1. Hukum Gas Ideal

Mardianto 09028tiumb@gmail.com

Hukum Gas Ideal

Gas merupakan satu dari tiga wujud zat dan walaupun wujud ini merupakan bagian tak terpisahkan dari studi kimia, bab ini terutama hanya akan membahasa hubungan antara volume, temperatur dan tekanan baik dalam gas ideal maupun dalam gas nyata, dan teori kinetik molekular gas, dan tidak secara langsung kimia. Bahasan utamanya terutama tentang perubahan fisika, dan reaksi kimianya tidak didisuksikan. Namun, sifat fisik gas bergantung pada struktur molekul gasnya dan sifat kimia gas juga bergantung pada strukturnya. Perilaku gas yang ada sebagai molekul tunggal adalah contoh yang baik kebergantungan sifat makroskopik pada struktur mikroskopik.

a. Sifat gas

Sifat-sifat gas dapat dirangkumkan sebagai berikut.

1. Gas bersifat transparan.
2. Gas terdistribusi merata dalam ruang apapun bentuk ruangnya.
3. Gas dalam ruang akan memberikan tekanan ke dinding.
4. Volume sejumlah gas sama dengan volume wadahnya. Bila gas tidak diwadahi, volume gas akan menjadi tak hingga besarnya, dan tekanannya akan menjadi tak hingga kecilnya.
5. Gas berdifusi ke segala arah tidak peduli ada atau tidak tekanan luar.
6. Bila dua atau lebih gas bercampur, gas-gas itu akan terdistribusi merata.
7. Gas dapat ditekan dengan tekanan luar. Bila tekanan luar dikurangi, gas akan mengembang.
8. Bila dipanaskan gas akan mengembang, bila didinginkan akan mengkerut.

Dari berbagai sifat di atas, yang paling penting adalah tekanan gas. Misalkan suatu cairan memenuhi wadah. Bila cairan didinginkan dan volumenya berkurang, cairan itu tidak akan memenuhi wadah lagi. Namun, gas selalu akan memenuhi ruang tidak peduli berapapun suhunya. Yang akan berubah adalah tekanannya.

Alat yang digunakan untuk mengukur tekanan gas adalah manometer. Prototipe alat pengukur tekanan atmosfer, barometer, diciptakan oleh Torricelli.

Tekanan didefinisikan gaya per satuan luas, jadi tekanan = gaya/luas.

Dalam SI, satuan gaya adalah Newton (N), satuan luas m², dan satuan tekanan adalah Pascal (Pa). 1 atm kira-kira sama dengan tekanan 1013 hPa.

1 atm = 1,01325 x 10⁵ Pa = 1013,25 hPa

Namun, dalam satuan non-SI unit, Torr, kira-kira 1/760 dari 1 atm, sering digunakan untuk mengukur perubahan tekanan dalam reaksi kimia.

b. Volume dan tekanan

Fakta bahwa volume gas berubah bila tekanannya berubah telah diamati sejak abad 17 oleh Torricelli dan filsuf /saintis Perancis Blase Pascal (1623-1662). Boyle mengamati bahwa dengan mengenakan tekanan dengan sejumlah volume tertentu merkuri, volume gas, yang terjebak dalam tabung delas yang tertutup di salah satu ujungnya, akan berkurang. Dalam percobaan ini, volume gas diukur pada tekanan lebih besar dari 1 atm.

Boyle membuat pompa vakum menggunakan teknik tercangih yang ada waktu itu, dan ia mengamati bahwa gas pada tekanan di bawah 1 atm akan mengembang. Setelah ia melakukan banyak percobaan, Boyle mengusulkan persamaan. untuk menggambarkan hubungan antara volume V dan tekanan P gas. Hubungan ini disebut dengan hukum Boyle.

PV = k (suatu tetapan)

Penampilan grafis dari percobaan Boyle dapat dilakukan dengan dua cara. Bila P diplot sebagai ordinat dan V sebagai absis, didapatkan hiperbola. Kedua bila V diplot terhadap 1/P, akan didapatkan garis lurus.

(a) Plot hasil percobaan; tekanan vs. volume
(b) Plot hasil percobaan; volume vs 1/tekanan. Catat bahwa kemiringan k tetap.

Volume dan temperatur

Setelah lebih dari satu abad penemuan Boyle ilmuwan mulai tertarik pada hubungan antara volume dan temperatur gas. Mungkin karena balon termal menjadi topik pembicaraan di kotakota waktu itu. Kimiawan Perancis Jacques Alexandre César Charles (1746-1823), seorang navigator balon yang terkenal pada waktu itu, mengenali bahwa, pada tekanan tetap, volume gas akan meningkat bila temperaturnya dinaikkan. Hubungan ini disebut dengan hukum Charles, walaupun datanya sebenarnya tidak kuantitatif. Gay-Lussac lah yang kemudian memplotkan volume gas terhadap temperatur dan mendapatkan garis lurus (Gambar 6.2). Karena alasan ini hukum Charles sering dinamakan hukum Gay-Lussac. Baik hukum Charles dan hukum Gay-Lussac kira-kira diikuti oleh semua gas selama tidak terjadi pengembunan.

Pembahasan menarik dapat dilakukan dengan hukum Charles. Dengan mengekstrapolasikan plot volume gas terhadap temperatur, volumes menjadi nol pada temperatur tertentu. Menarik bahwa temperatur saat volumenya menjadi nol sekiatar -273°C (nilai tepatnya adalah -273.2 °C) untuk semua gas. Ini mengindikasikan bahwa pada tekanan tetap, dua garis lurus yang didapatkan dari pengeplotan volume V₁ dan V₂ dua gas 1 dan 2 terhadap temperatur akan berpotongan di V = 0.

Fisikawan Inggris Lord Kelvin (William Thomson (1824-1907)) megusulkan pada temperatur ini temperatur molekul gas menjadi setara dengan molekul tanpa gerakan dan dengan demikian volumenya menjadi dapat diabaikan dibandingkan dengan volumenya pada temperatur kamar, dan ia mengusulkan skala temperatur baru, skala temperatur Kelvin, yang didefinisikan dengan persamaan berikut.

273,2 + °C = K (6.2)

Kini temperatur Kelvin K disebut dengan temperatur absolut, dan 0 K disebut dengan titik nol absolut. Dengan menggunakan skala temperatur absolut, hukum Charles dapat diungkapkan dengan persamaan sederhana

V = bT (K) (6.3)

dengan b adalah konstanta yang tidak bergantung jenis gas.

Menurut Kelvin, temperatur adalah ukuran gerakan molekular. Dari sudut pandang ini, nol absolut khususnya menarik karena pada temperatur ini, gerakan molekular gas akan berhenti. Nol absolut tidak pernah dicapai dengan percobaan. Temperatur terendah yang pernah dicapai adalah sekitar 0,000001 K.

Avogadro menyatakan bahwa gas-gas bervolume sama, pada temperatur dan tekanan yang sama, akan mengandung jumlah molekul yang sama (hukum Avogadro; Bab 1.2(b)). Hal ini sama dengan menyatakan bahwa volume real gas apapun sangat kecil dibandingkan dengan volume yang ditempatinya. Bila anggapan ini benar, volume gas sebanding dengan jumlah molekul gas dalam ruang tersebut. Jadi, massa relatif, yakni massa molekul atau massa atom gas, dengan mudah didapat.

d. Persamaan gas ideal

Esensi ketiga hukum gas di atas dirangkumkan di bawah ini. Menurut tiga hukum ini, hubungan antara temperatur T, tekanan P dan volume V sejumlah n mol gas dengan terlihat.

Tiga hukum Gas

Hukum Boyle: V = a/P (pada T, n tetap)
Hukum Charles: V = b.T (pada P, n tetap)
Hukum Avogadro: V = c.n (pada T, P tetap)

Jadi, V sebanding dengan T dan n, dan berbanding terbalik pada P. Hubungan ini dapat digabungkan menjadi satu persamaan:

V = RTn/P (6.4)

atau

PV = nRT (6.5)

R adalah tetapan baru. Persamaan di atas disebut dengan persamaan keadaan gas idealpersamaan gas ideal. atau lebih sederhana

Nilai R bila n = 1 disebut dengan konstanta gas, yang merupakan satu dari konstanta fundamental fisika. Nilai R beragam bergantung pada satuan yang digunakan. Dalam sistem metrik, R = 8,2056 x10^–2 dm³ atm mol^-1 K^-1. Kini, nilai R = 8,3145 J mol^-1 K^-1 lebih sering digunakan.

Latihan 6.1 Persamaan gas ideal

Sampel metana bermassa 0,06 g memiliki volume 950 cm³ pada temperatur 25°C. Tentukan tekanan gas dalam Pa atau atm).

Jawab: Karena massa molekul CH₄ adalah 16,04, jumlah zat n diberikan sebagai n = 0,60 g/16,04 g mol^-1 = 3,74 x 10^-2 mol. Maka, P = nRT/V = (3,74 x10^-2 mol)(8,314 J mol^-1 K^-1) (298 K)/ 950 x 10^-6 m³)= 9,75 x 10⁴ J m^-3 = 9,75 x 10⁴ N m^-2= 9,75 x 10⁴ Pa = 0,962 atm

Dengan bantuan tetapan gas, massa molekul relatif gas dapat dengan mudah ditentukan bila massa w, volume V dan tekanan P diketahui nilainya. Bila massa molar gas adalah M (g mol^-1), akan diperoleh persamaan.karena n = w/M.

PV = wRT/M

maka

M = wRT/PV

Latihan 6.2 Massa molekular gas

Massa wadah tertutup dengan volume 0,500 dm³ adalah 38,7340 g, dan massanya meningkat menjadi 39,3135 g setelah wadah diisi dengan udara pada temperatur 24 °C dan tekanan 1 atm. Dengan menganggap gas ideal, hitung "seolah" massa molekul udara.

Jawab: 28,2. Karena ini sangat mudah detail penyelesaiannya tidak diberikan. Anda dapat mendapatkan nilai yang sama dari komposisi udara (kira-kira N₂:O₂ = 4:1).

e. Hukum tekanan parsial

Dalam banyak kasus Anda tidak akan berhadapan dengan gas murni tetapi dengan campuran gas yang mengandung dua atau lebih gas. Dalton tertarik dengan masalah kelembaban dan dengan demikian tertarik pada udara basah, yakni campuran udara dengan uap air. Ia menurunkan hubungan berikut dengan menganggap masing-masing gas dalam campuran berperilaku independen satu sama lain.

Anggap satu campuran dua jenis gas A (n_A mol) dan B (n_B mol) memiliki volume V pada temperatur T. Persamaan berikut dapat diberikan untuk masing-masing gas.

p_A = n_ART/V

p_B = n_BRT/V

p_A dan p_B disebut dengan tekanan parsial gas A dan gas B. Tekanan parsial adalah tekanan yang akan diberikan oleh gas tertentu dalam campuran seandainya gas tersebut sepenuhnya mengisi wadah.

Dalton meyatakan hukum tekanan parsial yang menyatakan tekanan total P gas sama dengan jumlah tekanan parsial kedua gas. Jadi,

P = p_A + p_B = (n_A + n_B)RT/V

Hukum ini mengindikasikan bahwa dalam campuran gas masing-masing komponen memberikan tekanan yang independen satu sama lain. Walaupun ada beberapa gas dalam wadah yang sama, tekanan yang diberikan masing-masing tidak dipengaruhi oleh kehadiran gas lain.

Bila fraksi molar gas A, x_A, dalam campuran x_A = n_A/(n_A + n_B), maka p_A dapat juga dinyatakan dengan x_A.

p_A = [n_A/(n_A + n_B)]P

Dengan kata lain, tekanan parsial setiap komponen gas adalah hasil kali fraksi mol, x_A, dan tekanan total P.

Tekanan uap jenuh (atau dengan singkat disebut tekanan jenuh) air disefinisikan sebagai tekanan parsial maksimum yang dapat diberikan oleh uap air pada temperatur tertentu dalam campuran air dan uap air. Bila terdapat lebih banyak uap air, semua air tidak dapat bertahan di uap dan sebagian akan mengembun.

Soal:

1. Sebuah wadah bervolume 3,0 dm3 mengandung karbon dioksida CO2 pada tekanan 200 kPa, dansatu lagi wadah bervolume 1,0 dm3 mengandung N2 pada tekanan 300 kPa. Bila kedua gas dipindahkan ke wadah 1,5 dm3. Hitung tekanan total campuran gas. Temperatur dipertahankan tetap selama percobaan.
Jawab: Tekanan parsial CO2 akan menjadi 400 kPa karena volume wadah baru 1/2 volume wadah sementara tekanan N2 adalah 300 x (2/3) = 200 kPa karena volumenya kini hanya 2/3 volume awalnya. Maka tekanan totalnya 400 + 200 = 600 kPa.

2. Sampel metana bermassa 0,06 g) memiliki volume 950 cm3 pada temperatur 25°C. Tentukan tekanan gas dalam Pa atau atm!
Jawab: Karena massa molekul CH4 adalah 16,04, jumlah zat n diberikan sebagai n = 0,60 g/16,04 g mol-1 = 3,74 x 10-2 mol. Maka, P = nRT/V = (3,74 x10-2 mol)(8,314 J mol-1 K-1) (298 K)/ 950 x 10-6 m3)= 9,75 x 104 J m-3 = 9,75 x 104 N m-2= 9,75 x 104 Pa = 0,962 atm.

3. Sebutkan sifat-sifat gas ideal!
Jawab: sifat-sofat gas ideal adalah:
1. Gas bersifat transparan.
2. Gas terdistribusi merata dalam ruang apapun bentuk ruangnya.
3. Gas dalam ruang akan memberikan tekanan ke dinding.
4. Volume sejumlah gas sama dengan volume wadahnya. Bila gas tidak diwadahi, volume gas akan menjadi tak hingga besarnya, dan tekanannya akan menjadi tak hingga kecilnya.
5. Gas berdifusi ke segala arah tidak peduli ada atau tidak tekanan luar.
6. Bila dua atau lebih gas bercampur, gas-gas itu akan terdistribusi merata.
7. Gas dapat ditekan dengan tekanan luar. Bila tekanan luar dikurangi, gas akan mengembang.
8. Bila dipanaskan gas akan mengembang, bila didinginkan akan mengkerut.

4. Ada berapa hukum gas?sebutkan!
Jawab: Ada Tiga hukum Gas:
1.Hukum Boyle: V = a/P (pada T, n tetap)
2.Hukum Charles: V = b.T (pada P, n tetap)
3.Hukum Avogadro: V = c.n (pada T, P tetap)

5. Apa nama alat pengukur tekanan gas?sebutkan!siapa penemunya?
Jawab: Alat yang digunakan untuk mengukur tekanan gas adalah manometer. Prototipe alat pengukur tekanan atmosfer, barometer, diciptakan oleh Torricelli.

2. Gas Ideal Dan Gas Nyata

Ridwan F.09029tiumb@gmail.com

Gas ideal dan gas nyata

a. Persamaan keadaan van der Waals
Gas yang mengikuti hukum Boyle dan hukum Charles, yakni Hukum gas ideal disebut gas ideal. Namun, didapatkan, bahwa gas yang kita jumpai, yakni gas nyata, tidak secara ketat mengikuti hukum gas ideal. Semakin rendah tekanan gas pada temperatur tetap, semakin kecil deviasinya dari perilaku ideal. Semakin tinggi tekanan gas, atau dengan dengan kata lain, semakin kecil jarak intermolekulnya, semakin besar deviasinya.
Paling tidak ada dua alasan yang menjelaskan hal ini. Peratama, definisi temperatur absolut didasarkan asumsi bahwa volume gas real sangat kecil sehingga bisa diabaikan. Molekul gas pasti memiliki volume nyata walaupun mungkin sangat kecil. Selain itu, ketika jarak antarmolekul semakin kecil, beberapa jenis interaksi antarmolekul akan muncul.
Fisikawan Belanda Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) mengusulkan persamaan keadaan gas nyata, yang dinyatakan sebagai persamaan keadaan van der Waals atau persamaan van der Waals. Ia memodifikasi persamaan gas ideal dengan cara sebagai berikut: dengan menambahkan koreksi pada P untuk mengkompensasi interaksi antarmolekul; mengurango dari suku V yang menjelaskan volume real molekul gas.
perilaku gas ideal. Besarnya nilai tetapan ini juga berhbungan dengan kemudahan gas tersebut dicairkan.

b. Temperatur dan tekanan kritis
Karena uap air mudah mengembun menjadi air, telah lama diharapkan bahwa semua gas dapat dicairkan bila didinginkan dan tekanan diberikan. Namun, ternyata bahwa ada gas yang tidak dapat dicairkan berapa besar tekanan diberikan bila gas berada di atas temperatur tertentu yang disebut temperatur kritis. Tekanan yang diperlukan untuk mencairkan gas pada temperatur kritis disebut dengan tekanan kritis, dan wujud materi pada temperatur dan tekanan kritis disebut dengan keadaan kritis.
Temperatur kritis ditentukan oleh atraksi intermolekul antar molekul-molekul gas. Akibatnya temperatur kritis gas nonpolar biasanya rendah. Di atas nilai temperatur kritis, energi kinetik molekul gas jauh lebih besar dari atraksi intermolekular dan dengan demikian pencairan dapat terjadi.

c. Pencairan gas
Di antara nilai-nilai koreksi tekanan dalam tetapan van der Waals, H2O, amonia dan karbon dioksida memiliki nilai yang sangat besar, sementara oksigen dan nitrogen dan gas lain memiliki nilai pertengahan. Nilai untuk helium sangat rendah.
Telah dikenali bahwa pencairan nitrogen dan oksigen sangat sukar. Di abad 19, ditemukan bahwa gas-gas yang baru ditemukan semacam amonia dicairkan dengan cukup mudah. Penemuan ini merangsang orang untuk berusaha mencairkan gas lain. Pencairan oksigen atau nitrogen dengan pendinginan pada tekanan tidak berhasil dilakukan. Gas semacam ini dianggap sebagai “gas permanen” yang tidak pernah dapat dicairkan.
Baru kemudian ditemukan adanya tekanan dan temperatur kritis. Hal ini berarti bahwa seharusnya tidak ada gas permanen. Beberapa gas mudah dicairkan sementara yang lain tidak. Dalam proses pencairan gas dalam skala industro, digunakan efek Joule-Thomson. Bila suatu gas dimasukkan dalam wadah yang terisolasi dengan cepat diberi tekan dengan menekan piston, energi kinetik piston yang bergerak akan meningkatkan energi kinetik molekul gas, menaikkan temperaturnya (karena prosesnya adiabatik, tidak ada energi kinetik yang dipindahkan ke dinding, dsb). Proses ini disebut dengan kompresi adiabatik. Bila gas kemudian dikembangkan dengan cepat melalui lubang kecil, temperatur gas akan menurun. Proses ini adalah pengembangan adiabatik. Dimungkinkan untuk mendinginkan gas dengan secara bergantian melakukan pengembangan dan penekanan adiabatik cepat sampai pencairan.
Dalam laboratorium, es, atau campuran es dan garam, campuran es kring (padatan CO2) dan aseton biasa digunakan sebagai pendingin. Bila temperatur yang lebih rendah diinginkan, nitrogen cair lebih cocok karena lebih stabil dan relatif murah.


Soal:

1. Dalam persamaan keadaan van der waals Hukum gas yang mengikuti hukum Boyle dan Charles disebut?
Jawab : Hukum gas ideal atau gas ideal
2. Siapakah fisikiawan asal belanda yang memodifikasi persamaan gas ideal?
Jawab : Johannes diderik vn der waals
3. Apa yang dimaksud Temperatur Kritis?
Jawab : besar tekanan diberikan yang apaila gas berada di atas temperatur tertentu
4. Untuk menentukan temperatur kritis di tentukan oleh ?
Jawab : atraksi intermolekul antar molekul-molekul gas
5. Jika oksigen atau nitrogen dengan pendinginan tidak ditemukan di anggap sebagai?
Jawab : gas permanen

3. Keperiodikan Sifat Senyawa Sederhana

Angga S 09030tiumb@gmail.com


Keperiodikan Sifat Senyawa Sederhana

a. Keperiodikan sifat oksida
Oksigen dapat membentuk senyawa (oksida) dengan hampir semua unsur, kecuali beberapa gas mulia. Inilah alasan mengapa oksigen awalnya digunakan sebagai standar massa atom. Ketika prosedur untuk menentukan massa atom belum disepakati secara penuh, saat itu lebih nyaman digunakan ”ekuivalen”, yakni kuantitas zat yang tepat bereaksi dengan sejumlah tertentu oksigen. Bahkan hingga kini, membandingkan sifat oksida sama pentingnya dengan membandingkan sifat unsur-unsurnya.
Sebagian besar kalor pembentukan oksida, yakni kalor reaksi saat unsur bereaksi dengan oksigen, besar dan negatif. Hal ini mengindikasikan bahwa paling tidak ada satu oksida stabil. Hanya terdapat beberapa oksida yang memiliki nilai kalor pembentukan positif, yakni oksida halogen atau gas mulia.
Untuk meyakinkan apakah nilai ini menunjukkan keperiodikan, kalor reaksi unsur dengan sejumlah tertentu (8 g) oksigen (bukan kalor reaksi per mol) diperhatikan.Untuk semua periode, nilai absolut kalor pembentukan cenderung menurun ketika nomor atom meningkat.

Akan lebih mudah mengklasifikasikan oksida berdasarkan keasaman dan kebasaannya karena hampir semua oksida bersifat asam atau basa. .
Produk reaksi antara oksida dan air biasanya memiliki gugus hidroksi. banyak oksida bersifat asam bahkan bila oksida-oksida ini tidak memiliki hidrogen. Dalam hal produk reaksi antara oksida asam dan air, hidrogen dari gugus hidroksi cenderung terdisosiasi menjadi proton. Jadi, asam yang mengandung hidrogen asam terikat pada oksigen disebut asam okso. Di pihak lain, produk reaksi antara oksida basa dan air dinamai dengan hidroksida yang mengandung gugus hidroksi yang cenderung terdisosiasi sebagai ion hidroksida OH¯.
Oksida logam alkali atau alkali tanah kurang lebih akan larut dalam air dan menunjukkan sifat basa. Natrium oksida Na2O adalah cntoh khas oksida basa. Jadi,
Na2O(s) + H2O → 2Na+(aq) + 2OH¯(aq) (5.5)
(aq) menunjukkan bahwa spesi ini ada dalam larutan dalam air. Bahkan bila oksida ini sedikit larut dalam air, oksida ini tetap basa bila bereaksi dengan air.
Oksida unsur-unsur golongan 13 reaktif baik pada asam dan basa dan dinamai dengan oksida amfoter. Contoh yang terbaik adalah Al2O3.
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O (5.6)
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]2 (5.7)
Sebagian besar oksida non logam bersifat asam. Kekuatan asamnya meningkat dari kiri ke kanan dalam satu periode dalam tabel periodik. Dengan kata lain, keasaman menjadi lebih kuat dengan meningkatnya sifat non logamnya. Sebagaimana unsur golongan 14, karbon memiliki dua oksida, CO dan CO2, dan keasaman CO2 lemah (H2CO3 adalah asam lemah). Oksida karbon berwujud gas tetapi oksida silikon dan unsur-unsur di bawahnya berwujud padat. SiO2 tidak larut dalam air, tetapi oksida ini bersifat asam karena bereaksi dengan basa.
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O (5.8)
Sebaliknya, banyak oksida golongan 15 dan 16 larut dalam air. SO3 dan P4O10 adalah oksida asam karena oksida ini bereaksi dengan air menghasilkan proton. Untuk unsur-unsur, ada beberapa oksida yang berkaitan dengan beberapa bilangan oksidasi. Ada dua oksida belerang dengan bilangan oksidasi +4 dan +6. Contoh khasnya adalah oksida nitrogen. Di sederet oksida nitrogen dan hidridanya didaftarkan. Oksida-oksida ini akan didiskusikan lebih lanjut nanti.
Bila suatu unsur memiliki lebih dari satu oksida, oksida dengan bilangan oksidasi lebih tinggi memiliki keasaman yang lebih besar daripada yang berbilangan oksidasi lebih rendah. Untuk belerang, SO2 (asam oksonya; H2SO3) adalah asam lemah tetapi SO3 (H2SO4) adalah asam kuat. Keasaman oksida khlorin meningkat dengan urutan sebagai yang ditunjukkan berikut ini.
Cl2O (HClO) < Cl2O3 (HClO2) < Cl2O5 (HClO3) < Cl2O7 (HClO4)
Keasaman Cl2O (HClO) adalah asam sangat lemah sementara Cl2O7 (HClO4) adalah asam kuat.
b. Keperiodikan sifat hidrida
Sebagian besar unsur golongan utama menghasilkan hidrida ketika bereaksi dengan hidrogen, tetapi kestabilan hidridanya bergantung pada letak unsur dalam tabel periodik. Hidrida unsur golongan 1 dan 2 yang elektropositif dan unsur golongan 16 dan 17 yang elektronegatif bersifat stabil, sementara hidrida golongan 13, 14, dan 15 unsur logam berat kadang sukar disintesis. .
Hidrida unsur logam alkali dan logam alkali tanah adalah kristal tak berwarna, dan dengan elektrolisis lelehan hidrida akan dihasilkan hidrogen di anoda. Fakta ini menyarankan bahwa hidrida logam ini, misalnya natrium hidrida, ada sebagai Na+H¯, sebagai kristal mirip garam. Semua hidrida ini adalah basa kuat.
Beberapa unsur golongan 13 dan 14 memiliki lebih dari satu hidrida. Misalnya, hidrida karbon tidak hanya metana CH4, tetapi juga karbena CH2, walaupun sukar mengisolasi CH2 sebab ketakstabilannya yang terlalu besar. Semua hidrida unsur golongan 14 termasuk metana adalah molekul kovalen. Dari kiri ke kanan dalam tabel periodik, karakter kovalen hidrida menurun dan karakter ioniknya meningkat. Ikatan O-H dalam air dan ikatan Cl-H dalam hidrogen khlorida, misalnya, dianggap polar, dan berdisosiasi di air menghasilkan H+. Sebaliknya, keasaman metana bisa diabaikan.
Umumnya hidrida unsur golongan utama adalah molekul, hidrida jenis ini memiliki titik didih dan titik lelh yang khas, dan menunjukkan keperiodikan. Namun, hidrida unsur periode 2 tidak terlalu berperilaku seperti itu. Misalnya, titik didihnya jauh lebih besar daripada hidrida unsur periode ke3
Karena titik didih hidrida unsur periode ke-3, dan selanjutnya, semakin tinggi dan menunjukkan keperiodikan, jelas sifat hidrida unsur periode ke-2 merupakan kekecualian. Dikenali dengan baik bahwa pembentukan ikatan hidrogen di hidrida unsur periode ke-2 merupakan alasan hal ini. Ikatan hidrogen terjadi dalam senyawa yang memiliki ikatan antara hidrogen dan unsur elektronegatif. Ikatan H-X terpolarisasi menjadi H+-X¯. Interaksi tarikan antara dipol yang terbentuk adalah gaya dorong ikatan hidrogen.
Sifat-sifat fisik seperti titik didih dan titik leleh sedikit banyak menunjukkan keperiodikan. Di antara unsur yang ada dalam golongan yang sama, keperiodikan ini kadang jelas. Misalnya, di antara halogen perubahan unsur dari gas menjadi cair, dan dari cair menjadi padat. Perubahan ini tidak harus seragam. Nitrogen adalah gas, tetapi fosfor dan unsur lain adalah padat. Jelas terlihat ada ketidakkontinyuan di sini.

Soal:
1. apa alasan oksigen digunakan sebagai standar massa atom?
jawab: karena Oksigen dapat membentuk senyawa (oksida) dengan hampir semua unsur, kecuali beberapa gas mulia.
2. asam akso adalah?
jawab: asam yang mengandung hidrogen asam terikat pada oksigen.
3. mengapa SO3 dan P4O10 ?
jawab: karena oksida ini bereaksi dengan air menghasilkan proton.
4. kristal tak berwarna adalah?
jawab: Hidrida unsur logam alkali dan logam alkali tanah.
5. molekul kovalen adalah?
jawab: Semua hidrida unsur golongan 14 termasuk metana.

2. Sifat Periodik Unsur

Ridwan F 09029tiumb@gmail.com

Sifat Periodik Unsur

a. Energi Ionisasi pertama

Bila unsur-unsur disusun sesuai dengan massa atomnya, sifat unsur atau senyawa menunjukkan keperiodikan, dan pengamatan ini berujung pada penemuan hukum periodik. Konfigurasi elektron unsur menentukan tidak hanya sifat kimia unsur tetapi juga sifat fisiknya. Keperiodikan jelas ditunjukkan sebab energi ionisasi atom secara langsung ditentukan oleh konfigurasi elektron. Energi ionisasi didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan elektron dari atom netral, misalnya, untuk natrium:
Na(g) →Na+(g) + e-
Energi ionisasi pertama, energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron pertama.Untuk periode manapun, energi ionisasi meningkat dengan meningkatnya nomor atom dan mencapai maksium pada gas mulia. Dalam golongan yang sama energi ionisasi menurun dengan naiknya nomor atom. Kecenderungan seperti ini dapat dijelaskan dengan jumlah elektron valensi, muatan inti, dan jumlah elektron dalam.
Energi ionisasi kedua dan ketiga didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron kedua dan ketiga.

b. Afinitas elektron dan keelektronegatifan

Afinitas elektron didefinisikan sebagai kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral gas, yakni dalam reaksi.
F(g) + e¯ → F¯(g)
Nilai positif mengindikasikan reaksi eksoterm, negatif menunjukkan reaksi endoterm. Karena tidak terlalu banyak atom yang dapat ditambahi elektron pada fasa gas, data yang ada terbatas jumlahnya dibandingkan jumlah data untuk energi ionisasi.

Besarnya kenegativan(elektron) yang didefinisikan dengan keelektronegatifan yang merupakan ukuran kemampuan atom mengikat elektron. Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegativan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.
Pauling mendefinisikan perbedaan keelektronegativan antara dua atom A dan B sebagai perbedaan energi ikatan molekul diatomik AB, AA dan BB. Anggap D(A-B), D(A-A) dan D(B-B) adalah energi ikatan masing-masing untuk AB, AA dan BB. D(A-B) lebih besar daripada rata-rata geometri D(A-A) dan D(B-B). Hal ini karena molekul hetero-diatomik lebih stabil daripada molekul homo-diatomik karena kontribusi struktur ionik. Akibatnya, ∆(A-B), yang didefinisikan sebagai berikut, akan bernilai positif:
(A-B) = D(A-B) -√D(A-A)D(B-B) > 0
(A-B) akan lebih besar dengan membesarnya karakter ionik. Dengan menggunakan nilai ini, Pauling mendefinisikan keelektronegativan x sebagai ukuran atom menarik elektron.

|xA -xB|= √D(A-B)
xA dan xB adalah keelektronegativan atom A dan B.
Apapun skala keelektronegativan yang dipilih, jelas bahwa keelektronegativan meningkat dari kiri ke kanan dan menurun dari atas ke bawah. Keelketroegativan sangat bermanfaat untuk memahami sifat kimia unsur.Perbedaan keelektronegativan antara dua atom yang berikatan, walaupun hanya semi kuantitatif, berhubungan erat dengan sifat ikatan kimia seperti momen dipol dan energi ikatan..
Misalnya ada distribusi muatan yang tidak sama dalam ikatan A-B (xA > xB). Pasangan muatan positif dan negatif ±q yang dipisahkan dengan jarak r akan membentuk dipol (listrik).

Arah dipol dapat direpresentasikan dengan panah yang mengarah ke pusat muatan negatif dengan awal panah berpusat di pusat muatan positif. Besarnya dipol, rq, disebut momen dipol. Momen dipol adalah besaran vektor dan besarnya adalah µ dan memiliki arah.
Besarnya momen dipol dapat ditentukan dengan percobaan tetapi arahnya tidak dapat. Momen dipol suatu molekul (momen dipol molekul) adalah resultan vektor momen dipol ikatan-ikatan yang ada dalam molekul. Bila ada simetri dalam molekul, momen dipol ikatan yang besar dapat menghilangkan satu sama lain sehingga momen dipol molekul akan kecil atau bahkan nol.

c. Bilangan oksidasi atom

Terdapat hubungan yang jelas antara bilangan oksidasi (atau tingkat oksidasi) atom dan posisinya dalam tabel periodik. Bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen didefinisikan sebagai muatan imajiner atom yang akan dimiliki bila elektron yang digunakan bersama dibagi sama rata antara atom yang berikatan (kalau atom yang berikatan sama) atau diserahkan semua ke atom yang lebih kuat daya tariknya (kalau yang berikatan atom yang berbeda).
(1) UNSUR GOLONGAN UTAMA
Untuk unsur golongan utama, bilangan oksidasi dalam banyak kasus adalah jumlah elektron yang akan dilepas atau diterima untuk mencapai konfigurasi elektron penuh, ns2np6 (kecuali untuk periode pertama) atau konfigurasi elektron nd10.
Hal ini jelas untuk unsur-unsur periode yang rendah yang merupakan anggota golongan 1, 2 dan 13-18. Untuk periode yang lebih besar, kecenderungannya memiliki bilangan oksidasi yang berhubungan dengan konfigurasi elektron dengan elektron ns dipertahankan dan elektron np akan dilepas. Misalnya, timah Sn dan timbal Pb, keduanya golongan 14, memiliki bilangan oksidasi +2 dengan melepas elektron np2 tetapi mempertahankan elektron ns2, selain bilangan oksidasi +4. Alasan yang sama dapat digunakan untuk adanya fakta bahwa fosfor P dan bismut Bi, keduanya golongan 15 dengan konfigurasi elektron ns2np3, memilki bilangan oksidasi +3 dan +5.



SOAL

1. Sifat unsur dan senyawa mennjukan?
Jawab : Keperodikan

2. Konfigirasi elektron tidak hanya menetukan sifat kimia tetapi?
Jawab : menentukan fisiknya

3. Arah dipol dapat direpresentasikan dengan?
Jawab : panah yang mengarah ke pusat muatan negatif

4. Bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen didefinisikan sebagai muatan ?
Jawab : sebagai muatan imajiner atom yang akan dimiliki

5. Pada bilangan oksidasi dalam banyak kasus adalah
Jawab : jumlah elektron yang akan dilepas atau diterima untuk mencapai konfigurasi elektron penuh

1. Tabel Periodik

Mardianto 09028tiumb@gmail.com

Tabel Periodik

Sejarah
Tabel periodik pada mulanya diciptakan tanpa mengetahui struktur dalam atom: jika unsur-unsur diurutkan berdasarkan massa atom lalu dibuat grafik yang menggambarkan hubungan antara beberapa sifat tertentu dan massa atom unsur-unsur tersebut, akan terlihat suatu perulangan atau periodisitas sifat-sifat tadi sebagai fungsi dari massa atom. Orang pertama yang mengenali keteraturan tersebut adalah ahli kimia Jerman, yaitu Johann Wolfgang Döbereiner, yang pada tahun 1829 memperhatikan adanya beberapa triade unsur-unsur yang hampir sama.
Beberapa triade
Unsur Massa atom Kepadatan
Klorin 35,5 0,00156 g/cm3
Bromin 79,9 0,00312 g/cm3
Iodin 126,9 0,00495 g/cm3

Kalsium 40,1 1,55 g/cm3
Stronsium 87,6 2,6 g/cm3
Barium 137 3,5 g/cm3
Temuan ini kemudian diikuti oleh ahli kimia Inggris, yaitu John Alexander Reina Newlands, yang pada tahun 1865 memperhatikan bahwa unsur-unsur yang bersifat mirip ini berulang dalam interval delapan, yang ia persamakan dengan oktaf musik, meskipun hukum oktaf-nya diejek oleh rekan sejawatnya. Akhirnya, pada tahun 1869, ahli kimia Jerman Lothar Meyer dan ahli kimia Rusia Dmitry Ivanovich Mendeleyev hampir secara bersamaan mengembangkan tabel periodik pertama, mengurutkan unsur-unsur berdasarkan massanya. Akan tetapi, Mendeleyev meletakkan beberapa unsur menyimpang dari aturan urutan massa agar unsur-unsur tersebut cocok dengan sifat-sifat tetangganya dalam tabel, membetulkan kesalahan beberapa nilai massa atom, dan meramalkan keberadaan dan sifat-sifat beberapa unsur baru dalam sel-sel kosong di tabelnya. Keputusan Mendeleyev itu belakangan terbukti benar dengan ditemukannya struktur elektronik unsur-unsur pada akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20.
Tabel periodik unsur-unsur kimia adalah tampilan unsur-unsur kimia dalam bentuk tabel. Unsur-unsur tersebut diatur berdasarkan struktur elektronnya sehingga sifat kimia unsur-unsur tersebut berubah-ubah secara teratur sepanjang tabel. Setiap unsur didaftarkan berdasarkan nomor atom dan lambang unsurnya.
Tabel periodik standar memberikan informasi dasar mengenai suatu unsur. Ada juga cara lain untuk menampilkan unsur-unsur kimia dengan memuat keterangan lebih atau dari persepektif yang berbeda.

Golongan
Kolom dalam tabel periodik disebut golongan. Ada 18 golongan dalam tabel periodik baku. Unsur-unsur yang segolongan mempunyai konfigurasi elektron valensi yang mirip, sehingga mempunyai sifat yang mirip pula.
Ada tiga sistem pemberian nomor golongan. Sistem pertama memakai angka Arab dan dua sistem lainnya memakai angka Romawi. Nama dengan angka Romawi adalah nama golongan yang asli tradisional. Nama dengan angka Arab adalah sistem tatanama baru yang disarankan oleh International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Sistem penamaan tersebut dikembangkan untuk menggantikan Sistem pertama memakai angka Arab dan dua sistem lainnya memakai angka Romawi. karena kedua sistem tersebut membingungkan, menggunakan satu nama untuk beberapa hal yang berbeda.

Penjelasan struktur tabel periodik
Jumlah kulit elektron yang dimiliki sebuah atom menentukan periode atom tersebut. Setiap kulit memiliki beberapa subkulit, yang terisi menurut urutan berikut ini, seiring dengan bertambahnya nomor atom:
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p
...
Berdasarkan hal inilah struktur tabel disusun. Karena elektron terluar menentukan sifat kimia suatu unsur, unsur-unsur yang segolongan umumnya mempunyai sifat kimia yang mirip. Unsur-unsur segolongan yang berdekatan mempunyai sifat fisika yang mirip, meskipun massa mereka jauh berbeda. Unsur-unsur seperiode yang berdekatan mempunyai massa yang hampir sama, tetapi sifat yang berbeda.
Sebagai contoh, dalam periode kedua, yang berdekatan dengan Nitrogen (N) adalah Karbon (C) dan Oksigen (O). Meskipun massa unsur-unsur tersebut hampir sama (massanya hanya selisih beberapa satuan massa atom), mereka mempunyai sifat yang jauh berbeda, sebagaimana bisa dilihat dengan melihat alotrop mereka: oksigen diatomik adalah gas yang dapat terbakar, nitrogen diatomik adalah gas yang tak dapat terbakar, dan karbon adalah zat padat yang dapat terbakar (ya, berlian pun dapat terbakar!).
Sebaliknya, yang berdekatan dengan unsur Klorin (Cl) di tabel periodik, dalam golongan Halogen, adalah Fluorin (F) dan Bromin (Br). Meskipun massa unsur-unsur tersebut jauh berbeda, alotropnya mempunyai sifat yang sangat mirip: Semuanya bersifat sangat korosif (yakni mudah bercampur dengan logam membentuk garam logam halida); klorin dan fluorin adalah gas, sementara bromin adalah cairan bertitik didih yang rendah; sedikitnya, klorin dan bromin sangat berwarna.

Periodisitas Sifat Kimia
Nilai utama dari tabel periodik adalah kemampuan untuk memprediksi sifat kimia dari sebuah unsur berdasarkan lokasi di tabel. Perlu dicatat bahwa sifat kimia berubah banyak jika bergerak secara vertikal di sepanjang kolom di dalam tabel dibandingkan secara horizontal sepanjang baris.

Kelompok dan Perioda
• Kelompok adalah kolom dalam tabel unsur kimia.
Kelompok bisa dianggap sebagai metode yang paling penting dari mengklasifikasi elemen. Pada beberapa kelompok, unsur-unsurnya ada yang sangat mirip dan memiliki tren yang jelas jika ditelusuri menurun di dalam kolom. kelompok - kelompok ini sering diberi nama umum (tak sistematis) sebagai contoh: alkali, alkalin, halogen dan gas mulia. Beberapa kelompok lainnya dalam tabel tidak menampilkan sebanyak persamaan maupun tren vertikal (sebagai contoh Kelompok 14 dan 15), kelompok ini tidak memiliki nama umum.
• Baris dalam tabel periodik elemen.
Walaupun kelompok-kelompok adalah cara yang paling umum untuk mengklasifikasi elemen, ada beberapa bagian di tabel unsur yang tren horisontalnya dan kesamaan sifatnya lebih penting dan mencolok daripada tren vertikal. Fenomena ini terjadi di d-blok (atau "logam transisi"), dan terutama f-blok, dimana lantinida dan actinida menunjukan sifat berurutan yang sangat mencolok.
Tren Periodisitas dalam Golongan
Teori struktur atom kuantum mekanika modern menjelaskan tren kelompok dengan memproposisikan bahwa unsu dalam kelompok yang sama memiliki konfigurasi valensi elektron yang sama, yang merupakan faktor terpenting penyebab sifat kimia. Unsur-unsur dalam kelompok yang sama juga menunjukkan pola radius atom, energi ionisasi, dan electronegativity. Dari urutan atas ke bawah dalam kelompok, radius atom elemen bertambah besar. Karena lebih abnyak susunan energi yang terisi, elektron valensi terletak lebih jauh dari inti. Dari urutan atas, setiap unsur memiliki energi ionisasi yang lebih rendah dari unsur sebelumnya karena lebih mudahnya sebuah electron terlepas karena atom tidak terikat seketatnya. Demikian pula, sebuah kelompok juga amenampilkan penurunan electronegativity dari urutan atas ke bawah karena peningkatan jarak antara elektron valensi dan inti.
Tren Periodisasi Perioda


Tren periodisas dari energi ionisasi Semua perioda bermulai pada titik minimum alkali, adan berakhir pada titik maximum di gas mulia.
Unsur-unsur dalam periode yang sama memiliki tren radius atom, energi ionisasi, electron Affinity, dan electronegativity. Dari kiri ke kanan, radius atom biasanya menurun. Hal ini terjadi karena setiap elemen mendapat tambahan proton dan elektron yang menyebabkan electron tertarik lebih dekat ke inti. Penurunan radius atom ini juga menyebabkan meningkatnya energi ionisasi jika bergerak dari urutan kiri ke kanan. Semakin rapat terikatnya sebuah elemen, semakin banyak energi yang diperlukan untuk mengambil sebuah electron. Demikian juga electronegativity, yang meningkat bersamaan dengan energi ionisasi karena tarikan oleh inti pada elektron. Afinitas Electron juga mempunyai tren, walau tidak semenyolok pada sebuah perioda. Logam (bagian kiri dari perioda) pada umumnya memiliki afinitas electron yang lebih rendah dibandingkan electron nonmetals (perioda sebelah kanan), dengan pengecualian gas mulia.

Soal:
1. apa yang diperhatikan John Alexander Reina Newlands pada tahun 1865?
jawab:beliau memperhatikan bahwa unsur-unsur yang bersifat mirip ini berulang dalam interval delapan, yang ia persamakan dengan oktaf musik, meskipun hukum oktaf-nya diejek oleh rekan sejawatnya.
2. golongan adalah?
jawab: Kolom dalam tabel periodik.
3. sebutkan tiga sistem pemberian nomor golongan!
jawab: Sistem pertama memakai angka Arab dan dua sistem lainnya memakai angka Romawi.
4. mengapa sistem penamaan arab dikembangkan untuk menggantikan Sistem pertama memakai angka Arab dan dua sistem lainnya memakai angka Romawi?
jawab: karena kedua sistem tersebut membingungkan, menggunakan satu nama untuk beberapa hal yang berbeda.
5. Nilai utama dari tabel periodik adalah?
jawab: kemampuan untuk memprediksi sifat kimia dari sebuah unsur berdasarkan lokasi di tabel.

2. Teori Kuantum Ikatan Kimia

Mardianto 09028tiumb@gmail.com

Teori kuantum ikatan kimia

a. Metoda Heitler dan London
Teori Lewis-Langmuir tentang ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal memberikan jawaban pada pertanyaan fundamental mengapa atom membentuk ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yang membentuknya.
Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika kuantum (mekanika gelombang). Segera setelah mekanika kuantum dikenalkan, fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan Jerman/Amerika Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul hidrogen dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron Mereka menghitung energi sistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yang berkaitan dengan energi minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada jarak ikatan) tidak dihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka menganggap sistem dengan elektron yang posisinya dipertukarkan dan menghitung ulang dengan asumsi bahwa dua sistem harus menyumbang sama pada pembentukan ikatan. Mereka mendapatkan kemungkinan pembentukan ikatan meningkat, dan hasil yang sama dengan hasil percobaan diperoleh.

Perbedaan energi antara plot (a) dan (b) disebut energi resonansi.energi untuk keadaan dengan spin dua elektronnya sejajar. Dalam keadaan ini, tolakannya dominan, yang akan mendestabilkan ikatan, yakni keadaan antibonding. Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasil menjelaskan dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskan tidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia secara umum.

b. Pendekatan ikatan valensi
Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila dua atom hidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain, fungsi gelombang sistemnya adalah 1s1(1)1s2(2) (yang berkaitan dengan keadaan dengan elektron 1 berkaitan dengan proton 1 dan elektron 2 berhubungan dengan proton 2(atau 1s1(2)1s2(1) yang berkaitan dengan keadaan dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1 berikatan dengan proton 2. Bila dua proton mendekat, menjadi sukar untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini, sistemnya dapat didekati dengan mudah kombinasi linear dua fungsi gelombang. Jadi,
Ψ+ = N+［1s1(1)1s2(2) +1s1(2)1s2(1)］
Ψ-= N-［1s1(1)1s2(2) – 1s1(2)1s2(1)]
dengan N+ dan N- adalah konstanta yang menormalisasi fungsi gelombangnya. Dengan menyelesaikan persamaan ini, akan diperoleh nilai eigen E+ dan E-
Metoda yang dipaparkan di atas disebut dengan metoda ikatan valensi (valence-bond/VB). Premis metoda VB adalah molekul dapat diungkapkan dengan fungsi-fungsi gelombang atom yang menyusun molekul. Bila dua elektron digunakan bersama oleh dua inti atom, dan spin kedua elektronnya antiparalel, ikatan yang stabil akan terbentuk.
Pendekatan orbital molekul
Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika termasuk John Clarke Slater (1900-1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994). Namun, kini metoda orbital molekul (molecular orbital, MO) jauh lebih populer. Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah dengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H2+
(-h2/8π2m)∇2Ψ + VΨ = EΨ (2.21)
maka,
(-h2/8π2m)∇2Ψ +e2/4πε0［(-1/r1) -(1/r2) + (1/R)］Ψ = EΨ (3.3)

Ingat bahwa Ψ2 memberikan kebolehjadian menemukan elektron di dalam daerah tertentu. Bila Anda jumlahkan fungsi ini di seluruh daerah, Anda akan dapatkan kebolehjadian total menemukan elektron, yang harus sama dengan satu. Orbital biasanya dinormalisasi agar memenuhi syarat ini, yakni ∫Ψ2 dxdydz = 1.
Fungsi gelombang sistem ini didapatkan dengan mensubstitusi potensialnya kedalam persamaan 2.21. Bila elektronnya di sekitar inti 1, pengaruh inti 2 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 1. Demikian pula, bila elektronnya di sekitar inti 2, pengaruh inti 1 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 2.
Kemudian kombinasi linear dua fungsi gelombang 1s dikenalkan sebagai orbital molekul pendekatan bagi orbital molekul H2. Untuk setiap elektron 1 dan 2, orbital berikut didapatkan.
φ+(1) = a[1s1(1) + 1s2(1)]
φ+(2) = a[1s1(2) + 1s2(2)] (3.4)
Orbital untuk molekul hidrogen haruslah merupakan hasilkali kedua orbital atom ini.
Jadi,
Ψ+(1, 2) = φ+(1)･φ+(2) = a[1s1(1) + 1s2(1)] x a[1s1(2) + 1s2(2)]
= a2[1s1(1) 1s1(2) + 1s1(1) 1s2(2) + 1s1(2)1s2(1) + 1s2(1) 1s2(2)] (3.5)
Orbital ini melingkupi seluruh molekul, dan disebut dengan fungsi orbital molekul, atau secara singkat orbital molekul. Seperti juga,orbital satu elektron untuk atom disebut dengan fungsi orbital atom atau secara singkat orbital atom. Metoda untuk memberikan pendekatan orbital molekul dengan melakukan kombinasi linear orbital atom disebut dengan kombinasi linear orbital atom (linear combination of atomic orbital, LCAO).
Soal :
1) Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ?
Jawaban: John Clarke Slater (1900-1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994).
2) Orbital satu elektron untuk atom disebut
Jawaban: fungsi orbital atom atau secara singkat orbital atom
3) Bila dua atom hidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain, fungsi gelombang sistemnya adalah
Jawaban: 1s1(1)1s2(2)
4) orbital satu elektron untuk atom disebut dengan!
jawab: fungsi orbital atom atau secara singkat orbital atom.
5) kombinasi linear orbital atom (linear combination of atomic orbital, LCAO) adalah
jawab: Metoda untuk memberikan pendekatan orbital molekul dengan melakukan kombinasi linear orbital atom.

1. Teori Ikatan Kimia

Mardianto 09028tiumb@gmail.com

Teori Ikatan Kimia

a. Afinitas Kimia
Teori atom adalah premis untuk konsep ikatan kimia. Namun, teori afinitas lebih disukai kimiawan abad 18 mungkin dapat dianggap sebagai asal teori ikatan kimia modern, walaupun afinitas kimia merupakan teori reaksi kimia. Dasar teori afinitas adalah konsep „like attract like“, sesama manarik sesama. Kimiawan Perancis Étienne François Geoffroy (1672-1731) membuat tabel dengan enambelas jenis zat didaftarkan dalam urutan afinitasnya pada zat

Sekitar pertengahan abad 19, kimiawan mencari cara untuk mengukur afinitas kimia dengan kuantititatif. Kimiawan Denmark Hans Peter Jargen Julius Thomsen (1826-1909) dan kimiawan Pernacis Pierre Eugene Marcelin Berthelot (1827-1907) menggunakan kalor yang dihasilkan dalam reaksi sebagai ukuran afinitas kimia. Namun, ada beberapa reaksi yang endoterm, walaupun sebagian besar reaksi eksoterm. Kemudian menjadi jelas, tidak ada hubungan yang sederhana antara kalor yang dihasilkan dalam reaksi dan afinitas kimia.
b.Dualisme elektrokimia
Dualisme elektrokimia adalah teori ikatan kimia rasional yang pertama, dan teori ini diusulkan oleh Davy, Berzelius dkk di pertengahan pertama abad 19. Dasar teori Berzelius adalah sebagai berikut: atom berbagai unsur bermuatan positif atau negatif dalam jumlah yang berbeda, dan muatan ini adalah gaya dorong pembentukan zat. Misalnya, tembaga bermuatan listrik positif dan oksigen bermuatan negatif. Tembaga oksida terbentuk dengan kombinasi kedua unsur tersebut masih sedikit positif. Hal ini yang menyebabkan umumnya oksida logam yang agak positif dan air yang agak negatif bereaksi satu sama lain menghasilkan hidroksida. Penemuan bahwa elektrolisis oksida logam alkali menghasilkan logam dan oksigen dengan baik dijelaskan dengan dualisme elektrokimia.
Namun, ditemukan beberapa kasus yang tidak cocok dengan teori ini. Menurut aksioma Berzelius, atom hydrogen bermuatan positif dan atom khlorin bersifat negatif. Menurut teori Berzelius, walaupun asam asetat, CH3COOH, bersifat asam, asam trikhloroasetat, CCl3COOH, seharusnya basa. Berzelius percaya b ahwa muatan listrik adalah asal usul keasaman dan kebasaan. Karena penukaran hidrogen dengan khlorin, yang muatannya berlawanan, akan membentuk basa. Faktanya asam trikhloroasetat asam, bahkan lebih asam dari asam asetat Dualisme elektrokimia dengan demikian perlahan ditinggalkan.
Teori valensi
Di paruh akhir abad 19, teori yang lebih praktis diusulkan dari bidang kimia organik. Banyak senyawa organik yang telah disintesis sebelum masa itu, dan strukturnya telah ditentukan dengan analisis kimia. Karena dijumpai banyak senyawa yang secara kimia mirip (misalnya, dalam nomenklatur saat ini sifat-sifat deret asam karboksilat), kimiawan mengusulkan beberapa teori untuk mengklasifikasikan dan mengurutkan kemiripan sifat ini. Menurut salah satu teori, satu radikal (misalnya radikal benzoil, C7H5O-) yang terdiri dari beberapa atom dianggap ekuivalen dengan satu atom dalam senyawa anorganik (Tabel 3.1). Teori lain menjelaskan bahwa kemampuan ikatan (afinitas kimia) atom tertentu yang terikat sejumlah tertentu atom lain.
Kimiawan Jerman Stradouity Friedrich August Kekulé (1829-1896) dan kimiawan Inggris Archibald Scott Couper (1831-1892) mengelaborasikan teori kedua menjadi teori valensi. Kekulé menganggap bahwa satu atom karbon memiliki empat satuan afinitas (dalam terminologi modern, valensi) dan menggunakan satuan afinitas ini dengan empat atom hidrogen membentuk CH4 atau berkombinasi dengan dua atom oksigen membentuk CO2. Ia juga menyarankan kemungkinan atom karbon dapat berkombinasi dengan atom karbon lain, menggunakan satu dari empat valensinya, dan setiap atom karbon dapat berkombinasi dengan atom lain termasuk atom karbon, dengan menggunakan tiga valensi sisanya.
Kekulé mengusulkan metoda menggambarkan molekul (yang disebut dengan sosis Kekulé) seperti di gambar 3.2. Pada tahap ini, valensi hanya sejenis indeks yang mengindikasikan rasio atom yang menyusun molekul.

Couper memformulasikan teorinya dengan cara yang mirip, tetapi ia mendahului Kekulé dalam menggunakan istilah “ikatan” yang digunakan seperti saat ini untuk menyatakan ikatan atom atom. Konsep fundamental dalam kimia organik modern, yakni rantai atom karbon, secara perlahan diformulasikan. Jadi konsep ikatan kimia digunakan oleh Kekulé dan Couper didasarkan atas teori valensi dan ikatan kimia pada dasarnya identik dengan konsep modern ikatan kimia. Harus ditekankan bahwa di abad 19 tidak mungkin menjawab pertanyaan mendasar mengapa kombinasi tetentu dua atom membentuk ikatan sementara kombinasi dua atom lain tidak akan membentuk ikatan.
Soal :
1) Teori atom adalah ?
Jawaban: premis untuk konsep ikatan kimia
2) Kimiawan mencari cara untuk mengukur afinitas kimia dengan ?
Jawaban: kuantititatif
3) Dualisme elektrokimia adalah ?
Jawaban: teori ikatan kimia rasional yang pertama
4) Dasar teori Berzelius adalah ?
Jawaban: atom berbagai unsur bermuatan positif atau negatif dalam jumlah yang berbeda, dan muatan ini adalah gaya dorong pembentukan zat.
5) Berzelius percaya b ahwa muatan listrik adalah ?
Jawaban: asal usul keasaman dan kebasaan

4. Struktur Molekul Sederhana

Ridwan F 09029tiumb@gmail.com

Struktur Molekul Sederhana

Ikatan ionik dibentuk oleh tarikan elekrostatik antara kation dan anion. Karena medan listrik suatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki karakter arah. Sebaliknya, ikatan kovalen dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga orbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah. Jadi bentuk molekul ditentukan oleh sudut dua ikatan, yang kemudian ditentukan oleh orbital atom yang terlibat dalam ikatan.

Paparan di atas adalah pembahasan umum Struktur molekul sederhana dapat disimpulkan dari pertimbangan sterekimia sederhana yang akan dijelaskan di bab ini.

a. Teori tolakan pasangan elektron valensi

Di tahuan 1940, Sidgwick mengusulkan teori yang disebut dengan Teori tolakan pasangan elektron valensi [valence shell electron pair repulsion (VSEPR)], yang karena sifat kualitatifnya sangat mudah dipahami. Teorinya sangat cocok untuk mempredksi struktur senyawa berjenis XY_m. Menurut teori ini, jumlah pasangan elektron menentukan penyusunan pasangan-pasangan elektron di sekitar atom pusat molekul. Terdapat gaya tolak elektrostatik antara dua pasangan elektron yang cenderung menolak orbital atom sejauh mungkin satu sama lain. Karena pasangan elektron menempati orbital atom, pasangan elektron bebas juga mempunyai dampak yang sama dengan pasangan elektron ikatan. Dengan kata lain, pasangan elektron bebas dan pasangan elektron ikatan juga tolak menolak sejauh mungkin.

SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT DIVALEN

Menurut teori VSEPR, dua pasangan elektron yang dimiliki atom pusat divalen akan terpisah sejauh mungkin bila sudut ikatannya 180°. Dengan kata lain, molekulnya akan memiliki struktur linear. Faktanya, berilium khlorida BeCl₂, dengan atom pusat divalen, adalah molekul linear . Seperti akan didiskusikan kemudian, beberapa senyawa seperti karbon dioksida O=C=O dan alena H₂C=C=CH₂ juga linear seolah memiliki atom pusat divalen.

SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TRIVALEN

Bila teori VSEPR berlaku juga untuk senyawa dengan atom pusat trivalen seperti boron trikhlorida BCl₃, sudut ikatan ∠Cl-B-Cl akan bernilai 120° dengan emapt atom itu berada dalam bidang yang sama. Struktur trigonal planar juga diamati di timah khlorida, SnCl₃. Catat juga bahwa struktur segitiga juga diamati di etilena H₂C=CH₂, ion nitrat NO₃ dan sulfur dioksida SO₂.

SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TETRAVALEN

Teori karbon tetrahedral diusulkan oleh kimiawan Belanda Jacobus Henricus van’t Hoff (18521911) dan kimiawan Perancis Joseph Achille Le Bel (1847-1930), yang menyempurnakan teorinya hampir pada saat yang bersamaan. Kesimpulan yang sama juga dapat secara otomatis didapatkan dari teori VSEPR. Misalnya untuk metana, struktur yang akan memiliki tolakan antar pasangan elektron yang minimal didapatkan untuk geometri tetrahedron dengan sudut 109,5°, yang jelas lebih besar dari bujur sangakar yang bersudut 90°. Menariknya ion amonium NH₄⁺ dengan atom nitrogen sebagai atom pusat juga tetrahedral seperti metana. Bila pasangan elektron bebas juga dihitung, atom nitrogen dari amonia NH₃ dan atom oksigen dalam air H₂O juga dapat dianggap

tetravalen. Namun di molekul-molekul ini tidak didapat tetrahedral sempurna, sudut ikatan ∠HNH adalah 106° dan ∠H-O-H adalah 104,5°. Fakta ini menyarankan hubungan kualitatif berikut.

Kekuatan relatif tolakan

Pasangan elektron bebas (PEB)-PEB > PEB- Pasangan elektron ikatan (PEI) > PEI-PEI Beberapa ion poliatomik semacam SO₄^2- dan SO₃^2- juga memiliki struktur tetrahedral.

SENYAWA DENGAN VALENSI LEBIH TINGGI DARI EMPAT

Struktur senyawa dengan atom pusat memiliki valensi lebih besar dari empat juga dapat dijelaskan dengan teori VSEPR. Senyawa pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Senyawa khas jenis ini adalah fosfor pentakhlorida PCl₅. Senyawa dengan atom pusat heksavalen berstruktur oktahedral, yang identik dengan bujur sangkar bipiramid. Contoh yang baik adalah belerang heksafluorida SF₆. Dalam kasus senyawa heptavalen, situasinya sama dan strukturnya adalah pentagonal bipiramid.

Soal :

1) Ikatan ionik dibentuk oleh ?

Jawaban: tarikan elekrostatik antara kation dan anion

2) Di tahuan 1940, Sidgwick mengusulkan teori yang disebut ?

Jawaban: Teori tolakan

3) Teori karbon tetrahedral diusulkan oleh ?

Jawaban: kimiawan Belanda Jacobus Henricus van’t Hoff

4) Senyawa pentavalen memiliki struktur ?

Jawaban: trigonal bipiramidal

5) pentagonal bipiramid adalah ?

jawaban: Dalam kasus senyawa heptavalen, situasinya sama dan strukturnya

3. Jenis Ikatan Kimia

Ridwan F. 09029tiumb@gmail.com

Jenis ikatan kimia lain

a. Ikatan logam
Setelah penemu electron daya hantar logam yang tinggi dijelaskan dengan menggunakan model elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan elektron yang bebas bergerak dalam logam. Namun, hal ini tidak lebih dari model. Dengan kemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930, teori MO yang mirip dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalah kristal logam.
Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontinyu, dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun, dengan meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan akhirnya perbedaan antar tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyak tingkat energi akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebut dengan teori pita.
Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita yang baik. (Elektron yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan akibatnya terlokalisasi di orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian, sehingga elektron-elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkan arus listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor. Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh medan listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di atasnya. Hal inilah yang terjadi dalam isolator.
b. Ikatan hidrogen
Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain adalah bahwa HF ada dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang. Di awal tahunh 1920-an, dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom flourin yang mengapit atom hidrogen.
Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga merupakan masalah yang sangat menarik. Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit hidrogen seperti dalam kasus HF .Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum didapatkan dan disebut dengan ikatan hidrogen.
Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atom elektronegatif seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa organik dengan gugus hidroksi -OH atau gugus amino -NH2 relatif lebih larut dalam air disebabkan karena pembentukan ikatan hidrogen dengan molekul air. Dimerisasi asam karboksilat seperti asama asetat CH3COOH juga merupakan contoh yang sangat baik adanya ikatan hidrogen.
Ikatan Van der Waals
Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen H2 atau He (molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah, mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-molekul ini.. Gaya semacam ini disebut dengan gaya antarmolekul.


Soal :
1. Tahun berapakah Teori MO di terbitkan ?
Jawaban: Tahun 1930
2. penemu electron daya hantar logam yang tinggi dijelaskan dengan menggunakan model ?
Jawaban: electron bebas
3. Apakah yang dimaksud dengan teori Pita ?
Jawaban: banyak tingkat energy yang bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu
4. Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah ?
Jawaban: distribusi muatan yang tak seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen)
5. Polaritas molekul adalah ?
Jawaban: sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat

8. Latihan Struktur Atom

Ridwan F. 09029tiumb@gmail.com

Latihan Struktur Atom

• Teori Bohr

Hitung energi yang diserap oleh elektron yang tereksitasi dari (n= 1) ke (n = 3). Tentukan panjang gelombang radiasi elektromagnetik yang berkaitan. Teori Bohr mengasumsikan energi elektron atom hidrogen adalah -2,718 x 10^–18/n² (J)

Jawab: Energinya dapat dihitung dengan persamaan

Hubungan antara frekuensi dan panjang gelombang elektromagnetik ν= c/λ. Jadi E = hc/λ, panjang gelombang dapat diperoleh sebagai berikut:

2. Teori Bohr

Hitung jumlah energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron dari atom hidrogen yang dieksitasi dari (n=2)?

Jawab:

• Persamaan De Broglie

Hitung panjang gelombang yang berkaitan dengan elektron (m= 9,11 x 10^-31 kg) yang bergerak dengan kecepatan 5,31x 10⁶ m s^-1.

Jawab

• 2.4 Potensial kotak satu dimensi

Elektron dijebak dalam kotak satu dimensi dengan lebar 0,3 nm. Tentukan tingkat energinya. Hitung frekuensi dan panjang gelombang bila elektron berpindah dari (n = 2) ke (n = 1).

Jawab:

Frekuensi dan panjang gelombang elektronnya adalah:

Soal

1. Apa itu atom?

2. Berasal dari manakah istilah kata atom?

3. Alat apa yang dapat memantau atom?

4. Gaya apakah yang terikat pada sebuah elektron atom?

5. Atom dikelompokan berdasarkan jumlah?

Jawaban

1. Satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom yang di kelilingi oleh awan elektron bermuatan negatif

2. Berasal dari bahasa Yunani yang berarti tidak dapat dipotong

3. Mikroskop

4. Gaya elektromagnetik

5. Proton dan Neutron pada inti atom