PxQy Ringkasan Materi IPA

80 RI STOIKIOMET

1. PxQy

dengan berat a gram, maka: y Q Px r M P r A x P Berat dan y Q Px r M P r A x P Kadar ⋅ ⋅ ⋅ = ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ = 100 2. Senyawa mengandung air kristal, O nH PxQy 2 ⋅ , maka Qy Px mol O H mol n atau n Qy Px Mr n kristal air Kadar 2 100 18 18 = ⋅ + ⋅ ⋅ = Massa Atom relatif dan Massa Molekul Relatif. • Massa atom relatif adalah perbandingan massa atom terhadap 12 1 massa 1 atom C 12 12 12 1 − = C atom satu massa x atom satu massa x Ar • Massa molekul relatif Mr adalah perbandingan massa satu molekul terhadap 12 12 1 C atom 12 12 1 − = C atom satu massa Y molekul satu massa Y Mr Rumus Empiris dan Rumus Molekul Rumus Empiris adalah : rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa Rumus molekul adalah : rumus yang menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa Untuk pembakaran senyawa hidrokarbon: ⎪ ⎪ ⎪ ⎩ ⎪⎪ ⎪ ⎨ ⎧ = = ⎟ ⎠ ⎞ ⎜ ⎝ ⎛ + = ⇒ y n O H nx CO y x n O dibakar CxHy n 4 4 1 2 2 2 Dengan syarat ⇒ reaksi stoikiometris 81 LARUTAN P Mr P m P Laru − × = ⇒ 100 1000 tan Pengenceran Larutan 2 2 1 1 M V M V ⋅ = ⋅ ⇒ V 1 = volume sebelum pengenceran M 1 = konsentrasi sebelum pengenceran V 2 = volume sesudah pengenceran M 2 = konsentrasi sesudah pengenceran Konsentrrasi campuran 3 3 2 2 1 1 M V M V M V ⋅ = ⋅ + ⋅ ⇒ Kelarutan S dan Hasil Kali Kelarutan Ksp n n n n n Ksp S dan S n Ksp 1 1 1 1 − − − = ⋅ − = Untuk reaksi ⇒ [ ] [ ] n m air C B A Ksp C n B m s A − + − + ⋅ = + ⎯→ ⎯ • Jika hasil kali konsentrasi ion-ion Ksp, maka larutan lewat jenuh terjadi endapan • Jika hasil kali konsentrasi ion-ion Ksp, maka larutan belum jenuh tidak terjadi endapan • Jika hasil kali konsentrasi ion-ion = Ksp, maka larutan tepat jenuh Untuk Garam m n m n S m n Ksp Bm An + ⋅ ⋅ = ⇒ Garam akan mengendap jika: • [ ] S G • Massa mengendap [ ] Mr vol S G × × − ⇒ [ ] G = konsentrasi garam S = kelarutan Derajad Keasaman pH [ ] [ ] pOH H pH H hitung asam laru pH − = − = ⇒ ⇒ + + 14 log tan [ ] [ ] − − − = ⇒ ⇒ OH pOH OH hitung basa laru pH log tan Air sedikit terionisasi, karena bersifat elektrolit lemah − + + → ⇒ OH H O H 2 Pada suhu 25 C: 82 [ ] [ ] [ ][ ] [ ] [ ] [ ][ ] [ ][ ] [ ] [ ] − + − − + − − + − + − + = + = + = = ⇒ = = = ⇒ = = OH atau H i konsentras mencari berarti pOH pH mencari pOH pH dan pKw pOH pH OH H Kw OH H O H K O H OH H K M OH H 14 10 10 10 14 14 2 2 7 Catatan: - pH larutan 7 : larutan bersifat asam - pH larutan 7 : larutan bersifat basa - pH larutan = 7 : larutan netral Reaksi-reaksi Asam-Basa • Asam kuat Basa kuat [ ] [ ] kuat basa dari OH kuat Basa kuat asam dari H kuat Asam − + ⇒ ⇒ • Asam lemah Basa lemah [ ] [ ] K C C Kb OH lemah Basa K C C Ka H lemah Asam ⋅ = ⋅ = ⇒ ⋅ = ⋅ = ⇒ − + • Asam + Basa - Sisa Asam kuat Basa kuat ⎯→ ⎯ ionisasi [ ] [ ] kuat basa sisa dari OH kuat basa sisa kuat asam sisa dari H kuat asam sisa − + ⎯→ ⎯ ⎯→ ⎯ - Sisa Asam lemah Basa lemah ⎯→ ⎯ terbentuk buffer penyangga [ ] [ ] G B kb OH garamnya lemah basa basa buffer G A Ka H garamnya lemah asam asam buffer ⋅ = ⇒ + ⎯→ ⎯ ⋅ = ⇒ + ⎯→ ⎯ − + A B = selisih asam dan basa sisa asam lemah basa lemah G = yang paling kecil mol-nya garam - Tidak sisa, maka terjadi hidrolisis: [ ] [ ] [ ] kb Ka Kw H lemah basa lemah asam Ka G Kw OH kuat basa lemah asam kb G Kw H kuat basa kuat asam ⋅ = ⇒ + ⋅ = ⇒ + ⋅ = ⇒ + + − + Netral terjadi jika Asam kuat + Basa kuat ⎯→ ⎯ garam + air , maka pH = 7. 83 BASA ASAM TEORI nya basa dari lebih meiliki Asam sama yang senyawa dari berasal Basa dan Asam − Η + 1 1. ARHENIUS. • Asam adalah zat yang dalam pelarut air menghasilkan ion hidrogen [H + ] Contoh : − + + ⎯→ ⎯ l C H HCl • Basa adalah zat yang dalam pelarut air menghasilkan ion hidroksil [OH - ] Contoh : − + + ⎯→ ⎯ OH Na NaOH 2. BRONSTED-LOWRY. • Asam adalah pemberi H + donor proton zat yang dapat melepaskan proton • Basa adalah penerima H + akseptor proton zat yang dapat menerima proton 3. ASAM-BASA KONJUGASI • Asam konjugasi adalah asam yang kelabihan 1H + terhadap basa-nya • Basa konjugasi adalah basa yang kekurangan 1H + terhadap asam-nya Contoh : asam basa basa asam NH OH NH O H − − + ⎯→ ← + 4 3 2 H 2 O dan OH - adalah pasangan asam basa konjugasi NH 3 dan NH 4 + adalah pasangan basa konjugasi 4. LEWIS. • Asam adalah zat yang dapat menerima pasangan elektron bebas penerima pasangan elektron bebas • Basa adalah zat yang dapat melepaskan pasangan elektron pemberi pasangan elektron bebas. Reaksi Asam Basa ∑ ∑ ⋅ ⋅ = ⋅ ⋅ B B B A A A al V M V al V M V Reaksi dalam Larutan Elektrolit • Asam + basa ⎯→ ⎯ garam + air Contoh : HCl + NaOH ⎯→ ⎯ NaCl + H 2 O • Basa + oksida asam ⎯→ ⎯ garam + air Contoh : NaOH + CO 2 ⎯→ ⎯ Na 2 CO 3 + H 2 O • Oksida basa + asam ⎯→ ⎯ garam + air Contoh : K 2 O + H 2 SO 4 ⎯→ ⎯ K 2 SO 4 + H 2 O • Gas amonia + asam ⎯→ ⎯ garam amonium Contoh : NH 3 + HCl ⎯→ ⎯ NH 4 Cl 84 • Oksida asam + oksida Basa ⎯→ ⎯ garam Contoh : Na 2 O + CO 2 ⎯→ ⎯ Na 2 + CO 3 • Logam aktif + asam non oksidator ⎯→ ⎯ garam + gas H 2 Contoh : Fe + 2HCl ⎯→ ⎯ FeCl 2 + H 2 • Logam reaktif I + garam I ⎯→ ⎯ garam II + logam II Contoh : Zn + CuSO 4 ⎯→ ⎯ Znso 4 + Cu • Basa I + garam I ⎯→ ⎯ garam II + basa II Contoh : NaOH + CuSO 4 ⎯→ ⎯ Na 2 SO 4 + CuOH 2 • Garam I + asam I ⎯→ ⎯ garam II + asam II Contoh : FeS + 2HCl ⎯→ ⎯ FeCl 2 + H 2 S Ciri-ciri asam: • Rasanya masam • Larutannya dalam air menghasilkan ion H + • pH 7 • [H + ] besar • Lakmus merah ⎯→ ⎯ merah • Lakmus biru ⎯→ ⎯ merah Oksida-oksida asam oksida metaloid: • Oksida yang berasal dari unsur bukan logam • Dalam air membentuk asam Ciri-ciri basa: • pH 7 • larutannya dalam air menghasilkan ion yang bermuatan positif dan ion hidroksil yang bermuatan negatif OH • rasanya licin jika terkena kulit • [OH - ] besar • Lakmus merah ⎯→ ⎯ biru • Lakmus biru ⎯→ ⎯ merah Oksida-oksida basa oksida logam: • Oksida yang berasal dari unsur yang termasuk logam • Persenyawaannya dengan air menghasilkan basa 85 KIMIA GAN KESETIMBAN n k k a h n dikali k k dibalik reaksi 1 arg 1 1 = ⇒ = ⇒ Keadaan kesetimbangan. D C r r B A + + 2 1 Keadaan setimbang bila 2 1 r r = ⇒ [ ] [ ] [ ] [ ] b a d c B A D C Kc = [ ] [ ] [ ] [ ] suhu oleh i dipengaruh hanya K a H saja gas fase hanya gkan diperhitun Kp atau Kc a h sama tidak fasenya heterogen yang sistem untuk T R Kc Kp dirumuskan dapat Kp dengan Kc antara Hubungan PB PA PD PC Kp Kp tekanan gan kesetimban tetapan dalam takan dapatdinya K a h gas sistem Untuk n b a d c arg arg , arg Δ ⋅ = ⇒ = Dissosiasi α α α ⋅ ⋅ − = ⇒ a c a b C B A 1 : : mula mula mol jumlah terurai yang mol jumlah dissosiasi derajad − = α Jika, sebagian terurai zat sempurna terurai zat terurai tidak zat ⇒ ⇒ = ⇒ = 1 1 α α α Untuk Reaksi yang Berubah Derajad Dissosiasinya 2 2 2 1 2 1 1 2 1 1 K V K k V K − = − Pergeseran Kesetimbangan. Asas Le Chatelier : Bila dalam suatu sistem kesetimbangan diberikan aksi yang mengganggu sistem kesetimbangan, maka akan timbul reaksi yang akan memperkecil aksi tersebut. 86 Faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan: 1. Konsentrasi : • Jika konsentrasi diperbesar, kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan. • Jika konsentrasi diperkecil, kesetimbangan akan bergeser ke arah zat tersebut. 2. Volume tekanan: • Jika V P ⎯→ ⎯ kesetimbangan bergeser ke jumlah koefisien yang lebih besar. • Jika V P ⎯→ ⎯ kesetimbangan bergeser ke jumlah koefisien yang lebih kecil. 3. Suhu : • T ⎯→ ⎯ kesetimbangan bergeser ke endoterm • T ⎯→ ⎯ kesetimbangan bergeser ke eksoterm 4. Katalis : • Katalis tidak mempengaruhi letak kesetimbangan. • Katalis hanya mempercepat tercapainya kesetimbangan. Catatan: - Bila jumlah mol ke kiri sama dengan ke kanan, maka perubahan tekanan maupun volume tidak mempengaruhi kesetimbangan. - Untuk sistem kesetimbangan heterogen, koefisien mol yang diperhitungkan adalah fase gas saja. 87 REAKSI KECEPATAN Y X B A K V = s V r V y dan q V p V x Cbs Cbr caq cap log log = = • Order terhadap A, maka data yang digunakan data B yang tetap. • Order terhadap B, maka data yang digunakan data A yang tetap. Kecepatan Reaksi didefinisikan sebagai pengurangan konsentrasi pereaksi per satuan waktu atau pertambahan konsentrasi hasil per satuan waktu. waktu satuan i konsentras perubahan reaksi kecepa = tan atau n C K V = Dengan : V = kecepatan reaksi K = tetapan kecepatan reaksi C = konsentrasi n = orde reaksi Yang dimaksud perubahan konsentrasi, yaitu: • berkurangnya konsentrasi pereaksi, atau • bertambahnya konsentrasi hasil reaksi Kecepatan Reaksi. 1. Untuk reaksi C c B b A a ⎯→ ⎯ + • dT dC c T d B d b T d A d a V ⋅ + = ⋅ − = ⋅ − = 1 1 1 • Kecepatan Reaksi b a B A k V = ⇒ 2. Faktor-faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi: - Sifat dan keadaan zat: • Reaksi senyawa ion pada umumnya berlangsung lebih cepat daripada reaksi senyawa kovalen - Suhu cahaya: • Dari percobaan setiap kenaikan 10 C menyebabkan kecepatan reaksi menjadi dua kali 88 - Konsentrasi: • Dari rumus n C k V ⋅ = dapat disimpulkan bahwa: kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi C. Jika C maka V Untuk reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak dipengaruhi konsentrasi k V C k V = ⇒ ⋅ = - Luas permukaan: • Makin halus zat yang bereaksi, makin luas permukaannya, sehingga kemungkinan terjadinya tumbukan lebih besar, maka reaksi akan lebih cepat. - Katalis. • Katalisator adalah zat kimia yang dapat mempercepat reaksi menurunkan Ea . Fungsi katalis untuk menurunkan energi aktivasi Mempercepat ⎯→ ⎯ katalisator Memperlambat ⎯→ ⎯ inhibitor Katalisator terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimia dan secara fisik bersifat spesifik. 3. Suhu: • 10 t K o V t V Δ ⋅ = suhu perubahan t suhu koefisien K nula mula kecepa Vo t suhu pada kecepa t V = Δ = − = = tan tan 4. Orde reaksi tingkat reaksi n A k t V = N = 0 ⎯→ ⎯ orde nol ⎯→ ⎯ V = k N = 1 ⎯→ ⎯ orde satu ⎯→ ⎯ V = K A 1 N = 2 ⎯→ ⎯ orde dua ⎯→ ⎯ V = K A 2 Teori Tumbukan. Reaksi kimia terjadi karena adanya tumbukan yang efektif antara atom-atom atau molekul-molekul pereaksi. Tumbukan yang dapat menghasilkan reaksi harus memenuhi syarat: • posisinya baik • atom atau molekul yang bertumbukan mempunyai energi cukup Pengaruh Suhu terhadap Kecepatan Reaksi. Jika laju reaksi pada suhu T adalah V dan setiap kenaikan 10 C kecepatan reaksi naik n kali, maka kecepatan reaksi pada T 1 adalah: 1 10 1 1 10 1 1 t n t dan Vo n V T T T T ⋅ ⎟ ⎠ ⎞ ⎜ ⎝ ⎛ = ⋅ = − − reaksi suhu T dan reasksi waktu t dengan = = 89 IA ELEKTROKIM DAN REDOKS 1. O 2 = -2, kecuali peroksida O = -1 2. H = +1, kecuali hibrida H = -1 3. Logam = +valensi 4. senyawa atau unsur netral = 0 5. Ion = muatan ion Perkembangan Reaksi Redoks. Oksidasi: • Reaksi suatu zat dengan oksigen • Reaksi yang disertai pelepasan elektron • Mengalami kenaikan bilangan oksidasi sebagai reduktor Reduksi: • Reaksi pengurangan pelepasan oksigen • Reaksi yang disertai penangkapan elektron • Mengalami penurunan bilangan oksidasi sebagai oksidator reaksi menyertai yang elektron mol BO selisih = Catatan: Oksidator : - zat yang mengalami reduksi - lebih mudah menangkap elektron Reduktor: - zat yang mengalami oksidasi - lebih mudah melepas elektron Bilangan Oksidasi. • Bilangan oksidasi unsur-unsur dan molekul-molekul dari atom sejenis = 0 Contoh: bilangan oksidasi Na = 0 bilangan oksidasi H dalam H 2 = 0 • Bilangan oksidasi H dalam senyawa = +1, kecuali dalam senyawa hibrida : BO H = -1 Contoh: BO H dalam H 2 O = +1 BO H dalam CaH 2 = -1 • Bilangan oksidasi O dalam senyawa = -2, kecuali dalam senyawa: Contoh: OF 2 , BO O = +2 Peroksida, BO O = -1 H 2 O 2 , Na 2 O 2 , dsb • Jumlah aljabar bilangan oksidasi dalam senyawa = 0 Dalam senyawa HNO 3 berlaku : BO H + BO N + 3BO O = 0 • Jumlah aljabar bilangan oksidasi seluruh atom dalam ion = muatan ion. Dalam ion SO 4 2- berlaku : BO.2 + 4BO O = -2 90 Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks. reaksi koefisien kali hasil elektron mol = Setiap persamaan Reaksi kimia harus memenuhi: • Hukum kekekalan massa • Hukum kekekalan muatan Elektrokimia ⎪⎩ ⎪ ⎨ ⎧ ⎯→ ⎯ ⎯→ ⎯ ⇒ reduksi mengalami katoda oksidasi mengalami anoda

1. Sel Volta.