SIFAT KOLIGATIF

A. Molalitas dan Fraksi Mol

1. Molalitas (m)

Molalitas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut. Molalitas dapat dinyatakan dengan  rumus:

  

  

  

  

2. Fraksi Mol (X)

Fraksi mol menyatakan perbandingan mol suatu zat dengan mol seluruh zat dalam larutan. Dalam campuran zat   dengan zat B, maka fraksi mol masing-masing zat dapat dinyatakan dengan:

 

  

  B. Penurunan Tekanan Uap ( P)

Bila kita memanaskan air (atau zat yang dapat menguap lainnya) dalam ketel yang tertutup, maka ketika air  endidih tutup ketel dapat terangkat, mengapa hal ini terjadi? Apa sebenarnya yang menekan tutup ketel tersebut, air atau uap airnya? Dalam ruang tertutup air akan menguap sampai ruangan tersebut jenuh, yang disertai dengan pengembunan sehingga terjadi kesetimbangan air dengan uap air.

H2O_(l) à H2O_(g)

 Terjadinya uap air ini akan menimbulkan tekanan sehingga menekan ketel. Ketika air mendidih (suhu 100°C) banyak air yang menguap sehingga tekanan yang ditimbulkan lebih besar hingga tutup ketel terangkat. Tekanan yang ditimbulkan oleh uap jenuh air ini disebut tekanan uap jenuh air.

Besarnya tekanan uap jenuh untuk setiap zat tidak sama, bergantung pada jenis zat dan suhu. Zat yang lebih sukar menguap, misalnya glukosa, garam, gliserol memiliki uap yang lebih kecil dibanding zat yang lebih mudah menguap, misalnya eter.

Bila suhu dinaikkan, energi kinetik molekul-molekul zat bertambah sehingga semakin banyak molekul-molekul yang berubah menjadi gas akibatnya tekanan uap semakin besar. Perhatikan tekanan uap jenuh air pada berbagai suhu pada Tabel berikut :

 

Apa yang terjadi terhadap tekanan uap bila ke dalam air (pelarut) ditambahkan zat terlarut yang sukar menguap? Bila zat yang dilarutkan tidak mudah menguap, maka yang menguap adalah pelarutnya, sehingga adanya zat terlarut menyebabkan partikel pelarut yang menguap menjadi berkurang akibatnya terjadi penurunan tekanan uap. Jadi, dengan adanya zat terlarut menyebabkan penurunan tekanan uap. Dengan kata lain tekanan uap larutan lebih rendah dibanding tekanan uap pelarut murninya. Penurunan tekanan uap yang terjadi merupakan selisih dari tekanan uap jenuh pelarut murni (P°) dengan tekanan uap larutan (P).

Tekanan uap larutan ideal dapat dihitung berdasar hukum Raoult “ Tiap komponen dalam suatu larutan melakukan tekanan yang sama dengan fraksi mol kali tekanan uap dari komponen (pelarut) murni”.

Dari rumus di atas apa yang dapat Anda simpulkan tentang hubungan penurunan tekanan uap dengan fraksi mol zat terlarut? Hubungan tekanan uap jenuh larutan dengan tekanan uap jenuh komponen-komponen pada larutan ideal (larutan-larutan encer) dapat digambarkan sebagai diagram seperti pada Gambar berikut:

     

C. Kenaikan Titik Didih ( Tb ) dan Penurunan Titik Beku ( Tf )

Pernahkah Anda mengukur suhu air mendidih dan air membeku? Bagaimana bila air yang dididihkan/dibekukan diberi zat terlarut, lebih rendah, sama, atau lebih tinggi titik didih dan titik bekunya dibanding titik didih dari titik beku air?

Titik didih air yang sering disebutkan 100°C adalah titik didih normal yaitu titik didih pada tekanan 760 mmHg. Samakah titik didih air di daerah Anda dengan titik didih air di puncak gunung yang lebih tinggi dari daerah Anda? Mengapa demikian?

Titik didih dan titik beku suatu zat cair dipengaruhi oleh tekanan udara luar. Suatu zat cair mendidih pada saat tekanan uap jenuh cairan sama dengan tekanan udara luar. Di puncak gunung tekanan udara luar lebih rendah sehingga untuk menyamakan tekanan uap jenuh zat cair yang didihkan lebih cepat tercapai, hal ini berarti titik didihnya lebih rendah.

Demikian halnya pengaruh zat terlarut dalam zat cair (pelarut). Pada tekanan udara luar 760 mmHg, air mendidih pada suhu 100°C. Dengan adanya zat terlarut menyebabkan penurunan tekanan uap larutan, sehingga

pada suhu 100°C larutan air belum mendidih karena tekanan uapnya belum mencapai 760 mmHg. Untuk mencapai tekanan uap 760 mmHg maka perlu dipanaskan lebih tinggi lagi akibatnya larutan mendidih pada suhu lebih dari 100°C. Ini berarti bahwa titik didih larutan lebih tinggi daripada titik didih pelarut murninya. Selisih antara titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni disebut kenaikan titik didih (∆Tb ).

 ∆T_b = T _b larutan + T_b pelarut 

Sebaliknya pada titik beku normal karena tekanan uap larutan juga lebih rendah daripada tekanan uap pelarut murni. Sehingga agar larutan membeku, harus didinginkan akibatnya titik beku larutan lebih rendah dari titik beku pelarut murni. Perubahan temperatur titik beku ini disebut penurunan titik beku larutan (∆Tf ).

∆T_f = T_f pelarut – T_f larutan 

Jadi, pengaruh zat terlarut nonelektrolit yang tidak mudah menguap adalah menurunkan tekanan uap, menaikkan titik didih, dan menurunkan titik beku.

  

  

D. Tekanan Osmotik ( )

Bila dua larutan yang konsentrasinya berbeda, yang satu pekat dan yang lainnya encer dipisahkan oleh membran semipermiabel, maka molekulmolekul pelarut akan mengalir dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat, sedangkan molekul zat terlarut tidak mengalir. Hal ini terjadi karena partikel pelarut lebih kecil daripada partikel zat terlarut sehingga partikel pelarut dapat menembus membran semipermiabel dan partikel zat terlarut tidak. Aliran suatu pelarut dari suatu larutan dengan konsentrasi lebih rendah ke larutan dengan konsentrasi tinggi melalui membran semipermiabel disebut osmosis.

Pada larutan encer, kenaikan titik didih dan penurunan titik beku berbanding lurus dengan konsentrasi molal  larutan.

 

Harga Kb dan Kf untuk beberapa pelarut dicantumkan pada Tabel berikut :

 

Dengan data tetapan titik didih dan titik beku molal kita dapat menentukan titik didih suatu larutan, konsentrasi larutan, dan massa molekul relatif.

D. Tekanan Osmotik (p)

Bila dua larutan yang konsentrasinya berbeda, yang satu pekat dan yang lainnya encer dipisahkan oleh membran semipermiabel, maka molekul-molekul pelarut akan mengalir dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat, sedangkan molekul zat terlarut tidak mengalir. Hal ini terjadi karena partikel pelarut lebih kecil daripada partikel zat terlarut sehingga partikel pelarut dapat menembus membran semipermiabel dan partikel zat terlarut tidak. Aliran suatu pelarut dari suatu larutan dengan konsentrasi lebih rendah ke larutan dengan konsentrasi tinggi melalui membran semipermiabel disebut osmosis.

Peristiwa osmosis dapat dicegah dengan memberi tekanan pada permukaan larutan. Tekanan yang diperlukan untuk mencegah terjadinya osmosis ini disebut tekanan osmotik. Tekanan osmotik bergantung pada konsentrasi dan bukan pada jenis partikel zat terlarut. Menurut Van’t Hoof, tekanan osmotik larutan encer dapat dihitung dengan rumus yang serupa dengan persamaan gas ideal.

 

Keterangan :

p = tekanan osmotik (atm)

V = volume larutan (liter)

R = tetapan gas (0,082 L atm/mol K)

T = suhu mutlak (K)

Penerapan Tekanan Osmotik dan Osmosis

Selain menggunakan penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih dan penurunan titik beku, pengukuran tekanan osmosis juga dapat digunakan untuk menentukan massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa. Untuk larutan yang sangat encer, pengukuran tekanan osmotik lebih akurat dibanding pengukuran titik didih atau titik beku sehingga penentuan massa molekul relatif dengan mengukur tekanan osmotik akan lebih teliti. Peristiwa osmosis dapat dimanfaatkan untuk penyediaan cairan infus dan industri pengolahan air laut menjadi air tawar dengan osmosis balik.

 Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Perbandingan sifat koligatif larutan elektrolit yang terukur dengan sifat koligatif larutan nonelektrolit yang diharapkan pada konsentrasi yang sama disebut faktor Van’t Hoff. (i). Dengan demikian untuk larutan elektrolit berlaku rumus-rumus sifat koligatif sebagai berikut:

∆Tb = m × Kb × i

∆Tf = m × Kf × i

p = m × R × T × i

dengan:

i = 1 + (n - 1).a

Catatan :

n = banyaknya ion

a = derajat ionisasi

untuk elektrolit kuat (a= 1), harga i = n.

sumber: esdikimia.wordpress.com/category/materi-kimia/kimia-kelas-xii/

Read more »

Posted in: KELAS XII

PENYETARAAN REAKSI REDOKS

Penyetaraan reaksi redoks berarti menyamakan jumlah atom dan muatan masing-masing unsur pada pereaksi dengan jumlah atom dan muatan masing-masing unsur pada hasil reaksi. Artinya sebelum muatan dan jumlah atom di kedua ruas (pereaksi dan hasil reaksi) sama, maka reaksi masih belum setara.

Penyetaraan persamaan reaksi redoks dapat dilakukan dengan 2 cara, yaitu :

• Cara Setengah Reaksi
• Cara Perubahan Bilangan Oksidasi

Dengan kedua cara ini kita akan mendapatkan reaksi redoks yang setara. Jadi tidak ada perbedaan hasil diantara keduannya, tergantung anda, mana yang lebih dikuasai.

Baiklah sekarang mari kita bahas masing-masing cara menyetarakan reaksi redoks berikut ini :

1. CARA SETENGAH REAKSI

Penyetaraan persamaan reaksi redoks dengan cara setengah reaksi, yaitu dengan melihat elektron yang diterima atau dilepaskan. Penyetaraan dilakukan dengan menyamakan jumlah elektronnya. CARA INI DIUTAMAKAN UNTUK REAKSI DENGAN SUASANA REAKSI YANG TELAH DIKETAHUI.

Langkah-langkah penyetaraan :

Contoh : MnO₄^- + Cl^- –> Mn²⁺ + Cl₂ (Asam)

1. Menuliskan setengah reaksi kedua zat yang akan direaksikan

MnO₄^- –> Mn²⁺

Cl^- –> Cl₂

2. Menyetarakan jumlah atom unsur yang terlibat

MnO₄^- –> Mn²⁺

2Cl^- –> Cl₂

3. Menambah H₂O pada suasana Asam (pada yg kurang O) dan pada suasana Basa (pada yg kelebihan O)

MnO₄^- –> Mn²⁺ + 4H₂O

2Cl^- –> Cl₂

4. Menyetarakan atom Hidrogen (H) dengan menambah H⁺ pada suasana Asam dan OH^- pada susana basa

MnO₄^- + 8H⁺ –> Mn²⁺ + 4H₂O

2Cl^- –> Cl₂

5. Menyetarakan muatan dengan menambah elektron

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e –> Mn²⁺ + 4H₂O   [selisih elektron pereaksi (7) dan hasil reaksi (2)]

2Cl^- –> Cl₂ + 2e [elektron pereaksi -2 maka di hasil reaksi harus ditambah 2e]

6. Menyamakan jumlah elektron yang diterima dengan yang dilepas dengan perkalian silang antar elektron (didapat dari penambahan jumlah elektron)

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e –> Mn²⁺ + 4H₂O    | x 2

2Cl^- –> Cl₂ + 2e  | x 5

Hasilnya menjadi :

2MnO₄^- + 16H⁺ + 10e –> 2Mn²⁺ + 8H₂O    

10Cl^- –> 5Cl₂ + 10e

————————————————————

2MnO₄^- + 10Cl^- + 16H⁺ –> 2Mn²⁺ + 5Cl₂ + 8H₂O

Buktikan jumlah atom dan muatannya apakah sudah sama atau belum?….

2. CARA PERUBAHAN BILANGAN OKSIDASI

Penyetaraan persamaan reaksi redoks dengan cara perubahan bilangan oksidasi, dilakukan dengan melihat kecenderungan perubahan bilangan oksidasinya. Penyetaraan dilakukan dengan menyamakan perubahan bilangan oksidasi. PADA CARA INI SUASANA REAKSI UMUMNYA BELUM DIKETAHUI (AKAN DIKETAHUI DARI PERBEDAAN MUATAN PEREAKSI DAN HASIL REAKSI)

Langkah-langkah penyetaraan :

Contoh : Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> Fe³⁺ + Cr³⁺

^1. Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan biloks

Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> Fe³⁺ + 2Cr³⁺

1. Menentukan biloks masing-masing unsur /senyawa

Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> Fe³⁺ + 2Cr³⁺

2+       +12             3+        +6

2. Menentukan selisih perubahan biloks

Fe²⁺ –> Fe³⁺ [biloks naik (oksidasi) –> selisih +2 ke +3 adalah 1

Cr₂O₇^2- –> 2Cr³⁺ [biloks turun (reduksi) –> selisih +12 ke +6 adalah 6

3. Menyamakan perubahan biloks dengan perkalian silang

Fe x 6 –> setiap anda menemukan unsur Fe kalikan dengan 6

Cr x 1 –> setiap anda menemukan unsur Cr kalikan dengan 1

Sehingga reaksi diatas menjadi

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺

4.  Menentukan muatan pereaksi dan hasil reaksi ( Jika muatan pereaksi lebih negatif/rendah maka ditambah H⁺ berarti suasana Asam. Jika muatan pereaksi lebih positif/tinggi,  maka ditambah OH^- berarti suasana basa.

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺

+12 – 2 = +10 18+ 6 = +24

Artinya : muatan pereaksi lebih rendah, maka tambahkan H⁺ sebanyak selisih muatannya yaitu 24-10 = 14 dan diletakkan di tempat yang muatannya kurang. Sehingga reaksi menjadi

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺

5. Menyetarakan Hidrogen dengan menambah H₂O pada tempat yang belum ada oksigennya.

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

LATIHAN :

Setarakan reaksi redoks berikut : MnO₄^- +ClO₂^- –> MnO₂ + ClO₄^-

Read more »

Posted in: KELAS XII

CARA MENJELASKAN HIBRIDISASI DAN BENTUK MOLEKUL XeF4

Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui penggabungan antarorbital. Senyawa kovalen atau kovalen koordinasi. Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH₄). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam.

Walaupun skema hibridis logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen.

Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan.

Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S).

Untuk menjelaskan bagaimana Hibridisasi Gas Mulia seperti XeF4, mari ikuti penjelasan berikut :

Struktur Molekul XeF4

Selanjutnya mari kita lihat diagram orbital Xe

DIAGRAM ORBITAL Xe AWAL

selanjutnya karena ada 4 atom F maka perubahannya menjadi

HIBRIDISASI XeF4

sumber: esdikimia.wordpress.com/category/materi-kimia/kimia-kelas-xii/

Read more »

Posted in: KELAS XII

REAKSI-REAKSI SENYAWA ORGANIK

REAKSI SUBTITUSI, ADISI, ELIMINASI


Reaksi Subtitusi adalah reaksi penggantian (penukaran) suatu gugus atom oleh gugus atom lain. Pada reaksi subtitusi tidak terjadi perubahan ikatan, ikatan tunggal –> ikatan tunggal.
Contoh :

1. Reaksi monoklorinasi propana (pengantian satu atom H oleh satu atom Cl), misalnya : C₃H₈ + Cl₂ –> C₃H₇Cl + HCl
2. Reaksi dibrominasi propana (penggantian dua atom H oleh dua atom Br), misalnya : C₃H₈ + 2Br₂ –> C₃H₆Br₂ + 2HBr

Reaksi Adisi adalah reaksi penambahan suatu atom pada ikatan rankap dalam suatu senyawa. Pada reaksi adisi terjadi perubahan ikatan, ikatan rangkap tiga –> ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap dua –> ikatan tunggal

Contoh :

1. Reaksi adisi pada Alkena dan Alkuna

CH₂=CH₂ + Br₂ –> CH₂Br–CH₂Br
CHºCH + 2H₂ –> CH₃ – CH₃
CH₂=CH–CH₃ +HBr –>  CH₃–CHBr–CH₃ (Pada reaksi ini berlaku hukum Markovnikov ”Atom H dari asam halida ditangkap oleh C berikatan rangkap yang mengikat atom H lebih banyak atau gugus alkil yang lebih kecil)

1. Reaksi adisi hidrogen pada senyawa yang mempunyai gugus karbonil (alkanal dan keton)

R–CHO + H₂ –> R–CH₂OH (menghasilkan suatu alkohol primer)
R-CO– R + H₂ –> R–CHOH–R (menghasilkan suatu alkohol sekunder)
Catatan : Reaksi-reaksi di atas disebut juga reaksi reduksi aldehida da keton

Reaksi Eliminasi adalah reaksi penghilangan suatu gugus atom pada suatu senyawa. Pada reaksi elimiasi teradi perubahan ikatan, ikatan tunggal –> ikatan rangkap

Contoh :
CH₃–CH₃ –> CH₂=CH₂ + H₂
CH₃–CH₂Br –> CH₂=CH₂ + HBr
CH₃–CH₂OH –> CH₂=CH₂ + H₂O

REAKSI-REAKSI SENYAWA ALKOHOL

1. Reaksi Oksidasi
Alkohol primer (R-CH₂OH)            Aldehida (R-CHO)           Asam karboksilat (R-COOH)
Alkohol sekunder (R-CHOH-R             Keton (R-CO-R)
Alkohol tersier (R₃COH), tidak dapat dioksidasi
2. Reaksi dengan Na
Semua alkohol bereaksi dengan logam Na, menurut persamaan reaksi berikut :
2R-OH + 2Na –> 2R-ONa + H₂
3. Reaksi dengan fosfortriklorida (PCl₃)
Semua alkohol bereaksi dengan PCl₃, menurut persamaan reaksi berikut :
3R-OH + PCl₃ –> 3R-Cl + H₃PO₃
4. Reaksi dengan Asam Sulfat (H₂SO₄)
a.    Pada suhu sekitar 130⁰C terjadi penggabungan dua molekul alkohol menjadi eter (eterifikasi)
2R-OH                R-O-R + H₂O

1. Pada suhu sekitar 180⁰C terjadi eliminasi air dari alkohol membentuk suatu alkena

CH₃-CH₂-OH            CH₂=CH₂ + H₂O
REAKSI SENYAWA ETER
Reaksi Subtitusi Eter, eterdapat mengalami reaksi subtitusi dengan HBr atau HI menghasilkan suatu alkohol dan alkil halida; R-O-R’ +HX à R-OH + R’-X (Catatan : R yang lebih panjang membentuk alkohol sedangkan R’ yang lebih pendek membentuk alkil halida).
Contoh :
CH₃-CH₂-O-CH₂-CH₃ + HI –> CH₃-CH₂-OH + CH₃-CH₂I
CH₃-CH₂-CH₂-O-CH₂-CH₃ + HBr –> CH₃-CH₂-CH₂-OH + CH₃-CH₂Br

REAKSI-REAKSI SENYAWA ASAM KARBOKSILAT DAN ESTER

1. Reaksi Penetralan, reaksi antara asam karboksilat dengan basa mengahsilkan garam dan air
R-COOH + NaOH –> R-COONa + H₂O
2. Reaksi Esterifikasi, reaksi antara asam karboksilat dengan alkohol menghasilkan ester dan air
R-COOH + R’-OH–> R-COOR’ + H₂O
3. Reaksi Hidrolisis, reaksi antara ester dengan air dalam suasana asam menghasilkan asam karboksilat dan alkohol
R-COOR’ + H₂O –> R-COOH + R’-OH
4. Reaksi Safonifikasi (Penyabunan), reaksi antara ester dengan basa menghasilkan garam dan alkohol
R-COOR’ + NaOH –> R-COONa + R’-OH
Pada reaksi pembuatan sabun, maka ester yang digunakan adalah suatu lemak (trigliserida) dengan KOH menghasilkan suatu garam lemak (sabun) dan gliserol
Contoh :
CH₂-OOC-C₁₇H₃₅ CH₂-OH
|                                                                                                          |
CH-OOC-C₁₇H₃₅ + 3KOH –> 3C₁₇H₃₅COOK +        CH-OH
|                                                                                                          |
CH₂-OOC-C₁₇H₃₅ CH₂-OH
Gliseril tristrearat                  Kalium stearat                 Gliserol
(Suatu Lemak)                  (Suatu Sabun)      (Alkohol hasil sampingan)

REAKSI-REAKSI PENGUJIAN SENYAWA ORGANIK

1. Reaksi Uji Ikatan Rangkap
a.     Penentuan keberadaan ikatan rangkap dalam suatu senyawa dapat dilakukan dengan menggunakan pereaksi brom (Br₂) yang berwarna coklat. Bila warna coklat brom hilang maka dalam senywa terdapat ikatan rangkap karena terjadi reaksi adisi Br₂ terhadap karbon berikatan rangkap.
b.     Untuk menentukan letak iakatan rangkap dalam suatu senyawa dilakukan reaksi ozonolisis. R-CH=CH-R’ + O₃ –>R-CH₂OH + R’-CH₂OH
2. Reaksi Uji Iodoform, reaksi uji ini dilakukan untuk menentukan keberadaan gugus metil ujung dalam senyawa alkohol atau senyawa karbonil (aldehida atau keton): CH₃-CHOH-  atau CH₃-CO-

sumber: esdikimia.wordpress.com/category/materi-kimia/kimia-kelas-xii/

Read more »

Posted in: KELAS XII

SEL VOLTA

Sel Galvani atau disebut juga dengan sel volta adalah sel elektrokimia yang dapat menyebabkan terjadinya energi listrik dari suatu reaksi redoks yang spontan. reaksi redoks spontan yang dapat mengakibatkan terjadinya energi listrik ini ditemukan oleh Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta.
Sel Volta adalah rangkaian sel yang dapat menghasilkan arus listrik. Dalam sel tersebut terjadi perubahan dari reaksi redoks menghasilkan arus listrik.
Sel volta terdiri atas elektroda tempat berlangsungnya reaksi oksidasi disebut anoda(electrode negative), dan tempat berlangsungnya reaksi reduksi disebut katoda(electrode positif).

Rangkaian Sel Galvani

Contoh rangkaian sel galvani.

sel galvani terdiri dari beberapa bagian, yaitu:

1. voltmeter, untuk menentukan besarnya potensial sel.
2. jembatan garam (salt bridge), untuk menjaga kenetralan muatan listrik pada larutan.
3. anoda, elektroda negatif, tempat terjadinya reaksi oksidasi. pada gambar, yang bertindak sebagai anoda adalah elektroda Zn/seng (zink electrode).
4. katoda, elektroda positif, tempat terjadinya reaksi reduksi. pada gambar, yang bertindak sebagai katoda adalah elektroda Cu/tembaga (copper electrode).

Proses dalam Sel Galvani

Pada anoda, logam Zn melepaskan elektron dan menjadi Zn²⁺ yang larut.

Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e^-

Pada katoda, ion Cu²⁺ menangkap elektron dan mengendap menjadi logam Cu.

Cu²⁺(aq) + 2e^- → Cu(s)

hal ini dapat diketahui dari berkurangnya massa logam Zn setelah reksi, sedangkan massa logam Cu bertambah. Reaksi total yang terjadi pada sel galvani adalah:

Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Sel Volta dalam kehidupan sehari – hari :

1. Sel Kering (Sel Leclanche)

Dikenal sebagai batu baterai. Terdiri dari katode yang berasal dari karbon(grafit) dan anode logam zink. Elektrolit yang dipakai berupa pasta campuran MnO2, serbuk karbon dan NH4Cl.
Persamaan reaksinya :
Katode : 2MnO2 + 2H+ + 2e ” Mn2O3 + H2O
Anode : Zn ” Zn2+ + 2e
Reaksi sel : 2MnO2 + 2H+ + Zn ” Mn2O3 + H2O + Zn2

2. Sel Aki

Sel aki disebut juga sebagai sel penyimpan, karena dapat berfungsi penyimpan listrik dan pada setiap saat dapat dikeluarkan . Anodenya terbuat dari logam timbal (Pb) dan katodenya terbuat dari logam timbal yang dilapisi PbO2.Reaksi penggunaan aki :
Anode : Pb + SO4 2- ” PbSO4 + 2e
Katode : PbO2 + SO42-+ 4H++ 2e ” PbSO4 + 2H2O
Reaksi sel : Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+ ” 2PbSO4 + 2H2O

Reaksi Pengisian aki :
2PbSO4 + 2H2O ” Pb + 2SO4 2- + PbO2 + 4H+

3. Sel Perak Oksida

Sel ini banyak digunakan untuk alroji, kalkulator dan alat elektronik.
Reaksi yang terjadi :
Anoda : Zn(s) + 2OH-(l) ” Zn(OH)2(s) + 2e
Katoda : Ag2O(s) + H2O(l) + 2e ” 2Ag(s) + 2OH-(aq)
Reaksi Sel : Zn(s) + Ag2O(s) + H2O(l) ” Zn(OH)2(s) + 2Ag(s)
Potensial sel yang dihasilkan adalah 1,34 V

4. Sel Nikel Cadmium (Nikad)

Sel Nikad merupakan sel kering yang dapat diisi kembali (rechargable). Anodenya terbuat dari Cd dan katodenya berupa Ni2O3 (pasta). Beda potensial yang dihasilkan sebesar 1,29 V. Reaksinya dapat balik :
NiO(OH).xH2O + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2.yH2O + Cd(OH)2

5. Sel Bahan Bakar

Sel Bahan bakar merupakan sel Galvani dengan pereaksi – pereaksinya (oksigen dan hidrogen) dialirkan secara kontinyu ke dalam elektrode berpori. Sel ini terdiri atas anode dari nikel, katode dari nikel oksida dan elektrolit KOH.
Reaksi yang terjadi :
Anode : 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e
Katode : O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH-(aq)
Reaksi sel : 2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

Sumber: esdikimia.wordpress.com/category/materi-kimia/kimia-kelas-xii/

Read more »

Posted in: KELAS XII

Korosi

adalah kerusakan atau degradasi logam akibat reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi.

Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe₂O₃.nH₂O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.

Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, di mana besi mengalami oksidasi.

Fe(s) <–> Fe²⁺(aq) + 2e

Elektron yang dibebaskan di anode mengalir ke bagian lain dari besi itu yang bertindak sebagai katode, di mana oksigen tereduksi.

O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e <–> 2H₂O(l)

atau

O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e <–> 4OH^-(aq)

Ion besi(II) yang terbentuk pada anode selanjutnya teroksidasi membentuk ion besi(III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi, yaitu karat besi. Mengenai bagian mana dari besi itu yang bertindak sebagai anode dan bagian mana yang bertindak sebagai katode, bergantung pada berbagai faktor, misalnya zat pengotor, atau perbedaan rapatan logam itu.

Korosi dapat juga diartikan sebagai serangan yang merusak logam karena logam bereaksi secara kimia atau elektrokimia dengan lingkungan. Ada definisi lain yang mengatakan bahwa korosi adalah kebalikan dari proses ekstraksi logam dari bijih mineralnya. Contohnya, bijih mineral logam besi di alam bebas ada dalam bentuk senyawa besi oksida atau besi sulfida, setelah diekstraksi dan diolah, akan dihasilkan besi yang digunakan untuk pembuatan baja atau baja paduan. Selama pemakaian, baja tersebut akan bereaksi dengan lingkungan yang menyebabkan korosi (kembali menjadi senyawa besi oksida).

Deret Volta dan hukum Nernst akan membantu untuk dapat mengetahui kemungkinan terjadinya korosi. Kecepatan korosi sangat tergantung pada banyak faktor, seperti ada atau tidaknya lapisan oksida, karena lapisan oksida dapat menghalangi beda potensial terhadap elektroda lainnya yang akan sangat berbeda bila masih bersih dari oksida.

Korosi atau perkaratan sangat lazim terjadi pada besi.  Besi merupakan logam yang mudah berkarat.  Karat besi merupakan zat yang dihasilkan pada peristiwa korosi, yaitu berupa zat padat berwarna coklat kemerahan yang bersifat rapuh serta berpori.  Rumus kimia dari karat besi adalah Fe₂O₃.xH₂O.  Bila dibiarkan, lama kelamaan besi akan habis menjadi karat.
Dampak dari peristiwa korosi bersifat sangat merugikan.  Contoh nyata adalah keroposnya jembatan, bodi mobil, ataupun berbagai konstruksi dari besi lainnya.Siapa di antara kita tidak kecewa  bila bodi mobil kesayangannya tahu-tahu sudah keropos karena korosi.  Pasti tidak ada.  Karena itu, sangat penting bila kita sedikit tahu tentang apa korosi itu, sehingga bisa diambil langkah-langkah antisipasi.
Peristiwa korosi sendiri merupakan proses elektrokimia, yaitu proses (perubahan / reaksi kimia) yang melibatkan adanya aliran listrik.  Bagian tertentu dari besi berlaku sebagai kutub negatif (elektroda negatif, anoda), sementara bagian yang lain sebagai kutub positif (elektroda positif, katoda).  Elektron mengalir dari anoda ke katoda, sehingga terjadilah peristiwa korosi.


Ion besi (II)yang terbentuk pada anoda selanjutnya teroksidasi menjadi ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi (karat besi), Fe₂O₃.xH₂O.
Dari reaksi terlihat bahwa korosi melibatkan adanya gas oksigen dan air.  Karena itu, besi yang disimpan dalam udara yang kering akan lebih awet bila dibandingkan ditempat yang lembab.  Korosi pada besi ternyata dipercepat oleh beberapa faktor, seperti tingkat keasaman, kontak dengan elektrolit, kontak dengan pengotor, kontak dengan logam lain yang kurang aktif (logam nikel, timah, tembaga), serta keadaan logam besi itu sendiri (kerapatan atau kasar halusnya permukaan).
Pencegahan korosi
Pencegahan korosi didasarkan pada dua prinsip berikut :
- Mencegah kontak dengan oksigen dan/atau air
Korosi besi memerlukan oksigen dan air. Bila salah satu tidak ada, maka peristiwa korosi tidak dapat terjadi.  Korosi dapat dicegah dengan melapisi besi dengan cat, oli, logam lain yang tahan korosi (logam yang lebih aktif seperti seg dan krom).  Penggunaan logam lain yang kurang aktif (timah dan tembaga) sebagai pelapis pada kaleng bertujuan agar kaleng cepat hancur di tanah. Timah atau tembaga bersifat mampercepat proses korosi.
- Perlindungan katoda (pengorbanan anoda)
Besi yang dilapisi atau dihubugkan dengan logam lain yang lebih aktif akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katoda.  Di sini, besi berfungsi hanya sebagai tempat terjadinya reduksi oksigen. Logam lain berperan sebagai anoda, dan mengalami reaksi oksidasi.  Dalam hal ini besi, sebagai katoda, terlindungi oleh logam lain (sebagai anoda, dikorbankan).  Besi akan aman terlindungi selama logam pelindungnya masih ada / belum habis.  Untuk perlindungan katoda pada sistem jaringan pipa bawah tanah lazim digunakan logam magnesium, Mg.  Logam ini secara berkala harus dikontrol dan diganti.
- Membuat alloy atau  paduan logam yang bersifat tahan karat, misalnya besi dicampur dengan logam Ni dan Cr menjadi baja stainless (72% Fe, 19%Cr, 9%Ni).

1.	Faktor yang berpengaruh 1. Kelembaban udara 2. Elektrolit 3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2) 4. Adanya O2 5. Lapisan pada permukaan logam 6. Letak logam dalam deret potensial reduksi
2.	Mencegah Korosi 1. Dicat 2. Dilapisi logam yang lebih mulia 3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi 4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan 5. Dicampur dengan logam lain   Sumber: http://esdikimia.wordpress.com/category/materi-kimia/kimia-kelas-xii/

Read more »

Posted in: KELAS XII

Sifat Fisika Dan Kimia Gas Hidrogen

Titik Didih (oC)	-252.6oC
Titik Lebur (oC)	-259.2oC
Dengan Halogen	H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) HCl (g) + air → H+ (aq) + Cl- (aq)
Dengan Logam Golongan Alkali	2 Na (s) + H2 (g) → 2 Na+H- (s) + energi Na+H- (s) + H2O → NaOH (aq) + H2 (g)
Susunan Atom	1 proton + 1 elektron
Isotop	11H , 12H , 13H
Potensial Iobisasi (kJ/mol)	56.9 kJ/mol

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_sma1/kelas-3/sifat-fisika-dan-kimia-gas-hidrogen/

Read more »

Posted in: KELAS XII

Unsur-Unsur Transisi Dan Ion Kompleks

a. Unsur Transisi	Unsur yang dapat menggunakan elektron pada kulit pertama sebelum kulit terluar untuk berikatan dengan unsur lain
b. Ion Kompleks	Terdiri dari Ion pusat dari Ligand 1. Ion pusat ion dari unsur-unsur transisi dan bermuatan positif. 2. Ligand molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas. Misal : Cl-, CN-, NH3, H2O dan sebagainya. 3. Bilangan koordinasi adalah jumlah ligand dalam suatu ion kompleks. Antara ion pusat dan ligand terdapat ikatan koordinasi.
c. Daftar Ion Kompleks	1. Ion Kompleks positif : [Ag(NH3)2]+ = Diamin Perak (I) [Cu(NH3)4]2+ = Tetra amin Tembaga (II) [Zn(NH3)4]2+ = Tetra amin Seng (II) [Co(NH3)6]3+ = Heksa amin Kobal (III) [Cu(H2O)4]2+ = Tetra Aquo Tembaga (II) [Co(H2O)6]3+ = Heksa Aquo Kobal (III) 2. Ion Kompleks negatif [Ni(CN)4]2- = Tetra siano Nikelat (II)  [Fe(CN)6]3- = Heksa siano Ferat (III) [Fe(CN)6]4- = Heksa siano Ferat (II) [Co(CN)6]4- = Heksa siano Kobaltat (II) [Co(CN)6]3- = Heksa siano Kobaltat (III) [Co(Cl6]3- = Heksa kloro Kobaltat (III)

Read more »

Posted in: KELAS XII

Polimer: Plastik

Meskipun istilah plastik dan polimer seringkali dipakai secara sinonim, namun tidak berarti semua polimer adalah plastik. Plastik merupakan polimer yang dapat dicetak menjadi berbagai bentuk yang berbeda. Umumnya setelah suatu polimer plastik terbentuk, polimer tersebut dipanaskan secukupnya hingga menjadi cair dan dapat dituangkan ke dalam cetakan. Setelah penuangan, plastik akan mengeras jika plastik dibiarkan mendingin. Perhatikan Gambar 12, sebuah meja dari plastik yang dibuat dengan cara cetakan.

Gambar 12 . Meja yang terbuat dari plastik merupakan plastik cetakan dengan kualitas yang kuat dan tahan lama dan lebih kuat dari bahan-bahan semula.

Sifat plastik pada dasarnya adalah antara serat dan elastomer. Jenis plastik dan penggunaannya sangat luas. Plastik yang banyak digunakan berupa lempeng, lembaran dan film. Ditinjau dari penggunaannya plastik digolongankan menjadi dua yaitu plastik keperluan umum dan plastik untuk bahan konstruksi (engineering plastics). Plastik mempunyai berbagai sifat yang menguntungkan, diantaranya:

a. Umumnya kuat namun ringan.

b. Secara kimia stabil (tidak bereaksi dengan udara, air, asam, alkali dan berbagai zat kimia lain).

c. Merupakan isolator listrik yang baik.

d. Mudah dibentuk, khusunya dipanaskan.

e. Biasanya transparan dan jernih.

f. Dapat diwarnai.

g. Fleksibel/plastis

h. Dapat dijahit.

i. Harganya relatif murah.

Beberapa contoh plastik yang banyak digunakan antara lain polietilen, poli(vinil klorida), polipropilen, polistiren, poli(metil pentena), poli (tetrafluoroetilen) atau teflon.

1. Polietilen

Poli etilen adalah bahan termoplastik yang kuat dan dapat dibuat dari yang lunak sampai yang kaku. Ada dua jenis polietilen yaitu polietilen densitas rendah (low-density polyethylene / LDPE) dan polietilen densitas tinggi (high-density polyethylene / HDPE). Polietilen densitas rendah relatif lemas dan kuat, digunakan antara lain untuk pembuatan kantong kemas, tas, botol, industri bangunan, dan lain-lain.

Polietilen densitas tinggi sifatnya lebih keras, kurang transparan dan tahan panas sampai suhu 100⁰C. Campuran polietilen densitas rendah dan polietilen densitas tinggi dapat digunakan sebagai bahan pengganti karat, mainan anak-anak, dan lain-lain.

2. Polipropilen

Polipropilen mempunyai sifat sangat kaku; berat jenis rendah; tahan terhadap bahan kimia, asam, basa, tahan terhadap panas, dan tidak mudah retak. Plastik polipropilen digunakan untuk membuat alat-alat rumah sakit, komponen mesin cuci, komponen mobil, pembungkus tekstil, botol, permadani, tali plastik, serta bahan pembuat karung.

3. Polistirena

Polistiren adalah jenis plastik termoplast yang termurah dan paling berguna serta bersifat jernih, keras, halus, mengkilap, dapat diperoleh dalam berbagai warna, dan secara kimia tidak reaktif. Busa polistirena digunakan untuk membuat gelas dan kotak tempat makanan, polistirena juga digunakan untuk peralatan medis, mainan, alat olah raga, sikat gigi, dan lainnya.

4. Polivinil klorida (PVC)

Plastik jenis ini mempunyai sifat keras, kuat, tahan terhadap bahan kimia, dan dapat diperoleh dalam berbagai warna. Jenis plastik ini dapat dibuat dari yang keras sampai yang kaku keras. Banyak barang yang dahulu dapat dibuat dari karet sekarang dibuat dari PVC. Penggunaan PVC terutama untuk membuat jas hujan, kantong kemas, isolator kabel listrik, ubin lantai, piringan hitam, fiber, kulit imitasi untuk dompet, dan pembalut kabel.

5. Potetrafluoroetilena (teflon)

Teflon memiliki daya tahan kimia dan daya tahan panas yang tinggi (sampai 260⁰C) Keistimewaan teflon adalah sifatnya yang licin dan bahan lain tidak melekat padanya. Penggorengan yang dilapisi teflon dapat dipakai untuk menggoreng telur tanpa minyak.

6. Polimetil pentena (PMP)

Plastik poli metil pentena adalah plastik yang ringan dan melebur

pada suhu 240⁰C. Barang yang dibuat dari PMP bentuknya tidak berubah

bila dipanaskan sampai 200⁰C dan daya tahannya terhadap benturan lebih

tinggi dari barang yang dibuat dari polistiren.

Bahan ini tahan terhadap zat-zat kimia yang korosif dan tahan terhadap pelarut organik, kecuali pelarut organik yang mengandung klor, misalnya kloroform dan karbon tetraklorida. PMP cocok untuk membuat alat­alat laboratorium dan kedokteran yang tahan panas dan tekanan, tanpa mengalami perubahan, Barang-barang dari bahan ini tahan lama.

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-polimer/bentuk-polimer-dalam-kehidupan/bentuk-polimer-plastik/

Read more »

Posted in: KELAS XII

Elektrolisis

a. Sel dan Elektrolisis

Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh elektrolisis.

Reaksi total sel Daniell adalah

Zn + Cu²⁺(aq) –> Zn²⁺(aq) + Cu (10.36)

Andaikan potensial lebih tinggi dari 1,1 V diberikan pada sel dengan arah kebalikan dari potensial yang dihasilkan sel, reaksi sebaliknya akan berlangsung. Jadi, zink akan mengendap dan tembaga akan mulai larut.

Zn²⁺(aq) + Cu –> Zn + Cu²⁺(aq) (10.37)

Gambar 10.6 menunjukkan representasi skematik reaksi kimia yang terjadi bila potensial balik diberikan pada sel Daniell. Bandingkan dengan Gambar 10.2.

Gambar 10.6 Electrolisis. Reaksi kebalikan dengan yang terjadi pada sel Daniell akan berlangsung. Zink mengendap sementara tembaga akan melarut.

b. Hukum elektrolisis Faraday

Di awal abad ke-19, Faraday menyelidiki hubungan antara jumlah listrik yang mengalir dalam sel dan kuantitas kimia yang berubah di elektroda saat elektrolisis. Ia merangkumkan hasil pengamatannya dalam dua hukum di tahun 1833.

Hukum elektrolisis Faraday Jumlah zat yang dihasilkan di elektroda sebanding dengan jumlah arus listrik yang melalui sel. Bila sejumlah tertentu arus listrik melalui sel, jumlah mol zat yang berubah di elektroda adalah konstan tidak bergantung jenis zat. Misalnya, kuantitas listrik yang diperlukan untuk mengendapkan 1 mol logam monovalen adalah 96 485 C(Coulomb) tidak bergantung pada jenis logamnya.

C (Coulomb) adalah satuan muatan listrik, dan 1 C adalah muatan yang dihasilkan bila arus 1 A (Ampere) mengalir selama 1 s. Tetapan fundamental listrik adalah konstanta Faraday F, 9,65 x10⁴ C, yang didefinisikan sebgai kuantitas listrik yang dibawa oleh 1 mol elektron. Dimungkinkan untuk menghitung kuantitas mol perubahan kimia yang disebabkan oleh aliran arus listrik yang tetap mengalir untuk rentang waktu tertentu.

Contoh soal 10.7 hukum elektrolisis Faraday

Arus sebesar 0,200 A mengalir melalui potensiometer yang dihubungkan secara seri selama 20 menit. Satu potensiometer memiliki elektrode Cu/CuSO₄ dan satunya adalah elektrode Pt/ H₂SO₄ encer. Anggap Ar Cu = 63,5. Tentukan

1. jumlah Cu yang mengendap di potensiometer pertama.
2. Volume hidrogen pada S. T. P. yang dihasilkan di potensiometer kedua.

Jawab
Jumlah muatan listrik yang lewat adalah 0,200 x 20 x 60 = 240, 0 C．

1. Reaksi yang terlibat adalah Cu²⁺ + 2e^-–> Cu, maka massa (w) Cu yang diendapkan adalah. w (g) = [63,5 (g mol^-1)/2] x [240,0 (C)/96500(C mol^-1)] = 0,079 g
2. Karena reaksinya 2H⁺ + 2e^-–> H₂, volume hidrogen yang dihasilkan v (cm³) adalah.
   v (cm³) = [22400 (cm³mol^-1)/2] x [240,0(C)/96500(C mol^-1)] = 27,85 cm³

c. Elektrolisis penting di industri

Elektrolisis yang pertama dicoba adalah elektrolisis air (1800). Davy segera mengikuti dan dengan sukses mengisolasi logam alkali dan alkali tanah. Bahkan hingga kini elektrolisis digunakan untuk menghasilkan berbagai logam. Elektrolisis khususnya bermanfaat untuk produksi logam dengan kecenderungan ionisasi tinggi (misalnya aluminum). Produksi aluminum di industri dengan elektrolisis dicapai tahun 1886 secara independen oleh penemu Amerika Charles Martin Hall (1863-1914) dan penemu Perancis Paul Louis Toussaint Héroult (1863-1914) pada waktu yang sama. Sukses elektrolisis ini karena penggunaan lelehan Na₃AlF₆ sebagai pelarut bijih (aluminum oksida; alumina Al₂O₃)．

Sebagai syarat berlangsungnya elektrolisis, ion harus dapat bermigrasi ke elektroda. Salah satu cara yang paling jelas agar ion mempunyai mobilitas adalah dengan menggunakan larutan dalam air. Namun, dalam kasus elektrolisis alumina, larutan dalam air jelas tidak tepat sebab air lebih mudah direduksi daripada ion aluminum sebagaimana ditunjukkan di bawah ini.

Al³⁺ + 3e^-–> Al potensial elektroda normal = -1,662 V (10.38)

2H₂O +2e^-–> H₂ + 2OH^- potensial elektroda normal = -0,828 V (10.39)

Metoda lain adalah dengan menggunakan lelehan garam. Masalahnya Al₂O₃ meleleh pada suhu sangat tinggi 2050 °C, dan elektrolisis pada suhu setinggi ini jelas tidak realistik. Namun, titik leleh campuran Al₂O₃ dan Na₃AlF₆ adalah sekitar 1000 °C, dan suhu ini mudah dicapai. Prosedur detailnya adalah: bijih aluminum, bauksit mengandung berbagai oksida logam sebagai pengotor. Bijih ini diolah dengan alkali, dan hanya oksida aluminum yang amfoter yang larut. Bahan yang tak larut disaring, dan karbon dioksida dialirkan ke filtratnya untuk menghasilkan hidrolisis garamnya. Alumina akan diendapkan.

Al₂O₃(s) + 2OH^-(aq)–> 2AlO₂^- (aq) + H₂O(l) (10.40)

2CO₂ + 2AlO₂ ^-(aq) + (n+1)H₂O(l) –> 2HCO₃^- (aq) + Al₂O₃·nH₂O(s) (10.41)

Alumina yang didapatkan dicampur dengan Na₃AlF₆ dan kemudian garam lelehnya dielektrolisis. Reaksi dalam sel elektrolisi rumit. Kemungkinan besar awalnya alumina bereaksi dengan Na₃AlF₆ dan kemudian reaksi elektrolisis berlangsung.

Al₂O₃ + 4AlF₆^3-–> 3Al₂OF₆^2- + 6F^- (10.42)

Reaksi elektrodanya adalah sebagai berikut.

Elektroda negatif: 2Al₂OF₆^2- + 12F^- + C –> 4AlF₆^3- + CO₂ + 4e^- (10.43)

Elektroda positif: AlF₆^3- + 3e^-–> Al + 6F^- (10.44)

Reaksi total: 2Al₂O₃ + 3C –> 4Al + 3CO₂ (10.45) Kemurnian aluminum yang didapatkan dengan prosedur ini kira-kira 99,55 %. Aluminum digunakan dalam kemurnian ini atau sebagai paduan dengan logam lain. Sifat aluminum sangat baik dan, selain itu, harganya juga tidak terlalu mahal. Namun, harus diingat bahwa produksi aluminum membutuhkan listrik dalam jumlah sangat besar.

Latihan

10.1 Bilangan oksidasi

Tentukan bilangan oksidasi setiap unsur yang ditandai dengan hurugf tebal dalam senyawa berikut.

(a) HBr (b) LiH (c) CCl4 (d) CO (e) ClO^- (f) Cl₂O₇ (g) H₂O₂ (h) CrO₃ (i) CrO4^2- (j) Cr₂O₇^2-

10.1 Jawab

(a) +1 (b) -1 (c) +4 (d) +2 (e) +1 (f) +7 (g) -1 (h) +6 (i) +6 (j) +6

10.2 Reaksi oksidasi reduksi

Untuk tiap reaksi berikut, tentukan bilangan oksidasi atom berhuruf tebal. Tentukan oksidan dan reduktan dan tentukan perubahan bilangan oksidasinya.

(a) PbO₂ + 4H⁺ + Sn²⁺ –> Pb²⁺ + Sn⁴⁺ + 2H₂O

(b) 5As₂O₃ + 4MnO₄^- + 12H⁺ –> 5As₂O₅ + 4Mn²⁺ + 6H₂O

10.2 Jawab

(a) Pb: +4 –> +2 direduksi． Sn: +2 –> +4 dioksidasi

(b) As: +3 –> +5 dioksidasi． Mn: +7 –> +2 direduksi

10.3 Titrasi oksidasi reduksi

0,2756 g kawat besi dilarutkan dalam asam sedemikian sehingga Fe³⁺ direduksi menjadi Fe²⁺. Larutan kemudian dititrasi dengan K₂Cr₂O₇ 0,0200 mol.dm^-3 dan diperlukan 40,8 cm³ larutan oksidan untuk mencapai titik akhir. Tentukan kemurnian (%) besinya.

10.3 Jawab

99,5 %

10.4 Potensial sel

Tentukan potensial sel (pada 25°C) yang reaksi totalnya diberikan dalam persamaan berikut. Manakah yang akan merupakan sel yang efektif?

1. Mg + 2H⁺ –> Mg²⁺ + H₂
2. Cu²⁺ + 2Ag –> Cu + 2Ag⁺
3. 2Zn²⁺ + 4OH^-–> 2Zn + O₂ + 2H₂O

10.4 Jawab

1. Mg –> Mg²⁺ +2e^-, +2,37 V． 2H⁺ + 2e^-–> H₂, 0,00 V; potensial sel: +2,37 V，efektif．
2. Cu²⁺ + 2e^-–> Cu, 0,337 V． Ag–> Ag⁺ + e^-, -0,799 V, potensial sel: -0,46 V，tidak efektif．
3. Zn²⁺ + 2e^-–> Zn, -0,763 V． 4OH^-–> 4e^- + O₂ + 2H₂O, -0.401 V potensial sel: -1,16 V， tidak efektif．

10.5 Persamaan Nernst

Hitung potensial sel (pada 25°C) yang reaksi selnya diberikan di bawah ini.

Cd + Pb²⁺ –> Cd²⁺ + Pb

[Cd²⁺] = 0,010 mol dm^-3; [Pb²⁺] = 0,100 mol dm^-3

10.5 Jawab

0,30 V

10.6 Hukum Faraday

Bismut dihasilkan dengan elektrolisis bijih sesuai dengan persamaan berikut. 5,60 A arus listrik dialirkan selama 28,3 menit dalam larutan yang mengandung BiO⁺. Hitung massa bismut yang didapatkan.

BiO⁺ + 2H⁺ + 3e^- –> Bi + H₂O

10.6 Jawab

6,86 g

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/oksidasi_dan_reduksi1/elektrolisis/

Read more »

Posted in: KELAS XII