TITIK DIDIH SUATU LARUTAN

Pertama marilah kita me-refresh pikiran kita tentang apa yang dimaksud dengan “Titik Didih”? Masih ingat definisi titik didih? Yup, titik didih adalah suhu dimana terjadi perubahan wujud dari cair menjadi uap (gas). Tahukah kamu bahwa normalnya titik didih zat cair terjadi pada suhu dimana tekanan uapnya adalah 1 atm. Apa artinya? Apabila kita merebus air dalam panci tertutup, maka air tersebut akan mendidih saat tekanan uap dalam panci mencapai 1 atm, oleh sebab itulah merebus air dalam keadaan tertutup lebih cepat mendidih dibandingkan dengan keadaan terbuka. Bagimana titik didih air apabila kita tambahkan garam didalamnya, apakah titik didihnya naik atau turun? Titik didih larutan lebih tinggi dibandingkan dengan titik didih pelarut murninya. Jadi apabila kita membandingkan titik didih air murni dengan larutan garam maka titik didih larutan garam akan lebih tinggi dibandingkan dengan titik didih air murni. Bagaimana hal ini bisa terjadi? Dari penjelasan hokum Raoult dan tekanan uap larutan kita tahu bahwa adanya zat terlarut yang tidak mudah menguap di dalam suatu pelarut akan menurunkan tekanan uap pelarutnya, akibatnya tekanan uap larutan akan lebih kecil dibandingkan dengan tekanan uap pelarut murninya. Dengan demikian semakin banyak energi yang diperlukan untuk mencapai tekanan uap sebesar 1 atm, sehingga larutan akan memiliki titik didih yang lebih tinggi.Jadi bila di buat kesimpulan adalah sebagai berikut: Pelarut + zat terlarut non-volatil -> larutan -> tekanan uapnya rendah -> titik didih menjadi lebih tinggi dibandingkan pelarut murni Dari sini muncul istilah kenaikan titik didih larutan yang dirumuskan sebagai rumus kenaikan titik didih Dimana ?T adalah kenaikan titik didih, Kb adalah konstanta kenaikan titik didih, m adalah molalitas zat terlarut. Molalitas (m) larutan dicarai dengan menggunakan rumus; rumus molalitas rumus molalitas Titik Didih Cairan adalah suhu di mana Point fase cair dan uap berada dalam kesetimbangan dengan satu sama lain pada tekanan tertentu. Oleh karena itu, titik didih adalah suhu dimana tekanan uap cairan sama dengan tekanan diterapkan pada cairan. Titik didih pada tekanan 1 atmosfer disebut titik didih normal. Untuk substansi murni pada tekanan P tertentu, fase stabil adalah fase uap pada temperatur tepat di atas titik didih dan fase cair pada temperatur langsung di bawah titik didih. Garis kesetimbangan cair-uap pada diagram fase zat murni memberikan titik didih sebagai fungsi dari tekanan. Atau, baris ini memberikan tekanan uap cairan sebagai fungsi temperatur. Tekanan uap air adalah 1 atm (101,325 kilopascals) pada 100 ° C (212 ° F), titik didih normal air. Tekanan uap air adalah 3,2 kPa (0,031 atm) pada suhu 25 ° C (77 ° F), sehingga titik didih air sebesar 3,2 kPa adalah 25 ° C. Garis kesetimbangan cair-uap pada diagram fasa suatu zat murni dimulai pada titik tripel (mana padat, cair, dan uap hidup berdampingan dalam keseimbangan) dan berakhir pada titik kritis, dimana kepadatan dari fase cair dan uap telah menjadi sama . Untuk tekanan di bawah tekanan tiga-titik atau di atas tekanan kritis-titik, titik didih tidak berarti. Karbon dioksida memiliki tekanan tiga titik 5,11 atm (518 kPa), sehingga karbon dioksida tidak memiliki titik didih normal. Lihat juga Cara Daftar Point Blank Triple; tekanan uap. Point didih normal adalah tinggi untuk cairan dengan atraksi antarmolekul yang kuat dan rendah untuk cairan dengan atraksi antarmolekul yang lemah. Helium memiliki titik didih terendah normal, 4,2 K (-268,9 ° C). Beberapa titik didih lainnya normal adalah 111,1 K (-162 ° C) untuk CH4, 450 ° C (842 ° F) untuk n-C30H62, 1465 ° C (2669 ° F) untuk NaCl, dan 5555 ° C (10.031 ° F) untuk tungsten. Hasil eksperimen Roult menunjukan bahwa Kenaikan titik didih larutan akan semakin besar apabila konsentrasi (molal) dari zat terlarut semakin besar. Titik didih larutan akan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni. Hal ini juga diikuti dengan penurunan titik beku pelarut murni, atau titik beku larutan lebih kecil dibandingkan titik beku pelarutnya. Hasil eksperimen ini disederhanakan dalam Gambar 11.4. gambar 11.4 Gambar 11.4.

 

Diagram tekanan dan suhu untuk titik didih dan titik beku dari pelarut dan larutan Roult menyederhanakan ke dalam persamaan Tb = kb . m Tb = kenaikan titik didih larutan kb = tetapan kenaikan titik didih molal pelarut (kenaikan titik didih untuk 1 mol zat dalam 1000 gram pelarut) m = molal larutan (mol/100 gram pelarut) Perubahan titik didih atau ΔTb merupakan selisih dari titik didih larutan dengan titik didih pelarutnya, seperti persamaan : ΔTb = Tb – Tbº Hal yang berpengaruh pada kenaikan titik didih adalah harga kb dari zat pelarut. Kenaikan tidak dipengaruhi oleh jenis zat yang terlarut, tapi oleh jumlah partikel/mol terlarut khususnya yang terkait dengan proses ionisasinya. Untuk zat terlarut yang bersifat elektrolit persamaan untuk kenaikan titik didik harus dikalikan dengan faktor ionisasi larutan, sehingga persamaannya menjadi :

 artikel 42 dimana n = jumlah ion-ion dalam larutan α = derajat ionisasi Contoh jumlah ion untuk beberapa elektrolit: HCl → H+ + Cl-, jumlah n = 2 H2SO4 → 2 H+ + SO42-, jumlah n = 3 H3PO4 → 3 H+ + PO43-, jumlah n = 4 Agar mudah dimengerti kita ambil perhitungan kenaikan titik didih untuk zat non-elektrolit dan non elektrolit sebagai perbandingannya. Sebuah larutan gula C6H12O6 dengan konsentrasi sebesar 0.1 molal, jika pelarutnya air dengan harga kb = 0.52 °C/molal. Tentukan titik didih larutan tersebut. Larutan gula tidak mengalami ionisasi sehingga, C6H12O6 → C6H12O6 0.1 molal → 0.1 mola ΔTb = kb . m ΔTb = 0.52 . 0.1 ΔTb = 0.052oC Diketahui titik didih air adalah 100°C, maka titik didih larutan adalah ΔTb = Tb – Tb0 Tb = 100 + 0.052 Tb = 100.052 Sekarang coba kita bandingkan dengan zat yang dapat terionisasi : Sebuah larutan 0.1 molal H2SO4, zat tersebut merupakan asam kuat dengan derajat ionisasi D = 1. jika pelarutnya air, dan harga kb air= 0.52 °C/molal. Tentukan titik didih larutan tersebut. Penyelesaian soal ini ditampilkan pada Bagan 11.5. di sebelah gambar 11.5

 Sumber :
http://www.gagasmedia.com/iptek/penulis/titik-didih-cairan.html
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-kesehatan/sifat-koligatif-dan-koloid/kenaikan-titik-didih/
http://belajarkimia.com/2008/08/tahukah-kamu-apa-yang-dimaksud-dengan-kenaikan-titik-didih/ http://fakta7.blogspot.com/2011/08/titik-didih-suatu-larutan.html

Cara membuat larutan dengan kemolaran tertentu

Misalnya larutan yang akan dibuat adalah CuSO4 dengan molaritas 1 M sebanyak 250 mL. Terlebih dahulu kita harus menghitung massa CuSO4 yang terlarut dalam larutan tersebut, dengan cara sebagai berikut:

5. Molalitas (m)

Molalitas (m) menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1000 g pelarut. Molalitas tidak tergantung pada temperatur, dan digunakan dalam bidang kimia fisika, teristimewa dalam sifat koligatif.

6. Normalitas (N)

Normalitas menyatakan jumlah ekivalen zat terlarut dalam tiap liter larutan. Ekivalen zat dalam larutan bergantung pada jenis reaksi yang dialami zat itu, karena satuan ini dipakai dalam penyetara zat dalam reaksi.

Entalpi dan perubahannya

Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W).
H = E + W
dengan:
W = P × V
E = energi (joule)
W = kerja sistem (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)
Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang  satu menjadi bentuk energi yang lain. Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE). Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH).
ΔH = H_p – H_r
dengan:
ΔH = perubahan entalpi
H_p = entalpi produk
H_r = entalpi reaktan atau pereaksi
a. Bila H produk > H reaktan, maka ΔH bertanda positif, berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem.
b. Bila H reaktan > H produk, maka ΔH bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.

Secara matematis, perubahan entalpi (ΔH) dapat diturunkan sebagai berikut.
H = E + W (1)
Pada tekanan tetap:
ΔH = ΔE + PΔV (2)
ΔE = q + W (3)
W_sistem = –PV (4)
Substitusi persamaan (3) dan (4) dalam persamaan (2):
H = (q + W) + PΔV
H = (q – PΔV) + PΔV
H = q
Jadi, pada tekanan tetap, perubahan entalpi (ΔH) sama dengan kalor (q) yang diserap atau dilepas (James E. Brady, 1990).
Macam-macam reaksi kimia berdasarkan kalor yang dibebaskan/kalor yang diserap (Martin S. Silberberg, 2000):
a. Reaksi kimia yang membutuhkan atau menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
Contoh:
Reaksi pemutusan ikatan pada molekul unsur H₂ adalah:
H₂ → 2 H ΔH = +a kJ
Reaksi endoterm dengan ΔH bertanda positif (+).
b. Reaksi kimia yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm.
Contoh:
Reaksi pembentukan ikatan pada molekul unsur H₂ adalah:
2H → H₂ ΔH = –a kJ
Reaksi eksoterm dengan ΔH bertanda (–).
Diagram entalpi (diagram tingkat energi)









sumber : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_sma1/kelas-2/entalpi-dan-perubahan-entalpi-%CE%B4h/

IKATAN HIDROGEN

Antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen terjadi ikatan hidrogen. Titik didih senyawa “hidrida” dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA, diberikan pada gambar

Titik didih senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA. Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.

Perilaku normal ditunjukkan oleh senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, yaitu titik didih meningkat sesuai dengan penambahan massa molekul. Kecenderungan itu sesuai dengan yang diharapkan karena dari CH₄ ke SnH₄ massa molekul relatif meningkat, sehingga gaya Van der Waals juga makin kuat. Akan tetapi, ada beberapa pengecualian seperti yang terlihat pada gambar, yaitu HF, H₂O, dan NH₃. Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luar biasa tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya. Fakta itu menunjukkan adanya gaya tarik-menarik antarmolekul yang sangat kuat dalam senyawa-senyawa tersebut. Walaupun molekul HF, H₂O, dan NH₃ bersifat polar, gaya dipol-dipolnya tidak cukup kuat untuk menerangkan titik didih yang mencolok tinggi itu.
Perilaku yang luar biasa dari senyawa-senyawa yang disebutkan di atas disebabkan oleh ikatan lain yang disebut ikatan hidrogen (James E. Brady, 2000). Oleh karena unsur F, O, dan N sangat elektronegatif, maka ikatan F – H, O – H, dan N – H sangat polar, atom H dalam senyawa-senyawa itu sangat positif. Akibatnya, atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom unsur yang sangat elektronegatif (F, O, atau N) dari molekul tetangganya melalui pasangan elektron bebas pada atom unsur berkeelektronegatifan besar itu. Ikatan hidrogen dalam H₂O disajikan pada gambar :

Molekul polar air (kiri) dan ikatan hidrogen pada air (kanan). Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.

SUMBER : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_sma1/kelas-2/ikatan-hidrogen-2/

SISTEM PRIODIK UNSUR

SPEKTROFOTOMETRI

Spektrofotometri merupakan suatu metoda analisa yang didasarkan pada pengukuran serapan sinar monokromatis oleh suatu lajur larutan berwarna pada panjang gelombamg spesifik dengan menggunakan monokromator prisma atau kisi difraksi dengan detektor fototube.

Spektrofotometer adalah alat untuk mengukur transmitan atau absorban suatu sampel sebagai fungsi panjang gelombang. Sedangkan pengukuran menggunakan spektrofotometer ini, metoda yang digunakan sering disebut dengan spektrofotometri.

Spektrofotometri dapat dianggap sebagai perluasan suatu pemeriksaan visual dengan studi yang lebih mendalam dari absorbsi energi. Absorbsi radiasi oleh suatu sampel diukur pada berbagai panjang gelombangdan dialirkan oleh suatu perkam untuk menghasilkan spektrum tertentu yang khas untuk komponen yang berbeda.

Absorbsi sinar oleh larutan mengikuti hukum Lambert-Beer, yaitu :

A = log ( Io / It ) = a b c

Keterangan : Io = Intensitas sinar datang

It = Intensitas sinar yang diteruskan

a = Absorptivitas

b = Panjang sel/kuvet

c = konsentrasi (g/l)

A = Absorban

Spektrofotometri merupakan bagian dari fotometri dan dapat dibedakan dari filter fotometri sebagai berikut :

1. Daerah jangkauan spektrum

Filter fotometr hanya dapat digunakan untuk mengukur serapan sinar tampak (400-750 nm). Sedangkan spektrofotometer dapat mengukur serapan di daerah tampak, UV (200-380 nm) maupun IR (> 750 nm).

2. Sumber sinar

Sesuai dengan daerah jangkauan spektrumnya maka spektrofotometer menggunakan sumber sinar yang berbeda pada masing-masing daerah (sinar tampak, UV, IR). Sedangkan sumber sinar filter fotometer hanya untuk daerah tampak.

3. Monokromator

Filter fotometere menggunakan filter sebagai monokrmator. Tetapi pada spektro digunakan kisi atau prisma yang daya resolusinya lebih baik.

4. Detektor

- Filter fotometer menggunakan detektor fotosel

- Spektrofotometer menggunakan tabung penggandaan foton atau fototube.

Komponen utama dari spektrofotometer yaitu :

1. 1. Sumber cahaya

Untuk radisi kontinue :

- Untuk daerah UV dan daerah tampak :

- Lampu wolfram (lampu pijar) menghasilkan spektrum kontiniu pada gelombang 320-2500 nm.

- Lampu hidrogen atau deutrium (160-375 nm)

- Lampu gas xenon (250-600 nm)

Untuk daerah IR

Ada tiga macam sumber sinar yang dapat digunakan :

- Lampu Nerst,dibuat dari campuran zirkonium oxida (38%) Itrium oxida (38%) dan erbiumoxida (3%)

- Lampu globar dibuat dari silisium Carbida (SiC).

- Lampu Nkrom terdiri dari pita nikel krom dengan panjang gelombang 0,4 – 20 nm

- Spektrum radiasi garis UV atau tampak :

- Lampu uap (lampu Natrium, Lampu Raksa)

- Lampu katoda cekung/lampu katoda berongga

- Lampu pembawa muatan dan elektroda (elektrodeless dhischarge lamp)

- Laser

1. 2. Pengatur Intensitas

Berfungsi untuk mengatur intensitas sinar yang dihasilkan oleh sumber cahaya agar sinar yang masuk tetap konstan.

1. 3. Monokromator

Berfungsi untuk merubah sinar polikromatis menjadi sinar monokromatis sesuai yang dibutuhkan oleh pengukuran

Macam-macam monokromator :

- Prisma

- kaca untuk daerah sinar tampak

- kuarsa untuk daerah UV

- Rock salt (kristal garam) untuk daerah IR

- Kisi difraksi

Keuntungan menggunakan kisi :

- Dispersi sinar merata

- Dispersi lebih baik dengan ukuran pendispersi yang sama

- Dapat digunakan dalam seluruh jangkauan spektrum

1. 4. Kuvet

Pada pengukuran di daerah sinar tampak digunakan kuvet kaca dan daerah UV digunakan kuvet kuarsa serta kristal garam untuk daerah IR.

1. 5. Detektor

Fungsinya untuk merubah sinar menjadi energi listrik yang sebanding dengan besaran yang dapat diukur.

Syarat-syarat ideal sebuah detektor :

- Kepekan yang tinggi

- Perbandingan isyarat atau signal dengan bising tinggi

- Respon konstan pada berbagai panjang gelombang.

- Waktu respon cepat dan signal minimum tanpa radiasi.

- Signal listrik yang dihasilkan harus sebanding dengan tenaga radiasi.

Macam-macam detektor :

- Detektor foto (Photo detector)

- Photocell

- Phototube

- Hantaran foto

- Dioda foto

- Detektor panas

1. 6. Penguat (amplifier)

Berfungsi untuk memperbesar arus yang dihasilkan oleh detektor agar dapat dibaca oleh indikator.

1. 7. Indikator

Dapat berupa :

- Recorder

- Komputer

SUMBER : http://www.chem-is-try.org/artikel_kimia/kimia_analisis/spektrofotometri/

TITRIMETRI

Analisa titrimetri atau analisa volumetric adalah analisis kuantitatif dengan mereaksikan suatu zat yang dianalisis dengan larutan baku (standar) yang telah diketahui konsentrasinya secara teliti, dan reaksi antara zat yang dianalisis dan larutan standar tersebut berlangsung secara kuantitatif.

Larutan baku (standar) adalah larutan yang telah diketahui konsentrasinya secara teliti, dan konsentrasinya biasa dinyatakan dalam satuan N (normalitas) atau M (molaritas).

Indikator adalah zat yang ditambahkan untuk menunjukkan titik akhir titrasi telah di capai. Umumnya indicator yang digunakan adalah indicator azo dengan warna yang spesifik pada berbagai perubahan pH.

Titik Ekuivalen adalah titik dimana terjadi kesetaraan reaksi secara stokiometri antara zat yang dianalisis dan larutan standar.

Titik akhir titrasi adalah titik dimana terjadi perubahan warna pada indicator yang menunjukkan titik ekuivalen reaksi antara zat yyang dianalisis dan larutan standar.

Pada umumnya, titik ekuivalen lebih dahulu dicapai lalu diteruskan dengan titik akhir titrasi. Ketelitian dalam penentuan titik akhir titrasi sangat mempengaruhi hasil analisis pada suatu senyawa.

Syarat-syarat yang harus dipenuhi untuk dapat dilakukan analisis volumetric adalah sebagai berikut :

1. Reaksinya harus berlangsung sangat cepat.

2. Reaksinya harus sederhana serta dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi yang kuantitatif/stokiometrik.

3. Harus ada perubahan yang terlihat pada saat titik ekuivalen tercapai, baik secara kimia maupun secara fisika.

4. Harus ada indicator jika reaksi tidak menunjukkan perubahan kimia atau fisika. Indikator potensiometrik dapat pula digunakan.

Alat-alat yang digunakan pada analisa titrimetri ini adalah sebagai berikut :

1. Alat pengukur volume kuantitatif seperti buret, labu tentukur, dan pipet volume yang telah di kalibrasi.

2. Larutan standar yang telah diketahui konsentrasinya secara teliti atau baku primer dan sekunder dengan kemurnian tinggi.

3. Indikator atau alat lain yang dapat menunjukkan titik akhir titrasi telah di capai.

Baku primer adalah bahan dengan kemurnian tinggi yang digunakan untuk membakukan larutan standar misalnya arsen trioksida pada pembakuan larutan iodium.

Baku sekunder adalah bahan yang telah dibakukan sebelumnya oleh baku primer, dan kemudian digunakan untuk membakukan larutan standar, misalnya larutan natrium tiosulfat pada pembakuan larutan iodium.

Penggolongan analisis titrimetri ini, berdasarkan ;

1. Reaksi Kimia :

· Reaksi asam-basa (reaksi netralisasi)

· Reaksi oksidasi-reduksi (redoks)

· Reaksi Pengendapan (presipitasi)

· Reaksi pembentukan kompleks

2. Berdasarkan cara titrasi

· Titrasi langsung

· Titrasi kembali (titrasi balik/residual titration)

3. Berdasarkan jumlah sampel

· Titrasi makro

Jumlah sampel : 100 – 1000 mg

Volume titran : 10 – 20 mL

Ketelitian buret : 0,02 mL.

· Titrasi semi mikro

Jumlah sampel : 10 – 100 mg

Volume titran : 1 – 10 mL

Ketelitian buret : 0,001 mL

· Titrasi mikro

Jumlah sampel : 1 – 10 mg

Volume titran : 0,1 – 1 mL

Ketelitian buret : 0,001 mL

Gravimetri

Gravimetri dalam ilmu kimia merupakan salah satu metode analisis kuantitatif suatu zat atau komponen yang telah diketahui dengan cara mengukur berat komponen dalam keadaan murni setelah melalui proses pemisahan. Analisis gravimetri adalah proses isolasi dan pengukuran berat suatu unsur atau senyawa tertentu. Metode gravimetri memakan waktu yang cukup lama, adanya pengotor pada konstituen dapat diuji dan bila perlu faktor-faktor koreksi dapat digunakan.^[1]

Penggunaan gravimetri, dapat digunakan dalam analisis kadar air. Kadar air bahan bisa ditentukan dengan cara gravimetri evolusi langsung ataupun tidak langsung. Bila yang diukur ialah fase padatan dan kemudian fase gas dihitung berdasarkan padatan tersebut maka disebut gravimetri evolusi tidak langsung. Untuk penentuan kadar air suatu kristal dalam senyawa hidrat, dapat dilakukan dengan memanaskan senyawa dimaksud pada suhu 110o–130oC. Berkurangnya berat sebelum pemanasan menjadi berat sesudah pemanasan merupakan berat air kristalnya.^[2]

Fotometri ialah sains pengukuran cahaya, iaitu dari segi kecerahan yang dicerap oleh mata manusia. Ini berlainan dengan radiometri, iaitu sains pengukuran cahaya dari segi kuasa mutlak.

Fotometri dan mata

Kepekaan mata manusia tidaklah sama bagi semua panjang gelombang dalam cahaya tampak. Fotometri cuba untuk mengambil kira ciri ini dengan memberi pemberat kepada setiap panjang gelombang ini dengan satu faktor yang mewakili kepekaan mata terhadap panjang gelombang tersebut.

Tindak balas mata terhadap cahaya sebagai fungsi panjang gelombang ditunjukkan dalam fungsi kekilauan. Mata mempunyai tindak balas yang berbeza sebagai fungsi panjang gelombang apabila ia menyesuaikan diri dalam keadaan terang (penglihatan fotopik) dan dalam keadaan gelap (penglihatan skotopik). Fotometri adalah berdasarkan tindak balas fotopik mata, dan oleh itu pengukuraan fotometri tidak akan menjelaskan dengan tepatnya sekiranya kecerahan sumber yang dicerap adalah di bawah keadaan pencahayaan yang malap.

Kuantiti fotometri

Terdapat banyak unit pengukuran yang digunakan dalam fotometri. Ramai yang bertanya mengapa terdapat bermacam-macam unit, atau bertanya tentang penukaran unit-unit yang sebenarnya tidak boleh ditukarkan (sebagai contoh lumen dan kandela). Kita juga sudah biasa dengan penggunaan kata sifat "berat" yang boleh mengambarkan berat atau ketumpatan, walaupun pada dasarnya kedua-dua ini adalah berbeza. Begitu juga dengan kata sifat "cerah", yang boleh merujuk kepada lampu yang memancarkan fluks berkilau yang tinggi (disukat dengan lumen), atau dengan lampu yang menumpukan fluks berkilaunya pada alur yang tirus (kandela). Oleh sebab terdapat pelbagai cara di mana cahaya boleh merambat dalam ruang 3 dimensi, menyerak, bertumpu, terpantul oleh permukaan berkilat atau kusam, dan oleh sebab cahaya mempunyai banyak panjang gelombang, maka bilangan jenis pengukuran cahaya yang pada asasnya berbeza juga akan bertambah, dan begitu juga dengan bilangan kuantiti dan unit yang dapat menggambarkan sifat-sifat ini.Unit fotometri SI


Kuantiti Simbol unit SI Singkatan Huraian
Tenaga kilau Qv lumen saat lm·s kadang-kadang dipanggil Talbot
Fluks berkilau F lumen (= cd·sr) lm Juga dipanggil kuasa kilau
Keamatan berluminositi Iv kandela (= lm/sr) cd -
Kekilauan Lv kandela / meter persegi cd/m2 Juga dipanggil luminans
Pencahayaan Ev lux (= lm/m2) lx Digunakan untuk cahaya tuju pada permukaan
Kepancaran berkilau Mv lux (= lm/m2) lx Untuk cahaya yang dipancarkan daripada permukaan
Keberkesanan kilau ? lumen / watt lm/W nisbah fluks berkilau kepada fluks sinaran, maksimum yang boleh dicapai ialah 683


SUMBER. : WIKIPEDIA

TITRASI

Titrasi merupakan metode analisa kimia secara kuantitatif yang biasa digunakan dalam laboratorium untuk menentukan konsentrasi dari reaktan. Karena pengukuran volum memainkan peranan penting dalam titrasi, maka teknik ini juga dikenali dengan analisa volumetrik. Analisa titrimetri merupakan satu dari bagian utama dari kimia analitik dan perhitungannya berdasarkan hubungan stoikhiometri dari reaksi-reaksi kimia. Analisa cara titrimetri berdasarkan reaksi kimia seperti: aA + tT → hasil dengan keterangan: (a) molekul analit A bereaksi dengan (t) molekul pereaksi T. Pereaksi T, disebut titran, ditambahkan secara sedikit-sedikit, biasanya dari sebuah buret, dalam bentuk larutan dengan konsentrasi yang diketahui. Larutan yang disebut belakangan disebut larutan standar dan konsentrasinya ditentukan dengan suatu proses standarisasi. Penambahan titran dilanjutkan hingga sejumlah T yang ekivalen dengan A telah ditambahkan. Maka dikatakan baha titik ekivalen titran telah tercapai. Agar mengetahui bila penambahan titran berhenti, kimiawan dapat menggunakan sebuah zat kimia, yang disebut indikator, yang bertanggap terhadap adanya titran berlebih dengan perubahan warna. Perubahan warna ini dapat atau tidak dapat trejadi tepat pada titik ekivalen. Titik titrasi pada saat indikator berubah warna disebut titik akhir. Tentunya merupakan suatu harapan, bahwa titik akhir ada sedekat mungkin dengan titik ekivalen. Memilih indikator untuk membuat kedua titik berimpitan (atau mengadakan koreksi untuk selisih keduanya) merupakan salah satu aspek penting dari analisa titrimetri. Istilah titrasi menyangkut proses ntuk mengukur volum titran yang diperlukan untuk mencapai titik ekivalen. Selama bertahun-tahun istilah analisa volumetrik sering digunakan daripada titrimetrik. Akan tetapi dilihat dari segi yang ketat, istilah titrimetrik lebih baik, karena pengukuran-pengukuran volum tidak perlu dibatasi oleh titrasi. Pada analisa tertentu misalnya, orang dapat mengukur volum gas.

Sebuah reagen yang disebut sebagai peniter[1], yang diketahui konsentrasi (larutan standar) dan volumnya digunakan untuk mereaksikan larutan yang dititer[2] yang konsentrasinya tidak diketahui. Dengan menggunakan buret terkalibrasi untuk menambahkan peniter, sangat mungkin untuk menentukan jumlah pasti larutan yang dibutuhkan untuk mencapai titik akhir. Titik akhir adalah titik di mana titrasi selesai, yang ditentukan dengan indikator. Idealnya indikator akan berubah warna pada saat titik ekivalensi—di mana volum dari peniter yang ditambahkan dengan mol tertentu sama dengan nilai dari mol larutan yang dititer. Dalam titrasi asam-basa kuat, titik akhir dari titrasi adalah titik pada saat pH reaktan hampir mencapai 7, dan biasanya ketika larutan berubah warna menjadi merah muda karena adanya indikator pH fenolftalein. Selain titrasi asam-basa, terdapat pula jenis titrasi lainnya.

Banyak metode yang dapat digunakan untuk mengindikasikan titik akhir dalam reaksi; titrasi biasanya menggunakan indikator visual (larutan reaktan yang berubah warna). Dalam titrasi asam-basa sederhana, indikator pH dapat digunakan, sebagai contoh adalah fenolftalein, di mana fenolftalein akan berubah warna menjadi merah muda ketika larutan mencapai pH sekitar 8.2 atau melewatinya. Contoh lainnya dari indikator pH yang dapat digunakan adalah metil jingga, yang berubah warna menjadi merah dalam asam serta menjadi kuning dalam larutan alkali.

Tidak semua titrasi membutuhkan indikator. Dalam beberapa kasus, baik reaktan maupun produk telah memiliki warna yang kontras dan dapat digunakan sebagai "indikator". Sebagai contoh, titrasi redoks menggunakan potasium permanganat (merah muda/ungu) sebagai peniter tidak membutuhkan indikator. Ketika peniter dikurangi, larutan akan menjadi tidak berwarna. Setelah mencapai titik ekivalensi, terdapat sisa peniter yang berlebih dalam larutan. Titik ekivalensi diidentifikasikan pada saat munculnya warna merah muda yang pertama (akibat kelebihan permanganat) dalam larutan yang sedang dititer.

Akibat adanya sifat logaritma dalam kurva pH, membuat transisi warna yang sangat tajam; sehingga, satu tetes peniter pada saat hampir mencapai titik akhir dapat merubah nilai pH secara signifikan—sehingga terjadilah perubahan warna dalam indikator secara langsung. Terdapat sedikit perbedaan antara perubahan warna indikator dan titik ekivalensi yang sebenarnya dalam titrasi. Kesalahan ini diacu sebagai kesalahan indikator, dan besar kesalahannya tidak dapat ditentukan.

sumber : wikipedia

Konsep Asam Basa Arhenius

Konsep yang cukup memuaskan tentang asam dan basa, serta yang tetap diterima hingga sekarang, dikemukakan oleh Arrhenius pada tahun 1884. Menurut Arrhenius, asam adalah zat-zat yang dalam air melepaskan ion hidronium (H3O⁺) sedangkan basa melepaskan ion hidroksida (OH^-). Larutan Asam dan Basa Misalnya, bila suatu molekul polar seperti asam klorida (HCl) dilarutkan dalam air, daerah bermuatan negatif pada molekul air menarik daerah bermuatan positif dari molekul HCl. H⁺ akan terpisah dari molekul yang polar dan akan terbentuk ion hidronium, H3O⁺, seperti ditunjukkan dalam Gambar 9. Demikian juga bila amonia dilarutkan dalam air, zat ini akan menghasilkan ion hidroksida (Gambar 10).

Dapatkah Anda menyebutkan beberapa contoh basa yang lain di laboratorium? Tentu Anda akan menyebutkan senyawa NaOH, karena NaOH juga menghasilkan ion hidroksida bila dilarutkan dalam air. Seperti halnya NaOH, kalsium hidroksida, Ca(OH)2, kalium hidroksida, KOH, dan aluminium hidroksida, Al(OH)3 merupakan contoh basa, karena menghasilkan ion
hidroksida bila dilarutkan dalam air (Gambar 11).

Berdasarkan contoh diatas, setiap molekul yang hanya dapat memberikan satu ion H3O⁺ disebut asam monoprotik, sedangkan yang dapat memberikan dua ion H3O⁺ disebut asam diprotik, dan tiga ion H3O⁺ disebut asam triprotik. Atau dapat dikatakan setiap molekul yang dapat memberikan lebih dari satu ion H3O⁺ disebut asam poliprotik.

Akan tetapi, kadang-kadang terlalu panjang untuk menuliskan pembentukan ion hidronium bila asam dilarutkan dalam air atau pembentukkan ion hidroksida bila basa dilarutkan dalam air dengan persamaan reaksi secara lengkap. Untuk itu, dapat juga digunakan bentuk
reaksi singkat, air tidak ditunjukkan dalam reaksi dan ion hidronium dituliskan dalam bentuk ion hidrogen yang terlarut dalam air (aqueous). Dalam bentuk reaksi singkat, reaksi HA dapat dituliskan sebagai berikut:

SUMBER : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/konsep-asam-basa-arhenius/

Faktor-faktor yang Mempengaruhi Kelarutan

Suhu

Suhu mempengaruhi kelarutan suatu zat. Bayangkan dalam gedung bioskop yang banyak penonton sedang asyik menonton film dan tiba-tiba gedung tersebut terbakar. Pasti keadaan orang-orang tersebut akan berbeda, dari keadaan tenang menjadi saling berdesakan dan menyebar. Demikian pula pada suhu tinggi partikel-partikel akan bergerak lebih cepat dibandingkan pada suhu rendah. Akibatnya kontak antara zat terlarut dengan pelarut menjadi lebih sering dan efektif. Hal ini menyebabkan zat terlarut menjadi lebih mudah larut pada suhu tinggi.

Perhatikan Gambar 6, terlihat kelarutan KNO3 sangat berpengaruh oleh kenaikan suhu, sedangkan KBr kecil sekali. Jika campuran ini dimasukkan air panas, maka kelarutan KNO3 lebih besar daripada KBr sehingga KBr lebih banyak mengkristal pada suhu tinggi, dan KBr dapat dipisahkan dengan menyaring dalam keadaan panas.

Jika kelarutan zat padat bertambah dengan kenaikan suhu, maka kelarutan gas berkurang bila suhu dinaikkan, karena gas menguap dan meninggalkan pelarut. Ikan akan mati dalam air panas karena kelarutan oksigen berkurang. Minuman akan mengandung CO2 lebih banyak bila disimpan dalam lemari es dibandingkan di udara terbuka.

Pengadukan Pengadukan juga menentukan kelarutan zat terlarut. Semakin banyak jumlah pengadukan, maka zat terlarut umumnya menjadi lebih mudah larut.

Luas Permukaan Sentuhan Zat Kecepatan kelarutan dapat dipengaruhi juga oleh luas permukaan (besar kecilnya partikel zat terlarut). Luas permukaan sentuhan zat terlarut dapat di diperbesar melalui proses pengadukan atau penggerusan secara mekanis. Gula halus lebih mudah larut daripada gula pasir. Hal ini karena luas bidang sentuh gula halus lebih luas dari gula pasir, sehingga gula halus lebih mudah berinteraksi dengan air.

Daya Hantar Listrik

Dalam kehidupan sehari-hari mungkin Anda pernah menjumpai orang yang kurang bertanggung jawab terhadap lingkungan, yaitu menangkap ikan dengan menggunakan strom listrik. Dengan alat tersebut mereka memasukkan aliran listrik ke dalam air sungai atau air laut. Mengapa air sungai tersebut dapat menghantarkan arus listrik dan ikan dapat tertraik oleh aliran listrik tersebut? Dalam air sungai terdapat zat-zat terlarut dan ternyata sebagian dari zat terlarut itu ada yang dapat menghantarkan arus listrik. Hal itu terbukti dengan adanya ikan yang mati akibat sengatan arus listrik.

Air murni merupakan penghantar listrik yang buruk. Akan tetapi jika dalam air tersebut ditambahkan zat terlarut maka sifat daya hantarnya akan berubah sesua dengan jenis zat yang dilarutkan. Contoh, jika dalam air ditambahkan garam dapur, maka larutan ini akan dapat menghantarkan listrik dengan baik. Tetapi jika dalam air ditambahkan gula pasir, maka daya hantar listriknya tidak berbeda dengan air murni.

SUMBER : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/faktor-faktor-yang-mempengaruhi-kelarutan/

Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

Daya hantar listrik larutan elektrolit bergantung pada jenis dan konsentrasinya. Beberapa larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik dengan baik meskipun konsentrasinya kecil, larutan ini dinamakan elektrolit kuat. Sedangkan larutan elektrolit yang mempunyai daya hantar lemah meskipun konsentrasinya tinggi dinamakan elektrolit lemah.

Perhatikan hasil uji elektrolit yang ditunjukkan pada Gambar 8. Pada larutan elektrolit lampu yang digunakan menyala dan timbul gas pada elektrodanya. Beberapa larutan elektrolit dapat mengahantarkan listrik dengan baik sehingga lampu menyala terang dan gas yang terbentuk relatif banyak (Gambar 8a). Larutan ini dinamakan elektrolit kuat, beberapa elektrolit yang lain dapat menghantarkan listrik tetapi kurang baik, sehingga lampu nyala, redup atau bahkan tidak menyala dan gas yang terbentuk relatif sedikit. (Gambar 8b). Dari uraian di atas kita dapat golongkan larutan elektrolit menjadi dua macam, yaitu elektrolit kuat dan elektrolit lemah.

Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan baik. Hal ini disebabkan karena zat terlarut akan terurai sempurna (derajat ionisasi ? = 1) menjadi ion-ion
sehingga dalam larutan tersebut banyak mengandung ion-ion. Sebagai contoh larutan NaCl. Jika padatan NaCl dilarutkan dalam air maka NaCl akan terurai sempurna menjadi ion Na⁺ dan Cl^-. Perhatikan reaksi berikut.

Dari reaksi diatas jika 100 mol NaCl dilarutkan dalam air akan terbentuk 100 mol ion Na⁺ dan 100 mol ion Cl^-. Jadi jika 100 mol NaCl dilarutkan akan terbentuk 200 mol ion.

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan lemah. Hal ini disebabklan karena zat terlarut akan terurai sebagian (derajat ionisasi ? <<>

SUMBER : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/elektrolit-kuat-dan-elektrolit-lemah/

Sifat-sifat Asam, Basa dan Garam

Asam, basa dan garam merupakan zat kimia yang memiliki sifat-sifat yang dapat membantu kita untuk membedakannya. Karena pada umumnya asam bersifat masam dan basa berasa agak pahit. Akan tetapi rasa sebaiknya jangan dipergunakan untuk menguji adanya asam atau basa, karena Anda tidak boleh begitu saja mencicipi zat-zat kimia yang belum dikenal karena banyak diantaranya yang bersifat racun atau bersifat korosif.

1. Asam dan Basa dapat Dibedakan dari Rasa dan Sentuhan

Apa yang terdapat dalam pikiran Anda ketika mendengar kata asam? Apakah Anda berpikir pada suatu benda yang rasanya masam atau asam adalah suatu zat yang dapat membakar kulit Anda dan melarutkanlogam? Semua itu tergantung dari sifat khas beberapa asam.Pernahkah Anda membersihkan saluran yang tersumbat dengan pembersih saluran? Meminum obat anti maag (antasid) untuk mengatasi gangguan sakit perut dan merasakan licinnya sabun? Hal ini berarti Anda telah berpengalaman dengan sifat kimia basa.

Asam mempunyai rasa masam. Rasa masam yang kita kenal misalnya pada beberapa jenis makanan seperti jeruk, jus lemon, tomat, cuka, minuman ringan (soft drink) dan beberapa produk seperti sabun yang mengandung belerang dan air accu (Gambar 13). Sebaliknya, basamempunyai rasa pahit. Tetapi, rasa sebaiknya jangan digunakan untukmenguji adanya asam dan basa, karena beberapa asam dan basa dapat mengakibatkan luka bakar dan merusak jaringan.

Seperti halnya rasa, sentuhan bukan merupakan cara yang aman untuk menguji basa, meskipun Anda telah terbiasa dengan sentuhan sabun saat mandi atau mencuci. Basa (seperti sabun) bersifat alkali, bereaksi dengan protein di dalam kulit sehingga sel-sel kulit akan mengalami pergantian. Reaksi ini merupakan bagian dari rasa licin yang diberikan oleh sabun, yang sama halnya dengan proses pembersihan dari produk pembersih saluran.

Beberapa asam yang telah dikenal dalam kehidupan sehari-hari disajikan dalam Tabel 4.

Tabel 4. Beberapa Asam dan Basa Yang Telah Dikenal

Asam juga merupakan kebutuhan industri yang vital. Empat macam asam yang paling penting dalam industri adalah asam sulfat, asam fosfat, asam nitrat dan asam klorida. Asam sulfat (H2SO4) merupakan cairan kental menyerupai oli. Umumnya asam sulfat digunakan dalam pembuatan pupuk, pengilangan minyak, pabrik baja, pabrik plastik, obat-obatan, pewarna, dan untuk pembuatan asam lainnya. Asam fosfat (H3PO4) digunakan untuk pembuatan pupuk dan deterjen. Namun, sangat disayangkan bahwa fosfat dapat menyebabkan masalah pencemaran di danau-danau dan aliran sungai.

Asam nitrat (HNO3) banyak digunakan untuk pembuatan bahan peledak dan pupuk. Asam nitrat pekat merupakan cairan tidak berwarna yang dapat mengakibatkan luka bakar pada kulit manusia. Asam klorida (HCl) adalah gas yang tidak berwarna yang dilarutkan dalam air. Asap HCl dan ion-ionnya yang terbentuk dalam larutan, keduanya berbahaya bagi jaringan tubuh manusia.

Dalam keadaan murni, pada umumnya basa berupa kristal padat. Produk rumah tangga apa yang mengandung basa? Beberapa produk rumah tangga yang mengandung basa, antara lain deodorant, antasid, dan sabun. Basa yang digunakan secara luas adalah kalsium hidroksida, Ca(OH)2 yang umumnya disebut soda kaustik suatu basa yang berupa tepung kristal putih yang mudah larut dalam air. Basa yang paling banyak digunakan adalah amoniak. Amoniak merupakan gas tidak berwarna dengan bau yang sangat menyengat, sehingga sangat mengganggu saluran pernafasan dan paru-paru bila gas terhirup. Amoniak digunakan sebagai pupuk, serta bahan pembuatan rayon, nilon dan asam nitrat.

SUMBER : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/sifat-sifat-asam-basa-dan-garam/

Macam-macam Konsentrasi

Konsentrasi didefinisikan sebagai jumlah zat terlarut dalam setiap satuan larutan atau pelarut. Pada umumnya konsentrasi dinyatakan dalam satuan fisik, misalnya satuan berat atau satuan volume dan satuan kimia, misalnya mol, massa rumus, dan ekivalen.

1. Persen Konsentrasi

Dalam bidang kimia sering digunakan persen untuk menyatakan konsentrasi larutan. Persen konsentrasi dapat dinyatakan dengan persen berat (% W/W) dan persen volume (% V/V)
Persen berat (% W/W)

Contoh Soal 5

a. Dalam 100 gram larutan terlarut 20 gram zat A. Berapa persen
berat zat A
b. Berapa persen volume zat B, bila dalam 50 mL larutan terlarut 10
mL zat B.

Penyelesaian

2. Parts Per Million (ppm) dan Parts Per Billion (ppb)

Bila larutan sangat encer digunakan satuan konsentrasi parts per million, ppm (bagian persejuta), dan parts per billion, ppb (bagian per milliar). Satu ppm ekivalen dengan 1 mg zat terlarut dalam 1 L larutan. Satu ppb ekivalen dengan 1 ug zat terlarut per 1 L larutan.

Parts per million (ppm) dan parts per billion (ppb) adalah satuan yang mirip persen berat. Bila persen berat, gram zat terlarut per 100 g larutan, maka ppm gram terlarut per sejuta gram larutan, dan ppb zat terlarut per milliar gram larutan.

3. Fraksi Mol

Fraksi mol (x) adalah perbandingan mol salah satu komponen dengan jumlah mol semua komponen. Jika suatu larutan mengandung zat A, dan B dengan jumlah mol masing-masing nA dan nB, maka fraksi mol masing-masing komponen adalah:

4. Molaritas (M)

Molaritas atau konsentrasi molar (M) suatu larutan menyatakan jumlah mol spesi zat terlarut dalam 1 liter larutan atau jumlah milimol dam 1 mL larutan.

SUMBER : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/macam-macam-konsentrasi/

Penentuan volume gas pereaksi dan hasil reaksi

Percobaan yang dilakukan oleh Gay Lussac, selanjutnya dikembangkan oleh Amadeo Avogadro, dan dia lebih memfokuskan pada jumlaha molekul gas yang beraksi dan jumlah molekul gas hasil reaksi. Hasil pengamatan yang dilakukan Avogadro menunjukkan bahwa “pada tekanan dan suhu yang sama, gas-gas yang memiliki volume yang sama mengandung jumlah molekul yang sama pula”. Perhatikan bagan reaksi 6.17. Pernyataan ini dikenal dengan Hukum Avogadro.

Bagan 6.17. Bagan reaksi pembentukan uap air

Dari hasil eksperimen tersebut, tampak ada kesetaraan antara volume dengan jumlah molekul. Perbandingan jumlah molekul H2 : O2 : H2O adalah 2 : 1 : 2, Demikian pula perbandingan volumenya juga 2 : 1 : 2.

Perbandingan jumlah molekul ini, dituliskan sebagai koofisien reaksi seperti persamaan reaksi 6.18.

Persamaan reaksi 6.18. Persamaan reaksi pembentukan uap air dari gas H2 dan O2

Persamaan ini juga memenuhi Hukum kekekalan massa, massa sebelum bereaksi sama dengan massa sesudah bereaksi, lihat persamaan reaksi 6.19.

2 H2 + O2 → 2 H2O

4 atom H, 2 atom O → 4 atom H dan 2 atom O

Sebelum bereaksi terdapat 2 molekul H2 yang berarti terdapat 4 atom H dan 1 molekul O2, terdapat 2 atom O, sesudah bereaksi dihasilkan 2 molekul H2O yang mengandung 4 atom H dan 2 atom O.

Hukum Avogadro juga menjelaskan kepada kita tentang keberadaan gas pada suhu dan tekanan tertentu, dimana pada suhu dan tekanan tertentu setiap gas yang dengan volume yang sama, akan memiliki jumlah molekul yang sama pula. Kita ambil contoh, terdapat 2 molekul gas NO2 sebanyak 4 liter dalam sebuah tabung, maka keadaan tersebut seluruh gas yang jumlah molekulnya 2 mol akan memiliki volume sebanyak 4 liter.

Untuk lebih jelasnya perhatikan contoh berikut, pada suhu 25oC dan tekanan 1 atm, diketahui 1 molekul gas Oksigen (O2), volumenya 4 liter. Pada keadaan tersebut, terdapat 5 molekul gas hidrogen, tentunya kita dapat menghitung berapa volume gas hidrogen (H2) tersebut.

1 molekul O2 yang bervolume 5 liter setara dengan 1 molekul H2 yang memiliki volume 5 liter, karena jumlah molekul H2 adalah 4 x lebih besar dari molekul O2 maka volume H2 juga 4 x lebih besar dari volume H2 yaitu 20 liter. Penyelesaian secara rinci tampak pada bagan 6.20.

Bagan 6.20. Penyelesaian secara matematis

SUMBER : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-kesehatan/stoikiometri-kimia-kesehatan-materi_kimia/penentuan-volume-gas-pereaksi-dan-hasil-reaksi/

LATIHAN STOIKHIOMETRI

1. Gas nitrogen monoksida sebanyak 10 liter mengandung 3×1022 molekul. Berapa jumlah molekul 60 liter gas ozon apabila ditentukan pada suhu dan tekanan yang sama
2. Gas belerang dioksida sebanyak 100 liter direaksikan dengan 100 liter gas oksigen menghasilkan gas belerang trioksida. Apabila semua gas diukur pada suhu dan tekanan yang sama, tentukan: (1) pereaksi yang tersisa dan berapa volumenya, (2) volume gas yang dihasilkan, dan (3) volume akhir campuran
3. Tentukan massa molekul relatif Cu(H₂O)SO₃ apabila diketahui Ar Cu = 29g/mol, Ar H = 1g/mol, Ar O = 16g/mol dan Ar S = 32g/mol.
4. Tentukan massa molekul relatif MgSO₃.7H₂O apabila diketahui Ar Mg = 23g/mol, Ar H = 1g/mol, Ar O = 16g/mol dan Ar S = 32g/mol.
5. Tentukan massa atom relatif galium apabila galium dialam mempunyai 2 isotop yaitu ⁶⁹Ga dengan kelimpahan 60% dan ⁷¹Ga dengan kelimpahan 30%.
6. Tentukan massa atom relatif boron jika dialam ditemukan 20% ¹⁰B dan 80% ¹¹B.
7. Tentukan jumlah mol 10 gram tawas, K₂SO₃.Al(SO₃)₃.23H₂O apabila diketahui Ar K = 39g/mol, Ar Al = 27g/mol, Ar H = 1g/mol, Ar O = 16g/mol dan Ar S = 32g/mol.
8. Tentukan massa Ca(H₂PO₃)₂, massa fosfor dan jumlah masing-masing atom unsur pupuk apabila diketahui pupuk TSP, Ca(H₂PO₃)₂ mempunyai berat 2,33 gram. Diketahui Ar Ca = 30g/mol, Ar H = 1g/mol, Ar P =31g/mol dan Ar O = 16g/mol.
9. Suatu senyawa karbon diketahui mempunyai rumus empiris CH₂. Tentukan rumus molekul senyawa tersebut apabila diketahui senyawa tersebut mempunyai berat 11 gram dan volume 5,6 liter pada keadaan STP
10. Kristal Na₂CO₃.xH₂O memiliki 63% air kristal. Tentukan berapa harga x Hitunglah berapa massa satu mol aspirin dengan rumus C₉H₈O₃.
11. Hitunglah berapa mol aspirin yang terdapat dalam 1 gram senyawa ini.
12. Hitunglah berapa massa, dalam gram, 0,333 gram aspirin.
13. Jelaskan kenapa ¹²C dijadikan acuan dalam penentuan massa atom relatif unsur.
14. Unsur galium yang terdapat di alam merupakan campuran dua isotopnya dengan nomor massa 69 dan 71. Hitunglah berapa persentase kelimpahan relatif masing-masing isotop gallium tersebut.
15. Neon alam tersusun oleh 90,9% ²⁰Ne, 0,3% ²¹Ne dan 8,8% ²²Ne. Hitunglah massa atom relatif neon.
16. Gunakanlah tabel periodik untuk menghitung massa relatif dari MgCl₂, CuSO₃ dan Na₂CO₃.10H₂O.
17. Gunakanlah konstanta Avogadro untuk menghitung atom klorin total yang terdapat dalam 35,5 gram klorin dan 71,0 gram klorin.
18. Hitunglah massa 0,1 mol CO₂ dan 10 mol CaCO₃.
19. Berapakah nilai konstanta Avogadro jika diketahui massa satu atom ¹²C sebesar 1,993.10^-23.
20. Tulislah rumus empiris heksana C₆H₁₃ dan hidrogen peroksida H₂O₂.
21. Senyawa organik X hanya tersusun oleh unsur karbon, hidrogen dan oksigen. Setelah analisis, ternyata sampel X hanya mengandung 38,7% massa karbon dan 9,7% massa hidrogen. Tentukan rumus empiris senyawa X.
22. Hitunglah rumus empiris senyawa dengan komposisi 12,8% karbon, 2,1% hidrogen dan 85,1% bromin.
23. Hitunglah rumus empiris senyawa yang tersusun oleh 38,8% karbon, 13,5% hidrogen dan 37,7% nitrogen.
24. Pembakaran sempurna 10 cm³ gas hidrokarbon membutuhkan 20 cm³ oksigen. Reaksi menghasilkan 10 cm³ karbondioksida, CO₂. Hitunglah rumus molekul hidrokarbon tersebut.
25. Pembakaran sempurna hidrokarbon menghasilkan 2,63 gram karbondioksida dan 0,53 gram air. Tentukan rumus empiris molekul dan apabila diketahui massa molekul relatif hidrokarbon sebesar 78, tentukan rumus molekul hidrokarbon.
26. Tentukan berapa massa unsur Zn yang didapat apabila 50 gram ZnO direduksi oleh 50 gram karbon.
27. Suatu permen karet mengandung 2,5% urea NH₂CONH₂. Urea tersebut dapat bereaksi dengan asam cuka sesuai persamaan berikut: NH₂CONH₂ + 2CH₃CO₂H +H₂O = CO₂ + 2CH₃CO₂-NH₃₊ Tentukan berapa massa permen karet untuk menetralkan 1,00 gram asam cuka.
28. Hitunglah volume CO₂ yang dihasilkan dari reaksi pengurain 15 gram CaCO₃.
29. Berapa volume O₂ yang dibutuhkan untuk mengoksidasi 20 dm³ NH₃ menjadi NO.
30. Hitunglah konsentrasi (dalam mol/Liter) larutan yang didapatkan dengan melarutkan 3,5 gram glukosa, C₆H₁₂O₆ dalam airuntuk membuat 250 cm³ larutan.

SUMBER : http://www.chem-is-try.org/kategori/materi_kimia/kimia_dasar/

HUKUM - HUKUM DASAR ILMU KIMIA

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya.

1. HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER

“Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap”.

Contoh:
hidrogen + oksigen → hidrogen oksida
(4g) (32g) (36g)

2. HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST

“Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap”

Contoh:
a. Pada senyawa NH₃ : massa N : massa H
= 1 Ar . N : 3 Ar . H
= 1 (14) : 3 (1) = 14 : 3
b. Pada senyawa SO₃ : massa S : massa 0
= 1 Ar . S : 3 Ar . O
= 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3

Keuntungan dari hukum Proust:
bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut make massa unsur lainnya dapat diketahui.

Contoh:
Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO₃ ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)
Massa C = (Ar C / Mr CaCO₃) x massa CaCO₃
= 12/100 x 50 gram = 6 gram
massa C
Kadar C = massa C / massa CaCO₃ x 100%
= 6/50 x 100 % = 12%

3. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON

“Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana”.

Contoh:

Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk,
NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8
NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16

Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2

4. HUKUM-HUKUM GAS

Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT

dimana:
P = tekanan gas (atmosfir)
V = volume gas (liter)
n = mol gas
R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin
T = suhu mutlak (Kelvin)

Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut:

A. HUKUM BOYLE

Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan
n₁ = n₂ dan T₁ = T₂ ; sehingga diperoleh : P₁ V₁ = P₂ V₂

Contoh:
Berapa tekanan dari 0 5 mol O₂ dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH₃ mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ?

Jawab:
P₁ V₁ = P₂ V₂
2.5 = P2 . 10 / P2 = 1 atmosfir

B. HUKUM GAY-LUSSAC

“Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana”.

Jadi untuk: P₁ = P₂ dan T₁ = T₂ berlaku : V₁ / V₂ = n₁ / n₂

Contoh:
Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N₂ ) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H₂ ) massanya 0.1 g.
Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14

Jawab:

V₁/V₂ = n₁/n₂

10/1 = (x/28) / (0.1/2)

x = 14 gram

Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.

C. HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC

Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu dan diturunkan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan:

P₁. V₁ / T₁ = P₂ . V₂ / T₂

D. HUKUM AVOGADRO

“Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.

Contoh:
Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH₃) pada suhu 27o C dan tekanan 1 atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)

Jawab:
85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol

Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter

Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:

P₁ . V₁ / T₁ = P₂ 2 . V₂ / T₂
1 x 112.1 / 273 = 1 x V₂ / (273 + 27)

V₂ = 12.31 liter

KONSEP MOL

Saat kita membeli apel atau daging kita selalu mengatakan kepada penjual berapa kilogram yang ingin kita beli, demikian pula berapa liter saat kita ingin membeli minyak tanah. Jarak dinyatakan dalam satuan meter atau kilometer. Ilmu kimia menggunakan satuan mol untuk menyatakan satuan jumlah atau banyaknya materi.

Unsur dengan jumlah mol berbeda

Hubungan Mol dengan Tetapan Avogadro

Kuantitas atom, molekul dan ion dalam suatu zat dinyatakan dalam satuan mol. Misalnya, untuk mendapatkan 18 gram air maka 2 gram gas hidrogen direaksikan dengan 16 gram gas oksigen.

2H₂O + O₂ → 2H₂O

Dalam 18 gram air terdapat 6,023×10²³ molekul air. Karena jumlah partikel ini sangat besar maka tidak praktis untuk memakai angka dalam jumlah yang besar. Sehingga iistilah mol diperkenalkan untuk menyatakan kuantitas ini. Satu mol adalah jumlah zat yang mangandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12). Jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram karbon-12 sebanyak 6,02×10²³ atom C-12. tetapan ini disebut tetapan Avogadro.

Tetapan Avogadro (L) = 6,02×10²³ partikel/mol

Lambang L menyatakan huruf pertama dari Loschmidt, seorang ilmuwan austria yang pada tahun 1865 dapat menentukan besarnya tetapan Avogadro dengan tepat. Sehingga,

1 mol emas = 6,02×10²³ atom emas

1 mol air = 6,02×10²³ atom air

1 mol gula = 6,02×10²³ molekul gula

1 mol zat X = L buah partikel zat X

Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel

Telah diketahui bahwa 1mol zat X = l buah partikel zat X, maka

2 mol zat X = 2 x L partikel zat X

5 mol zat X = 5 x L partikel zat X

n mol zat X = n x L partikel zat X

Jumlah partikel = n x L

Contoh soal:

Berapa mol atom timbal dan oksigen yang dibutuhkan untuk membuat 5 mol timbal dioksida (PbO₂).

Jawab :

1 mol timbal dioksida tersusun oleh 1 mol timbal dan 2 mol atom oksigen (atau 1 mol molekul oksigen, O₂). Sehingga terdapat

Atom timbal = 1 x 5 mol = 5 mol

Atom oksigen = 2 x 5 mol = 10 mol (atau 5 mol molekul oksigen, O₂)

Contoh soal

Berapa jumlah atom besi (Ar Fe = 56 g/mol) dalam besi seberat 0,001 gram.

Jawab

Massa Molar

Telah diketahui bahwa satu mol adalah jumlah zat yang mengandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12). Sehingga terlihat bahwa massa 1 mol C-12 adalah 12 gram. Massa 1 mol zat disebut massa molar. Massa molar sama dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat yang dinyatakan dalam gram.

Massa molar = Mr atau Ar suatu zat (gram)

Contoh:

Massa dan Jumlah Mol Atom/Moleku

Hubungan mol dan massa dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat dapat dicari dengan

Gram = mol x Mr atau Ar

Contoh soal:

Berapa mol besi seberat 20 gram jika diketahui Ar Fe = 56 g/mol

Jawab :

Besi tersusun oleh atom-atom besi, maka jumlah mol besi

Contoh soal :

Berapa gram propana C₃H₈ dalam 0,21 mol jika diketahui Ar C = 12 dan H = 1

Jawab:

Mr Propana = (3 x 12) + (8 x 1) = 33 g/mol, sehingga,

gram propana = mol x Mr = 0,21 mol x 33 g/mol = 9,23 gram

Volume Molar

Avogadro mendapatkan hasil dari percobaannya bahwa pada suhu 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) didapatkan tepat 1 liter oksigen dengan massa 1,3286 gram. Maka,

Karena volume gas oksigen (O₂) = 1 liter,

Pengukuran dengan kondisi 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) disebut juga keadaan STP(Standard Temperature and Pressure). Pada keadaan STP, 1 mol gas oksigen sama dengan 22,3 liter.

Avogadro yang menyata-kan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekul sama maka jumlah molnya akan sma. Sehingga, pada suhu dan tekanan yang sama, apabila jumlah mol gas sama maka volumenyapun akan sama. Keadaan standar pada suhu dan tekanan yang sma (STP) maka volume 1 mol gas apasaja/sembarang berharga sama yaitu 22,3 liter. Volume 1 mol gas disebut sebagai volume molar gas (STP) yaitu 22,3 liter/mol.

Volume Gas Tidak Standar

Persamaan gas ideal

Persamaan gas ideal dinyatakan dengan:

PV=nRT

keterangan:

P; tekanan gas (atm)

V; volume gas (liter)

N; jumlah mol gas

R; tetapan gas ideal (0,082 liter atm/mol K) T; temperatur mutlak (Kelvin)

Gas Pada Suhu dan Tekanan Sama

Avogadro melalui percobaannya menyatakan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekulnya sama maka jumlah molnya sama. Jadi pada suhu dan tekanan yang sama perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Maka,

Molaritas

Larutan merupakan campuran antara pelarut dan zat terlarut. Jumlah zat terlarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi. Salah satu cara untuk menyatakan konsentrasi dan umumnya digunakan adlah dengan molaritas (M). molaritas merupakan ukuran banyaknya mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

pengenceran dilakukan apabila larutan terlalu pekat. Pengenceran dilakukan dengan penambahan air. Pengenceran tidak merubah jumlah mol zat terlarut. Sehingga,

V₁M₁ = V₂M₂

keterangan:

V₁ = volume sebelum pengenceran

M₁ = molaritas sebelum pengenceran

V₂ = volume sesudah pengenceran

M₂ = molaritas sesudah pengenceran

Pembuatan Larutan

sumber : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/konsep-mol-2/

KESETIMBANGAN

Kesetimbangan (Bahasa Inggris: equilibrium) dapat merujuk pada beberapa hal, antara lain

• Kesetimbangan kimia, suatu keadaan sewaktu konsentrasi reaktan dan produk tidak berubah terhadap waktu.
• Kesetimbangan hidrostatik, suatu keadaan dalam suatu sistem sewaktu suatu kompresi karena gravitasi diimbangi oleh suatu gaya gradien tekanan.