RANGKUMAN KIMIA KELAS XII

RANGKUMAN KIMIA KELAS XII

Posted on Kamis, 03 November 2011 in Rangkuman Kimia XII by Nur Hidayah

 

“Sifat Kolegatif Larutan”

Sifat kolegatif larutan adalah unsur-unsur larutan yang tidak tergantung kepada jenis zat terlarut tetapi hanya tergantung pada konsentrasi partikelnya meliputi :

☺Penurunan tekanan uap jenuh

☺Kenaikan titik didih

☺Kenaikan titik beku

☺Tekanan osmotik

Konsentrasi Larutan

1). Molaritas

Adalah satuan konsentrasi yang menyatakan banyaknya mol zat terlarut di dalam setiap 1

Liter larutan.

M = n —- mol atau M = m . 1000

V —- V mr V → Volume (ml)

2). Molalitas (m)

Adalah satuan konsentrasi yang manyatakan banyaknya mol zat pelarut tiap 1 Kg pelarut

( 1000 gr pelarut )

M = n → Keterangan :

P m = molalitas

n = mol zat pelarut

p = massa pelarut (Kg)

w = massa zat (gn)

3). Fraksi Mol

              adalah satuan konsentrasi yang menyatakan perbandingan jumlah mol zat terlarut atai pelarut terhadap jumlah mol larutan. Jadi kalai na = adalah zat pelarut, nb = adalah mol terlarut, maka fraksi mol pelarut (XA) adalah :

XA = na → X pelarut = Mol pelarut

nA + nb mol pelarut + mol zat pelarut

Dan Fraksi mol zat terlarut (XB) adalah :

XB = nB → X terlarut = Mol terlarut

nA + nB mol pelarut + mol terlarut

XA + XB = 1

a). Penurunan tekanan uap ( Δp )

☺Uap jenuh adalah uap yang berada dalam kesetimbangan

☺Tekanan uap jenuh adalah tekanan yang di sebabkan oleh uap jenuh

☺Uap raouh hubungan antara tekanan uap jenuh larutan dengan tekanan uap jenuh pelarut adalah :

p = Xpelarut . Po Keterangan : p = tekanan uap jenuh larutan

po = tekanan uap jenuh pelarut

Xpelarut = fraksi mol pelarut

Selisih antara tekanan uap jenuh pelarut dengan tekanan uap jenuh larutan di sebut “Δp”

Δp = Xterlarut . po Keterangan : Δp = Penurunan tekanan uap jenuh

Δp = po – p

b). Kenaikan titik jenuh (ΔB)

☺Titik didih adalah suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap atmosfer di sekitarnya. Example : Di permukaan laut ( p = 760 mmHG) air mendidih pada suhu 100^ºC karena pada suhu 100^ºC tekanan uap air 760 mmHG.

☺Dengan adanya zat – terlarut dalam suatu zat cair maka titik didih zat cair itu akan naik sebanding dengan konsentrasi zat terlarut.

☺Selisih antara larutan dengan titik pelarutnya di sebut kenaikan titik didih (ΔTb = Tb Larutan Elevation).

Δb = Larutan – Tb Pelarut.

☺ΔTb tidak tergantung pada jenis zat terlarut tapi tergantung pada konsentrasi partikel dalam larutan.

Δb = kb . m Keterangan ΔTb = Kenaikan titik didih

Kb = Tetapan kenaikan titik didih molal

m = Molalitas.

c). Penurunan titik beku (ΔTf)

☺Titik beku adalah siatu suhu pada saat tekanan uap cairan sama dengan tekanan uap padatan. Example, Pada tekanan 1 atm, air membeku pada 0^ºC karena pada suhu itu tekanan uap air = tekanan uap es.

☺Adanya zat-zat terlarut dalam suatu zat cair mengakibatkan titik beku zat cair itu akan turun → sebanding dengan konsentrasi zat terlarut.

☺Selisih antara titik beku larutan dengan titik beku pelarutnya di sebut penurunan titik beku ( ΔTf = freezing point defression)

ΔTf = Tf pelarut – Tf larutan.

☺ΔTf tidak tergantung pada jenis zat terlarut tapi tergantung pada konsentrasi konsentrasi partikel dalam larutan

Keterangan ΔTf = penurunan titik beku

ΔTf = kf . m kf = tetapan penurunan titik beku molal

M = Molalitas

”Sel Elektrokimia”

1). Reaksi Redoks Spontan.

Adalah reaksi redoks yang berlangsung serta merta

2). Reaksi Volta

Elektroda tempat terjadinya reduksi di sebut katode, sedangkan tempat terjadinya oksidasi di sebut anode.

Untuk menetralkan muatan listrik, maka labu A dan labu B di hubungkan oleh suatu jembatan garam yaitu larutan garam ( Macl atau kNO3.

3). Notasi Sel Volta

Susunan suatu sel volta di nyatakan dengan suatu notasi singkat yang di sebut juga diagram sel

Misalnya :

Zn Ι Zn 2+ ΙΙ Cu 2+ Ι Cu

Anode di gambarkan pada bagian kirin sedangkan katode di sebelah kanan. Pada notasi ini terjadi oksidasi 2n menjadi Zn 2+, sedangkan anode Cu 2+ mengalami reduksi menjadi Cu. Dua garis sejajar (ΙΙ) yang memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan garam, sedangkan garis tunggal menyatakan batas abtar fase ( 2n padatan, sedangkan Zn 2+ dalam larutan, Cu 2+ dalam larutan sedangkan Cu padatan )

4). Potensial Elektrode Standar (E)

Selisih potensial di sebut potensial sel dan di beri lambang Esel. Potensial sel di sebut juga gaya gerak listrik ( ggl = emf atau elektromotif force )

Tekanan gas Ιatm di sebut potensial sel standar dan di beri lambang Eºsel

a). Potensial Elektrode

yaitu beda potensial elektrode terhadap elektrode hidrogen. Potensial elektrode hidrogen = ) volt.

Potendial elektrode sama dengan potensial reduksi, adapun potensial oksidasi sama nilainya dengan potensial reduksi, tetapi tandany berlawanan.

b). Potensial sel

Eºsel = Eº (+) – Eº (– )

Katode (reduksi) adalah elektrode yang mempunyai harga Eº lebih besar (lebih positif) sedangkan anode ( oksidasi ) adalah yang mempunyai Eº lebih kecil ( Lebih negatif )

5). Potensial Reaksi Redoks

Reaksi oksidasi adalah jumlah dari potensial setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi.

6). Reaksi keaktifan logam

Yaitu susunan unsur-unsur logam berdasarkan potensial elektrode standarnya

Makin tinggi kedudukan suatu logam dalam deret suatu volta

☺Logam makin rekatifan ( mudah melepas elektron )

☺Logam merupakan reduktor yang semakin kuat

Sebaliknya, makin rendah kedudukan logam dalam deret volta

☺Logam makin kurang rekatif ( Makin sukar melepas elektron )

☺Logam merupakan oksidator yang semakin kuat

7). Beberapa sel Volta komersial

a. Aki

Jenis baterai yang banyak di gunakan ubtuk kendaraan bermotor

b. Baterai kering

c. Baterai alkaline

d. Baterai Nikel – Kadmium

e. Baterai kerak oksida

f. Baterai litium

g. Sel bahan bakar

SEL ELEKTROLIS → Kebalikan dari sel elektrokimia

Dalam sel elektrolisis, Listrik di gunakan untuk melangsungkan reaksi redoks tak spontan. Jadi sel elektrolisis merupakan kebalikan dari sel volta

1). Susunan Sel Elektrolisis

Tidak memerlukan jembatn garam, komponen utamanya yaitu sebuah wadah elektrode, elektrolit & sumber arus searah

2). Reaksi-reaksi elektrolisis

Tidak menuliskan reaksi elektrolisis laritan elektrolit. Faktor-faktor yang di pertimbangkan antara lain :

I. Reaksi yang berkompetisi pada tiap-tiap elektrode

☺Spesi yang mengalami reduksi di katode adalah yang mempunyai potensial elektrode lebih positif

☺Sepsi yang mengalami oksidasi dianose adalah yang mempunyai potensial elektrode lebih negatif

II. Jenis Elektrode, apakah innert atau aktif.

Elektrode innert adala elektrode yang tidak terlibat dalam reaksi

Elektrode innert yang sering di gunakan yaitu platina dan grafit

III. Overpotensial

a). Reaksi di katode

Jika kation berasal dari logam-logam aktif maka airlah yang adan tereduksi

b). Reaksi-Reaksi di anode

Logam mempunyai potensial oksidasi lebi besar daripada airn atau anion sisa asam. Jika anode tidak terbuat dari pt, An atau grafit maka anode akan teroksidasi. Pt, Au, atau grafit termasuk elektrodainnert atau sukar bereaksi. Jika anode termasuk innert maka reaksi anode tergantung pada jenis anion dalam larutan. Anion sisa oksi mempunyai potensial oksidasi lebih negatif daripada air. Anion-anion seperti itu sukar di oksidasi sehingga air yang teroksidasi. Jika anion leboh mudah di oksidasi daripada air, seperti Br– dan I– maka anion itulah yang teroksidasi.

3). Hukum-hukum Faraday

☺Hukum Faraday I :

Massa zat yang di berikan pada elektrolisis (G) berbanding lurus jumlah listrik yang di gunakan (Q)

G = Q

Jumlah muatan listrik (Q) sama dengan hasil kali dari kuat arus (I) dengan waktu (t).

Q = it

Berdasarkan persamaan di atas dapat di tuliskan sebagai berikut :

G = ME

☺Hukum Faraday II :

Massa zat di bebaskan pada elektrolisis ( G ) berbanding lurus dengan massa ekivalen zat itu ( ME ).

G = ME

Dari penggabungan hukum faraday I dan II menghasilkan persamaan, dan dapat di nyatakan sebagai berikut :

Keterangan :

G = it x ME G = Massa zat yang di bebaskan (dalam gram)

96.500 i = kuat arus (Dalam Ampere)

t = waktu (Dalam Sekon)

ME = Massa Ekivalen

Massa Ekivalen dari unsur-unsur logam sama dengan massa atom rrelatif (Ar) di bagi dengan bilangan oksidasinya (Biloks)

ME = Ar

Biloks

Maka perbandingan massa zat-zat yang di bebaskan sama dengan perbandingan massa ekivalennya.

4). Stoikiometri Reaksi Elektrolisis

Stoikiometri reaksi elektrolisis di dasarkan pada anggpan bahwa arus listrik adalah aliran elektron

IF = 1 mol elektron = 96.500 coulomb

Selama 1 detik membawa muatan sebesar it coulomb. Oleh karena 1 mol elektron = 96.500 coulomb, maka dalam it coulomb terdapat it

96.500

5). Penggunaan Elektrilisis dalam industri

a). Produksi zat

Kloron dan natrium hidroksida di buat dari elektrolisis larutan Natrium Klorida. Proses ini di sebut proses Klor – Alkali dan merupakan proses industri yang sangat penting. Ruang katode dan anode di pisahkan dengan berbagai cara sebagai berikut :

1). Sel Diafragma

2). Sel Merkuri

b). Pemurnian Logam

Contoh terpenting dalam bidang ini adalah pemurnian tembaga. Tembaga kotor di jadikan anode, sedangkan katode di gunakan tembagamurni. Larutan elektrolit yang di gunakan adalah larutan Cu SO4. selama elektrolisis, tembaga dari anode terus – menerus di larutkan kemudian di endapkan pada katode.

c). Penyepuhan