molaritas

Dalam ilmu kimia, molaritas (disingkat M) salah satu ukuran konsentrasi larutan. Molaritas suatu larutan menyatakan jumlah mol suatu zat per liter larutan. Misalnya 1.0 liter larutan mengandung 0.5 mol senyawa X, maka larutan ini disebut larutan 0.5 molar (0.5 M). Umumnya konsentrasi larutan berair encer dinyatakan dalam satuan molar. Keuntungan menggunakan satuan molar adalah kemudahan perhitungan dalam stoikiometri, karena konsentrasi dinyatakan dalam jumlah mol (sebanding dengan jumlah partikel yang sebenarnya). Kerugian dari penggunaan satuan ini adalah ketidaktepatan dalam pengukuran volum. Selain itu, volum suatu cairan berubah sesuai temperatur, sehingga molaritas larutan dapat berubah tanpa menambahkan atau mengurangi zat apapun. Selain itu, pada larutan yang tidak begitu encer, volume molar dari zat itu sendiri merupakan fungsi dari konsentrasi, sehingga hubungan molaritas-konsentrasi tidaklah linear.

Artikel bertopik kimia ini adalah sebuah rintisan. Anda dapat membantu Wikipedia dengan mengembangkannya.

Read More

kalor pembakaran bahan bakar

Reaksi kimia yang umumnya digunakan untuk menghasilkan energi adalah reaksi pembakaran yaitu reaksi yang cepat antara bahan bakar dengan oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama yang banyak digunakan sekarang adalah bahan bakar fosil, yaitu berupa gas alam, minyak bumi, dan batu bara. Bahan bakar fosil memerlukan waktu ribuan bahkan jutaan tahun untuk terbentuk.

Bahan bakar seperti bensin, solar, minyak tanah, dan LPG merupakan senyawa hidrokarbon. Ciri dari hidrokarbon jika dibakar secara sempurna akan menghasilkan gas karbon dioksida (CO2) dan air. Sebenarnya, gas karbon dioksida tidak berbahaya bagi makhluk hidup akan tetapi jika kadanya teralu berlebihan diudara akan timbul peristiwa yang kita namakan sebagai greenhouse effect atau biasa disebut efek rumah kaca yakni peningkatan suhu di permukaan bumi.

       

Pada pembakaran bahan bakar yang tidak sempurna akan menghasilkan karbon monoksida (CO). Nah gas karbon monoksida inilah yang berbahaya bagi kesehatan manusia, sebab gas CO lebih mudah terikat oleh haemoglobin dibanding dengan gas O2. 

Read More

penentuan perubahan entalpi

Penentuan Perubahan Entalpi ( DH )

1. a. Kalorimetri

• Adalah cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter.
• Perubahan entalpi adalah perubahan kalor yang diukur pada tekanan konstan.
• Untuk menentukan perubahan entalpi dilakukan dengan cara yang sama dengan penentuan perubahan kalor yang dilakukan pada tekanan konstan.
• Perubahan kalor pada suatu reaksi dapat diukur melalui pengukuran perubahan suhu yang terjadi pada reaksi tersebut.
• Pengukuran perubahan kalor dapat dilakukan dengan alat yang disebut kalorimeter.
• Kalorimeter adalah suatu sistem terisolasi ( tidak ada perpindahan materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter ).
• Rumus yang digunakan adalah :

q = m x c x DT
q_kalorimeter = C x DT
dengan :
q = jumlah kalor ( J )
m = massa zat ( g )
DT = perubahan suhu ( ^oC atau K )
c = kalor jenis ( J / g.^oC ) atau ( J / g. K )
C = kapasitas kalor ( J / ^oC ) atau ( J / K )

• Oleh karena tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, maka kalor reaksi = kalor yang diserap / dibebaskan oleh larutan dan kalorimeter, tetapi tandanya berbeda.

q_reaksi = – (q_larutan + q_kalorimeter )

1. a. Hukum Hess

• Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar ( DHf ^o )CO.

Reaksinya :

• Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO₂. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO₂.

• Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.
• Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi ) dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi. “ Pernyataan ini disebut Hukum Hess.

Read More

perubahan entalpi standar

Perubahan entalpi untuk reaksi kimia yang semua pereaksi dan produknya dalam keadaan standar pada suhu tertentu disebut entalpi standar reaksi. Entalpi standar digunakan untuk membandingkan perubahan energi yang berbeda-beda. Ada beberapa jenis perubahan entalpi standar, yaitu perubahan entalpi pembentukan standar (∆H^of), perubahan entalpi penguraian standar (∆H^oc) dan perubahan entalpi pembakaran standar (∆H^od).

Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hof) adalah perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurnya pada keadaan standar dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar. C (s, grafit) + 2 H2 (g) → CH4 (g)      ∆Ho = -74.8 kJ/mol

Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hd) adalah perubahan entalpi pada penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar. H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g)             ΔHo = + 286 kJ/mol

Perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hoc) adalah perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol zat pada keadaan standar. C (s, grafit) + O2 (g) → CO2 (g)      ∆Ho = -393.5 kJ/mol

Read More

persamaan termokimia

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.
Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh berikut .           Contoh: Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:

H2 (g)  + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l)                  ΔH = -286 kJ

Atau

2 H2 (g)  + O2 (g) ——> 2 H2O (l)                 ΔH = -572 kJ

(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH  juga harus dikali dua).

Read More

entalpi

Entalpi adalah istilah dalam termodinamika yang menyatakan jumlah energi internal dari suatu sistem termodinamika ditambah energi yang digunakan untuk melakukan kerja. Entalpi tidak bisa diukur, yang bisa dihitung adalah nilai perubahannya. Secara matematis, perubahan entalpi dapat dirumuskan sebagai berikut:
ΔH = ΔU + PΔV
di mana:

• H = entalpi sistem (joule)
• U = energi internal (joule)
• P = tekanan dari sistem (Pa)
• V = volume sistem ()

Read More

ikatan kimia

katan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, jumlah elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih rendah jika berpasangan. Teori-teori ikatan yang lebih canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam sebuah ikatan. Sebagai contohnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama lain oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga diketahui dengan baik. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin besar perbedaan elektronegativitasnya, semakin besar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berikat dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

1. REDIRECT Nama halaman tujuan

Ikatan kovalenArtikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di antara atom-atom yang berikat sangatlah kecil atau hampir tidak ada. Ikatan-ikatan yang terdapat pada kebanyakan senyawa organik dapat dikatakan sebagai ikatan kovalen. Lihat pula ikatan sigma dan ikatan pi untuk penjelasan LCAO terhadap jenis ikatan ini.

Ikatan polar kovalen

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan polar kovalen

Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di antara ikatan kovalen dan ikatan ion.

Ikatan ion

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan ion

Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang lebih besar dari 2,0 bisanya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1,5 biasanya disebut ikatan kovalen.^[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e.

Ikatan kovalen koordinat

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sebagai ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang keseluruhan elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Konsep ini mulai ditinggalkan oleh para kimiawan seiring dengan berkembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana. Susunan ikatan ini berbeda dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitasnya yang kecil, sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen. Ikatan ini biasanya ditandai dengan tanda panah. Ujung panah ini menunjuk pada akseptor elektron atau asam Lewis dan ekor panah menunjuk pada penderma elektron atau basa Lewis

Read More