Rangkuman kimia larutan

v  TERMOKIMIA

1.    Asas Kekekalan Energi:

Hukum Termodinamika I: Energi tidak dapat dimusnahkan atau diciptakan,

energi alam semesta adalah kekal dan hanya dapat berpindah dari satu

wujud ke wujud lainnya.

2. Reaksi eksoterm yaitu reaksi yang melepaskan kalor dari sistem ke lingkungan.

3. Reaksi endoterm yaitu reaksi yang menerima atau menyerap kalor dari

lingkungan ke sistem.

4. Sistem adalah zat yang ada dalam wadah yang kita amati.

5. Lingkungan adalah batas dari suatu sistem.

6. Entalpi standar (H) adalah energi yang terkandung dalam suatu zat pada

tekanan yang tetap.

7. Perubahan entalpi standar (∆H) adalah perubahan panas atau kalor yang

menyertai perubahan kimia pada tekanan tetap. ∆H = H2 – H1.

8. Penulisan kalor reaksi dengan menggunakan harga ∆H.

Reaksi eksoterm memiliki ∆H negatif.

Reaksi endoterm memiliki ∆H positif.

9. Satuan energi yang sering dipakai adalah kalori atau joule.

10. Perubahan entalpi standar pembentukan standar (∆H_f°), adalah kalor yang dilepaskan atau diserap (perubahan entalpi standar) pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada reaksi yang dilakukan pada suhu 25 °C dan tekanan 1 atm atau pada keadaan standar.

11. Perubahan entalpi penguraian standar (∆H_d°). Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan, jadi entalpi standar perubahan penguraian suatu senyawa sama dengan entalpi standar pembentukan dengan perubahan tanda yang berlawanan.

12. Perubahan entalpi pembakaran standar (∆H_c°), adalah perubahan entalpi standar pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K (25 °C) dan 1 atm.

13. Penentuan kalor reaksi:

Untuk menentukan jumlah kalor yang diserap secara matematika dapat digunakan rumus:

Q = m x c x ∆t

Alat percobaan yang digunakan untuk menentukan kalor disebut kalorimeter.

14. Hukum Hess atau H penjumlahan kalor:

Perubahan entalpi standar reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir sistem dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.

15. Harga ∆H reaksi dapat dihitung dengan menggunakan data-data entalpi standar pembentukan.

∆H = ∑∆H_f° produk – ∑∆H_f° reaktan

16. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol senyawa berwujud gas menjadi atom-atom gas pada keadaan standar.

17. Menghitung ∆H reaksi berdasarkan data energi ikatan:

∆H = ∑∆H pemutusan ikatan – ∑∆αH pembentukan ikatan

v  LAJU REAKSI

1. Laju reaksi adalah laju perubahan konsentrasi pereaksi atau produk. Kita dapat mendefinisikan laju reaksi dalam bentuk perubahan konsentrasi setiap pereaksi atau produk, dan kita dapat menghubungkan berbagai definisi ini melalui stoikiometri reaksi.

2. Hukum laju adalah suatu persamaan yang menunjukkan hubungan antara laju reaksi tertentu dengan konsentrasi pereaksinya. Umumnya, hukum laju berbentuk

r = k [X]a [Y]b [Z]c

k adalah tetapan laju, [X], [Y], [Z] adalah konsentrasi pereaksi, dan a, b, c

adalah orde reaksi.

3. a. Orde reaksi merupakan jumlah keseluruhan orde pereaksi, yang dapat berharga 0, 1, 2, dan pecahan atau negatif.

b. Orde reaksi tidak ada hubungan dengan koefisien stoikiometri pereaksi.

4. Mekanisme reaksi adalah urutan kejadian molekuler yang menghasilkan perubahan kimia secara keseluruhan. Tahap-tahap mekanisme dinamakan reaksi elementer yang orde kinetiknya cocok dengan kemolekularitasannya.

5. Tahap reaksi elementer dalam mekanisme reaksi yang menentukan laju reaksi adalah tahap yang paling lambat. Dengan kata lain, tahap paling lambat adalah tahap penentu laju reaksi.

6. Laju reaksi dalam sistem heterogen bergantung pada luas permukaan antara dua fase yang bersentuhan.

7. Katalis meningkatkan laju reaksi tanpa turut bereaksi. Konsentrasi katalis dalam sistem homogen diperhitungkan dalam persamaan laju. Dalam system heterogen, atau permukaan katalis, katalis berbeda fase dengan pereaksi.

8. Katalis homogen melakukan pengaruh kinetiknya dengan cara mengubah tahap penentu laju dalam mekanisme reaksi menjadi lebih cepat, dan pada akhir reaksi katalis diperoleh kembali.

9. Dalam katalis heterogen, molekul pereaksi diserap secara kimiawi pada pusat aktif di permukaan katalis, selanjutnya molekul bereaksi dan produk reaksi berdifusi dari permukaan.

v  KESETIMBANGAN KIMIA

1. Reaksi irreversible adalah reaksi yang berlangsung satu arah atau tidak dapat balik.

2. Reaksi reversible adalah reaksi yang berlangsung bolak-bolik.

3. Keadaan kesetimbangan

Kecepatan reaksi pembentukan zat-zat produk sama dengan kecepatan reaksi pembentukan zat-zat reaktan.

4. Kesetimbangan dinamis:

Reaksi berlangsung terus-menerus dari dua arah yang berlawanan, tidak terjadi perubahan makroskopis melainkan selalu terjadi perubahan mikroskopis dan dicapai pada sistem tertutup.

5. Beberapa pengaruh yang dapat mengganggu letak kesetimbangan adalah perubahan konsentrasi, perubahan tekanan, perubahan volume, dan perubahan suhu.

6. Menurut asas Le Chatelier:

Faktor-faktor yang dapat memengaruhi kesetimbangan adalah perubahan konsentrasi, suhu, tekanan, atau volume. Perubahan ini diungkapkan pertama kali oleh Le Chatelier.

7. Di industri kimia, banyak reaksi-reaksi kimia yang berada dalam setimbang sehingga perlu dilakukan upaya-upaya untuk menggeser keadaan kesetimbangan ke arah produk sebanyak-banyaknya melalui pengaturan suhu, tekanan, dan katalis.

8. Tetapan kesetimbangan kimia adalah suatu nilai tetapan dari reaksi kesetimbangan yang merupakan perbandingan konsentrasi produk terhadap konsentrasi pereaksi, masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya.

9. Harga tetapan kesetimbangan diperoleh dari hukum aksi massa. Persamaannya dinamakan hukum kesetimbangan kimia. Harga tetapan kesetimbangan tetap selama suhu reaksi tidak berubah.

10. Kesetimbangan kimia dalam sistem heterogen untuk zat padat murni atau cairan murni tidak berubah, sehingga tidak memengaruhi nilai tetapan kesetimbangan.

v  HIDROLISIS GARAM

1. Hidrolisis adalah pemecahan senyawa kimia melalui penambahan air.

2. Garam dari asam kuat dan basa kuat tidak terhidrolisis.

3. Garam dari asam kuat dan basa lemah mengalami hidrolisis sebagian (hidrolisis parsial).

4. Garam dari asam lemah dan basa kuat terhidrolisis sebagian.

5. Garam dari asam lemah dan basa lemah terhidrolisis total.

v  KELARUTAN DAN HASIL KALI KELARUTAN

1. Kelarutan suatu garam atau basa ditentukan oleh hasil kali kelarutannya pada suhu tertentu, yaitu hasil kali konsentrasi ion-ionnya yang terdapat dalam larutan jenuh.

2. Kelarutan suatu zat adalah jumlah maksimum zat itu yang dapat larut dalam pelarut pada suhu tertentu. Semakin banyak jumlah ion yang terdapat dalam larutan, semakin besar kelarutannya, berarti sukar mengendap.

3. Terbentuk atau tidaknya endapan dari campuran larutan elektrolit bergantung pada hasil kali konsentrasi ion-ionnya.

A⁺(aq) + B^–(aq)                      AB(s)

[A⁺][B^–] < Ksp, larutan belum jenuh, tak terjadi endapan.

[A⁺][B^–] = Ksp, larutan tepat jenuh, tepat mulai terbentuk endapan.

[A⁺][B^–] > Ksp, larutan lewat jenuh, endapan semakin banyak.

4. Adanya ion sejenis dari zat-zat dalam kesetimbangan larutan elektrolit yang sukar larut menyebabkan kelarutannya berkurang.