Download - Teori & Latihan - repo.stkip-pgri-sumbar.ac.idrepo.stkip-pgri-sumbar.ac.id/id/eprint/3855/1/Kimia Dasar-Ratulani.pdf · b. Menerapkan hukum dasar kimia dalam persamaan reaksi. c.

KIMIA DASAR

Teori & Latihan

SEKOLAH TINGGI KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN (STKIP) PGRI SUMATERA BARAT

Ratulani Juwita, M.Pd

i

KATA PENGANTAR

Puji syukur kepada Tuhan Yang Maha Esa, atas rahmat dan hidayah-Nya kami

dapat menyelesaikan penulisan buku Kimia Dasar Teori dan Latihan ini. buku Kimia

Dasar Teori dan Latihan ini disusun berdasarkan kebutuhan pembelajaran secara teori

dan kebutuhan mahasiswa dalam pemahaman Kimia Dasar.

Penuntun ini bertujuan untuk membantu mahasiswa dalam perkuliahan

terutama pada mata kuliah Kimia Dasar dan aplikasi Kimia dalam kehidupan sehari-

hari sehingga mahasiswa bisa memahami pembelajaran Kimia secara nyata. Selain itu

juga melatih mahasiswa untuk bekerja analitis, disiplin, cermat dan teliti.

Pembuatan buku Kimia Dasar Teori dan Latihan ini tentunya tidak terlepas dari

bantuan berbagai pihak, atas bantuan dan dorongan yang diberikan kami ucapkan

terima kasih. Meskipun kami telah berusaha dengan sebaik-baiknya namun kami

merasa masih banyak kekurangan pada buku ini. Oleh karena itu dengan senang hati

kami akan menerima kritik dan saran demi kesempurnaan buku ini. Mudah-mudahan

buku ini bermanfaat dan membantu sebagaimana yang kami harapkan.

Padang, Agustus 2017

Ratulani Juwita, M.Pd

ii

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR ................................................................................................... i

DAFTAR ISI ................................................................................................................ ii

1. Konsep dasar ilmu kimia

1.1 Perubahan yang dialami zat

1.2 Metode Ilmiah

1.3 Pengertian materi

1.4 Sifat-sifat materi

1.5 Penggolongan materi

1.6 Pemisahan campuran

2. Hukum dasar kimia

2.1 Hukum dasar kimia

2.2 Persamaan reaksi

2.3 Massa atom relatif

2.4 Massa molekul relatif

3. Stoikiometri

3.1 Konsep mol

3.2 Kemolaran

3.3 Rumus kimia

3.4 Perhitungan kimia

4. Pengantar termodinamika

4.1 Istilah termodinamika

4.2 Hukum pertama termodinamika

4.3 Entalpi

5. Termodinamika

5.1 Termokimia

5.2 Hukum kedua dan ketiga termodinamika

5.3 Energi bebas

6. Stuktur atom

6.1 Partikel dasar

6.2 Teori atom Thomson dan Rutherford

6.3 Struktur atom dan teori atom Bohr

6.4 Teori atom mekanika gelombang

6.5 Sifat atom

7. Sistem periodik

7.1 Perkembangan sistem periodik

7.2 Sistem periodik modern

7.3 Sifat periodik unsur

8. Ikatan kimia

8.1 Peranan elektron dalam ikatan kimia

8.2 Ikatan ion

8.3 Ikatan kovalen

9. Teori ikatan valensi

iii

9.1 Teori tolakan pasangan electron valensi

9.2 Teori ikatan valensi dan konsep hibridisasi

10. Teori orbital molekul

10.1 Teori orbital molekul

10.2 Molekul polar

10.3 Ikatan kimia lain

11. Wujud zat

11.1 Pengertian wujud zat

11.2 Peralihan wujud

11.3 Diagram fasa

12. Gas

12.1 Variabel gas

12.2 Hukum gas

12.3 Teori kinetik gas ideal

12.4 Gas nyata

13. Padatan

13.1 Kristal zat padat

13.2 Penentuan struktur Kristal

13.3 Jenis kristal

13.4 Kandungan sel satuan

14. Konsep kesetimbangan

14.1 Keadaan kesetimbangan

14.2 Konstanta kesetimbangan

14.3 Kesetimbangan heterogen

14.4 Kesetimbangan disosiasi

14.5 Hubungan Kc dan Kp

15. Termodinamika kesetimbangan dan pergeseran

15.1 Termodinamika kesetimbangan

15.2 Pergeseran kesetimbangan

1

BAHAN AJAR

MATA KULIAH KIMIA DASAR

Tinjauan Mata Kuliah

1. Deskripsi Mata Kuliah

Mata kuliah ini mempelajari tentang konsep-konsep dasar ilmu kimia,

stoikiometri, energetika kimia, struktur atom, sistem periodik, ikatan kimia dan

struktur molekul, wujud zat dan kesetimbangan kimia.

2. Manfaat Mata Kuliah

Dalam kehidupan sehari – hari kita banyak memerlukan bahan – bahan

kimia baik disadari ataupun tidak. Untuk itu kita perlu memantapkan pemahaman

konsep – konsep dasar kimia, teori – teori belajar dan berpikir tingkat tinggi, serta

menerapkannya dalam kehidupan sehari – hari. Mata kuliah ini bermanfaat agar kita

memiliki kemampuan untuk memecahkan masalah yang berkaitan dengan

stoikiometri, energetika kimia, ikatan kimia, wujud zat dan kesetimbangan kimia.

3. Kompetensi Utama

Mahasiswa dapat menganalisis konsep – konsep, prinsip dan prosedur kimia

yang berkaitan dengan aspek kehidupan dan kesejahteraan manusia.

4. Kompetensi Pendukung

Setelah mengikuti mata kuliah ini mahasiswa mampu :

a. Menjelaskan perubahan, penggolongan dan sifat materi serta pemisahan

campuran

b. Menerapkan hukum dasar kimia dalam persamaan reaksi.

c. Menggunakan konsep mol dalam perhitungan kimia.

d. Menjelaskan hubungan energi dalam dan perubahan entalpi.

e. Menerapkan hukum termodinamika dalam perhitungan kespontanan suatu

reaksi.

f. Mengemukakan struktur atom serta hubungannya dengan sifat-sifat unsur.

g. Mengemukakan perkembangan sistem periodik dan sifat periodik unsur-unsur.

2

h. Menggunakan konfigurasi elektron untuk memperkirakan jenis ikatan yang

terbentuk

i. Menganalisis cara terbentuknya ikatan kovalen menurut teori ikatan valensi.

j. Mengaplikasikan teori ikatan valensi untuk membentuk orbital molekul.

k. Menjelaskan perbedaan wujud zat dan diagram fasa.

l. Mendeskripsikan sifat –sifat gas dan hukum-hukum gas yang memperlihatkan

hubungan sifat gas.

m. Menganalisis jenis-jenis kristal berdasarkan struktur kristal.

n. Menghitung konstanta kesetimbangan, kesetimbangan heterogen dan disosiasi

serta hubungan Kc dan Kp

o. Menganalisis arah pergeseran kesetimbangan.

5. Susunan Bahan Ajar

Materi dalam mata kuliah Kimia Umum ini disusun dengan urutan sebagai berikut:

1. Konsep dasar ilmu kimia


1.2 Metode Ilmiah

1.3 Pengertian materi

1.4 Sifat-sifat materi

1.5 Penggolongan materi

1.6 Pemisahan campuran

2. Hukum dasar kimia

2.1 Hukum dasar kimia

2.2 Persamaan reaksi

2.3 Massa atom relatif

2.4 Massa molekul relatif

3. Stoikiometri

3.1 Konsep mol

3.2 Kemolaran

3.3 Rumus kimia

3.4 Perhitungan kimia

4. Pengantar termodinamika

4.1 Istilah termodinamika

4.2 Hukum pertama termodinamika

4.3 Entalpi

5. Termodinamika

5.1 Termokimia

5.2 Hukum kedua dan ketiga termodinamika

5.3 Energi bebas

3

6. Stuktur atom

6.1 Partikel dasar

6.2 Teori atom Thomson dan Rutherford

6.3 Struktur atom dan teori atom Bohr

6.4 Teori atom mekanika gelombang

6.5 Sifat atom

7. Sistem periodik

7.1 Perkembangan sistem periodik

7.2 Sistem periodik modern

7.3 Sifat periodik unsur

8. Ikatan kimia

8.1 Peranan elektron dalam ikatan kimia

8.2 Ikatan ion

8.3 Ikatan kovalen

9. Teori ikatan valensi

9.1 Teori tolakan pasangan electron valensi

9.2 Teori ikatan valensi dan konsep hibridisasi

10. Teori orbital molekul

10.1 Teori orbital molekul

10.2 Molekul polar

10.3 Ikatan kimia lain

11. Wujud zat

11.1 Pengertian wujud zat

11.2 Peralihan wujud

11.3 Diagram fasa

12. Gas

12.1 Variabel gas

12.2 Hukum gas

12.3 Teori kinetik gas ideal

12.4 Gas nyata

13. Padatan

13.1 Kristal zat padat

13.2 Penentuan struktur Kristal

13.3 Jenis kristal

13.4 Kandungan sel satuan

14. Konsep kesetimbangan

14.1 Keadaan kesetimbangan

14.2 Konstanta kesetimbangan

14.3 Kesetimbangan heterogen

14.4 Kesetimbangan disosiasi

14.5 Hubungan Kc dan Kp

15. Termodinamika kesetimbangan dan pergeseran

15.1 Termodinamika kesetimbangan

15.2 Pergeseran kesetimbangan

4

6. Petunjuk Penggunaan Bahan Ajar

a. Setiap akan mempelajari suatu pokok bahasan (bab), mahasiswa sebaiknya

membaca bagian pendahuluan yang memuat materi apa yang akan dibahas

dalam bab tersebut, relevansinya dengan pemahaman pada bab terdahulu, bab

berikutnya serta kompetensi pendukung yang ingin dicapai dalam pokok

bahasan ini. Selanjutnya mahasiswa harus membaca secara rinci untuk

mendapatkan pemahaman mendalam tentang materi yang disajikan.

b. Bahan ajar ini disusun berdasarkan materi-materi pokok yang akan diajarkan

dan harus dipelajari oleh setiap mahasiswa untuk pengembangan, pengetahuan

secara umum dan khusus.

c. Tugas-tugas yang diberikan pada tiap bab sebaiknya dikerjakan oleh mahasiswa

untuk menguji sejauh mana ia telah menguasai kompetensi yang ingin dicapai

dalam pokok bahasan.

d. Mahasiswa sebaiknya rajin mencari informasi dari koran, majalah, surat kabar

dan sumber informasi lainnya yang dianggap mendukung proses kegiatan

belajar nantinya yang digunakan sebagai bahan analisis pokok-pokok bahasan

karena materi lebih banyak berkaitan dengan kasus permasalahan sosial.

e. Setelah mahasiswa membaca materi bahan ajar ini, diharapkan mahasiswa dapat

berlatih dengan soal-soal yang telah dipersiapkan untuk setiap sub pokok

bahasan

5

BAB I

KONSEP DASAR ILMU KIMIA

A. Pendahualuan

1. Deskripsi Singkat

Bab ini membahas masalah pokok ilmu kimia dan hal yang mendorong

manusia mempelajarinya. Juga dibicarakan cara menemukan hukum dan teori kimia

melalui percobaan di laboratorium, serta cara mengukur suatu besaran. Selain itu

juga dibahas tentang sifat materi dan penggolongannya. Pada bagian akhir

dikemukakan cara pemisahan campuran untuk menghasilkan zat murni.

2. Relevansi Materi

Konsep dasar ilmu kimia merupakan pokok bahasan pertama yang diberikan

dalam mata kuliah ini. Dengan mempelajari materi-materi dalam pokok bahasan ini,

mahasiswa akan memiliki pemahaman mendasar tentang konsep dasar ilmu kimia.

Salah satu ciri manusia sebagai makhluk berakal ialah rasa ingin tahu yang tak

pernah habis. Manusia ingin mempelajari segala macam perubahan, baik

memberikan keuntungan ataupun tidak. Kejadian juga mendatangkan dampak

negatif seperti besi berkarat, makanan membusuk dan racun mematikan. Oleh

karena itu manusia harus mempelajari tingkah laku alam yang melatarbelakangi

peristiwa itu, dan mencari teori untuk menjelaskan hukum tersebut. Hukum dan

teori tentang alam merupakan inti ilmu pengetahuan alam.


Setelah mempelajari bab ini, mahasiswa diharapkan mampu menjelaskan

perubahan, penggolongan dan sifat materi serta pemisahan campuran.

6

B. Penyajian Materi


Ilmu kimia adalah bagian ilmu pengetahuan alam, mempelajari komposisi,

struktur zat kimia, dan perubahan-perubahan yang dialami materi dalam proses-

proses alamiah maupun dalam eksperimen yang direncanakan. Komposisi (susunan)

zat menyatakan perbandingan unsur membentuk zat itu. Contohnya air dan etanol.

Di dalam satu molekul air terdapat dua atom hidrogen dan satu atom oksigen,

sedangkan dalam molekul etanol terdapat dua atom karbon, enam atom hidrogen

dan satu atom oksigen. Dengan demikian, rumus senyawa air dan etanol adalah H2O

dan C2H5OH.

Struktur zat kimia, yang sesungguhnya menggambarkan letak atom-atom

dalam ruang (tiga dimensi). Struktur air dan metanol yang telah disederhanakan

adalah:

(a) (b)

Gambar 1.1 (a) Struktur tiga dimensi dan dua dimensi air dan

(b) Struktur tiga dimensi dan dua dimensi metanol

Perubahan-perubahan suatu zat kimia sering mengalami perubahan baik

secara alami maupun perlakuan manusia. Zat diidentifikasi dari sifat-sifatnya dan

dari susunannya. Warna, titik leleh, titik didih, viskositas, kerapatan, kalor jenis dan

kekerasan merupakan sifat-sifat fisika. Sifat fisika suatu keadaan dimana tidak

mengakibatkan pembentukan zat baru/tanpa mengubah susunan atau identitas

suatu zat. Sebagai contoh, kita dapat mengukur titik leleh es dengan memanaskan es

balok dan mencatat suhunya ketika es berubah menjadi air. Air berbeda dengan es

hanya dari penampilannya dan tidak dari susunannya, sehingga perubahan itu

merupakan perubahan fisika; kita dapat membekukan air untuk memperoleh esnya

kembali.

7

Sifat kimia adalah kecendrungan dari suatu zat untuk mengalami perubahan

kimia. Misalnya, sifat kimia dari air adalah akan bereaksi secara hebat dengan

natrium dan akan menghasilkan gas hidrogen dan suatu zat yang disebut natrium

hidroksida. Apabila kita perhatikan sifat kimia ini, maka terlihat bahwa air dan

natriumnya mengalami perubahan disebut perubahan kimia dan menghasilkan zat.

Setelah kita perhatikan sifat kimia ini, air dan natriumnya hilang diganti oleh zat

lain.

Latihan

1. Ilmu kimia mempelajari mengenai apa dari zat kimia?

2. Apa perbedaan sifat fisika dan sifat kimia?

3. Apakah hal-hal berikut menggambarkan perubahan fisika atau perubahan kimia?

(a) air mendidih di bawah 1000C di puncak gunung, (b) gas oksigen mendukung

pembakaran, (c) sesendok penuh garam dapaur dilarutkan dalam semangkuk

sup. (d) sinar lampu kilat secara perlahan meredup dan akhirnya padam.

1.2 Metode Ilmiah

Metode ilmiah (scientific method) merupakan suatu pendekatan sistematik

untuk melakukan penelitian. Sebagai contoh, seorang kimiawan yang tertarik untuk

mengukur panas yang dihasilkan ketika gas hidrogen terbakar di udara, akan

mengikuti prosedur ilmiah tertentu. Langkah pertama yang harus dilakukannya

adalah mendefinisikan masalah secara cermat dan hati-hati. Langkah berikutnya

8

adalah mencakup pelaksanaan percobaan, melakukan pengamatan, dan mencatat

informasi atau data.

Data penelitian yang diperoleh dapat berupa data kualitatif, yaitu berupa data

hasil-hasil pengamatan umum tentang sistem (objek penelitian), ataupun data

kuantitatif, yaitu berupa angka-angka yang diperoleh melalui pengukuran terhadap

sistem.

Setelah data diperoleh, maka langkah selanjutnya adalah penafsiran

(interpretasi). Pada tahapan ini, ilmuwan berusaha menjelaskan fenomena yang

teramati. Berdasarkan data yang diperoleh, peneliti merumuskan hipotesis.

Percobaan lanjutan dirancang untuk menguji kebenaran hipotesis, dan prosesnya

dimulai dari awal kembali. Jadi langkah umum dalam metode ilmiah adalah

melakukan pengamatan (observasi), merumuskan hipotesis, melakukan percobaan,

menarik kesimpulan dan membuat laporan.

Gambar 1.2 Langkah umum metode ilmiah

Pengamatan (Observasi)

Saat melakukan pengamatan, kita melakukan percobaan dalam kondisi yang

dikendalikan agar didapat data yang konstan atau sama apabila percobaan diulang.

Data yang diperoleh dapat berupa data kualitatif ataupun kuantitatif. Sebagai

contoh, kita mengamati reaksi antara asam klorida (HCl) 0.01 M dengan magnesium

hidroksida (Mg(OH)2) 0.01 M. Jika data yang kita catat adalah fakta bahwa reaksi

antara asam klorida dengan magnesium hidroksida terbentuk endapan garam, maka

9

data yang diperoleh adalah data kualitatif. Namun, apabila data yang dicatat adalah

volume asam klorida 0.01 M, volume magnesium hidroksida 0.01 M, waktu yang

diperlukan sampai endapan terbentuk, dan berat endapan yang terbentuk, maka data

yang diperoleh adalah data kuantitatif.

Dalam sains, data kuantitatif memiliki nilai lebih dibandingkan dengan data

kualitatif, karena data kuantitatif mengandung lebih banyak informasi. Data yang

diperoleh kemudian disusun sedemikian rupa sehingga ditemukan suatu hal yang

menarik, seperti keteraturan, kecenderungan atau perbedaan. Tujuannya adalah

untuk mencari gambaran umum tentang gejala yang diamati sehingga mudah

dipahami. Dalam sains, suatu pernyataan matematis atau pernyataan verbal yang

ringkas tentang hubungan antara fenomena-fenomena yang selalu sama dalam

keadaan yang sama, disebut hukum. Contohnya hukum kekekalan massa (Law of

concervation of matter), yang menyatakan “Pada saat reaksi kimia, massa zat-zat

yang bereaksi adalah sama dengan massa produk-reaksi” (dibahasan dalam bab 2).

Hipotesis

Hukum umumnya diungkapkan dalam bentuk pernyataan atau hubungan

antara suatu besaran dengan besaran lain, tetapi tidak berisi penjelasan mengapa

demikian. Penjelasan yang diharapkan adalah penjelasan yang dapat diterima oleh

akal sehat dan telah teruji kebenarannya. Oleh karena itu, diperlukan suatu dugaan

sementara yang disebut hipotesis.

Merumuskan hipotesis merupakan pekerjaan yang cukup sulit dalam metode

ilmiah, karena ada banyak kemungkinan jawaban untuk menjawab suatu masalah.

Hipotesis yang dirumuskan akan menentukan jenis percobaan dan hasil percobaan

akan mempengaruhi keberhasilan dalam menemukan teori. Oleh karena itu,

merumuskan hipotesis memerlukan pengetahuan, logika, dan penalaran, sebab suatu

hipotesis harus didasarkan pada teori yang telah mapan.

10

Percobaan

Kebenaran suatu hipotesis diuji dengan melakukan percobaan di

laboratorium. Data yang diperoleh kadang kala sesuai dengan hipotesis yang telah

dirumuskan, tetapi mungkin juga tidak. Apabila data yang diperoleh tidak sesuai

dengan hipotesis, berarti ada kemungkinan terdapat kesalahan pada percobaan atau

hipotesis yang dirumuskan keliru.

Pada percobaan, kesulitan sering muncul dalam merancang dan melakukan

percobaan yang cocok dan layak. Karena untuk melakukan suatu percobaan

diperlukan peralatan yang lengkap, dana, tenaga dan waktu yang banyak. Kesalahan

dalam merumuskan suatu hipotesis akan mengakibatkan percobaan yang dilakukan

sia-sia.

Menarik Kesimpulan

Hipotesis yang telah teruji kebenarannya setelah melakukan percobaan

berulang-ulang, dapat dijadikan dasar untuk menarik kesimpulan umum yang

disebut teori. Seandainya hipotesis tidak terbukti akan menjadi dasar untuk

melahirkan teori baru, dan mungkin dapat mengkoreksi teori-teori sebelumnya.

Akhirnya pengamatan, hukum, dan teori membentuk lingkaran yang selalu berputar.

Menarik kesimpulan untuk mendapatkan suatu teori adalah puncak kegiatan

dalam metode ilmiah. Disini diperlukan penalaran untuk mengkaji sesuatu yang

abstrak.

Membuat Laporan

Membuat laporan merupakan langkah terakhir dalam metode ilmiah.

Laporan penelitian berfungsi sebagai informasi bagi ahli lain mengenai hasil

temuan. Disamping itu, laporan juga berguna untuk mendapatkan saran dan koreksi

jika diperlukan. Laporan hasil penelitian, biasanya diterbitkan dalam bentuk jurnal

ilmiah.

11

1.3 Pengertian Materi

Menurut Syukri (1999: 11) materi adalah segala sesuatu yang menempati

ruang dan mempunyai massa. Pada prinsipnya, semua materi dapat berada dalam

tiga wujud: padat, cair dan gas. Padatan adalah benda yang kaku dengan bentuk

yang pasti. Cairan tidak serigid padatan dan bersifat fluida, yaitu dapat mengalir dan

mengambil bentuk sesuai wadahnya. Seperti cairan, gas bersifat fluida, tetapi tidak

seperti cairan, gas dapat mengembang tanpa batas.

Ketiga wujud materi ini dapat berubah dari wujud yang satu menjadi wujud

yang lain. Dengan pemanasan, suatu padatan akan meleleh dan menjadi cairan.

Pemanasan lebih lanjut akan mengubah cairan menjadi gas. Di sisi lain,

pendinginan gas akan mengembunkannya menjadi cairan. Pendinginan lebih lanjut

akan membuatnya menjadi padat.

1.4 Sifat-sifat Materi

Tiap zat misalnya air, gula, garam, perak atau tembaga, memiliki

seperangkat sifat atau karakteristik yang membedakannya dari semua zat lain dan

memberinya identitas unik. Baik gula maupun garam berwarna putih, padat,

kristalin, larut dalam air dan tak berbau. Tetapi gula manis, bila dipanaskan dalam

belanga akan meleleh dan menjadi coklat. Gula terbakar di udara. Garam asin, baru

meleleh setelah dipanasi sehingga membara, tak menjadi coklat betapapun dipanasi,

tidak terbakar di udara meskipun akan menghasilkan nyala kuning bila dipanasi di

dalam nyala (Keenan, 1998: 3).

Ada dua macam sifat materi, yaitu sifat intensif dan sifat ekstensif. Sifat

intensif tidak bergantung pada jumlah materi yang diukur. Sifat intensif seperti

suhu, titik didih, titik beku, indeks bias, kerapatan dan rumus senyawa. Suhu adalah

12

sifat intensif, bayangkan kita memiliki dua gelas air yang suhunya sama. Jika kita

mencampurkan air itu, maka suhu air akan tetap sama dengan suhunya ketika masih

terpisah.

Sifat ekstensif yang terukur bergantung pada seberapa banyak materi yang

diukur. Massa, panjang, mol dan volume adalah sifat-sifat ekstensif. Semakin

banyak materi, semakin besar massanya. Nilai-nilai dari sifat ekstensif yang sama

dapat dijumlahkan. Misalnya, dua keping uang logam mempunyai massa gabungan

yang merupakan jumlah dari massa masing-masing keping uang itu, dan volume

yang ditempati air dalam dua gelas merupakan jumlah dari volume air di tiap gelas

tersebut.

Latihan

1. Terangkan tiga sifat materi dalam wujud padat, cair dan gas!

2. Apa yang dimaksud dengan sifat intensif dan sifat ekstensif?

3. Mana diantara sifat-sifat berikut yang intensif dan mana yang ekstensif? (a) luas,

(b) warna, (c) kerapatan

1.5 Penggolongan Materi

Zat adalah materi yang memiliki susunan tertentu atau tetap dan sifat-sifat

yang tertentu pula. Contoh: air, perak, etanol, garam dapur, karbondioksida dll. Zat

murni digolongkan menjadi unsur dan senyawa.

1.5.1 Unsur

Unsur adalah suatu zat yang tidak dapat dipisahkan lagi menjadi zat-zat

yang lebih sederhana dengan cara kimia. Unsur berfungsi sebagai zat

pembangun untuk semua zat-zat kompleks yang akan dijumpai, mulai dari

garam dapur sampai senyawa protein yang sangat kompleks. Semua zat

dibentuk dari sekumpulan unsur-unsur yang terbatas.

Huruf pertama lambang unsur selalu huruf besar, tetapi huruf kedua

tidak pernah ditulis dengan huruf besar. Sebagai contoh, Co adalah lambang

13

unsur kobalt, Fe (besi), Au (emas) dan Na (natrium).

1.5.2 Senyawa

Unsur-unsur akan saling bergabung membentuk senyawa. Senyawa

adalah suatu zat yang tersusun atas atom-atom dari dua unsur atau lebih yang

terikat secara kimia dengan perbandingan yang tetap. Sebagai contoh, gas

hidrogen terbakar dalam gas oksigen membentuk air. Air terdiri dari unsur

hidrogen dan oksigen. Semua sampel air, dari manapun asalnya akan

mengandung unsur ini dengan perbandingan satu bagian massa hidrogen dengan

delapan bagian massa oksigen (misalnya 1,0 g hidrogen dengan 8,0 g oksigen).

Apabila hidrogen bereaksi dengan oksigen untuk membentuk air, akan selalu

bergabung dalam perbandingan massa seperti ini. Jadi, apabila ada 1,0 g

hidrogen yang bereaksi, maka tepat 8,0 g oksigen yang juga bereaksi, tidak lebih

atau kurang. Atau 2,0 g hidrogen bereaksi dengan 16,0 g oksigen menjadi 18,0 g

air.

14

1.5.3 Campuran

Campuran adalah gabungan dua zat tunggal atau lebih dengan

perbandingan sembarangan. Contohnya udara, minuman ringan, susu, semen,

dll. Udara merupakan campuran gas, tersusun dari nitrogen, oksigen, argon, uap

air dan karbon dioksida. Campuran dapat pula terjadi antar senyawa, contohnya

air dengan alkohol, atau antara unsur dengan senyawa, contohnya nitrogen

dengan uap air. Campuran tidak memiliki susunan yang tetap.

Campuran dapat dibagi dua, yaitu campuran yang homogen dan

heterogen. Ketika sesendok gula dilarutkan dalam air, setelah pengadukan yang

cukup lama, susunan dari campurannya di seluruh bagian larutan akan sama.

Larutan ini disebut campuran homogen. Dengan kata lain campuran homogen

adalah penggabungan dua zat tunggal atau lebih yang semua partikelnya

menyebar merata sehingga membentuk satu fasa. Yang disebut satu fasa adalah

zat yang sifat dan komposisinya sama antara satu bagian dengan bagian yang

lain didekatnya.

Campuran heterogen adalah penggabungan yang tidak merata antara

dua zat tunggal atau lebih shingga perbandingan komponen yang satu dengan

yang lainnya tidak sama di berbagai bagian bejana, contohnya, minyak dan air.

Apabila kita mengambil sampel dari sebagian campuran minyak dan air akan

kita dapatkan bahwa sebagian campuran akan mempunyai sifat minyak,

sedangkan sebagian lain mempunyai sifat air. Jadi, campuran ini terdiri dari dua

fasa yaitu minyak dan air. Apabila campuran kita kocok, maka minyaknya akan

tersebar (terdispersi) sebagai butir-butir halus yang jika dikumpulkan akan

merupakan satu fasa. Hal ini karena masing-masing butir minyak tersbut

mempunyai sifat dan komposisi seperti minyak pada butir lain.

15

Hubungan antara unsur, senyawa dan berbagai golongan materi lainnya

dirangkum dalam Gambar 1:

Gambar 1. Penggolongan Materi

Latihan

1. Apa perbedaan unsur, senyawa dan campuran! Serta berikan masing-masing

satu contoh!

2. Apa definisi dari larutan? Berapa fasa yang ada dalam larutan?

3. Apakah perbedaan campuran homogen dan heterogen, beri contoh?

4. Golongkan tiap zat-zat berikut sebagai unsur atau senyawa:

a. Hidrogen

b. Air

c. Garam dapur (natrium klorida)

d. Emas

1.6 Pemisahan Campuran

Campuran dapat dipisahkan melalui peristiwa fisika atau kimia. Pemisahan

secara fisika tidak mengubah zat selama pemisahan. Teknik pemisahan campuran

bergantung pada jenis, wujud dan sifat komponen yang terkandung didalamnya.

Jika komponen berwujud padat dan cair, misalnya pasir dan air, dapat dipisahkan

dengan saringan.

16

Campuran homogen, seperti alkohol dalam air, tidak dapat dipisahkan

dengan saringan, karena partikelnya lolos dalam pori-pori kertas saringan dan

selaput semipermiabel. Campuran seperti itu dapat dipisahkan dengan cara fisika,

yaitu destilasi, rekristalisasi, ekstraksi dan kromatografi.

1.6.1 Destilasi

Dasar pemisahan destilasi adalah perbedaan titik didih dua cairan

atau lebih. Jika campuran dipanaskan maka komponen yang titik didihnya

lebih rendah akan menguap lebih dulu. Contohnya, memisahkan campuran

air dan alkohol. Titik didih air dan alkohol masing-masing 1000C dan 780C.

jika campuran dipanaskan (dalam labu destilasi) dan suhu diatur sekitar

780C, maka alkohol akan menguap sedikit demi sedikit. Uap itu mengembun

dalam pendinginan dan akhirnya didapat cairan alkohol murni.

1.6.2 Rekristalisasi

Teknik pemisahan rekristalisasi berdasarkan perbedaan titik beku

komponen. Perbedaan harus cukup besar, sebaiknya komponen yang

dipisahkan berwujud padat dan cair pada suhu kamar. Contohnya, garam

dapat dipisahkan dari air karena garam berupa padatan. Air garam bila

dipanaskan perlahan dalam bejana terbuka, maka air akan menguap sedikit

demi sedikit. Pemanasan dihentikan saat larutan tepat jenuh. Jika dibiarkan

akhirnya terbentuk Kristal garam secara perlahan. Setelah pengkristalan

sempurna, garam dapat dipisahkan dengan menyaring.

1.6.3 Ekstraksi

Pemisahan dengan cara ekstraksi berdasarkan perbedaan kelarutan

komponen dalam pelarut yang berbeda. Campuran dua komponen (misalkan

A dan B) dimasukkan dalam pelarut X dan Y. Syarat pelarut ini tidak dapat

bercampur, seperti air dan minyak. Semuanya dimasukkan ke dalam corong

pisah dan dikocok agar bercampur dan kemudian didiamkan sampai pelarut

17

X dan Y memisah kembali. Kini zat A dan B berada dalam kedua pelarut X

dan Y, tetapi perbandingan tidak sama.

Misalkan A lebih banyak larut di X, sedangkan B lebih banyak di Y.

akhirnya A dan B telah terpisah walaupun tidak sempurna. Kedua pelarut

dapat dipisahkan dengan membuka kran corong perlahan-lahan dan

ditampung dalam bejana yang bersih.

1.6.4 Kromatografi

Kromatografi adalah teknik pemisahan campuran dalam berbagai

wujud, baik padat, cair maupun gas. Dasar kromatografi adalah perbedaan

daya serap satu zat dengan zat lainnya. Jika komponen campuran (misalnya

A, B dan C) dialirkan dengan suatu pelarut melalui padatan tertentu, maka

A, B dan C akan bergerak dengan kecepatan berbeda, karena daya serap

padatan itu terhadap komponen tidak sama. Cairan atau pelarut yang

membawa komponen bergerak disebut eluen atau fasa bergerak, sedangkan

padatan yang menyerap komponen disebut adsorben atau fasa tetap. Syarat

eluen harus dapat melarutkan semua komponen dan dapat mengalir, maka

harus berupa cairan atau gas. Eluen dapat merupakan zat murni atau

campuran, misalnya eter atau alkohol 50%.

Komponen yang diserap paling kuat oleh adsorben akan mengalir

paling lambat (yaitu A) dan sebaliknya, yang diserap paling lemah (yaitu B)

akan mengalir paling cepat, sedangkan daya serap terhadap C berada di

antara A dan B. Semakin lama proses mengalir semakin jauh jarak antara

komponen dan semakin sempurna pemisahan, tetapi diperlukan tabung yang

panjang serta eluen dan adsorben yang banyak.

C. Rangkuman

Ilmu kimia mempelajari tentang perubahan suatu zat menjadi zat lain, baik

secara spontan maupun oleh factor luar. Setiap zat kimia mempunyai komposisi dan

struktur tertentu. Oleh sebab itu, masalah pokok ilmu kimia mengetahui komposisi dan

18

struktur zat serta kaitannya dengan sifat-sifatnya. Alam terdiri dari materi dan energi.

Materi adalah segala sesuatu yang mempunyai massa dan menempati ruang. Materi

dapat berupa zat murni atau campuran. Yang termasuk zat murni adalah unsur dan

senyawa, sdangkan campuran ada yang homogen (larutan) dan heterogen. Suatu zat

kimia, terutama zat murni, dapat dikenal dari sifat-sifatnya, karena ia mempunyai sifat

intensif dan ekstensif. Sifat intensif adalah sifat yang tidak bergantung pada jumlah zat,

dan sifat ekstensif bergantung pada jumlahnya.

Setiap zat murni mempunyai partikel terkecil tertentu. Partikel terkecil unsur

disebut atom dan partikel terkecil senyawa disebut molekul. Di bumi jarang terdapat

materi dalam keadaan murni perlu dipisahkan dengan teknik tertentu. Teknik

pemisahan itu adalah destilasi, rekristalisasi, ekstraksi dan kromatografi. Keempat

teknik ini masing-masing berdasarkan pada perbedaan titik didih, titik beku, daya larut

dan daya serap komponen campuran.

D. Tugas

1. Beri definisi (a) sifat fisika dan (b) sifat kimia. Bagaimana perbedaan antara

perubahan fisika dan perubahan kimia?

2. Apakah hal-hal berikut menggambarkan perubahan fisika atau perubahan kimia? (a)

gas helium dalam balon cenderung keluar setelah beberapa jam, (b) sinar lampu

kilat secara perlahan meredup dan akhirnya padam, (c) jus jeruk yang dibekukan

dapat diperoleh kembali dengan menambahkan air, (d) pertumbuhan tanaman

bergantung pada energi matahari dalam proses yang disebut fotosintesis, (e)

sesendok penuh garam dapur dilarutkan dalam semangkuk sup.

3. Apa beda sifat intensif dan sifat ekstensif? Mana di antara sifat-sifat berikut yang

intensif dan mana yang ekstensif? (a) panjang, (b) volume, (c) suhu, (d) massa, (e)

warna, (f) kerapatan.

4. Golongkan tiap-tiap zat berikut sebagai unsur atau senyawa: (a) hidrogen, (b) air,

(c) natrium klorida, (d) helium, (e) alkohol.

5. Terangkan cara kerja pemisahan dua zat dengan kromatografi!

19

E. Daftar Pustaka

James E. Brady. Tanpa tahun. Kimia Universitas Asas dan Struktur, Jilid 1. Jakarta:

Binapura Aksara.

Keenan, W, Kleinfelter, Wood, Hadyana., 1998. Kimia Untuk Universitas. Jilid 1.

Jakarta: Erlangga.

Raymond Chang. 2005. Kimia Dasar, Konsep-konsep Inti, Jilid 1. Jakarta:

Erlangga.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: ITB.

20

BAB II

HUKUM DASAR KIMIA

A. Pendahualuan


Bab ini membahas pengukuran massa zat dalam reaksi sehingga ditemukan

hukum-hukum dasar kimia. Hukum ini dijadikan titik tolak oleh Dalton untuk

melahirkan teori kimia pertama, yaitu teori atom Dalton. Kemudian dilanjutkan

dengan hukum kimia mengenai gas yang menjadi dasar konsep massa atom relatif

dan molekul relatif, serta cara penentuan keduanya.

2. Relevansi Materi

Ilmu kimia mempelajari tentang peristiwa yang ditandai dengan berubahnya

satu zat menjadi zat lain dalam reaksi kimia, sehingga melahirkan hukum-hukum

dasar kimia.


Setelah mempelajari bab ini, mahasiswa diharapkan mampu menerapkan

hukum dasar kimia dalam persamaan reaksi.

B. Penyajian Materi

2.1 Hukum-hukum dasar kimia

Hukum Kekekalan Massa

Pada tahun 1774, Lavoiser memanaskan timah dengan oksigen dalam wadah

tertutup. Dengan menimbang secara teliti, ia berhasil membuktikan bahwa dalam

reaksi itu tidak terjadi perubahan massa. Perubahan ini menjadi dasar hukum

Kekekalan Massa, yang berbunyi:

“Pada reaksi kimia, massa zat pereaksi sama dengan massa zat hasil reaksi”

Dengan kata lain dapat dinyatakan:

“Materi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan”

21

Hukum Perbandingan Tetap

Proust meneliti perbandingan massa unsur-unsur dalam senyawa. Misalkan:

air, berapakah perbandingan massa hidrogen dan oksigen. Bila direaksikan 10 gram

oksigen ternyata diperlukan 0,125 gram hidrogen. Sesuai dengan hukum Lavoiser

akan terbentuk 10,125 gram air.

Oksigen + hidrogen air

10 gram 0,125 gram 10,125 gram

atau 8 1 9

Sebaliknya, jika 100 gram air diuraikan ternyata menghasilkan 88,9 gram

oksigen dan 11,1 gram hidrogen.

Air oksigen + hidrogen

100gram 88,9 gram 11,1 gram

atau 9 8 1

Untuk membentuk air diperlukan oksigen dan hidrogen dengan

perbandingan yang tetap yaitu 8 : 1. Dengan kata lain, air mengandung oksigen dan

hidrogen dengan perbandingan massa 8 dan 1. Demikian juga jika direaksikan 28

gram besi (Fe) akan diperlukan 16 gram belerang (S) dan akan terbentuk 44 gram

besi belerang atau:

Besi + Belerang besi belerang

28 gram 16 gram 44 gram

atau 7 gram 4 gram 11 gram

Besi + Belerang besi belerang

14 gram 8 gram 22 gram

atau 7 gram 4 gram 11 gram

Jadi, perbandingan massa besi dan belerang dalam reaksi di atas adalah sama

walaupun jumlah massanya di ubah.

Berdasarkan percobaan di atas, Proust merumuskan pernyataan yang disebut

hukum Perbandingan Tetap

“ Dalam suatu zat kimia murni, perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-

tiap senyawa adalah tetap”

22

Contoh:

Hasil pemeriksaan garam dari Madura dan Cirebon menghasilkan data sebagai

berikut:

Massa garam Massa Natrium Massa Klor

Madura 0,2925 gram 0,1150 gram 0,1775 gram

Cirebon 1,7750 gram 0,6900 gram 1,0650 gram

Tunjukan bahwa garam mempunyai perbandingan unsur yang tetap!

Jawaban:

Garam madura:

%Na = 0,11500,2925

𝑥 100% = 39,3%

%Cl = 0,17750,2925

𝑥100% = 60,7%

Garam Cirebon:

%Na = 0,69001,7750

𝑥100% = 39,3%

%Cl = 1,06501,7750

𝑥100% = 60,7%

Maka perbandingan massa atom natrium dan klor adalah sama, walaupun garam

berasal dari daerah yang berbeda.

Hukum Perbandingan Berganda

John Dalton tertarik mempelajari dua unsur yang dapat membentuk lebih

dari satu senyawa, seperti tembaga dengan oksigen, karbon dengan oksigen,

belerang dengan oksigen, fosfor dengan klor. Perbandingan massa kedua unsur

tersebut adalah:

➢ Tembaga dengan oksigen membentuk dua senyawa tembaga oksida

Tembaga oksida Tembaga Oksigen Tembaga : Oksigen

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

Cu2O 79,9% 20,1% 1 : 0,252

➢ Karbon dengan oksigen membentuk dua senyawa karbon oksida

Karbon oksida Karbon Oksigen Karbon : Oksigen

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

CO2 27,3% 72,7% 1 : 2,67

23

➢ Sulfur dengan oksigen dapat membentuk dua senyawa oksigen yaitu sulfur

dioksida (I) dan sulfur trioksida (II)

Senyawa Belerang Oksigen Belerang : Oksigen

I 50% 50% 1 : 1

II 40% 60% 1 : 1,5

Dari ketiga contoh di atas massa Tembaga, Karbon dan Sulfur adalah sama.

Angka perbandingan atom oksigen yaitu:

Tembaga oksida 0,126 : 0,252 = 1 : 2

Karbon oksida 1,33 : 2,67 = 1 : 2

Belerang oksida 1 : 1,5 = 2 : 3

Maka perbandingan oksigen dalam bilangan bulat dan sederhana.

Berdasarkan percobaan di atas, Dalton menarik kesimpulan yang disebut Hukum

Perbandingan Berganda

“ Bila dua unsur dapat membentuk lebih dari satu senyawa, apabila masaa

salah satu unsur dalam kedua senyawa sama, maka massa dari unsur yang

lain berada dalam perbandingan bulat dan sederhana”

Contoh:

Raksa dan klor membentuk dua macam senyawa. Dalam senyawa pertama 0,66

gram raksa bergabung dengan 0,118 gram klor, sedangkan dalam senyawa kedua

1,00 gram raksa bergabung dengan 0,355 gram klor. Apakah data ini sesuai dengan

hukum perbandingan berganda?

Jawaban:

Senyawa Raksa Klor Raksa : Klor

I 0,66 0,118 1 : 0,178

II 1,00 0,355 1 : 0,355

Perbandingan klor bila massa raksa sama:

0,178 : 0,355

1 : 2

24

2.2 Teori Atom Dalton

Semua zat kimia identik oleh partikel terkecil yang disebut atom. Atom

berasal dari bahasa Yunani, atomos (a = tidak, tomos = dibagi). Pada tahun 1807

John Dalton merumuskan pernyataanya yang disebut teori atom Dalton:

1. Unsur tersusun atas partikel yang sangat kecil, yang disebut atom. Semua

atom unsur tertentu adalah identik, yaitu mempunyai ukuran, massa dan sifat

kimia yang sama. Atom satu unsur tertentu berbeda dari atom semua unsur

yang lain.

2. Senyawa tersusun atas atom-atom dari dua unsur atau lebih. Dalam setiap

senyawa, perbandingan antara jumlah atom dari setiap dua unsur yang ada

bisa merupakan bilangan bulat dan sederhana.

3. Yang terjadi dalam reaksi kimia hanyalah pemisahan, penggabungan, atau

penyusunan ulang atom-atom; reaksi kimia tidak mengakibatkan penciptaan

atau pemusnahan atom-atom.

Hipotesis Pertama atom dari unsur yang satu berbeda dari atom dari semua unsur

yang lain.

Hipotesis kedua untuk membentuk suatu senyawa, tidak hanya membutuhkan

atom dari unsur-unsur yang sesuai, tetapi juga jumlah yang spesifik dari atom-atom

ini. Gagasan ini merupakan perluasan Hukum perbandingan tetap. Hipotesis

kedua juga mendukung Hukum perbandingan berganda.

Hipotesis ketiga merupakan cara lain menyatakan Hukum kekekalan massa,

materi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan.

Latihan

1. Dua senyawa tembaga oksida masing-masing mengandung 20,1% dan 11,2%

oksigen. Tunjukan bahwa data ini sesuai dengan hukum perbandingan berganda!

2. Tiga sampel padatan mengandung unsur X dan Y. Sampel pertama berisikan

4,31% X dan 7,69% Y, dan kedua berisi 35,9% X dan 64,1% Y. Dalam sampel

ketiga 0,78 gram X bereaksi dengan Y menghasilkan 2,0 gram senyawa.

Terangkan bahwa data ini sesuai dengan hukum perbandingan tetap!

25

3. Dalam senyawa MnO terdapat 4,0 gram oksigen yang bergabung dengan 13,7

gram mangan. Berapa berat oksigen yang diperlukan untuk bereaksi dengan

7,85 gram mangan membentuk senyawa MnO2?

2.3 Hukum Penyatuan Volume dan Avogadro

Hukum Penyatuan Volume

Bila 2 liter gas hidrogen bereaksi dengan 1 liter gas oksigen menghasilkan 2 liter

uap air

Berdasarkan gambar reaksi di atas, berapa perbandingan volume gas

sebelum bereaksi dan volume gas hasil reaksi? (dimana perbandingan

volume gas-gas yang bereaksi sama dengan koefisien reaksinya)

Persamaan reaksinya adalah:

2H2(g) + ……. ……..

Pada suhu dan tekanan yang sama, maka perbandingan volumenya adalah:

2 volume gas Hidrogen : ………. : ………….

2 : ………. : …………

Perbandingan volume pereaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana,

mirip dengan hukum perbandingan tetap. Dalam hukum penyatuan volume ini

yang dibandingkan adalah volume gas pada Tekanan (P) dan Suhu (T) yang sama.

Berdasarkan kenyataan itu, Gay Lussac membuat pernyataan yang disebut Hukum

Penyatuan Volume:

Gambar 2.1 Reaksi dari gas hidrogen dan gas oksigen

membentuk uap air

26

“ Volume gas-gas yang terlibat dalam reaksi kimia pada tekanan dan suhu

yang sama berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana”

Hukum Avogadro

Gambar 2.2 berikut menunjukan reaksi gas metana dengan gas oksigen

menghasilkan karbon dioksida dan air.

Atau :

Metana + oksigen karbon dioksida + air

1 vol 2 vol 1 vol 2 vol

n molekul 2n molekul n molekul 2n molekul

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

Berdasarkan reaksi tersebut Avogadro menyarankan bahwa unsure gas

bukan monoatom tetapi poliatom. Avogadro sangat tertarik mempelajari sifat gas

dan membuat dugaan sementara yang disebut Hipotesis Avogadro:

“ Pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas yang volumenya sama

mempunyai jumlah molekul yang sama”

2.4 Persamaan Reaksi

Reaksi kimia merupakan suatu proses dimana zat (atau senyawa) di ubah

menjadi satu atau lebih senyawa baru, atau perubahan pereaksi menjadi hasil

reaksi.

Persamaan reaksi menggunakan lambang kimia untuk menunjukan apa yang

terjadi saat reaksi kimia berlangsung.

Gambar 2.2. Reaksi Pembakaran

Metana

27

Menuliskan Persamaan Kimia

Suatu reaksi tidak boleh melanggar hukum Kekekalan Massa, artinya jenis

dan jumlah atom sebelum (pereaksi) dan sesudah reaksi (hasil reaksi) harus sama.

Contoh: gas hidrogen (H2) terbakar di udara (yang mengandung O2) untuk

membentuk aiar (H2O).

Hidrogen + Oksigen Air

H2 + O2 H2O

Dimana tanda (+) berarti “bereaksi dengan” dan tanda ( ) berarti

“menghasilkan”. Jadi, dapat dibaca gas hidrogen bereaksi dengan molekul

oksigen menghasilkan air.

Jika diperhatikan jenis atom sebelum dan sesudah reaksi sama yaitu H

dan O. Yang belum sama adalah jumlah atomnya. Agar memenuhi hukum

Kekekalan Massa, maka jumlah tiap-tiap atom sebelum dan sesudah reaksi

harus kita tambah bilangan bulat di depan masing-masing zat, sehingga jumlah

atom-atom tersebut sama, yaitu:

2H2 + O2 2H2O

Angka-angka di depan unsur dan senyawa disebut koefisien reaksi

sedangkan angka 1 tidak perlu dituliskan. Persamaan kimia yang setara ini

menunjukan bahwa “dua molekul hidrogen beeaksi dengan satu molekul

oksigen menghasilkan dua molekul air” atau “dua mol molekul hidrogen

bereaksi dengan satu mol molekul oksigen menghasilkan dua mol molekul air”.

H2 dan O2 pada persamaan disebut reaktan (pereaksi), sedangkan H2O

disebut produk(hasil reaksi).

Dalam persamaan reaksi ada wujud fisik dari reaktan dan produk

menggunakan huruf g (gas), l (cair), s (padat) dan aq (berair).

2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

NaCl(s) 𝐻2𝑂→ NaCl(aq)

28

Menyetarakan Persamaan Kimia

Contoh 1: setarakan reaksi berikut:

C6H6 + O2 CO2 + H2O

Jawaban:

Misalkan koefsisien reaksi:

aC6H6 + bO2 cCO2 + dH2O

cari atom yang hanya terdapat dalam satu senyawa di kiri dan di kanan, atom

tersebut merupakan atom C dan H. jadi:

C: 6a = c

H: 6a = 2d

3a = d

Persamaan reaksi menjadi:

aC6H6 + bO2 6aCO2 + 3aH2O

unsur lain, yaitu atom O, jadi:

O: 2b = 12a + 3a

2b = 15a

Misalkan a = 1 maka: 2b = 15a 6a = c 3a = d

2b = 15 6 = c 3 = d

b = 152

persamaan reaksi: C6H6 + 152

O2 6CO2 + 3H2O

supaya tidak ada pecahan maka dikalikan 2:

2C6H6 + 15 O2 12CO2 + 6H2O


KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O

Jawaban:

……………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………….

29


Na2CO3 + HCl NaCl + H2O + CO2

Jawaban:

……………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………….

2.5 Massa Atom Relatif (Ar)

Menurut Dalton, massa atom adalah sifat utama unsur yang membedakan

satu unsur dengan yang lain. Karena atom sangat ringan, maka tidak dapat

digunakan satuan gram dan kg untuk massa atom dan harus dicari suatu atom

sebagai massa standar.

Massa atom relatif adalah perbandingan massa satu atom dengan massa

atom standar.

Salah satu syarat massa standar adalah stabil dan murni. Pada tahun 1960

ditetapkan karbon-12 atau C-12 sebagai standar, sehingga:

Ar = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑋112𝑥𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12

C-12 ditetapkan mempunyai massa 12 sma,

1 sma = 112𝑥 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12

Massa 1 atom C-12 = 1,993 x 10-23 gram

Jadi: 1 sma = 112𝑥 1,993 𝑥10−23gram

1 sma = 1,66 x 10-24 gram

Massa atom relatif merupakan perbandingan massa, sehingga tidak

mempunyai satuan. Massa atom relatif berguna untuk mengetahui sifat unsur dan

senyawa.

30

2.6 Massa Molekul Relatif (Ar)

Menurut Dalton, dua unsur atau lebih dapat bergabung membentuk senyawa

dengan perbandingan tertentu. Partikel terkecil senyawa disebut molekul yang

mempunyai massa tertentu. Perbandingan massa molekul dengan massa standar

disebut: massa molekul relatif (Mr).

Mr senyawa = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑎𝑡𝑢 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑘𝑢𝑙 𝑠𝑒𝑛𝑦𝑎𝑤𝑎

112𝑥 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑠𝑎𝑡𝑢 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝐶−12

Cara menentukan Mr senyawa bila diketahui rumusnya, Mr senyawa yang

diketahui rumusnya ditentukan langsung dari Ar unsur-unsurnya.

Contoh: tentukan Mr dari senyawa berikut (Ar H = 1, S = 32, N = 14, O = 16, C=

12)

a. H2SO4 b. C6H12O6 c. C8H10N4O2

C. Rangkuman

Ilmu kimia adalah ilmu berdasarkan percobaan di laboratorium. Hasil percobaan

terhadap massa zat dalam reaksi melahirkan hukum dasar, yaitu hukum kekekalan

massa, perbandingan tetap dan perbandingan berganda. Berdasarkan hukum ini, Dalton

berhasil merumuskan teori tentang materi yang disebut teori atom Dalton. Teori ini

menyatakan unsur terdiri atas atom-atom yang mempunyai ukuran dan massa yang

sama, tetapi berbeda dari atom unsur lain.

Penelitian terhadap reaksi gas (pada P dan T sama) telah melahirkan hukum

penyatuan volume dan hukum Avogadro. Hukum ini menjadi dasar lahirnya konsep

massa atom relatif (Ar) dan massa molekul relatif (Mr) yang sangat berguna dalam

menentukan rumus senyawa.

Perubahan kimia, disebut reaksi kimia, digambarkan dengan persamaan reaksi.

Zat yang mengalami perubahan, yaitu reaktan, ditulis pada sisi kiri dan zat yang

terbentuk, yaitu produk, ditulis pada sisi kanan dari tanda panah. Persamaan kimia

harus setara dan mengikuti hukum kekekalan massa. Jumlah atom tiap jenis unsur

dalam reaktan dan produk harus sama.

31

D. Tugas

1. Kemukakan dengan kata-kata sendiri tentang:

a. Hukum kekekalan massa

b. Hukum perbandingan tetap

c. Hukum perbandingan berganda

2. Siklopropana, suatu anestetik yang sangat efektif mengandung unsur karbon dan

hidrogen yang bersenyawa dalam perbandingan 1,00 gram hidrogen dan 6,00 gram

karbon. Apabila suatu sampel siklopropana mengandung 24,0 gram hidrogen,

berapa gram karbon terdapat didalamnya?

3. Dua sampel Freon (gas pendingin yang digunakan dalam lemari es dan AC)

dianalisis. Dalam sampel pertama 1,00 gram C ternyata bersenyawa dengan 6,33

gram F dan 11,67 gram Cl. Dalam sampel kedua 2,00 gram C bersenyawa dengan

12,66 gram F dan 23,34 gram Cl. Bagaimana perbandingan massa antara karbon

dengan fluor, antara karbon dengan klor, dan antara flor dengan klor dalam masing-

masing sampel. Apakah data-data ini mengandung hukum perbandingan tetap?

Jelaskan jawaban anda!

4. Setarakan reaksi berikut:

Sb2S3 + HNO3 Sb2O5 + NO2 + S + H2O

E. Daftar Pustaka


Binapura Aksara.


Erlangga.


32

BAB III

STOIKIOMETRI

A. Pendahualuan


Dalam reaksi kimia kita harus dapat menentukan sifat dari hasil reaksi

kimia, menemukan rumus dan menentukan seberapa banyak berbagai zat kimia

diperlukan apabila kita akan melakukan reaksi kimia. Dengan kata lain, kita harus

dapat bekerja secara kuantitatif dengan unsur, senyawa dan reaksi kimia. Sehingga

dalam bab ini akan dibahas materi mengenai stoikiometri.

2. Relevansi Materi

Stoikiometri merupakan istilah untuk menggambarkan bentuk kuantitatif

dari reaksi dan senyawa kimia.


Setelah mempelajari bab ini, mahasiswa diharapkan mampu menggunakan

konsep mol dalam perhitungan kimia.

B. Penyajian Materi

3.1 Konsep Mol

Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani Stoicheion = unsur dan metron =

mengukur sehingga stoikiometri merupakan istilah yang dipakai untuk

menggambarkan bentuk kuantitatif dari reaksi dan senyawa kimia.

Pada sistem SI, mol merupakan banyaknya suatu zat yang mengandung

entitas dasar (atom, molekul atau partikel lain) sebanyak jumlah atom yang terdapat

dalam tepat 12 gram (atau 0,012 kg) isotop karbon -12.

Jumlah partikel dalam 1 mol zat yaitu:

1 mol zat = 6,02 x 1023 partikel

33

Angka ini disebut bilangan Avogadro (NA = 6,02 x 1023), yaitu angka yang

menunjukan jumlah partikel dalam 1 mol zat. Jadi lusinannya ahli kimia adalah

mol.

1 mol atom C-12 = 12 gram

1 mol zat = 6,02 x 1023 partikel

Massa dari C-12 adalah massa molar (Ar / Mr) merupakan massa (dalam gram atau

kg) dari 1 mol entitas (spt atom/ molekul) zat.

Contoh 1. Mengubah gram ke mol

Berapa mol silikon (Si) yang terdapat dalam 30,5 gram Si? Silikon adalah suatu

unsur yang dipakai untuk pembuatan transistor. (Massa molar Ar Si = 28,1 gram)

Jawaban: 1 mol Si = 28,1 gram Si

1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖28,1 𝑔 𝑆𝑖

= 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑆𝑖

1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖28,1 𝑔 𝑆𝑖

= 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖

30,5 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝑆𝑖

mol Si = 1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖28,1 𝑔 𝑆𝑖

x 30,5 gram Si

mol Si = 1,09 mol Si

Latihan: Metana (CH4) adalah komponen utama dari gas alam. Berapa mol CH4

yang ada dalam 6,07 gram CH4.

Contoh 2. Mengubah mol ke gram

Berapa gram tembaga (Cu) terdapat dalam 2,55 mol Cu? (Ar Cu = 63,5 gram)

Jawaban: 1 mol Cu = 63,5 gram Cu

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢63,5 𝑔 𝐶𝑢

= 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝑢

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢63,5 𝑔 𝐶𝑢

= 2,55 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝑢

Massa Cu = 2,55 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢

x 63,5 gram Cu

Massa Cu = 162 gram Cu

Latihan: Seng (Zn) adalah logam berwarna perak yang digunakan untuk

membuat kuningan (bersama tembaga) dan melapisi besi untuk

mencegah korosi. Ada berapa gram Zn dalam 0,356 mol Zn?

34

Contoh 3. Pemakaian hubungan mol

Berapa banyak mol Ca diperlukan untuk bereaksi dengan 2,5 mol Cl agar

menghasilkan senyawa CaCl2 (Kalsium klorida)? Unsur ini dipakai untuk

melelehkan es pada jalan-jalan ketika musim dingin.

Jawaban:

1 mol Ca ↔ 2 mol Cl

……mol Ca ↔ 2,5 mol Cl

Maka: 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎2 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑙

x 2,5 mol Cl = 1,25 mol Ca

Latihan: berapa mol atom karbon yang diperlukan untuk bersenyawa dengan

4,87 mol Cl agar membentuk zat C2Cl6?

Contoh 4. Pemakaian hubungan mol dan massa

Berapa gram Ca harus bereaksi dengan 41,5 gram Cl untuk menghasilkan CaCl2?

Jawaban:

1 mol Cl = 35,5 gram Cl 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎2 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑙

x 1,17 mol Cl = 0,585 mol Ca...(2)

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑙35,5 𝑔 𝐶𝑙

= 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑙

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝑙

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑙35,5 𝑔 𝐶𝑙

= 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑙

41,5 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝐶𝑙

mol Cl = 1,17 mol Cl …..(1)

maka: 1 mol Ca = 40 gram Ca

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎40 𝑔 𝐶𝑎

= 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝑎

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎

40 𝑔 𝐶𝑎 = 0,585 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝑎

Massa Ca = 23,4 gram Ca

Latihan: hitunglah massa emas dalam 100 gram AuCl3!

Contoh 5. Mengubah gram ke jumlah partikel

Belerang (S) adalah unsur non logam. Adanya sulfur dalam batubara

mengakibatkan terjadinya fenomena hujan asam. Berapakah jumlah atom yang ada

di dalam 16,3 gram S?

Jawaban:

35

1 mol S = 32 gram S 1 mol zat = 6,02 x 1023 partikel

1 𝑚𝑜𝑙 𝑆32 𝑔 𝑆

= 𝑚𝑜𝑙 𝑆

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑆 maka: jumlah partikel

1 𝑚𝑜𝑙 𝑆32 𝑔 𝑆

= 𝑚𝑜𝑙 𝑆

16,3 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝑆 0,5 mol S = 0,5 x 6,02 x 1023 partikel

mol S = 0,5 mol S ….(1) = 3,01 x 1023 partikel

Latihan:

1. Ada berapa banyak atom yang terdapat dalam 9,6 gram H2SO4?

2. Berapa banyak atom hidrogen yang terdapat di dalam 25,6 gram urea

[(NH4)2CO], yang digunakan sebagai pupuk, makanan hewan, dan dalam

pembuatan polimer? Massa molar (Mr) urea adalah 60,06 gram.

Contoh 6. Mengubah jumlah partikel ke gram

Perak (Ag) adalah logam beharga yang biasanya digunakan untuk perhiasan.

Berapakah massa (dalam gram) satu atom Ag?

Jawaban:

1 mol zat = 6,02 x 1023 partikel 1 mol Ag = 107,9 gram Ag

1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔

6,02 𝑥 1023𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑘𝑒𝑙 = 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔

𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑘𝑒𝑙 𝐴𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔

107,9 𝑔 𝐴𝑔 = 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐴𝑔

1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔

6,02 𝑥 1023𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑘𝑒𝑙 = 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔

1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑘𝑒𝑙 𝐴𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔

107,9 𝑔 𝐴𝑔 = 1,66𝑥10

−24𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐴𝑔

mol Ag = 1,66 x 10-24 mol…(1) massa Ag = 1,79 x 10-22 gram

Latihan: Ada berapa mol atom kobalt (Co) dalam 6,00 x 109 atom Co?

3.2 Kemolaran

Banyak zat kimia yang terdapat di laboratorium atau dipasaran tidak dalam

keadaan murni, tetapi berupa larutan HCl, H2SO4 dan larutan HNO3. Jumlah mol zat

dalam larutan bergantung pada konsentrasi dan volumenya. Satuan konsentrasi yang

paling umum dipakai adalah: molaritas (M) atau konsentrasi molar.

Molaritas (M) adalah jumlah mol saat zat terlarut dalam larutan dibagi

dengan volume larutan yang ditentukan dalam liter.

Molaritas (M) = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

36

Jadi, 1,46 molar larutan glukosa (C6H12O6) dituliskan sebagai C6H12O6

1,46M, artinya mengandung 1,46 mol zat terlarut C6H12O6 dalam 1 liter larutan.

Prosedur pembuatan larutan yang konsentrasinya diketahui:

a) Zat terlarut ditimbang dengan tepat, dan dimasukkan kedalam labu takar

b) Air ditambahkan kedalam labu

c) Labu digoyangkan dan diputar untuk melarutkan zat terlarut

d) Setelah itu air ditambah lagi menggunakan pipet tetes dengan berhati-hati,

sehingga volumenya sampai tanda garis yang mengelilingi leher labu tersebut

e) Labu ditutup dan kemudian dikocok agar larutan menjadi homogen

Gambar 3.1 Pembuatan larutan dengan molaritas tertentu

Contoh 1. Perhitungan Molaritas Suatu Larutan

Hitunglah kemolaran 2 gram NaOH dalam 2 liter larutan!

Jawaban:

1 mol NaOH = Ar Na + Ar O + Ar H 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑁𝑎𝑂𝐻

= 23 + 16 + 1 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

40 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

2 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝑁𝑎𝑂𝐻

= 40 gram NaOH … (1) mol NaOH = 0,05 mol NaOH…(2)


= 0,05 𝑚𝑜𝑙2 𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟

= 0,025 mol/Liter

= 0,025 M

Latihan: Berapa molaritas 85,0 mL larutan etanol C2H5OH yang mengandung

1,77 gram etanol?

37

Contoh 2. Perhitungan volume suatu larutan yang mengandung sejumlah zat

terlarut yang diketahui

Hitunglah volume larutan dalam mililiter yang dibutuhkan untuk membuat 2,14

gram natrium klorida NaCl dari 0,27 M larutan!

Jawaban:

1 mol NaCl = Ar Na + Ar Cl 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐶𝑙

58,5 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙 = 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐶𝑙

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑁𝑎𝐶𝑙

= 23 + 35,5 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐶𝑙

58,5 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙 = 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐶𝑙

2,14 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝑁𝑎𝐶𝑙

= 58,5 gram NaCl …(1) mol NaCl = 0,04 mol NaCl …(2)


Volume larutan = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑡𝑎𝑠

= 0,04 𝑚𝑜𝑙0,27 𝑀

= 0,15 Liter = 150 mL

Latihan: Hitunglah volume larutan dalam mililiter yang dibutuhkan untuk

membuat 4,30 gram etanol C2H5OH dari 1,50 M!

Contoh 3. Perhitungan jumlah zat terlarut dalam larutan yang diketahui

molaritasnya.

Berapa gram perak nitrat AgNO3 yang dibutuhkan untuk membuat 500 mL larutan

AgNO3 0,3 M?

Jawaban:


1 mol AgNO3 = Ar Ag + ArN + 3 Ar O

Mol AgNO3 = Molaritas x volume larutan = 108 + 14 + 3 (16)

= 0,3 M x 0,5 L = 170 gram AgNO3 …(2)

= 0,15 mol AgNO3 …(1)

38

1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3170 𝑔 𝐴𝑔𝑁𝑂3

= 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐴𝑔𝑁𝑂3

1 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3170 𝑔 𝐴𝑔𝑁𝑂3

= 0,15 𝑚𝑜𝑙 𝐴𝑔𝑁𝑂3𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐴𝑔𝑁𝑂3

Massa AgNO3 = 25,5 gram AgNO3

Latihan: berapa gram kalium dikromat K2Cr2O7 yang dibutuhkan untuk

menyiapkan 250 mL larutan yang konsentrasinya 2,16 M?

Pengenceran

Larutan pekat lebih sering disimpan sebagai “stok”. Kita sering

mengencerkan larutan pekat sebelum bekerja. Prosedur untuk penyiapan larutan

yang kurang pekat dari larutan yang lebih pekat disebut pengenceran (dilution).

Pembuatan larutan dengan cara pengenceran:

a. Larutan pekat yang tesedia adalah larutan KMnO4 1,00 M

b. Kita ingin membuat 1 liter larutan KMnO4 0,400 M

c. KMnO4 1 M mengandung 1 mol zat terlarut dalam 1 Liter atau 1000 mL larutan

KMnO4

d. Maka KMnO4 0,4 M mengandung 0,4 mol zat terlarut dalm 400 mL larutan

KMnO4 . (0,4 x 1000 mL = 400 mL)

e. Dengan demikian kita harus mengambil 400 mL larutan KMnO4 1 M dan

mengencerkan sampai 1000 mL dengan menambahkan air.

Dalam proses pengenceran, penambahan lebih banyak pelarut kedalam

larutan “stok” akan mengurangi konsentrasi larutan tanpa mengubah jumlah mol zat

terlarut dalam larutan.

Mol zat terlarut sebelum pengenceran = mol zat terlarut setelah pengenceran

Karena semua berasal dari larutan stok awal, kita dapat menyimpulkan bahwa:

Mawal Vawal = Makhir Vakhir

Dengan:

Mawal dan Makhir adalah konsentrasi

Vawal dan Vakhir adalah volume, satuannya harus sama

39

Mawal > Makhir dan Vakhir > Vawal

Contoh: buatlah 1,5 Liter H2SO4 0,9 M dari larutan H2SO4 pekat (18M)

Jawaban:

Mawal Vawal = Makhir Vakhir

18 M x Vawal = 0,9 M x 1,5 L

Vawal = 0,075 L

Latihan: Berapa banyak air yang harus ditambahkan ke dalam 25,0 mL KOH 0,5

M agar diperoleh konsentrasi 0,35 M?

3.3 Rumus Kimia

Ada 2 jenis rumus yaitu rumus molekul dan rumus empiris.

Rumus Molekul (RM)

Rumus molekul menunjukkan jumlah atom-atom dari setiap unsur di dalam

suatu zat.

Contoh: H2 adalah rumus molekul untuk hidrogen

O2 adalah rumus molekul untuk oksigen

O3 adalah rumus molekul untuk ozon

Rumus Empiris (RE)

Rumus empiris menunjukkan perbandingan bilangan bulat paling

sederhana dari atom-atomnya.

Contoh:

Rumus molekul hidrogen peroksida (H2O2), suatu zat yang digunakan sebagai

zat antiseptik dan zat pemutih tekstil dan rambut. Artinya setiap molekul

hidrogen peroksida terdiri dari 2 atom H dan 2 atom O. perbandingan atom H

dan atom O dalam molekul adalah 2 : 2 atau 1: 1. Sehingga rumus empiris

hidrogen peroksida adalah HO.

Contoh senyawa lain hidrazin (N2H4) yang digunakan sebagai bahan bakar

roket. Perbandingan atom N dan H adalah 2 : 4 atau 1 : 2, sehingga rumus

empiris adalah NH2.

40

Model Molekul

Gambar 3.2 Rumus molekul dan rumus struktur dan model untuk empat

molekul yang umum

Contoh 1: Suatu sampel gas berwarna coklat yang merupakan polutan utama

udara ternyata mengandung 2,34 gram N dan 5,34 gram O. bagaimana rumus paling

sederhana dari senyawa ini?

Jawaban:

1 mol N = 14 gram N 1 mol O = 16 gram O

mol N = 2,34 𝑔𝑟𝑎𝑚14

= 0,167 mol mol O = 5,34 𝑔𝑟𝑎𝑚16

= 0,333 mol

maka Rumus Empiris (RE) : N0,167 O0,333 = NO2

Latihan: Suatu senyawa mengandung 5,2 gram seng, 0,96 gram karbon, dan 3,84

gram oksigen. Tentukan RE senyawa!

Contoh 2: suatu senyawa mengandung 40% karbon, 6,67% hidrogen, dan 53,3%

oksigen. Tentukan rumus empiris senyawa!

Jawaban:

1 mol C = 12 gram C 1 mol H = 1 gram H 1 mol O = 16 gram O

mol C = 40 𝑔𝑟𝑎𝑚12

mol H = 6,67 𝑔𝑟𝑎𝑚1

mol O = 53,3 𝑔𝑟𝑎𝑚16

= 3,33 mol = 6,67 mol = 3,33 mol

41

Maka RE: C3,33H6,67O3,33 = CH2O

Latihan: Bagaimana rumus empiris suatu senyawa yang terdiri dari 43,7%P, dan

56,3% O?

Contoh 3: Suatu cairan tidak berwarna yang dipakai dalam mesin roket, yang

mempunyai rumus empiris NO2, mempunyai massa molekul (Mr = 92) bagaimana

rumus molekulnya?

Jawaban:

Nilai n dapat dihitung menggunakan data Mr zat

92 = n {(1 x Ar N) + (2 x Ar O)}

92 = n {(1 x 14) + (2 x 16)}

92 = n {(14) + (32)}

92 = n (46)

n = 2

maka RM = (RE)n

= (NO2)2

= N2O4

Latihan: Nikotin mengandung 74,07% C; 17,2% N dan 8,65% H. jika massa

molekul relatifnya 162,2 maka tentukan rumus empiris dan rumus

molekunya!

Contoh 4: 1,025 gram sampel suatau senyawa yang mengandung karbon dan

hidrogen dibakar dengan oksigen menghasilkan karbondioksida dan air. Hasil

ditampung secara terpisah dan ditimbang, ternyata terbentuk 3,007 gram CO2 dan

1,845 gram H2O. Bagaimana rumus empiris senyawa tersebut?

Jawaban:

Rumus Molekul (Rumus Empiris)n n adalah bilangan bulat =

Mr rumus molekul = n (Mr rumus empiris)

42

Sampel mengandung atom C dan H, massa nya = 1,025 gram

• Langkah pertama mencari mol atom C

1 mol CO2 = 1 x Ar C + 2 x Ar O massa atom C = 𝐴𝑟 𝐶𝐴𝑟 𝐶𝑂2

x massa CO2

= 1 x 12 + 2 x 16 = 12 𝑔𝑟𝑎𝑚44 𝑔𝑟𝑎𝑚

x 3,007 gram

= 44 gram CO2 = 0,82 gram C

1 mol C = 12 gram C mol C = 0,82 𝑔𝑟𝑎𝑚12

= 0,068 mol …..(1)

• Langkah kedua mencari mol atom H

1 mol H2O = 2 x Ar H + 1 x Ar O massa atom H = 𝐴𝑟 𝐻𝐴𝑟 𝐻2𝑂

x massa H2O

= 2 x 1 + 1 x 16 = 1 𝑔𝑟𝑎𝑚18 𝑔𝑟𝑎𝑚

x 1,845 gram

= 18 gram H2O = 0,205 gram H

1 mol H = 1 gram H mol H = 0,205 𝑔𝑟𝑎𝑚1

= 0,205 mol …..(2)

Maka RE: C0,068H0,205 = CH3

Latihan: 0,100 gram sampel etil alkohol (alkohol tapai) yang mengandung unsur

karbon, hidrogen dan oksigen dibakar habis dalam oksigen membentuk

CO2 dan H2O. Hasilnya ditampung terpisah dan mengandung berat

0,1910 gram CO2 dan 0,1172 gram H2O. Bagaimana rumus empiris dari

senyawa ini?

3.4 Perhitungan Kimia

Persamaan reaksi dapat diartikan bermacam-macam, sebagai contoh

pembakaran etanol, C2H5OH, alkohol yang dicampur dengan bensin dalam bahan

bakar yang disebut gasohol.

C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O

Pada tingkat molekul kita dapat mengandung reaksi tersebut sebagai reaksi

antara molekul-molekul individu.

1 molekul C2H5OH + 3 molekul O2 2 molekul CO2 + 3 molekul H2O

Perbandingan antara atom suatu unsur yang digunakan untuk membentuk

suatu senyawa sama dengan perbandingan jumlah molekul atom yang digunakan.

Perbandingan atom dan perbandingan molekul adalah sama (identik).

43

Perbandingan antara molekul yang bereaksi atau yang terbentuk sama dengan

perbandingan antara mol dari zat tersebut yang bereaksi atau terbentuk.

Jadi pembakaran etanol dapat juga ditulis:

1 mol C2H5OH + 3 mol O2 2 mol CO2 + 3 mol H2O

Artinya: satu molekul C2H5OH membutuhkan tiga kali lebih banyak molekul O2

dan setiap satu molekul C2H5OH yang dipakai terbentuk 2 molekul CO2 dan 3

molekul H2O.

Contoh 1: Menggunakan persamaan reaksi untuk perhitungan jumlah mol yang

ikut dalam reaksi tersebut

Berapa mol oksigen yang dibutuhkan umtuk pembakaran 1,80 mol C2H5OH jika

menggunakan persamaan reaksi ini:

C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O

Jawaban:

1 mol C2H5OH 3 mol O2

Maka mol O2 = 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝑂2𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐶2𝐻5𝑂𝐻

x jumlah mol C2H5OH

= 3 𝑚𝑜𝑙 𝑂21 𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻5𝑂𝐻

x 1,80 mol C2H5OH

= 5,4 mol O2

Latihan: Semua logam alkali bereaksi dengan air menghasilkan gas hidrogen dan

hidroksida logam alkali yang bersesuaian. Satu reaksi yang khas adalah

antara litium dan air:

2Li(s) + 2H2O(l) 2LiOH(aq) + H2(g)

Berapa mol H2 akan terbentuk dari reaksi sempurna antara 6,23 mol Li

dengan air?

Contoh 2: Menggunakan persamaan reaksi untuk perhitungan dalam gram

Makanan yang kita makan diuraikan atau dipecah dalam tubuh menghasilkan energi

yang kita perlukan untuk pertumbuhan dan melakukan berbagai fungsi. Persamaan

umum untuk proses yang sangat kompleks ini menggambarkan penguraian glukosa

(C6H12O6) menjadi karbon dioksida, CO2 dan air, H2O.

C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O

44

Jika 856 gram C6H12O6 dimakan oleh seseorang dalam jangka waktu tertentu,

berapa massa CO2 yang dihasilkan?

Jawaban:

• Langkah pertama mencari jumlah mol C6H12O6

1 mol C6H12O6 = 6 x Ar C + 12 x ArH + 6 x ArO

= (6 x 12) + (12 x 1) + (6 x 16

= 180 gram C6H12O6

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶6𝐻12𝑂6180 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝐶6𝐻12𝑂6

= 𝑚𝑜𝑙 𝐶6𝐻12𝑂6

856 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝐶6𝐻12𝑂6

mol C6H12O6 = 4,75 mol ………………………………(1)

• Langkah kedua mencari jumlah mol CO2

1mol C6H12O6 6 mol CO2

Mol CO2 = 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐶𝑂2𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 𝐶6𝐻12𝑂6

x jumlah mol C6H12O6

= 6 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂21 𝑚𝑜𝑙 𝐶6𝐻12𝑂6

x 4,75 mol C6H12O6

= 28,5 mol CO2 ………………………………(2)

• Langkah terakhir mencari jumlah massa CO2

1 mol CO2 = 1 x Ar C + 2 x ArO

= (1 x 12) + (2 x 16)

= 44 gram CO2

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂244 𝑔𝑟𝑎𝑚 𝐶𝑂2

= 28,5 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐶𝑂2

Massa CO2 = 1254 gram CO2

Latihan: Reaksi antara nitrogen oksida (NO) dan oksigen membentuk nitrogen

dioksida (NO2) adalah tahap kunci dalam pembentukan asap kabut

fotokimia:

2NO(g) + O2(g) 2NO2 (g)

Berapa gram NO2 yang terbentuk dari reaksi sempurna 1,44 gram NO?

Contoh 3: Menggunakan persamaan reaksi untuk perhitungan volume suatu zat

2,5 L Ba(NO3)2 2M direaksikan dengan H2SO4 0,5 M dengan persamaan reaksi

setara:

45

Ba(NO3)2 + H2SO4 BaSO4 + 2HNO3

Tentukan volume H2SO4 0,5 M yang diperlukan!

Jawaban:

• Langkah pertama mencari jumlah mol Ba(NO3)2

Molaritas (M) = 𝒎𝒐𝒍 𝒛𝒂𝒕 𝒕𝒆𝒓𝒍𝒂𝒓𝒖𝒕𝒍𝒊𝒕𝒆𝒓 𝒍𝒂𝒓𝒖𝒕𝒂𝒏

mol Ba(NO3)2 = Molaritas x volume larutan

= 2 M x 2,5 L

= 5 mol Ba(NO3)2 ………………….(1)

• Langkah kedua mencari mol H2SO4

1 mol Ba(NO3)2 1 mol H2SO4

Mol H2SO4 = 𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 H2SO4

𝑘𝑜𝑒𝑓𝑖𝑠𝑖𝑒𝑛 Ba(NO3)2 x jumlah mol Ba(NO3)2

= 1 𝑚𝑜𝑙 H2SO4

1 𝑚𝑜𝑙 𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2 x 5 mol Ba(NO3)2

= 5 mol H2SO4 ………………………………(2)

• Langkah terakhir mencari volume H2SO4

Molaritas (M) = 𝒎𝒐𝒍 𝒛𝒂𝒕 𝒕𝒆𝒓𝒍𝒂𝒓𝒖𝒕𝒍𝒊𝒕𝒆𝒓 𝒍𝒂𝒓𝒖𝒕𝒂𝒏

Volume H2SO4 = 𝒎𝒐𝒍 𝒛𝒂𝒕 𝒕𝒆𝒓𝒍𝒂𝒓𝒖𝒕𝑴𝒐𝒍𝒂𝒓𝒊𝒕𝒂𝒔

= 𝟓 𝒎𝒐𝒍

𝟎,𝟓 𝑴 = 10 liter

Latihan: Aluminium hidroksida Al(OH)3 salah satu komponen antasida yang ada

dalam Maalox, dapat dibuat dari reaksi aluminium sulfat, Al2(SO4)3

dengan natrium hidroksida, NaOH. Persamaan reaksinya adalah:

Al2(SO4)3(aq) + 6NaOH(aq) 2Al(OH)3(s) + 3Na2SO4(aq)

Berapa mililiter larutan NaOH 0,2M yang dibutuhkan untuk direaksikan

dengan 3,5 gram Al2(SO4)3?

SENYAWA HIDRAT (AIR KRISTAL)

Hidrat berarti mengandung air kristal, molekul-molekul zat tersebut bersama-sama

dengan molekul air membentuk kristal. Jadi bisa dikatanya air kristal merupakan

molekul air yang terperangkap dalam suatu struktur kristal.

Contoh:

MgSO4.7H2O = magnesium sulfat heptahidrat

46

MgSO4 = menunjukkan senyawa kristal

Angka 7 = menunjukkan jumlah air kristal

H2O = air kristal

Reaksi pemanasan senyawa hidrat

Contoh lainnya: CuSO4.5H2O ; BaCl2.2H2O ; Na2SO4.5H2O

Contoh soal:

11,6 gram Na2SO4.xH2O dipanaskan sehingga terbentuk 7,1 gram Na2SO4. (Mr

Na2SO4 = 142 dan H2O = 18) tentukan jumlah air kristal yang terkandung dalam

senyawa tersebut dan tuliskanlah rumus molekul senyawa berkristal tersebut!

Jawab:

Massa Na2SO4.xH2O = 11,6 gram

Massa Na2SO4 = 7,1 gram (Mr = 142)

Massa H2O = (11,6 gram – 7,1 gram)

= 4,5 gram (Mr = 18)

Ditanya : x = …?

mol Na2SO4 =m

Mr=

11,6 g

142 g/mol= 0,05 mol

𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂 = 𝑚

𝑀𝑟=

4,5 𝑔

18 𝑔/𝑚𝑜𝑙= 0,25 𝑚𝑜𝑙

Perbandingan mol Na2SO4 : mol H2O = 1 : x

0,05 : 0,25 = 1 : x

0,05 x = 0,25

x = 0,25

0,05= 5

Jadi rumusan senyawa kristal tersebut adalah Na2SO4.5H2O

PEREAKSI PEMBATAS

Dalam reaksi yang pereaksinya non stoikiometri maka kuantitas hasil reaksi

dihitung dari kuantitas stoikiometrik pereaksi yang terkecil. Sebagai contoh:

(1) 5 pria + 7 wanita → 5 pasang

47

(2) 9 pria + 6 wanita → 6 pasang

Pada (1) tersisa 2 wanita, karena tidak ada pasangan dan semua pria habis,

sedangkan pada (2) tersisa 3 pria yang tidak berpasangan. Pada (1) pria dikatakan

sebagai pembatas dan pada (2) wanita dikatakan sebagai pembatas.

Contoh:

500 mL HCl 2,5 M direaksikan dengan 2 L Ba(OH)2 0,2 M. Tentukan:

a. Zat yang berperan sebagai pereaksi pembatas

b. Massa BaCl2 yang terjadi

c. Massa pereaksi yang tersisa

Mr BaCl2 = 208

Mr HCl = 36,5

Jawab:

Mol HCl = V × M = 0,5 L × 2,5 mol/L = 1,25 mol

Mol Ba(OH)2 = V × M = 2 L × 0,2 mol/L = 0,4 mol

2HCl

+

Ba(OH)2

→

BaCl2

+

2H2O

Awal 1,25

mol

0,4 mol

Bereaksi 0,8

mol

0,4 mol 0,4 mol 0,8 mol

Sisa 0,45

mol

- 0,4 mol 0,8 mol

a. Yang berperan sebagai pereaksi pembatas adalah Ba(OH)2

b. Massa BaCl2 yang terbentuk

𝑚 = 𝑚𝑜𝑙 × 𝑀𝑟 = 0,4 𝑚𝑜𝑙 × 208𝑔

𝑚𝑜𝑙= 0,832 𝑔

c. Massa HCl yang bersisa

𝑚 = 𝑚𝑜𝑙 × 𝑀𝑟 = 0,45 𝑚𝑜𝑙 × 36,5𝑔

𝑚𝑜𝑙= 16,425 𝑔

C. Rangkuman

Satu mol adalah sejumlah bilangan Avogadro (6,02 x 1023) dari atom, molekul

atau partikel lain. Mol suatu zat kimia dapat ditentukan dari rumus dan massanya.

Penentuannya bergantung pada keadaan zat, apakah padat, cair, gas atau larutan.

48

Konsentrasi larutan adalah sejumlah zat terlarut yang terdapat dalam sejumlah tertentu

larutan. Molaritas menyatakan konsentrasi sebagai jumlah mol zat terlarut dalam 1 L

larutan. Pengenceran adalah proses penambahan pelarut ke dalam suatu larutan, yang

akan mengurangi konsentrasi (molaritas) larutan tanpa mengubah jumlah mol zat

terlarut yang terdapat dalam larutan.

Suatu senyawa mempunyai rumus molekul, rumus empiris dan struktur molekul.

Rumus molekul dapat diketahui jumlah dan jenis atom yang bergabung dalam setiap

molekul senyawa. Rumus empiris menunjukan perbandingan paling sederhana dari

atom-atom di dalam suatu molekul. Menghitung massa zat yang terlibat dalam reaksi

disebut perhitungan kimia, yaitu mencari kesetaraan mol zat tersebut. Jika mol salah

satu zat diketahui maka yang lain dapat dihitung.

D. Tugas

1. Berapa mol asam sulfat H2SO4 yang terdapat dalam 85,3 gram H2SO4? (Ar H = 1,

Ar S = 32, ArO = 16).

2. Misalkan suatu larutan litium karbonat, Li2CO3 suatu obat yang digunakan untuk

mengobati depresi berat, pada labelnya tertulis 0,15 M. (a) berapa mol Li2CO3 yang

terdapat dalam 250 mL larutan?, (b) berapa gram Li2CO3 yang terdapat dalam 630

mL larutan?, (c) berapa mililiter larutan ini dibutuhkan agar diperoleh 0,01 mol

Li2CO3?

3. Alisin adalah senyawa yang menyebabkan bau khas bawang putih. Analisis dari

senyawa ini memberikan persen komposisi massa sebagai berikut C: 44,4%; H:

6,21%; S: 39,5%; O: 9,86%. Hitunglah rumus empirisnya. Jika massa molarnya

(Mr= 162 gram), bagaimana rumus molekulnya?

4. Perhatikan reaksi setara berikut:

6ClO2 + 3H2O 5HClO3 + HCl

a. Berapa mol HClO3 yang dihasilkan dari 14,3 gram ClO2?

b. Berapa gram H2O yang dibutuhkan untuk menghasilkan 5,74 gram HCl?

49

E. Daftar Pustaka


Binapura Aksara.


Erlangga.


50

BAB IV

STRUKTUR ATOM

A. Penyajian Materi

4.1 Teori Atom dan Partikel Dasar Atom

Teori Atom Dalton

Semua zat kimia identik oleh partikel terkecil yang disebut atom. Atom

berasal dari bahasa Yunani, atomos (a = tidak, tomos = dibagi). Pada tahun 1807

John Dalton merumuskan pernyataannya yang disebut Teori Atom Dalton:

1. Unsur tersusun atas partikel yang sangat kecil, yang disebut atom. Semua unsur

tertentu adalah identik, yaitu mempunyai ukuran, massa dan sifat kimia yang

sama. Atom satu unsure tertentu berbeda dari atom semua unsur yang lain.

2. Senyawa tersusun atas atom-atom dari dua unsur atau lebih. Dalam setiap

senyawa, perbandingan antara jumlah atom dari setiap dua unsur yang ada bisa

merupakan bilangan bulat dan sederhana.

3. Yang terjadi dalam reaksi kimia hanyalah pemisahan, penggabungan, atau

penyusunan ulang atom-atom; reaksi kimia tidak mengakibatkan penciptaan

atau pemusnahan atom-atom.

Hipotesis pertama menyatakan: atom dari unsur yang satu berbeda dari atom

semua unsur yang lain.

Hipotesis kedua menyatakan: untuk membentuk suatu senyawa, tidak hanya

membutuhkan atom dari unsure-unsur yang sesuai, tetapijuga jumlah

yang spesifik dari atom-atom ini. Gagasan ini merupkan perluasan

Hukum Perbandingan Tetap. Hipotesis, kedua juga mendukung

Hukum Perbandingan Berganda.

Hipotesis ketiga merupakan: cara lain menyatakan Hukum Kekekalan Massa,

maka tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan.

51

Ditinjau dari teori modern terdapat beberapa kelemahan teori atom Dalton,

yaitu:

1. Dalton menyatakan bahwa atom tidak dapat dibagi-bagi. Kini telah dibuktikan

bahwa atom terbentuk dari partikel dasar (yang lebih kecil dari atom), yakni

neutron, proton dan electron.

2. Menurut Dalton, atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Ternyata

dengan reaksi nuklir satu atom dapat diubah menjadi atom unsure lain.

3. Dalton menyatakan bahwa atom suatu unsure sama dalam segala hal. Sekarang

ternyata ada isotop, yaitu atom yang sama tetapi massa yang berbeda.

4. Perbandingan unsur dalam suatu senyawa menurut Dalton adalah bilangan bulat

dan sederhana. Tetapi kini semakin banyak ditemukan senyawa dengan

perbandingan yang tidak sederhana misalnya C18H35O2Na.

Elektron

Salah satu alat digunakan untuk menyelidiki fenomena ini adalah tabung

sinar katoda, tabung ini berupa kaca yang sebagian besar udaranya sudah disedot

keluar. Ketika dua lempeng logam dihubungkan dengan sumber tegangan tinggi,

lleemmppeenngg yyaanngg bbeerrmmuuaattaann nneeggaattiiff ddiisseebbuutt KKaattooddaa, memancarkan sinar yang tidak

terlihat. Sinar katoda ini tertarik ke lleemmppeenngg bbeerrmmuuaattaann ppoossiittiiff,, yyaanngg ddiisseebbuutt

AAnnooddaa, dimana sinar itu melalui suatu lubang dan terus merambat menuju ujung

tabung satunya. Ketika sinar ini menumbuk permukaan yang telah dilapisi secara

khusus, sinar katoda tersebut menghasilkan pendaran yang kuat atau cahaya yang

terang. Karena sinar katoda ditarik oleh lempeng yang bermuatan positif dan ditolak

oleh lempeng yang bermuatan negatif, sinar tersebut haruslah terdiri atas partikel-

partikel yang bermuatan negatif. Kita mengenal partikel bermuatan negatif ini

sebagai Elektron.

Gambar 4.1 Tabung sinar katoda. Sinar

mengalir dari katoda (-) ke anoda (+)

52

Sifat sinar katoda:

❖ Secara normal sinar katoda bergerak lurus

❖ Sinar ini mempunyai energy dan bersifat sebagai materi

❖ Dengan menggunakan spektroskopi massa, ternyata partikel ini mempunyai

e/m = -1,76 x 108 C gram-1

❖ Dengan alat tetesan minyak, muatan partikel ini = -1,6 x 10-19C

❖ Dari data ini massa sebuah electron adalah:

Massa satu elektron = 𝑚𝑢𝑎𝑡𝑎𝑛

𝑚𝑢𝑎𝑡𝑎𝑛/𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎

= −1,6 𝑥 10−19𝐶

−1,76 𝑥 108𝐶 𝑔−1

= 9,11 x 10-28 gram

❖ Sinar katoda merupakan partikel yang paling ringan dan paling kecil.

Teori Atom Thomson

Setelah penemuan electron, maka teori atom Dalton yang menyatakan atom

adalah partikel yang tidak terbagi lagi, tidak dapat diterima lagi. Pada tahun 1900,

J.J.Thomson mengajukan model atom yang menyerupai roti kismis. Menurut

Thomson:

“Atom merupakan bola kecil bermuatan positif dan

dipermukaanya tersebar elektron yang bermuatan

negatif”

Proton

Goldstein pada tahun 1886 membuat alat yang mirip tabung sinar katoda.

Katoda dibuat berlubang dan diletakkan agak ke dalam. Tabung diisi gas hydrogen

bertekanan rendah. Setelah dialirkan listrik menghasilkan dua macam sinar.

Pertama, sinar katoda (electron) yang bergerak dari katoda ke anoda. Kedua, sinar

yang bergerak ke katoda dan sebagian masuk ke dalam lobang (saluran) sehingga

disebut juga sinar saluran.

53

Hasil penyelidikan terhadap sinar saluran:

➢ Diuji dengan medan listrik atau magnet ternyata sinar ini bermuatan positif,

maka disebut juga sinar positif

➢ Jika tabung diisi gas lain seperti He, O dan N menghasilkan sinar positif

yang berbeda. Berarti sinar yang dihasilkan bergantung pada jenis gas dalam

tabung

➢ Nilai e/m sinar berbeda antara satu dengan yang lain. Hal ini berarti sinar

positif mempunyai massa dan muatan tertentu. Massa sinar positif jauh lebih

besar dari pada electron.

➢ Sinar positif yang lebih ringan berasal dari gas hidrogen dan bermuatan

sebesar muatan elektron, tetapi tandanya berlawanan. Partikel ini kemudian

dikenal dengan nama proton, massa proton = 1,67 x 10-24 gram.

Teori Atom Rutherford

Teori atom Thomson tidak menjelaskan kedudukan elektron dalam atom,

hanya menyatakan berada dipermukaan, karena ditarik oleh muatan positifnya.

Akan tetapi mengapa elektron lepas bila diberi energi, seperti tegangan listrik atau

ditabrak partikel lain? Hal ini mendorong para ahli mencari teori atom yang lebih

memuaskan.

Ernest Rutherford dan kawannya melakukan percobaan, yaitu melewatkan

sinar alfa (α) dalam tabung berisi gas. Ternyata sinar bergerak lurus tanpa

dipengaruhi oleh gas. Mereka menduga bahwa molekul gas tidak bermuatan dan

tidak mengubah arah sinar α yang bermuatan positif. Berdasarkan ini, Rutherford

berhipotesis bahwa partikel α dalam padatan akan berubah arah karena dalam atom

terdapat muatan positif. Hipotesis ini, pada tahun 1909, dibuktikan dengan

percobaan oleh Geiger dan Marsden. Mereka menembakkan sinar α pada selempeng

platina tipis. Hasilnya ditangkap dengan layar yang terbuat dari ZnS yang dapat

berfluorensi bila kena sinar α.

54

Hasil pengamatan merumuskan bahwa sinar α yang ditambahkan itu ada

yang tembus, membelok dan memantul. Sinar yang tembus merupakan bagian

terbesar, sedangkan yang membelok sedikit dan memantul sedikit sekali.

Gejala ini dijelaskan oleh Rutherford, bahwa partikel α banyak yang tembus

disebabkan oleh atom yang mengandung banyak ruang hampa. Dipusat atom

terdapat sebuah partikel bermuatan positif yang disebut inti. Sinar α akan membelok

bila mendekati inti, karena saling tolak menolak. Kejadian ini sedikit jumlahnya,

karena ukuran inti atom sangat kecil dibandingkan ukuran ruang hampanya. Jika

ada partikel α yang menabrak inti, maka α akan memantul walaupun tidak 1800.

Tumbukan langsung ini sangat kecil kemungkinannya, maka jumlah α yang

memantul kecil sekali.

Gambar 4.2 (a) rancangan percobaan Rutherford untuk mengukur hamburan

partikel α oleh sepotong lembaran emas. Sebagian besar partikel α

menembus lembaran emas dengan sedikit atau tanpa pembelokkan. Sedikit

partikel dibelokkan dengan sudut yang besar. Kadang-kadang partikel α

dibalikkan. (b) pemandangan yang diperbesar dari partikel α yang

menembus dan dibelokkan oleh inti.

Diluar inti tidak hanya kosong, tetapi terdapat elektron yang berputar

mengelilinginya. Elektron tidak mempengaruhi arah sinar α karena electron amat

kecil dan ringan. Dengan penalaran diatas, Rutherford merumuskan teori atom yang

disebut Model atom Rutherford:

”Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif yang merupakan

terpusatnya massa. Disekitar inti terdapat electron yang bergerak

mengelilinginya dalam ruang hampa”

Salah satu kelemahannya dari teori atom Rutherford adalah tidak

menjelaskan mengapa elektron itu tidak jatuh ke intinya. Menurut hukum fisika

55

klasik, gerakan elektron mengitari inti akan disertai pemancaran energi berupa

radiasi elektromagnet. Jika demikian maka energi elektron akan berkurang sehingga

gerakannya akan melambat. Sementara, jika gerakan elektron melambat, maka

lintasannya akan terbentuk spiral dan akhirnya ia akan jatuh ke inti atom.

Neutron

Neutron ditemukan oleh James Chadwick pada tahun 1932. Ketika

Chadwick menembakkan partikel α keselembar tipis berilium, logam tersebut

memancarkan radiasi yang berenergi sangat tinggi. Sinar ini sesungguhnya terdiri

dari partikel netral yang mempunyai massa sedikit lebih besar dari pada massa

proton. Chadwick menamai partikel ini dengan neutron.

Tabel 4.1 Massa dan Muatan Partikel Subatom

Partikel Massa (gram) Muatan

Coulomb Satuan muatan

Elektron 9,10939 x 10-28 -1,6022 x 10-19 -1

Proton 1,67262 x 10-24 +1,6022 x 10-19 +1

Neutron 1,67493 x 10-24 0 0

Latihan:

1. Terangkan empat kelemahan teori atom Dalton menurut teori modern!

2. Terangkan sifat sinar katoda!

3. Terangkan teori atom Thomson dan kemukakan kelemahannya!

4. Terangkan penjelasan Rutherford terhadap gejala yang tampak pada percobaan

Geiger dan Marsden!

5. Jelaskan teori atom Rutherford beserta kelemahannya!

4.2 Nomor Atom, Nomor Massa dan Isotop

Semua atom dapat diidentifikasi berdasarkan jumlah proton dan neutron

yang dikandungnya. disebut

nomor atom (Z).

Dalam atom netral, Jumlah proton = jumlah elektron.

56

Contoh: nomor atom(Z) nitrogen adalah 7; ini berarti setiap atom N netral

mempunyai 7 proton dan 7 elektron.

Nomor massa (A) adalah

Cara lazim digunakan untuk menandai nomor atom dan nomor massa dari

satu atom untuk unsur X adalah:

𝑋𝑍𝐴

dengan: A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n)

Z (nomor atom) = jumlah proton

“untuk atom netral jumlah proton = jumlah elektron

disebut isotop.

Contoh:

Terdapat tiga isotop untuk atom hidrogen;

𝐻11 𝐻1

2 𝐻13

Terdapat dua isotop untuk atom uranium;

𝑈92235 𝑈92

236

Sifat-sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh proton dan elektron atomnya.

Isotop-isotop dari unsur yang sama mempunyai sifat-sifat kimia yang sama,

membentuk jenis senyawa yang sama, dan menunjukkan kereaktifan yang serupa.

Contoh: tentukan jumlah proton, neutron dan electron dalam atom-atom berikut!

a. 𝐴𝑢79197 b. 𝑆2−16

32 c. 𝐵𝑖3+83209

Jawaban:

a. 𝐴𝑢79197

Jumlah proton (Z) = 79

Karena atom netral maka, Jumlah elektron = 79

57

A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n), maka jumlah

neutron adalah:

Jumlah neutron(n) = A – Z

= 197 – 79 = 118

b. 𝑆2−1632


Karena atom berupa ion maka,

Jumlah elektron = jumlah proton (Z) – jumlah muatan

= 16 – (-2) = 18

artinya atom S menangkap 2 elektron.


neutron adalah:


= 32 – 16 = 16

c. 𝐵𝑖3+83209


Karena atom berupa ion maka,

Jumlah elektron = jumlah proton (Z) – jumlah muatan

= 83 – (+3) = 80

artinya atom Bi melepaskan 3 elektron.


neutron adalah:


= 209 – 83 = 126

Latihan:

Tentukan jumlah proton, electron dan neutron dari atom-atom berikut!

a. 𝑆𝑟3884 b. 𝐶𝑙−17

35 c. 𝐹𝑒2+2656 d. 𝑂2−8

16

58

4.3 Molekul dan Ion

Molekul

Molekul adalah suatu kumpulan yang terdiri dari sedikitnya dua atom

dalam susunan tertentu yang terikat oleh gaya-gaya kimia (ikatan kimia).

Suatu molekul dapat mengandung atom-atom dari unsur yang sama atau

atom-atom dari dua atau lebih unsur yang bergabung dalam perbandingan

tertentu. Contoh: H2O adalah senyawa molekuler, mengandung atom hydrogen

dan oksigen dengan perbandingan 2 atom H dan 1 atom O.

Molekul tidak bermuatan listrik (netral).

❖ Molekul diatomik

Molekul yang mengandung hanya dua atom. Contoh: H2, N2, O2 serta

unsur-unsur golongan 7A; F2, Cl2, Br2, dan I2. Juga dapat mengandung

atom-atom dari unsur yang berbeda, contoh: HCl dan CO

❖ Molekul poliatomik

Molekul yang mengandung lebih dari dua atom. Contoh: O3 (ozon), H2O

dan NH3 (amonia).

Ion

Ion adalah sebuah atom atau sekelompok atom yang mempunyai

muatan total positif atau negatif.

➢ Kation

Atom netral yang kehilangan satu atau lebih elektronnya, ion dengan

muatan positif.

Contoh: atom Na dapat dengan mudah kehilangan satu elektronnya untuk

menjadi kation Na yang dituliskan dengan Na+

Atom Na Ion Na+

11 proton 11 proton

11 elektron 10 elektron

➢ Anion

59

Atom netral yang mengalami penambahan satu atau lebih electron, ion

dengan muatan total negatif.

Contoh: atom Cl dapat memperoleh tambahan 1 elektron untuk menjadi ion

Cl-.

Atom Cl Ion Cl-

17 proton 17 proton

17 elektron 18 elektron

Logam cenderung membentuk kation dan non logam cenderung

membentuk anion.

✓ Ion Monoatomik

Ion yang mengandung hanya satu atom. Contoh: Na+, Cl-, Fe3+, S2-, N3-,

Mg2+, dll

✓ Ion Poliatomik

Ion yang mengandung lebih dari satu atom. Contoh: NH4+ (ion

amonium), CN- (ion sianida), OH- (ion hidroksida).

4.4 Penamaan Senyawa

Senyawa Ionik

Senyawa yang terbentuk dari kation (ion positif) dan anion (ion negatif).

Semua kation diturunkan dari atom logam, sedangkan anion dari atom non

logam.

Tabel 4.2 Tata Nama “-ida” untuk Beberapa Anion Monoatomik yang Umum

Menurut Letaknya dalam Tabel Periodik

Golongan IV A Golongan VA Golongan VI Golongan VII

C Karbida (C4-) Si Silisida (Si4-)

N Nitrida (N3-) P Fosfida (P3-)

O Oksida (O2-) S Sulfida (S2-) Se Selenida (Se2-) Te Telurida (Te2-)

F Fluorida (F-) Cl Klorida (Cl-) Br Bromida (Br-) I Iodida (I-)

❖ Senyawa Biner

Senyawa yang terbentuk dari hanya dua unsur.

Tata nama penulisan: UUnnssuurr ppeerrttaammaa kkaattiioonn llooggaamm,, ddiiiikkuuttii aanniioonn nnoonn llooggaamm

Contoh:

60

ZnI2 unsur pertama kation seng, unsur kedua anion iodida maka

nama senyawa adalah: Seng iodida

KBr unsur pertama kation kalium, unsur kedua anion bromida,

maka nama senyawa adalah: Kalium bromida

Al2O3 unsur pertama kation aluminium, unsur kedua anion

oksida, maka nama senyawa adalah: Aluminium oksida

❖ Senyawa Tersier

Senyawa yang tersusun atas tiga unsur.

Tata nama penulisan: UUnnssuurr ppeerrttaammaa kkaattiioonn llooggaamm,, ddiiiikkuuttii aanniioonn nnoonn llooggaamm

Contoh:

LiOH Litium hidroksida

KCN Kalium sianida

Tabel 4.3 Nama dari Beberapa Kation dan Anion Anorganik yang Umum

Kation Anion Kation Anion

Aluminium (Al3+)

Amonium (NH4+)

Barium (Ba2+)

Kadmium (Cd2+)

Kalsium (Ca2+)

Cesium (Cs+)

Hidrogen (H+)

Litium (Li+)

Magnesium (Mg2+)

Kalium (K+)

Perak (Ag+)

Natrium (Na+)

Stronsium (Sr2+)

Seng (Zn2+)

Bromida (Br-)

Karbonat (CO32-)

Klorat (ClO3-)

Klorida (Cl-)

Kromat (CrO42-)

Sianida (CN-)

Dikromat (Cr2O72-)

Fluorida (F-)

Hidrida (H-)

Hidroksida (OH-)

Iodida (I-)

Nitrat (NO3-)

Nitrit (NO2-)

Nitrida (N3-)

Timah(II) (Sn2+)

Mangan(II) (Mn2+)

Raksa(I) (Hg22+)

Raksa(II) (Hg2+)

Besi(II) (Fe2+)

Besi(III) (Fe3+)

Tembaga(I) (Cu+)

Tembaga(II) (Cu2+)

Kobalt(II) (Co2+)

Krom(III) (Cr3+)

Timbal(II) (Pb2+)

Dihidrogen fosfat

(H2PO4-)

Hidrogen karbonat

(HCO3-)

Hidrogen fosfat (HPO42-)

Hidrogen sulfat (HSO4-)

Oksida (O2-)

Permanganat (MnO4-)

Peroksida (O22-)

Fosfat (PO43-)

Sulfat (SO42-)

Sulfida (S2-)

Sulfit (SO32-)

Tiosianat (SCN-)

Logam-logam tertentu, khususnya logam transisi dapat membentuk lebih

dari satu jenis kation. Contoh: Fe2+ dan Fe3+. Untuk menunjukkan kation-kation

berbeda dari unsur yang sama dengan menggunakan angka romawi. Angka

romawi I digunakan untuk muatan (+1), II digunakan untuk muatan (+2).

Keterangan: Ay+ : Kation logam Bx- : Anion non logam

Ay+ + Bx- AxBy

61

Contoh:

FeCl2 Fe2+ (kation logam) dan Cl- (anion non logam) besi memiliki muatan

(+2) maka nama senyawa adalah: Besi(II) klorida

CuCN Cu+ (kation logam) dan CN- (anion non logam) tembaga memiliki

muatan (+1) maka nama senyawa adalah: Tembaga(I) sianida

Latihan:

1. Beri nama senyawa-senyawa ionik berikut:

a. Cu(NO3)2

b. KH2PO4

c. NH4ClO3

2. Tulis rumus kimia untuk senyawa ini:

a. Merkuri(I) nitrit

b. Cesium sulfida

c. Kalsium fosfat

Senyawa Molekuler

Senyawa yang tersusun atas unsur-unsur non logam.

Tata nama penulisannya: nama unsur pertama + unsur kedua + “-ida”

Contoh:

HCl unsur pertama Hidrogen, unsur kedua klorida, maka nama

senyawa adalah: Hidrogen klorida

SiC unsur pertama Silikon, unsur kedua karbida, maka nama

senyawa adalah: Silikon karbida

Sepasang unsur dapat membentuk beberapa senyawa yang berbeda,

sehingga digunakan awalan Yunani untuk menyatakan jumlah atom.

Awalan Yunani:

1= mono 3=tri 5=penta 7=hepta 9=nona

2= di 4=tetra 6=heksa 8=okta 10=deka

Contoh:

CO Karbon monoksida N2O4 Dinitrogen tetroksida

62

CO2 Karbon dioksida

Sebagai pengecualian, awalan Yunani tidak digunakan untuk senyawa

molekuler yang mengandung hidrogen.

Contoh:

B2H6 Diboron PH3 Fosfin

CH4 Metana H2O Air

SiH4 Silan H2S Hidrogen sulfida

NH3 Amonia

Latihan:

1. Beri nama senyawa-senyawa molekuler ini:

a. SiCl4 b. P4O10

2. Tulislah rumus kimia untuk senyawa-senyawa molekuler ini:

a. Karbon disulfida b. Disilikon heksabromida

Asam dan Basa

➢ Penamaan Asam

Asam adalah zat yang menghasilkan ion hydrogen (H+) ketika

dilarukan dalam air.

Rumus asam tersusun atas satu atau lebih atom hydrogen dan sebuah

gugus anion. Anion diakhiri dengan “-ida” mempunyai bentuk asam dengan

nama yang diawali dengan kata “asam” dan diakhiri dengan nama anion

tersebut.

Asam okso adalah asam yang mengandung hydrogen, oksigen, dan

unsur lain. Rumus asam okso biasanya diawali dengan H, diikuti dengan

unsur pusat dan kemudian Oksigen.

Contoh:

HNO3 Asam nitrat H2CO3 Asam karbonat

H2SO4 Asam sulfat HClO3 Asam klorat

63

Tabel 4.4 Beberapa Asam Sederhana

Anion Asam

F- (Fluorida)

Cl- (klorida)

Br- (Bromida)

I- (Iodida)

CN- (Sianida)

S2- (Sulfida)

HF (Asam fluorida)

HCl (Asam klorida)

HBr (Asam bromida)

HI (Asam iodida)

HCN (Asam sianida)

H2S (Asam sulfida)

Sering kali dua atau lebih asam okso mempunyai atom pusat yang

sama tetapi jumlah atom O yang berbeda. Dimulai dengan asam okso yang

namanya diakhiri dengan “-at”, kita gunakan aturan berikut:

▪ Penambahan satu atom O pada asam “-at”: asamnya disebut “per…-at”.

Contoh: HClO3 (asam klorat), penambahan satu atom O menjadi

HClO4 (asam perklorat)

▪ Pengurangan satu atom O pada asam “-at”: asamnya disebut asam “-it”.

Contoh: HClO3 (asam klorat), pengurangan satu atom O menjadi

HClO2 (asam klorit)

▪ Pengurangan dua atom O pada asam “-at”: asamnya disebut “hipo….it”.

Contoh: HClO3 (asam klorat), pengurangan dua atom O menjadi

HClO (asam hipoklorit)

Tabel 4.5 Nama-nama Anion Okso dan Anion Okso yang Mengandung

Klorin

Asam Anion


HClO3 (asam klorat)

HClO2 (asam klorit)

HClO (asam hipoklorit)

ClO4- (perklorat)

ClO3- (klorat)

ClO2- (klorit)

ClO- (hipoklorit)

Latihan:

1. Beri nama asam dan anion oksonya (a) H3PO3 dan (b) IO4-

➢ Penamaan Basa

64

Basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida (OH-) ketika

dilarutkan dalam air.

Contoh:

NaOH Natrium hidroksida

KOH Kalium hidroksida

Ba(OH)2 Barium hidroksida

NH3 (amonia) juga digolongkan sebagai basa, karena jika amonia dilarutkan

dalam air, NH3 bereaksi dengan air menghasilkan ion NH4+ dan OH-.

B. Tugas

1. Berikan nama senyawa-senyawa berikut:

a. Na2CrO4 e. PF5

b. Li2CO3 f. FeO

c. NH4NO2 g. CsClO3

d. NaH h. Na2O

e. Al(OH)3 i. Na2O2

2. Tulislah rumus untuk senyawa-senyawa berikut:

a. Magnesium fosfat f. Iod heptafluorida

b. Kalsium hidrogen fosfat g. Timbal(II) karbonat

c. Perak perklorat h. Timah(II) fluorida

d. Tetrafosfor dekasulfida i. Merkuri(I) iodida

e. Tembaga(I) sianida j. Merkuri(II) oksida

C. Daftar Pustaka


Erlangga.


65

BAB V

KONFIGURASI ELEKTRON

A. Penyajian Teori

5.1 Bilangan Kuantum

Bilangan-bilangan kuantum ini disebut bilangan kuantum utama, bilangan

kuantum momentum sudut, dan bilangan kuantum magnetik. Bilangan-bilangan ini

akan digunakan untuk menggambarkan orbital-orbital atom dan menandai elektron-

elektron didalamnya. Bilangan kuantum keempat bilangan kuantum spin,

menggambarkan perilaku elektron tertentu dan gambaran tentang elektron dalam

atom.

Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) bernilai bilangan bulat 1, 2, 3 dst,

menunjukkan tingkat energi orbital. Bilangan kuantum utama berhubungan dengan

jarak rata-rata elektron dari inti dalam orbital tertentu. Semakin besar n, semakin

besar jarak rata-rata elektron dalam orbital tersebut dari inti dan oleh karena itu

semakin besar orbitalnya.

Bilangan Kuantum Momentum Sudut/ Azimut (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) menggambarkan bentuk orbital. Nilai l

bergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). untuk nilai n tertentu, l

mempunyai nilai bilangan bulat dari 0 sampai (n – 1).

n = 1; l = 0

n = 2; l = 0, l = 1

n = 3; l = 0, l = 1, l = 2

n = 4; l = 0, l = 1, l = 2, l = 3

Karena bilangan kuantum azimuth (l) ada hubungan dengan bentuk orbital, maka:

Jika l = 0 mempunyai orbital s

l = 1 mempunyai orbital p

l = 2 mempunyai orbital d

l = 3 mempunyai orbital f

66

Contoh:

n = 2, maka l = 0, l = 1. Terdiri atas dua subkulit yaitu subkulit 2s dan 2p,

dimana 2 melambangkan nilai n sedangkan s dan p melambangkan nilai l.

sehingga:

n = 2; l = 0 subkulit 2s

l = 1 subkulit 2p

Bilangan Kuantum Magnetik (ml)

Bilangan kuantum magnetik menggambarkan orientasi orbital dalam ruang.

Didalam satu subkulit, nilai ml bergantung pada nilai bilangan kuantum azimuth l.

Untuk nilai l tertentu, ada (2l + 1) nilai bulat ml.

Bila l = 0, maka ml = 0. Bila l = 1 maka terdapat tiga nilai ml yaitu -1, 0, 1.

Bila l = 2 maka terdapat lima nilai ml yaitu -2, -1, 0, 1, 2. Jumlah ml menunjukkan

jumlah orbital dalam subkulit dengan nilai l tertentu.

Jika l = 0; ml = 0; jumlah orbital 1

l = 1; ml = -1, 0, 1; jumlah orbital 3

l = 2; ml = -2,-1, 0,1,2; jumlah orbital 5

Contoh:

n = 2; l = 0 subkulit 2s; ml = 0; jumlah orbital 1

l = 1 subkulit 2p; ml = -1, 0, 1; jumlah orbital 3

maka satu orbital 2s dan tiga orbital 2p, jadi total orbitalnya adalah empat

orbital.

0

0 1 -1

1 -1 2 0 -2

0

1 -1 0

67

Bilangan Kuantum Spin Elektron (ms)

Elektron dalam orbital tak hanya bergerak disekitar inti, tetapi juga berputar

mengelilingi sumbunya. Arah perputaran ada dua yaitu searah jarum jam dan

berlawanan arah jarum jam. Bilangan kuantum spin (ms) menyatakan arah

perputaran itu yang nilainya -1/2 dan +1/2. Tingkat energi keduanya adalah sama,

tanda negatif atau positif hanya untuk membedakan yang satu dengan yang lain.

Bilangan kuantum spin (ms) menunjukkan bahwa dalam satu orbital hanya

dapat diisi oleh dua elektron. Jumlah elektron tiap kulit (tingkat) = 2n2 sedangkan

jumlah elektron tiap subkulit adalah:

Orbital s, jumlah elektron ada 2 buah

Orbital p, jumlah elektron ada 6 buah

Orbital d, jumlah elektron ada 10 buah

Orbital f, jumlah elektron ada 14 buah

Contoh:

Subkulit 2p terdapat:

n = 2; karena orbital p maka l = 1; ml = -1, 0, 1

jumlah orbital 6, jumlah elektronya adalah 6 karena masing-masing

orbital diisi 2 elektron, ms = +1/2 ms = -1/2

Tabel 5.1 Hubungan Antara Bilangan Kuantum dan Orbital Atom

n l ml Jumlah

Orbital

Lambang Orbital

Atom

1 0 0 1 1s

2 0

1

0

-1, 0, 1

1

3

2s

2px, 2py, 2pz

3 0

1

2

0

-1, 0, 1

-2, -1, 0, 1, 2

1

3

5

3s

3px, 3py, 3pz

3dxy, 3dyz, 3dxz

3dx2

-y2, 3dz

2

1 -1 0

68

Latihan:

1. Berikan nilai-nilai n, l, dan ml untuk orbital-orbital pada subkulit 4d!

2. Berapakah jumlah total orbital yang terkait dengan bilangan kuantum n = 3?

3. Elektron dalam atom tertentu berada pada tingkat kuantum n = 2.sebutkan

semua nilai l dan ml electron tersebut!

5.2 Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron menyatakan bagaimana elektron tersebar diantara

berbagai orbital atom. Pengisian orbital mengikuti orbital yang disebut prinsip

Aufbau.

Prinsip Pengisian Elektron (Prinsip Aufbau)

Menurut prinsip ini, elektron-elektron dalam atom sedapat mungkin

memiliki energi terendah. Oleh sebab itu, pengisian elektron harus dimulai dari

orbital yang rendah menuju ke yang lebih tinggi tingkat energinya. Untuk pengisian

subkulit dalam atom sebagai berikut:

Gambar 5.1 Urutan pengisian subkulit dalam

atom berelektron banyak. Dimulai dengan orbital

1s dan bergerak kebawah mengikuti arah anak

panah. Jadi urutannya adalah sebagai berikut: 1s <

2s < 3s < 3p < 4s < 3d < …..

Jumlah electron dalam atom sama dengan nomor atomnya (Z).

Contoh: 1H (Z = 1) Konfigurasi elektronnya: 1s1

Menyatakan jumlah elektron

dalam orbital atau subkulit

Menyatakan bilangan

kuantum momentum sudut l

Menyatakan bilangan

kuantum n

69

Konfigurasi electron juga digambarkan dengan diagram orbital yang

menunjukkan spin elektronnya:

1H : 1s1

Karena nomor atom H atau jumlah electron H adalah 1, maka tanda panah hanya

satu, yang menunjukkan bilangan kuantum spin sm = +1/2. Tanda panah ke atas

menyatakan salah satu dari dua kemungkinan gerak spin elektronnya. Kotaknya

menyatakan orbital atom.

Prinsip Larangan Pauli

Untuk atom berelektron banyak kita menggunakan prinsip Larangan Pauli

untuk menentukan konfigurasi electron. Prinsip ini menyatakan bahwa ttiiddaakk aaddaa

eelleekkttrroonn ddaallaamm ssaattuu aattoomm yyaanngg mmeemmppuunnyyaaii kkeeeemmppaatt bbiillaannggaann kkuuaannttuumm yyaanngg ssaammaa.

Bila dua elektron dalam satu atom mempunyai nilai n, l, dan ml yang sama, maka

kedua elektron tersebut harus mempunyai nilai ms yang berbeda.

Dengan kata lain, hanya dua electron yang dapat menempati orbital atom

yang sama, dan kedua electron tersebut harus mempunyai spin yang berlawanan.

Contoh: 2He (Z = 2). Konfigurasi electron: 1s2

Ada tiga kemungkinan untuk menempatkan dua electron dalam orbital 1s.

Diagram (a) dan (b) tidak dapat diterima oleh prinsip Larangan Pauli. Pada

diagram (a), kedua electron mempunyai spin ke atas dan keduanya akan memiliki

bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2. Pada diagram (b), kedua electron

mempunyai spin kebawah dan keduanya akan memiliki bilangan kuantum n = 1, l =

0, ml = 0, ms = -1/2. Hanya diagram (c) yang dapat diterima karena satu electron

mempunyai bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 dan satu electron lagi

1s1

1s2 1s2 1s2

(a) (b) (c)

70

mempunyai bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = -1/2. Jadi atom Helium (He)

mempunyai konfigurasi electron sebagai berikut:

2He: 1s2

Perhatikan bahwa 1s2 dibaca “1s dua” bukan “1s kuadrat”.

Aturan Hund

Aturan Hund menyatakan bahwa ssuussuunnaann eelleeccttrroonn yyaanngg ppaalliinngg ssttaabbiill ddaallaamm

ssuubbkkuulliitt aaddaallaahh ssuussuunnaann ddeennggaann jjuummllaahh ssppiinn ppaarraalllleell tteerrbbaannyyaakk..

Konfigurasi electron 6C (Z = 6) adalah 1s2 2s2 2p2

Ada tiga cara yang berbeda untuk mendistribusikan dua elektron dalam tiga orbital

p:

Baik (a) dan (b) spinnya saling meniadakan. Pada (a); kedua elektron berada

pada orbital 2px yang sama, menghasilkan tolakan antar elektron yang lebih besar

dari pada bila dua elektron mengisi dua orbital yang berbeda, misalnya 2px dan 2py.

pada (b); juga lebih membingungkan. Jadi (c) memenuhi kondisi aturan Hund.

Fakta bahwa atom karbon bersifat paramagnetik, dimana masing-masing

mengandung dua elektron takberpasangan, adalah sesuai aturan Hund.

Jadi diagram orbital atom 6C : 1s2 2s2 2p2

Konfigurasi elektron atom 7N (Z= 7) adalah 1s2 2s2 2p3

Sekali lagi aturan Hund menentukan bahwa ketiga elektron 2p mempunyai spin

yang paralel satu sama lain, oleh karena itu atom N bersifat paramagnetik, karena

mengandung tiga elektron takberpasangan.

1s2

1s2 2s2 2px 2py 2pz

2px 2pz 2px 2pz 2px 2pz 2py 2py 2py

(a) (b) (c)

1s2 2s2 2p2

1s2 2s2 2p3

71

Konfigurasi electron atom 8O (Z = 8) adalah 1s2 2s2 2p4

Atom oksigen bersifat paramagnetik, sebab oksigen mengandung dua electron

takberpasangan.

Konfigurasi electron atom 9F (Z = 9) adalah 1s2 2s2 2p5

Atom fluorin bersifat paramagnetik, dengan satu electron takberpasangan.

Konfigurasi electron atom 10Ne (Z = 10) adalah 1s2 2s2 2p6

Atom Neon bersifat diamagnetik karena semua electron berpasangan.

Tabel 5.2 mencantumkan konfigurasi elektron unsur-unsur dalam keadaan

dasar H (Z= 1) sampai Mt (Z = 109). Konfiurasi elektron semua unsur, kecuali

Hidrogen dan Helium dinyatakan dengan inti gas mulia yang menunjukkan dalam

tanda kurung unsur gas mulia terdekat sebelum unsur yang dimaksud, diikuti

dengan lambang subkulit-subkulit terisi yang paling tinggi energinya dalam kulit

terluar.

Konfigurasi elektron 19K (Z = 19) adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 atau

disingkat dengan [Ar] 4s1. Unsur-unsur dari scandium (Z = 21) sampai tembaga (Z

= 29) adalah logam-logam transisi. Logam transisi mempunyai subkulit 3d yang

tidak terisi penuh atau dengan mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang

tidak terisi penuh.

Konfigurasi electron 24Cr (Z = 24) adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 ,

konfigurasi seperti ini belum stabil karena subkulit 3d4 belum terisi setengan penuh,

sehingga konfigurasi electron atom 24Cr yang lebih stabil adalah:

24Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

4s1 3d5

Menurut aturan Hund, diagram orbital untuk atom Cr adalah:

24Cr: [Ar] 4s1 3d5 atom Cr mempunyai 6 elektron

tak berpasangan.

1s2 2s2

1s2 2s2

2p4

1s2 2s2 2p5

2p6

Setengah penuh Setengah penuh

4s1 3d5

72

Tabel 5.2 Konfigurasi Elektron

Konfigurasi electron 29Cu (Z= 29): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9, konfigurasi ini

belum stabil, sehingga konfigurasi electron yang lebih stabil adalah:

29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 atau [Ar] 4s1 3d10

4s1 3d10

73

Gambar 5.2 mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan jenis subkulit yang

ditempati elektron terluarnya.

Gambar 5.2 Klasifikasi golongan unsur-unsur dalam tabel periodik menurut jenis

subkulit terluar yang terisi dengan elektron

B. Tugas

1. Tulislah konfigurasi electron dari 23V, 28Ni, 33As, 30Zn!

2. Tulislah konfigurasi 12Mg, 12Mg2+, 26Fe, 26Fe3+!

C. Daftar Pustaka


Erlangga.


74

BAB VI

SISTEM PERIODIK

A. Penyajian Materi

6.1 Perkembangan Sistem Periodik

Sistem Periodik Mendeleev

Dmitri Mendeleev seorang ahli kimia Rusia dan Lothar Meyer ahli kimia

Jerman hampir secara bersamaan mengembangkan tabel periodik berdasarkan

kenaikan massa atom. Dalam penelitiannya, Mendeleev menyusun seperangkat

kartu, setiap kartu berisi atom dan sifat-sifat kimianya. Kartu disusun secara

berurutan menurut kenaikan massa atom dan sifat kimianya. Beritkut tabel periodik

Mendeleev.

Tabel 6.1 Sistem Periodik Mendeleev

Gol I Gol II Gol III Gol IV Gol V Gol VI Gol VII Gol VIII

1 H 1

2 Li 7 Be 9,4 B 11 C12 N 14 O16 F 19

3 Na 23 Mg 24 Al 27,3 Si 28 P 31 S 32 Cl 35,5

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

Ni 59, Cu 63

5 (Cu 63) Zn 65 68 72 As 75 Se 78 Br 80

6 Rb 85 Sr 87 ?Yt 88 Zr 90 Nb 94 Mo 96 100 Ru 104, Rh 104

Pd 105, Ag 100

7 (Ag 108) Cd 412 Ln 113 Sn 118 Sb 122 Te 128 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

Pt 198, Au 199

11 (Au 199) Hg 200 Tl 204 Pb 207 Bi 208 -

12 - - - Th 231 - U 240 -

Mendeleev membagi atom atas 8 golongan dan 12 periode, sehingga unsur

dalam satu golongan mempunyai kemiripan sifat dan dalam satu periode disusun

berdasarkan kenaikan massa atomnya. Mendeleev mengosongkan beberapa tempat,

hal ini dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Contoh:

Mendeleev menetapkan Ti (Ar = 48) pada golongan IV dan membiarkan golongan

75

III kosong, karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada B dan Al. Mendeleev

juga dapat meramalkan sifat atom yang belum dikenal seperti ekasilikon.

Tabel 6.2 Sifat eka-silikon yang diramal Mendeleev dibandingkan germanium

Sifat eka-silicon germanium

Massa atom relatif 72 72,32

Rapat massa 5,5 5,47

Volume atom 13 13,22

Valensi 4 4

Kalor jenis 0,073 0,076

Rapat jenis dioksida 4,7 4,703

Titik didih tetrakhlorida (°C) <100 86

Kelebihan system periodik Mendeleev adalah:

❖ Sifat kimia dan fisika unsure dalam satu golongan mirip dan berubah secara

teratur

❖ Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan golongannya

❖ Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan waktu itu dan telah

mempunyai tempat yang kosong

Kelemahan dari sistem periodik Mendeleev adalah masih terdapat atom-

atom yang massanya lebih besar letaknya di depan atom yang massanya lebih kecil,

contoh: Telurium (Te) = 128 terletak pada golongan VI sebelum Iodin (I) = 127

yang terletak pada golongan VII. Hal ini dikarenakan atom yang mempunyai

kemirpan sifat diletakkan dalam satu golongan.

Sistem Periodik Mendeleev versi Modern

Moseley (1915) memperbaiki susunan sistem periodik Mendeleev. Moseley

berhasil menemukan nomor atom, sehingga disusun sistem periodik baru yang

didasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat unsur. Sistem ini disebut

sistem periodik Mendeleev versi modern. Dalam sistem ini, unsur dibagi atas 8

golongan dan 7 perioda. Perioda ada yang pendek (1, 2, 3) dan yang panjang (4, 5,

6, dan 7). Disamping itu, juga dikenal golongan Lantanida dan Aktinida.

76

Sistem Periodik Modern

Sistem periodik yang dipakai sekarang adalah sistem periodik modern

(sistem periodik panjang), disusun berdasarkan kenaikan nomor atom mengikuti

aturan Aufbau. Letak atom ditentukan oleh orbital yang terisi paling akhir. Karena

ada empat macam orbital, maka ada empat blok atom, yaitu blok s, p, d, dan f.

Blok s : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s. Dalam susunan

berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s adalah atom-

atom golongan IA dan IIA.

Blok p : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p. Dalam susunan

berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p adalah atom-

atom golongan IIIA sampai golongan VIIIA.

Blok d : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d. Dalam susunan

berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d adalah atom-

atom golongan transisi IB sampai golongan VIIB ditambah golongan VIIIB.

Blok f : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital f. atom-atom blok f ini

meliputi atom-atom Lantanida dan aktinida.

Gambar 6.1 Sistem Periodik Modern

77

6.2 Penggolongan Periodik Unsur-Unsur

Menurut jenis subkulit yang terisi, unsur-unsur dapat dibagi menjadi

beberapa golongan unsur utama, gas mulia, unsur transisi (logam transisi), lantanida

dan aktinida. Menurut Gambar 6.2 unsur-unsur utama (golongan utama) adalah

uunnssuurr--uunnssuurr ddaallaamm GGoolloonnggaann 11AA hhiinnggggaa 77AA,, yyaanngg sseemmuuaannyyaa mmeemmlliikkii ssuubbkkuulliitt ss

aattaauu pp ddeennggaann bbiillaannggaann kkuuaannttuumm uuttaammaa tteerrttiinnggggii yyaanngg bbeelluumm tteerriissii ppeennuuhh..

Dengan pengecualian pada Helium, seluruh gas mulia (unsur-unsur

golongan 8A) mempunyai subkulit p yang terisi penuh (konfigurasi elektronnya

adalah 1s2 untuk Helium dan ns2 np6 untuk gas mulia yang lain, dimana n adalah

bilangan kuantum utama untuk kulit terluar). Logam transisi adalah unsur-unsur

dalam Golongan 1B dan 3B hingga 8B, yang mempunyai subkulit d yang tidak

terisi penuh atau mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tak terisi

penuh. Lantanida dan aktinida disebut unsur transisi blok f karena kedua golongan

ini memiliki subkulit f yang tidak terisi penuh.

Gambar 6.2 Konfigurasi elektron pada keadaan dasar. Agar sederhana, hanya

ditampilkan konfigurasi kulit terluar.

78

Berdasarkan sifat kelogaman, unsur dapat dibagi tiga, yaitu:

❖ Logam

❖ Bukan logam

❖ Metalloid (semi logam)

Yang termasuk logam adalah unsur blok s (kecuali H), blok d, blok f dan

sebagian blok p (bagian kiri bawah). Unsur bukan logam adalah sebagian blok p,

yaitu bagian kanan atas, sedangkan unsur metaloid terletak pada blok p yaitu antara

logam dan bukan logam. Yang termasuk unsur metaloid adalah B, Al, Si, Ge, As,

Sb, dan Te.

Menetukan Golongan dan Perioda Unsur

Sistem periodik modern disusun berdasarkan konfigurasi elektron.

Konfigurasi elektron dapat dibuat jika nomor atom suatu unsur diketahui. Jadi, letak

suatu unsur dalam sistem periodik dapat dicari dari nomor atomnya. Dari

konfigurasi elektron dapat dihitung jumlah elektron kulit terluar atau elektron

valensinya.

Jika elektron terakhir (electron valensi) pada orbital s atau p maka unsure

termasuk golongan utama (golongan A).

Contoh:

7X : 1s2 2s2 2p3 Golongan VA

11Y : 1s2 2s2 2p6 3s1 Golongan IA

Unsur elektron terakhir (elektron valensi) pada orbital d termasuk golongan

transisi.

Contoh:

24P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Golongan VIB

47Q : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 konfigurasi elektron menjadi:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10 Golongan IB

Periode unsur dapat ditentukan dari bilangan kuantum (n) yang terbesar atau

n kulit terluarnya. Dengan demikian, perioda keempat unsur di atas adalah:

79

7X : 1s2 2s2 2p3 Periode 2 karena n terbesar 2, yaitu 2s2 atau 2p3

11Y : 1s2 2s2 2p6 3s1 Periode 2 karena n terbesar 3, yaitu 3s1

24P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Periode 4 karena n terbesar 4, yaitu 4s2

47Q : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10 Periode 5 karena n terbesar

5, yaitu 5s1

Latihan:

1. Apa dasar pengelompokkan sistem periodik Mendeleev?

2. Sebutkan kelebihan dan kekurangan sistem periodik Mendeleev!

3. Apakah perbedaan sistem periodik Mendeleev dengan sistem periodik

Mendeleev versi modern?

4. Apakah dasar sistem periodik modern?

5. Apakah yang dimaksud dengan golongan utama dan transisi?

6. Tentukan golongan dan perioda unsure yang mempunyai konfigurasi electron:

a. 1s2 2s1 c. 1s2 2s2 2p6 3s2

b. 1s2 2s2 2p4 d. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

7. Tentukan golongan dan perioda unsure yang bernomor atom:

a. 12 c. 34

b. 27 d. 59

6.3 Sifat Periodik Unsur

Jari-Jari Atom

Perbedaan inti dan jumlah electron akan mengakibatkan ukuran atom suatu

unsure berbeda dari atom lain. Ukuran itu dinyatakan dengan jari-jari atom.

Contoh klor, jari-jari dihitung dari panjang ikatan molekul Cl2 (Cl – Cl).

Panjangnya 1,98 A0, maka jari-jari atom klor adalah setengahnya, yaitu 0,99A0.

Atom dapat menjadi ion positif atau ion negatif. Ion positif terjadi bila atom

kehilangan elektron, maka jari-jari ion positif lebih kecil dari atomnya (Gambar

6.3).

80

Gambar 6.3 Jari-jari Na (154pm) dan ion Na+ (95pm)

Ion negatif terbentuk bila atom menerima electron, maka jari-jari ion

negatif lebih besar dari atomnya (Gambar 6.4).

Gambar 6.4 Jari-jari Cl (99pm) dan Cl- (181)

Jari-jari atom beberapa unsur dapat dilihat pada Gambar 6.5. unsur golongan

utama mempunyai satu jenis ion yang stabil, sedangkan golongan transisi

mempunyai dua atau lebih ion yang stabil.

Gambar 6.5 Jari-jari atom (dalam pikometer) unsure golongan utama

81

Unsur dalam satu periode, mempunyai kulit yang sama, tetapi nomor atom

bertambah dari kiri ke kanan, sehingga daya tarik inti pada kulit terluar makin

besar dari kiri ke kanan. Contoh: atom Na dan Mg mempunyai nomor atom

masing-masing 11 dan 12. Daya tarik inti Na lebih kecil dari pada inti Mg terhadap

elektron kulit terluarnya (Gambar 6.6). Akibatnya, jari-jari atom Na (1,90) lebih

besar dari Mg (1,60).

Dalam satu golongan, unsur mempunyai elektron valensi sama, tetapi

jumlah kulitnya bertambah dari atas ke bawah. Akibatnya, jari-jari atom bertambah

dari atas ke bawah, contohnya Na (1,90) dan K (2,35) (Gambar 6.7). dengan

demikian dapat disimpulkan:

Dalam satu perioda, jari-jari berkurang dari kiri ke kanan

Dalam satu golongan, jari-jari bertambah dari atas ke bawah

Gambar 6.6 Daya Tarik inti terhadap elektron terluar atom Na dan Mg

Gambar 6.7 Jari-jari Na lebih kecil dari pada jari-jari K karena kulit K lebih banyak

dari pada Na

latihan:

Tentukanlah urutan unsur dibawah ini berdasarkan kenaikan jari-jari atomnya.

a. 16S, 8O, 52Te c. 38Sr, 12Mg, 4Be

b. 7N, 6C, 5B d. 14Si, 13Al, 11Na

82

Energi Ionisasi

Elektron suatu atom dapt lepas dari tarikan dan meninggalkan atom sehingga

membentuk ion positif, contoh:

Na(g) Na+(g) + e-

Proses ini disebut ionisasi (pembentukan ion).

Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk

melepaskan satu elektron dari atom berwujud gas pada keadaan

dasarnya.

Makin besar energi ionisasi, makin sukar untuk melepaskan elektronnya.

Jumlah electron yang lepas dari suatu atom mungkin satu, dua atau tiga,

bergantung pada atom dan energy yang diberikan. Energi untuk melepaskan satu

elektron pertama disebut energi ionisasi pertama (I1), kedua disebut energi ionisasi

kedua (I2), ketiga disebut energi ionisasi ketiga (I3), contohnya atom Aluminium

seperti gambar 6.8.

Al(g) Al+(g) + e- ∆H = 577,4 kJ mol-1 (I1)

Al+(g) Al2+(g) + e- ∆H = 816 kJ mol-1 (I2)

Al2+(g) Al3+(g) + e- ∆H = 2744 kJ mol-1 (I3)

Oleh karena itu, untuk unsur yang sama, energi ionisasi selalu bertambah

sesuai dengan urutan berikut:

I1 < I2 < I3

Gambar 6.8 Ionisasi Aluminium

Berarti setelah satu electron keluar dari atom, daya tarik inti terhadap

electron yang tinggal menjadi besar, karena jari-jari,

rA > rA+ > rA

2+ > ….

83

Pengecilan jari-jari terjadi karena elektron saling tolak menolak, dan bila

satu elektron keluar maka daya tolaknya menjadi lebih kecil, sehingga terjadi

pengerutan seperti Al menjadi Al+. pengecilan juga terjadi bila setelah elektron

keluar mengakibatkan jumlah kulit berkurang, seperti Na menjadi Na+ (Gambar

6.9).

Gambar 6.9 Ionisasi Natrium (Na)

Tabel 6.3 mencantumkan energi ionisasi untuk 20 unsur pertama yang

dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol), yaitu jjuummllaahh eenneerrggyy ddaallaamm kkiilloojjoouullee

yyaanngg ddiippeerrlluukkaann uunnttuukk mmeelleeppaasskkaann 11 mmooll eelleekkttrroonn ddaarrii 11 mmooll aattoomm ((iioonn)) ddaallaamm

kkeeaaddaaaann ggaass.. Energi yang diserap oleh atom (atau ion) dalam proses ionisasi

mempunyai nilai positif.

Tabel 6.3 Energi Ionisasi (kJ/mol) untuk 20 Unsur Pertama

Unsur Pertama Kedua Ketiga Keempat Kelima Keenam

84

Nilai energi ionisasi unsur ternyata:

Dalam satu perioda, energi ionisasi pertama bertambah dari kiri ke

kanan

Dalam satu golongan, energi ionisasi pertama bertambah dari bawah ke

atas

Bila jarak makin kecil maka daya tarik makin besar. Akibatnya energy

ionisasi makin besar. Sebaliknya, bila jarak makin besar maka daya tarik makin

kecil. Dalam satu perioda, jari-jari berkurang dari kiri ke kanan, sehingga energy

ionisasi pertama bertambah dari kiri ke kanan. Sedangkan dalam satu golongan,

energi ionisasi pertamanya akan bertambah dari bawah ke atas, karena jari-jari

atomnya makin kecil.

Latihan:

Tentukanlah urutan unsur di bawah ini berdasarkan kenaikan energy ionisasinya:

a. Sr, Ba, Mg, Ca

b. Ca, K, Ge, Ga

Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan oleh suatu atom (dalam

wujud gas) ketika menangkap satu elektron membentuk ion negatif. Karena energi

dilepas, maka harga afinitas elektron diberi tanda minus.

Cl(g) + e¯ → Cl¯(g) (∆H=-348kj)

Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali

golongan IIA dan VIIIA. Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA.

85

Semakin besar energy yang dilepas, ion negatif yang terbentuk semakin stabil.

Atom golongan IIA dan VIIIA tidak membentuk ion negative yang stabil. Harga

afinitas elektronnya positif.

Tabel Perkiraan perubahan entalpi untuk atom atau anion

Dari tabel diatas dapat disimpulkan:

S(g) + e- S-(g) ∆EAH = -201

S-(g) + e- S2-

(g) ∆EAH = + 640

Atom S yang menerima satu electron menghasilkan anion S- membebaskan

energy sebesar 201, sedangkan anion S- menerima satu electron menghasilkan anion

S2- membutuhkan energy sebesar 640, ini disebabkan karena adanya gaya tolak

menolak dari muatannya yang sama.

Kecenderungan afinitas elektron

86

a. Dalam satu golongan afinitas elektron dari atas ke bawah makin kecil, karena

jari-jari atom bertambah besar. Meskipun jumlah muatan positif dalam inti

bertambah tetapi gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah.

b. Dalam satu periode afinitas elektron dari kiri ke kanan makin besar, karena jari-

jari atom berkurang, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kuat.

Latihan:

Tentukanlah urutan unsure di bawah ini berdasarkan kenaikan afinitas

elektronnya:

a. Na, Al, Mg

b. S, O, Se

B. Daftar Pustaka


Erlangga.


http://www.artikelkimia.info/penentuan-golongan-a-dan-periode-40330619122011

87

BAB VII

IKATAN KIMIA I

A. Penyajian Materi

7.1 Lambang Titik Lewis

Konfigurasi elektron memberikan landasan untuk pembentukan molekul dan

senyawa. Gilbert Lewis menyatakan bahwa atom bergabung untuk mencapai

konfigurasi elektron yang stabil, yang dicapai jika konfigurasi elektron sama dengan

konfigurasi elektron gas mulia. Atom berinteraksi membentuk ikatan kimia hanya

dengan elektron valensi. Sistem titik yang disusun oleh Lewis digunakan untuk

menggambarkan elektron valensi dari atom-atom yang terlibat dalam pembentukan

ikatan kimia.

Lambang Lewis terdiri dari lambang unsur dan titik-titk yang setiap titiknya

menggambarkan setiap elektron valensi dari atom-atom unsur. Lambang titik

Lewis untuk beberapa unsur dan gas mulia diperlihatkan pada Gambar 7.1. jumlah

elektron valensi dalam setiap atom, kecuali Helium, sama dengan nomor golongan

dari unsur tersebut. Contoh: atom Li termasuk golongan IA dan memiliki 1 elektron

valensi yang digambarkan dengan satu titik; atom Be unsur golongan IIA memiliki

2 elektron valensi (dua titik) dst.

Gambar 7.1 Lambang titik Lewis untuk unsur golongan utama dan gas mulia.

Jumlah titik berkaitan dengan jumlah ikatan yang dapat dibentuk oleh atom.

88

7.2 Ikatan Kovalen

Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian bersama

sepasang electron atau lebih. Senyawa kovalen adalah senyawa yang hanya

mengandung ikatan kovalen.

Ikatan kovalen dalam atom-atom berelektron banyak hanya melibatkan

electron valensi. Contoh: ikatan pada molekul fluorin, F2 ( 9F Z= 9). Konfigurasi

electron F adalah 1s2 2s2 2p5. Electron pada orbital 1s tidak terlibat dalam

pembentukan ikatan karena tingkat energinya rendah, maka electron valensi yang

dimiliki F (electron pada orbital 2s dan 2p) artinya F mempunyai 7 elektron valensi

sehingga mempunyai 7 titik. Sesuai dengan letak golongan atom F berada pada

golongan VIIA. Ada satu electron yang tidak berpasangan, sehingga pembentukan

molekul F2 adalah:

Perhatikan hanya dua elektron valensi yang terlibat dalam pembentukan F2.

Pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen

disebut pasangan elektron bebas.

Struktur yang digunakan untuk menggambarkan senyawa kovalen F2 disebut

struktur Lewis. Struktur lewis adalah penggambaran ikatan kovalen yang

menggunakan lambang titik Lewis di mana pasangan elektron ikatan dinyatakan

dengan satu garis atau sepasang titik yang diletakkan di antara kedua atom, dan

pasangan elektron bebas dinyatakan dengan titik-titk pada masing-masing atom.

Catatan:: hanya elektron valensi yang ditunjukkan pada struktur Lewis.

Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovalen yang berbeda.

Dua atom yang berikatan melalui sepasang electron disebut ikatan tunggal. Dalam

beberapa senyawa, atom-atom berikatan dengan ikatan rangkap, yaitu ikatan yang

terbentuk jika dua atom menggunakan dua atau lebih pasangan electron secara

bersama-sama. Ikatan antara dua atom yang menggunakan bersama dua pasang

Pasangan elektron bebas Pasangan elektron bebas

89

electron disebut ikatan rangkap dua. Contoh: ikatan rangkap dua terdapat dalam

molekul karbon dioksida (CO2) dan etilena (C2H4):

Ikatan rangkap tiga terbentuk jika dua atom menggunakan bersama tiga

pasang electron, seperti dalam molekul N2:

Molekul asetilena (C2H2) juga mengandung ikatan rangkap tiga, yaitu pada

ikatan antara dua atom karbon:

7.3 Penulisan Rumus Lewis

rumus Lewis menggunakan titik cukup sulit untuk senyawa-senyawa beratom

banyak (poliatom), tetapi dapat disederhanakn dengan cara garis. Dalam cara ini, dua

(sepasang) electron dilambangkan dengan satu garis (-), sehingga atom dalam senyawa

harus mempunyai empat garis, kecuali H satu garis. Langkah-langkah cara ini sebagai

berikut:

a. Jumlahkan semua electron valensi atom dalam senyawa

b. Tentukan jumlah garis dengan membagi dua jumlah electron itu

c. Letakkan atom-atom secara berdekatan sesuai dengan struktur molekulnya

d. Beri garis tiap atom sehingga jumlah masing-masing empat, dan jika perlu beri dua

atau tiga garis antara dua atom

e. Jumlah semua garis harus sesuai dengan yang dihitung pada b.

90

Contoh:

Tentukan rumus Lewis senyawa di bawah ini:

a. NCl3

b. SO2

c. H2SO4

7.4 Muatan Formal

Muatan formal suatu atom adalah jumlah elektron valensi dalam atom bebas

dikurangi dengan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut di dalam struktur

Lewis.

Untuk menentukan jumlah electron atom dalam struktur Lewis, kita gunakan

aturan berikut:

Semua electron nonikatan dalam atom tersebut dinyatakan milik atom itu

Kita membagi ikatan antara atom tersebut dengan atom lain dan menyatakan

separuh electron ikatannya sebagai milik atom tersebut

91

Contoh1 : molekul ozon (O3), struktur Lewis untuk O3

Muatan formal pada setiap atom dalam O3 dapat dihitung dengan menurut

skema berikut:

Elektron valensi 6 6 6

Elektron yang dinyatakan “milik” atom 6 5 7

Selisihnya (muatan formal) 0 1 -1

Contoh 2 : tulislah muatan formal pada ion karbonat

Muatan formal pada setiap atom dapat dihitung dengan menggunakan prosedur

yang telah diberikan.

Muatan formal Atom C: 4 – 4 = 0

Muatan formal Atom O pada C=O : 6 – 6 = 0

Muatan formal Atom O pada C – O : 6 – 7 = -1

Muatan formal Atom O pada C – O : 6 – 7 = -1

Latihan:

Tulislah muatan formal dari ion nitrit (NO2-).

7.5 Konsep Resonansi

Struktur Resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk

satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan

satu struktur Lewis.

Contoh struktur Lewis Ozon (O3):

Berdasarkan struktur di atas, ikatan O – O dalam O3 diperkirakan akan lebih

panjang dari pada ikatan O══O, karena ikatan rangkap dua telah diketahui lebih

pendek dibandingkan ikatan tunggal. Tetapi data percobaan menunjukkan bahwa

92

panjang kedua ikatan oksigen dengan oksigen adalah sama panjang (128 pm). Masalah

ini diatasi dengan menggunakan kedua struktur Lewis untuk menyatakan molekul ozon:

Kedua struktur itu masing-masing disebut sebagai struktur resonansi. Tanda

panah dua arah menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur

resonansi. Istilah Resonansi berarti penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk

menggambarkan molekul tertentu.

Contoh lain dari resonansi adalah ion karbonat:

Latihan:

Tulislah struktur resonansi dari:

a. CO2

b. NO2-

7.6 Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi

Setelah Lewis berhasil menggambarkan electron valensi dalam senyawa

kovalen, timbul upaya untuk meramalkan struktur molekul senyawa ini. Struktur

senyawa kovalen sangat ditentukan oleh bentuk electron valensi atom pusatnya. Bentuk

itu dipengaruhi oleh jumlah pasangan elektronnya, baik yang terikat maupun yang

bebas.

Menurut Gillespie dan Nyholm, pasangan electron valensi atom mempunyai

gaya tolak menolak (Gaya Coulomb) karena electron bermuatan negatif. Berdasarkan

itu, mereka mengemukakan suatu gagasan yang disebut teori tolakan pasangan electron

valensi (VSEPR= valence shell electron repulsion). Karena tolakan, pasangan akan

menempati ruang sesuai dengan jenisnya, apakah pasangan bebas, atau pasangan terikat

dalam bentuk ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga. Contohnya SO2:

93

Dalam SO2, atom pusat S mempunyai sepasang electron bebas, sepasang

electron dalam ikatan tunggal dan dua pasang dalam ikatan rangkap dua. Jumlah atom

atau substituent yang terikat pada atom pusat disebut bilangan koordinasi (BK). Jadi,

atom S mempunyai BK = 2 dan satu pasangan bebas (PB).

BK = 3 BK = 5

PB = 1 PB = 0

Dari jumlah BK dan PB atom pusat dapat diramalkan struktur molekul senyawa

dengan teori VSEPR, berdasarkan aturan:

Pasangan electron cenderung meminimumkan gaya tolakan sesamanya. Atom

pusat yang tidak mempunyai pasangan bebas (PB) mempunyai bentuk ideal

sesuai dengan BK-nya (Tabel 7.1)

❖ BK dua adalah liniear

❖ BK tiga adalah segitiga

❖ BK empat adalah tetrahedron

❖ BK lima adalah trigonal bipiramid

❖ BK enam adalah oktahedron

Langkah-langkah dalam meramalkan struktur molekul adalah:

Menuliskan rumus Lewis molekul

Mengjitung jumlah BK dan PB atom pusat dan jumlah ini disebut kelompok

pasangan

Menentukan tipe senyawa sesuai dengan kelompok pasangan (sesuai aturan

pada Tabel 7.1)

94

Tabel 7.1 Susunan Pasangan Elektron disekitar Atom Pusat (A) dalam suatu Molekul

dan Geometri Beberapa Molekul dan Ion Sederhana yang Atom Pusatnya

tidak Memliki Pasangan Elektron Bebas

Jumlah Pasangan Elektron

Susunan Pasangan electron

Geometri Molekul

Contoh

95

Molekul yang Atom Pusatnya Tidak Memiliki Pasangan Elektron Bebas

AB2 ; Berilium klorida (BeCl2)

BK = 2, PB = 0 berstruktur Liniear

AB3 ; Boron trifluorida (BF3)

BK = 3, PB = 0 berstruktur trigonal planar/segitiga datar

AB4 ; Metana (CH4)

BK = 4, PB = 0 berstruktur tetrahedral

AB5 ; Fosfro pentaklorida (PCl5)

BK = 5, PB = 0 berstruktur segitiga bipiramida

AB6 ; Belerang heksafluorida (SF6)


Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki Satu atau Lebih Pasangan Elektron Bebas

AB2E ; Belerang dioksida (SO2)

BK = 2, PB = 1 berstruktur V atau “tekuk”

96

AB3E ; Amonia (NH3)


AB2E2 ; Air (H2O)

BK = 2, PB = 2 berstruktur menekuk

AB4E ; belerang tetrafluorida (SF4)

BK = 4, PB = 1 berstruktur Segitiga bipiramida

B. Daftar Pustaka


Erlangga.


97

BAB VIII

KIMIA LARUTAN

A. Penyajian Materi

8.1 Jenis Larutan

Larutan adalah campuran homogeny dari dua zat atau lebih. Ada enam jenis

larutan, bergantung pada wujud asal (padatan, cairan, atau gas) komponen larutan.

Tabel 8.1 mencantumkan contoh dari keenam jenis larutan. Kimiawan juga

membedakan larutan berdasarkan kemampuannya melarutkan zat terlarut. Larutan

yang mengandung jumlah maksimum zat terlarut di dalam pelarut pada suhu

tertentu, dinamakan Larutan Jenuh. Sebelum titik jenuh tercapai, larutannya

disebut Larutan Takjenuh; larutan ini mengandung zat terlarut lebih sedikit

dibandingkan dengan kemampuannya untuk melarutkan. Jenis ketiga, Larutan

Lewat Jenuh, mengandung lebih banyak zat terlarut dibandingkan yang terdapat di

dalam larutan jenuh.

8.2 Satuan Konsentrasi

Konsentrasi larutan adalah banyaknya zat terlarut yang ada dalam

sejumlah tertentu larutan.

Jenis Satuan Konsentrasi

1. Fraksi Mol (X)

Fraksi mol adalah perbandingan mol salah satu komponen dengan

jumlah mol semua komponen. Jika larutan mengandung zat A dan B dengan

jumlah mol masing-masing nA dan nB maka fraksi mol masing-masing

komponen adalah:

XA = 𝑛𝐴

𝑛𝐴+ 𝑛𝐵 XB = 𝑛𝐵

𝑛𝐵+ 𝑛𝐴

Dalam campuran (larutan) jumlah fraksi mol = 1 sehingga

XA + XB = 1

98

Contoh:

Hitunglah fraksi mol zat terlarut bila 117 g NaCl dilarutkan dalam 3 kg

air.

Jawaban:

mol NaCl = 117 𝑔𝑟𝑎𝑚58,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙

= 2 mol

mol air = 3000 𝑔𝑟𝑎𝑚18 𝑔/𝑚𝑜𝑙

= 166,7 mol

maka fraksi mol zat terlarut (fraksi mol NaCl) adalah:

XA = 𝑛𝐴

𝑛𝐴+ 𝑛𝐵 = 2 𝑚𝑜𝑙

(2+166,7)𝑚𝑜𝑙 = 0,01

Latihan:

Dalam suatu ruangan terdapat 7,0 g N2, 0,1 g H2, dan 1,6 g O2. Hitunglah

fraksi mol ketiga komponen!

2. Kemolaran (M)

Kemolaran (M) adalah banyaknya mol zat terlarut dalam tiap liter

larutan. Volume larutan adalah volume zat terlarut dan pelarut setelah

bercampur.

Molaritas (M) = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 𝑙𝑖𝑡𝑒𝑟 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

Satuan molaritas adalah mol per liter (mol/Liter)

Contoh:

1. Berapakah massa soda kue (NaHCO3) yang diperlukan untuk membuat 150

mL larutan NaHCO3 0,35 M. (Mr NaHCO3 = 84)

2. 17,1 g sukrosa (C12H22O11) dilarutkan dalam air sehingga volume larutan

500 mL. tentukan kemolaran glukosa!

3. Kemolalan (m)

Kemolalan (m) adalah jumlah mol zat terlarut dalam 1 kg (1000 g)

pelarut.

molalitas (m) = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑝𝑒𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 (𝑘𝑔)

99

Contoh:

5,85 g NaCl dilarutkan dalam 500 g air. Tentukan kemolalan NaCl!

Jawaban:

▪ cari dulu mol zat terlarut

mol NaCl = 5,85 𝑔𝑟𝑎𝑚58,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙

= 0,1 mol

▪ massa pelarut

massa air = 500 g = 0,5 kg

▪ maka molalitas NaCl adalah:

molalitas (m) = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑝𝑒𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 (𝑘𝑔)

= 0,1 𝑚𝑜𝑙0,5 𝑘𝑔

= 0,2 molal

Latihan:

1. hitunglah molalitas larutan asam sulfat yang mengandung 24,4 g asam

sukfat dalam 198 g air. (Mr H2SO4= 98)

2. berapa molalitas larutan yang mengandung 7,78 g urea [(NH2)2CO] dalam

203 g air?

8.3 Sifat Koligatif Larutan

Sifat kologatif adalah sifat larutan bergantung pada banyaknya partikel zat

terlarut dalam larutan dan tidak bergantung pada jenis partikel zat terlarut.

1. Penurunan Tekanan Uap

Jika zat terlarut bersifat tidak menguap, tekanan uap dari larutan selalu

lebih kecil daripada pelarut murninya. Jadi, hubungan antara tekanan uap larutan

dan tekana uap pelarut bergantung pada konsentrasi zat terlarut dalam larutan.

Hubungan ini dirumuskan dalam Hukum Raoult, yang menyatakan bahwa

tekanan parsial pelarut dari larutan (P1) adalah tekanan uap pelarut murni (P10)

dikalikan fraksi mol pelarut (X1)

P1 = X1 P10 (8.1)

100

Dalam larutan yang mengandung hanya satu zat terlarut, X1 = 1 – X2 di

mana X2 adalah fraksi mol zat terlarut. dengan demikian persamaan (8.1) dapat

dituliskan sebagai berikut:

P1 = (1 – X2) P10

P1 = P10 - X2 P1

0

X2 P10 = P1

0 – P1

X2 P10 = ∆P (8.2)

Dimana X2 (fraksi mol zat terlarut); P10 (tekanan uap pelarut murni) dan

∆P (penurunan tekanan uap). Penurunan tekanan uap (∆P) berbanding lurus

dengan konsentrasi (disini konsentrasi berupa fraksi mol zat terlarut).

Contoh:

Tentukan tekanan uap air dari larutan 9 gram glukosa (C6H12O6) dalam

180 gram air (H2O). diketahui tekanan uap air murni pada 250C adalah 23,79

mmHg. (Mr C6H12O6 = 180 g mol-1; Mr H2O = 18 g mol-1)

Diketahui: massa zat terlarut (C6H12O6) = 9 gram

Massa pelarut (H2O) = 180 gram

P10 = 23,79 mmHg

Ditanya: P1

Jawaban:

Karena yang ditanya P1, maka rumus yang digunakan adalah:

P1 = X1 P10

Kita harus cari dahulu fraksi mol pelarut (X1), pelarut disini H2O

X1 = 𝑛𝐻2𝑂

𝑛𝐻2𝑂+𝑛𝐶6𝐻12𝑂6

nH2O = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑟

= 180 𝑔𝑟𝑎𝑚18 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1

= 10 mol

n C6H12O6 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑟

= 9 𝑔𝑟𝑎𝑚

180𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 = 0,05 mol

maka X1 = 𝑛𝐻2𝑂

𝑛𝐻2𝑂+𝑛𝐶6𝐻12𝑂6 = 10 𝑚𝑜𝑙

10 𝑚𝑜𝑙+0,05 𝑚𝑜𝑙 = 0,99

Sehingga P1 adalah:

P1 = X1 P10

P1 = 0,99 x 23,79 mmHg = 23,55 mmHg

101

Latihan:

1. Pada suhu 250C tekanan uap benzena murni adalah P10 = 0,1252 atm.

Andaikan 6,4 gram naftalena, C10H8 dilarutkan dalam 78 gram benzena,

C6H6. Hitunglah tekanan uap benzena! (Mr C10H8 = 128,17 g mol-1; Mr C6H6

= 78 g mol-1)

2. Tekanan uap aseton (CH3COCH3) murni pada suhu 300C adalah 0,3270 atm.

Andaikan 15 gram benzofenon, C13H10O dilarutkan dalam 50 gram aseton.

Hitunglah tekanan uap aseton tersebut!

2. Kenaikan Titik Didih

Peralihan wujud suatu zat ditentukan oleh suhu dan tekanan, contohnya

air pada tekanan 1 atm mempunyai titik didih 1000C dan titik beku 00C. jika air

mengandung zat terlarut yang sukar menguap (misalkan gula), maka titik

didihnya akan lebih besar dari 1000C dan titik bekunya lebih kecil 00C.

perbedaan ini disebut kenaikan titik didih (∆Tb). Gambar 8.1 memperlihatkan

diagram fasa dari air dan perubahan yang terjadi dalam larutan berair.

Air mendidih pada 1000C, karena tekanan uapnya sama dengan tekanan

luar, yaitu 1 atm. Tetapi jika ada zat terlarut, maka tekanan uapnya turun sebesar

∆P atau CC’. Akibatnya untuk mendidih diperlukan suhu lebih, yaitu sampai

titik D. Perbedaan suhu itu, sebesar CD, disebut kenaikan titik didih (∆Tb).

Tekanan uap larutan lebih rendah daripada tekanan uap pelarut murninya.

Gambar 8.1 Diagram fasa kenaikan titik didih dan

penurunan titik beku larutan berair. Kurva putus-

putus adalah untuk larutan dan kurva biasa untuk

pelarut murni. Titik didih larutan lebih tinggi

dibandingkan titik air dan titik beku larutan lebih

rendah dibandingkan titik beku air.

Titik

didih

larutan

Titik

didih air

Titik

beku air

Titik

beku

larutan

102

Analisi grafis ini menunjukkan bahwa titik didih larutan lebih tinggi dari

titik didih air. Kenaikan titik didih (∆Tb) didefinisikan yaitu:

∆Tb = Tb – Tb0

dimana Tb adalah titik didih larutan dan Tb0 adalah titik didih pelarut murni.

Karena ∆Tb berbanding lurus dengan penurunan tekanan uap, maka juga

berbanding lurus dengan konsentrasi (molalitas) larutan. Dengan kata lain:

∆Tb = Kb m

dimana m adalah molalitas zat terlarut dan Kb adalah konstanta kenaikan titik

didih.

Contoh:

Bila 5,5 gram bifenil (C12H10) dilarutkan dalam 100 gram benzena

(C6H6), titik didihnya meningkat sebanyak 0,903 0C. hitunglah Kb benzena! (Mr

C12H10 = 154 g mol-1)

Diketahui: massa zat terlarut C12H10 = 5,5 gram

Massa pelarut C6H6 = 100 gram

∆Tb = 0,9030C

Ditanya: Kb

Jawaban:

Karena kita ingin mencari nilai Kb maka rumus yang digunakan:

∆Tb = Kb m

Langkah pertama cari dlu nilai m (molalitas)

molalitas = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑘𝑔 𝑝𝑒𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡

mol zat terlarut (C12H10) = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑀𝑟

= 5,5 𝑔𝑟𝑎𝑚

154 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 = 0,0357 mol


= 0,0357 𝑚𝑜𝑙0,1 𝑘𝑔

= 0,357 mol kg-1

Maka nilai Kb adalah:

∆Tb = Kb m

0,903 0C = Kb x 0,357 mol kg-1

Kb = 0,9030𝐶

0,357 𝑚𝑜𝑙 𝑘𝑔−1 = 2,53 0C mol-1 kg

103

Latihan:

1. Tentukan titik didih larutan yang mengandung 0,025 mol gula dalam 250

gram air! (Kb air = 0,520C mol-1 kg)

2. Bila 6,3 gram hidrokarbon yang tak diketahui dilarutkan dalam 150 gram

benzena, titik didihnya naik sebesar 0,597 0C. berapa massa molar zat

hidrokarbon yang tak diketahui tersebut!

3. Penurunan Titik Beku

Penurunan tekanan uap larutan tidak hanya pada suhu 1000C, tetapi juga

pada suhu yang lebih rendah sampai ke titik tripel. Hal ini menyebabkan garis

kesetimbangan cair-gas (CO) bergeser menjadi DO’. Pergeseran ini

menyebabkan titik tripel pindah dari O ke O’. Sejalan dengan itu, garis

kesetimbangan padat-cair (BO), juga bergeser ke kiri yaitu ke B’O’. Hal ini

mempunyai pengaruh pada titik beku larutan, yaitu lebih rendah dari titik beku

air murni. Perbedaan itu disebut Penurunan titik beku (∆Tf). Penurunan titik

beku didefinisikan yaitu:

∆Tf = Tf0 - Tf

dimana Tf adalah titik beku larutan dan Tf0 adalah titik beku pelarut

murni. Penurunan titik beku (∆Tf) berbanding lurus dengan konsentrasi larutan:

∆Tf = Kf m

dimana m adalah molalitas zat terlarut dan Kf adalah konstanta penurunan titik

beku. Tabel 8.1 mencantumkan nilai Kb dan Kf untuk beberapa pelarut.

104

Tabel 8.1 Konstanta Kenaikan Titik Didih dan Konstanta Penurunan Titik Beku

untuk Beberapa Cairan yang Umum

Pelarut Titik Beku (Tf)

Normal (0C)

Kf

(0C mol-1 kg)

Titik Didih (Tb)

Normal (0C)

Kb

(0C mol-1 kg)

Air 0 1,86 100 0,52

Benzena (C6H6) 5,5 5,12 80,1 2,53

Asam asetat

(CH3COOH)

17 3,9 118,1 3,07

Karbon

tetraklorida

(CCl4)

-12,9 32 76,7 5,03

Dietil eter

(C4H10O)

-116,2 1,8 34,7 2,02

Etanol

(C2H5OH)

-114,7 - 78,4 1,22

Naftalen C10H8 80,5 6,8 - -

Contoh:

Tentukan titik beku larutan yang mengandung 0,025 mol gula dalam 250

gram air! (Kf air = 1,860C mol-1 kg dan Tf0 = 00C)

Diketahui: mol gula = 0,025 mol

Massa air = 250 gram

Ditanya: Tf

Jawaban:

Untuk mencari Tf digunakan rumus: ∆Tf = Tf0 - Tf

Karena ∆Tf belum diketahui, maka harus dicari dulu dengan rumus:

∆Tf = Kf m

Langkah pertama cari dlu nilai molalitas zat terlarut:


= 0,025 𝑚𝑜𝑙0,25 𝑘𝑔

= 0,1 mol kg-1

105

maka, ∆Tf = Kf m

= 1,860C mol-1 kg x 0,1 mol kg-1

= 0,186 0C

Jadi Tf adalah:

∆Tf = Tf0 - Tf

0,1860C = 00C - Tf

Tf = 00C – 0,1860C

Tf = -0,1860C

Latihan:

1. Etilena glokol CH2(OH)CH2(OH) ialah antibeku yang lazim digunakan

untuk mobil. Zat ini larut dalam air dan tidak mudah menguap. Hitung titik

beku larutan yang mengandung 651 gram zat ini dalam 2505 gram air.

(Mr etilena glikol = 62 g mol-1; Kf air = 1,86 C mol-1 kg; Tf0 air = 00C).

2. Hitungla titik beku larutan yang mengandung 478 gram etilena glikol dalam

3202 gram air!

4. Tekanan Osmotik

Banyak proses kimia dan biologi bergantung pada aliran molekul pelarut

secara selektif melewati membran berpori dari larutan encer ke larutan yang

lebih pekat. Gambar 8.2 mengilustrasikan fenomena ini. Wadah kiri peralatan

berisi pelarut murni; wadah kanan berisi larutan. Kedua wadah dipisahkan oleh

membrane semipermeabel, yang memungkinkan molekul pelarut melewatinya

tetapi menghalangi lewatnya molekul zat terlarut.

Pada awalnya permukaan air di kedua tabung sama tingginya [lihat

Gambar 8.2 (a)]. Setelah beberapa saat, permukaan di bagian kanan mulai naik,

dan berlanjut sampai mencapai kesetimbangan. Gerakan bersih molekul pelarut

melewati membran semipermiabel dari pelarut murni atau dari laruten encer ke

larutan yang lebih pekat disebut osmosis. Tekanan osmotik (π) suatu larutan

adalah tekanan yang diperlukan untuk menghentikan osmosis. Seperti

diperlihatkan Gambar 8.2 (b), tekanan ini dapat diukur langsung dari selisih

permukaan-permukaan cairan pada keadaan akhir.

106

Gambar 8.2 Tekanan ismotik. (a) Permukaan pelarut murni (kiri) dan permukaan

larutan kanan pada awalnya sama tinggi. (b) Selama osmosis,

permukaan pada sisi larutan naik sebagai akibat aliran bersih pelarut

dari kiri ke kanan. Tekanan osmotic sama dengan tekanan hidrostatik

yang diberikan oleh kolom cairan di tabung kanan pada kesetimbangan.

Pada dasarnya, pengaruh yang sama terjadi bila pelarut murni

digantikan dengan larutan yang lebih encer daripada larutan yang ada

disebelah kanan.

Tekanan osmotik larutan dinyatakan sebagai:

π = MRT

dimana M adalah molaritas larutan (mol L-1)

R adalah konstanta gas (0,082 L atm K-1mol-1),

T adalah suhu mutlah (K)

Contoh:

Hitunglah tekanan osmotik larutan yang mengandung 5 gram gula

(C12H22O11) dalam 1,2 L larutan pada suhu 200C. (Mr C12H22O11 = 342 g mol-1)

Diketahui: massa zat terlaru (C12H22O11) = 5 gram

Volume larutan= 1,2 L

T = 200C

Ditanya: π

Jawaban:

Karena yang ditanya tekanan osmotik, maka rumus yang digunakan

adalah π = MRT

T = 20 + 273 K = 293 K

107

Untuk mencari M (molaritas) maka rumus yang digunakan:

M = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

mol C12H22O11 = 5 𝑔𝑟𝑎𝑚

342 𝑔 𝑚𝑜𝑙−1 = 0,0146 mol

M = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

= 0,0146 𝑚𝑜𝑙1,2 𝐿

= 0,012 mol L-1

Maka nilai tekanan osmotic adalah:

π = MRT

π = 0,012 mol L-1 x 0,082 L atm K-1mol-1 x 293 K

π = 0,28 atm.

Latihan:

1. Suatu larutan dibuat dengan melarutkan 35 gram hemoglobin (Hb) dalam air

secukupnya sampai volume 1 L. jika tekanan osmotic larutan ternyata 10,0

mmHg pada 250C, hitunglah massa molar hemoglobin.

2. Larutan 6 gram PVC (polovinil klorida) dalam 1L dioksan (pelarut)

mempunyai tekanan osmotik 0,86 mmHg pada suhu 150C. hitunglah massa

molekul relatif PVC!

108

BAB IX

ASAM DAN BASA

A. Penyajian Materi

9.1 Teori Asam Basa

Air murni tidak mempunyai rasa, bau, dan warna. Bila mengandung zat

tertentu, air dapat terasa asam, pahit asin dan sebagainya. Cairan yang berasa asam

disebut larutan asam, yang terasa asin disebut larutan garam, sedangkan yang

terasa licin dan pahit disebut larutan basa. Cara yang baik untuk membuktikan

larutan bersifat asam atau basa yaitu dengan menggunakan kertas lakmus. Jika

kertas lakmus dicelupkan kedalam larutan asam maka akan berwarna merah,

sedangkan jika kertas lakmus dicelupkan kedalam larutan basa maka akan

berwarna biru.

Pada tahun 1884, Svante August Arrhenius menyatakan bahwa sifat asam

dan basa suatu zat ditentukan oleh jenis ion yang dihasilkan dalam air.

Asam adalah senyawa yang melepaskan H+ atau H3O+ dalam air dan

Basa adalah yang melepaskan OH-.

Secara kimia dapat dinyatakan:

Asam : HA + aq H+(aq) + A-(aq)

Basa : BOH + aq B+(aq) + OH-(aq)

Tabel 9.1 Beberapa asam yang Umum

Jenis Asam Rumus Nama Rumus Nama

Asam

Monoprotik

HF

HCl

HBr

HI

HClO

HClO2

Asam fluorida

Asam klorida

Asam bromida

Asam iodida

Asam hipoklorit

Asam klorit

HClO3

HClO4

HIO4

HNO3

HNO2

CH3COOH

Asam klorat

Asam perklorat

Asam periodat

Asam nitrat

Asam nitrit

Asam asetat

Asam

Diprotik

H2SO4

H2SO3

H2CO3

Asam sulfat

Asam sulfit

Asam karbonat

H2C2O4

H2S

Asam oksalat

Asam hidrogen sulfida

Asam

Triprotik

H3PO4 Asam fosfat H3PO3 Asam fosfit

109

Basa

Ada dua cara terbentuknya basa, yaitu senyawa yang mengandung OH- dan

senyawa yang bereaksi dengan air menghasilkan OH-. Contohnya basa yang

mengandung OH- adalah NaOH, Ba(OH)2, dan NH4OH.

NaOH Na+ + OH-

Ba(OH)2 Ba2+ + OH-

NH4OH NH4+ + OH-

Senyawa yang bereaksi dengan air dan menghasilkan OH- adalah oksida

logam, contohnya Na2O, K2O, CaO, SrO dan BaO.

Na2O + H2O 2NaOH

K2O + H2O 2KOH

CaO + H2O Ca(OH)2

SrO + H2O Sr(OH)2

BaO + H2O Ba(OH)2

Garam

Garam adalah senyawa antara ion positif basa dengan ion negatif asam.

Reaksi asam dengan basa disebut juga reaksi penggaraman.

Asam + Basa Garam + Air

Contoh garam yaitu: NaCl, K2SO4, BaC2O4, LiBr, CH3COOK, Sr(NO3)2dsb.

9.2 pH Larutan Asam dan Basa

Kesetimbangan Air

Air murni mengandung ion dalam jumlah kecil. Hal ini disebabkan oleh

terjadinya reaksi asam basa sesame molekul air (autoionisasi) dan membentuk

kesetimbangan:

H2O + H2O H3O+ + OH-

Bila H3O+ disederhanakan menjadi H+, maka kesetimbangan ditulis sebagai:

H2O H+ + OH-

dengan: Kc = [𝐻+][𝑂𝐻−]

[𝐻2𝑂]

110

derajat ionisasi (α) air sangat kecil, maka jumlah air yang terion dapat diabaikan

sehingga konsentrasi air yang tidak terion dapat dianggap konstan, sehingga:

Kc [H2O] = Kw = [H+] [OH-]

Kw adalah Konstanta ionisasi air. Pada suhu kamar (250C), [H+] = [OH-] dimana

[H+] = 10-7 M dan [OH-] = 10-7 M, sehingga:

Kw = [H+] [OH-]

Kw = 10-7 M x 10-7 M

Kw = 10-14 M

Berdasarkan konsentrasi ion tersebut, larutan dapat dibagi tiga, yaitu:

larutan asam: [H+] > [OH-]

larutan netral: [H+] = [OH-] = 10-7

larutan basa: [H+] < [OH-]

Karena nilai [H+], [OH-] dan Kw sangat kecil maka biokimiawan Denmark

mengajukan cara pengukuran yang lebih praktis yang disebut pH. pH suatu larutan

didefinisikan sebagai logaritma negative dari konsentrasi tertentu ion hydrogen

(dalam mol per liter):

pH = -log[H+]

pOH = -log[OH-]

pKw = -logKw

Pada suhu kamar (250C), air mempunyai:

pH + pOH = pKw = 10-14

Tabel 9.2 menunjukkan kriteria untuk menentukan larutan bersifat asam, basa atau

netral adalah sebagai berikut:

Tabel 9.2 Kriteria larutan Asam, Basa dan Netral

Jenis Larutan [H+] [OH-] pH pOH

Larutan asam >10-7 <10-7 <7 >7

Larutan netral 10-7 10-7 7 7

Larutan basa <10-7 >10-7 >7 <7

111

Larutan Asam dan Basa Kuat

Asam kuat adalah elektrolit kuat, akan terionisasi sempurna dalam air.

Kebanyakan asam kuat adalah asam anorganik: asam klorida (HCl), asam nitrat

(HNO3), asam perklorat (HClO4), dan asam sulfat (H2SO4):

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

HNO3(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

HClO4(aq) H+(aq) + ClO4-(aq)

H2SO4(aq) H+(aq) + HSO4-(aq)

Basa kuat adalah semua elektrolit kuat yang terionisasi sempurna dalam air,

yang mencakup hidroksida dari logam alkali dan logam alkali tanah tertentu, seperti

NaOH, KOH, dan Ba(OH)2.

NaOH(s) Na+(aq) + OH-(aq)

KOH(s) K+(aq) + OH-(aq)

Ba(OH)2(s) Ba2+(aq) + 2OH-(aq)

Tabel 9.3 memuat daftar dari beberapa pasangan asam basa konjugat dalam

urutan berdasarkan kekuatannya.

Tabel 9.3 Kekuatan Relatif Pasangan Asam-Basa Konjugat

Asam Basa


HI (asam iodida)

HBr (asam bromida)

HCl (asam klorida)

H2SO4 (asam sulfat)

HNO3 (asam nitrat)

H3O+ (ion hidronium)

HSO4- (ion hidrogen sulfat)

HF (asam fluorida)

HNO2 (asam nitrit)

HCOOH (asam format)

CH3COOH (asam asetat)

NH4+ (ion amonium)

HCN (asam sianida)

H2O (air)

NH3 (amonia)

ClO4- (ion perklorat)

I- (ion iodida)

Br- (ion bromida)

Cl- (ion klorida)

HSO4- (ion hidrogen sulfat)

NO3- (ion nitrat)

H2O (air)

SO42- (ion sulfat)

F- (ion fluorida)

NO2- (ion nitrit)

HCOO- (ion format)

CH3COO- (ion asetat)

NH3 (amonia)

CN- (ion sianida)

OH- (ion hidroksida)

NH2- (ion amida)

112

Contoh:

Hitunglah pH larutan:

a. HCl 0,01 M

b. 2,0 gram NaOH dalam 2 Liter larutan

Jawaban:

a. HCl H+ + Cl-

ca ca ca

ca = 0,01M = 10-2M

artinya [H+] = 10-2M

maka, pH = -log [H+]

= -log 10-2

= -(-2) log 10

= 2

b. Langkah pertama cari dulu Molaritas (M)

M = 𝒎𝒐𝒍 𝒛𝒂𝒕 𝒕𝒆𝒓𝒍𝒂𝒓𝒖𝒕 𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆 𝒍𝒂𝒓𝒖𝒕𝒂𝒏

Karena mol belum diketahui maka cari dlu jumlah mol NaOH:

mol NaOH = 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂 𝑵𝒂𝑶𝑯𝑴𝒓 𝑵𝒂𝑶𝑯

= 2 𝑔𝑟𝑎𝑚

40 𝑔𝑟𝑎𝑚/𝑚𝑜𝑙 = 0,05 mol

maka, M = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑡 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

= 0,05 𝑚𝑜𝑙2 𝐿

= 0,025 M

langkah kedua mencari nilai pOH:

NaOH Na+ + OH-

cb cb cb

cb = 0,025M = 2,5x10-2M

artinya [OH-] = 2,5x10-2M

maka, pOH = -log [OH-]

= -log (2,5 x 10-2)

= -(log 2,5 + log 10-2)

= -[0,39 + (-2 log 10)]

= -[0,39 + (-2 x 1)]

= -(-1,61)

= 1,61

Jadi, pH = pKw – pOH

= 14 – 1,61

= 12,39

Latihan:


a. HCl 1,0 x 10-3M

b. Ba(OH)2 2 x 10-2M

113

Contoh:

Suatu bejana berisi larutan HBr, dan kemudian diambil 200mL. hitunglah massa

HBr yang terambil bila pH larutan = 2

Diketahui: Volume larutan = 200mL = 0,2 L

pH = 2

Ditanya: massa HBr?

Jawaban:

Dari nilai pH, kita bias menentukan nilai konsentrasi H+ / [H+]

pH = -log[H+]

2 = -log[H+]

[H+] = 10-2 M = 0,01M

Dari nilai konsentrasi,kita bias menentukan jumlah mol, sehingga kita bias

menentukan massa dari HBr

M= 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐵𝑟

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡𝑎𝑛

0,01 M = 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐵𝑟0,2 𝐿

mol HBr = 0,01 M x 0,2 L

= 0,002 mol

Sehingga massa HBr adalah:

mol HBr = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐻𝐵𝑟𝑀𝑟 𝐻𝐵𝑟

0,002 mol = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝐻𝐵𝑟81 𝑔𝑟𝑎𝑚/𝑚𝑜𝑙

Massa HBr = 0,002 mol x 81 gram mol-1

Massa HBr = 0,162 gram

Latihan:

1. pH air hujan yang dikumpulkan di daerah tertentu di timur laut Amerika

Serikat pada suatu hari tertentu adalah 4,82. Hitunglah konsentrasi ion

H+ dari air hujan itu.

114

Bila konsentrasi asam atau basa sangat kecil, yaitu mendekati atau lebih

kecil dari 10-7, maka [H+] atau [OH-] dari air tidak dapat diabaikan, maka untuk

mencari [H+] dan [OH-] dapat dihitung dengan:

[H+] = 𝒄𝒂±√𝒄𝒂

𝟐+ 𝟒 𝑲𝒘

𝟐 [OH-] =

𝒄𝒃±√𝒄𝒃𝟐+ 𝟒 𝑲𝒘

𝟐

Contoh:

Hitunglah pH larutan HCl berkonsentrasi:

a. 10-9M

b. 10-5 M

Larutan Asam dan Basa Lemah

Asam Lemah adalah asam yang terionisasi hanya sedikit di dalam air

(elektrolit lemah). Contoh: HF, CH3COOH, dan ion NH4+.

Basa Lemah adalah basa yang terionisasi hanya sedikit di dalam air

(elektrolit lemah). Contoh: NH3 (ammonia).

Untuk mencari nilai konsentrasi H+ dan konsentrasi OH-, maka digunakan:

[H+] = √𝑲𝒂𝒄𝒂 [OH-] = √𝑲𝒃𝒄𝒃

Contoh:


a. Larutan NH3 0,02 M

b. Larutan asam nitrit (HNO2) 0,052M

c. Larutan yang bervolume 800 mL dan mengandung 2 gram HF

115

BAB X

PENGANTAR TERMODINAMIKA

A. Pendahualuan


Cabang ilmu fisika yang membahas tentang energi adalah termodinamika,

yang berisi berbagai hukum mengenai perubahan energi dalam sistem. Hukum

pertama termodinamika mengungkapkan hubungan kalor, energi dalam, dan kerja

yang menyertai perubahan sistem. Kalor yang menyertai reaksi sama dengan

perubahan entalpinya, dan dapat ditentukan tanpa percobaan. Akibatnya kita dapat

mengetahui apakah suatu reaksi eksotermik atau endotermik.

2. Relevansi Materi

Termodinamika merupakan cabang ilmu fisika yang membahas tentang

energi. Energi biasa didefinisikan sebagai kemampuan untuk melakukan kerja.

Semua bentuk energi mampu melakukan kerja. Kimiawan mendefinisikan kerja

sebagai perubahan energi yang langsung dihasilkan oleh suatu proses.


Setelah mempelajari bab ini, mahasiswa diharapkan mampu menjelaskan

hubungan energi dalam dan perubahan entalpi

B. Penyajian Materi

10.1 Istilah Termodinamika

Termodinamika merupakan ilmu yang mempelajari perubahan antar kalor

dan bentuk-bentuk energi lain.

Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah bagian tertentu dari alam yang menjadi pusat perhatian untuk

dipelajari. Disamping sistem ada lingkungan. Lingkungan adalah segala sesuatu

yang berada di luar sistem. Jika kita ingin mempelajari reaksi kimia dalam tabung

reaksi, maka zat kimia yang ada dalam tabung disebut sistem, sedangkan yang di

116

luar zat kimia termasuk tabung reaksi dan udara di atas permukaannya adalah

lingkungan.

Dinding dan Sistem

Batas antara sistem dan lingkungan disebut dinding yang bersifat diatermal

(tembus energi) atau adiatermal (tidak tembus energi). Akibatnya ada sistem

terbuka, tertutup dan tersekat (terisolasi).

Sistem terbuka adalah sistem yang dapat mengadakan pertukaran materi

dan energi dengan lingkungannya. Contoh: sistem terbuka dapat terdiri dari

sejumlah air dalam wadah terbuka, seperti ditunjukkan dalam gambar 4. 1a. jika kita

tutup botol itu, seperti gambar 4. 1b sedemikian rupa sehingga tidak ada uap air

yang dapat lepas dari atau mengembun ke wadah, maka kita menciptakan sistem

tertutup. Sistem tertutup mempunyai dinding diatermal sehingga hanya terjadi

pertukaran energi. Dengan menempatkan air dalam wadah yang disekat seluruhnya,

maka membuat sistem terisolasi. Sistem terisolasi tidak mengadakan pertukaran

materi dan energi dengan lingkungan karena mempunyai dinding adiatermal, seperti

gambar 4. 1c.

Gambar 4.1 Tiga sistem yang diwakili

oleh air dalam botol: (a) sistem terbuka,

yang memungkinkan pertukaran energi

maupun massa dengan lingkungan; (b)

sistem tertutup, yang memungkinkan

pertukaran energi tetapi bukan

massanya; dan (c) sistem terisolasi, yang

tidak memungkinkan pertukaran energi

maupun massa (disini botol ditutup oleh

pelapis hampa)

Keadaan Setimbang

Sistem disebut dalam keadaan setimbang jika tidak terjadi perubahan yang

berarti antara sistem dengan lingkungannya, bila keduanya mengadakan kontak satu

sama lain. Kesetimbangan ada tiga macam, yaitu:

117

Kesetimbangn Mekanik

Merupakan sistem yang tidak mempunyai energi mekanik, karena

resultan gaya terhadap sistemnya nol. Contohnya, sebuah pompa yang pistonnya

diam karena tekanan gas dalam pompa sama dengan tekanan luar.

Kesetimbangan Termal

Terjadi bila energi yang masuk dan yang keluar sistem sama jumlahnya

dalam saat bersamaan. Hal ini terjadi jika suatu sistem dan lingkungan sama.

Kesetimbangan listrik

Keadaan sistem dan lingkungan yang mempunyai potensial listrik yang

sama sehingga tidak terjadi perpindahan muatan.

Kerja, Kalor dan Energi Listrik

Sistem yang tidak setimbang dengan lingkungannya cenderung berubah

untuk mencapai kesetimbangan. Bentuk perubahan yang terjadi bergantung pada

jenis sistem dan lingkungan, mungkin terjadi kerja, perpindahan kalor, atau

menimbulkan arus listrik.

Kerja

Kerja yang akan dibahas adalah kerja mekanik. Contoh yang berguna

tentang kerja mekanik adalah pemuaian gas (Gambar 4. 2). Suatu gas yang berada

dalam tabung yang tertutup piston yang dapat bergerak tapi tidak mempunyai berat

dan gesekan, pada suhu, tekanan dan volume tertentu. Ketika memuai, gas tersebut

mendorong piston ke atas melawan tekanan atmosfer luar P. Perpindahan piston

menghasilkan energi yang disebut kerja volume. Nilai kerja bergantung pada

besarnya penambahan volume dan tekanan udara luar. Kerja yang dilakukan oleh

gas pada lingkungan adalah:

w = -P∆V

dengan ∆V, perubahan volume. Tanda minus pada persamaan dibuat agar

mengikuti kesepakatan untuk w. Untuk pemuaian gas ∆V > 0, sehingga -P∆V

bernilai negatif, sedangkan untuk pemampatan gas ∆V < 0 sehingga -P∆V bernilai

positif.

118

Menurut persamaan, satuan untuk kerja yang dilakukan oleh atau pada suatu

gas adalah liter atmosfer. Untuk menyatakan kerja yang dilakukan dalam satuan

yang lebih dikenal, yaitu Joule;

1 L atm = 101,3 Joule

Gambar 4. 2 Pemuaian gas melawan tekanan luar konstan. Gas itu terdapat

dalam silinder yang tertutup piston yang dapat bergerak dan

tidak bermassa. Kerja yang dilakukan dirumuskan oleh -P∆V

Kalor

Kalor adalah energi mekanik akibat gerakan partikel materi dan dapat

pindah dari satu tempat ke tempat lain. Jika sistem mempunyai dinding diatermal

(tembus energi) dan suhunya lebih tinggi dari lingkungan maka kalor akan keluar

sistem. Sebaliknya jika suhu lingkungan lebih tinggi, kalor akan mengalir ke sistem.

Energi Listrik

Bila sistem diberi beda potensial dari lingkungannya akan mengakibatkan

listrik mengalir ke dalamnya atau diberi energi listrik. Sebaliknya, bila dalam sistem

terdapat beda potensial maka sistem dapat memberikan energi listrik ke lingkungan.

10.2 Hukum Pertama Termodinamika

Energi Dalam

Setiap sistem mempunyai energi karena partikel-partikel materi (padat, cair

atau gas) selalu bergerak acak dan beraneka ragam. Disamping itu, dapat terjadi

perpindahan tingkat energi elektron dalam atom atau molekul. Setiap gerakan

dipengaruhi oleh banyak faktor dan dapat berubah bentuk bila saling bertumbukan.

119

Akibatnya besar energi gerakan satu partikel akan berbeda dengan yang lain.

Jumlah total energi semua partikel dalam sistem disebut Energi dalam (U). karena

itu nilai mutlak U tidak dapat dihitung.

Bila sistem mengalami peristiwa, akan mengubah energi dalam, misalnya

dari U1 (keadaan awal) menjadi U2 (keadaan akhir). Walaupun nilai mutlak U1 dan

U2 tidak diketahui, perubahannya dapat diketahui dari perubahan suhu sistem. Jika

suhu naik menandakan gerakan partikel lebih cepat dan berarti energi dalam

bertambah. Sebaliknya jika suhu turun berarti energi dalam berkurang.

Rumusan Hukum Pertama Termodinamika

Hukum pertama termodinamika menyatakan hubungan energi sistem

dengan lingkungan. Jika sistem kemasukan energi, berarti lingkungan kehilangan

energi, dan sebaliknya, jika lingkungan kemasukan energi maka sistem kehilangan

energi dengan jumlah yang sama.

Sebuah pompa bila dipanaskan akan menyebabkan suhu gas dalam pompa

naik dan volumenya bertambah. Berarti energi dalam gas bertambah dan sistem

melakukan kerja. Dengan kata lain, kalor (q) yang diberikan kepada sistem sebagian

disimpan sebagai energi dalam (∆U) dan sebagian lagi diubah menjadi kerja (w).

q = ∆U – w atau ∆U = q + w

Persamaan di atas merupakan rumusan hukum pertama termodinamika.

Hukum pertama termodinamika didasarkan pada hukum Kekekalan Energi yang

menyatakan:

“Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat

diubah dari satu bentuk ke bentuk lain”

Atau:

“ Energi alam semesta adalah konstan”

120

Agar tidak keliru dalam menggunakan rumus di atas, perlu ditetapkan

perjanjian:

1. Kalor (q)

Bertanda (+), jika kalor masuk sistem/ proses penyerapan kalor dari

lingkungan ke sistem (proses endotermik)

Bertanda (-), jika kalor keluar sistem/ proses melepaskan kalor dari

sistem ke lingkungan (proses eksotermik)

2. Kerja (w)

Bertanda (+), jika kerja dilakukan oleh lingkungan/ proses

pemampatan gas (kompresi)

Bertanda (-), jika kerja dilakukan oleh sistem/ proses pemuaian gas

(ekspansi)

3. Kerja dihitung dengan rumus:

w = -P∆V

dengan w = kerja (L atm)

V = volume (L)

P = tekanan (atm)

Contoh 1: suatu gas memuai dari volume 2,0 L menjadi 6,0 L pada tekanan

konstan. Hitunglah kerja yang dilakukan gas jika gas itu memuai terhadap ruang

hampa!

Jawaban:

Ruang hampa, berarti tekanan luar nol maka w adalah:

w = -P∆V

= - 0 atm (6 L – 2 L)

= 0 L atm

Latihan:

1. Suatu gas memuai dari volume 2,0 L menjadi 6,0 L pada tekanan konstan.

Hitunglah kerja yang dilakukan gas jika gas itu memuai terhadap tekanan luar

konstan 1,2 atm!

121

2. Suatu gas diberi kalor sebanyak 500 kal sehingga berekspansi melawan udara

luar (1 atm) dan volume berubah dari 20 liter menjadi 30 liter. Tentukan:

a. Kerja (w) dalam Joule

b. Perubahan energi dalam (∆U) dalam Joule

1 kal = 4,184 Joule

3. Kerja yang dilakukan suatu gas dimampatkan dalam tabung adalah 462 Joule.

Selama proses ini, terdapat perpindahan kalor sebesar 128 Joule dari gas ke

lingkungan. Hitunglah perubahan energi untuk proses ini!

Contoh 2: 0,5 mol gas (2,5 atm, 500C) berekspansi menentang udara

luar (1 atm) sehingga suhu menjadi 750C. tentukan:

a. Kerja (w)

b. Perubahan energi (∆U) bila q = 1000 J

Jawaban:

Diketahui: n = 0,5 mol

P1 = 2,5 atm T1 = 500C + 273 K = 323 Kelvin

P2 = 1 atm T2 = 750C = 273 K = 348 Kelvin

w = -P∆V

untuk mencari kerja (w) maka diperlukan V1 dan V2. Maka untuk mencari

volume diperlukan persamaan gas ideal dengan rumus:

PV = nRT maka:

V1 = 𝑛𝑅𝑇𝑃1

= 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝑥 0,082 𝐿 𝑎𝑡𝑚 𝑚𝑜𝑙−1𝐾−1 𝑥 323 𝐾

2,5 𝑎𝑡𝑚 = 5,3 L

V2 = 𝑛𝑅𝑇𝑃2

= 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝑥 0,082 𝐿 𝑎𝑡𝑚 𝑚𝑜𝑙−1𝐾−1 𝑥 348 𝐾

1 𝑎𝑡𝑚 = 14,27 L

a.) w = -P∆V

w = - 1 atm (14,27 – 5,3)L

= -8,97 L atm

Jika dijadikan dalam satuan Joule, maka:

w = -8,97 L atm x 101,3 J L-1 atm-1

= -908,6 Joule

122

b) ∆U = q + w

= 1000 J + (-908,6 J)

= 91,4 Joule

Latihan: dua mol gas O2 (bersuhu 270C dan tekanan 1,5 atm) berekspansi

melawan udara luar (1 atm) sehingga energi dalam turun 35 kal dan

volume akhir = 50 L. tentukan:

a. Kerja (w) dalam kal

b. Kalor (q) dalam kal

Berbagai Macam Proses

Proses isotermal

Proses yang berlangsung pada suhu tetap (T1 = T2), akibatnya energi

dalam tetap (∆U = 0). Dengan demikian persamaan menjadi:

q = -w

Artinya kalor yang diberikan kepada sistem semuanya di ubah menjadi

kerja.

Proses isovolum

Proses yang tidak mengalami perubahan volume (∆V = 0), akibatnya

sistem tidak melakukan kerja (w = 0), sehingga persamaan menjadi:

q = ∆U

Artinya semua kalor yang masuk sistem disimpan sebagai energi dalam.

Proses adiabatik

Proses yang tidak menyerap atau melepaskan kalor (q = 0), sehingga

persamaan menjadi:

∆U = w

Artinya energi dalam sistem dipakai untuk menghasilkan kerja.

Latihan:

1. Dua mol gas (270C dan 1,5 atm) berekspansi ke udara bebas (1 atm).

Tentukan q bila prosesnya isotermal!

123

2. Bila suatu gas dalam ruang yang dindingnya kuat diberi kalor sebesar

100 kal, maka tentukanlah perubahan energi dalam gas ini!

3. 22 gram gas CO2 pada suhu 1270C dan tekanan 1,2 atm berekspansi ke

udara luar (1 atm). Bila prosesnya adiabatik, tentukan ∆U! (Ar C = 12,

Ar O = 16)

10.3Entalpi

Sebuah pompa berisi gas yang mula-mula stabil (Pin = Pex) dan kemudian

diberi kalor sebesar q, secara perlahan akan terjadi ekspansi. Karena piston dapat

bergerak bebas, maka tekanan gas dalam pompa (Pin) selalu sama dengan tekanan

luar (Pex) sehingga w = -Pex(V2-V1) = -Pin(V2-V1). Sesuai dengan hukum pertama:

qp = ∆U + P∆V

qp adalah kalor yang masuk atau keluar sistem pada tekanan luar (dalam) yang tetap.

Persamaan menunjukkan bahwa nilai qp bergantung pada U, P, dan V keadaaan

awal dan akhir. U dan PV adalah energi, akibatnya U + PV juga energi. Berarti,

dalam sistem ada kuantitas energi lain yang disebut entalpi (H):

H = U + PV

Jika sistem mengalami perubahan maka entalpi juga demikian:

∆H = ∆U + ∆(PV)

∆H = ∆U + P∆V + P∆P

Jika tekanan tetap (∆P = 0) maka:

∆H = ∆U + P∆V + P∆P

∆H = ∆U + P∆V + P.0

∆H = ∆U + P∆V

Sehingga :

∆H = qp atau qp = ∆H

Jadi, “kalor yang diserap atau dilepaskan sistem pada tekanan luar yang tetap

sama dengan perubahan entalpinya”

Perubahan entalpi ∆H adalah suatu ukuran kalor reaksi pada tekanan tetap.

124

Perubahan entalpi (∆H) sistem bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir.

Akhirnya ada kemungkinan:

➢ Bila H2 > H1 maka

∆H = H2 – H1 > 0 (proses endotermik)

➢ Bila H2 < H1 maka

∆H = H2 – H1 < 0 (proses eksotermik)

➢ Bila H1 = H2 maka

∆H = H2 – H1 = 0 (proses adiabatik)

Ekspansi Isotermal

Jika sistem berekspansi melawan tekanan luar tetap dan suhu sistem tetap

disebut ekspansi isotermal. Perubahan energi proses ini adalah:

∆H = ∆U + P∆V

Karena proses isotermal maka ∆U = 0

Sehingga persamaan perubahan entalpi jika sistem berekspansi isotermal menjadi:

∆H = P∆V

Jadi, ∆H dapat dihitung dari perkalian tekanan luar dengan perubahan volume.

Latihan:

1. 2 liter gas N2 pada 00C dan tekanan 1 atm berekspansi isotermal melawan

tekanan tetap sebesar 0,5 atm. Tentukan perubahan entalpi!

2. 64 gram O2 pada suhu 250C dan tekanan 1,2 atm berekspansi melawan tekanan

luar (1 atm), sehingga volume akhir 48,87 liter. Hitunglah perubahan entalpi

sistem! (Ar O = 16)

Peralihan Wujud

Peralihan wujud merupakan proses isotermal, karena berlangsung pada suhu

tetap, contohnya penguapan air. Penguapan air adalah perubahan air menjadi uap air

pada suhu 1000C atau

H2O(l) H2O(g) ∆H = H2 – H1

H1 H2

1000C 1000C

125

Nilai ∆H ini tidak dapat dihitung, tetapi dapat diukur dengan percobaan.

Hasil pengukuran terhadap suatu zat akan mempunyai nilai tertentu yang disebut

Kalor Penguapan (∆Hvap). Kalor penguapan merupakan energi yang diperlukan

untuk menguapkan 1 mol zat pada titik didihnya (Tabel 4. 1).

Kalor yang diperlukan untuk menguapkan sejumlah zat tergantung pada mol

zat dan kalor penguapannya.

q = n ∆Hvap

Tabel 4. 1 Kalor penguapan dan titik didih beberapa unsur dan senyawa

Unsur dan Senyawa ∆Hvap (kJ mol-1) Titik didih (0C)

CH4

C2H6

C3H8

C4H10

C6H14

C8H18

C10H22

F2

Cl2

Br2

HF

HCl

HBr

HI

H2O

H2S

NH3

PH3

SiH4

He

H2

N2

Ar

9,20

14

18,1

22,3

28,6

33,9

35,8

6,52

20,4

30,7

30,2

15,1

16,3

18,2

40,6

18,8

23,6

14,6

12,3

0,84

0,904

5,56

6,52

-161

-89

-30

0

68

125

160

-188

-34,6

59

17

-84

-70

-37

100

-61

-33

-88

-112

4,21

20,4

77,3

87,2

Latihan: 90 gram air diubah menjadi uap di bawah tekanan udara 1 atm.

Tentukan kalor yang diperlukan (kalor penguapan air lihat

Tabel 4. 1) (Ar H = 1 dan Ar O = 16)

126

Kapasitas Kalor

Perubahan entalpi untuk proses yang tidak isotermal memerlukan

perhitungan lain, yaitu dengan kapasitas kalor. Kapasitas kalor (C) adalah jumlah

kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu sistem satu derajat atau

C = 𝑑𝑞𝑑𝑇

Jika tekanan luar konstan maka qp = ∆H, dan bila proses isovolum maka

qv = ∆H. jadi, ada dua macam kapasitas kalor, yaitu:

✓ Pada tekanan tetap Cp = (𝑑𝐻𝑑𝑇

)p (JK-1)

✓ Pada volume tetap Cv = (𝑑𝑈𝑑𝑇

)V (JK-1)

Dalam perhitungan sering diperlukan nilai kapasitas kalor tiap mol zat yang

disebut Kapasitas Kalor Molar yaitu:

cp = 𝐶𝑝

𝑛 (JK-1mol-1)

cv = 𝐶𝑣𝑛

(JK-1mol-1)

nilai cp dan cv mempunyai hubungan:

cp – cv = R

dengan R adalah tetpan gas ideal (8,314 J mol-1 K-1). Nilai cp suatu zat dapat diukur

dengan percobaan di laboratorium (Tabel 4. 2).

Suatu sistem yang mengalami perubahan suhu pada tekanan tetap akan

disertai oleh pemasukan atau pengeluaran kalor. Besarnya kalor dapat dihitung dari

jumlah mol dan perbedaan suhu.

Pada Tekanan Tetap:

q = ∆H = ncp ( T2 – T1)

Pada proses isovolum:

q = ∆U = ncv ( T2 – T1)

Latihan:

i. Hitunglah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu 64 gram oksigen

dari suhu 250C sampai dengan 400C pada proses

127

a. Tekanan tetap

b. Isovoulum

ii. Hitunglah perubahan entalpi 4,4 gram CO2 (1 atm) dari suhu 250C menjadi

500C! (Ar C = 12 dan Ar O = 16)

Tabel 4. 2 Kapasitas kalor molar (cp) beberapa zat

Zat cp (J K-1 mol-1) Zat cp (J K-1 mol-1)

O2(g)

H2(g)

H2O(g)

HF(g)

HCl(g)

Br2(l)

HBr(g)

I2(g)

S(s)

SO3(g)

H2SO4(l)

NO(g)

NH3(g)

CO(g)

CH4(g)

C2H4(g)

CH3CO2H(l)

C2H5OH(l)

Al2O3(s)

Cu(s)

CaO(s)

29,36

28,82

33,58

29,13

29,12

75,69

29,14

36,90

22,64

50,67

138,91

29,84

35,06

29,12

35,34

43,56

124,3

111,46

79,4

24,44

42,80

O3(g)

H2O(l)

F2(g)

Cl2(g)

NaCl(s)

Br2(g)

I2(s)

HI(g)

SO2(g)

H2S(g)

N2(g)

NO2(g)

C(s)

CO2(g)

C2H2(g)

C2H6(g)

CH3OH(l)

PbSO4(s)

Hg(l)

Ag(s)

CaCO3(s)

39,2

79,29

31,3

33,91

49,71

36,02

54,44

29,16

39,87

34,23

29,13

37,20

8,53

37,11

43,93

52,64

81,6

103,21

27,98

25,35

81,88

C. Rangkuman

Reaksi kimia dipandang sebagai perubahan dalam sistem. Sistem adalah suatu

yang menjadi pusat perhatian dan yang lainnya disebut lingkungan. Ada tiga macam

sistem yaitu sistem terbuka, tertutup dan tersekat. Dalam termodinamika dikenal

kesetimbangan mekanik, termal dan listrik. Sistem yang tidak setimbang dengan

lingkungannya cenderung berubah menuju kesetimbangan dengan menyerap atau

melepaskan kalor serta menerima atau melakukan kerja. Kalor adalah bentuk energi

128

yang dapat pindah dari sistem ke lingkungan, atau sebaliknya. Kerja ditandai dengan

perubahan volume sistem yang disebut kerja volume.

Suatu sistem mempunyai energi dalam (U) yaitu energi total yang dikandung

sistem. Jika sistem menerima sejumlah kalor, maka sebagian di ubah menjadi kerja dan

sisanya menambah energi dalam. Berdasarkan itu lahirlah hukum pertama

termodinamika yang menyatakan bahwa, energi tidak dapat diciptakan atau

dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk yang lain.

Setiap sistem gas mempunyai besaran yang dapat berubah nilainya, yaitu

tekanan (P), volume(V), suhu (T), mol (n) dan energi dalam (U). Suatu proses dapat

mengubah beberapa besaran, sedangkan yang lain tetap, contohnya proses isotermal

(suhu tetap), isohor (volume tetap), dan adiabatik (tidak melepaskan atau menyerap

kalor). Proses di udara bebas dapat dianggap punya tekanan luar yang tetap. Kalor yang

masuk atau keluar pada proses ini sama dengan perubahan entalpi. Jika nilai perubahan

entalpi negatif menandakan proses eksotermik, dan jika nilainya positif menandakan

proses endotermik.

Perubahan entalpi reaksi kimia dapat ditentukan secara eksperimen dengan

kalorimeter dan secara perhitungan dari data kalor pembentukan senyawa. Kalor

pembentukan senyawa diperoleh dari kalor reaksi pembentukannya, berdasarkan

perjanjian, bahwa kalor pembentukan unsur bebas adalah nol. Perubahan entalpi proses

yang tidak isotermal diperlukan nilai kapasitas kalor. Ada dua macam kapasitas kalor,

yaitu pada tekanan tetap (cp) dan volume tetap (cv).

D. Tugas

i. Apa yang dimaksud dengan sistem:

a. Terbuka

b. Tertutup

c. Tersekat

ii. Hitunglah kerja jika 20 gram O2 (1 atm, O0C) berubah menjadi 500C dan 1 atm.

Kemudian hitung ∆H bila proses adiabatik!

129

iii. Suatu gas memuai dan melakukan kerja P-V pada lingkungan sebesar 279 Joule.

Pada saat yang sama, gas itu menyerap kalor dari lingkungan sebesar 216 Joule.

Berapa perubahan energi sistem?

iv. Hitunglah kalor yang diperlukan untuk menguapkan 50 gram etana C2H6 pada titik

didihnya. (Ar C = 12 dan Ar H = 1 serta kalor penguapan (∆Hvap) etana lihat Tabel 4.

1)

E. Daftar Pustaka


Binapura Aksara.


Erlangga.


130

BAB XI

TERMOKIMIA

A. Penyajian Materi

Penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia disebut

termokimia, yang membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia. Reaksi

kimia termasuk proses isothermal dan bila dilakukan di udara terbuka maka kalor

reaksi.

qp = ∆H

akibatnya, kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi:

q = ∆Hreaksi = Hhasil reaksi – Hpereaksi

Supaya terdapat keragaman harus ditetapkan keadaan standar, yaitu 250C

dan tekanan 1 atm. Dengan demikian, perhitungan termokimia pada keadaan standar

yaitu, contoh:

AB + CD AC + BD ∆H0 = x kJ mol-1

∆H0 adalah lambang (notasi) perubahan entalpi reaksi pada keadaan standar.

Ditinjau dari jenis reaksi, terdapat 4 jenis kalor sebagai berikut:

Kalor Pembentukan

Kalor pembentukan merupakan kalor yang menyertai pembentukan 1

mol senyawa langsung dari unsur-unsurnya.

Contoh: ammonia (NH3) harus dibuat dari gas nitrogen dan hydrogen, sehingga

reaksinya:

1

2N2(g) + 11

2H2(g) NH3(g) ∆Hf

0 = -46 kJ mol-1

Karena NH3 harus 1 mol maka koefisien reaksi nitrogen dan hydrogen

boleh dituliskan sebagai pecahan. Energy yang dilepaskan sebesar 46 kJ mol-1

disebut kalor pembentukan ammonia (∆H0 NH3)

Contoh lain:

C(s) + O2(g) CO2(g) ∆Hf0 = -394kJ mol-1

Berarti ∆H0 CO2 = -394 kJ mol-1

131

Kalor Penguraian

Kalor penguraian adalah kalor yang menyertai penguraian 1 mol

senyawa langsung menjadi unsur-unsurnya, contoh:

NH3(g) 12N2(g) + 11

2H2(g) ∆H = +46 kJ mol-1

HF(g) 12H2(g) + 1

2F2(g) ∆H = +271 kJ mol-1

Kalor Penetralan

Kalor penetralan adalah kalor yang menyertai pembentukan 1 mol air

dari reaksi penetralan (asam dan basa), contoh:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = +121kJ mol-1

HBr(aq) + 12Ba(OH)2(aq) 1

2BaBr2(aq) + H2O(l) ∆H = +98 kJ mol-1

Kalor Reaksi

Kalor reaksi merupakan kalor yang menyertai suatu reaksi dengan

koefisien yang paling sederhana, contoh:

3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) ∆H = -92kJ mol-1

2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -2602kJ mol-1

Kalor reaksi dapat ditentukan dengan percobaan laboratorium atau dengan

perhitungan. Dengan perhitungan ada tiga cara yaitu:

1. Hukum Hess

Walaupun ada alat untuk mengukur kalor reaksi, tetapi ada reaksi yang

berlangsung terlalu cepat atau lambat sehingga sulit diukur. Disamping itu, ada

reaksi yang tidak terjadi tetapi kita ingin mengetahui kalor reaksinya. Masalah

ini dapat dipecahkan dengan menggunakan Hukum Hess yang menyatakan:

“kalor yang menyertai reaksi tidak bergantung pada jalan

yang ditempuh, tetapi hanya pada keadaan awal dan akhir”

Latihan:

1) Tentukan kalor reaksi 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) jika

diketahui:

C(g) + O2(g) CO2(g) ∆H = -394kJ

2C(g) + O2(g) 2CO(g) ∆H = +220kJ

132

2) Diketahui reaksi:

2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -2602kJ

2C2H6(g) + 7O2(g) 4CO2(g) + 6H2O(l) ∆H = -3123kJ

H2(g) + 12O2(g) H2O(l) ∆H = -286kJ

2. Kalor Pembentukan Standar

Suatu senyawa dapat dibuat langsung dari unsur-unsurnya. Kalornya

disebut kalor pembentukan dan dapat ditentukan dengan percobaan. Kalor ini

merupakan selisih entalpi senyawa dengan unsur-unsur pembentuknya.

“kalor pembentukan unsur bebas pada suhu 250C dan

tekanan 1 atm adalah nol”

Suhu 250C dan tekanan 1 atm dipilih sebagai keadaan standar karena

dianggap merupakan kondisi yang umum dari permukaan bumi. Kondisi ini

harus dinyatakan mengingat entalpi system dipengaruhi oleh suhu dan tekanan.

Sesuai dengan perjanjian, maka ∆H pembentukan unsur pada keadaan

standar adalah nol, dengan wujud yang sesuai pada keadaan itu. Contoh:

∆H0f Fe(s) = 0; ∆H0

f Hg(l) = 0; ∆H0f H2(g) = 0; ∆H0

f N2(g) = 0

Notasi nol kecil (0) diatas ∆H melambangkan nilai entalpi pada keadaan

standar. Berdasarkan perjanjian di atas, kita dapat menentukan kalor

pembentukan (∆H0f) senyawa dari data hasil percobaan.

Tabel 11.1 Kalor Pembentukan Standar Zat Kimia (250C, 1 atm)

Senyawa ∆H0f (kJ mol-1) Senyawa ∆H0

f (kJ mol-1)

O2(g)

H2(g)

H2O(g)

HF(g)

HCl(g)

Br2(l)

HBr(g)

I2(g)

S(s)

SO3(g)

H2SO4(l)

NO(g)

0

0

-241,8

-271,1

-92,3

0

-36,4

62,4

0

-396

-813,8

90,2

O3(g)

H2O(l)

Fe(g)

Cl2(g)

NaCl(s)

Br2(g)

I2(s)

HI(g)

SO2(g)

H2S(s)

N2(g)

NO2(g)

142,7

-286

0

0

411

30,9

0

26,5

-297

-20,6

0

33,1

133

NH3(g)

CO(g)

CH4(g)

C2H4(g)

CH3COOH(l)

C2H5OH(l)

Al2O3(s)

Cu(s)

CaO(s)

Fe2O3(s)

-46,1

110

74,8

52,2

-484,5

-277,7

-1675,7

0

635,5

-822,2

C(s)

CO2(g)

C2H2(g)

C2H6(g)

CH3OH(l)

PbSO4(s)

Hg(l)

Ag(s)

CaCO3(s)

0

-394

227

-84,5

-238,7

-919,9

0

0

-1206,9

Latihan:

1) Tentukan ∆H0f CO2(g) jika reaksi:

C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = -394kJ mol-1

2) Tentukan ∆H0f H2SO4(l) jika reaksi:

H2O(l) + SO3(g) H2SO4(l) ∆H = -131,8kJ mol-1

3) Tentukan ∆H reaksi dari:

Fe2O3(g) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g) ∆H = …….?

3. Energi Ikatan

Kalor reaksi juga dapat diperkirakan dari data energy ikatan pereaksi dan

hasil reaksi. Energy ikatan adalah energi rata-rata yang diperlukan untuk

memutuskan ikatan antar dua atom dalam senyawa. Data dari Tabel 11.2

dipakai untuk menghitung energy pengatoman senyawa (∆H0atom) yaitu energy

yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan dalam senyawa (dalam

keadaan gas) menjadi atom-atomnya.

Tabel 11.2 Energi Ikatan

Ikatan En (kJ mol-1) Ikatan En (kJ mol-1)

H – C

H – O

H – N

H – F

H – Br

C – C

C = C

C = C

415

463

391

563

366

348

607

833

H – I

C – O

C = O

C – N

C = N

C = N

H – Cl

299

356

724

292

619

879

432

134

Contoh energy pengatoman H2O, CH4, dan C3H6:

a. H2O

∆H0atom = 2(O – H)

= 2(463)kJ mol-1

= 926 kJ mol-1

b. CH4

∆H0atom = 4(C – H)

= 4(415)kJ mol-1

= 1660 kJ mol-1

c. C3H6

∆H0atom = 6(C – H) + 1(C – C) + 1(C=C)

= 6(415) + 1(348) + 1(607)

= 3445 kJ mol-1

Jika zat yang terlibat dalam reaksi berupa unsur bebas, maka dipakai

data energi pengatoman unsur (∆H0atom) seperti Tabel 11.3. Energi

pengatoman unsur adalah energy yang diperlukan untuk memutuskan ikatan

antar atom dalam unsur (dalam suhu kamar) sehingga menjadi atom-atom

bebas.

Tabel 11.3 Energi Pengatoman Beberapa Unsur

Atom ∆H0atom (kJ mol-1) Atom ∆H0atom (kJ mol-1)

Li

Br

O

N

C

H

161

112

249

473

715

218

F

Na

S

Cl

Br

I

79,1

108

454

121

112

107

Proses pengatoman bersifat endotermik, karena diperlukan energy untuk

memutuskan ikatan. Dalam reaksi terjadi pemutusan ikatan pereaksi dan

135

pembentukan ikatan hasil reaksi. Dengan kata lain, pengatoman pereaksi

membutuhkan energi, sedangkan pengatoman hasil reaksi melepaskan energy.

Energi pengatoman pereaksi = energy yang dibutuhkan

Energi pengatoman hasil reaksi = energy yang dilepaskan

Sehingga ∆H (kalor reaksi) adalah perbedaan energy yang dibutuhkan

dengan energy yang dilepaskan.

∆H = Energi Pengatoman pereaksi – Energi Pengatoman hasil reaksi

Menghitung kalor reaksi dengan data ikatan akan mudah bila zat yang

terlibat dalam reaksi adalah senyawa berwujud gas atau unsur. Hal ini

disebabkan oleh energy pengatoman senyawa dihitung dalam keadaan gas,

sedangkan energy pengatoman unsure dihitung dalam wujudnya pada suhu

kamar.

Latihan:

Tentukan kalor reaksi dengan menggunakan data energy ikatan

a. C2H4(g) + H2(g) C2H6(g) ∆H = ……?

b. CH4(g) + O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = ……?

Jika senyawa dalam reaksi berwujud cair atau padat, maka di ubah

menjadi gas. Energy yang diperlukan dihitung dari data kalor penguapan (∆Hvap)

dan kalor sublimasi (∆Hsub)

Latihan:

1. Tentukan kalor reaksi pembakaran 1 mol C6H14(l) jika

∆Hvap C6H14 = 28,6 kJ mol-1 dan ∆Hvap H2O = 40,6 kJ mol-1

2C6H14(l) + 19O2(g) 12CO2(g) + 14H2O(l)

2. Hitunglah kalor reaksi dibawah ini dengan data energy ikatan jika ∆Hvap

H2O = 40,6 kJ mol-1

2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2(g) + 2H2O(l)

136

BAB XII

KIMIA ORGANIK

Senyawa organik adalah senyawa yang terdapat dalam organisme yang sangat

bervarisi jumlah atom dan strukturnya. Setiap senyawa organik mengandung

karbon sebagai unsur utama. Dalam bab ini akan membahas senyawa organik

dimulai dari keistimewaan unsur karbon dan cara menuliskan rumus senyawa

organik. Kemudian dilanjutkan dengan senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa

yang mengandung hidrogen dan karbon. Pembahasan diarahkan pada

penggolongan, tata nama dan isomernya.

Pengertian Kimia Organik

Senyawa organik berasal dari organisme atau makhluk hidup, karena pada

awalnya diduga hanya dapat dibuat oleh organisme. Tahun 1828, Friedrich

Wholer berhasil mensintesis urea (senyawa organik) dari amonium sianat

(senyawa anorganik).

Sejak itu, banyak dilakukan percobaan untuk membuat senyawa organik.

Ternyata senyawa organik selalu mengandung paling sedikit satu atom karbon.

Salah satu kekhasan senyawa organik adalah mempunyai rumus dan struktur

molekul yang beranekaragam, tergantung pada jumlah atom C (karbon)-nya.

Jadi, senyawa organik adalah senyawa yang strukturnya terutama ditentukan

oleh atom karbon yang saling berikatan.

Keistimewaan Atom Karbon

Keanekaragaman senyawa organik muncul karena keistimewaan atom karbon

(C) yang tidak dimiliki oleh atom lainnya. Keistimewaan itu adalah:

137

1. Atom C dengan elektron valensi empat, sehingga dapat membuat empat ikatan

kovalen tunggal yang cukup kuat dengan atom lain, seperti CH4, CCl4, CH3Cl

dengan struktur tetrahedral.

Gambar 1.1 Struktur CH4, CCl4 dan CH3Cl

2. Satu atom C dapat berikatan kovalen dengan atom C lainnya, dan dapat pula

sambung-menyambung membentuk suatu rantai karbon contoh C2H6 dan C5H12.

Sehingga jumlah atom C dalam senyawa organik sangat bervariasi, mulai dari 1

sampai tak hingga.

3. Rantai karbon dalam senyawa organik dapat berupa rantai lurus, bercabang, dan

melingkar (siklik). Contoh:

4. Antara dua atom C yang berdekatan dapat terbentuk ikatan rangkap dua atau tiga

seperti pada C3H6, dan C3H4.

138

5. Atom karbon dapat membentuk ikatan kovalen dengan atom elektronegatif

lainnya seperti O, S, N, dan Halogen (F, Cl, Br, dan I). Contoh:

Rumus Senyawa Organik

Secara umum, senyawa kimia mempunyai tiga macam rumus kimia, yaitu (1)

rumus molekul, (2) rumus empiris, dan (3) struktur molekul. Untuk menyatakan

suatu senyawa organik tidak cukup hanya dengan rumus empiris dan rumus

molekul, tetapi juga diperlukan struktur molekulnya, karena suatu senyawa

organik mempunyai rantai karbon yang bervariasi, ada yang lurus, bercabang,

dan melingkar, serta mempunyai ikatan tunggal dan rangkap dua atau tiga. Letak

cabang, ikatan rangkap, dan bentuk rantai, tidak dapat ditunjukkan oleh rumus

molekulnya.

Untuk menggambarkan kedudukan atom dalam ruang (tiga dimensi) cukup sulit

pada kertas (berdimensi dua). Oleh karena itu digunakan tiga jenis rumus, yaitu

(1) rumus dimensional, (2) rumus bola pasak, dan (3) proyeksi newman. Berikut

ini adalah contoh konformasi (penataan dalam ruang secara berlain – lainan) dari

etana.

Catatan:

Jumlah ikatan kovalen suatu atom bergantung pada jumlah elektron yang belum

berpasangan, seperti:

Rumus Bola Pasak

139

Hidrokarbon

Suatu senyawa yang mengandung unsur karbon dan hidrogen disebut

hidrokarbon. Senyawa ini terdiri atas senyawa hidrokarbon alifatik dan aromatik.

Hidrokarbon alifatik adalah senyawa hidrokarbon yang tidak mengandung inti

benzena, baik dalam senyawa yang berantai lurus dan bercabang, maupun siklik.

Hidrokarbon aromatik adalah senyawa hidrokarbon yang mengandung inti

benzena, yaitu rantai enam karbon yang melingkar tetapi stabil. Hidrokarbon

alifatik yang tidak mengandung ikatan rangkap disebut hidrokarbon jenuh

(alkana), dan yang mengandung ikatan rangkap disebut hidrokarbon tak jenuh

(alkena dan alkuna), serta hidrokarbon siklik yang jenuh disebut sikloalkana.

Alkana

Alkana merupakan senyawa hidrokarbon jenuh, semua atom karbon dalam

alkana mempunyai empat ikatan tunggal dan tidak ada pasangan elektron bebas.

Semua elektron terikat kuat oleh kedua atom. Akibatnya, senyawa ini cukup

stabil dan disebut juga parafin yang berarti kurang reaktif.

Rumus Molekul Alkana

Tabel 8.1 Beberapa senyawa alkana:

Nama senyawa Rumus molekul Rumus Struktur

Metana CH4 CH4 Etana C2H6

Propana C3H8

Butana C4H10

140

Pentana C5H12

Heksana C6H14

Heptana C7H16

Oktana C8H18

Nonana C9H20

Dekana C10H22

Perhatikan jumlah atom C dan atom H pada tabel, bertambah secara teratur yaitu

sebanyak CH2.

CH4 + CH2 = C2H6

C2H6 + CH2 = C3H8

C3H8 + CH2 = C4H10 ………… dst

Jika diperhatikan, pertambahan sebesar CH2 ini seperti sebuah deret. Sehingga

pertambahan jumlah atom C dan atom H yang teratur ini dinamakan deret

homolog alkana.

Dari deret homolog ini kita peroleh:

Jika atom C = 1, maka atom H = 4



Jika atom C = n, maka atom H = Un

Dalam deret aritmatika Un merupakan suku ke-n dengan rumusan

matematikanya:

Un = a + (n - 1)b

Misal: a = U1 = suku pertama = 4

b = beda antar suku = U2 – U1 = 6 - 4 = 2

141

maka, Un = 4 + (n - 1) 2 = 4 + 2n – 2 = 2 + 2n

dari perhitungan di atas, jika atom C = n, maka atom H = 2 + 2n. Jadi rumus

umum golongan alkana adalah

CnH2n+2

Sifat Fisika Alkana

Perhatikan tabel berikut ini:

Tabel 8.2. Sifat – Sifat Fisika Beberapa Senyawa Alkana

Nama senyawa Rumus molekul Titik beku (Tf) oC Titik didih (Tb) oC Wujud pada suhu kamar

Metana CH4 - 183 - 162 Gas

Etana C2H6 - 172 - 89 Gas

Propana C3H8 - 187 - 42 Gas

Butana C4H10 - 135 0 Gas

Pentana C5H12 - 130 36 Cair

Heksana C6H14 - 94 69 Cair

Heptana C7H16 - 91 98 Cair

Oktana C8H18 - 57 126 Cair

Nonana C9H20 - 54 151 Cair

Dekana C10H22 - 30 171 Cair

Undekana C11H24 - 26 174 Cair

Dodekana C12H26 - 10 196 Cair

Tridekana C13H28 - 6 216 Cair

Tetradekana C14H30 6 230 Cair

Pentadekana C15H32 10 251 Cair

Heksadekana C16H34 18 268 Cair

Heptadekana C17H36 22 280 Cair

Oktadekana C18H38 28 303 Padat

Nonadekana C19H40 32 330 Padat

Eikosana C20H42 36 - Padat

Unikosana C21H44 - - Padat

Alkana adalah senyawa nonpolar. Akibatnya, gaya tarik antar molekul lemah.

Alkana rantai lurus sampai dengan butana berwujud gas pada suhu kamar,

sementara alkana C5 sampai C17 berwujud cair, dan alkana C18 atau lebih

berwujud padat. Berdasarkan dari tabel di atas, semakin besar Mr maka harga

titik didih akan semakin besar. Kenaikan titik didih ini pada hakikatnya

disebabkan oleh membesarnya gaya tarik van der waals antara molekul yang

makin panjang. Sementara itu, cabang dalam hidrokarbon akan menurunkan titik

142

didih karena cabang dapat mengganggu gaya tarik van der waals antara molekul-

molekul pada fase padat.

Sifat Kimia Alkana

Umumnya alkana dan sikloalkana tidak bereaksi dengan asam kuat, basa, dan zat

pengoksidasi atau pereduksi, karena alkana bersifat kurang reaktif.

Ada dua reaksi pada alkana yang akan dibahas pada pokok bahasan ini, yaitu

reaksi alkana dengan halogen dan reaksi pembakaran.

Halogenasi

Pembakaran

Pembakaran adalah reaksi cepat suatu senyawa dengan oksigen. Pembakaran

disertai dengan pembebasan kalor (panas) dan cahaya. Pembakaran ada dua jenis

yaitu pembakaran sempurna dan pembakaran tak sempurna. Pembakaran

sempurna adalah pengubahan suatu senyawa menjadi CO2 dan H2O. Sedangkan

pembakaran tidak sempurna menghasilkan karbon monoksida dan uap air.

Pembakaran sempurna

Pembakaran tak sempurna

143

Energi yang dibebaskan bila suatu senyawa teroksidasi sempurna menjadi CO2

dan H2O disebut kalor pembakaran ∆H. Harga kalor pembakaran tergantung

pada banyaknya hidrogen dan karbon dalam suatu molekul.

Isomer alkana

Dalam senyawa karbon, satu rumus molekul bisa mempunyai banyak struktur

molekul dengan sifat-sifat yang berbeda.

Perhatikan contoh berikut:

a. Rumus molekul C4H10

Struktur molekul :

Ada 2 buah isomer dari rumus molekul C4H10

b. Rumus molekul C6H14

Struktur molekul :

Jumlah isomer C6H14 sebanyak 5 buah.

Latihan:

Tulis isomer dari C6H14!

144

Isomer adalah suatu senyawa yang mepunyai rumus molekul sama tetapi struktur

molekul berbeda. Makin banyak atom C maka makin banyak jumlah isomer

senyawa tersebut.

Tabel 8.3. Jumlah Isomer Untuk Senyawa Golongan Alkana.

Rumus

molekul

Jumlah

isomer

Rumus

molekul

Jumlah

isomer

C4H10

C5H12

C6H14

C7H16

C8H18

C9H20

C10H22

C11H24

C12H26

2

3

5

9

18

35

75

159

355

C13H28

C14H30

C15H32

C16H34

C17H36

C18H38

C19H40

C20H42

802

1858

4347

10357

24894

60523

148284

366319

Tata nama alkana

Aturan penamaan senyawa alkana menurut aturan IUPAC:

a. Jika rantai C tidak bercabang penamaan alkana sesuai dengan jumlah atom C

yang dimiliki dan diberi awalan n(n=normal atau tidak bercabang)

b. Jika rantai C bercabang:

1) Tentukan rantai terpanjang dengan cara memanjangkan alkil-alkil yang ada dan

tentukan jumlah atom C dari berbagai ujung C.

145

(ada 6 rantai terpanjang)

2) Tentukan cabang- cabang alkil

Atom C (alkil) yang merupakan cabang adalah alkil yang bukan rantai C

terpanjang tetapi alkil yang terikat pada C terpanjang.

Nama cabang sesuai nama alkana hanya ana diganti il.

Rumus umum gugus alkil adalah CnH2n+1

3) Penomoran cabang (penomoran C1) dengan cara menetapkan nomor cabang

serendah mungkin.

4) Jika cabang lebih dari satu:

a) Alkil yang besar diberi nomor yang kecil

b) Jika cabang yang sama lebih dari satu maka diberi awalan :

di - untuk 2 cabang

tri - untuk 3 cabang

tetra - untuk 4 cabang

penta - untuk 5 cabang

c) Aturan penulisan berdasarkan urutan abjad dari nama alkil. Nama awalan di, tri,

dan sebagainya tidak berpengaruh.

146

Awalan di pada dimetil tidak menetukan urutan penulisan, yang menentukan

adalah awalan m dari metil.

Latihan:

1. Tentukan jumlah isomer dari C7H16 dan namanya!

2. Tentukan jumlah isomer dari C8H18 dan namanya!

Sikloalkana

Alkana yang mempunyai tiga atom karbon atau lebih dapat mempunyai bentuk

siklik (melingkar) yang disebut sikloalkana. Nama senyawa sesuai dengan

alkananya ditambah awalan siklo.

Contoh:

Latihan:

Gambarkanlah rumus struktur dari:

a. Siklobutana

b. Sikloheksana

Berdasarkan contoh, rumus umum sikloalkana adalah CnH2n

147

Senyawa alkana yang mengandung rantai tertutup dan rantai terbuka dalam satu

molekul diberi nama dengan mengambil sikloalkana sebagai induk dan alkana

(alkil) sebagai cabang. Contoh:

Latihan:

Berilah nama senyawa berikut ini:

a. b. c. d.

Alkena

Alkena adalah senyawa alkana yang kehilangan sepasang hidrogen dari dua

karbon yang berdekatan, sehingga ada ikatan rangkap antara karbon tersebut.

Ikatan antara atom C pada alkena ada yang membentuk ikatan rangkap dua.

Dengan adanya ikatan rangkap dua maka senyawa alkena masih memungkinkan

mengikat atom hidrogen lagi dengan membuka ikatan rangkap dua tersebut.

148

Rumus umum alkena

Perhatikan rumus molekul golongan alkena pada tabel 8.4. berikut ini:

Tabel 8.4. Rumus Molekul Beberapa Senyawa Alkena

Nama Rumus

Molekul

Nama Rumus

Molekul

Etena C2H4 Heptena C7H14

Propena C3H6 Oktena C8H16

Butena C4H8 Nonena C9H18

Pentena C5H10 Dekena C10H20

Heksena C6H12

Perhatikan jumlah atom C dan atom H pada tabel, bertambah secara teratur yaitu

sebanyak CH2.

C2H4 + CH2 = C3H6

C3H6 + CH2 = C4H8

C4H8 + CH2 = C5H10 ………… dst

Jika diperhatikan, pertambahan sebesar CH2 ini seperti sebuah deret. Sehingga

pertambahan jumlah atom C dan atom H yang teratur ini dinamakan deret

homolog alkana.

Dari deret homolog ini kita peroleh:




Jika atom C = n, maka atom H = Un’

Pertambahan atom C: n = n’ + 1, jadi n’ = n – 1

149

Dalam deret aritmatika Un’ merupakan suku ke-n dengan rumusan

matematikanya:

Un’ = a + (n’ - 1)b



maka, Un’ = a + (n’ – 1) b

Un’ = 4 + [(n - 1)-1] 2

Un’ = 4 + (n – 2)2

Un’ = 2n

dari perhitungan di atas, jika atom C = n, maka atom H = 2n. Jadi rumus umum

golongan alkena adalah

CnH2n

Sifat Fisika Alkena

Titik didih alkena dalam deret homolognya naik kira-kira 30oC tiap gugus CH2.

Kenaikan ini sama dengan yang terjadi pada alkana. Sama halnya dengan alkana,

percabangan dalam alkena menurunkan sedikit titik didih. Alkena dianggap non

polar, mereka sedikit lebih mudah larut dalam air jika dibandingkan dengan

alkana, sebab elektron pi, yang agak terbuka itu, ditarik oleh hidrogen (dari air)

yang bermuatan positif parsial (sebagian).

Tatanama Alkena menurut IUPAC

Penamaan alkena pada dasarnya sama dengan alkana, hanya prioritas untuk

penentuan rantai terpanjang dan penomoran C1 harus melalui ikatan rangkap dua

(C=C)

Tahap penamaan:

a. Penentuan rantai terpanjang harus melalui gugus fungsi (melalui ikatan rangkap

dua). Nama alkena dari rantai C terpanjang diberi akhiran -ena.

150

b. Penomoran C1 harus pada nomor ikatan rangkap serendah mungkin. Nomor

ikatan rangkap dua dituliskan pada awal nama rantai C terpanjang.

c. Ketentuan lain sama seperti pada penamaan alkana.

Contoh:

Isomer

Pada alkena ada beberapa jenis isomer yaitu isomer posisi dan isomer geometri.

Isomer posisi terjadi karena posisi ikatan rangkapnya berbeda sedangkan rumus

molekulnya sama. Isomer geometri terjadi karena adanya gugus yang searah (cis)

dan ada yang melintang (trans). Isomer ini akan terjadi pula pada alkena yang

mempunyai atom C genap, dengan posisi ikatan rangkap di tengah.

Contoh :

Isomer posisi dari C5H10

151

Isomer geometri dari C5H10

Latihan:

1. Berapakah jumlah isomer dari C6H12? Tulis lengkap dengan rumus struktur dan

namanya!

2. Berapakah jumlah isomer dari C7H14? Tuliskan lengkap dengan rumus struktur

dan namanya!

Pembuatan Alkena

Alkena dapat dibuat dengan reaksi eliminasi alkohol (dalam asam kuat) atau alkil

halida (dalam basa kuat) atau alkil halida (dalam basa).

Pembuatan alkena dari alkil halida primer :

Alkil halida primer mengalami reaksi eliminasi dengan lambat. Namun bila

digunakan suatu basa berlebih seperti ion t-butoksida, dapat diperoleh alkena

dengan rendemen yang baik.

Pembuatan alkena dari alkohol (reaksi dehidrasi)

152

Alkohol bereaksi eliminasi menghasilkan alkena dalam H2SO4 pekat dan panas.

Karena air dilepaskan dalam reaksi ini maka reaksi ini disebut reaksi dehidrasi.

Contoh:

Alkuna

Alkuna adalah senyawa yang telah kehilangan dua pasang hidrogen pada atom

karbonnya yang berdekatan, sehingga membentuk ikatan rangkap tiga.

Rumus Umum Alkuna

Untuk memahami rumus umum alkuna, perhatikan rumus molekul golongan

alkana berikut:

Nama Rumus

Molekul

Nama Rumus

Molekul

Etuna C2H2 Heptuna C7H12

Propuna C3H4 Oktuna C8H14

153

Butuna C4H6 Nonuna C9H16

Pentuna C5H8 Dekuna C10H18

Heksuna C6H10

Perhatikan jumlah atom C dan atom H bertambah secara teratur yaitu sebanyak

CH2.

C2H2 + CH2 = C3H4

C3H4 + CH2 = C4H6

C4H6 + CH2 = C5H8 ………… dst

Pertambahan pada golongan alkuna secara teratur dinamakan deret homolog

alkuna.

Deret homolog alkuna diperoleh jika atom




Jika atom C = n, maka atom H = Un’

Pertambahan atom C: n = n’ + 1, jadi n’ = n – 1

Dalam deret aritmatika Un merupakan suku ke-n dengan rumusan

matematikanya:

Un’ = a + (n’ - 1)b



maka, Un’ = a + (n’ – 1) b

Un’ = 2 + [(n - 1)-1] 2

Un’ = 2 + (n – 2)2

Un’ = 2n – 2

dari perhitungan di atas, jika atom C = n, maka atom H = 2n-2. Jadi rumus umum

golongan alkena adalah

CnH2n-2

154

Tatanama Alkuna

Penamaan golongan alkuna sama seperti penamaan pada golongan alkena.

Tahap penamaan alkuna:

a. Penentuan rantai terpanjang harus melalui gugus fungsi (melalui ikatan rangkap

tiga). Nama alkuna dari nama rantai C terpanjang dengan diberi akhiran –una.

b. Penomoran C1 harus pada nomor ikatan rangkap serendah mungkin. Nomor

ikatan rangkap tiga dituliskan pada awal nama rantai C terpanjang.

c. Ketentuan lain sama seperti pada alkana.

Contoh:

Latihan

Berinama senyawa berikut ini:

a.

b.

Isomer

155

Sama dengan alkena, pada alkuna terdapat isomer posisi, bila atom karbon lebih

dari 3.

Contoh menentukan isomer C4H6:

Latihan:

Berapa jumlah isomer dari:

a. C6H10

b. C7H12

Tuliskan rumus struktur dan nama dari masing-masing isomer yang diperoleh.

Hidrokarbon Aromatis

Hidrokarbon aromatis adalah senyawa hidrokarbon yang mengandung inti

benzena. Senyawa ini mempunyai bau yang enak dan mempunyai rantai

melingkar (siklik) dengan enam karbon. Rumus molekul senyawa ini adalah

C6H6 yang disebut benzena.

Rumus di atas menunjukan bahwa semua atom karbon dan hidrogen berada

dalam satu bidang datar. Adanya ikatan rangkap yang selang-seling

mengakibatkan benzena mempunyai dua bentuk resonansi, yaitu :

156

Sehingga struktur yang sesunguhnya bukanlah salah satu dari keduanya tetapi

merupakan gabungan keduanya, dan digambarkan sebagai berikut:

Hal ini didukung oleh kenyataan bahwa keenam ikatan C – C tersebut sama

panjang dan sama besar energinya. Berikut ini adalah beberapa contoh molekul

benzena yang saling bergabung menjadi suatu molekul polisiklik.

Benzena yang mengandung alkana disebut alkil benzena, dengan benzena

sebagai rantai induk dan alkana sebagai cabang, perhatikan contoh berikut ini:

Berikut ini adalah beberapa nama senyawa benzena yang umum:

157

Benzena terdisubstitusi diberi nama dengan awalan orto, meta, dan para. Dan

tidak dengan nomor posisi. Awalan orto menunjukkan bahwa kedua substituen

itu 1, 2; meta menandai hubungan 1,3; dan para menandai hubungan 1,4.

Penggunaan orto, meta dan para sebagai ganti nomor-nomor posisi hanya khusus

untuk benzena terdisubstitusi, dan tidak berlaku pada sikloheksan atau sistem

cincin lain.

Contoh :

158

Latihan:

Beri nama senyawa berikut ini:

a. b. c.

Gugus fungsional dan turunan hidrokarbon

Senyawa hidrokarbon adalah induk senyawa organik, dan yang paling banyak

adalah turunan hidrokarbon. Yang disebut turunan hidrokarbon adalah apabila

satu atau lebih atom hidrogen diganti (disubstitusi) oleh gugus lain yang bukan

alkil. Yang dianggap sebagai induk senyawa organik alifatik adalah alkana

(CnH2n+2) dan aromatik adalah benzena (C6H6), dan masing-masing dapat

disederhanakan.

R – H R = alkil = C2H2n+1

Ar – H Ar= aril = C6H5

159

Apabila gugus pengganti dilambangkan dengan Y maka turunan hidrokarbon

dapat dinyatakan sebagai:

R – Y atau Ar – Y

Senyawa hidrokarbon merupakan senyawa yang sulit bereaksi, tetapi kebanyakan

turunannya bersifat reaktif, karena gugus pengganti H – nya mengandung atom

yang mempunyai pasangan elektron bebas, seperti halogen, oksigen, nitrogen,

dan belerang.

Gugus yang seperti diatas disebut gugus fungsional. Akibatnya, sifat kimia

senyawa organik banyak ditentukan oleh gugus fungsionalnya. Mengetahui

gugus fungsional sangat penting, karena penggolongan dan pemberian nama

turunan hidrokarbon didasarkan pada jenis gugus tersebut. Gugus fungsional

tidak banyak jumlahnya dan tidak sulit untuk diingat, karena perbedaan satu

dengan yang lain hanya sedikit.

Tabel: beberapa gugus fungsional penting dalam senyawa organik.

Rumus

gugus

Nama

gugus

Rumus

umum

Nama

umum

- X (- F, -

Cl, - Br, - I)

Halo R – X Alkil

halida

- OH Hidro

ksil

R – OH Alkoho

l

- O - R Alkok

si

R – O – R Eter

Formi

l

Aldehid

a

Karbo

ksil

Karbok

silat

160

Ester

Ester

Amid

a

Amida

Amin

o

Amina

Merka

pto

Merkap

tan

Walaupun nama turunan hidroksida didasarkan pada gugus fungsionalnya, tetapi

sistem penamaan masih belum seragam. Ada yang memakai nama menurut

aturan (nama rasional) dan ada yang tidak (nama trivial). Senyawa yang banyak

di pasaran lebih populer nama travialnya. Nama rasional pun masih terbagi dua,

yaitu menurut IUPAC, dan non IUPAC. Akan tetapi yang keduanya lebih

populer sehingga disebut nama umum.

Alkil halida

Senyawa organik yang mengandung halogen secara umum disebut

organohalogen, tetapi yang mengandung satu halogen dan satu alkil disebut alkil

halida (RX). Nama alkil halida bergantung pada alkil dan halogennya, baik nama

menurut IUPAC maupun nama umumnya.

IUPAC Nama Umum

fluorometana

Metil fluorida

1-fluoropropana Propil fluorida

161

Bromoetena Vinil bromida

Alkohol

Senyawa yang mempunyai gugus OH (hidroksil) yang terikat pada atom karbon

disebut alkohol. Jika ada satu OH disebut monoalkoholdengan rumus umum

ROH. Nama senyawa ini diturunkan dari alkananya, dengan menggantikan

akhiran ‘ana’ dengan’ ol’.

Contoh:

IUPAC Nama Umum

CH3OH metanol metil alkohol

1-butanol butil alkohol

2-butanol isobutil alkohol

Setiap alkohol mempunyai gugus karbinol . Jika pada karbon yang

mengandung gugus karbinol terdapat satu gugus alkil ( - R ), maka alkohol

primer. Bila terdapat dua dan tiga gugus alkil masing-masing disebut alkohol

sekunder dan alkohol tersier.

Contoh :

162

Apabila suatu senyawa mengandung lebih dari satu gugus – OH pada atom

karbon yang berbeda disebut polialkohol.

Contoh:

Eter

Eter dapat dianggap turunan air dengan mengganti kedua H-nya dengan alkil, R –

O – R’. nama eter menurut IUPEC didasarkan pada nama alkil yang terpanjang

sebagai induk dan R – O (alkoksi) sebagai gugus. Nama umumnya didasarkan

pada kedua alkil dengan memberi akhiran eter.

Contoh:

IUPAC Nama Umum

metoksimetana dietil eter

metoksietana etil metil eter

metoksipropana etil propil eter

Aldehida

Senyawa yang mengandung gugus formil disebut aldehida dengan

rumus umum atau RCHO. Nama IUPAC senyawa diturunkan dari

163

alkana dengan mengganti akhiran ‘ana’ dengan ‘al’. Nama umumnya didasarkan

nama asam karboksilat ditambahkan dengan akhiran dehida.

Contoh:

IUPAC Nama Umum

HCHO metanal formaldehida

CH3CHO etanal asetaldehida

C3H7CHO butanal butiraldehida

Keton

Senyawa yang mengandung gugus karbonil disebut keton, dengan

rumus umum atau RCOR’. Nama IUPEC didasarkan pada

alkananya yang diberi akhiran ‘on’, sedangkan nama umumnya berdasarkan

nama kedua gugus alkilnya yang ditambah akhiran keton.

Contoh:

IUPAC Nama Umum

CH3COCH3 propanon dimetil keton

(aseton)

CH3CH2COCH3 2-butanon etil metil keton

C3H7COCH3 2-pentanon metil propil keton

Asam Karboksilat

Senyawa yang mengandung gugus karboksil disebut asam

karboksilat dengan rumus atau RCOOH. Nama IUPAC – nya

diturunkan dari alkana dan diberi akhiran “oat”, sedangkan nama umumnya

didasarkan pada nama aldehidanya yang diberi awalan “asam”. Contoh:

IUPAC Nama Umum

HCOOH metanoat asam format

164

(asam semut)

CH3COOH etanoat asam asetat (asam

cuka)

C2H5COOH propanoat asam propionat

Senyawa ini disebut asam karena dapat melepaskan proton dalam air.

Jika mengandung dua gugus karboksil senyawa disebut dikarboksilat. Contoh:

Ester

Ester dapat dianggap sebagai turunan asam karboksilat dengan mengganti

hidrogen pada gugus karbonilnya dengan alkil. Rumus umum ester adalah

atau RCOOR’. Nama ester dimulai dari gugus alkil (R’) dan diikuti

dengan nama asam karboksilat.

IUPAC Nama Umum

HCOOCH3 metil metanoat metil format

CH3COOCH3 metil etanoat metil asetat

C2H5COOC2H5 etil propanoat etil propionat

Pembentukan ester (reaksi esterifikasi)

Ester dapat dibuat dengan mereaksikan asam karboksilat dengan alkohol.

Contoh:

165

Amida

Bila gugus hidroksi asam karboksilat diganti dengan gugus amino ( __ NH2 ),

maka terbentuk senyawa amida, dengan rumus atau RCONH2.

Nama IUPAC-nya diturunkan dari alkana, dan nama umumnya dari karboksilat

yang diberi akhiran “amida”.

IUPAC Nama Umum

HCONH2 metanamida formamida

CH3CONH2 etanamida asetamida

CH3CH2CH2CONH2 butanamida butiramida

Amina

Senyawa yang mengandung gugus amino (-NH2) disebut amina, dengan rumus

umum RNH2. Nama umumnya adalah:

IUPAC Nama Umum

CH3NH2 amino metana metil amina

CH3CH2CH2NH2 1 – amino

propana

propil amina

CH3CHNH2CH3 2 – amino

propana

isopropil amina

Senyawa amina adalah turunan dari amonia (NH3) dengan mengganti

hidrogennya dengan alkil. Jika satu hidrogen diganti dengan alkil disebut amina

primer. Jika dua hidrogen diganti dengan alkil disebut amina sekunder. Jika tiga

hidrogen diganti dengan alkil disebut amina tertier.

166

Ada juga senyawa amina siklik, seperti:

Merkaptan

Senyawa ini mengandung gugus –SH, yang menurut IUPAC disebut sulfohidril

(tiol). Tetapi karena senyawa ini dapat mengikat raksa maka nama umumnya

merkaptan. Dengan rumus umum RSH.

IUPAC Nama Umum

CH3SH metanatiol metil merkaptan

CH3CH2SH etanatiol etil merkaptan

C3H7CH2SH butanatiol butil merkaptan

Reaksi-reaksi Organik

Reaksi organik dapat dibagi ke dalam enam kelompok besar, yaitu reaksi

substitusi, eliminasi, adisi, redoks, penataan ulang dan kondensasi. Semua reaksi

ini hanya terjadi pada gugus tertentu, sedangkan bagian yang lain tidak

mengalami perubahan.

Reaksi substitusi

Reaksi penggantian suatu gugus dengan gugus lain disebut reaksi substitusi.

167

Contoh :

Substitusi radikal bebas

Substitusi ion negatif (nukleofilik)

Substitusi ion positif (elektrofilik)

Reaksi hidrolisis ester menjadi asam karboksilat dan alkohol

Reaksi hidrolisis alkil halida

Reaksi Adisi

Reaksi adisi adalah reaksi penambahan masing-masing satu gugus pada kedua

atom karbon yang mempunyai ikatan rangkap, sehingga menghilangkan ikatan π

atau rangkapnya.

168

Reaksi adisi dengan hidrogen (reaksi hidrogenasi)

Reaksi adisi dengan halogen (reaksi halogenasi)

Reaksi adisi dengan asam halida

Reaksi adisi dengan air (reaksi hidrasi)

Catatan: dalam reaksi adisi menurut aturan Markonikov, atom hidrogen

penyerang akan terikat pada atom karbon ikatan rangkap yang mengandung

hidrogen lebih banyak.

169

Reaksi Eliminasi

Reaksi eliminasi adalah reaksi penarikan dua gugus dari dua atom karbon yang

berdekatan, sehingga membentuk ikatan rangkap.

Contoh:

Reaksi Redoks

Reaksi redoks merupakan reaksi serah terima elektron sehingga satu pereaksi

teroksidasi dan yang lain tereduksi.

Contoh reaksi oksidasi:

Contoh reaksi reduksi:

170

Reaksi Penataan Ulang

Reaksi penataan ulang adalah perubahan posisi gugus dalam molekul sehingga

menghasilkan senyawa dengan struktur berbeda. Contoh:

Isomerisasi butana

Penataan ulang benzidina

Penataan ulang orton

171

Kondensasi

Kondensasi adalah terbentuknya ikatan karbon dengan karbon, atau karbon

dengan nitrogen, melalui eliminasi salah satu gugus dari masing-masing senyawa

yang belum berikatan, sehingga terjadi perpanjangan rantai.

Dalam satu molekul

Antara dua molekul yang sama

Antara molekul yang berbeda

Polimer

172

Ada senyawa yang molekulnya sangat besar, baik yang terdapat di alam maupun

yang dibuat oleh manusia. Setelah dilakukan penelitian ternyata senyawa-

senyawa besar tersebut tersusun dari molekul-molekul kecil yang saling sambung

menyambung. Buktinya, molekul-molekul tersebut dapat diuraikan menjadi

molekul-molekul yang kecil yang sama atau berbeda. Molekul besar tersebut

dalam kimia organik disebut polimer, dan molekul kecil pembentuknya disebut

monomer. Ada dua cara terbentuknya polimer, yaitu cara kondencasi dan cara

adisi, sehingga hasilnya disebut polimer kondensasi dan polimer adisi.

Polimer kondensasi

Bila dua macam monomer atau lebih bergabung dan cara terikatnya melalui

kondensasi, maka disebut polimer kondensasi. Ikatan terjadi melalui

pengurangan masing-masing satu gugus dari atom karbon-karbon atau karbon-

nitrogen. Contoh:

Polimer Adisi

Dalam polimer adisi, satu ikatan rangkap diadisi oleh molekul lain secara

sambung-menyambung. Contoh:

173

Contoh: PVC, propilena, PVA, polistiren

Latihan:

1. Tulis reaksi adisi dari: (Menurut Aturan Markonikov)

a. 1-butena + HI →

b. 1-propena + H2O →

c. 2-metil-2-pentena + HCl →

d. 2-butena + H2 →

2. Tulis reaksi pembuatan:

a. diklorometana dari metana

b. asam propionat dari 1-propanol

c. butanal dari butanol

d. 1-propanol dari propana

Daftar Pustaka:

Fessenden & Fessenden. 1982. Kimia Organik. Jakarta: Erlangga.

174

TENTANG PENULIS

Ratulani Juwita, lahir di Kota Solok, Sumatera Barat pada 10 April 1985.

Dosen STKIP PGRI Sumatera Barat dengan bidang ilmu Kimia. Memperoleh

gelar Sarjana Pendidikan Kimia tahun 2008 di Universitas Negeri Padang. Gelar

Magister Pendidikan (M.Pd) dalam bidang Pendidikan Kimia di Pascasarjana

Universitas Negeri Padang pada tahun 2010.