REAKSI KIMIA ANORGANIK

Presentasi berjudul: "REAKSI KIMIA ANORGANIK"— Transcript presentasi:

1 REAKSI KIMIA ANORGANIK

2 Teori Tumbukan Agar terjadi reaksi molekul harus bertumbukan. Makin banyak jumlah tumbukan laju reaksi semakin cepat. Semakin tinggi suhu maka semakin tinggi energi kinetik molekul yang tersedia sehingga reaksi semakin cepat. Tidak semua tumbukan menghasilkan produk. Hanya sebagian kecil tumbukan yang menghasilkan produk. Agar reaksi dapat terjadi molekul-molekul reaktan harus memiliki orientasi tumbukan dan energi kinetik yang cukup.

3

4 Persamaan Kimia Suatu persamaan yang menggambarkan suatu reaksi kimia.
Persamaan Matematika aX + bY = cZ Persamaan Kimia aX + bY cZ

5 2H O H2O

6 CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

7 Anatomi Persamaan Kimia
CaCO3 (s) CaO (s) CO2 (g) Reaktan Produk / Hasil Reaktan = zat yang bereaksi Produk = zat hasil reaksi (s) , (g) = Gambaran keadaan fisik (wujud) setiap komponen = Kondisi tertentu yang berlaku selama reaksi Koefisien menggambarkan jumlah zat / partikel yang bereaksi atau dihasilkan

8 Anatomi Persamaan Kimia
Beberapa Simbol pada Persamaam Kimia (g) = gas (l) atau (c) = liquid /Cair (s) atau (p) = solid / padat (aq) = aqueous / larut dalam air atau = pemanasan X = dikatalis atau ditambahkan dengan x = mengendap = menguap atau menjadi gas = reaksi reversibel / bolak balik

9 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
Reaksi Penggabungan atau Sintesa Dua atau lebih pereaksi membentuk satu produk dalam reaksi penggabungan 2H2 + O2  2 H2O N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) C3H6 (g) + Br2 (l)  C3H6Br2 (l) 2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO (s)

10 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
Reaksi Penggabungan atau Sintesa 2 Na Cl  NaCl Na Na Cl Cl  Cl Cl Na Na Bentuk Umum: A B  AB unsur atau unsur atau Senyawa Senyawa senyawa

11 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
Reaksi Penggabungan atau Sintesa 2 Na Cl  NaCl Na Cl Na+ Cl - Cl Cl - Na+ Na Bentuk Umum: A B  AB unsur atau unsur atau Senyawa Senyawa senyawa

12 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
Reaksi Penggabungan atau Sintesa 2 Mg O  MgO Mg Mg2+ O2- O O2- O Mg2+ Mg Bentuk Umum: A B  AB unsur atau unsur atau Senyawa Senyawa senyawa

13

14 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
Reaksi Penguraian Dalam reaksi dekomposisi, senyawa terurai menjadi dua atau lebih unsur-unsur atau senyawa penyusunnya. Dekomposisi biasanya hasil dari elektrolisis atau pemanasan. 2Ag2O  4 Ag + O2 CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) 2 KClO3 (s)  2 KCl (s) + O2 (g) 2 NaN3 (s)  2 Na (s) + 3 N2 (g)

15 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
Reaksi Penguraian 2 H2O + 2 H2 O2 H H O O H + H O O H Bentuk Umum: AB A + B Senyawa Dua atau lebih unsur atau senyawa

16 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
Reaksi Penguraian 2 H2O + 2 H2 O2 H O H H O H + O H O H H H Bentuk Umum: AB A + B Senyawa Dua atau lebih unsur atau senyawa

17 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
Reaksi Pergantian Tunggal (Subtitusi) Reaksi pergantian tunggal dicirikan oleh unsur atau ion dari senyawa tunggal menggantikan unsur lain Reaksi Pergantian Tunggal Mg CuSO4  MgSO Cu Pola Umum: A BC  AC B

18 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
P O W !

19 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
Reaksi Pergantian Ganda (Metatesis) Unsur-unsur dari dua senyawa menggantikan satu sama lain untuk membentuk senyawa baru. CaCO HCl  CaCl H2CO3 Pola Umum: AB CD  AD CB

20 Jenis Reaksi Kimia Anorganik
AgNO3(aq) + KCl(aq)  KNO3 (aq) + AgCl(s)

21 Jenis Reaksi Kimia Anorganik

22 Reaksi Reduksi dan Oksidasi
Pengertian awal Reaksi oksidasi Reaksi dengan oksigen Terjadi penambahan oksigen Mg + O2  2 MgO Reaksi reduksi Reaksi pengurangan (reduksi) oksigen PbO + H2  Pb + H2O

23 Reaksi Reduksi dan Oksidasi
Ditinjau dari reaksi ion (melibatkan elektron) Reaksi Oksidasi Reaksi melepaskan elektron Cu (s)  Cu2+ (aq) + e– Reaksi Reduksi Reaksi penangkapan elektron Zn2+ (aq) + e–  Zn (s)

24 Reaksi Reduksi dan Oksidasi
Reaksi melepas elektron berarti memberi elektron kepada atom yang lain Reaksi oksidasi selalu disertai dengan reaksi reduksi Cu(s)  Cu2+(aq) e– oksidasi 2 Ag+(aq) e–  2 Ag(s) reduksi Cu(s) + 2 Ag+(aq) e–  Cu2+(aq) e– + 2 Ag(s) Cu(s) Ag+(aq)  Cu2+(aq) Ag(s)

25 Reaksi Reduksi dan Oksidasi
Zat yang mengalami oksidasi = memberi elektron = zat pereduksi = reduktor Zat yang mengalami reduksi = menerima elektron = zat pengoksidasi = oksidator

26 Bilangan Oksidasi Reaksi oksidasi dan reduksi kebanyakan tidak jelas terjadi perpindahan elektron Setiap atom diberi suatu harga yang disebut bilangan oksidasi Konsep bilangan oksidasi digunakan untuk memudahkan dalam penentuan reaksi oksidasi dan reduksi. Penentuan bilangan oksidasi memiliki aturan khusus

27 Bilangan Oksidasi Aturan bilangan oksidasi
Unsur-unsur dan molekul-molekul beratom sejenis (Na, Fe, S, O2, N2, dsb) = 0 (nol) Atom Hidrogen = +1, kecuali senyawa hibrida (CH4, NH3, KH, NaH, BaH2, dsb) = -1 Atom Oksigen = -2, kecuali F2O = +2 Senyawa peroksida (H2O2, Na2O2, dsb) = -1 Atom logam dalam senyawa = + sesuai dengan valensi (AgCl = +1, ZnSO4=+2) Jumlah total senyawa netral = 0 (nol) Jumlah total senyawa ion = muatan ion

28 Reaksi Reduksi dan Oksidasi
Ditinjau dari bilangan oksidasi Reaksi Oksidasi Reaksi kenaikan bilangan oksidasi Reaksi Reduksi Reaksi penurunan bilangan oksidasi CH O2 → CO2 + 2 H2O – Oksidasi Reduksi

29 3 H2S + 2 NO3– H+ ® 3 S + 2 NO + 4 H2O MnO2 + 4 HBr ® MnBr2 + Br2 + 2 H2O 29

30 Reduktor Oksidator 3 H2S + 2 NO3– H+ ® 3 S + 2 NO + 4 H2O MnO2 + 4 HBr ® MnBr2 + Br2 + 2 H2O oksidasi reduktor Oksidator Reduktor oksidasi reduksi

31 Reaksi Reduksi dan Oksidasi
Rangkuman Reaksi oksidasi Reaksi pelepasan elektron Reaksi kenaikan bilangan oksidasi Reaksi reduksi Reaksi penangkapan elektron Reaksi penurunan bilangan oksidasi

32 Tinjauan Termodinamika
Sistem = Bagian dari Alam Semesta yang menjadi pusat perhatian Lingkungan = segala sesuatu yang berada di luar Sistem atau bagian Alam Semesta yang berinteraksi dengan Sistem Alam Semesta Lingkungan Sistem

33 Tinjauan Termodinamika
LINGKUNGAN SISTEM Uap Air Panas Panas Terbuka Tertutup Terisolasi Perubahan: massa & energi energi Tidak ada 6.2

34 Tinjauan Termodinamika
Materi Materi Materi Materi Materi Materi Energi Energi Energi Energi Energi Energi Terbuka Tertutup Terisolasi

35 Energi Kemampuan untuk melakukan kerja atau memindahkan panas
Kasat mata Hanya dapat dirasakan dampaknya terhadap suatu materi Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dalam bentuk Kerja Panas (kalor)

36 Energi Reaksi Kimia Entalpi (H) Kalor reaksi, qrxn.
Jumlah perpindahan panas antara sistem dan lingkungan ketika reaksi kimia berlangsung pada suhu tetap. Entalpi (H) Merupakan  besaran termodinamika yang menyatakan kandungan  energi dalam zat/sistem Tidak dapat ditentukan. Perubahan entalpi (ΔH) dapat diukur dari suatu reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap atau dilepas Perubahan entalpi dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol)

37 Reaksi Eksoterm Reaksi yang membebaskan kalor, qrxn < 0
Suhu sistem > suhu lingkungan Kalor berpindah dari sistem ke lingkungan Disertai kenaikan suhu. ΔH reaksi negatif 2H2 (g) + O2 (g) H2O (l) + panas H2O (g) H2O (l) + panas C(s) + O2(g) CO2(g) kJ ΔH = kJ

38 Reaksi Endoterm Reaksi yang memerlukan kalor, qrxn > 0.
Suhu sistem < suhu lingkungan Kalor berpindah dari lingkungan ke sistem Disertai dengan penurunan suhu. ΔH reaksi positif panas + 2 HgO (s) Hg (l) + O2 (g) panas + H2O (s) H2O (l) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) kJ ΔH = kJ

39 Reaksi Kesetimbangan Reaksi reversibel (dapat balik)
Reaksi yang berlangsung dua arah Reaksi tidak berkesudahan Contoh: Dekomposisi CaCO3 Pada suhu tinggi CaCO3 → CaO + CO2 Pada suhu rendah CaO + CO2 → CaCO3 CaCO CaO + CO2

40 Keadaan Kesetimbangan
Reaksi berlangsung ke arah pembentukan produk atau kearah ruas kanan (reaksi maju) Segera setelah terbentuk produk maka terjadi reaksi pembentukan reaktan dari molekul produk atau reaksi ke arah ruas kiri (reaksi balik). Reaksi berlangsung dalam dua arah yang berlawanan. Pada suatu saat tertentu, laju reaksi pembentukan produk (reaksi ke arah ruas kanan) sama dengan laju reaksi pembentukan kembali reaktan (reaksi ke arah ruas kiri) Keadaan setimbang atau Kesetimbangan reaksi telah tercapai

41 Keadaan Kesetimbangan
Skala makroskopis Tidak ada perubahan yang dapat diamati atau diukur (konsentrasi zat dianggap tetap atau tidak berubah) Reaksi seolah-olah telah berhenti. Keadaan seperti itu disebut keadaan setimbang (kesetimbangan) Skala mikroskopis Dalam keadaan setimbang reaksi tetap berlangsung pada tingkat molekul Konsentrasi zat yang bereaksi berubah-ubah Keseimbangan kimia disebut kesetimbangan dinamis

42 Hukum Kesetimbangan a A + b B …. g G + h H …. [G]g[H]h …. Kc=
[A]m[B]n …. [G]g[H]h …. Pembilang adalah hasil kali konsentrasi spesies-spesies yang ditulis disebelah kanan persamaan ([G], [H] …) masing-masing konsentrasi dipangkatkan dengan koefisien dalam persamaan reaksi yang setara (g, h …). Penyebut adalah hasil kali konsentrasi spesies-spesies yang ditulis disebelah kiri persamaan ([A]. [B] ..) juga setiap konsentrasi dipangkatkan dengan koefisien reaksinya (a, b, …). Nilai numerik tetapan kesetimbangan Kc sangat tergantung pada jenis reaksi dan suhu.

43 Reaksi Kesetimbangan Reaksi dapat diibedakan menjadi dua macam yaitu:
Reaksi kesetimbangan homogen Reaksi kesetimbangan heterogen.

44 Reaksi Kesetimbangan Kesetimbangan Homogen
Reaksi kesetimbangan dimana semua fasa senyawa yang bereaksi sama Contoh : N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq)

45 Reaksi Kesetimbangan Kesetimbangan Heterogen
Reaksi kesetimbangan dimana reaktan dan produk yang berbeda fasa. Contoh : CaCO3(s) CaO(s) + CO3(g) Ag2CrO4(s) Ag2+(aq) + CrO42-(aq) 2 C(s) + O2(g) CO(g) 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

46 Pergeseran Kesetimbangan
Pergeseran kesetimbangan dapat dipengaruhi oleh berbagai faktor antara lain: Konsentrasi Temperatur Tekanan dan volume Penambahan zat lain atau katalis

47 Reaksi Asam-Basa Teori Arrhenius
Dasar teorinya adalah pengionan dalam air Asam jika melepaskan ion H+ HCl → H+ + Cl- Basa jika melepaskan ion OH- NaOH → Na+ + OH- Reaksi antara asam dan basa adalah reaksi penetralan HCl + NaOH → NaCl + H2O

48 Reaksi Asam-Basa Teori Bronsted-Lowry
Dasar teorinya : pertukaran proton (H+) Asam jika sebagai donor proton (H+) Basa jika sebagai akseptor proton Struktur basa harus memiliki satu atom yang memiliki pasangan elektron bebas H2O NH NH OH- asam basa asam konjugasi basa konjugasi Asam kuat = basa konjugasi lemah Basa kuat = asam konjugasi lemah

49 basa asam basa konjugasi asam konjugasi

50 Reaksi Asam-Basa HCl (asam) + H2O (basa) H3O+ (asam) + Cl− (basa) NH4+ (asam) + H2O (basa) H3O+ (asam) + NH3 (basa) NH3 (basa) + H2O (asam) NH4+ (asam) + OH− (basa) CH3COO− + H2O CH3COOH + OH− (basa) (asam) (asam) (basa)

51 Reaksi Asam-Basa Teori Lewis
Dasarnya adalah pemakaian pasangan elektron bebas Asam jika menerima pasangan elektron Basa jika memberikan pasangan eletron basa asam senyawa koordinasi

52

53 BF3 + F− → BF4− (asam) (basa) BF3 + OMe2 → BF3OMe2 I2 + I− → I3− (asam) (basa) SiF4 + 2 F− → SiF62− (asam) (basa)

54 Reaksi Senyawa Kompleks
Dua ligan atau lebih dapat bereaksi dengan atom logam untuk membentuk kompleks koordinasi. Ligan dapat berupa ion atau molekul netral yang memiliki sepasang elektron bebas Reaksi senyawa kompleksasi terdiri dari: Reaksi pertukaran ligan satu atau lebih ligan diganti oleh yang lain Reaksi redoks terjadi pertukaran elektron yang mengubah keadaan oksidasi atom logam pusat

55 Reaksi Senyawa Kompleks
Reaksi pertukaran ligan Reaksi redoks [*Fe(CN)6]4- +    [Fe(CN)6] →      [*Fe(CN)6]3- +     [Fe(CN)6]4- [(NH3)5Co]2+ +      5H3O+ +    H2O    ↔     [Co(H2O)6]2+ +    5NH4+

56 Reaksi Pengendapan Reaksi yang salah satu produknya berbentuk endapan.
Endapan terjadi karena zat yang terjadi tidak atau sukar larut didalam air atau pelarutnya. Tidak semua zat mengendap, sehingga reaksi pengendapan juga dipergunakan untuk identifikasi sebuah kation atau anion.

57 Reaksi Pengendapan

58 Reaksi Pengendapan AgNO3(aq) + HCl(aq) → AgCl(s) + HNO3(aq)
CaCl2(aq) + Na2CO3(aq) → CaCO3 (s) + 2 NaCl (aq) Ba(NO3)2 (aq) + K2SO4 (aq) → BaSO4 (s) + 2 KNO (aq) AgNO3 (aq) + NaBr (aq) → AgBr (s) + NaNO3 (aq) FeCl3 (aq) + 3 KOH (aq) → Fe(OH)3 (s) + 3 KCl (aq) Pb (NO3)2 (aq) + K2SO4 (aq) → PbSO4 (s) + 2 KNO3(aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2 NaOH → Cu(OH)2 (s) + 2 NaNO3 (aq)

59 Reaksi Fasa Padat Reaksi dapat terjadi antara dua zat padat.
Tingkat difusi antar padatan relatif kecil sehingga reaksi kimia terjadi sangat lambat. Reaksi dapat dipercepat dengan meningkatkan suhu reaksi dan menghaluskan reaktan untuk meningkatkan luas permukaan kontak.

60 Contoh : Fe2O3(s)+ 2Al(s) →2Fe(s) + Al2O3(s) ZrO2 (s) + SiO2 (s) → ZrSiO4(s) 2 TiO2 (s) + B4C (s) → 2 TiB2 (s) + 4 CO (g) TiCl4 (s) + 2 B (s) + 4 Na (s) → TiB2 (s) + 4 NaCl (s) 3 SiO2(s) + 6 C(s) + 2 N2(g) → Si3N4(s) + 6 CO(g)