Dari Labsky Untuk Indonesia, "Kimia Semester IV"

RINGKASAN MATERI KIMIA KELAS XI SEMESTER 2

ASAM BASA

	ASAM	BASA
SIFAT	a.    Memiliki rasa asam/masam/kecut jika dikecap. b.    Menghasilkan ion H+ jika dilarutkan dalam air. c.    Memiliki pH kurang dari 7 (pH < 7). d.    Bersifat korosif, artinya dapat menyebabkan karat pada logam. e.    Jika diuji dengan kertas lakmus, mengakibatkan perubahan warna Lakmus biru menjadi warna merah. Dan Lakmus merah tetap berwarna merah. f.    Menghantarkan arus listrik. g.    Bereaksi dengan logam menghasilkan gas hidrogen.	a.    Rasanya itu Pahit dan terasa licin pada kulit. b.    Apabila dilarutkan dalam air zat tersebut akan akan menghasilkan ion OH”. c.    Memiliki pH di atas 7 (pH > 7). d.      Bersifat elektrolit. e.      Jika diuji menggunakan kertas lakmus akan mengubah Lakmus merah menjadi biru. Dan Lakmus biru tetap berwarna biru f.      Menetralkan sifat asam.
JENIS	1.       Asam Kuat 2.       Asam Lemah	1.       Basa Kuat 2.       Basa Lemah
MENURUT TEORI ARHENIUS	Senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+.	Senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH-.
MENURUT TEORI BRONSTED-LOWRY	Pendonor Proton.	Akseptor Proton.

ph
Besarnya konsentrasi ion H⁺ dalam larutan disebut derajat keasaman.
Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH.
pH = - log [H⁺]
Untuk air murni (25^oC): [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/l
pH = - log 10^-7 = 7

Atas dasar pengertian ini, ditentukan:
- Jika nilai pH = pOH = 7, maka larutan bersifat netral

- Jika nilai pH < 7, maka larutan bersifat asam

- Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa

- Pada suhu kamar: pK_w = pH + pOH = 14

Menyatakan pH Larutan Asam

Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.

1.

pH Asam Kuat Bagi asam-asam kuat (  = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya). Contoh:  1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl ! Jawab: HCl(aq)   H+(aq) + Cl-(aq) [H+] = [HCl] = 0.01 = 10-2 M pH = - log 10-2 = 2 2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat ! Jawab: H2SO4(aq)   2 H+(aq) + SO42-(aq) [H+] = 2[H2SO4] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 M pH = - log 10-1 = 1

2.

pH Asam Lemah Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya  1 (0 < < 1) maka besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H+] dengan rumus [H+] = Ca . Ka) dimana: Ca = konsentrasi asam lemah Ka = tetapan ionisasi asam lemah Contoh: Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5 Jawab: Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1 M [H+] = Ca . Ka) = 10-1 . 10-5 = 10-3 M pH = -log 10-3 = 3

Menyatakan pH Larutan Basa

Prinsip penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah.

1.

pH Basa Kuat Untuk menentukan pH basa-basa kuat ( = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basanya. Contoh: a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M ! b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M ! Jawab: a. KOH(aq) -->  K+(aq) + OH-(aq) [OH-] = [KOH] = 0.1 = 10-1 M pOH = - log 10-1 = 1 pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13 b. Ca(OH)2(aq) -->  Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) [OH-1] = 2[Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10-2 M pOH = - log 2.10-2 = 2 - log 2 pH = 14 - pOH = 14 - (2 - log 2) = 12 + log 2

2.

pH Basa Lemah Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya  1, maka untuk menyatakan konsentrasi ion OH- digunakan rumus: [OH-] = Cb . Kb) dimana: Cb = konsentrasi basa lemah Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5 ! Jawab: [OH-] = (Cb . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M pOH = - log 10-4 = 4 pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10

Larutan Buffer

Larutan buffer adalah:

a.	Campuran asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut. Contoh:  - CH3COOH dengan CH3COONa - H3PO4 dengan NaH2PO4
b.	Campuran basa lemah dengan garam dari basa lemah tersebut. Contoh: - NH4OH dengan NH4Cl

Sifat larutan buffer: 
- pH larutan tidak berubah jika diencerkan.
- pH larutan tidak berubah jika ditambahkan ke dalamnya sedikit asam atau basa.

CARA MENGHITUNG LARUTAN BUFFER

1.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengangaramnya (larutannya akan selalu mempunyai pH < 7) digunakan rumus: [H+] = Ka. Ca/Cg pH = pKa + log Ca/Cg dimana: Ca = konsentrasi asam lemah Cg = konsentrasi garamnya Ka = tetapan ionisasi asam lemah Contoh: Hitunglah pH larutan yang terdiri atas campuran 0.01 mol asam asetat dengan 0.1 mol natrium Asetat dalam 1 1iter larutan ! Ka bagi asam asetat = 10-5 Jawab: Ca = 0.01 mol/liter = 10-2 M Cg = 0.10 mol/liter = 10-1 M pH= pKa + log Cg/Ca = -log 10-5 + log-1/log-2 = 5 + 1 = 6

2.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengangaramnya (larutannya akan selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus: [OH-] = Kb . Cb/Cg pOH = pKb + log Cg/Cb dimana: Cb = konsentrasi base lemah Cg = konsentrasi garamnya Kb = tetapan ionisasi basa lemah Contoh: Hitunglah pH campuran 1 liter larutan yang terdiri atas 0.2 mol NH4OH dengan 0.1 mol HCl ! (Kb= 10-5) Jawab: NH4OH(aq) + HCl(aq)  --> NH4Cl(aq) + H2O(l) mol NH4OH yang bereaksi = mol HCl yang tersedia = 0.1 mol mol NH4OH sisa = 0.2 - 0.1 = 0.1 mol mol NH4Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 mol Karena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH4Cl) maka campurannya akan membentuk Larutan buffer. Cb (sisa) = 0.1 mol/liter = 10-1 M Cg (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10-1 M pOH = pKb + log Cg/Cb = -log 10-5 + log 10-1/10-1 = 5 + log 1 = 5 pH = 14 - p0H = 14 - 5 = 9

Hidrolisis

Hidrolisis adalah terurainya garam dalam air yang menghasilkan asam atau basa.

ADA EMPAT JENIS GARAM, YAITU :

1.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa kuat(misalnya NaCl, K2SO4 dan lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk jenis garam yang demikian nilai pH = 7 (bersifat netral).
2.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa lemah (misalnya NH4Cl, AgNO3 dan lain-lain) hanya kationnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH < 7 (bersifat asam).
3.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa kuat (misalnya CH3COOK, NaCN dan lain-lain) hanya anionnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH > 7 (bersifat basa).
4.	Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa lemah (misalnya CH3COONH4, Al2S3 dan lain-lain) mengalami hidrolisis total (sempurna). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka den Kb.

Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah

Karena untuk jenis ini garamnya selalu bersifat asam (pH < 7) digunakan persamaan:

[H+] = Kh . Cg

dimana :

Kh = Kw/Kb

K_h = konstanta hidrolisis

Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

pH = 1/2 (pKW - pKb - log Cg)

Contoh:

Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.1 M NH₄Cl ! (Kb = 10^-5)

Jawab:

NH₄Cl adalah garam yang bersifat asam, sehingga pH-nya kita hitung secara langsung.

pH	= 1/2 (pKw - pKb - log Cg) = 1/2 (-log 10-14 + log 10-5 - log 10-1) = 1/2 (14 - 5 + 1) = 1/2 x 10 = 5

Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Lemah

Untuk jenis garam ini larutannya selalu bersifat basa (pH > 7), dan dalam perhitungan digunakan persamaan:

[OH-] =  Kh . Cg

dimana:

Kh = Kw/Ka

K_h = konstanta hidrolisis

Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

pH = 1/2 (pKw + pKa + log Cg)

Contoh:

Hitunglah pH larutan dari 100 ml 0.02 M NaOH dengan 100 ml 0.02 M asam asetat ! (K_a = 10^-5).

Jawab:

NaOH + CH₃COOH  CH₃COONa + H₂O

- mol NaOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol

- mol CH₃COOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol

Karena mol basa yang direaksikannya sama dengan mol asam yang direaksikan, maka tidak ada yang tersisa, yang ada hanya mol garam (CH₃COONa) yang terbentuk.

- mol CH₃COONa = 0.002 mol (lihat reaksi)
- C_g = 0.002 mol/200 ml = 0.002 mol/0.2 liter = 0.01 M = 10^-2 M
- Nilai pH-nya akan bersifat basa (karena garamnya terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat), besarnya:

pH = 1/2 (pK_w + pK_a + log C_g)
= 1/2 (14 + 5 + log 10^-2)
= 1/2 (19 - 2)
= 8.5

Hasil Kali Kelarutan

Bila sejumlah garam AB yang sukar larut dimasukkan ke dalam air maka akan terjadi beberapa kemungkinan:
- Garam AB larut semua lalu jika ditambah garam AB lagi masih dapat
   larut / larutan tak jenuh.
- Garam AB larut semua lalu jika ditambah garam AB lagi tidak dapat
   larut / larutan jenuh.
- Garam AB larut sebagian / larutan kelewat jenuh.

Ksp = HKK = hasil perkalian [kation] dengan [anion] dari larutan jenuh suatu elektrolit yang sukar larut menurut kesetimbangan heterogen.

Kelarutan suatu elektrolit ialah banyaknya mol elektrolit yang sanggup melarut dalam tiap liter larutannya.

Contoh:

AgCl(s) à Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)

K = [Ag⁺] [Cl^-]/[AgCl]

K . [AgCl] = [Ag⁺][Cl^-]

K_spAgCl = [Ag⁺] [Cl^-]

Bila Ksp AgCl = 10^-10 , maka berarti larutan jenuh AgCl dalam air pada suhu 25^oC, Mempunyai nilai [Ag⁺] [Cl^-] = 10^-10

Kelarutan

1. Kelarutan zat AB dalam pelarut murni (air).

A_nB(s) à  _nA⁺(aq) + B^n-(aq)
   s                 n.s         s

Ksp A_nB = (n.s)ⁿ.s = nⁿ.sⁿ⁺¹ 

s = n+i Ksp A_nB/nⁿ 

dimana: s = sulobility = kelarutan

Kelarutan tergantung pada:
- suhu
- pH larutan
- ada tidaknya ion sejenis

2. Kelarutan zat AB dalam larutan yang mengandung ion sejenis
AB(s) à  A⁺ (aq) + B^- (aq)
  s     à    n.s         s

Larutan AX :
AX(aq) à  A⁺(aq) + X^-(aq)
   b       à     b         b

maka dari kedua persamaan reaksi di atas:

[A⁺] = s + b = b, karena nilai s cukup kecil bila dibandingkan terhadap nilai b sehingga dapat diabaikan.
[B^-1] = s

Jadi :   Ksp AB = b . s

Contoh: 

Bila diketahui Ksp AgCl = 10^-10 ,berapa mol kelarutan (s) maksimum AgCl dalam 1 liter larutan 0.1 M NaCl ?

Jawab:

AgCl(s) à  Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)
    s             s           s

NaCl(aq) à  Na⁺(aq) + Cl^-(aq)

Ksp AgCl = [Ag⁺] [Cl^-] = s . 10^-1

Maka s = 10^-10/10^-1 = 10^-9 mol/liter

Dari contoh di atas. kita dapat menarik kesimpulan bahwa makin besar konsentrasi ion sojenis maka makin kecil kelarutan elektrolitnya.

a.	Pembentukan garam-garam Contoh: kelarutan CaCO3(s) pada air yang berisi CO2 > daripada dalam air. CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) à  Ca(HCO3)2(aq)                                                larut
b.	Reaksi antara basa amfoter dengan basa kuat Contoh: kelarutan Al(OH)3 dalam KOH > daripada kelarutan Al(OH)3dalam air. Al(OH)3(s) + KOH(aq)   KAlO2(aq) + 2 H2O(l)                                     larut
c.	Pembentukan senyawa kompleks Contoh: kelarutan AgCl(s) dalam NH4OH > daripada AgCl dalam air. AgCl(s) + NH4OH(aq)   Ag(NH3)2Cl(aq) + H2O(l)                                        larut

Mengendapkan Elektrolit

Untuk suatu garam AB yang sukar larut berlaku ketentuan, jika:

- [A+] x [B-] < Ksp 	larutan tak jenuh; tidak terjadi pengendapan
- [A+] x [B-] = Ksp 	larutan tepat jenuh; larutan tepat mengendap
- [A+] x [B-] > Ksp 	larutan kelewat jenuh; di sini terjadi pengendapan zat

Contoh:

Apakah terjadi pengendapan CaCO₃. jika ke dalam 1 liter 0.05 M Na₂CO₃ ditambahkan 1 liter 0.02 M CaCl₂, dan diketahui harga Ksp untuk CaCO₃ adalah 10^-6.

Jawab:

Na₂CO₃(aq)   2 Na⁺(aq) + CO₃^- (aq)

[CO₃^2-] = 1 . 0.05 / 1+1 = 0.025 M = 2.5 x 10^-2 M

CaCl₂(aq)   Ca₂⁺(aq) + 2Cl^-(aq)

[Ca²⁺] = 1 . 0.02 / 1+1 = 0.01 = 10^-2 M

maka :   [Ca²⁺] x [CO₃^2-] = 2.5 x 10^-2 x 10^-2 = 2.5 x 10^-4

karena : [Ca²⁺] x [CO₃^2-] > Ksp CaCO₃, maka akan terjadi endapan CaCO₃

Koloid

Sistem Dispers Dan Sistem Koloid

SISTEM DISPERS

A.	Dispersi kasar (suspensi)	: partikel zat yang didispersikan berukuran lebih besar dari 100 nm.
B.	Dispersi koloid	: partikel zat yang didispersikan berukuran antara 1 nm - 100 nm.
C.	Dispersi molekuler  (larutan sejati)	: partikel zat yang didispersikan berukuran lebih kecil dari 1 nm.

Sistem koloid pada hakekatnya terdiri atas dua fase, yaitu fase terdispersi dan medium pendispersi.
Zat yang didispersikan disebut fase terdispersi sedangkan medium yang digunakan untuk mendispersikan disebut medium pendispersi.

JENIS KOLOID

Sistem koloid digolongkan berdasarkan pada jenis fase terdispersi dan medium pendispersinya.

- koloid yang mengandung fase terdispersi padat disebut sol.
- koloid yang mengandung fase terdispersi cair disebut emulsi.
- koloid yang mengandung fase terdispersi gas disebut buih.

Sifat-Sifat Koloid

Sifat-sifat khas koloid meliputi :

a.	Efek Tyndall Efek Tyndall adalah efek penghamburan cahaya oleh partikel koloid.
b.	Gerak Brown Gerak Brown adalah gerak acak, gerak tidak beraturan dari partikel koloid.
c.	Adsorbsi Beberapa partikel koloid mempunyai sifat adsorbsi (penyerapan) terhadap partikel atau ion atau senyawa yang lain. Penyerapan pada permukaan ini disebut adsorbsi (harus dibedakan dari absorbsi yang artinya penyerapan sampai ke bawah permukaan). Contoh : (i) Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+. (ii) Koloid As2S3 bermuatan negatit karena permukaannya menyerap ion S2.
d.	Koagulasi Koagulasi adalah penggumpalan partikel koloid dan membentuk endapan. Dengan terjadinya koagulasi, berarti zat terdispersi tidak lagi membentuk koloid. Koagulasi dapat terjadi secara fisik seperti pemanasan, pendinginan dan pengadukan atau secara kimia seperti penambahan elektrolit, pencampuran koloid yang berbeda muatan.
e.	Koloid Liofil dan Koloid Liofob Koloid ini terjadi pada sol yaitu fase terdispersinya padatan dan medium pendispersinya cairan. Koloid Liofil: sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya besar terhadap medium pendispersinya. Contoh: sol kanji, agar-agar, lem, cat Koloid Liofob: sistem koloid yang affinitas fase terdispersinya kecil terhadap medium pendispersinya. Contoh: sol belerang, sol emas.

Elektroferisis Dan Dialisis

ELEKTROFERESIS

Elektroferesis adalah peristiwa pergerakan partikel koloid yang bermuatan ke salah satu elektroda.
Elektrotoresis dapat digunakan untuk mendeteksi muatan partikel koloid. Jika partikel koloid berkumpul di elektroda positif berarti koloid bermuatan negatif dan jika partikel koloid berkumpul di elektroda negatif berarti koloid bermuatan positif.
Prinsip elektroforesis digunakan untuk membersihkan asap dalam suatu industri dengan alat Cottrell.
 DIALISIS

Dialisis adalah proses pemurnian partikel koloid dari muatan-muatan yang menempel pada permukaannya.
Pada proses dialisis ini digunakan selaput semipermeabel.

Pembuatan Koloid

A.

Cara Kondensasi Cara kondensasi termasuk cara kimia. kondensasi Prinsip : Partikel Molekular --------------> Partikel Koloid Reaksi kimia untuk menghasilkan koloid meliputi : 1. Reaksi Redoks 2 H2S(g) + SO2(aq)     3 S(s) + 2 H2O(l) 2. Reaksi Hidrolisis FeCl3(aq) + 3 H2O(l)     Fe(OH)3(s) + 3 HCl(aq) 3. Reaksi Substitusi 2 H3AsO3(aq) + 3 H2S(g)    As2S3(s) + 6 H2O(l) 4. Reaksi Penggaraman Beberapa sol garam yang sukar larut seperti AgCl, AgBr, PbI2, BaSO4 dapat membentuk partikel koloid dengan pereaksi yang encer. AgNO3(aq) (encer) + NaCl(aq) (encer)    AgCl(s) + NaNO3(aq) (encer)

B.

Cara Dispersi Prinsip : Partikel Besar ----------------> Partikel Koloid Cara dispersi dapat dilakukan dengan cara mekanik atau cara kimia: 1. Cara Mekanik Cara ini dilakukan dari gumpalan partikel yang besar kemudian dihaluskan dengan cara penggerusan atau penggilingan. 2. Cara Busur Bredig Cara ini digunakan untak membuat sol-sol logam. 3. Cara Peptisasi Cara peptisasi adalah pembuatan koloid dari butir-butir kasar atau dari suatu endapan dengan bantuan suatu zat pemeptisasi (pemecah). Contoh: - Agar-agar dipeptisasi oleh air ; karet oleh bensin. - Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S ; endapan Al(OH)3oleh AlCl3

Sawerin ke Temen: Hansa Nurhaida,Kimia