Kimia Kelas XI Semester 1

KIMIA KELAS XI SEMESTER 1

Pengantar

Kimia sering disebut sebagai "ilmu pusat" karena menghubungkan berbagai ilmu lain, seperti fisika, ilmu bahan, nanoteknologi, biologi, farmasi, kedokteran, bioinformatika, dan geologi [1]. Koneksi ini timbul melalui berbagai subdisiplin yang memanfaatkan konsep-konsep dari berbagai disiplin ilmu. Sebagai contoh, kimia fisik melibatkan penerapan prinsip-prinsip fisika terhadap materi pada tingkat atom dan molekul.

Kimia berhubungan dengan interaksi materi yang dapat melibatkan dua zat atau antara materi dan energi, terutama dalam hubungannya dengan hukum pertama termodinamika. Kimia tradisional melibatkan interaksi antara zat kimia dalam reaksi kimia, yang mengubah satu atau lebih zat menjadi satu atau lebih zat lain. Kadang reaksi ini digerakkan oleh pertimbangan entalpi, seperti ketika dua zat berentalpi tinggi seperti hidrogen dan oksigen elemental bereaksi membentuk air, zat dengan entalpi lebih rendah. Reaksi kimia dapat difasilitasi dengan suatu katalis, yang umumnya merupakan zat kimia lain yang terlibat dalam media reaksi tapi tidak dikonsumsi (contohnya adalah asam sulfat yang mengkatalisasi elektrolisis air) atau fenomena immaterial (seperti radiasi elektromagnet dalam reaksi fotokimia). Kimia tradisional juga menangani analisis zat kimia, baik di dalam maupun di luar suatu reaksi, seperti dalam spektroskopi.

Semua materi normal terdiri dari atom atau komponen-komponen subatom yang membentuk atom; proton, elektron, dan neutron. Atom dapat dikombinasikan untuk menghasilkan bentuk materi yang lebih kompleks seperti ion, molekul, atau kristal. Struktur dunia yang kita jalani sehari-hari dan sifat materi yang berinteraksi dengan kita ditentukan oleh sifat zat-zat kimia dan interaksi antar mereka. Baja lebih keras dari besi karena atom-atomnya terikat dalam struktur kristal yang lebih kaku. Kayu terbakar atau mengalami oksidasi cepat karena ia dapat bereaksi secara spontan dengan oksigen pada suatu reaksi kimia jika berada di atas suatu suhu tertentu.

Zat cenderung diklasifikasikan berdasarkan energi, fase, atau komposisi kimianya. Materi dapat digolongkan dalam 4 fase, urutan dari yang memiliki energi paling rendah adalah padat, cair, gas, dan plasma. Dari keempat jenis fase ini, fase plasma hanya dapat ditemui di luar angkasa yang berupa bintang, karena kebutuhan energinya yang teramat besar. Zat padat memiliki struktur tetap pada suhu kamar yang dapat melawan gravitasi atau gaya lemah lain yang mencoba merubahnya. Zat cair memiliki ikatan yang terbatas, tanpa struktur, dan akan mengalir bersama gravitasi. Gas tidak memiliki ikatan dan bertindak sebagai partikel bebas. Sementara itu, plasma hanya terdiri dari ion-ion yang bergerak bebas; pasokan energi yang berlebih mencegah ion-ion ini bersatu menjadi partikel unsur. Satu cara untuk membedakan ketiga fase pertama adalah dengan volume dan bentuknya: kasarnya, zat padat memeliki volume dan bentuk yang tetap, zat cair memiliki volume tetap tapi tanpa bentuk yang tetap, sedangkan gas tidak memiliki baik volume ataupun bentuk yang tetap.
Air yang dipanaskan akan berubah fase menjadi uap air.

Air (H2O) berbentuk cairan dalam suhu kamar karena molekul-molekulnya terikat oleh gaya antarmolekul yang disebut ikatan Hidrogen. Di sisi lain, hidrogen sulfida (H2S) berbentuk gas pada suhu kamar dan tekanan standar, karena molekul-molekulnya terikat dengan interaksi dwikutub (dipole) yang lebih lemah. Ikatan hidrogen pada air memiliki cukup energi untuk mempertahankan molekul air untuk tidak terpisah satu sama lain, tapi tidak untuk mengalir, yang menjadikannya berwujud cairan dalam suhu antara 0 °C sampai 100 °C pada permukaan laut. Menurunkan suhu atau energi lebih lanjut mengizinkan organisasi bentuk yang lebih erat, menghasilkan suatu zat padat, dan melepaskan energi. Peningkatan energi akan mencairkan es walaupun suhu tidak akan berubah sampai semua es cair. Peningkatan suhu air pada gilirannya akan menyebabkannya mendidih (lihat panas penguapan) sewaktu terdapat cukup energi untuk mengatasi gaya tarik antarmolekul dan selanjutnya memungkinkan molekul untuk bergerak menjauhi satu sama lain.

Ilmuwan yang mempelajari kimia sering disebut kimiawan. Sebagian besar kimiawan melakukan spesialisasi dalam satu atau lebih subdisiplin. Kimia yang diajarkan pada sekolah menengah sering disebut "kimia umum" dan ditujukan sebagai pengantar terhadap banyak konsep-konsep dasar dan untuk memberikan pelajar alat untuk melanjutkan ke subjek lanjutannya. Banyak konsep yang dipresentasikan pada tingkat ini sering dianggap tak lengkap dan tidak akurat secara teknis. Walaupun demikian, hal tersebut merupakan alat yang luar biasa. Kimiawan secara reguler menggunakan alat dan penjelasan yang sederhana dan elegan ini dalam karya mereka, karena terbukti mampu secara akurat membuat model reaktivitas kimia yang sangat bervariasi.

Ilmu kimia secara sejarah merupakan pengembangan baru, tapi ilmu ini berakar pada alkimia yang telah dipraktikkan selama berabad-abad di seluruh dunia.


BAB 1. STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR

A.Struktur Atom
1. Teori kuantum
Pada tahun 1900 Max Planck mengemukakan suatu hipotesis yang dikenal dengan Teori Kuantum . Menurut Max Planck,pancaran radiasi eletromagnetik suatu benda disebut diskrit,berupa paket-paket kecil atau kuanta atau atau partikel yang disebut sebagai kuantum.Hipotesis Planck didukung oleh Einstein yang menyebut partikel radiasi Planck dengan sebutan foton. Setiap foton memiliki energi yang bergantung pada frekuensi atau panjang gelombang. Besar energi foton dapat dihitung dengan :





Keterangan : E = energi radiasi
h = tetapan Planck = 6,63 x 10-34 joule detik-1
ν = frekuensi (detik-1)
c = cepat rambat cahaya = 3 x 108m detik -1
λ = panjang gelombang (m)





2. Model Atom Bohr
Pada tahun 1913 , Niels Bohr seorang fisikawan dari Denmark berhasil mengungkapkan teori kuantum guna menggambarkan struktur atom. Meskipun atom hidrogen hanya memiliki satu elektron saja,tetapi atom hidrogen juga memiliki lintasan-lintasan elektronseperti atom-atom lain.Ini terjadi saat elektron unsur hidrogen berpindah-pindah lintasan sambil memancarkan atau menyerap energi. Bohr berhasil merumuskan jari-jari lintasan dan energi elektron pada atom hidrogen. Jari-jari lintasan ke-n dalam atom hidrogen dirumuskan sebagai berikut.




dimana n = kulit elektron : 1,2,3,,,,,
a0= 0,53 A (53 pm)

3. Hipotesis Louis de Broglie
Pada tahun 1924 ,fisikawan dari Prancis , Louis de Broglie mengemukakan hipotesis tentang gelombang materi . Menurut de Broglie cahaya dan partikel-partikel kecil , pada saat tertentu dapat bersifat sebagai benda yang tersusun atas partikel ,tetapi dapat pula sebagai gelombang.Hipotesis Planck melalui persamaan :






dimana λ = panjang gelombang
h = tetapan Planck
m = massa partikel
v = kecepatan

4. Mekanika Kuantum
Pada tahun1927 ,Erwin Schrodinger,ahli matematika dari Austria mengemukakan teori mekanika kuantum . menurutnya ,kedudukan elektron dalam atom tidak dapat ditentukan dengan pasti ,yang dapat ditentukan adalah probabilitas atau kemungkinan menemukan elektron . daerah dengan probabilitas terbesar menemukan elektron disebut orbital.

5. Bilangan Kuantum
a. Bilangan kuantum utama: kulit K untuk n=1,kulit L untuk n=2,kulit M untuk n=3,kulit N untuk n=4 dan begitu seterusnya . Secara nyata orbital dengan bilangan kuantum berbeda ,mempunyai tingkat energi yang berbeda.

b. Bilangan kuantum azimuth (ℓ) : bilangan kuantum azimuth menyatakan subkulit.
Tabel jumlah subkulit pada setiap kulit
Kulit n Subkulit (ℓ)
K
L
M
N 1
2
3
4 0
0,1
0,1,2
0,1,2,3
c. Bilangan kuantum magnetik (m) : menentukan orientasi orbital dalam ruang disekitar inti atom.
Tabel jumlah Orbital setiap subkulit
ℓ Subkulit Harga m Jumlah orbital
0
1
2
3 s
p
d
f 0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 1
3
5
7

d. Bilangan kuantum spin (s)
Bilangan kuantum spin menyatakan arah putar elektron terhadap sumbunya (berotasi) sewaktu elektron berputar mengelilingi inti atom. Bilangan kuantum spin dinotasikan dengan s. Arah rotasi elektron ada 2 kemungkinan ,yaitu searah jarum jam dan berlawanan dengan jarum jam. Oleh karenanya ,bilangan kuantum spin (s) mempunyai 2 harga yaitu +½ dan -½.

6. Bentuk orbital dan orientasi orbital
a. Orbital s
Obital yang paling sederhana adalah orbital s. Orbital s berbentuk bola simetris .Ini berarti pada setiap jarak yang sama dari inti atom selalu ditemukan rapatan elektron yang sama. Semakin jauh dari inti atom .rapatan elektronnya semakin rendah.






2s
3s

Semua orbital s,baik 1s,2s,3s, dan seterusnya semuanya berbentuk bola ,tetapi berbeda ukurannya . Semakin besar harga bilangan kuantum,semakin besar pula ukuran orbital atomnya.
b. Orbital p
Rapatan elektron orbital p terdistribusi pada bagian yang berlawanan dengan inti atom. Inti atom terletak pada bagian simpul dengan kerapatan elektron nol.
Setiap subkulit p (ℓ = 1) terdiri atas 3 orbital yan setara ,sesuai dengan 3 harga m untuk ℓ = 1, yaitu -1,0,dan +1. Ketiga orbital p pada subkulit p ini dinamai dengan orbital px,py,pz, terletak di sepanjang garis yang memotong sumbu x,y,z.
c. Orbital d
Subkulit d (ℓ=2) terdiri atas 5 orbital , tersebar diantara sumbu-sumbu ruang x,y, dan z.
Semua orbital d tersusun pada inti atom . Masing-masing orbital d dibedakan atas dxy,dxz,dyz,dx2- y2, dan dx2. Orbital dz2 mempnyai bentuk yang berbeda dari keempat orbital lainnya. Namun,energi orbital dz2 setara dengan energi orbital lainnya.
d. Orbital f
Setiap subkulit f terdiri atas 7 orbital. Orbital f (ℓ = 3) mempunyai 7 harga m ,yaitu -3,-2,-1,0,+1,+2,+3. Energi dari ketujuh orbital adalah setara.

7. Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron dalam dalam orbital suatu atom sangatlah penting, karena konfigurasi elektron berpengaruh terhadap sifat-sifat kimia suatu unsur. Penentuan konfigurasi elektron suatu atom menganut tiga aturan ,yaitu:
a. Prinsip Aufbau
Menurut Aufbau,pengisian elektron ke dalam orbital selalu dimulai dari orbital dengan tingkat energi rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi. Apabila terdapat 2 subkulit dengan harga n + ℓ sama, elektron akan mengisi subkulit yang harga n-nya lebih kecil terlebih dahulu. Dengan demikian suatu atom selalu berada pada tingkat energi minimum.
Urutan-urutan tingkat energi dari tingkat energi rendah ke tingkat energi yang palint tinggi ,dapat dilihat pada diagram dibawah ini.

1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d
6s 6p
7s

Pengisian elektron ke dalam orbital dimulai dari orbital 1s,kemudian 2s,2p,dan seterusnya.
Urut-urutan pengisian elektron ke dalam orbital di atas sama dengan pengisian elektron berikut.
1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d.
b. Prinsip Larangan Pauli
Prinsip ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli pada tahun 1926. Menurut Pauli, dalam satu atom tidak boleh ada dua elektron yang mempunyai 4 bilangan kuantum yang sama.Dua buah elektron yang menempati satu orbital , kemungkinan mempunyai tiga bilangan kuantum yang sama. Oleh karenanya, bilangan keempat harus berbeda.
c. Kaidah Hund
Menurut hund , pengisian elektron ke dalam satu sub kulit , pada awalnya elektron menempati seluruh orbital dengan spin yang sama (½ penuh), baru kemudian berpasangan (penuh).Dalam penulisan konfigurasi elektron , ada beberapa hal yang dapat diterapkan.
ФPenulisan Konfigurasi Elektron dengan Lambang Gas Mulia
Penulisan konfigurasi elektron dengan lambang gas mulia dipakai untuk unsur-unsur bernomor atom besar.Misal: [Ar] 4s2 3d1
ФOrbital Penuh dan setengah Penuh
Berdasarkan hasil eksperimen ditemukan beberapa penyimpangan konfigurasi elektron dari azas Aufbau. Misalnya pada 24Cr. Konfigurasi elektron pada 24Cr : [Ar] 4s2 3d4 cenderung berubah menjadi [Ar] 4s1 3d5 . Ini berarti bahwa subkulit yang penuh (d10) atau setengah penuh (d5) bersifat lebih stabil.
ФEletron Valensi
Elektron valensi adalah jumlah elektron pada subkulit dengan n terbesar yang digunakan untuk pembentukan ikatan kimia .Dengan menuliskan konfigurasi elektron suatu unsur ,maka akan dapat ditentukan elektron valensinya. Misal:
19K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
n terbesar = 4
subkulit 4s mempunyai 1 elektron sehingga elektron valensi 19K = 1

Elektron yang terletak pada subkulit yang mempunyai energi terbesar dinamakan elektron terakhir . Ini dikarenakan elektron tersebut diletakkan paling terakhir berdasarkan aturan Hund . Konfigurasi elektron terakhir dapat digunakan untuk menentukan nomor atom suatu unsur.










B. Sistem Periodik Unsur
1. Tabel Periodik Panjang
Sistem periodik bentuk panjang diperkenalkan oleh Henru G.J. Moseley. Moseley menyusun sistem periodik berdasarkan nomor atom. Dalam tabel periodik panjang unsur-unsur dibagi atas golongan,periode,dan golongan aktinida dan lantanida. Kesemuanya disusun dalam tabel periodik unsur.
a. Golongan
Golongan pada tabel periodik unsur menyatakan jumlah elektron yang terdapat dalam kulit terluar (elektron valensi). Unsur-unsur yang mempunyai elektron valensi sama akan menempati golongan yang sama. Dalam tabel periodik unsur terdapat delapan golongan. Setiap golongan dibedakan sebagai berikut.
1) Golongan utama yaitu golongan IA sampai dengan VIIIA.
2) Golongan transisi yaitu golongan IB sampai dengan VIIIB.

b. Periode
Periode dalam tabel periodik menyatakan banyaknya kulit atom yang dimiliki oleh unsur yang bersangkutan. Periode disusun dalam baris-baris mendatar dan disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Periode dalam tabel periodik panjang dibedakan menjadi empat sebagai berikut.
1) Periode pendek yaitu periode 1,2, dan 3.
2) Periode panjang yaitu periode 4 dan 5.
3) Periode sangat panjang yaitu periode 6.
4) Periode belum lengkap yaitu periode 7.

c. Golongan Aktinida dan Lantanida
Unsur Lantanida(La) terletak pada periode 6. Unsur-unsur yang sifatnya mirip dengn unsur lantanida disebut unsur-unsur lantanida. Unsur-unsur lantanida terletak pada golongan IIIB periode 6.
Unsur Aktinida (Ac) terletak pada periode 7. Unsur-unsur yang sifatnya mirip dengan unsur aktinida disebut unsur-unsur aktinida. Kedua golongan unsur ini dinamakan unsur-unsur transisi dalam atau unsur transuran.

2. Hubungan Sistem Periodik dengan Konfigurasi Elektron
Telah dijelaskan sebelumnya bahwa tabel periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Nomor atom menyatakan jumlah elektron. Sementara itu, sebaran elektron dalam atom dinyatakan dengan konfigurasi elektron.
a. Periode
Tabel periodik panjang terdiri atas 7 periode. setiap periode dimulai dengan pengisian orbital ns dan diakhiri orbital np dengan konfigurasi penuh. Dengan demikian,periode dinyatakan dengan jumlah kulit. Nomor periode di atas ke bawah menunjukkan bilangan kuantum utama terbesar yang dimiliki oleh atom ujnsur yang bersangkutan. Oleh karena itu, Periode 1 memiliki n = 1,periode 2 memiliki n=2, dan seterusnya.
contoh:
Unsur 42Mo konfigurasi elektronnya 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5 atau [Kr] 5s1 4d5
Kulit terbesar n=5,sehingga 42Mo dalam tabel periodik unsur berada pada periode 5.

Pembagian periode dalam tabel periodik panjang sebagai berikut.
1. Periode Pendek
Periode pendek terdiri atas periode 1,2,dan 3. Periode 1 terdiri atas 2 unsur dan periode 2 terdiri atas 8 unsur. Pada periode 2, elektron mulai mengisi orbital 2s dan orbital 2p hingga penuh. Sementara itu, periode 3 terdiri atas 8 unsur,tempat elektron mengisi orbital 3s dan 3p hingga penuh.
2. Periode Panjang
Periode panjang terdiri atas periode 4,5,dan 6. Elektron pada periode 4 mulai mengisi orbital 4s sampai dengan 4p, dengan tetap memperhatikan aturan Aufbau. Oleh karenanya setelah orbital 4s terisi penuh, elektron kemudian mengisi 3d baru 4p.
Pada periode 5, elektron mulai mengisi orbital 5s kemudian 4d,baru ke orbital 5p,kecuali pada pengisian orbital penuh dan setengah penuh seperti pada unsur Mo dan Ag.
Pengisian elektron untuk unsur-unsur pada periode 6, setelah orbital 6s terisi penuh elektron, kemudian elektron mengisi 1 orbital 5d baru ke orbital 4f. Pengisian orbital ini menghasilkan konfigurasi unsur-unsur lantanida. Selanjutnya elektron kembali mengisi orbital 5d dan akhirnya 6p. Setelah orbital 7s terisi penuh ,elektron mengisi 1 orbital 6d, kemudian 5f baru orbital 5d.

b. Golongan
Tabel periodik panjang terdiri atas 8 golongan yang terbagi menjadi 2 golongan yaitu golongan utama (A) dan golongan transisi (B). Nomor golongan ditentukan oleh jumlah elektron valensinya.
Berdasarkan letak elektron terakhir pada orbital dalam konfigurasi elekronnya, unsur-unsur dalam tabel periodik dibagi menjadi 4 blok yaitu blok s,p,d, dan f.
1. Blok s
Blok s ditempati oleh unsur-unsur golongan IA,IIA,dan helium. Konfigurasi elektron unsur-unsur blok s berakhir di orbital s.
Contoh: 19K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
n terbesar : 4 → periode 4
jumlah elektron pada subkulit s = 1 → golongan IA
2. Blok p
Blok p ditempati oleh unsur-unsur golongan IIIA hingga VIIIA. Konfigurasi unsur-unsur ini berakhir di orbital p.
Contoh: 5B : 1s2 2s2 2p1
n terbesar : 2 → periode 2
Jumlah elektron pada subkulit s + p = 3 → golongan IIIA
3. Blok d
Blok d ditempati oleh unsur-unsur golongan transisi (B). Konfigurasi elektron unsur-unsur blok d berakhir di orbital d. Nomor golongsn unsur-unsurblok d ditentukan oleh banyaknya elektron pada subkulit d terakhir ditambah dengan elektron pada subkulit s terdekat subkulit d terakhir , dengan ketentuan sebagai berikut.
a) jika jumlah elektron pada subkulit d terakhir dan elektron pada subkulit s terdekat kurang dari 8,nomor golongannya adalah jumlah elektron tersebut.
b) Jika jumlah elektron pada subkulit d terakhir dan subkulit s terdekat = 8,9, atau 10 unsur yang bersangkutan termasuk golongan VIIIB
c) Jika jumlah elektron pada subkulit d terakhir dan subkulit s terdekat lebih dari 10, nomor golongan unsur yang bersangkutan diperoleh dari jumlah (d + s) - 10
4. Blok f
blok f ditempati oleh unsur-unsur golongan lantanida dan aktinida. Konfigurasi elektron terakhir unsur-unsur blok f terletak pada subkulit f. Jika harga n terbesar dalam konfigurasi elektron = 6 (periode 6) maka unsur tersebut merupakan golongan lantanida. Jika n terbesar dalam konfigurasi elektron = 7 (periode 7) maka unsur tersebut merupakan golongan aktinida
Contoh: 56Pr = [Xe] 6s2 4f3
n terbesar : 6 →periode 6 →lantanida


BAB 2 BENTUK MOLEKUL DAN GAYA ANTARMOLEKUL


A. Bentuk Molekul
Adalah bentuk geometris yang terjadi inti atom unsur yang saling berkaitan dalam
Suatu molekul dihubungkan dengan suatu garis lurus.Bentuk molekul senyawa kovalen ditentukan oleh orbital-orbital atom yang digunakan oleh elektron-elektron ikatan

1. Teori Domain Elektron

Teori ini menyatakan bahwa pasangan electron ikatan dan pasangan electron bebas tolak menolak sehingga tiap-tiap pasangan electron cenderung berjauhan satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan tersebut . Jadi bentuk molekul dipengaruhi oleh susunan ruang pasangan electron ikatan (PEI) dan pasangan bebas (PEB)pada atom pusat suatu molekul .Pasangan electron pada atom pusat disebut Domain .
Berdasarkan teori domain electron terdapat 5 bentuk dasar molekul kovalen sebagai berikut.

a.) Linear: bentuk molekul yang disusun oleh tiga ayom yang berikatan dalam satu garis lurus dan sebuah atom merupakan pusatnya .Sudut ikat pada dua psang electron ikatan sebesar 180 .
contoh : HgBr2, CdCL2, dan BeH2

b.) Segitiga Datar : bentuk molekul segitiga sama sisi yang disusun oleh empat buah atom . Sebuah atom sebagai pusatnya brikatan dengan tiga lainnya dengan sudut ikat 120.
Contoh : BCI3 , BF3 , dan GaI3

c.) Tetrahedral : bentuk molekul yang tersusun dari lima atom berikatan . Sebuah atom sebagai pusat yang berikatan dengan empat atom lainnya dengan sudut ikat 109,5.
Contoh :CCI4 , CH4 , dan SnCI5

d.) Trigonal bipirada : bentuk molekul terdiri atas dua bentuk piramida yang bergabung dalam salah satu bidang .Atom pusatnya dikelilingi oleh lima atom dengan sudut ikat 120
contoh :PF5 , CH4 , danm PCI5

e.) Oktahedral : bentuk molekulterdiri atas delapan bidang yang merupakan segitiga sama sisi dengan sudut ikat 90.
Contoh: SF6 , TeF6 , dan SeF6





Kelima bentuk dasar molekul kovalen di atas merupakan bentuk geometri yang hanya mengandung PEI saja. Padahal dalam teori VSEPR , gaya tolakan yang dihasilkan PEB juga memengaruhi bentuk molekul . Notasi VSEPR yang menunjukan jumlah PEI dan PEB sebagai berikut


RUMUS :

AXn Em


Keterangan:
A = Atom pusat
X = PEI
n = jumlah PEI
E = PEB
m = jumlah PEB

Ada beberapa langkah meramalkan bentuk molekul ion poliatomik , seperti dijelaskan berikut ini .


a. Menghitung jumlah pasangan electron pada semua atom ion

Pasangan electron = jumlah electron valensi + muatan ion

2
Contoh : Molekul NH4+
Pasangan electron = (1* electron valensi N) +(4* electron valensi H )-1

2

= 5 + (4*1)-1
= 4
2


b. Menghitung jumlah pasangan electron ikatan (PEI) pada atom pusaT
PEI = jumlah atom - 1
Contoh : molekul NH+4
PEI 5-1= 4


c. Menghitung jumlag paswangan electron yang berada di sekitar atom pusat .
Pasangan pusat = pasanganelektron – (3 * jumlah atom ujung (kecuali atom H)
Contoh : molekul NH+4
Pasangan pusat = 4 – (3*0 )
= 4

d. Menghitug jumlah pasangn pusat – PEI
contoh : molekul NH+4
PEB = 4 – 4

= 0

2. Teori Hibridisasi

Teori ini dijelaskan berdasarkan proses penggabungan (hibridisasi ) orbital – orbital atom yang digunakan electron – electron yang saling berkaitan . Teori ini disebut juga teori ikatan valensi.

a. Orbital hibrida sp

Konfigurasi 4Be : [ He ]

Konfigurasi 17 CI : [ Ne ]

Ikatan antara Be dan CI dapat terjadi jika electron Be pada orbital 2s menglami promosi ke orbital 2p
Dengan demikian elekron atom Be dapat membentuk ikatan kovalen dengan 2 atom CI orbital 2s dabn 2p
Kedua orbital 2s dan 2p atom Be akan membentuk dua orbital yang disebut orbital hibrida . Hibridisasi orbital sp ini menghasilkan bentuk molekul linear .

b. Orbital sp2

Penggabungan antara satu orbital s dengan dua orbital p menghasilkan tiga orbital hibrida sp2 , missal ;

Konfigurasi ;5B [ He ]
Konfigurasi : 9 F [ He ]

Elektron B pada orbital 2s dipromosikan pada orbital 2p ; 5B : [ He ]
Setelah menglami promosi , electron B dapat membentuk tiga ikatan dengan atom F. Ketiga orbital hibrida sp2 ini membentuk molekul segitiga datar dengan sudut 120 .





c. Orbital sp3

Penggabunga satou orbital s dengan tiga orbital p membentuk empat orbital hibrida sp3. missal atom C berikatan dengan empat atom H melalui promosi hibridisasi

Hibridisasi sp3 ini membentuk molekul tetrahedral dengan sudut 109,5 .

d. OrbitaL SP3 DAN SP3D2

Penggandaan satu orbital s , tiga orbital p , dan satu orbital d menghasilkan lima orbital hibrida sp3 . missal atom P berikatan dengan atom S dan atom F .

O rbital hirida sp3d memiliki bentuk molekul trogonal bipiramida.sementara itu , orbital sp3d2 dibentuk dari satu orbital s , tiga orbital p , dan dua orbital d . Orbital hibrida sp3d2 memilki bentuk molekul octahedral.


B. Gaya Antarmolekul

Kepolaran suatu senyawa dipengaruhi oleh adanya perbedaan keelekktronegatifan antara atom – atom yang berikatan dann bentuk molekul ., Senyawa dikatakan bersifat polar jika selisih keelektronegatifan antaratom penyusunnya semakin besar.bentuk molekul juga menyebabkan senywa bersifat polar.Adanya muatan electron yang tidak seimbang antaratom dalam senyawa polar mengakibatkan terjadinya suatu kutub ( dipol)
Senyawa dikatakan bersifat nonpolar jika terbentuk dari atom sejenis atau senyawa yang distribusu muatannya simetris , contoh H2 atau CH4 .hrga atom – atom dalam molekul nonpolar sama, sehingga muatan elktronnya terdistibusi merata . Oleh kaerna itu , molekul nonpolar tidakmembentuk kutub.pasangan electron senyawa nonpolar mengakibatkan bentuk molekul simetris sehingga dipol – pol ikatannyasaling meniadakan .
Interaksi antara atom – atom dalam senyawa atau kumpulan molekul dalam senyawa yang menalami tarik menarik di sebut Gaya Antarmolekul .kuat lemahnya gaya tarikmenarik antarmolekul akan berpengaruh terhadap tnggi rendahnya titik did9h suatu zat. Jenis gaya tarik menarik antarmolekul di antaranya gaya Van der Wals dan ikatan hydrogen.



1 Gaya Van Der Waals

Gaya ini merupakan gaya antarmolekul yang sangat limah . Gaya ini di bagi menjadi 2 :


a. Gaya London
Gaya ini ditemukan oleh fisikawan jerman yang bernama Fritz London. Gaya London merupakan gaya tarik menarik antar molekul nonpolar akibat adanya dipole terimbas yang ditimbulkan oleh perpindahan alektron dari satu keorbital yang lain membentuk dipole sesaat.
Kemudahan suato molekul menghasilkan dipole sesaat yang dapat mengimbas ke molekul di szekitarnya di sebut polarisabilitas . polarisabilitas berkaitan dengan msassa molekul relative ( Mr ) dan bentuk molekul .Jika massa molekul relative semakin besar , molekul semakin mudah mengalamipolarisasi sehingga gaya London semakin kuat . dxan molekul mengalami polarisasi , semakin tinggi titik ddihnya dan titik lelehnya .

b. Gaya tarik dipol

Molekul – molekul polar cenderung menyusun diri dengan cara saling mendekati kutub positif dari suatu molekul dengan kutub negative molekul yang lain.Gaya tarik menarik ini disebut gaya tarik dipol. Semakin besar momen dipole yang dimilki suatu senyawa , semakin besar gaya tarik dipol yang dihasikan .


2 Ikatan Hidrogen

Merupakan ikatan antarmolekul yang sangat polar dan mengandung atom hydrogen . ikatan hydrogen disebabkan oleh gaya tarik menarik antara atom mhidrogen dari molekul yang satu dengan atom molekul lain yang sangat eletronegatif ( F , O , atau N ) . Dalam keadaan cair , atom hydrogen dalam molekul air yang parsial positif ( + ) ditarik oleh pasangan electron atom O molekul lain yang elektronegatif, sehingga terbentuk ikatan hydrogen.
Iktan hidrgen jauh lebih kuast daripada gaya – gaya Vasn der Waals . Zat ini mempunyai ikatan hydrogen memerlukan energi yang besar untuk memutuskan . OIleh karena itu . titik didih dan titik lelehnya sangat tinggi .
Adanya ikatan hydrogen dalam senyawa yang mengadung hydrogen menimbulkan penyimpangan sifat atom umum beberapa senyawa dari unsure – unsure segolongan . Contoh dertan H2, O , HS , H2Se, dan H2Te. Meningkatnya titik didih H2S , H2Se , H2Te.disebabkan naiknya Mr molekul sehingga gaya Van der Waals. Semakin kuat. Penyimpangan tejadi pada titik didih H2O karena adanya ikatan hydrogen. Hal ini terjadi karena ikatan hydrogen antara molekul – molekul H2O lebih kuat daripada ikatan pada molekul – molekul yang lain .


BAB V KESETIMBANGAN

A. Reaksi Kimia, Kesetimbangan Kimia, dan Tetapan Kesetimbangan.

1. Reaksi Kimia.
Bersdasarkan sifat berlangsungnya reaksi, reaksi kimia di bagi 2 macam yaitu : reaksi searah dan reaksi dua arah.


Reaksi searah/tidak dapat balik /Irreversible
Reaksi dua arah/ dapat balik /Reversible
1. Tanda satu arah
Tanda dua arah

2. Reaksi berhenti apabila salah satu/ semua reaktan habis bereaksi. Reaksi Berlangsung produk yang terbentuk dapat berlangsung kembali terurai menjadi reaktan
3. Reaksi berlangsung tuntas. Reaksi kea rah produk disebut reaksi maju, reaksi kea rah reaktan disebut reaksi balik.
4. Produk tidak dapat terurai menjadi zat-zat reaktan.
contoh : NaOH(aq) NaCl(aq)+H2O(l)
contoh : N2(g)3H2(g) 2Nh3(g)


2. Keadaan Kesetimbangan.
Kesetimbangan kimia mempunyai cirri-ciri sebagai berikut :
1. Reaksi berlangsung dua arah dalam ruang tertutup.
2. Laju reaksi ke kiri dank e kanan sama besar.
3. Tidak terjadi perubahan makroskopis.

Berdasarkan wujud zat-zat dalam keadaan setimbangan, kesetimbangan kimia debedakan menjadi , yaitu kesetimbangan homogen dan heterogen.

a. Kesetimbangan Homogen

Kesetimbangan Homogen adalah lesetimbangan kimia yang di dalamnya terdapat satu macam wujud zat, misalnya gas atau larutan.

• Contoh: N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
b. Kesetimbangan Heterogen

Kesetimbangan Heterogen yaitu kesetimbangan kimia yang di dalamnya terdapat berbagai macam wujud zat, misalnya gas, padat, cair, dan larutan.

Contoh : C(s)+H2(g CO(g)+H2(g)