Sifat Periodisitas Unsur Kimia

Periodisitas unsur kimia. Sifat-sifat atom mempunyai suatu keteraturan periodisitas. Keteraturan ini dapat diprediksi menggunakan tabel periodik unsur dan dapat dijelaskan dengan menganalisis konfigurasi elektron dari setiap unsur. Setiap unsur mempunyai kecenderungan mengambil atau melepaskan elektron valensi untuk mencapai pembentukan oktet. Kestabilan oktet dapat dilihat dalam gas inert atau gas mulia, yang termasuk golongan 18 (dulu VIIIA).

Ada dua macam keteraturan lainnya yang penting. Pertama, elektron ditambahkan satu kali dari kiri ke kanan tabel. Pada peristiwa ini, tarikan inti elektron kulit terluar bertambah, jadi elektron menjadi dekat ke inti dan mengikat lebih kuat. Kedua, penurunan kolom pada tabel periodik, elektron terluar menjadi kurang kuat ikatannya terhadap inti. Hal ini terjadi karena jumlah tingkat energi terisi yang utama bertambah seiring penurunan unsur pada masing-masing golongan.

Salah satu manfaat penataan unsur-unsur di dalam tabel periodik unsur adalah pemahaman sifat-sifat kimiawi baik bagi unsur -unsur dalam posisi periode maupun golongan. Adanya persamaan sifat dan keteraturan memudahkan untuk mempelajari setiap unsur dalam tabel periodik. Keteraturan ini menjelaskan sifat periodisitas yaitu antara lain.:

1 Jari-jari atom
2. Energi ionisasi
3. Afinitas Elektron
4. Elektronegativitas

Publisher: Unknown - 16.00

Elektronegativitas

Halaman ini membahas tentang pengertian sifat dan kecenderungan elektronegativitas dalam tabel sistem periodik unsur kimia.

Definisi elektronegativitas

Pengertian elektronegativitas ternyata cukup bervariasi. Istilah elektronegativitas pertama kali dikemukakan oleh Linus Pauling yang mendefinisikan elektronegativitas sebagai kekuatan atau kemampuan atom menarik elektron-elektronnya dalam dirinya sendiri dalam suatu molekul. Definisi ini menunjukkan bahwa elektronegativitas bukanlah merupakan suatu sifat yang berhubungan dengan atom secara terisolasi melainkan atom dalam senyawanya. Namun demikian, ukuran elektronegativitas dapat diturunkan untuk tiap-tiap atom.

Dalam rasionalisasinya Pauling mendasarkan pada data termodinamika yang menunjukkan bahwa ikatan antara dua macam atom selalu lebih kuat daripada harga yang diramalkan menurut ikatan masing-masing atom unsur dalam molekul diatomiknya. Sebagai contoh, energi ikatan Cl₂ dan F₂ masing-masing adalah 242 dan 153 kJ mol^-1, tetapi energi ikatan untuk senyawa Cl-F ternyata 255 kJ mol^-1. Dalam hal ini Pauling berasumsi bahwa jika ikatan Cl-F berupa kovalen murni tunggal seperti pada Cl-Cl maupun F-F, maka energi ikatannya tentunya sebesar rata-rata dari keduanya yaitu ½ x (242+153) = 197,5 kJ mol^-1. Perbedaan energi sebesar 57,5 kJ mol^-1 dapat dianggap sebagai energi kestabilan Cl-F yang tentunya bukan datang dari sifat kovalensinya.

Pengertian elektronegativitas yang lain diusulkan oleh A. L. Alfred dan E. G. Rochow yang mendefiniskan elektronegativitas sebagai gaya yang bekerja pada elekron-elektron dalam atom pada jarak jari-jari kovalen (dalam satuan Armstrong).

Definisi elektronegativitas lainnya adalah ukuran penarikan suatu atom terhadap elektron pada ikatan kimia. Semakin tinggi elektronegativitas suatu atom, semakin kuat gaya tarik elektron yang berikatan.

Kecenderungan elektronegativitas dalam tabel periodik unsur

Kecenderungan skala elektonegativitas atom-atom unsur dalam tabel periodik unsur menunjukkan perubahan yang relatif kontinu. Unsur-unsur yang terletak pada satu golongan mempunyai harga elektronegativitas yang semakin menurun dengan naiknya nomor atom. Sedangkan dalam satu periode, umumnya naik dengan naiknya nomor atom. Tabel elektronegativitas adalah seperti ditunjukkan pada gambar di bawah ini:

Publisher: Unknown - 16.00

Afinitas Elektron

Halaman ini menjelaskan tentang definisi dan kecenderungan afinitas elektron dalam tabel periodik unsur.

Definisi Afinitas Elektron

Definisi Konvensional

Hampir semua atom netral mempunyai kapasitas untuk menerima paling tidak satu elektron tambahan, yang kemudian dikenal dengan istilah afinitas elektron. Pada proses ini umumnya dibebaskan energi, berlawanan dengan proses pengeluaran elektron dari suatu atom yang membutuhkan energi. Karena afinitas elektron menunjuk pada energi, maka lebih sering disebut sebagai energi afinitas (E_a). Secara konvensional, definisi energi afinitas adalah energi yang dibebaskan bila tiap mol atom netral atau ion dalam keadaaan gas menangkap elektron membentuk ion negatif. Dengan demikian, proses yang terjadi dapat dipandang sebagai kebalikan dari proses pelepasan elektron, yaitu :
M (g)      +    e       --->     M^-       .......... E_a(1)
M^- (g)     +    e       --->     M^2-       .......... E_a(2)

Dapat dipahami bahwa E_a(1) > E_a(2) > E_a(3) dan seterusnya, karena tambahan elektron kedua dan seterusnya akan mendapat tolakan dari spesies negatif hasil, sehingga tdak lagi dibebaskan energi melainkan malahan dibutuhkan energi yang semakin besar; dengan demikian energi yang dibebaskan semakin kecil atau bahkan negatif atau dengan kata lain justru membutuhkan energi.

Definisi Modern

Berlawanan dengan perjanjian konvensional, publikasi para ahli kimia akhir-akhir ini memandang afinitas elektron langsung dengan besaran termodinamika ∆H; jadi, afinitas elektron didefinisikan sebagai perubahan entalpi yang terjadi pada penambahan elektron ke dalam tiap mol atom atau ion dalam keadaan gas. Misalnya untuk oksigen, afinitas elektron langsung diekspresikan dengan besaran termodinamika sebagai berikut:

O     (g)    +     e      --->     O^-     (g)           ∆H(1) = -141 kJ mol^-1
O^-    (g)    +     e      --->      O^2-   (g)           ∆H(2) = +844 kJ mol^-1

Dengan demikian perjanjian ini menghasilkan numerik yang sama tetapi berlawanan tanda dengan perjanjian konvensional untuk harga E_a. Untuk tidak menimbulkan kebingungan, maka yang perlu diperhatikan adalah harga dari besaran termodinamika dalam proses penangkapan elektron tersebut, karena kedua pandangan menghasilkan nilai yang sama. Oleh karena ∆H dapat positif atau negatif maka ungkapan data perlu dicantumkan bearan mana yang dipilih, seyogyanya ∆H.

Kecenderungan Afinitas Elektron

Secara umum, kecenderungan afinitas elektron dapat digeneralisasikan, walaupun dalam faktanya banyak yang menyimpang. Pada unsur golongan 2 (alkali tanah), mempunyai nilai afinitas elektron yang rendah. Unsur ini relatif stabil karena telah menempati subkulit s. Golongan 17 (halogen) mempunyai afinitas elektron yang tinggi karena adanya tambahan elektron pada atom sebagai hasil dari pemenuhan orbital. Golongan 18 (gas mulia) mempunyai afinitas elektron mendekati nol, karena masing-masing atom memperlihatkan sebuah kestabilan oktet dan tidak akan dapat menerima sebuah elektron lagi. Unsur dalam golongan lain mempunyai afinitas yang lebih rendah. Berikut ini adalah contoh grafik kecenderungan afinitas elektron:

Publisher: Unknown - 16.00

Energi Ionisasi

Pengertian Energi Ionisasi

Definisi energi ionisasi (E_i) adalah energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari tiap mol spesies dalam keadaan gas. Energi untuk mengeluarkan satu elektron pertama (dari atom netralnya) disebut sebagai energi ionisasi pertama dan untuk mengeluarkan satu elektron ke dua disebut energi ionisasi kedua, dan begitu seterusnya untuk pengeluaran satu elektron berikutnya. Mudah dipahami bahwa mengeluarkan satu elektron pertama dari atom netralnya akan lebih mudah daripada mengeluarkan satu elektron kedua dan seterusnya dari kation yang bersangkutan karena pengaruh muatan inti menjadi semakin lebih efektif terhadap elektron yang semakin berkurang jumlahnya.

Perhatikan contoh berikut ini :
Li (g)           --->              Li⁺ (g)     +    e                     E_i(1) = 520 kJ mol^-1
Li⁺ (g)         --->              Li²⁺ (g)    +    e                    E_i(1) = 7298 kJ mol^-1
Li²⁺ (g)        --->              Li³⁺ (g)    +    e                    E_i(1) =  11815kJ mol^-1

Jadi pada proses tersebut, E_i(1) < E_i(2) < E_i(n)

Inilah contoh grafik energi ionisasi pertama :

Betapapun lemahnya, pasti ada interaksi ikatan antara elektron valensi dengan inti atom, sehingga untuk mengeluarkan selalu diperlukan energi ; dengan demikian, energi ionisasi selalu berharga positif. Energi ionisasi ini dapat ditentukan secara eksperimen dengan menempatkan spesies gas di dalam tabung. Kemudian tegangan (voltase) dalam tabung dinaikkan secara perlahan, praktis tidak ada arus listrik sampai dengan harga voltase tertentu pada saat sebuah elektron dilepas oleh spesies yang bersangkutan. Harga voltase pada saat mulai terjadinya arus listrik inilah yang didefinisikan sebagai energi ionisasi; oleh karena itu, energi ionisasi biasanya dinyatakan dalam satuan SI, elektron volt, eV (1 eV = 1,60 x 10^-19 J = 96,485 kJ mol ^-1, dan sering pula disebut sebagai potensial ionisasi.

Dengan batasan tersebut berarti bahwa energi ionisasi bergantung pada seberapa kuat elektron terikat oleh atomnya atau seberapa kuat muatan inti efektif Z_ef berpengaruh terhadap elektron terluar yang akan dikeluarkan. Dengan demikian, energi ionisasi bervariasi seiring dengan bervariasinya gaya tarik elektrostatik Coulomb, yaitu mempunyai harga terendah untuk Z_ef terkecil dan r (jari-jari atom) terbesar.

Kecenderungan Energi Ionisasi

Kecenderungan energi ionisasi dalam golongan

Untuk unsur-unsur dalam satu golongan dalam tabel sistem periodik unsur, pengaruh muatan inti efektif terhadap elekron valensi relatif konstan atau naik sangat sedikit dengan naiknya nomor atom karena bertambahnya muatan inti diimbangi pula dengan bertambahnya fungsi perisai elektron (screening / shielding effect) sedangkan jari-jari atom bertambah secara tajam dengan bertambahnya kulit elektron utama. Dengan demikian dapat dipahami bahwa secara umum energi ionisasi menurun dengan bertambahnya nomor atom.

Kecenderungan energi ionisasi dalam periode

Untuk unsur-unsur dalam satu periode dalam tabel periodik unsur, dengan naiknya nomor muatan inti efektif semakin membesar secara kontinu, yaitu naik kira-kira sebesar 0,65 satuan untuk setiap tambahan satu elektron, yang berakibat jari-jari atom semakin pendek. Dengan demikian, elekton terluar semakin sukar dikeluarkan yang berarti energi ionisasi semakin besar. Jadi, unsur-unsur alkali mempunyai energi ionisasi terendah sedangkan unsur-unsur gas mulia mempunyai energi ionisasi tertinggi. Namun demikian, terdapat beberapa kekecualian yaitu naiknya energi ionisasi unsur-unsur dalam satu periode ternyata tidak menunjukkan alur yang mulus.

Publisher: Unknown - 16.00

Jari-Jari Atom

Pengertian Jari-jari Atom

Definisi jari-jari atom dalam sistem periodik unsur. Jari-jari atom merupakan salah satu sifat periodisitas unsur. Definisi jari-jari atom adalah setengah jarak antara pusat dua atom unsur yang menyentuh satu sama lain. Secara umum, jari-jari atom menurun dalam tabel sistem periodik unsur dari kiri ke kanan dan meningkat dari atas ke bawah tabel periodik. Dengan demikian, dengan mudah dapat ditentukan bahwa unsur dengan jari-jari atom berada dalam golongan 1 paling bawah. Inilah contoh jari-jari atom dalam tabel SPU.

Kecenderungan Jari-Jari Atom

Kcenderungan jari-jari atom dalam periode

Dari kiri ke kanan dalam tabel periodik, nomor atom meningkat. Elektron dalam kulit tidak dapat melindungi satu sama lain dari tarikan proton. Karena jumlah proton juga meningkat dari kiri ke kanan, muatan efektif inti (Z_ef) akan meningkat dalam satu periode. Hal ini menyebabkan penurunan jari-jari atomik. Dalam periode, ukuran atom dibatasi oleh orbital-orbital dalam ukuran volume kulit yang sama besarnya. Unsur-unsur periode 2 mempunyai konfigurasi elektronik 1s² 2s^(1-2) 2p^(1-6). Ukuran atom ditentukan oleh besarnya muatan efektif inti yang dirasakan oleh elektron-elektron dalam orbital yang bersangkutan yaitu 1s, 2s dan 2p. Naiknya nomor atom berarti naiknya Z_ef yang dirasakan oleh setiap elektron dalam orbital yang bersangkutan, sehingga orbital-orbital ini mengalami kontraksi ke arah inti atom yang semakin besar dan akibatnya atom akan nampak semakin kecil.

Kecenderungan jari-jari atom dalam golongan

Dari atas ke bawah dalam tabel periodik, jumlah elektron dan kulit yang terisi elektron meningkat, tetapi jumlah elektron valensi tetap sama. Elektron terluar dalam sebuah golongan mempunyai muatan efektif inti (Z_ef) yang sama, tetapi posisi elektron jauh dari inti yang menyebabkan jumlah kulit yang terisi energi menurun. Dengan demikian, jari-jari atom meningkat. Ukuran atom ditentukan oleh ukuran orbital terluar. Unsur-unsur dalam golongan ditandai dengan elektron valensi yang sama. Golongan utama yaitu s dan p, mempunyai konfigurasi elektronik terluar (1-7)s^x, dan (1-7)s² (1-7)p^x. Naiknya nomor atom berarti bertambahnya kulit elektron atau bertambahnya elektron "dalam" dan bertambahnya ukuran orbital terluar sehingga elektron terluar mengalami "perlindungan" (shielding) oleh elektron-elektron "dalam" yang semakin efektif dari pengaruh tarikan inti, dan akibatnya atom akan nampak semakin besar.

Perlu diingat bahwa inti atom merupakan bagian atom yang sangat kecil, jari-jari kovalen atom oksigen yang panjangnya ~70 pm, jari-jari atomnya hanya 0,0015 pm. Jadi dalam hal volume keseluruhan atom, inti atom hanya mewakili sekitar 10^-11 bagian.

Publisher: Unknown - 16.00

Sifat Koligatif Larutan

Definisi Sifat Koligatif

Pengertian sifat koligatif larutan adalah sifat dari larutan yang bergantung pada jumlah volume pelarut dan bukan pada massa partikel. Contoh dalam kehidupan sehari-hari yang berhubungan dengan sifat koligatif adalah penurunan titik beku dan kenaikan titik didih. Sehingga muncul adanya diagram fase sebagai berikut:

Penurunan Titik Beku

Penurunan titik beku terjadi ketika titik beku suatu cairan lebih rendah karena adanya penambahan senyawa lain pada cairan. Cairan akan mempunyai titik beku yang lebih rendah dari pelarut murni. Contoh penurunan titik beku adalah titik beku air laut lebih rendah daripada titik beku air murni. Hal ini disebabkan karena adanya senyawa lain (yaitu garam) di dalam air laut, sehingga menyebabkan titik beku air laut lebih rendah daripada titik beku air biasa. Penurunan titik beku adalah salah satu sifat koligatif larutan.

Penurunan titik beku dapat dihitung menggunakan persamaan Clausius-Clapeyron dan hukum Raoult. Penurunan titik beku (ΔT_f) larutan adalah sebagai berikut:

ΔT_f = m . K_f

dimana
ΔT_f  = penurunan titik beku
m     = molalitas larutan
K_f    = tetapan penurunan titik beku molal

Sehingga titik beku larutan dapat dihitung dengan rumus

T_f = (0 - ΔT_f)^oC

Kenaikan Titik Didih

Kenaikan titik didih terjadi ketika titik didih larutan lebih tinggi daripada titik didih pelarut murni. Temperatur suatu pelarut naik ketika adanya penambahan zat yang non-volatil (tidak mudah menguap). Sebagai contoh adalah, ketika garam dimasukkan ke dalam air, maka titik didih akan naik dikarenakan adanya garam dalam larutan. Seperti halnya penurunan titik beku, kenaikan titik didih juga merupakan salah satu sifat koligatif larutan. Kenaikan titik didih juga dihitung dengan menggunakan persamaan Clausius-Clapeyron dan hukum Raoult. Kenaikan titik didih (ΔT_b) larutan adalah sebagai berikut:

ΔT_b = m . K_b

dimana
ΔT_b  = kenaikan titik didih
m     = molalitas larutan
K_b    = tetapan kenaikan titik didih molal

Sehingga titik didih larutan dapat dihitung dengan rumus

T_b = (100 + ΔT_b)^oC

Penurunan titik beku dan kenaikan titik didih larutan elektrolit

Pada larutan elektrolit, jumlah ion dan tetapan disosiasi mempengaruhi penurunan titik beku dan kenaikan titik didih. Sehingga, pada larutan elektrolit diberlakukan faktor van't Hoff yang dilambangkan dengan i

i = 1 + (n-1)α

dimana
i  = faktor van't Hoff
n = jumlah ion
α = tetapan disosiasi

Contoh larutan elektrolit dalam kehidupan sehari-hari adalah asam cuka dan air garam.

Sehingga,
Rumus penurunan titik beku latutan elektrolit

ΔT_f = m . K_f . i

Rumus kenaikan titik didih laturan elektrolit

ΔT_b = m . K_b . i

Contoh Soal Sifat Koligatif Larutan

Ke dalam 1 liter air, dimasukkan 80 gram padatan natrium hidroksida (NaOH). Berapakah titik beku dan titik didih larutan? Diketahui NaOH terdisosiasi sempurna, Mr NaOH = 40 gram/mol, K_f air adalah 1,86^oC dan K_b air adalah 0,52^oC.

Jawab:
Jika terdisosiasi sempurna, NaOH akan membentuk 2 ion, yaitu Na⁺ dan OH^- dan tetapan disosiasi adalah 1.

Maka,

i = 1 + (n-1) α

  = 1 + (2-1) 1

= 2

ΔT_f = m . K_f . i
       = 2 . 1,86 . 2
       = 7,44 ^oC

Sehingga T_f = (0 - 7,44)^oC
                    = -7,44

ΔT_b = m . K_b . i
       = 2 . 0,52 . 2
       = 2,08 ^oC

Sehingga T_b = (100 + 2,08)^oC
                     = 102,08 ^oC Publisher: Unknown - 16.00

Persamaan Reaksi Kimia

Sebuah persamaan kimia merupakan sebuah cara singkat untuk menjelaskan peristiwa yang terjadi dalam perubahan kimia atau reaksi. Metode untuk merepresentasikan reaksi kimia dengan bantuan simbol-simbol dan rumus dari unsur yang terlibat di dalamnya dikenal sebagai persamaan kimia.
Beberapa hal yang penting mengenai reaksi kimia adalah:

• Zat yang saling bergabung atau bereaksi dikenal sebagai reaktan / pereaksi.
• Zat baru yang dihasilkan dalam reaksi dikenal sebagai produk.
• Reaktan ditulis di sisi kiri dipisahkan oleh tanda +.
• Produk ditulis di sebelah kanan, juga dipisahkan oleh tanda +.
• (g) berarti  gas.
• (l) berarti  cair.
• (s) berarti padat.
• (aq) menunjukkan suatu larutan berair atau yang dilarutkan dalam air.
• Angka di depan rumus atau simbol disebut koefisien.
• Kondisi yang diperlukan untuk reaksi yang ditentukan di atas atau di bawah panah.

Contoh berikut menggambarkan aspek-aspek dari persamaan kimia:

• Kapur ketika dipanaskan menghasilkan kalsium oksida padat dan gas karbon dioksida.
• Elektrolisis air dalam bentuk cair menghasilkan gas hidrogen dan oksigen.

PENTING

• Koefisien dari suatu reaksi kimia menunjukkan jumlah relatif (meskipun tidak mutlak) reaktan dan produk
• o biasanya menunjukkan jumlah terkecil dari atom, molekul atau ion yang akan memenuhi hukum kekekalan massa
• Massa relatif dari reaktan dan produk dari reaksi kimia dapat ditentukan dari koefisien reaksi ini
• Dapat mengkonversi mol ke massa dalam gram dengan mengalikan dengan massa relatif
• Persamaan kimia memberikan informasi kuantitatif yang berguna tetapi TIDAK memberikan indikasi apakah atau tidak pernah reaksi akan berlangsung

Publisher: Unknown - 16.00

Pemecahan Homolitik dan Heterolitik

Pemecahan homolitik dan heterolitik. Dalam reaksi organik, biasanya disertai dengan pembentukan atau pemutusan suatu ikatan kovalen. Konsep pemutusan ikatan biasanya dibedakan menjadi dua jenis, yaitu pemecahan ikatan secara homolisis dan secara heterolisis. Masing-masing pemecahan tersebut mempunyai proses dan produk yang berbeda. Perbedaan pemecahan homolitik dan heterolitik adalah sebagai berikut.

Pemecahan homolitik

Pemecahan homolisis yaitu pembelahan ikatan kovalen antara dua atom terjadi dengan cara yang memungkinkan setiap atom mempertahankan satu elektron masing-masing. Pemecahan ini simetris dan mengarah pada pembentukan atom atau kelompok atom yang memiliki elektron tidak berpasangan, yang disebut radikal bebas. Radikal bebas yang dilambangkan dengan menempatkan titik di atas lambang atom atau kelompok atom. Misalnya:

Pemecahan heterolitik

Pemecahan heterolisis yaitu pembelahan ikatan kovalen dengan salah satu pecahan mengambil kedua elektron (sepasang), sedangkan yang lainnya tidak medapatkan elektron. Hasilnya adalah dua buah partikel yang bermuatan. Hasil pemecahan heterolisis adalah dua buah ion, yaitu anion (bermuatan negatif) dan kation (bermuatan positif).
Contoh:

Publisher: Unknown - 16.00

Konsep Dasar Perhitungan Stoikiometri

Konsep dasar perhitungan stoikiometri. Stoikiometri merupakan sesuatu yang amat vital dan fatal dalam perhitungan kimia. Segala perhitungan dalam reaksi kimia melibatkan stoikiometri. Konsep mol merupakan kelanjutan dari stoikiometri. Untuk, di sini akan dibahas konsep dasar perhitungan reaksi kimia dengan stoikiometri. Subjek stoikiometri melibatkan perhitungan kuantitatif berdasarkan rumus kimia dan persamaan kimia.

1. Massa Molekuler dan Rumus Massa
Massa molekuler dan rumus massa adalah massa yang dinyatakan dalam massa atom (u) dari molekul individu dan unsur gabungan. Semua dihitung dari massa atom dalam rumus empiris atau rumus molekul. Massa molekul hanya berlaku untuk senyawa molekul, rumus massa digunakan untuk senyawa ionik.

2. Mol dan bilangan Avogadro
Satu mol adalah jumlah partikel yang relatif terhadap 12 g karbon-12. Bilangan ini disebut bilangan Avogadro yaitu 6,022 × 10²³ mol^-1. Mol adalah unit SI untuk jumlah zat dan digunakan secara luas dalam persamaan dan perhitungan kimia.


3. Massa mol dan massa molar
Massa satu mol zat disebut sebagai massa molar. Konversi antara jumlah mol dan jumlah gram zat memerlukan massa molar sebagai faktor konversi. Perhitungan yang melibatkan volume, kepadatan, dan jumlah atom atau molekul juga dapat digunakan untuk menentukan bilangan molar.

4. Komposisi Persen Massa
Persentasi massa unsur-unsur individu dalam suatu senyawa dapat ditentukan dari rumus kimia dan massa molar dengan persamaan berikut:


Kombinasi dari massa senyawa disebut sebagai komposisi persen massa

5. Rumus Kimia dari Komposisi Persen Massa
Sebuah rumus empiris dapat dibentuk dari komposisi persen massa senyawa dengan menghitung rasio molar dari unsur-unsur yang berbeda. Rumus empiris yang dihitung dengan cara ini mungkin bisa sama dengan rumus molekul. Untuk membuat rumus molekul, kita juga harus mengetahui massa molekul.

6. Percobaan Penentuan Komposisi Persen Massa
Persen massa karbon, hidrogen, dan oksigen dalam senyawa organik dapat ditentukan dengan analisis pembakaran. Metode lain yang diperlukan untuk menentukan komposisi persen massa adalah menggunakan senyawa anorganik.

7. Menulis dan Menyetarakan Persamaan Kimia
Persamaan kimia menggunakan simbol-simbol dan rumus untuk unsur atau senyawa yang terlibat dalam reaksi. Sebuah persamaan kimia menggambarkan reaksi, ditunjukkan oleh panah, dari reaktan ke produk. Koefisien stoikiometrik ditempatkan sebelum simbol atau rumus dalam persamaan untuk menyeimbangkan persamaan. Sebagaimana dipersyaratkan oleh hukum kekekalan massa, setiap unsur berjumlah sama baik di sisi produk maupun di sisi reaktan.

8. Stoikiometri Reaksi
Stoikiometri melibatkan hubungan kuantitatif dalam reaksi kimia. Faktor stoikiometri atau dikenal dengan rasio mol didasarkan pada koefisien dalam persamaan setara dan digunakan untuk menghubungkan reaktan atau produk. Massa molar dan faktor stoikiometrik digunakan untuk mengetahui informasi tentang salah satu reaktan atau produk dalam reaksi kimia. Strategi untuk perhitungan stoikiometri reaksi dapat diuraikan dengan diagram di bawah ini.

9. Pereksi Pembatas
Pereaksi pembatas dalah pereaksi yang benar-benar habis digunakan dalam reaksi. Jumlah teoritis dari produk yang terbentuk dapat ditentukan dari pereaksi pembatas. Pereaksi yang lain disebut pereaksi berlebih. Dalam stoikiometri, pereaksi pembatas harus ditentukan terlebih dahulu.

10. Persen Hasil
Dihitung secara teoritis dari pereaksi. Kuantitas yang diperoleh dari reaksi kimia,atau yang disebut hasil eksperimen, sering kurang dan umumnya dinyatakan sebagai persentase dari hasil teoritis.

11. Larutan dan Stoikiometri Larutan
Larutan dibuat dengan melarutkan satu zat terlarut pada suatu pelarut. Zat terlarut biasanya berjumlah lebih rendahsedikit. Molaritas (M) atau konsentrasi molar larutan adalah jumlah mol zat terlarut per liter larutan.

Pengenceran merupakan peningkatan volume pelarut. Tetapi jumlah zat terlarut tidak berubah. Akibatnya, konsentrasi menurun. Perhitungan reaksi stoikiometri dalam larutan untuk sering menggunakan molaritas sebagai faktor konversi.

Publisher: Unknown - 16.00

Definisi Hipotesis Avogadro

Definisi Hipotesis Avogadro. Pada pembahasan sebelumnya, Avogadro mengusulkan bahwa dalam satu mol atom terdapat sekitar 6,02 x 10²³ partikel. Dan hal itu berlaku untuk atom, molekul, senyawa, dan lain sebagainya. Tapi pembahasan kali ini akan menyinggung tentang hipotesis Avogadro pada massa berbagai macam gas dengan volume yang sama.

Hukum Avogadro mengatakan bahwa pada kondisi suhu dan tekanan yang sama, volume gas yang sama akan mengandung jumlah molekul yang sama. Sebagai contoh, jika ada gas klorin, hidrogen, dan oksigen masing-masing bervolume 1 L dan ditempatkan pada wadah yang berbeda, ketiganya akan mempunyai jumlah molekul yang sama. Akan tetapi hipotesis Avogadro mengatakan bahwa belum tentu ketiganya mempunyai massa yang sama.

Jasa Avogadro sangat besar bagi perkembangan ilmu kimia, terutama dalam konsep gas dalam ruangan. Maka dari itu, ada mata uang yang bergambar foto Avogadro seperti pada gambar berikut.

Publisher: Unknown - 16.00

Konsep Mol

Konsep mol. Konsep mol diperlukan dalam reaksi kimia.Namun yang akan dibahas disini adalah konsep mol yang berhubungan dengan volume gas. Gambar di samping merupakan suatu konversi jika satu mol gas dikonversi menjadi volume. Inilah pembahasan konsep mol secara lengkap.

Karena tidak mungkin untuk menghitung berat partikel secara individual, jumlah partikel yang disebut mol dipakai untuk semua tujuan praktis. Avogadro menemukan bahwa dalam kondisi suhu dan tekanan standar (1 ATM dan 273 K) sampel gas menempati volume 22,4 L. Jadi, satu mol gas mempunyai volume sebanyak 22,4 L.

Hal ini ditemukan bahwa jumlah atom dalam 12 g karbon adalah 6,023 x 10²³ atom. Hal ini disebut sebagai bilangan Avogadro.
Dalam satu mol gas terdapat sebanyak 6,023 x 10²³ partikel.
Bilangan Avogadro adalah jumlah atom dalam isotop C12 = 12 g C

Publisher: Unknown - 16.00

Penerapan Hukum Boyle dan Charles

Hukum Boyle dan Charles. Ada banyak sekali penerapan hukum Boyle dan Charles. Hukum Boyle dan Charles digunakan dalam gas. Secara umum, keduanya mengandung pengertian yang hampir sama. Pembahasan hukum Boyle dan Charles adalah sebagai berikut.

Hukum Boyle

Hukum Boyle menyatakan volume sejumlah tertentu gas berbanding terbalik dengan tekanan, asalkan suhu tetap konstan.

Secara matematis hukum Boyle dapat dinyatakan sebagai P₁ V₁ = P₂ V₂

• V₁ adalah volume awal
• V₂ adalah volume akhir
• P₁ adalah tekanan awal
• P₂ adalah tekanan akhir

Misalkan gas dengan 45,0 ml volume dan memiliki tekanan 760.mm. Jika tekanan meningkat menjadi 800mm dan suhu tetap konstan, maka menurut Hukum Boyle volume baru adalah 42,8 ml.

(760mm) (45,0ml) = (800 mm) (V₂)
V₂ = 42,8ml

 

Hukum Charles

Hukum Charles dapat dinyatakan sebagai jika wadah ditempati oleh sampel gas pada tekanan konstan maka volume berbanding lurus dengan suhu.

V / T = konstan

• V adalah volume
• T adalah temperatur (diukur dalam Kelvin)

Hukum Charles dapat disusun kembali menjadi dua persamaan berguna lainnya.

V₁ / T₁ = V₂ / T₂

• V₁ adalah volume awal
• T₁ adalah suhu awal
• V₂ adalah volume akhir
• T₂ adalah suhu akhir

V₂ = V₁ (T₂ / T₁)

• V₂ adalah volume akhir
• T₂ adalah suhu akhir
• V₁ adalah volume awal
• T₁ adalah suhu awal

Publisher: Unknown - 16.00

Rumus Empiris, Molekul dan Struktur Senyawa Organik

Rumus empiris, rumus molekul, dan rumus struktur senyawa kimia organik. Dalam kimia, rumus empiris suatu senyawa kimia adalah rasio jumlah sederhana seluruh atom dari setiap unsur yang ada dalam senyawa. Rumus empiris digunakan sebagai standar untuk senyawa yang paling ionik, seperti CaCl₂ , dan untuk makromolekul, seperti SiO₂ . Rumus empiris merujuk pada proses analisis, suatu teknik kimia analitik yang digunakan untuk menentukan jumlah relatif dari setiap unsur dalam senyawa kimia.

Rumus molekul mengidentifikasi jumlah setiap jenis atom dalam molekul, dan rumus struktur juga menunjukkan struktur molekul.

Misalnya, senyawa kimia n-heksana memiliki rumus struktur CH₃-CH₂-CH₂-CH₂-CH₂-CH₃, yang menunjukkan bahwa n-heksana memiliki 6 karbon atom dan 14 hidrogen atom dalam rantai lurus. Rumus molekul heksana adalah C₆H₁₄, dan rumus empiris adalah C₃H₇, menunjukkan rasio C : H adalah 3:7.

Senyawa yang berbeda dapat memiliki rumus empiris yang sama. Misalnya formaldehid, asam asetat dan glukosa memiliki rumus empiris yang sama, CH₂O. Ini adalah rumus kimia sebenarnya untuk formaldehida, namun asam asetat memiliki dua kali lipat jumlah atom dan glukosa memiliki enam kali jumlah atom.

Sebuah rumus kimia atau rumus molekul adalah cara untuk mengekspresikan informasi tentang atom tertentu dalam senyawa kimia.

Rumus kimia mengidentifikasi setiap konstituen unsur oleh simbol kimia dan menunjukkan jumlah atom dari setiap unsur yang ditemukan dalam setiap diskrit molekul senyawa tersebut. Jika molekul mengandung lebih dari satu atom dari unsur tertentu, kuantitas ini diindikasikan menggunakan subscript setelah simbol kimia (meskipun abad ke-18 buku sering digunakan superscripts) dan juga dapat dikombinasikan dengan unsur kimia lainnya.

Rumus kimia dapat digunakan dalam persamaan kimia untuk menggambarkan reaksi kimia.
Untuk senyawa ionik dan zat non-molekul yang rumus empiris dapat digunakan, di mana subskrip menunjukkan rasio unsur.

Abad ke-19 kimiawan Swedia Jöns Jakob Berzelius menemukan sistem untuk menulis rumus kimia.

Rumus struktur dari senyawa kimia adalah representasi grafis dari struktur molekul, menunjukkan bagaimana atom disusun. Ikatan kimia dalam molekul juga ditampilkan, baik secara eksplisit maupun implisit. Ada tiga representasi umum yang digunakan: teks, struktur Lewis dan berupa garis-sudut. Jenis lain juga digunakan, seperti dalam database kimia, seperti SMILES , InChI dan CML .

Tidak seperti nama atau rumus kimia, rumus struktur memberikan representasi dari struktur molekul. Kimiawan hampir selalu menggambarkan reaksi kimia atau sintesis menggunakan rumus struktur daripada nama kimia, karena rumus struktur memungkinkan kimiawan untuk memvisualisasikan molekul dan perubahan yang terjadi.

Banyak senyawa kimia yang ada di berbagai isomer, yang memiliki struktur yang berbeda tapi rumus kimianya sama. Sebuah rumus struktur menunjukkan pengaturan atom yang tidak bisa dijelaskan dengan rumus kimia. Gambar di atas merupakan rumus struktur (atas) dan rumus molekul (bawah) dari asam asetat. Sedangkan rumus empiris asam asetat adalah CH₂O.

Publisher: Unknown - 16.00

Teori Analisis Kualitatif Karbohidrat

Analisis kualitatif karbohidrat. Karbohidrat merupakan senyawa metabolit primer selain protein dan lipid. Karbohidrat mempunyai peranan yang penting dalam kehidupan manusia, antara lain adalah sebagai sumber tenaga dan penghasil panas tubuh. Adanya karbohidrat dapat diidentifikasi dengan menggunakan berbagai macam metode. Inilah teori beberapa metode analisis kualitatif karbohidrat.

Uji Molisch

Uji Molisch merupakan uji yang paling umum untuk karbohidrat. Uji Molisch sangat efektif untuk senyawa-senyawa yang dapat didehidrasi oleh asam pekat menjadi senyawa furfural yang terubstitusi, seperti hidroksimetilfurfural.

Warna yang terjadi disebabkan oleh kondensasi furfural atau derivatnya dengan alfa-naftol menghasilkan senyawa kompleks berwarna merah-ungu.

Thymol dapat dipakai sebagai pengganti alfa-naftol. Ia juga lebih stabil daripada alfa-naftol dan pada penyimpanan yang lama tidak berubah warna.

Uji Benedict

Uji Benedict dan uji Barfoed keduanya berdasarkan resuksi Cu²⁺ menjadi Cu⁺. Pada proses reduksi kupri dalam suasana alkalis biasanya ditambahkan zat pengompleks seperti sitrat pada larutan Benedict atau tartrat pada larutan Fehling, hal ini dilakukan untuk mencegah pengendapan CuCO₃ dalam larutan natrium karbonat pada Benedict, sedangkan pada Fehling untuk mencegah pengendapan Cu(OH)₂ atau CuO dalam larutan natirum hidroksida. Produk oksidasi karbohidrat dalam larutan alkalis sangat kompleks dan banyak jumlahnya, belum semuanya dapat diidentifikasi yaitu berwarna hijau, merah, oranye, dan pembentukan endapan merah bata. Tidak seperti maltosa dan laktosa, sukrosa tidak dapat mereduksi Benedict, karena ia tidak memiliki gugus aldehida atau gugus keto bebas.

Uji Barfoed

Dengan menggunakan reagen Barfoed yang mengandung koper asetat di dalam asam asetat, maka kita dapat membedakan monosakarida dan disakarida dengan jalan mengontrol kondisi-kondisi seperti pH dan waktu pemanasan.

Uji Seliwanoff

Reaksi spesifik lainnya untuk uji karbohidrat tertentu adalah uji Seliwanoff dan uji Foulger. Reaksi Seliwanoff disebabkan perubahan fruktosa oleh asam klorida panas menjadi asam levulinat dan hidroksimetilfurfural. Selanjutnya kondensasi hidroksimetilfurfural dengan resorsinol menghasilkan senyawa kompleks berikut yang berwrna merah:

Sukrosa yang mudah dihidrolisis menjadi glukosa dan fruktosa, memberi reaksi positif dengan uji Seliwanoff. Pada pendidihan lebih lanjut, aldosa-aldosa memberikan warna merah dengan reagen Seliwanoff, karena aldosa-aldosa tersebut diubah oleh HCl menjadi ketosa.

Uji Fenilhidrazin

Karbohidrat (kecuali manosa) yang memiliki gugus fungsional aldehida atau keton, membentuk osazon dengan fenilhidrazin. Glukosa dan fruktosa memberikan osazon yang sama karena monosakarida-monosakarida tersebut tidak mempunyai letak susunan gugus -H dan -OH yang sama pada atom akrbon 3, 4, 5, dan 6. Manosa tidak membentui osazon di dalam larutan air, tetapi mebentuk fenilhidrazin yang tidak larut.

Uji Iodin

Uji iodin dapat digunakan untuk membedakan amilum dan glikogen. Iodin dapat bereaksi dengan amilum membentuk kompleks berwarna biru atau ungu.

Publisher: Unknown - 16.00

Analisis Anion 2

Analisis anion 2 atau bisa disebut juga uji anion golongan II dengan reaksi pengendapan. Sulfit, tiosulfat, dan sulfida jika ditambahkan asam klorida atau asam sulfat encer akan menghasilkan gas. Sulfat dan fosfat dapat meberikan reaksi pengendapan. Hampir semua sulfit tidak larut dalam air, kecuali sulfit alkali dan amonium. Sulfit dengan asam klorida encer dapat memberikan gas belerang dioksida yang berbentuk gelembung tidak berwarna. Adanya gas belerang dioksida dapat diidentifikasi dengan mengalirkan gas pada larutan dikromat atau barium klorida, atau bau spesifik yang keras.

Hampir semua tiosulfat larut dalam air. Beberapa tiosulfat dari Pb, Ag dan Ba larut sebagian dalam air. Kebanyakan endapan tiosulfat larut dalam kelebihan pereaksi membentuk kompleks. Hampir semua sulfida tidak larut dalam air, kecuali asamnya, sulfida sulfida amonium dan alkali tanah. Hampir semua nitrat larut dalam air, kecuali perak nitrit yang larut sebagian.

Hampir semua nitrat larut dalam air. Bismut dan merkuri pada pengenceran akan memberikan endapan yang bersifat basa tetapi dengan penambahan asam nitrat akan larut kembali. Garam sulfat pada umumnya larut dalam air. Sulfat yang tidak larut yaitu barium dan stronsium, sedangkan kadmium dan merkuri (II) larut sebagian.

Peroksodisulfat yang larut dalam air yaitu natrium, kalium, amonium, dan barium. Garam fosfat bisa terdapat dalam 3 jenis yaitu ortofosfat, pirofosfat, dan metafosfat. Fosfat logam alkali kecuali litium dan amonium larut dalam air. Fosfat lainnya pada umumnya tidak larut atau larut sebagian dalam air.

Publisher: Unknown - 16.00

Konsep Perhitungan Pereaksi Pembatas

Konsep perhitungan pereaksi pembatas. Dalam beberapa reaksi kimia, sering ada yang disebut sebagai pereaksi pembatas (limiting reagent) dan peraksi berlebih (excess reagent). Terutama jika terdapat perbedaan jumlah zat yang direaksikan. Maka dari itu, disini akan dibahas bagaimana perhitungan yang melibatkan pereaksi pembatas.


Konsep Kunci

• Pereaksi (reaktan) pembatas adalah pereaksi yang benar-benar habis digunakan selama reaksi kimia.
• Pereaksi yang berlebih adalah reaktan yang tidak sepenuhnya habis digunakan selama reaksi kimia, dengan kata lain ada beberapa dari reaktan yang tersisa setelah reaksi. 

Memilih pereaksi yang digunakan sebagai pembatas dan yang berlebih.

• Tuliskan persamaan reaksi setara untuk reaksi kimia
• Hitung mol yang tersedia dari tiap reaktan dalam reaksi kimia
• Gunakan persamaan reaksi setara untuk menentukan rasio mol dari reaktan dalam reaksi kimia
• Bandingkan mol yang tersedia dari tiap reaktan ke mol yang diperlukan untuk reaksi lengkap dengan menggunakan rasio mol
• Reagen pembatas adalah reaktan yang akan benar-benar habis digunakan. Akan ada beberapa mol reaktan yang tersisa setelah reaksi selesa, yang disebut pereaksi berlebih.

CONTOH

Jika diketahui mol reaktan

Cari pereaksi pembatas dan pereaksi berlebih ketika 0,5 mol Zn bereaksi dengan 0,4 mol HCl

1. Tuliskan persamaan reaksi setara untuk reaksi kimia                                                                                               Zn + 2HCl -----> ZnCl₂ + H₂
2. Hitung mol yang tersedia dari tiap reaktan dalam reaksi kimia

   mol Zn = 0,5

   mol HCl = 0,4

3. Gunakan persamaan reaksi setara untuk menentukan rasio mol reaktan dalam reaksi kimia

   Zn: HCl	Atau	HCl: Zn
   1: 2		1: ½

4. Bandingkan mol yang tersedia dari tiap pereaksi ke mol yang diperlukan untuk reaksi lengkap dengan menggunakan rasio mol. Jika digunakan 0,5 mol Zn,  reaksi itu akan membutuhkan 
   2 x 0,5 = 1,0 mol HCl untuk reaksi. 
   Hanya ada 0,4 mol HCl yang tersedia yang kurang dari 1,0 mol dibutuhkan. Jika digunakan 0,4 mol HCl, reaksi itu akan membutuhkan 
   ½ x 0,4 = 0,2 mol Zn. 
   Ada 0,5 mol Zn yang tersedia, sedangkan yang dibutuhkan 0,2 mol.
5. Reagen pembatas adalah reaktan yang akan benar-benar habis digunakan selama reaksi kimia. 
   Akan ada beberapa mol reaktan yang melebihi tersisa setelah reaksi selesai. Pereaksi pembatas adalah HCl.  0,4 mol HCl akan digunakan ketika reaksi ini berlangsung sampai selesai. Pereaksi berlebih adalah Zn, 
   ketika reaksi selesai akan masih ada 0,5-0,2 = 0,3 mol Zn .

 

 

Jika diketahui massa reaktan

Cari pereaksi pembatas dan pereaksi berlebih ketika 1.5 g CaCO ₃ bereaksi dengan 0.73 g HCl

1. Tuliskan persamaan reaksi setara untuk reaksi kimia CaCO₃ + 2HCl -----> CaCl₂ + CO₂ + H ₂O
2. Hitung mol yang tersedia dari tiap pereaksi

   mol CaCO 3 = massa ÷ MM  massa = 1.5g  MM = 40.08 + 12.01 + (3 x 16.00)  = 100,09 g / mol   mol CaCO3 = 1,5 ÷ 100,09  = 0,015 mol

   mol HCl = massa ÷ MM  massa = 0.73g  MM = 1,008 + 35,45  = 36.458g/mol  mol HCl = 0,73 ÷ 36,458  = 0,02 mol

3. Gunakan persamaan reaksi setara untuk menentukan rasio mol reaktan dalam reaksi kimia

   CaCO 3: HCl	Atau	HCl: CaCO 3
   1: 2		1: ½

4. Bandingkan mol yang tersedia dari tiap reaktan ke mol yang diperlukan untuk reaksi lengkap dengan menggunakan rasio molJika semua 0,015 mol CaCO ₃ yang akan digunakan dalam reaksi itu akan membutuhkan 
   2 x 0,015 = 0,03 mol HCl untuk reaksi sampai selesai. 
   Ada hanya 0,02 mol HCl yang tersedia yang kurang dari 0,03 mol dibutuhkan. Jika semua 0,02 mol HCl yang akan digunakan dalam reaksi itu akan membutuhkan 
   ½ x 0,02 = 0,01 mol CaCO _3. 
   Ada 0,015 mol CaCO ₃ yang tersedia yang lebih dari 0,01 mol dibutuhkan.
5. Reagen pembatas adalah reaktan yang akan benar-benar digunakan selama reaksi kimia. 
   Akan ada beberapa mol reaktan yang melebihi tersisa setelah reaksi telah sampai selesai.Reagen pembatas adalah HCl, 
   semua 0,02 mol HCl akan digunakan ketika reaksi ini berlangsung sampai selesai. Reaktan lebih adalah CaCO _3, 
   ketika reaksi telah sampai selesai akan ada 
   0,015-0,01 = 0,005 mol CaCO ₃ tersisa.

Jika diketahui volume dan konsentrasi larutan

Tuliskan persamaan reaksi setara untuk reaksi kimiaCari reagen pembatas dan reaktan lebih ketika 100 ml NaOH 0,2 bereaksi sepenuhnya dengan 50ml dari 0.5MH ₂ SO ₄

1. 2NaOH + H ₂SO₄ -----> Na ₂SO₄ + 2H₂O
2. Hitung mol yang tersedia dari tiap reaktan dalam reaksi kimia

   mol NaOH = M x V  M 0,2 M =  V = 100ml  = 100 x 10 L -3mol NaOH = 0.2 x 100 x 10 -3  = 0,02 mol

   mol H2SO4 = M x V  M 0,5 M =  V = 50ml  = 50 x 10 L -3mol H 2 SO 4 = 0,5 x 50 x 10 -3  = 0.025mol

3. Gunakan persamaan reaksi setara untuk menentukan rasio mol reaktan dalam reaksi kimia

   NaOH: H2SO4	Atau	H2SO4: NaOH
   1: ½		1: 2

4. Bandingkan mol yang tersedia dari tiap reaktan ke mol yang diperlukan untuk reaksi lengkap dengan menggunakan rasio molJika semua 0,02 mol NaOH yang akan digunakan dalam reaksi itu akan membutuhkan 
   ½ x 0,02 = 0,01 mol H ₂ SO ₄ untuk reaksi sampai selesai. 
   Ada 0,025 mol H ₂ SO ₄ tersedia yang merupakan lebih dari 0,01 mol dibutuhkan. Jika semua 0,025 mol H ₂ SO ₄ yang akan digunakan dalam reaksi itu akan membutuhkan 
   2 x 0,025 = 0,05 mol NaOH. 
   Ada hanya 0,02 mol NaOH tersedia yang kurang dari 0,05 mol dibutuhkan.
5. Reagen pembatas adalah reaktan yang akan benar-benar digunakan selama reaksi kimia. 
   Akan ada beberapa mol reaktan yang melebihi tersisa setelah reaksi telah sampai selesai.Reagen pembatas adalah NaOH, 
   semua 0,02 mol NaOH akan digunakan ketika reaksi ini berlangsung sampai selesai. Reaktan lebih adalah H ₂ SO _4, 
   ketika reaksi telah sampai selesai akan ada 
   0,025-0,01 = 0,015 mol H ₂ SO ₄ tersisa.

 

 

Jika diketahui volume gas

Cari reagen pembatas dan reaktan lebih ketika 44.82L CO (g) bereaksi sepenuhnya dengan 11.205L O ₂ (g) pada STP (0 ^o C atau 273K dan 1ATM atau 101.3kPa)

1. Tuliskan persamaan reaksi setara untuk reaksi kimia2CO (g) + O ₂ (g) -----> 2CO ₂ (g)
2. Hitung mol yang tersedia dari tiap reaktan dalam reaksi kimia

   mol CO = V ÷ 22.41  Pada STP 1 mol gas  memiliki volume 22.41Lmol CO = 44,82 ÷ 22.41  = 2mol

   mol O 2 = V ÷ 22.41  Pada STP 1 mol gas  memiliki volume 22.41Lmol O 2 = 11,205 ÷ 22.41  = 0.5mol

3. Gunakan persamaan reaksi setara untuk menentukan rasio mol reaktan dalam reaksi kimia

   CO: O 2	Atau	O 2: CO
   1: ½		1: 2

4. Bandingkan mol yang tersedia dari tiap reaktan ke mol yang diperlukan untuk reaksi lengkap dengan menggunakan rasio molJika semua 2 mol CO yang akan digunakan dalam reaksi itu akan membutuhkan 
   ½ x 2 = 1 mol O ₂ untuk reaksi sampai selesai. 
   Ada 0,5 mol O ₂ yang tersedia yang kurang dari 1 mol dibutuhkan. Jika semua 0,5 mol O ₂ yang akan digunakan dalam reaksi itu akan membutuhkan 
   2 x 0,5 = 1 mol CO 
   Ada 2 mol CO yang tersedia yang lebih dari 1 mol dibutuhkan.
5. Reagen pembatas adalah reaktan yang akan benar-benar digunakan selama reaksi kimia. Akan ada beberapa mol reaktan yang melebihi tersisa setelah reaksi telah sampai selesai.Reagen pembatas adalah O _2, 
   semua 0,5 mol O ₂ akan digunakan ketika reaksi ini berlangsung sampai selesai. Reaktan dalam kelebihan CO, 
   ketika reaksi telah sampai selesai akan ada 
   2 - 1 = 1 mol CO tersisa.

Publisher: Unknown - 16.00

Hubungan Gas Ideal dan Konstanta Gas Universal

Dengan menggabungkan hukum Boyle dan Charles, persamaan dapat diturunkan yang memberikan sesuatu yang baru mengenai perubahan tekanan dan suhu pada volume gas. Hal ini dikenal sebagai Persamaan Gas Ideal gabungan. Menurut hukum Boyle,  jika diberikan massa gas pada suhu konstan, maka

Menurut hukum Charles,

Menggabungkan (i) dan (ii)

Jika V₁ adalah volume gas pada suhu T₁ dan tekanan P₁ dan V₂ adalah volume gas yang sama pada suhu T₂ dan tekanan P_2, maka

Hubungan di atas sangat berguna untuk mengubah volume gas dari satu keadaan satu ke yang lain. Nilai konstanta proporsionalitas (K) tergantung pada kuantitas gas. Volume gas berbanding lurus dengan jumlah mol gas pada suhu dan tekanan konstan (hukum Avogadro). Ini berarti bahwa 'K' berbanding lurus dengan jumlah mol, 'n', yaitu,

atau K = nR

di mana 'R' adalah konstanta gas universal. Nilai 'R'  sama untuk semua gas.

Namun, nilai 'R' bervariasi dalam satuan di mana satuan tekanan dan volume digunakan. 

Untuk satu mol (n = 1),

PV = RT (Persamaan Gas Ideal)

Persamaan Gas Ideal juga dikenal sebagai persamaan keadaan gas karena mengungkapkan hubungan kuantitatif antara empat variabel yang menggambarkan keadaan gas. Kata ideal digunakan di sini, namun pada kenyataannya tidak ada gas memenuhi kondisi ideal. Pasti ada yang  menyimpang dari idealitas yang disebut sebagai gas nyata.
 

Konstanta gas universal (R)

Dari persamaan gas di atas yang ideal:

Konstanta gas universal adalah ukuran perubahan energi per mol gas untuk satu perubahan derajat dalam suhu.

Besarnya dan satuan 'R' tergantung pada satuan di mana tekanan, volume dan suhu yang digunakan.

Contoh Soal

Tekanan dinyatakan dalam atmosfer dan volume dalam liter

Dalam kondisi temperatur dan tekanan standar, 

P = 1 atm

T = 273,15 K

V = 22,414 L mol ^{- 1}

Maka

Tekanan dinyatakan dalam atmosfer, dan volume dalam mL

Di sini,

P = 1 atm

T = 273,15 K

V = 22414 mL mol ^{- 1}

Maka

R dalam satuan energi

Suhu normal T = 273,15 K

Tekanan normal, P = (1 x 76 x 13,6 x 981) dyne cm ^{- 2}

Volume molar pada suhu dan tekanan normal

= 22414 cm ³ mol ^{- 1}

Oleh karena itu,

= 8,314 x 10 ⁷ erg deg ^{- 1} mol ^{- 1}

Karena 4,182 x 10 ⁷ erg = 1 kalori

Maka,

Dalam satuan SI

Dalam sistem SI,

P = 101,325 N m ^{- 2}

T = 273,15 K

V = 22,414x10 ^{- 3} m ³

Oleh karena itu,

= 8,314 J mol ^{- 1} K ^{- 1}

Nilai R  dalam satuan yang berbeda

 

Contoh soal gas ideal:

1. Hitung jumlah mol hidrogen (H₂) dalam sampel 500 ³ cm gas hidrogen pada tekanan 760 mm Hg dan suhu 27 ° C.

Penyelesaian

n = 0,0203 mol = 2.03 x 10 ^{- 2} mol.


 

2. Sekitar 200 cm³ gas pada 20 ° C dan 740 mm Hg tekanan. Berapa volume  pada STP?

Penyelesaian :

Diketahui

P ₁ = 740 mm Hg P ₂ = 760 mm Hg

T ₁ = 20 + 273 = 293K T ₂ = 273 K

V ₁ = 200 cm ³ V ₂ =?

 
3. Hitung volume yang ditempati oleh 2 mol gas ideal pada

2,5 x 10⁵ Nm^{- 2} tekanan dan temperatur 300 K.

Penyelesaian

R = 8,314 Nm K ^{- 1} mol ^{- 1}

= 19,95 x 10 ^{- 3} m ³ = 19,95 dm ^3.

Publisher: Unknown - 16.00