STOIKIOMETRI I. HUKUM DASAR ILMU KIMIA a. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier) “Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama”. Contoh: S + O 2 → SO 2 2 gr 32 gr 64 gr b. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust) “Perbandingan massa unsur dalam tiap senyawa adalah tetap” Contoh: H 2 O → massa H : massa O = 2 : 16 = 1 : 8 c. Hukum Perbandingan Berganda (Hukum Dalton) “Jika dua unsur dapat membentuk dua senyawa atau lebih, dan massa salah satu unsur sama, perbandingan massa unsur kedua berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana”. Contoh: – Unsur N dan O dapat membentuk senyawa NO dan NO 2 – Dalam senyawa NO, massa N = massa O = 14 : 16 – Dalam senyawa NO 2 , massa N = massa O = 14 : 32 – Perbandingan massa N pada NO dan NO 2 sama maka perbandingan massa O = 16 : 32 = 1 : 2 d. Hukum Gas Ideal Untuk gas ideal atau suatu gas yang dianggap ideal berlaku rumus : PV = n RT Keterangan: P = tekanan (atmosfir) V = volume (liter) n = mol = gram/Mr R = tetapan gas (lt.atm/mol.K) T = suhu (Kelvin) Dari rumus tersebut dapat diperoleh : II. MASSA ATOM RELATIF DAN MASSA MOLEKUL RELATIF
III. KONSEP MOL a. Dalam ilmu kimia satuan jumlah yang digunakan adalah mol b. satu mol adalah sejumlah zat yang mengandung 6,02 x 10^23 partikel Hubungan Mol dengan jumlah partikel Jumlah Partikel = mol x 6,02 x 10^23 mol = Jumlah partikel / 6,02 x 10^23 Hubungan Mol dengan Massa Untuk unsur :
mol = gram / Ar
gram = mol x Ar
Untuk senyawa :
mol = gram/Mr
gram = mol x Mr
Hubungan Mol dengan Volume Gas Setiap satu mol gas apa saja keadaan standard (0oC, 1 atm) mempunyai volume : 22, 4 liter.
Volume gas = mol x 22,4
mol = Volume / 22,4
Hubungan mol, jumlah partikel dan hubungan gas dapat digambarkan dalam bentuk diagram sebagai berikut :
IV. PERSAMAAN REAKSI Suatu reaksi benar jika memenuhi : • Hukum kekekalan massa • Hukum kekekalan muatan Untuk memenuhi kedua hukum tersebut, koefisien reaksi harus disetarakan. Dalam suatu reaksi, koefisien reaksi menyatakan : Perbandingan mol atau untuk fase gas juga menyatakan perbandingan volume.
Keterangan : Berat = mol x Mr (atau Ar) Jumlah partikel = mol x 6,02 x 10^23 Volume (0oC , 1 atm) = mol x 22,5 L V. RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL Rumus Empiris : rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa. Rumus Molekul : rumus yang menyatakan jumlah atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa.
KESETIMBANGAN KIMIA Kesetimbangan kimia merupakan keadaan reaksi bolak-balik dimana laju reaksi reaktan dan produk sama dan konsentrasi keduanya tetap. Kesetimbangan kimia hanya terjadi pada reaksi bolak-balik dimana laju terbentuknya reaktan sama dengan laju terbentuknya produk. Kesetimbangan kimia bersifat dinamis sehingga juga sering disebut kesetimbangan dinamis. Kesetimbangan dinamis adalah suatu reaksi bolak-balik pada saat keadaan konsentrasi tetap tapi sebenarnya tetap terjadi reaksi (terus-menerus). Kesetimbangan dinamis tidak terjadi secara makroskopis melainkan secara mikroskopis (partikel zat). Berikut penjelasan tentang kesetimbangan kimia. ads Pembahasan Kesetimbangan Kimia Lengkap Pengertian Kesetimbangan Kimia Seperti yang diuraikan di atas bahwa pengertian kesetimbangan kimia adalah keadaan reaksi bolak-balik dimana laju reaksi reaktan dan produk sama dan konsentrasi keduanya tetap. Kesetimbangan kimia hanya terjadi pada reaksi bolak-balik dimana laju terbentuknya reaktan sama dengan laju terbentuknya produk. Reaksi akan terjadi terus menerus secara mikroskopis sehingga disebut kesetimbangan dinamis. Ciri-ciri Keadaan Setimbang Ciri-ciri keadaan suatu reaksi bolak-balik dikatan setimbang sebagai berikut.
Terjadi dalam wadah tertutup, pada suhu dan tekanan tetap.
Reaksinya berlangsung terus-menerus (dinamis) dalam dua arah yang berlawanan.
Laju reaksi ke reaktan sama dengan laju reaksi ke produk.
Konsentrasi produk dan reaktan tetap.
Terjadi secara mikroskopis pada tingkat partikel zat.
Pergeseran Kesetimbangan Kimia Pergeseran kesetimbangan kimia dipengaruhi beberapa faktor, diantaranya konsentrasi zat, temperatur, dan tekanan atau volume. Berikut ulasan lengkapnya. Pengaruh Konsentrasi Zat terhadap kesetimbangan kimia Jika konsentrasi salah satu zat ditambah, maka reaksi kesetimbangan akan bergeser dari arah (menjauhi) zat yang ditambah konsentrasinya.
Jika konsentrasi salah satu zat dikurangi, maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah zat dikurangi konsentrasinya.
Contoh : Pada persamaan reaksi berikut. N2(g)+ 3H2(g)
<==> 2NH3(g) H = -92 kJ
Apabila konsentrasi N2 ditambah maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kanan, karena bila konsentrasi zat ditambah maka reaksi kesetimbangan akan bergeser dari arah yang ditambah konsentrasinya.
Apabila konsentrasi N2 dikurangi maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kiri, karena bila konsentrasi zat dikurangi maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah yang ditambah konsentrasinya. Pengaruh Tekanan dan Volume terhadap kesetimbangan kimia Apabila tekanan pada sistem ditambah/volume diperkecil maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih kecil.
Apabila tekanan pada sistem diperkecil/volume ditambah maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih besar. "Tekanan dan Volume berbanding terbalik" Contoh : Pada persamaan reaksi berikut N2(g)+ 3H2(g) <==> 2NH3(g) H = -92 kJ
Jumlah mol reaktan = 1 + 3 = 4 Jumlah mol produk = 2
Apabila tekanan pada sistem ditambah maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kanan, karena jika tekanan ditambah maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih kecil yakni 2.
Apabila volume pada sistem dikurangi maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kanan, karena jika volume sistem dikurangi maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih kecil yakni 2.
Apabila tekanan pada sistem dikurangi maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kiri, karena jika tekanan ditambah maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih besar yakni 4.
Apabila volume pada sistem ditambah maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kiri, karena jika volume sistem ditambah maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah molekul yang lebih besar yakni 4. Pengaruh Temperatur terhadap kesetimbangan kimia Apabila temperatur sistem dinaikkan maka reaksi kesetimbangan bergeser ke arah reaksi yang membutuhkan kalor (endoterm).
Apabila temperatur sistem dikurangi maka rekasi kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang melepaskan kalor (eksoterm).
Contoh : Pada persamaan reaksi [A] + [B] <==> [C] H = -X
[C] merupakan reaksi eksoterm (melepaskan kalor) dan [A] + [B] merupakan reaksi endoterm (membutuhkan kalor).
Apabila temperatur dinaikkan maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kiri karena jika temperatur sistem dinaikkan maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang membutuhkan kalor (endoterm). Apabila temperatur diturunkan maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke kanan karena jika temperatur sistem dinaikkan maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi yang melepaskan kalor (eksoterm). Hukum Kesetimbangan Kimia Hukum kesetimbangan kimia atau tetapan kestimbangan adalah perbandingan dari hasil kali konsentrasi produk berpangkat kofisiennya masing-masing dengan konsentrasi reaktan berpangkat kofisiennya masing-masing. Tetapan kestimbangan biasa disimbolkan dengan "K" atau "Kc" Rumus Umum Kesetimbangan Kimia Persamaan atau rumus umum kesetimbangan kimia yaitu,
Kesetimbangan Heterogen Pada kesetimbangan heterogen bantuk zat-zat yang terlibat dalam reaksi tidak sama, sehingga yang diambil untuk menentukan tetapan kesetimbangan adalah konsentrasi zat yang tetapan kesetimbangannya dipengaruhi yakni larutan dan gas. Kesetimbangan Homogen Pada kesetimbangan heterogen bantuk zat-zat yang terlibat dalam reaksi sama, sehingga seluruh konsentrasi zat digunakan untuk menentukan tetapan kesetimbangan. Namun yang perlu diingat, bahwa yang dipengaruhi tetapan kesetimbangan hanya bentuk gas dan larutan saja.
Tetapan Kesetimbangan Parsial Tetapan kesetimbangan parsial adalah perbandingan dari hasil kali tekanan pasrsial produk berpangkat kofisiennya masing-masing dengan tekanan pasrsial reaktan berpangkat kofisiennya masing-masing. Tetapan kestimbangan parsial disimbolkan "Kp".
Ket : p = tekanan parsial
Ket : pX = tekanan parsial yang dicari nX = mol dari zat yang dicari tekanan parsialnya En = total mol sistem Ep = total tekanan parsial sistem Contoh Soal Sebanyak 6 mol NH3 dipanaskan hingga menjadi N2 dan H2. Pada saat kesetimbangan tercapai tersisa 2 mol NH3 . Jika tekanan total campuran gas adalah 10 atm makan tentukanlah harga Kp. Jawaban Dari persoalan kita dapat temukan data sebagai berikut.
Total mol dalam sistem
Mancari tekanan parsial pada setiap zat dengan persamaan
Sehingga didapatkan pNH3 = 2 atm, pN2 = 2 atm, dan pH2 = 6atm
Hubungan Kesetimbangan Tekanan Parsial dengan Tetapan Kesetimbangan Hubungan antara tetapan kesetimbangan parsial dengan tekanan kesetimbangan dinyatakan dengan persamaan :
Ket : R = kostanta gas T = Suhu p,q,m, dan n = kofisien dari zat yang bereaksi. Derajat Disosiasi Derajat disosiasi adalah nilai yang digunakan untuk mengetahui berapa bagian zat yang terdisosiasi. Persamaan derajat disosiasi yakni
Arti Tetapan Kesetimbangan Tetapan kesetimbangan dapat digunakan untuk beberapa fungsi antara lain Memberi petunjuk tentang posisi kesetimbangan
Pada reaksi kesetimbangan, Kc dan Kp merupakan perbadingan konsentrasi atau tekanan parsial dari zat hasil reaksi (produk) dengan zat peraksi (reaktan) dalam keadaaan setimbang.
-Jika nilai Kc atau Kp besar menunjukkan bahwa reaksi tekanan berlangsung sempurna atau hampir sembpurna. -Jika nilai Kc atau Kp kecil menunjukkan bahwa reaksi tekanan berlangsung sedikit.
Meramalkan arah reaksi
Apabila ke dalam persamaan tetapan kesetimbangan zat-zat hasil reaksi yag dimasukkan bukan merupakan keadaan setimbang maka harga diperoleh disebut quotion reaksi (Qc). Qc merupakan perbandingan konsentrasi-konsentrasi yang bentuknya sama dengan persamaan Kc dengan ketentuan sebagai berikut. - Jika Qc < Kc maka reaksi akan berlangsung dari kiri ke kanan sampai terjadi keadaan setimbang. - Jika Qc > Kc maka reaksi akan berlangsung dari kanan ke kiri sampai terjadi keadaan setimbang. - Jika Qc = Kc maka terjadi keadaan setimbang. TERMOKIMIA A. Hukum Termokimia
Azas kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan tetapi energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain.
Jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan dengan energi dalam (E).
Jika sistem menyerap kalor, maka E > 0 sedangkan jika sistem membebaskan kalor, maka E<0
Hubungan antara energi dalam. kalor dan keda diumuskan dalam hukum termodinamika. o ΔE = q + W
Keterangan: ΔE = perubahan energi dalam q
= jumlah kalor yang diserap atau dilepas sistem
q
=+ jika sistem menyerap / menerima kalor
q
= – jika sistem melepaskan kalor
w
= jumlah kalor yang diterima/dRakukan sistem
w
=+ jika sistem menerima kera
w
= – jika sistem melakukan kerja
B. Sistem dan Lingkungan
Sistem adalah sejumlah zat atau campuran yang di pelajari sifat-sifat dan perilakunya (bagian dari alam semesta yang sedang jadi pusat perhatian). Sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem.
Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertuakaran materi dan energi.
C. Reaksi Ekeoterm dan Endoterm Tabel 7.1 Perbedaan Reaksi Eksotem dan Endoterm
D. Entalpi Reaksi Perubahan entalpi (ΔH) diukur pada keadaan standar yaitu perubahan entalpi diukur pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm yang disebut dengan perubahan entalpi standar (Ho). Persamaan reaksi yang mengikutsertakan H reaksi disebut persamaan termokimia, contohnya: 2 H2 + O2 → H2O H= -404 kJ/mol Artinya: 2 mol gas H2, bereaksi dengan 1 mol gas O2, menghasilkan 2 mol H2O dengan melepas kalor sebesar 404 kl/mol.
E. Perubahan Entalpi Reaksi standar 1. Entalpi Pembentukan Standar (Hof) Merupakan kalor reaksi yang diperlukan atau dilepaskan pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada keadaan standar. H2 + 1/2 O2 → H2O H= -285,8 kJ/mol Artinya: 1 mol gas H2 bereaksi dengan 1/2 mol gas O2 menghasilkan 1 mol H2O dengan melepas kalor sebesar 285,8 kJ/mol 2. Entalpi Penguraian Standar (Hod) Merupakan kalor yang dilepaskan atau diserap pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsurunsurnya pada keadaan standar. Contoh: H2O → H2 + 1/2 O2 H = +285,8 kJ/mol Artinya: Untuk menguraikan 1 mol H2O menjadi 1 mol gas H2 dan mol gas O2 dibutuhkan kalor sebesar 285,8 kJ/mol. 3. Entalpi Pembakaran Standar (Hoc) Merupakan kalor yang dilepaskan pada pembakaran 1 mol zat pada keadaan standar. Pada reaksi pembakaran selalu dihasilkan gas CO2 dan H2O yang dikenal juga dengan pembakaran sempurna. Sedangkan pembakaran tidak sempurna menghasilkan gas CO2 dan H2O. 4. Entalpi Pelarutan Standar (Hos) Merupakan kalor yang dilepaskan atau diserap pada pelarutan 1 mol senyawa pada keadaan standar. F. Kalorimeter Kalorimeter adalah alat yang mengukur kalor yang dilepas ataupun diserap sistem. Pada kalorimeter tidak terjadi perpindahan kalor antara sistem dan lingkungan sehingga berlaku: Qreaksi = -(Qsistem + Qkalorimeter)
Jumlah kalor yang diserap (ditandai dengan suhu yang turun) atau dibebaskan (ditandai dengan suhu naik) larutan dapat ditemukan dengan pengukur perubahan suhunya. Jumlah kalor yang yang diserap atau dibebaskan dapat dirumuskan: Q = m.c.ΔT Keterangan: Q = kalor yang diserap/dibebaskan (Joule) m = massa zat (gr) C = kalor jenis (J/groC) Δt = perubahan suhu (t2 – t1) oC G. Hukum Hess “Kalor reaksi yang dibebaskan ataupun yang diserap tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi” Artinya perubahan entalpi suatu reaksi tetap sama baik berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap. Skema dari hukum Hess:
H. Entalpi Reaksi Berdasarkan Data Perubahan p A+ q B → r C + s D ΔHreaksi = ΔHofhasil – ΔHof pereaksi ΔHreaksi = (r.ΔHofC + s.ΔHofD) – (p.ΔHofA + q.ΔHofB) I. Energi Ikatan Energi Ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol senyawa dalam keadaan gas menjadi atom atom gas. Secara Umum :
ΔHreaksi = ΔHofpereaksi – ΔHofhasil
