kimia dasar

STOIKIOMETRI

Stoikiometri berasal dari kata Yunani yaitu Stoicheion = unsure dan Metrein = mengukur. Unsur dalam hal ini meliputi partikel: atom, ion, molekul, atau elektron yang terdapat dalam senyawa yang terlibat dalam reaksi kimia. Jadi stoikiometri adalah kajian tentang hubungan kwantitatif dalam raksi kimia. Atau dengan kata lain Stoikiometri adalah ilmu yang mempelajari hubungan antara massa dalam reaksi kimia dengan energi yang dilibatkannya. Dalam stoikiometri akan diterapkan rumus kimia, reaksi kimia yang telah anda dapatkan waktu SMA dulu.

Hukum-hukum Dasar Ilmu Kimia
1. Hukum Kekekalan massa (Lavoisier, 1774)
”Jumlah massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi kimia adalah kekal (tetap)”.
ATAU
Materi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan.
Hukum ini dianggap penting agar kita dapat :
a. meramalkan jumlah materi yang diperlukan atau direaksikan agar mendapatkan
hasil yang tepat.
b dapat memahami reaksi kimia
c. memilih cara yang tepat agar tidak ada zat yang mubazir
d. menentukan mana reaktan yang harus berlebih sebab kelebihan salah satu reaktan dapat
mempengaruhi hasil reaksi sebenarnya.
Contoh
Mg + Cl2 → MgCl2
1 gr 2,9 gr 3,9 gr

Hukum Lavoisier sempat diragukan pada reaksi yang bersifat eksotermik atau endotermik karena menurut Einstein massa setara dengan enegi dengan persamaan:
E = m.c2 dengan E = energi dalam J, m dalam g, dan c dalam 3x108 m/dt
Contoh reaksi antara 2 g hydrogen dengan 16 g oksigen dihasilkan energy setara dengan 10-9 g massa.

2. Hukum Perbandingan Tetap (Proust, 1799)
”Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu persenyawaan selalu tetap”
ATAU
Pada setiap reaksi kimi jumlah massa zat yang bereaksi dengan sejumlah tertentu zat lain
selalu tetap.

Contoh
Dalam air H2O perbandingan massa H : O = 1 : 8
Dalam kapur tohor CaO perbandingan massa Ca : O = 5 : 2
Prosentase masing-masing unsur dalam senyawa dapat dihitung dengan
% unsur A = x 100%


Contoh
% H dalam H2O = x 100% = 11,11%

Antara Hukum Lavoisier dengan hukum proust adalah dua hukum yang tidak dapat dipisahkan.

Contoh 1
Jika 5 g karbon C direaksikan dengan 6 g H, berapa gramkah CH4 yang terbentuk?
Jawaban
Jika kita hanya memprhatikan hukum Lavoisier maka CH4 yang terbentuk adalah 11 g, tapi
menurut hukum Proust harus dilihat unsur yang mana tersisa dan habis. Jika unsur H yang
habis sesuai perbandingan C:H dalam CH4 adalah 3:1 maka 6 g H membutuhkan
C, ini tidak mungkin sebab C yang tersedia hanya 6 g. Jika C yang habis
bereaksi maka H yang dibutuhkan adalah jadi ada sisa H 6g - 1,67g = 4,33 g.
Contoh soal. 2
Logam kalsium Ca sebanyak 2,5 g bereaksi dengan 1 g oksigen menghasilkan 3,5 g kalsium oksida. Suatu cuplikan yang lain direaksikan dengan air. Larutan yang diperoleh dinetralkan dengan asam nitrat, kemudian larutan diuapkan sampai kering, padatan yang didapat dipijarkan sehingga membentuk kalsium oksida. Tentukan prosentase kalsium pada oksida kedua !

Contoh soal 3
Hitung massa oksigen yang dihasilkan pada pemanasan 245 g KClO3 jika Ar K=39, Ar Cl=35,5 dan Ar O=16

3. Hukum Kelipatan Perandingan atau hukum perbandingan berganda (Dalton,1807)
”Bila dua unsur atau lebih dapat membentuk lebih dari satu senyawa maka perbandingan massa unsur yang satu yang bersenyawa dengan sejumlah tertentu unsur lain merupakan bilangan yang mudah dan bulat.”
Contoh
Mangan Mn dan Oksigen O dapat membentuk MnO; MnO2; Mn2O7, jika massa O tetap 8 g maka perbandingan berat Mn dalam
MnO = Perbandingan massa Mn dalam ketiga senyawa itu adalah
27,5 : 13,75 : 7,86 ∞ 28 : 14 : 7
MnO2 =

Mn2O7 =

Contoh soal:
Unsur Nitrogen N dan Oksigen O dapat membentuk senyawa N2O; NO; N2O3; N2O4 bila N yang bereaksi tetap 14 g tentukan perbandingan massa O dalam keempat senyawa itu!

4. Hukum Perbandingan Timbal Balik ( Richter, 1792)
“Jika unsur A dan B masing-masing dapat bereaksi dengan unsur C yang massanya tertentu membentuk AC dan BC, maka perbandingan massa A dan B dalam membentuk AB adalah sama dengan perbandingan masa A dan massa B ketika membentuk AC dan BC atau kelipatan dari perbandingan ini.
Contoh
25 g unsur H dapat bereaksi dengan 75 g unsur C membentuk metana CH4, dan 57,14 g O dapat berekasi dengan 42,86 g C membentuk karbonmonoksida CO serta 11,11 g H dapat bereaksi dengan 88,89 g O. Tunjukkan bahwa data ini sesuai dengan hukum kelipatan perbandingan!
Jawaban:
Misalnya unsur karbon sebagai unsur C, unsur H sebagai unsur A dan unsur O sebagai unsur B. Dalam metana 25 g H dapat bereksi dengan 75 g C, dalam CO 57,14 g O dapat bereaksi dengan 42,86 C jika massa C tetap 75 g maka dalam membentuk CO massa O yang diperlukan adalah jadi perbandingan massa H dengan O yang bereaksi dengan 75 g C adalah 25 : 99,99 ∞ 1 : 4
Perbandingan H : O dalam air H2O adalah 11,11 : 88,89 ∞ 1 : 8 jadi antara 1 : 4 dengan 1 : 8 merupakan suatu kelipatan.

Contoh soal.
Nitrogen dan oksigen masing-masing dapat bereaksi dengan hidrogen membentuk H2O dan NH3. Satu gram H dapat bereaksi dengan 4,66 g N membentuk amonia dan 1 g H dapat bereaksi dengan 8 g O membentuk air, dilain pihak N dengan O dapat membentuk NO menurut reaksi N2 + O2 → 2NO tunjukkan reaksi di atas sesuai dengan hukum kelipatan perbandingan!
Jawaban
Perbandingan N : O yang bereaksi dengan H adalah 4,66:8 = 0,583.
Perbandingan N : O dalam membentuk NO adalah 28:32 = 0,875
Maka perbandingan 0,875:0,583= ....

Massa atom relatif (Ar)
Menurut IUPAC massa atom relatif dilambangkan dengan Ar dulu BA (Berat Atom). Disebut relatif karena massa suatu atom unsur dibandingkan dengan massa satu atom karbon-12.
, 1/12 massa 1 atom C-12 = 1 sma = 1 amu (atom mass unit). Pernah digunakan standar Hidrogen dan Oksigen namun kurang memuaskan sebab O2dan H2 banyak punya isotop dan H2 adalah gas berbahaya.

Massa molekul relatif (Mr)
Manurut IUPAC lambang dari massa molekul relatif adalah Mr dulu BM (Berat Molekul). Sama seperti Ar perhitungannya memakai standar atom karbon-12.

Mr = ∑ Ar atom-atom penyusun molekul

Contoh :
Jika Ar H = 1, Ar O = 16 maka Mr H2O = (2xAr H) + (1xArO) = (2x1) + (1x16)= 18
Jika Ar H = 1, Ar S = 32 dan Ar O = 16 maka Mr H2SO4 = .......

Konsep Mol
Ibarat lusin, kodi, krat, pak dan sebagainya untuk menentukan ukuran jumlah benda maka mol dipakai untuk menentukan ukuran jumlah partikel yang tak terlihat seperti atom, molekul, ion, elektron agar memudahkan dalam perhitungan. Satu mol adalah jumlah atom yang terdapat dalam 12 g atom C-12 sebanyak 6,023 x 1023 partikel. angka ini pertama kali ditemukan oleh Loschmidt (1865). Namun angkla ini dipopulerkan oleh Avogadro sehingga lebih dikenal dengan bilangan Avogadro (N) untuk menghormati Loschmidt kerapkali dilambangkan L.
Jadi

Contoh:
Hitunglah jumlah mol dari 4,5 x 1023 atom Mgnesium.
Jawab
mol Mg =

Hubungan mol, Ar, Mr danmassa diberikan oleh rummus
Prosen komposisi
Prosentase unsur dalam senyawa
Rumus Kimia
Rumus yang menyatakan komposisi atom yang menyusun partikel zat tersebut. Dari rumus kimia kita dapat menentukan ke dalam kelompok mana suatiu senyawa berada. Seperti ....SO4 tergolong kelompok senyawa sulfat. Unsur monoatomik memiliki rumus kimia yang sesuai dengan lambang unsur tersebut. Contoh emas rumus kimianya Au. Rumus kimia ditentukan melalui tahapan percobaan.

Rumus Empiris (rumus perbandingan)
Menggambarkan pebandingan paling sederhana dari atom-atom unsur dalam persenyawaan. Rumus empiris tidak menyatakan susunan persenyawaan yang sebenarnya.
Contoh
Suatu senyawa Hidrokarbon terdiri atas unsur C dan H. Dari hasil analisa ternyata perbandingan C dan H = 36:10. Tentukan rumus empirisnya!
Jawaban
Perbandingan mol C : mol H = 36/12 : 10/1 = 3 : 10. Jadi rumus empirisnya (C3H10)n. Jika n telah terjawab maka dapat ditentukan rumus molekulnya.
Rumus empiris dapat ditentukan jika diketahui:
- macam unsur dalam senyawa tersebut (analisa kwalitatif)
- perosen komposisi unsur dalam senyawa tersebut (analisa kwantitatif)
- massa atom relatif unsur-unsur tersebut.
Langkah menentukan rumus empiris
mengukur massa setiap unsur dalam senyawa yang massanya diketahui, jika massa senyawa 100 g akan diperoleh prosen massa setiap unsur.
mengubah massa setiap unsur menjadi mol, dengan membagi dengan massa atom relatif masing-masing unsur sehingga dieperoleh perbandingan mol dari tiap unsur.
membulatkan perbandingan menjadi sekecil mungkin
menulis bilangan bulat tadi menjadi subskrip pada rumus empiris.

Rumus molekul
Rumus molekul menyatakan jenis dan jumlah atom yang menyusun senyawa tersebut. Rumus molekul dapat ditentukan jika diketahui rumus empiris dan Mr dari senyawa tersebut.
Contoh
Suatu senyawa memiliki Rumus empiris (CH2O)n dengan Mr = 360. Tentukan rumus molekulnya! Jika Ar C=12; Ar H=1 dan Ar O = 16.
Jawaban.
12n + 2n + 16n = 360 n = 360/30 = 12 jadi rumus molekulnya C12H24O12
Contoh soal.
1. 254 g tembaga Cu bereaksi dengan 64 g oksigen O membentuk tembaga oksida, tentukan rumus empiris tembaga oksida tersebut!
2. Suatu senyawa mengandung 28,6% magnesium, 14,3% karbon dan 57,1% oksigen, tuliskan rumus empirisnya!
3. Jika persentase air dalam kristal tembaga sulfat 36%, tentukan jumlah molekul air di dalam rumus CuSO4.nH2O
Jawab.
Misal massa kristal 100 g maka massa air adalah 36 g
Senyawa tembaga sulfat air
Lambang CuSO4 H2O
Massa 64 g 36 g
Mr 160 18
Jumlah mol 0,4 2
Perbandingan mol 1 5
RE CuSO4.5H2O
Suatu senyawa organik mempunyai komposisi berat 40,02% C, 6,72% H, dan 53,26% O. Tentukan rumus molekulnya jika MR dari senyawa tersebut 179 Ar C=12, Ar H=1, Ar O=16.

Rumus struktur
Rumus yang menyatakan bagaimana atom-atom itu terikat dalam molekulnya

Contoh : etana rumus molekulnya C2H6 rumus strukturnya

Reaksi kimia
Peresamaan reaksi menyatakan secara kwalitatif bila dua atau lebih pereaksi bergabung dan secara kwantitatif jumlah zat yang bereaksi dan jumlah produk reaksi.
A + B → C + D
perekasi hasil
(reaktan) (produk)
Contoh: N2 + 3H2 → 2NH3 , artinya 1 mol gas nitrogen bereaksi dengan 3 mol gas hidrogen menghasilkan 2 mol amoniak. Angka didepan zat-zat yang bereaksi disebut koefisien reaksi.
Cara menentukan koefisien reaksi
Cara coba-coba, yaitu dengan mencoba memasukan angka tertentu didepan zat-zat yang bereaksi kemudian dicocokan dengan jumlah mol zat yang bereaksi apakah sama antara reakstan atau produk.
Cara matematika, yaitu dengan mengganti koefisien reaksi dengan abjad misalnya a,b,c dan seterusnya. Lalu masing-masing unsur yang terlibat dicocokn antara reaktan dengan produk.
Contoh
Setarakan reaksi Pb(NO3)2 PbO + NO2 + O2
Jawaban
Misalkan masing-masing koefisien dengan abjad
a Pb(NO3)2 b PbO + c NO2 + d O2
Jumlah atom ruas kiri = jumlah atom sebelah kanan
Pb: a = b
N : 2a = c
O : 6a = b + 2c + 2d
Salah satu huruf misalkan dengan angka, misalnya a = 1 maka:
a = b jadi b = 1. 2a = c, jadi c = 2. 6a = b + 2c + 2d, jadi d = ½.
Kemudian koefisien reaksinya ini dimasukan dalam reaksi
1 Pb(NO3)2 1 PbO + 2 NO2 + ½ O2 koefisien pecahan tidak salah tapi kurang cantik maka dibulatkan dengan mengalikan dengan penyebut pecahan itu dalam contoh di atas dikalikan 2
Jadilah 2 Pb(NO3)2 2 PbO + 4 NO2 + 1 O2
Contoh soal
Setarakan reaksi berikut :
HNO3 + H2S → NO + S + H2O
Br2 + KOH → KBr + KBrO3 + H2O
AlCl3 + NaOH → NaAl(OH)4 + NaCl

Hukum-hukum gas
Gas yang dapat mngikuti hukum-hukum gas secara sempurna disebut gas ideal. Untuk gas biasa hkum ini berlaku pada suhu tinggi dn tekanan rendah .
1. Hukum Boyle
”Pada suhu tetap volume sejumlah berat gas berbanding terbalik dengan tekanannya.”
artinya bila volume V diperbesar Maka tekanan P akan berkurang.
P dalam atmosfir. V dalam liter

2. Hukum Gay-Lussac
”Pada volume tetap tekanan sejumlah berat gas berbanding langsung dengan suhu
mutlaknya.”


Artinya kinetikmolekul gas naik benturan dengan wadah akan meningkat. P dalam
atmosfir, T dalam Kelvin (oK = ...oC + 273).

3. Hukum Boyle- Gay Lussac
” Volume sejumlah berat gas berbanding langsung dengan suhu mutlaknya dan berbanding
terbalik dengan tekanannya.”

4. Hukum Dalton
Tekanan total suatu campuran gas-gas sama dengan jumlah tekana parsiil masing-masing gas dalam campuran tersebut. Ptotal = P1 + P2 + ..... + Pn dimana P1, P2 = tekanan parsiil gas 1 dan gas 2. Tekanan parsiil = Tekanan total x % gas dalam campuran tersebut.
Contoh:
Udara bersih terdiri atas 20% oksigen dan 80% nitrogen. Tentukan tekanan parsiil masing-masing gas dalam udara yang memiliki tekanan total 100 atmosfir.

5. Hukum Avogadro
”Pada suhu dan tekanan yang sama, volume yang sama dari setiap gas mengandung jumlah mol yang sama. Pada keadaan standar (0oC dan 1 atmosfir) volume 1 mol gas apa saja = 22,4 liter.
Contoh
Berapa volume dari 29 g metana C4H10 pada suhu dan tekanan dimana 35 lietr oksigen massanya 40 g? Jika Ar C=12, Ar H=1
Jawaban
29 g metana = 29/Mr metana = 29/58 = 0,5 mol
40 g gas oksigen = 40/Mr O2 = 40/32 = 1.25 mol, bila 1,25 mol O2 volumenya 35 lietr maka 1 mol volumenya 35/1,25 liter. Karena suhu dan tekanannya sama maka volume metana pada suhu dan tekana tersebut = 35/1,25 liter x 0,5 = 14 liter.

6. Hukum gas umum
dimana :
P = tekana ( atmosfir) n = mol gas
V = volume (liter) T = suhu mutlak (oK)
R = tetapan gas ideal = 0,08205 lt. atm/mol.oK
Contoh
Untuk memperoleh kapur tohor CaO dipanaskan batu kapur CaCO3 dan sebagai hasil samping adalah gas CO2. Hitung volume gas CO2 yang dihasilkan dari pemanasan 1 ton batu kapur, jika diukur pada 25 oC dan 2 atmosfir, Ar Ca = 40; C = 12; O = 16.
Jawaban
mol CaCO3 = 1000.000/Mr CaCO3 = 1000.000/100 =10000 molCaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) karena koefisien reaksinya sama maka mol CaCO3 = mol CO2. PV = nRT V = 10000 x 0,082 x (25 + 273) = ......liter

Hubungan antara koefisien reaksi dengan mol
Koefisien reaksi menyatakan perbandingan mol zat-zat yang bereaksi di dalam reaksi kimia.

Contoh:
35 g besi Fe dipanaskan dengan 50 g belerang S (Ar Fe = 56, Ar S = 32). Hitung massa FeS2 yang terbentuk. Reaksi yang terjadi Fe + 2S → FeS2
Jawaban
Jika besi dianggap habis maka 35/56 mol besi memerlukan 2 x 35/56 mol S = 70/56 x 32 g S = 40 g jadi ada sisa S = 50 – 40 = 10 g.
Jika S yang habis bereaksi maka 50/32 mol S memerlukan ½ x 50/32 = 25/32 x 56 g Fe = 175/4 = 43, 7 g (ini tidak mungkin sebab hanya tersedia 35 g besi )
Jadi reaksi ditentukan oleh jumlah besi. Sehingga FeS2 yang terbentuk = 1/1 x 35/56 mol = 35/56 x (56+64) = 35/56 x 120 g = 210/4 = 52,5 g.

Hubungan koefisien reaksi dengan volume gas dalam reaksi kimia
Perbandingan koefisien reaksi = perbandingan volume gas-gas yang terlibat dalam reaksi.
Contoh
Untuk menghasilkan air menurut reaksi 2H2 + O2 → 2H2O, hitung volume gas hidrogen yang diperlukan untuk bergabung dengan 24 lt gas oksigen!
Jawaban
Volume hidrogen = 2/1 x 24 lt = 48 lt.
Contoh soal.
Sebanyak 90 g C2H6 dibakar dengan 160 g gas oksigen. Hitung massa CO2 maksimum yang terbentuk, jika Ar C = 12, Ar H = 1, Ar O = 16

Diketahui reaksi CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) . jika 4 lt metana dibakar dengan 2 lt gas oksigen hitung volume gas CO2 yang terjadi!

Urea CO(NH2)2 diperoleh dari reaksi NH3 (g) + CO2 (g) → CO(NH2)2 (aq) + H2O (l)

N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) dan CH4 (g) + H2O (l) → CO2 (g) + H2 (g) Jika dibuat 1 ton urea hitung massa : amoniak dan gas alam CH4 yang diperlukan!

Dalam reaksi fotosintesis, tumbuhan mengubah CO2 dan H2O menjadi gula C12H22O11 menurut reaksi : H2O + CO2 → C12H22O11 + H2O
Hitung massa C12H22O11 yang dihasilkan dari 150 g CO2 jika H2O berlebih!
Hitung massa C12H22O11 yang dihasilkan dari 80 g H2O dengan 150 g CO2!

STRUKTUR ATOM

Perkembangan Teori Atom
Menurut Democritos dan Leucippus Atom berasal dari a = tidak, tomos = dibagi-bagi lagi. Menurut Abu Musa Jabir Ibn Hayyan atom adalah zarrah yang tiidak dapt dibagi-bagi lagi. Semua konsep yang dikemukakan oleh filsuf tadi tidak ditunjang oleh eksperimen ilmiah.

Teori Atom
1. Tori atom Dalton
- zat terdiri atas partikel kecildisebut atom
- atom suatu zat tidak dapat diuraikan menjadi atom yang lebih kecil dan tidak dapat diubah menjadi atom zat lain
- atom setiap zat adalah identik , artinya memiliki bentuk, ukuran, dan massa yang sama.
- atom suatu zat berbeda sifat dengan aton zat lain
- persekutuan antara dua atom atau lebih akan menghasilkan atom senyawa.
Menurut Dalton atom merupakan bola kecil keras dan padat. Teori atom Dalton digigurkan oleh Michael Faraday bahwa atom mengandung muatan listrik, elektron itemukan oleh Stoney dan dipopulerkan oleh J.J Thomson e/m 1,759 x 108 c/g. massa elektron = 9,11 x 10-28 g

2. Teori atom Thomson
Teori ini berdasarkan pengamatan jika logam disinari dengan u.v atau panas dapat membebaskan elektron yang berasal dari atom, sebagai pembentuk atom.
”Atom merupakan bola bermuatan (+) dan di dalamnya terdapat elektron” mirip kue kismis (teori kismis)

-+-+
-+-+-+-
+-+-+-
- +-

3. Teori Atom Rutherford
Berdasarkan pengamatan jika lempeng emas tipis ditembak dengan sinar alfa (α) ternyata ada berkas sinar yang diteruskan, dibelokan dan dibalikan.
dibelokan

sinar α dibalikkan diteruskan

lempeng emas tipis layar film
Rhutherford berteori
- atom terdiri atas inti atom yang sangat kecil dan bermuatan (+)
- jari-jari inti kira-kira 10-13 cm, dan jari-jari atom sekitar 10-8 cm
- inti bermuatan + karena mengandung proton, atom netral jumlah proton = jumlah elektron.

Model atom Rutherford tidak stabil sebab menurut Maxwell jika dua partikel berbeda muatan elektron yang berputar akan mengalami gaya sentrifugal ke arah inti, sambil memancarkan energi terus menerus akibatnya elektron akan kehilangan energi akibatnya elektron jatuh ke inti.
e
Tapi kenyataannya tidak demikian.
4. Teori atom Niels Bohr
Merupakan perbaikan teori atom Rutherford.
- elektron mengelilingi inti hanya pada lintasan tertentu yang memenuhi syarat teori kuantum yang disebut kulit elektron.
- pada kulit tersebut elektron berada dalam tingkat energi tertentu serta berada dalam keadaan stasioner, tidak memancarkan energi.
- energi akan dipancarkan atau diserap jika elektron berpindah dari satu tingkat energi ke tingkat energi yang lain. ΔE = h.v dimana h = tetapan Planck, v = frekwensi sinar yang dipancarkan.
5. Teori atom modern
- proton dan netron disebut inti atom massa proton 1,67 x 10-24 g jumlah proton menyatakan nomor atom
- elektron bermassa 9,11 x 10-28 g = 1/1837 massa proton, dalam atom netral jumlah proton = jumlah elektron
- atom dapat menangkap dan melepas elektron membentuk ion
- massa atom adalah jumlah proton + jumlah netron, netron tidak bermuatan dengan massa 1,675 x 10-24
ee e



Konfigurasi Elektron
Bilangan kuantum
Kedudukan elektron dalam suatu atom dientukan oleh beberapa bilangan kuantum
1. Bilangan kuantum utama (n)
Fungsinya menyatakan lintasan elektron (kulit Atom) dalam suatu atom
harganya n = 1 sesuai dengan kulit K n = 5 sesuai dengan kulit O
n = 2 sesuai dengan kulit L n = 6 sesuai dengan kulit P
n = 3 sesuai dengan kulit M
n = 4 sesuai dengan kulit N n = 7 sesuai dengan kulit Q

2. Bilangan kuantum Azimuth (l)
Fungsinya menyatakan sub kulit (lintasa), harganya dari l =0 sampai (n-1)
l = 0 = sub kulit s, l = 1 = sub kulit p, l = 2 = sub kulit d, l = 3 = sub kulit f.
3. Bilangan kuantum magnetik (m)
Fungsinya menyatakan orbital tempat elektron berlokasi, harganya dari –l, 0, +l.
4. Bilangan kuantum spins (s)
Fungsinya menyatakan arah putaran elektron pada sumbunya, harganya -1/2 dan +1/2, satu orbital maksimal berisi 2 elektron.

Konfigurasi Elektron
Orbital-orbital dalam atom sebenarnya sudah tersedia untuk menampung elektron, namun elektron yang ada belum etntu dapat mengisi semuanya. Pengisian elektron dalam kulit atom mengikuti aturan :
1. Aturan Aufbau
Elektron mngisi kulit atom dimulai dari yang paling rendah tingkat energinya dan selanjutnya ke yang lebih tinggi. Dengan urutan 1s 2s 2p3s 3p 4s 3d 4p5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p7s 5f 6d 7p.
2. Aturan Hundt
1. 1 1
Elektron akan membentuk pasangan dalam orbital jika orbital dalam satu sub kulit terisi satu-satu elektron.

3. Eksklusi Pauli
Dalam sustu atom tidak boleh ada dua elektron memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Tiga yang pertama boleh sama tapi yang keempat harus beda.

Contoh 20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Catatan pengisian orbital d
* Bila pengisian orbital d hampir setengah penuh (lima elektron), maka harus dijaikan setengah penuh dengan mengambil satu elektron dari orbital s sebelumnya
contoh 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 yang benar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
* Bila pengisian orbital d hampir penuh (9 elektron) maka harus dipenuhkan dengan mengambil satu elektron dari orbital s sebelumnya.
contoh 29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 yang benar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

Konfigurasi elektron per kulit
Jumlah elektron maksimum yang mampu ditampung oleh masing-masing kulit atom diberikan oleh rumus



atom jumlah elektron kulit
K L M N O P Q
1H
7N
13Al
20Ca
35Br
37Rb
53I
84Po
88Ra 1
7
13
20
35
37 1
2
2
2
2
2
5
8
8
8
8

3
8
18
18


2
7
8




1


Elektron pada kulit paling luar disebut elektron valensi.
Konfigurasi elektron per subkulit
Contoh soal :
Tentukan konfigurasi elektron dari 6C, 8O, 11Na, 17Cl, 24Cr, 29Cu, 26Fe, 34Se, 35Br, 40Zr, 47Ag
Jawaban
6C 1s2 2s2

8O 1s2 2s2 2p6
Coba kerjakan yang lain!

Jumlah elektron di dalam :
a. Atom netral = jumlah proton = Nomor atom
b. Ion negatif = nomor atom + muatannya
c. Ion positif = nomor atom - muatannya

Bilangan kuantum yang dimiliki oleh elektron terakhir suatu atom adalah:
Misal 8O 1s2 2s2 2p4

-1 0 +1 Bilangan kuantum n = 2, l = 1, m = -1, s = -1/2


Elektron terakhir
SISTIM PERIODIK UNSUR-UNSUR

Sistim periodik unsur-unsur adalah usaha manusia dalam menyusun unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya, baik sifat kimia maupun sifat fisikanya agar mudah dipelajari.

Sejarah Perkembangan Sistim Periodik
Lavoisier mengelomokan unsur atas kelompok logam dan nonlogam, karena saat itu baru dikenal 21 unsur saja.

Johann Dobereiner (1829), membagi unsur berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya baik sifat fisika maupun sifat fisikanya, dimana setiap kelompok terdiri atas 3 unsur yang dikenal dengan Triad. Contoh Ca, Sr, Ba, Li, Na, K. dan Cl, Br, I.

John Newlands (1864), mengamati bahwa apabila unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatif, maka setiap hitungan kedelapan sifat unsur akan mirip.
Contoh: Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K

Lothar Meyer ( Jerman) dan Dmitri Mandeleev (Rusia) 1864 secara terpisah mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kenaikan berat atomnya. Lothar meyer berdasarkan kemiripan sifat fisikanya sedangkan Mendeleev berdasarkan kemiripan sifat kimianya. ternyata keduanya menghasilkan sistim periodik yang sama. Tetapi yang lebih terkenal dalah sistim periodik Mendeleev. Kelebihan sistim periodik Mendeleev adalah kemampuannya meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan dan ternyata benar setelah ditemukan. Sisitim periodik Mendeleev menjadi dasar terbentuknya sistim periodik sekarang ini.

Sisitim periodik bentuk panjang
Julius Thomson menyusun unsur berdasarkan sisitim periodik Mendeleev tetapi disusun
berdasarkan kenaikan nomor atomnya.
Baris pertikal disebut golongan dan baris horizontal disebut periode. Golongan menyatakan elektron valensi dan periode menyatakan jumlah kulit.

Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Sistim Berkala Unsur-Unsur

Unsur-unsur yang konfigurasi elektronnya berakhir dengan sub kulit s atau p disebut unsur Golongan Utama (A).
................ns1 Golongan IA
................ns2 IIA
................ns2 np1 IIIA
................ns2 np2 IVA
................ns2 np3 VA
................ ns2 np4 VIA
................ ns2 np5 VIIA
................ ns2 np6 VIIA

Unsur yang konfigurasi elektronya berakhir dengan sub kulit d disebut Golongan Transisi (B)
.............. ns2 (n-1)d1 Golongan IIIB
.............. ns2 (n-1)d2 IVB
.............. ns2 (n-1)d3 VB
.............. ns2 (n-1)d4 VIB
.............. ns2 (n-1)d5 VIIB
.............. ns2 (n-1)d6 VIIIB
.............. ns2 (n-1)d7 VIIIB
.............. ns2 (n-1)d8 VIIIB
.............. ns1 (n-1)d10 IB
.............. ns2 (n-1)d2 IIB

Contoh :
Tentukan letak unsur-unsur berikut dalam Sistim Periodik atas Golongan dan Periode!
8O, 11Na, 17 Cl, 20Ca, 24Cr, 27Co, 30Zn, 37Rb, 42Mo, 49In dan 54Xr.

Jawaban
8O 1s2 2s2 2p4 Golongan VIA periode 2

Coba kerjakan yang lain!

HUBUNGAN SIFAT USUR DENGAN LETAKNYA DI DALAM SISTEM PERIODIK
Sifat itu meliputi:
a. Jari-jari atom, yaitu jarak pusat inti dengan elektron terluar.
Dalam satu periode : dari kiri ke kanan makin kecil, sebab nomor atom makin besar, jumlah proton makin banyak, sehingga gaya tarik inti makin kuat.
Dalam satu golongan : Dari atas ke bawah makin besar. sebab jumlah kulit makin besar.

b. Energi Ionisasi, yaitu energi yang diperlukan untuk melepaskan elekron dari kulit terluar untuk melawan tarikan inti.
Dalam satu periode : dari kiri ke kanan makin besar, sebab gaya tarik inti makin kuat.
Dalam satu golongan : dari atas ke bawah makin lemah, sebab jarak dari inti makin jauh.

c. Afinitas elektron, yaitu besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom menerima elektron.
Dalam satu periode : dari kiri ke kanan makin besar, sebab muatan inti bertambah.
Dalam satu golongan : dari atas ke bawah makin lemah.

d. Keelektronegatifan, yaitu kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dalam suatu senyawa.
Dalam satu periode : dari kiri ke kanan makin besar, sebab muatan inti bertambah.
Dalam satu golongan : dari atas ke bawah makin kecil.

e. Sifat logam dan bukan logam, yaitu sifat mudah menghantar listrik dan panas, mudah ditempa, warna mengkilap dan mudah melepas elektron demikian sebaliknya untuk bukan logam. Unsur-unsur di daerah perbatasan menunjukkan sifat ganda. Berilium dan Aluminium logam yang memiliki sifat non logam (amfoter), Boron dan Silikon adalah bukan logam yang memiliki sifat logam (metaloid).

Dalam satu periode : dari kiri ke kanan makin berkurang.
dalam satu golongan : dari atas ke bawah makin bertambah (khusus untuk golongan logam).

f. Titik leleh dan titik didih
Faktor pertama yang mempengaruhi titik leleh dan titik didih adalah harga Ar, makin besar Ar titik didih makin besar. Faktor kedua, unsur logam memiliki ikatan logam yang mempengaruhi atom-atom logam.
Unsur logam:
Dalam satu periode : dari kiri ke kanan makin besar.
Dalam satu golongan : dari atas ke bawah makin kecil.

Unsur non logam:
Dalam satu periode : dari kiri ke kanan makin besar.
Dalam satu golongan : dari atas ke bawah makin besar.

ENERGITIKA/ TERMODINAMIKA KIMIA

Bagin ilmu kimia yang membahas hubungan energi yang dilepaskan atau diserap di dalam reaksi kimia.
Beberapa istilah :
1. Sistem dan lingkungan
Sistem adalah bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian, di luar sistem disebut lingkungan.

Antara sistem dengan lingkungan dapat terjadi pertukaran materi dan energi, maka dari itu dikenal :
a. sistem tersekat, antara sistem dengan lingkungan tidak terjadi pertukaran materi dan energi. Contoh: termos yang ideal
b. sistem tertutup, antara sistem dengan lingkungan tidak terjadi pertukaran materi tetapi terjadi pertukaran energi. Contoh: gas dalam wadah tertutup.
c. sistem terbuka, antara sistem dengan lingkunagn terjadi pertuklaran materi dan energi. Contoh: air dalam wadah terbuka.

2. Fungsi keadaan
Adalah besaran yang hanya tergantung pada keadaan sistem, tetapi tidak tergantung pada bagaimana keadaan itu tercapai. Ciri-cirinya sebagai berikut :
a. fungsi ini tidak tergantung bagaimana proses itu tercapai, tetapi tergantung pada keadaan awal dan akhir sistem.
b. Energi awal dan akhir sistem tidak dapat ditentukan secara mutlak atau absolut.
c. variabel atau besaran ini dinotasikan dengan huruf kapital
Contoh: suhu m(T), tekanan (P), volume (V), energi dalam (E atau U), energi bebas (G), entalpi (H) dan entropi (S).
Besaran yang bukan termasuk fungsi keadaan, yaitu besaran yang tergantung pada tahapan-tahapan yang dilalui sisitem dengan ciri-ciri :
a. Bukan merupakan fungsi termodinamika
b. Energi awal dan akhir sistem tidak dapat ditentukan secara mutlak.
c. Dinotasikan dalam huruf kecil.
Contoh : kalor dan kerja.

3. Energi dalam, kalor, dan kerja
Energi dalam (U/E) adalah seluruh energi baik kinetik, maupun potensial yang terdapat dalam suatu sistem. Energi dalam sustu sistem hanya dapat diukur perubahannya.
Kalor (q) adalah energi yang dipindahkan dari sistem ke lingkungan akibat perbedaan suhu. q (+), jika kalor masuk sistem, sebaliknya q (-).
Kerja (W) adalah segala bentuk energi (bukan kalor) yang dipertukarkan antara sistem dengan lingkungan. W (+) jika sistem menerima kerja, sebaliknya W (-). Di dalam reaksi kimia kerja yang terpenting adalah kerja akibat perubahan volume (kerja ekspansi).

Perubahan keadaan sistem dari keadaan satu ke keadaan dua disebut proses. dalam termodinamika dikenal 2 proses yaitu proses reversibel dan irreversibel. Proses reversibel adalah proses antara sistem dengan lingkungan setiap saat terjadi kesetimbangan, sehingga seolah-olah tidak terjadi perubahan. Proses reversibel harus memenuhi 2 syarat pertama proses dapat dibalikan arahnya dan kedua proses berlangsung lamban. Proses irreversibel, adalah proses yang berlangsung spontan.
Proses yang dpat berlangsung reversibel atau irreversibel antara lain :
1. Isotermis, proses berlangsung pada suhu tetap, contoh reaksi dalam termostat dengan suhu terkendali.
2. Adiabatik, proses tanpa terjadinya pertukaran kalor antara sisitem dengan lingkungan, contoh proses dalam sistem terisolasi.
3. Isobar, proses berlangsung pada tekanan tetap, contoh proses dalam wadah terbuka.
4. Isochor, proses terjadi pada volume tetap, contoh pembakaran pada kalorimeter bomb.

Hukum Pertama Termodinamika
Jika dalam suatu perubahan keadaan sistem menyerap sejumah kalor dan melakukan kerja maka sistem akan mengalami perubahan energi dalam ∆U.
δU = δq + δW untuk perubahan besar berlaku ∆U = q + W, untuk sistem tersekat q = 0, w = 0 maka ∆U = 0. Jika alam semesta dianggap sebagai sistem tersekat maka alam energi alam semesta adalah tetap.
Pada volume tetap, ∆U = q + W ∆U = q + P∆V ∆U = q + P.0 ∆U = qv artinya perubahan energi dalam sama dengan kalor yang diserap pada volume tetap.

Kebanyakan reaksi kimia berlangsung pada tekanan tetap (tekanan udara luar).
δU = δqp – P.δV =
U2 - U1 = qp – P(V2 – V1)
qp = (U2 + PV2) – (U1 + PV1) dimana U + PV merupakan fungsi keadaan yang dikenal sebagai entalpi (H) (Hermann Helmholtz) atau kalor yang dipertukarkan antara sistem dengan lingkungan pada tekanan tetap disebut entalpi. Entalpi adalah jumlah energi yang terkandung pada suatu zat pada tekanan tetap. ∆H = ∆U + P. ∆V

Aplikasi hukum pertama termodinamika pada sistem kimia/termokimia.
Termokimia studi tentang efek panas yang terjadi baik dalam proses fisis maupun reaksi kimia. efek panas ini disebut kalor reaksi, yaitu energi yang dipindahkan dari sistem kelingkungan atau sebaliknya. Jika energi pindah dari sisitem ke lingkungan disebut reaksi eksoterm sebaliknya disebut reaksi endoterm.
Pada reaksi gas ideal ∆H = ∆U + PV

Dimana ∆n = perubahan mol gas sebelum dan setelah reaksi
R = tetapan gas ideal = 0,08205 lt. atmosfir
mol. oK
T = suhu mutlak (oK)
Contoh :
Suatu reaksi N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H = -92 kj
tentukan perubahan energi dalam yang terjadi pada 25oC!
Jawaban:
∆n = 2 – 4 = -2
∆U = ∆H - ∆nRT = -92 - (-2 x 0,08205 x 298)
∆U = -92 + 2 (8,31) (298) 10-3 ingat 1 lt. atmosfir = 8,31 joule.
∆U = -87 kj mol oK

Kapasitas kalor (C) suatu sistem adalah jumah kalor yang diperlukan untuk menaikan suhu sistem 1 oC. Pada volume tetap Cv = ∆U/∆T pada tekanan tetap Cp = δqp/ δT
Cp –Cv = R

Jenis-jenis kalor reaksi :
1. Kalor pembentukan, adalah kalor yang diperlukan atau dilepaskan pada pembentukan 1 mol suatu senyawa dari unsur-unsurnya. Contoh kalor pembentukan air H2 + O2 H2O ∆H = -58 kkal.
2. Kalor penguraian, adalah kalor ang diperlukan atau dibebaskan pada penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya.
3. Kalor pembakaran, adalah kalor yamg dibebaskan pada pembakaran 1 mol suatu zat dengan oksigen.

Menurut Laplace jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan suatu senyawa dari unsur-unsurnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian 1 mol suatu senyawa menjadi unsur-unsurnya. Contoh :
C + O2 CO2 ∆H = -94 kkal CO2 C + O2 ∆H = +94 kkal

Hukum Hess
Menurut Hess harga ∆H reaksi hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, tidak tergantung pada jalannya reaksi. Hukum Hess berguna untuk menghitung harga ∆H suatu reaksi berdasarkan reaksi lain yang ∆H-nya sudah diketahui. Contoh :

∆H1 = ∆H2 + ∆H3



S + 2 O2 SO2 ∆H = -71 kkal
2 SO2 + O2 2 SO3 ∆H = -45 kkal
Tentukan ∆H reaksi untuk reaksi 2 S + 3 O2 2 SO3
Jawaban :
2 S + 2 O2 2 SO2 ∆H = -142 kkal
2 SO2 + O2 2 SO3 ∆H = - 45 kkal
2 S + O2 2 SO3 ∆H = -187 kkal

ATAU
∆H1= ∆H2 + ∆H3

Energi ikatan, adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar atom dalam suatu molekul. Makin banyak ikatan maka energi ikatan makin besar.
Jika energi ikatan diketahui maka kalor reaksi dapat dihitung.

∆Hreaksi = (energi ikatab total pemutusan) - (energi ikatan total pembentukan)
= (energi total ikatan di ruas kiri) – (energi total ikatan di ruas kana)

Contoh:
H-H 104 kkal C-H 99 kkal H-F 135 kkal C-F 105 kkal
H-Cl 103 kkal C-Cl 79 kkal H-Br 88 kkal C-Br 66 kkal
H-I 71 kkal C-I 57 kkal F-F 67 kkal C-C 83 kkal
C=C 146 kkal Br-Br 36 kkal

Contoh soal.
1. Hitung kalor reaksi (∆Hreaksi) dari C2H4 + H2 C2H6
Jawaban.

∆Hreaksi = (4 x EC-H) + EC=C + EH-H) – (6 x EC-H + EC-C)
= (4 x 99 + 146 + 104) – (6 x 99 + 83)
= -31 kkal

2. Jika diketahui energi ikatan C=O 173 kkal; H-H 2002,2 kkal; C-O 85 kkal; H-O 110,6 kkal; dan C-H 99,3 kkal. Hitung perubahan entalpi reaksi
CH3-CH=O + H2 C2H5OH


Hukum Kedua Termodinamika
Hukum ini muncul dari pengalaman bahwa kalor yang diterima sistem tidak dapat seluruhnya diubah menjadi kerja, semua proses spontan berlangsung dengan arah tertentu.Hukum kedua termodinamika dinyatakan sebagai Entropi (S) oleh Rudolph Clausius, yaitu derajat ketidak teraturan.
Semua reaksi kimia menuju ke arah yang tidak teratur, dua tenaga yang mendorong reaksi berlangsung spontan adalah 1) menuju ke keadaan energi lebih rendah, 2) menuju ke keadaan yang lebih tidak teratur. dari hukum kedua termodinamika ini menyatakan perubahan spontan terjadi pada sustu sistem terisolasi/tersekat bila entropinya naik. Entropi merupakan ukuran ketidak teraturan, yaitu sifat suatu sistem yang mengaolami perubahan reversibel dengan jumlah energi yang diserap oleh sistem q dibagi suhu T
∆
∆So = Σ So hasil reaksi - Σ So pereaksi

Contoh :
Hitunglah perubahan entropi standar 2 Cu (s) + O2 (g) 2 CuO(s), jika So Cu(s) = 33,3 j/mol oK, So O2(g) = 204,9 J/mol oK, dan SoCuO(s) = 43,5 J/mol oK
Jawab
2 Cu (s) + O2 (g) 2 CuO(s)
33,3 204,9 43,5
∆So = 2 S CuO - S (2Cu + O2)
= (2 x 43,5) – { ( 2 x 33,3) + 204,9 }= 184,5 J/mol oK

Suatiu proses di alam semesta ini spontan jika ∆S alam semesta > 0
atau ∆Ssistim + ∆Slingk > 0 dimana ∆S lingk = - Sistim mencapai keadan stimbang jika
∆Ssistim + ∆Slingk = 0.


Hukum ketiga Termodinamika
Jika situ zat murni didinginkan hingga suhu 0 oK, maka semua gerak rotasi dan gerak translasi akan terhenti dan molekul-molekul mengambil kedudukan tertentu dalam kisi kristal. Dalam keadaan ini gerak yang ada hanya vibrasi dan energi elektron dan energi inti yang sama besar sehingga molekul berada dalam keadaan kuantum tunggal.
Pada keadaan ini entropi suatu kristal murni yang sempurna pada 0 oK sama dengan 0, pernyataan ini dikenal dengan Hukum Ketiga Termodinamika. So = 0

Energi Bebas (G) oleh Josiah Willard Gibbs
Merupakan suatu alternatif untuk menyatakan kesepontanan suatu reaksi. Penggunaan energi bebas kurang praktis utnuk menyatakan kespontanan sustu reaksi karena memerlukan perhitungan entropi lingkungan dan terbatas untuk sistim tersekat.
Contoh reaksi :
A B ∆H = HB – HA ∆S = SB – SA ∆S lingk = -
∆S lingk =

Menurut Hk kedua termodinamika
∆S + ∆S lingk > 0
SB – SA + > 0
T (SB – SA) + HA – HB > 0
(TSB - TSA) + (HB – HA) > 0
TSB – HB - TSA + HA > 0
HB – TSB + TSA - HA < 0
(HB – TSB) – (HA – TSA) < 0 (H – TS)B – (H – TS)A < 0 ungkapan H – TS = G Jadi setiap reaksi spontan energi bebasnya negatif


Perhatikan arah proses berikut:
Arah proses terkait dengan kespontanan sustu reaksi. reaksi spontan jika terjadi dengan sendirinya tanpa diberikan energi contohnya, air menguap, besi berkarat, bensin terbakar makan dicerna dan sebagainya. Reaksi tidk spontan memerlukan bantuan energi agar terjadi seperti penguraian air menjadi hidrgrn dan oksigen dengan elektrolisa, mencampur bumbu perlu dimasak.
Reaksi spontan jik berlangsung eksoterm ∆H negatif, demikian sebaliknya. tapi ada reaksi berlangsung spontan walau endoterm ∆H positif seperti enguapan air walau menyerap panas dapat pula terjadi dengan sendirinya. Berarti ada besasran lain yang berpengaruh yaitu entropi. Reaksi spontan jika ∆S reaksi positif, demikian sebaliknya. Tapi ada kejadian pembekuan air di dalam kulkas terjadi spontan walau letak molekulnya lebih teratur, ini menunjukkan ada bessaran lain diluar entalpi dan entropi, besaran itu disebut energi bebas.
reaksi spontan jika harga ∆G negatif, demikian sebaliknya.

IKATAN KIMIA


Ikatan kimia bagian ilmu kimia yang mempelajari bagaimana suatu molekul dapat terbentuk dari atom-atomnya. Ikatan kimia terjadi karena semua atom ingin memiliki konfigurasi elektron gas mulia yang stabil. Jika belum memiliki konfigurasi elektron gas mulia untuk itulah diperlukan atom berikatan dengan atom lain agar memiliki jumlah elektron terluar seperti gas mulia.

Jenis-Jenis Ikatan Kimia
1. Ikatan ion
Ikatan yang terjadi antara ion positif dengan ion negatif. Ikatan ion biasanya terjadi antara unsur logam terutama golongan IA dan IIA dengan unsur bukan logam terutama golongan VIA dan VIIA. Atau antara unsur-unsur yang mempunyai potensial ionisasi rendah dengan unsur yang mempunyai afinitas elektron tinggi. Gaya tarik yang terjadi antara ion positif dengan ion negatif adalah gaya elektrostatik.
Contoh :
11Na Na+ + e susunan elektron Na adalah 2 8 1
17C + e Cl- susunan elektron Cl adalah 2 8 7
Na untuk mendapatkan susunan elektron gas mulia 2 8 lebih baki melepas 1 elektron daripada harus menangkap 7 elektron sehingga terbentuk ion Na+ sementara itu Cl utnuk memiliki susunan elektron gas mulia lebih baik menangkap 1 elektron daripada harus melepas 7 elektron sehingga terbentuk ion Cl-. Antara ion Na+ dengan ion Cl- terjadi gaya tarik elektrostatik Na+ + Cl- NaCl
Untuk memastikan diantara atom-atom yang berikatan mana yang membentuk ion positif atau negatif dapat dilihat dari keelektronegatifannya
Tabel keelektronegatifan beberapa unsur
H
2,1
Li
1,0 Be
1,5 B
2,0 C
2,5 N
3,0 O
3,5 F
4,0
Na
0,9 Mg
1,2 Al
1,5 Si
1,8 P
2,1 S
2,5 Cl
3,0
K
0,8 Ca
1,0 Sc
1,3 Ge
1,8 As
2,0 Se
2,4 Br
2,8
Rb
0,8 Sr
1,0 Y
1,2 Sn
1,8 Sb
1,9 Te
2,1 I
2,5
Cs
0,7 Ba
0,9 La-Lu
1-1,2 Pb
1,9 Bi
1,9 Po
2,0 At
2,2
Sifat senyawa ion
1. Senyawa ion padat tidak mudah menguap, dan titik didihnya tinggi (200-600oC)
2. Senyawa ion padat tidak menghantarkan listrik
3. Umumnya larut dalam pelarut polar
Ada 6 macam bentuk kristal senyawa ion :
1. Kubus Tetragonal Ortorombik Monoklin Triklin Heksagonal
(satu bid.miring) (tiga bid. miring)

a = b = c a = b ≠ c a ≠ b ≠ c a ≠ b ≠ c a ≠ b ≠ c a= b = c ≠ d
α ≠ 90o
2. Ikatan kovalen
Adalah ikatan yang terjadi antara atom-atom dalam molekul berdasarkan pemakaian bersama pasangan elektron.Umumnya ikatan kovalen terjadi antara atom-atom non logam. Elektron yang dipakai berikatan adalah elektron pada kulit terluar.
Contoh:
Ikatan kovalen antar atom biasa digambarkan sebagai garis lurus H-H Cl-Cl
Ikatan kovalen ada tiga jenis yaitu :
ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen dimana pasangan elektron tertarik lebih kuat ke salah satu atom
Contoh :
dalam HCl elektron condong tertarik kearah Cl
dalam H2O elektron condong tertarik kearah O
ikatan kovalen non polar jika pasangan elektron tertarik sama kuat ke semua atom
Contoh :
H2, N2, O2
Ikatan kovalen semipolar jika pasangan elektron yang dipakai berikatan hanya berasal dari salah satu atom.
Contoh :
Bentuk-bentuk senyawa kovalen
1. Jika senyawa kovalen terdiri atas 2 atom misal H2, HCl dan lainnya maka bentuk molekulnya adalah linier.
2. Jika senyawa kovalen terdiri atas 3 atom AX2 artinya atom A sebagai pusat sedangkan atom X yang mengelilingi. Ada dua kemungkinan jika atom A tidak punya pasangan elektron bebas maka molekul berbentuk linier seperti BeF2, jika punya pasangan elektron bebas akan membentuk sudut tertentu seperti H2O
3. Jika senyawa kovalen terdiri atas 4 atom AX3 jika atom pusat tidak punya pasangan elektron bebas akan berbrntuk segitiga sama sisi sperti BF3, Jika atom pusat punya pasangan elektron bebas akan terbentuk piramida segitiga seperti NH3.
4. Jika senyawa kovalen terdiri atas 5 atom AX4 atom pusat tidak memiliki pasangan elektron bebas seperti CH4 maka bentuk molekul berupa piramida segitiga sama sisi. Atom pusat tidak mungkin memiliki pasangan elektron bebas sebab telah memenuhi kaidah oktet (delapan elektron pada kulit terluar).
5. Jika senyawa kovalen terdiri atas 6 atom AX5 dan atom pusat memiliki 5 elektron valensi maka bentuk molekul bipiramida segitiga, seperti PCl5.
6. Jika senyawa kovalen terdiri 7 atom dimana atom pusat memiliki 6 elektron valensi AX6 maka bentuk molekulnya adalah bidang delapan sama sisi atau oktahedron, seperti SF6.
Sifat-sifat senyawa kovalen :
Senyawa kovalen non polar umumnya cair hanya sedidkit yang padat
Larut dalam pelarut non polar
Tidak menhantar listrik
Umumnya berupa senyawa non logam.
Senyawa kovalen polar semakin besar beda keelektronegatifannya akan semakin mendekati senyawa ion seperti HCl
Senyawa kovalen polar yang berbentuk linier akan menjadi polar setelah larut dalam air yang polar sebab kutub-kutub berlwanan muatan akan menarik lawannya sehingga keseimbangannya terganggu. Seperti CO2 lebih mudah larut dalam air daripada dalam hidrogen. Read More..