Larutan Penyangga (Buffer)

30 November 2009

Dalam tulisan ini, kita akan membahas tentang pengertian larutan penyangga (buffer), fungsi larutan penyangga (buffer), mekanisme larutan penyangga (buffer) dalam mempertahankan pH larutan, cara pembuatan larutan penyangga (buffer), serta perhitungan pH larutan penyangga (buffer).

Larutan penyangga (buffer) adalah larutan yang dapat menjaga (mempertahankan) pH-nya dari penambahan asam, basa, maupun pengenceran oleh air. pH larutan buffer tidak berubah (konstan) setelah penambahan sejumlah asam, basa, maupun air. Larutan buffer mampu menetralkan penambahan asam maupun basa dari luar.

Larutan buffer merupakan campuran dari asam lemah dan basa konyugasinya maupun basa lemah dan asam konyugasinya. Sebagai contoh, campuran dari larutan CH3COOH (asam lemah) dan larutan CH3COONa (basa konyugasi) membentuk larutan buffer asam. Sedangkan salah satu contoh buffer basa yang sering digunakan di laboratorium adalah campuran dari larutan NH3 (basa lemah) dan NH4Cl (asam konyugasi).

Mekanisme kerja larutan buffer adalah menetralkan asam maupun basa dari luar. Masing-masing komponen dalam larutan buffer mampu menetralkan asam maupun basa dari luar. Dalam larutan buffer asam (sebagai contoh : CH3COOH/CH3COONa), terjadi kesetimbangan sebagai berikut :

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

Komponen asam lemah dan basa konyugasi dalam larutan buffer asam membentuk sistem kesetimbangan asam lemah. Saat sejumlah larutan asam ditambahkan dari luar, komponen CH3COO- bekerja untuk menetralkan ion H+ larutan asam. Akibatnya, kesetimbangan bergeser ke arah kiri. Jumlah ion CH3COO- akan berkurang dan sebaliknya, jumlah molekul CH3COOH akan meningkat.

CH3COO-(aq) + H+(aq) → CH3COOH(aq)

Di sisi lain, saat sejumlah larutan basa ditambahkan dari luar, komponen CH3COOH bekerja untuk menetralkan ion OH- larutan basa. Akibatnya, kesetimbangan asam lemah bergeser ke arah kanan. Jumlah molekul CH3COOH akan berkurang dan sebaliknya jumlah ion CH3COO- akan meningkat.

CH3COOH(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + H2O(l)

Dalam larutan buffer basa (sebagai contoh : NH3/NH4Cl), terjadi kesetimbangan sebagai berikut :

NH3(aq) + H2O(l) <——> NH4+(aq) + OH-(aq)

Komponen basa lemah dan asam konyugasi dalam larutan buffer basa membentuk sistem kesetimbangan basa lemah. Saat sejumlah larutan asam ditambahkan dari luar, komponen NH3 bekerja untuk menetralkan ion H+larutan asam. Akibatnya, kesetimbangan bergeser ke arah kanan. Jumlah molekul NH3 akan berkurang dan sebaliknya jumlah ion NH4+ akan meningkat.

NH3(aq) + H+(aq) → NH4+(aq)

Di sisi lain, saat sejumlah larutan basa ditambahkan dari luar, komponen NH4+ bekerja untuk menetralkan ion OH- larutan basa. Akibatnya, kesetimbangan basa lemah bergeser ke arah kiri. Jumlah ion NH4+ akan berkurang dan sebaliknya jumlah molekul NH3 akan bertambah.

NH4+(aq) + OH-(aq) → NH3(aq) + H2O(l)

Larutan buffer dapat dibuat dengan berbagai cara. Larutan buffer asam dapat dibuat dengan cara mencampurkan sejumlah larutan asam lemah dengan larutan basa konyugasinya secara langsung. Selain itu, larutan buffer asam juga dapat dibuat dengan mencampurkan sejumlah larutan basa kuat dengan larutan asam lemah berlebih. Setelah reaksi selesai, campuran dari larutan basa konyugasi yang terbentuk dan sisa larutan asam lemah membentuk larutan buffer asam.

Dengan cara yang serupa, larutan buffer basa juga dapat dibuat melalui dua cara. Pertama, mencampurkan sejumlah larutan basa lemah dengan larutan asam konyugasinya secara langsung. Atau melalui cara kedua, mencampurkan sejumlah larutan asam kuat dengan larutan basa lemah berlebih. Setelah reaksi selesai, campuran dari larutan asam konyugasi yang terbentuk dan sisa larutan basa lemah membentuk larutan buffer basa.

Larutan buffer berkaitan dengan sistem kesetimbangan asam-basa lemah. Dengan demikian, persamaan matematis untuk menentukan pH larutan penyangga dapat diturunkan melalui persamaan reaksi kesetimbangan asam-basa lemah. Persamaan untuk menghitung pH larutan buffer asam dapat dipelajari melalui contoh berikut :

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

Ka = {[H3O+][CH3COO-]} / [CH3COOH]

[H3O+] = Ka {[CH3COOH]} / [CH3COO-]}

Secara umum :

[H3O+] = Ka {[Asam Lemah] / [Basa Konyugasi]}

[H3O+] = Ka {mol Asam Lemah / mol Basa Konyugasi}

Sebaliknya, persamaan untuk menghitung pH larutan buffer basa dapat dipelajari melalui contoh di bawah ini :

NH3(aq) + H2O(l) <——> NH4+(aq) + OH-(aq)

Kb = {[OH-][NH4+]} / [NH3]

[OH-] = Kb {[NH3] / [NH4+]}

Secara umum :

[OH-] = Kb {[Basa Lemah] / [Asam Konyugasi]}

[OH-] = Kb {mol Basa Lemah / mol Asam Konyugasi}

Berikut ini adalah beberapa contoh beserta penyelesaian soal-soal yang berkaitan dengan larutan penyangga yang baru saja kita pelajarai bersama :

1. Berapakah pH larutan penyangga yang terbuat dari campuran larutan CH3COOH 0,2 M sebanyak 100 mL dengan larutan CH3COONa 0,2 M sebanyak 100 mL? (Ka CH3COOH = 1 . 10-5)

Penyelesaian :

Saat 100 mL larutan CH3COOH 0,2 M dicampurkan dengan 100 mL larutan CH3COONa 0,2 M, terjadi peristiwa pengenceran larutan.

Konsentrasi larutan CH3COOH setelah diencerkan :

V1 M1 = V2 M2

100 . 0,2 = 200 . M2

M2 = 0,1 M

Konsentrasi larutan CH3COONa setelah diencerkan :

V1 M1 = V2 M2

100 . 0,2 = 200 . M2

M2 = 0,1 M

Dengan demikian, pH larutan buffer tersebut menjadi :

[H3O+] = Ka {[Asam Lemah] / [Basa Konyugasi]}

[H3O+] = 1 . 10-5 {0,1 /0,1}

[H3O+] = 1 . 10-5

pH = 5 – log 1

2. Larutan buffer yang tersusun atas larutan NH4OH 0,05 M dengan larutan NH4Cl 0,1 M memiliki pH sebesar 9. Berapakah perbandingan volume larutan basa lemah terhadap larutan asam konyugasinya? (Kb NH4OH = 10-5 )

Penyelesaian :

Persamaan untuk menghitung pH larutan buffer basa adalah sebagai berikut :

[OH-] = Kb {[NH4OH] / [NH4+]}

[OH-] = Kb {mol NH4OH / mol NH4+}

[OH-] = Kb {Vbasa . Mbasa / Vasam konyugasi . Masam konyugasi}

pH = 9, berarti pOH = 14 – pH = 14 – 9 = 5

Sehingga : [OH-] = 10-5 M

Dengan demikian : 10-5 = 10-5 {Vbasa . 0,05 / Vasam konyugasi . 0,1}

Vbasa / Vasam konyugasi = 0,1 / 0,05 = 2/1

Jadi, perbandingan volume larutan basa lemah terhadap larutan asam konyugasinya adalah 2 : 1

3. Berapakah pH campuran yang terbentuk saat larutan amonia 0,1 M sebanyak 300 mL dicampurkan dengan 100 mL larutan asam klorida 0,1 M? (Kb amonia = 10-5 dan log 2 = 0,3)

Penyelesaian :

Reaksi yang terjadi adalah reaksi netralisasi (asam + basa → garam + air)

NH3 + HCl → NH4Cl

Mol NH3 yang disediakan = V.M = 300.0,1 = 30 mmol

Mol HCl yang disediakan = V.M = 100.0,1 = 10 mmol

Perbandingan stoikiometri NH3 : HCl = 1 : 1

Dengan demikian, sebanyak 10 mmol NH3 tepat bereaksi dengan 10 mmol HCl dan menghasilkan 10 mmol NH4Cl.Pada akhir reaksi, masih tersisa 20 mmol NH3 dan 10 mmol NH4Cl. Campuran tersebut membentuk sistem buffer basa.

Jadi, perhitungan pH larutan buffer basa di atas dapat menggunakan persamaan berikut :

[OH-] = Kb {mol basa lemah / mol asam konyugasi}

[OH-] = 10-5 {20/10}

[OH-] = 2 . 10-5 M

pOH = – log [OH-] = 5 – log 2

pH = 14 – pOH = 14 – (5 – log 2) = 9 + log 2 = 9 + 0,3 = 9,3

4. Berapakah volume larutan NaOH 0,1 M yang diperlukan ditambahkan ke dalam 40 mL larutan asam asetat 0,1 M (Ka = 1.10-5) agar diperoleh larutan penyangga dengan pH = 5?

Penyelesaian :

Reaksi kimia yang terjadi adalah sebagai berikut :

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

Mol CH3COOH yang disediakan = V.M = 40.0,1 = 4 mmol

Mol NaOH yang disediakan = x mmol

Perbandingan stoikiometri CH3COOH : NaOH = 1 : 1

Agar membentuk larutan penyangga, seluruh mol NaOH harus tepat habis bereaksi. Dengan demikian, sebanyak x mmol NaOH memerlukan x mmol CH3COOH. Pada akhir reaksi, masih tersisa (4 – x) mmol CH3COOH dan terbentuk x mmol CH3COONa.

Persamaan yang digunakan adalah sebagai berikut :

[H3O+] = Ka {mol asam lemah / mol basa konyugasi}

pH = 5, berarti [H3O+] = 10-5 M

10-5 = 10-5 {4 – x / x}

4 – x = x

x = 2 mmol

Mol NaOH yang dibutuhkan sebanyak 2 mmol.

Dengan demikian, volume larutan NaOH 0,1 M yang dibutuhkan adalah sebanyak 2/0,1 = 20 mL

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Kimia Asam Basa

18 November 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari senyawa asam dan basa, ciri-ciri senyawa asam dan basa, serta metode untuk membedakan asam dan basa. Selain itu, kita akan mempelajari tingkat keasaman larutan (pH), menghitung pH larutan asam dan basa, serta menghitung pH larutan hasil reaksi asam dan basa. Selain menghitung  pH larutan, kita juga akan mempelajari beberapa konsep teori asam-basa serta berbagai jenis oksida yang dapat menghasilkan senyawa asam dan basa saat dilarutkan di dalam air.

Saat kita masuk ke dapur atau kamar mandi, kita dapat menemukan berbagai macam senyawa asam dan basa. Saat kita membuka lemari pendingin, kita dapat menemukan minuman ringan (soft drink) yang banyak mengandung asam karbonat. Cuka merupakan asam, sedangkan soda kue merupakan basa. Pada bak tempat cucian, kita menemukan amonia dan bahan pencuci lainnya, yang merupakan basa. Di dalam kotak obat, kita menemukan obat aspirin, suatu senyawa asam, dan berbagai jenis antasida yang merupakan senyawa basa. Kehidupan kita sehari-hari dipenuhi oleh asam dan basa.

Beberapa sifat asam yang dapat diamati di sekeliling kita, antara lain :

  1. Berasa masam (ingat, di laboratorium, kita mengujinya, bukan mencicipinya)
  2. Terasa sangat pedih bila terkena kulit (korosif)
  3. Bereaksi dengan logam-logam tertentu (lihat : Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta) menghasilkan gas hidrogen
  4. Bereaksi dengan batu kapur (CaCO3) dan soda kue (NaHCO3) menghasilkan gas karbon dioksida
  5. Bereaksi dengan kertas lakmus dan mengubah lakmus biru menjadi merah

Beberapa sifat basa yang dapat diamati di sekeliling kita, antara lain :

  1. Berasa pahit (ingat, di laboratorium, kita mengujinya, bukan mencicipinya)
  2. Terasa licin di kulit
  3. Bereaksi dengan minyak dan lemak
  4. Bereaksi dengan kertas lakmus dan mengubah lakmus merah menjadi biru
  5. Bereaksi dengan asam menghasilkan garam dan air

Sejumlah asam dan basa yang dapat kita temukan di dalam kehidupan sehari-hari dapat dilihat pada tabel di bawah ini :

Asam yang Umum Kita Temukan di Rumah
Nama Kimia Rumus Molekul Nama Pasaran/Kegunaan
asam hidroklorat HCl asam murat
asam asetat CH3COOH cuka
asam sulfat H2SO4 larutan elektrolit pada aki
asam karbonat H2CO3 air terkarbonasi
asam borat H3BO3 antiseptik, obat tetes mata
asam asetilsalisilat C16H12O6 aspirin
Basa yang Umum Kita Temukan di Rumah
amonia NH3 pembersih
natrium hidroksida NaOH larutan alkali (lindi) kuat
natrium bikarbonat NaHCO3 soda kue
magnesium hidroksida Mg(OH)2 susu magnesia
kalsium karbonat CaCO3 antasida
aluminium hidroksida Al(OH)3 antasida

Saat kita melihat tabel di atas, kita menemukan fakta bahwa semua asam mengandung ion hidrogen (ion H+), sedangkan kebanyakan basa mengandung ion OH-. Dua teori dasar yang dapat digunakan untuk menjelaskan konsep asam-basa secara mikroskopis adalah sebagai berikut :

1. Teori Asam-Basa Arrhenius

Teori ini digunakan dalam larutan dengan air sebagai pelarut. Teori ini merupakan teori asam-basa modern yang pertama kali berkembang. Menurut teori ini, asam adalah suatu bahan yang apabila dilarutkan di dalam air, menghasilkan ion H+ (ion hidrogen). Sebaliknya, basa adalah suatu bahan yang apabila dilarutkan di dalam air, menghasilkan ion OH- (ion hidroksida).

HCl(g) merupakan asam Arrhenius, sebab pada saat larut di dalam air, gas tersebut akan terionisasi (membentuk ion) dengan melepaskan ion H+.

HCl(g) +  H2O(l) →  HCl(aq) →  H+(aq) +  Cl-(aq)

Menurut teori Arrhenius, natrium hidroksida diklasifikasikan ke dalam kelompok basa, sebab pada saat larut, akan dihasilkan ion hidroksida.

NaOH(s) +  H2O(l) →  NaOH(aq) →  Na+(aq) +  OH-(aq)

Arrhenius juga mengelompokkan reaksi antara asam dan basa sebagai reaksi netralisasi, sebab jika kita mencampurkan suatu larutan asam dengan suatu larutan basa, kita akan mendapatkan larutan netral yang terdiri atas air dan garam.

HCl(aq) +  NaOH(aq) →  H2O(l) +  NaCl(aq)

H+(aq) +  Cl-(aq) +  Na+(aq) +  OH-(aq) →  H2O(l) +  Na+(aq) +  Cl-(aq)

(Air terbentuk dari penggabungan ion hidrogen dan ion hidroksida; Persamaan ion bersih sama untuk semua reaksi asam-basa Arrhenius, yaitu H+(aq) + OH-(aq) →  H2O(l).

Teori ini tetap digunakan, walaupun jarang. Sama seperti teori-teori lain, teori ini memiliki beberapa keterbatasan. Sebagai contoh, reaksi fasa gas antara gas amonia dan gas hidrogen klorida dalam wadah tertutup, berlangsung melalui persamaan reaksi berikut :

NH3(g) +  HCl(g) →  NH4+ + Cl- →  NH4Cl(s)

Dua gas yang tidak berwarna bercampur, dan kemudian menghasilkan padatan putih amonium klorida. Ion di dalam persamaan reaksi ini menunjukkan peristiwa yang sesungguhnya terjadi; HCl memberikan ion H+-nya kepada amonia. Pada dasarnya ini merupakan hal yang sama seperti yang terjadi pada reaksi HCl dengan NaOH. Sebaliknya, reaksi yang melibatkan amonia tidak dapat dikelompokkan ke dalam reaksi asam-basa, sebab reaksi tersebut tidak terjadi di dalam air dan tidak melibatkan ion hidroksida. Oleh karena itu, untuk menerangkan proses yang terjadi pada amonia, suatu teori asam-basa baru dikembangkan, yaitu teori asam-basa Bronsted-Lowry.

2.Teori Asam-Basa Bronsted-Lowry

Teori ini menggunakan konsep memberi dan menerima ion hidrogen. Teori Bronsted-Lowry berusaha mengatasi keterbatasan teori Arrhenius dengan mendefinisikan asam sebagai penyumbang (donor) proton (ion H+) dan basa sebagai penerima (akseptor) proton (ion H+).  Basa menerima ion H+ dengan melengkapi satu pasang elektron bebas untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif) (lihat : Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia).

Pada reaksi antara NH3 dengan HCl, spesi HCl bertindak sebagai pemberi proton, atau sebagai asam. Sedangkan amonia sebagai penerima proton atau sebagai basa. Amonia memiliki pasangan elektron bebas yang tidak berikatan yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif).

Menurut teori asam-basa Arrhenius, reaksi asam-basa merupakan reaksi netralisasi. Namun, menurut teori asam-basa Bronsted-Lowry, reaksi asam-basa merupakan reaksi kompetisi untuk menangkap proton. Sebagai contoh, berikut adalah reaksi amonia dengan air :

HN3)g) +  H2O(l) →  NH4OH(aq) <—>  NH4+(aq) +  OH-(aq)

Amonia merupakan basa (menangkap proton), sedangkan air merupakan asam (memberikan proton) pada reaksi maju (dari kiri ke kanan). Tetapi, pada reaksi balik (dari kanan ke kiri), ion amonium (NH4+) adalah asam, dan ion hidroksida (OH-) adalah basa. Jika keasaman air lebih kuat dari ion amonium, maka konsentrasi ion amonium dan ion hidroksida relatif besar pada saat kesetimbangan. Namun, sebaliknya, jika ion amonium lebih asam dibandingkan air, maka jumlah amonia menjadi jauh lebih banyak dibandingkan ion amonium pada saat kesetimbangan.

Bronsted-Lowry mengatakan bahwa jika suatu asam bereaksi dengan suatu basa, pasangan asam-basa konyugasi dapat terbentuk. Pasangan asam-basa konyugasi dibedakan oleh satu buah ion H+. Pada contoh di atas, NH3 adalah suatu basa, dan NH4+ adalah asam konyugasinya. Di sisi lain, H2O adalah suatu asam, dan ion OH- adalah basa konyugasinya. Pada reaksi di atas, ion OH- merupakan basa kuat, dan amonia merupakan basa lemah. Akibatnya, kesetimbangan cenderung bergeser ke kiri. Dengan demikian, pada kesetimbangan tidak terdapat banyak ion hidroksida.

Selanjutnya kita akan mempelajari konsep asam-basa kuat-lemah. Namun demikian, yang penting untuk diingat, bahwa kekuatan asam-basa tidak sama dengan konsentrasi. Kekuatan merujuk pada jumlah ionisasi atau penguraian yang terjadi pada asam-basa. Konsentrasi merujuk pada jumlah asam-basa yang dimiliki di dalam larutan.

Asam Kuat

Pada saat kita melarutkan gas hidrogen klorida ke dalam air, HCl tersebut akan bereaksi dengan molekul air dan memberikan sebuah proton (ion H+) kepada molekul air.

HCl(g) +  H2O(l) →    H3O+(aq) +  Cl-(aq)

Ion H3O+ disebut ion hidronium. Reaksi ini terjadi hingga kondisi sempurna, yang berarti bahwa reaktan tetap berubah menjadi produk sampai semua habis digunakan. Pada kasus ini, semua HCl terionisasi sempurna menjadi ion H3O+ dan ion Cl-, sehingga tidak ada lagi HCl-nya. Asam seperti HCl, yang terionisasi 100% di dalam air, disebut asam kuat. Sebagai catatan, bahwa air disini, bertindak sebagai basa, menerima proton dari hidrogen klorida.

Asam kuat terionisasi sempurna, maka mudah untuk menghitung konsentrasi ion hidronium dan ion klorida di dalam larutan jika kita mengetahui konsentrasi awal asam kuat tersebut. Sebagai contoh, misalkan kita melarutkan gas HCl 0,1 mol ke dalam satu liter air. Dengan demikian, konsentrasi HCl mula-mula adalah 0,1 mol/L (0,1 M). Kita dapat menuliskan konsentrasi HCl 0,1 M dengan lambang [HCl] = 0,1 M. Senyawa HCl terionisasi sempurna sesuai dengan persamaan reaksi berikut :

HCl(g) +  H2O(l) →    H3O+(aq) +  Cl-(aq)

Berdasarkan persamaan reaksi di atas, terlihat bahwa setiap mol HCl yang terionisasi, akan menghasilkan satu mol ion H3O+ dan satu ion mol Cl-. Dengan demikian, konsentrasi ion dalam larutan HCl 0,1 M adalah :

[H3O+] = 0,1 M

[Cl-] = 0,1 M

Berikut adalah daftar asam kuat yang paling umum kita temukan dalam kehidupan sehari-hari :

Nama Kimia Rumus Molekul
Asam Hidroklorat/Asam Klorida HCl
Asam Hidrobromat/Asam Bromida HBr
Asam Hidroiodat/Asam Iodida HI
Asam Nitrat HNO3
Asam Perklorat HClO4
Asam Sulfat (hanya ionisasi pertama) H2SO4

Asam sulfat disebut pula sebagai asam diprotik, sebab asam tersebut dapat memberikan dua proton, tetapi hanya pada ionisasi pertama yang terjadi 100% secara sempurna. Asam-asam lain yang ditampilkan dalam tabel merupakan asam monoprotik, sebab hanya memberikan satu proton.

Basa Kuat

Menghitung konsentrasi ion hidroksida sangat mudah. Sebagai contoh, kita memiliki 1,5 mol/L (1,5 M) larutan NaOH. Larutan natrium hidroksida tersebut akan terdisosiasi (pecah/terurai) sempurna menjadi ion-ion.

NaOH(aq) →  Na+(aq) +  OH-(aq)

Konsentrasi ion yang dihasilkan masing-masing 1,5 M.

Asam Lemah

Saat kita melarutkan asam asetat (CH3COOH) ke dalam air, yang akan terjadi adalah asam tersebut akan bereaksi dengan molekul-molekul air, memberikan sebuah proton dan membentuk ion hidronium (ion H3O+). Dalam hal ini, terjadi kesetimbangan, di mana kita masih tetap memiliki sejumlah asam asetat yang tidak terionisasi (pada reaksi sempurna, irreversible [lihat : Kesetimbangan Kimia], seluruh reaktan digunakan untuk membentuk produk). Pada sistem kesetimbangan asam lemah, ion-ion berkesetimbangan dengan molekul asam.

Reaksi yang terjadi antara asam asetat dengan air adalah sebagai berikut :

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

Asam asetat yang ditambahkan ke dalam air akan terionisasi sebagian. Pada reaksi kesetimbangan ini, hanya sekitar 5% asam asetat yang terionisasi. Sementara 95% lainnya masih dalam bentuk molekul. Jumlah ion hidronium (ion H3O+) yang diperoleh dalam larutan asam yang tidak terionisasi sempurna jauh lebih sedikit dibandingkan yang diperoleh dari asam kuat. Asam yang hanya terionisasi sebagian disebut asam lemah.

Menghitung konsentrasi ion hidronium pada asam lemah tidak sama dengan menghitung pada larutan asam kuat, sebab tidak semua asam lemah yang larut dapat terionisasi. Untuk menghitung konsentrasi ion hidronium, kita harus menggunakan konstanta kesetimbangan untuk asam lemahnya (lihat : Kesetimbangan Kimia). Untuk larutan asam lemah, kita menggunakan konstanta kesetimbangan asam lemah, K. Secara umum :

HA(aq) +  H2O(l) <—>  H3O+(aq) +  A-(aq)

Nilai Ka untuk asam lemah tersebut adalah :

Ka =  {[H3O+][A-]} / [HA]

Sebagai catatan, [HA] menunjukkan konsentrasi molar HA pada kesetimbangan, bukan konsentrasi awal. Konsentrasi air tidak ditunjukkan pada persamaan Ka, sebab konsentrasi air ([H2O]) merupakan konstanta yang akan tergabung dengan Ka.

Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam lemah yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Ka masing-masing asam lemah :

Nama Asam Rumus Kimia Ka Basa Konyugasi Kb
Asam Fluorida HF 7,1 x 10-4 F- 1,4 x 10-11
Asam Nitrit HNO2 4,5 x 10-4 NO2- 2,2 x 10-11
Asam Asetil Salisilat (Aspirin) C9H8O4 3,0 x 10-4 C9H7O4- 3,3 x 10-11
Asam Format HCOOH 1,7 x 10-4 HCOO- 5,9 x 10-11
Asam Askorbat (Vitamin C) C6H8O6 8,0 x 10-5 C6H7O6- 1,3 x 10-10
Asam Benzoat C6H5COOH 6,5 x 10-5 C6H5COO- 1,5 x 10-10
Asam Asetat CH3COOH 1,8 x 10-5 CH3COO- 5,6 x 10-10
Asam Sianida HCN 4,9 x 10-10 CN- 2,0 x 10-5
Fenol C6H5OH 1,3 x 10-10 C6H5O- 7,7 x 10-5

Sekarang kita kembali ke kesetimbangan asam asetat. Nilai Ka untuk asam asetat adalah 1,8 x 10-5. Persamaan Ka ionisasi asam asetat adalah sebagai berikut :

Ka =  1,8 x 10-5 = {[H3O+][CH3COO-]} / [CH3COOH]

Kita dapat menggunakan nilai Ka ini untuk menghitung konsentrasi ion hidronium. Misalkan diberikan larutan asam asetat 2 M. Kita ketahui bahwa konsentrasi awal asam asetat tersebut adalah 2 M. Kita juga mengetahui bahwa sebagian kecil asam asetat tersebut telah terionisasi, menghasilkan sedikit ion hidronium dan ion asetat. Melalui persamaan reaksi kesetimbangan asam asetat, terlihat bahwa untuk setiap ion hidronium yang terbentuk, akan disertai pula pembentukan ion asetat. Akibatnya, konsentrasi kedua ion tersebut sama. Kita dapat memisalkan nilai [H3O+] dan [CH3COO-] masing-masing sebesar x M.

[H3O+] = [CH3COO-] = x M

Dengan demikian, untuk menghasilkan sebanyak x M ion hidronium dan ion asetat, dibutuhkan asam asetat yang terionisasi sebanyak x M pula. Sehingga, kita dapat menuliskan jumlah asam asetat yang tersisa pada saat kesetimbangan sebagai jumlah asam asetat mula-mula, 2 M, dikurangi dengan yang mengalami ionisasi, sebesar x M.

[CH3COOH] = (2 – x) M

Pada kondisi umum, kita dapat menganggap nilai x sangat kecil dibandingkan dengan konsentrasi asam lemah mula-mula. Jadi, kita dapat mengatakan bahwa nilai 2 – x mendekati 2. Ini berarti bahwa kita dapat sering menganggap konsentrasi asam lemah pada saat kesetimbangan sama dengan konsentrasi mula-mulanya. Persamaan konstanta kesetimbangan asam lemah sekarang dapat dituliskan sebagai berikut :

Ka = 1,8 x 10-5 = {(x)(x)} / (2 – x) = {(x)(x) / (2)}

1,8 x 10-5 = (x)2 / 2

Selanjutnya kita dapat menentukan nilai x, yang sama dengan nilai [H3O+].

x2 = 1,8 x 10-5 x 2

x = (1,8 x 10-5 x 2)1/2 =  6 x 10-3

[H3O+] = 6 x 10-3 M

Salah satu cara untuk membedakan antara asam kuat dengan asam lemah adalah dengan mencari nilai konstanta ionisasi asam (Ka). Jika asamnya memiliki nilai Ka, berarti asam lemah. Jika tidak, berarti asam kuat.

Basa Lemah

Basa lemah juga bereaksi dengan air untuk mencapai sistem kesetimbangan. Amonia merupakan salah satu basa lemah. Amonia dapat bereaksi dengan air untuk membentuk ion amonium dan ion hidroksida.

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

Seperti halnya asam lemah, basa lemah hanya terionisasi sebagian. Konstanta kesetimbangan basa lemah adalah Kb. Kita menggunakannya sama persis seperti pada saat kita menggunakan Ka (lihat pembahasan Asam Lemah di atas). Yang dicari pada basa lemah adalah [OH-]-nya.

Berikut ini adalah tabel beberapa contoh basa lemah yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Kb masing-masing basa lemah :

Nama Basa Rumus Kimia Kb Asam Konyugasi Ka
Etil Amina C2H5NH2 5,6 x 10-4 C2H5NH3+ 1,8 x 10-11
Metil Amina CH3NH2 4,4 x 10-4 CH3HN3+ 2,3 x 10-11
Amonia NH3 1,8 x 10-5 NH4+ 5,6 x 10-10
Piridina C5H5N 1,7 x 10-9 C5H5NH+ 5,9 x 10-6
Anilina C6H5NH2 3,8 x 10-10 C6H5NH3+ 2,6 x 10-5
Kafeina C8H10N4O2 5,3 x 10-14 C8H11N4O2+ 0,19
Urea CO(NH2)2 1,5 x 10-14 H2NCONH3+ 0,67

Ketika asam asetat bereaksi dengan air, air bertindak sebagai basa (atau sebagai akseptor proton). Namun, pada saat air bereaksi dengan amonia, air bertindak sebagai asam (atau sebagai donor proton). Ternyata, air dapat bertindak sebagai asam maupun sebagai basa, tergantung bereaksi dengan zat apa. Zat yang dapat bertindak sebagai asam maupun sebagai basa disebut amfoterik. Jika kita mencampurkan air dengan asam, air bertindak sebagai basa. Begitu pula sebaliknya, saat mencampurkan air dengan basa, air bertindak sebagai asam.

Namun, dapatkah air bereaksi dengan dirinya sendiri? Ternyata, ya. Air dapat bereaksi dengan dirinya sendiri. Dua molekul air dapat saling bereaksi, dengan cara yang satu mendonorkan satu proton dan yang lain menerimanya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

H2O(l) +  H2O(l) <—>  H3O+(aq) +  OH-(aq)

Reaksi tersebut merupakan reaksi kesetimbangan (lihat : kesetimbangan Kimia). Konstanta kesetimbangan yang dimodifikasi disebut Kw (yang menunjukkan konstanta disosiasi air). W adalah water = air. Nilai Kw adalah 1,0 x 10-14 dan mengikuti persamaan berikut :

1,0 x 10-14 = Kw = [H3O+][OH-]

Pada air murni, persamaan reaksi ini menunjukkan bahwa nilai [H3O+] sama dengan [OH-]. Dengan demikian, nilai [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 M. Nilai Kw selalu konstan (asalkan suhu tidak berubah). Dengan nilai ini, kita dapat mengubah [H3O+] menjadi [OH-], dan sebaliknya, pada berbagai macam larutan (dengan pelarut air), tidak hanya pada air murni. Pada larutan (dengan pelarut air), konsentrasi ion hidronium dan ion hidroksida jarang memiliki nilai yang sama. Namun, dengan mengetahui konsentrasi salah satu ion, dan dengan nilai Kw, kita dapat menentukan konsentrasi ion lainnya.

Kembali kita membahas larutan 2 M asam asetat di atas. Kita mendapatkan [H3O+] sama dengan 6 x 10-3 M. Dengan demikian, kita memiliki cara untuk menghitung [OH-] di dalam larutan tersebut dengan menggunakan rumus Kw.

Kw =  1,0 x 10-14 = [H3O+][OH-]

1,0 x 10-14 =  (6 x 10-3) [OH-]

[OH-]  =  1,0 x 10-14 / 6 x 10-3 =  1,7 x 10-12 M

Besarnya tingkat keasaman suatu larutan tergantung pada konsentrasi ion hidronium di dalam larutan. Semakin asam suatu larutan, semakin besar konsentrasi ion hidronium di dalam larutan tersebut. Dengan kata lain, larutan dengan [H3O+] sama dengan 1,0 x 10-2 M lebih asam daripada larutan dengan [H3O+] yang sama dengan 1,0 x 10-7 M. Oleh karena konsentrasi ion hidronium mupun ion hidroksida umumnya sangat kecil, Sores Sorensen, pada tahun 1909, mengajukan cara praktis untuk menentukan tingkat keasaman larutan, yaitu dengan skala pH. Skala pH adalah skala yang berdasarkan [H3O+], dikembangkan untuk mempermudah penentuan tingkat keasaman larutan. Singkat kata, pH menunjukkan tingkat keasaman relatif suatu larutan. pH didefinisikan sebagai minus logaritma (-log) [H3O+]. Secara matematis, rumus pH dapat dituliskan dalam persamaan berikut :

pH = – log [H3O+]

Berdasarkan konstanta disosiasi air (Kw), nilai [H3O+] pada air murni sama dengan 1,0 x 10-7 M. Dengan menggunakan persamaan matematika ini, kita dapat menghitung pH air.

pH = – log [H3O+]

pH = – log (1,0 x 10-7)

pH = – (-7)

pH = 7

Jadi, pH air sama dengan 7. Para kimiawan menyebut titik ini ( pH = 7) pada skala pH sebagai posisi netral. Suatu larutan disebut asam jika memiliki [H3O+] lebih besar dari air, sehingga pHnya lebih kecil dari 7. Sebaliknya, suatu larutan disebut basa jika memiliki [H3O+] lebih kecil dari air, sehingga pHnya lebih besar dari 7.

Larutan Asam : [H3O+] > 1,0 x 10-7 M ; pH < 7

Larutan Basa : [H3O+] <1,0 x 10-7 M ; pH > 7

Larutan Netral : [H3O+] = 1,0 x 10-7 M ; pH = 7

Skala pH pada dasarnya tidak ada batasnya. Kita dapat saja memiliki larutan dengan pH kurang dari nol (misal : larutan HCl 10 M, memiliki pH = -1). Namun demikian, menurut perjanjian, batas pH adalah dari nol (0) hingga 14, yang digunakan sebagai batas pH asam lemah dan basa lemah, dan juga untuk larutan encer asam kuat dan basa kuat.

Nilai [H3O+] dari larutan asam asetat 2 M (lihat pembahasan Asam Lemah di atas) adalah 6 x 10-3 M. Larutan tersebut termasuk asam. pH larutan tersebut dapat dihitung dengan cara sebagai berikut :

pH = – log [H3O+]

pH = – log (6 x 10-3)

pH = – (-2,22)

pH = 2,2

Persamaan lain, yang disebut pOH, dapat digunakan untuk menentukan pH suatu larutan. Nilai pOH sama dengan logaritma negatif dari [OH-]. Kita dapat menghitung nilai pOH suatu larutan sama seperti pada saat menghitung pH dengan menggunakan logaritma negatif dari konsentrasi ion hidroksida. Jika kita menggunakan Kw dan bila kedua sisi logaritma dinegatifkan, maka diperoleh :

Kw =  1,0 x 10-14 = [H3O+][OH-]

- log Kw =  – log (1,0 x 10-14) = – log {[H3O+][OH-]}

pKw =  14  = pH + pOH

Persamaan pH + pOH = 14 mempermudah perhitungan pOH menjadi pH. Seperti halnya kita mengubah [H3O+] ke pH, kita juga dapat melakukan perhitungan pH ke [H3O+]. Untuk itu, kita menggunakan persamaan antilog, sebagai berikut :

[H3O+] = 10-pH

Misalkan, darah manusia memiliki pH sekitar 7,3. Hal ini berarti, konsentrasi ion hidronium dalam darah manusia adalah sekitar 10-7,3 = 5,01 x 10-8 M. Dengan cara yang sama, kita dapat menghitung [OH-] dari pOH.

Berikut ini adalah tabel pH beberapa zat yang kita jumpai dalam kehidupan sehari-hari :

Zat pH
Pembersih oven 13,8
Penghilang rambut 12,8
Amonia rumah tangga 11,0
Susu magnesia 10,5
Pemutih klor 9,5
Air laut 8,0
Darah manusia 7,3
Air murni 7,0
Susu 6,5
Kopi 5,5
Minuman ringan 3,5
Aspirin 2,9
Cuka 2,8
Jus jeruk 2,3
Asam aki mobil 0,8

Indikator adalah zat (pewarna organik) yang mengalami perubahan warna karena keberadaan asam atau basa. Salah satu contoh ekstrak tanaman yang dijadikan sebagai indikator asam-basa adalah kembang bokor. Jika tanaman ini tumbuh di tanah masam, bunganya akan berwarna merah muda. Sebaliknya, jika tanaman ini tumbuh di tanah alkalin (basa), bunganya akan berwarna biru. Selain kembang bokor, bahan lain yang telah lama dikenal sebagai indikator asam-basa yang baik adalah kubis merah. Ekstrak kubis merah dapat digunakan untuk menguji keasaman zat-zat. Saat dicampur dengan asam, cairan tersebut berubah menjadi merah muda. Sedangkan, saat dicampur dengan basa, cairan tersebut berubah menjadi hijau.

Di dalam ilmu kimia, indikator digunakan untuk menguji keberadaan asam atau basa. Para kimiawan memiliki banyak indikator yang akan berubah pada perubahan kecil pH. Dua indikator yang paling banyak digunakan adalah kertas lakmus dan fenolftalein.

Kertas Lakmus

Lakmus adalah suatu zat yang diekstrak dari sejenis lumut kerak dan diserap ke dalam kertas berpori­. Lumut kerak adalah tanaman yang ditemukan di Belanda, yang terdiri atas ganggang dan jamur yang hidup bersama dan saling menguntungkan satu sama lainnya. Terdapat tiga jenis kertas lakmus, yaitu lakmus merah, lakmus biru, dan lakmus netral. Kertas lakmus merah digunakan untuk menguji basa, dan kertas lakmus biru digunakan untuk menguji asam. Sementara itu, kertas lakmus netral digunakan untuk menguji keduanya. Jika larutan bersifat asam, kertas lakmus netral dan biru akan berubah menjadi merah. Jika larutan bersifat basa, kertas lakmus merah dan netral berubah menjadi biru. Kertas lakmus adalah alat uji yang sangat bagus dan cepat untuk mendeteksi asam dan basa.

Fenolftalein

Fenolftalein merupakan indikator lain yang biasa digunakan. Hingga beberapa tahun yang lalu, fenolftalein digunakan sebagai zat aktif pada obat pencahar. Fenolftalein jernih dan tidak berwarna di dalam larutan asam dan akan berwarna merah muda di dalam larutan basa. Indikator ini biasanya digunakan dalam proses titrasi, yaitu proses penentuan konsentrasi asam atau basa yang tidak diketahui berdasarkan reaksi dengan basa atau asam yang telah diketahui konsentrasinya.

Sebagai contoh, misalkan kita ingin menentukan konsentrasi molar larutan HCl yang belum diketahui. Mula-mula, kita masukkan larutan HCl tersebut dengan volume yang telah diketahui (misalkan digunakan 25 mililiter yang diukur dengan tepat menggunakan pipet) ke dalam labu erlenmeyer dan kemudian tambahkan beberapa tetes indikator fenolftalein (disingkat pp). Oleh karena kita menambahkan indikator pp ke dalam larutan asam, larutan tersebut tetap jernih dan tidak berwarna. Selanjutnya, kita menambahkan sedikit demi sedikit larutan standar natrium hidroksida (NaOH) yang telah diketahui konsentrasinya (misalkan kita gunakan larutan NaOH 0,10 M) dengan buret. Larutan basa terus ditambahkan sehingga larutan yang dititrasi berubah menjadi merah muda. Kita menyebut kondisi ini sebagai titik akhir titrasi, titik saat asam secara tepat ternetralisasi oleh basa.

Dalam percobaan di atas, dimisalkan, diperlukan sebanyak 35,50 mililiter larutan NaOH 0,10 M untuk bereaksi hingga titik akhir titrasi dengan 25 mililiter larutan HCl tercapai. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

HCl(aq) +  NaOH(aq) →  NaCl(aq) +  H2O(l)

Dari persamaan reaksi setara di atas, kita dapat melihat bahwa perbandingan mol antara asam dan basa adalah 1 :  1. Hal ini berarti, jika mol basa yang dibutuhkan dapat dihitung, kita juga dapat mengetahui berapa mol HCl yang ada. Mengetahui volume larutan asam dapat membantu kita menghitung molaritas asam tersebut .

Mol NaOH  =  V x M  =  0,0355 L  x  0,10 M  = 0,00335 mol

Mol HCl  =  mol NaOH  =  0,00335 mol

Volume HCl  =  0,025 L

Konsentrasi HCl  =  mol / volume  =  0,00335 mol /  0,025 L  =  0,142 M

Titrasi suatu basa dengan suatu larutan standar asam (larutan yang telah diketahui konsentrasinya) dapat dihitung dengan cara yang persis sama dengan cara di atas, kecuali pada titik akhir titrasi, warna merah muda menjadi hilang.

Saat kita pergi ke toko obat atau apotik, kita menemukan berbagai jenis obat antasida dari rak ke rak. Antasida adalah salah satu terapan dari ilmu kimia asam-basa.

Lambung memproduksi asam hidroklorat (HCl) untuk mengaktifkan enzim-enzim tertentu (biokatalisator) dalam proses pencernaan. Akan tetapi, kadang-kadang, lambung juga memproduksi terlalu banyak asam, atau asamnya naik sampai kerongkongan (menuju ke pembakaran jantung). Dengan demikian, kelebihan asam lambung tersebut perlu dinetralkan dengan suatu basa. Formulasi basa yang biasa dijual untuk menetralkan asam ini disebut antasida. Antasida mengandung senyawa-senyawa berikut sebagai bahan aktif :

  1. Bikarbonat (NaHCO3 dan KHCO3)
  2. Karbonat (CaCO3 dan MgCO3)
  3. Hidroksida (Al(OH)3 dan Mg(OH)2)

Mencoba memilih antasida “terbaik” untuk digunakan sewaktu-waktu dapat menyulitkan. Tentu saja harga menjadi salah satu faktor. Namun, sifat kimia dari basa juga menimbulkan masalah. Sebagai contoh, seseorang yang menderita tekanan darah tinggi (hipertensi), hendaknya menghindari antasida yang mengandung natruim bikarbonat, karena ion natrium cenderung meningkatkan tekanan darah. Sebaliknya, seseorang yang ingin menjaga dan mencegah hilangnya kalsium dari tulang (osteoporosis), cenderung memilih antasida yang mengandung kalsium karbonat. Namun, kalsium karbonat dan aluminium hidroksida dapat menyebabkan sembelit bila dosis penggunannya berlebihan. Di sisi lain, penggunaan magnesium karbonat dan magnesium hidroksida dosis tinggi dapat berguna sebagai pencahar. Memilih antasida benar-benar memerlukan banyak pertimbangan.

Asam Diprotik dan Poliprotik

Pada reaksi ionisasi asam diprotik (melepaskan 2 ion hidronium) maupun asam poliprotik (melepaskan lebih dari 2 ion hidronium), terjadi pelepasan ion hidronium secara bertahap. Dengan demikian, asam tersebut memiliki beberapa nilai Ka yang berbeda. Sebagai contoh :

H2CO3(aq) <—>  HCO3-(aq) +  H+(aq)

Ka1 =  {[H+][HCO3-]} / [H2CO3]

HCO3-(aq) <—> CO32-(aq) +  H+(aq)

Ka2 =  {[H+][CO32-]} / [HCO3-]

Secara umum, nilai Ka1 suatu asam poliprotik selalu lebih besar dibandingkan nilai Ka tahap-tahap berikutnya. Berikut ini adalah tabel beberapa contoh asam poliprotik yang sering dijumpai dalam kehidupan sehari-hari beserta nilai Ka masing-masing asam poliprotik :

Nama Asam Rumus Kimia Ka Basa Konyugasi Kb
Asam Sulfat H2SO4 sangat besar HSO4- sangat kecil
Ion Hidrogen Sulfat HSO4- 1,3 x 10-2 SO42- 7,7 x 10-13
Asam Oksalat H2C2O4 6,5 x 10-2 HC2O4- 1,5 x 10-13
Ion Hidrogen Oksalat HC2O4- 6,1 x 10-5 C2O42- 1,6 x 10-10
Asam Sulfit H2SO3 1,3 x 10-2 HSO3- 7,7 x 10-13
Ion Hidrogen Sulfit HSO3- 6,3 x 10-8 SO32- 1,6 x 10-7
Asam Karbonat H2CO3 4,2 x 10-7 HCO3- 2,4 x 10-8
Ion Hidrogen Karbonat HCO3- 4,8 x 10-11 CO32- 2,1 x 10-4
Asam Sulfida H2S 9,5 x 10-8 HS 1,1 x 10-7
Ion Hidrogen Sulfida HS 1,0 x 10-19 S2- 1,0 x 105
Asam Fosfat H3PO4 7,5 x 10-3 H2PO4- 1,3 x 10-12
Ion Dihidrogen Fosfat H2PO4- 6,2 x 10-8 HPO42- 1,6 x 10-7
Ion Hidrogen Fosfat HPO42- 4,8 x 10-13 PO43- 2,1 x 10-2

Selain menggunakan konsep asam-basa Arrhenius maupun Bronsted-Lowry, sifat asam-basa suatu senyawa juga dapat diterangkan dengan konsep asam-basa Lewis. Pada tahun 1932, seorang kimiawan berkebangsaan Amerika, G. N. Lewis, mendefinisikan basa Lewis sebagai zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron. Sedangkan asam Lewis didefinisikan sebagai zat yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Lewis mendefinisikan asam-basa berdasarkan peristiwa donor-akseptor pasangan elektron.

Sebagai contoh, pada proses protonasi amonia, NH3 berperan sebagai basa Lewis (mendonorkan pasangan elektron). Sebaliknya ion H+ berperan sebagai asam Lewis (menerima pasangan elektron). Ikatan kimia yang terjadi adalah ikatan kovalen koordinasi (lihat : Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia). Contoh lain adalah reaksi antara BF3 dengan NH3 membentuk senyawa NH3BF3. Dalam reaksi ini, NH3 bertindak sebagai basa Lewis, sedangkan BF3 sebagai asam Lewis. Teori asam-basa Lewis berlaku baik di sistem pelarut berair, pelarut bukan air, bahkan tanpa pelarut sekalipun (sistem gas).

Beberapa contoh reaksi asam-basa Lewis :

Ag+(aq) +  2 NH3(aq) <—>  Ag(NH3)2+(aq)

Cd4+(aq) +  4 I-(aq) <—>  CdI42-(aq)

Ni(s) +  4 CO(g) <—>  Ni(CO­)4(g)

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Hukum-Hukum Dasar Kimia

16 November 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang beberapa hukum dasar yang berlaku dalam menyelesaiakan soal-soal perhitungan kimia. Selain itu, kita juga akan membahas penerapan konsep mol, stoikiometri, dan hukum dasar kimia dalam menentukan jumlah produk yang dihasilkan serta jumlah reaktan yang dibutuhkan dalam reaksi kimia.

Pada tulisan sebelumnya (lihat : Konsep Mol dan Hukum Dasar Kimia), kita telah mempelajari aturan yang berlaku dalam penyelesaian soal perhitungan kimia. Pada tulisan ini, kita akan mempelajari empat hukum dasar yang berlaku dalam perhitungan kimia. Berikut adalah penjelasan masing-masing hukum dasar kimia :

1. Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)

“massa zat sebelum reaksi sama dengan massa zat setelah reaksi”

Contoh :

S(s) +  O2(g) →  SO2(g)

1 mol S bereaksi dengan 1 mol O2 membentuk 1 mol SO2. 32 gram S bereaksi dengan 32 gram O2 membentuk 64 gram SO2. Massa total reaktan sama dengan massa produk yang dihasilkan.

H2(g) +  ½ O2(g) →  H2O(l)

1 mol H2 bereaksi dengan ½ mol O2 membentuk 1 mol H2O. 2 gram H2 bereaksi dengan 16 gram O2 membentuk 18 gram H2O. Massa total reaktan sama dengan massa produk yang terbentuk.

2. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

“perbandingan massa unsur-unsur pembentuk senyawa selalu tetap, sekali pun dibuat dengan cara yang berbeda”

Contoh :

S(s) +  O2(g) →  SO2(g)

Perbandingan massa S terhadap massa O2 untuk membentuk SO2 adalah 32 gram S berbanding 32 gram O2 atau 1 : 1. Hal ini berarti, setiap satu gram S tepat bereaksi dengan satu gram O2 membentuk 2 gram SO2. Jika disediakan 50 gram S, dibutuhkan 50 gram O2 untuk membentuk 100 gram SO2.

H2(g) +  ½ O2(g) →  H2O(l)

Perbandingan massa H2 terhadap massa O2 untuk membentuk H2O adalah 2 gram H2 berbanding 16 gram gram O2 atau 1 : 8. Hal ini berarti, setiap satu gram H2 tepat bereaksi dengan 8 gram O2 membentuk 9 gram H2O. Jika disediakan 24 gram O2, dibutuhkan 3 gram H2 untuk membentuk 27 gram H2O.

3. Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay Lussac)

Hanya berlaku pada reaksi kimia yang melibatkan fasa gas

“pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas pereaksi dengan volume gas hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana (sama dengan perbandingan koefisien reaksinya)”

Contoh :

N2(g) +  3 H2(g) →  2 NH3(g)

Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mL gas N2 tepat bereaksi dengan 3 mL gas H2 membentuk 2 mL gas NH3. Dengan demikian, untuk memperoleh 50 L gas NH3, dibutuhkan 25 L gas N2 dan 75 L gas H2.

CO(g) +  H2O(g) →  CO2(g) +  H2(g)

Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mL gas CO tepat bereaksi dengan 1 mL gas H2O membentuk 1 mL gas CO2 dan 1 mL gas H2. Dengan demikian, sebanyak 4 L gas CO membutuhkan 4 L gas H2O untuk membentuk 4 L gas CO2 dan 4 L gas H2.

4. Hukum Avogadro

Hanya berlaku pada reaksi kimia yang melibatkan fasa gas

“pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama”

Hukum Avogadro berkaitan erat dengan Hukum Gay Lussac

Contoh :

N2(g) +  3 H2(g) →  2 NH3(g)

Perbandingan mol sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mol gas N2 tepat bereaksi dengan 3 mol gas H2 membentuk 2 mol gas NH3. Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 L gas N2 tepat bereaksi dengan 3 L gas H2 membentuk 2 L gas NH3. Dengan demikian, jika pada suhu dan tekanan tertentu, 1 mol gas setara dengan 1 L gas, maka 2 mol gas setara dengan 2 L gas. Dengan kata lain, perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas.


Berikut ini diberikan beberapa contoh soal serta penyelesaian perhitungan kimia yang menggunakan hukum-hukum dasar kimia :

1. Serbuk kalsium sejumlah 20 gram (Ar Ca = 40) direaksikan dengan 20 gram belerang (Ar S = 32) sesuai dengan persamaan reaksi Ca + S → CaS. Zat apakah yang tersisa setelah reaksi selesai?Berapa massa zat yang tersisa setelah reaksi selesai?

Penyelesaian :

Perbandingan mol Ca terhadap S adalah 1 : 1. Hal ini berarti, setiap 40 gram Ca tepat bereaksi dengan 32 gram S membentuk 72 gram CaS. Perbandingan massa Ca terhadap S adalah 40 : 32 = 5 : 4.

Jika 20 gram S tepat habis bereaksi, dibutuhkan (5/4) x 20 = 25 gram Ca, untuk membentuk 45 gram CaS. Sayangnya, jumlah Ca yang disediakan tidak mencukupi.

Oleh karena itu, 20 gram Ca akan tepat habis bereaksi. Massa S yang diperlukan sebesar (4/5) x 20 gram = 16 gram. Dengan demikian, zat yang tersisa adalah belerang (S). Massa belerang yang tersisa adalah 20-16=4 gram.

2. Gas A2 sebanyak 10 mL tepat habis bereaksi dengan 15 mL gas B2 membentuk 10 mL gas AxBy pada suhu dan tekanan yang sama. Berapakah nilai x dan y?

Penyelesaian :

Perbandingan volume gas A2 terhadap gas B2 dan gas AxBy adalah 10 mL : 15 mL : 10 mL = 2 : 3 : 2. Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Dengan demikian, persamaan reaksi menjadi :

2 A2(g) +  3 B2(g) → 2 AxBy

Nilai x = 2 dan nilai y = 3.

3. Gas amonia dapat dibuat dengan mereaksikan 100 mL gas nitrogen dan 150 mL gas hidrogen dengan reaksi N2(g) +  3 H2(g) →  2 NH3(g). Hitunglah volume gas amonia yang dihasilkan pada akhir reaksi!

Penyelesaian :

Perbandingan volume gas N2 terhadap gas H2 dan NH3 sama dengan perbandingan koefisien reaksinya, yaitu 1 : 3 : 2.

Jika 100 ml gas N2 tepat habis bereaksi, dibutuhkan 300 mL gas H2. Sayangnya, jumlah gas H2 yang disediakan tidak mencukupi.

Dengan demikian, 150 mL H2 lah yang tepat habis bereaksi. Volume gas N2 yang dibutuhkan sebesar (1/3) x 150 mL = 50 mL. Setelah reaksi selesai, masih tersisa 50 mL gas N2. Volume gas NH3 yang dihasilkan adalah sebesar (2/3) x 150 mL = 100 mL.

4. Pada suhu dan tekanan tertentu, sebanyak 0,5 L gas hidrogen (Ar H = 1) memiliki massa sebesar 0,05 gram. Berapakah volume gas oksigen yang dapat dihasilkan jika sebanyak 12,25 gram padatan KClO3 dipanaskan? (Mr KClO3 = 122,5)

Penyelesaian :

mol H2 =  gram / Mr  =  0,05 / 2  =  0,025 mol

Persamaan reaksi pemanasan KClO3 adalah sebagai berikut :

KClO3(s) →  KCl(s) +  3/2 O2(g)

mol KClO3 = gram / Mr  = 12,25 / 122,5 = 0,1 mol

Dengan demikian, mol O2 = (3/2) x 0,1 mol = 0,15 mol

Pada suhu dan tekanan yang sama, Hukum Avogadro berlaku pada sistem gas. Perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Dengan demikian :

mol H2 :  mol O2 =  volume H2 :  volume O­2

0,025 : 0,15 =  0,5 : volume O2

Volume O2 = ( 0,15 x 0,5) / 0,025  =  3 L

5. Suatu campuran gas terdiri atas 2 mol gas N2O3 dan 4 mol gas NO. Jika campuran gas ini terurai sempurna menjadi gas nitrogen dan gas oksigen, berapakah perbandingan volume gas nitrogen terhadap gas hidrogen dalam campuran tersebut?

Penyelesaian :

Persamaan reaksi penguraian masing-masing gas adalah sebagai berikut :

N2O3(g) →  N2(g) +  3/2 O2(g)

NO(g) →  ½ N2(g) +  ½ O2(g)

Sebanyak 2 mol gas N2O3 akan terurai dan menghasilkan 2 mol gas N2 dan 3 mol gas O2. Sementara itu, sebanyak 4 mol gas NO akan terurai dan menghasilkan 2 mol gas N2 dan 2 mol gas O2.

Dengan demikian, mol total gas N2 yang terbentuk adalah 2 + 2 = 4 mol N2. Mol total gas O2 yang terbentuk adalah 3 + 2 = 5 mol O2. Perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Jadi, perbandingan volume gas nitrogen terhadap gas hidrogen dalam campuran tersebut adalah 4 : 5.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Konsep Mol dan Hukum Dasar Kimia

2 November 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari konsep mol, konsep persamaan reaksi kimia, menggunakan konsep mol dalam menentukan jumlah produk yang dihasilkan oleh suatu reaksi kimia, menuliskan rumus empiris dan rumus molekul senyawa kimia, serta menggunakan konsep pereaksi pembatas dalam menyelesaikan soal perhitungan kimia.

Dalam kimia, perhitungan jumlah partikel, seperti atom dan molekul, umumnya melibatkan bilangan yang sangat besar. Untuk menghitungnya secara efisien dan cepat, kita perlu mengetahui berapa bobot (massa) setiap atom dan molekul. Bobot (massa) setiap atom dapat dilihat pada tabel periodik. Sementara, untuk menentukan bobot (massa) suatu molekul, dapat dilakukan dengan menambahkan bobot (massa) setiap atom dalam senyawa tersebut. (lihat : Massa Atom Relatif, Massa Molekul Relatif, dan Mol)

Bobot (massa) setiap atom dapat ditemukan dalam tabel periodik, sehingga massa suatu molekul dapat diperoleh dengan cara menambahkan massa setiap atom di dalam senyawa tersebut.  Sebagai contoh, amonia, NH3, tersusun atas tiga atom hidrogen dan satu atom nitrogen. Dengan melihat pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom hidrogen sama dengan 1,008 sma dan massa satu atom nitrogen adalah 14,00 sma. Dengan demikian, massa satu molekul amonia dapat diperoleh dengan menjumlahkan massa tiga atom hidrogen dan massa satu atom nitrogen.

Mr NH3 = 3 x Ar H + 1 x Ar N = 3 x 1,008 + 1 x 14,00 = 17,024 sma

Contoh lain, pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom tembaga adalah 63,55 sma dan massa satu atom belerang adalah 32,07 sma. Sementara, massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma, sedangkan massa satu atom hidrogen adalah 1,008 sma. Dengan demikian, massa satu molekul CuSO4.5H2O adalah sebagai berikut:

Mr CuSO4.5H2O = 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x Mr H2O

= 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x (2 x Ar H + 1 X Ar O)

= 1 x 63,55 + 1 x 32,07 + 4 x 16,00 + 5 x (2 x 1,008 + 1 x 16,00)

=  249,700 sma

Dalam kehidupan sehari-hari, kita menggunakan istilah tertentu untuk menyatakan jumlah. Sebagai contoh, istilah sepasang menyatakan jumlah sebanyak 2; satu lusin setara dengan 12; dan satu rim sama dengan 500. Masing-masing istilah tersebut adalah satuan untuk pengukuran dan hanya sesuai untuk benda tertentu. Tidak pernah kita membeli satu rim anting-anting atau satu pasang kertas.

Demikian halnya dalam ilmu kimia. Ketika para ilmuwan membicarakan tentang atom dan molekul, dibutuhkan satuan yang sesuai dan dapat digunakan untuk ukuran atom dan molekul yang sangat kecil. Satuan ini disebut mol.

Kata mol mewakili suatu bilangan, yaitu 6,022 x 1023, yang umumnya disebut sebagai bilangan Avogadro. Nama ini diberikan menurut nama Amedeo Avogadro, seorang ilmuwan yang meletakkan dasar untuk prinsip mol. (lihat : Massa Atom Relatif, Massa Molekul Relatif, dan Mol)

Bilangan Avogadro merupakan bilangan tertentu untuk sesuatu dan umumnya, sesuatu itu adalah atom dan molekul. Dengan demikian, mol berhubungan dengan dunia mikroskopis atom dan molekul. Mol juga berhubungan dengan dunia makroskopis, yaitu bobot (massa). Satu mol adalah jumlah partikel yang terdapat dalam tepat 12 gram atom C-12. Jadi, 12 gram atom C-12 tepat mengandung 6,022 x 1023 atom C-12, yang juga merupakan satu mol atom C-12. Untuk unsur lainnya, satu mol adalah bobot atom yang dinyatakan dalam gram. Untuk senyawa, satu mol adalah bobot molekul (senyawa) dalam satuan gram. (lihat : Massa Atom Relatif, Massa Molekul Relatif, dan Mol)

Massa molekul relatif (Mr) air adalah 18,015 sma. Oleh karena satu mol adalah bobot molekul (senyawa) dalam satuan gram, maka dapat dikatakan bahwa satu mol air setara dengan 18,015 gram air. Kita juga dapat mengatakan bahwa di dalam 18,015 gram air terdapat 6,022 x 1023molekul air. Satu mol air tersusun oleh dua mol hidrogen dan satu mol oksigen.

Mol adalah jembatan yang menghubungkan antara dunia mikroskopis dan makroskopis. Hubungan antara bilangan Avogadro, mol, dan bobot (massa) atom/molekul adalah sebagai berikut :

6,022 x 1023 partikel  ↔  mol  ↔  bobot (massa) atom atau molekul (gram)

Sebagai contoh, banyak molekul air yang terdapat di dalam 5,50 mol air adalah sebanyak 5,50 mol x 6,022 x 1023 molekul/mol = 3,31 x 1024 molekul air. Sementara, jumlah mol air di dalam 25 gram air adalah sebanyak 25 gram /18,015 gram.mol-1 = 1,39 mol air.

Konsep mol dapat digunakan untuk menghitung rumus empiris suatu senyawa. Rumus empiris adalah rumus yang menyatakan perbandingan paling sederhana mol unsur-unsur pembentuk senyawa. Rumus empiris suatu senyawa dapat ditentukan melalui data komposisi persentase tiap unsur yang menyusun senyawa tersebut.  Komposisi persentase merupakan persentase berdasarkan bobot (massa) setiap unsur dalam senyawa tersebut.

Penentuan komposisi persentase unsur merupakan salah satu dari analisis pertama yang dilakukan oleh para kimiawan saat mempelajari senyawa baru. Sebagai contoh, suatu senyawa mempunyai persentase massa unsur sebagai berikut : 26,4% Na, 36,8% S, dan 36,8% O. Kita dapat mengasumsikan massa senyawa sebesar 100 gram (basis persentase adalah per 100), sehingga persentase tersebut dapat digunakan sebagai massa unsur. Dengan demikian, mol masing-masing unsur dapat ditentukan.

mol Na = 26,4 gram / 22,99 gram.mol-1 = 1,15 mol Na

mol S = 36,8 gram / 32,07 gram.mol-1 = 1,15 mol S

mol O = 36,8 gram / 16,00 gram.mol-1 = 2,30 mol O

Rumus empiris senyawa tersebut adalah Na1,15S1,15O2,30. Angka subskrip pada rumus kimia harus merupakan bilangan bulat. Dengan demikian, setelah masing-masing angka tersebut dibagi dengan 1,15, akan diperoleh rumus NaSO2. Senyawa tersebut dikatakan memiliki rumus empiris NaSO2. Massa molekul relatif (Mr) untuk rumus empiris tersebut adalah 22,99 + 32,07 + 2(16,00) = 87,06 gram/mol.

Pada percobaan lain, telah diketahui berdasarkan analisis spektromassa, bahwa senyawa tersebut memiliki bobot (massa) molekul sebesar 174,12 gram/mol. Bobot (massa) molekul suatu senyawa menunjukkan jenis dan jumlah masing-masing unsur yang menyusun senyawa tersebut, bukan perbandingan paling sederhana. Dengan demikian, rumus molekul (formula) suatu senyawa merupakan kelipatan dari rumus empiris senyawa bersangkutan. Dengan membagi 174,12 gram dengan 87,06 gram (membagi bobot (massa) molekul sesungguhnya dengan bobot (massa) molekul relatif), diperoleh angka dua. Hal ini berarti, rumus molekul (formula) adalah dua kali rumus empirisnya. Rumus molekul (formula) senyawa tersebut sesungguhnya adalah (NaSO2)2 = Na2S2O4.

Reaksi kimia adalah proses perubahan dari suatu zat menjadi zat baru. Untuk mempelajari perubahan yang terjadi di dalam reaksi kimia, para ahli kimia biasanya menggunakan notasi (simbol) dan dinyatakan dalam persamaan reaksi kimia. Persamaan reaksi kimia menggunakan notasi kimia (simbol kimia) untuk memperlihatkan proses yang terjadi selama reaksi kimia berlangsung. Seorang kimiawan menggunakan sesuatu yang disebut reaktan dan membuat sesuatu yang baru dari reaktan  tersebut (disebut produk).

Sebagai contoh, reaksi yang terjadi pada Proses Haber, suatu metode untuk menghasilkan gas amonia (NH3) dari gas nitrogen (N2) dan gas hidrogen (H2), adalah sebagai berikut :

N2(g) +  3 H2(g) →  2 NH3(g)

Reaksi tersebut dapat dibaca sebagai berikut : satu molekul gas nitrogen bereaksi dengan tiga molekul gas hidrogen menghasilkan dua molekul gas amonia.

1 molekul N2(g) +  3 molekul H2(g) →  2 molekul NH3(g)

1 lusin molekul N2(g) +  3 lusin molekul H2(g) →  2 lusin molekul NH3(g)

1000 molekul N2(g) +  3000 molekul H2(g) →  2000 molekul NH3(g)

1 juta molekul N2(g) +  3 juta molekul H2(g) →  2 juta molekul NH3(g)

1 x 6,022 x 1023 molekul  N2(g) +  3 x 6,022 x 1023 molekul H2(g) →  2 x 6,022 x 1023 molekul NH3(g)

1 mol molekul N2(g) +  3 mol molekul H2(g) →  2 mol molekul NH3(g)

Ternyata koefisien reaksi pada persamaan reaksi kimia yang telah disetarakan tidak hanya menyatakan jumlah atom dan molekul, tetapi ini juga menyatakan jumlah mol. Dengan mengetahui massa molekul relatif (Mr) dari reaktan dan produk, jumlah reaktan yang dibutuhkan dan jumlah produk yang dihasilkan dapat ditentukan. Sebagai contoh, lihatlah kembali persamaan kimia pada Proses Haber.

N2(g) +  3 H2(g) →  2 NH3(g)

1 mol N2(g) +  3 mol H2(g) →  2 mol NH3(g)

1 mol N2 = 1 mol x 28,00 gram/mol = 28,00 gram

3 mol H2 = 3 mol x 2,016 gram/mol = 6,048 gram

2 mol NH3 = 2 mol x 17,024 gram/mol = 34,048 gram

Dengan mengetahui hubungan massa antara reaktan dan produk, kita dapat mengerjakan soal-soal stoikiometri. Stoikiometri adalah studi kuantitatif mengenai jumlah reaktan dan produk yang terlibat dalam reaksi kimia. Stoikiometri pada persamaan kimia menyatakan hubungan massa.

Pada persamaan reaksi Proses Haber, terlihat bahwa satu mol gas nitrogen dapat bereaksi dengan tiga mol gas hidrogen untuk menghasilkan dua mol gas amonia. Misalkan kita ingin mengetahui jumlah gram gas amonia yang dapat dihasilkan dari reaksi 75 gram gas nitrogen dengan gas hidrogen berlebih. Kuncinya adalah konsep mol. Koefisien pada reaksi yang telah disetarakan tidak hanya menunjukkan jumlah setiap atom atau molekul saja, tetapi juga jumlah mol.

Pertama, kita dapat mengubah 75 gram gas nitrogen menjadi mol gas nitrogen. Kemudian kita dapat menggunakan nisbah (perbandingan) mol gas amonia terhadap mol gas nitrogen dari persamaan reaksi yang telah disetarakan, untuk mendapatkan jumlah mol gas amonia. Akhirnya, kita mendapatkan mol amonia dan mengubahnya menjadi bentuk gram. Persamaannya adalah sebagai berikut :

Massa NH3 = (75 gram N2/28,00 gram N2.mol-1 N2) x (2 mol NH3/1 mol N2) x (17,024 gram NH3/mol NH3)

= 91,2 gram NH3

Nisbah (perbandingan) mol NH3 terhadap mol N2 disebut sebagai nisbah (perbandingan) stoikiometri. Nisbah ini dapat digunakan untuk mengubah mol suatu bahan pada persamaan reaksi menjadi mol bahan lainnya.

Secara umum, berikut ini adalah langkah-langkah dalam menyelesaikan soal stoikimoetri :

  1. Tuliskan terlebih dahulu persamaan reaksi kimia yang telah disetarakan
  2. Ubahlah satuan reaktan dari gram atau satuan lainnya menjadi satuan mol
  3. Gunakan nisbah stoikiometri untuk menentukan jumlah mol produk yang terbentuk
  4. Ubahlah mol produk yang dihasilkan menjadi satuan gram atau satuan lainnya

Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi reduksi karat (Fe2O3) menjadi logam besi dengan menggunakan karbon (kokas). Persamaan reaksi kimia setaranya adalah sebagai berikut :

2 Fe2O3(s) +  3 C(s) →  4 Fe(s) + 3 CO2(g)

Pada contoh ini, bobot (massa) molekul relatif dari setiap bahan adalah sebagai berikut :

Fe2O3 :  159,69 gram/mol

C  :  12,01 gram/mol

Fe  :  55,85 gram/mol

CO2 :  44,01 gram/mol

Misalkan, kita ingin menentukan berapa gram karbon yang diperlukan untuk tepat bereaksi dengan 1 kilogram karat besi. Langkah pertama yang harus dikerjakan adalah mengubah kilogram karat besi menjadi gram karat besi, kemudian mengubahnya menjadi mol karat besi. Langkah berikutnya, kita menggunakan nisbah stoikiometri untuk mengubah dari mol karat besi menjadi mol karbon. Akhirnya, setelah mendapatkan mol karbon, massa karbon dapat ditentukan dengan menggunakan massa atom relatif karbon.

1 kilogram Fe2O3 =  1000 gram Fe2O3

Mol Fe2O3 =  1000 gram/159,69 gram.mol-1 =  6,262 mol Fe2O3

Nisbah stoikiometri C terhadap Fe2O3 adalah 3 : 2

Mol Fe2O3 :  Mol C  =  Koefisien reaksi Fe2O3 :  Koefisien reaksi C

6,262 : Mol C = 2 : 3

Mol C = 3/2 x Mol Fe2O3 = 3/2 x 6,262 mol = 9,393 mol C

Massa C = mol C x Ar C = 9,393 mol Cx 12,01 gram C/mol C = 112,8 gram C

Kita juga dapat menghitung jumlah atom karbon yang digunakan untuk bereaksi dengan 1 kilogram karat besi. Pada dasarnya, perhitungan yang digunakan sama, tetapi pada tahap pengubahan mol karbon menjadi gram karbon, diganti dengan pengubahan mol karbon menjadi atom karbon dengan menggunakan bilangan Avogadro.

Jumlah Atom C = mol C x Bilangan Avogadro = 9,393 mol C x 6,022 x 1023 atom C/mol C

= 5,656 x 1024 atom C

Selanjutnya, kita ingin menentukan berapa gram besi yang dihasilkan dari reaksi  1 kilogram karat besi. Langkah pertama yang harus dikerjakan adalah mengubah kilogram karat besi menjadi gram karat besi, kemudian mengubahnya menjadi mol karat besi. Langkah berikutnya, kita menggunakan nisbah stoikiometri untuk mengubah dari mol karat besi menjadi mol besi. Akhirnya, setelah mendapatkan mol besi, massa besi dapat ditentukan dengan menggunakan massa atom relatif besi.

1 kilogram Fe2O3 =  1000 gram Fe2O3

Mol Fe2O3 =  1000 gram/159,69 gram.mol-1 =  6,262 mol Fe2O3

Nisbah stoikiometri Fe terhadap Fe2O3 adalah 4 : 2

Mol Fe2O3 :  Mol Fe  =  Koefisien reaksi Fe2O3 :  Koefisien reaksi Fe

6,262 : Mol Fe = 2 : 4

Mol Fe = 4/2 x Mol Fe2O3 = 4/2 x 6,262 mol = 12,524 mol Fe

Massa Fe = mol Fe x Ar Fe = 12,524 mol Fe x 55,85 gram Fe/mol Fe = 699,47 gram Fe

Dengan demikian, kita dapat meramalkan bahwa pada akhir reaksi, 1 kilogram karat besi dapat menghasilkan 699,47 gram logam besi. Namun, bagaimana jika setelah melakukan reaksi ini, kita hanya mendapatkan 525 gram logam besi? Ada beberapa alasan sehingga kita mendapatkan hasil yang jauh lebih kecil dari yang kita harapkan. Misalkan, reaktan yang digunakan tidak murni. Atau mungkin saja teknik reaksi yang digunakan tidak begitu baik. Tidak menutup kemungkinan, reaksi ini merupakan reaksi kesetimbangan (reversibel, lihat : Kesetimbangan Kimia), sehingga kita tidak akan pernah memperoleh hasil 100% dari perubahan reaktan menjadi produk.

Efisiensi suatu reaksi kimia dapat ditentukan melalui perhitungan persentase hasil. Hampir di semua reaksi, kita akan mendapatkan hasil yang lebih sedikit dari yang diharapkan. Hal ini terjadi karena sebagian besar reaksi merupakan reaksi kesetimbangan (lihat : Kesetimbangan Kimia) atau karena adanya  beberapa kondisi reaksi yang menyebabkan reaksi tidak berjalan sempurna. Para kimiawan dapat memperoleh efisiensi reaksi dengan menghitung persentase hasil sebagai berikut :

Persentase hasil = (hasil sesungguhnya/hasil teoritis) x 100%

Hasil sesungguhnya adalah berapa banyak produk yang diperoleh setelah reaksi selesai. Hasil teoritis adalah berapa banyak produk yang diperoleh berdasarkan perhitungan stoikiometri.  Perbandingan dari kedua hasil ini memberikan penjelasan tentang seberapa efisien reaksi tersebut. Pada contoh sebelumnya, hasil teoritis logam besi adalah 699,47 gram. Sedangkan hasil sesungguhnya adalah 525 gram. Oleh karena itu, persentase hasilnya adalah :

% hasil = (525 gram/699,47 gram) x 100% = 75,05%

Persentase hasil 75% bukan merupakan hasil yang terlalu buruk. Akan tetapi, para kimiawan dan insinyur kimia lebih senang mendapatkan hasil yang lebih besar dari 90%. Salah satu industri yang menggunakan Proses Haber memiliki persentase hasil yang lebih dari 99%.

Pada beberapa reaksi kimia, reaktan yang disediakan tidak selalu sesuai dengan nisbah stoikiometrinya. Hal ini berarti, kita akan kehabisan salah satu reaktan dan masih menyisakan reaktan lainnya. Reaktan yang habis terlebih dahulu dikenal dengan istilah pereaksi pembatas. Pereaksi pembatas menentukan jumlah produk yang akan dihasilkan oleh suatu reaksi kimia. Berikut ini kita akan membahas bagaimana cara menentukan pereaksi pembatas melalui contoh berikut :

4 NH3(g) +  5 O2(g) →  4 NO(g) +  6 H2O(l)

Kita mulai dengan 100 gram gas amonia yang direaksikan dengan 100 gram gas oksigen. Reaktan manakah yang merupakan pereaksi pembatas? Berapakah gram gas nitrogen monoksida (NO) yang dapat dihasilkan?

Untuk menentukan reaktan mana yang merupakan pereaksi pembatas, kita dapat menggunakan nisbah (perbandingan) mol terhadap koefisien reaksinya. Kita menghitung jumlah mol masing-masing dan kemudian dibagi dengan koefisien reaksinya masing-masing berdasarkan persamaan reaksi kimia yang telah disetarakan. Nisbah mol terhadap koefisien yang terkecil merupakan pereaksi pembatas.

Mol NH3 = 100 gram/17,024 gram.mol-1 = 5,874 mol

Mol NH3/koefisien NH3 = 5,874/4 = 1,468

Mol O2 = 100 gram/32,00 gram.mol-1 = 3,125 mol

Mol O2/koefisien O2 = 3,125/5 = 0,625

Gas amonia mempunyai nisbah mol terhadap koefisien sebesar 1,468. Sementara, gas oksigen mempunyai nilai nisbah 0,625. Dengan demikian, gas oksigen merupakan pereaksi pembatas. Perhitungan produk yang akan dihasilkan bergantung pada mol gas oksigen.

Nisbah stoikiometri NO terhadap O2 adalah 4 : 5

Mol O2 :  Mol NO  =  Koefisien reaksi O2 :  Koefisien reaksi NO

3,125 : Mol NO = 5 : 4

Mol NO = 4/5 x Mol O2 = 4/5 x 3,125 mol = 2,5 mol NO

Massa NO = mol NO x Ar NO = 2,5 mol NO x 30,00 gram NO/mol NO = 75,00 gram NO

Nilai 75,00 gram NO merupakan hasil teoritis. Jika hasil sesungguhnya adalah 70,00 gram, persentase hasil reaksi tersebut adalah sebesar (70,00 gram/75,00 gram) x 100 % = 93,33%.

Kita juga dapat menghitung berapa banyak gas amonia yang tersisa. Perhitungan mol gas amonia yang digunakan dalam reaksi bergantung pada mol gas oksigen sebagai pereaksi pembatas.

Nisbah stoikiometri NH3 terhadap O2 adalah 4 : 5

Mol O2 :  Mol NH3 =  Koefisien reaksi O2 :  Koefisien reaksi NH3

3,125 : Mol NH3= 5 : 4

Mol NH3 = 4/5 x Mol O2 = 4/5 x 3,125 mol = 2,5 mol NH3

Massa NH3 = mol NH3 x Ar NH3 = 2,5 mol NH3 x 17,024 gram NH3/mol NH3 = 42,56 gram NH3

Dengan demikian, jumlah gas amonia yang tersisa (tidak digunakan) adalah sebanyak 100 gram –  42,56 gram  =  57,44 gram.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Salam Kenal kepada Para Pengunjung Blog Andykimia03.WordPress.Com

1 November 2009

Selamat sore para pembaca,

Tidak terasa sudah 4 bulan saya mengelola blog ini, General Chemistry for Senior High School Students. Hampir seluruh materi semester 1 kelas X, XI, dan XII, telah saya posting. Untuk beberapa minggu kedepan, saya akan memulai posting materi semester 2 kelas X, XI, dan XII.
Semoga blog ini dapat mempermudah Anda mempelajari dan memahami konsep-konsep dasar ilmu kimia. Saran dan kritik dapat Anda layangkan di andychem03@yahoo.com atau andykimia03@gmail.com. Anda dapat pula mengunjungi facebook dan twitter saya dengan alamat andychem03@yahoo.com.

Selamat membaca dan selamat menantikan posting-an saya selanjutnya.

 

Salam,

Andy, S.Si.

Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia

1 November 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang pembentukan beberapa jenis ikatan kimia, seperti ikatan ionik, ikatan kovalen, serta ikatan kovelen koordinasi. Selain itu, kita juga akan mempelajari cara penulisan rumus dan tata nama berbagai senyawa kimia.

Natrium termasuk logam yang cukup reaktif. Unsur ini berkilau, lunak, dan merupakan konduktor listrik yang baik. Umumnya natrium disimpan di dalam minyak untuk mencegahnya bereaksi dengan air yang berasal dari udara. Jika sepotong logam natrium yang baru dipotong dilelehkan, kemudian diletakkan ke dalam gelas beaker yang terisi penuh oleh gas klorin yang berwarna hijau kekuningan, sesuatu yang sangat menakjubkan akan terjadi. Natrium yang meleleh mulai bercahaya dengan cahaya putih yang semakin lama semakin terang. Sementara, gas klorin akan teraduk dan warna gas mulai menghilang. Dalam beberapa menit, reaksi selesai dan akan diperoleh garam meja atau NaCl yang terendapkan di dalam gelas beaker.

Proses pembentukan garam meja adalah sesuatu yang sangat menakjubkan. Dua zat yang memiliki sifat yang berbeda dan berbahaya dapat bereaksi secara kimiawi menghasilkan senyawa baru yang berperan penting dalam kehidupan.

Natrium adalah logam alkali (IA). Logam natrium memiliki satu elektron valensi dan jumlah seluruh elektronnya adalah 11, sebab nomor atomnya adalah 11. Klorin adalah unsur pada golongan halogen (VIIA)  pada tabel periodik. Unsur ini memiliki tujuh elektron valensi dan jumlah seluruh elektronnya adalah 17.

Gas mulia adalah unsur golongan VIIIA pada tabel periodik yang sangat tidak reaktif, karena tingkat energi valensinya (tingkat energi terluar atau kulit terluar) terisi penuh oleh elektron ( memiliki delapan elektron valensi, kecuali gas helium yang hanya memiliki dua elektron valensi). Meniru konfigurasi elektron gas mulia adalah tenaga pendorong alami dalam reaksi kimia, sebab dengan cara itulah unsur menjadi stabil atau “sempurna”. Unsur gas mulia tidak akan kehilangan, mendapatkan, atau berbagi elektron.

Unsur-unsur lain di golongan A pada tabel periodik mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron valensi untuk mengisi tingkat energi valensinya agar mencapai keadaan “sempurna”. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian kulit terluar agar memiliki delapan elektron valensi (dikenal dengan istilah aturan oktet), yaitu unsur akan mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan/oktet.

Natrium memiliki satu elektron valensi. Menurut hukum oktet, unsur ini akan bersifat stabil ketika memiliki delapan elektron valensi. Ada dua kemungkinan bagi natrium untuk menjadi stabil. Unsur ini dapat memperoleh tujuh elektron untuk memenuhi kulit M atau dapat kehilangan satu elektron pada kulit M, sehingga kulit L (yang terisi penuh oleh delapan elektron) menjadi kulit terluar. Pada umumnya, kehilangan atau mendapatkan satu, dua, bahkan kadang-kadang tiga elektron dapat terjadi. Unsur tidak akan kehilangan atau mendapatkan lebih dari tiga elektron. Dengan demikian, untuk mencapai kestabilan, natrium kehilangan satu elektron pada kulit M. Pada keadaan ini, natrium memiliki 11 proton dan 10 elektron. Atom natrium yang pada awalnya bersifat netral, sekarang memiliki satu muatan positif , sehingga menjadi ion (atom yang bermuatan karena kehilangan atau memperoleh elektron). Ion yang bermuatan positif karena kehilangan elektron disebut kation.

11Na  :   2  .  8  .  1

11Na+ :   2  .  8

Ion natrium (Na+) memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan neon (10Ne), sehingga merupakan isoelektron dengan neon. Terdapat perbedaan satu elektron antara atom natrium dan ion natrium. Selain itu, reaktivitas kimianya berbeda dan  ukurannya pun berbeda. Kation lebih kecil bila dibandingkan dengan atom netral. Hal ini akibat hilangnya satu elektron saat atom natrium berubah menjadi ion natrium.

Klor memiliki tujuh elektron valensi. Untuk memenuhi aturan oktet, unsur ini dapat kehilangan tujuh elektron pada kulit M atau mendapatkan satu elektron pada kulit M. Oleh karene suatu unsur tidak dapat memperoleh atau kehilangan lebih dari tiga elektron, klor harus mendapatkan satu elektron untuk memenuhi valensi pada kulit M. Pada keadaan ini, klor memiliki 17 proton dan dan 18 elektron, sehingga klor menjadi ion dengan satu muatan negatif (Cl-). Atom klorin netral berubah menjadi ion klorida. Ion dengan muatan negatif karena mendapatkan elektron disebut anion.

17Cl  :   2  .  8  .  7

17Cl- :   2  .  8  .  8

Anion klorida adalah isoelektron dengan argon (18Ar). Anion klorida juga sedikit lebih besar dari atom klor netral. Secara umum, kation lebih kecil dari atomnya dan anion sedikit lebih besar dari atomnya.

Natrium dapat mencapai delapan elektron valensi (kestabilan) dengan melepaskan satu elektron. Sementara, klor dapat memenuhi aturan oktet dengan mendapatkan satu elektron. Jika keduanya berada di dalam satu bejana, jumlah elektron natrium yang hilang akan sama dengan jumlah elektron yang diperoleh oleh klor. Pada keadaan ini, satu elektron dipindahkan dari natrium menuju klor. Perpindahan elektron menghasilkan ion yaitu kation (bermuatan positif) dan anion (bermuatan negatif). Muatan yang berlawanan akan saling tarik-menarik. Kation Na+ menarik anion Cl- dan membentuk senyawa NaCl atau garam meja.

Proses ini merupakan contoh dari ikatan ionik, yaitu ikatan kimia (gaya tarik-menarik yang kuat yang tetap menyatukan dua unsur kimia) yang berasal dari gaya tarik elektrostatik (gaya tarik-menarik dari muatan-muatan yang berlawanan) antara kation dan anion. Senyawa yang memiliki ikatan ionik sering disebut garam. Pada natrium klorida (NaCl), susunan antara ion Na+ dan Cl- membentuk pola yang berulang dan teratur (disebut struktur kristalin). Jenis garam yang berbeda memiliki struktur kristalin yang berbeda. Kation dan anion dapat memiliki lebih dari satu muatan positif atau negatif bila kehilangan atau mendapatkan lebih dari satu elektron. Dengan demikian, mungkin dapat terbentuk berbagai jenis garam dengan rumus kimia yang bervariasi.

Proses dasar yang terjadi ketika natrium klorida terbentuk juga terjadi ketika garam-garam lainnya terbentuk. Unsur logam akan kehilangan elektron membentuk kation dan unsur nonlogam akan mendapatkan elektron membentuk anion. Gaya tarik-menarik antara muatan positif dan negatif menyatukan partikel-partikel dan menghasilkan senyawa ionik.

Secara umum, muatan ion yang dimiliki suatu unsur dapat ditentukan berdasarkan pada letak unsur tersebut pada tabel periodik. Semua logam alkali (unsur IA) kehilangan satu elektron untuk membentuk kation dengan muatan +1. Logam alkali tanah (unsur IIA) kehilangan dua elektronnya untuk membentuk kation +2. Aluminium yang merupakan anggota pada golongan IIIA kehilangan tiga elektronnya untuk membentuk kation +3.

Dengan alasan yang sama, semua halogen (unsur VIIA) memiliki tujuh elektron valensi. Semua halogen mendapatkan satu elektron untuk memenuhi kulit valensi sehingga membentuk anion dengan satu muatan negatif. Unsur VIA mendapatkan dua elektron untuk membentuk anion dengan muatan -2 dan unsur VA mendapatkan tiga elektron untuk membentuk anion dengan muatan -3.

Berikut ini adalah tabel beberapa kation monoatom (satu atom) umum dan beberapa anion monoatom umum yang sering digunakan para ahli kimia.

Beberapa Kation Monoatom Umum
Golongan Unsur Nama Ion Simbol Ion
IA Litium Kation Litium Li+
Natrium Kation Natrium Na+
Kalium Kation Kalium K+
IIA Berilium Kation Berilium Be2+
Magnesium Kation Magnesium Mg2+
Kalsium Kation Kalsium Ca2+
Stronsium Kation Stronsium Sr2+
Barium Kation Barium Ba2+
IB Perak Kation Perak Ag+
IIB Seng Kation Seng Zn2+
IIIA Aluminium Kation Aluminium Al3+
Beberapa Anion Monoatom Umum
Golongan Unsur Nama Ion Simbol Ion
VA Nitrogen Anion Nitrida N3-
Fosfor Anion Fosfida P3-
VIA Oksigen Anion Oksida O2-
Belerang Anion Sulfida S2-
VIIA Fluorin Anion Fluorida F-
Klorin Anion Klorida Cl-
Bromin Anion Bromida Br-
Iodin Anion Iodida I-

Hilanganya sejumlah elektron dari anggota unsur logam transisi (unsur golongan B) lebih sukar ditentukan. Faktanya, banyak dari unsur ini kehilangan sejumlah elektron yang bervariasi, sehingga dapat membentuk dua atau lebih kation dengan muatan yang berbeda. Muatan listrik yang dimiliki ataom disebut dengan bilangan oksidasi. Banyak dari ion transisi (unsur golongan B) memiliki bilangan oksidasi yang bervariasi. Berikut adalah tabel yang menunjukkan beberapa logam transisi umum dengan bilangan oksidasi yang bervariasi.

Beberapa Logam Umum yang Memiliki Lebih dari Satu Bilangan Oksidasi
Golongan Unsur Nama Ion Simbol Ion
VIB Kromium Krom (II) atau Kromo Cr2+
Krom (III) atau Kromi Cr3+
VIIB Mangan Mangan (II) atau Mangano Mn2+
Mangan (III) atau Mangani Mn3+
VIIIB Besi Besi (II) atau Fero Fe2+
Besi (III) atau Feri Fe3+
Kobalt Kobalt (II) atau Kobalto Co2+
Kobalt (III) atau Kobaltik Co3+
IB Tembaga Tembaga (I) atau Cupro Cu+
Tembaga (II) atau Cupri Cu2+
IIB Raksa Merkuri (I) atau Merkuro Hg22+
Merkuri (II) atau Merkuri Hg2+
IVA Timah Timah (II) atau Stano Sn2+
Timah (IV) atau Stani Sn4+
Timbal Timbal (II) atau Plumbum Pb2+
Timbal (IV) atau Plumbik Pb4+

Kation-kation tersebut dapat memiliki lebih dari satu nama. Cara pemberian nama suatu kation adalah dengan menggunakan nama logam dan diikuti oleh muatan ion yang dituliskan dengan angka Romawi di dalam tanda kurung. Cara lama pemberian nama suatu kation adalah menggunakan akhiran –o dan –i. Logam dengan bilangan oksidasi rendah diberi akhiran –o. Sementara, logam dengan bilangan oksidasi tinggi diberi akhiran –i.

Ion tidak selalu monoatom yang tersusun atas hanya satu atom. Ion dapat juga berupa poliatom yang tersusun oleh sekelompok atom. Berikut ini adalah beberapa ion poliatom penting yang disajikan dalam bentuk tabel.

Beberapa Ion Poliatom Penting
Nama Ion Simbol Ion Nama Ion Simbol Ion
Sulfat SO42- Hidrogen Fosfat HPO42-
Sulfit SO32- Dihidrogen Fosfat H2PO4-
Nitrat NO3- Bikarbonat HCO3-
Nitrit NO2- Bisulfat HSO4-
Hipoklorit ClO- Merkuri (I) Hg22+
Klorit ClO2- Amonia NH4+
Klorat ClO3- Fosfat PO43-
Perklorat ClO4- Fosfit PO33-
Asetat CH3COO- Permanganat MnO4-
Kromat CrO42- Sianida CN-
Dikromat Cr2O72- Sianat OCN-
Arsenat AsO43- Tiosianat SCN-
Oksalat C2O42- Arsenit AsO33-
Tiosulfat S2O32- Peroksida O22-
Hidroksida OH- Karbonat CO32-

Ketika suatu senyawa ionik terbentuk, kation dan anion saling menarik menghasilkan garam. Hal yang penting untuk diingat adalah bahwa senyawanya harus netral, yaitu memiliki jumlah muatan positif dan negatif yang sama.

Sebagai contoh, saat logam magnesium direaksikan dengan cairan bromin, akan terbentuk senyawa ionik. Rumus kimia atau formula kimia dari senyawa yang dihasilkan dapat ditentukan melalui konfigurasi elektron masing-masing unsur.

12Mg  :  2  .  8  .  2

35Br  :  2  .  8  .  18  .  7

Magnesium, merupakan unsur logam alkali tanah (golongan IIA), memiliki dua elektron valensi, sehingga dapat kehilangan elektronnya membentuk suatu kation bermuatan +2.

12Mg2+ :   2  .  8

Bromin adalah halogen (golongan VIIA) yang mempunyai tujuh elektron valensi, sehingga dapat memperoleh satu elektron untuk melengkapi keadaan oktet (delapan elektron valensi) dan membentuk anion bromide dengna muatan -1.

35Br- :  2  .  8  .  18  .  8

Senyawa yang terbentuk harus netral, yang berarti jumlah muatan positif dan negatifnya harus sama. Dengan demikian, secara keseluruhan, muatannya nol. Ion magnesium mempunyai muatan +2. Dengan demikian, ion ini memerlukan dua ion bromida yang masing-masing memiliki satu muatan negatif untuk “mengimbangi” muatan +2 dari ion magnesium. Jadi, rumus senyawa yang dihasilkan adalah MgBr2.

Pada saat menuliskan nama senyawa garam, tulislah terlebih dahulu nama logamnya dan kemudian nama nonlogamnya. Sebagai contoh, senyawa yang dihasilkan dari reaksi antara litium dan belerang, Li2S. Pertama kali, tulislah nama logammya, yaitu litium. Kemudian, tulislah nama nonlogamnya, dengan menambah akhiran –ida sehingga belerang (sulfur) menjadi sulfida.

Li2S  :  Litium Sulfida

Senyawa-senyawa ion yang melibatkan ion-ion poliatom juga mengikuti aturan dasar yang sama. Nama logam ditulis terlebih dahulu, kemudian diikuti nama nonlogamnya (anion poliatom tidak perlu diberi akhiran –ida).

(NH4)2CO3 :  Amonium Karbonat

K3PO4 :  Kalium Fosfat

Apabila logam yang terlibat merupakan logam transisi dengan lebih dari satu bilangan oksidasi, terdapat dua cara penamaan yang benar. Sebagai contoh, kation Fe3+ dengan anion CN- dapat membentuk senyawa Fe(CN)3.  Metode yang lebih disukai adalah menggunakan nama logam yang diikuti dengan muatan ion yang ditulis dengan angka Romawi dan diletakkan dalam tanda kurung : Besi (III). Namun, metode penamaan lama masih digunakan, yaitu dengan menggunakan akhiran –o (bilangan oksidasi rendah) dan –i (bilangan oksidasi tinggi). Oleh karena ion Fe3+ memiliki bilangan oksidasi lebih tinggi dari Fe2+, ion tersebut diberi nama ion ferri.

Fe(CN)3 :  Besi (III) Sianida

Fe(CN)3 :  Ferri Sianida

Tidak semua ikatan kimia terbentuk melalui mekanisme serah-terima elektron. Atom-atom juga dapat mencapai kestabilan melalui mekanisme pemakaian bersama pasangan elektron. Ikatan yang terbentuk dikenal dengan istilah ikatan kovelen. Senyawa kovelen adalah senyawa yang hanya memiliki ikatan kovelen.

Sebagai contoh, atom hidrogen memiliki satu elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan (isoelektronik dengan helium), atom hidrogen membutuhkan satu elektron tambahan. Saat dua atom hidrogen membentuk ikatan kimia, tidak terjadi peristiwa serah-terima elektron. Yang akan terjadi adalah kedua atom akan menggunakan elektronnya secara bersama-sama. Kedua elektron (satu dari masing-masing hidrogen) menjadi milik kedua atom tersebut. Dengan demikian, molekul H2 terbentuk melalui pembentukan ikatan kovelen, yaitu ikatan kimia yang berasal dari penggunaan bersama satu atau lebih pasangan elektron antara dua atom. Ikatan kovalen terjadi di antara dua unsur nonlogam.

Ikatan kovalen dapat dinyatakan dalam bentuk Struktur Lewis, yaitu representasi ikatan kovelen, dimana elektron yang digunakan bersama digambarkan sebagai garis atau sepasang dot antara dua atom; sementara pasangan elektron yang tidak digunakan bersama (lone pair) digambarkan sebagai pasangan dot pada atom bersangkutan. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian elektron pada kulit terluar (kulit valensi) yang disebut sebagai aturan oktet, yaitu unsur akan berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet), kecuali hidrogen dengan dua elektron valensi (duplet).

Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovelen. Ikatan tunggal terjadi saat dua atom menggunakan sepasang elektron bersama. Ikatan rangkap dua (ganda) terjadi saat dua atom menggunakan menggunakan dua pasangan elektron bersama. Sementara, ikatan rangkap tiga terjadi saat dua atom menggunakan tiga pasangan elektron bersama.

Senyawa ionik memiliki sifat yang berbeda dari senyawa kovalen. Senyawa ionik, pada suhu kamar, umumnya berbentuk padat, dengan titik didih dan titik leleh tinggi, serta bersifat elektrolit. Sebaliknya, senyawa kovelen, pada suhu kamar, dapat berbentuk padat, cair, maupun gas. Selain itu, senyawa kovalen memiliki titik didih dan titik leleh yang relatif rendah bila dibandingkan dengan senyawa ionik serta cenderung bersifat nonelektrolit.

Ketika atom klorin berikatan secara kovalen dengan atom klorin lainnya, pasangan elektron akan digunakan bersama secara seimbang. Kerapatan elektron yang mengandung ikatan kovalen terletak di tengah-tengah di antara kedua atom. Setiap atom menarik kedua elektron yang berikatan secara sama. Ikatan seperti ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen nonpolar.

Sementara, apa yang akan terjadi bila kedua atom yang terlibat dalam ikatan kimia tidak sama? Kedua inti yang bermuatan positif yang mempunyai gaya tarik berbeda akan menarik pasangan elektron dengan derajat (kekuatan) yang berbeda. Hasilnya adalah pasangan elektron cenderung ditarik dan bergeser ke salah satu atom yang lebih elektronegatif. Ikatan semacam ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen polar.

Sifat yang digunakan untuk membedakan ikatan kovalen polar dengan ikatan kovalen nonpolar adalah elektronegativitas (keelektronegatifan), yaitu kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik pasangan elektron yang berikatan. Semakin besar nilai elektronegativitas, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik pasangan elektron pada ikatan. Dalam tabel periodik, pada satu periode, elektronegativitas akan naik dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan turun dari atas ke bawah.

Ikatan kovelen nonpolar terbentuk bila dua atom yang terlibat dalam ikatan adalah sama atau bila beda elektronegativitas dari atom-atom yang terlibat pada ikatan sangat kecil. Sementara, pada ikatan kovelen polar, atom yang menarik pasangan elektron pengikat dengan lebih kuat akan sedikit lebih bermuatan negatif; sedangkan atom lainnya akan menjadi sedikit lebih bermuatan positif. Ikatan ini terbentuk bila atom-atom yang terlibat dalam ikatan adalah berbeda. Semakin besar beda elektronegativitas, semakin polar pula ikatan yang bersangkutan. Sebagai tambahan, apabila beda elektronegativitas atom-atom sangat besar, maka yang akan terbentuk justru adalah ikatan ionik. Dengan demikian, beda elektronegativitas merupakan salah satu cara untuk meramalkan jenis ikatan yang akan terbentuk di antara dua unsur yang berikatan.

Perbedaan Elektronegativitas Jenis Ikatan yang Terbentuk
0,0 sampai 0,2 Kovalen nonpolar
0,3 sampai 1,4 Kovalen polar
> 1,5 Ionik

Ikatan kovalen koordinasi (datif) terjadi saat salah satu unsur menyumbangkan sepasang elektron untuk digunakan secara bersama-sama dengan unsur lain yang membutuhkan elektron. Sebagai contoh, reaksi antara molekul NH3 dan ion H+ membentuk ion NH4+. Molekul NH3 memiliki sepasang elektron bebas yang digunakan bersama-sama dengan ion H+. Molekul NH3 mendonorkan elektron, sedangkan ion H+ menerima elektron. Kedua elektron digunakan bersama-sama.

Pada dasarnya senyawa kovalen memiliki aturan tata nama yang tidak berbeda jauh dari senyawa ionik. Tulislah nama unsur pertama, kemudian diikuti dengan nama unsur kedua yang diberi akhiran –ida.

HCl  :  Hidrogen Klorida

SiC  :  Silikon Karbida

Apabila masing-masing unsur terdiri lebih dari satu atom, prefik yang menunjukkan jumlah atom digunakan. Prefik yang sering digunakan dalam penamaan senyawa kovelen dapat dilihat pada tabel berikut.

Prefik Jumlah Atom Prefik Jumlah Atom
Mono- 1 Heksa- 6
Di- 2 Hepta- 7
Tri- 3 Okta- 8
Tetra- 4 Nona- 9
Penta- 5 Deka- 10

CO  :  Monokarbon Monoksida atau Karbon Monoksida

CO2 :  Monokarbon Dioksida atau Karbon Dioksida

Catatan : awalan mono- pada unsur pertama dapat dihilangkan

SO2 :  Sulfur Dioksida

SO3 :  Sulfur Trioksida

N2O4 :  Dinitrogen Tetraoksida

Senyawa kovalen yang mengandung atom Hidrogen (H) tidak menggunakan tata nama di atas, tetapi menggunakan nama trivial yang telah dikenal sejak dahulu.

B2H6 :  Diborana                            PH3 :  Fosfina

CH4 :  Metana                               H2O  :  Air

SiH4 :  Silana                                 H2S  :  Hidrogen Sulfida

NH3 :  Amonia

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Kimia Unsur Golongan Transisi Periode Keempat

15 Oktober 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang sifat unsur transisi periode keempat, reaksi kimia dan pengolahan unsur transisi periode keempat, pemanfaatan unsur transisi periode keempat dalam kehidupan sehari-hari, sifat senyawa kompleks yang terbentuk dari berbagai unsur transisi periode keempat, serta penulisan nama senyawa kompleks yang terbentuk.

Unsur transisi periode keempat umumnya memiliki elektron valensi pada subkulit 3d yang belum terisi penuh (kecuali unsur Seng (Zn) pada Golongan IIB). Hal ini menyebabkan unsur transisi periode keempat memiliki beberapa sifat khas yang tidak dimiliki oleh unsur-unsur  golongan utama, seperti sifat magnetik, warna ion, aktivitas katalitik, serta kemampuan membentuk senyawa kompleks. Unsur transisi periode keempat terdiri dari sepuluh unsur, yaitu Skandium (Sc), Titanium (Ti), Vanadium (V), Kromium (Cr), Mangan (Mn), Besi (Fe), Kobalt (Co), Nikel (Ni), Tembaga (Cu), dan Seng (Zn). (klik di sini untuk melihat sifat Unsur Transisi Periode Keempat dalam Tabel Periodik)

Dalam satu periode dari kiri (Sc) ke kanan (Zn), keelektronegatifan unsur hampir sama, tidak meningkat maupun menurun secara signifikan. Selain itu, ukuran atom (jari-jari unsur) serta energi ionisasi juga tidak mengalami perubahan signifikan. Oleh sebab itu, dapat disimpulkan bahwa semua unsur transisi periode keempat memiliki sifat kimia dan sifat fisika yang serupa. Hal ini berbeda dengan unsur utama yang mengalami perubahan sifat yang sangat signifikan dalam satu periode (lihat materi Unsur –Unsur Periode Ketiga).

Unsur transisi periode keempat umumnya memiliki keelektronegatifan yang lebih besar dibandingkan unsur Alkali maupun Alkali tanah, sehingga kereaktifan unsur transisi tersebut lebih rendah bila dibandingkan Alkali maupun Alkali Tanah. Sebagian besar unsur transisi periode keempat mudah teroksidasi (memiliki E°red negatif), kecuali unsur Tembaga yang cenderung mudah tereduksi (E°Cu = + 0,34 V). Hal ini berarti bahwa secara teoritis, sebagian besar unsur transisi periode keempat dapat bereaksi dengan asam kuat (seperti HCl) menghasilkan gas hidrogen, kecuali unsur Tembaga. Akan tetapi, pada kenyataanya, kebanyakan unsur transisi periode keempat sulit atau bereaksi lambat dengan larutan asam akibat terbentuknya lapisan oksida yang dapat menghalangi reaksi lebih lanjut. Hal ini terlihat jelas pada unsur Kromium. Walaupun memiliki potensial standar reduksi negatif, unsur ini sulit bereaksi dengan asam akibat terbentuknya lapisan oksida (Cr2O3) yang inert. Sifat inilah yang dimanfaatkan dalam proses perlindungan logam dari korosi (perkaratan).

Dibandingkan unsur Alkali dan Alkali Tanah, unsur-unsur transisi periode keempat memiliki susunan atom yang lebih rapat (closed packing). Akibatnya, unsur transisi tersebut memiliki kerapatan (densitas) yang jauh lebih besar dibandingkan Alkali maupun Alkali Tanah. Dengan demikian, ikatan logam (metallic bonds) yang terjadi pada unsur transisi lebih kuat. Hal ini berdampak pada titik didih dan titik leleh unsur transisi yang jauh lebih tinggi dibandingkan unsur logam golongan utama. Selain itu, entalpi pelelehan dan entalpi penguapan unsur transisi juga jauh lebih tinggi dibandingkan unsur logam golongan utama.

Unsur transisi periode keempat memiliki tingkat oksidasi (bilangan oksidasi) yang bervariasi. Hal ini disebabkan oleh tingkat energi subkulit 3d dan 4s yang hampir sama. Oleh sebab itu, saat unsur transisi melepaskan elektron pada subkulit 4s membentuk ion positif (kation), sejumlah elektron pada subkulit 3d akan ikut dilepaskan. Bilangan oksidasi umum yang dijumpai pada tiap unsur transisi periode keempat adalah +2 dan +3. Sementara, bilangan oksidasi tertinggi pada unsur transisi periode keempat adalah +7 pada unsur Mangan (4s2 3d7). Bilangan oksidasi rendah umumnya ditemukan pada ion Cr3+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Cu+, dan Cu2+, sedangkan bilangan oksidasi tinggi ditemukan pada anion oksida, seperti CrO42-, Cr2O72-, dan MnO4-.

Perubahan bilangan oksidasi ditunjukkan oleh perubahan warna larutan. Sebagai contoh, saat ion Cr+7 direduksi menjadi ion Cr3+, warna larutan berubah dari orange (jingga) menjadi hijau.

Cr­2O72-(aq) +  14 H+(aq) +  6 e- ——>  2 Cr3+(aq) +  7 H2O(l)

Besi (Fe) adalah unsur yang cukup melimpah di kerak bumi (sekitar 6,2% massa kerak bumi). Besi jarang ditemukan dalam keadaan bebas di alam. Besi umumnya ditemukan dalam bentuk mineral (bijih besi), seperti hematite (Fe2O3), siderite (FeCO3), dan magnetite (Fe3O4).

Logam Besi bereaksi dengan larutan asam klorida menghasilkan gas hidrogen. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Fe(s) +  2 H+(aq) ——>  Fe2+(aq) +  H2(g)

Larutan asam sulfat pekat dapat mengoksidasi logam Besi menjadi ion Fe3+. Sementara larutan asam nitrat pekat akan membentuk lapisan oksida Fe3O4 yang dapat menghambat reaksi lebih lanjut. Umumnya, Besi dijumpai dalam bentuk senyawa dengan tingkat oksidasi +2 dan +3. Beberapa contoh senyawa Besi (II) antara lain FeO (hitam), FeSO4. 7H2O (hijau), FeCl2 (kuning), dan FeS (hitam). Ion Fe2+ dapat dengan mudah teroksidasi menjadi ion Fe3+ bila terdapat gas oksigen yang cukup dalam larutan Fe2+. Sementara itu, senyawa yang mengandung ion Besi (III) adalah Fe2O3 (coklat-merah) dan FeCl3 (coklat).

Tembaga (Cu) merupakan unsur yang jarang ditemukan di alam (precious metal). Tembaga umumnya ditemukan dalam bentuk senyawanya, yaitu bijih mineral, seperti kalkopirit (CuFeS2) dan kalkosit (Cu2S). Logam Tembaga dapat diperoleh melalui pemanggangan kalkopirit, seperti yang dinyatakan dalam persamaan reaksi di bawah ini :

2 CuFeS2(s) +  4 O2(g) ——>  Cu2S(s) +  2 FeO(s) + 3 SO2(g)

Cu2S(s) +  O2(g) ——>  2Cu(l) +  SO2(g)

Logam Tembaga dapat dimurnikan melalui proses elektrolisis (lihat materi Elektrokimia II). Logam Tembaga memiliki koduktivitas elektrik yang tinggi. Dengan demikian, logam tembaga sering digunakan sebagai kawat penghantar listrik. Selain itu, Tembaga juga digunakan pada pembuatan alloy (sebagai contoh, kuningan, merupakan alloy dari Cu dan Zn),bahan pembuatan pipa, dan bahan dasar pembuatan koin (uang logam).

Logam Tembaga bereaksi hanya dengan campuran asam sulfat dan asam nitrat pekat panas (dikenal dengan istilah aqua regia). Bilangan oksidasi Tembaga adalah +1 dan +2. Ion Cu+ kurang stabil dan cenderung mengalami disproporsionasi dalam larutan. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 Cu+(aq) ——>  Cu(s) +  Cu2+(aq)

Semua senyawa Tembaga (I) bersifat diamagnetik dan tidak berwarna (kecuali Cu2O yang berwarna merah), sedangkan semua senyawa Tembaga (II) bersifat paramagnetik dan berwarna. Senyawa hidrat yang mengandung ion Cu2+ berwarna biru. Beberapa contoh senyawa yang mengandung Tembaga (II) adalah CuO (hitam), CuSO4.5H2O (biru), dan CuS (hitam).

Senyawa Koordinasi adalah senyawa yang terbentuk dari ion sederhana (kation maupun anion) serta ion kompleks. Unsur transisi periode keempat dapat membentuk berbagai jenis ion kompleks. Ion kompleks terdiri dari kation logam transisi dan ligan. Ligan adalah molekul atau ion yang terikat pada kation logam transisi. Interaksi antara kation logam transisi dengan ligan merupakan reaksi asam-basa Lewis. Menurut Lewis, ligan merupakan basa Lewis yang berperan sebagai spesi pendonor (donator) elektron. Sementara itu, kation logam transisi merupakan asam Lewis yang berperan sebagai spesi penerima (akseptor) elektron. Dengan demikian, terjadi ikatan kovalen koordinasi (datif) antara ligan dengan kation logam transisi pada proses pembentukan ion kompleks. Kation logam transisi kekurangan elektron, sedangkan ligan memiliki sekurangnya sepasang elektron bebas (PEB). Beberapa contoh molekul yang dapat berperan sebagai ligan adalah H2O, NH3, CO, dan ion Cl-.

Bilangan koordinasi adalah jumlah ligan yang terikat pada kation logam transisi. Sebagai contoh, bilangan koordinasi Ag+ pada ion [Ag(NH3)2]+ adalah dua, bilangan koordinasi Cu2+ pada ion [Cu(NH3)4]2+ adalah empat, dan bilangan koordinasi Fe3+ pada ion [Fe(CN)6]3- adalah enam. Bilangan koordinasi yang sering dijumpai adalah 4 dan 6.

Berdasarkan jumlah atom donor  yang memiliki pasangan elektron bebas (PEB) pada ligan, ligan dapat dibedakan menjadi monodentat, bidentat, dan polidentat. H2O dan NH3 merupakan ligan monodentat (mendonorkan satu pasang elektron). Sedangkan Etilendiamin (H2N-CH2-CH2-NH2, sering disebut dengan istilah en) merupakan contoh ligan bidentat (mendonorkan dua pasang elektron). Ligan bidentat dan polidentat sering disebut sebagai agen chelat (mampu mencengkram kation logam transisi dengan kuat).

Muatan ion kompleks adalah penjumlahan dari muatan kation logam transisi dengan ligan yang mengelilinginya. Sebagai contoh, pada ion [PtCl6]2-, bilangan oksidasi masing-masing ligan (ion Cl-) adalah -1. Dengan demikian, bilangan oksidasi Pt (kation logam transisi) adalah +4. Contoh lain, pada ion [Cu(NH3)4]2+, bilangan oksidasi masing-masing ligan (molekul NH3) adalah 0 (nol). Dengan demikian, bilangan oksidasi Cu (kation logam transisi) adalah +2.

Berikut ini adalah beberapa aturan yang berlaku dalam penamaan suatu ion kompleks maupun senyawa kompleks :

1. Penamaan kation mendahului anion; sama seperti penamaan senyawa ionik pada umumnya.

2. Dalam ion kompleks, nama ligan disusun menurut urutan abjad, kemudian dilanjutkan dengan nama kation logam transisi.

3. Nama ligan yang sering terlibat dalam pembentukan ion kompleks dapat dilihat pada Tabel Nama Ligan.

4. Ketika beberapa ligan sejenis terdapat dalam ion kompleks, digunakan awalan di-, tri-, tetra-, penta-, heksa-, dan sebagainya.

5. Bilangan oksidasi kation logam transisi dinyatakan dalam bilangan Romawi.

6. Ketika ion kompleks bermuatan negatif, nama kation logam transisi diberi akhiran –at. Nama kation logam transisi pada ion kompleks bermuatan negatif dapat dilihat pada Tabel Nama Kation pada Anion Kompleks.

Tabel Nama Ligan


Ligan

Nama Ligan

Bromida, Br-

Bromo

Klorida, Cl-

Kloro

Sianida, CN-

Siano

Hidroksida, OH-

Hidrokso

Oksida, O2-

Okso

Karbonat, CO32-

Karbonato

Nitrit, NO2-

Nitro

Oksalat, C2O42-

Oksalato

Amonia, NH3

Amina

Karbon Monoksida, CO

Karbonil

Air, H2O

Akuo

Etilendiamin

Etilendiamin (en)

Tabel Nama Kation pada Anion Kompleks


Kation

Nama Kation pada Anion Kompleks

Aluminium, Al

Aluminat

Kromium, Cr

Kromat

Kobalt, Co

Kobaltat

Cuprum, Cu

Cuprat

Aurum, Au

Aurat

Ferrum, Fe

Ferrat

Plumbum, Pb

Plumbat

Mangan, Mn

Manganat

Molibdenum, Mo

Molibdat

Nikel, Ni

Nikelat

Argentum, Ag

Argentat

Stannum, Sn

Stannat

Tungsten, W

Tungstat

Zink, Zn

Zinkat

Berikut ini adalah beberapa contoh penulisan nama maupun rumus kimia dari berbagai senyawa kompleks :

1. Ni(CO)4

Bilangan koordinasi = 4

Muatan ion kompleks = 0

Muatan ligan = 0

Muatan kation logam transisi = 0

Nama senyawa = tetrakarbonil nikel (0) atau nikel tetrakarbonil

2. NaAuF4

Terdiri dari kation sederhana (Na+) dan anion kompleks (AuF4-)

Bilangan koordinasi = 4

Muatan anion kompleks = -1

Muatan ligan = -1 x 4 = -4

Muatan kation logam transisi = +3

Nama senyawa = natrium tetrafluoro aurat (III)

3. K3[Fe(CN)6]

Terdiri dari kation sederhana (3 ion K+) dan anion kompleks ([Fe(CN)6]-3)

Bilangan koordinasi = 6

Muatan anion kompleks = -3

Muatan ligan = -1 x 6 = -6

Muatan kation logam transisi = +3

Nama senyawa = kalium heksasiano ferrat (III) atau kalium ferrisianida

4. [Cr(en)3]Cl3

Terdiri dari kation kompleks ([Cr(en)3]3+) dan anion sederhana (3 ion Cl-)

Bilangan koordinasi = 3 x 2 (bidentat) = 6

Muatan kation kompleks = +3

Muatan ligan = 3 x 0 = 0

Muatan kation logam transisi = +3

Nama senyawa = tris-(etilendiamin) kromium (III) klorida

5. Pentaamin kloro kobalt (III) klorida

Terdapat 5 NH3, satu Cl-, satu Co3+, dan ion Cl-

Muatan kation kompleks = (5 x 0) + (1 x -1) + (1 x +3) = +2

Untuk membentuk senyawa kompleks, dibutuhkan dua ion Cl-

Rumus senyawa kompleks = [Co(NH3)5Cl]Cl2

6. Dikloro bis-(etilendiamin) platinum (IV) nitrat

Terdapat 2 Cl-, 2 en, satu Pt4+, dan ion NO3-

Muatan kation kompleks = (2 x -1) + (2 x 0) + (1 x +4) = +2

Untuk membentuk senyawa kompleks, dibutuhkan dua ion NO3-

Rumus senyawa kompleks = [Pt(en)2Cl2](NO3)2

7. Natrium heksanitro kobaltat (III)

Terdapat 6 NO2-, satu Co3+, dan ion Na+

Muatan anion kompleks = (6 x -1) + (1 x +3) = -3

Untuk membentuk senyawa kompleks, dibutuhkan tiga ion Na+

Rumus senyawa kompleks = Na3[Co(NO2)6]

8. Tris-(etilendiamin) kobalt (III) sulfat

Terdapat 3 en, satu Co3+, dan ion SO42-

Muatan kation kompleks = (3 x 0) + (1 x +3) = +3

Untuk membentuk senyawa kompleks, dua kation kompleks membutuhkan tiga ion SO42-

Rumus senyawa kompleks = ([Co(en)3])2(SO4)3

Bentuk ion kompleks dipengaruhi oleh jumlah ligan, jenis ligan, dan jenis kation logam transisi. Secara umum, bentuk ion kompleks dapat ditentukan melalui bilangan koordinasi. Hubungan antara bilangan koordinasi terhadap bentuk ion kompleks dapat dilihat pada tabel berikut :

Bilangan Koordinasi

Bentuk Ion Kompleks

2

Linear

4

Tetrahedral atau Square Planar

6

Oktahedral

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Cotton, F. Albert dan Geoffrey Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: Penerbit UI Press

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Ratcliff, Brian, dkk. 2006. AS Level and A Level Chemistry. Dubai: Oriental Press.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Kimia Unsur Golongan Utama

15 Oktober 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari mengenai sifat fisika dan sifat kimia unsur-unsur golongan utama, terutama Golongan Gas Mulia (VIIIA), Halogen (VIIA), Alkali (IA), Alkali Tanah (IIA), serta Unsur-Unsur Periode Ketiga. Selain itu, kita akan mempelajari reaksi kimia, cara pemurnian, serta kegunaan unsur-unsur tersebut dalam kehidupan sehari-hari.

Gas Mulia (Noble Gas)

Gas Mulia (Noble Gas) adalah bagian kecil dari atmosfer. Gas Mulia terletak pada Golongan VIIIA dalam sistem periodik. Gas mulia terdiri dari unsur Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr), Xenon (Xe), dan Radon (Rn). Keistimewaan unsur-unsur gas mulia adalah memiliki konfigurasi elektron yang sempurna (lengkap), dimana setiap kulit dan subkulit terisi penuh elektron. Dengan demikian, elektron valensi unsur gas mulia adalah delapan (kecuali unsur Helium dengan dua elektron valensi). Konfigurasi demikian menyebabkan gas mulia cenderung stabil dalam bentuk monoatomik dan sulit bereaksi dengan unsur lainnya.

Keberadaan unsur-unsur Gas Mulia pertama kali ditemukan oleh Sir William Ramsey. Beliau adalah ilmuwan pertama yang berhasil mengisolasi gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon dari atmosfer. Beliau juga menemukan suatu gas yang diisolasi dari peluruhan mineral Uranium, yang mempunyai spektrum sama seperti unsur di matahari, yang disebut Helium. Helium terdapat dalam mineral radioaktif dan tercatat sebagai salah satu gas alam di Amerika Serikat. Gas Helium diperoleh dari peluruhan isotop Uranium dan Thorium yang memancarkan partikel α. Gas Radon, yang semua isotopnya radioaktif dengan waktu paruh pendek, juga diperoleh dari rangkaian peluruhan Uranium dan Thorium.

Saat mempelajari reaksi kimia dengan menggunakan gas PtF6 yang sangat reaktif, N. Bartlett menemukan bahwa dengan oksigen, akan terbentuk suatu padatan kristal [O­2]+[PtF6]-. Beliau mencatat bahwa entalpi pengionan Xenon sama dengan O2. Dengan demikian, suatu reaksi yang analog diharapkan dapat terjadi. Ternyata, hal tersebut benar. Pada tahun 1962, beliau melaporkan senyawa pertama yang berhasil disintesis menggunakan Gas Mulia, yaitu padatan kristal merah dengan formula kimia [Xe]+[PtF6]-. Selanjutnya, berbagai senyawa Gas Mulia juga berhasil disintesis, diantaranya XeF2, XeF4, XeF6, XeO4, dan XeOF­4.

Seluruh unsur Gas Mulia merupakan gas monoatomik. Dalam satu golongan, dari He sampai Rn, jari-jari atom meningkat. Dengan demikian,ukuran atom Gas Mulia meningkat, menyebabkan gaya tarik-menarik antar atom (Gaya London) semakin besar. Hal ini mengakibatkan kenaikan titik didih unsur dalam satu golongan. Sementara energi ionisasi dalam satu golongan menurun dari He sampai Rn. Hal ini menyebabkan unsur He, Ne, dan Ar tidak dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya sangat tinggi), sementara unsur Kr dan Xe dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya relatif rendah dibandingkan Gas Mulia lainnya). Gas Argon merupakan Gas Mulia yang paling melimpah di atmosfer (sekitar 0,934% volume udara), sedangkan Gas Helium paling melimpah di jagat raya (terlibat dalam reaksi termonuklir pada permukaan matahari). (klik di sini untuk melihat sifat Gas Mulia dalam Tabel Periodik)

Gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon diperoleh dengan fraksionasi udara cair. Gas-gas tersebut pada dasarnya bersifat inert (stabil/lembam), sebab kereaktifan kimianya yang rendah, sebagai konsekuensi dari konfigurasi elektron yang lengkap. Kegunaan utama gas Helium adalah sebagai cairan dalam krioskopi. Gas Argon digunakan untuk menyediakan lingkungan yang inert dalam peralatan laboratorium, dalam pengelasan, dan dalam lampu listrik yang diisi gas. Sementara gas Neon digunakan untuk tabung sinar pemutusan muatan.

Halogen (Halogen)

Unsur Halogen (Golongan VIIA) adalah unsur-unsur nonlogam yang reaktif. Halogen terdiri dari unsur Fluor (F), Klor (Cl), Brom (Br), Iod (I), dan Astatin (At). Astatin adalah unsur radioaktif dengan waktu hidup (life time) yang sangat singkat dan mudah meluruh menjadi unsur lain. Dalam pembahasan ini, kita hanya akan membicarakan empat unsur pertama Halogen. Secara umum, unsur Halogen bersifat toksik dan sangat reaktif. Toksisitas dan reaktivitas Halogen menurun dari Fluor sampai Iod. (klik di sini untuk melihat sifat Halogen dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Fluor sampai Iod, jari-jari atom meningkat. Akibatnya, interaksi antar atom semakin kuat, sehingga titik didih dan titik leleh pun meningkat. Dalam keadaan standar (tekanan 1 atm dan temperatur 25°C), Fluor adalah gas berwarna kekuningan, Klor adalah gas berwarna hijau  pucat, Brom adalah cairan berwarna merah kecoklatan, dan Iod adalah padatan berwarna ungu-hitam. Energi ionisasi menurun dalam satu golongan , demikian halnya keelektronegatifan dan potensial standar reduksi (E°red). Ini berarti, Flour paling mudah tereduksi (oksidator kuat), sedangkan Iod paling sulit tereduksi (oksidator lemah).

Beberapa keistimewaan unsur Fluor yang tidak dimiliki unsur Halogen lainnya adalah sebagai berikut :

1. Fluor adalah unsur yang paling reaktif dalam Golongan Halogen. Hal ini terjadi akibat energi ikatan F-F yang relatif rendah (150,6 kJ/mol) dibandingkan energi ikatan Cl-Cl (242,7 kJ/mol) maupun Br-Br (192,5 kJ/mol). Sebagai tambahan, ukuran atom F yang kecil menyebabkan munculnya tolakan yang cukup kuat antar lone pair F-F, sehingga ikatan F-F tidak stabil dan mudah putus. Hal ini tidak terjadi pada ikatan Cl-Cl maupun Br-Br sehingga keduanya relatif stabil dibandingkan ikatan F-F.

2. Senyawa Hidrogen Fluorida (HF) memiliki titik didih tertinggi akibat adanya ikatan Hidrogen. Sementara senyawa halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) memiliki titik didih yang relatif rendah.

3. Hidrogen Fluorida (HF) adalah asam lemah, sedangkan asam halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) adalah asam kuat.

4. Gas Fluor dapat bereaksi dengan larutan natrium hidroksida (NaOH) membentuk oksigen difluorida yang dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

2 F2(g) +  2 NaOH(aq) ——> 2 NaF(aq) +  H2O(l) + OF2(g)

Sementara itu, reaksi yang analog juga terjadi pada Klor dan Brom, dengan produk yang berbeda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Cl2(g) +  2 NaOH(aq) ——> NaCl(aq) +  NaOCl(aq) +  H2O(l)

Br2(l) +  2 NaOH(aq) ——> NaBr(aq) +  NaOBr(aq) +  H2O(l)

Kedua reaksi di atas dikenal dengan istilah Reaksi Disproporsionasi (Autoredoks). Iod tidak dapat bereaksi dalam kondisi ini

5. Senyawa Perak Fluorida (AgF) mudah larut dalam air, sedangkan perak halida lainnya (AgCl, AgBr, dan AgI) sukar larut dalam air.

Unsur Halogen membentuk berbagai variasi senyawa. Dalam keadaan standar, unsur bebas Halogen membentuk molekul diatomik (F2, Cl2, Br2, I2). Oleh karena kereaktifannya yang besar, Halogen jarang ditemukan dalam keadaan bebas. Halogen umumnya ditemukan dalam bentuk senyawa. Halogen yang ditemukan dalam air laut berbentuk halida (Cl-, Br-, dan I-). Sementara di kerak bumi, halogen berikatan dalam mineral, seperti Fluorite (CaF2) dan kriolit (Na3AlF6).

Antar Halogen dapat mengalami reaksi kimia. Oleh karena kekuatan oksidator menurun dari Fluor sampai Iod, Halogen dapat mengoksidasi Ion Halida yang terletak di bawahnya (displacement reaction). Dengan demikian, reaksi yang terjadi antar Halogen dapat disimpulkan dalam beberapa pernyataan di bawah ini :

1. F2 dapat mengoksidasi Cl- menjadi Cl2, Br- menjadi Br2, serta I- menjadi I2.

2. Cl2 dapat mengoksidasi Br- menjadi Br2, serta I- menjadi I2. Cl2 tidak dapat mengoksidasi F- menjadi F2.

3. Br2 dapat mengoksidasi I- menjadi I2. Br2 tidak dapat mengoksidasi F- menjadi F2 maupun Cl- menjadi Cl2.

4. I2 tidak dapat mengokisdasi F- menjadi F2, Cl- menjadi Cl2, serta Br- menjadi Br2.

Gas F2 dapat diperoleh dari elektrolisis cairan (bukan larutan) Hidrogen Fluorida yang diberi sejumlah padatan Kalium Fluorida untuk meningkatkan konduktivitas pada temperatur di atas 70°C. Di katoda, ion H+ akan tereduksi menjadi gas H2, sedangkan di anoda, ion F akan teroksidasi menjadi gas F2.

Gas Cl2 dapat di peroleh melalui elektrolisis lelehan NaCl maupun elektrolisis larutan NaCl. Melalui kedua elektrolisis tersebut, ion Cl- akan teroksidasi membentuk gas Cl2 di anoda. Gas Cl2 juga dapat diperoleh melalui proses klor-alkali, yaitu elektrolisis larutan NaCl pekat (brine). Reaksi yang terjadi pada elektrolisis brine adalah sebagai berikut :

2 NaCl(aq) +  2 H2O(l) ——> 2 NaOH(aq) +  H2(g) +  Cl2(g)

Di laboratorium, unsur Klor, Brom, dan Iod dapat diperoleh melalui reaksi alkali halida (NaCl, NaBr, NaI) dengan asam sulfat pekat yang dipercepat dengan penambahan MnO2 sebagai katalis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

MnO2(s) +  2 H2SO4(aq) +  2 NaCl(aq) ——> MnSO4(aq) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l) +  Cl2(g)

MnO2(s) +  2 H2SO4(aq) +  2 NaBr(aq) ——> MnSO4(aq) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l) +  Br2(l)

MnO2(s) +  2 H2SO4(aq) +  2 NaI(aq) ——> MnSO4(aq) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l) +  I2(s)

Halida dibedakan menjadi dua kategori, yaitu halida ionik dan halida kovalen. Fluorida dan klorida dari unsur logam, terutama unsur Alkali dan Alkali Tanah (kecuali Berilium) merupakan halida ionik. Sementara, flurida dan klorida dari unsur nonlogam, seperti Belerang dan Fosfat merupakan halida kovalen. Bilangan oksidasi Halogen bervariasi dari -1 hingga +7 (kecuali Fluor). Unsur Fluor yang  merupakan unsur dengan keelektronegatifan terbesar di alam, hanya memiliki bilangan oksidasi 0 (F2) dan -1 (fluorida).

Halogen dapat bereaksi dengan Hidrogen menghasilkan Hidrogen Halida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

X2(g) +  H2(g) ——> 2 HX(g)

X = F, Cl, Br, atau I

Reaksi ini (khususnya pada F2 dan Cl2)menimbulkan ledakan hebat (sangat eksotermis). Oleh karena itu, reaksi tersebut  jarang digunakan di industri. Sebagai pengganti, hidrogen halida dapat dihasilkan melalui reaksi klorinasi hidrokarbon. Sebagai contoh :

C2H6(g) +  Cl2(g) ——> C2H5Cl(g) +  HCl(g)

Di laboratorium, hidrogen halida dapat diperoleh melalui reaksi antara logam halida dengan asam sulfat pekat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaF2(s) +  H2SO4{aq) ——> 2 HF(g) +  CaSO4(s)

2 NaCl(s) +  H2SO4(aq) ——-> 2 HCl(g) +  Na2SO4(aq)

Hidrogen Bromida dan Hidrogen Iodida tidak dapat dihasilkan melalui cara ini, sebab akan terjadi reaksi oksidasi (H2SO4 adalah oksidator kuat) yang menghasilkan Brom dan Iod. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaBr(s) +  2 H2SO4(aq) ——> Br2(l) +  SO2(g) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l)

Hidrogen Bromida dapat dibuat melalui beberapa reaksi berikut :

P4(s) +  6 Br2(l) ——> 4 PBr3(l)

PBr3(l) +  3 H2O(l) ——> 3 HBr(g) +  H3PO3(aq)

Hidrogen Iodida dapat diperoleh dengan cara serupa.

Hidrogen Fluorida memiliki kereaktifan yang tinggi. Senyawa ini dapat bereaksi dengan silika melalui persamaan reaksi berikut :

6 HF(aq) +  SiO2(s) ——> H2SiF6(aq) +  2 H2O(l)

Hidrogen Fluorida juga digunakan dalam proses pembuatan gas Freon. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CCl4(l) +  HF(g) ——> CCl3F(g) +  HCl(g)

CCl3F(g) +  HF(g) ——> CCl2F2(g) +  HCl(g)

Larutan Hidrogen Halida bersifat asam. Urutan kekuatan asam halida adalah HF << HCl < HBr < HI. Sedangkan urutan kekuatan asam oksi adalah HXO < HXO2 < HXO3 < HXO4 (X = Cl, Br, atau I).

Fluor (khususnya NaF) ditambahkan ke dalam air minum untuk mencegah terbentuknya karies (kerak atau plak) gigi. Senyawa lain, Uranium Fluorida, UF6, digunakan untuk memisahkan isotop radioaktif  Uranium (U-235 dan U-238). Di bidang industri, Fluor digunakan untuk menghasilkan poli tetra fluoro etilena (Teflon).

Klor (khusunya Klorida, Cl-) memegang peranan penting dalam sistem kesetimbangan cairan interseluler dan ekstraseluler dalam organisme. Di bidang industri, Klor digunakan sebagai bahan pemutih (bleaching agent) pada industri kertas dan tekstil. Bahan pembersih rumah tangga umumnya mengandung sejumlah Klor (khususnya NaClO) yang berperan sebagai bahan aktif pengangkat kotoran. Sementara, senyawa klor lainnya, HClO, berfungsi sebagai agen desinfektan pada proses pemurnian air. Reaksi yang terjadi saat gas Klor dilarutkan dalam air adalah sebagai berikut :

Cl2(g) +  H2O(l) ——> HCl(aq) +  HClO(aq)

Ion OCl- yang dihasilkan dari reaksi tersebut berperan sebagai agen desinfektan yang membunuh kuman dalam air.

Metana yang terklorinasi, seperti Karbon Tetraklorida (CCl4) dan Kloroform (CHCl3) digunakan sebagai pelarut senyawa organik. Klor juga digunakan dalam pembuatan insektisida, seperti DDT. Akan tetapi, penggunaan DDT dapat mencemari lingkungan, sehingga kini penggunaannya dilarang atau dibatasi sesuai dengan Undang-Undang Lingkungan. Klor juga digunakan sebagai bahan baku pembuatan poli vinil klorida (PVC).

Senyawa Bromida ditemukan di air laut (ion Br-). Brom digunakan sebagai bahan dasar pembuatan senyawa Etilena Dibromida (BrCH2CH2Br), suatu insektisida. Senyawa ini sangat karsinogenik. Di samping itu, Brom juga dapat bereaksi dengan Perak menghasilkan senyawa Perak Bromide (AgBr) yang digunakan dalam lembaran film fotografi.

Iod jarang digunakan dalam kehidupan sehari-hari. Larutan Iod dalam alkohol (50% massa) sering digunakan di dunia medis sebagai zat antiseptik. Iod juga merupakan salah satu komponen dari hormon tiroid. Defisiensi Iod dapat mengakibatkan pembengkakan kelenjar gondok.

Alkali (Alkali)

Logam Alkali (Golongan IA) adalah unsur yang sangat elektropositif (kurang elektronegatif). Umumnya, logam Alkali berupa padatan dalam suhu ruang. Unsur Alkali terdiri dari Litium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Sesium (Cs), dan Fransium (Fr). Fransium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IA, sebab Fransium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Dari konfigurasi elektron unsur, masing-masing memiliki satu elektron valensi . Dengan demikian, unsur Alkali cenderung membentuk ion positif bermuatan satu (M+). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Litium sampai Sesium, jari-jari unsur akan meningkat. Letak elektron valensi terhadap inti atom semakin jauh. Oleh sebab itu, kekuatan tarik-menarik antara inti atom dengan elektron valensi semakin lemah. Dengan demikian, energi ionisasi akan menurun dari Litium sampai Sesium. Hal yang serupa juga ditemukan pada sifat keelektronegatifan unsur .

Secara umum, unsur Alkali memiliki titik leleh yang cukup rendah dan lunak, sehingga logam Alkali dapat diiris dengan pisau. Unsur Alkali sangat reaktif, sebab mudah melepaskan elektron (teroksidasi) agar mencapai kestabilan (konfigurasi elektron ion Alkali menyerupai konfigurasi elektron Gas Mulia). Dengan demikian, unsur Alkali jarang ditemukan bebas di alam. Unsur Alkali sering dijumpai dalam bentuk senyawanya. Unsur Alkali umumnya bereaksi dengan unsur lain membentuk senyawa halida, sulfat, karbonat, dan silikat.

Natrium dan Kalium terdapat dalam jumlah yang melimpah di alam. Keduanya terdapat dalam mineral seperti albite (NaAlSi3O8) dan ortoklas (KAlSi3O8). Selain itu, mineral lain yang mengandung Natrium dan Kalium adalah halite (NaCl), Chile saltpeter (NaNO3), dan silvit (KCl).

Logam Natrium dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan NaCl (proses Down). Titik leleh senyawa NaCl cukup tinggi (801°C), sehingga diperlukan jumlah energi yang besar untuk melelehkan padatan NaCl. Dengan menambahkan zat aditif CaCl2, titik leleh dapat diturunkan menjadi sekitar 600°C, sehingga proses elektrolisis dapat berlangsung lebih efektif tanpa pemborosan energi.

Sebaliknya, logam Kalium tidak dapat diperoleh melalui metode elektrolisis lelehan KCl. Logam Kalium hanya dapat diperoleh melalui reaksi antara lelehan KCl dengan uap logan Natrium pada suhu 892°C. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na(g) +  KCl(l) <——>  NaCl(l) +  K(g)

Natrium dan Kalium adalah unsur logam yang sangat reaktif. Logam Kalium lebih reaktif dibandingkan logam Natrium. Kedua logam tersebut dapat berekasi dengan air membentuk hidroksida. Saat direaksikan dengan oksigen dalam jumlah terbatas, Natrium dapat membentuk oksidanya (Na2O). Namun, dalam jumlah oksigen berlebih, Natrium dapat membentuk senyawa peroksida (Na2O2).

2 Na(s) +  O2(g) ——> Na2O2(s)

Natrium peroksida bereaksi dengan air menghasilkan larutan hidroksida dan hidrogen peroksida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na2O2(s) +  2 H2O(l) ——> 2 NaOH(aq) +  H2O2(aq)

Sama seperti Natrium, logam Kalium dapat membentuk peroksida saat bereaksi dengan oksigen berlebih. Selain itu, logam Kalium juga membentuk superoksida saat dibakar di udara. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

K(s) +  O2(g) ——> KO2(s)

Saat Kalium Superoksida dilarutkan dalam air, akan dibentuk gas oksigen. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 KO2(s) +  2 H2O(l) ——> 2 KOH(aq) +  O2(g) +  H2O2(aq)

Unsur Natrium dan Kalium berperan penting dalam mengatur keseimbangan cairan dalam tubuh. Ion Natrium dan ion Kalium terdapat dalam cairan intraseluler dan ekstraseluler. Keduanya berperan penting dalam menjaga tekanan osmosis cairan tubuh serta mempertahankan fungsi enzim dalam mengkatalisis reaksi biokimia dalam tubuh.

Natrium Karbonat (soda abu) digunakan dalam industri pengolahan air dan industri pembuatan sabun, detergen, obat-obatan, dan zat aditif makanan. Selain itu, Natrium Karbonat digunakan juga pada industri gelas. Senyawa ini dibentuk melalui proses Solvay. Reaksi yang terjadi pada proses Solvay adalah sebagai berikut :

NH3(aq) +  NaCl(aq) +  H2CO3(aq) ——> NaHCO3(s) +  NH4Cl(aq)

2 NaHCO3(s) ——> Na2CO3(s) +  CO2(g) + H2O(g)

Sumber mineral lain yang mengandung senyawa Natrium Karbonat adalah trona, dengan formula kimia [Na5(CO3)2(HCO3).2H2O]. Mineral ini ditemukan dalam jumlah besar di Wyoming, Amerika Serikat. Ketika mineral trona dipanaskan, akan terjadi reaksi penguraian sebagai berikut :

2 Na5(CO3)2(HCO3).2H2O(s) ——> 5 Na2CO3(s) +  CO2(g) +  3 H2O(g)

Natrium Hidroksida dan Kalium Hidroksida masing-masing diperoleh melalui elektrolisis larutan NaCl dan KCl. Kedua hidroksida ini merupakan basa kuat dan mudah larut dalam air. Larutan NaOH digunakan dalam pembuatan sabun . Sementara itu, larutan KOH digunakan sebagai larutan elektrolit pada beberapa baterai (terutama baterai merkuri).

Chile saltpeter (Natrium Nitrat) terurai membentuk gas oksigen pada suhu 500°C. Reaksi penguraian yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaNO3(s) ——> 2 NaNO2(s) +  O2(g)

Kalium Nitrat (saltpeter) dapat dibuat melalui reaksi berikut :

KCl(aq) +  NaNO3(aq) ——> KNO3(aq) +  NaCl(aq)

Alkali Tanah (Alkaline Earth)

Unsur Alkali Tanah mempunyai sifat yang menyerupai unsur Alkali. Unsur Alkali Tanah umumnya merupakan logam, cenderung membentuk ion positif, dan bersifat konduktif, baik termal maupun elektrik. Unsur Alkali Tanah kurang elektropositif (lebih elektronegatif) dan kurang reaktif bila dibandingkan unsur Alkali. Semua unsur Golongan IIA ini memiliki sifat kimia yang serupa, kecuali Berilium (Be). Yang termasuk unsur Golongan IIA adalah Berilium (Be), Magnesium (Mg), Kalsium (Ca), Stronsium (Sr), Barium (Ba), dan Radium (Ra). Radium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IIA, sebab Radium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Konfigurasi elektron menunjukkan unsur-unsur Golongan IIA memiliki dua elektron valensi. Dengan demikian, untuk mencapai kestabilan, unsur Golongan IIA melepaskan dua elektron membentuk ion bermuatan positif dua (M2+). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali Tanah dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Berilium sampai Barium, jari-jari unsur meningkat. Peningkatan ukuran atom diikuti dengan peningkatan densitas unsur. Sebaliknya, energi ionisasi dan keelektronegatifan berkurang dari Berilium sampai Radium. Semakin besar jari-jari unsur, semakin mudah unsur melepaskan elektron valensinya. Potensial standar reduksi (E°red) menurun dalam satu golongan. Hal ini menunjukkan bahwa kekuatan reduktor meningkat dalam satu golongan dari Berilium sampai Barium.

Magnesium adalah unsur yang cukup melimpah di kerak bumi (urutan keenam, sekitar 2,5% massa kerak bumi). Beberapa bijih mineral yang mengandung logam Magnesium, antara lain brucite, Mg(OH)2, dolomite (CaCO3.MgCO3), dan epsomite (MgSO4.7H2O). Air laut merupakan sumber Magnesium yang melimpah (1,3 gram Magnesium per kilogram air laut). Magnesium diperoleh melalui elektrolisis lelehan MgCl2.

Magnesium tidak bereaksi dengan air dingin. Magnesium hanya bereaksi dengan air panas (uap air). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Mg(s) +  H2O(g) ——> MgO(s) +  H2(g)

Magnesium juga bereaksi dengan udara membentuk Magnesium Oksida dan Magnesium Nitrida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 Mg(s) +  O2(g) ——> 2 MgO(s)

3 Mg(s) +  N2(g) ——> Mg3N2(s)

Magnesium Oksida bereaksi lambat dengan air menghasilkan Magnesium Hidroksida (milk of magnesia), yang digunakan sebagai zat aktif untuk menetralkan asam lambung berlebih. Reaksi pembentukan milk of magnesia adalah sebagai berikut :

MgO(s) +  H2O(l) ——> Mg(OH)2(s)

Hidroksida dari Magnesium merupakan basa kuat. Semua unsur Golongan IIA membentuk basa kuat, kecuali Be(OH)2 yang bersifat amfoter. Senyawa bikarbonat, MgHCO3 (maupun CaHCO3), menyebabkan kesadahan air sementara (dapat dihilangkan dengan cara pemanasan).

Logam Magnesium terutama digunakan dalam bidang konstruksi. Sifatnya yang ringan menjadikannya sebagai pilihan utama dalam pembentukan alloy (paduan logam). Logam Magnesium juga digunakan dalam proteksi katodik untuk mencegah logam besi dari korosi (perkaratan), reaksi kimia organik (reaksi Grignard), dan sebagai elektroda baterai . Sementara itu, dalam sistem kehidupan, ion Mg2+ ditemukan dalam klorofil (zat hijau daun) tumbuhan dan berbagai enzim pada organisme yang mengkatalisis reaksi biokimia penunjang kehidupan.

Kerak bumi mengandung 3,4 persen massa unsur Kalsium. Kalsium dapat ditemukan dalam berbagai senyawa di alam, seperti limestone, kalsit, dan batu gamping (CaCO3); dolomite (CaCO3.MgCO3); gypsum (CaSO4.2H2O); dan fluorite (CaF2). Logam Kalsium dapat diperoleh melalui elektrolisis lelehan CaCl2.

Kalsium (sama seperti Stronsium dan Barium) dapat bereaksi dengan air dingin membentuk hidroksida, Ca(OH)2. Senyawa Ca(OH)2 ini dikenal dengan istilah slaked lime atau hydrate lime. Reaksi tersebut jauh lebih lambat bila dibandingkan reaksi logam Alkali dengan air.

Ca(s) +  2 H2O(l) ——> Ca(OH)2(aq) +  H2(g)

Kapur (lime), CaO, atau sering disebut dengan istilah quicklime, adalah salah satu material tertua yang dikenal manusia sejak zaman purba. Quicklime dapat diperoleh melalui penguraian termal senyawa Kalsium Karbonat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaCO3(s) ——> CaO(s) +  CO2(g)

Slaked lime juga dapat dihasilkan melalui reaksi antara quicklime dengan air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaO(s) +  H2O(l) ——> Ca(OH)­2(aq)

Quicklime digunakan pada industri metalurgi sebagai zat aktif untuk menghilangkan SO2 pada bijih mineral. Sementara slaked lime digunakan dalam pengolahan air bersih. Logam Kalsium digunakan sebagai agen penarik air (dehydrating agent) pada pelarut organik. Unsur Kalsium merupakan komponen utama penyusun tulang dan gigi. Ion kalsium dalam tulang dan gigi terdapat dalam senyawa kompleks garam fosfat, yaitu hidroksiapatit (Ca5(PO4)3OH). Ion Kalsium juga berfungsi sebagai kofaktor berbagai enzim, faktor penting dalam proses pembekuan darah, kontraksi otot, dan transmisi sinyal sistem saraf pusat.

Untuk membedakan unsur-unsur Golongan IIA, dapat dilakukan pengujian kualitatif melalui tes nyala. Saat masing-masing unsur dibakar dengan pembakar Bunsen, akan dihasilkan warna nyala yang bervariasi. Magnesium menghasilkan nyala berwarna putih terang, Kalsium menghasilkan nyala berwarna merah bata, Stronsium menghasilkan nyala berwarna merah terang, sedangkan Barium menghasilkan nyala berwarna hijau.

Garam yang terbentuk dari unsur Golongan IIA merupakan senyawa kristalin ionik tidak berwarna. Garam tersebut dapat dibentuk melalui reaksi logam, oksida logam, atau senyawa karbonat dengan asam. Berikut ini adalah contoh beberapa reaksi pembentukan garam :

1. Mg(s) +  2 HCl(aq) ——> MgCl2(aq) +  H2(g)

2. MgO(s) +  2 HCl(aq) ——> MgCl2(aq) +  H2O(l)

3. MgCO3(s) +  2 HCl(aq) ——> MgCl2(aq) +  H2O(l) +  CO2(g)

Senyawa nitrat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam, nitrogen dioksida, dan gas oksigen. Sebagai contoh :

2 Mg(NO3)2(s) ——> 2 MgO(s) +  4 NO2(g) +  O2(g)

Senyawa karbonat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam dan gas karbon dioksida. Sebagai contoh :

BaCO3(s) ——> BaO(s) +  CO2(g)

Unsur-Unsur Periode Ketiga (Periode 3 Elements)

Unsur-unsur periode ketiga memiliki sifat kimia dan sifat fisika yang bervariasi. Unsur-unsur yang terdapat pada periode ketiga adalah Natrium (Na), Magnesium (Mg), Aluminium (Al), Silikon (Si), Fosfor (P), Belerang (S), Klor (Cl), dan Argon (Ar). Dari kiri (Natrium) sampai kanan (Argon), jari-jari unsur menyusut, sedangkan energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan meningkat. Selain itu, terjadi perubahan sifat unsur dari logam (Na, Mg, Al) menjadi semilogam/metaloid (Si), nonlogam (P, S, Cl), dan gas mulia (Ar). Unsur logam umumnya membentuk struktur kristalin, sedangkan unsur semilogam/metaloid membentuk struktur molekul raksasa (makromolekul). Sementara, unsur nonlogam cenderung membentuk struktur molekul sederhana. Sebaliknya, unsur gas mulia cenderung dalam keadaan gas monoatomik. Variasi inilah yang menyebabkan unsur periode ketiga dapat membentuk berbagai senyawa dengan sifat yang berbeda. (klik di sini untuk melihat sifat Unsur Periode Ketiga dalam Tabel Periodik)

Unsur-unsur periode ketiga dapat membentuk oksida melalui reaksi pembakaran dengan gas oksigen. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Oksida

Natrium mengalami reaksi hebat dengan oksigen. Logam Natrium yang terpapar di udara dapat bereaksi spontan dengan gas oksigen membentuk oksida berwarna putih yang disertai nyala berwarna kuning.

4 Na(s) +  O2(g) ——> 2 Na2O(s)

2. Magnesium Oksida

Magnesium juga bereaksi hebat dengan udara (terutama gas oksigen) menghasilkan nyala berwarna putih terang yang disertai dengan pembentukan oksida berwarna putih.

2 Mg(s) +  O2(g) ——> 2 MgO(s)

3. Aluminium Oksida

Oksida ini berfungsi mencegah (melindungi) logam dari korosi. Oksida ini berwarna putih.

4 Al(s) +  3 O2(g) ——> 2 Al2O3(s)

4. Silikon Oksida (Silika)

Si(s) +  O2(g) ——> SiO2(s)

5. Fosfor (V) Oksida

Fosfor mudah terbakar di udara. Ketika terdapat gas oksigen dalam jumlah berlebih, oksida P4O10 yang berwarna putih akan dihasilkan.

P4(s) +  5 O2(g) ——> P4O10(s)

6. Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida

Padatan Belerang mudah terbakar di udara saat dipanaskan dan akan menghasilkan gas Belerang Dioksida (SO2). Oksida ini dapat direaksikan lebih lanjut dengan gas oksigen berlebih yang dikatalisis oleh Vanadium Pentaoksida (V2O5) untuk menghasilkan gas Belerang Trioksida (SO3).

S(s) +  O2(g) ——>SO2(g)

2 SO2(g) +  O2(g) ——> 2SO3(g)

7. Klor (VII) Oksida

2 Cl2(g) +  7 O2(g) ——> 2 Cl2O7(g)

Selain dapat membentuk oksida, unsur-unsur periode ketiga juga dapat membentuk senyawa halida. Senyawa tersebut terbentuk saat unsur direaksikan dengan gas klor. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Klorida

Natrium direaksikan dengan gas klor akan menghasilkan endapan putih NaCl.

2 Na(s) +  Cl2(g) ——> 2 NaCl(s)

2. Magnesium Klorida

Sama seperti Natrium, logam Magnesium pun dapat bereaksi dengan gas klor membentuk endapan putih Magnesium Klorida.

Mg(s) +  Cl2(g) ——> MgCl2(s)

3. Aluminium Klorida

Ketika logam Aluminium direaksikan dengan gas klor, akan terbentuk endapan putih AlCl3.

2 Al(s) +  3 Cl2(g) ——> 2 AlCl3(s)

Dalam bentuk uap, senyawa ini akan membentuk dimer Al2Cl6.

4. Silikon (IV) Klorida

Senyawa ini merupakan cairan yang mudah menguap. Senyawa ini dihasilkan dari reaksi padatan Silikon dengan gas klor.

Si(s) +  2 Cl2(g) ——> SiCl4(l)

5. Fosfor (III) Klorida dan Fosfor (V) Klorida

Fosfor (III) Klorida merupakan cairan mudah menguap tidak berwarna yang dihasilkan saat Fosfor bereaksi dengan gas klor tanpa pemanasan. Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, senyawa ini dapat bereaksi kembali dengan gas klor berlebih membentuk senyawa Fosfor (V) Klorida, suatu padatan berwarna kuning.

P4(s) +  6 Cl2(g) ——> 4 PCl3(l)

Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, akan terjadi reaksi berikut :

PCl3(l) +  Cl2(g) ——> PCl5(s)

6. Belerang (II) Oksida

S(s) +  Cl2(g) ——> SCl2(s)

Reaksi antara logam Natrium dan Magnesium dengan air adalah reaksi redoks. Dalam reaksi ini, unsur logam mengalami oksidasi dan dihasilkan gas hidrogen. Larutan yang dihasilkan bersifat alkali (basa). Logam Natrium lebih reaktif dibandingkan logam Magnesium, sehingga larutan NaOH bersifat lebih basa dibandingkan larutan Mg(OH)2.Padatan NaOH lebih mudah larut dalam air dibandingkan padatan Mg(OH)2.

Oksida dari logam Natrium dan Magnesium merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin. Saat dilarutkan dalam air, masing-masing oksida akan menghasilkan larutan basa. Oleh karena itu, dapat disimpulkan bahwa oksida logam dalam air menghasilkan larutan basa.

Na2O(s) +  H2O(l) ——> 2 NaOH(aq)

MgO(s) +  H2O(l) ——> Mg(OH)2(aq)

Aluminium Oksida memiliki struktur kristalin dan memiliki sifat kovalen yang cukup signifikan. Dengan demikian, senyawa ini dapat membentuk ikatan antarmolekul (intermediate bonding). Senyawa ini sukar larut dalam air.

Fosfor (V) Oksida merupakan senyawa kovalen. Senyawa ini dapat bereaksi dengan air membentuk asam fosfat. Asam fosfat merupakan salah satu contoh larutan asam lemah dengan pH berkisar antara 2 hingga 4. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

P4O10(s) +  6 H2O(l) ——> 4 H3PO4(aq)

Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida mempunyai struktur molekul kovalen sederhana. Masing-masing dapat bereaksi dengan air membentuk larutan asam.

SO2(g) +  H2O(l) ——> H2SO3(aq)

SO3(g) +  H2O(l) ——> H2SO4(aq)

Dengan demikian, senyawa oksida yang dihasilkan dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi tiga kategori, yaitu :

1. Oksida Logam (di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur ionik kristalin dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan basa. Oksida Logam merupakan oksida basa, yang dapat bereaksi dengan asam membentuk garam.

MgO(s) +  H2SO4(aq) ——> MgSO4(aq) +  H2O(l)

2. Oksida Nonlogam (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovelen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Oksida nonlogam merupakan oksida asam, yang dapat bereaksi dengan basa membentuk garam.

SO3(g) +  MgO(s) ——> MgSO4(s)

3. Oksida Amfoterik (di tengah Tabel Periodik) memiliki sifat asam dan basa sekaligus. Oksida tersebut dapat bereaksi dengan asam maupun basa.

Al2O3(s) +  6 HCl(aq) ——> 2 AlCl3(aq) +  3 H2O(l)

Al2O3(s) +  6 NaOH(aq) +  3 H2O(l) ——> 2 Na3Al(OH)6(aq)

Natrium Klorida dan Magnesium Klorida merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin yang teratur. Saat dilarutkan dalam air, kedua senyawa tersebut menghasilkan larutan netral (pH = 7). Sementara itu, Aluminium Klorida membentuk struktur dimernya, yaitu Al2Cl6 (untuk mencapai konfigurasi oktet). Senyawa dimer ini larut dalam air.

Al2Cl6(s) +  12 H2O(l) ——> 2 [Al(H2O)6]3+(aq) +  6 Cl-(aq)

Cairan Silikon (IV) Klorida dan gas PCl5 merupakan molekul kovalen sederhana. Masing-masing senyawa bereaksi hebat dengan air membentuk gas HCl. Reaksi ini dikenal dengan istilah hidrolisis. Larutan yang terbentuk bersifat asam. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

SiCl4(l) +  2 H2O(l) ——> SiO2(s) +  4 HCl(g)

PCl5(s) +  4 H2O(l) ——> H3PO4(aq) +  5 HCl(g)

Dengan demikian, senyawa halida yang dibentuk dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi dua, yaitu :

1. Logam Klorida ( di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur kristalin ionikdan mudah bereaksi dengan air membentuk larutan netral. Logam Klorida bersifat netral.

2. Nonlogam Klorida (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovalen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Nonlogam Klorida bersifat asam.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Cotton, F. Albert dan Geoffrey Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: Penerbit UI Press

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Ratcliff, Brian, dkk. 2006. AS Level and A Level Chemistry. Dubai: Oriental Press.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Mohon Informasi dari Para Pengunjung Blog Andykimia03.WordPress.Com

9 Oktober 2009

Selamat siang para pembaca yang budiman,

Nama saya Andy, berusia 24 tahun, lulusan dari Program Studi Kimia, Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam, Universitas Indonesia, tahun 2007. Aktivitas saya sehari-hari adalah menjadi pengajar tetap di salah satu bimbingan belajar terkemuka di daerah Tebet Barat, Jakarta Selatan. Selain itu, saya juga menjadi pengajar part-time di salah satu SMA Negeri unggulan di Jakarta Selatan.

Menulis adalah salah satu kegemaran saya selain membaca dan mendengarkan musik. Dengan harapan mempermudah adik-adik SMA dalam memahami materi kimia, saya mencoba menuangkan pengetahuan yang saya miliki, khususnya seputar ilmu kimia, pada blog ini. Saya merasa bahagia karena blog saya selalu diakses dan dibaca oleh para peselancar dunia maya setiap hari. Mudah-mudahan apa yang saya paparkan pada blog ini dapat membantu, baik bagi adik-adik SMA, maupun rekan-rekan guru dan para pembaca yang ingin mengenal lebih jauh seputar ilmu kimia.

Saya adalah seorang blogger pemula yang masih awam. Oleh karena itu, saya sangat mengharapkan saran dan kritikan dari para pembaca sekalian. Bila berkenan, Anda dapat meninggalkan pesan pada kotak moderasi maupun melayangkannya melalui email di andychem03@yahoo.com atau andykimia03@gmail.com.

Semoga blog saya dapat menjadi salah satu referensi dan “teman” Anda dalam mempelajari ilmu kimia. Terima kasih.

Salam hangat,

Andy, S. Si.

Kesetimbangan Kimia

9 Oktober 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari pengertian kesetimbangan kimia, contoh aplikasi kesetimbangan kimia dalam industri, menentukan dan menghitung besarnya konstanta kesetimbangan kimia, mempelajari berbagai jenis kesetimbangan kimia, memanipulasi persamaan kesetimbangan kimia, serta mengkaji faktor-faktor yang dapat menggeser kesetimbangan kimia.

Salah satu proses yang sangat berguna dalam industri kimia adalah proses Haber, yaitu sintesis gas amonia dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Reaksi kimia yang terjadi dalam proses Haber adalah sebagai berikut :

N2(g) +  3 H2(g) ——-> 2 NH3(g)

Dengan cara penulisan ini, reaksi kimia menunjukkan bahwa gas hidrogen dan gas nitrogen bereaksi untuk menghasilkan gas amonia, dan hal ini akan terus berlangsung sampai salah satu atau kedua reaktannya habis. Tetapi, sesungguhnya, hal ini tidak sepenuhnya benar.

Apabila reaksi ini dilakukan dalam ruang tertutup (sebab reaktan maupun gas sama-sama berbentuk gas), gas nitrogen dan gas hidrogen akan bereaksi membentuk gas amonia. Namun, sebagian dari gas amonia tersebut akan segera terurai menjadi gas nitrogen dan gas hidrogen kembali, seperti yang ditunjukkan dalam persamaan reaksi berikut :

2 NH3(g) ——-> N2(g) +  3 H2(g)

Oleh sebab itu, di dalam ruang tertutup tersebut, sesungguhnya terjadi dua reaksi yang saling berlawanan, yaitu gas nitrogen dan gas hidrogen bergabung menghasilkan gas amonia dan gas amonia terurai menghasilkan gas nitrogen dan gas hidrogen. Kedua reaksi tersebut dapat dituliskan secara bersamaan dengan menggunakan dua mata anak panah sebagai berikut :

N2(g) +  3 H2(g) <——>  2 NH3(g)

Gas nitrogen dan gas hidrogen diletakkan di sisi kiri karena bahan itulah yang mula-mula dimasukkan ke dalam tempat reaksi. Kedua reaksi tersebut terjadi dengan kecepatan yang berbeda. Namun, cepat atau lambat, kecepatan kedua reaksi tersebut akan sama dan jumlah relatif dari gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia menjadi tetap (konstan). Ini merupakan contoh kesetimbangan kimia.

Kesetimbangan kimia dinamis tercapai pada saat dua reaksi kimia yang berlawanan terjadi pada tempat dan waktu yang sama dengan laju reaksi yang sama. Ketika sistem mencapai kesetimbangan, jumlah masing-masing spesi kimia menjadi konstan (tidak perlu sama).

Kadang-kadang, terdapat banyak produk (spesi kimia yang ada di sisi kanan tanda panah bolak-balik) ketika reaksi mencapai kesetimbangan. Tetapi, kadang-kadang, produknya justru sangat sedikit. Jumlah relatif dari produk dan reaktan dalam kesetimbangan dapat ditentukan dengan menggunakan konstanta kesetimbangan kimia (K) untuk reaksi tersebut.

Secara umum, untuk reaksi kesetimbangan hipotetis berikut :

a A  +  b B  <——>  c C  +  d D

Huruf besar menunjukkan spesi kimia dalam kesetimbangan kimia dan huruf kecil menyatakan koefisien reaksi pada reaksi kimia setara. Konstanta kesetimbangan kimia (Keq) secara matematis dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

Keq =  [C]c [D]d / [A]a [B]b

Persamaan Keq dirumuskan oleh dua ahli kimia berkebangsaan Norwegia, yaitu Cato Guldberg dan Peter Waage, pada tahun 1864. Persamaan ini merupakan pernyataan matematis dari hukum aksi massa (law of mass action), yang menyatakan bahwa pada reaksi reversibel (bolak-balik, dua arah) yang mencapai keadaan kesetimbangan pada temperatur tertentu, perbandingan konsentrasi reaktan dan produk memiliki nilai tertentu (konstan), yaitu Keq (konstanta kesetimbangan kimia).

Bagian pembilang mengandung produk dari kedua spesi kimia yang berada di sisi kanan persamaan dengan masing-masing spesi kimia dipangkatkan dengan koefisien reaksinya dalam persamaan reaksi berimbang. Penyebutnya juga sama, tetapi digunakan spesi kimia yang berada di sebelah kiri persamaan reaksi. Oleh karena satuan yang digunakan dalam konstanta kesetimbangan kimia adalah konsentrasi (molaritas), para ahli kimia menggunakan notasi  Kc sebagai pengganti Keq.

Nilai angka dari konstanta kesetimbangan kimia memberikan petunjuk tentang jumlah relatif dari produk dan reaktan. Nilai Kc juga memberikan petunjuk apakah kesetimbangan cenderung ke arah reaktan atau produk. Apabila nilai Kc jauh melebihi satu (Kc >> 1), kesetimbangan akan cenderung ke kanan (produk), sehingga jumlah produk lebih besar dibandingkan reaktan. Sebaliknya, apabila nilai Kc jauh di bawah satu (Kc << 1), kesetimbangan akan cenderung ke kiri (reaktan), sehingga jumlah reaktan lebih besar dibandingkan reaktan.

Konsep kesetimbangan kimia sangat berguna dalam ilmu kimia. Konstanta kesetimbangan kimia digunakan dalam menyelesaikan berbagai permasalahan stoikiometri yang melibatkan sistem kesetimbangan. Dalam menggunakan Kc, konsentrasi reaktan dan produk saat kesetimbangan dilibatkan. Berdasarkan fasa spesi kimia yang terlibat dalam reaksi, sistem kesetimbangan dapat dibedakan menjadi dua, antara lain :

1. Kesetimbangan Homogen

Semua spesi kimia berada dalam fasa yang sama. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa gas adalah sistem kesetimbangan N2O4/NO­2. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

N2O4(g) <——> 2 NO2(g)

Kc =   [NO2]2 / [N2O4]

Konsentrasi reaktan dan produk dalam reaksi gas dapat dinyatakan dalam bentuk tekanan parsial masing-masing gas (ingat persamaan gas ideal, PV=nRT). Dengan demikian, satuan konsentrasi yang diganti dengan tekanan parsial gas akan mengubah persamaan Kc menjadi Kp sebagai berikut :

Kp =   (PNO2)2 / (PN2O4)

PNO2 dan PN2O4 adalah tekanan parsial masing-masing gas pada saat kesetimbangan tercapai. Nilai Kp menunjukkan konstanta kesetimbangan yang dinyatakan dalam satuan tekanan (atm). Kp hanya dimiliki oleh sistem kesetimbangan yang melibatkan fasa gas saja.

Secara umum, nilai Kc tidak sama dengan nilai Kp, sebab besarnya konsentrasi reaktan dan produk tidak sama dengan tekanan parsial masing-masing gas saat kesetimbangan. Dengan demikian, terdapat hubungan sederhana antara Kc dan Kp yang dapat dinyatakan dalam persamaan matematis berikut :

Kp =  Kc (RT)∆n

Kp =  konstanta kesetimbangan tekanan parsial gas

Kc =  konstanta kesetimbangan konsentrasi gas

R  =  konstanta universal gas ideal (0,0821 L.atm/mol.K)

T  =  temperatur reaksi (K)

∆n  =  Σ koefisien gas produk –  Σ koefisien gas reaktan

Selain kesetimbangan homogen fasa gas, terdapat pula sejumlah kesetimbangan homogen fasa larutan. Salah satu contoh kesetimbangan homogen fasa larutan adalah kesetimbangan ionisasi asam asetat (asam cuka) dalam air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CH3COOH(aq) <——>  CH3COO-(aq) +  H+(aq)

Kc =   [CH3COO-] [H+] / [CH3COOH]

2. Kesetimbangan Heterogen

Kesetimbangan ini melibatkan reaktan dan produk dalam fasa yang berbeda. Sebagai contoh, saat padatan kalsium karbonat dipanaskan dalam wadah tertutup, akan terjadi reaksi berikut :

CaCO3(s) <——>  CaO(s) +  CO2(g)

Dalam reaksi penguraian padatan kalsium karbonat, terdapat tiga fasa yang berbeda, yaitu padatan kalsium karbonat, padatan kalsium oksida, dan gas karbon dioksida. Dalam kesetimbangan kimia, konsentrasi padatan dan cairan relatif konstan, sehingga tidak disertakan dalam persamaan konstanta kesetimbangan kimia. Dengan demikian, persamaan konstanta kesetimbangan reaksi penguraian padatan kalsium karbonat menjadi sebagai berikut :

Kc =  [CO2]

Kp =  PCO2

Baik nilai Kc maupun Kp tidak dipengaruhi oleh jumlah CaCO3 dan CaO (jumlah padatan).

Beberapa aturan yang berlaku dalam penentuan nilai konstanta kesetimbangan kimia saat reaksi kesetimbangan dimanipulasi (diubah) antara lain :

1. Jika reaksi dapat dinyatakan dalam bentuk penjumlahan dua atau lebih reaksi, nilai konstanta kesetimbangan reaksi keseluruhan adalah hasil perkalian konstanta kesetimbangan masing-masing reaksi.

A  +  B  <——>  C  +  D                               Kc

C  +  D  <——>  E  +  F                               Kc’’

A  +  B  <——>  E  +  F                       Kc =  Kc’ x Kc’’

2. Jika reaksi ditulis dalam bentuk kebalikan dari reaksi semula, nilai konstanta kesetimbangan menjadi kebalikan dari nilai konstanta kesetimbangan semula.

A  +  B  <——>  C  +  D           Kc’  =   [C] [D] / [A] [B]

C  +  D  <——>  A  +  B          Kc =   [A] [B] / [C] [D]   =   1 / Kc

3. Jika suatu reaksi kesetimbangan dikalikan dengan faktor n, nilai konstanta kesetimbangan menjadi nilai konstanta kesetimbangan semula dipangkatkan dengan faktor n.

A  +  B  <——>  C  +  D                     Kc’  =   [C] [D] / [A] [B]

2 A  +  2 B  D  2 C  +  2 D             Kc =  [C]2 [D]2 / [A]2 [B]2 =  {  [C] [D] /  [A] [B] }2 =  (Kc’)2

Salah satu kegunaan konstanta kesetimbangan kimia adalah memprediksi arah reaksi. Untuk mempelajari kecenderungan arah reaksi, digunakan besaran Qc, yaitu hasil perkalian konsentrasi awal produk dibagi hasil perkalian konsentrasi awal reaktan yang masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya. Jika nilai Qc dibandingkan dengan nilai Kc, terdapat tiga kemungkinan hubungan yang terjadi, antara lain :

1. Qc < Kc

Sistem reaksi reversibel kelebihan reaktan dan kekurangan produk. Untuk mencapai kesetimbangan, sejumlah reaktan diubah menjadi produk. Akibatnya, reaksi cenderung ke arah produk (ke kanan).

2. Qc =  Kc

Sistem berada dalam keadaan kesetimbangan. Laju reaksi, baik ke arah reaktan maupun produk, sama.

3. Qc > Kc

Sistem reaksi reversibel kelebihan produk dan kekurangan reaktan. Untuk mencapai kesetimbangan, sejumlah produk diubah menjadi reaktan. Akibatnya, reaksi cenderung ke arah reaktan (ke kiri).

Kesetimbangan kimia dapat diganggu oleh beberapa faktor eksternal. Sebagai contoh, pada pembahasan proses Haber sebelumnya, telah diketahui bahwa nilai Kc pada proses Haber adalah 3,5.108 pada suhu kamar. Nilai yang besar ini menunjukkan bahwa pada kesetimbangan, terdapat banyak gas amonia yang dihasilkan dari gas nitrogen dan gas hidrogen. Akan tetapi, masih ada gas nitrogen dan gas hidrogen yang tersisa pada kesetimbangan. Dengan menerapkan prinsip ekonomi dalam dunia industri, diharapkan sebanyak mungkin reaktan diubah menjadi produk dan reaksi tersebut berlangsung sempurna. Untuk mendapatkan produk dalam jumlah yang lebih banyak, kesetimbangan dapat dimanipulasi dengan menggunakan prinsip Le Chatelier.

Seorang kimiawan berkebangsaan Perancis, Henri Le Chatelier, menemukan bahwa jika reaksi kimia yang setimbang menerima perubahaan keadaan (menerima aksi dari luar), reaksi tersebut akan menuju pada kesetimbangan baru dengan suatu pergeseran tertentu untuk mengatasi perubahan yang diterima (melakukan reaksi sebagai respon terhadap perubahan yang diterima). Hal ini disebut Prinsip Le Chatelier.

Ada tiga faktor yang dapat mengubah kesetimbangan kimia, antara lain :

  1. Konsentrasi reaktan atau produk
  2. Suhu
  3. Tekanan atau volume pada sistem yang mengandung fasa gas

Untuk memproduksi gas amonia sebanyak mungkin, dapat dilakukan manipulasi kesetimbangan kimia dari segi konsentrasi reaktan maupun produk, tekanan ruangan, volume ruangan, dan suhu reaksi. Berikut ini adalah pembahasan mengenai masing-masing faktor.

1. Mengubah konsentrasi

Jika ke dalam sistem kesetimbangan ditambahkan gas nitrogen maupun gas hidrogen berlebih (reaktan berlebih), nilai Qc menjadi lebih kecil dibandingkan Kc. Untuk mengembalikan ke kondisi setimbang, reaksi akan bergeser ke arah produk (ke kanan). Akibatnya, jumlah produk yang terbentuk meningkat. Hal yang sama juga akan terjadi jika gas amonia yang terbentuk langsung diambil. Reaksi akan bergeser ke arah kanan untuk mencapai kembali kesetimbangan.

Dapat disimpulkan bahwa jika dalam sistem kesetimbangan ditambahkan lebih banyak reaktan atau produk, reaksi akan bergeser ke sisi lain untuk menghabiskannya. Sebaliknya, jika sebagian reaktan atau produk diambil, reaksi akan bergeser ke sisinya untuk menggantikannya.

2.Mengubah suhu

Reaksi pada proses Haber adalah reaksi eksotermis. Reaksi tersebut dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

N2(g) +  3 H2(g) <——>  2 NH3(g) +  Kalor

Jika campuran reaksi tersebut dipanaskan, akan terjadi peningkatan jumlah kalor dalam sistem kesetimbangan. Untuk mengembalikan reaksi ke kondisi setimbang, reaksi akan bergeser dari arah kanan ke kiri. Akibatnya, jumlah reaktan akan meningkat disertai penurunan jumlah produk. Tentu saja hal ini bukanlah sesuatu yang diharapkan. Agar jumlah amonia yang terbentuk meningkat, campuran reaksi harus didinginkan. Dengan demikian, jumlah kalor di sisi kanan akan berkurang sehingga reaksi akan bergeser ke arah kanan.

Secara umum, memanaskan suatu reaksi menyebabkan reaksi tersebut bergeser ke sisi endotermis. Sebaliknya, mendinginkan campuran reaksi menyebabkan kesetimbangan bergeser ke sisi eksotermis.

3. Mengubah tekanan dan volume

Mengubah tekanan hanya mempengaruhi kesetimbangan bila terdapat reaktan dan/atau produk yang berwujud gas. Pada proses Haber, semua spesi adalah gas, sehingga tekanan dapat mempengaruhi kesetimbangan.

Reaksi pada proses Haber terjadi dalam ruangan tertutup. Tekanan pada ruangan terjadi akibat tumbukan gas hidrogen, gas nitrogen, serta gas amonia terhadap dinding ruangan tersebut. Saat sistem mencapai keadaan setimbang, terdapat sejumlah gas nitrogen, gas hidrogen, dan gas amonia dalam ruangan. Tekanan ruang dapat dinaikkan dengan membuat tempat reaksinya menjadi lebih kecil (dengan memampatkannya, misal dengan piston) atau dengan memasukkan suatu gas yang tidak reaktif, seperti gas neon. Akibatnya, lebih banyak tumbukan akan terjadi pada dinding ruangan bagian dalam, sehingga kesetimbangan terganggu. Untuk mengatasi pengaruh tersebut dan memantapkan kembali kesetimbangan, tekanan harus dikurangi.

Setiap kali terjadi reaksi maju (dari kiri ke kanan), empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen) akan membentuk dua molekul gas amonia. Reaksi ini mengurangi jumlah molekul gas dalam ruangan. Sebaliknya, reaksi balik (dari kanan ke kiri), digunakan dua molekul gas amonia untuk mendapatkan empat molekul gas (satu molekul gas nitrogen dan tiga molekul gas hidrogen). Reaksi ini menaikkan jumlah molekul gas dalam ruangan.

Kesetimbangan telah diganggu dengan peningkatan tekanan. Dengan mengurangi tekanan, gangguan tersebut dapat dihilangkan. Mengurangi jumlah molekul gas di dalam ruangan akan mengurangi tekanan (sebab jumlah tumbukan akan berkurang). Oleh sebab itu, reaksi maju (dari kiri ke kanan) lebih disukai, sebab empat molekul gas akan digunakan dan hanya dua molekul gas yang akan terbentuk. Sebagai akibat dari reaksi maju ini, akan dihasilkan gas amonia yang lebih banyak.

Secara umum, meningkatkan tekanan (mengurangi volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling sedikit. Sebaliknya, menurunkan tekanan (memperbesar volume ruangan) pada campuran yang setimbang menyebabkan reaksinya bergeser ke sisi yang mengandung jumlah molekul gas yang paling banyak. Sementara untuk reaksi yang tidak mengalami perubahan jumlah molekul gas (mol reaktan = mol produk), faktor tekanan dan volume tidak mempengaruhi kesetimbangan kimia.

Katalis meningkatkan laju reaksi dengan mengubah mekanisme reaksi agar melewati mekanisme dengan energi aktivasi  terendah.  Katalis tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia. Penambahan katalis hanya mempercepat tercapainya keadaan setimbang.

Dari beberapa faktor di atas, hanya perubahan temperatur (suhu) reaksi yang dapat mengubah nilai konstanta kesetimbangan (Kc maupun Kp). Perubahan konsentrasi, tekanan, dan volume hanya mengubah konsentrasi spesi kimia saat kesetimbangan, tidak mengubah nilai K. Katalis hanya mempercepat tercapainya keadaan kesetimbangan, tidak dapat menggeser kesetimbangan kimia.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.


Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.

Bergabunglah dengan 40 pengikut lainnya.