Archive for Agustus, 2009

Materi, Energi, dan Termokimia

29 Agustus 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang materi, wujud materi, dan macam-macam energi. Kemudian penulis akan fokuskan pembahasan lebih lanjut mengenai kalor yang menyertai suatu reaksi kimia, berbagai tipe kalor reaksi kimia, serta beberapa metode yang dapat digunakan untuk menghitung besarnya kalor suatu reaksi kimia.

Alam semesta tersusun atas dua komponen utama, yaitu materi dan energi. Materi adalah segala sesuatu yang memiliki massa dan menempati ruang. Materi dapat berupa salah satu dari tiga wujud berikut, yaitu: padat, cair, dan gas.

Pada tingkat makroskopis, yaitu tingkatan yang dapat kita amati langsung dengan indera kita, padatan mempunyai bentuk tertentu dan menempati ruang tertentu pula. Pada tingkat mikroskopis (ketika bendanya sangat kecil sehingga tidak dapat diamati secara langsung), partikel penyusun padatan sangat berdekatan satu sama lainnya, merapat membentuk struktur dengan tatanan pola tertentu (struktur Kristal), dan tidak dapat bergerak dengan mudah.

Tidak seperti padatan, cairan tidak memiliki bentuk tertentu tetapi memiliki volume tertentu seperti pada padatan. Bentuk cairan mengikuti wadah dimana cairan tersebut berada. Partikel-partikel pada cairan terpisah lebih jauh dibandingkan padatan, dan partikel tersebut lebih mudah bergerak. Kekuatan tarik-menarik antar partikel cairan lebih lemah dibandingkan padatan.

Gas tidak memiliki bentuk dan volume tertentu. Pada gas, partikel-partikel terpisah lebih jauh daripada ketika berupa padatan atau cairan. Gerakan partikel pada gas tidak saling tergantung. Karena jarak antar partikel yang jauh dan masing-masing partikel dapat bergerak bebas, gas mengambang memenuhi seluruh ruang yang ditempatinya.

Energi adalah kemampuan untuk melakukan kerja. Energi dapat berbentuk macam-macam, seperti energi panas, energi cahaya, energi listrik, dan energi mekanik. Ada dua penggolongan energi yang umum dan penting bagi kimiawan, yaitu:

1. Energi Kinetik

Energi kinetik adalah energi gerak. Para kimiawan mempelajari partikel yang bergerak, khususnya gas, karena energi kinetik dari partikel ini membantu untuk menentukan apakah suatu reaksi dapat terjadi, selain faktor ada tidaknya tumbukan antar partikel dan perpindahan energi.

2. Energi Potensial

Energi potensial adalah energi yang tersimpan.  Setiap benda mempunyai energi potensial yang tersimpan berdasarkan posisinya. Para kimiawan lebih tertarik dengan energi potensial yang tersimpan dalam ikatan kimia, yaitu gaya yang menyatukan atom-atom di dalam senyawa. Energi potensial tersebut akan dibebaskan menjadi bentuk energi lainnya saat reaksi kimia. Energi potensial yang ada pada ikatan kimia berhubungan dengan jenis ikatan dan jumlah ikatan yang memiliki kemampuan untuk putus dan membentuk ikatan baru.

Semua reaksi kimia mengikuti dua hukum dasar, yaitu hukum kekekalan massa dan hukum kekekalan energi. Hukum kekekalan massa menyatakan bahwa massa zat sebelum bereaksi harus sama dengan massa zat setelah bereaksi. Sementara hukum kekekalan energi (Hukum Termodinamika I) menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan; energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Dengan kata lain, total energi di alam semesta selalu konstan.

Semua reaksi kimia dapat menyerap maupun melepaskan energi dalam bentuk panas (kalor). Kalor adalah perpindahan energi termal antara dua materi yang memiliki perbedaan temperatur. Kalor selalu mengalir dari benda panas menuju benda dingin. Termokimia adalah kajian tentang perpindahan kalor yang terjadi dalam reaksi kimia (kalor yang menyertai suatu reaksi kimia).

Aliran kalor yang terjadi dalam reaksi kimia dapat dijelaskan melalui konsep sistem-lingkungan. Sistem adalah bagian spesifik (khusus) yang sedang dipelajari oleh kimiawan. Reaksi kimia yang sedang diujicobakan (reagen-reagen yang sedang dicampurkan) dalam tabung reaksi merupakan sistem. Sementara, lingkungan adalah area di luar sistem, area yang mengelilingi sistem. Dalam hal ini, tabung reaksi, tempat berlangsungnya reaksi kimia, merupakan lingkungan.

Ada tiga jenis sistem. Sistem terbuka, mengizinkan perpindahan massa dan energi dalam bentuk kalor dengan lingkungannya. Sistem tertutup, hanya mengizinkan perpindahan kalor dengan lingkungannya, tetapi tidak untuk massa. Sedangkan sistem terisolasi tidak mengizinkan perpindahan massa maupun kalor dengan lingkungannya.

Pembakaran gas hidrogen dengan gas oksigen adalah salah satu contoh reaksi kimia dapat menghasilkan kalor dalam jumlah besar. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

2 H2(g) + O2(g) –> 2 H2O(l) + energi

Dalam reaksi ini, baik produk maupun reaktan merupakan sistem, sedangkan sekeliling reaksi kimia merupakan lingkungan. Oleh karena energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan, hilangnya sejumlah energi pada sistem akan ditampung pada lingkungan. Dengan demikian, kalor yang dihasilkan dari reaksi pembakaran ini sesungguhnya merupakan hasil perpindahan kalor  dari sistem menuju lingkungan. Ini adalah contoh reaksi eksoterm, yaitu reaksi yang melepaskan kalor, reaksi yang memindahkan kalor ke lingkungan.

Penguraian (dekomposisi) senyawa raksa (II) oksida hanya dapat terjadi pada temperatur tinggi. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

energi + 2 HgO(s) –>  2 Hg(l) + O2(g)

Reaksi ini adalah salah satu contoh dari reaksi endoterm, yaitu reaksi yang menyerap (membutuhkan) kalor, reaksi yang memindahkan kalor dari lingkungan ke sistem.

Reaksi eksoterm merupakan reaksi yang memancarkan (melepaskan) kalor saat reaktan berubah menjadi produk. Reaktan memiliki tingkat energi yang lebih tinggi dibandingkan produk, sehingga energi dibebaskan pada perubahan reaktan menjadi produk. Sebaliknya, pada reaksi endoterm terjadi hal yang berlawanan. Pada reaksi endoterm, terjadi penyerapan kalor pada perubahan dari reaktan menjadi produk. Dengan demikian, reaktan memiliki tingkat energi yang lebih rendah dibandingkan produk.

Termokimia merupakan salah satu kajian khusus dari Termodinamika, yaitu kajian mendalam mengenai hubungan antara kalor dengan bentuk energi lainnya. Dalam termodinamika, kita mempelajari keadaan sistem, yaitu sifat makroskopis yang dimiliki materi, seperti energi, temperatur, tekanan, dan volume. Keempat sifat tersebut merupakan fungsi keadaan, yaitu sifat materi yang hanya bergantung pada keadaan sistem, tidak memperhitungkan bagaimana cara mencapai keadaan tersebut.  Artinya, pada saat keadaan sistem mengalami perubahan, besarnya perubahan hanya bergantung pada kondisi awal dan akhir sistem, tidak bergantung pada cara mencapai keadaan tersebut.

Hukum Termodinamika I disusun berdasarkan konsep hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan; energi hanya dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lainnya. Dalam kajian Hukum Termodinamika I, kita akan mempelajari hubungan antara kalor, usaha (kerja), dan perubahan energi dalam (ΔU).

Perubahan energi dalam (ΔU) dapat dinyatakan dalam persamaan ΔU = Uf Ui, dimana Uf adalah energi dalam setelah mengalami suatu proses dan Ui adalah energi dalam sebelum mengalami suatu proses. Perubahan energi dalam (ΔU) merupakan fungsi keadaan. Energi dalam (U) akan bertambah jika sistem menerima kalor dari lingkungan dan menerima usaha (kerja) dari lingkungan. Sebaliknya, energi dalam (U) akan berkurang jika sistem melepaskan kalor ke lingkungan dan melakukan kerja (usaha) terhadap lingkungan. Dengan demikian, hubungan antara kalor, usaha (kerja), dan perubahan energi dalam (ΔU) dapat dinyatakan dalam persamaan sederhana berikut:

ΔU = Q + W

Perubahan energi dalam (ΔU) adalah penjumlahan dari perpindahan kalor (Q) yang terjadi antar sistem-lingkungan dan kerja (W) yang dilakukan oleh-diberikan kepada sistem.

Proses

Tanda

Melepaskan kalor (Q) dari sistem ke lingkungan (eksoterm)

-

Menerima kalor (Q) dari lingkungan ke sistem (endoterm)

+

Kerja (W) dilakukan oleh sistem terhadap lingkungan (melakukan kerja)

-

Kerja (W) dilakukan oleh lingkungan terhadap sistem (menerima kerja)

+

Reaksi kimia umumnya berlangsung pada tekanan tetap. Sesuai dengan Hukum Termodinamika I, persamaan pada kondisi tekanan tetap akan menjadi seperti berikut:

ΔU = Q + W

ΔU = Qp – P.ΔV

Sehingga, Qp = ΔU + P.ΔV   atau   ΔH = ΔU + P.ΔV

Qp disebut dengan istilah perubahan entalpi (ΔH), yaitu perubahan kalor yang dialami suatu zat pada tekanan tetap. Perubahan entalpi (ΔH) adalah penjumlahan energi dalam dan kerja. Oleh karena U, P, dan V merupakan fungsi keadaan, maka H juga merupakan fungsi keadaan. Dengan demikian, perubahan entalpi (ΔH) adalah fungsi yang hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir zat, tidak bergantung pada cara mencapai keadaan tersebut.

Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, perubahan entalpi (ΔH) reaksi dapat dikelompokkan menjadi empat jenis, antara lain:

1. Perubahan entalpi pembentukan standar (ΔH°f)

Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembentukan satu mol senyawa melalui unsur-unsurnya. Sebagai contoh, reaksi  ½ H2(g) +  ½ I2(s) HI(g) merupakan reaksi pembentukan 1 mol senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut  ΔH°f HI.

2. Perubahan entalpi penguraian standar (ΔH°d)

Merupakan kalor yang terlibat dalam proses penguraian satu mol senyawa menjadi unsur-unsur pembentuknya. Sebagai contoh, reaksi HI(g) ½ H2(g) +  ½ I2(s) merupakan reaksi penguraian 1 mol senyawa HI. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut  ΔH°d HI. Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan. Dengan demikian, tanda ΔH°d berkebalikan dengan tanda ΔH°f.

3. Perubahan entalpi pembakaran standar (ΔH°c)

Merupakan kalor yang terlibat dalam proses pembakaran satu mol unsur atau satu mol senyawa dengan oksigen. Sebagai contoh, reaksi C(s) + O2(g) CO2(g) merupakan reaksi pembakaran 1 mol unsur C. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°c C. Contoh lain, reaksi pembakaran belerang dioksida, SO2(g) +  ½ O2(g) SO3(g). Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°c SO2.

4. Perubahan entalpi netralisasi standar (ΔH°n)

Merupakan kalor yang terlibat dalam proses reaksi satu mol senyawa asam (H+) dengan satu mol senyawa basa (OH-). Sebagai contoh, reaksi HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) merupakan reaksi netralisasi satu mol asam terhadap satu mol basa. Kalor yang terlibat dalam reaksi ini disebut ΔH°n.

Reaksi kimia umumnya berlangsung pada tekanan tetap. Perpindahan kalor yang terjadi saat reaktan berubah menjadi produk disebut perubahan entalpi reaksi (ΔH) dan dapat dituliskan dalam persamaan berikut:

ΔH = Hproduk - Hreaktan

Entalpi reaksi (ΔH) dapat bertanda positif maupun negatif, tergantung proses yang terjadi. Pada reaksi endoterm, kalor berpindah dari lingkungan ke sistem, menyebabkan entalpi produk lebih tinggi dibandingkan entalpi reaktan, sehingga ΔH bertanda positif (ΔH>0). Sebaliknya, pada reaksi eksoterm, kalor berpindah dari sistem ke lingkungan, menyebabkan entalpi produk lebih rendah dibandingkan entalpi reaktan, sehingga ΔH bertanda negatif (ΔH<0).

Persamaan Termokimia merupakan persamaan reaksi kimia yang dilengkapi dengan nilai entalpi reaksinya. Melalui persamaan termokimia, selain mengetahui perubahan yang terjadi dari reaktan menjadi produk, kita juga sekaligus dapat mengetahui apakah proses ini membutuhkan kalor (endoterm) atau melepaskan panas (eksoterm). Berikut ini diberikan beberapa persamaan termokimia:

CH4(g) + 2 O2(g)  –> CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -890,4 kJ/mol

SO2(g) +  ½ O2(g) –>  SO3(g) ΔH = -99,1 kJ/mol

Entalpi merupakan salah satu sifat ekstensif materi. Sifat ekstensif materi bergantung pada kuantitas (jumlah) materi tersebut. Oleh karena itu, bila suatu persamaan termokimia dikalikan dengan faktor n, maka nilai ΔH juga ikut dikalikan dengan faktor n. Sebagai contoh:

H2O(s) –> H2O(l) ΔH = +6,01 kJ/mol

(untuk melelehkan satu mol es diperlukan kalor sebesar 6,01 kJ)

2 H2O(s)   –> 2 H2O(l) ΔH = 2(+6,01 kJ/mol) = +12,02 kJ/mol

(untuk melelehkan dua mol es diperlukan kalor sebesar dua kali kalor pelelehan satu mol es)

Ketika suatu persamaan reaksi dibalik, posisi reaktan dan produk akan saling tertukar satu sama lainnya. Dengan demikian, nilai ΔH akan tetap dipertahankan, akan tetapi tandanya berubah [dari (+) menjadi (–) atau sebaliknya dari (– )menjadi( +)].  Sebagai contoh:

H2O(s)   –> H2O(l) ΔH = +6,01 kJ/mol

H2O(l)   –> H2O(s) ΔH = -6,01 kJ/mol

Dalam laboratorium, perubahan kalor yang terjadi akibat proses fisika maupun kimia dapat diukur dengan kalorimeter. Prinsip perhitungan entalpi reaksi melalui metode kalorimeter memanfaatkan Azas Black, yaitu kalor reaksi sebanding dengan massa zat yang bereaksi, kalor jenis zat yang bereaksi, dan perubahan temperatur yang diakibatkan oleh reaksi tersebut. Secara matematis, Azas Black dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

Q = m . c . ΔT

Q = kalor reaksi (J)

m =massa zat yang bereaksi (g)

c = kalor jenis zat (J/g.°C)

ΔT = perubahan temperatur (°C)

Jumlah mol zat yang bereaksi dapat dihitung dengan salah satu dari persamaan berikut:

n = massa zat yang bereaksi / massa molar (Mr) zat tersebut

atau

n = Molaritas . Volume (khusus untuk larutan)

Satuan ΔH adalah joule per mol atau kilojoule per mol. Hubungan kalor reaksi (Q), jumlah mol zat yang bereaksi (n), dan entalpi reaksi (ΔH) dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

ΔH = Q / n

Selain menggunakan metode kalorimeter, entalpi reaksi dapat pula ditentukan melalui beberapa metode lainnya. Salah satu metode yang sering digunakan para kimiawan untuk mempelajari entalpi suatu reaksi kimia adalah melalui kombinasi data-data ΔH°f. Keadaan standar (subskrip °) menunjukkan bahwa pengukuran entalpi dilakukan pada keadaan standar, yaitu pada tekanan 1 atm dan suhu 25°C. Sesuai kesepakatan, ΔH°f unsur bebas bernilai 0, sedangkan ΔH°f senyawa tidak sama dengan nol (ΔH°f unsur maupun senyawa dapat dilihat pada Tabel Termokimia). Kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia apabila ΔH°f unsur maupun senyawa yang terlibat dalam reaksi tersebut diberikan. Sebagai contoh, berikut ini diberikan suatu reaksi hipotetis:

a A + b B     —————>   c C + d D

Jika diberikan data:

ΔH°f A = p kJ/mol

ΔH°f B = q kJ/mol

ΔH°f C = r kJ/mol

ΔH°f D = s kJ/mol

a, b, c, dan d adalah koefisien reaksi untuk masing-masing zat A, B, C, dan D. Maka ΔH reaksi dapat dihitung dengan persamaan berikut:

ΔHreaksi = [c(ΔH°f C )+ d(ΔH°f D)] – [a(ΔH°f A) + b(ΔH°f B)]

ΔHreaksi = [c.r + d.s] – [a.p + b.q]

Dengan demikian, entalpi suatu reaksi adalah penjumlahan entalpi produk yand dikurangi dengan penjumlahan entalpi reaktan. Singkat kata,

ΔHreaksi = ΣΔH°f produk – ΣΔH°f reaktan

(jangan lupa masing-masing dikalikan terlebih dahulu dengan koefisien reaksinya)

Beberapa senyawa tidak dapat dihasilkan langsung dari unsur-unsurnya. Reaksi semacam ini melibatkan beberapa tahapan reaksi. Untuk menentukan entalpi reaksinya, kita dapat menggunakan hukum penjumlahan entalpi reaksi yang dikembangkan oleh Germain Hess, seorang ilmuwan berkebangsaan Swiss. Metode ini lebih dikenal dengan istilah Hukum Hess.

Hukum Hess menyatakan bahwa entalpi reaksi tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi hanya bergantung pada kondisi awal (reaktan) dan kondisi akhir (produk)reaksi. Ini merupakan konsekuensi dari sifat fungsi keadaan yang dimilki oleh entalpi. Hal ini berarti, nilai ΔH akan sama, baik reaksi berlangsung dalam satu tahap maupun beberapa tahap.

Sebagai contoh, kita ingin menentukan entalpi pembentukan gas karbon monoksida (CO). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

C(grafit) +  ½ o2(g)  –> CO(g)

Kita tidak dapat menentukan ΔH°f CO secara langsung, sebab pembakaran grafit akan menghasilkan sejumlah gas CO2. Oleh sebab itu, kita dapat menggunakan cara tidak langsung dengan Hukum Hess. Diberikan dua persamaan reaksi termokimia yang berkaitan dengan gas CO, masing-masing adalah sebagai berikut:

(1)    C(grafit) + O2(g)   –> CO2(g) ΔH = -393,5 kJ/mol

(2)    CO(g) +  ½ o2(g)   –> CO2(g) ΔH = -283,0 kJ/mol

Untuk mendapatkan reaksi pembentukan CO, reaksi (1) dipertahankan (tetap), sementara reaksi (2) dibalik (jangan lupa mengubah tanda pada ΔH). Selanjutnya jumlahkan kedua reaksi tersebut.

(1)    C(grafit) + O2(g)  –> CO2(g) ΔH = -393,5 kJ/mol

(2)    CO2(g) –>  CO(g) +  ½ o2(g) ΔH = +283,0 kJ/mol +

C(grafit) +  ½ o2(g)    –> CO(g) ΔH = -110,5 kJ/mol

Dengan menjumlahkan kedua reaksi tersebut, kita telah memperoleh reaksi pembentukan CO dengan ΔH reaksi sebesar -110,5 kJ/mol. Spesi CO2 di ruas kiri dan kanan saling meniadakan. Dengan demikian, reaksi-reaksi yang akan dijumlahkan harus disusun sedemikian rupa, sehingga spesi yang tidak diharapkan dapat dihilangkan dan hanya tersisa reaktan dan produk yang diinginkan dalam reaksi kimia.

Kestabilan suatu molekul ditentukan oleh besarnya energi (entalpi) ikatan, yaitu perubahan entalpi yang terjadi saat pemutusan satu mol molekul dalam wujud gas. Semakin besar energi ikatan, semakin stabil ikatan bersangkutan.  Besarnya entalpi ikatan dapat dilihat pada Tabel Termokimia.

Reaksi kimia pada dasarnya merupakan peristiwa pemutusan-penggabungan ikatan. Saat reaksi kimia berlangsung, reaktan akan mengalami pemutusan ikatan, menghasilkan atom-atom yang akan bergabung kembali membentuk produk dengan sejumlah ikatan baru. Dengan mengetahui nilai entalpi masing-masing ikatan, kita dapat menghitung entalpi suatu reaksi kimia. Oleh karena pemutusan ikatan kimia selalu membutuhkan sejumlah kalor dan sebaliknya pembentukan ikatan kimia baru selalu disertai dengan pelepasan kalor, maka selisihnya dapat berupa pelepasan (eksoterm) maupun penyerapan (endoterm) kalor.

Jika kalor yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan lebih tinggi dibandingkan kalor yang dilepaskan pada saat pembentukan ikatan, maka reaksi tersebut membutuhkan kalor (endoterm)

Jika kalor yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan lebih rendah dibandingkan kalor yang dilepaskan pada saat pembentukan ikatan, maka reaksi tersebut melepaskan kalor (eksoterm)

Persamaan yang dapat digunakan untuk menghitung entalpi reaksi dari data energi ikatan adalah sebagai berikut:

ΔH = Σenergi ikatan reaktan – Σenergi ikatan produk

ΔH = Σenergi yang dibutuhkan – Σenergi yang dilepaskan

Sebagai contoh, diberikan data energi ikatan sebagai berikut:

H-H = 436,4 kJ/mol

O=O = 498,7 kJ/mol

O-H = 460 kJ/mol

Dengan menggunakan data-data tersebut, maka entalpi reaksi 2 H2(g) + O2(g) –> 2 H2O(g) dapat dihitung dengan cara sebagai berikut:

ΔH = Σenergi ikatan reaktan – Σenergi ikatan produk

ΔH = [2.energi ikatan H-H + 1.energi ikatan O=O] – [4.energi ikatan O-H]

ΔH = [2(436,4) + 1(498,7)] – [4(460)]

ΔH = 1371,5 – 1840 = -468,5 kJ/mol

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Tabel Periodik

26 Agustus 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari sejarah perkembangan tabel periodik, cara menentukan letak suatu unsur dalam tabel periodik berdasarkan konfigurasi elektronnya, serta mempelajari beberapa sifat fisik unsur yang berubah secara berkala dan teratur dalam tabel periodik.

Para kimiawan, sama seperti sebagian besar ilmuwan lainnya, senang mengelompokkan sesuatu menjadi kelompok-kelompok yang memiliki sifat-sifat serupa. Proses ini disebut penggolongan yang memudahkan untuk mempelajari sifat-sifat tertentu. Para kimiawan mengelompokkan unsur-unsur pada tabel periodik sehingga mereka tidak harus mempelajari sifat masing-masing unsur tersebut. Dengan tabel periodik, mereka hanya mempelajari sifat-sifat masing-masing kelompok.

Pada abad ke-19, para ahli kimia mencoba menyusun tabel periodik berdasarkan nomor massa unsur. Pengukuran massa unsur secara akurat telah berhasil dilakukan pada masa itu. Penyusunan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa unsur telah mempermudah para ahli kimia mempelajari sifat-sifat unsur yang jumlahnya cukup banyak di alam.

Pada tahun 1864, John Newlands, seorang kimiawan berkebangsaan Inggris, menemukan bahwa saat unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor massa, akan terlihat bahwa unsur pertama memiliki sifat yang sama dengan unsur kesembilan. Hal ini berarti bahwa unsur-unsur dapat dikelompokkan menjadi delapan kelas (kelompok). Newlands memberi nama fenomena ini dengan istilah Hukum Oktaf.

Tabel periodik versi Newlands masih memiliki sejumlah keterbatasan. Oleh karena itu, pada tahun 1869, Dmitri Mendeleev, seorang ilmuwan berkebangsaan Rusia dan Lothar Meyer, seorang ilmuwan berkebangsaan Jerman, secara terpisah mengajukan versi tabel periodik yang lebih sempurna. Mendeleev mempelajari pola pengulangan sifat-sifat kimia pada unsur yang telah diketahui pada saat itu. Mendeleev menyusun unsur-unsur tersebut berdasarkan kenaikan massa atomnya untuk membentuk sesuatu yang sangat mirip dengan tabel periodik modern yang kita kenal saat ini. Bahkan, Mendeleev dapat meramalkan sifat-sifat dari beberapa unsur yang belum ditemukan saat itu. Sebagai contoh, Mendeleev meramalkan suatu unsur baru yang diberi nama eka-aluminium (unsur tepat di bawah Aluminium)dan meramalkan sifat-sifatnya. Saat unsur Galium ditemukan empat tahun kemudian, sifat-sifat unsur ini sama seperti eka-aluminium yang diramalkan oleh Mendeleev.

Pada tahun 1913, Henry Moseley, seorang fisikawan berkebangsaan Inggris, menemukan hubungan antara nomor atom dengan frekuensi sinar-X yang dihasilkan saat unsur dibombardir sejumlah radiasi. Moseley menemukan pula bahwa kenaikan nomor atom sebanding dengan kenaikan nomor massa. Dengan menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan nomor atom, kelemahan tabel periodik versi Mendeleev berhasil diterangkan. Sebagai contoh, unsur Argon dengan nomor atom 18 ditempatkan sebelum unsur Kalium dengan nomor atom 19, walaupun massa unsur Argon (39,95 sma) lebih besar dibandingkan massa unsur Kalium (39,10 sma).

Tabel periodik modern yang kita gunakan sekarang disusun berdasarkan kenaikan nomor atom unsur. Tabel periodik modern berisi nomor atom, nomor massa, banyaknya elektron valensi, serta simbol unsur yang bersangkutan. Selain menunjukkan jumlah proton di inti atom, nomor atom sekaligus juga menunjukkan jumlah elektron yang dimiliki atom. Dengan demikian, konfigurasi elektron unsur dapat digunakan untuk mempelajari sifat kimia dan sifat fisika unsur-unsur di alam. Kegunaan utama tabel periodik adalah mempermudah mempelajari sifat unsur-unsur dalam satu golongan maupun satu periode. Para ahli kimia dapat menemukan hubungan antarunsur dan dapat menuliskan rumus senyawa yang berbeda-beda dengan bantuan tabel periodik.

Tabel periodik terdiri atas baris-baris mendatar yang disebut periode dan diberi nomor 1 sampai 7 dimulai dari sebelah kiri tabel. Kolom-kolom tegak lurus disebut kelompok atau golongan. Unsur-unsur pada golongan yang sama akan memiliki sifat-sifat yang sama. Golongan dapat diberi nomor di atas kolomnya dengan salah satu dari dua cara berikut:

1. Metode Lama

Metode ini menggunakan angka Romawi dan huruf. Banyak kimiawan (khususnya saya)  yang lebih menyukai dan masih menggunakan metode ini.

2. Metode Baru

Metode ini lebih sederhana, hanya menggunakan nomor 1 sampai 18.

Saat  mempelajari tabel periodik, kita dapat melihat garis seperti anak tangga, yang dimulai dari Boron (B) dengan nomor atom 5 dan menurun sampai Polonium (Po) dengan nomor atom 84. Semua unsur yang berada di sebelah kiri garis tersebut dikelompokkan sebagai logam, kecuali Germanium (Ge) dan Antimoni (Sb). Golongan logam umumnya berbentuk padat (kecuali Merkuri, Hg, yang berupa cairan), berkilap, konduktor yang baik untuk listrik dan panas, dapat ditempa, dan mudah diulur menyerupai kawat. Unsur logam cenderung kehilangan elektron dengan mudah. Sebagian besar unsur-unsur dalam tabel periodik merupakan logam.

Unsur yang berada di sebelah kanan garis dikelompokkan sebagai nonlogam (termasuk unsur Hidrogen). Nonlogam memiliki sifat yang berlawanan dengan logam. Nonlogam bersifat rapuh, tidak mudah diulur maupun ditempa, bukan konduktor listrik dan panas yang baik, serta cenderung memperoleh elektron pada suatu reaksi kimia. Beberapa nonlogam bersifat cair.

Unsur-unsur yang berada pada garis berbentuk tangga digolongkan sebagai metaloid. Metaloid atau semilogam memiliki sifat yang berada di antara logam dan nonlogam. Unusr-unsur ini memiliki sifat konduktivitas yang unik dan sering digunakan pada industri semikonduktor dan keping komputer.

Meskipun unsur-unsur berada pada periode yang sama, sifat kimia dari unsur-unsur tersebut tidak tepat sama. Sebagai contoh, unsur Natrium dan Magnesium,  akan kehilangan elektron pada reaksi kimia. Akan tetapi, Natrium hanya kehilangan satu elektron, sementara Magnesium kehilangan dua elektron. Sebaliknya, Klorin (Cl) cenderung menangkap satu elektron pada reaksi kimia.

Unsur-unsur yang berada dalam satu golongan akan memiliki sifat sama. Sebagai contoh, golongan IA, dimulai dari Litium (Li) (Hidrogen tidak dapat dimasukkan dalam golongan ini) sampai Fransium (Fr), cenderung akan kehilangan satu elektronnya pada reaksi kimia. Sebaliknya, semua unsur pada golongan VIIA cenderung menangkap satu elektron.

Konfigurasi elektron menunjukkan jumlah elektron pada setiap kulit atom. Konfigurasi elektron ini menunjukkan adanya beberapa kesamaan di antara setiap kelompok unsur berdasarkan elektron valensi, yaitu elektron yang terletak pada kulit terluar. Unsur-unsur yang terletak pada golongan yang sama memiliki elektron valensi sama. Sebagai contoh, pada Li, elektron valensinya satu pada kulit ke-2. Untuk Na, elektron valensinya satu pada kulit ke-3. Sementara, pada K, elektron valensinya satu pada kulit ke-4. Dengan demikian, unsur-unsur tersebut dikelompokkan dalam golongan yang sama, yaitu golongan IA (Alkali).

3Li : 2 . 1

11Na : 2 . 8 . 1

19K : 2 . 8 . 8. 1

Dengan halnya, setiap unsur yang memiliki dua elektron akan terletak pada golongan IIA (Alkali Tanah). Sementara, setiap Halogen memiliki tujuh elektron valensi dan setiap Gas Mulia memiliki delapan elektron valensi, yang mengisi penuh tiap kulitnya.

Berikut ini adalah tabel yang menunjukkan golongan unsur, nama golongan unsur, serta jumlah elektron valensinya:

Golongan

Nama Golongan

Jumlah Elektron Valensi

IA

Alkali

1

IIA

Alkali Tanah

2

IIIA

Boron-Aluminium

3

IVA

Karbon-Silikon

4

VA

Nitrogen-Fosfor

5

VIA

Oksigen-Sulfur

6

VIIA

Halogen

7

VIIIA

Gas Mulia

8

Berikut ini juga diberikan beberapa contoh penentuan letak suatu unsur dalam tabel periodik berdasarkan konfigurasi elektronnya:

20Ca : 2 . 8 . 8 . 2

Jumlah kulit yang terisi elektron = periode = 4

Jumlah elektron valensi = golongan = IIA

36Kr : 2 . 8 . 18 . 8

Jumlah kulit yang terisi elektron = periode = 4

Jumlah elektron valensi = golongan = VIIIA

53I : 2 . 8 . 18 . 18 . 7

Jumlah kulit yang terisi elektron = periode = 5

Jumlah elektron valensi = golongan = VIIA

88Ra : 2 . 8 . 18 . 32 . 18 . 8 . 2

Jumlah kulit yang terisi elektron = periode = 7

Jumlah elektron valensi = golongan = IIA

Beberapa sifat fisik unsur yang berubah secara berkala dan teratur dalam tabel periodik, antara lain:

1. Jari-Jari Atom

Unsur-unsur dalam satu golongan akan mengalami peningkatan jari-jari seiring bertambahnya nomor atom (dari atas ke bawah). Sementara, unsur-unsur dalam satu periode justru mengalami penyusutan jari-jari seiring bertambahnya nomor atom (dari kiri ke kanan).

Peningkatan jari-jari dalam satu golongan terjadi akibat penambahan jumlah kulit yang terisi oleh elektron. Sebaliknya, dalam satu periode, jumlah kulit yang terisi elektron sama, akan tetapi jumlah elektron valensinya meningkat dari kiri ke kanan. Akibatnya, dalam satu periode, dari kiri ke kanan, gaya penarikan inti terhadap elektron valensi semakin kuat . Dengan demikian, akan terjadi peristiwa shrink (penarikan ke dalam = penyusutan) ukuran atom.

2. Energi Ionisasi

Energi Ionisasi adalah jumlah minimum energi yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron pada unsur dalam wujud (fasa) gas. Nilai energi ionisasi mencerminkan seberapa kuat elektron (khususnya elektron valensi) terikat pada atom. Semakin besar nilai energi ionisasi, semakin sulit elektron dilepaskan dari atom.

Dalam satu golongan, energi ionisasi akan menurun seiring peningkatan ukuran atom (dari atas ke bawah). Hal ini terjadi akibat semakin jauhnya letak elektron valensi terhadap inti atom, sehingga kekuatan gaya penarikan inti terhadap elektron melemah. Semakin besar ukuran atom, semakin mudah pula atom tersebut melepaskan elektron, sehingga semakin mudah membentuk ion positif (kation).

Sebaliknya, dalam satu periode, dari kiri ke kanan, terjadi kenaikan energi ionisasi. Hal ini akibat menyusutnya ukuran atom, sehingga gaya penarikan inti terhadap elektron semakin kuat. Elektron, dalam hal ini, semakin sulit dilepaskan.

3. Afinitas Elektron

Afinitas Elektron adalah jumlah energi yang dilepaskan saat suatu unsur dalam wujud (fasa) gas menangkap elektron membentuk anion. Unsur yang mudah menangkap elektron akan melepaskan energi dalam jumlah besar. Semakin mudah unsur menangkap elektron, semakin besar pula energi yang dilepaskan.

Dalam satu golongan, seiring meningkatnya ukuran atom (dari atas ke bawah), mengakibatkan letak kulit valensi semakin jauh dari inti. Akibatnya, kemampuan inti untuk menangkap elektron dari luar semakin lemah. Dengan demikian, nilai afinitas elektron akan menurun seiiring bertambahnya nomor atom dalam satu golongan.

Sementara itu, dalam satu periode, justru terjadi kondisi yang berlawanan. Seiring bertambahnya nomor atom dalam satu periode (dari kiri ke kanan), akan menyebabkan penyusutan ukuran atom. Kondisi ini akan memperkuat gaya penarikan inti terhadap elektron terluar. Dengan demikian, unsur semakin mudah menangkap elektron dari luar. Hal ini menyebabkan nilai afinitas elekton akan meningkat.

4. Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik elektron. Semakin besar nilai keelektronegatifan, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik elektron. Sifat ini berkaitan erat dengan afinitas elektron. Pada tabel periodik, dalam satu periode, keelektronegatifan akan meningkat dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan menurun dari atas ke bawah.  Nilai keelektronegatifan unsur-unsur dinyatakan dalam skala Pauli dan dapat dilihat pada Tabel Keelektronegatifan Pauli.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Ikatan Kimia, Interaksi Antarmolekul, Bentuk Molekul, dan Hibridisasi Orbital Atom

20 Agustus 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari dua jenis utama ikatan kimia, interaksi yang terjadi sesama molekul, proses pembentukan ikatan kimia melalui penggabungan orbital-orbitan atom pusat (hibridisasi), serta meramalkan bentuk suatu molekul berdasarkan jumlah pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat molekul tersebut.

Penyusunan tabel periodik dan konsep konfigurasi elektron telah membantu para ahli kimia menjelaskan  proses pembentukan molekul dan ikatan yang terdapat dalam suatu molekul. Gilbert Lewis, seorang kimiawan berkebangsaan Amerika, mengajukan teori bahwa atom akan bergabung dengan sesama atom lainnya membentuk molekul dengan tujuan untuk mencapai konfigurasi elektron yang lebih stabil. Kestabilan dicapai saat atom-atom memiliki konfigurasi elektron seperti gas mulia (semua kulit dan subkulit terisi penuh oleh elektron serta memiliki 8 elektron valensi).

Saat atom-atom berinteraksi, hanya elektron valensi yang terlibat dalam proses pembentukan ikatan kimia. Untuk menunjukkan elektron valensi yang terlibat dalam pembentukan ikatan, para ahli kimia menggunakan simbol Lewis dot, yaitu simbol suatu unsur dan satu dot untuk mewakili tiap elektron valensi unsur bersangkutan. Jumlah elektron valensi suatu unsur sama dengan golongan unsur bersangkutan. Sebagai contoh, unsur Mg terletak pada golongan IIA, sehingga memiliki 2 elektron valensi (2 dot). Sementara, unsur S yang terletak pada golongan VIA, akan memiliki 6 elektron valensi (6 dot). Unsur yang terletak pada golongan yang sama akan memiliki struktur Lewis dot yang serupa.

Natrium termasuk unsur logam yang cukup umum. Unsur ini berkilau, lunak, dan merupakan konduktor yang baik, selain itu juga sangat reaktif. Umumnya, natrium disimpan di dalam minyak untuk mencegahnya bereaksi dengan air yang berasal dari udara. Jika kita melelehkan sepotong logam natrium dan meletakannya ke dalam beaker glass yang terisi penuh oleh gas klorin yang berwarna kuning kehijauan, sesuatu yang sangat menakjubkan akan terjadi. Natrium mulai memancarkan cahaya putih yang semakin terang dan gas klorin mulai bercampur, yang disertai dengan hilangnya warna. Beberapa saat kemudian, reaksi selesai, dan kita akan mendapatkan garam meja atau NaCl yang terendapkan di dasar beaker glass.

Natrium adalah logam alkali, golongan IA pada tabel periodik. Natrium memiliki 1 elektron valensi. Sebaliknya, klorin adalah unsur nonlogam, unsur golongan halogen (VIIA) pada tabel periodik. Unsur ini memiliki 7 elektron valensi.  Unsur-unsur di golongan A pada tabel periodik akan mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron valensi untuk mengisi tingkat energi valensinya dan menjadi sempurna (meniru konfigurasi gas mulia). Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian orbital s dan p terluar yang disebut sebagai aturan oktet, yaitu unsur akan mendapatkan atau kehilangan elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet).

Natrium memiliki satu elektron valensi. Menurut hukum oktet, unsur ini akan bersifat stabil ketika memiliki 8 elektron valensi. Dengan demikian, natrium akan kehilangan elektron 3s-nya. Dengan demikian, atom natrium akan berubah menjadi ion natrium dengan muatan positif satu (Na+). Ion tersebut isoelektronik dengan neon (gas mulia) sehingga ion Na+ bersifat stabil.

Sementara, untuk memenuhi aturan oktet, unsur klorin membutuhkan satu elektron untuk melengkapi pengisian elektron pada 3p. Setelah menerima satu elektron tambahan, unsur ini berubah menjadi ion dengan muatan negatif satu (Cl-). Ion Cl- isoelektronik dengan argon (gas mulia) sehingga bersifat stabil.

Jika natrium dicampurkan dengan klorin, jumlah elektron natrium yang hilang akan sama dengan jumlah elektron yang diperoleh klorin. Satu elektron 3s pada natrium akan dipindahkan ke orbital 3p pada klorin. Peristiwa serah-terima elektron terjadi dalam proses pembentukan senyawa NaCl. Ini merupakan contoh dari ikatan ionik, yaitu ikatan kimia (gaya tarik-menarik yang kuat yang tetap menyatukan dua unsur kimia) yang berasal dari gaya tarik elektrostatik (gaya tarik-menarik dari muatan-muatan yang berlawanan) antara ion positif (kation) dan ion negatif (anion). Ikatan ionik terbentuk saat unsur logam bereaksi dengan unsur nonlogam.

Di sisi lain, tidak semua ikatan kimia terbentuk melalui mekanisme serah-terima elektron. Atom-atom juga dapat mencapai kestabilan melalui mekanisme pemakaian bersama pasangan elektron. Ikatan yang terbentuk dikenal dengan istilah ikatan kovelen. Senyawa kovelen adalah senyawa yang hanya memiliki ikatan kovelen.

Sebagai contoh, atom hidrogen memiliki satu elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan (isoelektronik dengan helium), atom hidrogen membutuhkan satu elektron tambahan. Saat dua atom hidrogen membentuk ikatan kimia, tidak terjadi peristiwa serah-terima elektron. Yang akan terjadi adalah kedua atom akan menggunakan elektronnya secara bersama-sama. Kedua elektron (satu dari masing-masing hidrogen) menjadi milik kedua atom tersebut. Dengan demikian, molekul H2 terbentuk melalui pembentukan ikatan kovelen, yaitu ikatan kimia yang berasal dari penggunaan bersama satu atau lebih pasangan elektron antara dua atom. Ikatan ini terjadi di antara dua unsur nonlogam.

Ikatan kovalen dapat dinyatakan dalam bentuk Struktur Lewis, yaitu representasi ikatan kovelen, dimana elektron yang digunakan bersama digambarkan sebagai garis atau sepasang dot antara dua atom; sementara pasangan elektron yang tidak digunakan bersama (lone pair) digambarkan sebagai pasangan dot pada atom bersangkutan. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian orbital s dan p (bahkan orbital d) terluar yang disebut sebagai aturan oktet, yaitu unsur akan berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet), kecuali hidrogen dengan dua elektron valensi (duplet).

Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovelen. Ikatan tunggal terjadi saat dua atom menggunakan sepasang elektron bersama. Ikatan rangkap dua (ganda) terjadi saat dua atom menggunakan menggunakan dua pasangan elektron bersama. Sementara, ikatan rangkap tiga terjadi saat dua atom menggunakan tiga pasangan elektron bersama.

Senyawa ionik memiliki sifat yang berbeda dari senyawa kovalen. Senyawa ionik, pada suhu kamar, umumnya berbentuk padat, dengan titik didih dan titik leleh tinggi, serta bersifat elektrolit. Sebaliknya, senyawa kovelen, pada suhu kamar, dapat berbentuk padat, cair, maupun gas. Selain itu, senyawa kovalen memiliki titik didih dan titik leleh yang relatif rendah bila dibandingkan dengan senyawa ionik serta cenderung bersifat nonelektrolit.

Ketika atom klorin berikatan secara kovalen dengan atom klorin lainnya, pasangan elektron akan digunakan bersama secara seimbang. Kerapatan elektron yang mengandung ikatan kovalen terletak di tengah-tengah di antara kedua atom. Setiap atom menarik kedua elektron yang berikatan secara sama. Ikatan seperti ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen nonpolar.

Sementara, apa yang akan terjadi bila kedua atom yang terlibat dalam ikatan kimia tidak sama? Kedua inti yang bermuatan positif yang mempunyai gaya tarik berbeda akan menarik pasangan elektron dengan derajat (kekuatan) yang berbeda. Hasilnya adalah pasangan elektron cenderung ditarik dan bergeser ke salah satu atom yang lebih elektronegatif. Ikatan semacam ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen polar.

Sifat yang digunakan untuk membedakan ikatan kovalen polar dengan ikatan kovalen nonpolar adalah elektronegativitas (keelektronegatifan), yaitu kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik pasangan elektron yang berikatan. Semakin besar nilai elektronegativitas, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik pasangan elektron pada ikatan. Dalam tabel periodik, pada satu periode, elektronegativitas akan naik dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan turun dari atas ke bawah.

Ikatan kovelen nonpolar terbentuk bila dua atom yang terlibat dalam ikatan adalah sama atau bila beda elektronegativitas dari atom-atom yang terlibat pada ikatan sangat kecil. Sementara, pada ikatan kovelen polar, atom yang menarik pasangan elektron pengikat dengan lebih kuat akan sedikit lebih bermuatan negatif; sedangkan atom lainnya akan menjadi sedikit lebih bermuatan positif. Ikatan ini terbentuk bila atom-atom yang terlibat dalam ikatan adalah berbeda. Semakin besar beda elektronegativitas, semakin polar pula ikatan yang bersangkutan. Sebagai tambahan, apabila beda elektronegativitas atom-atom sangat besar, maka yang akan terbentuk justru adalah ikatan ionik. Dengan demikian, beda elektronegativitas merupakan salah satu cara untuk meramalkan jenis ikatan yang akan terbentuk di antara dua unsur yang berikatan.

Perbedaan Elektronegativitas

Jenis Ikatan yang Terbentuk

0,0 sampai 0,2

Kovalen nonpolar

0,3 sampai 1,4

Kovalen polar

> 1,5

Ionik

Seperti yang telah kita ketahui sebelumnya, aturan oktet berlaku pada unsur-unsur periode 2 dalam tabel periodik. Akan tetapi, terdapat pula sejumlah penyimpangan aturan oktet yang terjadi dalam proses pembentukan ikatan. Ada tiga tipe penyimpangan aturan oktet, antara lain:

1. The incomplete octet

Contoh : BeH2, BeCl2, BF3, dan BCl3 (catatan: BF3maupun BCl3 dapat berikatan dengan molekul lain yang memiliki lone pair (seperti NH3) membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif) untuk mencapai konfigurasi oktet)

2. Odd electron molecules

Contoh : NO dan NO2 (disebut sebagai radikal karena memiliki sebuah elektron yang tidak berpasangan)

3. The expanded octet

Contoh : PCl5 dan SF6 (atom pusat dikelilingi oleh lebih dari 8 elektron valensi dengan memanfaatkan orbital d yang kosong)

Molekul-molekul umumnya berinteraksi satu sama lainnya. Gaya tarik-menarik antarmolekul ini terjadi dan merupakan jenis interaksi antarmolekul (gaya antar molekul-molekul yang berbeda). Interaksi ini bertanggung jawab terhadap sifat fisik suatu zat, seperti titik didih, titik leleh, serta fasa (wujud) zat. Berbeda dengan interaksi antarmolekul, interaksi intramolekul (ikatan kimia) merupakan ikatan yang terbentuk saat atom-atom bergabung membentuk molekul. Ikatan kimia berperan dalam menjaga kestabilan molekul sekaligus dapat digunakan dalam meramalkan bentuk suatu molekul. Interaksi antarmolekul lebih lemah dibandingkan ikatan kimia.

Terdapat lima jenis interaksi antarmolekul, yang disusun berdasarkan kekuatan, dari yang terlemah hingga yang terkuat, yaitu:

1. Gaya London atau Gaya Dispersi

Jenis gaya tarik yang sangat lemah ini umumnya terjadi di antara molekul-molekul kovalen nonpolar, seperti N2, H2, atau CH4. Ini dihasilkan oleh menyurut dan mengalirnya orbital-orbital elektron, sehingga memberikan pemisahan muatan yang sangat lemah dan sangat singkat di sekitar ikatan. Gaya London meningkat  seiiring bertambahnya jumlah elektron. Gaya London juga meningkat seiiring bertambahnya massa molar zat, sebab molekul yang memiliki massa molar besar cenderung memiliki lebih banyak elektron. Adanya percabangan pada molekul akan menurunkan kekuatan Gaya London, sebab adanya percabangan akan memperkecil area kontak antarmolekul. Titik didih senyawa sebanding sekaligus mencerminkan kekuatan Gaya London.

2. Interaksi Dipol Terimbas (Dipol Terinduksi)

Gaya antarmolekul ini terjadi saat molekul polar mengimbas (menginduksi) molekul nonpolar. Sebagai contoh, molekul air (H2O) yang bersifat polar dapat menginduksi molekul oksigen (O2) yang bersifat nonpolar. Dipol terimbas inilah yang menyebabkan gas oksigen larut dalam air.

3. Interaksi Dipol-Dipol

Gaya antarmolekul ini terjadi bila ujung positif dari salah satu molekul dipol ditarik ke ujung negatif dari dipol molekul lainnya. Gaya ini lebih kuat dari Gaya London, namun tetap saja sangat lemah. Interaksi ini terjadi pada senyawa kovelen polar, seperti HCl dan HBr.

4. Interaksi Ion-Dipol

Gaya antarmolekul  ini terjadi saat ion (kation maupun anion) berinteraksi dengan molekul polar. Kekuatan interaksi ini bergantung pada muatan dan ukuran ion serta kepolaran dan ukuran molekul polar. Kation memiliki interaksi yang lebih kuat dengan molekul polar dibandingkan anion.  Salah satu contoh interaksi ini adalah hidrasi senyawa NaCl dalam air (proses ion-ion dikelilingi oleh molekul air).

5. Ikatan Hidrogen

Interaksi dipol-dipol yang sangat kuat, yang terjadi bila atom hidrogen terikat pada salah satu dari ketiga unsur yang sangat elektronegatif, yaitu F, O, dan N. Ketiga unsur ini memiliki tarikan yang sangat kuat pada pasangan elektron yang berikatan sehingga atom yang terlibat pada ikatan mendapatkan muatan parsial yang sangat besar. Ikatan ini sangat polar, sehingga interaksi antarmolekul menjadi sangat kuat. Akibatnya, titik didih senyawa yang memiliki ikatan hidrogen relatif tinggi (walapun massa molarnya paling rendah) bila dibandingkan senyawa lain pada golongan yang sama.

Bentuk molekul (geometri molekul) dari suatu molekul adalah cara atom-atom tersusun dalam ruang tiga dimensi. Hal ini penting untuk diketahui oleh para ahli kimia, sebab hal ini sering menjelaskan mengapa reaksi-reaksi tertentu dapat terjadi, sedangkan yang lain tidak. Sebagai contoh, dalam ilmu farmasi, geometri molekul dari suatu obat dapat mengakibatkan reaksi-reaksi samping. Selain itu, geometri molekul juga menjelaskan mengapa air mempunyai dwikutub (ujung positif pada atom H dan ujung negatif pada atom O), sementara karbondioksida tidak.

Teori VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) atau Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi memungkinkan para ahli kimia untuk meramalkan geometri molekul dari molekul-molekul. Teori ini mengasumsikan bahwa pasangan elektron di sekitar atom, baik itu bonding pair maupun lone pair (nonbonding pair), akan berada dalam jarak sejauh mungkin untuk meminimalkan gaya tolakan di antara elektron tersebut.  Geometri pasangan elektron (domain elektron) adalah susunan pasangan elektron, baik bonding pair maupun lone pair di sekitar atom pusat. Berdasarkan jumlah domain elektron, kita dapat meramalkan bentuk molekul.

Untuk menentukan geometri molekul atau bentuk molekul dengan menggunakan teori VSEPR, kita dapat mengikuti langkah-langkah sebagai berikut:

  1. Tentukan struktur Lewis molekul tersebut
  2. Tentukan jumlah keseluruhan pasangan elektron total (domain elektron) yang berada di sekitar atom pusat (ikatan rangkap dua dan rangkap tiga masing-masing dianggap satu domain)
  3. Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukanlah geometri pasangan elektron (domain elektron)

Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukan pula bentuk molekulnya.

Class of Molecule

Number of Electron Pairs

Arrangement (Geometry) of Electron Pairs

Molecular Shape

Examples

AB2

2

Linear

Linear

BeCl2

AB3

3

Trigonal Planar

Trigonal Planar

BF3

AB4

4

Tetrahedral

Tetrahedral

CH4

AB5

5

Trigonal Bipyramidal

Trigonal Bipyramidal

PCl5

AB6

6

Octahedral

Octahedral

SF6

Class of Molecule

Number of Bonding Pairs

Number of Lone Pairs

Number of Electron Pairs

Arrangement (Geometry) of Electron Pairs

Molecular Shape

Examples

AB2E

2

1

3

Trigonal Planar

Bent

SO2

AB3E

3

1

4

Tetrahedral

Trigonal Pyramidal

NH3

AB2E2

2

2

4

Tetrahedral

Bent

H2O

AB4E

4

1

5

Trigonal Bipyramidal

Seesaw

SF4

AB3E2

3

2

5

Trigonal Bipyramidal

T-shaped

ClF3

AB2E3

2

3

5

Trigonal Bipyramidal

Linear

I3-

AB5E

5

1

6

Octahedral

Square Pyramidal

BrF5

AB4E2

4

2

6

Octahedral

Square Planar

XeF4

Selain menggunakan teori  VSEPR, bentuk molekul juga dapat diramalkan melalui pembentukan orbital hibrida, yaitu orbital-orbital suatu atom yang diperoleh saat dua atau lebih orbital atom bersangkutan yang memiliki tingkat energi yang berbeda, bergabung membentuk orbital-orbital baru dengan tingkat energi sama (terjadi pada proses pembentukan ikatan kovalen). Hibridisasi adalah proses penggabungan orbital-orbital atom (biasanya pada atom pusat) untuk mendapatkan orbital hibrida.

Hubungan antara jumlah dan jenis orbital atom pusat yang digunakan pada proses hibridisasi terhadap geometri molekul senyawa bersangkutan dapat dilihat pada tabel berikut ini:

Pure Atomic Orbitals of the Central Atom

Hybridization of the Central Atom

Number of Hybrid Orbitals

Shape of Hybrid Orbitals (Geometry Arrangement)

Examples

s,p

sp

2

Linear

BeCl2

s, p, p

sp2

3

Trigonal Planar

BF3

s, p, p, p

sp3

4

Tetrahedral

CH4

s, p, p, p, d

sp3d

5

Trigonal Bipyramidal

PCl5

s, p, p, p, d, d

sp3d2

6

Octahedral

SF6

Dengan mengetahui jenis dan jumlah orbital atom pusat yang terlibat dalam proses pembentukan ikatan, kita hanya dapat menentukan bentuk geometri (domain elektron) molekul bersangkutan. Sementara untuk menentukan bentuk molekul, kita dapat menggunakan teori VSEPR. Dengan demikian, teori hibridisasi merupakan bagian yang tidak terpisahkan dari teori VSEPR. Melalui kombinasi kedua teori tersebut, kita dapat mempelajari jenis dan jumlah orbital yang terlibat dalam pembentukan ikatan sekaligus meramalkan bentuk molekulnya.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Massa Atom Relatif, Massa Molekul Relatif, dan Mol

20 Agustus 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari cara menyatakan massa sebuah atom dan molekul, serta mempelajari hubungan antara massa zat dengan jumlah partikel yang dimilikinya melalui pendekatan konsep mol.

Massa sebuah atom bergantung pada jumlah elektron, proton, dan neutron yang dimilikinya. Atom adalah partikel yang sangat kecil, sehingga kita tidak dapat menimbang massa sebuah atom tunggal. Akan tetapi, kita dapat menentukan massa suatu atom dengan membandingkannya terhadap atom lain. Dengan demikian, dibutuhkan suatu unsur yang dapat dijadikan sebagai standar pembanding.

Massa atom didefinisikan sebagai massa suatu atom dalam satuan atomic mass unit (amu) atau satuan massa atom (sma). Satu amu didefinisikan sebagai 1/12 kali massa satu atom C-12. Karbon-12 adalah salah satu isotop karbon yang memiliki 6 proton dan 6 neutron. Unsur ini dijadikan sebagai standar pembanding sebab unsur ini memiliki sifat yang sangat stabil dengan waktu paruh yang panjang. Dengan menetapkan massa atom C-12 sebesar 12 sma, kita dapat menentukan massa atom unsur lainnya. Sebagai contoh, diketahui bahwa satu atom hidrogen hanya memiliki massa 8,4% dari massa satu atom C-12. Dengan demikian,  massa satu atom hidrogen adalah sebesar 8,4% x 12 sma atau 1,008 sma. Dengan perhitungan serupa, dapat diperoleh massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma dan massa satu atom besi adalah 55,85 sma.  Hal ini berarti bahwa satu atom besi memiliki massa hampir 56 kali massa satu atom hidrogen.

Massa atom relatif (Ar) suatu unsur X dapat diperoleh melalui persamaan berikut:

Ar X = massa satu atom unsur X / (1/12) x massa satu atom C-12

Selain menghitung massa atom relatif (Ar) suatu unsur, kita dapat juga menentukan massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa.  Massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa dapat diperoleh melalui persamaan berikut:

Mr X = massa 1 molekul senyawa X / (1/12) x massa satu atom C-12

Bobot (massa) setiap atom dapat ditemukan dalam tabel periodik, sehingga massa suatu molekul dapat diperoleh dengan cara menambahkan massa setiap atom di dalam senyawa tersebut.  Sebagai contoh, air, H2O, tersusun atas dua atom hidrogen dan satu atom oksigen. Dengan melihat pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom hidrogen sama dengan 1,008 sma dan massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma. Dengan demikian, massa satu molekul air dapat diperoleh dengan menjumlahkan massa dua atom hidrogen dan massa satu atom oksigen.

Mr H2O = 2 x Ar H + 1 x Ar O = 2 x 1,008 + 1 x 16,00 = 18,016 sma

Contoh lain, pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom tembaga adalah 63,55 sma dan massa satu atom belerang adalah 32,07 sma. Sementara massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma, sementara massa satu atom hidrogen adalah 1,008 sma. Dengan demikian, massa satu molekul CuSO4.5H2O adalah sebagai berikut:

Mr CuSO4.5H2O = 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x Mr H2O

= 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x (2 x Ar H + 1 X Ar O)

= 1 x 63,55 + 1 x 32,07 + 4 x 16,00 + 5 x (2 x 1,008 + 1 x 16,00)

= 249,700 sma

Saat kita melihat massa atom relatif karbon pada tabel periodik, ternyata massa atom relatif karbon tidak tepat 12,00 sma, melainkan 12,01 sma. Perbedaan ini disebabkan oleh kehadiran unsur karbon di alam dalam berbagai bentuk isotop.  Hal ini berarti, massa atom suatu unsur harus dinyatakan dalam bentuk nilai rata-ratanya.

Sebagai contoh, kelimpahan karbon-12  dan karbon-13 di alam masing-masing sebesar 98,90% dan 1,10%. Massa atom relatif unsur C-13 adalah 13,00335 sma. Dengan demikian, massa atom relatif rata-rata atom karbon adalah 98,90% x 12,00 sma +  1,10% x 13,00335 sma = 12,01 sma. Dengan demikian, massa atom relatif atom karbon adalah 12,01 sma. Nilai rata-rata inilah yang ditampilkan sebagai massa atom relatif unsur pada tabel periodik.

Contoh lain, unsur tembaga di alam berada dalam dua bentuk isotop, yaitu Cu-63 dan Cu-65. Kelimpahan masing-masing di alam adalah sebesar 69,09% untuk Cu-63 dan 30,91% untuk Cu-65. Massa atom relatif masing-masing isotop adalah 62,93 sma (Cu-63) dan 64,9278 sma (Cu-65). Massa atom relatif rata-rata atom tembaga adalah 69,09% x 62,93 sma + 30,91% x 64,9278 sma = 63,55 sma. Dengan demikian, massa atom relatif atom tembaga pada tabel periodik adalah 63,55 sma.

Ketika para kimiawan berhubungan dengan atom dan molekul, mereka memerlukan satuan yang sesuai yang dapat digunakan untuk ukuran atom dan molekul yang sangat kecil. Satuan ini disebut mol. Dalam sistem SI, mol adalah kuantitas yang digunakan untuk menunjukkan bahwa suatu zat  memiliki jumlah atom, molekul, maupun ion, yang sama dengan jumlah atom yang dimiliki oleh 12 gram isotop karbon-12.  Jumlah atom yang dimiliki oleh 12 gram isotop karbon-12 ditentukan melalui suatu eksperimen dan bilangan ini dikenal dengan istilah Bilangan Avogadro (NA). Nilai yang diterima saat ini sebagai Bilangan Avogadro adalah sebagai berikut:

NA = 6,0221367 x 1023 (biasanya dibulatkan menjadi 6,022 x 1023)

Hal ini berarti bahwa setiap 1 mol zat apapun, baik atom, molekul, maupun ion, akan memiliki 6,022 x 1023 atom, molekul, maupun ion.

Sebelumnya, kita telah mengetahui bahwa satu mol isotop C-12 memiliki massa sebesar 12 gram serta 6,022 x 1023 atom C-12. Massa yang dimiliki oleh satu mol zat disebut massa molar (massa molekul relatif atau Mr untuk senyawa; massa atom relatif atau Ar untuk unsur). Dapat dicermati bahwa massa molar (Ar) isotop C-12 sama dengan massa atom relatifnya dalam satuan sma. Dengan demikian, massa atom relatif suatu unsur  (dalam satuan sma) mewakili massa satu mol unsur bersangkutan (dalam satuan gram).

Sebagai contoh, massa atom relatif unsur Na adalah 22,99 sma. Ini berarti, massa satu mol unsur Na adalah 22,99 gram. Di dalam 22,99 gram unsur Na terdapat 6,022 x 1023 atom Na. Bila kita memiliki unsur Na sebanyak 114,95 gram, maka akan setara dengan 114,95 gram/ 22,99 (gram/mol) atau 5 mol unsur Na. Dengan demikian, jumlah atom yang dimiliki oleh 114,95 gram unsur Na (setara dengan 5 mol unsur Na) adalah 5 x 6,022 x 1023 atom Na.

Dengan mengetahui massa molar dan Bilangan Avogadro, kita dapat menghitung massa satu atom dalam satuan gram. Sebagai contoh, telah kita ketahui bersama bahwa massa molar C-12 adalah 12,00 gram dan terdapat 6,022 x 1023 atom C-12 dalam satu mol unsur tersebut. Dengan demikian, massa satu atom C-12 adalah sebagai berikut:

12,00 gram atom C-12 / 6,022 x 1023 atom C-12 = 1,993 x 10-23 gram

Telah diketahui pula bahwa massa satu atom C-12 adalah sebesar 12 sma. Dengan demikian, hubungan antara sma dan gram dapat diperoleh melalui cara berikut:

12 sma = 1,993 x 10-23 gram

1 sma = 1,661 x 10-24 gram

1 gram = 6,022 x 1023 sma

Hubungan antara massa, massa molar (Ar maupun Mr), dan jumlah partikel zat, dapat ditunjukkan melalui beberapa persamaan berikut:

mol = massa unsur / Ar unsur

mol = massa senyawa / Mr senyawa

mol = jumlah partikel / Bilangan Avogadro

Dengan mengetahui massa atom relatif (Ar) unsur-unsur penyusun senyawa, kita dapat menentukan massa molekul relatif (Mr)senyawa tersebut. Massa molar senyawa (dalam satuan gram) sama dengan massa molekul relatifnya (dalam satuan amu). Sebagai contoh, massa molekul relatif air sebesar 18,016 sma. Dengan demikian, massa molar air adalah 18,016 gram. Hal ini berarti, massa satu mol molekul air adalah sebesar 18,016 gram dan terdapat 6,022 x 1023 molekul air. Bila kita memiliki 54,048 gram air, maka akan setara dengan 54,048 gram / 18,016 (gram/mol) atau 3 mol molekul air. Jumlah molekul yang dimiliki oleh 3 mol molekul air adalah 3 x 6,022 x 1023 molekul air.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Larutan, Konsentrasi Larutan, dan Sifat Koligatif Larutan

12 Agustus 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang larutan dan daya hantar listrik larutan, menyatakan konsentrasi larutan dalam berbagai satuan, serta mempelajari tentang sifat koligatif larutan.

Larutan adalah campuran homogen antara dua atau lebih jenis zat. Homogen berarti bahwa campuran tersebut mempunyai komposisi yang sama di bagian mana pun. Sebagai contoh, jika sejumlah gula dilarutkan dalam air dan diaduk dengan baik, maka campuran tersebut pada dasarnya akan seragam (sama) di semua bagian.

Larutan terdiri dari pelarut dan satu atau lebih zat terlarut. Pelarut adalah senyawa yang ada dalam jumlah paling besar dan zat terlarut adalah senyawa yang ada dalam jumlah lebih sedikit. Larutan dapat berupa cairan, gas, bahkan padatan. Sebagai contoh, atmosfer adalah larutan; sebab, udara mengandung hampir 79% gas nitrogen, yang dianggap sebagai pelarut, dan gas oksigen, karbon dioksida, serta gas lainnya adalah zat terlarut. Sedangkan contoh larutan dalam bentuk padatan adalah alloy (paduan logam), seperti kuningan (alloy dari Cu dan Zn) dan solder (alloy dari Sn dan Pb).

Berdasarkan daya hantar listrik, larutan dapat dibedakan menjadi dua kategori, antara lain:

1. Larutan Elektrolit

Larutan yang dapat menghantarkan listrik dengan baik. Larutan elektrolit memiliki daya hantar listrik yang bervariasi. Larutan elektrolit kuat memiliki daya hantar listrik yang jauh lebih baik dibandingkan larutan elektrolit lemah.

Zat terlarut dalam elektrolit kuat akan terionisasi sempurna, sehingga menghasilkan ion-ion bebas dalam jumlah besar. Derajat ionisasi zat terlarut (α) sebesar 1. Yang termasuk kategori larutan elektrolit kuat adalah asam kuat (HCl), basa kuat (NaOH), dan garam yang mudah larut (NaCl).

Sebaliknya, zat terlarut dalam elektrolit lemah hanya terionisasi sebagian, sehingga menghasilkan ion-ion bebas dalam jumlah kecil. Derajat ionisasi zat terlarut (α) berkisar antara 0 hingga 1 (0<α<1). Yang termasuk kategori larutan elektrolit lemah adalah asam lemah (CH3COOH), basa lemah (NH3), dan garam yang sukar larut (AgCl).

2. Larutan Nonelektrolit

Larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik, sebab zat terlarut tidak terionisasi menghasilkan ion-ion bebas. Derajat ionisasi zat terlarut (α) sebesar 0. Yang termasuk kategori larutan nonelektrolit adalah senyawa berbasis karbon (hidrokarbon dan senyawa organik).

Konsentrasi adalah jumlah zat terlarut di dalam sejumlah larutan tertentu. Berbagai macam satuan konsentrasi larutan dapat digunakan untuk menjelaskan secara kuantitatif jumlah relatif dari zat terlarut dan pelarut. Para ahli kimia menggunakan empat macam satuan konsentrasi, antara lain:

1. Persen Massa (w/w%)

Persen massa adalah perbandingan antara massa zat terlarut terhadap massa larutan, yang kemudian dikalikan dengan 100 persen.

persen massa = [massa zat terlarut / (massa zat terlarut + massa pelarut)] x 100%

persen massa = [massa zat terlarut / massa larutan] x 100%

2. Fraksi Mol (X)

Fraksi mol adalah perbandingan antara jumlah mol suatu komponen terhadap jumlah mol total semua komponen. Fraksi mol zat terlarut (Xt) adalah perbandingan antara jumlah mol zat terlarut terhadap jumlah mol total dalam larutan. Sedangkan fraksi mol pelarut (Xp) adalah perbandingan antara jumlah mol pelarut terhadap jumlah mol total dalam larutan.

Xt = mol zat terlarut / (mol zat terlarut + mol pelarut)

Xp = mol pelarut / (mol pelarut + mol terlarut)

Xp + Xt = 1

3. Molaritas (M)

Molaritas adalah jumlah mol zat terlarut per liter larutan.

M = mol zat terlarut / liter larutan

M = (gram zat terlarut / Mr zat terlarut) x (1000 / mL larutan)

4. Molalitas (m)

Molalitas didefinisikan sebagai jumlah mol zat terlarut per kilogram pelarut.

m = mol zat terlarut / kg pelarut

m = (gram zat terlarut / Mr zat terlarut) x (1000 / g pelarut)

Beberapa sifat larutan bergantung pada sifat khusus dari zat terlarutnya. Dengan kata lain, pengaruh yang dapat diamati tentang larutan tersebut bergantung pada sifat alamiah zat terlarutnya. Sebagai contoh, larutan garam berasa asin, sedangkan larutan gula berasa manis. Larutan garam menghantarkan listrik, sedangkan larutan gula tidak menghantarkan arus listrik. Larutan yang mengandung kation nikel berwarna hijau, sedangkan larutan yang mengandung kation tembaga berwarna biru.

Ada juga penggolongan larutan yang tidak bergantung pada jenis zat terlarut, khususnya hanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut. Sifat ini disebut sifat koligatif larutan, yaitu sifat yang bergantung pada jumlah partikel zat terlarut dan tidak bergantung pada sifat partikel zat terlarut. Perubahan yang dapat diamati pada larutan hanya bergantung pada jumlah zat terlarut yang ada. Yang termasuk sifat koligatif larutan antara lain:

  1. Penurunan tekanan uap (ΔP)
  2. Kenaikan titik didih (ΔTb)
  3. Penurunan titik beku (ΔTf)
  4. Tekanan osmosis (π)

Penurunan Tekanan Uap (ΔP)

Jika suatu cairan dimasukkan dalam wadah tertutup, cairan tersebut akhirnya akan menguap, dan molekul-molekul gas tersebut menyebabkan adanya tekanan di atas cairan. Tekanan yang disebabkan oleh adanya molekul-molekul gas dari cairan yang menguap disebut tekanan uap cairan.

Jika cairan yang sama digunakan sebagai pelarut dalam suatu larutan, maka tekanan uap cairan akan menurun. Hal ini disebabkan karena partikel-partikel zat terlarut di dalam cairan akan menempati ruang di permukaan, sehingga pelarut tidak dapat menguap dengan mudah. Sering kali, terdapat pula gaya tarik-menarik antara zat terlarut dengan pelarut, yang menyebabkan pelarut menjadi lebih sukar menguap. Semakin banyak jumlah zat terlarut, maka pelarut semakin sukar menguap. Dengan kata lain, adanya zat terlarut menyebabkan  penurunan tekanan uap cairan.

Jika zat terlarut bersifat nonvolatile (sukar menguap), maka tekanan uap larutan selalu lebih rendah dibandingkan tekanan uap pelarut murni. Hubungan antara tekanan uap larutan dengan tekanan uap pelarut murni bergantung pada konsentrasi zat terlarut di dalam larutan. Hal ini dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan berikut:

ΔP = Xt . P°

P = Xp . P°

ΔP = P° – P

ΔP= penurunan tekanan uap larutan

P = tekanan uap larutan

P° = tekanan uap pelarut murni

Xt = fraksi mol zat terlarut

Xp = fraksi mol pelarut

Kenaikan Titik Didih (ΔTb)

Setiap cairan mempunyai suhu didih tertentu (pada tekanan atmosfer tertentu). Suhu ini disebut titik didih cairan. Jika cairan tersebut digunakan sebagai pelarut dalam suatu larutan, maka akan diamati bahwa titik didih larutannya akan selalu lebih tinggi dibandingkan cairan murninya (pelarut). Hal ini dikenal dengan istilah kenaikan titik didih.

Adanya zat terlarut yang sukar menguap menyebabkan pelarut tidak mudah menguap dengan mudah. Oleh karena itu, diperlukan energi yang lebih besar (konsekuensinya suhu menjadi semakin tinggi) untuk menguapkan pelarut. Besarnya kenaikan titik didih dapat dihitung melalui persamaan berikut:

ΔTb = Kb . m

ΔTb = Tb larutan – Tb pelarut

ΔTb = kenaikan titik didih

Kb = konstanta kenaikan titik didih molal

m = molalitas zat terlarut

Penurunan Titik Beku (ΔTf)

Setiap cairan mempunyai suhu beku tertentu. Jika suatu cairan digunakan sebagai pelarut, dapat diamati bahwa titik beku larutan tersebut ternyata selalu lebih rendah dibandingkan titik beku cairan murninya (pelarut). Hal ini disebut penurunan titik beku.

Adanya zat terlarut menyebabkan entropi (ketidakteraturan) pelarut semakin tinggi. Dengan demikian, untuk mengubah pelarut dari fasa cair menjadi fasa padat diperlukan usaha ekstra. Hal ini mengakibatkan titik beku larutan lebih rendah dibandingkan pelarutnya. Persamaan yang digunakan untuk menghitung besarnya penurunan titik beku adalah sebagai berikut:

ΔTf = Kf . m

ΔTf = Tf pelarut – Tf larutan

ΔTf = penurunan titik beku

Kf = konstanta penurunan titik beku molal

m = molalitas zat terlarut

Tekanan Osmosis (π)

Osmosis adalah peristiwa perpindahan pelarut melalui membran semipermeabel ke dalam larutan dengan konsentrasi zat terlarut yang lebih tinggi. Tekanan yang diberikan pada sisi yang lebih pekat untuk menghentikan proses ini disebut tekanan osmosis.

Pelarut selalu mengalir melalui membran semipermeabel dari sisi yang lebih encer ke sisi yang lebih pekat. Semakin pekat larutan , semakin tinggi tekanan yang dibutuhkan untuk menghentikan osmosis (semakin besar tekanan osmosisnya).

Persamaan yang digunakan untuk menghitung tekanan osmosis larutan adalah sebagai berikut:

π = M . R . T

π= tekanan osmosis larutan

M = molaritas larutan

R = konstanta gas (0,0821 L.atm/mol. K)

T = suhu mutlak (K)

Sama seperti sifat koligatif lainnya, besarnya tekanan osmosis berbanding lurus terhadap konsentrasi larutan. Dua larutan yang memiliki konsentrasi yang sama, akan memiliki tekanan osmosis yang sama, larutan dikatakan isotonis satu sama lainnya. Di sisi lain, bila dua larutan tidak memiliki konsentrasi yang sama, maka larutan yang lebih pekat dikatakan hipertonis; sementara larutan yang lebih encer dikatakan hipotonis.

Sifat koligatif larutan elektrolit  berbeda dibandingkan sifat koligatif larutan nonelektrolit. Hal ini terjadi karena zat elektrolit akan terionisasi menghasilkan ion-ion bebas dalam larutan, sehingga satu unit partikel zat elektrolit akan terurai menjadi dua atau lebih partikel ketika dilarutkan. Sebagai contoh, setiap partikel NaCl akan terurai menjadi dua ion, yaitu ion Na+ dan ion Cl-. Dengan demikian, sifat koligatif larutan NaCl 0,1 m adalah dua kali sifat koligatif larutan nonelektrolit 0,1 m. Tentu, diharapkan bahwa sifat koligatif larutan CaCl2 0,1 m adalah tiga kali sifat koligatif larutan larutan glukosa 0,1 m (nonelektrolit).

Dengan demikian, sifat koligatif larutan elektrolit harus dilengkapi dengan faktor ionisasi (faktor Van’t Hoff) dan dimodifikasi menjadi sebagai berikut:

ΔTb = Kb . m . i

ΔTf = Kf . m . i

π = M . R . T . i

i = faktor Van’t Hoff

i = 1 + (n-1)α

n = jumlah ion

α = derajat ionisasi zat elektrolit

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Teori Kuantum dan Konfigurasi Elektron Atom

11 Agustus 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari dasar-dasar teori kuantum, bilangan kuantum, penulisan konfigurasi elektron, serta menentukan kedudukan suatu unsur dalam tabel periodik berdasarkan konfigurasi elektronnya.

Era fisika modern di mulai pada tahun 1900 oleh Max Planck, seorang ilmuwan berkebangsaan Jerman. Pada saat menganalisis data radiasi yang diemisikan oleh zat padat yang dipanaskan pada berbagai temperatur, Planck menemukan bahwa atom dan molekul mengemisi (melepaskan) energi hanya dalam jumlah tertentu (diskrit) yang dikenal dengan istilah kuanta. Hal ini mendobrak asumsi lama yang diyakini oleh para fisikawan bahwa energi bersifat kontinue dan energi dapat dilepaskan dalam jumlah yang bebas  pada proses radiasi.

Pada tahun 1873, James Clerk Maxwell menemukan bahwa cahaya tampak (visible light) merupakan bagian dari gelombang elektromagnetik.  Menurut Maxwell, gelombang elektromagnetik dibangkitkan dari dua komponen, yaitu perpaduan antara komponen medan listik dan medan magnet yang saling tegak lurus satu sama lainnya. Dengan demikian, radiasi yang dihasilkan oleh benda panas merupakan radiasi elektromagnetik, yaitu emisi dan transmisi energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Kecepatan rambat gelombang elektromagnetik sama dengan kecepatan cahaya, yaitu 3,00 x 108 m/s.

Fisika klasik mengasumsikan bahwa atom dan molekul dapat mengemisi atau mengabsorbsi energi radiasi dalam jumlah yang bebas . Akan tetapi, Planck justru mengatakan bahwa atom dan molekul hanya dapat mengemisi atau mengabsorbsi energi dalam jmulah tertentu (diskret). Planck memunculkan istilah kuantum untuk mendefinisikan jumlah energi terkecil yang dapat diemisi atau diabsorbsi dalam bentuk gelombang elektromagnetik.

Energi untuk tiap paket energi (kuantum) didefiniskan dalam persamaan berikut:

E = hυ    atau    E = hc/λ

h = konstanta Planck = 6,63 x 10-34 J.s

υ = frekuensi radiasi

c = kecepatan cahaya = 3,00 x 108 m/s

λ = panjang gelombang radiasi

Berdasarkan teori kuantum, energi selalu diemisi atau diabsorbsi sebesar kelipatan bilangan bulat dari hυ, seperti 2hυ, 3hυ, 4hυ,…, dan tidak pernah berbentuk bilangan desimal, seperti 1,23 hυ atau 5,67 hυ.

Hal ini menarik perhatian Albert Einstein, seorang ilmuwan berkebangsaan Jerman. Pada tahun 1905, Einstein mempelajari efek fotolistrik, suatu fenomena dimana elektron dilepaskan dari permukaan suatu logam setelah menerima sejumlah radiasi (cahaya) yang sesuai dengan frekuensi ambang logam tersebut. Frekuensi ambang (threshold frequency) adalah batas minimum frekuensi (energi) yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari permukaan logam. Di bawah frekuensi ambang, tidak ada elektron yang dapat dilepaskan.  Einstein berkesimpulan bahwa cahaya tersusun dari paket-paket energi diskret yang diberi nama foton. Masing-masing foton memiliki energi sesuai dengan frekuensinya. Persamaan energi foton Einstein adalah sebagai berikut:

E = hυ    atau    E = hc/λ

Bila digunakan radiasi dengan frekuensi tinggi, maka sebagian energi akan digunakan untuk melepaskan elektron dari permukaan logam, sementara sisa energi akan berubah mejadi energi kinetik elektron (sehingga kita dapat menghitung kecepatan elektron saat dilepaskan dari permukaan logam). Hubungan antara radiasi yang diberikan, frekuensi ambang, dan energi kinetik, dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

KE = hυ – BE    atau    hυ = KE + BE

KE = energi kinetik elektron saat lepas dari permukaan logam

hυ = energi radiasi yang diberikan pada permukaan logam

BE = binding energy, energi ikat elektron pada permukaan logam

Model atom Bohr dapat digunakan dengan baik untuk atom yang sangat sederhana seperti atom hidrogen, tetapi tidak untuk atom yang lebih kompleks. Dengan demikian, dikembangkanlah satu model struktur atom yang lebih rumit dengan model mekanika kuantum.

Model mekanika kuantum bersandar pada teori kuantum, yang menyatakan bahwa materi memiliki sifat-sifat yang sama seperti gelombang (Hukum De Broglie). Menurut teori kuantum, letak (posisi) dan momentum (kecepatan dan arah) suatu elektron pada satu waktu tidak mungkin diketahui dengan pasti (prinsip ketidakpastian Heisenberg).  Jadi, lingkaran Bohr yang pasti harus digantikan dengan orbital (awan elektron), yaitu volume ruang yang kemungkinan besar terdapat elektron. Dengan kata lain, kepastian diganti dengan kebolehjadian (probabilitas).

Melalui persamaan Schrodinger, distribusi elektron di dalam atom dapat ditunjukkan melalui seperangkat bilangan kuantum. Dalam mekanika kuantum, tiga bilangan kuantum digunakan untuk menentukan distribusi elektron di dalam atom, sedangkan bilangan kuantum ke-4 digunakan untuk menunjukkan rotasi (spin) elektron di dalam atom.

Keempat bilangan kuantum  yang digunakan adalah sebagai berikut:

1. Bilangan kuantum utama (n) → kulit

Memiliki harga n = 1,2,3,4,…

Menjelaskan tingkat energi orbital dan ukuran orbital

n = 1 (kulit K); n = 2 (kulit L), n = 3 (kulit M); n = 4 (kulit N); …

Jumlah elektron maksimum pada masing-masing kulit adalah 2n2

2.  Bilangan kuantum azimuth atau angular momentum (l) → subkulit

Memiliki harga l = 0,1,2,…,(n-1)

Menjelaskan bentuk orbital

l = 0 (subkulit s); l = 1 (subkulit p); l = 2 (subkulit d); l = 3 (subkulit f);…

n = 1,maka  l = 0

n = 2, maka l = 0 dan 1

n = 3, maka l = 0, 1, dan 2

n = 4, maka l = 0, 1,2, dan 3

Jumlah subkulit yang terdapat pada kulit ke-n adalah n subkulit

3. Bilangan kuantum magnetik (ml) → orbital

Memiliki harga ml = -l, (-l + 1),…, 0,…, (+l +1), +l

Menjelaskan orientasi elektron (letak elektron dalam orbital)

l = 0, maka ml = 0 (1 orbital)

l = 1, maka ml = -1, 0, dan +1 (3 orbital)

l = 2, maka ml = -2, -1, 0, +1, dan +2 (5 orbital)

l = 3, maka ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, dan +3 (7 orbital)

Untuk tiap nilai l, akan terdapat (2l + 1) orbital

4. Bilangan kuantum spin (ms) → rotasi elektron

Memiliki harga ms = + ½ atau ms = – ½

Menjelaskan spin elektron dalam orbital

Masing-masing orbital maksimum hanya dapat ditempati oleh dua elektron dengan spin yang berlawanan (Azas Larangan Pauli)

Bilangan kuantum dapat digunakan dalam menyatakan distribusi elektron di dalam atom. Melalui diagram energi dan konfigurasi elektron, para kimiawan dapat menunjukkan tingkat energi subkulit dan orbital yang ditempati oleh elektron pada atom tertentu.  Dalam penulisan konfigurasi elektron suatu atom, terdapat tiga aturan yang harus ditaati, antara lain:

1. Aturan Aufbau

Elektron akan mulai mengisi dari tingkat energi terendah yang kosong terlebih dahulu menuju tingkat energi yang lebih tinggi. Urutan pengisian elektron adalah sebagai berikut:

1s < 2s < 2p <3s < 3p <4s < 3d < 4p <5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p < 8s

2. Kaidah Hund

Bila terdapat lebih dari satu orbital pada tingkat energi tertentu (seperti 3p atau 4d), hanya satu elektron yang akan mengisi tiap orbital sampai setiap orbital terisi oleh satu elektron; kemudian elektron akan mulai membentuk pasangan pada setiap orbital tadi.

3. Azas Larangan Pauli

Tidak ada dua elektron yang memiliki keempat bilangan kuantum sama dalam orbital yang sama.  Artinya, apabila dua elektron memiliki nilai n, l, dan ml yang sama ( berada dalam orbital yang sama), maka nilai ms kedua elektron harus berbeda.

Berikut diberikan beberapa contoh penulisan konfigurasi elektron atom maupun ion:

8O : 1s2 2s2 2p4

8O2- : 1s2 2s2 2p6

15P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

15P3- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

26Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

26Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d6

28Ni : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8

28Ni3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d7

37Rb : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1

37Rb+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s0

(PS: elektron yang dilepaskan terlebih dahulu adalah elektron pada kulit terluar, bukan subkulit terluar)

Penyimpangan pengisian konfigurasi elektron terjadi pada golongan VI B dan I B. Konfigurasi valensi ns2 (n-1)d4 diubah menjadi ns1 (n-1)d5 (konfigurasi subkulit d setengah penuh). Sementara konfigurasi valensi ns2 (n-1)d9 diubah menjadi ns1 (n-1)d10 (konfigurasi subkulit d penuh).

Berdasarkan konfigurasi elektron, unsur-unsur dapat dikelompokkan menjadi empat blok, yaitu:

  1. Blok s : unsur dengan elektron terakhir pada subkulit s
  2. Blok p : unsur dengan elektron terakhir pada subkulit p
  3. Blok d : unsur dengan elektron terakhir pada subkulit d
  4. Blok f : unsur dengan elektron terakhir pada subkulit f

Konfigurasi elektron dapat digunakan untuk menentukan letak suatu unsur dalam tabel periodik. Periode suatu unsur ditentukan oleh bilangan kuantum terbesar yang ditempati oleh elektron pada unsur  tersebut, sedangkan golongan ditentukan oleh jumlah elektron valensi unsur tersebut. Berikut diberikan rangkuman tabel mengenai golongan unsur dalam tabel periodik:

Golongan Utama (A)

Golongan Transisi (B)

IA

ns1

IIIB

ns2 (n-1)d1

IIA

ns2 (kecuali He)

IVB

ns2 (n-1)d2

IIIA

ns2 np1

VB

ns2 (n-1)d3

IVA

ns2 np2

VIB

ns1 (n-1)d5

VA

ns2 np3

VIIB

ns2 (n-1)d5

VIA

ns2 np4

VIIIB

ns2 (n-1)d6,7,8

VIIA

ns2 np5

IB

ns1 (n-1)d10

VIIIA

ns2 np6

IIB

ns2 (n-1)d10

Berikut beberapa contoh penentuan golongan dan periode unsur  dalam tabel periodik:

20Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Kulit valensi : 4s2

Periode 4/ Golongan IIA

30Zn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

Kulit valensi : 4s2 3d10

Periode 4/ Golongan IIB

24Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Kulit valensi : 4s1 3d5

Periode 4/ Golongan VIB

36Kr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Kulit valensi : 4s2 4p6

Periode 4/ golongan VIIIA

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Perkembangan Teori Atom dan Konfigurasi Elektron

10 Agustus 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari sejarah perkembangan teori atom, struktur atom, serta cara menuliskan distrubusi elektron dalam atom.

Teori atom pertama kali dicetuskan oleh John Dalton, seorang ilmuwan berkebangsaan Inggris, pada tahun 1808. Beliau menyatakan bahwa semua materi tersusun dari “building block” yang dikenal dengan istilah “atom”.  Teori atom Dalton dapat dirangkum dalam beberapa pernyataan berikut:

1. Semua unsur di alam tersusun dari partikel yang sangat kecil yang dikenal sebagai atom

2. Atom-atom suatu unsur adalah identik satu sama lainnya; atom suatu unsur berbeda dari atom unsur lainnya

3. Senyawa terbentuk dari atom-atom berbagai unsur; dalam pembentukan senyawa, perbandingan atom-atom unsur penyusun senyawa selalu merupakan bilangan bulat dan sederhana

4. Reaksi kimia merupakan peristiwa pemisahan, penggabungan, atau penataulangan (rearrangement) atom-atom; reaksi kimia tidak menciptakan atau memusnahkan atom

Seiiring dengan perkembangan zaman dan kemajuan teknologi, para ilmuwan mulai meneliti atom.  Pada tahun 1906, J.J. Thomson, seorang ilmuwan berkebangsaan Inggris, memperoleh Hadiah Nobel bidang Fisika atas keberhasilannya menemukan elektron, salah satu subpartikel penyusun atom. Beliau mengajukan model atom yang dikenal dengan istilah “model roti kismis”. Dalam teori ini, elektron dianggap tersebar secara acak pada permukaan atom berupa bola pejal bermuatan positif.

Pada awal abad ke-19, dua sifat atom telah jelas; di dalam atom terdapat sejumlah elektron dan atom bersifat netral. Untuk mempertahankan sifat netral tersebut, atom haruslah memiliki sejumlah muatan positif yang sama untuk menetralkan muatan negatif yang diemban elektron.  Pada tahun 1911, Ernest Rutherford, seorang ilmuwan berkebangsaan Selandia Baru, melakukan percobaan untuk mempelajari struktur atom dengan menggunakan sinar α yang ditembakkan pada lempengan emas. Beliau memperoleh hasil bahwa sebagian besar sinar  α akan diteruskan, sementara sebagian akan dibelokkan dan dipantulkan kembali. Oleh karena sinar α mengemban muatan positif, maka Beliau berkesimpulan bahwa sebagian besar ruang atom adalah kosong (hampa); atom memiliki muatan positif yang terkonsentrasi pada inti atom dengan densitas tinggi. Hasil penemuan Rutherford semakin melengkapi pengetahuan tentang struktur atom.  Muatan positif yang terdapat pada inti atom dikenal dengan istilah proton (oleh Goldstein).

Perkembangan selanjutnya telah menghasilkan temuan bahwa selain proton, di dalam inti atom terdapat sejumlah subpartikel yang memiliki massa yang hampir sama dengan proton, akan tetapi tidak mengemban muatan listrik. Hal ini dikemukakan oleh James Chadwick, ilmuwan berkebangsaan Inggris pada tahun 1932. Partikel tersebut kemudian dikenal dengan istilah neutron. Dengan demikian, atom bukanlah partikel terkecil penyusun materi; sebab, atom sendiri tersusun dari beberapa subpartikel yang lebih kecil, yaitu ELEKTRON, PROTON, dan NEUTRON.

Niels Bohr, seorang ilmuwan berkebangsaan Denmark, mengajukan model atom Bohr untuk melengkapi beberapa kekurangan dari teori-teori atom sebelumnya. Model atom Bohr menunjukkan bahwa elektron-elektron di dalam atom berada di dalam garis-garis lingkaran (orbit) dengan tingkat energi yang berbeda mengelilingi inti (pikirkanlah planet-planet yang sedang mengorbit mengelilingi matahari di dalam sistem tata surya). Bohr menggunakan istilah tingkat energi (kulit) untuk menggambarkan garis-garis lingkaran dengan level energi yang berbeda. Dengan demikian, struktur atom tersusun dari proton dan neutron pada inti atom yang dikelilingi oleh elektron pada kulit atom. Jumlah proton dalam inti atom sama dengan jumlah elektron pada kulit atom.

Elektron memiliki massa yang jauh lebih kecil bila dibandingkan dengan massa proton maupun neutron. Dengan demikian, massa atom, untuk keperluan praktis, dapat dianggap sebagai jumlah massa proton dan neutron (massa elektron yang sangat kecil dapat diabaikan).

Jumlah banyaknya proton ditambah dengan banyaknya neutron di dalam atom dikenal dengan istilah nomor massa (A).  Sementara, jumlah proton di dalam inti atom sering disebut dengan nomor atom (Z). Oleh karena atom bersifat netral, maka jumlah elektron yang dimiliki akan sama dengan jumlah proton. Simbol suatu unsur tertentu dapat dilengkapi dengan A dan Z, seperti yang dinyatakan dalam bentuk penulisan berikut:

ZXA

Berdasarkan jumlah proton, elektron, dan neutron yang dimiliki masing-masing unsur, maka unsur-unsur tersebut  dapat dikelompokkan ke dalam beberapa kategori berikut:

1. Isotop : unsur-unsur dengan nomor atom (Z) sama, tetapi nomor massa (A) berbeda

Contoh :  1H1 (hidrogen), 1H2 (deuterium), dan 1H3 (tritium)

2. Isobar : unsur-unsur dengan nomor massa (A) sama, tetapi nomor atom (Z) berbeda

Contoh : 15P32 dan 16S32

3. Isoton : unsur-unsur dengan jumlah neutron sama (A-Z, sama)(dibaca: A kurang Z, sama)

Contoh : 7N14 dan 8O15

4. Isoelektron : unsur-unsur dengan jumlah elektron sama

Contoh : 9F-, 10Ne, dan 11Na+

Atom yang bermuatan listrik netral dapat mengemban muatan positif maupun negatif apabila terjadi pelepasan atau penangkapan elektron (ingat: inti atom tidak boleh  mengalami perubahan; sebab, bila terjadi perubahan inti atom, sifat dan jenis unsur akan berubah pula). Atom atau kumpulan atom yang mengemban muatan listrik dikenal dengan sebutan ion. Ion yang mengemban muatan positif (terjadi saat atom kehilangan elektron) disebut kation; sementara ion yang mengemban muatan negatif (terjadi saat atom mendapatkan elektron tambahan dari luar) dikenal dengan istilah anion.

Berdasarkan model atom Bohr, elektron yang terletak pada kulit atom memiliki distribusi sedemikan rupa untuk mempertahankan baik posisi elektron di kulit atom maupun proton dan neutron (dikenal dengan istilah nukleon) pada inti atom. Susunan atau distribusi elektron di dalam kulit atom dikenal dengan istilah konfigurasi elektron. Berdasarkan model atom Bohr, elektron mulai mengisi pada kulit yang paling mendekati inti atom. Setelah dipenuhi, elektron akan mengisi pada kulit berikutnya, dan seterusnya, sesuai dengan jumlah elektron yang dimilikinya.

Kulit atom suatu atom dilambangkan dengan n. Kulit pertama atom memiliki nilai n=1. Sementara kulit kedua memiliki harga n=2, dan seterusnya. Masing-masing kulit memiliki nama dan kapasitas tertentu dalam menampung elektron.

n=1 dikenal dengan nama kulit K; menampung maksimum 2 elektron

n=2 dikenal dengan nama kulit L; menampung maksimum 8 elektron

n=3 dikenal dengan nama kulit M; menampung maksimum 18 elektron

n=4 dikenal dengan nama kulit N; menampung maksimum 32 elektron

Jumlah maksimum elektron pada kulit ke-n dapat ditentukan melalui persamaan 2n2. Pengisian elektron hanya akan dilakukan pada kulit ke-n apabila kulit-kulit sebelumnya telah terisi penuh oleh elektron sesuai aturan 2n2.

Berikut beberapa contoh penulisan konfigurasi elektron, baik atom maupun ion:

6C : 2.4

6C4- : 2.8 (menerima 4 elektron tambahan pada kulit terluar)

12Mg : 2.8.2

12Mg2+ : 2.8 (melepaskan 2 elektron dari kulit terluar)

17Cl : 2.8.7

17Cl- : 2.8.8 (menerima 1 elektron tambahan pada kulit terluar)

20Ca : 2.8.8.2

20Ca2+ : 2.8.8 (melepaskan 2 elektron dari kulit terluar)

55Cs : 2.8.18.18.8.1

55Cs+ : 2.8.18.18.8 (melepaskan 1 elektron dari kulit terluar)

Pelepasan maupun penangkapan elektron dapat mengubah jumlah elektron pada kulit terluar (dikenal dengan istilah elektron valensi). Unsur-unsur yang memiliki elektron valensi sama, umumnya memiliki sifat kimia yang serupa, dan dikelompokkan dalam satu kolom (dikenal dengan istilah golongan). Sementara unsur-unsur yang memiliki jumlah kulit terisi elektron sama, umumnya memiliki sifat yang bervariasi dan mereka dikelompokkan dalam satu baris (dikenal dengan istilah periode). Dengan demikian, konfigurasi elektron telah mempermudah ahli kimia dalam mempelajari sifat unsur-unsur dan mengelompokkan serta menyusunnya dalam tabel periodik (tabel berkala) unsur.

Unsur-unsur di alam umumnya terdapat dalam bentuk senyawa. Hanya beberapa unsur yang terdapat dalam keadaan bebas di alam. Salah satunya adalah golongan gas mulia VIIIA. Unsur-unsur dalam golongan VIIIA tidak berikatan dengan unsur lainnya karena telah mencapai kestabilan. Kestabilan gas mulia diperoleh karena semua kulit terisi penuh oleh elektron dan elektron valensi gas mulia selalu 8 (kecuali Helium yang hanya memiliki elektron valensi 2). Dengan demikian, unsur-unsur cenderung berikatan satu sama lainnya dengan tujuan untuk meniru konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat (memiliki 8 elektron valensi), baik melalui cara serah-terima elektron maupun pemakaian bersama pasangan elektron (pembahasan lebih lengkap bisa dilihat pada bab Ikatan Kimia).

Golongan IA (Alkali) cenderung melepaskan 1 elektron membentuk ion dengan muatan +1

Golongan IIA (Alkali Tanah) cenderung melepaskan 2 elektron membentuk ion dengan muatan +2

Golongan IIIA (Boron-Aluminium) cenderung melepaskan 3 elektron membentuk ion dengan muatan +3

Golongan IVA (Karbon) cenderung melepaskan 4 elektron membentuk ion dengan muatan +4 atau menerima 4 elektron membentuk ion dengan muatan -4

Golongan VA (Nitrogen-Fosfor) cenderung menerima 3 elektron membentuk ion dengan muatan -3

Golongan VIA (Oksigen-Belerang) cenderung menerima 2 elektron membentuk ion dengan muatan -2

Golongan VIIA (Halogen) cenderung menerima 1 elektron membentuk ion dengan muatan -1

Golongan VIIIA (Gas Mulia) telah mencapai kestabilan dengan 8 elektron valensi sehingga tidak membentuk ion

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Pengalaman Menggunakan Notebook

9 Agustus 2009

Hari Minggu lalu (02/08) adalah hari yang istimewa buat saya. Di hari yang indah ini, saya telah memutuskan untuk membeli notebook. Semua ini sesungguhnya berawal sejak 1,5 tahun yang lalu. Saat itu, saya sedang mengajar di program alumni BTA 45. Saya membutuhkan notebook agar dapat menerangkan materi Kimia Asam-Basa melalui slide power point, agar terkesan elegan dan menarik. Sayangnya, waktu itu, saya masih bukan siapa-siapa dan tidak memiliki apa-apa. Apa daya, niat ini saya simpan. Puji Tuhan, belakangan ini, rezeki mulai mendatangi saya. Setelah menabung selama 2 tahun, akhirnya terkumpul sejumlah dana yang cukup untuk merealisasikan apa yang saya impikan. Di siang yang indah itu, saya berangkat dari CitraLand menuju Mangga Dua Square. Setelah menunggu hampir satu jam, akhirnya teman saya datang juga. Kami menanyakan beberapa notebook di beberapa toko. Sayangnya, tidak ada yang cocok. Akhirnya, kami memutuskan untuk menuju ke Ratu Plaza.

Akhirnya, setelah melalui perjalanan yang melelahkan, kami tiba di Ratu Plaza sekitar jam 6 petang. Kami langsung masuk ke store yang khusus menjual notebook Acer. Setelah melihat dan membandingkan, akhirnya saya menjatuhkan pilihan pada notebook yang sekarang saya gunakan ini. Awalnya saya sempat ragu karena harganya yang diluar perkiraan dan harapan saya. Tapi, setelah melihat spesifikasi dan keunggulan notebook ini, saya memutuskan untuk membelinya. Setelah dijelaskan cara pemakaian, akhirnya saya pun membayar dengan debit BCA. Waktu telah menunjukkan pukul 7:30 malam. Saya pun berpisah dengan teman untuk pulang ke Depok.

Setiba di kos, saya langsung istirahat. Membayangkan hari-hari dengan notebook membuat saya merasa “excited” luar biasa hingga tidak bisa tidur. Esoknya, Senin (03/08), saya mencoba untuk meminta teman kos untuk menginstall program di notebook ini. Ternyata tidak ada yang punya. Akhirnya, saya tinggalkan notebook di kos selama 8 jam untuk di-”charge” perdana, dari jam 7 pagi hingga 3 sore. Sementara saya membeli beberapa perlengkapan di toko pusat penjualan alat-alat komputer sekaligus membeli buku yang berjudul The Mystery of 2012. Saya menikmati hari pertama pasca pembelian notebook, walaupun belum dapat digunakan.

Keesokan harinya, Selasa (04/08), saya membawa notebook ke toko perlengkapan alat-alat komputer. Di sana, teknisi menginstall program Windows XP ke dalam notebook saya. Saya menunggu sejak jam 10 pagi hingga 1 siang. Akhirnya, selesai juga. Saya puas dengan hasil install tersebut. Selanjutnya saya membeli tas khusus notebook di Gramedia. Saya juga ingin sekaligus membeli modem, sayangnya toko tersebut tutup pada hari itu.

Rabu, 05/08, adalah hari yang penting untuk saya. Setelah mencoba berbagai fasilitas yang ada di notebook, saya memutuskan untuk melengkapi notebook saya dengan modem. Tepat pukul 1 siang, saya membeli modem IM2. Kemudian, saya mencoba aplikasinya. Ternyata, kecepatan loadingnya cukup memuaskan. Saya pun semakin bahagia dan percaya diri sejak memiliki notebook. Setelah membeli modem,. saya langsung ke Dunkin untuk mencoba fasilitas wifi. Saya menghabiskan waktu hampir 2 jam untuk mencoba fasilitas wifi. Ternyata kualitas memang sebanding dengan harga. Walaupun sudah membayar mahal, tapi kualitas dan kepuasan yang didapatkan tidak mengecewakan.

Hari-hari berikutnya, saya mulai terbiasa dengan semboyan “tiada hari tanpa online”. Khusus hari Kamis, 06/08, setelah sekian lama libur, saya kembali berkesempatan untuk mengajar kembali di salah satu SMA negeri ternama di Ibu Kota. Saya ingin memulai metode pengajaran berbasis IT. Saya ingin mengajar dengan memanfaatkan fasilitas internet. Tapi, apa daya, saya belum berhasil melaksanakannya karena masih terdapat sejumlah masalah teknis. Notebook saya belum compatible dengan LCD yang disediakan di sekolah. Akhirnya, saya pun kembali ke metode tradisional.  Mudah-mudahan, kedepannya, setelah semua masalah teknis ini selesai, saya bisa menerapkan metode pengajaran berbasis internet di sekolah tersebut.

Beberapa hari ini, khususnya dalam sepekan ini, banyak yang terjadi di sekitar kita. Kepergian Mbah Surip, yang kemudian di susul oleh si Burung Merak WS Rendra, hingga penggebrekan teroris yang sedang menjadi hot issue 2 hari ini, membuat saya merasa “pusing”. Tiba-tiba saja, saya di”hantam” oleh informasi dari sana-sini. Belum selesai mencerna sebuah peristiwa, muncul kembali peristiwa lain. Saya merasa bahwa media, di satu sisi, memang baik dalam hal memberikan informasi yang diperlukan oleh masyarakat sekaligus memenuhi hasrat masyarakat untuk mendapatkan informasi teraktual dari suatu peristiwa. Di sisi lain, media juga cenderung mengulang secara terus-menerus dan meng”expose” habis-habisan suatu kejadian yang mungkin mengakibatkan masyarakat kita merasa “overload” dalam menerima semua informasi yang tersajikan.

Satu pelajaran berharga yang dapat saya tarik dalam sepekan ini adalah cintailah dan syukurilah apa yang telah kita miliki hari ini. Jangan sampai kita menyesal di kemudian hari setelah semua itu telah tiada. Cherish our life…..


Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.

Bergabunglah dengan 40 pengikut lainnya.