Kimia Dasar 1.pdf

Hak Cipta  pada Penulis dan dilindungi Undang-undang Hak Penerbitan pada Penerbit Universitas Terbuka Kementerian Riset, Teknologi, dan Pendidikan Tinggi Jalan Cabe Raya, Pondok Cabe, Pamulang, Tangerang Selatan - 15418 Banten - Indonesia Dilarang mengutip sebagian ataupun seluruh buku ini dalam bentuk apa pun tanpa izin dari penerbit Edisi Kesatu Cetakan pertama, Januari 2007 Cetakan kedua, April 2007 Cetakan ketiga, Januari 2008 Cetakan keempat, September 2014 Penulis

: 1. Hernani 2. Sri Mulyani 3. Omay Sumarna

Penelaah Materi Pengembangan Desain Instruksional Desain oleh Tim P2M2 : Kover & Ilustrasi Tata Letak Penyunting Bahasa

540 HER m

Cetakan kelima, November 2016

: Jamaludin : Srihamda

: Anggiat Mangapul : D. Sularso : Nasiruddin

HERNANI Materi pokok kimia dasar 1; 1 – 9; PEKI4101/ 3sks/ Hernani, Sri Mulyani, Omay Sumarna. -- Cet. 5; Ed.1 --. Tangerang Selatan: Universitas Terbuka, 2016. 410 hal; 9 modul; ill. 21 cm ISBN: 979-689-801-2 1. kimia I. Judul

II. Mulyani, Sri

III. Sumarna, Omay

Daftar Isi TINJAUAN MATA KULIAH ...............................................................

i

Modul 1: DASAR-DASAR ILMU KIMIA ................................... Kegiatan Belajar 1: Materi dan Perubahannya …….............................. Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 1 ........................................................................................

1.1 1.4 1.10 1.11 1.11

Kegiatan Belajar 2: Larutan dan Sifatnya …………..…....................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 2 ........................................................................................

1.15 1.20 1.21 1.21

Kegiatan Belajar 3: Hukum-hukum Dasar Materi ................................ Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 3 ........................................................................................

1.24 1.30 1.31 1.32

KUNCI JAWABAN TES FORMATIF ................................................. GLOSARIUM ........................................................................................ DAFTAR PUSTAKA ............................................................................

1.35 1.37 1.38

Modul 2: ATOM, MOLEKUL DAN ION ………………............ 2.1 Kegiatan Belajar 1: Pengenalan Struktur Atom dan Sistem Periodik ... 2.4 Latihan ................................................................................................... 2.14 Rangkuman ............................................................................................ 2.14 Tes Formatif 1 ........................................................................................ 2.15 Kegiatan Belajar 2: Molekul dan Ion …………….…........................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 2 ........................................................................................

2.18 2.24 2.25 2.25

Kegiatan Belajar 3: Tata Nama Senyawa Anorganik ............................ Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 3 ........................................................................................

2.28 2.34 2.35 2.35

KUNCI JAWABAN TES FORMATIF ................................................. GLOSARIUM ………………................................................................ DAFTAR PUSTAKA ............................................................................

2.38 2.40 2.41

Modul 3: STOIKIOMETRI ........................................................... 3.1 Kegiatan Belajar 1: Penulisan Reaksi Kimia …………........................ 3.3 Latihan ................................................................................................... 3.9 Rangkuman ............................................................................................ 3.10 Tes Formatif 1 ........................................................................................ 3.11 Kegiatan Belajar 2: Massa Atom, Massa Molekul dan Konsep Mol ..... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 2 ........................................................................................

3.14 3.20 3.21 3.21

Kegiatan Belajar 3: Persamaan Reaksi dan Mol ................................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 3 ........................................................................................

3.24 3.33 3.34 3.35

KUNCI JAWABAN TES FORMATIF ................................................. GLOSARIUM ........................................................................................ DAFTAR PUSTAKA ............................................................................

3.38 3.40 3.42

Modul 4: STRUKTUR ELEKTRON DALAM ATOM .............. Kegiatan Belajar 1: Dasar dari Teori Kuantum ..................................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 1 ........................................................................................

4.1 4.4 4.8 4.9 4.9

Kegiatan Belajar 2: Model Atom Bohr ................................................. Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................. Tes Formatif 2 ........................................................................................

4.12 4.16 4.17 4.17

Kegiatan Belajar 3: Model Atom Mekanika Gelombang ...................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................. Tes Formatif 3 ........................................................................................

4.19 4.29 4.30 4.30

Kegiatan Belajar 4: Konfigurasi Elektron ............................................. Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................. Tes Formatif 4 ........................................................................................

4.34 4.42 4.43 4.43

KUNCI JAWABAN TES FORMATIF ................................................. DAFTAR PUSTAKA ............................................................................

4.46 4.48

Modul 5: TABEL PERIODIK UNSUR ........................................ 5.1 Kegiatan Belajar 1: Perkembangan Tabel Periodik .............................. 5.3 Latihan ................................................................................................... 5.10 Rangkuman ............................................................................................. 5.12 Tes Formatif 1 ........................................................................................ 5.12 Kegiatan Belajar 2: Tabel Periodik dan Konfigurasi Elektron ............. Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................. Tes Formatif 2 ........................................................................................ Kegiatan Belajar 3: Beberapa Sifat Periodik Unsur-unsur .................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................. Tes Formatif 3 ........................................................................................

5.15 5.23 5.23 5.24 5.27 5.35 5.36 5.37

KUNCI JAWABAN TES FORMATIF ................................................. DAFTAR PUSTAKA ............................................................................

5.40 5.43

Modul 6: IKATAN KIMIA ……………………………………... 6.1 Kegiatan Belajar 1: Ikatan Ion .............................................................. 6.4 Latihan ................................................................................................... 6.12 Rangkuman ............................................................................................ 6.13 Tes Formatif 1 ........................................................................................ 6.14 Kegiatan Belajar 2: Ikatan Kovalen ……………………...................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 2 ........................................................................................

6.17 6.27 6.28 6.28

Kegiatan Belajar 3: Bentuk Molekul ………………..…....................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 3 ........................................................................................

6.31 6.37 6.37 6.38

Kegiatan Belajar 4: Gaya Antarmolekul …………….......................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 4 ........................................................................................

6.41 6.45 6.46 6.46

KUNCI JAWABAN TES FORMATIF ................................................. DAFTAR PUSTAKA ............................................................................

6.49 6.50

Modul 7:

HUKUM-HUKUM DASAR KIMIA TENTANG GAS, PERSAMAAN GAS IDEAL DAN CAMPURAN GAS ......................................................... Kegiatan Belajar 1: Hukum-hukum Dasar Kimia tentang Gas ............ Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 1 ........................................................................................

7.1 7.5 7.10 7.11 7.11

Kegiatan Belajar 2: Persamaan Gas Ideal ............................................. Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 2 ........................................................................................

7.15 7.20 7.21 7.22

Kegiatan Belajar 3: Hukum Dalton tentang Tekanan Parsial ............... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 3 ........................................................................................

7.25 7.28 7.29 7.29

KUNCI JAWABAN TES FORMATIF ................................................. GLOSARIUM ....................................................................................... DAFTAR PUSTAKA ............................................................................

7.33 7.36 7.38

Modul 8:

HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA DAN TERMOKIMIA ……………………………………….. 8.1 Kegiatan Belajar 1: Beberapa Pengertian Dasar dan Konsep Termodinamika ...................................................... 8.4 Latihan ................................................................................................... 8.14 Rangkuman ............................................................................................ 8.14 Tes Formatif 1 ........................................................................................ 8.15 Kegiatan Belajar 2: Hukum Pertama Termodinamika ......................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 2 ........................................................................................ Kegiatan Belajar 3: Termodinamika ..................................................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 3 ........................................................................................

8.19 8.22 8.23 8.23 8.27 8.38 8.38 8.39

KUNCI JAWABAN TES FORMATIF ................................................. GLOSARIUM ....................................................................................... DAFTAR PUSTAKA ............................................................................

8.42 8.44 8.47

Modul 9:

HUKUM KEDUA DAN KETIGA TERMODINAMIKA ...................................................... Kegiatan Belajar 1: Hukum Kedua Termodinamika ............................. Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 1 ........................................................................................

9.1 9.3 9.10 9.10 9.11

Kegiatan Belajar 2: Hukum Ketiga Termodinamika …......................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 2 ........................................................................................

9.14 9.21 9.22 9.23

Kegiatan Belajar 3: Energi Bebas Gibbs ............................................... Latihan ................................................................................................... Rangkuman ............................................................................................ Tes Formatif 3 ........................................................................................

9.26 9.31 9.32 9.32

KUNCI JAWABAN TES FORMATIF ................................................. GLOSARIUM ....................................................................................... DAFTAR PUSTAKA ............................................................................

9.36 9.38 9.40

i

Tinjauan Mata Kuliah

M

ata kuliah Kimia Dasar 1 yang diberi kode PEKI 4101 mempunyai bobot 3 SKS yang terdiri dari 9 modul. Dalam mata kuliah ini dibahas tentang dasar-dasar ilmu kimia, atom, molekul dan ion; stoikiometri; struktur atom; sistem periodik, konsep dasar ikatan kimia, gas, termokimia dan termodinamika. Secara umum, kemampuan yang diharapkan setelah Anda mempelajari mata kuliah ini adalah Anda dapat menyelesaikan persoalan-persoalan kimia dengan menerapkan konsep-konsep dasar kimia. Secara lebih terperinci, Anda diharapkan dapat: 1. menjelaskan dasar-dasar ilmu kimia untuk diterapkan pada jenjang konsep kimia yang lebih tinggi; 2. menjelaskan partikel-partikel penyusun zat dan tata cara penamaan senyawa anorganik; 3. menghubungkan persamaan reaksi kimia dengan konsep mol; 4. menjelaskan perkembangan teori struktur atom dan bukti-bukti yang mendasarinya; 5. menjelaskan perkembangan struktur tabel periodik dan dasar penyusunannya; 6. menjelaskan pembentukan ikatan kimia; 7. menjelaskan hukum-hukum dasar tentang gas; 8. menjelaskan hukum kesatu termodinamika untuk meramalkan perubahan energi pada suatu proses; 9. menjelaskan hukum kedua dan ketiga termodinamika untuk menentukan arah suatu proses. Untuk memudahkan Anda mempelajari dan mencapai kompetensi mata kuliah ini, topik-topik dalam mata kuliah ini dibagi menjadi 9 modul sebagai berikut. Modul 1 : Dasar-dasar Ilmu Kimia Modul 1 ini membahas tentang sifat dan perubahan materi, penggolongan materi, pemisahan campuran, partikel-partikel materi, pengertian larutan, larutan elektrolit dan non-elektrolit, konsentrasi larutan, melarutkan padatan, mengencerkan dari

ii

Modul 2 :

Modul 3 :

Modul 4 :

Modul 5 :

larutan yang lebih pekat, hukum konservasi massa, hukum perbandingan tetap, hukum perbandingan berganda, hukum perbandingan volume dan teori Avogadro. Atom, Molekul dan Ion Modul 2 ini berisi tentang penemuan struktur atom, model atom Thomson, model atom Rutherford dan penemuan neutron, isotop, nomor atom dan nomor massa, golongan, periode, molekul dan senyawa molekular, molekul dan rumus kimia, rumus empiris dan rumus molekul, cara memprediksi muatan ion, senyawa ionis, rumus dan nama senyawa ionis, ion positif (kation), ion negatif (anion), senyawa ionik, rumus dan nama asam, rumus dan nama senyawa molekular biner. Stoikiometri Modul 3 ini membahas tentang reaksi pembakaran, reaksi penggabungan, reaksi penguraian, reaksi metatesis, reaksi pengendapan, reaksi pembentukan gas, penyetaraan persamaan reaksi, massa atom, massa rumus dan massa molekul, konsep mol dan bilangan Avogadro, konsep mol dan massa molar, hubungan massa, mol dan jumlah partikel, konsep mol dan volume molar, penentuan rumus empirik dari hasil analisis, persen komposisi massa, penetapan rumus empiris dari komposisi massa, informasi kuantitatif dari persamaan reaksi, dan pereaksi pembatas. Struktur Elektron dalam Atom Modul 4 ini membahas tentang sifat gelombang dari cahaya, teori kuantum Planck, efek fotolistrik, spektrum atom hidrogen, model atom Bohr, persamaan de Broglie, prinsip ketidakpastian, mekanika gelombang, bilangan kuantum, bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimuth, bilangan kuantum magnetik, bilangan kuantum spin, bentuk orbital, energi orbital, aturan penulisan konfigurasi elektron, dan prinsip Aufbau. Sistem Periodik Modul 5 ini membahas tentang tabel periodik pendek, tabel periodik modern, tabel periodik dan konfigurasi elektron, muatan inti efektif, jari-jari atom dan ion, jari-jari atom, jari-jari ion, energi ionisasi, dan afinitas elektron.

iii

Modul 6 : Ikatan Kimia Modul 6 ini berisi tentang aturan oktet, pembentukan ikatan ion, perubahan energi pada pembentukan ikatan ion, pengecualian dari aturan oktet, pembentukan ikatan kovalen, penggambaran struktur Lewis, kepolaran ikatan dan keelektronegatifan, metoda VSEPR, kepolaran molekul, gaya dipol-dipol, gaya dispersi London, dan ikatan hidrogen. Modul 7 : Karakteristik Gas Modul 7 ini berisi tentang hukum Boyle, Charles, Gay Lussac, Avogadro, Boyle-Gay Lussac, Dalton, dan Graham, hubungan tekanan, volume, dan suhu, ciri-ciri gas ideal, persamaan gas ideal, pengertian tekanan parsial dan fraksi mol, serta hubungan tekanan parsial dan fraksi mol. Modul 8 : Hukum I Termodinamika dan Termokimia Modul 8 ini berisi tentang sistem, lingkungan, dan fungsi keadaan, sistem terbuka, tertutup dan tersekat, energi dalam, kerja dan kalor, pengukuran perubahan energi dalam, perubahan entalpi dan jenis-jenis perubahannya, hukum Hess, kapasitas panas, kalor dan kalorimetri, proses reversibel dalam gas ideal, dan aplikasi hukum I Termodinamika dalam proses gas ideal. Modul 9 : Termodinamika II dan III Modul 9 ini berisi tentang kriteria kespontanan suatu proses, entropi dan kespontanan proses, rumusan hukum III Termodinamika, dan penerapan hukum III termodinamika pada penentuan entropi sistem. Agar Anda dapat berhasil dengan baik dalam mempelajari dan menguasai mata kuliah ini maka Anda diharapkan mengikuti petunjuk umum berikut ini. 1. Bacalah setiap modul sampai mencapai tingkat penguasaan mencapai 80%. 2. Kerjakan dengan cermat dan saksama setiap kegiatan yang dipersyaratkan, seperti mengerjakan latihan soal dan tes formatif serta lakukan tahap demi tahap dari setiap modul sesuai dengan urutannya. 3. Gunakan bahan pendukung lain sesuai yang dianjurkan pada akhir setiap modul agar Anda lebih memahami konsep yang dipersyaratkan.

iv

4. Lakukan diskusi kelompok dengan teman sejawat atau dengan tutor dalam tutorial yang menurut Anda dapat membantu dalam memahami mata kuliah ini. Selamat belajar, semoga berhasil!

v

Peta Kompetensi Kimia Dasar 1/PEKI4101

vi

Modul 1

Dasar-dasar Ilmu Kimia Dra. Hernani, M.Si.

PEN D A HU L UA N

T

idak kita ragukan lagi bahwa zat kimia ada di mana-mana, banyak zat kimia terjadi secara alamiah ataupun diproduksi dengan proses tertentu. Ilmu kimia adalah bagian dari sains yang secara khusus mempelajari sejumlah aspek pada zat kimia, misalnya menjawab pertanyaan ”apa bahan penyusun dari suatu material/zat tertentu?”, dan “bagaimana perbandingan bahan tertentu dalam suatu material?” Suatu bagian yang penting dari ilmu kimia tentu saja adalah mempelajari reaksi kimia, yaitu perubahan yang terjadi jika suatu zat kimia berinteraksi dengan yang lainnya untuk membentuk zat baru, perubahan tersebut sering kali melibatkan energi. Untuk seluruh keteraturan fenomena yang terjadi diperlukan penjelasan yang logis sehingga keteraturan tersebut menjadi landasan untuk berkembangnya ilmu kimia lebih lanjut. Jadi, secara umum dapat didefinisikan bahwa ilmu kimia adalah bagian dari sains yang mempelajari tentang struktur materi, komposisi materi, sifat dan perubahan materi, serta energi yang terlibat pada perubahan materi. Struktur dan komposisi tertentu menghasilkan sifat materi yang tertentu pula, melalui proses kimia suatu materi dapat berubah struktur dan komposisinya menjadi materi lain yang sifatnya berbeda. Pada proses kimia tersebut sering kali terlibat energi dalam berbagai bentuk, seperti energi panas, energi listrik ataupun energi cahaya. Berdasarkan pengertian tentang ilmu kimia di atas, pada Modul 1 ini kita akan mempelajari tentang dasar-dasar ilmu kimia untuk dapat diterapkan pada jenjang konsep kimia yang lebih tinggi. Adapun setelah mempelajari Modul 1 ini, secara khusus diharapkan Anda dapat: 1. membedakan perubahan fisika dan kimia yang terjadi pada suatu contoh fenomena tertentu; 2. menggolongkan suatu zat termasuk campuran, unsur atau senyawa; 3. menentukan cara yang tepat untuk memisahkan suatu campuran;

1.2

4. 5. 6. 7. 8. 9.

Kimia Dasar 1 

mengidentifikasi zat terlarut dan pelarut dari suatu larutan; menghitung konsentrasi zat dalam satuan %b/b, % v/v, dan ppm; menentukan suatu larutan bersifat elektrolit atau non-elektrolit; mengetahui cara pembuatan suatu larutan dengan pelarut air; membuktikan melalui perhitungan kebenaran hukum Lavoisier, Proust, dan Dalton; mengaplikasikan hukum Lavoisier, Proust, dan Dalton dalam perhitungan kimia.

Kemampuan-kemampuan tersebut sangat penting untuk mempelajari ilmu kimia lebih lanjut, terutama dalam aspek kuantitatifnya (yang akan dibahas lebih mendalam pada Modul 3). Oleh karena itu, pelajarilah dasardasar ilmu kimia dengan baik agar Anda tidak mengalami kesulitan pada perkuliahan kimia lainnya yang tahapan konsepnya lebih tinggi. Adapun pembahasan pada modul ini dibagi menjadi 3 kegiatan belajar yang dapat Anda pelajari secara lebih mendalam, meliputi pembahasan tentang: 1. materi dan perubahannya; 2. larutan dan sifat-sifatnya; 3. hukum-hukum dasar materi. Hal yang harus diperhatikan, agar Anda berhasil dengan baik mempelajari modul ini adalah sebagai berikut. 1. Bacalah dengan cermat bagian pendahuluan modul ini, agar Anda betulbetul memahami keterkaitan materi yang dibahas pada setiap kegiatan belajar serta mengetahui kemampuan yang diharapkan dari pembelajaran modul ini. 2. Pelajarilah bagian demi bagian dari modul ini dan tandai konsep-konsep pentingnya sesuai dengan kemampuan yang diharapkan (jika perlu gunakan stabilo). 3. Kemampuan yang diharapkan dari modul ini tidak hanya sampai tingkatan kognitif pemahaman, tetapi dituntut tingkat yang lebih tinggi, seperti aplikasi, evaluasi ataupun analisis karena itu asahlah selalu kemampuan Anda dengan memperbanyak berlatih soal-soal. 4. Manfaatkanlah peluang pertemuan dengan tutor atau teman sejawat Anda untuk mendiskusikan hal-hal yang kurang Anda pahami ataupun menyelesaikan soal-soal yang dianggap sulit karena itu persiapkanlah

 PEKI4101/MODUL 1

1.3

bahan sebelum Anda melaksanakan tutorial atau diskusi dengan teman sejawat Anda. Selamat belajar, semoga berhasil!

1.4

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 1

Materi dan Perubahannya

S

emua zat kimia yang terdapat di alam semesta merupakan contoh-contoh materi, misalnya zat-zat yang terdapat dalam pensil, buku, roti atau manusia. Materi didefinisikan sebagai segala sesuatu yang menempati ruang dan memiliki massa. Artinya, materi memiliki tempat hunian dengan volume tertentu serta mengandung sejumlah tertentu partikel di dalamnya. Pada praktik sehari-hari massa sering disamakan dengan berat sehingga untuk mengetahui massa dari suatu benda selalu diukur dengan neraca. A. SIFAT DAN PERUBAHAN MATERI Setiap materi/zat memiliki sifat tertentu yang khas, hal ini memudahkan kita untuk mengenal dan membedakan satu zat dengan zat lainnya. Sifat materi dapat dikelompokkan dalam dua kategori, yaitu sifat fisika dan sifat kimia. Kita dapat mengukur sifat fisika suatu zat tanpa mengubah ciri dan komposisi dari zatnya, sifat-sifat ini di antaranya warna, bau, kerapatan, titik beku, titik didih, dan kekerasan. Sedangkan sifat kimia merupakan kemampuan suatu zat untuk berubah atau bereaksi membentuk zat lain. Sebagai contoh, sifat kimia yang umum adalah “Flammabilitas”, kemampuan suatu zat untuk terbakar dengan bantuan oksigen. Selain pembagian sifat menjadi sifat fisika dan sifat kimia, kita juga dapat membedakan sifat suatu zat berdasarkan ketergantungannya pada jumlah sampel yang diuji. Wujud fisik, titik leleh, titik lebur, dan kerapatan merupakan contoh sifat yang hasil pengukurannya tidak tergantung pada seberapa banyak sampel tersebut diukur, sifat seperti ini disebut sifat intensif. Sedangkan massa dan volume merupakan contoh sifat yang hasil pengukurannya sebanding dengan seberapa banyak sampel tersebut diukur, sifat seperti ini disebut sifat ekstensif. Sifat intensif dapat juga diturunkan dari sifat ekstensif. Sebagai contoh adalah kerapatan, yaitu perbandingan massa suatu zat terhadap volumenya.

Kerapatan (ρ) =

Massa (g) Volume(mL)

 PEKI4101/MODUL 1

1.5

Air sebagai contoh, memiliki kerapatan 1,00g/mL (pada suhu 20 oC). Hal ini berarti jika kita memiliki air sebanyak 1,0 g, berarti menempati volume 1,0 mL jika kita memiliki air 20,0g, berarti menempati volume 20,0 mL, tetapi harga  nya tetap, yaitu 1,0 g/mL. Dengan mengenali keadaan awal suatu materi dengan keadaan akhirnya dalam suatu perubahan materi, kita dapat membedakan perubahan fisika dan perubahan kimia. Perubahan fisika adalah perubahan materi yang tidak disertai dengan pembentukan jenis zat yang baru. Contoh es mencair, perubahan ini tidak merubah zat kimia dalam air, padatan maupun cairannya tetap air. Contoh yang lain adalah kamper atau iodium menyublim. Sedangkan perubahan kimia adalah perubahan materi yang menghasilkan jenis dan sifat materi yang berbeda dari zat semula. Contoh perkaratan besi, besi murni hanya terdiri dari unsur-unsur logam besi (Fe), sedangkan karat besi merupakan oksida besi dengan kandungan sejumlah air (Fe 3O4. xH2O), karat besi tidak dapat berubah lagi menjadi besi murninya. Contoh yang lain adalah pembuatan arang dari kayu dan makanan yang membusuk. Secara mudah perubahan kimia dapat ditunjukkan dengan terbentuknya gas, terbentuknya endapan terjadi perubahan suhu dan adanya perubahan warna. B. PENGGOLONGAN MATERI Secara fisika, materi dapat digolongkan berdasarkan wujudnya, yakni materi berwujud padat, cair, dan gas. Sedangkan secara kimia, umumnya materi dapat digolongkan menjadi unsur, senyawa, dan campuran. Untuk memahami secara lebih mendalam tentang penggolongan materi perhatikan Gambar 1.1. Banyak penggolongan materi yang kita kenal, sebagai contoh udara yang kita hirup (gas), bahan bakar mobil (cair), dan ubin yang kita injak (padat) bukan merupakan zat kimia murni. Kita dapat memilah atau membagi jenisjenis materi ke dalam zat murni yang berbeda. Zat murni (biasanya disederhanakan sebagai zat) adalah materi yang memiliki komposisi dan sifat tertentu. Sebagai contoh air dan padatan garam merupakan komponen dari air laut yang merupakan zat murni.

1.6

Kimia Dasar 1 

Materi Tidak

Apakah serba sama?

Ya

Campuran heterogen

Campuran Homogen

Tidak

Dapat dipisahkan secara fisika? Ya

Zat murni

Larutan Tidak

Dapat diuraikan menjadi zat lain melalui proses kimia?

Ya

Senyawa

Unsur Gambar 1.1. Klasifikasi Materi

Kita dapat mengklasifikasikan zat menjadi unsur dan senyawa. Unsur adalah zat yang tidak dapat diuraikan lagi menjadi zat yang lebih sederhana. Tiap unsur hanya dibentuk dari sejumlah tertentu suatu atom. Senyawa, kebalikannya, tersusun dari dua atau lebih unsur, jadi senyawa adalah zat murni yang dapat terurai membentuk zat lain yang lebih sederhana. Setiap senyawa mengandung dua atau lebih jenis atom. Sedangkan materi yang terkandung dalam campuran adalah zat-zat yang berbeda. Campuran adalah gabungan dari dua atau lebih zat dengan komposisi yang variatif dan masih memiliki ciri dan sifat zat kimia asalnya. Sebagai contoh, secangkir kopi manis dapat mengandung (sedikit atau banyak), gula, kopi, dan air sebagai komponen penyusunnya yang masih memiliki ciri dan sifatnya masing-masing. Suatu campuran, seperti tanah, batuan, dan kayu, memiliki komponen penyusun yang masih tampak dan dapat dibedakan, campuran seperti ini

 PEKI4101/MODUL 1

1.7

disebut campuran heterogen. Sedangkan campuran, seperti udara, air teh manis, air laut, memiliki komponen penyusun yang tidak dapat dibedakan satu dengan lainnya, tetapi sifat masing-masing komponennya masih tetap, campuran seperti ini disebut campuran homogen, yang juga biasa disebut larutan. Melalui cara penyaringan, destilasi, rekristalisasi, sublimasi, dan kromatografi campuran homogen dapat dibedakan menjadi komponenkomponen pembentuknya. C. PEMISAHAN CAMPURAN Komponen-komponen yang membentuk suatu campuran dapat mempertahankan sifat-sifatnya sendiri karena itu kita dapat memisahkan komponen-komponen tersebut berdasarkan sifat khasnya tersebut. Sebagai contoh, campuran heterogen antara serpihan besi dan emas dapat dipisahkan satu sama lainnya dengan melihat perbedaan warnanya, atau lebih mudah lagi dengan menggunakan magnet untuk menarik serpihan besi, dan meninggalkan serpihan emas. Selain kedua cara tersebut, kita juga dapat memanfaatkan sifat kimia yang berbeda dari kedua jenis logam tadi berdasarkan perbedaan daya larutnya terhadap asam tertentu, beberapa asam dapat melarutkan besi, tetapi tidak melarutkan emas. Jadi jika kita memasukkan campuran serpihan besi dan emas ke dalam asam tertentu, besi akan larut, sedangkan emas tidak. Cara pemisahan lain, misalnya untuk memisahkan campuran homogen (larutan) menjadi komponen-komponen pembentuknya, berupa pelarut dan zat terlarutnya, dapat dilakukan dengan cara menguapkan pelarutnya (air) yang mempunyai titik didih lebih rendah dari zat terlarutnya. Sebagai contoh, jika kita mendidihkan suatu larutan garam dalam suatu wadah, air akan teruapkan dan garam akan tertinggal tetap di wadahnya. Berikut ini kita akan membahas secara lebih rinci, teknik-teknik pemisahan campuran. 1. Filtrasi/penyaringan, yaitu pemisahan padatan dari larutan atau cairannya. Dalam reaksi kimia yang menghasilkan endapan, pemisahan endapan dari larutannya dilakukan dengan teknik ini. Perhatikan cara filtrasi pada Gambar 1.2 berikut:

1.8

Kimia Dasar 1 

Gambar 1.2. Pemisahan dengan cara filtrasi, suatu campuran yang berupa padatan dan cairan dituangkan melalui media yang berpori (contoh kertas saring), cairan akan lolos melewati pori kertas saring, sedangkan padatan tertinggal di atas permukaan kertas saring

2.

Destilasi, yaitu cara pemisahan berdasarkan perbedaan titik didih menggunakan peralatan penguapan yang dilengkapi dengan alat berdinding pendingin (kondensor), yang dapat mengubah uap kembali menjadi cairannya. Peralatan destilasi sederhana dapat dilihat pada Gambar 1.3.

Gambar 1.3. Peralatan destilasi sederhana, menggunakan kondensor berdinding “selimut air”, untuk memisahkan larutan berdasarkan perbedaan titik didih

 PEKI4101/MODUL 1

3.

4.

5.

1.9

Rekristalisasi, teknik ini biasa digunakan untuk memperoleh kristal murni yang tercampur dengan pengotornya, caranya adalah dengan melarutkan zat yang diinginkan tanpa melarutkan pengotornya, kemudian mengkristalkan kembali larutan tersebut. Sublimasi, yaitu teknik untuk memperoleh kristal/padatan zat murni yang mudah menyublim (uapnya bisa dengan mudah mengkristal) dari pengotornya. Teknik ini dilakukan dengan cara menguapkan zat murninya pada wadah yang ditutup bagian atasnya dengan wadah berpendingin (misalnya air). Kromatografi, yaitu teknik pemisahan berdasarkan perbedaan kemampuan suatu zat untuk melekat (dengan mekanisme tertentu) pada suatu permukaan padatan, seperti kertas atau kanji. Contoh pemisahan tinta secara kromatografi, dapat dilihat pada Gambar 1.4.

Gambar 1.4. Pemisahan tinta menjadi komponen-komponennya dengan kromatografi kertas. (a) Air mulai bergerak ke atas. (b) Air bergerak memisahkan noda tinta, akibat perbedaan kecepatan kelarutan dari komponen tinta. (c) Air memisahkan tinta menjadi bagian-bagian komponennya yang berbeda

D. PARTIKEL-PARTIKEL MATERI Bagian terkecil dari suatu materi dinamakan partikel. Partikel-partikel materi dapat dikelompokkan menjadi (1) Atom, merupakan partikel terkecil dari suatu unsur, (2) Molekul, merupakan gabungan dua atau lebih atom yang berasal dari unsur yang sama (disebut molekul unsur) atau dengan atom unsur yang berbeda (disebut molekul senyawa), dan (3) Ion, merupakan atom atau gugus atom yang bermuatan listrik. Pembahasan lebih dalam tentang atom, molekul dan ion akan dipelajari pada Modul 2.

1.10

Kimia Dasar 1 

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Perhatikan bagian-bagian perubahan yang terjadi pada pembakaran lilin. Bedakan, apakah termasuk perubahan fisika atau perubahan kimia. a) lilin meleleh, cairannya turun ke bawah dan memadat kembali; b) sumbu pada lilin berubah menjadi berwarna hitam; c) keluar gas berwarna putih; d) timbul nyala api berwarna merah. 2) Pemanasan kuat tanpa oksigen pada zat A, suatu padatan berwarna putih, menghasilkan zat putih baru B dan gas C serta zat lain sebagai pengotor. Zat B jika dipanaskan meleleh pada suhu tertentu dan tidak menghasilkan zat lain. Sedangkan gas yang dihasilkan sifatnya sama dengan gas hasil dari pembakaran karbon dalam oksigen. Tentukan apakah zat A, B, dan C termasuk unsur, senyawa atau campuran? 3) Sebutkan partikel materi terkecil dari: a) sukrosa, yang terdapat dalam gula pasir; b) emas murni; c) asam asetat, yang terdapat dalam cuka murni; d) asam sulfat, yang terdapat dalam air aki. 4) Bahan bakar seperti minyak tanah, bensin, dan solar merupakan cairan yang berasal dari minyak bumi, terangkan bagaimana cara pemisahannya! 5) Suatu campuran diduga mengandung garam, bubuk tembaga, dan padatan kecil besi. Bagaimana cara memisahkan ketiga zat tersebut? Petunjuk Jawaban Latihan 1) Pahami betul perbedaan antara perubahan fisika dan perubahan kimia. 2) Unsur dan senyawa dapat dibedakan melalui kemampuan terurainya menjadi zat lain melalui reaksi kimia biasa. Sedangkan campuran dapat dibedakan dari unsur dan senyawa melalui wujudnya atau melalui proses fisika. 3) Cari rumus kimia dari materi yang ditanyakan dan pelajari sifatnya.

 PEKI4101/MODUL 1

1.11

4) Fraksi-fraksi minyak bumi mempunyai perbedaan titik didih yang tajam sehingga cara pemisahannya berdasarkan perbedaan sifat ini. 5) Perhatikan sifat masing-masing zat, kemudian tentukan cara pemisahan yang sesuai. R A NG KU M AN 1.

2.

3.

4.

Berdasarkan pengamatan pada keadaan awal dan keadaan akhir dari suatu perubahan, perubahan dapat dibedakan menjadi perubahan fisika dan perubahan kimia. Perubahan fisika adalah perubahan materi yang tidak disertai dengan pembentukan materi yang sifatnya berbeda, sedangkan perubahan kimia disertai dengan pembentukan materi baru yang sifatnya berbeda dari materi awal. Materi dapat dikelompokkan menjadi unsur, senyawa dan campuran. Unsur adalah zat murni yang tidak dapat diuraikan lagi menjadi zat yang lebih sederhana. Senyawa adalah zat murni yang dengan proses kimia biasa masih dapat diuraikan menjadi zat lain yang lebih sederhana. Campuran adalah gabungan dari beberapa zat murni. Berdasarkan sifat khas dari komponen penyusun campuran, kita dapat memisahkan komponen-komponen campuran dengan cara penyaringan/filtrasi, rekristalisasi, sublimasi, destilasi, dan kromatografi. Partikel terkecil suatu materi dapat berupa atom, molekul, atau ion. Atom adalah partikel terkecil unsur. Molekul adalah gabungan atom-atom yang berasal dari unsur yang sama atau berbeda. Sedangkan ion adalah atom atau kelompok atom yang bermuatan listrik. TES F OR M AT IF 1 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Beberapa contoh perubahan materi yang sering kita alami dalam kehidupan sehari-hari adalah (1) fermentasi pada pembuatan tape, (2) besi berkarat, (3) fotosintesis, (4) bensin menguap, dan (5) kamper menyublim. Hal yang merupakan perubahan kimia adalah .... A. (1), (2), dan (3) B. (1), (3), dan (5)

1.12

Kimia Dasar 1 

C. (2), (3), dan (5) D. (2), (4), dan (5) 2) Proses pemurnian gula dari zat lain dalam air tebu dilakukan melalui proses .... A. sublimasi B. filtrasi C. rekristalisasi D. destilasi 3) Iodin merupakan salah satu contoh zat yang memiliki perbedaan titik leleh dan titik didih yang tidak begitu besar sehingga pemurnian iodin dari pengotornya biasa dilakukan dengan cara .... A. rekristalisasi B. filtrasi C. kromatografi D. sublimasi 4) Di antara zat berikut, yang partikelnya berupa molekul adalah .... A. garam dapur B. gula pasir C. air aki D. soda kue 5) Di antara perubahan berikut, yang tidak menunjukkan terjadinya reaksi kimia adalah .... A. perubahan massa B. terjadi endapan C. perubahan warna D. timbul bau 6) Salah satu contoh materi yang merupakan campuran homogen adalah ... A. air lumpur B. udara C. alkohol murni D. besi 7)

Air merupakan salah satu contoh senyawa. Berikut ini yang bukan merupakan alasan pendukung dari pernyataan tersebut adalah .... A. terbentuk dari unsur hidrogen dan oksigen B. air dapat terurai menjadi H2 dan O2 melalui proses elektrolisis

1.13

 PEKI4101/MODUL 1

C. air merupakan zat murni yang tidak dapat dipisahkan secara fisika D. unsur pembentuknya, yaitu H2 dan O2 masih tampak 8) Berikut ini beberapa contoh perubahan materi .... (1) pembuatan garam dari air laut (2) pembuatan yoghurt dari susu (3) pembuatan tepung dari beras (4) pengembangan kue menggunakan soda Termasuk perubahan kimia adalah .... A. (1) dan (2) B. (1) dan (3) C. (2) dan (3) D. (2) dan (4) 9) Di antara contoh zat berikut yang bukan merupakan unsur adalah .... A. raksa B. alumunium C. perunggu D. tembaga 10) Emas dan tembaga mempunyai warna yang hampir sama, apabila kita ingin memisahkan kedua logam tersebut, cara yang dapat dilakukan adalah .... A. filtrasi B. pelarutan C. destilasi D. kromatografi Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang

1.14

Kimia Dasar 1 

Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang belum dikuasai.

1.15

 PEKI4101/MODUL 1

Kegiatan Belajar 2

Larutan dan Sifatnya A. PENGERTIAN LARUTAN Salah satu bentuk campuran yang paling penting dalam kajian ilmu kimia adalah larutan, yaitu campuran homogen antara dua atau lebih zat yang komposisinya dapat diatur dan sifat masing-masing zat penyusunnya masih tampak. Komponen pembentuk larutan adalah pelarut dan zat terlarut. Pelarut adalah zat yang digunakan sebagai media untuk melarutkan zat lain, biasanya (tidak selalu) memiliki jumlah lebih besar dari zat terlarutnya, dan wujudnya tetap. Sedangkan zat terlarut adalah zat yang melarut dalam suatu pelarut, biasanya (tidak selalu) memiliki jumlah lebih sedikit dari pelarutnya, dan wujudnya berubah. Sebagai contoh sirup meskipun dalam sirup air lebih sedikit dibanding gula, tetapi air tetap berwujud cair, sedangkan gula berubah dari padat menjadi larutan maka air tetap sebagai pelarut dan gula sebagai zat terlarut. Pada larutan yang berwujud cair, cairannya merupakan pelarut dan komponen lain yang berupa gas dan padatan merupakan zat terlarut. Pengertian larutan tidak hanya terbatas pada sistem larutan yang berwujud cair, dapat juga berupa padatan atau gas. Sebagai contoh “alloy”, paduan logam, seperti kuningan dan perunggu, merupakan larutan yang berwujud padat; serta udara di sekitar kita merupakan larutan dari campuran gas nitrogen, oksigen, karbon dioksida, argon dan gas lainnya. Pada Tabel 1.1 berikut kita pelajari beberapa contoh larutan. Tabel 1.1. Contoh-contoh Larutan Wujud Larutan Gas Cair Cair Cair Padat Padat Padat

Wujud Pelarut Gas Cair Cair Cair Padat Padat Padat

Wujud Zat Terlarut Gas Gas Cair Padat Gas Cair Padat

Contoh Udara Oksigen dalam air Alkohol dalam air Garam dalam air Hidrogen dalam paladium Raksa dalam perak Perak dalam emas

1.16

Kimia Dasar 1 

B. LARUTAN ELEKTROLIT DAN NON-ELEKTROLIT Suatu zat padat yang dilarutkan dalam suatu pelarut tertentu, dalam larutannya dapat berbentuk molekul maupun ion. Sebagai contoh, garam dapur melarut dalam air membentuk ion-ion yang dapat bergerak bebas ke seluruh medium larutan. Sebaliknya gula pasir terlarut di air dalam bentuk molekulernya. Zat yang dalam air membentuk ion-ion dinamakan zat elektrolit dan larutannya disebut larutan elektrolit, sedangkan yang dalam air membentuk molekul dinamakan zat non-elektrolit dan larutannya disebut larutan non-elektrolit. Untuk membedakan larutan elektrolit dan non-elektrolit dapat dilakukan dengan menguji sifat hantaran listriknya, dengan peralatan sederhana berupa uji nyala lampu. Peralatan tersebut dapat dilihat pada Gambar 1.5. berikut.

Gambar 1.5. Alat untuk menguji larutan elektrolit dan non-elektrolit: (a) larutan elektrolit ditandai dengan menyalanya lampu, dan (b) larutan non-elektrolit ditandai dengan tidak menyalanya lampu

C. KONSENTRASI LARUTAN Untuk mengetahui komposisi larutan, biasanya kita menyatakan secara kuantitatif kadar/konsentrasi suatu zat terlarut dalam larutannya, sedangkan secara kualitatif, kita biasa menggunakan istilah larutan pekat dan larutan encer. Larutan pekat adalah larutan yang konsentrasi zat terlarutnya relatif besar, sedangkan larutan encer konsentrasi zat terlarutnya relatif kecil. Satuan untuk menyatakan konsentrasi zat terlarut dalam larutannya (yang tidak dikaitkan dengan satuan mol), di antaranya persen berat (%b/b), persen volume (%v/v), dan bagian per juta atau part per million (bpj/ppm). Adapun rumusan ketiga satuan tersebut adalah sebagai berikut.

1.17

 PEKI4101/MODUL 1

Berat zat A

Persen berat zat A =

 100%

Berat total(pelarut +zat terlarut) Persen Volumzat A =

Volume zat A

 100%

Volume total(pelarut +zat terlarut) Bpj/ppmzat A =

Kadar zat A

 10

6

Kadar larutan Berikut ini adalah contoh perhitungan konsentrasi suatu larutan Contoh soal 1: Bagaimana cara Anda membuat larutan 5,0% (b/b) NaCl dalam air, jika diketahui massa jenis air = 1,0 g/mL? Penyelesaian: 5,0%(b/b) NaCl berarti 5,0 g NaCl dalam 100,0 g larutan. Kita mengetahui bahwa massa/berat larutan adalah jumlah massa zat terlarut dan pelarutnya, jadi jika massa zat terlarut = 5,0 g maka massa pelarutnya = 95,0 g. Karena air berwujud cair maka biasanya pengukuran dengan satuan volume. Diketahui bahwa massa jenis air = 1,0 g/mL maka untuk 95,0 g air volumenya = 95,0 mL. Jadi, untuk membuat larutan NaCl 5,0% (b/b) dilakukan dengan cara melarutkan 5,0 g NaCl murni dalam 95,0 mL air. ( biasanya menggunakan alat labu takar). Contoh soal 2: Apabila diketahui kadar ion fluorida di dalam air laut adalah 2,0 mg tiap 1000 g air laut, berapakah konsentrasi (dalam satuan ppm) ion tersebut? Penyelesaian: Kita mengetahui ppm/bpj adalah bagian per juta (tentu saja satuan jumlah zat yang dibandingkan harus sama). Jadi supaya satuannya sama, misalnya digunakan mg maka 1000 g = 1000.000 mg, jadi: Massa ion F 6 Bpj/ppm ion F =  10 masa air laut

1.18

Kimia Dasar 1 

=

2,0 mg 1×10

Jadi, konsentrasi ion

6

6

×10 = 2,0 ppm

F- tersebut adalah 2,0 ppm.

D. PREPARASI LARUTAN Setelah Anda mempelajari konsentrasi larutan dan contoh perhitungannya, salah satu kegiatan yang sangat berkaitan dengan konsep tersebut adalah preparasi larutan. Sebagian besar reaksi kimia berlangsung dalam bentuk larutan karena itu keterampilan dalam mempreparasi larutan merupakan hal yang sangat penting. 1.

Melarutkan Padatan Umumnya konsentrasi larutan menyatakan perbandingan sejumlah tertentu zat terlarut dalam suatu larutan. Apabila zat terlarut berupa padatan maka langkah pekerjaan yang dilakukan adalah (a) menimbang secara akurat zat terlarut dengan neraca, (b) memasukkan zat terlarut ke dalam labu takar yang bersih dan kering (jika perlu dengan bantuan corong), (c) menambahkan aquades, (d) melarutkan zat terlarut dengan cara pengocokan, (e) setelah aquades ditambahkan sampai mendekati tanda batas, pipet tetes digunakan untuk membantu memasukkan aquades secara perlahan sampai volume larutan tepat pada tanda batas, (f) setelah ditutup rapat larutan dikocok sampai benar-benar homogen. Langkah-langkah tersebut ditunjukkan pada Gambar 1.6. berikut.

Gambar 1.6. Preparasi Larutan dengan Cara Melarutkan Padatan

 PEKI4101/MODUL 1

2.

1.19

Mengencerkan dari Larutan yang Lebih Pekat Apabila Anda akan membuat larutan dengan konsentrasi tertentu (yang lebih encer) dari larutan yang lebih pekat maka teknik pembuatannya adalah dengan cara mengencerkan, yaitu menambahkan sejumlah tertentu pelarut ke dalam larutan yang lebih pekat. Bagaimana cara menentukan volume larutan pekat yang diambil dan volume pelarut yang ditambahkan? Konsep utama untuk menjawab pertanyaan di atas adalah: mol larutan pekat = mol larutan encer, konsep mol akan Anda pelajari pada Modul 2. Secara umum tahapan pekerjaan untuk proses pengenceran larutan adalah sebagai berikut. a. Memipet sevolume tertentu larutan pekat (menggunakan pipet berskala/pipet gondok). b. Memasukkan larutan pekat ke dalam labu takar dengan volume tertentu. c. Mengencerkan dengan cara penambahan aquades sampai tanda batas, dan menghomogenkannya dengan cara dikocok. Langkah-langkah tersebut ditunjukkan pada Gambar 1.7. berikut.

Gambar 1.7. Preparasi Larutan dengan Cara Pengenceran

1.20

Kimia Dasar 1 

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Tentukan zat terlarut dan pelarut dari contoh-contoh berikut: a) baja b) air sirup c) cuka di pasaran d) asap e) air soda 2) Jelaskan cara pembuatan 1 L larutan glukosa, C6H12O6, 25% b/b, jika diketahui massa jenis larutan adalah 1,05 g/mL! 3) Sebanyak 100 mL sampel air tanah ditemukan mengandung 21,6 µg ion Zn2+. Jika sampel tersebut massa jenisnya 1,05g/mL, tentukan konsentrasi Zn2+ dalam satuan ppm. 4) Jelaskan cara pembuatan 1 L sampel obat yang mengandung 2,0% v/v alkohol! 5) Kelompokkan larutan-larutan berikut menjadi larutan elektrolit dan nonelektrolit! a) Larutan alkohol, yang digunakan untuk mengompres. b) Larutan PK (kalium permanganat), yang digunakan untuk desinfektan. c) Minyak goreng yang terbuat dari kelapa. d) Minuman isotonik yang mengandung mineral-mineral. Petunjuk Jawaban Latihan 1) Tentukan komponen pembentuk larutannya, kemudian tentukan pelarut dan zat terlarutnya. Umumnya kadar pelarut dalam larutan lebih besar dari zat terlarutnya, tetapi yang utama bahwa sifat zat pelarut harus tetap. 2) Tentukan massa pelarut dengan cara mengkonversikan satuan volume dari larutan menjadi massa melalui massa jenis. Setelah didapat massa larutan, tentukan massa glukosa yang dibutuhkan agar didapat konsentrasi 25%. Setelah dihitung, timbang glukosa yang dibutuhkan kemudian larutkan sesuai prosedur D.1.

 PEKI4101/MODUL 1

1.21

3) Ubah satuan volume larutan menjadi satuan massa (μg). Kemudian gunakan rumusan konsentrasi ppm seperti pada bahasan bagian C. 4) Untuk 1 L larutan hitung volume alkohol yang dibutuhkan sehingga di dapat konsentrasi 2,0% v/v, kemudian larutkan seperti pada prosedur D.2. 5) Ingat bahwa senyawa molekular menghasilkan larutan non-elektrolit, sedangkan senyawa ionis menghasilkan larutan elektrolit.

R A NG KU M AN 1. 2.

3. 4.

Larutan dibentuk oleh pelarut, yang sifatnya tetap, dan zat terlarut, yang sifatnya berubah. Larutan yang dibentuk oleh zat terlarut berupa senyawa molekular bersifat tidak dapat menghantarkan arus listrik, sedangkan jika zat terlarutnya senyawa ionis dapat menghantarkan arus listrik. Konsentrasi larutan diantaranya dapat dinyatakan dengan %b/b, %v/v, dan ppm. Secara umum pembuatan larutan dengan konsentrasi dan volume tertentu dilakukan dengan proses pelarutan padatan dan pengenceran. TES F OR M AT IF 2 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Larutan cuka yang dijual di pasaran, umumnya bertuliskan konsentrasi 25% v/v, apabila larutan tersebut volumenya 0,5L dan massa jenis cuka 1,0 g/mL maka pada pembuatan larutan cuka tersebut, massa asam cuka murni yang dilarutkan adalah .... A. 2 g B. 25 g C. 50 g D. 125 g 2) Berikut ini yang merupakan contoh larutan berwujud cair, berasal dari pelarut cair dan zat terlarut gas adalah .... A. larutan cuka B. larutan asam klorida

1.22

Kimia Dasar 1 

C. elpiji (LPG), bahan bakar kompor di rumah tangga D. larutan cuka 3) Suatu larutan alkohol dibuat dengan cara melarutkan 50 mL alkohol murni ke dalam 0,5 L aquades, %v/v larutan tersebut adalah .... A. 0,1 B. 9,1 C. 9,9 D. 10 4) Peralatan gelas yang paling utama diperlukan pada pembuatan larutan dengan konsentrasi dan volume tertentu adalah .... A. pipet volume B. labu takar C. corong D. pipet tetes 5) Berikut ini yang termasuk contoh larutan non-elektrolit adalah .... A. larutan gula B. larutan kalium permanganat (PK) C. larutan garam D. larutan soda kue 6) Pada proses pembuatan larutan melalui pengenceran, satuan jumlah yang harus sama antara larutan pekat dan larutan encernya adalah .... A. % b/b B. % v/v C. ppm D. mol 7) Data percobaan pengujian elektrolit adalah sebagai berikut. Sampel Pengamatan Nyala Lampu Air jeruk Minyak kelapa Larutan garam

Menyala redup Tidak menyala Menyala terang

Berikut ini adalah kesimpulan dari data pengamatan tersebut, kecuali .... A. minyak kelapa merupakan zat non-elektrolit B. partikel pembentuk garam adalah molekul C. larutan garam lebih dapat menghantarkan listrik dari pada air jeruk D. air jeruk kurang bersifat elektrolit dibandingkan larutan garam

1.23

 PEKI4101/MODUL 1

8) Jika kaporit sebanyak 3 mg dilarutkan dengan air sampai dihasilkan volume larutan 0,5 L dan massa jenis 1,0 g/mL maka dikatakan bahwa kadar kaporit dalam larutan adalah .... A. 1,5 ppm B. 3,0 ppm C. 4,5 ppm D. 6,0 ppm 9) Materi berikut yang bukan larutan adalah .... A. air laut B. gula pasir C. perhiasan emas D. perunggu 10) Suatu contoh batuan seberat 100 mg mengandung 25 mg perak dan 1 mg emas. Persen massa perak dan emas dalam batuan tersebut berturut-turut adalah .... A. 5% dan 1,25% B. 12,5% dan 0,5% C. 10% dan 2,5% D. 25% dan 1% Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum dikuasai.

1.24

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 3

Hukum-hukum Dasar Materi A. HUKUM KONSERVASI MASSA (HUKUM LAVOISIER) Pernahkah Anda menimbang abu sisa pembakaran dari kayu?. Jika kita timbang abu tersebut maka massanya akan lebih ringan dari pada massa kayu sebelum dibakar. Benarkah demikian? Kasus lain adalah jika kita punya sepotong besi yang dibiarkan di udara terbuka, pada suatu waktu kita menemukan bahwa besi itu telah berubah jadi karat besi. Jika kita timbang massa besi sebelum berkarat dan karat besi yang dihasilkan, ternyata massa karat besi lebih besar. Benarkah demikian? Marilah kita telaah lebih dalam kedua kasus di atas. Benarkah dalam suatu reaksi kimia ada perbedaan massa zat sebelum dan sesudah reaksi?

Penemuan Hukum Konservasi Massa Seorang kimiawan Perancis, Antoine Lavoisier, pada jamannya menemukan hal yang serupa dengan kasus di atas, yaitu ketika dia memanaskan raksa (Hg) dalam suatu wadah, ternyata dihasilkan zat berwarna merah dengan massa yang lebih besar daripada massa raksa sebelum dipanaskan. Pemanasan yang lebih kuat pada zat berwarna merah tersebut menghasilkan raksa kembali dengan massa seperti semula. Hal ini mendorong ilmuwan tersebut untuk melakukan percobaan pemanasan raksa dalam labu tertutup yang berisi udara. Setelah beberapa hari, muncul zat berwarna merah tersebut, sedangkan massa udara yang tersisa berkurang. Berkurangnya massa udara sama persis dengan selisih massa raksa sebelum dipanaskan dan setelah dipanaskan. Dari percobaan tersebut juga diketahui bahwa udara sisa tidak dapat menyangga kehidupan (hewan mati bila dipaksa bernapas di dalamnya), dan tidak dapat digunakan untuk pembakaran (lilin tidak menyala di dalamnya). Jadi kalau begitu bagian dari udara itu ada yang bereaksi dengan raksa. Zat apakah itu ? Sekarang kita tahu bahwa gas oksigen yang ada di udara bereaksi dengan raksa.

1.25

 PEKI4101/MODUL 1

Dari percobaan tersebut, Lavoisier menemukan bahwa massa zat-zat sebelum reaksi akan sama dengan massa zat-zat hasil reaksi. Inilah yang disebut sebagai hukum konservasi massa dari Lavoisier. Sebagai gambaran dari hukum konservasi massa, perhatikan data pembentukan natrium klorida, NaCl, dari logam natrium, Na, dan gas klor, Cl2, berikut. 1. 1,00 g Na + 1,54 g Cl2 2,54 g NaCl 2. 2,00 g Na + 3,08 g Cl2 5,08 g NaCl 3. 3,00 g Na + 4,62 g Cl2 7,62 g NaCl Bagaimana dengan kasus pertama yang telah dikemukakan di bagian awal kegiatan belajar ini, yaitu kasus pembakaran kayu? Mengapa massa abu yang tersisa lebih rendah dari massa kayu yang dibakar? Massa kayu + massa oksigen = massa abu sisa + massa gas CO2 + massa gas hasil pembakaran lain. Catatan: Gas hasil pembakaran terlepas ke udara, jadi yang ditimbang hanya abunya saja. Dapatkah Anda menjelaskan mengapa massa karat besi lebih tinggi dari massa besi? Berlakukah hukum konservasi massa? B. HUKUM PERBANDINGAN TETAP (HUKUM PROUST) Pada tahun 1799, seorang ahli kimia Perancis, Joseph Louis Proust (1754-1826) mencoba menggabungkan hidrogen dan oksigen untuk membentuk air. Hasilnya dirangkum seperti pada tabel 1.2. berikut: Tabel 1.2. Data yang Membuktikan Kebenaran Hukum Proust Massa Hidrogen (gram) 1 2 3 4

Massa Oksigen (gram) 8 16 24 32

Massa Air yang terbentuk (gram) 9 18 27 36

Massa H : Massa O dalam air 1:8 1:8 ……… ………

1.26

Kimia Dasar 1 

Dari Tabel 1.2. terlihat, bahwa setiap 1 gram gas hidrogen bereaksi dengan 8 gram gas oksigen menghasilkan 9 gram air, setiap 2 gram gas hidrogen bereaksi dengan 16 gram gas oksigen membentuk 18 gram air, dst. Hal ini menggambarkan bahwa massa hidrogen dan massa oksigen yang terkandung dalam air memiliki perbandingan massa yang tetap yaitu 1:8, berapa pun banyaknya air yang terbentuk. Dari percobaan yang dilakukannya, Proust mengemukakan teorinya yang terkenal dengan sebutan hukum perbandingan tetap. Perbandingan massa unsur-unsur penyusun suatu senyawa adalah tetap, tidak tergantung pada asal-usul senyawa tersebut atau cara pembuatannya.

Jika kita mereaksikan 3 gram hidrogen dengan 30 gram oksigen, apakah massa air yang terbentuk 33 gram? Massa hidrogen: massa H2 + O2  2 H2O oksigen yang dicampurkan adalah 3 : 30, padahal dalam 1g 8g 9g air perbandingan massa 2g 16 g 18 g hidrogen dan oksigen adalah 3g 24 g 27 g 1:8. Artinya untuk 3 gram hidrogen diperlukan 3  8 3g 30 g ?g gram oksigen = 24 gram. oksigen berlebih Untuk kasus ini oksigen yang dicampurkan tidak bereaksi semuanya, melainkan bersisa sebanyak 30 – 24 gram = 6 gram. Berapa banyak air yang terbentuk dari 3 gram hidrogen dan 24 gram oksigen? Tentu saja 27 gram. Contoh lain, jika terhadap 1,00 g natrium jumlah gas klor yang direaksikan sebanyak 4,00 g, apakah jumlah natrium klorida yang dihasilkan adalah 5,00 g? Ternyata jumlah natrium klorida yang dihasilkan adalah 2,54 g, berarti jumlah gas klor yang bereaksi dengan natrium hanya 2,54 g – 1,00 g = 1,54 g. Jadi perbandingan massa natrium dan gas klor tetap 1,00 g : 1,54 g atau jika dinyatakan dengan persen massa tetap 39,0 % : 61,0%. Contoh soal: Perbandingan massa karbon (C) dan massa oksigen (O) dalam senyawa CO2 adalah 3: 8 jika tersedia 6 gram karbon,

1.27

 PEKI4101/MODUL 1

a. b.

berapa gram oksigen yang diperlukan? berapa gram karbon dioksida (CO2) yang dihasilkan?

Penyelesaian: Menurut Proust, perbandingan massa unsur-unsur yang membentuk suatu senyawa adalah tetap. Pada senyawa CO2 perbandingan massa karbon dan oksigen adalah 3 : 8, jadi jika tersedia 6 gram karbon 8 a. Massa oksigen yang diperlukan adalah: ×6g = 16g . 3 b. Massa CO2 yang dihasilkan (sesuai hukum kekekalan massa) adalah: massa sebelum reaksi (massa C + massa O) = massa setelah reaksi (massa CO2) Jadi massa CO2 = (6 + 16) g = 22 g C. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA (HUKUM DALTON) Komposisi kimia ditunjukkan oleh rumus kimianya. Dalam jenis senyawa yang sederhana, seperti air misalnya, dua unsur bergabung, masingmasing menyumbangkan jumlah atom tertentu untuk membentuk suatu senyawa. Lambang H2O untuk air memperlihatkan bahwa satu molekul air mengandung 2 atom hidrogen dan 1 atom oksigen. Para ahli kimia menemukan bahwa dua unsur sering bergabung dengan proporsi yang berbeda-beda, membentuk lebih dari satu macam senyawa. Misalnya, unsur hidrogen dan oksigen, di samping membentuk air (H2O) juga membentuk senyawa lain, yaitu hidrogen peroksida (H2O2). Tabel 1.3 berikut memperlihatkan perbandingan massa hidrogen dan oksigen dalam dua senyawa yang berbeda tersebut. Tabel 1.3. Data yang Mendukung Hukum Dalton Unsur

Massa dalam H2O

Massa dalam H2O2

Hidrogen Oksigen

1g 8g

1g 16 g

1.28

Kimia Dasar 1 

Untuk sejumlah massa hidrogen yang sama (misalnya 1 gram) maka perbandingan massa oksigen dalam kedua senyawa, H 2O dan H2O2 adalah 8 : 16 atau sama dengan 1 : 2. Contoh lain: Unsur nitrogen (N) dan unsur oksigen (O) di antaranya dapat membentuk senyawa NO dan NO2. Pada massa N yang sama, misalnya 14 gram didapat perbandingan seperti pada tabel berikut. Unsur Nitrogen

Massa dalam NO 14 g

Massa dalam NO2 14 g

Oksien

16 g

32 g

Pada massa N yang sama (misalnya 14 gram), ternyata perbandingan massa O dalam kedua senyawa tersebut adalah 16 : 32 atau sama dengan 1 : 2. Dari temuan-temuan seperti itu, John Dalton (1766-1844) merumuskan suatu teori, yang disebut Hukum Perbandingan Berganda yaitu: Apabila dua unsur membentuk beberapa senyawa, perbandingan massa dari satu unsur yang bergabung dengan massa tertentu dari unsur lainnya merupakan perbandingan bilangan bulat. Contoh soal: Logam merkuri dan klor dapat bereaksi membentuk dua macam senyawa berikut: Senyawa 1, terbentuk dari 0,669 g merkuri dengan 0,118 g klor dan Senyawa 2, terbentuk dari 1,00 g merkuri dengan 0,355 g klor. Apakah data di atas sesuai dengan hukum perbandingan berganda? Penyelesaian: Menurut hukum perbandingan berganda jika dua unsur dapat membentuk beberapa senyawa maka massa satu unsur yang bergabung dengan massa tertentu unsur lain merupakan bilangan bulat. Untuk Senyawa 1 Jika massa merkuri dibuat 1,00 g maka massa klor = 1 × 0,118g = 0.176g 0,669 Jadi untuk sejumlah massa merkuri yang sama (1,00 g). massa klor (senyawa 1) : massa klor (senyawa 2) = 0,176 : 0,355 atau 1 : 2 Jadi, perbandingannya merupakan bilangan bulat.

 PEKI4101/MODUL 1

1.29

D. HUKUM PERBANDINGAN VOLUME DAN TEORI AVOGADRO Penelitian terhadap sifat-sifat gas telah dilakukan para ahli pada awal abad ke-19. Di antaranya oleh ahli kimia Perancis, Joseph Louis Gay Lussac (1778-1850), yang telah melakukan serangkaian percobaan untuk mengukur volume gas-gas bereaksi. Temuan Gay Lussac dikenal sebagai Hukum Perbandingan Volume, yang berbunyi: Pada temperatur dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas hasil reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Pertanyaannya sekarang, mengapa demikian? Untuk menjawab pertanyaan di atas, Amadeo Avogadro, seorang ahli fisika dari Italia mengajukan hipotesisnya yang terkenal (sekarang disebut Teori Avogadro). Teori Avogadro berbunyi: Gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada temperatur dan tekanan yang sama mengandung jumlah molekul yang sama. Sebagai contoh kasus dari percobaan, ditemukan bahwa volume gas hidrogen, gas oksigen, dan uap air yang dihasilkan memiliki perbandingan 2 : 1 : 2. Menurut Avogadro hal itu mesti terjadi karena perbandingan jumlah molekulnya juga sama. Contoh soal: Pada suhu dan tekanan tertentu, 6 L gas hidrogen, H2, bereaksi dengan 2 L gas nitrogen, N2, membentuk 4 L gas amoniak, NH3. a. Apakah data di atas sesuai dengan hukum Gay Lussac? b. Jika gas nitrogen yang bereaksi (dengan sejumlah tertentu gas hidrogen) sebanyak 12,044 x 1023 molekul, berapakah jumlah molekul amoniak yang terbentuk? Penyelesaian: Menurut hukum Gay Lussac, pada temperatur dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas hasil reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana.

1.30

Kimia Dasar 1 

Sedangkan menurut teori Avogadro gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada temperatur dan tekanan yang sama mengandung jumlah molekul yang sama. a. perbandingan volume H2 : N2 : NH3 = 6 : 2 : 4 = 3 : 1 : 2 Jadi perbandingan volumenya merupakan bilangan bulat sesuai hukum Gay Lussac. b. Perbandingan volume N2 : NH3 = 1 : 2, jadi jika molekul gas N2 sebanyak 12,044 x 1023 maka molekul NH3 sebanyak: 2 23  12,044  1023 = 24,088  10 molekul 1 LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Pada pembakaran magnesium dengan oksigen membentuk magnesium oksida, 1,52 g magnesium tepat bereaksi dengan 1,00 g oksigen. Berapa gram magnesium oksida yang terbentuk jika magnesium yang dibakar sebanyak 7,6 g? 2) Tiga macam sampel zat padat terbentuk dari unsur X dan Y. Sampel 1 mengandung 4,31 g X dan 7,69 g Y; sampel 2 mengandung 35,9% X dan 64,1% Y; sampel 3 dihasilkan dari reaksi 0,718 g X dengan Y untuk membentuk 2,00 g sampel. Jelaskan bagaimana data tersebut dapat mendukung hukum komposisi tetap! 3) Belerang membentuk dua macam senyawa dengan flour. Pada salah satu senyawa ditemukan bahwa 0,447 g belerang bereaksi dengan 1,06 g flour, dan pada senyawa yang lain 0,438 g belerang bereaksi dengan 1,56 g flour. Tunjukkan bahwa data ini mendukung hukum perbandingan berganda! 4) Gas belerang dioksida, SO2, bereaksi dengan gas oksigen, O2, membentuk gas belerang trioksida, SO3, dengan perbandingan volume berturut-turut sebesar 2 : 1 : 2. Jika gas SO2 yang direaksikan volumenya 2,24 L, a) Berapakah volume gas SO3 yang dihasilkan pada suhu dan tekanan yang sama?

 PEKI4101/MODUL 1

1.31

b) Berapa jumlah molekul gas SO3 jika pada volume 22,4 L gas SO2 tersebut di atas setara dengan 6,02 x 1022 molekul gas SO2? Petunjuk Jawaban Latihan 1) Ingat hukum kekekalan massa bahwa massa zat sebelum dan setelah reaksi sama. 2) Perhatikan hukum Proust bahwa perbandingan massa zat yang menyusun suatu senyawa adalah tetap. 3) Perhatikan hukum Dalton bahwa jika unsur-unsur tertentu dapat membentuk dua macam senyawa atau lebih maka perbandingan massa unsur lain pada keadaan massa salah satu unsur tetap merupakan bilangan bulat dan sederhana. 4) a) Ingat bahwa menurut hukum perbandingan volume, pada temperatur dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas hasil reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. b) Ingat bahwa menurut Avogadro, gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada temperatur dan tekanan yang sama mengandung jumlah molekul yang sama. R A NG KU M AN 1.

2.

3.

4.

Adanya perubahan pada suatu materi/zat tidak disertai dengan perubahan massa atau dengan kata lain massa zat sebelum reaksi sama dengan massa zat setelah reaksi, hal ini dikenal dengan hukum konservasi massa yang dikemukakan oleh Lavoisier. Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap. Pernyataan ini dikenal dengan hukum perbandingan tetap yang dikemukakan oleh Proust. Bunyi dari hukum perbandingan berganda yang dicetuskan oleh Dalton adalah apabila dua unsur membentuk beberapa senyawa, perbandingan massa dari satu unsur yang bergabung dengan massa tertentu dari unsur lainnya merupakan perbandingan bilangan bulat. Hukum dasar tentang materi berwujud gas yang dikemukakan oleh Gay Lussac berbunyi “pada temperatur dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas hasil

1.32

Kimia Dasar 1 

reaksi merupakan perbandingan bilangan bulat dan sederhana”, sedangkan Avogadro mengemukakan bahwa “Gas-gas yang volumenya sama, jika diukur pada temperatur dan tekanan yang sama mengandung jumlah molekul yang sama”. TES F OR M AT IF 3 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Berikut ini pasangan senyawa yang sesuai dengan hukum perbandingan berganda adalah .... A. H2O dan H2S B. CH4 dan CCl4 C. SO2 dan SO3 D. NH3 dan PH3 2)

Perbandingan massa kalsium dan oksigen yang membentuk kalsium oksida adalah 71,47% : 28,53%. Jika massa oksigennya 5,7 g maka massa kalsium adalah .... A. 28,60 g B. 14,30 g C. 7,15 g D. 2,80 g

3) Data berikut yang tidak mengikuti hukum kekekalan massa, pada reaksi antara besi dan belerang menjadi besi(II) sulfida adalah .... (Ar Fe=56, S=32).

A B C D

Fe (gram) 7 28 21 42

S (gram) 4 20 12 24

FeS (gram) 11 48 33 66

4) Dua macam senyawa, yaitu H2O dan H2O2 dapat dibentuk oleh unsur H dan O. Hal ini sesuai dengan hukum .... A. konservasi massa B. Avogadro C. perbandingan tetap D. perbandingan berganda

 PEKI4101/MODUL 1

1.33

5) Jika diketahui komposisi massa natrium, Na, dan klor, Cl, yang membentuk natrium klorida berturut-turut adalah: 39,34% dan 60,66% maka massa Cl yang bereaksi dengan 6 g Na adalah .... A. 37,00 g B. 27,75 g C. 18,50 g D. 9,25 g 6) Reaksi di bawah ini yang tidak mengikuti hukum kekekalan massa adalah .... A. 2 g hidrogen bereaksi dengan 16 g oksigen membentuk 18 g air B. 32 g belerang bereaksi dengan 64 g tembaga membentuk 96 g tembaga sulfida C. 7 g besi bereaksi dengan 4 g belerang membentuk 11 g besi sulfida D. 24 g magnesium bereaksi dengan 28 g nitrogen membentuk 52 g magnesium nitrida. 7) Pembentukan tembaga sulfida dari serbuk tembaga dan belerang sesuai dengan data berikut. Massa Tembaga Massa Belerang Massa Tembaga Sulfida (g) (g) (g) 1. 2,5 1,2 3,6 2. 3,0 1,5 4,5 3. 4,0 2,0 6,0 Data di atas sesuai dengan hukum .... A. Avogadro B. Proust C. Dalton D. Gay Lussac 8) Berdasarkan data pada tabel soal nomor 7 maka perbandingan massa tembaga dan belerang adalah .... A. 2 : 1 B. 1 : 2 C. 1 : 3 D. 3 : 1

1.34

Kimia Dasar 1 

9) Pada P dan T tertentu 11,2 L gas O2 mengandung 3,01 x 1023 molekul O2 maka pada kondisi yang sama 22,4 L gas N2 mengandung 6,02  1023 molekul N2. Hal ini sesuai dengan hukum .... A. Gay Lussac B. Avogadro C. Dalton D. Lavoisier 10) Jika diketahui pada P dan T tertentu 2 L gas hidrogen bereaksi dengan gas klor membentuk 4 L gas hidrogen klorida maka volume gas klor adalah .... A. 1 L B. 2 L C. 4 L D. 6 L Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan modul selanjutnya. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang belum dikuasai.

1.35

 PEKI4101/MODUL 1

Kunci Jawaban Tes Formatif Tes Formatif 1 1) A. Pada (1), (2) dan (3) terjadi perubahan sifat kimia zat. 2) C. Gula dilarutkan dan dipisahkan dari pengotornya kemudian dikristalkan 3) D. Lodin mudah menyublim. 4) B. Gula pasir tidak terbentuk dari ion-ion. 5) A. Perubahan massa bukan merupakan ciri terjadinya reaksi kimia. 6) B. Udara dibentuk dari beberapa macam gas yang sifat masing-masing gas masih ada. 7) D. Unsur-unsur pembentuk senyawa sifat asalnya tidak tampak lagi. 8) D. Pada 2 dan 4 terbentuk zat baru yang sifatnya berbeda dari asalnya . 9) C. Perunggu merupakan alloy dari dua macam logam. 10) B. Logam-logam mempunyai kelarutan yang berbeda pada pelarut tertentu. Tes Formatif 2 1) B. Massa jenis 1 g/mL maka 25% v/v = 25% g/V, jadi: massa = 25%  500 mL = 125 g. 2) B. Pada suhu ruangan HCl murni berwujud gas, air berwujud cair 50mL 3) D. 100%=9,1%v/v . 550mL 4) B. Labu takar berfungsi untuk mengukur volume dan wadah untuk mengocok. 5) A. Gula tidak terionisasi di dalam air. 6) D. Mol zat terlarut tetap. 7) B. Dapat menghantarkan arus listrik adalah yang bersifat ionis. 3mg 6  10 =6ppm . 8) D. 500.000mg 9) B. Gula pasir murni merupakan senyawa. 25mg 1mg 10) D.  100% = 25%  100% 1% . 100mg 100mg

1.36

Kimia Dasar 1 

Tes Formatif 3 1) C. Perbandingan banyaknya O yang membentuk SO2 dan SO3 merupakan bilangan bulat. 71,47 2) B.  5,7g =14,3 g . 28,53 3) B. Hukum kekekalan massa untuk pembentukan senyawa dari unsurunsurnya akan terbukti jika perbandingan massa unsur-unsur pembentuknya sudah tertentu. 4) D. Perbandingan massa 0 pada kedua senyawa merupakan bilangan bulat. 60,66 5) D.  6g = 9,25g . 39,34 6) D. Lihat komentar no. 3). 7) B. Hukum perbandingan tetap dikemukakan oleh Proust. 8) A. 2 : 1. 9) B. Pada P dan T sama, perbandingan volume gas sama dengan perbandingan jumlah molekulnya. 10) B. Perbandingan mol H2 dan C12 untuk membentuk HCl sama sehingga volumenya sama.

1.37

 PEKI4101/MODUL 1

Glosarium Campuran

:

Hipotesis

:

Hukum komposisi tetap

:

Hukum konservasi massa :

Massa

:

Materi

:

Senyawa

:

Unsur

:

gabungan dua atau lebih zat yang masih memiliki sifat kimia masing-masing zat pembentuknya. penjelasan tentative terhadap satu seri hasil observasi atau fenomena alam. hukum yang menjelaskan bahwa komposisi unsur dalam senyawa murni selalu sama. hukum yang menyatakan bahwa total massa hasil reaksi kimia sama dengan total massa pereaksinya; massa zat dalam reaksi kimia adalah konstan. ukuran jumlah materi dalam suatu objek; satuan standar internasional massa ditentukan dalam kg. segala sesuatu yang memiliki massa dan menempati ruang zat yang dibentuk dari dua atau lebih unsur yang disatukan secara kimia dalam perbandingan tertentu. zat yang tidak dapat dibagi lagi menjadi zat yang lebih sederhana melalui reaksi kimia biasa.

1.38

Kimia Dasar 1 

Daftar Pustaka Brady J.E. (1990). General Chemistry Principles and Structure. 5th Ed. New York: John Wiley & Sons. Brown T.L., LeMay H.E Jr. & Bursten B.E. (1997). Chemistry The Central Science. 7th Ed. London: Prentice-Hall International Inc. Gallagher R., Ingram P. & Whitehead P. (1996). Co-Ordinated Science Chemistry. 2nd Ed. New York: Oxford University Press. Oxtoby, David W., Nachtrieb & Norman H. (1987). Principles Of Modern Chemistry. 2nd Ed. Philadelphia: Saunders Golden Sunburst Series. Stanitski C.L., Eubanks L.P., Middlecamp C.H. & Stratton W.J. (2000). Chemistry in Context Applying Chemistry to Society. 3rd Ed. Boston: Mc Graw Hill. Sunarya, Y. Kimia Dasar I Prinsip-prinsip Kimia Terkini. 1st Ed. Bandung: Alkemi Grafisindo Press. ______. Kimia Dasar II Berdasarkan Prinsip-prinsip Kimia Terkini. 2nd Ed. Bandung: Alkemi Grafisindo Press.

Modul 2

Atom, Molekul, dan Ion Dra. Hernani, M.Si.

PEN D A HU L UA N

A

pabila kita mengamati material di sekeliling kita, kita menemukan banyak sekali jenisnya, yang mencakup perbedaan warna, susunan, kekerasan, kelarutan, dan ketahanannya. Sampai saat ini dapat dikatakan bahwa jutaan senyawa telah ditemukan dan telah diketahui sifat-sifatnya. Apakah dengan demikian unsur-unsur pembentuk senyawa-senyawa tersebut juga memiliki jumlah yang sama banyaknya dengan senyawa-senyawa yang ada. Pada kenyataannya, hampir semua senyawa itu merupakan hasil kombinasi dari dua atau lebih unsur. Sampai saat ini telah dikenal 114 unsur. Keberadaan unsur sebagai zat paling pokok, yang secara kimia dapat digabungkan membentuk senyawa, sesungguhnya tidak memberikan informasi mengenai struktur materi, atau dengan kata lain bagaimana unsurunsur bereaksi menghasilkan berjuta-juta senyawa. Seperti yang telah Anda pelajari pada Modul 1, partikel yang terkecil dari suatu unsur disebut atom. Apakah atom itu? Bagaimana sifat-sifat suatu unsur dihubungkan dengan atom yang dikandungnya? Seperti apa atom itu, dan apa yang membuat atom suatu unsur berbeda dari unsur lainnya? Apakah molekul dan ion dibentuk oleh atom-atom? Bagaimana cara memberi nama suatu senyawa? Untuk membahas pertanyaan-pertanyaan di atas, pada Modul 2 ini kita akan mempelajari tentang partikel-partikel penyusun suatu zat dan tata cara penamaan senyawa anorganik. Adapun setelah mempelajari modul ini diharapkan Anda dapat: 1. menentukan jenis dan sifat partikel penyusun atom berdasarkan data percobaan; 2. menjelaskan pengertian isotop, nomor atom dan nomor massa; 3. menentukan jumlah proton, elektron, dan neutron suatu atom; 4. menentukan suatu unsur termasuk logam, non-logam atau metaloid; 5. menjelaskan pengertian rumus empiris dan rumus molekul suatu zat; 6. menentukan jumlah proton dan elektron dari suatu ion sederhana;

2.2

Kimia Dasar 1 

7. 8.

meramalkan muatan ion paling stabil dari suatu unsur; menentukan suatu rumus senyawa termasuk senyawa molekular atau ionis; 9. menuliskan rumus empiris suatu senyawa yang dibentuk oleh gabungan kation dan anion tertentu; 10. menyebutkan nama suatu ion dan senyawa ionis, atau sebaliknya; 11. menyebutkan nama suatu asam, atau sebaliknya; 12. menyebutkan nama suatu senyawa molekular biner atau sebaliknya. Kemampuan-kemampuan tersebut sangat penting untuk mempelajari ilmu kimia lebih lanjut karena selalu berkaitan dengan penulisan rumus kimia suatu zat sekaligus penamaannya. Jadi, pelajarilah dengan baik Modul 2 ini agar Anda tidak mengalami kesulitan dalam mempelajari konsep-konsep kimia lainnya. Adapun pembahasan pada modul ini dibagi menjadi 3 kegiatan belajar yang dapat Anda pelajari secara lebih mendalam, meliputi pembahasan tentang: 1. pengenalan struktur atom dan sistem periodik; 2. molekul dan ion; 3. tata nama senyawa anorganik Hal yang harus diperhatikan, agar Anda berhasil dengan baik mempelajari modul ini adalah sebagai berikut. 1. Bacalah dengan cermat bagian pendahuluan modul ini, agar Anda betulbetul memahami keterkaitan materi yang dibahas pada setiap kegiatan belajar serta mengetahui kemampuan yang diharapkan dari pembelajaran dengan modul ini! 2. Pelajarilah bagian demi bagian dari modul ini dan tandai konsep-konsep pentingnya sesuai dengan kemampuan yang diharapkan (jika perlu gunakan stabilo)! 3. Kemampuan yang diharapkan dari modul ini tidak hanya sampai tingkatan kognitif pemahaman, tetapi dituntut tingkat yang lebih tinggi, seperti aplikasi, evaluasi ataupun analisis karena itu asahlah selalu kemampuan Anda dengan memperbanyak berlatih soal-soal. 4. Manfaatkanlah peluang pertemuan dengan tutor atau teman sejawat Anda untuk mendiskusikan hal-hal yang kurang Anda pahami ataupun

 PEKI4101/MODUL 2

2.3

menyelesaikan soal-soal yang dianggap sulit karena itu persiapkanlah bahan sebelum Anda melaksanakan tutorial atau diskusi dengan teman sejawat Anda! Selamat belajar, semoga berhasil!

2.4

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 1

Pengenalan Struktur Atom dan Sistem Periodik A. TEORI ATOM DAN PENEMUAN STRUKTUR ATOM Filosof-filosof Yunani merenungkan pertanyaan, Dapatkah suatu materi dibagi secara terus-menerus menjadi bagian lebih kecil dan lebih kecil lagi, atau ada suatu titik yang ketika itu materi tidak dapat dibagi lagi? Kebanyakan filosof, termasuk Plato dan Aristoteles, beranggapan bahwa materi dapat dibagi menjadi bagian yang lebih kecil tanpa suatu batas tertentu. Salah seorang yang tidak sependapat dengan pandangan ini adalah Democritus (460 – 370 S.M). Beliau berargumentasi bahwa materi tersusun dari partikel yang sangat kecil, yang tidak dapat dibagi lagi, yang disebut atom yang berarti tidak dapat dibagi. Pada akhir abad ke-18, dalam rangka mempelajari reaksi kimia secara kuantitatif, ditemukan Hukum Konservasi Massa (Lavoisier, 1774), dan Hukum Perbandingan Tetap (Proust, 1797). Dalam usahanya untuk menerangkan hukum-hukum tersebut, John Dalton (seorang guru di Inggris) pada tahun 1803 mengemukakan hipotesis yang sejalan dengan Democritus, yaitu bahwa materi terdiri dari partikel-partikel kecil yang disebut atom. Menurut Dalton atom adalah bola kaku yang tidak dapat dibagi lagi menjadi partikel yang lebih kecil. Untuk dapat mengetahui lebih jauh apa yang dikemukakan oleh J. Dalton tentang atom, pelajari pernyataannya berikut ini. 1. 2.

3.

4.

Setiap unsur disusun oleh partikel sangat kecil yang disebut atom. Semua atom yang membentuk suatu unsur adalah identik, atomatom dari unsur yang berbeda memiliki sifat-sifat yang berbeda (termasuk berbeda massa). Pada reaksi kimia, atom-atom suatu unsur tidak berubah menjadi jenis atom yang berbeda, artinya atom tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan secara reaksi kimia Senyawa terbentuk jika atom-atom dari beberapa unsur bergabung, Senyawa yang terbentuk selalu memiliki jumlah relatif dan jenis atom yang sama.

 PEKI4101/MODUL 2

2.5

1.

Penemuan Struktur Atom Untuk mengetahui lebih jauh tentang atom, para ahli telah melakukan berbagai percobaan, seperti yang dikemukakan berikut ini. a.

Penemuan sinar katoda (elektron) Pada pertengahan abad 19, para saintis mulai mempelajari sinar yang dihasilkan dari tabung hampir hampa udara (10 -6 atm) yang diberi arus searah bertegangan tinggi (10.000 Volt), dengan menggunakan tabung Crookes. Hasil percobaan memperlihatkan adanya gejala-gejala sinar yang keluar dari elektroda negatif (katoda) menuju elektroda positif (anoda), sinarnya sendiri tidak bisa dilihat dengan mata, tetapi dengan bantuan zat yang dapat berfluoresens maka jejak sinar yang keluar dari katoda dapat terdeteksi. Perhatikan foto percobaan menggunakan tabung Crookes pada Gambar 2.1. berikut.

Gambar 2.1. (a) Dalam tabung katoda, elektron bergerak dari katoda ke anoda. (b) Sinar katoda dibelokkan oleh magnet

Partikel sinar katoda oleh G.J Stoney diberi nama Elektron. Semua hasil observasi menunjukkan bahwa elektron adalah komponen dasar suatu materi yang bermuatan negatif. b. Penemuan sinar terusan Seorang saintis Jerman Eugen Goldstein telah mempelajari lebih jauh eksperimen menggunakan tabung Crookes. Caranya adalah dengan melubangi plat katoda pada tabung Crookes dan mengisi tabung tersebut dengan gas hidrogen bertekanan rendah. Perhatikan skema percobaan yang dilakukannya pada Gambar 2.2 berikut.

2.6

Kimia Dasar 1 

Gambar 2.2. Skema Percobaan yang Dilakukan oleh Goldstein untuk Mempelajari Partikel Positif yang Muncul dalam Tabung Crookes

Dari pengamatan pada Gambar 2.2, ternyata selain sinar katoda ada sinar lain yang dihasilkan dan bergerak menuju katoda, sinar tersebut dinamakan sinar terusan. Lebih lanjut jika gas dalam tabung Crookes diganti dengan gasgas lain, gejala yang sama tetap terjadi, hal ini memperlihatkan bahwa setiap atom unsur mengandung partikel dasar yang bermuatan positif. Untuk hidrogen partikel dari sinar terusan tersebut memiliki jumlah muatan yang sama seperti elektron hanya muatannya berlawanan. Penelitian lebih lanjut menunjukkan bahwa partikel dasar yang bermuatan posotif penyusun atom hidrogen hanya satu dan disebut proton. Sedangkan untuk atom unsur lain jumlah partikel dasar bermuatan positifnya merupakan kelipatan dari proton. 2.

Model Atom Thomson Berdasarkan bukti bahwa atom terbentuk dari partikel yang lebih kecil maka menjadi pemikiran bagaimana penataan partikel-partikel tersebut dalam suatu atom. Untuk hal ini Thomson telah mengemukakan suatu model atomnya, yaitu bahwa atom dipandang terdiri atas sejumlah elektron yang terbenam dalam cairan seperti jeli yang bermuatan positif (Perhatikan model atom Thomson pada Gambar 2.3). Dengan model “roti kismis” ini, Thomson mengajukan bahwa setiap atom memiliki elektron sejumlah bilangan bulat Z yang muatannya tepat berimbang dengan muatan positif seperti jeli itu sehingga atom bermuatan netral.

 PEKI4101/MODUL 2

2.7

Gambar 2.3. Model Atom “roti kismis” Thomson

3.

Model Atom Rutherford (1910) dan Penemuan Neutron Ernest Rutherford pada saat itu masih berpikir dan terus melakukan percobaan untuk menjawab lebih jauh pertanyaan bagaimanakah struktur atom itu? Benarkah model atom yang dikemukakan oleh J.J. Thomson? Percobaan yang dilakukan oleh Hans Geiger dan Ernest Marsden atas saran Rutherford diilustrasikan pada Gambar 2.4.

Gambar 2.4. Percobaan Penembakan Sinar  pada Lempeng Emas

Hasil percobaan penembakan sinar alpha () pada suatu lempeng logam mas yang sangat tipis (sekitar 10-4 – 10-5 cm) di atas menghasilkan temuan sebagai berikut.

2.8

a. b.

Kimia Dasar 1 

Sebagian besar partikel  diteruskan tanpa pembelokan, hal ini berarti bahwa bagian terbesar dari atom adalah ruang kosong. Sebagian kecil partikel  dibelokkan dan dipantulkan, hal ini berarti bahwa dalam atom ada suatu bagian yang memiliki kerapatan sangat tinggi yang bermuatan positif dan menempati ruang yang sangat kecil yang disebut inti.

Berdasarkan percobaan tersebut, Rutherford mengemukakan model atomnya seperti berikut ini. Atom tersusun dari inti sebagai pusat massa atom yang bermuatan positif, dan elektron berputar di sekeliling inti. Seperti yang sudah kita pahami bahwa inti yang paling kecil dan paling sederhana adalah inti atom hidrogen, yang disebut proton. Inti hidrogen mempunyai muatan positif yang besarnya tepat sama dengan muatan elektron, tetapi massanya 1836 kali lebih besar dari massa elektron. Berdasarkan perhitungannya Rutherford juga dapat memperkirakan jumlah muatan inti untuk setiap atom unsur yang ditelitinya. Perhatikanlah data berikut. a. b.

Atom Hidrogen memiliki 1 buah proton, dan massanya = massa 1 proton. Atom Helium memiliki 2 buah proton, dan massanya = 4 kali massa proton.

Jika dalam inti helium hanya terdapat proton, seharusnya massa atom helium 2 kali massa proton. Gejala yang sama, yaitu massa atom hampir dua kali jumlah massa proton, juga terjadi pada unsur-unsur lain. Mengapa fenomena di atas terjadi? Apakah kemungkinan ada partikel lain, selain proton, dalam inti atom? Rutherford pada tahun 1919 menduga ada partikel lain dalam inti atom, yang tidak bermuatan dan massanya hampir sama dengan massa proton. Dugaan Rutherford tersebut baru 12 tahun kemudian dapat dibuktikan oleh James Chadwick. Berdasarkan percobaannya, berupa penembakan logam berilium dan boron oleh partikel , J. Chadwick menemukan adanya suatu partikel yang

2.9

 PEKI4101/MODUL 2

dilepaskan pada proses itu yang sifatnya berbeda dengan partikel , daya tembusnya sangat tinggi dan tidak dipengaruhi oleh medan magnet maupun listrik. Dari fenomena ini J. Chadwick menyimpulkan bahwa: Partikel lain penyusun inti bermuatan netral, dan sesuai dengan sifatnya partikel itu dinamakan Neutron. Massa neutron ini sedikit lebih besar dibandingkan dengan massa proton.

B. ISOTOP, NOMOR ATOM, DAN NOMOR MASSA Apa yang menyebabkan atom suatu unsur berbeda dari atom unsur yang lain? Jawaban pertanyaan ini terfokus pada jumlah proton dalam inti atom. 1. 2.

Semua atom yang membentuk suatu unsur memiliki jumlah proton yang sama. Jumlah proton yang membentuk setiap unsur adalah tertentu dan berbeda dengan unsur lainnya.

Oleh karena suatu atom muatannya netral maka jumlah elektron harus sama dengan jumlah proton. Sebagai contoh, semua atom pada unsur karbon memiliki 6 proton dan 6 elektron. Sebagian besar atom karbon juga memiliki 6 neutron, sebagian lain memiliki jumlah neutron yang lebih banyak, dan sebagian lagi memiliki jumlah neutron yang lebih sedikit. Atom-atom dari suatu unsur yang berbeda jumlah neutronnya, yang berakibat pada nomor massanya, disebut isotop. Lambang

12 6C

atau disingkat

12

C memiliki atom karbon dengan 6 proton dan 6 neutron. Jumlah proton yang disebut nomor atom dituliskan di bagian kiri bawah lambang unsur. Sedangkan sebelah kiri atas lambang unsur disebut nomor massa, yaitu total jumlah proton dan neutron dalam suatu atom. Semua atom dibentuk dari proton, neutron, dan elektron. Sebagai contoh, atom karbon yang memiliki 6 proton dan 8 neutron dituliskan sebagai atom 6) dituliskan di Tabel 2.1.

14

C . Beberapa isotop karbon (nomor

2.10

Kimia Dasar 1 

Tabel 2.1. Beberapa Isotop Karbon Simbol

Jumlah Proton

Jumlah Elektron

Jumlah Neutron

11C

6

6

5

12C

6

6

6

13C

6

6

7

14C

6

6

8

C. PENGENALAN TABEL PERIODIK Beberapa unsur menunjukkan kekuatan yang hampir serupa satu sama lainnya. Sebagai contoh, litium (Li), natrium (Na), dan kalium (K) merupakan logam yang lunak dan sangat reaktif. Unsur-unsur helium (He), neon (Ne), dan argon (Ar) merupakan gas yang sangat tidak reaktif. Jika unsur-unsur diurutkan berdasarkan bertambahnya nomor atom, maupun sifat fisika dan kimianya ditemukan adanya pengulangan, atau keperiodikan. Hal inilah yang menjadi dasar penyusunan suatu tabel periodik unsur. Setelah ditemukannya partikel penyusun atom, ternyata ada hubungan antara jumlah elektron terluar (elektron valensi) dengan kemiripan sifat unsur-unsur. Penentuan jumlah elektron valensi akan dibahas lebih dalam pada Modul 4. Daftar unsur-unsur dalam sistem periodik modern disusun berdasarkan konfigurasi elektron dari atom unsur-unsur. Unsur-unsur dengan jumlah elektron valensi sama diletakkan dalam satu golongan yang sama. Ternyata susunan elektron valensi menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Unsur-unsur dengan jumlah elektron valensi yang sama akan memiliki sifat yang mirip satu sama lain. Struktur dasar sistem periodik modern adalah pengaturan unsur-unsur ke dalam baris dan kolom. Sistem periodik modern memiliki bermacam-macam bentuk, namun yang akan dibicarakan di sini adalah sistem periodik panjang. Sistem periodik panjang terdiri dari: 1. jalur-jalur vertikal (kolom) yang disebut golongan; 2. Jalur-jalur horizontal (deret) yang disebut perioda.

2.11

 PEKI4101/MODUL 2

1.

Golongan Pada sistem periodik yang digunakan di Indonesia, golongan pada sistem periodik diberi nomor dengan angka Romawi diikuti huruf A dan B. Golongan A dinamakan golongan unsur utama, golongan B dinamakan golongan unsur transisi. Sedangkan menurut IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) penomoran golongan menggunakan angka 1 – 18. Unsur-unsur golongan utama terdiri atas 8 golongan, yaitu golongan IA sampai dengan VIIIA dan beberapa di antaranya akan dibahas berikut ini. a.

Golongan IA (Alkali) Golongan IA terdiri dari tujuh macam unsur yang semuanya logam, kecuali hidrogen. Logam alkali memiliki jumlah elektron valensi yang sama yaitu 1 sehingga cenderung untuk membentuk kation yang bermuatan +1. oleh karena kereaktifannya dalam udara maupun uap air, logam alkali harus disimpan dalam cairan yang inert, seperti minyak tanah (kerosin). Beberapa logam golongan alkali dapat dilihat pada Tabel 2.2. Tabel 2.2. Beberapa Unsur Alkali

b.

Lambang Unsur Li

Nama Unsur Litium

Nomor Atom 3

Na K

Natrium Kalium

11 19

Rb

Rubidium

37

Golongan IIA (Alkali tanah) Golongan IIA terdiri dari tujuh macam unsur yang semuanya logam. Logam-logam alkali tanah ini memiliki jumlah elektron valensi yang sama, yaitu 2 sehingga cenderung untuk membentuk kation bermuatan +2. Beberapa logam alkali tanah ditunjukkan pada Tabel 2.3.

2.12

Kimia Dasar 1 

Tabel 2.3. Beberapa Unsur Alkali Tanah Lambang Unsur Be

Nama Unsur Berilium

Nomor Atom 4

Mg Ca

Magnesium Kalsium

12 20

Sr

Stronsium

38

c.

Golongan VIIA (Halogen) Golongan VIIA terdiri dari lima macam unsur, yang semuanya nonlogam. Unsur-unsur halogen ini memiliki jumlah elektron valensi yang sama, yaitu 7 sehingga cenderung membentuk anion bermuatan –1. Beberapa unsur golongan halogen ditunjukkan pada Tabel 2.4. Tabel 2.4. Beberapa Unsur Halogen Lambang Unsur

Nama Unsur

Nomor Atom

F Cl

Flor Klor

9 17

Br I

Brom Iodium

35 53

d.

Golongan VIIIA (Gas Mulia) Golongan VIIIA terdiri dari enam macam unsur, yang semuanya nonlogam. Unsur-unsur gas mulia ini memiliki jumlah elektron valensi yang sama, yaitu 8 sehingga cenderung stabil. Beberapa unsur golongan gas mulia ditunjukkan pada Tabel 2.5. Tabel 2.5. Beberapa Unsur Gas Mulia Lambang Unsur

Nama unsur

Nomor Atom

He Ne

Helium Neon

2 10

Ar Kr

Argon Kripton

18 36

2.13

 PEKI4101/MODUL 2

2.

Periode Deretan unsur-unsur pada baris mendatar dalam sistem periodik disebut periode. Penentuan nomor periode dalam sistem periodik sesuai dengan jumlah kulit menurut konfigurasi elektronnya (dibahas pada Modul 4). Perhatikan tabel periodik modern pada Gambar 2.5 berikut.

Gambar 2.5. Tabel Periodik Modern

Periode pertama hanya mengandung 2 unsur, yaitu hidrogen dan helium. Periode kedua berisi 8 unsur, yaitu mulai unsur litium sampai neon. Periode ketiga juga mengandung 8 unsur, yaitu mulai unsur natrium sampai argon. Periode keempat mengandung 18 unsur, yaitu mulai unsur kalium sampai kripton. Periode kelima juga mengandung 18 unsur. Periode keenam terdiri atas 32 unsur, tetapi mengingat barisnya terlalu panjang maka hanya 18 unsur ditempatkan pada periode ini. Unsur dengan nomor atom 58 sampai dengan 71 ditempatkan di bagian bawah sistem periodik karena sifatnya mirip dengan lantanium maka unsur-unsur ini disebut unsur lantanida. Pemisahan serupa juga diberlakukan pada unsur-unsur dengan nomor atom 90 sampai dengan 103 yang terdapat pada periode ketujuh. Kelompok unsur ini disebut unsur Aktinida. Selain itu dari kiri ke kanan unsur-unsur dalam satu periode berubah sifatnya dari logam, kemudian metaloid, dan non-logam.

2.14

Kimia Dasar 1 

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Jelaskan percobaan-percobaan yang menghasilkan penemuan jenis dan sifat partikel-partikel atom (elektron, proton, dan neutron)! 2) a) Apa yang dimaksud dengan isotop unsur? b) Jelaskan perbedaan antara nomor atom dan nomor massa! 3) Tentukan jumlah proton, elektron dan neutron dari unsur-unsur dengan lambang berikut: 112

Sn 50

40

Ar 18

112

Fe 52

59

Cu 29

28

Si 14

4) Tentukan unsur-unsur pada nomor 3), apakah termasuk logam, nonlogam atau metaloid. Petunjuk Jawaban Latihan 1) Untuk elektron baca kembali percobaan yang menggunakan tabung Crookes, untuk proton baca kembali percobaan Goldstein dan untuk neutron baca percobaan James Chadwick. 2) Pelajari bahasan pada bagian B (isotop, nomor atom, dan nomor massa). 3) Pelajari contoh data pada Tabel 2.1 (beberapa isotop karbon). 4) Unsur-unsur blok logam dalam sistem periodik berada di bagian kiri, metaloid di antara logam dan non-logam, sedangkan non-logam di sebelah kanan.

R A NG KU M AN 1.

2.

Partikel penyusun atom adalah proton yang bermuatan positif, elektron yang bermuatan negatif, serta neutron yang tidak bermuatan. Isotop adalah unsur-unsur yang memiliki jumlah proton sama, tetapi jumlah neuton berbeda.

2.15

 PEKI4101/MODUL 2

3.

4.

Jumlah proton pada atom suatu unsur ditunjukkan dengan nomor atom, sedangkan jumlah proton dan neutron ditunjukkan dengan nomor massa. Pada sistem periodik modern, unsur-unsur yang merupakan logam diletakkan di bagian kiri, metaloid di bagian tengah, dan non-logam di bagian kanan. TES F OR M AT IF 1 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Pada percobaan penembakan lempeng emas yang sangat tipis oleh sinar , ditemukan adanya sebagian kecil partikel  yang dipantulkan, hal ini menunjukkan bahwa dalam atom terdapat .... A. ruangan kosong B. elektron yang berada di dalam inti C. pusat massa yang bermuatan positif D. inti yang menempati ruang paling besar 2) Pernyataan yang benar dari suatu atom dengan lambang

123 58 X

, yaitu atom

X memiliki 58 proton .... A. 81 neutron, dan 58 elektron B. 139 neutron, dan 81 elektron C. 81 neutron, dan 81 elektron D. 81 neutron, dan 139 elektron 3) Isotop-isotop suatu unsur mempunyai sifat yang sama, tetapi berbeda dalam hal jumlah .... A. proton dalam inti B. elektron dan proton C. elektron valensi D. neutron dalam inti 4) Dari unsur-unsur dengan lambang atom merupakan isotop adalah .... A. A dan B B. B dan C C. C dan D D. B dan D

15 15 16 16 6 A; 7 B; 8 C; 7 D ,

yang

2.16

Kimia Dasar 1 

5) Hasil percobaan yang menggunakan tabung Crookes di antaranya .... A. massa atom terpusat pada inti atom yang sangat kecil B. sinar katoda adalah berkas ion yang bermuatan negatif C. partikel  adalah inti atom He D. sebagian besar volume atom merupakan ruangan kosong 6) Berikut ini yang termasuk unsur metaloid adalah .... A. kalium B. magnesium C. astatin D. arsen 7) Nomor massa suatu unsur yang tercantum dalam tabel periodik umumnya bukan merupakan bilangan bulat, hal ini karena .... A. jumlah proton dan jumlah neutron tidak sama B. massa elektron jauh lebih kecil dari massa proton C. jumlah elektron dan jumlah neutron sama D. atom unsur umumnya berada dalam beberapa isotop 8) Unsur-unsur dengan lambang P, Q, R, S, T, U, V, dan W merupakan unsur yang terletak dalam satu periode (yang hanya terdiri dari 8 buah unsur) dan disusun berdasarkan kebalikan nomor atomnya. Pernyataan berikut benar, kecuali .... A. P merupakan unsur yang paling bersifat logam B. W merupakan unsur gas mulia C. U dan V merupakan unsur non-logam D. Q merupakan unsur metaloid 9) Deretan unsur: V, W, X, Y, dan Z terletak dalam golongan IA dan tersusun menurut kenaikan nomor atom. Pernyataan berikut benar, kecuali .... A. jumlah elektron valensi unsur-unsur tersebut adalah satu B. biasanya disimpan dalam minyak tanah C. cenderung bermuatan -1 D. umumnya merupakan unsur logam 10) Berdasarkan teori atom yang dikemukakan oleh John Dalton, pernyataan berikut yang benar adalah .... A. pada reaksi kimia, atom suatu unsur tidak berubah menjadi jenis atom yang berbeda B. atom merupakan partikel penyusun unsur yang masih memiliki partikel lain yang lebih kecil

2.17

 PEKI4101/MODUL 2

C. senyawa terbentuk jika atom-atom unsur yang sama bergabung D. satu atom dapat diubah menjadi atom yang lain Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang belum dikuasai.

2.18

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 2

Molekul dan Ion A. MOLEKUL DAN SENYAWA MOLEKULAR Kita sudah mempelajari bahwa atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur. Kenyataannya, hanya unsur-unsur gas mulia yang ditemukan dalam keadaan bebas di alam. Sebagian besar materi terdiri dari molekul dan ion, keduanya dibentuk dari atom-atom. 1.

Molekul dan Rumus Kimia Beberapa unsur ditemukan di alam dalam bentuk molekuler, berupa dua atau lebih jenis atom yang sama yang terikat satu sama lainnya. Sebagai contoh, oksigen yang biasanya ditemukan di udara merupakan molekul yang mengandung dua atom oksigen. Kita menuliskan bentuk molekular dari oksigen dengan rumus kimia O2. Angka dua pada rumus tersebut menunjukkan bahwa dua atom oksigen ada pada tiap molekul. Molekul yang dibentuk dari dua atom disebut molekul diatomik. Oksigen juga berada dalam bentuk molekular lain yang dikenal sebagai ozon. Molekul ozon terdiri dari tiga atom oksigen sehingga rumus kimianya O3. Walaupun oksigen (O2) dan ozon keduanya hanya dibentuk dari atom-atom oksigen, tetapi sifat fisika dan kimianya sangat berbeda. Sebagai contoh, O2 adalah zat yang esensial untuk kehidupan, tetapi O3 adalah racun, O2 tidak berbau, sedangkan O3 berbau tajam. Unsur-unsur yang biasanya berupa molekul diatomik adalah hidrogen, oksigen, nitrogen dan halogen, sedangkan unsur berbentuk poliatomik misalnya belerang dan fosfor. Rumus kimia dari unsur-unsur tersebut dapat dilihat pada Tabel 2.6 berikut.

2.19

 PEKI4101/MODUL 2

Tabel 2.6. Rumus Kimia dari Unsur-unsur Diatomik dan Poliatomik Nama Unsur Oksigen Hidrogen Klor Fluor Iod Nitrogen Fosfor Belerang

Rumus Kimia O2 H2 Cl2 F2 I2 N2 P4 S8

Senyawa yang terbentuk dari molekul-molekul disebut senyawa molekular, dan mengandung lebih dari satu jenis atom. Sebagai contoh, satu molekul air mengandung 2 atom hidrogen dan 1 atom oksigen, ditulis dengan rumus kimia H2O. Senyawa lain yang mengandung unsur-unsur yang sama (perbandingan relatifnya berbeda) adalah hidrogen peroksida, H 2O2. Sifat kedua senyawa tersebut sangat berbeda. Beberapa molekul yang umum, ditunjukkan pada Gambar 2.6. Kebanyakan senyawa molekular hanya mengandung unsur-unsur non-logam.

Gambar 2.6. Penggambaran Beberapa Molekul Sederhana

2.

Rumus Empiris dan Rumus Molekul Rumus kimia yang menunjukkan jenis atom dan jumlahnya dalam suatu molekul disebut rumus molekul. Sedangkan rumus kimia yang hanya menunjukkan jumlah relatif dari setiap jenis atom dalam suatu molekul

2.20

Kimia Dasar 1 

disebut rumus empiris. Subskrip (tik bawah) dalam rumus empiris selalu merupakan perbandingan jumlah bilangan bulat paling kecil. Sebagai contoh, rumus molekular untuk hidrogen peroksida, H2O2, rumus empirisnya HO. Rumus molekular untuk etilen adalah C2H4, rumus empirisnya CH2. Untuk beberapa senyawa rumus molekular dan rumus empirisnya identik, sebagai contoh air, H2O. a. b.

Rumus molekul suatu zat menjelaskan jenis dan jumlah atom dalam satu molekul zat itu. Rumus yang menunjukkan jenis dan perbandingan jumlah atom relatif yang ada di dalam suatu senyawa dinyatakan dengan rumus empiris.

Pada Tabel 2.7 berikut diberikan beberapa rumus molekul dan rumus empiris beberapa zat. Tabel 2.7. Rumus Molekul dan Rumus Empiris beberapa Zat Nama Senyawa

Rumus Molekul

Rumus Empiris

H2O CO2

H2O CO2

C6H12O6 C4H10

CH2O C2H5

CH3COOH

CH2O

Air Karbon dioksida Glukosa Butana Asam cuka

Rumus molekul mengandung informasi yang lebih banyak tentang molekul dari pada rumus empirisnya. Jika kita mengetahui rumus molekular suatu senyawa maka kita dapat menentukan rumus empirisnya. Sebaliknya jika kita mengetahui rumus empiris suatu senyawa kita tidak dapat langsung mengetahui rumus molekulnya tanpa ada informasi tambahan. Pembahasan tentang hal ini lebih lanjut akan dipelajari pada Modul 3. B. ION DAN SENYAWA IONIS Inti dalam suatu atom tidak mengalami perubahan dengan proses kimia biasa, tetapi atom-atom dapat mengalami peningkatan dan pengurangan jumlah elektron. Jika elektron dikeluarkan atau ditambahkan ke suatu atom

 PEKI4101/MODUL 2

2.21

netral, suatu partikel yang bermuatan yang disebut ion akan terbentuk. Ion yang bermuatan positif disebut kation, sedangkan ion yang bermuatan negatif disebut anion. Sebagai contoh, atom natrium yang memiliki 11 proton dan 11 elektron, dengan mudah kehilangan 1 elektron menghasilkan kation yang memiliki 11 proton dan 10 elektron sehingga muatannya +1 sehingga ditulis sebagai Na+, sedangkan klor yang memiliki 17 proton dan 17 elektron cenderung menerima 1 elektron sehingga membentuk ion Cl-. Muatan suatu ion dituliskan sebagai superskrip (tik atas): +, 2+ dan 3+ yang berarti muatan yang dihasilkan dari kehilangan 1, 2 dan 3 elektron. Superskrip -, 2- dan 3menunjukkan muatan yang dihasilkan dari bertambahnya 1, 2, dan 3 elektron. Umumnya, atom logam cenderung untuk kehilangan elektron membentuk kation, sedangkan atom non-logam cenderung untuk menambah elektron membentuk anion. Selain ion sederhana seperti Na+ dan Cl-, ada juga ion poliatomik seperti NO3- (ion nitrat) dan SO42 - (ion sulfat). Ion-ion ini mengandung atom-atom yang bergabung seperti dalam suatu molekul, tetapi bermuatan. Contohcontoh ion poliatomik akan dibahas di Kegiatan Belajar 3 modul ini. 1.

Cara Memprediksi Muatan Ion Kebanyakan atom melepas atau menarik elektron untuk menghasilkan jumlah elektron yang sama seperti jumlah elektron pada unsur-unsur gas mulia. Unsur gas mulia bersifat sangat tidak reaktif dan hanya membentuk sedikit sekali senyawa. Hal ini diduga akibat susunan elektronnya yang sangat stabil sehingga untuk mencapai kestabilan, seperti gas mulia, unsurunsur lain akan melepaskan atau menarik elektron agar susunan elektronnya seperti gas mulia. Sebagai contoh, atom natrium kehilangan 1 elektron untuk membentuk susunan elektron seperti atom neon (unsur gas mulia yang kedudukannya paling dekat dengan natrium), sedangkan atom klor menambah 1 elektron untuk membentuk susunan elektron seperti atom argon (unsur gas mulia yang kedudukannya paling dekat dengan klor). Penggunaan tabel periodik adalah cara yang paling mudah untuk mengingat muatan suatu ion, khususnya unsur-unsur yang ada di sebelah kiri dan kanan tabel. Seperti ditunjukkan pada gambar 2.7., pada sisi kiri sebagai contoh unsur-unsur golongan IA (logam alkali) membentuk ion 1+, dan unsur-unsur golongan IIA (alkali tanah) membentuk ion 2+. Pada sisi lain

2.22

Kimia Dasar 1 

dari tabel periodik, unsur-unsur golongan VIIA (halogen) membentuk ion 1-, dan unsur-unsur golongan VIA membentuk ion 2-.

Gambar 2.7. Muatan beberapa Ion yang Umum Ditemukan dalam Senyawa Ionis

2.

Senyawa ionis Ion-ion yang terbentuk dari proses pelepasan atau penerimaan elektron membentuk kation dan anion akan berinteraksi satu sama lainnya membentuk suatu senyawa ionis. Jadi, suatu senyawa ionis adalah senyawa yang mengandung ion-ion yang bermuatan positif dan negatif. Secara umum kation adalah ion logam, sedangkan anion adalah ion nonlogam sehingga senyawa ionik umumnya merupakan gabungan logam dan non-logam Senyawa kimia selalu bermuatan netral sehingga ion-ion dalam suatu senyawa ionik selalu memiliki perbandingan muatan positif total yang sama dengan muatan negatif total. Jadi ion Na+ bergabung dengan ion Clmembentuk NaCl, satu ion Ba2+ bergabung dengan dua ion Cl- membentuk BaCl2, dan tiga ion Mg2+ bergabung dengan dua ion N3+ membentuk Mg3N2. Total muatan positif dan muatan negatif dalam molekul yang netral harus sama.

2.23

 PEKI4101/MODUL 2

Tabel 2.8. Beberapa Contoh Senyawa Ionis Kation Fe2+

Anion S2

Rumus Kimia FeS

Fe3+ Hg+

S2O2-

Fe2S3, Hg2O

Hg2+ Cu2+

O2Cl-

HgO CuCl2

Fe2+

2SO 4

FeSO4

Fe2+

3PO 4

Fe3(PO4)2

Cu2+

NO 3

Cu(NO3)2

Na+

CO 3

Na2CO3

Mg2+

3PO 4

Mg3(PO4)2

2-

Seperti tampak pada Tabel 2.8 jika muatan kation dan anion tidak sama maka muatan dari ion lawan menjadi subskrip ion yang lain, contoh:

Fe2+

dengan PO43- membentuk Fe3(PO4)2

Subskrip dari PO4 adalah 2 karena ion lawannya yaitu Fe bermuatan 2+, sedangkan subskrip dari Fe adalah 3 karena ion lawannya, yaitu PO4 bermuatan 3-.

2.24

Kimia Dasar 1 

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Jelaskan persamaan dan perbedaan dari rumus empiris dan rumus molekul! 2) Tentukan jumlah proton dan elektron dari ion berikut: a) Ba2+ b) Se2c) Cu2+ d) Ag+ e) I3) Tuliskan bentuk ion yang umum dibentuk oleh unsur: a) kalium b) besi c) belerang d) brom e) antimon 4) Ramalkan senyawa berikut, apakah termasuk senyawa molekular atau senyawa ionik! a) PCl3 b) AlF3 c) OF2 d)CaF2 e) SeO2 5) Tuliskan rumus senyawa yang disusun dari pasangan ion berikut: a) Fe2+ dan HPO42d) Cu2+ dan C2H3O2+ 3b) K dan N e) Ba2+ dan SO322+ c) Ni dan NO3 Petunjuk Jawaban Latihan 1) Pelajari Tabel 2.7 tentang rumus molekul dan rumus empiris beberapa zat. 2) Lihat nomor atom pada sistem periodik, nomor atom menunjukkan jumlah proton dan elektron pada atom netral, ion yang bermuatan positif menunjukkan kehilangan elektron, sedangkan ion bermuatan positif menunjukkan penerimaan elektron. 3) Muatan ion dapat diprediksi dari kedudukan golongan unsur tersebut dalam sistem periodik. 4) Senyawa molekular umumnya dibentuk oleh gabungan unsur-unsur nonlogam. 5) Muatan suatu senyawa adalah netral, jadi besarnya muatan kation harus sebanding dengan muatan anionnya.

2.25

 PEKI4101/MODUL 2

R A NG KU M AN 1.

2.

3. 4.

5.

Rumus empiris menunjukkan jenis dan perbandingan terkecil jumlah atom relatif yang menyusun suatu molekul senyawa, sedangkan rumus molekul menunjukkan jenis dan jumlah atom yang menyusun suatu molekul senyawa. Umumnya atom-atom unsur logam membentuk kation dengan melepaskan sebagian elektronnya, sedangkan unsur non-logam membentuk anion dengan cara menerima elektron dari atom lain. Unsur golongan alkali cenderung bermuatan 1+, golongan alkali tanah bermuatan 2+, golongan oksigen 2-, dan golongan halogen 1-. Senyawa molekular umumnya dibentuk oleh molekul yang mengandung gabungan unsur-unsur non-logam, sedangkan senyawa ionis umumnya dibentuk oleh gabungan kation dan anion. Muatan kation dan anion yang membentuk suatu senyawa ionis harus seimbang sehingga senyawa tersebut bermuatan netral. TES F OR M AT IF 2 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Diketahui unsur-unsur dan golongannya adalah sebagai berikut. Unsur Golongan

V VIA

W VIIA

X IA

Y VIA

Z IA

Pasangan unsur yang dapat membentuk ikatan ion adalah .... A. W dan Y B. X dan Z C. W dan Z D. V dan Y 2) Di antara kelompok senyawa berikut ini, yang seluruh anggotanya merupakan senyawa molekular adalah .... A. NaCl, KBr, NH3 B. CaCl2, H2O, NaCl C. H2O, NH3, HCl D. NaCl, NH3, HCl

2.26

Kimia Dasar 1 

3) Unsur X termasuk golongan VA, unsur Y termasuk golongan IA. Senyawa yang dapat terbentuk dari unsur-unsur tersebut adalah .... A. YX3 B. X2Y C. X2Y3 D. Y3X 4) Jika unsur X termasuk golongan VA dan unsur Y golongan VIIA maka senyawa molekular yang kemungkinan terbentuk adalah .... A. XY3 B. X5Y C. YX3 D. YX5 5) Untuk mencapai susunan elektron gas mulia, unsur yang cenderung untuk melepaskan elektronnya adalah .... A. 1H B. 12Mg C. 6C D. 16S 6) Rumus kimia yang menunjukkan perbandingan sebenarnya dari jumlah atom dalam suatu molekul senyawa adalah .... A. rumus empiris B. rumus struktur C. rumus zat D. rumus molekul 7) Rumus kimia berikut ini yang termasuk rumus empiris adalah .... A. C6H12O6 B. C3H8O C. C3H6 D. H2O2 8) Berikut ini yang bukan termasuk unsur diatomik/poliatomik adalah .... A. belerang B. fosfor C. oksigen D. karbon

2.27

 PEKI4101/MODUL 2

9) Berikut ini adalah beberapa contoh kation dan anion. Kation

Anion

Be2+ NH4+

SO42NO3-

Al3+ Na+

PO43HPO42-

senyawa ionik yang benar dari kation dan anion tersebut adalah …. A. Be2(PO4)3 B. (NH4)2SO4 C. Al3NO3 D. NaHPO4 10) Suatu unsur non-logam X golongan VA dapat membentuk senyawa ionik dengan cara .... A. menerima elektron membentuk ion X5B. melepaskan elektron membentuk ion X5+ C. menerima elektron membentuk ion X3D. melepaskan elektron membentuk ion X3+ Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum dikuasai.

2.28

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 3

Tata Nama Senyawa Organik

U

ntuk mengetahui informasi tentang suatu zat, kita harus mengetahui rumus dan nama kimia zat tersebut. Nama dan rumus suatu senyawa mengikuti aturan tertentu, untuk memudahkannya sistem tata nama senyawa kimia telah dikembangkan oleh International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) dengan ketentuan seperti yang akan dibahas pada kegiatan belajar ini, tetapi untuk sedikit mengenal cara penamaan lainnya pada kegiatan belajar 3 ini juga akan disinggung cara penamaan yang umum digunakan. Sekarang ini sudah dikenal lebih dari 10 juta zat kimia. Walaupun beberapa zat yang penting telah dikenal namanya sejak lama, seperti air untuk H2O, dan amonia untuk NH3, tetapi untuk sebagian besar zat, kita membutuhkan aturan penamaan yang sistematis serta bersifat informatif dan unik untuk tiap zat didasarkan pada komposisinya. Aturan tata nama senyawa kimia didasarkan pada pembagian zat dalam kategori yang berbeda. Umumnya pembagian tersebut menjadi senyawa organik dan anorganik. Pada kegiatan belajar 3 ini hanya akan dibahas tata nama senyawa anorganik A. RUMUS DAN NAMA SENYAWA IONIK Seperti sudah dipelajari dalam Kegiatan Belajar 2, senyawa ionik biasanya terdiri dari gabungan logam dalam bentuk ion positif dan non-logam dalam bentuk ion negatif. Jadi, sebelum penamaan senyawa ionisnya kita bahas dulu penamaan ion positif dan negatifnya. 1. a.

b.

Ion Positif (Kation) Kation yang terbentuk dari atom logam memiliki nama yang sama, seperti logamnya. Sebagai contoh Na+ ion natrium, Zn2+ ion seng, Al3+ ion alumunium. Jika suatu logam dapat membentuk kation dengan muatan yang berbeda, muatan positifnya ditunjukkan dengan angka Romawi di dalam tanda kurung (tidak dipisahkan dari nama logamnya). Sebagai contoh:

2.29

 PEKI4101/MODUL 2

Fe2+ ion besi(II) Cu+ ion tembaga(I)

Fe3+ ion besi(III) Cu2+ ion tembaga(II)

Ion-ion dengan muatan yang berbeda menghasilkan sifat yang berbeda, misalnya warnanya berbeda. Umumnya logam-logam yang memiliki muatan lebih dari satu jenis adalah logam golongan transisi (golongan IIIB sampai IIB dalam tabel periodik). Ion-ion logam yang umumnya tidak memiliki muatan yang bervariasi adalah ion-ion golongan IA (Li+, Na+, K+, dan Cs+), golongan IIA (Mg2+, Ca2+, Sr2+, dan Ba2+), Al3+ (golongan IIIA), dan dua buah ion logam transisi: Ag+ (golongan IB) dan Zn2+ (golongan IIB), muatan dari ion-ion ini tidak disebutkan secara eksplisit pada penamaannya. Suatu metode lain yang masih umum digunakan untuk menandai dua buah ion yang muatannya berbeda adalah dengan penambahan akhiran o (untuk muatan ion yang lebih kecil) dan penambahan akhiran i (untuk muatan ion yang lebih besar) pada nama unsur latinnya. Sebagai contoh: Fe2+ ion ferro Fe3+ ion ferri + Cu ion kupro Cu2+ ion kupri c.

Kation yang terbentuk dari atom-atom non-logam memiliki nama yang diakhiri dengan ium. Sebagai contoh: NH4+ ion amonium H3O+ ion hidronium Kedua ion di atas merupakan ion poliatomik non-logam yang bermuatan positif. Beberapa nama dan rumus beberapa kation yang umum, ditunjukkan pada Tabel 2.9 berikut. Tabel 2.9. Kation-kation Umum

Kation Monoatonak Muatan 1+

Rumus H+ Li+ Na+ K+ Cs+ Ag+

Nama Ion hidrogen Ion litium Ion natrium Ion kalium Ion sesium Ion perak

Kation Poliatomik dan yang Memiliki Muatan Lebih dari Satu Macam Rumus Nama NH4+ Ion amonium Cu+ Ion tembaga (I) atau ion kupro

2.30

Kimia Dasar 1 

Kation Monoatonak Muatan 2+

3+

Rumus Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ Zn2+ Cd2+

Nama Ion magnesium Ion kalsium Ion stronsium Ion barium Ion seng Ion kadmium

Al3+

Ion alumunium

Kation Poliatomik dan yang Memiliki Muatan Lebih dari Satu Macam Rumus Nama Co2+ Ion kobal (II) atau ion kobalto Cu2+ Ion tembaga (II) atau ion kupri Fe2+ Ion besi (II) atau ion ferro Mn2+ Ion mangan (II) atau ion Hg22+ mangano Hg2+ Ion raksa (I) atau ion merkuro Ni2+ Ion raksa (II) atau ion merkuri Pb2+ Ion nikel (II) atau ion nikelo Sn2+ Ion timbal (II) atau ion plumbo Ion timah (II) atau ion stano Cr3+ Ion krom (III) atau ion kromi Fe3+ Ion besi (III) atau ion ferri

Catatan: Ion Hg22+ merupakan ion logam yang bukan monoatomik

2. a.

Ion Negatif (Anion) Anion monoatomik, cara penamaannya dengan menghilangkan akhiran dari nama unsurnya dan menambahkan akhiran -ida. Sebagai contoh: H- ion hidrida O2- ion oksida N3- ion nitrida Beberapa anion poliatomik sederhana juga diberi nama dengan akhiran ida. Sebagai contoh: OH- ion hidroksida CN- ion sianida O22- ion peroksida

b.

Anion poliatomik yang mengandung oksigen, disebut oksianion, cara penamaannya dengan memberikan akhiran at dan it. Akhiran –at digunakan untuk oksianion yang paling umum. Akhiran –it digunakan untuk oksianion yang muatannya sama dengan yang berakhiran at tetapi kekurangan satu atom O. Sebagai contoh: NO3- ion nitrat NO2- ion nitrit 2SO4 ion sulfat SO32- ion sulfit Awalan digunakan jika sederetan oksianion dari suatu unsur memiliki empat jenis, seperti untuk unsur-unsur halogen. Awalan per menunjukkan kelebihan satu buah atom O dari pada oksianion yang berakhiran –at, sedangkan awalan hipo menunjukkan kekurangan satu buah atom O dari pada oksoanion yang berakhiran –it. Sebagai contoh: ClO4- ion perklorat ClO3- ion klorat ClO2- ion klorit

2.31

 PEKI4101/MODUL 2

c.

ClO- ion hipoklorit Anion yang diturunkan dengan cara penambahan H+ ke oksianion, diberi nama dengan cara penambahan awalan hidrogen atau dihidrogen. Sebagai contoh: CO32- ion karbonat HCO3- ion hidrogen karbonat 3PO4 ion fosfat H2PO4- ion dihidrogen fosfat Ingat bahwa tiap penambahan H+ akan mengurangi muatan negatifnya sebanyak satu satuan. Metode yang lain untuk penamaan ion-ion seperti ini adalah dengan penambahan awalan bi-, jadi ion HCO3- umumnya disebut ion bikarbonat, dan HSO4- disebut ion bisulfat.

Nama dan rumus anion yang umum, ditunjukkan pada Tabel 2.10 berikut. Tabel 2.10. Anion-anion yang Umum Anion berakhiran -ida Muatan

Rumus

1-

HFClBrICNOHO2O22S2-

Ion hidrida Ion fluorida Ion klorida Ion bromida Ion iodida Ion sianida Ion hidroksida Ion oksida Ion peroksida Ion sulfida

N3-

Ion nitrida

2-

3-

Nama

Anion berakhiran -at Rumus

Nama

C2H3O2ClO3ClO4NO3MnO4-

Ion asetat Ion klorat Ion perklorat Ion nitrat Ion permanganat

CO32CrO42Cr2O72SO42-

Ion karbonat Ion kromat Ion dikromat Ion sulfat

PO43-

Ion fosfat

Catatan: a. C2H3O2 adalah anion senyawa organik tetapi sering digabungkan dengan kation anorganik. b. Rumus ion-ion dengan akhiran –it dapat diturunkan dari yang berakhiran –at dengan menghilangkan satu buah atom O.

2.32

Kimia Dasar 1 

3.

Senyawa Ionik Cara penamaan senyawa ionik adalah dengan menyebutkan nama kationnya diikuti dengan nama anionnya. Sebagai contoh: BaBr2 Barium bromida Al(NO3)3 Alumunium nitrat Cu(ClO4)2 Tembaga(II) perklorat atau kupri perklorat B. RUMUS DAN NAMA ASAM Asam adalah kelompok senyawa yang penting yang umumnya mengandung hidrogen dan diberi nama khusus. Untuk pembahasan kali ini, suatu asam didefinisikan sebagai suatu zat berbentuk molekul yang menghasilkan ion H+ jika dilarutkan dalam air. Jadi rumus kimia untuk suatu asam yang dibahas pada bagian ini selalu diawali dengan H, contohnya HCl dan H2SO4. Kita dapat menganggap bahwa suatu asam adalah suatu anion yang dihubungkan dengan sejumlah tertentu ion H+ supaya muatan totalnya netral. Jadi ion SO42- memerlukan dua ion H+, membentuk H2SO4. Adapun tata nama suatu asam adalah sebagai berikut. 1. Asam yang dibentuk dari anion yang berakhiran –ida, cara pemberian namanya dengan memberikan awalan hidro- dan akhiran –ida. Sebagai contoh: HCl Asam hidroklorida H2S Asam hidrosulfida Catatan: Dalam bentuk senyawa murninya (tidak dilarutkan dalam air), cara penamaanya adalah: hidrogen -ida. Contoh: HCl hidrogen klorida H2S hidrogen sulfida 2.

Asam yang dibentuk dari anion yang berakhiran –at atau –it, cara pemberian namanya dengan memberikan akhiran –at atau –it. Sebagai contoh: HClO Asam hipoklorit HClO2 Asam klorit HClO3 Asam klorat

2.33

 PEKI4101/MODUL 2

HClO4 Asam perklorat Cara penamaan suatu asam dihubungkan dengan anionnya diringkas dalam Gambar 2.7. Anion

Asam

ida (klorida, Cl-)

at (perklorat, ClO4-) (klorat, ClO3-)

it (klorit, ClO2 -) (hipoklorit, ClO-)

+ ion H+

+ ion H+

+ ion H+

Asam hidro ida (asam hidroklorida, HCl) Asam at (asam perklorat, HClO4) (asam klorat, HClO3)

Asam it (Asam klorit, ClO2-) (Asam hipoklorit, ClO-)

Gambar 2.7. Hubungan Nama Anion dan Asamnya

C. RUMUS DAN NAMA SENYAWA MOLEKULAR BINER Senyawa yang dibentuk oleh dua unsur disebut senyawa biner. Cara penamaan senyawa molekular biner adalah sebagai berikut. 1. Nama unsur yang paling kiri dalam tabel periodik biasanya ditulis pertama. 2. Jika kedua unsur berada pada golongan yang sama dalam tabel periodik, unsur yang lebih bawah ditulis pertama. 3. Nama unsur yang kedua diberi akhiran –ida. 4. Awalan (bahasa Yunani) digunakan untuk menandai jumlah atom tiap unsur, seperti ditunjukkan pada tabel 2.11. Awalan mono- tidak pernah digunakan untuk unsur pertama. Jika awalan berakhir dengan huruf a atau o dan nama anionnya dimulai dengan huruf vokal maka a atau o dihilangkan. Sebagai contoh: Cl2O Dikloromonoksida (bukan dikloromonooksida); N2O4 Dinitrogentetroksida (bukan dinitrogentetraoksida); NF3 Nitrogentriflorida (bukan mononitrogentriflorida); P4S10 Tetrafosfordekasulfida.

2.34

Kimia Dasar 1 

Tabel 2.11. Awalan pada Senyawa biner non-logam-non-logam Awalan Arti

Mono 1

Di 2

Tri 3

Tetra 4

Penta 5

Heksa 6

Hepta 7

Okta 8

Nona 9

Deka 10

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Tuliskan rumus kimia untuk senyawa berikut: a) kalsium karbonat f) natrium bromida b) raksa(I) klorida g) karbon monoksida c) fosfor pentoksida h) kalium dihidrofosfat d) tembaga(II) sulfat i) asam hidroiodida e) belerang trioksida j) silikondioksida 2) Sebutkan nama senyawa dari rumus kimia berikut: a) HNO3 f) Na2CO3 b) NH4ClO4 g) NaH c) Al2O3 h) Na2HPO4 d) Mg3N2 i) H2S e) HF j) PCl3 Petunjuk Jawaban Latihan 1) Lihat tata cara penamaan senyawa: a) ionik f) b) ionik g) c) molekular biner h) d) ionik i) e) molekular biner j) 2) Lihat tata cara penamaan senyawa: a) asam oksianion f) b) ionik g) c) ionik h) d) ionik i) e) asam biner j)

ionik molekular biner ionik dengan tambahan H+ ke anion asam biner molekular biner ionik ionik ionik dengan tambahan H+ ke anion asam biner molekular biner

 PEKI4101/MODUL 2

2.35

R A NG KU M AN 1. 2.

3.

Cara penamaan senyawa ionik adalah dengan menyebutkan terlebih dahulu kationnya kemudian diikuti dengan anionnya. Cara penamaan asam hampir sama dengan senyawa ionik, tinggal menambahkan awalan asam untuk mengganti kationnya, dan awalan hidrogen untuk senyawa murni yang mengandung H. Senyawa molekular biner diberi nama dengan cara menyebutkan lebih dahulu nama unsur yang berada lebih kiri atau lebih bawah (dalam sistem periodik) diikuti unsur kedua yang diberi akhiran ida TES F OR M AT IF 3 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Nama yang tidak sesuai dengan aturan tata nama IUPAC adalah .... A. CuSO4, tembaga(II) sulfat B. Fe2O3, besi(III) oksida C. Na2O, dinatrium oksida D. SO2, belerang dioksida 2) Nama dari senyawa ionik As2S3 adalah .... A. arsen disulfida B. arsen (II) sulfida C. arsen (III) sulfida D. diarsen trisulfida 3) Senyawa dengan rumus NH4ClO4 mempunyai nama .... A. amonium hipoklorit B. amonium perklorat C. amonium klorat D. amonium klorit 4) Rumus kimia yang benar untuk senyawa kalium hidrogenfosfat adalah .... A. K3PO4 B. K2HPO4 C. KH2PO4 D. K2H2PO4

2.36

Kimia Dasar 1 

5) Rumus kimia dari asam silikat adalah .... A. HSiO3 B. H2SiO4 C. H3SiO4 D. H2SiO3 6) Senyawa diklor pentoksida memiliki rumus molekul .... A. Cl2O5 B. Cl5O2 C. Cl2O D. ClO2 7) Senyawa dengan rumus Hg2Cl2 mempunyai nama .... A. raksa (II) klorida B. raksa (I) klorida C. raksa diklorida D. raksa (II) diklorida 8) Rumus kimia dari asam aluminat adalah .... A. HAlO4 B. H3AlO4 C. H3AlO3 D. H2AlO3 9) Berikut ini pasangan yang benar antara rumus kimia dan namanya adalah .... A. SnCl2, timah diklorida B. FeCl3, besi(III) klorida C. P2O5, difosfor pentaoksida D. SO2, sulfur dioksida 10) Berikut ini pasangan yang benar antara nama menurut versi IUPAC dan nama umumnya adalah .... A. besi (II) sulfat, feri sulfat B. raksa (I) klorida, merkuro klorida C. tembaga (I) oksida, kupri oksida D. timah (II) nitrat, stani nitrat

2.37

 PEKI4101/MODUL 2

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan modul selanjutnya. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang belum dikuasai.

2.38

Kimia Dasar 1 

Kunci Jawaban Tes Formatif Tes Formatif 1 1) C. Partikel a yang bermuatan positif akan tolak menolak derigan inti yang bermuatan A positif. 2) A. Nomor atom menunjukkan jumlah proton, nomor massa menunjukkan jumlah D proton dan neutron. 3) D. Isotop adalah atom-atom yang memiliki jumlah proton sama jumlah neutron D berbeda. 4) D. Lihat nomor 3, yang tepat 5) 6) 7) 8) 9) 10)

D. C. D. D. C. A.

15 7B

dan

16 7D

adalah isotop.

Sinar menuju kutub positif. As terletak antara blok unsur logam dan non-logam. Nomor massa tergantung pada kelimpahan isotop di alam. Unsur metaloid terletak antara blok unsur logam dan non-logam. Golongan IA cenderung melepaskan 1 e sehingga bermuatan +1. Lihat postulat Dalton.

Tes Formatif 2 1) C. Ikatan ion umumnya terjadi antara unsur logam dan bukan logam. 2) C. Tidak terbentuk dari ion-ion. 3) D. Unsur elektropositif ditulis terlebih dahulu dan muatan suatu senyawa netral. 4) A. paling mungkin membentuk struktur oktet. 5) B. Mg cenderung melepaskan 2 e untuk membentuk 2+. 6) D. Lihat definisi rumus molekul. 7) B. Perbandingan relatif tersederhana. 8) D. Jawaban sudah jelas bahwa karbon bukan termasuk contoh unsur diatomik atau poliatomik. 9) B. 3, (NH4)2 SO4 adalah jawaban yang benar. 10) C. Unsur non logam cenderung menerima elektron. Tes Formatif 3 1) C. Lihat tata nama senyawa ionic. 2) C. Lihat tata nama senyawa ionic. 3) B. Lihat tata nama senyawa ionic. 4) B. Lihat tata nama senyawa ionik yang mengandung hidrogen.

 PEKI4101/MODUL 2

5) 6) 7) 8) 9) 10)

D. A. B. C. B. B.

Lihat tata nama asam. Lihat tata nama senyawa molekuler. Lihat tata nama senyawa ionic. Lihat tata nama asam. Lihat tata nama senyawa ionic. Bilangan oksidasi rendah diberi akhiran o.

2.39

2.40

Kimia Dasar 1 

Glosarium Atom Berat atom (rata-rata massa atom)

: partikel terkecil dari suatu unsur. : rata-rata massa atom suatu unsur dalam satuan sma yang besarnya sama dengan massa dalam gram dari I mol suatu unsur. Ion : atom atau gugus atom yang bermuatan listrik Isotop : atom-atom dari unsur yang sama yang mengandung jumlah neutron yang berbeda sehingga massanya berbeda. Materi : segala sesuatu yang memiliki massa dan menempati ruang. Molekul : kombinasi kimia dari dua atau lebih atom. Nomor atom : jumlah proton di dalam inti atom suatu unsur. Nomor massa : sesuai dengan jumlah dari banyaknya proton dan neutron di dalam suatu inti atom. Persamaan kimia : gambaran reaksi kimia yang menggunakan rumus kimia untuk pereaksi dan hasil reaksi; persamaan kimia setimbang yang mengandung jumlah atom tiap unsur sama pada kedua sisi persamaan. Rumus empiris : rumus kimia yang menunjukkan jenis atom dan jumlah relatifnya di dalam suatu zat. Rumus kimia : notasi yang menggunakan lambang atom dengan indeks bilangan yang menunjukkan perbandingan relatif atom-atom unsur yang berbeda di dalam suatu zat. Satuan massa atom (sma) : satuan/unit yang didasarkan pada ukuran 12 sma untuk massa isotop karbon-12 yang memiliki 6 proton dan 6 neutron di dalam intinya.

 PEKI4101/MODUL 2

2.41

Daftar Pustaka Brady J.E. (1990). General Chemistry Principles and Structure. 5th Ed. New York: John Wiley & Sons. Brown T.L., LeMay H.E Jr. & Bursten B.E. (1997). Chemistry The Central Science. 7th Ed. London: Prentice-Hall International Inc. Gallagher R., Ingram P. & Whitehead P. (1996). Co-Ordinated Science Chemistry. 2nd Ed. New York: Oxford University Press. Oxtoby, David W., Nachtrieb & Norman H. (1987). Principles of Modern Chemistry. 2nd Ed. Philadelphia: Saunders Golden Sunburst Series. Stanitski C.L., Eubanks L.P., Middlecamp C.H. & Stratton W.J. (2000). Chemistry in Context Applying Chemistry To Society. 3rd Ed. Boston: Mc Graw Hill. Sunarya, Y. Kimia Dasar I Prinsip-Prinsip Kimia Terkini. 1st Ed. Bandung: Alkemi Grafisindo Press.

Modul 3

Stoikiometri Dra. Hernani, M.Si.

PEN D A HU L UA N

M

empelajari kimia tidak dapat lepas dari melakukan percobaan di laboratorium. Adakalanya kita mereaksikan sejumlah gram zat A untuk menghasilkan sejumlah gram zat B. Pertanyaan yang muncul adalah jika kita memiliki sejumlah gram zat A, berapa gram zat B yang akan dihasilkan? Untuk menjawab pertanyaan seperti itu, kita memerlukan stoikiometri. Stoikiometri berasal dari kata Yunani, stoicheon yang artinya unsur, dan metron yang berarti mengukur. Jadi, stoikiometri adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif antara zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia, baik sebagai pereaksi maupun sebagai hasil reaksi. Pada modul ini Anda akan mempelajari tentang konsep-konsep stoikiometri, meliputi massa atom dan massa molekul relatif, konsep mol, serta penentuan rumus empiris dan rumus molekul dari percobaan. Untuk mengarahkan Anda dalam belajar, secara umum kemampuan yang diharapkan setelah mempelajari modul ini adalah “Anda mampu menghubungkan persamaan reaksi kimia dengan konsep mol”. Secara lebih terperinci setelah mempelajari modul ini, Anda diharapkan dapat: 1. menuliskan persamaan reaksi pembakaran, reaksi penggabungan, reaksi penguraian, dan reaksi metatesis; 2. menentukan koefisien suatu persamaan reaksi yang belum lengkap; 3. menghitung massa atom relatif suatu unsur berdasarkan kelimpahan isotopnya di alam; 4. menghitung massa rumus dan massa molekul relatif suatu senyawa kimia; 5. menghitung persoalan kimia menggunakan hubungan mol dengan massa, jumlah partikel dan volume gas; 6. menghubungkan rumus empiris dan komposisi massa;

3.2

7. 8. 9.

Kimia Dasar 1 

menentukan rumus empiris senyawa organik berdasarkan reaksi pembakaran; mengaplikasikan konsep mol dalam perhitungan kimia pada suatu persamaan reaksi; mengaplikasikan konsep mol dalam menentukan pereaksi pembatas pada suatu persamaan kimia.

Kemampuan-kemampuan tersebut sangat penting bagi Anda untuk mempelajari ilmu kimia lebih lanjut karena konsep mol merupakan konsep dasar untuk mempelajari ilmu kimia yang lebih dalam. Jadi, pelajarilah dengan baik Modul 3 ini agar Anda tidak mengalami kesulitan dalam mempelajari konsep-konsep kimia lainnya. Adapun pembahasan pada modul ini dibagi menjadi 3 kegiatan belajar yang dapat Anda pelajari secara lebih mendalam, meliputi pembahasan tentang: 1. penulisan reaksi kimia; 2. massa atom, massa molekul dan konsep mol; 3. persamaan reaksi dan mol. Hal yang harus diperhatikan, agar Anda berhasil dengan baik mempelajari modul ini adalah sebagai berikut. 1. Bacalah dengan cermat bagian pendahuluan modul ini, agar Anda betulbetul memahami keterkaitan materi yang dibahas pada setiap kegiatan belajar serta mengetahui kemampuan yang diharapkan dari pembelajaran dengan modul ini. 2. Pelajarilah bagian demi bagian dari modul ini dan tandai konsep-konsep pentingnya sesuai dengan kemampuan yang diharapkan (jika perlu gunakan stabilo). 3. Kemampuan yang diharapkan dari modul ini tidak hanya sampai tingkatan kognitif pemahaman, tetapi dituntut tingkat yang lebih tinggi, seperti aplikasi, evaluasi ataupun analisis karena itu asahlah selalu kemampuan Anda dengan memperbanyak berlatih soal-soal. 4. Manfaatkanlah peluang pertemuan dengan tutor atau teman sejawat Anda untuk mendiskusikan hal-hal yang kurang Anda pahami ataupun menyelesaikan soal-soal yang dianggap sulit karena itu persiapkanlah bahan sebelum Anda melaksanakan tutorial atau berdiskusi dengan teman sejawat Anda. Selamat belajar, semoga berhasil!

3.3

 PEKI4101/MODUL 3

Kegiatan Belajar 1

Penulisan Reaksi Kimia

R

eaksi-reaksi kimia digambarkan secara ringkas dalam bentuk persamaan kimia. Sebagai contoh, jika hidrogen dibakar, yang berarti bereaksi dengan oksigen di udara membentuk air. Kita menuliskan persamaan kimianya sebagai berikut: 2H2(g) + O2(g)

2H2O(g)

[3.1]

Tanda + pada persamaan di atas dibaca sebagai “bereaksi dengan” dan tanda panah dibaca sebagai “menghasilkan”. Rumus kimia di sebelah kiri tanda panah disebut pereaksi dan di sebelah kanan tanda panah disebut hasil reaksi. Sedangkan angka di depan rumus disebut koefisien. (angka 1 biasanya tidak dituliskan). Adapun wujud zat dituliskan dalam tanda kurung setelah rumus kimianya (g singkatan dari gas, s singkatan dari solid yang berarti padat, l singkatan dari liquid yang berarti cair, dan aq singkatan dari aquous yang berarti larutan dalam pelarut air). Untuk mendapatkan persamaan kimia yang benar kita harus dapat menjawab pertanyaan-pertanyaan berikut. Apa yang terjadi jika suatu zat dibakar? Apa yang terjadi jika suatu zat dicampur dengan zat lain? Bagaimana hubungan kuantitatif pereaksi dengan hasil reaksi? Pertanyaan ini akan dibahas pada bagian berikut ini. A. REAKSI-REAKSI KIMIA Kita dapat mengidentifikasi pereaksi dan hasil reaksi secara eksperimen, ataupun berdasarkan reaksi serupa yang sebelumnya sudah dilakukan dan disebabkan kesamaan sifat dari zat-zat tersebut. Sebagai contoh, kita mengetahui bahwa natrium, Na, bereaksi dengan air, H 2O, membentuk NaOH dan H2 maka kita dapat menduga kejadian yang sama jika kalium, K, dimasukkan ke dalam air. Hal ini disebabkan keduanya, Na dan K adalah golongan alkali. Secara umum reaktivitas kimia mengikuti pola-pola reaksi berikut.

3.4

Kimia Dasar 1 

1.

Reaksi Pembakaran Umumnya reaksi yang menghasilkan nyala disebut reaksi pembakaran. Reaksi ini selalu melibatkan O2, yang biasanya dari udara, sebagai reaktan. Pada bagian ini kita akan membahas secara khusus reaksi pembakaran senyawa hidrokarbon. Jika hidrokarbon dibakar sempurna (dengan O2 yang mencukupi), hidrokarbon tersebut bereaksi dengan O2 membentuk CO2 dan H2O. Jumlah molekul O2 yang dibutuhkan dalam reaksi dan jumlah molekul CO2 dan H2O yang terbentuk tergantung pada komposisi hidrokarbon. Sebagai contoh, pembakaran propana, C3H8, suatu gas yang digunakan untuk memasak dan pemanas rumah, menghasilkan nyala yang berwarna biru, dituliskan dengan persamaan berikut: C3H8(g) + 5O2(g)

3CO2(g) + 4H2O(g)

[3.2]

Pembakaran senyawa karbon lain yang mengandung oksigen selain karbon dan hidrogen, sebagai contoh metanol, CH3OH, dan glukosa, C6H12O6, juga menghasilkan CO2 dan H2O. 2.

Reaksi Penggabungan Di dalam reaksi penggabungan, dua atau lebih zat bereaksi untuk membentuk satu zat hasil, khususnya bergabungnya unsur-unsur yang berbeda membentuk senyawa. Sebagai contoh, logam magnesium dibakar di udara dengan nyala yang menyilaukan menghasilkan magnesium oksida. Persamaan kimia untuk reaksi tersebut adalah: 2Mg(s) + O2(g)

2MgO(s)

[3.3]

3.

Reaksi Penguraian Pada reaksi penguraian, suatu zat mengalami perubahan membentuk dua atau lebih zat lain. Beberapa senyawa berubah komposisinya jika dipanaskan. Sebagai contoh, beberapa logam karbonat terurai membentuk logam oksida dan karbon dioksida jika dipanaskan. Sebagai contoh, pemanasan batu kapur, CaCO3, dituliskan persamaan kimianya sebagai berikut. CaCO3(s)

CaO(s) + CO2(g)

[3.4]

3.5

 PEKI4101/MODUL 3

Contoh yang lain adalah penguraian natrium azida, NaN3, yang digunakan dalam kantung udara pelindung pada mobil. NaN3 terurai secara cepat membentuk gas N2 yang menyebabkan kantung udara mengembang. Persamaan kimianya adalah sebagai berikut: 2NaN3(s)

2Na(s) + 3N2(g)

[3.5]

4.

Reaksi Metatesis Di dalam persamaan molekular untuk kebanyakan reaksi larutan dalam pelarut air, ion-ion positif (kation) dan ion-ion negatif (anion) berinteraksi untuk bertukar pasangan. Reaksi-reaksi ini sesuai dengan persamaan umum berikut: AX + BY

AY + BX

Contoh: AgNO3(aq) + KCl(aq)

[3.6]

AgCl(s) + KNO3(aq)

Reaksi di atas dikenal sebagai reaksi metatesis. Reaksi netralisasi asambasa yang melibatkan penggabungan ion hidroksida dari basa dan ion hidrogen dari asam membentuk H2O termasuk jenis reaksi ini. Reaksi kimia yang melibatkan pertukaran ion di dalam larutan diantaranya adalah reaksi pengendapan dan reaksi pembentukan gas. a.

Reaksi Pengendapan Reaksi metatesis yang menghasilkan produk dalam bentuk yang tidak larut dikenal sebagai reaksi pengendapan. Suatu endapan adalah padatan yang tidak larut yang dibentuk oleh suatu reaksi dalam larutan. Sebagai contoh, reaksi yang terjadi antara larutan kalium iodida, KI, dan larutan timbal nitrat, Pb(NO3)2. Jika kedua larutan tersebut dicampurkan, terbentuk endapan yang berwarna kuning, yaitu timbal iodida (PbI 2), suatu garam yang kelarutannya dalam air sangat kecil. Kelarutan suatu zat adalah banyaknya zat yang dapat larut di dalam sejumlah tertentu pelarut. Hanya 1,2  10-3 mol PbI2 yang larut di dalam 1 liter air pada suhu 25oC. Pada pembahasan kali ini zat yang memiliki kelarutan lebih kecil dari 0,01 mol/L disebut tidak larut. Untuk memudahkan dalam mengaplikasikannya, berikut ini adalah aturan umum tentang kelarutan dari senyawa ionik:

3.6

Kimia Dasar 1 

Garam-garam yang larut 1) semua garam yang mengandung logam-logam alkali 2) semua garam yang mengandung ion amonium, NH4+. 3) semua garam yang mengandung anion-anion: NO3-, ClO3-, ClO4-, dan C2H3O2Garam-garam yang umumnya larut, dengan kekecualian 4) semua garam yang mengandung anion klorida, bromida, dan iodida larut, kecuali jika kationnya Ag+, Pb2+, dan Hg2+. 5) semua garam yang mengandung anion sulfat larut, kecuali jika kationnya Ca2+, Sr2+, Ba2+, dan Pb2+. Garam-garam dan senyawa lain yang umumnya tidak larut, dengan kekecualian 6) semua logam dalam bentuk oksidanya tidak larut, kecuali oksida dari logam-logam alkali, Ca2+, Sr2+, dan Ba2+. 7) semua hidroksida tidak larut, kecuali hidroksida dari logamlogam alkali, Ca2+, Sr2+, dan Ba2+. 8) semua garam yang mengandung anion karbonat, fosfat, sulfida, dan sulfit tidak larut, kecuali jika kationnya NH4+ dan logamlogam alkali.

Berdasarkan aturan yang disajikan pada kotak di atas, kita dapat memprediksikan apakah suatu endapan akan terbentuk jika dua macam larutan dicampurkan? Sebagai contoh, jika larutan Mg(NO3)2 dicampurkan dengan larutan NaOH maka hasil metatesisnya adalah sebagai berikut: Mg(NO3)2 (aq) + 2NaOH(aq)

Mg(OH)2(s) + 2NaNO3(aq)

[3.7]

Mg(OH)2 sesuai aturan nomor 7 tidak larut, yang berarti membentuk endapan, sedangkan NaNO3 sesuai aturan nomor 1 dan 3 larut, ion-ion Na+ dan NO3- akan tetap berada di dalam larutan sebagai ion spektator. Jika ionion spektator pada persamaan kimia [1.7] tidak dicantumkan maka dihasilkan persamaan ion bersih, yaitu:

3.7

 PEKI4101/MODUL 3

Mg2+(aq) + 2OH-(aq)

Mg(OH)2(s)

[3.8]

Pengendapan Mg(OH)2 adalah langkah pertama dalam reaksi yang digunakan untuk mengekstraksi magnesium dari air laut. b.

Reaksi Pembentukan gas Kadang-kadang hasil dari reaksi metatesis adalah gas yang memiliki kelarutan yang rendah dalam air. Sebagai contoh, hidrogen sulfida, H 2S, suatu gas yang berbau, seperti telur busuk, terbentuk jika asam kuat, seperti HCl(aq) bereaksi dengan suatu logam sulfida, seperti Na2S: Persamaan Molekular. 2HCl(aq) + Na2S(aq)

H2S(g) + 2NaCl(aq)

[3.9]

Persamaan ion bersih 2H+(aq) + S2-(aq)

H2S(g)

[3.10]

Karbonat dan bikarbonat juga bereaksi dengan asam untuk membentuk gas CO2, yang merupakan hasil reaksi metatesis berupa asam karbonat, H2CO3. Asam ini bersifat tidak stabil, yang terurai membentuk CO 2, sesuai reaksi berikut: H2CO3(aq)

H2O(l) + CO2(g)

[3.11]

Sebagai contoh, jika asam hidroklorida ditambahkan ke natrium bikarbonat, reaksi metatesis berikut terjadi: HCl(aq) + NaHCO3(aq)

NaCl(aq) + H2CO3(aq)

[3.12]

H2CO3 yang terbentuk langsung terurai seperti persamaan [3.11] sehingga dihasilkan persamaan ion bersih sebagai berikut: H+(aq) + HCO3- (aq)

H2O(l) + CO2 (g)

[3.13]

Gas-gas lain yang umumnya dihasilkan dalam reaksi metatesis disajikan pada Tabel 3.1 berikut.

3.8

Kimia Dasar 1 

Tabel 3.1. Gas-gas yang Dihasilkan dalam Reaksi Metatesis Gas

Tipe Reaksi yang Menghasilkannya

CO2

Na2CO3 + 2HCl H2CO3 + 2NaCl H2CO3 H2O + CO2 Persamaan ion bersih: CO32- + 2H+ CO2 + H2O

SO2

Na2SO3 + 2HCl H2SO3 + 2NaCl H2SO3 H2O + SO2 Persamaan ion bersih: SO32- + 2H+

NH3

NH4Cl + NaOH NH3 + H2O + NaCl Persamaan ion bersih: NH4+ + OHNH3 + H2O

H2S

Na2S + 2HCl H2S + 2NaCl Persamaan ion bersih: S2- + 2H+

NO dan NO2

NaNO2 + HCl HNO2 + NaCl 2HNO2 H2O + NO2 + NO Persamaan ion bersih: 2NO2- + 2H+

H2O + SO2

H2S

H2O + NO2 + NO

B. PENYETARAAN PERSAMAAN KIMIA Karena atom-atom dalam suatu reaksi kimia tidak pernah musnah maka dalam persamaan kimia jumlah atom pada kedua sisi tanda panah harus sama. Jika hal ini sudah terpenuhi maka persamaan kimia tersebut dikatakan setara. Sebagai contoh, pada persamaan [3.1], 2 molekul H2O yang mengandung 4 atom H dan 2 atom O sebagai hasil reaksi, sudah mengandung jumlah atomatom yang setara dengan pereaksinya. Bagaimana cara menyetarakan suatu persamaan kimia? Untuk menyetarakan persamaan reaksi, kita harus mencantumkan koefisien reaksi. Perhatikan contoh penyetaraan reaksi kimia pembentukan besi (III) oksida, Fe2O3, berikut:

3.9

 PEKI4101/MODUL 3

Persamaan reaksi antara Fe dan O2 menjadi Fe2O3 dituliskan sebagai berikut: Fe + O2  Fe2O3 Atom Fe di sebelah kiri = 1 atom Fe di sebelah kanan = 2 maka koefisien reaksi Fe di kiri harus 2. 2 Fe + O2  Fe2O3 Atom O di sebelah kiri = 2 atom O di sebelah kanan = 3 maka koefisien reaksi O2 adalah 1,5 (1,5 x 2 = 3) 2 Fe + 1,5 O2  Fe2O3 Jumlah molekul atau atom tidak mungkin pecahan sehingga persamaan reaksi tersebut perlu dikalikan dengan 2. Jadi persamaan reaksinya: 4 Fe + 3 O2



2 Fe2O3

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Tuliskan persamaan reaksi setara dari pembakaran sempurna etanol! 2) Tuliskan persamaan reaksi setara antara gas xenon dengan gas flor menghasilkan xenon tetraflorida! 3) Senyawa kalium klorat jika dibakar akan berubah menjadi kalium klorida dan gas oksigen. Tuliskan persamaan reaksi setaranya! 4) Larutan barium hidroksida dicampur dengan larutan amonium klorida, kemudian dipanaskan. Hasil percobaan tersebut menunjukkan adanya gas yang keluar. a) Tuliskan persamaan reaksi setaranya lengkap dengan fasanya! b) Tuliskan juga persamaan ion bersihnya! c) Pada reaksi tersebut ion spektator apa yang terlibat? 5) Apabila larutan tembaga (II) sulfat direaksikan dengan larutan natrium sulfida maka akan terbentuk endapan hitam yang sukar larut. a. Tuliskan persamaan reaksi setaranya lengkap dengan fasanya!

3.10

Kimia Dasar 1 

b. c.

Tuliskan juga persamaan ion bersihnya! Pada reaksi tersebut ion spektator apa yang terlibat?

Petunjuk Jawaban Latihan 1) Pembakaran sempurna senyawa organik yang hanya mengandung unsur karbon, hidrogen dan oksigen menghasilkan gas karbon dioksida dan uap air. 2) Gas xenon merupakan unsur monoatomik, gas flor unsur diatomik, perhatikan tata nama senyawa molekular, dan setarakan jumlah atom yang terlibat reaksi. 3) Pelajari kembali tata nama senyawa ionik, tanda reaksi pembakaran adalah tanda segi tiga di atas tanda panah, serta ingat bahwa gas oksigen adalah unsur diatomik. 4) Pelajari aturan umum kelarutan senyawa ionik point 4, senyawa amonium hidroksida yang terbentuk mudah terurai membentuk gas amoniak dan air, serta pelajari pengertian ion spektator dan persamaan ion bersih. 5) Pelajari aturan umum kelarutan senyawa ionik point 8, serta pelajari pengertian ion spektator dan persamaan ion bersih.

R A NG KU M AN 1. 2. 3. 4.

5.

Reaksi pembakaran sempurna senyawa organik umumnya menghasilkan gas karbon dioksida dan uap air. Reaksi penggabungan adalah reaksi antara dua/lebih zat murni menghasilkan satu macam zat murni yang lain. Reaksi penguraian adalah reaksi yang menunjukkan terurainya suatu senyawa membentuk dua/lebih zat murni lain. Reaksi metatesis adalah reaksi di dalam larutan yang menunjukkan terjadinya pertukaran pasangan kation dan anion dari senyawasenyawa yang berbeda. Hasil dari reaksi metatesis di antaranya timbulnya endapan dan gas sehingga dari reaksi dapat dibedakan antara ion spektator dan ion bersih. Untuk menyetarakan jumlah atom yang terlibat dalam suatu persamaan reaksi diperlukan suatu bilangan yang disebut koefisien.

 PEKI4101/MODUL 3

3.11

TES F OR M AT IF 1 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Pada pembakaran sempurna etuna (biasa digunakan untuk pengelasan besi), perbandingan koefisien oksigen, karbon dioksida dan uap air berturut-turut adalah .... A. 2 : 1 : 1 B. 1 : 2 : 1 C. 5 : 4 : 2 D. 3 : 2 : 1 2) Apabila persamaan suatu reaksi kimia adalah: X + AgNO3  AgCl(s) + KNO3(aq) Maka, senyawa X adalah larutan .... A. HNO3 B. KCl C. HCl D. KCl2 3) Di antara reaksi berikut ini, yang termasuk reaksi metatesis dan menghasilkan gas adalah reaksi .... A. larutan kalium klorida dan larutan timbal nitrat B. larutan natrium hidroksida dan larutan barium klorida C. larutan asam hidro klorida dan padatan kalsium karbonat D. larutan asam nitrat dan raksa (I) bromida 4) Di laboratorium tersedia larutan-larutan: (1) Ba(NO3)2; (2) HCl; (3) H2SO4; (4) NaOH; (5) Na2CO3 dan (6) NH4Cl. Jika kita ingin menunjukkan contoh reaksi kimia yang menghasilkan endapan maka kita akan mencampurkan larutan .... A. (2) dan (5) B. (6) dan (5) C. (1) dan (3) D. (4) dan (1) 5) Di laboratorium tersedia larutan-larutan (1) Ba(NO3)2; (2) HCl; (3) H2SO4; (4) NaOH; (5) Na2CO3; dan (6) NH4Cl. Jika kita ingin menunjukkan contoh reaksi kimia yang menghasilkan gas maka kita akan mencampurkan larutan .... A. (1) dan (2) B. (2) dan (4)

3.12

Kimia Dasar 1 

C. (3) dan (6) D. (2) dan (5) 6) Salah satu contoh reaksi metatesis adalah …. pCa(OH)2(aq) + qH3PO4(aq)  rCa3(PO4)2(s) + sH2O(l) Koefisien dari persamaan reaksi kimia di atas adalah.... A. p = 1, q = 2, r = 3, s = 6 B. p = 3, q = 2, r = 1, s = 6 C. p = 2, q = 3, r = 1, s = 6 D. p = 3, q = 6, r = 1, s = 2 7) Suatu senyawa hidrokarbon yang bila dibakar sempurna menghasilkan koefisien yang sama untuk CO2 dan H2O adalah .... A. C2H2 B. C2H4 C. C3H8 D. C3H4 8) Salah satu reaksi untuk menghasilkan gas hidrogen sulfida, yang berbau telur busuk, adalah: v FeS(s) + w HCl(aq)  x FeCℓ2(aq) + y H2S(g) Koefisien reaksi pada persamaan di atas adalah .... A. v = 1, w = 2, x = 2, y = 1 B. v = 1, w = 2, x = 1, y = 1 C. v = 2, w = 1, x = 2, y = 1 D. v = 2, w = 1, x = 1, y = 1 9) Jika asam hidroyodida direaksikan dengan larutan kalsium hidroksida maka akan dihasilkan air dan senyawa yang memiliki rumus .... A. CaI2 B. Ca2I C. CaI D. Ca2I3 10) Persamaan setara untuk reaksi pembentukan gas amoniak dari gas nitrogen dan gas hidrogen adalah .... A. NH3(g)  N2 (g) + 3H2(g) B. N2 (g) + 3H2(g)  2NH3(g) C. 2NH3(g)  N2 (g) + 3H2(g) D. N2 (g) + 3H2(g)  NH3 (g)

3.13

 PEKI4101/MODUL 3

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang belum dikuasai.

3.14

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 2

Massa Atom, Massa Molekul, dan Konsep Mol

R

umus kimia dan persamaan reaksi kimia memiliki arti kuantitatif, subskrip (indeks) dalam rumus dan koefisien dalam persamaan menunjukkan hubungan kuantitatif. Sebagai contoh pada persamaan pembakaran propana: C3H8(g) + 5O2(g)



3CO2(g) + 4H2O(g)

Persamaan reaksi di atas adalah pernyataan kuantitatif yang menunjukkan pembakaran 1 molekul C3H8 memerlukan 5 molekul O2 untuk membentuk 3 molekul CO2 dan 4 molekul H2O. Walaupun secara langsung kita tidak dapat menghitung atom atau molekul, tetapi secara tidak langsung kita dapat menghitung atom atau molekul, dengan cara mengetahui dahulu massa atom dan massa molekul. A. MASSA ATOM Seperti yang telah Anda pelajari sebelumnya dalam pokok bahasan struktur atom, atom sangatlah kecil. Oleh karena itu, sangatlah sulit untuk menimbang atom dengan satuan gram menggunakan neraca karena tidak akan terukur. Untuk memudahkan perhitungan maka para ahli memiliki satu cara, yaitu membandingkan massa suatu atom dengan atom lainnya sebagai standar/acuan, yang dinyatakan dalam bentuk satuan massa atom (sma). Pada awalnya, para ahli menggunakan atom hidrogen sebagai standar. Oleh karena atom hidrogen adalah atom yang terkecil maka massa satu atom hidrogen ditetapkan 1 sma, dan massa atom unsur yang lain ditentukan dengan cara membandingkannya dengan massa atom hidrogen ini. Penggunaan atom hidrogen mempunyai kelemahan, yaitu karena atom hidrogen sangat kecil sehingga massa atom lain sulit ditentukan secara akurat. Pada perkembangan berikutnya, digunakan atom unsur oksigen sebagai standar, dengan alasan atom oksigen ini dapat bersenyawa dengan banyak

 PEKI4101/MODUL 3

3.15

unsur. Dengan ditetapkannya massa atom oksigen sebesar 16,00 sma maka massa atom unsur lain (misal X) ditentukan dengan rumusan: Massa atom unsur X 1 12

× massa atomO-16

Sejak ditemukannya alat spektrometer massa, untuk menentukan massa atom secara akurat, pada awal abad ke-19, ternyata atom unsur oksigen terdiri dari campuran isotop O-16, O-17, dan O-18 dengan kelimpahan relatif berturut-turut 99,76%, 0,04%, dan 0,20%. Oleh karena itu penggunaan oksigen sebagai standar penentuan massa atom sudah tidak akurat. Sejak tahun 1961, IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) menetapkan bahwa standar untuk penentuan massa atom digunakan isotop C-12, yang merupakan isotop paling stabil. Dengan demikian massa atom isotop lain (misal unsur X) ditentukan dengan rumusan: Massa atom isotop unsur X Massa atom isotopunsur X 1 12

× massa atomisotopC-12

Sebagian besar unsur terdapat di alam sebagai campuran isotop karena itu kita dapat menentukan massa atom relatif (disingkat Ar) berdasarkan pada jumlah perkalian antara massa atom isotop unsur dengan kelimpahan relatifnya. Sebagai contoh, di alam karbon terdapat dalam komposisi 98,892% 12C dan 1,108% 13C, dengan massa untuk kedua isotop tersebut berturut-turut 12 sma dan 13,00335 sma. Kita dapat menghitung Ar karbon sebagai berikut: (0,98892  12 sma) + (0,01108  13,00335 sma) = 12,011 sma Jadi, massa atom relatif unsur karbon adalah 12,011 sma

B. MASSA RUMUS DAN MASSA MOLEKUL Massa rumus dari suatu senyawa adalah jumlah perkalian massa atom dengan banyaknya atom sesuai rumus kimianya. Sebagai contoh, massa rumus dari asam sulfat, H2SO4 adalah:

3.16

Kimia Dasar 1 

Massa rumus = (2  Ar H) + (1  Ar S) + (4 x Ar O) = (2  1,0 sma) + (1  32,0 sma) + (4  16,0 sma) = 98,0 sma Jika rumus kimia suatu senyawa merupakan rumus molekulnya maka massa rumus disebut juga massa molekul. Sebagai contoh, rumus molekul glukosa adalah C6H12O6 maka massa molekul glukosa adalah: Massa molekul = (6  12,0 sma) + (12  1,0 sma) + (6  16,0 sma) = 180,0 sma Sedangkan untuk senyawa ionic, seperti NaCl, yang ion-ionnya terikat satu sama lain membentuk struktur tiga dimensi tertentu, bukan merupakan molekul, jadi kita tidak dapat menghitung massa molekulnya, melainkan massa rumusnya. Massa rumus NaCl = 23,0 sma + 35,5 sma = 58,5 sma Oleh karena kebanyakan unsur memiliki beberapa isotop atom maka massa rumus maupun massa molekul dinyatakan sebagai massa rumus atau massa molekul relatif, yang biasa disingkat dengan lambang Mr. C. KONSEP MOL Dalam kehidupan sehari-hari kita selalu menggunakan satuan-satuan tertentu, seperti lusin (untuk 12 objek) dan kodi (untuk 20 objek), yang berguna untuk menyederhanakan kuantitas yang besar. Dalam kimia, satuan yang berhubungan dengan jumlah atom, ion, dan molekul adalah mol. 1 mol didefinisikan sebagai sejumlah zat yang mengandung sejumlah objek (atom, molekul, ion) yang tepat sama dengan jumlah atom dalam 12 g isotop C-12 1.

Konsep Mol dan Bilangan Avogadro Hasil eksperimen ahli fisika Austria, Loschmidt, memperlihatkan bahwa dalam satu mol suatu zat terdapat 6,022  1023 partikel. Nilai 6,022  1023 partikel/mol disebut sebagai bilangan Avogadro dengan lambang L. 1 mol zat mengandung 6,022  1023 partikel

Partikel dapat berupa atom, molekul, atau ion

3.17

 PEKI4101/MODUL 3

Sebagai contoh:  1 mol atom 12C = 6,022  1023 atom 12C  1 mol molekul H2O = 6,022  1023 molekul H2O  1 mol ion NO3= 6,022  1023 ion NO3Contoh lain: Di dalam 1 mol gas amonia (NH3) terdapat 6,022  1023 molekul NH3. Ada berapa atom dalam 1 mol amonia tersebut? Jawab: Satu molekul amonia tersusun oleh 1 atom N dan 3 atom H, jadi 1 molekul NH3 tersusun oleh 4 atom. 1 mol NH3 mengandung 6,022 1023 molekul atau 4  6,022  1023 atom = 2,4088  1024 atom 2.

Konsep Mol dan Massa Molar Massa satu mol zat dinamakan massa molar. Besarnya massa molar zat adalah massa atom relatif atau massa molekul relatif zat yang dinyatakan dalam satuan gram/mol. Perhatikan contoh pada Tabel 3.2. berikut. Tabel 3.2. Hubungan Ar/Mr dengan Massa Molar Zat Besi, Fe Ar Fe = 56

Massa Molar 56 g / mol

air, H2O Mr H2O = 18 Air kapur, Ca(OH)2 , Mr Ca(OH)2 = 74

18 g / mol 74 g / mol

Ammonia, NH3 Mr NH3 = 17

17 g / mol

Perubahan massa ke mol dan mol ke massa sering kali muncul dalam perhitungan menggunakan konsep mol. Bagaimana hubungan massa dengan mol? Massa zat merupakan perkalian massa molarnya (g/mol) dikalikan dengan mol zat tersebut (n) Massa = Massa molar (g/mol)  n (mol) Jadi

Massa (g) n (mol) = Massa molar (g/mol)

3.18

Kimia Dasar 1 

Contoh: Berapa massa (g) dari 2 mol air? Jawab: Massa 2 mol air = massa molar air x mol Karena massa molar air, H2O, adalah 18 g / mol maka: massa 2 mol air = 18 g/mol x 2 mol = 36 g. 3.

Hubungan Massa, Mol dan Jumlah Partikel Konsep mol memberikan jembatan untuk menghubungkan antara massa dan jumlah partikel. Bagaimana hubungan tersebut?

Massa (g)

Menggunakan Massa molar

Menggunakan bilangan Avogadro

Mol

Partikel

Contoh: Berapa banyaknya molekul glukosa jika massanya 5,23 g ? Jawab: langkah ke-1: konversi massa ke mol langkah ke-2: konversi mol ke jumlah molekul banyaknya molekul C6H12O6 =

5,23g

×

180,0g/mol

6,02 ×10

23

molekul

1 mol

= 1,75 ` 10 molekul C6H12O6 22

4.

Konsep Mol dan Volume Molar Volume satu mol zat dalam wujud gas dinamakan Volume Molar, yang disingkat dengan lambang Vm. Bagaimana menghitung volum sejumlah gas pada suhu dan tekanan tertentu? Dengan mengandaikan gas yang akan kita ukur bersifat ideal, Gas ideal memiliki sifat-sifat antarmolekul gas tidak ada tarik menarik, tumbukan antarmolekul lenting sempurna, serta volume molekul gas diabaikan.

3.19

 PEKI4101/MODUL 3

maka persamaan yang menghubungkan jumlah mol (n) gas, tekanan, suhu, dan volume adalah: PV = n RT P = tekanan (satuan atmosfir, atm) V = volume (satuan liter, L) n = jumlah mol gas R = tetapan gas (0,08205 L atm/mol K) T = suhu mutlak (°C + 273,15 K) Bagaimana menghitung volume gas pada keadaan standar? Berdasarkan persamaan gas ideal di atas, kita dapat menghitung volume gas pada keadaan standar, yaitu pada tekanan (P) 1 atm; jumlah mol (n) 1 mol; dan suhu (T) 273,15 K. PV = nRT nRT V P

Vm 

1 mol x 0,08205 L atm/mol K x 273,15 K 1 atm

Vm  22,4 L Berdasarkan perhitungan di atas maka: Pada keadaan standar (STP), volume sejumlah gas tertentu dapat dihitung dengan menggunakan persamaan: V = n  22,4 L

3.20

Kimia Dasar 1 

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Unsur boron, B, di alam berada dalam dua isotop, yaitu 10B dengan massa 10,01294 sma sebanyak 19,6% dan 11B dengan massa 11,00931 sma sebanyak 80,4%. Tentukan massa atom relatif unsur boron! 2) Diketahui massa atom relatif unsur klor adalah 35,45. Jika atom klor di alam berada dalam 2 jenis isotop, yaitu isotop Cl-35 dan Cl-37, berapakah masing-masing kelimpahan isotop tersebut! 3) Hitung massa rumus/molekul dari senyawa berikut: a) CuSO4. 5H2O f) (NH4)2CO3 b) Mg3N2 g) Ni(ClO3)2 c) FeCl3 h) (NH4)2HPO4 d) K2Cr2O7 i) H3BrO4 e) Zn(C2H3O2)2 j) Sn3(PO4)2 4) Hitung massa dan jumlah atom besi (Fe) yang terdapat di dalam 10,0 g sampel besi(III) oksida, Fe2O3! 5) Apabila gas O2 dianggap gas ideal, hitung volume dari 25,0 g gas O 2 pada: a) suhu 20oC dan tekanan 0,880 atm. b) keadaan standar (STP). Petunjuk Jawaban Latihan 1) Massa atom relatif merupakan perkalian antara kelimpahan dan massa atom dari isotopnya. 2) Buat pemisalan persentase isotop, contoh satu isotop dimisalkan x% maka isotop lain (100-x)% maka akan didapat harga x. 3) Cari masing-masing massa atom relatif (Mr) dari unsur yang membentuk senyawa, tentukan jumlah atom relatif yang membentuk satu molekul senyawa, kemudian jumlahkan hasil perkalian jumlah atom dengan massa atomnya. 4) a) Massa Fe sama dengan perbandingan Ar Fe dengan Mr Fe2O3 dikalikan massa Fe2O3. b) Jumlah atom Fe sama dengan mol Fe dikalikan bilangan Avogadro.

 PEKI4101/MODUL 3

3.21

5) a) Gunakan hubungan persamaan gas ideal PV = n R T. b) Pada keadaan STP, 1 mol gas setara dengan 22,4 L . R A NG KU M AN 1. 2. 3.

4. 5.

Massa atom relatif (Ar) adalah jumlah perkalian antara massa atom relatif isotop unsur dengan kelimpahan relatifnya Massa rumus atau massa molekul (Mr) merupakan jumlah perkalian massa atom dengan banyaknya atom sesuai rumus kimianya. 1 mol didefinisikan sebagai sejumlah zat yang mengandung sejumlah objek (atom, molekul, ion) yang tepat sama dengan jumlah atom dalam 12 g isotop C-12 , yang setara dengan 6,022  1023 partikel. Besarnya mol suatu zat merupakan perbandingan massa zat tersebut (g) dengan massa molarnya (g/mol). Hubungan mol, tekanan dan suhu untuk gas ideal memenuhi persamaan PV= nRT sehingga pada keadaan STP (0oC dan tekanan 1 atm) 1 mol gas setara dengan volume 22,4 L. TES F OR M AT IF 2 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Di antara gas-gas berikut, yang mengandung jumlah atom paling sedikit pada keadaan STP adalah .... A. 0,5 mol H2O B. 8 g CH4 C. 7 g N2 D. 11,2 L CO2 2) Diketahui ada tiga jenis isotop neon di alam, yakni Ne-20, Ne-21 dan Ne22, dan Ar Ne=20,18. Jika kelimpahan isotop Ne-20 adalah 90,9%, sedangkan puncak isotop Ne-22 lebih tinggi dari Ne-21 maka persen kelimpahan isotop Ne-21 dan Ne-22 berturut-turut adalah .... A. 0,2 dan 8,9 B. 8,9 dan 0,2 C. 0,5 dan 8,6 D. 8,6 dan 0,5

3.22

Kimia Dasar 1 

3) Jumlah atom yang terdapat dalam ¼ mol NH3 sama dengan jumlah atom dalam .... A. 1 mol O2 B. ½ mol N2 C. ¼ mol PCl5 D. 2 mol H2 4) Unsur galium mempunyai dua jenis isotop dengan massa isotop relatif masing-masing 68,95 dan 70,95 serta massa atom relatifnya adalah 69,75 maka perbandingan persentase kedua isotop tersebut di alam berturutturut adalah .... A. 70:30 B. 40:60 C. 60:40 D. 30:70 5) Jika masing-masing senyawa berikut massanya sama maka yang mengandung jumlah atom paling banyak adalah .... A. C2H6 (Mr = 30) B. CO2 (Mr = 44) C. NO2 (Mr = 46) D. C6H6 (Mr = 78) 6) Sebanyak 5,6 L gas nitrogen pada keadaan standar massanya sama dengan .... A. 5,6 L gas CO B. 5,6 L gas O2 C. 11,2 L gas NH3 D. 11,2 L gas H2 (Ar C =12; O =16; N =14; dan H =1). 7) Jumlah molekul yang terdapat dalam 89,6 L gas CH 4 (diasumsikan sebagai gas ideal) pada keadaan STP adalah .... A. 2,41  1023 molekul B. 12,04  1023 molekul C. 3,01  1023 molekul D. 18,06  1023 molekul 8) Jika diketahui Ar O=16; Na=23; C=12; dan H=1 maka massa molekul relatif Na2CO3.10H2O adalah .... A. 106 B. 126

3.23

 PEKI4101/MODUL 3

C. 266 D. 286 9) Suatu gas ideal seberat 0,40 g pada tekanan 1 atm dan suhu 0 oC mengisi ruang bervolume 90 cm3. Massa molekul relatif gas tersebut adalah .... A. 30 B. 60 C. 122 D. 136 10) Massa besi yang terdapat dalam 4 g senyawa Fe2(SO4)3 adalah .... (diketahui Ar Fe =56; S =32; dan O =16) A. 4,00 g B. 1,12 g C. 0,56 g D. 0,01 g Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum dikuasai.

3.24

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 3

Persamaan Reaksi dan Mol

S

eperti yang sudah dipelajari pada Modul 2, rumus empiris suatu zat menunjukkan jumlah relatif atom dari tiap unsur yang terkandung dalam zat tersebut. Sebagai contoh, rumus H2O menunjukkan bahwa air mengandung 2 atom H untuk tiap 1 atom O, atau 1 mol H 2O mengandung 2 mol atom H dan 1 mol atom O. Hal tersebut berarti pula bahwa perbandingan jumlah mol tiap unsur dalam senyawa ditunjukkan dari subskrip dalam rumus empirisnya. Jadi, konsep mol memberikan jalan untuk penentuan rumus empiris suatu senyawa. Berikut ini kita akan membahas hubungan tersebut. A. PENENTUAN RUMUS EMPIRIS DARI HASIL ANALISIS Kita telah mengetahui bahwa mol berhubungan dengan massa dan komposisi massa unsur-unsur penyusun suatu senyawa adalah tertentu, sesuai dengan perbandingan molnya. Berdasarkan pada hubungan-hubungan tersebut, kita dapat mengatakan bahwa rumus empiris suatu zat, misalnya NH3, jelas memiliki hubungan dengan komposisi massa (dalam bentuk persentasenya) yang dihitung berdasarkan hasil analisis massa dengan suatu metode tertentu. Apa yang dimaksud dengan persen komposisi massa? 1.

Persen Komposisi Massa Persen komposisi massa unsur-unsur yang membentuk suatu senyawa dapat dihitung berdasarkan massa unsur penyusun senyawa dalam sejumlah massa tertentu senyawa tersebut. Berikut ini akan dibahas contoh perhitungannya: Rumus empiris etana (C2H6) adalah CH3 sehingga komposisi massa dari unsur karbon dan hidrogen dapat dihitung sebagai berikut: Dalam 1 mol CH3 terdapat: 1 mol atom C dan 3 mol atom H. Berdasarkan hubungan mol dengan massa, kita dapat menghitung massa C, H, dan CH3. Massa C = 1 mol  (12 g/mol) = 12 g Massa H = 3 mol  ( 1 g/mol) = 3 g Massa 1 mol unit CH3 adalah (12 + 3) g = 15 g

3.25

 PEKI4101/MODUL 3

Dengan demikian, persentase massa karbon dan hidrogen dalam senyawa dapat dihitung dengan membagi setiap massa dengan massa total dan mengalikannya dengan 100%. Oleh karena komposisi massa unsur-unsur yang ditunjukkan oleh rumus molekul maupun rumus empiris sama maka: %C dalam senyawa C2H6 =

12 g

x 100% 15 g = 80 % 3g %H dalam senyawa C2H6 = x 100% 15 g = 20 % Jadi persen komposisi massa unsur C : H dalam C2H6 = 80 : 20 2.

Penetapan Rumus Empiris dari Komposisi Massa Berdasarkan hasil analisis unsur di dalam suatu senyawa, kita dapat membalik prosedur yang dilakukan pada bagian A-2, dan menentukan rumus empiris senyawa tersebut. Contoh: Dari hasil analisis kimia yang dilakukan terhadap 100 gram suatu sampel yang diberi nama hidrazin ditemukan bahwa senyawa tersebut mengandung 87,42 gram unsur nitrogen dan 12,58 gram unsur hidrogen. Tentukan rumus empiris senyawa tersebut jika diketahui massa molar N = 14 g/mol, dan massa molar H = 1 g/mol. Penyelesaian: Untuk menentukan rumus empiris, kita memerlukan data mol dari unsurunsur pembentuk suatu senyawa. Untuk hidrazin kita harus menghitung mol nitrogen dan mol hidrogennya. 87, 42g N mol nitrogen =  6, 24 mol N 1 14g mol mol hidrogen =

12, 58 g H 1g

mol

1

 12, 58 mol H

3.26

Kimia Dasar 1 

Perbandingan jumlah mol atom N dan jumlah mol atom H dalam senyawa hidrazin adalah 6,24 : 12,58. Perbandingan bilangan bulat tersederhananya adalah 1 : 2, jadi: Rumus Empiris hidrazin : NH2, sedangkan Rumus Molekul yang mungkin : NH2, N2H4 atau kelipatannya, (NH2)n, n = 1, 2, 3, dan seterusnya Informasi lanjutan diperlukan untuk mengetahui massa molekul sebenarnya sehingga dihasilkan rumus molekul yang tepat. Dari contoh di atas, misalnya diketahui bahwa massa molekul relatif hidrazin adalah 32. Berdasarkan rumus empirisnya maka massa rumus molekul (NH2)n dapat dihitung. Mr (NH2)n = n [Ar N + 2 Ar H] 32 = n ( 14 + 2) n=2 Jadi, rumus molekul hidrazin adalah N2H4 B. RUMUS EMPIRIS YANG DITENTUKAN DARI ANALISIS UNSUR BERDASARKAN PEMBAKARAN Rumus empiris senyawa hidrokarbon, ataupun senyawa karbon yang mengandung C, H, dan O dapat ditentukan dengan cara pembakaran sempurna senyawa tersebut. Pembakaran tersebut menghasilkan gas CO2 dan gas H2O yang massanya dapat ditentukan, dari data massa ini rumus empiris dapat diperoleh seperti pada contoh berikut. Bagaimana menghitung massa karbon dalam CO2 dan massa hidrogen dalam H2O? Contoh: Jika karbit dicampurkan dengan air maka akan dihasilkan gas yang biasa digunakan dalam pengelasan. Senyawa ini hanya mengandung karbon dan hidrogen. Pada proses pembakaran sempurna sedikit sampel itu dengan oksigen hanya menghasilkan 8,8 g CO2 dan 1,8 g air. Tentukan rumus empiris senyawa tersebut jika Ar C = 12, H = 1, dan O = 16

3.27

 PEKI4101/MODUL 3

Penyelesaian: Oleh karena semua karbon yang ada dalam senyawa tersebut telah diubah menjadi gas CO2, dan semua hidrogen menjadi air maka massa karbon dan hidrogen dalam sampel yang dibakar dapat dihitung dari perbandingan massa atom relatif (Ar) dengan massa molekul relatifnya dikalikan massa senyawanya. Jadi: 12 massa C dalam CO2   8,8 g  2,4 g 44

massa

H dalam H 2 O 

2  1

 1,8 g  0,2 g

18

Dengan mengetahui massa unsur-unsur penyusun senyawa tersebut maka kita dapat menghitung rumus empirisnya, yaitu dengan menghitung perbandingan mol kedua unsur tersebut. 2,4 g C   0,2 mol 12 g/mol

H 

0,2 g

 0,2 mol

1 g/mol Oleh karena senyawa tersebut mengandung jumlah mol karbon dan hidrogen yang sama maka rumus empirisnya ialah CH. Rumus molekulnya mungkin CH, atau C2H2, atau C3H3, dan seterusnya. Jika diketahui massa molar senyawa tersebut 26 g mol1 maka rumus molekulnya adalah C2H2. Gas ini bernama asetilena. C. INFORMASI KUANTITATIF DARI PERSAMAAN REAKSI KIMIA Menggunakan konsep mol, massa molar, dan persamaan reaksi yang sudah disetarakan, kita dapat menghitung massa pereaksi dan hasil reaksi. Perhatikanlah uraian contoh berikut ini. Persamaan reaksi kimia yang telah disetarakan untuk pembakaran gas butana adalah 2C4H10(g) + 13O2(g)  8CO2(g) + 10H2O(g)

3.28

Kimia Dasar 1 

Persamaan reaksi tersebut sama artinya dengan mengatakan: 2 molekul C4H10 + 13 molekul O2  8 molekul CO2 + 10 molekul H2O atau 2 mol C4H10 + 13 mol O2  8 CO2 + 10 H2O Dengan mengetahui massa molar C4H10 = 58 g/mol, O2 = 32 g/mol; CO2 = 44 g/mol; dan H2O = 18 g/mol maka persamaan reaksi di atas juga sama artinya dengan mengatakan: 116 g C4H10 + 416 g O2  352 g CO2 + 180 g H2O Oleh karena pereaksi dan hasil reaksi berwujud gas maka pada suhu dan tekanan yang sama perbandingan mol sesuai dengan perbandingan volumenya maka jika volume dinyatakan dalam satuan liter, kita pun dapat mengatakan, bahwa 2L C4H10 + 13L O2



8L CO2

+ 10L H2O

Koefisien-koefisien reaksi yang telah disetarakan memberikan “faktor konversi” antara pereaksi yang digunakan dan hasil reaksi yang diperoleh dalam suatu reaksi. Jika gas butana yang dibakar sesuai dengan persamaan reaksi di atas adalah 4 mol (= 232 gram) maka jumlah oksigen yang dibutuhkan, dan CO2 yang dihasilkan adalah sebagai berikut: O2 yang dibutuhkan = 4 mol C4H10 

 13 mol O 2   2 mol C H   26 mol  4 10 

= 26 mol x 32 g/mol = 832 g CO2 yang dihasilkan = 4 mol C4H10 

 8 mol CO2   2 mol C H   16 mol  4 10 

= 16 mol  44 g/mol = 704 g Dengan cara yang sama, hitung berapa massa H2O yang dihasilkan dari pembakaran tersebut! Untuk reaksi-reaksi yang melibatkan gas, sering kali kita perlu menghitung volume gas tersebut. Untuk tujuan tersebut kita dapat

3.29

 PEKI4101/MODUL 3

menggunakan persamaan umum gas ideal, PV = n RT. Perhatikan contoh berikut: Pada contoh terdahulu, jumlah mol gas oksigen yang diperlukan untuk membakar 4 mol gas butana adalah 26 mol. Jika gas oksigen ini diukur pada tekanan 1 atm dan temperatur 25°C maka volumenya dapat dihitung dengan menggunakan persamaan gas ideal. PV = n R T n (O2 )  RT 26 mol  0,08205 L atm/mol K (298K) Volume O2 = = P 1 atm = 635,72 L = 635,72 L Berapa volume gas O2 yang dihasilkan pada keadaan standar (STP)? Jika volume gas dikehendaki dalam keadaan standar, STP (0°C, 1 atm) maka volume gas O2 yang diperlukan adalah: V (O2) = n (O2)  22,4 L/mol = 26 mol  22,4 L/mol = 582,4 L Dengan cara yang sama, hitung volume gas CO2 yang dihasilkan pada keadaan standar? D. PEREAKSI PEMBATAS Dari contoh soal yang sudah diberikan pada bagian sebelumnya, kita telah menggunakan reaktan-reaktan yang memiliki perbandingan mol yang tepat, artinya sesuai dengan perbandingan koefisien reaktan tersebut. Bagaimana jika zat yang direaksikan banyaknya sembarang? Pada kasus ini, sangatlah mungkin satu pereaksi habis duluan, sedangkan pereaksi yang lain masih tersisa. Perhatikan reaksi berikut ini: 2H2(g)

+ O2(g)



H2O(g)

3.30

Kimia Dasar 1 

Koefisien reaksi H2, O2, dan H2O berturut-turut adalah 2, 1, dan 2. Hal ini mem-perlihatkan bahwa jika kita ingin memperoleh 2 mol H2O maka perlu direaksikan 2 mol gas H 2 dan 1 mol gas O2. Bagaimana jika tersedia 4 mol gas H2 dan 1 mol gas O2? Berapa mol H2O yang terbentuk? Berdasarkan persamaan reaksi di atas, hanya 2 mol gas H2 diperlukan untuk bereaksi dengan 1 mol gas O2. Setelah gas O2 habis, dan terbentuk 2 mol H2O, reaksi tidak berlangsung lagi sehingga tersisa 2 mol gas H2. Dengan demikian, banyaknya hasil reaksi dibatasi oleh pereaksi yang lebih dahulu habis. Pereaksi yang lebih awal habis disebut sebagai pereaksi pembatas Dalam proses industri, pereaksi pembatas umumnya yang harganya paling mahal, untuk menjamin tidak ada yang terbuang percuma. Misalnya, pada pembuatan perak klorida dalam film fotografi, digunakan perak nitrat yang direaksikan dengan NaCl yang berasal dari garam dapur. AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3 Jadi, masuk akal untuk melakukan reaksi dengan natrium klorida berlebih, untuk menjamin sebanyak mungkin perak nitrat yang harganya mahal bereaksi membentuk produk. Bagaimana cara menentukan pereaksi pembatas jika diketahui massa dari pereaksi-pereaksi? Bagaimana menentukan kemungkinan maksimum jumlah produk yang terbentuk? Dapatkah setiap pereaksi menjadi pereaksi pembatas?

Untuk menjawab pertanyaan-pertanyaan tersebut, ada metode sistematik yang dapat digunakan. 1. Menghitung mol zat-zat yang direaksikan. 2. Menentukan Pereaksi Pembatas.

3.31

 PEKI4101/MODUL 3

Ambillah satu per satu reaktan secara bergantian, anggap bahwa reaktan ini habis terpakai dalam reaksi, dan hitunglah massa salah satu produknya yang akan terbentuk. Reaktan mana pun yang memberikan massa terkecil merupakan reaktan pembatas. Setelah reaktan bereaksi seluruhnya, tidak akan ada lagi produk yang terbentuk. Contoh: Asam sulfat (H2SO4) dapat diproduksi berdasarkan persamaan reaksi berikut: 2SO2 + O2 + 2H2O 

2H2SO4

Andaikan pada proses pembuatan asam sulfat digunakan 480 g SO 2, 160 g O2, dan 144 g H2O dicampur dan reaksi dibiarkan berlangsung sampai salah satu reaktan habis. Mana yang merupakan pereaksi pembatas? Berapa massa H2SO4 yang dihasilkan, dan berapa massa reaktan yang tersisa? ( Ar S = 32; O = 16; H = 1). Penyelesaian: Menghitung mol zat-zat yang direaksikan: 480 g SO2 160 g O2 SO 2   7,5 mol O 2  5 1 1 64 g mol 32 g mol

H2O 

144 18

g g

H 2O mol

1

8

mol

mol

Berdasarkan persamaan reaksi yang sudah setara di atas, 2 mol gas SO 2 bereaksi dengan 1 mol O2 dan 2 mol H2O menghasilkan 2 mol H2SO4. Jika semua SO2 bereaksi, hasilnya adalah

7,5

mol

 2 mol H 2SO4    7,5 mol H 2SO 4  2 mol SO2 

SO 2  

Jika semua O2 bereaksi, hasilnya adalah

5

 2 mol H 2SO 4    10 mol H 2SO 4  1 mol O 2 

mol O 2  

3.32

Kimia Dasar 1 

Jika semua H2O bereaksi, hasilnya adalah

8

mol

 2 mol H 2SO 4    8 mol H 2SO 4  2 mol H 2O 

H 2O  

Dalam kasus ini, SO2 merupakan pereaksi pembatas, sebab berdasarkan perhitungan berdasarkan jumlahnya, dihasilkan produk yang jumlahnya terkecil (7,5 mol H2SO4). O2 dan H2O yang dicampurkan terdapat dalam keadaan berlebih. Menghitung jumlah Reaktan yang tersisa setelah reaksi selesai. Sesudah reaksi, jumlah reaktan yang tersisa adalah jumlah yang dicampurkan (awal) dikurangi yang bereaksi.

O 2 yang bereaksi  7,5

mol

 2 mol O2    7,5 mol  2 mol SO2 

SO 2  

O2 sisa = (10 – 7,5) mol = 2,5 mol  32 g/mol = 80 g

H 2 O yang bereaksi  7,5

mol

 1 mol H 2O    3,75 mol  2 mol SO 2 

SO2  

H2O sisa = (8 – 3,75) mol = 4,25 mol  18 g/mol = 76,5 g Sesudah reaksi akan diperoleh : Massa H2SO4 yang dihasilkan = 7,5 mol  98 g/mol = 735 g Massa O2 yang tersisa = 80 g Massa H2O yang tersisa = 76,5 g Berapa massa total sebelum terjadi reaksi dan berapa massa total setelah terjadi reaksi? Apa kesimpulan Anda?

3.33

 PEKI4101/MODUL 3

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Hasil analisis memperlihatkan bahwa vitamin C (asam askorbat) mengandung 41% unsur karbon, 4,5% unsur hidrogen, dan sisanya adalah unsur oksigen. a) Jika diketahui massa atom relatif C = 12, O = 16, dan H = 1 maka tentukan rumus empiris Vitamin C tersebut! b) Hasil analisis selanjutnya memperlihatkan bahwa massa molekul relatif senyawa tersebut adalah 176, tentukan rumus molekulnya! c) Jika kita mengonsumsi vitamin C sehari satu tablet (mengandung 500 mg asam askorbat), berapa banyak molekul vitamin C yang kita telan setiap harinya? 2) Hemoglobin dalam darah kita mengandung 0,35% unsur besi (Ar = 56). Jika massa molar hemoglobin adalah 65.000 g/mol, berapa banyak atom Fe dalam satu molekul hemoglobin? 3) Hitung total jumlah atom semua unsur yang terdapat dalam 1 gram senyawa berikut: a) CH4 b) CO2 c) C6H12O6 d) H2O 4) Tuliskan rumus empiris senyawa berikut ini: a) gula, C12H22O11 b) benzen, C6H6 c) oktana, C8H18 d) vitamin C, C6H8O6 5) Kalium nitrat (KNO3) digunakan sebagai pupuk untuk tanaman tertentu. Senyawa ini dapat dihasilkan melalui reaksi berikut: 4 KCl + 4 HNO3 + O2

4 KNO3 + 2 Cl2 + 2 H2O

Hitunglah massa KCl minimum yang diperlukan untuk menghasilkan 800 kg KNO3. Berapa volume gas klor (Cl2) yang dihasilkan jika gas

3.34

Kimia Dasar 1 

tersebut diukur pada keadaan standar (STP)? ( Ar K = 39; Cl = 35,5; N = 14; O = 16; H = 1) Petunjuk Jawaban Latihan 1) Persen massa O adalah selisih total 100% dengan persen massa unsur lain yang diketahui: a) Ubah persen massa menjadi perbandingan mol. b) Massa molekul merupakan kelipatan bilangan bulat dari massa molekul rumus empirisnya. c) Hubungkan massa zat dengan mol, selanjutnya hubungkan mol dengan jumlah molekul melalui bilangan Avogadro. 2) Ubah satuan persen massa menjadi mol melalui massa molar, kemudian hubungkan mol dengan jumlah atom melalui bilangan Avogadro. 3) Ubah satuan massa dengan mol melalui massa molar, indeks (subskrip) dalam rumus kimia menunjukkan perbandingan mol, kemudian hubungkan mol dengan jumlah atom melalui bilangan Avogadro. 4) Rumus empiris adalah perbandingan terkecil dari jumlah atom yang menyusun suatu molekul. 5) Ubah satuan massa dengan mol melalui massa molar, Ubah satuan mol menjadi volume dengan hubungan 1 mol gas (STP) = 22,4 L.

R A NG KU M AN 1.

2.

3.

4.

Penentuan rumus empiris suatu senyawa dapat dilakukan dengan cara menentukan perbandingan mol tersederhana dari unsur-unsur pembentuk senyawa tersebut yang diturunkan dari komposisi massanya. Reaksi pembakaran sempurna senyawa organik sederhana akan menghasilkan gas CO2 dan H2O, dari massa CO2 dan H2O dapat dihitung perbandingan mol C dan H Persamaan reaksi yang setara menunjukkan perbandingan molnya sehingga perhitungan-perhitungan kimia yang terkait selalu berhubungan dengan konsep mol. Perbandingan mol zat yang terlibat dalam suatu reaksi adalah tertentu sehingga ada pereaksi yang habis bereaksi (disebut pereaksi pembatas) dan ada pereaksi yang bersisa.

 PEKI4101/MODUL 3

3.35

TES F OR M AT IF 3 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Suatu senyawa karbon komposisi massa unsur-unsur pembentuknya adalah: C=37,5%; H=12,5%; O=50,0% Jika diketahui Ar C=12; H=1; dan O=16 maka rumus empiris senyawa karbon tersebut adalah .... A. C2H6O B. C3H6O2 C. CH4O D. C2H4O 2) Hasil pembakaran sempurna 5,8 g suatu senyawa karbon adalah 17,6 g CO2 dan 9 g H2O (Ar O=16, C=12, H=1) maka rumus empiris senyawa karbon tersebut adalah .... A. CH4 B. C2H5 C. C4H10 D. C4H8 3)

Jika hasil pengukuran kadar besi dalam oksidanya adalah 70%, dan diketahui Ar Fe = 56 dan O = 16 maka rumus molekul oksida besi tersebut adalah .... A. Fe3O2 B. Fe2O3 C. FeO2 D. FeO

4) Jika diketahui komposisi massa gas amoniak adalah: N = 82% dan H = 18%, serta Ar N = 14,0 dan Ar H = 1,0. Maka, massa amoniak yang dihasilkan dari reaksi antara 12,0 g hidrogen dan 12,0 g nitrogen adalah .... A. 12,0 g B. 14,6 g C. 18,0 g D. 24,0 g

3.36

Kimia Dasar 1 

5) Jika diketahui suatu persamaan reaksi (yang belum setara) adalah: N2(g) + H2(g)  NH3(g) maka apabila kita mereaksikan 15 L gas N2 dan 15 L gas H2 akan dihasilkan gas NH3 pada kondisi tekanan dan suhu yang sama sebanyak .... A. 10 L B. 15 L C. 20 L D. 25 L 6) Suatu zat yang hanya mengandung unsur-unsur Ca, C, dan O memiliki komposisi massa sebagai berikut: Ca=31,25% dan C=18,75% maka perbandingan jumlah atom Ca : C : O dalam molekul zat tersebut adalah .... A. 10:3:4 B. 5:3:8 C. 1:1:3 D. 1:2:4 7) Pada pembakaran senyawa karbon yang hanya mengandung unsur C dan H dibutuhkan gas oksigen sebanyak 100 mL. Apabila hasil pembakaran sempurna senyawa karbon tersebut menghasilkan 60 mL gas CO2 dan 80 mL uap air dan semua gas yang terlibat diukur pada suhu dan tekanan yang sama maka rumus empirik senyawa tersebut adalah .... A. CH4 B. C2H6 C. C3H8 D. C4H10 8) Apabila diketahui Mr gas CH4 = 16,0, dan tetapan Avogadro = 6,02  1023 maka jumlah molekul dari 2 g CH4 adalah .... A. 0,7525  1023 B. 4,8160  1023 C. 3,7563  1023 D. 1,2040 1024 9) Suatu oksida nitrogen diketahui mengandung unsur O sebanyak 36,37% (b/b) jika diketahui Ar N=14,0 dan O = 16,0 maka rumus molekul senyawa tersebut adalah .... A. N2O5 B. N2O3

3.37

 PEKI4101/MODUL 3

C. N2O D. NO2 10) Pada pembakaran sempurna 6 g gas etana, C2H6, akan dihasilkan gas pada suhu 0oC dan tekanan 0,5 atm sebanyak .... A. 0,89 L B. 8,96 L C. 89,6 L D. 890 L Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan modul selanjutnya. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang belum dikuasai.

3.38

Kimia Dasar 1 

Kunci Jawaban Tes Formatif Tes Formatif 1 1) C. 2C2H2 + 5O2 4CO2 + 2H2O. 2) B. Ion yang belum ada pada pereaksi dibandingkan hasil reaksi adalah K+ dan C1-. 3) C. Salah satu hasil reaksi adalah H2CO3 yang terurai menjadi H2O dan gas CO2. 4) C. Hasil reaksi adalah BaSO4. 5) D. Salah satu hasil reaksi adalah H2CO3 yang terurai menjadi H2O dan gas CO2. 6) B. Jumlah atom pereaksi harus sama dengan hasil reaksi. 7) B. C2H4 + 3O2 2CO2 + 2H2O. 8) B. Jumlah atom pereaksi harus sama dengan hasil reaksi. 9) A. 2HI + Ca(OH)2 Cal2 + 2H2O. 10) B. Pereaksi adalah N2 dan H2, hasil reaksi adalah NH3. Tes Formatif 2 1) C. Mol paling kecil jumlah partikel paling sedikit. 2) A. Jumlah kelimpahan dikalikan massa atom adalah massa atom relatif (Ar). 3) B. ¼  4 atom = ½  2 atom. 4) B. Jumlah kelimpahan dikalikan massa atom adalah massa atom relatif (Ar). 5) D. x/78  12 atom. 6) A. Pada keadaan STP 1 mol gas volumenya 22,4 L. 7) A. Gunakan rumus PV = nRT, jumlah partikel = mol  bilangan Avogadro. 8) D. Mr = 2  Ar Na + l  Ar C + 13  Ar O + 20  Ar H. 9) C. Gunakan rumus PV = nRT. 2  Ar Fe  4 g =1,12 g . 10) B. Mr Fe 2 (SO 4 ) 3

 PEKI4101/MODUL 3

3.39

Tes Formatif 3 1) C. Cari mol masing-masing unsur kemudian tentukan perbandingan sederhananya. 2) C. Cari massa unsur C, massa unsur H, dan massa unsur O (dari sisa); kemudian tentukan perbandingan mol tersederhananya. 2  56 3) B. 100% = 70% 160 4) B. Hitung massa hidrogen yang bereaksi, kemudian jumlahkan dengan massa nitrogen. 5) A. Tentukan koefisien reaksi, perbandingan koefisien sebanding dengan perbandingan volume. 6) D. Hitung % massa O (dari sisa), tentukan perbandingan molnya (sesuai dengan perbandingan jumlah atomnya). 7) C. Pada P dan T sama perbandingan mol sama dengan perbandingan volume. 8) A. Tentukan mol CH4, kemudian kalikan dengan bilangan Avogadro. 9) C. Tentukan % massa N, kemudian tentukan perbandingan molnya; Indeks pada rumus senyawa sebanding dengan perbandingan molnya. 10) B. Tuliskan persamaan reaksi kimianya, tentukan mol C2H6, tentukan mol gas CO2, kemudian gunakan persamaan PV = nRT (diasumsikan sebagai gas ideal).

3.40

Kimia Dasar 1 

Glosarium Berat Atom (rata-rata massa atom) Hasil reaksi

Hipotesis Avogadro

Hukum Avogrado

Massa molar

Mol Nomor Atom Nomor massa Pereaksi

Persamaan Kimia

Reaksi penguraian Rumus Empiris

: rata-rata massa atom suatu unsur dalam satuan sma yang besarnya sama dengan massa dalam gram dari 1 mol suatu unsur. : zat yang dihasilkan dalam reaksi kimia, dan pada persamaan reaksi kimia dituliskan di kanan tanda panah. : suatu pernyataan yang menyatakan bahwa volume yang sama dari gas pada suhu dan tekanan yang sama mengandung jumlah molekul yang sama. : suatu pernyataan yang menyatakan bahwa volume gas yang dijaga pada suhu dan tekanan konstan sebanding dengan kuantitas gas. : massa 1 mol suatu zat dalam satuan gram, besarnya sama dengan berat rumus dalam satuan sma. : sekumpulan zat yang besarnya sama dengan bilangan Avogadro (6,022.1023). : jumlah proton di dalam inti atom suatu unsur. : sesuai dengan jumlah dari banyaknya proton dan neutron di dalam suatu inti atom. : zat awal di dalam reaksi kimia, dan pada persamaan reaksi kimia dituliskan di kiri tanda panah. : gambaran reaksi kimia yang menggunakan rumus kimia untuk pereaksi dan hasil reaksi; persamaan kimia setimbang yang mengandung jumlah atom tiap unsur sama pada kedua sisi persamaan. : suatu reaksi kimia yang mengubah suatu zat menjadi dua atau lebih hasil reaksi. : rumus kimia yang menunjukkan jenis atom dan jumlah relatifnya di dalam suatu zat.

 PEKI4101/MODUL 3

Rumus Kimia

Satuan massa atom (sma)

Sifat Kimia

Spektrometer massa Stoikiometri Temperatur dan Tekanan Standar (STP) Zat terlarut

3.41

: notasi yang menggunakan lambang atom dengan indeks bilangan yang menunjukkan perbandingan relatif atom-atom unsur yang berbeda di dalam suatu zat. : satuan/unit yang didasarkan pada ukuran 12 sma untuk massa isotop karbon-12 yang memiliki 6 proton dan 6 neutron di dalam intinya. : sifat-sifat yang menunjukkan komposisi zat dan reaktifitasnya, bagaimana zat-zat bereaksi atau perubahan menjadi zat-zat lain. : alat yang digunakan untuk menentukan massa atom dan ion-ion molekular. : hubungan kuantitatif antara pereaksi dan hasil reaksi di dalam suatu persamaan reaksi kimia. : suhu 0o dan tekanan 1 atm, biasanya digunakan sebagai kondisi pembanding untuk gas. : Zat yang dilarutkan ke dalam suatu pelarut untuk membentuk larutan, umumnya di dalam suatu larutan merupakan komponen yang jumlahnya lebih kecil.

3.42

Kimia Dasar 1 

Daftar Pustaka Brady J.E. (1990). General Chemistry Principles & Structure. 5th Ed. New York: John Wiley & Sons. Brown T.L., LeMay H.E Jr. & Bursten B.E. (1997). Chemistry The Central Science. 7th Ed. London: Prentice-Hall International Inc. Gallagher R., Ingram P. & Whitehead P. (1996). Co-Ordinated Science Chemistry. 2nd Ed. New York: Oxford University Press. Keenan C.W., Kleinfelter D.C. & Wood J.H. (1986). a.b. Pudjaatmaka A.H., Kimia Untuk Universitas. 6th ed. Jakarta: Penerbit Erlangga. Oxtoby, David W., Nachtrieb & Norman H. (1987). Principles of Modern Chemistry. 2nd Ed. Philadelphia: Saunders Golden Sunburst Series. Stanitski C.L., Eubanks L.P., Middlecamp C.H. & Stratton W.J. (2000). Chemistry In Context Applying Chemistry to Society. 3rd Ed. Boston: Mc Graw Hill. Sunarya, Y. Kimia Dasar I Prinsip-Prinsip Kimia Terkini. 1st Ed. Bandung: Alkemi Grafisindo Press.

Modul 4

Struktur Elektron dalam Atom Dra. Sri Mulyani, M.Si.

PEN D A HU L UA N

P

ada modul sebelumnya Anda telah mempelajari struktur atom sampai dengan model atom dari Rutherford. Model atom dari Rutherford ternyata bertentangan dengan teori elektrodinamika klasik. Menurut teori ini jika suatu partikel bermuatan listrik bergerak dengan kecepatan tertentu maka partikel tersebut akan meradiasikan energi. Elektron yang bergerak di sekeliling inti akan kehilangan energi terus-menerus karena radiasi sehingga akhirnya akan jatuh ke inti. Bagaimana seandainya itu yang terjadi? Tentu atom itu menjadi musnah, yang artinya semua zat termasuk kita manusia, tidak akan ada karena tidak stabil. Keberadaan zat-zat di alam menunjukkan bahwa atom itu ada. Jadi, seperti apa atom itu? Bagaimana kedudukan elektron dalam atom? Kesulitan ini dapat diatasi oleh Bohr yang mengaplikasikan teori kuantum Planck pada model atomnya. Oleh karena itu, sebelum membahas teori atom Bohr Anda akan diajak untuk terlebih dulu mempelajari gagasan Planck tentang teori kuantum dari cahaya. Keterbatasan dari teori Bohr yang tidak mampu menjelaskan spektrum atom berelektron banyak, selanjutnya diatasi dengan teori atom berdasarkan mekanika gelombang yang menghasilkan gambaran tentang atom, khususnya elektron-elektron dalam atom. Teori atom berdasarkan mekanika kuantum sampai sejauh ini masih bisa diterima karena masih dapat menjelaskan berbagai gejala eksperimen yang ada. Dengan memperhatikan uraian materi yang harus Anda pelajari dalam modul ini maka secara umum setelah mempelajari modul ini diharapkan Anda dapat memahami perkembangan teori struktur atom dan bukti-bukti yang mendasarinya. Secara lebih rinci, setelah mempelajari Modul 4 ini, diharapkan Anda dapat: 1. menguraikan radiasi elektromagnetik ke dalam beberapa jenis komponen sinar penyusunnya;

4.2

2. 3. 4. 5. 6. 7.

8. 9. 10. 11. 12. 13. 14.

Kimia Dasar 1 

menjelaskan teori kuantum dari Planck; menghitung energi cahaya dari panjang gelombang dan sebaliknya; menjelaskan efek fotolistrik; menentukan frekuensi cahaya dari panjang gelombang dan sebaliknya; menjelaskan spektrum atom hidrogen dengan menggunakan model atom Bohr; menentukan besarnya energi yang diserap atau dilepaskan saat suatu elektron pada atom hidrogen berpindah dari suatu keadaan ke keadaan yang lain; menentukan panjang gelombang suatu benda yang bergerak dengan kecepatan tertentu berdasarkan rumusan de Broglie; mendeskripsikan prinsip ketidakpastian dari Heisenberg; mendeskripsikan model atom mekanika gelombang; menentukan bilangan-bilangan kuantum dari elektron dalam atom; menggambarkan bentuk orbital; membedakan tingkat energi orbital atom hidrogen dengan atom lain yang berelektron banyak; menentukan konfigurasi elektron dan menggambarkan diagram orbital dari suatu atom.

Kemampuan-kemampuan tersebut sangat penting untuk mempelajari ilmu kimia lebih lanjut karena berkaitan dengan penulisan rumusan kimia suatu zat sekaligus penamaannya. Jadi, pelajarilah dengan baik Modul 4 ini agar Anda tidak mengalami kesulitan dalam mempelajari konsep-konsep kimia lainnya. Adapun pembahasan pada modul ini dibagi menjadi 4 kegiatan belajar yang dapat Anda pelajari secara lebih mendalam, meliputi pembahasan tentang: 1. dasar dan teori kuantum; 2. model atom Bohr; 3. model atom mekanika gelombang; 4. konfigurasi elektron. Hal yang harus diperhatikan, agar Anda berhasil dengan baik mempelajari modul ini adalah sebagai berikut.

 PEKI4101/MODUL 4

1.

2.

3.

4.

4.3

Bacalah dengan cermat bagian pendahuluan modul ini, agar Anda betulbetul memahami keterkaitan materi yang dibahas pada setiap kegiatan belajar serta mengetahui kemampuan yang diharapkan dari pembelajaran dengan modul ini. Pelajarilah bagian demi bagian dari modul ini dan tandai konsep-konsep pentingnya sesuai dengan kemampuan yang diharapkan (jika perlu gunakan stabilo). Kemampuan yang diharapkan dari modul ini tidak hanya sampai tingkatan kognitif pemahaman, tetapi dituntut tingkat yang lebih tinggi, seperti aplikasi, evaluasi ataupun analisis karena itu asahlah selalu kemampuan Anda dengan memperbanyak berlatih soal-soal. Manfaatkanlah peluang pertemuan dengan tutor atau teman sejawat Anda untuk mendiskusikan hal-hal yang kurang Anda pahami ataupun menyelesaikan soal-soal yang dianggap sulit karena itu persiapkanlah bahan sebelum Anda melaksanakan tutorial atau diskusi dengan teman sejawat Anda. Selamat Belajar, semoga berhasil!

4.4

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 1

Dasar dan Teori Kuantum

P

ada kegiatan belajar ini, sebelum kita membahas model atom Bohr, terlebih dulu akan dibahas sifat cahaya sebagai gelombang, yang akan memudahkan kita untuk memahami pemikiran Planck tentang energi cahaya yang terkuantisasi atau yang disebut dengan teori kuantum. Pemikiran Planck yang sangat sulit diterima saat itu kemudian digunakan oleh Einstein untuk menjelaskan gejala efek fotolistrik. Gagasan dari Planck tentang teori kuantum juga menjadi dasar bagi Bohr dalam menjelaskan spektrum atom hidrogen. A. SIFAT GELOMBANG DARI CAHAYA Cahaya yang dapat dilihat oleh mata kita, yakni cahaya (sinar) tampak, merupakan salah satu dari sekian banyak radiasi elektromagnetik. Selain sinar tampak, masih ada lagi bentuk sinar-sinar lainnya, seperti sinar X, inframerah, ultraviolet. Radiasi elektromagnetik sampai kepada kita sebagai gelombang. Kecepatan semua gelombang radiasi elektromagnetik di ruang hampa adalah 3,00  108 m/s. Kecepatan cahaya bergantung pada medium yang dilewatinya, tapi pada perhitungan-perhitungan yang akan kita lakukan, perubahannya tidak signifikan. Oleh karena itu, kita tetap akan menggunakan nilai 3,00  108 m/s untuk kecepatan cahaya. Gelombang elektromagnetik mempunyai sifat gelombang yang sama seperti gelombang lainnya, misalnya gelombang air. Dalam membicarakan gelombang kita sering mendengar istilah panjang gelombang. Panjang gelombang merupakan jarak di antara dua puncak (atau lembah) yang berurutan. Jumlah panjang gelombang yang melewati suatu titik dalam waktu 1 detik disebut dengan frekuensi. Oleh karena kecepatan gelombang cahaya sama maka semakin kecil panjang gelombang, jumlah gelombang yang melewati suatu titik dalam setiap detiknya akan semakin banyak. Sebaliknya jika panjang gelombang semakin besar maka jumlah gelombang yang melewati titik yang sama dalam setiap detiknya akan semakin sedikit. Hubungan keduanya secara matematis dapat diungkapkan dengan persamaan:  = c

4.5

 PEKI4101/MODUL 4

dengan  (nu) sebagai lambang untuk frekuensi,  (lamda) lambang untuk panjang gelombang dan c lambang untuk kecepatan cahaya. Kita dapat menggambarkan sifat gelombang tersebut seperti yang tampak pada Gambar 4.1.

Gambar 4.1. Sifat gelombang. Semakin panjang , semakin kecil .  dari gelombang (b) ½ kali  dari gelombang (a), sehingga  (b) dua kali (a)

Berbagai bentuk radiasi elektromagnetik mempunyai sifat yang sangat berbeda, misalnya sinar X sangat berbeda dengan sinar ultraviolet. Perbedaan ini disebabkan oleh panjang gelombangnya yang juga berbeda. Pada Gambar 4.2 dapat dilihat berbagai jenis radiasi elektromagnetik yang disusun berdasarkan kenaikan panjang gelombangnya. Kita lihat bahwa sinar tampak yang ada di daerah panjang gelombang sekitar 400 – 700 nm, hanya merupakan bagian kecil saja dari spektrum elektromagnetik.

Gambar 4.2. Spektrum Elektromagnetik

4.6

Kimia Dasar 1 

Panjang gelombang mempunyai satuan panjang, bisa meter, nanometer, angstrom. Oleh karena kecepatan cahaya mempunyai satuan panjang per detik maka frekuensi mempunyai satuan “per detik ”, atau s-1, yang seringkali disebut dengan satuan hertz (Hz). B. TEORI KUANTUM PLANCK Suatu benda padat yang dipanaskan akan memancarkan energi. Distribusi panjang gelombang dari energi yang dipancarkan ini bergantung pada suhu. Hasil eksperimen juga menunjukkan bahwa jumlah energi radiasi ini bergantung pada panjang gelombangnya. Para ahli fisika mencoba untuk mempelajari dan memahami bagaimana hubungan di antara parameterparameter tersebut. Teori yang satu berhasil menjelaskan fenomena ini untuk panjang gelombang yang pendek, tapi tidak bisa menjelaskan fenomena untuk panjang gelombang yang lebih besar. Teori yang lainnya berhasil menjelaskan fenomena untuk panjang gelombang yang lebih besar, tapi gagal untuk menjelaskan fenomena pada panjang gelombang yang lebih pendek, padahal keduanya sama-sama menggunakan dasar termodinamika dan mekanika klasik dalam menjelaskan teorinya. Adanya perbedaan dari kedua teori ini mengindikasikan adanya asumsi dasar yang tidak tepat. Planck mencoba untuk menyelesaikan masalah itu dengan satu asumsi yang pada saat itu dinilai sangat berani. Dia menyatakan bahwa energi yang dipancarkan atau diserap oleh suatu zat tidak bersifat kontinu, tetapi ada dalam paket-paket energi tertentu yang disebut kuanta. Dia mengusulkan energi dari suatu kuantum tunggal sebagai hasil perkalian suatu tetapan dengan frekuensinya: E = h dengan h tetapan Planck yang nilainya 6,63  10-34Js. Menurut Planck energi yang dipancarkan atau diserap selalu dalam bentuk kelipatan dari h, seperti h, 2h, 3h, dan seterusnya; dan tidak pernah misalnya 1,35 h atau 4,85 h. Jadi kita sebut bahwa energinya terkuantisasi, nilainya terbatas pada besaran tertentu. Dengan menggunakan asumsi ini dia berhasil menjelaskan fakta eksperimen tadi dengan memuaskan untuk semua rentang panjang gelombang yang ada sesuai dengan data hasil eksperimen.

 PEKI4101/MODUL 4

4.7

Gagasan bahwa energi harus terkuantisasi mungkin terasa asing, tetapi banyak analogi yang menggunakan konsep ini. Contohnya jumlah proton, elektron, netron dan juga atom dalam suatu materi selalu merupakan bilangan bulat. Contoh lainnya telur ayam dan anak kelinci juga dikeluarkan dalam jumlah yang terkuantisasi, tidak pernah setengah atau satu tiga perempatnya. C. EFEK FOTOLISTRIK Pada tahun 1905, lima tahun setelah Planck menyampaikan gagasannya tentang teori kuantum, Albert Einstein menggunakan teori Planck untuk menjelaskan efek fotolistrik. Efek fotolistrik adalah peristiwa pelepasan elektron dari suatu permukaan logam yang dikenai cahaya dengan panjang gelombang minimum tertentu (Gambar 4.3).

Gambar 4.3. Efek Fotolistrik. Elektron dilepaskan dari permukaan logam dan ditarik ke arah elektroda positif. Aliran elektron ditunjukkan oleh jarum meter yang bergerak

Jika suatu permukaan logam disinari cahaya berenergi tertentu, akan dilepaskan elektron. Untuk setiap logam ada energi minimum tertentu yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari permukaan logam. Einstein menjelaskan efek fotolistrik dengan menggunakan asumsi bahwa energi yang mengenai permukaan logam merupakan aliran partikelpartikel yang sangat kecil dari cahaya yang disebut foton. Dengan menggunakan teori kuantum Planck, Einstein menyimpulkan bahwa energi

4.8

Kimia Dasar 1 

setiap foton harus sebanding dengan frekuensi cahaya, E = hv, jadi energi yang dipancarkannya terkuantisasi. Elektron-elektron pada logam terikat dengan gaya tarik tertentu. Untuk mengatasi gaya tarik ini diperlukan energi yang cukup sehingga elektron dapat terlepas dari permukaan logam. Jika foton dari cahaya yang mengenai logam tersebut terlalu kecil maka elektron tidak akan lepas dari permukaan logam, meskipun intensitasnya dinaikkan. Jika energi foton cukup maka elektron bisa dilepaskan. Jika energi foton lebih besar dari energi untuk melepaskan elektron dari permukaan logam maka kelebihan energinya akan muncul sebagai energi kinetik dari elektron yang dilepaskan. Setiap foton akan melepaskan satu elektron. Jika ada dua berkas cahaya yang energinya sama (lebih besar daripada energi ikatan elektron pada logam) tapi intensitasnya berbeda maka energi dengan intensitas yang lebih besar akan membawa sejumlah foton yang lebih banyak. Akibatnya jumlah elektron yang dilepaskan pun akan lebih banyak daripada energi yang intensitasnya lebih kecil. Pandangan Einstein ini memberikan suatu dilema. Di satu sisi dia memberikan penjelasan yang memuaskan terhadap efek fotolistrik, tapi di sisi lain, teori partikel dari cahaya tidak sesuai dengan sifat cahaya yang dikenal saat itu. Satu-satunya cara yang bisa mengatasi dilema itu adalah dengan memandang cahaya sebagai partikel dan juga sebagai gelombang. Dualisme partikel dan gelombang ini tidak hanya khas untuk cahaya, tetapi juga untuk semua materi, termasuk elektron. LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Hitung panjang gelombang dari radiasi yang dipancarkan dari atom litium yang tereksitasi yang memiliki frekuensi 4,47  1014 s-1! 2) Urutkan radiasi elektromagnetik berikut berdasarkan kenaikan panjang gelombangnya! a) Sinar gamma yang dihasilkan dari radiasi inti zat radioaktif. b) Radiasi dari salah satu stasiun radio FM dengan frekuensi 103,2 MHz. c) Sinar kuning yang dipancarkan dari lampu natrium di jalan raya.

 PEKI4101/MODUL 4

4.9

Petunjuk Jawaban Latihan 1)  = c, dengan c kecepatan cahaya = 3,0  108 m/s. Dengan mengetahui , frekuensi sinar yang dipancarkan maka dapat ditentukan panjang gelombangnya. 2) Dari Gambar 4.2 dapat dilihat bahwa sinar gamma mempunyai frekuensi yang lebih kecil daripada 1  1020 s-1. Salah satu stasiun radio FM mempunyai frekuensi 103,2 MHz = 103,2  106 Hz = 103,2  106 s-1. Sinar kuning ada di daerah sinar tampak dengan frekuensi sekitar 1015s-1. Dari hubungan  = c dapat kita ketahui bahwa jika frekuensinya rendah maka panjang gelombangnya tinggi dan sebaliknya. Dengan demikian urutan sinar tersebut dapat diurutkan berdasarkan kenaikan panjang gelombangnya. R A NG KU M AN Radiasi elektromagnetik, termasuk sinar tampak, merambat di ruang hampa dengan kecepatan cahaya, c = 3,00  108 m/s. Sifat dari gelombang dapat diungkapkan dalam bentuk panjang gelombang ( ) ataupun frekuensi () yang keduanya dihubungkan melalui persamaan  = c. Menurut Planck energi radiasi minimun yang dapat diserap atau dilepaskan suatu benda adalah sebesar E = h. Energi minimun ini disebut dengan satu kuantum energi. Tetapan h disebut dengan tetapan Plank; h = 6,63  10-34 Js. Menurut teori kuantum, energi terkuantisasi, hanya mempunyai nilai tertentu yang diperbolehkan, yang merupakan kelipatan dari h, seperti h, 2 h, 3 h, dan seterusnya. Einstein menggunakan teori kuantum untuk menjelaskan efek fotolistrik dengan menyatakan bahwa cahaya dapat bersifat sebagai gelombang dan sebagai aliran partikel (foton) yang membawa paket-paket energi. TES F OR M AT IF 1 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Di antara pernyataan-pernyataan berikut, pernyataan yang benar sifat gelombang dari cahaya adalah …. A. semua radiasi elektromagnetik dapat dilihat B. frekuensi radiasi meningkat dengan naiknya panjang gelombang

4.10

Kimia Dasar 1 

C. sinar ultraviolet mempunyai panjang gelombang yang lebih kecil daripada sinar tampak D. semua radiasi elektromagnetik mempunyai sifat yang sama 2) Frekuensi dari cahaya yang dipancarkan atom raksa tereksitasi pada panjang gelombang 436 nm adalah .… A. 1,31  1011 s-1 B. 6,88  1014 s-1 C. 1,45  10-15 s-1 D. 6,88  105 s-1 3) Radiasi dengan frekuensi 2,85  1012 s-1 mempunyai panjang gelombang …. A. 1,05  10-4 m B. 8,55  1020 m C. 9,5  103 m D. 3 10-13 m 4) Untuk melepaskan elektron dari logam kalium diperlukan energi sebesar 222 kJ/mol. Jika radium disinari dengan cahaya dari 350 nm, energi kinetik maksimum dari elektron yang dilepaskan adalah sebesar …. A. 342 kJ/mol B. 120 kJ/mol C. 564 kJ/mol D. 222 kJ/mol 5) Warna biru dari langit disebabkan oleh hamburan sinar matahari oleh molekul-molekul di udara. Cahaya biru dengan frekuensi sekitar 7,5  1014 Hz mempunyai panjang gelombang …. A. 2,25  1023 J B. 4,97  10-19 J C. 2,5  106 m D. 4,0  10-7 m

4.11

 PEKI4101/MODUL 4

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang belum dikuasai.

4.12

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 2

Model Atom Bohr

M

odel atom dari Bohr muncul sebagai usahanya untuk menjelaskan spektrum atom hidrogen. Model atom yang sudah ada saat itu, yakni model atom Rutherford tidak mampu untuk menjelaskan fenomena tersebut. Bohr menggunakan teori kuantum dari Planck untuk menjelaskan fenomena tersebut. A. SPEKTRUM ATOM HIDROGEN Jika seberkas sinar matahari atau cahaya lampu dilewatkan melalui suatu prisma dan hasilnya ditangkap pada suatu layar maka akan dihasilkan spektrum warna-warna pelangi. “Pelangi” ini termasuk ke dalam spektrum kontinu karena di dalamnya terdapat rentang warna yang kontinu mulai dari merah, jingga, kuning, hijau, biru, nila, dan ungu. Warna-warna pelangi ini mengandung semua panjang gelombang yang berbeda dari sinar tampak. Lain halnya jika sumber sinar berasal dari suatu gas seperti hidrogen yang ditempatkan dalam tabung bertekanan rendah dan diberi beda potensial yang tinggi, spektrum yang dihasilkan sangat berbeda. Bukan warna pelangi yang tampak pada layar, melainkan hanya beberapa garis dari beberapa panjang gelombang saja, seperti yang terlihat pada Gambar 4.4.

Gambar 4.4. Spektrum Emisi dari Hidrogen

 PEKI4101/MODUL 4

4.13

Spektrum yang hanya terdiri dari beberapa panjang gelombang tertentu disebut dengan spektrum garis. Spektrum garis ini seringkali disebut dengan spektrum atom karena dihasilkan dari atom-atom yang diberi energi. Spektrum garis yang dihasilkan oleh hidrogen berbeda dengan spektrum garis yang dihasilkan gas lain. Setiap unsur mempunyai karakteristik spektrum yang berbeda yang dapat digunakan untuk mengidentifikasi unsurunsur tersebut. Atom unsur-unsur lain menghasilkan spektrum yang lebih kompleks daripada spektrum atom hidrogen. Saat spektrum atom ditemukan, tidak ada seorang pun yang mampu menjelaskan mengapa terbentuk spektrum seperti itu, bahkan untuk spektrum atom hidrogen yang paling sederhana. Kemajuan dimulai ketika diperoleh persamaan untuk menghitung panjang gelombang dari semua garis pada spektrum atom hidrogen. Persamaan ini dikenal sebagai persamaan Rydberg: (1/) = 109.678 cm-1 ( 1/n2 – 1/n1) dengan n1 dan n2 adalah bilangan positif, bisa 1,2,3 dan seterusnya; n2 harus selalu lebih besar daripada n1. Pasangan bilangan mana pun yang dipilih akan selalu diperoleh panjang gelombang yang bersesuaian dengan hasil eksperimen pada spektrum atom hidrogen. B. MODEL ATOM BOHR Penemuan Rutherford tentang inti atom membuat ilmuwan memandang atom sebagai “sistem tata surya”. Bohr memulai teori atomnya dari gagasan ini. Ia menganggap bahwa elektron bergerak di sekeliling inti pada orbitnya. Akan tetapi, ia mengadopsi gagasan Planck dengan mengasumsikan bahwa energi terkuantisasi, artinya hanya orbit dengan jari-jari dan energi tertentu yang diperbolehkan (Gambar 4.5.a). Dari model ini untuk atom hidrogen, Bohr secara matematis menurunkan persamaan untuk menentukan energi dari elektron: E = - RH/n2 dengan RH suatu tetapan yang disebut dengan tetapan Rydberg yang besarnya 2,18 X 10-18 J; n adalah bilangan bulat yang menyatakan orbit dari elektron, nilainya bisa 1,2,3, . . .,  dan disebut dengan bilangan kuantum (karena nilainya menentukan kuantitas dari energi yang dimiliki

4.14

Kimia Dasar 1 

elektron dalam orbitnya). Semakin besar n semakin besar pula radiusnya (radius sebanding dengan n2). Energi dari elektron pada atom hidrogen ini berharga negatif untuk semua nilai n. Semakin rendah (semakin negatif) energi, semakin stabil atom. Energi terendah adalah energi dengan n = 1. Semakin besar n, semakin kurang negatif, artinya tingkat energi bertambah seiring dengan kenaikan n. Keadaan dengan tingkat energi paling rendah disebut dengan keadaan dasar. Jika elektron ada pada tingkat energi yang lebih tinggi dikatakan bahwa elektron tersebut ada pada tingkat tereksitasi. Untuk n = , E = 0, elektron dikatakan terpisah sempurna dari intinya. Spektrum atom hidrogen dijelaskan oleh Bohr sebagai berikut (Gambar 4.5.b). Elektron dari satu tingkat energi dapat berpindah ke tingkat energi lainnya. Saat elektron berpindah dari tingkat energi yang lebih rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi akan diserap sejumlah energi yang sesuai dengan perbedaan kedua tingkat energi tersebut (E). Sebaliknya, saat elektron berpindah dari tingkat energi yang lebih tinggi ke tingkat energi yang lebih rendah akan dipancarkan sejumlah energi yang sesuai dengan Enya: E = Eakhir – Eawal = h. Energi yang diserap dan yang dipancarkan ini ada dalam bentuk foton-foton dengan frekuensi yang sesuai.

Gambar 4.5 Model atom Bohr (a) Elektron bergerak mengitari inti pada orbitnya dengan tingkat energi tertentu. (b) Energi elektron berubah dengan besar energi tertentu saat elektron berpindah dari tingkat energi yang satu ke tingkat energi yang lain. Perpindahan elektron disertai dengan penyerapan atau pelepasan energi

4.15

 PEKI4101/MODUL 4

Spektrum emisi hidrogen meliputi rentang panjang gelombang yang cukup lebar, dari inframerah sampai ultraviolet. Pada Tabel 4.1 dapat dilihat deret transisi pada spektrum hidrogen yang dinamai sesuai dengan nama penemunya. Tabel 4.1 . Beberapa Deret Spektrum Emisi Atom Hidrogen Deret Lyman Balmer Paschen Brackett

nakhir

nawal

1 2 3 4

2,3,4, . . . 3,4,5, . . . 4,5,6, . . . 5,6,7, . . .

Daerah spektrum Ultraviolet Sinar tampak dan ultraviolet Inframerah Inframerah

Deret Balmer lebih mudah dipelajari karena sejumlah garis spektrumnya terletak di daerah sinar tampak. Transisi dari keempat deret ini akan lebih jelas dilihat pada Gambar 4.6.

Gambar 4.6. Tingkat energi pada atom hidrogen dan berbagai deret emisi pada spektrum hidrogen

Bohr menggunakan persamaannya tentang energi dan konsepnya mengenai bagaimana spektrum atom terbentuk untuk menurunkan persamaan

4.16

Kimia Dasar 1 

bagi 1/ untuk garis spektrum atom hidrogen, yang luar biasa adalah persamaan yang dia turunkan sama dengan persamaan Rydberg: Penurunan Bohr: (1/) = 109.730 cm-1 (1/n12 – 1/n22) Hasil eksperimen: (1/) = 109.678 cm-1 (1/n12 – 1/n22) Hasil yang diperoleh Bohr membuat ilmuwan merasa bahwa misteri atom telah dapat dipecahkan. Akan tetapi, ternyata model Bohr ini hanya berlaku untuk atom hidrogen yang mempunyai satu elektron saja dan tidak berlaku untuk atom-atom lain yang berelektron-banyak. Hal ini mengindikasikan adanya kekurangan pada model yang digunakan. Sekalipun demikian, konsep bilangan kuantum dan konsep tingkat energi dalam menjelaskan spektrum atom merupakan suatu langkah penting yang sangat berguna dalam mengungkap rahasia atom. LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Apabila diketahui tingkat energi dari suatu atom sebagai berikut. E4 -1,0  10-19 J E3 -5,0  10-19 J E2 -10  10-19 J E1 -15  10-19 J Berapakah frekuensi dari suatu foton yang diperlukan untuk mengeksitasi satu elektron dari E1 ke E4. 2) Tentukan panjang gelombang suatu foton yang dipancarkan atom hidrogen ketika elektronnya berpindah dari keadaan dengan n = 4 ke keadaan n = 2. Petunjuk Jawaban Latihan 1) E = Eakhir – Eawal = h. Eawal = E1 dan Eakhir = E4. Dengan mengetahui h = 6,63  10-34 Js dapat ditentukan frekuensinya, . 2) (1/) = 109.678 cm-1 (1/n12 – 1/n22); n1 < n2. Dengan menggunakan n1 = 2 dan n2 = 4 dapat ditentukan .

 PEKI4101/MODUL 4

4.17

R A NG KU M AN Dispersi cahaya menghasilkan spektrum. Spektrum kontinu mengandung semua panjang gelombang dari cahaya tersebut,; spektrum diskontinu atau spektrum garis hanya mengandung panjang gelombangpanjang gelombang tertentu. Radiasi yang dipancarkan atom hidrogen termasuk ke dalam spektrum garis. Bohr mengusulkan suatu model atom untuk menjelaskan spektrum atom hidrogen dengan menyatakan bahwa energi dari elektron pada orbitnya dalam mengelilingi inti adalah terkuantisasi, dan bergantung pada nilai bilangan kuantum utama n yang merupakan bilangan bulat. Elektron pada keadaan energi yang paling stabil disebut ada pada keadaan dasar dan elektron yang mempunyai energi yang lebih tinggi daripada keadaan dasarnya disebut ada pada keadaan tereksitasi. Elektron dari tingkat energi yang lebih tinggi dapat berpindah ke tingkat energi yang lebih rendah dengan memancarkan energi, dan elektron dari tingkat energi yang lebih rendah dapat berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi dengan menyerap energi. Energi yang diserap dan dilepaskan sesuai dengan perbedaan tingkat energi dari dua keadaan yang diperbolehkan untuk atom tersebut. TES F OR M AT IF 2 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Sejumlah energi akan dipancarkan pada peristiwa transisi elektron …. A. dari n = 2 ke n = 5 B. dari suatu orbit dengan radius 0,53 Å ke orbit lain dengan radius 8,46Å C. ionisasi elektron dari keadan dasar D. dari orbit yang lebih luar ke orbit yang lebih dalam 2) Emisi atom hidrogen yang ada di daerah sinar tampak ada pada deret …. A. Lyman B. Balmer C. Paschen D. Pfund

4.18

Kimia Dasar 1 

3) Ketika tembaga ditembak dengan elektron berenergi tinggi, dipancarkan sinar X. Jika panjang gelombang sinar X adalah 0,154 nm maka energi foton yang sesuai dengan panjang gelombang tersebut adalah …. A. 1,95  1018 J B. 3,40  1052 J C. 1,29  10-15 J D. 5,13  10-19 J 4) Energi ionisasi atom hidrogen adalah sebesar …. A. 2,18  10-18 J/mol B. 1312 kJ/mol C. 9,31  1040 J/mol D. 2,76  105 J 5) Atom hidrogen dapat menyerap (mengabsorpsi) sinar dengan panjang gelombang 1282 nm. Sinar ini ada di daerah …. A. sinar tampak B. sinar X C. sinar ultraviolet D. sinar inframerah Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum dikuasai.

4.19

 PEKI4101/MODUL 4

Kegiatan Belajar 3

Model Atom Mekanika Gelombang A. MEKANIKA GELOMBANG: SIFAT GELOMBANG DARI MATERI Setelah Bohr mengembangkan model atomnya untuk hidrogen, dualisme cahaya menjadi suatu konsep yang biasa. Tergantung kepada lingkungan eksperimennya, radiasi cahaya dapat muncul sifatnya sebagai gelombang atau sebagai partikel (foton). Sifat cahaya terbukti ketika cahaya didispersikan menjadi spektrum melalui prisma. Sifat partikel dari cahaya diperlihatkan ketika foton memaksa elektron keluar dari permukaan logam pada efek fotolistrik. 1.

Persamaan de Broglie Louis de Broglie mencoba mengembangkan gagasan dualisme cahaya ini lebih jauh lagi. Jika cahaya, pada kondisi yang sesuai, dapat berperilaku sebagai aliran partikel, dapatkah partikel (pada kondisi yang sesuai) bersifat sebagai gelombang? De Broglie mengemukakan gagasannya bahwa gerakan materi, termasuk gerakan elektron di sekitar inti, berperilaku seperti gelombang. Semakin besar massa dan kecepatan partikel, semakin kecil panjang gelombangnya. Hal ini dinyatakan dengan hubungan:

 = h/mv dengan  menyatakan panjang gelombang, h tetapan Planck (6,63 x 10-34 Js), m massa partikel dan v kecepatannya. Hubungan ini berlaku untuk semua materi, baik yang berukuran kecil ataupun besar. Akan tetapi, untuk materi yang berukuran besar, panjang gelombangnya terlalu kecil untuk dapat diamati. Sebagai contoh, sebuah mobil dengan massa 1000 kg yang bergerak dengan kecepatan 100 km/jam mempunyai panjang gelombang 2,39  10-38 m. Panjang gelombang ini jauh lebih kecil daripada spektrum elektromagnetik mana pun sehingga tidak bisa dideteksi. Sebaliknya gelombang partikel subatomik (karena massanya sangat kecil) dapat dengan mudah diamati karena nya relatif cukup besar.

4.20

Kimia Dasar 1 

Gejala yang berhubungan dengan perilaku gelombang ini adalah gejala difraksi dan interferensi. Kemunculan efek ini bergantung pada seberapa besar panjang dari gelombang ini dibandingkan dengan ukuran dari objek yang dikenainya. Jika dimensinya sama, difraksi dapat diamati, tetapi jika tidak sama tidak akan teramati. Oleh karena panjang gelombang dari elektron atau atom sama dengan jarak antar atom pada kristal maka difraksi dapat terjadi pada kristal. Prediksi de Broglie ini terbukti enam tahun kemudian dengan dikembangkannya mikroskop elektron. Alat ini memanfaatkan sifat gelombang dari elektron. Mikroskop elektron dapat membuat gambaran dari objek yang sangat kecil dengan dimensi beberapa ratus pikometer (10 -12m), sesuai dengan dimensi  dari elektron. 2.

Prinsip Ketidakpastian De Broglie memandang elektron sebagai suatu gelombang. Gelombang merambat dalam ruang. Ini berarti bahwa konsep untuk menemukan gelombang elektron pada lokasi tertentu tidaklah tepat, kita tidak dapat menentukan dengan tepat lokasi dari suatu gelombang. Ahli fisika Jerman, Werner Heisenberg menyimpulkan bahwa sifat dualisme materi meletakkan keterbatasan mendasar tentang seberapa teliti kita dapat mengetahui kedudukan dan momentum (massa kali kecepatan) suatu objek. Keterbatasan ini menjadi penting ketika kita bekerja dengan partikel level subatom, dengan massa sekecil elektron. Prinsip Heisenberg ini dikenal sebagai prinsip ketidakpastian. Ketika prinsip ini diterapkan pada elektron dalam atom, tidak mungkin secara simultan mengetahui momentum dan kedudukan elektron dengan pasti. Jadi tidaklah tepat membayangkan elektron bergerak mengelilingi inti pada orbit yang jelas batas atau radiusnya dari inti. Dengan demikian, diperlukan model atom yang dapat menggambarkan keadaan elektron dalam atom dengan lebih tepat. B. MEKANIKA GELOMBANG Pada tahun 1926, Erwin Schrödinger, seorang ahli fisika Austria, mengajukan suatu persamaan untuk mengungkapkan perilaku elektron dalam atom yang dipandang sebagai materi dan gelombang. Persamaan ini membuka cara pandang baru terhadap partikel-partikel subatomik seperti elektron. Bidang kajian baru ini disebut sebagai mekanika gelombang atau

 PEKI4101/MODUL 4

4.21

mekanika kuantum. Penyelesaian persamaan Schrödinger memerlukan kalkulus tingkat tinggi yang tidak akan dibahas pada modul ini. Paling penting sekarang adalah bagaimana tinjauan kualitatif terhadap hasil yang diperoleh Schrödinger, yang memberi cara pandang yang sangat berguna dalam mendeskripsikan struktur elektron dalam atom. Penyelesaian persamaan Schrödinger akan membawa kita pada sederet fungsi matematika yang disebut sebagai fungsi gelombang yang dinotasikan dengan  (psi). Meskipun fungsi gelombang sendiri tidak mempunyai arti fisik yang nyata, tetapi memberi jalan untuk menentukan kebolehjadian menemukan elektron dalam ruang pada tingkat energi yang diperbolehkan, yang diungkapkan dalam bentuk kuadrat dari fungsi gelombang, 2. Untuk atom hidrogen, energi yang diperbolehkan sama dengan yang diprediksikan Bohr. Bedanya ialah, pada model Bohr elektron diasumsikan ada pada orbitnya yang berbentuk lingkaran pada jarak tertentu dari inti; sementara pada model mekanika gelombang lokasi elektron tidak dapat dideskripsikan sesederhana itu. Prinsip ketidakpastian telah menyatakan bahwa jika kita mengetahui momentum elektron dengan ketelitian tinggi maka lokasi elektron menjadi sangat tidak pasti. Dalam model mekanika gelombang kita hanya dapat menentukan kebolehjadian menemukan elektron pada daerah tertentu dalam ruang. Kebolehjadian menemukan elektron dalam ruang di sekitar inti ini dinyatakan dengan kerapatan elektron. Semakin tinggi kerapatan elektron semakin besar kebolehjadian untuk menemukan elektron di daerah tersebut, dan sebaliknya semakin rendah kerapatan elektron semakin kecil pula kebolehjadian menemukan elektron di daerah tersebut. Dari fungsi gelombang persamaan Schrödinger dapat diungkapkan orbital. Setiap orbital menggambarkan distribusi kerapatan elektron dalam ruang yang bersesuaian dengan energinya. Oleh karena itu, bentuk dan energi setiap orbital berbeda-beda. Ingat bahwa istilah orbital pada model mekanika gelombang tidak sama dengan istilah orbit pada model Bohr. Persamaan Schrödinger berhasil diterapkan dengan baik untuk atom hidrogen yang hanya mempunyai satu proton dan satu elektron, tetapi untuk atom berelektron banyak persamaan tersebut tidak dapat diselesaikan dengan pasti. Hal yang dapat dilakukan adalah dengan menggunakan pendekatan dengan asumsi bahwa perbedaannya tidak terlalu besar. Jadi, energi dan fungsi gelombang yang diperoleh untuk atom hidrogen digunakan sebagai pendekatan untuk menentukan perilaku elektron dari atom-atom berelektron

4.22

Kimia Dasar 1 

banyak. Ternyata pendekatan ini memberikan hasil yang baik untuk mendeskripsikan elektron pada atom berelektron banyak. C. BILANGAN KUANTUM Pada model atom Bohr dikenal satu bilangan kuantum saja, n, untuk mendeskripsikan orbit. Pada model mekanika gelombang digunakan tiga bilangan kuantum, n, m, dan l untuk mendeskripsikan orbital dan distribusi elektron dalam atom. Bilangan-bilangan ini diturunkan dari penyelesaian persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen. Ketiga bilangan kuantum ini digunakan untuk mendeskripsikan orbital atom dan untuk melabeli elektron yang ada pada orbital tersebut. Di samping ketiga bilangan kuantum tersebut ada bilangan kuantum keempat yang mendeskripsikan perilaku elektron secara khusus dan melengkapi deskripsi elektron dalam atom. 1.

Bilangan Kuantum Utama (n) Bilangan kuantum utama (n) merupakan bilangan bulat dengan nilai 1,2,3, . . . dan seterusnya yang menyatakan ukuran tingkat energi utama secara kasar. Pada atom hidrogen yang hanya memiliki satu elektron, nilai n menentukan tingkat energi orbitalnya. Semakin besar nilai n semakin besar pula tingkat energinya. Akan tetapi, nanti akan kita lihat bahwa hal ini tidak selalu berlaku untuk atom berelektron banyak. Bilangan kuantum utama juga berhubungan dengan jarak rata-rata elektron pada orbital tertentu terhadap inti. Semakin besar n semakin besar pula jarak rata-rata elektron dalam orbital dari intinya sehingga semakin besar pula orbitalnya. Selain dinyatakan dengan angka, bilangan kuantum utama juga kadangkadang dinotasikan dengan huruf K, L, M, N, dan seterusnya untuk menggantikan nilai n = 1, 2, 3, 4, dan seterusnya. 2.

Bilangan Kuantum Azimut (l) Bilangan kuantum azimut (l) atau bilangan kuantum momentum sudut memberikan informasi mengenai bentuk orbital. Nilai l bergantung pada nilai n. Untuk nilai n tertentu ada nilai l yang bersesuaian, yang nilainya berupa bilangan bulat dari 0 sampai dengan (n – 1). Jika n = 1, hanya ada satu nilai l yang mungkin yakni 0. Untuk n = 2, ada dua nilai l, yakni 0 dan 1. Untuk n = 3, ada tiga nilai l, yakni 0, 1 dan 2; demikian seterusnya. Nilai l biasanya

4.23

 PEKI4101/MODUL 4

dinotasikan dengan huruf s, p, d, f, . . ., seperti yang dapat dilihat pada tabel berikut: Nilai l

0

1

2

3

4

...

Huruf yang digunakan

s

p

d

F

g

...

Sekumpulan orbital dengan nilai n sama disebut kulit elektron. Sebagai contoh, semua orbital yang mempunyai n = 3 dikatakan ada pada kulit ketiga. Satu atau lebih orbital dengan nilai n dan l yang sama disebut subkulit. Setiap subkulit ditandai dengan suatu bilangan (yang menunjukkan nilai n) dan huruf s, p, d atau f (sesuai dengan nilai l). Sebagai contoh orbital-orbital yang mempunyai nilai n = 3 dan l =1 disebut orbital-orbital 3p dan terletak pada subkulit 3p. 3.

Bilangan Kuantum Magnetik (ml) Bilangan kuantum magnetik (ml) menggambarkan orientasi (arah) orbital dalam ruang. Pada suatu subkulit, nilai ml bergantung pada nilai bilangan kuantum momentum sudut l. Untuk suatu nilai l tertentu, ml bernilai –l sampai dengan +l, termasuk nol. Dengan demikian untuk l = 0, ml berharga 0; untuk l = 1, ml berharga –1, 0 dan +1; untuk harga l = 2, ml berharga –2, -1, 0, +1 dan +2. Jadi, untuk nilai l tertentu ada (2l + 1) nilai ml. Jumlah ml menunjukkan jumlah orbital pada suatu subkulit dengan nilai l tertentu. Pada subkulit s (l = 0) terdapat satu orbital, pada subkulit p (l = 1) terdapat tiga orbital, pada subkulit d (l = 2) terdapat lima orbital, dan seterusnya. Hubungan antara orbital atom dengan bilangan kuantumnya dapat dilihat pada Tabel 4.2. Tabel 4.2. Hubungan antara Orbital Atom dengan Bilangan Kuantum, sampai n = 3 N 1

l 0

ml 0

Tanda Orbital Atom 1s

Jumlah Orbital 1

2

0 1

0 -1, 0, +1

2s 2px, 2py, 2pz

1 3

3

0 1 2

0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2

3s 3px, 3py, 3pz 3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2-y2, 3dz2

1 3 5

4.24

Kimia Dasar 1 

4.

Bilangan Kuantum Spin Elektron (ms) Eksperimen tentang spektrum atom hidrogen dan natrium menunjukkan adanya pembelahan garis spektrum ketika diterapkan medan magnet dari luar. Hasil dari eksperimen itu hanya dapat dijelaskan dengan mengasumsikan elektron sebagai suatu magnet yang sangat kecil. Elektron yang berputar pada sumbunya akan menghasilkan medan magnet, dan gerakan inilah yang menyebabkan elektron bersifat seperti magnet. Ada dua kemungkinan putaran elektron pada sumbunya, yakni putaran yang searah dengan jarum jam dan putaran yang berlawanan dengan arah jarum jam. Bilangan kuantum yang keempat berhubungan dengan arah spin atau putaran elektron ini disebut bilangan kuantum spin elektron, ms. Nilai dari ms adalah -½ atau +½. D. ORBITAL ATOM Dalam membicarkan orbital atom, sering kali diperlukan gambaran bagaimana bentuk dari setiap orbital atom. Hal ini akan bermanfaat khususnya ketika membahas ikatan kimia. Selain bentuknya, akan diuraikan pula bagaimana energi dari orbital-orbital tersebut. 1. a.

Bentuk Orbital Orbital s Orbital s mempunyai bentuk seperti bola. Distribusi kerapatan elektronnya dapat dilihat pada Gambar 4.7. Dari gambar tersebut dapat dilihat bahwa kebolehjadian untuk menemukan elektron di sekitar inti akan semakin berkurang dengan semakin bertambahnya jarak dari inti.

Gambar 4.7. Distribusi Kerapatan Elektron pada Orbital 1s, 2s, dan 3s.

 PEKI4101/MODUL 4

4.25

Cara yang paling umum digunakan untuk menggambarkan orbital adalah dengan memperlihatkan batas permukaannya yang secara kasar meliputi sekitar 90% dari total kerapatan elektron untuk orbital tersebut. Untuk orbital s, gambaran kontur atau batas permukaannya adalah berbentuk bola. Diagram batas permukaan orbital 1s, 2s, dan 3s dapat dilihat pada Gambar 4.8. Pada gambar tersebut nampak bahwa bentuknya sama-sama seperti bola, hanya ukurannya berbeda.

Gambar 4.8. Diagram Batas Permukaan Orbital 1s, 2s dan 3s pada Atom Hidrogen

b.

Orbital p Distribusi kerapatan elektron untuk suatu orbital 2p dapat dilihat pada gambar 4.9.a. Kita lihat bahwa distribusi elektronnya sangat berbeda dengan orbital s yang berbentuk bola.

Gambar 4.9. (a) Distribusi kerapatan elektron orbital p (b) Gambaran dari ketiga orbital p: pz, px, py

Distribusi kerapatan elektron untuk orbital p terkonsentrasi pada dua sisi di antara inti. Perlu dicatat bahwa dari orbital tidak ada pernyataan mengenai bagaimana elektron bergerak dalam orbital. Gambar tersebut hanya memperlihatkan distribusi rata-rata dari elektron 2p dalam ruang. Dimulai dari n = 2, setiap kulit mempunyai tiga orbital p: ada tiga orbital 2p, tiga orbital 3p dan seterusnya. Orbital p pada setiap subkulit mempunyai ukuran yang sama, tetapi orientasi ruang yang berbeda. Ketiga orbital p diberi label yang berbeda, masing-masing px, py, dan pz. Huruf x, y, dan z

4.26

Kimia Dasar 1 

menunjukkan sumbu orientasi orbital. Seperti halnya orbital s, orbital p meningkat ukurannya seiring dengan naiknya n. Jadi, ukuran 2p<3p<4p dan seterusnya. c.

Orbital d dan f Untuk n sama dengan tiga atau lebih, terdapat orbital d. Ada lima buah orbital 3d, lima orbital 4d, dan seterusnya. Kelima orbital d tersebut masingmasing mempunyai bentuk dan orientasi ruang yang berbeda, dan dapat dilihat pada Gambar 4.10.

Gambar 4.10. Gambaran dari Kelima Orbital d

Ketika n sama dengan 4 atau lebih, terdapat tujuh orbital f. Ketujuh orbital tersebut lebih kompleks daripada orbital d, dan di sini tidak disajikan gambarnya. Yang penting untuk selalu disadari ialah bahwa gambaran mengenai orbital-orbital di atas bukanlah hasil eksperimen, melainkan dari hasil perhitungan secara teoretis dengan menggunakan persamaan Schrödinger. 2.

Energi Orbital Dari uraian sebelumnya kita telah memperoleh gambaran mengenai bentuk dan ukuran orbital. Sekarang akan dikaji lebih jauh lagi mengenai energi relatifnya dan bagaimana tingkat energi ini membantu menentukan susunan elektron dalam atom. a.

Energi Orbital pada Atom Hidrogen Untuk atom hidrogen yang hanya mempunyai satu elektron, energi elektronnya hanya ditentukan oleh bilangan kuantum utama saja. Oleh karena

 PEKI4101/MODUL 4

4.27

itu, energi orbital pada hidrogen meningkat sejalan dengan peningkatan n (Gambar 4.11).

Gambar 4.11. Tingkat Energi Orbital pada Atom Hidrogen

Untuk atom hidrogen meskipun distribusi kerapatan elektron pada orbital 2s berbeda dengan 2p, tetapi tingkat energinya sama apakah di 2s maupun di 2p. Orbital 1s merupakan orbital dengan energi terendah dengan kondisi yang paling stabil dan disebut dengan keadaan dasar. Ketika menempati orbital ini, elektron akan mengalami tarikan paling kuat oleh inti. Elektron saat berada pada orbital 2s, 2p atau yang lebih tinggi lagi pada atom hidrogen disebut dalam keadaan tereksitasi. Elektron dapat mengalami promosi ke orbital pada tingkat tereksitasi tertentu dengan cara mengabsorpsi foton dengan energi yang sesuai. b.

Energi Orbital Atom Berelektron Banyak Gambaran tingkat energi untuk atom berelektron banyak lebih kompleks daripada atom hidrogen. Meskipun bentuk orbital pada atom berelektron banyak sama seperti bentuk orbital pada atom hidrogen, adanya elektron yang banyak, lebih dari satu, sangat mengubah energi dari orbital-orbitalnya. Energi elektron pada atom berelektron banyak, selain ditentukan oleh bilangan kuantum utama juga ditentukan oleh bilangan kuantum azimutnya (Gambar 4.12).

4.28

Kimia Dasar 1 

Gambar 4.12. Tingkat Energi Orbital pada Atom Berelektron Banyak

Energi total suatu atom berelektron banyak sangat dipengaruhi oleh adanya tolakan elektron-elektron. Tolakan ini menyebabkan subkulit yang berbeda mempunyai energi yang berbeda pula. Sebagai contoh, kita lihat dari Gambar 4.12, subkulit 2s mempunyai energi yang lebih rendah daripada subkulit 2p. Demikian pula tingkat energi subkulit 3d sangat berdekatan dengan tingkat energi subkulit 4s. Hal lain yang dapat kita lihat dari Gambar 4.12 adalah bahwa tingkat energi orbital-orbital p, baik px, py maupun pz adalah sama untuk subkulit yang sama. Orbital dengan tingkat energi sama dikatakan terdegenerate. Demikian pula halnya dengan orbital d. Semua orbital pada subkulit 3d adalah orbital terdegenerate, mempunyai tingkat energi sama. Pada Gambar 4.13 dapat dilihat urutan pengisian orbital atom berelektron banyak berdasarkan kenaikan tingkat energinya.

Gambar 4.13. Urutan Pengisian Subkulit Atom Berelektron Banyak

 PEKI4101/MODUL 4

4.29

Dari Gambar 4.13 dapat kita lihat bahwa pengisian orbital dimulai dari orbital 1s lalu turun ke 2s dan seterusnya mengikuti arah tanda panah. Jadi, urutannya: 1s  2s  2p  3s 3p 4s 3d  . . .. LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Tentukan panjang gelombang dari bola golf dengan massa 50 g yang bergerak dengan kecepatan 400 m/s! 2) Prediksikan jumlah subkulit pada kulit keempat, beri notasi dan tentukan jumlah orbital pada setiap subkulit tersebut! 3) Tentukan nilai n, l dan ml untuk setiap orbital pada subkulit 2p! 4) Gambarkan bentuk dan orientasi dari orbital py! 5) Dari tingkat energi 2s, 2p, 3s, 3d dan 4s, manakah tingkat energi yang paling tinggi untuk atom hidrogen? Petunjuk Jawaban Latihan 1) Dengan menggunakan persamaan de Broglie:  = h/mv dapat ditentukan  dari bola golf. Ingat bahwa h adalah tetapan Planck yang besarnya 6,63  10-34 Js. 2) Jumlah subkulit sesuai dengan besarnya n, jika n = 4 jumlah subkulit ada 4, yang dimulai dari 0 sampai (n - 1), dan diberi notasi s (0), p (1), d (2), f (3) dan seterusnya. Jumlah orbital pada setiap subkulit ditentukan dari bilangan kuantum magnetiknya, ml yang mempunyai nilai –l,..., 0, ..., +l. 3) Subkulit 2p mempunyai n = 2, l = 1, ml = -1, 0, +1 4) Bentuk orbital p terkonsentrasi di dua sisi yang berbeda dari inti. Orbital py terletak pada sumbu y. 5) Tingkat energi pada atom hidrogen hanya ditentukan oleh bilangan kuantum utamanya saja (n). Semakin besar n semakin tinggi tingkat energinya.

4.30

Kimia Dasar 1 

R A NG KU M AN De Broglie menyatakan bahwa materi (termasuk elektron) mempunyai sifat seperti gelombang. Hal ini dapat dibuktikan melalui percobaan difraksi dari elektron. Sifat dualisme dari elektron ini mendorong munculnya prinsip ketidakpastian dari Heisenberg yang menyatakan bahwa tidak mungkin secara simultan mengetahui momentum dan kedudukan elektron dengan pasti. Pada model mekanika gelombang, sifat elektron diungkapkan dalam fungsi matematika yang disebut dengan fungsi gelombang. Setiap fungsi gelombang yang diperbolehkan dapat diketahui energinya dengan pasti, tapi lokasi elektronnya tidak dapat ditentukan dengan pasti. Hal yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian untuk menemukan elektron melalui penentuan kerapatan distribusi elektronnya. Orbital atom menggambarkan distribusi kerapatan elektron dalam ruang. Orbital atom diungkapkan dalam tiga bilangan kuantum: bilangan kuantum utama n yang menyatakan tingkat energi atau kulit dari orbital, bilangan kuantum azimut l yang menyatakan bentuk orbital dan bilangan kuantum magnetik ml yang menyatakan orientasi orbital dalam ruang. Untuk menggambarkan karakter elektron dengan lengkap diperlukan pengetahuan tambahan dari bilangan kuantum yang keempat, yakni bilangan kuantum spin, ms, yang menyatakan arah putaran elektron pada sumbunya. Energi elektron pada atom hidrogen hanya ditentukan oleh bilangan kuantum utama, tetapi pada atom berelektron-banyak energi elektron ditentukan oleh bilangan kuantum utama dan bilangan kuantum azimutnya. Orbital pada subkulit yang sama mempunyai tingkat energi yang sama sehingga disebut degenerate. Pengisian orbital dilakukan dari orbital dengan tingkat energi terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi.

TES F OR M AT IF 3 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Set bilangan kuantum yang tidak mungkin untuk sebuah elektron pada atom hydrogen adalah .... A. n = 2, l = 1, ml = 0 B. n = 3, l = 2, ml = 2

 PEKI4101/MODUL 4

4.31

C. n = 1, l = 0, ml = -1 D. n = 4, l = 2, ml = -2 2) Panjang gelombang dari elektron dengan massa 9,11  10-28 g dan kecepatan 5,97  106 m/s adalah .... A. 1,22  10-10 m B. 1,22  10-13 m C. 8,2  1065 m D. 5,44  10-21 m 3) Kecepatan dari netron (massanya 1,67  10-24 g) agar panjang gelombangnya 500 pm adalah .... A. 1,26  10-3 m/s B. 7,92  102 m/s C. 4,00  10-10 m/s D. 1,26 m/s 4) Jumlah orbital yang terdapat pada subkulit 4f adalah .... A. 7 B. 5 C. 3 D. 1 5) Kulit terendah yang mempunyai subkulit d adalah .... A. 4 B. 3 C. 2 D. 1 6) Suatu elektron dengan bilangan kuantum n = 3, l = 1 dan ml = -1 terdapat pada subkulit ... A. 3s B. 3p C. 1d D. 3d 7) Suatu elektron mempunyai n = 5 dan ml = 3. Pernyataan yang tepat tentang elektron tersebut .... A. mungkin ada pada subkulit d B. harus mempunyai ms = +½

4.32

Kimia Dasar 1 

C. pasti mempunyai l = 4 D. mempunyai ms = +½ atau ms = -½ 8) Suatu orbital berisi sebuah elektron dengan bilangan kuantum n = 3, l = 2, ml = 0, ms = +½. Jika elektron kedua ditemukan pada orbital lain pada subkulit yang sama, maka set bilangan kuantum yang dibolehkan untuk elektron tersebut adalah .... A. n = 3, l = 2, ml = 0, ms = -½ B. n = 3, l = 1, ml = 0, ms = +½ C. n = 3, l = 2, ml = -2, ms = +½ D. n = 3, l = 0, ml = 0, ms = + ½ 9) Elektron pada atom hidrogen berpindah dari tingkat energi n = 3 ke n = 2, diikuti dengan perpindahan dari n = 2 ke n = 1. Pernyataan yang benar mengenai perpindahan elektron tersebut adalah energi yang dilepaskan saat berpindah dari .... A. n = 3 ke n = 2 sama dengan energi yang dilepaskan saat berpindah dari n = 2 ke n = 1 B. n = 3 ke n = 2 sama dengan energi yang diserap saat berpindah dari n = 2 ke n = 1 C. n = 3 ke n = 1 sama dengan energi yang dilepaskan saat berpindah dari n = 3 ke n = 2 yang dilanjutkan dengan perpindahan dari n = 2 ke n = 1 D. n = 3 ke n = 2 lebih besar dari energi saat perpindahan dari n = 2 ke n=1 10) Lima elektron dalam suatu atom mempunyai bilangan-bilangan kuantum sebagai berikut …. (p) n = 4, l =0, ml = 0, ms = +½ (q) n = 3, l = 1, ml = -1, ms = -½ (r) n = 3, l = 2, ml = 0, ms = +½ (s) n = 3, l = 2, ml = -2, ms = +½ (t) n = 3, l = 0, ml = 0, ms = -½ Pernyataan yang benar tentang elektron-elektron tersebut adalah tingkat energi elektron .... A. (p) > (r) B. (r) = (s) C. (q) < (t) D. (q) = (r)

4.33

 PEKI4101/MODUL 4

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 4. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang belum dikuasai.

4.34

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 4

Konfigurasi Elektron

P

ada Kegiatan Belajar 4 ini, kita akan membahas bagaimana susunan elektron-elektron dalam atom. Cara elektron terdistribusi diantara berbagai orbital dalam atom disebut dengan konfigurasi elektron. Ada dua cara yang biasa digunakan dalam menuliskan konfigurasi elektron. Notasi spdf menggunakan bilangan-bilangan untuk menunjukkan kulit, dan huruf s, p, d atau f untuk menunjukkan subkulit. Jumlah elektron yang mengisi orbital dituliskan di atas setelah huruf yang menunjukkan subkulitnya. Sebagai contoh: notasi 1s22s22p3 menunjukkan suatu atom dengan dua elektron pada subkulit 1s, dua pada subkulit 2s dan tiga pada subkulit 2p. Suatu atom netral yang mempunyai tujuh elektron akan mempunyai tujuh proton pula pada intinya. Jumlah proton (nomor atom) sangat khas untuk suatu unsur. Dengan demikian berdasarkan nomor atomnya (Z = 7), atom tersebut pastilah nitrogen. Penulisan notasi spdf di atas masih menyisakan pertanyaan: Bagaimanakah elektron pada atom terdistribusi di antara tiga orbital pada subkulit 2p? Kita dapat melihatnya dengan menggunakan notasi spdf yang diperluas: 1s22s22px12py12pz1 Kita lihat bahwa masing-masing orbital 2p diisi oleh satu elektron. Cara lain untuk memperlihatkan konfigurasi elektron adalah dengan menggunakan diagram orbital, yang menggunakan kotak untuk menunjukkan orbital pada subkulit dan tanda panah untuk menunjukkan elektronnya. Arah panah memperlihatkan tanda spin dari bilangan kuantum spin. Diagram orbital untuk nitrogen adalah:











1s 2s 2p Diagram orbital di atas memperlihatkan adanya dua elektron yang berlawanan spin pada subkulit 1s, dua lagi yang berlawanan spin pada subkulit 2s, dan satu elektron pada setiap orbital p pada subkulit 2p. Dua

 PEKI4101/MODUL 4

4.35

elektron dengan spin yang berlawanan disebut berpasangan; dan elektronelektron dengan spin yang sama dikatakan mempunyai spin yang paralel. Dari penulisan konfigurasi elektron tersebut muncul lagi beberapa pertanyaan berikut. 1. Mengapa setiap orbital atom tidak pernah diisi oleh tiga elektron atau lebih? 2. Jika ada dua elektron pada satu orbital, mengapa spinnya harus berlawanan? 3. Mengapa semua orbital pada suatu subkulit harus diisi satu elektron dulu sebelum berpasangan? 4. Mengapa elektron pada orbital yang terisi tunggal harus mempunyai spin yang paralel? A. ATURAN PENULISAN KONFIGURASI ELEKTRON Untuk menjawab pertanyaan-pertanyaan tersebut dan meletakkan dasar untuk memprediksi bagaimana konfigurasi elektron dituliskan, ada tiga prinsip dasar yang perlu kita ketahui. 1. Elektron menempati orbital dengan energi yang serendah mungkin. Konfigurasi elektron yang elektron-elektronnya berada pada keadaan atau tingkat dasar merupakan konfigurasi elektron yang paling stabil. Urutan pengisian orbital berdasarkan tingkat energinya dapat terbantu dengan menggunakan Gambar 4.9. 2. Tidak ada dua elektron dalam suatu atom yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Pernyataan ini dikenal dengan prinsip eksklusi Pauli. Pada kegiatan belajar sebelumnya telah kita ketahui bahwa elektron berputar pada sumbunya. Ada elektron yang berputar searah dengan jarum jam, ada juga yang berlawanan arah dengan jarum jam. Spin atau putaran elektron pada sumbunya merupakan hal yang penting dalam memahami struktur elektron dari atom. Pada tahun 1925, Wolfgang Pauli menemukan suatu prinsip yang menentukan susunan elektron pada atom berelektron banyak. Prinsip ini menyatakan bahwa tidak ada dua elektron (dalam suatu atom) yang mempunyai keempat bilangan kuantum n, l, ml dan ms yang sama. Untuk suatu elektron pada orbital tertentu, nilai n, l dan ml nya sudah tertentu, misalnya elektron pada orbital 2s sudah pasti mempunyai nilai n = 2,

4.36

3.

Kimia Dasar 1 

l = 0 dan ml = 0. Jika ada elektron kedua pada orbital tersebut maka agar memenuhi prinsip eksklusi Pauli, nilai msnya harus berbeda. Oleh karena hanya ada dua nilai ms yang berbeda, yaitu +½ dan -½ maka dapat disimpulkan bahwa satu orbital hanya dapat ditempati maksimum oleh dua elektron dengan spin yang berlawanan. Pada sekelompok orbital dengan energi yang sama, elektron akan masuk pada orbital kosong dulu sebelum berpasangan. Elektron pada orbital terisi setengah penuh akan mempunyai spin yang sama, yang paralel. Pernyataan pertama pada nomor 3 di atas dikenal sebagai aturan Hund. Rasionalisasi dari aturan Hund adalah sebagai berikut: elektron mempunyai muatan yang sama sehingga akan saling menolak. Akibatnya elektron akan mengisi terlebih dahulu orbital-orbital terdegenerate (berenergi sama) yang kosong dulu sebelum berpasangan. Dengan aturan Hund maka diagram orbital atom nitrogen dituliskan sebagai:

 1s

 2s









1s

2s

 2p



dan tidak ditulis:

 2p

(salah)

Hasil eksperimen menunjukkan bahwa konfigurasi elektron yang mempunyai elektron tidak berpasangan dengan spin paralel adalah konfigurasi elektron yang paling stabil yang menunjukkan tingkat energi yang paling rendah. Oleh karena itu, kita tidak dapat menuliskan diagram orbital atom nitrogen sebagai berikut:











1s 2s 2p (salah) Coba Anda pikirkan apakah diagram orbital atom nitrogen boleh dituliskan sebagai:





1s

2s



 2p



4.37

 PEKI4101/MODUL 4

Contoh soal: Tentukan keempat bilangan kuantum yang mungkin untuk sebuah elektron pada orbital 3p. Penyelesaian: Pada orbital 3p, bilangan kuantum utamanya, n, adalah 3 dan bilangan kuantum azimutnya, l, adalah 1 (ingat jika l = 0 diberi notasi s dan l = 1 diberi notasi p, dan seterusnya). Untuk l = 1 ada tiga nilai ml, yaitu –1, 0 dan +1. oleh karena bilangan kuantum spin, ms bisa berharga +½ atau -½ maka ada enam cara yang mungkin untuk menyatakan sebuah elektron pada orbital 3p, yaitu: Cara yang Mungkin

Keempat Bilangan Kuantum

Set ke 1

n 3

l 1

ml -1

ms +½

Set ke 2 Set ke 3

3 3

1 1

0 +1

+½ +½

Set ke 4 Set ke 5

3 3

1 1

-1 0

-½ -½

Set ke 6

3

1

+1

-½

Coba sendiri untuk menggambarkan keenam diagram orbital yang mungkin dari sebuah elektron yang menempati orbital 3p tersebut. B. PRINSIP AUFBAU Konfigurasi elektron, kalau tidak dinyatakan keadaannya, biasanya ada pada keadaan dasar. Untuk menuliskan konfigurasi elektron pada keadaan dasar digunakan aturan-aturan seperti yang telah diuraikan di bagian sebelumnya, ditambah dengan prinsip Aufbau (kata dalam bahasa Jerman yang artinya “membangun”). Prinsip ini merupakan suatu proses hipotesis (faktanya kita tidak dapat melakukan hal tersebut) yang kita pikirkan saat membangun suatu atom dari atom lain sebelumnya yang berbeda satu pada nomor atomnya. Untuk melakukan hal ini kita bayangkan menambahkan sebuah proton dan beberapa netron pada intinya dan menambahkan satu elektron pada orbital atomnya. Jadi, kita memikirkan bagaimana membangun sebuah atom helium (Z = 2) dari atom hidrogen (Z = 1), atom litium (Z = 3)

4.38

Kimia Dasar 1 

dari helium, atom berilium (Z = 4) dari litium dan seterusnya. Pada proses ini kita fokus pada orbital atom tertentu yang sedang kita isi dengan tambahan elektron sehingga menghasilkan atom pada keadaan dasarnya. Sebagai contoh kita terapkan prinsip Aufbau ini pada beberapa unsur ringan dimulai dari hidrogen. Atom hidrogen mempunyai satu proton (Z = 1). Oleh karena pada atom netral jumlah proton sama dengan jumlah elektron maka atom netral hidrogen mempunyai satu elektron yang terletak pada orbital yang paling rendah, 1s. (Z = 1) H 1s1 Berdasarkan aturan pengisian orbital, elektron yang ditambahkan saat kita membangun atom helium dari hidrogen akan mengisi orbital 1s juga sehingga konfigurasi elektronnya: (Z = 2) He 1s2 Pada atom litium, dua elektron pertama ada pada orbital 1s. Karena menurut eksklusi Pauli satu orbital tidak boleh diisi oleh lebih dari dua elektron maka elektron berikutnya pada atom Li masuk ke orbital terendah berikutnya, 2s sehingga konfigurasi elektronnya: (Z = 3) Li 1s22s1 Demikian seterusnya sehingga kita peroleh konfigurasi elektron B dan Be berturut-turut: (Z = 4) Be 1s22s2 dan (Z = 5) B 1s22s22p1 Orbital p maksimum diisi oleh enam elektron. Oleh karena itu orbital 2p akan terus diisi sampai maksimum pada atom-atom dengan Z = 6 sampai Z = 10. Pada atom-atom ini elektron akan mengisi orbital 2p secara satu per satu dengan spin paralel sebelum berpasangan. Ini akan nampak kalau kita gambarkan melalui diagram orbitalnya. Pada Tabel 4.3 dapat Anda lihat konfigurasi elektron dengan diagram orbital dari beberapa unsur ringan. Kita dapat menyingkat penulisan konfigurasi elektron dengan cara mengganti bagian konfigurasi elektron gas mulia dengan simbol kimia gas mulia tersebut dalam tanda kurung persegi. Sebagai contoh, untuk atom

4.39

 PEKI4101/MODUL 4

boron dengan konfigurasi elektron 1s22s22p1 dapat disingkat menjadi [He]2s22p1. Demikian pula halnya dengan atom natrium yang mempunyai konfigurasi elektron: 1s22s22p63s1 dapat disingkat menjadi [Na]3s1. Tabel 4.3. Konfigurasi Elektron dari Beberapa Unsur Ringan

Unsur

Jumlah Elektron

Konfigurasi Elektron

Diagram Orbital 1s

2s

2p

3s

H

1



1s1

He

2



1s2

Li

3





1s22s1

Be

4





1s22s2

B

5







C

6









N

7











1s22s22p3

O

8











1s22s22p4

F

9









1s22s22p5

Ne

10









1s22s22p6

Na

11









  

1s22s22p1 1s22s22p2



1s22s22p63s1

Pada Tabel 4.4 dapat Anda lihat konfigurasi elektron dari atom H dengan nomor atom 1 sampai Mt dengan nomor atom 109.

4.40

Kimia Dasar 1 

Tabel 4.4. Konfigurasi Elektron Unsur-unsur Nomor Atom

Simbol

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Konfigurasi Elektron 1s1 1s2 [He]2s1 [He]2s2 [He]2s22p1 [He]2s22p2 [He]2s22p3 [He]2s22p4 [He]2s22p5 [He]2s22p6 [Ne]3s1 [Ne]3s2 [Ne]3s23p1 [Ne]3s23p2 [Ne]3s23p3 [Ne]3s23p4 [Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6 [Ar]4s1 [Ar]4s2 [Ar]4s23d1 [Ar]4s23d2 [Ar]4s23d3 [Ar]4s13d5 [Ar]4s23d5 [Ar]4s23d6 [Ar]4s23d7 [Ar]4s23d8 [Ar]4s13d10 [Ar]4s23d10

Nomor Atom

Simbol

31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60

Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Ce Pr Nd

Konfigurasi Elektron [Ar]4s23d104p1 [Ar]4s23d104p2 [Ar]4s23d104p3 [Ar]4s23d104p4 [Ar]4s23d104p5 [Ar]4s23d104p6 [Kr]5s1 [Kr]5s2 [Kr]5s24d1 [Kr]5s24d2 [Kr]5s14d4 [Kr]5s14d5 [Kr]5s24d5 [Kr]5s14d7 [Kr]5s14d8 [Kr]4d10 [Kr]5s14d10 [Kr]5s24d10 [Kr]5s24d25p1 [Kr]5s24d25p2 [Kr]5s24d25p3 [Kr]5s24d25p4 [Kr]5s24d25p5 [Kr]5s24d25p6 [Xe]6s1 [Xe]6s2 [Xe]6s25d1 [Xe]6s24f15d1 [Xe]6s24f3 [Xe]6s24f4

4.41

 PEKI4101/MODUL 4

Nomor Atom 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85

Simbol Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At

Konfigurasi Elektron [Xe]6s24f5 [Xe]6s24f6 [Xe]6s24f7 [Xe]6s24f75d1 [Xe]6s24f9 [Xe]6s24f10 [Xe]6s24f11 [Xe]6s24f12 [Xe]6s24f13 [Xe]6s24f14 [Xe]6s24f145d1 [Xe]6s24f145d2 [Xe]6s24f145d3 [Xe]6s24f145d4 [Xe]6s24f145d5 [Xe]6s24f145d6 [Xe]6s24f145d7 [Xe]6s14f145d9 [Xe]6s14f145d10 [Xe]6s24f145d10 [Xe]6s24f145d106p1 [Xe]6s24f145d106p2 [Xe]6s24f145d106p3 [Xe]6s24f145d106p4 [Xe]6s24f145d106p5

Nomor Atom 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109

Simbol Rn Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt

Konfigurasi Elektron [Xe]6s24f145d106p6 [Rn]7s1 [Rn]7s2 [Rn]7s26d1 [Rn]7s26d2 [Rn]7s25f26d1 [Rn]7s25f36d 1 [Rn]7s25f46d1 [Rn]7s25f6 [Rn]7s25f7 [Rn]7s25f76d1 [Rn]7s25f9 [Rn]7s25f10 [Rn]7s25f11 [Rn]7s25f12 [Rn]7s25f13 [Rn]7s25f14 [Rn]7s25f146d1 [Rn]7s25f146d2 [Rn]7s25f146d3 [Rn]7s25f146d4 [Rn]7s25f146d5 [Rn]7s25f146d6 [Rn]7s25f146d7

Unsur-unsur dari skandium (Z = 21) sampai dengan tembaga (Z = 29) termasuk ke dalam unsur logam transisi. Logam transisi mempunyai orbital d yang belum penuh. Ada dua ketidakteraturan pada pengisian orbital dengan Z = 21 sampai dengan Z = 29. Pertama pada krom, yang kedua pada tembaga. Pada krom, konfigurasi elektronnya adalah [Ar]4s13d5 bukan seperti yang kita harapkan [Ar]4s23d4 dan pada tembaga konfigurasi elektronnya adalah [Ar]4s13d10 bukan [Ar]4s23d9. Pengukuran spektrum dan sifat kemagnetan dari unsur-unsur ini mengindikasikan konfigurasi elektronnya

4.42

Kimia Dasar 1 

tidak seperti yang kita harapkan jika kita menerapkan prinsip Aufbau dengan ketat. Pada krom, orbital 4d terisi setengah penuh dan 4s terisi setengah penuh menunjukkan tingkat energinya yang paling rendah. Sementara itu pada tembaga, tingkat energi terendah dicapai dengan konfigurasi elektron 4d terisi penuh dan 4s setengah penuh. Masih ada lagi penyimpanganpenyimpangan lainnya, tetapi hal tersebut belum saatnya dibahas pada modul ini. LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Tuliskan konfigurasi elektron untuk atom alumunium! 2) Gambarkan diagram orbital untuk atom belerang dengan nomor atom 16! 3) Tentukan jumlah elektron maksimum yang dapat menempati subkulit 3d! 4) Unsur apakah yang konfigurasi elektronnya [Ne]3s23p3? 5) Tentukan jumlah elektron tunggal pada atom silikon! Petunjuk Jawaban Latihan 1) Al mempunyai nomor atom (Z) 13. Z = jumlah proton. Pada atom netral jumlah proton = jumlah elektron. Jadi pada atom Al terdapat 13 elektron. Konfigurasi elektronnya disusun dengan memperhatikan urutan tingkat energi, mulai dari yang terendah; satu orbital maksimum ditempati oleh dua elektron: subkulit 1s dan 2s masing-masing berisi satu orbital, masing-masing diisi oleh dua elektron; subkulit 2p dan 3p masingmasing terdiri dari tiga orbital jadi maksimum diisi oleh enam elektron. Dengan demikian konfigurasi elektron atom Al adalah: 1s22s22p63s23p1. 2) Konfigurasi elektron atom belerang: 1s22s22p63s23p4, dengan diagram orbital: 

1s



2s





2p





3s





3p



 PEKI4101/MODUL 4

4.43

3) Subkulit 3d mempunyai bilangan kuantum n = 3 dan l = 2 (p). Nilai me dari –l, …, 0, …, +l. Untuk l = 2, ml = -2, -1, 0, +1, +2. Jadi ada lima orbital pada subkulit 3d. Setiap orbital dapat diisi oleh dua elektron sehingga jumlah elektron maksimum yang dapat menempati subkulit 3d adalah 10 elektron. 4) Unsur dengan konfigurasi elektron: [Ne]3s23p3 mempunyai konfigurasi elektron lengkap: 1s22s22p63s23p3, ada 15 elektron pada atom unsur tersebut. Pada atom netral jumlah proton = jumlah elektron, dengan demikian jumlah proton = 15. Jumlah proton menyatakan nomor atomnya. Unsur dengan nomor atom 15 adalah unsur P (fosfor). 5) Silikon dengan nomor atom 14 mempunyai konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p2 atau [Ne]3s23p2 , dengan diagram orbital:    [Ne] 3s 3p Jadi, pada atom silikon ada dua elektron tunggal (tak berpasangan).

R A NG KU M AN Konfigurasi elektron menggambarkan distribusi elektron di antara orbital-orbital atom. Umumnya konfigurasi elektron pada keadaan dasar diperoleh dengan menempatkan elektron pada orbital dengan tingkat energi terendah, dan masing-masing orbital hanya ditempati maksimum oleh dua elektron dengan spin yang berlawanan. Jika elektron menempati orbital-orbital berenergi sama maka diterapkan aturan Hund yang menyatakan bahwa energi terendah dicapai dengan memaksimalkan elektron dengan spin yang sama (spin paralel). TES F OR M AT IF 4 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Pernyataan yang benar yang berhubungan dengan penulisan konfigurasi elektron adalah .... A. aturan Hund digunakan dalam menentukan konfigurasi elektron atom berilium (Z = 4) B. setiap orbital selalu ditempati oleh dua elektron

4.44

Kimia Dasar 1 

C. jumlah elektron maksimum yang menempati subkulit 2p adalah enam D. konfigurasi elektron: [Ne]3s23p24s1 ada pada keadaan dasar 2) Pernyataan berikut yang benar untuk atom C dengan nomor atom 6 adalah .... A. mempunyai konfigurasi elektron 1s22s22p13s1 B. mempunyai diagram orbital:      C. tidak mempunyai elektron tunggal D. mempunyai diagram orbital: 







3) Jumlah orbital yang terdapat pada n = 4 adalah .... A. 4 B. 10 C. 16 D. 9 4) Atom netral yang mempunyai konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p64s2 adalah .... A. K B. Ca C. Mg D. Na 5) Konfigurasi elektron dari atom netral yang ada pada keadaan dasar adalah .... A. 1s22s22p33s2 B. 1s22s22p43s1 C. 1s22s22p63s2 D. 1s22s22p63s13p3 6) Jumlah elektron maksimum pada kulit dengan n = 3 adalah .... A. 6 B. 9 C. 18 D. 8 7) Konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan aturan Hund adalah .... A. 1s22s2 B. 1s22s22px22py1 C. 1s22s22px22py12pz1 D. 1s22s1

4.45

 PEKI4101/MODUL 4

8) Konfigurasi elektron yang tepat untuk As (Z = 33) adalah .... A. B. C. D.

[Ar] [Ar] [Ar] [Ar]

   

   

   

  

9) Jumlah elektron maksimum yang dapat menempati n = 4, l = 2 adalah .... A. 32 B. 14 C. 10 D. 8 10) Atom belerang dengan Z = 16, mempunyai elektron tak berpasangan sebanyak .... A. empat B. tiga C. dua D. tidak ada Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 4 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 4.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan modul selanjutnya. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 4, terutama bagian yang belum dikuasai.

4.46

Kimia Dasar 1 

Kunci Jawaban Tes Formatif Tes Formatif 1 1) C. Sinar ultra violet mempunyai panjang gelombang yang lebih kecil dari sinar tampak. 2) B. 6,88  1014 s-1. 3) A. 1,05  10-4 m. 4) B. 120 kJ/mol. 5) D. 4,0  10-7 m. Tes Formatif 2 1) D. Dari orbit yang lebih luar ke orbit yang lebih dalam. 2) B. Balmer. 3) C. 1,29  10-15 J. 4) A. 2,18  10-18 J/mol. 5) D. Sinar infra merah. Tes Formatif 3 1) C. n = 1, l = 0, m1 = -1. 2) A. 1,22  10-10 m. 3) C. 4,00  10-10 m/s. 4) A. 7. 5) B. 3. 6) B. 3p. 7) D. Mempunyai ms = +1/2 atau ms = -1/2. 8) C. n = 3, l = 2, m1 = - 2, ms = + ½. 9) C. Energi yang dilepaskan saat berpindah dari n = 3 ke n = 1 sama dengan energi yang dilepaskan saat berpindah dari n = 3 ke n = 2 yang dilanjutkan dengan perpindahan dari n = 2 ke n = 1. 10) B. Tingkat energi elektron (r) = (s). Tes Formatif 4 1) C. Jumlah elektron maksimum yang menempati subkulit 2p adalah enam. 2) D. Mempunyai diagram orbital: 







4.47

 PEKI4101/MODUL 4

3) 4) 5) 6) 7) 8)

C. B. C. C. B. D.

16. Ca. 1s22s22p63s2. 18. 1s22s22px22py1. [Ar]

9) C. 10. 10) D. tiga.









4.48

Kimia Dasar 1 

Daftar Pustaka Brady, James, E. (1990). General Chemistry, Principles, anD Structure. Fifth Edition. New York: John Wiley and Sons Brown T.L., LeMay H.E Jr. & Bursten B.E. (1997). Chemistry The Central Science. 7th Ed. London: Prentice-Hall International Inc. Chang, William. (2000). Essential Chemistry, A Core Text for General Chemistry. Second Edition. Boston: McGraw-Hill Companies. Hill, John W., Ralph H. Petrucci. (2002). General Chemistry, An Integrated Approach. Third Edition. New Jersey: Prentice-Hall, Inc. Mahan, Bruce H. (1985). University Chemistry. 3rd Ed. Massachusetts: Addison-Wesley Publishing Company. Moore, John W, William G. Davies, W.Collins R. (1978). General Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha, Ltd. Oxtoby, David W., Nachtrieb N.H. (1987). Principles of Modern Chemistry. Philadelphia: Saunders Golden Sunbrust Series. Petrucci, Ralph H. (1982). General Chemistry, Principles and Modern Applications. Third Edition. New York: Macmillan Publishing Co., Inc. Pimentel G.C. (1963). An Experimental Science. San Francisco: W.H. Freeman and Company. Timm J.A. (1966). General Chemistry. New York: McGraw-Hill Book Company.

Modul 5

Tabel Periodik Unsur Dra. Sri Mulyani, M.Si.

PEN D A HU L UA N

S

eperti yang telah kita ketahui jumlah senyawa kimia yang telah diketahui luar biasa banyaknya, dan semua tersusun dari unsur-unsur yang jumlahnya sampai saat ini dikenal 114 macam unsur dengan sifat-sifat khasnya. Untuk mengingat sifat-sifat masing-masing unsur yang jumlahnya cukup banyak ini tentu saja sulit. Untuk memudahkan perlu dilakukan penggolongan unsur ke dalam kelompok yang anggotanya mempunyai sifatsifat yang serupa. Usaha untuk menggolongkan unsur-unsur berdasarkan sifat yang dimilikinya telah dilakukan sejak dahulu oleh para ilmuwan. Hasilnya sekarang adalah berupa tabel periodik yang sangat bermanfaat bagi ahli kimia ataupun yang sedang mempelajari kimia. Pada bagian ini Anda akan diajak untuk mempelajari dan memahami perkembangan struktur tabel periodik dan dasar penyusunannya. Di samping itu akan dipelajari pula hubungan tabel periodik dengan konfigurasi elektron dalam atom dan beberapa sifat keperiodikan unsur dalam tabel periodik. Secara khusus, setelah menyelesaikan modul ini Anda diharapkan dapat: 1. menjelaskan sejarah perkembangan dan dasar pemikiran penyusunan tabel periodik Lothar Meyer dan Mendeleev serta tabel periodik modern; 2. menyebutkan pengertian golongan dan perioda dalam tabel periodik; 3. menentukan kedudukan suatu unsur dalam tabel periodik berdasarkan konfigurasi elektronnya atau sebaliknya menentukan konfigurasi elektronnya dari kedudukan unsur tersebut dalam tabel periodik; 4. menjelaskan perbedaan golongan utama dan transisi berdasarkan konfigurasi elektronnya; 5. menunjukkan kedudukan golongan utama dan transisi dalam tabel periodik; 6. menyebutkan nama dari golongan utama unsur dalam tabel periodik;

5.2

7.

8. 9.

Kimia Dasar 1 

menjelaskan kecenderungan sifat-sifat atom (jari-jari atom, potensial ionisasi, afinitas elektron dan keelektronegatifan) unsur–unsur seperioda dan segolongan; menjelaskan perbedaan sifat kimia unsur-unsur seperioda; menguraikan beberapa sifat unsur-unsur golongan utama.

Kemampuan-kemampuan tersebut sangat penting untuk mempelajari ilmu kimia lebih lanjut. Jadi, pelajarilah dengan baik Modul 5 ini agar Anda tidak mengalami kesulitan dalam mempelajari konsep-konsep kimia lainnya. Adapun pembahasan pada modul ini dibagi menjadi 3 kegiatan belajar yang dapat Anda pelajari secara lebih mendalam, yaitu meliputi pembahasan tentang: 1. perkembangan tabel periodik; 2. tabel periodik dan konfigurasi elektron; 3. beberapa sifat periodik unsur-unsur. Hal yang harus diperhatikan, agar Anda berhasil dengan baik mempelajari Modul 5 ini adalah sebagai berikut. 1. Bacalah dengan cermat bagian pendahuluan modul ini, agar Anda betulbetul memahami keterkaitan materi yang dibahas pada setiap kegiatan belajar serta mengetahui kemampuan yang diharapkan dari pembelajaran dengan modul ini. 2. Pelajarilah bagian demi bagian dari modul ini dan tandai konsep-konsep pentingnya sesuai dengan kemampuan yang diharapkan (jika perlu gunakan stabilo). 3. Kemampuan yang diharapkan dari modul ini tidak hanya sampai tingkatan kognitif pemahaman, tetapi dituntut tingkat yang lebih tinggi, seperti aplikasi, evaluasi ataupun analisis karena itu asahlah selalu kemampuan Anda dengan memperbanyak berlatih soal-soal. 4. Manfaatkanlah peluang pertemuan dengan tutor atau teman sejawat Anda untuk mendiskusikan hal-hal yang kurang Anda pahami ataupun menyelesaikan soal-soal yang dianggap sulit karena itu persiapkanlah bahan sebelum Anda melaksanakan tutorial atau diskusi dengan teman sejawat Anda. Selamat belajar, semoga berhasil!

 PEKI4101/MODUL 5

5.3

Kegiatan Belajar 1

Perkembangan Tabel Periodik

T

emuan tabel periodik merupakan pencapaian ilmiah yang luar biasa. Perkembangannya merupakan cerita menarik yang menggambarkan kombinasi antara pengamatan, prediksi, dan pengujian. Ketiga hal tersebut merupakan prasyarat untuk kemajuan ilmu pengetahuan. Sekitar awal tahun 1800-an jauh sebelum ditemukan unsur-unsur sebanyak yang kita ketahui sekarang, telah ditemukan banyak informasi mengenai sifat unsur-unsur yang dikenal pada saat itu. Namun, informasiinformasi itu masih terpisah-pisah satu sama lainnya. Berbagai usaha telah dilakukan oleh para ilmuwan untuk menggolongkan unsur-unsur berdasarkan sifat-sifatnya. Para ilmuwan tersebut di antaranya Dobereiner yang terkenal dengan triad-nya, de Chancourtois dengan telluric screw-nya, Newlands dengan Oktaf-nya dan Lothar Meyer serta Dimitri Mendeleev dengan tabel periodiknya. Setelah teori atom Dalton disebarluaskan, massa atom relatif (berat atom) merupakan sifat yang dipakai para ilmuwan tersebut untuk membedakan suatu unsur dari unsur lain. Pada tahun 1860-an sudah lebih dari 60 unsur ditemukan dan sebagian besar telah diketahui sifat-sifatnya. Hal yang lebih esensial untuk dibahas pada bagian ini adalah perkembangan tabel periodik mulai dari Lothar Meyer dan Mendeleev sampai pada tabel periodik modern yang kita kenal sekarang, sedangkan perkembangan pengelompokan unsur sebelumnya dapat kita lihat di berbagai buku mengenai sejarah kimia. A. TABEL PERIODIK PENDEK Dalam waktu yang hampir bersamaan, Dimitri Mendeleev ilmuwan Rusia dan Julius Lothar Meyer ilmuwan Jerman, secara terpisah menyusun pengelompokan unsur-unsur yang sifatnya mirip berdasarkan kenaikan massa atomnya (seperti yang dilakukan ilmuwan sebelumnya, seperti Dobereiner dan Newlands). Mendeleev menyusun tabel tersebut berdasarkan kemiripan

5.4

Kimia Dasar 1 

sifat kimianya, sedangkan Meyer berdasarkan sifat fisikanya. Ternyata hasil yang diperoleh oleh kedua pakar tersebut tidak jauh berbeda. Mendeleev mempresentasikan hasil pekerjaannya di hadapan Himpunan Kimia Rusia sekitar awal tahun 1869, sedangkan Meyer mempublikasikannya pada akhir tahun 1869. Oleh karena itu, yang lebih sering disebut adalah tabel periodik Mendeleev. Mendeleev menyusun tabel periodiknya ketika dia akan menyusun buku teks untuk murid-muridnya. Saat itu dia menemukan bahwa jika unsur-unsur disusun dalam suatu daftar berdasarkan kenaikan massa atomnya, unsurunsur dengan sifat kimia yang mirip akan muncul berulang secara periodik (berkala) pada interval tertentu. Sebagai contoh, unsur-unsur litium (Li), natrium (Na), kalium (K) dan rubidium (Rb) mempunyai sifat-sifat yang mirip. Sifat-sifat tersebut di antaranya senyawanya dengan klor membentuk rumus MCl dengan M singkatan untuk Li, Na, K, Rb. Senyawanya tersebut semuanya mudah larut dalam air dan masih banyak sifat-sifat mirip lainnya. Hal yang lebih menarik lagi adalah unsur-unsur setelah Li, Na, K dan Rb dalam daftar tersebut, yakni Be, Mg, Ca, dan Sr juga membentuk kelompok yang juga mirip sifat-sifatnya, misalnya senyawanya dengan klor membentuk BeCl2, MgCl2, CaCl2 dan SrCl2. Saat itu Mendeleev menemukan fenomena seperti ini terjadi secara berulang dalam daftar unsur yang dia susun dan dia menyadari akan lebih baik kalau unsur-unsur yang sama sifatnya diletakkan dalam satu kolom yang sama yang disebut dengan golongan. Hasilnya adalah sistem periodik yang biasa disebut dengan sistem periodik pendek. Tabel periodik Mendeleev yang telah diperbaiki pada tahun 1871 dapat dilihat pada Gambar 5.1. Ramalan Mendeleev yang didasari persamaan sifat unsur segolongan terbukti setelah unsur-unsur yang diramalkannya ditemukan, yaitu skandinavium (Sc) untuk ekaboron, galium (Ga) untuk ekaalumunium, dan germanium (Ge) untuk ekasilikon. Hal yang sangat luar biasa adalah Mendeleev berpikir lebih jauh daripada Meyer dalam segi lain: ia meramalkan sifat beberapa unsur yang belum ditemukan. Dalam tabel yang disusunnya, Mendeleev mengosongkan ruang-ruang tertentu. Menurutnya, ruang-ruang tersebut diperuntukkan bagi unsur-unsur yang belum ditemukan saat itu. Misalnya, celah tepat di bawah alumunium menyiratkan bahwa unsur baru yang akan ditemukan nantinya

5.5

 PEKI4101/MODUL 5

memiliki sifat yang mirip dengan alumunium. Mendeleev menamai unsur ini “eka-alumunium” (Sanksekerta: eka, “ berikutnya”). Dengan menuliskan massa atomnya pada baris ini, Mendeleev dapat menentukan pendekatan nilai massa berdasarkan unsur-unsur yang mengapitnya. Contoh: Cu = 63

Zn = 65

---- = 68

---- = 72

As = 75

Se = 78

Br = 80

Gambar 5.1. Tabel Periodik Pendek

Demikian pula halnya dengan unsur lain sesudah silikon (yakni germanium, yang pada tahun 1871 belum ditemukan) yang dia sebut sebagai ekasilikon. Mendeleev mampu memprediksi sifat-sifat unsur tersebut dan ternyata setelah germanium ditemukan 15 tahun kemudian, sifat-sifatnya sangat mirip dengan apa yang diprediksikan oleh Mendeleev. Hal ini dapat dilihat pada Tabel 5.1.

5.6

Kimia Dasar 1 

Tabel 5.1. Sifat-sifat Germanium: Prediksi dan Observasi

Massa atom Density

72 5,5 g/cm3

Observasi: Germanium, 1886 72,6 5,47 g/cm3

Warna Density oksidanya

Abu-abu EsO2: 4,7 g/cm3

Putih keabuan GeO2: 4,703 g/cm3

Titik didih kloridanya Density kloridanya

EsCl4: di bawah 100oC EsCl4: 1,9 g/cm3

GeCl4: 86oC GeCl4: 1,887 g/cm3

Sifat-sifat

Prediksi: Eka-silikon, 1871

Kemampuan prediksi tersebut menyebabkan tabel periodik Mendeleev diterima secara luas sebagai suatu prestasi sains yang luar biasa. Dalam menyusun tabel periodiknya Mendeleev juga merasa perlu untuk membalikkan kedudukan unsur-unsur yang massa atomnya lebih besar mendahului yang lebih kecil untuk mempertahankan kemiripan sifat dalam satu golongan. Sebagai contoh, telurium (Te) yang pada saat itu massa atomnya 128 ditempatkan sebelum iodium (I) yang massa atomnya 127, padahal kalau disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, seharusnya I dulu, baru Te. Pembalikan ini dilakukan karena dia merasa bahwa sifat-sifat Te sesuai dengan unsur-unsur lainnya yang ada di golongan VI, sedangkan sifat-sifat I sesuai dengan unsur golongan VII. Satu abad sebelumnya Henry Cavendish telah mencatat keberadaan gas sisa ketika oksigen dan nitrogen diambil dari udara, tetapi pengaruhnya belum disadari. Rayleigh dan W. Ramsay mengisolasi gas tersebut, dan dinamai Argon. Ramsay juga menemukan adanya gas helium dari cadangan gas alam. Rayleigh dan Ramsay berikutnya mempostulatkan adanya golongan unsur baru. Pada tahun 1898 ditemukan anggota golongan unsur tersebut, yaitu neon, kripton, dan xenon. Struktur tabel berkala yang disusun oleh Mendeleev sepertinya membatasi jumlah unsur yang mungkin. Hal ini ditunjukkan ketika J.W. Strutt atau Lord Rayleigh menemukan unsur yang berwujud gas pada tahun 1894 yang ternyata tidak sesuai dengan skema klasifikasi yang telah disusunnya. Gas ini pada zaman Mendeleev belum disadari keberadaannya oleh ilmuwan karena selain gas yang tidak berwarna dan tidak berbau ini

 PEKI4101/MODUL 5

5.7

sangat sedikit jumlahnya di atmosfir, juga karena belum dikenal senyawa yang terbentuk dari gas tersebut. Oleh karena itu, pada tabel periodik perlu ditambahkan satu kelompok unsur-unsur lagi bagi unsur-unsur tersebut yang selanjutnya disebut sebagai unsur-unsur gas mulia. Ketika unsur-unsur ini ditemukan, diketahui pula bahwa massa atom argon (Ar) lebih besar dari kalium (K), padahal sifat-sifat Ar sesuai dengan sifat gas mulia lainnya dan sifat K sesuai dengan sifat unsur-unsur golongan I. Kasus ini kembali muncul seperti halnya dalam kasus Te dan I. Hal ini pada akhirnya semakin menyadarkan para ilmuwan bahwa ada hal lain yang bukan massa atom yang seharusnya mendasari keperiodikan sifat unsur. B. TABEL PERIODIK MODERN Pada tahun 1915 Moseley yang bekerja di laboratorium Rutherford melakukan penelitian dengan menggunakan berbagai logam sebagai antikatoda pada tabung sinar-X. Moseley menemukan bahwa ada perubahan yang teratur dari energi sinar-X sesuai dengan perubahan nomor atom dan bukan massa atom. Ketika unsur-unsur dalam tabel periodik disusun berdasarkan nomor atomnya, hilanglah semua ketidakkonsistenan yang muncul dalam tabel periodik Mendeleev. Dengan demikian, hukum periodik Mendeleev mengalami sedikit revisi. Versi modern hukum periodik adalah sebagai berikut. Sifat Unsur-unsur Merupakan Fungsi Berkala dari Nomor Atom Oleh karena itu, nomor atomlah yang menentukan sifat kimia dan fisika unsur-unsur satu golongan dalam sistem periodik. Tabel periodik modern yang kita gunakan sekarang ini sering juga disebut dengan tabel periodik panjang dan dapat dilihat pada Gambar 5.2. Angka atau bilangan yang ada di sebelah atas lambang unsur adalah nomor atomnya, sedangkan angka yang ada di bawahnya adalah massa atomnya. Tabel periodik modern terdiri dari: a. jalur-jalur vertikal (kolom) yang disebut golongan; b. Jalur-jalur horizontal (deret) yang disebut perioda dan ditulis dengan huruf arab. Golongan juga diberi penomoran. Sistem penomoran yang telah digunakan di Amerika selama bertahun-tahun adalah penomoran dengan

5.8

Kimia Dasar 1 

menggunakan angka Romawi (mengikuti apa yang telah digunakan Mendeleev) dan disertai dengan huruf A atau B (lihat angka di bagian paling atas pada Gambar 5.2.). Pada tahun 1985 IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) telah memberikan aturan penulisan golongan dengan memberi angka Arab dari 1 sampai dengan 18 seperti yang tampak di bawah angka Romawi pada Gambar 5.2. Hal ini dilakukan mengingat di Eropa ada perbedaan pengertian untuk notasi A dan B dengan yang biasa digunakan di Amerika. Di Eropa, golongan (1) sampai dengan (7) dilabeli dengan IA sampai dengan VIIA dan golongan (11) sampai dengan (17) dilabeli dengan IB sampai dengan VIIIB.

Gambar 5.2. Tabel Periodik Modern

Oleh karena itulah, IUPAC mencoba menghilangkan perbedaan itu dengan menggunakan aturan baru. Akan tetapi, hal ini tidak mudah karena banyak ahli kimia dan juga pendidik kimia yang menentangnya. Sistem penomoran golongan pada tabel periodik yang digunakan di negara kita biasanya mengadopsi sistem yang digunakan di Amerika. Golongan IA sampai dengan VIIA dan golongan (0) atau golongan VIIIA disebut golongan utama, sedangkan golongan IB sampai dengan VIIIB disebut golongan transisi. Dua baris horizontal yang terdapat di bagian bawah biasa disebut sebagai unsur transisi-dalam. Unsur-unsur ini juga merupakan bagian dari tabel periodik yang ditempatkan di sana untuk menghemat

 PEKI4101/MODUL 5

5.9

tempat. Jika ditempatkan pada posisi yang seharusnya maka tabel periodik modern mempunyai bentuk seperti yang terdapat pada Gambar 5.3.

Gambar 5.3. Tabel Periodik Modern dengan Dua Baris Unsur Transisi-Dalam pada Tempat yang Semestinya

Baris pertama (unsur dengan nomor atom 58 sampai 71) disebut dengan golongan lantanida yang memiliki sifat, seperti unsur lantanum. Baris kedua (unsur dengan nomor atom 90 sampai 103) karena mempunyai sifat yang sama dengan aktinium disebut sebagai golongan aktinida. Unsur-unsur lantanida sering disebut juga sebagai unsur-unsur tanah jarang karena keberadaannya di kulit bumi sangat sedikit. Beberapa golongan mempunyai nama yang khusus, misalnya golongan IA (kecuali hidrogen) disebut juga golongan logam alkali, golongan IIA alkali tanah, golongan VIIA disebut golongan halogen (dari bahasa Yunani yang artinya pembentuk garam) dan golongan 0 atau VIIIA disebut dengan golongan gas mulia (karena kereaktifannya sangat rendah). Unsur-unsur biasa dikelompokkan ke dalam logam, non-logam dan metalloid. Dalam tabel periodik, batasan kasar untuk pengelompokan seperti itu nampak dari garis tebal hitam mulai dari boron (B) sampai astatin (At) (perhatikan Gambar 5.2). Unsur-unsur yang ada di sebelah kirinya (kecuali hidrogen) adalah logam. Logam umumnya mempunyai sifat mengkilat dan menghantarkan listrik dan panas dengan baik. Selain itu logam juga mudah ditempa sehingga dari batangan bisa dibentuk dan dibuat kawat. Pada suhu kamar semua logam berwujud padat, kecuali raksa berwujud cair.

5.10

Kimia Dasar 1 

Unsur-unsur yang ada di sebelah kanan garis tebal adalah non-logam, unsur yang mempunyai sifat tidak seperti logam, misalnya penghantar listrik dan panas yang jelek. Unsur-unsur yang ada di perbatasan garis tersebut (kecuali alumunium bersifat logam) mirip logam dalam satu sifat dan mirip non-logam dalam sifat lainnya. Oleh karena itu, biasa disebut dengan metalloid. Untuk unsur-unsur seperioda dari kiri ke kanan nampak adanya perubahan sifat unsur dari logam ke non-logam, misalnya alumunium merupakan logam, sedangkan silikon metalloid dan fosfor non-logam. Demikian pula halnya dalam satu golongan dari atas ke bawah berubah dari non-logam ke logam, contohnya pada golongan IVA: karbon (paling atas) adalah unsur non-logam, sedangkan timbal (paling bawah)adalah logam. Sifat-sifat kimia logam, non-logam dan metalloid ini akan dibahas lebih jauh pada Kegiatan Belajar 3 tentang keperiodikan sifat unsur. LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Jelaskan dengan singkat apa yang menjadi dasar penyusunan tabel periodik Mendeleev? 2) Apa persamaan dan perbedaan tabel periodik Mendeleev dan Lothar Meyer? 3) Mengapa tabel periodik Mendeleev lebih sering dibicarakan daripada tabel periodik Lothar Meyer? 4) Apa saja ketidakkonsistenan dari tabel periodik Mendeleev? 5) Bagaimana bunyi hukum periodik modern? 6) Dengan melihat sistem periodik modern: a) tunjukkan mana yang termasuk golongan utama, golongan transisi, golongan transisi-dalam, golongan lantanida dan aktinida; b) tunjukkan secara kasar mana yang termasuk unsur-unsur logam, non-logam dan metalloid. 7) Apa saja yang termasuk ke dalam sifat-sifat logam dan non-logam?

 PEKI4101/MODUL 5

5.11

Petunjuk Jawaban Latihan 1) Dasar penyusunan tabel periodik Mendeleev, Jika unsur-unsur disusun dalam suatu daftar berdasarkan kenaikan massa atomnya, unsur-unsur dengan sifat kimia yang mirip akan muncul berulang secara periodik dan unsur-unsur dengan sifat yang sama tersebut diletakkan dalam satu kolom yang sama. 2) Keduanya sama-sama menyusun pengelompokan unsur menurut kenaikan nomor atomnya, tetapi Mendeleev mengelompokkannya berdasarkan sifat kimianya, sedangkan Lothar Meyer mengelompokkannya lebih ke arah sifat fisikanya. 3) Tabel periodik Mendeleev lebih populer daripada tabel periodik Lothar Meyer karena: a) Mendeleev lebih dulu mempresentasikan tabel periodiknya secara formal; b) Mendeleev menyediakan tempat-tempat kosong dalam tabel periodiknya untuk unsur-unsur yang belum ditemukan saat itu, bahkan mampu memprediksi sifat-sifat unsur yang belum ditemukan tersebut dengan sangat baik. 4) Ketidakkonsistenan tabel Periodik Mendeleev antara lain: pada penempatan unsur-unsur Te dan I dengan massa atom Te yang lebih besar daripada I, tetapi ditempatkan terlebih dahulu sebelum I karena Mendeleev ingin mempertahankan kemiripan sifat dalam satu golongan yang sama. 5) Hukum periodik modern: sifat periodik unsur merupakan fungsi dari nomor atomnya. 6) Pada tabel periodik modern: a) Golongan utama: golongan IA sampai dengan VIIA dan golongan (0) atau golongan VIIIA, golongan transisi: golongan IB sampai dengan VIIIB, unsur transisi dalam: dua baris horizontal yang terdapat di bagian bawah tabel periodik. Baris pertama (unsur dengan nomor atom 58 sampai 71) disebut dengan golongan lantanida, baris kedua (unsur dengan nomor atom 90 sampai 103 disebut sebagai golongan aktinida. b) Batas kasar logam, non-logam dan metalloid adalah garis tebal hitam mulai dari B sampai ke At. Unsur-unsur logam (kecuali hidrogen) terletak di sebelah kiri garis tersebut, unsur-unsur non-

5.12

Kimia Dasar 1 

logam di sebelah kanan garis, unsur-unsur metalloid (kecuali alumunium) ada tepat di sebelah garis tersebut. 7) Sifat-sifat logam di antaranya mengkilat, mudah ditempa, penghantar listrik dan panas yang baik. Sifat-sifat non-logam: rapuh, penghantar panas dan listrik yang jelek.

R A NG KU M AN Tabel periodik disusun untuk memudahkan orang mempelajari sifatsifat unsur yang jumlahnya cukup banyak. Tabel periodik Mendeleev dan Lothar Meyer disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Mendeleev lebih menekankan pada sifat kimianya sedangkan Lothar Meyer lebih menekankan pada sifat fisikanya, namun keduanya memberikan hasil yang hampir sama. Mendeleev meletakkan unsurunsur yang sifatnya sama dalam satu golongan. Untuk mempertahankan sifat unsur dalam satu golongan, ada beberapa unsur yang urutan massa atomnya dipasang terbalik. Mendeleev juga menyediakan tempat kosong untuk unsur-unsur yang saat itu belum ditemukan dan memprediksi sifatsifatnya dengan sangat baik. Tabel periodik modern merupakan pengembangan dari tabel periodik Mendeleev. Unsur-unsur dikelompokkan menurut golongan dan perioda. Unsur-unsur dalam golongan yang sama mempunyai sifat yang sama. Dalam tabel periodik modern terdapat golongan utama dan golongan transisi. Dua golongan lantanida dan aktinida merupakan golongan transisi yang disebut sebagai transisi-dalam. Garis tebal dari boron sampai astatin merupakan batas kasar pemisahan unsur-unsur logam dan non-logam. Unsur-unsur sebelah kiri garis merupakan unsur logam, sebelah kanan garis unsur non-logam dan tepat sebelah garis unsur-unsur metalloid. TES F OR M AT IF 1 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Tabel periodik Mendeleev disusun berdasarkan …. A. nomor atom B. massa atom C. konfigurasi elektron D. sifat fisika

 PEKI4101/MODUL 5

5.13

2) Tabel periodik Mendeleev lebih populer dibandingkan tabel periodik Lothar Meyer karena …. A. unsur-unsurnya lebih lengkap B. lebih mudah dikomunikasikan C. lebih prediktif D. mirip dengan tabel periodik modern 3) Pada tabel periodik modern, golongan lantanida dan aktinida diletakkan di bawah tabel karena …. A. tidak ada tempat yang sesuai dalam tabel periodik B. sifat-sifatnya sangat berbeda dengan unsur-unsur lainnya C. belum ditemukan saat Mendeleev menyusun tabel periodiknya D. untuk menghemat tempat 4) Pernyataan berikut yang benar mengenai unsur-unsur golongan IA adalah …. A. termasuk golongan transisi B. disebut golongan alkali tanah C. termasuk unsur non-logam D. mempunyai sifat-sifat yang mirip 5) Pada tabel periodik Mendeleev terdapat tempat-tempat kosong untuk unsur-unsur …. A. yang sangat jarang ditemukan di alam B. yang belum ditemukan di alam C. gas mulia D. transisi 6) Golongan unsur yang muncul dalam tabel periodik modern tapi tidak ada dalam tabel periodik Mendeleev adalah …. A. golongan VIIIA (0) B. golongan transisi C. golongan halogen D. golongan alkali 7) Dalam tabel periodik modern, selain Te dan I masih ada empat tempat lain yang urutan massa atomnya terbalik, kecuali …. A. Ar dan K B. Co dan Ni C. Th dan Pa D. Pb dan Bi

5.14

Kimia Dasar 1 

8) Jika unsur-unsur perioda ketujuh ada 32 maka nomor atom unsur di bawah gas radon adalah …. A. 118 B. 87 C. 362 D. 310 9) Unsur halogen perioda ke-4 adalah …. A. Ca B. Br C. At D. Te 10) Unsur dengan nomor atom lebih besar dari 80 yang sifatnya mirip dengan unsur bernomor atom 16 adalah …. A. Pb B. Rn C. Po D. Bi Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang belum dikuasai.

5.15

 PEKI4101/MODUL 5

Kegiatan Belajar 2

Tabel Periodik dan Konfigurasi Elektron

T

abel periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya. Jumlah elektron dalam suatu atom juga sama dengan nomor atomnya, dengan demikian konfigurasi elektron atom suatu unsur juga disusun berdasarkan nomor atomnya. Oleh karena itu, pasti ada hubungan antara konfigurasi elektron dengan kedudukan unsur dalam tabel periodik. Bagaimana hubungan ini berlangsung kita bahas pada Kegiatan Belajar 2 ini. Coba Anda perhatikan unsur-unsur dengan nomor atom 1 sampai 18, bagaimana konfigurasi elektronnya, elektron valensinya dan perhatikan pula golongan serta perioda unsur-unsur tersebut dalam tabel periodik, lalu gunakan hal tersebut untuk melengkapi Tabel 5.2 berikut. Tabel 5.2. Konfigurasi Elektron, Elektron Valensi dan Golongan Unsur-unsur dengan Nomor Atom 1 – 18 Konfigurasi elektron

Atom 1H

1s1

2He 3Li

Elektron valensi 1 2

Golongan

Perioda

IA

1

IIA

1s2 2s1

4Be 5B

1s2 2s2 2p1

6C

2 4

7N 8O 9F 10Ne 11Na

0 1s2 2s2 2p6 3s1

3

12Mg 13Al 14Si 15P

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

3

5.16

Kimia Dasar 1 

Atom

Konfigurasi elektron

Elektron valensi

Golongan

Perioda

16S 17Cl 18Ar

VIIA 3

Dari Tabel 5.2 dapat kita lihat bahwa unsur-unsur yang mempunyai konfigurasi elektron terluar atau elektron valensi sama terletak dalam satu golongan yang sama. Dari uraian sebelumnya telah kita ketahui pula bahwa unsur-unsur dalam satu golongan mempunyai sifat kimia yang sama. Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa elektron valensi menentukan sifat kimia suatu unsur. Unsur dengan elektron valensi sama akan memiliki sifat yang mirip satu sama lain. Coba pasangkan nomor sebelah kiri dengan huruf di sebelah kanannya, mana yang paling sesuai:

Untuk unsur-unsur golongan utama (golongan A), jumlah elektron valensi sama dengan nomor golongannya. Jadi unsur-unsur golongan IA mempunyai satu elektron pada kulit valensinya, dengan konfigurasi elektron valensinya: ns1 dengan n bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum utama n sama dengan nomor periodanya. Untuk Li yang terletak pada perioda 2 golongan IA konfigurasi elektron pada kulit valensinya: 2s1, untuk Na: 3s1, untuk K: 4s1 dan seterusnya. Unsur-unsur golongan IIA mempunyai konfigurasi elektron terluar ns2. Cobalah lengkapi bagaimana konfigurasi elektron pada kulit valensi untuk unsur-unsur pada golongan A berikut ini.

5.17

 PEKI4101/MODUL 5

Golongan

Konfigurasi Elektron pada Kulit Terluar

IA IIA

ns1

IIIA IVA

ns2np... ............

VA VIA

............ ............

VIIA VIIIA

............ ……....

ns2

Unsur-unsur golongan utama terdiri atas 8 golongan, yaitu golongan IA sampai dengan VIIIA dan beberapa di antaranya akan dibahas berikut ini. 1.

Golongan IA Golongan IA terdiri atas tujuh macam unsur yang semuanya logam, kecuali hidrogen non-logam. Logam alkali ini memiliki jumlah elektron valensi yang sama, yaitu 1 sehingga cenderung untuk membentuk kation yang bermuatan +1. Oleh karena kereaktifannya dalam udara maupun air atau uap air, logam alkali harus disimpan dalam cairan yang inert terhadap logam tersebut seperti minyak tanah (kerosin). Tabel 5.3. Konfigurasi Elektron beberapa Logam Alkali (IA) Lambang Unsur Li

Nomor Atom 3

Na

Konfigurasi Elektron

Perioda

1s2 2s1 (He) 2s1

atau

2

11

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

atau

3

K

19

1s2 2s2 2p6 3s2 4s1 atau (Ar) 4s1

4

Rb

37

1s2 2s2 2p6 3s2 4s2 4p6 5s1 atau (Kr) 5s1

5

5.18

Kimia Dasar 1 

2.

Golongan IIA (Alkali Tanah) Golongan IIA terdiri dari tujuh macam unsur yang semuanya logam. Logam-logam alkali tanah ini memiliki jumlah elektron valensi yang sama, yaitu 2 sehingga cenderung untuk membentuk kation bermuatan +2. Tabel 5.4. Konfigurasi Elektron beberapa Logam Alkali Tanah (IIA) Lambang Unsur

Nomor Atom

Konfigurasi Elektron

Perioda

Be

4

2

Mg

12

Ca

20

Sr

38

1s2 2s2 atau (He) 2s2 1s2 2s2 2p6 3s2 atau (Ne) 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2 4s2 atau (Ar) 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 4s2 4p6 5s2 atau (Kr) 5s2

3 4 5

3.

Golongan VIIA (Halogen) Golongan VIIA terdiri dari lima macam unsur, yang semuanya nonlogam. Unsur-unsur halogen ini memiliki jumlah elektron valensi yang sama, yaitu 7 sehingga cenderung membentuk anion bermuatan –1. Tabel 5.5. Konfigurasi Elektron dan Perioda beberapa Unsur Halogen (VIIA) Lambang Unsur

Nomor Atom

F

9

Cl

17

Br

35

I

53

Konfigurasi Elektron 1s2 2s2 2p5 atau (He) 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 atau (Ne) 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p5 atau (Ar) 4s2 4p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p5 atau (Kr) 5s2 5p5

Perioda 2 3 4 5

5.19

 PEKI4101/MODUL 5

4.

Golongan VIIIA atau Golongan 0 (Gas Mulia) Golongan VIIIA terdiri dari enam macam unsur, yang semuanya nonlogam. Unsur-unsur gas mulia ini memiliki jumlah elektron valensi yang sama, yaitu 8 sehingga cenderung stabil. Tabel 5.6. Konfigurasi Elektron dan Perioda beberapa Unsur Gas Mulia (Golongan 0) Lambang Unsur He

Nomor Atom 2

1s2

1

Ne Ar

10 18

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

2 3

Kr

36

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

4

Konfigurasi Elektron

Perioda

Untuk unsur-unsur golongan transisi tidak dapat diterapkan hal yang sama, jadi nomor golongan pada unsur transisi tidak selalu sama dengan konfigurasi elektron valensinya. Pada unsur-unsur golongan transisi, elektron yang ditempatkan terakhir pada konfigurasi elektronnya ada di subkulit d dengan n sama dengan nomor periodanya dikurangi satu. Sebagai contoh unsur mangan yang terletak pada perioda ke-4, elektron terakhir menempati subkulit 3d (n = 3 = 4-1). Untuk unsur-unsur transisi-dalam (unsur-unsur pada golongan lantanida atau aktinida), elektron terakhir masuk pada subkulit f dengan bilangan kuantum utama dua lebih kecil daripada periodanya. Contohnya Er yang terletak pada perioda 6, elektron terakhirnya ada pada subkulit 4f. Berdasarkan konfigurasi elektronnya, unsur-unsur pada tabel periodik dapat dikelompokkan menjadi blok s, blok p, blok d dan blok f seperti yang dapat Anda lihat pada Gambar 5.4.

5.20

Kimia Dasar 1 

Gambar 5.4. Tabel Periodik dan Konfigurasi Elektron

Berdasarkan uraian sebelumnya, dari konfigurasi elektron dapat ditentukan bagaimana kedudukannya (golongan dan periodanya) dalam tabel periodik, dan sekarang akan dibahas bagaimana konfigurasi elektron dapat diramalkan dari kedudukan suatu unsur dalam tabel periodik. Contoh 5.1: Tentukan bagaimanakah konfigurasi elektron dari timah (Sn)! Penyelesaian: Kita lihat pada tabel periodik (Gambar 5.2), Sn terletak pada perioda ke-5. Untuk mencapainya perlu dilewati perioda 1, 2, 3, dan 4, serta sebagian dari perioda 5. Dengan menggunakan Gambar 5.1. saat melewati perioda-perioda tersebut dihasilkan pengisian-pengisian subkulit sebagai berikut. a. Saat melewati perioda 1: isi subkulit s sehingga dihasilkan 1s 2 b. Saat melewati perioda 2: isi subkulit 2s dan 2p sehingga dihasilkan 2s22p6 c. Saat melewati perioda 3: isi subkulit 3s dan 3p sehingga dihasilkan 3s23p6 d. Saat melewati perioda 4: isi subkulit 4s, 3d dan 4p (dalam urutan seperti itu, pada Gambar 5.1.) sehingga dihasilkan: 4s23d104p6

 PEKI4101/MODUL 5

e.

f. g.

5.21

Saat melewati perioda 5 untuk mencapai posisi Sn, kita harus mengisi penuh subkulit 5s lalu 4d. Kemudian isi subkulit 5p dengan dua elektron sehingga diperoleh: 5s24d105p2 Dengan menyatukan semua subkulit yang sudah diisi tadi kita akan peroleh: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2 Dengan mengelompokkan subkulit pada kulit yang sama akan kita peroleh: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2 atau [Kr] 4d105s25p2

Dalam membicarakan ikatan kimia, sering kali hanya diperlukan untuk mengetahui jumlah elektron yang ada pada kulit terluarnya saja atau yang biasa disebut dengan elektron valensi (istilah valensi adalah istilah yang biasa digunakan untuk menyatakan jumlah ikatan yang dapat dibentuk oleh suatu atom). Untuk mengetahui bagaimana konfigurasi elektron pada kulit terluar brom (Br) dapat kita telusuri dari tabel periodik bahwa Br terletak pada golongan VIIA perioda 4. Nomor perioda menyatakan kulit terluarnya sehingga n = 4. Dengan melewati perioda 4 untuk sampai pada Br maka pengisian elektronnya: 4s23d104p5 atau 3d104s24p5. Kita dapat mengabaikan elektron pada subkulit 3d karena bukan merupakan bagian dari kulit valensinya sehingga konfigurasi kulit valensinya menjadi 4s24p5. Contoh 5.2: Dengan melihat tabel periodik (Gambar 5.1.) tentukan bagaimana konfigurasi elektron kulit terluar dari S! Penyelesaian: S terletak pada perioda 3, jadi kulit terluarnya adalah kulit ketiga. Untuk mencapai S maka kita isi penuh subkulit 3s lalu isi 3p dengan empat elektron sehingga konfigurasi elektron pada kulit terluar S adalah 3s23p4. 5.

Konfigurasi Elektron dari Ion Banyak senyawa-senyawa ion yang terdiri dari kation maupun anion monoatom. Oleh karena itu, akan sangat bermanfaat kalau kita bisa mengetahui konfigurasi elektron dari ion-ion tersebut. Kation monoatom dari unsur-unsur golongan utama terbentuk dengan cara melepaskan satu atau lebih elektron pada kulit terluarnya. Berikut ditampilkan konfigurasi elektron beberapa atom unsur golongan utama dan ion-ionnya.

5.22

Kimia Dasar 1 

Li: [He] 2s1 Mg: [Ne] 3s2 Al: [Ne] 3s23p1

Li+: [He] Mg2+: [Ne] Al3+: [Ne]

Kita lihat bahwa konfigurasi elektron ion-ionnya sama dengan konfigurasi elektron gas mulia. Anion unsur-unsur golongan utama terbentuk dengan penambahan satu atau lebih elektron pada kulit terluarnya. Contoh: H: 1s1 H-: 1s2 atau [He] 2 2 6 2 5 Cl: 1s 2s 2p 3s 3p Cl-: 1s22s22p63s23p6 atau [Ar] O: 1s22s22p4 O2-: 1s22s22p6atau [Ne] 2 2 3 N: 1s 2s 2p N3-: 1s22s22p6 atau [Ne] Ternyata anion-anion dari unsur golongan utama juga sama membentuk konfigurasi elektron gas mulia yang stabil. Ion-ion atau ion dan atom yang mempunyai jumlah elektron yang sama dan dengan demikian konfigurasi elektronnya juga sama disebut isoelektronik. Jadi pada contoh di atas nampak bahwa H- isoelektronik dengan Mg2+, Al3+, O2- dan N3-. Ion-ion yang terbentuk dari unsur transisi selalu kation karena unsur transisi merupakan unsur logam. Pada bagian sebelumnya telah dibahas bahwa pada logam transisi baris pertama (Sc sampai Cu), orbital 4s selalu diisi terlebih dahulu sebelum orbital 3d. Anda mungkin akan menyangka bahwa saat kationnya terbentuk, elektron yang dilepaskan berasal dari orbital 3d. Ternyata hal itu tidak benar. Sebagai contoh, besi, Fe, mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 4s23d6. Ion Fe2+ mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 3d6, dan bukan [Ar] 4s23d4. Hal ini terjadi karena interaksi elektronelektron dan inti-elektron pada atom netral bisa sangat berbeda dengan pada ionnya, artinya meskipun pada atom Fe orbital 4s diisi terlebih dahulu baru kemudian 3d, akan tetapi pada ion Fe2+ orbital 3d lebih stabil daripada 4s. Perlu dicatat juga bahwa unsur-unsur logam transisi dapat membentuk lebih dari satu kation, contohnya Fe bisa membentuk Fe2+ dan Fe3+. Selain itu, ion-ion yang terbentuk juga tidak mempunyai konfigurasi elektron gas mulia yang mendahuluinya.

 PEKI4101/MODUL 5

5.23

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Dengan menggunakan tabel periodik sebagai acuan: a) ramalkan konfigurasi elektron lengkap dari unsur-unsur As, Ca, Bi, Ge dan Tl; b) ramalkan konfigurasi elektron pada kulit terluar O, Sr, Cl, Si dan Pb 2) Ada berapa elektron pada orbital p pada kulit terluar dalam Se, I, P, dan Rn. Petunjuk Jawaban Latihan 1) a)

Lihat perioda dari masing-masing unsur dalam tabel periodik (Gambar 5.2.). Lalu gunakan Gambar 5.4. untuk menuliskan konfigurasi elektron setiap unsur dengan melewati setiap perioda dari perioda pertama sampai pada kedudukan unsur yang ditanyakan. b) Lihat perioda setiap unsur, lalu gunakan Gambar 5.4 untuk menuliskan konfigurasi elektron mulai dari awal perioda di mana unsur tersebut berada (perioda akhir saja, tidak dari perioda 1). 2) Lihat perioda (kulit terluar) setiap unsur, lalu gunakan Gambar 5.4 untuk menentukan jumlah elektron yang mengisi orbital p pada kulit terluarnya.

R A NG KU M AN Ada hubungan antara konfigurasi elektron dengan pengelompokan unsur-unsur dalam tabel periodik. Unsur-unsur golongan IA dan IIA menempati blok s, golongan IIIA sampai VIIIA (0) menempati blok p, golongan IB sampai VIIIB menempat blok d, golongan lantanida dan aktinida menempati blok f. Berdasarkan konfigurasi elektronnya, dapat diperkirakan posisi (perioda dan golongan) suatu unsur dalam tabel periodik.

5.24

Kimia Dasar 1 

TES F OR M AT IF 2 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Unsur dengan nomor atom 6, pada tabel periodik menempati …. A. perioda 6, golongan IVA B. perioda 2, golongan IVA C. perioda 4, golongan IVA D. perioda 6, golongan VIA 2) Unsur Se yang terletak pada perioda 4 golongan VIA mempunyai konfigurasi elektron pada kulit terluar …. A. 4p6 B. 6p4 C. 4s24p6 D. 4p4 3) Stronsium, Sr, yang terletak pada perioda 5 golongan IIA mempunyai konfigurasi elektron …. A. 2s22p63s23p63d104s24p64d105s2 B. s22p63s23p63d104s24p65s25p2 C. 2s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2 D. 2s22p63s23p63d104s24p64d105s25p65d2 4) Unsur yang atomnya mempunyai konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p1 terletak pada …. A. ioda 1 golongan IIIA B. ioda 2 golongan IA C. ioda 3 golongan IIIA D. ioda 3 golongan IA 5) Unsur Y yang terletak pada golongan IIIB perioda 5, mempunyai konfigurasi elektron …. A. 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d1 B. 1s22s22p63s23p63d104s24p65d3 C. 1s22s22p63s23p64s23d104p64d35s2 D. 1s22s22p63s23p63d5

 PEKI4101/MODUL 5

5.25

6) Unsur dengan konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5 termasuk unsur golongan …. A. alkali B. alkali tanah C. gas mulia D. halogen 7) Konfigurasi elektron terluar unsur golongan IIIA adalah …. A. ns2np3 B. ns2ns1 C. (n – 1)d3ns2 D. (n – 2)f3ns2 8) Ion X – mepunyai konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p63d104s24p6. Dalam tabel periodik, unsur X terletak pada …. A. perioda 5 golongan IA B. perioda 4 golongan VIA C. perioda 4 golongan VIIIA D. perioda 5 golongan VA 9) Konfigurasi elektron dari atom suatu unsur 1s22s22p63s2 mempunyai sifat yang mirip dengan unsur yang atomnya mempunyai konfigurasi elektron …. A. 1s2 B. 1s22s22p63s23p63d104s2 C. 1s22s22p63s23p6 D. 1s22s22p63s23p2 10) Dengan menggunakan tabel periodik (gambar 5.2.), ion yang bermuatan +3 dan mempunyai konfigurasi elektron: [Kr] 3d3 adalah …. A. As B. Y C. Sc D. Se

5.26

Kimia Dasar 1 

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum dikuasai.

 PEKI4101/MODUL 5

5.27

Kegiatan Belajar 3

Beberapa Sifat Periodik Unsur -unsur

D

alam tabel periodik terdapat kecenderungan sifat unsur secara periodik, baik dalam satu perioda maupun dalam satu golongan. Beberapa sifat periodik yang akan dibahas pada bagian ini adalah jari-jari atom dan jari-jari ion, energi ionisasi serta afinitas elektron. Sebelumnya akan dibahas terlebih dahulu mengenai konsep muatan inti efektif yang akan membantu kita untuk lebih memahami sifat keperiodikan unsur pada tabel periodik. A. MUATAN INTI EFEKTIF Pada atom-atom berelektron-banyak terdapat efek perisai dari elektronelektron yang lebih dalam yang menghalangi tarikan inti terhadap elektron pada kulit yang lebih luar. Muatan inti efektif, Zef adalah jumlah proton yang ada dalam inti (Z) dikurangi tetapan perisai, ,: Zef = Z -  Kita lihat contoh dari adanya efek perisai terhadap energi yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron dari atom berelektron-banyak. Hasil pengukuran memperlihatkan bahwa untuk melepaskan elektron pertama dari 1 mol atom He (Z = 2) adalah sebesar 2372 kJ, dan untuk melepaskan elektron berikutnya dari 1 mol ion He+ (ingat bahwa setelah melepaskan sebuah elektron atom He berubah menjadi He +) diperlukan energi jauh lebih besar, yaitu 5251 kJ. Mengapa bisa terjadi hal seperti itu? Saat pelepasan elektron pertama, ada efek perisai dari elektron yang satunya lagi sehingga gaya tarik inti terhadap elektron yang dilepaskan tidak sebesar saat tinggal satu elektron lagi yang ada dalam He +. Dengan demikian energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kedua jauh lebih besar daripada elektron pertama karena tidak ada efek perisai dari elektron pada He + sehingga elektron mengalami tarikan penuh dari inti dengan muatan +2, akibatnya energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kedua menjadi jauh lebih besar. Untuk atom-atom dengan tiga atau lebih elektron, elektron pada kulit tertentu diperisai oleh elektron yang lebih dalam (yang lebih dekat ke inti), tetapi tidak oleh elektron yang lebih luar. Sebagai contoh litium dengan

5.28

Kimia Dasar 1 

konfigurasi elektron 1s22s1, elektron 2s diperisai oleh dua elektron dari 1s, tetapi elektron dari 2s tidak memerisai elektron 1s yang lebih dalam. Elektron pada kulit yang lebih dalam mempunyai efek perisai yang lebih besar dibandingkan dengan elektron pada kulit yang sama. Nanti akan dapat kita lihat peranan pemerisaian elektron ini terhadap jari-jari atom. B. JARI-JARI ATOM DAN ION 1.

Jari-jari atom Ukuran atom sangat sulit didefinisikan karena batas terluar dari atom tidak seperti bola biliyard yang keras dan kaku. Ukuran atom sangat bergantung pada lingkungan di mana dia berada. Sebagai contoh atom-atom karbon dalam intan terpisah satu sama lain sejauh 154 pm (1 pm = 10 -9m) sehingga dapat ditentukan bahwa jari-jarinya adalah 77 pm (setengah dari jarak dua inti karbon yang berikatan). Pada etana, C2H6, jarak karbon-karbon juga 154 pm, akan tetapi pada etena, C2H4, dan etuna, C2H2, ternyata jarak karbon-karbonnya masing-masing 137 dan 127 pm, lebih kecil daripada 77 pm. Oleh karena itu, untuk kebutuhan membandingkan jari-jari atom yang satu dengan yang lain perlu ditentukan batasan mengenai jari-jari atom. Ada beberapa teknik yang dapat dilakukan untuk memperkirakan ukuran atom. Pertama adalah untuk unsur-unsur logam. Pada logam, atom-atomnya terikat satu sama lain dalam suatu jaringan tiga dimensi. Jari-jari atom logam adalah setengah dari jarak antara dua inti atom yang berdekatan (Gambar 5.5). Sebagai contoh, jarak antara atom-atom Fe dalam logam besi adalah 2,48 Å karena itu jari-jari atom Fe adalah 1,24 Å. Untuk unsur-unsur yang terdapat sebagai molekul diatom jari-jari atom adalah setengah dari jarak antara dua inti dalam molekul (Gambar 5.6). Sebagai contoh jarak I-I dalam molekul iod, I2 adalah 2,66 Å sehingga jari-jarinya adalah sebesar 1,33 Å.

Gambar 5.5. Jari-jari atom pada logam didefinisikan sebagai setengah jarak dari pusat dua atom yang berdekatan

 PEKI4101/MODUL 5

5.29

Gambar 5.6. Untuk molekul diatom jari-jari atom didefinisikan sebagai setengah jarak antara pusat atom dalam molekul

Pada Gambar 5.7 dapat kita lihat jari-jari atom dari 54 unsur pertama pada tabel periodik.

Gambar 5.7. Jari-jari atom pada 54 unsur pertama pada tabel periodik. Tinggi dari setiap unsur yang digambarkan sebanding dengan jari-jarinya

5.30

Kimia Dasar 1 

Dari Gambar 5.7 dapat kita lihat bahwa dalam satu golongan dari atas ke bawah jari-jari atom semakin besar, sedangkan dalam satu perioda, semakin ke kanan jari-jari atom semakin kecil. Dalam mempelajari kecenderungan jari-jari atom ini harus selalu diingat bahwa jari-jari atom ditentukan oleh seberapa besar gaya tarik inti terhadap elektron pada kulit terluar. Semakin besar muatan inti efektif, semakin kuat elektron ini tertarik dan akibatnya semakin kecil jari-jari atomnya. Sekarang kita tinjau unsur-unsur perioda kedua dari Li ke Ne. Dari kiri ke kanan, elektron pada kulit yang lebih dalam, yakni elektron pada orbital 1s jumlahnya tetap 2, sedangkan muatan intinya bertambah. Penambahan elektron untuk mengimbangi naiknya muatan inti tidak memberikan efek perisai yang efektif satu sama lain. Akibatnya, muatan inti efektif bertambah sementara bilangan kuantum utamanya tetap (n = 2). Peningkatan muatan inti efektif ini akan semakin kuat menarik elektronnya. Oleh karena itu, dalam satu perioda dari kiri ke kanan jari-jari atom akan semakin mengecil. Untuk unsur-unsur dalam satu golongan dari atas ke bawah, jari-jarinya meningkat seiring dengan naiknya bilangan kuantum utama. Sebagai contoh litium mempunyai elektron pada kulit utama n=1 dan 2, sedangkan natrium mempunyai elektron pada kulit utama n = 1, 2 dan 3. Semakin jauh elektron terluar dari inti, semakin besar jari-jari atomnya. 2.

Jari-jari Ion Jika suatu atom melepaskan atau menerima elektron maka akan terbentuk ion positif (kation) atau ion negatif (anion), yang ukurannya berbeda dengan atom netralnya. Secara umum ion positif lebih kecil daripada atom netralnya dan anion lebih besar daripada atom netralnya. Ukuran kation lebih kecil daripada atom netralnya karena pelepasan satu atau lebih elektron akan mengurangi tolakan antar elektron karena jumlah elektronnya berkurang sedangkan muatan intinya tetap sama karena itu awan elektronnya akan menyusut. Sebaliknya, ketika atom netral menerima elektron membentuk anion terjadi peningkatan tolakan antar elektron karena jumlah elektronnya bertambah. Peningkatan tolakan antar elektron dengan muatan inti yang tetap akan mengakibatkan naiknya ukuran anion dibandingkan dengan atom netralnya. Pada tabel periodik ada kecenderungan yang sama antara jari-jari atom dan jari-jari ion. Pada satu golongan dari atas ke bawah pada tabel periodik, baik ukuran ion maupun ukuran atom meningkat. Untuk ion-ion yang

 PEKI4101/MODUL 5

5.31

dihasilkan dari atom yang berbeda, perbandingan ukuran hanya akan bermakna jika ion-ionnya isoelektronik. Untuk ion-ion yang isoelektronik ternyata ukuran kation lebih kecil dari anion. Sebagai contoh ion Na + lebih kecil daripada ion F-. Keduanya mempunyai jumlah elektron yang sama, yakni 10, tetapi Na (Z = 11) mempunyai proton yang lebih banyak daripada F (Z = 9). Karena muatan inti efektif Na+ lebih besar daripada F- maka Na+ mempunyai jari-jari yang lebih kecil daripada F-. Untuk kation isoelektronik, jari-jari ion yang bermuatan +3 lebih kecil daripada ion yang bermuatan +2 dan lebih kecil lagi daripada ion bermuatan +1. Sebagai contoh ion-ion isoelektronik pada perioda ketiga: Al3+, Mg2+ dan Na+, masing-masing mempunyai 10 elektron, tetapi jumlah proton pada Al3+ satu lebih banyak daripada Mg2+, dan Mg2+ mempunyai elektron satu lebih banyak daripada Na+. Akibatnya, awan elektron pada Al3+ lebih tertarik ke inti dibandingkan dengan Mg2+. Demikian pula halnya dengan Mg2+ dan Na+ sehingga jari-jari ion Al3+<Mg2+
5.32

Kimia Dasar 1 

B4+(g)  B5+(g) + e-

I5 = 32.822 kJ/mol

Dapat kita lihat bahwa I1
I1 496 738 578 786 1012 1000 1251 1521

I2 4560 1450 1820 1580 1900 2250 2300 2670

I3 7730 2570 3230 2910 3360 3820 3930

I4

I5

11.600 4360 4960 4560 5160 5770

16.100 6270 7010 6540 7240

I6

22.200 8500 9460 8780

I7

27.100 11.000 12.000

Oleh karena energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron bergantung pada seberapa jauh jaraknya dari inti maka dalam satu golongan dari atas ke bawah karena jari-jarinya bertambah besar maka energi ionisasi semakin berkurang, artinya energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron makin kecil. Sebagai contoh, energi ionisasi pertama Li
 PEKI4101/MODUL 5

5.33

Gambar 5.8. Hubungan Energi Ionisasi Pertama dengan Nomor Atom

Memang ditemukan adanya ketidakteraturan pada golongan IIA ke IIIA dan golongan VA ke VIA. Ketidakteraturan dari golongan IIA ke IIIA (misalnya dari Be ke B) dapat dijelaskan sebagai berikut. Unsur-unsur golongan IIIA mempunyai elektron tunggal pada subkulit terluarnya, p, yang terperisai dengan baik oleh elektron-elektron yang lebih dalam dan oleh elektron pada subkulit 2s. Oleh karena itu, akan lebih mudah untuk melepaskan sebuah elektron tunggal dari p dibandingkan dengan melepaskan sebuah elektron berpasangan dari s pada tingkat energi utama yang sama. Oleh karena itu, energi ionisasi pertama dari B akan lebih kecil daripada energi ionisasi pertama Be. Ketidakteraturan dari golongan VA ke VIA (misalnya dari Mg ke Al) disebabkan oleh karena pada golongan VA pengisian orbital p (pada ns2np3) ada pada orbital yang terpisah sesuai dengan aturan Hund. Akan tetapi, pada golongan VIA elektron berikutnya harus berpasangan dengan salah satu elektron pada ketiga orbital p. Adanya dua elektron dalam orbital yang sama mengakibatkan naiknya gaya tolak antar elektron tersebut sehingga akan lebih mudah untuk melepaskannya. Oleh karena itu, energi ionisasi pertama unsur golongan VIA lebih rendah daripada unsur golongan VA pada perioda yang sama.

5.34

Kimia Dasar 1 

D. AFINITAS ELEKTRON Afinitas Elektron adalah perubahan energi ketika atom dalam bentuk gas menerima sebuah elektron. X(g) + e-  X -(g) Afinitas Elektron merupakan ukuran gaya tarik atau afinitas dari atom terhadap elektron. Sebagai contoh: Cl(g) + e-  Cl-(g) E = -349 kJ/mol Kita nyatakan bahwa afinitas elektron dari Cl adalah sebesar –349kJ/mol. Afinitas elektron berbeda dengan energi ionisasi. Energi ionisasi merupakan ukuran kemudahan atom untuk melepaskan elektron, sedangkan afinitas elektron merupakan kemudahan untuk menerima elektron. Semakin besar gaya tarik atom dengan elektron yang diterimanya, semakin negatif harga afinitas elektronnya. Afinitas elektron dapat pula berharga positif, tetapi umumnya berharga negatif, artinya saat penerimaan elektron disertai dengan pelepasan energi. H -73 Li -60 Na -53 K -48 Rb -47

Be >0 Mg >0 Ca -4 Sr -11

B -27 Al -43 Ga -30 In -30

C -122 Si -134 Ge -119 Sn -107

N >0 P -72 As -78 Sb -103

O -141 S -200 Se -195 Te -190

F -328 Cl -349 Br -325 I -295

He >0 Ne >0 Ar >0 Kr >0 Xe >0

Gambar 5.9. Afinitas Elektron dalam kJ/mol untuk Unsur-unsur Utama Lima Perioda Pertama pada Tabel Periodik

Pada Gambar 5.9 dapat dilihat afinitas elektron dari unsur-unsur utama lima perioda pertama pada tabel periodik. Secara umum afinitas elektron dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin kurang negatif, sedangkan pada satu perioda dari kiri ke kanan afinitas elektronnya semakin negatif.

 PEKI4101/MODUL 5

5.35

Untuk unsur-unsur golongan gas mulia, penambahan elektron akan mengisi subkulit baru berikutnya yang berenergi lebih tinggi yang kurang disukai secara energi. Akibatnya afinitas elektron berharga positif, artinya atom-atomnya tidak dapat membentuk anionnya yang stabil. Sama halnya pada pembentukan ion positif yang berurutan, untuk ion negatif juga dapat kita tinjau pembentukan anionnya secara bertahap. Sebagai contoh, afinitas elektron pertama dan kedua untuk oksigen adalah sebagai berikut: O(g) + e-  O-(g) EA1 = -141 kj/mol O-(g) + e-  O2-(g) EA2 = +744 kJ/mol Afinitas elektron kedua menjadi positif karena semakin sulit bagi elektron (yang bermuatan positif) untuk tertarik pada ion yang juga bermuatan negatif. Elektron akan ditolak dan diperlukan kerja yang lebih besar untuk mendorong elektron membentuk ion O 2-. Hal ini dapat terjadi misalnya pada pembentukan oksida, seperti Na2O. LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Data percobaan panjang ikatan As-I dalam AsI3 adalah 2,55Å. Berdasarkan nilai ini dan data yang ada pada Gambar 5.5, ramalkan jarijari atom As. 2) Susun atom-atom berikut berdasarkan kenaikan jari-jarinya: F, P, As, dan S. 3) Untuk kalsium, Ca, jelaskan manakah perbedaan yang lebih besar: I 1 dengan I2 atau I2 dengan I3? 4) Tuliskan reaksi yang terlibat untuk menjelaskan perbedaan energi ionisasi pertama S(g) dengan afinitas elektron S(g). Petunjuk Jawaban Latihan 1) Panjang ikatan As-I merupakan jumlah jari-jari atom As dan I. Jika panjang ikatan As-I = 2,55 Å dan jari-jari atom I = 1,33 Å maka jari-jari atom As = 1,22Å.

5.36

Kimia Dasar 1 

2) F terletak pada perioda kedua, P dan S pada perioda ketiga dan As pada perioda keempat. Perioda yang lebih besar menunjukkan bilangan kuantum utama yang lebih besar dengan ukuran orbital yang lebih besar pula. Jadi, jari-jari F I1 dan I2. 4) Tuliskan reaksi yang terlibat untuk menjelaskan perbedaan energi ionisasi pertama S(g) dengan afinitas elektron S(g). Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron pada keadaan dasar dari suatu atom atau ion dalam keadaan dasar gas. Dengan demikian energi ionisasi pertama dari S dapat dituliskan: S(g)  S-(g) I1 = +X kJ/mol Sementara itu afinitas elektron adalah perubahan energi yang terlibat saat suatu atom atau ion pada keadaan gas menerima sebuah elektron. Persamaan reaksinya dapat dituliskan: S(g) + e-  S-(g) EA = Y kJ/mol R A NG KU M AN Terdapat kecenderungan keperiodikan sifat unsur-unsur pada tabel periodik, baik jari-jari, energi ionisasi maupun afinitas elektronnya Pada satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom meningkat. Pada satu perioda dari kiri ke kanan jari-jari atom menurun. Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron pada keadaan dasar dari suatu atom atau ion gas. Energi ionisasi merupakan ukuran kecenderungan suatu atom untuk melepaskan elektron.

 PEKI4101/MODUL 5

5.37

Semakin besar potensial ionisasi, semakin besar pula tarikan inti terhadap elektron. Energi ionisasi pertama<energi ionisasi kedua
5.38

Kimia Dasar 1 

4) Jika energi ionisasi pertama dan kedua untuk Be berturut-turut 899 dan 1757 kJ/mol maka energi yang harus diserap untuk menghasilkan 1,5  10-5 mol Be2+ dari atom-atom Be pada keadaan gas adalah …. A. 2656 kJ B. 39,8 J C. 1770 x 105 kJ D. 858 kJ 5) Empat atom mempunyai konfigurasi elektron masing-masing 1s22s22p2, 1s22s22p3, 1s22s22p4 dan 1s22s22p5. Unsur yang mempunyai energi ionisasi terbesar adalah unsur dengan konfigurasi elektron …. A. 1s22s22p2 B. 1s22s22p3 C. 1s22s22p4 D. 1s22s22p5 6) Reaksi yang sesuai yang berhubungan dengan afinitas elektron brom adalah .... A. Br2(g) + 2e-  2Br-(g) B. Br2(l) + 2e-  2Br-(g) C. Br(g) + e-  Br-(g) D. Br(g)  Br+(g) + e7) Atom dan ion Na , Mg+, Al2+ dan Si3+ semuanya mempunyai jumlah elektron yang sama (isoelektronik). Dari keempat spesi tersebut, manakah yang mempunyai muatan inti efektif terbesar terhadap elektron terluar adalah …. A. Na B. Mg+ C. Al2+ D. Si3+ 8) Persamaan reaksi yang menunjukkan energi ionisasi kedua untuk timbal adalah …. A. Pb(s)  Pb2+(g) + 2eB. Pb(g)  Pb2+(g) + 2eC. Pb+(g)  Pb2+(g) + 2eD. Pb2+(g) + 2e-  Pb(g)

5.39

 PEKI4101/MODUL 5

9) Pernyataan berikut yang benar mengenai beberapa sifat periodik unsur adalah …. A. Atom unsur X isoelektronik dengan atom unsur Y B. N3- lebih kecil daripada FC. Mg2+ lebih besar daripada Ca2+ D. Fe2+ lebih besar daripada Fe3+ 10) Pernyataan berikut yang benar mengenai beberapa sifat periodik unsur adalah …. A. Energi ionisasi pertama dari Ne lebih besar daripada Ar B. Ion-ion isoelektronik mempunyai ukuran yang sama C. Afinitas elektron dari O lebih eksoterm daripada F D. Muatan inti efektif Na+ lebih besar daripada Al3+ Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan modul selanjutnya. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang belum dikuasai.

5.40

Kimia Dasar 1 

Kunci Jawaban Tes Formatif Tes Formatif 1 1) B. (A) untuk tabel periodik modern, (C) belum dihubungkan ke arah sana. 2) C. (A), (B), (D) relatif sama, baik untuk tabel periodik Mendeleev maupun Lothar Meyer. 3) C. (A), (B), dan (D) kurang tepat, jadi yang benar (C) 4) D. Yang benar mempunyai sifat-sifat yang mirip. 5) B. Yang belum ditemukan di alam. 6) A. oleh karena saat itu belum ditemukan. 7) D. Pilihan (A), (B), (C) terbalik susunan massa atomnya, tapi sesuai dengan kenaikan nomor atomnya 8) A. Radon nomor atomnya 86, jadi unsur di bawah radon mempunyai nomor atom 86 +32= 118. 9) C. Ca golongan alkali tanah, Br golongan halogen perioda ke 6, Te golongan VIA perioda 5. 10) C. Unsur bernomor atom 16 mempunyai elektron valensi 6, terletak pada golongan VIA, Pb golongan IVA, Rn golongan VIIIA, Bi golongan VA. Tes Formatif 2 1) B. Nomor atom menunjukkan jumlah proton. Pada atom netral jumlah proton sama dengan jumlah elektron, jadi elektronnya ada 6 dengan konfigurasi elektron Is22s22p2. Elektron terluar menempati orbital p sehingga termasuk unsur utama. Bilangan kuantum utama terbesar menunjukkan perioda, dan jumlah elektron valensi menunjukkan golongan. Jadi, unsur tersebut terletak pada perioda 2 golongan IVA. 2) D. Kulit elektron terluar sesuai dengan perioda dan jumlah elektron pada kulit terluar sesuai dengan golongan. 3) B. Penjelasannya sama dengan nomor 2, tetapi konfigurasi elektronnya ditulis lengkap. 4) C. Penjelasan sama dengan nomor 2. 5) A. Penjelasan sama dengan nomor 2. 6) D. Unsur tersebut termasuk golongan VIIA, golongan halogen,

 PEKI4101/MODUL 5

5.41

7) B. Golongan A adalah golongan utama dengan elektron terluar pada orbital s atau p (blok s atau blok p). Nomor golongan sesuai dengan jumlah elektron pada kulit terluar. 8) C. Penjelasan sama dengan nomor 2). 9) B. Unsur-unsur satu golongan mempunyai sifat yang mirip. Unsur pada golongan yang sama mempunyai jumlah elektron valensi yang sama, dalam hal ini 2 elektron (pada orbital s). 10) B. Kation terbentuk setelah atom melepaskan elektron. Untuk kation bermuatan +3 berarti atomnya mempunyai elektron 3 lebih banyak daripada ionnya. Elektron dari 4s lebih dulu dilepaskan sebelum elektron dari 3d. Dengan demikian konfigurasi elektron dari atom tersebut adalah [Kr] 3d4 4s2. Atom dengan konfigurasi elektron seperti itu adalah atom unsur Y, dengan ionnya Y 3+. Tes Formatif 3 1) D. Panjang ikatan Bi - Br = jari jari atom Bi + jari jari atom Br. 2) B. Untuk unsur-unsur satu golongan, semakin besar n (perioda) semakin besar ukuran atom. Untuk unsur-unsur seperioda, semakin ke kanan semakin kecil ukuran atom. 3) D. Energi ionisasi terbesar dimiliki oleh unsur dengan jari jari atom paling kecil. Untuk membandingkan jari-jari gunakan penjelasan dari soal nomor 2. 4) B. Untuk melepaskan 2 elektron pertama dari 1 mol atom Be diperlukan energi sebesar energi ionisasi pertama + energi ionisasi kedua. Untuk melepaskan 2 elektron pertama dari 1,5  10-5 5) B. Unsur-unsur yang diketahui terletak pada perioda yang sama, artinya jumlah kulit elektronnya sama. Untuk unsur-unsur seperioda, dengan bertambahnya elektron bertambah pula protonnya, artinya jumlah muatan inti bertambah sehingga energi ionisasi bertambah. 6) C. Ingat kembali definisi afinitas elektron: perubahan energi ketika atom dalam bentuk gas menerima sebuah elektron membentuk anionnya dalam bentuk gas pula. 7) D. Untuk ion-ion yang isoelektronik, semakin besar muatan inti semakin besar pula muatan inti efektifnya. 8) C. Energi ionisasi kedua melibatkan reaksi ketika kation bermuatan 1+ dalam bentuk gas melepaskan elektron kedua membentuk kation bermuatan +2.

5.42

Kimia Dasar 1 

9) D. Pilihan a: tidak mungkin unsur yang berbeda mempunyai sejumlah elektron yang sama; Pilihan b: N3- isoelektronik dengan F. Untuk anion yang isoelektronik, semakin besar jumlah proton semakin kuat menarik elektron sehingga ukuran ion semakin kecil. 10) A. Penjelasan sama dengan soal nomor 7).

 PEKI4101/MODUL 5

5.43

Daftar Pustaka Brady, James, E. (1990). General Chemistry, Principles, and Structure. Fifth Edition. New York: John Wiley and Sons. Brown T.L., LeMay H.E Jr. & Bursten B.E. (1997). Chemistry The Central Science. 7th Ed. London: Prentice-Hall International Inc. Chang, William. (2000). Essential Chemistry, A Core Text for General Chemistry. Second Edition. Boston: McGraw-Hill Companies. Hill, John W., Ralph H. Petrucci. (2002). General Chemistry, an Integrated Approach. Third Edition. New Jersey: Prentice-Hall, Inc. Mahan, Bruce H. (1985). University Chemistry. 3rd Ed. Massachusetts: Addison-Wesley Publishing Company. Moore, John W, William G. Davies, W.Collins R. (1978). General Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha, Ltd. Oxtoby, David W., Nachtrieb N.H. (1987). Principles of Modern Chemistry. Philadelphia: Saunders Golden Sunbrust Series. Petrucci, Ralph H. (1982). General Chemistry, Principles and Modern Applications. Third Edition. New York: Macmillan Publishing Co., Inc. Pimentel G.C. (1963). An Experimental Science. San Francisco: W.H. Freeman and Company. Timm J.A. (1966). General Chemistry. New York: McGraw-Hill Book Company.

Modul 6

Ikatan Kimia Dra. Sri Mulyani, M.Si.

PEN D A HU L UA N

T

elah kita ketahui bahwa senyawa-senyawa yang berbeda, contohnya gula, cuka, alkohol dan sebagainya tersusun oleh unsur-unsur yang sama, yakni karbon (C), hidrogen (H), dan oksigen (O). Bagaimanakah unsur-unsur tersebut bergabung membentuk senyawa-senyawa yang berbeda? Pertanyaan yang sama bisa muncul jika kita bandingkan senyawa-senyawa, seperti HCl dan NaCl. H dan Na sama-sama mengikat satu atom Cl, tetapi sifat kedua senyawa tersebut sangat berbeda. Contoh yang sangat mudah diamati adalah lelehan NaCl dapat menghantarkan listrik, sementara HCl tidak. Atau jika kita bandingkan senyawa-senyawa yang mengandung Cl, seperti NaCl, MgCl2, dan AlCl3, lelehan dari ketiga senyawa tersebut samasama dapat menghantarkan listrik. Akan tetapi, mengapa pada NaCl hanya ada satu Cl yang terikat pada Na, sementara pada MgCl2 ada dua Cl dan pada AlCl3 ada tiga Cl yang terikat dalam senyawanya? Pertanyaan-pertanyaan tersebut dapat terjawab sesudah Anda mempelajari uraian tentang ikatan kimia. Pada modul ini Anda akan mempelajari (1) peranan elektron dalam ikatan kimia: aturan oktet, (2) ikatan ion, yang meliputi pembentukan ion, pembentukan ikatan ion serta perubahan energi yang terlibat pada pembentukan senyawa ion, (3) ikatan kovalen, meliputi pembentukan ikatan kovalen, termasuk kovalen koordinat, penggambaran struktur Lewis dengan menggunakan konsep muatan formal, kepolaran ikatan, geometri molekul dan kepolaran molekul, (4) ikatan-ikatan lain yang meliputi gaya van der Waals dan ikatan hidrogen. Dengan memperhatikan uraian materi yang harus Anda pelajari dalam modul ini maka secara umum setelah mempelajari modul ini diharapkan Anda dapat memahami pembentukan ikatan kimia. Secara lebih rinci, setelah mempelajari Modul 6 ini Anda diharapkan dapat:

6.2

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13.

Kimia Dasar 1 

menjelaskan peranan elektron pada pembentukan ikatan kimia; menjelaskan pembentukan ikatan ion; menjelaskan kestabilan senyawa ion berdasarkan perubahan energinya; menjelaskan pembentukan ikatan kovalen; menggambarkan struktur Lewis yang paling tepat berdasarkan muatan formalnya; menjelaskan resonansi dan menggambarkan struktur resonansi suatu molekul atau ion poliatom; membedakan ikatan kovalen polar dan nonpolar; menjelaskan pembentukan ikatan kovalen koordinat; meramalkan geometri molekul dengan teori VSEPR; membedakan kepolaran molekul dengan kepolaran ikatan; meramalkan kepolaran molekul berdasarkan geometri molekul; menjelaskan sifat suatu senyawa berdasarkan ikatan antarmolekulnya; membedakan gaya dipol-dipol, gaya dispersi London dan ikatan hidrogen.

Kemampuan-kemampuan tersebut sangat penting untuk mempelajari ilmu kimia lebih lanjut. Jadi, pelajarilah dengan baik Modul 6 ini agar Anda tidak mengalami kesulitan dalam mempelajari konsep-konsep kimia lainnya. Adapun pembahasan pada Modul 6 ini dibagi menjadi 3 Kegiatan Belajar yang dapat Anda pelajari secara lebih mendalam, meliputi pembahasan tentang: 1. ikatan ion; 2. ikatan kovalen; 3. bentuk molekul; 4. gaya antarmolekul. Hal yang harus diperhatikan, agar Anda berhasil dengan baik mempelajari Modul 6 ini adalah sebagai berikut. 1. Bacalah dengan cermat bagian pendahuluan modul ini, agar Anda memahami keterkaitan materi yang dibahas pada setiap kegiatan belajar serta mengetahui kemampuan yang diharapkan dari pembelajaran dengan modul ini. 2. Pelajarilah bagian demi bagian dari modul ini dan tandai konsep-konsep pentingnya sesuai dengan kemampuan yang diharapkan (jika perlu gunakan stabilo).

 PEKI4101/MODUL 6

3.

4.

6.3

Kemampuan yang diharapkan dari modul ini tidak hanya sampai tingkatan kognitif pemahaman, tetapi dituntut tingkat yang lebih tinggi, seperti aplikasi, evaluasi ataupun analisis karena itu asahlah selalu kemampuan Anda dengan memperbanyak berlatih soal-soal. Manfaatkanlah peluang pertemuan dengan tutor atau teman sejawat Anda untuk mendikusikan hal-hal yang kurang Anda pahami ataupun menyelesaikan soal-soal yang dianggap sulit karena itu persiapkanlah bahan sebelum Anda melaksanakan tutorial atau diskusi dengan teman sejawat Anda. Selamat belajar, semoga berhasil!

6.4

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 1

Ikatan Ion

S

ebelum membahas ikatan ion, terlebih dahulu akan diuraikan apa yang dimaksud dengan ikatan kimia, bagaimana aturan oktet dan bagaimana peranan elektron pada pembentukan ikatan kimia. A. ATURAN OKTET Atom-atom terikat satu sama lain dalam senyawanya akibat adanya gaya yang disebut ikatan kimia. Keberadaan segolongan unsur gas mulia (golongan VIIIA) yang memperlihatkan kecenderungan yang sangat kecil untuk membentuk senyawa kimia merupakan hal penting yang mendasari munculnya teori tentang ikatan kimia. Unsur golongan VIIIA disebut unsur gas mulia karena di alam ada dalam keadaan bebas sebagai atom-atomnya, artinya unsur gas mulia bersifat stabil, sangat sulit bereaksi dengan unsur lain membentuk senyawanya. Karena gas mulia bersifat stabil mungkin ada sesuatu yang unik dalam konfigurasi elektronnya. Sekarang kita perhatikan konfigurasi elektron beberapa unsur gas mulia pada Tabel 6.1. Tabel 6.1. Konfigurasi Elektron dan Elektron Valensi beberapa Unsur Gas Mulia Lambang Unsur 2He 10Ne 18Ar

Konfigurasi Elektron 1s2 1s2 2s2 2p6

 elektron Valensi 2 8

36Kr

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

8 8

54Xe

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p64d105s25p6

8

Kita lihat bahwa unsur-unsur gas mulia memiliki elektron valensi oktet (8) kecuali He duplet (2). Kebanyakan unsur-unsur di alam ada dalam bentuk senyawanya, bukan sebagai unsur bebas. Hal ini memperlihatkan adanya kecenderungan dari

 PEKI4101/MODUL 6

6.5

atom-atom yang relatif tidak stabil membentuk senyawanya yang lebih stabil dibandingkan dengan atom unsur bebasnya. Di awal tahun 1916 Lewis dan Langmuir (Amerika) serta Kossel (Jerman) mengemukakan gagasannya tentang ikatan kimia. Menurut mereka, elektron, terutama elektron valensi, memegang peranan penting dalam ikatan kimia. Menurut Lewis dan Kossel, atom suatu unsur berikatan dengan atom unsur lain dalam senyawanya agar konfigurasi elektronnya mirip dengan atom gas mulia terdekat (oktet atau duplet). Menurut Kossel, cara yang dilakukan untuk mencapai hal tersebut adalah dengan melepaskan elektron valensinya atau menerima elektron dari luar (membentuk ion-ionnya) sehingga jumlah elektron pada kulit terluar sama dengan gas mulia. Menurut Lewis, cara yang dilakukan atom (dalam senyawanya) untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia adalah dengan menggunakan bersama-sama pasangan elektron yang digunakan untuk berikatan. Ketika Lewis dan Kossel mengemukakan gagasannya tentang aturan oktet, saat itu belum satu pun senyawa dari unsur gas mulia berhasil disintesis. Senyawa-senyawa dari gas mulia baru berhasil disintesis setelah tahun 1962. Sebenarnya ada banyak senyawa yang tidak mengikuti aturan oktet, tetapi aturan ini bermanfaat bagi pemula dalam mengenalkan berbagai konsep penting dalam ikatan kimia. Simbol Lewis Seperti yang telah diuraikan sebelumnya, elektron-elektron yang terlibat dalam reaksi kimia adalah elektron valensi. Ada cara yang biasa dilakukan dalam menggambarkan elektron valensi ini dengan tujuan untuk melihat bagaimana perubahannya selama pembentukan ikatan kimia. Penggambaran dengan cara ini disebut dengan simbol Lewis (disebut juga dengan simbol titik-elektron). Simbol Lewis untuk suatu unsur terdiri dari lambang kimia dari unsur tersebut yang dikelilingi oleh sejumlah titik (boleh juga dengan menggunakan tanda x atau lingkaran kecil) yang menyatakan banyaknya elektron valensi. Sebagai contoh, oksigen dengan konfigurasi elektron [He]2s22p4 mempunyai enam elektron valensi yang digambarkan dengan simbol Lewis:

6.6

Kimia Dasar 1 

Seperti kita ketahui untuk unsur-unsur golongan utama, jumlah elektron valensi sama dengan nomor golongan unsur pada tabel periodik. Jadi, unsurunsur, seperti oksigen dan belerang yang terletak pada golongan yang sama (golongan VIA) digambarkan mempunyai enam titik. Pada Tabel 6.2 diperlihatkan simbol Lewis untuk unsur-unsur periode kedua. Tabel 6.2. Simbol Lewis untuk Unsur-unsur Perioda Kedua

Struktur Lewis menggambarkan rumus yang dibangun dengan menggunakan simbol Lewis yang memperlihatkan ikatan kimia di antara atom-atomnya, termasuk juga pasangan-pasangan elektron bebas dari masing-masing atom pada suatu molekul. Struktur Lewis terutama sangat berguna dalam menggambarkan ikatan kovalen, tetapi dapat juga digunakan untuk menggambarkan proses yang terjadi ketika atom-atom membentuk senyawa ion. Sebagai contoh: ikatan ion:

ikatan kovalen

B. PEMBENTUKAN IKATAN ION Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk antara ion-ion positif dan ion-ion negatif. Pada bagian ini akan diuraikan bagaimana terjadinya ikatan ion,

 PEKI4101/MODUL 6

6.7

energi yang menyertai pembentukan senyawa ion serta ion-ion yang tidak memenuhi aturan oktet. Ketika logam natrium yang lunak direaksikan dengan gas klor yang berwarna kuning kehijauan terjadi reaksi yang sangat eksoterm menghasilkan suatu padatan putih natrium klorida, NaCl(s). Natrium klorida merupakan senyawa ion yang lelehan dan larutannnya dapat menghantarkan arus listrik. Senyawa ion terbentuk dari ion positif dan ion negatif. Dalam NaCl terdapat ion-ion Na+ dan Cl-. Bagaimanakah senyawa ion NaCl terbentuk dari unsur-unsurnya? Kita gunakan konfigurasi elektron atom Na dan Cl untuk menggambarkan reaksi tersebut. Na melepaskan elektron membentuk ion Na+ yang konfigurasi elektronnya mirip dengan gas mulia terdekat dengan Na yakni neon, Ne. Na  Na+ + e1s22s22p63s1 1s22s22p6 = [Ne] Elektron yang dilepaskan Na diterima oleh Cl sehingga terbentuk Cl - yang konfigurasi elektronnya sama dengan argon, Ar. Cl + e Cl[Ne] 3s23p5 [Ne] 3s23p6 = [Ar] Kedua proses tersebut terjadi secara bersama-sama, artinya: jika ada unsur yang melepaskan elektron harus ada unsur lain yang menerimanya. Dalam menuliskan persamaan reaksinya kita dapat nyatakan atom Na dalam padatannya sebagai Na(s), tetapi atom klor yang berupa gas ada dalam keadaan diatomik, Cl2 sehingga persamaan reaksinya, yang didasarkan pada pelepasan dua elektron yang diterima oleh dua atom klor pada Cl 2, dinyatakan dengan: 2Na(s) + Cl2(g)  NaCl(s) Perhatikan bahwa saat atom Na melepaskan elektron valensinya terbentuk Na+ yang konfigurasi elektronnya mirip dengan konfigurasi elektron atom gas mulia terdekat, yaitu Ne. Tapi ini tidak berarti bahwa atom Na berubah menjadi atom Ne karena inti atomnya berbeda (inti atom Na 11 sementara Ne 10). Sebelum melepaskan elektronnya, atom Na mempunyai 11 proton dengan muatan inti +11 dan 11 elektron dengan muatan total elektron –11. Setelah melepaskan elektron, muatan intinya tetap +11, tetapi karena elektronnya tinggal 10 dengan muatan –10 maka terbentuk ion natrium

6.8

Kimia Dasar 1 

dengan muatan +1, Na+. Demikian pula halnya dengan atom klor, meskipun konfigurasi eklektronnya menjadi sama dengan argon tetapi klor tidak berubah menjadi argon. Proses transfer elektron akan lebih nampak kalau dituliskan dalam bentuk simbol Lewisnya.

Tanda panah menunjukkan bahwa transfer elektron terjadi dari atom Na ke atom Cl. Tanda kurung untuk ion klor untuk menekankan bahwa kedelapan elektron tersebut semuanya ada pada ion klor. Senyawa-senyawa ion umumnya terbentuk dari unsur-unsur yang mempunyai energi ionisasi rendah (logam) dengan unsur-unsur yang mempunyai afinitas elektron yang sangat tinggi (non-logam). Seperti telah kita ketahui unsur-unsur logam cenderung untuk melepaskan elektron membentuk ion positif (kation) dan unsur-unsur non-logam cenderung menerima elektron membentuk ion yang bermuatan negatif (anion). C. PERUBAHAN ENERGI PADA PEMBENTUKAN IKATAN ION Seperti yang telah diuraikan sebelumnya, reaksi antara logam natrium dan gas klor sangat eksotermik. Untuk setiap mol padatan NaCl yang terbentuk, dilepaskan kalor sebesar 410,9 kJ/mol. Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s)

Hof = -410,9 kJ/mol

Reaksi di atas merupakan reaksi pembentukan NaCl padat dari unsurunsurnya. Oleh karena itu perubahan entalpinya disebut sebagai entalpi pembentukan (Hof ) untuk NaCl(s). Mengapa pembentukan senyawa ion sangat eksotermik? Pada proses pembentukan padatan NaCl terjadi transfer elektron dari Na ke Cl. Pada proses pelepasan elektron diperlukan energi, tetapi pada proses penerimaan elektron dilepaskan energi. Untuk melepaskan elektron dari Na(g) diperlukan energi sebesar energi ionisasinya, yakni 496 kJ/mol dan pada penerimaan elektron oleh Cl(g) dilepaskan energi yang sesuai dengan afinitas elektronnya, yakni sebesar 349 kJ/mol. Jika transfer elektron merupakan satu-satunya faktor yang berperan pada pembentukan ikatan maka prosesnya

6.9

 PEKI4101/MODUL 6

jarang yang eksoterm. Untuk transfer elektron dari Na (g) ke atom Cl(g) diperlukan energi sebesar (496 – 340) kJ/mol = 147 kJ/mol, proses berlangsung secara endoterm. Jadi, harus ada hal lain yang menyebabkan reaksi pembentukan NaCl(s) berlangsung sangat eksoterm, artinya senyawa NaCl(s) yang terbentuk stabil. Alasan utama mengapa senyawa ion stabil adalah adanya gaya tarik yang sangat kuat antara ion positif dan ion negatif. Adanya gaya tarik ini menyebabkan ion-ion saling mendekat dan bersatu membentuk susunan padatan tertentu atau kisi tertentu yang untuk NaCl dapat dilihat pada Gambar 6.1.

Gambar 6.1. Struktur Kristal NaCl

Ukuran kestabilan padatan ionik ini dinyatakan dengan energi kisi. Energi kisi adalah energi yang diperlukan untuk memisahkan padatan ion menjadi ion-ion bebasnya dalam keadaan gas. Untuk NaCl proses ini memerlukan energi sebesar 788 kJ/mol. NaCl(s)  Na+(g) + Cl-(g)

Hkisi = +788 kJ/mol

Energi yang sangat besar yang dilepaskan karena gaya tarik antar-ion yang berlawanan tanda mampu mengatasi proses endoterm pada pembentukan ion-ion dari atom-atomnya sehingga secara keseluruhan proses pembentukan NaCl(s) merupakan proses yang eksoterm. Interaksi ion yang

6.10

Kimia Dasar 1 

sangat kuat ini menyebabkan senyawa ion bersifat keras tapi rapuh dengan titik leleh yang tinggi (NaCl meleleh pada 801oC). Energi kisi tidak dapat ditentukan melalui percobaan, tetapi dapat dihitung dengan menggunakan siklus Born-Haber. Diagram energi siklus Born-Haber untuk menentukan energi kisi pada NaCl(s) dapat dilihat pada Gambar 6.2. Pada siklus Born-Haber untuk NaCl, pembentukan NaCl(s) dari unsurunsurnya berlangsung melalui dua jalan yang berbeda. Jalan pertama adalah melalui pembentukan NaCl(s) langsung dari unsur-unsurnya: Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s)

H5 = -410,9 kJ/mol

Na(g) + e- + Cl(g) H4 H3

Na+(g) + Cl-(g)

Na(g) + Cl(g)

H2 Na(g) + ½Cl2(g) H6 H1

Na(s) + ½Cl2(g)

H5 NaCl(s)

Gambar 6.2. Diagram Energi Siklus Born-Haber untuk Menentukan Energi Kisi NaCl(s)

 PEKI4101/MODUL 6

6.11

Jalan kedua adalah jalan tak langsung melalui beberapa tahap. Tahap pertama adalah dengan menguapkan padatan Na, yang diikuti dengan pemutusan ikatan pada molekul Cl2: Na(s)  Na(g) H1 = 107,7 kJ/mol Cl2(g)  2Cl(g) H2 = 121,7 kJ/mol Tahap berikutnya adalah pelepasan elektron dari Na(g) yang diikuti dengan penerimaan elektron oleh Cl(g): Na(g)  Na+(g) + eH3 = 496 kJ/mol = energi ionisasi Na Cl(g) + e-  Cl-(g) H4 = -349 kJ/mol = afinitas elektron Cl Tahap yang terakhir adalah pembentukan NaCl(s) dari ion-ionnya dalam keadaan gas: Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(s) H6 = - Hkisi = ? Sesuai dengan hukum Hess, penjumlahan kelima tahap tak langsung menghasilkan tahap satu langkah langsung sehingga diperoleh: H5 = H1 + H2 +H3 + H4 +H6 -411kJ/mol = (108+ 122+ 496 - 349)kJ/mol - Hkisi Hkisi = 788 kJ/mol Jadi, energi kisi NaCl adalah sebesar 788 kJ/mol. Besarnya energi kisi dari suatu padatan antara lain ditentukan oleh muatan dan ukuran ion-ion. Semakin besar muatannya, semakin besar pula gaya tarik antara ionnya sehingga energi kisinya juga semakin meningkat. Sebaliknya dengan jarak, semakin besar jarak di antara inti ion-ion yang berikatan, semakin kecil gaya tarik-menariknya sehingga energi kisinya semakin menurun. Besarnya energi kisi terutama sangat ditentukan oleh besarnya muatan ion-ion. Jari-jari tidak terlalu berpengaruh karena biasanya jari-jari tidak terlalu jauh berbeda. D. PENGECUALIAN DARI ATURAN OKTET Unsur-unsur golongan utama biasanya menerima atau melepaskan elektron sampai konfigurasi elektron dari ionnya sama dengan konfigurasi elektron gas mulia (oktet). Akan tetapi, tidak demikian halnya dengan unsur transisi. Jika unsur-unsur transisi melepaskan elektronnya membentuk ion

6.12

Kimia Dasar 1 

positif maka konfigurasi elekron dari kation yang terbentuk umumnya tidak sama dengan konfigurasi elektron gas mulia. Sebagai contoh, ion Fe2+ terbentuk jika atom Fe melepaskan dua elektron. Seperti halnya unsur-unsur transisi, kedua elektron yang terlebih dulu dilepaskan adalah elektron dari orbital 4s. Fe([Ar]3d64s2)  Fe2+([Ar]3d6)

+ 2e-

Pelepasan elektron berikutnya (dari 3d) akan menghasilkan ion Fe 3+ dengan konfigurasi elektron [Ar]3d5. Kita lihat bahwa konfigurasi elektron ion Fe2+ maupun Fe3+ tidak sama dengan konfigurasi elektron gas mulia (ns2np6). LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Unsur Mg dengan nomor atom 12 bereaksi dengan unsur F dengan nomor atom 9. Tentukan rumus senyawa yang terbentuk! 2) Manakah di antara dua senyawa ion berikut yang mempunyai energi kisi lebih besar: CaO atau CsI? 3) Ramalkan ion yang terbentuk dari atom Al! 4) Tentukan konfigurasi elektron dari ion Co3+! Petunjuk Jawaban Latihan 1) Tahapan penyelesaian penentuan rumus senyawa ion yang terbentuk dari Mg dan F: a) Menentukan elektron valensi dari konfigurasi masing-masing unsur b) Menentukan kecenderungan masing-masing unsur agar stabil Mg cenderung melepaskan 2 elektron F cenderung menerima 1 elektron c) Menuliskan persamaan reaksi pelepasan dan penerimaan elektron Mg ( 2 8 2) Mg2+ + 2e (x1) F ( 2 7) + e F(x2)

 PEKI4101/MODUL 6

6.13

Ingat bahwa elektron yang dilepaskan harus sama dengan elektron yang diterima sehingga: Mg Mg2+ + 2e 2F + 2e 2 FMg + 2F Mg2+ + 2 Fd) Menuliskan rumus senyawa ion yang terbentuk Satu ion Mg2+ berikatan dengan 2 ion F- dituliskan sebagai MgF2 2) CsI terdiri dari ion-ion Cs+ dan I-, sementara itu CaO terdiri dari ion-ion Ca2+ dan O2-. Ingat semakin besar muatan semakin besar pula energi kisinya. 3) Al dengan Z = 13 mempunyai konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p1. Elektron valensi Al adalah 3. Untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia Al akan melepaskan elektron valensinya. 4) Kobalt dengan Z = 27 mempunyai konfigurasi elektron [Ar]3d74s2. Untuk membentuk Co3+, Co melepaskan 3 elektron. Dua elektron pertama yang dilepaskan adalah dari 4s dan berikutnya dari 3d. R A NG KU M AN Pembentukan ikatan kimia melibatkan interaksi elektron terluar, elektron valensi. Elektron valensi di sekitar atom dapat digambarkan dengan simbol Lewis atau simbol titik-elektron. Simbol Lewis digunakan pada struktur Lewis untuk menggambarkan ikatan antar atom atau ion, termasuk juga pasangan-pasangan elektron bebas yang ada pada setiap atomnya. Kecenderungan atom untuk melepaskan, menerima ataupun menggunakan pasangan elektron bersama-sama sering kali mengikuti aturan oktet, dengan mencapai konfigurasi elektron, seperti gas mulia. Ikatan ion terbentuk di antara ion-ion positif dan negatif. Pada pembentukan senyawa ion dari unsur-unsurnya terjadi transfer elektron. Kestabilan senyawa ion dinyatakan dengan energi kisinya. Makin besar energi kisi makin kuat gaya tarik antar-ionnya. Energi kisi dipengaruhi oleh muatan dan jarak antar-ion. Siklus Born Haber digunakan untuk menentukan energi kisi. Unsur-unsur logam transisi jarang yang mengikuti aturan oktet. Ketika logam transisi melepaskan elektronnya membentuk kation,

6.14

Kimia Dasar 1 

elektron yang terlebih dulu dilepaskan adalah elektron dari 4s, berikutnya baru dari 3d. TES F OR M AT IF 1 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Rumus senyawa ion yang terbentuk dari unsur Na dan S adalah .... A. NaS B. Na2S C. NaS2 D. Na2S2 2) Di antara ion-ion berikut, ion yang mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia adalah …. A. Cr2+ B. Sc3+ C. Te2D. Co3+ 3) Di antara senyawa-senyawa ion berikut, senyawa yang mempunyai energi kisi terbesar adalah .... A. AgCl B. CrN C. CuO D. SrO 4) Untuk melepaskan elektron dari Ca membentuk Ca2+ diperlukan energi. Demikian pula untuk membentuk O2- dari O juga diperlukan energi. Akan tetapi, CaO relatif stabil dibandingkan dengan unsur-unsur bebasnya karena .... A. baik Ca2+ maupun O2- mempunyai konfigurasi elektron gas mulia B. muatan kation dan anionnya sama hanya berlawanan tanda C. energi kisinya mampu mengatasi energi yang diperlukan pada pembentukan ion-ionnya D. Ca dan O termasuk unsur-unsur golongan utama 5) Suatu atom mempunyai konfigurasi elektron 1s 22s22p4. Untuk mencapai oktet diperlukan elektron sebanyak .... A. 1 B. 2

 PEKI4101/MODUL 6

6.15

C. 3 D. 4 6) Suatu atom dengan konfigurasi elektron [Ar]4s23d104p1 mempunyai elektron valensi sebanyak .... A. 1 B. 11 C. 3 D. 13 7) Senyawa ion yang terbentuk dari unsur Mg dan N adalah .... A. MgN B. Mg3N2 C. Mg2N3 D. Mg3N 8) Pada senyawa-senyawa berikut, kation dan anionnya yang mempunyai konfigurasi elektron yang sama adalah …. A. SnBr2 B. NaCl C. CaO D. CsI 9) Jumlah elektron pada simbol Lewis Al akan sama dengan .... A. Mg B. Ar C. B D. Be 10) Entalpi pembentukan CsBr adalah: Cs(s) + ½ Br2(l)  CsBr(s) Hof = –405,9 kJ/mol Entalpi sublimasi sesium 76,1 kJ/mol, entalpi penguapan brom 30,9 kJ/mol dan energi disosiasi Br2(g)  2Br(g) 193 kJ. Dengan menggunakan data energi ionisasi dan afinitas elektron pada modul 5, hitunglah energi kisi dari CsBr(s)? A. 660 kJ/mol B. 645 kJ/mol C. 757 kJ/mol D. 1066 kJ/mol

6.16

Kimia Dasar 1 

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang belum dikuasai.

6.17

 PEKI4101/MODUL 6

Kegiatan Belajar 2

Ikatan Kovalen A. PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN Banyak senyawa yang tidak mengandung ion. Atom-atomnya terikat satu sama lain membentuk molekul, contohnya H2, Cl2, HCl, H2O, NH3. Ikatan di antara atom-atom dalam molekul terjadi karena adanya pemakaian bersama pasangan elektron yang digunakan untuk berikatan. Ikatan seperti ini disebut sebagai ikatan kovalen. Ikatan kovalen umumnya terbentuk di antara unsurunsur non logam. Bagaimanakah ikatan kovalen terbentuk? Seperti yang telah diuraikan sebelumnya, penggambaran pembentukan ikatan kovalen akan lebih mudah diperlihatkan dengan menggunakan simbol Lewis. Contoh yang paling sederhana adalah pembentukan ikatan kovalen pada molekul hidrogen, H2, dengan menggunakan simbol Lewis:

Pada masing-masing atom H terdapat satu elektron. Setelah membentuk molekul H2 sepasang elektron digunakan oleh kedua atom H untuk membentuk ikatan. Masing-masing atom H pada molekul H2 dikelilingi oleh dua elektron (sesuai dengan konfigurasi elektron dari gas mulia He). Contoh lainnya adalah pembentukan ikatan kovalen pada molekul F 2.

Dengan menggunakan bersama pasangan elektron ikatannya, setiap atom fluor pada molekul F2 dikelilingi oleh delapan elektron (oktet) pada kulit valensinya sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan konfigurasi elektron gas mulia argon. Ikatan kovalen tidak selalu terbentuk di antara atom-atom yang sama, tetapi bisa juga terjadi antara atom-atom yang berbeda seperti pada molekul HCl yang terbentuk dari atom H dan Cl.

6.18

Kimia Dasar 1 

Atom H yang semula dikelilingi oleh satu elektron dan atom Cl dikelilingi oleh tujuh elektron, setelah membentuk molekul HCl, H dikelilingi oleh dua elektron (sama dengan gas mulia He) dan Cl dikelilingi oleh delapan elektron (sama dengan gas mulia Ar). Dalam menuliskan struktur Lewis biasanya digunakan satu garis untuk menyatakan sepasang elektron ikatan sehingga struktur Lewis untuk H2, F2 dan HCl dinyatakan dengan:

Jumlah ikatan kovalen dari suatu atom sering kali dapat diprediksi dari jumlah elektron yang diperlukan untuk mengisi kulit valensinya. Sebagai contoh, unsur-unsur golongan IVA mempunyai empat elektron valensi. Unsur-unsur tersebut masih kekurangan empat elektron untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia. Kekurangan elektron tersebut dapat diperoleh dari atom lain dengan cara membentuk ikatan kovalen. Contohnya, atom C pada molekul CCl4 (karbon tetraklorida) dan atom Si pada molekul SiH 4 (silan).

Unsur-unsur golongan VA, seperti nitrogen hanya perlu tiga elektron untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia. Ketiga elektron ini diterima dengan membentuk tiga ikatan kovalen, seperti pada molekul amoniak (NH3). Unsur-unsur golongan VIA, seperti oksigen hanya perlu dua elektron untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia sehingga membentuk dua ikatan kovalen, seperti pada molekul air (H2O). Unsur-unsur golongan VIIA, seperti fluor hanya perlu satu elektron untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia sehingga membentuk satu ikatan kovalen untuk memenuhi kulit valensinya, seperti pada molekul HF.

 PEKI4101/MODUL 6

6.19

Jika hanya ada sepasang elektron yang digunakan bersama untuk berikatan, ikatannya disebut ikatan kovalen tunggal. Jumlah pasangan elektron ikatan yang digunakan bersama di antara dua atom yang berikatan bisa saja lebih dari sepasang, bisa dua atau tiga pasang. Sebagai contoh kita lihat pembentukan ikatan kovalen pada molekul O2.

Kedua atom O masing-masing kekurangan dua elektron untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia. Jika hanya sepasang elektron yang digunakan bersama maka masing-masing atom O baru dikelilingi tujuh elektron. Untuk mencapai oktet, elektron yang digunakan bersama harus dua pasang sehingga terbentuk ikatan rangkap. Jika ada tiga pasang elektron yang digunakan bersama di antara dua atom yang berikatan, misalnya pada molakul N2 (nitrogen), akan terbentuk ikatan rangkap tiga.

1.

Senyawa Kovalen Tidak selalu Mengikuti Aturan Oktet Ternyata ada juga senyawa-senyawa kovalen yang tidak mengikuti aturan oktet. Ada yang kurang dari oktet, seperti molekul gas BeCl2 dan BCl3. Sebelum berikatan atom Be mempunyai dua elektron valensi yang kemudian digunakan dengan dua atom Cl membentuk BeCl2. Pada molekul BeCl2, atom Be hanya dikelilingi oleh empat elektron saja pada kulit valensinya. Sementara itu B pada BCl3 hanya mempunyai enam elektron pada kulit valensinya.

6.20

Kimia Dasar 1 

Ada juga senyawa-senyawa yang atom-atomnya melampaui oktet, seperti PCl5 dan SF6. Atom P pada PCl5 mempunyai sepuluh elektron pada kulit valensinya, sedangkan S dalam SF6 mempunyai duabelas elektron pada kulit valensinya.

Pada dasarnya kecenderungan atom-atom untuk berikatan membentuk senyawa lebih disebabkan oleh kestabilan yang lebih besar pada senyawanya. Artinya energi dari senyawa lebih rendah daripada atom-atom bebasnya. Jadi bukan karena oktet atau tidaknya kulit valensi dari atom-atom dalam senyawa tersebut. 2.

Ikatan Kovalen Koordinat Berdasarkan uraian sebelumnya kita mengetahui bahwa ikatan kovalen terbentuk melalui penggunaan bersama pasangan elektron. Apakah pasangan elektron yang digunakan bersama harus berasal dari kedua atom yang berikatan? Ternyata tidak harus selalu begitu. Ada juga ikatan kovalen yang pasangan elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan. Contohnya adalah ikatan kovalen yang terbentuk antara molekul NH3 dengan ion H+.

 PEKI4101/MODUL 6

6.21

Ion H+ tidak menyumbangkan elektron untuk berikatan, pasangan elektron hanya berasal dari nitrogen pada molekul NH3. Untuk menunjukkan bahwa pasangan elektron yang digunakan bersama berasal dari atom N, kadang-kadang digunakan anak panah dari N ke H. akan tetapi, penulisan tersebut memberi kesan bahwa ikatan N dengan H tersebut seolah-olah berbeda dengan tiga ikatan N-H lainnya, padahal secara eksperimen ditemukan bahwa keempat ikatan N-H adalah identik. B. PENGGAMBARAN STRUKTUR LEWIS Struktur Lewis untuk molekul dan ion poliatom (yang antaratomatomnya juga berikatan kovalen) sangat bermanfaat dalam memahami ikatan pada berbagai senyawa. Dengan struktur Lewis kita juga dapat meramalkan geometri molekul. Oleh karena itu, kita perlu mempelajari dan berlatih untuk menggambarkannya. Cara untuk menggambarkan struktur Lewis dapat dilakukan melalui tahap-tahap berikut. 1. Jumlahkan elektron valensi dari semua atom. Untuk anion tambahkan satu elektron untuk setiap muatan negatif. Untuk kation kurangkan dengan satu elektron untuk setiap muatan positif. 2. Gambarkan struktur kerangka dari molekul atau ion poliatom dengan menggunakan lambang dari setiap atom, hubungkan satu sama lain dengan satu garis ikatan (yang menunjukkan sepasang elektron). Untuk molekul dan ion poliatom biner, seperti NO2 atau NO3-, atom pusat biasanya atom yang ditulis pertama (dalam hal ini N sebagai atom pusat). Jika harus menebak pilihlah susunan yang paling simetris. 3. Lengkapi atom yang terikat ke atom pusat dengan pasangan elektron hingga oktet (kecuali untuk H, duplet). 4. Tempatkan elektron yang tersisa pada atom pusat, tidak masalah meskipun tidak oktet. 5. Jika atom pusat belum oktet, buat ikatan rangkap. Usahakan setiap atom memenuhi oktet. Agar lebih jelas maka langkah-langkah di atas akan diterapkan pada soal berikut: Gambarkan struktur Lewis dari NO3-. 1. Jumlah elektron valensi = 5e dari N + 6e dari setiap O (untuk 3 O menjadi 18e) + muatan anion 1e = 24 elektron.

6.22

Kimia Dasar 1 

2.

Struktur kerangka NO3- dengan N sebagai atom pusat

3.

Atom yang terikat ke atom pusat (O) dioktetkan

4.

Sisa elektron = 0

5.

N belum oktet, dibuat ikatan rangkap sehingga diperoleh:

Muatan Formal Ketika kita menggambarkan struktur Lewis, kadang-kadang bisa diperoleh lebih dari satu struktur. Kita harus menentukan struktur mana yang paling mungkin (paling sesuai dengan hasil eksperimen). Untuk itu perlu ditentukan muatan formal dari setiap atom. Muatan formal bukan muatan yang sebenarnya. Untuk menentukan muatan formal dalam suatu molekul harus dianggap bahwa elektron yang dimiliki oleh suatu atom adalah elektron bebasnya ditambah dengan elektron ikatan. Akan tetapi, elektron ikatan dipakai bersama oleh dua atom yang berikatan maka yang dimiliki atom tersebut hanya setengah dari jumlah elektron ikatan. Perbedaan antara elektron valensi atom bebas dengan elektron yang dimiliki atom dalam molekul pada struktur Lewisnya disebut muatan formal atom tersebut. Secara matematis muatan formal dari suatu atom dalam molekul dapat dihitung dengan menggunakan persamaan: Muatan formal =  elektron valensi -  elektron bebas ½ elektron ikatan

Contoh penerapan dari konsep muatan formal akan dibahas pada molekul karbondioksida (CO 2). Pada molekul CO2 ada dua kemungkinan struktur Lewis yang diperoleh dengan menggunakan langkah-langkah seperti yang telah diuraikan sebelumnya, yaitu:

 PEKI4101/MODUL 6

6.23

Sekarang kita hitung muatan formal setiap atom pada struktur Lewis (a): Atom O sebelah kiri = 6 – 4 - ½ (4) = 0 Atom C = 4 – 0 - ½ (8) = 0 Atom O sebelah kanan = 6 – 4 - ½ (4) = 0 Muatan formal setiap atom pada struktur Lewis (b): Atom O sebelah kiri = 6 – 6 - ½ (2) = -1 Atom C = 4 – 0 - ½ (8) = 0 Atom O sebelah kanan = 6 – 2 - ½ (6) = +1 Oleh karena CO2 merupakan molekul netral yang tidak bermuatan maka jumlah muatan formalnya, baik untuk struktur (a) maupun (b) adalah nol. Secara umum, struktur Lewis yang paling stabil adalah struktur Lewis yang muatan formal atom-atomnya paling kecil dan jika ada muatan negatif maka harus terletak pada atom yang lebih elektronegatif. Dalam kasus CO2 di atas, struktur Lewis yang dipilih adalah struktur (a) karena atom-atomnya tidak mempunyai muatan formal (=0). Dan struktur Lewis ini sesuai dengan hasil eksperimen yang memperlihatkan bahwa kedua ikatan antara C dengan O adalah identik. C. RESONANSI Dalam menuliskan struktur Lewis untuk NO3- agar dipenuhi aturan oktet maka dibuat satu ikatan rangkap di antara N dengan salah satu dari ketiga atom O sehingga diperoleh struktur Lewis NO3- sebagai berikut:

Sebenarnya kita dapat menggambarkan ikatan rangkap di antara N dengan atom O yang mana saja sehingga diperoleh tiga struktur Lewis yang ekivalen:

6.24

Kimia Dasar 1 

Dari struktur Lewis di atas kita mungkin akan menafsirkan bahwa ada dua jenis ikatan antara nitrogen dan oksigen yang berbeda, yang pertama berikatan rangkap dan yang kedua berikatan tunggal. Ikatan rangkap kita harapkan lebih pendek dengan energi disosiasi yang lebih besar daripada ikatan tunggal. Ternyata hasil eksperimen memperlihatkan bahwa ketiga ikatan antara nitrogen dan oksigen adalah identik, ada di antara ikatan tunggal dan ikatan rangkap. Oleh karena itu, dari ketiga struktur Lewis di atas tidak ada satu pun yang menggambarkan keadaan molekul yang sebenarnya. Pemecahan dari masalah tersebut adalah dengan menggunakan ketiga struktur Lewis di atas untuk menyatakan NO3-:

Masing-masing struktur dari ketiga struktur Lewis di atas disebut dengan struktur resonansi. Tanda  digunakan untuk menyatakan bahwa struktur yang digambarkan adalah struktur resonansinya. Istilah resonansi sendiri berarti penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan suatu molekul tertentu. Struktur yang sebenarnya tidak sama dengan salah satu struktur di atas, tetapi ada di antara ketiga struktur resonansinya. Struktur yang sebenarnya, yang tidak dapat digambarkan dengan struktur Lewis mana pun, disebut dengan hibrida resonansi. D. KEPOLARAN IKATAN DAN KEELEKTRONEGATIFAN Pada ikatan kovalen, setiap atom dalam molekul mempunyai gaya tarik tertentu terhadap pasangan elektron ikatannya. Atom-atom yang sama tentu mempunyai gaya tarik yang sama dan atom-atom yang berbeda mempunyai

 PEKI4101/MODUL 6

6.25

gaya tarik yang berbeda pula. Ukuran kekuatan gaya tarik ini dinyatakan dengan keelektronegatifan. Semakin besar keelektronegatifan suatu atom, semakin besar pula kemampuan atom tersebut (dalam molekulnya) untuk menarik elektron. Keelektronegatifan suatu atom dalam molekul berhubungan dengan energi ionisasi dan afinitas elektronnya yang kita sepakati bahwa keduanya merupakan sifat atom bebasnya. Semakin besar energi ionisasi semakin besar pula kecenderungannya untuk mempertahankan elektronnya agar tidak lepas. Semakin negatif afinitas elektronnya semakin mudah atom tersebut menerima elektron tambahan. Atom yang mempunyai afinitas elektron sangat negatif dan energi ionisasi tinggi akan menarik elektron dari atom lain dengan kuat, artinya keelektronegatifannya akan tinggi. Harga keelektronegatifan dapat diperkirakan berdasarkan pada sejumlah sifat, bukan hanya energi ionisasi dan afinitas elektronnya saja. Skala keelektronegatifan pertama dan paling banyak digunakan sampai sekarang adalah skala keelektronegatifan dari Pauling yang ditentukan berdasarkan data termodinamika. Skala keelektronegatifan lain yang didasarkan pada parameter yang berbeda akan menghasilkan nilai keelektronegatifan yang sedikit berbeda. Skala keelektronegatifan dari Pauling dapat dilihat pada Gambar 6.3.

Gambar 6.3. Keelektronegatifan Unsur-unsur dalam Skala Pauling

6.26

Kimia Dasar 1 

Dari Gambar 6.3 tersebut nampak bahwa fluor adalah unsur dengan keelektro-negatifan tertinggi (4,0) dan cesium adalah unsur dengan keelektronegatifan terendah (0,7). Dalam satu periode dari kiri ke kanan, harga keelektronegatifan semakin besar dan dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin kecil. Nilai keelektronegatifan tidak perlu dihafal, kita hanya perlu mengetahui kecenderungan keperiodikannya sehingga kita dapat meramalkan unsur mana yang lebih elektronegatif. Perbedaan keelektronegatifan dari dua atom yang berikatan kovalen menunjukkan tingkat kepolaran ikatan tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan, semakin polar ikatan tersebut. Pasangan elektron ikatan akan lebih tertarik kepada atom dengan keelektronegatifan yang lebih besar. Sebagai contoh pada molekul H-Cl pasangan elektron akan lebih tertarik ke atom Cl sehingga atom H menjadi relatif positif dan Cl menjadi relatif negatif. Telah terjadi pengkutuban muatan (polar).

Jika atom-atom yang sama saling berikatan (seperti pada molekul H2), akankah terbentuk ikatan kovalen polar? Coba Anda jelaskan dengan menggunakan konsep keelektronegatifan! Untuk molekul yang hanya terdiri dari dua atom (seperti H2, HCl, HF, N2), kepolaran ikatan langsung menentukan kepolaran molekulnya. Untuk molekul diatom yang ikatannya polar maka molekulnya bersifat polar juga, dan molekul diatom dengan ikatan nonpolar, molekulnya bersifat nonpolar juga. Akan tetapi, tidak demikian halnya dengan molekul poliatom (molekul yang terdiri dari tiga atom atau lebih). Ada faktor lain selain kepolaran ikatan yang harus dipertimbangkan dalam menentukan kepolaran molekul, yakni bentuk atau geometri molekulnya. Ini akan dipelajari lebih jauh pada topik bentuk molekul. Atom-atom unsur dengan perbedaan keelektronegatifan yang sangat besar cenderung untuk membentuk ikatan ion. Tidak ada batas yang tajam antara ikatan kovalen polar dengan ikatan ion, tetapi umumnya secara kasar dapat diprediksi: jika perbedaan keelektronegatifan lebih besar daripada 2,0 biasanya terbentuk ikatan ion. Ingat bahwa aturan ini tidak selalu berlaku untuk semua senyawa ion. Oleh karena tidak ada batas yang tajam antara ikatan ion dan ikatan kovalen polar, kadang-kadang digunakan pula istilah karakter ionik untuk

 PEKI4101/MODUL 6

6.27

menunjukkan seberapa besar karakter ionik dari suatu ikatan. Ikatan kovalen polar mempunyai karakter ionik 0%. LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Ramalkan rumus senyawa yang terbentuk dari unsur P dengan Cl! 2) Tentukan jumlah ikatan rangkap dan tunggal pada molekul ClO 2! 3) Suatu molekul terbentuk dari satu atom N, satu atom S dan satu atom F. Tentukan susunan atom yang paling mungkin dalam molekul tersebut, apakah NSF, SNF atau SFN! 4) Gambarkan struktur resonansi dari CO32-! Petunjuk Jawaban Latihan 1) Elektron valensi dari P adalah 5 dan elektron valensi dari Cl adalah 7. Untuk memenuhi oktet, atom P memerlukan 3 elektron dan Cl memerlukan 1 elektron. Untuk membentuk molekul senyawa maka P akan berikatan dengan Cl sebagai berikut:

1) Gambarkan dulu struktur Lewis-nya dengan memperhatikan langkahlangkah penggambaran struktur Lewis di bagian B (Penggambaran struktur lewis), kemudian tentukan jumlah ikatan tunggal dan rangkap yang ada. 2) Buat struktur Lewis-nya dan tentukan muatan formal dari setiap atom. Muatan formal yang paling kecil menunjukkan struktur Lewis yang paling stabil. 3) Buat struktur Lewis dari CO32-. Untuk memenuhi aturan oktet pada atom pusat C diperlukan pembentukan ikatan rangkap antara C dengan O.

6.28

Kimia Dasar 1 

Ikatan rangkap yang terbentuk bisa dengan O yang mana pun. Akan terbentuk 3 struktur resonansi dari CO32R A NG KU M AN Pada ikatan kovalen terjadi pemakaian bersama pasangan elektron yang digunakan untuk berikatan. Ikatan kovalen bisa tunggal (sepasang), rangkap (dua pasang) dan rangkap tiga (tiga pasang). Jika pasangan elektron hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan maka ikatannya disebut dengan ikatan kovalen koordinat. Pada pembentukan ikatan kovalen bisa terjadi pengecualian dari oktet, artinya bisa saja suatu atom dalam molekul tidak dikelilingi oleh delapan elektron. Muatan formal menyatakan perbedaan elektron valensi atom bebas dengan elektron yang dimiliki atom tersebut dalam molekul pada struktur Lewis-nya. Elektron ikatan dianggap milik bersama di antara dua atom yang berikatan sehingga kepemilikannya harus dibagi dua. Muatan formal dapat digunakan untuk menentukan struktur Lewis yang paling mungkin di antara struktur Lewis yang ada. Struktur yang paling stabil adalah yang memiliki muatan formal terkecil. Untuk beberapa molekul atau ion poliatom dapat digambarkan dua atau lebih struktur Lewis dengan struktur kerangka yang sama yang memenuhi aturan oktet. Struktur resonansi ini bersama-sama menggambarkan molekul atau ion poliatom tersebut. Kepolaran suatu ikatan kovalen dapat diungkapkan melalui perbedaan keelektronegatifan di antara dua atom yang berikatan. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan, semakin polar ikatan tersebut. Untuk molekul diatom kepolaran ikatan langsung menentukan kepolaran molekul, tetapi tidak demikian halnya dengan molekul poliatom. TES F OR M AT IF 2 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Asam hipoklorit, HClO, mempunyai struktur .... A. H-O-Cl B. H-Cl-O C. Cl-H-O D. H-O Cl

 PEKI4101/MODUL 6

6.29

2) Pada ion SO32- atom S memiliki .... A. 4 pasang elektron ikatan dan 1 pasang elektron bebas B. 3 pasang elektron ikatan dan 1 pasang elektron bebas C. 3 pasang elektron ikatan dan 2 pasang elektron bebas D. 4 pasang elektron ikatan 3) Di antara pernyataan-pernyataan berikut, pernyataan yang benar yang berhubungan dengan resonansi adalah .... A. struktur resonansi merupakan struktur molekul yang sebenarnya B. struktur resonansi dari NO2- ada dua C. hibrida resonansi dapat digambarkan dengan satu struktur Lewis D. tanda untuk menunjukkan bahwa dua struktur saling beresonansi adalah  4) Pasangan unsur yang membentuk senyawa kovalen adalah .... A. litium dan belerang B. natrium dan argon C. nitrogen dan brom D. barium dan fluor 5) Di antara molekul atau ion poliatom berikut yang tidak mengandung ikatan rangkap adalah .... A. COCl2 B. HCN C. SO42D. NH4+ 6) Senyawa yang mengandung ikatan ion dan kovalen adalah .... A. H2SO4 B. NH4Cl C. KF D. HCl 7) Di antara spesi kimia berikut, yang mempunyai ikatan kovalen koordinat adalah .... A. H3O+ B. NH3 C. CH3OH D. N2

6.30

Kimia Dasar 1 

8) Di antara ikatan-ikatan berikut, karakter ion terbesar ada pada ikatan .... A. litium-fluor pada LiF B. kalium-oksigen pada K2O C. nitrogen-nitrogen pada N2 D. belerang-oksigen pada SO2 9) Di antara struktur Lewis berikut, penggambaran struktur Lewis yang benar adalah .... A. H-C=N B. H=C=C=H C. O-Sn-O D. F – B – F F 10) Rumus senyawa yang terbentuk dari unsur belerang dan oksigen, yaitu …. A. SO B. SO2 C. S2O D. S2O3 Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum dikuasai.

6.31

 PEKI4101/MODUL 6

Kegiatan Belajar 3

Bentuk Molekul

B

entuk molekul atau sering juga disebut dengan geometri molekul merupakan susunan/penataan ruang atom-atom dalam suatu molekul. Struktur Lewis molekul yang telah diuraikan sebelumnya tidak memperlihatkan struktur ruang atau geometri molekul yang sebenarnya dari molekul tersebut. Struktur Lewis hanya memperlihatkan jumlah dan jenis ikatan di antara atom-atom dalam molekul. Sebagai contoh, molekul CH4 mempunyai struktur Lewis:

Hal yang dapat kita ketahui dari struktur Lewis tersebut adalah ada empat atom H yang terikat pada atom pusat C. Struktur Lewis yang digambarkan seperti itu tidak dengan serta merta memperlihatkan bahwa bentuk molekul CH4 adalah datar. Akan kita pelajari nanti bahwa bentuk molekul CH4 adalah tetrahedral. Meskipun jumlah molekul luar biasa banyaknya, tetapi bentuk molekulnya dapat ditinjau sebagai turunan dari lima bentuk dasar ruang yang berbeda, yaitu linier, segitiga planar, tetrahedral, bipiramida alas segitiga dan oktahedral. Kelima bentuk molekul dasar ini dapat dilihat pada Gambar 6.4.

Gambar 6.4. Lima Bentuk Dasar dari Geometri Molekul

6.32

Kimia Dasar 1 

Bentuk molekul hanya dapat ditentukan melalui eksperimen. Meskipun demikian ada satu cara yang sangat sederhana, tetapi mampu memprediksi bentuk molekul dengan sangat baik. Hanya dengan mengetahui jumlah pasangan elektron (baik pasangan elektron bebas maupun terikat) yang ada di sekitar atom pusat suatu molekul, dapat diramalkan bentuk molekulnya. Cara yang dimaksud adalah VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion), tolakan pasangan elektron kulit valensi. A. METODA VSEPR Sesuai dengan namanya, metode ini didasarkan pada pandangan bahwa pasangan elektron valensi dari atom-atom yang berikatan saling menolak satu sama lainnya. Tolakan yang ada akan menyebabkan pasangan-pasangan elektron terdorong sejauh mungkin satu dengan yang lainnya. Tolakan terjauh adalah tolakan minimum yang akan menghasilkan energi terendah (paling stabil). Jika ada dua pasang elektron maka tolakan terjauh akan menghasilkan bentuk linier, tiga pasang elektron menghasilkan bentuk segitiga planar, empat pasang elektron akan menghasilkan susunan tetrahedral, lima pasang elektron menghasilkan susunan bipiramida alas segitiga dan enam pasang elektron menghasilkan susunan oktahedral. Pasangan elektron ada yang berupa Pasangan Elektron Ikatan (PEI) dan ada Pasangan Elektron Bebas (PEB). PEB dan PEI dapat diketahui dari struktur Lewis-nya. Sebagai contoh, pada molekul NH3 dengan struktur Lewis:

ada satu pasang elektron bebas dan ada tiga pasang elektron ikatan. Jadi, di sekitar atom pusat N ada empat pasang elektron. Keempat pasang elektron ini akan saling menolak sejauh mungkin yang menghasilkan penataan dalam bentuk tetrahedral. Susunan pasangan elektron ini kita sebut dengan geometri pasangan elektron. Bentuk atau geometri molekul berbeda dengan geometri pasangan elektron. Geometri molekul merupakan penataan atom-atom dalam

 PEKI4101/MODUL 6

6.33

ruang, bukan penataan pasangan elektron. Kita dapat meramalkan geometri molekul dari geometri pasangan elektronnya. Dari struktur Lewis dan uraian di atas kita mengetahui bahwa atom pusat N pada NH3 dikelilingi oleh empat pasang elektron yang menata diri dalam bentuk tetrahedral. Tiga pasang di antaranya digunakan untuk berikatan dengan atom H. Jadi, penataan atom-atomnya dalam ruang bukan berbentuk tetrahedral karena ada satu pasang elektron lagi yang tidak digunakan untuk berikatan. Dengan demikian bentuk molekulnya adalah piramida alas segitiga. Lain halnya jika keempat pasang elektron itu digunakan untuk berikatan seperti pada ion NH4+. Ion ini akan berbentuk tetrahedral karena keempat pasang elektron yang mengelilingi atom pusat N digunakan semuanya untuk berikatan dengan empat atom H, jadi dalam hal ini geometri molekulnya sama dengan geometri pasangan elektronnya, yakni tetrahedral. Dari uraian di atas kita lihat bahwa geometri molekul merupakan akibat dari geometri pasangan elektronnya. Akan tetapi, perlu selalu diperhatikan bahwa bentuk molekul bukan geometri pasangan elektron. Prediksi bentuk molekul atau ion poliatom dengan model VSEPR dapat diringkas ke dalam langkah-langkah berikut. 1. Buat struktur Lewis dari molekul atau ion poliatom. 2. Hitung jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat, lalu susun geometri pasangan elektron tersebut sehingga tolakannya sekecil mungkin. 3. Tentukan geometri molekulnya dari geometri pasangan elektron dengan hanya memperhitungkan orientasi penataan pasangan elektron yang digunakan untuk berikatan. Jika pada molekul terdapat ikatan rangkap dua atau tiga maka ada aturan tambahan yang harus diperhatikan dalam menggunakan metode VSEPR, yakni ikatan rangkap, baik dua maupun tiga diperlakukan seperti halnya ikatan tunggal, jadi dipandang sebagai satu kelompok pasangan elektron dengan satu arah/orientasi tertentu. Perlu diketahui pula bahwa tolakan pasangan elektron ikatan bebas berbeda dengan tolakan pasangan elektron ikatan. Tolakan PEB – PEB > tolakan PEB – PEI > tolakan PEI – PEI. Hal ini terjadi karena pasangan elektron ikatan ditarik oleh dua inti atom yang saling berikatan, sementara pasangan elektron bebas hanya tertarik pada satu inti saja sehingga lebih melebar.

6.34

Kimia Dasar 1 

Geometri pasangan elektron dan geometri molekul dari molekul yang atom pusatnya memiliki dua, tiga dan empat pasangan elektron dapat dilihat pada Tabel 6.3. Sementara itu pada Tabel 6.4 dapat dilihat geometri untuk molekul yang atom pusatnya memiliki lima dan enam pasangan elektron. Tabel 6.3. Geometri Pasangan Elektron dan Geometri Molekul untuk Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki Dua, Tiga, dan Empat Elektron

 PEKI4101/MODUL 6

Tabel 6.4. Geometri Pasangan Elektron dan Geometri Molekul yang atom Pusatnya Memiliki Lima dan Enam Pasangan Elektron

6.35

6.36

Kimia Dasar 1 

B. KEPOLARAN MOLEKUL Agar suatu molekul bersifat polar maka haruslah dipol. Artinya, ujungujung yang berseberangan dari molekul harus membawa muatan yang berlawanan. Jika ujung-ujung molekul tidak bermuatan atau muatannya sama maka molekulnya bukan suatu dipol dan bersifat nonpolar. Ukuran dari suatu dipol ditentukan oleh momen dipol-nya. Jika suatu molekul nonpolar maka momen dipol-nya sama dengan nol. Semakin besar momen dipol, semakin polar senyawanya. Di bagian sebelumnya telah diuraikan bahwa kepolaran molekul diatom ditentukan oleh kepolaran ikatannya. Jadi jika ikatannya polar maka molekulnya bersifat polar dan jika ikatannya nonpolar maka molekulnya bersifat nonpolar. Untuk molekul yang mempunyai tiga atom atau lebih (molekul poliatom), kepolaran molekul ditentukan oleh kepolaran ikatan dan bentuk molekulnya. Bisa saja ikatan-ikatan yang ada dalam suatu molekul merupakan ikatan polar, tetapi molekulnya bersifat nonpolar. Sebagai contoh, kita tinjau molekul CO2 dengan struktur Lewis: O=C=O Ikatan C = O merupakan ikatan polar, dengan muatan relatif negatif pada oksigen yang lebih elektronegatif daripada C. Dipol ikatan adalah suatu vektor yang mempunyai besar dan arah. Momen dipol keseluruhan ditentukan oleh jumlah (resultan) dipol ikatannya. Oleh karena bentuk CO2 adalah linier dengan dipol ikatan sama besar tetapi berlawanan arah maka momen dipol keseluruhannya adalah nol. Dipol ikatannya saling meniadakan sehingga molekulnya bersifat nonpolar. Sekarang kita tinjau molekul H2O. Pada molekul H2O terdapat dua ikatan O-H polar yang identik dan memiliki nilai yang sama besar. Oleh karena molekul H2O tidak linier, tetapi bengkok maka kedua dipol ikatan itu tidak saling meniadakan. Akibatnya molekul H2O mempunyai momen dipol sehingga molekulnya bersifat polar.

 PEKI4101/MODUL 6

6.37

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Gunakan metode VSEPR untuk memprediksi geometri molekul SiBr4! 2) Ramalkan apakah senyawa OF2 merupakan senyawa polar atau bukan! Petunjuk Jawaban Latihan 1) Gambarkan dulu struktur Lewis dari SiBr4. Tentukan jumlah pasangan elektron bebas di sekitar atom pusat lalu tentukan geometri pasangan elektronnya. Tentukan apakah semua pasangan elektron digunakan untuk berikatan atau tidak. Tentukan geometri molekulnya dari geometri pasangan elektron dengan hanya memperhitungkan orientasi penataan pasangan elektron yang digunakan untuk berikatan. 2) Tentukan dulu geometri molekul dari OF 2. Jika simetris maka dipol ikatan antara O dan F akan saling meniadakan, momen dipol-nya nol. Tapi jika tak simetris penjumlahan vektor dipol ikatannya tidak akan nol sehingga molekulnya polar. R A NG KU M AN Bentuk molekul atau geometri molekul merupakan penataan atomatom dalam ruang. Geometri molekul dapat diprediksi dengan metode VSEPR. Metode ini didasarkan pada asumsi bahwa pasangan elektron kulit valensi saling menolak sejauh mungkin. Berdasarkan metode VSEPR, geometri molekul dapat diprediksi dari jumlah pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas pada atom pusat. Pasangan elektron bebas saling menolak lebih kuat daripada pasangan elektron ikatan. Kepolaran molekul poliatom ditentukan oleh kepolaran ikatan dan geometri molekulnya. Kepolaran molekul dapat dinyatakan melalui momen dipol-nya, semakin besar momen dipol, semakin polar molekul.

6.38

Kimia Dasar 1 

TES F OR M AT IF 3 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Bentuk molekul CCl4 adalah .... A. tetrahedral B. segi empat planar C. segitiga piramida D. tetrahedral terdistorsi 2) Molekul berikut yang bersifat polar adalah .... A. CO2 B. H2O C. CH4 D. OF2 3) Molekul berikut yang bersifat nonpolar adalah .... A. HCN B. XeF4 C. CHCl3 D. H2O 4) Molekul berikut yang mempunyai geometri segitiga datar adalah .... A. PH3 B. HCN C. AsF3 D. COCl2 5) Molekul berikut yang bentuknya linier adalah .... A. H2O B. XeF2 C. OCl2 D. TeH2 6) Pernyataan yang benar di antara pernyataan-pernyataan berikut mengenai kepolaran suatu molekul adalah .... A. CO2 bersifat polar karena ikatan C=O polar B. XeF4 bersifat polar karena ada pasangan elektron bebas C. Kepolaran CH4 lebih kecil daripada kepolaran CCl4 D. SCl2 polar karena ikatan S – Cl polar dan bentuk molekulnya bengkok

6.39

 PEKI4101/MODUL 6

7) Pernyataan yang benar di antara pernyataan-pernyataan berikut mengenai bentuk molekul suatu senyawa adalah bentuk molekul .... A. AsBr3 adalah segitiga datar B. XeF4 adalah tetrahedral C. COCl2 adalah tetrahedral D. BCl3 adalah segitiga datar 8) Molekul XeF2 .... A. mempunyai geometri molekul bengkok B. bersifat polar karena ikatannya polar C. mempunyai pasangan elektron bebas pada atom pusatnya D. memenuhi aturan oktet 9) Molekul CH3F .... A. sama dengan molekul CHF3 B. bersifat polar C. mempunyai bentuk segi empat datar D. melampaui oktet 10) Pernyataan yang benar dari pernyataan-pernyataan berikut adalah .... A. Molekul N2 dengan struktur Lewis : N=N : bersifat polar karena mempunyai pasangan elektron bebas B. Kepolaran HCl sama dengan HBr karena keduanya sama-sama berikatan kovalen C. Atom B pada molekul BH3 mempunyai sepasang elektron bebas untuk memenuhi aturan oktet D. Molekul PCl3 mempunyai geometri pasangan elektron bebas yang tidak sama dengan geometri molekulnya Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3. Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang

6.40

Kimia Dasar 1 

Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 4. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang belum dikuasai.

 PEKI4101/MODUL 6

6.41

Kegiatan Belajar 4

Gaya Antarmolekul

G

aya tarik antarmolekul yang satu dengan yang lainnya disebut juga dengan gaya antarmolekul (intermolecular forces) atau ikatan antarmolekul. Gaya ini yang menyebabkan suatu gas bisa mencair dan membeku. Gaya atau ikatan antarmolekul sangat berbeda dengan ikatan di dalam suatu molekul (intramolecular forces). Contohnya, pada molekul air, H2O. Gaya antarmolekul adalah gaya tarik di antara molekul H2O yang satu dengan molekul H2O yang lainnya. Sementara itu, ikatan dalam molekul adalah ikatan-ikatan O-H yang ada dalam setiap molekul H2O. Pada umumnya ikatan antarmolekul lebih lemah daripada ikatan dalam molekul. Jadi diperlukan energi yang lebih rendah untuk menguapkan suatu cairan dibandingkan dengan memutuskan ikatan dalam molekul cair. Sebagai contoh, untuk menguapkan 1 mol air pada titik didihnya diperlukan energi sebesar 41 kJ; sementara untuk memutuskan ikatan-ikatan O-H pada 1 mol air diperlukan energi sebesar 930 kJ. Perlu diingat bahwa saat air menguap maka yang terbentuk bukan H dan O, melainkan uap air, tetap sebagai molekul H2O. Titik didih (dan juga titik leleh) merupakan salah satu ukuran kekuatan gaya antarmolekul. Semakin besar gaya antarmolekul, semakin tinggi titik didihnya. Ada beberapa jenis gaya antar-molekul. Gaya dipol-dipol dan gaya dispersi London termasuk ke dalam gaya yang oleh orang kimia disebut sebagai gaya van der Waals. Ikatan hidrogen termasuk ke dalam antaraksi dipol-dipol yang istimewa. Oleh karena itu pada bagian ini uraian mengenai ikatan hidrogen akan dibahas secara terpisah dari gaya dipol-dipol. A. GAYA DIPOL-DIPOL Gaya dipol-dipol adalah gaya di antara molekul-molekul polar yang netral, yakni molekul-molekul yang memiliki momen dipol. Molekulmolekul polar saling tarik-menarik saat ujung positif salah satu molekul ada di dekat ujung negatif molekul lainnya seperti yang ditunjukkan pada Gambar 6.5. Gaya dipol-dipol baru efektif jika molekul-molekul polar sangat berdekatan.

6.42

Kimia Dasar 1 

Gambar 6.5. (a) Gaya Tarik Elektrostatik di Antara Dua Molekul Polar, (b) Antaraksi dari Banyak Dipol

Dalam cairan, molekul-molekul polar bebas bergerak, meskipun tidak sebebas dalam bentuk gas. Seperti yang dapat kita lihat pada Gambar 6.5 (b), molekul-molekul tersebut kadang-kadang ada pada orientasi sedemikian rupa sehingga saling menarik, tetapi terkadang ada dalam orientasi yang saling menolak. Dua molekul yang saling menarik cenderung menghabiskan waktunya lebih banyak dibandingkan dengan orientasi yang saling menolak. Akibatnya secara netto terjadi gaya tarik-menarik. Kalau kita bandingkan senyawa-senyawa polar dengan massa dan ukuran yang hampir sama, semakin besar momen dipol-nya, semakin polar molekulnya dan semakin besar pula gaya dipol-dipol-nya. Kecenderungan ini dapat dilihat pada Tabel 6.5, semakin besar momen dipol-nya, semakin tinggi pula titik didihnya. Tabel 6.5. Titik Didih dan Momen Dipol beberapa Senyawa dengan Massa Molekul yang Hampir Sama Senyawa Propana, CH3CH2CH3 Dimetil eter, CH3OCH3 Metil klorida, CH3Cl Asetaldehid, CH3CHO Asetonitril, CH3CN

Massa Molekul 44 46 50 44 41

Momen Dipol/(D) 0,1 1,3 1,9 2,7 3,9

Titik Didih/(K) 231 248 249 294 355

 PEKI4101/MODUL 6

6.43

B. GAYA DISPERSI LONDON Fakta bahwa gas yang nonpolar bisa dicairkan memperlihatkan adanya gaya antaraksi di antara atom atau molekul-molekul nonpolar. Bagaimana antaraksinya? Pasti di dalamnya tidak ada antaraksi dipol-dipol karena molekulnya nonpolar. Gaya antaraksi di antara partikel nonpolar ini pertama kali dikemukakan oleh Fritz London, seorang fisikawan Jerman-Amerika. Dia menyatakan bahwa gerakan elektron dalam atom atau molekul dapat menyebabkan momen dipol sesaat, yang sifatnya hanya sementara saja. Sebagai contoh kita tinjau atom helium yang memiliki dua elektron. Pada sekumpulan atom helium, distribusi rata-rata dari elektron di sekitar ini berbentuk seperti bola simetris. Akan tetapi, distribusi sesaat dari elektron bisa berbeda dengan distribusi rata-ratanya. Jadi jika kita bisa menghentikan gerakan elektron saat tertentu, kedua elektron pada atom helium dapat berada di salah satu sisi dari inti. Dengan demikian pada saat tersebut atomnya mempunyai momen dipol sesaat. Dipol sesaat ini akan mempengaruhi gerakan elektron dari atom lain di dekatnya sehingga atom di dekatnya terinduksi membentuk dipol yang sama. Akibatnya terjadi gaya tarik-menarik yang disebut dengan gaya dispersi London atau secara singkat biasa disebut gaya London atau gaya dispersi saja. Kemudahan distribusi elektron didistorsi oleh medan listrik luar disebut dengan kebolehpolaran (polarizability). Semakin besar kebolehpolaran, semakin mudah untuk terinduksi membentuk dipol sementara, dan semakin besar pula gaya Londonnya. Secara umum molekul-molekul yang besar cenderung mempunyai gaya dispersi London yang besar pula karena molekul-molekul tersebut mempunyai jumlah elektron yang lebih banyak dan lebih jauh dari inti. Dengan kata lain, secara umum ukuran molekul dan massanya sejalan maka gaya dispersi London akan meningkat seiring dengan naiknya massa molekul. Gaya dispersi terdapat pada semua molekul, tidak hanya pada molekul nonpolar saja, tetapi juga pada molekul polar. Gaya tarik-menarik antarmolekul pada molekul polar, selain diakibatkan oleh adanya gaya dipoldipol, juga disebabkan oleh adanya kontribusi dari gaya dispersi.

6.44

Kimia Dasar 1 

C. IKATAN HIDROGEN Berdasarkan uraian sebelumnya, coba Anda ramalkan: di antara H2O dan H2S, senyawa manakah yang titik didihnya lebih tinggi? Anda mungkin akan menjawab bahwa titik didih H2S lebih tinggi daripada H2O karena massa molekul H2S lebih besar daripada H2O. Fakta menunjukkan bahwa pada 1 atm, H2O mendidih pada suhu 100oC, sementara H2S mendidih pada suhu – 61oC sehingga pada suhu kamar (25oC) H2O berwujud cair, sementara H2S berupa gas. Mengapa terjadi hal seperti itu? Jika H2O mendidih pada suhu yang lebih tinggi daripada H2S, artinya gaya tarik antarmolekul H2O sangat besar. Besarnya gaya tarik pada H2O ini disebabkan oleh adanya ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen adalah gaya tarik dipol-dipol yang sangat khusus di antara atom hidrogen pada suatu ikatan polar, (terutama pada N-H, O-H atau F-H), dengan atom atau ion dari unsur yang sangat elektronegatif (biasanya N, O atau F). Sebagai contoh atom H pada molekul H-F berikatan hidrogen dengan atom F dari molekul H-F lainnya F-H F-H (garis putus-putus menyatakan ikatan hidrogen). Contohcontoh lainnya dapat dilihat pada Gambar 6.6. .

Gambar 6.6. Contoh-contoh Ikatan Hidrogen (ikatan Hidrogen Dinyatakan dengan Garis Putus-putus)

Karena N, F, dan O sangat elektronegatif, ikatan kovalen yang terbentuk dengan atom H sangat polar, dengan muatan parsial positif pada hidrogen. Sisi positif ini akan saling tarik-menarik dengan atom yang elektronegatif dari molekul lain di dekatnya. Oleh karena ukuran hidrogen sangat kecil maka jaraknya akan sangat dekat dengan atom yang elektronegatif dari molekul tetangganya tadi. Akibatnya akan terjadi gaya tarik-menarik yang sangat kuat (sekitar 5 – 10% dari kekuatan ikatan kovalen biasa).

 PEKI4101/MODUL 6

6.45

Meskipun tidak sekuat ikatan kovalen biasa, ikatan hidrogen memegang peranan penting pada berbagai sistem kimia, termasuk sistem kimia dalam makhluk hidup. Sebagai contoh, ikatan hidrogen berperan penting pada kestabilan struktur protein, juga pada DNA yang membawa informasi genetik. Adanya ikatan hidrogen pada air juga menyebabkan es terapung di atas air, padahal umumnya kerapatan suatu zat dalam keadaan padat lebih besar daripada dalam bentuk cairnya (contohnya padatan lilin akan tenggelam dalam cairan lilin, bukan terapung). Pada es, setiap molekul H 2O dikelilingi empat molekul H2O lainnya dalam bentuk tetrahedral melalui ikatan hidrogen. Akibatnya struktur es lebih “terbuka” sehingga kerapatannya lebih kecil daripada air. LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Gaya antaraksi apa saja yang ada pada molekul CH4? 2) Gambarkan ikatan hidrogen yang terbentuk di antara molekul-molekul metanol, CH3OH! 3) Prediksikan bagaimanakah titik didih dari dimetil eter, CH3-O-CH3, dibandingkan dengan etanol, C2H5OH? Petunjuk Jawaban Latihan 1) Pertama-tama harus ditentukan apakah CH4 polar atau tidak. Kalau polar pasti ada gaya dipol-dipol di samping gaya dispersi, tetapi kalau tidak polar hanya ada gaya dispersi saja. 2) Ikatan hidrogen pada metanol terbentuk dari H yang terikat ke O pada molekul metanol yang satu ke O pada molekul metanol yang lain. 3) Perhatikan apakah pada kedua senyawa tersebut, selain gaya dispersi, ada ikatan hidrogennya atau tidak. Jika ada maka titik didihnya dapat kita prediksikan lebih tinggi.

6.46

Kimia Dasar 1 

R A NG KU M AN Gaya antarmolekul berupa gaya van der Waals antara lain terdiri dari gaya dipol-dipol dan gaya dispersi London. Gaya dipol-dipol bekerja pada molekul polar dengan molekul polar lainnya. Gaya dispersi dihasilkan dari momen dipol sementara yang terinduksi dalam molekul nonpolar. Kemudahan distribusi elektron dapat diinduksi oleh medan listrik luar disebut dengan kebolehpolaran. Ikatan hidrogen merupakan gaya dipol-dipol yang relatif kuat antara hidrogen pada suatu ikatan kovalen polar pada suatu molekul dengan atom-atom unsur yang sangat elektronegatif, seperti O, N atau F.

TES F OR M AT IF 4 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Di antara senyawa-senyawa berikut, senyawa manakah yang tidak mempunyai ikatan hidrogen dengan molekul-molekul air? A. CH4 B. NH3 C. H-C-OH D. HF 2) Untuk menguapkan zat X diperlukan kalor sebesar 37,6 kJ/mol; sementara untuk zat Y 27,2 kJ/mol. Pernyataan yang sesuai dengan data tersebut adalah .... A. titik didih Y akan lebih tinggi daripada X B. gaya antaraksi antarmolekul Y lebih besar daripada X C. massa molekul X lebih besar daripada Y D. di antara molekul-molekul Y terdapat ikatan hidrogen 3) Di antara senyawa-senyawa berikut yang titik didihnya paling tinggi adalah .... A. NH3 B. PH3 C. AsH3 D. SbH3

6.47

 PEKI4101/MODUL 6

4) Prediksikan sifat aseton, dibandingkan dengan etanol, CH3-CH2-OH adalah .... A. lebih mudah menguap B. titik lelehnya lebih tinggi C. titik didihnya lebih tinggi D. gaya antaraksi antarmolekulnya lebih kuat 5) Gaya antarmolekul berupa gaya dispersi saja terdapat di antara molekul .... A. metana, CH4 B. propanol, C3H7OH C. air, H2O D. amoniak, NH3 6) Air mempunyai titik didih yang lebih tinggi daripada hidrogen sulfida karena .... A. untuk memutuskan ikatan O – H diperlukan energi yang lebih tinggi daripada untuk memutuskan ikatan H – S B. pada molekul air terdapat ikatan kovalen polar yang kuat C. di antara molekul H2S yang satu dengan H2S yang lain hanya terdapat gaya dipol-dipol D. di antara molekul H2O yang satu dengan H2O yang lain terdapat ikatan hidrogen Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 4 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 4.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang

6.48

Kimia Dasar 1 

Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan modul selanjutnya. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 4, terutama bagian yang belum dikuasai.

6.49

 PEKI4101/MODUL 6

Kunci Jawaban Tes Formatif Tes Formatif 1 1) B. Na2S. 2) D. Co3+. 3) B. CrN. 4) D. Ca dan O termasuk unsur-unsur golongan utama. 5) B. 2. 6) C. 3. 7) B. Mg3N2. 8) D. CsI. 9) C. B (Boron). 10) D. 1066 Kj/mol.

Tes Formatif 2 1) B. HClO. 2) C. 3 pasang elektron ikatan dan 2 pasang elektron bebas.

Tes Formatif 3 1) A. Tetra hedral. 2) B. H2O. 3) A. HCN. 4) C. AsF3. 5) D. TeH2. 6) C. Kepolaran CH4 lebih kecil dari pada kepolaran CCl4. 7) B. Bentuk molekul XeF4 adalah tetra hedral. 8) A. Mempunyai geometri molekul bengkok. 9) C. Mempunyai bentuk segi empat datar. 10) B. Kepolaran HCl sama dengan HBr karena keduanya sama-sama berikatan kovalen.

Tes Formatif 4 1) A. CH4. 2) C. Massa molekul X lebih besar dari pada Y. 3) A. NH3. 4) D. Gaya antaraksi antar molekulnya lebih kuat. 5) A. Metana, CH4. 6) D. Di antara molekul H2O yang satu dengan H2O yang lain terdapat ikatan hidrogen.

-

3) B. struktur resonansi dari NO 2 ada 2. 4) C. nitrogen dan brom. 5) B. HCN. 6) C. NH4Cl. 7) A. H3O+ karena terbentuk dari reaksi H+ dan H2O, dimana ion H+ tidak menyumbangkan elektron, pasangan elektron berasal dari O. 8) D. belerang  oksigen pada SO2. 9) C. OSnO. 10) B. SO2.

6.50

Kimia Dasar 1 

Daftar Pustaka Brady, James, E. (1990). General Chemistry, Principles, dan Structure. Fifth Edition. New York: John Wiley and Sons. Brown T.L., LeMay H.E Jr. & Bursten B.E. (1997). Chemistry The Central Science. 7th Ed. London: Prentice-Hall International Inc. Chang, William. (2000). Essential Chemistry, A Core Text for General Chemistry. Second Edition. Boston: McGraw-Hill Companies. Hill, John W., Ralph H. Petrucci. (2002). General Chemistry, an Integrated Approach. Third Edition. New Jersey: Prentice-Hall, Inc. Mahan, Bruce H. (1985). University Chemistry. 3rd Ed. Massachusetts: Addison-Wesley Publishing Company. Moore, John W, William G. Davies, W.Collins R. (1978). General Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha, Ltd. Oxtoby, David W., Nachtrieb N.H. (1987). Principles of Modern Chemistry. Philadelphia: Saunders Golden Sunbrust Series. Petrucci, Ralph H. (1982). General Chemistry, Principles and Modern Applications. Third Edition. New York: Macmillan Publishing Co., Inc. Pimentel G.C. (1963). An Experimental Science. San Francisco: W.H. Freeman and Company. Timm J.A. (1966). General Chemistry. New York: McGraw-Hill Book Company.

Modul 7

Hukum-hukum Dasar Kimia tentang Gas, Persamaan Gas Ideal, dan Campuran Gas Dr. Omay Sumarna, M.Si.

PEN D A HU L UA N

U

ntuk menghubungkan sifat makroskopis suatu zat dengan struktur dan interaksi molekul-molekulnya maka gas memberikan kemungkinan yang paling mudah. Gas dibedakan dari cairan dan padatan karena nilai rapat massanya yang jauh lebih kecil. Hal ini disebabkan jarak antarmolekulnya yang jauh lebih besar dibandingkan dengan jarak antarmolekul dalam cairan atau padatan. Rapat massa dapat diukur dengan mudah menggunakan satuan gram per cm3. Penyederhanaan dalam perhitungan dapat dilakukan dengan cara mengabaikan interaksi antara molekul-molekulnya. Penyederhanaan tersebut dilakukan dengan menganggap bahwa gas bersifat ideal. Terdapat dua alasan mengapa kita mempelajari materi yang berwujud gas, (1) perilaku gas mudah dikarakterisasi karena hampir semua sifat-sifat gas tidak bergantung pada jati diri gas. Hal ini mempermudah kita untuk mengembangkan suatu model dalam menerangkan walaupun gas itu tidak dikenal (apakah gas nitrogen, oksigen, karbondioksida, suatu campuran gas nitrogen dan oksigen), (2) perilaku gas relatif sederhana dan dapat dijelaskan hanya dengan satu teori, yaitu teori kinetik gas. Gas dapat berupa gas murni, campuran gas yang tidak mengadakan reaksi dan campuran gas yang dapat mengadakan reaksi kimia. Gas dapat mengalami pemuaian (penambahan volume) atau pemampatan (pengurangan volume) akibat suatu proses. Jumlah gas dapat dinyatakan dengan volume pada keadaan tertentu atau banyaknya molekul (untuk gas monoatomik dinyatakan dalam jumlah atom) dalam gas tersebut. Tiga sifat utama untuk menyatakan keadaan suatu gas adalah volume (V), tekanan (P), dan suhu (T). Tekanan merupakan gaya yang diberikan oleh gas per satuan luas. Tanpa kita sadari udara yang ada di sekitar kita sebenarnya memberikan tekanan

7.2

Kimia Dasar 1 

kepada kita atau yang ada di sekitarnya. Tekanan yang dinyatakan dengan satuan SI adalah Newton per meter persegi atau Pascal. (PA) = 10-3kPA. Berdasarkan hukum kedua Newton mengenai gerak suatu benda: Gaya = massa x percepatan F = ma (7.1) Tekanan yang ditunjukkan oleh suatu kolom berisi cairan raksa ialah gaya yang dipakai oleh cairan tersebut per satuan luas. F P= (7.2) A Satuan umum untuk tekanan adalah atmosfir atau torr, 1 torr adalah besarnya tekanan yang ditunjukkan oleh kolom air raksa setinggi 1 mm, standar atmosfer = 760 mmHg (torr) = 101, 325 kPA. Di dalam laboratorium tekanan biasanya diukur baik dengan (1) manometer tertutup atau (2) barometer. Tabel 7.1. Satuan Tekanan yang Umum Digunakan Satuan

Definisi atau Hubungan M-1.s-2

Pascal (Pa) Bar

1 kg. 1 x 105 Pa

Atmosfer (atm) Torr

101, 325 kPA 1/760 atm

760 mmHg (pada 0°C)

1 atm

Proses yang dikenakan pada suatu gas mempunyai ciri 4 ketergantungan (variabel), yaitu Volume gas = V, Tekanan gas = P, Suhu gas = T, dan Jumlah molekul gas = N, lebih disukai dengan jumlah mol gas (n). Bila salah satu variabel berubah maka berubahlah ketiga variabel yang lain. Dalam Modul 7 ini diuraikan hukum dasar tentang gas apabila salah satu variabelnya mengalami perubahan. Oleh karena itu, Modul 7 ini memberi bekal kepada Anda, berupa prinsip dan teori yang berhubungan dengan gas.

 PEKI4101/MODUL 7

7.3

Setelah mempelajari Modul 7 ini, Anda diharapkan dapat memahami hukum-hukum dasar tentang gas yang mencakup hukum Boyle, Charles, Gay Lussac, Avogadro, Boyle- Gay Lussac, Dalton dan, Graham. Secara lebih rinci, Anda diharapkan dapat: 1. menyebutkan dengan kata Anda sendiri hukum Boyle, Charles, Gay Lussac, Avogadro, Boyle-Gay Lussac, Dalton, dan Graham; 2. mengubah satuan tekanan, volume dan suhu; 3. menyelesaikan soal-soal yang berhubungan dengan hukum-hukum gas; 4. menjelaskan ciri-ciri gas ideal dan menurunkan persamaan gas ideal dari persamaan-persamaan gas yang sudah dipelajari; 5. menggunakan hukum gas ideal untuk menghubungkan tekanan, volume, suhu, dan jumlah mol gas ideal; 6. menyelesaikan soal-soal yang berhubungan dengan persamaan gas ideal pada keadaan standar (0°C, 1 atm); 7. menyelesaikan soal-soal yang berhubungan dengan persamaan gas ideal pada keadaan bukan standar; 8. menggunakan tetapan gas R untuk berbagai konversi; 9. menjelaskan tekanan parsial dan fraksi mol; 10. menggunakan hukum Dalton untuk menghitung tekanan parsial suatu gas dalam campuran gas. Untuk dapat mencapai tujuan tersebut dan memudahkan Anda mempelajari materi Modul 7 ini maka modul ini dibagi menjadi 3 kegiatan belajar yang dapat Anda pelajari secara lebih mendalam, meliputi pembahasan tentang: 1. hukum-hukum dasar tentang gas; 2. persamaan gas ideal; 3. campuran gas. Sesuai dengan tujuan yang ingin dicapai maka uraian setiap kegiatan belajar dalam modul ini, disajikan teori dan beberapa contoh soal dengan disertai penyelesaian soal, latihan untuk dikerjakan sendiri dengan disertai rambu-rambu cara penyelesaian soal, serta soal tes formatif. Keberhasilan Anda dalam memahami konsep-konsep dasar akan sangat dipengaruhi oleh cara Anda menggunakan modul ini. Oleh karena itu, perhatikanlah langkahlangkah berikut ini.

7.4

1.

2. 3.

4.

Kimia Dasar 1 

Pahami terlebih dahulu kata-kata yang belum Anda kenal atau belum jelas. Untuk tujuan tersebut di bagian akhir setiap modul disajikan glosarium. Contoh soal yang disajikan dapat Anda pelajari dengan cara penyelesaiannya yang sistematis. Jika Anda sudah cukup puas dengan contoh soal yang disajikan maka Anda dapat mengerjakan contoh soal yang harus dikerjakan sendiri dengan bantuan rambu-rambu penyelesaian soal. Latihan formatif yang tersedia dapat Anda kerjakan setelah Anda benarbenar memahami konsep dasarnya. Selamat belajar, semoga berhasil!

7.5

 PEKI4101/MODUL 7

Kegiatan Belajar 1

Hukum-hukum Dasar Kimia tentang Gas

D

alam Kegiatan Belajar 1 ini, Anda akan membahas hukum-hukum dasar kimia tentang gas dalam empat bagian, yaitu hukum Boyle, hukum Charles, hukum Gay Lussac, dan hukum Avogadro. A. HUKUM BOYLE Robert Boyle telah mempelajari sifat gas dalam wadah dan hasil percobaannya dipublikasikan dengan judul The Spring of the Air and ist Effects. Ia mengamati bahwa gas cenderung untuk kembali ke volume asalnya jika dimampatkan atau dimuaikan. Percobaan yang dilakukan Boyle adalah seperti terlihat pada Gambar 7.1. berikut.

Gambar 7.1. Percobaan Boyle

Perubahan tekanan dilakukan dengan menambahkan air raksa pada kaki yang terbuka, gas pada kaki tertutup volumenya berubah, tetapi massanya tetap sebab tidak ada gas yang dapat melewati air raksa. Pada percobaan ini,

7.6

Kimia Dasar 1 

suhu tidak mengalami perubahan. Dari percobaannya tersebut Boyle menemukan bahwa: Hasil perkalian tekanan dan volume gas, PV, dengan massa tetap serta pada suhu tetap adalah suatu konstanta, C. Pernyataan tersebut dapat diungkapkan dalam bentuk persamaan seperti berikut. P.V = C (konstan) (suhu dan massa tetap) (7.3) C P= (7.4) V Hukum Boyle dapat diungkapkan dalam bentuk lain, yaitu: Volume suatu gas dengan massa dan suhu tetap berbanding terbalik dengan tekanannya“.

Jika suatu gas pada keadaan awal dengan tekanan P1 dan V1 dengan suhu dan massa tetap mengalami perubahan volume dan tekanan menjadi P 2 dan V2 maka berdasarkan hukum Boyle berlaku persamaan: P1.V1 = P2.V2, atau (7.5) V2 = V1  P1

(7.6)

P2 P1

merupakan faktor koreksi, bila tekanan gas makin besar atau faktor

P2

koreksi lebih kecil dari satu maka volume gas makin kecil (mengalami pemampatan). Hal ini sesuai dengan sifat gas. Contoh: Dalam tabung berpiston (tutup dapat bergerak turun naik) terdapat gas CO2. Keadaan awal menunjukkan volume 10 liter dan tekanan 760 torr. Gas mengalami perubahan volume pada suhu tetap tanpa kehilangan gas CO 2 sedemikian rupa sehingga tekanannya turun menjadi 700 torr. Berapakah volume pada keadaan yang baru?

 PEKI4101/MODUL 7

7.7

Jawab: V1= 10 liter P1 P2

=

760 torr 700 torr

= 1, 09 V2 = 10 liter  1,09 = 10,9 liter Tekanan gas diturunkan, berarti faktor koreksi lebih besar satu, akibatnya gas CO2 memuai. Contoh untuk dikerjakan sendiri: Silinder panjang pada pompa sepeda memiliki volume 1000 cm3 dan diisi dengan udara bertekanan 0,9 atm. Katup keluar ditutup (agar udara tidak keluar), dan tangkai pompa didorong sampai volume udara dalam tabung 400 cm3. Tentukan tekanan udara dalam silinder pompa tersebut dalam satu atm dan torr! B. HUKUM GAY-LUSSAC DAN CHARLES Pada tekanan tetap (isobar), volume gas berubah secara linear dengan berubahnya suhu. Pernyataan tersebut diungkapkan dalam hukum GayLussac dan Charles yang lebih lengkap seperti berikut. Pada tekanan tetap, volume sejumlah tertentu gas berbanding lurus dengan suhu absolutnya (Kelvin). Secara matematika hukum tersebut dapat dinyatakan dengan persamaan berikut: Volume gas akan bertambah, bila suhu gas dinaikkan. V T (7.7) V = konstan  T (7.8) atau V = konstan ( massa dan tekanan gas tetap ) (7.9) T Berdasarkan persamaan tersebut, apabila sejumlah tertentu gas pada tekanan tetap, dengan kondisi awal V1 dan T1 berubah dengan kondisi akhir V2 dan T2 maka akan terdapat hubungan :

7.8

Kimia Dasar 1 

V1 V2 = T1 T2 V 2= V 1

(7.10)

T2 T1

(7.11)

Persamaan 7.10 dan 7.11 sangat berguna untuk menentukan volum atau suhu gas yang berubah dari keadaan 1 ke keadaan 2 pada tekanan tetap (isobar). Keadaan standar suhu dan tekanan (STP) yang digunakan untuk gas adalah 0C dan 760 torr. Contoh: 100 ml udara pada 25C didinginkan pada tekanan tetap hingga 0C. Berapakah volumenya sekarang? Jawab: V1 = 100 ml t1 = 25C ; T1= (25 + 273) K t2 = 0C ; T2= ( 0 + 273) K T2 273 K = T1 298 K = 0, 916 V2 = 100 ml  0,916 = 91,6 ml. Pada pendinginan, gas akan menyusut karena faktor koreksi suhu kurang dari satu. C. HUKUM AVOGADRO Pernyataan Avogadro mengenai gas-gas adalah sebagai berikut. Pada suhu dan tekanan tetap, volume sejumlah tertentu gas berbanding lurus dengan jumlah molekulnya. Secara matematika pernyataan tersebut dituliskan: V  N N atau = konstan (N = jumlah molekul) V

(7.12) (7.13)

 PEKI4101/MODUL 7

7.9

Oleh karena jumlah molekul sebanding dengan jumlah molnya (n), hal ini memberikan pengertian, (1) apabila ada dua macam gas pada suhu dan tekanan yang sama terdapat hubungan: V1 V = 2 (7.14) n1 n2 atau persamaan 7.14 juga berlaku, (2) bila pada suhu dan tekanan tetap, jumlah mol berubah dari keadaan 1 ke keadaan 2 maka volumenya akan berubah dengan perbandingan V/n yang selalu tetap. Dari uraian tersebut maka hubungan volume (V) gas dan suhunya (T) pada tekanan tetap, hubungan T dan P pada volume tetap, dan hubungan V dan P pada suhu tetap digambarkan dalam bentuk kurva V-T, P-T, PV-P, dan P-1/V pada Gambar 7.2. berikut.

7.10

Kimia Dasar 1 

Gambar 7.2. Tiga cara untuk menggambarkan hukum-hukum gas, (a) hubungan linear volum gas dan suhu pada tekanan tetap (isobar), (b) hubungan tekanan gas dan suhu pada volume tetap (isokor), dan (c) hubungan tekanan dan 1/V pada suhu tetap (isoterm)

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Berapa liter volume 2,7  1022 molekul O2 , bila 0,043 ml gas Helium pada tekanan dan suhu yang sama mengandung 1,6  1018 molekul? 2) 1 mol gas CO2 volumenya 10 liter dan tekanan 1,5 atmosfer, bila gas dialirkan ke dalam ruang 30 liter tanpa terjadi perubahan suhu, berapakah tekanan gas CO2 sekarang? 3) Gas oksigen mempunyai volume 30,3 liter pada 170C, apabila gas suhunya naik menjadi 340C. Mungkinkah volumenya menjadi dua kali volume mula-mula? Jelaskan! Petunjuk Jawaban Latihan 1) Lihat hukum Avogadro, pada suhu dan tekanan yang sama, volum sejumlah tertentu gas berbanding lurus dengan jumlah molekulnya, artinya untuk dua jenis gas berbeda pada suhu dan tekanan yang sama

 PEKI4101/MODUL 7

7.11

perbandingan jumlah molekulnya akan sama dengan perbandingan volumenya (persamaan 7.14). 2) Lihat persamaan 7.5 dan 7.6. 3) Lihat persamaan 7.10 dan 7.11.

R A NG KU M AN 1.

2.

3.

Hukum Boyle Perkalian tekanan dan volume gas dengan massa tetap serta pada suhu tetap adalah konstan Hukum Charles Gay-Lussac Volume gas dengan massa dan tekanan tetap berbanding lurus dengan suhu absolutnya. Hukum Avogadro Volume yang sama dari semua gas apabila diukur pada suhu dan tekanan yang sama akan berisi jumlah molekul yang sama. TES F OR M AT IF 1 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Ungkapan tentang hukum-hukum kimia tentang gas berikut yang benar adalah .... A. menurut Boyle, pada tekanan tertentu volume suatu gas berbanding lurus dengan suhunya B. menurut Charles-Gay Lussac, pada suhu tertentu perkalian volume dengan tekanan merupakan suatu konstanta C. menurut Boyle, pada suhu tertentu perkalian volume dengan tekanan merupakan suatu konstanta D. menurut Charles-Gay Lussac, pada tekanan tertentu perkalian volume dengan suhu merupakan suatu konstanta 2) Pernyataan berikut yang benar mengenai hukum Avogadro mengenai gas, yaitu .... A. pada tekanan dan suhu standar (STP), 1 mol sembarang gas memiliki volume 22,4 liter B. pada tekanan dan suhu yang sama, sejumlah tertentu gas berbanding lurus dengan jumlah molekulnya

7.12

Kimia Dasar 1 

C. pada tekanan tertentu, perkalian suhu dan volum menghasilkan suatu tetapan D. pada suhu tertentu, perkalian tekanan dan volum menghasilkan suatu tetapan 3) Di antara gas-gas berikut, yang mengandung jumlah molekul yang sama adalah .… A. 2 gram gas hidrogen (Ar H = 1) dan 11,2 L gas hidrogen pada STP B. 4 gram gas oksigen (Ar O = 16) dan 11,2 L gas oksigen pada STP C. 14 gram gas nitrogen (Ar N=14) dan 11,2 L gas nitrogen pada STP D. 4 gram gas helium (Ar He = 4) dan 11,2 L gas helium pada STP 4) Suatu gas sebanyak 1 mol mengalami proses ekspansi secara isoterm dari volume awal 2L dan tekanan 0,5 atm menjadi volume akhir 5L dan tekanan x atm. Pernyataan berikut benar, kecuali .… A. suhu awal gas adalah 285,2 K B. harga x = 0,2 C. berlaku rumus

V1 P1



V2 P2

D. keadaan gas adalah bukan keadaan standar 5) Satu mol gas oksigen dimasukkan dalam ruang 10 L dan tekanan 0,9 atm. Jika gas tersebut dialirkan ke dalam ruang 20 liter pada suhu yang sama maka tekanan gas dalam ruang tersebut adalah .… A. 0,5 atm B. 0,45 mmHg C. 342 torr D. 34,2 mmHg 6) Gas oksigen mengisi dua silinder yang dibatasi dengan penyekat berkran (dapat dibuka dan ditutup). Silinder pertama memiliki volume 5 liter bertekanan 9 atm, sedangkan silinder kedua bervolume 10 liter dengan tekanan 6 atm. Jika kran dibuka dan gas oksigen bersatu maka pada suhu konstan tekanan gas sekarang adalah .… A. 8 atm B. 7 atm C. 6 atm D. 4 atm

7.13

 PEKI4101/MODUL 7

7) Suatu gas ideal pada tekanan 1 atm mengisi ruang dengan volume yang tidak diketahui, V. Kran yang menghubungkan ruang tersebut dengan ruang lain yang bervolume 0,5 L dibuka, ternyata tekanan sekarang adalah 530 torr maka harga V adalah …. A. 1,15 L B. 0,65 L C. 0,35 L D. 0,115 L 8) 3 liter gas ideal pada tekanan tetap dipanaskan sampai volumenya menjadi 5 liter. Jika suhu awal adalah 40°C maka suhu akhir gas adalah .... A. 621,7°C B. 265,3°C C. 66,7oC D. 48,7°C 9) Suatu gas ideal pada tekanan 15 atm memiliki volume 2 liter mengalami ekspansi sehingga volumenya menjadi 7 liter pada tekanan 5 atm. Jika suhu awal adalah 27oC maka suhu akhir gas tersebut adalah .... A. 76,025oC B. 76,075oC C. 77,025oC D. 77,050oC 10) Suatu gas ideal dikompresi dari 2,5 L menjadi 1,5 L dan dipanaskan dari 25°C menjadi 50°C. Jika tekanan awal adalah 1,10 atm maka tekanan akhir gas tersebut adalah .... A. 1,99 atm B. 3,67 atm C. 4,00 atm D. 6,37 atm Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1. Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar Jumlah Soal

 100%

7.14

Kimia Dasar 1 

Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang belum dikuasai.

 PEKI4101/MODUL 7

7.15

Kegiatan Belajar 2

Persamaan Gas Ideal

P

ada Kegiatan Belajar 1 Anda telah mempelajari beberapa sifat gas pada tekanan rendah dalam bentuk persamaan sederhana melalui hukum Boyle, hukum Charles, hukum Avogadro yang mengandung dua variabel. Hukum-hukum tersebut dapat digabungkan bersama membentuk persamaan yang mengandung 4 variabel yang terdapat dalam fungsi keadaan gas P, V, T dan N (Tekanan, volume, temperatur dan molekul ekivalen). Persamaan didapat dari penggabungan persamaan gas dengan dua variabel yang terdapat dalam hukum: k Boyle : V= (pada suhu tetap dan jumlah gas tetap) p Charles

: V = k´  T (pada tekanan tetap, jumlah gas tetap) dengan T adalah suhu mutlak dalam Kelvin.

Avogadro : V = k´´ N (pada suhu tetap dan tekanan tetap) dengan N adalah jumlah molekul gas karena pada suhu dan tekanan tertentu peningkatan jumlah zat apapun (gas, cairan, padatan) akan meningkatkan volumenya. Berdasarkan hukum Boyle dan Charles-Gay Lussac maka untuk PV  konstan sejumlah massa tertentu gas, berlaku (7.15) T Atau P.V = konstanta  T

(7.16)

Kondisi sejumlah gas tertentu dapat dihilangkan dengan bantuan hipotesis Avogadro yang menyatakan bahwa pada kondisi temperatur dan tekanan yang sama, gas-gas dengan volume yang sama akan mengandung jumlah molekul yang sama. Jumlah N molekul ekivalen dengan n mol maka persamaan menjadi:

7.16

Kimia Dasar 1 

P V= konstanta  n  T

(7.17)

Konstanta mempunyai harga yang sama untuk semua gas dan dinyatakan dengan R yang disebut tetapan gas sehingga: P V= n R T

(7.18)

Ungkapan persamaan ini disebut persamaan keadaan gas ideal, dengan R adalah tetapan gas. Persamaan gas ideal ini merupakan suatu hukum empiris yang berlaku untuk hampir semua gas pada tekanan mendekati tekanan atmosfer dan semakin cermat penggunaannya jika tekanannya lebih rendah dari tekanan atmosfer. Untuk memudahkan pembahasan, persamaan gas ideal yang telah diungkapkan tersebut diubah variabelnya dengan 

memperkenalkan volum molar, V , yaitu volum untuk setiap mol zat. Untuk satu mol gas (n = 1), persamaannya menjadi: 

P V= RT

(7.19)



dengan V adalah volum 1 mol gas (volum molar gas). Contoh: Bila volum diukur dalam liter, tekanan dalam atmosfer dan temperatur dalam Kelvin (suhu mutlak), tentukan satuan dari tetapan gas R, dan hitung harganya? Jawab: PV = nRT R=

PV nT

Satuan R adalah atm liter.K-1.mol-1 Tetapan gas R dapat ditentukan secara eksperimen dengan menggunakan gas yang diketahui jumlah molnya pada suhu tertentu dan dilakukan sederet pengukuran tekanan-volum berturut-turut pada tekanan yang semakin rendah. Berdasarkan hipotesis. Avogadro, volume tertentu suatu gas pada suhu dan tekanan yang sama akan mengandung jumlah molekul yang sama (demikian pula molnya). Hal ini memberikan pengertian pada kita bahwa untuk, V, P,

7.17

 PEKI4101/MODUL 7

dan T tetap, nilai n akan tetap pula, dan tidak bergantung pada jenis gas (misalnya O2, CO2, N2, He) yang sedang dikaji. Oleh sebab itu tetapan gas R merupakan tetapan yang bersifat universal (berlaku umum) untuk gas apa saja. Nilai numerik R tergantung pada satuan yang dipilih untuk P dan V. Contoh: Berdasarkan hipotesis Avogadro, setiap 1 mol gas pada 0 °C dan tekanan 760 mmHg mempunyai volume 22,4 liter, dengan mensubstitusikan hargaharga tersebut (760 mmHg = 1atm) maka: =

1 atm  22,4 liter 1 mol  273,15 K

= 0,08205 liter atm mol-1 K-1 Tetapan gas R dapat dinyatakan dengan satuan lain dengan cara seperti berikut ini: Oleh karena 1 atm = 101325 N/m2, dan 1 liter = 1 dm3 = 10-3 m3, maka: 1 L atm = 10-3 m3 x 101325 N/m2 = 101,325 mN = 101,325 J dengan demikian dalam satuan SI, R = 0,08205  101,325 J mol-1 K-1 = 8,314 J mol-1 K-1 = 8,314 m3 Pa mol-1 K-1 Tabel 7.2. Harga R dengan Satuan Lain Tipe Satuan

Harga

Satuan

Mekanik Mekanik

0,08205 82,05

L atm mol-1 K-1 mL atm mol-1 K-1

cgs Listrik

8,314 x107 8,314

erg mol-1 K-1 J mol-1 K-1

Panas

1,9872

kalori mol-1 K-1

7.18

Kimia Dasar 1 

Dengan memperhatikan kondisi dari gas, persamaan gas ideal dapat digunakan seperti berikut ini. 1. Bila gas mempunyai satu kondisi, di mana ketiga variabel telah ditentukan maka variabel yang keempat dapat ditentukan dengan persamaan: PV= n R T 2. Keadaan yang sering kali muncul adalah gas mengalami perubahan dari kondisi satu (P1, V1, T1) ke kondisi yang lain (P2, V2, T2) maka keduanya dapat dihubungkan melalui persamaan: Kondisi I

: P1 V1 = n1R T1

;

R=

Kondisi II

: P2 V2 = n2R T2

;

R=

P1V1 n1T1 P2 V2 n 2 T2

Kedua persamaan dapat digabungkan menjadi: P1V1 n1T1

=

P2 V2

(7.20)

n 2 T2

Jika perubahan yang terjadi tidak menyebabkan perubahan jumlah mol dari gas tersebut maka persamaan menjadi: P1V1 T1

=

P2 V2

(7.21)

T2

Persamaan ini merupakan bentuk alternatif dari persamaan gas ideal Contoh: Sejumlah gas ideal yang memiliki volume 1,12 L pada suhu 25°C dan tekanan 5 atm mengalami ekspansi (memuai) hingga volumenya 2,24 L. Andaikan suhu akhir menjadi 40°C, tentukan tekanan akhir dari gas tersebut? Jawab: Pada soal di atas terdapat dua kondisi: memuai

V1 = 1,12 liter P1 = 5 atm T1 = 25 °C = 298,15 K keadaan awal

V2 = 2,24 liter P2 = ?? T2 = 40°C = 313,15 K keadaan akhir

7.19

 PEKI4101/MODUL 7

Dari persamaan didapat P2: T2

P2 = P1 



T1

= 5 atm 

V1 V2

313,15 K 298,15 K



1,12 L 2,24 L

= 2,625 atm Contoh dikerjakan sendiri: Sejumlah tertentu gas ideal memiliki volume 1,78 L pada tekanan 200 torr dan temperatur 40°C. Gas tersebut dikompresi dengan tekanan 400 torr hingga volumenya menjadi 0,8 liter. Tentukan suhu akhir dari gas ideal tersebut. Kegunaan Persamaan Gas Ideal Gas hipotesis yang memenuhi persamaan PV = nRT pada semua rentang suhu dan tekanan disebut gas ideal, tentu saja gas yang seperti ini tidak ada. Namun demikian, banyak gas dapat mendekati sifat gas ideal jika tekanannya sangat rendah dan suhunya sangat tinggi. Untuk perhitungan yang tidak terlalu kuantitatif persamaan keadaan gas ideal dapat dimanfaatkan sebagai pendekatan. Salah satu manfaat dari persamaan gas ideal adalah dalam menentukan massa molekul relatif gas, massa molar (M), yaitu massa satu mol gas. n 

massa ( gram) M (gram/mol)

Substitusikan ke dalam persamaan PV = M =

massa M

RT

massa. R T

(7.22)

PV

Oleh karena berubah menjadi: RT M= P

massa V

adalah massa jenis gas (  ) maka persamaan

(7.23)

7.20

Kimia Dasar 1 

Contoh: 0,482 gram gas yang tidak diketahui dimasukkan ke dalam 204 ml tabung pada 102 0C dengan menggunakan tekanan 767 torr. Hitunglah massa molar gas tersebut? Jawab: Diketahui

Dari persamaan:

R = 0,082 liter atm. mol –1 K-1 T = (102 + 273) K = 375 K V = 0,204 liter 1 atm P = 767 torr  760 torr = 1,01 atm

M =

massa. R T PV

M=

0,482 gram  0,082 lit, atm . mol

M = 72

1

1

K  375 K

1,01 atm  0,204 liter

gram mol

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Sejumlah gas ideal yang tidak diketahui memiliki volume 0,202 liter pada tekanan 625 torr dan suhu 40°C. Jika massa gas dalam wadah tersebut adalah 0,2058 mg. Tentukan massa molekul relatif gas tersebut? 2) Dua gram gas ideal dimasukkan dalam wadah bervolume 5 liter pada tekanan p dan suhu T. Wadah tersebut diletakkan dalam penangas yang dipertahankan suhunya pada (T + 125)K. 0,4 gram gas ini dikeluarkan untuk menjaga tekanan tetap seperti semula. Hitung p dan T jika massa molar gas tersebut adalah 40 gram mol-1? 3) Sejumlah gas ideal memiliki volume 2,56 liter pada tekanan 500 torr dan temperatur 60°C. Kemudian, gas ini dikompresi dengan tekanan 760 torr

 PEKI4101/MODUL 7

7.21

hingga volumenya menjadi 1,6 liter. Berapakah temperatur akhir gas tersebut? 4) Suatu silinder berisi gas asetilena, C2H2 yang terkompresi pada tekanan 120 atm dan temperatur 25°C. Apabila tutupnya dibuka maka gas tersebut akan menempati ruang 200 dm3 pada suhu 25°C dan tekanan 1 atm. Tentukan volume silinder yang ditempati gas semula? Petunjuk Jawaban Latihan 1) Gunakan persamaan 7.22. 2) Gunakan persamaan gas ideal 7.18., masukkan semua data ke dalam persamaan tersebut sebelum gas dimasukkan ke dalam penangas, diperoleh hubungan p dan T. Masukkan data setelah gas dimasukkan, diperoleh hubungan p dan T. Bandingkan kedua persamaan tersebut, satu variabel (P atau T) dapat dieliminasi, dan diperoleh harga satu variabel lain (P atau T), akhirnya variabel kedua dapat ditentukan. 3) Gunakan persamaan gas ideal 7.18., masukkan semua data ke dalam persamaan tersebut sebelum gas dikompresi, diperoleh jumlah mol gas (n). Dengan memasukkan semua data setelah dikompresi (Ingat jumlah mol gas tidak berubah, jadi n dari perhitungan pertama dapat digunakan!) maka temperatur akhir gas dapat dihitung. 4) Seperti pada soal 3), dari keadaan akhir dapat dihitung jumlah mol (n) gas yang ada dalam wadah maka dapat dihitung volume gas dalam silinder tersebut.

R A NG KU M AN 1.

2.

3.

Penggabungan hukum-hukum gas (Hukum Boyle, Hukum GayLussac, Hukum Charles, dan Hukum Avogadro) menghasilkan persamaan PV= nRT, yang selanjutnya disebut sebagai persamaan keadaan gas ideal. Persamaan gas ideal hanya merupakan pendekatan yang digunakan untuk gas-gas yang memiliki tekanan cukup rendah, mendekati tekanan atmosfer. Jika gas mengalami perubahan dari kondisi satu (P 1, V1, T1) ke kondisi yang lain (P2, V2, T2) maka keduanya dapat dihubungkan melalui persamaan alternatif: P1V1 T1

=

P2 V2 T2

7.22

4.

Kimia Dasar 1 

Salah satu manfaat dari persamaan gas ideal adalah dalam menentukan massa molekul relatif gas, massa molar (M), yaitu massa satu mol gas. TES F OR M AT IF 2 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Ungkapan berikut mengenai gas ideal adalah benar, kecuali .... A. R = B. C.

P1V1 n1T1 M

D. P =

PV nT

=

P2 V2 n 2 T2 PV

massa  R  T nRT V

2) Pernyataan yang benar mengenai gas ideal, yaitu .… A. persamaannya berlaku untuk semua keadaan gas B. pada sembarang keadaan volum molar gas adalah 22,4 L C. tetapan gas, R dapat memiliki satuan kalori.K-1.mol-1 D. antarmolekulnya terdapat gaya tarik menarik 3) Suatu gas sebanyak 0,5 mol memiliki tekanan 0,9 atm dan menempati wadah yang memiliki volume 15 Liter maka suhu gas tersebut adalah …. A. 329,3°C B. 329,3 K C. 273°C D. 273 K 4) Massa 2 liter gas XY adalah ¾ kali massa 1 liter gas SO3 (Mr = 80), jika kedua gas diukur pada suhu dan tekanan yang sama maka massa molekul relatif (Mr) gas XY adalah …. A. 30 B. 45 C. 60 D. 80

 PEKI4101/MODUL 7

7.23

5) Manakah di bawah ini memiliki volume terbesar diukur pada tekanan dan suhu yang sama? A. 2 gram gas hidrogen (Ar H = 1) B. 4 gram gas oksigen (Ar O = 16) C. 14 gram gas nitrogen (Ar N=14) D. 8 gram gas helium (Ar He = 4) 6) Volume 6,4 gram gas X2 pada 0°C, 1 atm adalah 4,48 dm3 maka massa atom relatif unsur X adalah .... A. 8 B. 16 C. 32 D. 64 7) Gas berikut yang memiliki massa terbesar jika suhu dan tekanannya sama adalah .… A. 2 liter gas hidrogen (Ar H = 1) B. 1/4 liter gas oksigen (Ar O = 16) C. 1/2 liter gas nitrogen (Ar N=14) D. 4 liter gas helium (Ar He = 4) 8) Kerapatan gas oksigen dalam satuan gram per liter pada keadaan standar adalah ... A. 1,43 B. 1,86 C. 1,96 D. 2,01 9) Untuk mengetahui senyawa cairan yang mudah menguap maka dapat dilakukan dengan cara Dumas, yaitu dengan cara menentukan massa molar cairan tersebut. Dari hasil percobaan diketahui bahwa 98 °C dan 740 torr, 0,276 gram suatu cairan menguap dan mengisi volum bola Dumas sebesar 270 mL. Jika diketahui Ar C = 12 O = 16, dan H = 1 maka kemungkinan besar senyawa tersebut adalah .... A. etanol, CH3CH2OH B. aseton, CH3COCH3 C. eter, CH3OCH3 D. metanol, CH3OH

7.24

Kimia Dasar 1 

10) Dua tabung silinder A dan B memiliki perbandingan volum 1 : 2, tabung A diisi dengan gas asetilen, C2H2 (Mr = 26), dan silinder B diisi dengan gas CO (Mr = 28) jika tekanan dan suhu kedua silinder tersebut sama maka perbandingan massa gas C2H2 dan CO dalam tabung A dan B adalah .... A. 13 : 14 B. 14 : 13 C. 13 : 28 D. 28 : 13 Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum dikuasai.

 PEKI4101/MODUL 7

7.25

Kegiatan Belajar 3

Hukum Dalton tentang Tekanan Parsial

H

asil percobaan menunjukkan bahwa tekanan total dari sebuah campuran gas yang tidak saling bereaksi adalah jumlah dari tekanan parsial masing-masing gas. Misalkan, suatu campuran gas nitrogen (N2) dan oksigen (O2) menempati sebuah wadah pada suhu tertentu.

Gambar 7.3. Menurut Dalton tekanan total campuran gas merupakan jumlah tekanan yang diakibatkan oleh masing-masing gas. (Volume total gas campuran sama dengan volume masing-masing gas).

Jika dalam suatu wadah terdapat campuran gas A, gas B, gas C, dan seterusnya maka: Ptotal = PA + PB + PC + ……. (7.24) Ptotal =  Pi (7.25) i = A, B, C, ….. PA, PB, PC, … adalah tekanan parsial dari masing-masing gas dan didefinisikan sebagai tekanan yang ditimbulkan oleh gas bila gas berada sendirian dalam wadah dengan volume V dan suhu T. Berdasarkan persamaan gas ideal:

7.26

Kimia Dasar 1 

PA= PB= PC=

n A RT V n B RT V n C RT V

maka Ptotal =

n A RT V

+

n B RT V

Ptotal = (nA + nB + nC)

+

n C RT V

+ ..........

RT V

(7.26) (7.27)

nA + nB + nC = ntotal Ptotal =

n total RT

(7.28)

V

Dari persamaan-persamaan tersebut dapat diturunkan hubungan antara tekanan parsial suatu komponen i dan tekanan totalnya (diberikan oleh hukum Dalton). Dari persamaan : P =

RT V

n ,

karena T dan V untuk gas-gas tersebut sama maka: P = konstanta  n Untuk tekanan parsialnya: PA= konstanta  nA Untuk tekanan total: Ptot = konstanta  ntot

PA Ptot nA n tot

=

nA

(7.29)

(7.30)

n tot

 mol fraksi gas A  X A

PA = Ptot . XA

(7.31)

(7.32)

7.27

 PEKI4101/MODUL 7

Secara umum dapat dituliskan persamaan tentang tekanan parsial gas yang merupakan turunan matematika, dengan P i adalah tekanan parsial komponen gas i yang memiliki fraksi mol Xi adalah: Tekanan parsial setiap komponen dalam campuran gas ideal ialah tekanan total dikalikan dengan fraksi mol komponen tersebut. Pi = X i P dengan Xi =

jumlah mol gas i jumlah mol seluruh gas

Contoh: Sebuah bejana memiliki volume 4 dm3. Apabila 4 gram gas O2 (Ar O = 16) dan 14 gram gas N2 (Ar N = 14) pada suhu 27°C dimasukkan maka hitung: • fraksi mol dari masing-masing gas? • tekanan parsial masing-masing gas? • tekanan total campuran gas? Jawab: Cara I: jumlah mol O2 =

4 gram  0,125 mol 32 gram/mol

jumlah mol N2 =

14 gram  0,5 mol 28 gram/mol

0,125  0, 2 0,125  0,5 0,5   0,8 0,125  0,5

X O2  X N2

Menurut persamaan gas ideal PV = nRT (n adalah mol total gas dalam wadah):

7.28

Kimia Dasar 1 

Ptotal 

nRT

1

3



1

(0,625 mol)(0,08205 dm atm mol K )(300,15 K)

V

4 dm

3

 3,85 atm

PO2  XO2 .P  0,2 x 3,85 atm

= 0,77 atm PN2  X N2 .P  0,8 x 3,85 atm

= 3,08 atm Cara II: Dapat pula dihitung tekanan parsial masing-masing gas terlebih dahulu. PO2 

PN2 

n O2 RT V n N2 RT V





(0,125 mol)(0,08205 dm3 atm mol1 K 1 )(300,15 K) 4dm3 (0,5 mol)(0,08205 dm3 atm mol1 K 1 )(300,15 K) 4dm3

 0,77 atm

 3,08 atm

sehingga tekanan total campuran gas adalah Ptotal = (0,77+3,08) atm = 3,85 atm PO2 0,77 X O2    0, 2 Ptotal 3,85 PN2 3,08 X N2    0,8 Ptotal 3,85 LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1.

Pada suhu kamar gas NO2 akan membentuk dimernya, N2O4 sesuai dengan reaksi: 2 NO2 (g)  N2O4(g) Jika dalam wadah bervolume 1L dan suhu tinggi terdapat 1,52 gram gas NO2 kemudian labu didinginkan sampai suhu 25°C. Jika tekanan total

 PEKI4101/MODUL 7

7.29

hasil pengukuran menunjukkan 0,500 atm. Hitunglah tekanan parsial dan fraksi mol NO2 dan N2O4 yang ada? Petunjuk Jawaban Latihan 1) Menghitung jumlah mol gas NO2 mula-mula, dan memisalkan NO2 yang terurai, dan N2O4 yang terbentuk. 2) Dari tekanan total, volum, dan suhu gas dapat dihitung jumlah mol total (mol NO2 yang terurai dan mol N2O4 yang terbentuk). Dari langkah (a) dan (b) dapat dihitung mol masing-masing gas. 3) Menghitung fraksi mol gas masing-masing, gunakan persamaan 7.31. 4) Menghitung tekanan parsial masing-masing gas, gunakan persamaan 7.32.

R A NG KU M AN 1.

2.

Dalam suatu campuran gas yang tidak bereaksi, tekanan total campuran gas adalah jumlah dari tekanan parsial masing-masing gas. Ptotal =  Pi dengan i = komponen gas Tekanan parsial setiap komponen (i) dalam campuran gas ideal ialah tekanan total dikalikan dengan fraksi mol komponen tersebut. Pi = X i P TES F OR M AT IF 3 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Belerang dioksida bereaksi dengan gas oksigen dengan dikataliskan platina sesuai dengan reaksi: 2SO2 (g) + O2 (g)  2SO3 (g) Andaikan pada salah satu tahap reaksi 26 mol SO 2 , 83 mol O2 dan 17 mol SO3 ada dalam wadah reaksi pada tekanan total 1 atm maka fraksi mol SO3 dalam campuran adalah .... A. 0,135 B. 0,206 C. 0,659 D. 0,743

7.30

Kimia Dasar 1 

2) Dari soal nomor 1), tekanan parsial gas SO3 adalah .... A. 0,135 torr B. 0,206 torr C. 156,6 torr D. 102,6 torr 3) Tekanan atmosfer bumi adalah 1 atm jika udara mengandung 78% gas nitrogen, 20% gas oksigen, sisanya adalah gas lain yang jumlahnya sangat sedikit (dihitung berdasarkan volume). Pernyataan berikut benar, kecuali .... A. fraksi mol N2 = 0,78 B. tekanan yang ditimbulkan oleh gas oksigen adalah 0,2 atm C. dalam 1 liter udara pada suhu 25°C terdapat 0,26 gram gas oksigen D. jumlah mol gas nitrogen dan oksigen di udara sama. 4) Jika tekanan udara adalah 1 atm, ternyata tekanan parsial uap air dalam udara jenuh pada 20°C adalah 0,0230 atm maka jumlah molekul air yang ada dalam 1 liter udara jenuh pada suhu tersebut …. A. 5,76  1023 B. 5,76  1022 C. 5,76  1021 D. 5,76  1020 5) Dari soal nomor 4), volume udara yang mengandung 0,166 mol uap air adalah .... A. 173,52 mL B. 173,52 L C. 173,52 m3 D. 173,52 cm3 6) Tekanan parsial oksigen dalam suatu wadah adalah 0,2 atm, dan tekanan parsial gas nitrogen dalam wadah tersebut 0,7 atm. Berapa gram oksigen yang terdapat dalam wadah 2 liter berisi campuran ini pada suhu 27°C? A. 0,52 B. 1,04 C. 5,78 D. 11,56

 PEKI4101/MODUL 7

7.31

7) Sebanyak 1 liter udara kering pada 25°C dan 786 mmHg mengandung 0,925 gram gas nitrogen maka tekanan parsial gas nitrogen di udara adalah .... A. 0,78 mmHg B. 613 mmHg C. 0,807 mmHg D. 592,8 mmHg 8) Untuk menyelam biasanya digunakan campuran gas oksigen dan gas helium untuk mencegah terjadinya kejang otot. Untuk 92 liter gas oksigen pada 25°C 1 atm dicampurkan 24 liter gas helium pada suhu dan tekanan yang sama, kemudian kedua gas ini dipompakan ke dalam tangki bervolume 10 liter. Maka, tekanan total gas campuran dalam tangki pada suhu 25°C adalah .... A. 2,4 atm B. 9,3 atm C. 11,7 atm D. 21 atm 9) Sampel PCl5 sebanyak 2,69 gram dimasukkan dalam wadah 1 liter dan diuapkan pada suhu 250°C. Tekanan total pada suhu tersebut adalah 1 atm. Pada keadaan tersebut dimungkinkan PCl5 mengalami disosiasi menurut persamaan reaksi berikut: PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) Pernyataan berikut ini yang benar adalah .… A. tekanan awal gas PCl5 sebelum terdisosiasi adalah 1 atm B. tekanan parsial gas PCl5 setelah terjadi disosiasi adalah 0,108 atm C. tekanan parsial PCl3 dalam campuran lebih besar dari tekanan parsial Cl2 D. tekanan parsial PCl5 dalam campuran sama dengan tekanan parsial Cl2 10) Sebuah bejana mempunyai kapasitas 4 liter. Apabila 4 gram gas oksigen (Ar O = 16) dan 14 gram gas nitrogen (Ar N = 14) pada suhu 27 °C dimasukkan ke dalam wadah tersebut maka tekanan total dari campuran ini adalah .... A. 2,966 N.m-2 B. 3,9.105 N.m-2 C. 3,844 N.m-2 D. 4,965  105 N.m-2

7.32

Kimia Dasar 1 

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan modul selanjutnya. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang belum dikuasai.

7.33

 PEKI4101/MODUL 7

Kunci Jawaban Tes Formatif Tes Formatif 1 1) C. Lihat kembali hukum Boyle, hukum Gay-Lussac, hukum Charles, dan hukum Avogadro. 2) B. Lihat hukum Avogadro. 3) C. Jika jumlah mol sama maka jumlah molekul juga sama. 4) C. Gunakan rumus P1V1 = P2V2 dan PV = nRT. 5) C. Gunakan rumus P1V1 = P2V2, satuan tekanan jangan lupa. 6) B. Gunakan rumus P1V1 = P2V2 untuk masing-masing gas dengan V2 adalah volume total silinder. Silinder 1: 5  9 = 15  P2 P2 = 3 atm. Silinder 2: 10  6 = 15  P2 P2 = 4 atm. Ptotal = 7 atm 7) A. V x 760 = 530 (V + 0,5) V = 1,15 L 8) B. Gunakan rumus

P1V1 T1

P2 V2

=

T2 o

T2 = 77,025 C

9) A. Gunakan rumus 10) A. Gunakan rumus

P1V1 T1 P1V1 T1

P2 V2

= =

T2

o

T2 = 77,025 C

P2 V2 T2

Tes Formatif 2 1) C. Lihat kembali persamaan gas ideal, PV = nRT. 2) C. Lihat kembali definisi gas ideal. 3) B. Gunakan persamaan gas ideal, PV = nRT. 4) A. Gunakan hubungan:

V1 V1

=

n1 n2

.

5) D. Volume terbesar dimiliki oleh gas dengan mol terbesar jika diukur pada P dan T yang sama. 6) B. Gunakan hubungan V=

massa1 Mr

 22,4 .

7.34

Kimia Dasar 1 

7) D. Gunakan persamaan gas ideal, susun ulang sehingga diperoleh persamaan massa 

PVMr RT

, pada P dan T yang sama, massa terbesar

diperoleh untuk harga V.Mr terbesar. PMr 8) A. Gunakan rumus   , dengan P = 1 atm, T = 273,15 K RT massaRT 9) D. Gunakan rumus Mr  PV 10) C. Gunakan rumus massa C2 H 2 =

P1 V1 26 RT

, massa CO =

P2 V2 28 RT

, dengan

V2 = 2V1, karena P dan T sama maka massa (C2H2): massa (CO) = 26 : 56 = 13 : 28 Tes Formatif 3 mol SO3

1) A.

XSO3 

2) D.

PSO3  XSO3 .Ptotal .

mol total

.

3) D. % volum gas di udara = % mol gas tersebut, % volume terbesar = % mol terbesar, jadi mengandung jumlah molekul terbanyak. PH2O 0, 0230   0, 0230 , 1 liter udara pada 20 °C, 1 atm 4) D. X H2O  Pudara 1 mengandung n 

X

= 0,0230 = H O 2

PV RT

mol gas = 0,042 mol.

molair

.

moltotal

nair = 9,6 x 10-4 mol jumlah molekul H2O = 9,6  10-4  6,02  1023 molekul = 5,76  1020 molekul 5) B. H2 = 0,166 mol 0,166 X =0,0230= H O moltotal 2 mol total = 7,2 maka volume udara =

7, 2 0, 082 293,15 1

liter = 173,52 liter

7.35

 PEKI4101/MODUL 7

6) A. 0,2 = Xoksigen.(0,2 + 0,7) X = 2/9

mol O 2 mol total

,

PV = nRT 0,9 x 2 = ntotal  0,082  300 ntotal = 0,073, jadi O2 = 0,016 mol = 0,52 gram PV , P  786 / 760atm , 7) A. n total  RT ntotal = 0,0423 mol N2 = 0,925/28 mol = 0,033 mol 0, 033 P (N2) = PN2  786  = 613 mmHg 0, 0423 PV 8) C. n total = total RT n total RT Ptotal = Vtotal 9) B.

nRT , n  2, 69 /137,5  0, 02mol V  1atm  PPCl5  PPCl3  PCl2

Ptotal 

Ptotal

n total RT , V n total  0, 0233  n PCl5  n PCl3  n Cl2

1

Jika PCl5 yang terurai sebanyak x mol menjadi x mol PCl3 dan x mol Cl2 maka 0,0233 = (0,02-x) + x + x = 0,02 + x x = 0,0033 mol (4 / 32  14 / 28)RT Ptotal  atm, 10) B. V

1atm  2101325N.m2 Ptotal = 3,9.105 N.m-2

7.36

Kimia Dasar 1 

Glosarium Kalor (q)

:

Hukum Boyle

:

Hukum Charles

:

Hukum Dalton

:

Persamaan keadaan

:

Gas

:

Gas Ideal

:

Hukum Gas Ideal

:

Kelvin (K)

:

Skala suhu Kelvin

:

Fraksi mol (XA)

:

Tekanan parsial (PA)

:

salah satu bentuk energi, yaitu energi yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan akibat perbedaan suhu. pada suhu tetap, hasil kali antara volume dengan tekanan akan tetap untuk jumlah gas tertentu, PV = C atau P1V1 = P2V2. pada tekanan tetap, volume sampel gas merupakan fungsi linier dari suhunya, V = Vo + Vot. tekanan total campuran gas adalah jumlah tekanan gas penyusunnya jika diukur sendirisendiri. persamaan yang berhubungan dengan suhu, tekanan, dan volume molar suatu sistem. fasa materi yang tidak memiliki bentuk tetap dan volume tetap dan hanya ditentukan oleh ukuran wadahnya. gas hipotesis yang secara tepat memenuhi hukum gas ideal pada semua kondisi. hubungan antara tekanan, volume, suhu, dan jumlah mol gas, PV = nRT. satuan dasar SI untuk suhu, diukur berdasarkan skala suhu Kelvin; besarnya sama dengan satu derajat celsius. skala suhu yang menempatkan nol sebagai suhu nol mutlak dan satuan ukurannya sama dengan 1K. jumlah mol komponen zat tertentu (misalnya zat A) dalam campuran dibagi dengan jumlah total mol dari semua komponen; XA = nA/ntotal. tekanan dari salah satu komponen (misalnya A) dari tekanan total suatu campuran gas, PA = XA Ptotal.

 PEKI4101/MODUL 7

Tekanan (P)

:

Gas Nyata

:

Atmosfer standar (atm) :

Suhu dan tekanan standar (STP) Cairan

:

Titik leleh

:

Titik leleh normal

:

Tekanan Uap

:

:

7.37

gaya yang ditimbulkan oleh gas atau materi lain per satuan luas pada dinding wadah. gas yang perilakunya menyimpang dari prakiraan persamaan gas ideal. satuan tekanan; sama dengan 101325 Pa; tekanan harian pada permukaan laut berada di sekitar satu atm. Pada barometer tinggi permukaan raksa 760 mm, dikatakan sebagai 1 atm. kondisi (khususnya untuk gas) dengan suhu 0°C dan tekanan 1 atm. fasa materi yang zatnya tidak memiliki bentuk tetap, tetapi mempunyai volume yang tertentu. suhu pada saat padatan berkesetimbangan dengan cairannya. suhu pada saat padatan berkesetimbangan dengan cairannya dengan tekanan luar sebesar 1 atm. (Puap). Tekanan dari uap yang ada bersama-sama dengan cairan atau padatan pada suhu tertentu.

7.38

Kimia Dasar 1 

Daftar Pustaka Brady, James, E. (1990). General Chemistry, Principles, dan Structure. New York: John Wiley and Sons. Castellan, G.W. (1983). Physical Chemistry. 3th Ed. Addison Wesley Publishing Co., USA. Dogra SK, Dogra S. (1984). Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta: UI Press. Hiskia Achmad dan M.S. Tupamahu. (1991). Penuntun Belajar Kimia Dasar Soikiometri Energetika Kimia. Penerbit Citra Adytia Bakti Bandung. Ijang Rohman, Sri Mulyani. (2000). Kimia Fisika I. JICA IMSTEP dan FPMIPA UPI Bandung. Moore, John W, William G. Davies, W.Collins R. (1978). General Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha, Ltd. Oxtoby DavidW, Gillis H.P., Nachtrieb N.H. (2001). Prinsip-prinsip Kimia Modern. Edisi Terjemahan oleh Suminar S.A. Jakarta: Penerbit Erlangga. Oxtoby DavidW, Nachtrieb N.H. (1987). Principles of Modern Chemistry. Philadelphia: Saunders Golden Sunbrust Series. Pauling Linus. (1969). Grundlagen der Chemie. Übersetzt und bearbeitet von Helfferich F, Weinheim: Verlag Chemie. Soemaker, David P., Garland Carl W., Nibler Joseph W. (1996). Experiments in Physical Chemistry. Sixth Edition. USA: McGraw-Hill Co. Inc. Yayan Sunarya. (2000). Kimia Dasar 1. Kimia FPMIPA UPI Bandung.

Modul 8

Hukum Pertama Termodinamika dan Termokimia Dr. Omay Sumarna, M.Si.

PEN D A HU L UA N

D

alam Modul 8 ini Anda akan mempelajari hukum-hukum yang membahas perubahan energi yang terjadi ketika suatu reaksi kimia atau suatu proses terjadi. Termodinamika berhubungan dengan sifat-sifat makroskopis sistem yang pada dasarnya dapat diukur dan bagaimana sifatsifat tersebut berubah. Tujuan ilmu ini adalah untuk memprediksi jenis-jenis proses kimia dan fisika yang mungkin dan dalam kondisi yang bagaimana, serta menghitung secara kuantitatif sifat-sifat keadaan suatu kesetimbangan yang muncul pada saat proses berlangsung. Termodinamika dapat menentukan apakah suatu proses dapat berlangsung atau tidak. Sebagai contoh mengapa kalau besi dibiarkan di udara terbuka akan berubah jadi karat, namun jika kita biarkan karat besi di udara tidak pernah menjadi besi murni. Usaha apa yang perlu dilakukan untuk mengubah karat besi menjadi besi murni? Termodinamika dapat menjelaskannya. Namun demikian, termodinamika tidak dapat menjelaskan mekanisme dan seberapa cepat suatu proses atau reaksi tersebut berjalan (hal tersebut dibahas dalam Kinetika). Misalnya, termodinamika menjelaskan bahwa intan merupakan suatu zat yang tidak stabil pada tekanan atmosfer dan pada akhirnya akan berubah jadi grafit, tetapi berapa lama intan dapat berubah jadi grafit, termodinamika tidak dapat menjelaskannya. Termodinamika merupakan alat bantu untuk menentukan sifat-sifat makroskopis dari suatu zat, tetapi tidak dapat menjelaskan mengapa sifat zat tersebut seperti itu karena termodinamika tidak bersandar pada teori-teori tentang struktur atom maupun struktur molekul. Jadi secara umum termodinamika mencakup dua aspek penting, yaitu penentuan/perhitungan kalor reaksi dan studi tentang arah proses dan sifat-sifat sistem dalam kesetimbangan. Kajian-kajian dalam termodinamika didasarkan pada dua

8.2

Kimia Dasar 1 

postulat penting, yaitu Hukum Pertama Termodinamika, dan Hukum Kedua Termodinamika. Hukum pertama termodinamika membahas bahwa energi alam semesta (merupakan sistem tersekat) selalu tetap (asas kekekalan energi). Sedangkan hukum kedua termodinamika menyatakan bahwa entropi dari sistem tersekat cenderung meningkat, cenderung mencapai suatu nilai maksimum (asas peningkatan entropi). Hukum termodinamika tidak dapat diturunkan atau dibuktikan. Hukum-hukum tersebut merupakan generalisasi yang diperoleh dari hasil pengamatan-pengamatan. Setelah mempelajari Modul 8 ini, Anda diharapkan dapat memahami hukum pertama termodinamika untuk meramalkan perubahan energi pada suatu proses. Secara lebih terperinci Anda diharapkan dapat: 1. menetapkan sistem dan lingkungan dalam suatu perubahan kimia; 2. menjelaskan sistem terbuka, sistem tertutup, dan sistem tersekat; 3. menjelaskan pengertian fungsi keadaan; 4. menjelaskan energi dalam, kerja dan kalor; 5. menyelesaikan perhitungan yang berkaitan dengan hukum pertama termodinamika; 6. menjelaskan cara mengukur perubahan energi dalam suatu proses; 7. menjelaskan jenis-jenis perubahan entalpi; 8. menerapkan hukum Hess dalam perhitungan perubahan entalpi suatu proses; 9. menjelaskan pengertian kapasitas panas; 10. menjelaskan pengukuran kalor yang dilepaskan atau diserap dalam suatu proses secara kalorimetri; 11. menentukan kapasitas panas gas ideal; 12. menghitung kalor dan kerja untuk suatu proses yang dialami oleh gas ideal; 13. menjelaskan proses-proses isoterm dan adiabat bagi gas ideal; 14. menghitung kalor, kerja, dan perubahan energi dalam bagi proses reversibel gas ideal. Untuk mencapai tujuan tersebut dan memudahkan Anda mempelajari Modul 8 maka modul ini dibagi menjadi 3 kegiatan belajar yang dapat Anda pelajari secara lebih mendalam, meliputi pembahasan tentang: 1. beberapa pengertian dasar dan konsep termodinamika; 2. hukum pertama termodinamika; 3. termokimia.

 PEKI4101/MODUL 8

8.3

Sesuai dengan tujuan yang ingin dicapai maka uraian materi setiap kegiatan belajar dalam modul ini, disajikan teori dan beberapa contoh soal dengan disertai penyelesaian soal, latihan untuk dikerjakan sendiri dengan disertai rambu-rambu cara penyelesaian soal, serta 10 soal tes formatif. Keberhasilan Anda dalam memahami konsep-konsep dasar akan sangat dipengaruhi oleh cara Anda menggunakan modul ini. Oleh karena itu, perhatikanlah langkah-langkah berikut ini. 1. Pahami terlebih dahulu kata-kata yang belum Anda kenal atau belum jelas. Untuk tujuan tersebut di bagian akhir tiap modul disajikan glosarium. 2. Contoh soal yang disajikan dapat Anda pelajari dengan cara penyelesaiannya yang sistematis. 3. Jika Anda sudah cukup puas dengan contoh soal yang disajikan maka Anda dapat mengerjakan contoh soal yang harus dikerjakan sendiri dengan bantuan rambu-rambu penyelesaian soal. 4. Tes formatif yang tersedia dapat Anda kerjakan setelah Anda benarbenar memahami konsep dasarnya. Cocokkan jawaban Anda dengan kunci jawaban test formatif yang ada di bagian akhir modul ini. Namun jangan melihat kunci jawaban tes formatif dahulu sebelum Anda mengerjakannya. Selamat belajar, semoga berhasil!

8.4

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 1

Beberapa Pengertian Dasar dan Konsep Termodinamika

O

leh karena termodinamika menggunakan model abstrak untuk menggambarkan sistem laboratorium yang sesungguhnya maka sebelum pembahasan termodinamika dipaparkan lebih jauh, perlu dipahami terlebih dahulu pengertian-pengertian yang banyak berkaitan dengan termodinamika. A. SISTEM DAN LINGKUNGAN Di dalam termodinamika kimia, dipelajari prinsip-prinsip, konsepkonsep, dan/atau hukum-hukum termodinamika yang diterapkan dalam sistem kimia. Suatu sistem kimia adalah bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian langsung dalam suatu eksperimen tertentu. Sistem selalu mengandung sejumlah tertentu materi (sesuatu atau sejumlah zat atau campuran zat-zat yang dibatasi oleh sifat-sifat fisik atau konseptual yang sifat-sifatnya dapat dipelajari atau menjadi pusat perhatian) dan digambarkan oleh parameter-parameter tertentu yang dapat dikontrol selama eksperimen berlangsung. Di luar atau selain sistem tersebut dinamakan lingkungan. Suatu sistem terpisah dari lingkungannya dengan batas-batas tertentu yang dapat nyata atau tidak. Sebagai contoh, gas yang berada dalam suatu tabung dengan volume tertentu dan ditandai dengan jumlah mol tertentu merupakan suatu sistem. Antara sistem dengan lingkungan dapat terjadi interaksi, yaitu berupa pertukaran energi dan atau materi. Berdasarkan pada interaksi tersebut dapat diklasifikasikan beberapa sifat sistem, yaitu sistem tersekat, sistem tertutup, dan sistem terbuka. Perbedaan ketiga sifat sistem tersebut dapat diperhatikan pada Tabel 8.1 berikut.

8.5

 PEKI4101/MODUL 8

Tabel 8.1. Sifat-sifat Sistem dan Perbedaannya Pertukaran No.

Nama Sistem

1.

Contoh

Energi

Materi

Sistem Tersekat

tidak

tidak

Botol termos ideal

2.

Sistem Tertutup

ya

tidak

Sejumlah gas dalam silinder tertutup

3.

Sistem Terbuka

ya

ya

Sejumlah zat dalam wadah terbuka

Pada sistem tersekat tidak terjadi pertukaran baik energi maupun materi dari sistem ke lingkungan atau dari lingkungan ke sistem. Sistem yang seperti ini memiliki jumlah energi yang tetap. Untuk membuat suatu sistem yang tidak memungkinkan terjadi pertukaran energi antara sistem dan lingkungan harus menggunakan suatu dinding penyekat, misalnya dengan menggunakan termos hampa udara. Apabila tidak diperlukan ketelitian yang tinggi dapat dilakukan dengan menggunakan busa plastik (stereofoam). Sistem tertutup adalah sistem yang penyekatnya mencegah aliran zat masuk dan keluar sistem (penyekatnya kedap), namun demikian pada sistem ini dapat terjadi pertukaran energi dari sistem lingkungan atau dari lingkungan ke sistem. Penyekat yang digunakan dalam sistem ini dapat dibuat dengan membuat dinding selain hampa udara, misalnya dengan menggunakan bahan gelas atau logam. Dalam sistem terbuka terjadi pertukaran baik energi maupun materi dari sistem ke lingkungan atau dari lingkungan ke sistem. Percobaan-percobaan yang dilakukan di laboratorium umumnya merupakan percobaan dengan sistem terbuka. Misalnya, percobaan dilakukan dalam tempat terbuka seperti dalam gelas piala, dalam tabung reaksi, dan sebagainya. Namun demikian, tidak berarti bahwa dalam sistem terbuka selalu terjadi pertukaran materi dengan lingkungannya, tetapi dapat juga tanpa mengalami pertukaran materi dengan lingkungannya. Suatu sistem reaksi dalam wadah tertutup, misalnya merupakan sistem terbuka, sebab dalam wadah tertutup tersebut sistemnya sendiri mengalami perubahan materi. 1.

Keadaan Sistem dan Persamaan Keadaan Keadaan sistem dapat didefinisikan sebagai sifat-sifat yang mempunyai nilai tertentu apabila sistem ada dalam kesetimbangan pada kondisi tertentu.

8.6

Kimia Dasar 1 

Keadaan sistem ditentukan oleh sejumlah parameter atau variabel, misalnya suhu, tekanan, volume, massa dan konsentrasi. Variabel sistem dapat bersifat intensif, artinya variabel tersebut nilainya tidak bergantung pada besar dan ukuran sistem. Variabel ini, meliputi suhu (T), tekanan (P), massa jenis (), volum spesifik (v), volum molar ( V ), dan sebagainya atau bersifat ekstensif, yang berarti nilainya bergantung pada besar dan ukuran sistem, misalnya Volum total (V), massa (m), jumlah mol (n), dan sebagainya. Hubungan antara variabel-variabel sistem dinyatakan dalam Persamaan keadaan. Misalnya, persamaan keadaan gas ideal, PV = nRT. 2.

Fungsi Keadaan Setiap besaran atau variabel yang hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir dari suatu sistem dan tidak tergantung pada bagaimana keadaan itu dicapai, disebut sebagai fungsi keadaan. Di dalam termodinamika dikenal beberapa fungsi keadaan, yaitu sebagai berikut. a. Energi dalam (u; U). b. Entalpi (h; H). c. Entropi (s; S). d. Energi bebas Gibbs (g; G). e. Energi bebas Helmholtz (a; A). Diferensial dari suatu fungsi keadaan merupakan diferensial total (diferensial eksak). Beberapa sifat diferensial total ialah sebagai berikut. 2

a.

 dz = z2 – z1 , dz adalah diferensial total.

1

b.

 dz = 0, dz adalah diferensial total.

c.

Formula Euler: jika dz = M(x,y)dx + N(x,y)dy maka

 M   N       y   x  x  y 3.

(8.1)

Perubahan Keadaan Suatu sistem dapat mengalami perubahan keadaan dari satu keadaan awal tertentu ke keadaan akhir tertentu melalui suatu proses. Suatu proses termodinamika menyebabkan perubahan keadaan termodinamika suatu

 PEKI4101/MODUL 8

8.7

sistem. Proses-proses tersebut dapat berupa proses fisika, misalnya perubahan tekanan sistem gas atau mendidihnya suatu zat cair, atau membekunya suatu cairan atau suatu proses (reaksi) kimia. Pada proses kimia terjadi perubahan dalam distribusi materi antara senyawa-senyawa kimia yang berbeda (misalnya pada suhu dan tekanan tertentu gas SO2 dan gas O2 bereaksi menghasilkan gas SO3). Suatu proses dapat bersifat reversibel atau tak reversibel. Dalam termodinamika kedua proses reversibel harus memenuhi dua syarat berikut: a. proses itu dapat dibalikkan arahnya sehingga keadaan antara yang dilalui oleh suatu sistem akan dilaluinya kembali dalam arah yang berlawanan; b. proses itu berjalan tak terhingga lambatnya sehingga setiap saat sistem selalu berada dalam keadaan kesetimbangan (quasy-static = seolah-olah statik). Hal ini berarti proses yang reversibel akan berakhir dalam waktu tak hingga. Salah satu contoh proses reversibel adalah proses perubahan fasa pada titik transisi, misalnya, H2O (  , 100°C,1 atm) H2O (g,100°C, 1atm)  Jika Anda memanaskan air dalam wadah yang tertutup rapat, Anda akan mengamati bahwa suhu air akan bertambah, jumlah air yang cair semakin berkurang, dan uap air (mungkin tidak secara langsung Anda amati) akan semakin bertambah. Namun demikian, setelah suhu mencapai 100°C dan tekanan luar 1 atm, dan Anda duduk lama mengamati perubahan yang terjadi dalam wadah yang berisi air tersebut, Anda menemukan bahwa air yang cair tersebut seoah-olah tidak berubah lagi jumlahnya. Berapa lama semua air cair berubah jadi air gas pada suhu 100°C dan tekanan 1 atm dalam wadah tertutup? Ini adalah suatu proses yang reversibel, air berfasa cair (  ) pada 100°C; 1 atm, berkesetimbangan dengan air berfasa gas (g), pada suhu dan tekanan yang sama. Sebaliknya, perubahan terjadi juga dari fasa gas menjadi fasa cair. Proses reversibel dapat berlangsung pada suhu tetap (isotermal), tekanan tetap (isobar), volum tetap (isokhor), entropi tetap (isentrop), dan secara adiabatis (tak ada pertukaran kalor antara sistem dengan lingkungannya). Banyak proses yang terjadi di sekitar kita yang tidak memenuhi sifat proses reversibel yang disebut proses irreversibel.

8.8

Kimia Dasar 1 

B. ENERGI DALAM, KALOR, DAN KERJA 1.

Energi Dalam, U Energi didefinisikan sebagai kemampuan sistem untuk melakukan kerja. Sistem memiliki sejumlah derajat kebebasan atau pergerakan. Secara umum energi yang dimiliki oleh suatu sistem dibagi menjadi energi potensial dan energi kinetik, namun dapat juga merupakan jumlah dari energi translasi, vibrasi, rotasi, elektron, nuklir, posisi, dan gravitasi. Keseluruhan energi potensial dan energi kinetik zat-zat yang terdapat dalam suatu sistem disebut energi dalam, U. Oleh karena dalam termodinamika sangat sulit sekali menentukan nilai mutlak energi maka sering kali dinyatakan sebagai perbedaan energi dari keadaan awal dan keadaan akhir sistem itu setelah melalui suatu proses.

U  U2  U1

(8.2)

Besarnya U tidak tergantung pada jalannya proses atau reaksi karena energi dalam merupakan suatu fungsi keadaan. Jika perubahan itu sangat kecil maka perubahan energi dalam biasa dinyatakan dalam bentuk diferensialnya, dU. 2.

Kalor, Q Kalor merupakan salah satu bentuk energi yang dapat dipertukarkan oleh sistem dan lingkungan karena adanya perbedaan suhu. Menurut perjanjian Q bernilai positif apabila sistem menerima kalor dari lingkungan. Sebaliknya, Q bernilai negatif apabila sistem melepaskan kalor ke lingkungan. Pertukaran kalor antara sistem dan lingkungan dapat digambarkan seperti Gambar 8.1 berikut.

Q (+)

Q(-) SISTEM LINGKUNGAN

Gambar 8.1. Pertukaran Kalor antara Sistem dengan Lingkungan

 PEKI4101/MODUL 8

8.9

Perubahan kalor sistem yang terjadi tergantung pada jalannya reaksi, jadi untuk pertukaran kalor yang sangat kecil diberi tanda dQ, yang menandakan bahwa kalor bukan fungsi keadaan. Jika antara sistem tidak terjadi pertukaran kalor (dQ = 0) maka proses yang terjadi biasa disebut proses adiabatis, dan sistemnya disebut sistem adiabatis. Beberapa istilah yang penting adalah (a) kapasitas kalor, yaitu kalor yang diserap sistem untuk menaikkan suhunya sebesar satu derajat, biasa dinyatakan dengan simbol C, secara matematika dirumuskan dengan persamaan 8.3. Q C= (8.3) T (b) kapasitas molar, C , yaitu kapasitas kalor untuk setiap satu mol, dan (3) kalor spesifik, c yaitu kapasitas kalor untuk setiap gram atau setiap kilogram dengan satuan (JK-1g-1). Hubungan antara ketiganya dinyatakan dengan persamaan 8.4 C = n C = mc dengan n adalah jumlah mol zat, dan m adalah massa zat (gram).

(8.4)

3.

Kerja Setiap bentuk energi yang bukan kalor yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan disebut kerja (W). Dalam termodinamika, kerja secara umum dapat didefinisikan sebagai gaya kali jarak. Jika perpindahan jarak akibat gaya F sebesar ds maka kerja yang dilakukan adalah: dW = Fds

(8.5)

Seperti halnya kalor, besarnya kerja tergantung pada jalannya proses sehingga kerja bukan merupakan fungsi keadaan. Untuk beberapa buku, perjanjian nilai kerja yang digunakan berbeda-beda, tergantung dari sudut mana tinjauannya. Perjanjian nilai kerja yang digunakan pada modul ini adalah sebagai berikut. W diberi tanda negatif apabila sistem melakukan kerja. Sedangkan apabila sistem menerima kerja, W diberi tanda positif. Secara sederhana kerja antara sistem dan lingkungan diperlihatkan seperti pada Gambar 8.2.

8.10

Kimia Dasar 1 

W (+)

SISTEM

W(-)

LINGKUNGAN Gambar 8.2. Pertukaran Kerja antara Sistem dengan Lingkungannya

Terdapat beberapa jenis kerja, yang didefinisikan dengan persamaan: kerja listrik dW = ε dq kerja mekanik dW = F ds kerja gravitasi dW = m g dh kerja volum dW = P dV Kerja yang dilakukan oleh sistem dapat ditentukan dengan cara mengintegralkan persamaan-persamaan di atas. Pada kebanyakan reaksi kimia hanya kerja yang berkaitan dengan perubahan volume sistem yang perlu diperhatikan. Kerja volum merupakan kerja yang menyertai perubahan keadaan (volum) sistem akibat ekspansi atau kompresi suatu zat (pada umumnya terjadi pada gas). Oleh karena itu, dikenal ada dua macam kerja, yakni: kerja ekspansi dan kerja kompresi. 4.

Beberapa Contoh Kerja Volum Akibat Ekspansi atau Kompresi Kerja ekspansi adalah kerja yang terjadi apabila volum sistem membesar melawan tekanan lingkungannya. Untuk menggambarkan keadaan suatu sistem yang mengalami ekspansi paling tidak dapat dinyatakan dengan dua keadaan, yaitu pada saat volum awal dan volum akhir. Gambar 8.3 memperlihatkan suatu proses ekspansi suatu gas dalam tabung berpiston. Keadaan awal gas ditandai dengan volumenya V1 dan tekanannya P1. Gas mengalami ekspansi pada suhu yang tetap sebesar T menjadikan keadaan akhirnya, volume V2, dan tekanan P2.

8.11

 PEKI4101/MODUL 8

Gambar 8.3. Kerja Ekspansi suatu Gas (a) Keadaan Awal (b) Keadaan Akhir

Pada tekanan luar yang tetap, sebesar P , kerja yang dilakukan sistem sebesar: dW =  P dV

(8.6)

Hasil integrasi persamaan 8.6 untuk keadaan awal V1 dan keadaan akhir V2 adalah: V2

W=

 -P dV

V1

W = Pt (V2 – V1),

atau W = Pt  V

(8.7)

Untuk proses ekspansi maupun kompresi yang berlangsung isoterm dan reversibel maka nRT P = tekanan gas (P) sehingga P dapat disubstitusi dengan P = , V V2

maka W = -

X2

Ingat :

nRT

dV  V1 V

dX

X

2  X  ln X 1 X1

W  nRT ln

V2 V1

(8.8)

8.12

Kimia Dasar 1 

W adalah kerja total yang menyertai perubahan keadaan sistem; P  adalah tekanan luar (lingkungan), V2 adalah volum sistem pada keadaan akhir; dan V1 adalah volum sistem pada keadaan awal. Tanda negatif diberikan untuk menyesuaikan dengan perjanjian karena V pada proses ekspansi selalu positif, dan sistem melakukan kerja (W bertanda negatif), berarti sistem kehilangan energi berupa kerja. Persamaan 8.7 berlaku bukan hanya untuk kerja ekspansi, melainkan juga kompresi. Jika terjadi kompresi, sistem menerima kerja, dan W akan bertanda positif (sesuai perjanjian). Pada proses kompresi, V 2  V1, dan adanya tanda negatif pada persamaan 8.7 secara otomatis akan menghasilkan W bertanda positif. Kerja kompresi merupakan kebalikan dari kerja ekspansi. Persamaan yang digunakan untuk menentukan kerja kompresi sama dengan persamaan yang digunakan untuk ekspansi. Namun demikian, di dalam kompresi volum akhir lebih kecil daripada volum awal maka V bernilai negatif sehingga kerja total sistem adalah positif. Ini dapat berarti bahwa pada proses kompresi, sistem menerima kerja dari lingkungannya sehingga energinya bertambah. Jika pada proses ekspansi reversibel diperoleh kerja maksimum maka pada proses kompresi reversibel, kerja yang diterima oleh sistem merupakan kerja minimum. Contoh soal: 1) Satu mol gas ideal pada tekanan 2 atm dan suhu 27°C diekspansi secara isoterm (suhu tetap) melawan tekanan luar sebesar 1,5 atm. Hitunglah kerja yang dilakukan oleh gas ideal tersebut! Jawab: Persamaan gas ideal adalah PV = nRT Data yang diketahui: P = 1 atm, T = 27 °C = 300 K, Keadaan awal, V1 =

n = 1 mol

nRT 1 mol  0, 082 L.atm.mol1K 1.300  = 12,3 liter P 2 atm

Keadaan akhir V2 =

P1V1 2 atm  12,3 liter  = 16,4 liter P2 1,5atm

8.13

 PEKI4101/MODUL 8

Kerja yang dilakukan gas, W = - Pt (V2 – V1) = - 1,5 atm ( 16,4-12,3) liter = - 6,15 liter.atm Konversi satuan dari liter.atm ke Joule: = - 6,15 liter.atm 

8,314 JK 1mol1 0,082 liter.atm.K 1.mol 1

= - 623,118 J 2) Berapa kerja (dalam Joule) yang dilakukan terhadap sistem jika gas dikompresi melawan tekanan tetap 2 atm dari volum awal 5 liter menjadi 1 liter pada suhu 27°C. Jawab: Berdasarkan persamaan W = - Pt (V2 – V1), pada tekanan tetap W = - 2 atm (1-5) liter = + 8 liter.atm = + 8 liter.atm 

8,314 JK 1mol1 0, 082 liter.atm.K 1.mol1

= 810,56 J 3) Satu mol gas ideal pada 3 atm dan 300 K diekspansi secara isoterm dan reversibel sehingga volumenya menjadi 2 kali semula. Hitung kerja yang dilakukan. Jawab: Karena reversibel, P = tekanan gas (P) sehingga P dapat disubstitusi dengan P =

nRT V

W  nRT ln

V2

maka W = -

nRT

dV  V1 V

V2 karena V2 = 2V1 maka V1

W = -1 mol  8,314 J.K-1.mol-1.300 K ln 2 W = - 1,72  103 J

8.14

Kimia Dasar 1 

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Pada suhu tertentu sejumlah gas memuai terhadap tekanan luar 2 atm hingga volumenya menjadi tiga kali volume semula. Jika volum awal adalah 5 liter, Berapa Joule kerja yang dilakukan oleh sistem? 2) Berapa kerja yang dilakukan terhadap sistem jika satu mol gas ideal pada 300K dikompresi sehingga volumenya menjadi seperlima dari semula? Petunjuk Jawaban Latihan 1) Gunakan persamaan 8.7, lihat contoh soal 1. 2) Gunakan persamaan 8.8, lihat contoh soal 3.

R A NG KU M A N 1.

2.

3.

4.

5.

Di dalam termodinamika kimia, dipelajari prinsip-prinsip, konsepkonsep, dan/atau hukum-hukum termodinamika yang diterapkan dalam sistem kimia. Suatu sistem kimia adalah bagian dari alam semesta yang menjadi pusat perhatian langsung dalam suatu eksperimen tertentu. Di luar atau selain sistem tersebut dinamakan lingkungan. Suatu sistem terpisah dari lingkungannya dengan batas-batas tertentu yang dapat nyata atau tidak. Antara sistem dengan lingkungan dapat terjadi interaksi, yaitu berupa pertukaran energi dan atau materi maka dikenal beberapa sifat sistem, yaitu sistem tersekat, sistem tertutup, dan sistem terbuka. Setiap besaran atau variabel yang hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir dari suatu sistem dan tidak tergantung pada bagaimana keadaan itu dicapai, disebut fungsi keadaan. Beberapa fungsi keadaan, yaitu Energi dalam (u; U), Entalpi (h; H), Entropi (s; S), Energi bebas Gibbs (g; G), Energi bebas Helmholtz (a; A). Suatu sistem dapat mengalami perubahan keadaan dari satu keadaan awal ke keadaan akhir tertentu melalui suatu proses (dapat bersifat reversibel atau tak reversibel).

 PEKI4101/MODUL 8

6.

7.

8.

8.15

Keseluruhan energi potensial dan energi kinetik zat-zat yang terdapat dalam suatu sistem disebut energi dalam, U. Besarnya U tidak tergantung pada jalannya proses atau reaksi karena energi dalam merupakan suatu fungsi keadaan. Kalor merupakan salah satu bentuk energi yang dapat dipertukarkan oleh sistem dan lingkungan karena adanya perbedaan suhu. Q bernilai positif apabila sistem menerima kalor dari lingkungan. Sebaliknya, Q bernilai negatif apabila sistem melepaskan kalor ke lingkungan. Besarnya kalor yang terjadi tergantung pada jalannya reaksi, yang menandakan bahwa kalor bukan fungsi keadaan. Setiap bentuk energi yang bukan kalor yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan disebut kerja (W), besarnya kerja tergantung pada jalannya proses sehingga kerja bukan merupakan fungsi keadaan. W diberi tanda negatif apabila sistem melakukan kerja. Sedangkan apabila sistem menerima kerja, W diberi tanda positif. Kerja volum merupakan kerja yang menyertai perubahan keadaan (volum) sistem akibat ekspansi atau kompresi suatu zat (pada umumnya terjadi pada gas). TES F OR M AT IF 1 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Pernyataan berikut ini yang benar mengenai beberapa konsep dasar termodinamika adalah .... A. dengan termodinamika dapat ditentukan berapa lama suatu reaksi berlangsung B. massa, volume, dan tekanan termasuk besaran intensif C. fungsi keadaan adalah fungsi yang hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir suatu proses D. kerja dan kalor termasuk fungsi keadaan karena besarnya tergantung pada jalan reaksi 2) Pernyataan berikut ini yang benar mengenai pemanasan kapur, CaCO 3, dalam wadah yang tertutup adalah .... A. sistemnya sistem tertutup B. antara sistem dan lingkungan tidak terjadi pertukaran materi C. antara sistem dan lingkungan tidak terjadi pertukaran energi D. antara sistem dan lingkungan terjadi pertukaran baik materi maupun energi

8.16

Kimia Dasar 1 

3) Dalam suatu sistem terbuka berlaku hal-hal berikut ini, kecuali .... A. antara sistem dan lingkungan terjadi pertukaran baik materi maupun energi B. kalor yang masuk disepakati berharga positip C. reaksi dalam suatu tabung reaksi, sistemnya adalah sistem terbuka D. jika tidak ada kalor yang masuk atau keluar, Q = 0, prosesnya disebut proses reversibel 4) Suatu sistem menyerap kalor sebesar 10 kalori dan melakukan kerja sebesar 15 kalori maka .... A. Q = -10 kalori B. W = + 15 kalori C. sistem berkurang energinya sebesar 5 kalori akibat proses tersebut D. sistem tersebut dapat merupakan sistem tersekat 5) Salah satu proses yang dapat dianggap sebagai proses reversibel adalah …. A. H2O (  , 0°C,1 atm) H2O (s, 0°C, 1atm) dalam  wadah tertutup B. H2O (  )  H2O (g) wadah terbuka

 H2O (  ) di gelas kimia D. H2O (s, 0°C, 1 atm)  H2O (  , 25°C, 1 atm) di gelas kimia C. H2O (s)

6) Suatu gas mengalami proses ekspansi reversibel secara isoterm dari keadaan awal P1, V1, dan mencapai keadaan akhir P2, V2 melawan tekanan luar sebesar P maka pernyataan yang benar adalah .... A. V1 > V2 B. W = C. Q = + D. T1 < T2 7) Suatu gas mengalami proses kompresi secara isobar dari keadaan awal P1, V1, dan mencapai keadaan akhir P2, V2 melawan tekanan luar sebesar P maka pernyataan yang benar adalah .... A. P1 > P2 B. Q = C. V1 > V2 D. W = -

8.17

 PEKI4101/MODUL 8

8) Suatu gas mengalami proses ekspansi secara isoterm dari keadaan awal tekanan 2 atm, V1 = 5 liter dan mencapai keadaan akhir V2= 10 liter melawan tekanan luar sebesar P = 1 atm maka pernyataan yang benar besarnya kerja yang dilakukan oleh sistem adalah .... A. - 10 liter atm B. 10 liter atm C. - 5 liter atm D. 5 liter atm 9) Suatu gas ideal dikompresi melawan tekanan tetap 2 atm dari volum awal 10 liter menjadi 5 liter pada suhu 27°C maka .... A. W = + 1013,9 J B. W = + 101,39 J C. W = -1013,9 J D. W = -101,39 J 10) 16 gram gas oksigen (Ar O = 16, dianggap ideal) pada 2 atm dan 27°C diekspansi secara isoterm dan reversibel sehingga volumenya menjadi 10 kali semula maka kerja yang dilakukan gas tersebut adalah ….. A. 2494,2 J B. 1247,1 J C. 24,6 J D. 12,3 J Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang

8.18

Kimia Dasar 1 

Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang belum dikuasai.

8.19

 PEKI4101/MODUL 8

Kegiatan Belajar 2

Hukum Pertama Termodinamika

J

ika suatu sistem mengalami perubahan/proses maka jumlah maupun macam perubahan yang dialami oleh sistem tidak akan mempengaruhi nilai perubahan energinya, ia hanya ditentukan oleh keadaan awal dan akhir sistem. Perubahan yang dialami sistem jika menyerap sejumlah (kecil) kalor dQ, dan melakukan sejumlah (kecil) kerja, dW maka hubungan antara perubahan energi dalam dengan bentuk energi yang lain tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut. dU = dQ + dW (8.9) untuk perubahan yang besar dapat dinyatakan dengan persamaan: U = Q + W

(8.10)

Persamaan 8.9 dan 8.10 merupakan suatu bentuk rumusan matematis dari Hukum Pertama Termodinamika, yang juga merupakan bentuk lain dari hukum kekekalan energi. Menurut kedua persamaan tersebut, energi dalam sistem berubah sebesar dU jika sistem menyerap atau mengeluarkan sejumlah kecil kalor (dQ) dan melakukan atau menerima sejumlah kecil kerja (dW). Hukum Pertama Termodinamika merupakan konsep empiris. Dalam persamaan ini tersirat bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dihilangkan, energi hanya dapat diubah menjadi bentuk lain, yaitu kalor dan kerja. Pada sistem tersekat, Q = 0, dan W = 0 sehingga U = 0. Jadi sistem tersekat merupakan sistem dengan energi tetap. Jika alam semesta dianggap sebagai sistem tersekat maka dapat dirumuskan, bahwa “Energi alam semesta adalah tetap”. Seperti yang telah disinggung pada bagian sebelumnya, kalor dan kerja bukan fungsi keadaan, sementara U suatu fungsi keadaan. Jika kerja yang dilakukan sistem dibatasi hanya pada kerja volum melawan tekanan lingkungan yang tetap maka persamaan 8.6 dapat disubstitusikan ke dalam persamaan 8.9 sehingga diperoleh persamaan berikut. dU = dQ - P dV (8.11)

8.20

Kimia Dasar 1 

Berdasarkan persamaan tersebut, kita dapat menjelaskan sifat-sifat sistem yang bekerja berdasarkan perubahan volum, di antaranya 1. Proses berlangsung pada volume tetap (isokhor), dV = 0, atau W= 0 maka perubahan energi dalam sistem sama dengan jumlah kalor yang diterima sistem, dU = dQ atau U = Qv. Hal ini berarti pada proses volum tetap, semua kalor yang diterima sistem digunakan untuk meningkatkan energi dalamnya. 2. Pada sistem yang disekat sempurna tidak terjadi pertukaran kalor (adiabat), dQ = 0, U = W maka energi dalam sistem akan berkurang pada saat sistem melakukan kerja terhadap lingkungan, atau sebaliknya energi dalam sistem akan bertambah jika sistem menerima kerja dari lingkungan. Contoh soal: Satu mol gas ideal memuai secara isoterm pada suhu 25°C terhadap tekanan luar 1 atm dari 6 liter menjadi 12 liter. Jika pada proses tersebut gas menyerap kalor sebesar 1200 J maka tentukan kerja, W dan perubahan energi dalam sistem, U. Jawab: Diketahui: gas ideal n1 = 1 mol V1 = 6 

Memuai, isoterm P  = 1 atm

T = 25°C

Q= 1200 J

n2 = n1 V2 = 22

Keadaan awal Dicari: W, U dW = - P  dV,

Keadaan akhir

W = - P  (V2-V1),

P  tetap,

W = -1 atm (12 – 6) L = - 6 L atm 



8,314 J K 1 mol1 0,082L atm K 1 mol1

= - 608,34 J U = Q + W = 1200 J – 608,34 J = 591,66 J

U = Q + W

8.21

 PEKI4101/MODUL 8

Sistem bertambah energinya sebesar 591,66 J akibat menyerap kalor sebesar 1200 J dan melakukan kerja sebesar 608,34 J A. ENTALPI DAN PERUBAHANNYA Kebanyakan reaksi kimia yang dilakukan di laboratorium berlangsung pada tekanan tetap daripada volum tetap. Perubahan keadaan sistem yang berlangsung pada tekanan tetap dapat digambarkan oleh Gambar 8.4.

Gambar 8.4. Perubahan Keadaan pada Tekanan Tetap

Sebuah silinder berpiston yang bebas bergerak diberi beban dengan massa m. Mula-mula sistem berada pada keadaan P1 = P, V1, dan T1. Sistem mengalami proses ekspansi sehingga keadaannya berubah menjadi P2 = P, V2, dan T2 . Pada proses ini sistem melawan tekanan lingkungan P yang besarnya sama dengan P, yang diakibatkan oleh massa m. Piston akan bergerak sampai keadaan 2 tercapai. Oleh karena P = P maka pernyataan hukum pertama termodinamika menjadi dU = dQp - PdV Oleh karena tekanan tetap, persamaan tersebut dapat diintegrasikan menjadi: U2 – U1 = Qp – P(V2 – V1) (8.12) Penyusunan ulang persamaan 8.12 menghasilkan persamaan 8.13. Qp = (U2 + PV2) – (U1 – PV1)

(8.13)

8.22

Kimia Dasar 1 

Dan karena P1 = P2 = P maka dapat diubah menjadi, Qp = (U2 + P2 V2) – (U1 – P1 V1)

(8.14)

P dan V merupakan fungsi keadaan sistem, perkaliannya merupakan fungsi keadaan sistem dan jumlah dari perkaliannya dengan energi dalam U menyatakan fungsi keadaan baru, yang disebut dengan entalpi, dan diberi simbol H, H = U + PV

(8.15)

Jadi pada proses isobar (tekanan tetap) dapat ditulis, Qp = H2 – H1 = H,

atau

d Qp = dH

(8.16)

Berdasarkan persamaan 8.16 dapat dikatakan bahwa kalor yang dipertukarkan antara sistem dari lingkungannya, yang berlangsung pada tekanan tetap adalah sama dengan perubahan entalpi sistem. LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! Satu mol gas ideal memuai secara reversibel dan isoterm pada suhu 25°C sehingga volumnya berubah dari 12 liter menjadi 24 liter. Hitung kerja dan kalor (Joule) yang dianggap pada proses tersebut untuk mempertahankan U = 0. Petunjuk Jawaban Latihan Gambar proses yang terjadi seperti contoh soal dan gunakan persamaan 8.8 dan 8.10.

 PEKI4101/MODUL 8

8.23

R A NG KU M AN 1.

2.

3.

4.

5.

Hukum Pertama Termodinamika, yang juga merupakan bentuk lain dari hukum kekekalan energi, menyatakan bahwa energi dalam sistem berubah sebesar dU jika sistem menyerap atau mengeluarkan sejumlah kecil kalor (dQ) dan melakukan atau menerima sejumlah kecil kerja (dW). Dari pernyataan tersebut tersirat bahwa energi tidak dapat diciptakan atau dihilangkan, energi hanya dapat diubah menjadi bentuk lain, yaitu kalor dan kerja. Sistem tersekat merupakan sistem dengan energi tetap. Alam semesta dianggap sebagai sistem tersekat maka dirumuskan, bahwa “Energi alam semesta adalah tetap“. Proses berlangsung pada volume tetap (isokhor), dV = 0, perubahan energi dalam sistem sama dengan jumlah kalor yang diterima sistem, dU = dQ atau U = Qv. Pada sistem yang disekat sempurna (adiabat), dQ = 0, energi dalam sistem akan berubah pada saat sistem melakukan atau menerima kerja terhadap lingkungan. Pada proses isobar (tekanan tetap) kalor yang dipertukarkan antara sistem dari lingkungannya adalah sama dengan perubahan entalpi sistem, H. TES F OR M AT IF 2 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!

1) Pernyataan berikut yang benar menurut hukum pertama termodinamika, kecuali …. A. energi sistem adalah konstan B. kalor tidak dapat diubah seluruhnya menjadi kerja C. perubahan energi dalam sama dengan kalor yang diserap atau dilepaskan dijumlahkan dengan kerja yang dilakukan atau diterima sistem. D. energi alam semesta cenderung meningkat 2) Bagi suatu sistem yang mengalami proses pada volume tetap maka .... A. ∆U = ∆H B. ∆U = Q C. ∆U = - P∆V D. ∆U = ∆H + W

8.24

Kimia Dasar 1 

3) Jika sistem mengalami proses pada sistem tersekat maka yang benar adalah .… A. ∆U = 0 B. W = 0 C. ∆V = 0 D. Q = 0 4) Suatu gas ideal mengalami ekspansi reversibel secara isoterm melawan tekanan luar yang tetap maka besarnya kerja yang dilakukan gas tersebut sama dengan .... A. Q B. ∆U V2

C. -

nRT

dV  V1 V

D. ∆U + Q 5) Suatu sistem mengalami proses kompresi pada suhu tetap dengan melepaskan kalor maka pernyataan yang benar adalah .... A. sistem melakukan kerja B. sistem melepaskan kalor untuk melakukan kerja C. energi dalam sistem berkurang akibat proses tersebut D. energi dalam sistem dapat ditentukan 6) Kerja yang dilakukan oleh sistem untuk mempertahankan besarnya energi dalam ketika menyerap kalor sebesar Q adalah .... A. - Q V2

B. C. D.

nRT

dV  V1 V

∆U + Q ∆H + ∆U

7) Perubahan energi dalam gas ideal pada saat mengalami ekspansi yang bersifat isobar adalah –200 J. Jika gas tersebut pada keadaan awal bervolume 2 liter, tekanan 1 atm, menyerap kalor sebesar 100 J dan volume akhir yang dicapai adalah V maka besarnya harga V adalah …. A. 298 L B. 2,96 L C. 4,96 L D. 29,8 L

8.25

 PEKI4101/MODUL 8

8) Pada suatu proses 1 mol gas ideal melakukan kerja pada lingkungan sebesar 100 J, sementara itu kalor ditambahkan sebesar 50 kJ ke dalam sistem tersebut maka perubahan energi dalam, ∆U, untuk 2 mol gas adalah .… A. 50 J B. – 50 J C. 100 J D. –100 J 9) Suatu sistem mengalami suatu proses, ternyata ∆U = Q maka .... A. proses tersebut bersifat adiabatis B. volume awal sama dengan volume akhir C. proses tersebut berlangsung pada tekanan tetap D. proses tersebut bersifat reversibel 10) 1 mol gas ideal melakukan proses ekspansi reversibel melawan tekanan luar sebesar 1 atm dari keadaan awal 6 liter menjadi 60 liter pada suhu tetap 300K dengan menyerap kalor sebesar 20 kJ maka perubahan energi dalam, ∆U adalah .... A. – 2474,2 J B. + 2474,2 J C. + 14,26 kJ D. – 14,26 kJ Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal

Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang

8.26

Kimia Dasar 1 

Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum dikuasai.

 PEKI4101/MODUL 8

8.27

Kegiatan Belajar 3

Termodinamika

S

alah satu aplikasi Hukum Pertama Termodinamika di dalam bidang kimia adalah Termokimia, yaitu ilmu yang mempelajari efek panas yang terjadi baik pada proses fisis maupun dalam reaksi kimia. Proses yang menyebabkan kalor dipindahkan dari sistem ke lingkungan disebut proses eksoterm, sedangkan jika sistem pada proses tersebut menyerap kalor (kalor dipindahkan dari lingkungan ke dalam sistem), prosesnya disebut proses endoterm. Jenis kalor yang menyertai suatu proses biasa dinamai dengan jenis proses tersebut, misalnya kalor pelarutan, yaitu kalor yang menyertai proses perubahan fisik fasa zat terlarut ke dalam fasa pelarutnya (biasanya yang dibahas berupa pelarut cair); kalor pembakaran, yaitu kalor yang dihasilkan dari reaksi pembakaran suatu zat. A. PERSAMAAN TERMOKIMIA Seperti telah dibahas pada Kegiatan Belajar 1 dan 2 bahwa suatu proses dapat berlangsung pada volum tetap atau tekanan tetap. Jadi, besarnya kalor reaksi bergantung pada kondisi reaksi. 1. Pada volum tetap, kalor yang menyertai proses tersebut merupakan perubahan energi dalam, Qv = ∆U. 2. Pada tekanan tetap Q adalah perubahan entalpi, QP = ∆H. Eksperimen di laboratorium lebih banyak dilakukan pada tekanan tetap sehingga kalor yang dihasilkannya merupakan perubahan entalpi. Perubahan entalpi reaksi, H dapat juga ditentukan dari data perubahan energi dalam, U. Dari persamaan (8.11) dU= dQ - P  dV, perubahan energi dalam dapat ditentukan dari hasil eksperimen pada volum tetap (dV = 0), yaitu dU= dQv atau U = Qv Untuk suatu reaksi yang berlangsung pada suhu yang tetap, sementara tekanannya berubah maka penentuan perubahan entalpi sistem adalah sebagai berikut.

8.28

Kimia Dasar 1 

Reaktan (T,V,p)



Produk (T,V,p´)

Dari persamaan 8.15, H = U + pV diperoleh

H = U +  (pV) = U + (p´- p)V

Untuk zat padat dan zat cair, perubahan tekanan sebelum dan sesudah reaksi sangat kecil sehingga pengaruhnya terhadap harga perubahan entalpi sistem sangat kecil (sehingga dapat diabaikan) maka H = U

(8.17)

Tidak demikian halnya untuk reaksi yang melibatkan gas. Perubahan tekanan, sebagai akibat terjadinya perubahan fasa gas, harus diperhitungkan. Jika gas yang dihasilkan dapat dianggap ideal, didapat hubungan antara perubahan entalpi dengan perubahan energi seperti pada persamaan dalam reaksi sebagai berikut. H = U + (P´- P)V = U + (n´- n´)RT ∆H = ∆U + ∆n (RT)

(8.18)

n´ dan n masing-masing adalah jumlah mol gas produk dan pereaksi. Contoh soal 1: Dari reaksi pembuatan amoniak dari gas hidrogen dan gas nitrogen pada suhu 298 K ∆H reaksi adalah – 46,0 kJ/mol. Berapakah perubahan energi dalam , ∆U (dinyatakan dalam kJ/mol NH3. Jawab: Dalam termokimia koefisien reaksi menyatakan jumlah mol zat-zat yang terlibat dalam reaksi tersebut.

 PEKI4101/MODUL 8

8.29

Reaksi pembuatan amoniak adalah: 1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g)  NH3 (g)

∆H = – 46,0 kJ/mol ∆n = 1- (1/2+3/2) = - 1

Dari persamaan (8.18): ∆H = ∆U + ∆n (RT) dan ∆U = ∆H - ∆n (RT) -1 -1 ∆U = -46,0 kJ – (-1 mol).8,314 J.K mol .300 K ∆U = -46,0 kJ + 2494,2 J = -46,0 kJ+ 2,4942 kJ ∆U = -43,51 kJ Contoh soal 2:

3 O2 (g)  H2O(  ) + SO2 (g) 2 adalah –562,04 kJmol-1. Hitunglah perubahan energi dalamnya? Jawab: 3 Diketahui: H2S(g) + O2 (g) H2O(  ) + SO2 (g)  H = –562,04 kJmol-1 2 Dicari: perubahan energi dalamnya,  U = ? kJmol-1  H =  U + nRT, n = mol gas produk - mol gas pereaksi  U =  H - nRT 3 =  H - (1- -1) RT 2 3 =  H + RT 2 3  U =  H + RT 2 3 = –562,04 kJmol-1 + (8,314 JK-1 mol-I) 298 K 2 = - 558,32 kJmol-1 Entalpi molar standar untuk reaksi H2S(g) +

B. PENENTUAN KALOR REAKSI Untuk menghindarkan pengaruh perubahan keadaan sistem terhadap perubahan entalpi hasil reaksi yang terjadi di dalam suatu sistem, keadaan

8.30

Kimia Dasar 1 

awal dan keadaan akhir reaksi harus memiliki suhu dan tekanan yang sama. Misalnya, dalam reaksi berikut.

A  B T,P

T,P

Keadaan sistem dapat dinyatakan pada Tabel 8. 2. Tabel 8.2. Perbedaan Keadaan Reaksi Keadaan Awal

Keadaan Akhir

T.P  mol A

T.P  mol B

Kenyataan di laboratorium, biasanya kalor reaksi diperoleh dari data hasil pengukuran suhu pada tekanan tetap, Qp = ∆H. Untuk menjelaskan bahwa perubahan entalpi reaksi tidak dipengaruhi oleh perubahan suhu karena perbedaan variabel keadaan sistem, dapat dijelaskan dengan asumsi sistem mengalami dua tahap perubahan seperti berikut. Tahap I A

 B T,P T’,P (Pada tahap ini perubahan reaktan, pada T dan P menjadi produk pada T’ dan P yang berlangsung secara adiabat, Qp = 0 atau H1 = 0).

Tahap II B  B T’,P T,P (Pada tahap ini perubahan variabel keadaan produk dari T’ dan P kembali menjadi keadaan awal T dan P. Kalor mengalir ke dalam atau keluar wadah, 2  Qp.). Jumlah kedua tahap tersebut adalah   1  2   + Qp sehingga,   Qp

 PEKI4101/MODUL 8

8.31

Qp adalah kalor reaksi, yaitu perubahan entalpi sistem yang dihasilkan dari reaksi kimia. Persamaan termokimianya secara lengkap dituliskan sebagai berikut.

A(f)  B(f)   Qp  dan  masing-masing adalah koefisien pereaksi dan produk, f adalah fasa untuk masing-masing pereaksi dan produk. Perubahan entalpi dalam reaksi kimia dapat juga dilihat berdasarkan entalpi molar H , yaitu entalpi untuk satu mol zat. Pada T dan P tertentu, entalpi molar H untuk setiap reaksi  Hproduk - Hpereaksi

(8.19)

Misal untuk reaksi pembentuk amoniak, f 3/2H2(g) + 1/2N2(g)  NH3(g) Jika f dinyatakan dalam bentuk entalpi molar zat, diperoleh f (NH3, g) = H (NH3,g) – 3/2 H (H2,g) - ½ H (N2,g) Penyusunan ulang persamaan tersebut didapat H (NH3,g) = f (NH3,g) + 3/2 H (H2,g) + ½ H (N2,g) atau secara umum H (senyawa) = f (senyawa) + H (unsur)

(8.20)

Persamaan ini memperlihatkan bahwa entalpi molar suatu senyawa adalah sama dengan total entalpi unsur-unsur yang menyusun senyawa tersebut ditambah dengan entalpi pembentukan senyawanya. Berdasarkan pada persamaan tersebut, dapat ditentukan besarnya perubahan entalpi reaksi, Hr, suatu reaksi kimia, yaitu Hr = H°f (produk) -  H°f (pereaksi)

(8.21)

C. JENIS-JENIS ENTALPI 1.

Entalpi Pelarutan Penambahan sejumlah tertentu zat terlarut ke dalam suatu pelarut tertentu pada suhu dan tekanan tertentu akan disertai dengan kalor, disebut

8.32

Kimia Dasar 1 

kalor pelarutan. Dikenal dua macam entalpi pelarutan, yaitu entalpi pelarutan integral dan entalpi pelarutan diferensial. Entalpi pelarutan integral adalah perubahan entalpi jika satu mol zat terlarut dilarutkan ke dalam n mol pelarut. Jika pelarut yang digunakan adalah air maka persamaan reaksi pelarutnya dituliskan sebagai berikut. X + n H2O  X n H2O

Hs =…………kJ

Persamaan tersebut menyatakan bahwa satu mol zat X dilarutkan ke dalam n mol air. Sebagai contoh beberapa entalpi pelarutan integral diberikan berikut ini. HCℓ (g) + 10 H2O  HCℓ.10 H2O  Hs = -69,01 kJ mol-1 Pada pengenceran tak hingga, entalpi pelarutan integral HCℓ dinyatakan sebagai HCℓ(g)  H2O HCℓ. H2O

 Hs = -74,85 kJ mol-1

Jika sejumlah dn padatan murni i, dengan perubahan entalpi H°i , ditambahkan ke dalam suatu larutan yang memiliki perubahan entalpi Hi (pada T dan P tetap) maka kalor yang diserapnya adalah dh = (Hi - H°i) dn, atau dh = (H - H° ) i i dn dh disebut sebagai kalor (entalpi) pelarutan diferensial. dn 2.

Entalpi Pembentukan Entalpi pembentukan suatu senyawa ialah perubahan entalpi yang menyertai pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya, diberi simbol Hf. Disepakati bahwa perubahan entalpi semua zat yang diukur pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm dinyatakan sebagai perubahan entalpi standar, H°f. Berdasarkan perjanjian, entalpi standar unsur dalam bentuknya yang paling stabil pada 298 K dan 1atm sama dengan nol. Misalnya unsur-unsur gas mulia, Srombik, Pputih, Cgrafit, kristal logam, O2, H2, Cℓ2 memiliki perubahan entalpi standar nol.

8.33

 PEKI4101/MODUL 8

Contoh, reaksi pembentukan 3/2 H2(g) + ½ N2(g)  NH3(g) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(  )

 Hf = – 46,0 kJ mol-1  Hf = -285,8 kJ mol-1

Contoh soal: Tuliskan reaksi pembentukan, metana (CH4), alkohol (C2H5OH), dan Fe2O3! Jawab: Reaksi pembentukan suatu senyawa berasal dari unsur-unsurnya yang stabil, koefisien reaksi senyawa yang dibentuk harus satu untuk menyatakan jumlah mol zat tersebut. a. Unsur pembentuk CH4: karbon dan hidrogen (dalam keadaan stabil sebagai C dan H2) C (s, grafit) + 2H2 (g)  CH4(g) b. Unsur pembentuk C2H5OH: karbon, hidrogen dan oksigen (dalam keadaan stabil sebagai C, H2, dan O2) 2C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) C2H5OH(  ) c. Unsur pembentuk Fe2O3: besi dan oksigen (dalam keadaan stabil sebagai Fe dan O2) 2Fe (s) + 3/2 O2(g)  Fe2O3(s) 3.

Entalpi Pembakaran Kalor yang terjadi pada reaksi pembakaran sempurna satu mol zat pada suhu dan tekanan yang tetap didefinisikan sebagai perubahan entalpi pembakaran. Contoh: Persamaan termokimia reaksi pembakaran alkohol. C2 H5 OH(  ) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O(  )  Hc = -1365,75 kJ mol-1 Persamaan termokimia pembakaran 1 mol besi. Fe (s) + 3/4 O2 (g)  ½ Fe2O3 (s)  Hc = -412,15 kJ mol-1

8.34

Kimia Dasar 1 

Contoh soal: Hitunglah perubahan entalpi reaksi pembakaran 1 mol belerang dioksida (SO2) menjadi belerang trioksida (SO3), jika diketahui data entalpi pembentukan standar zat-zat tersebut masing-masing adalah –296,8 kJ mol-1 dan –395,7 kJ mol-1 Jawab: Diketahui:  Hf , SO2 (g) = –296,8 kJ mol-1  Hf , PbO2 (s) = –395,7 kJ mol-1  Hf , O2 (g) = 0 dicari: H°r = ? Joule SO2 (s) + ½ O2 (g)  SO3 (s),

H°r = H°f, produk - H°f,,pereaksi 1 H°r = ( Hf , SO3) -  ( Hf ,SO2 ) + ( Hf O2] 2 H°c = -395,7 – (-296,8 + 0) kJ H°c = -98,9 kJ

D. HUKUM HESS Suatu reaksi kimia yang diinginkan dapat ditulis dalam bentuk rangkaian reaksi-reaksi. Jika perubahan entalpi reaksi setiap tahap tersebut diketahui maka perubahan entalpi dari reaksi yang diinginkan tersebut dapat ditentukan dengan cara mengurangkan atau menambahkan perubahan entalpi tahaptahap tersebut. Prinsip ini, yaitu perubahan entalpi reaksi ditambahkan atau dikurangi secara aljabar dikenal sebagai Hukum Hess. Kenapa seperti itu? Ingat bahwa perubahan entalpi merupakan fungsi keadaan yang besarnya tidak tergantung pada jalannya reaksi. Hukum Hess sangat bermanfaat untuk menentukan entalpi reaksi yang sulit ditentukan secara eksperimen. Contoh, reaksi yang sulit ditentukan secara eksperimen adalah C(s) + O2 (g)  CO(g) 2C(s) + 2H2 (g) + O2(g)  CH3 COOH(  ) Contoh Soal: Perubahan entalpi reaksi pembentukan gas metana,  H of

 H of sesuai dengan reaksi: C(s) + 2H2 (g)CH4(g),

 PEKI4101/MODUL 8

8.35

tidak dapat ditentukan secara eksperimen maka untuk menentukannya digunakan data kalor pembakaran standar karbon, hidrogen, metana, yang besarnya berturut-turut: – 393,5 kJ mol-1, -285,8 kJ mol-1, -285,8 kJ mol-1, -890,3 kJ mol-1 Jawab: Dari data kalor pembakaran dapat dituliskan persamaan reaksi pembakaran sebagai berikut: Diketahui: C(s) + O2(g)  CO2(g) H°298 = -393,5 kJ mol-1 H2(g) + ½ O2 (g)  H2O(g) H°298 = -285,8 kJ mol-1 CH4(g) + 202(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H°298 = -890,3 kJ mol-1 Dicari: H°298 untuk C(g) + 2H2(g) CH4(g) Untuk mendapatkan perubahan entalpi pembentukan CH 4, persamaan reaksi pembakarannya harus dibalik sehingga menjadi CO2 (g) + 2H2O(g)  CH4 (g) + 2O2(g) H°298 = 890,3 kJ mol-1 Reaksi ini dijumlahkan dengan reaksi pembakaran karbon dan hidrogen C(s) + O2 (g)  CO2 (g) H°298 = -393,5 kJ mol-1 2H2 (g) + O2(g) 2H2O(g) H°298 = -571,6 kJ mol-1 CO2 (g) + 2H2O (g)  CH4 (g) + 2O2(g) H°298 = +890,3 kJ mol-1 C(g) + 2H2 (g)  CH4 (g) H°298 = -74,8 kJ mol-1 Perubahan entalpi pembentukan CH4,  Hf adalah -74,8 kJ mol-1 Catatan: Kalau reaksi dibalik maka tanda dari energi atau kalor lainnya (entalpi) menjadi berubah. E. ENTALPI IKATAN DAN ENERGI IKATAN Pada suatu reaksi kimia antara molekul-molekul sebenarnya terjadi pemecahan ikatan yang ada dalam molekul-molekul pereaksi dan terjadi pembentukan ikatan baru antara atom-atom dengan susunan yang berbeda. Telah dikembangkan suatu metode untuk mempelajari spesies antara yang sangat reaktif, yaitu spesies yang ikatannya telah pecah dan belum tersusun

8.36

Kimia Dasar 1 

kembali. Sebagai contoh ketika gas metana, CH4 dipanaskan dengan energi yang cukup, satu atom hidrogen lepas seperti ditunjukkan oleh reaksi berikut: CH4(g) CH3(g) + H(g) Suatu kuantitas penting yang diukur adalah perubahan entalpi ketika suatu ikatan pecah dalam fasa gas, yang disebut entalpi ikatan. Entalpi ikatan adalah kalor yang menyertai disosiasi ikatan dari suatu ikatan pada molekul gas menjadi unsur-unsurnya, besarnya selalu positif karena kalor harus diberikan ke dalam kumpulan atom-atom yang stabil untuk memecahkan ikatannya, sebagai contoh entalpi ikatan C-H dalam metana adalah 438 kJmol-1 CH4(g)  CH3(g) + H(g) H°298 = 438 kJmol-1 Gas oksigen terdisosiasi menjadi atom-atom oksigen ditunjukkan oleh persamaan reaksi berikut: O2(g)  2O(g) H°298 = 498,34 kJmol-1 Nilai 498,34 kJ disebut entalpi ikatan molekul oksigen. Berdasarkan data entalpi ikatan dapat ditentukan energi ikatan antar atom-atom dalam molekul. Untuk menyelesaikan masalah ini, semua spesies dianggap sebagai gas ideal sehingga persamaan (8.18) dapat digunakan, U = H - nRT Dalam kasus molekul oksigen, n = 1 sehingga U = 498,34 kJ – (1 mol)(8,314 JK-1 mol-1) (298,15 K) (10-3 kJ/J) = 495,86 kJ Ini adalah besarnya energi rerata yang harus diberikan untuk memutuskan satu mol ikatan dalam molekul oksigen pada suhu 25°C. Pada suhu ini molekul oksigen berada dalam keadaan bervibrasi dan berotasi. Molekul dalam keadaan ini memerlukan energi lebih kecil untuk memutuskan ikatannya daripada dalam keadaan dasar. Pada nol K, semua molekul berada dalam keadaan dasar. Jika U dikoreksi terhadap nol K maka didapat energi ikatan. Untuk mengoreksinya digunakan persamaan berikut: 298

U298 = U0 +

 ΔC dT v

0

(8.22)

8.37

 PEKI4101/MODUL 8

dengan Cv adalah besarnya kapasitas kalor pada volume tetap. Berdasarkan 3 5 3 5 data CV (O.g)= R dan CV (O2.g) R diperoleh CV = 2( R) - R = ½ 2 2 2 2 R sehingga U0 = U298 – 298

= U298 – 0,5



dT

0

= 495,86 kJ – (½mol)(8,134 J K-1 mol-1) (298,15 K) (10-3kJ/J) = 495,86 kJ – 1,24 kJ = 494,62 kJ Ini adalah energi ikatan oksigen-oksigen ikatan rangkap, biasa disebut energi ikatan. Energi ikatan dapat digunakan untuk menghitung perubahan entalpi suatu reaksi melalui persamaan: o

H c = energi ikatan (pereaksi) - energi ikatan (produk)

(8.23)

Contoh soal: o

Hitung H c untuk reaksi: H2(g)+ ½ O2(g)  H2O (g), jika diketahui energi ikatan rata-rata O = O 495,0 kJ mol-1, H-H 436 kJ mol-1 dan O-H 464,4 kJ mol-1 Jawab: Persamaan reaksi H2(g) + ½ O2 (g)  H2O(g) dapat dituliskan dalam bentuk: H-H(g) + ½ O = O(g)  H-O-H(g)

Dengan menggunakan persamaan 8.23, o

H c = (1) (H-H) + ½ (O = O) – (2)(O-H) maka o

H c = (1 mol) (436 kJ mol-1) + ½ (495,0 kJ mol-1) – (2)( 464,4 kJ mol-1) o

H c =-245,3kJ mol-1,

harga sebenarnya adalah -241,84 kJ mol-1

8.38

Kimia Dasar 1 

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Hitung Ho pembakaran metanol, CH3OH jika diketahui: H of CH3OH = -238,57 kJ mol-1 H of CO2

(g)

= -393,55 kJ mol-1 , H of H2O

(g)

=-

-1

241,84 kJ mol 2) Tentukan berapa panas yang diperlukan untuk memanaskan 10 gram kapur, CaCO3(s), Massa molar = 100 gram/mol menjadi CaO(s) dan gas CO2, jika: H of CaCO3 = -1206,92 kJ mol-1 H of CO2 (g) = -393,55 kJ mol-1 , H of CaO (s) = -635,09 kJ mol-1 3) Dengan menggunakan hukum Hess, tentukan H

o c

reaksi SO2

(g)

+½

O2(g)  SO3(g), jika diketahui perubahan entalpi pembakaran gas S menjadi SO2(g) dan SO3(g) berturut-turut adalah –296,83 kJ mol-1 dan 395,72 kJ mol-1 Petunjuk Jawaban Latihan 1) Tuliskan persamaan reaksi pembakaran metanol (koefisien reaksi CH3OH harus 1), gunakan persamaan 8.21. 2) Tuliskan persamaan reaksi pemanasan CaCO3 (koefisien reaksi CaCO3 harus 1 yang menunjukkan jumlah CaCO3), hitung jumlah mol CaCO3 yang dipanaskan, hitung panas yang diperlukan untuk pemanasan sejumlah mol CaCO3 tersebut. 3) Tuliskan persamaan reaksi pembakaran belerang menjadi SO2, pembakaran S menjadi SO3. Gunakan hukum Hess untuk menghitung H

o c

SO2 (g) + ½ O2(g)  SO3(g)

R A NG KU M AN Salah satu aplikasi Hukum Pertama Termodinamika di dalam bidang kimia adalah termokimia, yaitu ilmu yang mempelajari efek panas yang terjadi baik pada proses fisis maupun dalam reaksi kimia, dikenal dua jenis proses, yaitu proses eksoterm (proses yang melepaskan kalor) dan

 PEKI4101/MODUL 8

8.39

proses endoterm (proses yang menyerap kalor). Proses yang terjadi pada volum tetap, kalor yang menyertai proses tersebut merupakan perubahan energi dalam, Qv = ∆ U, sedangkan proses yang berlangsung pada tekanan tetap Q adalah perubahan entalpi, QP = ∆ H. Entalpi molar suatu senyawa adalah sama dengan total entalpi unsur-unsur yang menyusun senyawa tersebut ditambah dengan entalpi pembentukan senyawanya sehingga Hr = H°f (produk) -  H°f (pereaksi) Jenis kalor yang menyertai suatu proses biasa dinamai dengan jenis proses tersebut, misalnya kalor pelarutan, kalor pembakaran, kalor pembentukan, dan sebagainya. Jika perubahan entalpi suatu reaksi kimia sulit ditentukan secara eksperimen maka dapat digunakan Hukum Hess. TES F OR M AT IF 3 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Jika H of CH4 = - 74,81 kJ mol-1 H of CO2(g) = - 393,55 kJ mol-1 ,

Hof H2O(g) = -241,84 kJ mol-1 maka besarnya energi yang dilepaskan pada pembakaran 1 mol gas metana adalah .... A. 802,42 kJ B. 401,42 kJ C. 80,242 kJ D. 40,142 kJ 2) Pembakaran satu mol suatu zat dalam kalorimeter bom (proses isokhor) dilepaskan kalor sebesar 393 kJ maka yang benar bagi proses tersebut .... A. ∆ H = -393 kJ B. ∆ U = +393 kJ C. Q = 393 kJ D. W = -393 kJ 3) Reaksi di bawah ini yang menunjukkan bahwa ∆H = ∆U adalah .... A. H2O(ℓ)  H2O(g) B. H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) C. H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g) D. 2 SO3(g)  2 SO2(g)+ O2(g)

8.40

4) Jika Ca + H2O  CaO + H2 H2 + ½ O2  H2O 2Ca + O2  2CaO Maka menurut hukum Hess .... A. 2x = z-2y B. x = y + z C. 2y = 2z + x D. y = z + x

Kimia Dasar 1 

∆H = x kJ ∆H = y kJ ∆H = z kJ

5) Pada reaksi manakah ∆H lebih positif dari pada ∆U? A. Ca(s) + H2O(g) CaO(s) + H2(g) B. H2(g) + I2(g) 2 HI(g) C. 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g) D. N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3 (g) 6) Perubahan entalpi reaksi berikut besarnya sama dengan energi ikatan .... A. 2 HCl(g)  H2(g) + Cl2(g) B. HCl(g)  ½ H2(g) + ½ Cl2(g) C. HCl(g)  H(g) + Cl(g) D. HCl(g)  H+(g) + Cl-(g) 7) Jika diketahui: 2 HBr(g)  H2(g) + Br2(g) ∆ H = -72 kJ maka untuk menguraikan 11,2 liter gas HBr pada keadaan standar (STP) menjadi gas H2 dan gas Br2 diperlukan kalor .... A. 72 kJ B. 36 kJ C. 18 kJ D. 9 kJ 8) Jika diketahui: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) ∆H = -92,22 kJ, energi ikatan N  N = 945 kJ mol-1, dan H-H = 436 kJ mol-1 maka besarnya energi ikatan N – H adalah .... A. 39,087 kJ mol-1 B. 78,174 kJ mol-1 C. 781,4 kJ mol-1 D. 390,87 kJ mol-1 9) Perubahan entalpi pada reaksi pengubahan arang (C, grafit) menjadi intan (C, intan) jika diketahui perubahan entalpi pembakaran grafit dan intan berturut-turut –393,514 kJ mol-1 dan –395,408 kJ mol-1 adalah .... A. 1,894 kJ mol-1 B. 18,94 kJ mol-1

8.41

 PEKI4101/MODUL 8

C. 37,88 kJ mol-1 D. 3,788 kJ mol-1 10) Manakah reaksi di bawah ini yang menunjukkan besarnya perubahan entalpi pembentukan air? A. H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ∆H = x kJ B. 2H2(g) + O2  2H2O(g) ∆H = y kJ C. H+(aq) + OH-(aq)  H2O ∆H = z kJ D. HCl(aq) + NaOH  NaCl(aq) + H2O(ℓ) ∆H = w kJ Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan modul selanjutnya. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang belum dikuasai.

8.42

Kimia Dasar 1 

Kunci Jawaban Tes Formatif Tes Formatif 1 1) C. Lihat kembali apa yang dibahas oleh termodinamika, definisi besaran intensif, fungsi keadaan, dan kalor. 2) D. Meskipun dalam wadah tertutup, pemanasan CaCO3, sistemnya merupakan sistem terbuka. 3) D. Dalam sistem terbuka terjadi baik pertukaran materi maupun kalor. 4) C. q = + 10 kalori, w = -15 kalori, jadi U = q + w = - 5 kalori (energi sistem berkurang sebesar 5 kalori). 5) A. H2O (  , 0°C,1 atm) H2O (s, 0°C, 1atm) dalam  wadah tertutup merupakan proses reversibel. 6) C. Proses ekspansi, V2 > V1, melakukan kerja (w = -), isoterm (T1= T2), U= 0, dan Q = +. 7) C. Kompresi, V1 > V2 ( w = +), isobar (P1= P2). 8) C. W = - P V  1atmx(10  5)L  5L.atm . 9) A. W = - P V  2atmx(5  10)L  10L.atm  1013,9J . 10) B. PV = nRT, untuk proses reversibel gunakan persamaan: V2

W=-

nRT

dV  V1 V

W  nRT ln

V2 , dengan V2= 10V1 V1

Tes Formatif 2 1) D. Lihat kembali hukum pertama termodinamika. 2) B. Pada V tetap, V= 0, W = 0, U = Q. 3) D. Sistem tersekat tidak terjadi pertukaran kalor, Q = 0 maka , U = W. V2

4) C. Untuk proses reversibel gunakan persamaan: W = -

nRT

dV .  V1 V

5) C. Kompresi, V1> V2, W = +, melepaskan kalor, Q = -. 6) A. Mempertahankan besarnya energi dalam berarti, U = 0, W = -Q. 7) C. U = Q + W, Q = + 100 J, W = -300 J = 2,96 L.atm W = -PV = -1 (V2- 2), V2 = 4,96 L

 PEKI4101/MODUL 8

8.43

8) D. W = -100 J, Q= +50 J, U = -50 J (untuk 1 mol gas), untuk 2 mol gas U = -100 J. 9) B. U = Q, W = 0, V = 0, V1 = V2. V 10) C. Q = + 20 kJ = +20000 J, W  nRT ln 2 = -1  8,314  300ln10 V1 = -5743 J, jadi U = + 14256,9 J = + 14,26 kJ Tes Formatif 3 1) A. Persamaan reaksi: CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O, gunakan persamaan 8.21. 2) A. Dilepaskan kalor 393 kJ, Q = -393 kJ, dalam kalorimeter bom berlaku proses isokhor (volume tetap), jadi W = 0 maka U = Q. 3) C. H = U jika n = 0, atau jumlah koefisien gas ruas kanan = jumlah koefisien gas ruas kiri. 4) A. Persamaan reaksi dua dibalik, persamaan reaksi tiga dibagi dua, dijumlahkan menghasilkan persamaan reaksi satu. 5) C. H lebih positif dari pada U jika n = + , atau jumlah koefisien gas ruas kanan > jumlah koefisien gas ruas kiri. 6) C. Energi ikatan adalah jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan suatu ikatan menjadi atom-atomnya. 7) C. Untuk menguraikan gas HBr, persamaan reaksi dibalikkan karena koefisien HBr adalah dua, artinya untuk menguraikan 2 mol HBr diperlukan kalor 72 kJ atau 36 kJ/mol. Untuk menguraikan 11,2 Liter pada STP diperlukan kalor 11,2/22,4  36 kJ. 8) D. Gunakan persamaan 8.22. 9) A. Gunakan hukum Hess. C(grafit)  C(intan) dari persamaan: C (grafit) + O2  CO2 H = -393,514 kJ/mol C (intan) + O2  CO2 H = -395,408 kJ/mol 10) A. Perubahan entalpi pembentukan air, adalah perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol air (koefisien air harus satu) dari unsurunsurnya yang stabil (gas H2 dan gas O2).

8.44

Kimia Dasar 1 

Glosarium Atmosfer standar (atm) :

Energi bebas Gibbs (G) :

Energi dalam (U)

:

Entalpi (H)

:

Entalpi ikatan

:

Entropi (S)

:

Entropi mutlak (S)

:

Fungsi keadaan

:

Hukum Hess

:

Hukum Pertama Termodinamika

:

satuan tekanan; sama dengan 101325 tekanan harian pada permukaan laut berada di sekitar satu atm. Pada barometer tinggi permukaan raksa 760 mm, dikatakan sebagai 1 atm. suatu fungsi keadaan yang didefinisikan sebagai G = H – TS, Suatu proses akan berlangsung spontan jika perubahan energi bebeas proses tersebut lebih kecil dari nol, (G < 0). jumlah energi kinetik dan potensial internal dari partikel-partikel yang menyusun sistem. suatu fungsi keadaan yang didefinisikan sebagai H = U + PV, untuk perubahan yang berlangsung pada tekanan tetap maka H = qp. perubahan entalpi, H dalam reaki fasa gas yang memutuskan ikatan kimianya. sifat keadaan suatu sistem yang menyatakan tingkat ketidakteraturan, berkaitan dengan jumlah keadaan mikro yang tersedia bagi sistem tersebut. entropi suatu zat yang dirujuk sebagai nol pada suhu nol mutlak. sifat sistem yang secara unik ditetapkan oleh keadaan yang ada bukan karena asal muasalnya. jika dua atau lebih persamaan kimia digabungkan lewat penjumlahan atau pengurangan dan menghasilkan persamaan reaksi lain maka penjumlahan atau pengurangan perubahan entalpi (H) untuk kedua persamaan reaksi tersebut juga menghasilkan perubahan entalpi yang berkaitan dengan persamaan resultantenya. perubahan energi dalam suatu sistem sama dengan kerja yang dikenakan atau dikerjakan pada/oleh sistem tersebut ditambah dengan kalor

 PEKI4101/MODUL 8

Kalor (q)

:

Kalorimeter

:

Kalorimeteri

:

Kapasitas Kalor (C)

:

Kapasitas kalor spesifik :

Keadaan standar

:

Liter-atm

:

Persamaan keadaan

:

Perubahan Entalpi peleburan (pelelehan), Hfus

:

Perubahan Entalpi pembentukan standar, (Hf) Perubahan Entalpi penguapan (Huap)

:

Perubahan spontan

:

:

8.45

yang diserap atau dilepaskan oleh sistem tersebut. U = q + w. salah satu bentuk energi, yaitu energi yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan akibat perbedaan suhu. alat untuk mengukur jumlah kalor yang mengalir antara sistem dan lingkungan. Dikenal kalorimeter bom, kalorimeter larutan, Differential Scanning Calorimeter (DSC). pengukuran jumlah kalor yang mengalir yang mengiringi perubahan suhu. banyaknya kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu benda sebesar 1 K, baik pada tekanan tetap (Cp) maupun pada volume tetap (Cv). banyaknya kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu satu gram suatu zat sebesar 1 K pada tekanan tetap. bentuk stabil dari suatu zat (unsur atau senyawa) pada tekanan 1 atm dan suhu tertentu. satuan kerja atau energi yang muncuk dalam pembahasan mengenai kerja tekanan-volum. persamaan yang berhubungan dengan suhu, tekanan, dan volume molar suatu sistem. perubahan entalpi yang terjadi pada proses pelelehan suatu zat pada tekanan tetap. Pada proses pelelehan suatu zat akan diserap sejumlah kalor sehingga Hfus berharga positif. perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya yang stabil pada keadaan standar. perubahan entalpi pada proses penguapan suatu zat. Pada proses penguapan akan diserap sejumlah kalor sehingga Huap berharga positif. perubahan yang terjadi dengan sendirinya tanpa bantuan dari luar.

8.46

Kimia Dasar 1 

Proses adiabatik

:

Proses reversibel

:

Proses tak reversibel (irreversibel)

:

Reaksi eksoterm

:

Reaksi endoterm

:

Sifat ekstensif

:

Sifat intensif

:

Siklus Carnot

:

Sistem terbuka

:

Sistem tertutup

:

Sistem

:

Teorema Kalor Nernst : Termokimia

:

proses yang terjadi pada suatu sistem yang secara termal terisolasi dari lingkungannya sehingga antara sistem dan lingkungan tidak terjadi pertukaran kalor, q = 0. proses yang berlangsung melalui sederetan keadaan kesetimbangan, dan tidak dapat dibalik dengan perubahan takhinga di bawah gaya internal. proses yang tidak berlangsung melalui sederetan keadaan kesetimbangan, dan tidak dapat dibalik dengan perubahan takhinga di bawah gaya internal. reaksi yang melepaskan kalor sehinga untuk reaksi eksoterm, H berharga negatif. reaksi yang memerlukan energi sehingga memiliki H positif. sifat yang tergantung pada jumlah zat (berbanding lurus dengan ukuran sistem). sifat yang tidak bergantung pada ukuran sistem, dan oleh karena itu sama untuk setiap subsistem. proses berdaur dengan sistem dapat balik (reversibel) yang menjalani dua lintasan isoterm dan dua lintasan adiabatik untuk kembali ke keadaan semula. sistem yang batas-batasnya memungkinkan aliran materi dan energi antara sistem dan lingkungan. sistem yang batas-batasnya dngan lingkungan tidak bisa dimasuki oleh materi. bagian nyata atau khayal dari semesta yang dikurung oleh batas-batas atau batasan matematik. perubahan entropi dalam setiap proses mendekati nol jika suhu mendekati nol. ilmu yang mempelajari pengukuran dan prakiraan efek kalor dalam reaksi kimia.

8.47

 PEKI4101/MODUL 8

Daftar Pustaka Brady, James, E. (1990). General Chemistry, Principles, dan Structure. New York: John Wiley and Sons. Castellan, G.W. (1983). Physical Chemistry. 3th ed. USA: Addison Wesley Publishing Co. Dogra SK, Dogra S. (1984). Kimia Fisik dan Soal-soal. Jakarta: UI Press. Hiskia Achmad dan M.S.Tupamahu. (1991). Penuntun Belajar Kimia Dasar Soikiometri Energetika Kimia. Penerbit Citra Adytia Bakti Bandung. Ijang Rohman, Sri Mulyani. (2000). Kimia Fisika I. JICA IMSTEP dan FPMIPA UPI Bandung. Oxtoby DavidW, Gillis H.P., Nachtrieb N.H. (2001). Prinsip-prinsip Kimia Modern. Edisi Terjemahan oleh Suminar S.A. Jakarta: Penerbit Erlangga. Oxtoby DavidW, Nachtrieb N.H. (1987). Principles of Modern Chemistry. Philadelphia: Saunders Golden Sunbrust Series. Soemaker, David P., Garland Carl W., Nibler Joseph W. (1996). Experiments in Physical Chemistry. Sixth Edition. USA: McGraw-Hill Co. Inc. Yayan Sunarya. (2000). Kimia Dasar 1. Kimia FPMIPA UPI Bandung.

Modul 9

Hukum Kedua dan Ketiga Termodinamika Dr. Omay Sumarna, M.Si.

PEN D A HU L UA N

S

ecara alami air mengalir dari tempat yang tinggi ke tempat yang rendah karena gaya gravitasi benda jatuh dari atas ke bawah. Pada tekanan udara 1 atm, air meleleh pada suhu 0°C, air menguap di siang hari, dan uap air di udara mengembun di malam hari. Proses-proses tersebut dikatakan berlangsung secara spontan, tanpa bantuan luar. Namun demikian, prosesproses sebaliknya akan merupakan suatu proses yang tidak spontan dan hanya dapat terjadi jika ada bantuan atau pengaruh dari luar, misalnya adanya energi yang bekerja padanya. Pada modul sebelumnya (Modul 8) telah dibahas hukum pertama termodinamika. Hukum ini hanya membahas bahwa energi alam semesta selalu tetap, namun tidak membahas bagaimana suatu proses itu berjalan secara spontan, berapa kalor yang diserap oleh suatu sistem dapat diubah menjadi kerja. Sedangkan dalam Modul 9 ini, Anda akan mempelajari prinsip-prinsip, konsep-konsep, dan hukum-hukum untuk menjelaskan bagaimana suatu proses baik proses kimia maupun proses fisika berlangsung secara spontan. Setelah mempelajari modul ini, Anda diharapkan dapat memahami hukum kedua dan ketiga termodinamika untuk menentukan arah suatu proses. Secara lebih terperinci Anda diharapkan dapat: 1. menyebutkan jenis-jenis proses yang spontan dan tidak spontan di alam; 2. menentukan kriteria kespontanan suatu proses; 3. mendefinisikan pengertian entropi; 4. menghubungkan perubahan entropi dengan kespontanan suatu proses; 5. menghitung perubahan entropi suatu proses pada keadaan standar; 6. merumuskan hukum kedua termodinamika; 7. merumuskan hukum ketiga termodinamika;

9.2

Kimia Dasar 1 

8.

menerapkan hukum ketiga termodinamika untuk menentukan entropi pada suhu tertentu; 9. menjelaskan pengertian energi bebas; 10. menghitung perubahan energi bebas suatu proses kimia; 11. menentukan kespontanan suatu proses berdasarkan perubahan energi bebasnya. Untuk mencapai tujuan tersebut dan memudahkan Anda untuk mempelajari Modul 9 ini maka modul ini dibagi menjadi 3 kegiatan belajar yang dapat Anda pelajari secara lebih mendalam, meliputi pembahasan tentang: 1. hukum kedua termodinamika; 2. hukum ketiga termodinamika; 3. energi bebas Gibbs. Sesuai dengan tujuan yang ingin dicapai maka pada setiap kegiatan belajar dalam modul ini, disajikan teori dan beberapa contoh soal dengan disertai penyelesaian soal, latihan untuk dikerjakan sendiri dengan disertai rambu-rambu cara penyelesaian soal, rangkuman serta soal tes formatif. Keberhasilan Anda dalam memahami konsep-konsep dasar akan sangat dipengaruhi oleh cara Anda menggunakan modul ini. Oleh karena itu, perhatikanlah langkah-langkah berikut. 1. Pahami terlebih dahulu kata-kata yang belum Anda kenal atau belum jelas. Untuk tujuan tersebut di bagian akhir setiap modul disajikan glosarium. 2. Contoh soal yang disajikan dapat Anda pelajari dengan cara penyelesaiannya yang sistematis. 3. Jika Anda sudah cukup puas dengan contoh soal yang disajikan maka Anda dapat mengerjakan contoh soal yang harus dikerjakan sendiri dengan bantuan rambu-rambu penyelesaian soal. 4. Latihan tes formatif yang tersedia coba Anda kerjakan, dengan catatan bahwa Anda telah benar-benar memahami konsep dasarnya. Cocokkan jawaban Anda dengan kunci jawaban test formatif yang ada di bagian akhir modul ini. Jangan Anda lihat kunci jawaban sebelum Anda mengerjakan tes formatif tersebut. Selamat belajar, semoga berhasil!

9.3

 PEKI4101/MODUL 9

Kegiatan Belajar 1

Hukum Kedua Termodinamika A. SIKLUS CARNOT Pada modul sebelumnya telah Anda pelajari bahwa suatu sistem dapat berubah dari satu keadaan ke keadaan lainnya. Jika sistem tersebut mengalami serangkaian perubahan keadaan namun akhirnya kembali ke keadaan semula maka sistem tersebut dikatakan mengalami proses lingkar (siklus). Misalnya, suatu gas ideal mengalami ekspansi secara isobar dari keadaan awal V1 ke keadaan akhir V2, kemudian dari keadaan kedua tersebut gas memuai lagi secara adiabat ke keadaan tiga, V3, dan dari keadaan ketiga tersebut gas kembali ke keadaan awal V1 melalui proses kompresi. Salah satu jenis proses lingkar adalah siklus Carnot. Dalam siklus Carnot suatu sistem mengalami dua lintasan isoterm dan dua lintasan adiabat agar kembali ke keadaan semula, dan setiap lintasan dilalui secara reversibel. Keempat tahap reversibel yang terjadi pada siklus Carnot digambarkan sebagai berikut:

Gambar 9.1. Siklus Carnot

9.4

Kimia Dasar 1 

Pada prinsipnya Carnot mempelajari transformasi kalor menjadi kerja dalam suatu proses lingkar. Jadi, siklus Carnot adalah mesin bahan bakar hipotetik dan ideal yang menyerap panas pada temperatur tinggi, melakukan kerja dan mengembalikan sisa panas yang diserap ke reservoir lain yang memiliki suhu lebih rendah. Secara prinsip Hukum Kedua Termodinamika diturunkan dari proses transformasi kalor secara reversibel yang beroperasi antara dua sumber kalor. Dari pengalaman ditemukan bahwa kalor tidak dapat diubah seluruhnya menjadi kerja yang setara dan bahwa semua proses spontan mempunyai arah tertentu. Kesimpulan Carnot dapat dinyatakan ulang dalam istilah yang lebih umum sebagai berikut. Tidak ada alat yang dapat memindahkan panas dari sebuah sumber yang lebih dingin ke sumber yang lebih panas tanpa adanya pengeluaran kerja (Rudolf Clausius). Tidak ada alat yang dapat mengubah seluruh panas yang diambil dari sebuah sumber menjadi kerja tanpa menimbulkan efek lain (Lord Kelvin)

Kesimpulan Carnot tersebut sesuai dengan pengalaman kita sehari-hari, misalnya (1) bahwa kalor mengalir secara spontan dari benda yang memiliki suhu lebih tinggi ke benda dengan suhu lebih rendah, dan (2) untuk mendinginkan sebuah benda selalu diperlukan kerja. Prinsip-prinsip tersebut dipakai dalam mesin pendingin dan pompa kalor Carnot. B. FUNGSI ENTROPI DAN PERUBAHAN ENTROPI Seperti yang diungkapkan dalam siklus Carnot, proses-proses di alam ini tampak menuju arah tertentu secara spontan. Tentu Anda akan bertanya “faktor-faktor apa sajakah yang menentukan spontan tidaknya suatu proses“?. Sering kali pengurangan energi potensial (suatu proses eksoterm) dipandang sebagai faktor penentu spontan tidaknya suatu proses. Namun demikian, banyak sekali proses-proses yang berlangsung secara spontan justru dengan cara menyerap kalor (peningkatan energi potensial), misalnya bensin yang diletakkan di telapak tangan (terasa dingin) dan bensin itu menguap (bensin menyerap kalor dari lingkungan, tangan kita, untuk menguap). Perubahan

9.5

 PEKI4101/MODUL 9

entalpi (H) suatu proses dapat dipandang sebagai penentu spontanitas proses itu, namun bukan satu-satunya faktor penentu, ada faktor lain yang menentukan spontanitas suatu proses. Jika kita amati proses di alam yang berlangsung secara spontan memiliki kecenderungan untuk mengarah ke keadaan sistem yang lebih tidak teratur, atau dengan kata lain proses itu menuju ke keadaan dengan derajat ketidakteraturan yang lebih tinggi. Untuk dapat memahami fenomena tersebut perhatikan Gambar 9.2 berikut.

Keadaan awal (kran tertutup)

Keadaan akhir (kran dibuka)

Gambar 9.2. Ilustrasi perubahan entropi yang positif dari suatu gas

Ruang kiri yang berisi sejumlah gas dengan ruang sebelah kanan dipisahkan oleh suatu kran yang tertutup rapat. Jika kran dibuka maka secara spontan gas yang ada di ruang kiri mengalir ke ruang kanan, sampai kedua ruangan berisi jumlah gas yang sama. Setelah keadaan akhir dicapai, molekul-molekul gas terdistribusi dalam wadah yang lebih besar dari sebelumnya sehingga gas-gas memiliki kebebasan untuk bergerak yang lebih besar. Dengan kata lain, gas-gas memiliki derajat ketidakteraturan yang lebih tinggi. Dalam bentuknya yang paling umum derajat ketidakteraturan sistem dinyatakan oleh besaran termodinamika dan dirumuskan melalui suatu fungsi, yang disebut entropi. Berikut beberapa contoh yang berhubungan dengan perubahan entropi. 1. Zat cair memiliki derajat ketidakteraturan (entropi) yang lebih besar dibandingkan dengan zat padat, sebab molekul-molekul dalam zat cair lebih mudah bergerak membentuk suatu susunan yang lebih tidak teratur. Hal ini dapat dikatakan bahwa perubahan zat padat menjadi cair (misalnya es meleleh menjadi air yang cair) memiliki perubahan entropi yang lebih besar dari nol (S > 0), proses sebaliknya merupakan proses dengan S < 0.

9.6

Kimia Dasar 1 

Misalnya:

2.

H2O(l) Fe (l) H2O(s) Fe(s)

S > 0 S > 0 S < 0 S < 0

Zat-zat yang berwujud gas, derajat ketidakteraturannya lebih besar dibandingkan dengan zat-zat tersebut dalam wujud cair maupun padat, sebab molekul-molekul gas sangat bebas bergerak. Hal ini menunjukkan bahwa perubahan dari wujud padat menjadi gas atau cair menjadi gas menyebabkan S > 0, proses sebaliknya merupakan proses dengan S < 0. Misalnya:

3.

H2O(s)  Fe(s)  H2O(l)  Fe(l) 

H2O(l)  H2O(g) H2O(s)  H2O(g) Naftalena(s)  Naftalena(g)

S > 0 S > 0 S > 0

Suatu reaksi kimia yang melibatkan jumlah molekul gas pereaksi yang lebih sedikit dibandingkan dengan jumlah molekul gas hasil reaksi akan merupakan suatu proses dengan S > 0, sebab molekul-molekul gas yang lebih banyak akan memperlihatkan derajat ketidakteraturan yang lebih tinggi. Misalnya:

N2O4(g)  2NO2(g) Mg(s) + 2HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g) 2C2H2(g) + 5O2(g)  4CO2(g) + 2H2O(g)

S > 0 S > 0 S< 0

Entropi adalah suatu fungsi keadaan yang nilainya bergantung pada variabel-variabel keadaan, seperti suhu, volume, dan tekanan. Entropi secara matematik, didefinisikan sebagai, dS = q rev / T

(9.1)

Dalam ungkapan ini qrev ialah kalor yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan secara reversibel. Oleh karena dS merupakan diferensial total maka perubahan entropi yang terjadi dalam setiap proses atau reaksi diberikan oleh persamaan:

 PEKI4101/MODUL 9

dS = S2 – S1

9.7

(9.2)

atau ( untuk perubahan besar ), S = S2 – S1

(9.3)

dengan S1 dan S2 berturut-turut ialah entropi sistem dalam keadaan-awal dan keadaan akhir. Bagi proses-proses atau reaksi kimia yang berlangsung pada tekanan dan suhu tetap, kalor yang dilepaskan atau diserap oleh sistem, qp = H sehingga untuk perubahan yang besar berlaku, H S = (9.4) T Perumusan Hukum Kedua Termodinamika Dalam setiap proses atau reaksi spontan, selalu terjadi peningkatan entropi alam semesta (Stotal > 0)

Beberapa Contoh Perhitungan Perubahan Entropi Pada pembahasan berikut ini akan diungkapkan beberapa cara untuk menghitung perubahan entropi yang terjadi pada suatu proses atau reaksi kimia. Ssistem untuk Proses Isoterm Untuk proses yang berlangsung secara reversibel dan isoterm maka berlaku: 2

dq rev 1 2 q   dq rev  rev T T T 1 1

S  

(9.5)

Di mana suatu gas ideal yang mengalami proses kompresi atau ekspansi isotermal dari keadaan awal V1 ke keadaan akhir V2 maka kalor yang diserap atau dilepaskannya adalah:

9.8

Kimia Dasar 1 

qrev = nRT ln

V2 V1

(9.6)

sehingga besarnya perubahan entropi untuk proses tersebut adalah: S = nR ln

V2 V1

(9.7)

Hal ini menunjukkan untuk proses ekspansi ( V2 > V1 ) maka entropi sistem akan bertambah, S > 0, sedangkan pada proses kompresi akan terjadi pengurangan entropi sistem. Ssistem untuk Proses Fisis 1.

Untuk proses fisis yang tidak disertai dengan perubahan fasa, misalnya air (  ) pada suhu 25°C, 1 atm dipanaskan pada tekanan tetap sampai suhu 50°C, besarnya kalor yang diserap sama dengan perubahan entalpi, qrev  dH  CpdT . Jadi untuk : H2O (  ,25°C, 1 atm)  H2O (  ,50°C, 1 atm) dS = q rev / T = dH/T = CpdT/T (9.8) Dengan asumsi bahwa Cp tidak bergantung pada suhu, S = Cp In

T2 323 = 75,6 J.K-1.mol-1 ln T1 298

S = 6,09 JK-1 mol –1 2.

Proses pengubahan fasa secara reversibel Jenis proses yang berlangsung pada suhu tetap adalah transisi fasa, seperti melelehnya suatu zat padat pada tekanan tetap. Proses ini berlangsung pada suhu beku, Tf, secara reversibel. Misalnya, proses pelelehan es pada tekanan 1 atm, suhu 0°C. Oleh karena proses ini berlangsung secara isoterm dan isobar maka perubahan entropinya dapat dihitung dengan cara mengintegrasikan persamaan 9.1:

9.9

 PEKI4101/MODUL 9

dS = q rev / T = dH/T= H/T H2O(ℓ)

(9.9)

C 100   H2O(g)

1 atm Kalor penguapan air, Hv = 40,77 kJ/mol S =

3.

40770 = 109,3 JK-1 mol –1 373

Proses pengubahan fasa secara tak reversibel Contoh: H2O (l, 25°C, 1 atm)  H2O (g, 100°C, 1 atm) Perhitungan S pada proses ini dapat dilakukan dengan cara memecahkan proses-bagian karena keadaan akhir dapat dicapai dengan cara mengubah H2O (l, 25°C) secara reversibel menjadi H2O (l, 100°C) kemudian H2O (l, 100°C) juga secara reversibel diubah menjadi H2O (g, 100°C). Diagram perubahan tersebut dapat digambarkan sebagai berikut: H2O (l, 25°C)

S

S1

H2O(g, 100°C)

S2

H2O (l, 100°C) Perubahan entropi untuk tiap proses-bagian dihitung: S = S1 + S2 = 75,6 In = 17,0 + 109,3 = 126,3 JK-1 mol –1

348 40770 + 298 373

9.10

Kimia Dasar 1 

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Hitung perubahan entropi lingkungan pada proses pembakaran gas metana yang dilakukan pada suhu 27°C jika diketahui data termodinamika berikut:  Hf , CH4(g) = –74,81 kJ mol-1  Hf , CO2(g) = –393,55 kJ mol-1  Hf , H2O(g) = -241,84 kJ mol-1 2) Jika diketahui perbedaan entropi air pada suhu 200°C dan 0°C adalah 41,94 JKmol-1. Hitung kalor yang diperlukan untuk memanaskan dua mol air dari 0°C hingga 200°C pada tekanan tetap? Petunjuk Jawaban Latihan 1) Buat persamaan reaksi pembakaran metana, data Hof digunakan untuk menghitung kalor pembakaran metana, kalor yang dilepaskan akan sama dengan kalor yang diterima oleh lingkungan, gunakan persamaan 9.4 untuk menghitung perubahan entropi lingkungan. 2) Untuk mencari Cp gunakan persamaan 9.8, untuk mencari kalor yang diperlukan pada pemanasan gunakan persamaan dH = n Cp dT. (n = jumlah mol zat)

R A NG KU M AN Secara prinsip Hukum Kedua Termodinamika diturunkan dari proses transformasi kalor secara reversibel yang beroperasi antara dua sumber kalor. Dari pengalaman ditemukan bahwa kalor tidak dapat diubah seluruhnya menjadi kerja yang setara dan bahwa semua proses spontan mempunyai arah tertentu. Tidak ada alat yang dapat memindahkan panas dari sebuah sumber yang lebih dingin ke sumber yang lebih panas tanpa adanya pengeluaran kerja (Rudolf Clausius).

 PEKI4101/MODUL 9

9.11

Tidak ada alat yang dapat mengubah seluruh panas yang diambil dari sebuah sumber menjadi kerja tanpa menimbulkan efek lain (Lord Kelvin) Proses-proses di alam menuju arah tertentu secara spontan. Perubahan entalpi (H) suatu proses dapat dipandang sebagai penentu spontanitas proses itu, namun bukan satu-satunya faktor penentu. Proses di alam yang berlangsung secara spontan memiliki kecenderungan untuk mengarah ke keadaan sistem yang lebih tidak teratur, atau dengan kata lain proses itu menuju ke keadaan dengan derajat ketidakteraturan yang lebih tinggi. Dalam bentuknya yang paling umum derajat ketidakteraturan sistem dinyatakan oleh besaran termodinamika dan dirumuskan melalui suatu fungsi, yang disebut entropi. Hukum kedua termodinamika dapat dirumuskan melalui pernyataan berikut “Dalam setiap proses atau reaksi spontan, selalu terjadi peningkatan entropi alam semesta (Stotal > 0)”.

TES F OR M AT IF 1 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Pernyataan berikut ini yang benar tentang suatu sistem dan entropi, yaitu …. A. ketika suatu sistem yang bekerja antara dua reservoir bersuhu T 1 dan T2 menyerap kalor maka seluruhnya dapat diubah menjadi kerja B. panas dapat dipindahkan dari benda yang bersuhu lebih rendah ke benda dengan suhu lebih tinggi tanpa melakukan kerja C. entropi merupakan derajat keteraturan suatu sistem D. entropi merupakan suatu fungsi keadaan sehingga besarnya perubahan entropi tidak tergantung pada jalannya proses. 2) Proses atau reaksi kimia berikut yang menunjukkan perubahan entropi positif adalah .... A. air membeku B. dry ice (CO2 padat) disimpan pada tekanan atmosfer C. pembentukan gas NH3 dari unsur-unsurnya D. besi berkarat 3) Di antara senyawa berikut, yang memiliki entropi terbesar adalah .... A. 1 mol gas CO2 B. 1 molekul CO2

9.12

Kimia Dasar 1 

C. 1 mol CO2 padat D. 1 gram gas CO2 4) Satu mol gas ideal mengalami proses ekspansi secara isoterm maka pernyataan yang benar adalah …. A. sistem menerima kerja B. energi dalam bertambah C. entropi bertambah D. entalpi berkurang 5) Proses berikut ini yang menunjukkan perubahan entropi berharga negatif adalah .... A. CaCO3(s)  CaO(s) + CO2 (g) B. 4Fe(s) + 3O2(g)  2Fe2O3 (s) C. 2NH3(g)  N2(g) + 3H2 (g) D. O2 (g)  O2 (ℓ) 6) Pada proses pemanasan air (Cp = 75,6 JK-1 mol-1) dari 25°C, 1 atm menjadi 75°C, 1 atm terjadi perubahan entropi sebesar.... A. 11,7 JK-1 mol-1 B. –11,7 JK-1 mol-1 C. 23,4 JK-1 mol-1 D. + 23,4 JK-1 mol-1 7) Jika kalor penguapan air pada 100°C, 1 atm sebesar 40,77 kJ/mol maka besarnya perubahan entropi pada proses pengembunan 2 mol air pada suhu tersebut adalah… A. 109,3 JK-1 mol-1 B. –109,3 JK-1 mol-1 C. 218,6 JK-1 mol-1 D. 218,6 JK-1 mol-1 8) Pernyataan berikut yang tidak benar mengenai proses spontan dan perubahan entropi sistem adalah .... A. semua proses yang terjadi di alam selalu disertai dengan peningkatan entropi B. untuk proses spontan, selalu berlaku Ssistem  0 C. untuk proses spontan, selalu berlaku Ssistem  Slingkungan  0 D. perubahan entropi yang positif berarti ketidakteraturan sistem meningkat

9.13

 PEKI4101/MODUL 9

9) Kenaikan entropi yang terjadi jika satu mol gas kripton dipanaskan dari 27°C sampai 227°C pada tekanan tetap (Cp = 5/2 R) adalah .... A. 14,4 J K-1 B. 28,8 J K-1 C. 44,3 J K-1 D. 88,6 J K-1 10) Pernyataan berikut yang benar, jika 1 mol gas n-butana, C4H10 dibakar pada suhu 25°C, jika diketahui  Hf , C4H10(g) = –124,73 kJ mol-1  Hf , CO2(g) = –393,55 kJ mol-1  Hf , H2O(g) = –241,84 kJ mol-1 adalah .... A. Horeaksi = –265,87 kJ mol-1 B.

Soreaksi = 8921,71 JK

C.

Horeaksi = –2658,7 J mol-1

D.

Solingkungan = –8921,71 JK-1 mol-1

Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang belum dikuasai.

9.14

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 2

Hukum Ketiga Termodinamika

J

ika suatu zat murni, misalnya gas hidrogen atau gas oksigen, didinginkan pada tekanan 1 atm sampai dicapai titik lelehnya, kemudian pendinginan diteruskan sampai dicapai titik di mana hidrogen atau oksigen tersebut menjadi padat. Jika zat-zat tersebut dalam wujud padatnya membentuk kristal sempurna (kristal sempurna adalah kristal yang tanpa cacat kristal dan hanya terdapat satu kemungkinan susunan partikel-partikelnya, juga semua partikel memiliki energi yang sama) dan suhunya diturunkan terus secara kontinu maka jumlah ketidakteraturan dalam kristal juga berkurang. Pendinginan sampai 0 K menyebabkan semua gerak translasi dan gerak rotasi molekulmolekul tersebut terhenti dan molekul-molekul tersebut mengambil kedudukan tertentu dalam kristal. Dalam keadaan ini molekul hanya memiliki energi vibrasi (di samping energi elektron dan energi inti) yang setara. Seandainya padatan pada 0 K tersebut kita panaskan sampai dicapai suhu T di bawah titik lelehnya maka transformasi padatan dari suhu 0 absolut ke suhu T pada tekanan tetap digambarkan seperti berikut ini: Padatan (0 K, 1 atm)  Padatan (T,1 atm) Perubahan entropi zat tersebut pada tekanan tetap dituliskan melalui persamaan: T

Cp dT 0 T

S  ST  S0  

(9.10)

T

atau

Cp dT 0 T

ST  S0  

(9.11)

Persamaan 9.11 di atas menunjukkan, bahwa peningkatan entropi hanya diakibatkan oleh peningkatan suhu, sebab Cp selalu berharga positif. S0 merupakan entropi pada 0 K dan merupakan entropi yang terkecil. M. Planck (1913) mengusulkan bahwa S 0 berharga nol untuk setiap kristal murni yang sempurna. Jadi, entropi kristal murni yang sempurna adalah nol pada suhu nol absolut. Pernyataan tersebut dikenal sebagai hukum Ketiga

9.15

 PEKI4101/MODUL 9

Termodinamika. Kristal sempurna dapat didefinisikan sebagai kristal di mana tiap atom atau molekul berorientasi dan ditempatkan selayaknya. Misalnya, padatan CO pada 0 K akan membentuk kristal sempurna, jika orientasi molekul-molekulnya seperti pada Gambar 9.3a berikut ini. CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO CO Susunan molekul sangat teratur (S = 0) (a)

CO CO CO CO CO CO OC CO CO CO CO CO OC CO CO CO OC CO CO OC OC CO CO OC CO CO CO CO CO CO Susunan molekul tidak teratur (S  0 ) (b)

Gambar 9.3. Susunan Molekul CO pada 0 K

Hukum ketiga dapat diterapkan pada persamaan (9.11) untuk menghitung entropi standar setiap zat murni pada sembarang suhu. T

Cp dT 0 T

ST  

(9.12)

ST disebut entropi mutlak padatan pada suhu T dan tekanan P. Jika tekanannya 1 atm maka entropi itu disebut entropi standar, S0T sehingga persamaan di atas dapat ditulis sebagai: T

Cp dT 0 T

S0T  

(9.13)

A. PERUBAHAN ENTROPI PADA REAKSI KIMIA Dalam suatu reaksi kimia entropi dapat berubah disebabkan oleh beberapa faktor, di antaranya (1) perubahan dalam jumlah atom, ion atau molekul di dalam sistem, (2) perubahan fasa, (3) perubahan dalam struktur. Perhatikan sembarang reaksi kimia,

9.16

Kimia Dasar 1 

       C +  D Perubahan entropi standar untuk reaksi tersebut dapat dihitung dari data entropi keadaan standar. Perubahan entropi merupakan selisih entropi total hasil reaksi dan entropi total pereaksi. Perubahan entropi bagi reaksi ini diberikan oleh

So =  So (produk) -  So (pereaksi) =  SC +  SD   S   S

(9.14)

Persamaan 9.14 mengisyaratkan bahwa jumlah mol zat-zat yang terlibat harus diperhitungkan. Oleh karena entropi juga merupakan fungsi keadaan (besarnya perubahan entropi suatu reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir) maka hukum Hess juga dapat diterapkan dalam perhitungan perubahan entalpi suatu reaksi. Entropi setiap zat dapat dihitung melalui hukum ketiga termodinamika (dari data termodinamika), atau secara statistik dengan menggunakan data spektroskopi. Dalam buku data hasil perhitungan ini biasanya diberikan dalam keadaan standar pada 25°C. Entropi molar standar adalah besarnya entropi untuk satu mol zat dan digunakan untuk menghitung perubahan entropi dalam reaksi kimia pada 25°C dan 1 atm, seperti halnya perubahan entalpi pembentukan standar yang dikombinasikan untuk mendapatkan perubahan entalpi reaksi dengan menggunakan hukum Hess. Jika semua zat yang terlibat dalam reaksi berada dalam keadaan standar maka perubahan entropi bagi reaksi di atas ialah, S  =  S  C +  S 

D

  S



  S 

(9.15)

Contoh soal: 1. Tentukan perubahan entalpi yang terjadi pada proses pembuatan kapur tohor (CaO) dari CaCO3(s), jika diketahui S  (CaCO3)= 92,9 JK-1mol-1 , S  (CaO) = 38,8 JK-1 mol-1, S  (CO2) = 213,6 JK-1 mol-1. Jawab: CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) Perlu diingat bahwa koefisien reaksi menunjukkan jumlah mol dari zat yang terlibat.

 PEKI4101/MODUL 9

9.17

S  = S  (CaO) + S  (CO2)  S  (CaCO3) = (38,8 + 213,6 – 92,9) JK-1 = 160,5 JK-1 2.

Hitung perubahan entropi standar untuk reaksi: 2NiS(s) + 3O2(g)  2SO2(g) + 2NiO(s) Jika diketahui entropi standar (J K mol-1 ): NiS(s) = 53 ; O2(g) = 205,03; SO2(g) = 248,11; NiO(s) =38 Jawab: S  = 2 S  (SO2 ) + 2 S  (NiO)  [2 S  (NiS) + 3 S  (O2 )] = 2 mol (248,11JK-1mol-1) + 2 mol (38 JK-1mol-1) – 2 mol (53 JK-1mol-1)-3 mol (205,03 JK-1mol-1) = -149,13 J/K

B. PERUBAHAN ENTROPI SEBAGAI PERSYARATAN KESPONTANAN REAKSI Untuk mengetahui apakah suatu reaksi dapat terjadi secara spontan pada kondisi tertentu maka sesuai dengan yang telah dijelaskan di bagian sebelumnya perlu diselidiki apakah bagi reaksi tersebut, Ssistem + S1ingkungan > 0

(9.16)

Contoh Soal: 1) Apakah akan terjadi reaksi jika serbuk tembaga (Cu) ditambahkan pada larutan perak nitrat (AgNO3)? Dengan kata lain, apakah reaksi, Cu(s) + 2 Ag +(aq)  Cu2+(aq) + 2Ag(s), merupakan reaksi spontan? Data termodinamika: S  (J K mol-1) : Cu2+ = -99,6; Ag = 42,6; Cu = 33,3; Ag + = 72,7. H  f (kJ.mol-1 ) : Cu2+ = 64,8; Ag + = 105,6 Untuk memudahkan perhitungan, diasumsikan keadaan standar dan suhu 298 K. Perubahan entropi sistem:

9.18

Kimia Dasar 1 

S  = S  (Cu2+)+ 2 S  (2 Ag)  S  (Cu)  2 S  ( Ag +) = -99,6 + 2(42,6) – 33,3 – 2(72,7) = -19,30 JK-1 Perubahan entropi lingkungan dapat dihitung dari ungkapan, Slingkungan =

H T

(9.17)

dengan H ialah perubahan entalpi bagi reaksi tersebut. Besaran ini dapat dihitung (untuk standar) berdasarkan persamaan 9.19 H reaksi = H  f (Cu2+) - 2 H  f ( Ag +) = 64,8 – 2(105,6) = -146,4 kJ = -146400 J (  146400 J) Jadi, Slingkungan = 298 K Slingkungan = 491,3 JK-1 sehingga S  + Sl = -193,0 + 491,3 = 298,3 JK-1 Berdasarkan persamaan 9.16, bahwa reaksi akan spontan jika Ssistem + S1ingkungan > 0 maka ketika serbuk tembaga masuk ke dalam larutan perak nitrat akan terjadi reaksi secara spontan karena Stotal berharga positif. Di laboratorium Anda akan mengamati ketika serbuk tembaga (berwarna merah bata) dimasukkan ke dalam larutan perak nitrat (tak berwarna), tembaga akan larut dan muncul endapan perak secara spontan. 2) Pada suhu kamar, uap air mengembun secara spontan menjadi air: H2O(g)  H2O(l) Uap air air S  = 188,7 JK-1 mol –1 S  = 70,0 JK-1 mol –1 Pada proses ini terjadi penurunan entropi, S  = -118,7 JK-1 mol –1 (ingat! wujud cair lebih teratur daripada gas). Namun demikian, pada

 PEKI4101/MODUL 9

9.19

proses pengembunan terjadi pelepasan energi (suatu proses yang eksoterm),  H2O(l) H = -44,1 kJ mol-1 H Slingkungan = = -(- 44100)/298 JK-1 mol –1 T = 148,0 JK-1 mol –1  S + Sl = -118,73,0 + 148 = 29,3 JK-1mol-1 Karena S  + Sl > 0 maka proses pengembunan uap air pada suhu kamar berlangsung secara spontan. Bisakah Anda menjelaskan mengapa air tidak membeku secara spontan pada suhu kamar? H2O(g)

3) Terjadi reaksikah jika serbuk tembaga dimasukkan ke dalam larutan seng sulfat? Cu(s) + Zn 2+(aq)  Cu2+(aq) + Zn(s), S  = -203,3 J K mol-1 H  = 218,66 kJ.mol-1 Bagi reaksi tersebut: S  (sistem) = -203,3 J K mol-1  S (lingkungan) = -218660/298 J K mol-1 = -733,8 J K mol-1 S  (total) = (-203,3 –733,8) J K-1 .mol-1 = -937,1 J K-1 .mol-1  Oleh karena S (total) < 0 maka ketika serbuk tembaga dimasukkan ke dalam larutan seng sulfat tidak akan terjadi reaksi secara spontan. C. KETERGANTUNGAN ENTROPI PADA SUHU Ketergantungan entropi pada suhu dapat diperoleh dengan mendiferensialkan persamaan:

So =  So (produk) -  So (pereaksi) terhadap suhu.  (So produk )   (Spereaksi )   (S)         T  T T  P  P P 

9.20

Kimia Dasar 1 

ΔCop )  (ΔS)   T   T  P Hasil diferensiasi pada suhu To dan T adalah

SoT



o STo

T

Cop )

To

T

 

dT 

(9.18)

Jika pada rentang suhu pengukuran tertentu Cp tidak banyak bergantung pada suhu maka Cp dapat dianggap sebagai tetapan dan persamaan 9.17 dapat diintegrasikan menghasilkan persamaan berikut:

T2 (9.19) T1 dengan S1 dan S2 berturut-turut ialah perubahan entropi pada suhu T 1 dan pada suhu T2. S2 - S1 =  Cpℓn

Contoh: Perubahan entropi pembentukan standar NH3 pada 25°C adalah –99,4 JK-1. Berapakah perubahan entropi pembentukan NH3 pada suhu 127°C dan 1 atm? Jika diketahui Cop = (-28,5 – 0,00295 T) JK-1 Jawab: Diketahui: ½N2(g) + 3/2 H2(g)

S298 Cop

 NH3(g) = -99,4 JK-1 = -28,5 –0,00295T JK-1

dicari: perubahan entropi pada 400 K, S400 = ? JK-1

S400 = S298 +

400

Cop

298

T



Cop = (-28,5 –0,00295) T

dT

9.21

 PEKI4101/MODUL 9

S400 = S298 +

400 

  298 

 28,5  0, 0295 dT  T 

400   = S298 +  28,5ln  0, 00295(400  298)  JK 1 298   -1 = (-99,4 – 8,39 – 0,300) JK = -108,09 JK-1 Perubahan entropi pembentukan standar NH3 pada 400 K adalah –108,09 JK-1 LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Hitung perubahan entropi bagi reaksi pembakaran gas metana yang dilakukan pada suhu 25°C, jika diketahui data termodinamika berikut: S°(25°C), CH4 (g) = 186,15 JK-1 mol-1 S°(25°C), CO2(g) = 213,63 JK-1 mol-1 S°(25°C), H2O(g) = 188,72 JK-1 mol-1 2) Tentukan perubahan entropi yang terjadi pada pemanasan kapur (CaCO3), sesuai dengan reaksi: CaCO3(s)  CaO(s) + CO2 (g) S298  160,5 J/K jika pemanasan dilakukan pada suhu 227°C. Cp (CaCO3) = 81,9 JK-1mol-1 Cp (CaO) = 42,8 JK-1mol-1 Cp (CO2) = 37,1 JK-1mol-1 Cp dianggap tidak dipengaruhi oleh suhu. Petunjuk Jawaban Latihan 1) Buat persamaan reaksi pembakaran metana, data S° (25°C) digunakan untuk menghitung perubahan entropi pembakaran metana, melalui persamaan 9.15.

9.22

Kimia Dasar 1 

2) Untuk mencari perubahan entropi pada suhu yang lain gunakan persamaan 9.19.

R A NG KU M AN 1.

Seperti halnya hukum Kedua Termodinamika, hukum Ketiga Termodinamika dapat diungkapkan dengan berbagai cara. a. Harga entropi zat padat murni (kristal sempurna) atau zat cair murni mendekati nol pada 0 K (Planck) limT0 S = 0 b. Definisi paling umum” Jika entropi setiap unsur dalam beberapa keadaan kristal dianggap nol pada 0 K maka setiap zat mempunyai harga entropi positif tertentu, tetapi pada 0 K S = 0, demikian juga dalam hal zat kristal sempurna (Lewis dan Randall). 2. Hukum Ketiga dapat diterapkan untuk menghitung entropi standar setiap zat murni pada sembarang suhu. T Cp ST   dT 0 T ST disebut entropi mutlak padatan pada suhu T dan tekanan P. Jika tekanannya 1 atm maka entropi itu disebut entropi standar, S0T sehingga persamaan di atas dapat ditulis sebagai: T Cp S0T   dT 0 T 3.

4.

5.

Dalam suatu reaksi kimia entropi dapat berubah disebabkan oleh (a) perubahan dalam jumlah atom, ion atau molekul di dalam sistem, (b) perubahan fasa, (c) perubahan dalam struktur. Oleh karena entropi juga merupakan fungsi keadaan (besarnya perubahan entropi suatu reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir) maka hukum Hess juga dapat diterapkan dalam perhitungan perubahan entalpi suatu reaksi. Untuk mengetahui apakah suatu reaksi dapat terjadi secara spontan pada kondisi tertentu maka digunakan persamaan untuk reaksi yang spontan Ssistem + S1ingkungan > 0

9.23

 PEKI4101/MODUL 9

6.

Ketergantungan entropi pada suhu dinyatakan melalui persamaan: S2 - S1 = Cp ℓn

T2 T1

dengan S1 dan S2 berturut-turut ialah perubahan entropi pada suhu T1 dan pada suhu T2. TES F OR M AT IF 2 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Suatu zat didinginkan sampai 0 K maka yang harganya tidak sama dengan nol adalah .... A. energi rotasi B. energi translasi C. energi vibrasi D. entropi 2) Besaran berikut ini yang dapat ditentukan dengan pasti adalah .... A. entalpi B. energi dalam C. energi bebas Gibbs D. entropi 3) Jika reaksi A + 3B  2C, S > 0 maka hal ini menunjukkan bahwa .... A. reaksi tersebut spontan B. reaksi tersebut endoterm C. produk C pasti berwujud gas D. entropi C pasti lebih besar daripada entropi B 4) Suatu reaksi berlangsung dengan cara menyerap panas. Jika perubahan entropi sistem berharga positif maka pernyataan yang benar adalah .... A. entropi lingkungan berharga negatif B. entropi total pasti berharga positif C. reaksi tersebut pasti berlangsung spontan D. reaksi pasti berlangsung reversibel

9.24

Kimia Dasar 1 

5) Entropi gas CO2 pada suhu 25°C adalah 213,63 JK-1mol-1 dan Cp = 37,11 JK-1mol-1. Jika harga Cp tidak dipengaruhi oleh suhu maka besarnya entropi gas tersebut pada suhu 100°C adalah .... A. 221,20 JK-1mol-1 B. 265,08 JK-1mol-1 C. 110,60 JK-1mol-1 D. 137,54 JK-1mol-1 6) Perubahan entropi yang terjadi jika 2 mol amonia (Cp = 29,9 + 2,61.10 3 T JK-1mol-1) dipanaskan dari 27°C hingga 527°C pada tekanan tetap adalah .... A. 30,64 JK-1mol-1 B. 61,28 JK-1mol-1 C. 30,64 kJK-1mol-1 D. 61,28 kJK-1mol-1 7) Diketahui reaksi: CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g), So (CO)  197,56 JK-1mol-1

So (CO2 )  213,63 JK-1mol-1 So (O2 )  205,03 JK-1mol-1 maka perubahan entropi yang terjadi adalah …. A. 86,45 JK-1mol-1 B. 43,26 JK-1mol-1 C. - 86,45 JK-1mol-1 D. - 43,26 JK-1mol-1 8) Untuk reaksi: 3A(g) + B(g)  2C(g) H298 = - a kJ/mol maka besarnya perubahan entropi lingkungan jika reaksi berlangsung pada 400K adalah .... A. 1000a/298 JK-1mol-1 B. 1000a ln(400/298) JK-1mol-1 C. 1000a/298 + Cp ln(400/298) JK-1mol-1 1000a 400 Cp   dT JK-1mol-1 D. 298 298 T 9) Untuk dapat menentukan suatu reaksi atau proses berlangsung secara spontan maka data berikut yang diperlukan adalah .... A. cukup Hreaksi B. fasa zat yang terlibat dalam reaksi dan Hreaksi

9.25

 PEKI4101/MODUL 9

C. S dan Hreaksi D. fasa zat yang terlibat dalam reaksi dan S 10) Pernyataan berikut yang benar mengenai hukum ketiga termodinamika adalah .... A. perubahan energi dalam merupakan hasil penjumlahan dari kalor dan kerja B. proses di alam cenderung memperlihatkan kenaikan entropi C. entropi dari setiap zat murni (unsur atau senyawa) dalam keadaan kesetimbangan mendekati nol pada suhu nol absolut D. pada mesin yang bekerja antara dua reservoir bersuhu T 1 dan T2 kalor yang diserap sistem tidak dapat diubah seluruhnya menjadi kerja Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar

 100%

Jumlah Soal Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang belum dikuasai.

9.26

Kimia Dasar 1 

Kegiatan Belajar 3

Energi Bebas Gibbs

H

ukum kedua termodinamika didasarkan pada perubahan entropi total (entropi sistem dan entropi lingkungan) untuk meramalkan kespontanan suatu proses. Penggunaan entropi sebagai kriteria kespontanan suatu proses atau reaksi kimia tidak praktis karena memerlukan perhitungan perubahan entropi lingkungan agar diperoleh perubahan entropi total. Berikut ini akan diturunkan suatu persyaratan lain bagi kriteria kespontanan suatu proses atau reaksi kimia yang hanya menggunakan sifat dari sistem saja. Jika Sas ialah perubahan entropi yang terjadi di alam semesta maka bagi setiap proses spontan berlaku, Sas>0. Dengan memandang alam semesta itu sebagai sistem + lingkungan maka dapat pula dikatakan bahwa untuk semua proses spontan berlaku persamaan 9.16, Ssistem + S1ingkungan > 0 Peningkatan entropi lingkungan diakibatkan oleh kalor yang dilepaskan oleh sistem ke lingkungan dibagi oleh temperatur pada saat perpindahan kalor tersebut. S1ingkungan =

q lingkunan T

Jika proses berlangsung pada tekanan, dan suhu yang tetap maka kalor yang dilepaskan ke lingkungan sama dengan perubahan entalpi sistem (qlingkungan = - Hsistem) sehingga S1ingkungan =

Hsistem T

Sesuai dengan hukum kedua termodinamika, bahwa untuk proses atau reaksi kimia yang spontan terjadi peningkatan entropi (Stotal > 0) maka dari persamaan 9.16 dan 9.17, diperoleh hubungan

 PEKI4101/MODUL 9

Hsistem >0 T TSsistem - Hsistem > 0 Ssistem +

atau

9.27

(9.20) (9.21)

Hal ini berarti hahwa besaran H - TSsistem < 0 karena proses berlangsung pada suhu tetap, kita dapat menuliskan kembali persamaan tersebut menjadi, (Hsistem - TSsistem ) < 0

(9.22)

Hal ini menunjukkan bahwa untuk proses-proses yang berlangsung secara spontan akan selalu berlaku (Hsistem - TSsistem ) < 0. Dalam termodinamika besaran H – TS merupakan fungsi keadaan baru yang didefinisikan sebagai energi bebas Gibbs. G = H – TS

(9.23)

Untuk perubahan energi bebas sistem yang berlangsung pada tekanan dan suhu tetap berlaku G = H – TS (9.24) Hal ini menunjukkan bahwa faktor-faktor pendorong yang menentukan kespontanan suatu reaksi atau proses adalah H dan S. Sesuai dengan persamaan (9.22) maka proses atau reaksi kimia yang berlangsung secara spontan akan berlaku: G < 0 (T,P tetap) proses atau reaksi berlangsung spontan

(9.25)

Jadi, setiap reaksi spontan yang berlangsung pada suhu dan tekanan tetap akan selalu diikuti dengan penurunan energi bebas Gibbs sistem atau dengan kata lain perubahan energi bebas Gibbs merupakan kriteria spontanitas suatu proses atau reaksi kimia yang terjadi pada suhu dan tekanan tetap. Untuk dapat memprediksi apakah suatu proses atau reaksi kimia dapat berlangsung pada P dan T tertentu secara spontan kita tinggal menentukan tanda perubahan energi bebas Gibbs (G). Perubahan energi bebas Gibbs, G dapat dipandang sebagai daya pendorong proses, sebab setiap proses atau

9.28

Kimia Dasar 1 

reaksi kimia yang terjadi secara spontan selalu disertai dengan penurunan energi bebas Gibbs sistem (pada P, T tetap). Berdasarkan kriteria kespontanan, G < 0 maka beberapa kemungkinan akan terjadi. 1. Untuk proses atau reaksi kimia yang melepaskan panas (eksoterm, H < 0) dan S > 0 (keadaan akhir sistem menjadi lebih tidak teratur) maka proses akan berlangsung secara spontan pada temperatur berapa saja (suhu mutlak, T selalu berharga positip) sebab G < 0. 2. Untuk proses atau reaksi kimia yang menyerap panas (endoterm, H > 0) dan S < 0 (keadaan akhir sistem menjadi lebih teratur) maka proses akan berlangsung secara tidak spontan pada temperatur berapa saja (suhu mutlak, T selalu berharga positif), sebab G > 0. 3. Untuk proses atau reaksi kimia dengan H > 0 dan S > 0 maka temperatur memegang peranan penting dalam menentukan apakah suatu proses akan berlangsung secara spontan atau tidak. Proses yang berlangsung pada suhu tinggi menyebabkan G < 0 atau proses berlangsung secara spontan. 4. Kebalikan dari kasus yang ketiga, untuk proses atau reaksi kimia dengan H < 0 dan S < 0 hanya akan berlangsung secara spontan (G < 0) jika proses berlangsung pada suhu yang rendah. Perhitungan Perubahan Energi Bebas, G a. Perhitungan dari data H dan S Persamaan (9.24) merupakan persamaan yang memberikan hubungan antara G, H dan S pada suhu tertentu yang tetap. Contoh: Apakah reaksi CaO(s) + CO2(g)  CaCO3(s)berlangsung secara spontan? 

H 298 = -178,3 kJ 

S 298 = -160,5 J/K 





G 298 = H 298 -TS 298 = -178,3 kJ – 298(-160,5)10-3 kJ = -130,5 kJ 

G 298 < 0, sesuai dengan persamaan 9.25 maka reaksi tersebut berlangsung secara spontan.

9.29

 PEKI4101/MODUL 9

b.

Perhitungan dengan menggunakan data Energi Bebas Pembentukan Standar, G

 f

Besarnya energi bebas Gibbs mutlak suatu senyawa tidak dapat kita tentukan sehingga kita perlu mendefinisikan energi bebas Gibbs molar 

pembentukan standar, G f , seperti halnya entalpi molar pembentukan 

standar, H f . G

 f

suatu senyawa didefinisikan sebagai perubahan

energi bebas Gibbs pada pembentukan satu mol senyawa dari unsurunsurnya pada keadaan standar. Untuk reaksi dengan persamaan seperti di bawah ini: A+B C+D Perubahan energi bebas bagi reaksi ini diberikan oleh, G =  GC +  GD -  GA -  GB

(9.26)

dan dalam keadaan standar, G = Gc  GD  GA  GB

(9.27)

Dari perjanjian diketahui bahwa: “energi bebas standar unsur = 0 pada semua suhu“ Suatu implikasi penting dari perjanjian ini adalah sebagai berikut. Perhatikan, misalnya, reaksi pembentukan Fe2O3 dari unsurunsurnya: 3 2Fe(s)+ O2(g)  Fe2O3(s) 2 (Ingat! koefisien reaksi zat yang dibentuk harus 1 yang menunjukkan pembentukan satu mol zat). Perubahan energi bebas standar bagi reaksi pembentukan Fe 2O3 adalah: 3 G   G c (Fe2 O3 )  2G  (Fe)  G  (O2 ) 2 Fe, dan O2 adalah unsur dan menurut perjanjian di atas energi bebas standarnya nol sehingga G = Gc (Fe2 O3 )

9.30

Kimia Dasar 1 

Dengan demikian, perubahan energi bebas pembentukan standar, G

 f

suatu senyawa merupakan besarnya perubahan energi yang terjadi dalam suatu reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya (semua zat dalam keadaan standar). Pada reaksi pembentukan Fe 2O3, G= Gc (Fe2 O3 ) sehingga G (Fe2O3)=  Gc (Fe2 O3 ) . Dengan menggunakan data energi bebas pembentukan standar, pada suhu 25°C (satuan kJ/mol atau kkal/mol) dapat ditentukan besarnya perubahan energi bebas standar suatu reaksi. Perhatikan kembali persamaan reaksi berikut: A+B C+D Perubahan energi bebas bagi reaksi ini pada keadaan standar diberikan oleh G = Gf ,c  Gf,D  Gf ,  Gf ,B

(9.28)

Contoh: Jika diketahui G f (CaO) = -604,05 kJ mol-1

G f (CO2 ) = -394,36 kJ mol-1, G f (CaCO3) = -1128,84 kJ mol-1 Tentukan perubahan energi bebas reaksi CaO(s) + CO2(g)  CaCO3(s), apakah reaksi tersebut berlangsung secara spontan? Jawab: G = Gf ,CaCO3  Gf,CaO  Gf ,CO2 G = -1128,84 kJ – (-604,05) kJ - (-394,36 kJ = -130,43 kJ karena G < 0 maka reaksi berlangsung secara spontan.

 PEKI4101/MODUL 9

9.31

LAT IH A N Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas, kerjakanlah latihan berikut! 1) Hitung perubahan energi bebas Gibbs, bagi reaksi pembakaran gas metana yang dilakukan pada suhu 25°C, jika diketahui data termodinamika berikut: G f CH4(g) = -50,75 kJ mol-1

G f CO2 (g) = -394,36 kJ mol-1, G f H2O(g) = -228,59 kJ mol-1 2) Tentukan perubahan energi bebas Gibbs yang terjadi pada reaksi: NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(g) jika diketahui: Hf (NH3) = -46,11 kJ K-1mol-1

Hf (HCl )

= -92,31 kJK-1mol-1

Hf (NH4Cl) = -314,43 kJK-1mol-1 S° (NH3) S° (HCl ) S° (NH4Cl)

= 192,34 JK-1mol-1 = 186,80 JK-1mol-1 = 94,6 JK-1mol-1

3) Tentukan perubahan energi dalam pada proses transisi fasa 1 mol air untuk membentuk es pada 0°C: H2O(l)  H2O(s) H = -6,007 kJ Petunjuk Jawaban Latihan 1) Buat persamaan reaksi pembakaran metana, data G f digunakan untuk menghitung perubahan energi bebas Gibbs pembakaran metana, melalui persamaan 9.28. 2) Gunakan persamaan 8.16 untuk mencari H reaksi, dan persamaan 9.14 untuk mencari S. Dengan menggunakan persamaan 9.24 hitung G pada suhu 298K.

9.32

Kimia Dasar 1 

3) Proses pembekuan air berlangsung secara reversibel sehingga perhitungan perubahan entropi dapat digunakan persamaan 9.9, untuk menghitung G gunakan persamaan 9.24. R A NG KU M AN Reaksi spontan yang berlangsung pada suhu dan tekanan tetap akan selalu diikuti dengan penurunan energi bebas Gibbs sistem sehingga perubahan energi bebas Gibbs, G dapat dipandang sebagai daya pendorong proses. Untuk dapat memprediksi apakah suatu proses atau reaksi kimia dapat berlangsung pada P dan T tertentu secara spontan kita tinggal menentukan tanda perubahan energi bebas Gibbs (G). Berdasarkan kriteria kespontanan, G < 0 maka beberapa kemungkinan akan terjadi seperti berikut ini. 1. Untuk proses atau reaksi kimia dengan H < 0 dan S > 0, proses akan berlangsung secara spontan pada temperatur berapa saja. 2. Untuk proses atau reaksi kimia dengan H > 0 dan S < 0, proses akan berlangsung secara tidak spontan pada temperatur berapa saja. 3. Untuk proses atau reaksi kimia dengan H > 0 dan S > 0, proses berlangsung spontan pada suhu tinggi. 4. Untuk proses atau reaksi kimia dengan H < 0 dan S < 0 hanya akan berlangsung secara spontan jika proses berlangsung pada suhu yang rendah.

TES F OR M AT IF 3 Pilihlah satu jawaban yang paling tepat! 1) Bagi reaksi 2A + B  3C, S > 0 maka pernyataan di bawah ini yang benar adalah …. A. reaksi tersebut berlangsung spontan B. reaksi tersebut melepaskan panas C. jika H > 0, reaksi akan spontan pada suhu tinggi D. jika G < 0, reaksi akan spontan pada suhu rendah

 PEKI4101/MODUL 9

9.33

2) Suatu gas mengalami kompresi pada suhu dan tekanan tetap dengan cara melepaskan panas maka pernyataan yang benar adalah …. A. S > 0 B. U > 0 C. H > 0 D. G > 0 3) Suatu proses atau reaksi tidak akan berlangsung spontan jika .... A. G > 0 B. S > 0 C. H > 0 D. G = 0 4) Jika diketahui G f C3H8(g) = -23,49 kJ mol-1

G f CO2(g) = -394,36 kJ mol-1, G f H2O(g) = -228,59 kJ mol-1 maka besarnya perubahan energi bebas reaksi pembakaran C3H8(g) adalah .... A. 273,70 kJ mol-1 B. 2737,03 kJ mol-1 C. –273,70 kJ mol-1 D. -2737,03 kJ mol-1 5) Jika diketahui G f CO2(g) = -394,36 kJ mol-1, H f CO2(g) = -393,51 kJ mol-1 So (CO2 )  213,63 JK-1mol-1, So (O2 )  205, 03 JK-1mol-1 maka besarnya entropi standar unsur karbon (C grafit) adalah …. A. 0 JK-1mol-1 B. 5,7 JK-1mol-1 C. 11,4 JK-1mol-1 D. 17,4 JK-1mol-1 6) Proses perubahan fasa air dari gas menjadi cair di malam hari berlangsung secara spontan, hal ini disebabkan karena .... A. H< 0, S < 0, suhu rendah B. H < 0, S > 0 C. H > 0, S > 0, suhu rendah D. G = 0

9.34

Kimia Dasar 1 

7) Bagi reaksi SO3(g) + H2O(l)  H2SO4(l) yang berlangsung pada 298K memiliki H° = -132,44 kJ mol-1 , dan S°= -169,66 JK-1mol-1 maka data berikut yang benar adalah .... A. H = +132,44 kJ mol-1 B. S = -50558 kJ mol-1 C. G = -81,88 kJ mol-1 D. S° (SO3) = 456 J K-1 mol-1 8) Suatu proses berlangsung pada 1 atm, dan 500K disertai dengan penurunan entalpi sebesar 42 kJ dan penurunan entropi sebesar 84 J/K maka proses tersebut berlangsung .... A. secara spontan B. reversibel C. secara adiabatis D. tidak spontan 9) Reaksi A(g) + B(g)  3C(g) berlangsung pada P dan T tetap merupakan reaksi yang endoterm maka yang benar adalah .... A. H > 0, S > 0 B. H < 0, S > 0 C. H < 0, S < 0 D. G < 0 10) Jika pada 1 atm perubahan entalpi penguapan dan perubahan entropi penguapan HCl berturut-turut 16, 15 kJ/mol dan 85,8 JK-1 mol-1 maka HCl akan mendidih pada suhu …. A. 188°C B. 5,3 °C C. –110°C D. –85°C Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar. Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3.

Tingkat penguasaan =

Jumlah Jawaban yang Benar Jumlah Soal

 100%

 PEKI4101/MODUL 9

9.35

Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali 80 - 89% = baik 70 - 79% = cukup < 70% = kurang Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat mengikuti Ujian Akhir Semester (UAS). Selamat! Jika masih di bawah 80%, Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang belum dikuasai.

9.36

Kimia Dasar 1 

Kunci Jawaban Tes Formatif Tes Formatif 1 1) D. Lihat kembali ciri-ciri proses dengan entropi yang meningkat. 2) B. Lihat kembali ciri-ciri proses dengan entropi yang meningkat. 3) A. Semakin banyak jumlah molekul semakin besar entropinya, entropi zat padat lebih kecil dari pada entropi zat cair, dan zat dalam wujud gas memiliki entropi paling besar. 4) C. Ekspansi secara isoterm, volume membesar, suhu tetap, W = -, U = 0, Q = +, dan S = +. 5) B. Perubahan entropi negatif berarti semakin teratur, lihat kembali ciriciri proses dengan perubahan entropi yang negatif. T 6) A. Gunakan persamaan S = Cp In 2 . T1

ΔH . T 8) B. Proses di alam semesta menuju ke arah peningkatan entropi, lihat kembali ciri-ciri suatu proses spontan. T 9) A. Gunakan persamaan S = Cp ℓn 2 . T1 7) D. Gunakan persamaan S =

10) D. Gunakan persamaan 9.21, dan S1 =

H

.

T

Tes Formatif 2 1) C. Energi vibrasi, pada nol K atom-atom dalam molekul masih bisa bervibrasi. 2) D. Oleh karena S pada O K = 0 maka entropi pada berbagai suhu dapat ditentukan 3) D. Karena S > 0 maka dapat dipastikan S hasil reaksi lebih besar dari S pereaksi. - ΔH 4) A. Menyerap panas berarti H > 0 dan S1 = T T 5) A. Gunakan persamaan S373 - S298 = Cp ℓn 2 T1

9.37

 PEKI4101/MODUL 9

400

6) B. Gunakan persamaan

o S800

o  S300





298

7) C. S = S (C02) - S (CO) – 8) D. Pada suhu 298K, S1 = 400 o 400

S



= S298 +

298

1

2

- ΔH

o

C p

dT .

T

S (O2).

, pada suhu 400K gunakan rumus

T

o

ΔC p

dT .

T

9) C. Lihat kembali kriteria kespontanan reaksi. 10) C. Lihat kembali rumusan hukum Ketiga Termodinamika. Tes Formatif 3 1) C. S > 0, jika H > 0, reaksi akan spontan pada suhu tinggi. 2) D. Kompresi (S < 0, lebih teratur, W = -), melepaskan kalor pada p tetap H < 0 maka U < 0, satu-satu yang mungkin lebih besar dari nol adalah G. 3) A. Kriteria kespontanan: spontan jika G<0, tidak spontan jika G>0. θ

θ

θ

θ

4) D. Gunakan persamaan ΔG = γΔG f,c + γΔG f,D + γΔG f,θ + γΔG f,B 5) B. C (grafit) + O2

CO2 ΔGθ298 = ΔHθ298 -TΔHθ298 ,

S  = S  (C02) - S  (C grafit) - S  (02). 6) A. Proses perubahan fasa air dari gas menjadi cair di malam hari berlangsung secara spontan, hal ini disebabkan karena H < 0, S < 0, suhu rendah. 7) C.

θ

θ

θ

ΔG 298 = ΔH 298 - TΔH 298 ,

8) B. G = H - TS = - 42000 J - 500 (-84) J = 0, membentuk kesetimbangan. 9) A. Reaksi A(g) + B(g) 3 C(g) berlangsung pada P dan T tetap merupakan reaksi yang endoterm (H > 0), Jumlah molekul gas hasil reaksi lebih banyak (S > 0). 10) D. Gunakan persamaan G = H - TS.

9.38

Kimia Dasar 1 

Glosarium Energi bebas Gibbs (G) :

Energi dalam (U)

:

Entalpi (H)

:

Entropi (S)

:

Entropi mutlak (S)

:

Fungsi keadaan

:

Hukum Kedua Termodinamika

:

Kalorimeter

:

Kalorimeteri

:

Perubahan Entalpi pele- : buran (pelelehan), Hfus

Perubahan Entalpi penguapan (Hyap)

:

Perubahan entropi

:

suatu fungsi keadaan yang didefinisikan sebagai G = H - TS, Suatu proses akan berlangsung spontan jika perubahan energi bebas proses tersebut lebih kecil dari nol, (G < 0). jumlah energi kinetik dan potensial internal dari partikel-partikel yang menyusun sistem. suatu fungsi keadaan yang didefiniskan sebagai H = U + PV, untuk perubahan yang berlangsung pada tekanan tetap maka H = qp. sifat keadaan suatu sistem yang menyatakan tingkat ketidakteraturan, berkaitan dengan jumlah keadaan mikro yang tersedia bagi sistem tersebut. entropi suatu zat yang dirujuk sebagai nol pada suhu nol mutlak. sifat sistem yang secara unik ditetapkan oleh keadaan yang ada bukan karena asal muasalnya. dalam proses spontan yang nyata, entropi alam semesta (sistem dan lingkungannya) harus meningkat, (Stotal > 0). alat untuk mengukur jumlah kalor yang mengalir antara sistem dan lingkungan. Dikenal kalorimeter bom, kalorimeter larutan, Differential Scanning Calorimeter (DSC). Pengukuran jumlah kalor yang mengalir yang mengiringi perubahan suhu. perubahan entalpi yang terjadi pada proses pelelehan suatu zat pada tekanan tetap. Pada proses pelelehan suatu zat akan diserap sejumlah kalor sehingga LHfus berharga positif. perubahan entalpi pada proses penguapan suatu zat. Pada proses penguapan akan diserap sejumlah kalor sehingga Hyap berharga positif. perubahan entropi untuk reaksi yang menghasil-

 PEKI4101/MODUL 9

standar (S°) Perubahan spontan

:

Proses adiabatik

:

Proses reversible

:

Proses tak reversible (irreversibel)

:

Siklus Carnot

:

Sistem terbuka

:

Sistem tertutup

:

9.39

kan produk dalam keadaan standar, dari pereaksi yang juga dalam keadaan standar. perubahan yang terjadi dengan sendirinya tanpa bantuan dari luar. proses yang terjadi pada suatu sistem yang secara termal terisolasi dari lingkungannya sehingga antara sistem dan lingkungan tidak terjadi pertukaran kalor, q = 0. proses yang berlangsung melalui sederetan keadaan kesetimbangan, dan tidak dapat dibalik dengan perubahan takhingga di bawah gaya internal. Perubahan Entalpi pembentukan standar (Hf). Perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsurunsurnya yang stabil pada keadaan standar. proses yang tidak berlangsung melalui sederetan keadaan kesetimbangan, dan tidak dapat dibalik dengan perubahan takhinga dibawah gaya internal. proses berdaur dengan sistem dapat balik (reversibel) yang menjalani dua lintasan isoterm dan dua lintasan adiabatik untuk kembali ke keadaan semula. sistem yang batas-batasnya memungkinkan aliran materi dan energi antara sistem dan lingkungan. sistem yang batas-batasnya dengan lingkungan tidak bisa dimasuki oleh materi.

9.40

Kimia Dasar 1 

Daftar Pustaka Brady, James, E. (1990). General Chemistry, Principles, and Structure. New York: John Wiley and Sons. Castellan, G.W. (1983). Physical Chemistry. 3th Ed. USA: Addison Wesley Publishing Co. Daniels, F., et.al. (1970). Experimental Physical Chemistry. 2nd Ed. Japan: McGraw Hill Book Co. Dogra SK, Dogra S. (1984). Kimia Fisik dan Soal-soal. Jakarta: UI Press. Harry Firman dan Liliasari. (1993). Kimia Dasar 1. Kimia FPMIPA IKIP Bandung. Hiskia Achmad dan M.S.Tupamahu. (1991). Penuntun Belajar Kimia Dasar Soikiometri Energetika Kimia. Penerbit Citra Adytia Bakti Bandung. Ijang Rohman, Sri Mulyani. (2000). Kimia Fisika I. Bandumg: JICA IMSTEP dan FPMIPA UPI Bandung. Levitt, B.P. (1973). Findlay’s Practical Physical Chemistry. 9th Ed. New York: Longman Group Ltd. Moore, John W, William G. Davies, W.Collins R. (1978). General Chemistry. Tokyo: McGraw-Hill Kogakusha, Ltd. Oxtoby DavidW, Gillis H.P., Nachtrieb N.H. (2001). Prinsip-prinsip Kimia Modern. Edisi Terjemahan oleh Suminar S.A., Jakarta: Penerbit Erlangga. Oxtoby DavidW, Nachtrieb N.H. (1987). Principles of Modern Chemistry. Philadelphia: Saunders Golden Sunbrust Series.

 PEKI4101/MODUL 9

9.41

Pauling Linus. (1969). Grundlagen der Chemie. Übersetzt und bearbeitet von Helfferich F, Weinheim: Verlag Chemie. Pimentel G.C. (1963). An Experimental Science. San Francisco: W.H. Freeman and Company. Soemaker, David P., Garland Carl W., Nibler Joseph W. (1996). Experiments in Physical Chemistry. Sixth Edition. USA: McGraw-Hill Co. Inc. Timm J.A. (1966). General Chemistry. New York: McGraw-Hill Book Company. Yayan Sunarya. (2000). Kimia Dasar 1. Kimia FPMIPA UPI Bandung.