Konsep Mol

 

Konsep Mol

a) Definisi Mol

o Satu mol adalah banyaknya zat yang mengandung jumlah partikel yang = jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-12.

o Mol merupakan satuan jumlah (seperti lusin,gros), tetapi ukurannya jauh lebih besar.

o Mol menghubungkan massa dengan jumlah partikel zat.

Hubungan mol dengan jumlah partikel, Kemolaran, Massa, Volum gas dapat digambarkan sebagai berikut:

o Jumlah partikel dalam 1 mol (dalam 12 gram C-12) yang ditetapkan melalui berbagai metode eksperimen dan sekarang ini kita terima adalah 6,02 x 10 ²³ (disebut tetapan Avogadro, dinyatakan dengan L ).

Contoh :

1 mol air artinya : sekian gram air yang mengandung 6,02 x 10 ²³ molekul air.

1 mol besi artinya : sekian gram besi yang mengandung 6,02 x 10 ²³ atom besi.

1 mol asam sulfat artinya : sekian gram asam sulfat yang mengandung 6,02 x 10 ²³ molekul H ₂ SO ₄ .

1 mol = 6,02 x 10 ²³ partikel
L = 6,02 x 10 ²³

b) Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel

Dirumuskan :

Keterangan :
n = jumlah mol

= jumlah partikel

c) Massa Molar (m _m )

o Massa molar menyatakan massa 1 mol zat .

o Satuannya adalah gram mol ^-1 .

o Massa molar zat berkaitan dengan Ar atau Mr zat itu, karena Ar atau Mr zat merupakan perbandingan massa antara partikel zat itu dengan atom C-12.

Contoh :

zAr Fe = 56, artinya : massa 1 atom Fe : massa 1 atom C-12 = 56 : 12

Mr H ₂ O = 18, artinya : massa 1 molekul air : massa 1 atom C-12 = 18 : 12
Karena :

1 mol C-12 = 12 gram (standar mol), maka :

Kesimpulan :

Massa 1 mol suatu zat = Ar atau Mr zat tersebut (dinyatakan dalam gram).

Untuk unsur yang partikelnya berupa atom : m _m = Ar gram mol ^-1
Untuk zat lainnya : m _m = Mr gram mol ^-1

d) Hubungan Jumlah Mol (n) dengan Massa Zat (m)

Dirumuskan :

dengan :
m = massa
n = jumlah mol
m m = massa molar

e) Volum Molar Gas (V _m )

o Adalah volum 1 mol gas.

o Menurut Avogadro, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas bervolum sama akan mengandung jumlah molekul yang sama pula.

o Artinya, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas dengan jumlah molekul yang sama akan mempunyai volum yang sama pula.

o Oleh karena 1 mol setiap gas mempunyai jumlah molekul sama yaitu 6,02 x 10 ²³ molekul, maka pada suhu dan tekanan yang sama, 1 mol setiap gas mempunyai volum yang sama.

o Jadi : pada suhu dan tekanan yang sama, volum gas hanya bergantung pada jumlah molnya.

Dirumuskan :

dengan :
V = volum gas
n = jumlah mol
Vm = volum molar

Beberapa kondisi / keadaan yang biasa dijadikan acuan :

1) Keadaan Standar

Adalah suatu keadaan dengan suhu 0 ^o C dan tekanan 1 atm.

Dinyatakan dengan istilah STP ( Standard Temperature and Pressure ).

Pada keadaan STP, volum molar gas ( V _m ) = 22,4 liter/mol

2) Keadaan Kamar

Adalah suatu keadaan dengan suhu 25 ^o C dan tekanan 1 atm.

Dinyatakan dengan istilah RTP ( Room Temperature and Pressure ).

Pada keadaan RTP, volum molar gas ( V _m ) = 24 liter/mol

3) Keadaan Tertentu dengan Suhu dan Tekanan yang Diketahui

Digunakan rumus Persamaan Gas Ideal :

P = tekanan gas (atm); 1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg

V = volum gas (L)
n = jumlah mol gas

R = tetapan gas (0,082 L atm/mol K)

T = suhu mutlak gas (dalam Kelvin = 273 + suhu Celcius)

4) Keadaan yang Mengacu pada Keadaan Gas Lain

Misalkan :
Gas A dengan jumlah mol = n ₁ dan volum = V ₁

Gas B dengan jumlah mol = n ₂ dan volum = V ₂

Maka pada suhu dan tekanan yang sama :

f) Kemolaran Larutan (M)

Kemolaran adalah suatu cara untuk menyatakan konsentrasi (kepekatan) larutan.

Menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan, atau jumlah mmol zat terlarut dalam tiap mL larutan .

Dirumuskan :

dengan :
M = kemolaran larutan

n = jumlah mol zat terlarut

V = volum larutan

Misalnya : larutan NaCl 0,2 M artinya, dalam tiap liter larutan terdapat 0,2 mol (= 11,7 gram) NaCl atau dalam tiap mL larutan terdapat 0,2 mmol (= 11,7 mg) NaCl.

Sumber ;  http://sahri.ohlog.com

Read More

Hipotesis Avogadro

 

Hipotesis Avogadro

Tahun 1811 Amadeo Avogadro menjelaskan Hukum Gay-Lussac dengan hipotesis yang kemudian dikenal sebagai teori Avogadro. Dalam teorinya, Avogadro menjelaskan bahwa:

"Gas-gas yang mempunyai volume sama pada suhu dan tekanan yang sama mempunyai jumlah molekul sama."

Contoh:
1 volume H₂(g) + 1 volume Cl₂(g) → 2 volume HCl(g)
misalkan setiap 1 bagian volume gas mempunyai x molekul gas tersebut, maka:
x molekul H₂(g) + x molekul Cl₂(g) → 2x molekul HCl(g)

Persamaan reaksi di atas dapat ditulis:
H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g)

Perbandingan volume H₂(g) : Cl₂(g) : HCl(g) = 1 volume :
1 volume : 2 volume =1 : 1 : 2
Perbandingan molekul H₂(g) : Cl₂(g) : HCl(g) = x : x : 2x = 1 : 1 : 2
Perbandingan koefisien H₂(g) : Cl₂(g) : HCl(g) = 1 : 1 : 2
Jadi, dapat disimpulkan bahwa pada suhu dan tekanan yang sama:

perbandingan volume = perbandingan molekul = perbandingan koefisien

Contoh soal:
1. Jika 5 liter gas hidrogen pada suhu dan tekanan yang sama jumlah molekulnya 3n, maka tentukan:
a. volume gas CO₂ yang mengandung 6n buah molekul CO₂;
b. jumlah molekul dari 15 liter gas oksigen!

Jawab:
a. volume gas CO2

b. jumlah molekul gas oksigen

2. Diketahui 0,5 liter gas hidrokarbon CxHy tepat bereaksi dengan 1,75 liter gas oksigen menghasilkan 1 liter gas karbon dioksida dan 1,5 liter uap air. Semuanya diukur pada suhu dan tekanan yang sama. Tentukan rumus gas hidrokarbon tersebut!

Jawab:
CxHy(g) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(g)

Perbandingan volume CxHy : O₂ : CO₂ : H₂O
= 0,5 L : 1,75 L : 1 L : 1,5 L
= 2 : 7 : 4 : 6
Maka: 2 CxHy(g) + 7 O₂(g) → 4 CO₂(g) + 6 H₂O(g)

Jumlah atom C di kiri = jumlah atom C di kanan
2x = 4
x = 2
Jumlah atom H di kiri = jumlah atom H di kanan
2y = 12
y = 6

Jadi, rumus gas hidrokarbon tersebut adalah C₂H₆.

3. Tiga liter gas metana (CH₄) dibakar sempurna menghasilkan gas CO₂ dan H₂O. Jika pengukuran dilakukan pada suhu dan tekanan yang sama, maka tentukan:
a. persamaan reaksinya;
b. volume gas oksigen yang diperlukan;
c. volume gas CO₂ yang dihasilkan;
d. volume uap air yang dihasilkan!

Jawab:
a. persamaan reaksi = CH₄(g) + 2 O₂(g) → 2 H₂O(g) + CO₂(g)
b. volume gas oksigen

c. volume gas CO₂

d. volume uap air

Read More

Mengenal Hukum Gay Lussac dan Hipotesis Avogadro

Teori atom dalton pada tahun 1803 yang menyatakan bahwa atom atom suatu unsur mempunyai massa tertentu yang berbeda dari atom unsur lain menimbulkan problem baru cara menentukan berat dan perbandingannya,karena belum di temukannya cara mennetukan massa atom pada saat tersebut.
Dilema tersebut akhirnya dapat terpecahkan oleh Gay lussac dan Avogadro

Hukum Gay lussac (Hukum perbandingan volume)

bunyi hukum tersebut adalah : "Bila di ukur pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas gas yang bereaksi dan volume gas gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana"
Hukum gay lussac di dasari oleh hasil penemuan ahli kimia inggris yang bernama Henry Cavendish (1731-1810)bahwa perbandingan volume gas hidrogen yang bereaksi dengan gas oksigen membentuk air adalah 2:1 dengan syarat harus di ukur pada suhu dan tekanan yang sama.pada tahun 1808, Joseph Louis Gay Lussac melakukan percobaan serupa dengan menggunakan berbagai macam gas. Ia menemukan bahwa perbandingan vo- lume gas-gas dalam reaksi selalu merupakan bilangan bulat sederhana.
2 volume gas hidrogen + 1 volume gas oksigen → 2 volume uap air
1 volume gas nitrogen + 3 volume gas hidrogen → 2 volume gas amonia
1 volume gas hidrogen + 1 volume gas klorin → 2 volume gas hidrogen klorida
dari hasil percobaan inilah gay lussac mengemukakan hukumnya

Hipotesis Avogadro

Untuk menjelaskan hukum gay lussac di atas maka pada tahun 1811 Amadeo Avogadro (1776-1956)dari italia mengajukan yang kemudian di sebut teori avogadro.Mengapa perbandingan volume gas-gas dalam suatu reaksi merupakan bilangan sederhana? Banyak ahli termasuk Dalton dan Gay Lussac gagal menjelaskan hokum perbandingan volume yang ditemukan oleh Gay Lussac. Ketidakmampuan Dalton karena ia menganggap partikel unsur selalu berupa atom tunggal (monoatomik). Pada tahun 1811, Amedeo Avogadro menjelaskan percobaan Gay Lussac. Menurut Avogadro, partikel unsur tidak selalu berupa atom tunggal (monoatomik), tetapi berupa 2 atom (diatomik) atau lebih (poliatomik). Avogadro menyebutkan partikel tersebut sebagai molekul.

2 vol gas hidrogen (T,P) + 1 vol gas oksigen(T,P) → 2 vol uap air (T,P)
Avogadro:

2 molekul hidrogen + 1 molekul oksigen → 2 molekul air

2 H2 + O2 → 2 HxOy

Dari percobaan lain dapat di tentukan bahwa perbandingan massa hidrogen dengan oksigen dalam air adalah 1:7.9367

Oleh karena rumus kimia air adalah H2O berarti,
massa atom 1 atom oksigen : massa 2 atom hidrogen = 7.9367 : 1
massa atom 1 atom oksigen : massa 1 atom hidrogen = 7.9367 : 0.5
= 15.8734
jadi,massa 1 atom oksigen adalah 15,8734 kali massa 1 atom hidrogen
kita katakan bahwa massa atom relatif oksigen terhadap hidrogen = 15.8734

Dari sini Avogadro mengajukan hipotesisnya yang dikenal hipotesis Avogadro yang berbunyi: “Pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas dengan volume yang sama akan mengandung jumlah molekul yang sama pula.” Jadi, perbandingan volume gas-gas itu juga merupakan perbandingan jumlah molekul yang terlibat dalam reaksi. Dengan kata lain perbandingan volume gas-gas yang bereaksi sama dengan koefisien reaksinya (Martin S. Silberberg, 2000). Marilah kita lihat bagaimana hipotesis Avogadro dapat menjelaskan hukum perbandingan volume dan sekaligus dapat menentukan rumus molekul berbagai unsur dan senyawa.


Sumber ;  http://indonesiaindonesia.com

Read More

Tata Nama Senyawa Kimia

TATA NAMA SENYAWA KIMIA MENURUT IUPAC
A. Tata Nama Senyawa Ion ( Terdiri dari atom logam dan nonlogam )
     -  Senyawa ion terdiri dari ion positif ( kation ) dan ion negatif ( anion ). Dalam
        penamaan senyawa ion, kation disebut terlebih dahulu diikuti dengan nama
        anionnya ditambah akhiran ida. 
    -  Bila sebuah atom logam mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi, maka
       untuk membedakannya  biloks ini harus dituliskan dengan angka romawi
       dalam tanda kurung

       Beberapa nama kation dan anion

 

Contoh Penamaan Senyawa Ion

B. Tata Nama Senyawa Kovalen

untuk atom-atom non logam, pemberian nama dilakukan sesuai urutan berikut : B – Si – As – C – P – N – H – S – I – Br – Cl – O – F
kemudian ditambahkan akhiran ida
ex :   HF diberi nama Hidrogen Fluorida
HI diberi nama Hidrogen Iodida

Bila jumlah unsur dalam senyawa berbeda, maka untuk menyatakan jumlah masing-masing atom dalam rumus kimianya harus diawali dengan angka Yunani, yaitu :
1 = mono       6 = heksa

     2 = di              7 = penta

    3 = tri              8 = okta

    4 = tetra         9 = nona

    5 = penta       10 = deka

Beberapa Nama Senyawa Kovalen

TATANAMA SENYAWA POLIATOM

Ion-ion poliatom adalah ion – ion yang tersusun oleh lebih dari satu jenis atom . Ion-ion ini dapat bersenyawa dengan ion-ion yang berasal dari atom logam. Senyawa yang terbentuk biasanya senyawa terner ( tersusun oleh tiga atom berbeda )

Aturan penamaan :
* untuk jumlah atom O = 1 , namanya : hipo…….it
* untuk jumlah atom O = 2 , namanya : ………….it
* untuk jumlah atom O = 3 , namanya :  …………at
* untuk jumlah atom O = 4 , namanya : per ……at

Contoh Senyawa Poliatom

Read More

Ikatan Logam dan sifat-sifat Logam

Logam atau metal mememiliki beberapa karakter umum yaitu wujud padat, menunjukkan kilap, massa jenis tinggi, titik didih dan titik lebur tinggi, konduktor panas dan listrik yang baik, kuat atau keras namun mudah dibentuk misalnya dapat ditempa (malleable) dan direnggangkan (ductile).

Walaupun demikian terdapat beberapa sifat yang menyimpang misalnya raksa pada suhu kamar merupakan satu-satunya logam yang berwujud padat dan hingga saat ini belum diketahui mengapa raksa berwujud cair. Selain itu titik leleh beberapa unsur logam sangat rendah yaitu Hg, Cs dan Rb dengan titik didih berturut-turut adalah -38,83 °C, 29°C dan 39°C dan Li dan K memiliki massa jenis yang rendah yaitu 0,534 dan 0,86 g/mL.

Emas, perak dan platina disebut logam mulia, sedangkan emas, tembaga dan perak sering disebut sebagai logam mata uang, karena ketiga unsur ini dipadukan untuk membuat koin-koin mata uang. Dikatakan sebagai logam mulia karena ketiga logam ini sukar teroksidasi dengan sejumlah besar pereaksi.

Selain dikenal logam mulia dikenal pula logam berat (heavy metal) adalah logam dengan massa jenis lima atau lebih, dengan nomor atom 22 sampai dengan 92. Raksa, kadmium, kromium dan timbal merupakan beberapa contoh logam berat. Logam-logam berat dalam jumlah yang banyak artinya melebihi kadar maksimum yang ditetapkan, sangat berbahaya bagi kesehatan manusia karena dapat menyebabkan kanker (bersifat karsinogen).

Ikatan Logam

Berdasarkan sifat umum logam dapat disimpulkan bahwa ikatan logam ternyata bukan merupakan ikatan ion maupun ikatan kovalen. Ikatan logam didefinisikan berdasarkan model awan elektron atau lautan elektron yang didefinisikan oleh Drude pada tahun 1900 dan disempunakan oleh Lorents pada tahun 1923.

Berdasarkan teori ini, logam di anggap terdiri dari ion-ion logam berupa bola-bola keras yang tersusun secara teratur, berulang dan disekitar ion-ion logam terdapat awan atau lautan elektron yang dibentuk dari elektron valensi dari logam terkait.

Awan elektron yang terbentuk berasal dari semua atom-atom logam yang ada. Hal ini disebabkan oleh tumpang tindih (ovelap) orbital valensi dari atom-atom logam (orbital valensi = orbital elektron valensi berada). Akibatnya elektron-elektron yang ada pada orbitalnya dapat berpindah ke orbital valensi atom tetangganya. Karena hal inilah elektron-elektron valensi akan terdelokaslisasi pada semua atom yang terdapat pada logam membentuk awan atau lautan elektron yang bersifat mobil atau dapat bergerak.

Dari teori awan atau lautan elektron ikatan logam didefinisikan sebagai gaya tarik antara muatan positif dari ion-ion logam (kation logam) dengan muatan negatif yang terbentuk dari elektron-elektron valensi dari atom-atom logam. Jadi logam yang memiliki elektron valensi lebih banyak akan menghasilkan kation dengan muatan positif yang lebih besar dan awan elektron dengan jumlah elektron yang lebih banyak atau lebih rapat. Hal ini menyebabkan logam memiliki ikatan yang lebih kuat dibanding logam yang tersusun dari atom-atom logam dengan jumlah elektron valensi lebih sedikit.

Misalnya logam magnesium yang memiliki 2 elektron valensi. Berdasarkan model awan elektron, logam aluminium dapat dianggap terdiri dari ion Al²⁺ yang tersusun secara teratur, berulang dan disekitarnya terdapat awan atau lautan elektron yang dibentuk dari elektron valensi magnesium, seperti pada Gambar.

Gambar Model awan elektron dari lagom magnesium

Logam dapat dapat ditempa, direntangkan, tidak rapuh dan dapat dibengkokkan, karena atom-atom logam tersusun secara teratur dan rapat sehingga ketika diberi tekanan atom-atom tersebut dapat tergelincir di atas lapisan atom yang lain seperti yang ditunjukan pada Gambar.

Gambar perpindahan atom pada suatu logam ketika diberi tekanan atau ditempa

Dari gambar menjelaskan mengapa logam dapat ditempa ataupun direntangkan, karena pada logam semua atom sejenis sehingga atom-atom yang bergeser saat diberi tekanan seolah-olah tetap pada kedudukan yang sama.

Keadaan ini berbeda dengan ikatan ionik. Dalam kristal ionik, gaya pengikatnya adalah gaya tarik antar ion yang bermuatan positif dengan ion yang bermuatan negatif. Sehingga ketika kristal ionik diberi tekanan akan terjadi pergeseran ion positif dan negatif yang dapat menyebabkan ion positif berdekatan dengan ion positif dan ion negatif dengan ion negatif. Keadaan ini mengakibatkan terjadi gaya tolak antar ion-ion sejenis sehingga kristal ionik menjadi retak kemudian pecah.

Titik Didih dan Titik Lebur Logam

Titik didih dan titik lebur logam berkaitan langsung dengan kekuatan ikatan logamnya. Titik didih dan titik lebur logam makin tinggi bila ikatan logam yang dimiliki makin kuat. Dalam sistem periodik unsur, pada satu golongan dari atas kebawah, ukuran kation logam dan jari-jari atom logam makin besar.

Hal ini menyebabkan jarak antara pusat kation-kation logam dengan awan elektronnya semakin jauh, sehingga gaya tarik elektrostatik antara kation-kation logam dengan awan elektronnya semakin lemah. Hal ini dapat dilihat pada titik didih dan titik lebur logam alkali.

Logam	Jari-jari atom logam (pm)	Kation logam	Jari-jari kation logam (pm)	Titik lebur (°C)	Titik didih (°C)
Li	157	Li+	106	180	1330
Na	191	Na+	132	97,8	892
K	235	K+	165	63,7	774
Rb	250	Rb+	175	38,9	688
Cs	272	Cs+	188	29,7	690

Daya Hantar Listrik Logam

Sebelum logam diberi beda potensial, elektron valensi yang membentuk awan elektron bergerak ke segala arah dengan jumlah yang sama banyak. Apabila pada logam diberi beda potensial, dengan salah satu ujung logam ditempatkan elektroda positif (anoda) dan pada ujung yang lain ditempatkan ujung negatif (katoda), maka jumlah elektron yang bergerak ke anoda lebih banyak dibandingkan jumlah elektron yang bergerak ke katoda sehingga terjadi hantaran listrik.

a

Daya Hantar Panas Logam

Berdasarkan model awan elektron, apabila salah satu ujung dari logam dipanaskan maka awan elektron ditempat tersebut mendapat tambahan energi termal. Karena awan elektron bersifat mobil, maka energi termal tersebut dapat ditransmisikan ke bagian-bagian lain dari logam yang memiliki temperatur lebih rendah sehingga bagian tersebut menjadi panas.

Kilap Logam

Permukaan logam yang bersih dan halus akan memberikan kilap atau kilau (luster) tertentu. Kilau logam berbeda dengan kilau unsur nonlogam. Kilau logam dapat dipandang dari segala sudut sedangkan kilau nonlogam hanya dipandang dari sudut tertentu.

Logam akan tampak berkilau apabila sinar tampak mengenai permukaannya. Hal ini disebabkan sinar tampak akan menyebabkan terjadinya eksitasi elektron-elektron bebas pada permukaan logam.

Eksitasi elektron yaitu perpindahan elektron dari keadaan dasar (tingkat energi terendah) menuju ke keadaan yang lebih tinggi (tingkat energi lebih tinggi). Elektron yang tereksitasi dapat kembali ke keadaan dasar dengan memantulkan energi dalam bentuk radiasi elektromagnetik. Energi yang dipancarkan inilah yang menyebabkan logam tampak berkilau.

Aloi atau Alloy

Logam-logam selalu dijumpai dalam kehidupan sehari-hari, misalnya rangka jendela, peralatan-peralatan rumuh tangga, rangka pesawat maupun maupun bahan lain yang menggunakan logam. Bahan-bahan logam tersebut bukan hanya dibuat dari satu jenis unsur logam tetapi telah dicampur atau ditambah dengan unsur-unsur lain yang disebut aloi atau sering disebut lakur atau paduan.

Aloi terbentuk apabila leburan dua atau lebih macam logam dicampur atau leburan suatu logam dicampur dengan unsur-unsur nonlogam dan campuran tersebut tidak saling bereaksi serta masih menunjukan sifat sebagai logam setelah didinginkan.

Aloi dibagi menjadi dua macam yaitu aloi selitan dan aloi substitusi. Disebut aloi selitan bila jari-jari atom unsur yang dipadukan sama atau lebih kecil dari jari-jari atom logam. Sedangkan aloi substitusi terbentuk apabila jari-jari unsur yang dipadukan lebih besar dari jari-jari atom logam.

Sumber ; http://wanibesak.wordpress.com

Read More

Pengertian dan Jenis-jenis Ikatan Kovalen

Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).
Pembentukan ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama. Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron).
1. Ikatan Kovalen Tunggal
Contoh:
1H = 1
9F = 2, 7
Atom H memiliki 1 elektron valensi sedangkan atom F memiliki 7 elektron valensi. Agar atom H dan F memiliki konfigurasi elektron yang stabil, maka atom H dan atom F masing-masing memerlukan 1 elektron tambahan (sesuai dengan konfigurasi elektron He dan Ne). Jadi, atom H dan F masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama.
2. Ikatan Kovalen Rangkap Dua
Contoh:
Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O₂
Konfigurasi elektronnya :
₈O= 2, 6
Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan elektron sebanyak 2. Ke-2 atom O saling meminjamkan 2 elektronnya, sehingga ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron secara bersama.
3. Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Contoh:
Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul N2
Konfigurasi elektronnya :
7N = 2, 5
Atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3. Ke-2 atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga ke-2 atom N tersebut akan menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.
4. Ikatan Kovalen Koordinasi / Koordinat / Dativ
Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama.
Pasangan elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron.
Contoh:
Terbentuknya senyawa BF3 – NH3
5. Polarisasi Senyawa Kovalen
Ikatan kovalen dapat mengalami polarisasi, maka dari itu dikenal ada 2 :

• Ikatan kovalen polar
• Ikatan kovalen nonpolar

Suatu ikatan kovalen disebut polar, jika Pasangan Elektron Ikatan (PEI) tertarik lebih kuat ke salah 1 atom.
Contoh 1 :
Molekul HCl
Meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar daripada atom H. Akibatnya atom Cl menarik pasangan elektron ikatan (PEI) lebih kuat daripada atom H sehingga letak PEI lebih dekat ke arah Cl (akibatnya terjadi semacam kutub dalam molekul HCl).
Suatu ikatan kovalen dikatakan nonpolar jika PEI (pasangan elektron ikatan) tertarik sama kuat ke semua atom.
Jadi, kepolaran suatu ikatan kovalen disebabkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang berikatan. Sebaliknya, suatu ikatan kovalen dikatakan non polar (tidak berkutub), jika PEI tertarik sama kuat ke semua atom.

Sumber ;  http://ikatankovalen.wordpress.com

Read More

Ikatan Ion = Elektrovalen = Heteropolar

Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.
PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH
- IA  «   VIIA atau VIA
- IIA «  VIIA atau VIA
- Unsur transisi «   VIIA atau VIA
Contoh:
        Na              ®             Na + e^-
1s² 2s² 2p⁶ 3s¹          1s² 2s² 2p⁶ (konfigurasi Ne)
Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.
      Cl + e^-                     ®                         Cl^-
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵                1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (konfigurasi Ar)
Antara ion-ion Na⁺ dan Cl^- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na⁺Cl^-.
Contoh lain : CaCl₂ , MgBr₂, BaO , FeS dan sebagainya.
SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN

a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar

Sumber ; http://bebas.vlsm.org

Read More

Sifat-sifat Periodik Unsur

Jari-Jari Atom
Adalah jarak antara inti hingga kulit terluar electron. Besar kecilnya jari-jari atom terutama ditentukan oleh dua factor, yaitu jumlah kulit dan muatan inti.

• Untuk unsure-unsur segolongan, semakin banyak kulit atom, semakin besar jari-jari atom
• Untuk unsure-unsur seperiode, semakin besar muatan inti, maka semakin kuat gaya tarik inti terhadap electron, sehingga semakin kecil jari-jarinya

Konsep :

1. Dari atas ke bawah dalam satu golongan, jari-jari atom semakin besar
2. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, jari-jari atom semakin kecil

 Jari-Jari Ion
Ion mempunyai jari-jari yang berbeda secara nyata (siknifikan) jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya. Ion positif mempunyai jari-jari yang lebih kecil, sedangkan ion negative mempunyai jari-jari yang lebih besar.
 Energi Ionisasi
Adalah besarnya energy yang diperlukan untuk melepas satu electron dari suatu elektron netral dalam wujud gas sehingga terbentuk ion berwujud gas dengan muatan +1. Besar kecilnya energy ionisasi bergantung pada besar gaya tarik inti terhadap electron kulit terluar, yaitu electron yang akan dilepaskan. Semakin kuat gaya tarik inti, semakin besar energy ionisasi.

• Dalam satu golongan, dari atas kebawah, jari-jari atom bertambah besar, sehingga gaya tarik inti terhadap electron terluar semakin lemah. Oleh karena itu, energy ionisasi berkurang
• Dalam satu periode, sebagimana telah dijelaskan ketika membahas jari-jari atom, gaya tarik inti bertambah. Oleh karena itu, energy ionisasi juga bertambah.

Konsep :

1. Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, energy ionisasi semakin kecil
2. Dalam satu periode, dari kiri ke kanan energy ionisasi cenderung bertambah.

 Afinitas Elektron
Adalah energy yang menyertai penambahan 1 elektron pada satu atom netral dalam wujud gas membentuk ion bermuatan -1. Afinitas electron juga dinyatakan dalam kJ mol^-1
Konsep :

1. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, afinitas electron cenderung berkurang
2. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, afinitas electron cenderung bertambah

 Keelektronegatifan
Adalah suatu bilangan yang menggambarkan kecenderungan relative suatu unsure menarik electron ke pihaknya dalam suatu ikatan kimia.
Konsep :

1. Dari atas ke bawah dalam satu golongan, keelektronegatifan samakin berkurang
2. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, keelektronegatifan semakin bertambah

 Sifat Logam dan Nonlogam
Sifat logam akan bergantung pada energy ionisasi. Semakin besar energy ionisasi, semakin  sukar bagi atom untuk melepas electron, dan semakin berkurang sifat logamnya. Sebaliknya, sifat logam dikaitkan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan atom menarik electron. Unsur yang terletak pada bagian tengah, yaitu unsure yang terletak di sekitar daerah perbatasan antara Logam dan Nonlogam, mempunyai sifat logam sekaligus sifat nonlogam. Unsur itu disebut unsur Metaloid.
Konsep :

1. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, sifat logam berkurang, sedangkan sifat nonlogam bertambah
2. Dari atas kebawah dalam satu golongan, sifat logam bertambah, sedangkan sifat nonologam berkurang

 Kereaktifan
Kereaktifan suatu unsure bergantung pada kecenderungan melepas atau menarik electron. Jadi, unsur logam paling reaktif adalah golongan IA (logam alkali), sedangkan nonologam yang paling reaktif adalah golongan VIIA(halogen). Dari kiri ke kanan dalam satu periode, mila-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA. Golongan VIIIA tidak reaktif.

Latihan :
Ditentukan beberapa unsur dengan konfigurasi electron sebagai berikut :
P : 2                             R : 2, 3                         T : 2, 8
Q : 2, 7                        S : 2, 8, 1
Diantara unsur tersebut, unsure manakah yang :

1. Mempunyai jari-jari terbesar ?                            4.   Merupakan Logam ?
2. Mempunyai energy ionisasi terbesar ?             5.   Merupakan nonlogam ?
3. Mempunyai afinitas electron terbesar ?           6.   Merupakan Metaloid ?

Sumber ;  http://smanduatanjabtimur.wordpress.com

Read More

Dasar dan Penyusunan Sistem Periodik

Sistem periodik unsur modern (lihat gambar 1.14) disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur horizontal, yang selanjutnya disebut periode, disusun menurut kenaikan nomor atom, sedangkan lajur vertikal, yang selanjutnya disebut golongan, disusun menurut kemiripan sifat.
Unsur segolongan bukannya mempunyai sifat yang sama, melainkan mempunyai kemiripan sifat. Setiap unsur memiliki sifat khas yang membedakannya dari unsur lainnya. Unsur-unsur dalam sistem periodik dibagi menjadi dua bagian besar, yaitu unsur-unsur yang menempati golongan A yang disebut unsur golongan utama, dan unsur-unsur yang menempati golongan B yang disebut unsur transisi (James E. Brady, 1990).
Sistem periodik unsur modern yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang, terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Periode 1, 2, dan 3 disebut periode pendek karena berisi sedikit unsur, sedangkan periode lainnya disebut periode panjang. Golongan terbagi atas golongan A dan golongan B. Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan-golongan B terletak antara golongan IIA dan IIIA. Golongan B mulai terdapat pada periode 4.
Dalam sistem periodik unsur yang terbaru, golongan ditandai dengan golongan 1 sampai dengan golongan 18 secara berurutan dari kiri ke kanan. Dengan cara ini, maka unsur transisi terletak pada golongan 3 sampai dengan golongan 12. Cara seperti itu dapat dilihat pada sistem periodik unsur pada gambar 1.14

a. Periode
Sistem periodik unsur modern mempunyai 7 periode. Unsur-unsur yang mempunyai jumlah kulit yang sama pada konfigurasi elektronnya, terletak pada periode yang sama.

b. Golongan
Sistem periodik unsur modern mempunyai 8 golongan utama (A).
Unsur-unsur pada sistem periodik modern yang mempunyai elektron
valensi (elektron kulit terluar) sama pada konfigurasi elektronnya, maka
unsur-unsur tersebut terletak pada golongan yang sama (golongan
utama/A).
 


Sumber ;  http://www.chem-is-try.org

Read More

PERKEMBANGAN DASAR PENGELOMPOKKAN UNSUR KIMIA PADA SISTEM PERIODIK

Pengelompokkan unsur-unsur sudah dilakukan sejak lama, yaiitu sejak jumlah unsur yang dikenal sudah cukup banyak. Sistem periodik yang digunakan sekarang merupakan puncak dari berbagai upaya yang dilakukan para ahli.

1.      Pengelompokkan atas Logam dan Nonlogam

            Penggolongan unsur yang pertama dilakukan oleh Lavoisier yang mengelompokkan unsur ke dalam logam dan nonlogam. Tentu saja pengelompokkan atas logam dan nonlogam masih sangat sederhana, sebab antara sesama logam pun masih terdapat banyak perbedaan.

2.      Triade Dobereiner

            Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner, seorang profesor kimia di jerman, mengemukakan bahwa massa atom relatif stronsium sangat dekat dengan massa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan stronsium, yaitu kalsium dan barium.

3.      Hukum Oktaf Newlands

            Pada tahun 1864, seorang ahli kimia dari Inggris, A. R. Newlands mengumumkan penemuannya yang disebut hukum oktaf. Newlands menyusun unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya.

4.      Sistem Periodik Mendeleev

            Pada tahun 1869, seorang sarjana asal Rusia bernama Dmitry Ivanovich Mendeleev, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom relatifnya.

5.      Sistem Periodik Modern dari Henry G. Moseley

            Pada awal abad 20, setelah penemuan nomor atom, Henry Moseley menunjukkan bahwa urut-urutan unsur dalam sistem periodik Mendeleev sesuai dengan kenaikan nomor atomnya. Penempatan telurium (A_r = 128) dan iodin (A_r = 127) yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatif, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atomnya (nomor atom Te = 52; I = 53).

Sumber ;  http://kuliahitukeren.blogspot.com

Read More

Konfigurasi Elektron dan Elektron Valensi

1. Konfigurasi Elektron
Ialah susunan elektron suatu atom berdasarkan kulit-kulit atom tersebut.
Setiap kulit atom dapat terisi elektron maksimum dengan rumus:

Gambar.12. Jumlah elektron maksimum tiap kulit dalam atom
Keterangan :

• ∑ = jumlah maksimum elektron pada suatu kulit
• n = nomor kulit

Aturan-aturan dalam pengisian konfigurasi elektron:
1.Pengisian dimulai dari tingkat energi paling rendah ketingkat energi paling tinggi dari kulit K, L,M dan seterusnya
2.Jika jumlah elektron yang tersisa ≤ 8 di tempatkan pada kulit berikutnya
3.Jumlah maksimum elektron pada kulit terluar adalah 8

Contoh soal :
Tulislah konfigurasi elektron dari:

Jawab.
1. Jumlah elektron = 8
Konfigurasi elektron K= 2 L= 6
2.Jumlah elektron = 18
Konfigurasi elektron K= 2 L= 8 M= 8
3.Jumlah elektron = 38
Konfigurasi elektron K= 2 L=8 M= 18 N=8 O=2

2. Elektron Valensi
Elektron valensi ialah jumlah elektron pada kulit terluar suatu atom netral. Cara
menentukan elektron valensi adalah dengan menuliskan konfigurasi elektron.
Contoh soal:
Tulislah konfigurasi elektron dan elektron valensi dari atom-atom berikut:


Jawab:
1. Nomor atom = 20, jumlah elektron=20
Konfigurasi elektron K=2 L=8 M=8 N=2
Elektron valensi =2
2. Nomor atom = 35
Konfigurasi elektron K=2 L=8 M=18 N=7
Elektron valensi =7

Sumber ; http://kimia-asyik.blogspot.com

Read More

Revisi atom, molekul, ion

• 1. N O M O L A T O M I E K U L
• 2. Oleh: - Arina Ilmayani VIIIC/02 - Naura Firdaus H VIIIC/10 - Navila Ufi S VIIIC/11 - Nizza Kartika S VIIIC/13 - Tita Andini NHN VIIIC/18 Pak Budi Setyawan
• 3. ATOM PROTON ELEKTRON NEUTRON ION MOLEKUL MOLEKUL UNSUR MOLEKUL SENYAWA ION POSITIF ION NEGATIF • TERDIRI ATAS MELEPASKAN/MENERIMA ELEKTRON • BERGABUNG MELALUI • REAKSI KIMIA
• 4. Atom Ion Molekul
• 5. Atom perusal dari bahasa Yunani, yakni atomos (a berarti tidak dan tomos berarti tak terbagi). Setiap unsur terdiri atas partikel-partikel terkecil yang tak dapat dibagi-bagi disebut Atom. ATOM
• 6. Setiap atom mengandung 3 macam partikel, yaitu: 1. Elektron 2. Proton 3. Neutron
• 7. 1. Elektron adalah partikel subatom yang bermuatan negatif dan umumnya ditulis sebagai e-. Elektron tidak memiliki komponen dasar ataupun substruktur apapun yang diketahui, sehingga ia dipercayai sebagai partikel elementer. Elektron memiliki massa sekitar 1/1836 massa proton.
• 8. 2. Proton adalah partikel subatomik dengan muatan positif sebesar 1.6 × 10-19 coulomb dan massa 938 MeV (1.6726231 × 10-27 kg, atau sekitar 1836 kali massa sebuah elektron).
• 9. 3. Neutron atau netron adalah partikel subatomik yang tidak bermuatan (netral) dan memiliki massa 940 MeV/c² (1.6749 × 10-27 kg, sedikit lebih berat dari proton. Putarannya adalah ½.
• 10. Persamaan untuk atom netral (neutron) Jumlah proton (p) = jumlah elektron (e) p = e
• 11. Nomor massa menunjukkan massa atom unsur tersebut Nomor massa + jumlah massa proton + jumlah massa neutron
• 12. Menghitung Proton, Elektron, Neutron Rumus umum untuk menghitung jumlah proton, neutron dan elektron : 1). Untuk nuklida atom netral : AXZ : p = Z e = Z n = (A-Z) 2). Untuk nuklida kation : AXZ Y+ : p = Z e = Z – (+y ) n = (A-Z) 3). Untuk nuklida anion : AXZ Y- : p = Z e = Z – (-y) n = (A-Z)
• 13. Adapun intisari dari pemikiran John Dalton , yaitu : a. Setiap unsur terdiri atas partikel-partikel terkecil yang tak dapat dibagi-bagi lagi disebut Atom. b. Semua atom dari unsur yang sama memiliki ukuran dan massa yang sama. Atom dari unsur yang berbeda memiliki massa yang berbeda pula. c. Atom-atom tidak dapat dirusak, dimusnahkan atau diciptakan melalui reaksi kimia. d. Melalui reaksi kimia, atom-atom dari pereaksi akan memiliki susunan yang baru dan akan saling terikat satu sama lain dengan rasio tau perbandingan bilangan tertentu.
• 14. Atom dari unsur yang berbeda diberi warna yang berbeda. Misalnya, warna atom karbon diberi warna hitam, sementara atom oksigen diberi warna merah. Pewarnaan yang berbeda hanya untuk menunjukkan bahwa atom tersebut berasal dari unsur yang berbeda.
• 15. Dua zat atau lebih zat murni dapat bercampur di antara satu dan lainnya membentuk suatu campuran tanpa kehilangan masing-masing sifatnya. Dengan demikian,komponen- komponen yang terdapat dalam suatucampuran dapat dipisahkan kembali satu sama lainnya dengan cara-cara fisika seperti penyaringan,destilasi,kristalisasi,sublimasi, da n kromatografi.
• 16. Berbeda dengan campuran,zat murni tidak dapat dipisahkan menjadi materi yang lebih sederhana dengan menggunakan cara fisika. Zat murni selanjutnya dapat dikelompokkan menjadi unsur dan senyawa(gabungan dari dua atau lebih unsur yang terbentuk melalui reaksi kimia).Dengan demikian, hasil gabungan tersebut merupakan zat baru.
• 17. Setiap zat yang berbeda mengandung komposisi partikel terkecil yang berbeda pula misal: – Logam besi disusun oleh partikel-partikelterkecil yang berbeda dengan partikel-partikel kecil yang menyusun kalsium. – Air mengandung partikel-partikel terkecil yang berbeda dengan partikel-partikel terkecil yang menyusun garam dapur partikel-partikel terkecil yang menyusun berbagai macam zat dikelompokkan menjadi 3 golongan yaitu: atom,molekul, dan ion
• 18. Secara umum, dapat dikatakan bahwa cara atom-atom berikatan ikut menentukan sifat dari zat yang dibentuk. Dalam grafit, bahwa atom-atom karbon membentk lapisan-lapisan tersendiri. Dalam setiap lapisan, satu atom karbon memiliki tiga atom yang berdekatan (bertetangga). Sementara dalam intan, atom- atom tersusun lebih rapat, satu atom karbon dikelilingi oleh empat atom karbon.
• 19. Grafit dan Intan Beserta Model Susunan Atomnya
• 20. Struktur atom sederhana
• 21. Unsur-unsur logam seperti natrium, kalsium, tembaga, emas, dan besi dalam keadaan bebasnya atau tidak bersenyawa dengan unsur lain, tersusun atas partikel terkecil materi yang termasuk kedalam golongan atom. Jadi, sepotong logam besi disusun oleh atom-atom besi yang memiliki struktur atau pola tertentu.
• 22. Definisi paling awal mendefinisikan molekul sebagai partikel terkecil bahan-bahan kimia yang masih mempertahankan komposisi dan sifat-sifat kimiawinya Definisi ini sering kali tidak dapat diterapkan karena banyak bahan materi seperti bebatuan, garam, dan logam tersusun atas jaringan-jaringan atom dan ion yang terikat secara kimiawi dan tidak tersusun atas molekul-molekul diskret
• 23. Molekul adalah gabungan dua atom/ lebih yg berasal dari unsur yang sama atau berbeda. Jika atomnya berusul dari unsur yang sama maka disebut molekul unsur. Jika suatu molekul tersusun atas dua atau lebih atom dari unsur yg berbeda maka disebut molekul senyawa. MOLEKUL
• 24. Unsur-unsur golongan gas mulia tersusun atas partikel kecil kelompok atom. Adapun unsur-unsur golongan halogen tersusun atas molekul unsur
• 25. Contoh molekul senyawa
• 26. Contoh zat yg partikel terkecilnya merupakan molekul senyawa adalah air. Air yg biasa kita minum mengandung partikel- paryikel terkecil yg disebut molekul air. Molekul air ini tersusun atas 2 atom unsur hidrogen dan 1unsur oksigen.
• 27. Karbon monoksida adalah gas yang dapat meracuni darah kita sehingga menimbulkan kematian. Adapun etanol yaitu zat yg bisa dipakai untuk berbagai keperluan, seperti sterilisasi, campuran minuman keras, dan bahan bakar. Semua zat tersebut tersusun atas partikel-partikel terkecil materi yg disebut molekul.
• 28. RUMUS MOLEKUL  Rumus molekul menggambarkan jumlah atom penyusun molekul secara tepat Contohnya, asetilena memiliki rumus molekuler C2H2, namun rumus empirisnya adalah (CH)  Dikenal beberapa senyawa dengan rumus empiris CH2O, antara lain : - Formaldehida, HCHO atau (CH2O); Mr = 30 - Asam asetat, CH3 COOH atau (CH2O)2 ; Mr = 60 - Glukosa, C6H12O6 atau (CH2O)6 ; Mr = 180
• 29. Ion adalah atom yang bermuatan Partikel terkecil dari materi tidak hanya berbentuk atom, molekul, tetapi juga berbentuk ion ION
• 30. Muatan elektron merupakan jumlah muatan terkecil yang disebut sebagai muatan dasar (e) Muatan ion adalah satu kali atau beberapa kali muatan dasar tersebut Karena itu, muatan ion hanya dituliskan dengan angka satu atau kelipatan dari muatan tersebut
• 31. Atom yang bermuatan disebut Ion Atom yang bermuatan positif disebut Kation Atom yang bermuatan negatif disebut Anion
• 32. Atom dapat bermuatan positif karena melepaskan elektron. Unsur yang mudah melepaskan elektron adalah unsur dengan kecenderungan lebih besar untuk melepaskan elektron
• 33. Unsur – unsurnya antara lain: 1. Litium 2. Natrium 3. Kalium 4. Rubidium 5. Sesium 6. Fransium 7. dsb
• 34. Atom yang melepaskan 1 elektron membentuk ion positif bermuatan 1. Atom yang melepaskan 2 elektron membentuk ion positif 2 Contoh: Na -> Na+ + e Mg -> Mg2++2 e
• 35. Atom dapat bermuatan negatif karena menerima elektron. Unsur yang mudah menerima elektron adalah unsur dengan kecenderungan lebih besar untuk menerima elektron
• 36. Unsur tersebut antara lain: 1. Iodin 2. Oksigen 3. Fluorin 4. Belerang 5. Bromin 6. dsb
• 37. Atom yang menerima 1 elektron membentuk ion negatif bermuatan 1. Atom yang menerima 2 elektron membentuk ion negatif bermuatan 2 Contoh: F + e -> F- O + 2 e -> O2-
• 38. Antara ion positif dan ion negatif yang menyusun suatu garam saling tarik menarik satu dengan yang lainnya membentuk kisi kristal
• 39. Kisi kristal ini beragam jenisnya, bergantung dengan perbandingan ukuran ion positif dan ion negatif yang berikatan Salah satu model kisi kristal dari senyawa garam dapur (NaCI) 

Sumber ;  http://www.slideshare.net

Read More

Partikel penyusun Inti atom

• Inti atom mempunyai muatan yang besarnya sama dengan muatan elektron yang mengelilinginya.

• Hampir seluruh massa atom (99,9%) terkonsentrasi pada inti atom, dan massa atom merupakan kelipatan bilangan bulat dari massa atom hidrogen.

Berdasarkan kenyataan ini, dipikirkan model inti, sebagai berikut:

• Model proton: Suatu inti atom mengandung A (bil bulat) proton (satuan mendasar muatan positif). Ini berarti, muatan inti = Ae. Karena A tidak sama dengan Z, maka model ini ditolak.

• Model Proton-elektron: Dalam inti terdapat A proton dan (A-Z) elektron. Massanya sesuai, dan muatan juga sesuai. Akan tetapi, adanya elektron dalam inti melanggar asas ketidakpastian, yang menghendaki elektron-elektron mempunyai energi kinetik sangat tinggi. Spin intrinsik inti atom juga tidak terpenuhi. Jadi, model ini ditolak.

• Model Proton-Netron: Tahun 1932 ditemukan netron, yaitu partikel dengan massa sedikit lebih besar dari massa proton, tetapi tidak bermuatan. Menurut model ini, inti terdiri dari Z proton dan (A-Z) netron. Massanya A dan muatannya Ze. Proton dan netron ini disebut nukleon. Model inilah yang diterima sebagai model inti atom.

Sumber ;  http://mbek82.wordpress.com

Read More

Teori Perkembangan Atom Dari Dulu Hingga Sekarang

1. Teori Atom John Dalton

Pada tahun 1803, John Dalton mengemukakan mengemukakan pendapatnaya tentang atom. Teori atom Dalton didasarkan pada dua hukum, yaitu hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier) dan hukum susunan tetap (hukum prouts). Lavosier mennyatakan bahwa “Massa total zat-zat sebelum reaksi akan selalu sama dengan massa total zat-zat hasil reaksi”. Sedangkan Prouts menyatakan bahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap”. Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan pendapatnya tentang atom sebagai berikut:

Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi
Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda
Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen
Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.
Hipotesa Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti pada tolak peluru. Seperti gambar berikut ini:

Kelemahan:

Teori dalton tidak menerangkan hubungan antara larutan senyawa dan daya hantar arus listrik.

2. Teori Atom J. J. Thomson

Berdasarkan penemuan tabung katode yang lebih baik oleh William Crookers, maka J.J. Thomson meneliti lebih lanjut tentang sinar katode dan dapat dipastikan bahwa sinar katode merupakan partikel, sebab dapat memutar baling-baling yang diletakkan diantara katode dan anode. Dari hasil percobaan ini, Thomson menyatakan bahwa sinar katode merupakan partikel penyusun atom (partikel subatom) yang bermuatan negatif dan selanjutnya disebut elektron.
Atom merupakan partikel yang bersifat netral, oleh karena elektron bermuatan negatif, maka harus ada partikel lain yang bermuatan positifuntuk menetrallkan muatan negatif elektron tersebut. Dari penemuannya tersebut, Thomson memperbaiki kelemahan dari teori atom dalton dan mengemukakan teori atomnya yang dikenal sebagai Teori Atom Thomson. Yang menyatakan bahwa:

“Atom merupakan bola pejal yang bermuatan positif dan didalamya tersebar muatan negatif elektron”

Model atomini dapat digambarkan sebagai jambu biji yang sudah dikelupas kulitnya. biji jambu menggambarkan elektron yang tersebar marata dalam bola daging jambu yang pejal, yang pada model atom Thomson dianalogikan sebagai bola positif yang pejal. Model atom Thomson dapat digambarkan sebagai berikut:

Kelemahan:

Kelemahan model atom Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

3. Teori Atom Rutherford

Rutherford bersama dua orang muridnya (Hans Geigerdan Erners Masreden) melakukan percobaan yang dikenal dengan hamburan sinar alfa (λ) terhadap lempeng tipis emas. Sebelumya telah ditemukan adanya partikel alfa, yaitu partikel yang bermuatan positif dan bergerak lurus, berdaya tembus besar sehingga dapat menembus lembaran tipis kertas. Percobaan tersebut sebenarnya bertujuan untuk menguji pendapat Thomson, yakni apakah atom itu betul-betul merupakan bola pejal yang positif yang bila dikenai partikel alfa akan dipantulkan atau dibelokkan. Dari pengamatan mereka, didapatkan fakta bahwa apabila partikel alfa ditembakkan pada lempeng emas yang sangat tipis, maka sebagian besar partikel alfa diteruskan (ada penyimpangan sudut kurang dari 1°), tetapi dari pengamatan Marsden diperoleh fakta bahwa satu diantara 20.000 partikel alfa akan membelok sudut 90° bahkan lebih.
Berdasarkan gejala-gejala yang terjadi, diperoleh beberapa kesipulan beberapa berikut:

Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan
Jika lempeng emas tersebut dianggap sebagai satu lapisanatom-atom emas, maka didalam atom emas terdapat partikel yang sangat kecil yang bermuatan positif.
Partikel tersebut merupakan partikelyang menyusun suatu inti atom, berdasarkan fakta bahwa 1 dari 20.000 partikel alfa akan dibelokkan. Bila perbandingan 1:20.000 merupakan perbandingan diameter, maka didapatkan ukuran inti atom kira-kira 10.000 lebih kecil daripada ukuran atom keseluruhan.
Berdasarkan fakta-fakta yang didapatkan dari percobaan tersebut, Rutherford mengusulkan model atom yang dikenal dengan Model Atom Rutherford yang menyatakan bahwa Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif. Rutherford menduga bahwa didalam inti atom terdapat partikel netral yang berfungsi mengikat partikel-partikel positif agar tidak saling tolak menolak.

Model atom Rutherford dapat digambarkan sebagai beriukut:

Kelemahan:

Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom.

4. Teori Atom Bohr

ada tahun 1913, pakar fisika Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum atom hidrogen. Percobaannya ini berhasil memberikan gambaran keadaan elektron dalam menempati daerah disekitar inti atom. Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut:

Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti.
Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.
Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv.
Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebut momentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2∏ atau nh/2∏, dengan n adalah bilangan bulat dan h tetapan planck.
Menurut model atom bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.

Kelemahan:

Model atom ini tidak bisa menjelaskan spektrum warna dari atom berelektron banyak.

5. Teori Atom Modern
Model atom mekanika kuantum dikembangkan oleh Erwin Schrodinger (1926).Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.

Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger.Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.

Persamaan Schrodinger.

x,y dan z    :  Posisi dalam tiga dimensi
Y               :  Fungsi gelombang
m               :  Massa
ђ                :   h/2p dimana h = konstanta plank dan p = 3,14
E                :  Energi total
V               :  Energi potensial

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

Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron. Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit.Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital. Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.

Ciri khas model atom mekanika gelombang

Gerakan elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi darikebolehjadian paling besar ditemukannya elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)
Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)
Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi bolehjadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron.


Sumber ; http://regiunea-cernauti.blogspot.com

Read More