Dunia Pendidikan

KIMIA DASAR

PAPER

Diajukan untuk memenuhi salah satu tugas

Mata Kuliah Kimia Dasar

Oleh

Euis Encar

NIM : 41032151 11 1016

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS ISLAM NUSANTARA

BANDUNG

2012

BAB I

PENDAHULUAN

Sumber Ilmu (Allah SWT)

Pada zaman yunani kuno komia itu dianggap ilmu yang gelap, oleh karena itu diberi nama chemis (gelap) dan di absahkan oleh ilmuan barat dengan nama chemistry sesuai perkembangan ilmu pengetahuan. Kimia sangat erat hubungannya dengan pengukuruan dan perhitungan (stoikhiometri).

ü Ilmu tauhid

ü Ilmu tafsir

ü Ilmu fiqih

ü Himaniora (sejarah, bahasa)

ü Ilmu kimia

ü Ilmu fisika

ü Ilmu biologi

ü Ilmu geologi

ü Ilmu terapan

ü IPTEK

1.1 Peranan Kimia dalam Kehidupan dan Pembangunan

Ilmu kimia itu sangat berperan dalam kehidupan karena dibutuhkan oleh semua mahluk terutama gas oksigen (O₂) yang diperoleh dari udara dengan komposisi 20% O₂,78,9% N₂, 1,1% gas yang lain (Ozon, Neon, H₂, H₂O, CO, CO₂) ditambah dengan hasil fotosintesis yang terjadi dengan adanya energi (sinar matahari ) dan klorofil (hijau daun).

Reaksi

Terang

klorofil

Reaksi Fotosintesis

klorofil

Reaksi Asimilasi

Reaksi

Gelap

Peranan kimia dalam kehidupan

ü Untuk minum

ü Obat-obatan

ü Untuk bernafas

ü Sebagai vitamin

ü Sebagai bahan makanan

Peranan kimia dalam pembangunan

ü Bidang teknologi (informasi, telekomunikasi)

ü Kedokteran dan farmasi (obat-obatan)

ü Pertanian (pestisida dna pupuk)

ü Pesawat terbang, bahan bakar (bensin, aerosol)

1.2 Pengertian Kimia dan Klasifikasi

Ilmu adalah pengetahuan yang berdasarkan pengamatan dan pengalaman contohnya (pelangi,legenda,mitos). Sedangkan ilmu pengetahuan adalah ilmu yang berdasarkan penelitian. Ilmu kimia adalah ilmu pengetahuan yang mempelajari komposisi atau struktur sifat-sifat materi dan perubahannya yang disertai dengan adanya energi.

ü Komposisi adalah bagian-bagian dari struktur.

ü Materi adalah suatu yang mempunyai masa dan ruang.

ü Energi adalah sesuatu yang mempunyai kemampuan untuk melakukan kerja.

logam

Klasifikasi Materi

Nonlogam

(unsur)

Tungal

Campurann

poliatom

diaatom

Materi

Heterogen (partikel zat pelarut yang masih bisa terlihat,contoh: Kopi

Unsur atau Atom dicetuskan oleh Demokritos yang melakukan atau membagi satu benda menjadi bagian yang kecil yang tidak dapat dibagi lagi. (A=tidak, TOM= bagi lagi)

1	Logam	Keras,mengikat kecuali Na,Ng	Daya hantar Listrik	Pembentuk basa	Fe,Cu,An,Ag
2	Nonlogam	Tidak keras ,mengikat	Bukan penghantar listrik	Pembentuk Asam	C,O,N,H,Cl
3	Metaloid	Ada yang keras,mengikat	Ada yang penghantar listrik adayang tidak	Pembentuk basa dan asam	Pb,Zn,Sn

Terdiri dari monoatom, diatom, dan Poliatom

Senyawa

X = Logam

Y = nonlogam

m = Valensi Nonlogam

n = Valensi Logam

Rumus (X_m Y_n) dimana :

1.3 Pengertian Energi

Macam-macam Energi:

ü Energi Listrik : terjadi karena adanya perpindahan elektron.

ü Energi Panas : terjadi karena adanya perubahan temperatur.

ü Energi Kinetik : terjadi karena adanya gaya gerak.

ü Energi Potensial : terjadi karena adanya gaya gravitasi.

ü Energi Kimia : terjadi karena adanya reaksi kimia .

ü Energi Radiasi : terjadi karena adanya sinar radio aktif.

ü Energi Nuklir : terjadi karena adanya reaksi inti atom.

1.4 Sifat-sifat Materi

(a)padat

(b)cair

wujudnya perbedaannya ada pada letak molekulnya

ü Warna : kuning (orange, terang), hijau, coklat, merah bata.

ü Bau : tidak enak (H₂S), memyengat (NH₃), bau cuka (asam asetat).

ü Warna nyala :

§ Na⁺= kumning emas

§ Ca²⁺ = merah

§ Sr²⁺ = Merah marun

§ K⁺ = ungu muda

§ Ba²⁺ = kuning muda

§ Lb²⁺ = abu-abu

1.cair ke padat (membeku)

2.padat ke cair (mencair)

3.padat ke gas ( menyublin)

4.gas ke padat (menyublin)

5.gas ke cair (mengembun)

6. cair ke gas (menguap)

Perubahan wujud materi :

ü Sifat kimia karean adanya reaksi

§ sifat intrinsik : karena sifat didalam materi (berat jenis, rapat jenis, massa jenis).

§ sifat ekstrinsik : karena pengaruh luar (volume, berat)

BAB II

STOIKHIOMETRI

Dalam bahasa kimia, tiap zat murni yang diketahui baik unsur maupun senyawa, mempunyai nama dan rumus uniknya sendiri. Cara tersingkat untuk memberikan suatu reaksi kimia ialah menulis rumus untuk tiap zat yang terlibat dalam bentuk suatu persamaan kimia. Suatu persamaan kimia meringkaskan sejumlah besar informasi mengenai zat-zat yang terlibat dalam reaksi. Persamaan itu tidaklah sekedar pernyataan kualitatif yang menguraikan zat-zat yang terlibat, tetapi juga pernyataan kuantitatif, yang menjelaskan berapa banyak pereaksi dan hasil reaksi terlibat.

Istilah stoikhiometri berasal dari bahasa Yunani, yaitu dari kata stoicheion yang berarti unsur, dan –metria yang artinya ilmu pengukuran. Stoikhiometri adalah masalah mengenai pengukuran dan perhitungan dalam semua proses kimia selalu berhubungan dengan perhitungan.

Contoh: tentang hubungan antara berat dengan massa yaitu dimana w = berat, m= massa, g= gaya grafitasi (w = m.g). Dimana F = gaya (energI, potensial) dan

h= jarak atau tinggi (F= m.g.h).

Semua unsur mempunyai nomor atom dan massa atom.

Contoh : _AX² dimana A = nomor atom; X = atom; 2 = massa atom.

Misalnya : ₁₁Na²³, ₂₀Ca⁴⁰, ₁₅P³¹.

Demikian pada senyawa mempunyai massa rumus (Mr), contoh:

H₂O : Mr = ((2 X 1) + 16)

Mr yaitu ∑ Ar dari unsur yang membentuk senyawa.

2.1. Konsep Mol

Pada unsur dan senyawa jika bereaksi, perhitungan beratnya dengan rumus konsep mol yang dimaksud dengan:

Mol = ∑ berat unsur / senyawa

Ar / Mr

Jadi bagan mol adalah:

Unsur Senyawa

Ar Mr VMG

Berat

Mol (gram)

ü Hubungan Mol dengan Tetapan Avogadro

Kuantitas atom, molekul dan ion dalam suatu zat dinyatakan dalam satuan mol. Misalnya, untuk mendapatkan 18 gram air maka 2 gram gas hidrogen direaksikan dengan 16 gram gas oksigen.

2H₂O + O₂ → 2H₂O

Dalam 18 gram air terdapat 6,023×10²³ molekul air. Karena jumlah partikel ini sangat besar maka tidak praktis untuk memakai angka dalam jumlah yang besar. Sehingga iistilah mol diperkenalkan untuk menyatakan kuantitas ini. Satu mol adalah jumlah zat yang mangandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12). Jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram karbon-12 sebanyak 6,02×10²³ atom C-12. tetapan ini disebut tetapan Avogadro.

ü Tetapan Avogadro (L) = 6,02×10²³ partikel/mol

Lambang L menyatakan huruf pertama dari Loschmidt, seorang ilmuwan austria yang pada tahun 1865 dapat menentukan besarnya tetapan Avogadro dengan tepat. Sehingga,

1 mol emas = 6,02×10²³ atom emas

1 mol air = 6,02×10²³ atom air

1 mol gula = 6,02×10²³ molekul gula

1 mol zat X = L buah partikel zat X

ü Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel

Telah diketahui bahwa 1mol zat X = l buah partikel zat X, maka

2 mol zat X = 2 x L partikel zat X

5 mol zat X = 5 x L partikel zat X

n mol zat X = n x L partikel zat X

Jumlah partikel = n x L

ü Massa Molar

Telah diketahui bahwa satu mol adalah jumlah zat yang mengandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12). Sehingga terlihat bahwa massa 1 mol C-12 adalah 12 gram. Massa 1 mol zat disebut massa molar. Massa molar sama dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat yang dinyatakan dalam gram.

Massa molar = Mr atau Ar suatu zat (gram)

Contoh:

Massa dan Jumlah Mol Atom/Molekul

Hubungan mol dan massa dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat dapat dicari dengan

Gram = mol x Mr atau Ar

Contoh soal:

Berapa mol besi seberat 20 gram jika diketahui Ar Fe = 56 g/mol

Jawab :

Besi tersusun oleh atom-atom besi, maka jumlah mol besi

Contoh soal :

Berapa gram propana C₃H₈ dalam 0,21 mol jika diketahui Ar C = 12 dan H = 1

Jawab:

Mr Propana = (3 x 12) + (8 x 1) = 33 g/mol, sehingga,

gram propana = mol x Mr = 0,21 mol x 33 g/mol = 9,23 gram

Volume Molar

Avogadro mendapatkan hasil dari percobaannya bahwa pada suhu 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) didapatkan tepat 1 liter oksigen dengan massa 1,3286 gram. Maka,

Karena volume gas oksigen (O₂) = 1 liter,

Pengukuran dengan kondisi 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) disebut juga keadaan STP(Standard Temperature and Pressure). Pada keadaan STP, 1 mol gas oksigen sama dengan 22,3 liter.

Avogadro yang menyata-kan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekul sama maka jumlah molnya akan sma. Sehingga, pada suhu dan tekanan yang sama, apabila jumlah mol gas sama maka volumenyapun akan sama. Keadaan standar pada suhu dan tekanan yang sma (STP) maka volume 1 mol gas apasaja/sembarang berharga sama yaitu 22,3 liter. Volume 1 mol gas disebut sebagai volume molar gas (STP) yaitu 22,3 liter/mol.

Volume Gas Tidak Standar

Persamaan gas ideal

Persamaan gas ideal dinyatakan dengan:

PV=nRT

keterangan:

P : tekanan gas (atm)

V : volume gas (liter)

N : jumlah mol gas

R : tetapan gas ideal (0,082 liter atm/mol K)

T : temperatur mutlak (Kelvin)

Gas Pada Suhu dan Tekanan Sama

Avogadro melalui percobaannya menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekulnya sama maka jumlah molnya sama. Jadi pada suhu dan tekanan yang sama perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Maka,

ü Molaritas

Larutan merupakan campuran antara pelarut dan zat terlarut. Jumlah zat terlarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi. Salah satu cara untuk menyatakan konsentrasi dan umumnya digunakan adlah dengan molaritas (M). molaritas merupakan ukuran banyaknya mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

pengenceran dilakukan apabila larutan terlalu pekat. Pengenceran dilakukan dengan penambahan air. Pengenceran tidak merubah jumlah mol zat terlarut. Sehingga

V₁M₁ = V₂M₂

keterangan:

V₁= volume sebelum pengenceran

M₁= molaritas sebelum pengenceran

V₂= volume sesudah pengenceran

M₂= molaritas sesudah pengenceran

Soal : Berapa mol 9 gram air ?

Berapa gram 0,1 mol air ?

Jawab : 9 gram H2O, mol = 9 = 1

18 2

0,1 mol H2O = 0,1 X 18 gram

= 1,8 gram.

2.2. Hukum-hukum Dasar Kimia

Suatu proses kimia atau reaksi-reaksi kimia harus melalui hokum-hukum dasar baik perhitungannya maupun komposisinya dan perbandingan atom-atomnya semua hokum dasar kimia dinyatakan oleh penelitinya, yaitu:

ü Hukum Lavoiser (hukum kekekalan massa)

Massa tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan, dijabarkan dalam:

§ Semua unsur sebelum dan sesudah reaksi jumlahnya harus sama.

§ Jumlah gram unsur sebelum dan sesudah reaksi harus sama.

§ Kesetaraan unsur dinyatakan dengan angka koefisien.

§ Perbandingan angka koefisien sama dengan perbandingan mol dan volume.

C + O₂ → CO₂

2S + 3O₂ → 2SO₃

2N₂+ 5O₂ → 2N₂O₅

CO₂ + H₂O → H₂CO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

4Na + O₂ → 2Na₂O

Na₂O + H₂O → 2NaOH

NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

ü Hukum Proust (hukum perbandingan tetap)

Pada tahun 1799, Joseph Louis Proust menemukan suatu sifat penting dari senyawa, yang disebut Hukum Perbandingan Tetap. Bedasarkan penelitian terhadap berbagai senyawa yang dilakukannya, Proust menyimpulkan bahwa perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tertentu dan tetap. Senyawa yang sama, meskipun berasal dari daerah yang berbeda atau dibuat dengan cara-cara yang berbeda, ternyata mempunyai komposisi yang sama.

Contoh: Fe + S → FeS

56g 32g 88g

7 : 4 : 11

ü Hukum Dalton (hukum perbandingan berganda)

Hukum dasar kimia yang ketiga dikemukakan oleh John Dalton dan dikenal sebagai hukum perbandingan berganda. Hukum perbandingan berganda berkaitan dengan pasangan unsur yang dapat membentuk lebih dari satu jenis senyawa. Contohnya adalah pasangan karbon dengan oksigen yang dapat membentuk dua jenis senyawa, yaitu karbon monoksida (CO) dan karbon dioksida (CO₂). Menurut Dalton, jika massa dari salah satu unsur dalam kedua senyawa tersebut adalah sama, maka perbandingan massa unsur yang satu lagi dalam kedua senyawa itu merupakan bilangan bulat dan sederhana.

ü Hukum Avogadro

Yaitu satu mol gas dalam keadaan standar (T = 25⁰C, 1 atm) maka volumenya adalah 22,4ℓ.

ü Hukum Boyle

Jika dalam keadaan volume dan tekanan maka perkaliannya selalu tetap dengan rumus PV = C, yang berarti P₁V₁ = P₂V₂= P₃V₃.

P₁V₁P₂V₂P₃V₃

1 2 3

ü Hukum Gay Leussac

Yaitu perbandingan terbaik antara P,V dan T selalu tetap.

Artinya: P = C ; V = C

T T

ü Hukum Boyle – Gay Leussac

Yaitu : PV = C

ü Hukum Gas Ideal

Dengan PV = n. RT, dimana :

P = tekanan

V = volume

n = jumlah mol

R = tetapan gas

T = temperature

2.3. Persamaan Reaksi

Suatu pereaksi ialah zat apa saja yang mula-mula terdapat dan kemudian diubah selama suatu reaksi kimia. Suatu hasil-reaksi ialah zat apa saja yang dihasilkan selama reaksi kimia. Suatu persamaan kimia (atau persamaan kimia berimbang) menunjukkan rumus pereaksi, kemudian suatu anak panah, dan lalu rumus hasil-reaksi, dengan banyaknya atom setiap unsur di kiri dan di kanan anak panah.

Pada proses pembentukan atau penguraian suatu senyawa atau reaksi sintesis atau analisis dalam proses kimia, yaitu:

ü Reaksi pembentukan oksida : unsur + O₂

Reaksi oksida basa : logam + O₂

Contoh : 2Fe + O₂→ 2FeO (feroksida)

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃ (ferioksida)

4Na + O₂→ 2Na₂O (natrium oksida)

2Ca + O₂ → 2CaO (kalsium oksida)

4Aℓ + 3O₂ → 2Aℓ₂O₃(aluminium oksida)

Pb + O₂→PbO (plumbi oksida)

Pb + O₂→ PbO₂(plumbi oksida)

ü Reaksi oksida asam : nonlogam + O₂

Contoh : C + O₂ → CO

C + O₂ → CO₂

N₂ + O₂ → NO

N₂ + O₂ → N₂O

N₂ + O₂ → NO₂

N₂ + O₂ → N₂O₃

N₂ + O₂ → N₂O₅

ü Reaksi pembebtukan oksida amfoler : metalloid + O₂

Contoh : Zn + O₂ → ZnO

Zn + O₂ → ZnO2

As + O₂ → As₂O₃

As + O2 → As₂O₅

ü Reaksi pembentukan basa : oksida basa + air

Contoh : FeO + H₂O → Fe (OH)₂ (ferohidroksida)

Fe₂O₃ + 3H₂O → 2Fe (OH)₃ (ferihidroksida)

Na₂O + H₂O → 2NaOH (natrium hidroksida)

ü Reaksi pembentukan asam : oksida asam + air

Contoh : CO₂ + H₂O → H₂CO₃ (sedang)

ü Reaksi pembentukan asam dan basa : oksida amfoter + H₂O

Contoh : Aℓ₂O₃ + H₂O → Aℓ (OH)₃ (alumunium hidroksida)

Aℓ₂O₃ + H₂O → H₃AℓO₃(asam aluminat)

ü Ada 4 macam oksida :

§ Oksida basa

§ Oksida asam

§ Oksida amfoter

§ Oksida indiferen

ü Pembentukan basa dan asam yang lain.

Contoh : H₂ + Cℓ₂ → HCℓ (asam klorida)

H₂ + S → H₂S (asam sulfida)

NH₃ + H₂O → NH₄OH (ammonium hidroksida)

Asam organik : CH₃COOH = asam asetat (asam cuka)

Reaksi pembentukan garam

1. Basa + asam → garam normal + air

KOH + HNO₃ → KNO₃ + H₂O

Oksida basa + oksida asam → garam

Ag₂O + N₂O₃ → AgNO₃ + / H₂O

Basa + oksida asam

Ca (OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

Oksida basa + asam

FeO + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂O

2. Pembentukan garam basa :

Ba (OH)₂ + HCℓ → Ba (OH) Cℓ + H₂O (barium hidroksi klorida)

3. Pembentukan garam asam :

NaOH + H₂SO₄ → NaHSO₄ + H₂O

4. Pembentukan garam rangkap :

Mg + Na₃PO₄ → MgNaPO₄

5. Pembentukan garam kompleks :

AgCℓ + NH₄OH → Ag (NH₃)2 Cℓ + H₂O

Molekul ligand

Ciri-ciri terjadinya reaksi

Secara organolepsis

· AgNO₃ + HCℓ → AgCℓ + HNO₃

Putih menggumpal

Ag⁺ + Cℓ → AgCℓ

Cara mengenal Ag+ dan Cℓ- dari larutan sampel (contoh).

· Larutan sampel

Kation : Ag⁺

Anion : NO^3-,Cℓ^-

· FeCℓ₃ + 3KSCN → Fe (SCN)₃ + 3KCℓ

Coklat kuning merah darah

2AgNO + K₂CrO₄ → Ag₂CrO₄ + 2KNO₃

Kuning terang merah

BAB III

SISTEM PERIODIK

3.1. Hukum Triade Dobereiner

Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner, seorang professor kimia di Jerman, mengemukakan bahwa massa atom relatif Strontium sangat dekat dengan massa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan strontium, yaitu Kalsium dan Barium. Dobereiner juga menemukan beberapa kelompok unsur lain seperti itu. Karena itu, Dobereiner mengambil kesimpulan bahwa unsur-unsur dapat dikelompokkan ke dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang disebutnya Triade. Akan tetapi, Dobereiner belum berhasil menunjukkan cukup banyak triade sehingga aturan tersebut bermanfaat.

Penggambaran Triade Doberainer adalah sebagai berikut :

TRIADE	Ar	Rata-rata Unsur ditengah
Kalsium	40
Stronsium	?
Barium	137

Meskipun gagasan yang dikemukakan oleh Dobereiner selanjutnya gugur (tidak berhasil), tetapi hal tersebut merupakan upaya yang pertama kali dilakukan dalam menggolongkan unsur.

3.2. Hukum Oktaf Newlands

Pada tahun 1866, John A.R Newlands seorang ahli kimia berkebangsaan Inggris mengemukakan bahwa unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan kenaikan massa atomnya mempunyai sifat yang akan berulang tiap unsur kedelapan. Artinya, unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya.

Sifat keperiodikan unsur berdasarkan urutan kenaikan massa atom setiap kelipatan delapan dinamakan hukum oktaf. Saat itu, baru ditemukan 60 unsur. Gas mulia tidak termasuk dalam pengelompokan sistem oktaf karena belum ditemukan .

Berikut ini disampaikan pengelompokan unsur berdasarkan hukum oktaf Newlands, yaitu sebagai berikut :

H	F	Cl	Co/Ni	Br	Pd	I	Pt
Li	Na	K	Cu	Rb	Ag	Cs	Tl
Be	Mg	Ca	Zn	Sr	Cd	Ba/V	Pb
B	Al	Cr	Y	Ce/La	U	Ta	Th
C	Si	Ti	In	Zr	Sn	W	Hg
N	P	Mn	As	Di/Mo	Sb	Nb	Bi
O	S	Fe	Se	Ro/Ru	Te	Au	Os

Beberapa unsur ditempatkan tidak urut sesuai massanya dan terdapat dua unsur yang ditempatkan di kolom yang sama karena kemiripan sifat.

3.3. Sistem Periodik Mendeleyev

Pada tahun 1869, Dmitri Ivanovich Mendeleyev seorang ahli kimia berkebangsaan Rusia menyusun 65 unsur yang sudah dikenal pada waktu itu. Mendeleev mengurutkan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom dan sifat kimianya.

Pada waktu yang sama, Julius Lothar Meyer membuat susunan unsur-unsur seperti yang dikernukakan oleh Mendeleyev. Hanya saja, Lothar Meyer menyusun unsur-unsur tersebut berdasarkan sifat fisiknya. Meskipun ada perbedaan, tetapi keduanya menghasilkan pengelompokan unsur yang sama.

Mendeleyev menyediakan kotak kosong untuk tempat unsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan, seperti unsur dengan nomor massa 44, 68, 72, dan 100. Mendeleyev telah meramal sifat-sifat unsur tersebut dan ternyata ramalannya terbukti setelah unsur-unsur tersebut ditemukan. Susunan unsur-unsur berdasarkan hukum Mendeleev disempurnakan dan dinamakan sistem periodik Mendeleyev.

Sistem periodik Mendeleev terdiri atas golongan (unsur-unsur yang terletak dalam satu kolom) dan periode (unsur-unsur yang terletak dalam satu baris). Tabel sistem periodik Mendeleyev yang dibuat adalah sebagai berikut :

Periode	Gol.I	Gol.II	Gol.III	Gol.IV	Gol.V	Gol.VI	Gol.VII	Gol.VIII
1	H 1
2	Li 7	Be 9,4	B 11	C 12	N 14	O 16	F 19
3	Na 23	Mg 24	Al 27,3	Si 28	P 31	S 32	C 35,5
4	K 39	Ca 40	? (44)	Ti 48	V 51	Cr 52	Mn 55	Fe 56, Co 59
								Ni 59, Cu 63
5	Cu 63	Zn 65	? (68)	? (72)	As 75	Se 78	Br 80
6	Rb 86	Sr 87	?Yt 88	Zr 90	Nb 94	Mo 96	? (100)	Ru 104, Rh 104
								Pd 106, Ag 108
7	Ag 108	Cd 112	In 115	Sn 118	Sb 122	Te 125	I 127	?
8	Cs 133	Ba 137	?Di 138	?Ce 140	?	?	?
9	?	?	?	?	?	?	?
10	?	?	?Er 178	?La 180	Ta 182	W 184	?	Os 195, Ir 197
11	Au 199	Hg 200	Tl 204	Pb 207	Bi 208	?	?	Pt 198, Au 199
12	?	?	?	Th 231	?	U 240	?

3.4. Pengelompokan Unsur Berdasarkan Sistem Periodik Modern

Sistem periodik Mendeleyev dikemukakan sebelum penemuan teori struktur atom, yaitu partikel-partikel penyusun atom. Partikel penyusun inti atom yaitu proton dan neutron, sedangkan elektron mengitari inti atom. Setelah partikel-partikel penyusun atom ditemukan, ternyata ada beberapa unsur yang mempunyai jumlah partikel proton atau elektron sama, tetapi jumlah neutron berbeda. Unsur tersebut dikenal sebagai isotop. Jadi, terdapat atom yang mempunyai jumlah proton dan sifat kimia sama, tetapi massanya berbeda karena massa proton dan neutron menentukan massa atom.

Dengan demikian, sifat kimia tidak ditentukan oleh massa atom, tetapi ditentukan oleh jumlah proton dalam atom tersebut. Jumlah proton digunakan sebagai nomor atom unsur dan unsur- unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor atom.

Ternyata, kenaikan nomor atom cenderung diikuti dengan kenaikan massa atomnya.

Keperiodikan sifat fisika dan kimia unsur disusun berdasarkan nomor atomnya. Pernyataan tersebut disimpulkan berdasarkan hasil percobaan Henry Moseley pada tahun 1913. Sistem periodik yang telah dikemukakan berdasarkan percobaan Henry Moseley merupakan sistem periodik modern dan masih digunakan hingga sekarang.

Sistem periodik unsur modern merupakan modifikasi dari sistem periodik Mendeleyev. Perubahan dan penyempumaan dilakukan terhadap sistern periodik Mendeleyev terutama setelah penemuan unsur-unsur gas mulia. Mendeleyev telah meletakan dasar-dasar yang memungkinkan untuk perkembangan sistem periodik unsur.

3.5. Golongan dan Periode Unsur dalam Tabel Sistem Periodik Unsur Modern

Unsur-unsur dalam tabel sistem periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Karena sistem periodik yang disusun berbentuk panjang, maka tabel periodik yang sekarang ini disebut tabel periodik panjang. Terkadang disebut pula tabel periodik modern, dikarenakan disusun oleh konsep-konsep yang sudah modern.

Berbeda dengan tabel periodik Mendeleyev, karena berbentuk pendek, maka sering disebut sistem periodik pendek. Pada sistem periodik bentuk panjang, sifat unsurnya merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya. Hal ini berarti bahwa sifat unsur tergantung dari nomor atomnya.

Pada tabel periodik bentuk panjang, juga dikenal istilah periode dan golongan. Penyusunan unsur dengan arah mendatar ke kanan disebut periode, sedangkan penyusunan unsur dengan arah ke bawah disebut golongan. Tabel periodik bentuk panjang terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Adapun tampilan fisik tabel Sistem Periodik Modern, adalah sebagai berikut periode dibedakan menjadi periode pendek dan periode panjang, sedangkan golongan dibedakan menjadi golongan A (golongan utama) dan golongan B (golongan transisi). Periode pendek mencakup periode 1 (terdiri dari 2 unsur), periode 2 (terdiri dari 8 unsur) dan periode 3 (terdiri dari 8 unsur). Sedangkan periode panjang mencakup periode 4 sampai dengan periode 7.

ü Golongan

Golongan unsur pada sistem periodik unsur modern disusun berdasarkan jumlah elektron valensi (elektron yang terletak pada kulit terluar). Unsur dalam satu golongan mempunyai sifat yang cenderung sama dan ditempatkan dalam arah vertikal (kolom).

Pada sistem periodik unsur modern, golongan dibagi menjadi 18 berdasarkan aturan IUPAC. Berdasarkan aturan Amerika, sistem periodik unsur modern dibagi dua golongan yaitu golongan A dan B. Jadi, golongan unsur dari kiri ke kanan ialah IA, IIA, 11113, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, 1113, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIIIA. Umumnya, digunakan pembagian golongan menjadi A dan B.

Golongan unsur pada sistem periodik unsur modern mempunyai nama khusus yaitu sebagai berikut :

Golongan		Nama Khusus	Unsur-unsur
IA	1	Alkali	Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr
IIA	2	Alkali Tanah	Be, Mg, Ca, Sr, Ba, dan Ra
IIIA	13	Boron	B, Al, Ga, In, dan Tl
IVA	14	Karbon	C, Si, Ge, Sn, dan Pb
VA	15	Nitrogen	N, P, As, Sb, dan Bi
VIA	16	Oksigen	O, S, Se, Te, dan Po
VIIA	17	Halogen	F, Cl, Br, I, dan At
VIIIA	18	Gas Mulia	He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn

ü Periode

Periode unsur pada sistem periodik unsur modem disusun dalam arah horisontal (baris) untuk menunjukkan kelompok unsur yang mempunyai jumlah kulit sama.

Sistem periodik bentuk panjang terdiri atas 7 periode sebagai berikut :

§ Periode 1 = periode sangat pendek berisi 2 unsur, yaitu H dan He

§ Periode 2 = periode pendek berisi 8 unsur

§ Periode 3 = periode pendek berisi 8 unsur

§ Periode 4 = periode panjang berisi 18 unsur

§ Periode 5 = periode panjang berisi 18 unsur

§ Periode 6 = periode sangat panjang berisi 32 unsur

§ Periode 7 = periode yang unsur-unsurnya belum lengkap berisi 30 unsur

Pada periode 6 termasuk periode sangat panjang, yaitu berisi 32 unsur.

Golongan IIIB periode 6 berisi 14 unsur dengan sifat mirip yang dinamakan golongan lantanida.

Begitu juga golongan IIIB periode 7 berisi 14 unsur dengan sifat mirip dinamakan golongan aktinida.

Unsur golongan aktinida dan lantanida biasanya dituliskan terpisah di bawah. Golongan lantanida dan aktinida disebut golongan transisi dalam.

3.6. Partikel Atom proton (p), elektron (e), dan neutron (n).

Atom adalah suatu satuan dasar materi, yang terdiri atas inti atom serta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya. Inti atom terdiri atas proton yang bermuatan positif, dan neutron yang bermuatan netral (kecuali pada inti atom Hidrogen-1, yang tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom oleh gaya elektromagnetik. Sekumpulan atom demikian pula dapat berikatan satu sama lainnya, dan membentuk sebuah molekul. Atom yang mengandung jumlah proton dan elektron yang sama bersifat netral, sedangkan yang mengandung jumlah proton dan elektron yang berbeda bersifat positif atau negatif dan disebut sebagai ion. Atom dikelompokkan berdasarkan jumlah proton dan neutron yang terdapat pada inti atom tersebut. Jumlah proton pada atom menentukan unsur kimia atom tersebut, dan jumlah neutron menentukan isotop unsur tersebut.

Elektron pada atom menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur, dan memengaruhi sifat-sifat magnetis atom tersebut.

3.7. Konfigurasi Elektron dan hubungannya dengan system periodic

Golongan dan periode dapat ditentukan dengan cara menuliskan konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron adalah penataan elektron dalarn atom yang ditentukan berdasarkan jumlah elektron.

Pada konfigurasi elektron, jumlah elektron valensi menunjukkan nomor golongan, sedangkan jumlah kulit yang sudah terisi elektron (n terbesar) menunjukkan periode.

BAB IV

PERANAN ELEKTRON DALAM IKATAN KIMIA

Pada umumnya atom tidak berada dalam keadaan bebas tetapi menyatu dengan atom lain membentuk senyawa,hal ini merupakan suatu bukti bahwa atom yang bergabung lebih stabil dari padayang menyendiri.penggabungan ini disebut ikatan kimia.

Baik didalam maupun dilabolatorium ,senyawa terjadi karena semua unsure ingin mencapai kesetabilan gas milia,yaitu:

₂He 2

₁₀Ne 2 8

₁₈Ar 2 8 18

₃₀Kr 2 8 18

₅₄Xe 2 8 18 8

Semua golongan baik alkali,maupun alkali tanah cenderung untuk melepaskan elektron dari kulit terluarnya,contoh :

S^2-

₁₇Cl + C

₁₀s + 2e

4.1. Ikatan Ion dan Ikatan Kovalen

Karena semua logam bermuatan dan semua nonlogam bermuatan ,maka saling menarik menjadi senyawa ion ,atau ikatan ion adalah elektrostatoi.

Ikatan kovalen yaitu pembentukan senyawa karena adanya pasangan electron bersama dengan prinsif dasar gaya van der wall pada umumnya terbentuk dari nonlogam dan nonlogam ada # macam ikatan kovalen yaitu :

ü Ikatan kovalen murni

ü Ikatan kovalen biasa

ü Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen murni adalah pembentukan senyawa dari satu macam atom.

Ikatan kovalen biasa adalah pembentukan senyawa dari satu atom atau lebih

Ikatan kovalen koordinat adalah pembentukan senyawa karena adanya pasangan elektron sunyi yang disumbangkan.

4.2. Hibridisasi

Ikatan hibridisasi terjadi karena adanya eksitasi elektron dari sub kulit,

S p

P p

P d

d d

Pembentukan senyawa hibridisasi sama dengan kesetabilan elektron gas mulia untuk nonlogam dan nonlogam .

Aturan Hunt dan larangan pauli setiap kotak e harus berpasangan dengan arah bebeda dan setiap kotak harus diisi elektron.

4.3. Resonansi

Resonansi Yaitu terjadinya perputaran muatan dari seatu senyawa sesuai arah jarum jam.

Berdasarkan hasil analisis sinar-X maka diusulkan bahwa ikatan rangkap pada molekul benzena tidak terlokalisasi pada karbon tertentu melainkan dapat berpindah-pindah (terdelokalisasi). Gejala ini dinamakan resonansi.

Resonansi terjadi karena adanya delokalisasi elektron dari ikatan rangkap ke ikatan tunggal. Delokalisasi elektron yang terjadi pada benzena pada struktur resonansi adalah sebagai berikut:

Hal yang harus diperhatikan adalah, bahwa lambang resonasi bukan struktur nyata dari suatu senyawa, tetapi merupakan struktur khayalan. Sedangkan struktur nyatanya merupakan gabungan dari semua struktur resonansinya. Hal ini pun berlaku dalam struktur resonansi benzena, sehingga benzena lebih sering digambarkan sebagai berikut:

Teori resonansi dapat menerangkan mengapa benzena sukar diadisi. Sebab, ikatan rangkap dua karbon-karbon dalam benzena terdelokalisasi dan membentuk semacam cincin yang kokoh terhadap serangan kimia, sehingga tidak mudah diganggu. Oleh karena itulah reaksi yang umum pada benzena adalah reaksi substitusi terhadap atom H tanpa mengganggu cincin karbonnya.

BAB V

KIMIA LARUTAN

5.1. Larutan Asam, Basa, dan Garam

1. Ionisasi Asam teridiri dari H dengan non logam atau sisa asam, contoh:

HCl H⁺ + Cl^-

H₂SO₄2H⁺+ SO₄^2-

α _ion=1

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺

Jadi, dari ionisasi senyawa asam, ada harga H⁺ = mol,

α _ion=1

2. Ionisasi Basa melepaskan ion hidrolisis (OH^-), contoh:

α _ion<1

KOH K⁺ + OH^-

α _ion<1

Al(OH)₃Al³⁺ + 3OH^-

NH₄OH NH₄+ OH^-

Jadi, dari ionisasi basa menghasilkan OH^-

α _ion=1

3. Ionisasi garam menghasilkan ion logam dan ion non logam atau ion sisa basa dan ion sisa asam, contoh:

NaCl Na⁺ + Cl^-

α _ion<1

NH₄Cl NH₄+ Cl^-

K₂CO₃K⁺ + CO₃^2-

(NH₄)₂SO₄2NH₄+ SO₄^2-

5.2. Konsentrasi dan PH (derajat keasaman)

Larutan mempunyai ukuran/harga konsentrasi yaitu hubungan antara jumlah gram/mol dengan volume senyawa larutan kimia mempunyai konsentrasi, untuk kepentingan stoikhiometri dan analisis kimia stoikhiometri menghasilkan mol sedangkan analisis kimia memerlukan perhitungan harga konsentrasi terutama pada analisis kuantitatif.

Analisis kuantitatif adalah perhitungan konsentrasi senyawa yang dititrasi oleh pentitrasi, misalnya menghitung konsentrasi asam atau basa pada titrasi Asidimetri atau titrasi Alkalimetri. Konsentrasi asam, basa, garam adalah jumlah mol senyawa dalam satuan volum ml/L.

∑mol

Molaritas adalah jumlah mol/L unsur atau senyawa.

∑mol

1000 g

Molalitas adalah jumlah mol/1000g unsur atau senyawa.

∑grek

Normalitas adalah jumlah grek/L unsure atau senyawa.

Hubungan mol dan grek pada:

- Asam tergantung pada jumlah H

- Basa tergantung pada jumlah OH

Contoh:

HCl 1 mol = 1 grek

H₂SO₄1 mol = 2 grek

1 grek= 0.5 mol

NaOH 1 mol = 1 grek

0,1 M NaOH = 1 N NaOH

0,1 M H₂SO₄= 2 N H₂SO₄

Contoh:

1. 2 gr NaOH dalam 1 Liter pelarut, berapa Molaritasnya ?

2. 4 gr NaOH dalam 500 mL pelarut, berapa Molaritasnya?

3. 2,3 gr Na bereaksi dengan H₂O dalam 250 mL pelarut, berapa M dari hasil reaksi ?

4. Berapa mol NaOH 0,5 M ?

5. Berapa M NaCl dari 0,1 M NaOH + HCl ?

Jawab:

1. Mr. NaOH = 23 + 16 + 1 = 40

2 gr NaOH = 2/40 mol

= 0,05 mol

M NaOH = 0,05 M

2. 4 gram NaOH = 0,1 mol/0,5 L

= 0,2 M

2Na + 2 H₂O 2NaOH + H₂

0,1 mol 0,1 mol 0,1 mol 0,05 mol

n Na = 2,3 gr/23

= 0,1 mol

NaOH = 0,1 mol/0,25 L H₂ = 0,05 mol/250 mL

= 0,4 mol/L = 0,05 mol/0,25 L

= 0,4 M = 0,2 mol/L

= 0,2 M

4. M = mol/L

0,5 = mol/L

mol =0,5

NaOH = 0,5 mol

NaOH + HCl NaCl + H₂O

0,1 M 0,1 M

- Jumlah kation adalah sebanyak logam dan sisa basa.

Contoh: Fe³⁺, Ca²⁺, Na⁺, Cu²⁺

- Jumlah Anion adalah sebanyak non logam dan sisa asam.

Contoh: Cl^-, S^2-, SO₄^2-, NO₂^-, NO₃^-

BAB VI

KIMIA ANALISIS

6.1 Indikator Asam Basa

Indikator sebagai asam lemah

Lakmus

Lakmus adalah asam lemah. Lakmus memiliki molekul yang sungguh rumit yang akan kita sederhanakan menjadi HLit. "H" adalah proton yang dapat diberikan kepada yang lain. "Lit" adalah molekul asam lemah.

Lakmus yang tidak terionisasi adalah merah, ketika terionisasi adalah biru.

Jika konsentrasi Hlit dan Lit^- sebanding:

Pada beberapa titik selama terjadi pergerakan posisi kesetimbangan, konsentrasi dari kedua warna akan menjadi sebanding. Warna yang anda lihat merupakan pencampuran dari keduanya.

Untuk lakmus, terjadi perbandingan warna mendekati 50 / 50 pada saat pH 7 – hal itulah yang menjadi alasan kenapa lakmus banyak digunakan untuk pengujian asam dan basa.

Jingga metil (Methyl orange)

Jingga metil adalah salah satu indikator yang banyak digunakan dalam titrasi. Pada larutan yang bersifat basa, jingga metil berwarna kuning dan strukturnya adalah:

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/mostructbase.gif

kesetimbangan yang sama antara dua bentuk jingga metil seperti pada kasus lakmus – tetapi warnanya berbeda.

Pada kasus jingga metil, pada setengah tingkat dimana campuran merah dan kuning menghasilkan warna jingga terjadi pada pH 3.7 – mendekati netral.

Fenolftalein

Fenolftalein adalah indikator titrasi yang lain yang sering digunakan, dan fenolftalein ini merupakan bentuk asam lemah yang lain.

Setengah tingkat terjadi pada pH 9.3. Karena pencampuran warna merah muda dan tak berwarna menghasilkan warna merah muda yang pucat.

Pemilihan indikator untuk titrasi

Harus diingat bahwa titik ekivalen titrasi memiliki campuran dua zat pada perbandingan yang tepat sama. Membutuhkan pemilihan indikator yang perubahan warnanya mendekati titik ekivalen. Indikator yang dipilih bervariasi dari satu titrasi ke titirasi yang lain

Diagram berikut menunjukkan kurva pH untuk penambahan asam kuat pada basa kuat. Bagian yang diarsir pada gambar tersebut adalah rentang pH untuk jingga metil dan fenolftalein.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/sasbinds.gif

Dapat dilihat bahwa tidak terdapat perubahan indikator pada titik ekivalen.

Akan tetapi, gambar menurun tajam pada titik ekivalen tersebut yang menunjukkan tidak terdapat perbedaan pada volume asam yang ditambahkan apapun indikator yang anda pilih. Akan tetapi, hal tersebut berguna pada titrasi untuk memilihih kemungkinan warna terbaik melalui penggunaan tiap indikator.

Jika anda mengguanakan fenolftalein, anda akan mentitrasi sampai fenolftalein berubah menjadi tak berwarna (pada pH 8,8) karena itu adalah titik terdekat untuk mendapatkan titik ekivalen.

Dilain pihak, dengan menggunakan jingga metil, anda akan mentitrasi sampai bagian pertama kali muncul warna jingga dalam larutan. Jika larutan berubah menjadi merah, anda mendapatkan titik yang lebih jauh dari titik ekivalen.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/kfisika/sawbinds.gif

Sangat jelas bahwa fenolftalein akan lebih tidak berguna. Akan tetapi jingga metil mulai berubah dari kuning menjadi jingga sangat mendekati titik ekivalen.

Jingga metil akan sia-sia, tetapi fenolftalein berubah warna dengan tepat pada tempat yang anda inginkan.

Kurva berikut adalah kasus dimana asam dan basa keduanya sebanding lemahnya – sebagai contoh, asam etanoat dan larutan amonia. Pada kasus yang lain, titik ekivalen akan terletak pada pH yang lain.

Kita dapat melihat bahwa kedua indikator tidak dapat digunakan. Fenolftalein akan berakhir perubahannya sebelum tercapai titik ekivalen, dan jingga metil jauh ke bawah sekali. Ini memungkinkan untuk menemukan indiaktor yang memulai perubahan warna atau mengakhirinya pada titik ekivalen, karena pH titik ekivalen berbeda dari kasus yang satu ke kasus yang lain, anda tidak dapat mengeneralisirnya. Secara keseluruhan, tidak akan pernah mentitrasi asam lemah dan asam basa melalui adanya indikator.

6.2. Analisis Kualitatif (Katon dan Anion)

Analisis kualitatif merupakan suatu proses dalam mendeteksi keberadaan suatu unsur kimia dalam cuplikan yang tidak diketahui. Analisa kualitatif merupakan salah satu cara yang paling efektif untuk mempelajari kimia dan unsur-unsur serta ion-ionnya dalam larutan. Dalam metode analisis kualitatif kita menggunakan beberapa pereaksi diantaranya pereaksi golongan dan pereaksi spesifik, kedua pereaksi ini dilakukan untuk mengetahui jenis anion / kation suatu larutan.
Klasifikasi ini didasarkan atas apakah suatu kation bereaksi dengan reagensia-reagensia ini dengan membentuk endapan atau tidak. Sedangkan metode yang digunakan dalam anion tidak sesistematik kation. Namun skema yang digunakan bukanlah skema yang kaku, karena anion termasuk dalam lebih dari satu golongan.

Didalam kation ada beberapa golongan yang memiliki ciri khas tertentu diantaranya :

ü Golongan I : Kation golongan ini membentuk endapan dengan asam klorida encer. Ion golongan ini adalah Pb, Ag, Hg.

ü Golongan II : Kation golongan ini bereaksi dengan asam klorida, tetapi membentuk endapan dengan hidrogen sulfida dalam suasana asam mineral encer. Ion golongan ini adalah Hg, Bi, Cu, cd, As, Sb, Sn.

ü Golongan III : Kation golongan ini tidak bereaksi dengan asam klorida encer, ataupun dengan hidrogen sulfida dalam suasana asam mineral encer. Namun kation ini membentuk endapan dengan ammonium sulfida dalam suasana netral / amoniakal. Kation golongan ini Co, Fe, Al, Cr, Co, Mn, Zn.

ü Golongan IV : Kation golongan ini bereaksi dengan golongan I, II, III. Kation ini membentuk endapan dengan ammonium karbonat dengan adanya ammonium klorida, dalam suasana netral atau sedikit asam. Ion golongan ini adalah Ba, Ca, Sr.

ü Golongan V : Kation-kation yang umum, yang tidak bereaksi dengan regensia-regensia golongan sebelumnya, merupakan golongan kation yang terakhir. Kation golongan ini meliputi : Mg, K, NH₄⁺

Untuk anion dikelompokkan kedalam beberapa kelas diantaranya :

ü Anion sederhana seperti : O2-, F-, atau CN- .

ü Anion okso diskret seperti : NO3-, atau SO42-.

ü Anion polimer okso seperti silikat, borat, atau fosfat terkondensasi

ü Anion kompleks halida seperti TaF6 dan kompleks anion yang berbasis bangat seperti asam oksalat.

Reaksi dalam anion ini akan lebih dipelajari secara sistematis untuk memudahkan reaksi dari asam-asam organik tertentu dikelompokkan bersama-sama. Hal ini meliputi asetat, formiat, oksalat, sitrat, salisilat dan benzoat.
Analisis kualitatif menggunakan dua macam uji, yaitu reaksi kering dan reaksi basah. Reaksi kering dapat digunakan pada zat padat dan reaksi basah untuk zat dalam larutan. Kebanyakan reaksi kering yang diuraikan digunakan untuk analisis semimikro dengan hanya modifikasi kecil.

6.3. Analisis Kuantitatif (Volumetri dan Kompleksometri)

Berdasarkan reaksinya suatu titrasi digolongkan menjadi 2 yaitu :

ü Reaksi Metatetik (titrasi berdasarkan pertukaran ion).

Meliputi :

§ Netralisasi (asidimetri dan alkalimetri).

§ Presipitimetri ( berdasarkan terbentuknya endapan).

§ Kompleksometri (berdasarkan pembentukan persenyawaan kompleks yaitu ion kompleks atau garam yang sukar mengion).

ü Reaksi Redoks (titrasi berdasarkan perpindahan electron)

Meliputi :

Permangganatometri, Dikhromatometri , Seriometri (berdasarkan penggunaan oksidator kuat).
Iodometri dan Iodimetri (Titrasi yang menyangkut reaksi)

I₂+ 2e^- → 2I^-

Karena metoda iodimetri masih jarang digunakan dalam analisis di laboratorium maka kami dari kelompok IV mencoba untuk memberikan penjelasan tentang metoda tersebut.

6.4. Analisis Instrumen (spetrofotometri)

Cara ini biasa digunakan untuk pengukuran hasil reaksi atau pembentukan warna. Tujuannya adalah untuk mengetahui waktu pengukuran yang stabil. Waktu operasional ditentukan dengan mengukur hubungan antara waktu pengukuran dengan absorbansi larutan.

BAB VII

ENERGETIKA KIMIA

7.1. Asas Kekekalan Energi

Telah disebutkan bahwa jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan sebagai energi dalam (U). Hukum I termodinamika menyatakan hubungan antara energi sistem dengan lingkungannya jika terjadi peristiwa. Energi dalam sistem akan berubah jika sistem menyerap atau membebaskan kalor. Jika sistem menyerap energi kalor, berarti lingkungan kehilangan kalor, energi dalamnya bertambah (ΔU > 0), dan sebaliknya, jika lingkungan menyerap kalor atau sistem membebasakan kalor maka energi dalam sistem akan berkurang (ΔU < 0), dengan kata lain sistem kehilangan kalor dengan jumlah yang sama.

Energi dalam juga akan berubah jika sistem melakukan atau menerima kerja. Walaupun sistem tidak menyerap atau membebaskan kalor, energi dalam sistem akan berkurang jika sistem melakukan kerja, sebaliknya akan bertambah jika sistem menerima kerja.

Sebuah pompa bila dipanaskan akan menyebabkan suhu gas dalam pompa naik dan volumenya bertambah. Berarti energi dalam gas bertambah dan sistem melakukan kerja. Dengan kata lain, kalor (q) yang diberikan kepada sistem sebagian disimpan sebagai energi dalam (ΔU) dan sebagian lagi diubah menjadi kerja (w).

Secara matematis hubungan antara energi dalam, kalor dan kerja dalam hukum I termodinamika dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔU = q + W …… (6)

Persamaan (6) menyatakan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) sama dengan jumlah kalor yang diserap (q) ditambah dengan jumlah kerja yang diterima sistem (w). Rumusan Hukum I termodinamika dapat dinyatakan dengan ungkapan atau kata-kata sebagai berikut.

” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” Karena itu hukum ini disebut juga hukum kekekalan energi .

7.2. Termokimia

Termokimia mempelajari tentang panas yang menyertai suatu reaksi kimia.

Panas merupakan salah satu energi, dengan satuan joule (“J”), yang merupakan Satuan Internasional(SI), atau menggunakan kalori yang bukan satuan internasional.

Joule = kilogram (meter/detik )

1 kalori = 4,184 JPerubahan Entalpi, Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Pada kondisi tekanan tetap panas yang diserap atau diterima sistem disebut dengan entalpi.

Kita tak dapat mengukur entalpi secara langsung, tetapi yang diukur adalah perubahan entalpi.

Perubahan entalpi adalah banyaknya kalor yang dilepaskan atau yang diserap oleh sistem padatekanan tetap.

ΔH=q

Untuk reaksi yang melibatkan larutan air, panas jenis larutan akan mendekati panas jenis air. Panas yang terukur akan sama dengan panas yang diserap atau yang terlepas dari reaksi yang terjadidalam kalorimeter. Besar kalor yang terukur pada kalorimeter dapat dihitung melalui persamaan:

q = m c∆t atau q = Ct

dengan

q = kalor(J)

m = massa(g)

c = kalor jenis(J g)

Hal ini dapat dilakukan karena padatekanan tetap q = ∆H

Contoh :

50 ml larutan NaOH 2M(0,1 mol) dimasukkan kedalam bejana plastik, ternyata termometer menunjukkan suhu25

C, kemudian dimasukkan 50 ml larutan HCl 2M(0,1 mol), sambil dikocok termometer ternyata menunjukansuhu akhir 38,7

Reaksi kimia ketika terjadi dalam suatu wadah yang terbuka, pada umumnya akan mengalami pertambahan energi atau kehilangan energi dalam bentuk panas.

7.3. Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit

Pada tahun 1884, Svante Arrhenius, ahli kimia terkenal dari Swedia mengemukakan teori elektrolit yang sampai saat ini teori tersebut tetap bertahan padahal ia hampir saja tidak diberikan gelar doktornya di Universitas Upsala, Swedia, karena mengungkapkan teori ini. Menurut Arrhenius, larutan elektrolit dalam air terdisosiasi ke dalam partikel-partikel bermuatan listrik positif dan negatif yang disebut ion (ion positif dan ion negatif) Jumlah muatan ion positif akan sama dengan jumlah muatan ion negatif, sehingga muatan ion-ion dalam larutan netral. Ion-ion inilah yang bertugas mengahantarkan arus listrik.

Larutan yang dapat menghantarkan arus listrik disebut larutan elektrolit.
Larutan ini memberikan gejala berupa menyalanya lampu atau timbulnya gelembung gas dalam larutan. Larutan elektrolit mengandung partikel-partikel yang bermuatan (kation dan anion). Berdasarkan percobaan yang dilakukan oleh Michael Faraday, diketahui bahwa jika arus listrik dialirkan ke dalam larutan elektrolit akan terjadi proses elektrolisis yang menghasilkan gas. Gelembung gas ini terbentuk karena ion positif mengalami reaksi reduksi dan ion negatif mengalami oksidasi. Contoh, pada laruutan HCl terjadi reaksi elektrolisis yang menghasilkan gas hidrogen sebagai berikut.
HCl(aq)→H⁺_(aq)+Cl^-_(aq)
Reaksi reduksi : 2H⁺_(aq) + 2e^- → H_2(g)

Reaksi oksidasi : 2Cl^-_(aq) → Cl_2(g) + 2e^-

Larutan elektrolit terbagi menjadi 2 macam, yaitu elektrolit kuat dan larutan elektrolit lemah

Pada larutan elektrolit kuat, seluruh molekulnya terurai menjadi ion-ion (terionisasi sempurna). Karena banyak ion yang dapat menghantarkan arus listrik, maka daya hantarnya kuat. pada persamaan reaksi, ionisasi elektrolit kuat ditandai dengan anak panah satu arah ke kanan.

Contoh: :
NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl- (aq)

Contoh larutan elektrolit kuat :

Asam, contohnya asam sulfat (H₂SO₄), asam nitrat (HNO₃), asam klorida (HCl)

Basa, contohnya natrium hidroksida (NaOH), kalium hidroksida (KOH), barium hidroksida (Ba(OH)₂)

Garam, hampir semua senyawa kecuali garam merkuri

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/e/ee/Redox_reaction.png/300px-Redox_reaction.png

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang dapat memberikan nyala redup ataupun tidak menyala, tetapi masih terdapat gelembung gas pada elektrodanya. Hal ini disebabkan tidak semua terurai menjadi ion-ion (ionisasi tidak sempurna) sehingga dalam larutan hanya ada sedikit ion-ion yang dapat menghantarkan arus listrik. Dalam persamaan reaksi, ionisasi elektrolit lemah ditandai dengan panah dua arah (bolak-balik).

7.4. Reaksi Redoks

Ilustrasi sebuah reaksi redoks

Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi)

adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia.

Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan metana(CH₄), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit.

Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi. Ia dapat dijelaskan dengan mudah sebagai berikut:

Reduksi menjelaskan pelepasanelektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion
Oksidasi menjelaskan penambahanelektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion.

Walaupun cukup tepat untuk digunakan dalam berbagai tujuan, penjelasan di atas tidaklah persis benar. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi.

Sehingga oksidasi lebih baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi, dan reduksi sebagai penurunan bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer elektron akan selalu mengubah bilangan oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai "redoks" walaupun tidak ada transfer elektron dalam reaksi tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen).

Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge) dikenal sebagai reaksi metatesis.

Contoh reaksi redoks

Salah satu contoh reaksi redoks adalah antara hidrogen dan fluorin:

$\mathrm{H}_{2} + \mathrm{F}_{2} \longrightarrow 2\mathrm {HF}$

Kita dapat menulis keseluruhan reaksi ini sebagai dua reaksi setengah:

$\mathrm{F}_{2} + 2e^- \longrightarrow 2\mathrm{F}^{-}$ $\mathrm{H}_{2} \longrightarrow 2\mathrm{H}^{+} + 2e^-$ reaksi oksidasi

dan reaksi reduksi

Penganalisaan masing-masing reaksi setengah akan menjadikan keseluruhan proses kimia lebih jelas. Karena tidak terdapat perbuahan total muatan selama reaksi redoks, jumlah elektron yang berlebihan pada reaksi oksidasi haruslah sama dengan jumlah yang dikonsumsi pada reaksi reduksi.

Unsur-unsur, bahkan dalam bentuk molekul, sering kali memiliki bilangan oksidasi nol. Pada reaksi di atas, hidrogen teroksidasi dari bilangan oksidasi 0 menjadi +1, sedangkan fluorin tereduksi dari bilangan oksidasi 0 menjadi -1.

BAB VIII

KOROSI

8.1. Pengertian Korosi dan Mekanisme Reaksi Korosi

Korosi adalah reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi.

Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe₂O_3.xH₂O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.

Fe_(s) Fe²⁺_(aq)+ 2e E⁰ = +0,44 V

Elektron yang dibebaskan di anode itu dialirkan pada bagian lain dari besi itu yang berlaku sebagai katode, dimana oksigen tereduksi.

O_2(g) + 4H⁺_(aq) + 4e 2H₂O_(l)E⁰ = +0,40 V

atau

O_2(g) + 2H₂O_(l) + 4e 4OH^-_(aq)E⁰ = +1,23 V

Ion besi (II) yang terbentuk pada anoda selanjutnya teroksidasi membentuk ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi, Fe₂O_3.xH₂O, yaitu karat besi. Mengenai bagian mana dari besi itu yang bertindak sebagai anoda dan bagian mana yang bertindak sebagai katoda bergantung pada bergbagai faktor, misalnya zat pengotor atau perbedaan keraparatan logam tersebut.

8.2. Faktor-Faktor yang Menyebebkan Korosi besi

Faktor yang berpengaruh terhadap korosi dapat dibedakan menjadi dua, yaitu yang berasal dari bahan itu sendiri dan dari lingkungan. Faktor dari bahan meliputi kemurnian bahan, struktur bahan, bentuk kristal, unsur-unsur kelumit yang ada dalam bahan, teknik pencampuran bahan dan sebagainya. Faktor dari lingkungan meliputi tingkat pencemaran udara, suhu, kelembaban, keberadaan zat-zat kimia yang bersifat korosif dan sebagainya. Bahan-bahan korosif (yang dapat menyebabkan korosi) terdiri atas asam, basa serta garam.

Penguapan dan pelepasan bahan-bahan korosif ke udara dapat mempercepat proses korosi. Udara dalam ruangan yang terlalu asam atau basa dapat memeprcepat proses korosi peralatan elektronik yang ada dalam ruangan tersebut. Flour, hidrogen fluorida beserta persenyawaan-persenyawaannya dikenal sebagai bahan korosif. Dalam industri, bahan ini umumnya dipakai untuk sintesa bahan-bahan organik. Ammoniak (NH₃) merupakan bahan kimia yang cukup banyak digunakan dalam kegiatan industri. Pada suhu dan tekanan normal, bahan ini berada dalam bentuk gas dan sangat mudah terlepas ke udara. Ammoniak dalam kegiatan industri umumnya digunakan untuk sintesa bahan organik, sebagai bahan anti beku di dalam alat pendingin, juga sebagai bahan untuk pembuatan pupuk. Bejana-bejana penyimpan ammoniak harus selalu diperiksa untuk mencegah terjadinya kebocoran dan pelepasan bahan ini ke udara.

Embun pagi saat ini umumnya mengandung aneka partikel aerosol, debu serta gas-gas asam seperti NOx dan SOx. Dalam batubara terdapat belerang atau sulfur (S) yang apabila dibakar berubah menjadi oksida belerang. Masalah utama berkaitan dengan peningkatan penggunaan batubara adalah dilepaskannya gas-gas polutan seperti oksida nitrogen (NOx) dan oksida belerang (SOx). Walaupun sebagian besar pusat tenaga listrik batubara telah menggunakan alat pembersih endapan (presipitator) untuk membersihkan partikel-partikel kecil dari asap batubara, namun NOx dan SOx yang merupakan senyawa gas dengan bebasnya naik melewati cerobong dan terlepas ke udara bebas. Di dalam udara, kedua gas tersebut dapat berubah menjadi asam nitrat (HNO₃) dan asam sulfat (H₂SO₄). Oleh sebab itu, udara menjadi terlalu asam dan bersifat korosif dengan terlarutnya gas-gas asam tersebut di dalam udara. Udara yang asam ini tentu dapat berinteraksi dengan apa saja, termasuk komponen-komponen renik di dalam peralatan elektronik. Jika hal itu terjadi, maka proses korosi tidak dapat dihindari lagi.

8.3. Cara-Cara Pencegahan Korosi besi

ü Mengecat. Jembatan, pagar dan railing biasanya dicat. Cat menghindarkan kontak besi dengan udara dan air.

ü Melumuri dengan oli atau gemuk. Cara ini diterapkan untuk berbagai perkakas dan mesin. Oli dan gemuk mencegah kontak besi dengan air.

ü Dibalut dengan plastik. Berbagai macam barang, misalnya rak piring dan keranjang sepeda dibalut dengan plastik. Plastik mencegah kontak besi dengan udara dan air.

ü Tin plating (pelapisan dengan timah). Kaleng-kaleng kemasan terbuat dari besi yang dilapisi dengan timah. Pelapisan dilakukan secara elektrolisis, yang disebut electroplating. Timah tergolong logam yang tahan karat. Besi yang dilapisi timah tidak mengalami korosi karena tidak ada kontak dengan oksigen (udara) dan air. Akan tetapi, lapisan timah ada yang rusak, misalnya tergores, maka timah justru mendorong/mempercepat korosi besi. Hal itu terjadi karena potensial reduksi besi lebih negatif daripada timah. Oleh karena itu, besi yang dilapisi dengan timah akan membentuk suatu sel elekrokimia dengan besi sebagai anode. Dengan demikian, timah mendorong korosi besi. Akan tetapi, hal itu justru yang diharapkan, sehingga kaleng-kaleng bekas cepat hancur.

ü Galvanisasi (pelapisan dengan zink). Pipa besi, tiang telpon, badan mobil, dan berbagai barang lain dilapisi dengan zink. Berbeda dengan timah, zink dapat melindungi besi dari korosi sekalipun lapisannya tidak utuh. Hal itu terjadi karena suatu mekanisme yang disebut dengan perlindungan katode. Oleh karena potensial reduksi besi lebih positif daripada zink, maka besi yang kontak dengan zink akan membentuk sel elekrokimia dengan besi sebagai katode. Dengan demikian, besi terlindungi dan zink yang mengalami oksidasi.

ü Cromium plating (pelapisan dengan kromium). Besi atau baja juga dapat dilapisi dengan kromium untuk memberi lapisan pelindung yang mengkilap, misalnya untuk bumper mobil. Cromium plating juga dilakukan dengan elektrolisis. Sama seperti zink, kromium dapat memberi perlindungan sekalipun lapisan kromium itu ada yang rusak.

ü Sacrificial protection (pengorbanan anode). Magnesium adalah logam yang jauh lebih aktif (berarti lebih mudah berkarat) daripada besi. Jika logam magnesium dikontakkan dengan besi, maka magnesium itu akan berkarat tetapi besi tidak. Cara ini digunakan untuk melindungi pipa baja yang ditanam dalam tanah atau badan kapal laut. Secara periodik, batang magnesium harus diganti.

8.4. Kecepatan Korosi

ü Type dari material

ü Type dari elektrolit/ lingkungan sekitar

ü Kondisi operasi

ü Keberadaan kontaminan di lingkungan sekitar

ü Type dari pelindung korosi yang dipakai pada suatu sistem atau material.

Kamis, 05 Januari 2012

Kimia Dasar

Mengenai Saya

My Entri