Stoikhiometri
Stoikhiometri di dalam ilmu kimia merupakan istilah untuk menunjukkan seluruh aspek kuantitatif komposisi kimia dan reaksi kimia. Ada juga yang memberi istilah, Stoikhiometri adalah aritmatikanya ilmu kimia.
Di dalam stoikhiometri dibahas perhitungan – perhitungan di dalam ilmu kimia seperti : penentuan mol, massa molekul relatif (Mr), massa atom relatif (Ar), rumus empiris, rumus molekul, hitungan kimia di dalam larutan, volume gas, dan lain – lain.
Rumus empiris dan rumus molekul
Rumus empiris adalah rumus yang menyatakan perbandingan terkecil atom – atom unsur yang menyusun tiap molekul suatu senyawa.
Rumus molekul adalah rumus yang menyatakan dengan pasti jumlah atom – atom unsur yang menyusun tiap molekul suatu senyawa.
Reaksi Kimia dan Persamaan Reaksi
Untuk menulis suatu persamaan reaksi, kita harus mampu menulis rumus bangun pereaksi (senyawa kimia yang ditulis di sebelah kiri panah) dan hasil reaksi (senyawa kimia yang ditulis di sebelah kanan panah).
Diagram yang memperlihatkan bagaimana kita memecahkan soal stoikhometri secara umum dengan menggunakan reaksi kima.
Satuan lab Satuan kimia Satuan kimia Satuan lab
Contoh Soal 1
( Penentuan Rumus Empiris dari Analisis Kimia)
1,025 g sampel suatu senyawa yang mengandung karbon dan hidrogen dibakar dengan oksigen menghasilkan karbondioksida dan air. Hasilnya ditampung masing – masing dan ditimbang. Ternyata terbentuk 3,007 g CO2 dan 1,845 g H2O. Bagaiman rumus empiris senyawa tersebut ?
Penyelesaian :
Dalam 1 mol CO2 (44,01 g), ada 1 mol C (12,01 g), jadi dalam 3,007 g CO2 ada massa karbon adalah :
Demikian juga, 1 mol H2O (18,02 g) ada 2 mol H (2,016 g), sehingga massa H dalam 1,845 g H2O :
Gunakan massa rumus A untuk mengubah ke
mol
Gunakan angka banding koefisien
untuk mol A ke mol B
Gunakan massa rumus B untuk mengubah ke
gram
Gram zat A mol zat A mol zat B Gram zat B
Setelah diketahui massa C dan H dalam sampel, kita dapat menghitung mol nya :
Dan
Sekarang kita tentukan subskripsnya :
C0,06833 H0,2048
Bagilah dengan subskrip yang paling kecil (0,06833)
Akan menghasilkan C1H2,977. Sehingga rumus empirisnya adalah CH3.
Contoh Soal 2 :
Dengan menggunakan persamaan reaksi berikut, hitunglah jumlah Al2O3 yang terbentuk jika 12,5 g O2
direaksikan dengan aluminium.
4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3
Penyelesaian :
Ada tiga persamaan yang dapt digunakan untuk menjawab soal ini.
1 mol O2 = 32,0 g O2
1 mol Al2O3 = 102 g Al2O3
Kita gunakan ketiga persamaan ini untuk membuat faktor konversi dan disusun perhitungannya :
MOL
Mol dari suatu zat ialah banyaknya zat itu mengandung 6,022 x 1023 satuan
Bobot satu mol suatu zat disebut bobot molar.
Bobot molar dalam gram suatu zat secara numeris = bobot molekul dalam s m a.
Contoh : N2 = 28 s m a = 28 gr.
BOBOT MOLAR DAN PERSAMAAN KIMIA
Contoh : 2 Al + 3 Br2 → 2 Al Br3
2 mol 3 mol 2 mol
Contoh : Dengan menggunakan persamaan dalam bagian reaksi :
3 O2 + 4 Fe → 2 Fe2 O3
Diperlukan untuk meng 2 mol besi
3 mol Oksigen hasilkan oksida ini
Hitung bobot dalam gr Fe2 O3 yang dihasilkan bila 14 gr O2 bereaksi .
Mula-mula dihitung banyaknya mol oksigen dalam 14 gr yang bereaksi itu.
Mol O2 yang tersedia = 14 gr x = 0,438 mol O2
Dari persamaan berimbang ini, diketahui bahwa dihasilkan 2 mol Fe2 O3 untuk tiap 3 mol O2 yang
bereaksi, jadi ,
Mol Fe2 O3 yang dihasilkan = 0,438 mol O2 x = 0,292 mol Fe2 O3
Bobot 1 mol Fe2 O3 adalah 160 gr , jadi bobot besioksida yang dihasilkan ialah
Bobot Fe2 O3 = 0,292 mol Fe2 O3 x = 46,7 gr
RENDEMEN TEORITIS LAWAN NYATA
Banyaknya suatu hasil reaksi yang diperhitungkan akan diperoleh jika reaksi itu sempurna disebut
rendemen teoritis
Contoh : Batubara kualitas tertentu mengandung 1,7 % belerang. Andaikan pembakaran senyawa
belerang dapat dinyatakan oleh persamaan : S + O2 → SO2
Hitunglah bobot sulfur dioksida pencemar udara SO2 dalam gas2x yang dilepaskan ke atmosfer perton
metric (1000 kg) batu bara yang dibakar, jika prose itu berefisiensi 79 %.
Penyelesaian : Banyaknya belerang dalam mol perton numetric batu bara adalah :
Mol S = 1000 kg batu bara x x x = 530 mol S
Mol SO2 = 530 mol x 0,79 = 420 mol
Bobot SO2 = 420 mol x = 2,7 x 104 g = 27 kg
PEREAKSI PEMBATAS DAN BERLEBIHAN
Pereaksi Pembatas ialah zat yang bereaksi habis dan karena itu membatasi kemungkinan di
perpanjangnya reaksi itu.
Pereaksi yang dikatakan berlebihan, karena tertinggal sejumlah yang tak bereaksi .
Contoh : Untuk menentukan pereaksi mana yang merupakan pembatas, dihitung angka banding mol2x
yang tersedia untuk reaksi.
Reaksi kalsium dengan H2 mengandung 1 g tiap pereaksi
Ca + H2 → Ca H2
Mol angka banding teoritis 1 mol 1 mol 1 mol
Mol pereaksi yang tersedia ( 1 g ) ( ) (1 g)( )
= 0,025 mol = 0,496 mol
Mol yang dapat bereaksi 0,025 mol Ca 0,025 mol H2 0,025mol
Dan terbentuk ___________ _ ___________ _
Mol berlebih tidak ada 0,471 mol
Bobot yang dapat (0,025 mol)( ) (0,025 mol)( ) 0,025( )
Bereaksi Atau terbentuk = 1,00 g Ca = 0,0504 g H2 = 1,05 g
Dalam tabel Ca merupakan pereaksi pembatas; semua Ca yakni 1,00 g akan bereaksi. H2 yang ada akan
berlebih hanya 0,050 g bereaksi, dan 0,95 g H2 adalah kelebihan (tak bereaksi). Bobot CaH2 yang
terbentuk adalah 1,05 g.
STRUKTUR ATOM
PARTIKEL-PARTIKEL PENYUSUN ATOM
Materi tersusun dari satuan 2x partikel disebut atom. Atom terdiri dari inti atom yang diselimuti oleh
satu atau sederetan awan electron.
Inti atom terdiri dari 2 macam partikel dasar :
- Proton
- NetronAwan electron merupakan ruang disekeliling inti atom yang electron 2x mempunyai probabilitas untuk
ditemukan diruang itu. Jadi pada dasarnya atom dibangun oleh partikel 2x dasar: proton, netron dan
electron.
PROTON
Dengan menata tabung sinar katoda seorang ahli fisika Jerman menemukan berkas sinar positif yang
disebut sinar terusan . Sinar (+) ini adalah berkas partikel (+) atau ion yang berbentuk karena lepasnya
electron akibat tertumbuknya sinar katoda.
Penyelidikan terhadap angka banding e/m partikel sinar terusan dari berbagai gas dengan alat yang
disebut spectrometer massa menunjukkan bahwa jika hydrogen (gas teringan) ditempatkan dalam
spectrometer massa, angka banding e/m ion hydrogen 9,57 x 104 Coulomb/g. Harga ini merupakan
harga e/m terbesar yang diamati untuk setiap ion (+) .
Dengan demikian dianggap ion hydrogen sebagai partikel dasar yang kemudian (+), yang kemudian
disebut proton.
NETRON
Rurherford mengamati bahwa hanya kira-kira setengah massa inti atom disebabkan oleh massa proton.
Selanjutnya ia mengemukakan bahwa dalm inti atom harus terdapat partikel2x yang bermuatan nol dan
massanya hampir sama dengan proton. Partikel itu selanjutnya disebut netron.
ELEKTRON
Pada tahun 1879 Sir William Crookes, seorang ahli fisika Inggris, menemukan adanya berkas sinar yang
bergerak dari pelat katoda ke pelat anoda jika arus listrik tegangan tinggi dilewatkan ke dalam tabung
yang hampir hampa. Tabung ini disebut Tabung Crookes atau tabung sinar katoda . Disini disimpulkan
adanya sinar katoda dari efeknya yaitu menyebabkan bercahayanya zat yang berflioresensi yang
ditempatkan pada dinding ujung dalam tabung Crookes. Pengujian terhadap sifat2x sinar katoda
menunjukkan bahwa sinar katoda dapat dibelokkan oleh medan magnet kea rah tertentu yang
menunjukkan bahwa sinar katoda bermuatan negative dan sinar katoda ternyata bersifat partikel karena
dapat memutar baling2x yang dipasang menghalangi perjalanannya dan ini disebut electron.
Inti atom sangat kecil, diameternya mendekati 10 -13cm sedangkan diameter atom 10-8cm.
Masa inti atom hamper = massa atom.
Elektron adalah partikel sub-atomik yang bermuatan negative
Proton adalah partikel sub-atomik yang bermuatan positif
Netron adalah partikel sub-atomik yang tidak bermuatan listrik dan mempunyai massa kira-kira sama
dengan Proton .
Adapun massa dan muatannya adalah seperti dalam table dibawah ini
Elektron ( e ) Proton ( P ) Netron (n )
Muatan 4,80 x 10-10 esu * 4,80 x 10-10 esu 0
Tanda muatan - 1 + 1 0
Massa (gram) 9,10 x 10-28 1,67 x 10-24 1,67 x 10-24
Massa (amu) ** 0,00055 1,007825 1,008665
Catatan: * adalah satuan elektrostatik
** adalah satuan massa atom
NOMOR ATOM
Banyaknya muatan (+) pada inti disebut nomor atom. Dimulain dari unsur yang teringan dalam table
berkala , Z = 1 untuk hydrogen,2 untuk helium ,3 untuk litium dst.
Contoh : Nomor atom 1, menunjukkan bahwa jumlah muatan (+) inti atau jumlah proton yang terdapat
dalam inti = 1. Juga nomor atom 12, artinya didalam inti atom terdapat 12 proton.
ISOTOP
Atom 2x suatu unsur dibom oleh electron 2x dalam celah bungan api sehingga electron 2x lain terpental
dari dalam atom 2x itu dan terbentuklah partikel 2x bermuatan (+) yang disebut ion. Proses ini melalui
salah satu spektrograf massa yang menghasilkan beberapa jenis atom atau isotop yang beratnya
berbeda. Contoh : Hidrogen masing 2x B A nya = 1 ,2, 3.
Isotop H = 1 maksudnya isotop yang mempunyai BA 1 hanya mempunyai 1 proton saja didalam intinya
sedangkan isotop 2 (BA = 2) mempunyai 1 proton pada inti dan 1 netron.
Isotop H = 3 terdiri dari 1 proton dan 2 netron.
Nomor massa (NM) dan proton ditunjukkan oleh nomor atomnya (Z) kalau NM sering diistilahkan
dengan B A.
Contoh: ↓ z Xw → nomor massa
nomor atom
Isotop H =1 isotop = 2 isotop = 3
Contoh soal 1 : Isotop alamiah belerang mempunyai massa 31,972; 32,971; 33,968 dan 35,967 sma.
Kelimpahan relatif dalam persen masing 2x ialah 95,01; 0,76; 4,22 dan 0,01. Hitunglah bobot atom rata
2x belerang.
Jawaban : Untuk menghitung bobot atom rata 2x dari bobot isotop dan kelimpahan persennya, kita
mengalikan tiap bobot isotop dengan kelimpahan pecahan dan sumbangan proporsional tiap isotop itu
kemudian dijumlahkan:
Bobot isotop x kelimpahan pecahan = sumbangan proporsional
BERAT ATOM = PROTON + NETRON
Isotop adalah atom 2x yang nomor atomnya sama tetapi nomor massanya berbeda
31,972 x 0,9501 = 30,38
32,971 x 0,0076 = 0,25
33,968 x 0,0422 = 1,43
35,967 x 0,0001 = 0,00
______________
Bobot atom rata- rata = 32,06 sma
Contoh 2 : Kedua isotop galium yang terdapat dalam alam, 69Ga dan 71Ga, mempunyai massa masing 2x
sebesar 68,9256 dan 70,9247 sma. Bobot atom galium adalah 69,72 sma. Hitunglah persentase tiap
isotop dalam suatu contoh galium.
Jawaban: Andaikan x = kelimpahan pecahan massa 68,9256 sma; maka 1 - x = kelimpahan pecahan
massa 70,9247 sma:
68,9256(x) + 70,9247(1 – x) = 69,72
70,9247x – 68,9256x = 70,9247 - 69,72
1,9991x = 1,20
x = 0,600; 1 - x = 0,400
Kelimpahan pecahan kali 100 = kelimpahan persen, sehingga diperoleh 60 persen massa 68,9256 sma
dan 40 persen massa 70,9247 sma.
TEORI ATOM BERDASARKAN MEKANIKA GELOMBANG
TEORI ATOM MODERN
Teori yang pada saat sekarang diterima untuk menerangkan sifat partikel sub atom ialah mekanika
gelombang. Salah satu landasan mekanika gelombang ialah hipotesis Louis de Broglie yang
mengemukakan sinar bersifat sebagai gelombang dan partikel.
De Broglie lebih lanjut mengemukakan bahwa semua materi yang bergerak, mempunyai cirri-ciri
gelombang. Sifat gelombang suatu partikel yang bergerak dirumuskan sebagai berikut : dengan
ialah panjang gelombang, h = tetapan Planck dan p = momentum.p = mv. Dari sini terlihat bahwa
berbanding terbalik dengan momentum.
Sebagai akibat dari sifat electron sebagai gelombang dan partikel, Heisenberg mengemukakan bahwa
jika mengukur momentum suatu electron dengan tepat maka tidak eksak maka momentum menjadi
tidak pasti. Azas ini dikenal dengan nama azas ketidak pastian Heisenberg. : .
∆p = ketidak tentuan dalam momentum
∆x = ketidak tentuan dalam posisi
Contoh 1: Tunjukkan secara matematis bahwa seorang dapat mengukur dengan kecermatan yang lebih
tinggi, posisi sebuah partikel yang bergerak , dengan suatu massa sebesar 100 sma, dibandingkan
dengan suatu massa sebesar 0,01 sma, jika keduanya bergerak dengan kecepatan sebesar 1 x 103 m.s-1.
( andaikan bahwa momentum yang diukur itu mempunyai sesatan sebesar 100 % dalam masing 2x kasus
)Jawab : m1 = 100 sma m2 = 0,01 sma
V1 = 103 m/s v2 = 103 m/s
* (∆p1) (∆x1) = h1
{m1 x v1}(∆x1) = h1
** (∆p2) (∆x2) = h2
{m2 x v2}(∆x2) = h2
Kesimpulan : Posisi dengan kecermatan yang lebih tinggi akan dapat diukur dengan penggunaan massa
1 sma.
Contoh 2 : Hitung panjang gelombang De Broglie dari sebuah partikel alfa yang mempunyai energi
kinetic sebesar 27 Mev
Jawab: h = 6,63 x 10-34 J ( tetapan Plank)
m = 4 sma (42 )
= 4 x 1,6 x 10-27 kg
= 6,4 x 10-27 kg
Ek = 27 Mev
= 27 x 106 x 1,6 x 10-19
= 4,32 x 10-12 Joule
2,82= ג x 10-15 m
MODUL
KIMIA DASAR
3 SKS
MINGGU : IV DAN V
POKOK BAHASAN : SISTEM PERIODIK
SUB POKOK BAHASAN :- POTENSIAL IONISASI
- AFFINITAS ELEKTRON- JARI – JARI ATOM- KEELEKTRONEGATIFAN- KONFIGURASI ELEKTRON
SASARAN : - MAHASISWA DAPAT MEMAHAMI SISTEM PERIODIK
-MAHASISWA DAPAT MENGERJAKAN TATA LETAK UMSUR –
UNSUR DALAM SISTEM PERIODIK.
Sistem Periodik Unsur – unsur
Beberapa sistem pengelompokkan unsur – unsur yang dikenal, sebelum digunakannya sistem periodik
sekarang antara lain adalah :
1. Sistem logam dan nonlogam
2. Sistem Triad Dobereiner
Menurut Koonsep ini, bila 3 unsur yang sifatnya sama diurutkan menurut kenaikan berat atom, maka
BA unsure yang ditengah adalah ½ dari jumlah BA 2 unsur lainnya.
Contoh: Unsur Li, Na dan K mempunyai sifat fisika dan kimia yang sama . Perhatikan pada table yang
memuat perhitungan BA dari ke 3 unsur ini, dimana BA Na setengah dari jumlah BA Li dan K.
3. Sistem oktaf Newland
Dari pengurutan unsure menurut kenaikan BA ini, Newland menemukan pengulangan sifat2x unsure
secara periodic (berkala) pada unsure kedelapan. Sifat unsure pertama diulangi pada unsure kedelapan,
unsure kedua diulangi oleh unsure ke 9. Unsur ke 3 diulangi sifatnya oleh unsure ke 10, dan Unsur ke 4
diulangi sifatnya oleh unsure ke 11.
4. Sistem Mendeleev
Mendeleev menyusun unsur2x kearah kanan daftar menurut kenaikan BA unsur2x dan kearah bawah
menurut persamaan sifatnya. Dia lebih mementingkan urutan menurut pengulangan sifat yang sama,
sehingga akibatnya urutan BA beberapa unsure terbalik.
Dalam penyusunan daftar periodic, Mendeleev merumuskan pula hukum periodic, yaitu :
Sifat unsur2x adalah fungsi periodic BAnya.
Sistem Periodik dan Hubungannya dengan Konfigurasi Elektron dalam Atom
Sistem Periodik Modern
Sistem ini merupakan pengembangan dari sistem Mendeleev, diperkenalkan pertama oleh Julius
Thomson pada tahun 1895. Pada sistem ini unsur – unsur dimasukkan dalam lajur horizontal (baris),
disebut perioda, dan lajur vertikal (kolom), disebut golongan pada suatu tabel tertentu.
1.Sifat periodik unsur
Pada tiap perioda perubahan jumlah elektron kulit terluar sama atau berubah dengan teratur.
Perubahan sifat berjalan teratur atau tiap ganti perioda sifatnya berulang kembali.
2.Sifat unsur dalam satu golongan
Unsur yang terdapat dalam satu golongan mempunyai susunan elektron terluar sama, jadi mempunyai
persamaan sifat . Perbedaan sifat dalam satu golongan disebabkan oleh perbedaan kulit (jari jari atom )
Golongan di dalam sistem periodik modern dibagi menjadi 2 bagian besar, yaitu :
1. Golongan utama (golongan A)
2. Golongan transisi (golongan B)
3, Hubungan susunan electron dengan golongan dan perioda.
Nomor perioda = banyaknya kulit. Nomor golongan = jumlah electron kulit terluar.
Contoh : Na : 2 8 1 → artinya Na terletak pada golongan IA (electron valensi 1)
Na terletak pada perioda 3 (jumlah kulit 3 buah)
4. Pembagian unsure .
Berdasarkan susunan electron kulit terluar, unsure dibagi menjadi 4 macam.
a. Unsur inert (gas mulia) adalah unsure yang mempunyai susunan electron kulit terluar telah
penuh (8 elektron).
b. Unsur utama (golongan A) adalah unsure yang mempunyai susunan electron kulit terluar belum
penuh, kecuali VIII A
c. Unsur peralihan (unsur transisi golongan B) adalah unsur yang mempunyai susunan elektron sub
kulit d belum penuh. Karena sub kulit d berisi 10 elektron, maka golongan B berisi 10 unsur tiap
perioda
Contoh : Golongan B pada perioda 4
Fe 2 2 6 2 6 6 2
Zn 2 2 6 2 6 10 2
d. Unsur Peralihan dalam
adalah unsur yang mempunyai susunan elektron sub kulit f belum penuh.Karena f = 14 maka
golongan unsure peralihan dalam berjumlah 14 unsur, yaitu deret Lantanida.
Contoh : La 2 8 18 2 6 10 1 2 6 2
5. Kerangka Sistim periodic
Kerangka sistim periodic bentuk panjang tercantum dalam gambar berikut .
A B A
1 S
2 S
3 S
4 S
5 S
6 S
7 S
3d
4d
5d
*
**
2p
3p
4p
5p
6p
1S
* 4f
** 5f
Golongan A dan B :
1. Unsur blok s : logam sangat elektropositif (reaktif) ada dua golongan
2. Unsur blok p: sebagian besar bukan logam terdiri dari enam golongan .
3. Unsur blok d: Logam-logam trnsisi (logam peralihan) ada 10 golongan.
Unsur blok f: Logam 2x transisi dalam, golongan unsur ini mempunyai persamaan sifat yg sangat besar,
ada dua deret masing 2x 14 unsur.
6. Cara Penentuan Golongan dan Perioda
Untuk golongan A: n s1-2 n p0-6 elektron padabkulit luar.
Keterangan: n = perioda menunjukkan jumlah kulit ns dan np
1-2, 0-6 = pangkat yang merupakan jumlah electron dari 1 s/d 2 dari 0 s/d 6 Jumlah
electron menunjukkan golongan.
Contoh: 31Ga: 2 2 6 2 6 10 2 1
Ga: 1s2 2s2 2p6 . 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1
Jumlah kulit = 4, termasuk perioda ke 4
Jumlah electron pada kulit terluar (4s2 4s1) = 3, jadi termasuk golongan III A.
Untuk golongan B: (n-1) d1-10 ns2
Keterangan: n = perioda = menunjukkan jumlah kulit . 1-10 = pangkat, merupakan jumlah electron.
Jumlah electron dari (n-1) dan ns menunjukkan golongan..Jika: Jumlah electron 8 s/d 10
= golongan VIII B
Jumlah electron 11 = golongan IB
Jumlah electron 12 = golongan II B.
Untuk yang lainnya = penetapan golongan A
Contoh:21Sc: 2 2 6 2 6 1 2
Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
Jumlah kulit = 4, termasuk perioda keempat . 3d1 4s2 = golongan III B
Beberapa Sifat Periodik Unsur – Unsur
1. Potensial Ionisasi
Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron dari sebuah
atom gas yang berada dalam keadaan dasar.
2. Afinitas elektron
Afinitas elektron suatu unsur adalah besarnya energi yang dilepaskan apabila atom unsur tersebut
menerima elektron (elektron yang ditambahkan). Bila suatu atom dalam keadaan bebas menerima
elektron maka atom itu menjadi bermuatan negatif atau ion negatif (anion). Muatan negatif sama
dengan jumlah elektron yang diterima.
3. Jari – jari atom
Jari – jari atom adalah jarak dari inti/pusat atom sampai kulit terluarnya. Jari – jari atom biasanya
dinyatakan dalam satuan angstrom (A).
4. Keelektronegatifan unsur
Keelektronegatifan unsur adalah kecenderungan/kemampuan atom suatu unsur – untuk menarik
elektron. Keelektronegatifan berhubungan erat dengan energi ionisasi dan afinitas elektron unsur
tersebut.
Contoh : Berapakah bilangan oksidasi kromium dalam kalium dikromat, K2Cr2O7 ?
Jawaban : Karena kalium berada dalam grup IA, kepadanya diberi bilangan oksidasi +1. Dari dua unsur
lain, oksigen adalah yang paling elektronegatif, jadi kepadanya diberikan bilangan oksidasi negative yang
diharapkan; dalam grup VI bilangan ini adalah 6 – 8 = -2. Bilangan untuk kromium, x, dapat dicari dengan
menyamakan jumlah bilangan dengan nol.
→ +2 + 2x – 14 = 0 → x = 6
Keadaan oksidasi kromium ialah + 6
Kalau dikaitkan pengertian elektronegatifitas ini dengan table periodic unsure 2x, maka dapat
dinyatakan bahwa secara keseluruhan dari atas kebawah keelektronegatifitas unsure 2x makin kecil,
dan dari kiri kekanan elektronegatifitas unsure 2x makin besar, sedangkan gas mulia dianggap sebagai
unsure yang paling stabil dengan elektronegatifitas = 0.
Konfigurasi Elektron dalam Atom
Konfigurasi Elektron dalam Atom adalah susunan elektron – elektron dalam atom sesuai dengan tingkat
– tingkat energi/sub energinya.
Aturan – aturan pengisian elektron dalam orbital :
1. Aturan Aufbau
Bahwa konfigurasi electron pada keadaan dasar dapat diketahui dengan mengisikan elektron2x pada
orbital2x dengan urutan dari yang paling rendah energinya ke yang lebih tinggi energinya. Na : 1s2 2s2
2p6 3s1
O : 1s2 2s2 2p4
2. Aturan Hund
Bahwa dalam suatu atom pada keadaan dasar, elektron2x dalam subkulit yang sama sedapat mungkin
menempati orbital yang berbebeda tetapi spinnya sama.
Contoh : N : 1s2 2s2 2p3
F : 1s2 2s2 2p5
Orbitalnya sebagai berikut:
1s 2s 2px 2py 2pz 3s
N : ↑
↓
↑↓
↑ ↑ ↑
F :
3. Larangan Pauli
Prinsip Larangan Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua electron yang dapat mempunyai tiap
bilangan kuantum sama.
Contoh Soal 1 :
Bandingkan potensial ionisasi, jari – jari atom, afinitas elektron dan keelektronegatifan pasangan atom di
bawah ini (tanpa melihat sistem periodik)
12Mg dengan 14Si
Penyelesaian :
Konfigurasi elektron masing – masing atom :
12Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2
14Si : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Tampak bahwa 12Mg dan 14Si berada dalam satu perioda (masing – masing mempunyai n terbesar = 3)
12Mg terletak di sebelah kiri 14Si karena memiliki nomor atom yang lebih kecil.
Maka :
- potensial ionisasi 12Mg lebih kecil dibandingkan 14Si
- jari – jari atom 12Mg lebih besar dibandingkan 14Si
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
- afinitas elektron 12Mg lebih kecil dibandingkan 14Si
- keelektronegatifan 12Mg lebih kecil dibandingkan 14Si
Contoh Soal 2 :
Tentukan golongan dan perioda unsur – unsur berikut :
S (nomor atom = 16)
Penyelesaian :
Konfigurasi elektron :
16S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Tampak bahwa S adalah unsur golongan utama yang terdapat pada blok P.
n terbesar adalah 3, sehingga :
- S terdapat pada golongan VI A (ns2 np4)
- S terdapat pada perioda 3
Contoh Soal 3 :
Buat konfigurasi elektron dari atom 8O
Penyelesaian :
Konfigurasi atom – atom tersebut dapat ditentukan :
8O : 1s2 2s2 2p4
Tugas :
1. Bandingkan potensial ionisasi, jari – jari atom, afinitas elektron dan keelektronegatifan pasangan atom
di bawah ini (tanpa melihat sistem periodik)
2. Tentukan golongan dan perioda unsur – unsur berikut :
Sc (nomor atom = 21)
Co (nomor atom = 27)
3. Buat konfigurasi elektron dari atom 12Mg
Penyelesaian :
NO 1
1. Konfigurasi elektron masing – masing atom :
4Be : 1s2 2s2
20Ca : 1s2 2s2 2p6 3p6 4s2
Tampak bahwa 4Be dan 20Ca berada dalam satu golongan karena struktur elektron terluarnya sama (ns2).
4Be terletak di atas 20Ca karena memiliki nomor atom yang lebih kecil.
Maka :
- potensial ionisasi 4Be lebih besar dibandingkan 20Ca
- jari – jari atom 4Be lebih kecil dibandingkan 20Ca
- afinitas elektron 4Be lebih besar dibandingkan 20Ca
- keelektronegatifan 4Be lebih besar dibandingkan 20Ca
Penyelesaian :
NO 2
a. Konfigurasi elektron :
21Sc : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Tampak bahwa Sc adalah unsur transisi karena memiliki bentuk strukstur kulit terluar ns (n-1) d, yaitu
4s2 3d1, selain itu n terbesar adalah 4
Jadi :
- Sc terdapat pada golongan III B
- Sc terdapat pada perioda 4
b. Konfigurasi elektron :
27Co : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Tampak bahwa Co adalah unsur transisi karena memiliki bentuk strukstur kulit terluar ns (n-1) d, yaitu
4s2 3d1, selain itu n terbesar adalah 4
Jadi :
- Co terdapat pada golongan VIII B
- Co terdapat pada perioda 4
Penyelesaian :
NO 3
Konfigurasi atom – atom tersebut dapat ditentukan :
12Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2
MODUL
KIMIA DASAR
3 SKS
MINGGU : VI
POKOK BAHASAN : STRUKTUR MOLEKUL
SUB POKOK BAHASAN : - TEORI TOLAKAN PASANGAN ELEKTRON KULIT TERLUAR
- HIBRIDISASI- STRUKTUR MOLEKUL MENGANDUNG
IKATAN RANGKAP- RESONANSI
SASARAN : - MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN PENERAPAN PENDEKATAN KETERIKATAN KOVALEN INI
-MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN MENGENAI ORBITAL
MOLEKUL
Tori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Terluar
Teori ini menjadi model yang dapat digunakan untuk meramalkan struktur ruang molekul 2x(geometri
molekul). Postulat dasar teori VSEPR ialah bahwa untuk mencapai kestabilan molekul yang maksimum,
pasangan 2x electron pada kulit terluar atom pusat harus tersusun dalam ruang sedemikian rupa
sehingga terpisah satu sama lain sejauh mungkin untuk meminimumkan tolakan.
Dengan landasan peminimum tolakan pasangan electron, maka dapat diramalkan bahwa hubungan
antara jumlah pasangan electron dan struktur ke ruangan molekul bagi molekul yang tidak mempunyai
pasangan electron tak terpakai. Tolakan antar pasangan electron tak terpakai > tolakan antar pasangan
electron ikatan sebab volum orbital yang berisi pasangan electron tak terpakai adalah >. Volum orbital
yang berisi pasangan electron ikatan < karena pasangan electron itu tertarik pada dua inti atom yang
berikatan.
Antar Tolakan pasangan Tolakan antar
Tolakan pasangan electron tak terpa pasangan electron
lectron tak terpakai kai dengan pa - ikatan
sangan elektron
ikatan
Pengaruh pasangan elektron tak terpakai dapat dilihat pada struktur ruang molekul hidrida beberapa
unsur periode ke dua.
Molekul Jumlah pasangan Jumlah Pasangan tak
terpakai
Struktur ruang
Elekteron ikatan
NH3 3 1 0 0
N 1070
H
H H
CH4 4 0 H
C 109,50
H
H H
Ikatan rangkap dalam model VSEPR dianggap satu pasangan elektron dalam membicarakan masalah
struktur ruang molekul. Cara menggunakan model VSEPR untuk meramalkan struktur ruang molekul
ialah sbb:
1. Hitung jumlah elektron valensi dan tuliskan struktur Lewis molekul atau ion yang dipersoalkan.
2. Dari struktur Lewis, tentukan jumlah pasangan elektron tak terpakai dan jumlah ikatan pada
atom pusat .
3. Gunakan tabel 11.3 untuk meramalkan struktur ruang molekul atau ion.
Hibridisasi
Orbital-orbital baru yang terbentuk disebut orbital 2x hibrid. Proses pencampuran orbital 2x yang
berbeda membentuk orbital 2x hibrid yang baru disebut hibridisasi.
Contoh : Rumus molekul metana, CH4, kalau dilihat konfigurasi elektronnya, atom karbon hanya
mempunyai dua elektron belum berpasangan: 4C :
2s 2p
Promosi satu electron 2s kesalah satu orbital p yang masih kosong menyebabkan terjadinya keadaan
tereksitasi, dimana kulit terluar disusun oleh 4 elektron tak berpasangan.
2s 2p
Orbital sp3
Dalam ion kompleks [Fe(CN)6 ]4-, karena tiap ion CN- membawa muatan -1 maka ion pusat dalam ion
kompleks itu mesti berupa Fe2+
3d 4s 4p
Fe: ( Ar )
Ion Fe2+: (Ar )
Ion kopleks [Fe(CN)6 ]4- bersifat diamagnet, jadi dapat disimpulkan bahwa dalam ion kompleks itu tidak
ada electron yang tidak berpasangan. Dengan demikian sebelum terjadi pembentukan ion kompleks,
mesti terjadi perpindahan 2 elektron dari 2 orbital 3d ke orbital 3d lainnya yang baru berisi 1 elektron,
shg kini tidak ada electron yang tak berpasangan.
3d 4s 4p
Fe2+: (Ar)
6 orbital hybrid d2sp3 yang kosong masing 2x mengadakan pertindihan dengan 1 orbital dari ligan yang
telah berisi pasangan electron. Dengan cara itu terjadi pembembentukan ikatan kovalen koordinasi
antara ion Fe2+ dan 6 ligan.
3d
Fe2+: (Ar)
Orbital 2x hybrid d2sp3
Berdasarkan jenis orbital hybrid yang dipakai berikatan, maka struktur ruang ion kompleks [Fe(CN)6 ]4-
ialah octahedral.
3d
Fe2+: (Ar)
CN- CN- CN- CN- CN- CN-
Struktur molekul yang mengandung Ikatan Rangkap
Ikatan rangkap 2 atau 3 terjadi jika 2 atau 3 pasang electron digunakan oleh 2 atom untuk berikatan.
Contoh: H H
C = C H - C C - H
H H Etuna
Etena
Agar atom karbon membentuk ikatan dengan 3 atom lainnya (2 atom H dan 1 atom C lainnya), atom C
harus menyediakan 3 orbital hybrid sp2.
1s 2s 2p
C:
promosi
1s 2s 2p
C:
Hibridisasi
C:
Orbital 2x hibrid orbital p
Sp2 p tak turut
berhibridisasi
Pada waktu 2 atom karbon berikatan melalui pertindihan orbital 2x hybrid sp2, orbital 2x p mengadakan
pertindihan sisi satu sama lain.Dengan demikian disamping ada ikatan C – C yang menggunakan orbital
2x hybrid sp2( ikatan σ), juga ada ikatan lain yg menggunakan orbital p ( ikatan л ).
H σ H
C = C H - C C - H
H л H Etuna
Etena
Resonansi
Banyak zat yang struktur molekulnya tidak tepat jika digambarkan dengan satu struktur Lewis. Misalnya
ozon (O3) , suatu alotrop dari oksigen.Bentuk dasar molekulnya dapat digbr sbb. 1,278 A O
O 1170 O
Karena tiap atom O menyumbang 6 elektron valensinya shg molekul O3 mempunyai 18 elektron valensi,
Dengan struktur Lewis, molekul ozon harus digambarkan spt pd gbr
11.3 a . . ..
. O O
: O: :O: : O : : O:
Gb. 11.3.a gb.11.3.b
Agar setiap atom mencapai konfigurasi oktet satu alternatif lain bagi struktur Lewis molekul ozon dapat
pada gb.11.3.b Akan tetapi kedua struktur Lewis ini tdk tepat betul sebab kedua ikatan antar kedua
atom oksigen menurut pengukuran ternyata sama panjang
Struktur 2x ekivalen suatu molekul disebut bentuk 2x resonansi.
Struktur molekul sesungguhnya disebut hibrid resonansi atau hibrid mesomerik. Struktur ini tdk dpt
digambarkan dengan cara Lewis. Berbagai struktur Lewis yang dapat digambarkan disebut bentuk
kanonik atau bentuk 2x ekstrim.
Aturan yang perlu diikuti dalam penulisan bentuk 2x resonansi (kanonik) ialah susunan inti serta jumlah
elektron valensi semua atom harus sama dalam tiap bentuk kanonik.
Jika molekul mempunyai orbital berisi pasangan electron tak terpakai, struktur keruangan molekul tidak
seperti yang diperlihatkan diatas sebab ada gangguan akibat tolakan yang melibatkan pasangan electron
tak terpakai
MODUL
KIMIA DASAR
3 SKS
MINGGU : VII
POKOK BAHASAN : TEORI IKATAN KIMIA
SUB POKOK BAHASAN : - IKATAN ELEKTROVALEN
- TEORI IKATAN VALENSI- IKATAN HIDROGEN - IKATAN LOGAM
SASARAN : - MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN PENGGOLONGAN SETIAP SENYAWA ATAS IKATANNYA
Ikatan Elektrovalen atau ikatan Ion
Kedua ion yang dihasilkan akan terikat satu sama lain oleh gaya atraksi elektrostatik.
Ikatan yang terbentuk karena gaya elektrostatik antar ion yang berbeda muatan disebut ikatan ion atau
ikatan elektrovalen.
Ikatan ion terbentuk jika terjadi reaksi antara atom unsure yang sangat elektropositif (gol. IA dan IIA dan
logam 2x lainnya) dengan unsure yang sangat elektonegatif (gol.VIIA dan VIA dan beberapa unsure
lainnya).
Contoh: Ca(2.8.8.2) + O(2. 6) Ca2+(2.8.8) + O2-
(2. 8)
Konfigurasi Konfigurasi
Ar Ne
Li(2.1) + F(2..7) Li+(2) + F-
(2..8)
Konfigurasi Konfigurasi
He Ne
Kebanyakan ion(+) dan ion(-) mempunyai konfigurasi electron gas mulia yang mencerminkan kestabilan
yang tinggi dari konfigurasi elektronnya, sebagaimana yang ditunjukkan oleh ion 2x logam yang dalam
keadaan atom netralnya mempunyai kelebihan 1,2,3 elektron dari pada konfigurasi electron atom gas
mulia, dan ion 2x bukan logam yang kekurangan 1,2 elektron dibandingkan dengan konfigurasi electron
gas mulia.
Tabel: Ion-ion dengan konfigurasi gas mulia
IA IIA IIIB IIIA IVA VA VIA VIIA
Li+ Be2+ N3- O2- F-
Na+ Mg2+ Al3+ S2 CL-
K+ Ca2+ Sc3+ Se2 Br-
Rb+ Sr2+ Y3+ Te2 I-
Cs+ Ba2+ La3+
Logam transisi membentuk kation yang bermuatan dari +1 sampai +3. Tabel berikut ini memperlihatkan
ion-ion dari unsur transisi golongan VIB sampai IIB dan logam 2x setelah transisi(golongan IIIA sampai
VA).
Tabel: Konfigurasi elektron kation logam transisi dan logam setelah transisi
VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA
Deret
Pertama
Cr3+
3d3
Mn2+
3d5
Fe 3+,Fe2+ Co2+ Ni2+
3d5 , 3d6 3d7 3d8
Cu2+,Cu+
3d9 3d10
Zn2+
3d10
Ga3+
3d10
Deret
Kedua
Mo2+
4d4
Pd2+
4d8
Ag+
4d10
Cd2+
4d10
In3+
4d10
Sn2+
5s2
Deret
ketiga
Pt2+
5d8
Au+
5d10
Hg2+
5d10
Tl3+
6s2
Pb2+
6s2
Bi3+
6s2
Teori Ikatan Valensi
Teori Ikatan Valensi ialah ketika dua atom membentuk ikatan kovalen, orbital atom dari satu atom
bertindihan dengan orbital atom dari atom lainnya, dan pasangan elektron yang disekutukan berada
dalam daerah dimana terjadi pertindihan(overlap) itu. Juga kekuatan ikatan kovalen berbanding lurus
dengan besarnya pertindihan orbital 2x atom tadi.
Pertindihan 2 orbital s, Pertindihan orbital s dan orbital p, dan pertindihan 2 orbital px merupakan
pertindihan ujung 2x yang menghasilkan ikatan tunggal terpusat sepanjang poros molekul disebut ikatan
σ (sigma).
Pertindihan dapat pula merupakan pertindihan sisi , misalnya pertindihan antar dua orbital Py atau antar
orbital Pz, ikatan ini disebut ikatan π (phi)
Ikatan Hidrogen
Ikatan yang terjadi antara atom hidrogen dari suatu molekul sangat polar dengan kutub (-) dari molekul
disebut ikatan hidrogen
δ- δ+ δ- δ+
A H A H
Ikatan Hidrogen
Kekuatan ikatan hidrogen lebih rendah dari ikatan kovalen. Energi ikatan hidrogen berorde 20 – 40
kJ/mol, sedangkan energi ikatan kovalen berorde 400 kJ/mol.
Ikatan hidrogen yang dibentuk oleh dua molekul disebut ikatan hidrogen antar molekul
Contoh : 4-nitrofenol
Ikatan hidrogen yang terjadi antar molekul yang sama disebut ikatan hidrogen intra molekul, Contoh: 2-nitrofenol
Ikatan logam
Logam mempunyai sifat-sifat yang khas, yakni menghantar listrik dan panas, sifat 2x tersebut menjadi
akibat dari struktur dan ikatan dalam kisi kristal logam. Sifat 2x logam ialah Teori Elektron Bebas atau
Teori gas elektron.
Daya hantar listrik
Sifat penghantar listrik pada logam 2x disebabkan oleh adanya elektron 2x valensi yang bebas bergerak.
Dengan demikian elektron 2x dari sumber arus dapat dihantarkan melalui logam jika logam dikenakan
pada medan listrik.
MODUL
KIMIA DASAR
3 SKS
MINGGU : VIII
POKOK BAHASAN : MEMAHAMI REAKSI2 ASAM DAN BASA
SUB POKOK BAHASAN : - MEMAHAMI REAKSI2 ASAM
- MEMAHAMI REAKSI2 BASA
SASARAN : - MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN KONSEPASAM BASA YANG MENGHUBUNGKAN SIFAT2 LARUTAN
- MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN SPESI APA SAJA SEBAGAI PENERIMA/PELEPAS ELEKTRON DALAM REAKSI KIMIA
- MAHASISWA DAPAT MENJELASKAN SOAL2
REAKSI2 ASAM DAN BASA
SIFAT UMUM ASAM DAN BASA
Asam dan Basa Arrhenius
Asam menurut Arrhenius adalah zat yang melarut dalam air untuk memberikan ion2x H+
Contoh : HCl H+ + Cl-
HNO3 H+ + NO3
sedangkan basa adalah zat yang melarut kedalam air untuk memberikan ion2x OH- , contoh : NaOH
Na+ + OH-
KOH K+ + OH-
Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH-
Asam dan Basa Bronsted-Lowry
Asam menurut Bronsted-Lowry adalah donor proton .
Basa adalah penerima proton .
Contoh : HA + B ↔ A- + BH+ merupakan pasangan asam basa konjugasi. HA untuk donor proton yang
terlarut, A- menyatakan anionnya. Asam2 yang umum digunakan dilaboratorium adalah asam kloroda,
asam nitrat,asam acetat, asam sulfat dan asam fosfat. Ketiga asam yang disebutkan pertama adalah
asam monoprotik yaitu setiap satuan asam menghasilkan satu ion hydrogen dalam ionisasi.
HCl H+ + Cl-
HNO3 H+ + NO3
Karena menyumbang proton adalah suatu reaksi yang reversible, tiap asam haruslah membentuk basa
dengan menyumbangkan proton itu, tiap basa harus membentuk suatu asam dengan menerima sebuah
proton . Hal ini disebut konjugat. Contoh :
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
asam 1 basa2 asam 2 basa1
Basa konjugat
Basa konjugat dari H3O
Asam sulfat disebut asam diprotik karena setiap satuan asam melepaskan dua ion H+, dalam dua tahap terpisah:
H2SO4 → H+ + HSO4-
HSO4- ↔ H+ + SO4
2-
H2SO4 adalah elektrolit kuat atau asam kuat (tahap ionisasi pertama berlangsung sempurna), tetapi HSO4
– merupakan asam lemah atau elektrolit lemah ,dan dibutuhkan panah 2 arah menunjukkan ionisasi tak
sempurna.
Asam triprotik, yang menghasilkan 3 ion H+, keberadaannya relative sedikit. Asam triprotik yang paling
banyak dikenal adalah asam fosfat, yang proses ionisasinya adalah
H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-
H2PO4- ↔ H+ + HPO4
2-
HPO42- ↔ H+ + PO4
3-
Ketiga spesi diatas merupakan asam lemah. Anion seperti H2PO4- dan HPO4
2- ditemukan dalam larutan
fosfat seperti Na H2PO4 dan Na2 HPO4.
Ion OH- dapat menerima proton sebagai berikut
H+ + OH- → H2O
Dengan demikian OH- merupakan basa Bronsted.
Amonia (NH3) dikelompokkan sebagai basa Bronsted karena dapat menerima satu ion H+ : NH3 + H2O
↔ NH4+ + OH-
Amonia merupakan elektrolit lemah (dan karenanya dikelompokkan sebagai basa lemah).
BOBOT EKIVALEN DAN LARUTAN NORMAL DALAM PENETRALAN
BE dan larutan normal penting dalam reaksi asam basa . Perhatikan persamaan dibawah ini :
Secara khas BE suatu asam ialah bobot yang menyediakan 1 mol proton, yakni 6,022 x 1023 proton
kepada suatu basa.
Normalitas suatu larutan asam atau basa didefinisikan sebagai jumlah ekivalen zat terlarut perliter
larutan. Suatu larutan 1 N dan 0.5 N suatu asam dan basa mengandung1 dan 0.5 BE / liter.
Contoh : Hitunglah Normalitas suatu larutan yang dibuat dengan melarutkan 49 g asam fosfat, H3PO4
dalam air secukupnya untuk menyiapkan 600 ml larutan. Andaikan bahwa semua proton yang tersedia
disumbangkan bila larutan asam itu bereaksi dengan suatu basa.
Penyelesaian : Bobot 1 mol H3PO4 adalah 98 gr. Karena 1 mol asam ini dapat menyediakan 3 mol proton
kepada suatu basa , BE adalah bobot molar.
Bobot ekivalen H3PO4 = 32,7 g / ekiv
TITRASI ASAM DAN BASA
Titrasi adalah proses penentuan banyaknya suatu larutan dengan konsentrasi yang diketahui dan
diperlukan untuk bereaksi secara lengkap dengan sejumlah contoh tertentu yang akan dianalisis.
Contoh: Seorang analisis kimia menyiapkan larutan kalsium hidroksida dengan melarutkan 1,48 g Ca
(OH)2 dalam air. Berapa ml larutan HCl 0,125 N diperlukan untuk menetralkan larutan Ca(OH)2 ini ?
Penyelesaian : LA x NA = LB x NB ( pada penetralan )
LB x NB = ekivalen B
LA x NA = ekivalen A
Banyaknya akivalen basa, Ca (OH)2 adalah
LA x 0,125 NA = 0,04 ekiv B