Tabel Periodik

Satu prestasi intelektual yang terbesar dalam kimia adalah tabel periodik unsur. Tabel periodik dapat dicetak dalam satu lembar kertas, tetapi apa yang terkandung di dalamnya dan apa yang dapat diberikan kepada kita sangat banyak dan tidak ternilai. Tabel ini adalah hasil jerih payah tak kenal lelah, yang berawal dari zaman Yunani, untuk mengetahui sifat materi sebenarnya. Sem ini dapat dikatakan kitab sucinya kimia. Nilai sistem periodik bukan hanya pada organisasi informasi yang telah diketahui, tetapi juga kemampuannya memprediksi sifat yang belum diketahui. Keampuhan sesungguhnya tabel periodik terletak di sini.

a. Usulan-usulan sebelum Mendeleev

Konsep unsur merupakan konsep yang sangat tua, sejak jaman Yunani, Menurut filsuf Yunani, materi dibentuk atas empat unsur: tanah, air, api dan udara. Pandangan ini perlahan ditinggalkan, dan akhirnya di abad 17 definisi unsur yang diberikan oleh kimiawan Inggris Robert Boyle (16271691) menggantikan definisi lama tadi. Boyle menyatakan bahwa unsur adalah zat yang tidak dapat diuraikan menjadi zat yang lebih sederhana.

Lavoisier mengusulkan daftar unsur dalam bukunya “Traite Elementire de Chemie”. Walaupun ia memasukkan cahaya dan panas dalam daftarnya, anggota lain daftar adalah apa yang kita sebut sebagai unsur sampai saat ini. Selain itu, ia menambahkan pada daftar unsur-unsur yang belum dideteksi tetapi ia yakini keberadaannya. Misalnya, khlorin pada waktu itu belum diisolasi, tetapi ia menambahkannya pada tabel sebagai radikal dari asam muriatik. Demikian juga, natrium dan kalium ada juga dalam tabel.

Di awal abad 19, unsur-unsur ini diisolasi dengan elektrolisis, dan daftar unsur perlahan diperluas. Di pertengahan abad 19, analisis spektroskopi, metoda bari mendeteksi unsur dikenalkan dan mempercepat pertambahan daftar ini. Walaupun disambut gembira oleh kimiawan, masalahmasalh baru muncul. Salah satu pertanyaan adalah ‘Apakah jumlah unsur terbatas?’ dan pertanyaan lain adalah ‘Apakah sifat unsur-unsur diharapkan akan mempunyai keteraturan tertentu?’

Penemuan unsu-unsur baru mengkatalisi diskusi-diskusi semacam ini. Ketika iodin ditemukan di tahun 1826, kimiawan Jerman Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849) mencatat kemiripan antara unsur ini dengan unsur yang telah dikenal khlorin dan bromin. Ia juga mendeteksi trio unsur mirip lain. Inilah yang dikenal dengan teori triade Döbereiner.

Tabel 5.1 Triade Döbereiner

litium (Li)	kalsium (Ca)	Khlorin (Cl)	sulfur (S)	mangan (Mn)
Natrium (Na)	stronsium (Sr)	Bromin (Br)	selenium (Se)	khromium (Cr)
kalium (K)	barium (Ba)	iodin (I)	telurium (Te)	Besi (Fe)

b. Prediksi Mendeleev dan kebenarannya

Banyak ide pengelompokan unsur yang lain yang diajukan tetapi tidak memuaskan masyarakat ilmiah waktu itu. Namun, teori yang diusulkan oleh kimiawan Rusia Dmitrij Ivanovich Mendeleev (1834-1907), dan secara independen oleh kimiawan Jerman Julius Lothar Meyer (1830-1895) berbeda dengan usulan-usulan lain dan lebih persuasif. Keduanya mempunyai pandangan sama sebagai berikut:

Pandangan Mendeleev dan Meyer

1. Daftar unsur yang ada waktu itu mungkin belum lengkap.
2. Diharapkan sifat unsur bervariasi secara sistematik. Jadi sifat unsur yang belum diketahui dapat diprediksi.

Awalnya teori Mendeleev gagal menarik perhatian. Namun, di tahun 1875, ditunjukkan bahwa unsur baru galium ditemukan oleh kimiawan Perancis Paul Emile Lecoq de Boisbaudran (18381912) ternyata bukan lain adalah eka-aluminum yang keberadaan dan sifatnya telah diprediksikan oleh Mendeleev. Jadi, signifikansi teori Mendeleev dan Meyer secara perlahan diterima. Tabel 5.2 memberikan sifat yang diprediksi oleh Mendeleev untuk unsur yang saat itu belum diketahui ekasilikon dan sifat germanium yang ditemukan oleh kimiawan Jerman Clemens Alexander Winkler (1838-1904).

Tabel 5.2 Prediksi sifat unsu eka-silikon oleh Mendeleev dan perbandingannya dengan sifat yang kemudian ditemukan.

Sifat	eka-silicon	germanium
Massa atom relatif	72	72,32
Rapat massa	5,5	5,47
Volume atom	13	13,22
Valensi	4	4
Kalor jenis	0,073	0,076
Rapat jenis dioksida	4,7	4,703
Titik didih tetrakhlorida (°C)	<100	86

Mendeleev mempublikasikan tabel yang dapat dianggap sebagai asal mula tabel periodik modern. Dalam menyiapkan tabelnya, Mendeleev awalnya menyusun unsur berdasarkan urutan massa atomnya, sebagaimana pendahulunya. Namun, ia menyatakan keperiodikan sifat, dan kadang menyusun ulang unsur-unsur, yang berakibat membalikkan urutan massa atom.

Lebih lanjut, situasinya diperumit sebab prosedur menentukan massa atom belum distandarkan, dan kadang kimiawan mungkin menggunakan massa atom yang berbeda untuk unsur yang sama. Dilema ini secara perlahan diatasi setelah International Chemical Congress (Kongres ini diadakan di tahun 1860 di Karlsruhe, Jerman. Tujuan kongres ini untuk mendiskusikan masalah penyatuan massa atom. Dalam kesempatan ini Cannizzaro mengenalkan teori Avogadro.) pertama yang dihadiri oleh Mendeleev, namun kesukaran-kesukaran tetap ada.

Dengan mendasarkan pada valensi dalam menentukan massa atom, Mendeleev sedikit banyak menyelesaikan masalah (Tabel 5.3).

Tabel 5.3 Tabel Periodik awal Mendeleev (1869).

c. Tabel Periodik dan konfigurasi elektron

Tabel periodik secara terus menerus bertambah unsurnya setelah tabel periodik diusulkan Mendeleev. Sementara, muncul berbagai masalah. Salah satu masalah penting adalah bagaimana menangani gas mulia, unsur transisi dan unsur tanah jarang. Semua masalah ini dengan baik diselesaikan dan membuat tabel periodik lebih bernilai. Tabel periodik, kitab suci kimia, harus dirujuk secara rutin.

Golongan baru gas mulia dengan mudah disisipkan di antara unsur positif yang sangat reaktif, logam alkali (golongan 1) dan unsur negatif yang sangat reaktif, halogen (golongan 7).

Unsur logam transisi diakomodasi dalam tabel periodik dengan menyisipkan periode panjang walaupun rasionalnya tidak terlalu jelas. Masalah yang nyata adalah lantanoid. Lantanoid ditangani sebagai unsur “ekstra” dan ditempatkan secara marjinal di luar bagian utama tabel periodik. Namun, sebenarnya prosedur ini tidak menyelesaikan masalah utama. Pertama, mengapa unsur ekstra ini ada tidak jelas, bahkan lebih menjadi teka-teki adalah pertanyaan: apakah ada batas jumlah unsur dalam tabel periodik? Karena ada unsur-unsur yang sangat mirip, sangat sukar untuk memutuskan berapa banyak unsur dapat ada di alam.

Teori Bohr dan percobaan Moseley menghasilkan penyelesaian teoritik masalah-masalah ini. Penjelasan tabel periodik dari periode pertama sampai periode ketiga dapat dijelaskan dengan teori konfigurasi elektron yang dipaparkan di bab 4. Periode pertama (₁H dan ₂He) berkaitan dengan proses memasuki orbital 1s. Demikian juga periode kedua (dari ₃Li sampai ₁₀Ne) berkaitan dengan pengisian orbital 1s, 2s dan 2p, dan periode ke-3 (dari ₁₁Na sampai ₁₈Ar) berkaitan dengan pengisian orbital 1s, 2s, 2p, 3s dan 3p.

Periode panjang dimulai periode ke-4. Penjelasan atas hal ini adalah karena bentuk orbital d yang berbeda drastis dari lingkaran, dan jadi energi elektron 3d bahkan lebih tinggi dari 4s. Akibatnya, dalam periode ke-4, elektron akan mengisi orbital 4s (₁₉K dan ₂₀Ca) segera setelah pengisian orbital 3s dan 3p, melompati orbital 3d. Kemudian elektron mulai menempati orbital 3d. Proses ini berkaitan dengan sepuluh unsur dari ₂₁Sc sampai ₃₀Zn. Proses pengisian orbital 4p selanjutnya berkaitan dengan enam unsur dari ₃₁Ga sampai ₃₆Kr. Inilah alasan mengapa periode ke-4 mengandung 18 unsur bukan 8. Energi elektron orbital 4f jauh lebih tinggi dari orbital 4d dan dengan demikian elektron 4f tidak memainkan peran pada unsur periode ke-4.

Tabel 5.4a Konfigurasi elektron atom 1H-54Xe. Tabel 5.4b Konfigurasi elektron atom (55Cs-103Lr).

Periode ke-5 mirip dengan periode ke-4. Elektron akan mengisi orbital 5s, 4d dan 5p dalam urutan ini. Akibatnya periode ke-5 akan memiliki 18 unsur. Orbital 4f belum terlibat dan inilah yang merupakan alasan mengapa jumlah unsur di periode 5 adalah 18.

Jumlah unsur yang dimasukkan dalam periode ke-6 berjumlah 32 sebab terlibat 7×2 = 14 unsur yang berkaitan dengan pengisian orbital 4f. Awalnya elektron mengisi orbital 6s (₅₅Cs dan ₅₆Ba). Walaupun ada bebrapa kekecualian, unsur dari ₅₇La sampai ₈₀Hg berkaitan dengan pengisian orbital 4f dan kemudian 5d. Deret lantanoid (sampai ₇₁Lu) unsur tanah jarang berkaitan dengan pengisian orbital 4f. Setelah proses ini, enam unsur golongan utama (₈₁Tl sampai ₈₆Rn) mengikuti, hal ini berkaitan dengan pengisian orbital 6p.

Periode ke-7 mulai dengan pengisian orbital 7s (₈₇Fr dan ₈₈Ra) diikuti dengan pengisian orbital 5f menghasilkan deret aktinoid unsur tanah jarang (dari ₈₉Ac sampai unsur no 103). Dunia unsur akan meluas lebih lanjut, tetapi di antara unsur-unsur yang ada alami, unsur dengan nomor atom terbesar adalah ₉₂U. Unsur setelah ₉₂U adalah unsur-unsur buatan dengan waktu paruh yang sangat pendek. Sukar untuk meramalkan perpanjangan daftar unsur semacam ini, tetapi sangat mungkin unsur baru akan sangat pendek waktu paruhnya.

Di Tabel 5.5, dirangkumkan hubungan antara tabel periodik dan konfigurasi elektron.

Tabel 5.5 Konfigurasi elektron tiap perioda.

period	orbital yang diisi	jumlah unsur
1 (pendek)	1s	2
2 (pendek)	2s, 2p	2 + 6 = 8
3 (pendek)	3s, 3p	2 + 6 = 8
4 (panjang)	3d, 4s, 4p	2 + 6 + 10 = 18
5 (panjang)	4d, 5s, 5p	2 + 6 + 10 = 18
6 (panjang)	4f, 5d, 6s, 6p	2 + 6 + 10 + 14 = 32

Contoh Soal

5.1 Konfigurasi elektron lawrensium. Konfigurasi elektron ₈₉Ac adalah ₈₆Rn.6d¹7s². Tuliskan konfigurasi elektron lawrensium ₁₀₃Lr.

Jawab:

Lawrensium memiliki 14 elektron lebih banyak dari aktinium. Karena elektron akan mengisi orbital 5f, konfigurasi elektronnya ₁₀₃Lr adalah ₈₆Rn. 5f¹⁴6d¹7s².

Sebagaimana dipaparkan sebelumnhya, hukumMoseley menyatakan bahwa ada hubungan antara panjang gelombang λ sinar-X karakteristik unsur dan muatan listrik intinya Z (yakni, nomor atom): 1/λ = c(Z – s)² (2.11)

Berkat hukum Moseley, unsur-unsur kini dapat disebut dengan menyebut nomor atomnya. Kini kita dapat dengan tepat mengetahui jumlah unsur di alam.

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/sistem_periodik/tabel-periodik/

Read more »

Posted in: KELAS X

Sifat Periodik Unsur

a. Energi Ionisasi Pertama

Bila unsur-unsur disusun sesuai dengan massa atomnya, sifat unsur atau senyawa menunjukkan keperiodikan, dan pengamatan ini berujung pada penemuan hukum periodik. Konfigurasi elektron unsur menentukan tidak hanya sifat kimia unsur tetapi juga sifat fisiknya. Keperiodikan jelas ditunjukkan sebab energi ionisasi atom secara langsung ditentukan oleh konfigurasi elektron. Energi ionisasi didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan elektron dari atom netral, misalnya, untuk natrium:

Na(g) →Na⁺(g) + e- (5.1)

Energi ionisasi pertama, energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron pertama, menunjukkan keperodikan yang sangat jelas sebagaimana terlihat di gambar 5.1. Untuk periode manapun, energi ionisasi meningkat dengan meningkatnya nomor atom dan mencapai maksium pada gas mulia. Daam golongan yang sama energi ionisasi menurun dengan naiknya nomor atom. Kecenderungan seperti ini dapat dijelaskan dengan jumlah elektron valensi, muatan inti, dan jumlah elektron dalam.

Energi ionisasi kedua dan ketiga didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron kedua dan ketiga.

Gambar 5.1 Energi ionisasi pertama atom. Untuk setiap perioda, energi ionisai minimum untuk logam alkali dan maksimumnya untuk gas mulia.

Contoh Soal

5.2 Energi ionisasi.

Tiga atom memiliki konfigurasi elektron sebagai berikut

(1) 1s²2s²2p⁶ (2) 1s²2s²2p⁶3s¹ (3) 1s²2s²2p⁶3s²

Manakah yang memiliki energi ionisasi tertinggi? Usulkan atom manakah yang energi ionisasi keduanya tertinggi?

Jawab. Atom (1) memiliki kulit penuh, dan akan memiliki enerhi ionisasi pertama tertinggi. Atom (2) dan(3) berturut-turut adalah natrium dan magnesium. Elektron kedua yang akan dikeluarkan adalah elektron 3s untuk Na dan elektron 3s untuk Mg. Anda dapat membayangkan bahwa elektron lebih luar akan lebih mudah dikeluarkan dibandingkan dengan elektron yang lebih dalam.

b. Afinitas elektron dan keelektronegatifan

Afinitas elektron didefinisikan sebagai kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral gas, yakni dalam reaksi.

F(g) + e¯ → F¯(g) (5.2)

Nilai positif mengindikasikan reaksi eksoterm, negatif menunjukkan reaksi endoterm. Karena tidak terlalu banyak atom yang dapat ditambahi elektron pada fasa gas, data yang ada terbatas jumlahnya dibandingkan jumlah data untuk energi ionisasi. Tabel 5.6 menunjukkan bahwa afinitas elektron lebih besar untuk non logam daripada untuk logam.

Tabel 5.6 Afinitas elektron atom.

H	72,4	C	122,5	F	322,3
Li	59,	O	141,8	Cl	348,3
Na	54,0	P	72,4	Br	324,2
K	48,2	S	200,7	I	295,2

Besarnya kenegativan(elektron) yang didefinisikan dengan keelektronegatifan (Tabel 5.7), yang merupakan ukuran kemampuan atom mengikat elektron. Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegativan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.

Tabel 5.7 Keelektronegativitan unsur golongan utama elements (Pauling)

Pauling mendefinisikan perbedaan keelektronegativan antara dua atom A dan B sebagai perbedaan energi ikatan molekul diatomik AB, AA dan BB. Anggap D(A-B), D(A-A) dan D(B-B) adalah energi ikatan masing-masing untuk AB, AA dan BB. D(A-B) lebih besar daripada rata-rata geometri D(A-A) dan D(B-B). Hal ini karena molekul hetero-diatomik lebih stabil daripada molekul homo-diatomik karena kontribusi struktur ionik. Akibatnya, ∆(A-B), yang didefinisikan sebagai berikut, akan bernilai positif:

(A-B) = D(A-B) -√D(A-A)D(B-B) > 0 (5.3)

(A-B) akan lebih besar dengan membesarnya karakter ionik. Dengan menggunakan nilai ini, Pauling mendefinisikan keelektronegativan x sebagai ukuran atom menarik elektron.

|x_A -x_B|= √D(A-B) (5.4)

x_A dan x_B adalah keelektronegativan atom A dan B.

Apapun skala keelektronegativan yang dipilih, jelas bahwa keelektronegativan meningkat dari kiri ke kanan dan menurun dari atas ke bawah. Keelketroegativan sangat bermanfaat untuk memahami sifat kimia unsur.

Informasi lain yang bermanfaat dapat disimpulkan dari Tabel 5.7. Perbedaan keelektronegativan antara dua atom yang berikatan, walaupun hanya semi kuantitatif, berhubungan erat dengan sifat ikatan kimia seperti momen dipol dan energi ikatan..

Misalnya ada distribusi muatan yang tidak sama dalam ikatan A-B (x_A > x_B). Pasangan muatan positif dan negatif ±q yang dipisahkan dengan jarak r akan membentuk dipol (listrik).

Arah dipol dapat direpresentasikan dengan panah yang mengarah ke pusat muatan negatif dengan awal panah berpusat di pusat muatan positif. Besarnya dipol, rq, disebut momen dipol. Momen dipol adalah besaran vektor dan besarnya adalah µ dan memiliki arah.

Besarnya momen dipol dapat ditentukan dengan percobaan tetapi arahnya tidak dapat. Momen dipol suatu molekul (momen dipol molekul) adalah resultan vektor momen dipol ikatan-ikatan yang ada dalam molekul. Bila ada simetri dalam molekul, momen dipol ikatan yang besar dapat menghilangkan satu sama lain sehingga momen dipol molekul akan kecil atau bahkan nol.

Contoh Soal 5.3 Momen dipol ikatan dan momen dipol molekul.

(a) Jawab pertanyaan berikut tentang hidrogen khlorida HCl dan karbon tetrakhlorida CCl₄. Tunjukkan bagaimana arah momen dipol untuk tiap senyawa. Usulkan apakah senyawa ini memiliki momen dipol atau tidak. (b) Karbon dioksida CO₂ dan sulfur trioksida SO₃ tidak memiliki momen dipol molekul. Usulkan struktur molekul senyawa-senyawa ini berdasarkan pengamatan ini.

Jawab.

(a) Arah momen dipol ikatan ditunjukkan di bawah ini. HCl memiliki dipol molekular, sementara CCl₄ tidak memiliki momen dipol sebab momen dipol ikatan akan menghilangkan satu sama lain. (b) Kedua senyawa harus simetris agar dipol ikatan C-O dan S-O yang besar akan saling meniadakan. Jadi CO₂ berbentuk linear sementara SO₃ adalah segitiga.

c. Bilangan oksidasi atom

Terdapat hubungan yang jelas antara bilangan oksidasi (atau tingkat oksidasi) atom dan posisinya dalam tabel periodik. Bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen didefinisikan sebagai muatan imajiner atom yang akan dimiliki bila elektron yang digunakan bersama dibagi sama rata antara atom yang berikatan (kalau atom yang berikatan sama) atau diserahkan semua ke atom yang lebih kuat daya tariknya (kalau yang berikatan atom yang berbeda).

(1) UNSUR GOLONGAN UTAMA

Untuk unsur golongan utama, bilangan oksidasi dalam banyak kasus adalah jumlah elektron yang akan dilepas atau diterima untuk mencapai konfigurasi elektron penuh, ns²np⁶ (kecuali untuk periode pertama) atau konfigurasi elektron nd¹⁰ (gambar 5.2).

Hal ini jelas untuk unsur-unsur periode yang rendah yang merupakan anggota golongan 1, 2 dan 13-18. Untuk periode yang lebih besar, kecenderungannya memiliki bilangan oksidasi yang berhubungan dengan konfigurasi elektron dengan elektron ns dipertahankan dan elektron np akan dilepas. Misalnya, timah Sn dan timbal Pb, keduanya golongan 14, memiliki bilangan oksidasi +2 dengan melepas elektron np² tetapi mempertahankan elektron ns², selain bilangan oksidasi +4. Alasan yang sama dapat digunakan untuk adanya fakta bahwa fosfor P dan bismut Bi, keduanya golongan 15 dengan konfigurasi elektron ns²np³, memilki bilangan oksidasi +3 dan +5.

Umumnya, pentingnya bilangan oksidasi dengan elektron ns² dipertahankan akan menjadi semakin penting untuk periode yang lebih besar. Untuk senyawa nitrogen dan fosfor, bilangan oksidasi +5 dominan, sementara untuk bismut yang dominan adalah +3 dan bilangan oksidasi +5 agak jarang.

Unsur logam dan semilogam (silikon Si atau germanium Ge) jarang memiliki nilai bilangan oksidasi negatif, tetapi bagi non logam fenomena ini umum dijumpai. Dalam hidrida nitrogen dan fosfor, NH₃ dan PH₃, bilangan oksidasi N dan P adalah–3. Semakin tinggi periode unsur, unsur akan kehilangan sifat ini dan bismut Bi tidak memiliki bilangan oksidasi negatif. Di antara unsur golongan 16, bilangan oksidasi-2 dominan seperti dalam kasus oksigen O. Kecenderungan ini lagi-lagi akan menurun untuk unsur-unsur di periode lebih tinggi. Misalkan oksigen hanya memiliki bilangan oksidasi negatif, tetapi S memiliki bilangan oksidasi positif seperti +4 dan +6 yang juga signifikan.

Contoh Soal 5.4 Bilangan oksidasi atom. Tentukan bilangan oksidasi unsur berikut.

1. Mn dalam MnSO₄, Mn₂O₃, MnO₂, MnO₄¯, MnO₄¯²
2. As dalam As₂O₃, AsO¯, AsO₄¯³, AsH₃ (As)
3. I dalam I¯, IO¯, IO₃¯, I₂, ICl₃, ICl₂¯

Jawab

1. +2, +3, +4, +7, +6
2. +3, +3, +5, -3
3. -1, +1, +5, 0, +3 (keelektronegativan Cl lebih besar dari I)

(2) UNSUR TRANSISI

Walaupun unsur transisi memiliki beberapa bilangan oksidasi, keteraturan dapat dikenali. Bilangan oksidasi tertinggi atom yang memiliki lima elektron yakni jumlah orbital d berkaitan dengan keadaan saat semua elektron d (selain elektron s) dikeluarkan. Jadi, dalam kasus skandium dengan konfigurasi elektron (n-1)d¹ns², bilangan oksidasinya 3. Mangan dengan konfigurasi (n-1)d⁵ns², akan berbilangan oksidasi maksimum +7.

Bila jumlah elektron d melebihi 5, situasinya berubah. Untuk besi Fe dengan konfigurasi elektron (n-1)d⁶ns², bilangan oksidasi utamanya adalah +2 dan +3. Sangat jarang ditemui bilangan oksidasi +6. Bilangan oksidasi tertinggi sejumlah logam transisi penting seperti kobal Co, Nikel Ni, tembaga Cu dan zink Zn lebih rendah dari bilangan oksidasi atom yang kehilangan semua elektron (n–1)d dan ns-nya. Di antara unsur-unsur yang ada dalam golongan yang sama, semakin tinggi bilangan oksidasi semakin penting untuk unsur-unsur pada periode yang lebih besar.

d. Ukuran atom dan ion

Ketika Meyer memplotkan volume atom yang didefinisikan sebagai volume 1 mol unsur tertentu (mass atomik/kerapatan) terhadap nomor atom dia mendapatkan plot yang berbentuk gigi gergaji. Hal ini jelas merupakan bukti bahwa volume atom menunjukkan keperiodikan. Karena agak sukar menentukan volume atom semua unsur dengan standar yang identik, korelasi ini tetap kualitatif. Namun, kontribusi Meyer dalam menarik perhatian adanya keperiodikan ukuran atom pantas dicatat.

Masih tetap ada beberapa tafsir ganda bila anda ingin menentukan ukuran atom sebab awan elektron tidak memiliki batas yang jelas. Untuk ukuran atom logam, kita dapat menentukan jari-jari atom dengan membagi dua jarak antar atom yang diukur dengan analisis difraksi sinar-X. Harus dinyatakan bahwa nilai ini bergantung pada bentuk kristal (misalnya kisi kubus sederhana atau kubus berpusat muka, dsb.)dan hal ini akan menghasilkan tafsir ganda itu. Masalah yang sama ada juga dalam penentuan jari-jari ionik yang ditentukan dengan analisis difraksi sinar-X kristal ion.

Keperiodikan umum yang terlihat di gambar 5.3 yang menunjukkan kecenderungan jari-jari atom dan ion. Misalnya, jari-jari kation unsur seperiode akan menurun dengan meningkatnya nomor atom. Hal ini logis karena muatan inti yang semakin besar akan menarik elektron lebih kuat. Untuk jari-jari ionik, semakin besar periodenya, semakin besar jari-jari ionnya.

Contoh soal 5.5 Ukuran atom dan ion. Pilihalah spesi yang terkecil dalam tiap kelompok.

(1) Li, Na, K (2) P, Sb, As (3) S, Cl, Ar (4) O⁺, O, O (1) Li (2) P (3) Cl (4) O+

Jawab

(1) Li (2) P (3) Cl (4) O+

 Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/sistem_periodik/sifat-periodik-unsur/

Read more »

Posted in: KELAS X

Konsep Oksidasi-Reduksi

Pentingnya reaksi oksidasi-reduksi dikenali sejak awal kimia. Dalam oksidasi-reduksi, suatu entitas diambil atau diberikan dari dua zat yang bereaksi. Situasinya mirip dengan reaksi asam basa. Singkatnya, reaksi oksidasi-reduksi dan asam basa merupakan pasangan sistem dalam kimia. Reaksi oksidasi reduksi dan asam basa memiliki nasib yang sama, dalam hal keduanya digunakan dalam banyak praktek kimia sebelum reaksi ini dipahami. Konsep penting secara perlahan dikembangkan: misalnya, bilangan oksidasi, oksidan (bahan pengoksidasi), reduktan (bahan pereduksi), dan gaya gerak listrik, persamaan Nernst, hukum Faraday tentang induksi elektromegnet dan elektrolisis. Perkembangan sel elektrik juga sangat penting. Penyusunan komponen reaksi oksidasi-reduksi merupakan praktek yang penting dan memuaskan secara intelektual. Sel dan elektrolisis adalah dua contoh penting, keduanya sangat erat dengan kehidupan sehari-hari dan dalam industri kimia.

a. Penemuan oksigen

Karena udara mengandung oksigen dalam jumlah yang besar, kombinasi antara zat dan oksigen, yakni oksidasi, paling sering berlangsung di alam. Pembakaran dan perkaratan logam pasti telah menatik perhatian orang sejak dulu. Namun, baru di akhir abad ke- 18 kimiawan dapat memahami pembakaran dengan sebenarnya. Pembakaran dapat dipahami hanya ketika oksigen dipahami. Sampai doktrin Aristoteles bahwa udara adalah unsur dan satu-satunya gas ditolak, mekanisme oksidasi belum dipahami dengan benar. Kemungkinan adanya gas selain udara dikenali oleh Helmont sejak awal abad ke-17. Metoda untuk memisahkan gas tak terkontaminasi dengan uap menggunakan pompa pneumatik dilaporkan oleh Hales di sekitar waktu itu. Namun, walau telah ada kemajuan ini, masih ada satu miskonsepsi yang menghambat pemahaman peran oksigen dalam pembakaran. Miskonsepsi ini adalah teori flogiston yang telah disebutkan di Bab 1. Teori ini dinyatakan oleh dua kimiawan Jerman, Georg Ernst Stahl (1660-1734) dan Johann Joachim Becher. Menurut teori ini, pembakaran adalah proses pelepasan flogiston dari zat yang terbakar. Asap yang muncul dari kayu terbakar dianggap bukti yang baik teori ini. Massa abu setelah pembakaran lebih ringan dari massa kayu dan ini juga konsisten dengan teori flogiston. Namun, ada kelemahan utama dalam teori ini. Residu (oksida logam) setelah pembakaran logam lebih berat dari logamnya. Priestley dan Scheele, yang menemukan oksigen di akhir abad ke-18, adalah penganut teori flogiston . Jadi mereka gagal menghayati peran oksigen dalam pembakaran. Sebaliknya, Lavoiseur, yang tidak terlalu mengenali teori ini, dengan benar memahamo peran oksigen dan mengusulkan teori pembakaran baru yakni oksidasi atau kombinasi zat terbakar dengan oksigen.Ia mendukung teroinya dengan percobaan yang akurat dan kuantitatif yang jauh lebih baik dari standar waktu itu. Ia menyadari bahwa penting untuk memperhatikan kuantitas gas yang terlibat dalam reaksi untuk memahami reaksi kimia dengan cara kuantitatif. Jadi ia melakukan reaksinya dalam wadah tertutup. Peran oksigen dalam pembakaran dikenali Lavoiseur; oksidasi-reduksi didefinisikan sebagai beriku.Oksidasi-reduksi dan oksigen Oksidasi: menerima oksigen Reduksi: mendonorkan oksigen

b. Peran hidrogen

Ternyata tidak semua reaksi oksidasi dengan senyawa organik dapat dijelaskan dengan pemberian dan penerimaan oksigen. Misalnya, walaupun reaksi untuk mensintesis anilin dengan mereaksikan nitrobenzen dan besi dengan kehadiran HCl adalah reaksi oksidasi reduksi dalam kerangka pemberian dan penerimaan oksigen, pembentukan CH₃CH₃ dengan penambahan hidrogen pada CH₂=CH₂, tidak melibatkan pemberian dan penerimaan oksigen. Namun, penambahan hidrogen berefek sama dengan pemberian oksigen. Jadi, etena direduksi dalam reaksi ini. Dengan kata lain, juga penting mendefinisikan oksidasi-reduksi dalam kerangka pemberian dan penerimaan hidrogen.

Oksidasi-reduksi dan hidrogen Oksidasi: mendonorkan hidrogen Reduksi: menerima hidrogen

b. Peran elektron

Pembakaran magnesium jelas juga reaksi oksidasi-reduksi yang jelas melibatkan pemberian dan penerimaan oksigen.

2Mg + O₂ –> 2MgO (10.1)

Reaksi antara magnesium dan khlorin tidak diikuti dengan pemberian dan penerimaan oksigen.

Mg + Cl₂ –> MgCl₂ (10.2)

Namun, mempertimbangkan valensi magnesium, merupakan hal yang logis untuk menganggap kedua reaksi dalam kategori yang sama. Memang, perubahan magnesium, Mg –> Mg²⁺+ 2e^- , umum untuk kedua reaksi, dan dalam kedua reaksi magnesium dioksidasi. Dalam kerangka ini, keberlakuan yang lebih umum akan dicapai bila oksidasi-reduksi didefinisikan dalam kerangka pemberian dan penerimaan elektron.

Oksidasi-reduksi dan elektron Oksidasi: mendonorkan elektron Reduksi: menerima elektron

Bila kita menggunakan definisi ini, reaksi oksidasi-reduksi dapat dibagi menjadi dua, satu adalah reaksi oksidasi, dan satunya reaksi reduksi. Jadi,

Mg –> Mg²⁺ + 2 e- (mendonorkan elektron –> dioksidasi) (10.3)

Cl₂ + 2e—> 2Cl^- (menerima elektron –> direduksi) (10.4)

Masing-masing reaksi tadi disebut setengah reaksi. Akan ditunjukkan bahwa reaksi oksidasi reduksi biasanya paling mudah dinyatakan dengan setengah reaksi (satu untuk oksidan dan satu untuk reduktan).

Contoh soal 10.1 Konstruksi persamaan reaksi oksidasi-reduksi

Tuliskan reaksi oksidasi asam oksalat (COOH)₂ menghasilkan CO₂ dan air dengan tiga cara; serah terima oksigen, hidrogen dan elektron. Isilah titik-titik dengan rumus kimia dan koefisien yang tepat.

1. oksigen: (COOH)₂+(O) –> ….+….
2. hidrogen: (COOH)₂ –> 2H + ……
3. elektron: (COOH)₂–> 2e- + …..+ …….

Jawab

1. oksigen: H₂O terbentuk dari dua H dari asam oksalat dan satu O dari oksidan (COOH)₂+(O) –> 2 CO₂ + H₂O
2. hidrogen: secara formal asam oksalat memberikan dua hidrogen dan CO₂ (COOH)₂ –>2H + 2CO₂
3. elektron: metoda untuk menyusun reaksi jenis ini akan dibahas selanjutnya (COOH)₂–>2e- + 2CO₂ + 2H⁺

d. Oksidan dan reduktan (bahan pengoksidasi dan pereduksi)

Oksidasi reduksi seperti dua sisi dari selembar kertas, jadi tidak mungkin oksidasi atau reduksi berlangsung tanpa disertai lawannya. Bila zat menerima elektron, maka harus ada yang mendonorkan elektron tersebut.

Dalam oksidasi reduksi, senyawa yang menerima elektron dari lawannya disebut oksidan (bahan pengoksidasi sebab lawannya akan teroksidasi. Lawan oksidan, yang mendonorkan elektron pada oksidan, disebut dengan reduktan (bahan pereduksi) karena lawannya (oksidan tadi tereduksi.

Di antara contoh di atas, magnesium, yang memberikan elektron pada khlorin, adalah reduktan, dan khlorin, yang menerima elektron dari magnesium, adalah reduktan. Umumnya, unsur elektropositif seperti logam alkali dan alkali tanah adalah reduktan kuat; sementara unsur elektronegatif seperti khlorin adalah oksidan yang baik.

Suatu senyawa dapat berlaku sebagai oksidan dan juga reduktan. Bila senyawa itu mudah mendonorkan elektron pada lawannya, senyawa ini dapat menjadi reduktan. Sebaliknya bila senyawa ini mudah menerima elektron, senyawa itu adalaj oksidan. Tabel 10.1, mendaftarkan setengah reaksi oksidan dan reduktan yang umum.

Tabel 10.1 Beberapa oksidan dan reduktan

Oksidan

I₂(aq) + 2 e^-–> 2I^-(aq)
Br₂(aq) + 2e^-–> 2Br^-(aq)
Cr₂O₇^2-(aq) + 14H⁺(aq) + 6e^-–> 2Cr³⁺(aq) + 7H₂O(l)
Cl₂(aq) + 2e^-–> 2Cl^-(aq)
MnO₄ ^-(aq) + 8H⁺(aq) + 5e^-–> Mn²⁺(aq) + 4H₂O(l)
S₂O₈^2-(aq) + 2e^-–> 2SO₄^2-(aq)

Reduktan

Zn(s) –> Zn²⁺(aq) + 2e^-H₂(g) –> 2H⁺(aq) + 2e^-H₂S(aq) –> 2H⁺(aq) + S(s) + 2e^-Sn²⁺(aq) –> Sn⁴⁺(aq) + 2e^-Fe²⁺(aq) –> Fe³⁺(aq) + e^-

e. Bilangan oksidasi

Besi adalah reduktan yang baik dan besi menjadi Fe²⁺ atau Fe³⁺ bergantung kondisi reaksi.

Fe –> Fe²⁺ +2e^- (10.5)

Fe –> Fe³⁺ +3e^- (10.6)

Jadi, penting untuk menyatakan dengan jelas jumlah elektron yang diserahkan atau diterima. Untuk keperluan ini, suatu parameter, bilangan oksidasi didefinisikan. Bilangan oksidasi untuk unsur monoatomik adalah muatan atom tersebut. Bilangan oksidasi Fe, Fe²⁺ dan Fe³⁺ adalah 0, +2 dan +3．

Untuk memperluas konsep bilangan oksidasi pada molekul poliatomik, penting untuk mengetahui distribusi elektron dalam molekul dengan akurat. Karena hal ini sukar, diputuskan bahwa muatan formal diberikan pada tiap atom dengan menggunakan aturan tertentu, dan bilangan oksidasi didefinisikan berdasarkan muatan formal. Ringkasan definisinya diberikan sebagai berikut.

Definsi bilangan oksidasi

1. bilangan oksidasi unsur (termasuk alotrop) selalu 0.
2. bilangan oksidasi oksigen adalah -2 kecuali dalam peroksida, -1.
3. bilangan oksidasi hidrogen adalah +1 kecuali dalam hidrida logam -1.
4. bilangan oksidasi logam alkali +1 dan logam alkali tanah +2.
5. Untuk ion dan molekul poliatomik, bilangan oksidasi setiap atom didefinisikan sehingga jumlahnya sama dengan muatannya.

Contoh soal 10.2 penentuan bilangan oksidasi

Dalam peleburan timbal dari bijihnya (timbal sulfida) reaksi reduksi oksidasi dua tahap berikut terjadi. Tunjukkan oksidan dan reduktan dalam reaksi ini dan tentukan bilangan oksidasi masingmasing atomnya.

Jawab

Bilangan oksidasi masing-masing atom ditandai di bawah simbol atomnya.

2PbS(s)	+	3O2(g)	–>	2PbO(s)	+	2SO2(g)
+2 -2		0		+2 -2		+4 -2

PbO(s)	+	CO(g)	–>	Pb(s)	+	CO2(g)
+2 -2		+2 -2		0		+4 -2

Tahap pertama reaksi, bilangan oksidasi S berubah dari -2 ke +4, dengan demikian S dioksidasi. Jadi PbS adalah reduktan. Bilangan oksidasi O turun dari 0 ke -2. Jadi oksigen adalah oksidan. Di tahap kedua, bilangan oksidasi C berubah dari +2 ke +4, dan dengan demikian C dioksidasi. Jadi CO adalah reduktan. Bilangan oksidasi Pb turun dari +2 ke 0. Jadi PbO adalah oksidan. Dalam peleburan logam semacam besi, CO sering menjadi reduktan.

f. Penyusunan persamaan reduksi oksidasi

Persamaan oksidasi reduksi seperti dalam Tabel 10.1 dapat dengan mudah dibuat dengan prosedur berikut.

Penyusunan setengah reaksi oksidasi reduksi Tuliskan persamaan perubahan oksida dan reduktan. Setarakan jumlah oksigen di kedua sisi persamaan dengan menambahkan sejumlah tepat H2O. Setarakan jumlah hidrogen di kedua sisi persamaan dengan penambahan jumlah H+ yang tepat. Setarakan muatannya dengan menambahkan sejumlah elektron.

Sekali setengah reaksi telah disusun, mudah untuk menyusun persamaan reduksi oksidasi keseluruhan. Dalam oksidasi reduksi, penurunan bilangan oksidasi oksidan dan kenaikan bilangan oksidasi reduktan harus sama. Hal ini sama dengan hubungan ekivalen dalam reaksi asam basa.

Penyusunan reaksi oksidasi reduksi total Pilihlah persamaan untuk oksidan dan reduktan yang terlibat dalam reaksi, kalikan sehingga jumlah elektron yang terlibat sama. Jumlahkan kedua reaksi (elektronnya akan saling meniadaka). Ion lawan yang mungkin muncul dalam persamaan harus ditambahkan di kedua sisi persamaan sehingga kesetaraan bahan tetap dipertahankan

Sebagai contoh, reaksi oksidasi iodin dengan kalium permanganat KMnO₄ adalah sebagai berikut.

(1) persamaan untuk oksidan

1. MnO₄ ^- –> Mn²⁺
2. MnO₄^- –> Mn²⁺ + 4H₂O
3. MnO₄^- +8H⁺–> Mn²⁺ + 4H₂O
4. MnO₄^- +8H⁺ + 5e^- –> Mn²⁺ + 4H₂O (setengah reaksi) (10.5)

(2) persamaan untuk reduktan

1. I^- –> 1/2 I₂
2. I^- –> 1/2 I₂ + e^-
   2I^- –> I₂ + 2e^- (setengah reaksi) (10.6) Catat bahwa reaksi kedua ini dikalikan dua untuk menghindari pecahan.

(3) Jumlah reaksi oksidan dan reduktan

1. 2MnO₄^- + 16H⁺ +10e^- –> 2Mn²⁺ + 8H₂O
   10I^- –> 5I₂ + 10e^-
2. 2MnO₄^- + 16H⁺ + 10I^- –> 2Mn²⁺ + 5I₂ + 8H₂O (reaksi keseluruhan) (10.7)
   Lihat jumlah elektronnya akan saling meniadakan.
3. 2KMnO₄ + 8H₂SO₄+ 10KI –> 2MnSO₄+ 5I₂ + 8H₂O + 6K₂SO₄ (10.8)

Persamaan di atas didapatkan dengan menambahkan sejumlah ion lawan ke kedua sisi persamaan sehingga semua ion yang terlibat akan melengkapi persamaan okisdasi reduksi ini.

Contoh soal 10.3 Oksidasi toluen

C₆H₅CH₃ dioksidasi menjadi asam benzoat C₆H₅COOH dengan KMnO₄ dalam H₂SO₄.

Tuliskan persamaan oksidasi reduksinya.

Jawab

Persamaan untuk oksidannya telah diberikan di atas.

Persamaan bagi reduktan (toluen) diperoleh sebagai berikut.

a) C₆H₅CH₃ + 2H₂O –> C₆H₅COOH

b) C₆H₅CH₃ + 2H₂O –> C₆H₅COOH + 6H⁺

c) C₆H₅CH₃ + 2H₂O –> C₆H₅COOH + 6H⁺+6e^-

d) persamaan untuk oksidan ini dikalikan 6, dan untuk reduktan dikalikan 5 sehingga jumlah elektron yang terlibat di kedua reaksi identik (= 30).

f) Jumlah dua reaksi (elektron akan saling meniadakan)

6MnO₄^- + 48 H⁺ +30e^-–> 6Mn²⁺ + 24H₂O 5C₆H₅CH₃ + 10H₂O –> 5C₆H₅COOH + 30H⁺+30e^-

5C₆H₅CH₃ +6MnO₄^- + 18 H⁺–> 5C₆H₅COOH + 6Mn⁺²

g) 6 K⁺ + 9 SO₄^-2 ditambahkan kedua sisi untuk melengkapi reaksi.

5C₆H₅CH₃ + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ –> 5C₆H₅COOH + 6Mn SO₄ + 3K₂SO₄+ 14H₂O

Stoikiometri oksidasi reduksi

Jumlah kuantitatif oksidan dan reduktan sehingga reaksi oksidasi reduksi oksidasi lengkap mirip dengan stoikiometri asam basa.

Stoikiometri oksidasi reduksi noMoVo = nRMRVR jumlah mol elektron yang diterima = jumlah mol elektron yang diserahkan subskrip O dan R adalah oksidan dan reduktan, n adalah perubahan bilangan oksidasi, M konsentrasi molar dan V volume oksidan dan reduktan.

Prinsip yang terlibat dalam titrasi oksidasi reduksi secara prinsip identik dengan dalam titrasi asam basa. Dalam titrasi reduksi oksidasi, pilihan indikatornya untuk menunjukkan titik akhir terbatas. Kadang hantaran larutan digunakan sebagai indikator.

Contoh soal 10.4 Konsentrasi hidrogen peroksida

Larutan hidrogen peroksida komersial H₂O₂ diencerkan 150 kali. 25,0 cm³ sampel larutan dititrasi dengan larutan KMnO₄ 0,02 mol dm^-3, dan 26,3 cm³ diperlukan untuk mencapai titik akhir. Hitung konsentrasi molar (mol dm^-3) H₂O₂．

Jawab

Hidrogen peroksida berperan sebagai reduktan dalam reaksi ini, setengah reaksinya adalah

H₂O₂ –> O₂ + 2H⁺ + 2e^-

Ini berarti 5 mol H₂O₂ dan 2 mol KMnO₄ ekivalen satu sama lain. Konsentrasi molar M_R hidrogen peroksida dihitung sebagai berikut.

5 x 0,02 (mol dm^-3) x 26,3 x 10^-3 (dm³)= [2 x M_R (mol dm^-3) x 25,0 x 10^-3 (dm³)]/150

M_R = 7,89 (mol dm^-3)

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/oksidasi_dan_reduksi1/konsep-oksidasi-reduksi/

Read more »

Posted in: KELAS X

Larutan Elektrolit dan Non-Elektrolit

Berdasarkan sifat daya hantar listriknya, larutan dibagi menjadi dua yaitu larutan elektrolit dan larutan non elektrolit. Sifat elektrolit dan non elektrolit didasarkan pada keberadaan ion dalam larutan yang akan mengalirkan arus listrik. Jika dalam larutan terdapat ion, larutan tersebut bersifat elektrolit. Jika dalam larutan tersebut tidak terdapat ion larutan tersebut bersifat non elektrolit. Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik. Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik. Hantaran listrik melalui larutan dapat dtunjukkan dengan alat uji elektrolit seperti pada Gambar 7. Jika larutan menghantarkan arus listrik, maka lampu dalam rangkaian tersebut akan menyala dan timbul gas atau endapan pada salah satu atau kedua elektroda.

Contoh lain adalah, bila NaCl dilarutan dalam air akan terurai menjadi ion positif dan ion negatif. Ion positif yang dihasilkan dinamakan kation dan ion negatif yang dihasilkan dinamakan anion. Larutan NaCl adalah contoh larutan elektrolit. Perhatikan reaksi berikut.

Bila gula dilarutkan dalam air, molekul-molekul gula tersebut tidak terurai menjadi ion tetapi hanya berubah wujud dari padat menjadi larutan. Larutan gula adalah contoh dari larutan non elektrolit. Perhatikan reaksi berikut:

Dalam kehidupan sehari-hari kita banyak menemukan contoh larutan elektrolit maupun non elektrolit. Contoh larutan elektrolit: larutan garam dapur, larutan cuka makan, larutan asam sulfat, larutan tawas, air sungai, air laut. Contoh larutan non elektrolit adalah larutan gula, larutan urea, larutan alkohol, larutan glukosa.

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/larutan-elektrolit-dan-non-elektrolit/

Read more »

Posted in: KELAS X

Elektrolit Kuat dan Elektrolit Lemah

Daya hantar listrik larutan elektrolit bergantung pada jenis dan konsentrasinya. Beberapa larutan elektrolit dapat menghantarkan arus listrik dengan baik meskipun konsentrasinya kecil, larutan ini dinamakan elektrolit kuat. Sedangkan larutan elektrolit yang mempunyai daya hantar lemah meskipun konsentrasinya tinggi dinamakan elektrolit lemah.

Perhatikan hasil uji elektrolit yang ditunjukkan pada Gambar 8. Pada larutan elektrolit lampu yang digunakan menyala dan timbul gas pada elektrodanya. Beberapa larutan elektrolit dapat mengahantarkan listrik dengan baik sehingga lampu menyala terang dan gas yang terbentuk relatif banyak (Gambar 8a). Larutan ini dinamakan elektrolit kuat, beberapa elektrolit yang lain dapat menghantarkan listrik tetapi kurang baik, sehingga lampu nyala, redup atau bahkan tidak menyala dan gas yang terbentuk relatif sedikit. (Gambar 8b). Dari uraian di atas kita dapat golongkan larutan elektrolit menjadi dua macam, yaitu elektrolit kuat dan elektrolit lemah.

Larutan elektrolit kuat adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan baik. Hal ini disebabkan karena zat terlarut akan terurai sempurna (derajat ionisasi ? = 1) menjadi ion-ion
sehingga dalam larutan tersebut banyak mengandung ion-ion. Sebagai contoh larutan NaCl. Jika padatan NaCl dilarutkan dalam air maka NaCl akan terurai sempurna menjadi ion Na⁺ dan Cl^-. Perhatikan reaksi berikut.

Dari reaksi diatas jika 100 mol NaCl dilarutkan dalam air akan terbentuk 100 mol ion Na⁺ dan 100 mol ion Cl^-. Jadi jika 100 mol NaCl dilarutkan akan terbentuk 200 mol ion.

Larutan elektrolit lemah adalah larutan yang dapat menghantarkan arus listrik dengan lemah. Hal ini disebabklan karena zat terlarut akan terurai sebagian (derajat ionisasi ? << 1) menjadi ion-ion sehingga dalam larutan tersebut sedikit mengandung ion. Tabel berikut menggambarkan larutan-larutan yang termasuk elektrolit kuat, elektrolit lemah dan non elektrolit.

Sumber : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/asam_dan_basa/elektrolit-kuat-dan-elektrolit-lemah/

Read more »

Posted in: KELAS X

Struktur Atom

PARTIKEL MATERI

Bagian terkecil dari materi disebut Partikel.

Beberapa pendapat tentang partikel materi :

1. Menurut Democritus, pembagian materi bersifat diskontinyu ( jika suatu materi dibagi dan terus dibagi maka akhirnya diperoleh partikel terkecil yang sudah tidak dapat dibagi lagi = disebut Atom )
2. Menurut Plato dan Aristoteles, pembagian materi bersifat kontinyu ( pembagian dapat berlanjut tanpa batas )

Postulat Dasar dari Teori Atom Dalton :

1. Setiap materi terdiri atas partikel yang disebut atom
2. Unsur adalah materi yang terdiri atas sejenis atom
3. Atom suatu unsur adalah identik tetapi berbeda dengan atom unsur lain ( mempunyai massa yang berbeda )
4. Senyawa adalah materi yang terdiri atas 2 atau lebih jenis atom dengan perbandingan tertentu
5. Atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan dan tidak dapat diubah menjadi atom lain melalui reaksi kimia biasa. Reaksi kimia hanyalah penataan ulang ( reorganisasi ) atom-atom yang terlibat dalam reaksi tersebut

 Kelemahan dari postulat teori Atom Dalton :

1. Atom bukanlah sesuatu yang tak terbagi, melainkan terdiri dari partikel subatom
2. Atom-atom dari unsur yang sama, dapat mempunyai massa yang berbeda ( disebut Isotop )
3. Atom dari suatu unsur dapat diubah menjadi atom unsur lain melalui Reaksi Nuklir
4. Beberapa unsur tidak terdiri dari atom-atom melainkan molekul-molekul

PERKEMBANGAN TEORI ATOM

1).    Model Atom Dalton

a)       Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil.

b)       Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dipecah lagi.

c)      Atom suatu unsur sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom unsur berbeda, berlainan dalam massa dan sifatnya.

d)       Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain.

e)       Reaksi kimia hanyalah reorganisasi dari atom-atom, sehingga tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia.

 Teori atom Dalton ditunjang oleh 2 hukum alam yaitu :

1.    Hukum Kekekalan Massa ( hukum Lavoisier )  :      massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.

2.    Hukum Perbandingan Tetap ( hukum Proust )       :        perbandingan massa unsur-unsur yang menyusun suatu zat adalah tetap.

Kelemahan Model Atom Dalton :

1)       Tidak dapat menjelaskan perbedaan antara atom unsur yang satu dengan unsur yang lain

2)       Tidak dapat menjelaskan sifat listrik dari materi

3)       Tidak dapat menjelaskan cara atom-atom saling berikatan

4)       Menurut teori atom Dalton nomor 5, tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia. Kini ternyata dengan reaksi kimia nuklir, suatu atom dapat berubah menjadi atom lain.

2).    Model Atom Thomson

Setelah ditemukannya elektron oleh J.J Thomson, disusunlah model atom Thomson yang merupakan penyempurnaan dari model atom Dalton. Menurut Thomson :

a)       Atom terdiri dari materi bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron (bagaikan kismis dalam roti kismis)

b)       Atom bersifat netral, yaitu muatan positif dan muatan negatif jumlahnya sama

 3).             Model Atom Rutherford

a)       Rutherford menemukan bukti bahwa dalam atom terdapat inti atom yang bermuatan positif, berukuran lebih kecil daripada ukuran atom tetapi massa atom hampir seluruhnya berasal dari massa intinya.

b)       Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positif dan berada pada pusat atom serta elektron bergerak melintasi inti (seperti planet dalam tata surya).

c)        Atom bersifat netral.

d)       Jari-jari inti atom dan jari-jari atom sudah dapat ditentukan.

Kelemahan Model Atom Rutherford :

Ø       Ketidakmampuan untuk menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke inti atom akibat gaya tarik elektrostatis inti terhadap elektron.

Ø       Menurut teori Maxwell, jika elektron sebagai partikel bermuatan mengitari inti yang memiliki muatan yang berlawanan maka lintasannya akan berbentuk spiral dan akan kehilangan tenaga/energi dalam bentuk radiasi sehingga akhirnya jatuh ke inti.

4).    Model Atom Niels Bohr

• Model atomnya didasarkan pada teori kuantum untuk menjelaskan spektrum gas hidrogen.
• Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron hanya menempati tingkat-tingkat energi tertentu dalam atom.

Menurutnya :

a)       Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan di sekitarnya beredar elektron-elektron yang bermuatan negatif.

b)       Elektron beredar mengelilingi inti atom pada orbit tertentu yang dikenal sebagai keadaan gerakan yang stasioner (tetap) yang selanjutnya disebut dengan tingkat energi utama (kulit elektron) yang dinyatakan dengan bilangan kuantum utama (n).

c)        Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energinya akan tetap sehingga tidak ada cahaya yang dipancarkan.

d)       Elektron hanya dapat berpindah dari lintasan stasioner yang lebih rendah ke lintasan stasioner yang lebih tinggi jika menyerap energi. Sebaliknya, jika elektron berpindah dari lintasan stasioner yang lebih tinggi ke rendah terjadi pelepasan energi.

e)       Pada keadaan normal (tanpa pengaruh luar), elektron menempati tingkat energi terendah (disebut tingkat dasar = ground state)

Kelemahan Model Atom Niels Bohr :

1.        Hanya dapat menerangkan spektrum dari atom atau ion yang mengandung satu elektron dan tidak sesuai dengan spektrum atom atau ion yang berelektron banyak.

2.        Tidak mampu menerangkan bahwa atom dapat membentuk molekul melalui ikatan kimia

5).    Model Atom Modern

Dikembangkan berdasarkan teori mekanika kuantum yang disebut mekanika gelombang; diprakarsai oleh 3 ahli :

a)       Louis Victor de Broglie

Menyatakan bahwa materi mempunyai dualisme sifat yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang.

b)       Werner Heisenberg

Mengemukakan prinsip ketidakpastian untuk materi yang bersifat sebagai partikel dan gelombang. Jarak atau letak elektron-elektron yang mengelilingi inti hanya dapat ditentukan dengan kemungkinan – kemungkinan saja.

c)        Erwin Schrodinger (menyempurnakan model Atom Bohr)

Berhasil menyusun persamaan gelombang untuk elektron dengan menggunakan prinsip mekanika gelombang. Elektron-elektron yang mengelilingi inti terdapat di dalam suatu orbital yaitu daerah 3 dimensi di sekitar inti dimana elektron dengan energi tertentu dapat ditemukan dengan kemungkinan terbesar.

Model atom Modern :

a)       Atom terdiri dari inti atom yang mengandung proton dan neutron sedangkan elektron-elektron bergerak mengitari inti atom dan berada pada orbital-orbital tertentu yang membentuk kulit atom.

b)       Orbital yaitu daerah 3 dimensi di sekitar inti dimana elektron dengan energi tertentu dapat ditemukan dengan kemungkinan terbesar.

c)        Kedudukan elektron pada orbital-orbitalnya dinyatakan dengan bilangan kuantum.

• Orbital digambarkan sebagai awan elektron yaitu : bentuk-bentuk ruang dimana suatu elektron kemungkinan ditemukan.
• Semakin rapat awan elektron maka semakin besar kemungkinan elektron ditemukan dan sebaliknya.

Read more »

Posted in: KELAS X

PENGERTIAN ILMU KIMIA

Perlu diketahui Ilmu Kimia adalah ilmu yang mempelajari tentang susunan, struktur, sifat, perubahan serta energi yang menyertai perubahan suatu materi. Materi sendiri adalah sesuatu yang menempati ruang dan mempunyai massa. Jelas bahwa hampir semua benda di alam dibahas dalam ilmu kimia karena pada dasarnya setiap benda menempati ruang dan mempunyai massa. Artinya setiap benda merupakan materi.

APA YANG DIBAHAS DALAM ILMU KIMIA?
Ilmu kimia membahas semua materi tentang:
1. Susunannya dan strukturnya.
2. Sifatnya.
3. Perubahannya.
4. Energi yang menyertai perubahannya.

Misalkan kita membahas "air". Maka secara sederhana yang dipelajari oleh ilmu kimia tentang air adalah mengenai:
1. Bagaimana atom-atom hidrogen dan oksigen tersusun dalam sebuah molekul air dengan membentuk struktur molekul.
2. Bagaimana sifat-sifat air dihubungkan dengan susunan dan struktur tadi.
3. Perubahan apa yang terjadi pada air (erat kaitannya dengan reaksi kimia). 
4. Seberapa besar energi yang dihasilkan atau diserap pada perubahan tersebut.

Read more »

Posted in: KELAS X