MODUL KIMIA KELAS XI SMT 1

STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA STRUKTUR ATOM dan SISTEM PERIODIK

Standar Kompetensi

1. Memahami struktur atom untuk meramalkan sifat-sifat periodik unsur, struktur molekul, dan sifat sifat senyawa Kompetensi Dasar

1.1 Menjelaskan teori atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik.

Anda akan melakukan kegiatan-kegiatan berikut.

 Mengkaji teori atom Bohr dan hubungannya dengan teori kuantum, prinsip ketidakpastian dan mekanika gelombang melalui diskusi kelompok

 Menemukan pengertian bilangan kuantum

 Menentukan kedudukan elektron dengan bilangan kuantum

 Mengilustrasikan bentuk orbital s, p, d dengan bantuan alat peraga melalui kerja kelompok

 Mnentukan konfigurasi elektron berdasarkan sub kulit  Mendiskusikan hubungan konfigurasi elektron dengan

letak unsur dalam sistem periodik unsur Akhirnya Anda akan mampu :

Menjelaskan teori atom Bohr

Menemukan kelemahan teori atom Bohr Menjelaskan teori mekanika kuantum

Menentukan bilangan kuantum dalam rangka menemukan kemungkinan elektron berada

Menggambarkan bentuk-bentuk orbital.

Menentukan kulit dan sub kulit serta hubungannya dengan bilangan kuantum.

Menggunakan prinsip aufbau, aturan Hund dan azas larangan Pauli untuk menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital

Menghubungkan konfigurasi elektron suatu unsur dengan letaknya

dalam sistem periodik

Ringkasan Materi

Anda telah mempelajari perkembangan model atom mulai dari Dalton sampai dengan Niels Bohr pada modul Kimia kelas X pada semester 1. Masih ingat bukan ?

Model atom Niels Bohr dapat menjelaskan inti atom yang

bermuatan positif yang dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif di dalam suatu lintasan. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke yang lain dengan menyerap atau memancarkan energi sehingga energi elektron atom itu tidak berkurang.

Model atom Bohr ini merupakan model atom yang mudah dipahami, namun Bohr hanya dapat menjelaskan untuk atom berelektron sedikit dan tidak dapat menjelaskan bagaimana adanya sub

lintasan-lintasan yang terbentuk diantara lintasan-lintasan elektron. Karena itu dalam perkembangan selanjutnya, teori atom dikaji dengan menggambarkan pendekatan teori atom mekanika kuantum.

Perkembangan muktahir di bidang mekanika kuantum dimulai dari teori Max Planck yang mengemukakan kuanta-kuanta energi

dilanjutkan oleh Louis de Broglie tentang dualisme partikel,

kemudian oleh Werner Heisenberg tentang prinsip ketidakpastian dan yang terakhir saat ini adalah Erwin Schrodinger tentang persamaan gelombang.

Mekanika kuantum ini dapat menerangkan kelamahan teori atom Bohr tentang garis-garis terpisah yang sedikit berbeda panjang gelombangnya dan memperbaiki model atom Bohr dalam hal bentuk lintasan elektron dari yang berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu menjadi orbital dengan bentuk ruang tiga dimensi yang tertentu.

A. Teori Kuantum

Teori kuantum dari Max Planck mencoba menerangkan radiasi karakteristik yang dipancarkan oleh benda mampat. Radiasi inilah yang menunjukan sifat partikel dari gelombang. Radiasi yang dipancarkan setiap benda terjadi secara tidak kontinyu

(discontinue) dipancarkan dalam satuan kecil yang disebut kuanta (energi kuantum).

Max Planck

Planck berpendapat bahwa kuanta yang berbanding lurus dengan frekuensi tertentu dari cahaya,

semuanya harus berenergi sama dan energi ini E berbanding lurus dengan.

Jadi : E = h.V

E = Energi kuantum

h = Tetapan Planck = 6,626 x 10-34 _J.s V = Frekuensi

Planck menganggap hawa energi elektromagnetik yang

diradiasikan oleh benda, timbul secara terputus-putus walaupun penjalarannya melalui ruang merupakan gelombang

elektromagnetik yang kontinyu.

Einstein

Einstein mengusulkan bukan saja cahaya yang dipancarkan menurut suatu kuantum pada saat tertentu tetapi juga menjalar menurut kuanta individual. Hipotesis ini menerangkan efek fotolistrik, yaitu elektron yang terpancar bila frekuensi cahaya cukup tinggi, terjadi dalam daerah cahaya tampak dan ultraungu.

Hipotesa dari Max Planck dan Einstein menghasilkan rumusan empiris tentang efek fotolistrik yaitu :

hV = Kmaks + hVo hV

Kmak s

= Isi energi dari masing-masing kuantum cahaya datang = Energi fotoelektron maksimum

hVo =Energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron dari permukaan logam yang disinari Tidak semua fotoelektron mempunyai energi yang sama

sekalipun frekuensi cahaya yang digunakan sama. Tidak semua energi foton (hv) bisa diberikan pada sebuah elektron. Suatu elektron mungkin akan hilang dari energi awalnya dalam

interaksinya dengan elektron lainnya di dalam logam sebelum ia lenyap dari permukaan. Untuk melepaskan elektron dari

permukaan logam biasanya memerlukan separuh dari energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari atom bebas dari logam yang bersangkutan.

Penafsiran Einstein mengenai fotolistrik dikuatkan dengan emisi termionik. Dalam emisi foto listrik, foton cahaya menyediakan energi yang diperlukan oleh elektron untuk lepas, sedangkan dalam emisi termionik kalorlah yang menyediakannya.

Usul Planck bahwa benda memancarkan cahaya dalam bentuk kuanta tidak bertentangan dengan penjalaran cahaya sebagai gelombang. Sementara Einstein menyatakan cahaya bergerak melalui ruang dalam bentuk foton. Kedua hal ini baru dapat diterima setelah eksperimen Compton. Eksperimen ini

menunjukan adanya perubahan panjang gelombang dari foton yang terhambur dengan sudut (f) tertentu oleh partikel bermassa diam (mo). Perubahan ini tidak bergantung dari panjang

gelombang foton datang (l).

Hasil pergeseran compton sangat kecil dan tidak terdeteksi. Hal ini terjadi karena sebagian elektron dalam materi terikat lemah pada atom induknya dan sebagian lainnya terikat kuat. Jika elektron d timbulkan oleh foton, seluruh atom bergerak, bukan hanya elektron tunggalnya.

Untuk lebih memahami tinjauan teori kuantum dan teori

gelombang yang saling melengkapi, marilah kita amati riak yang menyebar dari permukaan air jika kita menjatuhkan batu ke permukaan air.

Pernahkan Anda perhatikan hal ini?

Riak yang menyebar pada permukaan air akan hilang dengan masuknya batu ke dasar.

Analogi ini dapat menjelaskan energi yang dibawa cahaya terdistribusi secara kontinyu ke seluruh pola gelombang. Hal ini menurut tinjauan teori gelombang sedangkan menurut teori kuantum, cahaya menyebar dari sumbernya sebagai sederetan konsentrasi energi yang teralokalisasi masing-masing cukup kecil sehingga dapat diserap oleh sebuah elektron.

Teori gelombang cahaya menjelaskan difraksi dan interferensi yang tidak dapat dijelaskan oleh teori kuantum. Sedangkan teori kuantum menjelaskan efek fotolistrik yang tidak dapat dijelaskan oleh teori gelombang.

(a) (b)

Gambar 1 (a) Teori gelombang cahaya menjelaskan difraksidan interferensi yang tidak dapat dijelaskan oleh teori kuantum.(b) Teori kuantum menjelaskan efek fotolistrik yang tidak dapat di jelaskan oleh teori gelombang.

Bila cahaya melalui celah-celah, cahaya berlalu sebagai

gelombang, ketika tiba di layar cahaya berlalu sebagai partikel. Berdasarkan data tersebut, dilakukan eksperimen lanjutan yang meneliti sifat dualisme gelombang dan partikel.

Dualisme Gelombang dan Partikel

Louis de Broglie meneliti keberadaan gelombang melalui eksperimen difraksi berkas elektron.

Louis de Broglie

Dari hasil penelitiannya inilah diusulkan “materi mempunyai sifat gelombang di samping partikel”, yang dikenal dengan prinsip dualitas.

Sifat partikel dan gelombang suatu materi tidak tampak sekaligus, sifat yang tampak jelas tergantung pada perbandingan panjang gelombang de Broglie dengan dimensinya serta dimensi sesuatu yang berinteraksi dengannya.

Pertikel yang bergerak memiliki sifat gelombang. Fakta yang mendukung teori ini adalah petir dan kilat.

Pernahkan Anda mendengar bunyi petir dan melihat kilat ketika hujan turun? Manakah yang lebih dulu terjadi, kilat atau petir? Kilat akan lebih dulu terjadi daripada petir. Kilat menunjukan sifat gelombang berbentuk cahaya, sedangkan petir menunjukan sifat pertikel berbentuk suara.

Hipotesis de Broglie dibuktikan oleh C. Davidson an LH Giermer (Amerika Serikat) dan GP Thomas (Inggris).

Prinsip dualitas inilah menjadi titik pangkal berkembangnya mekanika kuantum oleh Erwin Schrodinger.

Erwin Schrodinger

Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg

mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian

menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.

Erwin Schrodinger Werner Heisenberg Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk

mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger.

Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk

mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi. Persamaan Schrodinger

x,y dan z 

m E V

= Posisi dalam tiga dimensi = Fungsi gelombang

= massa

= h/2 dimana h = konstanta plank dan _ = 3,14



= Energi total = Energi potensial

Persamaan gelombang dari Schrodinger ini cukup rumit sehingga akan dipelajari dalam fisika kuantum pada tingkat perguruan tinggi.

Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada gambar berikut ini.

Model atom mutakhir atau model atom mekanika gelombang

Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron.

Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan

membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit.

Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital.

Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.

Tugas Terstruktur

BILANGAN KUANTUM

Untuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom, digunakan 4 bilangan kuantum.

1. Bilangan kuantum utama (n): mewujudkan lintasan elektron dalam atom.

n mempunyai harga 1, 2, 3, ... - n = 1 sesuai dengan kulit K - n = 2 sesuai dengan kulit L - n = 3 sesuai dengan kulit M - dan seterusnya

Tiap kulit atau setiap tingkat energi ditempati oleh sejumlah elektron. Jumlah elektron maksimmm yang dapat menempati tingkat energi itu harus memenuhi rumus Pauli = 2n2_.

Contoh:

kulit ke-4 (n=4) dapat ditempati maksimum= 2 x 42 _{elektron = 32} elektron

2. Bilangan kuantum azimuth (l) : menunjukkan sub kulit dimana elektron itu bergerak sekaligus menunjukkan sub kulit yang merupakan penyusun suatu kulit.

Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari 0 sampai dengan (n-1).

n = 2 ; l = 0, 1 ; sesuai kulit L n = 3 ; l = 0, 1, 2 ; sesuai kulit M n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3 ; sesuai kulit N dan seterusnya

Sub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus: l = 0 ; sesuai sub kulit s (s = sharp)

l = 1 ; sesuai sub kulit p (p = principle) l = 2 ; sesuai sub kulit d (d = diffuse)

l = 3 ; sesuai sub kulit f (f = fundamental)

Bilangan kuantum magnetik (m): mewujudkan adanya satu atau beberapa tingkatan energi di dalam satu sub kulit. Bilangan kuantum magnetik (m) mempunyai harga (-l) sampai harga (+l). Untuk:

l = 0 (sub kulit s), harga m = 0 (mempunyai 1 orbital)

l = 1 (sub kulit p), harga m = -1, O, +1 (mempunyai 3 orbital) l = 2 (sub kulit d), harga m = -2, -1, O, +1, +2 (mempunyai 5 orbital)

l = 3 (sub kwit f) , harga m = -3, -2, O, +1, +2, +3 (mempunyai 7 orbital)

4. Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektron pada sumbunya.

Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.

Pertanyaan:

Bagaimana menyatakan keempat bilangan kuantum dari elektron 3s1 _?

Jawab:

Keempat bilangan kuantum dari kedudukan elektron 3s1 _dapat dinyatakan sebagai,

B. Bentuk dan Arah Orbital

Ingatlah bahwa setiap subkulit disusun oleh satu atau lebih orbital dan setiap orbitalmempunyai bentuk tertentu. Adapun bentuk oebital di tentukan oleh bilangan kuantum azimut.

Anda dapat memperhatikan gambar bentuk-bentuk orbital berdasarkan harga l (bilangan kuantum azimut).

Gambar 4. Bentuk-bentuk orbital

Sebagaimana telah kita ketahui sebelumnya bahwa arah orbital ditentukan oleh bilangan kuantum magnetik.

Orbital s yang berbentuk bola tidak menunjukan arah ruang tertentu karena kebolehjadian ditemukan elektron dengan bentuk ini

berjarak sama jauhnya ke segala arah dari inti atom.

Inti atom terdapat pada pusat bola. Perhatikanlah gambar arah ruang orbital s berikut ini !

Gambar 5. Bentuk orbital s

Kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron dalam orbital s terdapat pada daerah sekitar bola, yaitu untuk orbital :

a. 1s : terdapat pada kulit bola

b. 2s : terdapat pada awan lapisan kedua c. 3s : terdapat pada awan lapisan ketiga

Gambaran kebolehjadian ditemukan orbital pada masing-masing kulit :

Gambar 6. Bentuk orbital s pada kulit yang berbeda

Pernahkah Anda menemukan sesuatu yang mirip dengan gambaran kebolehjadian pada orbital s?

Gambaran ini mirip dengan kue onde-onde. Kue ini berbentuk bola yang di dalamnya terdapat isi dengan bentuk bola pula. Dapatkah Anda gambarkan kue seperti ini?

Bagaimana dengan subkulit p?

Subkulit p terdiri dari tiga orbital p. Karena nilai bilangan kuantum magnetiknya ada tiga yaitu –1, 0, dan +1. Ketiga orbital ini

mempunyai tingkat energi yang sama tetapi arah ruangnya masing-masing berbeda. Jika digabungkan, ketiga orbital ini saling tegak lurus satu sama lain. Bila digambarkan pada sistem koordinat cartesius yang memiliki sumbu X, Y, dan Z maka orbital p yang terletak pada sumbu X disebut orbital PX, sedangkan yang terletak pada sumbu Y disebut orbital PY. Begitu pula halnya dengan orbital p yang terletak pada sumbu Z disebut orbital PZ.

Dapatkah Anda bayangkan penjelasan tersebut? Baiklah, perhatikan gambar berikut ini!

Gambar 7. Bentuk orbital – orbital PX, PY, PZ

Sehingga gambaran orbital p dengan bilangan kuantum azimut l =1 dinyatakan dalam gambar berikut ini!

Gambar 8. Bentuk orbital p Dapat Anda bayangkan gambar orbital p tersebut?

Jika belum dapat Anda bayangkan, maka cobalah untuk membuat orbital p dengan balon! Ikutilah petunjuk pembuatan berikut ini. Ambillah 3 buah balon. Kemudian pilin (putar) pada bagian tengah balon. Lakukan hal ini pada semua balon. Siapkan tali pengikat yang akan digunakan untuk menggabungkan ketiga balon. Balon pertama Anda letakkan tegak lurus (vertikal), sedangkan balon kedua Anda letakkan mendatar (horisontal), dan balon ketiga Anda letakkan diantara balon pertama dan balon kedua. Bagian balon yang dipilin harus berada di tengah-tengah ikatan dari ketiga balon yang diikat menjadi satu. Pastikan bahwa ketiga balon ini terikat dengan kuat. Tunjukan apa yang Anda buat ini pada guru bina. Sekarang, sudah dapatkah Anda bayangkan begitulah bentuk orbital p. Balon sebagai orbital (tempat kemungkinan ditemukannya elektron) sedangkan bagian balon yang dipilin merupakan inti atom.

Subkulit d terdiri dari 5 orbital d karena nilai –2, -1, 0, +1, +2. Seperti halnya orbital p, orbital d juga memiliki tingkat energi yang

sama tetapi arah ruangnya masing-masing berbeda. Bila

digambarkan pada sisitem koordinat cartesius maka ketiga orbital d menempati ruang antar sumbu pada koordinat cartesius tersebut. Masing-masing orbital dinyatakan sebagai dXY, dXZ dan dYZ,

sedangkan dua orbital d lainnya terletak pada sumbu koordinat cartesius yang masing-masing orbital dinyatakan sebagai dX2

-Y2 dan dZ2_{. Bentuk kelima orbital d dapat digambarkan sebagai berikut:} Orbital dZ2 _{terletak pada sumbu Z}

Orbital dX2

-Y2 terletak pada sumbu X dan Y Orbital dXY terletak antara sumbu X dan Y Orbital dXZ terletak antara sumbu X dan Z Orbital dYZ terletak antara sumbu Y dan Z

Gambar 9. Bebagai bentuk orbital d

Lebih rumitkah gambarnya? Mintalah bantuan guru bina untuk menjelaskan atau menunjukkan gambar tersebut

Untuk lebih jelas tentang gambaran orbital ini, cobalah Anda lakukan seperti langkah pada pembuatan p dengan balon terpilin. Pada bagian yang harus Anda tambahkan adalah lidi atau kayu seperti koordinat cartesius. Lidi ini berfungsi sebagai dudukan atau tempat pengait balon yang terpilin. Anda harus sediakan 3 buah lidi yang sama ukurannya (panjang maupun diameternya). Dua buah lidi Anda letakkan saling bersilangan dan mendatar, sedangkan lidi ketiga Anda letakkan tegak lurus pada kedua lidi mendatar tersebut. Letakkan dua buah balon yang terpilin seperti gambar orbital d yang akan Anda buat, untuk orbital 3dZ2 _{Anda hanya siapkan 1 buah} balon terpilin, sedangkan satu balon lainnya melingkar pada pilinan balon.

Dapatkah Anda bayangkan bentuk-bentuk orbital d sekarang? Bagaimana orbital f yang terdiri dari 7 orbital? Tentunya orbital f ini akan lebih rumit dan lebih sukar dipaparkan.

Tugas Terstruktur

1. Berapa banyak orbital yang terdapat dalam tingkatan energi utama keempat (n = 4) dari suatu atom? Berapa di antara orbital ini yang berupa orbital p, orbital d, dan orbital f? Berapa banyak elektron dapat menghuni tiap orbital p dan tiap orbital d?

2. a. Berapakah nilai-nilai bilangan kuantum azimut (l) untuk tingkatan

energi utama keempat (n = 4)? Jenis-jenis orbital apa yang dinyatakan

oleh nilai-nilai l ini?

b. Berapakah nilai-nilai ml untuk tingkatan energi utama keempat (n = 4)? Untuk tiap nilai l, berapa banyak nilai ml yang diizinkan di situ?

3. Manakah dari kelompok bilangan kuantum berikut yang tidak benar?

Jelaskan alasannya.

a. n = 3; l = 1; ml = -1; ms = - 1 2

b. n = 3; l = 3; ml = +1; ms = + 1

2

c. n = 2; l = 1; ml = +2; ms = - 1 2

d. n = 5; l = 0; ml = 0; ms = +1 2 e. n = 4; l = 2; ml = 0; ms = 1 f. n = 3; l = 2; ml = 1 _{; ms = +} 1 2 2

SISTEM PERIODIK UNSUR

Dalam setiap atom telah tersedia orbital-orbital, akan tetapi belum tentu semua orbital ini terisi penuh. Bagaimanakah pengisian elektron dalam orbital-orbital tersebut ?

Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:

1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya.

Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk

mempermudah dibuat diagram sebagai berikut:

Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur: Atom H : mempunyai 1 elektron, konfigurasinya 1s1

Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 _2s2 _2p2

Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 _2s2 _2p6 _3S2 _3p6 4s1

2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama.

Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah

elektron. Contoh:

- Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:

Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah ke lintasan 2pz, sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron. Sehingga di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4, tetapi tidak terdapat senyawa CCl3 atau CCl5.

Unsur yang terletak pada satu golongan mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip (hampir sama).

Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan unsur-unsur golongan B disebut unsur-unsur transisi (peralihan), semua unsur-unsur transisi diberi simbol B kecuali untuk triade besi, paladium dan platina disebut "golongan VIII''.

- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN A Lambang

Golongan GolonganNama Konfigurasi ElektronOrbital Terluar

I - A Alkali ns1

II - A Alkali tanah ns2 III - A Boron ns2 _{- np}1 IV - A Karbon -_Silikon ns2 _{- np}2 V - A Nitogen -_Posphor ns2 _{- np}3 VI - A Oksigen ns2 _{- np}4 VII - A Halogen ns2 _{- np}5 VIII - A Gas mulia ns2 _{- np}6 - LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B

Konfigurasi

Elektron Golongan Lambang (n - 1) d1 _ns2 _{III - B} (n - 1) d2 _ns2 _{IV - B} (n - 1) d3 _ns2 _{V - B} (n - 1) d4 _ns2 _{VI - B} (n - 1) d5 _ns2 _{VII - B} (n - 1) d6-8 _ns2 _VIII

(n - 1) d9 _ns2 _{I - B} (n - 1) d10 _ns2 _{II - B}

- GOLONGAN LANTANIDA DAN AKTINIDA, DIBERI LAMBANG nS2 _(n-2)f1-14

Jika :

n = 6 adalah lantanida n = 7 adalah aktinida

Cara penentuan Periode dan Gol

1. Unsur dengan nomor atom 11, konfigurasinya : 1s2 _2s2 2p6 _3s1

- n = 3, berarti periode 3 (kulit M).

- elektron valensi (terluar) 3s sebanyak 1 elektron, berarti termasuk golongan IA.

2. Unsur Ga dengan nomor atom 31, konfigurasinya : 1s2 2s2 _2p6 _3s2 _3p6 _4s2 _3d10 _4p1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).

- elektronvalensi 4s2 _4p1_{, berarti golongan IIIA.}

3. Unsur Sc dengan nomor atom 21, konfigurasinya : 1s2 2s2 _2p6 _3s2 _3p6 _4s2 _3d1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N). - 3d1 _4s2 _{berarti golongan IIIB.}

4. Unsur Fe dengan nomor atom 26, konfigurasinya : 1s2 2s2 _2p6 _3s2 _3p6 _4s2 _3d10

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N). - 3d6 _4s2 _{, berarti golongan VIII.}

Tugas Terstruktur

1. Jelaskan maksud dari simbol 4d6_.

2. Berapakah jumlah elektron maksimum dalam suatu atom yang dimiliki

oleh bilangan kuantum berikut?

a. n = 2, ms = + 1 _{; (Jawab: 4; satu di orbital s dan 3 di orbital} p)

2 b. n = 4, ml = +1; c. n = 3, l = 2;

d. n = 2, l = 0; ms = - 1 ; 2

e. n = 4, l = 3; ml = -2. 3. Lengkapilah tabel berikut.

Simbol Kimia Nomor Atom, Z Konfigurasi Elektron Na 11 ls2 _2s2 _2p6 _3s1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓↑ F Ba Fe Cr Ca

4. Tuliskan konfigurasi elektron dalam keadaan dasar (ground state) untuk:

a. atom neon; b. kation litium, Li+_; c. atom mangan; d. atom fluorin;

e. kation kobalt, Co2+_; f. ion klorida, Cl-_.

5. Tuliskan konfigurasi elektron (dengan penyingkatan) atom-atom berikut dan tentukan letaknya dalam sistem periodik unsur.

a. oksigen (Z = 8) b. aluminium (Z = 13) c. tembaga (Z = 29) d. kripton (Z = 36)

IKATAN KIMIA

Standar Kompetensi

1. Memahami struktur atom untuk meramalkan sifat-sifat periodik unsur, struktur molekul, dan

sifat sifat senyawa Kompetensi Dasar

1.2. Menjelaskan teori jumlah pasangan elektron di sekitar inti atom dan teori hibridisasi untuk meramalkan bentuk

molekul.

1.3. Menjelaskan interaksi antar molekul (gaya antar molekul) dengan sifatnya.

Anda akan melakukan kegiatan-kegiatan berikut.

 Mengkaji struktur Lewis untuk menentukan PEB dan PEI serta tiipe molekul melalui diskusi kelas

 Menggambarkan bentuk molekul senyawa melalui

diskusi kelas (gunakan visualisasi misalnya menggunakan balon atau CD)

 Diskusi kelompok tentang gaya antar molekul

 Menganalis grafik yang hubungan antara titik didih dengan molekul yang terbentuk melalui ikatan hidrogen

 Mengindentifiksi sisft-sifat fisik molekul berdasarkan

gaya antar molekul melalui diskusi kelompok Akhirnya Anda akan mampu :

Menentukan PEB dan PEI

Menentukan tipe molekul

Menentukan bentuk molekul berdasarkan teori pasangan elektron.

Menentukan bentuk molekul berdasarkan teori hibridisasi.

Menjelaskan perbedaan sifat fisik (titik didih, titik beku)

berdasarkan perbedaan gaya antar molekul (gaya Van Der Waals, gaya London, dan ikatan hidrogen)

Ringkasan Materi

TEORI DOMAIN ELEKTRON

Dalam kegiatan belajar ini Anda akan mempelajari bentuk molekul dari atom-atom yang berikatan.

Sebelum Anda mempelajari materi-materi berikut ini, sebaiknya Anda mengingat kembali modul Kim X.04 tentang Ikatan Kimia Bagian Struktur Lewis.

Struktur Lewis menggambarkan susunan elektron dari atom-atom yang berikatan dan dapat menunjukkan jumlah pasangan elektron bebas dan jumlah pasangan elektron ikatan sekitar atom pusat. Teori Domain Elektron akan menjelaskan susunan elektron dalam suatu atom yang berikatan. Posisi elektron ini akan mempengaruhi bentuk geometri molekulnya dan bentuk geometri ini akan

dijelaskan melalui teori VSEPR.

Geometri (bentuk) molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron atom dalam pusat dalam molekul, pasangan elektron ini baik yang berikatan maupun yang bebas.

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pain Repulsion) yaitu teori tolak menolak pasangan – pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.

Teori ini menekankan pada kekuatan tolak menolak diantara

pasangan -pasangan elektron pada atom pusat urutan kekuatannya adalah sebagai berikut :

Pasangan Elektron Terikat (PET) ; Pasangan Elektron Bebas (PEB) A. Bentuk Molekul Senyawa Sederhana

Perbedaan kekuatan daya tolak menolak, dapat menyebabkan sudut ikatan mengecil sehingga bentuk molekulnya mengalami

penyimpangan dari susunan ruang pasangan elekron pada kulit terluar atom pusat yang seharusnya “Perhatikanlah table 2.1” yang menunjukkan susunan ruang pasangan elektron pada kulit terluar dan sudut ikatan dalam molekul.

Tabel 1. Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat

Jumlah Pasanga

n Elektron

Susunan Ruang _Molekul Bentuk _IkatanSudut

2 Linear 180°

3 _Samasisi Segitiga 120°

4 Tetrahedron 109,5°

6 Oktahedron 90°

Dimana A merupakan atom pusat

Dapatkah Anda membayangkan bentuk molekulnya ?

Bentuk molekul Linear diumpamakan seperti garis lurus. Bentuk molekul segitiga sama sisi, atom pusat terletak pada pusat diagonal sisi-sisi segitiga, Sedangkan atom yang berikatan dengan atom pusat terletak pada sudut-sudut segitiga. Bentuk molekul

tetrahedron dapat dibayangkan seperti limas yang alasnya

berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas.

Bentuk molekul bipiramidal trigonal dapat Anda bayangkan seperti dua buah tetrahedron yang ditumpuk, satu menghadap ke atas sedangkan yang lain menghadap ke bawah. Dan bentuk molekul oktahedron dapat dibayangkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah.

Buatlah maket dan model yang menggambarkan bentuk

tetrahedron dan oktahedron berkelompok. Bagilah menjadi dua kelompok, kelompok satu membuat dengan kertas karton dan kelompok lainnya dengan besi atau kawat.

Untuk kelompok yang membuat dengan kertas karton buatlah jaring-jaring bentuk limas segitiga sebanyak 3 buah, satu buah untuk menunjukkan bentuk tetrahedron yang lainnya tumpuklah menjadi satu bipiramidal trigonal.

Perbesarlah jaring-jaring berikut ini dengan panjang sisi (AF, AB, AC, BC, CD, CE, CA, BF) sama panjang.

Gambar 1. Jaring-jaring Limas Segitiga (Tetrahedron) Apakah anda mengalami kesulitan untuk membuatnya ? Mintalah bantuan guru bina untuk memperjelas proses pembuatannya. Setelah selesai, buatlah 3 buah Limas segi empat dengan jaring-jaring sebagai berikut :

Gambar 2. Jaring-jaring Limas segi empat (Oktahedron) Apakah Anda mengalami kesulitan ?

Jika Anda mengalami kesulitan tanyakanlah pada guru bina.

Sedangkan untuk kelompok yang membuat dengan kawat dan besi. Ikuti langkah sebagai berikut :

1. Membuat limas segitiga (tetrahedron), siapkanlah :

--

Potonglah 3 buah kawat A cm untuk alas

Potonglah 3 buah kawat B cm untuk sisi miring Potonglah 3 buah kawat C cm untuk diagonal ruang Bola pimpong 1 buah.

Tahap pembuatan :

Satukanlah kawat A menjadi bentuk segitiga sama sisi sebagai alas

Ikatkanlah kawat B pada masing-masing sudut alas segitiga Hubungkanlah ujung kawat B yang lainnya ke atas dan satukanlah, sehingga membentuk limas

Ikatkanlah bola pimpong dan satu buah kawat C

Letakkan bola pimpong yang terikat dengan kawat dengan ujung puncak limas, 1/3 dari alas segitiga

Ikatkanlah sudut-sudut alas segitiga dengan bola pimpong

Jika digambarkan sebagai berikut :

Apakah bayangan Anda sudah sesuai keterangan dengan bentuk limas tersebut?

Jika sudah, selamat, pengetahuan Anda tentang struktur ruang atau tiga dimensi sangat baik. Tetapi jika Anda belum dapat

membayangkannya, silahkan Anda meminta guru untuk menjelaskannya.

Jika semua sudut limas mengikat atom lain, maka table 3.1 seperti maket yang Anda buat. Tetapi bila salah satu sudut limas tidak mengikat atom lain dan merupakan elektron bebas maka terjadi perubahan sudut antar atom yang berikatan. Perhatikan gambar 3 untuk membedakan sudut ikatan pada molekul CH4, NH3, dan H2O.

Sudut HCH = 109,5° Sudut HNH = 107,3° Sudut HNE = 109,5°

Sudut HNH = 104,5° Sudut HNE = 109,5°

di mana :

C : tanda atom karbon H : tanda atom hidrogen O : tanda atom oksigen N : tanda atom nitrogen E : Pasangan elektron bebas

Gambar 3 : Fakta bahwa sudut ikatan dalam molekul H2O dan NH3 lebih kecil dari pada sudut CH4 tetrahedral.

Fakta ini menunjukkan bahwa tolakan pasangan elektron berikatan dalam orbital ikatan lebih kecil daripada orbital pasangan elektron bebas.

Dengan adanya pasangan elektron bebas inilah, maka bentuk molekul dari atom-atom yang berikatan tidak sama dengan bentuk geometri yang merupakan susunan ruang elektron .

Perhatikanlah tabel 2 untuk melihat pengaruh pasangan elektron bebas terhadap bentuk molekul.

Tabel 2. Berbagai kemungkinan bentuk molekul berdasarkan PEI dan PEB

Jumlah Elektro n yang

Ada

Jumlah Pasang

an Elektro

n Berikat

an

Jumlah Pasang

an Elektro n Bebas

Susunan Ruang

Elektron Bentuk Molekul

3 3 0 Segitiga sama_sisi Segitiga datar

4 4 0

Tetrahedron Tetrahedral

4 3 1 Segitiga piramidal

4 2 2 Huruf 'V'

5 5 0

Bipiramidal Trigonal

Segitiga piramidal 5 4 1 _{simetris (bidang 4)} Tetrahedral tak

5 3 2 Huruf 'T'

5 2 3 Linear

6 6 0

Oktahedron

Oktahedral 6 5 1 _Bipiramidal Segiempat

6 4 2 Segiempat datar

6 2 4 Linear

B. Analisis Perkiraan Bentuk Molekul Senyawa

Bentuk molekul akan sama dengan susunan ruang elektron yang ada pada atom pusat jika tidak pasangan elektron bebas. Perhatikan gambar berbagai bentuk molekul berikut ini !

X : atom pusat

Gambar 4. Berbagai bentuk molekul

Cobalah Anda menggambarkan berbagai bentuk molekul untuk memudahkan dalam mengingatnya. Buatlah sampai persis sama, sehingga Anda mempunyai bayangan tentang bentuk molekul tersebut sesungguhnya. Anda juga dapat meminta guru Bantu menayangkan VCD tentang bentuk molekul di sekolah.

Bagaimanakah menentukan bentuk molekul suatu senyawa CCl4 dan H2O ?

(No. atom C = 6 H = 1 O = 8 Cl = 17) Perhatikan langkah berikut :

a. Buatlah struktur Lewis

b. Tentukan pasangan elektron berikatan pada atom pusat c. Tentukanlah pasangan elektron bebas pada atom pusat d. Tentukanlah bentuk molekulnya

Contoh :

1. Bentuk molekul CCl4 • Konfigurasi elektron

• • • • • •

17Cl = 2 8 7

Elektron Valensi C = 4 Cl = 7 Jumlah elektron valensi (1 x 4) + (4 x 7) = 32 buah

Jumlah Pasangan Elektron Valensi (PEV) = 32 = 16 pasang Pasangan Elektron Berikatan (PEI) = 4 pasang

Pasangan Elektron Bebas (PEB) = 16 – 4 = 12 pasang Disebarkan sekitar atom pusat secara merata sehingga memenuhi kaidah oktet, jika masih ada sisa letakkan pada atom pusat

Struktur Lewis :

Atom C sebagai atom pusat, atom Cl yang mengelilingi atom C

•

•

Perhatikan pasangan elektron pada atom pusat Pasangan elektron atom pusat = 4

Pasangan elektron atom berikatan = 4 Pasangan elektron atom bebas = 0

Sehingga susunan ruang elektronnya :Tetrahedron. Bentuk molekulnya : Tetrahedral

2. Bentuk molekul H2O • • • • • • • • • • Konfigurasi elektron 1H = 1

8O = 2 6

Elektron Valensi H = 1 dan O = 6

Jumlah elektron Valensi (1 x 1) + (2 x 6) = 8 PEV = = 4 pasang.

PEI = 2 pasang

PEB = 4 – 2 = 2 pasang Struktur Lewis

Jumlah pasangan elektron pada atom pusat = 4 pasang Jumlah pasangan elektron berikatan = 2 pasang

Jumlah pasangan elektron bebas = 2 pasang Susunan ruang elektronnya = Tetrahedron Bentuk molekulnya = Huruf V

Latihan

Perkirakan bentuk molekul dari masing – masing senyawa berikut ini :

a. PCl5 d. XeF3 g. XeF4 b. SF4 e. SF6 h. XeF2 c. IF3 f. IF5

No. atom masing-masing dapat dilihat pada tabel SPU (Sistem Periodik Unsur)

Jawaban Anda akan benar, jika : PCl5 : bipiramidal trigonal

SF4 : bidang 4 IF3 : bentuk T XeF3 : Linear SF6 : oktahedron

IF5 : piramidal segi empat XeF4 : segi empat planar XeF2 : Linear

Apakah jawaban Anda benar semua ?

Jika masih ada kesalahan, diskusikan dengan guru bina atau teman sejawat Anda ?

Jika sudah benar dan Anda betul-betul paham, silahkan kerjakan soal Tugas 1.

HIBRIDISASI

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang

sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.

Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang

terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan

hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah. Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana. Hibridisasi sp3

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH4), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 _2s2 2px1 _2py1 _{atau lebih mudah dilihat:}

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)

Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH2. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH4.

Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH4. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O2), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH4 yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH4 dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.

Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH4 ini, maka teori

hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi,

pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.

Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti

hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp3 _{(dibaca s-p-tiga) menjadi}

Pada CH4, empat orbital hibrid sp3 _{bertumpang tindih dengan orbital} 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

sama dengan

Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C4−_{. Dalam kasus ini, semua orbital karbon} terisi:

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H+_{) dan mengijinkan pemisahan maksimum} antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp3 _{(25% s dan 75% p).}

Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga

pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp3 _{bergabung dengan 4 orbital} hidrogen.

Hibridisasi sp2

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C2H4) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 _{karena orbtial-orbital hibrid} hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangka dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.

Dalam hibridisasi sp2_{, orbital 2s hanya bergabung dengan dua} orbital 2p:

membentuk 3 orbital sp2 _{dengan satu orbital p tersisa. Dalam}

etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp2 _{karbon lainnya dan setiap} karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp2 _{yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom} karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).

Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp2.5 _{juga dapat terjadi. Dalam kasus ini,} geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan

cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.

Hibridisasi sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp

bersudut 180°.

Hibridisasi dan bentuk molekul

Hibridisasi, bersama dengan [[teori VSEPR}}, membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

 AX2 (contoh: BeCl2): hibridisasi sp; berbentuk Linear atau diagonal; sudut ikat cos−1_{(−1) = 180°}

o AX2E (contoh: GeF2): berbentuk V, < 120°

 AX3 (contoh: BCl3): hibridisasi sp2_{; berbentuk datar trigonal;} sudut ikat cos−1_{(−1/2) = 120°}

o AX3E (contoh: NH3): piramida trigonal, 107°

 AX4 (contoh: CCl4): hibridisasi sp3_{; berbentuk tetrahedral;} sudut ikat cos−1_{(−1/3) ≈ 109.5°}

 AX5 (contoh: PCl5): hibridisasi sp3_{d; berbentuk Bipiramida} trigonal

 AX6 (contoh: SF6): hibridisasi sp3_d2_{; berbentuk oktahedral (atau} bipiramida persegi)

Hal ini berlaku apabila tidak terdapat pasangan elektron menyendiri (lone pair electron) pada atom pusat. Jika terdapat pasangan

elektron menyendiri, maka elektron tersebut harus dihitung pada bagian Xi, namun sudut ikat akan menjadi lebih kecil karena gaya tolak menolak. Sebagai contoh, air (H2O) memiliki atom oksigen yang berikatan dengan dua H dan dua pasangan elektron

menyendiri, hal ini berarti terdapat 4 'elemen' pada O. Sehingga termasuk dalam kategori AX4 dan terdapat hibridisasi sp3_.

Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid hi dengan sudut θ, maka berlaku: 1 + λiλj cos(θ) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah λi2_{, dan untuk hibrid j λj}2_{. Dalam} kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut θ, persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + λ2 _{cos(θ) = 0.} Sebagai contoh, BH3 memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120o_{, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + λ}2 _{cos(θ) = 0 menjadi 1} + λ2 _cos(120o_{) = 0, berlaku juga λ}2 _{= 2 untuk rasio p/s. Dengan kata} lain terdapat hibrid sp2 _{seperti yang diperkirakan dari daftar di atas.} Teori hibridisasi vs. Teori orbital molekul

Teori hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum didisukusikan bersama dengan teori orbital molekul dalam buku pelajaran kimia organik tingkat lanjut. Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam kimia organik, teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada

kebanyakan cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan teori ini dalam memprediksikan spektra

fotoelektron dari kebanyakan molekul, meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang pedagogi,

pendekatan hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan lokalisasi elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup simetri molekul seperti yang ada pada teori orbital molekul.

TUGAS TERSTRUKTUR

1. Perhatikan molekul belerang tetrafluorida, SF4.

a. Berapa pasangan ikatan (PEI) dan pasangan menyendiri (PEB) dari

elektron-elektron dalam kulit valensi atom belerang itu? Berdasarkan teori VSEPR, ramalkan bentuk molekul dari pasangan elektron valensi.

b. Gambarkan semua penataan yang mungkin dari

pasangan ikatan dan pasangan menyendiri sesuai dengan bentuk molekul yang diramalkan di (a). Dari penataan-penataan itu, manakah yang kira-kira paling stabil?

2. Gambarkan rumus struktur suatu molekul yang semua elektron valensinya

berikatan dengan bentuk molekul: a. linear: c.tetrahedral; b. segitiga planar;d. oktahedral.

Tentukan sudut-sudut ikatan pada tiap struktur tersebut.

3. Urutkan molekul-molekul berikut berdasarkan naiknya kepolaran (momen

dipol): H2O, CBr4, H2S, HF, NH3, dan CO2.

4. Sebutkan orbital hibridisasi tiap atom, selain hidrogen, dalam

masing-masing senyawa berikut: a. etilena, C2H4

b. disilana, Si2H6 c. asetilena, C2H4 d. hidrazina, N2H4

5. Tentukan orbital hibridisasi atom pusat dalam senyawa dengan bentuk

molekul: a. linear;

b. segitiga datar (planar); c. tetrahedral;

d. trigonal bipiramida; e. oktahedral.

A. Gaya Tarik Antar Molekul

Jika Molekul – molekul membentuk senyawa tentunya ada interaksi antar molekul tersebut seperti halnya keluarga, jika suatu keluarga dinyatakan sebagai senyawa dan anggota keluarga sebagai molekul, maka setelah kita mempelajari sifat masing – masing anggota

keluarga tentunya kita akan mempelajari hubungan (interaksi) antar anggota keluarga tersebut. Gaya antar molekul pada modul ini dibatasi pada gaya tarik antara dua molekul atau lebih dari satu zat murni.

Pada bagian ini, akan dipelajari tiga macam gaya tarik antar molekul. Dua diantaranya sekaligus disebut gaya tarik Van der Waals. Gaya tarik yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sesaat, yang terjadi antara semua molekul, bahkan juga molekul yang non polar sekalipun, Gaya tarik Van der Waals yang kuat, disebut gaya tarik dipol-dipol, terjadi antara molekul yang memiliki momen dipol permanen. Gaya tarik ketiga lebih kuat dari gaya Van der Waals yang terjadi hanya antar molekul tertentu dan kemudian disebut Ikatan Hidrogen.

1. Gaya London

Seorang ahli fisika dari Jerman Fritz London, tahun 1930 menguraikan terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian dikenal Gaya London.

Terjadinya tarikan antar elektron satu molekul dan inti molekul yang lain dapat dibayangkan sebagai akibat menggesernya posisi atau getaran (Vibrasi) elektron dan inti-inti itu. Suatu getaran dalam sebuah molekul mengimbas (menginduksi) suatu geseran elektron-elektron suatu molekul yang

disebelahnya seperti gambar 5.

Gambar 5. Diagram getaran elektron terhadap inti-inti dalam dua atom dari suatu gas mulia.

mengimbas gaya tarik dipol sesaat antara atom-atom sebelahnya.

Perhatikan bahwa posisi inti tidak berubah.

Bila beberapa molekul berkumpul bersama-sama seperti dalam cair, geseran-geseran disingkronkan, sehingga terdapat suatu tarikan total antara banyak molekul yang bersebelahan. Dipol-dipol ini dikatakan bersifat sesaat, karena getaran itu milyaran kali dalam suatu detik.

Pada saat berikutnya dipol itu hilang, atau mungkin arah polaritas telah dibalik. Gaya London ini yang menyebabkan adanya tarikan antara molekul-molekul senyawa non polar. Ingatkah Anda bagaimana caranya membedakan molekul polar dengan non polar? Jika tidak bukalah dan baca kembali modul Kim X.04 bagian kepolaran.

Molekul-molekul polar besar lebih efektif ditarik satu sama lain daripada molekul kecil. Marilah kita bandingkan molekul

metana, CH4 dengan propana CH3 CH2 CH3. Perhatikan rumus struktur keduanya.

Apa yang dapat Anda simpulkan dari rumus struktur itu ? Struktur molekul Propana lebih besar dari Metana sehingga tarikan yang terjadi antar dua molekul Propana lebih kuat dari pada dua molekul Metana. Contoh lain yang dapat kita

perhatikan antara iod, I2, dan flour, F2. Manakah yang lebih kuat, molekul iod atau molekul flour ?

Apakah jawaban Anda molekul iod ? Jika demikian, Anda benar.

Molekul dengan distribusi / penyebaran elektron yang besar dan baur ke segala arah saling menarik lebih kuat dari pada molekul – molekul yang elektronnya lebih kuat terikat. Molekul iod yang besar itu saling tarik – menarik dengan lebih kuat dari pada molekul flour yang lebih kecil.

Mudah tidaknya suatu molekul membentuk dipol sesaat disebut polarisabilitas. Hal ini berkaitan dengan masa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Masa molekul relatif berkaitan dengan jumlah elektron dalam molekul maka makin mudah mengalami

polarisasi sehingga makin kuat gaya Londonnya.

Mari kita bandingkan molekul H2, N2, O2, dan Br2. Bagaimana urutan kekuatan gaya London molekul-molekul tersebut ?

Apakah jawaban Anda berikut ini ?

Urutan kekuatan Gaya London dari yang terlemah ke yang paling kuat adalah H2 — N2 — O2 — Br2 karena

MrBr2 > MrO2 > MrN2 > MrH2

Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil, padat dan simetris sehingga gaya London Pentana lebih kuat dari pada 2 – Metil Butana (Neo Petana).

Bagaimanakah akibat pergerakan elektron dalam orbital pada molekul polar? Pelajarilah uraian berikut?

2. Gaya Tarik Dipol – dipol

Molekul yang mempunyai momen dipol permanen dikatakan sebagai polar. Seperti gambar 6.

Gambar 6. Molekul diatom kovalen polar

Perhatikan bahwa anak panah yang menyatakan kepolaran digambar dari muatan positif parsial ke muatan negatif parsial. Perhatikan pada gambar.

Gambar 7. Molekul tri atom polar dan non polar

Arah vektor menuju ke atom yang lebih elektronegatif ujung plus menunjukkan ke atom yang kurang elektronegatif. Gaya tarik antar dua molekul polar disebut Gaya tarik dipol-dipol. Tarikan ini lebih kuat dari pada tarikan antara molekul-molekul non polar.

Dalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik

antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari

molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting.

Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair

electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1₎ hingga tinggi (>155 kJ mol-1_).

Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut.

Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk.

Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap

molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan

hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan

elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.

Contoh:

- molekul H2O

Tugas Terstruktur

1. Apakah yang dimaksud dengan polarisabilitas? Apa hubungan antara

polarisabilitas dan gaya antarmolekul?

2. Tentukan senyawa-senyawa berikut yang dapat membentuk ikatan

hidrogen antarsesamanya: (a) C2H6, (b) HI, (c) KF,

(e) CH3COOH.

3. Dietil eter mempunyai titik didih 34,5 o_{C dan 1-butanol} mempunyai titik

didih 117 o_C.

H H H H | | | |

H-C-C-O-C-C-H | | | |

H H H H Dietil eter H H H H

| | | |

H-C-C-C-C-OH | | | |

H H H H 1-butanol

Keduanya mempunyai jenis dan jumlah atom yang sama. Jelaskan perbedaan titik didih antarkeduanya.

Tugas Mandiri

1. Bentuk dan ukuran orbital atom ditentukan oleh bilangan kuantum ... .

B. azimut (l) dan utama (n) C. magnetik (m) dan spin (s) D. azimut (l) dan magnetik (m) E. spin (s) dan azimut (l)

2. Semua elektron dalam sub kulit d harus mempunyai bilangan kuantum ... .

A. n = 3 B. m = 2 C. l = 2 D. n = 4 E. s = ½

3. Elektron terakhir dalam atom suatu unsur mempunyai bilangan kuantum : n = 3, i = 2, m = 0, dan s = . Unsur tersebut mempunyai nomor atom ...

A. 21 B. 24 C. 25 D. 26 E. 28

4. Konfigurasi elektron X3+ _{: 1s}2 _2s2 _2p6 _3s2 _3d6 _{dalam sistem} periodik unsur X terletak pada…

a. golongan VIIIA periode 3 b. golongan VIIA periode 3 c. golongan IIIA periode 4 d. golongan IIIB periode 4 e. golongan VIIIB periode 4

5. Suatu atom unsur memilki bilangan kuantum elektron terluar n = 2, l = 1, m = -1, dan s = -1/2. Unsur tersebut terletak pada golongan dan periode…

a. golongan IV periode 2 b. golongan IV periode 4 c. golongan VI periode 2 d. golongan VI periode 4 e. golongan II periode 2

6. Unsur besi pada sistem periodik pada periode keempat dan golongan…

a. IV B b. IV A c. VI A d. VI B e. VIII B

7. Diketahui nomor atom:

H = 1; B = 5; C = 6; N = 7; O = 8 dan F = 9

Senyawa Tipe molekul A

. NH3 AY3

B

. CH4 AY2

C

. H2O AY2E2

D

. BF3 AY3E

E. CO2 AY2E2

8. Molekul yang dikelilingi atom pusatnya terdapat 4 pasang elektron ikatan akan membentuk geometri molekul…

A. linier

B. tetrahedral

C. piramida trigonal D. piramida segiempat E. octahedral

9. Gaya London dapat terjadi karena adanya tarik-menarik antara… a. ion positif dan ion negatif pada molekul

b. molekul-molekul polar yang berbeda

c. dipol-dipol sementara pada mokelul non polar d. unsur-unsur elektronegatif antar molekul polar e. dipol-dipol permanent pada molekul non polar

10. Antar molekul berikut yang dapat membentuk ikatan hidrogen adalah ... .

a. NaH b. HF c. HCl d. Mg(OH)2 e. H2S

TERMOKIMIA Standar Kompetensi

2. Memahami perubahan energi dalam reaksi kimia dan cara pengukurannya

Kompetensi Dasar

2.1. Mendeskripsikan perubahan entalpi suatu reaksi, reaksi eksoterm, dan reaksi endoterm.

2.2 Menentukan H reaksi berdasarkan percobaan, hukum Hess, data perubahan entalpi pembentukan standar, dan data energi ikatan.

Anda akan melakukan kegiatan-kegiatan berikut.

Diskusi informasi tentang azas kekekalan energi

Mengidentifikasi sistem dan lingkungan melalui diskusi kelompok.

Merancang dan melakukan percobaan tentang reaksi eksoterm dan

endoterm dalam kelompok di laboratorium.

Menggambarkan grafik yang menunjukkan reaksi eksoterm dan

endoterm.

Menjelaskan macam-macam perubahan entalpi melalui diskusi

kelas

Melakukan percobaan untuk menentukan ∆H reaksi dengan

kalorimeter sederhana melalui kerja kelompok di laboratorium.

Berlatih menghitung ∆Hreaksi.

Akhirnya Anda akan mampu :

Menjelaskan hukum/azas kekekalan energi Membedakan sistem dan lingkungan

Membedakan reaksi yang melepaskan kalor (eksoterm) dengan reaksi yang menerima kalor (endoterm) melalui percobaan

Menyimpulkan perbedaan antara reaksi eksoterm dan endoterm

dari data percobaan

Menggambarkan grafik yang menunjukkan reaksi eksoterm dan endoterm

Menjelaskan macam-macam perubahan entalpi.

Menghitung harga ∆H reaksi melalui percobaan. Menghitung harga ∆H reaksi dengan menggunakan:

- data entalpi pembentukkan standar (∆Hf) - diagram siklus dan diagram tingkat

- Kalorimeter - energi ikatan Ringkasan Materi

Sistem adalah sesuatu yang menjadi pusat perhatian kita dalam hal ini merupakan seluruh proses kimia yang terjadi.

Lingkungan adalah segala sesuatu diluar sistem.

REAKSI EKSOTERM DAN ENDOTERM Reaksi Eksoterm

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas.

Pada reaksi eksoterm harga _H = ( - )

Contoh : C(s) + O2(g)  CO2(g) + 393.5 kJ ; _H = -393.5 kJ Reaksi Endoterm

Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas.

Pada reaksi endoterm harga _H = ( + )

Contoh : CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) - 178.5 kJ ; _H = +178.5 kJ TUGAS TERSTRUKTUR

1. Jelaskan maksud istilah-istilah berikut: sistem, lingkungan, sistem terbuka, sistem tertutup, dan hukum kekekalan energi.

2. Sebutkan dua contoh proses eksotermis dan contoh proses endotermis.

3. Reaksi pemecahan biasanya bersifat endotermis, sedangkan reaksi

pembentukan biasanya bersifat eksotermis. Jelaskan mengapa demikian.

ENTALPI DAN PERUBAHAN ENTALPI ENTALPI

Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp

Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.

endoterm)

Contoh: H2  2H - a kJ ; H= +akJ 

b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)

Contoh: 2H  H2 + a kJ ; H = -a kJ

JENIS – JENIS PERUBAHAN ENTALPI

Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi : 1. Entalpi Pembentukan Standar ( Hf ):

H untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari



unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g)  H20 (l) ; Hf = -285.85 kJ

2. Entalpi Penguraian:

H dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi



unsur-unsurnya (= Kebalikan dari H pembentukan)._ Contoh: H2O (l)  H2(g) + 1/2 O2(g) ; H = +285.85 kJ _ 3. Entalpi Pembakaran Standar ( Hc ):_

H untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O

 2 dari

udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.

Contoh: CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) ; Hc = -802 kJ 

4. Entalpi Reaksi:

H dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat



dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana. Contoh: 2Al + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2 ; H = -1468 kJ 5. Entalpi Netralisasi:

H yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan



asam atau basa.

Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) ; H = 

-890.4 kJ/mol

6. Hukum Lavoisier-Laplace

"Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur

pembentuknya."

Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau

sebaliknya Contoh:

N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) ; H = - 112 kJ_ 2NH3(g)  N2(g) + 3H2(g) ; H = + 112 kJ _

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI

Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.

Perhitungan : H reaksi =  H_{ } fo produk -  H fo reaktan

A. HUKUM HESS

HUKUM HESS DENGAN MENGGUNAKAN REAKSI

"Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir."

Contoh:

C(s) + O2(g)  CO2(g) ; H = x kJ_  1 tahap C(s) + 1/2 02(g)  CO(g) ; H = y kJ

 2 tahap CO(g) + 1/2

O2(g)  CO2(g) ; H = z kJ --- + C(s) + O2(g)  CO2(g) ; H = y + z kJ_

Menurut Hukum Hess : x = y + z

HUKUM HESS MENGGUNAKAN DIAGRAM

C. PERUBAHAN ENTALPI STANDAR

D. ENERGI IKATAN

Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Untuk molekul

kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi. Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom seperti H2, 02, N2 atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :

H reaksi =  energi pemutusan _ikatan -  energi pembentukan _ikatan =  energi ikatan di kiri -  energi ikatan di kanan Contoh:

Diketahui : energi ikatan

C - H = 414,5 kJ/Mol C = C = 612,4 kJ/mol C - C = 346,9 kJ/mol H - H = 436,8 kJ/mol Ditanya:

H reaksi = C2H4(g) + H2(g)  C2H6(g)

H reaksi = Jumlah energi pemutusan ikatan - Jumlah energi _{pembentukan ikatan} = (4(C-H) + (C=C) + (H-H)) - (6(C-H) + (C-C))

= ((C=C) + (H-H)) - (2(C-H) + (C-C)) = (612.4 + 436.8) - (2 x 414.5 + 346.9) = - 126,7 kJ

TUGAS TERSTRUKTUR

1. a. Bagaimanakah bunyi hukum Hess?

b. Kalsium oksida (kapur tohor) bereaksi dengan air sesuai persamaan

reaksi berikut:

Hidrasi

CaO(s) + H2O(l) ↔ Ca(OH)2(s) Kapur tohor Kapur mati

Berdasarkan data berikut, hitunglah entalpi reaksi kalsium oksida

dengan air.

Ca(s) + 12

O2(g) → CaO(s) ∆Ho = -635,5 kJ 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆Ho = -572 kJ

Ca(s) + O2(g) + H2(g) → Ca(OH)2(s) ∆Ho = -986,6 kJ

c. Reaksi tersebut bersifat endotermis atau eksotermis?

d. (i) Berapa banyak air pada 20 o_{C dapat dididihkan oleh hidrasi} 1 kg kapur tohor? (Ar Ca = 40; O = 16; H = 1)

(ii) Asumsi apakah yang digunakan dalam perhitungan ini? 2. Hitunglah entalpi pembentukan C2H5OH jika diketahui entalpi

pembakaran untuk C(s), H2(g), dan C2H5OH(l) masing-masing adalah 393 kJ, 285 kJ, dan 1.368 kJ.

3. Pada suhu 850 o_{C, CaCO3 mengalami dekomposisi} menghasilkan CaO dan CO2. Dengan asumsi nilai ∆Hfo

reaktan dan produk pada 850 o_{C sama dengan nilai pada 25} o_{C, hitunglah perubahan entalpi (dalam kilojoule) jika 66,8 g} CO2 dihasilkan dalam suatu reaksi. (Gunakan bantuan tabel entalpi pembentukan standar).

4. Entalpi pembakaran standar untuk metanol dan etanol adalah 710 kJ mol-1_{dan 1.340 kJ mol}-1_.

a. Berapakah energi panas yang dibebaskan pada pembakaran 1 kg

etanol?

b. Jika keduanya digunakan sebagai bahan bakar yang dibeli berdasarkan

massanya, manakah bahan bakar yang lebih irit? Tuliskan semua

reaksi yang terjadi.

5. Nilai entalpi ikatan standar rata-rata (kJ mol-1_{) adalah:}

C-C = 348; C=C = 614; C-H = 413; H-H = 436. Entalpi atomisasi standar

perubahan entalpi reaksi berikut.

a. H2C=CH2(g) + H2(g) → H3C-CH3(g) b. _2H2C=CH2(g) → CH2-CH2

| | CH2-CH2

c. 4C(s) + 4H2(g) → CH2-CH2 | | CH2-CH2

d. Jelaskan mana yang Anda pilih untuk membuat siklobutana, reaksi b atau c.

TUGAS MANDIRI

1. Pada reaksi endoterm

A. entalpi sistem bertambah dan perubahan entalpi bertanda positip

B. entalpi sistem bertambah dan perubahan entalpi bertanda negatip

C. entalpi sistem berkurang dan perubahan entalpi bertanda positip

D. entalpi sistem berklurang dan perubahan entalpi bertanda negatip

E. entalpi sistem berkurang sedangkan entalpi lingkungan bertambah

2. Reaksi C3H8(g) + 5O2(g) _3CO2(g) + 4H2O H = x kkal. Reaksi tersebut dapat juga disebut:

A. kalor pembentukan CO2 B. kalor pembentkan H2O

C. kalor pembentukan CO2 dan H2O D. kalor netralisasi C3H8 dan H2O E. kalor pembakaran C3H8

3. Kalor pembentukan AgNO3 adalah -23 kkal/mol. Pernyataan tersebut dapat ditulis:

A. Ag(s)+HNO3(l) _AgNO3(aq) + H2(g) + 23 kkal B. 2Ag(s) + N2(g) + 3O2 _2AgNO3 + 46 kkal C. Ag+

+ AgNO3 + 23 kkal

D. 2Ag(s)+2HNO3 _2AgNO3 + H2(g) + 46 kkal E. Ag2O(s) + N2O5(g) _2AgNO3 + 46 kkal 4. Diketahui:

2SO2 + O2(g) _2SO3(g) H = -190 kj_

maka H reaksi: 2S_ (s) + 3O2(g) _2SO3(g) adalah ... . A. +790 kj/mol

B. +395 kj/mol C. -110 kj/mol D. -395 kj/mol E. -790 kj/mol

5. Perhatikan diagram entalpi dari reaksi H2O(l) _H2O(g) berikut ini:

Berdasarkan data-data diagram tersebut harga H3 adalah ... . a. –41 Kj/mol

b. +41 Kj/mol c. –242 Kj/mol

d. +525 Kj/mol e. –525 Kj/mol

6. Larutan HCl 1 M sebanyak 100 ml direaksikan dengan 100 ml larutan NaOH 1 M dalam sebuah bejana, ternyata suhu naik 8o_{C. Jika larutan dianggap sama dengan air, kalor jenis air = 4,2} Joule/g K, massa jenis air = 1 gr/cm3_{, maka perubahan reaksi} netralisasi adalah …

a. –16,80 kJ b. –33,60 kJ c. –67,20 kJ d. +33,60 kJ e. +67,20 Kj 7. Diketahui :



H pembentukan C2H2 = -337 kkal/mol



H pembentukan H2O = -68,3 kkal/mol



H pembentukan Cl2 = -94,1 kkal/mol maka entalpi pembakaran C2H2 adalah … .

A. -805 kkal B. -805 kkal C. -805 kkal

D. -805 kkal E. -805 kkal

8. Jika diketahui energi ikatan: C = C _{607 kj}

H – H _{436 kj} C – H _{415 kj} C – C _{348 kj}

Maka besarnya kalor reaksi C2H4 _C2H6 adalah A. +135 kj

C. -171 kj D. +171 kj E. -187 kj 9. Pada reaksi:

H

H C H + 2O O C O + 2H -H

energi ikatan C = O, H - O, dan O = O berturut-turut 243 kj/mol, 432 kj/mol dan 335 kj/mol. Energi ikatan rata-rata C - H adalah … .

A. 194,75 kj/mol B. 395,75 kj/mol C. 553,50 kj/mol D. 595,00 kj/mol E. 599,50 kj/mol

10. Diketahui data energi ikat rata-rata: H-H = 104,2 kkal mol-1

Cl-Cl= 57,8 kkal mol-1 H-Cl = 103,1 kkal mol-1

Kalor yang diperlukan untuk menguraikan 73 gr HCl (Ar H = 1, Cl = 35,5) menjadi unsur-unsurnya adalah ... .

a. 21,05 kkal b. 22,10 kkal c. 44,20 kkal d. 132,55 kkal e. 412,90 kkal

LAJU REAKSI Standar Kompetensi

3. Memahami kinetika reaksi, kesetimbangan kimia, dan faktor-faktor yang mempengaruhinya,

serta penerapannya dalam kehidupan sehari-hari dan industri. Kompetensi Dasar

3.1 Mendeskripsikan pengertian laju reaksi dengan melakukan percobaan tentang faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi. 3.2. Memahami teori tumbukan (tabrakan) untuk menjelaskan faktor-faktor penentu laju dan orde reaksi

serta terapannya dalam kehidupan sehari-hari. Anda akan melakukan kegiatan-kegiatan berikut.

Membuat larutan dengan konsentrasi tertentu dalam kerja kelompok di laboratorium.

Menerima penjelasan konsep laju reaksi

Melakukan percobaan tentang faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi dalam kerja kelompok di laboratorium.

Menyimpulkan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi

Mengidentifikasi reaksi yang menggunakan katalisator dan yang

tidak menggunakan katalisator dengan menggunakan teori tumbukan melalui diskusi kelas.

Menentukan orde reaksi berdasar-kan data percobaan melalui diskusi kelas.

Akhirnya Anda akan mampu :

Menghitung konsentrasi larutan (molaritas larutan).

Membuat larutan dengan konsentrasi tertentu Menjelaskan pengertian laju reaksi

Menganalisis faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi (konsentrasi, luas permukaan , suhu, dan katalis) melalui percobaan.

Menafsirkan grafik dari data percobaan tentang faktor-faktor yang

mempengaruhi laju reaksi.

Menjelaskan pengaruh konsentrasi, luas permukaan bidang sentuh, dan suhu terhadap laju reaksi berdasarkan teori tumbukan.

Membedakan diagram energi potensial dari reaksi kimia dengan

menggunakan katalisator dan yang tidak menggunakan katalisator.

Menjelaskan pengertian, peranan katalisator dan energi pengaktifan dengan menggunakan diagram.

Menentukan orde reaksi total

Menentukan persamaan laju reaksi. Menentukan harga tetapan laju (k)

Menjelaskan peranan katalis dalam makhluk hidup dan industri.

Ringkasan Materi MOLARITAS

Molaritas adalah jumlah satu mol zat terlarut dalam 1 liter larutan. M = mol/V atau M = gram x 1000 atau M = ρ. %.10

Mr mL Mr Keterangan : ρ = massa jenis larutan

% = persentase larutan

LAJU REAKSI

Kecepatan reaksi adalah banyaknya mol/liter suatu zat yang dapat berubah menjadi zat lain dalam setiap satuan waktu.

Untuk reaksi: aA + bB  mM + nN maka kecepatan reaksinya adalah:

1 (dA) 1 d(B) 1 d(M) 1 d(N) V =

- --- = - --- =+ --- =+ ---a dt b dt m dt n dt dimana:

- 1/a .

d(A) /dt = rA = kecepatan reaksi zat A = pengurangan konsentrasi zat A per satuan wakru. - 1/b .

d(B) /dt = rB = kecepatan reaksi zat B = pengurangan konsentrasi zat B per satuan waktu. - 1/m .

d(M) /dt = rM = kecepatan reaksi zat M = penambahan konsentrasi zat M per satuan waktu. - 1/n .

d(N) /dt = rN = kecepatan reaksi zat N = penambahan konsentrasi zat N per satuan waktu. Pada umumnya kecepatan reaksi akan besar bila konsentrasi pereaksi cukup besar. Dengan berkurangnya konsentrasi pereaksi sebagai akibat reaksi, maka akan berkurang pula kecepatannya. Secara umum kecepatan reaksi dapat dirumuskan sebagai berikut: V = k(A) x _(B) y

dimana:

V = kecepatan reaksi k = tetapan laju reaksi

x = orde reaksi terhadap zat A y = orde reaksi terhadap zat B

(x + y) adalah orde reaksi keseluruhan (A) dan (B) adalah konsentrasi zat pereaksi.

Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang mempengaruhi kecepatan reaksi.

Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan.

Suatu reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan reaksi :

v = k (A) (B) 2

persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap zat A dan merupakan reaksi orde 2 terhadap zat B. Secara

TUGAS TERSTRUKTUR

1. Hitunglah konsentrasi larutan-larutan berikut: a. 4,0 g natrium hidroksida dalam 500 L larutan; b. 7,4 g kalsium hidroksida dalam 5 L larutan; c. 49,0 g asam sulfat dalam 2,5 L larutan; d. 73,0 g asam klorida dalam 250 mL larutan. 2. Tentukan jumlah zat terlarut (solut) dalam larutan-larutan

berikut:

a. 1 L larutan natrium hidroksida 0,25 M; b. 500 mL asam klorida 0,02 M;

c. 150 mL asam sulfat 0,2 M;

d. 10 mL larutan kalium hidroksida 0,25 M.

3. Tentukan berapa banyak larutan yang harus diambil untuk

membuat larutan berikut (anggap larutan yang diambil

jumlahnya berlebih):

a. 25 mL larutan HCl 0,1 M dari larutan HCl 0,5 M; b. 1 L asam cuka 2,0 M dari asam cuka 16 M;

c. 100 mL larutan NaOH 0,5 M dari larutan NaOH 2 M;

d. 500 mL larutan KOH 0,25 M dari larutan KOH 1 M. 4. Hitunglah molaritas hasil pencampuran larutan-larutan

berikut:

a. 100 mL HCl 0,1 M + 100 mL HCl 0,5 M;

b. 150 mL NaOH 0,1 M + 100 mL NaOH 0,25 M; c. 500 mL CH3COOH 1 M + 250 mL CH3COOH 2 M; d. 200 mL H2SO4 0,25 M + 200 mL H2SO4 0,15 M. 5. Tuliskan ungkapan laju reaksi untuk persamaan reaksi berikut berdasarkan pengurangan jumlah reaktan dan

penambahan jumlah produk: a. H2(g) + I2(g) → 2HI(g) b. 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) c. 5Br-_{(aq) + BrO}

3-(aq) + 6H+(aq) → 3Br2(aq) + 3H2O(l)

d. NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)

MENENTUKAN ORDE REAKSI A. MENGGUNAKAN TABEL Contoh soal:

dibuat percobaan dan diperoleh data sebagai berikut:

No. (NO) mol/l (Br2) mol/l Kecepatan Reaksi_{mol / 1 / detik}

1. 0.1 0.1 12

2. 0.1 0.2 24

3. 0.1 0.3 36

4. 0.2 0.1 48

5. 0.3 0.1 108

Pertanyaan:

a. Tentukan orde reaksinya !

b. Tentukan harga k (tetapan laju reaksi) ! Jawab:

a. Pertama-tama kita misalkan rumus kecepatan reaksinya adalah V = k(NO)x_(Br2)y _{: jadi kita harus mencari nilai x den y.}

Untuk menentukan nilai x maka kita ambil data dimana

konsentrasi terhadap Br2 tidak berubah, yaitu data (1) dan (4). Dari data ini terlihat konsentrasi NO naik 2 kali sedangkan kecepatan reaksinya naik 4 kali maka :

2x _{= 4  x = 2 (reaksi orde 2 terhadap NO)}

Untuk menentukan nilai y maka kita ambil data dimana

konsentrasi terhadap NO tidak berubah yaitu data (1) dan (2). Dari data ini terlihat konsentrasi Br2 naik 2 kali, sedangkan kecepatan reaksinya naik 2 kali, maka :

2y _{= 2  y = 1 (reaksi orde 1 terhadap Br2)}

Jadi rumus kecepatan reaksinya : V = k(NO)2_{(Br2) (reaksi orde 3)} b. Untuk menentukan nilai k cukup kita ambil salah satu data

percobaan saja misalnya data (1), maka: V = k(NO)2_(Br2)

12 = k(0.1)2_(0.1)

k = 12 x 103 _mol-2₁2_det-1

b. MENGGUNAKAN LOGIKA

Dengan menggunakan logika, kita harus bisa menganalisis pernyataan yang diberikan dan menyimpulkan orde atau pangkat reaksinya.

Contoh soal :

Dari reaksi A + 2B C didapat:



Bila konsentrasi A tetap dan konsentrasi B dinaikkan 2 kali, kecepatan reaksinya 4 kali lebih cepat



Bila konsentrasi A dan B masing-masing dinaikkan 2 kali, kecepatan reaksinya 16 kali lebih cepat

Orde reaksi terhadap A dan B masing-masing adalah … . Jawaban : V = [A]x_[B]y

Pernyataan pertama : 4 = [1][2]y _{maka y = 2} Pernyataan kedua : 16 = [2]x_[2]2 _{maka x = 2}

Jadi dapat disimpulkan orde reaksi terhadap A = 2, dan orde reaksi terhadap B= 2

c. MENGGUNAKAN REAKSI LAMBAT

Kebanyakan reaksi kimia berjalan dengan beberapa tahap yang berurutan

Setiap tahapan memiliki laju yang bersesuaian Laju keseluruhanditentukan oleh tahapan yang berlangsung paling lambat (rate-determining step) Mengapa?

Prinsip:

“ Jika konsentrasi suatu reaktan muncul dalam

persamaan laju reaksi, maka reaktan tersebut atau sesuatu yang merupakan hasil penurunan reaktan tsb terlibat dalam tahapan yang lambat. Jika tidak muncul dalam persamaan

laju reaksi, maka baik reaktan maupun turunannya tidak terlibat dalam tahapan yang lambat.”

Reaksi yang dikatalisis asam antara propanon dengan iodin CH3COCH3(aq) + I2(aq) CH3COCH2I(aq) + HI(aq)

Maka persamaan lajunya : V = k[CH3COCH3]1

TUGAS TERSTRUKTUR

1. Data percobaan laju reaksi dari reaksi : A + B  hasil adalah sebagai berikut :

N

o (A) M (B) M Laju reaksi M dt-1 1

2 3 4

0,01 0,02 0,03 0,03

0,20 0,20 0,20 0,40

0,02 0,08 0,18 0,36

a. Tentukan orde reaksi terhadap A b. Tentukan orde reaksi terhadap B c. Tuliskan persamaan laju reaksi d. Tentukan orde reaksi

e. Tentukan harga k

f. Tentukan laju reaksi apabila konsentrasi A = 0,05 M dan B = 0,4 M

2. Untuk reaksi A + 2B hasil diperoleh data sebagai berikut : (A)M (B)M Waktu

(detik)

0,1 0,05 12

0,1 0,10 12

0,3 0,05 4

Tingkat reaksinya adalah … .

3. Jika dalam suatu reaksi, konsentrasi zat A dinaikkan 2 kali, ternyata

laju reaksinyatidak berubah, maka tentukan orde reaksi terhadap zat A

TEORI TUMBUKAN

Teori tumbukan didasarkan atas teori kinetik gas yang mengamati tentang bagaimana suatu reaksi kimia dapat terjadi. Menurut teori tersebut kecepatan reaksi antara dua jenis molekul A dan B sama dengan jumiah tumbukan yang terjadi per satuan waktu antara kedua jenis molekul tersebut. Jumlah tumbukan yang terjadi

persatuan waktu sebanding dengan konsentrasi A dan konsentrasi B. Jadi makin besar konsentrasi A dan konsentrasi B akan semakin besar pula jumlah tumbukan yang terjadi.

TEORI TUMBUKAN INI TERNYATA MEMILIKI BEBERAPA KELEMAHAN, ANTARA LAIN :

- tidak semua tumbukan menghasilkan reaksi sebab ada energi tertentu yang harus dilewati (disebut energi aktivasi = energi pengaktifan) untak dapat menghasilkan reaksi. Reaksi hanya akan terjadi bila energi tumbukannya lebih besar atau sama dengan energi pengaktifan (Ea).

- molekul yang lebih rumit struktur ruangnya menghasilkan tumbukan yang tidak sama jumlahnya dibandingkan dengan molekul yang sederhana struktur ruangnya.

Teori tumbukan di atas diperbaiki oleh tcori keadaan transisi atau teori laju reaksi absolut. Dalam teori ini diandaikan bahwa ada suatu keadaan yang harus dilewati oleh molekul-molekul yang bereaksi dalam tujuannya menuju ke keadaan akhir (produk). Keadaan tersebut dinamakan keadaan transisi. Mekanisme reaksi keadaan transisi dapat ditulis sebagai berikut:

A + B  T* _{--> C + D} dimana:

- A dan B adalah molekul-molekul pereaksi - T* _{adalah molekul dalam keadaan transisi} - C dan D adalah molekul-molekul hasil reaksi

SECARA DIAGRAM KEADAAN TRANSISI INI DAPAT DINYATAKAN SESUAI KURVA BERIKUT

Dari diagram terlibat bahwa energi pengaktifan (Ea) merupakan energi keadaan awal sampai dengan energi keadaan transisi. Hal tersebut berarti bahwa molekul-molekul pereaksi harus memiliki

energi paling sedikit sebesar energi pengaktifan (Ea) agar dapat mencapai keadaan transisi (T*_{) dan kemudian menjadi hasil reaksi (C} + D).

Catatan :

energi pengaktifan (= energi aktivasi) adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan oleh molekul-molekul pereaksi agar dapat melangsungkan reaksi.

Dalam suatu reaksi kimia berlangsungnya suatu reaksi dari keadaan semula (awal) sampai keadaan akhir diperkirakan melalui beberapa tahap reaksi.

Contoh: 4 HBr(g) + O2(g)  2 H2O(g) + 2 Br2(g)

Dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa tiap 1 molekul O2 bereaksi dengan 4 molekul HBr. Suatu reaksi baru dapat

berlangsung apabila ada tumbukan yang berhasil antara molekul-molekul yang bereaksi. Tumbukan sekaligus antara 4 molekul-molekul HBr dengan 1 molekul O2 kecil sekali kemungkinannya untuk berhasil. Tumbukan yang mungkin berhasil adalah tumbukan antara 2

molekul yaitu 1 molekul HBr dengan 1 molekul O2. Hal ini berarti reaksi di atas harus berlangsung dalam beberapa tahap dan diperkirakan tahap-tahapnya adalah :

Tahap

1: HBr + O2  HOOBr (lambat)

Tahap

2: HBr + HOOBr  2HOBr (cepat) Tahap

3: (HBr + HOBr  H2O + Br2) x 2 (cepat) --- +

4 HBr + O2 --> 2H2O + 2 Br2

Dari contoh di atas ternyata secara eksperimen kecepatan

berlangsungnya reaksi tersebut ditentukan oleh kecepatan reaksi pembentukan HOOBr yaitu reaksi yang berlangsungnya paling lambat.

Rangkaian tahap-tahap reaksi dalam suatu reaksi disebut "mekanisme reaksi" dan kecepatan berlangsungnya reaksi keselurahan ditentukan oleh reaksi yang paling lambat dalam

mekanisme reaksi. Oleh karena itu, tahap ini disebut tahap penentu kecepatan reaksi.

TUGAS TERSTRUKTUR

1. Apakah yang dimaksud energi aktivasi? Apa peran energi aktivasi dalam kinetika kimia (laju reaksi)?

turut adalah 0,15 atm, 0,33 atm, dan 0,5 atm pada 2.200

o_{C, berapa nilai K} p?

6. Campuran setimbang pada 1.000 K mengandung 0,276 mol

H2, 0,276 mol CO2, 0,224 mol CO, dan 0,224 mol H2O.

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)

a. Tunjukkan bahwa untuk reaksi ini Kc tidak

bergantung

pada volume reaksi, V. b. Tentukan nilai Kc.

HUBUNGAN ANTARA HARGA Kc DENGAN Kp Untuk reaksi umum:

a A(g) + b B(g)  c C(g) + d D(g)

Harga tetapan kesetimbangan: Kc = [(C)c _{. (D)}d_{] / [(A)}a _.(B)b_] Kp = (PCc _{x PD}d_{) / (PA}a _{x PB}b₎

dimana: PA, PB, PC dan PD merupakan tekanan parsial masing-masing

gas A, B. C dan D.

Secara matematis, hubungan antara Kc dan Kp dapat diturunkan

sebagai:

Kp = Kc (RT) n

dimana n adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah koefisien gas kiri).

Contoh:

Jika diketahui reaksi kesetimbangan: CO2(g) + C(s)  2CO(g)

Pada suhu 300o _{C, harga K}

p= 16. Hitunglah tekanan parsial CO2, jika

tekanan total dalaun ruang 5 atm! Jawab:

Misalkan tekanan parsial gas CO = x atm, maka tekanan parsial gas CO2 = (5 - x) atm.

Kp = (PCO)2 / PCO2 = x2 / (5 - x) = 16  x = 4

Jadi tekanan parsial gas CO2 = (5 - 4) = 1 atm

KESETIMBANGAN DISSOSIASI

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana.

Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.

Contoh:

2NH3(g)  N2(g) + 3H2(g)

besarnya nilai derajat disosiasi ():

 = mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula

Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika: a = 0 berarti tidak terjadi penguraian

a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna

0 <  < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian).

Contoh:

Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan

N2O4(g)  2NO2(g)

banyaknya mol N2O4 dan NO2 pada keadaan setimbang adalah

sama.

Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ? Jawab:

Misalkan mol N2O4 mula-mula = a mol

mol N2O4 yang terurai = a  mol  mol N2O4 sisa = a (1 - ) mol

mol NO2 yang terbentuk = 2 x mol N2O4 yang terurai = 2 a  mol

Pada keadaan setimbang:

mol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk

a(1 - ) = 2a   1 -  = 2    = 1/3 TUGAS TERSTRUKTUR

1. Berapakah persen disosiasi H2S(g) jika 1,0 mol H2S

dimasukkan ke dalam ruang hampa 1,10 L pada suhu 1.000

K?

2H2S(g) 2H2(g) + S2(g) Kc = 1,0  10-6

2. Disosiasi/penguraian molekul iodin menjadi atom iodin

Dinyatakan dengan:

I2(g) 2I(g)

Pada 1.000 K, tetapan kesetimbangan Kc untuk

reaksi adalah 3,80  10-5_{. Jika mula-mula}

dimasukkan 0,0456 mol I2 dalam labu 2,30 L

pada 1.000 K, berapakah persen disosiasi iodin pada kesetimbangan?

TUGAS MANDIRI

1. Pada saat tercapai kesetimbangan dalam reaksi kimia, pernyataan berikut yang benar adalah … .

A. reaksi telah terhenti

B. mol pereaksi yang berubah sama dengan mol zat yang terbentuk

C. konsentrasi zat-zat campuran reaksi tidak berubah

D. laju reaksi ke kanan lebih cepat daripada laju reaksi balik E. mol zat pereaksi sama dengan mol hasil reaksi

2. Tetapan kesetimbangan reaksi:

2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) diberikan oleh … . A. Kc =

B. Kc =

C. Kc = (Na2CO3)(CO2)(H2O) D. Kc = (CO2)(H2O)

3. Dalam ruang 5 liter direaksikan 0,5 mol N2 dengan 0,4 mol gas O2

menurut reaksi: N2(g) + O2(g) 2NO(g)

Setelah tercapai kesetimbangan terbentuk 0,2 mol gas NO. Harga Kc adalah ... .

A. B. C. D. E.

4. Pada kesetimbangan : CO(g) + H2O(g) CO2(g) +H2(g)

Bila dalam volum 1 liter direaksikan 1 mol CO dan 1 mol H2O

hingga tercapai kesetimbangan dengan Kc = 16, maka pada saat setimbang konsentrasi CO2 adalah … .

A. 0,1 M B. 0,2 M C. 0,4 M D. 0,8 M E. 1,0 M

5. Reaksi kesetimbangan berikut ini (proses Haber): N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g); H = – x Kj/mol

Perlakuan di bawah ini yang dapat mempengaruhi harga tetapan kesetimbangan Kp dan juga proporsi ammnonia yang ada pada kesetimbangan adalah ...

A. menaikkan tekanan

B. memperbesar konsentrasi N2

C. memperbesar konsentrasi H2

D. menurunkan suhu E. menambah katalis

6. Diketahui beberapa reaksi kesetimbangan sebagai berikut : 1) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

2) 2N2O4(g) 2NO2(g)

3) 3NO(g) N2(g) + O2(g)

4) 2HI(g) H2(g) + I2(g)

5) N2(g) +3H2(g) 2NH3(g)

Reaksi kesetimbangan yang mempunyai harga tetapan kesetimbangan Kc = Kp adalah … .

A. 1 dan 2 B. 1 dan 3 C. 2 dan 3 D. 3 dan 4 E. 4 dan 5

7. Diketahui :

NOBr(g) NO(g) + Br2(g) Kc = 0,71

Pada suhu yang sama, harga Kc untuk kesetimbangan : 2NOBr(g) 2NO(g) + Br2(g) adalah … .

A. 0,50 B. 0,71 C. 1,42 D. 2,84 E. 4,90

8. Suatu reaksi kesetimbangan: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

Pada saat setimbang perbandingan mol PCl5 : mol Cl2 = 2 : 1,

maka derajad disosiasi PCl5 adalah ... .

A. B. C. D. E.

9. Dalam bejana 3 liter, 5 mol amoniak terurai dengan derajad disosiasi 0,4 menurut reaksi:

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)

Tekanan pada kesetimbangan adalah 3,5 atm. Harga Kp adalah ... .

A. 1,5 B. 1 C. D. E.

10. Jika diketahui reaksi kesetimbangan gas amoniak pada suhu 500o_{K sebagai berikut:}

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) , Kc = 4 x 10–3

dan R = 0,08, maka harga Kp adalah … .

A. 2,5 x 10–6 B. 5 x 10–6 C. 7,5 x 10–6 D. 4 x 10–5 E. 5 x 10–5