Buku Ringkasan Materi Kimia Lengkap

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.

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) ; ΔH = -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 (µ):

µ = 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 < µ < 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 - µ) 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 - µ) = 2a ; 1 - µ = 2 ; µ = 1/3

BAB VII

LARUTAN

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 VIII
EKSPONEN HIDROGEN

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 ( = 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 (0 < φ < 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+] = 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+] = 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 (= 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) + (aq)

[] = [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 (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, maka untuk
menyatakan konsentrasi ion OH- digunakan rumus:

[OH-] = Cb . Kb)

dimana:

Cb = konsentrasi basa lemah
Kb = tetapan ionisasi basa lemah [] = Cb . Kb)

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

Jawab:
[OH-] = Cb . Kb) = 10-3 . 10-5 = 10-4 M
pOH = - log 10-4 = 4
pH = 14 - pOH = 14 - 4 = 10

D. 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

E. 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.

F. Garam Yang Terbentuk Dari Asam Kuat Dan Basa Lemah

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

persamaan: [H+] = 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

G. 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-] = 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 IX
TEORI ASAM BASA DAN STOKIOMETRI LARUTAN

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).

B. 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:

a. titrasi asam-basa
b. titrasi redoks
c. 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 X
ZAT RADIOAKTIF

A. Keradioaktifan Alam

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

MACAMNYA :
KERADIOAKTIFAN ALAM

- Terjadi secara spontan

Misalnya: 238 U 224 Th + 4 He
92 90 2

1. Jenis peluruhan

a. Radiasi Alfa

- terdiri dari inti 4 He
2

- merupakan partikel yang massif

- kecepatan 0.1 C

- di udara hanya berjalan beberapa cm sebelum menumbuk

molekul udara

b. Radiasi Beta

- terdiri dari elektron 0 e atau 0 beta
-1 -1

- terjadi karena perubahan neutron 1 n 1 1 p + 0 e
0 -1

- 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 1 n + 0 e
e. Emisi Neutron 0 +1

- 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: 14 N + 4 He 17 O + 1 p
7 2 8 1

RUMUS k = tetapan laju peluruhan

k = (2.3/t) log (No/Nt) t = waktu peluruhan
k = 0.693/t1/2
t = 3.32 . t1/2 . log No/Nt No = jumlah bahan radioaktif mula-
mula

Nt = jumlah bahan radioaktif pada
saat t

t1/2 = waktu paruh

RINGKASAN : No = jumiah zat radioaktif
mula-mula (sebelum
1. Kestabilan inti: umumnya suatu
isotop dikatakan tidak stabil meluruh)
bila:
Nt = jumiah zat radioaktif
a. n/p > (1-1.6) sisa (setelah meluruh)
b. e > 83
e = elektron k = tetapan peluruhan
n = neutron
p = proton t = waktu peluruhan

2. Peluruhan radioaktif: t1/2 = waktu paruh
n = faktor peluruhan
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
e. t1/2 x n = t

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

BAB XI
KIMIA LINGKUNGAN

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 COHb

a. Karbon monoksida (CO)
- tidak berwarna dan tidak barbau
- bersifat racun karena dapat berikatan dengan hemoglobin CO + Hb
- 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 DAM PAK

POLUTAN

CO Racun sebab afinitasnya terhadap Hb besar

NO Peningkatan radiasi ultra violet sebab NO menurunkan

Freon kadar O3 (filter ultra violet)
sda

NO2 Racun paru
Minyak Ikan mati sebab BOD naik

Limbah Ikan mati sebab BOD naik

industri

Pestisida Racun sebab pestisida adalah organoklor

Pupuk Tumbuhan mati kering sebab terjadi plasmolisis cairan

sel

BAB XII
KIMIA TERAPAN DAN TERPAKAI

DEFINISI

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari reaksi-reaksi kimia yang
dapat dimanfaatkan dalam proses industri untuk mengolah bahan
asal menjadi bahan jadi atau bahan setengah jadi.

A. Sabun

1. PENGERTIAN
Garam dari asam lemak dengan KOH/NaOH

2. JENIS