Persamaan Reaksi Kimia

Persamaan Reaksi Kimia

 Pengertian Persamaan Reaksi Kimia

Apa itu Persamaan Reaksi Kimia?

Persamaan Reaksi Kimia itu adalah persamaan yang menunjukkan perubahan zat-zat yang terjadi selama reaksi kimia berlangsung. Zat zat yang terletak di sebelah kiri tanda panah disebut pereaksi (reaktan) dan zat-zat yang terletak di sebelah kanan tanda panah disebut hasil reaksi (produk). Persaman Reaksi Kimia harus mengikuti hokum kekekalan massa.

Kenapa Harus mengikuti Hukum  kekekalan Massa?

Karena isi dari hokum Perbandingan Massa yaitu massa zat sebelum bereaksi harus sama dengan hasil reaksi. Oleh karena itu jumlah atom sebelum dan sesuda bereaksi harus sama.

Reaksi 1: H_2(g) + O_2(g) à H₂O_(aq)

Di Reaksi pertama jumlah atom O sebelum dan sesudah reaksi berbeda jadi tidak memenuhi hokum perbandingan massa. Jadi reaksi ini di sebut reaksi belum setara

Reaksi 2: 2H_2(g)  + O_2(g)  à 2 H₂O_(aq) 

Di Reaksi kedua jumlah atom H dan O sebelum dan sesudah reaksi sama jadi di reaksi kedua sudah memenuhi hokum perbandingan massa. Jadi reaksi ini disebut reaksi sudah setara.

Cara Penulisan Persamaan Reaksi Kimia

Perubahan kimia atau disebut reaksi kimia biasanya ditulis dalam bentuk persamaan reaksi. Dalam persamaan reaksi selalu diberi koefisien yang sesuai untuk memenuhi hokum kekekalan massa dan teori Dalton. Dalton menyatakan jenis dan jumlah atom yang terlibat dalam reaksi kimia biasa tidak berubah tetapi hanya mengalami penataan ulang. Sebenarnya hal Dalton ini hanya menjelaskan hokum kekekalan massa.

Contoh penulisan persamaan reaksi kimia

Logam aluminium(Al) bereaksi dengan gas oksigen(O₂) membentuk aluminium oksida(Al₂O₃).

Cara menuliskannya dalam bentuk persamaan reaksi kimia

Al_(s) + O_2(g) à Al₂O₃

Penyetaraan Persmaan Reaksi Kimia

 Untuk menyetarakan persamaan reaksi kimia membutuhkan aspek kuantitatif dan aspek kualitatif.

a. Aspek kuantitatif diperlukan dalam menyetarakan koefisien pereaksi dan hasil reaksi berdasarkan hukum kekekalan massa, yaitu jumlah massa sebelum reaksi sama dengan jumlah massa sesudah reaksi. Dengan demikian, reaksi dapat menunjukkan jumlah setiap zat yang terlibat dalam reaksi. Satu mol adalah banyaknya zat yang mengandung partikelpartikel zat itu sebanyak atom yang terkandung dalam 12 gram ¹²C sebanyak 6,023 × 10²³ (tetapan Avogrado).

Contoh persamaan reaksi antara hidrogen dan oksigen sebagai berikut.

2H_2(g) + O_2(g) → 2H₂O_(g)

Persamaan reaksi kimia tersebut menunjukkan bahwa “2 mol hidrogen bereaksi dengan 1 mol oksigen menghasilkan 2 mol air”.

b. Aspek kualitatifdiperlukan dalam memberi tanda (simbol) sifat fisik dari pereaksi-pereaksi dan hasil reaksi.langkah-langkah dalam menyetarakan persamaan reaksi kimia adalah sebagai berikut: 

1.                  Tuliskan persamaan reaksi yang belum setara

2.                  Tentukan jumlah atom-atom di ruas kiri dan kanan panah

3.                  Setarakan jumlah atom setiap unsure atau senyawa di ruas kiri dan kanan

4.                  Periksa kembali jumlah atom di ruas kiri dan kanan

5.                  Berikan wujud zat/materinya (padat, cair, gas, maupun larutan).

g =gas

s =solid(padat)

l=liquid(cair)

aq=aquos(air)

Contoh : 

Pembakaran gas butena(C₄H₈ ) dengan oksigen(O₂) menghasilkan gas Carbon monoksida(CO) dan uap air(H₂O). Tuliskan persamaan reaksinya!
 

1. Tuliskan persamaan reaksi belum setara 

C₄H₈ + O₂ à CO + H₂O

2. Setarakan jumlah C 

C₄H₈ + O₂ à 4 CO + H₂O

3. Setarakan jumlah H 

C₄H₈ + O₂ à 4 CO + 4 H₂O

4. Setarakan jumlah O 

C₄H₈ + 4 O₂ à 4 CO + 4 H₂O

5. Terakhir tuliskan reaksi setara serta wujud zat 

C₄H_8(g) + 4 O_2(g) à 4 CO_(g) + 4 H₂O_(g)

Cara Menentukan Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Dalam pelajaran kimia dikenal 2 jenis rumus kimia, yaitu Rumus Empiris dan Rumus Molekul.
Rumus empiris adalah rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom-atom dari unsur-unsur penyusun senyawa. Sedangkan rumus molekul adalah rumus yang menunjukkan jumlah atom unsur yang menyusun suatu senyawa. Rumus molekul ini merupakan kelipatan dari rumus empiris.

Nilai n di atas berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dari kedua rumus kimia. Jika Mr dari  rumus empiris dikalikan dengan n, maka menghasilkan Mr rumus molekul. Prinsip inilah yang dijadikan dasar dalam mencari rumus molekul senyawa.

Cara Menentukan Rumus Empiris dan Rumus Molekul

1.      Cari perbandingan massa unsur-unsur penyusun senyawa.

2.      Cari perbandingan mol dengan membagi massa unsur dengan massa atom relatifnya (Ar).

3.      Dari perbandingan mol yang paling sederhana didapatkan Rumus Empiris.

4.      Tentukan Rumus Molekul dengan mencari faktor pengali n. Rumus yang digunakan adalah (Mr RE)_n = Mr.

CONTOH SOAL

1. Suatu senyawa hidrokarbon mengandung 24 gram C dan 8 gram H. Tentukan rumus molekul senyawa tersebut jika diketahui massa molekul relatifnya 32.
Jawab

Perbandingan massa
C : H = 24 : 8

Perbandingan mol

Jadi rumus empiris senyawa tersebut adalah CH₄.

Rumus molekul dapat ditentukan dengan rumus (RE)_n = Mr.

(CH₄)_n = 32
16_n = 32
n = 2

Jadi rumus molekul senyawa tersebut adalah (CH₄)₂ = C₂H₈.

2. Senyawa karbon mengandung 40% karbon, 53,33% oksigen, dan sisanya hidrogen. Jika Mr-nya = 180, tentukan rumus molekul senyawa tersebut.
Jawab

Perbandingan massa
C : H : O = 40 : 6,67 : 53,33

Perbandingan mol

Jadi rumus empiris dari senyawa tersebut adalah CH₂O.

Rumus molekul dapat ditentukan dengan rumus (RE)_n = Mr.

(CH₂O)_n = 180
30_n = 180
n = 6

Jadi rumus molekul dari senyawa tersebut adalah (CH₂O)₆ = C₆H₁₂O₆.

3. Pada pembakaran senyawa hidrokarbon dihasilkan 13,2 gram gas CO₂ dan 6,3 gram uap air. Jika diketahui Ar H = 1, Ar C = 12, Ar O = 16, dan Mr senyawa = 86, tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa tersebut.
Jawab

Misalkan senyawa hidrokarbon tersebut adalah C_xH_y.

Massa C dalam C_xH_y = massa C dalam CO₂

Massa H dalam C_xH_y = massa H dalam H₂O

Perbandingan massa
C : H = 3,6 : 0,7

Perbandingan mol

Jadi rumus empiris dari senyawa tersebut adalah C₃H₇.

Rumus molekul dapat ditentukan dengan rumus (RE)_n = Mr.

(C₃H₇)_n = 86
43_n = 86
n = 2

Jadi rumus molekul dari senyawa tersebut adalah (C₃H₇)₂ = C₆H₁₄.

ASAM BASA

Asam sering dikenali sebagai zat berbahaya dan korosif. Hal ini benar untuk beberapa jenis asam yang digunakan di laboratorium, seperti asam sulfat dan asam klorida. Tetapi asam yang tidak berbahaya juga banyak ditemui dalam kehidupan sehari – hari. Misalnya pada cuka dan buah – buahan. Seperti halnya asam, basa juga sering digunakan dalam kehidupan sehari – hari. Misalnya dalam pasta gigi, deterjen, atau cairan pembersih. Secara umum, asam dapat dikenali dari bau dan rasanya yang tajam / asam. Sedangkan basa bersifat licin dan rasanya pahit. Bila diteteskan pada kertas litmus, asam akan memberikan warna merah dan basa akan memberikan warna biru. Teori – teori Asam Basa:

1.      Teori Arrhenius
Menurut Arrhenius (1884), asam adalah zat yang melepaskan ion H+ atau H3O+ dalam air. Sedangkan basa adalah senyawa yang melepas ion OH- dalam air.
HA + aq à H+(aq) + A-(aq)
BOH + aq à B+(aq) + OH-(aq)
Di dalam air, ion H+ tidak berdiri sendiri, melainkan membentuk ion dengan H2O.
H+ + H2O à H3O+ (ion hidronium)
Berdasarkan jumlah ion H+ yang dapat dilepaskan, asam dapat terbagi menjadi

·           Asam monoprotik à melepaskan 1 ion H+
Contoh : asam klorida (HCl)
HCl à H+(aq) + Cl-(aq)

·           Asam diprotik à melepaskan 2 ion H+
Contoh : asam sulfat (H2SO4)
H2SO4 à H+(aq) + HSO4-(aq)
HSO4- à H+(aq) + SO42-(aq)

·           Asam triprotik à melepaskan 3 ion H+
Contoh : asam fosfat (H3PO4)
H3PO4 à H+(aq) + H2PO4-(aq)
H2PO4- à H+(aq) + HPO42-(aq)
HPO42- à H+(aq) + PO43-(aq)

Bila asam dan basa direaksikan, maka produk yang akan terbentuk adalah senyawa netral (yang disebut garam) dan air. Reaksi ini disebut sebagai reaksi pembentukan garam atau reaksi penetralan, yang akan mengurangi ion H+ dan OH- serta menghilangkan sifat asam dan basa dalam larutan secara bersamaan. Jika asam yang bereaksi dengan basa adalah asam poliprotik, maka akan dihasilkan lebih dari satu jenis garam. Misalnya pada rekasi antara NaOH dengan H2SO4.

NaOH + H2SO4 à NaHSO4 + H2O
NaHSO4 + NaOH à Na2SO4 + H2O
Senyawa NaHSO4 disebut sebagai garam asam, yaitu garam yang tebentuk dari penetralan parsial asam poliprotik. Garam asam bersifat asam, sehingga dapat bereaksi dengan basa membentuk produk garam lain yang netral dan air.

2.      Teori Brönsted – Lowry
`Teori Arrhenius ternyata hanya berlaku pada larutan dalam air. Teori ini tidak dapat menjelaskan fenomena pada reaksi tanpa pelarut atau dengan pelarut bukan air. Pada tahun 1923, Brönsted – Lowry mengungkapkan bahwa sifat asam – basa ditentukan oleh kemempuan senyawa untuk melepas / menerima proton (H+). Menurut Brönsted – Lowry, asam adalah senyawa yang memberi proton (H+) kepada senyawa lain.

Contoh : HCl + H2O à H3O+ + Cl-
      Sedangkan basa adalah senyawa yang menerima proton (H+) dari senyawa lain.
Contoh : NH3 + H2O à NH4+ + OH-
      Dalam larutan, asam / basa lemah akan membentuk kesetimbangan dengan pelarutnya.    Misalnya HF dalam pelarut air dan NH3 dalam air.
HF + H¬2O à H3O+ + F-

NH3 + H2O à NH4+ + OH-

Pasangan a1 – b2 dan a2 – b1 merupakan pasangan asam – basa konjugasi.
Ø Asam konjugasi : asam yang terbentuk dari basa yang menerima proton
Ø Basa konjugasi : basa yang terbentuk dari asam yang melepas proton

Teori Brönsted – Lowry memperkenalkan adanya zat yang dapat bersifat asam maupun basa, yang disebut sebagai zat amfoter. Contohnya adalah air. Di dalam larutan basa, air akan bersifat asam dan mengeluarkan ion positif (H3O+). Sedangkan dalam larutan asam, air akan bersifat basa dan mengeluarkan ion negatif (OH-).

3.      Teori Lewis
Lewis mengelompokkan senaywa sebagai asam dan basa menurut kemampuannya melepaskan / menerima elektron. Menurut Lewis,
Asam : – senyawa yang menerima pasangan elektron
– senyawa dengan elektron valensi < 8
Basa : – senyawa yang mendonorkan pasangan elektron
– mempunyai pasangan elektron bebas
Contoh : Reaksi antara NH3 dan BF3
H3N : + BF3 à H3NàBF3
Nitrogen mendonorkan pasangan elektron bebas kepada boron. Pasangan elektron bebas yang didonorkan ditandai dengan tanda panah antara atom nitrogen dan boron.

Kelebihan teori Lewis ini adalah dapat menjelaskan reaksi penetralan yang dilakukan tanpa air. Misalnya pada reaksi antara Na2O dan SO3. Menurut Arrhenius, reaksi penetralan ini harus dilakukan dalam air.
Na2O + H2O à 2 NaOH
SO3 + H2O à H2SO4
2 NaOH + H2SO4 à 2 H2O + Na2SO4

Teori Lewis memberikan penjelasan lain untuk menjelaskan reaksi ini.
Na2O(s) + SO3(g) à Na2SO4(s)
2 Na+ + O2- à 2 Na+ + [ OàSO3 ]2-

4.      Konsep pH
Air memiliki sedikit sifat elektrolit. Bila terurai, air akan membentuk ion H+ dan OH-. Kehadiran asam atau basa dalam air akan mengubah konsentrasi ion – ion tersebut. Untuk suatu larutan dalam air, didefinisikan pH dan pOH larutan untuk menunjukkan tingkat keasaman.
4.2.1 Derajat keasaman (pH) Asam / Basa Kuat
Penentuan pH asam / basa kuat dihitung dengan persamaan
pH = – log [H+]
pOH = – log [OH-]
Dalam satu liter air murni, terdapat ion H+ dan OH- dengan konsentrasi masing – masing 10-7 M. Sehingga, pH air murni adalah
pH = – log [10-7]
pH = 7
Hasil kali ion [H+] dan [OH-] dalam air selalu konstan, dan disebut tetapan air (Kw).
Kw = [H+] [OH-] = 10-14
pH + pOH = 14

5.      Derajat keasaman (pH) Asam / Basa Lemah
Asam dan basa lemah hanya terurai sebagian dalam air.
Bila asam lemah terurai dalam air :
HA + H2O = H3O+ + A-
Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah (Ka) dinyatakan sebagai :
Ka =
[H+] =
Nilai pH asam lemah dinyatakan sebagai:
pH = – log [H+]
M adalah nilai konsentrasi larutan yang akan ditentukan derajat keasamannya.

Basa lemah terurai dalam air dengan reaksi
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
Tetapan kesetimbangan untuk asam lemah (Ka) dinyatakan sebagai :
Kb =
[OH-] =
Nilai pOH basa lemah dinyatakan sebagai :
pOH = – log [OH-]

6.Larutan Penyangga (Buffer)
Bila suatu larutan mengandung asam dan basa lemah, larutan tersebut dapat menyerap penambahan sedikit asam / basa kuat. Penambahan asam kuat akan dinetralkan oleh basa lemah, sedangkan penambahan basa kuat akan dinetralkan oleh asam lemah. Larutan seperti ini disebut sebagai larutan penyangga atau larutan buffer. Pada umumnya, larutan penyangga merupakan pasangan asam – basa konjugasi yang dibuat dari asam / basa lemah dan garamnya. Contohnya asam asetat (CH3COOH) dan natrium asetat (CH3COONa). Ion asetat (CH3COO-) merupakan basa konjugat dari asam asetat. Untuk larutan penyangga, nilai pH dan pOH dinyatakan sebagai
pH = pKa + log
pOH = pKb + log

Contoh soal :
Suatu larutan penyangga dibuat dengan mencampurkan tepat 200mL 0,6M NH3 dan 300mL 0,3M NH4Cl. Jika volume diasumsikan tepat 500mL, berapa pH larutan tersebut ?

Jawab :
Jumlah mol NH3 dalam campuran = 0,6 mol/L x 0,2 L = 0,12 mol
Jumlah mol NH4+ dalam campuran = 0,3 mol/L x 0,3 L = 0,09 mol
Konsentrasi asam dan garam dalam larutan
[NH3] = M = 0,24 M
[NH4+] = M = 0,18 M
Karena larutan penyangga dibuat dari basa lemah dan garamnya, maka
pOH = pKb + log
pOH = 4,74 + log
pOH = 4,74 + log
pOH = 4,61
pH = 14 – 4,61 = 9,39
Larutan penyangga mempunyai peran yang besar dalam kehidupan. Salah satu contoh larutan penyangga adalah H2CO3 / HCO3- dalam darah, yang bertugas menjaga agar pH darah tetap netral.