MODUL 1 SISTEM PERIODIK UNSUR DAN STRUKTUR ATOM Media Pembelajaran : Tabel Sistem Periodik Unsur-Unsur.; Kartu Unsur. Gambar unsur Logam, non logam, metalloid; Grafik sifat periodik Unsur-unsur. A, Sistem Periodik Unsur-unsur. Ambillah tabel system periodikmu sebutkan masing-masing 3 contoh unsur logam, unsur metalloid, unsur non logam. Dengan melihat letaknya yang teratur, kalian akan dapat menyebutkan fungsi pengelompokan unsur-unsur yaitu dapat mempermudah mencari contoh jenis unsur, mempermudah mempelajari sifat-sifat unsur, serta mempermudah penentuan sifat setiap unsure dalam membentuk suatu senyawa. Pada tabel terlihat pengelompokan 3 jenis unsur yaitu unsur logam disebelah g metalloid kecuali hydrogen, unsur metalloid yang merupakan peralihan yang membatasi unsur logam ke unsur non logam dan unsur non logam terletak di sebelah kanan unsur metalloid. Unsur logam memiliki sifat-sifat secara fisik umumnya padat kecuali Cs, Fr, Hg, Ga yang berwujud cair; dapat diregangkan; mudah ditempa; mengkilap bila digosok, mempunyai kerapatan yang tinggi serta merupakan penghantar panas dan listrik yang baik. Unsur bukan logam memiliki sifat yang berlawanan dengan unsure logam. 1. Cara Penulisan Lambang Unsur. a. Menurut Berzellius. Memakai satu huruf dengan huruf capital (H, C, O, N, P, F dll) yang diambil dari huruf depan nama latin unsur itu, dan memakai dua huruf (Cu, Hg, Au, Mg, Na dll) yaitu huruf depan dengan huruf capital dan huruf kedua dengan huruf kecil yag diambil dari huruf b. Menurut IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) Penulisan lambang unsur menurut IUPAC digunakan untuk unsur dengan nomor atom mulai dari 104 yang disepakati untuk menghindari timbulnya perdebatan mengenai lambang dan nama unsur yang baru ditemukan. Aturan penulisannya sebagai berikut : Nama diberi akhiran ium Nama didasarkan pada rangkaian kata yang menyatakan nomor atomnya. Lambang unsur terdiri dari tiga huruf, huruf awal dengan huruf kapital, huruf kedua dan ketiga ditulis dengan huruf kecil. 1 Angka-angka yunani sebagai berikut: 0 = nil 1 = un 2 = bi 3 = tri 4 = quad 5= 6= 7= 8= 9= pent heks sept okt enn Contoh : Unsur dengan nomor atom 104 diberi lambang Unq 1 0 4 Un nil quad Jadi, nama unsur dengan nomor atom 104 adalah Unnilquadium. 2. Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur. a. Pengelompokan unsur berdasarkan sifat logam dan bukan logam (menurut Lavoisier). Merupakan metode pengelompokan yang paling sederhana. Pengelompokannya dapat dilakukan dengan mudah melalui pengamatan terhadap ciri-ciri fisiknya. b. Pengelompokan unsur-unsur berdasarkan hukum Triade Dobereiner. Dasar pengelompokan : Unsur-unsur disusun berdasarkan sifat khas atom, dan kenaikan massa atom relatifnya. Ada tiga buah unsure yang sifatnya mirip yang disebut kelompok triad. Massa atom unsur tersebut mengikuti aturan tertentu. Massa atom unsure kedua merupakan setengah dari jumlah massa atom unsur pertama dan ketiga. Contoh kelompok Triad. Be Mg Ca Li Na K Ca Sr Ba Cl Br I Diketahui Ar Li = 6.94 ; Ar K = 39,10 Ar Na =…….. Ar Na = Ar Li + Ar K = 6,94 + 39,10 = 23,02 2 2 Pada kenyataannya, ternyata tidak semua unsur sesuai dengan hokum triade Dobereiner. 2 c. Hukum Oktaf Newlands Dasar Pengelompokan : Unsur-unsur disusun berdasarkan urutan kenaikan massa atom relatifnya dan kemiripan sifat unsur. Unsur yang berselisih satu oktaf (unsur ke 1 dan ke 8; unsur ke 2 dan ke 9; unsur ke 3 dan ke 10 dan seterusnya) menunjukkan kemiripan sifat. Pada waktu itu unsure gas mulia belum ditemukan. Pada kenyataannya hokum Oktaf hanya berlaku untuk unsure-unsur ringan. Jika ditemukan, ternyata kemiripan sifatnya terlalu dipaksakan. d. Hukum Mendeleev (disebut juga system periodic bentuk pendek) Dasar Pengelompokan : Unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya dan sifat kimianya. Cara pengelompokan unsur dilakukan dengan menggunakan kartu. Dalam kartu tersebut ditulis lambang atom, massa atom relatifnya, dan sifat-sifat unsur tersebut. Unsur-unsur yang sifatnya serupa ditempatkan pada lajur tegak (vertikal) yang disebut golongan. Sedangkan lajur-lajur horizontal yaitu lajur unsurunsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, disebut periode. Mendeleev menyisakan ruang kosong untuk unsur yang belum dikenal, karena diduga unsur-unsur yang ketika itu belum ditemukan kemungkinan mempunyai sifat yang mirip. Pada kenyataannya penempatan Te (Ar = 128) dan I =Iodin (Ar = 127) tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya dan ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atomnya. Jadi, sifat periodic lebih tepat dikatakan sebagai fungsi nomor atomnya. e. Sistem Periodik Modern (Henry Moseley) Pengelompokan unsur-unsur pada system periodic modern merupakan penyempurnaan hokum periodic Mendelee yang disebut juga system periodic bentuk panjang. Dasar Pengelompokan : Unsur-unsur yang sifatnya serupa ditempatkan pada lajur tegak (vertical) = golongan. Ada dua macam golongan yaitu golongan A(utama) dan golongan B (transisi). Sedangkan lajur- lajur horizontal yaitu lajur unsurunsur berdasarkan kenaikan jumlah proton (nomor atomnya) yang disebut periode. Pada kenyataannya, bahwa unsur-unsur yang sama dapat memiliki massa atom yang berbeda = isotop. Sifat kimia suatu usur tidak ditentukan oleh massa atomnya melainkan ditentukan oleh jumlah proton dalam atom tersebut. 3 B, Susunan Unsur dalam Sistem Periodik Modern. 11 jumlah proton = no. atom 23 Na Massa atom relatif (Ar) Lambang unsur. Susunan unsur dibedakan menjadi 2 lajur : 1. Lajur Tegak = golongan (unsur – unsur segolongan memiliki sifat-sifat yang mirip) Beberapa golongan diberi nama khusus. o golongan IA = golongan alkali (kecuali H) A o golongan II = golongan alkali tanah o golongan VII A = golongan halogen o golongan VIIIA = golongan mulia. o Golongan IIIA , IVA, VA , VIA, disebut sesuai dengan unsur yang terdapat dalam golongan tersebut. o IIIA = golongann Boron - aluminium o IVA = golongan karbon - silikon A o V = golongan nitrogen - phosforus o VIA = golongan oksigen – belerang (khalkogen) B o Golongan I s / d VIIIB disebut golongan transisi. Golongan menunjukkan jumlah electron valennsi = electron terluar dari suatuu unsur. 2. Lajur Horizontal = Periode Peeriode statu unsur menunjukkan nomor kulit yang sudah terisi electrón berdasarkan konfigurasi electrón. Dalam sistem periodik modern terdapat 7 periode yaitu : o Periode 1 ( terpendek ) terdiri dari 2 unsur o Periodee 2 ( pendek ) terdiri dari 8 unsur o Periodee 3 ( pendek ) terdiri dari 8 unsur o Periiode 4 ( panjang ) terdiri dari 18 unsur o Periode 5 ( panjang ) terdiri dari 18 unsur o Periode 6 ( terpanjang ) terdiri dari 32 unsur o Periode 7 ( Belum lengkap ). Pada periode ini terdapat dereet aktinida. Deret Lantanida dan Aktinida ttermasuk golongan III B karena unsur-unsur pada deret Lantanida memiliki sifat mirip dengan unsur Lantanium sedangkan deret aktiniida memiliki siifat mirip dengan unsur aktinium. Golongan Lantanida dan Aktinida disebut golongann transisi dalam. 4 3. Penetapan Golongan dan Periode. Penetapan golongan dan periode dapat ditenttukan dengagn carra menggambarkan Konfigurasi elektron. o Elektron valensi = elektron pada kulit paling luuar yang menyatakan nomor golongan. o Jumlah kulit menyatakan nomor periode. Konfigurasi elektron yaitu penyusunan elektron pada kulit-kulit atom. Konfiigurasi perkulitdidasarkan pada jumlah elekttron maksimum yang dapat mengisi setiap kulit sesuai dengan rumusan : Jmlah elektron maksimum per kulit = 2 n 2 , harga n menunjukkan kulit yang ditempati elektron. Jumlah elektrron maksimum di setiap kulit : Kulit K, n = 1, elektron maksimum = 2 . 12 = 2 elektron Kulit L, n = 2, elektron maksimum = 2 . 22 = 8 elektron Kulit M, n = 3, elektron maksimum = 2 . 33 = 18 elektron Kulit N, n = 4, elektron maksimum = 2 . 42 = 32 elektron Cara konfigurasi elektron per kulit atom hanya berlaku untuk atom unsur golongan utama. Untuk unsur golongan transisi harus menggunakan konfigurasi elektron per sub kulit atom (diajarkan di kelas XI) Contoh Soal. 1. Tentukanlah letak unsur K pada S P U yang bernomor atom 19. Jawab : Konfigurasi elektron : 19 K 2 8 8 1 Atom K mempunyai jumlah kulit = 4 Elektron valensi = 1 Jadi, atom K terletak di golongan IA periode ke 4. 2. Unsur Br terletak di golonagn VIIA periode ke 4 memiliki nomor atom ..... Jawab : Periode ke 4 artinya, atom Br mempunyai 4 kulit atom, dan di kulit terluar Terisi 7 elektron. Maka : K = 2; L = 8 ; M = 18 ; N = 7. ; Nomor atom = 2 + 8 + 18 + 7 = 35 C. STRUKTUR ATOM. John Dalton menyatakan bahwa atom adalah partikkel terkecil yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Pendapat ini hanya bertahan hingga ditemukannya kerradioaktifan oleh beberapa penelitian, diantaranya H.H Thompson, Ernest Rutherrford, Robert Miliikan, James Chadwick, yang berhasil menemukan partikel dasar penyusun atom. 1. Partikel Dasar Penusun Atom. Atom terdirri atas inti atom yang dikelilingi elektron-elektron yang tersebar dalam kulit-kulit atom. 5 a a Elektron. Penemu : Joseph J. Thompson (1857) Eksperimen : Sinar Katoda. Hasil eksperimen : adanya sinar yang keluar dari elektrode negatif (katoda) menuju elektrode positif (anoda) Sinar yang keluar disebut sinar katoda. Menurut Thompson, sinar katode merupakan arus partikel yang memiliki massa, dan bermuatan negatif. Partikel terrsebut dinamakan elektron. Proton dan neutron. 1. Proton Penemu : Goldstein. Eksperimen : Sinar terusan = sinar anode = sinar positif Muatan maupun massa partikel sinar terusan dari gas-gas lain selalu merupakan kelipatan bulat dari massa dan muatan proton seehingga diduga bawha partikel-partikel itu terdiiri atas protonproton. Massa 1 proton = 1 s m a = 1,66 . 10 -24 gram Muatan 1 proton = + 1 = 1,6 . 10-19 C. Penemuan inti atom oleh Rutherford : proton terbentuk ketika partikel-partikel alfa menabrak inti atom niitrogen dan juga inti atom yang lain. Jadi, intii atom terdiri-dari atas proton. 2. Neutron Penemu : James Chadwick. Radiasi sinar terusan juga terdiri atas partikel-partikel netral yang massanya hampir sama dengan massa proton. Partikel tersebut adalah neutron yang juga merupakan penyusun semua inti atom . Massa Nama Partikel Simbul Lokasi Penemu muatan (s m a) 1 Proton Inti E. Goldstein -1 +1 1p Elektron Neutron e Kulit J. Thompson 0 -1 n inti Chadwick 1 0 0 1 1 0 2. Nomor Atom dan Nomor Massa Tabeel periodik memuat informasi mengenai struktur atom setiap unsur. Dengan mencantumkan nomor Atom dan nomorr massa, suatu atom dapat ditulis dengan notaasi sebagai berrikut ; A Z X A = nomor massa Z = nomor atom 6 RUMUS : A = n + p n = A - p p = Z Untuk atom netral, p = Z = p Untuk atom bermuatan : a. p = Z b. ion positif, e = Z – muatan positif; jadi, p > e c. ion negatif, e = Z + muatan negatif; jadi p> e Nomor Atom : Nomor atom statu unsur menunjukkan jumlah proton yang terdapat dalam atom. Nomor atom disingkat dengan NA, dengan lambang Z Nomor atom suatu unsur merupakan ciri khas atom unsur tersebut, karena dapat membedakan atom suatu unsur yang satu dengan atom unsur lainnya. Nomor Massa Nomor massa menggambarkan massa partikel-partikel penyusun atom, yaitu massa proton, massa electrón dan massa neutron. Massa elektron sangat kecil dibandingkan massa proton dan neutron sehingga massa elektron ini dapat diabaikan. Nomor massa disingkat NM, lambangnya A. Nomor massa didefinisikan sebagaii jumlah proton dan jumlah neutron. 3. Isotop, Isobar, Isoton a Isotop. Contoh : 126C ; 136C ; 146C ketiga atomnya sama, berarti protonnya dann sifat kiimianya sama. Nomor massanya berbeda berarti sifat fisikanya berbeda. Jadi isotop yaitu atom unsur sejenis yang massanya berbeda atau atom yang punya sifat kimiia sama tetapi sifat fisikanya berbeda. Penggunaan isotop : Digunakan dalam penelitian industri dan kedokteran. Deterium 12 H dan Tritium 13 H sebagai bahan bakar reaksi fusi nuklir. 14 6 C sebagai perunut dalam penelitian di bidang biokimia kedokteran dan sumber radiasi; sebagai alat untuk menentukan umur benda arkeologi dan geologi. 60 27 Co digunakan dalam bidang kesehatan (penyakit kanker). 7 a Isobar 24 24 Contoh : 147 N dan 146C ; 11 N dan 12 Mg Jenis atomnya berbeda sehingga memiliki sifat kimia, sifat fisika yang berbeda. Jumlah neutron dalam intinya berbeda. Jadi, isobar adalah atom-atom berbeda yang memiliki nomor massa yang sama. a Isoton Contoh : 13 6 C dan 14 7 N memiliki neutrron = 7 31 15 32 P dan 16 S memiliki neutron = 16 Isoton : atom-atom berbeda yang memiliki neutron sama, walaupun protonnya berbeda. D. SIFAT- SIFAT UNSUR DAN MASSA ATOM RELATIF 1. Sifat-sifat Unsur Unsur adalah zat tunggal yang tidak dapat diuraikan menjadi zat lain yang lebih sederhana secara reaksi kimia biasa. UNSUR LOGAM a Logam Alkali (IA) Merupakann logam lunak yang sangat reaktif Reduktor kuat Bereaksi dengan air, oksigen dan halogen secara langsung membentuk ion bermuatan + 1 Hasil reeaksi unsur-unsur ini dengan air berupa basa kuat. b. Logam Alkali Tanah (IIA) Kereaktifannya lebih rendah dari alkali Dapat membentuk ion +2 Umumnya ditemukan dalam bentuk senyawa berupa deposit (endapan) dalam tanah. UNSUR NON LOGAM a Golongan Halogen (VIIA) Bersifat sangat reaktif Dapat bereaksi dengan logam membentuk garam Dalam senyawanya membentuk ion bermuatan negatif satu (-1) Bersifat oksidator kuat, berwarna, beracun. Dalam keadaan bebas membentuk molekul diatom yang larut dalam pelarutorganik seperti : alkohol, eter, kloroforrm dan Cl2 8 b. Gas Mulia (VIIIA) Berwujud gas Sangat sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain (tak reaktif) Terdapat di alam sebagai gas monoatomik (atomnya berdiri sendiri) karena kulit terluarnya sudah terisi penuh. Kr, Xe, Rn ternyata dapat dipaksa bereaksi dengan beberapa unsur. 2. Massa Atom Relatif (Ar) Atom adalah partikel yang sangat kecil, sehingga untuk menghitung massanya tidak dengan angka mutlak, tetapi dengan membandingkan antarar atom unsur yang satu dengan massaa atom unsur yang laiin. Awalnya massa atom yang digunakan sebagai standar ialah atom hidrogen, kemudian atom oksigen. Unsur hidrogen ataupun oksigen tidak dapat digunakan sebagai standar. IUPAC meenetapkan isotop atom C dengan massa atom 12 sma sebagai standar. Hal ini ditetapkan karena hasil perhitungan massa atom dari keseluruhan unsur-unsur ternyata lebih banyak yang menghasilkan bilangan dekat kepada bilangan bulat dibanndingkan H dan O. Ar dapat dihitung dengan Rumus : Ar = massa rata-rata 1 atom X 1 x massa 1 atom 12C 12 3. Menentukan Massa Rata-rata dari Isotop Clorin terdiri dari 75 % isotop Cl – 35 dan 25% isotop Cl – 37. Jika isotop 35 Cl bermassa 35 sma dan isotop 37Cl bermassa 37 sma. Tentukanlah massa rata-rata 1 atom clorin. Jawab : Massa rata-rata 1 atom Cl = 75 . 35 + 25 . 37 = 35,5 sma 100 100 4. Menentukan Kelimpahan isotop-isotop dan massa atom relatif Galium terdiri atas isotop Ga-69 dan Ga -71. Sedangkan Ar Ga = 69,8. Hitung kelimpahan masing-masing isotop Ga tersebut. Jawab : Misal kelimpahan 69Ga = X % 71 Ga = (100 – x ) % 69,8 = x . 69 100 + (100 – x) 100 - 120 = - 2 x X = 60 + 7100 – 71 x 100 69,8 . 100 = 69 x + 7100 – 71 x 6980 – 710 = 69 x - 71 x 69,8 = 69 x maka : 69Ga = 60% 71 Ga= 40 % 9 5. Massa Molekul Relatif (Mr) Mr adalah perbandingan massa 1 molekul unsur atau senyawa terhadap 1/12 dari massa 1 atom 12C Mr X = massa rata-rata 1 molekul X 1/12 massa 1 atom 12C Berdasarkan pengertian bahwa molekul merupakakn gabungan atom-atom, maka Mr adalah penjumlahan Arr atom-atom penyusunnya. Mr = Ar E. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR. Sifat periodik adalah sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom, yaitu dari kiri ke kanan dalam satu periode atau dari ataas ke bawah dalam satu golongan. 1. Keperiodikan Jari-jari Atom Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom hingga kulit elektrron terluar. Jari-jari atom ditentukan oleh jumlah kulit dan muatan inti. Makin banyak jumlah kulit atom, makin besar jari-jari atom, sebaliknya makin besar muatan inti makin kuat daya tariknya terhadap elektron sehingga jari-jari atom berkurang. Jadi, kecenderungan jari-jari atom dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin besar. Dalam satu periode dari kiri-ke kanan semakin kecil. 2. Keperiodikan Energi Ionisasi Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepas saatu elektron dari satu elektron dari suatu atom netral dalam wujud gas sehingga terbentuk ion berwujud gas dengan muatan – 1. Energi ionisasi dinyatakan dalam KJ mol -1 Unsur-unsur golongan IIa, VA, VIIIA punya konfigurasi yang stabil, lebih sukar melepaskan electrón. Sedangkan unsur-unsur golongan IIIA, VIIA mempunyai 1 elektron yang terikat agak lemah. Jadi, penyimpangan kecenderungan energi ionisasi pada unsur-unsuur golongan IIA, VA, VIIIA karena mempunnyai energii ionisasi yang ekstra besar, sedangkan golongan IIIA, VIA mempunyai energi ionisasi yang relatif kecil. Ion positif menahan elektron lebih kuat daripada atom netral. Ada 2 alasan yang menyebabkan energi ionisasi ketiga jauh lebih besar daripada tingkat kedua yaitu : ( 4Be 2 2 ) a. Elektron ketiga berasal dari kulit K sedangkan elektron kedua masih dari kulit luar. b. Setelah melepas 2 elektron, konfigurasi berilium menjadi sama dengan dengan konfigurasi elektron gas mulia sebelumnya, yaitu helium. 10 Konfigurasi gas mulia adalah konfigurasi yang stabil, lebih sukar berubah (lebih sukar melepas elektron). 3. Keperiodikan Keelektronegatifan Setiap unsur mempunyai kecenderungan yang berbeda dalam hal menarik elektron. Keelektronegatifan adalah ukuran kkecenderungan relatif suatu unsur untuk menarik elektron dalam ikatannya. Unsur yang mempunyai energi ionisasi besar, mempunyai keelektronegatifan yang besar, demikian sebaliknya. Unsur yang mempunyai keelektronegatifan terbesar adalah Fluorin (golongan VIIA) bukan golongan VIII. 11 MODUL 2 IKATAN KIMIA Media Pembelajaran: Tabel Sistem Periodik Unsur-unsur; Tabel konfigurasi elektron gas Mulia; Ikatan kimia adalah gaya yang mengikat atom-atom untuk membentuk suatu molekul. Latar Belakang terjadinya ikatan kimia yaitu atom-atom unsur memiliki kecendeerungan ingin stabil seperti gas mulia terdekat yang memiliki susunan 8 elektron pada kulit terluar (oktet), kecuali helium dengan 2 elektron pada kulit terluar (duplet). Untuk memenuhi hukum oktet, atom-atom unsur cenderung melakukan salah satu dari-dari cara-cara berikut : a. Melepas elektron. o Terjadi pada unsur logam yang memiliki energi ionisasi relatif kecil (bersifat elektropositif) o Unsuur logam cenderung cenderung melepas elektron valensinya membentuk ion + x dengan x = nomor golongan utama. Contoh : → ion 11 Na + ( 2 8 ) + 1 e 11Na ( 2 8 1 ) 13 Al ( 2 8 3 ) → ion 13 Al 3 + ( 2 8 ) + 3e b. Menerima elektron. o Dilakukan oleh unsur non logam karena mempunyai afinitas elektron atau keelektronegatifan yang relatif besar (bersifat elektronegatif) o Jumlah elektron yang diterima adalah = 8 - x, dengan x = nomor golongan utama, membentuk ion - x.. Contoh : + 2 e → ion 8O 2 - ( 2 8 ) 8O(2 6 ) 17 Cl ( 2 8 7 ) + 2 e → ion 17 Cl – ( 2 8 8 ) Latihan : 1. Tentukan electrón valensi dan cara untuk mencapai kestabilan dari atom-atom berikut : a. Melalui hafalan : Nitrogen ; carbón; kalsium; kalium; magnesium; flourin; belerang; phosfor; barium; litium. b. Melalui konfigurasi elektron : - 16X - 35Y - 20Z - suatu unsur A yang massa atomnya 39 dan neutron dalam intinya 20. 12 1. Ikatan Ion. Ikatan ion teerbentuk akibat gaya elektrostatis antar ion yang berlawanan muatan sebagai akibat serah terima elektron dari suatu atom ke atom lain. Ikatan ion dapat terbentuk antara unsur logam dan unsur non logam. Proses Pembentukan Ikatan Ion. Contoh : Pembentukan senyawa MgCl2 (magnesium klorida). Melalui hafalan, Mg (golongan IIa) , merupakan unsur logam. Cl (golongan VIIA), non logam. Jawab : Proses : Mg → Mg2+ + 2 e 2 x (Cl + e → Cl - ) _______________________________________ Mg + 2 Cl → Mg 2 + + 2 Cl - + → MgCl2 Atom X mempunyai 20 proton dan 20 neutron berikatan dengan atom Y yang mempunyai nomor massa 19 dan 10 neutron. Tentukan rumus senyawaa iion yang terbentuk. Jawab : 2+ X (2 8 8 2) → ( 2 8 8 ) + 2e 20 X → 2x 9Y(2 7) + e 9 Y (2 8) ___________________________________________ + X + 2Y → X 2+ + 2 Y - → XY2 20 Beberapa Sifat Senyawa Ion : c. d. e. f. Merrupakan zat padat dengan titik leleh dan titik didih yang relatif tinggi. Rapuh, hancur jika dipukul. Lelehannya menghantarkan listrik. Larutannya dalam air dapat menghantarkan listrik. Latihan : 1. Tentukan proses terbentuknya senyawa ion berikut : MgCl2 ; K2S ; AlF3 2. Ramalkan rumus senyawa ion dari pasangan unsur-unsur berikut : Mg dengan Br ; Ca dengan N. 13 2. Ikatan Kovaleen Normal. Ikatan kovalen adalah ikatan antara dan buah atom atau lebih yang didasarkan pada pemakaian elektron valensi secara bersama. Hal ini bertujuan agar susunan elektronnya mengikuti atutan oktet atau duplet. Biasanya ikatan kovalen terjadi pada sesama unsur non logam, atom-atom sejenis atau antar atom yang perbedaan elektronegativitasnya tidak terlalu besar. Untuk memudahkan dalam melukiskan ikatan kovalen, atom-atom yang akan berikatan dapat digambarkan dengan rumus Lewis menggunakan simbul yang berupa titik ( • ) ataii silang (x) untuk mewakili elektron valensi. Contoh Rumus Lewis Atom : x C elektron valensi 4 , x C x x xx N elektron valensi 5 , x N x x JENIS – JENIS IKATAN KOVALEN NORMAL a. Ikatan Kovalen Tunggal. Ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan besama satu pasang elektron oleh kedua atom yang berikatan, dan digambarkakn dengan satu garis lurus ( - ) Contoh : Ikatan H dengan Cl dalam molekul HCl Hidrogen, golongan IA, dengan rumus Lewis : H O , perlu 1 e agar duplet. xx Chlorin, golongan VIIA, dengan rumus Lewis : x x Cl x , perlu 1 e agar oktet xx Atom H berikatan dengan 1 atom Cl yang masing-masing menyumbangkan 1 elektron. xx O H X Cl X → H – Cl → X xx 14 HCl b. Ikatan Kovalen Rangkap Dua. Ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama dua pasang elektron oleh kedua atom yang berikatan, dan digambarkaan dengan dua garis lurus ( ═ ) Contoh : Ikatan C dengan O dalam molekul CO2 o C (IVA), o C o o Perlu 4 e agar oktet. xx X O (VI A), x O perlu 2 e agar oktet. X x →O ═ C ═ O → CO2 c. Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Adalah ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama tiga pasang elektron oleh ke dua atom yang berikatan, dan digambarkan dengan 3 garis lurus (≡) Contoh : Ikatan antara atom N dengan atom N yang lain dalam molekul N2 xx N (VA) , X x O X x 3. Ikatan Kovalen Koordinasi (→ ) Ikatan Kovalen dimana pasangan elektron yang digunakan bersama berasal dari salah satu atom. Pasangan elektron koordinasi digambarkan dengan anak panah kecil yang menuju pada atom yang menerima pasangan elektron. →A→B 15 A sebagai donor elektron bebas kepada atom B PEB Contoh molekul HNO3 o H ( IA ) oo o N o ( VA ) Perlu 3 e agar oktet o xx x Perlu 1 e agar duplet O x x x ( VIA ) Perlu 2 e agar oktet →H–O–N=O O Terdapat 2 Ikatan kovalen tunggal Terdapat 1 Ikatan kovalen Rangkap 2 Terdapat 1 Ikatan kovalen Koordinasi LATIHAN Tulislah rumus lewis atom rumus lewis molekul dan rumus struktur dari molekul berikut : 1. SO3 2. H2O 3. CH3NO2 4. HclO3 5. HNO2 6. NCl3 7. PCl3 4. Ikatan Kovalen Polar dan Non Polar. Ikatan Kovalen Polar. Sepasang elektron yang dipakai bersama tertarik leebih kuat ke salah satu atom. Kedua unasur yang berikatan tidak sejenis. Contoh ; HCl; HBr; H2O; NH3 Atom-atom yang berikatan mempunyai elektronegativitas yang berbeda (tak sama dengan nol), pasangan elektron akan tertarik ke arah atom yang mempunyai electronegativitas lebih besar. 16 Contoh : HCl , atom Cl mempunyai elektronegatiivitas yang lebih besar dari hidrogen, sehingga pasangan elektron ikatan akan tertarik ke arah klorin. Hal ini akan mengakibatkan terjadinya kutub negatif pada klorin dan kutub positif pada hidrogen atau membentuk dipol ikatan. Makin besar perbedaan electronegativitas makin besar sifatkepolarannnya. Untuk molekul yang memiliki lebih dari 1 jenis atom, untuk meramalkan kepolaran zat tersebut harus dilihat pula bentuk molekulnya. Contoh : F – Be – F : tidak polar, karena bentuk molekulnya lurus sehingga penyebaran muatannya simetris, walaupun perbedaan elektronegativitas r yaitu 2,5 (Be = 1,5 ; F = 4,0) H ─ O, bersudut. Sehingga menyebabkan muatan menjadi tidak simetris | akibatnya molekul air menjadi molekul polar. H Ikatan Kovalen Non Polar. Kedua unsur yang berikatan sejenis. Contoh : H2 ; Cl2; N2, CH4; CO2 Atom-atom yang berikatan mempunyai kemampuan yang sama dalam menarik pasangan electron pada ikaktan tersebut, sehingga muatan atomatom yang berikatan sailing meniadakan. Perbedaan antara molekul non polar dengan molekul polar sebagai berikut : NON POLAR POLAR 1. Perbedaan elektronegativitas sangat Kecil atau nol 2. molekulnya siimetris 3. atom pusat tidak punya P E B 4. Tidak terjadi polarisasi 5. tidak dibelokkan medan liistrik 1. Sangat besar, tak sama dengan nol 2. 3. 4. 5. asimetris punya P E B terjadi polarisasi dibelokkan medan listrik Sifat-sifat senyawa kovalen sebagai berikut : a. Sukar larut dalam air dan mudah larut. b. Titik lebur dan titik didihnya rendah. c. Pada suhu kkamar berupa zat cair atau gas. d. Cairan atau larutannya tidak dapat menghantarkan listrik, kecuali senyawa kovalen polar. Misalnya : HF; HCl; HBr; HI. Bila dilarutkan dalam air. e. Pada umumnya lunak. f. Penghantar panas yang buruk. 17 5. Ikatan Logam. Ikatan logam adalah ikatn antar atom dalam suatu unsur logam dengan menggunakan interaksi antar elektron valensi Unsur logam mempunyaii kecenderungan untuk menjadi ion positif karena energi potensial ionisasi yang rendah dan mempunyai elektron valensi sedikit Ketika atom – atom logam yang bermuatan positif ini saling berdekatan, elektron valensinya akan terdelokalisasi membentuk ”Lautan Elektron” disekitar ion –ion positif. Lautan Elektron bertindak sebagai perekat atom – atom logam. Hal ini berakibat bahwa lautan elektron dalam atom – atom logam bebas bergerak dari atom yang satu ke atom lainnya untuk membentuk suatu ikatan yang disebut dengan ikatan logam. Kekuatan ikatan logam bergantung pada banyaknya elekktron valensi yang terdapat pada atom logam tersebut. Ikatan logam termasukk kuat, sehingga kebanyakan logam mempunyai titik didih dan titik lebur yang relatif tinggi dan dapat menghantarkan arus listrik. 18 MODUL 3 TATA NAMA SENYAWA DAN PERSAMAAN REAKSI KIMIA A. Rumus kimia dan bilangan oksidasi 1. Rumus Kimia Rumus kimia menyatakan jenis dan jumlah atom dengan komposisi tertentu untuk setiap molekul. a. Rumus Molekul Rumus molekul adalah rumus yang menyatakan jenis dan jumlah atom yang membentuk molekul senyawa tersebut. Rumus molekul digolongkan menjadi 2 : Rumus Molekul Unsur Adalah gabungan atom – atom yang sama yang membentuk molekul Berdasarkan jumlah atom yang bergabung molekul unsur dibagi menjadi 2 : a.1. Molekul Diatomik Molekul yang terbentuk dari 2 atom yang sama Rumus molekul diatomik : H2 Hidrogen N2 Nitrogen Semuanya dalam O2 Oksigen wujud gas F2 Fluor Cl2 Klor Br2 Brom I2 Iodin a.2. Molekul Poliatomik Molekul yang terbentuk dari lebih dari 2 atom yang sama o Triatomiik : O3 o Tetraatomik : P4 ( Fosfor ), Sb4 ( Antimon), As4 ( Arsen) o Oktaatomik : S8 ( Belerang ) Rumus Molekul Senyawa Yaitu rumus molekul yang tersusun atas 2 atau lebih atom yang berbeda Contoh : C6H12O6 Terdiri dari C =6; H = 12; O = 6 Jumlah atom =24 Untuk menyatakan jumlah unsur atau molekul, digunakan koefisien berupa angka yang mendahului humus nimia. Contoh 4 Fe Artinya 4 atom besi 3 O2 Artinya 3 molekul oksigen 2 P4 Artinya 2 molekul fosforus 3 CO2 Artinya 3 molekul karbon dioksida 19 Berapa jumlah seluruh atom dalam : 5 Molekul Fe2(SO4)3 5 Molekul Fe2(SO4)3 Tersusun atas : Atom Fe = 5 x 2 = 10 Atom S = 5 x 1 x 3 = 15 Atom O = 5 x 4 x 3 = 60 Jumlah atom 85 2 Molekul CuSO4 . 5 H2O 2 Molekul CuSO4 . 5 H2O Tersusun atas : Atom Cu = 2 x 1 =2 Atom S = 2 x 1 =2 Atom O = (2 x 4)+(2x5x 1) = 18 Atom H = 2 x 5 x 2 = 20 Jumlah atom 42 b. Rumus Empiris Rumus empiris menyatakan perbandingan paling sederhana dari jumlah atom penyusu suatu molekul. Perbandingan jumlah atom C, H, O Dalam C6H12O6 = 6 : 12 : 6 = 1 : 6 : 1 Jadi Rumus Empiris : CH2O Contoh Rumus Molekul H2SO4 C4H8 CH3COOH = C2H4O2 Rumus Empiris H2SO4 CH2 CH2O 2. Bilangan Oksidasi (b.o = biloks ) Bilangan oksidasi atau tingkat oksidasi adalah nilai muatan atom dalam pembentukan suatu molekul atau ion, yang dapat berharga positf atau negatif. Ketentuan umum dalam penetapan biloks a. Biloks Unsur bebas adalah nol Contoh : Fe, C, O2, P4, S8, dll b. Biloks unsur logam selalu positif dengan harga sesuai nomor gologannya + 1 : Li, Na; K, Rb, Cs, Fr + 2 : Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra + 3 : Al c. Biloks atom H = +1 Kecuali dalam hidrida , H = -1 d. Biloks atom O = -2 Kecuali : - dalam OF2, O = + 2 20 - dalam H2O2 (Peroksida), O = -1 - dalam KO2 (Superoksida), O = - 1/2 e. Jumlah biloks atom –atom penyusun suatu ion sama dengan muatan ion tersebut. Biloks S dalam S- 2 = -2 Fe dalam Fe+3 = + 3 Berapa biloks P dalam ion : o PO33 – . biloks O = - 2 P = ....... P + 3 . biloks O = - 3 P + 3(-2) = -3 P -6 = - 3 P = +3 Jadi, biloks P = + 3 o PO43- , biloks O = - 2 P = ..... P + 4 . biloks O = - 3 P + 4 ( -2) = -3 P -8 = -3 P = + 5 Jadi, biloks P = + 5 f. Jumlah biloks unsur-unsur pembentuk senyawa netral sama dengan nol. Contoh : Tentukan biloks unsur yang digaris bawahi : o KClO4 , biloks K = + 1 O=-2 Cl = ...... K + Cl + 4 ( O ) = 0 + 1 + Cl + 4 ( -2 ) = 0 + 1 + Cl - 8 = 0 Cl - 7 = 0 Cl = + 7 Jadi, biloks Cl = + 7 o Na 2 S2 O7 , biloks Na = + 1 21 O = -2 S = ...... 2 . Na + 2 . S + 7 . O = 0 2. (+1) + 2.S + 7. ( -2) = 0 + 2 + 2 . S - 14 = 0 2 . S - 12 = 0 2.S = + 12 S = + 6 Jadi, biloks S = + 6 B. Penulisan rumus kimia dan senyawa biner Sebelum menuliskan rumus kimia, sebagian besar biloks ion monoatom dan poliatom harus dihafal , sebagai berikut : LAMBANG DAN NAMA ION LAMBANG KATION H+ Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Fr+ Be2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ Ra2+ Al3+ Ag+ Zn2+ Mn2+ Ni2+ Cr3+ Cu+ Cu2+ Hg+ Hg2+ NAMA KATION Ion hidrogen Ion litium Ion natrium Ion kalium Ion rubidium Ion sesium Ion fransium Ion berilium Ion magnesium Ion kalsium Ion stronsium Ion barium Ion radium Ion aluminium Ion perak Ion seng Ion mangan Ion nikel Ion krom Ion tembaga (I) Ion tembaga (II) Ion raksa (I) Ion raksa (II) LAMBANG ANION 4C N3P3O2S2FClBrINO2NO3CO32SiO32SO32SO42AsO33AsO43SbO33SbO43MnO4MnO42CNCH3COO- 22 NAMA ANION Ion karbon Ion nitrogen Ion phosfor Ion oksigen Ion belerang Ion flourin Ion klorin Ion bromin Ion iodin Ion nitrit Ion nitrat Ion karbonat Ion silikat Ion sulfit Ion sulfat Ion arsenit Ion arsenat Ion antimonit Ion antimonat Ion permanganat Ion manganat Ion sianida Ion asetat Au+ Au3+ Fe2+ Fe3+ Co2+ Co3+ Sn2+ Sn4+ Pb2+ Pb4+ NH4+ CrO42Cr2O72C2O42S2O32OHClOClO2ClO3ClO4BO33 PO33PO43- Ion emas (I) Ion emas (III) Ion besi (II) Ion besi (III) Ion kobalt (II) Ion kobalt (III) Ion timah (II) Ion timah(IV) Ion timbal (II) Ion timbal (IV) Ion amonium Ion kromat Ion dikromat Ion oksalat Ion tiosulfat Ion hidroksil Ion hipoklorit Ion klorit Ion klorat Ion perklorat Ion borat Ion posfit Ion posfat Contoh penulisan rumus kimia : Kation Al 3 + , Anion O 2 - , +++ +++ , -- -- -- , Al Al O O O Rumus kimia : Al2O3 Nama senyawa : aluminium oksida. Kation Ba 2 + , ++ , Anion Cl - , - - , Ba Cl Cl Rumus kimia : Ba Cl2 Nama senyawa : Barium klorida C. Tata nama senyawa biner dan poliatomik 1. Tata Nama Senyawa Biner. Senyawa biner adalah senyawa kimia yang hanya terbentuk dari dua unsure. Unsur yang membentuk tersebut dapat terdiri dari unsur logam dan bukan logam atau keseluruhannya merupakan unsure bukan bukan logam. a. LOGAM dengan biloks 1 macam Bukan LOGAM NaCl = Natrium klorida Al2O3 = Aluminium oksida MgBr3 = Magnesium bromide LOGAM dengan lebih dari 1 macam biloks FeCl2 = besi (II) klorida Bukan LOGAM 23 FeCl3 CuI = besi (III) klorida = Tembaga (I) iodide Harga biloksnya ditunjukkan memakai angka romawi. b. BUKAN LOGAM BUKAN LOGAM Cara 1 : Nama non logam yang memiliki biloks positif dituliskan lebih dahulu. Biloks ditulis dengan menggunakan angka romawi dalam tanda kurung, kemudian diikuti dengan nama non logam yang memiliki biloks negative dengan menambahkan akhiran ida. Contoh : N2O = nitrogen (I) oksida N2O3 = nitrogen (V) oksida Cara 2 : Jumlah unsure yang ditunjukkan dengan angka indeks dinyatakan dalam bahasa yunani sebagai berikut : 1 2 3 4 5 = = = = = mono di tri tetra penta 6 7 8 9 10 = = = = = heksa hepta okta nona deka Nama unsure non logam kedua diberi akhiran ida. Contoh : N2O NO CO2 = dinitrogen monoksida = nitrogen monoksida = karbondioksida Awalan mono hanya berlaku untuk unsur non logam yang terletak dibelakang. Senyawa biner yang punya nama khusus : HCl = asam klorida H2S = asam sulfide H2O = air H2O2 = asam peroksida CH4 = metana NH3 = ammonia 2. Tata Nama Senyawa Poliatom. Nama kation disebut terlebih dahulu, diikuti nama anion. 24 Contoh : K2SO4 K2SO3 Ca3(PO4)2 Al(NO3)3 3. = = = = Kalium sulfat Kalium sulfite Kalsium posfat Aluminium nitrat Tata Nama Asam dan Basa a. Tata nama Asam Asam merupakan kelompok senyawa penting yang mengandung atom H. Senyawa asam dapat melepaskan ion hydrogen (H+) ketika dilarutkan dalam air.. o Senyawa asam biner. Senyawa yang terbentuk karena penggabungan H dengan atom-atom non logam lainnya. Missal : H2S = asam sulfida = asam hidrosulfida HCl = asam klorida = asam hidroklorida. o Senyawa asam poliatomik Senyawa yang terbentuk karena penggabungan H dengan ion-ion poliatomik non logam lainnya. Senyawa yang terbentuk dari reaksi oksida asam dengan air. N2O5 + H2O SO3 + H2O P2O5 + 3 H2O → 2 HNO3 → H2SO4 → 2 H3PO4 Contoh penamaan : HNO2 = Asam nitrit HNO3 = Asam nitrat H2SO3 = Asam sulfit H2SO4 = Asam sulfat b. Tata Nama Basa Senyawa basa adalah senyawa poliatom yang terbentuk dari oksida logam (oksida basa) dengan air. Na2O + H2O K2O + H2O CaO + H2O → → → 2 NaOH 2 KOH Ca(OH)2 25 Senyawa basa sebagai zat yang menghasilkan ion hidroksida (OH -) ketika dilarutkan dalam air. Rumus Umum Basa : L (OH)X X = biloks unsur Logam L = Unsur logam Penamaan senyawa basa, yaitu dengan cara menyebut nama logamnya, diikuti dengan basa hidroksida. KOH Ca(OH)2 Al(OH)3 NH4OH = = = = Kalium hidroksida Kalsium hidroksida Aluminium hidroksida Amonium hidroksida D. Persamaan reaksi 26