Program kerja Kimbolys

PENANAMAN HIDROPONIK

Semakin sedikitnya lahan di Universitas Pakuan, khususnya FKIP mendorong Divisi Kimbolys HIMA Lampyris untuk melakukan  cara bercocok tanam yang tidak memerlukan tanah sebagai medianya. Cara bercocok tanam ini dinamakan hidroponik. Hidroponik (hydroponic) berasal dari kata hidro yang berarti air dan ponus yang berarti daya. Dengan demikian, hidroponik memiliki arti memberdayakan air. Hidroponik juga didefinisikan sebagai soilless culture atau budi daya tanaman tanpa media tanah.  

                      Kegiatan Penanaman dengan Metode Hidroponik merupakan realisasi program kerja Divisi Kimbolys  HIMA Lampyris FKIP Universitas Pakuan periode 2010-2011 yang kegiatannya dilaksanakan di Kebun Percobaan Biologi FKIP Universitas Pakuan.

Mahasiswa merupakan tunas bangsa yang diharapkan dapat berperan dalam perkembangan di masa yang akan datang. Untuk itu Divisi Kimbolys Hima Lampyris  mencoba memanfaatkan lahan yang ada di lingkungan Universitas Pakuan, Khususnya Kebun Percobaan Biologi FKIP, melalui kegiatan “Penanaman dengan Metode Hidroponik” yang diharapkan akan menambah keanekaragaman tanaman di Kebun Percobaan Biologi FKIP Universitas Pakuan.

Kegiatan Penanaman Hidroponik ini akan dilaksanakan pada Hari Minggu, tanggal 3 Juli 2011, ada pun Waktu pelaksannya itu pada   Pukul 08.00 s.d selesai dan Bertempat diKebun Percobaan Biologi FKIP Universitas Pakuan.

Peserta Penanaman Hidroponik adalah seluruh Pengurus HIMA  Program Studi Pendidikan Biologi Fakultas Keguruan dan Ilmu Pendidikan Universitas Pakuan. Walapun acara ini tidak berjalan dengan maksimal namun kita berhasil membuat tanaman dengan media hidroponik.

http://www.facebook.com/profile.php?id=1669285161

Tugas Resume Kimia Dasar

Hidrolisis Garam

– Hidro : air

– Lisis : penguraian,

Jadi,hidrolisis garam adalah penguraian garam  oleh air yang menghasilkan asam dan basanya kembali.

– Ada 2  macam hidrolisis, yaitu:

1.      Hidrolisis parsial/sebagian (jika garamnya berasal dari asam lemah dan basa kuat atau sebaliknya & pada hidrolisis sebagian hanya salah satu ion saja yang mengalami reaksi hidrolisis,yang lainnya tidak)

2.      Hidrolisis total (jika garamnya berasal dari asam lemah dan basa lemah).

– Beberapa jenis garam berdasarkan komponen asam basa pembentuknya

asam pembentuk	basa pembentuk	sifat larutan	contoh
kuat	kuat	netral	NaCl; K2SO4
kuat	lemah	asam	NH4Cl; Al2(SO4)3
lemah	kuat	basa	CH3COONa; Na2CO3
lemah	lemah	bergantung Ka & Kb	CH3COONH4
lemah	lemah	bergantung Ka & Kb	CH3COONH4

Catatan:
Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak mengalami hidrolisis dan bersifat netral.

Di dalam air garam ini mengalami ionisasi sempurna   menjadi anion dan kation. Contoh : garam NaCl

NaCl(aq) Na⁺(aq) + Cl^-(aq)

Ion Na⁺ berasal dari asam kuat dan ion Cl^- berasal dari basa kuat sehingga keduanya tidak bereaksi dengan air.

    Na+(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi)
    Cl-(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi)

•      Jika di uji keasamannya dengan menggunakan kertas lakmus biru dan merah , maka warna lakmus biru tetap biru, lakmus merah. Dan larutan tetap bersifat netral (pH=7).

– Jenis garam yang terhidrolisis dalam air & sifatnya

Garam dari asam kuat dan basa lemah

 

·         Mengalami hidrolisis parsial /sebagian dan bersifat asam

•      Garam ini di dalam air terionisasi menghasilkan ion-ion. Kation berasal dari basa lemah terhidrolisis dan Anion berasal dari asam kuat tidak terhidrolisis, contoh: NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃

•      Contoh : garam NH₄Cl.

Dalam air, NH₄Cl. terionisasi sempurna membentuk ion Cl^-dan NH₄⁺

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^–

Kation (NH₄⁺) dari basa lemah akan terhidrolisis, sedangkan anion (Cl^-) yang berasal dari asam kuat, tidak bereaksi dengan air (tidak terhidrolisis) sehingga terjadi hidrolisis parsial.

Reaksi Hidrolisis adalah

NH₄ +(aq) +H₂O(aq) NH_3(aq) +H₃O ⁺_(aq)

Na ⁺_(aq) + H₂O_(l) (tidak ada reaksi)

Bersifat asam (pH<7 karena Hidrolisis menghasilkan ion H₃O ⁺).

Jika diuji keasamannya dengan menggunakan kertas lakmus biru , maka warna kertas akan berubah menjadi merah.

– Penentuan pH

Ø  Contoh larutan garam yang bersifat asam adalah NH ₄Cl, NH ₄Br, ( NH ₄) ₂ SO ₄.

Ø  Reaksi hidrolisis merupakan reaksi kesetimbangan. Meskipun hanya sedikit dari garam yang mengalami reaksi hidrolisis, tapi cukup untuk mengubah pH larutan.

Ø  Contoh : NH₄Cl NH₄ ⁺ + Cl ^–

Ø  reaksi hidrolisis sebagai berikut:

NH ₄ +(aq) +H₂O(l) NH 4OH(aq) + H ⁺(aq)

•      K_h= [NH₄OH][H⁺] /[NH₄⁺]

•      H₂O diabaikan karena H₂O konstan. NH₄OH selalu = [ H⁺] sehingga

K_h = K_W/K_b

•      Maka Untuk hidrolisis garam yang bersifat asam berlaku hubungan:

 atau

Ket :

Kh: harga tetapan hidrolisis

Kb: tetapan ionisasi basa lemah

Garam dari basa lemah dan basa kuat

Kw: tetapan kesetimbangan air

•      mengalami hidrolisis parsial dan bersifat Basa .

•      Garam ini terionisasi dalam air menghasilkan ion-ion. Kation berasal dari basa kuat dan Anion berasal dari asam lemah. Contoh: CH₃COONa, NaF, CH₃COOK, HCOOK

Contoh : garam CH₃COOBa

•      Dalam air, CH₃COONa terionisasi sempurna membentuk ion CH₃COO^-dan Ba⁺

CH₃COOBa CH₃COO^-(aq) + Ba⁺(aq)

•      Perhatikan reaksi hidrolisis yang terjadi pada garam diatas!

•      CH₃COO^- + H₂O                      CH₃COOH + OH^-

•      Ba⁺(aq) + H₂O(l) (tidak ada reaksi)

•      Adanya ion OH^-dalam hasil reaksi menunjukkan bahwa larutan garam di atas bersifat basa.

•      Ion Ba⁺ yang berasal dari basa kuat tidak bereaksi dengan air, artinya tidak mengalami hidrolisis.

•      Reaksi hidrolisis CH₃COO- dari garam CH₃COOBa

CH₃COO^- + H₂O                      CH₃COOH + OH^-

•      Konstanta hidrolisis yang dinotasikan dengan K_h

[CH₃COOH]selalu sama dengan [OH], maka

•      [OH^-]² = K_h x CH₃COO^-

CH₃COO^-= C_g

   

Garam dari asam lemah dan basa lemah

 

•      mengalami hidrolisis sempurna

•      Garam ini terionisasi dalam air menghasilkan ion-ion. Kation dan Anion keduanya berasal dari asam lemah dan basa lemah. Kedua ion tersebut mengalami hidrolisis sempurna. Garam yang termasuk jenis ini antara lain:CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃

•      CH₃COONH₄ dalam air akan terionisasi menjadi :

CH₃COONH₄ CH₃COO^- + NH₄⁺

•      Reaksi hidrolisis yang terjadi pada garam CH₃COONH₄

CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH + OH^-

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

•      Pada hasil reaksi terdapat ion OH^- dan H⁺. Jadi garam ini mungkin bersifat basa, asam, atau netral.

– PH larutan bergantung pada Ka asam lemah dan Kb basa lemah.

1. K_a > K_b, konsentrasi ion H⁺ lebih banyak dari ion OH^- sehingga garam bersifat asam(pH<7) .

2. K_a < K_b, konsentrasi ion H⁺ lebih sedikit dari ion OH^- sehingga garam bersifat basa (pH>7) .

3. K_a= K_b, konsentrasi ion H⁺ sama dengani ion OH^- sehingga garam bersifat netral (pH=7) .

– Penentuan pH

Ø  PH larutan garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah secara kuantitatif sukar dikaitkan dengan harga Ka dan Kb maupun dengan konsentrasi garam. pH larutan hanya dapat ditentukan secara tepat melalui pengukuran.

Ø  Untuk menentukan [H⁺] garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah tentukan dahulu hargaK_h.

   

KESETIMBANGAN KIMIA

J  Reaksi yang dapat berlangsung 2 arah : Reaksi dapat Balik

J  Apabila suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang.

J  Secara umum reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai : A  +  B C  +  D

Y  ADA 2 SISTEM KESETIMBANGAN :

1.      Kesetimbangan dalam sistem homogen

a.       Kesetimbangan dalam sistem gas-gas.

Contoh: 2SO₂(g) + O₂(g) 2SO₃(g)

b.      Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan

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

2.      Kesetimbangan dalam system Heterogen

a.       Kesetimbangan dalam sistem padat gas

Contoh: CaCO₃(s)   CaO(s) + CO₂(g)

b.       Kesetimbangan sistem padat larutan

 Contoh: BaSO₄(s)Ba₂⁺(aq) + SO₄^2- (aq)

c.       Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas

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

Y  HUKUM GULDBERG & WANGE (hukum kesetimbangan)

J  “Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali konsentrasi pereaksi yang sisa dimana masing-masing konsentrasi itu dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap.“

J  Untuk reaksi kesetimbangan:  a A + b B c C + d D

maka: Kc = (C)^c x (D)^d / (A)^a x (B)^b

K_c adalah konstanta kesetimbangan yang harganya tetap selama suhu tetap.

Y  HAL YANG HARUS DIPERHATIKAN

J  Jika zat-zat terdapat dalam kesetimbangan berbentuk padat dan gas yang dimasukkan dalam persamaan kesetimbangan hanya zat-zat yang berbentuk gas saja sebab konsentrasi zat padat adalah tetap dan nilainya telah terhitung dalam harga Kc itu.

Contoh: C(s) + CO₂(g) 2CO(g)

K_c = (CO)² / (CO₂)

J  Jika kesetimbangan antara zat padat dan larutan yang dimasukkan dalam perhitungan K_c hanya konsentrasi zat-zat yang larut saja.

Contoh: Zn(s) + Cu²⁺(aq)   Zn²⁺(aq) + Cu(s)

K_c = (Zn²⁺) / (CO²⁺)

J  Untuk kesetimbangan antara zat-zat dalam larutan jika pelarutnya tergolong salah satu reaktan atau hasil reaksinya maka konsentrasi dari pelarut itu tidak dimasukkan dalam perhitungan Kc.

Contoh: CH₃COO^-(aq) + H₂O(l)CH₃COOH(aq) + OH^-(aq)

K_c = (CH₃COOH) x (OH^-) / (CH₃COO^-)

Y  Azas Le Chatelier

J  Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya.

J  Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan.

J  Bagi reaksi: A  +  BC  +  D

Y  KEMUNGKINAN TERJADINYA PERGESERA

1.      Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A dan B berkurang, sedangkan C dan D bertambah.

2.      Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan D berkurang, sedangkan A dan B bertambah.

Y  FAKTOR-FAKTOR YANG DAPAT MENGGESER LETAK KESETIMBANGAN

a. Perubahan konsentrasi salah satu zat

b. Perubahan volume atau tekanan

c. Perubahan suhu

Y  PERUBAHAN KONSENTRASI SALAH SATU ZAT

J  Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut.

J  Contoh: 2SO₂(g) + O₂(g)  «   2SO₃(g)

- Bila pada sistem kesetimbangan ini ditambahkan gas SO₂, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.

- Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O₂, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

Y  PERUBAHAN VOLUME ATAU TEKANAN

J  Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan perubahan volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa pergeseran kesetimbangan.

J  Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien Reaksi Kecil.

J  Jika tekanan diperkecil = volume diperbesar, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien reaksi besar.

J  Pada sistem kesetimbangan dimana jumlah koefisien reaksi sebelah kiri = jumlah koefisien sebelah kanan, maka perubahan tekanan/volume tidak menggeser letak kesetimbangan.

J  Contoh : N₂(g) + 3H₂(g) 2NH₃(g)

-          Koefisien reaksi di kanan = 2 Koefisien reaksi di kiri = 4

-          Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (= volume diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.

-          Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (= volume diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

Y  PERUBAHAN SUHU

J  Menurut Van't Hoff:

-          Bila pada sistem kesetimbangan suhu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm).

-          Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm).

-          Contoh : 2NO(g) + O₂(g) 2NO₂(g) ; H = -216 kJ

Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.

Y  PENGARUH KATALISATOR TERHADAP KESETIMBANGAN

J  Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepat tercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan (harga tetapan kesetimbangan K_c tetap), hal ini disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke kanan dan ke kiri sama besar.

Y  HUBUNGAN ANTARA HARGA K_c DENGAN K_p

J  Untuk reaksi umum: a A(g) + b B(g)  c C(g) + d D(g)

J  Harga tetapan kesetimbangan:

K_c = [(C)^c . (D)^d] /[(A)^a . (B)^b]

K_p = (P_C^c x P_D^d) / (P_A^a x P_B^b)

dimana: P_A, P_B, P_C dan P_D merupakan tekanan parsial masing-masing gas A, B. C dan D.

J  Secara matematis, hubungan antara K_c dan K_p dapat diturunkan sebagai:

K_p = K_c (RT) ^Dn

dimana Dn adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah koefisien gas kiri).

J  Contoh : Jika diketahui reaksi kesetimbangan CO₂(g) + C(s) 2CO(g)

Pada suhu 300^o C, harga K_p= 16. Hitunglah tekanan parsial CO₂, jika tekanan total dalaun ruang 5 atm!

J  Jawab:

Misalkan tekanan parsial gas CO = x atm, maka tekanan parsial gas CO₂ = (5 - x) atm.

K_p = (PCO)² / PCO₂ = x² / (5 - x) = 16  ®   x = 4

Jadi tekanan parsial gas CO₂ = (5 - 4) = 1 atm

Y  Kesetimbangan Disosiasi

J  Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana.

J  Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.

J  2NH₃(g) N₂(g) + 3H₂(g)

J  besarnya nilai derajat disosiasi ():

= mol NH₃ yang terurai / mol NH₃ mula-mula

J  Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:

a = 0 berarti tidak terjadi penguraian

a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna

0 < a < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian)

J  Contoh : Dalam reaksi disosiasi N₂O₄ berdasarkan persamaan  N₂O₄(g)2NO₂(g)

banyaknya mol N₂O4 dan NO₂ pada keadaan setimbang adalah sama. Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?

J  Jawab :

Misalkan mol N₂O₄ mula-mula = a mol

mol N₂O₄ yang terurai = a n mol mol N₂O₄ sisa = a (1 - n) mol

mol NO₂ yang terbentuk = 2 x mol N₂O₄ yang terurai = 2 a n mol

Pada keadaan setimbang:

mol N₂O₄ sisa = mol NO₂ yang terbentuk

a(1 - n) = 2a n

1 - n = 2 n

 a = 1/3

STOIKIOMETRI

A.  Deskripsi Stoikiometri

•       Konsep Mol

•       Persamaan Kimia

B.  Aplikasi Stoikiometri dlm Perhitungan Kimia

•       Pengubahan Mol ke Gram dan  sebaliknya

•       Pengubahan Massa ke jumlah partikel

•       Rumus Empiris dan Rumus Molekul

•       Perhitungan mol dan massa Zat dalam Persamaan Kimia

•       Reaksi Pembatas

Deskripsi stoikiometri

merupakan bidang dalam ilmu kimia yang menyangkut hubungan kuantitatif antara zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia, baik sebagai pereaksi maupun sebagai hasil reaksi. menyangkut perbandingan atom antar unsur-unsur dalam suatu rumus kimia misalnya perbandingan atom H dan atom O dalam molekul H₂O.

Mengapa kita harus mempelajari STOIKIOMETRI ??????? ??????

1.    Karena mempelajari ilmu kimia tidak dapat dipisahkan dari percobaan dilaboratorium.

2.    Adakalanya di laboratorium kita harus mereaksikan sejumlah gram zat A untuk menghasilkan sejumlah gram zat B.

3.    Pertanyaan yang sering muncul adalah jika kita memiliki sejumlah gram zat A, berapa gramkah zat B yang akan dihasilkan? Untuk menjawab pertanyaan itu kita memerlukan stoikiometri.

A.  DESKRIPSI STOIKIOMETRI

· KONSEP MOL

1.    MOL AVOGADRO

Jika kita ingin membuat suatu zat kita harus mengetahui rumus kimia zat tersebut. Rumus kimia menunjukkan perbandingan atom unsur-unsur yang menyusun suatu zat. Perbandingan atom unsur-unsur dalam suatu rumus kimia ditunjukkan dengan angka yang bulat, dan bukan dengan angka pecahan.                                                        

1 atom C + 1 atom O → 1 molekul CO

Untuk membuat 1 lusin molekul CO, kita harus mengambil 1 lusin atom C dan 1 lusin atom O sesuai dengan perbandingan atom 1: 1.

Satuan Internasional (SI) mendefinisikan satuan dasar untuk jumlah zat kimia yang disebut mol.

      Tetapan Avogadro

Satu mol unsur atau senyawa memiliki jumlah partikel yang dinyatakan oleh rumus kimianya, yang sama dengan jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-12.

Jumlah atom pada 12 gram karbon-12 disebut tetapan Avogadro, dinyatakan dengan lambang L,  harga tetapan Avogadro diketahui sebanyak 6,022x10²³ .  Jumlah mol suatu zat berarti mengandung jumlah mol yang sama dari satuan rumus zat tersebut.

      Kesetaraan  Stoikiometri Unsur- Unsur dalam Satuan Rumus

Kesetaraan stoikiometri antara unsur-unsur dalam satuan rumus misalnya molekul, adalah perbandingan atom atau perbandingan mol dalam satuan rumus tersebut.

Kesetaraan dilambangkan dengan tanda ~.  Kesetaraan secara stoikiometri antar unsur-unsur dalam senyawa H₂O dapat digambarkan sebagai berikut : 1 mol molekul H₂O ~ 2 mol atom H, 1 mol molekul H₂O ~ 1 mol atom O, 1 mol atom O ~ 2 mol atom H.

2.    MOL MASSA

v  MASSA MOLAR

Satu mol unsur mempunyai massa yang besarnya sama dengan massa atom unsur tersebut dalam gram. Massa 1 mol zat disebut dengan massa molar. Berdasarkan definisi SI tentang mol, Tetapan Avogadro dari atom-atom karbon-12 akan diperoleh jika kita menimbang secara tepat 12 gram isotop    C-12. Karena karbon terdapat di alam dalam campuran dua isotop C-12 dan C-13 maka masanya merupakan massa rata-rata kedua isotop tersebut, yaitu sebesar 12,011 sma, sehingga sejumlah tetapan Avogadro atom C akan diperoleh jika kita mengambil 12,011 g karbon-12. Jadi, 1 mol karbon memiliki massa 12,011 g.

v  MASSA ATOM RELATIF

Massa atom unsur sebenarnya belum dapat diukur dengan alat penimbang massa atom, karena atom berukuran sangat kecil.  Massa atom relatif = Ar . Massa atom relatif unsur-unsur dapat dilihat dalam tabel massa atom relatif unsur atau Sistem Periodik Unsur  Ar H : 1, Ar O : 16, Ar C : 12.

v  MASSA MOLEKUL RELATIF

Pada dasarnya massa molekul relatif (M_r) adalah perbandingan massa rata-rata  satu molekul unsur atau senyawa

massa molekul relatif dapat dihitung dengan menjumlahkan massa atom relatif atom-atom pembentuk molekulnya.

 M_r = ∑A_r

Brapakah Mr NaOH ??

Ar Na :                 Ar O: 16      Ar H: 1

Cara menghitung Mr  =  1 x Ar Na +  1 x Ar O + 1x Ar H

                                    = 1 x           +  1 x 16     + 1 x 1

            Jadi Mr NaOH

·      PERSAMAAN REAKSI

Persamaan kimia juga menyatakan kesetaraan jumlah zat-zat yang bereaksi dan jumlah     zat-zat hasil reaksi dimana penulisan zat-zat tersebut menggunakan lambang unsur atau rumus kimia. Persamaan kimia penting peranannya dalam aplikasi stoikiometri dalam perhitungan kimia.

·        MENYETARAKAN KOEFISIEN PERSAMAAN KIMIA

       Menuliskan rumus kimia masing-masing zat dengan benar  Menyetarakan koefisien pada  

       rumus kimia zat-zat yang terlibat dalam reaksi sehingga diperoleh jumlah setiap jenis  

       atom  yang sama pada kedua sisi tanda panah reaksi. Hukum yang mendasari     

       penyetaraan persamaan kimia adalah hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan    

       tetap.

Hukum kekekalan massa

Dikemukakan oleh Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) ”Dalam suatu reaksi massa zat  sebelum dan sesudah reaksi adalah sama” dengan kata lain materi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan. Artinya selama reaksi terjadi tidak ada atom-atom pereaksi dan hasil reaksi yang hilang.

Hukum perbandingan tetap

Seorang ahli kimia Perancis, Joseph Louis Proust  (1754-1826 “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap ”.perbandingan massa hidrogen dengan oksigen dalam air adalah 1:8, tidak bergantung pada jumlah air yang dianalisis

Kesetaraan mol dalam persamaan kimia

Koefisien dalam persamaan kimia memberikan perbandingan mol zat-zat yang terlibat dalam reaksi. Contohnya:

                2H₂  + O₂  →   2H₂O

koefisien memberikan informasi bahwa untuk membuat 2 mol molekul H₂O dari 2 mol molekul H₂ kita membutuhkan 1 mol molekul O₂ .

B.  APLIKASI STOIKOMETRI  DALAM  PERHITUNGAN KIMIA

·      Pengubahan satuan dari mol ke gram

    Berapakah massa dari 0,5 mol oksigen (O₂) ?

    Mr O = 16 ,   maka 1 mol O₂ = (2 x 16 ) g O_{2 =} 32  ,      O₂ = 0,5 mol,      

    gram = n x Mr , 0,5 x 32 = 16 gram

·      Perubahan satuan gram ke mol

    Berapa mol silikon dalam 4,6 gram SI ?

    Ar Si = 28,   mol  = gram/ Ar , mol SI ? 4,6 / 28 = 0,164 mol Si

·      Pengubahan massa ke jumlah partikel

    Berapa jumlah atom dalam sampel Uranium dengan massa 1 g , massa atom uranium

     = 238,03.  Jumlah partikel,   1 mol U =  6,022 X 10²³  atom U ,

     1 x 238 = 6,022 x 10 ²³  atom U , gram U = 6,022 x 10 ²³ X 238 = 143,3 x 10²³

·         Rumus Empiris

Pada perbandingan 30 gr senyawa organik dihasilkan 44 g CO₂  dan 18 gr H₂O. Tentukan rumus empiris senyawa tersebut dan berapa RM nya jika Mr = 180

Jawab =

Senyawa organik 30 gr

44 gr CO₂  , 18 gr H₂O .

dit  : RE dan RM ?

jawab : n CO₂  = gr/ Mr = 44/44  = 1

            artinya mol atom C = I mol , gr C = 1 x 12 = 12 gram

                         n H_2­O  = gr/Mr  = 18/18 = 1

                              artinya mol atom H 2 x 1 = 2 mol.  Gr H = 2 x 1 = 2 gram

                              gram O  = senyawa organik – (massa atom C + massa ato H )

                                            =30 – (12 + 2), = 30 -14 = 16 gram.

                               Perbandingan mol = C:H:O

                                                            = 12/12 : 2/1 : 16/16

                                                            = 1: 2:1

                             RE (CH₂O)_{n ,}  RM = (RE)_n = Mr, (CH₂O)n = 180

                                                                                    (12 + 2 + 16) _n= 180

                                                                                    30 _n  = 180, n = 6

                            RE = (CH₂O)n , RM = C₆H₆O₆

·         Rumus Molekul

Rumus molekul adalah rumus senyawa kimia yang menunjukkan jenis dan banyaknya atom yang ada dalam suatu molekul, tapi bukan susunan atom-atomnya.

Rumus molekul merupakan kelipatan bulat (kelipatan satu, dua, tiga, empat, dan seterusnya) dari rumus empiris.

Oleh karena itu, rumus molekul suatu senyawa  dapat dituliskan sebagai (RE)_x, dengan RE sebagai rumus empiris dan x sebagai bilangan bulat. Rumus molekul senyawa baru dapat ditentukan apabila nilai x diketahui.

·         Cara menentukan rumus molekul.

                   Menentukan unsur yg terdapat dalam senyawa , menentukan % massa untuk  

                   unsur

       Menentukan rumus empirisnya , Menentukan Mr nya , Menentukan Rumus   

       Molekul berdasarkan Rumus Empiris dan Mr nya

·         Perhitungan mol zat dalam persamaan kimia

       Bila kita memiliki 2 mol Nitrogen (N₂) direaksikan dengan Hidrogen (H₂)

       secukupnya, berapa mol  Amonia (NH₃) akan dihasilkan?  Diketahui persamaan

       kimia   

        N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

2        mol N₂  ~ mol NH₃ , kesetaraan mol secara stoikeometri : 1 mol N₂ ~ 2 MOL                     

                    NH₃ , 1 mol molekul N₂    = 2 mol molekul NH_3, Maka 2 mol N₂       = 4 mol

                    molekul NH_3.  jadi 2 mol N₂           = 4 mol NH₃

        NH_{3 .}

·         Perhitungan massa zat dalam persamaan kimia

Berapa gram Klor (Cl₂) dapat dibuat dari penguraian 64 gram Emas(III) Klorida (AuCl₃), dengan persamaan kimia:

       2 AuCl₃ → 2 Au + 3 Cl₂   

DIK : gr AuCl_{3 = 64 gram.}  

Dit :   gr Cl₂

Jawab: persamaan reaksi :       2 AuCl₃ → 2 Au + 3 Cl₂   ,

Perbandinganmol=perbandingankoefisien 2:2:3

Mol AuCl_{3   =} gr/ Mr = 64/302 = 0,212

Mol CL₂  = 3/2 x 0,212  = 0,318 mol

gr Cl₂ = mol x Mr , 0,318 x 70 = 22, 26 gram.

·         Pereaksi pembatas

Pereaksi yang habis terlebih dahulu dinamakan pereaksi pembatas.

Contoh soal :

Hidrogen sianida dihasilkan melalui reaksi 2NH₃   +  3O₂ + 2CH₄  →  2HCN  + 6H₂O , Jika masing-masing direaksikan NH_3, O_2, CH_4,   sebanyak 150 gram.

Tentukan : a. Reaksi pembatas

                 b. massa HCN , H₂O

                 C. massa sisa masing-masing pereaksi

Jawab       : seterakan reaksi

                   Perbandingan mol = perbandingan reaksi.

                   n NH_{3 =}   gr/Mr 150 / 17 = 8,82 mol

                   n O₂  = gr/Mr = 150/32 = 4,68 mol

                 n CH₄ = gr/Mr = 150/16 = 9,37 mol.

a.       Persamaan reaksi 2NH₃   +  3O₂ + 2CH₄  →  2HCN  + 6H₂O

	2NH3	3O2	2CH4	2HCN	6H2O
Mula2x	8,82	4,68	9,37	-	-
Reaksi	2/3 x 4,68= 3,12	4,68	2/3 x 4,68= 3,12	2/3 x 4,68= 3,12	6/3 x 4,68= 9,36
sisa	5,70	0	3,12	3,12	9,36

b.      Massa HCN dan H₂O

gr HCN = mol x Mr , 3,12 x 27 = 84,24 gram

gr H₂O  = mol x Mr, 9,36 x 18 = 68,84 gram

c.      Massa Sisa NH_{3 DAN} CH₄

         gr NH₃   = mol x Mr , 5,70 x 17 = 96,9 gram

      gr CH_{4   =}  mol x Mr, 6,25 x 16 = 100 gram

STOIKIOMETRI GAS

Pada keadaan standar atau STP (Standard of Temperature and Pressure) yakni pada suhu 0^oC  dan tekanan 1 atm, setiap mol gas bervolume 22.4 liter (22.4 dm³) .

1.       Hukum-hukum Gas

    Hukum Boyle = hubungan antara V dan P  pada suhu tetap P1V1 = P2V2

      Hukum Charles Hubungan antara V dan T pada P tetap  =       V1/T1 = V2/T2

      HukumGay Lussac = Bila gas bereaksi (P dan T sama), V Gas merupakan bilangan bulat dan sederhana

 2 Vol H + 1 Vol 0                    2 Vol uap air

 2 H_{2  +}  O₂                                         2H₂O

        Hukum Avogadro = semua gas yang bervolume sama, bila di ukur pada suhu daN tekanan sama berisi jumlah molekul yang banyaknya sama.  I mol gas = 22,4 L

        Hukum gas Boyle = Gay lussac = Hubungan antara V, P, dan T.

       P1VI       =       P2V2

    T2                      T2

        Hukum Dalton = hukum Tekanan parsial

Tekanan keseluruhan suatu campuran gas didalam sebuah wadah, sama dengan jumlah P tiap gas.

P_tot = P₁ + P₂ + P₃ + ... + Pn

 P₁ =        

 P_tot = (n₁ + n₂ + n₃ + n ... )  RT      atau n_tot  RT

                                             

                                                 V                    V

 Terkadang hasil perhitungan hukum Boyle dan hukum charles tidak selalu cocok

 dengan kenyataan .

 misal : 1 mol H dalam keadaan standar mempunyai v = 22,4 L jika pada T tetap  

dan 100 atm yaitu : P1 x V1 = P2 x V2 , 1 X 22,4 = 100 X V2 , V2 = 0,224 L

2.   Persamaan Van Der Waals

       Meramalkan dengan tepat keadaan gas pada berbagai nilai perubah

      = (V – nb) = n.R.T

       Nilai a dan b tergantung pada gas yang bersangkutan.

3.       Molekul Relatif dan Rapatan Gas

       Salah satu penerapan gas ideal

        Mr = massa RT   

                            PV

        Densitas = gr         = m                     Mr = d. RT/P

                          L              v

      Rapatan = massa                             gr

                         V                                 L

         CONTOH SOAL :

         Untuk pernapasan penyelaman digunakan tengki berisi campuran oksigen dan

         nitrogen. Jika dalam tengki tersebut diisikan oksigen 46 L pada 25⁰  c 1 atm, dan            

         nitrogen sebanyak 12 liter pada suhu 25₀ c 1 atm, hitunglah tekanan masing-masing

         parsial gas. Jika v tengki 5 liter pada suhu 25⁰ c .

         jawab: P1V1 = P2V2,

                    P N₂ :  PIV1 = P2V2 , 1.12 = P2.5, 12=5P2, P2 = 12/5 = 2,4 ATM

                   P O₂ :  P1V1 = P2V2, 46 = 5P2, P2 = 46/5 = 9,2 ATM

                    P total : PN₂  + PO_{2 =}   2,4 + 9,2 = 11,6 ATM  

ASAM , BASA DAN HIDROLISIS GARAM

©Asam adalah zat/senyawa yang dalam air dapat melepaskan ion hidrogen (H⁺) atau ion hidronium (H3O⁺).

©Basa adalah zat/senyawa yang dalam air dapat melepaskan ion (OH^-).

§ Konsep Penting :

* Asam dan Basa Bronsted

 Asam Bronted dapat memberikan proton dan basa Bronsted dapat menerima proton, Untuk   setiap asam Bronsted terdapat basa Bronsed kojugat dan sebaliknya.

* Sifat Asam-Basa dari Air dan Skala pH.

Air bertindak sebagai asam Bronsted maupun sebagai basa Bronsted. Pada 25⁰C, konsentrasi ion H⁺ dan ion OH^- masing-masing 10^-7 M skala pH dibuat untuk menyatakan keasaman larutan-semangkin tinggi kosentrasi H⁺ dan semangkin tinggi keasaman.

* konstanta Ionisasi Asam dan Basa.

Asam kuat dan Basa kuat dianggap terionisasi sempurna. Kebanyakan asam lemah dan basa lemah hanya terionisasi sebagai. Konsentrasi dari asam, basa konjugat, dan ion H⁺ pada kesetimbangan dapat dihitung dari konstanta ionisasi asam, yang merupakan konstanta kesetimbangan untuk reaksi.

* Sifat Asam-Basa dari Garam dan oksida.

Banyak garam bereaksi dengan air dalam suatu proses yang dinamakan hidrolisis. Dari sifat kation dan anion yang ada dalam garam kita bisa memprediksi pH larutan yang dihasilkan. Kebanyakan oksida juga bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam atau basa.

* Asam dan Basa Lewis.

Satu definisi yang lebih umum mengenai asam dan basa ialah asam  merupakan zat yang dapat menerima sepasang electron dan basas ialah zat yang dapat memberikan sepasang eloktron. Semua asam dan basa Bronsted adalah asam dan basa lewis.

§ Sifat Asam-Basa dari Garam.

Garam ialah senyawa ionic yang terbentuk oleh reaksi antara asam dan basa. Garam ialah elektrolit kuat yang terurai sempurna dalam air dan dalam beberapa kasus bereaksi dengan air. Istilah hidrolisis garam

§ Contoh :

* Asam                     = - Kuat ® H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO^2- , Hd ® H⁺ + d^-

                                                                            - Lemah ® cH₃COOH

* Basan                     = - Kuat ® NaOH

                                                  - Lemah ® NH₄OH

            *Hidrolisis Garam  =

§ Rumus :

TIPE	RUMUS
Asam Kuat	pH® - Log [H+] [H+] = a x Ma
Basa Kuat	[OH-] = b x Mb pOH   = - log [OH-] pH      = pkw – Poh
Asam Lemah	[H+]    =  pH      = - log OH-
Basah Lemah	[H+]    =  pOH   = - log [OH-] pH      = PKw – pH

§Materi TAMBAHAN :

®Titrasi Asam-Basa

* Definisi
++ Titrasi adalah pengukuran suatu larutan dari suatu reaktan yang dibutuhkan untuk bereaksi sempurna dengan sejumlah reaktan tertentu lainnya.
++ Titrasi asam basa adalah reaksi penetralan.
++ Jika larutan bakunya asam disebut asidimetri dan jika larutan bakunya basa disebut alkalimetri.
Jenis-Jenis Titrasi Asam Basa
Titrasi asam basa terbagi menjadi 5 jenis yaitu :
1. Asam kuat - Basa kuat
2. Asam kuat - Basa lemah
3. Asam lemah - Basa kuat
4. Asam kuat - Garam dari asam lemah
5. Basa kuat - Garam dari basa lemah
Titrasi Asam Kuat - Basa Kuat
*Contoh :
- Asam kuat : HCl
- Basa kuat : NaOH
Persamaan Reaksi :
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Reaksi ionnya :
H+ + OH- → H2O

® Titrasi Asam Kuat - Basa Lemah
* contoh :
- Asam kuat : HCl
- Basa lemah : NH4OH
Persamaan Reaksi :
HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O
Reaksi ionnya :
H+ + NH4OH → H2O + NH4+

®Titrasi Asam Lemah - Basa Kuat
* contoh :
- Asam lemah : CH3COOH
- Basa kuat : NaOH
Persamaan Reaksi :
CH3COOH + NaOH → NaCH3COO + H2O
Reaksi ionnya :
H+ + OH- → H2O

® Titrasi Asam Kuat - Garam dari Asam Lemah
* contoh :
- Asam kuat : HCl
- Garam dari asam lemah : NH4BO2
Persamaan Reaksi :
HCl + NH4BO2 → HBO2 + NH4Cl
Reaksi ionnya :
H+ + BO2- → HBO2

® Titrasi Basa Kuat - Garam dari Basa Lemah
* contoh :
- Basa kuat : NaOH
- Garam dari basa lemah : CH3COONH4
Persamaan Reaksi :
NaOH + CH3COONH4 → CH3COONa + NH4OH
Reaksi ionnya :
OH- + NH4- → NH4OH
Cara Melakukan Titrasi Asam Basa
1. Zat penitrasi (titran) yang merupakan larutan baku dimasukkan ke dalam buret yang telah ditera
2. Zat yang dititrasi (titrat) ditempatkan pada wadah (gelas kimia atau erlenmeyer).Ditempatkan tepat dibawah buret berisi titran
3. Tambahkan indikator yang sesuai pada titrat, misalnya, indikator fenoftalien
4. Rangkai alat titrasi dengan baik. Buret harus berdiri tegak, wadah titrat tepat dibawah ujung buret, dan tempatkan sehelai kertas putih atau tissu putih di bawah wadah titrat
5. Atur titran yang keluar dari buret (titran dikeluarkan sedikit demi sedikit) sampai larutan di dalam gelas kimia menunjukkan perubahan warna dan diperoleh titik akhir titrasi. Hentikan titrasi !

®Kenapa saat indikator pp (fenolftalen) bereaksi dengan NaOH terjadi perubahan warna menjadi merah lembayung?

1. Itu menunjukkan bahwa larutan tersebut berada pada pH asam atau basa. Jadi, bukannya terjadi reaksi kimia, tapi indikator asam-basa (fenoftalen) menunjukkan bahwa suatu larutan bersifat asam atau basa. Indikator asam-basa seperti pp (fenoftalen) mempunyai warna tertentu pada trayek pH / rentang pH tertentu => yang ditunjukkan dengan perubahan warna indikator.
Kalau indikator pp, merupakan indikator yang menunjukkan pH basa, karena dia berada pada rentang pH antara 8,3 hingga 10,0 (dari tak berwarna – merah pink).
Kalau pada percobaan Anda ketika NaOH diberi fenoftalen, lalu warnanya berubah menjadi merah lembayung, maka trayek pH-nya mungkin sekitar 9-10

2. fenolftalen itu tidak beraksi…
cuma saat keadaan basa dia menjadi bewarna merah…
nah yang kamu lakukan adalah titrasi volumetrik asam- basah
jadi fenolftalen bisa digunakan sebagai indikator titrasi
dimana pada keadaan asam dia netral.. dan
pada akhir titrasi.. atau “pas” pada titik titrasi fenolftalen berwarna lembayung
kalau berwarna merah… artinya anda “kelewatan” titik akhir titrasinya.

®Reaksi Penetralan/Penggaraman Asam Basa

* Kata Kunci: asam lambung, larutan asam, obat-obatan

Dari televisi, Anda sering melihat iklan yang menggambarkan bagaimana efektifnya antasid (obat maag) dalam menetralkan asam lambung. Apa yang dikandung obat-obatan antasid tersebut? Ternyata obat-obatan tersebut mengandung basa, karena hanya basa yang dapat menetralkan pengaruh asam. Umumnya zat-zat dengan sifat yang berlawanan, seperti asam dan basa cenderung bereaksi satu sama lain. Reaksi asam dan basa merupakan pusat kimiawi sistem kehidupan, lingkungan, dan proses-proses industri yang penting. Bila larutan asam  direaksikan dengan larutan basa, maka sebagian dari ion H3O+ asam akan bereaksi dengan sebagian ion OH- basa membentuk air.

Karena air bersifat netral, maka reaksi asam dengan basa disebut reaksi penetralan. Persamaan diatas hanya memperhitungkan sebagian ion-ion yang ada dalam larutan. Apakah yang terjadi dengan ion negatif sisa asam dan ion positif sisa basa? Ion-ion ini akan bergabung membentuk senyawa ion yang disebut garam. Bila garam yang terbentuk itu mudah larut dalam air, maka ion-ionnya akan tetap ada dalam larutan. Tetapi jika garam itu sukar larut dalam air, maka ion-ionnya akan bergabung membentuk endapan.
Jadi reaksi asam dengan basa disebut juga penggaraman, karena:
Persamaan berikut menunjukkan apa yang terjadi pada semua ionion selama terjadi reaksi penetralan atau reaksi penggaraman.® NaCl adalah garam yang mudah larut dalam air. Jadi ion-ion Na+ dan Cl- tetap dalam larutan. Apabila larutan itu diuapkan akan di dapat kristal natrium klorida (NaCl). Untuk melihat proses pembentukan NaCl perhatikan Gambar 16 berikut.

® Tujuan dari titrasi adalah menentukan konsentrasi larutan seperti HCl, menggunakan larutan NaOH yang konsentrasinya tidak diketahui. Tahap-tahap titrasi berdasarkan Gambar 17, asumsikan masing-masing larutan 1 L (a). Kemudian mengambil 25 mL larutan HCl dengan
menggunakan pipet seukuran (pipet gondok) (b) dan memasukkan pada tabung erlenmeyer (c), ditambahkan 2 tetes indikator. Indikator menunjukkan reaksi dengan adanya perubahan warna, bila titik akhir telah dicapai. Titik akhir reaksi menunjukkan bahwa mol pereaksi sama dengan mol hasil reaksi. Hal ini menandakan bahwa titrasi telah selesai.

Larutan NaOH diletakkan dalam buret (d). Lalu proses titrasi dilakukan dengan cara membuka kran buret dan meneteskan setetes demi tetes (e). Jika telah terjadi perubahan warna berarti titik akhir telah tercapai. Jumlah mol HCl sama dengan jumlah mol NaOH dengan reaksi:
Selanjutnya kita dapat menghitung konsentrasi larutan HCl. Volume larutan NaOH dibaca dalam buret awal dan akhir titrasi. Lebih jelasnya perhatikan contoh soal berikut.
Contoh Soal 1
Hitung konsentrasi larutan HCl bila konsentrasi larutan NaOH 1,500 M, volume larutan HCl 25,00 mL, pembacaan buret awal adalah 1,42 mL, dan buret akhir 46,10 mL.
Penyelesaian Volume larutan NaOH adalah 46,10 mL – 1,42 mL = 44,68 mL, maka
jumlah mol NaOH =

® Asam Kuat dan Asam Lemah

Halaman ini menjelaskan istilah kuat dan lemah yang digunakan pada asam. Sebagai bagian dari penjelasan, halaman ini juga memberikan definisi dan menerangkan apa yang dimaksud dengan pH, K_a dan pK_a.

Adalah penting bahwa kamu jangan keliru memahami kata kuat dan lemah dengan istilah pekat dan encer.
Seperti yang akan anda lihat di bawah ini, kekuatan asam berhubungan dengan perbandingan asam yang dapat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion. Konsentrasi menjelaskan kepada anda mengenai seberapa banyak jumlah asam semula yang terlarut dalam air.
Adalah suatu kemungkinan yang sangat sempurna untuk memiliki larutan pekat dari asam lemah, atau larutan encer dari asam kuat.

© Asam kuat

* Penjelasan istilah "asam kuat"
Kita akan menggunakan definisi Bronsted-Lowry mengenai asam.
Ketika asam dilarutkan dalam air, sebuah proton (ion hidrogen) ditransferkan ke molekul air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan sebuah ion negatif tergantung pada asam yang anda pakai.
Reaksi tersebut reversibel, tetapi pada beberapa kasus, asam sangat baik pada saat memberikan ion hidrogen yang dapat kita fikirkan bahwa reaksi berjalan satu arah. Asam 100% terionisasi.
Sebagai contoh, ketika hidrogen klorida dilarutkan dalam air untuk menghasilkan hidrogen klorida, sangat sedikit sekali terjadi reaksi kebalikan yang dapat kita tulis:


Pada tiap saat, sebenarnya 100% hidrogen klorida akan bereaksi untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion klorida. Hidrogen klorida digambarkan sebagai asam kuat.
Asam kuat adalah asam yang terionisasi 100% dalam larutan.
Asam kuat lain yang biasa diperoleh adalah asam sulfat dan asam nitrat.
Anda barangkali menemukan suatu persamaan untuk ionisasi yang dituliskan melalui sebuah bentuk yang disederhanakan:


Persamaan ini menunjukkan hidrogen klorida terlarut dalam air yang terpisah untuk memberikan ion hidrogen dalam larutan dan ion klorida dalam larutan.
Versi ini sering digunakan dalam pekerjaan ini hanya untuk menjadikan sesuatu terlihat lebih mudah. Jika anda menggunakannya, harus diingat bahwa air memang benar-benar terlibat, dan ketika anda menuliskan H⁺_(aq) yang anda maksudkan sebenarnya adalah ion hidroksonium, H₃O⁺.
© Asam kuat dan pH
pH adalah ukuran konsentrasi ion hidrogen dalam larutan. Asam kuat seperti asam hidroklorida pada konsentrasi seperti yang sering anda gunakan di lab memiliki pH berkisar antara 0 sampai 1. pH yang lebih rendah, konsentrasi ion hidrogen lebih tinggi dalam larutan.
* Penentuan pH

* Penentuan pH asam kuat
Jika anda menentukan pH dari 0.1 mol dm^-3 asam klorida. Yang anda perlukan untuk melakukannya adalah menentukan konsentrasi ion hidrogen dalam larutan terlebih dahulu, dan kemudian mengubahnya menjadi bentuk pH dengan menggunakan kalkulator.
Dengan menggunakan asam kuat hal ini sangatlah mudah.
Asam hidroklorida adalah asam kuat – terionisasi 100%. Tiap mol HCl bereaksi dengan air untuk menghasilkan 1 mol ion hidrogen dan 1 mol ion klorida.
Hal ini berarti bahwa jika konsentrasi asam adalah 0.1 mol dm^-3, maka konsentrasi ion hidrogen juga 0.1 mol dm^-3.
Gunakan kalkulator untuk mengubahnya ke dalam bentuk pH. Kalkulator menginginkan untuk menekan 0.1, dam kemudian tekan tombol "log". Anda mungkin melakukannya dalam bentuk yang berbeda. anda harus menemukannya!
log₁₀ [0.1] = -1
Tetapi pH = – log₁₀ [0.1]
- (-1) = 1
pH asam adalah 1.

© Asam lemah

* Penjelasan istilah "asam lemah"
Asam lemah adalah salah satu yang tidak terionisasi seluruhnya ketika asam lemah tersebut dilarutkan dalam air.
Asam etanoat (asam asetat) adalah asam lemah yang khas. Asam etanoat bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion hidroksonium dan ion etanoat, tetapi reaksi kebalikannya lebih baik dibandingkan dengan reaksi ke arah depan. Ion bereaksi dengan sangat mudah untuk membentuk kembali asam dan air.

Pada setiap saat, hanya sekitar 1% molekul asam etanoat yang diubah ke dalam bentuk ion. Sisanya tetap sebagai molekul asam etanoat yang sederhana.
Sebagaian besar asam organik adalah asam lemah. Hidrogen fluorida (dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidrofluorida) adalah asam anorganik lemah.
Membandingkan kekuatan asam lemah
Posisi kesetimbangan reaksi antara asam dan air bervariasi antara asam lemah yang satu dengan asam lemah yang lainnya. Selanjutnya bergeser ke arah kiri, ke sisi asam yang lebih lemah.

      

Tetapan disosiasi asam, K_a
anda dapat memperoleh ukuran posisi kesetimbangan dengan menuliskan tetapan kesetimbangan untuk reaksi. Tetapan yang memiliki harga lebih rendah, kesetimbangan bergeser ke arah kiri.
Disosiasi (ionisasi) asam adalah contoh reaksi homogen. Semuanya berada pada fasa yang sama – pada kasus ini, pada larutan dalam air. Karena itu anda dapat menuliskan ungkapan yang sederhana untuk tetapan kesetimbangan, K_c.
Berikut adalah kesetimbangan lagi:


anda mungkin ingin menuliskan tetapan kesetimbangan dengan:

Akan tetapi, jika anda berfikir dengan lebih hati-hati, terdapat sesuatu hal yang ganjil.
Pada bagian bawah ungkapan, anda memiliki hubungan untuk konsentrasi air dalam larutan. Hal itu bukanlah suatu masalah – kecuali jumlah tersebut sangatlah besar untuk dibandingkan dengan jumlah yang lain.
Dalam 1 dm³ larutan, terdapat sekitar 55 mol air.

---

Catatan:  Berat 1 mol air adalah 18 g. 1 dm³ larutan mengandung kurang lebih 1000 g air. Dengan membagi angka 1000 dengan 18 diperoleh kurang lebih 55.

---

Jika anda memiliki asam lemah dengan konsentrasi sekitar 1 mol dm^-3, dan hanya sekitar 1% asam lemah tesebut bereaksi dengan air, jumlah mol air hanya turun sekitar 0.01. Dengan kata lain, jika asam adalah lemah maka konsentrasi air tetap.
Pada kasus tersebut, tidak terdapat batasan yang luas dalam memasukan hubungan konsentrasi air ke dalam ungkapan tersebut jika hubungan konsentrasi air itu merupakan suatu variabel. Malahan, tetapan kesetimbangan yang baru didefinisikan tanpa menyertakannya. Tetapan kesetimbangan yang baru ini disebut dengan K_a.

---

Catatan:  Istilah untuk konsentrasi air telah diabaikan. Apa yang terjadi adalah pernyataan pertama telah disusun untuk mnghasilkan K_c sebuah konstanta) yang menyatakan konsentrasi air (konstanta yang lain) pada bagian sebelah kiri. Hasil kali ionnya kemudian diberi nama K_a.

---

anda mungkin menemukan ungkapan K_a ditulis berbeda jika anda menuliskannya dari versi reaksi kesetimbangan yang disederhanakan:

Ungkapan ini mungkin ditulis dengan atau tanpa simbol yang menunjukkan keadaan.
Hal ini sebenarnya persis sama dengan ungkapan sebelumnya untuk K_a! Ingatlah bahwa meskipun kita sering menulis H⁺ untuk ion hidrogen dalam larutan, sebenarnya kita membicarakan ion hidroksonium.
Ungkapan K_a versi yang kedua tidak persis sama dengan ungkapan yang pertama, tetapi penguji anda mungkin akan menyetujuinya. Ketahuilah!
Untuk mengambil contoh tertentu, tetapan untuk disosiasi asam etanoat tepatnya ditulis sebagai:


Ungkapan K_a adalah:

Jika anda menggunakan kesetimbangan dengan versi yang lebih sederhana


ungkapan K_a adalah:

Tabel menunjukkan beberapa harga K_a untuk beberapa asam yang sederhana:

asam	Ka (mol dm-3)
asam hidrofluorida	5.6 x 10-4
asam metanoat	1.6 x 10-4
asam etanoat	1.7 x 10-5
hidrogen sulfida	8.9 x 10-8

Semuanya adalah asam lemah karena harga K_a sangat kecil. Asam-asam tersebut diurutkan seiring dengan penurunan kekuatan asam – harga K_a yang diperoleh lebih kecil seiring dengan menurunnya urutan pada tabel.
Meskipun demikian, jika anda sangat tidak menyukai bilangannya, bilangan tersebut tidaklah nyata. Karena bilangan terdiri dari dua bagian, terlalu banyak untuk membicarakannya dengan cepat!
Untuk menghindari hal ini, bilangan tersebut seringkali diubah ke dalam sesuatu yang baru, bentuk yang lebih mudah, disebut pK_a.
Pengantar untuk pK_a
pK_a memuat dengan tepat hubungan yang sama untuk K_a sebagaimana pH digunakan untuk menunjukkan konsentrasi ion hidrogen:

Jika anda menggunakan kalkuator anda pada seluruh harga K_a pada tabel di atas dan mengubahnya menjadi harga pK_a anda akan memperoleh:

asam	Ka (mol dm-3)	pKa
asam hidrofluorida	5.6 x 10-4	3.3
asam metanoat	1.6 x 10-4	3.8
asam etanoat	1.7 x 10-5	4.8
hidrogen sulfida	8.9 x 10-8	7.1

Dengan catatan bahwa asam yang lebih lemah, memiliki harga pK_a yang lebih besar. Sekarang sangat mudah untuk melihat bahwa kecenderungan mengarah pada asam yang lebih lemah seiring dengan menurunya posisi asam pada tabel.
ngatlah:

·         Harga pK_a lebih rendah, asam lebih kuat.

·         Harga pK_a lebih tinggi, asam lebih lemah.

·          

ASAM

adalah zat/senyawa yang dalam air dapat melepaskan ion hidrogen (H⁺) atau ion hidronium (H3O⁺).

Sifat asam :

• rasanya masam
• merusak/melarutkan logam (korosif)
• memerahkan kertas lakmus biru
• pH kurang dari 7

Contoh :

1. Asam Non-Oksi

Asam Klorida        :   HCl  --->  H⁺  +  Cl^-

Asam Bromida     :   HBr  --->  H⁺  +  Br^-

Asam Sianida       :   HCN --->  H⁺  +  CN^-

Asam Sulfida        :   H2S  --->  2 H⁺  +  S^2-

2. Asam Oksi

Asam Nitrat          :   HNO3  --->  H⁺  +  NO^3-

Asam Sulfat          :   H2SO4 --->  2 H⁺  +  SO4^2-

Asam Karbonat    :   H2CO3 --->  2 H⁺  CO3^2-

Asam Phospat      :   H3PO4  --->  3 H⁺  +  PO4^3-

3. Asam Organik

Asam Asetat          :   CH3COOH  --->   H⁺  +  CH3COO^- 

Asam Format         :   HCOOH   --->   H⁺  +  HCOO^-

Asam Oksalat         :   H2C2O4   --->  H⁺  +  C2O4^2-

BASA

adalah zat/senyawa yang dalam air dapat melepaskan ion (OH^-).

Sifat Basa  :

• rasanya pahit
• membakar (kaustik)
• licin seperti sabun
• membirukan kertas lakmus merah
• pH lebih dari 7

Contoh  :

Natrium Hidroksida           :   NaOH   --->   Na⁺  +  OH^-

Kalsium Hidroksida            :   Ca(OH)2   --->   Ca²⁺  +  2 OH^-

Ferro Hidroksida                 :   Fe(OH)2   --->   Fe²⁺  + 2 (OH)^-

(Besi (II) Hidroksida)

Ferri Oksida                          :   Fe(OH)3   --->   Fe³⁺  +  3 (OH)^-             

(Besi (III) Hidroksida)

Ammonium Hidroksida   :   NH4OH   --->   NH4⁺  +  OH^- 

contoh2 diatas adalah contoh zat yang digolongkan sebagai asam atau basa....tentu saja tidak mungkin ditampilkan semua ( karena terlalu banyak...)

® Tata nama dalam asam

pada prinsipnya  :   Hidrogen (H⁺)  +  Anion =  asam ; 

dengan nama  "Asam +  nama anion"

* keterangan           :

   banyaknya  Hidrogen (H⁺) dalam satu molekul = muatan anion pasangannya

Contoh                   :   

2 H⁺  +  SO4^2-  --->   H2SO4  ;  dengan nama Asam Sulfat

dalam contoh di atas dibutuhkan 2 ion hidrogen (H⁺) karena muatan SO4^2-  = -2 jadi agar total muatannya = 0 maka ion hidrogen yang muatannya = +1 dikalikan 2

® Tata nama dalam basa

pada prinsipnya  :   kation  +  Hidroksida (OH)  =  basa ; 

dengan nama "nama kation +  hidroksida"

* keterangan           :

banyaknya  Hidroksida (OH^-) dalam satu molekul = muatan anion pasangannya

Contoh                   :
Al³⁺  +  3 OH^-  --->   Al(OH)₃ ;  dengan nama Alumunium Hidroksida

karena muatan Al = +3 maka OH^- yang dibutuhkan untuk menjadikan muatan totalnya = 0 adalah -3, nilai -3 diperoleh dari OH^- sebanyak 3 buah.....karena muatan OH^- = -1 maka agar menjadi -3 perlu dikalikan 3

© ASAM / BASA LEMAH DAN KUAT

Kekuatan asam atau basa ditentukan oleh kemampuan senyawa tersebut untuk menghasilkan ion H⁺  (untuk asam) atau OH^- (untuk basa). semakin banyak ion H⁺  dan OH^- yang dihasilkan maka kekuatan asam atau basanya semakin kuat.

© ASAM KUAT DAN LEMAH

* Asam Kuat

merupakan elektrolit kuat, di dalam air akan terionisasi sempurna menjadi ion2 penyusunnya. asam kuat mempunyai derajad dissosiasi = 1. derajad dissosiasi dirumuskan  :

besar derajad dissosiasi = 1 menunjukkan semua zat yang direaksikan terurai menjadi ion2nya.

HnA   --->   n H⁺  +  A^n-

Keterangan  : 

n = jumlah ion H dalam molekul = muatan anionnya

* Asam Lemah

tidak seperti asam kuat, asam lemah digolongkan dalam elektrolit lemah.....hal ini karena tidak semua zat yang bereaksi terurai menjadi ion2nya namun hanya sebagian kecil saja. untuk menunjukkan besarnya zat yang terurai menggunakan derajad dissosiasi.

Jika kalian perhatikan reaksi umum dalam asam lemah sama saja dengan reaksi asam kuat....hanya saja reaksi dalam asam lemah berlangsung 2 arah, 

arah pertama = reaksi dari kiri ke kanan, terjadi peruraian zat asam menjadi ion2nya

arah kedua      = reaksi dari kanan ke kiri, terjadi penggabungan ion2 menjadi zat penyusunnya

kedua reaksi di atas terjadi terjadi bersamaan hingga konsentrasi zat asam dan hasil peruraiannya tidak berubah2 lagi. yang sering dikenal dengan titik setimbang / eqivalen. Saat terjadinya titik eqivalen inilah besarnya derajad dissosiasi dapat dicari. dan sebalikknya jika besarnya derajad dissosiasi diketahui maka jumlah ion H⁺  yang terbentuk dapa diketahui....

dari reaksi diatas dapat diketahui besarnya H⁺ yang terurai dipengaruhi oleh Konsentrasi asam (X), banyaknya ion H⁺ dalam satu senyawa dan derajad dissosiasi.

§      Tetapan Dissosiasi Asam (Ka)

Setelah kita mengenal istilah derajad dissosiasi selanjutnya kita bahas mengenai tetapan dissosiasi atau sering disebut sebagai Ka. Harga Ka diperoleh dari  :
HnA   --->   n H⁺  +  A^n-

* Contoh Asam Kuat dan Lemah

Asam Kuat  : HCl, H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄, HClO₄ dll

Asam Lemah : CH₃COOH, C₂H₅COOH, HCN, HCOOH, H₂C₂O₄, H₂S, H₂CO₃, HF dll dengan alasan jumlah dan variasi asam lemah jauh lebih banyak dari asam kuat maka asam kuat lebih diprioritaskan untuk dihafalkan..... suatu jika tidak tergolong dalam asam kuat maka tergolong dalam asam lemah.

® BASA KUAT DAN LEMAH

* Basa kuat

seperti halnya asam kuat....basa kuat merupakan elektrolit kuat, di dalam air akan terionisasi sempurna menjadi ion2 penyusunnya. sehingga besarnya derajad dissosiasi = 1 (semua zat yang direaksikan terurai menjadi ion2 penyusunnya)

* Basa Lemah

merupakan elektrolit lemah sehingga hanya terurai sebagian dan besarnya derajad dissosiasi diantara 0 sampai dengan 1.

® Tetapan Dissosiasi Basa (Kb)

* Contoh Basa Kuat dan Lemah

Basa Kuat : KOH, NaOH, Ca(OH)₂ dll

Basa Lemah : NH3 atau NH₄OH, Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₂ dll

dengan alasan yang sama dengan cara penghafalan dalam asam maka jenis basa yang dihafal diprioritaskan yang basa kuat....karena jumlah dan variasi basa lemah jauh lebih banyak. Jadi suatu basa jika tidak tergolong dalam basa kuat maka secara otomatis digolongkan sebagai basa lemah.

© Reaksi Asam dan Basa

*ReaksiPenetralan
Jika larutan asam san larutan basa direaksikan maka terjadi reaksi penetralan, yaitu reaksi yang saling meniadakan sifat asam dan basa yang menghasilkan garam dan air.

Contoh :

Asam   +   Basa   --->   Garam   +   Air

HnA   +   B(OH)m --->   BnAm   +   H2O

Asam Phospat direaksikan dengan Kalsium Hidroksida akan terjadi reaksi penetralan sebagai berikut :

H3PO4    +   Ca(OH)2   --->   ???

2. Reaksi Oksida Asam dan Oksida Basa

Oksida asam adalah oksida bukan logam yang saat bereaksi dengan air membentuk asam.

CO2   +   H2O   --->   H2CO3

SO2   +   H2O   --->   H2SO3

SO3   +   H2O   --->   H2SO4

N2O3  +  H2O   --->   2 HNO2

N2O5  +  H2O   --->   2 HNO3

P2O5   +  H2O   --->  2 H3PO4

Oksida asam akan bereaksi dengan larutan basa membentuk garam dan air

 CO2   +   2 NaOH   --->   Na2CO3   +   H2O

N2O5  +  Ca(OH)2 --->   Ca(NO3)2  +  H2O

Oksida basa adalah oksida logam yang saat bereaksi dengan air akan menghasilkan basa

Na2O   +   H2O     --->    2 NaOH
K2O     +     H2O     --->   2 KOH

CaO     +     H2O     --->   Ca(OH)2

Al2O3   +  3 H2O   --->    2 Al(OH)3

FeO     +     H2O     --->   Fe(OH)2

Fe2O3  +  3 H2O   --->    2 Fe(OH)3

Oksida basa akan bereaksi dengan larutan asam membentuk garam dan air

Na2O   +   H2SO4   --->   Na2SO4   +   H2O

Fe2O3   +   HNO3   --->   2 Fe(NO3)3   +  3 H2O

3. Reaksi yang menghasilkan Endapan

Untuk mengetahui suatu reaksi menghasilkan endapan atau tidak....ada dua cara. Cara pertama menggunakan tabel kelarutan (dengan menghitung nilai perbandingan Ksp dengan Qsp nya). Cara kedua dengan menghafalkan sifat pencampuran ion2 seperti contoh di bawah ini :

Contoh :

BaCl_2(aq) +  Na₂SO_4(aq)  --->   BaSO_4(s) + 2NaCl _(aq)

Reaksi Ion (larutan elektrolit terurai menjadi ion2nya dan yang mengendap tidak diuraikan)

Ba²⁺_(aq) + 2Cl^-_(aq) + 2Na⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq) ---> BaSO_4(s) + 2Na⁺_(aq) + 2Cl^-_(aq)

Reaksi ion bersihnya (ion2 yang sama di ruas kiri dan kanan dihilangkan)

Ba²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq) ---> BaSO_4(s)

3. Reaksi yang menghasilkan Gas

 a. Reaksi yang menghasilkan gas CO2 

CaCO_3(s) + 2HCl_(aq) ---> CaCl_2(s) + H₂O_(l)  + CO_2(g)

Na₂CO_3(s) + H₂SO_4(aq) ---> Na₂SO_4(aq) + H₂O_(l)  + CO_2(g)

Kedua reaksi di atas sebenarnya menghasilkan H₂CO₃ akan tetapi segera terurai menjadi H₂O_(l)  dan CO_2(g)

b. Reaksi yang menghasilkan gas NH3

NH₄Cl_(s) +  KOH_(aq) ---> KCl_(aq) +  H₂O_(l)  + NH_3(g)

reaksi di atas sebenarnya menghasilkan NH₄OH akan tetapi segera terurai menjadi H₂O_(l)  dan NH_3(g)

c. Reaksi yang menghasilkan gas H2S

FeS_(s) + H₂SO₄ ---> FeSO₄ + H₂S

4. Reaksi Logam dengan Asam Kuat

Logam + Asam Kuat  --->  Garam  +  gas Hidrogen

Ca_(s) + 2HCl_(aq) ---> CaCl_2(s) + H₂O_(g)

Na_(s) + H₂SO_4(aq) ---> Na₂SO_4(aq) + H_2(g)

Cu_(s) + H₂SO_4(aq) --->  tidak terjadi reaksi

Ingat!! deret kereaktifan logam ---> Unsur dalam deret yang di sebelah kanan   tidak bisa menggeser unsur yang di sebelah kirinya......

Li - K - Ba - Ca - Na - Mg - Al - Zn -Cr - Fe - Ni - Sn - Pb - (H) - Cu - Hg - Ag - Pt - Au

letak Cu berada di sebelah kanan H sehingga tidak dapat menggeser/menggantikannya......

© Hidrolisis Garam

1. Sifat larutan garam dan konsep hidrolisis
1. Sifat larutan garam
2. Konsep hidrolisis
3. Penjelasan dengan animasi flash

B. Menghitung pH larutan garam

1. Garam dari asam kuat dan basa kuat
2. Garam dari asam lemah dan basa kuat
3. Garam dari asam kuat dan basa lemah
4. Garam dari asam lemah dan basa lemah

1.      Sifat larutan garam

•         Garam merupakan senyawa ion, terdiri dari kation logam dan anion sisa asam

•         Setiap garam mempunyai komponen asam (anio, berasal dari suatu asam) dan komponen basa (kation, berasal dari suatu basa)

•         Garam NaCl : terdiri atas ion Na⁺ (yang  dianggap berasal dari NaOH), dan ion Cl^- (yang dianggap berasal dari HCl).  Dalam air terdapat sebagai  ion-ion terpisah

                        NaCl (aq)  à  Na⁺ (aq)  +  Cl^- (aq)

•         Garam (NH₄)₂ SO₄ : terdiri atas ion NH₄⁺ (berasal dari NH₃) dan ion SO₄^2- (berasal dari H₂SO₄)

                        (NH₄)₂ SO₄(aq)  à  2NH₄⁺(aq)   +   Cl^- (aq)

Dari percobaan diketahui sifat larutan garam sebagai berikut :

•                     Garam dari asam kuat dan basa kuat bersifat           netral

•                     Garam dari asam lemah dan basa kuat bersifat basa

•                     Garam dari asam kuat dan basa lemah bersifat asam

•                     Garam dari asam lemah dan basa lemah bergantung harga Ka dan Kb

Ka > Kb : bersifat asam

Ka < Kb : bersifat basa

Ka = Kb : bersifat netral

2.       Konsep hidrolisis

•         Hidrolisis merupakan istilah yang umum digunakan untuk menyatakan reaksi suatu zat dengan air

•         Berasal dari kata hydro (air) dan lysis (peruraian)

•         Suatu garam terhidrolisis berarti komponen garam (anion-kation) yang berasal dari asam lemah/basa lemah bereaksi dengan air

•         Hidrolisis anion menghasilkan ion OH^-, sedangkan hidrolisis kation menghasilkan ion H⁺ (ion H₃O⁺)

•         Merupakan reaksi asam basa Bronsted-Lowry

•         Komponen garam dari asam kuat/basa kuat merupakan asam/basa konjugasi yang sangat lemah, dan tidak dapat bereaksi dengan air

•         Komponen garam dari asam kuat/basa lemah merupakan asam/basa konjugasi yang kuat, dan dapat bereaksi dengan air (terhidrolisis)

•         Air dapat bertindak sebagai asam ataupun basa

•         c. Garam dari asam lemah dan basa lemah (hidrolisis total)

•                     CH₃COONH₄ (aq)  à  NH₄⁺ (aq)  +  CH₃COO^- (aq)

•                     NH₄⁺ (aq)  +  H₂O (l)  à NH₃ (aq)  +  H₃O⁺ (aq)

•                     CH₃COO^- (aq) + H₂O (l)  à CH₃COOH (aq) + OH^- (aq)

•                     Sifat larutan bergantung pada kekuatan relatif asam dan basa yang bersangkutan :

•                     Ka > Kb berarti lebih banyak anion terhidrolisis, lebih banyak ion hidroksida dihasilkan sehingga larutan bersifat basa

•                     Ka < Kb berarti lebih banyak kation yang terhidrolisis, lebih banyak ion hidronium (H3O+) dihasilkan, larutan bersifat asam

•                     Ka = Kb berarti ion hidoksida dan ion hidroniumyang dihaslkan sama banyak, larutan bersifat netral

B.      Menghitung pH larutan garam

      Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat

ü  baik anion maupun kation tidak bereaksi dengan air, sehingga ion H+ dan ionOH- hanya berasal dari peruraia air.  Larutan bersifat netral, pH = 7

      Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat

ü  Anion terhidrolisis

ü  Larutan bersifat basa

ü  Pelajari bagaimana cara penurunan dari rumus di samping