Penulis:
Budi Utami,
Agung Nugroho Catur Saputro,
Lina Mahardiani,
Sri Yamtinah,
Bakti Mulyani.
Pusat Perbukuan
Departemen...
K I M I A
untuk SMA dan MA Kelas XI
Penulis : Budi Utami, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah,
Bakt...
iii
S Kata Sambutan
Puji syukur kami panjatkan ke hadirat Allah SWT, berkat rahmat
dan karunia-Nya, Pemerintah, dalam hal ...
Kimia X SMA
234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234
2345678901234567890123...
Petunjuk Pemakaian Buku
n Buku ini terdiri dari 9 bab, setiap bab memuat:
judul bab,
tujuan pembelajaran,
kata kunci,
peta...
1.1 Struktur Atom 3
A. Teori Kuantum Max Planck 3
B. Model Atom Bohr 4
C. Hipotesis Louis de Broglie 6
D. Teori Mekanika K...
4.4 Kesetimbangan dalam Industri 123
A. Pembuatan Amonia dengan
Proses Haber-Bosch 123
B. Pembuatan Asam Sulfat
dengan Pro...
1Kimia XI SMA
Pada awal pelajaran kimia di kelas X dulu Anda sudah mempelajari tentang apa
itu atom, apa saja partikel pen...
2 Kimia XI SMA
Peta Konsep
Struktur Atom dan Sistem Periodik Unsur
Atom
terdiri dari
Teori Planck, Bohr, de
Broglie tentan...
3Kimia XI SMA
1.1 Struktur Atom
Anda tentu masih ingat dengan model atom yang dikemukakan oleh Ernest
Rutherford (1871–193...
4 Kimia XI SMA
Einstein menerangkan bahwa cahaya terdiri dari partikel-partikel foton
yang energinya sebanding dengan frek...
5Kimia XI SMA
Perpindahan elektron dari tingkat energi lebih rendah ke tingkat energi
lebih tinggi disertai penyerapan ene...
6 Kimia XI SMA
Gambar 1.3 Model atom hidrogen menurut Niels Bohr
n = 4
r = 16a0
n = 1
r = a0
n = 2
r = 4a0
n = 3
r = 9a0
T...
7Kimia XI SMA
Menurut Heisenberg, metode eksperimen apa saja yang digunakan untuk
menentukan posisi atau momentum suatu pa...
8 Kimia XI SMA
Gambar 1.5 Susunan orbital
dalam suatu atom multielektron.
Setiap kotak menunjuk satu
orbital
Susunan kulit...
9Kimia XI SMA
4. Bilangan Kuantum Spin (ms
atau s)
Sambil beredar mengintari inti, elektron juga berputar pada sumbunya.
G...
10 Kimia XI SMA
1. Orbital s
Orbital yang paling sederhana untuk dipaparkan adalah orbital 1s.
Gambar 1.6 menunjukkan tiga...
11Kimia XI SMA
Gambar 1.10 Salah satu dari tujuh orbital 4 f, yaitu orbital
fxyz
Sumber: Chemistry, The Molecular Nature o...
12 Kimia XI SMA
Orbital penuh (mengan-
dung pasangan elektron)
Gambar 1.12 Pengisian orbital dalam suatu atom
Orbital koso...
13Kimia XI SMA
3. Larangan Pauli
Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa
tidak ada dua elektron d...
14 Kimia XI SMA
6. Gambarkan orbital 1s, 2s, 2p, 2px
, 2py
, dan 2pz
dalam satu gambar!
7. Jelaskan beberapa istilah berik...
15Kimia XI SMA
Unsur-unsur yang hanya mempunyai satu kulit terletak pada periode
pertama (baris paling atas). Unsur-unsur ...
16 Kimia XI SMA
Tabel 1.4 Nama-nama Golongan Unsur Utama
Keterangan: n = nomor kulit
GM = nomor atom gas mulia
1. Hidrogen...
17Kimia XI SMA
Tabel 1.5 Beberapa Contoh Unsur Transisi dan Golongannya
3. Unsur-unsur Transisi-Dalam
Unsur-unsur transisi...
18 Kimia XI SMA
Sistem Periodik dan Aturan Aufbau; Blok s, p, d, dan f
Kaitan antara sistem periodik dengan konfigurasi el...
19Kimia XI SMA
d. Blok f: lantanida dan aktinida
Blok f disebut juga unsur transisi–dalam, semuanya tergolong logam.
Semua...
20 Kimia XI SMA
1.3 Ikatan Kimia
Di kelas X kita telah mempelajari konsep ikatan kimia, yaitu tentang ikatan
ion, ikatan k...
21Kimia XI SMA
2. Teori Domain Elektron
Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR.
Domain elektron be...
22 Kimia XI SMA
Tabel 1.7 Susunan Ruang Domain Elektron yang Menghasilkan Tolakan Minimum
Jumlah domain (pasangan elektron...
23Kimia XI SMA
b. Jumlah elektron valensi atom pusat (fosfor) = 5
Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3
Jumlah domain elek...
24 Kimia XI SMA
Jawab:
a. Jumlah elektron valensi atom pusat = 8
Jumlah domain elektron ikatan (X) = 4, tetapi jumlah elek...
25Kimia XI SMA
Gambar 1.17 Bentuk molekul CH4
B. Teori Hibridisasi
Teori domain elektron dapat digunakan untuk meramalkan ...
26 Kimia XI SMA
Jumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yang
terlihat pada hibridasi itu. Be...
27Kimia XI SMA
D. Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat – Dipol Terimbas (Gaya London)
Antarmolekul nonpolar terjadi tarik-menar...
28 Kimia XI SMA
Gaya dispersi (gaya London) merupakan gaya yang relatif lemah. Zat yang
molekulnya bertarikan hanya berdas...
29Kimia XI SMA
F. Ikatan Hidrogen
Antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen
terjadi ikatan hid...
30 Kimia XI SMA
1. Diketahui massa molekul dari beberapa zat sebagai berikut. N2
= 28, O3
= 48, F2
= 38
Ar
= 40, dan Cl2
=...
31Kimia XI SMA
12. Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan letak orbital khusus yang ditempati
elektron pada suatu subkul...
32 Kimia XI SMA
28. Unsur-unsur transisi adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada
subkulit d.
29. Unsur...
33Kimia XI SMA
I. Berilah tanda silang (X) huruf A, B, C, D, atau E pada jawaban yang paling benar!
1. Di dalam sistem per...
34 Kimia XI SMA
6. Tiga unsur yang dalam sistem periodik terletak diagonal satu sama lain memiliki
susunan elektron terlua...
35Kimia XI SMA
12. Konfigurasi elektron atom titanium adalah 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s2
, 3p6
, 3d2
, 4s2
. Senyawa
berikut yan...
36 Kimia XI SMA
18. Molekul XCl3
mempunyai momen dipol sama dengan nol. Bentuk molekul itu
adalah … .
A. linear
B. segitig...
37Kimia XI SMA
25. Ikatan yang terdapat dalam molekul (antara atom N dengan atom H) dan antar
molekul NH3
adalah … .
A. ko...
38 Kimia XI SMA
II. Kerjakan soal-soal berikut ini dengan benar!
1. Jelaskan yang dimaksud dengan orbital!
2. Sebutkan emp...
39Kimia XI SMA
Tujuan Pembelajaran:
Setelah mempelajari bab ini, Anda diharapkan mampu:
1. Menjelaskan pengertian sistem d...
40 Kimia XI SMA
Termokimia
Asas Kekekalan Energi
menggambarkan sesuai
Isi Kalor Entalpi H
mengalami
Perubahan Entalpi ΔΔΔΔ...
41Kimia XI SMA
2.1 Entalpi dan Perubahan Entalpi (ΔΔΔΔΔH)
Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekan...
42 Kimia XI SMA
Secara matematis, perubahan entalpi (ΔH) dapat diturunkan sebagai berikut.
H = E + W (1)
Pada tekanan teta...
43Kimia XI SMA
Fotosintesis
Reaksi fotosintesis merupakan reaksi endoterm karena menyerap energi sebesar
2.820 kJ/mol.
Rea...
44 Kimia XI SMA
2.3 Perubahan Entalpi Standar (ΔΔΔΔΔH°)
Perubahan entalpi standar (ΔH°) adalah perubahan entalpi (ΔH) reak...
45Kimia XI SMA
1. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi pembentukan NH4
Cl bila diketahui
ΔHf
°NH4
Cl = –120 kJ/mol!
...
46 Kimia XI SMA
4. Hitunglah besar kalor yang dibebaskan pada pembentukan 45 gram C6
H12
O6
(Mr
= 180)
bila ΔHf
° C6
H12
O...
47Kimia XI SMA
1. Tuliskan persamaan termokimia penguraian H2
O apabila diketahui ΔHf
o
H2
O = –285,85
kJ/mol!
Jawab:
• Re...
48 Kimia XI SMA
3. belerang (S) terbakar sempurna menjadi SO2
4. senyawa hidrokarbon (Cx
Hy
) terbakar sempurna menurut re...
49Kimia XI SMA
D. Entalpi Molar Lainnya (Entalpi Penetralan, Pelarutan, dan Peleburan)
1. Entalpi Penetralan
Entalpi penet...
50 Kimia XI SMA
2.4 Penentuan Perubahan Entalpi (ΔΔΔΔΔH)
Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia dapat ...
51Kimia XI SMA
dan
q kalorimeter = C Δt
dengan C = kapasitas kalor dari kalorimeter (JK–1
)
Sebanyak 50 mL larutan HCl 1 M...
52 Kimia XI SMA
• Jadi, persamaan ΔH penetralan untuk reaksi adalah:
HCl(aq) + NaOH(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2
O(l) ΔH = –66,88...
53Kimia XI SMA
1. 100 mL larutan HCl 0,1 M bersuhu mula-mula 23 °C dicampur dengan 100 mL larutan
NaOH 0,1 M bersuhu mula-...
54 Kimia XI SMA
B. Penetapan Kapasitas Panas Kalorimeter
1. Masukkan 20 mL air dingin ke dalam kalorimeter, catat suhunya ...
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
Kimia Kelas 11 Budi Utami
of 286

Kimia Kelas 11 Budi Utami

Buku Paket Kimia kelas XI
Published on: Mar 3, 2016
Published in: Science      
Source: www.slideshare.net


Transcripts - Kimia Kelas 11 Budi Utami

  • 1. Penulis: Budi Utami, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah, Bakti Mulyani. Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan nasional
  • 2. K I M I A untuk SMA dan MA Kelas XI Penulis : Budi Utami, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah, Bakti Mulyani. Editor : Caecilia Citra Dewi Seting/Lay-out : TimSeting Desain Cover : Fascho Hak Cipta pada Departemen Pendidikan Nasional Dilindungi Undang-undang Hak cipta buku ini dibeli oleh Departemen Pendidikan Nasional dari Penerbit CV. HaKa MJ Diterbitkan oleh Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional Tahun 2009 Diperbanyak oleh ... ii 540.7 KIM Kimia 2 : Untuk SMA/MA Kelas XI, Program Ilmu Alam / penulis, Budi Utami…[et al] ; editor, Caecilia Citra Dewi ; . -- Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, 2009. v, 274 hlm. : ilus ; 25 cm. Bibliografi : hlm. 255-256 Indeks ISBN 978-979-068-179-8 (No. Jilid Lengkap) ISBN 978-979-068-182-8 1. Kimia-Studi dan Pengajaran I. Judul II. Caecilia Citra Dewi III. Budi Utami XI
  • 3. iii S Kata Sambutan Puji syukur kami panjatkan ke hadirat Allah SWT, berkat rahmat dan karunia-Nya, Pemerintah, dalam hal ini, Departemen Pendidikan Nasional, pada tahun 2008, telah membeli hak cipta buku teks pelajaran ini dari penulis/penerbit untuk disebarluaskan kepada masyarakat melalui situs internet (website) Jaringan Pendidikan Nasional. Buku teks pelajaran ini telah dinilai oleh Badan Standar Nasional Pendidikan dan telah ditetapkan sebagai buku teks pelajaran yang memen- uhi syarat kelayakan untuk digunakan dalam proses pembelajaran melalui Peraturan Menteri Pendidikan Nasional Nomor 22 Tahun 2007 tanggal 25 Juni 2007. Kami menyampaikan penghargaan yang setinggi-tingginya kepada para penulis/penerbit yang telah berkenan mengalihkan hak cipta karyanya kepada Departemen Pendidikan Nasional untuk digunakan secara luas oleh para siswa dan guru di seluruh Indonesia. Buku-buku teks pelajaran yang telah dialihkan hak ciptanya kepada Depar- temen Pendidikan Nasional ini, dapat diunduh (down load), digandakan, dicetak, dialihmediakan, atau difotokopi oleh masyarakat. Namun, untuk penggandaan yang bersifat komersial harga penjualannya harus memenuhi ketentuan yang ditetapkan oleh Pemerintah. Diharapkan bahwa buku teks pelajaran ini akan lebih mudah diakses sehingga siswa dan guru di seluruh Indonesia maupun sekolah Indonesia yang berada di luar negeri dapat memanfaatkan sumber belajar ini. Kami berharap, semua pihak dapat mendukung kebijakan ini. Kepada para siswa kami ucapkan selamat belajar dan manfaatkanlah buku ini sebaik-baiknya. Kami menyadari bahwa buku ini masih perlu diting- katkan mutunya. Oleh karena itu, saran dan kritik sangat kami harapkan. Jakarta, Februari 2009 Kepala Pusat Perbukuan
  • 4. Kimia X SMA 234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234 234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234 234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234 234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234 234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234 234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234 234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234 234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234 234567890123456789012345678901212345678901234567890123456789012123456789012345678901234 iii Puji syukur atas selesainya penyusunan buku ini. Buku pelajaran kimia ini disusun untuk memenuhi kebutuhan bagi guru dan siswa dalam kegiatan pembelajaran kimia. Sehingga para guru dan siswa mempunyai alternatif penggunaan buku sesuai dengan pilihan dan kualitas yang diperlukan. Materi dalam buku ini disajikan dengan runtut disertai contoh- contoh dan ilustrasi yang jelas, dengan kalimat yang yang sederhana dan bahasa yang komunikatif. Penjelasan setiap materi disertai dengan gambar, tabel, serta grafik untuk memperjelas konsep yang disajikan. Dalam menyajikan materi, buku ini dilengkapi dengan percobaan-percobaan sederhana di laboratorium, yang diharapkan akan lebih membantu meningkatkan pemahaman para siswa. Pada akhir setiap konsep juga disajikan uji kompetensi sehingga para siswa dapat lebih memahami konsep yang dipelajari. Akhirnya, penulis berharap buku ini akan dapat memberikan sumbangan bagi proses pembelajaran kimia. Penulis menyadari bahwa tak ada gading yang tak retak, maka kritik dan saran demi perbaikan buku ini senantiasa penulis harap dan nantikan. Surakarta, Juni 2007 Penulis Kata PengantarKp
  • 5. Petunjuk Pemakaian Buku n Buku ini terdiri dari 9 bab, setiap bab memuat: judul bab, tujuan pembelajaran, kata kunci, peta konsep, subbab, contoh soal, latihan, rangkuman, dan uji kompetensi. n Di tengah dan akhir tahun diberikan ujian semester. n Pada halaman akhir diberikan glosarium, indeks buku, dan daftar pustaka, sebagai alat bantu dan pelengkap buku. Kimia X SMAiv
  • 6. 1.1 Struktur Atom 3 A. Teori Kuantum Max Planck 3 B. Model Atom Bohr 4 C. Hipotesis Louis de Broglie 6 D. Teori Mekanika Kuantum 6 E. Bilangan Kuantum 8 F. Bentuk dan Orientasi Orbital 9 G. Konfigurasi Elektron 12 1.2 Sistem Periodik Unsur 14 A. Hubungan Sistem Periodik dengan Konfigurasi Elektron 14 B. Kegunaan Sistem Periodik 17 1.3 Ikatan Kimia 20 A. Bentuk Geometri Molekul 20 B. Teori Hibridisasi 25 C. Gaya Tarik Antarmolekul 26 D. Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat-Dipol Terimbas (Gaya London) 27 E. Gaya Tarik Dipol-dipol 28 F. Ikatan Hidrogen 29 G. Ikatan Ion 30 H. Jaringan Ikatan Kovalen 30 Rangkuman 34 Uji Kompetensi 35 2.1 Entalpi dan Perubahan Entalpi (ΔH 4) 1 2.2 Persamaan Termokimia 43 2.3 Perubahan Entalpi Standar (ΔHo 4) 4 A. Entalpi Pembentukan Standar (ΔHf o = Standard Enthalpy of Formation) 44 B. Entalpi Penguraian Standar (ΔHd o = Standard Enthalpy of Dissosiation) 46 C. Entalpi Pembakaran Standar (ΔHc o = Standard Enthalpy of Combustion) 47 D. Entalpi Molar Lainnya (Entalpi Penetralan, Pelarutan, dan Peleburan) 49 2.4 Penentuan Perubahan Entalpi (ΔH 5) 0 A. Kalorimetri 50 B. Hukum Hess 55 2.5 Kalor Pembakaran Bahan Bakar 65 Rangkuman 68 Uji Kompetensi 69 v 3.1 Molaritas 78 A. Pengertian Molaritas 78 B. Hubungan antara Molaritas dengan Kadar Larutan 79 C. Pengenceran Larutan 80 3.2 Konsep Laju Reaksi 81 3.3 Faktor-faktor yang Mempenga- ruhi Laju Reaksi 83 A. Konsentrasi 83 B. Luas Permukaan 84 C. Temperatur 84 D. Katalis 84 3.4 Teori Tumbukan 84 A. Pengaruh Konsentrasi 85 B. Pengaruh Luas Permukaan 86 C. Pengaruh Suhu terhadap Laju Reaksi 87 D. Pengaruh Katalis terhadap Laju Reaksi 89 3.5 Persamaan Laju Reaksi 91 A. Persamaan Laju Reaksi 91 B. Makna Orde Reaksi 92 C. Menentukan Persamaan Laju Reaksi 93 D. Jenis-jenis Katalis 94 B. Hubungan antara Katalis dengan Energi Pengaktifan 96 Rangkuman 98 Uji Kompetensi 99 4.1 Keadaan Kesetimbangan 108 A. Kesetimbangan dalam Sistem Homogen 108 B. Kesetimbangan dalam Sistem Heterogen 108 4.2 Pergeseran Kesetimbangan 109 A. Perubahan Konsentrasi 109 B. Perubahan Volume atau Tekanan 110 C. Perubahan Suhu 111 D. Pengaruh Katalisator terha- dap Kesetimbangan 112 4.3 Tetapan Kesetimbangan 112 A. Tetapan Kesetimbangan Konsentrasi 113 B. Menentukan Harga Tetapan Kesetimbangan Konsentrasi (Kc ) 114 C. Derajat Disosiasi 116 D. Tetapan Kesetimbangan Parsial Gas 119 E. Hubungan antara Harga Kc dengan Kp 121 Sambutan iv v vi
  • 7. 4.4 Kesetimbangan dalam Industri 123 A. Pembuatan Amonia dengan Proses Haber-Bosch 123 B. Pembuatan Asam Sulfat dengan Proses Kontak 124 Rangkuman 128 Uji Kompetensi 129 5.1 Teori Asam dan Basa Menurut Arrhenius 149 5.2 Tetapan Kesetimbangan Air (Kw ) 150 5.3 Kekuatan Asam dan Basa 151 A. Kekuatan Asam 151 B. Kekuatan Basa 154 5.4 Derajat Keasaman (pH) 156 A. Konsep pH 156 B. Pengukuran pH 157 C. Menghitung pH Larutan 158 5.5 Reaksi Penetralan 160 A. Reaksi Asam dengan Basa Menghasilkan Air dan Garam 160 B. Titrasi Asam–Basa 161 5.6 Konsep Asam-Basa Bronsted dan Lowry 168 A. Definisi Asam dan Basa Menurut Bronsted-Lowry 168 B. Asam dan Basa Konjugasi 169 5.7 Reaksi-reaksi dalam Larutan Asam dan Basa 170 A. Reaksi Penetralan 170 B. Reaksi Pembentukan Gas 170 C. Reaksi Pengendapan 170 D. Reaksi Oksida 171 Rangkuman 172 Uji Kompetensi 175 6.1 Komponen Larutan Penyangga 181 6.2 Menghitung pH Larutan Penyangga 182 A. Larutan Penyangga Asam 182 B. Larutan Penyangga Basa 182 C. Kegunaan Larutan Penyangga 184 Rangkuman 186 Uji Kompetensi 187 7.1 Pengertian Hidrolisis 193 7.2 Hidrolisis Garam dari Asam Lemah dan Basa Kuat 193 7.3 Hidrolisis Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah 195 7.4 Hidrolisis Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah 197 Rangkuman 200 Uji Kompetensi 201 8.1 Kelarutan (Solubility) 207 8.2 Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp ) 207 8.3 Hubungan Kelarutan (s) dengan Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp ) 208 8.4 Pengaruh Ion Senama terhadap Kelarutan 209 8.5 Hubungan Ksp dengan pH 210 8.6 Penggunaan Konsep Ksp dalam Pemisahan Zat 211 Rangkuman 214 Uji Kompetensi 215 9.1 Pengertian Sistem Koloid 221 9.2 Komponen Penyusun Koloid 221 9.3 Jenis-jenis Koloid 222 A. Aerosol 222 B. Sol 223 C. Emulsi 223 D. Buih 223 E. Gel 224 9.4 Koloid dalam Kehidupan Sehari-hari 224 A. Industri Kosmetik 224 B. Industri Tekstil 224 C. Industri Farmasi 224 D. Industri Sabun dan Detergen224 E. Industri Makanan 225 9.5 Sifat-sifat Sistem Koloid 225 A. Efek Tyndall 225 B. Gerak Brown 226 C. Muatan Koloid 226 D. Koloid Pelindung 228 E. Dialisis 229 9.6 Koloid Liofil dan Koloid Liofob 229 9.7 Pembuatan Sistem Koloid 230 A. Cara Kondensasi 230 B. Cara Dispersi 231 C. Koloid Asosiasi 234 Rangkuman 235 Uji Kompetensi 237 vii
  • 8. 1Kimia XI SMA Pada awal pelajaran kimia di kelas X dulu Anda sudah mempelajari tentang apa itu atom, apa saja partikel penyusun atom, dan bagaimana bentuk atom menurut para ahli, serta bagaimana atom-atom tersebut bergabung membentuk senyawa yang lebih kompleks. Di kelas XI ini Anda akan mempelajari lebih lanjut tentang perkembangan teori dan model-model atom termodern serta teori dan model bentuk molekul senyawa. Tujuan Pembelajaran: Setelah mempelajari bab ini, Anda diharapkan mampu: 1. Menjelaskan teori atom mekanika kuantum. 2. Menjelaskan pengertian bilangan kuantum dan bentuk- bentuk orbital. 3. Menggunakan prinsip Aufbau, aturan Hund, dan asas larangan Pauli untuk menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital. 4. Menghubungkan konfigurasi elektron suatu unsur dengan letaknya dalam sistem periodik. 5. Menerapkan teori atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik. 6. Menerapkan teori domain elektron untuk meramalkan bentuk molekul dan menjelaskan interaksi antarmolekul (gaya antarmolekul) dengan sifatnya. Struktur Atom, Sistem Periodik Unsur, dan Ikatan Kimia *)* Mekanika kuantum, efek fotolistrik, orbital, bilangan kuantum, persamaan gelombang, konfigurasi elektron, nomor periode, unsur utama, unsur transisi, ikatan ion, ikatan kovalen, kovalen koordinasi, domain elektron, hibridisasi, bentuk molekul, VSEPR , teori domain elektron, gaya London , polarisabilitas, dipol-dipol, gaya Van der Waals, ikatan hidrogen. Pengantar Kata Kunci
  • 9. 2 Kimia XI SMA Peta Konsep Struktur Atom dan Sistem Periodik Unsur Atom terdiri dari Teori Planck, Bohr, de Broglie tentang teori atom mekanika kuantum mendasari mempunyai Elektron Tk. Energi ditentukan Bil. Kuantum Utama Bil. Kuantum Azimuth Bil. Kuantum Magnet Bil. Kuantum Spin menunjukkan Sub. Tingkat Energi Sub. Kulit Elektron Kulit Elektron menentukan menunjukkan Orbital Arah Ruang Orbital Arah Ruang Orbital menunjukkan menunjukkan menentukan terdiri dari terdiri dari mempunyai Konfigurasi Elektron menggambarkan menggambarkan tersusun dari Inti Atom Proton Neutron Elektron Valensi Ikatan Kimia Molekul Ikatan Antar Molekul Ikatan Hidrogen Ikatan Van der Wals Efek Orientasi Titik Didih Senyawa Dipol SesaatDipol-dipol SPU Blok Unsur menentukan jenis membentuk menunjukkan menentukan mempunyai dalam Blok s Blok p Blok d Blok f disebabkan mengakibatkan terjadi mempengaruhi mempengaruhi mengakibatkan terjadi
  • 10. 3Kimia XI SMA 1.1 Struktur Atom Anda tentu masih ingat dengan model atom yang dikemukakan oleh Ernest Rutherford (1871–1937) dan dilengkapi oleh Niels Bohr (1885 – 1962) yang menerangkan bahwa elektron-elektron mengelilingi inti atom pada tingkat-tingkat energi tertentu yang disebut kulit atom. Pada bab ini, kita akan mempelajari pengembangan model atom modern berdasarkan konsep mekanika gelombang. A. Teori Kuantum Max Planck Max Planck, ahli fisika dari Jerman, pada tahun 1900 mengemukakan teori kuantum. Planck menyimpulkan bahwa atom-atom dan molekul dapat memancarkan atau menyerap energi hanya dalam jumlah tertentu. Jumlah atau paket energi terkecil yang dapat dipancarkan atau diserap oleh atom atau molekul dalam bentuk radiasi elektromagnetik disebut kuantum. Planck menemukan bahwa energi foton (kuantum) berbanding lurus dengan frekuensi cahaya. E = h · K dengan: E = energi (J) h = konstanta Planck 6,626 × 10–34 J. s K = frekuensi radiasi (s–1 ) Salah satu fakta yang mendukung kebenaran dari teori kuantum Max Planck adalah efek fotolistrik, yang dikemukakan oleh Albert Einstein pada tahun 1905. Efek fotolistrik adalah keadaan di mana cahaya mampu mengeluarkan elektron dari permukaan beberapa logam (yang paling terlihat adalah logam alkali) (James E. Brady, 1990). Susunan alat yang dapat menunjukkan efek fotolistrik ada pada gambar 1.1. Elektrode negatif (katode) yang ditempatkan dalam tabung vakum terbuat dari suatu logam murni, misalnya sesium. Cahaya dengan energi yang cukup dapat menyebabkan elektron terlempar dari permukaan logam. Elektron tersebut akan tertarik ke kutub positif (anode) dan menyebabkan aliran listrik melalui rangkaian tersebut. Gambar 1.1 Percobaan Efek Fotolistrik Memperlihatkan susunan alat yang menunjukkan efek fotolistrik, Seberkas cahaya yang ditembakkan pada permukaan pelat logam akan menyebabkan logam tersebut melepaskan elektronnya. Elektron tersebut akan tertarik ke kutub positif dan menyebabkan aliran listrik melalui rangkaian tersebut. Sumber: General Chemistry, Principles Structure, James E. Brady, 5th ed, 1990. Tabung vakum Pelat logam sensitif cahaya Pengukur arus listrik Baterai Elektrode positif
  • 11. 4 Kimia XI SMA Einstein menerangkan bahwa cahaya terdiri dari partikel-partikel foton yang energinya sebanding dengan frekuensi cahaya. Jika frekuensinya rendah, setiap foton mempunyai jumlah energi yang sangat sedikit dan tidak mampu memukul elektron agar dapat keluar dari permukaan logam. Jika frekuensi (dan energi) bertambah, maka foton memperoleh energi yang cukup untuk melepaskan elektron (James E. Brady, 1990). Hal ini menyebabkan kuat arus juga akan meningkat. Energi foton bergantung pada frekuensinya. E = h · K atau = ⋅ c E h λ dengan: h = tetapan Planck (6,626 × 10–34 J dt) K = frekuensi (Hz) c = kecepatan cahaya dalam vakum (3 × 108 m det–1 ) λ = panjang gelombang (m) B. Model Atom Bohr Pada tahun 1913, Niels Bohr menggunakan teori kuantum untuk menjelaskan spektrum unsur. Bohr memilih hidrogen sebagai model untuk teorinya, hal ini mudah dimengerti karena hidrogen mempunyai atom yang paling sederhana (satu pro- ton dan satu elektron)(James E. Brady, 1990). Berdasarkan pengamatan diketahui bahwa unsur-unsur menghasilkan spektrum garis di mana tiap unsur mempunyai spektrum yang khas. Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Pada lintasan itu, elektron dapat beredar tanpa pemancaran atau penyerapan energi. Lintasan elektron tersebut berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu yang disebut sebagai kulit atom. Pada keadaan normal, elektron akan mengisi kulit-kulit dengan tingkat energi terendah, yaitu dimulai dari kulit K, L, dan seterusnya. Keadaan di mana elektron mengisi kulit-kulit dengan tingkat energi terendah disebut tingkat dasar (ground state). Jika atom mendapat energi dari luar (misalnya dipanaskan, diberi beda potensial), maka elektron akan menyerap energi yang sesuai sehingga berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi. Keadaan di mana ada elektron yang menempati tingkat energi yang lebih tinggi disebut keadaan tereksitasi (excited state). Gambar 1.2 Model atom Niels Bohr
  • 12. 5Kimia XI SMA Perpindahan elektron dari tingkat energi lebih rendah ke tingkat energi lebih tinggi disertai penyerapan energi. Sebaliknya, perpindahan elektron dari tingkat energi lebih tinggi ke tingkat energi lebih rendah disertai pelepasan energi, yaitu berupa radiasi elektromagnet. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan lain disertai pemancaran atau penyerapan sejumlah tertentu energi, yang harganya sama dengan selisih kedua tingkat energi tersebut. ΔΔΔΔΔE = Ef – Ei dengan: ΔE = energi yang menyertai perpindahan elektron (joule) Ef = tingkat energi akhir (joule) Ei = tingkat energi mula-mula (joule) Dari percobaan yang dilakukan, Bohr merumuskan sebagai berikut. 1. Elektron bergerak mengelilingi inti atom dengan lintasan (orbit) tertentu, dengan momen sudut kelipatan dari 2ð ⋅ h h = ketetapan Planck. 2. Selama elektron bergerak pada lintasannya, maka energinya akan tetap, sehingga tidak memancarkan energi. 3. Selama bergerak mengelilingi inti, elektron dapat berpindah naik atau turun dari satu lintasan ke lintasan yang lain. Karena perpindahan elektron berlangsung antara kulit yang sudah tertentu tingkat energinya, maka atom hanya akan memancarkan radiasi dengan tingkat energi yang tertentu pula. Dengan demikian dapat dijelaskan penyebab spektrum unsur berupa spektrum garis. Bohr menggunakan atom hidrogen sebagai model, dan dia berhasil merumuskan jari-jari lintasan dan energi elektron. Jari-jari lintasan ke-n dalam atom hidrogen memenuhi rumus: rn = n2 a0 dengan: n = kulit ke-1, 2, dan seterusnya a0 = 0,53 Å (53 pm) ⎯⎯→ (1 pm = 10–12 m) Energi elektron pada lintasan ke-n adalah: H n 2 R E = – n dengan: RH = tetapan (2,179 × 10–18 J)
  • 13. 6 Kimia XI SMA Gambar 1.3 Model atom hidrogen menurut Niels Bohr n = 4 r = 16a0 n = 1 r = a0 n = 2 r = 4a0 n = 3 r = 9a0 Teori atom Bohr berhasil diterapkan untuk atom hidrogen, akan tetapi tidak dapat digunakan untuk memperkirakan spektrum atom lain (yang mempunyai elektron lebih dari satu) (James E. Brady, 1990). C. Hipotesis Louis de Broglie Pada tahun 1924, Louis de Broglie, menjelaskan bahwa cahaya dapat berada dalam suasana tertentu yang terdiri dari partikel-partikel, kemungkinan berbentuk partikel pada suatu waktu, yang memperlihatkan sifat-sifat seperti gelombang (James E Brady, 1990). Argumen de Broglie menghasilkan hal sebagai berikut. Einstein : E = mc2 Max Planck : E = h · K = ⋅h c λ sehingga untuk menghitung panjang gelombang satu partikel diperoleh: λλλλλ = ⋅ K h m dengan: λ = panjang gelombang (m) m = massa partikel (kg) K = kecepatan partikel (m/s) h = tetapan Planck (6,626 × 10–34 Joule s) Hipotesis de Broglie terbukti benar dengan ditemukannya sifat gelombang dari elektron. Elektron mempunyai sifat difraksi seperti halnya sinar–X. Sebagai akibat dari dualisme sifat elektron sebagai materi dan sebagai gelombang, maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dapat dibenarkan. Gelombang tidak bergerak menurut suatu garis, melainkan menyebar pada suatu daerah tertentu. D. Teori Mekanika Kuantum Dalam fisika klasik, partikel memiliki posisi dan momentum yang jelas dan mengikuti lintasan yang pasti. Akan tetapi, pada skala atomik, posisi dan momentum atom tidak dapat ditentukan secara pasti. Hal ini dikemukakan oleh Werner Heisenberg pada tahun 1927 dengan Prinsip Ketidakpastian (un- certainty principle) (Oxtoby, Gillis, Nachtrieb).
  • 14. 7Kimia XI SMA Menurut Heisenberg, metode eksperimen apa saja yang digunakan untuk menentukan posisi atau momentum suatu partikel kecil dapat menyebabkan perubahan, baik pada posisi, momentum, atau keduanya. Jika suatu percobaan dirancang untuk memastikan posisi elektron, maka momentumnya menjadi tidak pasti, sebaliknya jika percobaan dirancang untuk memastikan momen- tum atau kecepatan elektron, maka posisinya menjadi tidak pasti. Untuk mengetahui posisi dan momentum suatu elektron yang memiliki sifat gelombang, maka pada tahun 1927, Erwin Schrodinger, mendeskripsikan pada sisi elektron tersebut dengan fungsi gelombang (wave function) yang memiliki satu nilai pada setiap posisi di dalam ruang (Oxtoby, Gillis, Nachtrieb). Fungsi gelombang ini dikembangkan dengan notasi ϕ (psi), yang me- nunjukkan bentuk dan energi gelombang elektron (James E. Brady, 1990). Model atom mekanika kuantum menerangkan bahwa elektron-elektron dalam atom menempati suatu ruang atau “awan” yang disebut orbital, yaitu ruang tempat elektron paling mungkin ditemukan. Beberapa orbital bergabung membentuk kelompok yang disebut subkulit. Jika orbital kita analogikan sebagai “kamar elektron”, maka subkulit dapat dipandang sebagai “rumah elektron”. Beberapa subkulit yang bergabung akan membentuk kulit atau “desa elektron”. Satu kulit tersusun dari subkulit-subkulit Satu subkulit tersusun dari orbital-orbital Satu orbital menampung maksimal dua elektron Tabel 1.1 Hubungan Subkulit, Orbital, dan Jumlah Elektron Maksimum Orbital-orbital dalam satu subkulit mempunyai tingkat energi yang sama, sedangkan orbital-orbital dari subkulit berbeda, tetapi dari kulit yang sama mempunyai tingkat energi yang bermiripan. Jenis Subkulit Jumlah Orbital Elektron Maksimum Subkulit s 1 orbital 2 elektron Subkulit p 3 orbital 6 elektron Subkulit d 5 orbital 10 elektron Subkulit f 7 orbital 14 elektron Subkulit g 9 orbital 18 elektron Subkulit h 11 orbital 22 elektron Subkulit i 13 orbital 26 elektron
  • 15. 8 Kimia XI SMA Gambar 1.5 Susunan orbital dalam suatu atom multielektron. Setiap kotak menunjuk satu orbital Susunan kulit, subkulit, dan orbital dalam suatu atom berelektron banyak dise- derhanakan seperti pada gambar 1.5. E. Bilangan Kuantum Menurut mekanika gelombang, setiap tingkat energi dalam atom diaso- siasikan dengan satu atau lebih orbital. Untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital menggunakan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth, dan bilangan kuantum magnetik (ml atau m) (James E. Brady, 1990). 1. Bilangan Kuantum Utama (n) Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom. Bilangan kuantum utama mempunyai harga mulai dari 1, 2, 3, dan seterusnya (bilangan bulat positif) serta dinyatakan dengan lambang K (n = 1), L (n = 2), dan seterusnya. Orbital-orbital dengan bilangan kuatum utama berbeda mempunyai tingkat energi yang berbeda secara nyata. 2. Bilangan Kuantum Azimuth (l) Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulit. Nilai-nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan nilai bilangan kuantum utamanya, yaitu semua bilangan bulat dari 0 sampai (n – 1). 3. Bilangan Kuantum Magnetik (ml atau m) Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbital khusus yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Bilangan kuantum magnetik juga menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada nilai kuantum azimuth, yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l, termasuk 0.
  • 16. 9Kimia XI SMA 4. Bilangan Kuantum Spin (ms atau s) Sambil beredar mengintari inti, elektron juga berputar pada sumbunya. Gerak berputar pada sumbu ini disebut rotasi. Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah atau berlawanan arah jarum jam. Kedua arah yang berbeda itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s) yang mempunyai nilai s = + 2 1 atau s = – 2 1 . Akibatnya satu orbital hanya dapat ditempati oleh maksimum dua elektron, di mana kedua elektron itu haruslah mempunyai spin yang berlawanan, sehingga menghasilkan medan magnet yang berlawanan pula. Medan magnet yang berlawanan ini diperlukan untuk mengimbangi gaya tolak-menolak listrik yang ada (karena muatan sejenis). Dapat disimpulkan bahwa kedudukan suatu elektron dalam suatu atom dinyatakan oleh empat bilangan kuantum, yaitu: a. Bilangan kuantum utama (n) menyatakan kulit utamanya. b. Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulitnya. c. Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbitalnya. d. Bilangan kuantum spin (s) menyatakan spin atau arah rotasinya. Ada beberapa hal yang perlu diperhatikan, yaitu: a. Sampai saat ini, elektron-elektron baru menempati subkulit-subkulit s, p, d, dan f. Sedangkan subkulit g, h, dan i belum terisi elektron. b. Setiap kulit mengandung subkulit sebanyak nomor kulit dan dimulai dari subkulit yang paling sedikit orbitalnya. Kulit pertama hanya mengandung subkulit s; kulit ke-2 mengandung s dan p; kulit ke-3 mengandung subkulit s, p, dan d; dan seterusnya. Tabel 1.2 Pembagian Kulit-kulit dalam Atom F. Bentuk dan Orientasi Orbital Energi dan bentuk orbital diturunkan dari persamaan gelombang (ϕ = psi), sedangkan besaran pangkat dua (ϕ2 ) dari persamaan gelombang menyatakan rapatan muatan atau peluang menemukan elektron pada suatu titik dan jarak tertentu dari inti. Bentuk orbital tergantung pada bilangan kuantum azimuth (l), artinya orbital dengan bilangan kuantum azimuth yang sama akan mempunyai bentuk yang sama. Orbital 1s, 2s, dan 3s akan mempunyai bentuk yang sama, tetapi ukuran atau tingkat energinya berbeda. Nomor Kulit Jumlah Subkulit Jumlah Orbital Elektron Maksimum Kulit ke-1 (K) s 1 orbital 2 elektron Kulit ke-2 (L) s, p 4 orbital 8 elektron Kulit ke-3 (M) s, p, d 9 orbital 18 elektron Kulit ke-4 (N) s, p, d, f 16 orbital 32 elektron Kulit ke-5 (O) s, p, d, f, g 25 orbital 50 elektron Kulit ke-6 (P) s, p, d, f, g, h 36 orbital 72 elektron Kulit ke-7 (Q) s, p, d, f, g, h, i 49 orbital 98 elektron Kulit ke-n n buah subkulit n2 orbital 2n2 elektron
  • 17. 10 Kimia XI SMA 1. Orbital s Orbital yang paling sederhana untuk dipaparkan adalah orbital 1s. Gambar 1.6 menunjukkan tiga cara pemaparan orbital 1s. Gambar me- nunjukkan bahwa rapatan muatan maksimum adalah pada titik-titik di sekitar (dekat) inti. Rapatan berkurang secara eksponen dengan bertambahnya jarak dari inti. Pola bercak-bercak (gambar) secara jelas menunjukkan bahwa rapatan muatan meluas secara simetris ke semua arah dengan jarak antarbercak yang berangsur meningkat. Secara teori peluang, untuk menemui elektron tidak pernah mencapai nol. Oleh karena itu tidak mungkin menggambarkan suatu orbital secara lengkap. Biasanya gambar orbital dibatasi, sehingga mencakup bagian terbesar (katakanlah 90%) peluang menemukan elektron. Gambar 1.6(c) adalah orbital 1s dengan kontur 90%. Dalam teori atom modern, jari-jari atom didefinisikan sebagai jarak dari inti hingga daerah dengan peluang terbesar menemukan elektron pada orbital terluar. Bentuk dan orientasi orbital 2s diberikan pada gambar. Sama dengan orbital 1s, rapatan muatan terbesar adalah pada titik-titik sekitar inti. Rapatan menurun sampai mencapai nol pada jarak tertentu dari inti. Daerah tanpa peluang menemukan elektron ini disebut simpul. Selanjutnya, rapatan muatan elektron meningkat kembali sampai mencapai maksimum, kemudian secara bertahap menurun mendekati nol pada jarak yang lebih jauh. Peluang terbesar menemukan elektron pada orbital 2s adalah pada awan lapisan kedua. Sedangkan untuk orbital 3s juga mempunyai pola yang mirip dengan orbital 2s, tetapi dengan 2 simpul. Kontur 90% dari orbital 3s ditunjukkan pada gambar 1.6(b), di mana peluang untuk menemukan elektron pada orbital 3s adalah pada awan lapisan ketiga. 2. Orbital p Rapatan muatan elektron orbital 2p adalah nol pada inti (gambar 1.7), meningkat hingga mencapai maksimum di kedua sisi, kemudian menurun mendekati nol seiring dengan bertambahnya jarak dari inti. Setiap subkulit p ( l = 1) terdiri dari tiga orbital yang setara sesuai dengan tiga harga m untuk l = 1, yaitu -1, 0, dan +1. Masing-masing diberi nama px , py , dan pz (a) (b) (c) Gambar 1.6 Orbital 1s, 2s, 3s Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.
  • 18. 11Kimia XI SMA Gambar 1.10 Salah satu dari tujuh orbital 4 f, yaitu orbital fxyz Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000. sesuai dengan orientasinya dalam ruang. Kontur yang disederhanakan dari ketiga orbital 2p diberikan pada gambar 1.7.(c). Distribusi rapatan muatan elektron pada orbital 3p ditunjukkan pada gambar 1.7.(b). Sedangkan kontur orbital 3p dapat juga digambarkan seperti gambar 1.7.(a) (seperti balon terpilin), tetapi ukurannya relatif lebih besar. 3. Orbital d dan f Orbital dengan bilangan azimuth l = 2, yaitu orbital d, mulai terdapat pada kulit ketiga (n = 3). Setiap subkulit d terdiri atas lima orbital sesuai dengan lima harga m untuk l = 2, yaitu m = –2, –1, 0, +1, dan +2. Kelima orbital d itu diberi nama sesuai dengan orientasinya, sebagai 2 2 x – x ,d dxy , dxz , dyz , dan z d 2 . Kontur dari kelima orbital 3d diberikan pada gambar 1.8 dan 1.9. Walaupun orbital z d 2 mempunyai bentuk yang berbeda dari empat orbital d lainnya, tetapi energi dari kelima orbital itu setara. Orbital f lebih rumit dan lebih sukar untuk dipaparkan, tetapi hal itu tidaklah merupakan masalah penting. Setiap subkulit f terdiri atas 7 orbital, sesuai dengan 7 harga m untuk l = 3. Gambar 1.7 Orbital px , py , pz Sumber: Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000. Gambar 1.9 Seluruh orbital d Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000. (a) (b) (c) Gambar 1.8 Orbital d Sumber: Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.
  • 19. 12 Kimia XI SMA Orbital penuh (mengan- dung pasangan elektron) Gambar 1.12 Pengisian orbital dalam suatu atom Orbital kosong (tidak mengandung elektron) Orbital setengah penuh (mengandung elektron yang tidak berpasangan) 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 3d 4d 5d 4f Gambar 1.11 Diagram urutan tingkat energi orbital G. Konfigurasi Elektron Suatu cara penulisan yang menunjukkan distribusi elektron dalam orbital- orbital pada kulit utama dan subkulit disebut konfigurasi elektron. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund. 1. Prinsip Aufbau Elektron-elektron dalam suatu atom berusaha untuk menempati subkulit- subkulit yang berenergi rendah, kemudian baru ke tingkat energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, atom berada pada tingkat energi minimum. Inilah yang disebut prinsip Aufbau. Urutan-urutan tingkat energi di- tunjukkan pada gambar 1.11. Jadi, pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar dapat dilihat bahwa subkulit 3d mempunyai energi lebih tinggi daripada subkulit 4s. Oleh karena itu, setelah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, baru kemudian akan mengisi subkulit 3d. 2. Kaidah Hund Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dapat dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah ke atas. Dalam kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894 – 1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.
  • 20. 13Kimia XI SMA 3. Larangan Pauli Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus mempunyai spin yang berbeda. Kedua elektron tersebut berpasangan. Setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan. Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron 1. Jelaskan gagasan dari ahli-ahli berikut berkaitan dengan perkembangan teori atom. a. Max Planck b. Niels Bohr c. Louis de Broglie d. Erwin Schrodinger e. Werner Heisenberg 2. Spektrum unsur merupakan spektrum garis. Bagaimana Niels Bohr menjelaskan fakta tersebut? 3. Jelaskan perbedaan istilah orbit dalam model atom Niels Bohr dengan orbit dalam istilah mekanika kuantum! 4. Jelaskan masing-masing bilangan kuantum dalam menyatakan kedudukan suatu elektron dalam suatu atom! 5. Berapakah jumlah elektron maksimum dalam: a. kulit dengan nilai n = 6 b. subkulit 2p c. subkulit 3d Gambar 1.13 Subkulit yang dilambangkan dengan strip sebanyak orbital yang dimiliki Latihan 1.1 Subkulit p Subkulit d Subkulit fSubkulit s
  • 21. 14 Kimia XI SMA 6. Gambarkan orbital 1s, 2s, 2p, 2px , 2py , dan 2pz dalam satu gambar! 7. Jelaskan beberapa istilah berikut ini! a. Prinsip Aufbau b. Kaidah Hund c. Asas larangan Pauli 8. Tuliskan konfigurasi beberapa unsur berikut ini, kemudian tentukan jumlah elektron pada masing-masing kulit atomnya! a. K (Z = 19) f. Se (Z = 34) b. P (Z = 15) g. Fe (Z = 26) c. Ni (Z = 28) h. Sr (Z = 38) d. Cs (Z = 55) i. Rn (Z = 86) e. Mn (Z = 25) j. Ra (Z = 88) 9. Tuliskan konfigurasi elektron dari ion-ion berikut. a. Fe3+ (Z = 26) d. Cl– (Z = 17) b. Cr3+ (Z = 24) e. O2– (Z = 8) c. Co3+ (Z = 27) 10.Konfigurasi elektron kalium (Z = 19) adalah K = 2, L = 8, M = 8, dan N = 1. Mengapa elektron mengisi kulit N, sedangkan kulit M belum terisi penuh? 1.2 Sistem Periodik Unsur Seperti yang pernah kita pelajari di kelas X, bahwa sistem periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur-lajur hori- zontal (periode) disusun berdasarkan kenaikan nomor atom, sedangkan lajur-lajur vertikal (golongan) berdasarkan kemiripan sifat. Sedangkan pada pokok bahasan ini, kita akan mempelajari hubungan antara sistem periodik dengan konfigurasi elektron. A. Hubungan Sistem Periodik dengan Konfigurasi Elektron Para ahli kimia pada abad ke-19 mengamati bahwa terdapat kemiripan sifat yang berulang secara periodik (berkala) di antara unsur-unsur. Kita telah mempelajari usaha pengelompokan unsur berdasarkan kesamaan sifat, mulai dari Johann Wolfgang Dobereiner (1780 – 1849) pada tahun 1829 dengan kelompok-kelompok triad. Kemudian pada tahun 1865, John Alexander Reina Newlands (1838 – 1898) mengemukakan pengulangan unsur-unsur secara oktaf, serta Julius Lothar Meyer (1830 – 1895) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834 – 1907) pada tahun 1869 secara terpisah berhasil menyusun unsur-unsur dalam sistem periodik, yang kemudian disempurnakan dan diresmikan oleh IUPAC pada tahun 1933. Unsur-unsur yang jumlah kulitnya sama ditempatkan pada periode (baris) yang sama. Nomor periode = jumlah kulit
  • 22. 15Kimia XI SMA Unsur-unsur yang hanya mempunyai satu kulit terletak pada periode pertama (baris paling atas). Unsur-unsur yang mempunyai dua kulit terletak pada periode kedua (baris kedua), dan seterusnya. Contoh: • 5 B : 1s2 , 2s2 , 2p1 periode 2 • 15 P : 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p3 periode 3 • 25 Mn : [Ar ], 3d5 , 4s2 periode 4 • 35 Br : [Ar ], 3d10 , 4s2 , 4p5 periode 4 Dari contoh di atas, dapat disimpulkan bahwa untuk menentukan nomor periode suatu unsur dapat diambil dari nomor kulit paling besar. Dengan berkembangnya pengetahuan tentang struktur atom, telah dapat disimpulkan bahwa sifat-sifat unsur ditentukan oleh konfigurasi elektronnya, terutama oleh elektron valensi. Unsur-unsur yang memiliki struktur elektron terluar (elektron valensi) yang sama ditempatkan pada golongan (kolom) yang sama. Dengan demikian, unsur-unsur yang segolongan memiliki sifat-sifat kimia yang sama. Penentuan nomor golongan tidaklah sesederhana seperti penentuan nomor periode. Distribusi elektron-elektron terluar pada subkulit s, p, d, dan f sangatlah menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Oleh karena itu, unsur-unsur perlu dibagi menjadi tiga kelompok sebagai berikut. 1. Unsur-unsur Utama (Representatif) Unsur-unsur utama adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit s atau subkulit p. Aturan penomoran golongan unsur utama adalah: a. Nomor golongan sama dengan jumlah elektron di kulit terluar. b. Nomor golongan dibubuhi huruf A (sistem Amerika). Tabel 1.3 Beberapa Contoh Unsur dan Golongannya Unsur Konfigurasi Elektron Golongan 3 Li 1s2 , 2s1 IA atau 1 4 Be 1s2 , 2s2 IIA atau 2 5 B 1s2 , 2s2 , 2p1 IIIA atau 13 6 C 1s2 , 2s2 , 2p2 IVA atau 14 7 N 1s2 , 2s2 , 2p3 VA atau 15 8 O 1s2 , 2s2 , 2p4 VIA atau 16 9 F 1s2 , 2s2 , 2p5 VIIA atau 17 10 Ne 1s2 , 2s2 , 2p6 VIIIA atau 18
  • 23. 16 Kimia XI SMA Tabel 1.4 Nama-nama Golongan Unsur Utama Keterangan: n = nomor kulit GM = nomor atom gas mulia 1. Hidrogen, dengan konfigurasi elektron 1s1 , tidak termasuk golongan IA (alkali), meskipun sering ditempatkan sekolom dengan golongan alkali. Akan tetapi, hidrogen tidak dapat dimasukkan ke dalam golongan manapun, dan sebaiknya ditempatkan di tengah-tengah pada bagian atas sistem periodik. 2. Helium, dengan konfigurasi elektron 1s2 , adalah salah satu gas mulia. Jadi, meskipun hanya memiliki dua elektron, helium termasuk golongan VIIIA. 2. Unsur-unsur Transisi (Peralihan) Unsur-unsur transisi adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit d. Berdasarkan prinsip Aufbau, unsur-unsur transisi baru dijumpai mulai periode 4. Pada setiap periode kita menemukan 10 buah unsur transisi, sesuai dengan jumlah elektron yang dapat ditampung pada subkulit d. Diberi nama transisi karena terletak pada daerah peralihan antara bagian kiri dan kanan sistem periodik. Aturan penomoran golongan unsur transisi adalah: a. Nomor golongan sama dengan jumlah elektron pada subkulit s di- tambah d. b. Nomor golongan dibubuhi huruf B. 1. Jika s + d = 9, golongan VIIIB. 2. Jika s + d = 10, golongan VIIIB. 3. Jika s + d = 11, golongan IB. 4. Jika s + d = 12, golongan IIB. C a t a t a n Golongan Nama Golongan Elektron Terluar Nomor Atom IA alkali ns1 GM + 1 IIA alkali tanah ns2 GM + 2 IIIA boron ns2 , np1 GM – 5 IVA karbon ns2 , np2 GM – 4 VA nitrogen ns2 , np3 GM – 3 VIA oksigen ns2 , np4 GM – 2 VIIA halogen ns2 , np5 GM – 1 VIIIA gas mulia ns2 , np6 GM C a t a t a n
  • 24. 17Kimia XI SMA Tabel 1.5 Beberapa Contoh Unsur Transisi dan Golongannya 3. Unsur-unsur Transisi-Dalam Unsur-unsur transisi–dalam adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit f. Unsur-unsur transisi-dalam hanya dijumpai pada periode keenam dan ketujuh dalam sistem periodik, dan ditempatkan secara terpisah di bagian bawah. Sampai saat ini, unsur-unsur transisi-dalam belum dibagi menjadi golongan-golongan seperti unsur utama dan transisi. Unsur-unsur ini baru dibagi menjadi dua golongan besar, yaitu unsur lantanida dan unsur aktinida. Unsur-unsur lantanida (seperti lantanum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 4f dan unsur-unsur aktinida (seperti aktinum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 5f. B. Kegunaan Sistem Periodik Sistem periodik dapat digunakan untuk memprediksi harga bilangan oksidasi, yaitu: 1. Nomor golongan suatu unsur, baik unsur utama maupun unsur transisi, menyatakan bilangan oksidasi tertinggi yang dapat dicapai oleh unsur tersebut. Hal ini berlaku bagi unsur logam dan unsur nonlogam. 2. Bilangan oksidasi terendah yang dapat dicapai oleh suatu unsur bukan logam adalah nomor golongan dikurangi delapan. Adapun bilangan oksidasi terendah bagi unsur logam adalah nol. Hal ini disebabkan karena unsur logam tidak mungkin mempunyai bilangan oksidasi negatif. Unsur Konfigurasi Elektron Golongan 21 Sc [Ar ], 3d1 , 4s2 IIIB atau 3 22 Ti [Ar ], 3d2 , 4s2 IVB atau 4 23 V [Ar ], 3d3 , 4s2 VB atau 5 24 Cr [Ar ], 3d5 , 4s1 VIB atau 6 25 Mn [Ar ], 3d5 , 4s2 VIIB atau 7 26 Fe [Ar ], 3d6 , 4s2 VIIIB atau 8 27 Co [Ar ], 3d7 , 4s2 VIIIB atau 9 28 Ni [Ar ], 3d8 , 4s2 VIIIB atau 10 29 Cu [Ar ], 3d10 , 4s1 IB atau 11 30 Zn [Ar ], 3d10 , 4s2 IIB atau 12
  • 25. 18 Kimia XI SMA Sistem Periodik dan Aturan Aufbau; Blok s, p, d, dan f Kaitan antara sistem periodik dengan konfigurasi elektron (asas Aufbau) dapat dilihat seperti pada gambar 1.15. Dapat kita lihat bahwa asas Aufbau bergerak dari kiri ke kanan sepanjang periode, kemudian meningkat ke periode berikutnya. Setiap periode dimulai dengan subkulit ns dan ditutup dengan subkulit np (n = nomor periode). 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d Periode: 1 2 3 4 5 6 7 Berdasarkan jenis orbital yang ditempati oleh elektron terakhir, unsur-unsur dalam sistem periodik dibagi atas blok s, blok p, blok d, dan blok f. a. Blok s: golongan IA dan IIA Blok s tergolong logam aktif, kecuali H dan He. H tergolong nonlogam, sedangkan He tergolong gas mulia. b. Blok p: golongan IIIA sampai dengan VIIIA Blok p disebut juga unsur-unsur representatif karena di situ terdapat semua jenis unsur logam, nonlogam, dan metaloid. c. Blok d: golongan IIIB sampai dengan IIB Blok d disebut juga unsur transisi, semuanya tergolong logam. Blok s 1A (1) 2A (2) 5A (15) 8A (18) 7A (17) 6A (16) 4A (14) Blok p ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6 He 3A (13) ns2 np1 5 B 2s2 2p1 6 C 2s2 2p2 7 N 2s2 2p3 8 O 2s2 2p4 9 F 2s2 2p5 10 Ne 2s2 2p6 13 Al 3s2 3p1 14 Si 3s2 3p2 15 P 3s2 3p3 16 S 3s2 3p4 17 Cl 3s2 3p5 18 Ar 3s2 3p6 31 Ga 4s2 4p1 32 Ge 4s2 4p2 33 As 4s2 4p3 34 Se 4s2 4p4 35 Br 4s2 4p5 36 Kr 4s2 4p6 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 l 54 Xe 5s2 5p1 5s2 5p2 5s2 5p3 5s2 5p4 5s2 5p5 5s2 5p6 81 Ti 6s2 6p1 82 Pb 6s2 6p2 83 Bl 6s2 6p3 84 Po 6s2 6p4 85 At 6s2 6p5 86 Rn 6s2 6p6 ns1 ns2 n 1 H 2 He 1s1 1s2 1 3 Li 4 Be 2s1 2s2 2 11 Na 12 Mg 3s1 3s2 3 19 K 20 Ca 4s1 4s2 4 37 Rb 38 Sr 5s1 5s2 5 55 Cs 56 Ba 6s1 6s2 6 87 Fr 88 Ra 7s1 7s2 7 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 89 104 105 106 107 108 109 110 111 112 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 Unsur Transisi (Blok d) Unsur Transisi Dalam (Blok f ) Gambar 1.15 Sistem periodik unsur memperlihatkan pengelompokan unsur-unsur dalam blok s, p, d, dan f. Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.
  • 26. 19Kimia XI SMA d. Blok f: lantanida dan aktinida Blok f disebut juga unsur transisi–dalam, semuanya tergolong logam. Semua unsur transisi–dalam periode 7, yaitu unsur-unsur aktinida, bersifat radioaktif. 1. Tentukan periode dan golongan masing-masing unsur berikut dalam sistem periodik. a. Br (Z = 35) b. Sn (Z = 50) c. Nd (Z = 60) 2. Di antara masing-masing pasangan unsur berikut, tentukan unsur yang mempunyai kereaktifan lebih besar. a. Natrium dan kalium b. Oksigen dan belerang 3. Tentukan bilangan oksidasi paling tinggi dan paling rendah dari masing-masing unsur berikut. a. N (Z = 7) b. S (Z = 16) c. Cl (Z = 17) 4. Bagaimanakah kaitan konfigurasi elektron unsur dengan letak unsur dalam sistem periodik? 5. Tentukan elektron valensi dari: a. unsur P pada periode 5, golongan IA b. unsur Q pada periode 4, golongan VIIIB c. unsur R pada periode 3, golongan VIIA d. unsur S pada periode 6, golongan IIIB Latihan 1.2
  • 27. 20 Kimia XI SMA 1.3 Ikatan Kimia Di kelas X kita telah mempelajari konsep ikatan kimia, yaitu tentang ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam. Pada pokok bahasan ini, kita akan mempelajari bentuk molekul dalam ikatan kimia yang akan mempengaruhi gaya tarik-menarik antarmolekul dan sifat-sifat gas. A. Bentuk Geometri Molekul Bentuk molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul. Berikut ini bentuk geometri dari beberapa molekul. Kita dapat menentukan bentuk molekul dari hasil percobaan maupun dengan cara meramalkan bentuk molekul melalui pemahaman struktur elektron dalam molekul. Pada subbab ini, kita akan membahas cara meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori tolak-menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusatnya. 1. Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) menyatakan bahwa pasangan elektron dalam ikatan kimia ataupun pasangan elektron yang tidak dipakai bersama (yaitu pasangan elektron “mandiri”) saling tolak- menolak, pasangan elektron cenderung untuk berjauhan satu sama lain. Menurut asas Pauli, jika sepasang elektron menempati suatu orbital, maka elektron lain bagaimanapun rotasinya tidak dapat berdekatan dengan pasangan tersebut. Teori ini menggambarkan arah pasangan elektron terhadap inti suatu atom. Gaya tolak-menolak antara dua pasang elektron akan semakin kuat dengan semakin kecilnya jarak antara kedua pasang elektron tersebut. Gaya tolakan akan menjadi semakin kuat jika sudut di antara kedua pasang elektron tersebut besarnya 90º. Selain itu, tolakan yang melibatkan pasangan elektron mandiri lebih kuat daripada yang melibatkan pasangan ikatan (Ralph H. Petrucci, 1985). Berikut ini adalah urutan besarnya gaya tolakan antara dua pasang elektron. – – –pasangan mandiri pasangan mandiri pasangan mandiri pasangan ikatan pasangan ikatan pasangan ikatan O OC O H H H H H F B I F F Cl Cl Cl P Linier Bengkok Segitiga planar Planar bentuk T Piramida trigonal Gambar 1.16 Bentuk geometri dari beberapa molekul sederhana
  • 28. 21Kimia XI SMA 2. Teori Domain Elektron Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron, dengan jumlah domain ditentukan sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985). a. Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain. b. Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain. Tabel 1.6 Jumlah Domain Elektron dalam Beberapa Senyawa Teori domain elektron mempunyai prinsip-prinsip dasar sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985). a. Antardomain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa, sehingga tolak-menolak di antaranya menjadi minimum. Susunan ruang domain elektron yang berjumlah 2 hingga 6 domain yang memberi tolakan minimum, dapat dilihat pada tabel 1.7. b. Urutan kekuatan tolak-menolak di antara domain elektron adalah: tolakan antardomain elektron bebas tolakan antara domain elektron bebas dengan domain elektron ikatan tolakan antardomain elektron ikatan. Perbedaan daya tolak ini terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom saja, sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada pasangan elektron ikatan. Akibat dari perbedaan daya tolak tersebut adalah mengecilnya sudut ikatan karena desakan dari pasangan elektron bebas. Hal ini juga terjadi dengan domain yang mempunyai ikatan rangkap atau rangkap tiga, yang pasti mempunyai daya tolak lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari sepasang elektron. c. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron terikat. No. Senyawa Rumus Lewis Jumlah Domain Elektron 1. H2 O 4 2. CO2 2 3. C2 H2 3 4. SO2 3 H H : :O: : : : :: ::: : ... CC... : : : : : : : S :: : :H O: O C O OO
  • 29. 22 Kimia XI SMA Tabel 1.7 Susunan Ruang Domain Elektron yang Menghasilkan Tolakan Minimum Jumlah domain (pasangan elektron) dalam suatu molekul dapat dinya- takan sebagai berikut. • Atom pusat dinyatakan dengan lambang A. • Domain elektron ikatan dinyatakan dengan X. • Domain elektron bebas dinyatakan dengan E. Tipe molekul dapat dinyatakan dengan menggunakan langkah-langkah sebagai berikut. 1) Menentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV). 2) Menentukan jumlah domain elektron ikatan (X). 3) Menentukan jumlah domain elektron bebas (E). ( – ) = 2 EV X E Tentukan tipe molekul dari senyawa-senyawa biner berikut ini. a. BF3 c. ClF3 b. PCl3 Jawab: a. Jumlah elektron valensi atom pusat (boron) = 3 Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3 Jumlah domain elektron bebas (E) = ( )3 3 0 2 − = Tipe molekul: AX3 . C o n t o h 1.1 Jumlah Domain Susunan Ruang Besar Sudut Elektron (Geomoetri) Ikatan 2 linier 180° 3 segitiga sama sisi 120° 4 tetrahedron 109,5° 5 bipiramida trigonal ekuatorial = 120° aksial = 90° 6 oktahedron 90° : A: : :: A : A :: : : A : : : : : : A : : : :
  • 30. 23Kimia XI SMA b. Jumlah elektron valensi atom pusat (fosfor) = 5 Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3 Jumlah domain elektron bebas (E) = ( )5 3 1 2 − = Tipe molekul: AX3 E c. Jumlah elektron valensi atom pusat (klorin) = 7 Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3 Jumlah domain elektron bebas (E) = ( )7 3 2 2 − = Tipe molekul: AX3 E2 Tabel 1.8 Berbagai Kemungkinan Bentuk Molekul Cara penetapan tipe molekul dengan menggunakan langkah-langkah di atas hanya berlaku untuk senyawa biner berikatan tunggal. Untuk senyawa biner yang berikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinasi, maka jumlah elektron yang digunakan untuk membentuk pasangan terikat menjadi dua kali jumlah ikatan. Tentukan tipe molekul senyawa-senyawa biner rangkap berikut ini. a. XeO4 b. SO3 C o n t o h 1.2 Jumlah Pasangan Jumlah Pasangan Rumus Bentuk Molekul Contoh Elektron Ikatan Elektron Bebas 2 0 AX2 linier BeCl2 3 0 AX3 trigonal datar BF3 2 1 AX2 E trigonal bentuk V SO2 4 0 AX4 tetrahedron CH4 3 1 AX3 E piramida trigonal NH3 2 2 AX2 E2 planar bentuk V H2 O 5 0 AX5 bipiramida trigonal PCl5 4 1 AX4 E bidang empat SF4 3 2 AX3 E2 planar bentuk T ClF3 2 3 AX2 E3 linier XeF2 6 0 AX6 oktahedron SF6 5 1 AX5 E piramida sisi empat BrF5 4 2 AX4 E2 segi empat planar XeF4
  • 31. 24 Kimia XI SMA Jawab: a. Jumlah elektron valensi atom pusat = 8 Jumlah domain elektron ikatan (X) = 4, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 4 × 2 = 8 Jumlah domain elektron bebas (E) = ( )8 8 0 2 − = Tipe molekul: AX4 b. Jumlah elektron valensi atom pusat = 6 Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 3 × 2 = 6 Jumlah domain elektron bebas (E) = ( )6 6 0 2 − = Tipe molekul: AX3 Langkah-langkah yang dilakukan untuk meramalkan geometri molekul adalah: a. Menentukan tipe molekul. b. Menggambarkan susunan ruang domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang memberi tolakan minimum. c. Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang bersangkutan. d. Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh pasangan elektron bebas. Contoh: Molekul air, H2 O Langkah 1: Tipe molekul adalah AX2 E2 (4 domain). Langkah 2: Susunan ruang pasangan-pasangan elektron yang memberi tolakan minimum adalah tetrahedron. Langkah 3: Menentukan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang terikat (atom H). Langkah 4: Molekul berbentuk V (bentuk bengkok). Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan H–O–H dalam air adalah 104,5°, sedikit lebih kecil daripada sudut tetrahedron (109,5°). Hal ini terjadi karena desakan pasangan elektron bebas. : O : H H Susunan ruang pasangan- pasangan elektron Bentuk molekul Sumber: General Chemistry, Principles and Modern Aplication, Ralph H. Petrucci, 4th ed, 1985.
  • 32. 25Kimia XI SMA Gambar 1.17 Bentuk molekul CH4 B. Teori Hibridisasi Teori domain elektron dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul, tetapi teori ini tidak dapat digunakan untuk mengetahui penyebab suatu molekul dapat berbentuk seperti itu. Sebagai contoh, teori domain elektron meramalkan molekul metana (CH4 ) berbentuk tetrahedron dengan 4 ikatan C-H yang ekuivalen dan fakta eksperimen juga sesuai dengan ramalan tersebut, akan tetapi mengapa molekul CH4 dapat berbentuk tetrahedron? Pada tingkat dasar, atom C (nomor atom = 6) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut. 6 C : 1s2 2s2 2p2 Dengan konfigurasi elektron seperti itu, atom C hanya dapat membentuk 2 ikatan kovalen (ingat, hanya elektron tunggal yang dapat dipasangkan untuk membentuk ikatan kovalen). Oleh karena ternyata C membentuk 4 ikatan kovalen, dapat dianggap bahwa 1 elektron dari orbital 2s dipromosikan ke orbital 2p, sehingga C mempunyai 4 elektron tunggal sebagai berikut. 6 C : 1s2 2s2 2p2 menjadi: 6 C : 1s2 2s1 2p3 Namun demikian, keempat elektron tersebut tidaklah ekuivalen dengan satu pada satu orbital 2s dan tiga pada orbital 2p, sehingga tidak dapat menjelaskan penyebab C pada CH4 dapat membentuk 4 ikatan ekuivalen yang equivalen. Untuk menjelaskan hal ini, maka dikatakan bahwa ketika atom karbon membentuk ikatan kovalen dengan H membentuk CH4 , orbital 2s dan ketiga orbital 2p mengalami hibridisasi membentuk 4 orbital yang setingkat. Orbital hibridanya ditandai dengan sp3 untuk menyatakan asalnya, yaitu satu orbital s dan 3 orbital p. 6 C: 1s2 2s1 2p3 mengalami hibridisasi menjadi 6 C : 1s2 (2sp3 )4 Hibridisasi tidak hanya menyangkut tingkat energi, tetapi juga bentuk orbital gambar. Sekarang, C dengan 4 orbital hibrida sp3 , dapat membentuk 4 ikatan kovalen yang equivalen. Jadi, hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat.
  • 33. 26 Kimia XI SMA Jumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yang terlihat pada hibridasi itu. Berbagai tipe hibridisasi disajikan dalam tabel 1.9. C. Gaya Tarik Antarmolekul Dalam kehidupan sehari-hari, kita menemukan berbagai jenis zat yang partikelnya berupa molekul dan berbeda fasa. Dalam fasa gas, pada suhu tinggi dan tekanan yang relatif rendah (jauh di atas titik didihnya), molekul-molekul benar-benar berdiri sendiri, tidak ada gaya tarik antarmolekul. Akan tetapi, pada suhu yang relatif rendah dan tekanan yang relatif tinggi, yaitu mendekati titik embunnya, terdapat suatu gaya tarik-menarik antarmolekul. Gaya tarik menarik antar molekul itulah yang memungkinkan suatu gas dapat mengembun (James E. Brady, 1990). Molekul-molekul dalam zat cair atau dalam zat padat diikat oleh gaya tarik- menarik antar molekul. Oleh karena itu, untuk mencairkan suatu zat padat atau untuk menguapkan suatu zat cair diperlukan energi untuk mengatasi gaya tarik-menarik antar molekul. Makin kuat gaya tarik antar molekul, makin banyak energi yang diperlukan untuk mengatasinya, maka semakin tinggi titik cair atau titik didih. Orbital Asal Orbital Hibrida Bentuk Orbital Gambar Hibrida s, p sp linier s, p, p sp2 segitiga sama sisi s, p, p, p sp3 tetrahedron s, p, p, p, d sp3 d bipiramida trigonal s, p, p, p, d, d sp3 d2 oktahedron Tabel 1.9 Berbagai Macam Hibridisasi Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg, 2000.
  • 34. 27Kimia XI SMA D. Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat – Dipol Terimbas (Gaya London) Antarmolekul nonpolar terjadi tarik-menarik yang lemah akibat terbentuknya dipol sesaat. Pada waktu membahas struktur elektron, kita mengacu pada peluang untuk menemukan elektron di daerah tertentu pada waktu tertentu. Elektron senantiasa bergerak dalam orbit. Perpindahan elektron dari suatu daerah ke daerah lainnya menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga terbentuk suatu dipol sesaat. Dipol yang terbentuk dengan cara itu disebut dipol sesaat karena dipol itu dapat berpindah milyaran kali dalam 1 detik. Pada saat berikutnya, dipol itu hilang atau bahkan sudah berbalik arahnya. Suatu saat yang mungkin terjadi digambarkan pada gambar 1.18. Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas pada molekul di sekitarnya, sehingga membentuk suatu dipol terimbas. Hasilnya adalah suatu gaya tarik-menarik antarmolekul yang lemah. Penjelasan teoritis mengenai gaya-gaya ini dikemukakan oleh Fritz London pada tahun 1928. Oleh karena itu gaya ini disebut gaya London (disebut juga gaya dispersi) (James E. Brady, 1990). Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul disebut polarisabilitas. Polarisabilitas berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr ) dan bentuk molekul. Pada umumnya, makin banyak jumlah elektron dalam molekul, makin mudah mengalami polarisasi. Oleh karena jumlah elektron berkaitan dengan massa molekul relatif, maka dapat dikatakan bahwa makin besar massa molekul relatif, makin kuat gaya London. Misalnya, radon (Ar = 222) mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan helium (Ar = 4), 221 K untuk Rn dibandingkan dengan 4 K untuk He. Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil, kompak, dan simetris. Misalnya, normal pentana mempunyai titik cair dan titik didih yang lebih tinggi dibandingkan neopentana. Kedua zat itu mempunyai massa molekul relatif yang sama besar. Gambar 1.18 Gaya London
  • 35. 28 Kimia XI SMA Gaya dispersi (gaya London) merupakan gaya yang relatif lemah. Zat yang molekulnya bertarikan hanya berdasarkan gaya London, yang mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah dibandingkan dengan zat lain yang massa molekul relatifnya kira-kira sama. Jika molekul-molekulnya kecil, zat-zat itu biasanya berbentuk gas pada suhu kamar, misalnya hidrogen (H2 ), nitrogen (N2 ), metana (CH4 ), dan gas-gas mulia. E. Gaya Tarik Dipol-dipol Molekul yang sebaran muatannya tidak simetris, bersifat polar dan mempunyai dua ujung yang berbeda muatan (dipol). Dalam zat polar, molekul- molekulnya cenderung menyusun diri dengan ujung (pol) positif berdekatan dengan ujung (pol) negatif dari molekul di dekatnya. Suatu gaya tarik-menarik yang terjadi disebut gaya tarik dipol-dipol. Gaya tarik dipol-dipol lebih kuat dibandingkan gaya dispersi (gaya London), sehingga zat polar cenderung mempunyai titik cair dan titik didih lebih tinggi dibandingkan zat nonpolar yang massa molekulnya kira-kira sama. Contohnya normal butana dan aseton (James E. Brady, 2000). Gaya-gaya antarmolekul, yaitu gaya dispersi (gaya London) dan gaya dipol- dipol, secara kolektif disebut gaya Van der Waals. Gaya dispersi terdapat pada setiap zat, baik polar maupun nonpolar. Gaya dipol-dipol yang terdapat pada zat polar menambah gaya dispersi dalam zat itu. Dalam membandingkan zat- zat yang mempunyai massa molekul relatif (Mr) kira-kira sama, adanya gaya dipol-dipol dapat menghasilkan perbedaan sifat yang cukup nyata. Misalnya, normal butana dengan aseton. Akan tetapi dalam membandingkan zat dengan massa molekul relatif (Mr) yang berbeda jauh, gaya dispersi menjadi lebih penting. Misalnya, HCl dengan HI, HCl (momen dipol = 1,08) lebih polar dari HI (momen dipol = 0,38). Kenyataannya, HI mempunyai titik didih lebih tinggi daripada HCl. Fakta itu menunjukkan bahwa gaya Van der Waals dalam HI lebih kuat daripada HCl. Berarti, lebih polarnya HCl tidak cukup untuk mengimbangi kecenderungan peningkatan gaya dispersi akibat pertambahan massa molekul dari HI. Gambar 1.19 Bentuk molekul dan polarisabilitas
  • 36. 29Kimia XI SMA F. Ikatan Hidrogen Antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen terjadi ikatan hidrogen. Titik didih senyawa “hidrida” dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA, diberikan pada gambar 1.20. Perilaku normal ditunjukkan oleh senyawa hidrida dari unsur-unsur golo- ngan IVA, yaitu titik didih meningkat sesuai dengan penambahan massa molekul. Kecenderungan itu sesuai dengan yang diharapkan karena dari CH4 ke SnH4 massa molekul relatif meningkat, sehingga gaya Van der Waals juga makin kuat. Akan tetapi, ada beberapa pengecualian seperti yang terlihat pada gambar, yaitu HF, H2 O, dan NH3 . Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luar biasa tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya. Fakta itu menunjukkan adanya gaya tarik-menarik antarmolekul yang sangat kuat dalam senyawa-senyawa tersebut. Walaupun molekul HF, H2 O, dan NH3 ber- sifat polar, gaya dipol-dipolnya tidak cukup kuat untuk menerangkan titik didih yang mencolok tinggi itu. Perilaku yang luar biasa dari senyawa-senyawa yang disebutkan di atas disebabkan oleh ikatan lain yang disebut ikatan hidrogen (James E. Brady, 2000). Oleh karena unsur F, O, dan N sangat elektronegatif, maka ikatan F – H, O – H, dan N – H sangat polar, atom H dalam senyawa-senyawa itu sangat positif. Akibatnya, atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom unsur yang sangat elektronegatif (F, O, atau N) dari molekul tetangganya melalui pasangan elektron bebas pada atom unsur berkeelektronegatifan besar itu. Ikatan hidrogen dalam H2 O disajikan pada gambar 1.21. Gambar 1.20 Titik didih senyawa hidrida dari unsur-unsur go- longan IVA, VA, VIA, dan VIIA. Sumber: Chemistry, The Mole- cular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000. 400 300 200 100 25 50 75 100 125 150 175 TitikDidihNormal(K) Bobot Molekul Gambar 7.21 Molekul polar air (kiri) dan ikatan hidrogen pada air (kanan). Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.
  • 37. 30 Kimia XI SMA 1. Diketahui massa molekul dari beberapa zat sebagai berikut. N2 = 28, O3 = 48, F2 = 38 Ar = 40, dan Cl2 = 71. Susunlah zat-zat itu berdasarkan titik didihnya dan jelaskan alasan Anda! 2. Ramalkan titik didih unsur-unsur halogen, dari atas ke bawah bertambah atau berkurang? Jelaskan jawaban Anda! 3. Urutkan interaksi antarpartikel ikatan kovalen, ikatan Van der Waals, dan ikatan hidrogen, dimulai dari yang terlemah! 1. Teori kuantum adalah teori yang didasarkan pada pernyataan bahwa energi berada dalam satuan yang sangat kecil, yang nilainya tertentu yang disebut kuanta. Jika terjadi pengalihan energi, seluruh kuantum terlibat. 2. Foton adalah “partikel” cahaya. Energi dari seberkas sinar terpusatkan dalam foton ini. 3. Fotolistrik adalah listrik yang diinduksi oleh cahaya (foton). 4. Spektrum atom (spektrum garis) adalah spektrum yang dihasilkan oleh sinar yang dipancarkan oleh atom yang tereksitasi. Spektrum ini hanya mempunyai sederet garis (warna) dengan panjang gelombang tertentu. 5. Kulit atom adalah lintasan elektron di mana elektron dapat beredar tanpa pemancaran atau penyerapan energi dan berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu. 6. Bilangan kuantum adalah bilangan bulat yang nilainya harus ditentukan untuk dapat memecahkan persamaan mekanika gelombang, yang dimulai dari kulit K, L, M, dan seterusnya. 7. Ground state (tingkat dasar) adalah keadaan di mana elektron mengisi kulit-kulit dengan tingkat energi terendah. 8. Excited state (keadaan tereksitasi) adalah keadaan di mana ada elektron yang menempati tingkat energi yang lebih tinggi. 9. Untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital menggunakan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth (l), dan bilangan kuantum magnetik (ml atau m). 10. Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom. Bilangan kuantum utama mempunyai harga mulai dari 1, 2, 3, dan seterusnya (bilangan bulat positif) yang dinyatakan dengan lambang K (n = 1), L (n = 2), dan seterusnya. 11. Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulit. Nilai-nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan nilai bilangan kuantum utamanya, yaitu semua bilangan bulat dari 0 sampai (n – 1). Latihan 1.3 Rangkuman
  • 38. 31Kimia XI SMA 12. Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan letak orbital khusus yang ditempati elektron pada suatu subkulit. 13. Sambil beredar mengintari inti, elektron juga berputar pada sumbunya. Arah rotasi elektron searah atau berlawanan arah jarum jam. Kedua arah yang berbeda itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s), yang mempunyai nilai s = + ½ atau s = –½. 14. Energi dan bentuk orbital diturunkan dari persamaan gelombang (Ψ = psi), sedangkan besaran pangkat dua (Ψ2 ) dari persamaan gelombang menyatakan rapatan muatan atau peluang menemukan elektron pada suatu titik pada suatu jarak tertentu dari inti. 15. Orbital 1s, 2s, dan 3s akan mempunyai bentuk yang sama, tetapi ukuran atau tingkat energinya berbeda. 16. Konfigurasi elektron adalah gambaran yang menunjukkan penempatan elektron dalam orbital-orbitalnya dalam suatu atom. 17. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund. 18. Asas Aufbau menyatakan pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang paling rendah. 19. Kaidah Hund menyatakan jika terdapat orbital-orbital yang peringkat energinya sama, maka setiap orbital hanya berisi elektron tunggal lebih dahulu, sebelum diisi oleh pasangan elektron. 20. Asas larangan Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua elektron yang mempunyai empat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang menempati orbital yang sama harus mempunyai arah rotasi yang berlawanan. 21. Sistem periodik unsur modern (SPU) disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. 22. Periode adalah lajur-lajur horizontal dalam SPU. Dalam SPU modern, periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Nomor periode suatu unsur sama dengan jumlah kulit unsur itu. 23. Golongan adalah lajur-lajur vertikal dalam SPU, yaitu kelompok unsur yang disusun berdasarkan kemiripan sifat. Nomor golongan suatu unsur sama dengan jumlah elektron valensi unsur tersebut. 24. Nomor periode sama dengan jumlah kulit, di mana nomor periode suatu unsur dapat diambil dari nomor kulit paling besar. 25. Sifat-sifat unsur ditentukan oleh elektron valensinya. Unsur-unsur yang segolongan memiliki sifat-sifat kimia yang sama. 26. Dalam menentukan konfigurasi elektron perlu memperhatikan tiga hal, yaitu unsur- unsur utama, unsur-unsur transisi, dan unsur-unsur transisi–dalam. 27. Unsur-unsur utama adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit s atau subkulit p.
  • 39. 32 Kimia XI SMA 28. Unsur-unsur transisi adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit d. 29. Unsur-unsur transisi–dalam adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit f. Unsur-unsur lantanida (seperti lantanum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 4f dan unsur-unsur aktinida (seperti aktinum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 5f. 30. Hubungan sistem periodik dengan konfigurasi elektron dapat dilihat sesuai dengan prinsip Aufbau, bergerak dari kiri ke kanan sepanjang periode, kemudian meningkat ke periode berikutnya. Setiap periode dimulai dengan subkulit ns dan ditutup dengan subkulit np (n = nomor periode). 31. Bentuk molekul adalah suatu gambaran geometris yang dihasilkan jika inti atom- atom terikat dihubungkan oleh garis lurus, berkaitan dengan susunan ruang atom- atom dalam molekul. 32. Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) adalah teori yang menyatakan bahwa baik pasangan elektron dalam ikatan kimia ataupun pasangan elektron yang tidak dipakai bersama (yaitu pasangan elektron “mandiri”) saling tolak-menolak. 33. Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron, jumlah domain ditentukan oleh pasangan elektron ikatan atau pasangan elektron bebas. 34. Molekul polar dan nonpolar dapat ditentukan dengan percobaan yang dilakukan di dalam medan listrik suatu kondensor. 35. Hibridisasi adalah penggabungan orbital atom sederhana untuk menghasilkan orbital- orbital (hibrida) baru. 36. Gaya tarik antarmolekul adalah gaya yang mengukuhkan atom-atom dalam molekul. 37. Gaya London adalah gaya tarik–menarik antara molekul yang lemah. 38. Polarisabilitas adalah kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul. 39. Gaya tarik dipol-dipol terjadi karena molekul yang sebaran muatannya tidak simetris bersifat polar dan mempunyai dua ujung yang berbeda muatan (dipol), sehingga ujung (pol) positif berdekatan dengan ujung (pol) negatif dari molekul di dekatnya. 40. Gaya Van der Waals adalah gaya dipol-dipol secara kolektif. 41. Ikatan hidrogen adalah ikatan antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen. 42. Ikatan ion adalah ikatan antara molekul-molekul dalam senyawa logam. 43. Jaringan ikatan kovalen adalah jaringan ikatan dalam berbagai jenis zat padat, seperti karbon dan silika.
  • 40. 33Kimia XI SMA I. Berilah tanda silang (X) huruf A, B, C, D, atau E pada jawaban yang paling benar! 1. Di dalam sistem periodik, unsur-unsur transisi terletak di antara golongan- golongan … . A. IIA dan IIB B. IIA dan IIIA C. IIB dan IIIB D. IA dan IIB E. IIIB dan VIIIB 2. Unsur-unsur transisi-dalam mulai dijumpai pada periode … . A. 3 D. 6 B. 4 E. 7 C. 5 3. Suatu atom unsur X mempunyai susunan elektron: 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 3d5 , 4s1 . Unsur tersebut adalah … . A. logam alkali B. unsur halogen C. unsur golongan IB D. unsur transisi E. salah satu unsur lantanida 4. Diketahui konfigurasi elektron dari beberapa unsur sebagai berikut. X : 1s2 , 2s2 Y : 1s2 , 2s2 , 2p3 Z : 1s2 , 2s2 , 2p6 U : 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s1 , 3d5 V : 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s2 , 3d10 Berdasarkan konfigurasi elektronnya, unsur yang paling stabil adalah … . A. X D. U B. Y E. V C. Z 5. Unsur yang elektron terakhirnya memiliki bilangan kuantum n = 3, l = 2, m = 1, dan s = + ½ dalam sistem periodik terletak pada … . A. periode 4, golongan IVB B. periode 3, golongan IVB C. periode 4, golongan VIIIB D. periode 3, golongan VIIIB E. periode 4, golongan IIB 1234567890123456789012 1234567890123456789012 1234567890123456789012Uji Kompetensi
  • 41. 34 Kimia XI SMA 6. Tiga unsur yang dalam sistem periodik terletak diagonal satu sama lain memiliki susunan elektron terluar menurut aturan adalah … . A. 2s2 , 2p1 , 2s2 , 2p2 , 2s2 , 2p3 B. 2s2 , 2p3 , 3s2 , 3p3 , 4s2 , 4p3 C. 3d3 , 4s2 , 4d3 , 5s2 , 5d3 , 6s2 D. 2s2 , 2p3 , 3s2 , 3p4 , 4s2 , 4p5 E. 3d1 , 4s2 , 3d2 , 4s2 , 3d3 , 4s2 7. Jumlah elektron tidak berpasangan yang paling banyak akan dijumpai pada golongan … . A. VA B. VIA C. VB D. VIB E. VIIB 8. Ion M3+ mempunyai konfigurasi elektron: 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 3d5 . Pernyataan yang tidak benar mengenai unsur M adalah … . A. mempunyai nomor atom 26 B. terletak pada periode 4 C. termasuk unsur transisi D. merupakan anggota golongan VIIIB E. mengandung lima elektron tidak berpasangan 9. Ion X2- mempunyai konfigurasi elektron: [Ar ] 3d5 , 4s2 , 4p6 . Dalam sistem periodik, unsur X terletak pada … . A. periode 4, golongan VIA (16) B. periode 4, golongan VIIA (17) C. periode 4, golongan VIIIA (18) D. periode 5, golongan IA (1) E. periode 5, golongan IIA (2) 10. Jika unsur A membentuk senyawa yang stabil A(NO3 )2 , maka konfigurasi elektron unsur tersebut adalah … . A. 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 B. 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p2 C. 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p4 D. 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 E. 1s2 , 2s2 , 2p6 11. Unsur fosforus (Z = 15) dan unsur vanadium (Z = 23) mempunyai kesamaan dalam hal … . A. nomor periode B. nomor golongan C. bilangan oksidasi paling rendah D. subkulit terakhir yang diisi oleh elektron E. jumlah elektron yang tidak berpasangan
  • 42. 35Kimia XI SMA 12. Konfigurasi elektron atom titanium adalah 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 3d2 , 4s2 . Senyawa berikut yang tidak dapat dibentuk adalah … . A. K3 TiO3 B. K2 TiF6 C. TiO2 D. K2 TiO4 E. TiCl3 13. Unsur uranium (Z = 92) termasuk dalam kelompok unsur … A. golongan IVA B. aktinida C. golongan IVB D. lantanida E. golongan VIB 14. Raksa (merkuri) dalam sistem periodik terletak pada periode 6 golongan IIB. Elektron terakhir atom raksa memiliki bilangan kuantum, yaitu … . A. n = 5, l = 2, m = +2, s = – ½ B. n = 5, l = 2, m = +2, s = + ½ C. n = 6, l = 0, m = 0, s = – ½ D. n = 6, l = 0, m = 0, s = + ½ E. n = 6, l = 2, m = +2, s = – ½ 15. Tiga unsur yang dalam sistem periodik atau susunan berkala letaknya diagonal satu terhadap yang lain memiliki susunan elektron terluar menurut aturan ada- lah … . A. 2s2 , 2p1 , 2s2 , 2p2 , 2s2 , 2p3 B. 2s2 , 2p2 , 3s2 , 3p3 , 4s2 , 4p3 C. 3d3 , 4s2 , 4d3 , 5s2 , 5d3 , 6s2 D. 3d1 , 4d2 , 3d2 , 4s2 , 3d3 , 4s2 E. 2s2 , 2p3 , 3s2 , 3p4 , 4s2 , 4p5 16. Unsur P (Z = 15) bersenyawa dengan unsur Cl (Z = 17) membentuk PCl3 . Banyaknya pasangan elektron bebas pada atom pusat dalam senyawa PCl3 ada- lah … . A. 0 D. 3 B. 1 E. 4 C. 2 17. Bentuk molekul IF3 adalah … . A. segitiga planar B. piramida trigonal C. planar bentuk T D. tetrahedral E. segi empat planar
  • 43. 36 Kimia XI SMA 18. Molekul XCl3 mempunyai momen dipol sama dengan nol. Bentuk molekul itu adalah … . A. linear B. segitiga planar C. tetrahedral D. piramida trigonal E. segi empat datar 19. Peristiwa perpindahan elektron berlangsung pada pembentukan senyawa … . A. HBr D. H2 SO4 B. NH4 Cl E. NH3 C. AlH3 20. Sulfida di bawah ini yang mengandung ikatan kovalen adalah … . A. Na2 S D. CS2 B. BaS E. PbS C. Al2 S3 21. Unsur A (Z = 52) bersenyawa dengan unsur B (Z = 55), membentuk senyawa … . A. AB yang berikatan kovalen B. A2 B yang berikatan kovalen C. AB2 yang berikatan kovalen D. AB2 yang berikatan ion E. A2 B yang berikatan ion 22. Di antara kelompok senyawa berikut, kelompok yang semua anggotanya bersifat polar adalah ... . A. H2 O, NH3 , CH4 , dan PCl5 B. NH3 , IF3 , PCl3 , dan BCl3 C. XeF6 , XeF2 , XeF4 , dan XeO4 D. HCl, BeCl2 , CCl4 , dan BCl3 E. CIF, CIF3 , NCl3 , dan PCl3 23. Sudut ikatan dalam molekul air adalah 104,5°, lebih kecil dari sudut tetrahedron (109,5°). Hal ini terjadi karena … . A. dalam molekul air terdapat 4 pasang elektron yang ekuivalen B. gaya tolak–menolak elektron bebas pasangan elektron ikatan C. gaya tolak–menolak elektron bebas = pasangan elektron ikatan D. gaya tolak–menolak elektron bebas pasangan elektron ikatan E. volume atom oksigen lebih besar dari hidrogen 24. Jika arus listrik dialirkan melalui NaCl cair dan HCl cair, maka … . A. hanya NaCl yang meneruskan aliran listrik B. hanya HCl yang meneruskan aliran listrik C. NaCl dan HCl meneruskan aliran listrik D. NaCl dan HCl tidak meneruskan aliran listrik E. NaCl dan HCl meneruskan aliran listrik hanya jika dilarutkan ke dalam air
  • 44. 37Kimia XI SMA 25. Ikatan yang terdapat dalam molekul (antara atom N dengan atom H) dan antar molekul NH3 adalah … . A. kovalen dan Van der Waals B. ion dan gaya dispersi C. kovalen koordinasi dan gaya dipol-dipol D. kovalen dan ikatan hidrogen E. kovalen dan gaya London 26. Gaya tarik–menarik antarmolekul yang paling kuat terjadi pada zat … . A. A D. D B. B E. E C. C 27. Titik didih metana (CH4 ) lebih tinggi daripada neon (Ne) karena … . A. massa molekul metana lebih besar daripada neon B. molekul metana mempunyai lebih banyak elektron daripada neon C. polarisabilitas metana lebih besar daripada neon D. molekul metana membentuk ikatan hidrogen, neon tidak E. molekul metana polar, neon tidak 28. Suatu padatan dengan struktur kristal ionik akan memiliki sifat-sifat, yaitu … . A. lunak, titik lebur rendah, dan tidak menghantar listrik B. keras, titik lebur rendah, dan cairannya menghantar listrik C. keras, titik lebur rendah, dan tidak menghantar listrik D. lunak, titik lebur tinggi, dan cairannya menghantar listrik E. keras, titik lebur tinggi, dan cairannya menghantar listrik 29. Unsur X (Z = 32) dalam inti atomnya mengandung 16 neutron. Unsur Y dalam inti atomnya mengandung 13 proton dan 14 neutron. Jika unsur X dan Y berikatan, maka senyawa yang terbentuk mempunyai harga Mr sebesar ... . A. 150 D. 86 B. 145 E. 59 C. 91 30. Unsur V memiliki satu elektron di kulit yang paling luar, dan unsur W memiliki keelektronegatifan yang tinggi. Ikatan antara V dan W adalah … . A. ikatan kovalen polar D. ikatan ion B. ikatan kovalen nonpolar E. ikatan logam C. ikatan kovalen koordinasi Zat Cair Tekanan Uap Jenuh (mmHg) pada 25°C A 20 B 35 C 56 D 112 E 224
  • 45. 38 Kimia XI SMA II. Kerjakan soal-soal berikut ini dengan benar! 1. Jelaskan yang dimaksud dengan orbital! 2. Sebutkan empat macam bilangan kuantum! 3. Tentukan keempat bilangan kuantum pada elektron terakhir dari: a. 11 Na f. 30 Zn b. 15 P g. 54 Xe c. 18 Ar h. 22 Ti d. 35 Br i. 55 Cs e. 24 Mg j. 13 Al 4. Tuliskan konfigurasi elektron pada subkulit, kemudian tentukan golongan dan periode dari: a. 12 Mg f. 32 Ge b. 24 Cr g. 47 Ag c. 30 Zn h. 56 Ba d. 15 P i. 82 Pb e. 9 F j. 36 Kr 5. Perkirakan bentuk molekul dari: a. SF4 (nomor atom S = 16, F = 9) b. PCl5 (nomor atom P = 15, Cl = 17) c. SeO2 (nomor atom Se = 34, O = 8) d. TiO2 (nomor atom Ti = 22, O = 8) e. SO3 (nomor atom S = 16, O = 8) 6. Apakah prinsip utama dari teori VSEPR dalam menentukan bentuk suatu molekul? 7. Apakah yang dimaksud dengan ikatan dipol? 8. Apakah yang dimaksud dengan ikatan hidrogen? Berikan contohnya! 9. Sebutkan faktor-faktor yang mempengaruhi kekuatan gaya London! 10. Apakah gaya London berlaku untuk molekul-molekul polar?
  • 46. 39Kimia XI SMA Tujuan Pembelajaran: Setelah mempelajari bab ini, Anda diharapkan mampu: 1. Menjelaskan pengertian sistem dan lingkungan. 2. Menjelaskan perbedaan reaksi eksoterm dan reaksi endoterm. 3. Menjelaskan pengertian entalpi dan perubahan entalpi. 4. Menghitung perubahan entalpi suatu reaksi. 5. Menjelaskan pengertian ΔH pembentukan, penguraian, dan pembakaran standar. 6. Menuliskan persamaan termokimia dengan benar. 7. Membuat diagram tingkat energi berdasarkan harga per- ubahan entalpi suatu reaksi. 8. Menentukan ΔH reaksi berdasarkan eksperimen dengan menggunakan kalorimeter, hukum Hess, data perubahan entalpi standar, dan data energi ikatan. 9. Merancang dan melakukan percobaan untuk menentukan kalor pembakaran berbagai bahan bakar. T e r m o k i m i a*)* Kata Kunci Ketika reaksi kimia terjadi, ikatan-ikatan kimia pada zat-zat yang bereaksi akan putus dan ikatan-ikatan kimia yang baru terbentuk, membentuk zat-zat produk. Energi dibutuhkan untuk memutuskan ikatan-ikatan dan energi dibebaskan pada ikatan-ikatan yang terbentuk, sehingga hampir semua reaksi kimia melibatkan perubahan energi. Energi bisa ditangkap atau dilepaskan. Energi dapat meliputi bermacam-macam bentuk, misalnya cahaya, listrik, atau panas. Kita tak lepas dari pemanfaatan energi untuk keperluan sehari-hari, misalnya pembakaran bahan bakar bensin untuk menjalankan kendaraan, memasak dengan kompor gas (membakar gas alam), dan pembangkit listrik tenaga air. Manusia memerlukan energi untuk melakukan kegiatan sehari-hari. Energi diperoleh dari makanan, yaitu karbohidrat dan lemak yang dimetabolisme di dalam tubuh menghasilkan energi. Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari tentang kalor reaksi disebut termokimia. Termokimia mempelajari mengenai sejumlah panas yang dihasilkan atau diperlukan oleh sejumlah tertentu pereaksi dan cara pengukuran panas reaksi tersebut. Termokimia merupakan hal yang penting, baik untuk keperluan praktik maupun teori. Penerapan pada praktik termasuk mengukur nilai energi pada bahan bakar dan menentukan energi yang diperlukan pada proses industri. Pengantar Perubahan entalpi, reaksi endoterm, entalpi pembentukan, kalorimetri, hukum Hess, energi ikat, kalor pemba- karan.
  • 47. 40 Kimia XI SMA Termokimia Asas Kekekalan Energi menggambarkan sesuai Isi Kalor Entalpi H mengalami Perubahan Entalpi ΔΔΔΔΔH disebut Kalor Reaksi dituliskan dalam Persamaan Termokimia Reaksi Endoterm Reaksi Eksoterm harga harga + – Kalorimeter Hukum Hess diukur dengan sesuai dapat berupa Kalor Pembakaran Kalor Pembentukan Kalor Penguraian Kalor Pelarutan Peta Konsep preposisi
  • 48. 41Kimia XI SMA 2.1 Entalpi dan Perubahan Entalpi (ΔΔΔΔΔH) Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W). H = E + W dengan: W = P × V E = energi (joule) W = kerja sistem (joule) V = volume (liter) P = tekanan (atm) Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk energi yang lain. Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE). Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH). ΔΔΔΔΔH = Hp – Hr dengan: ΔH = perubahan entalpi Hp = entalpi produk Hr = entalpi reaktan atau pereaksi a. Bila H produk H reaktan, maka ΔH bertanda positif, berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem. b. Bila H reaktan H produk, maka ΔH bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan. Kalor diserap dari lingkungan oleh sistem (ΔH = +) Kalor dilepas dari sistem ke lingkungan (ΔH = –) Kalor LingkunganSistem Kalor Sistem
  • 49. 42 Kimia XI SMA Secara matematis, perubahan entalpi (ΔH) dapat diturunkan sebagai berikut. H = E + W (1) Pada tekanan tetap: ΔH = ΔE + PΔV (2) ΔE = q + W (3) Wsistem = –PV (4) Substitusi persamaan (3) dan (4) dalam persamaan (2): H = (q + W) + PΔV H = (q – PΔV) + PΔV H = q Jadi, pada tekanan tetap, perubahan entalpi (ΔH) sama dengan kalor (q) yang diserap atau dilepas (James E. Brady, 1990). Macam-macam reaksi kimia berdasarkan kalor yang dibebaskan/kalor yang diserap (Martin S. Silberberg, 2000): a. Reaksi kimia yang membutuhkan atau menyerap kalor disebut reaksi endoterm. Contoh: Reaksi pemutusan ikatan pada molekul unsur H2 adalah: H2 ⎯⎯→ 2 H ΔH = +a kJ Reaksi endoterm dengan ΔH bertanda positif (+). b. Reaksi kimia yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm. Contoh: Reaksi pembentukan ikatan pada molekul unsur H2 adalah: 2H ⎯⎯→ H2 ΔH = –a kJ Reaksi eksoterm dengan ΔH bertanda (–). Diagram entalpi (diagram tingkat energi) Reaksi endoterm ΔH = Hp – Hr = positif (0) Reaksi eksoterm ΔH = Hp – Hr = negatif (0) produk reaktan ΔH Entalpi reaktan produk ΔH Entalpi
  • 50. 43Kimia XI SMA Fotosintesis Reaksi fotosintesis merupakan reaksi endoterm karena menyerap energi sebesar 2.820 kJ/mol. Reaksi yang terjadi adalah: 6 CO2 (g) + 6 H2 O(l) ⎯⎯→ C6 H12 O6 (s) + 6 O2 (g) ΔH = + 2.820 kJ/mol glukosa Energi diserap dari cahaya matahari oleh zat hijau daun (disebut klorofil) yang digunakan membentuk glukosa. Glukosa bertindak sebagai cadangan energi dan kemudian akan melepas- kan energi dengan membalik reaksi di atas. Beberapa energi yang dilepas akan muncul pada molekul sebagai adenosine triphosphat (ATP), yang merupakan bahan bakar untuk banyak reaksi pada kehidupan sel-sel ter- masuk sistesis protein dan pergerakan otot-otot. Fotosintesis merupakan sumber energi murni dalam bahan bakar fosil. 2.2 Persamaan Termokimia Persamaan termokimia adalah persamaan reaksi yang menyertakan perubahan entalpinya (ΔH). Nilai perubahan entalpi yang dituliskan pada persamaan termokimia harus sesuai dengan stoikiometri reaksi, artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya. Contoh: Diketahui persamaan termokimia: H2 (g) + ½ O2 (g) ⎯⎯→ H2 O(l) ΔH = –285,85 kJ/mol Artinya, pada pembentukan 1 mol H2 O dari gas hidrogen dan gas oksigen dibebaskan energi sebesar 285,85 kJ (reaksi eksoterm). Kimia di Sekitar Kita Sumber: Chemistry, For Advanced Level, Ted Lister and Janet Renshaw, Stanley Thornes Publishers Ltd., 2000.
  • 51. 44 Kimia XI SMA 2.3 Perubahan Entalpi Standar (ΔΔΔΔΔH°) Perubahan entalpi standar (ΔH°) adalah perubahan entalpi (ΔH) reaksi yang diukur pada kondisi standar, yaitu pada suhu 298 K dan tekanan 1 atm. Satuan ΔH adalah kJ dan satuan ΔH molar reaksi adalah kJ/mol (Gillespie dkk). A. Entalpi Pembentukan Standar (ΔΔΔΔΔHf ° = Standard Enthalpy of Formation) Entalpi pembentukan standar adalah ΔH untuk membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Contoh: 1. H2 (g) + ½ O2 (g) ⎯⎯→ H2 O(l) ΔHf ° = –285,85 kJ ↓ Koefisien 1 berarti 1 mol H2 O Artinya, pada pembentukan 1 mol H2 O dari unsur hidrogen dan unsur oksigen dibebaskan energi sebesar 285,85 kJ (tanda negatif pada ΔHf berarti dibebaskan energi atau reaksi eksoterm). 2. 4 C(s) + 2 H2 (g) ⎯⎯→ 2 C2 H2 (g) ΔH = + 454 kJ ↓ Koefisien 2 berarti 2 mol C2 H2 , maka semua koefisien reaksi dibagi 2 termasuk ΔH Reaksi menjadi: 2 C(s) + H2 (g) ⎯⎯→ C2 H2 (g) ΔH = + 227 kJ Artinya, pada pembentukan 1 mol C2 H2 dari unsur karbon dan unsur hidrogen dibutuhkan panas sebesar 227 kJ (endoterm). Ingat: • Unsur-unsur diatomik adalah H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 . Massa 1 mol = Mr zat (satuan gram/mol). • Misal: – Massa 1 mol H2 O = Mr H2 O = 18 gram/mol – Massa 1 mol CO2 = Mr CO2 = 44 gram/mol • Volume 1 mol zat pada keadaan standar (STP) adalah 22,4 liter/mol. C a t a t a n
  • 52. 45Kimia XI SMA 1. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi pembentukan NH4 Cl bila diketahui ΔHf °NH4 Cl = –120 kJ/mol! Jawab: • Reaksi pembentukan, maka NH4 Cl di sebelah kanan anak panah. • Zat-zat di sebelah kiri anak panah berupa unsur. • Unsur N, H, dan Cl adalah unsur-unsur diatomik. • ½ N2 (g) + 2 H2 (g) + ½ Cl2 (g) ⎯⎯→ NH4 Cl(s) ΔHf ° = –20 kJ/mol ↓ Koefisien 1 untuk 1 mol NH4 Cl 2. Tuliskan persamaan termokimia pembentukan CaCO3 , yang membebaskan kalor sebesar 224 kJ! Jawab: Persamaan reaksi: Ca(s) + C(s) + 3 2 O2 (g) ⎯⎯→ CaCO3 (s) ΔHf ° = –200 kJ/mol • Dibebaskan kalor berarti reaksi eksoterm (tanda ΔHf ° = negatif). • Unsur Ca dan C adalah monoatomik (hanya ditulis 1 atom saja). 3. Pada pembentukan 22 gram C3 H8 (Ar C = 12, H = 1) dibebaskan kalor sebesar 75 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembentukan C3 H8 ! Jawab: • Massa 1 mol C3 H8 = Mr C3 H8 = (3 × Ar C) + (8 × Ar H) = (3 × 12) + (8 × 1) = 36 + 8 = 44 gram/mol • Banyak mol dari 22 gram C3 H8 = massa rM = 22 44 = 0,5 mol • ΔHf ° berlaku untuk pembentukan 1 mol zat, maka ΔHf ° C3 H8 = 1 0,5 × (–75kJ) = –150 kJ • Persamaan termokimia pembentukan C3 H8 adalah: 3 C(s) + 4 H2 (g) ⎯⎯→ C3 H8 (s) ΔHf ° = –150 kJ/mol yang boleh ditulis di sebelah kanan reaksi adalah ΔH untuk 1 mol. C o n t o h 2.1
  • 53. 46 Kimia XI SMA 4. Hitunglah besar kalor yang dibebaskan pada pembentukan 45 gram C6 H12 O6 (Mr = 180) bila ΔHf ° C6 H12 O6 = –124 kJ/mol! Jawab: mol C6 H12 O6 = massa rM = 45 180 = 0,25 mol Besarnya kalor = 0,25 × ΔHf o C6 H12 O6 = 0,25 × (–124) = –31 kJ Jadi, pada pembentukan 45 gram C6 H12 O6 dibebaskan kalor sebesar 31 kJ. 1. Diketahui entalpi pembentukan standar (ΔHf °) dari berbagai zat sebagai berikut. a. H2 CO3 (l) = –125 kJ/mol b. Na2 SO4 (s) = –334 kJ/mol c. FeCl3 (s) = –214 kJ/mol Tulislah persamaan termokimia reaksi pembentukan zat-zat tersebut! 2. Diketahui persamaan termokimia: 2 C(s) + 8 H2 (g) ⎯⎯→ 2 C3 H8 (s) ΔH = –225 kJ/mol Tentukan besarnya entalpi pembentukan standar (ΔHf °) C3 H8 ! 3. Pada pembentukan 96 gram Al2 (NO3 )3 (Ar Al = 27, N = 14, O = 16) dibebaskan kalor sebesar 120 kJ. a. Tentukan besarnya ΔHf ° Al2 (NO3 )3 ! b. Tuliskan persamaan termokimia pembentukan Al2 (NO3 )3 ! 4. Pada pembentukan 10 gram CaCO3 (Ar Ca = 40, C = 12, O = 16) diperlukan kalor sebesar 86 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembentukan CaCO3 ! 5. Diketahui ΔHf ° K3 PO4 = 315 kJ/mol, berapakah kalor yang dibutuhkan untuk membentuk 159 gram K3 PO4 (Ar K = 39, P = 31, O = 16)! B. Entalpi Penguraian Standar (ΔΔΔΔΔHd ° = Standard Enthalpy of Dissosiation) Entalpi penguraian standar adalah ΔH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (adalah kebalikan dari ΔH pembentukan). Sesuai dengan asas kekekalan energi, maka nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya berlawanan. Latihan 2.1
  • 54. 47Kimia XI SMA 1. Tuliskan persamaan termokimia penguraian H2 O apabila diketahui ΔHf o H2 O = –285,85 kJ/mol! Jawab: • Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan, sehingga zat yang terurai di sebelah kiri anak panah. H2 O(l) ⎯⎯→ H2 (g) + ½ O2 (g) ΔHd ° = +285,85 kJ ↓ • Koefisien 1 untuk 1 mol zat yang diuraikan • Tanda ΔHd ° berlawanan dengan ΔHf ° 2. Bila diketahui ΔHf ° NH3 = –46 kJ/mol, berapa kJ diperlukan untuk menguraikan 1 gram NH3 (Mr = 17)? Jawab: • Persamaan termokimia penguraian NH3 adalah: NH3 (g) ⎯⎯→ 1 2 N2 (g) + 3 2 H2 (g) ΔHd ° = 46 kJ/mol • Besarnya kalor untuk menguraikan 1 gram NH3 adalah: Besar kalor = mol × ΔH = massa rM × ΔH = 1 17 × 46 = 2,7 kJ 1. Diketahui ΔHf ° SO3 = –78 kJ/mol, tuliskan persamaan termokimia penguraian SO3 ! 2. Diketahui ΔHf ° NH3 = 106 kJ/mol, tentukan besarnya kalor yang diperlukan untuk menguraikan 4,48 liter NH3 pada keadaan standar! 3. Untuk menguraikan 0,5 mol gas CO2 dibebaskan kalor sebesar 75 kJ. Tuliskan persamaan termokimia penguraian CO2 ! C. Entalpi Pembakaran Standar (ΔΔΔΔΔHc ° = Standard Enthalpy of Combustion) Entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi (ΔH) untuk pembakaran sempurna 1 mol senyawa atau unsur dengan O2 dari udara, yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm. Satuan ΔHc °adalah kJ/mol. Pembakaran dikatakan sempurna jika: 1. karbon (C) terbakar sempurna menjadi CO2 2. hidrogen (H) terbakar sempurna menjadi H2 O C o n t o h 2.2 Latihan 2.2
  • 55. 48 Kimia XI SMA 3. belerang (S) terbakar sempurna menjadi SO2 4. senyawa hidrokarbon (Cx Hy ) terbakar sempurna menurut reaksi: Cx Hy + O2 ⎯⎯→ CO2 + H2 O (belum setara) Pada pembakaran 570 gram isooktana (C8 H18 ), salah satu komponen yang ada dalam bensin, pada keadaan standar/STP dibebaskan kalor sebesar 27.500 kJ. Hitunglah besarnya ΔHc ° dan tulislah persamaan termokimia pembakaraan isooktana tersebut! Jawab: • Mol isooktana = 8 18 massa C HrM = 570 114 = 5 mol • Untuk 1 mol C8 H18 maka ΔHc ° = 1 5 × (–27.500) = –5.500 kJ • Persamaan termokimia: C8 H18 (l) + 25 2 O2 (g) ⎯⎯→ 8 CO2 (g) + 9 H2 O(g) ΔHc ° = –5.500 kJ/mol 1. Pada pembakaran 1 gram karbon (Ar C = 12) dibebaskan kalor sebesar 85 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembakaran sempurna karbon! 2. Pada reaksi pembakaran gas propana: 2 C3 H8 (g) + 10 O2 (g) ⎯⎯→ 6 CO2 (g) + 8 H2 O(g) ΔH = –2.400 kJ a. tentukan besarnya ΔHc ° b. berapa kJ kalor yang dihasilkan pada pembakaran 89,6 liter (STP) gas propana 3. Tuliskan persamaan termokimia pembakaran zat-zat berikut ini, bila diketahui: a. ΔHc ° belerang (S) = –115 kJ/mol b. ΔHc ° karbon (C) = 156 kJ/mol c. ΔHc ° C2 H2 = –1.250 kJ/mol C o n t o h 2.3 Latihan 2.3
  • 56. 49Kimia XI SMA D. Entalpi Molar Lainnya (Entalpi Penetralan, Pelarutan, dan Peleburan) 1. Entalpi Penetralan Entalpi penetralan adalah perubahan entalpi (ΔH) yang dihasilkan pada reaksi penetralan asam (H+ ) oleh basa (OH– ) membentuk 1 mol air. Satuan entalpi penetralan adalah kJ/mol. Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2 O(l) ΔH = –890,4 kJ/mol 2. Entalpi Pelarutan Entalpi pelarutan adalah perubahan entalpi (ΔH) pada pelarutan 1 mol zat. Satuan ΔH pelarutan adalah kJ/mol. Contoh: NaOH(s) ⎯⎯→ Na+ (aq) + OH– (aq) ΔH = –204 kJ/mol 3. Entalpi Peleburan Entalpi peleburan adalah perubahan entalpi (ΔH) pada perubahan 1 mol zat dari bentuk padat menjadi bentuk cair pada titik leburnya. Satuan ΔH peleburan adalah kJ/mol. Contoh: NaCl(s) ⎯⎯→ NaCl(l) ΔH = –112 kJ/mol (Ted Lister Janet Renshaw, 2000) 1. Tuliskan persamaan termokimia dari: a. reaksi pembentukan C2 H5 OH, jika ΔHf ° C2 H5 OH = 56 kJ/mol b. reaksi penguraian HNO3 , jika ΔHf ° HNO3 = 146 kJ/mol c. reaksi pembakaran sempurna C2 H2 , jika ΔHc ° C2 H2 = –1.240 kJ/mol d. reaksi peleburan NaCl, jika ΔH peleburan NaCl = –106 kJ/mol 2. Tuliskan persamaan termokimia reaksi pembentukan gas SO2 , jika diketahui pada pembentukan 32 gram SO2 (Ar S = 32, O = 16 ) dibebaskan kalor sebesar 76 kJ! 3. Diketahui ΔHf ° C5 H12 = 225 kJ/mol. Tentukan besarnya kalor yang dibutuhkan untuk membentuk 360 gram C5 H12 ! 4. Pada pembakaran 6,72 liter gas asetilena (C2 H2 ) pada keadaan standar, dibebaskan kalor sebanyak 176 kJ. Tuliskan persamaan termokimia pembakaran gas asetilena tersebut! 5. Diketahui reaksi penguraian: 2 NH3 (g) ⎯⎯→ N2 (g) + 3 H2 (g) ΔH = 122 kJ Tentukan besarnya kalor penguraian 3,4 gram NH3 (Ar N = 14 dan H = 1)! Latihan 2.4
  • 57. 50 Kimia XI SMA 2.4 Penentuan Perubahan Entalpi (ΔΔΔΔΔH) Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia dapat dilakukan melalui eksperimen, biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, hukum Hess, dan energi ikatan. A. Kalorimetri Kalor reaksi dapat ditentukan me- lalui percobaan dengan kalorimeter. Proses pengukuran kalor reaksi disebut kalorimetri. Data ΔH reaksi yang terdapat pada tabel-tabel umumnya di- tentukan secara kalorimetri. Kalorimetri sederhana ialah mengukur perubahan suhu dari sejumlah air atau larutan sebagai akibat dari suatu reaksi kimia dalam suatu wadah terisolasi. Kalorimeter dapat disusun seperti gam- bar 2.1. Plastik merupakan bahan nonkon- duktor, sehingga jumlah kalor yang diserap atau yang berpindah ke lingkungan dapat diabaikan. Jika suatu reaksi berlangsung secara eksoterm, maka kalor sepenuhnya akan diserap oleh larutan di dalam gelas. Sebaliknya, jika reaksi tergolong endoterm, maka kalor itu diserap dari larutan di dalam gelas. Jadi, kalor reaksi sama dengan jumlah kalor yang diserap atau yang dilepaskan larutan di dalam gelas. Jumlah kalor yang diserap atau dilepaskan larutan dapat ditentukan dengan mengukur perubahan suhunya (Ted Lister and Janet Renshaw, 2000). Karena energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, maka: qreaksi + qlarutan = 0 atau qreaksi = –qlarutan q larutan = m · c · ΔΔΔΔΔt dengan: q = jumlah kalor (J) m = massa campuran (gram) c = kalor jenis larutan (J g–1 K–1 ) Δt = kenaikan suhu (K) Gambar 2.1 Kalorimeter Sumber: www.yahooimage.com –+ mesin penggerak indikator termometer tabung tertutup lubang O2 ruang reaksi kawat halus mangkuk air
  • 58. 51Kimia XI SMA dan q kalorimeter = C Δt dengan C = kapasitas kalor dari kalorimeter (JK–1 ) Sebanyak 50 mL larutan HCl 1 M bersuhu 27 °C dicampur dengan 50 mL larutan NaOH 1 M bersuhu 27 °C dalam suatu kalorimeter plastik (ρair = 1 g cm–3 ). Ternyata suhu campuran naik menjadi 35 °C. Jika kalor jenis larutan dianggap sama dengan kalor jenis air yaitu 4,18 J g–1 K–1 , tentukan besarnya perubahan entalpi (ΔH) untuk reaksi penetralan: HCl(aq) + NaOH(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2 O(l) Jawab: • Volume HCl = 50 mL = 50 cm–3 • Volume NaOH = 50 mL = 50 cm–3 • Bila ρair = 1 g cm–3 , maka massa HCl = massa jenis × volume = ρ × volume = 1 g cm–3 × 50 cm–3 = 50 gram • Bila ρair = 1 g cm–3 , maka massa NaOH = massa jenis × volume = ρ × volume = 1 g cm–3 × 50 cm–3 = 50 gram • Massa campuran = massa HCl + massa NaOH = 50 g + 50 g = 100 g • Mol HCl = M × V = 1 × 0,05 = 0,05 mol • Mol NaOH = M × V = 1 × 0,05 = 0,05 mol • Kenaikan suhu = Δt = (35 + 273) – (27 + 273) = 8 K • qlarutan = m · c · Δt = 100 × 4,18 × 8 = 3.344 J • qreaksi = –qlarutan = –3.344 J • Persamaan reaksi: HCl(aq) + NaOH(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2 O(l) 0,05 mol 0,05 mol 0,05 mol • qreaksi tersebut untuk 0,05 mol NaCl, sedangkan ΔH penetralan untuk 1 mol NaCl, maka ΔH = 1 0,05 × (–3.344 J) = –66.880 J = –66,88 kJ C o n t o h 2.3
  • 59. 52 Kimia XI SMA • Jadi, persamaan ΔH penetralan untuk reaksi adalah: HCl(aq) + NaOH(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2 O(l) ΔH = –66,88 kJ Sebanyak 7,5 gram LiOH (Ar Li = 7, O = 16, H = 1) dimasukkan ke dalam kalorimeter yang berisi 120 gram air. Setelah kristal LiOH itu larut, ternyata suhu kalorimeter beserta isinya naik dari 24 °C menjadi 35 °C. Kalor jenis larutan = 4,2 J g–1 K–1 dan kapasitas kalor kalorimeter = 12 J K–1 . Tentukan besarnya entalpi pelarutan LiOH dalam air sesuai persamaan reaksi: LiOH(s) ⎯⎯→ Li+ (aq) + OH– (aq) ΔH = ? Jawab: • Massa campuran = massa LiOH + massa air = 7,5 + 120 = 127,5 gram • Kenaikan suhu = Δt = (35 + 273) – (24 + 273) = 11K • Kalor jenis larutan = c = 4,2 J g–1 K–1 • Kapasitas kalor kalorimeter = C = 12 J K–1 • qlarutan = m · c · Δt = 127,5 × 4,2 × 11 = 5.890,5 J • qkalorimeter = C × Δt = 12 J × 11K = 132 J • qreaksi = –(qlarutan + qkalorimeter ) = –(5.890,5 + 132) = –6.022,5 J • qreaksi tersebut untuk pelarutan 7,5 gram LiOH, sedangkan ΔH untuk pelarutan 1 mol LiOH (massa 1 mol LiOH = Mr LiOH = 24 gram/mol), maka: ΔH = 24 7,5 × (–6.022,5) = –19.272 J = –19.272 kJ • Jadi ΔH pelarutan LiOH = –19.272 kJ • Persamaan reaksi: LiOH(s) ⎯⎯→ Li+ (aq) + OH– (aq) ΔH = –19.272 kJ C o n t o h 2.4
  • 60. 53Kimia XI SMA 1. 100 mL larutan HCl 0,1 M bersuhu mula-mula 23 °C dicampur dengan 100 mL larutan NaOH 0,1 M bersuhu mula-mula 23 °C. Setelah bercampur, suhu menjadi 30 °C. Jika c air = 4,2 J g–1 K–1 dan ρair = 1 g cm–3 , tentukan besarnya entalpi penetralan pada reaksi: HCl(aq) + NaOH(aq) ⎯⎯→ NaCl(aq) + H2 O(l) ΔH = ? 2. 50 mL larutan perak nitrat (AgNO3 ) 0,2 M dicampur dengan 50 mL larutan NaCl 0,2 M, masing-masing bersuhu mula-mula sama yaitu 27 °C. Setelah dicampur ke dalam kalorimeter, suhu menjadi 31 °C. Bila kalor jenis larutan = 4,2 J g–1 K–1 , ρair = 1 g cm–3 , tentukan besarnya ΔH pada reaksi: AgNO3 (aq) + NaCl(aq) ⎯⎯→ AgCl(s) + NaNO3 (aq) ΔH = ? 3. Jika serbuk seng dimasukkan ke dalam 100 mL larutan CuSO4 , 0,2 M terjadi kenaikan suhu 10 °C menurut reaksi: Zn(s) + Cu2+ (aq) ⎯⎯→ Zn2+ (aq) + Cu(s) Jika kalor jenis larutan = 4,2 J g–1 K–1 dan kapasitas panas kalorimeter diabaikan, tentukan ΔH reaksi tersebut! 4. Pada pembakaran 0,786 gram belerang dalam suatu kalorimeter terjadi kenaikan suhu dari 25 °C menjadi 26 °C. Persamaan reaksi: 1 8 S8 (s) + O2 (g) ⎯⎯→ SO2 (g) Jika kapasitas kalor kalorimeter dan isinya adalah 11 kJ °C–1 , tentukan ΔH pembakaran 32 gram belerang! 5. Pada pelarutan 15,3 natrium nitrat dalam sebuah kalorimeter terjadi penurunan suhu dari 25 °C menjadi 21 °C. Jika kapasitas kalor larutan dan kalorimeter adalah 1.050J°C–1 tentukan ΔH pelarutan 1 mol NaNO3 (Ar Na = 23, N = 14, dan O = 16), sesuai reaksi: NaNO3 (s) ⎯⎯→ Na+ (aq) + NO3 – (aq) ΔH = ? Percobaan Menentukan ΔΔΔΔΔH dengan Kalorimeter A. Alat dan Bahan 1. kalorimeter 6. larutan CuSO4 1 M 2. gelas ukur 50 mL 7. larutan NaOH 0,01 M 3. termometer 8. larutan HCl 2 M 4. pengaduk 9. serbuk Zn 5. pemanas 10. stopwatch Latihan 2.5 Tugas Kelompok
  • 61. 54 Kimia XI SMA B. Penetapan Kapasitas Panas Kalorimeter 1. Masukkan 20 mL air dingin ke dalam kalorimeter, catat suhunya sebagai t1 . 2. Masukkan 20 mL air panas ± 50 °C ke dalam gelas beker, catat suhunya sebagai t2 lalu tambahkan segera ke dalam kalorimeter yang telah berisi air dingin. Aduk dan ukur suhu campuran selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit setelah pencampuran. 3. Buat kurva pengamatan suhu terhadap waktu pengamatan untuk menentukan penurunan suhu air panas dan kenaikan suhu air dingin setelah pencampuran. 4. Hitung tetapan/kapasitas panas kalorimeter. Catatan: • Massa jenis air dianggap konstan = 1 g cm–3 • Kalor jenis air dianggap konstan = 4,2 J g–1 °K–1 C. Penentuan Kalor Reaksi Zn(s) + CuSO4 (aq) 1. Masukkan 40 cm3 larutan CuSO4 1 M ke dalam kalorimeter, catat suhunya. 2. Timbang dengan teliti 3 – 3,1 gram serbuk seng (Zn). 3. Masukkan serbuk seng (Zn) ke dalam kalorimeter yang telah berisi larutan CuSO4 1 M, lalu catat suhunya selama 10 menit dengan selang waktu 1 menit setelah pencampuran. 4. Buat kurva pengamatan suhu terhadap waktu pengamatan. 5. Tentukan panas reaksinya! Catatan: • Massa jenis larutan = 1,14 g cm–3 • Kalor jenis larutan = 3,52 J g–1 °K–1 D. Penentuan Kalor Reaksi Netralisasi Larutan Asam – Basa 1. Masukkan 20 cm3 larutan HCl 2 M ke dalam kalorimeter, catat suhunya. 2. Ambil 20 cm3 larutan NaOH 0,01 M. 3. Masukkan larutan NaOH tersebut ke dalam kalorimeter yang telah berisi larutan HCl 2 M. Catat suhunya selama 5 menit dengan selang waktu 0,5 menit setelah pencampuran. 4. Buat kurva untuk menentukan perubahan suhu larutan 5. Hitung kalor reaksinya. Catatan: • Massa jenis larutan = 1,03 g cm–3 • Kalor jenis larutan = 3,96 J g–1 K–1

Related Documents