Makalah Kimia Dasar Evi

MAKALAH KIMIA DASAR

DISUSUN OLEH :

NAMA : BAIQ EVI DAMAYANTI

NIM : E1R010031

RODY : PEND.MATEMATIKA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN UNIVERSITAS MATARAM

2010

1

KATA PENGANTAR

Puji syukur kita panjatkan kehadirat Allah SWT, karena dengan rahmat dan karunia-Nya sehingga makalah tentang materi Kimia Dasar ini dapat diselesaikan. Makalah ini disusun dalam rangka memenuhi nilai tugas Mata Kuliah Kimia Dasar.

Pada kesempatan ini, saya tidak lupa menyampaikan rasa terima kasih kepada pihak-pihak yang telah membantu selama penyusunan makalah ini terutama untuk Dosen Pembimbing Mata Kuliah Kimia Dasar, Aliefman Hakim, M.Si dan orang tua saya yang selalu memberikan dukungan serta teman-teman yang telah membantu.

Dengan penuh kesadaran bahwa tak ada gading yang tak retak, maka makalah ini pun tidak luput dari segala kekurangan. Segala kritik dan saran dari pembaca yang sifatnnya memperbaiki, menyempurnakan dan mengembangkan makalah ini sangat saya harapkan.

Akhirnya saya berharap semoga makalah ini bermanfaat bagi kita pada umumnya dan bagi saya khususnya.

Lingsar, 6 Oktober 2010

Penyusun

2

DAFTAR ISIHalaman Judul........................................................... 1Kata Pengantar......................................................... 2Daftar Isi................................................................... 3BAB I STOIKIOMETRI

A. Hukum-hukum Dasar Kimia.................................. 5B. Teori Atom Dalton.................................................10C. Hukum Avogardo..................................................11D. Massa Atom Relatif...............................................13E. Konsep Mol............................................................14F. Rumus Empiris dan Rumus Molekul......................16G. Persamaan Reaksi.................................................16H. Kemolaran.............................................................18I. Molalitas................................................................20J. Fraksi Mol..............................................................20K. Bilangan Oksidasi..................................................21L. Normalitas.............................................................27Kesimpulan.................................................................28Soal dan Pembahasan................................................29Daftar Pustaka............................................................39

BAB II STRUKTUR ATOMA. Definisi dan Sejarah Atom.....................................41B. Partikel Dasar........................................................47C. Teori Atom Thomson dan Rutherford....................51D. Teori Atom Modern................................................53E. Teori Atom John Dalton.........................................55F. Spektrum atom dan Teori Atom Bohr....................57G. Nomor Atom dan Nomor Massa............................58H. Sifat Atom.............................................................59Kesimpulan ................................................................60Soal dan Pembahasan................................................63Daftar Pustaka............................................................65

BAB III PERIODIKA. Perkembangan Sistem Periodik............................72B. Pengelompokan Unsur Berdasarkan Sistem

Periodik Modern....................................................75C. Golongan dan Periode...........................................76D. Sifat Periodik Unsur..............................................79Kesimpulan................................................................86Soal dan Pembahasan...............................................88Daftar Pustaka...........................................................91

BAB IV IKATAN KIMIAA. Pengertian ikatan kimia........................................92

3

B. Elektron dalam ikatan kimia.................................93C. Ikatan ion..............................................................95D. Ikatan Kovalen......................................................97E. Teori Orbital Molekul.............................................103F. Ikatan Kimia Lainnya............................................104Kesimpulan................................................................113Soal dan Pembahasan...............................................115Daftar Pustaka...........................................................118

BAB V KIMIA LARUTANA. Komponen Larutan...............................................119B. Konsentrasi Larutan..............................................121C. Jenis-jenis Larutan dan Larutan Elektrolit.............123D. Sifat Koligatif Larutan Kimia.................................125E. Tekanan Uap.........................................................127F. Larutan Ideal dan Nyata.......................................128G. Kenaikan Titik Didih dan Penurunan Titik Beku....129H. Tekanan Osmosis..................................................131I. Viskositas..............................................................132J. Tegangan Permukaan...........................................132Kesimpulan................................................................134Soal dan Pembahasan...............................................137Daftar Pustaka...........................................................141

BAB VI KOLOIDA. Pengertian Sistem Koloid......................................142B. Koloid Sol..............................................................144C. Koloid Emulsi........................................................151D. Koloid Buih............................................................154E. Koloid dalam Kehidupan Sehari-hari.....................155Kesimpulan................................................................158Soal dan Pembahasan...............................................159Daftar Putaka............................................................161

BAB VII KINETIKA KIMIAA. Mekanisme Reaksi dan Orde reaksi......................163B. Persamaan Laju....................................................167C. Penetapan Hukum Laju.........................................171D. Reaksi kimia..........................................................174Kesimpulan................................................................177Soal dan Pembahasan...............................................179Daftar Pustaka...........................................................184

4

BAB 1

STOIKIOMETRI

Penelitian yang cermat terhadap pereaksi dan hasil reaksi melahirkan hukum-hukum dasar kimia yang menunjukkan hubungan kuantitatif unsur dalam suatu senyawa atau reaksi. Hukum tersebut adalah hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap, hukum perbandingan berganda, dan hukum perbandingan volume. Hukum-hukum tersebut dijadikan titik tolak oleh Dalton untuk melahirkan teori kimia pertama yang disebut teori atom Dalton, yang isinya (1) Materi terdiri atas partikel terkecil yang disebut atom. Atom tidak dapat dibagi, dan tidak dapat dicipta atau dimusnahkan. (2) Atom suatu unsur mempunyai sifat yang sama dalam segala hal (ukuran, bentuk, dan massa) akan tetapi berbeda sifat-sifatnya dari atom unsur lain. (3) Reaksi kimia adalah penggabungan, pemisahan, atau penyusunan kembali atom-atom. (4) Atom suatu unsur dapat bergabung dengan atom unsur lain membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Kemudian penyelidikan ditujukan terhadap reaksi gas.

Hasil penelitian ini menghasilkan dua hukum kimia yang penting mengenai gas, yaitu hukum penyatuan volume dan hukum Avogardo yang menjadi dasar konsep massa atom dan molekul relatif serta capa penentuan keduanya. Kedua konrep ini dijadikan dasar dalam mene.tukan rumus senyawa dan mol zat. Rumus senyawa digunakan dalam manuliskan reaksi, sedangkan konsep mol berguna dalam perhitungan kimia.

A. HUKUM-HUKUM DASAR KIMIA

Ilmu kimia merupakan bagian ilmu pengetahuan alam yang mempelajari materi yang meliputi susunan, sifat, dan parubahan materi serta energi yang menyertai perubahan materi. Penelitian yang cermat terhadap pereaksi dan hasil reaksi telah melahirkan hukum-hukum dasar kimia yang menunjukkan hubungan kuantitatif atau yang disebut stoikiometri. Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani, yaitu stoicheon yang berarti unsur dan metrain yang berarti mengukur. Dengan kata lain, stoikiometri adalah perhitungan kimia yang menyangkut hubungan kuantitatif zat yang terlibat dalam reaksi. Hukum-hukum kimia dasar tersebut adalah hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap, hukum perbandingan volume, dan hukum perbandingan berganda. Hukum-hukum dasar kimia

5

itu merupakan pijakan kita dalam mempelajari dan mengembangkan ilmu kimia selanjutnya. 1. HUKUM KEKEKALAN MASSA (HUKUM LAVOISIER)

Pada awal abad ke- 18, para kimiawan dalam usahanya mempelajari kalor dan pembakaran menemukan hal yang sangat aneh. Contohnya, jika kayu dibakar, maka akan menghasilkan residu abu (padatan) yang jauh lebih ringan daripada kayu semula. Akan tetapi, jika logam dibakar di udara bebas, maka akan menghasilkan oksida yang lebih berat dibandingkan dengan logam semula. Untuk menjawab keanehan tersebut, para kimiawan mengembangkan metode eksperimen secara cermat dengan menggunakan neraca kimia dalam mengukur volume atau massa gas, cair dan padat yang terjadi pada reaksi kimia. Oleh karena itu, massa reaktan dan hasil reaksi dapat diukur dengan cermat. Hasil eksperimen tersebut menyajikan fakta kepada pengamat dan menuntut mereka ke perumusan hukum fundamental (dasar ) yang menguraikan sifat kimia. Hukum dasar yang diperoleh dikenal dengan hukum kekekalan massa, yaitu sebagai berikut. ’’ Massa tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan dalam perubahan materi apa pun.’’

Fakta hukum dasar kekekalan massa sudah dibuktikan pada tahun 1756 oleh ilmuwan Rusia, M.V. Lomonosov. Mungkin karena masalah bahasa, karyanya tidak dikenal di Eropa Barat secara meluas. Secara terpisah pada tahun 1783, seorang kimiawan besar Prancis, Antoine Lavoisier melakukan hal yang sama dengan menggunakan neraca kimia untuk menunjukkan bahwa jumlah dari massa hasil reaksi kimia sama dengan jumlah massa reaktannya.

Lavoisier melakukan eksperimen dengan memanaskan mrerkuri dalam labu tertutup yang berisi udara. Setelah beberapa hari, terbentuk zat yang berwarna merah yaitu merkuri(II) oksida. Gas dalam tabung massanya berkurang dan tidak dapat lagi menyangga pembakaran (lilin dalam tabung tidak menyala lagi) dan hewan akan mati jika dimasukkan ke dalamnya. Hal itu menunjukkan bahwa gas oksigen dalam tabung sudah habis. Sekarang diketahui bahwa gas yang tersisa adalah nitrogen, sedangkan oksigen dari udara dalam tabung telah habis bereaksi dengan merkuri. Selanjutnya, Lavoisier mengambil oksida merkuri tersebut dan memanaskannya

6

sehingga terurai kembali. Kemudian dia menimbang merkuri dan gas yang dihasilkan. Ternyata massa gabungannya sama dengan massa merkuri(II) oksida yang digunakan semula. Akhirnya setelah beberapa kali dilakukan eksperimen dan hasilnya sama, Lavoisier menyatakan hukum kekekalan massa yaitu sebagai berikut. ’’ Dalam setiap reaksi kimia, massa zat sebelum dan sesudah reaksi selalu sama.’’

Lavoisier adalah orang pertama yang mengamati bahwa reaksi kimia analog dengan persamaan aljabar.Contoh :

S(s) +  O2(g) →  SO2(g)

1 mol S bereaksi dengan 1 mol O2 membentuk 1 mol SO2. 32 gram S bereaksi dengan 32 gram O2 membentuk 64 gram SO2. Massa total reaktan sama dengan massa produk yang dihasilkan.

H2(g) +  ½ O2(g) →  H2O(l)

1 mol H2 bereaksi dengan ½ mol O2 membentuk 1 mol H2O. 2 gram H2 bereaksi dengan 16 gram O2 membentuk 18 gram H2O. Massa total reaktan sama dengan massa produk yang terbentuk.

2. HUKUM PROUST ATAU HUKUM PERBANDINGAN TETAP

Pada tahun 1799 kimiawan Prancis, Joseph Proust, melalui berbagai percobaan menemukan suatu ketetapan yang dikenl dengan hukum Proust, yaitu sebagai berikut.

“perbandingan massa unsur-unsur pembentuk senyawa selalu tetap, sekali pun dibuat dengan cara yang berbeda”

Pada waktu itu Proust menemukan bahwa tembaga karbonat, baik dari sumber alami maupun sintetis di laboratorium mempunyai susunan yang tetap.

Untuk menentukan susunan suatu senyawa, kita dapat menguraikan suatu contoh senyawa yang telah kita timbang, kemudian senyawa-senyawa itu diuraikan menjadi unsure-unsurnya. Masing-masing unsur pembentuk senyawa itu kita timbang, ternyata diperoleh suatu perbandingan tertentu. Jika hal tersebut diulang-ulang, maka akan diperoleh perbandingan yang sama. Metode lain juga dapat dilakukan, yaitu dengan menimbang massa senyawa yang terbentuk

7

dari persenyawaan unsur-unsur yang masing-masing unsur tersebut massanya diketahui. Dari sekian banyak eksperimen mengenai susunan unsure dalam senyawa, selalu menghasilkan pernyataan berikut.

“Suatu senyawa murni selalu tersusun dari unsur-unsur yang tetap dengan perbandingan massa yang tetap.”

Contoh :

S(s) +  O2(g) →  SO2(g)

Perbandingan massa S terhadap massa O2 untuk membentuk SO2

adalah 32 gram S berbanding 32 gram O2 atau 1 : 1. Hal ini berarti, setiap satu gram S tepat bereaksi dengan satu gram O2

membentuk 2 gram SO2. Jika disediakan 50 gram S, dibutuhkan 50 graM O2 untuk membentuk 100 gra- SO2.

H2(g) +  ½ O2(g) →  H2O(l)

Perbandingan massa H2 terhadap massa O2 untuk membentuk H2O adalah 2 gram H2 berbanding 16 gram gram O2 atau 1 2 8. Hal ini berarti, Setiap satu gram H2 tepat bereaKsi dengan 8 gram O2 lembentuk 9 gram H2O. Jika disediakan 24 gram O2, dibutuhkan 1 gram H2 untuk membentuk 27 gram H2O.

3. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA

Ketertarikan John Dalton mempelajari dua unsur yang dapat membentuk lebih dari satu senyawa ternyata Menghasilkan suatu kesimpulan yang disebut hukum perbandingan berganda:

’’Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, maka perbandingan massa unsur yang satu, yang bersenyawa dengan unsur lain yang tertentu massanya merupakan bilangan bulat dan sederhana’’.

Sebagai contoh yaitu tembaga dengan oksigen,karbon dengan oksigen, belerang dengan oksieen, dan fosfor dengan klor.

8

Perbandingan massa kedua unsur tersebut adalah sebagai berikut.

1 Tembaga dan oksigen membentuk dua senyawa tembaga oksida.

tembaga oksida tembaga oksigen tembaga : oksigen

I 88,8% 11,2% 1 : 0,126

I 79,9% 20,1% 1 : 0,252

2 Karbon dan oksigen dapat membentuk dua senyawa

Karbon + oksigen → Karbon monoksida (I)

Karbon + oksigen → Karbon diosida (II)

senyawa karbon oksigen karbon : oksigen

I 42,8% 57,2% 1 : 1,33

II 27,3% 72,7% 1 : 2,67

3 Sulfur (belerang) dengan oksigan dapat membentuk dua senyawa oksigen, yaitu sulfur oksida (I) dan sulfur trioksida (II)

senyawa belerang oksigen belerang : oksigen

I 50% 50% 1 : 1 II 40% 60% 1 : 1,5

Sampai kini hukum ini masih dapat diterima, tetapi perlu dikoreksi mengenai bilangan sederhana. Jika perbandingan itu bilangan sederhana (1, 2, 3, 4, 5) berarti rumus senyawa juga sederhana, seperti H2O, CO2, dan H2SO4. Akan tetapi kini ditemukan senyawa dengan bilangan besar, seperti sukrosa dan asam arakidonat.

9

4. HUKUM PERBANDINGAN VOLUME

Hubungan antara volume-volume dari gas-gas dalam reaksi kimia telah diselidiki oleh Joseph Louis Gay-Lussac dalam tahun 1905. Pada penelitian itu ditemukan bahwa pada suhu dan tekanan tetap, setiap satu volume gas oksigen akan bereaksi dengan dua volume gas hidrogen menghasilkan dua volume uap air, dengan demikian perbandingan antara volume hidrogen, volume oksigen dan volume uap air berurut adalah 2:1:2. Contoh lain : satu volume gas hidrogen akan bereaksi dengan satu volume gas klor menghasilkan dua volume gas hidrogen klorida; perbandingan volume hidrogen, volume klor dan volume hidrogen klorida berurut adalah 1:1:2. Pada reaksi antara gas nitrogen dan gas hidrogen membentuk gas amonik, maka perbandingan volume dari ketiga gas itu berturut adalah 1:3:2 (N2 : H2 : NH3).

Berdasarkan uraian di atas,dapat disimpulkan bahwa:

“pada suhu dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas pereaksi dengan volume gas hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana (sama dengan perbandingan koefisien reaksinya)”

Contoh :

N2(g) +  3 H2(g) →  2 NH3(g)

Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mL gas N2 tepat bereaksi dengan 3 mL gas H2 membentuk 2 mL gas NH3. Dengan demikian, untuk memperoleh 50 L gas NH3, dibutuhkan 25 L gas N2 dan 75 L gas H2.

CO(g) +  H2O(g) →  CO2(g) +  H2(g)

Perbandingan volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Hal ini berarti, setiap 1 mL gas CO tepat bereaksi dengan 1 mL gas H2O membentuk 1 mL gas CO2 dan 1 mL gas H2. Dengan demikian, sebanyak 4 L gas CO membutuhkan 4 L gas H2O untuk membentuk 4 L gas CO2 dan 4 L gas H2.

B. TEORI ATOM DALTON

10

Mempelajari tentang teori atom sangatlah penting sebab atom merupakan penyusun materi yang ada di alam semesta. Dengan memahami atom kita dapat mempelajari bagaimana satu atom dengan yang lain berinteraksi, mengetahui sifat-sifat atom, dan sebagainya sehigga kita dapat memanfaatkan aam semesta untuk kepentingan umat manusia.

Nama “atom” berasal dari bahasa Yunani yaitu “atomos” diperkenalkan oleh Democritus yang artinya tidak dapat dibagi lagi atau bagain terkecil dari materi yang tidak dapat dibagi lagi. Konsep atom yang merupakan penyusun materi yang tidak dapat dibagi lagi pertama kali diperkenalkan oleh ahli filsafat Yunani dan India.

Konsep atom yang lebih modern muncul pada abab ke 17 dan 18 dimana saat itu ilmu kimia mulai berkembang. Para ilmuwan mulai menggunakan teknik menimbang untuk mendapatkan pengukuran yang lebih tepat dan menggunakan ilmu fisika untuk mendukung perkembangan teori atom.

John Dalton seorang guru berkebangsaan Ingris menggunakan konsep atom untuk menjelaskan mengapa unsur selalu bereaksi dengan perbandingan angka bulat sederhana (selanjutnya lebih dikenal dengan hokum perbandingan berganda) dan mengapa gas lebih mudah larut dalam air dibandingkan yang lain. Dalton menyusun teori atomnya berdasarkan hukum kekekalan massa dan hokum perbandingan tetap. Dimana konsep atomnya adalah sebagai berikut:

Setiap unsur tersusun dari partikel kecil yang disebut sebagai atom.

Atom dari unsur yang sama adalah identik dan atom dari unsur yang tidak berbeda dalam beberapa hal dasar.

Senyawa kimia dibentuk dari kombinasi atom. Suatu senyawa selalu memiliki perbandingan jumlah atom dan jenis atom yang sama.

Reaksi kimia melibatkan reorganisasi atom yaitu berubah bagaimana cara mereka berikatan akan tetapi atom-atom yang terlibat tidak berubah selama reaksi kimia berjalan.

Model atom Dalton ini biasanya disebut sebagai model atom bola billiard dimana warna bola billiard yang berbeda-beda merupakan symbol atom unsur yang berbeda-beda.

11

C. HUKUM AVOGADRO

Hukum Avogadro (Hipotes Avogadro, atau Prinsip Avogadro) adalah hukum gas yang diberi nama sesuai dengan ilmuwan Italia Amedeo Avogadro, yang pada 1811 mengajukan hipotesis bahwa:

Gas-gas yang memiliki volum yang sama, pada temperatur dan tekanan yang sama, memiliki jumlah partikel yang sama pula.

Artinya, jumlah molekul atau atom dalam suatu volum gas tidak tergantung kepada ukuran atau massa dari molekul gas. Sebagai contoh, 1 liter gas hidrogen dan nitrogen akan mengandung jumlah molekul yang sama, selama suhu dan tekanannya sama. Aspek ini dapat dinyatakan secara matematis,

dimana:

V adalah volum gas.

n adalah jumlah mol dalam gas tersebut.

k adalah tetapan kesebandingan.

Akibat paling penting dari hukum Avogadro adalah bahwa Konstanta gas ideal memiliki nilai yang sama bagi semua gas. Artinya, konstanta

dimana:

p adalah tekanan gas

T adalah temperatur

memiliki nilai yang sama untuk semua gas, tidak tergantung pada ukuran atau massa molekul gas. Hipotesis Avogadro dibuktikan melalui teori kinetika gas.

12

Satu mol gas ideal memiliki volum 22.4 liter pada kondisi standar (STP), dan angka ini sering disebut volum molar gas ideal. Gas-gas nyata (non-ideal) memiliki nilai yang berbeda.

Contoh :Pada pembentukan molekul H2O

2L H2(g) + 1L O2(g) 2L H2O(g)

2 molekul H2 1 molekul O2 2 molekul H2O

Catatan :

Jika volume dan jumlah molekul salah 1 zat diketahui, maka volume dan jumlah molekul zat lain dapat ditentukan dengan menggunakan persamaan :

Vyang dicari

=koefisienyang dicarikoefisienyang diketahui

x Vyang diketahui

dan

Xyang dicari

=koefisienyang dicarikoefisienyang diketahui

x Xyang diketahui

Keterangan :

V = volume molekul ( L )

X = jumlah partikel ( molekul )

D. MASSA ATOM DAN MASSA MOLEKUL RELATIF

Atom adalah partikel yang sangat kecil sehingga massa atom juga terlalu kecil bila dinyatakan dengan satuan gram. Karena itu, para ahli kimia menciptakan cara untuk mengukur

13

massa suatu atom, yaitu dengan massa atom relatif. Massa atom relatif (Ar) adalah perbandingan massa rata-rata suatu atom dengan satu per dua belas kali massa satu atom karbon-12.

Unit terkecil suatu zat dapat juga berupa molekul. Molekul disusun oleh dua atau lebih atom-atom yang disatukan oleh ikatan kimia. Massa molekul relatif (Mr) adalah perbandingan massa rata-rata suatu molekul dengan satu per dua belas kali massa satu atom karbon-12.

Ar Y = massa rata-rata 1 molekul Y / (1/12 x massa 1 atom C-12)

Dalam rumus di atas digunakan massa atom dan massa molekul rata-rata. Kenapa menggunakan massa atom rata-rata? Karena unsur di alam mempunyai beberapa isotop. Sebagai contoh, karbon di alam mempunyai 2 buah isotop yang stabil yaitu C-12 (98,93%) dan C-13 (1,07%). Jika kelimpahan dan massa masing-masing isotop diketahui, massa atom relatif suatu unsur dapat dihitung dengan rumus:

Ar X = {(% isotop 1 x massa isotop 1) + (% isotop 2 x massa isotop 2) + …}/100

Jika diketahui massa atom relatif masing-masing unsur penyusun suatu molekul, massa molekul relatifnya sama dengan jumlah massa atom relatif dari seluruh atom penyusun molekul tersebut. Molekul yang mempunyai rumus AmBn berarti dalam 1 molekul tersbut terdapat m atom A dan n atom B. Dengan demikian massa molekul relatif AmBn dapat dihitung seperti berikut.

Mr AmBn = m x Ar A + n x Ar B

E. KONSEP MOL

Dalam mereaksikan zat, banyak hal yang perlu kita perhatikan misalnya wujud zat berupa gas, cair dan padat. Cukup sulit bagi kita untuk mereaksikan zat dalam ketiga wujud zat tersebut, dalam bentuk padat dipergunakan ukuran dalam massa (gram), dalam bentuk cair dipergunakan volume zat cair dimana didalamnya ada pelarut dan ada zat yang terlarut. Demikian pula yang berwujud gas memiliki ukuran volume gas.

14

Jumlah Mol ( n )

Jumlah Partikel ( X ) Kemolaran ( M )

Vn

M

2310x6,02xnX

mmxnm mVxnV

Kondisi ini menuntut para ahli kimia untuk memberikan satuan yang baru yang dapat mencerminkan jumlah zat dalam berbagai wujud zat. Avogadro mencoba memperkenalkan satuan baru yang disebut dengan mol. Definisi untuk 1 (satu) mol adalah banyaknya zat yang mengandung partikel sebanyak 6.023 x 1023. Bilangan ini dikenal dengan Bilangan Avogadro yang dilambangkan dengan huruf N.

Bagan di atas menunjukkan persamaan yang menyatakan hubungan jumlah mol dengan jumlah partikel untuk atom dan molekul

Dengan mempertimbangkan aspek massa zat, 1 mol zat didefinisikan sebagai massa zat tersebut yang sesuai dengan massa molekul relatifnya (Mr) atau massa atomnya (Ar).

Untuk 1 mol zat Karbon maka memiliki massa sesuai dengan massa atom Karbon, diketahui dari tabel periodik bahwa massa atom karbon adalah 12 sma, sehingga massa zat tersebut juga 12 gram. Untuk itu 1 mol zat dapat kita ubah kedalam bentuk persamaan :

15

F. RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL

Rumus kimia suatu zat dapat menjelaskan atau menyatakan jumlah relatif atom yang ada dalam zat itu. Rumus kimia dibedakan menjadi rumus molekul dan rumus empiris. Rumus empiris adalah rumus yang paling sederhana dari suatu senyawa.Rumus ini hanya menyatakan perbandingan jumlah atom-atom yang terdapat dalam molekul.Rumus empiris suatu senyawa dapat ditentukan apabila diketahui salah satu:- massa dan Ar masing-masing unsurnya

- % massa dan Ar masing-masing unsurnya

- perbandingan massa dan Ar masing-masing unsurnya

Rumus molekul suatu zat menjelaskan jumlah atom setiap unsure dalam satu molekul zat itu.

Bila rumus empirisnya sudah diketahui dan Mr juga diketahui maka rumus molekulnya dapat ditentukan.

G. PERSAMAAN REAKSI

Dalam ilmu kimia, persamaan reaksi atau persamaan kimia adalah penulisan simbolis dari sebuah reaksi kimia. Rumus kimia pereaksi ditulis di sebelah kiri persamaan dan rumus kimia produk dituliskan di sebelah kanan.[1]. Koefisien yang ditulis di sebelah kiri rumus kimia sebauh zat adalah koefisien stoikiometri, yang menggambarkan jumlah zat tersebut yang terlibat dalam reaksi relatif terhadap zat yang lain. Persamaan reaksi yang pertama kali dibuat oleh ahli iatrokimia Jean Beguin pada 1615.

Dalam sebuah persamaan reaksi, pereaksi dan produk dihubungkan melalui simbol yang berbeda-beda. Simbol →

16

digunakan untuk reaksi searah, ⇆ untuk reaksi dua arah, dan ⇌ untuk reaksi kesetimbangan. Misalnya, persamaan reaksi pembakaran metana (suatu gas pada gas alam) oleh oksigen dituliskan sebagai berikut

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

Seringkali pada suatu persamaan reaksi, wujud zat yang bereaksi dituliskan dalam singkatan di sebelah kanan rumus kimia zat tersebut. Huruf s melambangkan padatan, l melambangkan cairan, g melambangkan gas, dan aq melambangkan larutan dalam air. Misalnya, reaksi padatan kalium (K) dengan air (2H2O) menghasilkan larutan kalium hidroksida (KOH) dan gas hidrogen (H2), dituliskan sebagai berikut

2K (s) + 2H2O (l) → 2KOH (aq) + H2 (g)

Selain itu, di paling kanan dari sebuah persamaan reaksi kadang-kadang juga terdapat suatu besaran atau konstanta, misalnya perubahan entalpi atau konstanta kesetimbangan. Misalnya proses Haber (reaksi sintesis amonia) dengan perubahan entalpi (ΔH) dituliskan sebagai berikut

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ΔH = -92.4 kJ/mol.

Suatu persamaan disebut setara jika jumlah suatu unsur pada sebelah kiri persamaan sama dengan jumlah unsur tersebut di sebelah kanan, dan dalam reaksi ionik, jumlah total muatan harus setara juga.

1). Menuliskan Persamaan Reaksi.

o Reaksi kimia mengubah zat-zat asal (pereaksi = reaktan) menjadi zat baru (produk).

o Jenis dan jumlah atom yang terlibat dalam reaksi tidak berubah, tetapi ikatan kimia di antaranya berubah.

o Ikatan kimia dalam pereaksi diputuskan dan terbentuk ikatan baru dalam produknya.

o Atom-atom ditata ulang membentuk produk reaksi.Contoh :

17

2 H2(g ) + O

2(g) → 2 H

2O (l )

Keterangan :

Tanda panah menunjukkan arah reaksi (artinya = membentuk atau bereaksi menjadi).

Huruf kecil dalam tanda kurung menunjukkan wujud atau keadaan zat yang bersangkutan (g = gass, l = liquid, s = solid dan aq = aqueous / larutan berair).

Bilangan yang mendahului rumus kimia zat disebut koefisien reaksi (untuk menyetarakan atom-atom sebelum dan sesudah reaksi).

Koefisien reaksi juga menyatakan perbandingan paling sederhana dari partikel zat yang terlibat dalam reaksi.

Penulisan persamaan reaksi dapat dilakukan dengan 2 langkah :1).Menuliskan rumus kimia zat pereaksi dan produk, lengkap

dengan keterangan wujudnya.

2). Penyetaraan, yaitu memberi koefisien yang sesuai sehingga jumlah atom setiap unsur sama pada kedua ruas (cara sederhana).

Contoh :

Langkah 1 : Al(s )+H

2SO

4(aq)→Al

2(SO

4)3(aq )+H

2( g )

(belum setara)

Langkah 2 : 2 Al (s )+ 3 H

2SO

4(aq)→Al

2(SO

4)3(aq)+ 3 H2(g )

(sudah setara)

2). Menyetarakan Persamaan Reaksi.

Langkah-langkahnya (cara matematis) :

a). Tetapkan koefisien salah satu zat, biasanya zat yang rumusnya paling kompleks = 1, sedangkan zat lain diberikan koefisien sementara dengan huruf.

b). Setarakan terlebih dahulu unsur yang terkait langsung dengan zat yang diberi koefisien 1 itu.

c). Setarakan unsur lainnya. Biasanya akan membantu jika atom O disetarakan paling akhir.

18

H. KEMOLARAN

Kemolaran Larutan (M) Kemolaran adalah suatu cara untuk menyatakan

konsentrasi (kepekatan) larutan. Menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter

larutan, atau jumlah mmol zat terlarut dalam tiap mL larutan.

Dirumuskan :

Misalnya : larutan NaCl 0,2 M artinya, dalam tiap liter larutan terdapat 0,2 mol (= 11,7 gram) NaCl atau dalam tiap mL larutan terdapat 0,2 mmol (= 11,7 mg) NaCl.

Rumus Pengenceran

V1.M1=V2.M2

V1=Volume sebelum pengenceran(liter)M1=Molaritas sebelum pengenceran(M)V2=Volume sesudah pengenceran(liter)M2=Molaritas sesudah pengenceran(M)

I. MOLALITAS 19

Molalitas menyatakan perbandingan mol zat terlarut dalam kilogram pelarut. Molalitas dinyatakan antara jumlah mol zat terlarut dengan massa dalam kg pelarut. Bagaimana simbol dari molalitas zat? Molalitas disimbolkan dengan m

dengan

n = jumlah mol zat terlarut ......................... (mol)

p = massa pelarut ..................................... (kg)

m = molalitas ............................................. (mol kg-1)

J. FRAKSI MOL

Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang menyatakan perbandingan antara jumlah mol salah satu komponen larutan (jumlah mol zat pelarut atau jumlah mol zat terlarut) dengan jumlah mol total larutan. Fraksi mol disimbolkan dengan X . Misal dalam larutan hanya mengandung 2 komponen, yaitu zat B sebagai zat terlarut dan A sebagai pelarut, maka fraksi mol A disimbolkan XA dan XB untuk fraksi mol zat terlarut.

atau

dengan XA = fraksi mol pelarut

XB = fraksi mol zat terlarut

nA = jumlah mol pelarut

nB = jumlah mol zat terlarut

Jumlah fraksi mol pelarut dengan zat terlarut sama dengan 1.

XA + XB = 1

K. BILANGAN OKSIDASI

1. PENGERTIAN BILANGAN OKSIDASI

20

Bilangan oksidasi adalah muatan formal atom dalam  suatu molekul atau dalam ion yang dialokasikan sedemikian sehingga atom yang ke-elektronegativannya lebih rendah mempunyai muatan positif.  Karena muatan listrik tidak berbeda dalam hal molekul yang terdiri atas atom yang sama, bilangan oksidasi atom adalah kuosien muatan listrik netto dibagi jumlah atom.  Dalam kasus ion atau molekul mengandung atom yang berbeda, atom dengan ke-elektronegativan lebih besar dapat dianggap anion dan yang lebih kecil dianggap kation. Misalnya, nitrogen berbilangan oksidasi 0 dalam N2; oksigen berbilangan oksidasi -1 dalam O2

2-; dalam NO2 nitrogen +4 dan oxygen -2; tetapi dalam NH3 nitrogen -3 dan hidrogen +1.  Jadi, bilangan oksidasi dapat berbeda untuk atom yang sama yang digabungkan dengan pasangan yang berbeda dan atom dikatakan memiliki muatan formal yang sama nilainya dengan bilangan oksidasinya.  Walaupun harga nilai muatan formal ini tidak mengungkapkan muatan sebenarnya, namun nilai ini sangat memudahkan untuk untuk menghitung elektron valensi dan dalam menangani reaksi redoks.

HARGA BILANGAN OKSIDASI

1. Unsur bebas Bialngan Oksidasi = 0

 2. Oksigen

Dalam Senyawa Bilangan Oksidasi = -2kecuali

a. Dalam peroksida, Bilangan Oksidasi = -1b. Dalam superoksida, Bilangan Oksida = -1/2c. Dalam OF2, Bilangan Oksidasi = +2

 3. Hidrogen

Dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +1

21

Kecuali dalam hibrida = -1

 4. Unsur-unsur Golongan IA

Dalam Senyawa, Bilangan Oksidasi = +2

 5. Unsur-unsur Golongan IIA

Dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +2

 6. Bilangan Oksidasi molekul = 0

 7. Bilangan Oksidasi ion = muatan ion

 8. Unsur halogen

F : 0, -1

Cl : 0, -1, +1, +3, +5, +7

Br : 0, -1, +1, +5, +7

I : 0, -1, +1, +5, +7

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

22

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.

2. KONSEP REAKSI OKSIDASI DAN REDUKSI

Dalam kehidupan sehari-hari sering ditemui reaksi kimia yang dapat digolongkan dalam reaksi oksidasi, reaksi reduksi maupun reaksi oksidasi-reduksi (redoks), misalnya pembakaran, perkaratan, pengolahan logam dari bijinya.

Berdasar perkembangannya, konsep oksidasi-reduksi dijelaskan dari beberapa hal berikut :

a. Penggabungan dan Pengeluaran Oksigen

Jika sepotong besi diletakkan di udara terbuka, lama kelamaan logam itu berkarat. Reaksi perkaratan besiberlangsung sebagai berikut :

4Fe(s) + 3O2(g) ------> 2Fe2O3

Pada peristiwa perkaratan, besi bereaksi dengan oksigen. Kita katakan besi mengalami oksidasi. Kata “oksidasi” secara karafiah berarti “ Pengoksigenan ”. karat besi adalah oksida

23

dengan rumus Fe2O3, sebagaimana bijih besi pada kulit bumi, pada industri logam bijih besi diolah menjadi besi murni menurut reaksi berikut ini :

Fe2O3(s) + 3CO(g) ------> 2Fe(s) + 3CO2 (g)

Pada pembuatan besi murni, terjadi pengeluaran atau pengurangan oksigen dari bijih besi (Fe2O3). Kita katakan, Fe2O3 mengalami reduksi. Kata reduksi secara harafiah berarti “pengurangan”. Jadi : Oksidasi adalah peristiwa penggabungan pada persamaan reaksi berikut :

2Cu + O2 ----> 2CuO2Fe + O2 ----> 2FeO4Fe + 3O2 ----> 2Fe2O3

Reduksi adalah proses pengambilan atau pengeluaran oksigen dari suatu zat.

2FeO + C ----> 2Fe + CO2CuO + H2 ----> Cu + H2O

b. Pelepasan dan Penangkapan Elektron

Pada peristiwa oksidasi Fe menjadi Fe2O3, atom Fe melepaskan elektron menjadi ion Fe3+. Jadi pengertian oksidasi dapat diperluas menjadi pelepasan elektron. Sebaliknya pada peristiwa reduksi Fe2O3 menjadi Fe, ion Fe3+ menangkap elektron menjadi atom Fe. Maka pengertian reduksi juga dapat diperluas menjadi peristiwa penangkapan elektron. Dengan pengertian yang lebih luas ini, konsep oksidasi dan reduksi tidaklah terbatas pada reaksi-reaksi yang melibatkan oksigen saja.Oksidasi adalah reaksi pelepasan elektron.

Contoh reaksi oksidasi :Na ----> Na+ + e

24

Zn ----> Zn2+ + 2eFe2+ ----> Fe3+ + eS2- ---- >S + 2e

Reduksi adalah reaksi penerimaan atau penangkapan elektron.

Contoh reaksi reduksi :K+ + e ---- >KCu2+ + 2e ---->CuCo3+ + e----> Co2+

Cl2 + 2e ---->2Cl-

Pada reaksi oksidasi, elektron berada di ruas kananPada reaksi reduksi, elektron berada di ruas kiri

Perlu diingat bahwa “ melepaskan elektron “ berarti memberikan elektron kepada atom lain. Sedangkan “menangkap elektron” berarti menerima elektron dari atom lain. Jadi peristiwa oksidasi suatu atom selalu disertai oleh peristiwa reduksi atom yang lain. Sebagai contoh, kita lihat reaksi oksidasi

Zn----> Zn2+ + e

Reaksi ini harus mempunyai pasangan berupa reaksi reduksi agar jelas kepada siapa elektron itu diberikan, misalnya :

Cu2+ + 2e ---->Cu

Dengan demikian, kedua reaksi diatas masing-masing baru merupakan setengah reaksi, sedangkan reaksi lengkapnya adalah :

Zn + Cu2+ ---->Zn2+ + Cu

Reaksi lengkap ini disebut reaksi redoks (singkatan dari

25

reduksi-oksidasi) sebab mengandung dua peristiwa sekaligus : Zn teroksidasi menjadi Zn2+ dan Cu2+ tereduksi menjadi Cu. Zat yang mengalami oksidasi (melepaskan elektron) disebut reduktor (pereduksi), sebab ia menyebabkan zat lain mengalami reduksi, sebaliknya zat yang mengalami reduksi disebut oksidator (pengoksidasi).Pada contoh reaksi diatas Zn merupakan reduktor, sedangkan Cu2+merupakan oksidator.

Reduktor = Zat yang mengalami oksidasi Oksidator = Zat yang mengalami reduksi

c. Oksidasi-Reduksi Berdasarkan Bilangan Oksidasi

Oksidasi = Penambahan (naiknya) bilangan oksidasiReduksi = Pengurangan (turunnya) bilangan oksidasiBilangan oksidasi : bilangan yang menunjukkan kemampuan atom dalam mengikat atau melepas elektron

Contoh :

Fe2O3(s) + ....3CO(g)→ 2Fe(s) +..3CO2(g)+3..................+2............0..........+4l_________________lreduksi........... l_____________l...........................oksidasi

L. NORMALITAS

Normalitas yang bernotasi (N) merupakan satuan konsentrasi yang sudah memperhitungkan kation atau anion yang dikandung sebuah larutan. Normalitas didefinisikan banyaknya zat dalam gram ekivalen dalam satu liter larutan. Secara sederhana gram ekivalen adalah jumlah gram zat untuk mendapat satu muatan.

26

Sebagai contoh: 1 mol H2SO4 dalam 1 liter larutan, H = 1, S = 32 dan O = 16, kita dapat tentukan gram ekivalennya. Dalam hal ini kita telah mengenal konsep ionisasi. 1 mol H2SO4 = 98 gram. (Ingat konsep mol).

Untuk mendapatkan larutan 1 N, maka zat yang dibutuhkan hanya 49 gram H2SO4 dilarutkan kedalam 1 Liter air, karena dengan 49 gram atau 0.5 molar sudah dihasilkan satu muatan dari zat-zat yang terionisasi.

KESIMPULAN

Berdasarkan uraian materi di atas, dapat ditarik beberapa kesimpulan yaitu:

27

1. Stoikiometri adalah perhitungan kimia yang menyangkut hubungan kuantitatif zat yang terlibat dalam reaksi.

2. Konsep mol digunakan untuk menentukan rumus kimia suatu senyawa, baik rumus empiris (perbandingan terkecil atom dalam senyawa) maupun rumus molekul (jumlah atom dalam senyawa)

3. Rumus empiris dihitung gram atau persen masing-masing penyusun senyawa dan angka tersebut dibagi dengan Ar masing-masing diperoleh perbandingan mol terkecil dari unsur penyusun senyawa.

4. Rumus molekul dan rumus empiris suatu senyawa ada kalanya sama, tetapi kebanyakan tidak sama.

5. Menentukan rumus molekul senyawa ada dua hal yang harus terlebih dahulu diketahui yaitu rumus empiris senyawa dan Mr atau BM senyawa.

6. Koefisien reaksi : Perbandingan mol seluruh zat yang ada pada persamaan reaksi, baik reaksi ruas kiri maupun hasil di ruas kanan.

7. Jika salah satu zat sudah diketahui molnya, mk zat lain pada persamaan reaksi dapat dicari dengan cara membandingkan koefisien.

8. Hukum-hukum gasYaitu:a. Hukum Gay-Lussac (hukum perbandingan volume).b. Hukum Avogadro (pada suhu dan tekanan yang sama,

gas-gas yang bervolume sama akan memiliki mol yang sama).

c. Keadaan Standar (setiap 1 mol gas apa saja pada suhu 0oC dan tekanan 1 atm memiliki volume 22,4 liter (22,4 dm3)

28

SOAL DAN PEMBAHASAN

1. Pada wadah tertutup, 4 gram logam kalsium dibakar dengan oksigen, menghasilkan kalsium oksida. Jika massa kalsium oksida yang dihasilkan adalah 5,6 gram, maka berapa massa oksigen yang diperlukan?

Jawab :

m Ca = 4 gram

m CaO = 5,6 gram

m O2 = ..?

Berdasarkan hukum kekekalan massa :

Massa sebelum reaksi = massa sesudah reaksi

m Ca + m O2 = m CaOm O2 = m CaO - m Ca

= (5,6 – 4,0) gram

= 1,6 gram

Jadi massa oksigen yang diperlukan adalah 1,6 gram.

2. Jika diketahui perbandingan massa besi (Fe) dan belerang (S) dalam pembentukan senyawa besi (II) sulfida (FeS) adalah 7 : 4 maka tentukan a. Massa besi yang dibutuhkan untuk bereaksi dengan 8

gram belerang!b. Massa belerang yang tersisa, jika sebanyak 21 gram Fe

direaksikan dengan 15 gram S!c. Massa S dan massa Fe yang dibutuhkan untuk

menghasilkan 22 gram senyawa FeS!

Jawab :

Reaksi : Fe + S → FeS

7 4 11

Massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama, sehingga 7 gram Fe akan bereaksi dengan 4 gram S membentuk 11 gram FeS.

29

a) Massa S = 8 gram Massa Fe = …?

Massa Fe =

74x 8 gram = 14 gram

Jadi massa Fe yang dibutuhkan adalah 14 gram.

b) 21 gram Fe direaksikan dengan 15 gram S, berarti :Fe : S = 21 : 15 = 7 : 5

Belerang berlebih, berarti seluruh Fe habis bereaksi.

Massa Fe yang bereaksi = 21 gram

Massa S yang bereaksi =

47x 21 gram = 12 gram

Massa S yang tersisa = ( 15-12 ) gram = 3 gram

Jadi massa S yang tersisa adalah 3 gram.

c) Untuk membentuk 22 gram FeS :

m Fe =

711x 22 gram = 14 gram

m S =

411x 22 gram = 8 gram

Jadi massa Fe dan S yang dibutuhkan adalah 14 gram dan 8 gram.

3. Karbon dapat bergabung dengan hidrogen dengan perbandingan 3 : 1, membentuk gas metana. Berapa massa hidrogen yang diperlukan untuk bereaksi dengan 900 gram C pada metana?

Jawab :

C : H = 3 : 1 sehingga :

900 : m H = 3 : 1

30

m H =

13x 900 gram = 300 gram

Jadi, massa H yang diperlukan adalah 300 gram.:

4. Pada suhu dan tekanan yang sama, sebanyak 2 L gas nitrogen (N2) tepat bereaksi dengan gas H2 membentuk gas NH3 (amonia).

Tentukan :

a. Persamaan reaksinya!b. Volume gas H2 yang diperlukan!c. Volume gas NH3 yang dihasilkan!

Jawab :

a) Persamaan reaksinya :N2( g ) + 3 H

2(g ) → 2 NH

3( g )

b) V H2 =

koef . H2

koef . N2x V N2

=

31x 2 L

= 6 L

Jadi volume gas H2 yang diperlukan dalam reaksi adalah 6 L.

c)V NH3 =

koef . NH3

koef . N2x V N2

=

21x 2 L

= 4 L

Jadi volume gas NH3 yang dihasilkan oleh reaksi tersebut adalah 4 L.

5. Setarakan persamaan reaks berikut!

C2H6+ O

2→ CO

2+ H

2O

Jawab:31

Langkah 1:

Menetapkan koefisien C2H6 = 1 sedangkan koefisien yang lain ditulis dengan huruf.

1 C2H6+ a O

2→ b CO

2+ c H

2O

Langkah 2 :

Jumlah atom di ruas kiri dan kanan :

Atom

Ruas kiri

Ruas kanan

C 2 B

H 6 2c

O 2a 2b+c

Langkah 3:

Jumlah atom di ruas kiri = jumlah atom di ruas kanan.

Dari langkah 3, diperoleh :

b = 2 ……………. (i)

2c = 6 ……………. (ii)

2a = (2b + c) …….. (iii)

Dari persamaan (ii), diperoleh :

2c = 6

c =

62

= 3………. (iv)

Persamaan (i) dan (iv) disubstitusikan ke persamaan (iii) :

2a = (2b + c) …….. (iii)

2a = {(2).(2) + 3} = 7

32

a =

72 …………... (v)

Langkah 4 :

Nilai-nilai a, b dan c disubstitusikan ke persamaan reaksi :

1 C2H6 + 72O2 → 2 CO2 + 3 H2O …………..(x 2)

2 C2H6+ 7 O

2→ 4 CO

2+ 6 H

2O

Langkah 6 :

Memeriksa kembali jumlah atom di ruas kiri dan kanan, serta melengkapi wujud zatnya.

2 C2H6( g ) + 7 O

2( g ) → 4 CO

2(g) + 6 H

2O (g )

6. Tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa-senyawa di bawah ini!

a. Suatu senyawa C den H mengandung 6 gram C dan 1 gram H. Tentukanlah rumus empiris dan rumus molekul senyawa tersebut bila diketahui Mr nya = 28 !

Jawab:

mol C : mol H = 6/12 : 1/1 = 1/2 : 1 = 1 : 2Jadi rumus empirisnya: (CH2)n

Bila Mr senyawa tersebut = 28 maka:

12n + 2n = 28

14n = 28

n = 2

Jadi rumus molekulnya : (CH2)2 = C2H4

b. Untuk mengoksidasi 20 ml suatu hidrokarbon (CxHy) dalam keadaan gas diperlukan oksigen

33

sebanyak 100 ml dan dihasilkan CO2 sebanyak 60 ml. Tentukan rumus molekul hidrokarbon tersebut !

Jawab:

Persamaan reaksi pembakaran hidrokarbon secara umum

CxHy (g) + (x + 1/4 y) O2 (g) x CO2 (g) + 1/2 y H2O (l)Koefisien reaksi menunjukkan perbandingan mol zat-zat yang terlibat dalam reaksi.Menurut Gay Lussac gas-gas pada p, t yang sama, jumlah mol berbanding lurus dengan volumenya

Maka:

mol CxHy

: mol O2: mol CO2

= 1 : (x + 1/4y) : x

20 : 100 : 60 = 1 : (x + 1/4y) : x

1 : 5 : 3 = 1 : (x + 1/4y) : x

atau:

1 : 3 = 1 : x

x = 3

1 : 5 = 1 : (x + 1/4y)

y = 8Jadi rumus hidrokarbon tersebut adalah : C3H8

7. Gas A2 sebanyak 10 mL tepat habis bereaksi dengan 15 mL gas B2 membentuk 10 mL gas AxBy pada suhu dan tekanan yang sama. Berapakah nilai x dan y?

Penyelesaian :

Perbandingan volume gas A2 terhadap gas B2 dan gas AxBy

adalah 10 mL : 15 mL : 10 mL = 2 : 3 : 2. Perbandingan

34

volume gas sama dengan perbandingan koefisien reaksinya. Dengan demikian, persamaan reaksi menjadi :

2 A2(g) +  3 B2(g) → 2 AxBy

Nilai x = 2 dan nilai y = 3.

8. Pada suhu dan tekanan tertentu, sebanyak 0,5 L gas hidrogen (Ar H = 1) memiliki massa sebesar 0,05 gram. Berapakah volume gas oksigen yang dapat dihasilkan jika sebanyak 12,25 gram padatan KClO3 dipanaskan? (Mr KClO3 = 122,5)

Penyelesaian :

mol H2 =  gram / Mr  =  0,05 / 2  =  0,025 mol

Persamaan reaksi pemanasan KClO3 adalah sebagai berikut :

KClO3(s) →  KCl(s) +  3/2 O2(g)

mol KClO3 = gram / Mr  = 12,25 / 122,5 = 0,1 mol

Dengan demikian, mol O2 = (3/2) x 0,1 mol = 0,15 mol

Pada suhu dan tekanan yang sama, Hukum Avogadro berlaku pada sistem gas. Perbandingan mol gas sama dengan perbandingan volume gas. Dengan demikian :

mol H2 :  mol O2 =  volume H2 :  volume O2

0,025 : 0,15 =  0,5 : volume O2

Volume O2 = ( 0,15 x 0,5) / 0,025  =  3 L

9. Sebanyak 16,4 gram Ca(NO3)2 dilarutkan dalam air hingga volume 250 ml. Jika diketahui Mr Ca(NO3)2 = 164, tentukan Konsentrasi larutan !

Jawab :

35

M= (m/n) x (1000/v)

M= (16,4/164) x (1000/250)

M=0,4 M

10. Sebanyak 50 ml larutan HCl 0,2 M ditambah air hingga membentuk larutan HCl dengan konsentrasi 0,05 M. Hitunglah volume air yang harus ditambahkan !

Jawab :

M1 . V1 = M2 . V2

0,2 . 50 = 0,05 . V2

V2 = 200 ml

V air = 200-50 = 150 ml

11. Berapa molalitas larutan yang dibuat dari 4 gram NaOH dengan 200 gram air?

Jawab

4 gram NaOH dalam 200 gram air

Jadi, molalitas larutan NaOH adalah 0,5 m.

12. Tentukan molalitas larutan glukosa (C6H12O6) 6 %.

Jawab

36

Larutan glukosa 6 % mengandung arti bahwa setiap 100 gram larutan, massa glukosa = 6 gram dan massa air 94 gram.

Massa glukosa dalam 6 % glukosa = 6/100 x 100 gram = 6 gram

Massa pelarut = (100 - 6) gram = 94 gram = 0,094 kg

Jumlah mol glukosa = 6/180 = 0,033 mol

Jadi, molalitas larutan glukosa 6 % adalah 0,35 molal.

13. Tentukan fraksi mol etanol (Mr = 46) dalam larutan etanol 46 % massa.

Jawab

Larutan etanol 46 % mengandung arti bahwa setiap 100 gram larutan mengandung:

Massa etanol = 46/100 x 100 gram = 46 gram

Massa air = (100 - 46) gram = 54 gram

Jumlah mol etanol (nB)= 46/46 = 1 mol

Jumlah mol air (nA) = 54/18 = 3 mol

= 1/ 1+3

= ¼

= 0,25

Jadi, fraksi mol etanol adalah 0,25.

37

14. Berapa kadar (dalam %) glukosa (C6H12O6) dalam suatu larutan, jika diketahui fraksi mol glukosa dalam larutan itu sama dengan 0,2 (Mr glukosa = 98)?

Jawab

Jika fraksi mol glukosa = 0,2; maka fraksi mol air = 0,8

Jumlah mol glukosa : jumlah mol air = 0,2 : 0,8 = 1 : 4

Massa glukosa : massa air

= (mol glukosa x Mr glukosa) : (mol air x Mr air)

= (1 x 98) : (4 x 18)

= 98 : 72

Kadar (%) glukosa = 98/170x 100% = 0,58%

Jadi, kadar glukosa dalam larutan sebesar 0,58 %.

15. Suatu senyawa dengan rumus C12H22O11 mengandung 72 g karbon , dan oksigen sebanyak…..( Ar H=1, O=16, C=12 )

Jawab

Perbandingan indeks = Perbandingan mol

mol C : mol = 12 : 11

massa C/Ar C : massa O/Ar O = 12 : 11

72/12 : m/16 = 12: 11

72/12x12 = m/11x16

m = 88

Jadi, massa Oksigen dalam senyawa C12H22O11 adalah 88 gram.

DAFTAR PUSTAKA

38

Brady, E.J. 1999. Kimia Universitas. Jakarta : Binarupa Aksara.

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti.

Jakarta : Erlangga.

Ompu, Marlan. 2002. Kimia SPMB. Bandung : Yrama Widya.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar. Bandung : ITB.

http : //www.google.co,id/stoikiometri (diakses tanggal 10

Oktober 2010).

BAB II

STRUKTUR ATOM

39

Sebelumnya Dalton telah mengemukakan teori tentang atom yang menyatakan bahwa atom adalah partikdl terkecil materi yang tidak dapat dibagi. Oleh sebab itu, sifat atom dapat dijelaskan dengan teori yang didasarkan gejala yang dapat ditangkap oleh alat tertentu. Gejala tersebut menunjukkan bahwa dalam atom terdapat partikel dasar, yaitu elektron, proton, dan feutron. Kedudukan pertikel terse`ut dalam atom disebut struktur atom. Gejala listrik menunjukkan bahwa atom menunjukkan bahwa atom mengandung partikel bermuatan positif dan negatif. Berdasarkan hal tersebut, Thompson menyatakan bahwa atom terdiri atas partikel bermuatan positif dan dipermukaannya tersebut elektron yang bermuatan negatif. Sedangkan Ernest RutheRford menjadikan interaksi atom dengan pertikel alfa menjadi dasar teorinya yang menyatakan bahwa atom terdiri atas inti bermuatan positif dan disekitarnya terdapat elektron yang menge,elinginya. Teoti ini memiliki kelemahan yaitu tidak dapat menjelaskan kestabilan elektron dalam mengelilingi anti tersebut. Namun masalah ini dapat dipecahkan oleh Bohr dalam teorinya.

Teori Bohr bertolak belakang dari spektrum atom hidrogen yang mempunyai garis-garis tertentu. Menurut Bohr, elektron berada pada lintasan yang mempunyai tingkat energi tertentu dan stabil. Muncul suatu fakta bahwa jika satu garis spektrum hidrogen diperhatikan dengan cermat ternyata terdiri atas garis-garis kecil

yang sangat berdekatan. Hal ini tidak dapat dijelaskan oleh Bohr. Kemudian para ahli berupaya mendapatkan teori yang lebih meyakinkan. Perhatian diarahkan pada sifat khusus partikel, seperti proton, elektron dan neutron sehingga akhirnya melahirkan teori atom mekanika gelombang.

Teori atom mekanika gelombang difokuskan terutama pada konfigurasi elektron, yaitu susunan elektron dalam ruang (orbital) disekitar inti atom. Dari konfigurasi elektron dapat dipahami sifat atom, seperti jari-jari, energy ionisasi, dan afinitas elektron.

A. DEFINISI DAN SEJARAH ATOM1. DEFINISI ATOM

40

Atom adalah suatu satuan dasar materi, yang terdiri atas inti atom serta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya. Inti atom terdiri atas proton yang bermuatan positif, dan neutron yang bermuatan netral (kecuali pada inti atom Hidrogen-1, yang tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom oleh gaya elektromagnetik. Sekumpulan atom demikian pula dapat berikatan satu sama lainnya, dan membentuk sebuah molekul. Atom yang mengandung jumlah proton dan elektron yang sama bersifat netral, sedangkan yang mengandung jumlah proton dan elektron yang berbeda bersifat positif atau negatif dan disebut sebagai ion. Atom dikelompokkan berdasarkan jumlah proton dan neutron yang terdapat pada inti atom tersebut. Jumlah proton pada atom menentukan unsur kimia atom tersebut, dan jumlah neutron menentukan isotop unsur tersebut.

Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani (ἄτομος/átomos, α-τεμνω), yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawan berhasil menemukan struktur dan komponen-komponen subatom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah tak dapat dibagi-bagi lagi. Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan kemudian berhasil memodelkan atom.

Dalam pengamatan sehari-hari, secara relatif atom dianggap sebuah objek yang sangat kecil yang memiliki massa yang secara proporsional kecil pula. Atom hanya dapat dipantau dengan menggunakan peralatan khusus seperti mikroskop gaya atom. Lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada inti atom, dengan proton dan neutron yang bermassa hampir sama. Setiap unsur paling tidak memiliki satu isotop dengan inti yang tidak stabil, yang dapat mengalami peluruhan radioaktif. Hal ini dapat mengakibatkan transmutasi, yang mengubah jumlah proton dan neutron pada inti. Elektron yang terikat pada atom mengandung sejumlah aras energi, ataupun orbital, yang stabil dan dapat mengalami transisi di antara aras tersebut dengan menyerap ataupun memancarkan foton yang sesuai dengan perbedaan energi antara aras. Elektron pada atom menentukan sifat-sifat

41

kimiawi sebuah unsur, dan mempengaruhi sifat-sifat magnetis atom tersebut.

2. SEJARAH ATOM

Konsep bahwa materi terdiri dari satuan-satuan terpisah yang tidak dapat dibagi lagi menjadi satuan yang lebih kecil telah ada selama satu milenium. Namun, pemikiran tersebut masihlah bersifat abstrak dan filosofis, daripada berdasarkan pengamatan empiris dan eksperimen. Secara filosofis, deskripsi sifat-sifat atom bervariasi tergantung pada budaya dan aliran filosofi tersebut, dan seringkali pula mengandung unsur-unsur spiritual di dalamnya. Walaupun demikian, pemikiran dasar mengenai atom dapat diterima oleh para ilmuwan ribuan tahun kemudian, karena ia secara elegan dapat menjelaskan penemuan-penemuan baru pada bidang kimia.

Rujukan paling awal mengenai konsep atom dapat ditilik kembali kepada zaman India kuno pada tahun 800 sebelum masehi, yang dijelaskan dalam naskah filsafat Jainisme sebagai anu dan paramanu. Aliran mazhab Nyaya dan Vaisesika mengembangkan teori yang menjelaskan bagaimana atom-atom bergabung menjadi benda-benda yang lebih kompleks. Satu abad kemudian muncul rujukan mengenai atom di dunia Barat oleh Leukippos, yang kemudian oleh muridnya Demokritos pandangan tersebut disistematiskan. Kira-kira pada tahun 450 SM, Demokritos menciptakan istilah átomos (bahasa Yunani: ἄτομος), yang berarti "tidak dapat dipotong" ataupun "tidak dapat dibagi-bagi lagi". Teori Demokritos mengenai atom bukanlah usaha untuk menjabarkan suatu fenomena fisis secara rinci, melainkan suatu filosofi yang mencoba untuk memberikan jawaban atas perubahan-perubahan yang terjadi pada alam. Filosofi serupa juga terjadi di India, namun demikian ilmu pengetahuan modern memutuskan untuk menggunakan istilah "atom" yang dicetuskan oleh Demokritos.

Kemajuan lebih jauh pada pemahaman mengenai atom dimulai dengan berkembangnya ilmu kimia. Pada tahun 1661, Robert Boyle mempublikasikan buku The Sceptical Chymist yang berargumen bahwa materi-materi di dunia ini terdiri dari berbagai kombinasi "corpuscules", yaitu atom-atom yang berbeda. Hal ini berbeda dengan pandangan klasik yang berpendapat bahwa materi terdiri dari unsur-unsur udara, tanah, api, dan air. Pada tahun 1789, istilah element (unsur) didefinisikan oleh seorang bangsawan dan peneliti Perancis,

42

Antoine Lavoisier, sebagai bahan dasar yang tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi dengan menggunakan metode-metode kimia.

Berbagai atom dan molekul yang digambarkan pada buku John Dalton, A New System of Chemical Philosophy (1808).

Pada tahun 1803, John Dalton menggunakan konsep atom untuk menjelaskan mengapa unsur-unsur selalu bereaksi dalam perbandingan yang bulat dan tetap, serta mengapa gas-gas tertentu lebih larut dalam air dibandingkan dengan gas-gas lainnya. Ia mengajukan pendapat bahwa setiap unsur mengandung atom-atom tunggal unik, dan atom-atom tersebut selanjutnya dapat bergabung untuk membentuk senyawa-senyawa kimia.

Teori partikel ini kemudian dikonfirmasikan lebih jauh lagi pada tahun 1827, yaitu ketika botaniwan Robert Brown menggunakan mikroskop untuk mengamati debu-debu yang mengambang di atas air dan menemukan bahwa debu-debu tersebut bergerak secara acak. Fenomena ini kemudian dikenal sebagai "Gerak Brown". Pada tahun 1877, J. Desaulx mengajukan pendapat bahwa fenomena ini disebabkan oleh gerak termal molekul air, dan pada tahun 1905 Albert Einstein membuat analisis matematika terhadap gerak ini. Fisikawan Perancis Jean

43

Perrin kemudian menggunakan hasil kerja Einstein untuk menentukan massa dan dimensi atom secara eksperimen, yang kemudian dengan pasti menjadi verifikasi atas teori atom Dalton.

Berdasarkan hasil penelitiannya terhadap sinar katoda, pada tahun 1897 J. J. Thomson menemukan elektron dan sifat-sifat subatomiknya. Hal ini meruntuhkan konsep atom sebagai satuan yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Thomson percaya bahwa elektron-elektron terdistribusi secara merata di seluruh atom, dan muatan-muatannya diseimbangkan oleh keberadaan lautan muatan positif (model puding prem).

Namun pada tahun 1909, para peneliti di bawah arahan Ernest Rutherford menembakkan ion helium ke lembaran tipis emas, dan menemukan bahwa sebagian kecil ion tersebut dipantulkan dengan sudut pantulan yang lebih tajam dari yang apa yang diprediksikan oleh teori Thomson. Rutherford kemudian mengajukan pendapat bahwa muatan positif suatu atom dan kebanyakan massanya terkonsentrasi pada inti atom, dengan elektron yang mengitari inti atom seperti planet mengitari matahari. Muatan positif ion helium yang melewati inti padat ini haruslah dipantulkan dengan sudut pantulan yang lebih tajam. Pada tahun 1913, ketika bereksperimen dengan hasil proses peluruhan radioaktif, Frederick Soddy menemukan bahwa terdapat lebih dari satu jenis atom pada setiap posisi tabel periodik. Istilah isotop kemudian diciptakan oleh Margaret Todd sebagai nama yang tepat untuk atom-atom yang berbeda namun merupakan satu unsur yang sama. J.J. Thomson selanjutnya menemukan teknik untuk memisahkan jenis-jenis atom tersebut melalui hasil kerjanya pada gas yang terionisasi.

Model atom hidrogen Bohr yang menunjukkan loncatan elektron antara orbit-orbit tetap dan memancarkan energi foton dengan frekuensi tertentu.

44

Sementara itu, pada tahun 1913 fisikawan Niels Bohr mengkaji ulang model atom Rutherford dan mengajukan pendapat bahwa elektron-elektron terletak pada orbit-orbit yang terkuantisasi serta dapat meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya, meskipun demikian tidak dapat dengan bebas berputar spiral ke dalam maupun keluar dalam keadaan transisi. Suatu elektron haruslah menyerap ataupun memancarkan sejumlah energi tertentu untuk dapat melakukan transisi antara orbit-orbit yang tetap ini. Apabila cahaya dari materi yang dipanaskan memancar melalui prisma, ia menghasilkan suatu spektrum multiwarna. Penampakan garis-garis spektrum tertentu ini berhasil dijelaskan oleh teori transisi orbital ini.

Ikatan kimia antar atom kemudian pada tahun 1916 dijelaskan oleh Gilbert Newton Lewis sebagai interaksi antara elektron-elektron atom tersebut. Atas adanya keteraturan sifat-sifat kimiawi dalam tabel periode kimia, kimiawan Amerika Irving Langmuir tahun 1919 berpendapat bahwa hal ini dapat dijelaskan apabila elektron-elektron pada sebuah atom saling berhubungan atau berkumpul dalam bentuk-bentuk tertentu. Sekelompok elektron diperkirakan menduduki satu set kelopak elektron di sekitar inti atom.

Percobaan Stern-Gerlach pada tahun 1922 memberikan bukti lebih jauh mengenai sifat-sifat kuantum atom. Ketika seberkas atom perak ditembakkan melalui medan magnet, berkas tersebut terpisah-pisah sesuai dengan arah momentum sudut atom (spin). Oleh karena arah spin adalah acak, berkas ini diharapkan menyebar menjadi satu garis. Namun pada kenyataannya berkas ini terbagi menjadi dua bagian, tergantung dari apakah spin atom tersebut berorientasi ke atas ataupun ke bawah.

Pada tahun 1926, dengan menggunakan pemikiran Louis de Broglie bahwa partikel berperilaku seperti gelombang, Erwin Schrödinger mengembangkan suatu model atom matematis yang menggambarkan elektron sebagai gelombang tiga dimensi daripada sebagai titik-titik partikel. Konsekuensi penggunaan bentuk gelombang untuk menjelaskan elektron ini adalah bahwa adalah tidak mungkin untuk secara matematis menghitung posisi dan momentum partikel secara bersamaan. Hal ini kemudian dikenal sebagai prinsip ketidakpastian, yang dirumuskan oleh Werner Heisenberg pada 1926. Menurut konsep ini, untuk setiap pengukuran suatu posisi, seseorang hanya bisa mendapatkan kisaran nilai-nilai probabilitas momentum, demikian pula

45

sebaliknya. Walaupun model ini sulit untuk divisualisasikan, ia dapat dengan baik menjelaskan sifat-sifat atom yang terpantau yang sebelumnya tidak dapat dijelaskan oleh teori mana pun. Oleh sebab itu, model atom yang menggambarkan elektron mengitari inti atom seperti planet mengitari matahari digugurkan dan digantikan oleh model orbital atom di sekitar inti di mana elektron paling berkemungkinan berada.

Diagram skema spetrometer massa sederhana.

Perkembangan pada spektrometri massa mengijinkan dilakukannya pengukuran massa atom secara tepat. Peralatan spektrometer ini menggunakan magnet untuk membelokkan trayektori berkas ion, dan banyaknya defleksi ditentukan dengan rasio massa atom terhadap muatannya. Kimiawan Francis William Aston menggunakan peralatan ini untuk menunjukkan bahwa isotop mempunyai massa yang berbeda. Perbedaan massa antar isotop ini berupa bilangan bulat, dan ia disebut sebagai kaidah bilangan bulat. Penjelasan pada perbedaan massa isotop ini berhasil dipecahkan setelah ditemukannya neutron, suatu partikel bermuatan netral dengan massa yang hampir sama dengan proton, yaitu oleh James Chadwick pada tahun 1932. Isotop kemudian dijelaskan sebagai unsur dengan jumlah proton yang sama, namun memiliki jumlah neutron yang berbeda dalam inti atom.

Pada tahun 1950-an, perkembangan pemercepat partikel dan detektor partikel mengijinkan para ilmuwan mempelajari dampak-dampak dari atom yang bergerak dengan energi yang tinggi. Neutron dan proton kemudian diketahui sebagai hadron,

46

yaitu komposit partikel-partikel kecil yang disebut sebagai kuark. Model-model standar fisika nuklir kemudian dikembangkan untuk menjelaskan sifat-sifat inti atom dalam hal interaksi partikel subatom ini.

Sekitar tahun 1985, Steven Chu dkk. di Bell Labs mengembangkan sebuah teknik untuk menurunkan temperatur atom menggunakan laser. Pada tahun yang sama, sekelompok ilmuwan yang diketuai oleh William D. Phillips berhasil memerangkap atom natrium dalam perangkap magnet. Claude Cohen-Tannoudji kemudian menggabungkan kedua teknik tersebut untuk mendinginkan sejumlah kecil atom sampai beberapa mikrokelvin. Hal ini mengijinkan ilmuwan mempelajari atom dengan presisi yang sangat tinggi, yang pada akhirnya membawa para ilmuwan menemukan kondensasi Bose-Einstein.

Dalam sejarahnya, sebuah atom tunggal sangatlah kecil untuk digunakan dalam aplikasi ilmiah. Namun baru-baru ini, berbagai peranti yang menggunakan sebuah atom tunggal logam yang dihubungkan dengan ligan-ligan organik (transistor elektron tunggal) telah dibuat. Berbagai penelitian telah dilakukan untuk memerangkap dan memperlambat laju atom menggunakan pendinginan laser untuk mendapatkan pemahaman yang lebih baik mengenai sifat-sifat atom.

B. PARTIKEL DASAR PENYUSUN ATOM

1.ELEKTRON

Percobaan tabung sinar katoda pertama kali dilakukan William Crookes (1875). Hasil eksperimennya adalah ditemukannya seberkas sinar yang muncul dari arah katoda menuju ke anoda yang disebut sinar katoda.

George Johnstone Stoney (1891) yang memberikan nama sinar katoda disebut “elektron”. Kelemahan dari Stoney tidak dapat menjelaskan pengertian atom dalam suatu unsur memiliki sifat yang sama sedangkan unsur yang berbeda akan memiliki sifat berbeda, padahal keduanya sama-sama memiliki elektron. Antoine Henri Becquerel (1896) menentukan sinar yang dipancarkan dari unsur-unsur Radioaktif yang sifatnya mirip dengan elektron. Joseph John Thomson (1897) melanjutkan eksperimen William Crookes yaitu pengaruh medan listrik dan medan magnet dalam tabung sinar katoda. Hasil percobaannya membuktikan bahwa ada partikel bermuatan negatif dalam suatu

47

atom karena sinar tersebut dapat dibelokkan ke arah kutub positif medan listrik.

Besarnya muatan dalam elektron ditemukan oleh Robert Andrew Milikan (1908) melalui percobaan tetes minyak Milikan. Minyak disemprotkan ke dalam tabung yang bermuatan listrik. Akibat gaya tarik gravitasi akan mengendapkan tetesan minyak yang turun. Bila tetesan minyak diberi muatan negatif maka akan tertarik kekutub positif medan listrik. Hasil percobaan Milikan dan Thomson diperoleh muatan elektron –1 dan massa elektron 0.

Awan elektron

Sumur potensial yang menunjukkan energi minimum V(x) yang diperlukan untuk mencapai tiap-tiap posisi x. Suatu partikel dengan energi E dibatasi pada kisaran posisi antara x1 dan x2.

Elektron dalam suatu atom ditarik oleh proton dalam inti atom melalui gaya elektromagnetik. Gaya ini mengikat elektron dalam sumur potensi elektrostatik di sekitar inti. Hal ini berarti bahwa energi luar diperlukan agar elektron dapat lolos dari atom. Semakin dekat suatu elektron dalam inti, semakin besar gaya atraksinya, sehingga elektron yang berada dekat dengan pusat sumur potensi memerlukan energi yang lebih besar untuk lolos.

Elektron, sama seperti partikel lainnya, memiliki sifat seperti partikel maupun seperti gelombang (dualisme gelombang-partikel). Awan elektron adalah suatu daerah dalam sumur potensi di mana tiap-tiap elektron menghasilkan sejenis gelombang diam (yaitu gelombang yang tidak bergerak relatif terhadap inti) tiga dimensi. Perilaku ini ditentukan oleh orbital atom, yakni suatu fungsi matematika yang menghitung probabilitas suatu elektron akan muncul pada suatu lokasi tertentu ketika posisinya diukur. Hanya akan ada satu himpunan

48

orbital tertentu yang berada disekitar inti, karena pola-pola gelombang lainnya akan dengan cepat meluruh menjadi bentuk yang lebih stabil.

Fungsi gelombang dari lima orbital atom pertama. Tiga orbital 2p memperlihatkan satu biidang simpul.

Tiap-tiap orbital atom berkoresponden terhadap aras energi elektron tertentu. Elektron dapat berubah keadaannya ke aras energi yang lebih tinggi dengan menyerap sebuah foton. Selain dapat naik menuju aras energi yang lebih tinggi, suatu elektron dapat pula turun ke keadaan energi yang lebih rendah dengan memancarkan energi yang berlebih sebagai foton.

Energi yang diperlukan untuk melepaskan ataupun menambah satu elektron (energi pengikatan elektron) adalah lebih kecil daripada energi pengikatan nukleon. Sebagai contohnya, hanya diperlukan 13,6 eV untuk melepaskan elektron dari atom hidrogen. Bandingkan dengan energi sebesar 2,3 MeV yang diperlukan untuk memecah inti deuterium. Atom bermuatan listrik netral oleh karena jumlah proton dan elektronnya yang sama. Atom yang kekurangan ataupun kelebihan elektron disebut sebagai ion. Elektron yang terletak paling luar dari inti dapat ditransfer ataupun dibagi ke atom terdekat lainnya. Dengan cara inilah, atom dapat saling berikatan membentuk molekul.

2. PROTON

Jika massa elektron 0 berarti suatu partikel tidak mempunyai massa padahal partikel materi mempunyai massa yang dapat diukur. Begitu pula kenyataan bahwa atom itu netral. Bagaimana mungkin atom itu bersifat netral dan mempunyai, jika hanya ada elektron saja dalam atom?

Eugene Goldstein (1886) melakukan eksperimen dari tabung gas yang memiliki katoda, yang diberi lubang-lubang dan diberi muatan listrik. Ternyata pada saat terbentuk elektron yang menuju anoda terbentuk pula sinar positif yang menuju arah berlawanan melewati lubang pada katoda. Setelah berbagai gas

49

dicoba dalam tabung ini, ternyata gas hidrogenlah yang menghasilkan sinar muatan positif yang paling kecil baik massa maupun muatannya, sehingga partikel ini disebut proton.Massa proton = 1 sma (satuan massa atom) dan muatan proton = +1.

3. INTI ATOM

Setelah penemuan proton dan elektron, Ernest Rutherford melakukan penelitian penembakan lempeng tipis. Jika atom terdiri dari partikel yang bermuatan positif dan negatif maka sinar alpha yang ditembakkan seharusnya tidak ada yang diteruskan/menembus lempeng sehingga muncullah istilah inti atom.

Ernest Rutherford dibantu oleh Hans Geiger dan Ernest Marsden (1911) menemukan konsep inti atom didukung oleh penemuan sinar X oleh WC. Rontgen (1895) dan penemuan zat Radioaktif (1896). Hasil percobaan ini membuat Rutherford menyatakan hipotesanya bahwa atom tersusun dari inti atom yang bermuatan positif dan dikelilingi elektron yang bermuatan negatif. Untuk mengimbanginya sehinga atom bersifat netral. Massa inti atom tidak seimbang dengan massa proton yang ada dalam inti atom, sehingga dapat dipredisi bahwa ada partikel lain dalam inti atom.

Energi pengikatan yang diperlukan oleh nukleon untuk lolos dari inti pada berbagai isotop.

4. NEUTRON

50

Prediksi dari Rutherford memacu W. Bothe dan H. Becker (1930) melakukan eksperimen penembakan partikel alpha pada inti atom berilium (Be). Ternyata dihasilkan radiasi partikel berdaya tembus tinggi.

Eksperimen ini dilanjutkan oleh James Chadwick (1932). Ternyata partikel yang menimbulkan radiasi berdaya tembus tinggi itu bersifat netral atau tidak bermuatan dan massanya hampir sama dengan proton. Partikel ini disebut neutron.

Gambaran proses fusi nuklir yang menghasilkan inti deuterium (terdiri dari satu proton dan satu neutron). Satu positron (e+) dipancarkan bersamaan dengan neutrino electron.

C. TEORI ATOM THOMPSON DAN RUTHERFORD

1. TEORI ATOM THOMPSON

Berdasarkan penemuan tabung katode yang lebih baik oleh William Crookers, maka J.J. Thomson meneliti lebih lanjut tentang sinar katode dan dapat dipastikan bahwa sinar katode merupakan partikel, sebab dapat memutar baling-baling yang diletakkan diantara katode dan anode. Dari hasil percobaan ini, Thomson menyatakan bahwa sinar katode merupakan partikel penyusun atom (partikel subatom) yang bermuatan negatif dan selanjutnya disebut elektron.

Atom merupakan partikel yang bersifat netral, oleh karena elektron bermuatan negatif, maka harus ada partikel lain yang bermuatan positifuntuk menetrallkan muatan negatif elektron tersebut. Dari penemuannya tersebut, Thomson memperbaiki

51

kelemahan dari teori atom dalton dan mengemukakan teori atomnya yang dikenal sebagai Teori Atom Thomson. Yang menyatakan bahwa:

“Atom merupakan bola pejal yang bermuatan positif dan didalamya tersebar muatan negatif elektron”

Model atom ini dapat digambarkan sebagai jambu biji yang sudah dikelupas kulitnya. biji jambu menggambarkan elektron yang tersebar marata dalam bola daging jambu yang pejal, yang pada model atom Thomson dianalogikan sebagai bola positif yang pejal.Kelemahan model atom Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

Model atom Joseph John Thompson

2. TEORI ATOM RUTHERFORD

Rutherford bersama dua orang muridnya (Hans Geigerdan Erners Masreden) melakukan percobaan yang dikenal dengan hamburan sinar alfa (λ) terhadap lempeng tipis emas. Sebelumya telah ditemukan adanya partikel alfa, yaitu partikel yang bermuatan positif dan bergerak lurus, berdaya tembus besar sehingga dapat menembus lembaran tipis kertas. Percobaan tersebut sebenarnya bertujuan untuk menguji pendapat Thomson, yakni apakah atom itu betul-betul merupakan bola pejal yang positif yang bila dikenai partikel alfa akan dipantulkan atau dibelokkan. Dari pengamatan mereka, didapatkan fakta bahwa apabila partikel alfa ditembakkan pada lempeng emas yang sangat tipis, maka sebagian besar partikel alfa diteruskan (ada penyimpangan sudut kurang dari 1°), tetapi dari pengamatan Marsden diperoleh fakta bahwa satu diantara 20.000 partikel alfa akan membelok sudut 90°.Berdasarkan gejala-gejala yang terjadi, diperoleh beberapa kesipulan beberapa berikut:

52

1. Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan

2. Jika lempeng emas tersebut dianggap sebagai satu lapisanatom-atom emas, maka didalam atom emas terdapat partikel yang sangat kecil yang bermuatan positif.

3. Partikel tersebut merupakan partikelyang menyusun suatu inti atom, berdasarkan fakta bahwa 1 dari 20.000 partikel alfa akan dibelokkan. Bila perbandingan 1:20.000 merupakan perbandingan diameter, maka didapatkan ukuran inti atom kira-kira 10.000 lebih kecil daripada ukuran atom keseluruhan.

Berdasarkan fakta-fakta yang didapatkan dari percobaan tersebut, Rutherford mengusulkan model atom yang dikenal dengan Model Atom Rutherford yang menyatakan bahwa Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif. Rutherford menduga bahwa didalam inti atom terdapat partikel netral yang berfungsi mengikat partikel-partikel positif agar tidak saling tolak menolak.

Model atom Rutherford dapat digambarkan sebagai beriukut:

Kelemahan:

Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom.

D. TEORI ATOM MODERN

Model atom mekanika kuantum dikembangkan oleh Erwin Schrodinger (1926).Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat

53

bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.

Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger.Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.

Persamaan Schrodinger

x,y dan zYmђEV

= Posisi dalam tiga dimensi= Fungsi gelombang= massa= h/2p dimana h = konstanta plank dan p = 3,14= Energi total= Energi potensial

Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada gambar berikut ini.

Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron. Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit.Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital.

54

Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.

Ciri khas model atom mekanika gelombang

1. Gerakan elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi darikebolehjadian paling besar ditemukannya elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)

2. Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)

3. Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi bolehjadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron.

E. TEORI ATOM JOHN DALTON

Pada tahun 1803, John Dalton mengemukakan mengemukakan pendapatnaya tentang atom. Teori atom Dalton didasarkan pada dua hukum, yaitu hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier) dan hukum susunan tetap (hukum prouts). Lavosier mennyatakan bahwa “Massa total zat-zat sebelum reaksi akan selalu sama dengan massa total zat-zat hasil reaksi”. Sedangkan Prouts menyatakan bahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap”. Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan pendapatnya tentang atom sebagai berikut:

1. Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi

2. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda

3. Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen

4. Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.

Hipotesa Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti pada tolak peluru. Seperti gambar berikut ini:

55

Kelemahan:

Teori dalton tidak menerangkan hubungan antara larutan senyawa dan daya hantar arus listrik.

A. SPEKTRUM ATOM DAN TEORI ATOM BOHR

1.SPEKTRUM ATOM

Jika sebuah gas diletakkan di dalam tabung kemudian arus listrik dialirkan ke dalam tabung, gas akan memancarkan cahaya. Cahaya yang dipancarkan oleh setiap gas berbeda-beda dan merupakan karakteristik gas tersebut. Cahaya dipancarkan dalam bentuk spektrum garis dan bukan spektrum yang kontinu.

Kenyataan bahwa gas memancarkan cahaya dalam bentuk spektrum garis diyakini berkaitan erat dengan struktur atom. Dengan demikian, spektrum garis atomik dapat digunakan untuk menguji kebenaran dari sebuah model atom.

spektrum garis berbagai gas

56

Spektrum garis membentuk suatu deretan warna cahaya dengan panjang gelombang berbeda. Untuk gas hidrogen yang merupakan atom yang paling sederhana, deret panjang gelombang ini ternyata mempunyai pola tertentu yang dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan matematis. Seorang guru matematika Swiss bernama Balmer menyatakan deret untuk gas hidrogen sebagai persamaan berikut ini. selanjutnya, deret ini

disebut deret Balmer.

Dimana panjang gelombang dinyatakan dalam satuan nanometer (nm).

Beberapa orang yang lain kemudian menemukan deret-deret yang lain selain deret Balmer sehingga dikenal adanya deret Lyman, deret Paschen, Bracket, dan Pfund. Pola deret-deret ini ternyata serupa dan dapat dirangkum dalam satu persamaan. Persamaan ini disebut deret spektrum hidrogen.

Dimana R adalah konstanta Rydberg yang nilainya 1,097 × 107 m−1.

- Deret Lyman (m = 1)

dengan n = 2, 3, 4, ….

2.TEORI ATOM BOHR

Pada tahun 1913, pakar fisika Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum atom hidrogen. Percobaannya ini berhasil memberikan gambaran keadaan elektron dalam menempati daerah disekitar inti atom. Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut:

1. Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti.

57

2. Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.

3. Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv.

4. Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebut momentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2∏ atau nh/2∏, dengan n adalah bilangan bulat dan h tetapan planck.

Menurut model atom bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.Kelemahannya yaitu model atom ini tidak bisa menjelaskan spektrum warna dari atom berelektron banyak.

Model Atom Niels Bohr

G. NOMOR ATOM DAN NOMOR MASSA

Suatu atom memiliki sifat dan massa yang khas satu sama lain. Dengan penemuanpartikel penyusun aton dikenal istilah nomor atom (Z) dan nomor massa (A).

1. NOMOR ATOM (Z)

Jumlah proton dalam suatu atom disebut nomor atom yang diberikan lambang

58

Z. Nomor atom ini merupakan ciri khas suatu unsur, karena atom bersifatnetral maka jumlah proton sama dengan jumlah elektronnya. Sehingga nomoratom juga menunjukan jumlah elektron.Elektron inilah yang nantinya paling menentukan sifat suatu unsur. Nomoratom ditulis agak ke bawah sebelum lambang unsur. Atom oksigen mempunyai8 proton dan 8 elektron sehingga nomor atomnya 8.

2. NOMOR MASSA (A)

Seperti diuraikan sebelumnya massa elektron sangat kecil, dianggap nol.Sehingga massa atom ditentukan oleh inti atom yaitu proton dan neutron.Nomor massa ditulis agak ke atas sebelum lambang unsur. Atom oksigenmempunyai nomor atom 8 dan nomor massa 16, sehingga atom oksigenmengandung 8 proton dan 8 neutron.Nomor Massa (A) = Jumlah proton + Jumlah neutronAtauJumlah neutron = Nomor massa – Nomor atomPenulisan lambang atom unsur menyertakan nomor atom dan nomor massa.dimana:A = nomor massaZ = nomor atomX = lambang unsur

H. SIFAT ATOM

1. Sifat-sifat nuklir

Berdasarkan definisi, dua atom dengan jumlah proton yang identik dalam intinya termasuk ke dalam unsur kimia yang sama. Atom dengan jumlah proton sama namun dengan jumlah neutron berbeda adalah dua isotop berbeda dari satu unsur yang sama. Sebagai contohnya, semua hidrogen memiliki satu proton, namun terdapat satu isotop hidrogen yang tidak memiliki neutron (hidrogen-1), satu isotop yang memiliki satu neutron (deuterium), dua neutron (tritium), dll. Hidrogen-1 adalah bentuk isotop hidrogen yang paling umum. Kadang-kadang ia disebut

59

sebagai protium. Semua isotop unsur yang bernomor atom lebih besar daripada 82 bersifat radioaktif.

Dari sekitar 339 nuklida yang terbentuk secara alami di Bumi, 269 di antaranya belum pernah terpantau meluruh. Pada unsur kimia, 80 dari unsur yang diketahui memiliki satu atau lebih isotop stabil. Unsur 43, 63, dan semua unsur lebih tinggi dari 83 tidak memiliki isotop stabil. Dua puluh tujuh unsur hanya memiliki satu isotop stabil, manakala jumlah isotop stabil yang paling banyak terpantau pada unsur timah dengan 10 jenis isotop stabil.

2.Massa

Karena mayoritas massa atom berasal dari proton dan neutron, jumlah keseluruhan partikel ini dalam atom disebut sebagai nomor massa. Massa atom pada keadaan diam sering diekspresikan menggunakan satuan massa atom (u) yang juga disebut dalton (Da). Satuan ini didefinisikan sebagai seperduabelas massa atom karbon-12 netral, yang kira-kira sebesar 1,66 × 10−27 kg. Hidrogen-1 yang merupakan isotop teringan hidrogen memiliki bobot atom 1,007825 u. Atom memiliki massa yang kira-kira sama dengan nomor massanya dikalikan satuan massa atom. Atom stabil yang paling berat adalah timbal-208, dengan massa sebesar 207,9766521 u.

Para kimiawan biasanya menggunakan satuan mol untuk menyatakan jumlah atom. Satu mol didefinisikan sebagai jumlah atom yang terdapat pada 12 gram persis karbon-12. Jumlah ini adalah sekitar 6,022 × 1023, yang dikenal pula dengan nama tetapan Avogadro. Dengan demikian suatu unsur dengan massa atom 1 u akan memiliki satu mol atom yang bermassa 0,001 kg. Sebagai contohnya, Karbon memiliki massa atom 12 u, sehingga satu mol karbon atom memiliki massa 0,012 kg.

3.Ukuran

Atom tidak memiliki batasan luar yang jelas, sehingga dimensi atom biasanya dideskripsikan sebagai jarak antara dua inti atom ketika dua atom bergabung bersama dalam ikatan kimia. Jari-jari ini bervariasi tergantung pada jenis atom, jenis ikatan yang terlibat, jumlah atom di sekitarnya, dan spin atom. Pada tabel periodik unsur-unsur, jari-jari atom akan cenderung meningkat seiring dengan meningkatnya periode (atas ke bawah). Sebaliknya jari-jari atom akan cenderung meningkat

60

seiring dengan menurunnya nomor golongan (kanan ke kiri).[61]

Oleh karena itu, atom yang terkecil adalah helium dengan jari-jari 32 pm, manakala yang terbesar adalah sesium dengan jari-jari 225 pm. Dimensi ini ribuan kali lebih kecil daripada gelombang cahaya (400–700 nm), sehingga atom tidak dapat dilihat menggunakan mikroskop optik biasa. Namun, atom dapat dipantau menggunakan mikroskop gaya atom.

Ukuran atom sangatlah kecil, sedemikian kecilnya lebar satu helai rambut dapat menampung sekitar 1 juta atom karbon. Satu tetes air pula mengandung sekitar 2 × 1021 atom oksigen. Intan satu karat dengan massa 2 × 10-4 kg mengandung sekitar 1022 atom karbon. Jika sebuah apel diperbesar sampai seukuran besarnya Bumi, maka atom dalam apel tersebut akan terlihat sebesar ukuran apel awal tersebut.

Peluruhan radioaktif

Diagram ini menunjukkan waktu paruh (T½) beberapa isotop dengan jumlah proton Z dan jumlah proton N (dalam satuan detik).

Setiap unsur mempunyai satu atau lebih isotop berinti tak stabil yang akan mengalami peluruhan radioaktif, menyebabkan inti melepaskan partikel ataupun radiasi elektromagnetik. Radioaktivitas dapat terjadi ketika jari-jari inti sangat besar dibandingkan dengan jari-jari gaya kuat (hanya bekerja pada jarak sekitar 1 fm).

Bentuk-bentuk peluruhan radioaktif yang paling umum adalah:

61

Peluruhan alfa, terjadi ketika suatu inti memancarkan partikel alfa (inti helium yang terdiri dari dua proton dan dua neutron). Hasil peluruhan ini adalah unsur baru dengan nomor atom yang lebih kecil.

Peluruhan beta, diatur oleh gaya lemah, dan dihasilkan oleh transformasi neutron menjadi proton, ataupun proton menjadi neutron. Transformasi neutron menjadi proton akan diikuti oleh emisi satu elektron dan satu antineutrino, manakala transformasi proton menjadi neutron diikuti oleh emisi satu positron dan satu neutrino. Emisi elektron ataupun emisi positron disebut sebagai partikel beta. Peluruhan beta dapat meningkatkan maupun menurunkan nomor atom inti sebesar satu.

Peluruhan gama, dihasilkan oleh perubahan pada aras energi inti ke keadaan yang lebih rendah, menyebabkan emisi radiasi elektromagnetik. Hal ini dapat terjadi setelah emisi partikel alfa ataupun beta dari peluruhan radioaktif.

Jenis-jenis peluruhan radioaktif lainnya yang lebih jarang meliputi pelepasan neutron dan proton dari inti, emisi lebih dari satu partikel beta, ataupun peluruhan yang mengakibatkan produksi elektron berkecepatan tinggi yang bukan sinar beta, dan produksi foton berenergi tinggi yang bukan sinar gama

Tiap-tiap isotop radioaktif mempunyai karakteristik periode waktu peluruhan (waktu paruh) yang merupakan lamanya waktu yang diperlukan oleh setengah jumlah sampel untuk meluruh habis. Proses peluruhan bersifat eksponensial, sehingga setelah dua waktu paruh, hanya akan tersisa 25% isotop.

4.Momen magnetik

Setiap partikel elementer mempunyai sifat mekanika kuantum intrinsik yang dikenal dengan nama spin. Spin beranalogi dengan momentum sudut suatu objek yang berputar pada pusat massanya, walaupun secara kaku partikel tidaklah berperilaku seperti ini. Spin diukur dalam satuan tetapan Planck tereduksi (ħ), dengan elektron, proton, dan neutron semuanya memiliki spin ½ ħ, atau "spin-½". Dalam atom, elektron yang bergerak di sekitar inti atom selain memiliki spin juga memiliki momentum sudut orbital, manakala inti atom memiliki momentum sudut pula oleh karena spin nuklirnya sendiri.

Medan magnet yang dihasilkan oleh suatu atom (disebut momen magnetik) ditentukan oleh kombinasi berbagai macam

62

momentum sudut ini. Namun, kontribusi yang terbesar tetap berasal dari spin. Oleh karena elektron mematuhi asas pengecualian Pauli, yakni tiada dua elektron yang dapat ditemukan pada keadaan kuantum yang sama, pasangan elektron yang terikat satu sama lainnya memiliki spin yang berlawanan, dengan satu berspin naik, dan yang satunya lagi berspin turun. Kedua spin yang berlawanan ini akan saling menetralkan, sehingga momen dipol magnetik totalnya menjadi nol pada beberapa atom berjumlah elektron genap.

Pada atom berelektron ganjil seperti besi, adanya keberadaan elektron yang tak berpasangan menyebabkan atom tersebut bersifat feromagnetik. Orbital-orbital atom di sekeliling atom tersebut saling bertumpang tindih dan penurunan keadaan energi dicapai ketika spin elektron yang tak berpasangan tersusun saling berjajar. Proses ini disebut sebagai interaksi pertukaran. Ketika momen magnetik atom feromagnetik tersusun berjajaran, bahan yang tersusun oleh atom ini dapat menghasilkan medan makroskopis yang dapat dideteksi. Bahan-bahan yang bersifat paramagnetik memiliki atom dengan momen magnetik yang tersusun acak, sehingga tiada medan magnet yang dihasilkan. Namun, momen magnetik tiap-tiap atom individu tersebut akan tersusun berjajar ketika diberikan medan magnet.

Inti atom juga dapat memiliki spin. Biasanya spin inti tersusun secara acak oleh karena kesetimbangan termal. Namun, untuk unsur-unsur tertentu (seperti xenon-129), adalah mungkin untuk memolarisasi keadaan spin nuklir secara signifikan sehingga spin-spin tersebut tersusun berjajar dengan arah yang sama. Kondisi ini disebut sebagai hiperpolarisasi. Fenomena ini memiliki aplikasi yang penting dalam pencitraan resonansi magnetik.

5.Aras-aras energi

Ketika suatu elektron terikat pada sebuah atom, ia memiliki energi potensial yang berbanding terbalik terhadap jarak elektron terhadap inti. Hal ini diukur oleh besarnya energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari atom dan biasanya diekspresikan dengan satuan elektronvolt (eV). Dalam model mekanika kuantum, elektron-elektron yang terikat hanya dapat menduduki satu set keadaan yang berpusat pada inti, dan tiap-tiap keadaan berkorespondensi terhadap aras energi tertentu. Keadaan energi terendah suatu elektron yang terikat

63

disebut sebagai keadaan dasar, manakala keadaan energi yang lebih tinggi disebut sebagai keadaan tereksitasi.

Agar suatu elektron dapat meloncat dari satu keadaan ke keadaan lainnya, ia haruslah menyerap ataupun memancarkan foton pada energi yang sesuai dengan perbedaan energi potensial antar dua aras tersebut. Energi foton yang dipancarkan adalah sebanding dengan frekuensinya. Tiap-tiap unsur memiliki spektrum karakteristiknya masing-masing. Hal ini bergantung pada muatan inti, subkelopak yang terisi dengan elektron, interaksi elektromagnetik antar elektron, dan faktor-faktor lainnya.

Contoh garis absorpsi spektrum.

Ketika suatu spektrum energi yang berkelanjutan dipancarkan melalui suatu gas ataupun plasma, beberapa foton diserap oleh atom, menyebabkan elektron berpindah aras energi. Elektron yang tereksitasi akan secara spontan memancarkan energi ini sebagai foton dan jatuh kembali ke aras energi yang lebih rendah. Oleh karena itu, atom berperilaku seperti bahan penyaring yang akan membentuk sederetan pita absorpsi. Pengukuran spektroskopi terhadap kekuatan dan lebar pita spektrum mengijinkan penentuan komposisi dan sifat-sifat fisika suatu zat.

Pemantauan cermat pada garis-garis spektrum menunjukkan bahwa beberapa memperlihatkan adanya pemisahan halus. Hal ini terjadi karena kopling spin-orbit yang merupakan interaksi antara spin dengan gerak elektron terluar. Ketika suatu atom berada dalam medan magnet eksternal, garis-garis spektrum terpisah menjadi tiga atau lebih komponen. Hal ini disebut sebagai efek Zeeman. Efek Zeeman disebabkan oleh interaksi medan magnet dengan momen magnetik atom dan elektronnya. Beberapa atom dapat memiliki banyak konfigurasi elektron dengan aras energi yang sama, sehingga akan tampak sebagai satu garis spektrum. Interaksi medan magnet dengan atom akan menggeser konfigurasi-konfigurasi elektron menuju aras energi yang sedikit berbeda, menyebabkan garis spektrum berganda. Keberadaan medan listrik eksternal dapat

64

menyebabkan pemisahan dan pergeseran garis spektrum dengan mengubah aras energi elektron. Fenomena ini disebut sebagai efek Stark.

6.Valensi dan perilaku ikatan

Kelopak atau kulit elektron terluar suatu atom dalam keadaan yang tak terkombinasi disebut sebagai kelopak valensi dan elektron dalam kelopak tersebut disebut elektron valensi. Jumlah elektron valensi menentukan perilaku ikatan atom tersebut dengan atom lainnya. Atom cenderung bereaksi dengan satu sama lainnya melalui pengisian (ataupun pengosongan) elektron valensi terluar atom. Ikatan kimia dapat dilihat sebagai transfer elektron dari satu atom ke atom lainnya, seperti yang terpantau pada natrium klorida dan garam-garam ionik lainnya. Namun, banyak pula unsur yang menunjukkan perilaku valensi berganda, atau kecenderungan membagi elektron dengan jumlah yang berbeda pada senyawa yang berbeda. Sehingga, ikatan kimia antara unsur-unsur ini cenderung berupa pembagian elektron daripada transfer elektron. Contohnya meliputi unsur karbon dalam senyawa organik.

Unsur-unsur kimia sering ditampilkan dalam tabel periodik yang menampilkan sifat-sifat kimia suatu unsur yang berpola. Unsur-unsur dengan jumlah elektron valensi yang sama dikelompokkan secara vertikel (disebut golongan). Unsur-unsur pada bagian terkanan tabel memiliki kelopak terluarnya terisi penuh, menyebabkan unsur-unsur tersebut cenderung bersifat inert (gas mulia).

7.Keadaan

Gambaran pembentukan kondensat Bose-Einstein.

Sejumlah atom ditemukan dalam keadaan materi yang berbeda-beda tergantung pada kondisi fisik benda, yakni suhu dan tekanan. Dengan mengubah kondisi tersebut, materi dapat berubah-ubah menjadi bentuk padat, cair, gas, dan plasma.

65

Dalam tiap-tiap keadaan tersebut pula materi dapat memiliki berbagai fase. Sebagai contohnya pada karbon padat, ia dapat berupa grafit maupun intan.

Pada suhu mendekati nol mutlak, atom dapat membentuk kondensat Bose-Einstein, di mana efek-efek mekanika kuantum yang biasanya hanya terpantau pada skala atom terpantau secara makroskopis. Kumpulan atom-atom yang dilewat-dinginkan ini berperilaku seperti satu atom super.

66

KESIMPULAN

1. Atom adalah suatu satuan dasar materi, yang terdiri atas inti atom serta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya.

2. Partikel dasar penyusun atom yaitu electron,proton,neutron dan inti atom.

3. Teori atom Dalton:

a. Atom suatu zat berbeda sifat dengan atom zat lain.b. Dua atom atau lebih yang berasal dari unsur-unsur

yang berlainan dapat membentuk senyawa.c. Pada suatu reaksi atom-atom bergabung menurut

perbandingan tertentu.d. Bila dua macam atom membentuk dua macam

senyawa atau lebih, maka perbandingan atom-atom yang sama dalam kedua senyawa itu sederhana.

4. Kelemahan teori atom Dalton yaitu:a. Atom tidak dapat dibagi lagi bertentangan dengan

eksperimen.b. Dalton tidak membedakan pengertian atom dan

molekul satuan molekul juga disebut atom.c. Atom merupakan bola kecil yang keras dan padat

bertentangan dengan eksperimen Faraday dan J.J Thomson.

5. Teori JJ Thompson: a. Atom merupakan suatu bola yang mempunyai

muatan positif yang terbagi merata ke seluruh isi atom.

b. Muatan positif dalam atom ini dinetralkan oleh electron elektron yang tersebar diantara muatan-muatan positif itu dan jumlah elektron ini sama dengan jumlah muatan positif.

6. Kelemahan teori JJ Thompson yaitu: a. Bertentangan dengan percobaan Rutherford dengan

hamburan sinar Alfaternyata muatan positif tidak merata namun terkumpul jadi satu yang disebut inti atom.

67

b. Atom terdiri dari muatan-muatan positif, di mana seluruh muatan positif dan sebagian besar massa atom terkumpul ditengah-tengah atom yang disebut dengan inti atom.

7. Teori atom Rutherford:a. Di sekeliling inti atom, pada jarak yang relatif jauh

beredarah elektron-elektron mengelilingi inti atom.b. Muatan inti atom sama dengan muatan elektron

yang mengelilingi inti, sehingga atom bersifat netral.8. Kelemahan teori Rutherford yaitu:

a. Model atom ini tidak dapat menunjukkan kestabilan atom atau tidak mendukung kemantapan atom.

b. Model atom ini tidak dapat menunjukkan bahwa spectrum atom-atom Hidrogen adalah spektrum garis tertentu.

9. Model atom Bohr dibuat berdasarkan 2 postulatnya yaitu :a. Elektron tidak dapat berputar dalam lintasan yang

sembarang, elektron hanya dapat berputar pada lintasan tertentu tanpa memancarkan energi. Lintasan ini disebut lintasan stasioner.

b. Elektron yang menyerap energi (foton) akan berpindah ke lintasan yang energinya tinggi, dan sebaliknya.

68

SOAL DAN PEMBAHASAN

1. Tentukan jumlah proton,neutron,dan electron dalam:

a. 35Cl17 b. 32S16 c. 23Na11

Pembahasan:

a. Proton= 17

Electron= 17

Neutron= 35-17= 18

b. Proton= 16

Electron= 16+2= 18

Neutron= 35-16= 16

c. Proton= 11

Electron= 11-1=10

Neutron= 23-11=11

2. Tulis konfigurasi elekton dari:

a. 11Na b. 18Ar c. 23V d. 24Cr e. 29Cu

Pembahasan:

a. 11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1

b. 18Ar : 1s2 2s2 2s6 3s2 3p6

c. 23V : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4S2 3d1

(benar)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

(benar)

d. 24Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 (salah)

69

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (benar, orbita d, ½ penuh)

e. 29Cu : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 (salah)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (benar, orbital d, penuh)

Kesimpulan: tidak ada d4 dan d9.

3. Tentukan harga keempat bilangan kuantum electron terakhir 13Al ?

Pembahasan:

13Al : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

3p1

↑

n= 3 (kulit ke-3)

l= (sub kulit p)

m= -1

s= +1/2 ( ↑ ke atas)

4. Tentukan nomor atom suatu unsure jika elektron terakhirnya mempunyai bilangan kuantum, n=3, l=1, m=0, s=-1/2.

Pembahasan :

N=3 l=1 m=0 s=-1/2

↑↓

↑↓

↑

70

-1 0 +1Jadi, orbital terakhir adalah 3p5 maka konfigurasi elektronnya 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

nomor atom= 17

5. Tuliskan konfigurasi electron 26Fe3+

Pembahasan : Ingat, electron yang lebih dahulu di lepas adalah electron

terluar.

Fe → Fe3+ + 3e1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 1s2 2s2 2p6 3s2

3p6 4s2 3d5

6. Tuliskan konfigurasi electron 17Cl-

Pembahasan : 17Cl + e → 17Cl-

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

7. Bagi unsure dengan konfigurasi electron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

3d7 4s2 menyatakan bahwa unsure tersebut…………

Pembahasan :

27Co terletak pada golongan VIIIB dan periode 4, memiliki 7 elektron di orbital d, sehingga ada 3 elektron yang tidak berpasangan.

8. Suatu atom netral mempunyai konfigurasi electron 1s2 2s2

2p6 3s2 3p5 4s1. Dapat dikatakan bahwa atom tersebut……..

Pembahasan:

Konfigurasi electron keadaan dasar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

4s1, terletak pada golongan VIIIA (18/gas mulia), periode 3. Bila electron berada pada keadaan tereksitasi (energy lebih tinggi) kembali ke keadaan dasar (energy lebih rendah) maka akan memancarkan energy.

71

9. Konfigurasi electron yang benar untuk ion bromide 35Br ialah…(nomor atom Ar = 18

Pembahasan:

35Br menerima 1 elektron terbentuklah 35Br-

35Br + e → 35Br-

[Ar] 3d10 4s2 4p5 [Ar] 3d10 4s2 4p6

10. Unsur X dan Y masing-masing mempunyai konfigurasi electron:X= 1s2 2s2 2p6 3p6 4s2

Y= 1s2 2s2 2p5

Pernyataan yang benar mengenai X dan Y adalah……….

Pembahasan:X terdapat pada golongan alkali tanah (IIA/2), sedangkan Y pada golongan VIIA (17/halogen),kemungkinan senyawa yang dapat dibentuk adalah XY2 (ionik).

72

DAFTAR PUSTAKA

Keenan, C. 1999. Kimia Untuk Universitas. Jakarta : Erlangga.

Ompu, Marlan. 2002. Kimia SPMB. Bandung : Yrama Widya.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar . Bandung : ITB.

http : //www.google.co,id/Struktur Atom (diakses tanggal 10

Oktober 2010).

BAB III73

SISTEM PERIODIK

Para ahli berupaya untuk mengelompokkan unsur berdasarkan persamaan dan perbedaan sifat-sifatnya. Pada mulanya pengelompokan unsur dilakukan oleh Dobereiner berdasarkan Triad, dan kemudian oleh Newland berdasarkan hukum Oktaf. Kedua cara ini mencari hubungan antara massa atom relatif dengan sifat unsur , sedangkan Mendeleyev menggolongkan unsur berdasarkan hukum periodik, yang menyatakan bahwa sifat unsur merupakan fungsi massa atom relatifnya. System ini mempunyai banyak kelebihan, antara lain menyediakan kotak kosong bagi unsur yang belum ditemukan. Setelah Moseley berhasil menemukan nomor atom, lahirlah hukum periodic versi modern yang menyatakan sifat unsur merupakan fungsi periodik nomor atomnya. Dalam system periodik ini, unsur dibagi atas blok, golongan, dan periode. Setiap unsur menempati kotak tertentu sesuai dengan nomor atomnya. Dengan mengetahui letak suatu unsur dalam system ini, akhirnya dapat ditentukan sifat-sifat umum unsur tersebut, antara lain jari-jari, energy ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifannya. Unsur yang berdekatan dalam suatu golongan atau periode yang sama akan mempunyai sifat yang mirip. Unsur segolongan mempunyai elektron valensi yang sama, dan yang seperiode mempunyai jumlah kulit yang sama.

Terdapat unsur-unsur yang cenderung melepaskan elektron disebut dengan unsur logam dan yang cenderung menerima elektron disebut bukan logam, sedangkan unsur yang dapat melepaskan atau menerima elektron disebut metaloid.

A.PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIKTabel periodik unsur-unsur kimia adalah tampilan unsur-

unsur kimia dalam bentuk tabel. Unsur-unsur tersebut diatur berdasarkan struktur elektronnya sehingga sifat kimia unsur-unsur tersebut berubah-ubah secara teratur sepanjang tabel. Setiap unsur didaftarkan berdasarkan nomor atom dan lambang unsurnya.

1. HUKUM TRIADE DOBEREINER

Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner, seorang professor kimia di Jerman, mengemukakan bahwa massa atom relatif Strontium sangat dekat dengan massa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan strontium, yaitu Kalsium dan Barium. Dobereiner juga menemukan beberapa kelompok unsur

74

lain seperti itu. Karena itu, Dobereiner mengambil kesimpulan bahwa unsur-unsur dapat dikelompokkan ke dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang disebutnya Triade. Akan tetapi, Dobereiner belum berhasil menunjukkan cukup banyak triade sehingga aturan tersebut bermanfaat.

Penggambaran Triade Doberainer adalah sebagai berikut :

TRIADE ArRata-rata Unsur ditengah

Kalsium 40

Stronsium ?

Barium 137

Meskipun gagasan yang dikemukakan oleh Dobereiner selanjutnya gugur (tidak berhasil), tetapi hal tersebut merupakan upaya yang pertama kali dilakukan dalam menggolongkan unsur.

2. HUKUM OKTAF NEWLANDS

Pada tahun 1866, John A.R Newlands seorang ahli kimia berkebangsaan Inggris mengemukakan bahwa unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan kenaikan massa atomnya mempunyai sifat yang akan berulang tiap unsur kedelapan. Artinya, unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya.

Sifat keperiodikan unsur berdasarkan urutan kenaikan massa atom setiap kelipatan delapan dinamakan hukum oktaf. Saat itu, baru ditemukan 60 unsur. Gas mulia tidak termasuk dalam pengelompokan sistem oktaf karena belum ditemukan .

Berikut ini disampaikan pengelompokan unsur berdasarkan hukum oktaf Newlands, yaitu sebagai berikut :

H F Cl Co/Ni Br Pd I Pt

Li Na K Cu Rb Ag Cs Tl

Be Mg Ca Zn Sr Cd Ba/V Pb

B Al Cr Y Ce/La U Ta Th

75

C Si Ti In Zr Sn W Hg

N P Mn As Di/Mo Sb Nb Bi

O S Fe Se Ro/Ru Te Au Os

Beberapa unsur ditempatkan tidak urut sesuai massanya dan terdapat dua unsur yang ditempatkan di kolom yang sama karena kemiripan sifat.

3. SISTEM PERIODIK MENDELEYEV

Pada tahun 1869, Dmitri Ivanovich Mendeleyev seorang ahli kimia berkebangsaan Rusia menyusun 65 unsur yang sudah dikenal pada waktu itu. Mendeleev mengurutkan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom dan sifat kimianya.

Pada waktu yang sama, Julius Lothar Meyer membuat susunan unsur-unsur seperti yang dikernukakan oleh Mendeleyev. Hanya saja, Lothar Meyer menyusun unsur-unsur tersebut berdasarkan sifat fisiknya. Meskipun ada perbedaan, tetapi keduanya menghasilkan pengelompokan unsur yang sama.

Mendeleyev menyediakan kotak kosong untuk tempat unsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan, seperti unsur dengan nomor massa 44, 68, 72, dan 100. Mendeleyev telah meramal sifat-sifat unsur tersebut dan ternyata ramalannya terbukti setelah unsur-unsur tersebut ditemukan. Susunan unsur-unsur berdasarkan hukum Mendeleev disempurnakan dan dinamakan sistem periodik Mendeleyev.

Sistem periodik Mendeleev terdiri atas golongan (unsur-unsur yang terletak dalam satu kolom) dan periode (unsur-unsur yang terletak dalam satu baris). Tabel sistem periodik Mendeleyev yang dibuat adalah sebagai berikut :

76

Periode

Gol.I Gol.IIGol.III

Gol.IV Gol.VGol.VI

Gol.VII

Gol.VIII

1 H 1

2 Li 7Be 9,4

B 11 C 12 N 14 O 16 F 19

3Na 23

Mg 24Al 27,3

Si 28 P 31 S 32 C 35,5

4 K 39 Ca 40 ? (44) Ti 48 V 51 Cr 52 Mn 55Fe 56, Co 59

Ni 59, Cu 63

5Cu 63

Zn 65 ? (68) ? (72) As 75 Se 78 Br 80

6Rb 86

Sr 87 ?Yt 88 Zr 90 Nb 94 Mo 96? (100)

Ru 104, Rh 104

Pd 106, Ag 108

7Ag 108

Cd 112

In 115 Sn 118Sb 122

Te 125

I 127

?8

Cs 133

Ba 137

?Di 138

?Ce 140

? ? ?

9 ? ? ? ? ? ? ?

10 ? ??Er 178

?La 180

Ta 182

W 184 ?Os 195, Ir 197

11Au 199

Hg 200

Tl 204 Pb 207Bi 208

? ?Pt 198, Au 199

12 ? ? ? Th 231 ? U 240 ?

77

B. PENGELOMPOKAN UNSUR BERDASARKAN SISTEM PERIODIK MODERN

Sistem periodik Mendeleyev dikemukakan sebelum penemuan teori struktur atom, yaitu partikel-partikel penyusun atom. Partikel penyusun inti atom yaitu proton dan neutron, sedangkan elektron mengitari inti atom. Setelah partikel-partikel penyusun atom ditemukan, ternyata ada beberapa unsur yang mempunyai jumlah partikel proton atau elektron sama, tetapi jumlah neutron berbeda. Unsur tersebut dikenal sebagai isotop. Jadi, terdapat atom yang mempunyai jumlah proton dan sifat kimia sama, tetapi massanya berbeda karena massa proton dan neutron menentukan massa atom.

Dengan demikian, sifat kimia tidak ditentukan oleh massa atom, tetapi ditentukan oleh jumlah proton dalam atom tersebut. Jumlah proton digunakan sebagai nomor atom unsur dan unsur- unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Ternyata, kenaikan nomor atom cenderung diikuti dengan kenaikan massa atomnya. Keperiodikan sifat fisika dan kimia unsur disusun berdasarkan nomor atomnya. Pernyataan tersebut disimpulkan berdasarkan hasil percobaan Henry Moseley pada tahun 1913. Sistem periodik yang telah dikemukakan berdasarkan percobaan Henry Moseley merupakan sistem periodik modern dan masih digunakan hingga sekarang.

Sistem periodik unsur modern merupakan modifikasi dari sistem periodik Mendeleyev. Perubahan dan penyempumaan dilakukan terhadap sistern periodik Mendeleyev terutama setelah penemuan unsur-unsur gas mulia. Mendeleyev telah meletakan dasar-dasar yang memungkinkan untuk perkembangan sistem periodik unsur.

C. GOLONGAN DAN PERIODE UNSUR DALAM TABEL SISTEM PERIODIK UNSUR MODERN

Unsur-unsur dalam tabel sistem periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Karena sistem periodik yang disusun berbentuk panjang, maka tabel periodik yang sekarang ini disebut tabel periodik panjang. Terkadang disebut pula tabel periodik modern, dikarenakan disusun oleh konsep-konsep yang sudah modern.

78

Berbeda dengan tabel periodik Mendeleyev, karena berbentuk pendek, maka sering disebut sistem periodik pendek. Pada sistem periodik bentuk panjang, sifat unsurnya merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya. Hal ini berarti bahwa sifat unsur tergantung dari nomor atomnya.

Pada tabel periodik bentuk panjang, juga dikenal istilah periode dan golongan. Penyusunan unsur dengan arah mendatar ke kanan disebut periode, sedangkan penyusunan unsur dengan arah ke bawah disebut golongan. Tabel periodik bentuk panjang terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Adapun tampilan fisik tabel Sistem Periodik Modern, adalah sebagai berikut. Periode dibedakan menjadi periode pendek dan periode panjang, sedangkan golongan dibedakan menjadi golongan A (golongan utama) dan golongan B (golongan transisi). Periode pendek mencakup periode 1 (terdiri dari 2 unsur), periode 2 (terdiri dari 8 unsur) dan periode 3 (terdiri dari 8 unsur). Sedangkan periode panjang mencakup periode 4 sampai dengan periode 7.

1. GOLONGAN

Golongan unsur pada sistem periodik unsur modern disusun berdasarkan jumlah elektron valensi (elektron yang terletak pada kulit terluar). Unsur dalam satu golongan mempunyai sifat yang cenderung sama dan ditempatkan dalam arah vertikal (kolom).

Pada sistem periodik unsur modern, golongan dibagi menjadi 18 berdasarkan aturan IUPAC. Berdasarkan aturan Amerika, sistem periodik unsur modern dibagi dua golongan yaitu golongan A dan B. Jadi, golongan unsur dari kiri ke kanan ialah IA, IIA, 11113, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, 1113, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIIIA. Umumnya, digunakan pembagian golongan menjadi A dan B.

Golongan unsur pada sistem periodik unsur modern mempunyai nama khusus yaitu sebagai berikut :

Golongan Nama Khusus

Unsur-unsur

IA 1 Alkali Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr

IIA 2 Alkali Tanah Be, Mg, Ca, Sr, Ba, dan Ra

79

IIIA 13 Boron B, Al, Ga, In, dan Tl

IVA 14 Karbon C, Si, Ge, Sn, dan Pb

VA 15 Nitrogen N, P, As, Sb, dan Bi

VIA 16 Oksigen O, S, Se, Te, dan Po

VIIA 17 Halogen F, Cl, Br, I, dan At

VIIIA 18 Gas Mulia He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn

2. PERIODE

Periode unsur pada sistem periodik unsur modem disusun dalam arah horisontal (baris) untuk menunjukkan kelompok unsur yang mempunyai jumlah kulit sama.

Sistem periodik bentuk panjang terdiri atas 7 periode sebagai berikut :

1)        Periode 1 = periode sangat pendek berisi 2 unsur, yaitu H dan He

2)        Periode 2 = periode pendek berisi 8 unsur

3)        Periode 3 = periode pendek berisi 8 unsur

4)        Periode 4 = periode panjang berisi 18 unsur

5)        Periode 5 = periode panjang berisi 18 unsur

6)        Periode 6 = periode sangat panjang berisi 32 unsur

7)        Periode 7 = periode yang unsur-unsurnya belum lengkap berisi 30 unsur

Pada periode 6 termasuk periode sangat panjang, yaitu berisi 32 unsur.

Golongan IIIB periode 6 berisi 14 unsur dengan sifat mirip yang dinamakan golongan lantanida.

80

Begitu juga golongan IIIB periode 7 berisi 14 unsur dengan sifat mirip dinamakan golongan aktinida.

Unsur golongan aktinida dan lantanida biasanya dituliskan terpisah di bawah. Golongan lantanida dan aktinida disebut golongan transisi dalam.

D. 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.

81

1. 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.

82

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

83

2. 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 atom84

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.

3. 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

85

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.

4. 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

86

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.

Gambaran sifat periodik unsure

87

KESIMPULAN

1. Tabel periodik unsur-unsur kimia adalah tampilan unsur-unsur kimia dalam bentuk table.

2. Dobereiner mengungkapkan teori yang dikenal dengan triade, yaitu: “Jika unsure disusun berdasarkan kemiripan sifat dan massa atomnya maka akan terdapat keterkaitan antara sifat unsure dan massa unsurnya dimana dalam setiap kelompok terdiri tiga unsure dan massa unsure yang kedua merupakan rata-rata massa unsur yang pertama dan ketiga.

3. John A.R Newlands seorang ahli kimia berkebangsaan Inggris mengemukakan bahwa unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan kenaikan massa atomnya mempunyai sifat yang akan berulang tiap unsur kedelapan. Artinya, unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya.

4. John A.R Newlands seorang ahli kimia berkebangsaan Inggris mengemukakan bahwa unsur-unsur yang disusun berdasarkan urutan kenaikan massa atomnya mempunyai sifat yang akan berulang tiap unsur kedelapan. Artinya, unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya.

5. Dmitri Ivanovich Mendeleyev seorang ahli kimia berkebangsaan Rusia mengurutkan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom dan sifat kimianya.

6. Susunan unsur-unsur berdasarkan hukum Mendeleev disempurnakan dan dinamakan sistem periodik Mendeleyev. Sistem periodik Mendeleev terdiri atas golongan (unsur-unsur yang terletak dalam satu kolom) dan periode (unsur-unsur yang terletak dalam satu baris).

88

7. Golongan unsur pada sistem periodik unsur modern disusun berdasarkan jumlah elektron valensi (elektron yang terletak pada kulit terluar). Unsur dalam satu golongan mempunyai sifat yang cenderung sama dan ditempatkan dalam arah vertikal (kolom).

8. Periode unsur pada sistem periodik unsur modem disusun dalam arah horisontal (baris) untuk menunjukkan kelompok unsur yang mempunyai jumlah kulit sama.

9. 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.

10. Jari-jari atom adalah jarak elektron di kulit terluar dari inti atom. 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.

11. 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.

12. 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.

13. Keelektronegatifan adalah 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.

89

SOAL DAN PEMBAHASAN

1. Tentukan periode dan golongan unsur dengan konfigurasi elektron

X= 1s2 2s2 2p6 3s2

Y= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Z= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Pembahasan :

Unsur Periode GolonganXYZ

344

II AVII AVII B

2. Unsur X dengan nomor massa 64 dan jumlah neutronnya 35 Tuliskan :

a. Konfigurasi elektronnyab. Periode dan golongannya

Pembahasan :

P=64-35=29= nomor atom

a. 29X : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

b. Periode=4 golongan=IB

90

3. Unsur dengan electron terakhirnya mempunyai bilangan kuantum n=3, l=2, m=+2, s=1/2 terletak pada peride dan golongan?

Pembahasan :

n=3 l=2 3d6

↑↓

↑ ↑ ↑ ↑

Jadi, konfigurasi elektonnya 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d6Periode= 4Golongan =VIII

4. Masing-masing unsure A, B, C, D, dan E di bawah ini mempunyai konfigurasi electron sebagai berikut:A. 1s2 2s2 2p6 3s2

B. 1s2 2s2 2p6 3s1

C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

E. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2

Unsur-unsur tersebut terletak pada golongan dan periode………………

Pembahasan:Unsur Golongan Periode

ABCDE

II AI AIVAII BIIA

33345

5. Unsur dengan konfigurasi electron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

adalah unsure yang sifat-sifatnya……..

Pembahasan:Unsur yang dimaksud adalah periode 3, golongan VIIIA, yaitu Argon.Sifat-sifatnya:

termasuk gas mulia energy ionisasi tinggi karena konfigurasi elektronnya

stabil

91

sukar bereaksi (inert) berupa gas monoatomik (berdiri sendiri)

6. Satu atom netral mempunyai 2 elektron dalam kulit pertama, 8 elektron dalam kulit kedua, dan 7 elektron dalam kulit ketiga. Jumlah total electron dalam orbital s adalah…………….

Pembahasan:Konfigurasi electron:

K L M

2 8 71s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Jumlah electron dalam orbital s = 2+2+2 = 67. Ion M2+ mempunyai konfigurasi electron 1s2 2s2 2p6 3s2

3p6 4s2 3d6, maka ciri-ciri unsure M yaitu……….

Pembahasan:Jumlah electron M2+ =24 maka jumlah electron unsur M = 26. Jadi unsure M mempunyai 26 proton (= nomor atomnya).

26M 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Periode = 4 golongan = VIIIB

Unsur M adalah golongan transisi, sehingga biloksnya dapat bermacam-macam. Artinya M juga dapat membentuk M3+ (dengan cara melepas 1 elektron orbital d-nya), itu berarti dapat membentuk M2O3.

8. Mengapa gas oksigen lebih reaktif dibandingkan gas nitrogen?

Pembahasan:Oksigen lebih reaktif dibanding nitrogen karena:a. Oksigen lebih elektronegatif disbanding nitrogenb. Ikatan rangkap 3 gas nitrogen (N ≡ N) sangat kuat

sehingga sangat sukar putus, karena itu bersifat inert, sedangkan gas oksigen (O = O) ikatan rangkapnya lebih mudah putus dibanding N ≡ N. Jadi O2 lebih reaktif daripada N2.

9. a. Arsen b. nitrogen c. selenium d. fosfor e. bismuthUnsur-unsur di atas berada dalam satu golongan, kecuali unsure…

92

Pembahasan:Nitrogen, fosfor, arsen dan bismuth adalah golongan VA, sedangkan selenium merupakan golongan IVA. Jadi, selenium tidak berada satu golongan dengan keempat unsure tersebut.

10. Apakah unsur X dan Y dengan nomor atom 12 dan 14 terletak dalam satu golongan?

Pembahasan:Unsur X dan Y dengan nomor atom 12 dan 14 tidak terletak dalam satu golongan karena 12X terletak pada golongan IIA (2), konfigurasi electron terluarnya 3s2

sedangkan 24Y pada golongan VIB (6) dengan konfigurasi electron terluar 3d5 4s1.

DAFTAR PUSTAKA

Brady, E.J. 1999. Kimia Universitas. Jakarta : Binarupa Aksara.

Ompu, Marlan. 2002. Kimia SPMB. Bandung : Yrama Widya.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar. Bandung : ITB.

http ://www.google.co,id/sistem periodik unsur (diakses tanggal

16 Oktober 2010).

93

94

BAB IVIKATAN KIMIA

Antara satu atom dan atom lainnya terdapat gaya tarik-menarik yang disebut ikatan kimia yang mendasari terbentuknya senyawa. Ikatan kimia terjadi karena kecendrungan atom mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia. Kecendrungan tersebut melahirkan jenis ikatan, terutama ikatan ion dan kovalen. Ikatan ion yaitu ikatan yang timbul karena adanya tarik-menarik antar ion positif dan ion negatif. Energi ikatan antara ion positif dan ion negatif senyawa ion disebut energi kisi, yang dapat dihitung dengan lingkar Bohr-Haber. Energi ini relatif besar dan mengakibatkan titik beku dan titik didih senyawa ion relatif tinggi. Sedangkan ikatan kovalen terbentuk dari dua atom bukan logam yang saling memakai bersama sepasang elektron atau lebih sehingga aturan Oktet terpenuhi. Ikatan ini dapat terjadi antara atom yang sama atau berbeda. Jika pasangan elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom disebut ikatan kovalen koordinasi. Terbentuknya ikatan kovalen dapat dijelaskan dengan teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Teori ikatan valensi berdasarkan asumsi bahwa ikatan terjadi karena tumpang tindih orbital yang dipakai bersama, sehingga orbital dan pasangan elektron yang terdapat didalamnya menjadi milik kedua atom.

Disamping ikatan ion dan ikatan kovalen, terdapat ikatan lain antar atom, yaitu ikatan hidrogen, ikatan Van der Waals, dan ikatan logam. Ikatan hidrogen adalah ikatan tambahan antara hidrogen yang berikatan kovalen dengan atom lain yang elektromagnetif. Ikatan hidrogen antar molekul mempengaruhi titik didih dan titik beku senyawa. Ikatan Van der Waals adalah gaya tarik listrik antara partikel bermuatan. Pertikel itu mungkin berupa ion, molekul dipol permanen atau dipol terinduksi. Sedangkan ikatan logam adalah ikatan antara atom-atom logam. Ikatan ini terjadi akibat atom logam cenderung melepaskan elektron valensinya sehingga membentuk ion positif dan elektron

A.PENGERTIAN IKATAN KIMIA

Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan biasanya

95

bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.

Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.

Contoh model titik Lewis yang menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia dan masih digunakan secara luas sampai sekarang.

B.ELEKTRON PADA IKATAN KIMIA

Banyak senyawa-senyawa sederhana yang melibatkan ikatan-ikatan kovalen. Molekul-molekul ini memiliki struktur yang dapat diprediksi dengan menggunakan teori ikatan valensi, dan sifat-sfiat atom yang terlibat dapat dipahami menggunakan konsep bilangan oksidasi. Senyawa lain yang mempunyai struktur ion dapat dipahami dengan menggunakan teori-teori fisika klasik.

Pada kasus ikatan ion, elektron pada umumnya terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal bergerak bebas di antara atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik keseluruhan untuk membantu pemahaman kita atas konsep distribusi orbital molekul. Gaya antara atom-atom secara garis besar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik. Sebaliknya pada ikatan kovalen, rapatan elektron pada sebuah ikatan tidak ditandai pada atom individual, namun terdelokalisasikan pada MO di antara atom-atom. Teori kombinasi linear orbital yang diterima secara umum membantu menjelaskan struktur orbital dan energi-energinya berdasarkan orbtial-orbital dari atom-atom molekul. Tidak seperti ikatan ion, ikatan kovalen bisa memiliki

96

sifat-sifat anisotropik, dan masing-masing memiliki nama-nama tersendiri seperti ikatan sigma dan ikatan pi.

Atom-atom juga dapat membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat antara ikatan ion dan kovalen. Hal ini bisa terjadi karena definisi didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron dapat secara parsial terdelokalisasi di antara atom-atom. Ikatan sejenis ini biasanya disebut sebagai ikatan polar kovalen. Lihat pula elektronegativitas. Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul dapat dikatakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di antara dua atau lebih atom. Jenis ikatan antara dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.

Elektron yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, maka dua atom yang berdekatan satu sama lainnya akan membentuk ikatan.

Dalam gambaran yang paling sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau lebih elektron, biasanya berpasangan, ditarik menuju sebuah wilayah diantara dua inti atom. Gaya ini dapat mengatasi gaya tolak menolak antara dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom untuk tetap bersama, walaupun keduanya masih akan tetap bergetar dalam keadaan kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau lebih inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi.

Dalam gambaran ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom lainnya, sehingga secara efektif menyebabkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom yang lain. Hal ini menyebabkan satu atom bermuatan positif dan yang lainnya bermuatan negatif secara keseluruhan. Ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di antara atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan.

Semua bentuk ikatan dapat dijelaskan dengan teori kuantum, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan untuk memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas sebuah ikatan.

97

Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Ada pula teori-teori yang lebih canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans, dan metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan untuk menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.

1. 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.

1.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:

98

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.

PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH

- IA  → VIIA atau VIA- IIA → VIIA atau VIA- Unsur transisi → VIIA atau VIA

Contoh:

        Na              → Na + e-

1s2 2s2 2p6 3s1          1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)

99

Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.

      Cl + e-                   → Cl-

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5                1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)

Antara ion-ion Na+ dan Cl- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na+Cl-.

Contoh lain : CaCl2 , MgBr2, BaO , FeS dan sebagainya.

SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN

a. bersifat polarb. larutannya dalam air menghantarkan arus listrikc. titik lelehnya tinggid. lelehannya menghantarkan arus listrike. larut dalam pelarut-pelarut polar

2.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  Cl-

demikian  juga  sebaliknya.  Struktur  tiga  dimensi  natrium klorida dapat digunakan untuk menjelaskan susunan senyawa ion.

100

Struktur kristal kubus NaCl

Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.

2. IKATAN KOVALEN

Ikatan kovalen adalah sejenis ikatan kimia yang dikarakterisasikan oleh pasangan elektron yang saling terbagi (kongsi elektron) di antara atom-atom yang berikatan. Singkatnya, stabilitas tarikan dan tolakan yang terbentuk di antara atom-atom ketika mereka berbagi elektron dikenal sebagai ikatan kovalen.

a. Ikatan kovalen polar

Ikatan kovalen yang terjadi antara dua atom yang berbeda disebut ikatan kovalen polar.ikatan kovalen polar dapat juga terjadi antara dua atom yang sama tetapi memiliki keelektronegatifan yang berbeda.

Contoh HF

101

Dalam senyawa HF ini, F mempunyai keelektronegatifan yang tinggi jika dibandingkan H.. sehingga pasangan elektron lebih tertarik kearah F, akibatnya akan terbentuk dipole-dipol atau terjadi pengkutuban (terbentuknya kutub antara H dan F).

b. Ikatan kovalen nonpolar

Ikatan kovalen nonpolar adalah ikatan kovalen yang terjadi antara 2 atom yang sama dan memiliki kelektronegatifan yang sama.

Titik muatan negative electron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentuknya tidak terjadi momen dipole, dengan perkataan lain bahwa electron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.

Contoh H2

3. Ikatan kovalen koordinasi

102

Ikatan kovalen dengan pasangan elektron berasal dari satu atom disebut ikatan kovalen koordinasi. Jadi ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan electron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang membentuknya. Jadi disini terdapat satu atom pemberi pasangan electron bebas, sedangkan atom lain sebagai penerimanya. Ikatan kovalen koordinasi kadang-kadang dinyatakan dengan tanda panah (→) yang menunjukan arah donasi pasangan elektron.

Contoh BF3NH3

5B = 1s2 2s2 2p1

9F = 1s2 2s2 2p5

7N = 1s2 2s2 2p3

Ikatan kovalen merangkumi banyak jenis interaksi, yaitu ikatan sigma, ikatan pi, ikatan logam-logam, interaksi agostik, dan ikatan tiga pusat dua elektron. Istilah bahasa Inggris untuk ikatan kovalen, covalent bond, pertama kali muncul pada tahun 1939. Awalan co- berarti bersama-sama, berasosiasi dalam sebuah aksi, berkolega, dll.; sehingga "co-valent bond" artinya adalah atom-atom yang saling berbagi "valensi", seperti yang dibahas oleh teori ikatan valensi. Pada molekul H2, atom hidrogen berbagi dua elektron via ikatan kovalen. Kovalensi yang sangat kuat terjadi di antara atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang mirip. Oleh karena itu, ikatan kovalen tidak seperlunya adalah ikatan antara dua atom yang berunsur sama, melainkan hanya pada elektronegativitas mereka. Oleh karena ikatan kovalen adalah saling berbagi elektron, maka elektron-elektron tersebut perlu ter-delokalisasi. Lebih jauh lagi, berbeda dengan interaksi elektrostatik ("ikatan ion"),

103

kekuatan ikatan kovalen bergantung pada relasi sudut antara atom-atom pada molekul poliatomik.

Diagram MO yang melukiskan ikatan kovalen (kiri) dan ikatan kovalen polar (kanan) pada sebuah molekul diatomik. Panah-panah mewakili elektron-elektron yang berasal dari atom-atom yang terlibat.

Jenis Ikatan berdasarkan jumlah pasangan elektron yang berikatan di bagi atas tiga:

1. ikatan kovalen tunggal

Adanya pemakaian  satu pasang elektron oleh dua atom, misalnya adalah NH3, CH4. H2O.

104

Amoniak,Metana dan air: tiga  contoh ikatan kovalen tunggal

 2. ikatan kovalen rangkap dua

Ikatan ini melibatkan dua pasang elektron yang diguanakan secara bersama-sama. Contoh senyawa ikatan kovalen rangkap dua adalah O2 dan CO2.

105

 3. Ikatan kovalen rangkap tiga

Ikatan ini melibatkan tiga pasang elektron yang digunakan secara bersama-sama. Contoh senyawa kovalen rangkap tiga adalah N2 dan C2H2.

N2 adalah salah satu contoh ikatan kovalen rangkap tiga

A. TEORI ORBITAL MOLEKUL

106

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah sebuah orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Jika orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Jika elektron-elektron cenderung berada di orbital molekul yang berada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang berada pada orbital bukan-ikatan cenderung berada pada orbital yang paling dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara keseluruhan pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

B. TEORI IKATAN VALENSI

Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas dasar argumen bahwa sebuah ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, beranjak dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang dianggap sebagai jurnal paling penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berdasarkan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam aturan pada ikatan elektron berpasangan:

1. Ikatan elektron berpasangan terbentuk melalui interaksi elektron tak- berpasangan pada masing-masing atom.

2. Spin-spin elektron haruslah saling berlawanan.3. Seketika dipasangkan, dua elektron tidak bisa

berpartisipasi lagi pada ikatan lainnya.4. Pertukaran elektron pada ikatan hanya melibatkan

satu persamaan gelombang untuk setiap atom.5. Elektron-elektron yang tersedia pada aras energi

yang paling rendah akan membentuk ikatan-ikatan yang paling kuat.

6. Dari dua orbital pada sebuah atom, salah satu yang dapat bertumpang tindih paling banyaklah yang akan

107

membentuk ikatan paling kuat, dan ikatan ini akan cenderung berada pada arah orbital yang terkonsentrasi.

Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sebagai "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental untuk memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 selanjutnya gagal untuk mengalamatkan masalah yang lebih mudah dimengerti menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini berkurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang besar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang lebih sulit pada program-program komputer telah hampir dipecahkan dan teori ini beranjak bangkit kembali.

F. IKATAN KIMIA LAINNYA

1. IKATAN HIDROGEN

Ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting.

Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1) hingga tinggi (>155 kJ mol-1).

Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk.

Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya.

108

Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.

2.IKATAN VAN DER WAALS

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada salah satu jenis gaya antara molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol.

Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu.

Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda JOHANNES VAN DER WAALS, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial LENNARD-JONES sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu.

Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih

109

kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London).

Gaya van der waals : gaya tarik di antara atom atau molekul, gaya ini jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul karena ikatan valensi dan besarnya ialah 10-7 kali jarak antara atom-atom atau molekul-molekul. Gaya ini menyebabkan sifat tak ideal pada gas dan menimbulkan energi kisi pada kristal molekular.

Ada tiga hal yang menyebabkan gaya ini :

1. Interaksi dwikutub-dwikutub, yaitu tarikan elektrostatistik di antara dua molekul dengan moment dwikutub permanen.

2. Interaksi dwikutub imbasan, artinya dwikutub timbul karena adanya polarisasi oleh molekul tetangga.

3. Gaya dispersi yang timbul karena dwikutub kecil dan bersifat sekejap dalam atom.

ASAL MULA GAYA DISPERSI VAN DER WAALS

Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara

Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata.

Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris – H2, boleh jadi, atau Br2. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik.

Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +

110

Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul.

“Selubung lingkarang” yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik – molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal.

Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu.

Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul

Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu – dan karena itu akan menjadi yang paling dominan).

Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri.

Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung – yang lain.

111

Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya.

Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara.

Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak.

Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah – tetapi tetap selaras.

KEKUATAN GAYA DISPERSI

Gaya dispersi antara molekul-molekul adalah lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen diantara molekul. Hal ini tidak memungkinkan untuk memberikan harga yang eksak, karena ukuran dayatarik bervariasi sekali dengan ukuran dan bentuk molekul.

112

Seberapa jauh ukuran molekul memperngaruhi kekuatan ikatan daya dispersi

Titik didih gas mulia adalah

Helium-269°C

Neon-246°C

Argon-186°C

kripton-152°C

Xenon-108°C

Radon -62°C

Semua unsur tersebut berada pada molekul monoatomik.

Alasan yang mendasari bahwa titik didih meningkat sejalan dengan menurunnya posisi unsur pada golongan adalah kenaikan jumlah elektron, dan juga tentunya jari-jari atom. Lebih banyak elektron yang kamu miliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin, yang paling besar memungkikan dipol sementara terbesar dan karena itu gaya dispersi paling besar.

Karena dipol sementara lebih besar, molekul xenon lebih melekat (stickier) dibandingkan dengan molekul neon. Molekul neon akan berpisah satu sama lain pada temperatur yang lebih rendah dibandingkan molekul xenon – karena itu neon memiliki titik didih yang lebih rendah.

113

Hal ini adalah suatu alasan (semua yang lainnya sebanding) molekul yang lebih besar memiliki lebih banyak elektron dan lebih menjauh dari dipol sementara yang dapat dihasilkan – dan karena itu molekul yang lebih besar lebih melekat.

Ukuran molekul juga begitu. Molekul yang panjang kurus dapat menghasilkan dipol sementara yang lebih besar berdasarkan pada pergerakan elektronnya dibandingkan molekul pendek gemuk yang mengandung jumlah elektron yang sama.

Molekul yang panjang kurus juga dapat lebih dekat satu sama lain – dayatarik meraka lebih efektif jika molekul-molekulnya benar-benar tertutup. Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C4H10, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang.

Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek dan lebih gemuk 2-metilpropan.

GAYA VAN DER WAALS: INTERAKSI DIPOL-DIPOL

Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain lebih dari yang meraka bisa lakukan jika hanya menyandarkan pada gaya dispersi saja.

Hal ini sangat penting untuk merealisasikan bahwa semua molekul mengalami gaya dispersi. Interaksi dipol-dipol bukan suatu alternatif gaya dispersi – penjumlahannya. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara.

Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH3CH3, dan fluorometana, CH3F adalah:

114

Kenapa dipilih dua molekul tersebut untuk dibandingkan? Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan jika kamu membuat model kamu akan menemukan bahwa ukurannya hampir sama – seperti yang kamu lihar pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama.

Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi. Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira 10°.°.

Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3, merupakan

molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-

dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.

115

Dilain pihak, tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - in pada semua arah. CCl4

hanya bergantung pada gaya disperse.

Karena itu manakah yang memiliki titik didih yang lebih tinggi? CCl4 tentunya, karena CCl4 molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol.

3.IKATAN LOGAM

Pada ikatan kovalen, elektron-elektron ikatan seolah-olah menjadi milik sepasang atom, sehingga tidak dapat bergerak bebas. Pada logam, elektron-elektron yang menyebabkan terjadinya ikatan di antara atom-atom logam tidak hanya menjadi milik sepasang atom saja, tetapi menjadi milik semua atom logam, sehingga elektron-elektron dapat bergerak bebas. Karena itulah maka logam-logam dapat menghantarkan arus listrik.

G.IKATAN DALAM RUMUS KIMIA

Bentuk atom-atom dan molekul-molekul yang 3 dimensi sangatlah menyulitkan dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan orbital-orbital dan ikatan-ikatan. Pada rumus molekul, ikatan kimia (orbital yang berikatan) diindikasikan menggunakan beberapa metode yang bebeda tergantung pada tipe diskusi. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sebagai contoh, pada kimia organik, kimiawan biasanya hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karena itu, rumus molekul etanol dapat ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sebagai contoh anion etena−4

yang dihipotesiskan (\/C=C/

\ −4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.

116

KESIMPULAN

1. Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil.

2. Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk akibat gaya tarik listrik (gaya Coulomb) antara ion yang berbeda. Ikatan ion juga dikenal sebagai ikatan elektrovalen.

3. Sifat-sifat senyawa ionik antara lain:a. bersifat polarb. larutannya dalam air menghantarkan arus listrikc. titik lelehnya tinggid. lelehannya menghantarkan arus listrike. larut dalam pelarut-pelarut polar

4. Ikatan kovalen adalah sejenis ikatan kimia yang dikarakterisasikan oleh pasangan elektron yang saling terbagi (kongsi elektron) di antara atom-atom yang berikatan.

5. Senyawa dengan ikatan kovalen yang dominan, elektron dari ikatan berada pada atom yang membuat ikatan. Diantara molekul yang berbeda ada ikatan yang lemah yang disebut “gaya van der Waals”. Hal yang sama terjadi untuk senyawa dengan “ikatan kovalen koordinat”. Molekul yang berbeda membentuk satuan-satuan yang terpisah. Dalam molekul ini jarak antar atom dalam molekul lebih kecil dari jarak antara atom dan molekul didekatnya.

6. Senyawa dengan ikatan metalik dan ionik yang dominan, ikatan itu dibuat oleh elektron-elektron yang disharing. Dalam logam gaya tarik berasal dari “delocalised electron”, sedang dalam senyawa ionik berasal dari gaya tarik menarik antara ion positif dan negatif. Dalam senyawa ini, partikel-partikel bermuatan diposisikan pada jarak yg sama satu dengan yang lainnya, sehingga tidak ada kemungkinan untuk membedakan atau memisahkan molekul yang utuh (discrete). Dalam logam, setiap atom biasanya diposisikan pada jarak yang sama dari 6, 8 atau 12 atom yang lainnya yang menunjukkan bahwa ikatan dengan seluruh atom-atom yang berbeda ini memiliki kekuatan yang sama.

7. Dalam bentuk padat, struktur ionik seperti NaCl, setiap Na+ dikelilingi oleh 6 Cl pada jarak yang sama, setiap Cl- dikelilingi oleh 6 Na+ juga pada jarak yang sama, yang

117

menunjukkan bahwa setiap Na+ ditarik oleh 6 Cl- dg kekuatan yang sama, setiap Cl- juga ditarik oleh 6 Na+ dg kekuatan yang sama. Bentuk pada ini hanya larut dalam pelarut polar (air) yang dapat memutus ikatan ionik dengan sifat polaritasnya dan membentuk ion hidrat (ion yang diseliputidengan mantel air).

8. Ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan.

9. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk.

10. Gaya van der waals yaitu gaya tarik di antara atom atau molekul, gaya ini jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul karena ikatan valensi dan besarnya ialah 10-7

kali jarak antara atom-atom atau molekul-molekul.

118

SOAL DAN PEMBAHASAN

1. Mengapa titik didih H2O lebih tinggi daripada titik didih H2S ? (nomor atom O = 8 dan S = 16)

Pembahasan:Titik didih H2O lebih tinggi daripada titik didih H2S karena dalam senyawa H2O terdapat ikatan hydrogen sedangkan dalam H2S tidak, hal ini yang menyebabkan titik didih H2O lebih tinggi daripada titik didih H2S, meskipun massa molekul H2S lebih besar daripada H2O.

2. Sebuah atom netral X mempunyain konfigurasi electron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Jika unsure tersebut membentuk hibrida maka senyawa yang terbentuk kemungkinan adalah………

Pembahasan;X golongan VIIA (non logam) bersenyawa dengan H golongan IA (non logam) maka kemungkinan rumusnya : HX dengan ikatan kovalen.

3. Unsur X dan Y masing-masing mempunyai konfigurasi electron:X= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Y= 1s2 2s2 2p5

Pernyataan yang benar mengenai X dan Y adalah……….

Pembahasan:X terdapat pada golongan alkali tanah (IIA/2), sedangkan Y pada golongan VIIA (17/halogen),kemungkinan senyawa yang dapat dibentuk adalah XY2 (ionik).

4. Unsur X dengan konfigurasi electron 1s2 2s2 2p6 3s2 dapat bereaksi dengan Y, yang terletak di golongan oksigen, membentuk senyawa………..

Pembahasan:X, golongan IIA, logam → melepas 2 elektronY, golongan VIA, non logam → menerima 2 elektron

119

Terbentuk senyawa ion, dengan rumus XY.5. a. HF b.NH3 c. H2O d. HCl

Diatara senyawa-senyawa tersebut, yang dapat membentuk ikatan hydrogen adalah….

Pembahasan:Ikatan hydrogen terjadi pada antar molekul dimana atom yang sangat elektronegatif (F, O, atau N) menarik atom H yang terkait pada F, O, atau N dari molekul lain.Jadi, diantara senyawa-senyawa tersebut, yang dapat membentuk ikatan hydrogen adalah HF, NH3, H2O. Contoh senyawa lain yang dapat membentuk ikatan hydrogen yaitu C2H5OH, CH3COOH.

6. a. Cl2 b. H2O c. NH3 d. CH4

e. NaClSenyawa-senyawa tersebut merupakan senyawa kovalen, kecuali……..

Pembahasan:Senyawa kovalen → non logam dengan non logamSenyawa ion → logam dengan non logam

Jadi, yang termasuk senyawa kovalen yaitu Cl2, H2O, NH3, CH4. Sedangkan NaCl merupakan senyawa ion.

7. Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk akibat gaya tarik listrik (gaya Coulomb) antara ion yang berbeda. Bagaimana sifat-sifat senyawa yang terbentuk dari ikatan ion?

Pembahasan:Sifat-sifat senyawa yang terbentuk dari ikatan ion yaitu:a. bersifat polarb. larutannya dalam air menghantarkan arus listrikc. titik lelehnya tinggid. lelehannya menghantarkan arus listrike. larut dalam pelarut-pelarut polar

8. Nomor atom Q=20 dan nomor atom S=8. Jika Q dan S membentuk senyawa QS, maka senyawa ini memiliki ikatan…

120

Pembahasan:Q golongan IIA (logam) bersenyawa dengan S golongan VIA (non logam) kontribusi ikatan yang paling besar adalah ikatan ionic.

9. Apa sebab- sebab terjadinya gaya van der Waals?

Pembahasan:

yang menyebabkan gaya van der Waals yaitu:

Interaksi dwikutub-dwikutub, yaitu tarikan elektrostatistik di antara dua molekul dengan moment dwikutub permanen.

Interaksi dwikutub imbasan, artinya dwikutub timbul karena adanya polarisasi oleh molekul tetangga.

Gaya dispersi yang timbul karena dwikutub kecil dan bersifat sekejap dalam atom.

10. Apa yang dimaksud dengan ikatan kovalen koordinasi?

Pembahasan:Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan electron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang membentuknya.

Contoh : BF3NH3

5B = 1s2 2s2 2p1

9F = 1s2 2s2 2p5

7N = 1s2 2s2 2p3

121

DAFTAR PUSTAKA

Holmes. 1997. Prinsip Ilmu Kimia. Jakarta : Graha Pustaka.

Keenan, C. 1999. Kimia Untuk Universitas. Jakarta : Erlangga

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar. Bandung : ITB.

http ://www.google.co,id/ikatan kimia (diakses tanggal 17 Oktober 2010).

122

BAB VKIMIA LARUTAN

Perilaku kimia suatu larutan bergantung pada pelarut dan zat terlarut khas yang terlibat, sedangkan perilaku fisikanya dapat diramalkan berdasarkan beberapa hukum yang telah dikenal baik.

Dalam bab ini, perhatian akan dipusatkan pada hukum yang mengenai sifat fisika seperti titik beku dan titik didih, tekanan uap dan tekanan osmosis. Sifat-sifat ini dipengaruhi oleh cara zat-zat itu berantaraksi pada tingkat molekul. Antaraksi ini akan dibahas dan akan diperiksa pula penerapan praktis yang berhubungan. Diantaranya ialah produksi larutan antibeku, pemisahan larutan oleh penyulingan dan peranan osmosis dalam sel tumbuhan dan hewan.

Erat hubungannya dengan larutan adalah pengkajian keadaan koloid, suatu keadaan subdivisi yang terletak antara suatu larutan dan suatu suspensi. Partikel-pertikel dalam suatu dispersi koloid terlalu besar untuk dianggap benar-benar terlarut, tetapi pertikel-partikel ini begitu kecil sehingga tidak mengendap seperti partikel suspensi. Beberapa tipe yang paling menarik dari campuran digolongkan sebagai koloid busa, kabut, gel, cat, asap dan bahan makanan termasuk susu.

A.KOMPONEN LARUTAN

Larutan adalah campuran homogen (komposisinya sama), serba sama (ukuran partikelnya), tidak ada bidang batas antara zat pelarut dengan zat terlarut (tidak dapat dibedakan secara langsung antara zat pelarut dengan zat terlarut), partikel- partikel penyusunnya berukuran sama (baik ion, atom, maupun molekul) dari dua zat atau lebih. Dalam larutan fase cair, pelarutnya (solvent) adalah cairan, dan zat yang terlarut di

123

dalamnya disebut zat terlarut (solute), bisa berwujud padat, cair, atau gas. Dengan demikian, larutan = pelarut (solvent) + zat terlarut (solute). Khusus untuk larutan cair, maka pelarutnya adalah volume terbesar.

Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu:

a) Eksoterm, yaitu proses melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun.

b) Endoterm, yaitu menyerap panas dari lingkungan ke sistem, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan naik.

Larutan dapat dibagi menjadi 3, yaitu:

a) Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp berarti larutan belum jenuh ( masih dapat larut).

b) Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung sejumlah solute yang larut dan mengadakan kesetimbangn dengan solut padatnya. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan jenuh terjadi apabila bila hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh.

c) Larutan sangat jenuh (kelewat jenuh) yaitu suatu larutan yang mengandung lebih banyak solute daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan. Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp berarti larutan lewat jenuh (mengendap).

Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi 2, yaitu:

124

a) Larutan pekat yaitu larutan yang mengandung relatif lebih banyak solute dibanding solvent.

b) Larutan encer yaitu larutan yang relatif lebih sedikit solute dibanding solvent.

Dalam suatu larutan, pelarut dapat berupa air dan tan air.

B. KONSENTRASI LARUTAN

Konsentrasi larutan dapat dibedakan secara kualitatif dan kuantitatif. Secara kualitatif, larutan dapat dibedakan menjadi larutan pekat dan larutan encer. Dalam larutan encer, massa larutan sama dengan massa pelarutnya karena massa jenis larutan sama dengan massa jenis pelarutnya. Secara kuantitatif, larutan dibedakan berdasarkan satuan konsentrasinya. Ada beberapa proses melarut (prinsip kelarutan), yaitu:

a) Cairan- cairan

Kelarutan zat cair dalam zat cair sering dinyatakan “Like dissolver like” maknanya zat- zat cair yang memiliki struktur serupa akan saling melarutkan satu sama lain dalam segala perbandingan. Contohnya: heksana dan pentana, air dan alkohol => H- OH dengan C2H5- OH.

Perbedaan kepolaran antara zat terlarut dan zat pelarut pengaruhnya tidak besar terhadap kelarutan. Contohnya: CH3Cl (polar) dengan CCl4 (non- polar).Larutan ini terjadi karena terjadinya gaya antar aksi, melalui gaya dispersi (peristiwa menyebarnya zat terlarut di dalam zat pelarut) yang kuat. Di sini terjadi peristiwa soluasi, yaitu peristiwa partikel- partikel pelarut menyelimuti (mengurung) partikel terlarut. Untuk kelarutan cairan- cairan dipengaruhi juga oleh ikatan Hydrogen.

b)Padat- cair

Padatan umumnya memiliki kelarutan terbatas di cairan hal ini disebabkan gaya tarik antar molekul zat padat dengan zat

125

padat > zat padat dengan zat cair. Zat padat non- polar (sedikit polar) besar kelarutannya dalam zat cair yang kepolarannya rendah. Contohnya: DDT memiliki struktur mirip CCl4 sehingga DDT mudah larut di dalam non- polar (contoh minyak kelapa), tidak mudah larut dalam air (polar).

c) Gas- cairan

Ada 2 prinsip yang mempengaruhi kelarutan gas dalam cairan, yaitu:

Makin tinggi titik cair suatu gas, makin mendekati zat cair gaya tarik antar molekulnya. Gas dengan titik cair lebih tinggi, kelarutannya lebih besar.

Pelarut terbaik untuk suatu gas ialah pelarut yang gaya tarik antar molekulnya sangat mirip dengan yang dimiliki oleh suatu gas.

Titik didih gas mulia dari atas ke bawah dalam suatu sistem periodik, makin tinggi, dan kelarutannya makin besar.

Pengaruh temperatur (T) dan tekanan (P) terhadap kelarutan, yaitu peningkatan temperatur menguntungkan proses endotermis, sebaliknya penurunan temperatur menguntungkan proses eksotermis. Proses kelarutan zat padat dalam zat cair umumnya berlangsung endoterm akibatnya kenaikan temperatur menaikkan kelarutan. Proses kelarutan gas dalam cair berlangsung eksoterm akibatnya kenaikan temparatur menurunkan kelarutan.

Proses melarut dianggap proses kesetimbangan,

Solute + Solvent Larutan ∆H = - (eksoterm)

∆H = + (endoterm)

Faktor tekanan sangat besar pengaruhnya pada kelarutan gas dalam cair. Hubungan ini dijelaskan dengan Hukum Henry, yaitu Cg = k . Pg (tekanan berbanding lurus dengan konsentrasi).

Panas pelarutan yaitu banyaknya energi/ panas yang diserap atau dilepaskan jika suatu zat terlarut dilarutkan dalam pelarut. Ada beberapa 3 tahap pada proses melarutkan suatu zat, yaitu:

126

Tahap 1, yaitu: Baik zat terlarut maupun zat pelarut masih tetap molekul- molekulnya berikatan masing- masing.

Tahap 2,yaitu:Molekul- molekul yang terdapat pada zat terlarut memisahkan diri sehingga hanya terdiri dari 1 molekul tanpa adanya ikatan lagi dengan molekul- molekul yang terdapat di dalamnya, begitu pula molekul- molekul yang terdapat pada zat pelarut.

Tahap 3, yaitu: Antara molekul pada zat terlarut akan mengalami ikatan dengan molekul pada zat pelarut.

Pada umumnya: Tahap 1 memerlukan panas.

Tahap 2 memerlukan panas.

Tahap 3 menghasilkan panas.

Eksoterm: 1+2 < 3 dengan H = (eksoterm)

Endoterm: 1+2 > 3 dengan H = + (endoterm)

Konsentrasi akan lebih eksak jika dinyatakan secara kuantitatif, menggunakan satuan- satuan konsentrasi:

1.Fraksi mol (X)

2.Persentase

a. Persentase berat per berat (% b/b)

b. Persentase berat per volume (% b/v),/span

c. Persentase volume per volume (% v/v)

3. Bagian per sejuta

4. Kemolaran atau molaritas (M)

127

5. Kemolalan atau molalitas (m)

C. JENIS-JENIS LARUTAN DAN LARUTAN ELEKTROLIT

Larutan merupakan fase yang setiap hari ada disekitar kita. Suatu sistem homogen yang mengandung dua atau lebih zat yang masing-masing komponennya tidak bisa dibedakan secara fisik disebut larutan, sedangkan suatu sistem yang heterogen disebut campuran. Biasanya istilah larutan dianggap sebagai cairan yang mengandung zat terlarut, misalnya padatan atau gas dengan kata lain larutan tidak hanya terbatas pada cairan saja.

Komponen dari larutan terdiri dari dua jenis, pelarut dan zat terlarut, yang dapat dipertukarkan tergantung jumlahnya. Pelarut merupakan komponen yang utama yang terdapat dalam jumlah yang banyak, sedangkan komponen minornya merupakan zat terlarut. Larutan terbentuk melalui pencampuran dua atau lebih zat murni yang molekulnya berinteraksi langsung dalam keadaan tercampur. Semua gas bersifat dapat bercampur dengan sesamanya, karena itu campuran gas adalah larutan.

JENIS-JENIS LARUTAN Gas dalam gas – seluruh campuran gas Gas dalam cairan – oksigen dalam air Cairan dalam cairan – alkohol dalam air Padatan dalam cairan – gula dalam air Gas dalam padatan – hidrogen dalam paladium Cairan dalam padatan – Hg dalam perak Padatan dalam padatan – alloys

LARUTAN ELEKTROLIT

Berdasarkan kemampuan menghantarkan arus listrik (didasarkan pada daya ionisasi), larutan dibagi menjadi dua, yaitu larutan elektrolit, yang terdiri dari elektrolit kuat dan elektrolit lemah serta larutan non elektrolit. Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik, sedangkan larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.

128

LARUTAN ELEKTROLIT KUAT

Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar arus listrik, karena zat terlarut yang berada didalam pelarut (biasanya air), seluruhnya dapat berubah menjadi ion-ion dengan harga derajat ionisasi adalah satu (α = 1). Yang tergolong elektrolit kuat adalah :

Asam kuat, antara lain: HCl, HClO3, HClO4, H2SO4, HNO3 dan lain-lain.

Basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali tanah, antara lain : NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Ba(OH)2

dan lain-lain. Garam-garam yang mempunyai kelarutan tinggi, antara

lain : NaCl, KCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain.

LARUTAN ELEKTROLIT LEMAH

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang mampu menghantarkan arus listrik dengan daya yang lemah, dengan harga derajat ionisasi lebih dari nol tetapi kurang dari satu (0 < α <1)

Asam lemah, antara lain: CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S dan lain-lain.

Basa lemah, antara lain: NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-lain. Garam-garam yang sukar larut, antara lain: AgCl, CaCrO4,

PbI2 dan lain-lain.

LARUTAN NON-ELEKTROLIT

Larutan non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik, hal ini disebabkan karena larutan tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak meng-ion). Yang termasuk dalam larutan non elektrolit antara lain :

Larutan urea Larutan sukrosa Larutan glukosa Larutan alkohol dan lain-lain

D. SIFAT KOLIGATIF LARUTAN KIMIASifat koligatif larutan merupakan sifat larutan dilihat

berdasarkan jumlah partikel zat terlarut, bukan dilihat dari jenis zat terlarut. Untuk mempermudah pemahaman pengertian sifat

129

koligatif, mari kita gunakan contoh berikut. Ke dalam dua buah tabung reaksi masing-masing dilarutkan garam dapur (NaCl) dan gula (C6H12O6). Ada dua sifat yang dimiliki oleh larutan-larutan tersebut, yakni sifat berdasarkan jenis dan yang kedua sifat berdasarkan jumlah. Contoh sifat yang didasarkan pada jenis adalah rasa. Tabung reaksi yang berisi larutan gula akan berasa manis, sedangkan tabung yang berisi larutan gula akan terasa asin. Jika jenis zat terlarut yang kita larutkan adalah asam asetat, maka rasa dari larutan adalah asam, jika kita masukkan sari daun pepaya, maka larutan akan terasa pahit. Selain rasa, warna dan aroma juga merupakan sifat larutan dilihat berdasarkan jenis zat terlarut. Tapi yang akan dibahas kali ini adalah sifat koligatif, sifat larutan yang didasarkan pada jumlah, bukan pada jenis partikel zat terlarut.

Sifat koligatif larutan ada 4 yakni :

1. PENURUNAN TEKANAN UAP JENUHTekanan uap jenuh adalah tekanan pada suhu tertentu

akibat tekanan uap suatu larutan. Untuk mempermudah pemahaman tentang pengertian tekanan uap jenuh kita anggap semua zat menguap pada setiap saat, artinya pada suhu berapapun zat (terutama zat cair) pasti akan menguap. Sebagai contoh botol mineral yang sebagian isinya sudah kita minum, lalu kita diamkan, lama kelamaan dinding botol bagian atas akan ada titik embun, semula sedikit, semakin lama semakin rapat. Titik-titik uap yang mengembun di dinding botol akan mencapai kerapatan tertentu, sampai seolah-olah tidak ada lagi air yang menguap, padahal sebenarnya penguapan terus terjadi tetapi dibarengi dengan pengembunan. Keadaan inilah yang disebut sebagai keadaan uap jenuh. Jika tekanan akibat uap jenuh pada botol tersebut kita ukur dengan alat pengukur tekanan, maka angka hasil pengukuran itulah yang disebut sebagai tekanan uap jenuh.

Jika ke dalam botol mineral tadi kita larutkan gula atau garam atau sirup, kemudian kita tunggu sampai keadaan uap jenuh, lalu kita ukur tekanannya, maka hasil pengukuran akan menunjukkan angka yang lebih kecil dari tekanan uap jenuh air murni. Hal ini menunjukkan bahwa partikel zat terlarut akan menurunkan tekanan uap jenuh. Kenapa terjadi penurunan tekanan uap jenuh? Hal ini dikarenakan partikel-partikel pelarut murni yang akan menguap, terhalang oleh partikel-partikel zat terlarut, sehingga hanya sedikit partikel pelarut yang dapat menguap, sehingga tekanan yang

130

dihasilkan juga sedikit. Untuk lebih jelasnya digambarkan pada sketsa di bawah ini:

Secara matematis, penurunan tekanan uap jenuh dirumuskan sebagai :

∆P=XB.Po

∆P = penurunan tekanan uap jenuh XB = fraksi mol zat terlarut Po = tekanan uap jenuh air murni

P=XA.Po P = tekanan uap jenuh larutan XB = fraksi mol pelarut Po = tekanan uap jenuh air murni

2. Kenaikan titik didih 3. Penurunan titik beku 4. Tekanan osmotik

Dalam kimia, larutan adalah campuran homogen yang terdiri dari dua atau lebih zat. Zat yang jumlahnya lebih sedikit di dalam larutan disebut (zat) terlarut atau solut, sedangkan zat yang jumlahnya lebih banyak daripada zat-zat lain dalam larutan disebut pelarut atau solven. Komposisi zat terlarut dan pelarut dalam larutan dinyatakan dalam konsentrasi larutan, sedangkan proses pencampuran zat terlarut dan pelarut membentuk larutan disebut pelarutan atau solvasi.

Contoh larutan yang umum dijumpai adalah padatan yang dilarutkan dalam cairan, seperti garam atau gula dilarutkan dalam air. Gas juga dapat pula dilarutkan dalam cairan, misalnya karbon dioksida atau oksigen dalam air. Selain itu, cairan dapat pula larut dalam cairan lain, sementara gas larut dalam gas lain. Terdapat pula larutan padat, misalnya aloi (campuran logam) dan mineral tertentu.

E.TEKANAN UAP

Tekanan uap cairan adalah salah satu sifat penting larutan. Tekanan uap larutan juga penting dan bermanfaat untuk mengidentifikasi larutan. Dalam hal sistem biner, bila komponennya mirip ukuran molekul dan kepolarannya, misalnya benzen dan toluen, tekanan uap larutan dapat diprediksi dari tekanan uap komponennya. Hal ini karena sifat tekanan uap

131

yang aditif. Bila larutan komponen A dan komponen B dengan fraksi mol masing-masing adalah xA dan xB berada dala kesetimbangan dengan fasa gasnya tekanan uap masing-masing komponen sebanding dengan fraksi molnya dalam larutan. Tekanan uap komponen A, pA,diungkapkan sebagai:

pA = pA0 xA …

pA0 adalah tekanan uap cairan A murni pada suhu yang sama.

Hubungan yang mirip juga berlaku bagi tekanan uap B, pB. Hubungan ini ditemukan oleh kimiawan Perancis Francois Marie Raoult (1830-1901) dan disebut dengan hukum Raoult. Untuk larutan yang mengikuti hukum Raoult, interaksi antara molekul individual kedua komponen sama dengan interaksi antara molekul dalam tiap komponen. Larutan semacam ini disebut larutan ideal. Gambar 1 menunjukkan tekanan uap larutan ideal sebagai fungsi konsentrasi zat teralrut. Tekanan total campuran gas adalah jumlah pA dan pB, masing-masing sesuai dengan hukum Raoult.

Gambar 1 Tekanan total dan parsial larutan ideal.

F. LARUTAN IDEAL DAN NYATA

Sebagaimana juga perilaku gas nyata berbeda dengan perilaku gas ideal, perilaku larutan nyata berebeda dengan perilaku larutan ideal, dengan kata lain berbeda dari hukum

132

Raoult. Gambar 2 (a) menunjukkan kurva tekanan uap sistem biner dua cairan yang cukup berbeda polaritasnya, aseton Me2CO dan karbon disulfida CS2. Dalam hal ini, penyimpangan positif dari hukum Raoult (tekanan uap lebih besar) diamati. Gambar 2 (b) menunjukkan tekanan uap sistem biner aseton dan khloroform CHCl3. Dalam kasus ini, penyimpangan negatif dari hukum Raoult diamati. Garis putus-putus menunjukkan perilaku larutan ideal. Peilaku larutan mendekati ideal bila fraksi mol komponen mendekati 0 atau 1. Dengan menjauhnya fraksi mol dari 0 atau 1, penyimpangan dari ideal menjadi lebih besar, dan kurva tekanan uap akan mencapai minimum atau maksimum.

Gambar 2 Tekanan total dan parsial larutan nyata (25°C).

Penyebab penyimpangan dari perilaku ideal sebagian besar disebabkan oleh besarnya interaksi molekul. Bila pencampuran komponen A dan B menyebabkan absorpsi kalor dari lingkungan (endoterm), interaksi molekul antara dua komponen lebih kecil daripada pada masing-masing komponen, dan penyimpangan positif dari hukum Raoult akan terjadi. Sebaliknya, bila pencampuran menghasilkan kalor ke lingkungan (eksoterm), penyimpangan negatif akan terjadi.

Bila ikatan hidrogen terbentuk antara komponen A dan komponen B, kecenderungan salah satu komponen untuk meninggalkan larutan (menguap) diperlemah, dan penyimpangan negatif dari hukum Raoult akan diamati. Kesimpulannya, penyebab penyimpangan dari hukum Raoult sama dengan penyebab penyimpangan dari hukum gas ideal.

133

G. KENAIKAN TITIK DIDIH DAN PENURUNAN TITIK BEKU

Bila dibandingkan tekanan uap larutan pada suhu yang sama lebih rendah dari tekanan uap pelarutnya. Jadi, titik didih normal larutan, yakni suhu saat fasa gas pelarut mencapai 1 atm, harus lebih tinggi daripada titik didih pelarut. Fenomena ini disebut dengan kenaikan titik didih larutan.

Dengan menerapkan hukum Raoult pada larutan ideal, kita dapat memperoleh hubungan berikut:

pA = pA0 xA = pA

0 [nA /(nA + nB)] …. (1)

(pA0- pA)/ pA

0 = 1 – xA = xB … (2)

xA dan xB adalah fraksi mol, dan nA dan nB adalah jumlah mol tiap komponen. Persamaan ini menunjukkan bahwa, untuk larutan ideal dengan zat terlarut tidak mudah menguap, penurunan tekanan uap sebanding dengan fraksi mol zat terlarut.

Untuk larutan encer, yakni nA + nB hampir sama dengan nA, jumlah mol nB dan massa pada konsentrasi molal mB diberikan dalam ungkapan.

xB = nB/(nA + nB) = nB/nA= nB/(1/MA) = MAmB … (3)

MA adalah massa molar pelarut A. Untuk larutan encer, penurunan tekanan uap sebanding dengan mB, massa konsentrasi molal zat terlarut B.

Perbedaan titik didih larutan dan pelarut disebut dengan kenaikan titik didih, Tb. Untuk larutan encer, kenaikan titik didih sebanding dengan massa konsentrasi molal zat terlarut B.

Tb = Kb mB … (4)

Tetapan kesebandingan Kb khas untuk setiap pelarut dan disebut dengan kenaikan titik didih molal.

Hubungan yang mirip juga berlaku bila larutan ideal didinginkan sampai membeku. Titik beku larutan lebih rendah dari titik beku pelarut. Perbedaan antara titik beku larutan dan pelarut disebut penurunan titik beku, Tf. Untuk larutan encer penurunan titik beku akan sebanding dengan konsentrasi molal zat terlarut mB

134

Tf = Kf mB … (5)

Tetapan kesebandingannya Kb khas untuk tiap pelarut dan disebut dengan penurunan titik beku molal.

Tabel Kenaikan titik didih dan penurunan titik beku molal.

pelarut titik didih (°C)

Kb pelarut titik beku (°C)

Kf

CS2 46 2.40 H2O 0 1.86

aseton 55,9

1,69 benzen 5,1 5,07 

benzen 79,8 2,54 asam asetat 16,3 3,9

H2O 100 0,51 kamfer 180 40

Dengan menggunakan nilai ini dan persamaan 4 dan 5 dimungkinkan untuk menentukan massa molar zat terlarut yang belum diketahui. Kini, penentuan massa molekul lebih mudah dilakukan dengan spektrometer massa. Sebelum spektrometer massa digunakan dengan rutin, massa molekul umumnya ditentukan dengan menggunakan kenaikan titik didih atau penurunan titik beku. Untuk kedua metoda, derajat kesalahan tertentu tak terhindarkan, dan keterampilan yang baik diperlukan agar didapatkan hasil yang akurat.

H. TEKANAN OSMOSIS

Membran berpori yang dapat dilalui pelarut tetapi zat terlarut tidak dapat melaluinya disebut dengan membran semipermeabel. Bila dua jenis larutan dipisahkan denga membran semipermeabel, pelarut akan bergerak dari sisi konsentrasi rendah ke sisi konsentrasi tinggi melalui membran. Fenomena ini disebut osmosis. Membran sel adalah contoh khas membran semipermeabel. Membran semipermeabel buatan juga tersedia.

Bila larutan dan pelarut dipisahkan membran semipermeabel, diperlukan tekanan yang cukup besar agar pelarut bergerak dari larutan ke pelarut. Tekanan ini disebut

135

dengan tekanan osmosis. Tekanan osmosis larutan 22,4 dm3

pelarut dan 1 mol zat terlarut pada 0 °C adalah 1,1 x 105 N m-2.

Hubungan antara konsentrasi dan tekanan osmoisi diberikan oleh hukum van’t Hoff’s.

πV = nRT …

π adalah tekanan osmosis, V volume, T temperatur absolut, n jumlah zat (mol) dan R gas. Anda dapat melihat kemiripan formal antara persamaan ini dan persamaan keadaan gas. Sebagaimana kasus dalam persamaan gas, dimungkinkan menentukan massa molekular zat terlarut dari hubungan ini.

I. VISKOSITAS

Gaya tarik menarik antarmolekul yang besar dalam cairan menghasilkan viskositas yang tinggi. Koefisien viskositas didefinisikan sebagai hambatan pada aliran cairan. Gas juga memiliki viskositas, tetapi nilainya sangat kecil. Dalam kasus tertentu viskositas gas memiliki peran penting, misalnya dalam peawat terbang.

Viskositas

1. Viskositas cairan yang partikelnya besar dan berbentuk tak teratur lebih tinggo daripada yang partikelnya kecil dan bentuknya teratur.

2. Semakin tinggi suhu cairan, semakin kecil viskositasnya.

Dua poin ini dapat dijelaskan dengan teori kinetik. Tumbukan antara partikel yang berbentuk bola atau dekat dengan bentuk bola adalah tumbukan elastik atau hampir elastik. Namun, tumbukan antara partikel yang bentuknya tidak beraturan cenderung tidak elastik. Dalam tumbukan tidak elastik, sebagian energi translasi diubah menjadi energi vibrasi, dan akibatnya partikel menjadi lebih sukar bergerak dan cenderung berkoagulasi. Efek suhu mirip dengan efek suhu pada gas.

Koefisien viskositas juga kadang secara singkat disebut dengan viskositas dan diungkapkan dalam N s m-2 dalam satuan SI. Bila sebuah bola berjari-jari r bergerak dalam cairan dengan viskositas ηdengan kecepatan U, hambatan D terhadap bola tadi diungkapkan sebagai.

136

D = 6πhrU …

Hubungan ini (hukum Stokes) ditemukan oleh fisikawan Inggris Gabriel Stokes (1819-1903).

J. TEGANGAN PERMUKAAN

Tegangan permukaan juga merupakan sifat fisik yang berhubungan dengan gaya antarmolekul dalam cairan dan didefinisikan sebagai hambatan peningkatan luas permukaan cairan. Awalnya tegangan permukaan didefinisikan pada antarmuka cairan dan gas. Namun, tegangan yang mirip juga ada pada antarmuka cairan-cairan, atau padatan dan gas. Tegangan semacam ini secara umum disebut dengan tegangan antarmuka. Tarikan antarmolekul dalam dua fas dan tegangan permukaan di antarmuka antara dua jenis partikel ini akan menurun bila tempeartur menurun. Tegangan antarmuka juga bergantung pada struktur zat yang terlibat. Molekul dalam cairan ditarik oleh molekul di sekitarnya secara homogen ke segala arah. Namun, molekul di permukaan hanya ditarik ke dalam oleh molekul yang di dalam dan dengan demikian luas permukaan cenderung berkurang. Inilah asal mula teori tegangan permukaan. Bentuk tetesan keringat maupun tetesan merkuri adalah akibat adanya tegangan permukaan.

Cairan naik dalam kapiler, fenomena kapiler, juga merupakan fenomena terkenal akibat adanya tegangan permukaan. Semakin besar tarikan antar molekul cairan dan kapilernya, semakin besar daya basah cairan. Bila gaya gravitasi pada cairan yang naik dan tarikan antara cairan dan dinding kapiler menjadi berimbang, kenaikan akan terhenti. Tegangan permukaan γ diungkapkan sebagai.

γ = rhdg/2 ….

h adalah tinggi kenaikan cairan, r radius kapiler dan g percepatan gravitasi. Jadi, tegangan permukaan dapat ditentukan dengan percobaan.

137

KESIMPULAN

1. Larutan adalah campuran homogen (komposisinya sama), serba sama (ukuran partikelnya), tidak ada bidang batas antara zat pelarut dengan zat terlarut (tidak dapat dibedakan secara langsung antara zat pelarut dengan zat terlarut), partikel- partikel penyusunnya berukuran sama (baik ion, atom, maupun molekul) dari dua zat atau lebih.

2. Ada 2 reaksi dalam larutan, yaitu:

a) Eksoterm, yaitu proses melepaskan panas dari sistem ke lingkungan, temperatur dari campuran reaksi akan naik dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan turun.

b) Endoterm, yaitu menyerap panas dari lingkungan ke sistem, temperatur dari campuran reaksi akan turun dan energi potensial dari zat- zat kimia yang bersangkutan akan naik.

3. Larutan dapat dibagi menjadi 3, yaitu:

a) Larutan tak jenuh yaitu larutan yang mengandung solute (zat terlarut) kurang dari yang diperlukan untuk membuat larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tidak tepat habis bereaksi dengan pereaksi (masih bisa melarutkan zat). Larutan tak jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion < Ksp berarti larutan belum jenuh ( masih dapat larut).

138

b) Larutan jenuh yaitu suatu larutan yang mengandung sejumlah solute yang larut dan mengadakan kesetimbangn dengan solut padatnya. Atau dengan kata lain, larutan yang partikel- partikelnya tepat habis bereaksi dengan pereaksi (zat dengan konsentrasi maksimal). Larutan jenuh terjadi apabila bila hasil konsentrasi ion = Ksp berarti larutan tepat jenuh.

c) Larutan sangat jenuh (kelewat jenuh) yaitu suatu larutan yang mengandung lebih banyak solute daripada yang diperlukan untuk larutan jenuh. Atau dengan kata lain, larutan yang tidak dapat lagi melarutkan zat terlarut sehingga terjadi endapan. Larutan sangat jenuh terjadi apabila bila hasil kali konsentrasi ion > Ksp berarti larutan lewat jenuh (mengendap).

4. Berdasarkan banyak sedikitnya zat terlarut, larutan dapat dibedakan menjadi 2,

yaitu:

a) Larutan pekat yaitu larutan yang mengandung relatif lebih banyak solute dibanding solvent.

b) Larutan encer yaitu larutan yang relatif lebih sedikit solute dibanding solvent.

5. Ada 3 tahap pada proses melarutkan suatu zat, yaitu:

Tahap 1, yaitu: Baik zat terlarut maupun zat pelarut masih tetap molekul- molekulnya berikatan masing- masing.

Tahap 2,yaitu:Molekul- molekul yang terdapat pada zat terlarut memisahkan diri sehingga hanya terdiri dari 1 molekul tanpa adanya ikatan lagi dengan molekul- molekul yang terdapat di dalamnya, begitu pula molekul- molekul yang terdapat pada zat pelarut.

Tahap 3, yaitu: Antara molekul pada zat terlarut akan mengalami ikatan dengan molekul pada zat pelarut.

6. Jenis-jenis larutan yaitu: Gas dalam gas – seluruh campuran gas Gas dalam cairan – oksigen dalam air Cairan dalam cairan – alkohol dalam air

139

Padatan dalam cairan – gula dalam air Gas dalam padatan – hidrogen dalam paladium Cairan dalam padatan – Hg dalam perak Padatan dalam padatan – alloys

16. Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik, sedangkan larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik.

17. Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang mempunyai daya hantar arus listrik, karena zat terlarut yang berada didalam pelarut (biasanya air), seluruhnya dapat berubah menjadi ion-ion dengan harga derajat ionisasi adalah satu (α = 1).

18. Yang tergolong elektrolit kuat adalah : Asam kuat, antara lain: HCl, HClO3, HClO4, H2SO4, HNO3

dan lain-lain. Basa kuat, yaitu basa-basa golongan alkali dan alkali

tanah, antara lain : NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Ba(OH)2 dan lain-lain.

Garam-garam yang mempunyai kelarutan tinggi, antara lain : NaCl, KCl, KI, Al2(SO4)3 dan lain-lain.

19. Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang mampu menghantarkan arus listrik dengan daya yang lemah, dengan harga derajat ionisasi lebih dari nol tetapi kurang dari satu (0 < α <1).

20. Yang tergolong elektrolit lemah adalah : Asam lemah, antara lain: CH3COOH, HCN, H2CO3, H2S

dan lain-lain. Basa lemah, antara lain: NH4OH, Ni(OH)2 dan lain-

lain. Garam-garam yang sukar larut, antara lain: AgCl,

CaCrO4, PbI2 dan lain-lain.21. Larutan non-elektrolit adalah larutan yang tidak

dapat menghantarkan arus listrik, hal ini disebabkan karena larutan tidak dapat menghasilkan ion-ion (tidak meng-ion). Yang termasuk dalam larutan non elektrolit antara lain : Larutan urea Larutan sukrosa Larutan glukosa Larutan alkohol dan lain-lain

140

22. Sifat koligatif larutan merupakan sifat larutan dilihat berdasarkan jumlah partikel zat terlarut, bukan dilihat dari jenis zat terlarut.

23. Sifat koligatif larutan ada 4 yakni :

Penurunan Tekanan Uap Jenuh Kenaikan titik didih Penurunan titik beku Tekanan osmotik

SOAL DAN PEMBAHASAN

1.Tentukan pelarut dan zat terlarut dalam larutan alkohol 25% dan 75%?

Jawab:

a. Dalam larutan alkohol 25% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.

Zat terlarut = 25 % x 100 gram = 25 gram (alkohol)

Zat pelarut = 75% x 100 gram = 75 gram ( air)

b. Dalam larutan alkohol 75% misalnya terdapat 100 gram larutan alkohol.

Zat terlarut = 25% x 100 gram = 25 gram (air)

Zat pelarut = 75% x 100gram = 75 gram (alkohol)

Jadi, untuk larutan cair maka pelarutnya adalah volume terbesar.

141

2. Hitung jumlah perak nitrat AgNO3 yang diperlukan untuk membuat 0,500 dm3 larutan 0,150 mol.dm-3, asumsikan massa molar AgNO3 adalah 170 g mol-1.

Jawab

Bila jumlah perak nitrat yang diperlukan x g, x = [170 g mol-1 x 0,500 (dm3) x 0,150 (mol dm-3)]/[1 (dm3) x 1 (dm3)]

x = 12,8 mg.

3. Tekanan uap cairan A dan B adalah 15 Torr dan 40 Torr pada 25°C. tentukan tekanan uap larutan ideal yang terdiri atas 1 mol A dan 5 mol of B.

Jawab

pA = pA0 xA = 15 x (1/6) = 2,5 Torr

pB = pB0 xB = 40 x (5/6) = 33,3 Torr P = pA + pB = 35,8 Torr

4. Larutan dalam air terdiri atas 100 g H2O dan 5,12 g zat A (yang massa molekulnya tidak diketahui) membeku pada -0,280°C. Dengan menggunakan data di Tabel 7.3, tentukan massa molar A.

Jawab

Massa molar A andaikan M. Dengan menggunakan persamaan 7.7, M dapat ditentukan dengan

0,280 = Kf x (m/M) x (1/W) = 1,86 x (5,12/M) x (1/0,11)

M = 340 g mol-1.

5. Tekanan osmosis larutan 60,0 g zat A dalam 1,00 dm3 air adalah 4,31 x 105 Nm–2. Tentukan massa molekul A.

Jawab

Dengan menggunakan hubungan πV = nRT

4,31 x 105 (N m-2) x 1,00 x 10-3 (m3) = [60,0 (g) x 8,314 (J mol-1 K-

1) x 298 (K)]/M (g mol–1)

142

M = 345 (g mol-1)

6. Gambar 1 adalah diagram fasa zat tertentu. Tunjukkan fasa zat yang ada di daerah A, B, C dan H dan fasa yang ada di titik D, E, F dan G dan tunjukkan titik mana yang menyatakan titik tripel, titik didih normal, titik beku normal, dan titik kritis.

Gambar 1 Diagram fasa suatu senyawa.

Jawab

A: padat, B: cair，C: uap (gas), D: padat + uap, E: padat+ cair +uap，F: cair + uap, G:cair + uap, H: uap; titik tripel: E; G: titik beku normal: titik pada kurva fasa cair-padat pada 1 atm, H: titik didih normal: titik pada garis cair-gas pada 1 atm.

7. Kerapatan asam sulfat encer (persen massa 12,00%) adalah 1,078 g cm-3 (25°C). Nyatakan kosentrasi larutan ini dalam molar, molal dan fraksi mol.

Jawab

Jumlah H2SO4 alam 100 g asam sulfat encer tersebut adalah 12,00/98,08 = 0,1223 mol dan jumlah airnya adalah 88,00/18,0 = 4,889 mol.

Jadi fraksi mol H2SO4 adalah 0,1223/(4,889+0,122) = 0,0244.

143

Karena 88,00 g H2O melarutkan 0,1223 mol H2SO4, jumlah mol H2SO4 yang larut dalam 1 kg H2O, adalah 0,1223 mol x (1000 g kg–1)/(88,00 g) = 1,390 mol kg–1. Jadi konsentrasi asam sulfat encer tersebut 1,390 m.

Jumlah H2SO4 yang terlarut dalam 1 dm3 asam sulfat encer (molar) adalah 0,1223 mol x (1078 g dm–3)/(100 g) = 1,318 mol dm–3.

8. Manakah dari pasangan dua zat berikut yang memiliki tegangan permukaan lebih besar: C6H14 atau H2O?

Jawab

H2O. Tingginya tegangan permukaan air sudah sangat terkena

9. Gliserin adalah cairan tidak mudah menguap. Larutan 164 g gliserin dan 338 cm3 H2O (kerapatan 0,992 g cm3) disimpan pada 39,8°C. Pada suhu ini, tekanan uap air murni adalah 54,74 torr. Hitung tekanan uap larutan ini.

Jawab

Jumlah gliserin adalah 1,78 mol dan H2O adalah 18,63 mol

p = 54,74 x (18,63/(18,63+1,78)) = 54,74 x 0,913 =50,00 (Torr)

10. Tekanan osmosis larutan dalam air (100 cm3) yang mengandung 0,36 g polimer adalah 3,26 x 102 Pa pada 23°C.

(1) tentukan massa molekul polimer ini. (2) apakah akan praktis menentukan massa molekul polimer ini dengan metoda penurunan titik beku atau kenaikan titik didih?

Jawab

(1)M =[(8,31 J mol-1 K -1) x (296 K)x(3,6 kg m-3)]/(3,26 x 102 Pa) = 2,7 kg mol-1 = 2,7 x 104

(2) kenaikan titik didih larutan yang sama akan sebesar 0,693 x 10-4 K, dan penurunan titik bekunya adalah 2,48 x 10–4 K. Perubahan temperatur yang sangat kecil ini sukar ditentukan dengan akurat. Kedua metoda ini tidak praktis untuk menentukan massa molekul polimer.

144

DAFTAR PUSTAKA

Achmad, Hiskia. 2001. Kimia Larutan. Bandung : PT. Citra Aditya Bakti.

Brady, E.J. 1999. Kimia Universitas. Jakarta : Binarupa Aksara.

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti. Jakarta : Erlangga.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar. Bandung : ITB.

http : //www.google.co,id/kimia larutan (diakses tanggal 10 Oktober 2010).

145

BAB VIKOLOID

Di industry, terdapat berbagai produk yang komponennya tidak dapat saling melarutkan, namun tetap bercampur secara homogen. Sebagai contoh, mayones dan cat. Mayones adalah campuran homogen dari air dan minyak. Sedangkan cat adalah campuran homogen zat padat dan zat cair. Produk-produk demikian merupakan sistem koloid.

Fenomena sistem koloid juga dapat dijumpai di alam maupun dalam sistem hidup. Udara di atmosfer bumi mengandung debu, partikel-partikel zat padat dan zat cair lainnya yang tersebar secara homogen membentuk suatu sistem koloid. Hal inilah yang menyebabkan langit kadang tampak berwarna biru dan merah-orange. Di dalam tubuh manusia, ginjal berfungsi mengatur komposisi zat-zat kimia dalam darah. Dengan mengambil zat-zat yang yang diperlukan dan membuang zat-zat yang berbahaya dalam darah. Fungsi ginjal tersebut memanfaatkan system koloid.

Koloid bermacam-macam, yakni sol, emulsi, dan buih. Sol adalah jenis koloid dengan fase terdispersi zat padat dan medium pendispersinya berupa zat padat, cair dan gas. Sol mempunyai sifat-sifat karekteristik, yaitu efek tyndall, gerak Brown, daya adsorpsi, bermuatan listrik, koagulasi, dan koloid pelindung. Sama halnya dengan sol, emulsi dan buih juga memiliki fase terdispersi dan medium pendispersi. Emulsi merupakan jenis koloid yang fase pendispersinya berupa zat cair dan medium pendispersinya berupa zat padat, zat cair dan gas. Sedangkan buih adalah jenis koloid dengan fase pendispersi berupa zat padat, zat cair dan gas.

A.PENGERTIAN SISTEM KOLOID

146

Pada kehidupan sehari-hari ini, sering kita temui beberapa produk yang merupakan campuran dari beberapa zat, tetapi zat tersebut dapat bercampur secara merata/ homogen. Misalnya saja saat ibu membuatkan susu untuk adik, serbuk/ tepung susu bercampur secara merata dengan air panas. Produk-produk seperti itu adalah sistem koloid.

 Koloid adalah suatu campuran zat heterogen (dua fase) antara dua zat atau lebih di mana partikel-partikel zat yang berukuran koloid (fase terdispersi/yang dipecah) tersebar secara merata di dalam zat lain (medium pendispersi/ pemecah). Ukuran partikel koloid berkisar antara 1-100 nm. Ukuran yang dimaksud dapat berupa diameter, panjang, lebar, maupun tebal dari suatu partikel. Contoh lain dari sistem koloid adalah adalah tinta, yang terdiri dari serbuk-serbuk warna (padat) dengan cairan (air). Selain tinta, masih terdapat banyak sistem koloid yang lain, seperti mayones, hairspray, jelly, dll.  

Keadaan koloid atau sistem koloid atau suspensi koloid atau larutan koloid atau suatu koloid adalah suatu campuran berfasa dua yaitu fasa terdispersi dan fasa pendispersi dengan ukuran partikel terdispersi berkisar antara 10-7 sampai dengan 10-4 cm. Besaran partikel yang terdispersi, tidak menjelaskan keadaan partikel tersebut. Partikel dapat terdiri atas atom, molekul kecil atau molekul yang sangat besar. Koloid emas terdiri atas partikel-partikel dengan bebagai ukuran, yang masing-masing mengandung jutaan atom emas atau lebih. Koloid belerang terdiri atas partikel-partikel yang mengandung sekitar seribu molekul S8. Suatu contoh molekul yang sangat besar (disebut juga molekul makro) ialah haemoglobin. Berat molekul dari molekul ini 66800 s.m.a dan mempunyai diameter sekitar 6 x 10 -

7.

Tabel 1. Perbedaan larutan sejati, sistem koloid, dan suspensi kasar.

Larutan sejati

System koloid

Suspensi kasar

Jumlah fase Distribusi partikel ukuran partikel penyaringan

1Homogen <10-7 cmTidak dapat di saring.

2Heterogen10-7 - 10-5

cmTidak dapat di saring kecualidengan

2Heterogen>10-5 cmDapat di saring

147

Kestabilan

Contoh

Stabil, tidak memisah

-larutan gula-larutan garam,-udara berih

penyaringan ultra.

Stabil, tidak memisah.

-Tepung kanji

-mayones

-debu di udara

Tidak stabil, memisah

- Campuran pasir dan air

- Sel darah merah dan darah putih dalam plasma.

B. KOLOID SOL

Sol adalah suatu jenis koloid dengan fase terdispersi padat dan medium pendispersi berupa zat padat, zat cair, atau gas. Ada tiga jenis sol, yaitu sol padat, sol cair (sol), dan sol gas (aerosol padat). Akan tetapi, pada umumnya yang dimaksud sol adalah sol cair.

1. SIFAT-SIFAT KOLOID SOL

Efek Tyndall

Efek Tyndall ialah gejala penghamburan berkas sinar (cahaya) oleh partikel-partikel koloid. Hal ini disebabkan karena ukuran molekul koloid yang cukup besar. Efek tyndall ini ditemukan oleh John Tyndall (1820-1893), seorang ahli fisika Inggris. Oleh karena itu sifat itu disebut efek tyndall.

Efek tyndall adalah efek yang terjadi jika suatu larutan terkena sinar. Pada saat larutan sejati disinari dengan cahaya, maka larutan tersebut tidak akan menghamburkan cahaya, sedangkan pada sistem koloid, cahaya akan dihamburkan. hal itu terjadi karena partikel-partikel koloid mempunyai partikel-partikel yang relatif besar untuk dapat menghamburkan sinar tersebut. Sebaliknya, pada larutan sejati, partikel-partikelnya relatif kecil sehingga hamburan yang terjadi hanya sedikit dan sangat sulit diamati.

Gerak Brown

148

Gerak Brown ialah gerakan partikel-partikel koloid yang senantiasa bergerak lurus tapi tidak menentu (gerak acak/tidak beraturan). Jika kita amati koloid dibawah mikroskop ultra, maka kita akan melihat bahwa partikel-partikel tersebut akan bergerak membentuk zigzag. Pergerakan zigzag ini dinamakan gerak Brown. Partikel-partikel suatu zat senantiasa bergerak. Gerakan tersebut dapat bersifat acak seperti pada zat cair dan gas( dinamakan gerak brown), sedangkan pada zat padat hanya beroszillasi di tempat ( tidak termasuk gerak brown ). Untuk koloid dengan medium pendispersi zat cair atau gas, pergerakan partikel-partikel akan menghasilkan tumbukan dengan partikel-partikel koloid itu sendiri. Tumbukan tersebut berlangsung dari segala arah. Oleh karena ukuran partikel cukup kecil, maka tumbukan yang terjadi cenderung tidak seimbang. Sehingga terdapat suatu resultan tumbukan yang menyebabkan perubahan arah gerak partikel sehingga terjadi gerak zigzag atau gerak Brown.

Semakin kecil ukuran partikel koloid, semakin cepat gerak Brown yang terjadi. Demikian pula, semakin besar ukuran partikel koloid, semakin lambat gerak Brown yang terjadi. Hal ini menjelaskan mengapa gerak Brown sulit diamati dalam larutan dan tidak ditemukan dalam campuran heterogen zat cair dengan zat padat (suspensi). Gerak Brown juga dipengaruhi oleh suhu. Semakin tinggi suhu sistem koloid, maka semakin besar energi kinetik yang dimiliki partikel-partikel medium pendispersinya. Akibatnya, gerak Brown dari partikel-partikel fase terdispersinya semakin cepat. Demikian pula sebaliknya, semakin rendah suhu sistem koloid, maka gerak Brown semakin lambat.

Adsorpsi

Adsorpsi ialah peristiwa penyerapan partikel atau ion atau senyawa lain pada permukaan partikel koloid yang disebabkan oleh luasnya permukaan partikel. (Catatan : Adsorpsi harus dibedakan dengan absorpsi yang artinya penyerapan yang terjadi di dalam suatu partikel). Contoh : (i) Koloid Fe(OH)3

bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+. (ii) Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2.

Pemanfaatan adsorpsi dalam kehidupan sehari-hari antara lain :

a. Proses pemutihan gula pasir

b. Penyembuhan sakit perut dengan serbuk karbon atau norit

149

c. Penjernihan air keruh dengan menggunakan tawa (Al2(SO4)3)

d. Penggunaan arang aktif

- Penggunaan arang halus pada masker, berfungsi untuk menyerap gas yang beracun

- Filter pada rokok, yang berfungsi untuk mengikat asap nikotin dan tar

Muatan koloid

Dikenal dua macam koloid, yaitu koloid bermuatan positif dan koloid bermuatan negatif.

Koagulasi koloid

Koagulasi adalah penggumpalan partikel koloid dan membentuk endapan. Dengan terjadinya koagulasi, berarti zat terdispersi tidak lagi membentuk koloid. Koagulasi dapat terjadi secara fisik seperti pemanasan, pendinginan dan pengadukan atau secara kimia seperti penambahan elektrolit, pencampuran koloid yang berbeda muatan. Koagulasi terjadi dalam 3 cara

a. Mekanik, yakni dengan pengadukan, pemanasan dan pendinginan

b. Penambahan elektrolit

c. Pencampuran koloid yang berbeda muatan

d. elektroforesis

Proses Koagulasi dalam kehidupan sehari-hari terjadi pada : perebusan telur, perebusan tahu, pembuatan lateks, proses penjernihan air, pembentukan delta di muara sungai, pengolahan asap atau debu.

Koloid pelindung

Koloid pelindung ialah koloid yang mempunyai sifat dapat melindungi koloid lain dari proses koagulasi. Contoh : gelatin yang digunakan pada pembuatan es krim untuk mencegah pembentukan kristal es yang keras dan kasar.

Dialisis

150

Dialisis ialah pemisahan koloid dari ion-ion pengganggu dengan cara ini disebut proses dialisis. Yaitu dengan mengalirkan cairan yang tercampur dengan koloid melalui membran semi permeable yang berfungsi sebagai penyaring. Membran semi permeable ini dapat dilewati cairan tetapi tidak dapat dilewati koloid, sehingga koloid dan cairan akan berpisah. Aplikasi dalam kehidupan : Dalam proses cuci darah penderita gagal ginjal, proses dialisis.

Elektroforesis

Elektroferesis ialah peristiwa pemisahan partikel koloid yang bermuatan dengan menggunakan arus listrik.

Koloid Liofil dan Liofob

Koloid Liofil : koloid yang partikelnya menarik (suka) medium pendispersinya. Contoh : agar-agar, lem, kanji, gelatin

Koloid Liofob ; koloid yang tidak menarik (tidak suka) medium pendispersinya. Contoh : koloid logam

1. PEMBUATAN KOLOID SOL

Ukuran partikel koloid berada di antara partikel larutan dan suspensi, karena itu cara pembuatannya dapat dilakukan dengan memperbesar partikel larutan atau memperkecil partikel suspensi. Maka dari itu, ada dua metode dasar dalam pembuatan iystem koloid sol, yaitu:

Metode kondensasi yang merupakan metode bergabungnya partikel-partikel kecil larutan sejati yang membentuk partikel-partikel berukuran koloid.

Metode dispersi yang merupakan metode dipecahnya partikel-partikel besar sehingga menjadi partikel-partikel berukuran koloid.

METODE KONDENSASI

Pembuatan koloid sol dengan metode ini pada umumnya dilakukan dengan cara kimia (dekomposisi rangkap, hidrolisis, dan redoks) atau dengan penggatian pelarut. Cara kimia tersebut bekerja dengan menggabungkan partikel-partikel larutan (atom, ion, atau molekul) menjadi pertikel-partikel berukuran koloid.

151

a. Reaksi dekomposisi rangkap

Misalnya:

Sol As2S3 dibuat dengan gaya mengalirkan H2S dengan perlahan-lahan melalui larutan As2O3 dingin sampai terbentuk sol As2S3 yang berwarna kuning terang

As2O3 (aq) + 3H2S(g) à As2O3 (koloid) + 3H2O(l)(Koloid As2S3 bermuatan negatif karena permukaannya menyerap ion S2-)- Sol AgCl dibuat dengan mencampurkan larutan AgNO3 encer dan larutan HCl encer;AgNO3 (ag) + HCl(aq) à AgCl (koloid) + HNO3 (aq)

b. Reaksi hidrolisis Hidrolisis adalah reaksi suatu zat dengan air.

Misalanya: Sol Fe(OH3) dapat dibuat dengan hidrolisis larutan FeCl3

dengan memanaskan larutan FeCl3 atau reaksi hidrolisis garam Fe dalam air mendidih;

FeCl3 (aq) + 3H2O(l) à Fe(OH) 3 (koloid) + 3HCl(aq)(Koloid Fe(OH)3 bermuatan positif karena permukaannya menyerap ion H+)

Sol Al(OH)3 dapat diperoleh dari reaksi hidrolisis garam Al dalam air mendidih;

AlCl3 (aq) + 3H2O(l) à Al(OH) 3 (koloid) + 3HCl(aq)

c. Reaksi reduksi-oksidasi (redoks) Misalnya:

Sol emas atau sol Au dapat dibuat dengan mereduksi larutan garamnya dengan melarutkan AuCl3 dalam pereduksi organic formaldehida HCOH;2AuCl3 (aq) + HCOH(aq) + 3H2O(l) à 2Au(s) + HCOOH(aq) + 6HCl(aq)

Sol belerang dapat dibuat dengan mereduksi SO2 yang terlarut dalam air dengan mengalirinya gas H2S ;2H2S(g) + SO2 (aq) à 3S(s) + 2H2O(l)

152

d.Penggatian pelarut

Cara ini dilakukan dengan mengganti medium pendispersi sehingga fasa terdispersi yang semulal arut setelah diganti pelarutanya menjadi berukuran koloid.

Misalnya;Untuk membuat sol belerang yang sukar larut dalam air tetapi mudah larut dalam alkohol seperti etanol dengan medium pendispersi air, belarang harus terlenih dahulu dilarutkan dalam etanol sampai jenuh. Baru kemudian larutan belerang dalam etanol tersebut ditambahkan sedikit demi sedikit ke dalam air sambil diaduk. Sehingga belerang akan menggumpal menjadi pertikel koloid dikarenakan penurunan kelarutan belerang dalam air.

- Sebaliknya, kalsium asetat yang sukar larut dalam etanol, mula-mula dilarutkan terlebih dahulu dalam air, kemudianbaru dalam larutan tersebut ditambahkan etanol maka terjadi kondensasi dan terbentuklah koloid kalsium asetat.

2. METODE DISPERSI

Metode ini melibatkan pemecahan partikel-partikel kasar menjadi berukuran koloid yang kemudian akan didispersikan dalam medium pendispersinya. Ada 3 cara dalam metode ini, yaitu:

a. Cara Mekanik Cara mekanik adalah penghalusan partikel-partikel kasar zat padat dengan proses penggilingan untuk dapat membentuk partikel-partikel berukuran koloid. Alat yang digunakan untuk cara ini biasa disebut penggilingan koloid, yang biasa digunakan dalam:- industri makanan untuk membuat jus buah, selai, krim, es krim,dsb.- Industri kimia rumah tangga untuk membuat pasta gigi, semir sepatu, deterjen, dsb. - Industri kimia untuk membuat pelumas padat, cat dan zat pewarna.- Industri-industri lainnya seperti industri plastik, farmasi, tekstil, dan kertas.

Sistem kerja alat penggilingan koloid: Alat ini memiliki 2 pelat baja dengan arah rotasi yang berlawanan. Partikel-partikel yang kasar akan digiling melalui ruang antara kedua pelat baja tersebut. Kemudian, terbentuklah partikel-partikel

153

berukuran koloid yang kemudian didispersikan dalam medium pendispersinya untuk membentuk sistem koloid. Contoh kolid yang dibuat adalah; pelumas, tinta cetak, dsb.

b. Cara peptisasiCara peptisasi adalah pembuatan koloid / sistem koloid dari butir-butir kasar atau dari suatu endapan / proses pendispersi endapan dengan bantuan suatu zat pemeptisasi (pemecah). Zat pemecah tersebut dapat berupa elektrolit khususnya yang mengandung ion sejenis ataupun pelarut tertentu. Contoh:- Agar-agar dipeptisasi oleh air ; karet oleh bensin.- Endapan NiS dipeptisasi oleh H2S ; endapan Al(OH) 3 oleh

AlCl3.- Sol Fe(OH) 3 diperoleh dengan mengaduk endapan Fe(OH)

33 yang baru terbentuk dengan sedikit FeCl3. Sol Fe(OH) 3 kemudian dikelilingi Fe+3 sehingga bermuatan positif

- Beberapa zat mudah terdispersi dalam pelarut tertentu dan membnetuk sistem kolid. Contohnya; gelatin dalam air.

c. Cara Busur Bredig Cara busur Bredig ini biasanya digunakan untuk membuat sol-sol logam, sperti Ag, Au, dan Pt. Dalam cara ini, logam yang akan diubah menjadi partikel-partikel kolid akan digunakan sebagai elektrode. Kemudian kedua logam dicelupkan ke dalam medium pendispersinya (air suling dingin) sampai kedua ujungnya saling berdekatan. Kemudian, kedua elektrode akan diberi loncatan listrik. Panas yang timbul akan menyebabkan logam menguap, uapnya kemudian akan terkondensasi dalam medium pendispersi dingin, sehingga hasil kondensasi tersebut berupa pertikel-pertikel kolid. Karena logam diubah jadi partikel kolid dengan proses uap logam, maka metode ini dikategorikan sebagai metode dispersi.

3. PEMURNIAN KOLOID SOL Seringkali terdapat zat-zat terlarut yang tidak diinginkan dalam suatu pembuatan suatu sistem koloid. Partikel-partikel tersebut haruslah dihilangkan atau dimurnikan guna menjaga kestabilan kolid. Ada beberapa metode pemurnian yang dapat digunakan, yaitu:

DialisisDialisis adalah proses pemurnian partikel koloid dari muatan-muatan yang menempel pada permukaannya. Pada proses

154

dialisis ini digunakan selaput semipermeabel. Pergerakan ion-ion dan molekul – molekul kecil melalui selaput semipermiabel disebut dialysis. Suatu koloid biasanya bercampur dengan ion-ion pengganggu, karena pertikel koloid memiliki sifat mengadsorbsi. Pemisahan ion penggangu dapat dilakukan dengan memasukkan koloid ke dalam kertas/membran semipermiabel (selofan), baru kemudian akan dialiri air yang mengalir. Karena diameter ion pengganggu jauh lebih kecil daripada kolid, ion pengganggu akan merembes melewati pori-pori kertas selofan, sedangkan partikel kolid akan tertinggal.Proses dialisis untuk pemisahan partikel-partikel koloid dan zat terlarut dijadikan dasar bagi pengembangan dialisator. Salah satu aplikasi dialisator adalah sebagai mesin pencuci darah untuk penderita gagal ginjal. Jaringan ginjal bersifat semipermiabel, selaput ginjal hanya dapat dilewati oleh air dan molekul sederhana seperti urea, tetapi menahan partikel-partikel kolid seperti sel-sel darah merah.

ElektrodialisisPada dasarnya proses ini adalah proses dialysis di bawah pengaruh medan listrik. Cara kerjanya; listrik tegangan tinggi dialirkan melalui dua layer logam yang menyokong selaput semipermiabel. Sehingga pertikel-partikel zat terlarut dalam sistem koloid berupa ion-ion akan bergerak menuju elektrode dengan muatan berlawanan. Adanya pengaruh medanlistrik akanmempercepat proses pemurnian sistem koloid.Elektrodialisis hanya dapat digunakan untuk memisahkan partikel-partikel zat terlarut elektrolit karena elektrodialisis melibatkan arus listrik.

Penyaring Ultra Partikel-partikel kolid tidak dapat disaring biasa seperti kertas saring, karena pori-pori kertas saring terlalu besar dibandingkan ukuran partikel-partikel tersebut. Tetapi, bila kertas saring tersebut diresapi dengan selulosa seperti selofan, maka ukuran pori-pori kertas akan sering berkurang. Kertas saring yang dimodifikasi tersebut disebut penyaring ultra.Proses pemurnian dengan menggunakan penyaring ultra ini termasuklambat, jadi tekanan harus dinaikkan untuk mempercepat proses ini. Terakhir, partikel-pertikel koloid akan teringgal di kertas saring. Partikel-partikel kolid akan dapat dipisahkan berdasarkan ukurannya, dengan menggunakan penyaring ultra bertahap.

155

B. KOLOID EMULSI

     Emulsi adalah suatu jenis koloid dengan fase terdispresi berupa zat cair dan medium pendispresi berupa zat pada, zat cair, atau gas. Ada tiga jenis emulsi, yaitu emulsi gas (aerosol cair), dan emulsi padat ( gel). Akan tetapi, pada umumnya emulsi yang dimaksud adalah jenis emulsi yang terdispersi dalam zat cair.

1. Emulsi Gas (aerosol cair)Emulsi gas atau aerosol cair merupakan emulsi dalam medium pendispersi gas. Aerosol cair, seperti hairspray dan obat nyamuk dalam kemasan kaleng, dapat membentuk system koloid dengan bantuan bahan pendorong atau propelan aerosol seperti CFC. Aerosol cair juga mempunyai sifat-sifat seperti sol liofob, yaitu efek Tyndall, gerak Brown, dan kesetabilan dengan muatan partikel.

2. Emulsi CairEmulsi cair melibatkan campuran dia zat cair yang tidak dapat saling melaurtkan, yaitu zat cair polar dan zat cair non-polar. Biasanya salah satu zat cair ini adalah air (zat cair polar) dan zat lainya seperti munyak (meski dapat berupa lemak). Emuldi cair yang terdiri dari air dan minyak dapat digolongkan menjadi dua jenis yaitu, Emulsi minyak dalam air dan emulsi air dalam lemak.

3. Emulsi Padat atau GelGel merupakan emulsi dalam medium pendispersi zat padat. Gel dapat dianggap terbentuk akibat penggumpalan seagian sol cair. Pada menggumpalan ini, partikel-partikel sol akan bergabung membentuk suatu rantai panjang. Rantai ini kemudian akan saling bertaut sehingga membentuk suatu struktur padatan di mana medium pendispersi cair terperangkap dalam lubang-lubang struktur tersebut. Dengan demikian, terbentuk suatu massa berpori yang semi-padat denga struktur gel.

 Terdapat dua jenis gel, yaitu gel elastis dan gel non-elastis. Gel elastis, dapat berubah sesuai bentuk jika diberi gaya dan akan kembali ke bentuk semula ketika gaya yang ada di tiadakan. Sedangkan gel non-elastis, tidak dapat berubah ketika di beri gaya. Beberapa sifat gel yang penting adalah

-Hidrasi.Gel elastis yang terdehidrasi dapat diubah kembali menjadi gel elastis dengan menambahkan zat cair.

156

Sebaliknya, gel non-elastis yang terdehidrasi tidak dapat diubah kembali ke  bentuk awalnya.

-Menggembung.Gel elastis yang terdehidrasi sebagian akan  menyerap air apabila dicelupkan ke dalam zat cair. Akibatnya  volum gel bertambah atau menggembung.

-Sinersis.Gel anorganik akan mengerut jika dibiarkan dan diikuti penetesan pelarut. Proses ini disebut sinersis.

-Tiksotropo.Beberapa gel dapat diubah kemabali menjadi sol cairapabila diberi agitasi(diaduk). Sifat ini disebut tiksotropi.Contohnya: gel besi oksida, perak oksida dan cat tiksotropi modern

Bagaimana air dan minyak dapat bercampur membentuk emulsi cair ?

Hal ini dapat dilakukan dengan menambahkan suatu pengemulsi (emulgator). Oleh karena kebanyakan emulsi berupa dispersi minyak dalam air atau dispersi air dalam minyak, maka zat pengemulsi tersebut harus dapat larut baik dalam air maupun dalam minyak. Contoh zat pengemulsi tersebut adalah senyawa organik yang memiliki gugus polar dan non polar. Bagian non polar akan berinteraksi dengan minyak atau mengelilingi partikel-partikel minyak. Sedangkan bagian polar akan berinteraksi dengan air. Jika bagian polar ini terionisasi menjadi bermuatan negatif. Muatan negatif ini  menyebabkan partikel-partikel minyak saling tolak menolak dan tidak akan bergabung. Dengan kata lain, emulsi menjadi stabil.

Untuk jelasnya, ambil contoh sistem koloid emulsi saus salad. Saus salad  terbuat dari larutan asam cuka (polar) dan minyak (non polar). Pengocokan minyak dan cuka pada awalnya akan menghasilkan campuran yang mengandung butiran minyak yang terdispersi dalam larutan asam cuka. Namun, setelah pengocokan dihentikan, maka butiran -butiran tersebut  secara bertahap akan bergabung kembali membentuk partikel yang  cukup besar. Akibatnya, asam cuka dan minyak akan terpisah lagi. Untuk menstabilkan saus salad ini dapat ditambahkan zat pengemulsi  seperti kuning telur yang mengandung lesitin. Saus salad atau sistem koloid yang terbentuk kita kenal sebagai mayones.

 Beberapa sifat emulsi yang penting adalah :

-     Demulsifikasi157

Kestabilan emulsi cair dapat rusak akibat pemanasan, pendinginan, proses sentrifugasi, penambahan elektrolit, dan perusakan zat pengemulsi. Pada proses demulsifikasi dapat terbentuk krim (creaming) atau sedimentasi. Pembentukan krim dijumpai pada emulsi minyak dalam air. Apabila kestabilan emulsi ini rusak, maka partikel-partikel minyak akan naik ke atas membentuk krim. Sedangkan sedimentasi terjadi pada emulsi air dalam minyak. Apabila kestabilan emulsi ini rusak, maka partikel -partikel air akan turun ke bawah.

-     Pengenceran

Emulsi dapat diencerkan dengan penambahan sejumlah medium pendispersinya. Sebaliknya, fase terdispersi yang dicampurkan akan spontan membentuk lapisan terpisah. Sifat ini dapat digunakan untuk menentukan jenis emulsi.

C. KOLOID BUIH

Buih adalah suatu jenis koloid dengan fase terdispersi berupa  gas dan medium pendispersi berupa zat cair atau zat padat. Berdasarkan medium pendispersinya tersebut, buih dikelompohkkan menjadi buih cair (buih) dan buih padat.

1. Buih Cair (Buih)

Buih cair adalah sistem koloid dengan fase terdispersi gas dan medium pendispersi zat cair. Fase terdispersi gas biasanya berupa udara  atau CO2 yang terbentuk dari fermentasi. Kestabilan buih diperoleh dari adanya zat pembuih (surfaktan). Zat pembuih ini teradsorpsi ke daerah antar - fase dan mengikat gelembung -gelembung gas sehingga diperoleh suatu kestabilan.

Ukuran koloid buih bukanlah ukuran gelembung gas, seperti sistem koloid lainnya, melainkan  ketebalan film (lapisan tipis) pada daerah antar - fase di mana zat pembuih teradsorpsi.

Struktur buih cair tidak ditentukan oleh komposisi kimia atau ukuran buih rata-rata, melainkan kandungan zat cairnya. Jika fraksi zat cair lebih dari 5%, maka gelembung gas akan mempunyai bentuk hampir seperti bola. Sebaliknya, jika kurang dari 5% maka bentuk gelembung gas adalah polihedral.

158

Beberapa sifat-sifat buih cair yang penting adalah :

Struktur buih cair berubah dengan waktu. Hal ini dapat disebabkan oleh :

-   Drainase atau pemisahan medium pendispersi (zat cair) akibat kerapatan gas dan zat cair yang jauh berbeda.

          - Rusaknya film antara dua gelembung gas.

- Ukuran gelembung gas menjadi lebih besar akibat difusi gelembung   gas yang kecil ke gelembung gas yang besar akibat tegangan permukaan.

Struktur buih cair dapat berubah jika diberi gaya dari luar. Apabila aya tersebut kecil, maka struktur buih akan kembali ke bentuk awal setelah gaya tersebut ditiadakan. Namun, jika gaya yang diberikan cukup besar, maka akan terjadi deformasi.

Beberapa contoh buih cair diberikan berikut ini :

-       Buih yang dihasilkan alat pemadam kebakaran

     Alat pemadam kebakaran mengandung campuran air, aluminium sulfat, natrium dikarbonat, serta suatu zat pembuih. CO2 yang dilepaskan membentuk buih dengan bantuan zat pembuih tersebut.

-       Kocokan putih telur

     Putih telur yang dikocok akan mengembang. Hal ini dikarenakan udara di sekitarnya akan teraduk dan menggunakan zat pembuih, yaitu protein dan glikoprotein yang berasal dari putih telur itu sendiri, untuk membentuk buih yang relatif stabil.

2. Buih Padat

     Buih padat adalah  sistem koloid dengan fase terdispersi gas dan medium pendispersi zat padat. Kestabilan buih padat juga diperoleh dari zat pembuih (surfaktan). Beberapa buih padat yang kita kenal :

-       Roti. Pembuatan roti melibatkan proses peragian yang akan melepas gas CO2. Zat pembuih protein gluten dari tepung kemudian akan membentuk lapisan tipis mengelilingi gelembung - gelembung CO2 untuk membentuk buih padat.

159

-       Styrofoam. Styrofoam mempunyai fase terdispersi CO2 dan udara, serta medium pendispersi polistirena.

-       Batu apung. Batu apung merupakan buih padat yang terbentuk akibat proses solidifikasi gelas vulkanik.

E.KOLOID DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI

Sistem koloid banyak digunakan pada kehidupan sehari-hari, terutama dalam kehidupan sehari-hari. Hal ini disebabkan sifat karakteristik koloid yang penting, yaitu dapat digunakan untuk mencampur zat-zat yang tidak dapat saling melarutkan secara homogen dan bersifat stabil untuk produksi dalam skala besar.

 Berikut ini adalah tabel aplikasi koloid: 

Jenis industry Contoh aplikasiIndustri makanan Keju, mentega, susu, saus

saladIndustri kosmetika dan perawatan tubuh

Krim, pasta gigi, sabun

Industri cat CatIndustri kebutuhan rumah tangga

Sabun, deterjen

Industri pertanian Peptisida dan insektisidaIndustri farmasi Minyak ikan, pensilin untuk

suntikan

Berikut ini adalah penjelasan mengenai aplikasi koloid:

4. Pemutihan Gula

                   Gula tebu yang masih berwarna dapat diputihkan. Dengan melarutkan gula ke dalam air, kemudian larutan dialirkan melalui sistem koloid tanah diatomae atau karbon. Partikel koloid akan mengadsorpsi zat warna tersebut. Partikel-partikel koloid tersebut mengadsorpsi zat warna dari gula tebu sehingga gula dapat berwarna putih.

Penggumpalan Darah

160

           Darah mengandung sejumlah koloid protein yang bermuatan negatif. Jika terjadi luka, maka luka tersebut dapat diobati dengan pensil stiptik atau tawas yang mengandung ion-ion Al3+ dan Fe3+. Ion-ion tersebut membantu agar partikel koloid di protein bersifat netral sehingga proses penggumpalan darah dapat lebih mudah dilakukan.

2. Penjernihan Air

            Air keran (PDAM) yang ada saat ini mengandung partikel-partikel koloid tanah liat,lumpur, dan berbagai partikel lainnya yang bermuatan negatif. Oleh karena itu, untuk menjadikannya layak untuk diminum, harus dilakukan beberapa langkah agar partikel koloid tersebut dapat dipisahkan. Hal itu dilakukan dengan cara menambahkan tawas (Al2SO4)3.Ion Al3+ yang terdapat pada tawas tersebut akan terhidroslisis membentuk partikel koloid Al(OH)3 yang bermuatan positif melalui reaksi:

Al3+   +   3H2O         Al(OH)3   +      3H+

Setelah itu, Al(OH)3 menghilangkan muatan-muatan negatif dari partikel koloid tanah liat/lumpur dan terjadi koagulasi pada lumpur. Lumpur tersebut kemudian mengendap bersama tawas yang juga mengendap karena pengaruh gravitasi. Berikut ini adalah skema proses penjernihan air secara lengkap:

161

3.  Pembentukan delta di muara sungai

Air sungai mengandung partikel-partikel koloid pasir dan tanah liat yang bermuatan negatif. Sedangkan air laut mengandung ion-ion Na+, Mg+2, dan Ca+2 yang bermuatan positif. Ketika air sungai bertemu di laut, maka ion-ion positif dari air laut akanmenetralkan muatan pasir dan tanah liat. Sehingga, terjadi koagulasi yang akan membentuk suatu delta.

4. Pengambilan endapan pengotor

Gas atau udara yang dialirkan ke dalam suatu proses industri seringkali mangandung zat-zat pengotor berupa partikel-partikel koloid. Untuk memisahkan pengotor ini, digunakan alat pengendap elektrostatik yang pelat logamnya yang bermuatan akan digunakan untuk menarik partikel-partikel koloid.

162

KESIMPULAN

1. Partikel koloid dapat menghamburkan cahaya sehingga berkas cahaya yang melalui sistem koloid. Dapat diamati dari samping sifat partikel koloid ini disebut efek Tyndall.

2. Jika diamati dengan mikroskop ultra ternyata partikel koloid senantiasa bergerak dengan gerak patah-patah yang disebut gerak Brown. Gerak Brown terjadi karena tumbukan tak simetris antara molekul medium dengan partikel koloid.

3. Koloid dapat mengadsorpsi ion atau zat lainpada permukaannya, dan oleh karena luas permukaannya yang relatif besar, maka koloid mempunyai daya adsorpsi yang besar.

4. Adsorpsi ion-ion oleh partikel koloid membuat partikel koloid menjadi bermuatan listrik. Muatan koloid menyebabkan gaya tolak-menolak di antara partikel koloid, sehingga menjadi stabil (tidak mengalami sedimentasi).

5. Muatan partikel koloid dapat ditunjukkan dengan elektroforesis, yaitu pergerakan partikel koloid dalam medan listrik.

6. Penggumpalan partikel koloid disebut koagulasi. Koagulasi dapat terjadi karena berbagai hal, misalnya pada penambahan elektrolit. Penambahan elekrolit  akan menetralkan muatan koloid, sehingga faktor yang menstabilkannya hilang.

7. Campuran koloid dapat dipisahkan dari ion-ion atau partikel terlarut lainnya melalui dialisis.

8. Koloid yang medium dispersinya berupa cairan dibedakan atas koloid liofil dan koloid liofob. Koloid liofil mempunyai interaksi yang kuat dengan mediumnya; sebaliknya, pada koloid liofob interaksinya tersebut tidak ada atau sangat lemah.

9. Banyak sekali produk industri dalam bentuk koloid, terutama karena dengan bentuk koloid, maka zat-zat yang tidak saling melarutkan dapat disajikan homogen secara makroskopis.

10. Pengolahan air bersih memanfaatkan sifat koloid, yaitu adsorpsi dan koagulasi. Pada pengolahan air bersih digunakan tawas (alumunium sulfat), kaporit (klorin) dan kapur.

11. Koloid dapat dibuat dengan cara dispersi atau kondensasi. Pada cara dispersi, bahan kasar dihaluskan kemudian didispersikan ke dalam medium dispersinya. Pada

163

cara kondensasi, koloid dibuat dari larutan di mana atom atau molekul mengalami agregasi (pengelompokan), sehingga menjadi partikel koloid.

12. Sabun dan detergen bekerja sebagai bahan aktif permukaan yang fungsinya mengelmusikan lemak ke dalam air.

13. Asbut adalah suatu bentuk pencemaran yang merupakan sistem koloid.

SOAL DAN PEMBAHASAN1. Sol belerang dapat dibuat menurut metode kondensasi dengan cara…..

Jawab: Sol belerang dapat dibuat dengan metode kondensasi yaitu mengubah larutan mengubah larutan menjadi koloid dengan cara menggiling serbuk belerang dan hasilnya dicampurkan dengan air serta dengan menambahkan asam klorida pada larutan natrium tiosulfat.

2. Koagulasi dapat terjadi jika……………

Jawab:Koagulasi dapat terjadi jika:a. Koloid dipanaskanb. Dicampurkan dua macam koloid yang berbeda muatanc. Ditambah zat elektrolitd. Pergantian pelarut

3.Jika gas belerang dioksida dialirkan ke dalam larutan hidrogen sulfida, maka zat terakhir ini akan teroksidasi menjadi…………………

Jawab:Reaksi ini merupakan pembuatan sol belerang. Reaksi ini termasuk autoredoks (disproporsionasi)SO2(g) + 2 H2S(aq) → 3 S(s) + 2 H2O(l) 4.Air susu merupakan sistem dispersi……….

Jawab:Air susu termasuk emulsi cair. Artinya suatu sistem koloid, zat cair dalam medium pendispersi cair.

164

5.Kelebihan elektrolit dalam suatu dispersi koloid biasanya dihilangkan dengan cara…..

Jawab:Cara yang digunakan untuk menghilangkan kelebihan elektrolit dalam suatu disperse koloid yaitu dengan cara dialisis, proses pemurnian koloid dari elektrolit (ion-ion) pengganggu.

6.Buih adalah system disperse pada mana….

Jawab: Buih adalah system disperse pada mana gas terdispersi dalam zat cair. Buih termasuk system koloid, yaitu gas(udara) dalam cair (larutan sabun).

7.a. efek Tyndall c. koagulasi e. elektrolisis b. dialysis d. emulsiGejala atau proses yang paling tidak ada kaitannya dengan system kolid adalah….Jawab:Elektrolisis, yaitu penguraian zat dengan memakai listrik( tidak ada hubungannya dengan system koloid).8.As2S3 adalah koloid hidrofob yang bermuatan negatif. Larutan yang paling baik untuk mengkoagulasikan koloid ini adalah…..Jawab:Karena As2S3 koloid negatif, tentu untuk mengkoagulasikan ditambah kation dan yang paling efektif adalah kation yang bermuatan paling besar (paling positif), seperti besi (III) sulfat. 9.Dalam hal apa saja koloid digunakan dalam kehidupan sehari-hari?Jawab:Aplikasi koloid dalam kehidupan sehari-hari yaitu:

1. Pemutihan Gula2. Penggumpalan3. Penjernihan Air4. Pembentukan delta di muara sungai5. Pengambilan endapan pengotor

10. Bagaimana cara kerja koloid dalam pengambilan endapan kotor?

Jawab:

165

Gas atau udara yang dialirkan ke dalam suatu proses industri seringkali mangandung zat-zat pengotor berupa partikel-partikel koloid. Untuk memisahkan pengotor ini, digunakan alat pengendap elektrostatik yang pelat logamnya yang bermuatan akan digunakan untuk menarik partikel-partikel koloid.

DAFTAR PUSTAKA

Brady, E.J. 1999. Kimia Universitas. Jakarta : Binarupa Aksara.

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti.

Jakarta : Erlangga.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar. Bandung : ITB.

http : //www.google.co,id/koloid (diakses tanggal 10 Oktober 2010).

166

BAB VIIKINETIKA KIMIA

Kinetika kimia merupakan pengkajian laju dan mekanisme reaksi kimia. Perubahan bertahap yang dialami pereaksi untuk menjadi produk bersama-sama merupakan mekanisme reaksi. Tiap tahap itu disebut proses elementer atau reaksi elementer. Bila dua partikel bertabrakan dengan sikap yang sesuai dengan energi yang cukup, akan tebentuk keadaan transisi atau kompleks kereaktifan untuk sekejap. Kompleks ini segera berdisosiasi untuk menghasilkan partikel-partikel baru (terjadi reaksi) atau menghasilkan partikel-partikel asli (tak terjadi reaksi). Partikel-partikel baru dapat menjadi produk final dari reaksi keseluruhan atau mereka dapat merupakan zat antar reaksi, yang biasanya merupakan spesi tak stabil yang dapat dideteksi, tetapi jarang sekali diisolasi. Banyak spesi semacam itu yang berupa radikal atom atau gugus atom dengan satu elektron tak berpasangan atau lebih. Laju suatu reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi suatu spesi per satuan waktu. Hal tersebut bergantung pada empat faktor : (1) Sifat dasar pereaksi-pereaksi yang bervariasi secara tak hingga itu dapat menerangkan perbedaan laju reaksi yang besar. Energi pengaktifan bergantung pada sifat dasar pereaksi dan besarnya energi yang diperlukan untuk membentuk kompleks teraktifkan. (2) Temperatur sistem itu penting karena semua laju reaksi kimia meningkat dengan nyata dengan naiknya temperatur. (3) Suatu katalis dapat meningkatkan laju reaksi dengan membentuk suatu senyawa-antara dengan energi pengaktifan yang relatif rendah untuk reaksi, atau dengan mengadsorpsi spesi yang bereaksi pada permukaannya. (4) Konsentrasi-konsentrasi pereaksi terus-menerus berkurang dengan majunya reaksi ; dalam kebanyakan hal juga berarti bahwa laju-sekejap reaksi makin berkurang.

167

Pengaruh pengubahan konsentrasi pada laju reaksi tak dapat diramalkan dari persamaan kimia keseluruhan ; pengaruh itu harus ditentukan secara eksperimen. Persamaan yang menguraikan efek ini disebut persamaan laju atau hukum laju. Tiap faktor konsentrasi dalam persamaan laju dipangkatkan , pangkat mana ditentukan secara eksperimen ; jumlah pangkat ini merupakan order reaksi . Order suatu reaksi ditentukan dari data eksperimen dengan menghitung tetapan laju, dengan suatu grafik atau dengan menentukan waktu paruh reaksi. Dengan mengetahui order reaksi, mekanisme reaksi yang munkin dapat diusulkan dan dianalisis,sedangkan yang tidak mungkin dapat di kesampingkan. Faktor kunci tahap ini membatasi laju reaksi keseluruhan.

A.MEKANISME REAKSI

Dalam perubahaan kimia, beberapa ikatan-ikatan diceraikan dan ikatan-ikatan baru dibentuj. Tidak jarang, perubahan-perubahaan ini begitu rumit untuk dilangsungkan dalam satu langkah sederhana. Melainkan, reaksi sering berlangsung dalam beberapa tahap perubahaan-perubahaan kecil.

Mekanisme reaksi menjelaskan satu atau lebih langkah yang terjadi di reaksi sehingga mampu menggambarkan bagaimana beberapa ikatan tercerai dan terbentuk. Contoh-contoh berikut ini berdasar dari kimia organik yang mudah dimengerti walaupun misalnya Anda tidak terbiasa dengannya.

Reaksi dibawah ini merupakan reaksi 2-bromo-2-metilpropan dengan ion hidroksi dari larutan natrium hidroksi.

Reaksi keseluruhan adalah pergantian atom brom dalam senyawa organik dengan gugus OH.

Hal pertama yang terjadi ialah ikatan karbon-brom dalam komposisi sedikit bercerai menjadi ion-ion:

168

Ikatan karbon-brom cukup kuat, sehingga reaksi ini berlangsung lambat. Jika ion-ion inti bertumbukan satu dengan yang lainnya, ikatan kovalen akan terbentuk kembali. Tanda anak panah dalam persamaan menunjukkan perpindahan dari sepasang elektron.

Jika terdapat ion hidroksi dalam konsentrasi pekat, ion positif akan memiliki kemungkinan tinggi untuk ditumbuk oleh ion-ion hidroksi. Langkah keseluruhan reaksi akan berlangsung cepat. Ikatan kovalen baru akan dibentuk antara karbon dan oksigen, menggunakan satu dari sepasang elektron kosong dari atom oksigen.

Karena ikatan karbon-oksigen kuat, sekali gugus OH berdempet dengan atom karbon, mereka akan cenderung untuk terus berdempet.

Mekanisme menunjukkan reaksi berlangsung dalam dua langkah dan mengdeskripsikan secara jelas bagaimana langkah-langkah itu berlangsung dalam ikatan-ikatan yang tercerai dan terbentuk. Mekanisme juga menggambarkan bahwa langkah-langkah laju reaksi berbeda -satu lambat dan satunya cepat.

Laju reaksi keseluruhan (dimana pengukurannya diperlukan beberapa eksperimen) dikontrol oleh laju reaksi yang paling lambat. Dalam contoh diatas, ion hidroksi tidak dapat berinteraksi dengan ion positif sampai ion positif terbentuk. Lankah kedua dapat diandaikan dengan reaksi yang menunggu langkah laju reaksi pertama terbentuk.

Sepanjang terdapat beberapa macam laju yang berbeda dari langkah-langkah, ketika kita mengukur laju suatu reaksi, sebenarnya kita mengukur langkah penentuan laju reaksi.

Mekanisme reaksi dan order reaksi

169

Contoh-contoh yang kita gunakan pada halaman ini merupakan contoh yang sederhana dimana reaksi berlangsung dalam order 0, 1 atau 2. Dimana langkah reaksi lambat berlangsung sebelum langkah-langkah reaksi cepat lainnya.

Contoh 1

Mekanisme dibawah ini merupakan mekanisme yang telah kita bahas. Bagaimana kita tahu mekanisme berlangsung seperti ini?

Dengan melakukan eksperimen laju reaksi, kita dapat menemukan persamaan laju sebagai berikut :

Reaksi ini berorder satu terhadap senyawa organik dan beroder nol terhadap ion hidrokis. Konsentrasi dari ion hidroksi tidak mempengaruhi laju reaksi keseluruhan. Bila ion hidroksi mengambil bagian dalam langkah reaksi lambat, peningkatan dari konsentrasi akan mempercepat reaksi. Namun peningkatan konsentrasi ini tidak memiliki perubahaan yang berarti, sehingga konsentrasi ion hidroksi berada dalam bagian langkah reaksi cepat. Peningkatan konsentrasi ion hidroksi akan mempercepat langkah reaksi cepat, tetapi hal ini tidaklah memberikan pengaruh yang berarti pada laju reaksi keseluruhan. Dimana reaksi keseluruhan ditentukan oleh cepatnya laju reaksi lambat.

Dalam kasus sederhana seperti ini, dimana langkah reaksi lambat merupakan langkah pertama, persamaan laju memberitahukan apa saja yang mengambil bagian dalam laju reaksi lambat. Dalam kasus ini, reaksi berorder satu terhadap senyawa organik. Hal ini memberikan gambaran terhadap kita

170

bagaimana menentukan kemungkinan mekanisme. Apabila kita ingin menentukan suatu mekanisme, kita perlu mencari lebih banyak bukti-bukti untuk memastikannya. Sebagai contoh, dalam kasus ini kita perlu mendeteksi keberadaan ion positif yang dibentuk pada langkah pertama.

Contoh 2

Sekilas reaksi di bawah ini tampak mirip dengan reaksi di atas. Atom brom digantikan dengan gugus OH pada senyawa organik.

Walaupun begitu, persamaan laju dari reaksi yang terlihat mirip ini cukup berbeda. Dimana mekanisme reaksinya berlainan.

Reaksi ini berorder satu terhadap senyawa organik maupun ion hidroksi. Kedua darinya haruslah mengambil bagian dalam langkah laju reaksi lambat. Reaksi haruslah berlangsung dalam keadaan tumbukan langsung diantara mereka.

Atom karbon yang ditumbuk oleh ion hidroksi memiliki muatan positif dan atom brom memiliki muatan negatif yang dikarenakan oleh perbedaan elektronegatifas diantaranya.

Ketika ion hidroksi mendekat, brom akan tertolak dalam suatu langkah yang mulus.

Molekularitas reaksi

Jika kita mengetahui mekanisme dari suatu reaksi, kita dapat menuliskan persamaan dari suatu rangkaian langkah-langkah yang membentuk reaksi tersebut. Tiap langkah-langkah tersebut memiliki molekularitas.

171

Molekularitas dari sebuat langkah dapat ditentukan dengan menghitung jumlah dari partikel (molekul, ion , atom atau radikal bebas) yang terlibat dalam langkah tersebut. Sebagai contoh, mari kita lihat mekanisme yang telah kita bahas sebelumnnya:

Langkah ini melibatkan satu molekul yang tercerai menjadi ion-ion. Karena hanya ada satu jenis partikel yang terlibat didalam reaksi, maka reaksi ini memiliki molekularitas 1. Ini dapat dideskripsikan sebagai reaksi unimolekular.

Langkah kedua dari mekanisme melibatkan dua ion yang berinteraksi bersama.

Langkah ini memiliki molekularitas 2 atau disebut juga dengan reaksi bimolekular.

Reaksi lainnya yang telah kita bahas terjadi dalam satu langkah yaitu :

Karena dua jenis partikel terlibat (satu molekul dan satu ion), reaksi ini juga merupakan reaksi bimolekular.

Kecuali reaksi keseluruhan yang terjadi dalam satu langka (seperti reaksi terakhir diatas), kita tidak dapat menentukan molekularitasnya. Kita perlu mengetahui mekanisme dan tiap-tiap langkah reaksi memilki molekuralitasnya sendiri.

Satu hal yang perlu diingat dan sering sekali kita dibingungkan adalah konsep molekularitas tidak sama dengan dengan konsep order reaksi.

B.PERSAMAAN LAJU172

Ada beberapa cara untuk mengukur laju dari suatu reaksi. Sebagai contoh, jika gas dilepaskan dalam suatu reaksi, kita dapat mengukurnya dengan menghitung volume gas yang dilepaskan per menit pada waktu tertentu selama reaksi berlangsung.

Definisi Laju ini dapat diukur dengan satuan cm3s-1

Bagaimanapun, untuk lebih formal dan matematis dalam menentukan laju suatu reaksi, laju biasanya diukur dengan melihat berapa cepat konsentrasi suatu reaktan berkurang pada waktu tertentu.

Sebagai contoh, andaikan kita memiliki suatu reaksi antara dua senyawa A dan B. Misalkan setidaknya salah satu mereka merupakan zat yang bisa diukur konsentrasinya-misalnya, larutan atau dalam bentuk gas.

Untuk reaksi ini kita dapat mengukur laju reaksi dengan menyelidiki berapa cepat konsentrasi, katakan A, berkurang per detik.

Kita mendapatkan, sebagai contoh, pada awal reaksi, konsentrasi berkurang dengan laju 0.0040 mol dm-3 s-1.

Hal ini berarti tiap detik konsentrasi A berkurang 0.0040 mol per desimeter kubik. Laju ini akan meningkat seiring reaksi dari A berlangsung.

Untuk menyelidiki apa yang terjadi dengan laju reaksi dimana konsentrasi dari satu reaktan, A, berubah, Beberapa hal-hal sederhana yang akan kita temui adalah ;

Kemungkinan pertama : laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi A

Hal ini berarti jika kita melipatgandakan konsentrasi A, laju reaksi akan berlipat ganda pula. JIka kita meningkatkan konsentrasi A dengan faktor 4, laju reaksi pun akan menjadi 4 kali lipat.

Kita dapat mengekspresikan persamaan ini dengan simbol :

173

Adalah cara yang umum menulis rumus dengan tanda kurung persegi untuk menunjukkan konsentrasi yang diukur dalam mol per desimeter kubik (liter).

Kita juga dapat menulis tanda berbanding lurus dengan menuliskan konstanta (tetapan), k.

Kemungkinan lainnya : Laju reaksi berbanding terbalik dengan kuadrat konsentrasi A

Hal ini berarti jika kita melipatgandakan konsentrasi dari A, laju reaksi akan bertambah 4 kali lipat (22). Jika konsentras dari Ai ditingkatkan tiga kali lipat, laju reaksi akan bertambah menjadi 9 kali lipat (32). Dengan simbol dapat dilambangkan dengan:

Secara umum,

Dengan melakukan percobaan yang melibatkan reaksi antara A dan B, kita akan mendapatkan bahwa laju reaksi berhubugngan dengan konsentrasi A dan B dengan cara :

174

Hubungan ini disebut dengan persamaan laju reaksi :

Kita dapat melihat dari persamaan laju reaksi bahwa laju reaksi dipengaruhi oleh pangkat dari konsentrasi dari A dan B. Pangkat-pangkat ini disebut dengan order reaksi terhadap A dan B

Jika order reaksi terhadap A adalah 0 (no), berarti konsentrasi dari A tidak mempengaruhi laju reaksi.

Order reaksi total (keseluruhan), didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order. Sebagai contoh, di dalam reaksi order satu terhadap kedua A dan B (a = 1 dan b = 1), order reaksi total adalah 2. Kita menyebutkan order reaksi total dua.

Beberapa contoh

Tiap contoh yang melibatkan reaksi antara A dan B, dan tiap persamaan laju didapat dari ekperimen untuk menentukan bagaimana konsentrasi dari A dan B mempengaruhi laju reaksi.

Contoh 1:

Dalam kasus ini, order reaksi terhadap A dan B adalah 1. Order reaksi total adalah 2, didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order.

Contoh 2:

Pada reaksi ini, A berorder nol karena konsentrasi A tidak mempengaruhi laju dari reaksi. B berorder 2 , sehingga order reaksi total adalah dua.

175

Contoh 3:

Pada reaksi ini, A berorder satu dan B beroder nol, karena konsentrasi B tidak mempengaruhi laju reaksi. Order reaksi total adalah satu.

Tidak menjadi masalah berapa banyak reaktan yang ada. Konsentasi dari tiap reaktan akan berlangsung pada laju reaksi dengan kenaikan beberapa pangkat. Pangkat-pangkat ini merupakan order tersendiri dari setiap reaksi. Order total (keseluruhan) dari reaksi didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order tersebut.

Ketetapan laju

Hal yang cukup mengejutkan, Ketetapan laju sebenarnya tidak benar-benar konstan. Konstanta ini berubah, sebagai contoh, jika kita mengubah temperatur dari reaksi, menambahkan katalis atau merubah katalis. Tetapan laju akan konstan untuk reaksi yang diberikan hanya apabila kita mengganti konsentrasi dari reaksi tersebut..

C.PENENTUAN HUKUM LAJU

Orde Reaksi

Orde suatu reaksi ialah jumlah semua eksponen (dari konsentrasi dalam persamaan laju. Orde reaksi juga menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi reaktan (pereaksi) terhadap laju reaksi.

Jika laju suatu reaksi berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari hanya satu pereaksi.

Laju = k [A]

Maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi  orde pertama. Penguraian N2O5 merupakan suatu contoh reaksi orde pertama. Jika laju reaksi itu berbanding lurus dengan pangkat dua suatu pereaksi,

Laju = k[A]2

176

Atau berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari dua pereaksi,

Laju = k [A][B]

Maka reaksi itu disebut reaksi orde kedua. Dapat juga disebut orde terhadap masing-masing pereaksi. Misalnya dalam persamaan terakhir itu adalah orde pertama dalam A dan orde dalam B, atau orde kedua secara keseluruhan. Suatu reaksi dapat berorde ketiga atau mungkin lebih tinggi lagi, tetapi hal-hal semacam itu sangat jarang. Dalam reaksi yang rumit, laju itu mungkin berorde pecahan, misalnya orde pertama dalam A dan orde 0,5 dalam B atau berorde 1,5 secara keseluruhan.

Suatu reaksi dapat tak tergantung pada konsentrasi suatu pereaksi. Perhatikan reaksi umum, yang ternyata berorde pertama dalam A. Jika kenaikan konsentrasi B tidak menaikkan laju reaksi, maka reaksi itu disebut orde nol terhadap B. Ini bisa diungkapkan sebagai :

Laju = k[A][B]0 = k[A]

Orde suatu reaksi tak dapat diperoleh dari koefisien pereaksi dalam persamaan berimbangnya. Dalam penguraian N2O5 dan NO2, koefisien untuk pereaksi dalam masing-masing persamaan berimbang adalah 2 tetapi reaksi pertama bersifat orde pertama dalam N2O5 dan yang kedua berorde kedua dalam NO2. Seperti dilukiskan oleh contoh.

Contoh: Perhatikan reaksi umum 2A + 2B → 2AB

dan data eksperimen berikut:

Tulislah persamaan laju yang paling mungkin untuk reaksi ini:

Jawaban :

Dengan membandingkan data dalam eksperimen 2 dengan data eksperimen 1, orang akan melihat bahwa bila konsentrasi B2

177

diduakalikan, maka laju diduakalikan. Jadi reaksi itu berorde pertama dalam B2. Dengan membandingkan data dalam eksperimen 3 dengan data eksperimen 2, orang akan melihat bahwa bila konsentrasi A diduakalikan, laju tidak berubah. Jadi reaksi itu berorde nol dalam A. Maka persamaan laju yang paling mungkin adalah

Laju = k[A]°[B2]

atau

Laju = k[B2]

Suatu pereaksi malahan dapat tidak muncul dalam persamaan laju suatu reaksi. Orde suatu reaksi diberikan hanya atas dasar penetapan eksperimental dan sekedar memberi informasi mengenai cara laju itu bergantung pada konsentrasi pereaksi-pereaksi tertentu. Ramalan teoritis mengenai orde-orde (dari) reaksi-reaksi yang kurang dikenal jarang berhasil. Misalnya mengetahui bahwa reaksi antara H2 dan I2 adalah orde kedua mungkin orang akan meramal bahwa reaksi antara H2 dan Br2

juga akan berorde-kedua. Ternyata tidak, malahan reaksi ini mempunyai persamaan laju yang lebih rumit.

Menentukan Orde reaksi

a.  Jika tahap reaksi dapat diamati, orde adalah koefisien pada tahap reaksi yang berjalan lambat.

Contoh : reaksi 4HBr + O2 -> 2H2O + 2Br2

Berlangsung dalam tahapan sebagai berikut :

1. HBr + O2 -> HBr2O (lambat)2. HBr + HBr2O -> 2HBrO (cepat)3. 2HBr + 2HBr) -> 2H2O + 2Br2 (cepat)

Maka orde reaksi ditentukan oleh reaksi (1). Persamaan laju reaksi, V = [HBr] [O2]. Orde reaksi total (lihat koefisien reaksi) = 1 + 1 = 2.

b.  Jika tahap reaksi tidak bisa diamati, orde reaksi ditentukan melalu eksperimen, kosentrasi salah satu zat tetap dan kosentrasi zat lain berubah.

178

Contoh:

Reaksi : P + Q + R → X + Y

diperoleh data percobaan sebagai berikut :

orde reaksi terhadap P, dicari dengan melihat konsentrasi [Q] dan [R] yang tetap. Dari data (1) dan (3) dari konsentrasi [Q] dan [R] tetap, [P] dinaikkan dua kali.

Jadi reaksi berlangsung 2 kali lebih cepat.

2m = 2 → m = 1

-         Orde reaksi terhadap Q, lihat konsentrasi [P] dan [R] yang tetap yakni sebagai berikut.

Data (4) dan (5) o 1,5 kali lebih cepat

Data (1) dan (4) o 2 kali lebih cepat

Data (1) dan (5) o 3 kali lebih cepat

Ingat : orde reaksi ditentukan oleh tahap reaksi yang paling lambat 1,5n = 1,5

n = 1

-         Orde reaksi terhadap R, lihat konsentrasi [P] dan [Q] tetap yakni data (1) dan (2). Konsentrasi R dinaikkan 1,5 kali, ternyata reaksi berlangsung sama cepat.1,5x = 1 x = 0  Maka persamaan laju reaksinya sebagai berikut:

V = k[P] [Q]

D.REAKSI KIMIA

179

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)

180

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-.

o 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) → S4O6

2−(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.

181

2 Sn2+ → Sn + Sn4+

Reaksi organik, melingkupi berbagai jenis reaksi yang melibatkan senyawa-senyawa yang memiliki karbon sebagai unsur utamanya.

182

KESIMPULAN

1. Senyawa pada keadaan transisi adalah produk yang dapat diamati dan dapat diisolasi.

2. Kinetika kimia merupakan pengkajian laju dan mekanisme reaksi kimia.

3. Mekanisme reaksi menjelaskan satu atau lebih langkah yang terjadi di reaksi sehingga mampu menggambarkan bagaimana beberapa ikatan tercerai dan terbentuk.

4. Orde suatu reaksi ialah jumlah semua eksponen (dari konsentrasi dalam persamaan laju. Orde reaksi juga menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi reaktan (pereaksi) terhadap laju reaksi.

5. Reaksi kimia adalah suatu proses alam yang selalu menghasilkan antarubahan senyawa kimia. Senyawa ataupun senyawa-senyawa awal yang terlibat dalam reaksi disebut sebagai reaktan.

6. 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

183

konsep asam basa yang digunakan. Beberapa definisi yang paling umum adalah:

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.

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) → S4O6

2−(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.

184

SOAL DAN PEMBAHASAN

1. Perhatikan penguraian nitrogen dioksida, NO2, manjadi nitrogen dioksida, NO dan O2 :

2NO2 → 2NO + O2

Jika laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO2 ditetapkan dan dijumpai sebesar 4,0 x 10-13 mol. L-1.s-1, berapakah laju rata-rata padanannya (dari) bertambahnya konsentrasi NO dan O2?

Pembahasan :

Untuk tiap dua molekul NO2 yang bereaksi, terbentuk dua molekul NO. Jadi berkurangnya konsentrasi NO2 dan bertambahnya konsentrasi NO berlangsung dengan laju yang sama :

-∆[NO2]/ ∆t = ∆[NO2]/ ∆t

= 4,0 x 10-13 mol. L-1.s-1

Untuk tiap dua molekul NO yang terbentuk, hanya diperoleh satu molekul O2. Jadi laju pembentukan NO duakali laju pembentukan O2 : yakni,

∆[NO2]/ ∆t = 2(∆[O2]/ ∆t)

= 4,0 x 10-13 mol. L-1.s-1

∆[O2]/ ∆t = 4,0 x 10-13 mol. L-1.s-1 /2

= 2,0 x 10-13 mol. L-1.s-1

2. Jika diketahui laju N2O5 = 2,8 x 10-6 mol. L-1.s-1 dan konsentrasinya = 0,08, berapa tetapan laju untuk N2O5

tersebut dari reaksinya dengan NO2?

Pembahasan:Persamaan reaksi:

2N2O5 → 4 NO2 + O2

185

Laju(v) N2O5 = k[N2O5]2,8 x 10-6 mol. L-1.s-1 = k (8,0 x 10-2)

k = 2,8 x 10-6 mol. L-1.s-1/8,0 x 10-2

k = 3,5 x 10-5 s-1

3. Jika diketahui laju NO2 = 12 x 10-13 mol. L-1.s-1 dan konsentrasinya 8,0 x 10-2, berapa tetapan laju untuk NO2

tersebut dari reaksinya dengan N2O5?

Pembahasan:Persamaan reaksi:

2N2O5 → 4 NO2 + O2

Laju(v) NO2 = k[NO2]2

12 x 10-13 mol. L-1.s-1 = k (8,0 x 10-2) 2

k = 12 x 10-13 mol. L-1.s-1/6,4 x 10-3

k = 1,9 x 10-10 L mol-1 s-1

4. Dalam suatu wadah dengan hydrogen iodida berkonsentrasi sebesar 0,040M, laju penguraian HI ditentukan sebesar 8,0 x 10-6 mol. L-1.s-1. Berapakah laju reaksi pada temperature yang sama, bila konsentrasi dikurangi menjadi 0,01M?

Pembahasan:Persamaan laju untuk penguraian adalah

Laju = k [HI]2

Untuk laju pertama, pada 0,04M,

8,0 x 10-6 mol. L-1.s-1 = k (0,04M)2

Dan untuk laju kedua, pada 0,01M, dadap ditulis

Laju2 = k (0,01M)2

Dari masing-masing persamaan dicari k dan disamakan

k = 8,0 x 10-6 mol. L-1.s-1/ (0,04M)2 = rate2 / (0,01M)2

rate2 = (8,0 x 10-6 mol. L-1.s-1) (0,01M)2 / (0,04M)2

= 5,0 x 10-7 mol. L-1.s-1

5. Perhatikan reaksi umum 2A + B2 → 2AB dan data eksperimen berikut:

Eksperimen [A] [B 2] laju mol. L -1 .s -1

186

1 0,50 0,50 1,6 x 10-4

2 0,50 1,00 3,2 x 10-4

3 1,00 1,00 3,2 x 10-4

Tulislah persamaan laju yang paling mungkin untuk reaksi ini.

Pembahasan:

Dengan membandingkan data dalam eksperimen 2 dengan data eksperimen 1, kita akan melihat bahwa konsentrasi B2 diduakalikan, maka laju diduakalikan. Jadi reaksi itu berorder pertama dalam B2. Dengan membandingkan data eksperimen 3 dengan eksperimen 2, kita akan melihat bahwa bila konsentrasi A diduakalikan, laju tidak berubah. Jadi reaksi itu berorde nol dalam A. Maka persamaan laju yang palin mungkin adalah

Laju = k[A]0[B2] atau laju = k[B2]

6. Penguraian termal aseton, (CH3)2C = O, pada 600oC adalah reaksi orde pertama dengan suatu waktu paruh 80 s. Hitunglah laju tetapan, k.

Pembahasan:

Tetapan laju, k adalah

k = 0,693/t½ = 0,693/80s = 8,7 x 10-3 s-1

7. Reaksi 2NO + Br2 → 2NOBrMempunyai tahap-tahap reaksi

NO + Br2 → NOBr (lambat)

NOBr + NO → 2NOBr (cepat)

Persamaan laju reaksinya adalah….

Pembahasan:

Tahap penentu laju adalah tahap lambat dan setiap tahap reaksi disebut reaksi elementer, artinya koefisien menjadi orde reaksi.

Jadi, v = k[NO][Br2]

187

8. Diketahi reaksi X → YMula-mula konsentrasi X 0,6MSetelah 10 detik konsentrasi X menjadi 0,2MTentukan laju reaksi terhadap X!

Pembahasan:

Vx = -∆[X]/ ∆t = - ([X]akhir - [X]awal) / ∆t = - ( 0,2 - 0,6 )/10 = 0,04 M/detik

9. Jika suatu reaksi naik 10oC maka laju reaksinya naik 2 kali semula. Jika reaksi berlangsung pada suhu 25oC lajunya adalah 0,4M/menit. Tentukan laju reaksi pada suhu 55oC.

Pembahasan:Tt = 55oCT0 = 25oCMaka n = 55-25/10 = 3Jadi, Vt = 2n Vo

= 23. 0,4 M/menit = 3,2M/menit

10. Jika pada suhu 25oC reaksi berlangsung selama 1,6 jam. Tentukan lama reaksi jika suhu 65oC.

Pembahasan:n = 65-25/10 = 4

Tt = 2-n To = 2-4. 1,6 jam = 0,1 jam = 6 menitJadi, lama reaksi adalah 6 menit

DAFTAR PUSTAKA

Brady, E.J. 1999. Kimia Universitas. Jakarta : Binarupa Aksara.

Chang, Raymond. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti.

Jakarta : Erlangga.

188

Ompu, Marlan. 2002. Kimia SPMB. Bandung : Yrama Widya.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar. Bandung : ITB.

http : //www.google.co,id/kinetika kimia (diakses tanggal 10

Oktober 2010).

189