Sel Galvani

Pengertian Sel Galvani

Sel Galvani adalah sel elektrokimia yang menghasilkan energi listrik dari reaksi redoks spontan yang terjadi dalam sel. Sel Galvani dinamai dari penemunya, yaitu Luigi Galvani. Selain itu juga sering disebut sel Volta, dinamai dari penemunya yaitu Alessandro Volta.

Sel Galvani biasanya mengandung dua buah logam yang terhubung dengan jembatan garam, atau setengah sel yang dipisahkan dengan membran porous. Untuk lebih jelas, perhatikan gambar sel Galvani berikut ini:

Reaksi pada Sel Galvani

Reaksi kimia yang terjadi pada bejana sebelah kanan merupakan reaksi reduksi dari ion tembaga (bilangan oksidasi positif) menjadi logam tembaga. Hal ini menyebabkan massa elektroda tembaga bertambah. Kekurangan muatan positif terhadap muatan negatif akibat reduksi tembaga segera disetimbangkan oleh muatan positif jembatan garam. Dengan demikian elektrolit tetap netral. Sebaliknya elektrolit dalam bejana kiri akan terjadi penambahan kation sebagai akibat reaksi oksidasi logam zink. Hal ini dapat diketahui karena berkurangnya massa elektroda zink. Reaksi sel yang terjadi adalah :

Zn (s) + Cu²⁺ ⇌ Zn²⁺ + Cu (s)

Jembatan Garam

Jembatan garam adalah alat yang digunakan untuk menghubungkan reaksi reduksi dan oksidasi setengah sel dari sel volta. Jembatan garam berbentuk seperti huruf U terbalik yang diisi dengan larutan elektrolit KCl (dalam agar-agar) yang kedua ujungnya disumbat dengan kapas agar tidak terjadi aliran mekanis. Selain KCl, bisa juga digunakan elektrolit KNO₃, NaCl dan K₂SO₄. Fungsi dari jembatan garam adalah untuk menghantarkan arus listrik antara kedua elektrolit yang berada dalam bejana. Selain itu, jembatan garam juga berguna untuk menetralkan kelebihan atau kekurangan muatan dari ion-ion yang ada dalam larutan di dalam kedua bejana selama reaksi elektrokimia berlangsung. Oleh karena itu syarat dari suatu zat yang digunakan untuk jembatan garam adalah zat tersebut tidak boleh bereaksi dengan elektrolit yang digunakan dalam pengukuran potensial sel.

Elektroda Sel Galvani

Elektroda dalam sel Galvani terbalik dengan elektroda sel elektrolisis. Dalam sel Galvani,

• Anoda adalah elektroda dimana terjadi reaksi oksidasi (kehilangan elektron). Anoda menarik anion.
• Katoda adalah elektroda dimana terjadi reaksi reduksi (menerima elektron). Katoda menarik kation.

Perhitungan Potensial Standar

Potensial listrik standar dapat ditentukan dengan menggunakan tabel potensial standar stengah sel. Langkah pertama adalah mengetahui logam apa yang bereaksi dalam sel. Kemudian mencari potensial elektroda standar (E⁰) dalam volt, dari masing-masing dua setengah reaksi.

Contoh perhitungan sel volta adalah sebagai berikut. Pada gambar di atas ada larutan ZnSO₄ dan CuSO₄ yang dihubungkan oleh jembatan garam. Elektroda yang digunakan adalah zink dan tembaga. Maka potensial standar yang dihasilkan adalah:

Cu²⁺ + 2 e^- ⇌ Cu E⁰ = +0,34 V

Zn²⁺ + 2 e^- ⇌ Zn E⁰ = -0,76 V

Potensial standar didapatkan dengan cara menghitung E yang lebih besar dikurangi E yang lebih kecil. Jadi,

E⁰ = +0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V

Publisher: Unknown - 17.00

Termokimia

Pengertian Termokimia

Termokimia adalah cabang dari kimia fisika yang mempelajari tentang kalor dan energi berkaitan dengan reaksi kimia dan/atau perubahan fisik. Sebuah reaksi kimia dapat melepaskan atau menerima kalor. Begitu juga dengan perubahan fase, misalkan dalam proses mencair dan mendidih. Termokimia fokus pada perubahan energi, secara khusus pada perpindahan energi antara sistem dengan lingkungan. Jika dikombinasikan dengan entropi, termokimia juga digunakan untuk memprediksi apakah reaksi kimia akan berlangsung spontan atau tak spontan.

Termokimia berawal dari hasil kerja Antoine Laurent Lavoisier pada abad ke 18, dilanjutkan dengan adanya hukum Hess. Termokimia masuk dalam kategori hukum pertama termodinamika.

Sejarah Termokimia

Termokimia mengalami dua macam generalisasi. Pernyataan tentang termokimia bervariasi sesuai dengan pengusulnya, yaitu:

• Hukum Lavoisier dan Laplace
Perubahan energi selama reaksi bisa sama dengan atau berkebalikan dengan perubahan energi pada proses kebalikan.
• Hukum Hess
Perubahan energi selama reaksi adalah sama, walaupun perubahan itu berjalan tahap demi tahap.

Lavoisier, Laplace, dan Hess juga meneliti tentang kalor jenis dan kalor laten. Selanjutnya Joseph Black yang memberi peranan besar dalam penelitian kalor laten.

Gustav Kirchoff menunjukkan bahwa variasi kalor reaksi diungkapkan dalam kapasitas kalor antara produk dan reaktan dengan rumus:

dΔH / dT = ΔC_p

Bentuk integral persamaan ini mengindikasikan adanya koreksi panas pada satu temperatur dari perhitungan dengan temperatur lain.

Persamaan Kalor

Jika dilihat dari jenis reaksi, terdapat beberapa macam jenis kalor, yaitu:

Kalor pembentukan

Kalor pembentukan adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya. Sebagai contoh adalah pada saat pembentukan amonia dari unsur-unsurnya, maka akan dilepaskan energi sebesar 46 kJ.

½ N_{2 (g)} + 1½ H_{2 (g)} → NH_{3 (g)} ΔH^o = -46 kJ mol^-1

Kalor penguraian

Kalor penguraian adalah kalor yang dilepas atau diterima pada saat satu mol senyawa terurai menjadi unsur-unsur pembentuknya. Contohnya adalah peruraian asam fluorida menjadi unsur-unsurnya membutuhkan kalor sebesar 271 kJ.

HF_(g) → ½ H_{2 (g)} + ½ F_{2 (g)} ΔH = +271 kJ mol^-1

Kalor pembakaran

Kalor pembakaran adalah kalor yang dilepaskan pada saat satu mol senyawa dibakar menggunakan oksigen.

CH_{4 (g)} + 2 O_{2 (g)} CO_{2 (g)} + H₂O _(g) ΔH = +-802 kJ mol^-1

Simbol negatif (-) pada ΔH  menyatakan sistem melepaskan kalor, sedangkan simbol positif (+) menyatakan sistem menerima kalor.

Kalorimetri

Pengukuran perubahan kalor dilakukan menggunakan kalorimetri, yang biasanya berupa chamber tertutup yang dapat mengukur perubahan energi.

Temperatur chamber diamati menggunakan termometer atau thermocouple. Temperatur yang didapatkan diplot melawan waktu membentuk grafik. Kalorimeter modern dapat membaca informasi yang dibutuhkan dengan cepat. Sebagai contoh adalah DSC (Differential Scanning Calorimeter).

Publisher: Unknown - 17.00

Penggunaan Elektrolisis

Elektrolisis merupakan proses disosiasi suatu elektrolit dengan bantuan arus listrik. Karena dinilai bermanfaat, sekarang banyak dikembangkan teknik elektrolisis untuk keperluan industri. Halaman ini akan menjelaskan penerapan elektrolisis dalam kehidupan manusia. Banyak sekali manfaat elektrolisis, di antaranya adalah:

Pemurnian Logam

Pada pemurnian logam, anoda yang dipakai adalah logam tak murni (kotor). Pengotor akan terlepas selama proses elektrolisis ketika logam bergerak dari anoda ke katoda. Selama proses ini, katoda mengandung dekomposisi logam murni dari larutan yang berisi ion logam. Sebagai contoh, tembaga dimurnikan melalui elektrolisis yang membutuhkan konduktivitas listrik yang tinggi. Pada proses ini, katoda adalah tembaga murni, sedangkan anoda adalah tembaga kotor. Ion Cu²⁺ dari anoda bergerak melalui larutan tembaga(II) sulfat menuju katoda dan berubah menjadi padatan tembaga. Selama proses berlangsung, pengotor akan mengendap di dasar tangki. Hasil samping berupa pengotor disebut sebagai lumpur anoda.

Elektrosintesis

Elektrosintesis adalah metode yang menggunakan reaksi elektrolisis untuk menghasilkan produk tertentu. Sebagai contoh adalah elektrosintesis MnO₂ yang merupakan bahan baku pembuatan baterai alkalin. Larutan untuk elektrosintesis senyawa MnO₂ adalah MnSO₄ dalam H₂SO₄. Berperan sebagai anoda adalah grafit, dimana Mn²⁺ teroksidasi. Sedangkan di katoda, hidrogen tereduksi  dari H⁺ menjadi H₂. Reaksinya adalah sebagai berikut:

Mn²⁺(aq) + 2 H₂O(l) → MnO₂(s) + 2H⁺(aq) + H₂(g)

Proses Klor-alkali

Elektrolisis air laut dapat menghasilkan klorin dan basa natrium hidroksida. Ada tiga macam metode berbeda dimana dua komponen tersebut dihasilkan, yaitu sel membran, sel diafragma, dan proses sel merkuri.

Proses sel membran

Proses ini lebih efisien daripada yang lain karena tidak menggunakan merkuri dan tidak membutuhkan energi yang besar. Mengandung membran penukar kation yang biasanya terbuat dari polimer fluorokarbon.

Ilustrasi proses klor-alkali dengan sel membran

Membran ini mengijinkan kation terhidrasi untuk melewati kompartemen antara anoda dan katoda, tetapi tidak untuk anion OH^- dan Cl^-. Dengan demikian proses ini menghasilkan natrium hidroksida tanpa kontaminasi ion klorida.

Sel diafragma

Pada sel diafragma, Cl₂ dilepaskan dari anoda ketika H₂ dilepaskan dari katoda. Jika Cl₂ bergabung dengan NaOH, Cl akan berubah menjadi produk lain. Dengan demikian sel diafragma mempunyai NaCl dalam jumlah besar, dan jumlah kecil pada larutan pada katoda untuk NaCl berhubungan dengan larutan lain, menghindari laju balik NaOH.

Proses sel merkuri

Elektrolisis air laut dalam merkuri menghasilkan klorin dan larutan natrium hodroksida pada waktu yang sama. Metode ini melibatkan merkuri sebagai katoda dan grafit sebagai anoda. Merkuri menarik ion natrium dan kalium dan membentuk amalgam. Meskipun demikan ketika amalgam terkena air membentuk natrium hidroksida dan hidrogen meninggalkan merkuri dan nantinya dapat digunakan kembali. Gas klorin tersisa pada anoda.

Publisher: Unknown - 17.00

Elektrolisis

Pengertian Elektrolisis

Elektrolisis adalah disosiasi suatu elektrolit menjadi ion pada elektroda dengan adanya arus listrik. Konduksi listrik yang melewati larutan elektrolit akan menghasilkan perubahan kimia. Elektrolisis tersusun atas alat-alat yaitu voltameter atau sel elektrolisis.

Terdiri dari gelas kimia yang berisi elektrolit dan dua buah plat logam yang disebut elektroda yang terhubung dengan sumber arus DC (biasanya baterai). Elektrode yang terhubung dengan kutub positif baterai disebut anoda, sedangkan yang terhubung dengan kutub negatif disebut katoda.

Perbedaan Sel Elektrolisis dan Sel Volta

Sel elektrolisis pada dasarnya adalah sel volta yang bereaksi tidak spontan. Faktanya, aliran listrik harus dibalik dari sel volta dengan melebihkan tegangan yang dibutuhkan. Sel elektrolisis terdiri atas dua buah elektroda, dan suatu elektrolit. Tidak seperti sel volta, reaksi yang menggunakan sel elektrolisis harus terinduksi dan terbalik antara anoda dan katoda. Inilah perbedaan sel volta dan sel elektrolisis:

Sel Volta	Sel Elektrolisis
Oksidasi: X → X+ + e- (Anoda negatif)	Y → Y+ + e- (Anoda positif)
Reduksi: Y+ + e- → Y (Katoda positif)	X+ + e- → X (Katoda negatif)
Total: X + Y+ → X+ + Y (G<0 )	X+ + Y → X + Y+ (G>0)
Reaksi spontan dan menghasilkan energi	Reaksi tidak spontan dan membutuhkan energi

Faktor-faktor yang Mempengaruhi Elektrolisis

Banyak sekali hal yang mempengaruhi elektrolisis, di antaranya adalah:

1. Overpotensial
   Tegangan yang dihasilkan akan lebih tinggi dari yang diharapkan. Overpotensial bisa menjadi penting untuk mengendalikan interaksi antara elektroda.
2. Tipe elektroda
   Elektroda inert berperan sebagai permukaan untuk reaksi yang terjadi. Namun elektroda tidak ikut bereaksi dimana elektroda aktif menjadi bagian dari setengah reaksi.
3. Reaksi elektroda yang bersamaan
   Jika dua pasang setengah reaksi terjadi bersamaan, maka salah satu setengah reaksi harus dihentikan untuk menentukan pasangan tunggal reaksi yang dapat dielektrolisis.
4. Keadaan pereaksi
   Jika pereaksi tak standar, maka tegangan setegah sel akan berbeda dari nilai standar. Pada kasus ini, larutan untuk anoda setengah sel mungkin akan mempunyai pH lebih tinggi atau rendah dari pH standar (yaitu 4).

Publisher: Unknown - 17.00

Kimia Fisika

Pengertian Kimia Fisika

Kimia fisika adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang seluruh fenomena kimia yang meliputi konteks sub atomik, atomik, dan makroskopik dalam sistem kimia pada kaitannya dengan hukum dan konsep fisika. Beberapa contoh bahasan kimia fisika adalah energi, termodinamika, kinetika, kimia kuantum, dan kesetimbangan.

Jumlah kalor yang dihasilkan pada proses pembakaran ini dihitung dalam kimia fisika

Kimia fisika mempelajari hal-hal berikut:

1. Gaya intermolekuler yang mempengaruhi sifat fisik suatu materi, seperti plastisitas dan kuat tarik polimer, serta tegangan permukaan pada cairan
2. Kinetika kimia pada laju reaksi
3. Identitas ion dan hubungannya dengan konduktivitas listrik
4. Kimia permukaan
5. Sel elektrokimia dan redoks
6. Interaksi antara sistem dalam kaitannya dengan kerja dan kalor (termodinamika)
7. Perpindahan kalor antara sistem kimia dengan lingkungannya pada saat perubahan fase atau reaksi (termokimia)
8. Sifat koligatif larutan
9. Jumlah fasa dan komponen, serta derajat kebebasan

Materi Kimia Fisika

Pada situs ini, materi kimia fisika dibagi menjadi beberapa bahasan, yaitu:

Koloid

Termokimia

Kesetimbangan Kimia

Termokimia

Kinetika Kimia

Persamaan Gas

Elektrolit

Permukaan

Polimer

Publisher: Unknown - 17.00

Teori Viskositas Cairan

Viskositas cairan. Cairan tertentu mempunyai aliran lebih cepat daripada cairan yang lainnya. Sebagai contoh, air mempunyai laju alir yang lebih cepat dibandingkan dengan minyak, gliserin, maupun etilen glikol. Fenomena yang lain adalah jika masing-masing benda tersebut ditempatkan pada gelas yang berbeda, dan saling diaduk, maka etilen glikol akan berhenti lebih cepat daripada air. Fenomena inilah yang berkitan dengan viskositas atau kekentalan. Gambar di bawah ini dapat menjadi bukti adanya viskositas. Pada gambar, lima buah zat dengan viskositas berbeda dituangkan melalui tabung reaksi bersamaan. Manakah yang mempunyai viskositas paling tinggi?

Pengertian Viskositas

Viskositas adalah ketahanan aliran suatu cairan (fluida) pada pengaruh tekanan atau tegangan. Viskositas cairan dapat dibandingkan satu sama lain dengan adanya koefisien viskositas (h). Koefisien viskositas adalah gaya tangensial per satuan luas yang dibutuhkan untuk mempertahankan perbedaan kecepatan alir.

Satuan viskositas

Satuan viskositas adalah poise (P). Konversi satuan poise adalah 1P = 1 g cm^-1s^-1. Dalam satuan SI, 1P = 0,1 Nsm^-2

Faktor yang mempengaruhi viskositas

Gaya intermolekuler

Viskositas juga dihubungkan dengan adanya gaya intermolekuler pada cairan. Jika gaya intermolekuler kuat, viskositas akan tinggi. Sebagai contoh, air mempunyai viskositas yang lebih tinggi daripada metanol karena gaya intermolekuler air lebih besar daripada metanol.

Temperatur

Kenaikan temperatur menyebabkan penurunan viskositas. Hal ini menyebabkan kenaikan energi kinetik rata-rata. Maka dari itu gaya intermolekuler dapat ditahan.

Ikatan hidrogen

Cairan dengan ikatan hidrogen yang kuat mempunyai viskositas lebih tinggi karena peningkatan ukuran dan massa molekul. Sebagai contoh, gliserol dan asam sulfat mempunyai viskositas yang lebih tinggi daripada air karena adanya ikatan hidrogen yang lebih kuat.

Publisher: Unknown - 16.00

Jenis-Jenis Koloid

Larutan dibuat dengan melarutkan zat terlarut menggunakan pelarut. Dengan cara yang sama, koloid dibuat dengan mendispersi zat terdispersi ke dalam medium pendispersi. Maka dari itu koloid sering disebut sebagai larutan koloid maupun suspensi koloid.

Penggolongan koloid dapat dilihat dari sifat fisik zat terdispersi, interaksi antara kedua fase, dan tipe partikel fase terdispersi.

Berdasarkan Sifat Fisik Zat Terdispersi

Sifat fisik zat terdispersi ada 3 macam yaitu padat, cair dan gas. Inilah kombinasi fase terdispersi dan fase terdispersi sistem koloid:

Fase Terdispersi	Medium Pendispersi	Nama	Contoh
Padat	Padat	Sol padat	Perunggu
Padat	Cair	Sol	Cat
Padat	Gas	Aerosol	Asap
Cair	Padat	Gel	Keju
Cair	Cair	Emulsi	Susu
Cair	Gas	Aerosol	Kabut
Gas	Padat	Busa padat	Batu apung
Gas	Cair	Busa	Busa sabun

Berdasarkan Interaksi Antar Fase

Berdasarkan interaksi antara fase terdispersi dan medium pendispersi, maka koloid dapat dikategorikan menjadi:

Koloid Liofilik

Koloid liofilik mempunyai afinitas antara zat terdispersi dan medium pendispersi. Sebagai contoh, ketika agar-agar dicampur dengan air, maka akan terbentuk sol koloid. Sol ini disebut dengan sol koloid atau sol liofil. Jika air berperan sebagai medium pendispersi maka dikategorikan sebagai sol hidrofilik. Sol liofilik bersifat reversibel di alam, dengan kata lain jika menggumpal dapat berubah menjadi koloid lagi. Untuk beberapa tipe, sol liofil mempunyai viskositas yang sangat tinggi dan tegangan permukaan yang rendah. Sol liofil cukup stabil karena adanya afinitas antara fase terdispersi dan medium pendispersi, dengan demikian  sol liofil tidak mudah digumpalkan.

Koloid Liofobik

Ketika tidak ada afinitas antara fase terdispersi dan medium pendispersi, maka sol tidak dapat dibuat dengan mencampurkan bahan secara sederhana, melainkan dengan cara khusus. Koloid yang demikian digolongkan ke dalam koloid liofobik dan jika medium pendispersinya adalah air, maka disebut sebagai koloid hidrofobik. Karena tidak adanya afinitas antara fase terdispersi dan medium pendispersi, maka sol liofobik bersifat tidak stabil dan mudah digumpalkan. Koloid liofobik bersifat iriversibel di alam dan tidak dapat membentuk koloid lagi setelah penggumpalan. Ketika fase terdispersi ditambahkan pada medium pendispersi membentuk koloid liofobik, tidak akan ada perubahan viskositas maupun tegangan permukaan. Sebagai contoh, ketika logam sulfida dicampur dengan medium pendispersi, maka akan membentuk koloid liofobik.

Berdasarkan Tipe Partikel Fase Pendispersi

Klasifikasi koloid yang lain adalah berdasarkan rentang ukuran partikel fase pendispersi. Berdasarkan ukurannya, koloid dapat digolongkan menjadi:

Koloid Multimolekul

Ketika molekul kecil zat terdispersi dengan jumlah banyak membentuk molekul berukuran besar atau partikel yang berukuran koloid, maka disebut dengan koloid multimolekul. Atom atau partikel bergabung menggunakan gaya van der Waals yang lemah. Sebagai contoh adalah sol emas yang mengandung partikel yang ukurannya bervariasi.

Koloid Makromolekul

Koloid makromolekul menyerupai polimer yang berperan sebagai medium pendispersi. Makromolekul ketika dilarutkan dalam medium pendispersi yang sesuai, maka akan membentuk larutan yang mana molekulnya mempunyai ukuran sebesar koloid. Polimer seperti pati, protein, selulosa membentuk koloid makromolekul. Koloid makromolekul bersifat stabil.

Koloid Terasosiasi

Larutan koloid ini dikenal dengan misel (Inggris: Micelles). Koloid ini ketika fase terdispersi terlarut dalam medium pendispersi dalam konsentrasi rendah, mereka berperilaku seperti elektrolit kuat. Tetapi jika konsentrasi meningkat, sifat koloid mulai tampak karena adanya pembentukan partikel besar yang mana adalah gabungan antara partikel kecil yang ada dalam larutan.

Publisher: Unknown - 16.00

Sistem Koloid

Pada salah satu pokok laju difusi cairan dan larutan dalam membran hewani, maka akan terdapat dua tipe, yaitu koloid dan kristaloid. Zat tersebut dapat diperoleh dalam bentuk kristalin, yang mudah larut dan terdifusi melalui membran yang disebut sebagai kristaloid. Sebagai contoh adalah gula, urea dan garam.

Ketika zat seperti pati, agar, dsb yang mana tidak dapat terdifusi dalam membran dengan mudah sering disebut sebagai koloid. Larutan diketahui mempunyai sistem homogen sedangkan suspensi memiliki sistem heterogen (lebih dari satu fase). Di antara sistem larutan dan suspensi, dikenal sistem koloidal. Di bawah ini adalah gambar partikel koloid yang diamati menggunakan SEM (Scanning Electron Microsopy).

Koloid tampak homogen seperti larutan, tetapi mengandung partikel besar yang terdispersi di antara zat lain (yang mana disebut zat pendispersi). Perbedaan antara larutan dan koloid yang penting adalah:

1. Pada larutan, partikel yang ada merupakan partikel kecil atau bisa juga ion.
2. Pada sistem koloid, fase terdispersi mengandung partikel makromolekul tunggal atau sebuah kumpulan atom, ion atau molekul.
3. Walaupun partikel koloid berukuran besar, namun belum cukup untuk menjadi endapan atau gumpalan.
4. Partikel koloid berukuran kira-kira 1-1000 nm. Ukuran tersebut lebih kecil daripada ukuran partikel suspensi, dan lebih besar daripada partikel larutan.

Pengertian Koloid

Dari penjabaran yang ada di atas, maka secara spesifik pengertian koloid adalah materi yang mempunyai ukuran partikel antara 1 sampai 1000 nm, yang mana pada ukuran tersebut partikel dapat melewati kertas saring tetapi tidak dapat melewati membran hewan atau tumbuhan.

Ketidakmampuan koloid untuk terdifusi dibandingkan dengan larutan adalah karena perbedaan ukuran partikel. Karena partikel konstituen lebih besar daripada larutan, koloid tidak dapat melalui membran.  Sedangkan yang lainnya, ukuran partikel koloid lebih kecil daripada ukuran partikel yang ada dalam suspensi, dengan demikian koloid tidak dapat menggumpal seperti suspensi.

Perbedaan Larutan, Koloid dan Suspensi

Perbedaan yang mencolok antara larutan, koloid, dan suspensi disajikan dalam tabel berikut:

Sifat	Larutan	Koloid	Suspensi
Ukuran partikel	10-9m atau 1nm	1 -1000 nm	Lebih dari 1000 nm
Daya tembus	Dapat melewati kertas saring maupun membran hewani	Dapat melewati kertas saring, namun tak dapat melewati membran hewani	Tidak dapat melewati kertas saring maupun membran hewani
Kenampakan partikel	Tidak terlihat	Hanya dapat dilihat dengan mikroskop ultra	Terlihat
Wujud	Transparan	Kabur	Jelas

Sifat Partikel Koloid

1. Koloid dapat dibedakan dari larutan atau suspensi dengan meninjau sifatnya yang berbeda. Perbedaan sifat antara ketiganya hanya disebabkan oleh partikel konstituen.
2. Partikel koloid berukuran di antara ukuran partikel larutan dan koloid.
3. Partikel koloid dapat menembus kertas saring, namun tak dapat menembus membran biologi.

Contoh Koloid

Contoh koloid dalam kehidupan sehari-hari adalah:

Jenis koloid	Contoh
Sol padat	Kaca berwarna, batu giok
Sol	Cat, cairan sel, air berlumpur, tinta, deterjen cair.
Aerosol	Asap, debu
Gel	Keju, mentega, jeli
Emulsi	Susu, mayones, lotion
Aerosol	Kabut, awan, semprotan pestisida
Busa padat	Batu apung, penghapus busa, kembang gula, stirofom.
Busa	Buih, busa sabun.

Publisher: Unknown - 16.00

Kesetimbangan Dinamis

Pengertian Kesetimbangan Dinamis

Reaksi kimia yang terjadi di alam seringkali tidak mencapai kesempurnaan. Pada beberapa reaksi, suatu zat bereaksi dengan zat yang lain membentuk produk yang mana produk tersebut bereaksi lagi membentuk bahan awalnya. Dengan demikian, dua reaktan A dan B bisa saja membentuk produk C dan D. Produk C dan D bereaksi lagi membentuk A dan B.

 A + B ⇌ C + D

Reaksi yang dapat mempunyai arah maju dan mundur secara bersamaan disebut dengan reaksi dapat balik (reversible reaction). Keadaan dapat balik dapat diraih ketika dua reaksi yang berlawanan terjadi pada laju yang sama dan konsentrasi reaktan dengan produk tidak berubah dengan waktu dan ditemukan pada kesetimbangan kimia.

Keadaan setimbang adalah keadaan sistem yang sifatnya dapat diukur tanpa adanya perubahan dalam kondisi tertentu.

• Keadaan sistem yang dapat diukur menjadi konstan pada keadaan setimbang.
• Mungkin saja reaksi dapat berakhir secara sempurna.
• Pada keadaan setimbang, laju reaksi maju sama dengan laju reaksi mundur.
• Pada saat setimbang tidak ada perubahan konsentrasi molekul sistem.

Sebagai contoh, lihatlah kesetimbangan reaksi antara hidrogen dan bromin membentuk hidrogen bromida.

Keadaan awal (kiri) dan keadaan setimbang (kanan) pada reaksi pembentukan hidrogen bromida

Ketika hidrogen dan bromin ditempatkan pada wadah yang tertutup dan dijaga pada temperatur yang sangat tinggi, molekul hidrogen mulai bereaksi dengan bromin membentuk hidrogen bromida.

H₂ (g) + Br₂ (g) → 2 HBr (g)

Pada waktu yang sama, molekul hidrogen bromida juga akan terdisosiasi menjadi gas hidrogen dan bromin.

2 HBr (g) → H₂ (g) + Br₂ (g)

Sifat Kesetimbangan Dinamis

Perhatikan reaksi berikut ini:

NO₂(g) + CO (g) ⇌ NO (g) + CO₂(g)

Ketika sejumlah NO₂ dan CO direaksikan, maka akan terbentuk produk. Walaupun pembentukan produk selesai, reaksi akan tetap berlanjut sampai tercapai kesetimbangan. Beberapa sifat kesetimbangan dinamis adalah:

• Konsentrasi seluruh zat akan selalu konstan pada temperatur konstan. Itulah yang disebut dengan kesetimbangan konsentrasi.
• Kesetimbangan dinamis berupa reaksi dapat balik dapat stabil antara kedua ruas persamaan reaksi.

Pada reaksi H₂ (g) + Br₂ (g) → 2 HBr (g) kesetimbangan dapat diraih baik pada ruas kiri maupun kanan. Jadi, jika 2 mol hidrogen direaksikan dengan 2 mol bromin akan didapatkan 4 mol hidrogen bromida. Atau dengan kata lain, 4 mol hidrogen bromida akan membentuk 2 mol hidrogen dan 2 mol bromin.

Publisher: Unknown - 16.00

Entropi

Entropi berbeda dengan energi. Walaupun dengan sekilas namanya hampir sama, namun keduanya mempunyai konsep yang jauh berbeda. Temperatur dan energi dalam dapat dihubungkan dengan hukum kedua temodinamika.

Pengertian Entropi

Rudolf Clausius membuat teori entropi berdasarkan sifat termodinamika. Jika total energi dihitung tidak dapat digunakan dalam beberapa proses seperti termodinamika, maka konsep entropi dapat dipakai. Kecenderungan sistem atau reaksi untuk berproses ke arah tertentu disebut entropi sistem. Dengan kata lain, entropi merupakan derajat ketidakteraturan atau keacakan suatu sistem.

Persamaan Entropi

Beberapa persamaan antropi adalah:

S = k log W

Dimana
S adalah entropi
k adalah tetapan Boltzmann
W adalah jumlah mikrostat

ΔS = ΔQT

Dimana
S adalah entropi

Q adalah kalor

ΔS = Cln t2t1

dU=TdS–PdV

Satuan Entropi

Satuan internasional untuk entropi adalah Joule per Kelvin (J/K). Pokok dari satuan ini adalah energi dibagi dengan temperatur.

Entropi Molar

Entropi molar adalah entropi yang dihitung dari satu mol suatu zat. Entropi molar pada dasarnya diukur pada kondisi standar, dengan simbol S°.  Satuan entropi molar adalah Joule per Kelvin per mol. Jika dipertimbangkan dengan hukum ketiga termodinamika, maka kristal murni suatu senyawa dapat  mempunyai entropi nol.

S°= ∑Nk=1∫ dqTdT

Di sini dq/T mempunyai perubahan kalor yang sangat kecil pada temperatur T yang diberikan.

Tabel Entropi Standar

Di bawah ini ada beberapa data entropi senyawa yang diukur pada STP, yaitu 25^o C dan 101,3 kPa.

Senyawa	Smo /J K-1mol-1
Padat
C (intan)	2,377
C (grafit)	5,74
Si	18,8
Ge	31,1
Sn (abu-abu)	44,1
Pb	64,8
Li	29,1
Na	51,2
K	64,2
Rb	69,5
Cs	85,2
NaF	51,5
MgO	26,9
AlN	20,2
NaCl	72,1
KCl	82,6
Mg	32,7
Ag	42,6
I2	116,1
MgH2	31,1
AgN3	99,2
Cairan
Hg	76,0
Br2	152,2
H2O	69,9
H2O2	109,6
CH3OH	126,8
C2H5OH	160,7
C6H6	172,8
BCl3	206,3
Gas Monoatomik
He	126,0
Ne	146,2
Ar	154,8
Kr	164,0
Xe	169,6
Gas Diatomik
H2	130,7
D2	145,0
HCl	186,9
HBr	198,7
HI	206,6
N2	191,6
O2	205,1
F2	202,8
Cl2	223,1
Br2	245,5
I2	260,7
CO	197,7
Gas Triatomik
H2O	188,8
NO2	240,1
H2S	205,8
CO2	213,7
SO2	248,2
N2O	219,9
O3	238,9
Gas Poliatomik ( > 3)
CH4	186,3
C2H6	229,6
C3H8	269,9
C4H10	310,2
C5H12	348,9
C2H4	219,6
N2O4	304,3
B2H6	232,0
BF3	254,0
NH3	192,5

Publisher: Unknown - 16.00

Entalpi Pembentukan Standar

Pengertian Entalpi Pembentukan Standar

Entalpi pembentukan standar H_f suatu senyawa adalah perubahan entalpi yang menyertai pembentukan satu mol molekul dari unsur-unsurnya dengan semua zat pada keadaan standar. Entalpi pembentukan standar mempunyai simbol ∆H_f^o. Superskrip nol pada fungsi termodinamik mengindikasikan adanya proses yang berlangsung pada keadaan standar.

Penjelasan Entalpi Pembentukan Standar

Pada reaksi pada tekanan konstan, entalpi dapat diketahui dengan menggunakan kalorimeter. Nilai H pada proses tidak dapat diketahui dengan pengukuran langsung pada sebuah kalorimeter karena proses terlalu lambat pada tekanan normal. Jadi H dalam proses ini dapat dihitung dari jumlah pembakaran. Simbol derajat pada fungsi termodinamik (H^o) mengindikasikan bahwa proses yang sama telah dilakukan pada keadaan standar. Sebagai fungsi termodinamik, seringkali tergantung pada konsentrasi atau tekanan zat yang bersangkutan.

Nilai entalpi standar diukur pada temperatur 298,15 K dan tekanan 100 kPa. Meskipun demikian, reaksi tidak berlangsung secara normal pada kondisi standar ini dan maka dari itu penting untuk mengetahui hubungan untuk melihat pengaruh temperatur dan tekanan pada kalor reaksi.

Entalpi Pembentukan Standar

Di bawah ini adalah contoh bebarapa entalpi pembentukan standar zat kimia.

Senyawa	∆Hfo (kJ mol-1)
H2O(l)	-285,8
H2O(g)	-241,8
H2(g)	0
O2(g)	0
I2(s)	0
I2(g)	62,4
Al(s)	0
Al2O3(s)	-1675,7
Ca(s)	0
CaO(s)	-635,1
CaCO3(s)	-1206,9
C (grafit)	0
C (intan)	1,9
CO2(g)	-393,5
N2(g)	0
NO2(g)	33,2
N2O4(g)	9,2

Hukum Kirchhoff

Hukum Kirchhoff menjelaskan bahwa variasi entalpi sebuah reaksi dengan perubahan temperatur. Pada tekanan konstan, perubahan entalpi reaksi setara dengan kapasitas kalor dan perubahan temperatur.

ΔHT_f –ΔHT_i = (C_pf-C_pi) (T_f-T_i)

Dimana ΔHT_f dan ΔHT_i adalah perubahan entalpi pada temperatur T_f and T_i berturut-turut, C_pf dan C_pi adalah kapasitas kalor produk dan reaktan.
Persamaan diatas hanya berlaku untuk perubahan temperatur yang kecil (<100 K) sehingga kapasitas kalor tidak konstan dengan perubahan suhu yang lebih besar.

Publisher: Unknown - 16.00

Entalpi

Pengertian Entalpi

Sebenarnya penjelasan mengenai  pengertian entalpi akan sangat mudah dipahami jika menggunakan penerapan. Entalpi merupakan suatu kuantitas termodinamika. Entalpi adalah jumlah kalor yang dimiliki sebuah zat yang secara matematis, entalpi suatu sistem dinyatakan sebagai

H = U + pV

dimana,
H adalah entalpi sistem.
U adalah energi dalam suatu sistem.
p adalah tekanan sistem / di sekeliling sistem.
V adalah volume sistem.
 
Perubahan entalpi seringkali sama dengan energi panas yang diserap atau dikeluarkan oleh sistem selama reaksi. Pada dasarnya entalpi dapat dihitung secara matematis ketika energi dari sistem telah diketahui.

Satuan Entalpi

Entalpi dinyatakan dalam bentuk energi per massa. Energi mempunyai satuan Joule (J) dan massa mempunyai satuan kilogram (kg). Dengan demikian, satuan entalpi adalah  J/kg. Satuan entalpi yang lain adalah erg/gram; BTU/lbm; kal/gram; dsb.
Konversi satuan entalpi adalah sebagai berikut:
1 kal/gram = 4184 J/kg.
1 BTU/lbm = 2326 J/kg.

Jenis-jenis Entalpi

Ada banyak sekali macam entalpi, namun yang sering digunakan adalah sebagai berikut:

1. Entalpi pembakaran
2. Entalpi pembentukan
3. Entalpi peruraian
4. Entalpi pelarutan
5. Entalpi penggabungan
6. Entalpi penguapan
7. Entalpi netralisasi
8. Entalpi sublimasi
9. Entalpi transisi
10. Entalpi hidrasi

Nilai Entalpi

Entalpi Positif

Entalpi positif terjadi pada reaksi yang bersifat endotermik. Reaksi ini mengambil energi dari lingkungan. Energi yang diserap digunakan untuk membuat ikatan. Energi yang dibutuhkan untuk membentuk ikatan lebih besar daripada untuk memutus ikatan.

Entalpi Negatif

Entalpi yang bernilai negatif mengindikasikan bahwa reaksi berlangsung secara eksotermik. Energi yang ada berasal dari reaksi yang berlangsung. Reaksi jenis ini membutuhkan lebih banyak energi untuk memutus ikatan daripada membentuk ikatan. Temperatur akan lebih tinggi sebagai hasil dari reaksi eksotermik.

Entalpi Kisi

Ketika ion-ion dalam keadaan gas bereaksi satu dengan yang lainnya membentuk senyawa kemudian melepaskan entalpi atau mengubah nilai entalpi, itulah yang disebut entalpi kisi. Sebagai contoh adalah pembentukan NaCl yang biasanya melepaskan kalor ke lingkungan:

Na⁺ (g) + Cl ^- (g) ⇌ NaCl (s)

Tabel Entalpi

Di bawah ini adalah tabel yang berisi data entalpi beberapa hidrokarbon.

Nama	Rumus Kimia	Entalpi (kkal/mol)
Hidrogen	H2	0.0
Metana	CH4	-17.9
Etana	C2H6	-20.0
Asetilena	C2H2	+54.2
n-propana	C3H8	-25.0
n-butana	C4H10	-30.0
n-pentana	C5H12	-35.1
n-heksana	C6H14	-40.0
n-heptana	C7H16	-44.9
n-oktana	C8H18	-49.8
n-nonana	C9H20	-54.8
n-dekana	C10H22	-59.6
2-metilpropana (Isobutana)	C4H10	-32.1
2,2-dimetilpropana	C6H14	-40.1
2-metilbutana (Isopentana)	C5H12	-36.9
2,2-dimetilbutana	C6H14	-44.5
2-metilpentana (Isoheksana)	C6H14	-41.8

Publisher: Unknown - 16.00

Reaksi Disosiasi Elektrolit

Natrium klorida, suatu senyawa ionik, membentuk ion Na⁺ dan Cl^- pada saat dilarutkan di dalam air. Ion-ion tersebut mempunyai gaya elektrostatik yang kuat. Di dalam air, ion-ion tersebut akan bebas bergerak.

NaCl (s) + H₂O (l) → Na⁺ (aq) + Cl^- (aq)

Proses pemecahan atau hidrolisis garam NaCl menjadi ion Na⁺ dan Cl^- adalah contoh reaksi disosiasi elektrolit. Garam NaCl terdisosiasi secara sempurna membentuk ion-ionnya, maka dari itu disebut dengan elektrolit kuat. Senyawa kovalen seperti HCl terdisosiasi menjadi ion H⁺ dan Cl^- ketika dilarutkan dalam air. Maka dari itu asam hidroklorida juga dikategorikan menjadi elektrolit kuat.

Berbeda dengan kedua contoh di atas, senyawa seperti CH₃COOH ketika dilarutkan dalam air hanya akan terdisosiasi sebagian seperti pada reaksi berikut:

CH₃COOH (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + CH₃COO^- (aq)

Pada kasus tersebut, molekul  CH₃COOH tidak semuanya terdisosiasi membentuk ion H₃O dan CH₃COO^- . Ini merupakan contoh kesetimbangan antara ion yang terbentuk dengan molekul yang tak terdisosiasi. Senyawa semacam itu dikenal dengan nama elektrolit lemah.

Publisher: Unknown - 16.00

Elektrolit Kuat

Pengertian Elektrolit Kuat

Elektrolit kuat adalah zat yang terioniasi sempurna dalam larutan. Elektrolit kuat meliputi padatan ion, garam, basa kuat dan asam kuat. Sebagai hasil pengionan sempurna, konsentrasi ion dalam larutan sebanding dengan konsentrasi elektrolit yang ditambahkan.

Contoh Elektrolit Kuat

Contoh senyawa elektrolit kuat adalah asam klorida, asam sulfat, asam nitrat, tembaga sulfat, natrium klorida, timbal sulfat, natrium hidroksida, kalium hidroksida, dll.

Konduktivitas Elektrolit Kuat

Dalam suatu seri pengukuran yang ekstensif selama abad ke 19, Friedrich Kohlrausch membuktikan bahwa pada konsentrasi rendah, konduktivitas molar elektrolit kuat mentaati hukum Kohlrausch, yaitu bahwa konduktivitas molar sebanding dengan akar pangkat dari konsentrasi:

Λ_m = Λ^o_m - Ҡc^1/2

Λ^o_m merupakan konduktivitas molar pembatas, yaitu konduktivitas molar dalam limit konsentrasi nol (jika ion tidak saling berinteraksi). Ҡ adalah koefisien yang bergantung pada stoikiometri elektrolit (apakah elektrolit itu berbentuk MA, atau M₂A, dan seterusnya) ketimbang pada identitas spesifiknya.

Migrasi Ion

Kohlrausch juga membuktikan bahwa Λ^o_m dapat dinyatakan sebagai jumlah distribusi dari ion individualnya. Jika konduktivitas molar pembatas kation dinyatakan dengan λ₊ dan untuk anion dinyatakan dengan λ_- maka hukum migrasi bebas ion adalah :

Λ_m = v₊λ₊ + v_-λ_-

dengan v₊ dan v_- merupakan jumlah kation dan anion per satuan rumus elektrolit (v₊ = v_- = 1 untuk HCl, NaCl, dan CuSO₄, tetapi v₊ = 1, v_- = 2 untuk MgCl₂). Hasil sederhana ini dapat dipahami berdasarkan perilaku ion bebas dalam limit konsentrasi nol, memungkinkan untuk meramalkan konduktivitas molar pembatas setiap elektrolit kuat.

Publisher: Unknown - 16.00

Elektrolit Lemah

Pengertian Elektrolit Lemah

Elektrolit lemah adalah zat yang tidak terionisasi sempurna dalam larutan. Zat ini meliputi asam Brønsted lemah seperti CH₃COOH dan basa Brønsted seperti NH₃. Bila elektrolit lemah dilarutkan dalam air, maka akan terbentuk kesetimbangan antara ion-ion yang terbentuk dengan molekul elektrolit yang tak terionisasi.

Contoh Elektrolit Lemah

Beberapa contoh elektrolit lemah adalah asam asetat, asam sianida, asam fosfat, asam karbonat, asam sitrat, asam oksalat, amonium hidroksida, magnesium hidroksida, perak nitrat, dll.

Konduktivitas Elektrolit Lemah

Ketergantungan konduktivitas elektrolit lemah pada konsentrasi dengan jelas berasal dari pergeseran kesetimbangan

HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)                      K_a = [a(H₃O⁺)a(A^-)] / [a(HA)]

ke arah produk pada konsentrasi rendah.

Konduktivitas bergantung pada jumlah ion dalam larutan, dan karenanya juga pada derajat ionisasi elektrolit α. Derajat ionisasi didefinisikan sehingga untuk asam HA pada konsentrasi normal c, pada kesetimbangan:

H₃O⁺ = αc          [A^-] = αc             [HA] = (1-α)

Jika koefisien aktivitas diabaikan, maka konstanta keasaman adalah:

K_a = α²c / (1-α)

Jika konduktivitas molar elektrolit terionisasi sempurna hipotesis adalah Λ'_m, sedangkan hanya fraksi α yang sebenarnya terdapat sebagai ion dalam larutan sebenarnya, maka konduktivitas molar terukur Λ_m dinyatakan dengan:

Λ_m = αΛ'_m

Jika konsentrasi ion dalam larutan rendah, maka Λ'_m dapat diperkirakan dengan nilai pembatasnya dengan menuliskan:

Λ_m = αΛ^o_m

Hukum pengenceran Ostwald untuk larutan elektrolit adalah:

1/Λ_m = 1/Λ^o_m + Λ_mc / K_a(Λ^o_m)²

Publisher: Unknown - 16.00

Senyawa Elektrolit

Pengertian Elektrolit

Elektrolit adalah senyawa yang dapat terdisosiasi ketika dilarutkan dalam air membentuk ion (anion dan kation) dan bersifat menghantarkan listrik. Senyawa-senyawa seperti asam, basa, dan garam dapat menghantarkan arus listrik karena proses disosiasi, maka disebut dengan larutan elektrolit. Adanya ion dalam larutan menyebabkan peristiwa konduksi dan ketika arus listrik dilewatkan pada larutan tersebut, maka elektron akan bergerak di antara ion-ion.

Elektrolit Kuat

Beberapa elektrolit seperti kalium klorida, natrium hidroksida, natrium nitrat terionisasi sempurna menjadi ion-ionnya dalam larutan. Elektrolit yang terioniasi sempurna disebut dengan elektrolit kuat. Dengan kata lain, elektrolit kuat terionisasi 100%.

Reaksi disosiasi elektrolit kuat ditulis dengan tanda anak panah tunggal ke kanan. Secara umum asam kuat seperti asam sulfat, asam nitrat, asam klorida, dan basa kuat seperti kalium hidroksida dan garam adalah elektrolit kuat. Sebagai contoh:

KCl (aq) → K⁺ (aq) + Cl^- (aq)
NH₄NO₃ (aq) → NH₄⁺ (aq) + NO₃^- (aq)
HNO₃ (aq)  → H⁺ (aq) + NO₃^- (aq)
NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + OH^- (aq)

Sebagai contoh, ketika natrium klorida dilarutkan dalam air, gaya interaksi elektrostatis antara ion-ion memfasilitasi pergerakan ion. Ion bebas ini terstabilkan oleh proses solvasi air. Dalam proses pelarutan, ion natrium dan ion klorida dikelilingi oleh molekul air karena interaksi dipol-ion. Pelarutan dengan molekul air disebut dengan proses reaksi hidrasi.

Elektrolit Lemah

Elektrolit lemah adalah senyawa yang terdisosiasi sebagian dalam air. Pada larutan elektrolit lemah, ion-ion akan membentuk kesetimbangan dengan molekul yang tak terdisosiasi.

Karena hanya sebagian yang terdisosiasi, maka jumlah ion pada volume tertentu larutan akan sama pada perubahan konsentrasi yang besar. Persamaan kimia ionisasi elektrolit lemah digunakan tanda panah ganda (⇌). Sebagai contoh, reaksi disosiasi asam asetat ditulis:

CH₃COOH (aq) + H₂O (aq) ⇌ H₃O⁺ (l) + CH₃COO^- (aq)

Non-elektrolit

Non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik karena tidak adanya ion. Biasanya senyawa non elektrolit adalah senyawa kovalen polar dan non polar yang mana terlarut dalam air sebagai molekul, bukan ion.

Senyawa kovalen mempunyai ikatan kovalen antara atom yang berikatan, dengan demikian tidak dapat terionisasi pada larutan dan hanya membentuk molekul. Sebagai contoh, gula dan alkohol dapat larut dalam air, tetapi hanya sebagai molekulnya saja.

C₁₂H₂₂O₁₁ (s) → C₁₂H₂₂O₁₁ (aq)

Publisher: Unknown - 16.00

Orde Reaksi

Pengertian Orde Reaksi

Orde reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen itu, dalam hukum laju. Contohnya, reaksi dengan hukum laju persamaan v = k[A][B] merupakan orde pertama dalam A dan orde pertama dalam B.

Orde keseluruhan reaksi merupakan penjumlahan orde semua komponennya. Jadi, secara keseluruhan hukum laju dalam persamaan tersebut adalah orde kedua.

Penerapan Orde Reaksi

Reaksi tidak harus mempunyai orde bilangan bulat. Demikian halnya dengan reaksi fase-fase. Contohnya, jika reaksi mempunyai hukum laju:

v = k[A]^1/2[B]

maka reaksi ini mempunyai orde setengah dalam A, orde pertama dalam B, dan secara keseluruhan mempunyai orde satu setengah. Jika hukum laju tidak berbentuk [A]^x[B]^y[C]^z . . ., maka reaksi itu tidak mempunyai orde. Hukum laju yang ditentukan secara eksperimen untuk reaksi fase gas:

H₂ + Br₂ 2 HBr  

adalah v = {k[H₂][Br₂]^3/2} / { [Br₂] + k'[HBr]}

Walaupun reaksi ini mempunyai orde pertama dalam H₂, tetapi ordenya terhadap Br₂, HBr dan keseluruhan, tidak tertentu (kecuali pada kondisi yang disederhanakan, seperti jika [Br₂] >> k' [HBr]).

Hukum laju berasal dari eksperimen, dan umumnya tidak dapat diduga dari persamaan reaksi. Contohnya, reaksi hidrogen dengan brom mempunyai stoikiometri sangat sederhana, tetapi hukum lajunya sangat rumit. Demikian pula dengan dekomposisi termal dari nitrogen(V) oksida:

2 N₂O₅ (g) 4 NO₂ (g) + O₂ (g)                v = k[ N₂O₅]

dan reaksinya merupakan orde pertama. Walaupun demikian, dalam beberapa kasus, hukum lajunya menggambarkan stoikiometri reaksi. Inilah halnya dengan oksidasi nitrogen(II) oksida, yang pada kondisi tertentu mempunyai hukum laju orde ketiga:

2 NO (g) + O₂ (g) 2 NO₂ (g)                  v = k[ NO]²[O₂]

Beberapa reaksi mentaati laju reaksi ke nol, dan karenanya mempunyai laju yang tidak bergantung pada konsentrasi reaktan (selama masih ada sejumlah reaktan). Jadi, dekomposisi katalitik dari fosfin pada wolfram panas tekanan tinggi mempunyai hukum laju: PH₃ terdekomposisi pada laju tetap sampai habis seluruhnya. Pada saat itulah reaksi berhenti dngan tiba-tiba. Hanya reaksi heterogen yang dapat mempunyai hukum laju dengan orde ke nol secara keseluruhan

v = k

Pernyataan itu menunjukkan adanya tiga masalah. Pertama harus mencari cara menentukan hukum laju dan mendapatkan konstanta laju dari data eksperimen. Kedua harus mencari cara untuk menyusun mekanisme reaksi yang konsisten dengan hukum laju. Ketiga harus menjelaskan tentang nilai konstanta laju dan tentang ketergantungan konstanta laju itu pada temperatur.

Publisher: Unknown - 16.00

Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Sangat penting untuk memprediksi apakah sebuah perlakuan akan mempengaruhi laju suatu reaksi kimia. Ada beberapa faktor yang dapat berpengaruh terhadap laju reaksi. Secara umum, sebuah faktor yang meningkatkan jumlah tumbukan antara partikel akan meningkatkan laju reaksi; sebaliknya faktor yang menurunkan jumlah tumbukan antara partikel akan menurunkan laju reaksi.

Konsentrasi Reaktan

Konsentrasi reaktan yang lebih tinggi menyababkan tingginya tumbukan efektif per satuan waktu, yang secara otomatis akan meningkatkan laju reaksi (kecuali dalam konsep orde reaksi nol). Secara sama, konsentrasi produk yang lebih tinggi akan menurunkan laju reaksi.

Temperatur

Biasanya kenaikan temperatur diiringi dengan naiknya laju reaksi. Temperatur sangat mempengaruhi  energi kinetik suatu sistem. Jadi semakin tinggi temperatur berimbas pada tingginya energi kinetik rata-rata molekul dan jumlah tumbukan antar molekul per satuan waktu menjadi lebih tinggi. Aturan umum untuk sebagian besar reaksi kimia adalah laju reaksi meningkat dua kali lipat dengan kenaikan suhu sebesar 10^oC, walaupun tidak semuanya mengikuti aturan ini. Seteah temperatur mencapai titik tertentu, beberapa spesies kimia mengalami perubahan. Sebagai contoh adalah protein yang dapat terdenaturasi pada suhu tinggi.

Medium

Laju reaksi kimia tergantung pada medium dimana reaksi berlangsung. Suatu reaksi kimia mungkin bisa berbeda jika dilakukan pada medium larutan organik, polar atau non polar, atau cair, padat, dan gas.

Katalis dan Kompetitor

Katalis menurunkan energi aktivasi suatu reaksi kimia dan meningkatkan laju reaksi. Katalis bekerja dengan meningkatkan frekuensi tumbukan antar reaktan, mengubah orientasi reaktan sehingga memperbanyak tumbukan efektif, menurunkan ikatan intermolekuler dengan antara molekul reaktan atau mendonorkan densitas elektron kepada reaktan. Adanya katalis membantu reaksi untuk berlangsung lebih cepat menuju kesetimbangan.

Selain katalis, beberapa spesies kimia juga dapat mempengaruhi laju reaksi. Jumlah ion hidrogen (pH larutan) dapat mengubah laju reaksi. Zat kimia lain boleh jadi berkompetisi dengan reaktan atau mengubah orientasi, ikatan, densitas elektron, dsb, yang akhirnya menurunkan laju reaksi.

Sifat Alami Reaktan

Secara umum, reaksi anorganik berlangsung cepat dan spontan. Sedangkan reaksi organik berlangsung lambat. Reaksi anorganik melibatkan reaksi antara ion yang berlawanan muatan yang bisa langsung tarik menarik membentuk produk.

Publisher: Unknown - 16.00

Laju Reaksi

Pada sebuah reaksi kimia, baik yang terjadi di laboratorium maupun di alam dipastikan melibatkan suatu laju. Kinetika kimia merupakan disiplin ilmu yang salah satunya mempelajari laju reaksi dan mekanismenya. Setiap reaksi kimia mengalami suatu laju yang terbatas di bawah pengaruh suatu keadaan. Beberapa reaksi berlangsung sangat cepat dan juga ada yang berjalan sangat lambat. Sebagai contoh, reaksi antara larutan perak nitrat dengan natrium klorida berlangsung sangat spontan. Reaksi ionik yang terjadi adalah sebagai berikut:

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- → AgCl + Na⁺ + NO₃^-

Berbeda dengan reaksi ionik, reaksi molekul berlangsung sangat lambat. Sebagai contoh adalah reaksi esterifikasi antara asam asetat dengan etanol membentuk etil asetat berikut ini:

CH₃COOH + C₂H₅OH → CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Ketika reaksi berjalan, dapat dibandingkan kecepatan reaksi yang dipengaruhi oleh kondisi tertentu. Laju reaksi dihitung sebagai fungsi perubahan konsentrasi reaktan atau produk. Laju reaksi secara kuantitatif pertama kali diamati oleh L. Wilhemly pada tahun 1850 dengan mengamati reaksi hidrolisis sukrosa.

Pengertian Laju Reaksi

Untuk mengetahui definisi laju reaksi, perhatikan reaksi berikut ini:

H₂ + I₂ → 2 HI

Ketika hidrogen dan iodin direaksikan, molekul-molekul dengan energi kinetik yang cukup akan bertumbukan disertai dengan pembentukan asam iodida. Seiring berjalannya waktu, konsentrasi hidrogen dan iodin akan berkurang dan konsentrasi asam iodida bertambah. Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa pengertian laju reaksi adalah perubahan konsentrasi reaktan atau produk per satuan waktu.

Laju reaksi di atas dapat dituliskan sebagai sebuah persamaan sebagai berikut:

Laju = Δ[H₂] / Δt

Karena konsentrasi gas hidrogen berkurang, persamaan di atas akan bernilai negatif. Karena laju reaksi tidak dapat dituliskan dalam bilangan negatif, maka persamaanlah yang ditulis dengan menggunakan tanda negatif. Jadi, persamaan laju reaksi di atas dituliskan sebagai:

- Δ[H₂] / Δt = - Δ[I₂] / Δt = 1/2 Δ[HI] / Δt

Satuan Laju Reaksi

Laju reaksi mempunyai satuan konsentrasi dibagi waktu. Maka yang paling mudah untuk satuan laju reaksi adalah M/detik.

Konstanta Laju Reaksi

Pada suhu tetap, laju reaksi tergantung pada konsentrasi reaktan. Hubungan yang pasti antara konsentrasi dan laju reaksi ditentukan dengan mengukur laju reaksi dengan perbedaan konsentrasi awal reaktan. Maka dapat disimpulkan bahwa laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.

Laju reaksi ∞ [A]n

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