BAB 2: KIMIA LINGKUNGAN

Posted: April 5, 2013 in Uncategorized

 

DEFINISI
Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari pengaruh dari bahan kimia terhadap lingkungan.

KETENTUAN
Kimia lingkungan mempelajari zat-zat kimia yang penggunaannya dapat menguntungkan dibidang kemajuan teknologi tetapi hasil-hasil sampingannya merugikan, serta cara pencegahannya.

MACAMNYA
1. Pencemaran udara
2. Pencemaran air
3. Pencemaran tanah

1.

Pencemaran udara

 

a.

Karbon monoksida (CO)
– tidak berwarna dan tidak barbau
– bersifat racun karena dapat berikatan dengan hemoglobin CO 
  + Hb ®   COHb
– kemampuan Hb untuk mengikat CO jauh lebih besar dan O2
  akibatnya darah kurang berfungsi sebagai pengangkut 02

 

b.

Belerangdioksida (SO2)
berasal dari: gunung api, industri pulp dengan proses sulfit dan 
  hasil pembakaran bahan bakar yang mengandung belerang (S)
– warna gas : coklat
– bersifat racun bagi pernafasan karena dapat mengeringkan 
  udara

 

c.

Oksida nitrogen (NO dan NO2)
– pada pembakaran nitrogen, pembakaran bahan industri dan 
  kendaraan bermotor
– di lingkungan yang lembab, oksida nitrogen dapat membentuk 
  asam nitrat yang bersifat korosif

 

d.

Senyawa karbon
– dengan adanya penggunaan dari beberapa senyawa karbon di 
   bidang pertanian, kesehatan dan peternakan, misalnya 
   kelompok organoklor
– organoklor tersebut: insektisida, fungisida dan herbisida

2.

Pencemaran air

 

a.

Menurunnya pH air memperbesar sifat korosi air pada Fe dan dapat mengakibatkan terganggunya
kehidupan organisme air.

 

b.

Kenaikan suhu air mengakibatkan kelarutan O2 berkurang.

 

c.

Adanya pembusukan zat-zat organik yang mengubah warna, bau dan rasa air.
Syarat air sehat:
– tidak berbau dan berasa
– harga DO tinggi dan BOD rendah

3.

Pencemaran tanah

 

– Adanya bahan-bahan sintetik yang tidak dapat dihancurkan oleh 
  mikroorganisme seperti plastik.
– Adanya buangan kimia yang dapat merusak tanah.

4.

Dampak polusi

 

JENIS POLUTAN

D A M P A K

CO

Racun sebab afinitasnya terhadap Hb besar

NO

Peningkatan radiasi ultra violet sebab NO menurunkan kadar O3 (filter ultra violet)

Freon

s d a

NO2

Racun paru

Minyak

Ikan mati sebab BOD naik

Limbah industri

Ikan mati sebab BOD naik

Pestisida

Racun sebab pestisida adalah organoklor

Pupuk

Tumbuhan mati kering sebab terjadi plasmolisis cairan sel

 

 

 

BAB 1: ZAT RADIOAKTIF

Posted: April 5, 2013 in Uncategorized

 

A.  Keradioaktifan Alam

Definisi : Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari unsur-unsur yang bersifat radiokatif

MACAMNYA

KERADIOAKTIFAN ALAM

– Terjadi secara spontan

Misalnya: 92238 U ®  90224 Th + 24 He

1.

Jenis peluruhan

a. Radiasi Alfa
    
– terdiri dari inti 24 He
    – merupakan partikel yang massif
    – kecepatan 0.1 C
    – di udara hanya berjalan beberapa cm sebelum menumbuk
      molekul udara

b. Radiasi Beta
    
– terdiri dari elektron -10 e atau -10 beta
    – terjadi karena perubahan neutron 01 n ®   1 1 p + -10 e
    – di udara kering bergerak sejauh 300 cm

c. Radiasi Gamma
     –
merupakan radiasi elektromagnetik yang berenergi tinggi
    – berasal dari inti
    – merupakan gejala spontan dari isotop radioaktif

d. Emisi Positron
     –
terdiri dari partikel yang bermuatan positif dan hampir sama
      dengan elektron
    – terjadi dari proton yang berubah menjadi neutron 1 1 p ®   01
        n + +10 e

e. Emisi Neutron
     –
tidak menghasilkan isotop unsur lain

 

2.

Kestabilan inti

Pada umumnya unsur dengan nomor atom lebih besar dari 83
  adalah radioaktif.
– Kestabilan inti dipengaruhi oleh perbandingan antara neutron dan
  proton di dalam inti.

    * isotop dengan n/p di atas pita kestabilan menjadi stabil dengan
       memancarkan partikel beta.
    * isotop dengan n/p di bawah pita kestabilan menjadi stabil
       dengan menangkap elektron.
    * emisi positron terjadi pada inti ringan.
    * penangkapan elektron terjadi pada inti berat.

 

3.

Deret keradioaktifan

Deret radioaktif ialah suatu kumpulan unsur-unsur hasil peluruhan suatu radioaktif yang berakhir dengan terbentuknya unsur yang stabil.

a. Deret Uranium-Radium

    Dimulai dengan  92 238 U dan berakhir dengan  82 206 Pb

b. Deret Thorium

    Dimulai oleh peluruhan  90 232 Th dan berakhir dengan  82 208 Pb

c. Deret Aktinium

    Dimulai dengan peluruhan 92 235 U dan berakhir dengan  82 207 Pb

d. Deret Neptunium

    Dimulai dengan peluruhan  93 237 Np dan berakhir dengan  83 209 
    Bi

 

B.  Keradioaktifan Buatan, Rumus Dan Ringkasan

KERADIOAKTIFAN BUATAN

Perubahan inti yang terjadi karena ditembak oleh partikel.

Prinsip penembakan:

  • Jumlah nomor atom sebelum penembakan = jumlah nomor atom setelah penembakan.
  • Jumlah nomor massa sebelum penembakan = jumlah nomor massa setelah penembakan.

Misalnya:  714 N +  24 He ®  817 O + 11 p


RUMUS

k = (2.3/t) log (No/Nt)

k = 0.693/t1/2

t = 3.32 . t1/2 . log No/Nt

k = tetapan laju peluruhan
t = waktu peluruhan
No = jumlah bahan radioaktif mula-mula
Nt = jumlah bahan radioaktif pada saat t
t1/2 = waktu paruh


RINGKASAN

1. Kestabilan inti: umumnya suatu isotop dikatakan tidak stabil bila:
a. n/p > (1-1.6)  
b. e > 83 

e = elektron
n = neutron
p = proton

2. Peluruhan radioaktif:
a. Nt = No . e-1
b. 2.303 log No/Nt = k . t
c. k . t1/2 = 0.693
d. (1/2)n = Nt/No
    t1/2 x n = t

No = jumiah zat radioaktif mula-mula (sebelum meluruh)
Nt = jumiah zat radioaktif sisa (setelah meluruh)
k = tetapan peluruhan
t = waktu peluruhan
t1/2 = waktu paruh 
n = faktor peluruhan

Contoh:

1. Suatu unsur radioaktif mempunyai waktu paruh 4 jam. Dari sejumlah No unsur tersebut setelah 1 hari berapa yang masih tersisa ?

Jawab:

t1/2 = 4 jam ; t= 1 hari = 24 jam
t1/2 x n = t ®   n = t/t1/2 = 24/4 = 6
(1/2)n = Nt/No ®   (1/2)6 = Nt/No ®   Nt = 1/64 No

2. 400 gram suatu zat radioaktif setelah disimpan selama 72 tahun ternyata masih tersisa sebanyak 6.25 gram. Berapakah waktu paruh unsur radioaktif tersebut ?

Jawab:

No = 400 gram
Nt = 6.25 gram
t = 72 tahun

(1/2)n = Nt/No = 6.25/400 = 1/64 = (1/2)6

n = 6 (n adalah faktor peluruhan)

t = t1/2 x n ® t1/2 = t/n = 72/6 = 12 tahun

 

A. Teori Asam Basa

1.  MENURUT ARRHENIUS

Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H+.

Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH.

Contoh:

1) HCl(aq)    ®  H+(aq) + Cl(aq)
2) NaOH(aq) ®  Na+(aq) + OH(aq)

2.  MENURUT BRONSTED-LOWRY

Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.

Contoh:

1) HAc(aq) + H2O(l)   « H3O+(aq) + Ac(aq)
    asam-1    basa-2        asam-2       basa-1

HAc dengan Ac merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
H3O+ dengan H2O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

2) H2O(l) + NH3(aq)   « NH4+(aq) + OH(aq)
    asam-1   basa-2          asam-2     basa-1

H2O dengan OH merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH4+ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

  1. A.   Stokiometri Larutan

Pada stoikiometri larutan, di antara zat-zat yang terlibat reaksi, sebagian atau seluruhnya berada dalam bentuk larutan.

1.

Stoikiometri dengan Hitungan Kimia Sederhana

Soal-soal yang menyangkut bagian ini dapat diselesaikan dengan cara hitungan kimia sederhana yang menyangkut hubungan kuantitas antara suatu komponen dengan komponen lain dalam suatu reaksi.

Langkah-langkah yang perlu dilakukan adalah:
a. menulis persamann reaksi
b. menyetarakan koefisien reaksi
c. memahami bahwa perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol

Karena zat yang terlibat dalam reaksi berada dalam bentuk larutan, maka mol larutan dapat dinyatakan sebagai:

n = V . M

dimana:

n = jumlah mol
V = volume (liter)
M = molaritas larutan

Contoh:

Hitunglah volume larutan 0.05 M HCl yang diperlukan untuk melarutkan 2.4 gram logam magnesium (Ar = 24).

Jawab:

Mg(s) + 2HCl(aq) ® MgCl2(aq) + H2(g)
24 gram Mg = 2.4/24 = 0.1 mol
mol HCl = 2 x mol Mg = 0.2 mol
volume HCl = n/M = 0.2/0.25 = 0.8 liter

 

2.

Titrasi

Titrasi adalah cara penetapan kadar suatu larutan dengan menggunakan larutan standar yang sudah diketahui konsentrasinya. Motode ini banyak dilakukan di laboratorium. Beberapa jenis titrasi, yaitu:
1. titrasi asam-basa
2. titrasi redoks
3. titrasi pengendapan

Contoh:

1. Untuk menetralkan 50 mL larutan NaOH diperlukan 20 mL larutan 0.25 M HCl.
Tentukan kemolaran larutan NaOH !

Jawab:

NaOH(aq) + HCl(aq) ® NaCl(aq) + H2O(l)
mol HCl = 20 x 0.25 = 5 m mol
Berdasarkan koefisien reaksi di atas.
mol NaOH = mol HCl = 5 m mol
M = n/V = 5 m mol/50mL = 0.1 M

2. Sebanyak 0.56 gram kalsium oksida tak murni dilarutkan ke dalam air. Larutan ini tepat dapat dinetralkan dengan 20 mL larutan 0.30 M HCl.Tentukan kemurnian kalsium oksida (Ar: O=16; Ca=56)!

Jawab:

CaO(s) + H2O(l) ® Ca(OH)2(aq)
Ca(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) ® CaCl2(aq) + 2 H2O(l)
mol HCl = 20 x 0.30 = 6 m mol
mol Ca(OH)2 = mol CaO = 1/2 x mol HCl = 1/2 x 6 = 3 m mol
massa CaO = 3 x 56 = 168 mg = 0.168 gram
Kadar kemurnian CaO = 0.168/0.56 x 100% = 30%

BAB VIII: EKSPONEN HIDROGEN

Posted: April 5, 2013 in Uncategorized

 

  1. A.   Pendahuluan

Besarnya konsentrasi ion H+ dalam larutan disebut derajat keasaman.
Untuk menyatakan derajat keasaman suatu larutan dipakai pengertian pH.

pH = – log [H+]

Untuk air murni (25oC): [H+] = [OH] = 10-7 mol/l

pH = – log 10-7 = 7

Atas dasar pengertian ini, ditentukan:

– Jika nilai pH = pOH = 7, maka larutan bersifat netral

– Jika nilai pH < 7, maka larutan bersifat asam

– Jika nilai pH > 7, maka larutan bersifat basa

– Pada suhu kamar: pKw = pH + pOH = 14

 

B.  Menyatakan pH Larutan Asam

Untuk menyatakan nilai pH suatu larutan asam, maka yang paling awal harus ditentukan (dibedakan) antara asam kuat dengan asam lemah.

1.

pH Asam Kuat

Bagi asam-asam kuat ( a = 1), maka menyatakan nilai pH larutannya dapat dihitung langsung dari konsentrasi asamnya (dengan melihat valensinya).

Contoh: 

1. Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.01 M HCl !

Jawab:

HCl(aq) ®  H+(aq) + Cl(aq)
[H+] = [HCl] = 0.01 = 10-2 M
pH = – log 10-2 = 2

2. Hitunglah pH dari 2 liter larutan 0.1 mol asam sulfat !

Jawab:

H2SO4(aq) ®  2 H+(aq) + SO42-(aq)

[H+] = 2[H2SO4] = 2 x 0.1 mol/2.0 liter = 2 x 0.05 = 10-1 M
pH = – log 10-1 = 1

 

2.

pH Asam Lemah

Bagi asam-asam lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1 (0 < a < 1) maka besarnya konsentrasi ion H+ tidak dapat dinyatakan secara langsung dari konsentrasi asamnya (seperti halnya asam kuat). Langkah awal yang harus ditempuh adalah menghitung besarnya [H+] dengan rumus

[H+] = Ö ( Ca . Ka)

dimana:

Ca = konsentrasi asam lemah
Ka = tetapan ionisasi asam lemah

Contoh:

Hitunglah pH dari 0.025 mol CH3COOH dalam 250 ml larutannya, jika diketahui Ka = 10-5

Jawab:

Ca = 0.025 mol/0.025 liter = 0.1 M = 10-1 M
[H+] = Ö (Ca . Ka) = 10-1 . 10-5 = 10-3 M
pH = -log 10-3 = 3

 

 

C.  Menyatakan pH Larutan Basa

Prinsip penentuan pH suatu larutan basa sama dengan penentuan pH larutam asam, yaitu dibedakan untuk basa kuat dan basa lemah.

1.

pH Basa Kuat

Untuk menentukan pH basa-basa kuat (a = 1), maka terlebih dahulu dihitung nilai pOH larutan dari konsentrasi basanya.

Contoh:

a. Tentukan pH dari 100 ml larutan KOH 0.1 M !
b. Hitunglah pH dari 500 ml larutan Ca(OH)2 0.01 M !

Jawab:

a. KOH(aq) ®  K+(aq) + OH(aq)
[OH] = [KOH] = 0.1 = 10-1 M
pOH = – log 10-1 = 1
pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13

b. Ca(OH)2(aq) ®  Ca2+(aq) + 2 OH(aq)
[OH-1] = 2[Ca(OH)2] = 2 x 0.01 = 2.10-2 M
pOH = – log 2.10-2 = 2 – log 2
pH = 14 – pOH = 14 – (2 – log 2) = 12 + log 2

 

2.

pH Basa Lemah

Bagi basa-basa lemah, karena harga derajat ionisasinya ¹ 1, maka untuk menyatakan konsentrasi ion OH- digunakan rumus:

[OH] = Ö (Cb . Kb)

dimana:

Cb = konsentrasi basa lemah
Kb = tetapan ionisasi basa lemah

Contoh:

Hitunglah pH dari 100 ml 0.001 M larutan NH4OH, jika diketahui tetapan ionisasinya = 10-5 !

Jawab:

[OH] = Ö (Cb . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M
pOH = – log 10-4 = 4
pH = 14 – pOH = 14 – 4 = 10

 

 

  1. C.    Larutan Buffer

Larutan buffer adalah:

a.

Campuran asam lemah dengan garam dari asam lemah tersebut.
Contoh:
– CH3COOH dengan CH3COONa
– H3PO4 dengan NaH2PO4

b.

Campuran basa lemah dengan garam dari basa lemah tersebut.
Contoh:
– NH4OH dengan NH4Cl

Sifat larutan buffer:
– pH larutan tidak berubah jika diencerkan.
– pH larutan tidak berubah jika ditambahkan ke dalamnya sedikit asam atau basa.

 

CARA MENGHITUNG LARUTAN BUFFER

1.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH < 7) digunakan rumus:

[H+] = Ka. Ca/Cg

pH = pKa + log Ca/Cg

dimana:
Ca = konsentrasi asam lemah
Cg = konsentrasi garamnya
Ka = tetapan ionisasi asam lemah

Contoh:

Hitunglah pH larutan yang terdiri atas campuran 0.01 mol asam asetat dengan 0.1 mol natrium Asetat dalam 1 1iter larutan !
Ka bagi asam asetat = 10-5

Jawab:

Ca = 0.01 mol/liter = 10-2 M
Cg = 0.10 mol/liter = 10-1 M

pH= pKa + log Cg/Ca = -log 10-5 + log-1/log-2 = 5 + 1 = 6

 

2.

Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH > 7), digunakan rumus:

[OH] = Kb . Cb/Cg

pOH = pKb + log Cg/Cb

dimana:
Cb = konsentrasi base lemah
Cg = konsentrasi garamnya
Kb = tetapan ionisasi basa lemah

Contoh:

Hitunglah pH campuran 1 liter larutan yang terdiri atas 0.2 mol NH4OH dengan 0.1 mol HCl ! (Kb= 10-5)

Jawab:

NH4OH(aq) + HCl(aq)  ® NH4Cl(aq) + H2O(l)

mol NH4OH yang bereaksi = mol HCl yang tersedia = 0.1 mol
mol NH4OH sisa = 0.2 – 0.1 = 0.1 mol
mol NH4Cl yang terbentuk = mol NH40H yang bereaksi = 0.1 mol
Karena basa lemahnya bersisa dan terbentuk garam (NH4Cl) maka campurannya akan membentuk
Larutan buffer.

Cb (sisa) = 0.1 mol/liter = 10-1 M
Cg (yang terbentuk) = 0.1 mol/liter = 10-1 M
pOH = pKb + log Cg/Cb = -log 10-5 + log 10-1/10-1 = 5 + log 1 = 5

pH = 14 – p0H = 14 – 5 = 9

 

 

  1. D.    Hidrolisis

Hidrolisis adalah terurainya garam dalam air yang menghasilkan asam atau basa.

ADA EMPAT JENIS GARAM, YAITU :

1.

Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa kuat (misalnya NaCl, K2SO4 dan lain-lain) tidak mengalami hidrolisis. Untuk jenis garam yang demikian nilai pH = 7 (bersifat netral).

2.

Garam yang terbentuk dari reaksi asam kuat dengan basa lemah (misalnya NH4Cl, AgNO3 dan lain-lain) hanya kationnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH < 7 (bersifat asam).

3.

Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa kuat (misalnya CH3COOK, NaCN dan lain-lain) hanya anionnya yang terhidrolisis (mengalami hidrolisis parsial). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH > 7 (bersifat basa).

4.

Garam yang terbentuk dari reaksi asam lemah dengan basa lemah (misalnya CH3COONH4, Al2S3 dan lain-lain) mengalami hidrolisis total (sempurna). Untuk jenis garam yang demikian nilai pH-nya tergantung harga Ka den Kb.

 

  1. E.     Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah

Karena untuk jenis ini garamnya selalu bersifat asam (pH < 7) digunakan persamaan:

[H+] = Ö Kh . Cg

dimana :

Kh = Kw/Kb

Kh =konstanta hidrolisis

Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

pH = 1/2 (pKW – pKb – log Cg)

 

Contoh:

Hitunglah pH dari 100 ml larutan 0.1 M NH4Cl ! (Kb = 10-5)

Jawab:

NH4Cl adalah garam yang bersifat asam, sehingga pH-nya kita hitung secara langsung.

pH

= 1/2 (pKw – pKb – log Cg)
= 1/2 (-log 10-14 + log 10-5 – log 10-1)
= 1/2 (14 – 5 + 1)
= 1/2 x 10
= 5

 

 

  1. F.     Garam Yang Terbentuk Dari Asam Lemah Dan Basa Lemah

Untuk jenis garam ini larutannya selalu bersifat basa (pH > 7), dan dalam perhitungan digunakan persamaan:

[OH] = Ö Kh . Cg

dimana:

Kh = Kw/Ka

Kh = konstanta hidrolisis

Jika kita ingin mencari nilai pH-nya secara langsung, dipergunakan persamaan:

pH = 1/2 (pKw + pKa + log Cg)

 

Contoh:

Hitunglah pH larutan dari 100 ml 0.02 M NaOH dengan 100 ml 0.02 M asam asetat ! (Ka = 10-5).

Jawab:

NaOH + CH3COOH ® CH3COONa + H2O

– mol NaOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol

– mol CH3COOH = 100/1000 x 0.02 = 0.002 mol

Karena mol basa yang direaksikannya sama dengan mol asam yang direaksikan, maka tidak ada yang tersisa, yang ada hanya mol garam (CH3COONa) yang terbentuk.

– mol CH3COONa = 0.002 mol (lihat reaksi)
– Cg = 0.002 mol/200 ml = 0.002 mol/0.2 liter = 0.01 M = 10-2 M
– Nilai pH-nya akan bersifat basa (karena garamnya terbentuk dari asam lemah dengan basa kuat), besarnya:

pH = 1/2 (pKw + pKa + log Cg)
= 1/2 (14 + 5 + log 10-2)
= 1/2 (19 – 2)
= 8.5

BAB VII: LARUTAN

Posted: April 5, 2013 in Uncategorized

 

A.  Pendahuluan

LARUTAN adalah campuran homogen dua zat atau lebih yang saling melarutkan dan masing-masing zat penyusunnya tidak dapat dibedakan lagi secara fisik.

Larutan terdiri atas zat terlarut dan pelarut.
Berdasarkan daya hantar listriknya (daya ionisasinya), larutan dibedakan dalam dua macam, yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit.

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik.

Larutan ini dibedakan atas :

1.

ELEKTROLIT KUAT

Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar listrik yang kuat, karena zat terlarutnya didalam pelarut (umumnya air), seluruhnya berubah menjadi ion-ion (alpha = 1).

Yang tergolong elektrolit kuat adalah:

a.

Asam-asam kuat, seperti : HCl, HCl03, H2SO4, HNO3 dan lain-lain.

b.

Basa-basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, seperti: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.

c.

Garam-garam yang mudah larut, seperti: NaCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain

 

2.

ELEKTROLIT LEMAH

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang daya hantar listriknya lemah dengan harga derajat ionisasi sebesar: O < alpha < 1.

Yang tergolong elektrolit lemah:

a. Asam-asam lemah, seperti : CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S dan lain-lain
b. Basa-basa lemah seperti : NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain
c. Garam-garam yang sukar larut, seperti : AgCl, CaCrO4, PbI2 dan lain-lain

Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, karena zat terlarutnya di dalam pelarut tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak mengion).

Tergolong ke dalam jenis ini misalnya:

– Larutan urea
– Larutan sukrosa
– Larutan glukosa
– Larutan alkohol dan lain-lain

B.  Konsentrasi Larutan
Konsentrasi merupakan cara untuk menyatakan hubungan kuantitatif antara zat terlarut dan pelarut.
Menyatakan konsentrasi larutan ada beberapa macam, di antaranya:

1.

FRAKSI MOL

Fraksi mol adalah perbandingan antara jumiah mol suatu komponen dengan jumlah mol seluruh komponen yang terdapat dalam larutan.

Fraksi mol dilambangkan dengan X.

Contoh:
Suatu larutan terdiri dari 3 mol zat terlarut A den 7 mol zat terlarut B. maka:

XA = nA / (nA + nB) = 3 / (3 + 7) = 0.3

XB = nB /(nA + nB) = 7 / (3 + 7) = 0.7

* XA + XB = 1

2.

PERSEN BERAT

Persen berat menyatakan gram berat zat terlarut dalam 100 gram larutan.

Contoh:
Larutan gula 5% dalam air, artinya: dalam 100 gram larutan terdapat :

– gula = 5/100 x 100 = 5 gram

– air = 100 – 5 = 95 gram

3.

MOLALITAS (m)

Molalitas menyatakan mol zat terlarut dalam 1000 gram pelarut.

Contoh:
Hitunglah molalitas 4 gram NaOH (Mr = 40) dalam 500 gram air !

– molalitas NaOH = (4/40) / 500 gram air = (0.1 x 2 mol) / 1000 gram air = 0,2 m

4.

MOLARITAS (M)

Molaritas menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam 1 liter larutan.

Contoh:
Berapakah molaritas 9.8 gram H2SO4 (Mr= 98) dalam 250 ml larutan ?

– molaritas H2SO4 = (9.8/98) mol / 0.25 liter = (0.1 x 4) mol / liter = 0.4 M

5.

NORMALITAS (N)

Normalitas menyatakan jumlah mol ekivalen zat terlarut dalam 1 liter larutan.
Untuk asam, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion H+.
Untuk basa, 1 mol ekivalennya sebanding dengan 1 mol ion OH.

Antara Normalitas dan Molaritas terdapat hubungan :

N = M x valensi

BAB VI: KESETIMBANGAN KIMIA

Posted: April 5, 2013 in Uncategorized

 

A.  Keadaan Kesetimbangan

Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik. Apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang. Secara umum reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai:

A  +  B     C  +  D

 ADA DUA MACAM SISTEM KESETIMBANGAN, YAITU :

1.

Kesetimbangan dalam sistem homogen

a.

Kesetimbangan dalam sistem gas-gas
Contoh: 2SO2(g) + O2(g)     2SO3(g)

b.

Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan
Contoh: NH4OH(aq)     NH4+(aq) + OH (aq)

 

2.

Kesetimbangan dalam sistem heterogen

a.

Kesetimbangan dalam sistem padat gas
Contoh: CaCO3(s)     CaO(s) + CO2(g)

b.

Kesetimbangan sistem padat larutan
Contoh: BaSO4(s)     Ba2+(aq) + SO42- (aq)

c.

Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas
Contoh: Ca(HCO3)2(aq)      CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)

 

 

 

B.  Hukum Kesetimbangan

Hukum Guldberg dan Wange:

Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali konsentrasi pereaksi yang sisa dimana masing-masing konsentrasi itu dipangkatkan dengan koefisien reaksinya adalah tetap.

Pernyataan tersebut juga dikenal sebagai hukum kesetimbangan.
Untuk reaksi kesetimbangan: a A + b B     c C + d D maka:

Kc = (C)c x (D)d / (A)a x (B)b

Kc adalah konstanta kesetimbangan yang harganya tetap selama suhu tetap.

BEBERAPA HAL YANG HARUS DIPERHATIKAN

Jika zat-zat terdapat dalam kesetimbangan berbentuk padat dan gas yang dimasukkan dalam, persamaan kesetimbangan hanya zat-zat yang berbentuk gas saja sebab konsentrasi zat padat adalah tetap den nilainya telah terhitung dalam harga Kc itu.

Contoh: C(s) + CO2(g)     2CO(g)
Kc = (CO)2 / (CO2)

Jika kesetimbangan antara zat padat dan larutan yang dimasukkan dalam perhitungan Kc hanya konsentrasi zat-zat yang larut saja.

Contoh: Zn(s) + Cu2+(aq)     Zn2+(aq) + Cu(s)
Kc = (Zn2+) / (CO2+)

Untuk kesetimbangan antara zat-zat dalam larutan jika pelarutnya tergolong salah satu reaktan atau hasil reaksinya maka konsentrasi dari pelarut itu tidak dimasukkan dalam perhitungan Kc.

Contoh: CH3COO(aq) + H2O(l)     CH3COOH(aq) + OH(aq)
Kc = (CH3COOH) x (OH) / (CH3COO)

 Contoh soal:

1. Satu mol AB direaksikan dengan satu mol CD menurut persamaan reaksi:

AB(g) + CD(g)     AD(g) + BC(g)

Setelah kesetimbangan tercapai ternyata 3/4 mol senyawa CD berubah menjadi AD dan BC. Kalau volume ruangan 1 liter, tentukan tetapan kesetimbangan untuk reaksi ini !

Jawab:

Perhatikan reaksi kesetimbangan di atas jika ternyata CD berubah (bereaksi) sebanyak 3/4 mol maka AB yang bereaksi juga 3/4 mol (karena koefsiennya sama).
Dalam keadaan kesetimbangan:

(AD) = (BC) = 3/4 mol/l
(AB) sisa = (CD) sisa = 1 – 3/4 = 1/4 n mol/l

Kc = [(AD) x (BC)]/[(AB) x (CD)] = [(3/4) x (3/4)]/[(1/4) x (1/4)] = 9

2. Jika tetapan kesetimbangan untuk reaksi:

A(g) + 2B(g)     4C(g)

sama dengan 0.25, maka berapakah besarnya tetapan kesetimbangan bagi reaksi:
2C(g)     1/2A(g) + B(g)

Jawab:

– Untuk reaksi pertama: K1 = (C)4/[(A) x (B)2] = 0.25
– Untuk reaksi kedua : K2 = [(A)1/2 x (B)]/(C)2
– Hubungan antara K1 dan K2 dapat dinyatakan sebagai:
   K1 = 1 / (K2)2    K2 = 2

C.  Pergeseran Kesetimbangan

Azas Le Chatelier menyatakan: Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya.

Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan.

Bagi reaksi: 

A  +  B       C  +  D

 KEMUNGKINAN TERJADINYA PERGESERAN

1. 

Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A dan Bherkurang, sedangkan C dan D bertambah.

2.

Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan Dherkurang, sedangkan A dan B bertambah.

FAKTOR-FAKTOR YANG DAPAT MENGGESER LETAK KESETIMBANGAN ADALAH :

a. Perubahan konsentrasi salah satu zat
b. Perubahan volume atau tekanan
c. Perubahan suhu

1. PERUBAHAN KONSENTRASI SALAH SATU ZAT

Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut.

Contoh: 2SO2(g) + O2(g)     2SO3(g)

– Bila pada sistem kesetimbangan ini ditambahkan gas SO2, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
– Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O2, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

2. PERUBAHAN VOLUME ATAU TEKANAN

Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan perubahan volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa pergeseran kesetimbangan.

Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien Reaksi Kecil.

Jika tekanan diperkecil = volume diperbesar, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien reaksi besar.

Pada sistem kesetimbangan dimana jumlah koefisien reaksi sebelah kiri = jumlah koefisien sebelah kanan, maka perubahan tekanan/volume tidak menggeser letak kesetimbangan.

Contoh: 

N2(g) + 3H2(g)     2NH3(g)

Koefisien reaksi di kanan = 2
Koefisien reaksi di kiri = 4

Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (= volume diperkecil), maka kesetimbangan akan
bergeser ke kanan.

Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (= volume diperbesar), maka kesetimbangan akan
bergeser ke kiri.

 

C. PERUBAHAN SUHU

Menurut Van’t Hoff:

Bila pada sistem kesetimbangan subu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm).

– 

Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm).

Contoh:

2NO(g) + O2(g)   2NO2(g) ; H = -216 kJ

Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.

Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.

 

 

D.  Pengaruh Katalisator Terhadap Kesetimbangan Dan Hubungan Antara Harga Kc Dan Kp

PENGARUH KATALISATOR TERHADAP KESETIMBANGAN

Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepat tercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan (harga tetapan kesetimbangan Kc tetap), hal ini disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke kanan dan ke kiri sama besar.

 HUBUNGAN ANTARA HARGA Kc DENGAN Kp

Untuk reaksi umum:

a A(g) + b B(g)     c C(g) + d D(g)

Harga tetapan kesetimbangan:

Kc = [(C)c . (D)d] / [(A)a .(B)b]

Kp = (PCc x PDd) / (PAa x PBb)

dimana: PA, PB, PC dan PD merupakan tekanan parsial masing-masing gas A, B. C dan D.

Secara matematis, hubungan antara Kc dan Kp dapat diturunkan sebagai:

Kp = Kc (RT) n

dimana n adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah koefisien gas kiri).

Contoh:

Jika diketahui reaksi kesetimbangan:

CO2(g) + C(s)     2CO(g)

Pada suhu 300o C, harga Kp= 16. Hitunglah tekanan parsial CO2, jika tekanan total dalaun ruang 5 atm!

Jawab:

Misalkan tekanan parsial gas CO = x atm, maka tekanan parsial gas CO2 = (5 – x) atm.

Kp = (PCO)2 / PCO2 = x2 / (5 – x) = 16     x = 4

Jadi tekanan parsial gas CO2 = (5 – 4) = 1 atm

 

E.  Kesetimbangan Disosiasi

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana.

Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.

Contoh:

2NH3(g)     N2(g) + 3H2(g)

besarnya nilai derajat disosiasi ():

 = mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula

Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:

a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
0 <  < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian).

Contoh:

Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan

      N2O4(g)    2NO2(g)

banyaknya mol N2O4 dan NO2 pada keadaan setimbang adalah sama.

Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?

Jawab:

Misalkan mol N2O4 mula-mula = a mol
mol N2O4 yang terurai = a  mol   mol N2O4 sisa = a (1 – ) mol
mol NO2 yang terbentuk = 2 x mol N2O4 yang terurai = 2 a  mol

Pada keadaan setimbang:

mol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk

a(1 – ) = 2a    1 –  = 2     = 1/3

 

BAB V: KECEPATAN REAKSI

Posted: April 5, 2013 in Uncategorized

 

A.  KONSENTRASI DAN KECEPATAN REAKSI

Kecepatan reaksi adalah banyaknya mol/liter suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain dalam setiap satuan waktu.

Untuk reaksi: aA + bB    mM + nN
maka kecepatan reaksinya adalah:

 

1 (dA)

1 d(B)

1 d(M)

1 d(N)

V = –

——- = –

——- = +

——– = +

———-

 

a dt

b dt

m dt

n dt

dimana:

– 1/a . d(A) /dt

= rA

= kecepatan reaksi zat A = pengurangan konsentrasi zat A per satuan wakru.

– 1/b . d(B) /dt

= rB

= kecepatan reaksi zat B = pengurangan konsentrasi zat B per satuan waktu.

– 1/m . d(M) /dt

= rM

= kecepatan reaksi zat M = penambahan konsentrasi zat M per satuan waktu.

– 1/n . d(N) /dt

= rN

= kecepatan reaksi zat N = penambahan konsentrasi zat N per satuan waktu.

Pada umumnya kecepatan reaksi akan besar bila konsentrasi pereaksi cukup besar. Dengan berkurangnya konsentrasi pereaksi sebagai akibat reaksi, maka akan berkurang pula kecepatannya.

Secara umum kecepatan reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut:

V = k(A) x (B) y

dimana:

V = kecepatan reaksi
k = tetapan laju reaksi
x = orde reaksi terhadap zat A
y = orde reaksi terhadap zat B
(x + y) adalah orde reaksi keseluruhan
(A) dan (B) adalah konsentrasi zat pereaksi.

 

 

 

B.  Orde Reaksi

Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi.
Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan.

Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi :

v = k (A) (B) 2

persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap zat A dan merupakan reaksi orde 2 terhadap zat B. Secara keselurahan reaksi tersebut adalah reaksi orde 3.

Contoh soal:

Dari reaksi 2NO(g) + Br2(g)    2NOBr(g)

dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:

No.

(NO) mol/l

(Br2) mol/l

Kecepatan Reaksi
mol / 1 / detik

1.

0.1

0.1

12

2.

0.1

0.2

24

3.

0.1

0.3

36

4.

0.2

0.1

48

5.

0.3

0.1

108

Pertanyaan:

a. Tentukan orde reaksinya !
b. Tentukan harga k (tetapan laju reaksi) !

Jawab:

a.

Pertama-tama kita misalkan rumus kecepatan reaksinya adalah V = k(NO)x(Br2)y : jadi kita harus mencari nilai x den y.
Untuk menentukan nilai x maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap Br2 tidak berubah, yaitu data (1) dan (4).
Dari data ini terlihat konsentrasi NO naik 2 kali sedangkan kecepatan reaksinya naik 4 kali maka :

2x = 4    x = 2 (reaksi orde 2 terhadap NO)

Untuk menentukan nilai y maka kita ambil data dimana konsentrasi terhadap NO tidak berubah yaitu data (1) dan (2). Dari data ini terlihat konsentrasi Br2 naik 2 kali, sedangkan kecepatan reaksinya naik 2 kali, maka :

2y = 2    y = 1 (reaksi orde 1 terhadap Br2)

Jadi rumus kecepatan reaksinya : V = k(NO)2(Br2) (reaksi orde 3)

b.

Untuk menentukan nilai k cukup kita ambil salah satu data percobaan saja misalnya data (1), maka:

V = k(NO)2(Br2)
12 = k(0.1)2(0.1)

k = 12 x 103 mol-212det-1

 

 

C.  Teori Tumbukan Dan Teori Keadaan Transisi

Teori tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi. Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumiah tumbukan yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan yang terjadi persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan konsentrasi B. Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.

TEORI TUMBUKAN INI TERNYATA MEMILIKI BEBERAPA KELEMAHAN, ANTARA LAIN :

tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi = energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan (Ea).

 

molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya.

Teori tumbukan di atas diperbaiki oleh tcori keadaan transisi atau teori laju reaksi absolut. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang bereaksi dalam tujuannya menuju ke keadaan akhir (produk). Keadaan tersebut dinamakan keadaan transisi. Mekanisme reaksi keadaan transisi dapat ditulis sebagai berikut:

A + B    T* –> C + D

dimana:

– A dan B adalah molekul-molekul pereaksi
– T* adalah molekul dalam keadaan transisi
– C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi

SECARA DIAGRAM KEADAAN TRANSISI INI DAPAT DINYATAKAN SESUAI KURVA BERIKUT

 

Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (Ea) merupakan energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal tersebut berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan transisi (T*) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C + D).

Catatan :
energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat melangsungkan reaksi.

 

D.  Tahap Menuju Kecepatan Reaksi

Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.

Contoh: 4 HBr(g) + O2(g)   2 H2O(g) + 2 Br2(g)

Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2 bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul HBr dengan 1 molekul O2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2 molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :

Tahap 1:

HBr + O2

   HOOBr

(lambat)

Tahap 2:

HBr + HOOBr

   2HOBr

(cepat)

Tahap 3:

(HBr + HOBr

   H2O + Br2) x 2

(cepat)

 

—————————————————— +

 

 

4 HBr + O2

–> 2H2O + 2 Br2

 

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.

Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut “mekanisme reaksi” dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.

 

E.  FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KECEPATAN REAKSI

 

Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi antara lain konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, suhu dan katalisator.

1. KONSENTRASI

Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makinbesar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.

 

2. SIFAT ZAT YANG BEREAKSI

Sifat mudah sukarnya suatu zat bereaksi akan menentukan kecepatan berlangsungnya reaksi.

Secara umum dinyatakan bahwa:

Reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat.
Hal ini disebabkan oleh adanya gaya tarik menarik antara ion-ion yang muatannya berlawanan.

Contoh: Ca2+(aq) + CO32+(aq)   CaCO3(s)
Reaksi ini berlangsung dengan cepat.

 

Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat.
Hal ini disebabkan karena untuk berlangsungnya reaksi tersebut dibutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi.

Contoh: CH4(g) + Cl2(g)    CH3Cl(g) + HCl(g)
Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi misalnya cahaya matahari.

3. SUHU

Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS:

k = A . e-E/RT

dimana:

k : tetapan laju reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
E : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/moloK = 8.314 joule/moloK
T : suhu reaksi (oK)

 

4. KATALISATOR

Katalisator adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi.

Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.