Faktor Mempengaruhi Laju Reaksi Kimia: Konsentrasi Suhu Katalis Luas Contoh Soal Pembahasan

Pengertian Laju Reaksi Kimia. Laju reaksi didefinisikan sebagai perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi persatuan waktu. Atau dapat juga didefinisikan sebagai banyaknya mol zat per liter (untuk gas atau larutan) yang berubah menjadi zat lain dalam satu satuan waktu.

r = Δc/ Δt

r = laju reaksi

Δc = perubahan konsentrasi

Δt = perubahan waktu

Contoh Soal Perhitungan Laju Reaksi

Pada reaksi A menjadi B diketahui bahwa konsentrasi A mula-mula 8 M, setelah 3 detik menjadi 2 M. Tentukan laju reaksinya!

Jawab: Δc = (8 – 2) M = 6 M

Δt = 3 detik

r = Δc/Δt

r = 6M/3detik

r = 2 M/detik

Faktor yang Memengaruhi Laju Reaksi

Proses berlangsungnya reaksi kimia dipengaruhi oleh beberapa faktor. Faktor-faktor ini akan memengaruhi jumlah tumbukan antarmolekul dari zat-zat yang bereaksi. Suatu reaksi akan berlangsung lebih cepat jika tumbukan antarpartikel dari zat-zat pereaksi lebih sering terjadi dan lebih banyak. Sebaliknya, reaksi akan berlangsung lebih lambat jika hanya sedikit partikel dari zat-zat pereaksi yang bertumbukan.

Beberapa faktor yang memengaruhi laju reaksi, antara lain:

  1. konsentrasi;
  2. luas permukaan sentuhan;
  3. temperatur;
  4. katalis.

Pengaruh Konsentrasi Terhadap Laju Reaksi

Laju reaksi dari berbagai reaksi biasanya berbedabeda, ada yang cepat dan ada yang lambat. Salah satu faktor yang memengaruhi laju reaksi di antaranya adalah konsentrasi pereaksi.

Pada umumnya, reaksi akan berlangsung lebih cepat jika konsentrasi pereaksi diperbesar. Zat yang konsentrasinya besar mengandung jumlah partikel yang lebih banyak, sehingga partikel-partikelnya tersusun lebih rapat disbanding zat yang konsentrasinya rendah.

Partikel yang susunannya lebih rapat, akan lebih sering bertumbukan dibanding dengan partikel yang susunannya renggang, sehingga kemungkinan terjadinya reaksi makin besar.

Pengaruh Luas Permukaan Pada Laju Reaksi

Luas permukaan sentuhan antara zat-zat yang bereaksi merupakan suatu faktor yang memengaruhi kecepatan reaksi bagi campuran pereaksi yang heterogen, misalnya antara zat padat dan gas, zat padat dengan larutan, dan dua macam zat cair yang tak dapat campur.

Salah satu syarat agar reaksi dapat berlangsung adalah zat- zat pereaksi harus bercampur atau bersentuhan. Pada campuran pereaksi yang heterogen, reaksi hanya terjadi pada bidang batas campuran.

Bidang batas campuran inilah yang dimaksud dengan bidang sentuh. Dengan memperbesar luas bidang sentuh, reaksi akan berlangsung lebih cepat.

Pengaruh Temperatur Terhadap Laju Reaksi

Pada umumnya reaksi akan berlangsung dengan semakin cepat jika dilakukan dengan pemanasan. Pemanasan berarti penambahan energi kinetic partikel sehingga partikel akan bergerak lebih cepat, akibatnya tumbukan yang terjadi akan semakin sering

Setiap partikel selalu bergerak. Dengan menaikkan temperatur, energi gerak atau energi kinetik partikel bertambah, sehingga tumbukan lebih sering terjadi. Dengan frekuensi tumbukan yang semakin besar, maka kemungkinan terjadinya tumbukan efektif yang mampu menghasilkan reaksi juga semakin besar.

Suhu atau temperatur ternyata juga memperbesar energi potensial suatu zat. Zat-zat yang energi potensialnya kecil, jika bertumbukan akan sukar menghasilkan tumbukan efektif. Hal ini terjadi karena zat-zat tersebut tidak mampu melampaui energi aktivasi. Dengan menaikkan suhu, maka hal ini akan memperbesar energi potensial, sehingga ketika bertumbukan akan menghasilkan reaksi.

Rumus Pengaruh Temperatur Pada Laju Reaksi

Pada umumnya, reaksi akan berlangsung lebih cepat ketika temperaturnya dinaikan lebih tinggi. Demikian pula sebaliknya, reaksi dapat diperlambat dengan menurunkan temperaturnya.

Jika temperature reaksi ditingkatakan, maka energi kinetic molekul molekul reaktan akan bertambah. Semakin bertambahnya energi kinetic, maka molekul molekul reaktan akan bergerak lebih cepat.

Gerakan molekul yang cepat akan mendorong terjadinya tumbukan antar molekul menjadi lebih sering sering yang pada akhirnya akan meningkatkan laju reaksi.

Pengaruh kenaikan temperature terhadap kecepatan atau laju suatu reaksi kimia dapat dinyatakan dengan menggunakam rumus persamaan berikut

\mathrm{v_{t}= \left ( \Delta v \right )^\frac{{T_{2}-T_{1}} }{10} v_{0} }

Keterangan:

Δv = kenaikan laju reaksi

ΔT = kenaikan suhu = T2 –T1

T2 = suhu akhir

T1 = suhu awal

v0 = laju reaksi awal

vt = laju reaksi akhir

Biasanya setiap kenaikan temperatur sekitar 10 0C, laju suatu reaksi akan meningkat dua kali lebih cepat. Dengan demikian, jika laju reaksi awalnya diketahui, maka dapat diperkirakan berapa besarnya laju reaksi berdasarkan kenaikan temperaturnya.

Maka pengaruh tempeatur terhadap laju reaksi dapat dinyatakan dengan rumus persamaan berikut:

\mathrm{v_{1}=v_{0}\: (2)^{\frac{T_{2} - T_{1}}{10}}}

Jika  temperature dinaikkan 100C dan laju reaksi naik 2 kali, maka waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi menjadi setengahnya. Sehingga waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi dapat dinyatakan denga persamaan berikut:

\mathrm{t_{1}=t_{0}\: (\frac{1}{2})^{\frac{T_{2} - T_{1}}{10}}}

T2 = suhu akhir

T1 = suhu awal

t0 = waktu reaksi awal (pada T1)

tt = waktu reaksi akhir (pada T2)

Contoh Soal Perhitungan Pengaruh Temperatur Terhadap Laju Reaksi

Pada temperature 30 0C suatu reaksi berlansung selama 4 jam. Setiap kenaikkan 10 0C laju reaksi naik dua kalinya. Berapa waktu yang dibutuhkan jika temperature dinaikan dua kalinya

Diketahui:

T1 = 30 0C

T2 = 2 x T1 = 2 x 30 0C

T2 = 60 0C

t0 = 4 jam

Rumus Menentukan Waktu Dibutuhkan Reaksi

Waktu yang dibutuhkan untuk reaksi ketika temperaturnya dinaikkan dua kali dapat dinyatakan dengam rumus persamaan berikut:

\mathrm{t_{1}=t_{0}\: (\frac{1}{2})^{\frac{T_{2} - T_{1}}{10}}}

Substituikan nilai T1, T2,  t0 pada persamaan tersebut sehingga diperoleh seperti berikut

\mathrm{t_{t}=4\:x\:(\frac{1}{2})^{\frac{60 - 30}{10}}}

tt = 4 x (1/2)3

tt = ½ jam

Jadi, waktu yang dibutuhkan untuk reaksi setelah temperature dinaikkan adalah ½ jam atau 30 menit

Contoh Soal Waktu Yang Dibutuhkan Untuk Reaksi Temperatur Dinaikkan

Suatu reaksi berlansung pada temperature 30 0C. Jika setiap kenaikan 20 0C tetapan laju reaksinya meningkat 3 kali. Tentukan berapa laju reaksi pada temperature 90 0C dibandingkan dengan laju reaksi pada temperature 20 0C.

Diketahui

T1 = 30 0C

T2 = 90 0C

Peningkatan laju reaksi = 3 kali per 20 0C

Rumus Menentukan Peningkatan Laju Reaksi Ketika Temperatur Naik

Laju reaksi ketika kenaikkan 20 0C meningkat 3 kalinya dapat dinyatakan dengan rumus berikut:

\mathrm{v_{t}=v_{0}\: (3)^{\frac{T_{2} - T_{1}}{20}}}

Substitusikan nilai temperature awal dan akhir beserta waktu reaksi awal ke persamaan sehingga diperoleh laju reaksi barunya

\mathrm{v_{t}=v_{0}\: (3)^{\frac{90 - 30}{20}}}

vt = v0 x (3)3

vt = 27 v0

Jadi, laju reaksi akan meningkat 27 kali lebih cepat dari laju reaksi awalnya

Contoh Soal Pembahasan Waktu Reaksi Karena Temperatur Dinaikkan

Jika temperature dinaikkan 15 0C kecepatan reaksinya menjadi 2 kali lebih cepat. Jika pada temperature T reaksi berlangsung selama 40 menit, maka saat temperature dinaikkan 45 0C lebih tinggi dari temperature awal, hitung lama reaksinya.

Diketahui:

Kenaikkan Laju reaksi = 2 kali per 15 0C

T1 = T

T2 = T + 45

t0 = 40 menit

Cara Menentukan Waktu Reaksi Ketika Temperatur Dinaikkan

Waktu yang dibutuhkan untuk reaksi setelah temperature dinaikkan dapat dirumuskan dengan persamaan berikut:

\mathrm{t_{1}=t_{0}\: (\frac{1}{2})^{\frac{T_{2} - T_{1}}{15}}}

Substisikan nilai temperature dan waktu ke persamaan seperti berikut

\mathrm{t_{1}=40\:x\:  (\frac{1}{2})^{\frac{T+45- T}{15}}}

t1 = 40 x (1/2)3

t1 = 5 menit

Jadi, waktu yang dibutuhkan untuk reaksi setelah temperature dinaikkan adalah 5 menit

Pengaruh Katalis Pada Laju Reaksi

Katalis dapat mempengaruhi laju reaksi. Umumnya katalis dapat meningkatkan laju reaksi tetapi tidak mengalami perubahan yang kekal dalam reaksi itu.

Katalis adalah suatu zat yang berfungsi mempercepat terjadinya reaksi, tetapi pada akhir reaksi dapat diperoleh kembali. Fungsi katalis adalah menurunkan energi aktivasi, sehingga jika ke dalam suatu reaksi ditambahkan katalis, maka reaksi akan lebih mudah terjadi. Hal ini disebabkan karena zat zat yang bereaksi akan lebih mudah melampaui energi aktivasi.

Daftar Pustaka:

  1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  2. Hiskia Achmad, 1996, “Kimia Larutan”, Citra Aditya Bakti,
  3. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  4. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  5. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  6. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
  7. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
  8. Faktor Mempengaruhi Laju Reaksi Kimia: Konsentrasi Suhu Katalis Luas Contoh Soal Pembahasan,
  9. Faktor Mempengaruhi Laju Reaksi Kimia: Konsentrasi Suhu Katalis Luas Contoh Soal Pembahasan, Rumus Menentukan Peningkatan Laju Reaksi Ketika Temperatur Reaksi Naik, Cara Menentukan Waktu Reaksi Ketika Temperatur Reaksi Dinaikkan , Rumus Waktu Reaksi Dan Temperatur Reaksi, Pengaruh Temperatur Reaksi Pada Waktu Reaksi,

 

Menentukan pH Asam Basa: Pengertian Derajat Reaksi Ionisasi Asam Kuat Basa Lemah Contoh Soal Perhitungan 11

Pengertian Reaksi Ionisasi Air: Air merupakan elektrolit yang sangat lemah. Air murni akan mengalami ionisasi menghasilkan H+ dan OHdengan jumlah sangat kecil.

Persamaan reaksi ionisasi air adalah sebagai berikut.

H2O (l) → H+ (aq) + OH(aq)

Rumus Tetapan Kesetimbangan Air Kw

Tetapan kesetimbangan air (Kw) dapat dinyatakan dengan penurunan rumus sebagai berikut.

K = ([H+][OH])/[H2O])

K [H2O]= [H+][OH]

Kw = [H+][OH]

Kw = tetapan kesetimbangan air

[H+] = molaritas ion H+ dalam M

[OH] = molaritas ion OH dalam M

Rumus Konsentrasi Ion Hidrogen Ion Hidroksida  Air Murni

Pada temperatur kamar 25 oC harga Kw adalah 1,0 × 10–14, dan dalam air murni konsentrasi ion hydrogen dan ion hidroksida adalah sama, sehingga

[H+] [OH] = 1,0 × 10–14

Untuk air murni harga [H+] dan [OH] adalah

[H+] = [OH] = 1,0 × 10–7 M

Pengertian Kekuatan Asam Basa. 

Sebagaimana larutan elektrolit yang dibedakan atas elektrolit kuat dan elektrolit lemah, maka larutan asam dan larutan basa yang merupakan larutan elektrolit juga dibedakan atas asam-basa kuat dan asam-basa lemah.

Perbedaan kekuatan larutan asam-basa dipengaruhi oleh banyak sedikitnya ion-ion pembawa sifat asam dan ion-ion pembawa sifat basa yang dihasilkan saat terionisasi.

Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion H+ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H+ yang dihasilkan.

Berdasarkan banyaknya ion yang dihasilkan pada ionisasi asam dan basa dalam larutan, maka kekuatan asam dan basa dikelompokkan menjadi asam kuat dan asam lemah serta basa kuat dan basa lemah. Kekuatan asam dan basa tersebut dapat dinyatakan dengan derajat ionisasi.

Dalam larutan elektrolit kuat, zat- zat elektrolit terurai seluruhnya menjadi ion-ionnya (ionisasi sempurna) dan dalam larutan elektrolit lemah, zat- zat elektrolit hanya sebagian saja yang terurai menjadi ion- ionnya (ionisasi sebagian).  Sedangkan zat- zat nonelektrolit dalam larutan tidak terurai menjadi ion-ion.

Derajat Ionisasi Larutan

Derajat ionisasi (α) adalah perbandingan antara jumlah molekul zat yang terionisasi dengan jumlah molekul zat mula-mula.

Rumus Derajat Ionisasi

Seperti yang  telah diketahui, bahwa perbandingan molekul sama dengan perbandingan mol. Dengan demikian, derajat ionisasi (α) dapat diformulasikan dengan persamaan berikut.

α = (Jumlah mol zat yang terionisasi)/(jumlah mol zat mula – mula)

Larutan elektrolit kuat mengalami ionisasi sempurna, sehingga nilai α mendekati satu. Sementara itu, larutan elektrolit lemah hanya mengalami ionisasi sebagian, sehingga nilai α sangat kecil (α < 1).

Berdasarkan rumus di atas, maka nilai a untuk:

  1. Elektrolit kuat, α = 1
  2. Elektrolit lemah, 0 < α < 1
  3. Non-elektrolit, α = 0

Suatu asam atau basa yang merupakan suatu elektrolit kuat disebut asam atau basa kuat. Dengan demikian jika asam merupakan elektrolit lemah, maka ia merupakan asam lemah, karena hanya mengandung sedikit ion H+, demikian juga dengan basa lemah akan terdapat sedikit ion OH.

Kekuatan  Derajat Keasaman Larutan Asam Kuat

Asam kuat adalah zat yang di dalam pelarut air mengalami ionisasi sempurna (α ≈ 100%). Di dalam larutan, molekul asam kuat hampir semuanya terurai membentuk ion H+ dan ion negatif sisa asam.

Kekuatan asam dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion H+ yang dihasilkan oleh senyawa asam dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion H+ yang dihasilkan.

Contoh Asam Kuat

Beberapa contoh asam kuat diantaranya adalahHCl, HBr, HNO3, dan H2SO4. Asam kuat tergolong elektrolit kuat sehingga akan mengalami ionisasi sempurna dan reaksi ionnya berkesudahan, tidak bolak-balik.

Reaksi Ionisasi Asam Kuat

Reaksi ionisasi asam kuat merupakan reaksi berkesudahan. Secara umum, ionisasi asam kuat dirumuskan sebagai berikut.

HA (aq) → H+ (aq) + A (aq)

Rumus Konsentrasi Ion Hidrogen [H+] Asam Kuat

[H+] = (x) [HA] atau

[H+] = (valensi asam)  (M)

Keterangan:

x = valensi asam

M = konsentrasi asam

Derajat Keasaman Larutan Basa Kuat

Sama halnya dengan asam, zat yang di dalam larutan bersifat basa dapat digolongkan sebagai basa kuat dan basa lemah berdasarkan kesempurnaan ionisasinya. Basa kuat adalah zat yang di dalam air terionisasi sempurna (α ≈ 100%), sedangkan basa lemah terionisasi sebagian.

Kekuatan basa dipengaruhi oleh banyaknya ion – ion OH yang dihasilkan oleh senyawa basa dalam larutannya. Berdasarkan banyak sedikitnya ion OH yang dihasilkan.

Contoh Basa Kuat

Contoh beberapa basa kuat diantaranya adalah NaOH, KOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, dan Ba(OH)2. Basa kuat termasuk dalam elektolit kuat sehingga jika dilarutkan dalam air akan terionisasi sempurna menjadi ion-ionnya.

Reaksi Ionisasi Basa Kuat

Basa kuat yaitu senyawa basa yang dalam larutannya terion seluruhnya menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa kuat merupakan reaksi berkesudahan.

Secara umum, ionisasi basa kuat dirumuskan sebagai berikut.

M(OH)x (aq) → Mx+ (aq) + x OH (aq)

Rumus Konsentrasi Ion Hidrokida [OH] Basa Kuat

[OH] = (x) [M(OH)x]

[OH] = (valensi basa) (M)

Keterangan:

x = valensi basa

M = konsentrasi basa

Derajat Keasaman Larutan Asam Lemah

Asam lemah merupakan senyawa asam yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion- ionnya. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan.

Asam lemah adalah senyawa yang kelarutannya di dalam air terionisasi sebagian, sesuai derajat ionisasinya. Asam lemah terionisasi sebagian. Berdasarkan hasil penyelidikan diketahui bahwa zat- zat yang bersifat asam lemah, di dalam larutan membentuk kesetimbangan antara molekul-molekul asam lemah dengan ion- ionnya.

Contoh Asam Lemah

Beberapa contoh asam lemah diantaranya adalah: Asam asetat (CH₃COOH), Asam borat (H₃BO₃),  Asam benozat (C₆H₅COOH), Asam Asam format (HCOOH), Asam fosfat (H₃PO₄), Asam hipoklorit (HClO), Asam nitrit (HNO₂).

Reaksi Ionisasi Asam Lemah

Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

HA (aq) = H+ (aq) + A (aq)

Rumus Konsentrasi Ion Hidrogen [H+] Asam Lemah

[H+] = √(Ka x[HA])

Ka = tetapan ionisasi asam

Konsentrasi ion H+ asam lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui.

[H+] = α [HA]

Derajat Keasaman Larutan Basa Lemah

Basa lemah merupakan senyawa basa yang dalam larutannya hanya sedikit terionisasi menjadi ion-ionnya. Reaksi ionisasi basa lemah juga merupakan reaksi kesetimbangan.

Contoh Basa Lemah

Beberapa contoh basa lemah diantaranya adalah amonium hidroksida (NH4OH), timbal (II) hidroksida  (Pb(OH)2), kobalt (II) hidroksida  (Co(OH)2), tembaga (I) hidroksida (Cu(OH)2),  perak hidroksida  (Ag(OH))

Reaksi Ionisasi Basa Lemah

Secara umum, ionisasi basa lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai berikut.

M(OH) (aq) = M+ (aq) + OH (aq)

Rumus Konsentrasi Ion Hidrokida [OH] Basa Lemah

[OH] = √(Kb x[M(OH)])

Kb= tetapan ionisasi basa

Konsentrasi ion OH basa lemah juga dapat dihitung jika derajat ionisasinya (α) diketahui.

[OH] = α [M(OH)]

Derajat Keasaman pH

Ukuran keasaman atau kebasaan suatu larutan ditentukan oleh konsentrasi ion hydrogen. Untuk memudahkan pengukuran, maka konsentrasi ion hydrogen dinyataka dalam pH (pangkat hydrogen).

Konsep pH pertama kali diajukan oleh seorang ahli biokimia dari Denmark yaitu S.P. Sorensen pada tahun 1909.

Rumus Keasaman Larutan pH

Menurut Sorensen, pH merupakan logaritma negative dari konsentrasi ion hydrogen dan diformulasikan dengan rumus menurut persamaan berikut.

pH = -log[H+]

untuk mengukur konsentrasi OH dari suatu larutan basa dinyatakan dengan pOH, yang diformulasikan dengan rumus sebagai berikut

pOH = -log[OH]

hubungan antara pH dan pOH diturunkan dari persamaan tetapan ionisasi air (Kw) pada temperature 25 Celcius yaitu;

[H+][OH] = Kw

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

1). Contoh Soal Perhitungan Konsentrasi Ion H+ Dan Ion OH Larutan H2SO4

Hitunglah konsentrasi ion H+ dan ion OH dari larutan asam sulfat H2SO4 yang memiliki konsentrasi 0,05 M pada temperature 25 0C

Diketahui:

[H2SO4] = 0,05 M

Reaksi Ionisasi Asam Sulfat H2SO4

Reaksi ionisasi asam sulfat H2SO4 dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut

H2SO4 (aq) → 2 H+ (aq) + SO4-2 (aq)

0,05 M            0,1M              0,05M

Menentukan Konsentrasi Ion H+

Koefisien H+  adalah 2 kali koefisien H2SO4 jadi Konsentrasinya adalah

[H+] = 2 x 0,05 = 0,1 M

Menentukan Konsentrasi Ion OH 

Koefisien OH  dapat ditetukan denga menggunakan persamaan tetapan kesetimbangan air seperti berikut

Kw = [H+][OH] atau

[OH] = Kw/[H+]

[OH] = (10-14)/(0,1)

[OH] = 10-13 M

Jadi, dalam H2SO4 0,05 M terdapat konsentrasi [H+] sebesar 0,1 M dan [OH] sebesar 10-13 M.

2). Contoh Soal Perhitungan Derajat Keasaman pH Larutan Asam Kuat Asam Sulfat H2SO4

Tentukan derajat keasaman atau harga pH larutan H2SO4 yang memiliki  konsentrasi 0,02 M

Diketahui

[H2SO4] = 0,02 M

Reaksi Ionisasi Larutan Asam Sulfat H2SO4

Reaksi ionisasi asam sulfat memenuhi persamaan reaksi berikut

H2SO4 (aq) → 2 H+ (aq) + SO4-2 (aq)

0,02 M            0,04 M        0,02 M

[H+] = 2 x 0,02 M = 0,04 M

Rumus Menentukan pH Larutan Asam Sulfat H2SO4

Keasaman larutan asam sulfat dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

pH= –log[H+]

pH = –log 4 x 10–2

pH = 2 – log4

pH = 2 – 0,602

pH = 1,398

Jadi, keasaman larutan adalah pH = 1,397

3). Contoh Soal Perhitungan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Basa Kuat NaOH

Tentukan harga pH dan pOH larutan NaOH 0,04 M

Diketahui:

[NaOH] = 0,04 M

Reaksi Ionisasi Larutan Natrium Hidroksida NaOH

Reaksi ionisasi natrimu hidroksida menjadi ion ionnya memenuhi persamaan reaksi berikut

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH (aq)

0,04 M            0,04 M       0,04 M

[OH] = [NaOH] = 0,04 M

Rumus Menentukan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Natrium Hidroksida NaOH

Keasaman larutan natrium hidroksida dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

[OH] = 4 x 10–2 M

pOH = –log 4x 10–2

pOH = 2 – log 4

pOH = 2 – 0,6021

pOH = 1,398

Jadi, pH larutannya adalah

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pH= 14 – 1,398

pH = 12,60

Jadi keasaman pH larutan adalah 12,60

4). Contoh Soal Perhitugan Keasaman Larutan Barium Hidroksida Ba(OH)2

Tentukan pH dan pOH larutan Barium Hidroksida Ba(OH)2,  jika 34,2 gram Ba(OH)2 dilarutkan dalam air sehingga volume larutan menjadi 500 mL

Diketahui:

Ar Ba = 137

Ar O = 16

Ar H = 1

Mr Ba(OH)2 = 137 + 16 +1 = 171

m Ba(OH)2 = 34,2 gram

Menentukan Konsentrasi Ba(OH)2

Konsentrasi larutan barium hidroksida Ba(OH)2 dapat dihitung dengan rumus berikut

[Ba(OH)2] =  (m Ba(OH)2/Mr Ba(OH)2) x (1000mL/vol mL)

[Ba(OH)2] = (34,2/171) x (1000/500)

[Ba(OH)2] = 0,4 M

Reaksi Ionisasi Larutan Barium Hidroksida Ba(OH)2

Reaksi ionisasi Barium hidroksida menjadi ion  ionnya memenuhi persamaan reaksi berikut

Ba(OH)2 (aq) → Na+ (aq) + 2 OH (aq)

0,4 M               0,4 M        0,8 M

[OH] = 2 x  0,4 = 0,8 M

Rumus Menentukan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Barium Hidroksida Ba(OH)2

Keasaman larutan barium hidroksida dapat dirumuskan dengan menggunakan persamaan berikut

[OH] = 8 x 10–1 M

pOH = –log 8 x 10–1

pOH = 1– log 8

pOH = 1 – 0,9031

pOH = 0,0969

Jadi, pH larutannya adalah

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pH= 14 – 0,0969

pH = 13,90

Jadi keasaman pH larutan adalah 13,90

5). Contoh Soal Perhitungan pH Larutan Asam Lemah Asam Asetat

Jika tetapan ionisasi asam asetat Ka = 1 x 10-5, maka tentukanlah pH larutan CH3COOH 0,001 M

Diketahui

Ka = 1 x 10-5

[CH3COOH] = 0,001 M

Rumus Menentukan Konsentrasi Ion [H+]

Konsentrasi ion [H+]  dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

[H+] = √(Ka x[CH3COOH])

[H+] = √(1 x 10-5 x 0,001)

[H+] = √(1 x 10-8)

[H+] = 1 x 10-4 M

Cara Menentukan pH Larutan Asam Lemah Asam Asetat CH3COOH

Keasaman pH larutan asam asetat dapat dinyatakan dengan rumus berikut

pH = – log[H+]

pH = – log (1 x 10-4)

pH = 4

Jadi pH Asam lemah asetat adalah 4

Rumus Menentukan pOH Larutan Asam Lemah Asam Asetat CH3COOH

Keasaman larutan asam asetat dapat dinyatakan dengan rumus berikut

pOH = 14 – pH

pOH = 14 – 4

pOH = 8

Jadi pOH Asam lemah asetat adalah 8

6). Contoh Soal Perhitungan Keasaman pH dan pOH Basa Lemah NH3

Larutan basa lemah ammonia NH3 0,001 M hanya terionisasi Sebagian menjadi ion NH4+ dan ion OH dan memiliki tetapan ionisasi basa Kb = 1 x 10-7, tentukanlah pH dan  pOH larutan tersebut

Diketahui;

Kb = 1 x 10-7

[NH3] = 0,001 M

Rumus Menentukan Konsentrasi Ion [OH]

Konsentrasi ion OH dapat dihitung dengan rumus seperti berikut

[OH] = √(Kb x [NH3])

[OH] = √(1 x 10-7 x 0,001)

[OH] = √(1 x 10-10)

[OH] = 1 x 10-5 M

Cara Menentukan pOH Larutan Basa Lemah Amonia  NH3

Dengan demikian pOH basa lemah ammonia dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

pOH = – log (1 x 10-5)

pOH = 5

jadi pOH basa lemah ammonia adalah 5

Sedangkan pH nya dapat ditentukan dengan rumus berikut

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 5

pH = 9

jadi pH basa lemah ammonia adalah 9

7). Contoh Soal Perhitungan Konsentrasi Ion Larutan Hidrogen Fluorida HF

Larutan HF 0,1 M terionisasi menurut persamaan reaksi seperti berikut

HF (aq) → H+ (aq) + F (aq)

Berapa konsentrasi H+, F, dan HF dalam larutan HF 0,1 M, jika diketahui derajat ionisasi HF = 8,4%

Diketahui:

Senyawa HF dalam larutan air tergolong asam lemah sehingga terionisasi Sebagian sesuai dengan derajat ionisasinya.

[HF] = 0,1 M

α = 8,4 %

Untuk menghitung konsentrasi masing-masing spesi dalam larutan, berlaku hukum kesetimbangn kimia.

Menentukan Konsentrasi Reaksi Ionisasi Larutan HF

Reaksi ionisasi laruran hydrogen fluoride HF dapat dituliskan seperti persamaan reaksi berikut

HF (aq)  →  H+ (aq) + F (aq)

m: 0,1 M

t  : 0,0084    0,0084     0,0084

s : 0,0916    0,0084     0,0084

m = konsentrasi mula mula

t = konsentrasi yang terionisasi

s = konsentrasin kesetimbangan

HF yang terionisasi (baris t) = 8,4% x 0,1

HF = 0,0084 M

Sisa HF = HF kesetimbangan (baris s)

HF = 0,1 – 0,0084 = 0,0916 M

Jadi, konsentrasi masing-masing dalam larutan HF adalah

[HF] = 0,0916 M

[H+] = 0,0084 M

[F] = 0,0084 M

8). Contoh Soal Menentukan Keasaman pH Asam Format HCOOH

Larutan asam format HCOOH memiliki konsentrasi 0,01 M dengan harga tetapan ionisasi asam Ka = 1,5 x 10–5 dan ionisasi memenuhi persamaan reaksi berikut:

HCOOH (aq) → HCOO(aq) + H+(aq)

Diketahai:

[HCOOH] = 0,01 M

Ka = 1,5 x 10–5

Reaksi Ionisasi Asam Format HCOOH

Reaksi ionisasi asam format HCOOH dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut

HCOOH (aq) → HCOO(aq) + H+ (aq)

0,01 M                0,01 M             0,01M

Rumus Menentukan Konsentrasi  H+ Larutan Asam Format

Konsentrasi H+ dalam asam format dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

[H+] = √(Ka x[HCOOH])

[H+] = √(1,5 x 10–5 x 0,01)

[H+] = 3,87 x 10-4 M

Rumus Menghitung Keasaman pH Larutan Asam Format

Derajat keasaman pH asam format dapat dinyatakan dengan rumus berikut

pH = – log[H+]

pH = – log(3,87 x 10-4)

pH = 3,41

Jadi pH asam format adalah 3,41

9). Contoh Soal Perhitungan pH Larutan Magnesium Hidroksida Mg(OH)2

Tentukan pH larutan Mg(OH)2 0,01 M, jika reaksi ionisasi memenuhi persamaan reaksi berikut

Mg(OH)2 (aq) → Mg2+ (aq) + 2 OH (aq)

Diketahui:

[Mg(OH)2] = 0,01 M

Menentukan Konsentrasi Larutan Ionisasi Magnesium Hidroksida Mg(OH)2

Reaksi ionisasi dan konsentrasi larutan magnesium hidroksida dapat dinyatakan dengan persamaan berikut

Mg(OH)2 (aq) → Mg2+ (aq) + 2 OH (aq)

0,01 M                                     0,02 M

[OH] = 2 x 0,01 M = 0,02 M

Cara Menentukan Dan pH dan pOH Larutan Magnesium Hidroksida

Derajat keasaman larutan magnesium hidroksida dapat dirumuskan dengan persamaan berikut

pOH = –log [OH]

pOH = – log(0,02)

pOH = 1,699

maka nilai pH dapat dicari dengan:

pH + pOH = 14

pH = 14 – 1,699

pH = 12,30

Jadi, pH larutan adalah 12,30

10). Contoh Soal Perhitungan Kekuatan dan Derajat Keasaman

Berapakan Derajat keasaman air murni.

Jawab air murni merupakan larutan netral dimana konsentrasi ion hydrogen [H+] adalah sama dengan konsentrasi ion hidroksi [OH]

[H+] = [OH] = 10-7M

sehingga

pH = pOH

pH= -log 10-7

pH = 7

11). Contoh Soal Perhitungan Kekuatan dan Derajat Keasaman

Hitung pH larutan HCL 0,01M yang merupakan asam kuat dan terionisasi seleuruhnya menjadi ion H+ dan Cl.

Jawab .

[H+] = [HCl]=0,01M

pH = -log[H+]

pH = -log 10-2

pH = 2

pH + pOH = 14

pOH = 14 – pH

pOH = 12

Daftar Pustaka:

  1. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
  2. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
  3. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  4. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  5. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  6. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  7. Rangkuman Ringkasan: Menurut Arrhenius, dasar dari asam dan basa adalah keberadaan ion H+ dan ion OH. Suatu zat yang mengandung hidrogen, Ketika ikatan kovalen antara atom hidrogen dan atom lainnya putus, maka akan terbentuk ion H+, dan zat tersebut disebut asam, sedangkan basa adalah yang melepaskan ion OH.
  8. Menurut Bronsted-Lowry, asam adalah donor proton, sedangkan basa merupakan akseptor proton
  9. Karena reaksi asam basa merupakan reaksi yang reversibel, bagian yang terbentuk ketika suatu asam kehilangan proton cenderung bersifat basa, dan bagian yang menerima proton cenderung bersifat asam.
  10. Sebuah asam dan sebuah basa yang dihubungkan oleh sebuah proton disebut pasangan asam basa konjugasi.
  11. Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan elektron.
  12. Suatu asam atau basa kuat merupakan suatu elektrolit kuat, sedangkan asam dan basa lemah merupakan elektrolit lemah, mengandung sedikit ion H+ ion OH.
  13. Konsentrasi ion H+ menunjukkan derajat keasaman suatu larutan dinyatakannya sebagai pH. pH didefinisikan sebagai negative logaritma dari konsentrasi ion H+.
  14. Indikator asam basa merupakan alat ukur keberadaan asam atau basa, bahkan untuk menunjukkan derajat keasaman dengan menunjukkan nilai pH suatu larutan. Indikator yang biasa digunakan adalah kertas lakmus, larutan indikator dan indikator universal.
  15. Menentukan pH Asam Basa: Pengertian Derajat Reaksi Ionisasi Asam Kuat Basa Lemah Contoh Soal Perhitungan, Contoh Reaksi Ionisasi Dan Perhitungan Derajat Ionisasi Asam Kuat Basa Lemah, Rumus Menentukan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Asam Kuat Basa Lemah, Rumus Menghitung Konsentrasi Ion HIdrogen [H+] dan Hidrokida [OH-]Larutan Asam Basa, Contoh Soal Menentukan Derajat Keasaman pH dan pOH Larutan Asam Kuat Basa Lemah,

Teori Tumbukan Reaksi Kimia

Pengertian Teori Tumbukan Reaksi Kimia. Menurut teori tumbukan, reaksi kimia terjadi karena adanya partikel-partikel yang saling bertumbukan. Jumlah tumbukan antara molekul-molekul per satuan waktu disebut frekuensi tumbukan

Tumbukan terjadi jika dua molekul atau lebih permukaannya saling bersentuhan pada satu titik. Pengertian satu titik disini adalah jika dianggap bentuk molekul bulat seperti bola, maka pada pertemuan tersebut jarak antarpusat inti sama dengan diameternya untuk jenis molekul yang mempunyai ukuran sama.

Tumbukan Efektif

Tetapi, tidak semua tumbukan akan menghasilkan reaksi kimia. Tumbukan yang dapat menghasilkan reaksi kimia dikenal dengan istilah tumbukan efektif. Tumbukan efektif adalah tumbukan yang mempunyai energi yang cukup untuk memutuskan ikatan- ikatan pada zat yang bereaksi.

Orientasi Tumbukan

Agar terjadi tumbukan yang efektif diperlukan syarat, yaitu orientasi tumbukan molekul harus tepat. Orientasi merupakan arah atau posisi antarmolekul yang bertumbukan. Untuk molekul berbentuk bulat orientasi tidak begitu penting, karena semua posisi akan mengakibatkan tumbukan dengan orientasi sesuai. Tetapi, untuk molekul yang berbentuk dua bola terpilin orientasi sangatlah penting.

Energi Aktivasi

Sebelum suatu tumbukan terjadi, partikel -partikel memerlukan suatu energi minimum yang dikenal sebagai energi pengaktifan atau energi aktivasi (Ea). Energi pengaktifan atau energi aktivasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk berlangsungnya suatu reaksi.

Faktor yang Mempengaruhi Terjadinya Tumbukan Reaksi Kimia

Pengaruh Luas Permukaan Sentuhan Pada Tumbukan

Semakin luas permukaan sentuhan antara zat- zat pereaksi, semakin banyak molekul- molekul pereaksi yang bertumbukan. Dengan demikian, kemungkinan terjadi reaksi semakin besar sehingga reaksi lebih cepat berlangsung.

Pengaruh Sifat Kimia Pereaksi Pada Tumbukan

Senyawa- senyawa ion lebih cepat bereaksi daripada senyawa- senyawa kovalen. Pada setiap tumbukan yang terjadi antara ion positif dan ion negatif selalu dihasilkan reaksi. Hal ini disebabkan tidak ada energi tumbukan yang diperlukan untuk memutuskan ikatan terlebih dahulu. Hal ini berbeda dengan reaksi antara senyawa- senyawa kovalen yang tidak setiap tumbukan dapat menghasilkan reaksi.

Pengaruh Konsentrasi Pada Tumbukan

Dalam konsentrasi yang relative besar, maka jumlah partikel per satuan volume juga besar. Sehingga kemungkinan terjadinya tumbukan antarpartikel di dalamnya menjadi lebih besar jika dibandingkan dengan yang terjadi pada konsentrasi yang lebih rendah.

Dengan demikian semakin besar konsentrasi zat yang bereaksi, semakin banyak partikel yang bereaksi per satuan waktu dan semakin besar laju reaksinya.

Pada beberapa jenis reaksi, peningkatan konsentrasi pereaksi tidak selalu mempercepat reaksi atau peningkatan konsentrasi tidak sebanding dengan peningkatan laju reaksinya.

Pengaruh Temperatur Pada Tumbukan

Kenaikkan temperature akan mempercepat reaksi, karena dengan kenaikkan temperatur gerakan partikel semakin cepat. Energi kinetik partikel- partikel semakin bertambah sehingga semakin banyak terjadi tumbukan yang efektif. Dengan demikian, semakin banyak partikel- partikel yang bereaksi.

Pengaruh Katalis Pada Tumbukan

Katalis adalah zat yang dapat meningkatkan laju reaksi tanpa mengakibatkan perubahan kimia yang kekal bagi zat itu sendiri. Setelah reaksi kimia berlangsung, katalis diperoleh kembali dalam keadaan dan jumlah yang sama seperti sebelum terjadi reaksi.

Agar terjadi suatu reaksi, maka partikel partikel zat harus memiliki energi minimum tertentu yang disebut energi pengaktifan. Dalam hal ini, katalis berfungsi untuk menurunkan sejumlah energi pengaktifan agar reaksi dapat berlangsung.

Pengaruh Jenis Katalis Pada Tumbukan

Katalis dapat digolongkan menjadi katalis homogen dan heterogen.

Pengaruh Katalis Homogen Pada Tumbukan

Katalis homogen adalah katalis yang memiliki fase yang sama dengan pereaksi dan bekerja melalui penggabungan dengan molekul atau ion pereaksi membentuk keadaan ‘antara’.

Keadaan antara ini bergabung dengan pereaksi lainnya membentuk produk dan setelah produk dihasilkan, katalis melakukan regenerasi sebagai zat semula.

Pengaruh Katalis Heterogen Pada Tumbukan

Katalis heterogen adalah katalis yang berbeda fase dengan pereaksi dan produk. Katalis ini biasanya padatan dalam pereaksi gas atau cairan, dan reaksi terjadi pada permukaan katalis heterogen. Untuk alasan ini, katalis biasanya dipecah- pecah menjadi butiran halus.

Daftar Pustaka

Teori Tumbukan Reaksi Kimia dan Pengertian Teori Tumbukan Reaksi Kimia dengan frekuensi tumbukan dan Pengertian satu titik tumbukan. Tumbukan Efektif dan Orientasi Tumbukan beserta posisi antarmolekul yang bertumbukan. Energi Aktivasi dan energi minimum untuk suatu reaksi serta Faktor Mempengaruhi Terjadinya Tumbukan Reaksi Kimia.

Pengaruh Luas Permukaan Sentuhan terhadap tumbukan dan Pengaruh Sifat Kimia Pereaksi terhadap tumbukan. Pengaruh Konsentrasi terhadap tumbukan dengan Pengaruh Temperatur terhadap tumbukan. Pengaruh Katalis terhadap tumbukan dan Pengaruh Jenis Katalis terhadap tumbukan. Katalis Homogen dan Katalis Heterogen.

Tata Nama Senyawa Kimia

Pengertian Tata Nama Senyawa Kimia. Penamaan senyawa diatur oleh Komisi Tata Nama IUPAC (International Union for Pure and Applied Chemistry), suatu badan di bawah UNESCO yang menyusun suatu aturan berdasarkan hasil kesepakatan para ilmuwan sedunia, hal ini dilakukan dangan tujuan agar nama senyawa di seluruh negara sama.

Tata nama senyawa yang digunakan secara seragam di seluruh dunia Terdapat dua kelompok besar senyawa, yaitu senyawa anorganik dan senyawa organik.

Tata Nama Senyawa Anorganik

Senyawa anorganik adalah golongan senyawa yang tersusun dari unsur-unsur yang tidak mengandung atom karbon organik. Umumnya senyawa anorganik relatif sederhana dan dikelompokkan ke dalam senyawa biner dan senyawa poliatom.

Senyawa anorganik terdiri dari senyawa biner dari logam dan non logam, senyawa biner dari non logam dan non logam, senyawa yang mengandung poliatom senyawa asam, basa dan garam.

Tata Nama Senyawa Biner

Senyawa biner adalah senyawa yang hanya terbentuk dari dua macam unsur yang berbeda.  Senyawa biner dibagi menjadi dua macam, yaitu senyawa logam dengan non-logam dan senyawa yang terdiri dari non-logam dengan non-logam.

Senyawa Biner dari Logam dan Non-logam

Senyawa biner dari logam dan non-logam umumnya merupakan senyawa ion sehingga biasa disebut dengan senyawa ionic. Unsur Logamnya membentuk ion positif (kation) sedangkan unsur non-logam membentuk ion negatif (anion).

Penamaan senyawa ini didasarkan pada nama unsur pembentuknya yang ditulis secara berurutan sesuai penulisan rumus kimia (lambang senyawa).

Unsur yang berada di depan disebut (ditulis dan dinyatakan) sesuai dengan nama unsur tersebut. Unsur yang berada di belakang disebut (ditulis dan dinyatakan) sesuai dengan nama unsur tersebut dengan menambahkan akhiran -ida. Jumlah atom unsur disebut (ditulis dan dinyatakan) dengan menggunakan angka Latin (jika diperlukan).

Contoh Nama Rumus Kimia Senyawa Biner Logam dan Non-logam

NO = nitrogen monoksida

NO2 = nitrogen dioksida

AlCl = aluminium klorida

FeCl3 = besi(III) klorida

SnO = timah(II) oksida

Pada senyawa biner tersebut, unsur logam menjadi kation (atau ion positif) sedangkan unsur nonlogamnya berlaku sebagai anion (atau ion negatif).

Jika ion positif dan ion negatif bergabung membentuk suatu senyawa, maka jumlah muatannya harus nol. Sebagai contoh:

Ion Fe3+ jika bergabung dengan ion S2– akan membentuk senyawa dengan rumus kimia Fe2S3, sebab untuk menjadikan netral setiap tiga ion S2– yang mempunyai muatan –2 memerlukan 2 buah ion Fe3+ yangbermuatan +3.

Ion Al3+ apabila bergabung dengan ion Cl akan membentuk senyawa dengan rumus kimia AlCl3 = Aluminium klorida, sebab untuk menjadikan netral setiap satu ion Al3+ yang bermuatan +3 memerlukan tiga ion Cl yang bermuatan –1.

Senyawa Biner Non-logam dan Non-logam

Senyawa biner yang dibentuk oleh unsur non-logam dan non logam merupakan senyawa yang tersusun atas molekul- molekul, bukan ion- ion.

Jika senyawa biner terdiri atas atom unsur nonlogam dan nonlogam, maka penamaan dimulai dari nonlogam pertama diikuti nonlogam kedua dengan diberi akhiran -ida.

HCl = Hidrogen klorida

ClF = Klorin fluorida

HBr = Hidrogen bromida

IBr = Iodin bromida

Apabila dua jenis unsur non-logam dapat membentuk lebih dari satu jenis senyawa, maka penamaannya digunakan awalan Yunani.

Awalan Angka Yunani

Mono = 1, Di = 2, Tri = 3, Tetra = 4,  Penta = 5, Heksa = 6, Hepta = 7, Okta = 8, Nona = 9, Deka = 10.

Contoh Senyawa Biner Non-logam dan Non-logam

CO = Karbon monoksida

CO2 = Karbon dioksida

N2O5 = Dinitrogen pentaoksida

PCl5 = Fosfor pentaklorida

SO3 = Belerang trioksida

Tata Nama Senyawa Anorganik Poliatomik

Senyawa anorganik poliatomik pada umumnya merupakan senyawa ion yang terbentuk dari kation monoatomic dengan anion poliatomik atau kation poliatomik dengan anion monoatomik/poliatomik. Penamaan dimulai dengan menyebut kation diikuti anionnya.

Untuk senyawa yang terdiri atas kation logam dan anion poliatom, maka penamaan dimulai dari nama kation logam diikuti nama anion poliatom.

Contoh Nama Senyawa Anorganik Poliatomik

NaOH dari Na+ dan OH nama senyawanya Natrium hidroksida;

KMnO4 dari K+ dan MnO4 nama senyawanya Kalium permanganat;

PbSO4 dari Pb2+ dan SO42- nama senyawanya Timbal (II) sulfat.

Untuk senyawa yang terdiri atas kation poliatom dan anion monoatom atau poliatom, penamaan dimulai dari nama kation poliatom diikuti nama anion monoatom atau poliatom.

Contoh:

NH4Cl = ammonium klorida

NH4CN = ammonium sianida

(NH4)2SO4 = ammonium sulfat

Tata nama senyawa poliatom yang mengandung oksigen didasarkan pada jumlah atom oksigen yang dikandungnya. Senyawa yang mengandung jumlah oksigen paling banyak diberi akhiran -at, sedangkan yang paling sedikit diberi akhiran -it.

Contoh:

Na2SO4 (natrium sulfat), Na2SO3 (natrium sulfit)

KClO3 (kalium klorat), KClO2 (kalium klorit).

Tata nama senyawa tersebut tidak memadai setelah ditemukan senyawa yang memiliki kandungan atom oksigen lebih banyak atau lebih sedikit dari senyawa senyawa tersebut. Untuk itu, senyawa yang mengandung atom oksigen lebih banyak lagi diberi awalan per-, sedangkan senyawa yang lebih sedikit dari contoh senyawa di atas diberi awalan hipo-.

Contoh:

KClO4 dinamakan kalium perklorat

KClO3 dinamakan kalium klorat

KClO2 dinamakan kalium klorit

KClO dinamakan kalium hipoklorit

Daftar Pustaka

Pengertian Tata Nama Senyawa Kimia dengan Komisi Tata Nama IUPAC. IUPAC International Union for Pure and Applied Chemistry untuk Tata Nama Senyawa Anorganik sebagai Tata Nama Senyawa Anorganik dengan Senyawa anorganik dan Tata Nama Senyawa Biner. Senyawa biner dan senyawa poliatom atau senyawa logam dan non logam.

Senyawa non logam dan non logam dengan Unsur Logam membentuk ion positif kation dan unsur non-logam membentuk ion negatif (anion).  Senyawa biner ionic sebagai Contoh Nama Rumus Kimia Senyawa Biner Logam dan Non-logam dengan jumlah muatan senyawa harus nol.

Senyawa Biner Non-logam dan Non-logam dengan Contoh Senyawa Biner Non-logam dan Non-logam. Tata Nama Senyawa Anorganik Poliatomik dengan Contoh Nama Senyawa Anorganik Poliatomik.

Teori Asam Basa Lewis Bronsted-Lowry: Pengertian Contoh Reaksi Rumus Struktur Lewis Kelebihan Donor Electron Akseptor Electron

Pengertian Teori Asam Basa Lewis: Pada tahun 1923 G.N. Lewis seorang ahli kimia dari Amerika Serikat, memperkenalkan teori asam dan basa yang tidak melibatkan transfer proton, tetapi melibatkan penyerahan dan penerimaan pasangan elektron bebas.

Lewis menyampaikan teori baru tentang asam basa sehingga partikel ion atau molekul yang tidak mempunyai atom hidrogen atau proton dapat diklasifikasikan ke dalam asam dan basa.

Pengertian Asam Basa Menurut Teori Lewis

Menurut Lewis, asam adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinasi.

Basa adalah spesi yang bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas kepada spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinat.

Sehingga H+ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan -OH dan NH3 adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron.

Reaksi Ion Hidrogen Dengan Ion Hidroksida

Perhatikan reaksi antara ion hidrogen dan ion hidroksida yang digambarkan dalam struktur Lewis berikut ini:

Rumus Struktur Lewis Reaksi Ion Hidrogen Dengan Ion Hidroksida
Rumus Struktur Lewis Reaksi Ion Hidrogen Dengan Ion Hidroksida

Ion hidroksida memberikan sepasang elektron kepada hidrogen yang dipakai bersama membentuk ikatan kovalen koordinasi dan menghasilkan molekul H2O. Karena ion OH memberikan sepasang elektron, maka oleh Lewis disebut basa, sedangkan ion hidrogen yang menerima sepasang elektron disebut asam lewis.

Berdasarkan persamaan reaksi asam basa yang disampaikannya, Lewis menyatakan bahwa asam adalah suatu molekul atau ion yang dapat menerima pasangan elektron, sedangkan basa adalah suatu molekul atau ion yang dapat memberikan pasangan elektronnya.

Asam Basa Lewis

Menurut Lewis, yang dimaksud dengan asam adalah suatu senyawa yang mampu menerima pasangan electron atau akseptor elektron, sedangkan basa adalah suatu senyawa yang dapat memberikan pasangan elektron kepada senyawa lain atau donor elektron.

Reaksi Asam Basa Lewis Natrium Oksida Dengan Sulfat Triokdisa.

Reaksi antara natrium oksida dengan sulfur trioksida. Natrium oksida merupakan oksida logam yang akan menghasilkan hidroksida ketikan dilarutakan dalam air sehingga bersifat basa.

Reaksi Natrium Oksida Dalam Air

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.

Na2O (s) + H2O (l) → 2 NaOH (aq)

Reaksi Sulfur Trioksida Di Dalam Air

Sulfur trioksida termasuk kelompok oksida non logam. Jika dilarutkan dalam air akan membentuk asam sesuai persamaan reaksi berikut:

SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (aq)

Jika, natrium oksida dan sulfur trioksida dicampurkan, maka akan terbentuk suatu garam. Garam ini terbentuk karena kedua senyawa tersebut berasal dari asam dan basa.

Reaksi Natrium Oksida Dan Sulfur Trioksida

Reaksi yang terjadi antara natrium oksida dan sulfur trioksida mengikuti persamaan seperti berikut ini.

Na2O (s) + SO3 (g) → Na2SO4 (s)

Natrium oksida berwujud padatan, sedangan sulfir trioksida berupa gas. Sehingga pembentukan garam tersebut terjadi tanpa adanya air.

Merujuk pada teori asam Arrhenius, Na2O dan SO3 bukan merupakan basa dan asam, karena keduanya tidak menghasilkan ion OHdan H+, serta pembentukan garamnya tidak dalam larutan air.

Reaksi antara Na2O dan SO3 menunjukkan keterbatasan dari teori Bronsterd Lowry, karena untuk membentuk ion sulfat proton tidak diiukutsertakan.

Teori asam basa yang dapat menjelaskan senyawa yang lebih kompleks dan berlaku untuk setiap reaksi adalah teori asam basa Lewis.

Reaksi Ion Natrium Oksida Na2O dan Sulfur Trioksida SO3

Reaksi antara Na2O dan SO3 yang melibatkan reaksi ion oksida, yaitu O2– dari padatan ionik Na2O dan gas SO3 dapat dijelasikan dengan persamaan reaksi berikut

Na2 + O2– (s) + SO3(g) →2Na+ + SO42– (s)

Rumus Struktur Lewis Reaksi Ion Natrium Oksida Na2O dan Sulfur Trioksida SO3
Rumus Struktur Lewis Reaksi Ion Natrium Oksida Na2O dan Sulfur Trioksida SO3

Pada reaksi di atas, Na2O bertindak sebagai donor pasangan electron bebas yaitu basa) dan SO3 sebagai akseptor pasangan elektron bebas yaitu asam.

Pada reaksi tersebut, SO3 menerima pasangan electron dari ion O2– pada waktu bersamaan, pasangan electron ikatan dari S = O bergerak ke arah atom O, jadi O2– merupakan basa Lewis dan SO3adalah asam Lewis.

Reaksi Asam Basa Antara Boron Trifluorida dan Fluor

Teori asam basa Lewis dapat digambarkan pada reaksi antara boron trifluoride dengan fluor seperti berikut

Rumus Struktur Lewis Reaksi Asam Basa Antara Boron Trifluorida dan Fluor
Rumus Struktur Lewis Reaksi Asam Basa Antara Boron Trifluorida dan Fluor

BF3 bertindak sebagai asam, dapat menerima pasangan elektron dari F. Sedangkan Fbertindak sebagai basa, dapat memberikan pasangan elektron kepada BF3.

Yang berbeda definisi asam dari teori Lewis adalah terdapatnya senyawa yang tidak memiliki hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Dalam contoh reaksi di atas adalah molekul BF3.

Senyawa yang mengandung unsur unsur dengan kulit valensi yang tidak lengkap seperti pada BF3 atau pada AlCl3 cenderung membentuk asam Lewis.

Dengan menentukan struktur Lewis dari BF3, diketahui unsur B kurang dari oktet dan dapat menerima pasangan elektron, sehingga dapat bertindak sebagai asam Lewis.

Dalam kenyataan, molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam Lewis yang kuat, karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan menerima pasangan elektron tak berikatan.

Senyawa yang termasuk dalam perioda yang lebih bawah dari perioda dua pada system periodic unsur kimia dapat bertindak sebagai asam Lewis yang sangat baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluarnya.

Reaksi Antara NH3 dan BF3.

Reaksi antara NH3 dan BF3 merupakan reaksi asam basa menurut Lewis. Adapun Persamaan reaksinya seperti berikut

Rumus Struktur Lewis Reaksi Antara NH3 dan BF3.
Rumus Struktur Lewis Reaksi Antara NH3 dan BF3.

Dalam reaksi tersebut, BF3bertindak sebagai akspetor pasangan elektron bebas (asam) dan NH3 sebagai donor pasangan elektron bebas (basa).

Pada reaksi antara BF3dan NH3, BF3bertindak sebagai asam, sedangkan NH3 bertindak sebagai basa.

NH3 menyerahkan pasangan elektron bebasnya kepada molekul BF3. Menurut teori ini NH3 bertindak sebagai asam dan BF3bertindak sebagai basa. Pada pembentukan senyawanya terjadi ikatan kovalen koordinasi.

Reaksi Antara Air Dan Gas Karbon Dioksida

Reaksi antara air dan gas karbon dioksida dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi seperti berikut

Rumus Struktur Lewis Reaksi Antara Air Dan Gas Karbon Dioksida
Rumus Struktur Lewis Reaksi Antara Air Dan Gas Karbon Dioksida

Pada reaksi di atas, H2O bertindak sebagai basa sedangkan CO2 bertindak sebagai asam.

Keunggulan asam basa Lewis

Beberapa keunggulan asam basa Lewis yaitu sebagai berikut.

1). Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa dalam pelarut air, pelarut selain air, bahkan tanpa pelarut.

2). Teori asam basa Lewis dapat menjelaskan sifat asam basa molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas atau yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Contohnya pada pembentukan senyawa komplek.

3).Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa tanpa melibatkan transfer proton (H+), seperti reaksi antara NH3 dengan BF3.

4). Dapat menerangkan sifat basa dari zat-zat organic seperti DNA dan RNA yang mengandung atom nitrogen yang memiliki pasangan elektron bebas.

Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Teori asam basa yang dikemukan oleh Arrhenius terbatas pada larutan di dalam air. Sementara, faktanya, banyak reaksi yang menunjukkan sifat reaksi asam basa walapun tidak dilarutkan dalam air atau bahkan tanpa pelarut sama sekali.

Pengertian Asam Menurut Teori Bronsted-Lowry

Menurut Bronsted-Lowry, asam adalah senyawa yang dapat memberikan proton (H+) kepada basa (donor proton).

Contoh Asam Teori Bronsted-Lowry

Beberapa contoh asam Brønsted adalah HCl, H2S, H2CO3, H2PtF6, NH4+, HSO4-, and HMnO4

Pengertian Basa Menurut Teori Bronsted-Lowry

Basa adalah senyawa yang dapat menerima proton (H+) dari asam (akseptor proton).

Asumsi Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu: Asam memberikan ion H+ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Teori Asam Basa Bronsted-Lowry menyatakan bahwa  reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H+ dari donor proton ke akseptor proton.

Disosiasi Air Menurut Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Pada disosiasi air akan melibatkan perpindahan ion H+ dari molekul air yang satu dengan molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H3O+ dan OH seperti ditunjukkan pada persamaan reaksi berikut

H2O (l) → H+ (aq) + OH (aq)

Proton (ion H+) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada molekul air karena atom O pada molekul H2O memiliki pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi dengan proton membentuk ion hidronium, H3O+. sesuai persamaan berikut

H2O (l) + H+ (aq) → H3O+ (aq)

Sebagai sebuah proton, ion H+ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga tertarik ke arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H+ yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air.

Sehingga total reaksinya adalah seperti berikut

2 H2O (l) → H3O+ (aq) + OH (aq)

Dengan menggunakan konsep asam dan basa menurut Bronsted Lowry maka dapat ditentukan suatu zat bersifat asam atau basa dengan melihat kemampuan zat tersebut dalam serah terima proton dalam larutan.

Reaksi Asam Basa Menurut Teori Bronsted-Lowry

Beberapa reaksi asam basa menurut Teori Bronsted- Lowry diantaranya adalah

Reaksi Asam HCl dan Basa NH3

Teori asam-basa Bronsted-Lowry dapat diterapkan terhadap reaksi antara HCl dan NH3. Dalam fasa gas, HCl dan NH3 tidak terionisasi karena keduanya molekul kovalen yang tergolong reaksi asam basa.

HCl (g) + NH3 (g) →NH4Cl (s)

Pada reaksi tersebut, molekul HCl merupakan asam karena bertindak sebagai pendonor proton, sedangkan molekul NH3 adalah basa karena telah bertindak sebagai akseptor proton.

Reaksi Asam Flourida Dan Air

Reaksi ionisasi asam fluorida (HF)  adalah reaksi asam lemah dalam air dan akan mengalami ionisasi sebagai berikut.

HF (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + F(aq)

Dari reaksinya diketahui bahwa H2O merupakan basa karena menerima ion H+ atau sebagai akseptor proton dari HF sehingga berubah menjadi H3O+. Sedangkan HF merupakan asam karena memberikan ion H+ atau  sebagai donor proton kepada H2O dan berubah menjadi ion F.

Reaksi Asam Basa- Amonia NH3 Dalam Air

Reaksi asam basa Bronsted-Lowry juga terjadi pada larutan amonia dalam air dan ionisasi ion NH4+. Reaksi yang terjadi adalah:

NH3 (aq) + H2O (l) → NH4+ (aq) + OH (aq)

Pada Reaksi ini molekul NH3 menerima proton dari H2O. Jadi, NH3 adalah basa dan H2O adalah asam.

Sifat Amfoter (Amfiprotik) Air Pada Reaksi Asam Basa

Pada reaksi asam  basa H2O dapat bersifat sebagai asam dan basa. Zat yang demikian disebut zat amfoter. Zat amfoter atau amfiprotik artinya zat yang memiliki kemampuan untuk bertindak sebagai asam atau basa.

Contoh Reaksi Sifat Amfoter Air Pada Reaksi Asam Basa

Sifat amfoter air dapat dilihat pada kedua reaksi asam basa berikut.

NH4+(aq) + H2O(l) → NH3(aq) + H3O+(aq)

asam        +  basa

Pada reaksi antara ammonium NH4+ dan air H2O, molekul air bersifat basa.

H2O(l) + NH3 (aq) → NH4+(aq) + OH(aq)

asam    + basa

Pada reaksi antara ammonia NH3 dan air H2O, molekul air bersifat asam.

Asam dan Basa Konjugasi

Suatu asam setelah melepas satu proton akan membentuk spesi yang disebut basa konjugasi dari asam tersebut. Sedangkan basa yang telah menerima proton menjadi asam konjugasi.

Teori Asam Basa Bronsted-Lowry juga menyatakan bahwa jika suatu asam memberikan proton (H+), maka sisa asam tersebut mempunyai kemampuan untuk bertindak sebagai basa.

Sisa asam tersebut dinyatakan sebagai basa konjugasi. Demikian pula untuk basa, jika suatu basa dapat menerima proton (H+), maka zat yang terbentuk mempunyai kemampuan sebagai asam disebut asam konjugasi.

Secara umum asam basa konjugasi dapat dijelaskan dengan persamaan reaksi umum seperti berikut:

Contoh Reaksi Asam Basa Konjugasi

Reaksi asam basa yang menunjukkan pasangan konjugasi dapat dilihat pada persamaan reaksi berikut:

HF(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + F(aq)

asam-1 + basa-1  → asam-2    + basa-2

Pasangan antara HF dengan F, dan pasangan antara H2O dengan H3O+ disebut sebagai pasangan asam basa konjugasi. F adalah basa konjugasi dari HF, sedangkan HF adalah asam konjugasi dari F. Pada kesetimbangan ini, juga dapat dilihat bahwa H2O merupakan basa konjugasi dari H3O+ dan H3O+ adalah asam konjugasi dari H2O.

Contoh Asam Basa Konjugasi

Beberapa asam basa konjugasi dapat dilihat pada table berikut

Kelebihan Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Konsep asam basa Bronsted-Lowry ini memiliki beberapa kelebihan jika dibandingkan dengan teori asam basa dari Arrhenius.

Adapun Kelebihan Teori Asam Basa Bronsted-Lowry diantaranya adalah:

1). Konsep asam basa Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, namun dapat juga menjelaskan mekanisme reaksi asam basa dalam pelarut selain air.

2). Asam basa Bronsted-Lowry dapat berupa kation dan anion, tidak terbatas pada molekul. Konsep asam basa Bronsted-Lowry dapat menjelaskan mengapa suatu senyawa atau molekul atau ion bersifat asam.

3). Konsep asam-basa Bronsted-Lowry dapat menjelaskan sifat asam dari NH4Cl. Dalam NH4Cl, yang bersifat asam adalah ion NH4+ karena dalam air dapat melepas proton.

Daftar Pustaka:

  1. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
  2. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
  3. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  4. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  5. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  6. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  7. Teori Asam Basa Lewis Bronsted-Lowry: Pengertian Contoh Reaksi Rumus Struktur Lewis Kelebihan Donor Electron Akseptor Electron, Pengertian Contoh Asam Menurut Teori Lewis, Pengertian Contoh Basa Menurut Teori Lewis, Contoh Reaksi Asam Basa Teori Lewis Bronsted-Lowry, Pengertian Contoh Asam Basa Menurut Teori Bronsted-Lowry,

Boron Trifluorida dan Fluor

Contoh Asam Basa Teori Lewis
Contoh Asam Basa Teori Lewis

Boron Trifluorida dengan Amonia

Contoh Asam Basa Teori Lewis. Ikatan Kovalen
Contoh Asam Basa Teori Lewis. Ikatan Kovalen

Reaksi antara Na2O dan SO3

Teori Asam Arrhenius: Pengertian Contoh Jenis Reaksi Asam: Monoprotik Poliprotik Diprotik Diprotik Triprotik, Basa: Monohidroksi Polihidroksi Dihidroksi Trihidroksi

Pengertian Asam dan Basa. Senyawa asam dan basa banyak dijumpai dalam kehidupan sehari-hari. Secara umum zat- zat yang berasa masam mengandung asam, misalnya asam sitrat pada jeruk, asam cuka, asam tartrat pada anggur, asam laktat ditimbulkan dari air susu yang rusak.

Sedangkan basa umumnya mempunyai sifat yang licin dan berasa pahit, misalnya sabun, para penderita penyakit maag selalu meminum obat yang mengandung magnesium hidroksida

Konsep tentang asam dan basa sudah dikenal sejak abad 18-an. Untuk pertama kalinya, pada tahun 1884 seorang ilmuwan asal Swiss yang bernama Svante August Arrhenius, menyatakan suatu teori tentang asam basa.

Teori Asam Arrhenius

Arrhenius berpendapat bahwa dalam air, larutan asam dan basa akan mengalami penguraian menjadi ion- ionnya. Menurut teori Arrhenius, rumus kimia asam harus mengandung atom hydrogen (–H) dan rumus kimia basa harus mengandung gugus hidroksil (–OH).

Senyawa Asam Teori Arrhenius

Pengertian Senyawa Asam. Menurut Arrhenius, larutan bersifat asam jika senyawa tersebut melepaskan ion hidronium (H3O+) atau H+ saat dilarutkan dalam air.

Contoh Senyawa Asam Menurut Teori Arrhenius

Contoh senyawa yang tergolong asam dan basa menurut teori Arrhenius adalah   Asam HCl, HNO3, dan H2SO4. Senyawa senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion H+ dan ion negatif sisa asam.

Reaksi Senyawa Asam Klorida Di Dalam Air

Menurut teori Arrhenius, hidrogen klorida adalah asam karena dapat mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion hidrogen (H+) dan klorida (Cl) seperti yang ditunjukkan pada reaksi berikut.

HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl (aq)

Ion H+ bukan merupakan proton bebas dan hampir tidak bisa berdiri sendiri dalam larutan. Namun ion H+  terikat pada molekul air membentuk H3O+(aq) (ion hidronium atau ion oksonium). Hal ini dikarenakan ion H+ merupakan ion dengan jari- jari ion yang sangat kecil.

Akan tetapi untuk kepraktisan dalam penulisan, maka ion H3O+ lebih sering disederhakan menjadi H+ seperti berikut

HCl (g) → H+ (aq) + Cl (aq)

Hidrogen Klorida → ion Hydrogen + ion Klor

Asam klorida di dalam air terurai menjadi ioh positif hydrogen H+ dan ion negative klorida Cl sebagai sisa asam.

Reaksi Senyawa Asam Sulfat Di Dalam Air

Asam sulfat dalam air akan terurai seperti persamaan reakis berikut

H2SO4 (aq) → 2 H+ (aq) + SO42– (aq)

Asam sulfat terlarut dalam air dan teruarai menjadi 2ion positif  H+  dan satu ion negative  SO42– sebagai sisa asamnya.

Reaki Senyawa Asam Nitrat Di Dalam Air

HNO3 (aq) → H+ (aq) + NO3– (aq)

Di dalam air Asam nitrat terlarut dan terurai membentuk ion positf hydrogen dan ion negative nitrat  sebagai sisa asam

Dari persamaan reaksinya, dapat diketahui, bahwa setiap asam mengandung unsur hidrogen. Ciri khas asam ialah dalam pelarut air zat itu terurai menjadi ion hidrogen yang bermuatan positif H+  dan ion lain yang bermuatan negative yang disebut sisa asam.

Berdasarkan teori Arrhenius, yang menyebabkan asam suatu larutan adalah ion H+ yang dihasilkan saat proses ionisasi.

Valensi Asam Dan Ion Sisa Asam

Jumlah ion H+ yang dapat dihasilkan oleh 1 molekul asam disebut valensi asam, sedangkan ion negatif yang terbentuk dari asam setelah melepaskan ion H+ disebut ion sisa asam.

Ion H+ inilah yang sebenarnya pembawa sifat asam dan yang menyebabkan warna lakmus biru menjadi merah. Jadi, asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air menghasilkan ion H+.

Asam yang dalam larutan banyak menghasilkan H+ disebut asam kuat, sedangkan asam yang sedikit menghasilkan ion H+ disebut asam lemah.

Senyawa Hidrogen Yang Bukan Asam

Dari persamaan reaksi Asam di dalam air diketahui bahwa yang menyebabkan sifat asam adalah ion H+. Namun demikian tidak semua senyaa yang mengandung atom H adalah senyawa asam. Tidak semua senyawa hidrogen adalah asam, misalnya, C2H5OH dan gula pasir (C12H22O11).

Senyawa senyawa seperti etanol (C2H5OH) dan gula pasir (C12H22O11), meskipun mengandung atom hidrogen namun tidak bersifat asam.

Senyawa alcohol dan gula, bukan senyawa asam karena ketika dilarutkan ke dalam tidak dapat melepaskan ion H+.

Senyawa Asam Tidak Melepas Semua Hidrogennya

Tidak semua hydrogen yang terdapat dalam rumus kimia suatu asam dapat dilepaskan sebagai ion H+ ketika dilarutkan.

Contoh Asam Tidak Melepas Semua Atom Hidrogen Dalam Larutannya

Misalnya dalam rumus kimia asam asetat CH3COOH terdapat empat atom hidrogen tetapi satu atom H saja yang dapat dilepaskan sebagai ion H+.

Asam asetat (CH3COOH) yang dilarutkan dalam air melepaskan ion hidrogen seperti persamaan reaksi berikut.

CH3COOH (aq) → H+ (aq) + CH3COO(aq)

Senyawa Oksida Asam – Senyawa Asam Tanpa Atom Hidrogen

Ada beberapa senyawa yang tidak memiliki atom hidrogen namun bersifat asam yaitu beberapa oksida bukan logam. Senyawa senyawa ini dapat bereaksi dengan air menghasilkan ion H+. oksida semacam ini disebut oksida asam.

Contoh Senyawa Oksida Asam – Senyawa Asam Tanpa Atom Hidrogen

CO2 + H2O → H2CO3

SO2 + H2O → H2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

N2O3 + H2O → 2HNO2

N2O5 + H2O → 2HNO3

P2O3 + H2O → 2H3PO3

P2O5 + H2O → 2H3PO4

Jenis Jenis Senyawa Asam

Satu molekul asam yang dalam pelarut air dapat memberikan satu ion H+ disebut asam monoprotik dan yang dapat memberikan dua ion H+ dalam larutannya disebut asam diprotik, sedangkan yang dapat memberikan tiga ion H+ dalam larutannya disebut asam triprotik.

Berikut ini diberikan beberapa contoh asam monoprotik, diprotik, dan tripotik serta reaksi ionisasinya.

Asam Monoprotik.

Asam monoprotic adalah senyawa asam yang dapat melepaskan satu ion H+.

Contoh Asam Monoprotik

Contoh Asam monoprotic adalah Asam Fluorida HF, asam bromide HBr, asam sianida HCN, asam perklorat HClO4, asam nitrit HNO2, HCl, HNO3, dan CH3COOH.

Asam Poliprotik

Asam poliprotik adalah senyawa asam yang dapat melepaskan lebih dari satu ion H+. Asam ini dapat dibagi menjadi dua, yaitu asam diprotik dan triprotik.

1). Asam Diprotik

Asam diprotik adalah senyawa asam yang dapat melepaskan dua ion H+.

Contoh Asam Diprotik

Contoh asam diprotic adalah asam sulfida H2S, asam sulfit H2SO3, Asam karbonat H2CO3, asam oksalat H2C2O4, dan asam sulfat H2SO4.

2). Asam Triprotik

Asam triprotik adalah senyawa asam yang dapat melepaskan tiga ion H+.

Contoh Asam Triprotik

Contoh asam tripotik adalah asam fosfit H3PO3, asam fosfat H3PO4, asam arsenit H3AsO3 dan asam arsenat H3PO4.

Pengertian Asam Biner, Asam Oksi, Asam Organik

Berdasarkan kemampuan senyawa asam untuk bereaksi dengan air membentuk ion H+, senyawa asam dibedakan menjadi

1). Asam Biner,

Asam biner adalah asam yang mengandung unsur H dan unsur non logam lainnya membentk hidrida non logam.

Contoh Asam Biner

Contoh senyawa asam biner diantaranya adalah HCl, HBr, dan HF.

2). Asam Oksi

Asam oksi adalah asam yang mengandung unsur H, O, dan unsur lainnya.

Contoh Asam Oksi

Contoh senyawa diantaranya adalah HNO3, H2SO4, HClO3.

3). Asam Organik

Asam organic adalah asam yang tergolong senyawa organik.

Contoh Asam Organik

Contoh senyawa asam organic diantaranya adalah CH3COOH dan HCOOH.

Teori Senyawa Basa Arrhenius

Arrhenius juga berpendapat bahwa basa adalah senyawa yang mengionisasi dalam air untuk memberikan ion OH dan ion positif.

Reaksi Senyawa Basa Dalam Air

Senyawa basa dalam air akan larut membetuk ion positif dan ion negative hidroksil OH

Reaksi Basa Natrium Hidroksida Dalam Air

Natrium hidroksida dalam air terurai mengikuti persamaan reaksi berikut

NaOH(aq) –> Na+(aq) + OH(aq)

Natrium terurai membentuk ion positif Na+ dan menghasil satu ion negative hidroksil OH

Reaksi Gas Amonia Dalam Air.

Gas amonia akan bereaksi dengan air dan setelah itu menghasilkan ion OH.

NH3(g) + H2O(l) = NH4+ (aq) + OH(aq)

Berdasarkan pada persamaan reaksi ionisasi basanya dapat diketahui bahwa senyawa basa dalam air akan terionisasi menghasilkan ion OH. Dengan demikian, sifat basa suatu senyawa atau larutan disebabkan oleh adanya ion OH.

Ion OH merupakan ion yang berkontribusi dan pembawa sifat basa yang menyebabkan warna kertas lakmus merah berubah menjadi biru.

Valensi Basa

Jumlah ion OH yang dapat dilepaskan oleh satu molekul basa disebut valensi basa.

Basa yang dalam larutan banyak menghasilkan ion OH disebut basa kuat, sedangkan yang sedikit menghasilkan ion OH disebut basa lemah.

Senyawa Basa Tidak Mengandung Gugus Hidroksil OH

Ada beberapa senyawa yang tidak memiliki gugus hidroksil namun bersifat basa. Senyawa senyawa ini dapat bereaksi dengan air menghasilkan gugus OH.

Contoh Basa Tidak Mengandung Gugus Hidroksil OH

Amonium NH3 tidak mempunyai gugus OH namun NH3 dengan air dapat menghasilkan ion ammonium dan ion OH.

Reaksi Basa Tidak  Mengandung Gugus Hidroksil OH

NH3 (aq) → NH4+ (aq) + OH (aq)

Senyawa Mengandung Gugus OH Bukan Basa

Tidak semua senyawa yang dalam rumus kimianya terdapat gugus hidroksida termasuk golongan basa.

Contoh Senyawa Mengandung Gugus OH Bukan Basa

Beberapa contoh senyawa yang mengandung gugus OH namun bukan termasuk dalam kelompok basa diantarnya adalah etil alkohol C2H5OH, metil alkohol CH3OH

Gugus hidroksil OH pada etil alkohol dan metil alcohol tersebut dalam larutan tidak dapat dilepaskan sebagai ion OH. Dengan demikian senyawa etil alcohol dan metil alcohol tidak termasuk basa.

Jenis Jenis Senyawa Basa

Senyawa basa dapat dikelompokan berdasarkan jumlah gugus OH yang dapat dilepas, yaitu basa monohidroksi dan polihidroksi.

Senyawa Basa Monohidroksi

Basa monohidroksi adalah senyawa basa yang dapat melepaskan satu ion OH.

Contoh Basa Monohidroksi

Beberapa contoh Senyawa Basa Monohidroksi adalah NaOH, KOH, dan NH4OH.

Basa Polihidroksi

Basa polihidroksi adalah senyawa basa yang dapat melepaskan lebih dari satu ion OH. Basa ini dapat dibagi menjadi basa dihidroksi dan trihidroksi.

Basa Dihidroksi

Basa dihidroksi adalah senyawa basa yang dapat melepaskan dua ion OH.

Contoh Senyawa Basa Dihidroksi

Beberapa contoh senyawa Basa Dihidroksi diantaranya adalah Mg(OH)2 dan Ba(OH)2.

Basa Trihidroksi

Basa trihidroksi adalah senyawa basa yang melepaskan tiga ion OH.

Contoh Senyawa Basa Trihidroksi

Beberapa contoh senyawa Basa Trihidroksi diantaranya adalah Fe(OH)3 dan Al(OH)3.

Sifat Asam Dan Basa

Sifat asam atau basa suatu zat dapat diketahui dengan mencicipinya. Suatu zat dikatakan sebagai asam jika memberikan rasa asam, sedangkan suatu zat dikatakan sebagai basa jika rasanya getir dan terasa licin. Sebagian senyawa asam basa bersifat racun dan berbahaya.

Sifat suatu larutan dapat diketahui dengan menggunakan indikator asam basa. Indikator asam basa adalah suatu zat yang memberikan warna berbeda pada larutan asam dan larutan basa.

Dengan adanya perbedaan warna tersebut, indicator asam basa dapat digunakan untuk mengetahui apa suatu zat termasuk asam atau basa.

Indikator adalah suatu zat kimia yang warnanya tergantung pada keasaman atau kebasaan larutan. Indikator yang umum digunakan adalah kertas lakmus

Apabila kertas lakmus dicelupkan ke dalam larutan basa, kertas lakmus merah akan berubah menjadi biru. Sedangkan lakmus biru, jika dicelupkan ke larutan asam, lakmus biru akan berrubah menjadi merah.

Warna lakmus akan semakin merah tua Ketika dicelupkan pada larutan ber pH semakin kecil. Sedangkan warna lamus semakin biru tua bila dicelupkan ke dalam larutan ber pH semakin besar.

Kekurangan Teori Asam Arrhenius

Teori Asam Arrhenius memiliki beberapa kekurangan yang di antaranya adalah

  • Teori asam Arrhenius hanya dapat diterapkan dalam reaksi yang terjadi dalam air
  • Teori asam Arrhenius tidak dapat menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1(seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4
  • Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH, seperti Na2CO3 memiliki karakteristik seperti basa.

Daftar Pustaka:

  1. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
  2. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
  3. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  4. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  5. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  6. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  7. Teori Asam Arrhenius: Pengertian Contoh Jenis Reaksi Asam Monoprotik Asam Poliprotik Asam Diprotik Asam Diprotik Asam Triprotik, Pengertian Contoh Jenis Asam Biner Asam Oksi Asam Organik, Jenis Jenis Senyawa Basa Teori Asam Arrhenius, Pengertian Contoh Jenis Basa Monohidroksi Basa Polihidroksi Basa Dihidroksi Basa Trihidroksi, Kekurangan Teori Asam Arrhenius,

Larutan Elektrolit Non Elektrolit: Pengertian Contoh Jenis Reaksi Ionisasi Elektrolit Prinsip Mekanisme Alat Uji Daya Hantar Listrik Basa Kuat Asam Lemah

Pengertian Larutan.  Larutan dapat diartikan sebagai campuran dua atau lebih zat yang membentuk satu macam fasa secara homogen. Sifat kimia setiap zat yang membentuk larutan tidak berubah. Arti homogen menunjukkan tidak ada kecenderungan zat -zat yang membentuk larutan terkonsentrasi pada bagian- bagian tertentu, melainkan terdistribusi secara merata di seluruh campuran.

Sifat sifat fisika zat yang dicampurkan dapat berubah atau tidak berubah, namun demikian sifat sifat kimia zat yang membentuk campuran tidak berubah.

Suatu Larutan terdiri dari dua komponen, yaitu komponen zat terlarut dan komponen pelarut.

Zat Pelarut

Pelarut adalah zat yang digunakan sebagai media untuk melarutkan zat lain. Umumnya, pelarut merupakan jumlah terbesar dari sistem larutan.

Zat Terlarut

Zat terlarut adalah komponen dari larutan yang memiliki jumlah lebih sedikit dalam sistem larutan. Selain ditentukan oleh kuantitas zat, istilah pelarut dan terlarut juga ditentukan oleh sifat fisikanya atau strukturnya. Pelarut memiliki struktur yang tidak berubah, sedangkan Struktur Zat terlarut dapat berubah,

Contoh Larutan

Larutan yang terbuat dari campuran 50 gram garam dapur di dalam 200 gram air. Air disebut sebagai pelarut, sedangkan garam dapur (atau NaCl) disebut sebagai zat terlarut.

Jenis Jenis Larutan

Larutan Berdasarkan Wujud Pelarutnya dapat dibagi menjadi:

1). Larutan Cair

Larutan Cair merupakan larutan yang terbentuk dari zat cair dan cair atau cair dan padat, contohnya adalah larutan gula yang merupakan campuran air dan gula, larutan garam dapat dibuat dari campuran air dan garam.

2). Larutan Padat

Larutan Padat merupakan larutan yang terbentuk dari zat padat dengan zat padat, contohnya adalah logam emas 22 karat yang merupakan campuran homogen antara emas dan perak atau logam lain. Logam kuningan adalah contoh sistem larutan padat yang terdiri dari campuran tembaga dan seng.

3). Larutan Gas

Larutan Gas merupakan larutan yang terdiri dari campuran gan, contohnya adalah udara di atmosfir yang terdiri dari gas oksigen dan nitrogen.

Larutan Elektrolit Non Elektrolit

Berdasarkan Daya hantar listriknya Larutan dibagi menjadi larutan elektrolit dan larutan non elketrolit.

Larutan Elektrolit

Zat elektrolit adalah zat yang dalam bentuk larutannya dapat menghantarkan arus listrik karena telah terionisasi menjadi ion-ion bermuatan listrik.

Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

Berdasarkan kuat-lemahnya daya hantar listrik, larutan elektrolit dapat dikelompokkan menjadi dua, yaitu larutan elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah.

Larutan Elektrolit Kuat

Larutan elektrolit kuat adalah larutan elektrolit yang mengalami ionisasi secara sempurna.

Contoh Larutan Elektrolit Kuat

Larutan elektrolit kuat contohnya adalah asam kuat seperti HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3. elektrolit basa kuat seperti NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. Elektrolit Kuat Dari Garam contohnya garam NaCl, KCl, CaCl2, BaBr2, CaSO4, dan lain lain

Larutan Elektrolit Lemah.

Larutan elektrolit lemah adalah larutan elektrolit yang mengalami sedikit ionisasi (atau mengalami ionisasi tidak sempurna).

Contoh Larutan Elektrolit Lemah

Contoh elektrolit lemah adalah asam lemah seperti CH3COOH, H3PO4, HCOOH, HCN, H2CO3, HF, H2S, basa lemah seperti NH4OH, Fe(OH)3, Al(OH)3, Ni(OH)2, dan Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO4, PbI2, dan lainnya

Larutan Non Elktrolit

Zat nonelektrolit adalah zat yang dalam bentuk larutannya tidak dapat menghantarkan arus listrik karena tidak terionisasi menjadi ion-ion, tetapi tetap dalam bentuk molekul.

Contoh Larutan Non Elektrolit

Contoh larutan non elektrolit adalah larutan gula dan larutan urea.

Beda Laarutan Elektrolit Dan Non Elektrolit

Dengan demikian dapat dijelaskan perbedaan antara larutan elektrolit dengan larutan non elektrolit adalah sebagai berikut:

Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena zat elektrolit dalam larutannya terurai menjadi ion-ion bermuatan listrik dan ion-ion tersebut selalu bergerak bebas.

Larutan nonelektrolit tidak dapat menghantarkan arus listrik karena zat nonelektrolit dalam larutannya tidak terurai menjadi ion-ion, tetapi tetap dalam bentuk molekul yang tidak bermuatan listrik.

Teori Ion Svante August Arrhenius

Ilmuwan bernama Svante August Arrhenius (1859 – 1927) dari Swedia yang pertama kali menjelaskan tentang suatu larutan yang mampu menghantarkan arus listrik.

Menurut Arrhenius, zat elektrolit dalam larutannya akan terurai menjadi partikel- partikel yang berupa atom atau gugus atom yang bermuatan listrik yang dinamakan ion berupa katian dan anion.

Proses Ionisasi – Kation – Anion

Peristiwa terurainya suatu elektrolit menjadi ion- ionnya yaitu kation dan anion disebut proses ionisasi. Ion yang bermuatan positif disebut kation, dan ion yang bermuatan negatif disebut anion.

Ion- ion zat elektrolit tersebut selalu bergerak bebas dan ion- ion inilah yang sebenarnya menghantarkan arus listrik melalui larutannya.

Sedangkan zat non elektrolit ketika dilarutkan ke dalam air tidak terurai menjadi ion- ion, namun tetap berada dalam bentuk molekul yang tidak bermuatan listrik. Hal inilah yang menyebabkan larutan nonelektrolit tidak dapat menghantarkan arus listrik.

Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit

Larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik karena dapat mengalami reaksi ionisasi menjadi ion-ion bermuatan listrik, sedangkan larutan nonelektrolit tidak mengalami reaksi ionisasi menjadi ion-ion bermuatan listrik.

1). Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit Kuat

Reaksi ionisasi larutan elektrolit kuat adalah ionisasi yang terjadi pada larutan asam kuat, basa kuat dan garam.

Contoh Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit Kuat – Asam Kuat

Reaki ionisasi elektrolit kuat berupa asam kuat dapat dinyatakan dengan persamaa umum reaksi kimia seperti berikut

HxZ (aq) → x H+(aq) + Zx– (aq)

Contoh Ionisasi asam kuat diantaranya adalah

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl (aq)

H2SO4 (aq) → 2 H+ (aq) + SO42– (aq)

HNO3 (aq) → H+ (aq) + NO3(aq)

Contoh Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit Kuat – Basa Kuat

Ionisasi elektrolit kuat yang berasal dari basa kuat dapat dituliskan dengan persamaa umum reaksi kimia seperti berikut:

M(OH)x (aq) → Mx+ (aq) + x OH (aq)

Contoh ionisasi basa kuat diantaranya adalah

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH (aq)

Ba(OH)2 (aq) ⎯⎯→ Ba2+ (aq) + 2 OH (aq)

Ca(OH)2 (aq) ⎯⎯→ Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq)

Contoh Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit Kuat – Garam

Reaki ionisasi elektrolit kuat yang terdiri dari garam dapat dinyatakan dengan persamaa umum reaksi kimia seperti berikut

MxZy (aq) → x My+ (aq) + y Zx– (aq)

Contoh ionisasi garam diantaranya adalah

NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl (aq)

Na2SO4 (aq) → 2 Na+ (aq) + SO42– (aq)

Al2(SO4)3(aq) → 2 Al3+ (aq) + 3SO42– (aq)

2). Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit Lemah

Reaksi ionisasi larutan elektrolit lemah adalah ionisasi yang terjadi pada larutan asam lemah dan basa lemah

Contoh Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit Lemah – Asam Lemah

Reaki ionisasi elektrolit lemah dari asam lemah dapat dinyatakan dengan persamaan umum reaksi kimia seperti berikut

HxZ (aq) → x H+ (aq) + Zx– (aq)

Contoh ionisasi asam lemah

CH3COOH(aq) → H+ (aq) + CH3COO (aq)

H2SO3 (aq) → 2 H+ (aq) + SO32– ( aq)

H3PO4 (aq) → 3 H+ (aq) + PO4 (aq)

Contoh Reaksi Ionisasi Larutan Elektrolit Lemah – Basa Lemah

Reaki ionisasi elektrolit lemah dari basa lemah dapat dinyatakan dengan persamaan umum reaksi kimia seperti berikut

M(OH)x (aq) → Mx+ (aq) + x OH(aq)

Contoh ionisasi basa lemah

NH4OH(aq) → NH4+ (aq) + OH (aq)

Al(OH)3 (aq) → Al3+ (aq) + 3 OH (aq)

Fe(OH)2 (aq) → Fe2+ (aq) + 2 OH(aq)

Derajat Disosiasi atau Ionisasi Larutan Elektrolit

Kuat atau lemahnya suatu larutan elektrolit, secara kuantitatif dapat dinyatakan dengan derajat ionisasi atau derajat disosiasi yang dinyatakan dengan α, alfa. Derajat disosiasi untuk senyawa ion sedangkan derajat ionisasi untuk senyawa kovalen polar.

Derajat dissosiasi adalah fraksi molekul yang benar- benar terdissosiasi. Atau dapat juga merupakan perbandingan mol zat terionisasi dengan mol zat mula-mula. Derajat dissosiasi dapat dinyatakan dengan rumus:

α = (jumlah mol zat terurai)/(jumlah zat mula mula)

Nilai α dapat berubah-ubah, antara 0 dan 1, dengan ketentuan sebagai berikut.

α = 1, larutan terdissosiasi sempurna = elektrolit kuat

0 < α < 1, larutan terdissosiasi sebagian = elektrolit lemah

α = 0, larutan tidak terdissosiasi = nonelektrolit

Larutan Elektrolit Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen

Senyawa ionic dan senyawa kovalen merupakan senyawa yang mampu menghantarkan listrik karena dapat terurai menjadi ion – ionnya. Senyawa kovalen dan ionik memiliki beberapa perbedaan dalam menghantarkan arus listrik.

a). Larutan Elektrolit Senyawa Ionik

Senyawa ionik adalah senyawa yang atom-atomnya berikatan secara ionik. Ikatan ionik adalah ikatan yang dihasilkan dari perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain. Satu atom memberikan satu atau lebih dari elektron terluarnya.

Atom yang kehilangan elektron menjadi ion positif (kation) dan atom yang menerima elektron menjadi ion negative (anion).

Dalam larutan, senyawa ionik akan terurai sempurna menjadi ion ionnya yang bergerak bebas. Ion- ion itulah yang menghantarkan arus listrik. Dalam larutan, senyawa ionik pada umumnya membentuk larutan elektrolit kuat.

Contoh Larutan Elektrolit Senyawa Ionik

NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl (aq)

Ca(OH)2(aq) →  Ca2+ (aq) + 2OH (aq)

K2SO4 (aq) → 2 K+ (aq) + SO42– (aq)

KOH (aq) → K+ (aq) + OH (aq)

b). Larutan Elektrolit Senyawa Kovalen

Senyawa kovalen adalah senyawa yang atom-atomnya berikatan secara kovalen. Ikatan kovalen terjadi akibat penggunaan bersama- sama pasangan elektron oleh dua atom.

Senyawa kovalen nonpolar timbul karena perbedaan elektronegativitas antaratom yang sangat kecil, bahkan hampir sama.

Sementara itu, senyawa kovalen polar timbul karena perbedaan elektronegativitas yang cukup besar antara dua atom. Hal tersebut menyebabkan salah satu atom lebih positif dan yang lain lebih negatif.

Larutan senyawa kovalen polar mampu menghantarkan arus listrik dengan baik. Hal tersebut terjadi karena senyawa kovalen polar dalam air akan terdissosiasi menjadi ion-ionnya.

Contoh Larutan Elektrolit Senyawa Kovalen Polar

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl (aq)

H2SO4 (aq) → 2 H+ (aq) + SO42– (aq)

Beberapa senyawa kovalen polar tidak terdissosiasi sempurna dalam pelarut air sehingga memiliki kemampuan daya hantar listrik yang rendah. Hal ini karena dalam pelarut air, hanya sedikit dari zat tersebut yang terdissosiasi membentuk ion.

Contoh Larutan Elektrolit Senyawa Polar Rendah

NH3 (aq) + H2O (l ) →  NH4+ (aq) + OH (aq)

Percobaan Uji Daya Hantar Listrik Larutan Elektrolit Dalam Air

1). Alat Percobaan Uji Daya Hantar Listrik Larutan Elektolit

Alat uji elektrolit terdiri dari sebuah bejana yang dihubungkan dengan dua buah electrode yaitu katoda dan anoda. Kedua electrode dihubungkan dengan sumber arus (baterai), saklar dan lampu. Skematik alat uji elektrolit ditunjukkan pada gambar berikut:

Gambar Diagram Alat Percobaan Uji Daya Hantar Listrik Larutan Elektolit
Gambar Diagram Alat Percobaan Uji Daya Hantar Listrik Larutan Elektolit

Jika larutan yang dimasukkan ke dalam bejana adalah larutan elektrolit, maka lampu akan menyala. Sedangkan jika larutan nonelektrolit yang dimasukkan, lampu tidak akan menyala. Arus listrik dalam larutan elektrolit dihantarkan oleh perpindahan partikel- partikel bermuatan yaitu kation dan anion.

2). Alat dan Bahan Percobaan Uji Daya Hantar Listrik Larutan Elektolit

a). gelas kimia 100 mL

b). batu baterai

c). bola lampu

d). saklar

e). elektode karbon

f). kertas tisu

g). botol semprot

h). larutan HCl

i). larutan H2SO4

j). larutan NaCl

k). larutan cuka

l). larutan gula

m). larutan urea

n). NaCl padat

o). air suling

3). Langkah Kerja Percobaan Uji Daya Hantar  Listrik Larutan Elektrolit

a). Rangkaikan alat uji elektrolit seperti gambar

b). Masukkan larutan HCl ke dalam gelas beker dan uji dengan alat uji elektrolit.

c). Amati perubahan pada elektrode dan lampu. Catat hasilnya.

d). Bersihkan kedua elektrode dengan menyemprotkan air suling dan dilap dengan kertas tisu. e). Ulangi langkah 3–4 untuk larutan H2SO4, larutan NaCl, larutan cuka, larutan gula, larutan urea, NaCl padat, dan air suling.

Mekanisme Prinsip  Kerja Alat Uji Daya Hantar Listrik Larutan Elektrolit

Elektron yang berasal dari kutub negatif baterai akan mengalir menuju elektroda negative yaitu katoda. Diagram mekanisme aliran elektron (e) ditunjukkan dengan tanda panah.

Mekanisme Prinsip  Kerja Alat Uji Daya Hantar Listrik Larutan Elektrolit
Mekanisme Prinsip Kerja Alat Uji Daya Hantar Listrik Larutan Elektrolit

Kation (ion positif pada gambar warna merah) akan tertarik ke arah katode dan menyerap elektron dari katode, sedangkan anion (ion negatif pada gambar warna hitam) akan tertarik ke anode dan melepaskan elektron di anode.  Elektron akan diteruskan dari anode ke katode.

Pada kawat pengubung terjadi aliran arus listrik yang merupakan aliran electron dari anoda ke katoda. Sedangkan dalam larutan elektrolit terjadi aliran listrik yang merupakan aliran ion negative anion dari katoda ke anoda.

Kegunaan Manfaat Larutan Elektrolit Non Elektrolit Sehari Hari

Dalam kehidupan kita sehari-hari sering menggunakan larutan elektrolit dan nonelektrolit. Contoh:

1). Baterai untuk jam, kalkulator, handphone, remote control, mainan, dan lain sebagainya. Baterai menggunakan larutan amonium klorida (NH4Cl), KOH, atau LiOH agar dapat menghasilkan arus listrik.

2). Aki ACCU dipakai untuk menstarter kendaraan, menggunakan larutan asam sulfat (H2SO4).

3). Oralit diminum penderita diare supaya tidak mengalami dehidrasi atau kekurangan cairan tubuh. Cairan tubuh mengandung komponen larutan elektrolit untuk memungkinkan terjadinya daya hantar listrik yang diperlukan impuls saraf bekerja.

4). Air sungai dan air tanah mengandung ion-ion. Sifat ini digunakan untuk menangkap ikan dengan menggunakan setrum listrik.

5). Air suling digunakan untuk membuat larutan dalam percobaan kimia adalah nonelektrolit sehingga hanya mengandung sedikit ion-ion.

Daftar Pustaka:

  1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  2. Hiskia Achmad, 1996, “Kimia Larutan”, Citra Aditya Bakti,
  3. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  4. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  5. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  6. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
  7. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
  8. Ringkasan Rangkuman: Larutan adalah campuran homogen antara zat terlarut dan pelarut. Pelarut yang banyak digunakan adalah air karena kemampuannya melarutkan banyak zat.
  9. Komposisi larutan dapat dinyatakan dengan kadar atau konsentrasi. Satuan yang dipakai untuk menyatakan kadar larutan adalah persen berat, persen volume, dan bpj (ppm).
  10. Berdasarkan daya hantar listriknya, larutan digolongkan menjadi larutan elektrolit dan nonelektrolit.
  11. Larutan elektrolit bersifat menghantarkan arus listrik yang disebabkan oleh adanya ion positif dan negative dalam larutan. Larutan elektrolit dapat dibuat dari senyawa ion dan kovalen.
  12. Zat terlarut pada larutan elektrolit dapat terionisasi sempurna dan menghasilkan ion dalam jumlah maksimum, zat terlarut ini dinamakan elektrolit kuat. Jika zat terlarut hanya terionisasi sebagian maka hanya dihasilkan sedikit ion-ion dalam larutan zat terlarut dan dinamakan elektrolit lemah.
  13. Larutan nonelektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik karena mengandung zat terlarut yang tidak dapat terionisasi.
  14. Larutan Elektrolit Non Elektrolit: Pengertian Contoh Jenis Reaksi Ionisasi Elektrolit Basa Kuat Asam Lemah Alat Uji Daya Hantar Listrik, Pengertian: Alat Bahan Diagram Prinsip Mekanisme Langkah Kerja Percobaan Uji Daya Hantar Listrik Larutan Elektrolit Dalam Air Teori Ion Svante August Arrhenius, Pengertian Contoh Reaksi Ionisasi Elektrolit Kuat Dari Asam Basa Kuat Lemah, Fungsi Manfaat Kegunaan Larutan Elekrolit Non Elektrolit Sehari Hari, Cara Membuktikan Larutan Elektrolit Non Elektrolit Teori Ion Svante August Arrhenius,

Persamaan Reaksi Kimia: Pengertian Aturan Membuat Setara Koefisien Wujud Zat Rumus Reaksi Contoh Soal 10

Pengertian Persamaan Reaksi Kimia. Persamaan reaksi menunjukkan reaksi kimia, yang terdiri dari rumus kimia zat- zat pereaksi dan zat- zat hasil reaksi disertai dengan koefisien dan fasa masing- masing. Reaksi kimia mengubah zat- zat asal yaitu pereaksi menjadi zat baru yaitu produk.

Persamaan reaksi adalah persamaan yang menunjukkan hubungan zat- zat kimia yang terlibat sebelum dan sesudah reaksi kimia. Persamaan reaksi dinyatakan dengan rumus kimia zat- zat yang bereaksi dan hasil reaksi, angka koefisien, dan fase atau wujud zat.

Penulisan Persamaan Reaksi Kimia

Zat- zat yang bereaksi disebut pereaksi atau reaktan dituliskan di sebelah kiri tanda anak panah, sedangkan zat- zat hasil reaksi atau produk reaksi dituliskan di sebelah kanan tanda anak panah.

Perubahan dari pereaksi menjadi hasil reaksi digambarkan dengan tanda anak panah.

Angka koefisien menyatakan jumlah partikel atau zat dari setiap pereaksi dan hasil reaksi. Angka koefisien dituliskan di depan rumus kimia zat, agar reaksi menjadi setara.

Reaksi dikatakan setara jika jumlah atom di sebelah kiri tanda panah sama dengan jumlah atom di sebelah  kanan tanda anak panah. Dengan demikian reaksi sesuai dengan Hukum Kekekalan Massa.

Jenis dan jumlah atom yang terlibat dalam reaksi tidak berubah, tetapi ikatan kimia di antaranya berubah. Ikatan kimia dalam pereaksi diputuskan dan terbentuk ikatan baru dalam produknya. Atom- atom ditata ulang membentuk produk reaksi.

Perubahan yang terjadi dapat dipaparkan dengan menggunakan rumus kimia zat-zat yang terlibat dalam reaksi.

Rumus Kimia Zat Persamaan Reaksi

Zat- zat yang terlibat dalam reaksi kimia dinyatakan oleh rumus kimianya.

Zat Pereaksi – Reaktan

Zat zat pereaksi atau yang akan direaksikan diletakkan di ruas kiri (sebelah kiri) tanda panah

Zat Produk Hasil Reaksi

Zat zat yang merupakan hasil reaksi diletakkan di ruas kanan  (sebelah kanan tanda panah).

Tanda Panah Peramaan Reaksi Kimia

Kedua ruas dihubungkan oleh tanda panah yang menyatakan arah reaksi.

Koefisien Persamaan Reaksi Kimia

Koefisien reaksi menyatakan jumlah partikel dari setiap pereaksi dan produk reaksi. Contoh persamaan reaksi kimia adalah

2Na(s) + Cl2(g) –> 2NaCl(s)

Koefisien reaksi Na = 2

Koefisien reaksi Cl = 1

Koefisien reaksi NaCl = 2

Pada contoh di atas, 2 molekul Na bereaksi dengan 1 molekul Cl2 menghasilkan 2 molekul NaCl. Koefisien reaksi 1 umumnya tidak ditulis.

Koefisien reaksi diberikan agar persamaan reaksi sesuai dengan Hukum Kekekalam Massa dari Lavoisier, yang menyatakan bahwa: “ Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama”

Wujud Zat Persamaan Reaksi Kimia

Selain menggambarkan rumus kimia, persamaan reaksi yang sempurna juga menunjukkan wujud zat yang terlibat dalam reaksi. Wujud zat dalam persamaan reaksi dinotasikan atau disimbolkan dengan:

s =solid (zat padat)

l = liquid (zat cair)

aq = aqueous (larutan dalam air)

g = gas

Syarat Persamaan Reaksi Kimia Setara

Persamaan reaksi yang sempurna disebut juga persamaan reaksi yang telah setara. Syarat syarat persamaan reaksi setara adalah sebagai berikut.

  1. Jenis unsur- unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama.
  2. Jumlah masing- masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama, sehingga memenuhi hukum kekekalan massa.
  3. Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol. Khusus yang berwujud gas perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan volume dengan suhu dan tekanannya sama.
  4. Pereaksi dan hasil reaksi dinyatakan dengan rumus kimia yang benar.
  5. Wujud zat- zat yang terlibat reaksi harus dinyatakan dalam tanda kurung setelah rumus kimia.

Untuk membuat persamaan reaksi menjadi setara diperbolehkan mengubah jumlah rumus kimia (jumlah molekul atau satuan rumus), tetapi tidak boleh mengubah rumus kimia zat-zat yang terlibat persamaan reaksi.

Contoh Persamaan Reaksi Kimia

Contoh: natrium hidroksida direaksikan dengan asam klorida menghasilkan natrium klorida dan air.

Maka persamaan reaksinya:

natrium hidroksida + asam klorida → natrium klorida + air

NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(aq)

NaOH dan HCl disebut pereaksi atau reaktan

NaCl dan H2O disebut hasil reaksi

Dalam persamaan reaksi berlaku jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi adalah sama. Pada reaksi tersebut:

Atom Na di kiri 1 dan di kanan 1

Atom O di kiri 1 dan di kanan 1

Atom H di kiri 2 dan di kanan 2

Atom Cl di kiri 1 dan di kanan 1

Jumlah atom di kiri 5 atom sedang di kanan juga 5 atom, maka persamaan tersebut telah setara. Jika jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi tidak sama, maka persamaan reaksi tersebut belum setara.

Contoh  Membuat Persamaan Reaksi Kimia  Mg(OH)2 dengan HCl

Persamaan reaksi kimia yang belum setara antara Mg(OH)2 dengan HCl dapat dituliskan berikiut

Mg(OH)2(aq) + HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O(l)

Jumlah Atom Ruas Kiri Dan Kanan

jumlah atom Mg di kiri = 1, di kanan = 1 (sudah sama)

jumlah atom O di kiri = 2, di kanan = 1 (belum sama)

jumlah atom H di kiri = 2 + 1 = 3, di kanan = 2 (belum sama)

jumlah atom Cl di kiri = 1, di kanan = 2 (belum sama)

Menyetarakan Atom Khlor Cl

atom Cl dalam HCl dikalikan 2

Mg(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) –> MgCl2(aq) + H2O(l)

Menyetarkan Atom Oksigen O

atom O dalam H2O dikalikan 2

Mg(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) –> MgCl2(aq) + 2 H2O(l)

Menuliskan Persamaan Reaksi Setara

Jumlah atom Mg di kiri = 1, di kanan = 1 (sudah sama)

Jumlah atom O di kiri = 2, di kanan = 2 (sudah sama)

Jumlah atom H di kiri = 2 + 2 = 4, di kanan = 4 (sudah sama)

Jumlah atom Cl di kiri = 2, di kanan = 2 (sudah sama)

Jadi, Persamaan reaksi kimia dalam keadaan setara adalah

Mg(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) –> MgCl2(aq) + 2 H2O(l).

1). Contoh Soal Menyetarakan Persamaan Reaksi Oksidasi Besi Fe

Tuliskan dan setarakan persamaan reaksi proses okidasi besi Fe dengan  oksigen yang menghasilkan besi (III) oksida.

Langkah Pertama: Cara Menuliskan Persamaan Rumus Kimia

Secara umum persamaan reaksi oksidasi besi dengan gas oksigen dapat dituliskan seperti berikut

a Fe (s) + b O2 (g) → c Fe2O3 (g)

a, b, dan c adalah koefisien reaksi kimia

Persamaan Reaksi di atas masih belum setara

Jumlah Atom Ruas Kiri dan Kanan

Ruas Kiri       Ruas Kanan

Fe = 1            Fe = 2

O = 2             O = 3

Jumlah Fe dan O pada ruas kiri dan kanan belum setara

Langkah Kedua: Cara Menyetarakan Koefisien Atom Besi Reaksi

Jumlah atom Besi ruas kanan adalah 2/1 = 2 kali atom besi ruas kiri. Agar menjadi setara, maka atom besi ruas kiri dikali 2 atau menggunakan koefisien a = 2. Dan ini mengakibatkan koefisien reaksi c = 1

2 Fe + b O2 → 1 Fe2O3

Langkah Ketiga: Menyetarakan Atom Oksigen Koefisien Reaksi

Ruas Kiri       Ruas Kanan

Fe = 2            Fe = 2

O = 2             O = 3

Jumlah atom O ruas kanan adalah 3/2 = 1,5 kali dari atom O ruas kiri, dan agar dapat setara, maka atom O ruas kiri dikali 3/2 atau koefisien b = 3/2

2 Fe + 3/2 O2 → 1 Fe2O3

Ruas Kiri       Ruas Kanan

Fe = 2            Fe = 2

O = 3             O = 3

Langkah Keempat: Menghilang Koefisien Reaksi Bilangan Pecahan

Untuk menghindari koefisien bilangan pecahan, maka persamaan reaksi dikali 2 menjadi seperti berikut

4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

Ruas Kiri       Ruas Kanan

Fe = 4            Fe = 4

O = 6             O = 6

2). Contoh Soal Menyetarakan Persamaan Reaksi Pembentukan Air H2O,

Setarakan persamaan reaksi pembentukan air dari gas hydrogen dan gas oksigen

Tahap Pertama: Menuliskan Persamaan Reaksinya (Reaksi Belum Setara)

Persamaan reaksi antara gas hydrogen dan oksigen membentuk air dapat dituliskan seperti berikut

a H2 (g) + b O2 (g) → c H2O (l)

Persamaan reaksi di atas masih belum setara

Menuliskan Jumlah Atom Ruas Kanan dan Kiri

Jumlah atom Hidrogen dan Oksigen ruas kiri dan kanan adalah

Ruas Kiri             Ruas Kanan

H  = 2                  H = 2

O  = 2                  O = 1

Jumlah higrogen H pada ruas kanan sudah sama dengan ruas kiri, Namun jumlah atom Oksigen O masih belum sama. Jadi koefisien untuk H adalah a = 1 dan c = 1

1 H2 (g) + b O2 (g) → 1H2O (l)

Tahap Kedua: Menyetarakan Atom Oksigen

Jumlah oksigen O ruas kanan adalah 1/2 = ½ kali oksigen ruas kiri. Agar bisa setara, maka atom Oksigen ruas kiri dikali ½. Dengan demikian dapat menuliskan koefisien b = ½ pada oksigen ruas kiri

1 H2 (g) + ½ O2 (g) → 1 H2O (l)

Sampai disini jumlah atom ruas kiri dan kanan sudah sama.

Jumlah atom hydrogen ruas kiri dan kanan sudah sama yaitu 2 atom hydrogen. Jumlah oksigen ruas kiri dan kanan sudah sama yaitu 1 atom  Oksigen.

Tahap Ketiga: Menyederhanakan Koefisien Reaksi Kimia

Menghindari koefisien bilangan pecahan. Kalikan semua koefisien reaksi dengan angka 2 sehingga menjadi

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)

Pada persamaan reaksi terakhir ini, jumlah atom hydrogen ruas kiri adalah 4 atom dan pada ruas kanan 4 atom hydrogen.

Jumlah atom oksigen pada ruas kiri dan kanan sama yaitu 2 atom oksigen.

3). Contoh Soal Menyetarakan Persamaan Reaksi Gas Metana CH4 Dengan Oksigen O2

Tuliskan dan setarakan persamaan reaksi antara gas metana (CH4) dengan gas oksigen membentuk gas karbon dioksida dan uap air.

Langkah Pertama Menuliskan Persamaan Rumus Kimia

secara umum persamaan reaksi gas metana dengan oksigen dapat dituliskan seperti berikut

a CH4 (g) + b O2 (g) → c CO2 (g) + d H2O (l)

Langkah Kedua: Menyetarakan Koefisien Persamaan Reaksi Gas Metana dan Oksigen

Ruas Kiri      Ruas Kanan

C = 1              C = 1

H = 4             H = 2

O = 2             O = 3

Jumlah atom C ruas kiri dan kanan sudah sama. Sehingga koefisien a = 1 dan koefisien c = 1

Jumlah atom H ruas kiri adalah 4/2 = 2 kali atom H ruas kanan. Agar dapat setara, maka atom H ruas kanan dikali 2 atau koefisien d = 2. Sehingga persamaan reaksi dan koefiseinnya adalah

1 CH4 (g) + b O2 (g) → 1 CO2 (g) + 2 H2O (l)

Langkah Ketiga: Menyetarakan Atom Okesigen

Ruas Kiri              Ruas Kanan

O = 2                     O = 2 + 2 = 4

Jumlah atom oksigen O ruas kanan adalah 4/2 = 2 kali jumlah atom ruas kiri. Agar menjadi setara,  maka jumlah atom O ruas kiri dikali 2 atau koefisien b = 2. Sehingga diperoleh jumlah atom ruas kiri dan kanan menjadi sama yaitu 4 atom O.

Jadi, Persamaan reaksinya adalah

1 CH4 (g) + 2 O2 (g) → 1 CO2 (g) + 2 H2O (l)

Ruas Kiri       Ruas Kanan

C = 1               C = 1

H = 4              H = 4

O = 4              O = 4

4). Contoh Soal Menyetarakan Persamaan Reaksi Alumunium Dengan Asam Sulfat

Tuliskan dan setarakan persamaan reaksi antara logam aluminium yang bereaksi dengan larutan asam sulfat membentuk larutan aluminium sulfat dan gas hidrogen

Tahap Pertama: Menuliskan Persamaan Reaksinya (Reaksi Belum Setara)

a Al (s) + b H2SO4 (aq) → c Al2(SO4)3 (aq) + d H2 (g)

Persamaan reaksi di atas masih belum setara

Menuliskan Jumlah Atom Ruas Kanan dan Kiri

Ruas Kiri             Ruas Kanan

Al = 1                   Al = 2

H = 2                    H = 2

S = 1                     S = 3

O = 4                    O = 12

Tahap Kedua: Menuliskan Koefisien Reaksi Alumunium Ruas Kiri

Jumlah atom Al ruas kanan adalah 2/1 = 2 kali atom Al ruas kiri, agar menjadi setara, maka jumlah atom Al ruas kiri dikali 2, atau dengan koefisien a = 2.  Sedangkan koefisien  untuk atom Al ruas kanan adalah c = 1

Dengan menggunakan koefisien reaksi a = 2 pada Al ruas kiri, maka jumlah atom Al di ruas kiri menjadi 2 x 1 = 2 atom Al dan menjadi setara dengan jumlah Al di ruas kanan.

2 Al (s) + b H2SO4 (aq) → 1Al2(SO4)3 (aq) + d H2 (g)

Tahap Ketiga: Menyetarakan Atom Oksigen Dan Sulfur

Ruas Kiri             Ruas Kanan

Al = 2                   Al = 2

H = 2                    H = 2

S = 1                     S = 3

O = 4                    O = 12

Jumlah atom O ruas kanan adalah 12/4 = 3 kali atom O ruas kiri dan Jumlah atom S ruas kanan adalah 3/1 = 3 kali atom S ruas kiri. Agar menjadi setara, maka jumlah atom O dan S ruas kiri dikali 3, atau menggunakan koefisien b = 3

2 Al (s) + 3 H2SO4 (aq) → 1Al2(SO4)3 (aq) + d H2 (g)

Jumlah atom S dan O ruas kiri sudah sama dengan ruas kanan, sedangkan atom H ruas kanan masih belum setara dengan ruas kiri.

Tahap Keempat: Menyertarakan Aton Hidrogen

Ruas Kiri             Ruas Kanan

Al = 2                   Al = 2

H = 6                    H = 2

S = 3                     S = 3

O = 12                  O = 12

Jumlah atom H ruas kiri  adalah 6 dan H ruas kanan adalah 2, atau jumlah atom H ruas kiri 6/2 = 3 kali jumlah atom H ruas kanan. Agar setara, maka atom H ruas kanan dikali 3.

Dengan demikian, koefisien reaksi H ruas kanan d = 3, dan jumlah atom H ruas kanan menjadi 6, menjadi setara dengan H ruas kiri.

Persamaan Reaksi Setara

2 Al (s) + 3 H2SO4 (aq) → Al2(SO4)3 (aq) + 3 H2 (g)

koefisien reaksi Al2(SO4)3 adalah 1 dan umumunya tidak ditulis

5). Contoh Soal Menyetarakan Persamaan Reaksi Pembakaran Propana C3H8,

Tuliskan dan setarakan persamaan reaksi pembakaran Propana (C3H8) dengan   oksigen yang menghasilkan gas karbon dioksida dan uap air.

Langkah Pertama Menuliskan Persamaan Rumus Kimia

Secara umum persamaan reaksi propana dengan oksigen dapat dituliskan seperti berikut

a C3H8 + b O2 → c CO2 + d H2O

Menuliskan Jumlah Atom Ruas Kanan dan Kiri

Ruas Kiri       Ruas Kanan

C = 3               C = 1

H = 8              H = 2

O = 2              O = 3

Langkah Kedua: Menyetarakan Atom Karbon Koefisien Reaksi

Jumlah atom C ruas kiri adalah 3/1 = 3 kali atom C ruas kanan. Agar dapat setara, maka atom C ruas kanan dikali 3 atau membuat koefisien c = 3 dengan  koefisien a = 1

Persamaaan reaksinya menjadi

1 C3H8 + b O2 → 3 CO2 + d H2O

Langkah Ketiga: Menyetarakan Atom Hidrogen Koefisien Reaksi

Ruas Kiri       Ruas Kanan

C = 3               C = 3

H = 8              H = 2

O = 2              O = 7

Jumlah Atom H ruas kiri adalah 8/2 = 4 kali atom H ruas kanan, agar setara, maka atom H ruas kanan dikali 4, dengan memasang koefisien d = 4 sehingg persamaan reaksinya sebagai berikut

1 C3H8 + b O2 → 3 CO2 + 4 H2O

Langkah Keempat: Menyetarakan Atom Oksigen Koefisien Reaksi

Ruas Kiri       Ruas Kanan

C = 3               C = 3

H = 8              H = 8

O = 2              O = 10

Jumlah atom O ruas kanan adalah 10/2 = 5 kali atom O ruas kiri, maka jumlah atom O ruas kiri dikali 5 atau koefisien b = 5

1 C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

Ruas Kiri       Ruas Kanan

C = 3               C = 3

H = 8              H = 8

O = 10            O = 10

Daftar Pustaka:

  1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  2. Hiskia Achmad, 1996, “K imia Larutan”, Citra Aditya Bakti,
  3. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  4. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  5. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  6. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
  7. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.
  8. Rangkuman Ringkasan: Dalam Ilmu Kimia, semua senyawa dituliskan menggunakan rumus (formula) kimia. Rumus kimia adalah ungkapan suatu zat menggunakan lambanglambang unsur pembentuk senyawa dan perbandingan relatif atom-atom unsur yang menyusun senyawa itu.
  9. Rumus kimia senyawa berupa molekul menunjukkan rumus molekul senyawa bersangkutan, yakni rumus yang menggambarkan jumlah dan jenis atom unsur yang membentuk molekul senyawa itu.
  10. Rumus kimia paling sederhana yang ditemukan secara percobaan di laboratorium dinamakan rumus empiris. Rumus kimia sesungguhnya merupakan kelipatan bilangan bulat dari rumus empirisnya.
  11. Persamaan reaksi menggambarkan hubungan zat-zat kimia yang terlibat sebelum dan sesudah reaksi kimia.
  12. Suatu persamaan reaksi dikatakan setara jika jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi sama, dengan angka koefisien.
  13. Rumus kimia senyawa ionik dinyatakan dengan satuan rumus, yaitu gugusan atom atau ion yang dilambangkan secara eksplisit di dalam rumus kimianya.
  14. Untuk menyatakan reaksi kimia yang terjadi, zat-zat yang terlibat dalam reaksi ditulis dalam bentuk persamaan kimia. Persamaan kimia menyatakan kesetaraan jumlah zat-zat yang bereaksi dan jumlah zat-zat hasil reaksi. Penulisan zat tersebut menggunakan lambang unsur atau rumus kimia.
  15. Umumnya reaksi-reaksi kimia digolongkan menurut jenisnya, yaitu: (a) reaksi penggabungan; (b) reaksi penguraian; (c) reaksi pendesakan (reaksi pertukaran tunggal); dan (d) reaksi metatesis (reaksi pertukaran ganda).

Sifat Logam Unsur Kimia

Pengertian Sifat Logam Unsur Kimia. Berdasarkan sifat kelogamannya, secara umum unsur dalam system periodic dapat dikatagorikan menjadi tiga kategori, yaitu unsur logam, unsur non logam, dan unsur metaloid (atau unsur semi logam).

Logam yang umum dijumpai diantaranya adalah besi, aluminium, tembaga, perak, emas, dan lain-lain.

Pada umumnya logam mempunyai sifat – sifat fisis yang diantaranya adalah:

  1. memiliki daya hantar panas yang baik;
  2. memiliki daya hantar listrik yang baik;
  3. memiliki permukaan yang mengkilap;
  4. memiliki kemampuan untuk ditempa menjadi lempeng tipis;
  5. memiliki kemampuan untuk meregang jika ditarik.

Kemampuan logam untuk dapat meregang ketika dilakukan penarikan disebut duktilitas atau keuletan. Kombinasi dari Kemampuan logam untuk meregang dan kemampuan untuk menghantarkan listrik dapat dimanfaatkan untuk dibuat kawat atau kabel listrik.

Kemampuan logam berubah bentuk jika ditempa ditekan dan ditarik disebut mampu bentuk. Kemampuan logam berubah bentuk saat diproduksi dimanfaatkan untuk membuat berbagai macam jenis barang, misalnya golok, pisau, cangkul, dan lain -lain.  Sifat- sifat tersebut dimiliki oleh unsur logam secara spesifik namun tidak dimiliki oleh unsur- unsur bukan logam (non logam).

Dengan memperhatikan konfigurasi elektronnya, unsur- unsur logam cenderung melepaskan elektron (memiliki energi ionisasi yang reltif kecil), sedangkan unsur- unsur non logam cenderung menangkap elektron (memiliki energi ionisasi yang relative lebih besar).

Dengan demikian, dapat dilihat kecenderungan sifat logam dalam sistem periodik, yaitu dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin besar dan dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin kecil.

Jika dilihat pada tabel periodik unsurnya, unsur unsur logam berletak pada bagian kiri, sedangkan unsur- unsur non logam terletak di bagian kanan (lihat tabel periodik unsur).

Pada tabel periodik, batas antara unsur -unsur logam dan non logam sering digambarkan dengan tangga diagonal yang bergaris tebal. Unsur -unsur di daerah perbatasan mempunyai sifat ganda.

Misalnya logam berilium (Be) dan aluminium (Al), logam -logam tersebut memiliki beberapa sifat bukan logam, dan biasa disebut unsur amfoter. Adapun logam yang berada di sebelahnya (dalam tabel periodik) yaitu Boron (B) dan Silikon (Si) merupakan unsur non logam yang memilki beberapa sifat logam, dan disebut unsur metaloid.

Daftar Pustaka

Sifat Logam Unsur Kimia dengan unsur non logam dan Pengertian unsur metaloid. Contoh unsur metaloid dan sifat logam daya hantar panas. Sifat Logam daya hantar listrik dengan Conoh unsur logam.

Contoh unsur non logam dengan sifat logam dalam sistem periodic dan pengertian unsur amfoter serta Contoh unsur amfoter.

Sifat Periodik Unusr Kimia.

Pengertian Sifat Periodik Unsur Kimia. Sifat periodik unsur merupakan sifat unsur yang berhubungan dengan letak unsur dalam tabel periodik (periode dan golongan). Unsur -unsur dalam golongan yang sama memiliki elektron valensi yang sama. Demikian pula unsur -unsur pada periode yang sama, electron valensinya menghuni orbit yang sama.

Oleh karena sifat -sifat unsur ada hubungannya dengan konfigurasi elektron maka unsur -unsur dalam golongan yang sama akan memiliki sifat yang mirip dan dalam periode yang sama akan menunjukkan sifat yang khas secara berkala (periodik) dari logam ke nonlogam.

Beberapa sifat periodik unsur di antaranya adalah jari -jari atom, afinitas elektron, energi ionisasi, dan keelektronegatifan.

Jari- jari Atom

Jari -jari atom sangat kecil, diduga diameternya sekitar 10–10 m. Satuan yang biasa digunakan untuk menyatakan jari -jari atom adalah angstrom (Å). Satu angstrom sama dengan 10–10 m.

Jari -jari atom didefinisikan sebagai setengah jarak antara dua inti atom yang berikatan dalam bentuk padat. Atau Jari-jari atom adalah jarak antara inti atom dan electron terluar. Hasil pengukuran metunjukkan bahwa jari jari atom memiliki keteraturan, baik dalam golongan yang sama maupun dalam periode yang sama.

Jari -jari atom dari atas ke bawah dalam golongan yang sama bertambah besar.  Bertambahnya jari -jari atom dari atas ke bawah dalam golongan yang sama disebabkan bertambahnya orbit (lintasan) elektron.

Bertambahnya orbit menyebabkan volume atom mengembang sehingga jari -jari atom meningkat.

Jari -jari atom dari kiri ke kanan dalam periode yang sama menjadi lebih kecil. Mengecilnya jari- jari atom dari kiri ke kanan dalam periode yang sama disebabkan bertambahnya jumlah proton di dalam inti atom, sedangkan jumlah orbitnya sama.

Dengan bertambahnya jumlah proton, maka tarikan inti terhadap elektron valensi semakin kuat dan ini menyebabkan terjadi pengerutan volume atom. Hal ini mengakibatkan, jari -jari atom dari kiri ke kanan mengecil.

Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah energi minimal yang dibutuhkan untuk melepaskan 1 elektron terluar dari atom berbentuk gas pada keadaan dasarnya. Energi ionisasi ini dinyatakan dalam satuan kJ mol–1.

Unsur- unsur dalam satu golongan yang sama, energi ionisasinya semakin ke bawah semakin kecil. Hal ini disebabkan elektron terluar semakin jauh dari inti, sehingga gaya Tarik inti makin lemah. Dengan demikian elektron terluar makin mudah dilepaskan.

Sedangkan unsur -unsur  dalam satu periode yang sama, gaya tarik inti semakin ke kanan semakin kuat. Sehingga energi ionisasi pada umumnya semakin ke kanan semakin besar.

Ada beberapa perkecualian yang harus diperhatikan. Golongan IIA, VA, dan VIIIA memiliki energi ionisasi yang sangat besar, bahkan lebih besar daripada energi ionisasi unsur di sebelah kanannya, yaitu IIIA dan VIA. Hal ini terjadi karena unsur- unsur golongan IIA, VA, dan VIIIA mempunyai konfigurasi elektron yang relatif stabil, sehingga elektron sukar dilepaskan.

Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah energi yang terlibat (dilepas atau diserap) ketika satu elektron diterima oleh atom suatu unsur dalam keadaan gas.

Dalam satu golongan yang sama, afinitas elektron unsur dari atas ke bawah semakin berkurang. Muatan inti bertambah positif, jari-jari atom makin besar, dan gaya tarik inti terhadap elektron yang ditangkap makin lemah. Akibatnya afinitas elektron berkurang.

Dalam satu periode yang sama, afinitas elektron unsur dari kiri ke kanan cenderung bertambah. Muatan inti bertambah positif sedang jumlah kulit tetap menyebabkan gaya tarik inti terhadap elektron yang ditangkap makin kuat. Akibatnya afinitas elektron cenderung bertambah.

Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kecenderungan/kemampuan atom untuk menarik elektron dalam suatu ikatan kimia. Semakin besar keelektronegatifan suatu atom berarti dalam ikatan kimia atom tersebut cenderung menarik elektron dari atom yang lain.

Dalam satu golongan yang sama, keelektronegatifan unsur dari atas ke bawah semakin berkurang. Jumlah muatan inti bertambah positif jumlah kulit bertambah maka kemampuan inti untuk menarik electron menjadi lemah. Akibatnya keelektronegatifan unsur semakin lemah.

Dalam satu periode yang sama, keelektronegatifan unsur dari kiri ke kanan cenderung naik. Muatan inti bertambah positif jumlah kulit tetap, menyebabkan gaya tarik inti terhadap elektron makin kuat. Akibatnya kemampuan atom untuk menarik electron makin besar.

Sifat Logam.

Secara kimia, sifat logam dikaitkan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan melepas elektron membentuk ion positif. Jadi, sifat logam tergantung pada energi ionisasi. Ditinjau dari konfigurasi elektron, unsur unsur logam cenderung melepaskan elektron (memiliki energi ionisasi yang kecil), sedangkan unsur-unsur bukan logam cenderung menangkap elektron (memiliki keelektronegatifan yang besar).

Sesuai dengan kecenderungan energi ionisasi dan keelektronegatifan, maka sifat logam-nonlogam dalam periodik unsur adalah:

Dalam satu golongan yang sama, sifat logam unsur bertambah dari atas ke bawah. Dari atas ke bawah energi ionisasi unsur berkurang sehingga makin mudah melepas elektron, sifat logam bertambah.

Demikian juga nilai afinitas elektron makin berkurang sehingga makin sulit bagi unsur untuk menangkap elektron. Sifat nonlogam berkurang.

Dalam satu periode yang sama, sifat logam berkurang dari kiri ke kanan. Energi ionisasi unsur bertambah dari kiri ke kanan, sehingga makin sulit bagi unsur untuk melepas elektron. Berarti sifat logam makin berkurang.

Nilai afinitas elektron bertambah dari kiri ke kanan, sehingga makin mudah bagi unsur untuk menarik elektron. Akibatnya sifat nonlogam makin berkurang. Kecenderungan ini tidak berlaku bagi unsur-unsur transisi.

Titik Leleh dan Titik Didih

Berdasarkan titik leleh dan titik didih dapat disimpulkan sebagai berikut.

Dalam satu periode yang sama, titik cair dan titik didih naik dari kiri ke kanan sampai golongan IVA, kemudian turun drastis. Titik cair dan titik didih terendah dimiliki oleh unsur golongan VIIIA.

Dalam satu golongan yang sama, ternyata ada dua jenis kecenderungan: unsur unsur golongan IA – IVA, titik cair dan titik didih makin rendah dari atas ke bawah; unsur- unsur golongan VA – VIIIA, titik cair dan titik didihnya makin tinggi.

Contoh Soal Ujian Sifat Periodik Unsur Kimia

Urutkan atom-atom berikut: Na, Mg, K, dan Ca menurut kenaikan energi ionisasinya, kemudian jelaskan alasannya.

Jawab

Pada periode yang sama, dari kiri ke kanan energi ionisasi bertambah akibat bertambahnya muatan inti. Jadi, energi ionisasi Mg lebih besar dari Na. Demikian pula energi ionisasi Ca lebih besar dari K.

Dalam golongan yang sama, dari atas ke bawah energi ionisasi berkurang akibat orbit elektron makin jauh dari inti. Jadi, energi ionisasi Na lebih besar dari K dan energi ionisasi Mg lebih besar dari Ca.

Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa urutan energi ionisasi adalah K < Na < Ca < Mg.

Soal 1. Diketahui unsur-unsur: 3Li, 4Be, 5B, 9F. Tentukan:

  1. unsur yang paling elektropositif
  2. unsur yang paling elektronegatif
  3. unsur yang mempunyai energi ionisasi terbesar
  4. unsur yang mempunyai jari-jari atom terbesar
  5. unsur yang terletak pada golongan IIIA

Soal 2. Keperiodikan unsur meliputi:

  1. jari-jari atom;
  2. energi ionisasi;
  3. afinitas elektron;
  4. keelektronegatifan;
  5. sifat logam.

Daftar Pustaka

Sifat Periodik Unusr Kimia dengan Pengertian Sifat Periodik Unsur Kimia dan golongan elektron valensi serta periode unsur orbit yang sama. Konfigurasi electron dengan Sifat periodic Jari- jari Atom dan Pengertian Jari jari atom. Sifat periodic Energi Ionisasi unsur kimia dengan pengertian energi ionisasi dan Sifat periodic Afinitas Elektron unsur kimia.

Pengertian Afinitas electron dengan Sifat periodic Keelektronegatifan unsur kimia dan Pengertian Keelektronegatifan unsur serta Sifat periodic Logam non logam. Pengertian sifat logam unsur dengan Sifat periodic Titik Leleh dan Titik Didih. Pengertian titik leleh dan titik didih unsur dengan Contoh Soal Ujian Sifat Periodik Unsur Kimia.

error: Content is protected !!