlangsung dari kiri ke kanan maupun dari kanan ke kiri disebut reaksi dapat balik atau reversible. Jika laju reaksi ke kiri sama dengan laju reaksi ke kanan maka terjadi kesetimbangan.

Reaksi satu arah (irreversible)

Pada peristiwa reaksi satu arah, zat-zat hasil reaksi tidak dapat bereaksi kembali membentuk zat pereksi. Ciri-ciri reaksi satu arah adalah sebagai berikut.

1. Reaksi ditulis dengan satu anak panah.

2. Reaksi berlangsung satu arah dari kiri ke kanan

3. Zat hasil reaksi tidak dapat dikembalikan seperti zat mula-mula

4. Reaksi baru berhenti apabila salah satu atau semua reaktan habis.

Contoh : Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)

Pada reaksi tersebut Zn habis bereaksi dengan HCl menghasilkan ZnCl2 dan gas H2. ZnCl2 dan gas H2 tidak dapat bereaksi kembali membentuk Zn dan HCl.

Reaksi dapat balik (reversible)

Pada reaksi dua arah, zat-zat hasil reaksi tidak dapat bereaksi kembali membentuk zat pereaksi. Reaksi kesetimbangan kimia dapat terjadi bila reaksi yang terjadi merupakan reaksi dapat balik (reversible). Ciri-ciri reaksi dapat balik adalah sebagai berikut:

1. Reaksi ditulis dengan dua anak panah yang berlawanan 2. Reaksi berlangsung dari dua arah, yaitu dari kiri kekanan

dan dari kanan ke kiri.

3. Zat hasil reaksi dapat dikembalikan seperti zat mula-mula 4. Reaksi tidak pernah berhenti karena komponen zat tidak

pernah habis.

Contoh : PbSO4(aq) + 2NaI(aq) → PbI2(s) + Na2SO4(l) Endapan PbI2 yang terbentuk dapat direaksikan dengan cara menambahkan larutan Na2SO4 berlebih.

PbI2(s) + Na2SO4(l) → PbSO4(aq) + 2NaI(aq)

Dalam penulisan reaksi dapat balik, kedua reaksi dapat digabung sebagai berikut.

PbSO4(aq) + 2NaI(aq) → PbI2(s) + Na2SO4(l)

Apabila pada reaksi dapat balik laju reaksi ke kiri sama dengan laju reaksi ke kanan akan terjadi kesetimbangan kimia.

C. Keadaan kesetimbangan

Berbagai reaksi dapat balik tidak semuanya dapat mencapai kesetimbangan. Untuk mencapai kesetimbangan perlu beberapa syarat khusus, yaitu reaksinya dapat balik, sistemnya tertutup, dan bersifat dinamis. Sistem tertutup merupakan sistem reaksi di mana baik zat-zat yang bereaksi maupun zat-zat hasil reaksi tetap dalam sistem. Sistem tertutup tidak selamanya harus terjadi dalam wadah tertutup, kecuali pada reaksi gas. Keadaan setimbang adalah suatu keadaan dimana dua proses yang berlawanan arah berlangsung secara simultan dan terus menerus, tetapi tidak ada perubahan yang dapat diamati atau diukur. Cepat lambatnya suatu reaksi mencapai kesetimbangan bergantung pada laju reaksi, semakin besar laju reaksi maka semakin cepat. Kesetimbangan kimia hanya dapat berlangsung dalam sistem tertutup. Sementara itu, pada umumnya proses alami berlangsung dalam sistem terbuka. Berbagai proses alami seperti perkaratan logam, pembusukan dan lain sebagainya.

1. Jenis Kesetimbangan Berdasarkan wujudnya

Berdasarkan wujud zat yang ada dalam keadaan setimbang. Kesetimbangan yang semua komponennya satu fase disebut kesetimbangan homogen, sedangkan yang terdiri dari dua fase atau lebih disebut kesetimbangan heterogen.

a. Kesetimbangan Homogen

Kesetimbangan homogen adalah reaksi kesetimbangan yang mengandung zat-zat yang homogen (berada dalam satu fase).

• Kesetimbangan antara Gas dengan Gas Contoh:

N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)

2NO2(g) ⇌ N2O4(g)

H2(g) + Br2(g) ⇌ 2HBr(g)

• Kesetimbangan antara Larutan dengan Larutan Contoh:

C2H5OH(aq)+CH3COOH(aq) ⇌ CH3COOC2H5(aq)+ H2O(aq)

b. Kesetimbangan Heterogen

Kesetimbangan heterogen adalah reaksi kesetimbangan yang mengandung zat-zat yang heterogen (berada dalam beberapa fase).

• Kesetimbangan antara Zat Padat dengan Gas Contoh:CaCO3(g) ⇌ CaO(s) + CO2(g)

• Kesetimbangan antara Gas dengan Zat Cair Contoh :H2O(g) ⇌ H2O(l)

• Kesetimbangan antara Zat Padat dengan Larutan Contoh : CuSO4. 5H2O(s) ⇌ CuSO4(s) + H2O(l)

• Kesetimbangan antara gas, Zat Cair, dan Zat Padat Contoh :H2CO3(aq) ⇌ H2O(s) + CO2(g)

D. Pergeseran kesetimbangan

Seorang ahli kimia prancis, Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) berpendapat sebagai berikut: “Jika pada kesetimbangan reaksi dilakukan aksi-aksi tertentu, sistem akan mengadakan reaksi dengan menggeser kesetimbangan untuk menghilangkan pengaruh aksi tersebut.” Pendapat

tersebut dikenal dengan azas Le Chatelier. Aksi-aksi yang dimaksud Chatelier adalah melakukan tindakan dengan mengubah konsentrasi, suhu, tekanan, dan volume sistem.

Selanjutnya, keempat faktor itu disebutfaktor yang mempengaruhi kesetimbangan reaksi yang akan diuraikan sebagai berikut.

Pengaruh Konsentrasi

Secara umum reaksi kesetimbangan adalah sebagai berikut: A + B ⇌ C

Jika ada usaha untuk menambah konsentrasi dari salah satu zat pada reaksi setimbang, akan terdapat reaksi yang mengkonsumsi zat tambahan terrsebut. Sebaliknya, jika ada usaha untuk mengurangi konsentrasi salah satu zat pada reaksi setimbang, akan terdapat reaksi untuk menambah zat yang dikurangi tersebut.

• Jika salah satu perekasi/reaktan/senyawa di ruas kiri diperbesar maka kesetimbangan akan bergeser ke ruas kanan/produk/hasil reaksi. Sebaliknya jika salah satu produk/hasil reaksi/ruas kanan diperbesar maka kesetimbangan akan bergeser ke ruas kiri/pereaksi/reaktan.

• Jika salah satu pereaksi/reaktan/senyawa di ruas kiri diperkecil maka kesetimbangan kan bergeser ke ruas kiri/pereaksi/reaktan. Sebaliknya jika salah satu produk/hasil ekasi/senyawa ruas kanan diperkecil maka kesetimbangan akan bergeser ke ruas anan/produk/hasil reaksi.

Pengaruh Volume

Secara umum reaksi kesetimbangan adalah sebagai berikut:A + B ⇌ C

Sesuai dengan azas Le Chatelier, yaitu jika ada usaha untuk mengubah volume sistem, maka akan ada reaksi ke arah jumlah mol zat yang lebih besar atau jumlah mol yang lebih kecil. Usaha untuk menaikkan volume sistem sama dengan

memperkecil konsentrasi zat secara menyeluruh. Hal ini mengakibatkan kesetimbangan bergeser ke jumlah mol terbesar. Sebaliknya jika ada usaha untuk menurunkan volume sistem, hal itu sama dengan memperbesar konsentrasi zat secara menyeluruh yang mengakibatkan kesetimbangan bergeser ke jumlah mol terkecil.

• Jika volume diperbesar maka kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang jumlah molekulnya terbanyak atau ke ruas yang jumlah angka koefisiennya terbanyak.

• Jika volume diperkecil maka kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang jumlah molekulnya terkecil atau ke ruas yang jumlah angka koefisiennya terkecil.

• Jika jumlah angka koefisien ruas kanan dan ruas kiri sama maka penambahan atau pengurangan volume tidak akan menggeser kesetimbangan.

Contoh :BiCl3(aq) + H2O(l) → BiOCl(s) + 2HCl(aq)

Ke arah mana kesetimbangan bergeser jika suhu tetap:

• Ditambah BiCl3

• Ditambah air

• Ditambah BiOCl Penyelesaian:

• Penambahan BiCl3 akan menggeser kesetimbangan ke kanan.

• Memperbesar volume (penambahan air) akan menggeser kestimbangan ke kanan kareena koefisien ruas kanan lebih besar daripada koefisien ruas kiri. Koefisien ruas kiri = 1, yaitu koefisien BiCl3 sedangkan koefisien H2O

tidak dihitung karena zat cair murni (l)\. Jumlah koefisien di ruas kanan = 2 yaitu koefisien dari HCl, sedangkan BiOCl tidak diperhitungkan karena bentuknya padat (s).

• Penambahan BiOCl merupakan omponen padat tidak dapat menggeser kesetimbangan

Pengaruh Tekanan

Secara umum reaksi kesetimbangan adalah sebagai berikut: A + B → C

Sesuai dengan azas Le Chatelier, yaitu jika ada usaha untuk mengubah tekanan sistem, maka ada reaksi ke arah jumlah mol gas yang lebih besar atau jumlah gas yang lebih kecil. Jika usaha yang dilakukan adalah menaikkan tekanan sistem, kesetimbangan akan bergeser ke jumlah mol terkecil.

Sebaliknya, jika usaha yang dilakukan adalah menurunkkan tekanan sistem, kesetimbangan akan bergeser ke jumlah mol terbesar. engaruh tekanan berlawanan dengan pengaruh volume:

• Jika tekanan diperbesar maka kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang jumlah molekulnya terkecil atau ke ruas yang jumlah angka koefisiennya terkecil.

• Jika tekanan diperkecil maka kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang jumlah molekulnya terbesar atau ke ruas yang jumlah angka koefisiennya terbesar.

• Jika jumlah angka koefisien ruas kiri dan ruas kanan sama maka penambahan atau pengurangan tekanan tidak akan menggeser kesetimbangan.

Pengaruh Suhu

Perubahan konsentrasi, tekanan atau volume dapat mengubah posisi kesetimbangan, tetapi tidak mengubah nilai konstanta kesetimbangan. Hanya perubahan suhu yang dapat mengubah konstanta kesetimbangan. Pada reaksi kesetimbangan, terdapat reaksi endotermik (menyerap kalor) dan reaksi eksotermik (melepas kalor). Jadi peningkatan suhu menghasilkan reaksi endotermik dan penurunan suhu menghasilkan reaksi eksotermik.

Perubahan konsentrasi, tekanan atau volume akan menyebabkan pergeseran reaksi tetapi tidak akan merubah nilai tetapan kesetimbangan. Hanya perubahan temperatur yang dapat menyebabkan perubahan tetapan kesetimbangan.

• Jika suhu sistem kesetimbangan dinaikkan maka reaksi sistem menurunkan suhu dengan cara kesetimbangan bergeser ke pihak reaksi yang menyerap kalor (endoterm).

• Jika suhu sistem kesetimbangan diturunkan maka reaksi

sistem menaikkan suhu dengan cara kesetimbangan bergeser ke pihak reaksi yang melepas kalor (eksoterm).

Pengaruh Katalis

Katalis meningkatkan laju terjadinya reaksi. Katalis mempengaruhi laju reaksi maju sama besar dengan reaksi balik. Jadi, keberadaan katalis tidak mengubah konstanta kesetimbangan, dan tidak mengeser posisi sistem kesetimbangan. Penambahan katalis pada campuran reaksi yang tidak berada pada kesetimbangan akan mempercepat laju reaksi maju dan reaksi balik sehingga campuran kesetimbangan tercapai lebih cepat. Campuran kesetimbangan yang sama dapat diperoleh tanpa katalis, tetapi kita mungkin harus menunggu lama agar kesetimbangan terjadi.

Katalis mempengaruhi laju reaksi ke kanan maupun kekiri dan pengaruhnya sama. Keadaan setimbang tidak berubah (tidak dipengaruhi katalis), tetapi hanya mempercepat tercapainya kesetimbangan.

E. Ketetapan kesetimbangan

Tetapan kesetimbangan (Kc)

Secara umum persamaan reaksi kesetimbangan atau reaksi dapat balik dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi

aA + bB → cC + dD

dimana a, b, c, dan d adalah koefisien stokiometri dari A, B, C, dan D. Pada saat terjadi kesetimbangan maka harga tetapan kesetimbangan (K) dapat ditentukan. Nilainya ditentukan dengan menggunakan perbandingan konsentrasi zat-zatnya saat tercapai kesetimbangan. Tetapan kesetimbangan (K) untuk reaksi tersebut pada suhu tertentu dapat dinyatakan

dengan persamaan.

K =([C]^(c) [D]^(d)/([A]^(a) [B]^(b))

a. Untuk Reaksi Kesetimbangan Homogen

Berdasarkan hukum kesetimbangan, perbandingan konsentrasi zat produk dengan konsentrasi zat pereaksi, masing-masing dipangkatkan dengan koefisiennya adalah tetap. Dari pernyataan tersebut dapat disimpulkan bahwa persamaan tetapan kesetimbangan dapat ditentukan dari ersamaan reaksi kesetimbangannya. Perhatikan contoh berikut:

Reaksi kesetimbangan: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) Kc =[NH3]⁽²⁾/([N2] x [H2]⁽³⁾)

b. Untuk reaksi Kesetimbangan Heterogen

Reaksi kesetimbangan heterogen adalah reaksi kesetimbangan yang terdiri dari zat-zat yang berbeda wujudnya. Reaksi kesetimbangan heterogen ada yang terdiri dari wujud padat, gas, dan cair. Beberapa contoh kesetimbangan heterogen dan harga Kc nya yaitu:

Reaksi kesetimbangan: CaCO3(g) ⇌ CaO(s) + CO2(g) Kc =([CO2])/([CaCO3])

Contoh Soal:

Diketahui reaksi kesetimbangan: 2HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g).

Jika 1 mol gas HI dimasukkan ke dalam wadah sebesar satu Liter dan dipanaskan pada suhu tertentu terbentuk 0,2 mol gas I2, maka harga tetapan kesetimbangan Kc adalah ....

c. Hubungan Kc dari persamaan Reaksi yang sama

Persamaan reaksi setara yang dimaksud adalah beberapa persamaan reaksi yang berasal dari satu persamaan reaksi kesetimbangan. Beberapa persamaan reaksi kesetimbangan tersebut diperoleh dengan membalikkan persamaan reaksi kesetimbangan tertentu atau mengalikan persamaan reaksi kesetimbangan tertentu dengan suatu bilangan. Untuk lebih jelasnya perhatikan contoh berikut ini:

• Secara umum reaksi kesetimbangan: A + B ⇌ C + DKc = K1

• Reaksi kesetimbangan di atas dibalik sehingga diperoleh reaksi kesetimbangan: C + D ⇌ A + B Kc = K2

• Persamaan reaksi kesetimbangan pada (a) dikali dua sehingga diperoleh reaksi kesetimbangan 2A + 2B ⇌ 2C + 2D Kc = K3

Tetapan kesetimbangan tekanan parsial

Untuk suatu sistem kesetimbangan yang melibatkan gas, pengukuran dilakukan terhadap tekanan, bukan terhadap konsentrasi. Tetapan kesetimbangan Kc diberi harga dalam konsentrasi yang dinyatakan dalam mol per liter atau molar,

sedangkan tetapan kesetimbangan gas Kp diberi harga dalam tekanan parsial gas. Untuk menentukan persamaan tetapan kesetimbangan gas Kp, sama seperti menentukan persamaan tetapan kesetimbangan Kc, hanya saja satuan konsentrasi pada Kc diganti dengan tekanan parsial gas pada Kp.

mA + nB ⇌ pC + qD

“Kc = ([Pc ]^(p) [PD]^(q)/([PA ]^(m) [PB ]⁽ⁿ⁾)”

P= tekanan parsial senyawa gas

“Perbandingan tekanan parsial = perbandingan mol saat setimbang”

Jika diketahui tekanan total suatu reaksi gas maka tekanan parsial tiap-tiap zatnya dapat ditentukan :

“Tekanan Parsial Zat =(Mol zat setimbang)/(mol total saat setimbang ) x tekanan total”

Dalam ruang 1 liter sebanyak 0,6 mol gas PCl5 dipanaskan menurut reaksiPCl5(g) → PCl3(g) + Cl2(g) Dalam kesetimbangan dihasilkan 0,2 mol gas Cl2, jika temperatur pada ruangan 300 K dan harga R= 0,082 atm L atm mol-1K-1 harga Kp….

Penyelesaian:

d. Hubungan Kc dan Kp

Kesetimbangan disosiasi

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain. Dalam disosiasi juga terdapat kesetimbangan (baik homogen maupun heterogen). Untuk menyatakan perbandingan antara banyaknya zat-zat yang terurai dengan banyaknya zat mula-mula, dipakai istilah derajat disosiasi yang diberi lambang (α ).

Contoh :Reaksi penguraian 2 SO3(g) ⇌ 2 SO2(g) + O2(g)

Memiliki tetapan kesetimbangan K = 0,025 mol/L pada suhu tertentu. Untuk dapat membatasi penguraian 2 mol/L

SO3 sampai 20 % saja, pada suhu tersebut berapa konstentrasi gas O2 yang ditambahkan?

Penyelesaiian :

BAB III

“LARUTAN”

A. Defenisi larutan

Larutan merupakan campuran homogen yang terdiri dari dua zat atau lebih. Suatu larutan terdiri dari zat terlarut (solute) dan pelarut (solvent). Zat yang jumlahnya banyak biasanya disebut pelarut, sementara zat yang jumlahnya sedikit disebut zat terlarut. Tetapi ini tidak mutlak. Bisa saja dipilih zat yang lebih sedikit sebagai pelarut, tergantung pada keperluannya, tetapi di sini akan digunakan pengertian yang biasa digunakan untuk pelarut dan terlarut. Campuran yang dapat saling melarutkan satu lama lain dalam segala perbandingan dinamakan larutan „miscible'. Udara merupakan larutan miscible. Jika dua cairan yang tidak bercampur membentuk dua fasa dinamakan cairan

“immiscible”.

Suatu larutan sudah pasti berfasa tunggal. Berdasarkan wujud dari pelarutnya, suatu larutan dapat digolongkan ke dalam larutan padat, cair ataupun gas. Zat terlarut dalam ketiga fasa larutan tersebut juga dapat berupa gas, cair ataupun padat. Campuran gas selalu membentuk larutan karena semua gas dapat saling campur dalam berbagai perbandingan.

Dalam larutan cair, cairan disebut “pelarut” dan komponen lain (gas atau zat padat) disebut “terlarut”. Jika dua komponen pembentuk larutan adalah cairan maka komponen yang jumlahnya lebih besar atau strukturnya tidak berubah dinamakan pelarut. Contoh, 25 gram etanol dalam 100 gram air, air disebut sebagai pelarut, sedangkan etanol sebagai zat terlarut, sebab etanol lebih sedikit daripada air. Contoh lain

adalah sirup, dalam sirup, gula pasir merupakan komponen paling banyak daripada air, tetapi gula dinyatakan sebagai zat terlarut dan air sebagai pelarut, sebab struktur air tidak berubah, sedangkan gula berubah dari padat menjadi cairan.

B. Jenis-jenis larutan

Larutan ideal dan non-ideal

Dalam suatu sistem, atom-atom, ion-ion, dan molekul- molekul nyata saling mempengaruhi satu sama lain sehingga perilakunya sukar diramalkan secara tepat. Akibat kesukaran meramalkan perilaku zat nyata menimbulkan cara atau model yang dapat menjelaskan prilaku secara teoritis, dinamakan hukum ideal. Oleh karena itu, muncul istilah larutan ideal, sebagai upaya untuk menjelaskan keadaan sistem dari larutan nyata.

Molekul-molekul gas ideal dipandang sebagai molekul- molekul bebas yang tidak berantaraksi satu sama lain. Dalam larutan cair pendekatan keidealan berbeda dengan gas ideal.

Dalam larutan ideal partikel-partikel pelarut dan terlarut yang dicampurkan berada dalam kontak satu sama lain. Pada larutan ideal dengan zat terlarut molekuler, gaya antaraksi antara semua partikel pelarut dan terlarut setara. Dengan kata lain, dalam larutan ideal, misalnya zat A dan zat B, gaya antarpartikel: A-A; A-B atau B-B adalah sama. Benzen dan toluen memiliki gaya antaraksi mendekati sama sehingga jika dicampurkan akan mendekati larutan ideal.

Larutan ideal dengan zat terlarut ionik didefinisikan sebagai larutan yang ion-ionnya dalam larutan bergerak bebas satu sama lain, dan baku tarik hanya terjadi dengan molekul pelarut. Untuk larutan ionik yang sangat encer dapat dikategorikan mendekati perilaku ideal sebab ion-ion dalam

larutan itu saling berjauhan akibatnya antaraksi elektrostatisnya lemah

Komponen dalam larutan ideal memberikan sumbangan terhadap konsentrasi larutan sangat efektif. Contoh seorang perenang dalam kolam renang sendirian. Dia dapat pergi ke mana saja sesuai kehendaknya, dan dia memberikan sumbangan terhadap konsentrasi kolam sepenuhnya dalam kolam renang (1 perenang /kolam). Jika terdapat 25 perenang dalam kolam itu, keefektifan masing-masing perenang untuk menjelajah kolam turun akibat dari tabrakan atau desakan satu sama lain sehingga keefektifan konsentrasi akan lebih kecil dari 25 perenang/kolam yang seharusnya.

Dalam larutan non-ideal, gaya antar atom-atom, ion-ion atau molekulmolekul harus dipertimbangkan dalam perhitungan. Sebagai contoh perhatikan daya hantar listrik larutan elektrolit kuat, misalnya NaCl. Jika larutan NaCI sangat encer kurang dari 0,01 M, daya hantarnya diharapkan sesuai dengan disosiasi garam ke dalam ion-ionnya, tetapi jika konsentrasi larutan besar perbedaan antara harapan dan amatan menjadi lebih besar. Penyebabnya, ion-ion berlawanan muatan mengadakan baku tarik satu sama lain, baku tarik ini menimbulkan ion-ion saling berdekatan sehingga larutan jadi lebih pekat. Setiap ion dikelilingi oleh molekul pelarut yang berlawanan muatan, kecenderungan ini dapat menghambat laju ion-ion menuju elektroda yang menyebabkan daya hantar listriknya lebih rendah dari harapan.

Pengaruh ini menjadi lebih besar jika larutan lebih pekat atau jika ion-ion mempunyai muatan lebih besar dari satu, seperti MgSO4.

Contoh Soal 1.1.

Manakah di antara zat berikut yang mendekati sifat larutan ideal?

a. C6H6(l) dan CH3OH(s) b. CH4(l) dan CH3CH3(l) Penyelesaian:

Larutan yang bersifat ideal memiliki gaya antaraksi pelarut-pelarut = gaya antaraksi pelarut-terlarut = gaya antaraksi terlarut-terlarut .

Pada campuran CH3OH dan C6H6 terdapat perbedaan gaya antaraksi akibat perbedaan polaritas masing-masing komponennya di mana CH3OH cenderung bersifat polar, sedangkan C6H6 cenderung bersifat nonpolar. Dengan demikian cairan tersebut tidak bersifat ideal.

Pada campuran CH4 dan CH3CH3, kedua komponennya memiliki gaya antaraksi yang mendekati sama karena kedua komponen tersebut cenderung bersifat nonpolar. Dengan demikian campuran tersebut bersifat ideal.

Larutan elektrolit dan non-elektrolit

Dalam larutan cair, zat padat dapat berada dalam bentuk ion-ionnya maupun molekulernya. Jika NaCl terlarut dalam air, ion Na+, dan ion Cl- masing-masing terhidrasi dalam air, dan ion-ion yang terhidrasi itu secara bebas dapat bergerak ke seluruh medium larutan. Akan tetapi apabila glukosa atau etanol larut dalam air, zat-zat tersebut tidak berada dalam bentuk ioniknya melainkan dalam bentuk molekulernya. Zat- zat yang di dalam air membentuk ion-ion dinamakan zat elektrolit, dan larutan yang dibentuknya dinamakan larutan elektrolit. Secara eksperimen larutan elektrolit dapat diketahui dari sifatnya, misalnya dapat menghantarkan arus listrik. Zat-zat yang tergolong elektrolit, yaitu asam, basa, dan

garam.

Zat-zat seperti etanol dan glukosa yang di dalam pelarut air membentuk molekuler dinamakan non-elektrolit, dan larutan yang dibentuknya dinamakan larutan non-elektrolit.

Dalam keadaan murni, asam merupakan senyawa kovalen, tetapi jika dilarutkan ke dalam air akan terurai menjadi ion- ionnya.

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)

Umumnya basa merupakan senyawa ionik. Misalnya, NH3 adalah contoh basa yang dalam keadaan murni berupa senyawa kovalen.

NH3(g) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq)

Semua garam merupakan senyawa ionik. Jika garam dilarutkan dalam air, ion-ion garam akan melepaskan diri dari kisi-kisi kristal yang selanjutnya terhidrasi di dalam pelarut air.

Na+Cl- (s)+ H2O(l) → Na+(aq)+ CI-(aq)

Zat elektrolit yang terurai sempurna di dalam air dinamakan elektrolit kuat, sedangkan zat elektrolit yang hanya terurai sebagian membentuk ion-ionnya di dalam air dinamakan elektrolit lemah. Asam dan basa yang merupakan elektrolit kuat disebut asam kuat dan basa kuat. Asam dan basa yang hanya terionisasi sebagian di dalam air dinamakan asam lemah dan basa lemah. Selain HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, dan HClO4, umumnya tergolong asam lemah. Basa kuat adalah hidroksida dari logam alkali dan alkali tanah kecuali berlium.

Lemah atau kuatnya suatu asam dan basa tidak ada kaitannya dengan kereaktifan asam atau basa. Larutan HF, misalnya merupakan asam lemah yang hanya 8% terionisasi dari larutan sebesar 0,1 M, tetapi larutan HF sangat reaktif terhadap banyak zat, termasuk terhadap gelas (polisilikat).

Contoh Soal 1.2.

Tuliskan bagaimana setiap zat berikut terurai jika dilarutkan ke dalam air ?

a. MgCl2 b. H2SO4 c. CH3COOH

Penyelesaian:

a. MgCl2 adalah garam yang merupakan elektrolit kuat jika dilarutkan ke dalam air akan terurai sempurna menjadi:

MgCl2(s) + H2O(l) → Mg2+(aq) + 2Cl-(aq)

b. H2SO4 adalah asam kuat yang merupakan elektrolit kuat, jika dilarutkan ke dalam air akan terurai sempurna menjadi:

H2SO4(l) + H2O(l) → 2H+(aq) + SO42-(aq)

c. CH3COOH adalah asam lemah yang merupakan elektrolit lemah, jika dilarutkan ke dalam air akan terurai sebagian menjadi:

CH3COOH(l) + H2O(l) → CH3COO-(aq) + H+(aq) Larutan Jenuh, Tak Jenuh, dan Lewat Jenuh

Kepekatan larutan secara kualitatif sering juga diungkapkan dengan istilah jenuh, tak jenuh, dan lewat jenuh.

Larutan jenuh dari zat X adalah larutan yang di dalamnya terdapat zat X terlarut berada dalam kesetimbangan dengan zat X yang tidak larut. Untuk membuat larutan jenuh NaCl dalam air pada 25°C, kita harus menambahkan NaCl berlebih ke dalam air dan mengaduknya terus sampai tidak ada lagi NaCl yang melarut. Larutan jenuh NaCl pada 25°C mengandung 36,5 gram NaCl per 100 gram air. Penambahan NaCl berikutnya ke dalam larutan jenuh NaCl tidak akan mengubah konsentrasi larutan.

Larutan tak jenuh mengandung zat terlarut dengan

konsentrasi lebih kecil daripada larutan jenuh. Larutan NaCl pada 25°C yang mengandung NaCl kurang dari 36,5 gram disebut larutan tak jenuh. Dalam larutan tak jenuh belum dicapai kesetimbangan antara zat terlarut dan zat yang tidak larutnya. Jika zat terlarut ditambahkan ke dalam larutan maka larutan mendekati jenuh. Larutan lewat jenuh menunjukkan keadaan yang tidak stabil, sebab larutan mengandung zat terlarut yang jumlahnya melebihi konsentrasi kesetimbangannya.

Larutan lewat jenuh umumnya terjadi jika larutan yang sudah melebihi jenuh pada suhu tinggi diturunkan sampai mendekati suhu kamar. Misalnya, natrium asetat, CH3COONa dengan mudah dapat membentuk larutan lewat jenuh dalam air. Pada suhu 20°C, kelarutan natrium asetat mencapai jenuh pada 46,5 gram per 100 gram air. Pada 60°C, garam natrium asetat mencapai jenuh dalam 100 gram air sebanyak 80 gram.

Apabila larutan jenuh natrium asetat pada 60°C didinginkan sampai 20°C tanpa diguncang atau diaduk maka kelebihan natrium asetat masih berada dalam larutan. Keadaan lewat jenuh ini dapat dipertahankan selama tidak ada “inti” yang dapat mengawali rekristalisasi. Jika sejumlah kecil kristal natrium asetat ditambahkan maka rekristalisasi segera berlangsung hingga dicapai keadaan jenuh. Serpihan kristal natrium asetat yang ditambahkan tadi menjadi “inti” peristiwa rekristalisasi.

C. Sifat koligatif larutan

Konsentrasi larutan

Larutan merupakan campuran homogen yang membentuk satu fasa, yaitu mempunyai sifat dan komposisi yang sama antara satu bagian dengan bagian lain di dekatnya.

Kebanyakan larutan mempunyai salah satu komponen yang besar jumlahnya. Komponen yang besar itu disebut pelarut (solvent) dan yang lain disebut zat terlarut (solute). Untuk menyatakan komposisi larutan secara kuantitatif, digunakan konsentrasi. Konsentrasi adalah perbandingan jumlah zat terlarut dengan pelarut Perbandingan itu dapat diungkapkan dengan dua cara yaitu:

1. jumlah zat terlarut terhadap jumlah pelarut.

2. jumlah zat terlarut terhadap jumlah larutan.

Berdasarkan hal ini, muncullah beberapa satuan konsentrasi, seperti kemolaran, kemolalan dan fraksi mol.

Kemolaran/molaritas (M)

Kemolaran adalah banyaknya mol zat terlarut dalam tiap liter larutan. Harga kemolaran dapat ditentkan dengan menghitung mol zat terlarut dan volume larutan. Volme larutan adalah volume zat terlarut dan pelarut setelah bercampur.

Keterangan:

n = mol zat terlarut V = volume

gr = massa zat terlarut Mr = massa molekul relatif Kemolalan/molalitas (m)

Kemolalan adalah jumlah mol zat terlarut dalam tiap 1 kg pelarut murni. Untuk menentukan molalitas suatu larutan

dapat dihitung dengan persamaan sebagai berikut.

Keterangan:

n = mol zat terlarut p = massa pelarut grt = massa zat terlarut Mr = massa molekul relatife Fraksi mol (X)

Fraksi mol adalah perbandingan mol zat terlarut atau pelarut terhadap jumlah mol larutan. Persamaan untuk menghitung fraksi mol adalah:

Keterangan:

Xt = fraksi mol terlaruut Xt = fraksi mol pelarut nt = mol terlarut

np = mol pelarut Contoh:

1. Sebanyak 6 gram urea ( Mr = 60 ) dilarutkan dalam 90 gram air. Tentukan Kemolalan dan Fraksi mol urea!

Jawab :

2. Larutan NaOH mempunyai konsentrasi 0,5 molal.

Tentukan fraksi mol NaOH dan air!

Jawab: Setiap 1000 gram air terdapat 0,5 mol NaOH.

Untuk memahami tentang sifat koligatif larutan, perhatikan gambar di bawah.

Gambar 3. 1 Sifat Koligatif Berbagai Senyawa Dari gambar diatas apa yang dapat anda simpulkan? Coba anda perhatikan larutan urea, glukosa, dan sukrosa tersebut, ketiga larutan itu memiliki sifat koligatif larutan yang sama. Bagaimanakah jenis dan ukuran partikel zat terlarutnya? Kemudian, bagaimana jumlah partikel zat terlarutnya? Jadi apakah sebenarnya yang dikatakan dengan sifat koligatif larutan? Dari gambar dapat dilihat bahwa, ketiga gambar tersebut memiliki jenis zat terlarut dan ukuran zat terlarut yang beda, tetapi jumlah partikel zat terlarutnya sama, sehingga: “Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak bergantung pada jenis dan ukuran zat terlarut, tetapi hanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut”. Sifat koligatif larutan meliputi :

• Penurunan tekanan uap (∆P)

• Kenaikan titik didih (∆Tb)

• Penurunan titik beku (∆Tf)

• Tekanan osmotik (π)

Penurunan tekanan uap

Sebelum membicarakan penurunan tekanan uap larutan, ada baiknya kita pahami dulu apa itu penguapan. Perhatikan gambar (a) di bawah.

Gambar 3. 2 Penurunan Tekanan Uap Larutan Glukosa Sumber: http://ekimia.web.id/penurunantekanan-uap-

larutan/

Penguapan adalah proses lepasnya partikel-partikel cairan ke udara di atasnya dan berubah menjadi fasa gas (uap). Banyaknya uap yang terbentuk di atas permukaan zat cair dinamakan dengan tekanan uap.

Ketika partikel-partikel zat cair meninggalkan kelompoknya menjadi uap, di saat yang bersamaan uap tersebut akan kembali menjadi zat cair. Tekanan yang ditimbulkan pada saat terjadi kesetimbangan antara jumlah partikel zat cair menjadi uap dan jumlah uap menjadi zat cair disebut tekanan uap jenuh.

Tekanan uap jenuh yaitu tekanan uap larutan di saat terjadi kesetimbangan antara jumlah partikel zat cair menjadi uap dan jumlah uap menjadi zat cair dalam ruangan tertutup.

Apa yang terjadi dengan tekanan uap jika ke dalam suatu cairan (misalnya, air) dimasukkan zat yang tidak mudah menguap (misalnya, gula pasir)? Adanya zat terlarut nonvolatile (tidak mudah menguap) di dalam suatu pelarut dapat menurunkan tekanan uap pelarut. Mengapa demikian,

adanya molekul-molekul zat terlarut di antara molekul- molekul pelarut akan mengurangi kemampuan molekul- molekul pelarut untuk berubah dari wujud cair ke wujud gas.

Dalam larutan, molekul-molekul zat terlarut tersebut, akan menghalangi molekul-molekul pelarut terlepas dari larutan untuk menguap. Dengan demikian, jumlah molekul pelarut yang berada dalam keadaan uap menjadi berkurang sehingga mengakibatkan penurunan tekanan uap larutan (∆P). Untuk lebih jelasnya lihat gambar (b) dan (c) di atas.

Bila tekanan uap jenuh pelarut murni dinyatakan dengan Po, tekanan uap jenuh larutan dinyatakan dengan P, maka besarnya penurunan tekanan uap jenuh dapat ditulis sebagai berikut.

Besarnya tekanan uap jenuh masing-masing komponen dalam larutan dirumuskan dalam hukum Roult, yaitu tekanan uap larutan yang dapat menguap sama dengan tekanan uap jenuh komponen murni dikali dengan fraksi molnya pada suhu itu.

Keterangan:

P = tekanan uap jenuh larutan

Po = tekanan uap jenuh pelarut murni Xp = fraksi mol pelarut

Berdasarkan besarnya persamaan penurunan tekanan uap jenuh larutan (∆P), maka persamaan di atas dapat ditulis sebagai berikut.

Contoh:

1. Tekanan uap jenuh air pada temperatur 25oC adalah 23,76 mmHg. Tentukan penurunan tekanan uap jenuh air, jika ke dalam 90 gram air dilarutkan 18 gram glukosa (C6H12O6)!

Jawab :

2. Tentukan tekanan uap jenuh air pada larutan yang mengandung 12% massa urea, CO(NH2)2, jika tekanan uap jenuh air pada temperature 30⁰C adalah 31,82 mmHg!

Jawab:

Kenaikan titik didih

Pernahkah kamu melihat air mendidih ? Pendidihan suatu zat cair terjadi pada saat terbentuknya gelembung-gelembung gas dan tekanan uapnya sama dengan tekanan lingkungannya.

Perhatikan Gambar Berikut.

Gambar 3. 3 Air Mendidih Sumber: Dokumen Pribadi Penulis

Jadi Titik didih adalah titik dimana air mendidih, Titik didih terjadi pada saat tekanan uap larutan sama dengan tekanan udara luar. Titik didih normal suatu cairan merupakan suhu pada saat tekanan uap sama dengan tekanan 1 atm. Misalnya titik didih normal air adalah 100oC.

Titik didih air di daerah yang memiliki tekanan lebih rendah seperti daerah pegunungan akan lebih rendah dari 100oC.

Semakin rendah tekanan udara luar, maka semakin rendah titik didih, sehingga air lebih cepat mendidih di tempat tinggi. Perbedaanmenguap dan mendidih, yaitu:

Menguap

• perubahan wujud dari cair menjadi uap

• tidak diseluruh bagian air

• terjadi pada suhu berapapun Mendidih

• naik dan pecahnya uap air ke permukaan air

• terjadi di permukaan air

• terjadi pada titik didih tertentu.

Adanya Partikel zat terlarut dalam suatu pelarut, menyebabkan terhalanginya proses pergerakan molekul cairan menuju permukaan atau meninggalkan lingkungan cairannya. Sehingga pada proses pemanasan cairan, ketika suhu sistem sama dengan suhu didih normal pelarutnya, larutan belum akan mendidih, dan dibutuhkan suhu yang lebih tinggi lagi untuk memulai proses pendidihan.

Semakin banyak partikel zat terlarut yang terlarut dalam pelarut, maka kenaikan titik didih larutan (ΔTb) akan semakin besar, yang berakibat, titik didih larutan (TbLarutan) akan semakin tinggi.

Kenaikan suhu didih larutan dari suhu didih pelarut murninya disebut kenaikan titik didih larutan (ΔTb).

Hubungan antara banyaknya partikel zat terlarut dengan Nilai kenaikan titik didih larutan dinyatakan sebagai selisih antara titik didih larutan (Tb) dengan titik didih pelarut murni (Tb^o).

Kenaikan titik didih hanya tergantung pada konsentrasi atau jumlah partikel dalam larutan. Kenaikan titik didih yang disebabkan oleh 1 mol zat yang dilarutkan dalam 1000 gram zat pelarut mempunyai harga yang tetap dan disebut kenaikan titik didih molal (Kb). Jadi, secara umum persamaan untuk menentukan perubahan titik didih sebanding dengan hasil

kali molalitas (m) dengan nilai Kb pelarut.

Berikut ini tabel nilai Kb beberapa pelarut.

Tabel 3. 1 Nilai Kb Berbagai Pelarut

Sumber : http://www.rumuskimia.net/

Penurunan titik beku

Air dapat berada dalam 3 (tiga) fase zat, yaitu fase cair, gas dan padat. Apakah Perbedaan yang terdapat pada ketiga fase air tersebut ? Kondisi yang membedakan antara fase padat, cair, dan gas pada suatu cairan adalah jarak antara partikel

(molekul -molekul) cairan.

Gambar 3. 4 Ilustrasi Titik Beku

Sumber: https://508colligativeproperties.weebly.com/

Pada system A, molekul pelarut dapat dengan mudah bergabung sehingga membentuk fase padat pada titik beku normal. Pada sistem B, molekul molekul pelarut susah berubah menjadi fase cair karena partikel terlarut menghalangi pergerakanpartikelpelarut. Apa yang terjadi bila zat terlarut semakin banyak?

Titik beku adalah titik dimana air mulai membeku. Titik beku normal suatu zat adalah suhu pada saat zat meleleh atau membeku pada tekanan 1 atm (keadaan normal). Jika suatu zat terlarut ditambahkan pada suatu pelarut murni hingga membentuk larutan maka titik beku pelarut murni akan mengalami penurunan. Misalnya, titik beku normal air adalah 0⁰C. Namun dengan adanya zat terlarut pada suhu 0⁰C air belum membeku. Jadi selisih titik beku pelarut (Tf^o) dengan

titik beku larutan (Tf) disebut penurunan titik beku (ΔTf).

Penurunan Titik beku yang disebabkan oleh 1 mol zat terlarut dalam 1000 gram zat pelarut dinamakan penurunan titik beku molal (Kf). Penurunan titik beku suatu larutan dengan molalitas (m) tertentu dapan dinyatakan dengan persamaan sebagai berikut.

Berikut ini daftar nilai Kf beberapa pelarut.

Sumber : http://www.rumuskimia.net/

Tabel 3. 2 Nilai Kf Berbagai Pelarut

Tekanan osmosis

Jika dua jenis larutan yang konsentrasinya berbeda dimasukkan ke dalam wadah kemudian kedua larutan itu dipisahkan dengan selaput semipermeabel, apakah yang akan terjadi? Perhatikan ilustrasi berikut!

Selaput semipermeabel hanya dapat dilalui oleh molekul pelarut tetapi tidak dapat dilalui oleh molekul zat terlarut.

Molekul-molekul pelarut akan merembes dari larutan encer ke larutan yang lebih pekat. Proses perpindahan molekul pelarut dari larutan encer ke larutan yang lebih pekat atau dari pelarut murni ke suatu larutan melalui selaput semipermeabel disebut peristiwa osmosis.

Peristiwa osmosis akan berlangsung hingga dicapai suatu kesetimbangan. Hal ini ditandai dengan berhentinya perubahan volume larutan. Perbedaan volume dua larutan pada kesetimbangan menghasilkan suatu tekanan yang disebut tekanan osmosis. Tekanan osmosis dapat juga diartikan sebagai tekanan yang diberikan untuk mencegah terjadinya peristiwa osmosis. Menurut van’t Hoff, tekanan osmotik larutan-larutan encer dapat dihitung dengan rumus yang serupa dengan persamaan gas ideal, yaitu:

PV = nRT atau πV = nRT

dengan mol/Volume menyatakan kemolaran larutan (M).

maka persamaan di atas dapat ditulis π = MRT

Keterangan :

π = tekanan osmosis (atm)

R = tetapan gas (0,082 atm L/mol K) T = suhu (K)

M = molaritas (mol/L) V = volume larutan (L) Penerapan Tekanan Osmosis

Contoh tekanan osmosis dalam kehidupan sehari-hari:

• Tekanan osmotik dalam sel darah merah.

• Membuat cairan fiologis. Tekanan osmosis terjadi pada peristiwa masuknya larutan infus ke dalam tubuh melalui pembuluh darah. Cairan infus yang dimasukkan harus isotonik dengan cairan intrasel agar tidak terjadi osmosis, baik ke dalam ataupun ke luar sel darah. Dengan demikian, sel-sel darah tidak mengalami kerusakan.

• Membasmi Keong mas. Hewan lunak seperti keong mas akan mati karena proses osmosis apabila permukaan tubuhnya diberi garam.

• Pengawetan makanan. Garam dapur dapat membunuh mikroba penyebab makanan busuk yang berada di permukaan makanan.

• Penyerapan air oleh akar tanaman. Tumbuhan menyerap air dari dalam tanah melalui proses osmosis.

Senyawa asam dan basa sudah banyak dikenal oleh masyarakat. Berbagai kebutuhan kalian mulai dari makanan, minuman, obat-obatan serta keperluan kebersihan semuanya dapat tergolong dalam senyawa asam atau basa. Kalian mungkin dengan gampang bisa menentukan sifat larutan dari rasa. Secara umum yang berasa masam tergolong senyawa asam dan yang getir adalah tergolong senyawa basa. Tetapi tidak semua senyawa kita bisa mencicipi karena sifatnya yang berbahaya. Berikut ini akan dibahas konsep asam basa menurut beberapa ahli.

D. Teori asam basa

Teori asam basa arrhenius

Menurut Arrhenius Asam adalah zat yang jika dimasukkan dalam air zat tersebut dapat menghasilkan ion hydronium

(H+). Senyawa asam pada umumnya merupakan senyawa kovalen polar yang terlarut dalam air. Jika HaX adalah asam, maka reaksi ionisasi senyawa HaX dalam air adalah sebagai berikut:

HaX (aq) → aH+(aq) + Xa-(aq) Keterangan:

a : valensi asam atau jumlah ion H⁺ yang dihasilkan jika 1 molekul senyawa asam mengalami reaksi ionisasi. Menurut Arrhenius basa adalah zat yang jika dimasukkan dalam air zat tersebut dapat menghasilkan ion hidroksida (OH^-). Jika L(OH)b

adalah basa, maka reaksi ionisasi senyawa L(OH)b dalam air adalah sebagai berikut:

L(OH)b(aq) →Lb+(aq) + bOH-(aq)

Senyawa NH3 merupakan senyawa kovalen polar tetapi bersifat basa karena dalam air dapat menghasilkan ion hidroksida.

Keterbatasan teori arrhenius

Asam klorida dapat dinetralkan baik oleh larutan natrium hidroksida maupun amonia. Pada kedua kasus tersebut, akan didapatkan larutan hasil reaksi yang jernih yang dapat dikristalkan menjadi garam berwarna putih, baik natrium klorida maupun amonium klorida. Kedua reaksi tersebut merupakan reaksi yang sangat mirip. Reaksi yang terjadi adalah:

Pada kasus reaksi antara natrium hidroksida dengan asam klorida, ion hidrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari NaOH. Hal ini sesuai dengan teori asam-basa Arrhenius. Akan tetapi pada kasus reaksi amonia dengan asam klorida, tidak terdapat ion hidroksida.

Kita bisa mengatakan bahwa amonia bereaksi dengan air menghasilkan ion ammonium dan hidroksida, menurut reaksi sebagai berikut:

Reaksi di atas merupakan reaksi reversibel, dan dalam larutan amonia pekat tertentu, sekitar 99% amonia tetap berada sebagai molekul amonia. Meskipun demikian, ion hidroksida tetap dihasilkan, walau dalam jumlah yang sangat kecil. Dengan demikian kita bisa mengatakan bahwa reaksi tersebut sesuai dengan teori asam-basa Arrhenius.

Tetapi pada saat yang bersamaan, terjadi reaksi antara gas amonia dengan gas hidrogen klorida.

Dalam kasus reaksi di atas, tidak dihasilkan ion hidrogen ataupun ion hidroksida, karena reaksi tidak terjadi dalam larutan. Teori Arrhenius tidak menggolongkan reaksi di atas sebagai reaksi asam-basa, meskipun faktanya, reaksi tersebut menghasilkan produk yang sama manakala kedua senyawa tersebut dilarutkan dalam air.

Secara singkat dapat dikatakan bahwa keterbatasan teori Arrhenius adalah bahwa

reaksi asam – basa hanyalah sebatas pada larutan berair (aqueus, aq) dan asam-basa adalah zat yang hanya menghasilkan H.

Teori asam basa Bronsted-Lowry

Teori asam basa Arrhenius tidak bisa menjelaskan sifat asam basa pada larutan yang tidak mengandung air.

Kelemahan ini diatasi menggunakan teori asam basa bronsted-lowry. Teori ini bisa menjelaskan sifat asam basa larutan dengan jenis pelarut yang bermacam-macam.

Bronsted-lowry menjelaskan basa adalah spesi (ion atau

molekul) yang dapat memberikan ion H⁺ (donor proton), sedangkan basa adalah spsesi yang dapat menerima ion H⁺(akseptor proton) Asam = donor H⁺; Basa = akseptor H⁺.

Berikut adalah contoh teori ini dalam menjelaskan sifat asam dan basa suatu larutan.

HCl(aq) + H2O(aq) ⇌ H3O+(aq) + Cl-(aq)

Dari peristiwa transfer proton tersebut maka masing- masing larutan dapat dijelaskan sifat asam dan basanya sebagai berikut:

HCl(aq) + H2O(aq) ⇌ H3O+(aq) + Cl-(aq)

Asam 1 basa 2 asam 2 basa 1

HCl bersifat asam karena memberikan ion H⁺ pada molekul H2O, kemudian H2O bersifat basa karena menerima ion H⁺ dari HCl. Cl^- adalah basa konjugasi dari HCl, berikut reaksi penjelasannya:

HCl ⇌ H⁺ + Cl^- Asam basa konjugasi

H3O⁺ adalah asam konjugasi dari H2O, berikut reaksi penjelasannya:

H2O + H⁺ ⇌ H3O⁺

Basa asam konjugasi

Hubungan Teori Bronsted-Lowry dengan Teori Arrhenius Teori asam-basa Bronsted-Lowry tidaklah bertentangan dengan teori asam-basa Arrhenius, justru lebih melengkapi.

Ion hidroksida tetap bertindak sebagai basa, karena mampu menerima ion hidrogen dari asam dan juga dari air. Asam menghasilkan ion hydrogen dalam larutan sebab asam bereaksi dengan molekul air dengan cara memberikan protonnya kepada air.

Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air, molekul hidrogen klorida akan memberikan protonnya (sebagai ion

hidrogen) kepada air untuk menghasilkan asam klorida.

Ikatan koordinasi terbentuk antara satu pasang elektron bebas pada atom oksigen dengan ion hidrogen dari HCl menghasilkan ion hidronium (H3O⁺).

Apabila suatu asam dalam larutan bereaksi dengan suatu basa, yang bertindak sebagai asam adalah ion hidronium.

Sebagai contoh adalah terjadinya transfer proton dari ion hidronium kepada ion hidroksida untuk menghasilkan air.

Hal penting yang harus diingat adalah: Apabila kita membicarakan ion hidrogen dalam larutan, H+(aq), yang sebenarnya kita bicarakan tidak lain adalah ion hidronium, H3O+(aq).

Permasalahan hidrogen klorid/amonia

Reaksi HCl dengan NH3 yang merupakan masalah (tidak bisa dijelaskan) dalam teori Arrhenius, bukan lagi merupakan

masalah dalam teori Bronsted-Lowry. Baik pada saat kita membicarakan reaksi dalam larutan maupun dalam fasa gas, amonia tetap bertindak sebagai basa, karena amonia menerima proton (H⁺). Hidrogen akan terikat pada pasangan electron bebas pada atom nitrogen melalui ikatan koordinasi.

Jika reaksi berlangsung dalam larutan, amonia akan menerima proton dari ion hydronium (H3O⁺)

Jika reaksi berlangsung dalam keadaan gas, amonia menerima proton secara langsung dari hidrogen klorida.

Dengan kata lain, amonia bertindak sebagai basa dengan cara menerima satu ion hydrogen dari asam.

Karena proton selalu dihasilkan menurut teori asam-basa Arrhenius, berarti semua reaksi asam-basa Arrhenius merupakan reaksi asam-basa Bronsted-Lowry, dengan catatan, air terlibat dalam reaksi. Apabila air tidak terlibat dalam reaksi, maka penjelasan reaksi asambasa menggunakan teori asam-basa Bronsted-Lowry.

Teori Asam Basa Lewis

Pada teori asam-basa Arrhenius tidak dijelaskan perilaku asam-basa dalam larutan tidak berair dan pada teori asam- basa Bronsted-Lowry tidak diterangkan akan adanya sistem yang tidak terprotonasi. G.N. Lewis, pada tahun 1923, mengemukakan teori asam-basa dalam buku Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances.

Menurut Lewis:

• Asam: zat/senyawa yang dapat menerima pasangan elektron bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk ikatan baru.

• Basa: zat/senyawa yang dapat mendonorkan pasangan elektron bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk ikatan baru.

Produk dari reaksi asam-basa Lewis merupakan senyawa kompleks. Proton merupakan asam Lewis. Lewis mengembangkan reaksi asam-basa yang menyangkut zat/senyawa yang tidak mempunyai atom H dalam senyawanya.

Secara umum, reaksi asam-basa Lewis terjadi apabila ada basa yang mendonorkan pasangan elektronnya dan asam yang menerima pasangan elektron tersebut untuk membentuk ikatan baru. Produk yang terjadi dari reaksi asam-basa Lewis disebut dengan senyawa kompleks (adduct) dan ikatan yang terjadi adalah ikatan kovalen koordinasi.

Contoh sederhana dari reaksi asam-basa Lewis adalah reaksi pembentukan ion hidronium dan ion amonium.

Hubungan antara Teori Asam-Basa Lewis dengan Teori Bronsted-Lowry Basa Lewis

Cara terbaik untuk melihat hubungan basa Lewis dengan basa Bronsted-Lowry adalah dengan cara melihat apa yang sebenarnya terjadi pada saat basa Bronsted-Lowry menerima

ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry yang akan kita tinjau adalah ion hidroksida, ammonia dan air.

Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiga senyawa di atas bertindak sebagai basa karena berkombinasi dengan H Alasan mengapa terjadi kombinasi ketiga senyawa di atas dengan ion H+ adalah karena ketiga senyawa di atas mempunyai pasangan elektron bebas, sebagaimana dijelaskan dalam teori asam-basa Lewis.

Bagaimana halnya dengan reaksi antara amonia atau air?

Dalam teori asam-basa Lewis dijelaskan bahwa reaksi dimana pasangan elektron bebas suatu senyawa digunakan untuk membentuk ikatan koordinasi dapat dikatakan bahwa senyawa tersebut bertindak sebagai basa, misalnya amonia dan air.

Berikut adalah contoh reaksi pemakaian pasangan elektron bebas untuk membentuk ikatan koordinasi antara amonia dengan BF3.

Sejauh NH3 yang menjadi fokus pembicaraan, maka NH3 akan bertindak sama seperti pada saat NH3 bereaksi dengan ion H, yaitu menggunakan pasangan electron bebasnya untuk membentuk ikatan koordinasi.

Asam Lewis

Untuk melihat hubungan asam Lewis dengan asam Bronsted-Lowry adalah dengan cara meninjau reaksi antara amonia dengan gas hidrogen klorida.

Di beberapa textbook dikatakan bahwa amonia mendonorkan pasangan electron bebasnya kepada ion hidrogen, suatu proton sederhana yang tidak mengandung elektron disekitarnya. Hal ini merupakan suatu kesalahpahaman. Kita tidak bisa menemukan H bebas dalam suatu sistem kimia. Ion H+ selalu terikat pada sesuatu. Tidak

akan pernah ditemukan ion hidrogen bebas dalam molekul HCl. Dalam molekul HCl tidak terdapat orbital kosong yang dapat menerima pasangan elektron bebas.

Mengapa HCl bertindak sebagai asam Lewis?

Klor jauh lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Hal itu berarti bahwa HCl merupakan molekul polar. Elektron dalam ikatan hidrogen-klor akan lebih tertarik ke arah klor dan membuat hidrogen sedikit bermuatan positif dan klor sedikit bermuatan negatif.

Pasangan elektron bebas pada atom nitrogen (dalam molekul amonia) tertarik ke arah

hidrogen (dalam molekul HCl) yang sedikit bermuatan positif. Pada saat keduanya mendekat, elektron pada ikatan hidrogen-klor akan saling menolak ke arah atom klor. Ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen, klor akan lepas menghasilkan ion klorida.

Molekul HCl secara keseluruhan bertindak sebagai asam Lewis, karena dapat menerima pasangan elektron dari amonia.

E. Derajad Keasaman

Ukuran keasamaan suatu larutan ditentukan oleh konsentrasi ion hidrogen. Untuk memudahkan pengukuran, maka konsentrasi ion hidrogen dinyatakan dalam pH (pangkat hidrogen). Konsep pH pertama kali diajukan oleh seorang ahli biokimia dari Denmark yaitu S.P. Sorensen pada tahun 1909.

Menurut Sorensen pH merupakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidrogen dan dirumuskan sebagai berikut:

Skala pH diberikan gambar berikut:

Berdasarkan Gambar 3.5 di atas, larutan asam merupakan larutan dengan pH di bawah 7. Semakin ke kiri trayek pH semakin kecil yang artinya sifat keasaman akan semakin kuat.

Sedangkan, larutan netral memiliki nilai pH sama dengan 7.

Larutan basa memilki nilai pH di atas 7. Semakin ke kanan trayek pH semakin besar yang artinya sifat kebasaan akan semakin kuat.

Untuk mengukur derajat kebasaan dari suatu larutan basa dinyatakan dengan pOH

yang dirumuskan sebagai berikut:

Gambar 3. 5 Skala pH