TUGAS MATA PELAJARAN KIMIA DASAR

DISUSUN OLEH:

ISMAIL JAMAL HASIBUAN

140111001

STIKES MH.THAMRIN PRODI ANAFARMA

TH.AJARAN 2011/2012

Pembahasan Bab tentang :

1. Senyawa kimia yang meliputi jenis senyawa kimia dan rumusnya, konsep mol dan senyawa kimia, komposisi senyawa kimia, bilangan oksidasi, penamaan senyawa organik dan anorganik, nama dan rumus senyawa anorganik dan organik

2. Pengantar tentang reaksi dalam larutan berair yang meliputi sifat-sifat larutan berair, reaksi pengendapan, reaksi asam-basa, oksidasi-reduksi, bahan pengoksidasi dan bahan pereduksi, stoikoimetri reaksi dalam larutan berair yaitu titrasi

Pendahuluan

Sebelum membahas lebih jauh, ada baiknya kita membahas tentang ilmu kimia terlebih dahulu. Sulit mendefinisikan ilmu kimia sehingga mencakup semua ruang lingkup kimia. Secara singkat dapat dikatakan bahwa ilmu kimia adalah ilmu rekayasa materi, yaitu mengubah suatu materi menjadi materi yang lain. Untuk dapat melakukan rekayasa tersebut, para ahli perlu mengetahui susunan, stuktur, serta sifat-sifat materi. Oleh karena itu, ilmu kimia dapat didefinisikan sebagai ilmu yang mempelajari tentang susunan, struktur sifat, dan perubahan materi, serta energi yang menyertai perubahan tersebut.

Materi itu sendiri adalah sesuatu yang mempunyai massa dan dapat menempati sebuah ruang. Materi disebut juga dengan zat. Materi dapat berwujud gas ( udara, gas oksigen, gas karbondioksida, dll), cair (air, minyak, bensin, alkohol, dll), padat (batu, kayu, besi, dll).

Setiap materi dapat mengalami perubahan, meliputi perubahan fisika dan perubahan kimia.Perubahan fisika yaitu perubahan materi yang tidak menghasilkan zat baru. Perubahan kimia yaitu perubahan materi yang menghasilkan zat baru. Perubahan kimia disebut juga Reaksi kimia.
Reaksi kimia yang terjadi pada suatu zat dapat diketahui berdasarkan tanda-tanda/gejala-gejala yang menyertai reaksi tersebut.

Materi dikelompokkan menjadi dua ,yaitu :

1. Zat tunggal, dapat berupa unsur dan senyawa

Unsur adalah zat tunggal yang tidak dapat diuraikan menjadi zat lain yang lebih sederhana secara reaksi kimia biasa. Contoh: oksigen, hidrogen, besi, tembaga dan lain-lain

Senyawa adalah zat tunggal yang masih dapat diuraikan menjadi zat-zat lain yang lebih sederhana secara reaksi kimia. Contoh: air, garam, cuka dan lain-lain.

2. Campuran, adalah gabungan dua atau lebih zat tunggal yang tidak saling bereaksi dan masing-masing komponen masih mempertahankan sifat asalnya

Campuran meliputi:

- Larutan, yaitu campuran yang bersifat homogen. Contoh: larutan gula, larutan cuka, larutan garam

- Dispersi koloid, yaitu campuran yang bersifat antara homogen dan heterogen. Contoh: susu, asap, kabut, dan lain-lain.

- Suspensi, yaitu campuran yang bersifat heterogen. Contoh: campuran air dan sabun, air teh, air kopi, dan lain-lain.

Pembahasan Bab I : Senyawa Kimia

Pengertian Senyawa

Senyawa adalah zat tunggal yang masih dapat diuraikan menjadi zat-zat lain yang lebih sederhana secara reaksi kimia. Senyawa merupakan gabungan dua atau lebih unsur yang berlainan jenis. Meskipun senyawa terbentuk dari perikatan kimia dari beberapa unsure, senyawa mempunyai sifat-sifat tertentu yang berbeda dari sifat unsur penyusunnya.

Misalnya :

- Air merupakan gabungan antara unsur hidrogen dan oksigen.

- Garam dapur merupakan gabungan antara unsur natrium dan khlor.

- Asam cuka merupakan gabungan antara unsur karbon, hidrogen dan oksigen

Lambang Senyawa :

Penulisan lambang senyawa merupakan gabungan dari lambang unsur-unsur yang menyusun senyawa tersebut.

Misalnya :

- Air = H₂O

- Garam dapur = NaCl

- Asam cuka = C₂H₄O₂ atau CH₃COOH atau HC₂H₃O₂

Jenis Senyawa Kimia

Partikel senyawa dapat berupa molekul atau ion. Senyawa yang partikelnya berupa molekul disebut senyawa molekul, sedangkan yang partikelnya berupa ion disebut senyawa ion. Pada umumnya, senyawa dari unsur logam tergolang senyawa ion, sedangkan senyawa antarsesama nonlogam tergolong senyawa molekul.

Senyawa molekul : Air (H₂O), ammonia (NH₃), karbondioksida (CO₂), dan metana (CH₄).

Senyawa ion : Natrium klorida (NaCl) dan kalsium karbonat (CaCO₃).

Jenis senyawa kimia yang lainnya adalah senyawa kovalen, untuk memperkirakan rumus molekul senyawa kovalen anda harus memperhatikan aturan oktet dan duplet dari Lewis. Sehingga anda harus memperhatikan elektron valensi atom – atom yang berikatan. Cara memberi nama senyawa hampir mirip dengan senyawa ion, karena pada umumnya unsur metalloid dan non logam dapat mempunyai beberapa valensi, maka valensi atom pusat harus ditulis dalam angka romawi dalam kurung atau jumlah atom yang mengelilingi atom pusat dinyatakan dalam bilangan yunani.

Contoh : Senyawa karbon dengan oksigen dapat terbentuk : CO = Karbon monoksida, CO₂ = Karbon dioksida.

Senyawa P dengan Cl dapat terbentuk: PCl₃ = Pospor (III) klorida atau pospor triklorida, PCl₅ = Pospor (V) klorida atau pospor pentakl.

Rumus kimia

Rumus kimia zat menyatakan jenis dan jumlah relatif atom-atom yang terdapat dalam suatu zat (yang menyusun zat itu). Rumus kimia berbentuk kumpulan lambing atom dengan komposisi tertentu. Angka yang menyatakan jumlah atom suatu unsur dalam rumus kimia disebut Angka Indeks. Dalam rumus kimia air (H₂O), indeks H = 2, dan indeks O = 1 (indeks 1 tidak ditulis).

Rumus kimia suatu zat dapat berupa Rumus Molekul atau Rumus Empiris. Kita akan membahas perbedaan kedua rumus tersebut.

Rumus Molekul

Rumus molekul zat menyatakan jenis dan jumlah atom dalam tiap molekul zat itu. Hanya zat (unsure atau senyawa) yang partikelnya berpa molekul yang mempunyai rumus molekul.

Contoh: rumus molekul karbondioksida ialah CO_2.

karena tiap molekul karbondioksida terdiri dari 1 atom C dan 2 atom O. dalam rumus molekul karbondioksida, indeks C=1 (angka 1 tidak perlu ditulis) dan indeks O=2.

Rumus Empiris

Rumus empiris atau rumus perbandingan menyatakan jenis dan perbandingan paling sederhana dari atom-atom dalam senyawa yang bersangkutan.

Contoh : kalium klorida adalah senyawa ion yang terdiri dari ion K+ da ion Cl- dengan perbandingan 1:1. Rumus kimia kalium klorida adalah KCl.

Banyak senyawa mempunyai rumus empiris yang sama dengan rumus molekulnya (mengapa?). Perhatikanlah kaitan antara rumus molekul dan rumus empiris beberapa zat berikut ini.

Table 1 : Hubungan antara Rumus Molekul dan Rumus Empiris

Nama zat	Rumus molekul	Rumus empiris
Etuna Benzena Etana Etena Air	C₂H₂ C₆H₆ C₂H₆ C₂H₄ H₂O	CH CH CH₃ CH₂ H₂O

Tabel 2 : Rumus Kimia dari Beberapa Senyawa

Nama Senyawa	Rumus Kimia	Nama Senyawa	Rumus Kimia
Air Amonia Metana Sukrosa Glukosa Natrium klorida	H₂O NH₃ CH₄ C₁₂H₂₂O₁₁ C₆H₁₂O₆ NaCl	Asam cuka Alcohol Asam sulfat Asam klorida Urea Soda	CH₃COOH C₂H₅OH H₂SO₄ HCl CO(NH₂)₂ Na₂CO₃

Rumus kimia senyawa ion adalah rumus empiris. Hanya senyawa molekul yang mempunyai rumus molekul.

Selain itu juga ada rumus kimia lainnya, yakni Rumus Struktur yang merupakan rumus kimia yang menggambarkan posisi atau kedudukan atom dan jenis ikatan antar atom pada molekul.

Rumus struktur secara singkat dituliskan :
CH3CH3
CH3COOH

Persamaan Reaksi

didefinisikan sebagai penulisan suatu reaksi atau perubahan kimia yang mengacu pada hukum-hukum dasar kimia. Penulisan persamaan reaksi memberikan kesederahanaan tentang sebuah reaksi. jika kita mereaksikan antara larutan timah hitam nitrat dengan kalium iodida :

Pb(NO3)2(aq) + 2Kl(aq) → Pbl2(s) + 2KNO3(aq)

Penyederhanaan menggunakan istilah-istilah seperti; + (ditambah) yang dibaca “bereaksi dengan” → (tanda panah) yang dibaca “menghasilkan”.

dan keterangan tentang zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia adalah;

(s) padatan (s = solid),
(g) gas (g = gas),
(l) cairan atau leburan (l = liquid),
(aq) terlarut dalam air (aq = aquous)

Persamaan reaksi mempunyai sifat antara lain :

- Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama

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

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

Konsep Mol

Massa Atom/Molekul Relatif (Ar/Mr), Isotop Dan Kelimpahannya

1. Massa Atom Relatif (Ar)

Massa Atom relatif adalah perbandingan relatif massa atom unsur tertentu terhadap massa atom unsur lainnya. Satuan Massa Atom disingkat sma.

1 sma = x massa atom C-12. Jika massa atom Karbon (C) adalah 12,01115 » 12 maka perhitungan massa atom relatif dilakukan dengan cara sebagai berikut :

Karena massa atom C-12 sama dengan 1 sma, maka : Ar X = massa rata-rata 1 atom unsur X » Ar X = pembulatan massa rata-rata 1 atom unsur X

Contoh : Diketahui massa atom unsur Al adalah 26,98115 tentukan massa atom relatif (Ar) unsur tersebut :

Jawab : » 26,98115 dibulatkan menjadi 27

2. Massa Molekul Relatif (Mr)

Massa Molekul Relatif adalah perbandingan massa 1 molekul unsur atau senyawa terhadap massa atom C-12 dan dirumuskan sebagai berikut :

Mr = jumlah total Ar unsur-unsur penyusun senyawa

Mr = S Jumlah Atom. Ar.b

Jumlah Atom adalah hasil perkalian antara indeks dan koefisien. Indeks menyatakan jumlah atom masing-masing unsur yang ada didepannya. Jika terdapat indeks ganda (indeks didalam kurung dan indeks diluar kurung), maka terlebih dahulu dilakukan perkalian antar indeks untuk mendapatkan indeks yang akan dikalikan dengan koefisien nantinya.

Koefisien menyatakan jumlah keseluruhan atom unsur yang ada dibelakangnnya. Jika indeks dan koefisien tidak tertulis maka indeks dan koefisiennya adalah 1.

Contoh : Diketahui Ar H=1, Ar C=12, Ar N=14, Ar O=16. Tentukan Mr dari senyawa (NH₄)₂.CO₃

Jawab : Mr (NH₄)₂.CO₃ = {(Jlh.Atom N.Ar N) + (Jlh.Atom H.Ar H) + (Jlh.Atom C.Ar C) + (Jlh.Atom O. Ar O)} =

{(indeks N.indeks NH4).Koef.(NH4)2.CO3 x Ar N) + (indeks H.indeks NH4).Koef.(NH4)2.CO3 x Ar H) + (indeks C.Koef.(NH4)2.CO3 x Ar C) + (indeks O.Koef.(NH4)2.CO3 x Ar O)}

= {(1.2 x 1 x Ar N) + (4.2.1 x 1 x Ar H) + (1.1 x Ar C) + (3.1 x Ar O)}

= {(2.Ar N) + (8.Ar H) + (1.Ar C) + (3.Ar O)}

= {(2.14) + (8.1) + (1.12) + (3.16)}

= {(28 + 8 +12 +48)}

= 96

3. Isotop

Massa atom untuk tiap atom tidak khas, dalam arti atom suatu unsur yang sama, mungkin memiliki massa yang berbeda Isotop adalah unsur yang mempunyai nomor atom yang sama tetapi nomor massa yang berbeda. Hidrogen mempunyai 3 isotop, yaitu ¹₁H, ²₁H , dan ³₁H.

Mengapa atom-atom dari unsur yang sama, bisa mempunyai nomor massa yang berbeda? Hal ini disebabkan karena perbedaan jumlah neutron yang terdapat dalam inti atomnya, karena massa atom lebih ditentukan dari jumlah massa proton + jumlah massa neutronnya, sementara jumlah massa elektronnya diabaikan. Massa dari isotop dapat ditentukan dengan alat yang diberi nama Spektograf Massa.

Selain isotop, dikenal juga beberapa istilah yang lain, yaitu sebagai berikut :

a. Isobar, merupakan atom-atom unsur yang mempunyai nomor massa sama, tetapi nomor atom dan unsurnya berbeda. Contoh : ¹⁴₆C Dengan ¹⁴₇Na ; ²⁴₁₁Na dengan ²⁴₁₂Mg .

b. Isoton, merupakan atom-atom unsur yang mempunyai jumlah neutron yang sama, tetapi nomor atom dan unsurnya berbeda. Contoh : ³¹₁₅P dengan ³²₁₆S

n = 31 – 15 dengan

= 16

n = 32 – 16

= 16

c. Isoelektron, merupakan atom-atom unsur yang mempunyai jumlah elektron yang sama, tetapi nomor atom dan unsurnya berbeda. Contoh : ₁₁Na⁺

e = 11 – 1 dan

= 10

₉F^-

e = 9 + 1

= 10

d. Kelimpahan Isotop di Alam

Unsur yang terdapat di alam kebanyakan terdapat sebagai campuran isotop. Massa atom relatif (Ar/Mr) dari suatu unsur dapat dicari dengan menjumlahkan persentase masing-masing isotop dari atom terhadap nomor massanya. Karena setiap isotop mempunyai massa yang berbeda, maka harga massa atom setiap unsur merupakan harga rata-rata seluruh isotopnya.

Kelimpahan isotop dialam dapat ditentukan dengan rumus sebagai berikut :

Massa 1 atom X rata-rata = {(%X1.massa X1) + (%X2.massa X2)}

Dimana :

% X = persentase atom

Massa X1 = massa isotop ke-1

Massa X2 = massa isotop ke-2

Contoh :

Diketahui di alam terdapat 59,98% isotop . Bila Ar Cl 36,2 dan Cl mempunyai 2 isotop, maka nomor massa isotop yang lain adalah ….

Penyelesaian

Cl ke-1 = 59,98% –>NM = 36,2

Cl ke-2 = (100 – 59,98)%

= 40,02 % –> NM= …?

Ar Cl = (%Cl-1. Massa Cl-1) + (%Cl-2. Massa Cl-2)

36,2 = (59,98%. 37) + (40,02%. NM Cl-2)

36,2 = (22,19926) + (40,02%. NM Cl-2)

NM Cl-2¬ = 35,001

= dibulatkan menjadi 35 sehingga Nomor massa isotop yang lain adalah 35.

Konsep Mol dan Bilangan Avogadro
Mol adalah jumlah dari suatu zat yang mengandung jumlah satuan dasar (atom, molekul, ion) yang sama dengan atom-atom dalam 12 gisotop 12C. Jumlah partikel (atom, molekul atau ion) dalam satu mol disebut bilangan Avogadro (atau tetapan Avogadro) dengan lambang L. Amedeo Avogadro, adalah orang yang pertama kali mempunyai ide dari satuan ini.
Harga L sebesar 6,02 x 10²³partikel mol^-1. Dapatkah Anda bayangkan besarnya angka itu? Seandainya dapat dikumpulkan sebanyak 6,02 x 1023 butir jagung, jagung itu dapat tertimbun di permukaan bumi Indonesia dengan mencapai ketinggian beberapa kilometer. Dari uraian di atas, maka kita dapatkan :

1 mol = L partikel
1 mol = 6,02 x 10²³ mol^-1
Rumus yang menyatakan hubungan antara mol dan jumlah partikel sebagai berikut.
Jumlah partikel = mol X L
Mol = jumlah paertikel
L = bilangan avogaro (6,02 x 10²³ mol^-1)

Hubungan Mol dengan Massa (Gram)
Massa molar adalah bilangan yang sama dengan massa atom relatif atau massa molekul relatif, tetapi ditunjukkan dalam satuan g/mol.
Rumus yang digunakan:
Gram = mol X Ar atau Mr
Ar atau Mr = gram/mol
Mol = gram/ar mol = gram/Mr
Jumlah partikel/L = gram/Ar
Jumlah partikel/L = gram/Mr

Hukum-Hukum Kimia
1 . Hukum Dalton
Hukum ini menyatakan bahwa tekanan total gas sama dengan jumlah tekanan parsial tiap gas dalam campuran.
P total = Pa + Pb + Pc + . . .
2. Hukum Boyle
Hukum ini menyatakan bahwa pada suhu tetap volume sejumlah tertentu gas berbanding terbalik dengan tekanan.
V = 1/P (T dan m tetap)
V = 1/P (konstan) atau P1 V1 = P2 V2
Dengan, V1 = volume gas pada tekanan P1 (keadaan gas sebelum berubah)
V2 = volume gas pada tekanan P2 (keadaan gas setelah berubah)

3. Hukum Gay Lussac
Gay Lussac merumuskan suatu hukum yang menyatakan bahwa “pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana”.
Untuk dapat lebih memahami hasil penelitian Gay Lussac, perhatikan contoh-contoh berikut ini.

1) Satu liter gas hidrogen bereaksi dengan satu liter gas klorin, menghasilkan dua liter gas hidrogen klorida.
H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)
1L 1L 2L
Perbandingan volume gas H2 : gas Cl2 : gas HCl = 1 : 1 : 2

2)Satu liter gas nitrogen bereaksi dengan satu liter gas hydrogen menghasilkan dua liter gas amonia.
N2 (g) + 3H2 (g) → 2 NH3 (g)
1L 3L 2L

Perbandingan volume gas N2 : gas H2 : gas NH3 = 1 : 3 : 2

Dari beberapa contoh diatas, diperoleh perbandingan dengan bilangan yang bulat dan sederhana.

4. Hukum Avogadro
Hukum Avogadro menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas yang memiliki volume sama, akan memiliki jumlah molekul yang sama.
Secara umum pada suatu reaksi gas:
aA + bB → cC + dD
Misalnya p liter A setara dengan q molekul. Untuk menghitung volume atau jumlah molekul zat lain (B, C atau D) dilakukan cara sebagai berikut.
Volume B = koefisien A x volume A / koefisien B
Jumlah molekul B = Koefesien B x jumlah molekul A / Koefesien A

Komposisi Senyawa Kimia / Kadar Unsur dalam Senyawa

Senyawa kimia terdiri dari unsur-unsur penyusunnya. Kadar unsur-unsur dalam suatu senyawa dapat ditentukan dari rumus kimianya (rumus empiris atau rumus molekul). Seperti telah diketahui, rumus kimia suatu senyawa menyatakan perbandingan mol atom unsure penyusunnya. Dari perbandingan atom dapat ditentukan perbandingan massa dan kaar (%massa) unsure-unsur penyusun senyawa.

Contoh :

Sukrosa mempunyai rumus molekul C₁₂H₂₂O₁₁. Kadar unsure-unsur penyusun senyawa itu dapat ditentukan sebagai berikut:

1. Rumus kimia senyawa: C₁₂H₂₂O₁₁

2. Perbandingan mol atom unsure C : H : O = 12 : 22 : 11

3. Perbandingan massa unsure C : H : O = (12x12) : ( 22x1) : ( 11x16) = 144 : 22 : 176

4. Jumlah perbandingan = 144+22+176=342 = Mr C₁₂H₂₂O₁₁

5. Kadar C = 144/342 x 100% = 41,1%

Kadar H = 22/342 x 100% = 6,4%

Kadar O = 176/342 x 100% = 51,5%

Dari contoh di atas, dapat ditulis rumus untuk menghitung kadar unsure dalam suatu senyawa sebagai berikut : Kadar = x Ar / Mr x 100%

Bilangan Oksidasi (BILOKS)

Pengert ian Bilangan Oksidasi

Dengan bilangan oksidasi akan mempermudah dalam pengerjaan reduksi atau oksidasi dalam suatu reaksi redoks.

Kita akan membuat contoh dari Vanadium. Vanadium membentuk beberapa ion, V²⁺ dan V³⁺. Bagaimana ini bisa terjadi? Ion V²⁺ akan terbentuk dengan mengoksidasi logam, dengan memindahkan 2 elektron:

Vanadium kini disebut mempunyai biloks +2.

Pemindahan satu elektron lagi membentuk ion V³⁺:

Vanadium kini mempunyai biloks +3.

Pemindahan elektron sekali lagi membentuk bentuk ion tidak biasa, VO²⁺.

Biloks vanadium kini adalah +4. Perhatikan bahwa biloks tidak didapat hanya dengan menghitung muatan ion (tapi pada kasus pertama dan kedua tadi memang benar).

Bilangan oksidasi positif dihitung dari total elektron yang harus dipindahkan-mulai dari bentuk unsur bebasnya.

Vanadium biloks +5 juga bisa saja dibentuk dengan memindahkan elektron kelima dan membentuk ion baru.

Setiap kali vanadium dioksidasi dengan memindahkan satu elektronnya, biloks vanadium bertambah 1.

Sebaliknya, jika elektron ditambahkan pada ion, biloksnya akan turun. Bahkan dapat didapat lagi bentuk awal atau bentuk bebas vanadium yang memiliki biloks nol.

Bagaimana jika pada suatu unsur ditambahkan elektron? Ini tidak dapat dilakukan pada vanadium, tapi dapat pada unsur seperti sulfur.

Ion sulfur memiliki biloks -2.

Biloks menunjukkan total elektron yang dipindahkan dari unsur bebas (biloks positif) atau ditambahkan pada suatu unsur (biloks negatif) untuk mencapai keadaan atau bentuknya yang baru.

Oksidasi melibatkan kenaikan bilangan oksidasi

Reduksi melibatkan penurunan bilangan oksidasi

Dengan memahami pola sederhana ini akan mempermudah pemahaman tentang konsep bilangan oksidasi. Jika anda mengerti bagaimana bilangan oksidasi berubah selama reaksi, anda dapat segera tahu apakah zat dioksidasi atau direduksi tanpa harus mengerjakan setengah-reaksi dan transfer elektron.

Biloks tidak didapat dengan menghitung jumlah elektron yang ditransfer. Karena itu membutuhkan langkah yang panjang. Sebaliknya cukup dengan langkah yang sederhana, dan perhitungan sederhana.

E Biloks dari unsur bebas adalah nol. Itu karena unsur bebas belum mengalami oksidasi atau reduksi. Ini berlaku untuk semua unsur, baik unsur dengan struktur sederhana seperti Cl₂ atau S₈, atau unsur dengan struktur besar seperti karbon atau silikon.

* Jumlah biloks dari semua atom atau ion dalam suatu senyawa netral adalah nol.

* Jumlah biloks dari semua atom dalam suatu senyawa ion sama dengan jumlah muatan ion tersebut.

Contoh soal bilangan oksidasi

Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam Cr²⁺?

Untuk ion sederhana seperti ini, biloks adalah jumlah muatan ion, yaitu +2 (jangan lupa tanda +)

Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam CrCl₃?

CrCl₃ adalah senyawa netral, jadi jumlah biloksnya adalah nol. Klorin memiliki biloks -1. Misalkan biloks kromium adalah n:

n + 3 (-1) = 0

n = +3

Apakah bilangan oksidasi dari tembaga dalam CuSO₄?

Dalam mengerjakan soal oksidasi tidak selalu dapat memakai cara sederhana seperti diatas. Permasalahan dalam soal ini adalah dalam senyawa terdapat dua unsur (tembaga dan sulfur) yang biloks keduanyadapat berubah.

Ada dua cara dalam memecahkan soal ini:

Senyawa ini merupakan senyawa ionik, terbentuk dari ion tembaga dan ion sulfat, SO₄^2-, untuk membentuk senyawa netral, ion tembaga harus dalam bentuk ion 2+. Jadi biloks tembaga adalah +2.

Senyawa ini juga dapat ditulis tembaga(II)sulfat. Tanda (II) menunjukkan biloksnya adalah 2. Kita dapat mengetahui bahwa biloksnya adalah +2 dari logam tembaga membentuk ion positif, dan biloks adalah muatan ion.

Penggunaan bilangan oksidasi

Dalam penamaan senyawa

Anda pasti pernah tahu nama-nama ion seperti besi(II)sulfat dan besi(III)klorida. Tanda (II) dan (III) merupakan biloks dari besi dalam kedua senyawa tersebut: yaitu +2 dan +3. Ini menjelaskan bahwa senyawa mengandung ion Fe²⁺ dan Fe³⁺.

Besi(II)sulfat adalah FeSO₄. Ada juga senyawa FeSO₃ dengan nama klasik besi(II)sulfit. Nama modern menunjukkan biloks sulfur dalam kedua senyawa.
Ion sulfat yaitu SO₄^2-. Biloks sulfur adalah +6. Ion tersebut sering disebut ion sulfat(VI).

Ion sulfit yaitu SO₃^2-. Biloks sulfur adalah +4. Ion ini sering disebut ion sulfat(IV). Akhiran -at menunjukkan sulfur merupakan ion negatif.

Jadi lengkapnya FeSO₄ disebut besi(II)sulfat(VI), dan FeSO₃ disebut besi(II)sulfat(IV). Tetapi karena kerancuan pada nama-nama tersebut, nama klasik sulfat dan sulfit masih digunakan.

Menggunakan bilangan oksidasi untuk menentukan yang dioksidasi dan yang direduksi.

Ini merupakan aplikasi bilangan oksidasi yang paling umum. Seperti telah dijelaskan:

Oksidasi melibatkan kenaikan bilangan oksidasi

Reduksi melibatkan penurunan bilangan oksidasi

Pada contoh berikut ini, kita harus menentukan apakah reaksi adalah reaksi redoks, dan jika ya apa yang dioksidasi dan apa yang direduksi.

Contoh :

Reaksi antara magnesium dengan asam hidroklorida:

Apakah ada biloks yang berubah? Ya, ada dua unsur yang berupa senyawa pada satu sisi reaksi dan bentuk bebas pada sisi lainnya. Periksa semua biloks agar lebih yakin.

Biloks magnesium naik, jadi magnesium teroksidasi. Biloks hidrogen turun, jadi hidrogen tereduksi. Klorin memiliki biloks yang sama pada kedua sisi persamaan reaksi, jadi klorin tidak teroksidasi ataupun tereduksi.

Contoh :

Reaksi antara natrium hidroksidsa dengan asam hidroklorida:

Semua bilangan oksidasi diperiksa:

Ternyata tidak ada biloks yang berubah. Jadi, reaksi ini bukanlah reaksi redoks.

Tata Nama dan rumus Senyawa Anorganik

1. Tata Nama Senyawa Biner dari dua jenis unsur.

Semua senyawa biner memiliki nama berakhiran –ida. Jika senyawa biner tersusun dari atom logam dan non logam, maka nama logam disebutkan (dituliskan) lebih dahulu lalu diikuti oleh nama non logam yang berakhiran –ida. Jika senyawa biner tersusun seluruhnya dari atom nonlogam, maka penulisan dilakukan berdasarkan urutan : B – Si - As – C – P – N – H- S – I – Br – Cl – O - F

Akhiran –ida disandang atom yang lebih kanan. Nama yang sudah umum tidak perlu menggunakan aturan tatanama senyawa biner. Seperti H₂O (air), NH₃ (amoniak) .

2. Senyawa Biner dari logam dan nonlogam

Pada senyawa ini tersusun dari ion-ion, yaitu ion logam yang bermuatan positif dan ion nonlogam yang bermuatan negatif . Jumlah total muatan ion-ion harus sama dengan 0 (nol), sehingga muatan senyawa terbentuk adalah netral.

Nama senyawa biner dari logam-nonlogam adalah rangka nama logam dan nonligam dengan akhiran –ida.

Contoh : NaCl (natrium klorida), SnO (timah(II) oksida), SnO₂ (timah(IV) oksida).

3. Tata Nama Senyawa Ion

Senyawa ion tersusun oleh ion positif dan ion negatif. Ion positif umumnya berasal dari unsur logam dan merupakan ion tunggal (kation tunggal). Kation poliatom diantaranya adalah NH₄⁺. Anion (ion negatif) tunggal umumnya berasal dari unsur nonlogam, sedangkan anion poliatom sangat banyak. Nama senyawa ion biasanya ditulis dengan menyebut nama kation lebih dulu diikuti nama anion

Contoh : NaNO₃ (natrium nitrat), FeSO₄ (Besi(II) sulfat), Fe₂(SO₄)₃ (Besi(III) sulfat).

4. Tata Nama Asam

Beberapa asam merupakan senyawa biner, tetapi kebanyakan asam tersusun dari tiga jenis atom, yaitu hidrogen, oksigen dan atom nonlogam

Contoh : HF (asam fluorida), H₂SO₄ (asam sulfat), H₃PO₄ (asam fosfat)

5. Tata Nama Basa

Basa adalah zat yang dalam air menghasilkan ion OH^-. Umumnya basa adalah senyawa ion dari kation logam dengan anion OH^-.

Contoh : NaOH (natrium hidroksida), Mg(OH)₂ (magnesium hidroksida)

Tata Nama dan Rumus Senyawa Organik

Alkana

Perbedaan rumus struktur alkana dengan jumlah C yang sama akan menyebabkan berbedaan sifat alkana yang bersangkutan. Banyaknya kemungkinan struktur senyawa karbon, menyebabkan perlunya pemberian nama yang dapat menunjukkan jumlah atom C dan rumus strukturnya. Aturan pemberian nama hidrokarbon telah dikeluarkan oleh IUPAC agar dapat digunakan secara internasional.

Aturan tata nama alkana

1. Rantai tidak bercabang (lurus) Jika rantai karbon terdiri dari 4 atom karbon atau lebih, maka nama alkana diberi alawal n- (normal)

CH₃CH₂ CH₂ CH₂ CH₃ = n-pentana

2. Jika rantai karbon bercabang, maka:

a. Tentukan rantai induk, yaitu rantai karbon terpanjang dari ujung satu ke ujung yang lain. Rantai induk diberi nama alkana.

rantai induk terdiri dari 6 atom C, sehingga diberi nama heksana

b. Penomoran.

Berilan nomor pada rantai induk dari ujung terdekat cabang.

Jika nomor dari bawah, maka cabang ada di nomor 3. tetapi jika dari kanan, maka cabang ada di nomor 4. Sehingga dipilih penomoran dari ujung bawah.

c. Tentukan cabang, yaitu atom C yang yang terikat pada rantai induk. Cabang merupakan gugus alkil dan beri nama alkil sesuai struktur alkilnya.

Alkena

Alkena merupakan hidrokarbon tak jenuh yang mempunyai ikatan rangkap dua C=C. Suku alkena yang paling kecil terdiri dari dua atom C, yaitu etena. Nama alkena sesuai dengan nama alkana dengan mengganti akhiran – ana menjadi -ena.

Dari tabel diatas rumus molekul untuk alkena jumlah atom H selalu dua kali jumlah atom C, sehingga secara umum dapat dirumuskan:

C_nH_2n

Tata nama alkena

Tata nama alkena menurut IUPAC adalah sebagai berikut:

a. Tentukan rantai induk, yaitu rantai karbon terpanjang dari ujung satu ke ujung yang lain yang melewati ikatan rangkap, berilah nama alkena sesuai jumlah atom C pada rantai induk.

b. Penomoran. Penomoran dimulai dari ujung rantai induk yang terdekat dengan rangkap.

c. Jika terdapat cabang berilah nama cabang dengan alkil sesuai jumlah atom C cabang tersebut. Jika terdapat lebih dari satu cabang, aturan penamaan sesuai dengan aturan pada tatanama alkana.

d. Urutan penamaan: nomor cabang-nama cabang-nomor rangkap-rantai induk

Contoh:

Alkuna

Alkuna merupakan hidrokarbon tak jenuh yang mempunyai ikatan rangkap tiga C=C. Suku alkana yang paling kecil terdiri dari dua atom C, yaitu etuna. Nama alkuna sesuai dengan nama alkana dengan mengganti akhiran – ana menjadi -una.

rumus molekul secara umum dapat dirumuskan:

CnH2n-2

Tata nama alkuna

Tata nama alkuna menurut IUPAC sama dengan tatanama alkena, lang-kah-langkah untuk memberi nama alkuna adalah sebagai berikut:

a. Tentukan rantai induk, yaitu rantai karbon terpanjang dari ujung satu ke ujung yang lain yang melewati ikatan rangkap, berilah nama alkuna sesuai jumlah atom C pada rantai induk.

b. Penomoran. Penomoran dimulai dari ujung rantai induk yang terdekat dengan rangkap.

c. Jika terdapat cabang berilah nama cabang dengan alkil sesuai jumlah atom C cabang tersebut. Jika terdapat lebih dari satu cabang, aturan penamaan sesuai dengan aturan pada tatanama alkana.

d. Urutan penamaan: nomor cabang-nama cabang-nomor rangkap-rantai induk.

Contoh:

Pembahasan Bab II : Pengantar tentang reaksi dalam larutan berair

Sifat-Sifat Larutan Berair

Banyak reaksi kimia dan hamper semua proses biologis berlangsung dalam lingkungan berair. Oleh karena itu merupakan hal yang penting untuk memahami sifat-sifat berbagai zat. Sebagai permulaan, apakah sebenarnya yang dimaksud dengan larutan?yang berbeda dalam larutan dengan medium air. Larutan adalah campuran yang homogeny dari dua atau lebih zat. Zat yang jumlahnya lebih sedikit disebut sebagai zat terlarut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak disebut pelarut. Larutan bisa berwujud gas (seperti udara), padat (seperti alloy/paduan logam), atau cair (misalnya air laut). dalam pembahasan berikut ini kita hanya membahas larutan berair, dimana zat terlarut awalnya adalah zat cait atau zat padat dan pelarutnya adalah air.

Elektrolit vs nonelektrolit

Semua zat terlarut yang larut dalam air termasuk ke dalam salh satu dari dua golongan, yaitu elektrolit dan nonelektrolit.

a. Elektrolit

Elektrolit adalah suatu zat yang ketika dilarutkan dalam air akan menghasilkan larutan yg dapat menghantarkan listrik. Elektrolit terbagi dua, yakni elektrolit kuat dan lemah. Cirri-ciri elektrolit kuat apabila zat terlarut dianggap 100%, terdisosiasi menjadi ion2nya dalam larutan (disosiasi

adalah penguraian senyawa menjadikation dan anion)

dan elektrolit lemah hanya sebagian saja.

b. Nonelektrolit

Nonelektrolit yaitu zat yang tidak menghantarkan arus listrik ketika dilarutkan dalam air.

Berikut tabel penggolongan zat terlarut dalam larutan berair.

Elektrolit kuat	Elektrolit lemah	Nonelektrolit
HCl	CH₃COOH	(NH₂)₂CO (urea)
HNO₃	HF	CH₃OH(metanol)
HClO₄	HNO₂	C₂H₅OH (etanol)
H₂SO₄	NH₃	C ₆H₁₂O₆(glukosa)
NaOH	H₂O	C₁₂H₂₂O₁₁(sukrosa)

Air merupakan pelarut yang sangat efektif untuk senyawa-senyawa ionik / pelarut polar (memiliki ujung positif H dan ujung negatif O).

Hidrasi (hydration) yaitu proses dimana sebuah ion dikelilingi oleh molekul-molekul air yang tersusun dalam keadaan tertentu membantu menstabilkan ion2 dlm larutan dan mencegah kation untuk bergabung kembali dengan anion.
contoh : NaCl (s) +(H2O)→ Na+(aq) + Cl-(aq)

Asam dan basa juga merupakan elektrolit. Beberapa asam termasuk HCl dan HNO₃ merupakan elektrolit kuat.

Beberapa asam tertentu seperti CH3COOH mengalami ionisasi sebagian :

CH₃COOH (aq) « CH₃COO^-(aq) + H⁺(aq) reversible.

Keadaan kimia seperti diatas dimana tidak ada perubahan menyeluruh yang dapat teramati disebut kesetimbangan kimia. Oleh karena itu, asam asetat merupakan elektrolit lemah sebab ionisasi yang dialaminya dalam air tidak sempurna.

Reaksi pengendapan

Salah satu jenis reaksi yang umumnya berlangsung dalam larutan berair adalah reaksi pengendapan.

Ciri reaksi pengendapan (precipitation reaction) adalah terbentuknya produk yang tak larut/endapan.
Reaksi pengendapan biasanya melibatkan senyawa-senyawa ionik.

Contoh : pengendapan Fe(OH)₃:Fe ³⁺(aq) + 3OH^-(aq) → Fe(OH)₃(s)

50 ml dari 1,5M NaOH dicampur dengan 35 mL dari 1 M larutan FeCl3.

Jawab:

Mol Fe ³⁺= 1 mol/L (1 mol Fe ³⁺/1 mol FeCl₃)(35)(10-3L/1ml)= 3.5 x 10-2mol

Mol OH=1.5 mol/L(1 molOH-/1molNaOH)(50)(10-3 L/1mL)= 7.5 x 10-2molOH-Fe ³⁺dan OH^-

sebagai reaktan pembatas.

Reaktan pembatas :
(3.5 x10-2mol Fe 3+/1mol Fe 3+) = 3.5x10^-2

(7.5x10-2 mol OH-/3 molOH-)= 2.5x10^-2

Maka anion hidroksida sbg reaktan pembatas.

Kelarutan

Bagaimana kita dapat meramalkan apakah endapan akan terbentuk ketika dua larutan dicampurkan atau ketika satu senyawa ditambahkan ke dalam satu larutan? Hal itu bergantung pada kelarutan (solubility) dari zat terlarut, yaitu jumlah maksimum zat terlarut yang akan larut dalam sejumlah tertentu pelarut pada suhu tertentu.

Kelarutan khas dari senyawa-senyawa ionik dalam air pada suhu 25 ⁰C :

1) Semua senyawa logam alkali (Gol.1A) dapat larut

2) Semua senyawa amonium (NH₄^-) dapat larut

3) Semua senyawa yg mengandung nitrat(NO₃^-), klorat(ClO₃^-) dan perklorat (ClO₄) dapat larut

4) Sebagian besar hidroksida(OH) tidak dapat larut kecuali hidroksida logam alkali dan Ba(OH)₂, Ca(OH)₂sedkit larut

5) Sebagian besar seny.yg mengandung klorida(Cl),

bromida(Br) atau iodida(I) dapat larut kecuali senyawa-senyawa mengandung Ag⁺, Hg²⁺, dan Pb ²⁺

6) Semua karbonat (CO₃^2-) ,fosfat (PO₄^3-) dan sulfida(S^2-) tdk

dpt larut kecuali seyawa2 ion logam alkali dan ion ammonium

7) Sebag.besar sulfat(SO₄2) dapat larut, CaSO₄dan AgSO₄

sdkt larut, BaSO₄dan HgSO₄, PbSO₄ tdk larut.

Reaksi Asam Basa

Definisi Asam Basa Arrhenius

Svante August Arrhenius (19 Februari 1859-2 Oktober 1927) seorang ilmuwan Swedia mendefinisikan teori asam-basa sebagai berikut:

— Asam adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion H⁺ di dalam air dan basa adalah suatu spesies yang akan meningkatkan konsentrasi ion OH^- di dalam air.

Atau dengan pernyataan lain

— Asam adalah suatu spesies yang apabila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion H⁺ dan basa adalah suatu spesies yang bila dilarutkan dalam air akan menghasilkan ion OH^-

Berikut ciri-ciri asam dan basa Arrhenius :

Asam
• Memiliki rasa masam,mis.cuka (asam asetat), lemon(asam sitrat)

• Menyebabkan perubahan warna pada zat warna tumbuhan,mis:lakmus biru menjadi merah

• Bereaksi dgn logam tertentu seperti seng, magnesium dan besi menghasilkan gas hidrogen. Reaksi khas : 2HCl (aq) + Mg(s) → MgCl₂(aq) + H₂(aq)

• Bereaksi dengan karbonat dan bikarbonat sperti Na₂CO₃, CaCO₃ dan NaHCO₃ menghasilkan gas CO₂ : 2HCl(aq) + CaCO₃(s) → CaCl₂(aq) + H₂O(l) + CO₂(g)

• Larutan asam dalam air bersifat elektrolit

Basa
• Memiliki rasa pahit
• Terasa licin, mis : sabun yg mengandung basa

• Menyebabkan perubahan warna pada zat warna tumbuhan, mis : lakmus merah menjadi biru

• Larutan basa dalam air menghantarkan arus listrik.

Definisi Asam Basa Lewis

Gilbert N. Lewis pada tahun 1923 mempublikasikan definisi asam basa berdasarkan teori ikatan kimia dimana definisi asam basa Lewis adalah sebagai berikut:

Asam adalah aseptor pasangan elektron bebas sedangkan basa adalah donor pasangan elektron bebas.

Definisi Asam Basa Bronsted Lowry

Johannes Nicolaus Bronsted dan Thomas Martin Lowry pada tahun 1923 secara terpisah mendefinisikan asam-basa sebagai berikut:

Asam adalah donor proton dan sebaliknya basa disebut sebagai aseptor proton.

Zat-zat yang berperilaku menurut definisi ini disebut asam bronsted dan basa bronsted. Perhatikan bahwa definisi bronsted tidak memerlukan asam dan basa dalam larutan air.

Asam klorida merupakan asam bronsted karena memberikan sebuah proton dalam air:

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl^-(aq)

Perhatikan bahwa ion H+ adalah atom hidrogen yang telah kehilangan elektronnya; dalam hal ini disebut proton. Maka :

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

Proton terhidrasi H₃O⁺_,disebut ion hidronium. Persamaan ini menunjukkan reaksi dimana asam bronsted (HCl) mendonorkan satu protonnya kepada basa bronsted (H₂O).

Ion OH- dapat menerima proton sbb:

H⁺(aq) + OH^-(aq) → H₂O(l)

Dengan demikian OH- merupakan basa bronsted.

Penetralan Asam Basa / Netralisasi

Netralisasi adalah reaksi antara ion hidrogen yang berasal dari asam dengan ion hidroksida yang berasal dari basa untuk menghasilkan air yang bersifat netral.

Asam + Basa → garam + air

Semua garam merupakan elektrolit kuat. Zat yang kita kenal sebagai garam dapur (NaCl), merupakan contoh yang sudah dikenal baik. Senyawa ini merupakan produk dari reaksi asam-basa berikut:

HCl(aq) + NaOH(aq) → Nacl(aq) + H₂O(l)

Walaupun demikian, karena baik asam maupun basa merupakan elektrolit kuat, senyawa ini terionisasi sempurna dalam larutan. Persamaan ioniknya adalah:

H⁺(aq) + Cl^-(aq) + Na⁺(aq) + OH^-(aq) → Na⁺(aq) + Cl^-(aq) + H₂O(l)

Sehingga reaksinya dapat ditampilkan mellalui persamaan ionik total:

H⁺(aq) + OH^-(aq) → H₂O(l)

Baik Na⁺ maupun Cl^- merupakan ion-ion pendamping.

Oksidasi-Reduksi

Reaksi asam basa dapat dikenali sebagai proses transfer proton. Kelompok reaksi yang disebut reaksi oksidasi-reduksi (atau redoks) dikenal juga sebagai reak si transfer-elektron. Reaksi redoks berperan banyak dalam kehidupan sehari-hari, seperti pembakaran bahan bakar minyak bumi sampai pemutih dalam rumah tangga. Selain itu, sebagian besar unsur logam dan nonlogam diperoleh dari bijihnya melalui proses oksidasi atau reduksi.

Perhatikan reaksi pembentukan kalsium oksida(CaO) dari kalsium dan oksigen:

2Ca(s) + O2 → 2Cao(s)

Kalsium Oksida adalah senawa ionik yang tersususn atas ion Ca2+ dan O2-. Dalam reaksi pertama, dua atom Ca memberikan atau memindahkan empat elektron kepada dua atom O (dalam O2). Agar lebih mudah dipahami, proses ini dapat dibuat sebagai dua tahap terpisah, tahap satu melibatkan hilangna empat elektron dari dua atom Ca dan tahap yang lain melibatkan penangkapan empat elektron oleh molekul O2:

2Ca → 2Ca²⁺ + 4e^-

O₂ + 4e^- → 2O^2-

Setiap tahap di atas disebut sebagai reaksi setengah sel, yang secara eksplisit menunjukkan banyaknya elektron yang terlibat dalam reaksi. Jumlah dari reaksi setengah sel memberikan reaksi keseluruhan:

2Ca + O₂+ 4e^-→ 2Ca²⁺ + 2O^2- + 4e^-

Atau jika kita menghapus elektron-elektron yang muncul dalam kedua persamaan reaksi,

2Ca + O₂→ 2Ca²⁺ + 2O^2-

Akhirnya ion Ca²⁺ dan O^2-bergabung membentuk CaO:

2Ca(s) + O2 → 2Cao(s)

Menurut aturan, kita tidak perlu menampilkan matan dalam rumus molekul senyawa ionik.

Reaksi setengah sel yang melibatkan hilangnya elektron disebut reaksi oksidasi. Istilah oksidasi awalnya digunakan untuk menjelaskan kombinasi unsur dengan oksigen. Namun istilah tersebut sekarang memiliki arti yang lebih luas, termasuk untuk reaksi-reaksi yang tidak melibatkan oksigen. Reaksi setengah sel yang melibatkan penangkapan elektron disebut reaksi reduksi. Dalam pembentukan kalsium oksida, kalsium teroksidasi. Kalsium bertindak sebagai suatu zat pereduksi karena memberikan elektron kepada oksigen dan menyebabkan oksigen tereduksi. Oksigen tereduksi dan bertindak sebagai zat pengoksidasi karena menerima elektron dari kalsium, yang menyebabkan kalasium teroksidasi. Perhatikan bahwa tingkat oksidasi dalam reaksi redoks harus sama dengan tingkat reduksi; yaitu, jumlah elektron yang hilang oleh zat pereduksi harus sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi.

Suatu jenis reaksi redoks yang umum adalah reaksi antara logam dengan asam, dituliskan sebagai:

Logam + asam → garam + molekul hidrogen

Bahan Pengoksidasi dan Pereduksi

Dapat dilihat bahwa antara reaksi reduksi dan oksidasi selalu terjadi dalam waktu yang bersamaan. Pada reaksi :

Fe + O2 → Fe2O3

Fe mengalami oksidasi, dan zat yang mengoksidasi Fe adalah O2. Zat-zat seperti O2 ini dinamakan oksidator, sedangkan Fe adalah lawannya, reduktor.

Oksidator = pengoksidasi = dalam reaksi akan tereduksi (biloksnya turun).

reduktor = pereduksi = dalam reaksi akan teroksidasi (biloksnya naik).

Contoh:

Zn + CuSO4 → ZnSO4- + Cu

0 +2 0

· Biloks Zn naik dari 0 (pada Zn) menjadi +2 (pada ZnSO4). Hal ini berarti Zn melakukan reaksi oksidasi.

· Biloks Cu turun dari +2 (pada CuSO4) menjadi 0 (pada Cu). Hal ini berarti CuSO4 melakukan reaksi reduksi.

Dengan demikian jelas bahwa:

Oksidator = CuSO4

Reduktor = Zn

Stoikiometri Reaksi dalam Larutan Berair (Titrasi)

Pada pembahasan sebelumnya kita telah mempelajari stoikimetrik dengan metode mol (konsep mol), dengan memperlakukan koefisien-koefisien dalam persamaan reaksi yang setara dalam jumlah mol reaktan dan mol produk. Ketika bekerja dengan larutan yang molaritasnya diketahui, kita harus menggunakan hubungan MV = mol zat terlatut. Disini kita akan mempelajari dua jenis stoikiometri larutan yang umum digunakan : analisis gravimetrik dan titrasi asam-basa.

Analisis Gravimetrik

Analisis Gravimetrik adalah analisa kimia secara kuantitatif berdasarkan pada proses pemisahan dan penimbangan suatu unsur atau senyawa dalam bentuk yang semurni mungkin (suatu teknik analitis yang didasarkan pada pengukuran massa). Analisis gravimetri adalah proses isolasi dan pengukuran berat suatu unsur atau senyawa tertentu.

Bagian terbesar dari penentuan secara analisis gravimetri meliputi transformasi/perubahan bentuk unsur atau radikal senyawa murni stabil yang dapat segera diubah menjadi bentuk yang dapat ditimbang dengan teliti.

Metode penetapan gravimetri berdasarkan proses pemisahan:

· pengendapan(presipitasi)

· penguapan / pengeringan (evolusi)

· penyarian

· Elektrogravimetri

Suatu reaksi yang sering dipelajari dalam analisis gravimetric karena reaktannya dapat diperoleh dalam bentuk murni adalah:

AgNO₃(aq) + NaCl(aq) → NaNO₃(aq) + Ag Cl(s)

Persamaan ionic totalnya adalah:

Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)

Endapan yang terbentuk adalh perak korida. Sebagai contoh, misalkan kita ingin menentukan persen massa Cl dalam Nacl secara percobaan. Pertama-tama kita menimbang secara tepat suatu sampel NaCl dan melarutkannya dalam air. Kemudian kita tambahkan larutan AgNO₃secukpnya ke dalam larutan NaCl sampai terjadi pengendapan semua ion Cl- yang terdapat dalam larutan menjadi AgCl. Dalam prosedur ini NaCl adalh pereaksi pembatas dan AgNO₃adalah pereaksi berlebih. Endapan AgCl dipisahkan dari larutan pennyaringan, pengeringan, dan penimbangan. Dari massa AgCl yang trukur, kita dapat menghitung massa Cl dengan menggunakan persen massa Cl dalam AgCl. Karena jumlah CL yang terdapat dalam AgCl adalah sama dengan jumlah Cl yang terdapat dalam sampel awal NaCl.

Perhitungan dalam Analisis Gravimetri

Dalam analisis gravimetri, endapan yang dihasilkan ditimbang dan dibandingkan dengan berat sampel. Prosentase berat analit A terhadap sampel dinyatakan dengan persamaan :

Untuk menetapkan berat analit dari berat endapan sering dihitung melalui faktor gravimetri, yaitu jumlah berat analit dalam 1 gram berat endapan.

Titrasi Asam-Basa

Studi kuantitatif mengenai reaksi penetralan asam-basa paling nyaman apabila dilakukan dengan menggunakan prosedur yang disebut titrasi. Dalam percobaan titrasi, suatu larutan yang konsentrasinya diketahui secara pasti, disebut sebagai larutan standar, ditambahkan secra bertahap ke larutan lain yang konsentrasinya tidak diketahui, sampai reaksi kimia antara kedua larutan tersebut berlangsung sempurna. Jika kita mengetaui volume larutan standard an larutan tidak diketahui yang digunakan dalam titrasi, maka kita dapat menghitung konsentasi larutan tidak diketahui itu.

Natrium hidroksida adalah salah satu basa yang umum digunakan dalam laboraturium. Namun demikian, karena padatan natrium hidroksida sulit diperoeh dalam keadaan murni, larutan tersebut harus distandarisasi terlebih dahulu sebelum digunakan dalam kerja analitis yang memerlkan keakuratan. Kita dapat menstandarisasinya dengan mentitrasinya menggunakan larutan asam yang sudah diketahui konsentrasinya secara tepat. Asam yang sering digunakan untuk analisis ini aalah suatu asam monoprotik yang disebut kalium hydrogen ftalat (KHP), yang memiliki rumus molekul KHC₈H₄O₄. KHP adalah zat padat berwarna putih yang dapat larut yang secara komersial tersedia dalam keadaan yang sangat murni. Reaksi antara KHP dengan natrium hidroksida adalh:

KHC₈H₄O₄(aq) + NaOH(aq) → KNaC₈H₄O₄(aq) + H₂O(l)

Persamaan ionic totalnya adalh

HC₈H₄O₄^-(aq) + OH^-(aq) → C₈H₄O₄-(aq) + H₂O(l)

Prosedur titrasi, pertama-tama sejumlah tertentu KHP dimasukkan kedalam labu Erlenmeyer dan ditambahkan air destilasi untuk membuat larutan. Kemudian larutan NaOH secara hati-hati ditambahkan dari buret kedalam larutan KHP sampai mencapai titik ekuivalen, yitu titik dimana asam telah bereaksi sempurna atau telah ternetralkan oleh basa. Titik ini biasanya ditandai dengan perubahan warna indicator yang tajam, yang telah ditambahakan sebelumnya ke dalam larutan asam. Dalam titrasi asam-basa, indicator adalah zat yang memiliki perbedaan warna mencolok dalam medium asam dan basa. Salah satu indictor yang umum digunakan adalah fenolftalein, yang tidak berwarna dalam asam dan netral, tapi berwarna merah muda dalam larutan basa. Pada titik ekuivalen, semua KHP telah dinetralkan oleh NaOH dan larutan masih tidak berwarna. Namun jika kita menambahkan hanya satu tetes lagi larutan basa NaOH dari buret, warna larutan akan segera berubah menjadi merah muda/bersifat basa. Dengan mengetahui massa KHP yang bereaksi (yang berarti jumlah molnya), kita dapat menghitung konsentrasi larutan NaOH.

Contoh:

Dalam percobaan titrasi, seorang mahasiswa menemukan bahwa ia memerlukan 23,48 mL larutan NaOH untuk secara tuntas menetralisir 0,5468 g KHP. Berapakah konsentrasi (dalam MOlaritas) dari NaOH tersebut?

Penyelesaian:

Dari persamaan yang telah setara kita lihat bahwa 1 mol KHP menetralkan 1 mol NaOH. Dengan demikian, jumlah mol dalam 0,5468 KHP menytakan jumlah mol NaOH dalam 23,48 mL larutan. Dari informasi ini kita dapat menghitung jumlah mol NaOH dalam 1000 mL (atau 1 liter larutan), berikut molaritasnya.

Pertama-tama kita hitung jumlah mol KHP dalam titrasi:

Mol KHP = 0,5468 g KHP x 1mol KHP/204,2 g KHP = 2,678 x 10-3 mol KHP

Karena 1 mol KHP = 1 mol NaOH, semestinya ada 2,678 x 10^-3 mol NaOH dalam 23,48 mL larutan NaOH. Akhirnya, kita hitung molaritas NaOH sbb:

Molaritas larutan NaOH = x

= 0,1141 M

Semoga membawa manfaat

Senin, 23 Desember 2013

Materi Kimia Dasar

Komposisi Senyawa Kimia / Kadar Unsur dalam Senyawa

Bilangan Oksidasi (BILOKS)

Tata Nama dan rumus Senyawa Anorganik

1 komentar: