Go - blog

Selasa, 22 Maret 2011

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

Kemudian teori ini lebih dikenal sebagai teori asam basa Bronsted-Lowry sebagai penghargaan bagi mereka berdua. Konsep asam basa Bronsted-Lowry tidak menentang konsep asam-basa Arrhenius akan tetapi bisa dikatakan sebagai perluasan dari konsep tersebut.

Ion hidroksida dalam konsep Arrhenius tetap menjadi basa dalam konsep Bronsted-Lowry disebabkan ion hidroksida dapat menerima H+ (aseptor proton) untuk membentuk H2O.

Contoh:

HCl dan HNO3 adalah asam Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini mampu memberikan ion H+ (proton H+) kepada air dengan reaksi sebagai berikut:

HCl(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)
HNO3(aq) + H2O ->H3O+(aq) + NO3-(aq)

NH3 dan ion OH- adalah basa menurut Bronsted-Lowry disebabkan kedua spesies ini adalah aseptor proton. NH3 dapat bereaksi dengan air untuk membentuk NH4+ dan OH- dapat bereaksi dengan H+ membentuk air.

NH3(g) + H2O(l) -> NH4+(aq) + OH-(aq)
OH-(aq) + H+(aq) -> H2O(l)

Salah satu keunngulan teori asam-basa Bronsted-Lowry adalah konsep ini bisa menjelaskan mengenai sifat asam basa reaksi yang reversible. Contoh jenis reaksi ini adalah reaksi disosiasi asam lemah CH3COOH.

CH3COOH(aq) + H2O

H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

Sekarang perhatikan reaksi yang hanya berjalan ke kanan

CH3COOH(aq) + H2O(l) -> H3O+(aq) + CH3COO-(aq)

CH3COOH adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada H2O
H2O adalah basa sebab spesies ini menerima proton dari CH3COOH

Sedangkan untuk reaksi kebalikkannya

H3O+(aq) + CH3COO-(aq) -> CH3COOH(aq) + H2O(l)

H3O+ adalah asam sebab spesies ini mendonorkan proton pada CH3COO-
CH3COO- adalah basa sebab spesies ini menerima proton pada H3O+

Artinya reaksi reversible dari asam lemah diatas memiliki 2 asam dan 2 basa yang saling berpasangan yang kita sebut sebagai pasangan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Artinya CH3COOH adalah asam konjugasi dari CH3COO- atau CH3COO- adalah basa konjugasi dari CH3COOH. Keduanya berpasangan sehingga dinamakan asam basa konjugasi Bronsted-Lowry.

Cara mudah mengingat asam basa konjugasi Bronsted-Lowry adalah sebagai berikut:

Untuk membuat asam konjugasi Bronsted-Lowry maka tabahkan satu H+ pada spesies yang ditanyakan, sedangkan untuk membuat basa konjugasi dari Bronsted-Lowry maka tinggal ambil satu H+ dari spesies yang ditanyakan.

H2SO4 basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H+) adalah HSO4-
HNO3 basa konjugasinya (tinggal ambil 1 H+) adalah NO3-
PO43- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H+) adalah HPO42-
Cl- asam konjugasinya (tinggal tambah 1 H+) HCl

Oh ya teorivasam-basa Bronsted-Lowry ini ada kelemahannya juga yaitu dia tidak bisa menjelaskan reaksi asam basa yang tidak melibatkan transfer proton (H+) seperti reaksi berikut;

Fe2+(aq) + 6H2O(l) -> Fe(H2O)62+(aq)
AgCl(s) + NH3(aq) -> Ag(NH3)Cl(aq)

Dua reaksi diatas adalah contoh sebagian kecil reaksi asam basa yang tidak bisa dijelaskan lewat konsep asam basa Bronsted-Lowry akan tetapi dapat dijelaskan dengan menggunakan teori asam-basa Lewis.

Incoming search terms:

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.

Teori asam basa Lewis mencakup pengertian yang lebih luas dibandingkan definisi asam basa Arrhenius dan Bronsted-Lowry. Konsep asam basa Bronsted-Lowry dengan Lewis adalah berbeda akan tetapi kedua konsep ini saling melengkapi. Basa Lewis adalah basa Bronsted-Lowry juga disebabkan dapat mendonorkan pasangan elektron bebasnya, akan tetapi asam Lewis belum tentu menjadi asam Bronsted-Lowry disebabkan asam Bronsted-Lowry adalah donor proton sedangkan asam Lewis adalah acceptor elektron. Spesies apapun yang dapat menjadi aseptor pasangan elektron bebas bisa disebut sebagai asam lewis.

Basa Lewis

Perlu diingat bahwa basa Lewis adalah donor pasangan elektron bebas, spesies berupa molekul atau ion yang memiliki tendensi untuk mendonorkan pasangan elektron bebasnya maka digolongkan dalam basa Lewis. Contoh basa Lewis adalah ion halide ( Cl-, F-, Br- dan I-), ammonia, ion hidroksida, molekul air, senyawa yang mengandung N, O, atau S, senyawa golongan eter, ketone, molekul CO2 dan lain-lain. Gambar dibawah menunjukkan basa Lewis dengan pasangan elektron bebasnya.

Asam Lewis

Asam Lewis adalah aseptor pasangan elektron bebas. Contoh asam lewis adalah H+, B2H6, BF3, AlF3, ion logam transisi yang bisa mebentuk ion kompleks seperti Fe2+, Cu2+, Zn2+, dan sebagainya. Oh ya mungkin kamu berfikir bahwa untuk menjadi asam Lewis akan selalu diperlukan orbital kosong untuk menampung pasangan elektron yang didonorkan oleh basa Lewis tapi hal ini tidaklah mutlak sebab untuk menjadi asam Lewis tidak selalu suatu spesies menyediakan orbital kosong.

Reaksi asam Lewis dan basa lewis dapat dicontohkan sebagai berikut:

Incoming search terms:

Contoh Asam Lewis

Berikut saya kasih list daftar senyawa/ion yang bertindak sebagai asam Lewis. Bila kamu belum tahu tentang pengertian asam Lewis maka baca pembahasan disini tentang asam basa Lewis. Oh ya perlu diingat bahwa untuk menjadi asam lewis suatu spesies tidak harus menyediakan orbital kosong ya…

H+ B2H6
BF3
Al2Cl6
AlF3
SiF4
PCl5
SF4
[Mg(H2O)6]2+
[Al(H2O)6]3+
[H3]+
Li+
Na+
K+
Rb+

Cs+ Be2+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
[CH5]+
[SiH5]+
[GeH5]+
[SnH5]+
[NH4]+
[PH4]+
[AsH4]+
[SbH4]+

[OH3]+ [SH3]+
[SeH3]+
[TeH3]+
[FH2]+
[ClH2]+
[BrH2]+
[IH2]+
[HeH]+
[NeH]+
[ArH]+
[NKrH]+
[XeH]+
Ion logam transisi seperti Cr3+, Mn2+, Ag+, Zn2+ dan banyak ion logam golongan
transisi lainnya.

referensi:

http://en.wikipedia.org/wiki/Lewis_Acid
http://www.meta-synthesis.com/webbook/12_lab/lab.html

Incoming search terms:

Contoh Basa Lewis

Berikut saya kasih list daftar senyawa/ion yang bertindak sebagai basa Lewis. Bila kamu belum tahu tentang pengertian asam Lewis maka baca pembahasan disini tentang asam basa Lewis.

Oh ya dari contoh-contoh berikut yang berperan sebagai pendonor elektron didepan atomya di beri tanda titik dua (:)

H2 H-
He
CH4
SiH4
GeH4
SnH4
:NH3

H3
:AsH3
:SbH3
H2O:
H2S:
F-
Cl-

Br- Br-
I-
H2Se:
H2Te:
HF:
HCl:
HBr:
HI:
He
Ne
Ar
Kr
Xe
H3C-
H3Si-
H3Ge-

H3Sn-

H2N-
H2P-
H2As-
H2SB-
OH-
HS-
HSe-
HTe-
BH4-
AlH4-
GaH4-
InH4-
[Cr2O7]2-
[FeBr4]-
[SbF6]-
anion bensil
senyawa alkuna
senyawa elkena

referensi:

http://en.wikipedia.org/wiki/Lewis_Acid
http://www.meta-synthesis.com/webbook/12_lab/lab.html

Incoming search terms:

Kekuatan Asam dan Basa

Feb 16, 2009 by indigoMorie

Dalam mempelajari asam-basa maka kita tidak luput dihadapkan pada seberapa kuat suatu asam dan basa. Apakah suatu zat bersifat sebagai asam kuat, asam lemah atau basa kuat., lalu bagaimanakah kita dapat menentukan kekuatan asam atau kekuatan basa suatu zat?
Yang menjadi penentu kekuatan asam atau basa adalah adalah posisi kesetimbangan reaksi disosiasi asam atau basa dalam air. Sebagai contoh suatau HA dalam air akan mengalami reaksi disosiasi sebagai berikut:

HA + H2O <-> H3O+ + A-

Asam kuat adalah zat dimana reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kanan, akibatnya pada keadaan setimbang hampir seluruh asam HA terdisosiasi menjadi H3O+ dan A-.
Sedngakan asam lemah berkebalikan dengan asam kuat yaitu reaksi kesetimbangan disosiasinya mengarah jauh ke arah kiri, jadi sangat sedikit sekali HA yang akan terdisosiasi menjadi H3O+ dan A-.
Untuk menentukan besarnya kekuatan asam yang satu dengan yang lainnya maka kita bisa mengukur harga Ka-nya (Konstanta disosiasi asam) yang dihitung dengan menggunakan rumus sebagai berikut:

HA + H2O <-> H3O+ + A-

Ka = [H3O+][A-] / [HA][H2O]

Rumus diatas dapat disederhanakan menjadi:

Ka = [H+][A-] / [HA]

Yang perlu diperhatikan bahwa H+ diatas mewakili H3O+. Ka adalah tetapan kesetimbangan asam oleh karena itu nilainya sangat dipengaruhi oleh temperatur. Semakin kecil nilai Ka mengindikasikan bahwa asam tersebut adalah asam lemah begitu juga sebaliknya.
Lalu mengapa dibuku-buku pelajaran kimia hanya asam lemah saja yang memiliki nilai Ka sedangakan asam kuat tidak memiliki nilai Ka?
Sebenarnya asam kuat juga memiliki nilai Ka, akan tetapi nilai Ka asam kuat sangat sulit diukur secara tepat disebabkan kita tidak bisa menghitung secara pasti konsentrasi HA pada kondisi setimbang. Ingat bahwa asam kuat kesetimbangannya jauh ke arah kanan sehingga besarnya konsentrasi HA yang tidak terdisosiasi sukar untuk ditentukan.
Bagaimana dengan basa?
Untuk basa hal yang sama seperti diatas dapat diterapkan, missal suatau basa BOH akan terdisosiasi dalam air sebagai berikut:

BOH <-> B+ + OH-

Dan tetapan disosiasi basanya adalah sebagai berikut:

Kb = [B+][OH-] / [BOH]

Berbeda dengan asam tetapan disosiasi basa dilambangan dengan Kb (huruf a dan b pada lambang tetapan disosiasi asam dan basa menyatakan a untuk acid yaitu asam dan b untuk base atau basa).
Sekali lagi Ka dan Kb adalah tetapan kesetimbangan khusus yang menunjukan reaksi disosiasi asam dan basa dalam larutan air. Seperti halnya harga tetapan kesetimbangan yang lain maka nilai Ka dan Kb sangat dipengaruhi oleh temperatur.

Incoming search terms:

Pengenalan Kinetika Kimia – Laju Reaksi

Kinetika kimia merupakan salah satu cabang ilmu kimia fisika yang mempelajari laju reaksi. Laju reaksi berhubungan dengan pembahasan seberapa cepat atau lambar reaksi berlagsung. Sebagai contoh seberapa cepat reaksi pemusnahan ozon di atmosfer bumi, seberapa cepat reaksi suatu enzim dalam tubuh berlangsung dan sebagainya. Bila terdapat reaksi sebagai berikut:

aA + bB -> cC + dD

dimana a, b, c, dan d adalah koefisien reaksi dan A, B adalah reaktan dan C, D adalah produk reaksi. Laju reaksi dapat didefinikan sebagai pengurangan reaktan tiap satuan waktu dan derumuskan sebagai:

atau didefinisikan sebagai penambahan jumlah produk tiap satuan waktu dan dirumuskan sebagai:

tanda minus (-) digunakan pada reaktan disebabkan jumlah reaktan setelah t detik akan lebih kecil dibandingan dengan jumlah reaktan pada to (waktu awal) sehingga untuk mendapatkan hasil v yag bernilai positif maka harus ditambahkan tanda minus. Nilai v yang dicarai dari keempat cara diatas yaitu dengan memakai [A], [B], [C], dan [D] akan memiliki nilai yang sama.
Persamaan Laju Reaksi
Persamaan laju reaksi mendiskripsikan persamaan matematika yang dipegunakan dalam kinetika kimia yang menghubungkan antara laju reaksi dengan konsentrasi reaktan. Untuk reaksi yang sama seperti diatas,

aA + bB -> cC + dD

maka persamaan laju reaksinya secara umum dapat didefinisikan sebagai berikut:

v = k[A]^a[B]^b

dimana k adalah konstanta laju reaksi, a disebut orde reaksi terhadap A dan b disebut orde reaksi terhadap B. Penjumlahan a+b meghasilkan orde reaksi total. Persamaan laju reaksi tidak dapat ditentukan secara teoritis akan tetapi bisa ditentukan melalui percobaan kimia/eksperimental. Ada kalanya reaksi hanya dipengaruhi oleh satu reaktan atupun semua reaktan, dan nilai order reaksi bisa sama dengan koefisien reaksi maupun tidak.
Berdasarkan orde reaksi totalnya maka reaksi dibedakan atas reaksi orde 1, orde 2, orde 3 dan sebagainya. Ada kalanya reaksi berorder “nol” yang artinya reaksi tidak dipengaruhi oleh reaktan yang terlibat dalam reaksi, dan biasanya terjadi pada reaksi dekomposisi/ penguraian.
Bila terdapat reaktan yang berbentuk padatan maka reaktan ini tidak dimasukkan dalam persamaan reaksi disebabkan reaksi yang terjadi pada padatan hanya terjadi pada permukaan padatan sehingga konsentrasinya dianggap constant.
Penggabungan laju reaksi dengan persamaan laju reaksi diatas dapat dinyatakan sebagai:
rumuslajureaksi2

Incoming search terms:

Hal-hal Yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Banyak hal yang mempengaruhi kecepatan reaksi biasanya kecepatan suatu reaksi dipengaruhi oleh beberapa factor sekaligus dan ada kalanya factor-faktor ini saling mempengaruhi satu sama lain.
Beberapa factor yang mempengauhi kecepatan reaksi adalah:
Sifat alami suatu reaksi. Beberapa reaksi memang secara alami lambat atau lebih cepat dibandingkan yang lain. Jumlah spesies yang ikut bereaksi serta keadaan fisik reaktan, ataupun kekompleksan jalanya (mekanisme reaksi) dan factor lain sangat menentukan kecepatan laju reaksi.
Konsentrasi reaktan. Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia denngan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat.
Tekanan. Reaksi yang melibatkan gas, kecepatan reaksinya berbanding lurus dengan kenaikan tekanan dimana factor tekanan ini ekuivalen dengan konsentrasi gas.
Orde reaksi. Orde reaksi menentukan seberapa besar konsentrasi reaktan berpengaruh pada kecepatan reaksi.
Temperatur. Temperature berhubungan dengan energi kinetic yang dimiliki molekul-molekul reaktan dalam kecenderungannya bertumbukan. Kenaikan suhu umumnya menyediakan energi yang cukup bagi molekul reaktan untuk meningkatkan tumbukan antar molekul. Akan tetapi tidak semua reaksi dipengaruhi oleh temperature, terdapat reaksi yang independent terhadap temperature yaitu reaksi akan berjalan melambat saat temperature di naikkan seperti reaksi yang melibatkan radikal bebas.
Pelarut. Banyak reaksi yang terjadi dalam larutan dan melibatkan pelarut. Sifat pelarut baik terhadap reaktan, hasil intermediate, dan produknya mempengaruhi laju reaksi. Seperti sifat solvasi pelarut terhadap ion dalam pelarut dan kekuatan interaksi ion dan pelarut dalam pembentukan counter ion.
Radiasi elektromagnetik dan Intensitas Cahaya. Radiasi elektromagnetik dan cahaya merupakan salah satu bentuk energi. Molekul-molekul reaktan dapat menyerap kedua bentuk energi ini sehingga mereka terpenuhi atau meningkatkan energinya sehingga meningkatkan terjadinya tumbukan antar molekul
Katalis. Adanya katalis dalam suatu sitem reaksi akan meningkatkan kecepatan reaksi disebabkan katalis menurunkan energi aktifasi. Dengan penurunan energi aktifasi ini maka energi minimum yang dibutuhkan untuk terjadinya tumbukkan semakin berkurang sehingga mempercepat terjadinya reaksi.
Pengadukan. Proses pengadukan mempengaruhi kecepatan reaksi yang melibatkan sistem heterogen. Seperti reaksi yang melibatkan dua fasa yaitu fasa padatan dan fasa cair seperti melarutkan serbuk besi dalam larutan HCl, dengan pengadukan maka reaksi akan cepat berjalan.

Incoming search terms:

Energi Aktifasi dan Persamaan Arrhenius

Energi aktivasi adalah energi minimum yang harus dipenuhi agar reaksi dapat berjalan. Istilah energi aktifasi (Ea) pertama kali diperkenalkan oleh Svante Arrhenius dan dinyatakan dalam satuan kilojule per mol.
Jika terdapat suatu reaksi sebagai berikut:

Reaktan -> Produk

Maka jika reaksi diatas berlangsung secara eksoterm maka diagram energi aktifasinya adalah sebagai berikut:
grafikreaksieksoterm

Dan jika reaksinya endoterm maka diagramnya adalah sebagai berikut:
grafikreaksiendoterm

Persamaan Arrhenius mendefisinkan secara kuantitatif hubungan antara energi aktivasi dengan konstanta laju reaksi,
persamaanarrhenius

Dimana A adalah factor frekuensi dari reaksi, R adalah konstanta universal gas, T adalah temperature dalam Kelvin dan k adalah konstanta laju reaksi. Dari persamaan diatas dapat diketahui bahwa Ea dipengaruhi oleh temperature.
Adanya katalis dalam suatu reaksi akan memperkecil besarnya energi aktifasi yang dimiliki oleh reaksi, dan dapat digambarkan dengan grafik berikut ini:
grafikkatalis

Grafik biru adalah reaksi tanpa katalis dan grafik merah adalah reaksi dengan katalis dapat dilihat Ea1 (tanpa katalis) lebih besar daripada E2 (dengan katalis). Jadi adanya katalis akan memperkecil Ea reaksi sehingga reaksi dapat berlangsung dengan lebih cepat.

Incoming search terms:

Mencari Konsentrasi CO, H2O, CO2, dan H2 Pada Keadaan Setimbang

Pertanyaan:

Karbon monoksida bereaksi dengan uap air menghasilkan karbon dioksida dan hidrogen. Pada 100 K konstanta kesetimbangan reaksi tersebut adalah 5,10. Hitunglah konsentrasi reaktan dan produk pada kesetimbangan apabila 1 mol masing-masing spesies dicampur dalam kontainer bervolume 1 L.

Jawaban :
Reaksi yang terjadi antara CO dan H2O adalah

CO(g) + H2O(g) <-> CO2(g) + H2(g)

dengan

K = [CO2][H2] / [CO][H2O] = 5,10

Konsentrasi awal masing-masing spesies adalah:
[CO]₀ = [H2O]₀ = [CO2]₀= [H2]₀ = 1 M

Misalkan untuk mencapai kesetimbangan diperlukan x M CO maka pada keadaan kesetimbangan konsentrasi masing-masing spesies adalah sebagai berikut: (gunakan teknik mula-mula, bereaksi, dan setimbang)

[CO] = 1 – x
[H2O] = 1 – x
[CO2] = 1 + x
[H2] = 1 + x
Untuk mencari nilai x maka kita masukan variable diatas dalam persamaan K sebagai berikut:
K = [CO2][H2] / [CO][H2O]
5,10 = (1+x)(1+x) / (1-x)(1-x)
menyelesaikan persamaan diatas untuk x akan diperoleh nilai x = 0,387 M dengan demikian maka konsentrasi masing-masing spesies diperoleh:
[CO] = [H2O] = 1 – 0,387 = 0,613 M
[CO2] = [H2] = 1 + 0,387 = 1,387 M

Incoming search terms:

Definisi Hasil Kali Kelarutan / Solubility product Constant (Ksp)

Sebagai contoh kita ambil CuBr (Tembaga (I) Bromida). Kelarutan CuBr dalam 1 liter adalah 0,0287 gr pada 25 C. Kita timbang CuBr sebanyak 0,0287 gr dan kemudian kita masukan ke dalam 1 L air. *Pada saat awal CuBr di masukan ke dalam air, maka kation Cu+ dan anion Br- belum terbentuk, dan dengan berlangsungnya proses pelarutan maka konsentrasi kedua ion tersebut akan meningkat. Proses disosiasi CuBr menjadi ion-ionnya dapat ditulis sebagai berikut:

CuBr (s) -> Cu⁺(aq) + Br^-(aq)

Jumlah kation dan anion akan semakin meningkat sampai mencapai jumlah maksimum pada saat semua CuBr terlarut. Pada keadaan ini dimungkinkan ion Cu+ dan F- bisa bertumbukan satu sama lain membentuk CuBr.

Cu⁺ (aq) + Br^-(aq) -> CuBr (s)

Sehingga dalam keadaan ini dua proses akan salaing berkompetisi yaitu reaksi disosiasi dan kebalikannya, pada saat inilah keseimbangan dinamis tercapai dan reaksinya dapat kita tulis sebagai:

CuBr (s) <-> Cu⁺ (aq) + Br^-(aq)

Kita dapat menulis persamaan konstanta kesetimbangan pada reaksi diatas sebagai :

K = [Cu+][Br-] / [CuBr]

Perlu diingat bahwa CuBr adalah zat padat murni dan diangagap konsentrasinya adalah 1 maka persamaan diatas ditulis sebagai:

K = [Cu+][Br-]

atau biasa ditulis

Ksp = [Cu+][Br-]

Ksp disebut sebagai Konstanta hasil kali kelarutan atau biasanya disebut sabagai Hasil Kali Kelarutan. Jadi yang dimaksud dengan Hasil Kali Kelarutan adalah “ konstanta kesetimbangan zat ( garam atau basa) yang kelarutannya kecil di dalam air”.

Incoming search terms:

Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan

Masih bingung dengan definisi kelarutan dan hasil kali kelarutan? Agar lebih jelas maka perhatikan perbedaan di antara keduanya di bawah ini.

Kelarutan

Menunjukan posisi kesetimbangan suatu zat dalam larutan
Pada suhu tertentu nilainya bervariasi tergantung dari jumlah pelarut, dan ada tidaknya ion sejenis di dalam larutan.

Hasil kali kelarutan

Hasil kali kelarutan adalah suatu konstanta kesetimbangan
Nilainya tetap pada suhu tertentu, atau dapat dikatakan memiliki satu nilai pada satu temperature.
Tidak dipengaruhi oleh jumlah pelarut dan jumlah ion senama yang terdapat di dalam larutan.

Mengerti konsep kelarutan dan hasil kali kelarutan sangat menbantu kita untuk memahami dan menyelesaikan soal-soal yang berhubungan dengan kelarutan

Incoming search terms:

Keberadaan Ion Senama (Sejenis) Mempengaruhi Kelarutan Suatau Zat

Agar anda dapat memahami pengaruh ion sejenis dalam kelarutan suatu zat maka perhatikan ilustrasi berikut: Apabila anda mempunyai sebuah keranjang dan beberapa bola sebagai berikut:

Kemudian anda akan mengisi keranjang tersebut dengan bola merah hingga keranjang tersebut penuh berisi bola, dan ternyata untuk memenuhi keranjang tersebut diperlukan 8 buah bola merah
Artinya dapat dikatakan bahwa kapasitas keranjang dalam keadaan kosong dapat terisi oleh 8 buah bola merah. Bagaimana apabila keadaan awalnya keranjang tersebut tidak kosong melainkan sudah terdapat 4 buah bola merah di dalamnya? Tentu saja dari kapasitas keranjang kita yang telah kita ketahui maka kita hanya dapat memasukan 4 bola merah lagi ke dalam keranjang tersebut.

Apa artinya? Apabila di dalam keranjang sudah terdapat 4 bola merah maka bola merah yang bisa diisikan ke dalam keranjang adalah 4 buah lagi sesuai dengan kapasitas keranjang yang hanya muat 8 buah bola merah.

Disinlah konsep ion sejenis dalam kelarutan suatu zat dapat lebih mudah dipahami. Apabila di kelarutan AgOH didalam air adalah x M, maka kelarutannya dalam larutan NaOH atau larutan AgNO3 tidak akan sebesar x M akan tetapi akan lebih kecil disbanding x M mengingat adanya ion sejenis yaitu OH- dan Ag+.

Jadi adannya ion sejenis di dalam larutan akan memperkecil kelarutan suatu zat tersebut.

Incoming search terms:

Kimia SMA Efek ion senama

Hubungan Antara Kelarutan (s) dan Hasil kali kelarutan (Ksp)?

Untuk mengitung Ksp kita memerlukan data kelarutan (s) dan sebaliknya. Rumus untuk menentukan Ksp tergantung dari jenis zat, disini saya akan membagi beberapa kelompok zat berdasarkan AB, A2B, dan A2B3. Sebenarnya anda tidak perlu menghafal rumus sumus ini akan tetapai yang harus anda pahamai adalah bagaimana kita menguraikan zat-zat tersebut.

1. Zat bertipe AB
Contoh senyawaan yang tergolong ini adalah AgCl, CuBr, CaCO₃, BaSO4. Sebagai contoh AgCl, dalam keadaan larutan jenuh konsentrasi AgCl adalah s, maka konsentrasi ion Ag+ dan Cl- adalah:

AgCl(s) -> Ag+(aq) + Cl-(aq)
s ——–s ———-s

dengan demikian nilai Ksp AgCl dapat dikaitkan dengan harga kelarutan (s) adalah

Ksp AgCl = [Ag+][Cl-]
Ksp AgCl = s.s
Ksp AgCl = s²

2. Zat bertipe A₂ Batau AB₂
Contoh zat ini adalah Ag₂ CrO₄, CuI₂, MgF₂, Ba(OH) ₂, PbCl₂ dll

MgF2(s) <-> Mg2+(aq) + 2F-(aq)
s ———–s ———2s

Ksp MgF2 = [Mg2+][F-]²
Ksp MgF2 = s. (2s) ²
Ksp MgF2 = s. 4s²
Ksp MgF2 = 4s³

3. zat bertipe A₂ B₃ atau A₃ B₂
Contoh zat ini adalah Ca₃(PO4)₂, Co₂S₃ , Fe2S₃ dll

Ca₃(PO4)₂ (s) <-> 3Ca²⁺ (aq) + 2PO^3-(aq)
s ———-3s ———–2s

Ksp Ca₃(PO4)₂ = [Ca²⁺]³[PO^3-]²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = (3s)³ . (2s)²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 9s3 . 4s2
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 36s⁵

4. Zat bertipe AB₃atau A₃B
Contoh Fe(OH) ₃, Cr(OH) ₃, Al(OH) ₃, Co(OH) ₃ dll

Co(OH) ₃ (s) <-> Co3+ (aq) + 3OH- (aq)
s———— s ———-3s

Ksp Co(OH) ₃ = [Co][OH-]³
Ksp Co(OH) ₃ = s . (3s) ³
Ksp Co(OH) ₃ = s. 27s³
Ksp Co(OH) ₃ = 27s⁴

Setelah anda lihat rumus-rumus diatas dapat ditarik kesimpulan bahwa rumus Ksp sangat bergantung pada jenis zat, dan secara mudah dapat kita tulis bila kita mengetahui cara menguraikan zat tersebut dan kemudian menuliskan persamaan kesetimbangannya.

Incoming search terms:

Mentukan Apakah Terbentuk Endapan Atau Tidak Dari Pencampuran Dua Buah Larutan

Masih bingung untuk menentukan apakah terbentuk endapan atau tidak dari pencampuran dua buah larutan? Sebenarnya cara penentuannya sangatlah sederhana. Kamu tinggal membandingkan nilai Ksp dengan nilai Qsp nya saja, Qc dicari dengan cara menggunakan rumus yang sama pada waktu kita mencari Ksp akan tetapi konsentrasi spesies yang terlibat dicari terlebih dahulu setelah terjadi pencampuran, sehingga volumenya sekarang yang dipakai adalah volume total. Agar lebih jelas perhatikan contoh berikut:

Apakah akan terjadi pengendapan apabila larutan 1,00 L FeCl₂ 0.175 M dicampur dengan 2,00 L NaOH 0.0503 M?(diketahui Ksp Fe(OH)₂ adalah 8.0 x 10^-16)

Endapan yang terbentuk dari pencampuran larutan FeCl₂ dengan NaOH adalah Fe(OH)l₂. Untuk menghitung nilai Qc maka kita harus menghitung konsentrasi spesies yang terlibat dalam pembentukan endapan yaitu Fe²⁺ dan OH^- setelah kedua larutan di campurkan.

mol Fe²⁺ = 1.00 x 0.175 = 0.175 mol
mol NaOH = 2.00 x 0.0503 = 0.1006
total volume = 3.00 L
konsentrasi Fe²⁺ = 0.175 / 3 = 0.0583 M
konsentrasi OH^- = 0.1006 / 3 = 0.0335 M
Ksp = [Fe²⁺][OH-]³ = 8.0 x 10^-16
Qsp = [Fe²⁺][OH-]³
Qsp = (0.0583) x (0.0335)³
Qsp= 2.20 x 10^-6

Dari perhitungan diatas dapat kita bandingkan bahwa Qsp > Ksp sehingga endapan Fe(OH)₂ akan terbentuk setlah larutan FeCl₂ di campur dengan larutan NaOH.

Incoming search terms:

Menentukan Konsentrasi Ion Sulfat Maksimum Yang Harus Ditambahkkan Ke Dalam Larutan BaI2 Agar Larutan Menjadi Tepat Jenuh

Misalkan saja kita punya larutan Barium Iodida (BaI₂) sebanyak 1 L di dalam beaker glass. Larutan tersebut kemudian kita tambahkan setetes demi setetes larutan MgSO₄ (Magnesium sulfat). Pada awal penambahan larutan magnesium sulfat, endapan BaSO₄ belumlah terbentuk. Pada keadaan seperti ini kondisi larutan dikatakan “belum jenuh” akan tetapi dengan berlangsungnya penambahan larutan magnesium sulfat yang semakin banyak maka larutan mulai menuju pada keadaan yang disebut sebagai “tepat jenuh”. Pada kondisi seperti ini konsentrasi BaSO₄ di dalam larutan adalah maksimum, dimana apabila ditambahkan larutan magnesium sulfat sedikit saja maka endapan BaSO₄ akan mulai terbentuk dan mengendap di dasar beaker glass. Kondisi yang demikian disebut sebagai larutan lewat jenuh. Jadi urutan terbentuknya endapan adalah melalui proses sebagai berikut: larutan belum jenuh – larutan tepat jenuh (larutan jenuh) – larutan lewat jenuh.

Perhatikan contoh berikut:
Berapa gram MgSO₄ yang dapat ditambahkan pada 13,0 mL BaI₂ 3.70 x 10^-2 M agar di dapat kondisi BaSO₄ tepat akan mengendap? (Ksp BaSO₄ 1.1 x 10^-10 )

Perlu di ingat bahwa kondisi larutan yang tepat akan mengendap adalah larutan pada keadaan tepat jenuh. Reaksi pengendapan BaSO₄ adalah sebagai berikut
Ba²⁺ + SO₄^-2 -> BaSO₄
Ksp BaSO₄ didefinisikan sebagai,
Ksp = [Ba²⁺][SO₄^-2]

Konsentrasi Ba²⁺ sudah dikethaui sebesar 3.70 x 10^-2 M, dengan mensubstitusi nilai tersebut ke persamaan Ksp diatas diperoleh,

1.1 x 10^-10 = (3.70 x 10^-2 M) x [SO₄^-2]
[SO₄^-2] =2.97 x 10^-9 M

Jadi konsentrasi ion sulfat yang dibutuhkan untuk mencapai keadaan tepat jenuh adalah 2.97 x 10^-9 M, yang dapat diartikan diperlukan 2.97 x 10^-9 mol sulfat untuk tiap liternya. Padahal larutan yang kita miliki adalah sebanyak 13 mL. Oleh sebab itu mol sulfat yang diperlukan untuk 13 mL adalah

mol sulfat = 13/1000 x 2.97 x 10^-9
mol sulfat = 3.861 x 10^-11
Reaksi ionisasi MgSO4 adalah :
MgSO₄ -> SO₄^-2 + Mg²⁺

dari reaksi diatas dapat dilihat bahwa perbandingan mol MgSO₄ : SO₄^-2 = 1 : 1 , sehingga mol MgSO₄ adalah juga 3.861 x 10^-11. Untuk merubah menjadi gram tinggal dikalikan dengan massa molarnya saja.

mass MgSO₄ = mol x Mr = 3.861 x 10^-11 x 120.415 g/mol
mass MgSO₄ = 4.65^-9 gram

Incoming search terms:

Menentukan Sifat Asam, Netral, atau Basa Larutan Garam

BelajarKimia-Pertanyaan

Tentukan dengan menggunakan reaksi hidrolisis apakah garam-garam dibawah ini akan menghasilkan larutan yang bersifat asam, netral, atau basa.

KNO₂
NaCH₃COO
NH₄Cl
NH₄NO₃
KCN
NaCl
KI
KF
KNO₃

BelajarKimia-Solusi

Hidrolisis adalah istilah umum yang dipergunakan untuk menyebut reaksi suatu zat dengan air. Hidrolisis atau dalam bahasa Ingris disebut sebagai “Hydrolysis” berasal dari kata “hydro” artinya air dan “lysis” artinya peruraian. jadi hidrolisis bisa diartikan sebagai peruraian oleh air. Sifat asam, netral, atau basa larutan garam ditentukan oleh reaksi hidrolisis baik kation atau anion garam tersebut. Yang perlu diingat disini adalah bila kation yang terhidrolisis maka akan dihasilkan larutan yang bersifat asam. Bila anion yang terhirolisis maka akan dihasilkan larutan yang bersifat basa, dan bila kation atau anion yang terhidrolisis maka sifatnya ditentukan oleh nilai Ka dan Kb, nilai yang paling besar menentukan sifat larutannya.

KNO₂ , NaCH₃COO, KCN, dan KF adalah garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah. Basa dari kation K+ dan Na+ adalah basa kuat dan asam dari anion NO₂ ^- , CH₃COO^- , CN^-, dan F^- adalah asam lemah. Yang lemah yang akan terhirolisis, jadi anion yang akan terhidrolisis dan sifat larutan yang dihasilkan adalah basa.

NO₂ ^- + H₂O -> HNO₂ + OH^-
CH₃COO^- + H₂O -> CH₃COOH + OH^-
CN^- + H₂O -> HCN + OH^-
F^- + H₂O -> HF + OH^-

NaCl, KI, dan KNO₃ adalah garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat. Garam-garam ini tidak mengalamai hidrolisis sehingga larutannya bersifat netral.

NH₄Cl, dan NH₄NO₃ adalah garam dimana kationnya berasal dari basa lemah dan anionnya berasal dari asam kuat. Yang terhidrolisis adalah kationnya sehingga larutan yang dibentuk dari garam-garam tersebut bersifat asam.

NH₄⁺ + H₂O -> NH₄OH + H⁺

Incoming search terms:

Mole

Mempelajari ilmu kimia kita tidak luput dari apa yang disebut sebagai reaksi kimia. Dalam reaksi kimia yang berperan adalah spesies-spesies reaktan yang saling bertumbukkan satu sama lain untuk membentuk produk. Sejumlah tertentu reaktan saja terdapat jutaan bahkan triliunan molekul reaktan, contohnya dalam satu gram gas H2 terdapat sekitar 3×10²³ molekul hidrogen, bisahkah anda membayangkan jika gas ini direaksikan dengan 1 gram gas oksigen yang mengandung sekitar 2×10²² sudah berapa jutaan triliun gas H2O yang akan dihasilkan.

Perhitungan kuantitatif antara zat yang bereaksi dengan produk yang dihasilkan memegang peranan yang penting dalam perhitungan rekasi, disebabkan ukuran atom/molekul sangatlah kecil dan tidaklah mungkin kita mengambil sejumlah tertentu atom atau molekul secara manual secara tepat maka kimiawan memerlukan suatu satuan tertentu untuk mendefinisikan jumlah atom atau molekul ini.

Untuk itulah diperkenankannya suatu satuan yang disebut sebagai “mol”.

“ Mol merupakan satuan yang menyatakan jumlah unit dalam suatu substansi yang setara dengan jumlah atom karbon dalam 12 gram karbon 12C murni”

Jumlah unit disini dapat berupa atom, molekul, ion, elektron, proton, radikal, waktu, kuanta, bahkan kelereng, bola, biji kacang hijau atau apapun yang ada di dunia ini. Kimiawan telah menghitung dengan seksama bahwa 12 gram atom karbon 12C murni memiliki jumlah atom karbon sebanyak 6,022.1023×10²³. Jumlah sebanyak 6,022.1023×10²³ ini disebut sebagai bilangan Avogadro (N).

Jadi “ 1 mol apapun yang ada di dunia ini jumlahnya adalah 6,022.10²³, baik itu atom, elektro, molekul, biji kelereng, biji beras, lidi, atau bahkan buah apel”.
Artinya:

1 mol tembaga memiliki 6,022.1023 atom tembaga
1 mol N2 memiliki 6,022.1023 molekul N2
1 mol elektron memiliki jumlah 6,022.1023 elektron
1 mol biji jagung jumlahnya 6,022.1023 biji
1 mol detik jumlahnya 6,022.1023 detik
1 mol buah jeruk memiliki jumlah kelereng sebanyak 6,022.1023 buah

Bagaimana cara kita menghitung mol? Rumus dasar menghitung jumlah mol adalah dengan membagi masa zat dalam satuan gr dengan masa molekul relatifnya (Ar atau Mr). Apabila diketahui jumlah spesiesnya maka kamu tinggal membaginya dengan bilangan Avogadro, atau bila diketahui volumenya untuk gas pada keadaaan STP (standard Temperature Pressure) maka setiap 1 mol gas volumenya adalah 22,4 liter (perhatikan gambar diatas).

Incoming search terms:

Definisi PPM (Part Per Million)

PPM atau nama kerennya “Part per Million” jika dibahasa Indonesiakan akan menjadi “Bagian per Sejuta Bagian” adalah satuan konsentrasi yang sering dipergunakan dalam di cabang Kimia Analisa. Satuan ini sering digunakan untuk menunjukkan kandungan suatu senyawa dalam suatu larutan misalnya kandungan garam dalam air laut, kandungan polutan dalam sungai, atau biasanya kandungan yodium dalam garam juga dinyatakan dalam ppm.

Seperti halnya namanya yaitu ppm, maka konsentrasinya merupakan perbandingan antara berapa bagian senyawa dalam satu juta bagian suatu sistem. Sama halnya denngan “prosentase” yang menunjukan bagian per seratus. Jadi rumus ppm adalah sebagai berikut;

ppm = jumlah bagian spesies / satu juta bagian sistem dimana spesies itu berada

Atau lebih gampangnya ppm adalah satuan konsentrasi yang dinyatakan dalam satuan mg/Kg, Kenapa? karena 1 Kg = 1.000.000 mg betul kan? Untuk satuan yang sering dipergunakan dalam larutan adalah mg/L, dengan ketentuan pelarutnya adalah air sebab dengan densitas air 1 g/mL maka 1 liter air memiliki masa 1 Kg betul kan? jadi satuannya akan kembali ke mg/Kg.

Contoh, kandungan Pb dalam air sungai adalah 20 ppm artinya dalam setiap Kg air sungai terdapat 20 mg Pb. Kandungan karbon dalam baja adalah 5 ppm artinya dalam 1 Kg baja terdapat 5 mg karbon. Air minum mengandung yodium sebesar 15 ppm, bisa diartikan bahwa setiap liter minum tersebut terdapat 5 mg yodium.

Jadi mudah bukan untuk memahami ppm?

Incoming search terms:

Mengerjakan Soal-soal Stoikiometri

Mempelajari kimia memang tidak luput dari persamaan kimia beserta perhitungan kuantitatifnya yaitu stoikiometri. Umumnya semua bab yang kita pelajari dalam ilmu kimia contohnya kesetimbangan, kecepatan reaksi, larutan, asam basa, dan sebagainya menggunakan dasar stoikiometri dalam setiap penyelesaian perhitungannya.

Menyelesaikan soal-soal stoikiometri sangatlah mudah, diperlukan ketrampilan dan latihan yang rutin, namun secara garis besar kita dapat membuat kerangka dasar bagaimana kita bisa menyelesaikan soal stoikiometri tersebut dengan cepat.

Berikut adalah tips bagaimana kita bisa menyelesaikan soal stoikiometri dengan mudah.

1. Tulis dan setarakan persamaan reaksinya

Umumnya soal-soal stoikiometri melibatkan reaksi kimia. Anda wajib menulis dan sekaligus menyetarakan reaksi kimianya dengan benar. Kesalahan dalam menulis reaksi kimia berakibat fatal pada perhitungan selanjutnya. Jadi menyetarakan reaksi adalah hal yang amat-amat-amat PENTING!

2. Ubah salah satu unit dalam satuan mol

Dalam setiap soal stoikiometri selalu ada spesies yang bisa dirubah dalam satuan mol. Rumus mol adalah masa dibagi Mr atau Ar, akan tetapi mol dapat dicari dengan cara lain, bila diketahui jumlah molekul maka anda bisa mencarinya dengan membagi dengan bilangan Avogadro. Bila diketahui volume pada STP maka mol dicari dengan membagi volume dengan 22,4 bila diketahui konsentrasi larutan dan volumenya maka mol harus dicari dengan mengkalikan konsentrasi dan volumenya. Anda harus jeli untuk melihat spesies mana yang bisa dirubah dalam satuan mol

3. Cari mol spesies yang ditanyakan dengan menggunakan persamaan reaksi

Anda tahu maksud saya kan? Apabila mol satu spesies sudah ketemu (pada langkah2 ) maka kita dapat mencari mol spesies yang lain dengan menggunakan koefisien reaksi. Yup, betul dengan membandingkan koefisien reaksi maka kita dapat mencari mol spesies yang lain.

4. Ubah spesies yang ditanyakan sesuai dengan satuan yang diinginkan soal

Apabila mol spesies yang ditanyakan sudah diketahui maka kita dapat mengkonversi ke dalam satuan yang di inginkan soal misalnya ke satuan massa, volume, konsentrasi, dan sebagainya.

Nah cukup mudah kan?

Incoming search terms:

Menyetarakan Reaksi Kimia

Pusing dengan metode penyetaraan reaksi? Udah dicoba berkali-kali untuk menyetarakan reaksi eh..yang didapat malah reaksi yang salah. Sekarang kamu gak usah pakai metode setengah reaksi, metode penyeimbangan jumlah elektron atau metode-metode yang lain deh sebab…….Sekarang saya akan memberitahu anda sebuah website tempat kita bisa menyetarakan suatu reaksi.
Untuk mengunjungi website ini silahkan kunjungi “website penyetara reaksi”
Kalau kamu ingin menyetarakan suatu raksi maka tinggal kamu ketikkan saja reaksi kimia kamu pada box yang telah disediakan. Tinggal ketik saja reaktan dan produk dari soal kamu kemudian tekan tombol “balance chemical equation” dan ‘viola” dalam sekejap reaksi kamu sudah setara.
Anda bisa mencoba untuk menulis reaksi yang akan anda setarakan dengan format penulisan sebagai berikut:
• KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
• KMnO4 + (HO2C)2= CO2 + H2O + KMn(OH)2
• MnO4- + H2C2O4 + H+ = Mn++ + CO2 + H2O
• Al + I2 = Al+++ + I-
• H+Cr2O7–=Cr+H2O+e
• H2SO4(aq) + V2O3(s) = V2(SO4)3 + H2O
• Bi(NO3)3*5H2O+H2O2+RuCl3+NaOH=Bi2Ru2O7+NaNO3+NaCl+H2O
Untuk reaksi-reaksi yang sulit dikerjakan anda bisa menggunakan website ini, dan saya rasa sangat membantu untuk menghemat waktu agar tidak cepet frustasi.
So, tanpa banyak kata lagi kunjungi website “penyetara reaksi” sekarang.