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
