Kimia Dasar-Ratulani

97

BAB VIII
KIMIA LARUTAN

A. Penyajian Materi
8.1 Jenis Larutan
Larutan adalah campuran homogeny dari dua zat atau lebih. Ada enam jenis
larutan, bergantung pada wujud asal (padatan, cairan, atau gas) komponen larutan.
Tabel 8.1 mencantumkan contoh dari keenam jenis larutan. Kimiawan juga
membedakan larutan berdasarkan kemampuannya melarutkan zat terlarut. Larutan
yang mengandung jumlah maksimum zat terlarut di dalam pelarut pada suhu
tertentu, dinamakan Larutan Jenuh. Sebelum titik jenuh tercapai, larutannya
disebut Larutan Takjenuh; larutan ini mengandung zat terlarut lebih sedikit
dibandingkan dengan kemampuannya untuk melarutkan. Jenis ketiga, Larutan
Lewat Jenuh, mengandung lebih banyak zat terlarut dibandingkan yang terdapat di
dalam larutan jenuh.

8.2 Satuan Konsentrasi

Konsentrasi larutan adalah banyaknya zat terlarut yang ada dalam

sejumlah tertentu larutan.

Jenis Satuan Konsentrasi

1. Fraksi Mol (X)

Fraksi mol adalah perbandingan mol salah satu komponen dengan

jumlah mol semua komponen. Jika larutan mengandung zat A dan B dengan

jumlah mol masing-masing nA dan nB maka fraksi mol masing-masing

komponen adalah:

X =A X =B
+ +

Dalam campuran (larutan) jumlah fraksi mol = 1 sehingga

XA + XB = 1

98

Contoh:

Hitunglah fraksi mol zat terlarut bila 117 g NaCl dilarutkan dalam 3 kg

air.

Jawaban:

mol NaCl = 117 = 2 mol
58,5 /

mol air = 3000 = 166,7 mol
18 /

maka fraksi mol zat terlarut (fraksi mol NaCl) adalah:

2
+ (2+166,7)
X = = = 0,01A

Latihan:

Dalam suatu ruangan terdapat 7,0 g N2, 0,1 g H2, dan 1,6 g O2. Hitunglah
fraksi mol ketiga komponen!

2. Kemolaran (M)
Kemolaran (M) adalah banyaknya mol zat terlarut dalam tiap liter

larutan. Volume larutan adalah volume zat terlarut dan pelarut setelah
bercampur.

Molaritas (M) =


Satuan molaritas adalah mol per liter (mol/Liter)
Contoh:
1. Berapakah massa soda kue (NaHCO3) yang diperlukan untuk membuat 150

mL larutan NaHCO3 0,35 M. (Mr NaHCO3 = 84)
2. 17,1 g sukrosa (C12H22O11) dilarutkan dalam air sehingga volume larutan

500 mL. tentukan kemolaran glukosa!

3. Kemolalan (m)
Kemolalan (m) adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 kg (1000 g)

pelarut.
molalitas (m) =

( )

99

Contoh:

5,85 g NaCl dilarutkan dalam 500 g air. Tentukan kemolalan NaCl!

Jawaban:

▪ cari dulu mol zat terlarut

mol NaCl = 5,85 = 0,1 mol
58,5 /

▪ massa pelarut

massa air = 500 g = 0,5 kg
▪ maka molalitas NaCl adalah:

= = 0,2 molal
molalitas (m) = 0,1

( ) 0,5

Latihan:
1. hitunglah molalitas larutan asam sulfat yang mengandung 24,4 g asam

sukfat dalam 198 g air. (Mr H2SO4= 98)
2. berapa molalitas larutan yang mengandung 7,78 g urea [(NH2)2CO] dalam

203 g air?

8.3 Sifat Koligatif Larutan

Sifat kologatif adalah sifat larutan bergantung pada banyaknya partikel zat

terlarut dalam larutan dan tidak bergantung pada jenis partikel zat terlarut.

1. Penurunan Tekanan Uap

Jika zat terlarut bersifat tidak menguap, tekanan uap dari larutan selalu

lebih kecil daripada pelarut murninya. Jadi, hubungan antara tekanan uap larutan

dan tekana uap pelarut bergantung pada konsentrasi zat terlarut dalam larutan.

Hubungan ini dirumuskan dalam Hukum Raoult, yang menyatakan bahwa

tekanan parsial pelarut dari larutan (P1) adalah tekanan uap pelarut murni (P10)

dikalikan fraksi mol pelarut (X1) (8.1)
P1 = X1 P10

100

Dalam larutan yang mengandung hanya satu zat terlarut, X1 = 1 – X2 di

mana X2 adalah fraksi mol zat terlarut. dengan demikian persamaan (8.1) dapat

dituliskan sebagai berikut:

P1 = (1 – X2) P10

P1 = P10 - X2 P10

X2 P10 = P10 – P1

X2 P10 = ∆P (8.2)

Dimana X2 (fraksi mol zat terlarut); P10 (tekanan uap pelarut murni) dan

∆P (penurunan tekanan uap). Penurunan tekanan uap (∆P) berbanding lurus

dengan konsentrasi (disini konsentrasi berupa fraksi mol zat terlarut).

Contoh:

Tentukan tekanan uap air dari larutan 9 gram glukosa (C6H12O6) dalam
180 gram air (H2O). diketahui tekanan uap air murni pada 250C adalah 23,79
mmHg. (Mr C6H12O6 = 180 g mol-1; Mr H2O = 18 g mol-1)

Diketahui: massa zat terlarut (C6H12O6) = 9 gram

Massa pelarut (H2O) = 180 gram
P10 = 23,79 mmHg

Ditanya: P1

Jawaban:

Karena yang ditanya P1, maka rumus yang digunakan adalah:
P1 = X1 P10

Kita harus cari dahulu fraksi mol pelarut (X1), pelarut disini H2O

X =1 2
2 + 6 12 6

nH2O = = 180 = 10 mol
18 −1

n C6H12O6 = = 9 = 0,05 mol
180 −1

2 10
2 + 6 12 6 10 +0,05
maka X = = = 0,991

Sehingga P1 adalah:

P1 = X1 P10

P1 = 0,99 x 23,79 mmHg = 23,55 mmHg

101

Latihan:
1. Pada suhu 250C tekanan uap benzena murni adalah P10 = 0,1252 atm.

Andaikan 6,4 gram naftalena, C10H8 dilarutkan dalam 78 gram benzena,
C6H6. Hitunglah tekanan uap benzena! (Mr C10H8 = 128,17 g mol-1; Mr C6H6
= 78 g mol-1)
2. Tekanan uap aseton (CH3COCH3) murni pada suhu 300C adalah 0,3270 atm.
Andaikan 15 gram benzofenon, C13H10O dilarutkan dalam 50 gram aseton.
Hitunglah tekanan uap aseton tersebut!

2. Kenaikan Titik Didih
Peralihan wujud suatu zat ditentukan oleh suhu dan tekanan, contohnya

air pada tekanan 1 atm mempunyai titik didih 1000C dan titik beku 00C. jika air
mengandung zat terlarut yang sukar menguap (misalkan gula), maka titik
didihnya akan lebih besar dari 1000C dan titik bekunya lebih kecil 00C.
perbedaan ini disebut kenaikan titik didih (∆Tb). Gambar 8.1 memperlihatkan
diagram fasa dari air dan perubahan yang terjadi dalam larutan berair.

Air mendidih pada 1000C, karena tekanan uapnya sama dengan tekanan
luar, yaitu 1 atm. Tetapi jika ada zat terlarut, maka tekanan uapnya turun sebesar
∆P atau CC’. Akibatnya untuk mendidih diperlukan suhu lebih, yaitu sampai
titik D. Perbedaan suhu itu, sebesar CD, disebut kenaikan titik didih (∆Tb).
Tekanan uap larutan lebih rendah daripada tekanan uap pelarut murninya.

Gambar 8.1 Diagram fasa kenaikan titik didih dan
penurunan titik beku larutan berair. Kurva putus-
putus adalah untuk larutan dan kurva biasa untuk
pelarut murni. Titik didih larutan lebih tinggi
dibandingkan titik air dan titik beku larutan lebih
rendah dibandingkan titik beku air.

Titik Titik Titik Titik
beku beku air didih air didih
larutan
larutan

102

Analisi grafis ini menunjukkan bahwa titik didih larutan lebih tinggi dari
titik didih air. Kenaikan titik didih (∆Tb) didefinisikan yaitu:

∆Tb = Tb – Tb0
dimana Tb adalah titik didih larutan dan Tb0 adalah titik didih pelarut murni.
Karena ∆Tb berbanding lurus dengan penurunan tekanan uap, maka juga
berbanding lurus dengan konsentrasi (molalitas) larutan. Dengan kata lain:

∆Tb = Kb m
dimana m adalah molalitas zat terlarut dan Kb adalah konstanta kenaikan titik
didih.

Contoh:

Bila 5,5 gram bifenil (C12H10) dilarutkan dalam 100 gram benzena
(C6H6), titik didihnya meningkat sebanyak 0,903 0C. hitunglah Kb benzena! (Mr
C12H10 = 154 g mol-1)

Diketahui: massa zat terlarut C12H10 = 5,5 gram

Massa pelarut C6H6 = 100 gram
∆Tb = 0,9030C

Ditanya: Kb

Jawaban:

Karena kita ingin mencari nilai Kb maka rumus yang digunakan:
∆Tb = Kb m

Langkah pertama cari dlu nilai m (molalitas)

molalitas =


mol zat terlarut (C12H10) = = 5,5 = 0,0357 mol
154 −1

molalitas = = = 0,357 mol kg 0,0357 -1

0,1

Maka nilai Kb adalah:

∆Tb = Kb m

0,903 0C = Kb x 0,357 mol kg-1

Kb = 0,9030 = 2,53 0C mol-1 kg
0,357 −1

103

Latihan:
1. Tentukan titik didih larutan yang mengandung 0,025 mol gula dalam 250

gram air! (Kb air = 0,520C mol-1 kg)
2. Bila 6,3 gram hidrokarbon yang tak diketahui dilarutkan dalam 150 gram

benzena, titik didihnya naik sebesar 0,597 0C. berapa massa molar zat
hidrokarbon yang tak diketahui tersebut!

3. Penurunan Titik Beku
Penurunan tekanan uap larutan tidak hanya pada suhu 1000C, tetapi juga

pada suhu yang lebih rendah sampai ke titik tripel. Hal ini menyebabkan garis
kesetimbangan cair-gas (CO) bergeser menjadi DO’. Pergeseran ini
menyebabkan titik tripel pindah dari O ke O’. Sejalan dengan itu, garis
kesetimbangan padat-cair (BO), juga bergeser ke kiri yaitu ke B’O’. Hal ini
mempunyai pengaruh pada titik beku larutan, yaitu lebih rendah dari titik beku
air murni. Perbedaan itu disebut Penurunan titik beku (∆Tf). Penurunan titik
beku didefinisikan yaitu:

∆Tf = Tf0 - Tf
dimana Tf adalah titik beku larutan dan Tf0 adalah titik beku pelarut
murni. Penurunan titik beku (∆Tf) berbanding lurus dengan konsentrasi larutan:

∆Tf = Kf m
dimana m adalah molalitas zat terlarut dan Kf adalah konstanta penurunan titik
beku. Tabel 8.1 mencantumkan nilai Kb dan Kf untuk beberapa pelarut.

104

Tabel 8.1 Konstanta Kenaikan Titik Didih dan Konstanta Penurunan Titik Beku

untuk Beberapa Cairan yang Umum

Pelarut Titik Beku (Tf) Kf Titik Didih (Tb) Kb
Normal (0C) (0C mol-1 kg)
Normal (0C) (0C mol-1 kg)

Air 0 1,86 100 0,52

Benzena (C6H6) 5,5 5,12 80,1 2,53

Asam asetat 17 3,9 118,1 3,07

(CH3COOH)

Karbon -12,9 32 76,7 5,03

tetraklorida

(CCl4)

Dietil eter -116,2 1,8 34,7 2,02

(C4H10O)

Etanol -114,7 - 78,4 1,22

(C2H5OH)

Naftalen C10H8 80,5 6,8 - -

Contoh:

Tentukan titik beku larutan yang mengandung 0,025 mol gula dalam 250

gram air! (Kf air = 1,860C mol-1 kg dan Tf0 = 00C)

Diketahui: mol gula = 0,025 mol

Massa air = 250 gram

Ditanya: Tf

Jawaban:
Untuk mencari Tf digunakan rumus: ∆Tf = Tf0 - Tf
Karena ∆Tf belum diketahui, maka harus dicari dulu dengan rumus:
∆Tf = Kf m

Langkah pertama cari dlu nilai molalitas zat terlarut:

molalitas = = = 0,1 mol kg 0,025 -1

0,25

105

maka, ∆Tf = Kf m
= 1,860C mol-1 kg x 0,1 mol kg-1
= 0,186 0C

Jadi Tf adalah:
∆Tf = Tf0 - Tf
0,1860C = 00C - Tf
Tf = 00C – 0,1860C
Tf = -0,1860C

Latihan:
1. Etilena glokol CH2(OH)CH2(OH) ialah antibeku yang lazim digunakan

untuk mobil. Zat ini larut dalam air dan tidak mudah menguap. Hitung titik
beku larutan yang mengandung 651 gram zat ini dalam 2505 gram air.
(Mr etilena glikol = 62 g mol-1; Kf air = 1,86 C mol-1 kg; Tf0 air = 00C).
2. Hitungla titik beku larutan yang mengandung 478 gram etilena glikol dalam
3202 gram air!

4. Tekanan Osmotik
Banyak proses kimia dan biologi bergantung pada aliran molekul pelarut

secara selektif melewati membran berpori dari larutan encer ke larutan yang
lebih pekat. Gambar 8.2 mengilustrasikan fenomena ini. Wadah kiri peralatan
berisi pelarut murni; wadah kanan berisi larutan. Kedua wadah dipisahkan oleh
membrane semipermeabel, yang memungkinkan molekul pelarut melewatinya
tetapi menghalangi lewatnya molekul zat terlarut.

Pada awalnya permukaan air di kedua tabung sama tingginya [lihat
Gambar 8.2 (a)]. Setelah beberapa saat, permukaan di bagian kanan mulai naik,
dan berlanjut sampai mencapai kesetimbangan. Gerakan bersih molekul pelarut
melewati membran semipermiabel dari pelarut murni atau dari laruten encer ke
larutan yang lebih pekat disebut osmosis. Tekanan osmotik (π) suatu larutan
adalah tekanan yang diperlukan untuk menghentikan osmosis. Seperti
diperlihatkan Gambar 8.2 (b), tekanan ini dapat diukur langsung dari selisih
permukaan-permukaan cairan pada keadaan akhir.

106

Gambar 8.2 Tekanan ismotik. (a) Permukaan pelarut murni (kiri) dan permukaan
larutan kanan pada awalnya sama tinggi. (b) Selama osmosis,
permukaan pada sisi larutan naik sebagai akibat aliran bersih pelarut
dari kiri ke kanan. Tekanan osmotic sama dengan tekanan hidrostatik
yang diberikan oleh kolom cairan di tabung kanan pada kesetimbangan.
Pada dasarnya, pengaruh yang sama terjadi bila pelarut murni
digantikan dengan larutan yang lebih encer daripada larutan yang ada
disebelah kanan.

Tekanan osmotik larutan dinyatakan sebagai:
π = MRT

dimana M adalah molaritas larutan (mol L-1)
R adalah konstanta gas (0,082 L atm K-1mol-1),
T adalah suhu mutlah (K)

Contoh:
Hitunglah tekanan osmotik larutan yang mengandung 5 gram gula

(C12H22O11) dalam 1,2 L larutan pada suhu 200C. (Mr C12H22O11 = 342 g mol-1)
Diketahui: massa zat terlaru (C12H22O11) = 5 gram

Volume larutan= 1,2 L
T = 200C
Ditanya: π
Jawaban:
Karena yang ditanya tekanan osmotik, maka rumus yang digunakan
adalah π = MRT
T = 20 + 273 K = 293 K

107

Untuk mencari M (molaritas) maka rumus yang digunakan:

M =


mol C12H22O11 = 5 = 0,0146 mol
342 −1

M = = = 0,012 mol L

0,0146 -1
1,2

Maka nilai tekanan osmotic adalah:

π = MRT

π = 0,012 mol L-1 x 0,082 L atm K-1mol-1 x 293 K

π = 0,28 atm.

Latihan:
1. Suatu larutan dibuat dengan melarutkan 35 gram hemoglobin (Hb) dalam air

secukupnya sampai volume 1 L. jika tekanan osmotic larutan ternyata 10,0
mmHg pada 250C, hitunglah massa molar hemoglobin.
2. Larutan 6 gram PVC (polovinil klorida) dalam 1L dioksan (pelarut)
mempunyai tekanan osmotik 0,86 mmHg pada suhu 150C. hitunglah massa
molekul relatif PVC!

108

BAB IX
ASAM DAN BASA

A. Penyajian Materi

9.1 Teori Asam Basa

Air murni tidak mempunyai rasa, bau, dan warna. Bila mengandung zat

tertentu, air dapat terasa asam, pahit asin dan sebagainya. Cairan yang berasa asam

disebut larutan asam, yang terasa asin disebut larutan garam, sedangkan yang

terasa licin dan pahit disebut larutan basa. Cara yang baik untuk membuktikan

larutan bersifat asam atau basa yaitu dengan menggunakan kertas lakmus. Jika

kertas lakmus dicelupkan kedalam larutan asam maka akan berwarna merah,

sedangkan jika kertas lakmus dicelupkan kedalam larutan basa maka akan

berwarna biru.

Pada tahun 1884, Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam

dan basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yang dihasilkan dalam air.
Asam adalah senyawa yang melepaskan H+ atau H3O+ dalam air dan
Basa adalah yang melepaskan OH-.

Secara kimia dapat dinyatakan:

Asam : HA + aq H+(aq) + A-(aq)

Basa : BOH + aq B+(aq) + OH-(aq)

Tabel 9.1 Beberapa asam yang Umum

Jenis Asam Rumus Nama Rumus Nama
Asam HClO3 Asam klorat
Monoprotik HF Asam fluorida HClO4 Asam perklorat
HCl Asam klorida HIO4 Asam periodat
Asam HBr Asam bromida HNO3 Asam nitrat
Diprotik HI Asam iodida HNO2 Asam nitrit
Asam HClO Asam hipoklorit CH3COOH Asam asetat
Triprotik HClO2 Asam klorit H2C2O4 Asam oksalat
H2SO4 Asam sulfat H2S Asam hidrogen sulfida
H2SO3 Asam sulfit
H2CO3 Asam karbonat H3PO3 Asam fosfit
H3PO4 Asam fosfat

109

Basa

Ada dua cara terbentuknya basa, yaitu senyawa yang mengandung OH- dan

senyawa yang bereaksi dengan air menghasilkan OH-. Contohnya basa yang

mengandung OH- adalah NaOH, Ba(OH)2, dan NH4OH.

NaOH Na+ + OH-

Ba(OH)2 Ba2+ + OH-

NH4OH NH4+ + OH-

Senyawa yang bereaksi dengan air dan menghasilkan OH- adalah oksida

logam, contohnya Na2O, K2O, CaO, SrO dan BaO.

Na2O + H2O 2NaOH

K2O + H2O 2KOH

CaO + H2O Ca(OH)2

SrO + H2O Sr(OH)2

BaO + H2O Ba(OH)2

Garam

Garam adalah senyawa antara ion positif basa dengan ion negatif asam.

Reaksi asam dengan basa disebut juga reaksi penggaraman.

Asam + Basa Garam + Air

Contoh garam yaitu: NaCl, K2SO4, BaC2O4, LiBr, CH3COOK, Sr(NO3)2dsb.

9.2 pH Larutan Asam dan Basa
Kesetimbangan Air

Air murni mengandung ion dalam jumlah kecil. Hal ini disebabkan oleh

terjadinya reaksi asam basa sesame molekul air (autoionisasi) dan membentuk

kesetimbangan:

H2O + H2O H3O+ + OH-

Bila H3O+ disederhanakan menjadi H+, maka kesetimbangan ditulis sebagai:

H2O H+ + OH-

dengan: K = [ +][ −]

c [ 2 ]

110

derajat ionisasi (α) air sangat kecil, maka jumlah air yang terion dapat diabaikan

sehingga konsentrasi air yang tidak terion dapat dianggap konstan, sehingga:
Kc [H2O] = Kw = [H+] [OH-]

Kw adalah Konstanta ionisasi air. Pada suhu kamar (250C), [H+] = [OH-] dimana
[H+] = 10-7 M dan [OH-] = 10-7 M, sehingga:

Kw = [H+] [OH-]
Kw = 10-7 M x 10-7 M
Kw = 10-14 M
Berdasarkan konsentrasi ion tersebut, larutan dapat dibagi tiga, yaitu:
larutan asam: [H+] > [OH-]
larutan netral: [H+] = [OH-] = 10-7
larutan basa: [H+] < [OH-]
Karena nilai [H+], [OH-] dan Kw sangat kecil maka biokimiawan Denmark
mengajukan cara pengukuran yang lebih praktis yang disebut pH. pH suatu larutan

didefinisikan sebagai logaritma negative dari konsentrasi tertentu ion hydrogen

(dalam mol per liter):
pH = -log[H+]
pOH = -log[OH-]

pKw = -logKw
Pada suhu kamar (250C), air mempunyai:

pH + pOH = pKw = 10-14
Tabel 9.2 menunjukkan kriteria untuk menentukan larutan bersifat asam, basa atau

netral adalah sebagai berikut:

Tabel 9.2 Kriteria larutan Asam, Basa dan Netral

Jenis Larutan [H+] [OH-] pH pOH

Larutan asam >10-7 <10-7 <7 >7
Larutan netral 10-7 10-7 7 7
Larutan basa <10-7 >10-7 >7 <7

111

Larutan Asam dan Basa Kuat

Asam kuat adalah elektrolit kuat, akan terionisasi sempurna dalam air.

Kebanyakan asam kuat adalah asam anorganik: asam klorida (HCl), asam nitrat

(HNO3), asam perklorat (HClO4), dan asam sulfat (H2SO4):

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

HNO3(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

HClO4(aq) H+(aq) + ClO4-(aq)

H2SO4(aq) H+(aq) + HSO4-(aq)

Basa kuat adalah semua elektrolit kuat yang terionisasi sempurna dalam air,

yang mencakup hidroksida dari logam alkali dan logam alkali tanah tertentu, seperti

NaOH, KOH, dan Ba(OH)2.

NaOH(s) Na+(aq) + OH-(aq)

KOH(s) K+(aq) + OH-(aq)

Ba(OH)2(s) Ba2+(aq) + 2OH-(aq)

Tabel 9.3 memuat daftar dari beberapa pasangan asam basa konjugat dalam

urutan berdasarkan kekuatannya.

Tabel 9.3 Kekuatan Relatif Pasangan Asam-Basa Konjugat

Asam Basa
ClO4- (ion perklorat)
HClO4 (asam perklorat) I- (ion iodida)
HI (asam iodida) Br- (ion bromida)
HBr (asam bromida) Cl- (ion klorida)
HCl (asam klorida) HSO4- (ion hidrogen sulfat)
H2SO4 (asam sulfat) NO3- (ion nitrat)
HNO3 (asam nitrat)
H3O+ (ion hidronium) H2O (air)
HSO4- (ion hidrogen sulfat) SO42- (ion sulfat)
HF (asam fluorida) F- (ion fluorida)
HNO2 (asam nitrit) NO2- (ion nitrit)
HCOOH (asam format) HCOO- (ion format)
CH3COOH (asam asetat) CH3COO- (ion asetat)
NH4+ (ion amonium)
HCN (asam sianida) NH3 (amonia)
H2O (air) CN- (ion sianida)
NH3 (amonia) OH- (ion hidroksida)
NH2- (ion amida)

112

Contoh:

Hitunglah pH larutan:

a. HCl 0,01 M

b. 2,0 gram NaOH dalam 2 Liter larutan

Jawaban:

a. HCl H+ + Cl-

ca ca ca

ca = 0,01M = 10-2M

artinya [H+] = 10-2M

maka, pH = -log [H+]
= -log 10-2

= -(-2) log 10

=2

b. Langkah pertama cari dulu Molaritas (M)

M =


Karena mol belum diketahui maka cari dlu jumlah mol NaOH:

mol NaOH = = 40 2 = 0,05 mol
/

maka, M = = = 0,025 M

0,05
2

langkah kedua mencari nilai pOH:

NaOH Na+ + OH-

cb cb cb
cb = 0,025M = 2,5x10-2M
artinya [OH-] = 2,5x10-2M

maka, pOH = -log [OH-]
= -log (2,5 x 10-2)
= -(log 2,5 + log 10-2)

= -[0,39 + (-2 log 10)]

= -[0,39 + (-2 x 1)]

= -(-1,61)

= 1,61
Jadi, pH = pKw – pOH

= 14 – 1,61

= 12,39

Latihan:

Hitunglah pH larutan:
a. HCl 1,0 x 10-3M
b. Ba(OH)2 2 x 10-2M

113

Contoh:

Suatu bejana berisi larutan HBr, dan kemudian diambil 200mL. hitunglah massa

HBr yang terambil bila pH larutan = 2

Diketahui: Volume larutan = 200mL = 0,2 L

pH = 2

Ditanya: massa HBr?

Jawaban:

Dari nilai pH, kita bias menentukan nilai konsentrasi H+ / [H+]

pH = -log[H+]

2 = -log[H+]

[H+] = 10-2 M = 0,01M

Dari nilai konsentrasi,kita bias menentukan jumlah mol, sehingga kita bias

menentukan massa dari HBr

M=


0,01 M =
0,2

mol HBr = 0,01 M x 0,2 L

= 0,002 mol

Sehingga massa HBr adalah:

mol HBr =


0,002 mol =
81 /

Massa HBr = 0,002 mol x 81 gram mol-1

Massa HBr = 0,162 gram

Latihan:
1. pH air hujan yang dikumpulkan di daerah tertentu di timur laut Amerika
Serikat pada suatu hari tertentu adalah 4,82. Hitunglah konsentrasi ion
H+ dari air hujan itu.

114

Bila konsentrasi asam atau basa sangat kecil, yaitu mendekati atau lebih
kecil dari 10-7, maka [H+] atau [OH-] dari air tidak dapat diabaikan, maka untuk
mencari [H+] dan [OH-] dapat dihitung dengan:

[H ] =+ ±√ + [OH ] =- ±√ +


Contoh:

Hitunglah pH larutan HCl berkonsentrasi:
a. 10-9M
b. 10-5 M
Larutan Asam dan Basa Lemah

Asam Lemah adalah asam yang terionisasi hanya sedikit di dalam air
(elektrolit lemah). Contoh: HF, CH3COOH, dan ion NH4+.

Basa Lemah adalah basa yang terionisasi hanya sedikit di dalam air
(elektrolit lemah). Contoh: NH3 (ammonia).
Untuk mencari nilai konsentrasi H+ dan konsentrasi OH-, maka digunakan:

[H+] = √ [OH-] = √

Contoh:

Hitunglah pH larutan:
a. Larutan NH3 0,02 M
b. Larutan asam nitrit (HNO2) 0,052M
c. Larutan yang bervolume 800 mL dan mengandung 2 gram HF

115

BAB X
PENGANTAR TERMODINAMIKA

A. Pendahualuan
1. Deskripsi Singkat

Cabang ilmu fisika yang membahas tentang energi adalah termodinamika,
yang berisi berbagai hukum mengenai perubahan energi dalam sistem. Hukum
pertama termodinamika mengungkapkan hubungan kalor, energi dalam, dan kerja
yang menyertai perubahan sistem. Kalor yang menyertai reaksi sama dengan
perubahan entalpinya, dan dapat ditentukan tanpa percobaan. Akibatnya kita dapat
mengetahui apakah suatu reaksi eksotermik atau endotermik.

2. Relevansi Materi

Termodinamika merupakan cabang ilmu fisika yang membahas tentang
energi. Energi biasa didefinisikan sebagai kemampuan untuk melakukan kerja.
Semua bentuk energi mampu melakukan kerja. Kimiawan mendefinisikan kerja
sebagai perubahan energi yang langsung dihasilkan oleh suatu proses.

3. Kompetensi Pendukung

Setelah mempelajari bab ini, mahasiswa diharapkan mampu menjelaskan
hubungan energi dalam dan perubahan entalpi

B. Penyajian Materi
10.1 Istilah Termodinamika
Termodinamika merupakan ilmu yang mempelajari perubahan antar kalor
dan bentuk-bentuk energi lain.
Sistem dan Lingkungan
Sistem adalah bagian tertentu dari alam yang menjadi pusat perhatian untuk
dipelajari. Disamping sistem ada lingkungan. Lingkungan adalah segala sesuatu
yang berada di luar sistem. Jika kita ingin mempelajari reaksi kimia dalam tabung
reaksi, maka zat kimia yang ada dalam tabung disebut sistem, sedangkan yang di

116

luar zat kimia termasuk tabung reaksi dan udara di atas permukaannya adalah
lingkungan.
Dinding dan Sistem

Batas antara sistem dan lingkungan disebut dinding yang bersifat diatermal
(tembus energi) atau adiatermal (tidak tembus energi). Akibatnya ada sistem
terbuka, tertutup dan tersekat (terisolasi).

Sistem terbuka adalah sistem yang dapat mengadakan pertukaran materi
dan energi dengan lingkungannya. Contoh: sistem terbuka dapat terdiri dari
sejumlah air dalam wadah terbuka, seperti ditunjukkan dalam gambar 4. 1a. jika kita
tutup botol itu, seperti gambar 4. 1b sedemikian rupa sehingga tidak ada uap air
yang dapat lepas dari atau mengembun ke wadah, maka kita menciptakan sistem
tertutup. Sistem tertutup mempunyai dinding diatermal sehingga hanya terjadi
pertukaran energi. Dengan menempatkan air dalam wadah yang disekat seluruhnya,
maka membuat sistem terisolasi. Sistem terisolasi tidak mengadakan pertukaran
materi dan energi dengan lingkungan karena mempunyai dinding adiatermal, seperti
gambar 4. 1c.

Gambar 4.1 Tiga sistem yang diwakili
oleh air dalam botol: (a) sistem terbuka,
yang memungkinkan pertukaran energi
maupun massa dengan lingkungan; (b)
sistem tertutup, yang memungkinkan
pertukaran energi tetapi bukan
massanya; dan (c) sistem terisolasi, yang
tidak memungkinkan pertukaran energi
maupun massa (disini botol ditutup oleh
pelapis hampa)
Keadaan Setimbang
Sistem disebut dalam keadaan setimbang jika tidak terjadi perubahan yang
berarti antara sistem dengan lingkungannya, bila keduanya mengadakan kontak satu
sama lain. Kesetimbangan ada tiga macam, yaitu:

117

Kesetimbangn Mekanik
Merupakan sistem yang tidak mempunyai energi mekanik, karena

resultan gaya terhadap sistemnya nol. Contohnya, sebuah pompa yang pistonnya
diam karena tekanan gas dalam pompa sama dengan tekanan luar.
Kesetimbangan Termal

Terjadi bila energi yang masuk dan yang keluar sistem sama jumlahnya
dalam saat bersamaan. Hal ini terjadi jika suatu sistem dan lingkungan sama.
Kesetimbangan listrik

Keadaan sistem dan lingkungan yang mempunyai potensial listrik yang
sama sehingga tidak terjadi perpindahan muatan.

Kerja, Kalor dan Energi Listrik
Sistem yang tidak setimbang dengan lingkungannya cenderung berubah

untuk mencapai kesetimbangan. Bentuk perubahan yang terjadi bergantung pada
jenis sistem dan lingkungan, mungkin terjadi kerja, perpindahan kalor, atau
menimbulkan arus listrik.
Kerja

Kerja yang akan dibahas adalah kerja mekanik. Contoh yang berguna
tentang kerja mekanik adalah pemuaian gas (Gambar 4. 2). Suatu gas yang berada
dalam tabung yang tertutup piston yang dapat bergerak tapi tidak mempunyai berat
dan gesekan, pada suhu, tekanan dan volume tertentu. Ketika memuai, gas tersebut
mendorong piston ke atas melawan tekanan atmosfer luar P. Perpindahan piston
menghasilkan energi yang disebut kerja volume. Nilai kerja bergantung pada
besarnya penambahan volume dan tekanan udara luar. Kerja yang dilakukan oleh
gas pada lingkungan adalah:

w = -P∆V

dengan ∆V, perubahan volume. Tanda minus pada persamaan dibuat agar
mengikuti kesepakatan untuk w. Untuk pemuaian gas ∆V > 0, sehingga -P∆V
bernilai negatif, sedangkan untuk pemampatan gas ∆V < 0 sehingga -P∆V bernilai
positif.

118

Menurut persamaan, satuan untuk kerja yang dilakukan oleh atau pada suatu
gas adalah liter atmosfer. Untuk menyatakan kerja yang dilakukan dalam satuan
yang lebih dikenal, yaitu Joule;

1 L atm = 101,3 Joule

Gambar 4. 2 Pemuaian gas melawan tekanan luar konstan. Gas itu terdapat
dalam silinder yang tertutup piston yang dapat bergerak dan
tidak bermassa. Kerja yang dilakukan dirumuskan oleh -P∆V

Kalor
Kalor adalah energi mekanik akibat gerakan partikel materi dan dapat

pindah dari satu tempat ke tempat lain. Jika sistem mempunyai dinding diatermal
(tembus energi) dan suhunya lebih tinggi dari lingkungan maka kalor akan keluar
sistem. Sebaliknya jika suhu lingkungan lebih tinggi, kalor akan mengalir ke sistem.
Energi Listrik

Bila sistem diberi beda potensial dari lingkungannya akan mengakibatkan
listrik mengalir ke dalamnya atau diberi energi listrik. Sebaliknya, bila dalam sistem
terdapat beda potensial maka sistem dapat memberikan energi listrik ke lingkungan.

10.2 Hukum Pertama Termodinamika
Energi Dalam
Setiap sistem mempunyai energi karena partikel-partikel materi (padat, cair
atau gas) selalu bergerak acak dan beraneka ragam. Disamping itu, dapat terjadi
perpindahan tingkat energi elektron dalam atom atau molekul. Setiap gerakan
dipengaruhi oleh banyak faktor dan dapat berubah bentuk bila saling bertumbukan.

119

Akibatnya besar energi gerakan satu partikel akan berbeda dengan yang lain.
Jumlah total energi semua partikel dalam sistem disebut Energi dalam (U). karena
itu nilai mutlak U tidak dapat dihitung.

Bila sistem mengalami peristiwa, akan mengubah energi dalam, misalnya
dari U1 (keadaan awal) menjadi U2 (keadaan akhir). Walaupun nilai mutlak U1 dan
U2 tidak diketahui, perubahannya dapat diketahui dari perubahan suhu sistem. Jika
suhu naik menandakan gerakan partikel lebih cepat dan berarti energi dalam
bertambah. Sebaliknya jika suhu turun berarti energi dalam berkurang.

Rumusan Hukum Pertama Termodinamika

Hukum pertama termodinamika menyatakan hubungan energi sistem

dengan lingkungan. Jika sistem kemasukan energi, berarti lingkungan kehilangan

energi, dan sebaliknya, jika lingkungan kemasukan energi maka sistem kehilangan

energi dengan jumlah yang sama.

Sebuah pompa bila dipanaskan akan menyebabkan suhu gas dalam pompa

naik dan volumenya bertambah. Berarti energi dalam gas bertambah dan sistem

melakukan kerja. Dengan kata lain, kalor (q) yang diberikan kepada sistem sebagian

disimpan sebagai energi dalam (∆U) dan sebagian lagi diubah menjadi kerja (w).

q = ∆U – w atau ∆U = q + w

Persamaan di atas merupakan rumusan hukum pertama termodinamika.
Hukum pertama termodinamika didasarkan pada hukum Kekekalan Energi yang
menyatakan:

“Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat
diubah dari satu bentuk ke bentuk lain”

Atau:
“ Energi alam semesta adalah konstan”

120

Agar tidak keliru dalam menggunakan rumus di atas, perlu ditetapkan
perjanjian:
1. Kalor (q)

Bertanda (+), jika kalor masuk sistem/ proses penyerapan kalor dari
lingkungan ke sistem (proses endotermik)

Bertanda (-), jika kalor keluar sistem/ proses melepaskan kalor dari
sistem ke lingkungan (proses eksotermik)

2. Kerja (w)
Bertanda (+), jika kerja dilakukan oleh lingkungan/ proses
pemampatan gas (kompresi)
Bertanda (-), jika kerja dilakukan oleh sistem/ proses pemuaian gas
(ekspansi)

3. Kerja dihitung dengan rumus:

w = -P∆V

dengan w = kerja (L atm)
V = volume (L)
P = tekanan (atm)

Contoh 1: suatu gas memuai dari volume 2,0 L menjadi 6,0 L pada tekanan
konstan. Hitunglah kerja yang dilakukan gas jika gas itu memuai terhadap ruang
hampa!
Jawaban:

Ruang hampa, berarti tekanan luar nol maka w adalah:
w = -P∆V
= - 0 atm (6 L – 2 L)
= 0 L atm

Latihan:

1. Suatu gas memuai dari volume 2,0 L menjadi 6,0 L pada tekanan konstan.
Hitunglah kerja yang dilakukan gas jika gas itu memuai terhadap tekanan luar
konstan 1,2 atm!

121

2. Suatu gas diberi kalor sebanyak 500 kal sehingga berekspansi melawan udara
luar (1 atm) dan volume berubah dari 20 liter menjadi 30 liter. Tentukan:
a. Kerja (w) dalam Joule
b. Perubahan energi dalam (∆U) dalam Joule
1 kal = 4,184 Joule

3. Kerja yang dilakukan suatu gas dimampatkan dalam tabung adalah 462 Joule.
Selama proses ini, terdapat perpindahan kalor sebesar 128 Joule dari gas ke
lingkungan. Hitunglah perubahan energi untuk proses ini!

Contoh 2: 0,5 mol gas (2,5 atm, 500C) berekspansi menentang udara

luar (1 atm) sehingga suhu menjadi 750C. tentukan:

a. Kerja (w)
b. Perubahan energi (∆U) bila q = 1000 J

Jawaban:

Diketahui: n = 0,5 mol

P1 = 2,5 atm T1 = 500C + 273 K = 323 Kelvin

P2 = 1 atm T2 = 750C = 273 K = 348 Kelvin

w = -P∆V

untuk mencari kerja (w) maka diperlukan V1 dan V2. Maka untuk mencari

volume diperlukan persamaan gas ideal dengan rumus:

PV = nRT maka:

V = = = 5,3 L 0,5 0,082 −1 −1 323
1 1 2,5

V = = = 14,27 L 0,5 0,082 −1 −1 348
2 2 1

a.) w = -P∆V

w = - 1 atm (14,27 – 5,3)L

= -8,97 L atm

Jika dijadikan dalam satuan Joule, maka:

w = -8,97 L atm x 101,3 J L-1 atm-1

= -908,6 Joule

122

b) ∆U = q + w

= 1000 J + (-908,6 J)
= 91,4 Joule

Latihan: dua mol gas O2 (bersuhu 270C dan tekanan 1,5 atm) berekspansi
melawan udara luar (1 atm) sehingga energi dalam turun 35 kal dan
volume akhir = 50 L. tentukan:
a. Kerja (w) dalam kal
b. Kalor (q) dalam kal

Berbagai Macam Proses
Proses isotermal
Proses yang berlangsung pada suhu tetap (T1 = T2), akibatnya energi
dalam tetap (∆U = 0). Dengan demikian persamaan menjadi:
q = -w
Artinya kalor yang diberikan kepada sistem semuanya di ubah menjadi
kerja.
Proses isovolum
Proses yang tidak mengalami perubahan volume (∆V = 0), akibatnya
sistem tidak melakukan kerja (w = 0), sehingga persamaan menjadi:
q = ∆U
Artinya semua kalor yang masuk sistem disimpan sebagai energi dalam.
Proses adiabatik
Proses yang tidak menyerap atau melepaskan kalor (q = 0), sehingga
persamaan menjadi:
∆U = w
Artinya energi dalam sistem dipakai untuk menghasilkan kerja.

Latihan:

1. Dua mol gas (270C dan 1,5 atm) berekspansi ke udara bebas (1 atm).
Tentukan q bila prosesnya isotermal!

123

2. Bila suatu gas dalam ruang yang dindingnya kuat diberi kalor sebesar
100 kal, maka tentukanlah perubahan energi dalam gas ini!

3. 22 gram gas CO2 pada suhu 1270C dan tekanan 1,2 atm berekspansi ke
udara luar (1 atm). Bila prosesnya adiabatik, tentukan ∆U! (Ar C = 12,
Ar O = 16)

10.3Entalpi
Sebuah pompa berisi gas yang mula-mula stabil (Pin = Pex) dan kemudian

diberi kalor sebesar q, secara perlahan akan terjadi ekspansi. Karena piston dapat
bergerak bebas, maka tekanan gas dalam pompa (Pin) selalu sama dengan tekanan
luar (Pex) sehingga w = -Pex(V2-V1) = -Pin(V2-V1). Sesuai dengan hukum pertama:

qp = ∆U + P∆V
qp adalah kalor yang masuk atau keluar sistem pada tekanan luar (dalam) yang tetap.
Persamaan menunjukkan bahwa nilai qp bergantung pada U, P, dan V keadaaan
awal dan akhir. U dan PV adalah energi, akibatnya U + PV juga energi. Berarti,
dalam sistem ada kuantitas energi lain yang disebut entalpi (H):

H = U + PV
Jika sistem mengalami perubahan maka entalpi juga demikian:

∆H = ∆U + ∆(PV)
∆H = ∆U + P∆V + P∆P
Jika tekanan tetap (∆P = 0) maka:
∆H = ∆U + P∆V + P∆P
∆H = ∆U + P∆V + P.0

∆H = ∆U + P∆V

Sehingga :

∆H = qp atau qp = ∆H

Jadi, “kalor yang diserap atau dilepaskan sistem pada tekanan luar yang tetap
sama dengan perubahan entalpinya”

Perubahan entalpi ∆H adalah suatu ukuran kalor reaksi pada tekanan tetap.

124

Perubahan entalpi (∆H) sistem bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir.

Akhirnya ada kemungkinan: (proses endotermik)
➢ Bila H2 > H1 maka (proses eksotermik)
∆H = H2 – H1 > 0 (proses adiabatik)
➢ Bila H2 < H1 maka
∆H = H2 – H1 < 0
➢ Bila H1 = H2 maka
∆H = H2 – H1 = 0

Ekspansi Isotermal

Jika sistem berekspansi melawan tekanan luar tetap dan suhu sistem tetap

disebut ekspansi isotermal. Perubahan energi proses ini adalah:
∆H = ∆U + P∆V

Karena proses isotermal maka ∆U = 0

Sehingga persamaan perubahan entalpi jika sistem berekspansi isotermal menjadi:

∆H = P∆V

Jadi, ∆H dapat dihitung dari perkalian tekanan luar dengan perubahan volume.

Latihan:

1. 2 liter gas N2 pada 00C dan tekanan 1 atm berekspansi isotermal melawan

tekanan tetap sebesar 0,5 atm. Tentukan perubahan entalpi!

2. 64 gram O2 pada suhu 250C dan tekanan 1,2 atm berekspansi melawan tekanan

luar (1 atm), sehingga volume akhir 48,87 liter. Hitunglah perubahan entalpi

sistem! (Ar O = 16)

Peralihan Wujud

Peralihan wujud merupakan proses isotermal, karena berlangsung pada suhu

tetap, contohnya penguapan air. Penguapan air adalah perubahan air menjadi uap air

pada suhu 1000C atau H2O(g) ∆H = H2 – H1
H2O(l)1000C
1000C

H1 H2

125

Nilai ∆H ini tidak dapat dihitung, tetapi dapat diukur dengan percobaan.

Hasil pengukuran terhadap suatu zat akan mempunyai nilai tertentu yang disebut
Kalor Penguapan (∆Hvap). Kalor penguapan merupakan energi yang diperlukan

untuk menguapkan 1 mol zat pada titik didihnya (Tabel 4. 1).

Kalor yang diperlukan untuk menguapkan sejumlah zat tergantung pada mol

zat dan kalor penguapannya.

q = n ∆Hvap

Tabel 4. 1 Kalor penguapan dan titik didih beberapa unsur dan senyawa

Unsur dan Senyawa ∆Hvap (kJ mol-1) Titik didih (0C)
CH4 9,20 -161
C2H6 14 -89
C3H8 18,1 -30
C4H10 22,3 0
C6H14 28,6 68
C8H18 33,9 125
C10H22 35,8 160
F2 6,52 -188
Cl2 20,4 -34,6
Br2 30,7 59
HF 30,2 17
HCl 15,1 -84
HBr 16,3 -70
HI 18,2 -37
H2O 40,6 100
H2S 18,8 -61
NH3 23,6 -33
PH3 14,6 -88
SiH4 12,3 -112
He 0,84 4,21
H2 0,904 20,4
N2 5,56 77,3
Ar 6,52 87,2

Latihan: 90 gram air diubah menjadi uap di bawah tekanan udara 1 atm.
Tentukan kalor yang diperlukan (kalor penguapan air lihat
Tabel 4. 1) (Ar H = 1 dan Ar O = 16)

126

Kapasitas Kalor

Perubahan entalpi untuk proses yang tidak isotermal memerlukan

perhitungan lain, yaitu dengan kapasitas kalor. Kapasitas kalor (C) adalah jumlah

kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sistem satu derajat atau

C =


Jika tekanan luar konstan maka qp = ∆H, dan bila proses isovolum maka

qv = ∆H. jadi, ada dua macam kapasitas kalor, yaitu:

✓ Pada tekanan tetap Cp = ( ) (JK-1)

p

✓ Pada volume tetap Cv = ( ) (JK-1)

V

Dalam perhitungan sering diperlukan nilai kapasitas kalor tiap mol zat yang

disebut Kapasitas Kalor Molar yaitu:

cp = (JK-1mol-1)
(JK-1mol-1)

cv =


nilai cp dan cv mempunyai hubungan:

cp – cv = R

dengan R adalah tetpan gas ideal (8,314 J mol-1 K-1). Nilai cp suatu zat dapat diukur

dengan percobaan di laboratorium (Tabel 4. 2).

Suatu sistem yang mengalami perubahan suhu pada tekanan tetap akan

disertai oleh pemasukan atau pengeluaran kalor. Besarnya kalor dapat dihitung dari

jumlah mol dan perbedaan suhu.

Pada Tekanan Tetap:

q = ∆H = ncp ( T2 – T1)

Pada proses isovolum:

q = ∆U = ncv ( T2 – T1)

Latihan:

i. Hitunglah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 64 gram oksigen
dari suhu 250C sampai dengan 400C pada proses

127

a. Tekanan tetap
b. Isovoulum
ii. Hitunglah perubahan entalpi 4,4 gram CO2 (1 atm) dari suhu 250C menjadi
500C! (Ar C = 12 dan Ar O = 16)

Tabel 4. 2 Kapasitas kalor molar (cp) beberapa zat

Zat cp (J K-1 mol-1) Zat cp (J K-1 mol-1)
O2(g) 29,36 O3(g) 39,2
H2(g) 28,82 H2O(l) 79,29
H2O(g) 33,58 F2(g) 31,3
HF(g) 29,13 Cl2(g) 33,91
HCl(g) 29,12 NaCl(s) 49,71
Br2(l) 75,69 Br2(g) 36,02
HBr(g) 29,14 I2(s) 54,44
I2(g) 36,90 HI(g) 29,16
S(s) 22,64 SO2(g) 39,87
SO3(g) 50,67 H2S(g) 34,23
H2SO4(l) 138,91 N2(g) 29,13
NO(g) 29,84 NO2(g) 37,20
NH3(g) 35,06 C(s) 8,53
CO(g) 29,12 CO2(g) 37,11
CH4(g) 35,34 C2H2(g) 43,93
C2H4(g) 43,56 C2H6(g) 52,64
CH3CO2H(l) 124,3 CH3OH(l) 81,6
C2H5OH(l) 111,46 PbSO4(s)
Al2O3(s) 79,4 Hg(l) 103,21
Cu(s) 24,44 Ag(s) 27,98
CaO(s) 42,80 CaCO3(s) 25,35
81,88

C. Rangkuman
Reaksi kimia dipandang sebagai perubahan dalam sistem. Sistem adalah suatu

yang menjadi pusat perhatian dan yang lainnya disebut lingkungan. Ada tiga macam
sistem yaitu sistem terbuka, tertutup dan tersekat. Dalam termodinamika dikenal
kesetimbangan mekanik, termal dan listrik. Sistem yang tidak setimbang dengan
lingkungannya cenderung berubah menuju kesetimbangan dengan menyerap atau
melepaskan kalor serta menerima atau melakukan kerja. Kalor adalah bentuk energi

128

yang dapat pindah dari sistem ke lingkungan, atau sebaliknya. Kerja ditandai dengan
perubahan volume sistem yang disebut kerja volume.

Suatu sistem mempunyai energi dalam (U) yaitu energi total yang dikandung
sistem. Jika sistem menerima sejumlah kalor, maka sebagian di ubah menjadi kerja dan
sisanya menambah energi dalam. Berdasarkan itu lahirlah hukum pertama
termodinamika yang menyatakan bahwa, energi tidak dapat diciptakan atau
dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain.

Setiap sistem gas mempunyai besaran yang dapat berubah nilainya, yaitu
tekanan (P), volume(V), suhu (T), mol (n) dan energi dalam (U). Suatu proses dapat
mengubah beberapa besaran, sedangkan yang lain tetap, contohnya proses isotermal
(suhu tetap), isohor (volume tetap), dan adiabatik (tidak melepaskan atau menyerap
kalor). Proses di udara bebas dapat dianggap punya tekanan luar yang tetap. Kalor yang
masuk atau keluar pada proses ini sama dengan perubahan entalpi. Jika nilai perubahan
entalpi negatif menandakan proses eksotermik, dan jika nilainya positif menandakan
proses endotermik.

Perubahan entalpi reaksi kimia dapat ditentukan secara eksperimen dengan
kalorimeter dan secara perhitungan dari data kalor pembentukan senyawa. Kalor
pembentukan senyawa diperoleh dari kalor reaksi pembentukannya, berdasarkan
perjanjian, bahwa kalor pembentukan unsur bebas adalah nol. Perubahan entalpi proses
yang tidak isotermal diperlukan nilai kapasitas kalor. Ada dua macam kapasitas kalor,
yaitu pada tekanan tetap (cp) dan volume tetap (cv).

D. Tugas
i. Apa yang dimaksud dengan sistem:

a. Terbuka
b. Tertutup
c. Tersekat
ii. Hitunglah kerja jika 20 gram O2 (1 atm, O0C) berubah menjadi 500C dan 1 atm.
Kemudian hitung ∆H bila proses adiabatik!

129

iii. Suatu gas memuai dan melakukan kerja P-V pada lingkungan sebesar 279 Joule.
Pada saat yang sama, gas itu menyerap kalor dari lingkungan sebesar 216 Joule.
Berapa perubahan energi sistem?

iv. Hitunglah kalor yang diperlukan untuk menguapkan 50 gram etana C2H6 pada titik
didihnya. (Ar C = 12 dan Ar H = 1 serta kalor penguapan (∆Hvap) etana lihat Tabel 4.
1)

E. Daftar Pustaka
James E. Brady. Tanpa tahun. Kimia Universitas Asas dan Struktur, Jilid 1. Jakarta:
Binapura Aksara.
Raymond Chang. 2005. Kimia Dasar, Konsep-konsep Inti, Jilid 1. Jakarta:
Erlangga.
Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: ITB.

130

BAB XI
TERMOKIMIA

A. Penyajian Materi

Penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia disebut

termokimia, yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia. Reaksi

kimia termasuk proses isothermal dan bila dilakukan di udara terbuka maka kalor

reaksi.

qp = ∆H

akibatnya, kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi:
q = ∆Hreaksi = Hhasil reaksi – Hpereaksi

Supaya terdapat keragaman harus ditetapkan keadaan standar, yaitu 250C

dan tekanan 1 atm. Dengan demikian, perhitungan termokimia pada keadaan standar

yaitu, contoh:

AB + CD AC + BD ∆H0 = x kJ mol-1

∆H0 adalah lambang (notasi) perubahan entalpi reaksi pada keadaan standar.

Ditinjau dari jenis reaksi, terdapat 4 jenis kalor sebagai berikut:

Kalor Pembentukan

Kalor pembentukan merupakan kalor yang menyertai pembentukan 1

mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya.

Contoh: ammonia (NH3) harus dibuat dari gas nitrogen dan hydrogen, sehingga

reaksinya:

21N2(g) + 121H2(g) NH3(g) ∆Hf0 = -46 kJ mol-1

Karena NH3 harus 1 mol maka koefisien reaksi nitrogen dan hydrogen

boleh dituliskan sebagai pecahan. Energy yang dilepaskan sebesar 46 kJ mol-1

disebut kalor pembentukan ammonia (∆H0 NH3)

Contoh lain:
C(s) + O2(g) CO2(g) ∆Hf0 = -394kJ mol-1
Berarti ∆H0 CO2 = -394 kJ mol-1

131

Kalor Penguraian

Kalor penguraian adalah kalor yang menyertai penguraian 1 mol

senyawa langsung menjadi unsur-unsurnya, contoh:

NH3(g) 12N2(g) + 121H2(g) ∆H = +46 kJ mol-1
HF(g) 21H2(g) + 12F2(g) ∆H = +271 kJ mol-1

Kalor Penetralan
Kalor penetralan adalah kalor yang menyertai pembentukan 1 mol air

dari reaksi penetralan (asam dan basa), contoh:
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = +121kJ mol-1
HBr(aq) + 12Ba(OH)2(aq) 21BaBr2(aq) + H2O(l) ∆H = +98 kJ mol-1

Kalor Reaksi

Kalor reaksi merupakan kalor yang menyertai suatu reaksi dengan

koefisien yang paling sederhana, contoh: ∆H = -92kJ mol-1
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) ∆H = -2602kJ mol-1
2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2(g) + 2H2O(l)

Kalor reaksi dapat ditentukan dengan percobaan laboratorium atau dengan

perhitungan. Dengan perhitungan ada tiga cara yaitu:
1. Hukum Hess

Walaupun ada alat untuk mengukur kalor reaksi, tetapi ada reaksi yang
berlangsung terlalu cepat atau lambat sehingga sulit diukur. Disamping itu, ada
reaksi yang tidak terjadi tetapi kita ingin mengetahui kalor reaksinya. Masalah
ini dapat dipecahkan dengan menggunakan Hukum Hess yang menyatakan:

“kalor yang menyertai reaksi tidak bergantung pada jalan
yang ditempuh, tetapi hanya pada keadaan awal dan akhir”

Latihan:

1) Tentukan kalor reaksi 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) jika

diketahui:
C(g) + O2(g) CO2(g) ∆H = -394kJ
2C(g) + O2(g) 2CO(g) ∆H = +220kJ

132

2) Diketahui reaksi: ∆H = -2602kJ
2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -3123kJ
2C2H6(g) + 7O2(g) 4CO2(g) + 6H2O(l) ∆H = -286kJ
H2(g) + 12O2(g) H2O(l)

2. Kalor Pembentukan Standar

Suatu senyawa dapat dibuat langsung dari unsur-unsurnya. Kalornya

disebut kalor pembentukan dan dapat ditentukan dengan percobaan. Kalor ini

merupakan selisih entalpi senyawa dengan unsur-unsur pembentuknya.
“kalor pembentukan unsur bebas pada suhu 250C dan
tekanan 1 atm adalah nol”
Suhu 250C dan tekanan 1 atm dipilih sebagai keadaan standar karena

dianggap merupakan kondisi yang umum dari permukaan bumi. Kondisi ini

harus dinyatakan mengingat entalpi system dipengaruhi oleh suhu dan tekanan.
Sesuai dengan perjanjian, maka ∆H pembentukan unsur pada keadaan

standar adalah nol, dengan wujud yang sesuai pada keadaan itu. Contoh:
∆H0f Fe(s) = 0; ∆H0f Hg(l) = 0; ∆H0f H2(g) = 0; ∆H0f N2(g) = 0
Notasi nol kecil (0) diatas ∆H melambangkan nilai entalpi pada keadaan

standar. Berdasarkan perjanjian di atas, kita dapat menentukan kalor

pembentukan (∆H0f) senyawa dari data hasil percobaan.

Tabel 11.1 Kalor Pembentukan Standar Zat Kimia (250C, 1 atm)

Senyawa ∆H0f (kJ mol-1) Senyawa ∆H0f (kJ mol-1)
O2(g) 0 O3(g) 142,7
H2(g) 0 H2O(l) -286
H2O(g) Fe(g) 0
HF(g) -241,8 Cl2(g) 0
HCl(g) -271,1 NaCl(s) 411
Br2(l) -92,3 Br2(g) 30,9
HBr(g) I2(s) 0
I2(g) 0 HI(g) 26,5
S(s) -36,4 SO2(g) -297
SO3(g) 62,4 H2S(s) -20,6
H2SO4(l) N2(g) 0
NO(g) 0 NO2(g) 33,1
-396
-813,8
90,2

133

NH3(g) -46,1 C(s) 0
CO(g) 110 CO2(g) -394
CH4(g) 74,8 C2H2(g) 227
C2H4(g) 52,2 C2H6(g) -84,5
CH3COOH(l) -484,5 CH3OH(l) -238,7
C2H5OH(l) -277,7 PbSO4(s) -919,9
Al2O3(s) -1675,7 Hg(l)
Cu(s) 0 Ag(s) 0
CaO(s) 635,5 CaCO3(s) 0
Fe2O3(s) -822,2 -1206,9

Latihan:

1) Tentukan ∆H0f CO2(g) jika reaksi:
C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = -394kJ mol-1

2) Tentukan ∆H0f H2SO4(l) jika reaksi:
H2O(l) + SO3(g) H2SO4(l) ∆H = -131,8kJ mol-1

3) Tentukan ∆H reaksi dari:
Fe2O3(g) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g) ∆H = …….?

3. Energi Ikatan

Kalor reaksi juga dapat diperkirakan dari data energy ikatan pereaksi dan

hasil reaksi. Energy ikatan adalah energi rata-rata yang diperlukan untuk

memutuskan ikatan antar dua atom dalam senyawa. Data dari Tabel 11.2
dipakai untuk menghitung energy pengatoman senyawa (∆H0atom) yaitu energy

yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan dalam senyawa (dalam

keadaan gas) menjadi atom-atomnya.

Tabel 11.2 Energi Ikatan

Ikatan En (kJ mol-1) Ikatan En (kJ mol-1)
H–C 415 H–I 299
H–O 463 C–O 356
H–N 391 724
H–F 563 C=O 292
H – Br 366 C–N 619
C–C 348 879
607 C=N 432
C=C 833
C=N
C=C H – Cl

134

Contoh energy pengatoman H2O, CH4, dan C3H6:

a. H2O

∆H0atom = 2(O – H)

= 2(463)kJ mol-1

= 926 kJ mol-1

b. CH4

∆H0atom = 4(C – H)

= 4(415)kJ mol-1

= 1660 kJ mol-1

c. C3H6

∆H0atom = 6(C – H) + 1(C – C) + 1(C=C)
= 6(415) + 1(348) + 1(607)
= 3445 kJ mol-1

Jika zat yang terlibat dalam reaksi berupa unsur bebas, maka dipakai
data energi pengatoman unsur (∆H0atom) seperti Tabel 11.3. Energi

pengatoman unsur adalah energy yang diperlukan untuk memutuskan ikatan

antar atom dalam unsur (dalam suhu kamar) sehingga menjadi atom-atom

bebas.

Tabel 11.3 Energi Pengatoman Beberapa Unsur

Atom ∆H0atom (kJ mol-1) Atom ∆H0atom (kJ mol-1)
Li 161 F 79,1
Br 112 Na 108
O 249 S 454
N 473 Cl 121
C 715 Br 112
H 218 I 107

Proses pengatoman bersifat endotermik, karena diperlukan energy untuk
memutuskan ikatan. Dalam reaksi terjadi pemutusan ikatan pereaksi dan

135

pembentukan ikatan hasil reaksi. Dengan kata lain, pengatoman pereaksi
membutuhkan energi, sedangkan pengatoman hasil reaksi melepaskan energy.

Energi pengatoman pereaksi = energy yang dibutuhkan
Energi pengatoman hasil reaksi = energy yang dilepaskan
Sehingga ∆H (kalor reaksi) adalah perbedaan energy yang dibutuhkan
dengan energy yang dilepaskan.
∆H = Energi Pengatoman pereaksi – Energi Pengatoman hasil reaksi
Menghitung kalor reaksi dengan data ikatan akan mudah bila zat yang
terlibat dalam reaksi adalah senyawa berwujud gas atau unsur. Hal ini
disebabkan oleh energy pengatoman senyawa dihitung dalam keadaan gas,
sedangkan energy pengatoman unsure dihitung dalam wujudnya pada suhu
kamar.

Latihan:

Tentukan kalor reaksi dengan menggunakan data energy ikatan

a. C2H4(g) + H2(g) C2H6(g) ∆H = ……?
b. CH4(g) + O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = ……?

Jika senyawa dalam reaksi berwujud cair atau padat, maka di ubah

menjadi gas. Energy yang diperlukan dihitung dari data kalor penguapan (∆Hvap)
dan kalor sublimasi (∆Hsub)

Latihan:

1. Tentukan kalor reaksi pembakaran 1 mol C6H14(l) jika
∆Hvap C6H14 = 28,6 kJ mol-1 dan ∆Hvap H2O = 40,6 kJ mol-1
2C6H14(l) + 19O2(g) 12CO2(g) + 14H2O(l)

2. Hitunglah kalor reaksi dibawah ini dengan data energy ikatan jika ∆Hvap
H2O = 40,6 kJ mol-1
2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2(g) + 2H2O(l)

136

BAB XII
KIMIA ORGANIK

Senyawa organik adalah senyawa yang terdapat dalam organisme yang sangat
bervarisi jumlah atom dan strukturnya. Setiap senyawa organik mengandung
karbon sebagai unsur utama. Dalam bab ini akan membahas senyawa organik
dimulai dari keistimewaan unsur karbon dan cara menuliskan rumus senyawa
organik. Kemudian dilanjutkan dengan senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa
yang mengandung hidrogen dan karbon. Pembahasan diarahkan pada
penggolongan, tata nama dan isomernya.

Pengertian Kimia Organik
Senyawa organik berasal dari organisme atau makhluk hidup, karena pada
awalnya diduga hanya dapat dibuat oleh organisme. Tahun 1828, Friedrich
Wholer berhasil mensintesis urea (senyawa organik) dari amonium sianat
(senyawa anorganik).

Sejak itu, banyak dilakukan percobaan untuk membuat senyawa organik.
Ternyata senyawa organik selalu mengandung paling sedikit satu atom karbon.
Salah satu kekhasan senyawa organik adalah mempunyai rumus dan struktur
molekul yang beranekaragam, tergantung pada jumlah atom C (karbon)-nya.
Jadi, senyawa organik adalah senyawa yang strukturnya terutama ditentukan
oleh atom karbon yang saling berikatan.

Keistimewaan Atom Karbon
Keanekaragaman senyawa organik muncul karena keistimewaan atom karbon
(C) yang tidak dimiliki oleh atom lainnya. Keistimewaan itu adalah:

137
1. Atom C dengan elektron valensi empat, sehingga dapat membuat empat ikatan

kovalen tunggal yang cukup kuat dengan atom lain, seperti CH4, CCl4, CH3Cl
dengan struktur tetrahedral.

Gambar 1.1 Struktur CH4, CCl4 dan CH3Cl
2. Satu atom C dapat berikatan kovalen dengan atom C lainnya, dan dapat pula

sambung-menyambung membentuk suatu rantai karbon contoh C2H6 dan C5H12.

Sehingga jumlah atom C dalam senyawa organik sangat bervariasi, mulai dari 1
sampai tak hingga.
3. Rantai karbon dalam senyawa organik dapat berupa rantai lurus, bercabang, dan
melingkar (siklik). Contoh:

4. Antara dua atom C yang berdekatan dapat terbentuk ikatan rangkap dua atau tiga
seperti pada C3H6, dan C3H4.

138

5. Atom karbon dapat membentuk ikatan kovalen dengan atom elektronegatif
lainnya seperti O, S, N, dan Halogen (F, Cl, Br, dan I). Contoh:

Rumus Senyawa Organik
Secara umum, senyawa kimia mempunyai tiga macam rumus kimia, yaitu (1)
rumus molekul, (2) rumus empiris, dan (3) struktur molekul. Untuk menyatakan
suatu senyawa organik tidak cukup hanya dengan rumus empiris dan rumus
molekul, tetapi juga diperlukan struktur molekulnya, karena suatu senyawa
organik mempunyai rantai karbon yang bervariasi, ada yang lurus, bercabang,
dan melingkar, serta mempunyai ikatan tunggal dan rangkap dua atau tiga. Letak
cabang, ikatan rangkap, dan bentuk rantai, tidak dapat ditunjukkan oleh rumus
molekulnya.
Untuk menggambarkan kedudukan atom dalam ruang (tiga dimensi) cukup sulit
pada kertas (berdimensi dua). Oleh karena itu digunakan tiga jenis rumus, yaitu
(1) rumus dimensional, (2) rumus bola pasak, dan (3) proyeksi newman. Berikut
ini adalah contoh konformasi (penataan dalam ruang secara berlain – lainan) dari
etana.

Rumus Bola Pasak

Catatan:
Jumlah ikatan kovalen suatu atom bergantung pada jumlah elektron yang belum
berpasangan, seperti:

139

Hidrokarbon
Suatu senyawa yang mengandung unsur karbon dan hidrogen disebut
hidrokarbon. Senyawa ini terdiri atas senyawa hidrokarbon alifatik dan aromatik.
Hidrokarbon alifatik adalah senyawa hidrokarbon yang tidak mengandung inti
benzena, baik dalam senyawa yang berantai lurus dan bercabang, maupun siklik.
Hidrokarbon aromatik adalah senyawa hidrokarbon yang mengandung inti
benzena, yaitu rantai enam karbon yang melingkar tetapi stabil. Hidrokarbon
alifatik yang tidak mengandung ikatan rangkap disebut hidrokarbon jenuh
(alkana), dan yang mengandung ikatan rangkap disebut hidrokarbon tak jenuh
(alkena dan alkuna), serta hidrokarbon siklik yang jenuh disebut sikloalkana.
Alkana
Alkana merupakan senyawa hidrokarbon jenuh, semua atom karbon dalam
alkana mempunyai empat ikatan tunggal dan tidak ada pasangan elektron bebas.
Semua elektron terikat kuat oleh kedua atom. Akibatnya, senyawa ini cukup
stabil dan disebut juga parafin yang berarti kurang reaktif.

Rumus Molekul Alkana

Tabel 8.1 Beberapa senyawa alkana:

Nama senyawa Rumus molekul Rumus Struktur
Metana CH4
CH4
Etana C2H6
Propana C3H8

Butana C4H10

140

Pentana C5H12
Heksana C6H14
Heptana C7H16
Oktana C8H18
Nonana C9H20
Dekana C10H22

Perhatikan jumlah atom C dan atom H pada tabel, bertambah secara teratur yaitu
sebanyak CH2.
CH4 + CH2 = C2H6
C2H6 + CH2= C3H8
C3H8 + CH2= C4H10 ………… dst

Jika diperhatikan, pertambahan sebesar CH2 ini seperti sebuah deret. Sehingga
pertambahan jumlah atom C dan atom H yang teratur ini dinamakan deret
homolog alkana.

Dari deret homolog ini kita peroleh:

Jika atom C = 1, maka atom H =4

Jika atom C = 2, maka atom H =6

Jika atom C = 3, maka atom H =8

Jika atom C = n, maka atom H = Un

Dalam deret aritmatika Un merupakan suku ke-n dengan rumusan

matematikanya:

Un = a + (n - 1)b

Misal: a = U1 = suku pertama = 4
b = beda antar suku = U2 – U1 = 6 - 4 = 2

141

maka, Un = 4 + (n - 1) 2 = 4 + 2n – 2 = 2 + 2n
dari perhitungan di atas, jika atom C = n, maka atom H = 2 + 2n. Jadi rumus
umum golongan alkana adalah

CnH2n+2
Sifat Fisika Alkana
Perhatikan tabel berikut ini:
Tabel 8.2. Sifat – Sifat Fisika Beberapa Senyawa Alkana

Nama senyawa Rumus molekul Titik beku (Tf) oC Titik didih (Tb) oC Wujud pada suhu kamar
Metana CH4 - 183 - 162 Gas
Etana C2H6 - 172 - 89 Gas
Propana C3H8 - 187 - 42 Gas
Butana C4H10 - 135 0 Gas
Pentana C5H12 - 130 36 Cair
Heksana C6H14 - 94 69 Cair
Heptana C7H16 - 91 98 Cair
Oktana C8H18 - 57 126 Cair
Nonana C9H20 - 54 151 Cair
Dekana C10H22 - 30 171 Cair
C11H24 - 26 174 Cair
Undekana C12H26 - 10 196 Cair
Dodekana C13H28 -6 216 Cair
Tridekana C14H30 6 230 Cair
Tetradekana C15H32 10 251 Cair
Pentadekana C16H34 18 268 Cair
Heksadekana C17H36 22 280 Cair
Heptadekana C18H38 28 303 Padat
Oktadekana C19H40 32 330 Padat
Nonadekana C20H42 36 - Padat
Eikosana C21H44 - - Padat
Unikosana

Alkana adalah senyawa nonpolar. Akibatnya, gaya tarik antar molekul lemah.
Alkana rantai lurus sampai dengan butana berwujud gas pada suhu kamar,
sementara alkana C5 sampai C17 berwujud cair, dan alkana C18 atau lebih
berwujud padat. Berdasarkan dari tabel di atas, semakin besar Mr maka harga
titik didih akan semakin besar. Kenaikan titik didih ini pada hakikatnya
disebabkan oleh membesarnya gaya tarik van der waals antara molekul yang
makin panjang. Sementara itu, cabang dalam hidrokarbon akan menurunkan titik

142

didih karena cabang dapat mengganggu gaya tarik van der waals antara molekul-
molekul pada fase padat.
Sifat Kimia Alkana
Umumnya alkana dan sikloalkana tidak bereaksi dengan asam kuat, basa, dan zat
pengoksidasi atau pereduksi, karena alkana bersifat kurang reaktif.
Ada dua reaksi pada alkana yang akan dibahas pada pokok bahasan ini, yaitu
reaksi alkana dengan halogen dan reaksi pembakaran.
Halogenasi

Pembakaran
Pembakaran adalah reaksi cepat suatu senyawa dengan oksigen. Pembakaran
disertai dengan pembebasan kalor (panas) dan cahaya. Pembakaran ada dua jenis
yaitu pembakaran sempurna dan pembakaran tak sempurna. Pembakaran
sempurna adalah pengubahan suatu senyawa menjadi CO2 dan H2O. Sedangkan
pembakaran tidak sempurna menghasilkan karbon monoksida dan uap air.

Pembakaran sempurna

Pembakaran tak sempurna

143

Energi yang dibebaskan bila suatu senyawa teroksidasi sempurna menjadi CO2
dan H2O disebut kalor pembakaran ∆H. Harga kalor pembakaran tergantung
pada banyaknya hidrogen dan karbon dalam suatu molekul.
Isomer alkana
Dalam senyawa karbon, satu rumus molekul bisa mempunyai banyak struktur
molekul dengan sifat-sifat yang berbeda.
Perhatikan contoh berikut:
a. Rumus molekul C4H10
Struktur molekul :

Ada 2 buah isomer dari rumus molekul C4H10
b. Rumus molekul C6H14

Struktur molekul :
Jumlah isomer C6H14 sebanyak 5 buah.
Latihan:
Tulis isomer dari C6H14!

144

Isomer adalah suatu senyawa yang mepunyai rumus molekul sama tetapi struktur
molekul berbeda. Makin banyak atom C maka makin banyak jumlah isomer
senyawa tersebut.

Tabel 8.3. Jumlah Isomer Untuk Senyawa Golongan Alkana.

Rumus Jumlah Rumus Jumlah

molekul isomer molekul isomer

C4H10 2 C13H28 802

C5H12 3 C14H30 1858

C6H14 5 C15H32 4347

C7H16 9 C16H34 10357

C8H18 18 C17H36 24894

C9H20 35 C18H38 60523

C10H22 75 C19H40 148284

C11H24 159 C20H42 366319

C12H26 355

Tata nama alkana

Aturan penamaan senyawa alkana menurut aturan IUPAC:

a. Jika rantai C tidak bercabang penamaan alkana sesuai dengan jumlah atom C

yang dimiliki dan diberi awalan n(n=normal atau tidak bercabang)

b. Jika rantai C bercabang:
1) Tentukan rantai terpanjang dengan cara memanjangkan alkil-alkil yang ada dan

tentukan jumlah atom C dari berbagai ujung C.

145

(ada 6 rantai terpanjang)
2) Tentukan cabang- cabang alkil

Atom C (alkil) yang merupakan cabang adalah alkil yang bukan rantai C
terpanjang tetapi alkil yang terikat pada C terpanjang.

Nama cabang sesuai nama alkana hanya ana diganti il.
Rumus umum gugus alkil adalah CnH2n+1
3) Penomoran cabang (penomoran C1) dengan cara menetapkan nomor cabang
serendah mungkin.

4) Jika cabang lebih dari satu:
a) Alkil yang besar diberi nomor yang kecil
b) Jika cabang yang sama lebih dari satu maka diberi awalan :

di - untuk 2 cabang
tri - untuk 3 cabang
tetra - untuk 4 cabang
penta - untuk 5 cabang
c) Aturan penulisan berdasarkan urutan abjad dari nama alkil. Nama awalan di, tri,
dan sebagainya tidak berpengaruh.

146

Awalan di pada dimetil tidak menetukan urutan penulisan, yang menentukan
adalah awalan m dari metil.

Latihan:
1. Tentukan jumlah isomer dari C7H16 dan namanya!
2. Tentukan jumlah isomer dari C8H18 dan namanya!

Sikloalkana
Alkana yang mempunyai tiga atom karbon atau lebih dapat mempunyai bentuk
siklik (melingkar) yang disebut sikloalkana. Nama senyawa sesuai dengan
alkananya ditambah awalan siklo.
Contoh:

Latihan:
Gambarkanlah rumus struktur dari:
a. Siklobutana
b. Sikloheksana
Berdasarkan contoh, rumus umum sikloalkana adalah CnH2n