BAB I
STOIKIOMETRI
1.1 Pendahuluan
Dalam kehidupan sehari-hari,kita sering mendengarkan orang menyebutkan kata materii atau juga molekul unsur. Ternyata keduanya terbentuk dari atom. Timbul pertanyaan, apakah atom itu? Atom dapat didefinisikan sebagai partikel terkecil dari unsur. Struktur atom akan memperlihatkan bahwa atom bukanlah sesuatu yang tidak dapat terbagi, melainkan terdiri dari partikel-partikel subatom, yang lebih kita kenal dangan nama proton(positif), elelktron (negatif), dan neutron(netral, tak bermuatan). Pengetahuan tentang strukur atom merupakan dasar untuk memahami sifat-sifat unsure dan pembentukan ikatan kimia.
1.2 Isi
a. Tahap awal stoikiometri
Di awal kimia, aspek kuantitatif perubahan kimia, yakni stoikiometri reaksi kimia, tidak mendapat banyak perhatian. Bahkan saat perhatian telah diberikan, teknik dan alat percobaan tidak menghasilkan hasil yang benar.
Salah satu contoh melibatkan teori flogiston. Flogistonis mencoba menjelaskan fenomena pembakaran dengan istilah “zat dapat terbakar”. Menurut para flogitonis, pembakaran adalah pelepasan zat dapat etrbakar (dari zat yang terbakar). Zat ini yang kemudian disebut ”flogiston”. Berdasarkan teori ini, mereka mendefinisikan pembakaran sebagai pelepasan flogiston dari zat terbakar. Perubahan massa kayu bila terbakar cocok dengan baik dengan teori ini. Namun, perubahan massa logam ketika dikalsinasi tidak cocok dengan teori ini. Walaupun demikian flogistonis menerima bahwa kedua proses tersebut pada dasarnya identik. Peningkatan massa logam terkalsinasi adalah merupakan fakta. Flogistonis berusaha menjelaskan anomali ini dengan menyatakan bahwa flogiston bermassa negatif.
Filsuf dari Flanders Jan Baptista van Helmont (1579-1644) melakukan percobaan “willow” yang terkenal. Ia menumbuhkan bibit willow setelah mengukur massa massa pot bunga dan tanah saat benihnya tumbuh, ia menganggap bahwa massa
Di akhir abad 18, kimiawan Jerman Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) menemukan konsep ekuivalen (dalam istilah kimia modern ekuivalen kimia) dengan pengamatan teliti reaksi asam/basa, yakni hubungan kuantitatif antara asam dan basa dalam reaksi netralisasi. Ekuivalen Richter, atau yang sekarang disebut ekuivalen kimia, mengindikasikan sejumlah tertentu materi dalam reaksi. Satu ekuivalen dalam netralisasi berkaitan dengan hubungan antara sejumlah asam dan sejumlah basa untuk mentralkannya. Pengetahuan yang tepat tentang ekuivalen sangat penting untuk menghasilkan sabun dan serbuk mesiu yang baik. Jadi, pengetahuan seperti ini sangat penting secara praktis.
Pada saat yang sama Lavoisier menetapkan hukum kekekalan massa, dan memberikan dasar konsep ekuivalen dengan percobaannya yang akurat dan kreatif. Jadi, stoikiometri yang menangani aspek kuantitatif reaksi kimia menjadi metodologi dasar kimia. Semua hukum fundamental kimia, dari hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap sampai hukum reaksi gas semua didasarkan stoikiometri. Hukum-hukum fundamental ini merupakan dasar teori atom, dan secara konsisten dijelaskan dengan teori atom. Namun, menarik untuk dicatat bahwa, konsep ekuivalen digunakan sebelum teori atom dikenalkan.
b. Massa atom relatif dan massa atom
Dalton mengenali bahwa penting untuk menentukan massa setiap atom karena massanya bervariasi untuk setiap jenis atom. Atom sangat kecil sehingga tidak mungkin menentukan massa satu atom. Maka ia memfokuskan pada nilai relatif massa dan membuat tabel massa atom (gambar 1.3) untuk pertamakalinya dalam sejarah manusia. Dalam tabelnya, massa unsur teringan, hidrogen ditetapkannya satu sebagai standar (H = 1). Massa atom adalah nilai relatif, artinya suatu rasio tanpa dimensi. Walaupun beberapa massa atomnya berbeda dengan nilai modern, sebagian besar nilai-nilai yang diusulkannya dalam rentang kecocokan dengan nilai saat ini. Hal ini menunjukkan bahwa ide dan percobaannya benar.
Kemudian kimiawan Swedia Jons Jakob Baron Berzelius (1779-1848) menentukan massa atom dengan oksigen sebagai standar (O = 100). Karena Berzelius mendapatkan nilai ini berdasarkan analisis oksida, ia mempunyai alasan yang jelas untuk memilih oksigen sebagai standar. Namun, standar hidrogen jelas lebih unggul dalam hal kesederhanaannya. Kini, setelah banyak diskusi dan modifikasi, standar karbon digunakan. Dalam metoda ini, massa karbon 12C dengan 6 proton dan 6 neutron didefinisikan sebagai 12,0000. Massa atom dari suatu atom adalah massa relatif pada standar ini. Walaupun karbon telah dinyatakan sebagai standar, sebenarnya cara ini dapat dianggap sebagai standar hidrogen yang dimodifikasi.
Ø Massa molekul dan massa rumus
Setiap senyawa didefinisikan oelh rumus kimia yang mengindikasikan jenis dan jumlah atom yang menyususn senyawa tersebut. Massa rumus (atau massa rumus kimia) didefinisikan sebagai jumlah massa atom berdasarkan jenis dan jumlah atom yang terdefinisi dalam rumus kimianya. Rumus kimia molekul disebut rumus molekul, dan massa rumus kimianya disebut dengan massa molekul.5 Misalkan, rumus molekul karbon dioksida adalah CO2, dan massa molekularnya adalah 12 +(2x 6) = 44. Seperti pada massa atom, baik massa rumus dan massa molekul tidak harus bilangan bulat. Misalnya, massa molekul hidrogen khlorida HCl adalah 36,5. Bahkan bila jenis dan jumlah atom yang menyusun molekul identik, dua molekul mungkin memiliki massa molekular yang berbeda bila ada isostop berbeda yang terlibat.
Tidak mungkin mendefinisikan molekul untuk senyawa seperti natrium khlorida. Massa rumus untuk NaCl digunakan sebagai ganti massa molekular.
Perbedaan massa molekular H2O dan D2O sangat substansial, dan perbedaan ini sifat fisika dan kimia anatara kedua jenis senyawa ini tidak dapat diabaikan. H2O lebih mudah dielektrolisis daripada D2O. Jadi, sisa air setelah elektrolisis cenderung mengandung lebih banyak D2O daripada dalam air alami.
d. Kuantitas materi dan mol
Metoda kuantitatif yang paling cocok untuk mengungkapkan jumlah materi adalah jumlah partikel seperti atom, molekul yang menyusun materi yang sedang dibahas. Namun, untuk menghitung partikel atom atau molekul yang sangat kecil dan tidak dapat dilihat sangat sukar. Alih-alih menghitung jumlah partikel secara langsung jumlah partikel, kita dapat menggunakan massa sejumlah tertentu partikel. Kemudian, bagaimana sejumlah tertentu bilangan dipilih? UntuK menyingkat cerita, jumlah partikel dalam 22,4 L gas pada STP (0℃, 1atm) dipilih sebagai jumlah standar. Bilangan ini disebut dengan bilangan Avogadro. Nama bilangan Loschmidt juga diusulkan untuk menghormati kimiawan Austria Joseph Loschmidt (1821-1895) yang pertama kali dengan percobaan (1865).
Sejak 1962, menurut SI (Systeme Internationale) diputuskan bahwam dalam dunia kimia, mol digunakan sebagai satuan jumlah materi. Bilangan Avogadro didefinisikan jumlah atom karbon dalam 12 g 126C dan dinamakan ulang konstanta Avogadro.
Ada beberapa definisi “mol”:
(i) Jumlah materi yang mengandung sejumlah partikel yang terkandung dalam 12 g 12C. (ii) satu mol materi yang mengandung sejumlah konstanta Avogadro partikel.
(iii) Sejumlah materi yang mengandung 6,02 x 1023 partikel dalam satu mol.
e. Satuan massa atom (sma)
Karena standar massa atom dalam sistem Dalton adalah massa hidrogen, standar massa dalam SI tepat 1/12 massa 12C. Nilai ini disebut dengan satuan massa atom (sma) dan sama dengan 1,6605402 x 10–27 kg dan D (Dalton) digunakan sebagai simbolnya. Massa atom didefinisikan sebagai rasio rata-rata sma unsur dengan distribusi isotop alaminya dengan 1/12 sma 12C.
1.3 Kesimpulan
Berdasarkan teori-teori yang telah tersebutkan didalam makalah ini dan apabila pembaca telah membaca makalah ini maka dapat mengetahui bahwa :
1) Tata nama senyawa bertujuan untuk member identitas suatu senyawa sehingga dapat membedakan senyawa tersebut dari senyawa lain.
2) Senyawa biner adalah senyawa yang terdiri atas dua jenis unsur. Senyawa biner antara unsur logam dan nonlogam merupakan senyawa ion, sedangkan senyawa biner antara unsur nonlogam dan nonlogam merupakan senyawa kovalen
3) Senyawa asam yang tidak mempunyai oksida asam disebut senyawa asam nonoksi.
4) Oksidasi nonlogam adalah oksidasi unsure nonlogam yang jika dilarutkan ke dalam air membentuk senyawa asam.
5) Senyawa poliatom ionik adalah senyawa garam yang kation dan anionnya merupakan ion poliatom.
6) Senyawa basa merupakan senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion OH-.
7) Penamaan senyawa basa yang dibentuk oleh logam yang mempunyai bilangan oksidasi tungal.
8) Asam oksi halogen adalah asam yang mempunyai oksida asam dan merupakan oksida halogen.
9) Senyawa-senyawa organik yang hanya terdiri dari unsur karbon (C) dan hidrogen (H) disebut senyawa hidrokarbon .
10) Menurut persamaan umum gas, volume suatu gas berbanding lurus dengan jumlah mol gas dan temperatur mutlak, tetapi berbanding terbalik dengan tekanan gas.
· Soal dan Jawaban
1. Karbon alami adalah campuran dua isotop, 98,90(3)% 12C dan 1,10(3)% 13C. Hitung massa atom karbon.
Jawab:
Massa atom karbon = 12 x 0,9890 + 13 x 0,0110 = 12,01(1)
2 . Intan adalah karbon murni. Hitung jumlah atom karbon dalam 1 karat (0,2 g) intan.
Jawab:
Jumlah atom karbon = [0,2 (g)/12,01 (g mol-1)] x 6,022 x 1023(mol-1) = 1,00 x 1022
3. Komposisi tiga oksida nitrogen A, B dan C diuji. Tunjukkan bahwa hasilnya konsisten dengan hukum perbandingan berganda: massa nitrogen yang bereaksi dengan 1 g oksigen dalam tiap oksida: Oksida A: 1,750 g, oksida B: 0,8750 g, oksida C: 0,4375 g.
Jawab:
Bila hukum perbandingan berganda berlaku, rasio massa nitrogen yang terikat pada 1 g oksigen harus merupakan bilangan bulat.
Hasilnya cocok dengan hukum perbandingan berganda.
4. Tembaga yang ada di alam dianalisis dengan spektrometer massa massa atom Cu. Massa 63Cu dan 65Cu adalah 62,93 dan 64,93 sma.
Jawab:
5. Bila kumbang menyengat korbannya, kumbang akan menyalurkan sekitar 1 mg (1x 10-6 g) isopentil asetat C7H14O2. Senyawa ini adalah komponen fragrant pisang, dan berperan sebagai materi pentransfer informasi untuk memanggil kumbang lain. Berapa banyak molekul dalam 1 mg isopentil asetat?
Jawab:
6 Massa molekul hidrogen. Massa atom hidrogen adalah 1,008. Hitung massa molekul hidrogen.
Jawab:
Massa molar hidrogen adalah 2,016 x 10-3 kg mol-1. Massa satu molekul hidrogen = [2,016 x 10-3 (kg mol-1)]/[6,022 x 1023(mol-1) = 3,35 x 10-27(kg).
7. Perubahan massa atom disebabkan perubahan standar. Hitung massa atom hidrogen dan karbon menurut standar Berzelius (O = 100).
Jawab.
Massa atom hidrogen = 1 x (100/16) = 6,25 (6,3), massa atom karbon = 12 x (100/16)=75,0
Massa atom hampir semua unsur sangat dekat dengan bilangan bulat, yakni kelipatan bulat massa atom hidrogen. Hal ini merupakan kosekuensi alami fakta bahwa massa atom hidrogen sama dengan massa proton, yang selanjutnya hampir sama dengan massa neutron, dan massa elektron sangat kecil hingga dapat diabaikan. Namun, sebagian besar unsur yang ada secara alami adalah campuran beberapa isotop, dan massa atom bergantung pada distribusi isotop. Misalnya, massa atom hidrogen dan oksigen adalah 1,00704 dan 15,9994. Massa atom oksigen sangat dekat dengan nilai 16 agak sedikit lebih kecil.
8. Hitung massa atom magnesium dengan menggunakan distribsui isotop berikut: 24Mg: 78,70%; 25Mg: 10,13%, 26Mg: 11,17%.
Jawab:
0,7870 x 24 + 0,1013 x 25 +0,1117 x 26 = 18,89+2,533+2,904 = 24,327
Massa atom Mg = 18,89 + 2,533 + 2,904 =24.327 (amu).
Perbedaan kecil dari massa atom yang ditemukan di tabel periodik (24.305) hasil dari perbedaan cara dalam membulatkan angkanya.
9. Hitung massa
Jawab:
Massa molekular H2O = 1 x 2 + 16 = 18, massa molekular D2O = (2 x 2) + 16 = 20
10. Berapa mol atom timbal dan oksigen yang dibutuhkan untuk membuat 5 mol timbal dioksida (PbO2).
Jawab :
1 mol timbal dioksida tersusun oleh 1 mol timbal dan 2 mol atom oksigen (atau 1 mol molekul oksigen, O2). Sehingga terdapat
Atom timbal = 1 x 5 mol = 5 mol
Atom oksigen = 2 x 5 mol = 10 mol (atau 5 mol molekul oksigen, O2)
11. Berapa gram propana C3H8 dalam 0,21 mol jika diketahui Ar C = 12 dan H = 1
Jawab:
Mr Propana = (3 x 12) + (8 x 1) = 33 g/mol, sehingga,
gram propana = mol x Mr = 0,21 mol x 33 g/mol = 9,23 gram
12. Suatu senyawa terdiri dari 43,7% P dan 56,3% O. Tentukan rumus empirisnya! (Ar P = 3 dan O = 16)
Jawab :
...Misal massa
...Maka massa
...Perbandingan mol P : mol O = :
........................................= 1,41 : 3,52
........................................= 1 : 2,5
........................................= 2 : 5
Jadi rumus empirisnya P2O5
13. Suatu senyawa terdiri dari 60% Karbon, 5% Hidrogen, dan sisanya Nitrogen. Jika Mr senyawa itu = 80 (Ar C = 12 ; H = 1 ; N = 14). Tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa itu!
Jawab :
Persentase Nitrogen = 100% - ( 60% + 5% ) = 35%
Misal massa senyawa = 100 gram
Maka massa C : N : H = 60 : 35 : 5
Perbandingan mol C : mol H : mol N = : :
= 5 : 5 : 2,5
= 2 : 2 :1
Maka rumus empiris = C2H2N
( C2H2N ) n = 80
( 24 + 2 + 14 ) n = 80
( 40 ) n = 80 n = = 2
Jadi rumus molekul senyawa tersebut = ( C2H2N ) 2
= C4H4N2
14. 5,0 gram hidrat dari Tembaga (II) Sulfat dipanaskan sampai semua air kristalnya menguap. Jika massa
Jawab :
Langkah-langkah penentuan rumus hidrat :
- Misalkan rumus hidrat adalah CuSO4 . x H2O
- Tulis persamaan reaksinya
- Tentukan mol zat sebelum dan sesudah reaksi
- Hitung nilai x, dengan menggunakan perbandingan mol CuSO4 : mol H2O
CuSO4 . x H2O (s) CuSO4 (s) + x H2O
5 gram 3,2 gram 1,8 gram
Perbandingan, mol CuSO4 : mol H2O = :
= 0.02 : 0,10
Perbandingan, mol CuSO4 : mol H2O = 1 : 5
Jadi Rumus hidrat dari tembaga (II) sulfat adalah CuSO4 . 5 H2O.
15. Bagaimanakah Rumus kimia garam Barium Klorida Berhidrat (BaCl2.x H2O) bila 12,2 gram garam tersebut dipanaskan menghasilakan zat yang tersisa sebanyak 10,4 gram.
Ar Ba = 137 ; Cl = 35,5 ; O = 16 ; H = 1
Jawab:
....BaCl2 . x H2O .....BaCl2 .....+..... x H2O
............ ...........,.... ...................
....12,2 gram ..........10,4 gram .......(12,2 - 10,4) = 1,8 gram
....Perbandingan, mol BaCl2 : mol H2O =
...................................................= 0,05 : 0,1
...................................................= 1 : 2
Jadi rumus kimia garam tersebut BaCl2 . 2 H2O
16.Diketahui reaksi sebagai berikut
..... .....S (s) + 3 F2 ..... ..... (g) SF6 (g)
Jika direaksikan 2 mol S dengan 10 mol F2
a. Berapa mol kah SF6 yang terbentuk?
b. Zat mana dan berapa mol zat yang tersisa?
Jawab:
..... .....S + 3 F2 ...... ... ... SF6
Dari koefisien reaksi menunjukkan bahwa:
.....1 mol S membutuhkan 3 mol F2
Kemungkinan yang terjadi:
* JIka semua S bereaksi maka F2 yang dibutuhkan
.....mol F2 = x 2 mol S
..... ..... .....= x 2 mol
..... ..... .....= 6 mol
Hal ini memungkinkan karena F2 tersedia 10 mol.
* Jika semua F2 habis bereaksi, maka S yang dibutuhkan
.....mol S = x 10 mol F2
..............= x 10 mol
..............= 3,33 mol
Hal ini tidak mungkin terjadi, karena S yang tersedia hanya 2 mol.
Jadi yang bertindak sebagai pereaksi pembatas adalah S!
Banyaknya mol SF6 yang terbentuk = x mol S
a. mol SF6 =1 x 2 mol = 2 mol
b. zat yang tersisa adalah F2, sebanyak = 10 mol – 6 mol
= 4 mol F2
DAFTAR PUSTAKA
http://belajarkimia.com/ebook-soa-dan-pembahasan-stoikiometri/
http://www.google.co.id/search?q=soal+stoikiometri
BAB II
STRUKTUR ATOM
1.1 Pendahuluan
Struktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya. Inti atom mengandung campuran proton yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1 yang tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom oleh gaya
1.2 Isi
Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani, yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawan berhasil menemukan struktur dan komponen-komponen subatom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah tak dapat dibagi-bagi lagi. Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan kemudian berhasil memodelkan atom.
Relatif terhadap pengamatan sehari-hari, atom merupakan objek yang sangat kecil dengan massa yang sama kecilnya pula. Atom hanya dapat dipantau menggunakan peralatan khusus seperti mikroskop penerowongan payaran. Lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada inti atom, dengan proton dan neutron yang bermassa hampir sama. Setiap unsur paling tidak memiliki satu isotop dengan inti yang tidak stabil yang dapat mengalami peluruhan radioaktif. Hal ini dapat mengakibatkan transmutasi yang mengubah jumlah proton dan neutron pada inti. Elektron yang terikat pada atom mengandung sejumlah aras energi, ataupun orbital, yang stabil dan dapat mengalami transisi di antara aras tersebut dengan menyerap ataupun memancarkan foton yang sesuai dengan perbedaan energi antara aras. Elektron pada atom menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur dan mempengaruhi sifat-sifat magnetis atom tersebut.
v Perkembangan Model Atom
Seorang filsuf Yunani yang bernama Democritus berpendapat bahwa jika suatu benda dibelah terus menerus, maka pada saat tertentu akan didapat akan didapat bagian yang tidak dapat dibelah lagi. Bagian seperti ini oleh Democritus disebut atom. Istilah atom berasal dari bahasa yunani “a” yang artinya tidak, sedangkan “tomos” yang artinya dibagi. Jadi, atom artinya tidak dapat dibagi lagi. Pengertian ini kemudian disempurnakan menjadi, atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur yang tidak dapat dibelah lagi namun namun masih memiliki sifat kimia dan sifat fisika benda asalnya.
Atom dilambangkan dengan ZXA , dimana A = nomor massa (menunjukkan massa
Macam-macam Model Atom
1. Model Atom John Dalton
Pada tahun 1808, John Dalton adalah seorang guru di Inggris yang melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton
a. Setiap unsur terdiri dari partikel yang sangat keci yang dinamakan dengan atom
b. Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama
c. Atom dari unsur berbeda memiliki sifat yang berbeda pula
d. Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain dengan reaksi kimia, atom tidak dapat dimusnahkan dan atom juga tidak dapat dihancurkan
e. Atom-atom dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut molekul
f. Dalam senyawa, perbandingan massa
Kelebihan model atom Dalton
Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom.
Kelemahan model atom John Dalton :
Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik? padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus listrik.
2. Model Atom J.J. Thomson
Pada tahun 1897, J.J Thomson mengamati elektron. Dia menemukan bahwa semua atom berisi elektron yang bermuatan negatif. Dikarenakan atom bermuatan netral, maka setiap atom harus berisikan partikel bermuatan positif agar dapat menyeimbangkan muatan negatif dari elektron.
Kelebihan model atom Thomson
Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur.
Kelemahan model atom Thomson
Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.
3. Model Atom Rutherford
Rutherford melakukan penelitian tentang hamburan sinar α pada lempeng emas. Hasil pengamatan tersebut dikembangkan dalam hipotesis model atom Rutherford .
a. Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.
b. Atom memiliki inti atom bermuatan positif yang merupakan pusat massa
c. Elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan yanga sangat tinggi.
d.Sebagian besar partikel α lewat tanpa mengalami pembelokkan/hambatan. Sebagian kecil dibelokkan, dan sedikit sekali yang dipantulkan.
Kelemahan Model Atom Rutherford
a. Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak mengelilingi inti memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Akibatnya, lama-kelamaan elektron itu akan kehabisan energi dan akhirnya menempel pada inti.
b. Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron dan cara rotasinya terhadap ini atom.
c. Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi tidak stabil.
d. Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).
4. Model Atom Niels Bohr
Pada tahun 1913, Niels Bohr mengemukakan pendapatnya bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom. Model atom Bohr merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford .
Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr dengan postulat bohr :
a. Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi tertentu.
b. Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi jika berpindah ke orbit yang lebih dalam
Kelebihan model atom Bohr
atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.
Kelemahan model atom Bohr
a. tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.
b.tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak.
1.3 Kesimpulan
Dapat disimpulkan bahwa :
a. atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur
b. atom memiliki tiga jenis muatan, yaitu positif, negative, dan netral.
c. inti atom yang bermuatan positif merupakan pusat massa atom.
d. elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan yanga sangat tinggi.
e. atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.
f. ebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.
· Soal dan Jawaban
1. Electron ditemukan oleh ….
a. J. J. Thomson
b. J. Chadwick
c. E. rutherfold
d. Henry Bechuerel
e. R. A. Milikan
Jawaban : A
2. Partikel dasar penyusun atom terdiri atas proton, electron, dan neutron. Muatan listrik partikel dasae tersebut berturut-turut adalah …
a. -1,+1, 0
b. +1, -1, 0
c. +1, 0, -1
d. -1, 0, +1
e. 0, -1, +1
Jawaban : B
3. Suatu atom mempunyai 3 kulit atom dan 5 elektron valensi. Nomor atom unsure tersebut adalah…
a. 3
b. 5
c. 7
d. 13
e. 15
Jawaban: E
No atom = 2, 8, 5 =15
4. Partikel penyusun inti atom adalah …
a. Proton
b. Neutron
c. Neutron dan electron
d. Proton dan neutron
e. Proton, electron, dan neutron
Jawaban : E
5. Gagasan utama teori Neils Bohr adalah
a. Gagasan tentang partikel dasar
b. Gagasan tentang Inti atom
c. Gagasan tentang Tingkat energy dalam atom
d. Gagasan tentang Isotop
e. Gagasan tentang orbital
Jawaban : E
DAFTAR PUSTAKA
Purba, Drs. Michael, M.Si. 2006. Kimia untuk SMA Kelas X. Jakarta: Erlangga.
http://search.atomz.com
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/struktur_atom1/model-atom/
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/lahirnya_teori_atom/
BAB III
SISTEM PERIODIK UNSUR
1.1 Pendahuluan
Pada abad ke-19 para ahli kimia mulai dapat menghitung massa
1.2 Isi
A. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK
Usaha pengelompokan unsur-unsur berdasarkan kesamaan sifat dilakukan agar unsur-unsur tersebut mudah dipelajari.
1. Triade Dobereiner
Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner mempelajari sifat-sifat beberapa unsur yang sudah diketahui pada saat itu. Dobereiner melihat adanya kemiripan sifat di antara beberapa unsur, lalu mengelompokkan unsur-unsur tersebut menurut kemiripan sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur sehingga disebut triade. Apabila unsur-unsur dalam satu triade disusun berdasarkan kesamaan sifatnya dan diurutkan massa atomnya, maka unsur kedua merupakan rata-rata dari sifat dan massa atom dari unsur pertama dan ketiga.
2. Teori Oktaf Newland
Pada tahun 1864, John Alexander Reina Newland menyusun daftar unsur yang jumlahnya lebih banyak. Susunan Newland menunjukkan bahwa apabila unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, maka unsur pertama mempunyai kemiripan sifat dengan unsur kedelapan, unsur kedua sifatnya mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Penemuan Newland ini dinyatakan sebagai Hukum Oktaf Newland.
Pada saat daftar Oktaf Newland disusun, unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) belum ditemukan. Gas Mulia ditemukan oleh Rayleigh dan Ramsay pada tahun 1894. Unsur gas mulia yang pertama ditemukan ialah gas argon. Hukum Oktaf Newland hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom yang rendah.
3. Sistem Periodik Mendeleev
Pada tahun 1869, tabel sistem periodik mulai disusun. Tabel sistem periodik ini merupakan hasil karya dua ilmuwan, Dmitri Ivanovich Mendeleev dari Rusia dan Julius Lothar Meyer dari Jerman. Mereka berkarya secara terpisah dan menghasilkan tabel yang serupa pada waktu yang hampir bersamaan. Mendeleev menyajikan hasil kerjanya pada Himpunan Kimia Rusia pada awal tahun 1869, dan tabel periodik Meyer baru muncul pada bulan Desember 1869.
Mendeleev yang pertama kali mengemukakan tabel sistem periodik, maka ia dianggap sebagai penemu tabel sistem periodik yang sering disebut juga sebagai sistem periodik unsur pendek. Sistem periodik Mendeleev disusun berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik Mendeleev pertama kali diterbitkan dalam jurnal ilmiah Annalen der Chemie pada tahun 1871.
Hal penting yang terdapat dalam sistem periodik Mendeleev antara lain sebagai berikut:
a. dua unsur yang berdekatan, massa atom relatifnya mempunyai selisih paling kurang dua atau satu satuan;
b. terdapat kotak kosong untuk unsur yang belum ditemukan, seperti 44, 68, 72, dan 100;
c. dapat meramalkan sifat unsur yang belum dikenal seperti ekasilikon;
d. dapat mengoreksi kesalahan pengukuran massa atom relatif beberapa unsur, contohnya Cr = 52,0 bukan 43,3.
a. Kelebihan sistem periodik Mendeleev
1) Sifat kimia dan fisika unsur dalam satu golongan mirip dan berubah secara teratur.
2) Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongannya.
3) Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan pada saat itu dan telah mempunyai tempat yang kosong.
b. Kekurangan sistem periodik Mendeleev
1) Panjang periode tidak sama dan sebabnya tidak dijelaskan.
2) Beberapa unsur tidak disusun berdasarkan kenaikan massa
3) Selisih massa unsur yang berurutan tidak selalu 2, tetapi berkisar antara 1 dan 4 sehingga sukar meramalkan massa
4) Valensi unsur yang lebih dari satu sulit diramalkan dari golongannya.
5) Anomali (penyimpangan) unsur hidrogen dari unsur yang lain tidak dijelaskan.
4. Sistem Periodik Modern
Pada tahun 1914, Henry G. J. Moseley menemukan bahwa urutan unsur dalam tabel periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Moseley berhasil menemukan kesalahan dalam tabel periodik Mendeleev, yaitu ada unsur yang terbalik letaknya. Penempatan Telurium dan Iodin yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atom.
Telurium mempunyai nomor atom 52 dan iodin mempunyai nomor atom 53. Sistem periodik modern bisa dikatakan sebagai penyempurnaan sistem periodik Mendeleev. Sistem periodik modern dikenal juga sebagai sistem periodik bentuk panjang, disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Dalam sistem periodik modern terdapat lajur mendatar yang disebut periode dan lajur tegak yang disebut golongan.
Jumlah periode dalam sistem periodik ada 7 dan diberi tanda dengan angka:
• Periode 1 disebut sebagai periode sangat pendek dan berisi 2 unsur
• Periode 2 disebut sebagai periode pendek dan berisi 8 unsur
• Periode 3 disebut sebagai periode pendek dan berisi 8 unsur
• Periode 4 disebut sebagai periode panjang dan berisi 18 unsur
• Periode 5 disebut sebagai periode panjang dan berisi 18 unsur
• Periode 6 disebut sebagai periode sangat panjang dan berisi 32 unsur, pada periode ini terdapat unsur Lantanida yaitu unsur nomor 58 sampai nomor 71 dan diletakkan pada bagian bawah
• Periode 7 disebut sebagai periode belum lengkap karena mungkin akan bertambah lagi jumlah unsur yang menempatinya, sampai saat ini berisi 24 unsur. Pada periode ini terdapat deretan unsur yang disebut Aktinida, yaitu unsur bernomor 90 sampai nomor 103 dan diletakkan pada bagian bawah.
Jumlah golongan dalam sistem periodik ada 8 dan ditandai dengan angka Romawi. Ada
Nama-nama golongan pada unsur golongan A
• Golongan IA disebut golongan alkali
• Golongan IIA disebut golongan alkali tanah
• Golongan IIIA disebut golonga boron
• Golongan IVA disebut golongan karbon
• Golongan VA disebut golongan nitrogen
• Golongan VIA disebut golongan oksigen
• Golongan VIIA disebut golongan halogen
• Golongan VIIIA disebut golongan gas mulia
Pada periode 6 golongan IIIB terdapat 14 unsur yang sangat mirip sifatnya, yaitu unsur-unsur lantanida. Pada periode 7 juga berlaku hal yang sama dan disebut unsur-unsur aktinida. Kedua seri unsur ini disebut unsur-unsur transisi dalam.
Unsur-unsur lantanida dan aktinida termasuk golongan IIIB, dimasukkan dalam satu golongan karena mempunyai sifat yang sangat mirip.
B. SIFAT LOGAM
Sifat yang dimiliki oleh unsur sangat banyak. Pada bahasan ini, kita hanya akan membahas beberapa sifat dari unsur. Berdasarkan sifat kelogamannya, secara umum unsur dibedakan menjadi tiga kategori, yaitu unsur logam, unsur non logam, dan unsur metaloid (semi logam).
Logam banyak kita jumpai di sekitar kita, contohnya besi, aluminium, tembaga, perak, emas, dan lain-lain. Pada umumnya logam mempunyai sifat fisis, antara lain:
1. penghantar panas yang baik;
2. penghantar listrik yang baik;
3. permukaan logam mengkilap;
4. dapat ditempa menjadi lempeng tipis;
5. dapat meregang jika ditarik.
Kemampuan logam untuk meregang apabila ditarik disebut duktilitas. Kemampuan logam meregang dan menghantarkan listrik dimanfaatkan untuk membuat kawat atau kabel. Kemampuan logam berubah bentuk jika ditempa disebut maleabilitas. Kemampuan logam berubah bentuk jika ditempa dimanfaatka untuk membuat berbagai macam jenis barang, misalnya golok, pisau, cangkul, dan lain-lain. Sifat-sifat di atas tidak dimiliki oleh unsur-unsur bukan logam (non logam).
Jika dilihat dari konfigurasi elektronnya, unsur-unsur logam cenderung melepaskan elektron (memiliki energi ionisasi yang kecil), sedangkan unsur-unsur non logam cenderung menangkap elektron (memiliki energi ionisasi yang besar).
Dengan demikian, dapat dilihat kecenderungan sifat logam dalam sistem periodik, yaitu dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin besar dan dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin kecil. Jika kita lihat pada tabel periodik unsurnya, unsur-unsur logam berletak pada bagian kiri, sedangkan unsur-unsur non logam terletak di bagian kanan (lihat tabel periodik unsur).
Pada tabel periodik, batas antara unsur-unsur logam dan non logam sering digambarkan dengan tangga diagonal yang bergaris tebal. Unsur-unsur di daerah perbatasan mempunyai sifat ganda. Misalnya logam berilium (Be) dan aluminium (Al), logam-logam tersebut memiliki beberapa sifat bukan logam, dan biasa disebut unsur amfoter. Adapun logam yang berada di sebelahnya (dalam tabel periodik) yaitu Boron (B) dan Silikon (Si) merupakan unsur non logam yang memilki beberapa sifat logam, dan disebut unsur metaloid.
PERKEMBANGAN TABEL PERIODIK UNSUR
1. Hukum Triade Dobereiner
Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner, seorang professor kimia di Jerman, mengemukakan bahwa massa atom relatif Strontium sangat dekat dengan massa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan strontium, yaitu Kalsium dan Barium. Dobereiner juga menemukan beberapa kelompok unsur lain seperti itu. Karena itu, Dobereiner mengambil kesimpulan bahwa unsur-unsur dapat dikelompokkan ke dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang disebutnya Triade. Akan tetapi, Dobereiner belum berhasil menunjukkan cukup banyak triade sehingga aturan tersebut bermanfaat.
Meskipun gagasan yang dikemukakan oleh Dobereiner selanjutnya gugur (tidak berhasil), tetapi hal tersebut merupakan upaya yang pertama kali dilakukan dalam menggolongkan unsur.
2. Hukum Oktaf Newlands
Pada tahun 1866, John A.R Newlands seorang ahli kimia berkebangsaan Inggris mengemukakan bahwa unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan kenaikan massa atomnya mempunyai sifat yang akan berulang tiap unsur kedelapan. Artinya, unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya.
Sifat keperiodikan unsur berdasarkan urutan kenaikan massa atom setiap kelipatan delapan dinamakan hukum oktaf. Saat itu, baru ditemukan 60 unsur. Gas mulia tidak termasuk dalam pengelompokan sistem oktaf karena belum ditemukan .
Berikut ini disampaikan pengelompokan unsur berdasarkan hukum oktaf Newlands, yaitu sebagai berikut :
H F Cl Co/Ni Br Pd I Pt
Li Na K Cu Rb Ag Cs Tl
Be Mg Ca Zn Sr Cd Ba/V Pb
B Al Cr Y Ce/La U Ta Th
C Si Ti In Zr Sn W Hg
N P Mn As Di/Mo Sb Nb
O S Fe Se Ro/Ru Te Au Os
Beberapa unsur ditempatkan tidak urut sesuai massanya dan terdapat dua unsur yang ditempatkan di kolom yang sama karena kemiripan sifat.
3. Sistem Periodik Mendeleyev
Pada tahun 1869, Dmitri Ivanovich Mendeleyev seorang ahli kimia berkebangsaan Rusia menyusun 65 unsur yang sudah dikenal pada waktu itu. Mendeleev mengurutkan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom dan sifat kimianya.
Pada waktu yang sama, Julius Lothar Meyer membuat susunan unsur-unsur seperti yang dikernukakan oleh Mendeleyev. Hanya saja, Lothar Meyer menyusun unsur-unsur tersebut berdasarkan sifat fisiknya. Meskipun ada perbedaan, tetapi keduanya menghasilkan pengelompokan unsur yang sama.
Mendeleyev menyediakan kotak kosong untuk tempat unsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan, seperti unsur dengan nomor massa 44, 68, 72, dan 100. Mendeleyev telah meramal sifat-sifat unsur tersebut dan ternyata ramalannya terbukti setelah unsur-unsur tersebut ditemukan. Susunan unsur-unsur berdasarkan hukum Mendeleev disempurnakan dan dinamakan sistem periodik Mendeleyev.
Sistem periodik Mendeleev terdiri atas golongan (unsur-unsur yang terletak dalam satu kolom) dan periode (unsur-unsur yang terletak dalam satu baris). Tabel sistem periodik Mendeleyev yang dibuat adalah sebagai berikut :Periode
Gol.I Gol.II Gol.III Gol.IV Gol.V Gol.VI Gol.VII Gol.VIII
1 H 1
2 Li 7 Be 9,4 B 11 C 12 N 14 O 16 F 19
3 Na 23 Mg 24 Al 27,3 Si 28 P 31 S 32 C 35,5
4 K 39 Ca 40 ? (44) Ti 48 V 51 Cr 52 Mn 55 Fe 56, Co 59
Ni 59, Cu 63
5 Cu 63 Zn 65 ? (68) ? (72) As 75 Se 78 Br 80
6 Rb 86 Sr 87 ?Yt 88 Zr 90 Nb 94 Mo 96 ? (100) Ru 104, Rh 104
Pd 106, Ag 108
7 Ag 108 Cd 112 In 115 Sn 118 Sb 122 Te 125 I 127 ?
8 Cs 133 Ba 137 ?Di 138 ?Ce 140 ? ? ?
9 ? ? ? ? ? ? ?
10 ? ? ?Er 178 ?La 180 Ta 182 W 184 ? Os 195, Ir 197
11 Au 199 Hg 200 Tl 204 Pb 207 Bi 208 ? ? Pt 198, Au 199
12 ? ? ? Th 231 ? U 240 ?
4. Pengelompokan Unsur Berdasarkan Sistem Periodik Modern
Sistem periodik Mendeleyev dikemukakan sebelum penemuan teori struktur atom, yaitu partikel-partikel penyusun atom. Partikel penyusun inti atom yaitu proton dan neutron, sedangkan elektron mengitari inti atom. Setelah partikel-partikel penyusun atom ditemukan, ternyata ada beberapa unsur yang mempunyai jumlah partikel proton atau elektron sama, tetapi jumlah neutron berbeda. Unsur tersebut dikenal sebagai isotop. Jadi, terdapat atom yang mempunyai jumlah proton dan sifat kimia sama, tetapi massanya berbeda karena massa proton dan neutron menentukan massa atom.
Dengan demikian, sifat kimia tidak ditentukan oleh massa atom, tetapi ditentukan oleh jumlah proton dalam atom tersebut. Jumlah proton digunakan sebagai nomor atom unsur dan unsur- unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor atom.
Ternyata, kenaikan nomor atom cenderung diikuti dengan kenaikan massa atomnya.
Keperiodikan sifat fisika dan kimia unsur disusun berdasarkan nomor atomnya. Pernyataan tersebut disimpulkan berdasarkan hasil percobaan Henry Moseley pada tahun 1913. Sistem periodik yang telah dikemukakan berdasarkan percobaan Henry Moseley merupakan sistem periodik modern dan masih digunakan hingga sekarang.
Sistem periodik unsur modern merupakan modifikasi dari sistem periodik Mendeleyev. Perubahan dan penyempumaan dilakukan terhadap sistern periodik Mendeleyev terutama setelah penemuan unsur-unsur gas mulia. Mendeleyev telah meletakan dasar-dasar yang memungkinkan untuk perkembangan sistem periodik unsur.
5. Golongan dan Periode Unsur dalam Tabel Sistem Periodik Unsur Modern
Unsur-unsur dalam tabel sistem periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Karena sistem periodik yang disusun berbentuk panjang, maka tabel periodik yang sekarang ini disebut tabel periodik panjang. Terkadang disebut pula tabel periodik modern, dikarenakan disusun oleh konsep-konsep yang sudah modern.
Berbeda dengan tabel periodik Mendeleyev, karena berbentuk pendek, maka sering disebut sistem periodik pendek. Pada sistem periodik bentuk panjang, sifat unsurnya merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya. Hal ini berarti bahwa sifat unsur tergantung dari nomor atomnya.
Pada tabel periodik bentuk panjang, juga dikenal istilah periode dan golongan. Penyusunan unsur dengan arah mendatar ke kanan disebut periode, sedangkan penyusunan unsur dengan arah ke bawah disebut golongan. Tabel periodik bentuk panjang terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Adapun tampilan fisik tabel Sistem Periodik Modern, adalah sebagai berikut eriode dibedakan menjadi periode pendek dan periode panjang, sedangkan golongan dibedakan menjadi golongan A (golongan utama) dan golongan B (golongan transisi). Periode pendek mencakup periode 1 (terdiri dari 2 unsur), periode 2 (terdiri dari 8 unsur) dan periode 3 (terdiri dari 8 unsur). Sedangkan periode panjang mencakup periode 4 sampai dengan periode 7.
a. Golongan
Golongan unsur pada sistem periodik unsur modern disusun berdasarkan jumlah elektron valensi (elektron yang terletak pada kulit terluar). Unsur dalam satu golongan mempunyai sifat yang cenderung sama dan ditempatkan dalam arah vertikal (kolom).
Pada sistem periodik unsur modern, golongan dibagi menjadi 18 berdasarkan aturan IUPAC. Berdasarkan aturan Amerika, sistem periodik unsur modern dibagi dua golongan yaitu golongan A dan B. Jadi, golongan unsur dari kiri ke kanan ialah IA, IIA, 11113, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, 1113, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIIIA. Umumnya, digunakan pembagian golongan menjadi A dan B.
Golongan unsur pada sistem periodik unsur modern mempunyai nama khusus yaitu sebagai berikut :Golongan Nama Khusus Unsur-unsur
IA 1 Alkali Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr
IIA 2 Alkali Tanah Be, Mg, Ca, Sr, Ba, dan Ra
IIIA 13 Boron B, Al , Ga
IVA 14 Karbon C, Si, Ge, Sn, dan Pb
VA 15 Nitrogen N, P, As, Sb, dan Bi
VIA 16 Oksigen O, S, Se, Te, dan Po
VIIA 17 Halogen F, Cl, Br, I, dan At
VIIIA 18 Gas Mulia He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn
b. Periode
Periode unsur pada sistem periodik unsur modem disusun dalam arah horisontal (baris) untuk menunjukkan kelompok unsur yang mempunyai jumlah kulit sama.
Sistem periodik bentuk panjang terdiri atas 7 periode sebagai berikut :
1) Periode 1 = periode sangat pendek berisi 2 unsur, yaitu H dan He
2) Periode 2 = periode pendek berisi 8 unsur
3) Periode 3 = periode pendek berisi 8 unsur
4) Periode 4 = periode panjang berisi 18 unsur
5) Periode 5 = periode panjang berisi 18 unsur
6) Periode 6 = periode sangat panjang berisi 32 unsur
7) Periode 7 = periode yang unsur-unsurnya belum lengkap berisi 30 unsur
Pada periode 6 termasuk periode sangat panjang, yaitu berisi 32 unsur. Golongan IIIB periode 6 berisi 14 unsur dengan sifat mirip yang dinamakan golongan lantanida. Begitu juga golongan IIIB periode 7 berisi 14 unsur dengan sifat mirip dinamakan golongan aktinida. Unsur golongan aktinida dan lantanida biasanya dituliskan terpisah di bawah. Golongan lantanida dan aktinida disebut golongan transisi dalam.
6. Penetapan Golongan dan Periode
Golongan dan periode dapat ditentukan dengan cara menuliskan konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron adalah penataan elektron dalarn atom yang ditentukan berdasarkan jumlah elektron.
Pada konfigurasi elektron, jumlah elektron valensi menunjukkan nomor golongan, sedangkan jumlah kulit yang sudah terisi elektron (n terbesar) menunjukkan periode
Ø Sifat Logam
Logam terletak di sisi kiri dan tengah-tengah tabel periodik. Grup IA
1.3 Kesimpulan
Dapat disimpulkan bahwa:
- Unsur-unsur padasistem periodik modern disusun berdasarkan kenakikan nomor atom
- TPU memiliki 7 periode yang disusun secara horizontal dari kiri ke kanan Unsur-unsur yang terletak dalam satu periode memiliki jumlah kulit yang sama
- Kolom vertikal dari atas ke bawah disebut golongan. TPU mempunyai 8 golongan yang terbagi atas golongan utama (A) dan golongan transisi (B). unsure-unsur yang memiliki electron valensi sama akan menempati golongan yang sama.
- Sifat unsur-unsur dalam system periodic:
1. afinitas electron dari kiri ke kanan dan dari bawah ke atas meningkat
2. keelektronegatifan meningkat dari kiri ke kanan dan dari bawah ke atas
3. potensial ionisasi semakin ke kanan dan semakin ke atas akan semakin meningkat
4. jari-jari atom meningkat dari kanan ke kiri dan dari atas ke bawah
· Soal dan Jawaban
1. Unsur dalam sistem periodik terletak pada golongan dan periode berturut-turut…
a. IIA ; 2
b. IIA ;4
c. IVA ;2
d. IVA ; 4
e. VIIA ;4
Jawaban : B
konfigurasi elektronnya = 2 8 8 2, jadi terletak di gol. II A; per. 4
2. Di dalam sistem periodik, unsur-unsur transisi terletak di anata golongan-golongan...
a. IIA dan IIIA
b. IIA dan IIB
c. IIB dan IIIB
d. IA dan IIB
e. IIIB dan VIIIB
Jawaban : A
3. Unsur-unsur transisi-dalam mulai dijumpai pada periode…
a. logam alkali
b. unsur halogen
c. unsur golongan IB
d. unsur transisi
e. salah satu unsur lantanida
Jawaban : D
4. Unsur fosforus ( Z = 15) dan unsure vanadium ( z = 23) mempunyai kesamaan dalam hal…
a. nomor periode
b. nomor golongan
c. bilangan oksidasi paling rendah
d. subkulit terakhir yang diisi oleh elektron
e. jumlah elektron yang tidak berpasangan
jawaban : B
konfigurasi elektron fosforus = 2 8 5
konfigurasi elektron vanadium= 2 8 8 5
kedua unsur tersebut mempunyai kesamaan dalam hal nomor golongan, yaitu
golongan VA
5. Unsure terletak segolongan dengan unsure yang memiliki nomor atom…
a. 11
b. 13
c. 15
d. 20
e. 32
Jawaban : E
konfigurasi elektron T = 2 8 4
konfigurasi elektron unsur x = 2 8 18 4, kedua unsure tersebut terletak pada golongan yang sama, yaitu gol. VA.
DAFTAR PUSTAKA
http://www.google.co.id/images?hl=en&q=sistem+periodik&um
http://38nx.com/other/makalah%20sistem%20periodik%20unsur%20natrium%20klorida.html
http://blogious.com/info/soal-sistem-periodik-unsur.html
Utami, Budi, dkk. 2009. KIMIA Untuk SMA/MA Kelas XI Program IPA. Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional: Jakarta
BAB IV
IKATAN KIMIA
1.1 Pendahuluan
Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya
1.2 Isi
Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.
Elektron yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, maka dua atom yang berdekatan satu sama lainnya akan membentuk ikatan.
Dalam gambaran yang paling sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau lebih elektron, biasanya berpasangan, ditarik menuju sebuah wilayah diantara dua inti atom. Gaya ini dapat mengatasi gaya tolak menolak antara dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom untuk tetap bersama, walaupun keduanya masih akan tetap bergetar dalam keadaan kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau lebih inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi.
Dalam gambaran ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom lainnya, sehingga secara efektif menyebabkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom yang lain. Hal ini menyebabkan satu atom bermuatan positif dan yang lainnya bermuatan negatif secara keseluruhan. Ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di antara atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan.
Semua bentuk ikatan dapat dijelaskan dengan teori kuantum, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan untuk memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas sebuah ikatan. Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Ada pula teori-teori yang lebih canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans, dan metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan untuk menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.
a. Teori Ikatan Kimia
Teori ikatan valensi
Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas dasar argumen bahwa sebuah ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, beranjak dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang dianggap sebagai jurnal paling penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berdasarkan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam aturan pada ikatan elektron berpasangan:
1. Ikatan elektron berpasangan terbentuk melalui interaksi elektron tak-berpasangan pada masing-masing atom.
2. Spin-spin elektron haruslah saling berlawanan.
3. Seketika dipasangkan, dua elektron tidak bisa berpartisipasi lagi pada ikatan lainnya.
4. Pertukaran elektron pada ikatan hanya melibatkan satu persamaan gelombang untuk setiap atom.
5. Elektron-elektron yang tersedia pada aras energi yang paling rendah akan membentuk ikatan-ikatan yang paling kuat.
6. Dari dua orbital pada sebuah atom, salah satu yang dapat bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling kuat, dan ikatan ini akan cenderung berada pada arah orbital yang terkonsentrasi.
Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sebagai "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental untuk memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 selanjutnya gagal untuk mengalamatkan masalah yang lebih mudah dimengerti menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini berkurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang besar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang lebih sulit pada program-program komputer telah hampir dipecahkan dan teori ini beranjak bangkit kembali.
Teori orbital molekul
Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah sebuah orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Jika orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Jika elektron-elektron cenderung berada di orbital molekul yang berada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang berada pada orbital bukan-ikatan cenderung berada pada orbital yang paling dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara keseluruhan pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.
Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul
Pada beberapa bidang, teori ikatan valensi lebih baik daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang paling sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang lebih dekat dan representasi yang lebih akurat pada tingkah laku elektron ketika ikatan kimia terbentuk dan terputus. Sebaliknya, teori orbital molekul memprediksikan bahwa molekul hidrogen akan berdisosiasi menjadi superposisi linear dari hidrogen atom dan ion hidrogen positif dan negatif. Prediksi ini tidak sesuai dengan gambaran fisik. Hal ini secara sebagian menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada metode ikatan valensi berada di atas kurva yang menggunakan metode orbital molekul. Situasi ini terjadi pada semua molekul diatomik homonuklir dan tampak dengan jelas pada F2 ketika energi minimum pada kurva yang menggunakan teori orbital molekul masih lebih tinggi dari energi dua atom F.
Konsep hibridisasi sangatlah berguna dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, menyebabkan teori ini masih menjadi bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik. Namun, hasil kerja Friedrich Hund, Robert Mulliken, dan Gerhard Herzberg menunjukkan bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi yang lebih tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi menjadi lebih jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya PF5) ketika molekul ini dijelaskan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dijelaskan dengan sangat baik oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah dibuat.
Pada tahun 1930, dua metode ini saling bersaing sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang lebih baik. Jika kita mengambil struktur ikatan valensi yang sederhana dan menggabungkan semua struktur kovalen dan ion yang dimungkinkan pada sekelompok orbital atom, kita mendapatkan apa yang disebut sebagai fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Jika kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada keadaan dasar dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan keseluruhan kemungkinan keadaan tereksitasi yang menggunakan orbital tak terisi dari sekelompok orbital atom yang sama, kita juga mendapatkan fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Terlihatlah bahwa pendekatan orbital molekul yang sederhana terlalu menitikberatkan pada struktur ion, sedangkan pendekatan teori valensi ikatan yang sederhana terlalu sedikit menitikberatkan pada struktur ion. Dapat kita katakan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.
Sekarang kedua pendekatan tersebut dianggap sebagai saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum biasanya dimulai dari (namun pada akhirnya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul lebih akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul lebih memudahkan untuk diubah menjadi perhitungan numeris. Namun program-progam ikatan valensi yang lebih baik juga tersedia.
Ikatan dalam rumus kimia
Bentuk atom-atom dan molekul-molekul yang 3 dimensi sangatlah menyulitkan dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan orbital-orbital dan ikatan-ikatan. Pada rumus molekul, ikatan kimia (orbital yang berikatan) diindikasikan menggunakan beberapa metode yang bebeda tergantung pada tipe diskusi. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sebagai contoh, pada kimia organik, kimiawan biasanya hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karena itu, rumus molekul etanol dapat ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sebagai contoh anion etena−4 yang dihipotesiskan (\/C=C/\ −4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.
Ikatan-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.
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
Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di antara ikatan kovalen dan ikatan ion.
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
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
Ikatan pisang
Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat rintangan sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang biasanya lebih rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal lainnya.
Ikatan 3c-2e dan 3c-4e
Dalam ikatan tiga-pusat dua-elektron, tiga atom saling berbagi dua elektron. Ikatan sejenis ini terjadi pada senyawa yang kekurangan elektron seperti pada diborana. Setiap ikatan mengandung sepasang elektron yang menghubungkan atom boron satu sama lainnya dalam bentuk pisang dengan sebuah proton (inti atom hidrogen) di tengah-tengah ikatan, dan berbagi elektron dengan kedua atom boron. Terdapat pula Ikatan tiga-pusat empat-elektron yang menjelaskan ikatan pada molekul hipervalen.
Ikatan tiga elektron dan satu elektron
Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada spesi radikal yang memiliki jumlah elektron gasal (ganjil). Contoh paling sederhana dari ikatan satu elektron dapat ditemukan pada kation molekul hidrogen H2+. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li2+, lebih kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam.
Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron dapat ditemukan pada kation dimer helium, He2+, dan dapat pula dianggap sebagai "ikatan setengah" karena menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat yang melemahkan ikatan dua elektron lainnya sebesar setengah. Molekul oksigen juga dapat dianggap memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya.
Molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif. Ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama.
Ikatan aromatik
Pada kebanyakan kasus, lokasi elektron tidak dapat ditandai dengan menggunakan garis (menandai dua elektron) ataupun titik (menandai elektron tungga). Ikatan aromatik yang terjadi pada molekul yang berbentuk cincin datar menunjukkan stabilitas yang lebih
Pada benzena, 18 elektron ikatan mengikat 6 atom karbon bersama membentuk struktur cincin datar. "Orde" ikatan antara dua atom dapat dikatakan sebagai (18/6)/2=1,5 dan seluruh ikatan pada benzena tersebut adalah identik. Ikatan-ikatan ini dapat pula ditulis sebagai ikatan tunggal dan rangkap yang berselingan, namun hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan rangkap dan ikatan tunggal memiliki kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak identik.
Ikatan logam
Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Berbeda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berikat dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang menyebabkan elektron-elektron dapat bergerak bebas, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekeras
Ikatan antarmolekul
Terdapat empat jenis dasar ikatan yang dapat terbentuk antara dua atau lebih molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul menyebabkan molekul saling menarik atau menolak satu sama lainnya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik sebuah zat (seperti pada titik leleh).
Dipol permanen ke dipol permanen
Perbedaan elektronegativitas yang bersar antara dua atom yang berikatan dengan kuat menyebabkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.
Ikatan hidrogen
Ikatan hidrogen bisa dikatakan sebagai dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dijelaskan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen berada sangat dekat dengan atom penderma elektron dan mirip dengan ikatan tiga-pusat dua-elektron seperti pada diborana. Ikatan hidrogen menjelaskan titik didih zat cair yang relatif tinggi seperti air, ammonia, dan hidrogen fluorida jika dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang lebih berat lainnya pada kolom tabel periodik yang sama.
Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)
Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang paling lemah, namun sering dijumpai di antara semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik waktu, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Hal ini disebut sebagai dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini dapat menarik maupun menolak elektron-elektron helium lainnya, dan menyebabkan dipol lainnya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali untuk kemudian berpisah.
Interaksi kation-pi
Interaksi kation-pi terjadi di antara muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron-elektron pada orbital π dengan muatan positif.
b. Elektron pada ikatan kimia
Banyak senyawa-senyawa sederhana yang melibatkan ikatan-ikatan kovalen. Molekul-molekul ini memiliki struktur yang dapat diprediksi dengan menggunakan teori ikatan valensi, dan sifat-sfiat atom yang terlibat dapat dipahami menggunakan konsep bilangan oksidasi. Senyawa lain yang mempunyai struktur ion dapat dipahami dengan menggunakan teori-teori fisika klasik.
Pada kasus ikatan ion, elektron pada umumnya terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal bergerak bebas di antara atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik keseluruhan untuk membantu pemahaman kita atas konsep distribusi orbital molekul. Gaya antara atom-atom secara garis besar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.
Sebaliknya pada ikatan kovalen, rapatan elektron pada sebuah ikatan tidak ditandai pada atom individual, namun terdelokalisasikan pada MO di antara atom-atom. Teori kombinasi linear orbital yang diterima secara umum membantu menjelaskan struktur orbital dan energi-energinya berdasarkan orbtial-orbital dari atom-atom molekul. Tidak seperti ikatan ion, ikatan kovalen bisa memiliki sifat-sifat anisotropik, dan masing-masing memiliki nama-nama tersendiri seperti ikatan sigma dan ikatan pi.
Atom-atom juga dapat membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat antara ikatan ion dan kovalen. Hal ini bisa terjadi karena definisi didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron dapat secara parsial terdelokalisasi di antara atom-atom. Ikatan sejenis ini biasanya disebut sebagai ikatan polar kovalen. Lihat pula elektronegativitas.
Oleh karena itu, elektron-elektron pada orbital molekul dapat dikatakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di antara dua atau lebih atom. Jenis ikatan antara dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.
1.3 Kesimpulan
· Konfigurasi oktet dapat dicapai melalui serah terima atau pemasangan elektron.
· Ikatan ion terbentuk melalui srah terima elektron
· Ikatan ion akan dapat terbentuk jika pasangan unsur yang direaksikan mempunyai perbedaan keelektronegatifan yang cukup besar. Ikatan unsur logam dengan nonlogam cenderung ionik
· Ikatan kovalen terbentuk antarunsur yang sama-sama cenderung, tetapi tidak memungkinkan terjadinya serah-terima elektron karena perbedaan keelektronegatifan
· Ikatan antarsesama unsur nonlogam adalah kovalen
· Ikatan kovalen koordinat adalah ikatan kovalen dimana pasangan elektron yang digunakan bersama berasal dari satu atom, sedangkan atom yamh lainnya hanya menyediakan tempat.
· Soal dan Jawaban
1. Bagaimana cara unsur X dengan konfigurasi elektron : 2 8 7 dapat mencapai aturan oktet ?
Jawab :
Dengan cara menyerap 1 elektron
2. Apa penyebab terjadinya kegagalan aturan oktet?
Jawab :
a. jika terdapat unsur-unsur yang elektron valensinya kurang dari 4
b. senyawa yang memiliki jumlah elektron valensi ganjil
c. unsur-unsur dari periode 3 atau lebih dapat melampaui aturan oktet(lebih dari 8 elektron pada kulit terluar). Hal ini terjadi karena kulit luarnya ( kulit M, N dan seterusnya) dapat mempunyai 18 elektron
3. Mengapa antara unsur Na dan Cl terjadi ikatan ion?
Jawab :
Karena terjadi serah terima elektron sebanyak 1, Na melepas 1 elektron dan Cl menyerap 1 elektron
4. Golongan mana dalam sistem periodik ysng konfigurasi elektronnya bersifat stabil?
Jawab :
Terdapat pada golongan gas mulia, kartena golongan tersebut mempunyai konfigurasi penuh, yaitu konfigurasi octet (mempunyai 8 elektron pada kulit luar), kecuali helium dengan konfigurasi duplet (dua electron pada kulit luar)
5. Jika unsur bersenyawa dengan unsure maka rumus dan jenis ikatan yang terjadi adalah…
jawab :
konfigurasi unsur G = 2 8 3
konfigurasi unsure O = 2 6
maka akan terjadi serah terima electron, yaitu unsure G melepaskan 3 elektron dan unsure O menyerap dua electron. Dengan demikian, jenis ikatan yang terjadi adalah ikatan ion dengan rumus kimia .
DAFTAR PUSTAKA
http://benito.staff.ugm.ac.id/IKATAN%20KIMIA%20BENITO.htm
Purba, Drs. Michael, M.Si. 2006. Kimia untuk SMA Kelas X. Jakarta: Erlangga.
http://www.google.co.id/search?q=ikatan+kimia
BAB V
KIMIA LARUTAN
1.1 Pendahuluan
Larutan adalah campuran homogen (komposisinya sama), serba sama (ukuran partikelnya), tidak ada bidang batas antara zat pelarut dengan zat terlarut (tidak dapat dibedakan secara langsung antara zat pelarut dengan zat terlarut), partikel- partikel penyusunnya berukuran sama (baik ion, atom, maupun molekul) dari dua zat atau lebih. Dalam larutan fase cair, pelarutnya (solvent) adalah cairan, dan zat yang terlarut di dalamnya disebut zat terlarut (solute), bisa berwujud padat, cair, atau gas. Dengan demikian, larutan = pelarut (solvent) + zat terlarut (solute). Khusus untuk larutan cair, maka pelarutnya adalah volume terbesar.
1.2 Isi
Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu:
a) Eksoterm, yaitu proses melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun.
b) Endoterm, yaitu menyerap panas dari lingkungan ke sistem, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan naik.
Larutan dapat dibagi menjadi 3, yaitu:
a) Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp berarti larutan belum jenuh ( masih dapat larut).
b) Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung sejumlah solute yang larut dan mengadakan kesetimbangan dengan solut padatnya. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan jenuh terjadi apabila bila hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh.
c) Larutan sangat jenuh (kelewat jenuh) yaitu suatu larutan yang mengandung lebih banyak solute daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan. Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp berarti larutan lewat jenuh (mengendap).
Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi 2, yaitu:
a) Larutan pekat yaitu larutan yang mengandung relatif lebih banyak solute dibanding solvent.
b) Larutan encer yaitu larutan yang relatif lebih sedikit solute dibanding solvent.
Dalam suatu larutan, pelarut dapat berupa air dan tan air.
v Konsentrasi Larutan
Konsentrasi larutan dapat dibedakan secara kualitatif dan kuantitatif. Secara kualitatif, larutan dapat dibedakan menjadi larutan pekat dan larutan encer. Dalam larutan encer, massa larutan sama dengan massa pelarutnya karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya. Secara kuantitatif, larutan dibedakan berdasarkan satuan konsentrasinya. Ada beberapa proses melarut (prinsip kelarutan), yaitu:
a) Cairan- cairan
Kelarutan zat cair dalam zat cair sering dinyatakan “Like dissolver like” maknanya zat- zat cair yang memiliki struktur serupa akan saling melarutkan satu sama lain dalam segala perbandingan. Contohnya: heksana dan pentana, air dan alkohol => H- OH dengan C2H5- OH.
Perbedaan kepolaran antara zat terlarut dan zat pelarut pengaruhnya tidak besar terhadap kelarutan. Contohnya: CH3Cl (polar) dengan CCl4 (non- polar).Larutan ini terjadi karena terjadinya gaya antar aksi, melalui gaya dispersi (peristiwa menyebarnya zat terlarut di dalam zat pelarut) yang kuat. Di sini terjadi peristiwa soluasi, yaitu peristiwa partikel- partikel pelarut menyelimuti (mengurung) partikel terlarut. Untuk kelarutan cairan- cairan dipengaruhi juga oleh ikatan Hydrogen.
b ) Padat- cair
Padatan umumnya memiliki kelarutan terbatas di cairan. Hal ini disebabkan gaya tarik antar molekul zat padat dengan zat padat > zat padat dengan zat cair. Zat padat non- polar (sedikit polar) besar kelarutannya dalam zat cair yang kepolarannya rendah. Contohnya: DDT memiliki struktur mirip CCl4 sehingga DDT mudah larut di dalam non- polar (contoh minyak kelapa), tidak mudah larut dalam air (polar).
c) Gas- cairan
Ada 2 prinsip yang mempengaruhi kelarutan gas dalam cairan, yaitu:
1.Makin tinggi titik cair suatu gas, makin mendekati zat cair gaya tarik antar molekulnya. Gas dengan titik cair lebih tinggi, kelarutannya lebih besar.
2.Pelarut terbaik untuk suatu gas ialah pelarut yang gaya tarik antar molekulnya sangat mirip dengan yang dimiliki oleh suatu gas.
Titik didih gas mulia dari atas ke bawah dalam suatu sistem periodik, makin tinggi, dan kelarutannya makin besar.
Pengaruh temperatur (T) dan tekanan (P) terhadap kelarutan, yaitu peningkatan temperatur menguntungkan proses endotermis, sebaliknya penurunan temperatur menguntungkan proses eksotermis. Proses kelarutan zat padat dalam zat cair umumnya berlangsung endoterm akibatnya kenaikan temperatur menaikkan kelarutan. Proses kelarutan gas dalam cair berlangsung eksoterm akibatnya kenaikan temparatur menurunkan kelarutan.
Proses melarut dianggap proses kesetimbangan,
Solute + Solvent Larutan DH = - (eksoterm)
DH = + (endoterm)
Faktor tekanan sangat besar pengaruhnya pada kelarutan gas dalam cair. Hubungan ini dijelaskan dengan Hukum Henry, yaitu Cg = k . Pg (tekanan berbanding lurus dengan konsentrasi). Panas pelarutan yaitu banyaknya energi/ panas yang diserap atau dilepaskan jika suatu zat terlarut dilarutkan dalam pelarut. Ada
Tahap 1, yaitu: Baik zat terlarut maupun zat pelarut masih tetap molekul- molekulnya berikatan masing- masing.
Tahap 2,yaitu:Molekul- molekul yang terdapat pada zat terlarut memisahkan diri sehingga hanya terdiri dari 1 molekul tanpa adanya ikatan lagi dengan molekul- molekul yang terdapat di dalamnya, begitu pula molekul- molekul yang terdapat pada zat pelarut.
Tahap 3, yaitu: Antara molekul pada zat terlarut akan mengalami ikatan dengan molekul pada zat pelarut.
Pada umumnya: Tahap 1 memerlukan panas.
Tahap 2 memerlukan panas.
Tahap 3 menghasilkan panas.
Eksoterm: 1+2 < 3 dengan DH = - (eksoterm)
Endoterm: 1+2 > 3 dengan DH = + (endoterm)
Konsentrasi akan lebih eksak jika dinyatakan secara kuantitatif, menggunakan satuan- satuan konsentrasi:
1. Fraksi mol (X)
2. Persentase :
a. Persentase berat per berat (% b/b)
b. Persentase berat per volume (% b/v)
c. Persentase volume per volume (% v/v)
3. Bagian per sejuta
4. Kemolaran atau molaritas (M)
5. Kemolalan atau molalitas (m)
Fraksi mol (X)
Fraksi mol suatu zat adalah perbandingan jumlah mol suatu zat terhadap jumlah total mol seluruh zat yang menyusun suatu larutan.
X = X pelarut + Xterlarut = 1
Persentase (%)
1. Persentase berat per berat (% b/b)
Persen b/b adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 gram larutan.
%b/b =x100%
2. Persentase berat per volume (% b/v)
PersentaSe b/v adalah jumlah gram zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan.
%b/v=x100%
Satuan %b/v umumnya dipakai untuk zat terlarut padat dalam pelarut cair.
3. Persentase volume per volume (% v/v)
Persentase v/v adalah jumlah ml zat terlarut dalam tiap 100 ml larutan.
%v/v=x100%
Satuan %v/v umumnya dipakai untuk zat terlarut cair dalam pelarut cair.
Bagian per sejuta (ppm/ part per million)
Satuan ppm menyatakan satu gram zat terlarut dalam satu juta gram pelarut.
ppm =x100%
Dalam rumus di atas satu gram zat terlarut dibagi massa larutan karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya sehingga massa larutan = massa pelarutnya.
Kemolaran atau molaritas (M)
Kemolaran atau konsentrasi molar adalah jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan atau jumlah mmol zat terlarut dalam tiap ml larutan.
M
Keterangan:
gr = massa
Mr= Mr zat terlarut
v = volume larutan (mL)
Kemolalan atau molalitas (m)
Kemolalan adalah jumlah mol zat terlarut dalam tiap 1000 gram pelarut.
m= atau m = x mol zat terlarut = x
Keterangan:
p= gram pelarut
v Asam-Basa
a. Teori asam basa
1. Asam- Basa Arrhenius
Asam adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion H+ . Contoh asam: HCl, H2SO4, H3PO4. Sifat- sifat larutan asam adalah sebagai berikut:
§ Dalam air menghasilkan ion H+ .
§ Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi merah.
§ Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik.
§ Menyebabkan perkaratan logam (korosif).
Jumlah ion H+ yang dapat dibebaskan oleh satu molekul asam disebut valensi atau martabat asam tersebut. Berdasarkan valensinya, asam dibedakan atas:
1) Asam bervalensi satu, misalnya: HCl, HCN, HNO3, CH3COOH, dll.
2) Asam bervalensi dua, misalnya: H2SO4, H2CrO4, H2CO3, dll.
3) Asam bervalensi tiga, misalnya: H3PO4, H3AsO4, dll.
Basa adalah zat yang dalam air dapat menghasilkan ion OH-
§ Dalam air dapat menghasilkan ion OH- .
§ Menyebabkan warna kertas lakmus menjadi biru.
§ Larutannya dalam air dapat menghantarkan arus listrik.
§ Jika mengenai kulit, maka kulit akan melepuh (kaustik).
Jumlah ion OH- yang dapat dihasilkan oleh satu molekul basa disebut valensi atau martabat basa. Berdasarkan valensinya basa dibedakan atas:
1) Basa bervalensi satu, misalnya: NaOH, KOH, AgOH, NH4OH, dll.
2) Basa bervalensi dua, misalnya: Ca(OH)2, Mg(OH)2,Fe(OH)2, dll.
3) Basa bervalensi tiga, misalnya: Fe(OH)3, Cr(OH)3, dll.
Jadi di sini ion H+ tidak berikatan dengan air, atau bebas di air tanpa adanya ikatan.
2. Asam- Basa Bronsted- Lowry
Asam adalah suatu zat yang dapat menyumbang proton (H+), sehingga disebut donor proton. Basa adalah zat yang dapat menerima proton, sehingga disebut akseptor proton. Jadi di sini ion H+ berikatan dengan air.
Contoh : H2O + HCl H3O+ + Cl-
Dalam reaksi di atas,
HCl termasuk asam karena memberi proton.
H2O termasuk basa kare4na menerima proton.
Zat yang telah menerima proton disebut asam konjugasi, sedangkan yang telah memberi proton disebut basa konjugasi. Dalam contoh reaksi di atas, H3O+ adalah asam konjugasi, sedangkan Cl- adalah basa konjugasi.
3. Asam- Basa Lewis
Asam adalah senyawa penerima (akseptor ) pasangan elektron, sedangkan basa adalah senyawa pemberi (donor) pasangan elektron. Reaksi asam- basa Lewis tergolong reaksi pembentukan ikatan koordinasi. Contoh reaksi BF3 (asam Lewis) dengan NH3 (basa Lewis).
b. Kekuatan Asam- Basa
Asam dapat dibedakan menjadi asam kuat dan asam lemah, begitu pula basa. Reaksi ionisasi asam kuat, secara umum dapat ditulis :
HxA(aq) à xH+(aq) + Ax-(aq). Yang termasuk asam kuat, meliputi: HCl, HBr , HI
Reaksi ionisasi asam lemah, secara umum dapat ditulis :
HzB(aq) à zH+(aq) + B z- (aq). Yang termasuk asam lemah, meliputi: CH3COOH, HF, HCN, H2CO3, dll. Reaksi asam lemah bersifat reversibel karena asam lemah tidak terionisasi sempurna di dalam air.
Basa kuat meliputi senyawa- senyawa hidroksida alkali dan beberapa hidroksida alkali tanah. Selain hidroksida- hidroksida tersebut semuanya tergolong basa lemah.
Asam kuat dan basa kuat dalam air mudah terionisasi , dengan derajat ionisasi (a) » 1, sehingga jumlah ion- ionnya relatif banyak. Akibatnya, larutan asam kuat dan basa kuat mudah menghantarkan arus listrik, sehingga disebut larutan elektrolit kuat. Sebaliknya, larutan basa lemah dan asam lemah sukar terionisasi (a £ 1), sehingga tergolong larutan elektrolit lemah.
Senyawa- senyawa yang dapat bertindak sebagai asam (melepaskan H+) dan juga dapat bertindak sebagai basa (melepaskan OH-) disebut senyawa amfoter. Senyawa- senyawa amfoter, meliputi: Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2,dll.
c. Indikator
Indikator asam basa adalah suatu zat yang dapat berubah warna apabila pH lingkungannya berubah atau larutan yang berisi indikator berubah pH. Atau dengan kata lain, suatu senyawa yang berbeda warnanya dalam larutan asam dengan larutan basa.Dalam indikator terdapat dua warna dalam keadaan basa (warna basa) dan sebaliknya
Biasanya indikator yang dipilih yaitu
:a) harganya relatif murah.
b) sesuai trayek pH.
d. Titrasi Asam- Basa
Untuk menentukan konsentrasi suatu larutan dapat dilakukan titrasi yaitu dengan menambahkan tetes demi tetes larutan standar ke dalam larutan yang akan ditentukan konsentrasinya.Pada saat banyaknya zat penitrasi sebanding/ setara dengan zat yang ditetapkan konsentrasinya disebut titik ekuivalen/ titik akhir titrasi yang ditunjukkan oleh perubahan warna indikator. Suatu analisis yang berkaitan dengan volume larutan pereaksi disebut analisis volumetri. Analisis volumetri dilaksanakan melalui metode titrasi. Salah satu larutan ditempatkan dalam buret yang merupakan larutan penitrasi. Larutan yang satu lagi ditempatkan dalam labu titrasi atau Erlenmeyer, yang merupakan larutan yang dititrasi.
Titrasi yang melibatkan reaksi asam dengan basa disebut titrasi asam- basa atau asidimetri dan alkalimetri.
1) Asidimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan basa dengan menggunakan larutan standar asam.
2) Alkalimetri dilakukan untuk menentukan konsentrasi larutan asam dengan menggunakan larutan standar basa.
e. Derajat Keasaman (pH)
Air murni tergolong elektrolit yang sangat lemah. Reaksi ionisasi air adalah sebagai berikut: H2O(l) = H+(aq) + OH-(aq). Karena hampir tetap, maka dianggap sebagai tetapan, sehingga dapat dipindah ke ruas kiri. Dengan demikian K. = .. Selanjutnya, K. disebut tetapan ionisasi air dan ditulis Kw. Kw=.. Pada suhu 25°C, harga Kw adalah 1,0 x 10-14. Karena yang dihasilkan sama dengan , maka dan masing- masing dalam air murni adalah = 10-7 M.
Asam lemah dan basa lemah dalam air tidak terionisasi sempurna, sehingga dari asam lemah dan dari basa lemah, dihitung dari harga tetapan kesetimbangannya.
v Larutan Penyangga (Larutan Buffer/ Larutan dapar)
Larutan Penyangga adalah campuran asam lemah dengan basa konjugasinya atau campuran basa lemah dengan asam konjugasinya. Contoh CH3COOH dengan CH3COO- dan NH4OH dengan NH4+. Atau dengan kata lain, campuran asam lemah dan garamnya, atau basa lemah dan garamnya.
Ø Sifat Larutan Penyangga
pH larutan penyangga tidak akan berubah, jika:
1. ditambahkan sedikit asam/basa
2. ditambkan sedikit air (diencerkan)
Ø Penentuan pH larutan Penyangga
Reaksi kesetimbangan asam lemah, berlaku:
Ka= = Ka .
Mengingat kesetimbangan di atas berlangsung dalam wadah yang sama, maka secara umum pH larutan buffer yang terdiri atas asam lemah dan garamnya dapat dirumuskan sebagai berikut.
pH = - log Ka .
Analog dengan larutan yang terdiri atas asam lemah dan garamnya; pOH larutan penyangga yang terdiri atas basa lemah dan garamnya dapat dirumuskan sebagai berikut.
pOH = - logKb .
Ø Kegunaan Larutan Penyangga
Dalam tubuh manusia terdapat sistem penyangga yang berperan dalam mempertahankan pH, seperti:
Buffer darah, pH darah berkisar 7,35- 7,45. pH darah < 7,35 disebut keadaan asidosis. Jika pH darah lebih kecil dari 7,0 atau lebih besar dari 7,8 ; maka akan menimbulkan kematian. Untuk menjaga agar pH darah tidak banyak berubah, maka dalam darah terdapat sistem penyangga H2CO3 / HCO3-‑.
Bffer cairan tubuh. Dalam cairan sel tubuh terdapat sistem penyangga H2PO4- / HPO42-. Campuran penyangga tersebut berperan juga dalam ekskresi ion H+ pada ginjal
Dalam industri farmasi, larutan penyangga berperan dalam pembuatan obat- obatan, agar zat aktif obat tersebut mempunyai pH tertentu Larutan penyangga yang umum digunakan dalam industri farmasi adalah larutan asam basa konjugasi senyawa fosfat.
v Hidrolisis garam
Hidrolisis adalah proses penguraian suatu senyawa (garam) oleh air. Sifat larutan setelah terjadi hidrolisis tergantung pada kekuatan asam dan basa pembentuk garam tersebut. Garam yang berasal dari basa kuat dan asam lemah dalam air mengalami hidrolisis parsial (hidrolisis terhadap anion), dan larutannya bersifat basa.
Kh = selanjutnya sama- sama dikalikan agar didapatkan hasil sesuai dengan tetapan- tetapan yang sudah diketahui, yaitu Ka dan Kw.
Kh = x
Kembali kepada kesetimbangan hdrolisis di atas, konsentrasi OH- yang dihasilkan sama dengan konsentrasi CH3COOH, sehingga:
pOH = - log
Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah dalam air mengalami hidrolisis parsial (hidrolisis terhadap kation), dan larutannya bersifat asam.
= dengan pH = - log
Garam yang berasal dari basa lemah dan asam lemah dalam air mengalami hidrolisis total (hidrolisis terhadap kation dan anion), sifat larutannya tergantung pada harga Ka dan Kb. Jika Ka> Kb, maka larutannya bersifat asam; sebaliknya jika Kb >Ka, maka larutannya bersifat basa.
pH = - log
pOH = - log
v Sifat Koligatif Larutan
Koligatif artinya bersama- sama yang berasal dari kata koligeal yang berarti sifat bersama. Jadi sifat koligatif larutan adalah sifat fisik larutan yang hanya dipengaruhi oleh jumlah partikel yang tidak dipengaruhi oleh sifat zat.Perhitungan sifat koligatif larutan elektrolit hanya dikalikan faktor van¢t Hoff (i) terhadap rumusan sifat koligatif larutan non elektrolitnya, kecuali pada penurunan tekanan uap ada perbedaan perhitungan Xterlarut untuk elektrolit.
1. Penurunan tekanan uap (DP)
DP = P0 . Xt
P= P0 - DP
DP = P0 . x i
2. Kenaikan titik didih (Dtb)
Dtb= Kb . m
Dtb= Kb . m. i
3. Penurunan titik beku (Dtf)
Dtf = Kf . m
Dtf = Kf . m. i
4. Tekanan osmotik (p)
p= M. R.T
p= M. R.T. i
Keterangan:
i= Faktor Van¢t Hoff
R= tetapan gas= 0,082 liter atm/ mol°K
N= jumlah koefisien kation dan anion
a= derajat ionisasi
Kb= konstanta kenaikan titik didih molal pelarut.
Kf= konstanta penurunan titik beku molal pelarut.
nt= mol terlarut
np= mol pelarut
T= derajat Kelvin
M= molar= mol/liter
P= tekanan uap larutan.
Untuk senyawa garam yang sangat encer, dengan konsentrasi zat terlarut jauh lebih kecil dari batas kelarutannya, harga derajat ionisasi sama dengan satu (a=1), sehingga harga i = n.
Penurunan tekanan uap (DP), Kenaikan titik didih (Dtb) dan Penurunan titik beku (Dtf)
Menguap adalah peristiwa partikel- partikel zat cair meninggalkan permukaan. Mendidih adalah temperatur titik didih dimana tekanan uap jenuh di dalam larutan sama dengan tekanan udara luar. Ketika tekanan di dalam sama dengan tekanan di luar disebut temperatur didih.
Tekanan udara,1 atm= 76 cmHg berada di permukaan laut laut. Jika kita naik 100 m di atas permukaan air laut maka tekanan udara berkurang sebesar 1 cmHg.
Tekanan uap pada pelarut murni (1) lebih besar karena pada larutan nomor 2 terdapat hambatan yang menghalangi terjadinya penguapan sehingga pada larutan nomor 2 dalam proses penguapan diperlukan suhu lebih tinggi sehingga titik didih menjadi tinggi, di sini pula mengalami penurunan titik beku.
Tekanan osmotik (p)
Tekanan osmosis adalah tekanan yang diperlukan untuk melawan terjadinya peristiwa osmosis. Osmosis adalah peristiwa berpindahnya partikel- partikel dari larutan encer (hipotonik) ke larutan pekat (hipertonik) melalui membran semi permiabel(bersifat selektif, hanya pelarut yang dapat masuk). Larutan encer, berarti tekanan osmotiknya rendah.
Contoh tekanan osmosis, salak yang berada pada larutan gula. Jika p larutan > p salak maka salak akan mengkerut. Jika p larutan < p salak maka sel salak pecah dan salah akan mengembung.
Pada infus, tekanan osmosis berbanding lurus dengan konsentrasi infus karena mempertimbangkan tekanan osmosis. Konsep ini penting dalam penggantian cairan tubuh/ bahan makanan yang tidak bisa dimasukkan melalui pembuluh darah. Cairan infus harus bersifat isotonis dengan cairan darah. Jika tidak maka terjadi kerusakan pada sel darah. Jika p infus lebih tinggi, cairan dalam darah keluar sehingga menyebabkan sel darah mengkerut (krenasi). Jika p infus < p darah, sel darah akan pecah (hemolisis).
1.3 Kesimpulan
Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu eksotermdan endoterm. Larutan dapat dibagi menjadi 3, Larutan tak jenuh, Larutan jenuh , dan Larutan sangat jenuh. Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi 2, yaitu Larutan pekat dan Larutan encer .Pelarut terbaik untuk suatu gas ialah pelarut yang gaya tarik antar molekulnya sangat mirip dengan yang dimiliki oleh suatu gas.
· Soal dan Jawaban
1.Tentukan pelarut dan zat terlarut dalam larutan alkohol 25% dan 75%?
Jawab:
a. Dalam larutan alkohol 25% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.
Zat terlarut = 25 % x 100 gram = 25 gram (alkohol)
Zat pelarut = 75% x 100 gram = 75 gram ( air)
b. Dalam larutan alkohol 75% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.
Zat terlarut = 25% x 100 gram = 25 gram (air)
Zat pelarut = 75% x 100gram = 75 gram (alkohol)
Jadi, untuk larutan cair maka pelarutnya adalah volume terbesar.
2. Untuk membuat larutan infus glukosa, 45 gram glukosa murni dilarutkan dalam akuades hingga volume larutan menjadi 500 ml. Hitunglah konsentrasi larutan itu dalam satuan %b/v?
Solusi:%b/v= 45/100 x 100%= 90 %
3. Etanol sebanyak 150 ml dicampur dengan 350 ml akuades. Hitunglah konsentrasi etanol dalam satuan %v/v?
Solusi:Volume larutan = 150 + 350 = 500 ml.
%v/v= 150/500 x 100%= 30 %
4. Larutan cuka sebanyak 40 gram mengandung asam asetat sebanyak 2 gram. Hitunglah konsentrasi larutan itu dalam satuan % b/b?
Solusi: % b/b = 2/40 x 100%= 5%
5. Bagaimana suatu reaksi dapat dikatakan mengalami reaksi eksoterm?
Solusi: jika suatu reaksi melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun.
DAFTAR PUSTAKA
http://www.google.co.id/search?hl=en&q=kumpulan+soal+kimia+dan+pembahasannya
http://edukasi.kompasiana.com/2009/12/18/kimia-larutan-kimia-dasar/
http://wiki.answers.com/Q/Contoh_soal_dan_jawabanya_kimia_larutan_koligatif
BAB VI
SISTEM KOLOID
1.1 Pendahuluan
Sistem koloid merupakan suatu bentuk campuran (sistem dispersi) dua atau lebih zat yang bersifat homogen namun memiliki ukuran partikel terdispersi yang cukup besar (1 - 100 nm), sehingga terkena efek Tyndall. Bersifat homogen berarti partikel terdispersi tidak terpengaruh oleh gaya gravitasi atau gaya
Koloid mudah dijumpai di mana-mana: susu, agar-agar, tinta, sampo, serta awan merupakan contoh-contoh koloid yang dapat dijumpai sehari-hari. Sitoplasma dalam sel juga merupakan sistem koloid. Kimia koloid menjadi kajian tersendiri dalam kimia industri karena kepentingannya.
1.2 Isi
Koloid memiliki bentuk bermacam-macam, tergantung dari fasa zat pendispersi dan zat terdispersinya. Beberapa jenis koloid:
1. Aerosol yang memiliki zat pendispersi berupa gas. Aerosol yang memiliki zat terdispersi cair disebut aerosol cair (contoh: kabut) sedangkan yang memiliki zat terdispersi padat disebut aerosol padat (contoh: asap).
2. Sol
3. Emulsi
4. Buih
5. Gel
1. Sifat-sifat Koloid
a. Efek Tyndall
Efek Tyndall ialah gejala penghamburan berkas sinar (cahaya) oleh partikel-partikel koloid. Hal ini disebabkan karena ukuran molekul koloid yang cukup besar. Efek tyndall ini ditemukan oleh John Tyndall (1820-1893), seorang ahli fisika Inggris. Oleh karena itu sifat itu disebut efek tyndall.
Efek tyndall adalah efek yang terjadi jika suatu larutan terkena sinar. Pada saat larutan sejati disinari dengan cahaya, maka larutan tersebut tidak akan menghamburkan cahaya, sedangkan pada sistem koloid, cahaya akan dihamburkan. hal itu terjadi karena partikel-partikel koloid mempunyai partikel-partikel yang relatif besar untuk dapat menghamburkan sinar tersebut. Sebaliknya, pada larutan sejati, partikel-partikelnya relatif kecil sehingga hamburan yang terjadi hanya sedikit dan sangat sulit diamati.
b. Gerak Brown
Gerak Brown ialah gerakan partikel-partikel koloid yang senantiasa bergerak lurus tapi tidak menentu (gerak acak/tidak beraturan). Jika kita amati koloid dibawah mikroskop ultra, maka kita akan melihat bahwa partikel-partikel tersebut akan bergerak membentuk zigzag. Pergerakan zigzag ini dinamakan gerak Brown. Partikel-partikel suatu zat senantiasa bergerak. Gerakan tersebut dapat bersifat acak seperti pada zat cair dan gas( dinamakan gerak brown), sedangkan pada zat padat hanya beroszillasi di tempat ( tidak termasuk gerak brown ). Untuk koloid dengan medium pendispersi zat cair atau gas, pergerakan partikel-partikel akan menghasilkan tumbukan dengan partikel-partikel koloid itu sendiri. Tumbukan tersebut berlangsung dari segala arah. Oleh karena ukuran partikel cukup kecil, maka tumbukan yang terjadi cenderung tidak seimbang. Sehingga terdapat suatu resultan tumbukan yang menyebabkan perubahan arah gerak partikel sehingga terjadi gerak zig-zag atau gerak Brown.
Semakin kecil ukuran partikel koloid, semakin cepat gerak Brown yang terjadi. Demikian pula, semakin besar ukuran partikel koloid, semakin lambat gerak Brown yang terjadi. Hal ini menjelaskan mengapa gerak Brown sulit diamati dalam larutan dan tidak ditemukan dalam campuran heterogen zat cair dengan zat padat (suspensi). Gerak Brown juga dipengaruhi oleh suhu. Semakin tinggi suhu sistem koloid, maka semakin besar energi kinetik yang dimiliki partikel-partikel medium pendispersinya. Akibatnya, gerak Brown dari partikel-partikel fase terdispersinya semakin cepat. Demikian pula sebaliknya, semakin rendah suhu sistem koloid, maka gerak Brown semakin lambat.
c. Adsorpsi
Adsorpsi ialah peristiwa penyerapan partikel atau ion atau senyawa lain pada permukaan partikel koloid yang disebabkan oleh luasnya permukaan partikel. (Catatan : Adsorpsi harus dibedakan dengan absorpsi yang artinya penyerapan yang terjadi di dalam suatu partikel). Contoh : (i) Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+. (ii) Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2.
d. Muatan koloid
Dikenal dua macam koloid, yaitu koloid bermuatan positif dan koloid bermuatan negatif.
e. Koagulasi koloid
Koagulasi adalah penggumpalan partikel koloid dan membentuk endapan. Dengan terjadinya koagulasi, berarti zat terdispersi tidak lagi membentuk koloid. Koagulasi dapat terjadi secara fisik seperti pemanasan, pendinginan dan pengadukan atau secara kimia seperti penambahan elektrolit, pencampuran koloid yang berbeda muatan.
f. Koloid pelindung
Koloid pelindung ialah koloid yang mempunyai sifat dapat melindungi koloid lain dari proses koagulasi.
g. Dialisis
Dialisis ialah pemisahan koloid dari ion-ion pengganggu dengan cara ini disebut proses dialisis. Yaitu dengan mengalirkan cairan yang tercampur dengan koloid melalui membran semi permeable yang berfungsi sebagai penyaring. Membran semi permeable ini dapat dilewati cairan tetapi tidak dapat dilewati koloid, sehingga koloid dan cairan akan berpisah.
h. Elektroforesis
Elektroferesis ialah peristiwa pemisahan partikel koloid yang bermuatan dengan menggunakan arus listrik.
- Macam- macam Sistem Koloid
Sistem koloid, yang terdiri dari koloid sol, emulsi, dan buih masing-masing mempunyai sifat-sifat tertentu.
1. Koloid Sol
A. Pembagian Koloid Sol
Seperti yang telah dijelaskan, sol merupakan jenis koloid dimana fase terdispersinya merupakan zat padat. Berdasarkan medium pendispersinya, sol dapat dibagi menjadi:
a. Sol Padat
Sol padat merupakan sol di dalam medium pendispersi padat. Contohnya adalah paduan logam, gelas berwarna, dan intan hitam.
b. Sol Cair (Sol)
Sol cair merupakan sol di dalam medium pendispersi cair. Contohnya adalah cat, tinta, tepung dalam air, tanah liat, dll.
c. Sol Gas (Aerosol Padat)
Sol gas merupakan sol di dalam medium pendispersi padat. Contohnya adalah debu di udara, asap pembakaran, dll.
Sumber Muatan Koloid Sol
Partikel-partikel koloid mendapat muatan listrik melalui dua cara, yaitu dengan proses adsorpsi dan proses ionisasi gugus permukaan partikel
i. Proses Adsorpsi
Proses adsorpsi ini merupakan peristiwa dimana partikel koloid menyerap partikel bermuatan dari fase pendispersinya. Sehingga partikel koloid menjadi bermuatan. Jenis muatannya tergantung pada jenis partikel bermuatan yang diserap apakah anion atau kation.
Sebagai contoh: partikel sol Fe(OH)3 (bermuatan positif) mempunyai kemampuan untuk mengadsorpsi kation dari medium pendispersinya sehingga sol Fe(OH) 3 bermuatan positif, sedangkan partikel sol As2S3 (bermuatan negatif) mengadsorpsi anion dari medium pendispersinya sehingga bermuatan negatif.
Partikel koloid sol tersebut tidak selalu mengadsorpsi ion yang sama. Hal itu tergantung pada muatan yang berlebih dari medium pendispersinya. Misalnya, jika sol AgCl terdapat pada medium pendispersi dengan kation Ag+ berlebih, maka AgCl akan bermuatan positif. Sedangkan jika AgCl terdapat pada medium pendispersi dengan anion Cl- berlebih, maka sol AgCl akan bermuatan negatif.
ii. Proses Ionisasi Gugus Permukaan Partikel
Beberapa partikel koloid memperoleh muatan dari proses ionisasi gugus yang ada pada permukaan partikel koloid. Contohnya adalah koloid protein dan koloid sabun/ deterjen.
a. Pada koloid protein:
Koloid ini adalah jenis sol yang mempunyai gugus yang bersifat asam (-COOH) dan basa (-NH2). Kedua gugus ini dapat terionisasi dan memberikan muatan pada molekul-molekul protein.
Pada pH rendah (konsentrasi H+ tinggi), gugus basa –NH2 akan menerima proton (H+) dan membentuk gugus –NH3+
NH2 + H+ à -NH3+
Pada pH tinggi, -COOH akan mendonorkan proton H+ dan membentuk gugus –COO-
COOH + H+ à –COO-
Maka, partikel sol protein bermuatan positif pada pH rendah dan bermuatan negatif pada pH tingi. Pada titik pH isoelektrik, partikel-partikel protein bermuatan netral karena muatan -NH3+ –COO- saling meniadakan menjadi netral.
b. Pada koloid sabun / deterjen
Molekul sabun dan deterjen lebih kecil daripada molekul koloid. Pada konsentrasi relatif pekat, kedua molekul ini dapat bergabung dan membentuk partikel-partikel berukuran koloid yang disebut misel. Lalu zat-zat yang tergabung dalam suatu fase pendispersi dan membentuk partikel-partikel berukuran koloid disebut koloid terasosiasi
Sabun adalah garam karboksilat dengan partikel R-COO-Na+. Di dalam air partikel ini akan terionisasi.
R-COO-Na+ à R-COO- + Na+ Anion
Anion-anion R-COO- akan bergabung membentuk misel. Gugus R- tidak larut dalam air sehingga akan terorientasi ke pusat, sedangkan COO- larut dalam air sehingga berada di permukaan yang bersentuhan dengan air.
b. Kestabilan Koloid
Partikel-partikel koloid ialah bermuatan sejenis. Maka terjadi gaya tolak-menolak yang mencegah partikel-partikel koloid bergabung dan mengendap akibat gaya gravitasi. Oleh karena itu, selain gerak Brown, muatan koloid juga berperan besar dalam menjaga kestabilan koloid.
c. Lapisan Bermuatan Ganda
Pada awalnya, partikel-partikel koloid mempunyai muatan yang sejenis yang didapatkannya dari ion yang diadsorpsi dari medium pendispersinya. Apabila dalam larutan ditambahkan larutan yang berbeda muatan dengan system koloid, maka sistem koloid itu akan menarik muatan yang berbeda tersebut sehingga membentuk lapisan ganda. Lapisan pertama ialah lapisan padat di mana muatan partikel koloid menarik ion-ion dengan muatan berlawanan dari medium pendispersi. Sedangkan lapisan kedua berupa lapisan difusi dimana muatan dari medium pendispersi terdifusi ke partikel koloid. Model lapisan berganda tersebut tijelaskan pada lapisan ganda Stern. Adanya lapisan ini menyebabkan secara keseluruhan bersifat netral.
d. Elektroforesis
Oleh karena partikel sol bermuatan listrik, maka partikel ini akan bergerak dalam medan listrik. Pergerakan ini disebut elektroforesis. Untuk lebih jelas, mari kita lihat tabung berikut di samping.
Pada gambar, terlihat bahwa partikel-partikel koloid bermuatan positif tersebut bergerak menuju elektrode dengan muatan berlawanan, yaitu elektrode negatif. Jika sistem koloid bermuatan negatif, maka partikel itu akan menuju elektrode positif.
e. Koagulasi
Jika partikel-partikel koloid tersebut bersifat netral, maka akan terjadi penggumpalan dan pengendapan karena pengaruh gravitasi. Proses penggumpalan dan pengendapan ini disebut koagulasi.
Penetralan partikel koloid dapat dilakukan dengan 4 cara, yaitu
1. Menggunakan prinsip elektroforesis
Proses elektroforesis adalah pergerakan partikel-partikel koloid yang bermuatan ke elektrode dengan muatan berlawanan. Ketika partikel ini mencapai elektrode, maka system koloid akan kehilangan muatannya dan bersifat netral.
2. Penambahan koloid lain dengan muatan berlawanan
Ketika koloid bermuatan positif dicampur dengan koloid bermuatan negatif, maka muatan tersebut akan saling menghilang dan bersifat netral.
3. Penambahan elektrolit
Jika suatu elektrolit ditambahkan pada system koloid, maka partikel koloid yang bermuatan negatif akan mengasorpsi ion positif (kation) dari elektrolit. Begitu juga sebaliknya, partikel positif akan mengasorpsi ion negative (anion) dari elektrolit. Dari adsorpsi diatas, maka terjadi proses koagulasi.
4. Pendidihan
Kenaikan suhu sistem koloid menyebabkan jumlah tumbukan antara partikel-partikel sol dengan molekul-molekul air bertambah banyak. Hal ini melepaskan elektrolit yang teradsorpsi pada permukaan koloid. Akibatnya partikel tidak bermuatan.
f. Koloid pelindung
Sistem koloid di mana partikel terdispersinya mempunyai daya adsorpsi relatif besar disebut koloid liofil yang bersifat lebih stabil. Sedangkan jika partikel terdispersinya mempunyai gaya absorpsi yang cukup kecil, maka disebut koloid liofob yang bersifat kurang stabil. Yang berfungsi sebagai koloid pelindung ialah koloid liofil.
Sol liofob/ hidrofob mudah terkoagulasi dengan sedikit penambahan elektrolit, tetapi menjadi lebih stabil jika ditambahkan koloid pelindung yaiut koloid liofil. Berikut ini penjelasan yang lebih lengkap mengenai koloid liofil dan liofob:
- Koloid liofil (suka cairan) adalah koloid di mana terdapat gaya tarik-menarik yang cukup besar
antara fase terdispersi dan medium pendispersi. Contoh, disperse kanji, sabun, deterjen.
- Koloid liofob (tidak suka cairan) adalah koloid di mana terdapat gaya tarik-menarik yang lemah atau
bahkan tidak ada sama sekali antar fase terdispersi dan medium pendispersinya. Contoh, disperse emas, belerang dalam air.
Ø Sifat-sifat sol liofob
Pembuatan
Dapat dibuat langsung dengan mencampurkan fase terdispersi dengan medium terdispersinya
Tidak dapat dibuat hanya dengan mencampur fase terdispersi dan medium pendisperinya
Muatan partikel
Mempunyai muatan yang kecil atau tidak bermuatan
Memiliki muatan positif atau negative
Adsorpsi medium pendispersi
Partikel-partikel sol liofil mengadsorpsi medium pendispersinya. Terdapat proses solvasi/ hidrasi, yaitu terbentuknya lapisan medium pendispersi yang teradsorpsi di sekeliling partikel sehingga menyebabkan partikel sol liofil tidak saling bergabung
Partikel-partikel sol liofob tidak mengadsorpsi medium pendispersinya. Muatan partikel diperoleh dari adsorpsi partikel-partikel ion yang bermuatan listrik
Viskositas (kekentalan)
Viskositas sol liofil > viskositas medium pendispersi
Viskositas sol hidrofob hampir sama dengan viskositas medium pendispersi
Penggumpalan
Tidak mudah menggumpal dengan penambahan elektrolit
Mudah menggumpal dengan penambahan elektrolit karena mempunyai muatan.
Sifat reversibel
Reversibel, artinya fase terdispersi sol liofil dapat dipisahkan dengan koagulasi, kemudian dapat diubah kembali menjadi sol dengan penambahan medium pendispersinya. Irreversibel artinya sol liofob yang telah menggumpal tidak dapat diubah menjadi sol
Efek Tyndall
Memberikan efek Tyndall yang lemah
Memberikan efek Tyndall yang jelas
Migrasi dalam medan listrik
Dapat bermigrasi ke anode, katode, atau tidak bermigrasi sama sekali
Akan bergerak ke anode atau katode, tergantung jenis muatan partikel
C. Pembuatan Koloid Sol
Ada dua dasar metode pembuatan koloid sol, yaitu metode kondensasi dan metode dispersi.
1. Metode Kondensasi
Metode di mana partikel-partikel kecil larutan sejati bergabung membentuk partikel-partikel berukuran koloid. Proses ini melibatkan penggabungan partikel-partikel larutan (atom, ion). Hal ini dilakukan melalui beberapa reaksi kimia, yaitu dekomposisi rangkap, hidrolisis, redoks, dan penggantian pelarut.
a. a. Metode kondensasi
DReaksi dekompi. Reaksi dekomposisi rangkap
- Sol As2S3 dibuat dengan mengalirkan gas H2S perlahan melalui larutan As2O3 dingin sampai terbentuk sol As2S3 yang berwarna kuning terang
As2O3 + 3 H2S à As2S3 (koloid) + 3H2O
- - Sol AgCl dibuat dengan mencampurkan larutan AgNO3 dan larutan HCl encer.
AgNO3 + HCl à AgCl (koloid) + HNO3
ii. Reaksi Hidrolisis
- Sol Al(OH)3 dapat diperoleh dari reaksi hidrolisis garam Al dalam air mendidih
AlCl3 + 3H2O à Al(OH)3 (koloid) + 3HCl
-Sol Fe(OH)3 dapat diperoleh dari rekasi hidrolisis garam Fe dalam air mendidih
FeCl3 + 3H2O à Fe(OH)3 (koloid) + 3HCl
iii. Reaksi redoks
- Sol Au daoat dibuat dengan mereduksi larutan garamnya menggunakan pereduksi organik formaldehida HCHO
2AuCl3 + 3HCHO + 3H2O à 2Au (koloid) + 6HCl + 3HCOOH
iv. Penggantian pelarut
Belerang sukar larut dalam air, tetapi mudah larut dalam alcohol seperti etanol. Jadi, untuk membuat sol belerang dengan medium pendispersi air, belerang dilarutkan terlebih dahulu dalam etanol sampai jenuh. Stelah iut, larutan belerang dalam etanol ini ditambahkan sedikit demi sedikit ke dalam air sambil diaduk. Belerang akan menggumpal menjadi partikel koloid akibat penurunan kelarutan belerang dalam air.
2. Metode Dispersi
Metode di mana partikel-partikel besar dipecah menjadi partikel-partikel berukuran koloid yang kemudian didispersikan dalam medium pendispersinya. Caranya dapat berupa cara mekanik maupun peptisasi
i. Mekanik
Pengertian dengan cara mekanik adalah penghalusan partikel-partikel kasar zat padat dengan penggilingan untuk membentuk partikel-partikel berukuran koloid. Alat yang digunakan disebut penggilingan koloid.
Alat penggilingan koloid terdiri dari 2 pelat baja dengan arah rotasi berlawanan. Partikel kasar akan dimasukkan ke ruang antara kedua pelat tersebut dan selanjutnya digiling. Partikel berukuran koloid yang terbuntuk kemudian didispersikan dalam medium pendispersinya untuk membuat system koloid. Contoh koloid yang dibuat dalam proses ini ialah koloid grafit untuk pelumas, tinta cetak, cat, dan sol belerang.
ii. Cara peptisasi
Cara peptisasi adalah proses dispersinya endapan menjadi system koloid dengan penambahan zat pemecah. Zat pemecah yang dimaksud adalah elektrolit, terutama yang mengandung ion sejenis, atau pelarut tertentu. Sebagai contoh: Jika pada endapan Fe(OH)3 ditambahkan elektrolit FeCl3 (mempunyai ion Fe3+ yang sejenis) maka Fe(OH)3 maka Fe(OH)3 akan mengadsorpsi ion-ion Fe3+ tersebut. Sehingga, endapan menjadi bermuatan positif dan memisahkan diri untuk membentuk partikel-partikel koloid.
Beberapa contoh lain :
- Sol NiS dibuat dengan penambahan H2S kedalam endapan NiS
- Sol AgCl dibuat dengan penambahan HCl ke dalam endapan AgCl
- Sol Al(OH)3 dibuat dengan penambahan AlCl3 ke dalam endapan Al(OH)3
iii. Cara busur Bredig
Cara busur Bredig digunakan untuk membuat sol logam seperti Ag, Au, dan Pt. Alat yang digunakan dapat disimak pada gambar berikut.
Logam yang akan diubah menjadi partikel-partikel koloid digunakan sebagai elektrode. Dua elektrode logam dicelupkan ke dalam medium pendispersi (air dingin) sedemikian sehingga kedua ujungnya saling berdekatan. Kemudian kedua elektrode diberi loncatan listrik. Panas yang timbul akan menyebabkan logam menguap. Uapnya kemudian akan terkondensasi dalam medium pendispersi dingin. Hasil kondensasi ini berupa partikel-partikel koloid.
D. Pemurnian Koloid Sol
Partikel dari zat pelarut bisa mengganggu kestabilan koloid sehingga harus dimurnikan. Ada 3 metode yang dapat digunakan, yaitu dialisis, elektrodialisis, dan penyaring ultra.
1. Dialisis
Pergerakan ion-ion dan molekul kecil melalui selaput semipermeabel (yang tidak dapat dilalui partikel koloid) disebut diasis. Percobaannya dengan menaruh sistem koloid pada selaput semipermeabel, lalu menaruhnya di air. Zat yang terlarut di dalam air kemudian akan keluar dari selaput itu, sedangkan system koloid tidak. Lalu air dialirkan sehingga mengambil zat-zat yang terlarut.
2. Elektrodialisis
Elektrodialisis merupakan proses dialisis di bawah pengaruh medan listrik.
Listrik tegangan tinggi dialirkan melalui 2 layar logam yang menyokong selaput semipermeabel. Kemudian, partikel-partikel zat terlarut dalam system koloid berupa ion-ion akan bergerak menuju electrode dengan muatan berlawanan. Adanya pengaruh medan
3. Penyaring Ultra
Apabila kertas saring tersebut diresapi dengan selulosa seperti selofan, maka ukuran pori-pori akan berkurang. Kertas saring ini telah dimodifikasi menjadi penyaring ultra.
2. Koloid Emulsi
Seperti yang telah dijelaskan, emulsi merupakan jenis koloid dimana fase terdispersinya merupakan zat cair. Kemudian, berdasarkan medium pendispersinya, emulsi dapat dibagi menjadi:
1. Emulsi Gas (Aerosol Cair)
Emulsi gas merupakan emulsi di dalam medium pendispersi gas. Aerosol cair seperti hairspray dan baygon, dapat membentuk system koloid dengan bantuan bahan pendorong seperti CFC. Selain itu juga mempunyai sifat seperti sol liofob yaitu efek Tyndall, gerak Brown.
2. Emulsi Cair
Emulsi cair merupakan emulsi di dalam medium pendispersi cair. Emulsi cair melibatkan campuran dua zat cair yang tidak dapat saling melarutkan jika dicampurkan yaitu zat cair polar dan zat cair non-polar. Biasanya salah satu zat cair ini adalah air dan zat lainnya seperti minyak.
Sifat emulsi cair yang penting ialah:
1. Demulsifikasi
Kestabilan emulsi cair dapat rusak akibat pemanasan, pendinginan, proses sentrifugasi, penambahan elektrolit, dan perusakan zat pengelmusi.
2. Pengenceran
Emulsi dapat diencerkan dengan penambahan sejumlah medium pendispersinya.
3. Emulsi Padat atau Gel
Gel merupakan emulsi didalam medium pendispersi zat padat. Gel dapat dianggap terbentuk akibat penggumpalan sebagian sol cair. Pada penggumpalan ini, partikel-partikel sol akan bergabung membentuk suatu rantai panjang. Rantai ini kemudian akan saling bertaut sehingga terbentuk suatu struktur padatan di mana medium pendispersi cair terperangkap dalam lubung-lubang struktur tersebut.
Berdasarkan sifat keelastisitasnya, gel dapat dibagi menjadi:
1. Gel elastis
Gel yang bersifat elastis, yaitu dapat berubah bentuk jika diberi gaya dan kembali ke bentuk awal jika gaya ditiadakan. Contoh adalah sabun dan gelatin.
2. Gel non-elastis
Gel yang bersifat tidak elastis, artinya tidak berubah jika diberi gaya. Contoh adalah gel silika.
3. Koloid Buih
Buih merupakan koloid dimana fase terdispersinya merupakan gas. Kemudian, berdasarkan medium pendispersinya, buih dapat dibagi menjadi:
1. Buih Cair (Buih)
Buih cair adalah sistem koloid dengan fase terdispersi gas dan medium pendispersi zat cair. Biasanya fase terdispersi gas berupa udara atau CO2. Kestabilan buih diperoleh karena adanya zat pembuih (surfaktan). Zat ini teradsorpsi ke daerah antar fase dan mengikat gelembung-gelembung gas sehingga diperoleh kestabilan. Contohnya adalah buih yang dihasilkan alat pemadam kebakaran dan kocokan putih telur.
Sifat-sifat buih cair ialah:
§ Struktur buih cair berubah dengan waktu karena drainase (pemisahan medium pendispersi) akibat kerapatan fas dan zat cair yang jauh berbeda, rusaknya film antara dua gelembung gas, dan ukuran gelembung gas menjadi lebih besar akibat difusi.
§ Struktur buih cair dapat berubah jika diberi gaya
2. Buih Padat
Buih padat adalah sistem koloid dengan fase terdispersi gas dan medium pendispersi zat padat. Kestabilan buih padat diperoleh dari zat pembuih (surfaktan). Beberapa buih padat yang kita kenal adalah roti, styrofoam, batu apung,dll.
Sebagai catatan, tidak terdapat buih gas, dimana medium pendispersi dan fase terdispersi sama-sama berupa gas. Hal itu karena campuran dari keduanya tergolong sebagai larutan.
1.3 Kesimpulan
Dapat disimpulkan bahwa koloid merupakan sebuah campuran yang berada diantara suspensi dan larutan. Koloid bersifat homogen. Aerosol, Sol, Emulsi, Buih, dan Gel. Koloid memiliki sifat penghamburan berkas sinar dan gerakan partikel-partikel koloid yang senantiasa bergerak lurus tapi tidak menentu (gerak acak/tidak beraturan). Koloid mempunyai dua jenis muatan, yaitu koloid bermuatan positif dan koloid bermuatan negatif.
· Soal dan Jawaban
1. Di antara zat berikut yang termasuk aerosol ialah....
a. kaca berwarna d. Mutiara
b. cat e. Kabut
c. busa sabun
Pembahasan:
Aerosol mempunyai fasa terdispersi cair dan fasa pendispesi gas. Contoh: kabut, awan, hair spray.
Jawab: E
2. Di bawah ini terdapat berbagai contoh koloid, manakah dari contoh tersebut yang tergolong sol liofil?
a. kabut d. susu
b. uap NH4Cl e. agar-agar
c. busa sabun
Pembahasan:
Sol liofil adalah partikel-partikel padat dari koloid yang mengadsorpsi molekul-molekul cairan dan terbentuk selubung di sekitar patikel padat, contoh: agar-agar, sol agar-agar ini jika dipanaskan akan menjadi gel.
Jawab: E
3. Sistem koloid yang dibuat dengan mendispersikan zat padat ke dalam cairan disebut....
a. aerosol d. sol
b. emulsi e. agar-agar
c. buih
Pembahasan:
Jelas sistem koloid dimana fase terdispersinya padat dan pendispersinya cairan.
Jawab: D
4. Diberikan reaksi pembuatan koloid sebagai berikut....
(1) FeCl3(aq) + 3H2O(1) Fe(OH)3(s) + 3HCl(aq)
(2) 2H2(g) + SO2(g) 3S(s) + 2H2O(1)
(3) 2AuCl3(aq) + 3SnCl2(aq) 3SnCl4(aq) + 2Au(s)
(4) As2O3(aq) + 3H2S(g) As2S3(s) + 3H2O(1)
(5) AgNO3(aq) + HCl(aq) AgCl(s) + HNO3(aq)
Dari reaksi di atas yang merupakan reaksi hidrolisis adalah.....
a. 1 d. 4
b. 2 e. 5
c. 3
Pembahasan:
Reaksi hidrolis pada pembuatan koloid yaitu menambahkan air dengan tujuan mengubah partikel-partikel larutan sejati menjadi partikel-partikel koloid.
FeCl3(aq) + 3H2O(l) Fe(OH)3(s) + 3HCl(aq)
Larutan sejati air panas sol
Jawab: A
5. Contoh koloid di bawah ini yang merupakan sistem koloid padat dalam gas adalah....
a. kabut
b. embun
c. asap
d. buih
e. batu apung
Pembahasan:
Asap merupakan sistem koloid padat dalam gas.
Jawab: C
6. Pemberian tawas dalam proses air minum dimaksudkan untuk....
a. mengendapkan partikel-partikel koloid agar air menjadi jernih
b. membunuh kuman yang berbahaya
c. menghilangkan bahan-bahan yang menyebabkan pencemaran air
d. menghilangkan bau tak sedap
e. memberikan rasa segar pada air
Pembahasan:
Air yang keruh dapat dijernihkan dengan menambahkan tawas (K2SO4.Al2(SO4)3). Koloid Fe(OH)3 yang terbentuk akan mengadsorpsi, menggumpalkan dan mengendapkan kotoran-kotoran dalam air.
Jawab: A
7. Di antara beberapa percobaan pembuatan koloid berikut:
1. larutan kalsium asetat + alkohol
2. belerang + gula + air
3. susu + air
4. minyak + air
5. agar-agar yang dimasak
Yang menunjukkan proses pembuatan gel adalah....
a. 1 dan 5
b. 1 dan 3
c. 2 dan 5
d. 3 dan 4
e. 2 dan 4
Pembahasan:
Koloid yang berubah menjadi gel (larutan padat) adalah pada percobaan:
1) larutan kalsium asetat + alkohol dipanaskan gel
2) agar-agar yang dimasak menjadi padat gel)
Jawab: 1 dan 5
Jawab: A
8. AS2S3 adalah koloid bermuatan negatif. Larutan yang paling baik untuk mengkoagulasikan koloid ini adalah....
a. kalium fosfat d. besi hidroksida
b. magnesium sulfat e. margarin
c. barium nitrat
Pembahasan:
AS2S3 adalah koloid bermuatan negatif dan akan terkoagulasi bila dicampurkan dengan partikel koloid yang bermuatan positif, misalnya Fe(OH)3.
Jawab: D
9. Sebutkan dua fasa pada sistem koloid?
Pembahasan:
Sistem koloid terdiri atas dua fasa, yaitu:
a. Fasa terdispersi
b. Fasa pendispersi
10. Apakah perbedaan sifat fasa terdispersi dan pendispersi, berikan pula contohnya?
Pembahasan:
– Fasa terdispersi bersifat diskontinu (terputus-putus), contoh: susu
– Fasa pendispersi bersifat kontinu, contoh: air
11. Pembuatan koloid dengan cara kondensasi dapat dilakukan melalui dua cara, sebutkan dan jelaskan!
Pembahasan:
a. Cara kimia
Pertikel koloid dibentuk melalui reaksi-reaksi, seperti reaksi hidrolis, reaksi reduksi – oksida atau reaksi subtitusi.
b. Cara fisika
Dilakukan dengan jalan menurunkan kelarutan dari zat terlarut, yaitu dengan jalan pendinginan atau mengubah pelarut sehingga terbentuk satu sol koloid.
12. Jelaskan cara dispersi busur Bredig pada pembuatan sol-sol logam?
Pembahasan:
Logam yang akan dijadikan koloid digunakan sebagai elektroda yang dicelupkan dalam medium dispersi, kemudian diberi loncatan listrik di antara kedua ujungnya. Mula-mula atom-atom logam akan terlempar ke dalam air, lalu atom-atom tersebut mengalami kondensasi sehingga membentuk partikel koloid. Jadi, cara busur ini merupakan gabungan cara dispersi dan cara kondensasi.
13. Mengapa partikel koloid lebih sulit berdifusi bila dibandingkan dengan larutan sejati?
Pembahasan:
Hal ini disebabkan ukuran partikel koloid lebih besar dibandingkan dengan partikel larutan sejati. Selain itu ukuran partikel koloid juga menyebabkan partikel koloid tidak dapat disaring dengan kertas biasa, tetapi harus dengan penyaring ultra.
14. Berikan contoh koloid pelindung dalam kehidupan sehari-hari!
Pembahasan:
a. Pada pembuatan es krim digunakan gelatin untuk mencegah pembentukan kristal besar es atau gula.
b. Cat dan tinta dapat bertahan lama karena meng-gunakan suatu koloid pelindung
c. Zat-zat pengemulsi, seperti sabun dan deterjen merupakan jenis koloid pelindung.
DAFTAR PUSTAKA
http://id.wikipedia.org/wiki/Sistem_koloid
http://sistemkoloid11.blogspot.com/
http://sistemkoloid.tripod.com/sifat.htm
http://www.google.co.id/search?hl=en&q=makalah+kimia
http://www.jevuska.com/topic/contoh+contoh+sistem+koloid.html
BAB VII
KINETIKA KIMIA
1.1 Pendahuluan
Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan) dan mekanisme reaksi. Berdasarkan penelitianyang mula – mula dilakukan oleh Wilhelmy terhadap kecepatan inversi sukrosa, ternyata kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi / tekanan zat – zat yang bereaksi. Laju reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi atau tekanan dari produk atau reaktan terhadap waktu.
1.2 Isi
Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas :
1. Reaksi unimolekular : hanya 1 mol reaktan yang bereaksi
Contoh : N2O5 à N2O4 + ½ O2
2. Reaksi bimolekular : ada 2 mol reaktan yang bereaksi
Contoh : 2 HI à H2 + I2
3. Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi
Contoh : 2 NO + O2 à 2NO2
Berdasarkan banyaknya fasa yang terlibat, reaksi terbagi menjadi :
1. Reaksi homogen : hanya terdapat satu fasa dalam reaksi (gas atau larutan)
2. Reaksi heterogen : terdapat lebih dari satu fasa dalam reaksi
Secara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah dari eksponen konsentrasi pada persamaan kecepatan reaksi.
a. Orde Reaksi
1. Reaksi Orde Nol
Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :
- = k0
A - A0 = - k0 . t
A = konsentrasi zat pada waktu t
A0 = konsentrasi zat mula – mula
Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.
2. Reaksi Orde Satu
Pada reaksi prde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.
Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :
- = k1 [A]
- = k1 dt
ln = k1 (t – t0)
Bila t = 0 à A = A0
ln [A] = ln [A0] - k1 t
[A] = [A0] e-k1t
Tetapan laju (k1) dapat dihitung dari grafik ln [A] terhadap t, dengan –k1 sebagai gradiennya.
| ln [A] |
| ln [A]0 |
| gradien = -k1 |
| t |
Gambar 6.1. Grafik ln [A] terhadap t untuk reaksi orde satu
Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan hanya tinggal setengahnya. Pada reaksi orde satu, waktu paruh dinyatakan sebagai
k1 = ln
k1 =
3. Reaksi Orde Dua
Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :
- = k2 [A]2
- = k2 t
Tetapan laju (k2) dapat dihitung dari grafik 1/A terhadap t dengan k2 sebagai gradiennya.
Waktu paruh untuk reaksi orde dua dinyatakan sebagai
| ln 1/[A] |
| ln 1/[A]0 |
| gradien = -k2 |
| t |
t1/2 =
b. Penentuan Energi Aktifasi
Energi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus icapai agar suatu reaksi dapat terjadi. Penentuan energi aktifasi dapat dilakukan dengan menggunakan persamaan Arrhenius
k = A e-Ea/RT
dimana k = konstanta laju reaksi
A = faktor pra eksponensial
Ea = energi aktifasi (kJ/mol)
R = tetapan gas ideal
= 8,314 kJ / mol
= 1,987 kal / mol K
T = suhu mutlak (K)
Jika persamaan di atas ditulis dalam bentuk logaritma, maka akan didapat
ln k = ln A -
Dengan membuat kurva ln k terhadap 1/T, maka nilai Ea/R akan didapat sebagai gradien dari kurva tersebut. Karena nilai R diketahui, maka nilai energi aktifasi dapat ditentukan.
Besarnya energi aktifasi juga dapat ditentukan dengan menggunakan nilai – nilai k pada suhu yang berbeda. Persamaan yang digunakan adalah
ln =
atau
log =
c. Efek Katalis
| MnO2 |
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu
1. Katalis Homogen
Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama dengan reaktan maupun produk reaksi yang dikatalisa. Katalis ini berperan sebagai zat antara dalam reaksi. Contohnya adalah efek katalis HBr pada dekomposisi termal t-butil alkohol, (CH3)3COH, yang menghasilkan air dan isobutilen, (CH3)2C=CH2.
(CH3)3COH à (CH3)2C=CH2 + H2O
Tanpa penggunaan katalis, reaksi ini berlangsung sangat lambat, bahkan pada suhu tinggi sekalipun. Hal ini disebabkan karena reaksi ini memiliki energi aktifasi yang sangat tinggi, yaitu 274 kJ/mol. Dengan menggunakan HBr, energi aktifasi akan turun menjadi 127 kJ/mol, dan reaksi menjadi
(CH3)3COH + HBr à (CH3)3CBr + H2O
(CH3)3CBr à (CH3)2C=CH2 + HBr
Kelemahan dari katalis homogen ini adalah ketika reaksi selesai, diperlukan perlakuan kimia selanjutnya untuk memisahkan katalis dari campuran reaksi.
2. Katalis Heterogen
Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi sebagai permukaan tempat terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H2 dan O2 pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben dimana H2 dan O2 akan menempel dan bereaksi.
1.3 Kesimpulan
Secara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah dari eksponen konsentrasi pada persamaan kecepatan reaksi. Pada reaksi prde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan. Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan. Dalam kinetika kimia, dikenal juga waktu paruh. Waktu paruh (t1/2) adalah waktu yang dibutuhkan agar konsentrasi reaktan hanya tinggal setengahnya.
· Soal dan Jawaban
1. 100 mL larutan 0,1 M diencerkan sehingga konsentrasinya menjadi 0,01 M. Hitunglah volume larutan setelah pengenceran dan volume pelarut yang ditambahkan !
Jawab :
Rumus pengenceran:
100 x 0,1 = X 0,01
Jadi, volume yang ditambahkan
= (1000-100) mL
=900 mL
2. Apa yang dimaksud dengan larutan NaOH 1M?
Jawab :
larutan NaOH 1M artinya larutan yang mengandung 1 mol NaOH dalam 1 liter larutan
3. 10 gram NaOH ( mr=40) dilarutkan ke dalam air sehingga volume larutan 2 liter Tentukan molaritas (M) larutan NaOH tersebut !
Jawab :
Zat terlarut NaOH 10 gram = mol = 0,25 mol
volume larutan 2 liter
[NaOH] = M
= 0,125 M
4. Apa faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi ?
Jawab :
a. sifat dasar zat
b. luas permukaan bidang sentuh
c. konsentrasi
d. suhu
e. katalis
5. Bagaimana pengaruh suhu terhadap laju reaksi?
Jawab :
Jika suhu reaksi dinaikkan, maka energi kinetik dari partikel-partikel zat reaktan yang bertumbukan akan makin cepat sehingga zat produk yang diperoleh semakin besar. Dengan kata lain, laju reaksi semakin cepat
DAFTAR PUSTAKA
http://www.mazdabalikpapan.com/soal-kinetika-kimia.html
Horale, dkk.2006. KIMIA SMA Kelas XI Semester Pertama. Jakarta: Yudhistira.
bagus.....
BalasHapusterus kembangkan