Seri Kalkulus 1 - Limit Aljabar

Kepada semua,

berikut adalah dua modul mengenai limit aljabar, didalamnya termasuk limit berhingga dan limit tak berhingga. Maaf apabila tidak dipasang seperti biasa, karena keterbatasan kemampuan formatting blog ini. Selain itu, agar tidak memusingkan pembaca sekalian.

Ini adalah modul pertama dalam bidang matematika, sebagai bukti kecintaan penulis pada ilmu ini secara mendalam. Maka, modul ini (dan hanya modul matematika) akan dilengkapi oleh latihan soal terpadu. Demikianlah kiranya bermanfaat.

Seluruh pertanyaan dan pembahasan ditunggu pada: pauly.simanjuntak@gmail.com

Link Limit Berhingga : Klik Di Sini
Link Limit Tak Berhingga : Klik Di Sini

Terimakasih

Adminbelajar

Kesetimbangan Kimia

KESETIMBANGAN KIMIA

Download Link: Kesetimbangan Kimia.pdf

Pendahuluan

Kesetimbangan adalah kelanjutan dari topik mengenai laju reaksi. Disini, akan dilihat bagaimana reaksi kimia dapat berlangsung pada laju yang sama secara bolak-balik, dengan mengalami perubahan pada kondisi-kondisi awalnya.

Keadaan Seimbang

Sebelum mulai, kita perlu memahami dulu mengenai arah laju reaksi. Ada dua jenis reaksi, yaitu reaksi bolak-balik (reversible) dan tidak bolak-balik (irreversible). Reaksi jenis terakhir ini umumnya menyebabkan perubahan fisis (nasi yang menjadi bubur, dll). Dari sini, kita dapat mendefinisikan kesetimbangan kimia.

Kesetimbangan adalah proses dimana sebuah reaksi reversible telah berhenti mengalami perubahan secara kasat mata, namun terus mengalami perubahan mikroskopis. Ciri-cirinya:

·       Reaktan tidak habis bereaksi menjadi produk (selalu ada kesetimbangan dimana keduanya hadir pada saat yang sama)

·       Reaksi tidak pernah benar-benar selesai

·       Laju reaksi maju atau mundur sama

·       Hanya terjadi dalam sistem yang tertutup

·       Konsentrasi akhir reaktan dan produk tidak berubah

·       Berada pada suhu yang tetap

Contohnya, NH₃ dalam wadah tertutup, diletakkan pada suhu 200^oC, 30 atm. Amonia tersebut akan terus terurai sampai 32.4 persen tekanan berasal dari H₂ dan N₂. Setelah itu, kondisinya akan terus begitu. Sebenarnya, ada 3 kemungkinan hasil kesetimbangan bagi reaksi, yaitu:

·       Konsentrasi produk diatas reaktan

·       Konsentrasi produk sama dengan reaktan

·       Konsentrasi produk dibawah reaktan

Asas Le Chatelier

Asas Le Chatelier menentukan kesetimbangan secara kualitatif. Jadi, tidak menggunakan perhitungan. Asas ini menyatakan bahwa jika terjadi perubahan pada sistem yang setimbang, maka sistem akan bereaksi sampai tercapai kesetimbangan yang baru. Bayangkanlah sebuah jungkat-jungkit. Agar ia seimbang walaupun denga berat yang berbeda, maka kita perlu menggeser titik tumpunya. Begitulah kesetimbangan didefinisikan.

Secara umum, ia menjelaskan bahwa apapun yang dilakukan pada sistem yang setimbang, sistem akan melakukan sebaliknya. Maka, bila satu hal ditambahkan, sistem akan berusaha menguranginya. Sementara, jika satu hal dikurangi, sistem akan berusaha menggantikannya.

Perlu diingat bahwa yang mempengaruhi kesetimbangan suatu zat adalah senyawa pada fase gas (g) dan larutan (aq). Senyawa pada fase padat murni dan cair murni tidak berpengaruh pada kesetimbangan reaksi.

Ada beberapa hal yang mempengaruhi kesetimbangan, yaitu perubahan:

·       Konsentrasi

Bila suatu senyawa ditambahkan, kesetimbangan menjauhi sisi yang mengandung M yang lebih banyak. Jika tidak ada perubahan mol pada gas yang bekerja, maka kesetimbangan tidak akan bergeser. Contoh

3Fe(s) + 4H₂O(g) <-> Fe₃O₄(s) + 4H₂(g)

Jika Fe ditambahkan, kesetimbangan akan tetap, namun jika konsentrasi H₂O naik, maka kesetimbangan akan bergerak ke kanan. Jika H₂ berkurang, kesetimbangan juga bergeser ke arah kanan.

·       Suhu

Jika temperatur naik, maka sistem akan berusaha menyerap sebagian dari energi panas. Maka, jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri, sehingga menjadi reaksi endoterm. Jika suhu diturunkan, kesetimbangan akan bergeser ke kanan, sehingga menjadi reaksi eksoterm.

·       Tekanan

Tekanan berbanding terbalik dengan volume. Jika volume naik, tekanan turun (bayangkan segenggam pasir bila harus ditabur pada bidang seluas majalah, lalu luas bidang ditambah terus. Pasir akan terlihat makin jarang) dan sebaliknya.

Pada hal ini, bila tekanan naik, kesetimbangan akan bergerak menjauhi sisi dengan jumlah koefisien lebih besar dan berlaku sebaliknya. Contoh:

N₂(g) + 3H₂(g) <-> 2NH₃(g)

Bila tekanan, kesetimbangan akan bergeser ke arah kanan, karena total koefisien hanya 2, dibanding pada ruas kiri. Namun, jika total koefisien kedua sisi sama (Co: 2HI(g) <-> H₂(g) +I₂(g) ) perubahan tekanan tidak berpengaruh pada kesetimbangan.

·       Katalis

Penambahan katalis tidak mempengaruhi kesetimbangan kimia.

Tetapan Kesetimbangan (K_c dan K_p)

Asas Le Chatelier tidak menunjukkan kedudukan kesetimbangan dalam angka, namun ada satu cara untuk menyatakannya. Hal itu disebut Hukum Aksi Massa. Ia menyatakan perbandingan antara konsentrasi produk terhadap konsentrasi reaktan. Maka:

Pada reaksi                   aA(g) + bB(aq) + cC(l) <-> dD(g) + eE(aq) + fF(s) , berlaku rumus,

 @:

·       K_c adalah tetapan kesetimbangan

·       [A], [B], [C], [D] adalah konsentrasi masing-masing senyawa

·       a, b, c, dan d adalah koefisien masing-masing senyawa dalam reaksi

Catatan:

·       Perhatikan bahwa fase padat dan cair murni tidak dimasukkan

·       Reaksi dibuat hanya untuk contoh, walaupun hukum itu berlaku pada semua macam reaksi

·       Hukum ini hanya berlaku pada reaksi setara dalam suhu tetap

·       Besaran K_c tidak terpengaruh perubahan suhu, tekanan, dan katalis

Bila seluruh reaksi terdiri dari gas, akan lebih mudah menggunakan tetapan yang dihitung berdasarkan tekanan (K_p) dibanding konsentrasi (K_c). Untuk itu, digunakan tekanan parsial sebagai pengganti konsentrasi. Pada reaksi:

aA(g) + bB(g) <-> cC(g) + dD(g)

Mencari tekanan parsial : @:

·       P_T  adalah tekanan total

·       P_A  adalah tekanan parsial A

·       n_B dan n_A adalah mol masing-masing senyawa

Setelah itu:  

Catatan Subbab:

·       Pada reaksi endoterm, K_c dan K_p turun jika suhu naik, berlaku sebaliknya

·       Pada reaksi eksoterm, K_c dan K_p naik seiring dengan suhu, berlaku sebaliknya

Segala perhitungan yang melibatkan K_c dan K_p akan dimasukkan dalam bundel kimia, yang akan dilepas pada tengah tahun 2010. Hubungi pauly.simanjuntak@gmail.com untuk keterangan.

Sumber:

Suyatno, dkk. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. 2007. Jakarta: Grasindo

Purba, Michael. Kimia 2A Untuk SMA Kelas XI. 2006. Jakarta: Erlangga

Toh, CS. A-Level Study Guide-Chemistry-Edition 3.0.3 for Higher 2. 2009. Singapore: Step-by-Step

Goldberg, David E. 2005.Schaum’s Outlines: Kimia Untuk Pemula Edisi Ketiga. Jakarta: Erlangga

Bresnick, Stephen D. 1996. Intisari Kimia Umum. Jakarta: Hipokrates

Kirimkan semua pertanyaan pada: pauly.simanjuntak@gmail.com

Laju Reaksi

LAJU REAKSI

Download Link:Laju Reaksi.pdf

Pendahuluan

Laju reaksi merupakan proses yang dapat diamati pada kehidupan sehari-hari. Proses ini memungkinkan kita menentukan pilihan tindakan terhadap waktu yang ada.

Laju Reaksi

Laju reaksi adalah cara untuk menyatakan kecepatan terjadinya reaksi kimia. Dalam bahasa lain, ia didefinisikan sebagai laju pengurangan konsentrasi reaktan atau laju penambahan konsentrasi produk (dalam satuan waktu, biasanya detik). Maka dapat dikatakan, ini menyatakan seberapa cepat terbentuk produk atau habisnya reaktan. Satuannya biasanya M/s atau mol/ dm³ s.

Laju pada reaksi  ‘aA + bB -> cC’ dapat dicari dengan

 @ a, b, dan c adalah koefisien reaksi

V_A, v_B, dan v_C dapat dicari dengan

   dan   @:

·       V_A, V_B, dan V_C adalah laju reaksi, dengan satuan Ms^-1

·       Δ[A], Δ[B], dan Δ[C] adalah perubahan konsentrasi masing-masing senyawa

·       Δt adalah perubahan satuan waktu

Catatan: tanda negatif diberi untuk reaktan (laju penguraian) sementara positif untuk produk (laju    pembentukan)

Perlu diingat bahwa laju reaksi berbanding terbalik dengan waktu, atau: . Ingat juga bahwa besarnya ΔH tidak mempengaruhi laju reaksi.

Ada beberapa hal yang mempengaruhi proses laju reaksi, yaitu:

1.      Sifat Reaktan

Zat seperti CCl₄ tidak terbakar pada oksigen, sementara CH₄ terbakar dengan baik. Faktor ini tidak dapat dikendalikan.

2.      Tekanan Pada Reaktan Gas

Semakin tinggi tekanan pada reaktan yang  berbentuk gas, maka semakin besar lajunya. Tekanan berbanding terbalik dengan volume. Pada mol yang sama, jika volume diperkecil maka M akan semakin besar. Hubungannya akan dilihat pada poin 6.

3.      Keberadaan Katalis

Katalis adalah zat yang ditambahkan pada reaksi, namun tidak mempengaruhi hasil reaksi maupun perubahan entalpi reaksi tersebut. Jadi, perubahan yang ada tidak permanen. Ia berguna untuk mempercepat terjadinya reaksi. Katalis yang digunakan ditulis kecil di atas tanda panah. Contoh yang sering digunakan adalah Pt ada Ni. Mengenai ini, akan dibahas pada bagian Teori Tumbukan.

4.      Keadaan Ukuran Partikel/Luas Permukaan

Luas permukaan, atau keadaan ukuran partikel memiliki pengaruh pada laju reaksi. Semakin besar bidang sentuh, semakin  cepat reaksi. Maka, serbuk Fe akan lebih cepat dari kepingan Fe, yang akan lebih cepat dari padatan/balok Fe pada massa yang sama untuk setiap bentuk.

5.      Suhu

Semakin tinggi suhu, semakin cepat laju terjadi. Untuk menghitung ini, digunakan rumus:

  @:

·       V₂ adalah laju yang dicari

·       V₁ adalah laju awal

·       x adalah kelipatan kecepatan pada perubahan suhu

·       ΔT adalah perubahan suhu

·       a adalah kelipatan perubahan suhu

Catatan: peningkatan suhu 10^oC akan meningkatkan laju menjadi 2 kali laju awal

6.      Konsentrasi Reaktan

Konsentrasi reaktan dan pengaruhnya akan dibahas pada bagian berikut.

Konsentrasi Reaktan

Konsentrasi adalah konsep penting. Untuk, perlu dipahami mengenai molaritas terlebih dahulu.

Molaritas adalah satuan konsentrasi senyawa. Ia merupakan mol senyawa dibagi volume total senyawa (atau volume total wadah isi senyawa) dalam liter. Ia dilambangkan dengan M, dengan satuan mol L^-1.

Molaritas, atau konsentrasi, berpengaruh penting pada laju. Semakin besar konsentrasi, semakin besar laju reaksi. Untuk menyatakan hubungannya, dibuat persamaan laju reaksi. Bentuk umumnya adalah:

 @:

·       V adalah laju reaksi (Ms^-1)

·       K adalah tetapan laju reaksi (satuan tergantung kondisi)

·       [x], [y] , dan [z] adalah konsentrasi reaktan

·       a, b, dan c adalah orde reaksi

Orde reaksi adalah bilangan yang menyatakan pengaruh konsentrasi reaktan pada laju reaksi. Orde reaksi dapat dicari melalui data percobaan, yang hanya bisa didapat melalui percobaan. Dalam soal, umumnya data percobaan telah diberikan. Untuk itu, gunakan rumus:

Dimana indeks 1 dan 2 menandakan untuk membandingkan hasil 2 percobaan yang berbeda. Sebagai tips, pilihlah percobaan dimana salah satu reaktan memiliki nilai M yang sama. Hal itu akan memudahkan mencari orde reaktan satunya. Orde total reaksi didapat dengan menjumlah seluruh orde reaktan.

Dari situ, dapat diambil 5 jenis orde reaksi, yaitu:

1.      Orde 0

Tidak ada reaksi berorde 0, namun ada reaktan berorde 0. Artinya, perubahan konsentrasinya tidak berpengaruh pada laju reaksi.

2.      Orde 1

Orde reaksi 1, berarti laju reaksi berjalan sesuai konsentrasi reaksinya. Biasanya terjadi pada reaksi dengan reaktan hanya 1.

3.      Orde 2 atau lebih

Laju reaksi meningkat secara eksponen sesuai konsentrasi reaktan. Kebanyakan reaksi masuk dalam kategori ini.

4.      Orde 1 ‘bayangan’

Umumnya terjadi pada reaksi hidrolisis, dimana H₂O ada pada kadar yang berlimpah sehingga perubahan konsentrasi tidak berpengaruh pada laju reaksi. Contoh:

CH₃CO₂C₂H₅(aq) + H₂O(l) -> CH₃CO₂H(aq) + C₂H₅OH(aq) memiliki orde reaksi 1, karena keberadaan H₂O tidak mempengaruhi laju reaksi.

5.      Orde antara 0 dan 1

Laju reaksi ada pada akar dari konsentrasi reaktan terkait.

Jika orde telah diketahui, maka nilai k dapat ditentukan. Caranya dengan mensubstitusi salah satu nilai dari hasil percobaan pada persamaan laju reaksi yang telah diketahui ordenya. Dari sana, dapat ditentukan besar k serta satuannya (untuk reaksi berorde 2, satuan k adalah M^-2s^-1).

Teori Tumbukan

Teori tumbukan (collision theory) menyatakan bahwa untuk terjadi suatu reaksi, maka molekul-molekul reaktan perlu bertabrakan dengan energi yang cukup dan arah yang benar. Hal itu akan memutus ikatan, lalu menciptakan tahap activated complex, sehingga mungkin terbentuk senyawa produk. Energi minimal itu disebut energi aktivasi (E_a), sebagai kunci terjadi reaksi.

Reaksi ini dapat terjadi secara eksoterm maupun endoterm. Namun, energi aktivasi yang dibutuhkan pasti lebih tinggi dari tingkat energi awal, maupun tingkat energi akhir (jika reaksi tersebut endoterm). Bayangkan bila tidak ada E_a, maka semua reaksi akan terjadi seketika.

Fungsi katalis disini adalah memberikan jalan alternatif bagi reaktan dengan menurunkan nilai E_a dari reaksi. Maka, laju reaksi akan semakin besar. Pada konsentrasi yang tetap, yang berubah adalah nilai k dari reaksi tersebut.

Pemanfaatan Katalis dalam Kehidupan

Enzim dalam tubuh adalah contoh katalis murni. Dengan enzim amilase pada ludah, kita bisa mencerna karbohidrat yang kita makan dengan lebih cepat. Selain itu, katalis memegang peranan penting dalam industri. Yang paling terkenal, Proses Haber-Bosch (pembuatan amonia) dan Proses Kontak (pembuatan asam sulfat ) menggunakan katalis. Katalis seperti Ni juga ditambahkan pada margarin (karena itu, saya kadang berpikir untuk makan margarin). Katalis digunakan juga untuk menyaring udara pada knalpot dan cerobong asap.

Sumber:

Retnowati, Priscilla. 2007. Seribupena Kimia untuk SMA Kelas XI. Jakarta: Erlangga

Suyatno, dkk. Kimia Untuk SMA/MA Kelas XI. 2007. Jakarta: Grasindo

Purba, Michael. Kimia 2A Untuk SMA Kelas XI. 2006. Jakarta: Erlangga

Toh, CS. A-Level Study Guide-Chemistry-Edition 3.0.3 for Higher 2. 2009. Singapore: Step-by-Step

Goldberg, David E. 2005.Schaum’s Outlines: Kimia Untuk Pemula Edisi Ketiga. Jakarta: Erlangga

Kirimkan semua pertanyaan pada: pauly.simanjuntak@gmail.com