Hukum Hukum dasar kimia

Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya.1.       

1.HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER

 "Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap".

Contoh:

 hidrogen  + oksigen  ®   hidrogen oksida

    (4g)         (32g)               (36g)

2.HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST

 "Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap"

 Contoh:

 a. Pada senyawa NH3 : massa N : massa H

= 1 Ar . N : 3 Ar . H

 = 1 (14)  : 3 (1) = 14 : 3

 b. Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0

 = 1 Ar . S : 3 Ar . O

 = 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3

Keuntungan dari hukum Proust:

 bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut make massa unsur lainnya dapat diketahui.

Contoh:

 Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)

 Massa C = (Ar C / Mr CaCO3) x massa CaCO3

 = 12/100 x 50 gram = 6 gram

 massa C

 Kadar C = massa C / massa CaCO3 x 100%

 = 6/50 x 100 % = 12%

3.HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON

 "Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana".

Contoh:

Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk,

 NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8

 NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16

 Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2

4.HUKUM-HUKUM GAS

 Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT

 dimana:

 P = tekanan gas (atmosfir)

 V = volume gas (liter)

 n = mol gas

 R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin

 T = suhu mutlak (Kelvin)

 Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut:

 A. HUKUM BOYLE

 Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan

 n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2

Contoh:

 Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH3 mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ?

Jawab:

P1 V1 = P2 V2

 2.5 = P2 . 10  ®  P2 = 1 atmosfir

B.HUKUM GAY-LUSSAC

"Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana".

 Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2

Contoh:

Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g.

 Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14

 Jawab:

V1/V2 = n1/n2 ®  10/1 = (x/28) / (0.1/2) ®  x = 14 gram

Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.

C.HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC

 Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan:

 P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2

D.HUKUM AVOGADRO

"Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.

Contoh:

Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 27o C dan tekanan 1 atm ?

 (Ar: H = 1 ; N = 14)

Jawab:

85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol

 Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter

 Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:

 P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2

1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27) ®  V2 =  12.31 liter

Massa Atom Dan Massa Rumus

1.Massa Atom Relatif (Ar)

 merupakan perbandingan antara massa 1 atom dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12

2.Massa Molekul Relatif (Mr)

merupakan perbandingan antara massa 1 molekul senyawa dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12.

 Massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa merupakan penjumlahan dari massa atom unsur-unsur penyusunnya.

Contoh:

Jika Ar untuk X = 10 dan Y = 50 berapakah Mr senyawa X2Y4 ?

Jawab:

Mr X2Y4 = 2 x Ar . X + 4 x Ar . Y = (2 x 10) + (4 x 50) = 220

Konsep Mol

1 mol adalah satuan bilangan kimia yang jumlah atom-atomnya atau molekul-molekulnya sebesar bilangan Avogadro dan massanya = Mr senyawa itu.

 Jika bilangan Avogadro = L maka :

 L = 6.023 x 1023

 1 mol atom = L buah atom, massanya = Ar atom tersebut.

 1 mol molekul = L buah molekul massanya = Mr molekul tersehut.

 Massa 1 mol zat disebut sebagai massa molar zat

 Contoh:

Berapa molekul yang terdapat dalam 20 gram NaOH ?

Jawab:

Mr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40

mol NaOH = massa / Mr = 20 / 40 = 0.5 mol

Banyaknya molekul NaOH = 0.5 L = 0.5 x 6.023 x 1023 = 3.01 x 1023 molekul.

Persamaan Reaksi

PERSAMAAN REAKSI MEMPUNYAI SIFAT1.         

Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama

2.Jumlah masing-masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama

3.Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol (khusus yang berwujud gas perbandingan koefisien juga menyatakan perbandingan volume asalkan suhu den tekanannya sama)

Contoh: Tentukanlah koefisien reaksi dari

 HNO3 (aq) + H2S (g) ®   NO (g) + S (s) + H2O (l)

Cara yang termudah untuk menentukan koefisien reaksinya adalah dengan memisalkan koefisiennya masing-masing a, b, c, d dan e sehingga:

 a HNO3 + b H2S ®   c NO + d S + e H2O

 Berdasarkan reaksi di atas maka

 atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)

atom O : 3a = c + e ®  3a = a + e ®  e = 2a

 atom H : a + 2b = 2e = 2(2a) = 4a ®  2b = 3a ®  b = 3/2 a

 atom S : b = d = 3/2 a

 Maka agar terselesaikan kita ambil sembarang harga misalnya a = 2 berarti: b = d = 3, dan e = 4 sehingga persamaan reaksinya :

 2 HNO3 + 3 H2S ®  2 NO + 3 S + 4 H2O

Hitungan Kimia

Hitungan kimia adalah cara-cara perhitungan yang berorientasi pada hukum-hukum dasar ilmu kimia.

 Dalam hal ini akan diberikan bermacam-macam contoh soal hitungan kimia beserta pembahasanya.

Contoh-contoh soal :1. 

Berapa persen kadar kalsium (Ca) dalam kalsium karbonat ? (Ar: C = 12 ; O= 16 ; Ca=40)

Jawab :

1 mol CaCO, mengandung 1 mol Ca + 1 mol C + 3 mol O

Mr CaCO3 = 40 + 12 + 48 = 100

 Jadi kadar kalsium dalam CaCO3 = 40/100 x 100% = 40%

2.           

Sebanyak 5.4 gram logam alumunium (Ar = 27) direaksikan dengan asam klorida encer berlebih sesuai reaksi :

 2 Al (s) + 6 HCl (aq)  ®  2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g)

 Berapa gram aluminium klorida dan berapa liter gas hidrogen yang dihasilkan pada kondisi standar ?

Jawab:

Dari persamaan reaksi dapat dinyatakan

 2 mol Al x 2 mol AlCl3 ®   3 mol H2

 5.4 gram Al = 5.4/27 = 0.2 mol

Jadi:

AlCl3 yang terbentuk = 0.2 x Mr AlCl3 = 0.2 x 133.5 = 26.7 gram

 Volume gas H2 yang dihasilkan (0o C, 1 atm) = 3/2 x 0.2 x 22.4 = 6.72 liter

 3.Suatu bijih besi mengandung 80% Fe2O3 (Ar: Fe=56; O=16). Oksida ini direduksi dengan gas CO sehingga dihasilkan besi.

Berapa ton bijih besi diperlukan untuk membuat 224 ton besi ?

Jawab:

1 mol Fe2O3 mengandung 2 mol Fe

 maka : massa Fe2O3 = ( Mr Fe2O3/2 Ar Fe ) x massa Fe = (160/112) x 224 = 320 ton

 Jadi bijih besi yang diperlukan = (100 / 80) x 320 ton = 400 ton

4.Untuk menentukan air kristal tembaga sulfat 24.95 gram garam tersebut dipanaskan sampai semua air kristalnya menguap. Setelah pemanasan massa garam tersebut menjadi 15.95 gram. Berapa banyak air kristal yang terkandung dalam garam tersebut ?

Jawab :

misalkan rumus garamnya adalah CuSO4 . xH2O

CuSO4 . xH2O ®   CuSO4 + xH2O

24.95 gram CuSO4 . xH2O = 159.5 + 18x mol

 15.95 gram CuSO4 = 159.5 mol = 0.1 mol

 menurut persamaan reaksi di atas dapat dinyatakan bahwa:

 banyaknya mol CuS04 . xH2O = mol CuSO4; sehingga persamaannya

24.95/ (159.5 + 18x) = 0.1 ®  x = 5

Jadi rumus garamnya adalah CuS04 . 5H2O

Rumus Empiris dan Rumus Molekul

 Rumus empiris adalah rumus yang paling sederhana dari suatu senyawa.

 Rumus ini hanya menyatakan perbandingan jumlah atom-atom yang terdapat dalam molekul.

 Rumus empiris suatu senyawa dapat ditentukan apabila diketahui salah satu:

 - massa dan Ar masing-masing unsurnya

 - % massa dan Ar masing-masing unsurnya

 - perbandingan massa dan Ar masing-masing unsurnya

 Rumus molekul: bila rumus empirisnya sudah diketahui dan Mr juga diketahui maka rumus molekulnya dapat ditentukan.Contoh:        Suatu senyawa C den H mengandung 6 gram C dan 1 gram H.

 Tentukanlah rumus empiris dan rumus molekul senyawa tersebut bila diketahui Mr nya = 28 !

Jawab: 

mol C : mol H = 6/12 : 1/1 = 1/2 : 1 = 1 : 2

 Jadi rumus empirisnya: (CH2)n

Bila Mr senyawa tersebut = 28 maka: 12n + 2n = 28 ®  14n = 28 ®   n = 2

Jadi rumus molekulnya : (CH2)2 = C2H4

Contoh:                Untuk mengoksidasi 20 ml suatu hidrokarbon (CxHy) dalam keadaan gas diperlukan oksigen sebanyak 100 ml dan dihasilkan CO2 sebanyak 60 ml. Tentukan rumus molekul hidrokarbon tersebut !

Jawab: 

Persamaan reaksi pembakaran hidrokarbon secara umum

CxHy (g) + (x + 1/4 y) O2 (g) ®  x CO2 (g) + 1/2 y H2O (l)

 Koefisien reaksi menunjukkan perbandingan mol zat-zat yang terlibat dalam reaksi.

Menurut Gay Lussac gas-gas pada p, t yang sama, jumlah mol berbanding lurus dengan volumenya

 Maka:mol CxHy               : mol O2              : mol CO2             = 1          : (x + 1/4y)          : x

20           : 100       : 60         = 1          : (x + 1/4y)          : x

1              : 5          : 3           = 1          : (x + 1/4y)          : x

atau:

1 : 3 = 1 : x ®  x = 3

 1 : 5 = 1 : (x + 1/4y) ®  y = 8

 Jadi rumus hidrokarbon tersebut adalah : C3H8

Reaksi Eksoterm Dan Endoterm

a. Reaksi Eksoterm

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas.

 Pada reaksi eksoterm harga DH = ( - )

 Contoh : C(s) + O2(g)  ®  CO2(g) + 393.5 kJ ; DH = -393.5 kJ

b.Reaksi Endoterm

Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas.

 Pada reaksi endoterm harga DH = ( + )

 Contoh : CaCO3(s) ®  CaO(s) + CO2(g) - 178.5 kJ ; DH = +178.5 kJ

Perubahan Entalpi

Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp

 Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.a. Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm)

 Contoh: H2 ®   2H - a kJ ; DH= +akJ

b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)

 Contoh: 2H ®   H2 + a kJ ; DH = -a kJ

Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :1.           

Entalpi Pembentakan Standar ( DHf ):

DH untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g) ®   H20 (l) ; DHf = -285.85 kJ

2.Entalpi Penguraian:

DH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari DH pembentukan).

Contoh: H2O (l) ®   H2(g) + 1/2 O2(g) ; DH = +285.85 kJ

3.Entalpi Pembakaran Standar ( DHc ):

DH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh: CH4(g) + 2O2(g) ®   CO2(g) + 2H2O(l) ; DHc = -802 kJ

4.Entalpi Reaksi:

DH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.

Contoh: 2Al + 3H2SO4 ®   Al2(SO4)3 + 3H2 ; DH = -1468 kJ

5.Entalpi Netralisasi:

DH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.

Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) ®   NaCl(aq) + H2O(l) ; DH = -890.4 kJ/mol

6.Hukum Lavoisier-Laplace

 "Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya."

 Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya

Contoh:

N2(g) + 3H2(g) ®   2NH3(g) ; DH = - 112 kJ

 2NH3(g) ®   N2(g) + 3H2(g) ; DH = + 112 kJ

Penentuan Perubahan Entalpi Dan Hukum Hess

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI

Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.

Perhitungan : DH reaksi = S DHfo produk - S DHfo reaktan

HUKUM HESS

 "Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir."

 Contoh:C(s) + O2(g)       ®   CO2(g)            ; DH = x kJ            ®   1 tahap

C(s) + 1/2 02(g) ®   CO(g)               ; DH = y kJ            ®   2 tahap

CO(g) + 1/2 O2(g)             ®   CO2(g)            ; DH = z kJ

------------------------------------------------------------ +

C(s) + O2(g)        ®   CO2(g)            ; DH = y + z kJ    

Menurut Hukum Hess : x = y + z

Energi-Energi Dan Ikatan Kimia

Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi.

Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom seperti H2, 02, N2 atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :DH reaksi              = S energi pemutusan ikatan    - S energi pembentukan ikatan

                = S energi ikatan di kiri   - S energi ikatan di kanan

Contoh:

Diketahui : 

energi ikatan

C - H = 414,5 kJ/Mol

 C = C = 612,4 kJ/mol

 C - C = 346,9 kJ/mol

 H - H = 436,8 kJ/mol

 Ditanya:

DH reaksi = C2H4(g) + H2(g) ®   C2H6(g)

 DH reaksi             = Jumlah energi pemutusan ikatan - Jumlah energi pembentukan ikatan

                = (4(C-H) + (C=C) + (H-H)) - (6(C-H) + (C-C))

 = ((C=C) + (H-H)) - (2(C-H) + (C-C))

 = (612.4 + 436.8) - (2 x 414.5 + 346.9)

 = - 126,7 kJ

Sistem Dispers Dan Sistem Koloid

SISTEM DISPERSA.          

Dispersi kasar

(suspensi)           : partikel zat yang didispersikan berukuran lebih besar dari 100 nm.

B.Dispersi koloid: partikel zat yang didispersikan berukuran antara 1 nm - 100 nm.

C.Dispersi molekuler

(larutan sejati) : partikel zat yang didispersikan berukuran lebih kecil dari 1 nm.

 Sistem koloid pada hakekatnya terdiri atas dua fase, yaitu fase terdispersi dan medium pendispersi.

 Zat yang didispersikan disebut fase terdispersi sedangkan medium yang digunakan untuk mendispersikan disebut medium pendispersi.

 JENIS KOLOID

 Sistem koloid digolongkan berdasarkan pada jenis fase terdispersi dan medium pendispersinya.

 - koloid yang mengandung fase terdispersi padat disebut sol.

- koloid yang mengandung fase terdispersi cair disebut emulsi.

- koloid yang mengandung fase terdispersi gas disebut buih.

Sifat-Sifat Koloid

Kimia Kelas 1 > Sistem Koloid      170

< Sebelum Sesudah >

Sifat-sifat khas koloid meliputi :a.            

Efek Tyndall

 Efek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya oleh partikel koloid.

b.Gerak Brown

Gerak Brown adalah gerak acak, gerak tidak beraturan dari partikel koloid.

 

Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+

 Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2-

c.Adsorbsi

 Beberapa partikel koloid mempunyai sifat adsorbsi (penyerapan) terhadap partikel atau ion atau senyawa yang lain.

 Penyerapan pada permukaan ini disebut adsorbsi (harus dibedakan dari absorbsi yang artinya penyerapan sampai ke bawah permukaan).

Contoh :

(i) Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+.

 (ii) Koloid As2S3 bermuatan negatit karena permukaannya menyerap ion S2.

d.Koagulasi

Koagulasi adalah penggumpalan partikel koloid dan membentuk endapan. Dengan terjadinya koagulasi, berarti zat terdispersi tidak lagi membentuk koloid.

 Koagulasi dapat terjadi secara fisik seperti pemanasan, pendinginan dan pengadukan atau secara kimia seperti penambahan elektrolit, pencampuran koloid yang berbeda muatan.

e.Koloid Liofil dan Koloid Liofob

Koloid ini terjadi pada sol yaitu fase terdispersinya padatan dan medium pendispersinya cairan. Koloid Liofil:       sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya besar terhadap medium pendispersinya.

 Contoh: sol kanji, agar-agar, lem, cat

Koloid Liofob:    sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya kecil terhadap medium pendispersinya.

 Contoh: sol belerang, sol emas.

Elektroferisis Dan Dialisis

ELEKTROFERESIS

 Elektroferesis adalah peristiwa pergerakan partikel koloid yang bermuatan ke salah satu elektroda.

Elektrotoresis dapat digunakan untuk mendeteksi muatan partikel koloid. Jika partikel koloid berkumpul di elektroda positif berarti koloid bermuatan negatif dan jika partikel koloid berkumpul di elektroda negatif berarti koloid bermuatan positif.

Prinsip elektroforesis digunakan untuk membersihkan asap dalam suatu industri dengan alat Cottrell.

DIALISIS

 Dialisis adalah proses pemurnian partikel koloid dari muatan-muatan yang menempel pada permukaannya.

Pada proses dialisis ini digunakan selaput semipermeabel.

Pembuatan Koloid

Kimia Kelas 1 > Sistem Koloid      172

< Sebelum Sesudah >

A. Cara Kondensasi

Cara kondensasi termasuk cara kimia.kondensasi            

Prinsip : Partikel Molekular          -------------->      Partikel Koloid

Reaksi kimia untuk menghasilkan koloid meliputi :1. Reaksi Redoks

 2 H2S(g) + SO2(aq)  ®   3 S(s) + 2 H2O(l)

2. Reaksi Hidrolisis

 FeCl3(aq) + 3 H2O(l)  ®   Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq)

3.Reaksi Substitusi

 2 H3AsO3(aq) + 3 H2S(g)  ®  As2S3(s) + 6 H2O(l)

4.Reaksi Penggaraman

 Beberapa sol garam yang sukar larut seperti AgCl, AgBr, PbI2, BaSO4 dapat membentuk partikel koloid dengan pereaksi yang encer.

AgNO3(aq) (encer) + NaCl(aq) (encer) ®   AgCl(s) + NaNO3(aq) (encer)

 B. Cara DispersiPrinsip :                Partikel Besar    ---------------->   Partikel Koloid

Cara dispersi dapat dilakukan dengan cara mekanik atau cara kimia:1.     Cara Mekanik

 Cara ini dilakukan dari gumpalan partikel yang besar kemudian dihaluskan dengan cara penggerusan atau penggilingan.

2. Cara Busur Bredig

 Cara ini digunakan untak membuat sol-sol logam.

3. Cara Peptisasi

 Cara peptisasi adalah pembuatan koloid dari butir-butir kasar atau dari suatu endapan dengan bantuan suatu zat pemeptisasi (pemecah).

 Contoh:

 - Agar-agar dipeptisasi oleh air ; karet oleh bensin.

 - Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S ; endapan Al(OH)3 oleh AlCl3

Konsentrasi Dan Kecepatan Reaksi

Kecepatan reaksi adalah banyaknya mol/liter suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain dalam setiap satuan waktu.

 Untuk reaksi: aA + bB ®   mM + nN

maka kecepatan reaksinya adalah:           1 (dA)   1 d(B)    1 d(M)  1 d(N)

V = -       ------- = -              ------- = +             -------- = +           ----------

                a dt        b dt        m dt       n dt

dimana:- 1/a . d(A) /dt   = rA        = kecepatan reaksi zat A = pengurangan konsentrasi zat A per satuan wakru.

- 1/b . d(B) /dt   = rB        = kecepatan reaksi zat B = pengurangan konsentrasi zat B per satuan waktu.

- 1/m . d(M) /dt                = rM      = kecepatan reaksi zat M = penambahan konsentrasi zat M per satuan waktu.

- 1/n . d(N) /dt  = rN       = kecepatan reaksi zat N = penambahan konsentrasi zat N per satuan waktu.

Pada umumnya kecepatan reaksi akan besar bila konsentrasi pereaksi cukup besar. Dengan berkurangnya konsentrasi pereaksi sebagai akibat reaksi, maka akan berkurang pula kecepatannya.

Secara umum kecepatan reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut:

 V = k(A)  x (B)  y

dimana:

 V = kecepatan reaksi

 k = tetapan laju reaksi

 x = orde reaksi terhadap zat A

 y = orde reaksi terhadap zat B

 (x + y) adalah orde reaksi keseluruhan

 (A) dan (B) adalah konsentrasi zat pereaksi.

Orde Reaksi

Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi.

 Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan.

 Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi :

v = k (A) (B)  2

 persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap zat A dan merupakan reaksi orde 2 terhadap zat B. Secara keselurahan reaksi tersebut adalah reaksi orde 3.

Contoh soal:

Dari reaksi 2NO(g) + Br2(g) ®   2NOBr(g)

dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:No.            (NO) mol/l          (Br2) mol/l          Kecepatan Reaksi

 mol / 1 / detik

1.            0.1          0.1          12

2.            0.1          0.2          24

3.            0.1          0.3          36

4.            0.2          0.1          48

5.            0.3          0.1          108

 Pertanyaan:

 a. Tentukan orde reaksinya !

 b. Tentukan harga k (tetapan laju reaksi) !

 Jawab:a.            

 Pertama-tama kita misalkan rumus kecepatan reaksinya adalah V = k(NO)x(Br2)y : jadi kita harus mencari nilai x den y.

 Untuk menentukan nilai x maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap Br2 tidak berubah, yaitu data (1) dan (4).

 Dari data ini terlihat konsentrasi NO naik 2 kali sedangkan kecepatan reaksinya naik 4 kali maka :

2x = 4 ®   x = 2 (reaksi orde 2 terhadap NO)

 Untuk menentukan nilai y maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap NO tidak berubah yaitu data (1) dan (2). Dari data ini terlihat konsentrasi Br2 naik 2 kali, sedangkan kecepatan reaksinya naik 2 kali, maka :

2y = 2 ®   y = 1 (reaksi orde 1 terhadap Br2)

 Jadi rumus kecepatan reaksinya : V = k(NO)2(Br2) (reaksi orde 3)

b.           

Untuk menentukan nilai k cukup kita ambil salah satu data percobaan saja misalnya data (1), maka:

V = k(NO)2(Br2)

 12 = k(0.1)2(0.1)

k = 12 x 103 mol-212det-1

Teori Tumbukan Dan Teori Keadaan Transisi

Teori tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi. Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumiah tumbukan yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan yang terjadi persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan konsentrasi B. Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.

TEORI TUMBUKAN INI TERNYATA MEMILIKI BEBERAPA KELEMAHAN, ANTARA LAIN :-   

tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi = energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan (Ea).

-              molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya.

 Teori tumbukan di atas diperbaiki oleh tcori keadaan transisi atau teori laju reaksi absolut. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang bereaksi dalam tujuannya menuju ke keadaan akhir (produk). Keadaan tersebut dinamakan keadaan transisi. Mekanisme reaksi keadaan transisi dapat ditulis sebagai berikut:

A + B ®   T* --> C + D

dimana:

 - A dan B adalah molekul-molekul pereaksi

 - T* adalah molekul dalam keadaan transisi

 - C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi

SECARA DIAGRAM KEADAAN TRANSISI INI DAPAT DINYATAKAN SESUAI KURVA BERIKUT

Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (Ea) merupakan energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal tersebut berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan transisi (T*) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C + D).

Catatan :

energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat melangsungkan reaksi.

Tahap Menuju Kecepatan Reaksi

Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.

 Contoh: 4 HBr(g) + O2(g) ®  2 H2O(g) + 2 Br2(g)

 Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2 bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :Tahap 1:          HBr + O2              ®   HOOBr            (lambat)

Tahap 2:               HBr + HOOBr      ®   2HOBr             (cepat)

Tahap 3:               (HBr + HOBr        ®   H2O + Br2) x 2              (cepat)

                ------------------------------------------------------ +  

                4 HBr + O2           --> 2H2O + 2 Br2              

 Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.

Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut "mekanisme reaksi" dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.

Faktor-Faktor Yang Mempengaruhi Kecepatan Reaksi

Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi antara lain konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, suhu dan katalisator.

A. KONSENTRASI

 Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makinbesar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.

 B. SIFAT ZAT YANG BEREAKSI

Sifat mudah sukarnya suatu zat bereaksi akan menentukan kecepatan berlangsungnya reaksi.

Secara umum dinyatakan bahwa:-          

Reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat.

 Hal ini disebabkan oleh adanya gaya tarik menarik antara ion-ion yang muatannya berlawanan.

 Contoh: Ca2+(aq) + CO32+(aq) ®  CaCO3(s)

 Reaksi ini berlangsung dengan cepat.

-              Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat.

 Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi.

 Contoh: CH4(g) + Cl2(g) ®   CH3Cl(g) + HCl(g)

 Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi misalnya cahaya matahari.

C. SUHU

 Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS:

k = A . e-E/RT

 dimana:

 k : tetapan laju reaksi

 A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi

 E : energi pengaktifan

 R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/moloK = 8.314 joule/moloK

 T : suhu reaksi (oK)

D. KATALISATOR

Katalisator adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi.

Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.

Keadaan Kesetimbangan

Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik. Apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang. Secara umum reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai:

A  +  B  ®   C  +  D

ADA DUA MACAM SISTEM KESETIMBANGAN, YAITU  :1.               Kesetimbangan dalam sistem homogen                a.                Kesetimbangan dalam sistem gas-gas

 Contoh: 2SO2(g) + O2(g)  «   2SO3(g)

b.Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan

Contoh: NH4OH(aq)  «   NH4+(aq) + OH- (aq)

2. Kesetimbangan dalam sistem heterogen        

a.Kesetimbangan dalam sistem padat gas

 Contoh: CaCO3(s)  «   CaO(s) + CO2(g)

b. Kesetimbangan sistem padat larutan

 Contoh: BaSO4(s)  «   Ba2+(aq) + SO42- (aq)

c. Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas

 Contoh: Ca(HCO3)2(aq)   «   CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)