Diktat Kimia -Lukman Hakim

Materi Olimpiade Kimia Lukman Hakim 7 Juni 2017

2

Daftar Isi I

Atom

13

1 Model Model Atom Atom dan dan Tabel Tabel Peri Periodik odik 1.1 Perk Perkem embang bangan an Model Atom Atom . . . . . . . . . . 1.1. 1.1.11 Model Model atom atom Da Dalt lton on . . . . . . . . . . . 1.1.2 1.1.2 Hipotesi Hipotesiss Boltz Boltzmann mann dan gerak gerak Bro Brown wn 1.1. 1.1.33 Model Model atom atom Th Thom omson son . . . . . . . . . 1.1. 1.1.44 Model Model atom atom Ruthe Rutherf rford ord . . . . . . . . 1.1. 1.1.55 Model Model atom atom Nei Neils ls Bohr Bohr . . . . . . . . . 1.1.6 1.1.6 Model atom mekani mekanik ka kuan kuantum tum . . . . 1.1. 1.1.77 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . 1.2 Pengisian Pengisian Tingkat Tingkat Energi Energi Elektronik Elektronik Atom Atom . . 1.2. 1.2.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . 1.3 1.3 JariJari-jar jarii Atom tom . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.3. 1.3.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . 1.4 Energi Energi Ionis Ionisasi asi dan Afini Afinitas tas Elek Elektron tron . . . . . 1.4. 1.4.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . 1.5 Keelek Keelektron tronegat egatifa ifan n . . . . . . . . . . . . . . . 1.5. 1.5.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . 1.6 1.6 Tabel Peri Periodi odik k. . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.6. 1.6.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . 1.7 Fenomena enomena Radioakt Radioaktifit ifitas as Atom Atom . . . . . . . . 1.7.1 1.7.1 Deret Deret Radioak Radioaktif tif dan Pita Pita Kestabi Kestabilan lan . 1.7. 1.7.22 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . 2 Teori Kuan Kuantum tum dan dan Fenome Fenomena na 2.1 Sejarah Sejarah Sing Singk kat Teori Teori Kuantum Kuantum 2.1. 2.1.11 Radia Radiasi si Benda Benda Hitam Hitam . . 2.1.2 2.1.2 Efek Fotolist otolistrik rik . . . . . 2.1. 2.1.33 Efek Efek Co Comp mpton ton . . . . . . 2.2 2.2 Spekt Spektrum rum Hidr Hidroge ogen n . . . . . . . 2.2. 2.2.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . 3

. . . . . .

. . . . . .

. . . . . .

. . . . . .

. . . . . .

. . . . . .

. . . . . .

. . . . . .

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

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

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

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

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

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

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

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

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

15 15 15 16 16 16 18 18 19 20 22 22 23 23 24 24 25 26 27 27 29 31

. . . . . .

37 37 38 40 41 42 43

4

DAFTAR DAFTAR ISI

3 Soal Soal Lat Latih ihan an Atom tom

45

II

47

Molekul

4 Strukt Struktur ur Molek Molekul ul Seder Sederhan hana a 4.1 4.1 Struk Struktur tur Lewi Lewiss . . . . . . . . . . . . 4.1. 4.1.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 4.2 4.2 Teori eori VS VSEPR EPR . . . . . . . . . . . . . 4.2.1 4.2.1 Tatacara atacara Penen Penentuan tuan Geom Geometri etri 4.2. 4.2.22 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 4.3 4.3 Mome Momen n Dipol Dipol dan Kepol Kepolara aran n . . . . 4.3. 4.3.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . .

. . . . . . .

49 49 50 52 54 55 56 56

. . . .

59 59 60 60 63

6 Tabel Kar Karakt akter er 6.1 Elemen Elemen Tabel Karakte Karakterr . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.2 Penyusunan Penyusunan Tabel Karakater Karakater . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.3 Penggu Penggunaan naan Tabel Karakter Karakter . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

65 65 67 68

5 Pengena engenalan lan Simet Simetri ri & Point Point Group Group 5.1 Elemen Elemen dan Notasi Notasi Simetri Simetri . . . . . 5.1. 5.1.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . 5.2 Penen Penentuan tuan Po Poin intt Group Group Molek Molekul ul . . 5.2. 5.2.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . .

. . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . Molek Molekul ul . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . .

7 Teori eori Orbit Orbital al Mole Molekul kul 73 7.1 Teori Orbital Orbital Molekul Untuk Untuk Molekul Molekul Diatom . . . . . . . . . 76 7.1. 7.1.11 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 78 7.2 Teori Orbital Orbital Molekul Untuk Untuk Molekul Molekul Poliatom Poliatom . . . . . . . . 79 8 Senya Senyawa wa Kompleks Kompleks Koordinas Koordinasii 8.1 Struktur dan Tatanama Tatanama Senyaw Senyawaa Kompleks Kompleks . . . . . . . . . . 8.1.1 8.1.1 Struktu Strukturr Sen Senya yawa wa Komple Kompleks ks . . . . . . . . . . . . . . . 8.1.2 8.1.2 Tatanama atanama Ion Komple Kompleks ks . . . . . . . . . . . . . . . . . 8.1. 8.1.33 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8.2 Teori Medan Medan Kristal Kristal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8.2.1 Pembelahan Pembelahan Orbital d Struktur Struktur Oktahedral Oktahedral dan Tetrahedral . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8.2.2 8.2.2 Efek Jahn-T Jahn-Tell eller er . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8.2.3 8.2.3 Pembelah Pembelahan an Orbital Orbital d Struk Strukktur ktur Segi Segiempa empatt Datar Datar . . . 8.2.4 8.2.4 Pengis Pengisian ian Elektro Elektron n Pada Pada Atom Atom Pusat Pusat . . . . . . . . . . 8.2. 8.2.55 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

83 84 84 85 86 88 88 89 90 91 94

5

DAFTAR DAFTAR ISI

8.3 Teori Medan Medan Ligan Ligan . . . . . . . . . . . . . . . 8.3.1 8.3.1 Deret Deret spektrosk spektroskopi opi ligan ligan . . . . . . . . 8.3.2 Transisi elektronik elektronik senyaw senyawaa komplek komplekss . 8.3. 8.3.33 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

9 Soal Soal Lat Latih ihan an Mol Molek ekul ul

III

. . . .

95 96 97 99

101

Sist Sistem em Kim Kimia

105

10 Ikatan dan Interaksi Antar Molekul 10.1 Pengaruh Pengaruh Ikatan Ikatan dan Interaksi Interaksi antar Molekul Molekul Berbeda . . . . 10.1.1 Sifat Fisik Material Material . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10.1.2 10.1.2 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

107 . 10 109 . 11 0 . 1 11

11 Kristal 11.1 Jenis Struktur Struktur Kristal Kristal . . . . 11.1.1 11.1.1 Kristal Kristal Atom Atom . . . . . 11.1.2 11.1.2 Kristal Kristal Ionik Ionik . . . . . . 11.1.3 11.1.3 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . 11.2 11.2 Energi Energi Kisi Kisi . . . . . . . . . . 11.2.1 11.2.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . 11.3 Penentuan Penentuan Masa Jenis Kristal 11.3.1 11.3.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . 11.4 11.4 Hukum Hukum Bragg Bragg . . . . . . . . . 11.4.1 11.4.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . .

. . . . . . . . . .

113 . 1 13 . 1 14 . 1 16 . 1 19 . 12 0 . 1 21 . 12 124 . 1 24 . 12 125 . 1 26

. . . . . . . .

129 . 12 9 . 1 30 . 13 130 . 13 130 . 1 31 . 13 2 . 1 32 . 1 33

. . . .

135 . 1 35 . 13 6 . 1 36 . 13 137

. . . . . . . . . .

. . . . . . . . . .

12 Cairan dan Larutan 12.1 Sifat Asam-Basa Asam-Basa Larutan Larutan . . . . . 12.1.1 12.1.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . 12.2 Sifat Koligati Koligatif f . . . . . . . . . . . 12.2.1 Kenaikan Kenaikan titik titik didih didih . . . 12.2.2 Penurunan Penurunan titik titik beku beku . . . 12.2.3 Penurunan Penurunan Tek Tekanan anan Uap Uap . 12.2.4 Tekanan ekanan Osmosis Osmosis . . . . . 12.2.5 12.2.5 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . 13 Gas 13.1 13.1 Hukum Hukum Gas Ideal Ideal . . . 13.1.1 13.1.1 Hukum Hukum Dalto Dalton n 13.1.2 13.1.2 Con Contoh toh Soal Soal . . 13.2 Hukum Gas Gas Nyata Nyata . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

. . . .

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

6

DAFTAR DAFTAR ISI

13.2.1 13.2.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 138

14 Kesetimbangan Kimia 14.1 Sifat dan Jenis Kesetim Kesetimbangan bangan . . . . 14.1.1 Jenis kesetim kesetimbangan bangan . . . . . 14.1.2 Sifat Tetapan Tetapan Kesetimban Kesetimbangan gan 14.2 Kesetimbangan Kesetimbangan Asam-Basa Asam-Basa . . . . . . 14.2.1 14.2.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 14.3 Kesetimbangan Kesetimbangan Kelarutan Kelarutan . . . . . . 14.3.1 14.3.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 14.4 Persamaan Persamaan Van’t Van’t Hoff . . . . . . . . 14.4.1 14.4.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

15 Soal Latihan Sistem Kimia

IV

155

Kimi Kimia a Anal Analit itik ik

16 Konsep Mol dan Perhitungan Kimia 16.1 16.1 Definisi Definisi Mol . . . . . . . . . . . . . . 16.1.1 16.1.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 16.2 Penyeta Penyetaraan raan Reaksi Kimia . . . . . . 16.2.1 16.2.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 17 Metode Analisis 17.1 Metode Gravimetr Gravimetrii . . . . . . . . . . 17.1.1 17.1.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 17.2 Metode Titrimetri Titrimetri . . . . . . . . . . . 17.2.1 17.2.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 17.3 Spektrofotometri Spektrofotometri . . . . . . . . . . . 17.3.1 Teknik Analisi Analisiss 2 Komponen . 17.3.2 17.3.2 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 17.4 17.4 Spektrosk Spektroskopi opi IR dan NMR . . . . . . 17.4.1 Spektroskopi Spektroskopi IR IR . . . . . . . . 17.4.2 Spektroskopi Spektroskopi NMR . . . . . . 17.4.3 17.4.3 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 17.5 Analisis Analisis Kulitatif Kulitatif Zat . . . . . . . . . 17.5.1 17.5.1 Con Contoh toh Soal Soal . . . . . . . . . . 18 Soal Latihan Kimia Analitik

139 . 1 39 . 13 139 . 1 41 . 14 143 . 1 47 . 14 149 . 1 50 . 1 51 . 1 51

157 . . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

159 . 1 59 . 1 60 . 16 162 . 1 63

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

165 . 1 65 . 1 67 . 16 168 . 1 69 . 17 171 . 17 171 . 1 72 . 1 72 . 17 172 . 17 173 . 1 74 . 17 176 . 1 78 181

7

DAFTAR ISI

V

Termodinamika dan Kinetika

185

19 Termodinamika Kimia 19.1 Perangkat Termodinamika . . . . . . . . . . . . . . . . . 19.1.1 Persamaan Fundamental Termodinamika U & H . 19.1.2 Hukum I Termodinamika . . . . . . . . . . . . . . 19.2 Perhitungan Nilai ∆ H Reaksi Kimia . . . . . . . . . . . 19.2.1 Hukum Hess . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19.2.2 Siklus Born- Haber . . . . . . . . . . . . . . . . . 19.2.3 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19.3 Definisi S . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19.3.1 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19.4 Persamaan Fundamentel G & A . . . . . . . . . . . . . . 19.4.1 Perhitungan Nilai ∆ G dan Penggunaannya . . . 19.4.2 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 Kinetika Kimia 20.1 Diagram Koordinat Reaksi . . . . . . . . . . . . 20.2 Penentuan Hukum Laju . . . . . . . . . . . . . 20.2.1 Melalui Data v . . . . . . . . . . . . . . 20.2.2 Melalui Data Konsentrasi Reaktan ([A]) 20.2.3 Melalui Mekanisme Reaksi . . . . . . . . 20.2.4 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . . . . . 20.3 Persamaan Arhennius . . . . . . . . . . . . . . . 20.3.1 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . . . . . 21 Elektrokimia 21.1 Notasi Sel . . . . . . . . 21.2 Penentuan Nilai Esel . . 21.2.1 Diagram Latimer 21.2.2 Contoh Soal . . . 21.3 Persamaan Nernst . . . . 21.3.1 Contoh Soal . . . 21.4 Sel Elektrolisis . . . . . . 21.4.1 Hukum Faraday . 21.4.2 Contoh Soal . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

22 Soal Latihan Termodinamika dan Kinetika

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

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

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

187 . 187 . 188 . 189 . 192 . 192 . 193 . 194 . 195 . 196 . 197 . 198 . 199

203 . . . . . . . . 204 . . . . . . . . 205 . . . . . . . . 205 . . . . . . . . 206 . . . . . . . . 208 . . . . . . . . 210 . . . . . . . . 212 . . . . . . . . 213

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

. . . . . . . . .

215 . 215 . 215 . 216 . 216 . 217 . 218 . 220 . 221 . 221 223

8

VI

DAFTAR ISI

Kimia Organik

227

23 Struktur dan Tatanama Senyawa Organik 23.1 Hidrokarbon dan Gugus Fungsi . . . . . . . . . 23.1.1 Alkana . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23.1.2 Senyawa Organik dengan Gugus Fungsi . 23.1.3 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . . . . . 24 Reaksi Umum Senyawa Organik 24.1 Reaksi Subtitusi dan Eliminasi . . . . 24.1.1 Reaksi Subtitusi SN 1 & SN 2 . 24.1.2 Reaksi Eliminasi . . . . . . . 24.1.3 Contoh Soal . . . . . . . . . . 24.2 Reaksi Pada Benzena . . . . . . . . . 24.2.1 Reaksi Subtitusi Elektrofilik . 24.2.2 Reaksi Pemasangan Diazo . . 24.2.3 Reaksi Disubtitusi Benzena . 24.2.4 Contoh Soal . . . . . . . . . . 24.3 Reaksi Oksidasi dan Reduksi . . . . . 24.3.1 Reaksi Reduksi . . . . . . . . 24.3.2 Reaksi Oksidasi . . . . . . . . 24.3.3 Contoh Soal . . . . . . . . . . 24.4 Reaksi Penataan Ulang . . . . . . . . 24.4.1 Contoh Soal . . . . . . . . . . 25 Stereokimia 25.1 Proyeksi Molekul (Cara Pandang) . 25.1.1 Proyeksi Newmann . . . . . 25.1.2 Proyeksi Fischer . . . . . . . 25.1.3 Proyeksi Haworth . . . . . . 25.2 Konformasi . . . . . . . . . . . . . 25.3 Kiralitas & Konfigurasi Absolut . . 26 Reaksi Organik Lanjut 26.1 Reaksi Grignard . . . 26.1.1 Contoh Soal . 26.2 Reaksi Diels-Alder . 26.2.1 Contoh Soal . 26.3 Reaksi Ozonolisis . . 26.3.1 Contoh Soal . 26.4 Reaksi Asam α . . .

. . . . . . .

. . . . . . .

. . . . . . .

. . . . . . .

. . . . . . .

. . . . . . .

. . . . . . .

. . . . . . .

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

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

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

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

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

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

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

. . . .

. . . .

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

235 . . . . . . . 236 . . . . . . . 236 . . . . . . . 237 . . . . . . . 238 . . . . . . . 239 . . . . . . . 239 . . . . . . . 243 . . . . . . . 244 . . . . . . . 245 . . . . . . . 246 . . . . . . . 246 . . . . . . . 247 . . . . . . . 248 . . . . . . . 249 . . . . . . . 251

. . . . . .

. . . . . .

253 . 253 . 253 . 254 . 255 . 255 . 256

. . . . . . .

259 . 259 . 260 . 261 . 262 . 262 . 263 . 264

. . . . . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

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

. . . .

229 . 229 . 229 . 231 . 233

9

DAFTAR ISI

26.5 26.6 26.7 26.8 26.9

26.4.1 Reaksi kondensasi aldol . . . . . . 26.4.2 Reaksi pembentukan iodoform . . 26.4.3 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . Reaksi Cannizarro . . . . . . . . . . . . 26.5.1 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . Reaksi Pembentukan Imina & Enamina . 26.6.1 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . Reaksi Wittig . . . . . . . . . . . . . . . 26.7.1 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . Reaksi Karbonil Tak Jenuh . . . . . . . 26.8.1 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . Reaksi Dekarboksilasi Oksidatif . . . . . 26.9.1 Contoh Soal . . . . . . . . . . . .

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

265 265 266 267 267 268 269 270 271 271 272 273 274

27 Strategi Sintesis Senyawa Organik 277 27.1 Strategi Sinton . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 277 27.2 Pengenalan Gugus Proteksi . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 278 27.3 Contoh Soal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 279 28 Soal Latihan Kimia Organik

VII

Kunci Jawaban Soal Latihan

281

285

10

DAFTAR ISI

Kata Pengantar Puji Syukur Kepada Allah Subhanahu wa Ta’ala yang telah memberikan rahmat-Nya sehingga saya dapat menyelesaikan Diktat Olimpiade Kimia. Shalawat serta salam semoga tetap tercurah kepada junjungan kita Nabi Muhammad Shalallahu ’alaihu wa sallam kepada keluarga, sahabat dan para pengikutnya yang terus melaksanakan sunnah-sunnahnya hingga akhir zaman. Buku ini dibuat khusus untuk persiapan dalam mengikuti Olimpiade Kimia, buku ini berisi pembahasan materi yang diujikan pada Olimpiade Kimia baik tingkat Kota, Provinsi, dan Nasional. Selain itu, buku ini juga berisi beberapa materi pengayaan yang biasanya diberikan pada Tahap Pelatihan dan seleksi tim Indonesia yang mewakili di ajang IChO (International Chemistry Olympiad) untuk memperkaya wawasan pembaca. Buku ini terdiri dari 6 Bagian dan 28 Bab. Setiap sub-bab akan ditampilkan contoh penggunaan baik dalam bentuk pemaparan langsung maupun dalam bentuk contoh soal beserta jawabanya dari sub-bab yang telah dipelajari dan pada tiap bagian disediakan soal latihan yang dapat digunakan untuk mengasah pemahaman pembaca yang disertai kunci jawaban pada akhir buku ini. Buku ini merupakan seri buku materi olimpiade yang insyaa Allah akan dilanjutkan pembuatan seri soal olimpiade kimia. Semoga buku ini dapat bermanfaat bagi para calon peserta OSN Kimia maupun para pengajar OSN Kimia. Segala masukan dan saran insyaa Allah akan penulis terima untuk memperbaiki buku ini agar lebih baik.

11

12

DAFTAR ISI

Bagian I Atom

13

Bab 1 Model Atom dan Tabel Periodik 1.1

Perkembangan Model Atom

Teori mengenai struktur atom telah banyak dikemukakan oleh para ilmuwan. Teori atom pertama dikemukakan oleh Democritus pada zaman Yunani Kuno. Democritus mengatakan bahwa segala sesuatu dapat bagi menjadi bagian yang lebih kecil hingga suatu saat bagian tersebut tak dapat terbagi lagi sehingga dia menyebutnya ”atom”, ”a” artinya tidak dan ”tomos” artinya terbagi.

1.1.1

Model atom Dalton

”Atom seperti bola pejal”. Teori atom dalton menyatakan bahwa atom seperti bola pejal bulat dan tak ada ruang kosong di dalamnya. Selain itu, Dalton juga mengatakan bahwa setiap unsur memiliki atom yang berbeda, namun unsur yang sama pasti memiliki atom yang sama.

Gambar 1.1: Model atom Dalton 15

16

1.1.2

BAB 1. MODEL ATOM DAN TABEL PERIODIK

Hipotesis Boltzmann dan gerak Brown

Pada model atom dalton, tidak banyak berpengaruh terhadap sifat fisik dari materi dan hingga saat itu pun orang masih ragu akan adanya atom sebab tidak ada 1 eksperimen pun yang dapat membuktikan adanya atom. Pada akhir abad 18, Ludwig Boltzmann menemukan rumusan teori kinetik gas dan entropi yang sangat berpengaruh dalam bidang industri. Pada gagasan tersebut, Boltzmann mengasumsikan bahwa terdapat atom sehingga rumusan tersebut dapat dihasilkan, namun ilmuwan lain belum dapat mempercayai bahwa atom itu ada. Pada awal abad 19, Einstein menjelaskan fenomena gerak Brown. Dia berkata bahwa gerak acak (Gerak Brown) terjadi akibat adanya tumbukan antara molekul yang ada di dalam air dengan partikel serbuk sehingga melalui pen jelasan ini, para ilmuwan sepakat bahwa atom itu ada.

1.1.3

Model atom Thomson

”Atom seperti roti kismis”. Model atom ini didasarkan pada penumuan elektron oleh Thomson sendiri. Teori atom J.J Thomson menyatakan bahwa atom itu berisi elektron yang bermuatan negatif dan tersebar di atom seperti kismis dalam roti kismis, sedangkan muatan positifnya tersebar di permukaan atom. Hal ini berdasarkan percobaan Tabung sinar katoda yang dilakukan oleh Thomson membuktikan bahwa ada partikel yang lebih kecil dari atom dan partikel tersebut bermuatan negatif, yang sekarang dikenal dengan nama elektron.

Gambar 1.2: Model atom Thomson

1.1.4

Model atom Rutherford

”Atom seperti tata surya”. Atom memiliki 1 inti di tengah yang bermuatan positif dan elektron yang mengelilinginya. Model atom yang diusulkan Rutherford berbentuk seperti tata surya. Atom sebagian besar merupakan

1.1. PERKEMBANGAN MODEL ATOM

17

ruang kosong. Hal ini didasarkan pada percobaannya ketika menembakkan sinar radioaktif ke arah lempengan emas dan sebagian besar sinar melewati lempengan tersebut. Pada eksperimen ini juga menyatakan bahwa terdapat inti atom. Pada eksperimen selanjutnya, Goldstein (murid Rutherford) menemukan bahwa dalam inti atom terdapat proton dan neutron. Pada model atom Rutherford, telah diketahui bahwa unsur yang sama dapat memiliki struktur yang berbeda. Atom dengan unsur yang sama akan memiliki jumlah proton yang sama namun dapat memiliki jumlah neutron yang berbeda, keadaan ini disebut isotop. Adanya isotop menggugurkan model atom dalton beserta teorinya yang menyatakan bahwa unsur yang sama akan memiliki atom yang sama. Isotop dari suatu atom dapat ditulis A Z X

A = nomor massa (jumlah proton + neutron) Z = nomor atom (jumlah proton) X = lambang unsur

Gambar 1.3: Model atom Rutherford

Konsep isotop, isobar, isoton Adanya nomor massa dan nomor atom memungkinkan suatu unsur memiliki nomor massa yang berbeda sehingga disebut isotop dan telah dijelaskan sebelumnya. Beberapa unsur yang berbeda juga dapat memiliki nomor massa yang sama yang disebut sebagai isobar, sedangkan jika terdapat unsur yang berbeda dan memiliki jumlah neutron yang sama, maka hal ini disebut sebagai isoton. Dua buah unsur yang isobar tetaplah merupakan unsur yang berbeda sehingga memiliki sifat yang berbeda pula sedangkan unsur yang isotop, meskipun memiliki massa yang berbeda tetap memiliki sifat yang sama. Sebuah

18


analogi dari 2 buah atom yang isobar seperti kacang hijau dan kacang tanah yang memiliki massa yang sama, meskipun massa keduanya sama namun keduanya merupakan sesuatu yang berbeda. Hal ini sangat berbeda dengan isotop.

1.1.5

Model atom Neils Bohr

”Elektron berada pada tingkat energi tertentu, ketika berpindah dari menuju ke tingkat energi yang lebih tinggi maka akan menyerap energi namun akan melepaskan energi jika berpindah ke tingkat energi yang lebih rendah”. Energi yang dilepaskan biasanya berupa foton dengan panjang gelombang (λ) tertentu. Hal ini ditandai dengan adanya spektrum emisi atom yang berupa garis sehingga disimpulkan bahwa energi dari elektron adalah diskrit. Nilai λ yang dipancarkan dapat dihitung dengan persamaan



1 1 = Z 2 RH λ n21

−

1 n22



(1.1)

λ = panjang gelombang (m) RH = konstanta Rydberg (1, 0974 107 m−1 ) Z = nomor atom n1 = kulit elektron awal n2 = kulit elektron akhir

·

Persamaan 1.1 hanya dapat digunakan untuk sistem atom/ion yang memiliki 1 elektron. Jika sistem lebih dari 1 elektron, maka persamaan tersebut tidak dapat digunakan disebabkan adanya sifat spina . Model atom bohr bisa dikatakan merupakan perkembangan dari model atom Rutherford.

1.1.6

Model atom mekanika kuantum

”Elektron tidak bisa dipastikan keberadaannya tetapi hanya sebuah probabilitas”. Pada model atom mekanika kuantum, lintasan elektron tidak diketahui pasti. Elektron hanya bisa ditentukan peluang untuk ditemukannya dalam suatu daerah. Pada model ini, terkenal dengan persamaan Schrodinger untuk menentukan sifat dari elektron Eψ = a

 2

2

− 2m ∇ ψ + V ψ

(1.2)

lebih lanjut dibahas pada buku ”Pengantar Kimia Kuantum” karangan penulis Insyaa Allah

19

1.1. PERKEMBANGAN MODEL ATOM

E = energi total (J) h  = 2π h = konstanta Planck (6, 626 10−34 J s) m = massa partikel (kg) ψ = fungsi gelombang V = fungsi energi potensial

·

·

Pembahasan mengenai teori kuantum akan di bahas di Bab 2

Gambar 1.4: Perkembangan Model Atom

1.1.7

Contoh Soal

1. Berikut ini, tentukan pasangan atom. Apakah termasuk isotop, isoton, atau isobar (a)

12

(b)

234

(c)

14

(d)

232

C dan

13

U dan

N dan

N

238 14

T h dan

U

C 234

U

(e) 3 H dan 3 He

Jawaban : 1. Berikut ini, tentukan pasangan atom. Apakah termasuk isotop, isoton, atau isobar (a) Isoton (b) Isotop (c) Isobar (d) Isoton (e) Isobar

20


1.2

Pengisian Tingkat Energi Elektronik Atom

Pada pembahasan sebelumnya, telah diketahui bahwa atom memiliki elektron dengan jumlah sama dengan jumlah proton dari atom tersebut. Hal ini menunjukkan bahwa pada keadaan dasarnya, setiap atom dari suatu unsur memiliki jumlah elektron yang berbeda. Pada sub-bab ini membahas bagaimana elektron mengisi orbitalb dari suatu atom. Setiap atom memiliki orbital, dan tiap orbital dari atom memiliki tingkat energi yang berbeda. Selain itu, tingkat energi pada jenis orbital yang sama pada atom yang berbeda memiliki tingkat energi yang berbeda. Orbital suatu atom dibentuk berdasarkan fungsi gelombang yang menyusun orbital tersebut. Pada keadaan dasar, karakteristik orbital dari suatu atom ditun jukkan dengan 3 bilangan kuantum, yaitu n, l, dan ml . Berikut makna setiap bilangan kuantum : 1. Bilangan kuantum utama (n) Bilangan kuantum utama terdiri dari bilangan bulat positif yang diawali dengan 1 sehingga nilai bilangan kuantum n = 1, 2, 3, 4, . . .. Bilangan kuantum utama bermakna kulit yang ditempati suatu orbital dalam suatu atom. 2. Bilangan kuantum azimuth (l) Bilangan kuantum azimuth terdiri dari bilangan bulat yang diawali dengan 0 sehingga nilai bilangan kuantum l = 0, 1, 2, 3, . . .. Bilangan kuantum azimuth bermakna jenis orbital dalam suatu atom. Bilangan kuantum 0 menandakan orbtal s, 1 adalah orbital p, 2 untuk orbital d, dan 3 untuk orbital f. 3. Bilangan kuantum magnetik (ml ) Bilangan kuantum azimuth terdiri dari bilangan bulat yang bernilai 0 hingga l sehingga nilai bilangan kuantum magnetik untuk setiap orbital berbeda. Jika orbital s, maka ml = 0 sebab pada orbital s, l = 0. Namun pada orbital d, karena l = 2, maka nilai ml = -2, -1, 0, 1, dan 2. Bilangan kuantum magnetik bermakna orientasi orbital.

±

Aturan dalam pengisian elektron dalam orbital atom mengikuti beberapa aturan berikut inic : 1. Aturan Aufbau Aturan Aufbau menyatakan bahwa elektron harus diisi dari tingkat b c

orbital adalah sebuah ruang yang ditempati elektron dalam suatu atom Aturan ini juga berlaku untuk orbital molekul

1.2. PENGISIAN TINGKAT ENERGI ELEKTRONIK ATOM

21

energi yang lebih rendah hingga energi yang tinggi. Tingkat energi orbital dapat terlihat pada urutan tabel periodik. Tingkat energi dari orbital dapat terlihat dari susunan atom dalam tabel periodik.

Gambar 1.5: Tabel Periodik Pada gambar 1.5, warna ungu menunjukkan blok s, warna kuning blok d, warna hijau blok p, dan warna merah menunjukkan blok f. Sedangkan tiap baris menunjukkan kulit. Dari susunan tersebut dapat diketahui bahwa tingkat energi adalah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, dst. 2px 2py 2pz

2s

2. Aturan Hund Aturan hund menyatakan jika ada orbital dengan tingkat energi sama, elektron harus diisi secara paralel sehigga seluruh orbital dengan tingkat energi sama akan terisi elektron. Gambar dibawah ini, pengisian sesuai aturan hund 2px 2py 2pz

atau 2px 2py 2pz

22


Gambar di bawah ini pengisian yang tidak sesuai aturan hund 2px 2py 2pz

3. Larangan Pauli Larangan pauli menyatakan bahwa elektron tidak boleh memiliki bilangan kuantum yang sama saat terisi dalam orbital, sehingga terdapat bilangan kuantum spin (s) yang nilainya 12 . Gambar dibawah ini, pengisian sesuai larangan pauli

±

2px 2py 2pz

1.2.1

Contoh Soal

1. Tuliskan konfigurasi elektron dari atom/ion berikut ini : (a) Fe (b) Co2+ (c) Cu (d) Cu2+ (e) Zn

Jawaban : 1. Tuliskan konfigurasi elektron dari atom/ion berikut ini : (a) Fe = [Ar]4s2 3d6 (b) Co2+ = [Ar]3d7 (c) Cu = [Ar]4s1 3d10 (d) Cu2+ = [Ar]3d9 (e) Zn = [Ar]4s2 3d10

1.3

Jari-jari Atom

Jari-jari atom dikelompokkan menjadi jari-jari logam dan jari-jari kovalen. Jari-jari logam merupakan setengah jarak 2 inti atom logam dalam sebuah kristal logam murni sedangkan jari-jari kovalen diukur dari struktur kovalen

23

1.4. ENERGI IONISASI DAN AFINITAS ELEKTRON

suatu unsur. Definisi tersebut menjadikan pengukuran jari-jari atom sangat relatif terhadap struktur yang dibentuk dari unsur tersebut. Pengukuran jari-jari tersebut dapat dilakukan menggunakan metode difraksi sinar-X. Secara umum, jari-jari atom di tabel periodik memiliki kecenderungan untuk meningkat dari kanan ke kiri dan dari atas ke bawah. Hal ini disebabkan semakin ke kanan, muatan inti akan semakin bertambahd sementara kulit elektron tetap sehingga gaya tarik antara elektron terluar dengan inti men jadi lebih besar dan menyebabkan elektron tertarik ke arah inti. Sementara dari atas ke bawah jari-jari elektron meningkat disebabkan kulit terluar akan semakin bertambah dan menyebabkan elektron terluar memiliki jarak yang lebih jauh dengan inti.

1.3.1

Contoh Soal

1. Dari atom berikut, urutkan jari-jari dari yang paling kecil : F, C, Li, N, O 2. Dari atom berikut, urutkan jari-jari dari yang paling besar : Be, Mg, K, Ca, Ba

Jawaban : 1. Dari atom berikut, urutkan jari-jari dari yang paling kecil F < O < N < C < Li 2. Dari atom berikut, urutkan jari-jari dari yang paling besar Ba > K > Ca > Mg > Be

1.4

Energi Ionisasi dan Afinitas Elektron

Energi ionisasi merupakan energi yang dibutuhkan untuk melepaskan satu elektron terluar dari suatu atom/ion dalam keadaan gase . Jika ditulis dalam persamaan reaksi N a(g)

+ (g) +

→ Na

e− ∆H = Energi ionisasi

(1.3)

Secara umum, energi ionisasi dari suatu atom akan meningkat dari kiri ke kanan. Hal ini disebabkan inti dari suatu atom semakin bartambah muatannya sementara kulit atom tidak bertambah sehingga gaya tarik antar d e

ditandai dengan bertambahnya proton nilai energi ionisasi selalu positif

24


inti (bermuatan positif) dengan elektron akan semakin kuat sehingga energi untuk melepaskan elektron akan semakin besar. Dalam satu golongan, energi ionisasi dari suatu atom akan menurun dari atas ke bawah. Hal ini disebabkan kulit atom bertambah sehingga jarak antara inti dan elektron terluar semakin besar sehingga gaya tarik antara inti dengan elektron terluar semakin lemah dan menyebabkan energi untuk melepaskan elektron terluar semakin kecil. Afinitas elektron merupakan energi yang dibutuhkan/dilepaskan untuk menerima satu elektron dari suatu atom/ion dalam keadaan gas. Jika ditulis dalam persamaan reaksi F (g) + e−

→ F −

(g)

∆H = Afinitas elektron

(1.4)

Kecenderungan nilai afinitas elektron sama dengan energi ionisasi, namun karena nilai afinitas elektron dapat positif maupun negatif, maka yang dibandingkan adalah nilai mutlak dari afinitas elektron atom-atom tersebut. Misalnya, nilai afinitas -13 > +9 hal ini disebabkan 13 > 9 .

| − | | |

1.4.1

Contoh Soal

1. Urutkan energi ionisasi pertama dari atom-atom berikut mulai dari yang paling rendah K, Li, Cs, Ba, Na 2. Urutkan afinitas elektron dari atom-atom berikut mulai dari yang paling rendah F, N, O, I, Cl

Jawaban : 1. Urutkan energi ionisasi pertama dari atom-atom berikut mulai dari yang paling rendah Cs < Ba < K < Na < Li 2. Urutkan afinitas elektron dari atom-atom berikut mulai dari yang paling rendah I < Cl < N < O < F

1.5

Keelektronegatifan

Keelektronegatifan merupakan kemampuan suatu atom untuk menarik elektron sehingga memiliki kecenderungan untuk bermuatan negatif/parsial negatif. Nilai keelektronegatifan dari suatu atom ditetapkan oleh berbagai

1.5.

KEELEKTRONEGATIFAN

25

skala dengan rumusan tertentu dan skala yang sering digunakan adalah skala pauling yang menyatakan nilai keelektronegatifan F adalah 4,0 sebagai keelektronegatifan tertinggi dan 0,7 untuk Cs sebagai elektronegatifan terendah. Nilai tersebut akan meningkat dari kiri ke kanan dan dari bawah ke atas. Selain skala yang diusulkan Pauling, terdapat skala lain mengenai keelektronegatifan. Berikut ini merupakan skala keelektronegatifan beserta penentuannnya : 1. Keelektronegatifan Pauling ( χ p ) Skala ini diukur berdasarkan perbedaan energi atomisasi unsur tersebut dengan skala eV. Sebagai referensi, skala 4,00 ditetapkan untuk unsur F dan unsur lain ditentukan berdasarkan referensi ini 2. Keelektronegatifan Mulliken ( χM ) Skala ini ditentukan berdasarkan energi ionisasi dan afinitas elektron yang ada pada unsur tersebut juga dalam satuan eV. 3. Keelektronegatifan Allred-Rochow ( χR ) Skala ini ditentukan berdasarkan nilai Zeff f dan rcov dari unsur tersebut. [1] Meskipun terdapat 3 buah skala keelektronegatifan, namun ketiga skala tersebut menghasilkan pola yang sama untuk setiap unsur dalam tabel periodik. Nilai keelektronegatifan dari suatu atom memiliki kecenderungan yang sama dengan nilai energi ionisasi.

1.5.1

Contoh Soal

1. Atom-atom gas mulia tidak memiliki nilai keelektronegatifan. Jelaskan !

Jawaban : 1. Unsur gas mulia tidak memiliki nilai keelektronegatifan. Jelaskan ! Unsur gas mulia cenderung untuk tidak bereaksi dengan atom lain untuk membentuk senyawa sehingga gas mulia hanya berupa gas monoatomik sehingga tidak memiliki kecenderungan untuk bermuatan negatif maupun positif. f

muatan inti efektif

26


1.6

Tabel Periodik

Tabel periodik merupakan sebuah tabel berisi unsur-unsur yang dikelompokkan sesuai dengan sifat fisik dan kimianya. Tabel periodik pertama kali ditemukan oleh Dmitry Mendeleev (dibaca Mendeleyev) dan Lothar Meyerg . Tabel periodik terdiri saat ini disepakati terdiri dari 18 Golongan (1-18) + lantanida dan aktinidah dan 7 baris yang terisi oleh 118 Unsur. Selain lantanida dan aktinida, terdapat nama-nama istilah lain dalam golongan antara lain :

1. Golongan 1 : Logam alkali (Alkali metals )

2. Golongan 2 : Logam alkali Tanah (Alkaline earth metals )

3. Golongan 15 : Pniktogen (Pnictogens )

4. Golongan 16 : Kalkogen (Chalcogens )

5. Golongan 17 : Halogen (Halogens )

6. Golongan 18 : Gas mulia (Noble gases )

7. Golongan 3-12 : Logam Transisi (Transition Metal ) g

keduanya merupakan yang membuat tabel periodik berdasarkan kenaikan massa atom dari unsur. Keduanya membuat tabel periodik dengan ide yang sama namun ditempat yang berbeda. Mendeleev lebih dikenal disebabkan ia melakukan beberapa ramalan tentang unsur selanjutnya yang akan ditemukan seperti Ekasilikon (sekarang dikenal Germanium) h IUPAC telah menentukan bahwa golongan unsur adalah 1-18, sistem A & B tidak digunakan lagi

1.7. FENOMENA RADIOAKTIFITAS ATOM

27

Gambar 1.6: Tabel periodik Dalam tabel periodik juga dapat terlihat pengelompokkan berdasarkan kulit valensi yang terisi dari setiap unsur. Blok s -berarti kulit valensi ada di subkulit s- berisi unsur pada golongan 1 & 2, blok p pada golongan 13-18, blok d pada golongan 3-12 dan blok f pada golongan lantanida dan aktinida. Tabel periodik modern biasanya juga berisi beberapa informasi lain seperti massa atom dan bilangan oksidasi yang sangat berguna dalam perhitungan kimia.

1.6.1

Contoh Soal

1. Sebutkan unsur yang termasuk golongan halogen

Jawaban : 1. F, Cl, Br, I, At

1.7

Fenomena Radioaktifitas Atom

Suatu atom yang memiliki nomor masa besar cenderung tidak stabil sehingga atom tersebut akan meluruh menjadi atom - atom lain hingga mencapai kondisi yang stabil. Atom/unsur yang memiliki sifat seperti ini disebut sebagai radioaktif. Fenomena radioaktifitas pertama kali ditemukan oleh Marie Curie yang melihat bahwa logam Radium memancarkan sinar berenergi tinggi. Selain melakukan peluruhan mereka juga dapat melakukan penangkapan

28


partikeli . Semua unsur dengan nomor atom > 86 merupakan unsur radioaktif. Jenis peluruhan dan penangkapan partikel : •

•

•

•

•

Peluruhan α Peluruhan α merupakan peluruhan yang menghasilkan partikel alpha (42 α). Partikel α merupakan partikel yang sama dengan inti Helium (He) j . 232 Beberapa partikel yang mengalami peluruhan ini adalah 238 92 U dan 90 T h Peluruhan β Peluruhan β merupakan peluruhan yang menghasilkan partikel beta (0−1β ). Partikel β merupakan partikel yang mirip dengan elektron (e− ). 40 Beberapa partikel yang mengalami peluruhan ini adalah 614 C dan 19 K Peluruhan γ Peluruhan γ merupakan peluruhan yang menghasilkan partikel gamma (00 γ ). Partikel γ merupakan partikel yang dihasilkan dari suatu untuk yang sedang berada pada kondisi tereksitasi. Pelepasan partikel γ tidak merubah unsur, melainkan hanya menurunkan energinya. Partikel γ biasanya dihasilkan bersamaan saat peluruhan α. Peluruhan β + Peluruhan β + merupakan peluruhan yang menghasilkan partikel beta (01 β ). Partikel β + disebu sebagai partikel dengan positron. Penangkapan elektron Penangkapan elektron dilakukan untuk menstabilkan atom yang memiliki sedikit neutron. Reaksi ini jarang terjadi pada unsur radioaktif, hanya partikel tertentu saja yang mengalami reaksi ini.

Dalam proses radioaktif, massa hasil dari proses tersebut akan lebih kecil dari massa awal. Hal ini disebabkan terdapat massa yang hilang berubah menjadi energi yang sangat besar dan dapat dihitung menggunakan persamaan E = m c2

(1.5)

·

m = massa yang hilang (kg) c = kecepatan cahaya (3, 0 108 m/s)

·

Terdapat beberapa istilah yang ada dalam radioaktif, antara lain : i j

hal ini dilakukan oleh atom bermassa kecil yang tidak stabil bukan Atom He

29


1. Nukilda Nuklida merupakan inti atom. Contoh nuklida :

238 92 U

232 90 T h

dan

2. Nukleon Nukleon merupakan partikel yang terdapat dalam nuklida. Pada pembahasan sebelumnya, telah dijelaskan bahwa inti atom terdiri atas proton dan neutron sehingga proton dan neutron termasuk nukleon. Misalnya nuklida 614C memiliki 14 buah nukleon 3. Baquerel (Bq) Baquerel (Bq) merupakan satuan yang digunakan untuk menentukan laju peluruhan suatu nuklida. Satuan ini menyatakan jumlah partikel yang meluruh dalam 1 s. Satuan lain yang digunakan adalah Curie (Ci) dengan konversi 1 Ci = 3, 7 1010 Bq

·

4. Waktu paruh (t1/2 ) Merupakan waktu yang dibutuhkan agar jumlah suatu nuklida berkurang setengah dari jumlah awalnya 5. Energi ikat inti Merupakan energi yang dibutuhkan untuk mengikat suatu nuklida. Energi ini dapat ditentukan dengan menghitung selisih massa dari nuklida yang terbentuk dengan total massa dari nukleon. Persamaan 1.5 dapat digunakan untuk mengkonversi massa menjadi energi ∆m = (Σm p + Σmn ) ∆m = m p = mn = mnuklida =

−m

nuklida

(1.6)

massa yang diubah menjadi energi massa proton massa neutron massa nuklida

6. Energi ikat per nukleon Merupakan energi rata-rata yang dibutuhkan untuk mengikat 1 nukleon dalam suatu nuklida. Energi ini dapat ditentukan dengan membagi energi ikat inti dengan jumlah nukleon

1.7.1

Deret Radioaktif dan Pita Kestabilan

Suatu isotop dikatakan radioaktif jika berada di luar daerah kestabilan. Daerah kestabilan ini dapat diketahui dari pita kestabilan atom. Daerah di atas

30


pita kestabilan, maka atom tersebut akan melakukan penagkapan elektron sinar sedangkan di bawah kestabilan akan memancarkan sinar β dan memancarkan sinar α jika no atom (Z) > 86. Seperti pembahasan sebelumnya, bahwa inti yang bersifat radioaktif akan berusaha menjadi ion yang stabil dengan memancarkan/menangkap elektron. Berikut merupakan deret radioaktif yang dilalui oleh inti radioaktif menjadi inti yang stabil. •

Deret Uranium Deret Uranium merupakan sebuah skema peluruhan suatu nuklida 238 U menjadi nuklida 206 P b sebagai hasil akhir.

Gambar 1.7: Deret uranium •

Deret Thorium Deret Thorium merupakan sebuah skema peluruhan suatu nuklida 232 T h


menjadi nuklida

208

31

P b sebagai hasil akhir.

Gambar 1.8: Deret thorium

1.7.2

Contoh Soal

Isotop 131 I sering digunakan dalam ilmu kedokteran untuk mendeteksi kerusakan pada kelenjar gondok. Keberadaan penyakit gondok dalam tubuh pasien dideteksi melalui emisi partikel β − dari peluruhan isotop iod tersebut. Waktu paruh isotop ini adalah 8 hari 1. Tuliskan reaksi peluruhan isotop iod

131

I

2. Hitung tetapan laju peluruhan isotop iod 131 I (dalam satuan detik−1) 3. Hitung aktivitas (A) peluruhan 2 mg sampel isotop 131 I (dalam satuan Bq dan asumsikan massa isotop 131 I adalah 131 sma) 4. Hitung aktivitas 2 mg sampel isotop tersebut setelah 16 hari

32


5. Hitung massa nuklida (dalam mg) yang terbentuk dalam peluruhan 2 mg sampel isotop 131 I setelah 16 hari Reaksi-reaksi ini berada di inti matahari : 1 12 1 H + 6

0 0

C

→ X + γ X → C + e H + C → Y + γ H + Y → O + γ O → Z + e H + Z → C + H e + γ 13 6

1 1 1 1

1 1

15 8

+1 0 0 0 0

4 2

+1 0 0

13 6

15 8 12 6

(1.7) (1.8) (1.9) (1.10) (1.11) (1.12)

6. Tentukan Nuklida X, Y, dan Z pada reaksi inti di atas 7. Dengan menganggap reaksi-reaksi inti di atas sebagai reaksi elementer, tuliskan reaksi inti total yang terjadi pada matahari 8. Dengan anggapan yang sama seperti pada soal g, tuliskan spesi yang berperan sebagai ”zat antara” pada reaksi inti di atas 9. Hitung energi (dalam kJ) yang dihasilkan per mol inti 11 H dalam reaksi inti total. Diketahui massa inti hidrogen (11 H ) = 1.00782 sma dan massa inti helium (42 He) = 4.00260 sma

Jawaban : Isotop 131 I sering digunakan dalam ilmu kedokteran untuk mendeteksi kerusakan pada kelenjar gondok. Keberadaan penyakit gondok dalam tubuh pasien dideteksi melalui emisi partikel β − dari peluruhan isotop iod tersebut. Waktu paruh isotop ini adalah 8 hari 1. Tuliskan reaksi peluruhan isotop iod Jawaban : 131 53 I

→

131 54

131

I

Xe +0−1 β

2. Hitung tetapan laju peluruhan isotop iod 131 I (dalam satuan detik−1) Jawaban : k =

ln 2 t1/2

ln 2 8 24 3600 s = 1 10−6 s−1

k =

· · ·

33


3. Hitung aktivitas (A) peluruhan 2 mg sampel isotop 131 I (dalam satuan Bq dan asumsikan massa isotop 131 I adalah 131 sma) Jawaban :

m N A Ar A = k N m A = k N A Ar

N =

· · 2 · 10− g − − = 1 · 10 s · 6.02 · 10 131 g/mol = 9.2 · 10 Bq 6

3

1

23

/mol

12

4. Hitung aktivitas 2 mg sampel isotop tersebut setelah 16 hari Jawaban :

At = A0

t/t1/2

  1 2

At 1 16/8 = 9.2 1012 2 = 2.3 1012 Bq

·

·

Setelah 16 hari,

5. Hitung massa nuklida (dalam mg) yang terbentuk dalam peluruhan 2 mg sampel isotop 131 I setelah 16 hari Jawaban : 131 Jumlah nuklida yang terbentuk akan sama dengan jumlah 53 I yang

34


meluruh. N meluruh = N 0 N N nmeluruh = N A N 0 N 0e−kt = N A N 0 = (1 e−kt ) N A m = (1 e−kt ) Ar 2 10−3 g −6 −1 = (1 e−1·10 s ·(16·24·3600 s) ) 131g/mol = 1.15 10−4 mol mnuklida = n meluruh Armeluruh = 1.15 10−4 mol 131 g/mol = 1.5 mg

−

−

− −

·

−

·

·

·

·

Reaksi-reaksi ini berada di inti matahari : 1 12 1 H + 6

0 0

C

→ X + γ X → C + e H + C → Y + γ H + Y → O + γ O → Z + e H + Z → C + H e + γ 13 6

1 1 1 1

1 1

15 8

+1 0 0 0 0

4 2

+1 0 0

13 6

15 8 12 6

(1.13) (1.14) (1.15) (1.16) (1.17) (1.18)

6. Tentukan Nuklida X, Y, dan Z pada reaksi inti di atas Jawaban : X = 713 N , Y = 714 N , dan Z = 715 N 7. Dengan menganggap reaksi-reaksi inti di atas sebagai reaksi elementer, tuliskan reaksi inti total yang terjadi pada matahari Jawaban : 411 H 42 He + 20+1 e + 400 γ

→

8. Dengan anggapan yang sama seperti pada soal g, tuliskan spesi yang berperan sebagai ”zat antara” pada reaksi inti di atas Jawaban : 13 14 15 12 13 15 7 N , 7 N , 7 N , 6 C , 6 C , dan 8 O


35

9. Hitung energi (dalam kJ) yang dihasilkan per mol inti 11 H dalam reaksi inti total. Diketahui massa inti hidrogen (11H ) = 1.00782 sma dan massa inti helium (42He) = 4.00260 sma Jawaban : ∆m = 4m(11 H ) [m(42 He) + 2m(0+1 e)] = 4(1.00782) [(4.00260) + 2(0.00054858)] = 0.02758 sma

−

−

energi per mol hidrogen adalah 1 E = N A ∆mc2 4 1 = 6.02 1023 0.02758 sma 1.6605402 10−27 kg/sma(2.997925 108 m/s)2 4 = 6.2 108 kJ/mol

·

·

·

·

·

·

36


Bab 2 Teori Kuantum dan Fenomena 2.1

Sejarah Singkat Teori Kuantum

Teori kuantum bermula dari cahaya yang memiliki sifat sebagai partikela dan gelombangb . Kedua sifat ini diungkapkan secara eksperimen, Newton menun jukkan bahwa cahaya putih dapat dibiaskan melalui prisma dan menghasilkan berbagai macam warna. Hal ini menandakan bahwa cahaya terdiri dari berbagai partikel. Sifat gelombang cahaya ditunjukkan dengan double slit experiment yang dilakukan oleh Huygens dan menunjukkan bahwa cahaya memiliki perilaku seperti gelombang.

(a) Eksperimen Newton terhadap cahaya (b) Eksperimen Young terhadap cahaya

Gambar 2.1: Skema eksperimen Newton dan Young Namun, kedua sifat itu disatukan oleh Planck dengan rumusan c E = h λ a b

dicetuskan Newton dicetuskan Huygens

37

(2.1)

38

BAB 2. TEORI KUANTUM DAN FENOMENA

h konstanta Planck (6, 626 10−34 J s)

·

c kecepatan cahaya (3 108 m s−1 )

·

λ panjang gelombang (m) Planck menyatakan bahwa cahaya merupakan paket-paket energi yang disebut sebagai ”kuanta”c . Paket energi ini memiliki energi tertentu dan tidak kontinu. Pada panjang gelombang yang berbeda, maka energi yang dimiliki juga berbeda sehingga menghasilkan warna yang berbeda. Karena cahaya bersifat sebagai partikel, maka de Broglie melakukan hipotesis dan menyatakan bahwa cahaya memiliki momentum (p) dengan rumusan p =

h λ

(2.2)

Pada tahun 1920-an, Schrodinger mencetuskan sebuah persaman yang mengubungkan antara sifat materi dan sifat gelombang Eψ = 

=

∇

2

 2

2

− 2m ∇ ψ(x) + V (x)ψ(x)

(2.3)

h 2π

= notasi turunan kedua

ψ(x) = fungsi gelombang sistem

2.1.1

Radiasi Benda Hitam

Radiasi benda hitam merupakan sebuah fenomena yang terjadi pada suatu benda hitam. Fenomena ini memperlihatkan bahwa suatu benda hitam dapat memancarkan radiasi berupa gelombang elektromagnetik yang memiliki nilai λ tertentu pada suhu tertentu. Salah satu contoh fenomena radiasi benda hitam dapat diamati adalah besi yang berpijar ketika dipanaskan. Gelombang elektromagnetik yang diradiasikan oleh suatu benda hitam bervariasi, namun nilai λmaks d dapat ditentukan dengan menggunakan hukum bergeseran Wien. (2.4) λ T = C

·

C = konstanta ( 2,8977729 K m) T = suhu (K) c d

kata inilah yang mendasari penyebutan teori kuantum nilai λ dengan intensitas maksimum

2.1. SEJARAH SINGKAT TEORI KUANTUM

39

λ = panjang gelombang intensitas maksimum Pada awalnya, fenomena radiasi benda hitam dijelaskan oleh Rayleigh-Jeans sehingga hukum pergeseran Wien dapat ditentukan. Persamaan 2.5 mendeskripsikan bagaimana pergeseran Wien dapat terjadi. 2ν 2 kT Bλ (T ) = (2.5) c2 Namun, persamaan 2.5 menunjukkan bahwa intensitas akan meningkat menuju tak hingga jika panjang gelombang semakin kecil. Hal ini disebut sebagai bencana ultraviolet. Hal ini kemudian dibantah oleh Planck yang menuliskan persamaan radiasi benda hitam menjadi persamaan 2.6 sehingga menghasilkan pola seperti pada gambar 2.2 2hν 3 1 I (ν, T ) = 2 hν c e kT 1

−

I (ν, T ) = intensitas radiasi T = suhu (K) ν = frekuensi gelombang radiasi c = kecepatan cahaya (3 108 m/s)

·

h = konstanta Planck (6, 626 10−34 J s)

·

k = konstanta Boltzmann (1, 38 10−23 J K−1 )

·

Gambar 2.2: Intensitas radiasi benda hitam pada berbeagai suhu

(2.6)

40


Gambar 2.3: Aliran lava yang memancarkan radiasi berwarna merah yang menunjukkan fenomena radiasi benda hitam

2.1.2

Efek Fotolistrik

Efek fotolistrik pertama kali ditemukan oleh A. Einstein pada tahun 1905, dia menunjukkan bahwa elektron dalam sebuah padatan dapat terionisasi dengan energi tertentu yang disebut sebagai energi ambang (E0 ). Elektron tersebut dapat terionisasi jika dilakukan penyinaran dengan gelombang elektromagnetik yang memiliki energi lebih besar dibandingkan dengan energi ambang (E0 ) dan tidak bergantung pada intensitas dari gelombang tersebut. KE = hν

− E

0

(2.7)

KE = energi kinetik elektron h = konstanta Planck ν = frekuensi dari cahaya yang digunakan untuk menyinari logam E 0 = energi ambang notasi KE merupakan energi kinetik yang dimiliki elektron yang telah terionisasi, notasi hν merupakan energi gelombang elektromagnetik yang diberikan. Dari persamaan 2.7, menunjukkan bahwa kelebihan energi yang diberikan akan dikonversi menjadi energi kinetik.

41

2.1. SEJARAH SINGKAT TEORI KUANTUM

Pada molekul yang akan diketahui energi elektroniknya, dilakukan eksitasi dengan melakukan penyinaran menggunakan gelombang elektromagnetik dengan energi tertentu spektrum hasil emisi setelah relaksasi dapat menun jukkan jenis ikatan yang terbentuk. Gambar 2.4 menunjukkan bahwa puncak

Gambar 2.4: Spektrum PES dari molekul CO dengan eksitasi 40.8 eV tunggal dengan intensitas tinggi dan tunggal merupakan karakteristik anti ikatan sedangkan puncak dengan intensitas rendah dan banyak menunjukkan karakteristik ikatan [12].

2.1.3

Efek Compton

Efek Compton pertama kali ditemukan oleh A.H Compton pada tahun 1923. Fenomena ini menunjukkan bahwa partikel juga memiliki sifat sebagai gelombang. Eksperimen dilakukan dengan menembakkan sinar-X dengan panjang gelombang tertentu. Sinar-X yang ditembakkan akan mengalami penghamburan dan mengalami perubahan panjang gelombang dan elektron akan bergerak dengan kecepatan tertentu [13]. Besarnya panjang gelombang yang dihasilkan dirumuskan : λ

− λ = mh c (1 − cosθ) e

λ = panjang gelombang sinar hamburan λ = panjang gelombang sinar datang me = massa elektron (9,10938356 10−31 kg)

·

c = kecepatan cahaya (3 108 m/s)

·

h = konstanta Planck (6, 626 10−34 J s)

·

(2.8)

42


θ = sudut antara sinar-X yang datang dan yang telah terhamburkan Eksperimen ini menunjukkan bahwa elektron juga bersifat seperti gelombang.

Gambar 2.5: Efek Compton

2.2

Spektrum Hidrogen

Spektrum absorpsi atom hidrogen menunjukkan bahwa terdapat garis-garis hitam diantara pita spektrum warna. Garis hitam pada spektrum tersebut menandakan bahwa pada nilai λ tersebut terjadi penyerapan energi untuk eksitasi suatu elektron.

Gambar 2.6: Spektrum atom hidrogen Nilai λ yang dipancarkan/diserap dapat dihitung dengan persamaan



1 1 = Z 2 RH λ n21

−

1 n22



RH = konstanta Rydberg (1, 0974 107 m−1 ) Z = nomor atom n1 = kulit elektron awal n2 = kulit elektron yang dituju

·

(2.9)

43

2.2. SPEKTRUM HIDROGEN

2.2.1

Contoh Soal

1. Sisa dari Supernova E0102-72 yang berjarak 200000 tahun cahaya dari bumi, diketahui memiliki kandungan oksigen milyaran kali lebih banyak dibandingkan dengan kandungan oksigen yang ada di bumi. Karena temperaur yang sangat tinggi, atom oksigen dalam supernova tersebut mengalami ionisasi berulang kali sehingga menjadi spesi yang mirip atom H (O7+ ). Keberadaan ion ini terdeteksi dari garis Lyman yang sangat spesifik yaitu transisi dari n=2 ke n=1. (a) Hitung panjang gelombang garis Lyman ion O7+ tersebut jika diketahui tetapan Rydberg = 1, 0974 107 m−1 Jawaban : Menggunakan persamaan Rydberg

·



1 1 = Z 2 RH λ n21

−

1 n22



sehingga nilai λ adalah



1 1 = Z 2 RH λ n21

−

1 n22



= 821, 0974 107 m−1

·

λ = 1.898 10−9 m = 1.898 nm

·



1 221

−

1 122



(b) Unsur lain dalam keadaan serupa/ mirip hidrogen yang juga terdapat pada supernova tersebut memiliki garis Lyman dengan pan jang gelombang 1,2 nanometer (nm). Tentukan nama unsur tersebut. Jawaban : Menggunakan persamaan yang sama,



1 1 = Z 2 RH λ n21

−

1 n22





1 2 7 −1 1 = Z 1, 0974 10 m 1, 2 10−9 m 221 Z = 10 (Unsur Neon)

·

OSN 2006

·

−

1 122



44


Bab 3 Soal Latihan Atom 1. Pada tahun 1913, Bohr mempelajari spektrum atom hidrogen dan mengusulkan bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada orbit tertentu yang memiliki energi terkuantisasi. (a) Hitung panjang gelombang cahaya (dalam satuan nm) yang dipancarkan oleh atom hidrogen jika terjadi perpindahan elektron dai tingkat energi n = 4 ke n = 1. Diketahui tetapan Rydberg = 109677 cm−1 (b) Tentukan energi ionisasi atom hidrogen dalam satuan J/mol (c) Untuk ion lain dengan konfigurasi elektron yang sama dengan atom hidrogen, berlaku persamaan berikut:



1 1 = Z 2 RH λ n21

−

1 n22



dengan Z adalah nomor atom. Berdasarkan persamaan tersebut, tentukan energi dalam satuan kJ yang terlibat dalam reaksi ionisasi Li2+ (g) Li3+(g) + e−

→

(d) Di luar angkasa, telah diamati bintang X memancarkan cahaya dengan frekuensi 2.471 1017 Hz. Jika cahaya ini merupakan hasil dari transisi elektron dari n = 2 ke n = 1, menggunakan persamaan pada poin c, tentukan unsur yang terdapat dalam bintang X tersebut.

·

2. Logam transisi merupakan unsur yang memiliki beberapa sifat khusus sebagai akibat mulai terisinya orbital valensi d. Salah satu logam transisi yang terdapat dalam shampo adalah Zn. (a) Tuliskan konfigurasi elektron logam Zn dan ion Zn2+ 45

46

BAB 3. SOAL LATIHAN ATOM

(b) Gambarkan bentuk orbital dz2 dan orbital dxy (c) Tentukan sifat magnet logam Zn dan berikan penjelasannya 3. Berikut adalah data afinitas elektron untuk unsur periode 2 golongan 13-16 (gunakan tabel periodik) Unsur Afinitas Elektron (kJ/mol) i -122 ii +9 iii -141 iv -27

Nomor Golongan

Lambang Unsur

(a) Lengkapi kolom nomor golongan pada tabel tersebut (b) Lengkapi kolom Lambang Unsur pada tabel tersebut (c) Mengapa unsur ii memiliki afinitas elektron yang berbeda dari ketiga unsur lainnya, yaitu bernilai positif. Beri penjelasan menggunakan konfigurasi elektron (d) Urutkan keempat unsur tersebut berdasarkan jari-jari atomnya

Bagian II Molekul

47

Bab 4 Struktur Molekul Sederhana 4.1

Struktur Lewis

Pada tahun 1916, G. N. Lewis mengusulkan sebuah penggambaran struktur molekul berdasarkan elektron valensi yang dimiliki oleh atom-atom penyusun molekul tersebut. Dalam penggambarannya, struktur tersebut dapat menunjukkan sifat kepolaran suatu molekul dan struktur Lewis juga dapat menunjukkan ikatan rangkap yang ada pada etena, asetilena, dan molekul O2 [7]. Setiap titik menggambarkan elektron valensi yang dimiliki oleh tiap atom, jika molekul tersebut merupakan ion, maka total elektron berubah sesuai dengan muatan yang dimiliki molekul tersebut.

Gambar 4.1: Contoh struktur lewis

Struktur Lewis memiliki kekurangan dalam hal penentuan sifat paramagmetik dari suatu molekul (misalnya O2 ) sehingga tidak dapat menjelaskan ter jadinya sifat paramagnetik dari suatu molekul. Dalam perkembangannya, struktur lewis hanya digunakan untuk melakukan prediksi terhadap geometri molekul sederhana. Dalam menggambar struktur lewis suatu senyawa/ion, yang terpenting adalah membuat seluruh atom pada molekul tersebut memiliki muatan formal (Formal Charge ) mendekati 0 atau muatan formal atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi harus memiliki muatan formal paling negatif. Jumlah 49

50

BAB 4. STRUKTUR MOLEKUL SEDERHANA

O N H

H

HO

S

H

O

O

O

Cl

S

Cl

OH

C

−O

O−

Gambar 4.2: Contoh Struktur Lewis muatan formal seluruh atom merupakan muatan total dari senyawa tersebut. Muatan formal dirumuskan sebagai berikut : F C = Σelektronvalensi F C = Σelektronvalensi = Σelektronikatan = Σelektronikatan =

− ( 12 Σelektron

ikatan +

Σelektronbebas)

(4.1)

muatan formal jumlah elektron valensi dari atom tersebut jumlah elektron yang dipakai untuk membentuk ikatan pada atom jumlah elektron bebas pada atom tersebut

Muatan formal digunakan untuk menentukan struktur molekul yang paling stabil. Jumlah muatan formal dari atom-atom yang menyusun molekul tersebut akan sama dengan muatan total ion/senyawa tersebut. Pada atom-atom periode kedua, struktur lewis mengharuskan bahwa atomatom tersebut harus memiliki 8 elektron -sering disebut oktet- baik dari hasil sharing elektron maupun dari kepemilikan elektron bebas. Namun, pada atom-atom periode 3 ke atas, atom dapat memiliki lebih dari 8 elektron (super oktet). Hal ini disebabkan pada periode ketiga, atom memiliki orbital d yang dapat berinteraksi dengan atom lain sehingga memungkinkan atomatom tersebut mengisi lebih dari 8 elektron.

4.1.1

Contoh Soal

1. Gambarkan struktur lewis dari molekul-molekul di bawah ini : (a) ClF3

4.1. STRUKTUR LEWIS

(b) XeF4 (c) H2 SO4 (d) Al2 Cl6 (e) Al3 Cl9

Jawaban : 1. Gambarkan struktur lewis dari molekul-molekul di bawah ini :

(a)

(b)

(c)

(d)

51

52


(e)

4.2

Teori VSEPR

Elektron di suatu molekul cenderung untuk tolak menolak satu sama lain, sehingga molekul akan membentuk sebuah struktur yang memiliki kestabilan tinggi terhadap tolakan - tolakan elektronnya. Teori ini disebut teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Pada teori ini, atom dan elektron memiliki kecenderungan untuk berada se jauh mungkin satu sama lain namun elektron bebas yang digambarkan pada struktur lewis memiliki tolakan yang lebih besar dibandingkan atom. Hal ini menyebabkan geometri molekul memiliki berbagai bentuk dan sudut ikatan yang berbeda-beda untuk setiap molekul [8]. Pada gambar 4.3, notasi A menandakan atom pusat, notasi X menandakan atom selain atom pusat, dan notasi E menandakan elektron bebas. Menggunakan teori ini, geometri molekul dari beberapa molekul dapat diprediksi dengan akurat. Teori VB kemudian berkembang lebih jauh untuk menghitung energi dan struktur molekul keadaan dasar. Geometri molekul juga dapat ditentukan menggunakan teori domain (bilangan koordinasi). Jumlah domain dari suatu molekul menentukan strukturnya, 1 Domain didefinisikan sebagai 1 ikatana antara 1 atom dengan 1 atom lain atau 1 pasang elektron bebas. Menggunakan pengetahuan domain, kita dapat menentukan geometri molekul. Secara umum, terdapat 6 struktur molekul yang dapat terbentuk dari teori domain ini a

Ikatan tunggal dan rangkap dianggap sama

4.2. TEORI VSEPR

Gambar 4.3: Geometri molekul berdasarkan teori VSEPR

53

54


Rumus Umum EX2 EX3 EX4 EX5 EX6

Bilangan Koordinasi 2 3 4 5

Hibridisasi sp sp2 sp3 dsp3 , sp3 d d2 sp3 , sp3 d2

6

Bentuk

Sudut Ikatan

Linear Segitiga Planar Tetrahedral Trigonal bipiramida Oktahedral

1800 1200 109,50 1200 (equatorial) 900 (aksial) 900

Tabel 4.1: Tabel Domain

(a) Molekul CO2

4.2.1

(b) Molekul BF3

(c) Molekul CH4

Tatacara Penentuan Geometri Molekul

1. Menggambar Struktur Lewis Hal yang pertama kali harus dilakukan dalam penentuan geometri molekul adalah menggambar struktur lewis dari molekul tersebut 2. Penentuan Domain Struktur Penentuan ini dilakukan dengan cara menghitung jumlah domain yang dimiliki oleh molekul tersebut sehingga kita dapat mengetahui bentuk dasar dari molekul tersebut. 3. Menempatkan Elektron Bebas Sesuai dengan nama teori yang digunakan, maka elektron harus memiliki tolakan terendah sehingga jarak antar elektron harus jauh. 4. Sudut Ikatan Sudut ikatan pada umumnya sesuai dengan tabel 4.1, dan tiap terdapat 1 PEB, maka sudut tersebut akan berkurang 2,50.

4.2. TEORI VSEPR

4.2.2

55

Contoh Soal

1. Penentuan struktur molekul bermanfaat untuk mengetahui berbagai sifat fisik maupun kimia suatu senyawa. Misalnya sifat kepolaran suatu senyawa ditentukan oleh konfigurasi elektron dan orientasi atom-atom penyusunnya dalam ruang. Berikut ini adalah contoh senyawa yang menunjukkan hubungan antara struktur molekul dengan sifat fisik dan kimianya, yaitu: SO 2 , HBF 2 , CH 2Cl2 , dan N F 3 (a) Tentukan atom-atom pusat dari keempat senyawa tersebut Jawaban : S, B, C, dan N (b) Tentukan jumlah total elektron valensi dalam masing-masing senyawa tersebut Jawaban : SO2 = 18 elektron HBF2 = 18 elektron CH2 Cl2 = 20 elektron NF3 = 26 elektron (c) Gambarkan struktur Lewis keempat senyawa tersebut

(d) Perkirakan sudut ikatan pada tiap senyawa

56


Jawaban : SO2 1200 HBF2 1200 CH2 Cl2 109,50 NF3 1070

≈ ≈ ≈ ≈

(e) Tentukan jenis hibridisasi pada atom pusat dari tiap senyawa Jawaban : SO2 = sp2 HBF2 = sp2 CH2 Cl2 = sp3 NF3 = sp3 (f) Tentukan apakah senyawa tersebut polar atau non-polar Jawaban : Semua senyawa tersebut merupakan senyawa polar

4.3

Momen Dipol dan Kepolaran

Momen dipol merupakan sebuah ukuran dari kerapatan elektron pada suatu ikatan, jika perbedaan keelektronegatifan dari 2 atom dalam ikatan tersebut besar, maka perbedaan kepolaran pada ikatan tersebut akan besar dan ditandai dengan nilai momendipol yang besar. Momen dipol merupakan vektor gaya sehingga jika terdapat momen dipol yang memiliki nilai sama namun berbeda arah, maka mereka akan saling menghilangkan. Secara matematika persamaan momen dipol ditulis :

−→µ = q · −→r

(4.2)

Molekul dapat dikelompokkan menjadi molekul polar dan molekul non-polar. Molekul polar adalah molekul yang memiliki total momen dipol (µ = 0), sedangkan molekul non-polar tidak memiliki total momen dipol (µ = 0). Sebenarnya secara definisi tersebut, tidak ada molekul yang benar-benar nonpolarb sehingga kepolaran suatu molekul biasanya relatif terhadap molekul lain sehingga kepolaran biasanya ditentukan dengan membandingkan dengan molekul lain dalam sistem yang sama.



4.3.1

Contoh Soal

1. Tentukan apakah molekul di bawah ini termasuk polar/non-polar b

Hal ini disebabkan adanya vibrasi dari molekul tersebut

4.3. MOMEN DIPOL DAN KEPOLARAN

(a) BrF3 (b) XeF4 (c) CCl4 (d) BF3 (e) trans-N2 F2

Jawaban : 1. Tentukan apakah molekul di bawah ini termasuk polar/non-polar (a) Polar (b) Non-polar (c) Non-polar (d) Non-polar (e) Non-polar

57

58


Bab 5 Pengenalan Simetri & Point Group 5.1

Elemen dan Notasi Simetri

Elemen simetri merupakan segala operasi yang dapat dilakukan terhadap suatu benda tertentua . Beberapa jenis elemen simetri yang dikenal adalah : 1. Elemen Simetri Identitas (E) Elemen identitas merupakan elemen yang menunjukkan bahwa molekul tersebut tidak dilakukan operasi simetri apapun. Jika dituliskan kedalam notasi matriks, maka 1 0 0 0 1 0 0 0 1

 

 

2. Elemen Simetri Rotasi (Cn ) Elemen Cn menunjukkan bahwa molekul tersebut dapat dilakukan operasi rotasi sebanyak n kali dengan rotasi sebesar (2π/n). Rotasi berjalan clockwise, jika dituliskan kedalam notasi matriks, maka Cosθ Sinθ 0 Sinθ Cosθ 0 0 0 1

 −

 

3. Elemen Simetri Pencerminan (σ) Simetri pencerminan terbagi menjadi 3 jenis : •

a

σh, jika bidang pencerminan

⊥ C (sumbu utama)

dalam hal ini adalah molekul/orbital

59

n

60

BAB 5.

PENGENALAN SIMETRI & POINT GROUP

•

σv , jika bidang pencerminan sejajar Cn (sumbu utama)

•

σd , jika bidang pencerminan membagi 2 buah sudut sama besar

Notasi matriks bergantung pada bidang pencerminan. 4. Elemen Simetri Inversi (i) Titik inversi merupakan dimana terjadi inversi molekul, jika dituliskan dengan notasi matriks, maka 1 0 0 0 1 0 0 0 1

− 

  −

−

5. Elemen Simetri Pencerminan Semu (Sn) Simetri operasi (Sn ) menunjukkan bahwa molekul tersebut dilakukan rotasi sebesar (2π/n) dan dicerminkan dengan bidang cermin yang tegak lurus dengan sumbu putar. Notasi dengan matriks, merupakan hasil kali antara notasi Cn dengan notasi σh, maka σh Cn = Sn

·

5.1.1

Contoh Soal

1. Tentukan elemen simetri yang terdapat dalam molekul di bawah ini : (a) NH3 (b) CO2 (c) CH4 (d) H2 O

Jawaban : 1. Tentukan elemen simetri yang terdapat dalam molekul di bawah ini : (a) C3 , σ v , dan E (b) E, C , C2 , σv , σh

∞

(c) E, C3 , S4 , σv (d) C2 , σ v

5.2

Penentuan Point Group Molekul

Point group molekul terdiri dari :

5.2. PENENTUAN POINT GROUP MOLEKUL

61

1. Point group simetri tinggi Point group ini dapat ditentukan secara cepat disebabkan struktur dari point group ini yang khas. Jenis yang termasuk point group simetri tinggi : •

Tetrahedral (T d) contoh : CH4

•

Tetrahedral (O h ) contoh : SF6

•

Icosahedral (I h ) contoh : B12

2. Point group C Point group ini merupakan molekul yang memiliki simetri Cn . Jenis yang termasuk point group ini : •

Cn Hanya memiliki sumbu Cn . Contoh PPh3 yang memiliki point group C3

Gambar 5.1: Gambar struktur Trifenilpospin (PPh3 ) •

•

•

Cnv Molekul yang memiliki point group Cnv memiliki simetri C n dan memiliki simetri σv . Contoh : H2O dengan point group C2v Cnh Molekul yang memiliki point group Cnh memiliki simetri Cn dan memiliki simetri σh . Contoh : Naphtalena dengan point group C2h Ci Point group ini hanya memiliki elemen simetri E dan i. Contoh : Molekul C2 H2Cl2 F2

62

BAB 5.


Gambar 5.2: Struktur C2 H2 Cl2 F2

•

Cs Point group ini hanya memiliki elemen simetri E dan σ. Contoh : Molekul CH3 OH

Gambar 5.3: Struktur CH3 OH

3. Point group D Point group ini merupakan molekul yang memiliki simetri Cn dan C2 yang tegak lurus dengan Cn. Jenis yang termasuk point group ini :

•

Dn Hanya memiliki sumbu D n . Contoh : Ion Ni(en)2+ 3 yang memiliki point group D3

5.2. PENENTUAN POINT GROUP MOLEKUL

63

Gambar 5.4: Struktur ion Ni(en)2+ 3 •

•

Dnh Molekul yang memiliki point group Dnh memiliki simetri Dn dan memiliki simetri σh . Contoh : PtCl24− dengan point group D4h Dnd Molekul yang memiliki point group Dnd memiliki simetri D n dan memiliki simetri σd . Contoh : etana dengan konfromasi eclipse yang memiliki point group D3d

Gambar 5.5: Gambar struktur etana staggered

5.2.1

Contoh Soal

1. Tentukan point group dalam molekul di bawah ini : (a) NH3 (b) CO2 (c) CH4 (d) H2 O

Jawaban : 1. Tentukan elemen simetri yang terdapat dalam molekul di bawah ini :

64

BAB 5.

(a) C3v (b) D∞h (c) Td (d) C2v


Bab 6 Tabel Karakter 6.1

Elemen Tabel Karakter

Gambar 6.1: Elemen tabel karakter Beberapa sifat Tabel Karakter : 1. Tabel Karakter merupakan square matrix, sehingga jumlah simetri representation akan sama dengan jumlah jenis simetri operasi yang selan jutnya disebut class. 2. Jumlah total dari seluruh simetri operasi disebut orde (h) dan nilai h juga sama dengan jumlah kuadrat dari karakter dari operasi E (iden65

66

BAB 6. TABEL KARAKTER

titas) h =



[xi (E )]2

i

xi (E ) = Karakter di bawah operasi E Pada Tabel Karekter C3v h = 6 6 = 12 + 12 + 22 3. Jumlah kuadrat dari irreducible representation (Γ i ) sama dengan h h =



[xi (R)]2

R

xi (R) = Irreducible representation pada operasi R Pada Tabel Karekter C3v , operasi 2C3 h = 6 6 = (2 12 ) + (2 12 ) + (2

·

·

2

· −1 )

4. Ortogonal Jumlah hasil kali bilangan irreducible representation antara simetri operation harus 0. Pada tabel karakter C3v , dengan simetri A1 dan E juga bersifat ortogonal [xi (R)] [x j (R)] = 0 i = j





R

xi (R) = Irreducible representation pada operasi R simetri representation i (1 xA1 (E ) xE (E )) + (2 xA1 (C 3 ) xE (C 3 )) + (3 xA1 (σv ) xE (σv )) = 0 (1 1 1) + (2 1 1) + (3 1 1) = 0

·

·

·

·

· ·

·

· ·

·

· ·−

5. Setiap elemen irreducible dari simetri representation unik terhadap simetri representation lain Beberapa perlambangan notasi simetri representation pada tabel karekter : •

Notasi Simetri (A, B, E, T) menunjukkan nilai E. Jika 1 = A (jika simetri terhadap Cn atau nilai Cn = 1) atau B (jika tidak simetri terhadap Cn atau nilai Cn = -1), E = 2 maka notasi adalah E, E = 3 notasi adalah T.

67

6.2. PENYUSUNAN TABEL KARAKATER

•

•

•

Subscript 1 & 2 menunjukkan apakah simetri terhadap C2, jika C2 tidak ada maka apakah simetri terhadap σ v . Bernilai 1 jika simetri dan 2 jika tidak simetri

⊥

⊥

’ & ” menunjukkan apakah simetri terhdap σ h , jika simetri maka ’ dan ” jika tidak simetri subscript u & g menunjukkan apakah simetri terhadap sumbu inversi, jika simetri maka g dan u jika tidak simetri

6.2

Penyusunan Tabel Karakater

Pada penyusunan tabel karakter, diberikan contoh misalnya C3v dengan contoh senyawa NH3

Gambar 6.2: Struktuk 3D NH3 Identifikasi seluruh operasi simetri yang ada pada NH3 , yakni E, C13 ,C23 , dan 3 buah σv . Nilai E = C 33 sehingga hanya ditulis salah satunya. Misal diambil salah satu atom Hidrogen sebagai acuan, jika dilakukan operasi E, maka koordinat baru adalah : x 1 0 0 x  y = 0 1 0 y  z 0 0 1 z

     

      −   − −        −  

Jika dilakukan operasi C3 , koordinat baru adalah : √ 3 1  x √ 23 21 0 x  y = y 0 2 2  z z 0 0 1 Jika dilakukan operasi σv , maka koordinat baru adalah : x 1 0 0 x  y = 0 1 0 y z  0 0 1 z

68


Seluruh matriks transformasi dari operasi tersebut adalah : √ 3 1 1 0 0 √ 23 21 0 1 0 0 0 1 0 0 1 0 0 2 2 0 0 1 0 0 1 0 0 1 Untuk setiap matriks transformasi dapat dibuat matriks persegi. Hal ini dise1 0 0 1 0 babkan tabel karakter harus square, sehingga 0 1 0 menjadi dan 0 1 0 0 1 √ 1 3 √ 3 1 0 0 1 √ 23 21 0 √ 23 21 dan 1 , pada 0 1 0 1 . Lalu 0 menjadi 2 2 2 2 0 0 1 0 0 1 1 0 menjadi dan 1 . Setiap matriks persegi hasil dari matriks tran0 1 sformasi ditentukan nilai determinannya sehingga didapatkan hasil

 

−  −

−

 

−

  −   − −     − E 2 1

2C3 1 1

 

       −      − − −

3σv 0 1

Saat ini kita telah mendapatkan 2 baris untuk karakter, sesuai dengan sifat tabel karakter yang berbentuk square, maka 1 baris lagi dicari dengan sifat tabel karakter yang ortogonal dan h = Σ (Γ i )2

6.3

Penggunaan Tabel Karakter

Beberapa penggunaan tabel karakter antara lain : 1. Penentuan Mode Vibrasi Tabel karakter dapat digunakan untuk menentukan jenis vibrasi dari suatu molekul. Langkah-langkah dalam penentuan vibrasi molekul adalah sebagai berikut : (a) Operasikan seluruh atom dengan operasi simetri dari point group yang sesuai (b) Jika atom tersebut tidak berubah, maka operasikan sumbu x, y, dan z pada atom tersebut dengan seluruh operasi simetri dari point group yang sesuai (c) Jika sumbu tidak berubah, maka beri nilai 1, jika sumbu berbalik arah, beri nilai -1 dan jika sumbu menjadi tegak lurus, beri nilai 0

69

6.3. PENGGUNAAN TABEL KARAKTER

(d) Jumlahkan seluruh nilai untuk setiap operasi simetri, nilai ini disebut sebagai Reducible Representation (Γ ) (e) Tentukan jumlah setiap simetri repesentation dari gerakan molekul menggunakan persamaan χi =

 i

1 Γ i (R) Γ (R)) h

{

·

}

(6.1)

χi = Jumlah kontribusi representasi simetri i Γ i (R) = Irreducible representation operasi R pada representasi simetri i Γ (R) = Reducible representation operasi R sebagai contoh kita tentukan vibrasi molekul H2O dengan Point Group C2v . Jika diasumsikan molekul H2 O berada pada bidang xz, maka Γ dari H2 O adalah E 9

C2 -1

σv (xz) 3

σv (yz) 1

Nilai tersebut berasal dari : (a) Nilai 9, disebabkan 3 atom (O dan 2H) yang tak berubah saat dioperasikan E dan pada 3 atom tersebut juga 3 sumbu (x,y,z) tak berubah ketika dioperasikan E. 3 x 3 = 9 (b) Nilai -1, disebabkan 1 atom (O) yang tak berubah saat dioperasikan E dan pada 1 atom tersebut juga 1 sumbu (z) tak berubah dan 2 sumbu (x dan y) berbalik arah ketika dioperasikan C2 . (1 x 1 x 1) + (1 x 2 x -1) = -1 (c) Nilai 3, disebabkan 3 atom yang tak berubah saat dioperasikan σv (xz ) dan pada 3 atom tersebut juga 2 sumbu (x dan z) tak berubah dan 1 sumbu (y) berbalik arah ketika dioperasikan σv (xz ). (3 x 2 x 1) + (3 x 1 x -1) = 3 (d) Nilai 1, disebabkan 1 atom (O) yang tak berubah saat dioperasikan σv (yz ) dan pada 1 atom tersebut juga 2 sumbu (x dan y) tak berubah dan 1 sumbu (x) berbalik arah ketika dioperasikan σv (xz ) . (1 x 2 x 1) + (1 x 1 x -1) = 1

70


Untuk setiap representasi simetri dari C2v (a) Untuk representasi simetri A1 χi =

 i

1 Γ i (R) Γ (R)) h

{

·

}

1 (1 1 9) + (1 1 4 =3 =

{ · ·

· · −1) + (1 · 1 · 3) + (1 · 1 · 1)+}

menggunakan cara yang sama, maka untuk A2 bernilai 1, B1 bernilai 3, B2 bernilai 2, sehingga untuk seluruh gerakan H2 O (translasi, rotasi dan vibrasi) direpresentasikan sebagai 3A1 + A2 + 3B1 + 2B2 .

representasi simetri yang terdapat notasi x, y, dan z (B1 , B2 , dan A1 ) menyatakan translasi molekul, representasi simetri yang terdapat notasi R x, R y , dan R z (B2 , B1 , dan A2 ) menyatakan rotasi moleku, sehingga vibrasi molekul H2 O adalah sisa dari translasi dan rotasi. Vibrasi molekul H2 O direpresentasikan sebagai 2A1 + B1

6.3. PENGGUNAAN TABEL KARAKTER

71

2. Pembuatan Orbital Molekul Pembuatan orbital molekul dari suatu molekul tidak memiliki perbedaan dengan mencari vibrasi dari suatu molekul, namun yang dihasilkan merupakan diagram orbital molekul yang menggambarkan tingkat energi suatu molekul. Langkah-langkah dan prisip dasar dalam pembuatan orbital molekul akan dibahas pada Bab 7

72


Bab 7 Teori Orbital Molekul Teori Orbital Molekul merupakan teori yang digunakan dalam pembentukan suatu orbital molekul. Pada teori ini menyatakan bahwa orbital molekul dibentuk dari orbital atom penyusun yang saling overlap (tumpang tindih) sehingga membentuk suatu orbital baru hasil tumpang tindih orbital-orbital atom peyusunnya. Molecular orbitals are constructed as linear combinations of atomic orbitals; there is a high probability of finding electrons in atomic orbitals that have large coefficients in the linear combination; each molecular orbital can be occupied by up to two electrons [9].

Beberapa aturan dalam interaksi antar orbital atom yang membentuk orbital molekul : 1. Interaksi antar orbital atom diizinkan jika simetri antar orbital atom bersesuaian, 2. Interaksi antar orbital atom dapat terjadi jika antar orbital atom yang berinteraksi memiliki daerah overlap (tumpang tindih) yang signifikan, 3. Interaksi antar orbital atom dapat terjadi jika antar orbital atom yang berinteraksi tidak memiliki perbedaan energi yang tinggi. [1] Dari seluruh aturan tersebut, menjadikan orbital molekul yang dihasilkan akan menjadi sangat terbatas. Teori orbital molekul merupakan teori yang digunakan untuk menentukan diagram orbital molekul yang dapat menggambarkan sifat elektronik molekul dan sifat ikatan yang dihasilkan pada molekul tersebut. 73

74

BAB 7. TEORI ORBITAL MOLEKUL

(a) Orbital s dengan fasa gelombang positif

(b) Orbital s dengan fasa gelombang negatif

Gambar 7.1: Sketsa orbital s dengan fasa yang berbeda

Orbital molekul yang dihasilkan juga dapat mengidentifikasi jenis ikatan yang terbentuk. Ikatan yang dapat terbentuk antara lain : 1. Ikatan σ Ikatan σ merupakan ikatan yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital yang berada pada satu sumbu (misalnya sumbu z). Orbital ini memiliki sifat simetris terhadap operasi rotasi yang dilakukan terhadap sumbu putar yang sejajar dengan ikatan tersebut (lihat gambar 7.2). Orbital ini biasanya terbentuk dari interaksi orbital s dengan orbital s atau orbital pz dengan orbital pz .

Gambar 7.2: Sketsa orbital σ

2. Ikatan π Ikatan π merupakan ikatan yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital yang berada pada sumbu yang tegak lurus dengan sumbu ikatan yang dihasilkan (misalnya sumbu x atau y sementara ikatan yang dihasilkan berada sejajar dengan sumbu z). Orbital ini memiliki sifat anti simetris terhadap operasi rotasi yang dilakukan terhadap sumbu putar yang sejajar dengan ikatan tersebut (lihat gambar 7.3). Orbital ini biasanya terbentuk dari interaksi orbital px dengan orbital px atau orbital py dengan orbital py .

75

Gambar 7.3: Sketsa orbital π 3. Ikatan δ Ikatan δ merupakan ikatan yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital yang berada pada bidang yang saling sejajar. Orbital ini biasanya terbentuk dari interaksi orbital dx2−y2 dengan orbital dx2−y2 atau orbital dxy dengan orbital dxy (lihat gambar 7.4a). Ikatan ini biasanya hanya terbentuk pada ikatan antar atom logam.

Gambar 7.4: Sketsa pembentukan orbital δ Dalam teori orbital molekul dikenal istilah orbital ikatan yakni interaksi antara orbital atom yang memiliki fasa gelombang sama dan juga orbital anti ikatan yang dihasilkan dari interaksi antar orbital atom dengan fasa gelombang berbeda. Notasi orbital anti ikatan sama dengan orbital ikatan dengan penambahan superscript *. Jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama dengan jumlah orbital atom yang digunakan dan pengisian elektron dilakukan dengan prinsip Aufbau, yakni dengan mengisi pada orbital molekul dengan tingkat energi terendah. Melalui diagram orbital molekul juga dapat menentukan orde ikatan (OI) dari suatu molekul menggunakan persamaan OI =

Jumlah elektron ikatan - Jumlah elektron anti ikatan 2

(7.1)

Orde ikatan menunjukkan jumlah ikatan yang terbentuk dari suatu molekul. Teori orbital molekul dapat menjelaskan struktur geometri maupun struktur elektronik dari suatu molekul melalui diagram orbital molekul. Teori ini a

Gambar diambil dari buku Inorganic Chemistry karangan C. Housecrouft

76


juga mampu menjelaskan hasil spektrum berbagai transisi elektronik yang dapat terjadi pada molekul tersebut [10, 11].

7.1

Teori Orbital Molekul Untuk Molekul Diatom

Atom Homonuklir merupakan atom-atom yang memiliki kesamaan inti sehingga molekul diatom homonuklir memiliki energi orbital atom sama, sehingga pembentukan orbital molekulnya hanya didasarkan pada kesamaan simetri orbital atom penyusun sedangkan atom heteronuklir merupakan atomatom yang memiliki perbedaan inti sehingga molekul diatom heteronuklir memiliki energi orbital atom berbeda, sehingga pembentukan orbital molekulnya didasarkan pada kesamaan simetri orbital kedekatan tingkat energi dari orbital atom penyusun.

σ

∗

π π ∗

∗

2p 2p σ π π σ

∗

2s 2s σ

1s 1s

C

O2

O

Gambar 7.6: Diagram orbital molekul heteronuklir

7.1. TEORI ORBITAL MOLEKUL UNTUK MOLEKUL DIATOM

π π ∗

σ

∗

∗

π π ∗

σ

∗

2p

2p

2p

2p

π π

σ

σ

π π

σ

σ

∗

2s

2s

1s

N2 (a) Molekul N2

∗

2s

σ

N

∗

2s σ

1s

1s

N

O

1s

O2 (b) Molekul O2

Gambar 7.5: Diagram orbital molekul homonuklir

O

77

78


7.1.1

Contoh Soal

1. Pertanyaan di bawah ini berkaitan dengan spesi CN dan NO− (a) Tuliskan label atau nama tingkat energi orbital molekul untuk kedua spesi tersebut, serta pengisian elektron pada diagram di bawah ini.

(b) Tentukan orde ikatan untuk kedua spesi tersebut. (c) Spesi manakah yang memiliki ikatan yang lebih panjang? (d) Tentukan sifat kemagnetan untuk kedua spesi tersebut.

Jawaban : 1. Pertanyaan di bawah ini berkaitan dengan spesi CN dan NO− (a) Tuliskan label atau nama tingkat energi orbital molekul untuk kedua spesi tersebut, serta pengisian elektron pada diagram di bawah ini. (b) Tentukan orde ikatan untuk kedua spesi tersebut.

7.2. TEORI ORBITAL MOLEKUL UNTUK MOLEKUL POLIATOM

79

1 OrdeikatanCN − = (Σ ikatan Σ anti ikatan) 2 1 = (10 4) 2 =3 1 OrdeikatanN O− = (Σ ikatan Σ anti ikatan) 2 1 = (10 6) 2 =2

−

−

−

−

(c) Spesi manakah yang memiliki ikatan yang lebih panjang? NO− , sebab memiliki orde ikatan lebih kecil (d) Tentukan sifat kemagnetan untuk kedua spesi tersebut. NO− : paramagnetik CN− : diamagnetik

7.2

Teori Orbital Molekul Untuk Molekul Poliatom

Jika atom-atom yang membentuk suatu molekul lebih dari 2, maka kita dapat menggunakan pendekatan LGO (Ligan Group Orbital ) untuk membentuk orbital molekulnya. Orbital-orbital yang memiliki kesamaan sejenis di bentuk

80


orbital baru yang disebut LGO. Dalam pembentukan LGO, penggunaan tabel karakter sangat diperlukan.

Gambar 7.7: Pembuatan Orbital Molekul Menggunakan LGO [1, Halaman 111] Pada molekul H2 O kita dapat membentuk 1 buah LGO H-H yang berinteraksi dengan atom O. Untuk mengetahui representasi simetri dari LGO H-H dan orbital dari O (2s, 2px , 2py , dan 2pz ) dilakukan dengan cara 1. Operasikan masing-masing orbital terhadap semua operasi dari point group C2v sehingga menghasilkan reducible representation untuk setiap orbital. 2. Untuk orbital atom, representasi simetri dapat didapatkan langsung dengan irreducible representation yang cocok dengan reducible representation terhadap orbital tersebut 3. Pada orbital LGO, merupakan penjumlahan dari representasi simetri yang ada sehingga tentukan komposisi dari representasi simetri menggunakan persamaan 6.1

7.2. TEORI ORBITAL MOLEKUL UNTUK MOLEKUL POLIATOM

81

4. Lakukan overlap terhadap orbital-orbital yang memiliki simetri yang sama dan energi yang tidak jauh berbeda.

82


Bab 8 Senyawa Kompleks Koordinasi Senyawa kompleks koordinasi adalah senyawa yang mengandung ion kompleks. Ion kompleks adalah :

Ion yang mengandung atom logam yang berikatan kovalen koordinasi dengan ligan satu atau lebih ligan.

Ligan adalah :

Senyawa atau ion yang memiliki pasangan elektron bebas yang didonorkan ke atom logam dalam suatu ion kompleks.

Dari pengertian di atas, dapat disimpulkan bahwa atom logam bertindak sebagai asam lewis dan ligan bertindak sebagai basa lewis. Senyawa kompleks memiliki sifat yang stabil sehingga biasanya senyawa ini mudah ditemukan, pemanfaatan senyawa kompleks juga sangat meluas terutama dalam proses ekstraksi logam. Senyawa kompleks biasanya memiliki warna yang spesifik (terutama untuk senyawa kompleks logam transisi) untuk tiap ligan dan atom pusat bahkan atom pusat yang sama namun biloks berbeda dapat memiliki warna ion kompleks yang berbeda sehingga dapat digunakan untuk identifikasi secara kualitatif. 83

84

BAB 8. SENYAWA KOMPLEKS KOORDINASI

8.1

Struktur dan Tatanama Senyawa Kompleks

8.1.1

Struktur Senyawa Kompleks

Dari segi strukturnya, ion kompleks tidak memiliki perbedaan dengan senyawa lain. Struktur ion kompleks juga mengikuti aturan VSEPR, namun posisi ligan sangat menentukan sifat dari kompleks tersebut sehingga dalam senyawa kompleks terdapat berbagai jenis isomer, yakni : •

Isomer Ionisasi Isomer ionisasi dihasilkan dari pertukaran ligan dengan anion dari ion kompleks yang tidak memiliki ikatan koordinasi dengan atom pusat. Cohtoh : [Co(N H 3 )5 Br]SO 4 dan [Co(N H 3 )5 (SO 4 )]Br

•

Isomer Hidrasi Isomer hidrasi dihasilkan dari pertukaran hidrat (H 2 O) dengan anion dari ion kompleks yang tidak memiliki ikatan koordinasi dengan atom pusat. Cohtoh : [Cr(H 2 O)4 Cl2 ]Cl.2H 2 O dan [Co(H 2 O)6 ]Cl3

•

Isomer Koordinasi Isomer koordinasi hanya dimiliki oleh garam anion dan kationnya merupakan ion kompleks. Dihasilkan dari pertukaran antar ligan yang memiliki koordinasi dengan 2 atom pusat yang berbeda Cohtoh : [P tII (N H 3 )4 ][P tIV Cl6] dan [P tIV (NH 3)4 Cl2 ][P tII Cl4 ]

•

Isomer Linkage Isomer linkage terjadi jika salah satu ligan memiliki 2 atom yang dapat mendonorkan elektron bebas. Cohtoh : [Co(N H 3 )5 (N CS )]2+ dan [Co(NH 3 )5 (SC N )]2+

8.1.

•

STRUKTUR DAN TATANAMA SENYAWA KOMPLEKS

85

Isomer Polimerisasi Isomer polimerisasi merupakan isomer dari kompleks yang memiliki rumus empiris sama namun rumus molekul berbeda. Cohtoh : [P t(NH 3 )2 Cl2 ] dan [P t(N H 3 )4 ][PtCl4 ]

•

•

Isomer Geometri Isomer geometri merupakan isomer ruang dari ion kompleks (cis-trans). Cis, gugus ligan bersebelahan Trans, gugus ligan bersebrangan Facial, gugus-gugus ligan berada di muka bidang Meridional, gugus-gugus ligan berada di bagian datar bidang Isomer Optik Isomer optik berkaitan dengan kiralitasa dari suatu ion kompleks.

8.1.2

Tatanama Ion Kompleks

Tatanama dari suatu senyawa atau ion kompleks koordinasi tidak berbeda dengan senyawa biasa, yakni nama kation selalu lebih dahulu dibandingkan nama anion. •

Tatanama Kation Jika kation merupakan ion kompleks, penamaannya dimulai dari nama ligan beserta jumlahnya kemudian nama logam yang ada di kation tersebut. Nama logam mengikuti bahasa tempat ion tersebut digunakan. Misalnya : [F e(H 2O)6 ]3+ HeksaaquaBesi(III )

•

a

Tatanama Anion Jika anion merupakan ion kompleks, penamaannya dimulai dari nama ligan beserta jumlahnya kemudian nama logam yang ada di anion tersebut. Nama logam mengikuti nama latin dari logam + ”-at” tersebut. Misalnya :

dibahas di Bab 25

86


[AuCl4 ]− TetrakloroAurat(III ) Di bawah ini merupakan jenis ligan beserta namanya yang biasa ada pada senyawa kompleks Nama Ammin Chloro Flouro Bromo Iodo Oxalato Siano Karbonil Etilen diammin Piridin Aqua

Singkatan ox en py -

Rumus Molekul NH3 Cl− F− Br− I− C2 O24− CN− CO C2 H8 N2 C5 H5 N H2 O

Tabel 8.1: Tabel Nama ligan

8.1.3

Contoh Soal

1. Gambarkan seluruh kemungkinan struktur dari senyawa kompleks berikut : (a) Co(H2 O)4 Cl2 (b) Ru(bpy)2 (SCN)2 (c) CoCl24− (d) Fe(phen)3+ 3 (e) Ag(NH3)+ 2

Jawaban : 1. Gambarkan seluruh kemungkinan struktur dari senyawa kompleks berikut : (a) Co(H2 O)4 Cl2

8.1.

STRUKTUR DAN TATANAMA SENYAWA KOMPLEKS

(b) Ru(bpy)2 (SCN)2

(c) CoCl24−

(d) Fe(phen)3+ 3

87

88


(e) Ag(NH3)+ 2

8.2

Teori Medan Kristal

Dalam teori medan kristal Ketika ion logam didekati oleh ligan, maka akan terjadi peningkatan energi orbital d pada ion logam. Kemudian orbital d dari atom pusat akan terbelah (splitting ) sehingga membentuk orbital atom yang baru. Besarnya pembelahan orbital d dari suatu ion logam, bergantung pada jenis ligan dan struktur ion kompleks yang terbentuk.

8.2.1

Pembelahan Orbital d Struktur Oktahedral dan Tetrahedral

dx

2

−y

dxy

2

dz

2

dyz

dyz

Gambar 8.1: Pembelahan Medan Kristal Kompleks Oktahedral Pembelahan Medan Kristal struktur oktahedral terbentuk sesuai dengan pola gambar 8.1. Hal ini disebabkan ligan berada pada sumbu x, y, dan z sehingga kerapatan elektron sangat tinggi pada sumbu dan menyebabkan energi orbital

89

8.2. TEORI MEDAN KRISTAL

d yang tepat berada pada sumbu (dz2 & dx2−y2 ) naik dan orbital-orbital yang tidak tepat berada di sumbu energinya akan turun.

dx

2

−y

2

dz

2

dxy dxz dyz dyz dxy dxy

dyz

dyz

Gambar 8.2: Pembelahan Medan Kristal Tetrahedral (kanan) dan Oktahedral (kiri)

Pada pembelahan tetrahedral justru sebaliknya, kerapatan elektron dari ligan berada diantara sumbu sehingga orbital d yang berada diantara sumbu energinya akan naik sementara yang lain akan turun. Namun, besarnya pembelahan pada struktur tertahedral tidak sebesar pada oktahedral hal ini disebabkan ligan tidak berinteraksi secara sempurna dengan orbital yang berada diantara sumbu (faktor lokasi orbital yang umumnya lebih luas) sehingga nilai pembelahan tetrahedral akan setara dengan ∆ t = 4/9∆o

8.2.2

Efek Jahn-Teller

Efek Jahn-Teller biasanya terjadi pada ion pusat dengan konfigurasi d9 atau d4 . Hal ini disebabkan pada konfigurasi tersebut terdapat ketidakmerataan muatan pada salah satu orbital (dz 2 dan dx2 −y2 ). Efek Jahn-Teller akan menghasilkan sebuah distorsi dari struktur oktahedral. Distorsi ini dapat berupa pemanjangan ikatan pada sumbu z, atau pemanjangan ikatan pada sumbu x-y.

90


dx

2

dx

2

−y

2

dz

−y

2

2

dz

2

dxy dxy

dyz

dyz dyz

dxz

Gambar 8.3: Pembelahan Jahn-Teller ketika terjadi pemanjangan pada sumbu z

dz dx

2

−y

2

dz

2

2

dx

2

−y

dyz dxy

dyz

2

dxz

dxz dxy

Gambar 8.4: Pembelahan Jahn-Teller ketika terjadi pemanjangan pada sumbu x-y

8.2.3

Pembelahan Orbital d Strukktur Segiempat Datar

Efek Jahn-Teller juga dapat menjelaskan terjadinya pembelahan pada kompleks segiempat datar. Jika ligan pada sumbu x-y semakin kuat, maka ligan pada sumbu z akan memanjang hingga jarak tak hingga (lepas) sehingga menghasilkan kompleks segiempat datar, biasanya terjadi pada atom pusat dengan konfigurasi d8

91


dx

2

−y

2

dxy dx

2

−y

2

dz

2

dz dxy

dyz

2

dxz dyz

dxz

Gambar 8.5: Pembelahan kompleks segiempat datar

8.2.4

Pengisian Elektron Pada Atom Pusat

Pengisian elektron pada pembelahan medan kristal sama seperti pada pada atom. Namun, pada pembelahan medan kristal terdapat selisih energi orbital d yang disebut ∆ t untuk pembelahan tetrahedral dan ∆ o untuk pembelahan oktahedral. Misalkan suatu kompleks yang memiliki atom pusat Fe2+ sehingga konfigurasi elektron terluarnya adalah 3d6. Pengisian dapat terisi secara spin rendah (gambar 8.6) atau spin tinggi (gambar 8.7).

dx

2

−y

2

dz

2

∆o

dxy

dyz

dxz

Gambar 8.6: Pembelahan Medan Kristal Kompleks Oktahedral spin rendah

92


dx

2

−y

2

dz

2

∆o

dxy

dyz

dxz

Gambar 8.7: Pembelahan medan kristal kompleks oktahedral spin tinggi

Bagaimana pengisian spin rendah atau spin tinggi dapat terjadi ?

3 ∆ 5 o

dx

2

−y

2

dz

2

∆o

−

2 ∆ 5 o

dxy

dyz

dyz

Gambar 8.8: Pembelahan medan kristal kompleks oktahedral spin tinggi

Pada awalnya, seluruh elektron pada atom pusat memiliki energi 0 ditambah dengan energi pairing elektronb (dilambangkan P). Ketika terjadi splitting, energi elektron akan berubah sehingga menghasilkan energi baru yang disebut CFSE (Crystal Field Stabilization Energy)c . Perhitungan CFSE pada contoh spin tinggi d6 (gambar 8.8) adalah

{ · − 25 ∆ ) + 2 · ( 35 ∆ ) + P } − {6 · 0 + P } 2 =− ∆ 5

CFSE = 4 (

o

o

o

Jika konfigurasi merupakan spin rendah seperti konfigurasi pada gambar 8.6, b

yakni energi elektron ketika berpasangan diketahui dengan jumlah pasangan elektron dalam konfigurasi tersebut c CFSE merupakan selisih energi dari keadaan setelah terjadi splitting dengan energi keadaan awal (sebelum splitting)

93


maka perhitungan CFSE

{ · − 25 ∆ ) + 3P } − {6 · 0 + P } 12 = − ∆ + 2P 5

CFSE = 6 (

o

o

Penentuan konfigurasi spin tinggi atau spin rendah ditentukan dengan nilai CFSE yang paling rendah. Pada umumnya, atom pusat yang dikelilingi oleh ligan kuat akan memiliki konfigurasi spin rendah. Hal tersebut disebabkan splitting orbital d jika dikelilingi ligan kuat akan menghasilkan nilai ∆ o yang besar. Konfigurasi untuk pembelahan tetrahedral hampir dipastikan selalu spin tinggi. Hal ini disebabkan nilai ∆t yang selalu rendah ( 49 ∆o ). 2 ∆ 5 t

−

dxy

dyz

dyz

∆t

3 ∆ 5 t

dx

2

−y

2

dz

2

Gambar 8.9: Pembelahan medan kristal kompleks tetrahedral spin tinggi

Suatu senyawa kompleks juga dapat memiliki sifat keparamagnetikan yang ditentukan dengan nilai momen magnetd dari senyawa tersebut dengan menggunakan persamaan µ = n(n + 1) (8.1) µ Momen magnet



n Jumlah elektron tak berpasangan Perhitungan hasil teoritis biasanya melenceng dari sebenarnya, hal ini disebabkan pengaruh ligan dalam menentukan sifat magnet dari kompleks tersebut. Konsekuensi Teori Medan Kristal : d

satuan BM

94


1. Ligan kuat akan mengakibatkan pembelahan orbital d semakin besar (∆o besar) Ligan kuat atau lemah didasarkan pada deret spektroskopi ligan yang dibuat berdasarkan eksperimen. 2. Pembelahan orbital d akan menyebabkan dapat terjadinya transisi elektronik d-de Proses ini menjadikan ion kompleks umumnya memiliki warna. 3. Dapat terjadi distorsi pada struktur ion kompleks (Efek Jahn-Teller) 4. Sifat kompleks segiempat planar yang diamagnetik

8.2.5

Contoh Soal

Senyawa kompleks [Ru(bpy)2 (SCN)2 ]x+ memiliki nilai momen magnet sekitar 2,3 BM. 1. Gambarkan struktur geometri semua isomer yang mungkin untuk senyawa tersebut 2. Tentukan nilai x pada ion kompleks tersebut 3. Gambarkan konfigurasi elektron d kompleks tersebut pada keadaan dasarnya

Jawaban : Senyawa kompleks [Ru(bpy)2 (SCN)2 ]x+ memiliki nilai momen magnet sekitar 2,3 BM. 1. Gambarkan struktur geometri semua isomer yang mungkin untuk senyawa tersebut

(a) e

(b)

(c)

Untuk proses transisi elektronik akan dijelaskan pada subbab 8.3.2

95

8.3. TEORI MEDAN LIGAN

2. Tentukan nilai x pada ion kompleks tersebut Karena bpy merupakan ligan kuat, maka kompleks akan cenderung untuk spin rendah dan nilai µ = 2,3 menandakan jumlah elektron tak berpasangan adalah 1. Konfigurasi elektron untuk Ru = [Kr]4s2 3d6 , agar terdapat 1 elektron tak berpasangan dengan spin rendah, maka bilangan oksidasi Ru = +3 sehingga x = +1. 3. Gambarkan konfigurasi elektron d kompleks tersebut pada keadaan dasarnya

dx

2

−y

dxy

8.3

2

dz

2

dyz

dyz

Teori Medan Ligan

Dalam teori medan kristal, kita dapat menjelaskan mengenai warna dari suatu ion kompleks. Namun, ada beberapa hal yang tidak dapat dijelaskan teori medan kristal, antara lain : 1. Deret spektroskopi ligan Merupakan deret kekuatan ligan yang akan dibahas kemudian 2. Bilangan gelombang vibrasi CO yang berubah ketika bertindak sebagai ligan Bilangan gelombang vibrasi CO dapat bervariasi jika bertindak sebagai ligan. 3. Kompleks berwarna pekat namun tak memiliki elektron pada orbital d (contoh : MnO− 4 ) Kompleks MnO− 4 memiliki warna ungu pekat meskipun konfigurasi atom Mn pada ion tersebut adalah d0 karena masalah di atas tak dapat dijelaskan oleh Teori Medan Kristal, sehingga diperkenalkan teori medan ligan yang sebenarnya merupakan gabungan antara teori medan kristal dengan teori orbital molekul.

96


Dalam teori medan ligan, pembelahan orbital d pada atom pusat tetap ter jadi dan orbital pada ligan ikut terlibat dalam pembentukan orbital pada kompleks. Berikut merupakan diagram energi kompleks oktahedral

8.3.1

Deret spektroskopi ligan

Sebelum membahas deret spektroskopi ligan, maka perlu dibahas mengenai pengertian ligan σ donor, π donor, dan π aseptor 1. Ligan σ donor Ligan σ donor merupakan ligan yang membentuk ikatan σ ketika melakukan donor elektron dengan ion logam. Ciri utama dari ligan ini adalah memiliki elektron bebas yang dapat didonorkan. Contoh ligan yang termasuk golongan ini adalah NH3 dan H2 O. 2. Ligan π donor Ligan π donor merupakan ligan yang mendonorkan ikatan π ketika berikatan dengan ion logam. Ciri utama ligan ini adalah memiliki orbital π yang terisi elektron atau orbital yang memiliki simetri sama dengan orbital π. Contoh ligan yang termasuk golongan ini adalan Cl− dan C2 H2 (etilen). 3. Ligan π aseptor Ligan π aseptor merupakan ligan yang dapat menerima donor elektron dari logam ketika berikatan dengan ion logam.Ciri utama ligan ini adalah memiliki orbital π ∗ yang tak terisi elektron. Contoh ligan yang termasuk golongan ini adalah CO dan CN− . Urutan dari kekuatan ligan dapat digambarkan dengan deret spektrometri dengan urutan sebagai berikut : I − < Br − < N CS − < Cl− < F − < OH − < ox2− H 2 O < NC S − < N H 3 < en < bpy < phen < CN − COf . Mengapa urutan deret spektroskopi dapat seperti itu ? Berikut penjelasannya.

≈

≈

1. Ligan F− , Cl− , Br− , I− , dan OH− termasuk dalam ligan lemah dengan urutan I − < Br − < Cl− < F − < OH − Hal ini disebabkan mereka merupakan ligan π donor sehingga nilai ∆o akan rendah. Namun, mereka juga memiliki sifat σ donor sehingga urutan kekuatan ligan sesuai dengan sifat kebasaan dari ion-ion tersebut f

ligan N CS memiliki 2 donor, yakni atom S & N (ditandai dengan warna merah) yang memiliki kekuatan yang berbeda −

97


2. Ligan NH3 dan H2 O lebih kuat dibandingkan dengan OH− Hal ini disebabkan kedua ligan tersebut tidak memiliki sifat π donor sehingga lebih kuat dibandingkan OH− yang berisifat π donor. Urutan H 2 O < N H3 disebabkan sifat kebasaan NH3 yang lebih kuat dibandingkan dengan H2 O 3. Ligan CO dan CN− kuat Hal ini disebabkan CO dan CN− memiliki sifat π aseptor Besarnya nilai ∆o tidak hanya bergantung pada kekuatan ligan. Beberapa faktor yang memengaruhi nilai ∆ o : 1. Kekuatan ligan Semakin kuat jenis ligan yang mengikat pada atom pusat, maka nilai ∆o akan semakin besar. Sesuai dengan deret spektroskopi yang telah dibahas, semakin kuat ligan akan memengaruhi energi pembelahan orbital d pada atom pusat sehingga akan memperbesar nilai ∆o 2. Atom pusat Atom pusat yang memiliki muatan tinggi akan memiliki nilai ∆o yang semakin besar. Atom yang terletak periode yang lebih tinggi akan memiliki nilai ∆ o yang semakin besar. Atom yang memiliki muatan lebih besar akan cenderung mudah untuk menjadi asam lewis, sehingga efek basa lewis (donor elektron) dari ligan akan semakin kuat dan meningkatkan nilai ∆o . Atom yang terletak pada periode yang lebih besar akan menghasilkan nilai ∆o yang lebih besar. 3. Efek kelat Ligan yang memiliki efek kelat (jepit) umumnya akan memiliki nilai ∆o yang semakin besar. Hal ini disebabkan efek donor ligan akan meningkat jika ligan memiliki sifat kelat. Suatu ligan dapat berperan sebagai ligan σ donor sekaligus π aseptor ataupun π donor

8.3.2

Transisi elektronik senyawa kompleks

Aturan Seleksi Aturan seleksi merupakan aturan yang menyatakan bahwa suatu transisi elektronik dapat terjadi atau tidak. Berikut merupakan aturan seleksi : 1. Tidak boleh terjadi transisi elektronik yang mengubah spin total 2. Tidak boleh terjadi transisi elektronik dari g Laporte)

← g atau u ← u (Aturan

98


t∗1u

a∗1g

4p (t1u )

4s (a1g ) e∗g

(a1g + t1u + t2g ) 3d (eg + t2g )

t2g

eg

t1u a1g

Gambar 8.10: Diagram Orbital Molekul Oktahedral Ligan σ Donor

99


Jenis Transisi Elektronik Ion Kompleks Spektrum yang dihasilkan dari suatu senyawa dapat disebabkan oleh transisi elektronik yang dapat dikelompokkan menjadi : 1. Transisi elektronik d-d Transisi elektronik d-d merupakan transisi elektronik yang terjadi dari orbital t2g ke orbital eg . 2. Transisi elektronik π π Transisi elektronik yang terjadi dari orbital π ke π ∗ .

→ ∗

3. Transfer muatan LMCT dan MLCT Transisi elektronik yang terjadi dari obital ligan ke orbital logam (LMCT) atau dari orbital logam ke orbital ligan (MLCT). Pada gambar 8.10 transisi d-d ditandai dengan garis , transisi LMCT ditandai dengan garis , dan transisi MLCT ditandai dengan garis .

→

8.3.3

→

→

Contoh Soal

1. Senyawa isoelektronik [V(CO)6 ]− , [Cr(CO)6 ], dan [Mn(CO)6 ]+ urutkan energi transfer muatan dari ketiga kompleks tersebut dari yang paling rendah

Jawaban : 1. [Mn(CO)6 ]+ < [Cr(CO)6] < [V(CO)6 ]− . Hal ini disebabkan atom pusat dari Mn(CO)+ 6 merupakan spesi yang sulit untuk mendonorkan elektronnya pada CO untuk membentuk ikatan π back bonding sehingga efek aseptor ligan akan berkurang dan menyebabkan energi transfer muatan rendah

100


Bab 9 Soal Latihan Molekul 1. Asam Borat (H3BO3 ) dan asam fosfit (H3 PO3 ) memiliki rumus empiris yang mirip tetapi keduanya memiliki struktur molekul dan sifat keasaman yang berbeda. Panjang ikatan B-O pada molekul H3 BO3 semuanya sama, sementara panjang ikatan P-O pada molekul H3 PO3 tidak semuanya sama. Asam fosfit adalah asam diprotik dan salah saru H terikat langsung pada P. (a) Gambarkan struktur lewis yang paling stabil untuk masing-masing asam di atas (b) Berdasarkan struktur di atas, tuliskan muatan formal untuk masingmasing atom pada asam fosfit (c) Gambarkanpaling sedikit 3 struktur resonansi ion HPO23− (d) Tuliskan hibridisasi orbital pada atom B dalam molekul H3 BO3 dan atom P pada molekul H3 PO3 (e) Tuliskan bentuk geometri molekul disekitar atom P pada H3 PO3 2. Bila nitrogen dan flour dapat membentuk 3 spesi berikut NF, NF+ , dan NF− . Urutan tingkat energi molekul pada spesi-spesi tersebut mengikuti urutan energi orbital molekul dalam O2 (a) Gambarkan diagram energi orbital molekul untuk ion NF− dan pengisian elektronnya (b) Tentukan orde ikatan untuk ketiga spesi di atas (tunjukkan dengan perhitungan) (c) Urutkan kekuatan ikatan untuk ketiga spesi tersebut (dari yang lemah ke kuat) 101

102

BAB 9. SOAL LATIHAN MOLEKUL

(d) Hitung jumlah elektron yang tidak berpasangan pada ketiga spesi tersebut dan tentukan spesi yang paling kuat sifat paramagnetiknya 3. Asam hipofluorit (HOF) adalah suatu asam lemah yang terionisasi sebagian di dalam air menghasilkan ion OF− . (a) Energi orbital 2p atom O tidak sama dengan energi orbital 2p atom F. Tentukan orbital 2p manakah yang energinya lebih tinggi, 2p atom O atau 2p atom F. Jelaskan mengapa demikian. (b) Gambarkan diagram orbital molekul (MO) untuk ion OF− yang terbentuk dari kombinasi orbital 2p atom O dengan orbital 2p atom F. Distribusikan elektron yang tersedia pada orbital molekul (OM) yang Anda gambarkan. (c) Tentukan orde ikatan ion OF− (d) Andaikan kita dapat membentuk spesi OF dan OF+ dengan cara mengoksidasi ion OF− , urutkan sesi OF− , OF, dan OF+ berdasarkan kekuatan ikatannya mulai dari yang paling lemah. (e) Tentukan sifat magnet kation OF+ (paramagnetik atau diamagnetik) dan jelaskan mengapa demikian. 4. Asam askorbat (H2 C6 H6 O6 ) atau vitamin C merupakan senyawa organik yang penting untuk meningkatkan daya tahan tubuh dan bersifat antioksidan. Struktur titik Lewis vitamin C ditunjukkan pada gambar di bawah ini, tetapi pasangan elektron bebas dan ikatan rangkap yang ada pada molekul tersebut tidak digambarkan.

Gambar 9.1: asam askrobat (a) Gambarkan ulang struktur titik Lewis vitamin C di bawah ini dan lengkapi dengan pasangan elektron bebas dan ikatan rangkap pada posisi yang benar.

103 (b) Tuliskan jumlah ikatan sigma (σ) dan jumlah ikatan pi (π) yang ada pada struktur vitamin C yang Anda gambarkan. (c) Tentukan hibridisasi orbital atom yang terjadi pada atom-atom yang ditunjuk oleh tanda panah a, b, c, dan d. (d) Tentukan besarnya sudut terkecil yang dibentuk oleh dua ikatan pada atom C yang ditunjuk oleh tanda panah b dan pada atom O ynag ditunjuk oleh tanda panah d.

104

BAB 9. SOAL LATIHAN MOLEKUL

Bagian III Sistem Kimia

105

Bab 10 Ikatan dan Interaksi Antar Molekul Struktur molekul dapat memberikan berbagai informasi mengenai sifat fisik dari molekul tersebut. Sifat fisik ini dapat berupa titik didih (Tb ), titik leleh (Tf ), kelarutan dalam suatu pelarut dan warna. Sifat fisik tersebut dipengaruhi oleh struktur, ikatan, dan interaksi antar molekul yang terjadi dalam material tersebut. Apa perbedaan antara ikatan (bonding) dengan interaksi (binding) ? Secara umum, ikatan disebabkan sharing elektron dan membentuk sebuah atau beberapa orbital molekul baru, sedangkan interaksi biasanya hanya disebabkan perbedaan kerapatan elektron pada paritkel (ion/molekul) yang saling berinteraksi. Karena interaksi hanya disebabkan oleh perbedaan kerapatan, maka energi yang dibutuhkan untuk memutuskan interaksi biasanya jauh lebih mudah dibandingkan dengan energi untuk memutuskan ikatan. Secara sederhana, ikatan seperti 2 orang yang sedang di borgol dan interaksi seperti 2 orang yang saling berpegangan. Jenis Ikatan : 1. Ikatan Kovalen Ikatan kovalen merupakan ikatan yang terjadi akibat sharing elektron diantara atom-atom. Terjadinya sharing elektron di antara atom-atom dapat membentuk lebih dari 1 ikatan sehingga ikatan kovalen dapat membentuk ikatan kovalen rangkap (2,3,4 bahkan 5). Ikatan kovalen umumnya terjadi pada atom-atom non logam, namun ternyata ikatan kovalen juga dapat terjadi dengan atom logam seperti pada senyawa kompleksa . a

akan dibahas pada bab 8

107

108

BAB 10. IKATAN DAN INTERAKSI ANTAR MOLEKUL

Sharing elektron antara 2 atom atau lebih dapat menjadikan kerapatan elektron menjadi tidak merata dalam molekul. Hal ini disebabkan perbedaan keelektronegatifan antar atom sehingga menghasilkan momen dipol pada ikatan dan dikenal sebagai ikatan kovalen polar. 2. Ikatan Logam Ikatan logam merupakan ikatan yang dibentuk dari banyak atom logam dari hasil sharing elektron dari banyak atom logam. Ikatan logam, dalam pendekatannya dimodelkan dalam 2 model yakni model awan elektron dan model orbital molekulb . Model awan elektron menggambarkan bahwa elektron-elektron dari banyak atom logam mengelilingi dan menyelimuti seluruh inti atom logam seperti awan sedangkan teori orbital molekul menyatakan bahwa ikatan logam terbentuk dari overlapping orbital dari banyak atom logam sehingga membentuk kumpulan orbital valensi (pita valensi) dan orbital konduksi (pita konduksi). Jenis Interaksi : 1. Interaksi Ionik Interaksi ionik terjadi antara ion positif (kation) dan ion negatif (anion) atau ion dengan muatan yang sama. Interaksi ionik dengan muatan yang berbeda akan tarik-menarik sedangkan dengan muatan yang sama akan tolak-menolak. Besarnya interaksi ionik dapat ditentukan dengan hukum Coloumbc 1 q 1 q 2 E = (10.1) 4π0 r E Energi interaksi ionik (J) 0 Permitivitas ruang vakum (8, 85 10−12 F m−1 ) q 1, q 2 muatan (C)

·

r jarak ion (m) 2. Interaksi Van der waals (a) Interaksi Dipol-dipol Interaksi ini terjadi antar molekul polar (b) Interaksi Non-dipol - non-dipol (London) Interaksi ini terjadi antar molekul non-polar (c) Interaksi Dipol-Ion Interaksi ini terjadi antara molekul polar dan ion b c

Lihat bab 7 sehingga disebut energi coloumb

10.1. PENGARUH IKATAN DAN INTERAKSI ANTAR MOLEKUL BERBEDA109

3. Ikatan Hidrogen Secara definisi interaksi dipol-dipol, seharusnya ikatan hidrogen termasuk pada interaksi dipol-dipol, namun ikatan hidrogen memiliki kekuatan yang jauh lebih besar di bandingkan dengan interaksi dipol-dipol sehingga interaksi ikatan hidrogen dipisahkan dari interaksi dipol-dipol. Pada awalnya, ikatan hidrogen hanya didefinisikan ikatan yang terbentuk antara hidrogend dengan atom yang memiliki kelektronegatifan tinggi (F,O,N). Namun, definisi ini tidak lagi digunakan, ciri utama dari ikatan hidrogen adalah energi ikatan yang kuat ( 100 kJ/mol), sehingga ikatan hidrogen juga harus memenuhi sudut ikatan tertentu sehingga menghasilkan ikatan yang kuat.

≈

10.1

Pengaruh Ikatan dan Interaksi antar Molekul Berbeda

Interaksi yang terjadi antar molekul yang berbeda memengaruhi beberapa sifat fisik dari larutan yang mengandung campuran molekul-molekul tersebut. Beberapa sifat fisik campuran yang dipengaruhi oleh interaksi antar molekul : 1. Kelarutan Suatu zat yang memiliki sifat sejenis akan saling melarutkan. Hal ini disebabkan interaksi mereka yang sejenis sehingga ’seolah-olah’ tidak membedakan antara molekul pelarut dan zat terlarut disebabkan sifat yang sama. Contohnya air dan etanol, keduanya merupakan senyawa polar etanol larut sempurna dalam air. Sedangkan campuran air dan minyak tidak saling melarutkan sebab air bersifat polar sedangkan minyak bersifat non-polar. Sifat kelarutan suatu zat dalam pelarut air (larut, tidak larut atau sukar larut) dapat diketahui dengan melihat nilai K sp dari zat tersebut yang akan dibahas pada Bab 14 2. Titik didih campuran Suatu zat dapat mendidih jika tekanan uap zat tersebut sama dengan tekanan luar. Zat merupakan campuran senyawa volatile e , titik didih senyawa tersebut berada diantara kedua senyawa tersebut. Hal ini d

hidrogen yang berinteraksi juga harus berikatan dengan atom yang elektronegatif (F,O,N) e Senyawa yang mudah menguap, biasanya berwujud cair dalam suhu kamar

110


disebabkan karena kontribusi tekanan uap masing-masing zat, menghasilkan tekanan uap total dari campuran. P campuran = χ A P A0 + χB P B0

·

·

(10.2)

χA = Fraksi mol zat A = Fraksi mol zat B χB 0 P A = Tekanan uap zat A P B0 = Tekanan uap zat B P campuran = Tekanan uap campuran Persamaan 10.2, hanya bisa digunakan untuk larutan yang ideal. Jika larutan tersebut bukan merupakan larutan ideal, maka akan terdapat titik azeotropf disebabkan gaya tarik-menarik atau tolak-menolak zat yang bercampur sangat kuat. Sedangkan pada campuran senyawa volatile dan non-volatile , titik didih campuran biasanya lebih tinggi dari pelarutnyag . 3. Titik leleh campuran Titik leleh campuran lebih rendah dari pada larutannya 4. Tata cara pemisahan campuran Pemisahan campuran senyawa yang memiliki sifat sejenis, lebih sulit untuk dipisahkan. Hal ini disebabkan kedua molekul memiliki jenis interaksi yang sama sehingga sulit dibedakan antar molekul.

10.1.1

Sifat Fisik Material

Sifat fisik material dengan ikatan kovalen Beberapa material yang hanya memiliki ikatan kovalen antara lain intan dengan struktur ikatan kovalen antar atom C dan kuarsa dengan struktur kovalen dari SiO2 . Beberapa sifat senyawa dengan ikatan kovalen : 1. Keras 2. Memiliki titik leleh dan titik didih tinggi 3. Tidak menghantarkan listrik f

Titik Azeotop merupakan titik dimana suatu zat tidak dapat dipisahkan secara destilasi. Titik azeotrop dapat lebih tinggi maupun lebih rendah dari kedua titik didih zat yang bercampur g Perhitungan ada pada sub-Bab 12.2

10.1. PENGARUH IKATAN DAN INTERAKSI ANTAR MOLEKUL BERBEDA111

Sifat material dengan ikatan logam Ikatan logam umumnya terlihat dalam unsur logam antara lain Au, Fe, Na dll. Beberapa sifat senyawa dengan ikatan logam : 1. Mudah ditempa 2. Mengkilat 3. Konduktor yang baik

Sifat material dengan interaksi ionik Interaksi ionik terdapat dalam garam misalnya NaCl, KCl, MgCl2 dll 1. Padatan tidak menghantarkan listrik 2. Titik leleh dan titik didih tinggi 3. Larut dalam air 4. Rapuh

Sifat material dengan interaksi dipol-dipol Interaksi dipol-dipol lebih lemah dibandingkan dengan interaksi ionik sehingga titik leleh dan titik didih senyawa dipol akan lebih rendah dibandingkan dengan senyawa ionik. Senyawa dipol merupakan senyawa yang polar sehingga larut dalam pelarut polar

Sifat material dengan interaksi non-dipol - non-dipol Interaksi non-dipol - non-dipol lebih lemah dibandingkan dengan interaksi dipol-dipol sehingga titik leleh dan titik didih senyawa non-dipol akan lebih rendah dibandingkan dengan senyawa dipol, maka umumnya senyawa nondipol akan berwujud gas. Namun, jika interaksi non-dipol berjumlah sangat banyak, maka kekuatan interaksi ini dapat sangat kuat sehingga material akan berwujud padat (Ini terjadi pada polimer)

10.1.2

Contoh Soal

1. Urutkan senyawa-senyawa F2 , HBr, NaCl dan HF berdasarkan kenaikan titik didihnya. 2. Tuliskan semua jenis interaksi antar molukel asam semut, HCOOH.

112


3. Tuliskan jenis interaksi antar molekul yang paling kuat pada CH3 OCH3. 4. Tentukan zat manakah yang memiliki tegangan permukaan yang lebih besar, dietil eter (C2 H5 OC2H5 ) atau 1,3-propanadiol CH2 (OH)CH2 CH2 OH. Berikan alasan Anda. 5. Kristal A memiliki titik didih leleh 371 K, lunak dan menghantarkan listrik. Kristal B memiliki titik leleh 388 K, sekitar 30 kali lebih keras daripada Kristal A, dan tidak dapat menghantarkan listrik. Tentukan jenis Kristal A dan B.

Jawaban : 1. Urutkan senyawa-senyawa F2 , HBr, NaCl dan HF berdasarkan kenaikan titik didihnya. NaCl > HF > HBr > F2 2. Tuliskan semua jenis interaksi antar molukel asam semut, HCOOH. Ikatan hidrogen, gaya dispersi london, dan gaya dipol-dipol. 3. Tuliskan jenis interaksi antar molekul yang paling kuat pada CH3 OCH3. Ikatan Hidrogen 4. Tentukan zat manakah yang memiliki tegangan permukaan yang lebih besar, dietil eter (C2 H5 OC2H5 ) atau 1,3-propanadiol CH2 (OH)CH2 CH2 OH. Berikan alasan Anda. Propanadiol memiliki tegangan permukaan yang lebih besar. Hal ini disebabkan propanadiol memiliki interaksi ikatan hidrogen sehingga ikatan antar molekul menjadi lebih kuat dan lebih rapat, sedangkan dietil eter, interaksi yang terjadi hanya dipol-dipol dan gaya london yang cenderung jauh lebih lemah dibandingkan ikatan hidrogen. 5. Kristal A memiliki titik didih leleh 371 K, lunak dan menghantarkan listrik. Kristal B memiliki titik leleh 388 K, sekitar 30 kali lebih keras daripada Kristal A, dan tidak dapat menghantarkan listrik. Tentukan jenis Kristal A dan B. A = Kristal senyawa logam B = Kristal senyawa kovalen

Bab 11 Kristal Kristal memiliki sebuah unit (sel satuan) yang dapat merepresentasikan keseluruhan unit yang ada di material tersebut. Kristal dapat terbentuk dari susunan atom yang sama maupun susunan atom yang berbeda. Jika susunan atomnya sama maka kristal dapat dibagi menjadi struktur sederhana (simple), pusat badan (body center), pusat muka (face center). Jika susunan terdiri dari beberapa atom, maka struktur kristal biasanya diberi nama sesuai dengan senyawanya. Misalnya NaCl, CaF2, CsCl, ZnS, dan TiO 2 .

11.1

Jenis Struktur Kristal

Secara besar, sistem kristal dibagi menjadi 7 buah sistem kristal, yaitu : 1. Kristal Kubik 2. Kristal Tetragonal 3. Kristal Monoklin 4. Kristal Ortorombik 5. Kristal Heksagonal 6. Kristal Triklin 7. Kristal Rombohedral 113

114

BAB 11. KRISTAL

Gambar 11.1: Parameter unit sel

Jenis Kristal Kubik Tetragonal Monoklin Ortorombik Heksagonal Triklin Rombohedral

Parameter a=b=c a=b=c a=b=c a=b=c a=b=c a=b=c a=b=c

       

Sudut antar sumbu α = β = γ = 900 α = β = γ = 900 α = γ = 900 ; β = 900 α = β = γ = 900 α = β = 900 ; γ = 1200 α = β = γ α = β = γ = 900



 



Tabel 11.1: 7 buah sistem kristal beserta parameter

11.1.1

Kristal Atom

Simple Cubic Crystal (SC)

Simple Cubic (Kubus Sederhana) merupakan struktur kubik yang paling ja-

rang terjadi pada atom. Hanya kristal dari Polonium (Po) yang memiliki struktur kristal seperti ini. Struktur ini memiliki terdiri atas 8 atom yang ada pada titik sudut kubus. Jumlah atom dalam 1 unit sel :

115

11.1. JENIS STRUKTUR KRISTAL

1 1 .8 = 1 (Atom ini menempati kubus dari V totalnya) 8 8 Total Atom = 1 atom. Body Center Cubic Crystal (BCC)

Body Center Cubic (Kubus Pusat Badan) merupakan struktur kubik yang

memiliki sedikit perbedaan dengan struktur FCC. Struktur ini memiliki terdiri atas 8 atom yang ada pada titik sudut kubus dan 1 atom berada kubus. Jumlah atom dalam 1 unit sel : 1 1 .8 = 1 (Atom ini menempati kubus dari V totalnya) 8 8 1 atom tepat di tengah kubus Total Atom = 2 atom. Face Center Cubic Crystal (FCC)

Face Center Cubic (Kubus Pusat Muka) merupakan struktur kubik yang

umum ada pada atom. Struktur ini memiliki terdiri atas 8 atom yang ada pada titik sudut kubus dan 6 atom berada di tengah muka kubus. Jumlah atom dalam 1 unit sel : 1 .8 = 1 (Atom ini menempati kubus 8 1 .6 = 3 (Atom ini menempati kubus 2

1 dari V totalnya) 8 1 dari V totalnya) 2

Total Atom = 4 atom.

Gambar 11.2: Ilustrasi struktur kristal kubik

116

BAB 11. KRISTAL

Hexagonal Closed Packed Crystal (HCP)

Hexagonal Closed Package (Susunan Rapat Heksagonal) merupakan salah

satu struktur heksagonal yang dimiliki atom. Struktur ini memiliki struktur dengan menyusun atom berbentuk heksagon kemudian ditumpuk dengan susunan heksagon lain biasa disebut susunan ABA.

Gambar 11.3: Ilustrasi struktur kristal HCP

11.1.2

Kristal Ionik

Struktur Tipe NaCl Struktur NaCl memiliki tipe struktur. Struktur ini terdiri dari 4 ion Na+ dan 4 atom Cl− .

Gambar 11.4: Struktur kristal NaCl

Jumlah ion dalam 1 unit sel :

(

1 1 8) + ( 6) = 4 Ion Cl− (warna hijau) 8 2 1 ( 12) + 1 = 4 Ion Na+ (warn ungu) 4

·

·

·


Struktur Tipe CsCl Struktur CsCl memiliki tipe struktur

Gambar 11.5: Struktur kristal CsCl


(

1 8) = 1 Ion Cl− (warna hijau) 8 1 = 1 Ion Cs+ (warna ungu)

·

Struktur Tipe Flourite CaF 2 Struktur CaF2 memiliki tipe struktur

Gambar 11.6: Struktur kristal CaF2


117

118

BAB 11. KRISTAL

(

1 1 8) + ( 6) = 4 Ion Ca2+ (warna hijau) 8 2 8 = 8 Ion F− (warna merah)

·

·

Struktur Tipe Blenda ZnS Struktur ZnS memiliki tipe struktur

Gambar 11.7: Struktur kristal ZnS


(

1 1 8) + ( 6) = 4 Ion Zn2+ (warna ungu) 8 2 4 = 4 Ion S2− (warna krem)

·

·

Struktur Tipe Rutile (TiO 2 ) Struktur TiO2 memiliki tipe struktur


119

Gambar 11.8: Struktur kristal TiO2

Jumlah ion dalam 1 unit sel : 1 8) + 1 = 2 Ion Ti4+ (warna kuning) 8 1 ( 4) + 2 = 4 Ion O2− (warna merah) 2 (

11.1.3

· ·

Contoh Soal

1. Gambarkan struktur kristal pyrolusite (MnO2 ) yang memiliki struktur tipe rutile

Jawaban :

1. Warna kuning menunjukkan atom Mn dan warna merah menunjukkan atom oksigen

120

BAB 11. KRISTAL

11.2

Energi Kisi

Energi kisi merupakan energi yang dilepaskan saat ion-ion dalam gas berubah menjadi padatan kristalnya. Perhitungan energi kisi dapat dilakukan dengan 2 cara : •

Menggunakan Siklus Born-Haber Perhitungan energi kisi menggunakan siklus Born-Haber didasarkan pada hukum Hess sehingga data termodinamik sangat diperlukan dalam menggunakan metode ini. Berikut sebuah contoh Siklus Born-Haber FeO(s) F e2+ (g) + O(g) EI 2,F e

 

F e+ (g) + O(g) EI 1,F e

AE O

 

F e(g + O(g)   1 2

 

2− F e2+ (g) + O(g)

DO=O

F e(g) + 21 O2(g)

U 0

 

∆H sub,Fe 0   ∆H f,FeO 1  F e(s) + 2 O2(g) F eO(s) Menggunakan sifat dari ∆H yang hanya bergantung keadaan awal dan keadaan akhir, maka dari siklus tersebut dapat disusun persamaan 1 ∆H f ,FeO = ∆H sub,Fe + DO=O + EI 1,F e + EI 2,F e + AE O + U 0 2 •

Menggunakan Persamaan Born-Lande Perhitungan energi kisi menggunakan persamaan Born-Lande didasarkan pada interaksi elektrostatik antar ion-ion yang terdapat dalam kristal sehingga perhitungannya pun mirip dengan hukum coloumb. N A A z + z − e2 ∆U = 4πε 0 r

| || |

N A = biangan avogadro A = konstanta madelung

−  1

1 n

(11.1)

11.2.

121

ENERGI KISI

z + = muatan ion positif z − = muatan ion negatif e = muatan elektron (1.602 10−19 C) r = jarak antar ion ε0 = permitivitas ruang vakum (8.854 10−12 C 2 /m) n = bilangan bulat yang ditentukan dari konfigurasi elektron anion dan kation

·

·

Persamaan Born-Lande merupakan persamaan yang menghitung energi kisi berdasarkan gaya tarik-menarik dan tolak-menolak elektrostatik yang ada dalam struktur kristal. Nilai konstanta Madelung (A) merupakan parameter khusus yang mencirikan struktur kristal yang dibentuk dari senyawa ionik tersebut, sehingga tiap jenis struktur kristal akan berbeda.

11.2.1

Contoh Soal

1. Rubidium hidrida (RbH) memiliki sel satuan kubus dengan ion Rubidium menempati setiap pojok kubus dan pusat muka kubus, sementara ion hidrida berada di tengah setiap sisi kubus dan di pusat badan kubus. Rapat massa dan Mr RbH berturut-turut adalah 2,6 g/cm3 dan 86,5 g/mol

(a) Dalam sel satuan : i Banyak ion Rb+ = ii Banyak ion H− =

122

BAB 11. KRISTAL

(b) Tentukan panjang sisi kubus sel satuan RbH dalam pm. (c) Tentukan jari-jari ion hidrida jika diketahui jari-jari ion Rubidium = 166 pm. (d) Gambarkan lingkar Born Haber untuk reaksi pembentukan RbH. Diketahui : Energi pembentukan stan- = -52.3 kJ/mol dar RbH Energi sublimasi Rb = 81 kJ/mol Energi ionisasi pertama Rb = 403 kJ/mol Energi ikat Hidrogen = 436 kJ/mol Afinitas elektron Hidrogen = 73 kJ/mol Energi kisi RbH = 685 kJ/mol (e) Hitung perubahan entalpi (H) pembentukan 1 mol ion hidrida (H− ) dari gas hidrogen.

Jawaban : 1. Rubidium hidrida (RbH) memiliki sel satuan kubus dengan ion Rubidium menempati setiap pojok kubus dan pusat muka kubus, sementara ion hidrida berada di tengah setiap sisi kubus dan di pusat badan kubus. Rapat massa dan Mr RbH berturut-turut adalah 2,6 g/cm3 dan 86,5 g/mol

(a) Dalam sel satuan : i Banyak ion Rb+ = 4 ii Banyak ion H− = 4

11.2.

123

ENERGI KISI

(b) Tentukan panjang sisi kubus sel satuan RbH dalam pm. m V 4M r,RbH = N A a3 4 86.5 g/mol 2.6 g/cm3 = 6.02 1023 /mol a3 a = 6.046 10−8 cm = 604.6 pm ρ =

· · ·

·

·

(c) Tentukan jari-jari ion hidrida jika diketahui jari-jari ion Rubidium = 166 pm. a = 2(rRb+ + rH − ) 604.6 = 2(166 + rH − ) rH − = 136.3 pm (d) Gambarkan lingkar Born Haber untuk reaksi pembentukan RbH. Diketahui : Energi pembentukan stan- = -52.3 kJ/mol dar RbH Energi sublimasi Rb = 81 kJ/mol Energi ionisasi pertama Rb = 403 kJ/mol Energi ikat Hidrogen = 436 kJ/mol Afinitas elektron Hidrogen = 73 kJ/mol Energi kisi RbH = 685 kJ/mol

(e) Hitung perubahan entalpi (H) pembentukan 1 mol ion hidrida (H− ) dari gas hidrogen. 1 H 2(g) 2

→ H H → H − 1 H → H − 2 (g)

(g)

2(g)

(g)

(g)

1 436 kJ/mol 2 ∆H = 73 kJ/mol

∆H =

·

∆H = 291 kJ/mol

124

11.3

BAB 11. KRISTAL

Penentuan Masa Jenis Kristal

Massa jenis kristal ionik dapat ditentukan dengan bantuan stuktur umum dari kristal tersebut. Pendekatan lain adalah asumsi bahwa kristal itu bebas cacat sehingga strukturnya homogen di semua sisi. n

ρ =



z Ari

i=1

N A a3

(11.2)

ρ= massa jenis kristal (g/cm3 ) z = Jumlah ion dalam 1 kisi kristal Ar = masa atom relatif dari ion dalam kristal (g/mol) N A = bilangan avogadro (/mol) a= panajang kisi (cm)

11.3.1

Contoh Soal

1. Logam Pt Platinum(Pt) merupakan logam yang umum digunakan sebagai katalis pada reaksi senyawa organik. Pt merupakan salah satu logam mulia. Selain sebagai katalis, logam Pt juga digunakan sebagai bahan baku obat anti kanker P t(NH 3 )2 Cl2 (cis-platin). Kristal Pt memiliki struktur FCC dengan panjang rusuk 392.42 pm. Logam Pt dapat memiliki 2 buah biloks yakni +2 dan +4.

11.4.

125

HUKUM BRAGG

(a) Sebutkan nama IUPAC dari cis-Platin dan gambarkan strukturnya diammin dikloro Platina(II) (b) Hitunglah r atom Pt Jawaban : Pada kristal FCC, terlihat bahwa nilai diagonal ruang merupakan penjumlahan dari diameter 2 atom yang menyusunnya, sehingga 4r = s 2 dengan s = rusuk dari kristal

√

√ √

4rP t = s 2 1 rP t = s 2 4 1 = 392.42 2 pm 4 = 138.74 pm

√

(c) Hitunglah ρ logam Pt Jawaban : Karena jumlah atom pada struktur FCC adalah 4, maka ρ = =

4 M r N A s3

·

·

4 195 g/mol mol−1 (392.42 10−10 cm)3

6.02 1023 = 21.44g/cm3

11.4

·

·

·

·

Hukum Bragg

Struktur kristal dapat diketahui menggunakan analisis kristalografi yang menggunakan hukum bragg dalam penerapannya. nλ = 2d sin θ

(11.3)

λ = panjang gelombang yang digunakan (m) d = jarak antar layer (m) θ = sudut pantul n = sebuah bilangan bulata Setiap kristal memiliki pola kristalografi yang khas sehingga dengan membandingkan kromatogram suatu sampel dengan kromatogram dari suatu standar, struktur kristal dapat ditentukan. a

urutan bilangan bulat menentukan struktur kristal

126

BAB 11. KRISTAL

11.4.1

Contoh Soal

1. Logam natrium mengkristal dengan struktur kubus berpusat badan. (a) Hitung persen volume sel satuan yang ditempati oleh atom Na. (b) Difraksi sinar-X dengan menggunakan panjang gelombang 154 pm dan n=1 pada bidang (111) logam natrium menunjukkan puncak sudut θ =18 0 . Tentukan berapa pm jarak antar bidang (111), d111 . (c) Diketahui sisi sel satuan kubus = 432 pm. Hitung jari-jari atom logam.

Jawaban : 1. Logam natrium mengkristal dengan struktur kubus berpusat badan. (a) Hitung persen volume sel satuan yang ditempati oleh atom Na.

√

a 3 = 4rN a V atom %V olume = 100% V kubus 2 43 π(rNa )3 = 100% a3 2 43 π(rNa )3 = 100% 3 ( 4r√ Na ) 3

·

· ·

= 67.98% (b) Difraksi sinar-X dengan menggunakan panjang gelombang 154 pm dan n=1 pada bidang (111) logam natrium menunjukkan puncak sudut θ = 180 . Tentukan berapa pm jarak antar bidang (111), d111 . 2d sin θ = nλ 2d sin180 = 1 154 pm d = 249.17 pm

·

·

(c) Diketahui sisi sel satuan kubus = 432 pm. Hitung jari-jari atom

11.4.

127

HUKUM BRAGG

logam.

√

a 3 = 4rNa rN a

√

a 3 = 4 432 pm 3 = 4 = 187.06 pm

√

128

BAB 11. KRISTAL

Bab 12 Cairan dan Larutan 12.1

Sifat Asam-Basa Larutan

1. Teori Arhennius

Asam menghasilkan H + ketika dilarutkan dalam aira Contoh : HCl, HBr, H2 SO4 Basa menghasilkan OH − ketika dilarutkan dalam air Contoh : NaOH, KOH, Mg(OH) 2 Teori gagal menjelaskan sifat asam/basa dari air. Hal ini disebabkan air dapat menghasilkan H+ dan OH− sehingga melalui teori ini, sifat asam/basa air tidak dapat ditentukan 2. Teori Bronsted-Lowry

Asam merupakan donor proton Basa merupakan aseptor proton H 2 O(l) + HCl (aq) H 2 O(l) + N H 3(aq)

 

+ − H 3 O(aq) + Cl(aq)

(12.1)

+ − NH 4(aq) + OH (aq)

(12.2)

Teori ini mampu menjelaskan sifat asam/basa dari air. Melalui persamaan 12.1, air bersifat sebagai basa sedangkan pada persammaan 12.2 air bersifat sebagai asam. Namun, jika pelarut merupakan zat yang tidak dapat menghasilkan proton (mis. BF3 ), teori ini tidak dapat mejelaskan sifat asam/basa dari larutan tersebut. a

sebenarnya yang dihasilkan adalah H 3 O+ tapi sering hanya disebut sebagai H +

129

130

BAB 12. CAIRAN DAN LARUTAN

3. Teori Lewis

Asam merupakan aseptor pasangan elektron bebas Basa merupakan donor pasangan elektron bebas Teori Lewis dapat menggambarkan sifat asam basa dari reaksi

− + BF 3(aq) F (aq)

→ BF −

4(aq)

(12.3)

Pada reaksi 12.3, ion F − berperan sebagai basa sebab mendonorkan PEBb pada BF 3 dan BF 3 menjadi asam disebabkan menerima PEB dari F − .

12.1.1

Contoh Soal

1. Asam Borat (B(OH)3 ) merupakan asam lemah. Tuliskan persamaan reaksi yang menunjukkan bahwa spesi tersebut merupakan asam lemah

Jawaban : 1. B(OH )3(aq) + 2H 2 O(l)

12.2



+ B(OH )− 4(aq) + H 3 O(aq)

(12.4)

Sifat Koligatif

Dalam sifat koligatif larutan, biasanya digunakan satuan yang disebut molalitasc (b) molalitas merupakan satuan konsentrasi yang ditunjukkan dengan jumlah zat yang ada dalam 1 Kg pelarut.

12.2.1

Kenaikan titik didih

Jika suatu zat dimasukkan oleh partikel non-volatile, maka akan terjadi perubahan pada titik didih(T b ). T b menjadi lebih tinggi dari sebelumnya. Dirumuskan : ∆T b = b K b

·

(12.5)

K b merupakan konstanta kenaikkan titik didihd jika, suatu zat dapat terurai, maka perhitungan harus mempertimbangkan b

Pasangan Elektron Bebas berbeda dengan Molaritas (M), lihat sub-bab 16.1 d berbeda tiap pelarut c

12.2.

131

SIFAT KOLIGATIF

faktor van’t hoff (i), hal ini disebabkan nilai molalitas dihitung per partikel sehingga senyawa yang terionisasi haris dihitung tiap ionnya. dan perhitungan berubah menjadi : ∆T b = b K b i

· ·

(12.6)

∆T b = perubahan titik didih b = molalitas zat K b = konstanta perubahan titik didih i = faktor Van’t Hoff (i = 1 + (n

− 1)α)

α = Derajat dissosiasi zate n = jumlah ion yang terurai

12.2.2

Penurunan titik beku

Jika suatu zat dimasukkan oleh partikel non-volatile, maka akan terjadi perubahan pada titik beku (T f ). T f menjadi lebih rendah dari sebelumnya. Dirumuskan : ∆T f = b K f

·

(12.7)

K f merupakan konstanta kenaikkan titik bekuf jika suatu zat dapat terurai maka : ∆T f = b K f i

· ·

∆T f Perubahan titik beku b Molalitas zat K f Konstanta perubahan titik beku i faktor Van’t Hoff e

pada elektrolitkuat α berbeda tiap pelarut

f

≈1

(12.8)

132

12.2.3


Penurunan Tekanan Uap

Suatu zat cair, selalu memiliki kesetimbangan dengan fasa uapnya, misalnya H2 O dapat dituliskan melalui persamaan berikut : H 2 O(l)



H 2 O(g)

(12.9)

nilai tekanan uap pada suhu tertentu adalah nilai K (konstanta kesetimbangan) dari reaksi 12.9. Suatu zat dapat mendidih jika P0 = Pluar , sehingga jika terjadi penurunan tekanan uap maka akan berdampak pada kenaikan titik didihnya. Nilai tekanan uap suatu larutan dapat dirumuskan : P = χ terlarut P 0

(12.10)

·

P 0 = Tekanan uap larutan χterlarut = fraksi mol zat terlarut P 0 = Tekanan uap larutan murni Persamaan 12.10 digunakan jika zat terlarut merupakan zat yang non-volatile . Jika campuran terdiri dari campuran zat yang volatile , maka rumusan dapat digunakan N

P total =

 i=1

χi P i0

·

(12.11)

Pada persamaan 12.11, tekanan total merupakan jumlah dari tekanan masingmasing zat yang ada dalam campuran tersebut.

12.2.4

Tekanan Osmosis

Tekanan osmosis merupakan tekanan yang dibutuhkan agar suatu larutan tidak mengalami proses osmosis. Tekanan osmosis dari suatu larutan dirumuskan : Π = MRT i

Π = tekanan osmosis (atm) M = molaritas zat(M) R = konstanta gas (0,08205 L atm/mol K) T = suhu (K) i = faktor Van’t Hoff

·

·

(12.12)

12.2.

133

SIFAT KOLIGATIF

12.2.5

Contoh Soal

Suatu larutan mengandung benzena (Mr = 72,0) dan toluena (Mr = 92,0). Pada 900 C, fraksi mol toluena dalam fasa uap di atas larutan tersebut adalah 0,23, diketahui pada 900 C, tekanan uap murni toluena dan benzena berturutturut adalah 54,1 kPa dan 136,3 kPa. Larutan tersebut diasumsikan bersifat ideal 1. Tentukan fraksi mol toluena dalam larutan tersebut 2. Hitung tekanan total fasa uap larutan tersebut pada 900 C 3. Larutan toluena dan benzana pada komposisi tertentu mendidih pada 900C dan 1 atm, tentukan fraksi mol toluena dalam larutan yang mendidih pada 900 C dan 1 atm (1 atm = 100kPa)

Jawaban : Suatu larutan mengandung benzena (Mr = 72,0) dan toluena (Mr = 92,0). Pada 900 C, fraksi mol toluena dalam fasa uap di atas larutan tersebut adalah 0,23, diketahui pada 900 C, tekanan uap murni toluena dan benzena berturut-turut adalah 54,1 kPa dan 136,3 kPa. Larutan tersebut diasumsikan bersifat ideal 1. Tentukan fraksi mol toluena dalam larutan tersebut χuap toluen = = 0, 23 = χtoluen

P toluen P total (1

−

(1 = 0, 43

−

0 χtoluen P toluen 0 0 χtoluen) P benzena + χtoluen P toluen χtoluen 54, 1 χtoluen) 136, 3 + χtoluen 54, 1

· ·

·

·

·

·

2. Hitung tekanan total fasa uap larutan tersebut pada 900 C P total = P toluen + P benzena = P toluen + P benzena 0 0 = (1 χtoluen ) P benzena + χtoluen P toluen = (1 0, 23) 136, 3 + 0, 23 54, 1 = 117, 94 kPa

− −

·

·

·

·

3. Larutan toluena dan benzana pada komposisi tertentu mendidih pada 900 C dan 1 atm, tentukan fraksi mol toluena dalam larutan yang

134


mendidih pada 900 C dan 1 atm (1 atm = 100kPa) χuap toluen =

P toluen P total

0 χtoluen P toluen = 0 0 χbenzena P benzena + χtoluen P toluen χtoluen 54, 1 100 = (1 χtoluen ) 136, 3 + χtoluen 54, 1 χtoluen = 0, 442

·

·

−

·

·

·

·

Bab 13 Gas 13.1

Hukum Gas Ideal

Suatu Gas disebut gas ideal, jika memiliki syarat sebagai berikut : •

•

•

In Compresibble Suatu gas ideal memiliki tekanan sama ke segala arah Tumbukan Sempurna Tumbukan yang terjadi dalam gas ideal harus lenting sempurna. Tidak ada energi yang hilang ketika tumbukan. Partikel di anggap titik Ukuran partikel diabaikan.

Hukum Gas Ideal dirumuskan :

P V = nRT

(13.1)

P Tekanan gas (atm) V Volume Gas (L) T Suhu (K) R Konstanta Gas (0,08205 L.atm/mol.K)a n Jumlah gas (mol) a

R dapat bernilai lain, hal ini mengacu pada satuan yang digunakan R = 8,314 J/mol.K jika yang digunakan adalah satu SI Tekanan dalam Pa dan Volume dalam m3

135

136

BAB 13.

13.1.1

GAS

Hukum Dalton

Hukum Dalton menyatakan bahwa : ”Tekanan total dari suatu sistem gas merupakan penjumlahan dari tekanan parsial dari setiap gas yang ada.” Dirumuskan sebagai : P total = P A + P B + . . .

P A = χ A P total nA χA = ntotal

·

(13.2) (13.3) (13.4)

Note 13.1.1 χA adalah fraksi mol zat A

13.1.2

Contoh Soal

1. Kantung Udara Kantung udara menggunakan N 2 sebagai gas pengisinya. Gas ini dibuat menggunakan garam N aN 3 , melalui reaksi 2N aN 3(s)

→ 2Na

(s) +

3N 2(g)

Garam N aN 3 dibuat dengan mereaksikan NaNH 2 dan N 2 O dengan reaksi, sebagai berikut : 2NaNH 2(s) + N 2 O

→ N aN

3(s) +

NaOH + N H 3

(a) Gambarkan struktur lewis ion N 3− dan N 2 O (b) Berapa gram NaN 3 yang dibutuhkan untuk mengisi penuh kantung udara yang memiliki volume 15L, pada suhu 50o C dan tekanan 1.25 atm Jawaban : (a) Gambarkan struktur lewis ion N 3− dan N 2 O

137

13.2. HUKUM GAS NYATA

(b) Berapa gram NaN 3 yang dibutuhkan untuk mengisi penuh kantung udara yang memiliki volume 15 L, pada suhu 50o C dan tekanan 1.25 atm P V = nRT m P V = RT Mr m 1, 25 15 = 0, 08206 (50 + 273) 65 m = 45, 98 g

·

13.2

·

·

Hukum Gas Nyata

Dalam beberapa kasus, hukum gas ideal tidak berlaku lagi. Hal ini disebabkan asumsi yang digunakan pada gas ideal tidak berlaku untuk kondisi tertentu. Asumsi gas ideal tidak dapat digunakan jika : 1. Tumbukan tidak lenting sempurna Pada gas ideal,diasumsikan bahwa tumbukan antara gas ideal terjadi secara lenting sempurna. Jika T 0 K, maka tumbukan mendekati lenting sempurna, namun semakin tinggi suhu, maka tumbukan antara gas menjadi tidak lenting sempurna sehingga tekanan gas dari hasil teoritis akan lebih besar

→

2. Partikel gas tidak dianggap titik Pada gas ideal diasumsikan bahwa volume partikel gas dianggap titik, dengan kata lain volume (V) partikel gas diabaikan sehingga menyebabkan V yang diukur merupakan V yang ditempati gas . Jika n 0, maka V partikel gas memang mendekati 0, namun semakin banyak jumlah partikel, maka V partikel gas akan berpengaruh sehingga nilai V harus lebih kecil dari nilai V yang didapat

→

Oleh sebab itu, Van der Waals mengoreksi hukum gas ideal dan merubahnya menjadi persamaan gas nyata :



n2 P + a 2 V



(V

− nb) = nRT

(13.5)

a dan b merupakan nlai konstanta van der Waals yang masing-masing zat berbeda

138

13.2.1

BAB 13.

GAS

Contoh Soal

1. Data di bawah ini merupakan data nilai (b) sebagian molekul gas. Sebutkan makna fisis dari data nilai textbfb, korelasikan dengan data di bawah ini Senyawa b (10−1 dm3 mol−1 ) CO2 4.29 CO 3.95 Xe 5.16 C6 H6 11.93

Jawaban : 1. Konstanta b memiliki makna ukuran molekul, semakin besar ukuran molekul maka nilai b akan semakin besar

Bab 14 Kesetimbangan Kimia Suatu reaksi disebut reaksi kesetimbangan ketika suatu reaksi berjalan 2 arah. Kesetimbangan kimia terjadi jika suatu reaksi kimia memiliki laju reaksi ke kanan maupun ke kiri yang seimbang, sehingga tidak terjadi lagi perubahan secara makro dari spesi zat tersebut. Karena tidak terjadi perubahan, maka akan ada suatu konstanta yang biasa kita definisikan sebagai K . x Πa produk K = Πayreaktan

(14.1)

Πa = hasil kali koefisien aktifitas zat x, y = koefisien reaksi Inti dari proses menuju kesetimbangan adalah agar suatu reaksi kimia memiliki potensial kimia yang sama. Untuk aktifitas fasa gas digunakan tekanan (P)a dan konsentrasi ([ ]) untuk larutan, sementara untuk cair dan padat bernilai 1b .

14.1

Sifat dan Jenis Kesetimbangan

14.1.1

Jenis kesetimbangan

1. Kesetimbangan Asam-Basa Kesetimbangan asam basa merupakan kesetimbangan yang terjadi paa

sebenarnya aktifitas suatu spesi juga dipengaruhi oleh koefisien aktivitas γ sehingga untuk gas a = γP namun nilai γ 1 jika dalam keadaan encer b Hal inilah yang menyebabkan padatan dan cairan tidak pernah ditulis dalam persamaan kesetimbangan

≈

139

140

BAB 14. KESETIMBANGAN KIMIA

da reaksi asam-basa. Konstanta yang digunakan dalam reaksi adalah konstanta kesetimbangan asam (K a), konstanta kesetimbangan basa (K b ), dan konstanta kesetimbangan ionisasi air (K w ).c Suatu persamaan reaksi dari larutan asam HA HA(aq) + H 2 O(l)



+ H 3 O(aq) + A− (aq)

(14.2)

Dari persamaan reaksi 14.2, rumusan tetapan kesetimbangan dapat dituliskan sebagai [H 3 O+][A− ] K a = (14.3) [HA] Suatu persamaan reaksi dari larutan asam B B(aq) + H 2O(l)



+ − HB(aq) + OH (aq)

(14.4)

Dari persamaan reaksi 14.4, rumusan tetapan kesetimbangan dapat dituliskan sebagai [OH − ][HB + ] K b = (14.5) [B] 2. Kesetimbangan Kelarutan Kesetimbangan kelarutan merupakan kesetimbangan yang terjadi pada reaksi pelarutan garamd . Tetapan kesetimbangan dilambangkan dengan (K sp ). Misalkan suatu garam sukar larut AB dilarutkan dalam air x− Ax By(s)  xAy+ (14.6) (aq) + yB (aq) Dari persamaan reaksi 14.6, rumusan tetapan kesetimbangan K sp = [Ay+]x [B x− ]y

(14.7)

3. Kesetimbangan Pembentukan Kompleks Kesetimbangan pembentukan kompleks merupakan kesetimbangan yang terjadi pada reaksi pembentukan ion kompleks. Konstanta yang digunakan dilambangkan dengan (K f ). Suatu kompleks ABx yang terbentuk dari ion A x+ dan ion B −

− Ax+ (aq) + xB(aq)



ABx

(14.8)

Dari persamaan reaksi 14.8, rumusan tetapan kesetimbangan K f = c d

biasanya dalam pelarut air biasanya garam sukar larut

[ABx ] [Ax+ ][B − ]x

(14.9)

141

14.1. SIFAT DAN JENIS KESETIMBANGAN

4. Kesetimbangan Distribusi Kesetimbangan distribusi merupakan kesetimbangan yang terjadi pada reaksi pelarutan zat pada dua pelarut yang berbeda. Konstanta dilambangkan dengan (K D ). Misalnya iodin (I 2 ) yang dilarutkan dalam air dan pelarut organik CCl4 . Terjadi perpindahan iodin dari air ke pelarut organik I 2(aq)  I 2(org) (14.10) Dari persamaan reaksi 14.10, rumusan tetapan kesetimbangan K D =

14.1.2

[I 2 ](org) [I 2 ](aq)

(14.11)

Sifat Tetapan Kesetimbangan

Beberapa sifat kesetmbangan antara lain 1. Tetapan Kesetimbangan suatu reaksi dapat dihasilkan menggunakan tetapan kesetimbangan reaksi lain Teknik mencari tetapan kesetimbangan dari reaksi lain (a) Menjumlahkan reaksi Suatu reaksi A(aq) + B(aq) D(aq) A(aq) + B(aq)

→ → →

C (aq) + D(aq) K  = K 1 E (aq) K  = K 2 C (aq) + E (aq) K  = K 1 K 2

·

Hal ini dapat dibuktikan [C ][D] [A][B] [E ] K  = [D] [C ][E ] K  = [A][B] K  =

Nilai K  dapat dihasilkan dari K 1 K 2 , sehingga jika reaksi tersebut dapat dihasilkan dengan pejumlahan reaksi-reaksi lain maka tetapan kesetimbangan reaksi baru dapat dihasilkan melalui perkalian tetapan kesetimbangan dari reaksi-reaksi tersebut.

·

142


(b) Mengalikan reaksi dengan sebuah konstanta Suatu reaksi A(aq) + B(aq) C (aq) 2C (aq) A(aq) + B(aq)

2C (aq) K  = K 1 E (aq) K  = K 2 2E (aq) K IV = K 22 2E (aq) K  = K 1 K 22

→ → → →

·

Hal ini dapat dibuktikan [C ]2  K =

[A][B] [E ]2 2  K = [C ]2 [E ]2 IV K = [C ]2 [E ]2  K = [A][B] K  dapat dihasilkan dari K 1 K 22

·

(c) Membalikkan reaksi Suatu reaksi A(aq) + B(aq) D(aq) C (aq) A(aq) + B(aq)

→ → → →

C (aq) K  = K 1 C (aq) K  = K 2 1 D(aq) K IV = K 2 K 1 D(aq) K  = K 2

Hal ini dapat dibuktikan [C ] [A][B] [C ] K 2 = [D] [D] K IV = [C ] [D] K  = [A][B] K  =

K  dapat dihasilkan dari K 1

·

1 K 22

143

14.2. KESETIMBANGAN ASAM-BASA

2. Pada saat suhu dinaikkan maka reaksi akan cenderung ke arah endoterm, sementara jika suhu diturunkan akan akan mengarah ke reaksi yang eksoterm 3. Jika terdapat gas, maka ketika tekanan dinaikkan, reaksi akan mengarah ke jumlah koefisien gas yang lebih kecil

14.2

Kesetimbangan Asam-Basa

Sebelum membahas mengenai perhitungan nilai pH, akan dibahas mengenai auto ionisasi aire . Auto ionisasi air merupakan reaksi ionisasi air terhadap dirinya sendiri. Secara persamaan kimia, dapat ditulis 2H 2 O(l)



−

+ − H 3 O(aq) + OH (aq)

K w = 10−14

(14.12)

K w = [H 3 O +][OH − ] log K w = log([H 3 O+ ][OH − ]) 14 = log[H 3O +] log[OH − ]

− −

−

dengan mendefinisikan log[H 3 O+ ] = pH dan persamaan diatas dapat diubah menjadi

−

− log[OH −] = pOH, maka

14 = pH + pOH

(14.13)

Pada kesetimbangan asam-basa, hal yang paling utama adalah penentuan nilai pH dari suatu larutan. Nilai pH didefinisikan sebagai pH = log[H + ] yang secara umum memiliki rentang nilai 0-14.

−

1. Perhitungan pH larutan asam kuat Asam kuat merupakan asam yang terionisasi dengan sempurna, dengan kata lain nilai Ka dari suatu asam kuat akan sangat besar sehingga nilai α 1. Beberapa senyawa umum yang termasuk asam kuat : HCl, HNO3 , HBr, HI, HClO 4 , dan H2 SO4 (ionisasi pertama)

≈

HA(aq) + H 2 O(l)

+ (aq) +

→ H O 3

A− (aq)

(14.14)

karena seluruh HA akan menjadi [H 3 O+], maka [HA]0 = [H 3 O+ ] dan nilai pH dari larutan tersebut pH = e

− log[HA]

0

(14.15)

sebab air selalu digunakan sebagai pelarut, sehingga kesetimbangan ionisasi air sangat dibutuhkan

144


2. Perhitungan pH larutan basa kuat Asam kuat merupakan asam yang terionisasi dengan sempurna, dengan kata lain nilai Kb dari suatu basa kuat akan sangat besar sehingga nilai α 1. Beberapa senyawa umum yang termasuk asam kuat : NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH) 2 , dan CsOH

≈

+ (aq) +

B(aq) + H 2O(l)

→ HB

− OH (aq)

(14.16)

karena seluruh B akan menjadi [OH − ], maka [B]0 = [OH − ] dan nilai pOH dari larutan tersebut pOH =

− log[B]

0

(14.17)

(14.18)

dan nilai pH dapat ditentukan dengan persamaan 14 = pH + pOH

3. Perhitungan pH larutan asam lemah Berikut merupakan contoh perhitungan pH asam lemah HA [M] -x [M-x]

H + x x



+

A− x x

Jika nilai 5%M > Ka , maka nilai x ≪ [M ] sehingga bisa diabaikan. [M-x] [M] = [HA] dan [H +] = [A− ]. Nilai tersebut kita masukkan ke persamaan 14.3:

≈

K a = +

[H ] =

[H + ]2 [HA]



K a [M ]

(14.19)

4. Perhitungan pH larutan basa lemah Berikut merupakan contoh perhitungan pH basa lemah H2 O

+

B [M] -x [M-x]



HB + x x

+

OH − x x

145


Jika nilai 5%M > Kb , maka nilai x ≪ [M ] sehingga bisa diabaikan. [M-x] [M] = [HA] dan [OH − ] = [HB + ]. Nilai tersebut kita masukkan ke persamaan 14.5:

≈

K b = [OH − ] =

[OH − ]2 [B]



K b [M ]

(14.20)

Jika dalam basa, maka hasil yang didapatkan merupakan nilai [OH − ] sehingga harus dikonversi menjadi [H+ ] dengan menggunakan persamaan : K w [H + ] = (14.21) [OH − ] nilai K w air pada 250 C. K w = 1 10−14

·

5. Perhitungan Larutan Buffer Larutan buffer merupakan larutan yang terdiri dari spesi asam dan basa konjugasinya. Larutan buffer biasanya digunakan untuk membuat kondisi dengan nilai pH yang stabil. Pada larutan buffer, penambahan sedikit asam maupun basa tidak akan berpengaruh besar terhadap perubahan nilai pH larutan. Jika suatu larutan terdapat spesi asam HA dengan konsentrasi [HA] dan spesi basa konjugasinya A− dengan konsentrasi [A− ]. Maka nilai pH dapat ditentukan dengan persamaan [H + ][A− ] [HA] [A− ] K a = [H + ] [HA] K a [A− ] log + = log [H ] [HA] K a =

dengan mengganti nilai pKa = log K a dan pH = persamaan di atas dapat diubah menjadi

−

[A− ] pH pKa = log [HA]

−

+

− log[H ], maka

(14.22)

sehingga dengan mengetahui nilai pKa dari suatu asam, kita dapat membuat larutan buffer dengan pH tertentu dengan menentukan komposisi [A− ] dan [HA] menggunakan persamaan 14.22.

146


6. Perhitungan Larutan Garam Asam Lemah atau Basa Lemah Garam dari suatu asam lemah atau basa lemah dapat terhidrolisis dalam air. Hal ini disebabkan basa konjugasi dari suatu asam lemah merupakan basa yang lebih kuat dari air sehingga larutan dapat bersifat basa begitu juga asam konjugasi dari suatu basa lemah merupakan asam yang lebih kuat dari air sehingga larutan akan bersifat asam. Suatu larutan garam dari asam lemah HA misalnya NaA akan terurai dalam air menghasilkan ion Na + dan ion A− , dan ion A− akan bereaksi dengan air dengan persamaan berikut A− (aq) + H 2 O(l)



− HA(aq) + OH (aq)

(14.23)

Persamaan 14.23 dapat dibentuk dari persamaan-persamaan berikut + H 3 O(aq) + A− (aq)



HA(aq) + H 2 O(l)

2H 2 O(l)



+ − H 3 O(aq) + OH (aq)

A− (aq) + H 2 O(l)



− HA(aq) + OH (aq)

1 K a K w K w K a

Pada keadaan awal, semua spesi dalam bentuk A− sehingga nilai [HA] = [OH− ], maka K w [OH − ][HA] = K a [A− ] [OH − ]2 = [A− ] K w − [OH − ] = [A ] K a



dengan cara yang sama, maka didapatkan [H+ ] hidrolisis dari garam basa lemah adalah K w [H + ] = [HB +] (14.24) K b



7. Persamaan Kesetaraan Massa Muatan**** Inti dari persamaan ini adalah muatan dari suatu larutan harus netral dan massa awal = massa akhir. Misalnya dalam larutan H 3 P O4 terdapat H + , OH − , H 3 P O4 , H 2P O4 − , H P O4 2− , dan P O4 3− . Persamaan kesetaraan muatan larutan tersebut adalah : [H + ] = [OH − ] + [H 2 P O4 − ] + 2[HP O4 2− ] + 3[P O4 3− ]

(14.25)

147


Persamaan kesetaraan massa larutan tersebut adalah : [H 3P O4 ]0 = [H 3 P O4] + [H 2 P O4− ] + [HP O4 2− ] + [P O4 3− ]

14.2.1

(14.26)

Contoh Soal

1. Pembuatan Larutan Buffer Suatu garam Natrium Etanoat (CH 3 CO2 Na) dilarutkan ke dalam air terjadi reaksi kesetimbangan sebagai berikut :

− + H 2O(l) CH 3 CO2(aq)



− CH 3 CO2 H (aq) + OH (aq)

(14.27)

Larutan Natrium Etanoat 0.01 M memiliki pH = 8.87 (a) Hitung konsentrasi ion H + dalam larutan (b) Hitung konsentrasi OH − dalam larutan (c) Hitung konsentrasi Asam Etanoat dalam larutan (d) Tentukan tetapan disosiasi asam, K a untuk asam etanoat (e) Hitung massa (dalam gram) Natrium Etanoat yang harus ditambahkan ke dalam 1 L larutan asam etanoat 0.10 M (dengan nilai K a yang diperoleh dari jawaban soal (d). Jika tidak diperoleh jawaban pada (d), gunakan nilai K a = 1 10−5 ) untuk menghasilkan larutan buffer dengan pH 4.7

·

(f) Gambarkan struktur molekul asam etanoat Jawaban : Larutan Natrium Etanoat 0.01 M memiliki pH = 8.87 (a) Hitung konsentrasi ion H + dalam larutan Karena pH = -log [H + ], maka : [H +] = 10− pH = 10−8.87 = 1.35 10−9

(14.28)

·

(b) Hitung konsentrasi OH − dalam larutan Kw = [OH − ][H +], maka : K w [H +] 1 10−14 = 1.35 10−9 = 7.41 10−6

[OH − ] =

·

· ·

(14.29)

148


(c) Hitung konsentrasi Asam Etanoat dalam larutan Dari persamaan reaksi didapatkan bahwa [OH − ] = [CH 3 CO2H ], maka [CH 3 CO2 H ] = 7.41 10−6

·

(d) Tentukan tetapan disosiasi asam, K a untuk asam etanoat persamaan hidrolisis garam, sehingga



K w [NaCH 3 CO2 ] K a 1 10−14 K a = [NaCH 3 CO2] [OH − ]2 K w = [0.01] [7.41 10−6 ]2 = 1.819 10−6

[OH − ] =

·

(14.30)

· ·

(e) Hitung massa (dalam gram) Natrium Etanoat yang harus ditambahkan ke dalam 1 L larutan asam etanoat 0.10 M (dengan nilai K a yang diperoleh dari jawaban soal (d). Jika tidak diperoleh jawaban pada (d), gunakan nilai K a = 1 10−5 ) untuk menghasilkan larutan buffer dengan pH 4.7 pKa = -log K a pKa = 5.74

·

[CH 3CO2− ] pH pKa = log [CH 3 CO2 H ] [NaCH 3 CO2 ] = [CH 3 CO2 H ] 10 pH − pKa = [0.1] 104.7−5.74 = 9.12 10−3

−

·

· ·

(14.31)

Asumsikan V tidak bertambah saat penambahan NaCH3 CO2 , maka nNaCH 3CO 2 = 9.12 10−3.

·

mNaCH 3 CO2 = n NaCH 3CO 2 MrNaCH 3CO 2 = 0.748g

·

(f) Gambarkan struktur molekul asam etanoat

(14.32)

149

14.3. KESETIMBANGAN KELARUTAN

14.3

Kesetimbangan Kelarutan

Kesetimbangan kelarutan merupakan salah satu bentuk dari kesetimbangan heterogen. Kesetimbangan kelarutan digunakan untuk mengetahui kelarutan suatu zat. Konstanta kesetimbangan kelarutan dinotasikan sebagai Ksp . Kesetimbangan kelarutan dari suatu zat AB dinyatakan dengan persamaan : − AB(s)  A+ (14.33) (aq) + B(aq) Dari persamaan 14.33, maka tetapan kesetimbangan tersebut dapat dirumuskan : K sp = [A+][B − ]

(14.34)

Persamaan kesetimbangan reaksi di atas, secara fisis dapat diartikan bahwa ketika kita memiliki garam sukar larut, maka garam tersebut akan mengendap kemudian sedikit larut. Hasil kali dari konsentrasi ion-ionnya merupakan nilai Ksp . Nilai Ksp selalu kecil (Ksp < 1). Hal ini bermakna bahwa garam merupakan zat yang sukar larut dalam air. Dalam aplikasinya, Ksp digunakan untuk menghitung kelarutan suatu garam sukar larut dalam air. Misalnya kelarutan AgCl Ksp = 1.8 10−10 , kelarutan molar AgCl dalam air adalah s, sehingga hanya s M AgCl yang dapat ada dalam air, jika ditambahkan maka akan terbentuk endapan AgCl, sehingga

·

AgCl(s) s -s -

+ Ag(aq) + s s



− Cl(aq) s s

menggunakan persamaan Ksp dari AgCl, maka K sp = [Ag + ][Cl − ] = [s][s] = s 2 s =



√ K − = 1.8 · 10 = 1.34 · 10− M sp

10

5

Jika dilarutkan ke dalam larutan yang mengandung salah satu ion garam, maka kelarutan garam tersebut akan berkurang. Hal ini dapat terlihat jika AgCl dilarutkan dalam 0.1 M NaCl

150


AgCl(s) s -s -

+ Ag(aq) + s s



karena nilai s sangat kecil, maka s + 0.1

− Cl(aq) 0.1 s + 0.1 s + 0.1

≈ 0.1, sehingga

K sp = [Ag +][Cl − ] = [s][0.1] = 0.1s K sp s = 0.1 1.8 10−10 = 0.1 = 1.8 10−9 M

· ·

14.3.1

Contoh Soal

1. Kelarutan Zn(OH) 2 Ksp Zn(OH)2 = 4,5 10−17 dan Kf Zn(OH)24− = 5 1014 . Suatu larutan Zn2+ dengan konsentrasi awal 0,01 M ditambahkan NaOH padat hingga pH = 14 (anggap penambahan NaOH padat tidak mengubah volume). Tentukan apakah terdapat endapan pada kondisi tersebut ? Tentukan [Zn2+ ] dan [Zn(OH)24− ] pada sistem tersebut

·

·

Jawaban : 1. Kelarutan Zn(OH) 2 Ksp Zn(OH)2 = 4,5 10−17 dan Kf Zn(OH)24− = 5 1014. Suatu larutan Zn2+ dengan konsentrasi awal 0,01 M ditambahkan NaOH padat hingga pH = 14 (anggap penambahan NaOH padat tidak mengubah volume). Tentukan apakah terdapat endapan pada kondisi tersebut ? Tentukan [Zn2+ ] dan [Zn(OH)24− ] pada sistem tersebut

·

·

pH = 14, maka [OH − ] = 1 M. Asumsikan ada endapan sehingga K sp [OH − ]2 = 4, 5 10−17 M

[Zn2+ ] =

·

[Zn(OH )24− ] = K f [Zn2+ ][OH − ]4 = 0, 0225 M

151

14.4. PERSAMAAN VAN’T HOFF

[Zn2+]0 < [Zn2+ ] + [Zn(OH )24− ] Hasil di atas tidak logis sehingga asumsi salah. Jadi tidak ada endapan, maka [Zn2+ ]0 = [Zn2+ ] + [Zn(OH )24− ] = [Zn2+ ] + K f [Zn2+ ][OH − ]4 = [Zn2+ ] 1 + K f [OH − ]4 [Zn2+]0 2+ [Zn ] = 1 + K f [OH − ]4 = 2 10−17 M [Zn(OH )24− ] 0, 01 M



≈

14.4



·

Persamaan Van’t Hoff

Konstanta kesetimbangan suatu reaksi bergantung pada suhu, sehingga perubahan suhu dapat memengaruhi nilai konstanta kesetimbangan suatu reaksi kimia. Perubahan tersebut juga berkaitan dengan nilai ∆H dari reaksi tersebut. Hubungan antara ∆H dan temperatur dengan perubahan nilai tetapan kesetimbangan dapat dirumuskan dengan persamaan Van’t Hoff ln

K 1 = K 2 = T 1 = T 2 = ∆H = R =

14.4.1

K 1 = K 2

−∆H ( 1 − 1 ) R T T 1

(14.35)

2

konstanta kesetimbangan pada suhu T1 konstanta kesetimbangan pada suhu T2 suhu pertama suhu kedua nilai entalpi reaksi konstanta gas (8,314 J/mol K)

Contoh Soal

1. Telah diketahui dengan baik bahwa termolisis dari garam ammonium halida akan menghasilkan hidrogen halida dan ammonia (proses disosiasi). Reaksi sebaliknya akan terjadi bila uap campuran hasil disosiasi tersebut didinginkan mengalami sublimasi dan diperoleh kembali padatan garam ini. Sejumlah sampel ammonium klorida (NH 4 Cl) padat dipanaskan dalam wadah hampa (terevakuasi) yang tertutup rapat.

152


Untuk disosiasi termal padatan N H 4 Cl pada temperatur 4270 C tekanan uap dalam wadah adalah 608 kPa, dan tekanan ini hampir sama dengan jumlah tekanan parsial dari produk disosiasi. Bila temperatur naik menjadi 4590 C , tekanannya naik menjadi 1115 kPa (a) Tuliskan reaksi termolisis garam amonium klorida (b) Hitunglah nilai konstanta kesetimbangan termodinamika dari reaksi tersebut pada temperatur 4270 C dan 4590 C

Jawaban : 1. Telah diketahui dengan baik bahwa termolisis dari garam ammonium halida akan menghasilkan hidrogen halida dan ammonia (proses disosiasi). Reaksi sebaliknya akan terjadi bila uap campuran hasil disosiasi tersebut didinginkan mengalami sublimasi dan diperoleh kembali padatan garam ini. Sejumlah sampel ammonium klorida (NH 4 Cl) padat dipanaskan dalam wadah hampa (terevakuasi) yang tertutup rapat. Untuk disosiasi termal padatan N H 4 Cl pada temperatur 4270 C tekanan uap dalam wadah adalah 608 kPa, dan tekanan ini hampir sama dengan jumlah tekanan parsial dari produk disosiasi. Bila temperatur naik menjadi 4590 C , tekanannya naik menjadi 1115 kPa (a) Tuliskan reaksi termolisis garam amonium klorida N H 4 Cl(s)

→ NH

3(g) +

HCl(g)

(b) P N H 3 = P HC l P total = P N H 3 + P HC l = 2P N H 3 pada T = 4270 C K p = P HC l P N H 3 P total P total = 2 2 2 608000 = = 9, 2416 1010 2

· ·





·

(14.36)

153

14.4. PERSAMAAN VAN’T HOFF

pada T = 4270 C K p = P HC l P N H 3 P total P total = 2 2 2 1115000 = = 1, 243 1012 2

· ·





 −  

·

K 1 ∆H 1 1 ln = K 2 R T 1 T 2 9, 2416 1010 ∆H 1 ln = 1, 243 1012 8, 314 (427 + 273) = 345029 J

−

· ·

−

−

1 (459 + 273)



154


Bab 15 Soal Latihan Sistem Kimia 1. Sebuah silinder dengan volum 25,0 liter diisi campuran 1,25 mol gas oksigen dan 0,75 mol gas nitrogen pada suhu 270 C. (a) Tentukan tekanan parsial masing-masing gas pada suhu tersebut. (b) Jelaskan gas manakah yang memiliki energy rata-rata yang lebih besar. (c) Jika terjadi efusi dari silinder, gas manakah yang memiliki kecepatan lebih besar. 2. Kristal garam KCl mempunyai struktur seperti struktur NaCl. (a) Gambarkan satu sel satuan struktur Kristal garam KCl. (b) Hitung jumlah ion K+ dan jumlah ion Cl− dalam satu sel satuan Kristal KCl. (c) Tentukan bilangan koorodinasi untuk masing-masing ion. (d) Jika jari-jari ion K + dan Cl− adalah 133 pm dan 195 pm, hitung rapat massa KCl dalam satuan g/cm3 . 3. Larutan garam fisiologis merupakan salah satu larutan yang umum digunakan sebagai cairan infus. Larutan ini dibuat dengan melarutkan 9 g NaCl dalam air sehingga terbentuk 1 L larutan (a) Tentukan konsentrasi molar NaCl dalam larutan ini (b) Hitung tekanan osmosis larutan ini pada 250 C (c) Jika ke dalam larutan garam fisiologis tersebut dilarutkan 18 gram suatu senyawa non elektrolit, tekanan osmosis larutan pada 250 C berubah menjadi 9,962 atm. Tentukan massa molar (Mr) senyawa ini 155

156

BAB 15. SOAL LATIHAN SISTEM KIMIA

(d) Seorang mahasiswa diminta untuk membuat 1 L larutan yang mengandung komponen, yaitu glukosa (C6 H12 O6), asam sitrat (C6 H8 O7 ) dan NaCl. Larutan ini harus memenuhi kriteria berikut : i. Mengandung NaCl dengan konsentrasi 585 mg/L ii. jumlah mol glukosa dua kali lipat jumlah mol asam sitrat iii. Memiliki tekanan osmosis 7,518 atm Dengan menganggap asam sitrat sebagai senyawa non-elektrolit, hitung massa glukosa dan massa asam sitrat yang diperlukan untuk membuat 1 L larutan ini (e) Larutan NaCl jenuh memiliki konsentrasi 26,48% w/w. Pada 250 C P0 air adalah 23,8 mmHg, larutan bersifat ideal, dan NaCl terionisasi sempurna, hitung tekanan uap larutan ini 4. Asam format, HCHO2, atau asam semut terdapat pada bisa semut. Pada konsentrasi tinggi asam tersebut berbahaya, namun pada konsentrasi rendah asam semut dapat digunakan sebagai pengawet makanan. Pada suatu percobaan, 25,00 ml larutan 0,1 M asam format dititrasi dengan larutan 0,1 M NaOH (a) Setelah penambahan 12,5 ml larutan NaOH, pH larutan menjadi 3,75. Tentukan pKa asam format (b) Pada kondisi (a) tuliskan spesi yang bersifat asam dan spesi yang bersifat basa yang ada di dalam larutan (c) Bila pada kondisi (a) ditambahkan 2,5 mL larutan NaOH 0,1 M, hitung perubahan pH (pH) yang terjadi (d) Pada titik ekivalen, tentukan reaksi asam basa Bronsted-Lowry yang menentukan pH larutan. Tuliskan pasangan asam basa kon jugasinya

Bagian IV Kimia Analitik

157

Bab 16 Konsep Mol dan Perhitungan Kimia 16.1

Definisi Mol

Konsep mol merupakan hal yang dasar dalam ilmu kimia. Ibarat sebuah bangunan, konsep mol merupakan sebuah fondasi dalam ilmu kimia. Apakah yang dimaksud dengan mol? Mol merupakan sebuah satuan banyaknya partikel. Mungkin tabel di bawah ini dapat menjelaskan tentang mol Satuan Bilangan Acuan Benda yang dihitung Mol NA Partikel kecil Lusin 12 Benda kuantitas kecil Rim 500 Kertas Sebuah persamaan untuk menentukan jumlah mol dari suatu zat. m n = M r

(16.1)

n = mol zat m = massa zat M r = massa Molar zat Mol merupakan satuan jumlah dari suatu partikel, sedangkan dalam menentukan kadar dari suatu sampel digunakan beberapa satuan berikut ini : 1. Molaritas Molaritas merupakan satuan yang digunakan untuk menentukan jumlah mol suatu zat dalam 1 L larutan. nzat M = (16.2) V larutan 159

160

BAB 16. KONSEP MOL DAN PERHITUNGAN KIMIA

2. molalitas Molalitas merupakan satuan yang digunakan untuk menentukan banyaknya zat terlarut dalam 1 Kg pelarut. b =

n m pelarut (Kg)

(16.3)

3. % (m/m) Merupakan satuan untuk menentukan kadar massa zat tertentu dalam per 100 keseluruhan massa zat yang ada. %(m/m) =

mzat x100% mtotal

(16.4)

4. % (v/v) Merupakan satuan untuk menentukan kadar volume zat tertentu dalam keseluruhan volume zat yang ada. %(v/v) =

vzat x100% vtotal

(16.5)

5. ppm Merupakan satuan untuk menentukan kadar massa zat tertentu dalam per 1 Juta massa keseluruhan zat yang ada. ppm =

mzat x106 mtotal

(16.6)

6. ppb Merupakan satuan untuk menentukan kadar massa zat tertentu dalam per 1 Milyar massa keseluruhan zat yang ada. ppb =

16.1.1

mzat x109 mtotal

(16.7)

Contoh Soal

1. Ke dalam 50 mL larutan yang mengandung 0.486 g campuran KNO3 dan K2 SO3 ditambahkan 50 mL larutan HCl 0.15 M (dalam reaksi ini, jumlah HCl berlebih, dan KNO3 tidak bereaksi dengan HCl). Campuran tersebut dipanaskan untuk menghilangkan semua gas SO2 yang terbentuk. Kemudian, sebanyak 25 mL larutan ini dititrasi dengan larutan KOH 0.1 M dan jumlah KOH yang diperlukan untuk mencapai titik akhir titrasi adalah sebanyak 13.11 mL.

16.1.

161

DEFINISI MOL

(a) Tuliskan persamaan reaksi antara K2 SO3 dan HCl menghasilkan asam sulfit (H2 SO3 ) yang kemudian terurai menjadi H2O dan SO2 (b) Hitung jumlah mol HCl yang bereaksi dengan K2 SO3 (c) Hitung massa K2 SO3 (dalam gram) dalam campuran awal (d) Hitung presentase KNO3 (% w/w) dalam campuran awal

Jawaban : 1. Ke dalam 50 mL larutan yang mengandung 0.486 g campuran KNO3 dan K2 SO3 ditambahkan 50 mL larutan HCl 0.15 M (dalam reaksi ini, jumlah HCl berlebih, dan KNO3 tidak bereaksi dengan HCl). Campuran tersebut dipanaskan untuk menghilangkan semua gas SO2 yang terbentuk. Kemudian, sebanyak 25 mL larutan ini dititrasi dengan larutan KOH 0.1 M dan jumlah KOH yang diperlukan untuk mencapai titik akhir titrasi adalah sebanyak 13.11 mL. (a) Tuliskan persamaan reaksi antara K2 SO3 dan HCl menghasilkan asam sulfit (H2 SO3 ) yang kemudian terurai menjadi H2O dan SO2 Jawaban : K 2SO 3(s) + 2HCl (aq) H 2 SO 3(aq) + 2KC l(aq) H 2 SO 3(aq) SO 2(g) + H 2 O(l)

→

→

(b) Hitung jumlah mol HCl yang bereaksi dengan K2 SO3 Jawaban : nHC l terpakai = n HC l awal nHC l sisa = (M HC l V HC l ) (M KOH V KOH f p ) 100 mL = (0.15 M 50 mL) (0.1 M 13.11 mL ) 25 mL = 2.256 mmol

−

·

−

·

·

−

·

·

·

(c) Hitung massa K2 SO3 (dalam gram) dalam campuran awal Jawaban : 1 nK 2SO3 = nHC l 2 1 = 2.256 mmol 2 = 1.128 mmol mK 2SO3 = n K 2SO3 MrK 2 SO3 = 1.128 mmol 158.25 g/mol = 178.5 mg = 0.1785 g

·

·

·

162


(d) Hitung presentase KNO3 (% w/w) dalam campuran awal Jawaban : mKN O3 %mKN O3 = 100% mtotal mtotal mK 2 SO3 = 100% mtotal 0.486 0.1875 = 100% 0.486 = 1.128 mmol = 63.27%

− −

16.2

Penyetaraan Reaksi Kimia

Reaksi kimia dapat didefinisikan sebagai suatu diagram untuk menggambarkan proses kimia yang terjadi. Beberapa jenis reaksi kimia, antara lain : 1. Reaksi Perubahan Fasa Reaksi ini hanya melibatkan perubahan fasa H 2 O(l)

→ H O 2

(g)

(16.8)

2. Reaksi Reduksi-Oksidasi Reaksi redoks merupakan reaksi kimia yang mengalami perubahan bilangan oksidasi pada atom-atomnya. 2H 2(g) + O2(g)

→ 2H O 2

(l)

(16.9)

3. Reaksi Subtitusi Reaksi subtitusi merupakan reaksi penggantian kation dan anion. 2AgNO3(aq) + BaCl2(aq)

→ 2AgCl(s) + Ba(NO )

3 2(aq)

(16.10)

4. Reaksi Pelarutan Reaksi pelarutan suatu zat dalam suatu pelarut NaCl(s)

H 2 O

−−→ NaCl

(aq)

(16.11)

Secara umum, prinsip penyetaraan reaksi adalah menyamakan seluruh jumlah atom dan muatan yang ada di reaktan maupun produk. Dengan kata lain kekekalan massa dan muatan harus terjadi dalam setiap persamaan reaksi kimia. Langkah-langkah dalam melakukan penyetaraan reaksi :

16.2. PENYETARAAN REAKSI KIMIA

163

1. Jika terdapat atom logam, maka setarakan jumlah atom logam terlebih dahulu 2. Setarakan atom-atom yang membentuk suatu kesatuan (misalnya ion N O3− , SO 42− , N 3− dll) 3. Setarakan atom lain yang belum setara jika langkah 1 dan 2 telah dilakukan 4. Jika reaksi merupakan reaksi redoks (reduksi-oksidasi), maka penyetaran dapat dilakukan dengan penambahan H + atau H 2 O 5. Pastikan muatan total yang ada di reaktan sama dengan muatan total pada produk

16.2.1

Contoh Soal

1. Reaksi Redoks Setiap atom memiliki kecenderungan untuk berinteraksi dengan unsur lain. Hal ini dilakukan agar atom tersebut mencapai bentuk yang paling stabil. Hal ini terkecuali dengan atom-atom pada unsur gas mulia. Interaksi antar atom salah satunya adalah dengan melakukan reaksi reduksi-oksidasi (redoks). Suatu reaksi disebut reaksi redoks jika terjadi perubahan bilangan oksidasi pada salah satu reaktan. Soal di bawah ini, akan menunjukkan kepada anda mengenai reaksi redoks. Senyawa Peroksida H 2 O2 dalam suasana basa, dapat bertindak sebagai oksidator yang baik bagi spesi ion tertentu. Salah satu ion yang dapat teroksidasi dengan senyawa tersebut adalah ion Mn2+ menjadi padatan MnO2 . Namun, pada kondisi asam, ion ini bertindak sebagai reduktor yang dapat mereduksi ion MnO4− menjadi ion Mn2+ . (a) Tentukan bilangan oksidasi masing-masing atom pada H 2 O2 dan M nO4− (b) Tuliskan reaksi redoks H 2O2 dalam suasana basa dengan ion M n2+ ! (c) Tuliskan reaksi redoks H 2O2 dalam suasana asam dengan ion M nO4− ! (d) Tentukan senyawa yang termasuk oksidator dan senyawa yang termasuk reduktor pada reaksi antara M nO4− dan H 2O2 baik dalam suasana asam maupun basa

164


Jawaban : (a) Tentukan bilangan oksidasi masing-masing atom pada H 2 O2 dan M nO4− H = +1 O pada H 2 O2 = -1 Mn = +7 O pada MnO4 = -2 (b) Tuliskan reaksi redoks H 2O2 dalam suasana basa dengan ion M n2+ ! + − 5H 2 O2(aq) 5O2(g) + 2Mn2+ + 8H 2 O(l) 6H (aq) + 2MN O4(aq) (aq)

→

(c) Tuliskan reaksi redoks H 2 O2 dalam suasana asam dengan ion M nO4− ! − 5H 2 O2(aq) 5O2(g) + 2Mn2+ + 2H 2 O(l) + OH − 2MNO4(aq) (aq) (aq)

→

(d) Tentukan senyawa yang termasuk oksidator dan senyawa yang termasuk reduktor pada reaksi antara M nO4− dan H 2O2 baik dalam suasana asam maupun basa reduktor = H 2 O2 oksidator = MnO4−

Bab 17 Metode Analisis 17.1

Metode Gravimetri

Metode gravimetri merupakan sebuah metode yang digunakan untuk menentukan komposisi suatu sampel melalui perubahan massa dari sampel. Perubahan massa sampel dapat disebabkan oleh berbagai perlakuan yang dilakukan pada sampel. Pada metode gravimetri, analisis hanya dilakukan pada sampel pada kondisi awal dan sampel pada kondisi akhir. Ada beberapa langkah yang dapat dilakukan dalam menyelesaikan metode gravimetri, antara lain : 1. Tulis semua informasi yang diperoleh (keadaan awal, reagen yang dibutuhkan, dan keadaan akhir) 2. Bentuk dalam sebuah model matematika 3. Bentuk sejumlah persamaan dengan variabel yang sama agar dapat diselesaikan Agar lebih jelas, diberikan problem sebagai berikut : 1. Campuran hanya terdiri dari CuCl2 dan FeCl3 bermassa 0,7391 g. Campuran tersebut dilarutkan di dalam air lalu direaksikan dengan AgNO3 . Persamaan reaksi : CuCl2(aq) + 2AgNO3(aq) FeCl3(aq) + 3AgNO3(aq)

→ 2AgCl → 3AgCl

Cu(NO3 )2(aq) (17.1) (s) + F e(NO3 )3(aq) (17.2)

(s) +

Jika dalam reaksi tersebut dibutuhkan 86,91 mL AgNO3(aq) 0,1463 M. Berapa % massa Cu dalam campuran tersebut. Pada soal ini dihasilkan beberapa informasi : 165

166

BAB 17. METODE ANALISIS

(a) Informasi keadaan awal & reagen: i. Sampel hanya terdiri dari CuCl2 dan FeCl3 ii. Massa total sampel 0,7391 g iii. Reagen dibutuhkan 86,91 mL AgNO3 0,1463 M untuk mengubah seluruh sampel menjadi AgCl (b) Bentuk ke model matematika semua informasi tersebut i. Sampel hanya terdiri dari CuCl2 dan FeCl3 , maka : mtotal = m CuCl2 + mFeCl3

(17.3)

ii. Seluruh sampel dikonversi menjadi AgCl, maka : A. Seluruh Ag dalam AgNO3 diubah menjadi AgCl nAgCl = n AgNO3

(17.4)

B. Seluruh Cl dalam sampel dirubah menjadi AgCl nAgCl = 2nCuCl2 + 3nFeCl3

(17.5)

(c) Ubah dalam bentuk persamaan yang memiliki variabel sama (biasanya digunakan variabel nzat sehingga seluruh persamaan harus mengandung nzat ) i. Persamaan 17.3 diubah menjadi mtotal = n CuCl2 MrCuCl2 + nFeCl3 MrFeCl3 (17.6)

·

·

ii. Persamaan 17.4 diubah menjadi nAgCl = M A gNO3 V AgCl

·

(17.7)

iii. Persamaan 17.7 disubtitusi ke dalam persamaan 17.5 M A gNO3 V AgCl = 2nCuCl2 + 3nFeCl3

·

(17.8)

iv. Tulis semua persamaan terakhir

mtotal

M A gNO3 V AgCl = 2nCuCl2 + 3nFeCl3 (17.9) = n CuCl2 MrCuCl2 + nFeCl3 MrFeCl3 (17.10)

·

·

·

v. Persamaan 17.9 & 17.10 hanya menyisakan variabel n CuCl2 & nFeCl3 sehingga kedua persamaan tersebut dapat diselesaikan

17.1. METODE GRAVIMETRI

17.1.1

167

Contoh Soal

1. Semua Tentang Pospor Pengetahuan mengenai unsur kimia sangat diperlukan bagi seorang kimiawan sejati. Tidak hanya menganai sifat fisiknya, namun sifat kimia dari suatu unsur pun sangat diperlukan. Hal ini diperlukan agar seorang kimiawan mampu memilih zat-zat yang tepat dalam setiap penelitiannya dan mampu mengtahui tentang safety and risk apabila berhadapan dengan zat tersebut. Soal ini akan membahas salah satu unsur dalam tabel periodik yakni Pospor. Pospor merupakan unsur yang ’satu keluarga’ dengan Nitrogen. Pospor memiliki 2 jenis alotropi yakni pospor putih dan pospor merah. Kedua alotropi ini memiliki sifat kimia yang sangat berbeda. Pospor putih merupakan zat yang sangat reaktif dan mudah terbakar di udara bebas sehingga sering digunakan sebagai boma -bom pospor-. Sedangkan pospor merah, biasa digunakan di ujung korek api. Perbedaan sifat fisik mereka disebabkan karena perbedaan struktur dari kedua alotropi tersebut. Suatu contoh fosfor putih (P 4 ) dibakar di udara dan membentuk senyawa dengan formula P 4 O10 . Bila bila diasumsikan bahwa 0,744 gram fosfor membentuk 1,704 gram P 4 O10 , maka berdasarkan informasi tersebut tentukan rasio massa atom fosfor terhadap oksigen. Bila massa atom oksigen adalah 16,00 amu maka: (a) Tuliskan persamaan reaksinya (b) Hitunglah massa atom fosfor

Jawaban : 1. Semua Tentang Pospor (a) Tuliskan persamaan reaksinya P 4(s) + 5O2(g) P 4 O10

→

(b) Hitunglah massa atom fosfor a

PBB telah melarang penggunaan bom pospor

168


1 nP 4 = nO2 5 mO2 = m P 4O10 mP 4 = 1.704 0.744 = 0.96 mO2 nO2 = MrO2 0.96 = 32 = 0.03 nP 4 = 0.006 mP 4 ArP = 4 nP 4 = 31

− −

·

17.2

Metode Titrimetri

Titrimetri merupakan teknik dalam analisis kandungan senyawa kimia dengan menggunakan metode titrasi. Tidak semua zat ditentukan dengan proses titrasi. Ada beberapa syarat yang harus dimiliki suatu reaksi agar dapat terjadi titrasi. Syarat tersebut adalah : 1. Reaksinya harus stoikiometrik Artinya pada titrasi, harus diketahui persamaan reaksi ketika dilakukan titrasi. 2. Reaksi berjalan sempurna Reaksi dikatakan sempurna jika nilai K > 108 3. Reaksi berjalan cepat Ketika titran (zat yang berada di buret) menetes ke analit (zat yang ingin diketahui jumlahnya) maka, langsung bereaksi dengan analit. 4. Ada indikator yang dapat mendeteksi titik ekivalen Ada indikator yang dapat mendeteksi (biasanya ditandai dengan perubahan warna) yang berada pada trayek titik ekivalen Metode yang digunakan :

17.2.

•

•

•

•

METODE TITRIMETRI

169

Titrasi Asam-Basa Titrasi asam-basa merupakan metode yang digunakan untuk mengetahui kandungan suatu zat dengan menggunakan sifat asam atau basa dari zat tersebut. Dari pengertian titrasi asam-basa, kita dapat simpulkan bahwa titrasi asam-basa merupakan salah satu metode dalam hal konversi proton. Kompleksometri Kompleksometri merupakan metode yang digunakan untuk mengetahui kandungan suatu zat dengan membbuat zat tersebut menjadi ion kompleks. Dari pengertian kompleksometri, kita dapat simpulkan bahwa kompleksometri merupakan salah satu metode dalam hal konversi pasangan elektron. Titrasi Redoks Titrasi redoks metode yang digunakan untuk mengetahui kandungan suatu zat dengan cara membandingkan potensial sel redoks dari zat tersebut. Dari pengertian titrasi redoks, kita dapat simpulkan bahwa titrasi redoks merupakan salah satu metode dalam hal konversi elektron. Titrasi Pengendapan Titrasi pengendapan metode yang digunakan untuk mengetahui kandungan suatu zat dengan melakukan pengendapan dari zat tersebut. Dari pengertian titrasi pengendapan, kita dapat simpulkan bahwa titrasi pengendapan merupakan salah satu metode dalam hal konversi muatan.

17.2.1

Contoh Soal

1. Suatu sampel serbuk bermassa 0,3657 g mengandung barium nitrat (Ba(NO3 )2 ) dan kalsium nitrat (Ca(NO3 )2). Sampel ini dilarutkan dalam 50 mL air. Kemudian pada larutan yang dihasilkan ditambahkan amonia untuk meningkatkan pH, setelah itu natrium oksalat (Na2 C 2 O4 ) dalam jumlah berlebih ditambahkan untuk mengendapkan ion logam-logamnya. Endapan yang dihasilkan kemudian disaring, dicuci dan ditransfer ke gelas kimia yang mengandung 50,00 mL air lalu diasamkan untuk melarutkan endapannya. Larutan yang dihasilkan dititrasi dengan larutan kalium permanganat (KMnO4) 0,0500 mol L−1 . Diperlukan 13,94 mL larutan permanganat untuk mencapai titik akhir.

170


(a) Bila jumlah ion barium dan kalsium (dalam mmol) berturut-turut adalah x dan y, nyatakan hubungan massa sampel sebagai fungsi x dan y ! msampel dalam mg = m Ba(NO3)2 + mCa(N O3 )2 = n Ba(N O3 )2 M rBa(NO3)2 + nCa(NO3)2 MrCa(NO3 )2 = 261.33x + 164.09y

·

·

(b) Tentukan jumlah mmol ion oksalat yang diperlukan untuk mengendapkan sempurna kedua ion tersebut dalam x dan y ! nC 2O2− = x + y 4

(c) Tuliskan reaksi setara titrasi C 2 O42− dengan M nO4− bila diketahui hasil reaksinya adalah Mn2+ dan CO2 !

− + 5C 2 O2− 8H + + 2MnO4(aq) 4(aq)

2+ (aq) + 10CO2(g) + 4H 2 O(l)

→ 2Mn

(d) Tentukan % massa barium nitrat dalam sampel ! msampel dalam mg = 261.33x + 164.09y nC 2O42− = x + y

(I) (II)

5 nC 2O42− = nMnO4− 2 5 = M MnO4− V MnO4− 2 5 = 0.05 M 13.94 mL 2 = 1.7425 mmol

·

Selesaikan persamaan I & II sehingga didapatkan x = 0.8204 10−3 mol,dan y = 0.9221 10−3 mol.

·

mBa(NO3)2 x100% mtotal nBa(NO3 )2 MrBa(NO3)2 = x100% mtotal 0.8204 10−3 261.33 = x100% 0.3657 = 58.63%

%mBa(NO3)2 =

·

·

·

·

171

17.3. SPEKTROFOTOMETRI

17.3

Spektrofotometri

Teknik analisis spektrofotometri menggunakan prinsip penyerapan sinar UvVis yang terjadi pada molekul akibat adanya transisi elektronik sehingga dalam analisis ini, hanya senyawa menyerap sinar UV-Vis yang dapat di analisis dengan metode inib . Pada spektrofotometer, digunakan hukum LambertBeer A =  b C (17.11)

· ·

A = Absorbansi  = Absortivitas Molar (M cm−1 ) b = Panjang kuvet (cm) C = Konsentasi sampel (M) Nilai A dapat diukur dengan membandingkan nilai intensitas cahaya yang diberikan dan intensitas cahaya yang diteruskan A =

− log I I

(17.12)

0

I = Intensitas cahaya yang diteruskan I 0 = Intensitas awal Terdapat berbagai macam spektrofotometri, namun semua alat tersebut menggunakan prinsip yang sama. Perbedaan mendasar dari berbagai metode tersebut adalah pada transisi jenis yang menyebabkan cahaya diserap atau pada perbedaan daerah panjang gelombang dalam pengukuran dan semua metode tersebut menggunakan hukum Lambert-Beer sebagai perhitungan kuantitatif.

17.3.1

Teknik Analisis 2 Komponen

Teknik analisis 2 komponen ditentukan untuk menentukan kadar dari sampel yang terdiri atas 2 jenis senyawa yang dapat menyerap sinar UV-Vis namun pada nilai λmax yang berbeda. Misalnya suatu campuran senyawa KMnO4 dan senyawa K2 Cr2 O7 . b

Sebenarnya untuk senyawa lain yang tidak menyerap, jika ingin dianalisis menggunakan metode ini, maka senyawa tersebut harus diberikan suatu zat yang dapat memberikan warna sehingga dapat dianalisis

172


Teknik analisis dilakukan dengan pengukuran absorbansi pada λ max KMnO4 (λ1 ) dan λmax K2 Cr2 O7 (λ2 ). Pada masing-masing nilai λ, senyawa KMnO4 memiliki nilai koefisien absorbtifitas molar 11 dan 12 c sedangkan pada K2 Cr2 O7 memiliki nilai 21 dan  22 . Dalam 2 pengukuran pada λ1 dan λ2 dihasilkan A1 = b 11 C 1 + b21 C 2 A2 = b 12 C 1 + b22 C 2

(17.13) (17.14)

A1 Absorbansi yang dihasilkan pada pengukuran λ1 A2 Absorbansi yang dihasilkan pada pengukuran λ2 C 1 Konsentrasi senyawa 1 C 2 Konsentrasi senyawa 2 Persamaan di atas dapat diselesaikan dengan metode eliminasi maupun secara matriks.

17.3.2

Contoh Soal

1. Suatu sampel larutan KMnO4 dilakukan pengukuran absorbansi pada nilai λ = 525 nm, dengan panjang kuvet (b) adalah 1 cm dan nilai koefisien absortivitas molar KMnO4 pada λ tersebut adalah 2240 cm−1 L mol−1 . Nilai absorbansi yang dihasilkan adalah 0.523. Tentukan konsentrasi dari larutan tersebut.

Jawaban : 1. A = bC 0.523 = 2240cm−1 L mol−1 1 cm C C = 2, 33 10−4 M

·

·

·

17.4

Spektroskopi IR dan NMR

17.4.1

Spektroskopi IR

Spektroskopi IR memiliki prinsip penyerapan gelombang IR oleh vibrasi molekul yang menyebabkan terjadinya transisi energi vibrasi. Spektroskopi IR hanya dapat mendeteksi adanya suatu gugus fungsi tertentu dengan memperlihatkan pita serapan pada nilai bilangan gelombang (¯ ν ) tertentud .

ini

c

12 merupakan notasi yang menyatakan  dari senyawa 1 pada λ2

d

Tabel daerah serapan IR untuk tiap gugus fungsi terdapat di bagian akhir dari buku

17.4.

173

SPEKTROSKOPI IR DAN NMR

Gelombang IR merupakan gelombang elektromagnetik (EM) gelombang ini hanya dapat berinteraksi dengan adanya perubahan medan magnet/listrik. Hal inilah yanng menyebabkan bahwa IR hanya dapat mendeteksi vibrasi dari molekul yang dapat mengubah momen dipol dari molekul tersebut. Nilai ν¯ dapat ditentukan menggunakan persamaan ν¯ =

1 2πc



k µ

(17.15)

k konstanta ikatan (N m−1 ) µ massa tereduksi

17.4.2

1 µ

=

1 m1

+

1 m2

Spektroskopi NMR

Nuclei Magnetic Resonance merupakan alat yang digunakan untuk menen-

tukan struktur molekul. Atom yang dapat dideteksi dengan NMR merupakan atom-atom yang memiliki nomor massa ganjil. Pada umumnya, NMR digunakan untuk menentukan struktur senyawa organik (biasa digunakan 1 H dan 13 C NMR). Namun, sebenarnya NMR juga digunakan dalam senyawa anorganik dan NMR yang digunakan tentunya merupakan NMR untuk atom-atom logam yang biasanya terdapat dalam senyawa anorganik. Dalam penggunaannya, NMR dalam bidang anorganik juga digunakan untuk menentukan mekanisme reaksi anorganik. Dalam spektroskopi NMR ada beberapa istilah yang sering muncul, antara lain : 1. Pergeseran Kimia (Chemichal Shift ) Merupakan peak yang muncul disebabkan kondisi inti. Jika kondisi inti terlindungi, dalam arti kerapatan elektron disekitar inti tinggi maka geseran kimia akan lebih kekiri, yang disebabkan frekuensi inti lebih rendah dibandingkan dengan frekuensi referensie . Geseran kimia δ dapat dirumuskan ν ν 0 δ ( ppm) = 106 (17.16) ν 0

− ·

ν 0 merupakan frekuensi referensi yang berbeda untuk tiap jenis NMRf . e

Frekuensi referensi ditentukan sesuai dengan jenis NMR, dan digunakan sebuah senyawa referensi. Misalnya 1 H NMR dan 13 C NMR menggunakan SiMe4 sebagai senyawa referensi. f Tabel daerah geseran kimis untuk tiap gugus fungsi terdapat di bagian akhir dari buku ini

174


2. Konstanta Koupling (Coupling Constant ) Konstanta koupling merupakan jarak antara 2 puncak yang disebabkan oleh resonansi inti yang sama namun memiliki lebih dari 1 puncak disebabkan multiplisitasnya.

3. Spin Inti (Nuclear Spin ) Spin inti merupakan spin yang khusus untuk inti yang digunakan dalam NMR. Spin inti sangat berpengaruh untuk jumlah multiplisitas dari suatu puncak NMR. Spin inti dilambangkan dengan (I).

4. Multiplisitas (Multiplicity ) Multiplisitas merupakan jumlah puncak yang terbentuk akibat resonansi dari inti dengan kondisi yang sama. Jumlah multiplisitas dirumuskan dengan 2nI+1.

Beberapa jenis NMR yang umum digunakan dalam penentuan struktur molekul :

1. 1 H NMR Biasa jug disebut sebagai proton NMR, sesuai dengan namanya 1 H NMR digunakan untuk mendeteksi atom 1 H dalam suatu senyawa.

2.

13

C NMR Biasa jug disebut sebagai proton NMR, sesuai dengan namanya 13 C NMR digunakan untuk mendeteksi atom 13 C dalam suatu senyawa.

3. NMR senyawa anorganik

17.4.3

Contoh Soal

1. Suatu molekul dengan rumus molekul C5 H10 O memiliki spektrum NMR dan IR sebagai berikut

17.4.

SPEKTROSKOPI IR DAN NMR

Tentukan struktur molekul tersebut

Jawaban :

175

176


1.

17.5

Analisis Kulitatif Zat

Analisis Kualitatif merupakan metode yang digunakan untuk menentukan komposisi suatu sampel tanpa harus mengetahui jumlahnya. Terdapat 6

17.5. ANALISIS KULITATIF ZAT

177

Jenis larutan utama yang dapat digunakan dalam menentukan komposisi sampel. Larutan tersebut adalah : 1. HCl 6M 2. HNO3 6M 3. H2 SO4 3M 4. NaOH 6M 5. NH3 6M 6. Air Ion logam juga dikelompokkan dalam berbagai jenis, antara lain: 1. Kelompok Cl− Kelompok kation yang dapat mengendap dengan anion ini antara lain + Pb2+ , Hg2+ 2 , dan Ag 2. Kelompok H2 S Kelompok kation yang mengendap ketika dialirkan gas H2 S. Kation yang termasuk golongan ini adalah Hg2+ , Cu2+ , Pb2+, Cd2+ , Bi3+ , As3+, As5+ , Sb3+, Sb5+ , Sn2+, dan Sn4+ 3. Kelompok (NH4 )2 S Kelompok kation yang mengendap ketika ditambahkan (NH4 )2 S. Kation yang termasuk golongan ini adalah Fe2+, Fe3+, Al3+ , Cr 3+ , Cr(VI), Ni2+ , Co2+, Mn2+ , Mn(VII), dan Zn2+ 4. Kelompok CO23− Kelompok kation yang mengendap ketika ditambahkan CO23− . Kation yang termasuk golongan ini adalah Ba2+ , Sr2+, Ca2+ 5. Kelompok Alkali Kelompok ion ini tidak masuk dalam keempat kelompok sebelumnya dan dapat diidentifikasi dengan uji nyala. Kation yang termasuk golongan ini adalah Mg2+ , Na+ , K+ , dan NH+ 4

178


17.5.1

Contoh Soal

1. Tebak Logam Seorang ilmuwan mengidentifikasi 10 buah logam yang ia miliki. Logam A-J diletakkan di 10 gelas kimia. Logam tersebut memiliki sifat fisik sebagai berikut : (a) Logam A merupakan sebuah padatan berwarna perak abu-abu (b) Logam B & C merupakan cairan perak (c) Logam D padatan berwarna emas (d) Logam E & H merupakan padatan berwarna perak kehitaman (e) Logam F merupakan padatan berwarna merah kecoklatan (f) Logam G & I merupakan padatan berwarna putih keperakan (g) Logam J merupakan padatan berwarna perak Setiap logam tersebut diambil sampel bermassa 2.75 g dan dilarutkan ke dalam larutan HCl 0.1 M. Logam A, C ,dan G membentuk larutan bening. Logam D dan F tidak bereaksi. Logam E membentuk larutan berwarna pink muda. Logam I menghasilkan larutan berwarna hijau. Logam B, H dan J membentuk endapan putih (kecuali dari logam B) yang hilang jika HCl pekat ditambahkan. Endapan dari logam H bermassa 3.69 g dan endapan dari logam J bermassa 3.65 g dan endapan dari logam B bermassa 3.24 g. Selain menggunakan HCl pekat, logam H juga dapat hilang jika ditambahkan air panas. Meskipun logam F tidak larut dalam HCl, namun ia larut dalam HN O3 membentuk larutan berwarna biru muda. Larutan yang dihasilkan logam G ketika ditambahkan NaF akan membentuk endapan putih yang akan hilang ketika ditambahkan terus menerus. Logam A ketika dibakar diudara menghasilkan padatan yang memiliki komposisi 55 % logam A dan 45 % O disertai ledakan. Logam C ketika dibakar diudara menghasilkan padatan putih yang dapat larut di larutan asam maupun basa. Tentukan A-J

Jawaban :

17.5. ANALISIS KULITATIF ZAT

1.

•

A=K

•

B = Hg

•

C = Ga

•

D = Au

•

E = Mn

•

F = Cu

•

G = Al

•

H = Pb

•

I = Ni

•

J = Ag

179

180


Bab 18 Soal Latihan Kimia Analitik 1. Tebak Senyawa Senyawa siklik A terdiri dari 12 atom (6 atom membetuk sebuah siklik) mengandung unsur X, Y, dan Z dalam senyawa tersebut memiliki 3 jenis ikatan kimia yang berbeda. Semua atom unsur X dan Z memiliki jumlah ikatan kimia yang sama di senyawa A. Berikut merupakan beberapa cara untuk mensisntesis senyawa A : (a) Dimer B (M r = 26.67) yang mengandung 8 atom dari unsur X dan Y . Reaksi antara B dengan gas C (mengandung atom Y dan 1 atom Z , % (Y )=17.8) menghasilkan senyawa A dan senyawa D (b) Reaksi antara zat E yang mengandung 3 unsur dengan zat biner F (keduanya E dan F mengandung unsur V) dihasilkan zat G dan gas diatomik H . Zat E dapat dihasilkan dari reaksi antara gas H dengan gas C. Massa molekul zat G yang mengandung 4 unsur adalah 103.34 lebih besar dari massa molekul zat A . Cincin segi-6 dari senyawa G identik dengan cincin dari senyawa A . zat G dan A hanya dibedakan oleh pergantian beberapa atom dalam senyawa ini. Ketika G bereaksi dengan garam I, yang mengandung unsur W, X, dan Y dengan rasio molar 1 : 1 : 4, menghasilkan senyawa A, B, dan garam J. Di dalam tabel periodik, unsur W di tempatkan di grup yang sama dengan unsur yang ada di senyawa G dan di periode yang sama dengan unsur lain yang ada di senyawa G. (a) Tentukan senyawa atau unsur A - J dan V - Z (b) Gambar struktur molekul A 181

182

BAB 18. SOAL LATIHAN KIMIA ANALITIK

2. Kimia Unsur: Analisis Sifat Unsur Pada pertanyaan ini, unsur dengan nomor atom 1 - 20 diganti dengan sebuah simbol huruf A - T. Simbol X,Y,Z digunakan untuk 3 buah unsur yang memiliki nomor atom diatas 20. Pada soal ini, digunakan kondisi standar yakni P = 100 kPa, dan suhu 250C. Untuk menebak unsur-unsur tersebut, berikut merupakan deskripsi dari unsur-unsur tersebut : •

•

•

•

• •

•

•

•

•

•

Unsur I,O, dan P merupakan gas monoatomik yang tidak reaktif. O memiliki jari-jari atom terkecil diantara ketiga atom tersebut, dan I memiliki titik didih paling tinggi diantara ketiganya. Unsur ini biasanya berada dalam keadaan molekul diatomik : E 2 , G2 , J 2 , S 2, Q2 , Y 2 , dan Z 2 . Y 2 berwujud cair dan Z 2 berwujud padat sedangkan yang lain merupakan gas S 2 membentuk berbagai senyawa jika direaksikan dengan 6 unsur diatomik lainnya Senyawa dari S dengan E, G, Y, dan Z menghasilkan gas diatomik yang bereaksi dengan senyawa S 2Q membentuk larutan asam E merupakan atom yang memiliki keelektronegatifan tertinggi Reaksi antara J 2 dan S 2 menghasilkan senyawa yang sangat berperan penting dalam industri, produk bereaksi dengan cairan S 2 Q membentuk larutan basa Unsur D, H, L, dan R merupakan logam yang dapat bereaksi hebat dengan cairan S 2 Q membentuk gas S 2 dan larutan basa. D bereaksi lebih hebat dibandingkan R. Ion yang dibentuk dari unsur H dan L pada reaksi ini memiliki konfigurasi elektron yang sama 1.00 g unsur H bereaksi dengan S 2 Q berlebih menghasilkan 0.3115 L S 2 pada suhu 200C dan tekanan 100.0 kPa Unsur B, C, dan K merupakan logam yang tidak bereaksi dengan cairan dingin S 2Q, namun bereaksi dengan Q2 membentuk BQ, C 2 Q3 , dan KQ. Diantara ketiga senyawa ini presentase massa KQ memiliki presentase massa Q terbesar Unsur A, F, M, N, dan T berwujud padatan pada temperatue ruang. M bereaksi dengan G2 menghasilkan M G3 sedangkan A bereaksi dengan G 2 membentuk AG3 dan AG 5, sesuai kondisinya F, T, dan N bereaksi dengan Q2 . Molekul F Q2 dan NQ2 merupakan gas dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam

183 •

T Q2 merupakan padatan yang tak larut dalam air.

•

F Q2 dapat bereaksi lebih lanjut dengan Q2 membentuk F Q3

•

•

•

10.00 g logam X tepat bereaksi dengan 3.335 L Q2 membentuk senyawa yang mengandung X dan Q 10.00 g X tepat bereaksi dengan 6.670 L G2 membentuk senyawa yang mengandung X dan G 10.00 g X tepat bereaksi dengan 1.334 L Q 2 dan 4.002 L G 2 membentuk senyawa yang mengandung X, Q, dan G

(a) Tentukan unsur A-T dan X-Z (b) Tentukan 3 senyawa yang dibentuk oleh X pada 3 deskripsi terakhir 3. Suatu sampel bermassa 5,27 g terdiri dari KN O3 , Ba(N O3 )2 , dan BaCl2 . Sampel ini akan dianalisis dengan cara melarutkannya, kemudian larutan tersebut dibagi menjadi dua bagian. Larutan pertama direaksikan dengan H 2SO 4 sehingga terbentuk endapan BaSO4 bermassa 1,98 g. Larutan kedua direaksikan dengan AgNO3 sehingga terbentuk endapan AgCl bermassa 0,96 g. Tentukan % massa dari KN O3 ! 4. Tebak Unsur Suatu logam X bereaksi dengan udara membentuk suatu padatan yang memiliki komposisi 54.99 % X dan 45.01 % O. Logam X juga bereaksi dengan air. Reaksi ini menimbulkan ledakan dan menghasilkan larutan basa. Logam X bermassa 0.23 g di masukkan ke dalam 1 L air. Kemudian, larutan basa yang dihasilkan dititrasi dengan HCl 0.1 M ternyata membutuhkan 58.83 ml HCl. Tentukan Logam X dan senyawa yang terbentuk dari hasil reaksi dengan udara.

184

BAB 18. SOAL LATIHAN KIMIA ANALITIK

Bagian V Termodinamika dan Kinetika

185

Bab 19 Termodinamika Kimia 19.1

Perangkat Termodinamika

Dalam mempelajari termodinamika kimia, ada beberapa istilah yang harus dipahami, antara lain :

fungsi jejak (path function ) merupakan sebuah fungsi yang nilainya berbeda jika jalur yang dilaluinya berbeda fungsi keadaan (state function ) merupakan fungsi yang nilainya tidak berubah meskipun jalur yang ditemuinya berbeda Fungsi keadaan dan fungsi jejak dapat dianalogikan seperti jarak dan perpindahan. Misalnya kita pergi ke kota A menuju ke kota B dengan jalur yang berbeda akan menghasilkan jarak tempuh yang berbeda, namun jarak antara dua kota (A & B) akan sama.

sistem merupakan sesuatu yang diamati dan dijadikan objek pengamatan. Sistem terdiri dari 3 jenis : 1. Sistem Terbuka Merupakan sistem yang memungkinkan terjadinya pertukaran materi dan energi 2. Sistem Tertutup Merupakan sistem yang hanya memungkinkan terjadinya pertukaran energi 3. Sistem Terisolasi Merupakan sistem yang tidak memungkinkan terjadinya pertukaran materi dan energi 187

188

BAB 19. TERMODINAMIKA KIMIA

lingkungan daerah di luar sistem kalor merupakan energi yang berpindah dari suatu sistem ke sistem lain Hukum Termodinamika : 1. Hukum Termodinamika I Pada Hukum Termodinamika I, mengatakan bahwa aliran energi kekal. Kalor yang diberikan dapat digunakan sebagai kerja atau digunakan untuk meningkatkan energi dalam. Hukum Termodinamika I dirumuskan : U = q + w w =

 −

P dv

(19.1)

(19.2)

2. Hukum Termodinamika II Hukum Termodinamika II berbunyi : Suatu reaksi kimia berjalan menuju ketidakteraturan. 3. Hukum Termodinamika III Hukum Termodinamika III berbunyi : Jika suhu benda mendekati 0 maka entropi dari benda tersebut adalah 0. T 0 maka S 0.

←

←

4. Hukum Termodinamika ke-0 Hukum Termodinamika ke-0 berbunyi : Jika benda A berkeseteimbangan termal dengan benda B, dan B berkeseteimbangan termal dengan benda C, maka benda A berkeseteimbangan termal dengan benda C

19.1.1

Persamaan Fundamental Termodinamika U & H

Nilai Ua atau energi dalam (Internal Energy ) merupakan total energi yang dimiliki oleh suatu sistem. Energi tersebut berupa energi elektronik, vibrasi, rotasi dan translasi yang dimiliki oleh molekul-molekul dalam sistem. Nilai a

terkadang juga dinotasikan sebagai E

189

19.1. PERANGKAT TERMODINAMIKA

∆U juga dapat diterjemahkan sebagai kalor pada volume tetap, sedangkan ∆H merupakan kalor pada tekanan tetap. Maka, perumusan untuk ∆H dan ∆U T 2

∆U =



ncv dT

(19.3)

T 1

= nc v (T 2

− T ) 1

T 2

∆H =



nc p dT

(19.4)

T 1

= nc p (T 2

− T ) 1

Gambar 19.1: Ilustrasi Energi Dalam

19.1.2

Hukum I Termodinamika

1. Kondisi Isobar Kondisi Isobar merupakan kondisi pada tekanan tetap (dP = 0). Nilai q, w, ∆U , dan ∆H pada kondisi ini dapat ditentukan dengan menggunakan Hukum Termodinamika I (a) Nilai q Nilai q pada saat isobar akan sama dengan nilai ∆H sesuai dengan definisi ∆H yang merupakan kalor pada tekanan tetap. (b) Nilai w Nilai w sesuai dengan persamaan 19.2 V 2

w =

 −

P dv

V 1

= P (V 2

− V ) 1

190


(c) Nilai ∆U Nilai ∆U sesuai dengan persamaan 19.3 T 2

∆U =



ncv dT

T 1

= nc v (T 2

− T ) 1

(d) Nilai ∆H Nilai ∆H sesuai dengan persamaan 19.4 T 2

∆H =



nc p dT

T 1

= nc p (T 2

− T ) 1

2. Kondisi Isokhorik Kondisi Isokhorik merupakan kondisi pada volume tetap (dV = 0). Nilai q, w, ∆U , dan ∆H pada kondisi ini dapat ditentukan dengan menggunakan Hukum Termodinamika I (a) Nilai q Nilai q pada saat isobar akan sama dengan nilai ∆U sesuai dengan definisi ∆U yang merupakan kalor pada volume tetap. (b) Nilai w Nilai w adalah 0, sebab dV = 0 sesuai dengan persamaan 19.2 (c) Nilai ∆U Nilai ∆U sesuai dengan persamaan 19.3 T 2

∆U =



ncv dT

T 1

= nc v (T 2

− T ) 1


∆H =



nc p dT

T 1

= nc p (T 2

− T ) 1

3. Kondisi Isoterm Kondisi Isoterm merupakan kondisi pada suhu tetap (dT = 0). Nilai q, w, ∆U , dan ∆H pada kondisi ini dapat ditentukan dengan menggunakan Hukum Termodinamika I

191

19.1. PERANGKAT TERMODINAMIKA

(a) Nilai q Nilai q akan sama dengan w sebab nilai ∆U = 0. (b) Nilai w Nilai w sesuai dengan persamaan 19.2 V 2

w =

 −

P dv

V 1 nRT , V

Jika gas ideal, maka nilai P =

sehingga

V 2

w =

 −  −

V 1 V 2

=

V 1

= =

−nRT

P dv nRT dv V V 2



V 1

dV V

−nRT ln V V

2 1

(c) Nilai ∆U Nilai ∆U sesuai dengan persamaan 19.3, karena dT = 0 maka ∆U = 0. (d) Nilai ∆H Nilai ∆H sesuai dengan persamaan 19.4, karena dT = 0 maka ∆H = 0. 4. Kondisi Adiabatik Kondisi Adiabatik merupakan kondisi pada kalor tetap (dq = 0). Nilai q, w, ∆U , dan ∆H pada kondisi ini dapat ditentukan dengan menggunakan Hukum Termodinamika I (a) Nilai q Nilai q = 0. (b) Nilai w Nilai w sesuai dengan persamaan 19.2, nilai w = ∆U sebab q = 0. (c) Nilai ∆U Nilai ∆U sesuai dengan persamaan 19.3 T 2

∆U =



ncv dT

T 1

= nc v (T 2

− T ) 1

192



∆H =



nc p dT

T 1

= nc p (T 2

19.2

− T ) 1

Perhitungan Nilai ∆ H Reaksi Kimia

Penentuan nilai H & U yang sebenarnya tidak dapat dilakukan. Nilai yang dapat ditentukan merupakan nilai ∆H relatif terhadap zat lain. Nilai ∆H didapat membandingkan nilai ∆H f 0 (entalphi pembentukan) zat-zatnya. Zat yang secara alami terbentuk di alam didefinisikan ∆H f 0 = 0. * Melalui Data ∆H f 0 ∆H f 0 merupakan notasi untuk entalpi pembentukan standar suatu zat dari unsur-unsur pembentuknya. Unsur-unsur yang dialam terdapat dalam keadaan bebas ditetapkan ∆H f 0 = 0. 0 ∆H = Σ∆H f ( produk)

0 f (reaktan)

− Σ∆H

(19.5)

* Melalui Energi Ikatan Pada perhitungan menggunakan energi ikatan, produk dan reaktan harus dalam fasa gas. ∆H = ΣDreaktan

− ΣD

produk

(19.6)

D merupakan notasi untuk energi ikatan.

19.2.1

Hukum Hess

Hukum Hess menggambarkan bahwa ∆H merupakan fungsi keadaan sehingga nilai ∆H hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir dan tidak bergantung pada jalur yang dilewatinya sehingga dengan melihat keadaan awal dan keadaan akhir maka nilai ∆H suatu reaksi dapat ditentukan melalui reaksi lain. Teknik mencari Nilai ∆H dari reaksi lain 1. Menjumlahkan reaksi Suatu reaksi A(aq) + B(aq) D(aq) A(aq) + B(aq)

→ → →

C (aq) + D(aq) ∆H  = ∆H 1 E (aq) ∆H  = ∆H 2 C (aq) + E (aq) ∆H  = ∆H 1 + ∆H 2

19.2.

PERHITUNGAN NILAI ∆ H REAKSI KIMIA

193

2. Mengalikan reaksi dengan sebuah konstanta Suatu reaksi A(aq) + B(aq) C (aq) 2C (aq) A(aq) + B(aq)

→ → → →

2C (aq) ∆H  = ∆H 1 E (aq) ∆H  = ∆H 2 2E (aq) ∆H IV = 2∆H 2 2E (aq) ∆H  = ∆H 1 + 2∆H 2

3. Membalikkan reaksi Suatu reaksi A(aq) + B(aq) D(aq) C (aq) A(aq) + B(aq)

19.2.2

→ → → →

C (aq) ∆H  = ∆H 1 C (aq) ∆H  = ∆H 2 D(aq) ∆H IV = ∆H 2 D(aq) ∆H  = ∆H 1 ∆H 2

−

−

Siklus Born- Haber

Siklus Born-Haber merupakan sebuah siklus termokimia yang dapat menggambarkan energi pembetukan dari suatu kristal. Berikut sebuah contoh Siklus Born-Haber FeO(s) F e2+ (g) + O(g) EI 2,F e

 

F e+ (g) + O(g) EI 1,F e

AE O

 

F e(g + O(g)   1 2

 

2− F e2+ (g) + O(g)

DO=O

F e(g) + 21 O2(g)

U 0

 

∆H sub,Fe 0   ∆H f,FeO 1  F eO(s) F e(s) + 2 O2(g) Siklus Born- Haber juga menggambarkan bahwa ∆H merupakan sebuah fungsi keadaan yang berarti bahwa nilai ∆H tidak begantung pada jalur yang dilewati, melainkan hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan

194


akhir. Menggunakan sifat dari ∆H yang hanya bergantung keadaan awal dan keadaan akhir, maka dari siklus tersebut dapat disusun persamaan 1 ∆H f ,FeO = ∆H sub,Fe + DO=O + EI 1,F e + EI 2,F e + AE O + U 0 2

19.2.3

Contoh Soal

1. Reaksi termit adalah reaksi yang spektakular dan sangat eksotermis. Reaksi antara besi(III)oksida, F e2 O3 , dan logam aluminium menghasilkan lelehan besi dan aluminium oksida hanya dalam beberapa detik saja. Berikut ini diberikan data entalpi reaksi: 3 2Al(s) + O2(g) 2 3 2F e(s) + O2(g) 2

→ Al O → F e O 2

3(s) ∆H =

2

3(s)

−1670 kJ ∆H = −822 kJ

(I) (II)

(a) Tuliskan reaksi termit antara besi(III)oksida dan logam aluminium F e2 O3(s) + Al(s) Al2 O3(s) + F e(s)

→

(b) Hitunglah ∆ H untuk reaksi termit tersebut Menggunakan hukum Hess, kita kurangkan reaksi I dengan reaksi II b agar mendapatkan reaksi sesuai dengan jawaban no 25, maka ∆H = ∆H I ∆H II = 1670 ( 822) = 848 kJ/mol

− − −− −

(c) Berapa banyak energi panas yang akan dilepaskan bila 1000,0 g besi dihasilkan dari reaksi ini mF e nF e = ArF e m1000 g = 56 g/mol = 17.86 mol ∆H = 848 kJ/mol 17.86 mol = 15142.86 kJ b

− −

·

Untuk mendapatkan reaksi seperti jawaban 25, maka reaksi II harus dibalik. Membalikkan reaksi menjadikan nilai ∆H negatif dari ∆H reaksi awal

195

19.3. DEFINISI S

19.3

Definisi S

S merupakan entropi, yakni derajat ketidakteraturan yang dimiliki oleh suatu spesi. Sgas > Slarutan > Scairan > S padatan. Hal ini disebabkan dalam spesi gas, gerakan molekul dari fasa gas lebih tidak teratur dibandingkan fasa lain. Nilai ∆S dapat dihitung menggunakan persamaan : dS =

dq T

(19.7)

Nilai ∆S juga dapat dihitung menggunakan persamaan : 0 ∆S r = Σ∆S f ( produk)

0 f (reaktan)

− Σ∆S

(19.8)

Perhitungan nilai S : 1. Jika dalam reaksi yang suhunya tidak berubah, misalnya pada reaksi : H 2 O(l)



H 2 O(g)

(19.9)

maka nilai ∆S dapat dihitung menggunakan persamaan : ∆S =

∆H T

(19.10)

Hal ini disebabkan nilai dq = ∆H , pada proses transisi fasa, merupakan proses isobar. 2. Jika suhunya berbeda, misalnya pada reaksi : H 2 O(l) 00C  H 2 O(l) 1000 C

(19.11)

maka nilai ∆S dapat dihitung menggunakan persamaan : T 2

∆S =

 

T 1 T 2

=

T 1

dq T c p dT T

sehingga, nilai ∆S adalah: ∆S = c p ln

T 2 T 1

(19.12)

Sama seperti ∆H, ∆S juga merupakan fungsi keadaan sehingga kita dapat menerapkan hukum Hess untuk menghitung ∆S

196


19.3.1

Contoh Soal

1. Untuk reaksi berikut yang berlangsung pada suhu 250 C dan tekanan 1 atm, S (s) + 2N 2 O(g)

→ SO

0 2(g) + 2N 2(g) ∆H

=

−460, 8kJ/mol

(19.13)

Diketahui nilai entropi standar (S0 ) pada 250 C sebagai berikut: S(s) N2 O(g) SO2(g) N2(g) S0 32.1 220.0 248.2 191.5 1 1 − − (JK mol ) (a) Tentukan nilai perubahan energy dalam ∆E untuk reaksi di atas jika 198 g N2 O Habis beraksi pada 250 C. (b) Berdasarkan entropinya, jelaskan secara singkat kecenderungan arah reaksi tersebut di atas. (c) Diinginkan reaksi tersebut berlangsung pada suhu sekitar 250 C. Untuk maksud tersebut, bejana reaksi direndam dalam bak air dengan sirkulasi air bersuhu 250C. Tentukan volume minimum air yang digunakan dalam bak sehingga suhu reaksi tidak melebihi 25,10 C pada reaksi 198 g N2 O.

Jawaban : 1. Untuk reaksi berikut yang berlangsung pada suhu 250 C dan tekanan 1 atm, S (s) + 2N 2 O(g)

→ SO

0 2(g) + 2N 2(g) ∆H

=

−460, 8kJ/mol

(19.14)

Diketahui nilai entropi standar (S0 ) pada 250 C sebagai berikut: S(s) N2 O(g) SO2(g) N2(g) 0 S 32.1 220.0 248.2 191.5 1 1 − − (JK mol ) (a) Tentukan nilai perubahan energy dalam ∆E untuk reaksi di atas jika 198 g N2 O Habis beraksi pada 250 C. mN 2O M rN 2O 198 g = 44 g/mol = 4.5 mol

nN 2 O =

19.4.

197

PERSAMAAN FUNDAMENTEL G & A

∆E = ∆H ∆ngas RT = (0.45 mol 460.8 103 J/mol) = 208.475 kJ/mol

−

·−

−

·

− 0.45 mol · 8.314 J/mol.K · 298K

(b) Berdasarkan entropinya, jelaskan secara singkat kecenderungan arah reaksi tersebut di atas. ∆S =



∆S f,produk

−



∆S f,reaktan

= (∆S f,SO2 (g) + 2∆S f,N 2(g) ) (∆S f,S (s) + ∆S N2 O (g)) = (248.2 + 2 191.5) (2 220 + 32.1) = 379.1 J/mol.K

·

− ·

−

(c) Diinginkan reaksi tersebut berlangsung pada suhu sekitar 250 C. Untuk maksud tersebut, bejana reaksi direndam dalam bak air dengan sirkulasi air bersuhu 250C. Tentukan volume minimum air yang digunakan dalam bak sehingga suhu reaksi tidak melebihi 25,10 C pada reaksi 198 g N2 O. Seluruh kalor digunakan untuk menaikkan suhu air. Nilai kalor yang dipakai adalah nilai ∆E sebab proses dilakukan pada volume tetap

− 19.4

∆E = m air c∆T 208.475 103 = m air 4.2 J/g K0.1K mair = 196, 37 Kg

·

Persamaan Fundamentel G & A

Nilai ∆G dan ∆A merupakan besaran yang dapat menggambarkan kespontanan reaksi. Nilai G muncul dari konsekuensi Hukum Termodinamika II, yakni sebuah reaksi/proses dapat berjalan spontan jika dia mengarah ke arah yang tidak teratur sehingga nilai ∆S univ > 0. ∆S univ merupakan perubahan entropi alam semesta yang merupakan penjumlahan dari perubahan entropi sistem (∆S sys ) dan entropi lingkungan (∆S env ) ∆S univ = ∆S env + ∆S sys ∆H = + ∆S sys T T ∆S univ = ∆H T ∆S sys

−

−

−T ∆S

dengan mengganti berubah menjadi

univ sebagai

−

∆G, maka persamaan tersebut dapat

∆G = ∆H

− T ∆S

(19.15)

198


Suatu reaksi akan berlangsung spontan jika nilai ∆G < 0, dan tidak spontan jika nilai ∆G > 0, serta nilai ∆G = 0 jika berada dalam sistem yang berkesetimbangan.

19.4.1

Perhitungan Nilai ∆ G dan Penggunaannya

Menggunakan nilai ∆G0 Sama seperti ∆H , nilai ∆G juga dapat ditentukan melalui data, menggunakan persamaan : ∆G = Σ∆G 0f ( produk)

0 f (reaktan)

− Σ∆G

(19.16)

Menggunakan nilai ∆H dan ∆S Nilai ∆G juga dapat ditentukan dengan persamaan yang telah diturunkan dari sebelumnya menggunakan ∆H dan ∆S ∆G = ∆H

− T ∆S

(19.17)

Nilai ∆G dan Konstanta Kesetimbangan Jika dihubungkan dengan ketetapan kesetimbangan, maka nilai ∆G dapat dihitung dengan persamaan : ∆G = ∆G 0 + RT ln Q

(19.18)

nilai ∆G0 merupakan nilai ∆G standar, yakni ∆G dalam keadaan setimbang (∆G = 0) sehingga dapat dituliskan : ∆G0 =

−RT ln K

(19.19)

Nilai ∆G dan Potensial Sel (E) Melalui nilai ∆G, nilai E sel juga dapat ditentukan ∆G =

−nF E

(19.20)

Persamaan 19.20 dapat disubtitusi kedalam persamaan 19.18 sehingga menghasilkan G = G 0 + RT ln Q nF E = nF E 0 + RT ln Q RT E = E 0 ln Q nF Persamaan di atas disebut sebagai persamaan Nerst.

−

−

−

(19.21)

19.4.


19.4.2

199

Contoh Soal

1. Karbon disulfide (CS2 ) adalah senyawa yang beracun dan mudah terbakar. Reaksi pembakaran CS2 sebagai berikut: CS2(l) + 3O2(g) CO2(g) + 2SO2(g) . Data termokimia pada 298 K adalah: ∆H0f (kJ/mol) ∆G0f (kJ/mol) CS2(l) 89.7 65.3 CS2(g) 117.4 67.2 CO2(g) -393.5 -393.4 SO2(g) -269.0 -300.4 O2(l) 0 0

→

(a) Dengan menggunakan data di atas (298 K), tentukan nilai ∆G0 reaksi pembakaran 1 mol cairan CS2 pada 298 K. (b) Apakah reaksi pembakaran tersebut berlangsung spontan pada suhu 298 K? Jelaskan. (c) Jelaskan mengapa H0f O2(g) bernilai 0. (d) Tuliskan persamaan reaksi penguapan CS2 dan hitung nilai ∆S0 untuk proses penguapan 1 mol cairan CS2 pada 298 K. (e) Dengan asumsi bahwa nilai ∆H dan ∆S tidak bergantung pada suhu, tentukan titik didih normal CS2. (f) Dalam wadah tertutup bervolume tetap 10 L dilakukan pembakaran sempurna 7,6 gram cairan CS2 dengan 0,8 mol gas O2 . Setelah reaksi selesai, suhu wadah diturunkan hingga 298 K. Berapa tekanan campuran gas (atm) setelah reaksi pada suhu tersebut. Asumsikan gas bersifat ideal.

Jawaban : 1. Karbon disulfide (CS2 ) adalah senyawa yang beracun dan mudah terbakar. Reaksi pembakaran CS2 sebagai berikut: CS2(l) + 3O2(g) CO2(g) + 2SO2(g) . Data termokimia pada 298 K adalah: ∆H0f (kJ/mol) ∆G0f (kJ/mol) CS2(l) 89.7 65.3 CS2(g) 117.4 67.2 CO2(g) -393.5 -393.4 SO2(g) -269.0 -300.4 O2(l) 0 0

→

200


(a) Dengan menggunakan data di atas (298 K), tentukan nilai ∆G0 reaksi pembakaran 1 mol cairan CS2 pada 298 K. ∆G =



∆Gf,produk

 −

∆Gf,reaktan

= (2∆Gf,SO2 (g) + ∆Gf,CO2 (g) ) (∆Gf,CS 2(l) + ∆Gf,O2 (g)) = (2 300.4 + 393.4) (65.3 + 0) = 1059.5 kJ/mol

−

·−

−

−

−

(b) Apakah reaksi pembakaran tersebut berlangsung spontan pada suhu 298 K? Jelaskan. Spontan sebab nilai ∆G < 0 (c) Jelaskan mengapa H0f O2(g) bernilai 0. Sebab O2 merupakan unsur bebas yang ada di alam sehingga nilai ∆H f 0 = 0 (d) Tuliskan persamaan reaksi penguapan CS2 dan hitung nilai ∆S0 untuk proses penguapan 1 mol cairan CS2 pada 298 K. CS2(l) CS2(g)

→

− ∆G −T ∆H − ∆G − ∆H (∆G ) − (∆H =− T {(67.2 − 65.3) − (117.4 − 89.7)} · 10 J/mol =− 298

∆S =

f,CS 2 g

f,CS 2 (l)

f ,CS 2 (l) )

f ,CS 2 g

3

= 86.577 J/mol.K (e) Dengan asumsi bahwa nilai ∆H dan ∆S tidak bergantung pada suhu, tentukan titik didih normal CS2. Titik didih normal merupakan suhu saat ∆G = 0.

− ∆H − ∆G∆S − ∆H ) 0 − (∆H =− ∆S {(67.2 − 65.3) − (117.4 − 89.7)} · 10 =− 86.577

T =

f ,CS 2 g

f ,CS 2 (l)

3

J/mol

= 319.95 K (f) Dalam wadah tertutup bervolume tetap 10 L dilakukan pembakaran sempurna 7,6 gram cairan CS2 dengan 0,8 mol gas O2 . Setelah reaksi selesai, suhu wadah diturunkan hingga 298 K. Berapa

19.4.

201


tekanan campuran gas (atm) setelah reaksi pada suhu tersebut. Asumsikan gas bersifat ideal. mCS 2 MrCS 2 7.6 g = 76 g/mol = 0.1 mol

nCS 2 =

CS2(l) + 3O2(g) CO2(g) + 2SO2(g) . Pereaksi pembatas adalah CS2 , O2 yang terpakai adalah 0.3 mol sehingga O2 yang tersisa adalah 0.5 mol. Jumlah gas yang dihasilkan adalah 0.3 mol sehingga mol total gas (n total ) adalah 0.8 mol

→

ntotal RT V total 0.8 mol 0.08206 L.atm/mol.K (298)K = 10 L = 0.489 atm

P total =

·

·

202


Bab 20 Kinetika Kimia Seorang ahli kimia, tidak hanya mempertimbangkan bagaimana suatu reaksi itu terjadi tetapi juga mempertimbangkan seberapa cepat reaksi tersebut berjalan. Suatu reaksi dapat terjadi jika antar reaktan terjadi tumbukan dan tumbukan tersebut merupakan tumbukan yang efektif sehingga produk dapat terbentuk. Faktor-faktor yang mempercepat laju reaksi : •

•

•

•

Konsentrasi Semakin banyak pereaktan, maka kemungkinan reaktan saling bertumbukan akan semakin besar Suhu Meningkatnya suhu akan meningkatkan energi kinetik dari reaktan Katalis Katalis akan mencari suatu jalan yang lebih cepat sehingga antar reaktan dapat bertumbukan lebih cepat Luas permukaan Permukaan yang luas akan meningkatkan peluang terjadinya tumbukan

Sebelum membahas lebh dalam tentang kinetika kimia, kita akan membahas tentang Energi aktifasi (E a ).

Energi aktifasi merupakan energi yang diperlukan oleh suatu molekul untuk melakukan reaksi kimia Setiap reaksi kimia memiliki nilai E a yang berbeda - beda dan ini bersifat tetap, sehingga energi aktifasi tidak bergantung pada suhu. Semakin banyak molekul yang memiliki energi yang mencapai nilai E a, maka reaksi tersebut akan semakin cepat berlangsung. 203

204

20.1

BAB 20. KINETIKA KIMIA

Diagram Koordinat Reaksi

Gambar 20.1: Diagram koordinat reaksi tanpa zat antara Keadaan saat di puncak disebut sebagai keadaan transisi yang bisanya di lambangkan dengan ( ). Selisih antara energi reaktan dengan energi saat keadaan transisi merupakan nilai energi aktivasi (Ea ). Selisih antara energi reaktan dan energi produk merupakan nilai ∆H .

‡

Gambar 20.2: Diagram koordinat reaksi dengan zat antara

Puncak pertama merupakan keadaan transisi 1 dan puncak kedua merupakan keadaan transisi 2. Garis datar diantara 2 puncak merupakan intermediet (zat antara). Selisih energi antara reaktan dengan puncak pertama merupakan Ea 1, selisih energi antara zat antara dengan puncak kedua merupakan Ea 2. Selisih antara energi reaktan dan energi produk merupakan nilai ∆H .

20.2.

205

PENENTUAN HUKUM LAJU

20.2

Penentuan Hukum Laju

Penentuan hukum laju dalam suatu reaksi kimia sangat penting dlakukan. Hal ini digunakan untuk menunjukkan pengaruh reaktan dan produk terhadap kecepatan reaksi. Suatu reaksi kimia di tuliskan sebagai berikut A+B

→ C

(20.1)

Hukum laju dari suatu reaksi tersebut dapat dirumuskan : v = k[A]x [B]y [C ]z

(20.2)

v = laju reaksi [A], [B], dan [C] = konsentrasi zat x, y, dan z = orde reaksi Orde reaksi merupakan sebuah bilangan yang ditentukan berdasarkan eksperimen dan dapat bernilai positif, negatif, bilangan bulat maupun pecahan. Hukum laju dapat ditentukan dengan berbagai cara, tergantung dari data yang diperoleh.

20.2.1

Melalui Data v

Jika suatu reaksi kimia divariasikan dengan konsentrasinya, maka akan di dapat v yang berbeda. Sehingga dengan membandingkan v kita dapat menentukan hukum laju dari reaksi tersebut. Jika terdapat 2 data v, maka : v1 = k[A1 ]x [B1 ]y v2 = k[A2 ]x [B2 ]y v1 = v2

x

   [A1 ] [A2 ]

[B1 ] [B2 ]

Jika [A1] = [A2 ], maka :

 

y

(20.3)

y

v1 [B1 ] = (20.4) v2 [B2 ] ambil logaritma dari kedua sisi, sehingga persamaan 20.4 berubah menjadi : v 1 log = log v2

  [B1] [B2]

y

(20.5)

206


maka nilai y adalah : log vv12

y =

log

20.2.2

  [B1 ] [B2 ]

(20.6)

Melalui Data Konsentrasi Reaktan ([A])

Orde dari suatu reaksi kimia juga dapat ditentukan menggunakan data perubahan konsentrasi substrat dengan perubahan waktu. Misalkan suatu reaksi A

→B

(20.7)

reaksi 20.7 memiliki orde x, maka

[A]t



[A]0

v = [dA] = dt [dA] = [A]x d[A] = [A]x

x

−k[A] −k[A] −kdt

x

t

 − k

dt

0

Jika x = 1, maka : ln At = ln A0

− kt

(20.8)

Jika x = 0, maka : At = A 0

− kt

(20.9)

1 1 = + kt At A0

(20.10)

Jika x = 2, maka :

Dari ketiga persamaan di atas, semua persamaan berbentuk lineara sehingga dengan melakukan regresi dari data dengan ketiga jenis grafik tersebut dapat ditentukan orde reaksi suatu reaksi dengan reaktan tunggal. Sebagai contoh, misalkan reaksi 20.7 memiliki data konsentrasi A tiap detik a

persamaan garis linear dengan bentuk y = mx +C

20.2.


207

Dari data tersebut, dapat dihasilkan 3 buah plot grafik yakni A vs t, ln A vs t, dan A1 vs t

208


(a) Grafik orde 0

(b) Grafik orde 1

(c) Grafik orde 2

Gambar 20.3: Grafik kelinearan garis menurut orde Dari gambar 20.3 terlihat bahwa plot orde 1 memiliki kelineran garisb yang tinggi sehingga reaksi A B adalah reaksi orde 1.

→

20.2.3

Melalui Mekanisme Reaksi

Mekanisme reaksi merupakan tahap-tahap terjadinya suatu reaksi. Dari mekanisme reaksi, kita dapat mengetahui proses terjadinya suatu reaksi mulai b

dilihat dari nilai R2

≈ 1

20.2.

209


dari tumbukan hingga terbentuknya intermediet dan Transition State. 2O3



3O2

Mekanisme reaksi diatas adalah : O3(g) O2(g) + O(g) O3(g) + O(g)

k1

−→ O −−→ O −→ 2O

2(g) +

O(g)

k−1

3(g)

k2

2(g)

Reaksi 1 dan 2 merupakan reaksi kesetimbangan. Dalam penentuan hukum laju melalui mekanisme reaksi, terdapat 2 cara :

Pendekatan Kesetimbangan Dalam pendekatan kesetimbangan kita perlu mengetahui tahap reaksi yang paling lambat dan menjadikannya sebagai tahap penentu laju. 1. Tentukan laju paling lambat Reaksi 1 & 2 merupakan reaksi kesetimbangan maka, reaksi yang paling lambat adalah reaksi 3. Oleh karena itu, tahap penentu laju adalah reaksi 3 v = k 2 [O3 ][O] 2. Tulis ekspresi kesetimbangan Dari reaksi 1 & 2, maka : k1 [O2][O] = [O3 ] k−1 k1 [O3 ] [O] = k−1 [O2 ]

(20.11)

Masukkan persamaan (1.17) ke persamaan penentu laju v = k 2 [O3 ][O] sehingga hukum laju reaksi tersebut adalah k2 k1 [O3 ]2 v = k−1[O2 ]

(20.12)

Pendekatan Steady-State Dalam pendekatan steady-state , kita mengasumsikan bahwa konsentrasi spesi ] intermedietc adalah tetap, sehingga d[I = 0. dt c

spesi perantara yang tidak ada di awal maupun akhir reaksi

210


1. Tentukan spesi intermediet Spesi intermediet adalah O 2. Buat persamaan laju terbentuknya intermediet ] Ingat ! d[I =0 dt d[O] = k 1[O3 ] k−1 [O2 ][O] dt k1 [O3 ] [O] = k−1[O2 ] + k2 [O3 ] k2 k1 [O3 ]2 v = k−1[O2 ] + k2 [O3 ]

−

− k [O ][O] = 0 2

3

Hukum laju dengan pendekatan kesetimbangan dan steady-state akan sama jika k−1 ≫ k2

20.2.4

Contoh Soal

1. Penipisan Lapisan Ozon Penipisanlapisan ozon diduga disebabkan oleh zat yang biasa disebut sebagai CFC (Chloro Flour Carbon ). CFC memiliki banyak jenis, salah satunya adalah zat tersebut memiliki struktur kimia CF 3 Cl, di atmosfer zat tersebut dapat terurai sehingga menghasilkan radikal Cl, dan radikal Cl itulah yang bereaksi dengan lapisan ozon sehingga lapisan ozon semakin berurang. Berikut merupakan skema dari reaksi penipisan lapisan ozon : CF 3Cl O3(g) + Cl(g)

→ CF + Cl → O + ClO −→ 2O → O + Cl

O2(g) O(g) + ClO(g)

3(g)

2(g)

(g) (g)

hν

(g)

2(g)

(g)

Berikut merupakan data yang didapat dari pengukuran konsentrasi O 3 , CF 3Cl, O2 di dalam sebuah tabung dengan suhu 400 C

20.2.

211


[O3] (ppm) 100 100 100 100 100 100 100 100 100 100

[O2 ] (µM ) 3 5 6 7 8 10 13 17 23 25

[CF 3 Cl] (µM ) 20 20 20 20 20 20 20 20 20 20

v (µM /min) 2,000 1,200 1,000 0,857 0,750 0,600 0,462 0,353 0,261 0,240

[O3] (µM ) 30 35 38 45 53 57 63 65 77 80

[O2 ] (µM ) 11 11 11 11 11 11 11 11 11 11

[CF 3 Cl] (µM ) 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10

v (µM /min) 0,0245 0,0334 0,0394 0,0552 0,0766 0,0886 0,1082 0,1152 0,1617 0,1745

[O3] (µM ) 50 50 50 50 50 50 50 50 50 50

[O2 ] (µM ) 15 15 15 15 15 15 15 15 15 15

[CF 3 Cl] (µM ) 33 35 37 40 44 52 53 54 57 60

v (µM /min) 0,165 0,175 0,185 0,200 0,220 0,260 0,265 0,270 0,285 0,300

(a) Tentukan persamaan laju penipisan lapisan ozon (b) Tentukan nilai k dari reaksi penipisan laisan ozon Jawaban :

212


(a) Tentukan persamaan laju penipisan lapisan ozon Misalkan persamaan laju pada reaksi tersebut adalah v = k[O3 ]x [O2 ]y [CF 3 Cl]z . Karena pada 10 data pertama [O3 ] dan [CF 3Cl] memiliki nilai sama, maka nilai k[O3 ]x [CF 3 Cl]z dapat diganti menjadi k  sehingga persamaan laju berubah menjadi v = k  [O2 ]y . Dari 10 data tersebut, buat regresi linear dengan persamaan lnv = lnk + y ln[O2 ] menghasilkan grafik

dari grafik dapat ditentukan bahwa y = -1, melalui metode yang sama didapatkan bahwa x = 2, dan z = 1. Jadi, persamaan laju 3 Cl] adalah v = k [O3 ][CF [O2 ] (b) Tentukan nilai k dari reaksi penipisan laisan ozon Ambil salah satu data, masukkan sesuai persamaan laju yang didapat sehingga didapat k = 3.18 10−5

·

20.3

Persamaan Arhennius

Nilai k dapat berubah sesuai dengan suhu ketika reaksi tersebut berlangsung. Perubahan itu dirumuskan dengan persamaan Arhennius k = Ae

−Ea RT

(20.13)

20.3.

213

PERSAMAAN ARHENNIUS

A = Faktor Pra eksponensial T = Suhu R = Konstanta gas (8,314 J/mol K) E a = Energi aktivasi (J) k = konstanta laju A merupakan tetapan arhennius yang berbeda untuk setiap reaksi. Nilai A merupakan frekuensi tumbukan efektif yang terjadi pada reaktan sehingga nilai A bergantuk pada kereaktifan reaktan. Pada suhu yang berbeda maka nilai k akan berubah. Hubungan antara perubahan nilai k dengan suhu dapat diturunkan melalui persamaan Arhennius sehingga menghasilkan persamaan berikut : k1 E a 1 1 ln = (20.14) k2 R T 1 T 2

−



−



k1 , k2 = konstanta laju pada suhu T1 dan T2 R = Konstanta gas (8,314 J/mol K) T 1 , T 2 = Suhu 1 & 2(K)

20.3.1

Contoh Soal

1. Jika tetapan laju reaksi (k) pada suhu 400 C dua kali lebih besar dari tetapan laju pada suhu 250C. Tentukan energi pengaktifan reaksi ini

Jawaban : 1. Jika tetapan laju reaksi (k) pada suhu 400 C dua kai lebih besar dari tetapan laju pada suhu 250C. Tentukan energi pengaktifan reaksi ini





k2 E a 1 1 ln = k1 R T 2 T 1 2 k1 E a ln = k1 8.314 J/mol K E a = 35835 J/mol

−

·

−

−

·



1 (40 + 273) K

−

1 (25 + 273) K



214

BAB 20. KINETIK KINETIKA A KIMIA KIMIA

Bab 21 Elektrokimia 21.1

Notasi Sel

Notasi sel merupakan sebuah notasi yang menggambarkan diagram kerja dari suatu sel elektrokimia. Persamaan reaksi C u2+ (aq) aq) + Z n(s)

2+ (aq) aq) +

→ Z n

C u(s)

(21.1)

notasi sel dari persamaan 21.1 persamaan 21.1 adalah adalah

2+ Z n(s) Z n2+ (aq) aq) C u(aq) aq) C u(s)

|

||

|

(21.2)

|| Jembatan Garam | Pemisah fasa, jika fasa sama maka digunakan tanda ”,” Bagian sebelah kiri merupakan reaksi oksidasi dan kanan merupakan reaksi reduksi

21.2 21.2

Penen enentu tuan an Nila Nilaii Esel

E 0 merupakan notasi dari potensial reduksi standar dari suatu setengah reaksi. menurut konvensi, reaksi yang terjadi dalam penentuan E penentuan E 0 selalu reaksi 0 0 reduksi. reduksi. Sehingga Sehingga untuk reaksi oksidarinya, oksidarinya, E oks = E red . Sehingga Sehingga total total potensial kimia dari suatu reaksi redoks dapat dirumuskan :

−

0 E sel sel = E red

0 oks

− E

(21.3)

E sel sel = Potensial sel Nilai potensial reduksi standar (E0) ditentukan menggunakan sebuah stan0 dar, yakni EH + |H = 0,00 V. Pada elektrokimia koefisien dari suatu produk 2 dalam persamaan kimia tidak mempengaruhi nilai dari E sel sel . 215

216

BAB 21. ELEKTR ELEKTROKI OKIMIA MIA

Gambar 21.1: Diagram Latimer spesi Mn pada kondisi asam dan basa [1] [1]

21.2 21.2.1 .1

Diag Diagra ram m La Lati time merr

Diagram latimer merupakan diagram yang menunjukkan potensial reduksi dari tiap spesi unsur tertentu. Diagram latimer berfungsi untuk mengetahui spesi yang yang paling paling stabil stabil dari suatu suatu unsur. unsur. Dalam Dalam menggunak menggunakan an diagram diagram latimer latimer,, prinsi prinsip p dasarn dasarnya ya adalah adalah penjumla penjumlahan han nilai nilai ∆G. ∆G. Misa Misaln lnya ya,, nilai nilai 0 EM nO− |M nO = 1.69 V, pada suasana asam. Hal ini bisa didapatkan dengan 2 4 cara menjumlahk menjumlahkan an nilai ∆G seperti ∆G seperti hukum Hess. ∆GM nO4− |M nO2 = ∆G M nO4− |HMnO4− + ∆GHMnO4− |M nO2

−n F E 3

M nO4− M nO2

|

=

E M nO4− |M nO2 =

−n F E

+ n2 F E HMnO4− |M nO2 n1 E M nO− |HMnO− + n2 E HMnO− |M nO2 1

M nO4− HMnO4−

|

4

−

4

4

n3

nilai nx merupakan perubahan bilangan oksidasi dari reaksi tersebut.

21.2 21.2.2 .2

Con Contoh toh Soal Soal

1. Besi Besi merupak merupakan an logam logam yang yang sangat sangat sering sering digunak digunakan an manusi manusia, a, besi dapat digunakan digunakan sebagai campuran dengan logam lain untuk membuat baja. Besi Besi merupak merupakan an logam yang berstruktu berstrukturr kuat namun namun mudah sekali sekali terkorosi. terkorosi. Besi beberapa bilangan bilangan oksidasi diantaranya, diantaranya, +3 dan +2 F e3+ + e− C e4+ + e−

F e2+ E 0 = 0.77V 77V 3+ 0 61V  C e E = 1.61V 

21.3. 21.3.

217

PERSAMA PERSAMAAN AN NERN NERNST ST

(a) Tentukan entukan nilai E sell sell dari reaksi berikut F e2+ + C e4+



F e3+ + C e3+

(b) Tuliskan uliskan spesi yang berperan sebagai oksidator dan reduktor

Jawaban : 1. Besi Besi merupak merupakan an logam logam yang yang sangat sangat sering sering digunak digunakan an manusi manusia, a, besi dapat digunakan digunakan sebagai campuran dengan logam lain untuk membuat baja. Besi Besi merupak merupakan an logam yang berstruktu berstrukturr kuat namun namun mudah sekali sekali terkorosi. terkorosi. Besi beberapa bilangan bilangan oksidasi diantaranya, diantaranya, +3 dan +2 F e3+ + e− C e4+ + e−

F e2+E 0 = 0, 77V 77V 3+ 0  C e E = 1, 61V 61V 

(a) Tentukan entukan nilai E sell sell dari reaksi berikut F e2+ + C e4+



F e3+ + C e3+

0 0 E sel = E red E oks sel = E 0 = E Ce E F0 e3+|F e2+ 4+ |Ce 3+

−

−

= 1, 61 0, 77 = 0, 84 V

−

(b) Tuliskan uliskan spesi yang berperan sebagai oksidator dan reduktor Reduktor : Fe2+ Oksidator : Ce4+

21.3 21.3

Persa ersama maan an Nern Nernst st

Dalam kehidupan sehari-hari, kita mengetahui bahwa baterai ketika telah dipakai maka, potensialnya akan berkurang. Pengurangan potensial tersebut dapat dirumuskan : RT E = E 0 ln Q (21.4) ne− F

−

Persamaan 21.4 Persamaan 21.4,, diperoleh melalui persamaan ∆G = nF E a . Pa Pada da keakeadaan standar, nilai Energi bebas Gibbs dari sel elektrokimia adalah ∆G0 ,

−

a

seperti yang telah diturunkan pada bab sebelumnya

218

BAB 21. ELEKTR ELEKTROKI OKIMIA MIA

sedangkan pada keadaan tak standar, nilai Energi bebas Gibbs dari sel ∆G dan saat setimbang ∆ setimbang ∆G G = 0. Bila suatu reaksi sel αA + βB



γC + γC + δD

(21.5)

∆G = ∆G = ∆G ∆G 0 + RT ln ln Q a γ C aδD = ∆G + RT ln ln α β aA aB a γ C aδD 0 nF E sel nF E + RT ln ln α β sel = aA aB γ RT R T a C aδD 0 E sel ln α β sel = E nF aA aB 0

−

· ·

−

−

· ·

· ·

β α Saat keadaan standar, maka aktifitas (a) tiap spesi adalah aA = a B = a γ C = 0 . Saat setimbang, ∆G aδD = 1 sehingga nilai ln Q = 0, maka nilai Esel = Esel = 0, Esel = 0, dan Q = K sehingga saat keadaan setimbang Esel = 0.

21.3 21.3.1 .1


Diketahui potensial reduksi standar sebagai berikut : F e2+(aq ) + 2e 2 e− C u2+

→ F e(s) (aq ) + 2e 2 e− → C u(s)

E F0 e2+|F e =

−0.447 V

0 E Cu 2+ |Cu = 0.342 V

Suatu sel Galvani dirangkai menggunakan kawat tembaga yang direndam dalam larutan CuSO4 1 M dan kawat besi direndam dalam 50 mL larutan FeSo4 0.1 M pada suhu 250C 1. Gambark Gambarkan an diagram diagram sel Galv Galvani tersebut tersebut dan lengk lengkapi dengan dengan arah aliran elektron 2. Tuliskan uliskan notasi sel untuk sel elektrokimia elektrokimia tersebut 3. Tuliskan uliskan reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia elektrokimia tersebut 4. Hitung Hitung potensial potensial sel (Esel ) untuk sel Galvani di atas 5. Ke dalam dalam setengah setengah sel yang berisi larutan larutan Fe(II) pada sel Galvani Galvani di atas, ditambahkan 50 mL larutan NaOH 0.5 M sehingga terbentuk endapan Fe(OH)2 . Setelah kesetimbangan tercapai dilakukan pengukuran sel dan diperoleh data 1.175 V. Tentukan nilai K sp Fe(OH)2

21.3. 21.3.

219

PERSAMA PERSAMAAN AN NERN NERNST ST

Jawaban : Diketahui potensial reduksi standar sebagai berikut : F e2+(aq ) + 2e 2 e− C u2+

E F0 e2+|F e =

→ F e(s) (aq ) + 2e 2 e− → C u(s)

−0.447 V

0 E Cu 2+ |Cu = 0.342 V

Suatu sel Galvani dirangkai menggunakan kawat tembaga yang direndam dalam larutan CuSO4 1 M dan kawat besi direndam dalam 50 mL larutan FeSo4 0.1 M pada suhu 250 C 1. Gambark Gambarkan an diagram diagram sel Galv Galvani tersebut tersebut dan lengk lengkapi dengan dengan arah aliran elektron Jawaban :

2. Tuliskan uliskan notasi sel untuk sel elektrokimia elektrokimia tersebut Jawaban : F e(s) F e2+ (0.1M ) C u2+ (1M ) C u(s) (aq) aq) (0. (aq) aq) (1M

|

||

|

3. Tuliskan uliskan reaksi yang terjadi pada sel elektrokimia elektrokimia tersebut Jawaban : Anoda : Fe(s) Fe2+ (aq) + 2e− Katoda : Cu2+ (aq) + 2e− Cu(s) Total : Fe(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Fe2+ (aq)

→

→ →

4. Hitung Hitung potensial potensial sel (Esel ) untuk sel Galvani di atas

220

BAB 21. ELEKTROKIMIA

Jawaban : 0 0 E sel = E Cu 2+ |Cu

0 F e2+ F e

− E | = 0.342 − (−0.447)

= 0.789 V RT [F e2+ ] 0 E sel = E sel ln nF [Cu2+] 8.314 298 [0.1] = 0.789 ln 2 96500 [1] = 0.818 V

−

− · ·

5. Ke dalam setengah sel yang berisi larutan Fe(II) pada sel Galvani di atas, ditambahkan 50 mL larutan NaOH 0.5 M sehingga terbentuk endapan Fe(OH)2 . Setelah kesetimbangan tercapai dilakukan pengukuran sel dan diperoleh data 1.175 V. Tentukan nilai Ksp Fe(OH)2 Jawaban : RT [F e2+] ln nF [Cu2+ ] 8.314 298 [F e2+ ] 1.175 = 0.789 ln 2 96500 [1] [F e2+ ] = 8.7 10−14 M nOH − awal nOH − terpakai [OH − ] = V total (50 mL 0.5 M) (50 mL 0.1 M) = 100 mL = 0.15 M K sp = [F e2+ ][OH − ]2 = [8.7 10−14 ][0.15]2 = 1.958 10−15 0 E sel = E sel

−

·

− · · −

·

·

21.4

−

·

·

Sel Elektrolisis

Sel elektrolisis merupakan sel elektrokimia yang mengubah energi listrik men jadi energi kimia. Sel elektrolisis merupakan sel yang non-spontan (∆G > 0) sehingga dibutuhkan energi listrik agar sel tersebut dapat bekerja. Besarnya potensial yang diberikan agar reaksi tersebut dapat berlangsung dapat ditentukan menggunakan persamaan Nerst.

21.4.

221

SEL ELEKTROLISIS

21.4.1

Hukum Faraday

Hukum Faraday dapat menentukan massa tereduksi dari suatu reaksi elektrolisisb . Ar.i.t z.F it ne− = F

m =

(21.6)

(21.7)

Ar = massa atom relatif i = arus listrik (A) z = jumlah elektron yang terlibat tiap 1 reaksi ne− = jumlah mol elektron yang terlibat (mol) F = konstanta faraday (96485 C/mol) t = waktu (s)

21.4.2

Contoh Soal

1. Lempeng Besi dengan luas permukaan 1 cm2 akan dilapisi dengan tembaga secara elektrolisis dengan ketebalan lapisan 1 10−3 cm. Berapa jam proses elektrolisis berlangsung jika digunakan arus sebesar 0.1 A? (Diketahui massa jenis tembaga 9 g/cm3 )

·

Jawaban :

1. Lempeng Besi dengan luas permukaan 1 cm2 akan dilapisi dengan tembaga secara elektrolisis dengan ketebalan lapisan 1 10−3 cm. Berapa jam proses elektrolisis berlangsung jika digunakan arus sebesar 0.1 A? (Diketahui massa jenis tembaga 9 g/cm3 )

·

b

elektrolisis merupakan sebuah proses pengubahan energi listrik menjadi kimia

222

BAB 21. ELEKTROKIMIA

Jawaban : mCu = ρ Cu LCu hCu = 9 g/cm3 1 cm2 1 10−3 cm = 9 10−3 g ne− = 2 nCu mCu =2 ArCu 9 10−3 g =2 63.5 g/mol = 2.8 10−4 mol It = F 0.1 A t 2.8 10−4 mol = 96500 t = 270.2 s = 0.075 jam

·

·

· · ·

· · ·

·

·

·

· ·

Bab 22 Soal Latihan Termodinamika dan Kinetika 1. Percobaan kimia untuk reaksi 2NO(g) + H2 (g) menghasilkan persamaan laju = k[NO]2 [H2 ]

→ N (g) + H O(g) 2

2

(a) Tentukan orde reaksi terhadap NO, H2 dan orde reaksi total (b) Tentukan satuan tetapan laju reaksi di atas (c) Pada suhu 250C, diamati laju reaksi sebesar 0.1 M s−1 . Tentukan laju reaksi awal pada suhu tersebut, jika konsentrasi NO dan H2 masing-masing dinaikkan menjadi 3 kali lebih besar

·

(d) Jika tetapan laju reaksi (k) pada suhu 400 C dua kai lebih besar dari tetapan laju pada suhu 250 C. Tentukan energi pengaktifan reaksi ini Mekanisme reaksi diusulkan sebagai berikut : i. NO + NO  N2O2 (cepat dengan tetapan kesetimbangan K) ii. N2O2 + H2 N 2 O + H2 O (lambat dengan tetapan laju k1 ) iii. N2O + H2 N2 + H2O (cepat dengan tetapan laju k2 )

→ →

(e) Turunkan persamaan laju reaksi berdasarkan mekanisme reaksi di atas (nyatakanlaju reaksi sebagai d[N2 ]/dt) (f) Tuliskan spesi kimia yang merupakan zat antara pada mekanisme reaksi di atas (g) Tuliskan hubungan antara tetapan laju reaksi (k) dengan tetapan kesetimbangan (K) dan tetapan laju reaksi elementer (k1 dan/atau k2 ) 223

224

BAB 22. SOAL LATIHAN TERMODINAMIKA DAN KINETIKA

2. Sebuah sel galvani disusun menggunakan dua elektroda berikut: (i) logam Al yang dicelupkan dalam larutan Al3+, dan (ii) logam Pb yang dicelupkan ke dalam larutan Pb2+ . Kedua larutan ini dihubungkan dengan jembatan garam dan kedua elektroda dihubungkan dengan kawat tembaga. Diketahui nilai E0 (P b2+ P b) = 0.126 V dan E0 (Al3+ Al) = -1.662 V

|

|

(a) Tuliskan reaksi yang terjadi pada anoda, katoda, dan reaksi sel (b) Hitung potensial sel standar (E0sel ) (c) Tuliskan notasi sel Galvani di atas (d) Tentukan arah aliran elektron dari sel Galvani di atas (e) Jika konsentrasi Pb2+ dan Al3+ berturut-turut adalah 0.1 M dan 0.01 M, hitung potensial sel (Esel ) pada suhu 250 C (f) Sel Galvani di atas menghasilkan arus konstan sebesar 10mA selama 1 jam. Hitung pertambahan massa (dalam mg) di katoda (g) Proses korosi pada dasarnya adalah proses elektrokimia spontan seperti yang berlangsung pada sel Galvani. Jika kawat alumunium dililitkan pada sebatang besi, apakah batang besi tersebut lebih mudah mengalami korosi? Jelaskan. Diketahui nilai E 0 (F e2+ F e) = -0.440 V

|

3. Selain sebagai bahan perhiasan, emas (Au) merupakan logam mulia yang banyak digunakan dalam bidang elektronik dan kedokteran gigi. Dalam suasana asam, emas bereaksi sesuai persamaan berikut : + − +NO− Au(s) +H (aq) +Cl(aq) 3(aq)

→ [AuCl ]−

4 (aq) +N O2(g) +H 2 O(l) (22.1)

(a) Tuliskan persamaan reaksi yang setara untuk reaksi di atas (b) Berdasarkan reaksi di atas, lengkapi tabel berikut ini : Oksidator Reduktor Bilangan Oksidasi N pada NO− 3 Bilangan Oksidasi N pada NO2 Bilangan Oksidasi H pada H2 O Jumlah mol elektron yang terlibat per mol Au Diketahui nilai E0 (Zn2+ Zn) = -0.76 V, E 0 (F e2+ F e) = -0.44 V, E0 (Co2+ Co) = -0.28 V, dan E0 (N i2+ Ni) = -0.25 V

|

|

|

|

225 (c) Berdasarkan data nilai potensial reduksi di atas, tentukan spesi yang merupakan : Reduktor paling kuat : Oksidator paling kuat : (d) Perkirakan kespontanan reaksi-reaksi berikut : i. Zn + Fe 2+ ii. Co + Fe2+ i. Zn + Co2+

2+

→ Zn → Co → Zn

+ Fe 2+ + Fe 2+ + Co

(e) Tentukan kombinasi pasangan elektroda yang harus digunakan untuk membuat sel Galvani yang menghasilkan potensial standar paling tinggi dan hitung nilai potensial standar sel (dalam Volt) (f) Berdasarkan jawaban e, gambarkan skema sel Galvani lengkap dengan arah ion pada jembatan garam KCl dan arah elektron pada sel 4. Hitunglah energi ikatan Si-Si pada Si2 H6 melalui informasi sebagai berikut: Energi ikatan H-H = 436 kJ/mol Energi ikatan Si-H = 304 kJ/mol ∆f H [Si(g)] = 450 kJ/mol ∆f H[Si2 H6 (g)] = 80.3 kJ/mol

226

BAB 22. SOAL LATIHAN TERMODINAMIKA DAN KINETIKA

Bagian VI Kimia Organik

227

Bab 23 Struktur dan Tatanama Senyawa Organik 23.1

Hidrokarbon dan Gugus Fungsi

23.1.1

Alkana

Alkana merupakan senyawa organik yang hanya memiliki atom karbon dan hidrogena dan ikatan pada alkana hanya terdapat ikatan tunggal. Alkana dapat berupa rantai lurus (alifatik) atau rantai lingkar (siklik)

Gambar 23.1: Salah satu contoh senyawa alkana

Tata nama untuk senyawa alkana sederhana mengikuti skema di bawah ini : a

sering disebut hidrokarbon

229

230

BAB 23.

STRUKTUR DAN TATANAMA SENYAWA ORGANIK

Jumlah Karbon Rantai Alifatik 1 Metana 2 Etana 3 Propana 4 Butana 5 Pentana 6 Heksana 7 Heptana 8 Oktana 9 Nonana 10 Dekana

Rantai Siklik siklopropana siklobutana siklopentana sikloheksana sikloheptana siklooktana siklononana siklodekana

Tabel 23.2: Tatanama alkana alifatik dan siklik Tatanama dari suatu senyawa organik memiliki aturan sebagai berikut : 1. Tentukan rantai utama Rantai utama dapat ditentukan dengan prioritas sebagai berikut : (a) Terdapat gugus fungsi prioritasb (b) Rantai terpanjang (c) Rantai dengan cabang terbanyak 2. Nama rantai cabang dinamai sesuai dengan tatanama rantai utama namun bagian akhir diganti dengan ”-il” 3. Penomoran rantai cabang harus disesuaikan agar gugus fungsi priotitas mendapat nomor terkecil jika tidak ada gugus fungsi maka rantai cabang harus nomor terkecil 4. Jika ada cabang yang sama, maka digunakana kata ”mono, di ,tri ...” 5. Penamaan dimulai dari rantai cabang dengan urutan alfabetis Terkadang penamaan senyawa organik juga memakai sistem α, β , γ hingga ω. Simbol α digunakan untuk menyatakan posisi gugus tersebut besebelahan (berada pada atom karbon yang bersebelahan) dengan posisi gugus fungsi b

gugus fungsi prioritas ditentukan dengan bilangan oksidasi atom karbon yang paling positif

231

23.1. HIDROKARB HIDROKARBON ON DAN DAN GUGUS GUGUS FUNGSI FUNGSI

prioritas prioritas sedangkan sedangkan posisi β β berada di atom karbon kedua setelah gugus fungsi prioritas. Pada posisi ω merupakan posisi atom karbon terakhir pada senyaw senyawaa tersebut. Asam lemak tak jenuh ω 9 menandakan ada gugus tak jenuh pada atom karbon ke-9 dari atom karbon terakhir.

−

Gambar 23.2: Asam lemak tak jenuh ω

23.1.2 23.1.2

−9

Senya Senyawa wa Organik Organik dengan dengan Gugus Gugus Fungsi Fungsi

Gugus fungsi merupakan gugus yang terdapat dalam senyawa organik yang memiliki ciri khas sehingga senyawa organik tersebut memiliki sifat yang berbeda dengan yang lain. Senyawa dengan gugus fungsi yang sama memiliki kesamaan sifat, baik sifat kimia maupun fisika dari senyawa tersebut.

232

BAB 23.

STRUKTUR DAN TATANAMA SENYA SENYAWA ORGANIK

No 1

Nama Na ma Gugu Guguss Fun ungs gsii Alkena

Nama Na ma Pengg enggan anti ti Alkil -ena

2

Alkuna

Alkil -una

3

Halida

Alkil -ida

4

Alkohol

Alkil -ol

5

E te r

Alkil -oksi

6

Ke t o n

Alkil -on

7

Aldehid

Alkil -al

8

Asam Karb oksilat

Asam -oat

9

Ester

Alkil -oat

10

Amina

Alkil -amin

11

Amida

Alkil + amida

12

Nitril

Alkil + nitril

Tabel 23.4: Gugus fungsi dan tatanama

Gam Ga mba barr

23.1. HIDROKARB HIDROKARBON ON DAN DAN GUGUS GUGUS FUNGSI FUNGSI

Gambar 23.3: Senyawa dengan gugus fungsi

23.1 23.1.3 .3


1. Gambark Gambarkan an struktur senyaw senyawaa di bawah ini: (a) Benzena Benzena (b) 2-metilpropanol 2-metilpropanol (c) Asam 3-hidroksibut 3-hidroksibutanoat anoat (d) 3-kloropentana 3-kloropentana 2. Sebutkan Sebutkan Nama senyaw senyawaa organik di baw bawah ah ini

Jawaban : 1. Gambark Gambarkan an struktur senyaw senyawaa di bawah ini: (a) Benzena Benzena

233

234

BAB 23.

STRUKTUR DAN TATANAMA SENYA SENYAWA ORGANIK

(b) 2-metilpropanol 2-metilpropanol

(c) Asam 3-hidroksibut 3-hidroksibutanoat anoat

(d) 3-kloropentana 3-kloropentana

2. Sebutkan Sebutkan Nama senyaw senyawaa organik di baw bawah ah ini : (a) 2-metilheksana 2-metilheksana (b) 2,4-dimetilpen 2,4-dimetilpentana tana (c) Asam 3-metil4-kloro 3-metil4-kloropentanoat pentanoat (d) 2-metil-4-eti 2-metil-4-etil-5-k l-5-klorooktana lorooktana (e) cis 2-pentana 2-pentana (f) metilsiklohek metilsikloheksana sana

Bab 24 Reaksi Umum Senyawa Organik Sebelum membahas mengenai reaksi dalam KIMIA ORGANIK, didahulukan dengan definisi elektrofil dan nukleofil.

Elektrofil adalah spesi yang menerima elektron Nukleofil adalah spesi yang memberikan elektron Sebelum Sebelum membaha membahass mengena mengenaii reaksi, reaksi, sedikit sedikit penjelas penjelasan an tentang tentang berbagai berbagai jenis panah yang umumnya umumnya ada dalam mekanisme reaksi organik 1. Panah Panah reaksi reaksi Panah ini menunjukkan arah reaksi disimbolkan (

−→)

2. Panah retrosin retrosintesis tesis Panah ini menunjukkan prekursor (senyawa awal untuk menghasilkan senyawa target) disimbolkan (= )

⇒

3. Panah kesetim kesetimbangan bangan Panah ini menunjukkan reaksi kesetimbangan disimbolkan () 4. Panah aliran aliran pasangan elektron elektron Panah ini menunjukkan aliran perpindahan pasangan elektron disimbolkan () 5. Panah aliran aliran elektron tunggal (radikal) (radikal) Panah ini menunjukkan aliran perpindahan elektron radikal disimbolkan () Secara umum, reaksi dalam kimia organik dapat dikelompokkan dikelompokkan sebagai berikut : 235

236

BAB 24. REAKSI UMUM SENYA SENYAWA ORGANIK ORGANIK

1. Subtitus Subtitusii Sesuai dengan namanya, reaksi subtitusi merupakan reaksi penggantian suatu gugus/atom dalam senyawa senyawa organik. Reaksi subtitusi subtitusi secara umum dibagi lagi menjadi reaksi subtitusi nukleofilik dan subtitusi elektrofilik. 2. Eliminasi Eliminasi Reaksi eliminasi merupakan reaksi yang menambah ikatan rangkap pada suatu senyawa organik. 3. Reduksi Reduksi Reaksi reduksi adalah reaksi yang mengurangi bilangan oksidasi satu/beberapa atom dalam senyawa organik. 4. Oksidasi Oksidasi Reaksi reduksi adalah reaksi yang meningkatkan bilangan oksidasi satu/beberapa atom dalam senyawa organik. 5. Penataan Penataan Ulang Ulang Reaksi penataan ulang merupakan reaksi yang terjadi agar suatu spesi senyawa organik menjadi lebih stabil dari spesi sebelumnya.

24.1 24.1

Reak Reaksi si Sub Subti titu tusi si da dan n Eli Elimi mina nasi si

24.1 24.1.1 .1

Reak Reaksi si Su Subt btit itus usii SN 1 & SN 2

Reaksi S N N 1 merupakan reaksi subtitusi nukleofilik unimolekular sedangkan reaksi S reaksi S N N 2 adalah reaksi reaksi subtitusi nukleofilik bimolekular. Perbedaan yang mendasar dari kedua reaksi tersebut adalah mekanisme reaksi. Reaksi S N N 2 dibutuhkan 2 molekul yang saling bertumbukan untuk terjadinya reaksi sedangkan reaksi S N N 1 hanya terjadi dengan awalan pembentukan karbokation yang kemudian kemudian bereaksi dengan nukleofil. nukleofil. Perbedaan reaksi ini berdampak pada struktur molekul yang dihasilkan dari reaksi tersebut. C3 H7  HO− + C Cl CH3   C2 H5

C3 H7

−−−→

δ+

HOδ − C Clδ − 

C2 H5

CH3

Gambar 24.1 Gambar 24.1 merupakan merupakan mekanisme reaksi SN 2

−−−→

C3 H7   +Cl HO C  CH3 C2 H5 (24.1)

−

24.1. 24.1.

     

237

REAKSI REAKSI SUBTIT SUBTITUSI USI DAN DAN ELIMINASI ELIMINASI

      

     

− Cl−

−−−−−→

      I +

+ OH−

−−−−−→

     

      

       

     

C OH + HO C CH 3     CH3 C2 H5 CH3 C2 H5 C2 H5 (24.2) Gambar 24.2 Gambar 24.2 merupakan merupakan mekanisme reaksi SN 1 C Cl

CH3   C2 H5

C

Beberapa faktor yang menyebabkan reaksi SN 1 maupun reaksi SN 2 digambarkan dalam tabel 24.1 tabel 24.1

Pelarut Leaving Group Substrat (R-X) Nukleofilik Produk

SN 1 SN 2 Protik Aprotik Go o d Go o d Karbokation Karbokation Stabil Karbokation Karbokation Tidak Stabil Kuat/Lemah Kuat Rasemat Inversi

Tabel 24.1: Karakteristik reaksi SN 1 dan reaksi SN 2

24.1 24.1.2 .2

Reak Reaksi si Elim Elimin inas asii

Secara umum, mekanisme reaksi E1 dan E2 sama dengan mekanisme reaksi SN 1 dan SN 2 namun menghasilkan menghasilkan produk eliminasi. eliminasi. Beberapa faktor yang menyebabkan reaksi E1 maupun reaksi E2 digambarkan pada tabel 24.2 tabel 24.2

Pelarut Leaving Group Substrat (R-X) Basa

E1 E2 Protik Aprotik Go o d Go o d Karbokation Karbokation Stabil Karbokation Karbokation Tidak Stabil Not Bulky Bulky

Tabel 24.2: Karakteristik reaksi E1 dan E2 Dalam banyak kasus, reaksi subtitusi akan bersaing dengan reaksi eliminasi minasi.. Hal ini dapat terliha terlihatt dengan dengan mekani mekanisme sme reaksi yang yang cenderun cenderungg sama sehingga untuk memaksimalkan produk eliminasi/subtitusi diperlukan kondisi-kondisi tertentu sehingga suatu reaksi lebih dominan dari reaksi yang

238

BAB 24. REAKSI UMUM SENYAWA ORGANIK

lain. Kondisi reaksi dengan pemanasan akan cenderung menyebabkan reaksi eliminasi selain itu, penggunaan basa yang Bulkya juga dapat menghasilkan produk eliminasi yang lebih banyak.

Gambar 24.1: Struktut t-BuO− K+

24.1.3

Contoh Soal

1. Tentukan reaksi da bawah ini termasuk reaksi S N 1 atau S N 2 dan tentukan produknya Cl OH − CCl4

A

OH − H 2 O

B

HCl C 2 H 5 OH

D

Cl H

OH

H

OH − C 2 H 5OH

C

Cl

Jawaban : 1. Tentukan reaksi da bawah ini termasuk reaksi S N 1 atau S N 2 dan tentukan produknya

OH (a) SN 2

a

Basa Bulky dapat diartikan sebagai basa yang berukuran besar contohnya t-BuO K+ −

24.2.

REAKSI PADA BENZENA

239

(b) SN 1 OH H (c) SN 2 H OH OEt (d) SN 1

24.2

Reaksi Pada Benzena

Gugus subtituen yang mengikat benzena dapat dikelompokkan sebagai gugus pendorong elektron (EDG) dan gugus penarik elektron (EWG)

Gugus pendorong elektron (EDG) adalah gugus yang menyebabkan kenaikan kerapatan elektron pada daerah cincin aromatik pada benzena yang menyebabkan cincin aromatik menjadi teraktivasi (lebih reaktif) Gugus penarik elektron (EWG) adalah gugus yang menyebabkan berkurangnya kerapatan elektron pada daerah cincin aromatik pada benzena yang menyebabkan cincin aromatik menjadi terdeaktivasi (kurang reaktif)

24.2.1

Reaksi Subtitusi Elektrofilik

Reaksi subtitusi elektrofilik merupakan reaksi subtitusi dengan gugus pensubtitusi merupakan gugus elektrofil.

Reaksi halogenasi Reaksi halogenasi merupakan reaksi subtitusi salah satu atom H dengan atom halogen. Reaksi halogenasi dengan skema ini hanya dapat

240


dilakukan untuk atom halogen Cl dan Br. Untuk subtitusi F dan I dilakukan melalui pembentukan diazo b .

Gambar 24.2: Skema reaksi klorinasi Mekanisme untuk reaksi di atas digambarkan

Gambar 24.3: Mekanisme reaksi klorinasi

Reaksi alkilasi Reaksi alkilasi merupakan reaksi subtitusi salah satu atom H dengan suatu gugus alkil. Reaksi alkilasi perlu diperhatikan proses perbentukan karbokation (lihat gambar 24.5) yang dapat menentukan gugus alkil yang terbentuk sebagai subtituen benzena.

Gambar 24.4: Skema reaksi metilasi b

lihat 24.2.2

24.2.

REAKSI PADA BENZENA

241

Mekanisme untuk reaksi di atas digambarkan

Gambar 24.5: Mekanisme reaksi metilasi

Reaksi asilasi Friedel-Crafts

Reaksi asilasi merupakan reaksi subtitusi salah satu atom H dengan suatu gugus asil (RCO). Reaksi alkilasi memerlukan suatu asil halogen sebagai reagen dan menggunakan katalis senyawa halida alumunium dari asilhalogen tersebut. Misalnya jika digunakan asil klorida, maka digunakan katalis AlCl3.

Gambar 24.6: Skema reaksi asilasi suatu asil dengan gugus R1

Mekanisme untuk reaksi di atas digambarkan

242


Gambar 24.7: Mekanisme reaksi asilasi

Reaksi nitrasi dan sulfonasi Reaksi nitrasi merupakan reaksi subtitusi salah satu atom H dengan suatu gugus nitro (NO2 ) sedangkan sulfonasi gugus yang diberikan adalah sulfonat (HSO3 ).

(a) Reaksi nitrasi

(b) Reaksi sulfonasi

Gambar 24.8: Skema reaksi nitrasi dan sulfonasi Mekanisme untuk reaksi nitrasi digambarkan

Gambar 24.9: Mekanisme reaksi nitrasi

24.2.

REAKSI PADA BENZENA

243

Mekanisme untuk reaksi sulfonasi digambarkan

Gambar 24.10: Mekanisme reaksi sulfonasi

24.2.2

Reaksi Pemasangan Diazo

Reaksi pemasangan (coupling ) diazo merupakan sebuah reaksi pemasangan dua buah benzena atau gugur arilc yang biasanya digunakan untuk membentuk suatu zat warna azo dyes. Reaksi tersebut diawali dengan pembentukan senyawa azo. Reaksi pemasangan suatu azo dapat terjadi jika aril benzena tanpa gugus azo tidak memiliki gugus penarik (EWG).

Gambar 24.11: Skema reaksi pembentukan azo

Mekanisme untuk reaksi di atas digambarkan c

benzena yang telah tersubtitusi dengan suatu gugus tertentu

244


Gambar 24.12: Mekanisme reaksi pembentukan azo

24.2.3

Reaksi Disubtitusi Benzena

Benzena yang telah mengalami subtitusi, dapat mengalami subtitusi kembali. Proses disubtitusi ini dapat memiliki 3 kemungkinan posisi, yakni orto, meta dan para.

Gambar 24.13: Posisi orto-, meta-, para-

Secara garis besar, gugus pengarah orto, meta, para dapat dikelompokkan sebagai berikut :

24.2.

245

REAKSI PADA BENZENA

Tabel 24.3: Gugus pengarah pada benzena

Efek gugus Donor melalui konjugasi Induktif Donor melalui konjugasi dan induktif deaktivasi Induktif deaktivasi Deaktivasi melaui efek kon jugasi

Contoh -NH2 , -OH Alkil Cl, F, Br, I

Aktivasi Aktivasi Aktivasi Deaktivasi

Pengarah orto, para orto, para orto, para

NR+ 3 , CF3 NO2 , COR

Deaktivasi Deaktivasi

meta meta

Gugus EDG akan cenderung sebagai pengarah otro-, para- sedangkan EWG sebagai pengarah meta. Hal ini disebabkan EDG merupakan gugus pengaktivasi cincin benzena yang kuat sehingga subtituen akan cenderung mengarah ke posisi orto/para.

24.2.4

Contoh Soal

(a) Gambarkan Produk di bawah ini :

Jawaban : (a) Gambarkan Produk di bawah ini :

246


24.3

Reaksi Oksidasi dan Reduksi

24.3.1

Reaksi Reduksi

Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya reaksi reduksi merupakan reaksi yang menyebabkan pengurangan bilangan oksidasi dari suatu senyawa organik. Namun, pada senyawa organik hal ini dapat disederhanakan dengan melihat struktur produk senyawa tersebut. Jika suatu produk dari reaksi senyawa organik jumlah oksigen berkurang, atau jumlah hidrogen bertambah maka senyawa tersebut mengalami reaksi reduksi. Berikut merupakan reagen yang biasa digunakan dalam melakukan reduksi terhadap senyawa organik.

No Reagen

Substrat Umum O

Syarat

C

   

1

LiAlH4

OH Hindari pelarut air dan asam

O

Produk

C

   

C

   

O

O 2

3

OH

C

NaBH4

   

H2/Pt

   

Hindari pelarut air dan asam

 

NH 4 NaCNBH3

5 DiBAl-H

C

   

NH2

C

C

   

   

O

O

C

   

O


C

   

H

24.3.

REAKSI OKSIDASI DAN REDUKSI

No Reagen

NH2 H4 /OH−

6

Tabel 24.4 – Lanjutan Substrat Syarat Umum O C

   

247

Produk

CH2

   

O 7

8

9

Zn(Hg)

Sn/HCl

Zn/HCl

C

CH2

   

   

     

     

     

     

NO2

NH2

     

     

     

     

NO2

NH2

Tabel 24.4: Reagen pereduksi

24.3.2

Reaksi Oksidasi

Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya reaksi oksidasi merupakan reaksi yang menyebabkan peningkatan bilangan oksidasi dari suatu senyawa organik. Namun, pada senyawa organik hal ini dapat disederhanakan dengan melihat struktur produk senyawa tersebut. Jika suatu produk dari reaksi senyawa organik jumlah oksigen bertambah, atau jumlah hidrogen berkurang maka senyawa tersebut mengalami reaksi oksidasi. Di bawah ini merupakan reagen yang dapat digunakan untuk mengoksidasi suatu senyawa organik.

248


No Reagen

Substrat Umum

Syarat

Produk O

OH

C

C

   

   


1 KMnO4 /H+

O

OH    

C

   

HO

O

OH

C

C

   

   

2


K2 Cr2 O7 /H+

O

OH    

C

   

HO

3 KMnO4 /OH−

     

      OH

OH 4

OsO4

     

      OH

OH O 5

PCC

OH    


Tabel 24.5: Reagen pengoksidasi

24.3.3

Contoh Soal

(a) Tentukan senyawa A-D dari skema reaksi di bawah ini

C

   

H

24.4. REAKSI PENATAAN ULANG

249

Jawaban : (a) Tentukan senyawa A-D dari skema reaksi di bawah ini

24.4

Reaksi Penataan Ulang

Reaksi penataan ulang dapat terjadi disebabkan beberapa faktor, antara lain : (a) Distribusi Muatan Reaksi penataan ulang dapat terjadi jika suatu reaktan dapat membentuk senyawa lain yang memiliki muatan lebih terdistribusi. Contoh reaksi penataan ulang yang melibatkan distribusi muatan

250


Gambar 24.14: Mekanisme Penataan Ulang Dari gambar 24.14, karbokation berpindah disebabkan muatan positif pada karbokation alilik lebih terdistribusi dibandingkan pada karbokation sekunder. Hal ini disebabkan adanya resonansi pada karbokation alilik sehingga muatan lebih terdistribusi.

⇐======⇒

   +   

(24.3)

  +    

Tingkat kestabilan karbokation dapat diurutkan sebagai berikut +

R CH+ 3

+  C

<

 

C+

<

 

R

<

  +    

<

R

     

(b) Hiperkonjugasi Hiperkonjugasi berkaitan dengan kestabilan ikatan rangkap. Ikatan rangkap yang lebih tersubsitusid akan lebih stabil.        

>

     

>

     

>

       

(c) Konformasi Konformasi berkaitan dengan struktur 3 dimensi dari molekul. Struktur yang tidak sterik akan lebih disukai dibandingkan struktur yang sterik.       d

     

       

Tersubtitusi dapat diartikan diapit oleh banyak gugus sehingga kerapatan elektron dapat berkurang

24.4. REAKSI PENATAAN ULANG

251

konformasi trans biasanya lebih disukai dibandingkan konformasi cis

24.4.1

Contoh Soal

(a) Tentukan hasil reaksi di bawah ini :

Jawaban : (a) Tentukan hasil reaksi di bawah ini :

252


Bab 25 Stereokimia Stereokimia merupakan ilmu yang mempelajari struktur 3 dimensi dari suatu molekul, umumnya stereokimia digunakan untuk molekul organik. Hal ini disebabkan molekul organik memiliki sifat yang berbeda jika letak atomnya berbeda. Misalnya terjadi pada struktur asam amino yang memiliki konfigurasi L-asam amino yang sangat spesifik dalam pembentukan struktur protein.

25.1

Proyeksi Molekul (Cara Pandang)

Atom karbon (C) yang selalu ada dalam senyawa organik dapat memiliki hibridisasi sp yang berbentuk linear, sp2 yang berbentuk planar, dan sp3 yang berbentuk tetrahedral. Berbagai bentuk ini akan memengaruhi struktur 3 dimensi dari molekul tersebut, sehingga diperlukan suatu metode dalam melihat molekul molekul organik. Metode untuk menggambarkan struktur molekul organik disebut proyeksi.

25.1.1

Proyeksi Newmann

Proyeksi Newmann menggambarkan molekul organik dengan cara melihat 2 buah atom karbon yang terletak sejajar sehingga akan terlihat gugus-gugus lain yang mengikat kedua atom karbon tersebut. Terdapat 3 buah posisi gugus yang memungkinkan dalam proyeksi Newmann 253

254

BAB 25. STEREOKIMIA

(a) Normal

(b) Anti

(c) Gauce

(d) Eclipse

Gambar 25.1: Molekul C4 H10 jika dilihat dalam bentuk proyeksi Newmann Pada gambar 25.1, atom C ke-2 dan ke-3 dilihat secara sejajar sehingga hanya terlihat gugus CH3 yang terikat pada masing-masing atom. Sudut antara 2 gugus yang tidak berada pada 1 atom disebut sudut dihedral. Terlihat pada gambar 25.1 sudut dihedral antara gugus CH3 pada posisi anti, gauce, dan eclipse berturut-turut berada pada 1800 , 600 , dan 00.

25.1.2

Proyeksi Fischer

Proyeksi Fischer dilakukan dengan cara melihat molekul organik (biasanya gula atau molekul lain yang memiliki struktur linear dengan banyak pusat kirala ) dari atas sehingga kumpulan atom karbon yang terletak dalam 1 garis lurus.

Gambar 25.2: Proyeksi Fischer suatu senyawa gula a

lihat sub-bab 25.3

25.2.

255

KONFORMASI

25.1.3

Proyeksi Haworth

Proyeksi Haworth menggambarkan posisi lingkar dari suatu senyawa gula.

Gambar 25.3: Proyeksi Haworth suatu senyawa gula

25.2

Konformasi

Konformasi merupakan gambaran bentuk 3 dimensi dari suatu struktur lingkar.

(a) Konformasi chair

(b) Konformasi boat

Gambar 25.4: Bentuk konformasi chair dan boat pada senyawa sikloheksana

Pada konformasi chair, posisi gugus-gugus dalam struktur tersebut dapat menempati posisi aksial dan equatorial.

256

BAB 25. STEREOKIMIA

Gambar 25.5: Posisi aksial dan equatorial pada senyawa sikloheksana

25.3

Kiralitas & Konfigurasi Absolut

Beberapa definisi yang berhubungan dengan kiralitas

Molekul Kiral merupakan molekul yang tidak dapat dicerminkanb . Molekul yang kiral biasanya ditandai dengan adanya atom karbon yang memiliki 4 gugus berbeda

Konfigurasi merupakan perbedaan tata ruang molekul diakibatkan perbedaan proses pembentukan ikatan. Perbedaan konfigurasi 2 molekul menyebabkan menghasilkan suatu enantiomer dan diastereomer

Enantiomer merupakan molekul yang memiliki perbedaan konfigurasi pada seluruh titik kiralnya

Diastereomer merupakan molekul yang memiliki perbedaan konfigurasi pada salah satu atau beberapa titik kiralnya b

tidak menghasilkan senyawa yang identik jika dicerminkan

25.3. KIRALITAS & KONFIGURASI ABSOLUT

257

Gambar 25.6: Enantiomer dan diastereomer Pada gambar 25.6, senyawa A & B merupakan senyawa yang saling enantiomer. Begitu juga dengan C & D. Semenatara, A, B, C, D merupakan senyawa yang saling diastereomer. Suatu molekul kiral konfigurasinya dapat dibedakan menjadi 2, yakni R & S. Kedua konfigurasi tersebut dibedakan berdasarkan sudut putar terhadap bidang polarimeter. Notasi S menandakan bahwa molekul tersebut memutar bidang polarisasi ke kiri sedangkan R menandakan bahwa molekul tersebut memutar bidang polarisasi ke kanan. Penentuan Nilai R-S dapat menggunakan gugus-yang terikat dengan atom karbon kiral. Langkah-langkah dalam penentuan molekul kiral : 1. Tentukan priotitas gugus-gugus 1-4 Priotitas dari gugus-gugus tersebut ditentukan : (a) Ar dari atom yang bersebelahan dengan atom karbon kiral (b) Ikatan rangkap dianggap 2 (c) Ar atom sebelahnya 2. Letakkan gugus dengan prioritas terendah dibelakang 3. Buatlah kurva yang berawal di gugus 1,2 dan berakhir di gugus 3 4. Jika kurva tersebut putar kanan, maka R. Jika sebaliknya, maka S

258

BAB 25. STEREOKIMIA

Bab 26 Reaksi Organik Lanjut 26.1

Reaksi Grignard

Reaksi Grignard merupakan reaksi pembentukan pembentukan alkohol dari suatu senyawa karbonil. Reaksi ini menggunakan reagen Grignard yakni suatu senyawa organologam RMgX. R merupakan gugus alkil dan X merupakan suatu halida. Reagen ini pertama kali oleh Victor Grignard dan mendapatkan hadiah nobel pada tahun 1912.

Gambar 26.1: Skema reaksi Grignard

Hal yang perlu dihindari dalam melakukan reaksi Gridnard adalah adanya molekul yang mengandung gugus -OH. Reagen Grignard sangat reaktif, jika terdapat senyawa lain yang mengandung gugus -OH (termasuk air) maka reagen Grignard tidak akan bereaksi dengan gugus karbonil. Reagen Grignard juga dapat bereaksi dengan gugus ester. 259

260

BAB 26. REAKSI ORGANIK LANJUT

Gambar 26.2: Skema reaksi Grignard pada ester Mekanisme reaksi Grignard digambarkan

Gambar 26.3: Mekanisme reaksi Grignard

26.1.1

Contoh Soal

1. Tentukan senyawa B dari skema reaksi di bawah ini

26.2.

REAKSI DIELS-ALDER

261

Jawaban :

1. Tentukan senyawa B dari skema reaksi di bawah ini

26.2

Reaksi Diels-Alder

Reaksi Diels-Alder merupakan reaksi pembentukan ikatan cincin. Reaksi ini terdiri dari 2 pereaktan yang disebut diena dan dienofil. Agar reaksi ini berlangsung, dienofil yang digunakan biasanya memiliki gugus penarik elektron dan diena harus berposisi -cis

Gambar 26.4: Skema reaksi Diels Alder

Mekanisme reaksi Diels Alder digambarkan

262


Gambar 26.5: Mekanisme reaksi Diels Alder

26.2.1

Contoh Soal

1. Tentukan senyawa H & I

Jawaban : 1. Tentukan senyawa H & I

26.3

Reaksi Ozonolisis

Reaksi ozonolisis merupakan reaksi penguraian suatu alkena menjadi suatu senyawa karbonil. Ozonolisis memiliki 2 tipe : yakni, ozonolisis oksidatif

26.3.

REAKSI OZONOLISIS

263

dan ozonolisis reduktif. Ozonolisis reduktif menghasilkan aldehid sedangkan ozonolisis oksidatif menghasilkan asam karboksilat.

Gambar 26.6: Skema reaksi ozonolisis reduktif

Gambar 26.7: Skema reaksi ozonolisis oksidatif

26.3.1

Contoh Soal

1. Senyawa A merupakan senyawa hidrokarbon aromatik yang umum. Tentukan senyawa A-H dari skema reaksi di bawah ini

Jawaban : 1. Senyawa A merupakan senyawa hidrokarbon aromatik yang umum. Tentukan senyawa A-H dari skema reaksi di bawah ini

264


26.4

Reaksi Asam α

Asam α merupakan asam yang dihasilkan dari pelepasan ion H+ dari karbon pada posisi αa . Gugus yang dapat menghasilkan asam α merupakan gugusgugus yang dapat menarik elektron, misalnya karbonil, NO2 , dan CN.

(a)

(b)

(c)

Gambar 26.8: Letak Hα

Karbon yang mengandung asam α dapat menjadi suatu nukleofil sehingga dapat dimanfaatkan untuk berbegai reaksi, antara lain reaksi kondensasi aldol. a

posisi α merupakan posisi yang bersebelahan dengan posisi gugus tersebut

26.4. REAKSI ASAM α

265

Gambar 26.9: Mekanisme reaksi suatu karbonil dengan alkil halida

26.4.1

Reaksi kondensasi aldol

Reaksi kondensasi aldol merupakan reaksi antara suatu karbonil yang mengandung asam α dengan suatu karbonil lain. Reaksi ini disebut kondensasi aldol disebabkan produk yang terbentuk merupakan suatu α β karbonil tak jenuh sebagai hasil kondensasi dari suatu aldolb .

−

Gambar 26.10: Mekanisme reaksi kondensasi aldol

26.4.2

Reaksi pembentukan iodoform

Reaksi pembentukan iodoform merupakan reaksi antara suatu senyawa yang mengandung gugus metil keton dengan I2 dalam suasana basa. Reaksi ini digunakan untuk mengidentifikasi gugus metil keton pada suatu senyawa organik. Jika reaksi ini berlangsung-ditandai dengan pembentukan endapan kuning iodoform-, maka senyawa tersebut mengandung gugus metil keton. b

senyawa yang memiliki gugus karbonil(al-) dan alkohol(-ol)

266


Gambar 26.11: Skema reaksi pembentukan iodoform Di bawah ini merupakan mekanisme reaksi Cannizarro

Gambar 26.12: Mekanisme reaksi pembentukan iodoform

26.4.3

Contoh Soal

1. Tentukan senyawa V dari skema reaksi di bawah ini

Jawaban : 1. Tentukan senyawa V dari skema reaksi di bawah ini

26.5.

REAKSI CANNIZARRO

26.5

267

Reaksi Cannizarro

Reaksi Cannizarro merupakan reaksi antara suatu basa dengan karbonil yang tidak memiliki Hα . Reaksi ini menghasilkan produk karboksilat dan alkohol.

Gambar 26.13: Skema reaksi Cannizarro Di bawah ini merupakan mekanisme reaksi Cannizarro

Gambar 26.14: Mekanisme reaksi Cannizarro

26.5.1

Contoh Soal

1. Tentukan produk dari skema reaksi di bawah ini

Jawaban : 1. Tentukan produk dari skema reaksi di bawah ini

268

26.6


Reaksi Pembentukan Imina & Enamina

Reaksi pembentukan imina dan enamina merupakan reaksi yang terjadi antara suatu karbonil keton/aldehid terhadap senyawa amina primer/tersier. Senyawa imina/enamina biasanya digunakan untuk memproteksi gugus karbonil. Pada mekanisme reaksi pembentukan imina dan enamina (gambar 26.16 & 26.18) ada tahap penyerangan karbonil oleh gugus ammin (NH2 )(tahap 1) dan juga tahap protonasi gugus hidroksi (OH) yang terbentuk (tahap 2). Pada tahap pertama, akan cepat jika reaksi dilakukan pada pH basa sedangkan tahap kedua reaksi akan cepat jika pH asam sehingga dalam reaksi ini, pengaturan pH sangat penting agar reaksi dapat berlangsung.

Gambar 26.15: Skema reaksi pembentukan imina

Gambar 26.16: Mekanisme reaksi pembentukan imina

26.6.

REAKSI PEMBENTUKAN IMINA & ENAMINA

Gambar 26.17: Skema reaksi pembentukan enamina

Gambar 26.18: Mekanisme reaksi pembentukan enamin

26.6.1

Contoh Soal

1. Tentukan senyawa A

Jawaban : 1. Tentukan senyawa A

269

270


26.7

Reaksi Wittig

Reaksi Wittig merupakan reaksi untuk membentuk suatu alkena dari suatu senyawa karbonil.

Gambar 26.19: Skema reaksi Wittig Sintesis reagen Wittig dapat dilakukan dengan cara seperti gambar 26.20

Gambar 26.20: Mekanisme sintesis reagen Wittig

Gambar 26.21: Mekanisme reaksi Wittig

26.8.

REAKSI KARBONIL TAK JENUH

26.7.1

271

Contoh Soal

1. Tentukan senyawa I dari skema reaksi di bawah ini

Jawaban : 1. Tentukan senyawa I dari skema reaksi di bawah ini

26.8

Reaksi Karbonil Tak Jenuh

Senyawa karbonil tak jenuh merupakan suatu senyawa karbonil yang memiliki ikatan rangkap pada posisi α, β . Pada posisi ini, gugus karbonil dapat beresonansi dengan gugus alkena sehingga menghasilkan karbon yang positif pada posisi β .

Gambar 26.22: Contoh senyawa α, β karbonil tak jenuh

272


Gambar 26.23: Mekanisme terbentuknya elektrofil pada α jenuh

− β karbonil tak

Di bawah ini merupakan mekanisme adisi 1,4 pada α jenuh

− β karbonil tak

Gambar 26.24: Mekanisme dekarboksilasi dari suatu β karbonil karboksilat

26.8.1

Contoh Soal

1. Tentukan senyawa A dari skema reaksi di bawah ini

Jawaban : 1. Tentukan senyawa A dari skema reaksi di bawah ini

26.9. REAKSI DEKARBOKSILASI OKSIDATIF

26.9

273

Reaksi Dekarboksilasi Oksidatif

Reaksi dekarboksilasi oksidatif merupakan reaksi penghilangan gugus karboksilat dari suatu senyawa organik. Reaksi dekarboksilasi oksidatif hanya dapat terjadi jika senyawa tersebut memiliki gugus karboksilat dan gugus karbonil pada posisi β .

Gambar 26.25: Struktur salah satu β karbonil karboksilat

Gambar 26.26: Skema dekarboksilasi dari suatu β karbonil karboksilat

Di bawah ini merupakan mekanisme dekarboksilasi

274


Gambar 26.27: Mekanisme dekarboksilasi dari suatu β karbonil karboksilat

26.9.1

Contoh Soal

1. Tentukan senyawa A-F dari skema reaksi di bawah ini

Jawaban : 1. Tentukan senyawa A-F dari skema reaksi di bawah ini

26.9. REAKSI DEKARBOKSILASI OKSIDATIF

275

276


Bab 27 Strategi Sintesis Senyawa Organik 27.1

Strategi Sinton

Sinton merupakan suatu bagian dari senyawa organik yang dihasilkan dari diskoneksi (pemutusan) suatu senyawa organik. Sinton dapat memudahkan untuk mencari starting material (bahan awal) untuk mensintesis suatu senyawa organik.

Gambar 27.1: Pembentukan sinton positif dan negatif

Sinton positif mengharuskan karbon tersebut harus memiliki muatan parsial positif sehingga sinton positif harus ditambahkan suatu gugus sehingga men jadikan senyawa awal (prekursor) untuk mensintesis suatu zat, begitu juga dengan sinton negatif. Dari gambar 27.1, prekursor untuk senyawa tersebut adalah 277

278

BAB 27.

STRATEGI SINTESIS SENYAWA ORGANIK

(a) sinton +

(b) sinton -

Gambar 27.2: Sinton positif dan negatif

27.2

Pengenalan Gugus Proteksi

Gugus pelindung (Protective Group ) merupakan gugus yang sengaja dibuat untuk melindungi gugus lain agar tidak mengalami reaksi terhadap reagen tertentu. Gugus pelindung biasanya digunakan untuk selektifitas produk reaksi senyawa organik. Syarat dari gugus pelindung harus mudah dibuat dan harus mudah dilepaskan.

Nama Gugus

Asetal

Reagen Proteksi

Substrat Proteksi

Proteksi dari

HO

Keton & Aldehid

Nukleofilik dan Basa

OH

Struktur

O   O

Reagen Deproteksi

H2 O/H+

     

R R    

Tetra hidro piranil (THP)

   

alkohol

   O 

  

RO   O 

H2 O/H+

, H

+

O

O

Amida

Basa kuat

R

Cl

Amina

Alkil halida

Tabel 27.1: Gugus proteksi

R       NHR

H2 O/H+

27.3.

CONTOH SOAL

27.3

Contoh Soal

1. Tentukan struktur senyawa M,N,O, dan P

Jawaban :

279

280

BAB 27.

STRATEGI SINTESIS SENYAWA ORGANIK

Bab 28 Soal Latihan Kimia Organik 1. Tentukan manakah senyawa yang lebih basa antara kedua senyawa dibawah ini dan jelaskan jawaban anda : NH 2

N H 2

     

   

     

   

2. Tentukan H yang paling asam dari senyawa di bawah ini : CN a.

       

O

b.

   

O

O

COOH H c.

C

NH 2

CH 2

− COOH

   

d.

3. Suatu senyawa organik mempunyai rumus molekul C 5 H 8 O2 (A). Untuk menentukan struktur A, dilakukan reaksi sbb: (a) Bila A direduksi akan menghasilkan n-pentana (b) Bila direaksikan dengan NH2 OH.membentuk oksim 281

282

BAB 28. SOAL LATIHAN KIMIA ORGANIK

(c) A memberikan reaksi positif terhadap reaksi Tollens

(d) A juga dapat membentuk iodoform

Tulis semua reaksi yang dipakai untuk menentukan rumus bangun A

4. Tentukan semua senyawa A - D

CH I −−−−−−−→

   N 

A C

A

3

CH I −−−−−−−−−→ Ag O, ∆

B

KMnO −−−−−−−−−→ H ,∆

D

3

2

4

+

CH I −−−−−−−→ Ag O,∆ 3

2

5. Sarankan sintesis senyawa berikut (a - f ), hanya menggunakan senyawa yang ada pada kotak di bawah ini

C

283

284

BAB 28. SOAL LATIHAN KIMIA ORGANIK

Bagian VII Kunci Jawaban Soal Latihan

285

287

Bagian Atom 1. (a) 1459 nm (b) 91,18 nm (c) 1,962 10−17 J

·

(d) Z = 10, Unsur Ne 2. (a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 (b)

(c) Sifat megnet, diamagnetik sebab seluruh elektron telah berpasangan 3. (a) (b) Unsur Afinitas Elektron (kJ/mol) i -122 ii +9 iii -141 iv -27

Nomor Golongan 4 5 6 3

Lambang Unsur C N O B

(c) Sebab elektron pada orbital p telah terisi penuh, sehingga menambah elektron akan membutuhkan energi (d) iii < ii < i < iv

288

Bagian Molekul 1. (a) OH

O

B

   

OH

OH

P  H    OH OH

(b) Semua atom memiliki memiliki muatan muatan formal 0 (c)

(d) P = sp3 B = sp2 (e) Tetrahedral

2. (a)

289

2σ x ∗

2π y 2π z ∗

∗

2px 2py 2pz

2px 2py 2pz 2π y 2π z

–

F

2σ x

NF–

N

(b)

Orde Ikatan = =

ebond 6

−e

−3

antibond

2

2 = 1.5

(c) NF+ > NF > NF− (d) NF+ = 1 elektron tak berpasangan , NF− = 1 elektron tak berpasangan, sangan, NF = 2 elektron elektron tak berpasangan. berpasangan. NF paling paling kuat kuat sifat sifat paramagnetiknya sebab memilik 2 elektron tak berpasangan

3. (a) Orbital Orbital 2p atom atom O lebih tinggi tinggi dari dari orbital orbital 2p atom atom F, karena karena F mempunyai muatan inti lebih besar daripada muatan inti atom O, sehingga jari-jari atom O lebih besar daripada jari-jari atom F(terletak dalam satu perioda) (b)

290

2σ x ∗

2π y 2π z ∗

∗

2px 2py 2pz

2px 2py 2pz 2π y 2π z

–

F

2σ x

OF–

O

(c) 1 Ordeikatan = Ordeikatan = (Σ ikatan Σ anti ikatan anti ikatan ) 2 1 = (10 8) 2 =1

−

−

(d) urutan kekuatan kekuatan ikatann ikatannya ya adalah adalah : OF− ¡ OF ¡ OF + . Untuk menentukan kekuatan ikatannya dapat dilihat dari nilai orde ikatan. Semakin besar orde ikatan maka kekuatan ikatannya semakin besar (e) paramagnetik, paramagnetik, karena karena ada elektron tak berpasangan berpasangan pada diagram OM senyawa tersebut 4. (a)

291 (b) σ = 20 π=2 (c) a = sp2 b = sp2 c = sp3 d = sp3 (d) b = 1200 d = 1040

Bagian Sistem Kimia 1. (a) ntotal RT V total total 2 mol 0.08206 L.atm/mol.K L.atm/mol.K (273 + 27)K 27)K = 25 L = 1.969 atm nO2 = P total total ntotal 1.25 mol = 1.969 atm 2 mol = 1.231 atm = P total P O2 total = 1.969 1.231 = 0.739 atm

P total total =

·

P O2

P N N2

·

− −

(b) Energi kinetik rata-rata rata-rata untuk suatu gas hanya dipengaruhi oleh suhu sehingga energi kinetik rata-rata pada kedua gas tersebut adalah sama. 3 E = N kT 2 (c) Laju efusi berbanding terbalik terbalik dengan akar akar kuadrat dari Mr gas (r 1 √ M ) sehingga gas N2 (M r = 28) akan lebih cepat dibandingkan r O2 (Mr = 32)

∼

2. (a) K+ berwarna hijau, dan Cl− berwarna ungu

292

(b) Ion K+ = Cl− = 4 ion K+ 8 di tiap sudut ( 18 ), 6 di tiap muka muka kubus ( ) (c) Bilangan Bilangan koordinasi masing-masi masing-masing ng ion adalah 6 (d)

√ a = sisi kubus

a 2 = 2(r 2(rK + + rCl − ) rK + = jari-ja jari-jari ri ion ion K+ rCl − = jari-ja jari-jari ri ion ion Cl− mKC l ρ = V kubus kubus 4 M r,KCl r ,KCl = N A 3 a 4 74. 74.5 g/mol 6.02·1023 /mol = 3



2 (133+195) 10−10 cm 2

·

√ ·

= 4.96 g/ml 3. (a) (a) 0,15 0,1544 M (b) 7,519 atm (c) 180 g/mol (d) As. sitrat = 18,41 g Glukosa = 34,52 g (e) 21,42 atm 4. (a) 3, 3,75 (b) asam : HCO2 H basa : HCO− 2



293 (c) 3,93 (d)

− H C O2(aq 2(aq)) + H 2 O(l)



− H C O2 H (aq) aq) + OH (aq) aq)

Asam-basa konjugasi : HCO2 H dan HCO− 2 − Asam-basa konjugasi : H2 O dan OH

Bagian Kimia Analitik 1. (a) A = B3 N3 H6 B = B2 H6 C = NH3 D = H2 E = NH4 Cl F = BCl3 G = B3 N3 H3 Cl3 H = HCl I = NaBH4 J = NaCl V = Cl W = Na X=B Y=H Z=N

(b) 2. (a) I = Ar O = He P = Ne E=F G = Cl J=N

(28.1)

294 S=H Q=O Y = Br Z=I D = Na H=K L = Ca R = Li B = Mg C = Al K = Be A=P F=S M=B N=C T = Si X = Nb (b) Nb2 O5 and NbCl5 and NbOCl3 3. 22,60 % 4. K

Bagian Termodinamika dan Kinetika 1. (a) Orde 1 terhadap [H2], orde 2 terhadap [NO], dan orde 3 secara total (b) M−2 s−1 (c) 2,7 M s−1

·

(d) Ea = 35835 J/mol (e) k1 K [NO]2 [H 2 ] (f) N2 O2 dan N2 O (g) k = K k1

·

2. (a) Katoda : Pb2+ + 2e− Pb Anoda : Al Al3+ + 3e− Total : 3Pb2+ + 2Al 2Al3+ + 3Pb

→

(b) 1,536 V

→ →

295 (c) Al(s) Al3+ (aq ) P b2+ (aq ) P b(s)

|

||

|

(d) Elektron mengalir dari katoda ke anoda (Al ke Pb) (e) 1,545 V (f) 38,65 mg (g) Batang besi lebih sukar mengalami korosi sebab nilai E0F e2+|F e > E0Al3+|Al , sehingga Al akan teroksidasi terlebih dahulu

3. (a)

+ − +3NO− Au(s) +6H (aq) +4Cl(aq) 3(aq)

→ [AuCl ]−

(b)

4 (aq) +3NO2(g) +3H 2 O(l)

Oksidator Reduktor Bilangan Oksidasi N pada NO− 3 Bilangan Oksidasi N pada NO2 Bilangan Oksidasi H pada H2 O Jumlah mol elektron yang terlibat per mol Au

(c) Reduktor paling kuat : Zn Oksidator paling kuat :Ni2+ (d)

i. Zn + Fe2+ ii. Co + Fe2+ i. Zn + Co2+

(e) 0,51 V (f)

2+

+ Fe (spontan)

2+

+ Fe (tidak spontan)

2+

+ Co (spontan)

→ Zn → Co → Zn

NO− 3 Au +5 +4 +1 3 mol

296

4. 303,7 kJ/mol

Bagian Kimia Organik 1. Senyawa 1-aminosikloheksana lebih basa dibandingkan dengan annilin. Hal ini disebabkan pada annilin pasangan elektron bebas yang didonorkan dapat mengalami resonansi sehingga efek donor berkurang

2. (a)

297

(b)

(c)

(d)

3.

298

4. (a)

(b)

(c)

(d)

299 5. (a)

(b)

(c)

300

(d)

(e)

(f)

301

302

Bibliografi [1] Housecrouft, C.E., Sharpe A.G. (2012): Inorganic Chemistry , Pearson Prentice Hall, Edinburg. [2] Jespersen, N.D., Brady, J.E., Hyslop, A. (2010): Chemistry : The Study of Matter and Its Changes , John Wiley & Sons Ltd, New Jersey. [3] Miessler, G.L., Fischer, P.J., Tarr, D.A. (2014): Inorganic Chemistry , Pearson Education Inc, New Jersey. [4] Clayden. (2001): Organic Chemistry , Pearson Prentice Hall, Edinburg. [5] Atkins, P., de Paula, J. (2006): Physical Chemistry , Oxford University Press, Oxford. [6] Harvey, David. (2000): Modern Analytical Chemistry , McGraw-Hill Companies. [7] Lewis, G.N. (1916): The Atom and The Molecule, Journal of the American Chemical Society , 38(4), 762-785 [8] Gillespie, R.J. (1963): The Valence-Shell Electron-Pair Repulsion (VSEPR) Theory of Directed Valency. Journal of Chemical Education , 40(6), 295-301 [9] Shriver., Atkins, P.W. (2010): Inorganic Chemistry , W. H. Freeman and Company, New York. [10] Mulliken, R.S. (1930): The Interpertation of Band Spectra. Parts I, IIa, IIb. Physical Review , 2, 60-115 [11] Mulliken, R.S. (1931): Γ -Type Doubling and Electron Configuration In Diatomics Molecules. Physical Review , 38, 87-119 [12] Gardner, J. L., Samson, J. A. R. (2011): Photoion and photoelectron spectroscopy of CO and N2 . Journal of Chemichal Physics , 62, 14471452. 303

304

BIBLIOGRAFI

[13] Compton, A. H. (1923): A Quantum Theory of the Scattering of X-Rays by Light Elements. Phys. Rev , 21(5), 483-502. [14] Mulliken, R.S. (1932): Electronic Structure of Polyatomic Molecules and Valence II. General Consideration. Physical Review , 41, 49-71 [15] Nesbet, R.K. (1965): Molecular Orbital Theory and The Physical Properties of Molecules. Journal of Chemical Physics , 43(10), 30-33 [16] Soal OSN Kimia 2006 [17] UK National Chemistry Olympiad, 2014 [18] 41st Preparatory IChO [19] 46th Preparatory IChO [20] 43rd Preparatory IChO [21] Soal OSN Kimia 2008 [22] Soal OSN Kimia 2009 [23] Soal OSN Kimia 2010 [24] Soal OSN Kimia 2013 [25] Soal OSP Kimia 2010, 2011, 2013, 2014 [26] Soal OSK Kimia 2005, 2006, 2007, 2008, 2009, 2010, 2011, 2012, 2013, 2014

Diktat Kimia -Lukman Hakim

Recommend Documents