Pages

Subscribe:

Ads 468x60px

Selasa, 27 Oktober 2009

Konsep Oksidasi-Reduksi

Dalam kehidupan sehari-hari sering ditemui reaksi kimia yang dapat digolongkan dalam reaksi oksidasi, reaksi reduksi maupun reaksi oksidasi-reduksi (redoks), misalnya pembakaran, perkaratan, pengolahan logam dari bijinya.

Berdasar perkembangannya, konsep oksidasi-reduksi dijelaskan dari beberapa hal berikut :
1. Penggabungan dan Pengeluaran Oksigen
Jika sepotong besi diletakkan di udara terbuka, lama kelamaan logam itu berkarat. Reaksi perkaratan besi
berlangsung sebagai berikut :
4Fe(s) + 3O2(g) ------> 2Fe2O3
Pada peristiwa perkaratan, besi bereaksi dengan oksigen. Kita katakan besi mengalami oksidasi. Kata “oksidasi”
secara karafiah berarti “ Pengoksigenan ”. karat besi adalah oksida dengan rumus Fe2O3, sebagaimana bijih besi
pada kulit bumi, pada industri logam bijih besi diolah menjadi besi murni menurut reaksi berikut ini :
Fe2O3(s) + 3CO(g) ------> 2Fe(s) + 3CO2 (g)
Pada pembuatan besi murni, terjadi pengeluaran atau pengurangan oksigen dari bijih besi (Fe2O3). Kita katakan, Fe2O3 mengalami reduksi. Kata reduksi secara harafiah berarti “pengurangan”. Jadi : Oksidasi adalah peristiwa penggabungan pada persamaan reaksi berikut :
2Cu + O2 ----> 2CuO
2Fe + O2 ----> 2FeO
4Fe + 3O2 ----> 2Fe2O3
Reduksi adalah proses pengambilan atau pengeluaran oksigen dari suatu zat.
2FeO + C ----> 2Fe + CO2
CuO + H2 ----> Cu + H2O

2. Pelepasan dan Penangkapan Elektron
Pada peristiwa oksidasi Fe menjadi Fe2O3, atom Fe melepaskan elektron menjadi ion Fe3+. Jadi pengertian oksidasi dapat diperluas menjadi pelepasan elektron. Sebaliknya pada peristiwa reduksi Fe2O3 menjadi Fe, ion Fe3+ menangkap elektron menjadi atom Fe.
Maka pengertian reduksi juga dapat diperluas menjadi peristiwa penangkapan elektron.
Dengan pengertian yang lebih luas ini, konsep oksidasi dan reduksi tidaklah terbatas pada reaksi-reaksi yang melibatkan oksigen saja.
Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron.
Contoh reaksi oksidasi :
Na ----> Na+ + e
Zn ----> Zn2+ + 2e
Fe2+ ----> Fe3+ + e
S2- ---- >S + 2e
Reduksi adalah reaksi penerimaan atau penangkapan elektron.
Contoh reaksi reduksi :
K+ + e ---- >K
Cu2+ + 2e ---->Cu
Co3+ + e----> Co2+
Cl2 + 2e ---->2Cl-

Pada reaksi oksidasi, elektron berada di ruas kanan
Pada reaksi reduksi, elektron berada di ruas kiri

Perlu diingat bahwa “ melepaskan elektron “ berarti memberikan elektron kepada atom lain. Sedangkan “menangkap elektron” berarti menerima elektron dari atom lain. Jadi peristiwa oksidasi suatu atom selalu disertai oleh peristiwa reduksi atom yang lain. Sebagai contoh, kita lihat reaksi oksidasi
Zn----> Zn2+ + e
Reaksi ini harus mempunyai pasangan berupa reaksi reduksi agar jelas kepada siapa elektron itu diberikan, misalnya :
Cu2+ + 2e ---->Cu
Dengan demikian, kedua reaksi diatas masing-masing baru merupakan setengah reaksi, sedangkan reaksi lengkapnya adalah :
Zn + Cu2+ ---->Zn2+ + Cu
Reaksi lengkap ini disebut reaksi redoks (singkatan dari reduksi-oksidasi) sebab mengandung dua peristiwa sekaligus : Zn teroksidasi menjadi Zn2+ dan Cu2+ tereduksi menjadi Cu.
Zat yang mengalami oksidasi (melepaskan elektron) disebut reduktor (pereduksi), sebab ia menyebabkan zat lain mengalami reduksi, sebaliknya zat yang mengalami reduksi disebut oksidator (pengoksidasi).
Pada contoh reaksi diatas Zn merupakan reduktor, sedangkan Cu2+merupakan oksidator.

Reduktor = Zat yang mengalami oksidasi
Oksidator = Zat yang mengalami reduksi

3. Oksidasi-Reduksi Berdasarkan Bilangan Oksidasi
Oksidasi = Penambahan (naiknya) bilangan oksidasi
Reduksi = Pengurangan (turunnya) bilangan oksidasi
Bilangan oksidasi : bilangan yang menunjukkan kemampuan atom dalam mengikat atau melepas elektron
Contoh :
Fe2O3(s) + ....3CO(g)→ 2Fe(s) +..3CO2(g)
+3..................+2............0..........+4
l_________________l
reduksi........... l_____________l
...........................oksidasi

Tag:
Konsep Oksidasi Reduksi
Penentuan Bilangan Oksidasi
Reduktor dan Oksidator
Tata Nama Senyawa Redoks
Penerapan Reaksi Redoks

Kamis, 22 Oktober 2009

Perhitungan Kimia 2

a.Rumus Molekul dan Rumus Empiris

Rumus molekul menyatakan jenis dan jumlah atom tiap mole-kul.
Contoh : CH3COOH,C2H6,H2O
Rumus empiris menyatakan perbandingan jenis dan jumlah paling sederhana dari senyawa.
Contoh : CH2O,CH3,H2O, NaCl


Contoh soal:
1.Dalam 6 gram senyawa ,terdapat 2,4 gram karbon 0,4 gram hidrogen,dan sisanya oksigen.Tentukan
rumus empiris senyawa tersebut!(Ar H=1 C=12 O=16)
Jawab.
Massa oksigen = 6-(2,4+0,4)= 3,2 gram
C : H : O
Perbandingan massa 2,4 : 0,4 : 3,2
Perbandingan mol 2,4/ArC : 0,4/ArH : 3,2/ArO
................................2,4/12... : 0,4 /1.... : 3,2/16
.................................0,2........ : 0,4 ........ : 0,2
....................................1........ : 2 ............ : 1
Rumus empiris = CH2O
2. .Suatu senyawa mempunyai rumus empiris CH2O mempunyai Mr= 60.Tentukan rumus molekul senyawa tersebut! Ar C=12 H=1
O=16
Jawab.
Mr (CH2O)n = 60
(ArC + 2Ar H + Ar O)n =60
(12 + 2.1 + 16)n=60
30n=60
n=2
Rumus molekul =(CH2O)2= C2H4O2

b.Persen dan Kadar
Kadar
Misalnya senyawa XmYn





m = jumlah atom X
n = jumlah atom Y

Contoh :
1. Berapa persen masing-masing unsur Ca, C, dan O dalam senyawa CaCO3?
Jawab:
Mr CaCO3 = 1. Ar Ca + 1. Ar C + 3. ArO
= 100






2.Tentukan massa unsur C dalam 100 gram urea (CO(NH2)2) Mr=60
Jawab
Massa atom C dalam urea


c.Menentukan Rumus Kristal(hidrat)
Hidrat adalah zat padat yang mengikat beberapa molekul air sebagai bagian dari struktur kristalnya.
Contoh:
Sebanyak 10 gram hidrat besi (II) sulfat dipanaskan sehingga semua kristalnya menguap. Massa zat padat
yang tersisa adalah 5,47 gram. Bagaimana rumus hidrat ini? (Ar H=1, O=16, S=32, Fe=56)
Jawab:
Misalnya jumlah air kristalnya x,jadi rumus hidrat itu adalah FeSO4.xH2O
Massa FeSO4.xH2O = 10 gram
Massa FeSO4 = 5,47 gram
Massa air = 10-5,47=4,53 gram

Jumlah mol FeSO4 =



Jumlah mol H2O



mol FeSO4 : mol H2O = 0,036 : 0,252= 1 : 7
Rumus hidrat adalah FeSO4.7 H2O

d.Pereaksi Pembatas
Jika dua zat direaksikan , ada beberapa kemungkinan yang terjadi:
1. Kedua zat tepat habis bereaksi
2. Salah satu pereaksi habis dan pereaksi yang lain bersisa.
Pada kemungkinan kedua, pereaksi yang habis disebut pereaksi pembatas (yang membatasi reaksi)
Contoh:
1.Sebanyak 10 gram tembaga direaksikan dengan 20 gram belerang dengan reaksi:
Cu(s) + S(s) CuS(s)
( Ar Cu =64, S = 32)
a. Manakah yang berlaku sebagai pereaksi pembatas?
b. Berapakah gram CuS terbentuk?
c. Manakah zat yang sisa dan berapakah massanya?
Jawab
Mol Cu = m/ArCu = 10/64 = 0,156 mol
Mol S = m/ArS = 20/32 = 0,625 mol
Reaksi :
......................Cu(s) +....... S(s) ------> CuS(s)
Mula-mula : 0,156 mol .. 0,625 mol
Bereaksi : 0,156 mol........ 0,156 mol ....0,156 mol
_________________________________-
Sisa : ....... ... - ................ 0, 469 mol... 0,156 mol
........................................(0,625-0.156)mol

a.Koefisien Cu dan S sama sehingga pereaksi pembatas adalah Cu karena jumlah molnya
lebih kecil.
b. Massa CuS yang terbentuk = m= n. Mr Cu= 0,156. (ArCu + ArS)= 0,156.( 64+ 32)= 15 gram
c. Zat yang sisa adalah S. Massa S yang tersisa= n. Ar = 0,469. 32= 15 gram

2. Sebanyak 108 gram aluminium dibakar dengan 160 gram oksigen membentuk Al2O3. Tentukan massa Al2O3 yang terbentuk dan massa senyawa yang tersisa!(Ar Al=27, O=16)
Jawab:
Mol Al = massa Al/Ar Al= 108/27=4 mol
Mol O2 = massa O2/Ar O2 = 160/32=5 mol

Reaksi setara .................... 4Al(s) + 3O2(g) -------> 2Al2O3(s)
( Perbandingan koefisien 4 .......... : 3...................... : 2)
Mula-mula ..................... 4 mol ......5 mol
Bereaksi........................... 4 mol ..........3 mol............ 2 mol
__________________________________________-
Sisa....................................... - .............5-3= 2 mol.....2 mol

Massa Al2O3 yang terbentuk = 2 mol x Mr Al2O3= 2. 102 = 204 gram

3. Diketahui suatu reaksi C2H2(g) + 5O2 -----> CO2 + H2O (belum setara)
Untuk membakar 5 mol gas C2H2, maka tentukan banyaknya mol oksigen yang dibutuhkan dan CO2 dan H2O yang dihasilkan!
Jawab:
Reaksi :............................ 2C2H2(g) + ........ ......5O2 (g) ------> 4CO2(g) + 2H2O(g) (setara)
Perbandingan koefisien :........ 2.......... .................5........................ 4.................. 2
Perbandingan mol : 5 mol 5/2 x5=12,5 mol ......4/2x5=10 mol 2/2 x 5 = 5 mol
Perbandingan koefisien = perbandingan mol
Jumlah mol O2 = 12,5 mol
Jumlah mol CO2 = 10 mol
Jumlah mol H2O = 5 mol

Tag:
Perhitungan kimia1
Perhitungan Kimia2
Konsep Mol


Kamis, 15 Oktober 2009

Perhitungan Kimia 1

A. Pendahuluan
Stoikiometri juga menyangkut perbandingan atom antar unsur-unsur dalam suatu rumus kimia, misalnya perbandingan atom H dan atom O dalam molekul H2O. Kata stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu stoicheon yang artinya unsur dan metron yang berarti mengukur. Seorang ahli Kimia Perancis, Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) adalah orang yang pertama kali meletakkan prinsip-prinsip dasar stoikiometri. Menurutnya stoikiometri adalah ilmu tentang pengukuran perbandingan kuantitatif atau pengukuran perbandingan antar unsur kimia yang satu dengan yang lain.
B.Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)
Pernahkah Anda memperhatikan sepotong besi yang dibiarkan di udara terbuka, dan pada suatu waktu kita akan menemukan, bahwa besi itu telah berubah menjadi karat besi. Jika kita timbang massa besi sebelum berkarat dengan karat besi yang dihasilkan, ternyata massa karat besi lebih besar . Benarkah demikian?
Anda yang sering melihat kayu atau kertas terbakar, hasil yang diperoleh adalah sejumlah sisa pembakaran berupa abu. Jika Anda menimbang abu tersebut, maka massa abu akan lebih ringan dari massa kayu atau kertas sebelum dibakar. Benarkah demikian?
Dari kejadian tersebut, kita mendapatkan gambaran bahwa seolah-olah dalam suatu reaksi kimia, ada perbedaan massa zat, sebelum dan sesudah reaksi.

"Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap".

Contoh:
hidrogen + oksigen ----> hidrogen oksida
(4g)............. (32g) ...............(36g)

C. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)
Pada modul sebelumnya, Anda telah mempelajari rumus kimia senyawa. Dan Anda telah mengenal berbagai senyawa yang dibentuk oleh dua unsur atau lebih sebagai contoh, air (H2O). Air dibentuk oleh dua unsur yaitu unsur Hidrogen dan Oksigen. Seperti Anda ketahui bahwa materi mempunyai massa, termasuk hidrogen dan oksigen. Bagaimana kita mengetahui massa unsur hidrogen dan oksigen yang terda, seorang ahli kimia Perancis, yang bernama Joseph Louis Proust (1754-1826), mencoba menggabungkan hidrogen dan oksigen untuk membentuk air.
Bahwa setiap 1 gram gas hidrogen bereaksi dengan 8 gram oksigen, menghasilkan 9 gram air. Hal ini membuktikan bahwa massa hidrogen dan massa oksigen yang terkandung dalam air memiliki perbandingan yang tetap yaitu 1 : 8, berapapun banyaknya air yang terbentuk. Dari percobaan yang dilakukannya, Proust mengemukakan teorinya yang terkenal dengan sebutan, Hukum Perbandingan Tetap, yang berbunyi:

"Perbandingan massa unsur-unsur penyusun suatu senyawa selalu tetap"

Contoh:
Jika kita mereaksikan 4 gram hidrogen dengan 40 gram oksigen, berapa gram air yang terbentuk?
Jawab:
Perbandingan massa hidrogen dengan oksigen = 1 : 8.
Perbandingan massa hidrogen dengan oksigen yang dicampurkan = 4 : 40.
Karena perbandingan hidrogen dan oksigen = 1 : 8, maka 4 gram hidrogen yang diperlukan 4 x 8 gram oksigen yaitu 32 gram.
Untuk kasus ini oksigen yang dicampurkan tidak bereaksi semuanya, oksigen masih bersisa sebanyak ( 40 – 32 ) gram = 8 gram. Nah, sekarang kita akan menghitung berapa gram air yang terbentuk dari 4 gram hidrogen dan 32 gram oksigen? Tentu saja 36 gram.
Ditulis sebagai........................... H2 ..........+...... O2..==>............... H2O
Perbandingan Massa................. 1 gram .......: 8 gram:............. 9 gram
Jika awal reaksi .........................4 gram .........40 gram .......….. gram?
Yang bereaksi.............................. 4 gram......... 32 gram............ 36 gram

Oksigen bersisa = 8 gram.

D.Hukum Avogadro
Avogadro menjelaskan mengenai hipotesisnya bahwa :


Contoh : Reaksi antara gas hidrogen dan gas oksigen yang menghasilkan uap air
.....................2H2(g) + O2(g) ............................---> 2H2O(g)

2 bagian volume H2 : 1 bagian volume O2 : 2 bagian volume H2O
2x molekul H2......... : x bagian molekul O2 : x bagian molekul H2O

Perbandingan volume =perbandingan jumlah molekul
= H2 : O2 : H2O = 2 :1 : 2

E. Hukum Gay Lussac
Pada awalnya para ilmuwan menemukan bahwa, gas Hidrogen dapat bereaksi dengan gas Oksigen membentuk air. Perbandingan volume gas Hidrogen dan Oksigen dalam reaksi tersebut adalah tetap, yakni 2 : 1.
Kemudian di tahun 1808, ilmuwan Perancis, Joseph Louis Gay Lussac, berhasil melakukan percobaan tentang volume gas yang terlibat pada berbagai reaksi dengan menggunakan berbagai macam gas.
Berdasarkan percobaan Gay Lussac 2 volume gas Hidrogen bereaksi dengan 1 volume gas Oksigen membentuk 2 volume uap air. Pada reaksi pembentukan uap air, agar reaksi sempurna, untuk setiap 2 volume gas Hidrogen diperlukan 1 volume gas Oksigen, menghasilkan 2 volume uap air.

“ Semua gas yang direaksikan dengan hasil reaksi, diukur pada suhu dan rekanan yang sama atau (T.P) sama.”

Hukum perbandingan volume atau dikenal dengan Hukum Gay Lussac bahwa :

“ Pada suhu dan tekanan yang sama perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat “

Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2= koefisien1/koefisien2
Contoh 1.
Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g.
Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14

Jawab:
V1/V2 = n1/n2
10/1 = (x/28) / (0.1/2)
x = 14 gram
Massa dari gas nitrogen (N2) adalah 14 gram
Contoh 2.
14 L gas etana dibakar sempurna dengan gas oksigen, sesuai reaksi:
2C2H6 + 7O2----> 4CO2 + 6H2O
Pada suhu dan tekanan yang sama,tentukan gas O2 yang diperlukan!
Jawab:
Perbandingan koefisien = perbandingan volume

2.Volume O2 =7 x 14
Volume O2 = 49 liter

F.Hukum Perbandingan Berganda (Hukum Dalton)
Dalton menyelidiki perbandingan unsur-unsur tersebut pada setiap senyawa dan didapatkan suatu pola keteraturan. Pola tersebut dinyatakan sebagai hukum Perbandingan Berganda yang bunyinya:

"Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, dimana massa salah satu unsur tersebut tetap (sama), maka perbandingan massa unsur yang lain dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana”
Contoh:
Nitrogen dan oksigen dapat membentuk senyawa-senyawa N2O, NO,
dan N2O4 dengan komposisi massa terlihat pada tabel berikut.
Perbandingan Nitrogen dan oksigen dalam senyawanya.

Senyawa..........massa N(g)..........massa O(g) ..........Perbandingan N:O
N2O.................28..........................16...........................7:4
NO...................14...........................16...........................7:8
N2O4...............28...........................64..........................7:16

Dari tabel tersebut, terlihat bahwa bila massa N dibuat tetap (sama), sebanyak 7 gram, maka perbandingan massa oksigen dalam:
N2O : NO : N2O4 = 4 : 8 : 16 atau
....................................1 : 2 : 4


Tag:
Perhitungan kimia1
Perhitungan Kimia2
Konsep Mol

Kamis, 08 Oktober 2009

Konsep Mol

Mol merupakan satuan jumlah dalam kimia
1. Hubungan Mol dengan Massa Zat
Untuk unsur

Untuk senyawa


Keterangan:
m = massa (gram)
n = mol
Ar = massa atom relatif
Untuk senyawa Mr = massa molekul relatif

Contoh soal
1. Tentukan massa dari 2 mol amoniak (Mr NH3 = 17)
Jawab:
m= n x Mr = 2 x 17 = 28 gram
2. Hitunglah jumlah mol dari besi dengan massa 28 gram ( Ar Fe = 56)
Jawab:
n = m / Ar = 28/56 = 0,5 mol

2. Hubungan Mol dengan partikel
Jumlah partikel dalam 1 mol (12 gram C-12) yang ditetapkan melalui eksperimen dan didapatkan
6,02 x 10 23. Selanjutnya bilangan 6,02 x 10 23 disebut sebagai tetapan Avogadro dengan lambang L




Keterangan:
n = mol
N = Jumlah partikel/atom/molekul
NA = konstanta Avogadro(6,02 x 1023)

Contoh soal :
1. Tentukan jumlah atom tembaga dalam 2 mol tembaga!
Jawab:
N = n x NA= 2 x 6,02 .10 23 = 12,04. 1023 atom
2. Hitunglah jumlah mol dalam 3,01 x 1025 molekul O2!
Jawab:

= 50 mol

3. Hubungan Mol dengan Volume
"Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.

Keterangan
V STP (liter)= volume pada kondisi STP (0o C 1 atm)
n = mol

Pada suhu dan tekanan yang bukan standar (suhu ≠ 00 C , tekanan ≠ 1atm), maka volume dapat dihitung dengan persamaan gas ideal


Keterangan :
P = tekanan gas (atm)
V = volume gas
n = jumlah mol
R = tetapan gas 0,082 L atm/mol K
T = Suhu mutlak gas (Kelvin )
0 Kelvin = 273 0C

Contoh:
1. Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 273o C dan tekanan 1 atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)
Jawab:
mol amoniak = m/Mr = 8,5/ (Ar N +3 Ar H) = 8,5 / 14+ 3 = 8,5 /17 = 0,5 mol
Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter

2. Berapa liter volume 9 gram uap air (Mr =18) yang diukur pada keadaan 270 C dan tekanan 1 atmosfer?
Jawab:
Mol air = m/Mr = 9/18 = 0,5 mol
T = 27 + 273 = 300 Kalvin
PV = nRT


Soal latihan
1. Tentukan massa SO3 yang mengandung jumlah partikel sebanyak 3,01 x 10 21 molekul! (Ar S =32, O=16, L=6,02 . 1023)
2. Hitunglah massa atom relatif 11 gram gas Y dengan volume pada keadaan STP!
3. Jumlah atom dalam 3 mol metana (CH4)!
4. Hitunglah massa dari 10 liter gas butana (C4H10) diukur pada 250C dan tekanan 100 atm! (Ar C= 12, H =1)!
5. Pada tekanan dan suhu tertentu , 500 ml gas H2 mengandung n molekul. Hitunglah jumlah molekuk gas NH3 yang pada kondisi tersebut volumenya 100 ml!

Tag:
Perhitungan kimia1
Perhitungan Kimia2
Konsep Mol


Persamaan Reaksi Kimia

Reaksi kimia mengubah zat-zat asal (pereaksi/ reaktan) menjadi zat baru (produk).

Jenis dan jumlah atom yang terlibat dalam reaksi tidak berubah.

(jumlah atom ruas kanan =jumlah atom ruas kiri) harus setara

Ikatan kimianya yang berubah, dimana ikatan kimia pereaksi diputus dan terbentuk ikatan kimia baru dalam produknya.

Contoh :

2 H2 + O2 ----> 2 H2O

Keterangan :

· A dan B adalah reaktan/ pereaksi

· AB adalah hasil reaksi atau produk

· Angka 2 di depan H2O dan 2 didepan H2 adalah koefisien

· Tanda (g),(l),(s),(aq) menunjukkan wujud zat

(g) untuk gas

(l) untuk cair

(s) untuk padat

(aq) untuk larutan

Jika diibaratkan membuat pisang goreng, pereaksi/reaktannya adalah tepung terigu dan pisang. Hasilnya

adalah pisang goreng

Contoh: Tentukanlah koefisien reaksi dari
HNO3 (aq) + H2S (g) ----> NO (g) + S (s) + H2O (l)

Cara yang termudah untuk menentukan koefisien reaksinya adalah dengan memisalkan koefisiennya masing-masing a, b, c, d dan e sehingga:
a HNO3 + b H2S ----> c NO + d S + e H2O

Berdasarkan reaksi di atas maka

atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)
atom O : 3a = c + e 3a = a + e e = 2a
atom H : a + 2b = 2e = 2(2a) = 4a 2b = 3a b = 3/2 a
atom S : b = d = 3/2 a

Maka agar terselesaikan kita ambil sembarang harga misalnya a = 2 berarti: b = d = 3, dan e = 4 sehingga persamaan reaksinya :

2 HNO3 + 3 H2S ---> 2 NO + 3 S + 4 H2

Soal Latihan

Setarakan reaksi berikut!

1. SO2(g) + O2(g) ---> SO3(g)

2. Pb(NO3)2(aq) + KI (aq) ----> PbI2 (s) + KNO3 (aq)

3. Al(s) + H2SO4(aq) ---> Al2(SO4)3(aq) + H2(g)

4. Ca(OH)2 + HCl ---> CaCl2 + H2O

5. HNO3 + Ca(OH)2 ---> Ca(NO3)2 + H2O

Selasa, 06 Oktober 2009

Tata Nama Senyawa Kimia


Banyaknya senyawa yang ditemukan di dunia sehingga himpunan kimia sedunia atau yang disebut IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) merumuskan tata nama senyawa kimia.
Penamaan Senyawa Molekul Biner (terbentuk dari dua unsur yang berbeda)
1. non-Logam + non-Logam+ ida
Untuk senyawa yang terbentuk dari dua unsur non-Logam, maka unsur yang lebih bersifat logam dituliskan terlebih dahulu.
Untuk menunjukkan jumlah suatu unsur pembentuk molekul, maka digunakan angka Yunani.
Contoh. mono = 1 ; di = 2 ; tri = 3 ; tetra = 4
penta = 5 ; heksa = 6 ; hepta = 7 ; okta = 8
N2O = dinitrogen monoksida
CO = karbon monoksida
CS2 = karbon disulfida
SO3 = sulfur trioksida
CCl4 = karbon tetraklorida
PCl5 = fosfor pentaklorida
SF6 = sulfur heksaflorida
Cl2O5 = dikloro pentaoksida
2.Logam + non-Logam (Senyawa Ionik)
Rumus senyawa : unsur LOGAM ditulis di depan
Contoh : Natrium klorida ditulis NaCl, bukan ClNa
Rumus senyawa ion ditentukan oleh perbandingan muatan kation dan anionnya, sehingga bersifat netral (muatan total = 0)

a) Nama Senyawa

contoh : NaCl : natrium klorida
CaCl2 : kalsium klorida
Na2O : natrium oksida
MgBr2 : magnesium bromida

b) Jika logam memiliki lebih dari satu bilangan oksidasi, maka untuk membedakan
bilangan oksidasinya, harus dituliskan dalam tanda kurung dengan angka
contoh: FeCl2 : besi (II)klorida/ferro klorida
FeCl3 : besi (III)klorida/ferri klorida
SnO : timah (II)oksida
Sn2O : timah(I) oksida
CuCl2 : tembaga(ll)klorida/ kupri klorida
CuCl : tembaga (l) klorida/ kupro klorida
Fe2O3 : besi (III) oksida/ ferri oksida

Tata Nama Senyawa Poliatomik(terbentuk lebih dari 2 unsur yang berbeda)
NH4NO3 : ammonium nitrat
KClO4 : kalium perklorat
CaCO3 : kalsium karbonat
NaOH : natrium hidroksida

Ion Poliatomik
sulfat SO42-
sulfit SO32-
karbonat CO32-
Fosfat PO43-
Fosfit PO33-
Ammonium NH4+
Perklorat ClO4-
Cianida CN-
Hidroksida OH-
Nitrat NO3-
Nitrit NO2-

Senyawa Asam
• H2SO4 : Asam sulfat
• H2CO3 : Asam karbonat
• H3PO4 : Asam posfat
• H3PO3 : Asam posfIt
• HCl : Asam klorida
• HBr : Asam bromida
• H2S : Asam sulfida

Senyawa Basa
• NaOH : natrium hidroksida
• Mg(OH)2 : Magnesium hidroksida
• KOH : kalium hidroksida

Senin, 05 Oktober 2009

Soal Ulangan ikatan Kimia Kelas X

Jawablah soal-soal di bawah ini dengan singkat dan jelas.

1.Bagaimana atom-atom di bawah ini dapat mencapai kestabilan (melepas atau mengikat elektron)?
a. 19K b.12Mg c.34Se d.17Cl
2.Gambarlah struktur Lewis dari atom-atom di bawah ini!
a. 11Na b.38Sr c. 14Si d.33As
3. Jelaskan proses terbentuknya ikatan ion dari :
a. 12Mg dan 17Cl b. 11Na dan 9 F c. 20Ca dan 35Br d. 11Na dan 8O
4.Jelaskan terbentuknya ikatan kovalen dari
a. CH4 b.PF3 c.O2 d.SO2 (Nomer atom C=12 H=1 P=15 F=9 O=8 S=16 )
5. Manakah senyawa-senyawa berikut yang merupakan senyawa ion atau senyawa kovalen !
a. KCl b. CCl4 c. NaCl d. MgO e.NH3
6.Gambarlah struktur Lewis dari H2SO4 ,dan tentukan jenis-jenis ikatan yang terbentuk!
7.Jelaskan perbedaan ikatan ion dan kovalen !
 
WELCOME TO MY BLOG