MATERI MID TEST I. STRUKTUR ATOM II. SISTIM PERIODIK III. IKATAN KIMIA IV. STOKHIOMETRI V. LARUTAN VI. KESETIMBANGA KESETIMBANGAN N KIMIA VII. KESETIMBANGAN KESETIMBANGAN ASAM BASA BASA
MATERI FINAL TEST VIII. THERMODINAMIKA THERMODINAMIKA KIMIA IX. KINETIKA KIMIA X. ELEKTROKIMIA XI. HIDROKARBON XII. GUGUS FUNGSIONAL SENYAWA ORGANIK XIII. ASAM BASA ORGANIK DAN TURUNAN XIV. BIOMOLEKULER
Kontrak Perkuliahan
Terlambat 15 menit tidak boleh masuk Kehadiran minimal 80% (Mid + Fnl + 11 x Kuliah). Kegiatan non akademik tdk boleh mengganggu perkuliahan. Memakai baju kemeja. Pakai sepatu. HP harus off. Kimia Dasar yang 3 SKS, Harus ikut praktikum. Tidak ada pengulangan ujian MID dan FINAL. Tidak boleh merokok saat mengikuti kuliah.
Kontrak Perkuliahan
Terlambat 15 menit tidak boleh masuk Kehadiran minimal 80% (Mid + Fnl + 11 x Kuliah). Kegiatan non akademik tdk boleh mengganggu perkuliahan. Memakai baju kemeja. Pakai sepatu. HP harus off. Kimia Dasar yang 3 SKS, Harus ikut praktikum. Tidak ada pengulangan ujian MID dan FINAL. Tidak boleh merokok saat mengikuti kuliah.
Ujian Tengah Semester : 20 %. Ujian Akhir Semester : 25 %. Tugas Modul I s/d XIV : 10 %. Keaktifan dan Soft Skill : 20 %. Praktikum : 25 %.
30% 30% 10% 30%
Catatan : 1. Tugas Modul dikumpul ke Dosen 2. Soft Skill : Nilai moral, etika, dan sosial.
Literatur
Semua literatur Kimia dasar dan Kimia Organik termasuk lewat internet. Buku wajib : DIKTAT KULIAH KIMIA DASAR UPT MKU UNHAS EDISI 2013. Buku Penunjang : Metode Praktis Belajar KIMIA DASAR dan KIMIA ORGANIK UPT MKU UNHAS 2008. Buku Rujukan utama: 1. Kimia Dasar (Petrucci, Suminar) 2 JILID 2. Kimia Organik (Fessenden) 2 JILID 3. Kimia Anorganik (Cotton) 4. Kimia Dasar dan Larutan (Hiskiah Ahmad) 5. Kimia Dasar untuk Perguruan Tinggi (Erdawati), dll.
BAB I. STRUKTUR ATOM
Partikel Dasar Penyusun Atom : Elektron, Proton, dan Neutron. Teori Atom : Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, de-Brouglie, dan Heisenberg. Orbital atom. Bilangan Kuantum.
Partikel Dasar Penyusun Atom
Elektron : - Faraday (1834) : Materi dan listrik adalah ekivalen . - J. Plucker (1855) : Penemu awal pembuatan sinar katoda, dan dipelajari lebih lanjut oleh W. Crookers, (1975) dan J.J Thomson, (1879). - Sebagai sumber elektron J.J. Thomson menggunakan : (a) Sinar katoda yg berasal dari katoda Al, Pt dan Fe. (b) Emisi fotoelektrik dari Zn. (c) Emisi termionik dari filamen karbon.
Tabung Katoda
Tabung Katoda kolimator + katoda
anoda
+
-
Layar fluoresen
katoda -
anoda
katoda
S
N
+
padel
katoda
anoda
-
+
+
anoda
Sifat Sinar Katoda
1. 2. 3. 4. 5.
Berasal dari katoda. Bergerak menurut garis lurus. Bermuatan negatif. Dibelokkan oleh medan magnet. Memiliki momentum karena mempunyai massa. 6. Sifat-sifat di atas tidak bergantung pada bahan yang digunakan untuk membuat katoda, sisa gas yang terdapat dalam tabung, maupun kawat penghubung katoda dan bahan alat penghasil arus.
Muatan dan Massa Elektron
Tahun 1891, Stoney mengusulkan nama elektron untuk satuan listrik dan sekarang partikel sinar katoda ini disebut elektron . e/m = 1,76 x 108 C/g Tahun 1960, Robert A. Millikan menentukan muatan elektron (e) = 1,602 x 10-19 C Massa Elektron
m
1,6 x 10
e
19
C
e/m 1,76 x 108 C/g
9,11 x 10
28
g
Percobaan Tetes minyak Millikan Tetesan minyak Plat bermuatan (+)
Lubang kecil
Sinar X
Atomizer
Mikroskop
Tetesan minyak yang diamati Plat bermuatan (-)
Proton
Goldstein (1886) : Menemukan sinar positif dalam tabung sinar katoda dibalik katoda berlubang yang disebut sinar terusan. Percobaan dengan gas hidrogen : e/m untuk sinar terusan hidrogen lebih besar dari e/m untuk elektron. Dipostulatkan : H+ adalah partikel dasar dari atom. Besar muatannya sama dengan muatan elektron tetapi dengan tanda yang berlawanan. Massa H+ : 1837 kali lebih besar dari massa elektron. Partikel ini disebut Proton . e/m elektron = 1,76 x 108 Coulomb/g e/m ion H+ = 96520/1,008 Coulomb/g massa elektron
massa ion hidrogen
e/m ion hidrogen e/m elektron
96520/1,00 8 C/g 1,76 x 10
8
C/g
1 1837
Katoda Berlubang dan Proton 1886 Eugen Goldstein mengamati bahwa muatan positif juga dihasilkan dalam tabung sinar katodacanal rays. kation+ + e-
atom
atau
X
katoda
anoda
+
-
X+ + e-
Neutron
Rutherford (1920) : Meramalkan bahwa kemungkinan besar dalam inti terdapat partikel dasar yang tidak bermuatan. Karena netralnya maka partikel ini sukar dideteksi. Baru pada tahun 1932, J. Chadwick dapat menemukan netron. Reaksinya : 4 2 He
11 14 B N 5 7
1 n 0
A l at S p ek t r o s k o p i M as s a P en d et ek s i N eu t r o n
Spektrometer massa : Instrumen yang mengukur rasio muatan-massa suatu partikel bermuatan untuk mendeteksi neutron . Accelerating plates
+
kolektor
-
Ion 126C+ Detektor
Gas inlet
Electron gun
Magnet
Ion 42He+
Slit
Energi Radiasi
Cahaya adalah radiasi gelombang elektromagnetik dengan energi sebesar : c c E h ν; ν atau E h λ λ
E = energi (Joule), ν = frekuensi (Hz, 1/det) = panjang gelombang (m), h = tetapan Planck(6,62 x 10-34 J.det) c = kecepatan cahaya (2,9979 x 108 m/det)
Spektrum Atom Hidrogen
Pancaran energi cahaya yang disebabkan oleh perpindahan elektron dari suatu tingkat energi lebih tinggi ke tingkat energi lebih rendah = radiasi elektromagnetik . BALMER (1885) dapat menghitung frekuensi pancaran gelombang cahaya selama perpindahan elektron atom hidrogen dari n2 ke n1 dengan rumus :
ν
3,288
x 10
15
det
1
1 1 2 n2 n 2 1
Deret Spektrum Hidrogen
Deret spektrum hidrogen dapat dibagi atas : 1. Deret Lyman : Terjadi perpindahan elektron dari tingkatan n2 = 2, 3, 4 … ~ ke n1 = 1 2. Deret Balmer : n2 = 3, 4, 5 … ~ ke n1 = 2 3. Deret Paschen : n2 = 4, 5, 6 … ~ ke n1 = 3 4. Deret Brackett : n2 = 5, 6, 7 … ~ ke n1 = 4 5. Deret Pfund : n2 = 6, 7, 8 … ~ ke n1 = 5.
Model Atom
J.J. Thomson (1904) : Atom menyerupai agar-agar yang tersusun atas muatan positif dan negatif. Muatan positif tersebar secara merata dalam bulatan yang merupakan atom dan elektron (muatan negatif) terdapat di dalamnya. Atom Thomson dapat diumpamakan sebagai roti kismis dimana roti merupakan muatan positif dan kismis adalah muatan negatif. Bagian positif dari atom Thomson mempunyai diameter 10-10 m (1A o). Percobaan penghamburan sinar alfa oleh Rutherford menunjukkan bahwa model atom ini tidak dapat dipertahankan lagi.
Model Atom Rutherford
Menurut Rutherford : Seluruh muatan positif atom dianggap terpusat pada suatu inti yang sangat kecil dengan muatan listrik +Ze dan elektron sebanyak Z (Z = nomor atom)yang bergerak mengelilingi inti. Gambarkan model atom Rutherford : a) Inti lain bermuatan (+) berdampingan dgn model atom Rutherford b) Model Atom Rutherford
Alat Eksperimen Rutherford
Teori Bohr
Bertitik tolak dari Teori Rutherford dan kuantum Planck, Bohr merumuskan : nh 1. m v r (n 1,2,3, .......... ..) 2π
2. mv2 /r (gaya sentrifugal) = e2 /r2 (gaya tarik menarik inti dengan elektron). Energi elektron dalam suatu lintasan tertentu : E = -1/2mv2 Energi elektron yang bergerak dari satu lintasan ke lintasan lain : E 2-E1= h ν
Model atom Bohr merupakan model tata surya Tiap bilangan kuantum utama mewakili suatu orbit atau kulit Inti atom terletak ditengah-tengah
Teori Bohr pada Atom Hidrogen
Jari-jari lintasan :
2
n h
r
2
4π m e
Energi pada lintasan tertentu :
En
4
(n 1, 2, 3, ........)
2π m e 4 2
n h
2
Energi elektron yang berpindah dari satu lintasan ke lintasan yang lain :
Frekuensi ( ν)
1
ν =
C/λ , dimana : Untuk deret Balmer
n
(n 1,2,3,......)
E1
1,097 10
2,3,5,......
7
m
E2
1
h ν
1 1 2 2 n 2
Sifat Gelombang Elektron
Tahun 1942, Louis de-Broglie λ=h/m.v merumuskan panjang gelombang Jika elektron bergerak dalam orbit Bohr, nh maka : m v r (n 1,2,3, .......... ..) 2π
akan sama dengan : λ=h/m.v Sehingga diperoleh : nλ = 2 π r
Teori Ketidakpastian Heisenberg
Werner Heisenberg (1925) mengemukakan prinsip ketidakpastian yang menyatakan bahwa tidak mungkin untuk dapat mengetahui pada waktu yang bersamaan baik momentum maupun kedudukan suatu partikel seperti elektron dengan tepat. Rumus :
( p x )(x )
h 4π
Bilangan Kuantum
1. Bilangan kuantum utama (n) Nilai n = 1, 2, 3, …., dst. 2. Bilangan kuantum Azimuth (l) Nilai l = n-1 3. Bilangan kuantum magnetik (m) nilai m = - l s/d + l 4. Bilangan kuantum spin (s) Nilai s = ±1/2
Distribusi Bilangan Kuantum
Bentuk Orbital Atom
Orbital s :
Orbital p :
Orbital d :
Orbital f : Orbital ini untuk unsur-unsur Lantanida dan Actinida tidak dibahas.
Bentuk Orbital (Gambar Lain)
Orbital s (hanya 1)
Orbital d (ada 5)
Orbital p (ada 3)
Orbital f (ada 7)
Spin Elektron
Pauli menambahkan satu bilangan kuantum yang akan mengizinkan dua buah elektron berada dalam satu orbital Bilangan Kuantum Spin, ms Dapat bernilai +1/2 dan -1/2 Pauli juga mengusulkan bahwa tidak ada dua elektron dalam atom yang dapat memiliki suatu set (empat) bilangan kuantum yang samaPrinsip Larangan Pauli
Prinsip Aufbau Aufbau : menyusun •Digunakan untuk menyusun konfigurasi elektron •Untuk suatu unsur, jumlah elektron dalam atom netral sama dengan nomor atomnya •Penyusunan dimulai dari tingkat energi yang rendah ke yang lebih tinggi •Jika dua atau lebih orbital berada pada tingkat energi yang sama, maka orbital tersebut akan ter “degenarate”. Jangan memasangkan elektron sampai benar-benar tidak ada jalan lain untuk memasangkannya
Aturan Hund Ketika meletakkan elektron ke dalam orbital pada tingkat energi yang sama, letakkan satu elektron pada tiap orbital sebelum memasangkannya pada orbital yang sama Keberadaan elektron yang tidak berpasangan dapat dibuktikan dengan sifat elektromagnetiknya Paramagnetik – tertarik pada medan magnet. Mengindikasikan adanya elektron tidak berpasangan Diamagnetik – menolak medan magnet. Mengindikasikan semua elektron berpasangan
Cara pengisian elektron
Penulisan Konfigurasi Elektron Contoh Contoh
Penulisan lain
Pandangan ahli Kimia tentang Klasifikasi Unsur : Triade Dobereiner, Oktaf Newlands, Lothar Meyer, dan Dimitri Mendeleev. Sifat Fisika Unsur : Muatan inti efektif, energi ionisasi, afinitas elektron, jari-jari atom, kelektronegatifat, dan kepolaran. Sifat Kimia Unsur : Hidrogen, gol alkali, alkali tanah, IIIA s/d VIIIA, unsur-unsur periode ke tiga, dan perbandingan unsur gol IA dan IB.
Triade Dobereiner
Tahun 1817, Johann W. Dobereiner : Orang pertama yang menemukan adanya hubungan antara sifat unsur dan massa atom relatif . ia menemukan beberapa kelompok tiga unsur yang mempunyai kemiripan sifat yang ada hubungannya dengan massa atom relatif, seperti : Li Ca Cl Na Sr Br K Ba I
Hukum Oktaf Newlands
Tahun 1865, John Newlands menemukan hubungan lain antara sifat unsur dan massa atom relatif, sesuai dengan hukum yang disebutnya Hukum Oktaf . Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Cr Ti Mn Fe Hal yang belum dapat diterima adalah : Cr tidak mirip dengan Al, Mn tidak mirip dengan P, Fe tidak mirip dengan S, tetapi usahanya telah menuju ke arah yang tepat untuk menyusun suatu daftar unsur.
Daftar Mendeleev
Tahun 1869, Mendeleev berhasil menyusun suatu daftar 65 unsur yang dikenal sebagai hukum periodik, berbunyi : sifat unsur-unsur merupakan fungsi berkala massa atom relatif . Perbaikan yang dilakukan Mendeleev adalah : 1. Jalur khusus disediakan untuk unsur-unsur yang dikenal sebagai unsur transisi. 2. Dikosongkan tempat untuk unsur yang belum ditemukan (44, 68, 72 dan 100). 3. Koreksi massa atom relatif unsur seperti : Cr bukan 43,3 tetapi 52,0. 4. Unsur yang belum dikenal telah diramalkan misalnya sifat-sifat ekasilikon (Ge).
Keuntungan Daftar Mendeleev
1. Sifat fisika dan kimia unsur berubah secara teratur dalam satu golongan. 2. Valensi tertinggi unsur dalam golongan sama dengan nomor golongannya. 3. Adanya sekelompok unsur yang tidak bersifat elektronegatif maupun elektropositif. 4. Mendeleev meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan, yang akan mengisi tempat yang kosong dalam daftar.
Sistim Periodik Modern
Daftar unsur disusun berdasarkan konfigurasi elektronnya. KESIMPULANNYA SEBAGAI BERIKUT: a. Elektron-elektron tersusun dalam orbital. b. Hanya dua elektron dapat mengisi setiap orbital. c. Orbital-orbital dikelompokkan dalam kulit. d. Hanya n2 orbital yang dapat mengisi kulit ke-n. e. Elektron terluar menentukan sifat kimia. f. Unsur jalur vertikal disebut golongan . g. Unsur jalur horisontal disebut periode .
Tabel Periodik
Sifat Fisika Unsur
1. Muatan inti efektif : Zeff = Z 2. 3. 4. 5.
Energi ionisasi Afinitas elektron Jari-jari atom Kelektronegatifan
σ
Energi Ionisasi Pertama
Energi Ionisasi Pertama
Afinitas Elektron
Afinitas Elektron
Jari-jari Atom
Jari-jari atom untuk golongan utama
Jari-jari Atom (pm)
Keelektronegativan
Keelektronegativan
Sifat Kimia Unsur
Reaktifitasnya dengan H2O, O2, asam & basa Sifat kelogaman Bentuk dan sifat oksidanya Jenis ikatan dan senyawanya Kestabilan muatan.
Hidrogen
Berbentuk molekular Gas yang tdk berwarna dan berbau Non logam Dapat membentuk hidrida berikatan ionik Dapat berikatan kovalen contoh : H 2O Jika teroksidasi/terbakar teroksidasi/terbakar jadi H2O.
Unsur Gol Alkali s/d VIIIA Alkali : Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr. Alkali Tanah : Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba. Gol IIIA : B, Al, Ga, In, dan Tl. Gol IVA : C, Si, Ge, Sn, dan Pb. Gol VA : N, P, As, Sb, dan Bi, (ns2,np3,….,n≥2) Gol VIA : O, S, Se, Te, dan Po. Gol VIIA : F, Cl, Br, I, dan At. Gol VIIIA : He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn.
Unsur Perioda Tiga
Bentuk oksida unsur perioda tiga ternyata memiliki perbedaan sifat yaitu : 1. Na2O, Na2O2, dan NaO2 = Basa 2. MgO = ………? 3. Al2O3 = Amfoter, bagaimana dgn BeO 4. SiO2 = Asam 5. P2O5 = ……….? 6. SO3 = ……….? 7. Cl2O7 = ………..?
BAB III. IKATAN KIMIA
Ikatan Ionik dan Hukum Hess Ikatan Kovalen Ikatan Kovalen Koordinasi Ikatan Logam Ikatan Hidrogen Ikatan van der Walls Perluasan Ikatan Kovalen ; 1. Teori ikatan valensi 2. Teori orbital molekul
Ikatan Ionik Terbentuk karena adanya dua buah gaya tarikmenarik elektrostatik antara ion bermuatan positif dan ion bermuatan negatif
Cl-
Na+
Ikatan ionik umumnya terbentuk dari unsur logam dengan unsur non logam
Energi dan Pembentukan Ikatan Ionik
Sifat Sen y aw a Io n ik Umumnya adalah padatan dengan titik leleh yang tinggi (> 400 oC) Kebanyakan larut dalam pelarut polar (air) dan tidak larut dalam pelarut non polar (heksan) Lelehannya dapat menghantarkan listrik Larutannya menghantarkan listrik sangat baik
Ik atan K o v alen
Oktet …….??
Pen g ecu alian K aidah Ok tet
Tiga jenis pengecualian: 1.Spesies dengan elektron lebih dari 8 elektron yang mengelilingi atom : SF6 2.Spesies dengan elektron kurang dari 8 elektron : AlCl3 3.Spesies dengan total elektron yang ganjil : NO
K o v a l en P o l ar d an N o n Po l ar Non-Polar Elektron dipakai secara merata. Tidak ada beda keelektronegatifan
H H
Cl Cl
Polar Elektron tidak dipakai secara merata. Ada beda keelektronegatifan +
H Cl
-
Garis dapat menyatakan adanya elektron yang dipakai bersama
Keelektronegatifan Beda kelektronegatifan dalam suatu senyawa menjadi dasar penentu sifat ikatan : Kovalen < 1,5
≤
Ionik
Sifat Senyawa Kovalen
Berwujud gas, cairan atau padatan dengan titik leleh rendah (<300 oC). Banyak yang tidak larut dalam pelarut polar tetapi larut dalam pelarut non polar. Baik bentuk cairan dan lelehannya tidak menghantar listrik. Larutannya menghantar listrik sangat lemah karena tidak memiliki partikel bermuatan.
Ikatan kovalen Koordinasi
Elektron ikatan dikoordinir oleh satu fihak saja. H3N: AlCl3
Ikatan Hidrogen
Ikatan yang terbentuk dimana H menjadi jembatan yang menghubungkan dua unsur yang memiliki keelektronegatifan tinggi. H-F…H HF…H--F…H F…H--F (tanda … = ikatan Hidrogen yg hanya satu elektron).
Ikatan Logam
Gaya yang terjadi dimana atom mengadakan penataan ulang elektron yang tidak berpasangan sehingga menjadi ion dan membentuk jarak tertentu pada sisi kristal yang dihubungkan oleh elektron yang bergerak dengan bebas pada bidang kristal.
Ikatan van der Waals
Gaya yg timbul antara atom atau molekul pada jarak tertentu sehingga seolah-olah terjadi senyawa baru, jika menjauh saling tarik dan jika mendekat mendekat saling tolak menolak.
Pengembangan Teori Ikatan Kovalen
1. Teori Ikatan Valensi a. Hibridisasi b. Resonansi 2. Teori Orbital Molekul a. Orbital molekul bonding b. Orbital molekul anti-bonding
Teori Ikatan Valensi Menurut teori ini, ikatan H-H terbentuk sebagai hasil dari overlap orbital 1s dari tiap atom H
Metode Teori Ikatan Valensi Orbital hibrid dibutuhkan untuk membentuk geometri molekul Contoh: K ar bon
Konfigurasi elektron valensi: 2s2 2px1 2py1 Diketahui bahwa karbon akan membentuk empat ikatan yang serupa- CH4, CH3Cl2, CCl4 Konfigurasi elektronnya menunjukkan bahwa hanya dua ikatan yang dpt terbentuk, bukan tetrahedral tapi tidak stabil. Agar stabil har us ber hibr idisasi.
Hibridisasi Untuk menjelaskan mengapa karbon membentuk 4 ikatan tunggal identik, kita asumsikan bahwa orbitalorbital asalnya melebur bersama (terhibridisasi)
Beberapa Contoh Hibridisasi Btk Hibridisasi
Pasangan e- atom pusat
Contoh
Linear
2
BeH2
Planar Trigonal
3
BF3
Tetrahedral
4
CH4
Trigonal piramida
4
NH3
Bengkok (Bent)
4
H2O
Segitiga Planar, BeCl3
Linier, CO2
Piramid, NH3
Tetrahedral, CH 4 Bent, H2O
Geometri Molekul dengan Dasar Tetrahedral H H
C H
H
Tetrahedral
H
N H
Piramid
H
O
H
H Bent
Bent dan piramid sebenarnya adalah tertrahedral tetapi ada pasangan elektron yang tidak berikatan
Geometri Lainnya Bilangan Pasangan elektron Koordinasi Ikatan Bebas 5
6
Formula Umum
Bentuk Geometri
5
0
AB5
Trigonal Piramid
4
1
AB4O
3
2
AB3O2
Bentuk T
2
3
AB2O3
Linear
6
0
AB6
5
1
AB5O2
Piramid Segi-4
4
2
AB4O2
Segi-4 planar
SeeSaw
Oktahedral
Geometri Molekul
Etana
Untuk molekul yang lebih besar, aturan geometri molekul masih berlaku
Momen Dipol Dapat dilihat dengan meletakkan molekul dalam medan listrik. Molekul polar akan terorientasi sedangkan molekul non-polar akan sebaliknya
Hibridisasi sp3 Dalam kasus ini, semua orbital s dan p berhibridisasi.
sp3 dimana 25% karakter s dan 73% karakter p
Etana, CH3CH3
Ikatan s terbentuk melalui overlaping secara membujur (dari ujung ke ujung) Molekul dapat bebas berotasi disepanjang ikatan tunggal
Hibridisasi sp2 Ini menunjukan adanya ikatan rangkap, hibridisasi tipe kedua. Hibridisasi sp2 terbentuk dari kombinasi satu orbital s dan 2 orbital p. satu orbital p tersisa
Orbital Hibridisasi sp2 Orbital p yang tidak terhibridisasi dapat beroverlap, membentuk ikatan kedua-p Ikatan p terbentuk melalui overlaping baik dari atas maupun bawah dari struktur planar molekul Bagian dari molekul tidak dapat bebas berotasi
Orbital Hibridisasi sp Hibridisasi ini membentuk ikatan rangkap 3 yang menghasilkan 2 orbital p yang tidak terhibridisasi
Orbital Hibridisasi Lainnya Orbotal d juga dapat terlibat dalam pembetukan orbital hibridisasi
Metode Orbital Molekul Orbital-orbital atom berkombinasi membentuk orbital molekul, jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama dengan jumlah orbital atom yang secara matematis berkombinasi. •
Contoh: H2 Dua buah orbital 1s akan berkombinasi membentuk dua orbital molekul. Hasil akhir dari energi yang baru terbentuk sama dengan orbital asalnya, dua 1s. Walaupun demikian, mereka berada pada tingkat energi yang berbeda.
Diagram Orbital Molekul H2
Orbital Molekul Ketika dua orbital atom bergabung, ada tiga kemungkinan orbital molekul yang terbentuk. Orbital ikatan (bonding): s atau p Energinya lebih rendah dibandingkan orbital atom dan terdapat overlapkerapatan elektron Orbital antiikatan (antibonding): s* atau p* Energinya lebih tinggi daripada orbital atomnya dan kerapan elektron tidak saling overlap Nonikatan (nonbonding) : n Pasangan elektron yang tidak terlibat pada ikatan
Molekul Diatomik Homonuklir Molekul ini merupakan molekul sederhana diatomik dimana kedua atom merupakan atom yang sama Diagram energinya serupa dengan diagram energi molekul H2 Kita dapat mengembangkan diagram energi untuk molekul2 lainnya atau molekul yang mungkin untuk melihat bagaimana mereka membentuk ikatan
Diagram OM untuk He 2 Terlihat bahwa baik orbital ikatan maupun orbital antiikatan terisi penuh Hasilnya adalah molekul ini tidak stabil dibandingkan bentuk tidak terikatnya. Sehingga mereka tidak berikatan
Orbital Molekul Ikatan Untuk molekul yang stabil, harus terdapat lebih banyak elektron yang berada pada orbital ikatan dibandingkan dengan pada orbital antiikatan Bentuk terikatnya (bonded form) harus berada pada tingkat energi yang lebih rendah, sehingga mereka stabil Orbital ikatan dan antiikatan baik s atau p harus diperhitungkan Lihat OM untuk O2
Orbital Molekul O2
Orbital Molekul O2 Tiap atom oksigen memiliki 8 elektron sehingga jumlahnya 16 Kita dapat meletakkan 16 elektron kedalam diagram OM dan lihat! Ingat, jangan memasangkan elektron kecuali memang harus dan isi pada tingkat energi yang lebih rendah dahulu sebelum ke yang lebih tingi Molekul O2 akan terbentuk bila terdapat lebih banyak elektron ikatan dibandingkan antiikatan
Orbital Molekul O2
Diagram OM untuk NO
Elektron Terdelokalisasi Diagram OM untuk spesies poliatomik seringkali disederhanakan dengan mengasumsikan semua orbital sdan p adalah terlokalisasi: terbagi diantara 2 atom spesifik. Struktur resonansi menggambarkan bahwa elektron pada beberapa orbital p dapat terdelokalisasi Delokalisasi : bebas untuk berpindah-pindah pada tiga atau lebih atom.
Elektron Terdelokalisasi/Resonansi
BAB IV. STOKHIOMETRI
Hukum Dasar Ilmu Kimia : Hukum Kekekalan Massa, Perbandingan Tetap, Perbandingan Berganda, Perbandingan Volume, dan Hukum Avogadro. Massa Atom dan Massa Molekul Relatif. Konsep Mol : Bilangan Avogadro, Massa dan Volume Satu Mol. Bilangan Oksidasi. Reaksi Kimia dan Penyetaraan : Sintesis, Metatesis, Netralisasi, dan Redoks.
a) Hukum Kekekalan massa : Antonie Lavoiser (1774) b) Hukum Perbandingan Tetap : Josep Louis Proust (1799) c) Hukum Perbandingan berganda : John Dalton (1804) d) Hukum Perbandingan Volume : Joseph Louis Gay Lussac (1905) e) Hukum Avogadro : Amadeo Avogadro (1911)
Konsep Mol
Bilangan Avogadro = 6,023 x 1023 Massa satu mol = 1 mol isotop C-12= 12 g = 6,023 x 1023 atom. Volume satu mol = 22,4 dm3 pada STP. Bilangan oksidasi = Daya ikat suatu unsur dengan unsur lain. Valensi = Daya ikat unsur dengan hidrogen
Pedoman Penentuan Bilangan Oksidasi
Atom bebas atau dalam molekulnya mempunyai bilangan oksidasi nol. Jumlah bilangan oksidasi semua atom dalam molekul netral adalah nol. Bilangan oksidasi ion beratom tunggal sama dengan muatan ionnya. Jumlah bilangan oksidasi semua atom yang membentuk ion poliatom sama dengan muatan pada ion tersebut. Bilangan oksidasi fluor, unsur yang paling elektronegatif adalah –1. Bilangan oksidasi oksigen dalam senyawa oksida –2, pada peroksida –1, dalam super oksidasi ( O 2-) tiap atom oksigen mempunyai bilangan oksidasi –1/2. Dalam senyawa F2O oksigen mempunyai bilangan oksidasi +2. Bilangan oksidasi hidrogen dalam semua senyawa +1, kecuali hidrida logam –1.
TIPE REAKSI KIMIA 1. Reaksi sintetis. Contoh: Fe + S → FeS Fe3+ + 6 SCN- → Fe(SCN)632. Reaksi penguraian berganda / metatesis Contoh: AlCl3 + 3 NaOH → Al(OH)3 + 3 NaCl 3. Reaksi netralisasi asam-basa Contoh: H3O+ + OHHOH + HOH 4. Reaksi redoks Contoh: MnO2 + 4H+ + 2 Br -
→
Br 2 + Mn2+ + 2 H2O
Penyetaraan Reaksi Redoks a. Cara reaksi setengah 1. Reaksi redoks merupakan penjumlahan dua reaksi setengah reduksi dan oksidasi. 2. Jika reaksi elektronnya.
sudah
setara,
samakan
jumlah
3. Ada tiga tahap penyetaraan reaksi yakni : - Pengimbangan setiap reaksi setengah - Penambahan muatan
elektron
untuk
mengimbangkan
- Penjumlahan kedua reaksi setengah
b . C ar a p e r u b a h a n b i l an g a n o k s i d as i
1. Tuliskan pereaksi dan hasil reaksi 2. Tandai unsur yang berubah bilangan oksidasinya 3. Setarakan jumlah unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi di ruas kiri dan ruas kanan persamaan reaksi 4. Hitung dan samakan jumlah bertambahnya bilangan oksidasi
berkurang
dan
5. Samakan jumlah muatan di ruas kiri dan ruas kanan dengan menambahkan H+ bila larutan bersifat asam atau OH- bila larutan bersifat basa 6. Tambahkan H2O untuk menyamakan jumlah atom H di ruas kiri dan ruas kanan.
Contoh : Penyetaraan reaksi redoks cara perubahan bilngan oksidasi. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4
→
Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O + K2SO4
Tahap 1: Penulisan pereaksi dan hasil reaksi Fe2+ + MnO4- → Fe3+ + Mn2+ Tahap 2,3,4: Menandai, menyetarakan dan menghitung perubahan bilangan oksidasi Fe2+ + MnO4+2
→ Fe3+
+7 (+1)
+
+3 (-5)
Mn2+ +2
Tahap 5: Penyeimbangan reaksi 5 Fe2+ + MnO4- → 5 Fe3+ x5
x1
+
Mn2+
