Modul Kimia Kelas X SMK

advertisement
KURIKULUM KTSP
KIMIA
TEKNOLOGI DAN INDUSTRI
SYAHRIAL, S.T
untuk
X
SMK
KATA PENGANTAR
Syukur kehadirat Allah SWT atas segala kekuatan piker dan dzikir sehingga penyusun dapat menyelesaikan buku
Kimia SMK kelas X bidang keahlian Teknologi dan Industri dengan segala kemudahan-Nya.
Buku Kimia SMK kelas X ini disusun berdasarkan kurikulum KTSP yang berfungsi membentuk peserta didik supaya
memiliki dasar pengetahuan kimia yang luas dan kuat untuk menyesuaikan diri dengan perubahan yang terjadi di
lingkungan social dan lingkungan kerja, serta mampu mengembangkan diri sesuai dengan perkembangan ilmu
pengetahuan dan teknologi.
Buku Kimia SMK kelas X ini berisi materi-materi perubahan materi, lambang unsur, rumus kimia, konsep mol,
struktur atom, sistem periodik dan ikatan kimia.
Penyusunan Buku Kimia SMK kelas X ini didasarkan pada kenyataan bahwa masih kurangnya sumber belajar pada
mata pelajaran kimia bagi siswa kelas X SMK. Untuk itu penyusun selaku tenaga pengajar di SMK merasa perlu
untuk segera memenuhi kebutuhan siswa tersebut demi kelancaran proses belajar mengajar di sekolah.
Pada kesempatan ini penyusun ingin menyampaikan ucapan terima kasih kepada semua pihak yang telah
membantu penyusunan dan penerbitan buku ini. Secara khusus penyusun ingin menyampaikan ucapan terima
kasih kepada Sandri Maulani, S.H (istri) atas segala dukungannya dalam memotivasi penyusun sampai selesainya
buku ini.
Akhirnya tegur sapa, kritik dan saran dari kalangan akademisi dan pemakai buku ini sangat penyusun harapkan
demi kemajuan bidang pendidikan.
Manggar, Pebruari 2010
Syahrial, S.T
DESKRIPSI PEMBELAJARAN
STANDAR KOMPETENSI
1.
2.
3.
Memahami konsep
materi dan
perubahannya
Mengidentifikasi
struktur atom dan
sifat-sifat periodik
Memahami terjadinya
ikatan kimia
KOMPETENSI DASAR
Mengelompokkan sifat
dan jenis materi
Mengelompokkan
perubahan materi
- Definisi dan deskripsi tentang materi
- Sifat dan jenis materi
- Perubahan materi: perubahan fisika
dan perubahan kimia
1.3
Mengklasifikasi materi
- Klasifikasi materi: tunggal, campuran
homogen dan campuran heterogen
- Unsur dan senyawa
2.1
Mendeskripsikan
perkembangan teori
atom.
2.2
Menginterpretasikan data
dalam tabel sistem
periodik
3.1
Mendeskripsikan
terjadinya ikatan ion
Mendeskripsikan
terjadinya ikatan kovalen
- Struktur atom:
- Model atom Dalton, Thomson,
Rutherford dan teori atom modern
(kuantum)
- Penyusunan dan pengisian elektron
(konfigurasi elektron)
- Nomor atom, nomor massa, simbol
atom, isotop
- Kesamaan sifat atom
- Pengelompokan atom klasik
- Sistem periodik:
- Perkembangan sistem periodik unsur
kimia
- Pemanfaatan tabel periodik unsur
kimia
- Sifat logam dan non logam.
- Periode dan golongan
- Elektron valensi
- Keelektronegatifan
- Afinitas elektron
- Potensial ionisasi
- Pembentukan ion
- Ikatan Ion
1.1
1.2
3.2
3.3
3.4
4.
Memahami konsep
penulisan lambang
unsur, senyawa dan
bentuk molekul,
persamaan reaksi dan
MATERI PEMBELAJARAN
4.1
4.2
- Ikatan kovalen dan kovalen koordinasi
Menjelaskan ikatan
logam
Menjelaskan ikatan van
der Walls
- Ikatan logam
Memahami lambang
unsur, senyawa dan
bentuk molekul
Memahami rumus kimia
-
- Ikatan van der Walls
Unsur dan senyawa
Bentuk molekul
Gaya antarmolekul
Rumus kimia dan penyetaraan reaksi
kimia sederhana
STANDAR KOMPETENSI
hukum-hukum dasar
kimia
5.
6.
Memahami konsep
mol dan stoikiometri
Memahami
perkembangan
konsep reaksi kimia
KOMPETENSI DASAR
MATERI PEMBELAJARAN
4.3
Menuliskan nama
senyawa kimia
- Tata nama senyawa
menurut Trivial dan IUPAC
4.4
Memahami hukum-hukun
dasar kimia
5.1
Memahami konsep mol
sebagai dasar
perhitungan kimia
-
5.2
Memahami stoikiometri
Hukum dasar kimia
Hukum Lavoisier
Hukum Proust
Hukum Dalton
Hukum Gay Lussac
Hukum Avogadro
Konsep mol:
Deskripsi bilangan Avogadro
Mol unsur
Mol senyawa
Mol elektron
Penggunaan konsep mol dalam
penentuan rumus kimia
- Stoikiometri dan perhitungan kimia
6.1.
Mendeskripsikan
pengertian umum reaksi
kimia
- Reaksi kimia:
- Konsep dasar reaksi kimia
- Reaksi asam-basa
6.2.
Membedakan konsep
oksidasi, reduksi dan
reaksi lainnya
-
Reaksi oksidasi-reduksi
Konsep bilangan oksidasi
Perubahan bilangan oksidasi
Reaksi redoks
Reaksi redoks di sekitar kita
DAFTAR ISI
Kata Pengantar …………………………………………………………………………………………………………………………….
Deskripsi Pembelajaran ……………………………………………………………………………………………………………….
Daftar Isi ……………………………………………………………………………………………………………………………………..
Sifat dan jenis materi………………………………………………………………………………………..
BAB I
Perubahan materi …………………………………………………………………………………………….
Klasifikasi materi ………………………………………………………………………………………………
Perkembangan teori atom………………………………………………………………………………..
BAB II
Interpretasikan data dalam tabel sistem periodik …………………………………………….
Ikatan ion …………………………………………………………………………………………………………
Ikatan kovalen ………………………………………………………………………………………………….
BAB III
Ikatan logam …………………………………………………………………………………………………….
Ikatan van der Walls …………………………………………………………………………………………
Lambang unsur, senyawa dan bentuk molekul ………………………………………………..
Rumus kimia .........................................................................................................
BAB IV
Nama senyawa kimia ……………………………………………………………………………………….
Hukum-hukun dasar kimia ……………………………………………………………………………….
BAB V
Konsep mol ..........................................................................................................
Stoikiometri ……………………………………………………………………………………………………..
Reaksi kimia ..........................................................................................................
BAB VI
Konsep oksidasi- reduksi .....................................................................................
Daftar Pustaka ……………………………………………………………………………………………………………………………..
BAB I
SIFAT DAN JENIS MATERI
Materi adalah material fisik yang menyusun alam, yang bisa diartikan sebagai segala sesuatu yang mempunyai
massa dan menempati ruang. Materi dapat berbentuk gas, cair, dan padat.
Contoh: udara, kapur, meja.
Kimia mempelajari komposisi, struktur dan sifat dari materi, serta perubahan kimia yang terjadi dari materi satu
ke yang lainnya. Contoh: kayu terbakar menjadi arang.
Gambar di bawah menunjukkan sebagian permukaan bumi. Unsur
aluminium, besi, oksigen, dan silikon merupakan 88% penyusun permukaan bumi dalam bentuk padatan. Air
pada permukaan bumi dan dalam bentuk gas tersusun dari hidrogen dan oksigen. 99% udara
tersusun dari nitrogen dan oksigen. Hidrogen, oksigen, dan karbon adalah 97% penyusun tubuh manusia.
Gambar Permukaan bumi dan udara
Sifat Fisika
Sifat yang tidak mengubah sifat kimia suatu materi. Karakteristik fisika bau, kekerasan, titik didih, wujud materi.
Sifat Kimia
Sifat yang mengubah sifat kimia suatu materi. Menerangkan bagaimana suatu materi bereaksi dengan materi
yang lain membentuk suatu materi baru.
Ciri-ciri yang mengindikasikan adanya perubahan kimia :
 Perubahan warna
 Perubahan bau
 Pembentukan gas
 Timbulnya cahaya
 Pembentukan endapan baru
 Perubahan pH.
Contoh :
Gula adalah senyawa yang mudah terurai (dekomposisi) dengan pemanasan menjadi senyawa yang lebih
sederhana, misalnya karbon hitam (arang), yang tidak dapat terurai lagi baik secara fisika maupun kimia, tetapi
dapat berubah struktur dan sifatnya menjadi grafit dan intan.
Dekomposisi gula oleh panas
PERUBAHAN MATERI
Perubahan materi adalah perubahan sifat suatu zat atau materi menjadi zat yang lain baik yang menjadi zat baru
maupun tidak. Perubahan materi terbagi menjadi dua macam, yaitu :
1. Perubahan Materi Secara Fisika atau Fisis
Perubahan fisika adalah perubahan yang merubah suatu zat dalam hal bentuk, wujud atau ukuran, tetapi tidak
merubah zat tersebut menjadi zat baru.
Contoh perubahan fisis :
a. perubahan wujud
- es balok yang mencair menjadi air
- air menguap menjadi uap
- kapur barus menyublim menjadi gas, dsb
b. perubahan bentuk
- gandum yang digiling menjadi tepung terigu
- benang diubah menjadi kain
- batang pohon dipotong-potong jadi kayu balok dan triplek, dll
c. perubahan rasa berdasarkan alat indera
- perubahan suhu
- perubahan rasa, dan lain sebagainya
2. Perubahan Materi Secara Kimia
Adalah perubahan dari suatu zat atau materi yang menyebabkan terbantuknya zat baru. Perubahan
Contoh perubahan kimia :
a. bensin biodiesel sebagai bahan bakar berubah dari cair menjadi asap knalpot.
b. proses fotosintesis pada tumbuh-tumbuhan yang merubah air, sinar matahari, dan sebagainya menjadi
makanan
c. membuat masakan yang mencampurkan bahan-bahan masakan sesuai resep menjadi masakan yang dapat
dimakan.
d. bom meledak yang merubah benda padat menjadi pecahan dan ledakan
KLASIFIKASI MATERI
Penyusun materi
Materi dapat tersusun dari substansi murni atau
tunggal yang terdiri dari satu unsur atau beberapa unsur yang membentuk suatu senyawa. Materi juga
dapat tersusun dari senyawa campuran, yang tercampur secara homogen atau heterogen.
Skema klasifikasi materi
Substansi murni :
Materi yang mempunyai sifat dan komposisi tertentu.
Unsur :
Substansi murni yang tidak dapat dipisahkan menjadi sesuatu yang lebih sederhana, baik secara fisika
maupun kimia, mengandung satu jenis atom. Contoh: hidrogen, oksigen.
Senyawa :
Terbentuk dari ikatan antara atom penyusunnya, dan dapat dipisahkan secara kimia menjadi unsur penyusunnya.
Contoh: air (H2O), gula, CaCO3.
Campuran :
Materi yang tersusun dari beberapa substansi murni, sehingga mempunyai sifat dan komposisi yang
bervariasi. Contoh: gula + air menghasilkan larutan gula, mempunyai sifat manis yang tergantung pada
komposisinya.
Campuran homogen :
Mempunyai sifat dan komposisi yang seragam pada setiap bagian campuran, tidak dapat dibedakan dengan
melihat langsung.
Contoh: garam dapur dan air.
Campuran heterogen :
Mempunyai sifat dan komposisi yang bervariasi pada setiap bagian
campuran, dapat dibedakan dengan melihat langsung (secara fisik terpisah).
Contoh: gula dan pasir.
BAB II
PERKEMBANGAN TEORI ATOM
Pengenalan Dasar Struktur Atom
Proton, neutron dan elektron
massa relatif muatan relatif
proton
1
+1
neutron
1
0
elektron 1/1836
-1
Nukleus
Nukleus berada di tengah atom; ia mengandung proton dan neutron. Kumpulan proton dan neutron disebut juga
nukleon.
Pada hakekatnya, seluruh massa atom berpusat di nukleus, karena massa elektron sangat kecil.
Memahami jumlah proton dan neutron
Jumlah proton = NOMOR ATOM dari atom
Nomor atom sering disebut juga nomor proton.
Jumlah proton + Jumlah neutron = NOMOR MASSA dari atom
Nomor massa disebut juga nomor nukleon.
Informasi nomor atom dan nomor massa biasanya disingkat dalam bentuk :
Berapa banyaknya proton dan neutron yang dimiliki oleh atom tersebut di atas?
Nomor atom merupakan jumlah proton (9) dan nomor massa merupakan jumlah proton + neutron (19). Jika
atom terdiri dari 9 proton, maka akan ada 10 neutron sehingga total keseluruhannya 19.
Nomor atom menandakan posisi dari suatu elemen pada tabel periodik dan karenanya jumlah proton
memberitahukan elemen apa yang kita maksudkan. Jadi, jika atom memiliki 8 proton (nomor atom = 8), ini pasti
oksigen. Jika atom memiliki 12 proton (nomor atom= 12), ini pasti magnesium.
Begitu juga, setiap atom klor (nomor atom = 17) memiiki 17 proton, dan setiap atom uranium (nomor atom = 92)
memiliki 92 proton.
Isotop
Banyaknya neutron di dalam sebuah atom bisa bervariasi dalam skala kecil. Sebagai contoh, ada tiga variasi atom
12
C, 13C, 14C. Mereka seluruhnya memiliki jumlah proton yang sama, tetapi jumlah neutronnya berbeda.
proton neutron nomor massa
Karbon-12
6
6
12
Karbon-13
6
7
13
Karbon-14 6
8
14
Atom-atom ini disebut isotop, yaitu atom-atom yang memiliki nomor atom yang sama tetapi nomor massa yang
berbeda. Mereka memiliki jumlah proton yang sama tetapi jumlah neutron yang berbeda.
Variasi jumlah neutron tidak mengubah reaksi kimia dari karbon.
Elektron
Memahami jumlah elektron
Atom bermuatan netral. Ke-positif-an proton diseimbangkan dengan ke-negatif-an elektron. Hal ini menunjukkan
bahwa di dalam atom netral :
banyaknya elektron = banyaknya proton
Jadi, jika sebuah atom oksigen (nomor atom = memiliki 8 proton, ia pasti memiliki 8 elektron; jika atom klor
(nomor atom=17) memiliki 17 proton, ia pasti memiliki 17 elektron.
Susunan dari elektron-elektron
Elektron-elektron berada pada jarak tertentu dari nukleus di dalam suatu rangkaian level yang disebut dengan
level energi. Tiap level energi hanya dapat diisi elektron dalam jumlah tertentu. Level energi pertama (terdekat
dengan nukleus) terdiri dari 2 elekton, level kedua 8, dan level ketiga juga akan penuh ketika terisi 8 elektron.
Level-level ini berada dalam jarak yang cukup jauh dari nukleus. Elektron-elektron akan selalu berada pada level
energi serendah mungkin selama level tersebut belum terisi penuh.
Memahami susunan dari sebuah atom
* Lihatlah nomor atom dari tabel periodik. Yakinkan Anda memilih nomor yang benar di antara dua nomor yang
diterakan. Nomor atom selalu lebih kecil dari nomor massa.
* Nomor atom merupakan jumlah proton, dan karenanya nomor atom memberitahukan kita juga jumlah
elektron.
* Susunlah elektron-elektron dalam level-level energi, selalu isi level terdalam sebelum mengisi level luar.
contoh. mencari susunan dari atom klor
* Tabel periodik memberikan kita nomor atom 17
* Oleh karenanya atom klor terdiri dari 17 proton dan 17 elektron
* Susunan dari elektron-elektron tersebut adalah 2,8,7 ( 2 di level pertama, 8 di level kedua, dan 7 di level ketiga
)
Susunan dari 20 elemen pertama
Setelah 20 elemen pertama ini kita akan memasuki elemen transisi tabel periodik.
Dua hal penting yang perlu diperhatikan
Jika kita melihat susunan dalam tabel periodik:
* Jumlah elektron pada tingkat terluar (atau kulit terluar) sama dengan nomor golongan. (Kecuali helium yang
hanya memiliki 2 elektron. Gas Mulia biasa disebut dengan golongan O bukan golongan 8). Hal ini berlaku di
seluruh golongan elemen pada tabel periodik (kecuali elemen-elemen transisi).
Jadi, jika kita mengetahui bahwa barium terletak pada golongan 2, berarti ia memiliki 2 elektron pada tingkat
terluar; yodium merupakan golongan 7 yang berarti ia memiliki 7 elektron pada tingkat terluar.
* Gas mulia memiliki elektron penuh pada tingkat terluar.
Struktur dan diagram elektron
Dalam kimia dasar kita akan menemukan struktur elektronik dari hidrogen dan karbon, seperti gambar di bawah
ini :
Lingkaran-lingkaran tersebut menggambarkan tingkat energi – yang sama dengan peningkatan jarak dari nukleus.
Kita dapat membentangkan lingkaran tersebut dan menggambar struktur elektron tersebut dalam diagram
elektron yang lebih sederhana.
Penelitian-penelitian terbaru menyebabkan teori dan model atom semakin berkembang dan kebenarannya
semakin nyata. Teori dan model atom dimulai dengan penelitian yang dilakukan oleh John Dalton yang
selanjutnya dikembangkan oleh Joseph John Thompson, Ernest Rutherford, Niels Bohr dan teori atom
menggunakan mekanika gelombang.
Model Atom John Dalton
Hukum kekekalan massa yang disampaikan oleh Lavoisier dan hukum perbandingan tetap yang dijelaskan oleh
Proust mendasari John Dalton untuk mengemukakan teori dan model atomnya pada tahun 1803. John Dalton
menjelaskan bahwa atom merupakan partikel terkecil unsur yang tidak dapat dibagi lagi, kekal dan tidak dapat
dimusnahkan demikian juga tidak dapat diciptakan. Atom-atom dari unsur yang sama mempunyai bentuk yang
sama dan tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain.
Model atom John Dalton
Model Atom Joseph John Thompson
Joseph John Thompson merupakan penemu elektron. Thompson mencoba menjelaskan keberadaan elektron
menggunakan teori dan model atomnya. Menurut Thompson, elektron tersebar secara merata di dalam atom
yang dianggap sebagai suatu bola yang bermuatan positif. Model atom yang dikemukakan oleh Thompson sering
disebut sebagai model roti kismis dengan roti sebagai atom yang bermuatan positif dan kismis sebagai elektron
yang tersebar merata di seluruh bagian roti. Atom secara keseluruhan bersifat netral.
Model atom Joseph John Thompson
Model Atom Ernest Rutherford
Penelitian penembakan sinar alfa pada plat tipis emas membuat Rutherford dapat mengusulkan teori dan model
atom untuk memperbaiki teori dan model atom Thompson. Menurut Rutherford, atom mempunyai inti yang
bermuatan positif dan merupakan pusat massa atom dan elektron-elektron mengelilinginya.
Rutherford berhasil menemukan bahwa inti atom bermuatan positif dan elektron berada diluar inti atom. Akan
tetapi teori dan model atom yang dikemukakan oleh Rutherford juga masih mempunyai kelemahan yaitu teori ini
tidak dapat menjelaskan fenomena kenapa elektron tidak dapat jatuh ke inti atom. Padahal menurut fisika klasik,
partikel termasuk elektron yang mengorbit pada lintasannya akan melepas energi dalam bentuk radiasi sehingga
elektron akan mengorbit secara spiral dan akhirnya jatuh ke iti atom.
Model Atom Ernest Rutherford
Model Atom Niels Bohr
Niels Bohr selanjutnya menyempurnakan model atom yang dikemukakan oeh Rutherford. Penjelasan Bohr
didasarkan pada penelitiannya tentang spektrum garis atom hidrogen. Beberapa hal yang dijelaskan oleh Bohr
adalah
 Elektron mengorbit pada tingkat energi tertentu yang disebut kulit
 Tiap elektron mempunyai energi tertentu yang cocok dengan tingkat energi kulit
 Dalam keadaan stasioner, elektron tidak melepas dan menyerap energi

Elektron dapat berpindah posisi dari tingkat energi tinggi menuju tingkat energi rendah dan sebaliknya
dengan menyerap dan melepas energi
Model Atom Niels Bohr
Model Atom Mekanika Gelombang
Perkembangan model atom terbaru dikemukakan oleh model atom berdasarkan mekanika kuantum. Penjelasan
ini berdasarkan tiga teori yaitu
 Teori dualisme gelombang partikel elektron yang dikemukakan oleh de Broglie pada tahun 1924
 Azas ketidakpastian yang dikemukakan oeh Heisenberg pada tahun 1927
 Teori persamaan gelombang oleh Erwin Schrodinger pada tahun 1926
Menurut model atom ini, elektron tidak mengorbit pada lintasan tertentu sehingga lintasan yang dikemukakan
oleh Bohr bukan suatu kebenaran. Model atom ini menjelaskan bahwa elektron-elektron berada dalam orbitaorbital dengan tingkat energi tertentu. Orbital merupakan daerah dengan kemungkinan terbesar untuk
menemukan elektron disekitar inti atom.
Model Atom Mekanika Quantum
Model atom
a. Ukuran atom
Sperti telah disebutkan di bagian sebelumnya, ketakterbagian atom perlahan mulai dipertanyakan. Pada saat
yang sama, perhatian pada struktur atom perlahan menjadi semakin besar. Bila orang mempelajari struktur
atom, ukurannya harus dipertimbangkan. Telah diketahui bahwa sebagai pendekatan volume atom dapat
diperkirakan dengan membagi volume 1 mol padatan dengan konstanta Avogadro.
Latihan 2.3 Volume satu molekul air
Dengan menganggap molekul air berbentuk kubus, hitung panjang sisi kubusnya. Dengan menggunakan nilai
yang didapat, perkirakan ukuran kira-kira satu atom (nyatakan dengan notasi saintifik 10x).
Jawab: Volume 1 mol air sekitar 18 cm3. Jadi volume 1 molekul air: v = 18 cm3/6 x 1023 = 3×10-23 cm3 = 30 x 10-24
cm3. Panjang sisi kubus adalah (30 x 10-24)1/3 cm = 3,1 x 10-8 cm. Nilai ini mengindikasikan bahwa ukuran atom
sekitar 10-8 cm.
Thomson mengasumsikan bahwa atom dengan dimensi sebesar itu adalah bola seragam bermuatan positif dan
elektron-elektron kecil yang bermuatan negatif tersebar di bola tersebut. Dalam kaitan ini model Thomson sering
disebut dengan “model bolu kismis”, kismisnya seolah elektron dan bolunya adalah atom.
b. Penemuan inti atom
Setelah melakukan banyak kemajuan dengan mempelajari keradioaktifan, fisikawan Inggris Ernest Rutherford
(1871-1937) menjadi tertarik pada struktur atom, asal radiasi radioaktif. Ia menembaki lempeng tipis logam
(ketebalan 104 atoms) dengan berkas paralel partikel α (di kemudian hari ditemukan bahwa partikel α adalah inti
atom He). Ia merencanakan menentukan sudut partikel yang terhambur dengan menghitung jumlah sintilasi di
layar ZnS (Gambar 2.2). Hasilnya sangat menarik. Sebagian besar partikel melalui lempeng tersebut. Beberapa
partikel terpental balik. Untuk menjelaskan hal yang tak terduga ini, Rutherford mengusulkan adanya inti atom .
Sangat aneh mendapati sebagian besar partikel berbalik, dan beberapa bahkan 180 derajat. Rutherford
menyatakan bahwa dalam atom harus ada partikel yang massa cukup besar sehingga patikel α yang memiliki
massa sebesar massa atom helium tertolak, dan yang jari-jarinya sangat kecil.
Menurut ide Rutherford, muatan positif atom terpusat di bagian pusat (dengan jari-jari terhitung sekitar 10-12
cm) sementara muatan negatifnya terdispersi di seluruh ruang atom. Partikel kecil di pusat ini disebut dengan
inti. Semua model atom sebelumnya sebagai ruang yang seragam dengan demikian ditolak.
Namun, model atom Rutherford yang terdiri atas inti kecil dengan elektron terdispersi di sekitarnya tidak dapat
menjelaskan semua fenomena yang dikenal. Bila elektron tidak bergerak, elektron akan bersatu dengan inti
karena tarikan elektrostatik (gaya Coulomb). Hal ini jelas tidak mungkin terjadi sebab atom adalah kesatuan yang
stabil. Bila elektron mengelilingi inti seperti planet dalam pengaruh gravitasi matahari, elektron akan mengalami
percepatan dan akan kehilangan energi melalui radiasi elektromagnetik. Akibatnya, orbitnya akan semakin dekat
ke inti dan akhirnya elektron akan jatuh ke inti. Dengan demikian, atom akan memancarkan spektrum yang
kontinyu. Tetapi faktanya, atom yang stabil dan diketahui atom memancarkan spektrum garis (spektrum atom
Bab 2.3(a) ) bukan spektrum kontinyu. Jelas diperlukan perubahan fundamenatal dalam pemikiran untuk
menjelaskan semua fakta-fakta percobaan ini.
Konfigurasi elektron dari atom
Hubungan antara orbital dengan tabel periodik
Kita akan melihat bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron sampai pada orbital d. Halaman ini akan
menjelaskan konfigurasi berdasarkan tabel periodik sederhana di atas ini dan selanjutnya pengaplikasiannya
pada konfigurasi atom yang lebih besar.
Periode Pertama
Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s1 dan helium
memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s2
Periode kedua
Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini
memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s 22s1. Berilium
memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s22s2.
Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron
akan menempati tiap orbital satu persatu.
B
1s22s22px1
C
1s22s22px12py 1
N
1s22s22px12py 12pz1
Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati
orbital.
O
1s22s22px22p y12pz1
F
1s22s22px22py 22pz1
Ne
1s22s22px22py 22pz2
Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin merepotkan bagi kita untuk
menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini dan kita harus
terbiasa dengan kedua cara ini.
Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat
ditulis sebagai 1s22s22p5, dan neon sebagai 1s22s22p6.
Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika elektron berada dalam keadaan
berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dalam cara singkat, terkadang dengan cara
penuh.
Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya
sebagai 1s22s22p63s23px23p y23pz1.
Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan
secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena
berada pada kulit terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan
hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.
Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan,
sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata
lain 1s22s22px22py22p z2.
Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s 23px23py23pz 1.
Periode ketiga
Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita harus memulai dari
natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dengan periode-periode sebelumnya, kecuali adalah
sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga.
Sebagai contoh :
cara singkat
Mg
1s22s22p63s2
[Ne]3s2
S
1s22s22p63s23px 23py13pz1
[Ne]3s23px23py13p z1
Ar
1s22s22p63s23px 23py23pz2
[Ne]3s23px23py23p z2
Permulaan periode keempat
Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d belum kita gunakan. Tetapi kalau
kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah
adalah 4s – oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu.
K
1s22s22p63s23p6 4s1
Ca
1s22s22p63s23p6 4s2
Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s 22s22p63s1 ) dan kalium ( 1s22s22p63s23p64s 1 )
memiliki sifat kimia yang mirip.
Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron
terluar dari kalium adalah 3d1.
Elemen blok s dan p
Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns1 (dimana n
merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns 2.
Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s.
Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar pada orbital p. Oleh
karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen blok p.
Elemen blok d
Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital 3d sehingga orbital 4s
terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p.
Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir dari orbitalnya berada pada orbital d.
Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen dari skandium hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan
elemen transisi atau logam transisi. Istilah “elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya tidaklah memiliki
arti yang sama, tetapi dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu masalah.
Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 – dan bukan ditulis dalam orbital
yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, dan elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia
mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.
d5 berarti
d8 berarti
Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah 4s.
Sc
1s22s22p63s23p6 3d14s2
Ti
1s22s22p63s23p6 3d24s2
V
1s22s22p63s23p6 3d34s2
Cr
1s22s22p63s23p6 3d54s1
Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada
orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Memang, mudah untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak
berantakan – tapi sayangnya tidak !
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
1s22s22p63s23p6 3d54s2
1s22s22p63s23p6 3d64s2
1s22s22p63s23p6 3d74s2
1s22s22p63s23p6 3d84s2
1s22s22p63s23p6 3d104s1
1s22s22p63s23p6 3d104s2
(kembali ke keteraturan semula)
(perhatikan!)
Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.
Pengisian sisa periode 4
Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari
galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s 22s22p63s23p63d104s 24px24py24pz1.
Rangkuman
Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton
 Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya jumlah elektron.
 Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektron-elektron selesai terisi.
Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin
sebelum berpasangan.
 Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan keteraturan.
Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p
Pertama kita berusaha untuk mengetahui jumlah elektron terluar. Jumlah elektron terluar sama dengan nomor
golongan. Sebagai contoh, seluruh elemen pada golongan 3 memiliki 3 elektron pada level terluar. Lalu
masukkan elektron-elektron tersebut ke orbital s dan p. Pada level orbital ke berapa ? Hitunglah periode pada
tabel periodik.
Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada
pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi
elektron terluar 5s25px25py25pz 1.
Bagaimana dengan konfigurasi elektron di dalamnya ? Level 1, 2, dan 3 telah terlebih dahulu terisi penuh, dan
sisanya tinggal 4s, 4p, dan 4d. Sehingga konfigurasi seluruhnya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25px25p
2
1
y 5pz .
Jikalau kita telah menyelesaikannya, hitunglah kembali jumlah seluruh elektron yang ada apakah sama dengan
nomor atom.
Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada
periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s 2.
Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25p66s2.
Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d10 tetapi ingatlah bahwa orbital d selalu diisi setelah orbital s
pada level selanjutnya terisi. Sehingga orbital 5d diisi setelah 6s dan 3d diisi setelah 4s.
ISOBAR, ISOTON DAN ISOTOP
Telah diketahui bahwa penemu sinar x adalah Rontgen. Sinar x terjadi ketika sinar katoda yang berupa elektron
berkecepatan tinggi menumbuk elektroda tembaga. Akibat tumbukan tersebut, tembaga melepaskan elektron
terluarnya dan tempat elektron yang kosong ini selanjutnya diisi oleh elektron tembaga dari tingkat energi lain
yang lebih tinggi. Pengisian tempat kosong oleh elektron tembaga dari tingkat energi yang lebih tinggi
menyebabkan terjadinya pemancaran radiasi. Radiasi ini oleh Rontgen disebut sebagai sinar x.
Pemahaman mengenai inti atom selanjutnya dijelaskan oleh percobaan Moseley. Moseley melakukan penelitian
untuk mengukur panjang gelombang sinar x berbagai unsur. Hasil penelitian menunjukkan bahwa setiap unsur
memancarkan radiasi sinar x dengan panjang gelombang yang khas. Panjang gelombang yang dihasilkan
tergantung pada jumlah ion positif didalam inti atom. Penelitian juga menunjukkan bahwa inti atom mempunyai
muatan yang berharga kelipatan dari +1,6×10-9C. Moseley selanjutnya menyebut jumlah proton dalam atom
adalah nomor atom.
Tabung sinar X
Wilhelm Conrad Rontgen
Nomor Atom dan Nomor Massa
Inti atom mengandung proton dan netron. Nomor atom sama dengan jumlah proton didalam inti atom
sedangkan nomor massa sama dengan jumlah proton dan netron didalam inti atom. Notasi untuk menyatakan
susunan inti atom yaitu proton dan netron dialam inti atom dapat dinyatakan sebagai berikut:
Isotop
Isotop adalah atom unsur sama dengan nomor massa berbeda. Isotop dapat juga dikatakan sebagai atom unsur
yang mempunyai nomor atom sama tetapi mempunyai nomor massa berbeda karena setiap unsur mempunyai
nomor atom yang berbeda. Karbon merupakan contoh adanya isotop.
Setiap karbon mempunyai nomor atom 6 tetapi nomor massanya berbeda-beda. Dari contoh tersebut dapat
dikatakan bahwa walaupun unsurnya sama belum tentu nomor massanya sama.
Isobar dan Isoton
Isobar adalah atom unsur yang berbeda tetapi mempunyai nomor massa sama. Isobar dapat dimengerti dengan
melihat contoh berupa
dengan
yang memiliki nomor massa sebesar 24. Sedangkan
isoton adalaha tom unsur yang berbeda tetapi mempunyai jumlah netron yang sama. Contoh isoton
adalah
yang sama-sama memiliki jumlah neutron 20.
INTERPRETASI DATA DALAM TABEL
SISTEM PERIODIK
PERKEMBANGAN PENGELOMPOKAN UNSUR
Pada awalnya, unsur hanya digolongkan menjadi logam dan nonlogam. Dua puluh unsur yang dikenal pada
masa itu mempunyai sifat yang berbeda satu dengan yang lainnya. Setelah John Dalton mengemukakan
teori atom maka terdapat perkembangan yang cukup berarti dalam pengelompokan unsur-unsur. Penelitian
Dalton tentang atom menjelaskan bahwa setiap unsur mempunyai atom-atom dengan
sifat tertentu yang berbeda dari atom unsur lain. Hal yang membedakan diantara unsur adalah
massanya.
Pada awalnya massa atom individu belum bisa ditentukan karena atom mempunyai massa yang amat kecil
sehingga digunakan massa atom relatif yaitu perbandingan massa antar-atom. Berzelius pada tahun
1814 dan P. Dulong dan A. Petit pada tahun 1819
melakukan penentuan massa atom relatif berdasarkan kalor jenis
unsur. Massa atom relatif termasuk sifat khas atom karena setiap
unsur mempunyai massa atom relatif tertentu yang berbeda dari
unsur lainnya. Penelitian selanjutnya melibatkan Dobereiner, Newlands, mendeleev dan Lothar Meyer yang
mengelompokkan unsur berdasarkan massa atom relatif.
Unsur klorin, bromin dan iodin
Triad Dobereiner
Johann Wolfgang Dobereiner pada tahun 1829 menjelaskan
hasil penelitiannya yang menemukan kenyataan bahwa massa atom relatif stronsium berdekatan dengan
massa rata-rata dua unsur lain yang mirip dengan stronsium yaitu kalsium dan barium. Hasil
penelitiannya juga menunjukkan bahwa beberapa unsur yang lain
menunjukkan kecenderungan yang sama. Berdasarkan hasil
penelitiannya, Dobereiner selanjutnya mengelompokkan unsur-unsur dalam kelompok-kelompok tiga unsur
yang lebih dikenal sebagai triad. Triad yang ditunjukkan oleh Dobereiner tidak begitu banyak sehingga
berpengaruh terhadap penggunaannya.
Massa Atom Relatif Unsur Triad Dobereiner
Johann Wolfgang Dobereiner
Triad Dobereiner
Hukum oktaf Newlands
Hukum oktaf ditemukan oleh A. R. Newlands pada tahun 1864. Newlands mengelompok-kan unsur berdasarkan
kenaikan massa atom relatif unsur. Kemiripan sifat ditunjukkan oleh unsur yang berseliih satu oktaf yakni
unsur ke-1 dan unsur ke-8 serta unsur ke-2 dan unsur ke-9. Daftar unsur yang berhasil dikelompokkan
berdasarkan hukum oktaf oleh Newlands ditunjukkan pada tabel berikut.
John Newlands
Tabel oktaf Newlands
Hukum oktaf Newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom relatif sampai 20
(kalsium). Kemiripan sifat terlalu dipaksakan apabila pengelompokan dilanjutkan.
Sistem Periodik Mendeleev
Dmitri Ivanovich Mendeleev pada tahun 1869 melakukan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal
dan mendapatkan hasil bahwa sifat unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Sifat tertentu
akan berulang secara periodik apabila unsurunsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya.
Mendeleev selanjutnya menempatkan unsur-unsur dengan kemiripan sifat pada satu lajur vertikal yang disebut
golongan. Unsur-unsur juga disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya dan ditempatkan dalam satu
lajur yang disebut periode. Sistem periodik yang disusun Mendeleev dapat dilihat pada tabel berikut:
Dmitri Ivanovich Mendeleev
Sistem Periodik Mendeleev
Mendeleev sengaja mengosong-kan beberapa tempat untuk
menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Beberapa kotak juga
sengaja dikosongkan karena Mendeleev yakin masih ada unsur yang belum dikenal karena belum ditemukan.
Salah satu unsur baru yang sesuai dengan ramalan Mendeleev adalah germanium yang sebelumnya diberi
nama ekasilikon oleh Mendeleev.
Sistem Periodik Moseley
Perkembangan terbaru mengenai atom menjelaskan bahwa
atom dapat terbagi menjadi partikel dasar atau partikel subatom.
Atom selanjutnya diketahui tersusun oleh proton, elektron dan
netron. Jumlah proton merupakan sifat khas unsur. Setiap unsur
mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lain. Jumlah proton suatu unsur dinyatakan
sebagai nomor atom.
Henry G. Moseley yang merupakan penemu cara menentukan nomor atom pada tahun 1914 kembali
menemukan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik nomor atomnya. Pengelompokan
yang disusun oleh Mendeleev merupakan susunan yang berdasarkan kenaikan nomor atomnya. Penyusunan
telurium dan iodin yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya ternyata sesuai dengan kenaikan
nomor atomnya.
Henry G. Moseley
Periode dan Golongan
Sistem periodik modern tersusun berdasarkan kenaikan nomor
atom dan kemiripan sifat. Lajur horisontal yang disebut periode, tersusun berdasarkan kenaikan nomor
atom sedangkan lajur vertikal yang disebut golongan tersusun berdasarkan kemiripan sifat. Unsur
golongan A disebut golongan utama sedangkan golongan B disebut
golongan transisi. Golongan dapat dieri tanda nomor 1 sampai 18
berurutan dari kiri ke kanan. Berdasarkan penomoran ini, golongan transisi mempunyai nomor 3 sampai 12.
Sistem periodik modern tersusun atas 7 periode dan 18 golongan yang terbagi menjadi 8 golongan utama
atau golongan A dan 8 golongan transisi atau golongan B.
Sistem Periodik Modern
Contoh soal :
Tentukan periode dan golongan unsur X, Y dan Z apabila diketahui konfigurasi elektronnya adalah
X
= 2, 3
Y
= 2, 8, 4
Z
= 2, 8, 7
Jawab:
Unsur Periode Golongan
X
2
IIIA
Y
3
IVA
Z
3
VIIA
SIFAT PERIODIK UNSUR
Sifat yang berubah secara beraturan menurut kenaikan nomor atom dari kiri ke kanan dalam satu periode dan
dari atas ke bawah dalam satu golongan disebut sifat periodik. Sifat periodik meliputi jari-jari atom, energi
ionisasi, afinitas electron dan keelektronegatifan.
Jari-jari Atom
Jari-jari atom adalah jarak elektron di kulit terluar dari inti atom. Jari-jari atom sulit untuk ditentukan apabila
unsur berdiri sendiri tanpa bersenyawa dengan unsur lain. Jari-jari atom secara lazim ditentukan dengan
mengukur jarak dua inti atom yang identik yang terikat secara kovalen. Pada penentuan jari-jari atom ini, jari- jari
kovalen adalah setengah jarak antara inti dua atom identik yang terikat secara kovalen.
Penentuan jari-jari atom
Hubungan jari-jari atom gengan nomor atom
Kurva hubungan jari-jari atom dengan nomor atom memperlihatkan bahwa jari-jari atom dalam satu golongan
akan semakin besar dari atas ke bawah. Hal ini terjadi karena dari atas ke bawah jumlah kulit bertambah
sehingga jari-jari atom juga bertambah.
Jari-jari atom unsur
Unsur-unsur dalam satu periode (dari kiri ke kanan) berjumlah kulit sama tetapi jumlah proton bertambah
sehingga jari-jari atom juga berubah. Karena jumlah proton bertambah maka muatan inti juga bertambah yang
mengakibatkan gaya tarik menarik antara inti dengan elektron pada kulit terluar semakin kuat. Kekuatan gaya
tarik yang semakin meningkat menyebabkan jari-jari atom semakin kecil. Sehingga untuk unsur dalam satu
periode, jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan.
Jari-jari ion digambarkan sebagai berikut:
Perbandingan jari-jari atom dengan jari-jari ion
Energi Ionisasi
Energi minimum yang dibutuhkan untuk melepas elektron atom netral dalam wujud gas pada kulit terluar dan
terikat paling lemah disebut energi ionisasi. Nomor atom dan jari-jari atom mempengaruhi besarnya energi
ionisasi. Semakin besar jari-jari atom maka gaya tarik antara inti dengan elektron pada kulit terluar semakin
lemah. Hal ini berarti elektron pada kulit terluar semakin mudah lepas dan energi yang dibutuhkan untuk
melepaskan elektron tersebut semakin kecil. Akibatnya, dalam satu golongan, energi ionisasi semakin kecil dari
atas ke bawah. Sedagkan dalam satu periode, energi ionisasi semakin besar dari kiri ke kanan. Hal ini disebabkan
dari kiri ke kanan muatan iti semakin besar yang mengakibatkan gaya tarik antara inti dengan elektron terluar
semakin besar sehingga dibutuhkan energi yang besar pula untuk melepaskan elektron pada kulit terluar.
Energi ionisasi
Hubungan energi ionisasi dengan nomor atom
Kurva tersebut menunjukkan unsur golongan 8A berada di puncak grafik yang mengindikasikan bahwa energi
ionisasinya besar. Hal sebaliknya terjadi untuk unsur golongan 1A yang berada di dasar kurva yang menunjukkan
bahwa energi ionisasinya kecil. Atom suatu unsur dapat melepaskan elektronnya lebih dari satu buah. Energi
yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron keua disebut energi ionisasi kedua dan tentu saja diperlukan energi
yang lebih besar. Energi ionisasi semakin besar apabila makin banyak elektron yang dilepaskan oleh suatu atom.
Afinitas Elektron
Afinitas elektron merupakan enegi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila
terjadi penangkapan satu elektron yang ditempatkan pada kulit terluarnya dan atom menjadi ion negatif. Afinitas
elektron dapat berharga positif dan negatif. Afinitas elektron berharga negatif apabila dalam proses
penangkapan satu elektron, energi dilepaskan. Ion negatif yang terbentuk akibat proses tersebut bersifat stabil.
Hal sebaliknya terjadi apabila dalam proses penangkapan satu elektron, energi diserap. Penyerapan energi
menyebabkan ion yang terbentuk bersifat tidak stabil. Semakin negatif harga afinitas lektron suatu atom unsur
maka ion yang ter bentuk semakin stabil.
Afinitas elektron golongan 1, 2, 3, 4, 5, 6 dan 7
Gambar menunjukkan bahwa atom unsur golongan 2A dan 8A mempunyai afinitas elektron yang berharga
positif. Hal ini mengindikasikan bahwa unsur golongan 2A dan 8A sulit menerima elektron. Afinitas elektron
terbesar dimiliki oleh unsur golongan halogen karena unsur golongan ini paling mudah menangkap elektron. Jadi
secara umum dapat dikatakan bahwa afinitas elektron, dalam satu periode, dari kiri ke kanan semakin negatif
dan dalam satu golongan dari atas ke bawah, semakin positif.
Keelektronegatifan
Keelektronegatifan ada-lah skala yang dapat menjelaskan kecenderungan atom suatu unsur untuk menarik
elektron menuju kepadanya dalam suatu ikatan. Keelektronegatifan secara umum, dalam satu periode, dari kiri
ke kanan semakin bertambah dan dalam satu golongan, dari atas ke bawah keelekrnegatifan semakin berkurang.
Hal ini dapat dimengerti karena dalam satu periode, dari kiri ke kanan, muatan inti atom semakin bertambah
yang mengakibatkan gaya tarik antara inti atom dengan elektron terluar juga semakin bertambah. Fenomena ini
menyebabkan jari-jari atom semakin kecil, energi ionisasi semakin besar, afinitas elektron makin besar dan makin
negatif dan akibatnya kecenderungan untuk menarik elektron semakin besar.
Elektronegatifitas
Keelektronegatifan skala Pauling
Terlihat dari gambar bahwa untuk unsur gas mulia tidak mempunyai harga keelektronegatifan karena konfigurasi
elektronnya yang stabil. Stabilitas gas mulia menyebabkan gas mulia sukar untuk menarik dan melepas elektron.
Keelektronegatifan skala pauling memberikan nilai keelektronegatifan untuk gas mulia sebesar nol.
Sifat periodik unsur
ENERGI IONISASI
Energi ionisasi pertama merupakan energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar (paling mudah
lepas) dari satu mol atom dalam wujud gas untuk menghasilkan satu mol ion gas dengan muatan 1+.
Hal ini lebih mudah dipahami dalam bentuk simbol.
Pada penggambaran di atas, energi ionisasi pertama diartikan sebagai energi yang dibutuhkan untuk
menghasilkan perubahan per mol X.
Yang perlu diperhatikan pada persamaan di atas
Simbol wujud zat – (g) – penting. Pada saat anda membahas energi ionisasi, unsurnya harus dalam wujud gas.
Energi ionisasi dinyatakan dalam kJ mol-1 (kilojoules per mole). Nilainya bervariasi dari 381 (yang sangat rendah)
hingga 2370 (yang sangat tinggi).
Semua unsur memiliki energi ionisasi pertama – bahkan atom yang tidak membentuk ion positif pada tabung
reaksi. Helium (E.I pertama = 2370 kJ mol-1) secara normal tidak membentuk ion positif karena besarnya energi
yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron.
Pola energi ionisasi pertama pada tabel periodik 20 unsur pertama
Energi ionisasi pertama menunjukkanperiodicity. Itu artinya bahwa energi ionisasi bervarisi dalam suatu
pengulangan jika anda bergerak sepanjang tabel periodik. Sebagai contoh, lihatlah pola dari Li ke Ne, dan
kemudian bandingkan dengan pola yang sama dari Na ke Ar.
Variasi pada energi ionisasi pertama ini dapat dijelaskan melalui struktur dari atom yang terlibat.
Faktor yang mempengaruhi energi ionisasi
Energi ionisasi merupakan ukuran energi yang diperlukan untuk menarik elektron tertentu dari tarikan inti.
Energi ionisasi yang tinggi menunjukkan tarikan antara elektron dan inti yang kuat.
Besarnya tarikan dipengaruhi oleh:
Muatan inti
Makin banyak proton dalam inti, makin positif muatan inti, dan makin kuat tarikannya terhadap elektron.
Jarak elektron dari inti
Jarak dapat mengurangi tarikan inti dengan cepat. Elektron yang dekat dengan inti akan ditarik lebih kuat
daripada yang lebih jauh.
Jumlah elektron yang berada diantara elektron terluar dan inti
Perhatikan atom natrium, dengan struktur elektron 2, 8, 1 (tak ada alasan mengapa anda tak dapat
menggunakan notasi ini jika ini sangat membantu!)
ika elektron terluar mengarah ke inti, tidak akan terlihat oleh inti dengan jelas. Antara elektron terluar dan inti
ada dua lapis elektron pada tingkat pertama dan kedua. Pengaruh 11 proton pada inti natrium berkurang oleh
adanya 10 elektron yang lebih dalam. Oleh karena itu elektron terluar hanya merasakan tarikan bersih kira-kira
1+ dari pusat. Pengurangan tarikan inti terhadap elektron yang lebih dalam disebut dengan penyaringan
(screening) atau perlindunga (shielding).
Apakah elektron berdiri sendiri dalam suatu orbital atau berpasangan dengan elektron lain
Dua elektron pada orbital yang sama mengalami sedikit tolakan satu sama lain. Hal ini mengurangi tarikan inti,
sehingga el ektron yang berpasangan dapat dilepaskan dengan lebih mudah dari yang anda perkirakan.
Menjelaskan pola pada sebagian unsur-unsur pertama
Hidrogen memiliki struktur elektron 1s1. Merupakan atom yang sangat kecil, dan elektron tunggalnya dekat
dengan inti sehingga dapat tertarik dengan kuat. Tidak ada elektron yang menyaring tarikan dari inti sehingga
energi ionisasinya tinggi (1310 kJ mol-1).
Helium memiliki struktur 1s2. Elektron dilepaskan dari orbital yang sama seperti pada contoh hidrogen.
Elektronnya dekat dengan inti dan tidak tersaring. Energi ionisasinya (2370 kJ mol-1) lebih besar dari hidrogen,
karena elektronnya ditarik oleh dua proton pada inti, bukan satu seperti pada hidrogen.
Litium memiliki struktur 1s22s1. Elektron terluarnya berada pada tingkat energi kedua, lebih jauh dari inti. Anda
mungkin berpendapat akan lebih dekat dengan adanya tambahan proton pada inti, tetapi elektron tidak
mengalami tarikan yang penuh dari inti – tersaring oleh elektron 1s2.
Anda dapat membayangkan elektron seperti merasakan tarikan bersih +1 dari pusat (3 proton dikurangi oleh dua
elektron 1s2 electrons).
Jika anda membandingkan litium dengan hidrogen (bukan dengan helium), elektron hidrogen juga mengalami
tarikan 1+ dari inti, tetapi pada litium jaraknya lebih jauh. Energi ionisasi pertama litium turun menjadi 519 kJ
mol-1 sedangkan hidrogen 1310 kJ mol-1.
Pola pada periode 2 dan 3
Membahas 17 atom pada saat bersamaan akan memakan waktu. Kita dapat melakukannya dengan lebih terarah
dengan menjelaskan kecenderungan utama pada dua periode ini, dan kemudian menjelaskan pengecualian yang
ada.
Secara umum pola pada kedua periode sama – perbedaannya energi ionisasi periode ketiga lebih rendah
daripada periode kedua.
Menjelaskan kecenderungan umum pada periode 2 dan 3
Kecenderungan yang umum adalah energi ionisasi meningkat dalam satu periode dari kiri ke kanan.
Pada semua unsur periode 2, elektron terluar berada pada orbital tingkat 2 – 2s atau 2p. Semuanya memiliki
jarak yang sama dari inti, dan tersaring oleh elektron 1s2.
Perbedaan pentingnya adalah terjadi kenaikan jumlah proton pada inti dari litium sampai neon. Hal itu
menyebabkan makin kuatnya tarikan inti terhadap elektron sehingga menaikkan energi ionisasi. Pada
kenyataannya kenaikan muatan inti menyebabkan elektron terluar lebih dekat ke inti. Kenaikan energi ionisasi
itu berada dalam satu periode.
Pada periode 3, kecenderungannya sama. Semua elektron yang dilepaskan berada pada tingkat ketiga dan
tersaring oleh elektron 1s22s22p6. Semuanya memiliki lingkungan yang sama, tetapi muatan intinya makin
meningkat.
Mengapa terjadi penurunan antara golongan 2 dan 3 (Be-B dan Mg-Al)?
Penjelasannya didasarkan pada struktur boron dan aluminium. Elektron terluar kedua atom ini lebih mudah
dilepaskan dibandingkan dengan kecenderungan umum pada atom-atom periode 2 dan 3 lainnya.
Be 1s22s2
E. I. pertama = 900 kJ mol-1
B
1s22s22px1 E. I. pertama = 799 kJ mol-1
Anda mungkin mengharapkan energi ionisasi boron lebih besar dari berilium karena adanya tambahan proton.
Pada kenyataannya elektron terluar boron berada pada orbital 2p bukan pada 2s. Orbital 2p memiliki energi yang
sedikit lebih tinggi daripada orbital 2s, dan elektronnya, rata-rata, berada lebih jauh dari inti. Hal ini memberikan
dua pengaruh.
 Bertambahnya jarak menghasilkan berkurangnya tarikan inti sehingga mengurangi energi ionisasi
 Orbital 2p tidak hanya disaring oleh elektron 1s2 tetapi, sedikit, juga oleh elektron 2s2. Hal itu juga
mengurangi tarikan dari inti sehingga energi ionisasinya lebih rendah.
Penjelasan terhadap turunnya energi ionisasi antara magnesium dan aluminium sama, hanya saja terjadi pada
tingkat ke-3 bukan tingkat ke-2.
Mg 1s22s22p63s2
E. I. pertama = 736 kJ mol-1
Al
1s22s22p63s23px1 E. I. pertama = 577 kJ mol-1
Elektron 3p pada aluminium sedikit lebih jauh dari inti dibandingkan 3s, dan sebagian tersaring oleh elektron 3s 2
sebagai elektron yang lebih dalam. Kedua faktor ini mengurangi pengaruh bertambahnya proton.
Mengapa terjadi penurunan diantara golongan 5 dan 6 (N-O dan P-S)?
Sekali lagi, anda mungkin mengharapkan energi ionisasi unsur golongan 6 akan lebih tinggi daripada golongan 5
karena adanya tambahan proton. Apa yang terjadi?
N 1s22s22px12py12pz1 E. I. pertama = 1400 kJ mol-1
O 1s22s22px22py12pz1 E. I. Pertama = 1310 kJ mol-1
Penyaringannya sama (oleh 1s2 dan, sedikit, oleh elektron 2s2), dan elektron dilepaskan dari orbital yang sama.
Perbedaannya adalah pada oksigen elektron dilepaskan dari salah satu pasangan 2p x2. Adanya tolakan antara dua
elektron pada orbital yang sama menyebabkan elektron tersebut lebih mudah dilepaskan dibandingkan yang
lain.
Penurunan energi ionisasi pada sulfur dijelaskan dengan cara yang sama.
Kecenderungan turunnya energi ionisasi dalam satu golongan
Jika anda bergerak ke bawah dalam satu golongan pada tabel period ik, energi ionisasi secara umum akan
menurun. Anda telah melihat bukti untuk hal ini bahwa energi ionisasi pada periode 3 lebih rendah dari periode
2.
Sebagai contoh pada golongan 1:
Mengapa energi ionisasi natrium lebih rendah dari litium?
Pada atom natrium terdapat 11 proton, tetapi pada atom litium hanya 3. Jadi muatan inti natrium lebih besar.
Anda mungkin memperkirakan energi ionisasi natrium lebih besar, tetapi kenaikan muatan inti tidak dapat
mengimbangi jarak elektron dari inti yang makin jauh dan lebih tersaring.
Li
1s22s1
E. I. pertama = 519 kJ mol-1
Na
1s22s22p63s1
E. I. pertama = 494 kJ mol-1
Elektron terluar litium berada pada tingkat kedua, dan hanya memiliki elektron 1s 2 yang menyaringnya. Elektron
2s1 mengalami tarikan dari 3 proton dan disaring oleh 2 elektron – tarikan bersih dari pusat adalah +1.
Elektron terluar natrium berada pada tingkat 3, dan terhalangi dari 11 proton pada inti oleh 10 elektron yang
berada lebih dalam. Elektron 3s1 juga mengalami tarikan bersih 1+ dari pusat atom. Faktor yang tersisa hanyalah
jarak tambahan antara elektron terluar dan inti pada natrium. Sehingga energi ionisasi natrium lebih rendah.
Penjelasan yang sama berlaku jika anda bergerak ke bawah pada unsur lain pada golongan tersebut, atau, pada
golongan yang lain.
Kecenderungan energi ionisasi pada golongan transisi
Selain seng pada bagian akhir, energi ionisasi semua unsur relatif sama.
Semua unsur memiliki struktur elektron [Ar]3dn4s2 (or 4s1 pada kromium dan tembaga). Elektron yang terlepas
selalu dari orbital 4s.
Jika anda bergerak dari kiri ke kanan, dari satu atom ke atom lainnya dalam deretan golongan transisi, jumlah
proton pada inti meningkat, elektron pada 3d juga bertambah. Elektron 3d mengalami beberapa pengaruh
penyaringan, proton tambahan dan elektron 3d tambahan dapat menambah atau mengurangi pengaruh tarikan
dari pusat atom yang diamati.
Kenaikan pada seng mudah untuk dijelaskan.
Cu [Ar]3d104s1 E. I. pertama = 745 kJ mol-1
Zn [Ar]3d104s2 E. I. pertama = 908 kJ mol-1
Pada contoh di atas, elektron yang dilepaskan berasal dari orbital yang sama, dengan penyaringan yang sama,
tetapi seng memiliki satu tambahan proton pada inti sehingga daya tariknya lebih besar. Pada seng terdapat
tolakan antar pasangan elektron orbital 4s, tetapi pada kasus ini tolakannya tidak cukup untuk mengimbangi
pengaruh bertambahnya proton.
Energi ionisasi dan reaktivitas
Pada energi ionisasi yang lebih rendah, perubahan ini lebih mudah terjadi:
Anda dapat menjelaskan kenaikan reaktivitas logam golongan 1(Li, Na, K, Rb, Cs) dari atas ke bawah dalam satu
golongan karena turunnya energi ionisasi. Bereaksi dengan apapun, logam-logam tersebut akan membentuk ion
positif, dengan energi ionisasi yang lebih rendah, ion lebih mudah terbentuk.
Bahaya dari pendekatan ini adalah pembentukan ion positif terjadi hanya satu tahap dalam beberapa langkah
proses.
Sebagai contoh, anda tidak mungkin memulai dengan atom gas; tidak juga mengakhirinya dengan gas ion positif
– anda akan mengakhiri dengan ion dalam padatan atau larutan. Perubahan energi pada proses ini juga
bervariasi dari satu unsur ke unsur lainnya. Secara ideal anda perlu mempertimbangkan semua hal dan tidak
hanya mengambil sebagian saja.
Namun demikian, energi ionisasi unsur merupakan faktor utama yang berperan dalam energi aktivasi suatu
reaksi. Ingat bahwa energi aktivasi merupakan energi minimum yang diperlukan sebelum reaksi berlangsung.
Dengan energi aktivasi yang lebih rendah, reaksi akan lebih cepat – tanpa mengabaikan seluruh energi yang
berubah pada reaksi tersebut.
Penurunan energi ionisasi dari atas ke bawah dalam satu golongan akan menyebabkan energi aktivasi lebih
rendah dan reaksi menjadi lebih cepat.
AFINITAS ELEKTRON
Halaman ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan afinitas elektron, dan mengamati faktor-faktor yang
mempengaruhi besarnya afinitas elektron. Anda dianggap telah memahami tentang orbital atom sederhana, dan
dapat menuliskan struktur elektronik untuk atom-atom sederhana.
Afinitas elektron pertama
Energi ionisasi selalu ditekankan pada pembentukan ion positif. Afinitas elektron ditekankan pada ion negatif,
dan keduanya banyak dipakai untuk unsur-unsur pada golongan 6 dan 7 pada tabel periodik.
Mendefinisikan afinitas elektron pertama
Afinitas elektron pertama adalah energi yang dilepaskan ketika 1 mol atom gas mendapatkan satu elektron untuk
membentuk 1 mol ion gas 1-.
Lebih mudah dipahami dalam bentuk simbol.
Pada penggambaran di atas, afinitas elektron pertama diartikan sebagai energi yang dilepaskan (per mol X) pada
saat perubahan ini terjadi.
Afinitas elektron pertama memiliki harga negatif. Sebagai contoh, afinitas elektron pertama klor adalah -349 kJ
mol-1. Berdasarkan perjanjian, tanda negatif menunjukkan pelepasan energi.
Afinitas elektron pertama dari unsur-unsur golongan 7
F
-328 kJ mol-1
Cl
-349 kJ mol-1
Br
-324 kJ mol-1
I
-295 kJ mol-1
Apakah ada polanya?
Ya − jika anda bergerak dari atas ke bawah dalam satu golongan, afinitas elektron pertama makin berkurang
(artinya energi yang dilepaskan makin berkurang ketika ion negatif terbentuk). Fluor tidak mengikuti aturan itu,
dan akan dijelaskan secara terpisah.
Afinitas elektron dihitung dari tarikan antara elektron yang datang dengan inti − tarikan yang lebih kuat, energi
yang dilepaskan makin besar.
Faktor yang mempengaruhi tarikan ini sama dengan faktor yang berpengaruh pada energi ionisasi − muatan inti,
jarak dan penyaringan (screening).
Bertambahnya muatan inti dari atas ke bawah dalam satu golongan terkurangi oleh tambahan penyaringan
elektron. Masing-masing elektron terluar mengalami tarikan 7+ dari pusat atom, untuk semua atom golongan 7.
Sebagai contoh, atom fluor memiliki struktur elektron 1s 22s22px22py22pz1. Terdapat 9 proton dalam inti.
Elektron yang datang masuk ke tingkat-2, dan mengalami penyaringan dari inti oleh 2 elektron 1s2 electrons.
Oleh karena itu tarikan bersih dari inti adalah 7+ (9 proton dikurangi 2 oleh penyaringan elektron).
Berbeda dengan klor yang memiliki struktur elektron 1s22s22p63s23px23py23pz1. Klor memiliki 17 proton pada inti.
Tetapi sekali lagi elektron yang masuk merasakan tarikan bersih dari inti 7+ (17 proton dikurangi 10 oleh
penyaringan elektron pada tingkat pertama dan kedua).
Faktor yang menentuka n adalah bertambahnya jarak antara elektron yang datang dengan inti dari atas ke
bawah dalam satu golongan. Makin besar jarak, tarikan berkurang dan energi yang dilepaskan sebagai afinitas
elektron juga berkurang.
Mengapa fluor tidak mengikuti kecenderungan yang ada?
Elektron yang datang, pada fluor akan lebih dekat dengan inti dibandingkan unsur lain, sehingga anda akan
mendapatkan nilai afinitas elektron yang tinggi.
Namun demikian, karena fluor merupakan atom kecil, anda memasukkan elektron baru pada tempat yang sudah
penuh sesak oleh elektron dan ada banyak tolakan. Tolakan ini mengurangi tarikan yang dirasakan elektron yang
datang dan mengurangi afinitas elektron.
Perubahan yang sama dari kecenderungan yang diharapkan terjadi antara oksigen dan sulfur pada golongan 6.
Afinitas elektron pertama oksigen (-142 kJ mol-1) lebih kecil dari sulfur (-200 kJ mol-1) untuk alasan yang sama
bahwa fluor lebih kecil dari klor.
Membandingkan afinitas elektron golongan 6 dan 7
Seperti yang anda perhatikan, afinitas elektron pertama oksigen (-142 kJ mol-1) lebih rendah dari fluor (-328 kJ
mol-1). Sama dengan sulfur (-200 kJ mol-1) yang lebih rendah dari klor (-349 kJ mol-1). Mengapa?
Sederhana saja, unsur golongan 6 memiliki 1 proton pada inti yang lebih sedikit daripada tetangganya, golongan
7. Banyaknya penyaringan pada keduanya sama.
Itu artinya bahwa tarikan bersih dari inti pada golongan 6 lebih sedikit daripada golongan 7, sehingga afinitas
elektron lebih rendah.
Afinitas elektron pertama dan reaktivitas
Reaktivitas unsur golongan 7 turun dari atas ke bawah dalam satu golongan − fluor merupakan unsur yang paling
reaktif dan iod paling tak reaktif.
Seringkali pada reaksinya unsur-unsur ini membentuk ion negatif. Pada GCSE kadang-kadang ditunjukkan
penurunan reaktivitas karena tarikan terhadap elektron yang datang berkurang kekuatannya dari atas ke bawah
dalam satu golongan, sehingga pembentukan ion negatif kurang disukai. Penjelasan itu masih dapat diterima
kecuali untuk fluor!
Reaksi keseluruhan terdiri dari banyak tahapan yang berbeda yang semuanya melibatkan perubahan energi, dan
untuk menjelaskan kecenderungan yang ada tidak cukup hanya dengan mengamati salah satu tahap saja. Fluor
lebih reaktif daripada klor (walaupun afinitas elektronnya lebih rendah) karena energi yang dilepaskan pada
salah satu langkah reaksinya mengurangi energi yang dilepaskan sebagai afinitas elektron.
Afinitas elektron kedua
Anda hanya akan ditunjukkan pada unsur golongan 6, oksigen dan sulfur yang keduanya membentuk ion 2-.
Mendefinisikan afinitas elektron kedua
Afinitas elektron kedua adalah energi yang diperlukan untuk menambah satu elektron pada masing-masing ion
dari 1 mol ion gas 1- untuk menghasilkan 1 mol ion gas 2-.
Lebih mudah dipahami dalam bentuk simbol.
Pada penggambaran di atas, afinitas elektron kedua diartikan sebagai energi yang dibutuhkan untuk membawa
perubahan per mol X-.
Mengapa untuk melakukannya diperlukan energi?
Anda mendorong elektron ke dalam ion negatif. Hal ini tidak terjadi dengan serta-merta!
EA ke-1 = -142 kJ mol-1
EA ke-2 = +844 kJ mol-1
Tanda positif menunjukkan bahwa anda memerlukan energi untuk terjadinya perubahan ini. Afinitas elektron
kedua oksigen tinggi, karena elektron dipaksa masuk ke dalam ion yang kecil, elektronnya sangat rapat.
BAB III
IKATAN KIMIA
Ikatan Ion
Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk akibat gaya tarik listrik (gaya Coulomb) antara ion yang berbeda. Ikatan
ion juga dikenal sebagai ikatan elektrovalen.
Pembentukan Ikatan Ion
Telah diketahui sebelumnya bahwa ikatan antara natrium dan klorin dalam narium klorida terjadi karena adanya
serah terima elektron. Natrium merupakan logam dengan reaktivitas tinggi karena mudah melepas elektron
dengan energi ionisasi rendah sedangkan klorin merupakan nonlogam dengan afinitas atau daya penagkapan
elektron yang tinggi. Apabila terjadi reaksi antara natrium dan klorin maka atom klorin akan menarik satu
elektron natrium. Akibatnya natrium menjadi ion positif dan klorin menjadi ion negatif. Adanya ion positif dan
negatif memungkinkan terjadinya gaya tarik antara atom sehingga terbentuk natrium klorida. Pembentukan
natrium klorida dapat digambarkan menggunakan penulisan Lewis sebagai berikut:
Pembentukan NaCl
Pembentukan NaCl dengan lambang Lewis
Ikatan ion hanya dapat tebentuk apabila unsur-unsur yang bereaksi mempunyai perbedaan daya tarik
electron (keeelektronegatifan) cukup besar. Perbedaan keelektronegati-fan
yang besar ini memungkinkan terjadinya serah-terima elektron.
Senyawa biner logam alkali dengan golongan halogen semuanya bersifat ionik. Senyawa logam alkali tanah
juga bersifat ionik, kecuali untuk beberapa senyawa yang terbentuk dari berilium.
Susunan Senyawa Ion
Aturan oktet menjelaskan bahwa dalam pembentukan natrium klorida, natrium akan melepas
satu elektron sedangkan klorin akan menangkap satu elektron. Sehingga terlihat bahwa satu atom klorin
membutuhkan satu atom natrium. Dalam struktur senyawa ion natrium klorida, ion positif natrium
(Na+) tidak hanya berikatan dengan satu ion negatif klorin (Cl-) tetapi satu ion Na+ dikelilingi oleh 6 ion Cldemikian juga sebaliknya. Struktur tiga dimensi natrium klorida dapat digunakan untuk menjelaskan susunan
senyawa ion.
Struktur kristal kubus NaCl
IKATAN KOVALEN
Ikatan kovalen dapat terjadi karena adanya penggunaan elektron secara bersama. Apabila ikatan kovalen
terjadi maka kedua atom yang berikatan tertarik pada pasangan elektron yang sama. Molekul hidrogen H2
merupakan contoh pembentukan ikatan kovalen.
Pembentukan ikatan kovalen atom-atom hidogen
Masing-masing atom hidrogen mempunyai 1 elektron dan untuk mencapai konfigurasi oktet yang stabil
seperti unsur golongan gas mulia maka masing-masing atom hidrogen memerlukan tambahan 1 elektron.
Tambahan 1 elektron untuk masing-masing atom hidrogen
tidak mungkin didapat dengan proses serah terima elektron karena keelekronegatifan yang sama. Sehingga
konfigurasi oktet yang stabil dpat dicapai dengan pemakaian elektron secara bersama. Proses
pemakaian elektron secara bersama terjadi dengan penyumbangan masing-masing 1 elektron ari atom
hidrogen untuk menjadi pasangan elektron milik bersama. Pasangan elektron bersama ditarik oleh kedua inti
atom hidrogen yang berikatan.
Pembentukan Ikatan Kovalen
Ikatan kovalen biasanya terjadi antar unsur nonlogam yakni antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan
relatif besar. Ikata kovalen juga terbentuk karena proses serah terima elektron tidak
mungkin terjadi. Hidrogen klorida merupakan contoh lazim
pembentukan ikatan kovalen dari atom hidrogen dan atom klorin.
Hidrogen dan klorin merupakan unsur nonlogam dengan harga keelektronegatifan masingmasing 2,1 dan 3,0. Konfigurasi elektron atom hidrogen dan atom klorin adalah
H
:1
Cl
:2
8 7
Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen kekurangan 1 elektron dan atom klorin
memerlukan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari segi
keelektronegatifan, klorin mempunyai harga keelektronegatifan
yang lebih besar dari hidrogen tetapi hal ini tidak serta merta membuat klorin mampu menarik elektron
hidrogen karena hidrogen juga mempunyai harga keelektronegatifan yang tidak kecil.
Konfigurasi stabil dapat tercapai dengan pemakaian elektron bersama. Atom hidrogen dan atom
klorin masing-masing menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron milik bersama.
Pembentukan HCl
Ikatan Kovalen Rangkap dan Rangkap Tiga
Dua atom dapat berpasangan dengan mengguna-kan satu pasang, dua pasang atau tiga pasang elektron yang
tergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan dengan sepasang elektron disebut
ikatan tunggal sedangkan ikatan yang menggu-nakan dua pasang
elektron disebut ikatan rangkap dan ikatan dengan tiga pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga. Ikatan
rangkap misalnya dapat dijumpai pada molekul oksigen (O2) dan molekul karbondiksida (CO2) sedangkan ikaran
rangkap tiga misalnya dapat dilihat untuk molekul nitrogen (N2) dan etuna (C2H2).
IKATAN LOGAM
Halaman ini memperkenalkan ikatan yang terjadi pada logam. Halaman ini menjelaskan bagaimana munculnya
ikatan logam dan kenapa ikatan tersebut kekuatannya bervariasi dari logam yang satu dengan logam yang lain.
Apakah ikatan logam itu?
Ikatan logam pada natrium
Logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi sehingga memberikan kesan kuatnya ikatan yang
terjadi antara atom-atomnya. Secara rata-rata logam seperti natrium (titik leleh 97.8°C) meleleh pada suhu yang
sangat jauh lebih tinggi dibanding unsur (neon) yang mendahuluinya pada tabel periodik.
SNatrium memiliki struktur elektronik 1s22s22p63s1. Ketika atom-atom natrium datang secara bersamaan,
elektron pada orbital atom 2s dari satu atom natrium membagi ruang dengan elektron yang bersesuaian pada
atom tetangganya untuk membentuk sebuah orbital molekul ? kebanyakan sama atau serupa dengan cara
pembentukan ikatan kovalen.
Perbedaannya, bagaimanapun, tiap atom natrium tersentuh oleh delapan atom natrium yang lainnya ? dan
terjadi pembagian (sharing) antara atom tengah dan orbital 3s di semua delapan atom yang lain. Dan tiap atom
yang delapan ini disentuh oleh delapan atom natrium, yang kesemuanya disentuh oleh delapan atom natrium,
terus dan terus sampai kamu memperoleh seluruh atom dalam bongkahan natrium.
Semua orbital 3s dalam semua atom saling tumpang tindih untuk memberikan orbital molekul dalam jumlah
yang sangat banyak yang memeperluas keseluruhan tiap bagian logam. Terdapat jumlah orbital molekul yang
sangat banyak, tentunya, karena tiap orbital hanya dapat menarik dua elektron.
Elektron dapat bergerak dengan leluasa diantara orbital-orbital molekul tersebut, dan karena itu tiap elektron
manjdi terlepas dari atom induknya. Elektron tersebut disebut terdelokalisasi. Logam terikat bersamaan melalui
kekuatan dayatarik yang kuat antara inti positif dengan elektron yang terdelokalisasi.
Hal ini kadang-kandang dilukisakan sebagai "susunan inti positif di lautan elektron".
Jika kamu menggunakan tinjauan ini, hati-hati! Apakah logam merupakan atom atau ion? Jawabannya adalah
logam merupakan atom.
Setiap pusat positif pada diagram menggambarkan sisa atom yang terlepas dari elektron terluar, tetapi elektron
tersebut tidak menghilang – ini mungkin tidak termasuk tambahan pada atom yang istimewa, tetapi pusat positif
tetap berada dalam struktur. Karena itu logam natrium ditulis dengan Na – bukan Na+.
Ikatan logam pada magnesium
Jika kamu menyusun argumentasi yang sama dengan magnesium, kamu akhirnya akan memperoleh ikatan yang
lebih kuat dan tentunya titik leleh yang lebih tinggi.
Magnesium memiliki struktur elektronik terluar 3s2. Diantara elektro-elektronnya terjadi delokalisasi, karena itu
"lautan" yang ada memiliki kerapatan dua kali lipat daripada yang terdapat pada natrium. Sisa "ion" juga
memiliki muatan dua kali lipat (jika kamu menggunakan tinjauan ikatan logam) dan tentunya akan terjadi
dayatarik yang lebih banyak antara "ion" dan "lautan". Lebih realistis, tiap atom magnesium memiliki satu
proton lebih banyak pada intinya dibandingkan yang dimiliki oleh natrium, dan karena itu tidak hanya akan
terdapat jumlah elektron yang terdelokalisasi tetapi juga akan terjadi lebih banyak dayatarik yang terjadi
diantara mereka. Atom-atom magnesium memiliki jari-jari yang sedikit lebih kecil dibandingkan atom-atom
natrium dan karena itu elektron yang terdelokalisasi lebih dekat ke inti. Tiap atom magnesium juga memiliki 12
atom terdekat dibandingkan delapan yang dimiliki natrium. Faktor-faktor inilah yang meningkatkan kekuatan
ikatan secara lebih lanjut.
Ikatan logam pada unsur-unsur transisi
Logam transisi cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi. Alasannya adalah logam transisi dapat
melibatkan elektron 3d yang ada dalam kondisi delokalisasi seperti elektron pada 4s. Lebih banyak elektron yang
dapat kamu libatkan, kecenderungan dayatarik yang lebih kuat akan kamu peroleh.
Ikatan logam pada leburan logam
Pada leburan logam, ikatan logam tetap ada, meskipun susunan strukturnya telah rusak. Ikatan logam tidak
sepernuhnya putus sampai logam mendidih. Hal ini berarti bahwa titik didih merupakan penunjuk kekuatan
ikatan logam dibandingkan dengan titik leleh. Pada saat meleleh, ikatan menjadi longgar tetapi tidak putus
Ikatan Van der Waals
Dalam kimia fisik, van der Waals (atau van der Waals interaksi), setelah ilmuwan Belanda bernama Johannes
Diderik van der Waals, adalah menarik atau gaya tolak antara molekul (atau antara bagian-bagian molekul yang
sama) selain dari yang disebabkan oleh kovalen obligasi atau ke interaksi elektrostatik ion dengan satu sama lain
atau dengan molekul netral. [1] Istilah meliputi:
* Gaya antara dipol permanen dan yang sesuai dipol terinduksi
* Seketika induced induced dipol-dipol (gaya Dispersi London).
Hal ini juga kadang-kadang digunakan secara longgar sebagai sinonim untuk totalitas gaya antarmolekul. Van der
Waals yang relatif lemah dibandingkan dengan ikatan kimia normal, tapi memainkan peran mendasar dalam
bidang yang berbeda seperti supramolekul kimia, biologi struktural, polimer ilmu pengetahuan, teknologi nano,
ilmu permukaan, dan fisika benda terkondensasi. Van der Waals menentukan sifat kimia banyak senyawa
organik. Mereka juga menentukan kelarutan zat-zat organik di kutub dan non-polar media. Dalam alkohol berat
molekul rendah, sifat gugus hidroksil kutub mendominasi gaya antarmolekul yang lemah van der Waals. Dalam
alkohol berat molekul yang lebih tinggi, sifat rantai hidrokarbon nonpolar (s) mendominasi dan menentukan
kelarutan. Van der Waals tumbuh dengan panjang nonpolar bagian dari substansi.
BAB IV
LAMBANG UNSUR, SENYAWA DAN
BENTUK MOLEKUL
Alam semesta ini mengandung zat yang jumlahnya tak terhitung. Ternyata semua zat tersebut tersusun dari zatzat dasar yang disebut dengan unsur. Unsur merupakan zat tunggal yang tidak dapat diuraikan lagi menjadi zatzat lain yang lebih sederhana dengan reaksi kimia biasa (bukan reaksi nuklir).
Nama unsur
Dilingkungan kita banyak terdapat unsur yang mudah dikenal dan didapatkan. Arang yang berwarna hitam,
biasanya digunakan pensil dan untuk elektroda bateri merupakan unsur yang diberi nama karbon. Beberapa
logam yang ada disekitar anda merupakan unsur, seperti: emas, besi, perak, aluminium, seng, tembaga. Hingga
saat ini sudah ditemukan 110 buah unsur.
Kalau kita perhatikan, nama-nama unsur tersebut sangat menarik. Nama unsur diambil dari nama suatu daerah,
seperti germanium (Jerman), polonium (Polandia), Fransium (Perancis), europium (Eropa), amerisium (Amerika),
kalifornium (Kalifornia), stronsium (Strontia, Scotlandia).
Beberapa nama diambil dari nama ilmuan, seperti: einstenium (Eistein), curium (Marie dan Pierre Curie),
fermium (Enrico Fermi), nobelium (Alfred Nobel). Beberapa nama diambil dari astronomi, seperti: uranium
(Uranus), plutonium (Pluto), neptunium (Neptunus), helium (helios= matahari).
Nama unsur mulai nomor 104 menggunakan akar kata yang menyatakan nomor atom, yaitu:
nil = 0, un = 1, bi = 2, tri = 3, quad =4, pent = 5, hex = 6, sept = 7, okt = 8, enn = 9.
Misalnya unsur dengan nomor 107:
1 = un
0 = nil
7 = sept
107 = un nil sept + ium = unilseptium (Uns)
Lambang Unsur
Untuk memudahkan mengingat dan menuliskan senyawa kimia, pada tahun 1813 Jons Jacob Berzelius
mengusulkan pemberian lambang berupa huruf untuk masing-masing unsur.
Apakah huruf C, Au, Al, dan O memiliki arti bagi anda? Setiap huruf atau pasangan huruf tersebut merupakan
lambang kimia, yang digunakan untuk menuliskan sebuah unsur secara singkat. Bahan hitam setelah kayu
dibakar adalah karbon, lambangnya C. Emas yang bayak digunakan sebagai perhiasan mempunyai lambang kimia
Au. Beberapa Alat dapur terbuat dari aluminium yang mempunyai lambang kimia Al.
Lambang unsur terdiri dari satu huruf besar atau satu huruf besar diikuti huruf kecil. Beberapa lambang unsur
diambil dari huruf pertama unsur tersebut, misalnya nitrogen (N), oksigen (O), hidrogen (H). Mengapa emas
diberi lambang Au? Au berasal dari nama latin dari emas “Aurum”. Fe merupakan lambang unsur besi yang
diambil dari “Ferum”, Ag merupakan lambang perak yang diambil dari kata “Argentum”.
Tabel Unsur-unsur yang sudah ditemukan
Aturan dalam menuliskan lambang unsur:
1. Jika suatu unsur dilambangkan dengan satu huruf, maka harus digunakan huruf kapital, misalnya oksigen (O),
hidrogen (H), karbon (C).
2. Jika suatu unsur dilambangkan lebih satu huruf, maka huruf pertama menggunakan huruf kapital dan huruf
berikutnya menggunakan huruf kecil, misalnya seng (Zn), emas (Au), tembaga (Cu). Kobalt dilambangkan Co,
bukan CO. CO bukan lambang unsur, tetapi lambang senyawa dari karbon monoksida yang tersusun dari unsur
karbon (C) dan oksigen (O).
Kesimpulan
1. Unsur merupakan zat tunggal yang tidak dapat diuraikan lagi menjadi zat-zat lain yang lebih sederhana dengan
reaksi kimia biasa.
2. Nama ilmiah unsur mempunyai asal usul yang bermacam-macam, misalnya nama benua, nama tokoh, nama
negara dan sebagainya.
3. Lambang unsur ditetapkan oleh International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC).
Bentuk-bentuk Molekul dan Ion
Halaman ini menjelaskan bagaimana caranya menyusun bentuk molekul dan ion yang hanya mengandung ikatan
tunggal.
Teori tolakan pasangan elektron
Bentuk molekul dan ion ditentukan oleh penataan pasangan elektron disekeliling atom pusat. Semua yang kamu
butuhkan untuk menyusunnya adalah seberapa banyak pasanganelektron yang berada pada tingkat ikatan, dan
kemudian tertatanya untuk menghasilkan jumlah tolakan minimum antara pasangan elektron. Kamu juga perlu
memasukkan pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron mandiri.
Bagaimana cara menyusun jumlah pasangan elektron
Kamu dapat melakukannya dengan menggambar titik-silang, atau dengan menyusun atom-atom dengan
menggunakan elektron dalam kotak dan mengkhawatirkan tentang promosi, hibridisasi dan yang lainnya. Akan
tetapi hal ini sangat membosankan! Kamu dapat memperoleh informasi yang sama dengan tepat dengan cara
yang lebih mudah dan cepat untuk contoh-contoh yang akan kamu temukan.
Hal pertama yang perlu kamu susun adalah seberapa banyak elektron yang terdapat pada sekeliling atom pusat:
 Tuliskan jumlah elektron pada tingkat terluar dari atom pusat. Hal ini akan sama dengan nomor grup
pada tabel periodik, kecuali pada kasus gas mulia yang membentuk senyawa, ketika jumlah elektron
terluar menjadi delapan.
 Tambahkan satu elektron untuk tiap ikatan yang terbentuk. (Hal ini diperbolehkan untuk elektron yang
berasal dari atom yang lain).
 Berikan muatan untuk tiap ion. Sebagai contoh, jika ion memiliki muatan 1-, tambahkan satu kelebihan
elektron. Untuk muatan 1+, hilangkan satu elektron
Sekarang susun seberapa banyak pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron mandiri yang ada:
 Dengan membagi dua untuk menemukan jumlah total pasangan elektron disekeliling atom pusat.
 Susun seberapa banyak pasangan ikatan, dan seberapa banyak pasangan elektron mandiri. Kamu tahu
seberapa banyak pasangan elektron ikatan yang ada karena kamu mengetahui seberapa banyak atom
yang lain yang bergabung dengan atom pusat (dengan asumsi bahwa hanya terbentuk ikatan tunggal).
Sebagai contoh, jika kamu mempunyai 4 pasangan elektron tetapi hanya terdapat 3 ikatan, hal itu harus
ada 1 pasangan elektron mandiri selain tiga pasangan elektron ikatan
Akhirnya, kamu dapat menggunakan informasi ini untuk menyusun bentuk molekul atau ion:
 Susunlah semua pasangan elektron pada jarak yang mengalami tolakan minimum. Bagaimana caranya
melakukan hal ini akan menjadi jelas pada contoh-contoh berikut.
Dua pasangan elektron disekeliling atom pusat
Kasus yang paling sederhana adalah berilium klorida, BeCl2. Perbedaan elektronegatifitas antara berilium dan
klor tidak cukup untuk menghasilkan pembentukan ion.
Berilium memiliki dua elektron terluar karena terletak pada golongan dua. Berilium membentuk ikatan kepada
dua klor, tiap atom klor menambhkan elektron yang lain ke tingkat terluar dari berilium. Tidak terdapat muatan
ionik yang perlu ditakutkan, karena itu terdapat 4 elektron yang bersama-sama – 2 pasang.
Hal ini membentuk 2 ikatan dan karena itu tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Dua pasangan ikatan
tertata dengan sendirinya pada sudut 180o satu sama lain, karena hal ini sebagai yang paling jauh yang dapat
mereka capai. Molekul digambarkan dengan linear.
Tiga pasangan elektron disekeliling atom pusat
Kasus yang paling sederhana adalah BF3 atau BCl3.
Boron terletak pada golongan 3, karena itu dimulai dengan 3 elektron. Tidak terdapat muatan, karena itu
totalnya 6 elektron – 3 pasang.
Karena boron membentuk 3 ikatan maka tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Tiga pasang ikatan tertata
dengan sendirinya sejauh mungkin. Semuanya terletak dalam suatu bidang yang memiliki sudut 120° satu sama
lain. Susunan seperti ini disebut trigonal planar.
Pada diagram, elektron yang lain pada fluor dapat dihilangkan karena tidak relevan dengan ikatan
Empat pasangan elektron disekeliling atom pusat
Terdapat banyak contoh untuk ini. Yang paling sederhana adalah metana, CH4.
Karbon terletak pada golongan 4, dan karena itu memiliki 4 elektron terluar. Karbon membentuk 4 ikatan dengan
hidrogen, penambahan 4 elektron yang lain – seluruhnya 8, dalam 4 pasang. Karena membentuk 4 ikatan,
semuanya harus menjadi pasangan ikatan.
Empat pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada jarak yang disebut susunan tetrahedral. Tetrahedron
adalah piramida dengan dasar segitiga. Atom karbon terletak di tengah-tengah dan hidrogen pada empat
sudutnya. Semua sudut ikatan adalah 109.5°.
Contoh lain dengan empat pasang elektron disekeliling atom pusat
Amonia, NH3
Nitrogen terletak pada golongan 5 dan karena itu memiliki 5 elektron terluar. Tiap-tiap atom hidrogen yang tiga
menambahkan elektron yang lain ke elektron nitrogen pada tingkat terluar, menjadikannya total 8 elektron
dalam 4 pasang. Karena nitrogen hanya membentuk tiga ikatan, satu pasang harus menjadi pasangan elektron
mandiri. Pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada bentuk tetrahedral seperti metana.
Pada kasus ini, Faktor tambahan masuk. Pasangan elektron mandiri terletak pada orbital yang lebih pendek dan
lebih bulat dibandingkan orbital yang ditempati pasangan elektron ikatan. Karena hal ini, terjadi tolakan yang
lebih besar antara pasangan elektron mandiri dengan pasangan elektron ikatan dibandingkan antara dua
pasangan elektron ikatan
Gaya pasangan elektron ikatan tersebut sedikt rapuh ? terjadi reduksi sudut ikatan dari 109.5o menjadi 107o. Ini
tidak terlelu banyak, tetapi penguji akan mengharapkan kamu mengetahuinya
Ingat ini:
Tolakan paling besar
pasangan mandiri – pasangan mandiri
pasangan mandiri – pasangan ikatan
Tolakan paling kecil
pasangan ikatan – pasangan ikatan
Hati-hati ketika kamu menggambarkan bentuk amonia. Meskipun pasangan elektron tersusun tetrahedral, ketika
kamu menggambarkan bentuknya, kamu hanya memperhatikan atom-atomnya. Amonia adalah piramidal –
seperti piramida dengan tiga hidrogen pada bagian dasar dan nitrogen pada bagian puncak.
Air, H2O
Mengikuti logika yang sama dengan sebelumnya, kamu akan menemukan bahwa oksigen memiliki empat pasang
elektron, dua diantaranya adalah pasangan mandiri. Air juga akan mengambil susunan tetrahedral. Saat ini sudut
ikatan lebih sempit dari 104°, karena tolakan dua pasangan mandiri.
Bentuknya tidak dapat digambarkan dengan tetrahedral, karena kita hanya “melihat” oksigen dan
hidrogen ? bukan pasangan mandiri. Air digambarkan dengan bengkok atau bentuk V.
Ion amonium, NH4+
Nitrogen memiliki 5 elektron terluar, ditambah 4 elektron dari empat hidrogen ? sehinga totalnya jadi 9.
Tetapi hati-hati! Ion amonium adalah ion positif. Ion ini memiliki muatan +1 karena kehilangan satu elektron.
Sehingga tinggal 8 elektron pada tingkat terluar nitrogen. Karena itu menjadi 4 pasangan, yang semuanya
berikatan karena adanya empat hidrogen
Ion amonium memiliki bentuk yang sama dengan metana, karena ion amonium memiliki susunan elektronik yang
sama. NH4+ adalah tetrahedral
Metana dan ion amonium dikatakan isoelektronik. Dua spesi (atom, molekul atau ion) dikatakan isoelektronik
jika keduanya memiliki bilangan dan susunan elektron yang sama (termasuk perbedaan antara pasangan ikatan
dan pasangan mandiri).
Ion hidroksonium, H3O+
Oksigen terletak pada golongan 6 – karena itu memiliki 6 elektron terluar. Tambahan tiap 1 atom hidrogen,
memberikan 9. Ambil satu untuk ion +1, tinggal 8. Hal ini memberikan 4 pasang, 3 diantaranya adalah pasangan
ikatan. Ion hidroksonium adalah isoelektronik dengan amonia, dan memiliki bentuk yang identik – piramidal.
Lima pasangan elektron disekeliling atom pusat
Contoh yang sederhana: fosfor(V) fluorida PF 5
(Argumen untuk fosfor(V) klorida, PCl5, akan identik)
Fosfor (terletak pada golongan 5) memberikan kontribusi 5 elektron, dan lima fluor memberikan 5 lagi,
memberikan 10 elektron dengan 5 pasang disekeliling atom pusat. Karena fosfor membentuk lima ikatan, tidak
dapat membentuk pasangan mandiri.
Lima pasang elektron disusun dengan menggambarkan bentuk trigonal bipyramid -tiga fluor terletak pada
bidang 120o satu sama lain; dua yang lainnya terletak pada sudut sebelah kanan bidang. Trigonal bipiramid
karena itu memiliki dua sudut yang berbeda – 120odan 90o.
Contoh yang rumit, ClF3
Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Tiga fluor masing-masing memberikan
kontribusi 1 elektron, menghasilkan total 10 – dalam 5 pasang. Klor membentuk tiga ikatan ? meninggalkan 3
elektron ikatan dan 2 pasangan mandiri, yang akan tersusun dengan sendirinya ke dalam bentuk trigonal
bipiramida.
Akan tetapi jangan meloncat ke kesimpulan. Terdapat tiga cara yang dapat kamu lakukan untuk menyususun 3
pasangan ikatan dan 2 pasangan mandiri menjadi bentuk trigonal bipiramida. Susunan yang baik akan menjadi
menghasilkan satu susunan dengan jumlah minimum tolakan – dan kamu tidak akan dapat menganbil keputusan
tanpa menggambarkannya terlebih dahulu semua kemungkinannya.
Hanya terdapat satu susunan memungkinkan. Sesuatu yang lain mungkin kamu pikirkan sebagai satu yang
sederhana pada perputaran dalam jarak tertentu.
Kita perlu menyusun susunan yang memiliki tolakan minimum diantara berbagai pasangan elektron.
Aturan yang baru diterapkan pada kasus seperti ini:
Jika kamu mempunyai pasangan elektron lebih dari empat yang disusun disekeliling atom pusat,
kamu dapat mengabaikan tolakan pada sudut yang lebih besar dari 90 o.
Salah satu struktur yang memiliki jumlah tolakan besar yang jelas.
Pada diagram ini, dua pasangan mendiri terletak pada sudut 90o satu sama lain, dimana pada kasus yang lain
keduanya terletak pada sudut lebih besar dari 90o, dan karena itu tolakan dapat diabaikan. ClF3 memang tidak
dapat disusun melalui bentuk ini karena tolakan yang sangat kuat antara pasangan mandiri dengan pasangan
mandiri.
Untuk memilih salah satu diantara dua, kamu perlu menghitung tolakan yang paling kecil.
Pada gambar berikutnya, tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90 o terhadap 3 pasangan mandiri, dan
karena itu tiap pasangan mandiri bertanggung jawab terhadap tolakan 3 pasangan mandiri dengan pasangan
ikatan.
Karena terdapat dua pasangan mandiri karena itu terdapat 6 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan. Dan itu
semuanya. Pasangan ikatan terletak pada sudut 120o satu sama lain, dan tolakannya dapat diabaikan.
Sekarang mempertimbangkan struktur akhir.
Tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap 2 pasangan mandiri – satu diatas bidang dan yang
lainnya dibawah bidang. Hal ini membuat total 4 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan ? dibandingkan
dengan 6, hal tersebut memiliki tolakan relatif kuat pada gambar yang terakhir. Fluor yang lain (satu pada
bidang) terletak pada sudut 120o, dan merasakan tolakan yang tidak berarti dari pasangan mandiri.
Ikatan ke arah fluor pada bidang adalah 90o ke arah ikatan diatas dan dibawah bidang, karena itu terdapat total 2
tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan.
Struktur dengan jumlah minimum tolakan adalah yang terakhir, karena tolakan pasangan ikatan dengan
pasangan ikatan lebih kecil dibandingkan tolakan pasangan mandiri dengan pasangan ikatan. ClF 3 digambarkan
dengan bentuk T.
Enam pasangan elektron disekeliling atom pusat
Sebuah contoh yang sederhana: SF6
6 elektron pada tingkat terluar belerang, ditambah 1 dari masing-masing fluor, menghasilkan total 12 – dalam 6
pasangan. Karena belerang membentuk 6 ikatan, semuanya adalah pasangan ikatan. Semuanya tertata dengan
sendirinya pada sudut 90o, pada bentuk yang digambarkan dengan oktahedral.
Dua contoh yang sedikit lebih sulit
XeF4
Xenon dapat membentuk jajaran senyawa, terutama dengan fluor atau oksigen, dan semuanya khas. Xenon
memiliki 8 elektron terluar, ditambah 1 dari masing-masing fluor – menghasilkan 12, dalam 6 pasang. Semuanya
akan membentuk empat pasang ikatan (karena empat fluor) dan 2 pasangan mandiri.
Terdapat dua struktur yang memungkinkan, akan tetapi pada salah satunya terdapat pasangan mandiri pada 90 o.
Malahan, beroposisi satu sama lain. XeF4 digambarkan dengan bentuk square planar.
ClF4Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Ditambah 4 dari 4 fluor. Ditambah satu
karena memiliki muatan +1. hal ini memberikan total 12 elektron dalam 6 pasang – 4 pasangan ikatan dan 2
pasangan mandiri. Bentuknya akan identik dengan XeF4.
RUMUS KIMIA
Rumus kimia adalah rumus yang menyatakan lambang atom dan jumlah atom unsur yang menyusun senyawa.
Rumus kimia disebut juga rumus molekul, karena penggambaran yang nyata dari jenis dan jumlah atom unsur
penyusun senyawa yang bersangkutan.
Berbagai bentuk rumus kimia sebagai berikut:
1. Rumus kimia untuk molekul unsur monoatomik.
Rumus kimia ini merupakan lambang atom unsur itu sendiri.
Contoh :
Fe, Cu, He, Ne, Hg.
2. Rumus kimia untuk molekul unsur diatomik.
Rumus kimia ini merupakan penggabungan dua atom unsur yang sejenis dan saling berikatan.
Contoh :
H2, O2, N2, Cl2, Br2, I2.
3. Rumus kimia untuk molekul unsur poliatomik.
Rumus kimia ini merupakan penggabungan lebih dari dua atom unsur yang sejenis dan saling berikatan.
Contoh :
O3, S8, P4.
4. Rumus kimia untuk molekul senyawa ion
Merupakan rumus kimia yang dibentuk dari penggabungan antar atom yang bermuatan listrik, yaitu ion positif
(kation) dan ion negatif (anion). Ion positif terbentuk karena terjadinya pelepasan elektron (Na +, K+, Mg2+),
sedangkan ion negatif terbentuk karena penangkapan elektron (Cl-, S2-, SO42-).
Penulisan rumus kimia senyawa ion sebagai berikut.
Penulisan diawali dengan ion positif (kation) diikuti ion negatif (anion).
Pada kation dan anion diberi indeks, sehingga didapatkan senyawa yang bersifat netral (jumlah muatan (+)
= jumlah muatan (-)).
Bentuk umum penulisannya sebagai berikut.
Contoh :
Na+ dengan Cl- membentuk NaCl.
Mg2+ dengan Br- membentuk MgBr2.
Fe2+ dengan SO42- membentuk FeSO4.
5. Rumus kimia untuk senyawa biner nonlogam dengan nonlogam.
Penulisan rumus kimia ini berdasarkan kecenderungan atom yang bermuatan positif diletakkan di depan,
sedangkan kecenderungan atom bermuatan negatif diletakkan di belakang menurut urutan atom berikut ini.
B – Si – C – S – As – P- N – H – S – I – Br – Cl – O – F
Contoh :
CO2, H2O, NH3.
6. Rumus kimia /rumus molekul senyawa organik.
Rumus ini juga menunjukkan jenis dan jumlah atom penyusun senyawa organik yang berdasarkan gugus fungsi
masing – masing senyawa.
Contoh :
CH3COOH
: asam asetat
CH4 : metana (alkana)
C2H5OH
: etanol (alkohol)
7. Rumus kimia untuk senyawa anhidrat.
Anhidrat merupakan sebutan dari garam tanpa air kristal (kehilangan molekul air kristalnya) atau H2O.
Contoh :
CaCl2 anhidrous atau CaCl2.2H2O.
CuSO4 anhidrous atau CuSO4.5H2O.
8. Rumus kimia untuk senyawa kompleks.
Penulisan rumus senyawa dan ion kompleks ditulis dalam kurung siku [...].
Contoh :
Na2[MnCl4]
[Cu(H2O)4](NO3)2
K4[Fe(CN)6]
RUMUS EMPIRIS
Rumus empiris merupakan rumus kimia yang menyatakan jenis dan perbandingan paling sederhana (bilangan
bulat terkecil) dari atom – atom penyusun senyawa.
Contoh :
C12H22O11
(gula)
CH2O
(glukosa)
C2H6O
(alkohol)
CHO2
(asam oksalat)
RUMUS STRUKTUR
Rumus struktur merupakan rumus kimia yang menggambarkan posisi atau kedudukan atom dan jenis ikatan
antar atom pada molekul.
Rumus struktur ikatan.
Rumus struktur secara singkat dituliskan :
CH3CH3 dan CH3COOH
RUMUS BANGUN/BENTUK MOLEKUL
Adalah rumus kimia yang menggambarkan kedudukan atom secara geometri/ tiga dimensi dari suatu molekul.
Penyetaraan reaksi kimia
Persamaan reaksi mempunyai sifat
1. Jenis unsur-unsur sebelum dan sesudah reaksi selalu sama
2. Jumlah masing-masing atom sebelum dan sesudah reaksi selalu sama
3. Perbandingan koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol (khusus yang berwujud gas perbandingan
koefisien juga menyatakan perbandingan volume asalkan suhu den tekanannya sama)
Contoh: Tentukanlah koefisien reaksi dari
HNO3 (aq) + H2S (g) → NO (g) + S (s) + H2O (l)
Cara yang termudah untuk menentukan koefisien reaksinya adalah dengan memisalkan koefisiennya masingmasing a, b, c, d dan e sehingga:
a HNO3 + b H2S → c NO + d S + e H2O
Berdasarkan reaksi di atas maka
atom N : a = c (sebelum dan sesudah reaksi)
atom O : 3a = c + e → 3a = a + e → e = 2a
atom H : a + 2b = 2e = 2(2a) = 4a → 2b = 3a → b = 3/2 a
atom S : b = d = 3/2 a
Maka agar terselesaikan kita ambil sembarang harga misalnya a = 2 berarti: b = d = 3, dan e = 4 sehingga
persamaan reaksinya :
2 HNO3 + 3 H2S → 2 NO + 3 S + 4 H2O
NAMA SENYAWA KIMIA
Senyawa ionik dinamai oleh kation diikuti dengan anion. Lihat ion poliatomik untuk daftar kemungkinan ion.
Untuk kation yang mengambil berbagai tuduhan, tuduhan ini ditulis menggunakan angka Romawi dalam tanda
kurung segera setelah nama elemen) Sebagai contoh, Cu (NO3) 2 adalah tembaga (II) nitrat, karena tuduhan dua
ion nitrat (NO3-1) adalah 2 × -1 = -2, dan karena muatan total ion dari senyawa harus nol, ion Cu 2 + charge. Oleh
karena itu senyawa ini tembaga (II) nitrat. Dalam kasus kation dengan bilangan oksidasi 4 +, format yang dapat
diterima untuk angka Romawi IV dan 4 adalah tidak IIII.
Angka Romawi pada kenyataannya menunjukkan bilangan oksidasi, namun dalam senyawa ionik sederhana
(yaitu, bukan kompleks logam) ini akan selalu sama dengan muatan ion logam. Untuk gambaran sederhana
melihat [1], untuk keterangan lebih lanjut lihat halaman yang dipilih dari aturan penamaan IUPAC senyawa
anorganik.
[sunting] Daftar nama-nama ion Common
Monoatomik anion:
Cl-klorida
S2-sulfida
P3-phosphide
Ion poliatomik:
NH4 + amonium
H3O + hydr-oxonium
NO3-nitrat
NO2-nitrit
ClO-hipoklorit
ClO2-klorit
ClO3-chlorate
ClO4-perklorat
SO32-sulfit
SO42-sulfat
HSO3-hidrogen sulfit (atau bisulfit)
HCO3-hidrogen karbonat (atau bikarbonat)
CO32-karbonat
PO43-fosfat
HPO42-hidrogen fosfat
H2PO4-dihidrogen fosfat
CrO42-kromat
Cr2O72-dikromat
BO33-borat
AsO43-arsenate
C2O42-oxalate
CN-sianida
SCN-tiosianat
MnO4-permanganat
Penamaan hydrates
Hydrates adalah senyawa ionik yang telah menyerap air. Mereka diberi nama sebagai senyawa ionik diikuti oleh
angka awalan dan-hidrat. Awalan numerik yang digunakan dapat dilihat di bawah ini:
1. mono
2. di 3. tri 4. tetra 5. panca 6. heksa 7. hepta 8. Octa 9. nona 10. deka Sebagai contoh, CuSO4 · 5H2O adalah "tembaga (II) sulfat pentahydrate".
Penamaan senyawa molekuler
Molekul senyawa anorganik dinamai dengan awalan (lihat daftar di atas) sebelum setiap elemen. Unsur yang
lebih elektronegatif ditulis terakhir dan dengan ide-akhiran. Sebagai contoh, CO2 adalah karbon dioksida.
Meskipun kadang-kadang disebut CCl4 karbon tetraklorida di bawah peraturan ini, bukan merupakan molekul
anorganik dan lebih tepat disebut tetrachloromethane. Ada beberapa pengecualian terhadap aturan, namun.
Awalan mono-tidak digunakan dengan elemen pertama misalnya, CO2 adalah karbon dioksida, bukan
"monocarbon dioksida". Kadang-kadang prefiks diperpendek ketika vokal akhir dari awalan "konflik" dengan
vokal awal di kompleks. Hal ini membuat senyawa lebih mudah untuk bicara, misalnya, CO adalah "karbon
monoksida" (sebagai lawan dari "monooxide").
Penamaan asam
Asam diberi nama oleh anion mereka terbentuk ketika dilarutkan dalam air. Jika bentuk asam anion bernama
___ide, itu bernama hydro___ic asam. Sebagai contoh, asam klorida membentuk anion klorida. Dengan sulfur
Namun, seluruh kata yang disimpan bukan root: yaitu: hydrosulfuric asam. Kedua, anion dengan akhiran-makan
terbentuk ketika asam dengan akhiran-ic yang terlarut, misalnya chloric asam (HClO3) terdisosiasi menjadi
chlorate anion untuk membentuk garam seperti natrium chlorate (NaClO 3); anion dengan akhiran-ite terbentuk
ketika asam-ous dengan akhiran yang dilarutkan dalam air, misalnya chlorous asam (HClO2) disassociates ke
klorit anion untuk membentuk garam seperti natrium klorit (NaClO2).
HUKUM DASAR KIMIA
1. HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER
“Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap”.
Contoh:
hidrogen + oksigen → hidrogen oksida
(4g)
(32g)
(36g)
2. HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST
“Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap”
Contoh:
a. Pada senyawa NH3 : massa N : massa H
= 1 Ar . N : 3 Ar . H
= 1 (14) : 3 (1) = 14 : 3
b. Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0
= 1 Ar . S : 3 Ar . O
= 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3
Keuntungan dari hukum Proust:
bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut make
massa unsur lainnya dapat diketahui.
Contoh:
Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)
Massa C = (Ar C / Mr CaCO3) x massa CaCO3
= 12/100 x 50 gram = 6 gram
massa C
Kadar C = massa C / massa CaCO3 x 100%
= 6/50 x 100 % = 12%
3. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON
“Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama
banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana”.
Contoh:
Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk,
NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8
NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16
Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16
=1:2
4. HUKUM-HUKUM GAS
Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT
dimana:
P = tekanan gas (atmosfir)
V = volume gas (liter)
n = mol gas
R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin
T = suhu mutlak (Kelvin)
Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan
dengan hukum-hukum berikut:
A. HUKUM BOYLE
Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan
n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2
Contoh:
Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH 3 mempunyai
volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ?
Jawab:
P1 V1 = P2 V2
2.5 = P2 . 10 / P2 = 1 atmosfir
B. HUKUM GAY-LUSSAC
“Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama,
akan berbanding sebagai bilangan bulat den sederhana”.
Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2
Contoh:
Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2 ) jika pd kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2 ) massanya 0.1 g.
Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14
Jawab:
V1/V2 = n1/n2
10/1 = (x/28) / (0.1/2)
x = 14 gram
Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.
C. HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC
Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu dan diturunkan dengan keadaan harga n = n2 sehingga
diperoleh persamaan:
P1. V1 / T1 = P2 . V2 / T2
D. HUKUM AVOGADRO
“Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari
pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume
ini disebut sebagai volume molar gas.
Contoh:
Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 27o C dan tekanan 1 atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)
Jawab:
85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol
Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter
Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:
P 1 . V1 / T 1 = P 2 2 . V 2 / T 2
1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27)
V2 = 12.31 liter
BAB V
KONSEP MOL
Saat kita membeli apel atau daging kita selalu mengatakan kepada penjual berapa kilogram yang ingin kita beli,
demikian pula berapa liter saat kita ingin membeli minyak tanah. Jarak dinyatakan dalam satuan meter atau
kilometer. Ilmu kimia menggunakan satuan mol untuk menyatakan satuan jumlah atau banyaknya materi.
Unsur dengan jumlah mol berbeda
Hubungan Mol dengan Tetapan Avogadro
Kuantitas atom, molekul dan ion dalam suatu zat dinyatakan dalam satuan mol. Misalnya, untuk mendapatkan
18 gram air maka 2 gram gas hidrogen direaksikan dengan 16 gram gas oksigen.
2H2O + O2 → 2H2O
Dalam 18 gram air terdapat 6,023×1023 molekul air. Karena jumlah partikel ini sangat besar maka tidak praktis
untuk memakai angka dalam jumlah yang besar. Sehingga iistilah mol diperkenalkan untuk
menyatakan kuantitas ini. Satu mol adalah jumlah zat yang mangandung partikel (atom, molekul, ion)
sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12).
Jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram karbon-12 sebanyak 6,02×1023 atom C-12. tetapan ini disebut
tetapan Avogadro.
Tetapan Avogadro (L) = 6,02×1023 partikel/mol
Lambang L menyatakan huruf pertama dari Loschmidt, seorang ilmuwan austria yang pada tahun 1865 dapat
menentukan besarnya tetapan Avogadro dengan tepat. Sehingga,
1 mol emas
= 6,02×1023 atom emas
1 mol air
= 6,02×1023 atom air
1 mol gula
= 6,02×1023 molekul gula
1 mol zat X
= L buah partikel zat X
Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel
Telah diketahui bahwa 1mol zat X = l buah partikel zat X, maka
2 mol zat X
= 2 x L partikel zat X
5 mol zat X
= 5 x L partikel zat X
n mol zat X
= n x L partikel zat X
Jumlah partikel = n x L
Contoh soal:
Berapa mol atom timbal dan oksigen yang dibutuhkan untuk membuat 5 mol timbal dioksida (PbO 2).
Jawab :
1 mol timbal dioksida tersusun oleh 1 mol timbal dan 2 mol atom oksigen (atau 1 mol molekul oksigen, O 2).
Sehingga terdapat
Atom timbal = 1 x 5 mol = 5 mol
Atom oksigen = 2 x 5 mol = 10 mol (atau 5 mol molekul oksigen, O2)
Contoh soal
Berapa jumlah atom besi (Ar Fe = 56 g/mol) dalam besi seberat 0,001 gram.
Jawab
Massa Molar
Telah diketahui bahwa satu mol adalah jumlah zat yang mengandung partikel (atom, molekul, ion) sebanyak
atom yang terdapat dalam 12 gram karbon dengan nomor massa 12 (karbon-12, C-12). Sehingga terlihat bahwa
massa 1 mol C-12 adalah 12 gram. Massa 1 mol zat disebut massa molar. Massa molar sama dengan massa
molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat yang dinyatakan dalam gram.
Massa molar = Mr atau Ar suatu zat (gram)
Contoh:
Massa dan Jumlah Mol Atom/Molekul
Hubungan mol dan massa dengan massa molekul relatif (Mr) atau massa atom relatif (Ar) suatu zat dapat dicari
dengan
Gram = mol x Mr atau Ar
Contoh soal:
Berapa mol besi seberat 20 gram jika diketahui Ar Fe = 56 g/mol
Jawab :
Besi tersusun oleh atom-atom besi, maka jumlah mol besi
Contoh soal :
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
Volume Molar
Avogadro mendapatkan hasil dari percobaannya bahwa pada suhu 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg)
didapatkan tepat 1 liter oksigen dengan massa 1,3286 gram. Maka,
Karena volume gas oksigen (O2) = 1 liter,
Pengukuran dengan kondisi 0°C (273 K) dan tekanan 1 atmosfir (76cmHg) disebut juga keadaan STP(Standard
Temperature and Pressure). Pada keadaan STP, 1 mol gas oksigen sama dengan 22,3 liter.
Avogadro yang menyata-kan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang bervolume sama
mengandung jumlah molekul yang sama. Apabila jumlah molekul sama maka jumlah molnya akan sma. Sehingga,
pada suhu dan tekanan yang sama, apabila jumlah mol gas sama maka volumenyapun akan sama. Keadaan
standar pada suhu dan tekanan yang sma (STP) maka volume 1 mol gas apasaja/sembarang berharga sama yaitu
22,3 liter. Volume 1 mol gas disebut sebagai volume molar gas (STP) yaitu 22,3 liter/mol.
Penggunaan Mol
Dalam subbab ini kita tekankan hubungan antara mol dengan massa dan volume yang didasarkan pada rumus
kimia. Apakah untuk membuat obat-obatan, memperoleh logam-logam dari bijihnya, mempelajari pembakaran
bahan bakar roket, mensintesis senyawa-senyawa baru, atau menguji hipotesis, ahli-ahli kimia juga memerlukan
pertimbangan mol dan massa yang berhubungan dengan reaksi-reaksi kimia. Hubungan tersebut diperoleh dari
persamaan kimia.
1. Penggunaan Massa Molar dalam Stoikiometri
Perhatikan reaksi pembakaran metana di udara untuk membentuk karbondioksida dan air, dengan persamaan
reaksi berikut.
CH4 (g) + 2 O 2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
Koefisien reaksi dengan konsep mol merupakan angka banding mol zat yang tepat bereaksi dengan mol zat yang
terjadi. Sehingga dalam reaksi pembakaran metana, dapat dinyatakan sebagai:
1 mol CH4 tepat bereaksi dengan 2 mol O2
1 mol CO2 dihasilkan untuk setiap 1 mol CH4 yang bereaksi
2 mol H2O dihasilkan untuk setiap 1 mol CO2 yang dihasilkan.
Selanjutnya, kita dapat mengubah pernyataan tersebut ke dalam factor konversi yang diketahui sebagai faktorfaktor stoikiometri. Faktor stoikiometri berhubungan dengan zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia yang
didasarkan pada mol.
Metana merupakan komponen utama dari gas alam
Walaupun mol penting dalam dasar perhitungan persamaan kimia, kita tidak mengukur jumlah molar secara
langsung. Kita menghubungkannya dengan jumlah tersebut bila mengukur massa dalam gram atau kilogram,
volume dalam mililiter atau liter dan seterusnya. Jika jumlah zat-zat diketahui massanya, kita dapat
menggunakan 4 tahap
pendekatan seperti dibawah ini:
Tahap 1. Tulislah persamaan reaksi yang sudah disetarakan
Tahap 2. Ubahlah gram menjadi mol menggunakan massa molarnya
(untuk reaktan dan produk)
Tahap 3. Faktor stoikiometri diperoleh dari persamaan yang telah disetarakan untuk perubahan dari mol zat-zat
yang dimaksud
Tahap 4. Gunakan massa molar untuk mengubah mol zat yang diinginkan menjadi massa dari zat tersebut
Kita gambarkan 4 tahap pendekatan di atas dalam diagram berikut.
Hubungan Stoikiometri dari massa reaktan (A) dan produk (B) pada persamaan kimia.
Contoh Soal
Amonia, NH3 umumnya digunakan sebagai pupuk, dibuat dari reaksi antara hidrogen dan nitrogen dengan hatihati pada temperatur dan
tekanan tinggi. Berapa gram amonia dapat dibuat dari 60 gram hidrogen?
Penyelesaian
Tahap 1. Menulis persamaan reaksi yang setara N2 + 3 H2 → 2 NH3
Tahap 2. Mengubah massa yang diketahui dari reaktan (H2) menjadi mol
Tahap 3. Menggunakan koefisien dari persamaan yang telah setara untuk menentukan faktor stoikiometri yang
berhubungan dengan amonia dan hidrogen
Tahap 4. Mengubah dari mol amonia menjadi massa dari amonia
Dari semua tahap diatas, dapat digabungkan menjadi satu tahapan, sebagai berikut
2. Penggunaan Volume Molar dalam Stoikiometri
Berdasarkan prinsip Avogadro dapat diketahui bahwa pada suhu dan tekanan sama, 1 mol gas apa saja akan
mempunyai volume yang sama. Secara eksperimen telah diperoleh bahwa volume rata-rata yang dimiliki
gas pada suhu dan tekanan standar (STP), yaitu suhu 00C dan tekanan 1 atm adalah 22,4 dm3 dengan anggapan
gas ini adalah ideal. Volume ini dikenal sebagai volume molar. Namun, untuk volume gas gas nyata
harganya berbeda-beda ..
Tabel Volume Molar dari Berbagai Gas Nyata pada STP Zat Volume Molar (liter)
Suatu eksperimen menunjukkan bahwa pada kondisi yang sama, 1 mol gas ideal (22,4 L), ternyata lebih besar
dari volume bola basket seperti dalam gambar di bawah ini. Seperti massa molar, volume molar juga digunakan
dalam perhitungan stoikiometri.
Perbandingan volume molar pada STP (hampir sama dengan 22,4 L) dengan bola basket
Contoh Soal
Gas karbon dioksida bereaksi dengan litium hidroksida, dengan reaksi sebagai berikut.
CO2 (g) + 2 LiOH (s) → Li2CO3 (s) + H2O (g)
Berapa gram litium hidroksida yang diperlukan untuk bereaksi dengan 500 L gas karbon dioksida pada 101
tekanan kPa dan 250C?
Penyelesaian
Untuk menyelesaikan soal ini dilakukan dalam beberapa langkah.
Pertama, volume gas pada 250C dapat dikonversi pada volume STP, untuk
mencari jumlah mol CO2.
Kedua, menggunakan koefisien dari persamaan yang telah setara untuk menentukan faktor stoikiometri yang
berhubungan dengan litium hidroksida dan karbon dioksida
Dari semua tahap diatas, dapat digabungkan menjadi satu tahapan, sebagai berikut
BAB VI
REAKSI KIMIA
Reaksi kimia adalah suatu proses alam yang selalu menghasilkan antarubahan senyawa kimia. Senyawa ataupun
senyawa-senyawa awal yang terlibat dalam reaksi disebut sebagai reaktan. Reaksi kimia biasanya
dikarakterisasikan dengan perubahan kimiawi, dan akan menghasilkan satu atau lebih produk yang biasanya
memiliki ciri-ciri yang berbeda dari reaktan. Secara klasik, reaksi kimia melibatkan perubahan yang melibatkan
pergerakan elektron dalam pembentukan dan pemutusan ikatan kimia, walaupun pada dasarnya konsep umum
reaksi kimia juga dapat diterapkan pada transformasi partikel-partikel elementer seperti pada reaksi nuklir.
Reaksi-reaksi kimia yang berbeda digunakan bersama dalam sintesis kimia untuk menghasilkan produk senyawa
yang diinginkan. Dalam biokimia, sederet reaksi kimia yang dikatalisis oleh enzim membentuk lintasan
metabolisme, di mana sintesis dan dekomposisi yang biasanya tidak mungkin terjadi di dalam sel dilakukan.
Jenis-jenis reaksi
Beragamnya reaksi-reaksi kimia dan pendekatan-pendekatan yang dilakukan dalam mempelajarinya
mengakibatkan banyaknya cara untuk mengklasifikasikan reaksi-reaksi tersebut, yang sering kali tumpang tindih.
Di bawah ini adalah contoh-contoh klasifikasi reaksi kimia yang biasanya digunakan.
 Isomerisasi, yang mana senyawa kimia menjalani penataan ulang struktur tanpa perubahan pada
kompoasisi atomnya
 Kombinasi langsung atau sintesis, yang mana dua atau lebih unsur atau senyawa kimia bersatu
membentuk produk kompleks:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
 Dekomposisi kimiawi atau analisis, yang mana suatu senyawa diurai menjadi senyawa yang lebih kecil:
2 H2O → 2 H2 + O2
 Penggantian tunggal atau substitusi, dikarakterisasikan oleh suatu unsur digantikan oleh unsur lain yang
lebih reaktif:
2 Na(s) + 2 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + H2(g)
 Metatesis atau Reaksi penggantian ganda, yang mana dua senyawa saling berganti ion atau ikatan
untuk membentuk senyawa yang berbeda:
NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s)
 Reaksi asam basa, secara luas merupakan reaksi antara asam dengan basa. Ia memiliki berbagai definisi
tergantung pada konsep asam basa yang digunakan. Beberapa definisi yang paling umum adalah:
o Definisi Arrhenius: asam berdisosiasi dalam air melepaskan ion H3O+; basa berdisosiasi dalam
air melepaskan ion OH-.
Definisi Brønsted-Lowry: Asam adalah pendonor proton (H+) donors; basa adalah penerima
(akseptor) proton. Melingkupi definisi Arrhenius.
o Definisi Lewis: Asam adalah akseptor pasangan elektron; basa adalah pendonor pasangan
elektron. Definisi ini melingkupi definisi Brønsted-Lowry.
Reaksi redoks, yang mana terjadi perubahan pada bilangan oksidasi atom senyawa yang bereaksi. Reaksi
ini dapat diinterpretasikan sebagai transfer elektron. Contoh reaksi redoks adalah:
2 S2O32−(aq) + I2(aq) → S4O62−(aq) + 2 I−(aq)
Yang mana I2 direduksi menjadi I- dan S2O32- (anion tiosulfat) dioksidasi menjadi S4O62-.
Pembakaran, adalah sejenis reaksi redoks yang mana bahan-bahan yang dapat terbakar bergabung
dengan unsur-unsur oksidator, biasanya oksigen, untuk menghasilkan panas dan membentuk produk
yang teroksidasi. Istilah pembakaran biasanya digunakan untuk merujuk hanya pada oksidasi skala besar
pada keseluruhan molekul. Oksidasi terkontrol hanya pada satu gugus fungsi tunggal tidak termasuk
dalam proses pembakaran.
C10H8+ 12 O2 → 10 CO2 + 4 H2O
CH2S + 6 F2 → CF4 + 2 HF + SF6
Disproporsionasi, dengan satu reaktan membentuk dua jenis produk yang berbeda hanya pada keadaan
oksidasinya.
2 Sn2+ → Sn + Sn4+
Reaksi organik, melingkupi berbagai jenis reaksi yang melibatkan senyawa-senyawa yang memiliki
karbon sebagai unsur utamanya.
Reaksi Kimia adalah peristiwa perubahan kimia dari zat-zat yang bereaksi (reaktan) berubah menjadi
zat-zat hasil reaksi (produk)
o





Ciri-Ciri Reaksi Kimia adalah:
1. Terjadi Perubahan Warna
2. Terjadi Perubahan Suhu
3. Terjadi Perubahan Endapan
4. Terjadi Pembentukan Gas
KONSEP OKSIDASI-REDUKSI
Pengertian Bilangan Oksidasi
Dengan bilangan oksidasi akan mempermudah dalam pengerjaan reduksi atau oksidasi dalam suatu reaksi
redoks.
Kita akan membuat contoh dari Vanadium. Vanadium membentuk beberapa ion, V 2+ dan V3+. Bagaimana ini bisa
terjadi? Ion V2+ akan terbentuk dengan mengoksidasi logam, dengan memindahkan 2 elektron:
Vanadium kini disebut mempunyai biloks +2.
Pemindahan satu elektron lagi membentuk ion V3+:
Vanadium kini mempunyai biloks +3.
Pemindahan elektron sekali lagi membentuk bentuk ion tidak biasa, VO 2+.
Biloks vanadium kini adalah +4. Perhatikan bahwa biloks tidak didapat hanya dengan menghitung muatan ion
(tapi pada kasus pertama dan kedua tadi memang benar).
Bilangan oksidasi positif dihitung dari total elektron yang harus dipindahkan-mulai dari bentuk unsur bebasnya.
Vanadium biloks +5 juga bisa saja dibentuk dengan memindahkan elektron kelima dan membentuk ion baru.
Setiap kali vanadium dioksidasi dengan memindahkan satu elektronnya, biloks vanadium bertambah 1.
Sebaliknya, jika elektron ditambahkan pada ion, biloksnya akan turun. Bahkan dapat didapat lagi bentuk awal
atau bentuk bebas vanadium yang memiliki biloks nol.
Bagaimana jika pada suatu unsur ditambahkan elektron? Ini tidak dapat dilakukan pada vanadium, tapi dapat
pada unsur seperti sulfur.
Ion sulfur memiliki biloks -2.
Kesimpulan
Biloks menunjukkan total elektron yang dipindahkan dari unsur bebas (biloks positif) atau ditambahkan pada
suatu unsur (biloks negatif) untuk mencapai keadaan atau bentuknya yang baru.
Oksidasi melibatkan kenaikan bilangan oksidasi
Reduksi melibatkan penurunan bilangan oksidasi
Dengan memahami pola sederhana ini akan mempermudah pemahaman tentang konsep bilangan oksidasi. Jika
anda mengerti bagaimana bilangan oksidasi berubah selama reaksi, anda dapat segera tahu apakah zat dioksidasi
atau direduksi tanpa harus mengerjakan setengah-reaksi dan transfer elektron.
Mengerjakan bilangan oksidasi
Biloks tidak didapat dengan menghitung jumlah elektron yang ditransfer. Karena itu membutuhkan langkah yang
panjang. Sebaliknya cukup dengan langkah yang sederhana, dan perhitungan sederhana.
E Biloks dari unsur bebas adalah nol. Itu karena unsur bebas belum mengalami oksidasi atau reduksi. Ini berlaku
untuk semua unsur, baik unsur dengan struktur sederhana seperti Cl 2 atau S8, atau unsur dengan struktur besar
seperti karbon atau silikon.
* Jumlah biloks dari semua atom atau ion dalam suatu senyawa netral adalah nol.
* Jumlah biloks dari semua atom dalam suatu senyawa ion sama dengan jumlah muatan ion tersebut.
* Unsur dalam senyawa yang lebih elektronegatif diberi biloks negatif. Yang kurang elektronegatif diberi biloks
positif. Ingat, Fluorin adalah unsur paling elektronegatif, kemudian oksigen.
* Beberapa unsur hampir selalu mempunyai biloks sama dalam senyawanya:
unsur
Bilangan
Pengecualian
Oksidasi
Gol IA
selalu +1
Gol IIA
selalu +2
Oksigen
biasanya -2
Kecuali dalam peroksida dan F2O (lihat dibawah)
Hidrogen
biasanya +1
Kecuali dalam hidrida logam, yaitu -1 (lihat dibawah)
Fluorin
selalu -1
Klorin
biasanya -1
Kecuali dalam persenyawaan dengan O atau F (lihat dibawah)
Alasan pengecualian
Hidrogen dalam hidrida logam
Yang termasuk hidrida logam antara lain natrium hidrida, NaH. Dalam senyawa ini, hidrogen ada dalam bentuk
ion hidrida, H-. Biloks dari ion seperti hidrida adalah sama dengan muatan ion, dalam contoh ini, -1.
Dengan penjelasan lain, biloks senyawa netral adalah nol, dan biloks logam golongan I dalam senyawa selalu +1,
jadi biloks hidrogen haruslah -1 (+1-1=0).
Oksigen dalam peroksida
Yang termasuk peroksida antara lain, H2O2. Senyawa ini adalah senyawa netral, jadi jumlah biloks hidrogen dan
oksigen harus nol.
Karena tiap hidrogen memiliki biloks +1, biloks tiap oksigen harus -1, untuk mengimbangi biloks hidrogen.
Oksigen dalam F2O
Permasalahan disini adalah oksigen bukanlah unsur paling elektronegatif. Fluorin yang paling elektronegatif dan
memiliki biloks -1. Jadi biloks oksigen adalah +2.
Klorin dalam persenyawaan dengan fluorin atau oksigen
Klorin memiliki banyak biloks dalam persenyawaan ini. Tetapi harus diingat, klorin tidak memiliki biloks -1 dalam
persenyawaan ini.
Contoh soal bilangan oksidasi
Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam Cr2+?
Untuk ion sederhana seperti ini, biloks adalah jumlah muatan ion, yaitu +2 (jangan lupa tanda +)
Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam CrCl3?
CrCl3 adalah senyawa netral, jadi jumlah biloksnya adalah nol. Klorin memiliki biloks -1. Misalkan biloks kromium
adalah n:
n + 3 (-1) = 0
n = +3
Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam Cr(H2O)63+?
Senyawa ini merupakan senyawa ion, jumlah biloksnya sama dengan muatan ion. Ada keterbatasan dalam
mengerjakan biloks dalam ion kompleks seperti ini dimana ion logam dikelilingi oleh molekul-molekul netral
seperti air atau amonia.
Jumlah biloks dari molekul netral yang terikat pada logam harus nol. Berarti molekul-molekul tersebut dapat
diabaikan dalam mengerjakan soal ini. Jadi bentuknya sama seperti ion kromium yang tak terikat molekul, Cr 3+.
Biloksnya adalah +3.
Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam ion dikromat, Cr2O72-?
Biloks oksigen adalah -2, dan jumlah biloks sama dengan jumlah muatan ion. Jangan lupa bahwa ada 2 atom
kromium.
2n + 7(-2) = -2
n = +6
Apakah bilangan oksidasi dari tembaga dalam CuSO4?
Dalam mengerjakan soal oksidasi tidak selalu dapat memakai cara sederhana seperti diatas. Permasalahan dalam
soal ini adalah dalam senyawa terdapat dua unsur (tembaga dan sulfur) yang biloks keduanyadapat berubah.
Ada dua cara dalam memecahkan soal ini:
E Senyawa ini merupakan senyawa ionik, terbentuk dari ion tembaga dan ion sulfat, SO 42-, untuk membentuk
senyawa netral, ion tembaga harus dalam bentuk ion 2+. Jadi biloks tembaga adalah +2.
E Senyawa ini juga dapat ditulis tembaga(II)sulfat. Tanda (II) menunjukkan biloksnya adalah 2. Kita dapat
mengetahui bahwa biloksnya adalah +2 dari logam tembaga membentuk ion positif, dan biloks adalah muatan
ion.
Menggunakan bilangan oksidasi
Dalam penamaan senyawa
Anda pasti pernah tahu nama-nama ion seperti besi(II)sulfat dan besi(III)klorida. Tanda (II) dan (III) merupakan
biloks dari besi dalam kedua senyawa tersebut: yaitu +2 dan +3. Ini menjelaskan bahwa senyawa mengandung
ion Fe2+ dan Fe3+.
Besi(II)sulfat adalah FeSO4. Ada juga senyawa FeSO3 dengan nama klasik besi(II)sulfit. Nama modern
menunjukkan biloks sulfur dalam kedua senyawa.
Ion sulfat yaitu SO42-. Biloks sulfur adalah +6. Ion tersebut sering disebut ion sulfat(VI).
Ion sulfit yaitu SO32-. Biloks sulfur adalah +4. Ion ini sering disebut ion sulfat(IV). Akhiran -at menunjukkan sulfur
merupakan ion negatif.
Jadi lengkapnya FeSO4 disebut besi(II)sulfat(VI), dan FeSO3 disebut besi(II)sulfat(IV). Tetapi karena kerancuan
pada nama-nama tersebut, nama klasik sulfat dan sulfit masih digunakan.
Menggunakan bilangan oksidasi untuk menentukan yang dioksidasi dan yang direduksi.
Ini merupakan aplikasi bilangan oksidasi yang paling umum. Seperti telah dijelaskan:
Oksidasi melibatkan kenaikan bilangan oksidasi
Reduksi melibatkan penurunan bilangan oksidasi
Pada contoh berikut ini, kita harus menentukan apakah reaksi adalah reaksi redoks, dan jika ya apa yang
dioksidasi dan apa yang direduksi.
Contoh 1:
Reaksi antara magnesium dengan asam hidroklorida:
Apakah ada biloks yang berubah? Ya, ada dua unsur yang berupa senyawa pada satu sisi reaksi dan bentuk bebas
pada sisi lainnya. Periksa semua biloks agar lebih yakin.
Biloks magnesium naik, jadi magnesium teroksidasi. Biloks hidrogen turun, jadi hidrogen tereduksi. Klorin
memiliki biloks yang sama pada kedua sisi persamaan reaksi, jadi klorin tidak teroksidasi ataupun tereduksi.
Contoh 2:
Reaksi antara natrium hidroksidsa dengan asam hidroklorida:
Semua bilangan oksidasi diperiksa:
Ternyata tidak ada biloks yang berubah. Jadi, reaksi ini bukanlah reaksi redoks.
Contoh 3:
Reaksi antara klorin dan natrium hidroksida encer dingin:
Jelas terlihat, biloks klorin berubah karena berubah dari undur bebas menjadi dalam persenyawaan. Bilangan
oksidasi diperiksa:
Klorin ternyata satu-satunya unsur yang mengalami perubahan biloks. Lalu, klorin mengalami reduksi atau
oksidasi? Jawabannya adalah keduanya. Satu atom klorin mengalami reduksi karena biloksnya turun, atom klorin
lainnya teroksidasi.
Peristiwa seperti ini disebut reaksi disproporsionasi. Reaksi disproporsionasi yaitu reaksi dimana satu unsur
mengalami oksidasi maupun reduksi.
Menggunakan bilangan oksidasi untuk mengerjakan proporsi reaksi
Bilangan oksidasi dapat berguna dalam membuat proporsi reaksi dalam reaksi titrasi, dimana tidak terdapat
informasi yang cukup untuk menyelesaikan persamaan reaksi yang lengkap.
Ingat, setiap perubahan 1 nilai biloks menunjukkan bahwa satu elektron telah ditransfer. Jika biloks suatu unsur
dalam reaksi turun 2 nilai, berarti unsur tersebut memperoleh 2 elektron.
Unsur lain dalam reaksi pastilah kehilangan 2 elektron tadi. Setiap biloks yang turun, pasti diikuti dengan
kenaikan yang setara biloks unsur lain.
Ion yang mengandung cerium dengan biloks +4 adalah zat pengoksidasi (rumus molekul rumit, tidak sekedar
Ce4+). Zat tersebut dapat mengoksidasi ion yang mngandung molybdenum dari biloks +2 menjadi +6. Biloks
cerium menjadi +3 ( Ce4+). Lalu, bagaimana proporsi reaksinya?
Biloks molybdenum naik sebanyak 4 nilai. Berarti biloks cerium harus turun sebanyak 4 nilai juga.
Tetapi biloks cerium dalam tiap ionnya hanya turun 1 nilai, dari +4 menjadi +3. Jadi jelas setidaknya harus ada 4
ion cerium yang terlibat dalam setiap reaksi dengan molybdenum ini.
Proporsi reaksinya adalah 4 ion yang mengandung cerium dengan 1 ion molybdenum.
OKSIDASI DAN REDUKSI
Pengertian oksidasi dan reduksi disini lebih melihat dari segi transfer oksigen, hidrogen dan elektron. Disini akan
juga dijelaskan mengenai zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor).
Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer oksigen
Dalam hal transfer oksigen, Oksidasi berarti mendapat oksigen, sedang Reduksi adalah kehilangan oksigen.
Sebagai contoh, reaksi dalam ekstraksi besi dari biji besi:
Karena reduksi dan oksidasi terjadi pada saat yang bersamaan, reaksi diatas disebut reaksi REDOKS.
Zat pengoksidasi dan zat pereduksi
Oksidator atau zat pengoksidasi adalah zat yang mengoksidasi zat lain. Pada contoh reaksi diatas, besi(III)oksida
merupakan oksidator.
Reduktor atau zat pereduksi adalah zat yang mereduksi zat lain. Dari reaksi di atas, yang merupakan reduktor
adalah karbon monooksida.
Jadi dapat disimpulkan:
 oksidator adalah yang memberi oksigen kepada zat lain,
 reduktor adalah yang mengambil oksigen dari zat lain
Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen
Definisi oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen ini sudah lama dan kini tidak banyak digunakan.
Oksidasi berarti kehilangan hidrogen, reduksi berarti mendapat hidrogen.
Perhatikan bahwa yang terjadi adalah kebalikan dari definisi pada transfer oksigen.
Sebagai contoh, etanol dapat dioksidasi menjadi etanal:
Untuk memindahkan atau mengeluarkan hidrogen dari etanol diperlukan zat pengoksidasi (oksidator). Oksidator
yang umum digunakan adalah larutan kalium dikromat(IV) yang diasamkan dengan asam sulfat encer.
Etanal juga dapat direduksi menjadi etanol kembali dengan menambahkan hidrogen. Reduktor yang bisa
digunakan untuk reaksi reduksi ini adalah natrium tetrahidroborat, NaBH4. Secara sederhana, reaksi tersebut
dapat digambarkan sebagai berikut:
Zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor)

 Zat pengoksidasi (oksidator) memberi oksigen kepada zat lain, atau memindahkan hidrogen dari zat lain.
 Zat pereduksi (reduktor) memindahkan oksigen dari zat lain, atau memberi hidrogen kepada zat lain.
Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron
Oksidasi berarti kehilangan elektron, dan reduksi berarti mendapat elektron.
Definisi ini sangat penting untuk diingat. Ada cara yang mudah untuk membantu anda mengingat definisi ini.
Dalam hal transfer elektron:
Contoh sederhana
Reaksi redoks dalam hal transfer elektron:
Tembaga(II)oksida dan magnesium oksida keduanya bersifat ion. Sedang dalam bentuk logamnya tidak bersifat
ion. Jika reaksi ini ditulis ulang sebagai persamaan reaksi ion, ternyata ion oksida merupakan ion spektator (ion
penonton).
Jika anda perhatikan persamaan reaksi di atas, magnesium mereduksi iom tembaga(II) dengan memberi elektron
untuk menetralkan muatan tembaga(II).
Dapat dikatakan: magnesium adalah zat pereduksi (reduktor).
Sebaliknya, ion tembaga(II) memindahkan elektron dari magnesium untuk menghasilkan ion magnesium. Jadi,
ion tembaga(II) beraksi sebagai zat pengoksidasi (oksidator).
Memang agak membingungkan untuk mempelajari oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron, sekaligus
mempelajari definisi zat pengoksidasi dan pereduksi dalam hal transfer elektron.
Dapat disimpulkan sebagai berikut, apa peran pengoksidasi dalam transfer elektron:
 Zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.
 Oksidasi berarti kehilangan elektron (OIL RIG).
 Itu berarti zat pengoksidasi mengambil elektron dari zat lain.
 Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron
Atau dapat disimpulkan sebagai berikut:
 Suatu zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.
 Itu berarti zat pengoksidasi harus direduksi.
 Reduksi berarti mendapat elektron (OIL RIG).
 Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron.
PENYETARAAN REDOKS
Langkah-langkah penyetaraan reaksi redoks
1. Cara bilangan oksidasi
1. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksinya
2. Tentukan penurunan Bilangan Oksidasi dari oksidator dan kenaikan Bilangan Oksidasi dari
reduktor.
3. Jumlah elektron yang diterima dan yang dilepaskan perlu disamakan dengan mengalikan
terhadap suatu faktor.
4. Samakan jumlah atom oksigen di kanan dan kiri reaksi terakhir jumlah atom hidrogen di
sebelah kanan dan kiri reaksi.
2. Cara setengah reaksi
1. Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksi
2. Reaksi oksidasi dipisah- kan dari reaksi reduksi
3. Setarakan ruas kanan dan kiri untuk jumlah atom yang mengalami perubahan Bilangan Oksidasi
untuk reaksi yang jumlah atom-atom kanan dan kiri sudah sama, setarakan muatan listriknya
dengan menambahkan elektron.
4. Untuk reaksi yang jumlah atom oksigen di kanan dan kiri belum sama setarakan kekurangan
oksigen dengan menambahkan sejumlah H2O sesuai dengan jumlah kekurangannya.
5. Setarakan atom H dengan menambah sejumlah ion H + sebanyak kekurangannya.
6. Setarakan muatan, listrik sebelah kanan dan kiri dengan menambahkan elektron pada ruas
yang kekurangan muatan negatif atau kelebihan muatan positif.
7. Samakan jumlah elektron kedua reaksi dengan mengalikan masing-masing dengan sebuah
faktor.
Penyetaraan persamaan reaksi redoks
Tahapan:
1. Tentukan perubahan bilangan oksidasi.
2. Setarakan perubahan bilangan oksidasi.
3. Setarakan jumlah listrik ruas kiri dan kanan dengan :
H+ pada larutan bersifat asam
OH- pada larutan bersifat basa
4. Tambahkan H2O untuk menyetarakan jumlah atom H.
Contoh:
1.
2. Angka penyerta = 5
3.
4.
Perbedaan oksidasi reduksi
Perbedaan oksidasi reduksi lebih jelasnya dapat dilihat pada Tabel 9.1
PERSAMAAN ION UNTUK REDOKS
Berikut akan dijelaskan bagaimana mengerjakan setengah-reaksi elektron untuk proses oksidasi dan reduksi,
kemudian bagaimana menggabungkan setengah-reaksi tersebut untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi
redoks secara utuh. Ini merupakan pelajaran yang penting dalam kimia anorganik.
Setengah-Reaksi Elektron
Apakah setengah-reaksi elektron?
Ketika magnesium mereduksi tembaga(II)oksida dalam suhu panas menjadi tembaga, persamaan ion untuk
reaksi itu adalah:
Kita dapat membagi persamaan ion ini menjadi dua bagian, dengan melihat dari sisi magnesium dan dari sisi ion
tembaga(II) secara terpisah. Dari sini terlihat jelas bahwa magnesium kehilangan dua elektron, dan ion
tembaga(II) yang mendapat dua elektron tadi.
Kedua persamaan di atas disebut “setengah-reaksi elektron” atau “setengah-persamaan” atau “setengahpersamaan ionik” atau “setengah-reaksi”, banyak sebutan tetapi mempunyai arti hal yang sama.
Setiap reaksi redoks terdiri dari dua setengah-reaksi. Pada salah satu reaksi terjadi kehilangan elektron (proses
oksidasi), dan di reaksi lainnya terjadi penerimaan elektron (proses reduksi).
Mengerjakan setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk membuat persamaan ion
Pada contoh di atas, kita mendapat setengah-reaksi elektron dengan memulai dari persamaan ion kemudian
mengeluarkan masing-masing setengah-reaksi dari persamaan tersebut. Itu merupakan proses yang tidak benar.
Pada kenyataannya, kita hampir selalu memulai dari setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk
membuat persamaan ion.
Contoh 1: Reaksi antara klorin dan ion besi(II)
Gas klorin mengoksidasi ion besi(II) menjadi ion besi(III). Pada proses ini, klorin direduksi menjadi ion klorida.
Sebagai permulaan kita buat dahulu masing-masing setengah-reaksi.
Untuk klorin, seperti kita ketahui klorin (sebagai molekul) berubah menjadi ion klorida dengan reaksi sebagai
berikut:
Pertama, kita harus menyamakan jumlah atom di kedua sisi:
Penting untuk diingat, jumlah atom harus selalu disamakan dahulu sebelum melakukan proses selanjutnya. Jika
terlupa, maka proses selanjutnya akan menjadi kacau dan sia-sia.
Kemudian untuk menyempurnakan setengah-reaksi ini kita harus menambahkan sesuatu. Yang bisa ditambah
untuk setengah-reaksi adalah:
* Elektron
* Air
* Ion hidrogen (H+) (kecuali jika reaksi terjadi dalam suasana basa, jika demikian yang bisa ditambahkan adalah
ion hidroksida (OH-)
Dalam kasus contoh di atas, hal yang salah pada persamaan reaksi yang kita telah buat adalah muatannya tidak
sama. Pada sisi kiri persamaan tidak ada muatan, sedang pada sisi kanannya ada muatan negatif 2 (untuk
selanjutnya disingkat dengan simbol : 2-).
Hal itu dapat dengan mudah diperbaiki dengan menambah dua elektron pada sisi kiri persamaan reaksi. Akhirnya
didapat bentuk akhir setengah-reaksi ini:
Proses yang sama juga berlaku untuk ion besi(II). Seperti telah diketatahui, ion besi(II) dioksidasi menjadi ion
besi(III).
Jumlah atom dikedua sisi telah sama, tetapi muatannya berbeda. Pada sisi kanan, terdapat muatan 3+, dan pada
sisi kiri hanya 2+.
Untuk menyamakan muatan kita harus mengurangi muatan positif yang ada pada sisi kanan, yaitu dengan
menambah elektron pada sisi tersebut:
Mengabungkan setengah reaksi untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi redoks
Sekarang kita telah mendapatkan persamaan dibawah ini:
Terlihat jelas bahwa reaksi dari besi harus terjadi dua kali untuk setiap molekul klorin. Setelah itu, kedua
setengah-reaksi dapat digabungkan.
Tapi jangan berhenti disitu! Kita harus memeriksa kembali bahwa semua dalam keadaan sama atau setara, baik
jumlah atom dan muatannya. Sangat mudah sekali terjadi kesalahan kecil (tapi bisa menjadi fatal!) terutama jika
yang dikerjakan adalah persamaan yang lebih rumit.
Pada persamaan terakhir, terlihat bahwa tidak ada elektron yang diikutsertakan. Pada persamaan terakhir ini, di
kedua sisi sebenarnya terdapat elektron dalam jumlah yang sama, jadi saling meniadakan, dapat dicoret, dan
tidak perlu ditulis dalam persamaan akhir yang dihasilkan.
Contoh 2: Reaksi antara hidrogen peroksida dan ion manganat(VII)
Persamaan reaksi pada contoh 1 merupakan contoh yang sederhana dan cukup mudah. Tetapi teknik atau cara
pengerjaannya berlaku juga untuk reaksi yang lebih rumit dan bahkan reaksi yang belum dikenal.
Ion manganat(VII), MnO4-, mengoksidasi hidrogen peroksida, H2O2, menjadi gas oksigen. Reaksi seperti ini terjadi
pada larutan kalium manganat(VII) dan larutan hidrogen peroksida dalam suasana asam dengan penambahan
asam sulfat.
Selama reaksi berlangsung, ion manganat(VII) direduksi menjadi ion mangan(II).
Kita akan mulai dari setengah-reaksi dari hidrogen peroksida.
Jumlah atom oksigen telah sama/ setara, tetapi bagaimana dengan hidrogen?
Yang bisa ditambahkan pada persamaan ini hanyalah air, ion hidrogen dan elektron. Jika kita menambahkan air
untuk menyamakan jumlah hidrogen, jumlah atom oksigen akan berubah, ini sama sekali salah.
Yang harus dilakukan adalah menambahkan dua ion hidrogen pada sisi kanan reaksi:
Selanjutnya, kita perlu menyamakan muatannya. Kita perlu menambah dua elektron pada sisi kanan untuk
menjadikan jumlah muatan di kedua sisi 0.
Sekarang untuk setengah-reaksi manganat(VII):
Ion manganat(VII) berubah menjadi ion mangan(II).
Jumlah ion mangan sudah setara, tetapi diperlukan 4 atom oksigen pada sisi kanan reaksi. Satu-satunya sumber
oksigen yang boleh ditambahkan pada reaksi suasana asam ini adalah air.
Dari situ ternyata ada tambahan hidrogen, yang juga harus disetarakan. Untuk itu, kita perlu tambahan 8 ion
hidrogen pada sisi kiri reaksi.
Setelah semua atom setara, selanjutnya kita harus menyetarakan muatannya. Pada tahapan reaksi diatas, total
muatan disisi kiri adalah 7+ (1- dan 8+), tetapi pada sisi kanan hanya 2+. Jadi perlu ditambahkan 5 elektron pada
sisi kiri untuk mengurangi muatan dari 7+ menjadi 2+.
Dapat disimpulkan, urutan pengerjaan setengah reaksi ini adalah:
 Menyetarakan jumlah atom selain oksegen dan hidrogen.
 Menyetarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air (H2O).
 Menyetarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen (H+).
 Menyetarakan muatan dengan menambah elektron.
Menggabungkan setengah-reaksi untuk membuat persamaan reaksi
Kedua setengah-reaksi yang sudah kita dapat adalah:
Supaya dapat digabungkan, jumlah elektron dikedua setengah-reaksi sama banyak. Untuk itu setengah-reaksi
harus dikali dengan faktor yang sesuai sehingga menghasilkan jumlah elektron yang setara. Untuk reaksi ini,
masing-masing setengah reaksi dikalikan sehingga jumlah elektron menjadi 10 elektron.
Tapi kali ini tahapan reaksi belum selesai. Dalam hasil persamaan reaksi, terdapat ion hidrogen pada kedua sisi
reaksi.
Persamaan ini dapat disederhanakan dengan mengurangi 10 ion hidrogen dari kedua sisi sehingga menghasilkan
bentuk akhir dari persamaan ion ini. Tapi jangan lupa untuk tetap memeriksa kesetaraan jumlah atom dan
muatan!
Sering terjadi molekul air dan ion hidrogen muncul di kedua sisi persamaan reaksi, jadi harus selalu diperiksa dan
kemudian disederhanakan.
Contoh 3: Oksidasi etanol dengan kalium dikromat(VI) suasana asam
Tehnik yang telah dijelaskan tadi dapat juga digunakan pada reaksi yang melibatkan zat organik. Larutan kalium
dikromat(VI) yang diasamkan dengan asam sulfat encer dapat digunakan untuk mengoksidasi etanol, CH 3CH2OH,
menjadi asam etanoat, CH3COOH.
Sebagai oksidator adalah ion dikromat(VI), Cr 2O72-, yang kemudian tereduksi menjadi ion kromium (III), Cr 3+.
Pertama kita akan kerjakan setengah-reaksi etanol menjadi asam etanoat.
- Tahapan reaksi seperti contoh sebelumnya, dimulai dengan menulis reaksi utama yang terjadi, yang diketahui
dari soal.
- Setarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air pada sisi kiri:
- Tambahkan ion hidrogen pada sisi kanan untuk menyetarakan jumlah hidrogen:
- Selanjutnya, setarakan muatan dengan menambah 4 elektron pada sisi kanan sehingga menghasilkan total
muatan nol pada tiap sisi:
Setengah reaksi untuk dikromat(VI) agak rumit dan jika tidak teliti dapat menjebak:
- Buat persamaan reaksi utama:
- Setarakan jumlah kromium. Hal ini sering dilupakan, dan jika ini terjadi akan fatal, karena hasil reaksi
selanjutnya akan salah. Jumlah muatan akan salah, faktor pengali yang digunakan juga akan salah. Sehingga
keseluruhan persamaan reaksi akan salah.
- Kemudian setarakan oksigen dengan menambah molekul air:
- Setarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen:
- Selanjutnya setarakan muatannya. Tambah 6 elektron pada sisi kiri sehingga jumlah muatan menjadi 6+ pada
tiap sisi.
Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Sejauh ini setengah reaksi yang telah kita dapat adalah:
Untuk menyelesaikan persamaan ini kita harus mengubah jumlah elektron, dengan jumlah terkecil yang dapat
habis dibagi 4 dan 6, yaitu 12. Jadi faktor pengali untuk persamaan ini adalah 3 dan 2.
Dapat dilihat ada molekul air dan ion hidrogen pada kedua sisi persamaan. Ini dapat disederhanakan menjadi
bentuk akhir persamaan reaksi:
DAFTAR PUSTAKA
Clark Jim, Afinitas Elektron, www.chem-is-try.org, 03-Jan-2009
Clark Jim, Bentuk Molekul, www.chem-is-try.org, 08-Aug- 2007
Clark Jim, Energi Ionisasi, www.chem-is-try.org, 03-Jan-2009
Clark Jim, Konfigurasi Elektron, www.chem-is-try.org, 23-Sep-2004
Clark Jim, Ikatan LOgam, www.chem-is-try.org, 10-Okt-2007
Clark Jim, Struktur Atom, www.chem-is-try.org, 23 Okt 2004
Haryanto U.T, Rumus Kimia, www.chem-is-try.org, 29-Jan-2010
Nolly Dwi SB, Partikel Dasar Penyusun Atom, , www.chem-is-try.org 27-Jun-2009
Ratna dkk, Ikatan Ion, www.chem-is-try.org, 15-Apr-2009
Ratna dkk, Ikatan Kovalen, www.chem-is-try.org, 15-Apr-2009
Ratna dkk, Isotop, Isoton dan Isobar, www.chem-is-try.org, 13-Apr-2009
Ratna dkk, Materi dan Wujudnya, www.chem-is-try.org, 11-Apr-2009
Ratna dkk, Konsep Mol, www.chem-is-try.org, 14-Apr-2009
Ratna dkk, Perkembangan Model Atom, www.chem-is-try.org, 13-Apr-2009
Ratna dkk, Perkembangan Pengelompokan Unsur, www.chem-is-try.org, 14-Apr-2009
Ratna dkk, Perubahan Fisika dan Kimia, www.chem-is-try.org, 12-Apr-2009
Ratna dkk, Sifat Periodik Unsur, www.chem-is-try.org, 14-Apr-2009
Taro Saito, Klasifikasi IkatanKimia, www.chem-is-try.org,05-Okt-2009
Yoshito Takeuchi, Hukum Gas Ideal, www.chem-is-try.org, 11-Aug-2008
Yoshito Takeuchi, Model Atom, www.chem-is-try.org, 01-Mar-2008
Download