Materi Persentasi Kimia

Read More

Gaya Molekul dan Gaya Antar Molekul

Sistem periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Ada keterkaitan antara konfigurasi elektron dengan letak unsur dalam sistem periodik

• Letak periode unsur dapat diramalkan dari  jumlah kulit elektron dari unsur tersebut.

• Letak golongan unsur dalam sistem periodik dapat diramalkan dari  subkulit  terakhir yang terisi elektron.

Tabel 1.2 Golongan unsur menurut elektron valensi

Contoh:

Tentukan letak unsur ₁₅P, dan ₂₆Fe dalam sistem periodik unsur!

Jawab:

15P :   [Ne] 3s²   3p³   (blok p : antara IIIA  sampai VIIIA)

berakhir pada kulit ke tiga berarti terletak pada periode ketiga. Elektron bentuk molekul, elektron, gaya antarmolekul

valensinya lima (2+3)   VA.

₂₅Mn :  [Ar] 3d⁵  4s²  (blok d : antara IB sampai VIIIB)

berakhir pada kulit keempat berarti terletak pada periode keempat. Elektron valensi-nya lima, yaitu pada 3d⁵  4s², berarti terletak pada golongan (5+2) VIIB.

BENTUK MOLEKUL DAN GAYA ANTARMOLEKUL

a. Bentuk molekul

Bentuk molekul menggambarkan kedudukan atom-atom di dalam suatu molekul,  yaitu dalam ruang tiga dimensi dan besarnya sudut-sudut yang dibentuk dalam suatu  molekul.

Bentuk molekul dapat dijelaskan dengan menggunakan berbagai pendekatan,  yaitu teori hibridisasi orbital, teori medan kristal, dan teori tolakan pasangan elektron  (Valence Shell Electron Pair Repulsion atau VSEPR). Menurut teori ini, terdapat pola dasar kedudukan pasangan-pasangan elektron akibat adanya gaya tolak-menolak yang terjadi antara pasangan elektron-elektron tersebut. Teori ini tidak menggunakan sama sekali orbital atom.

Pasangan elektron-elektron  pada kulit luar atom pusat akan menyusun diri,  sehingga tolak-menolak diantaranya menjadi minimum.

• Kekuatan tolak-menolak tergantung pada pasangan elektron bebas (PEB) dan pasangan elektro ikatan (PEI)

• Urutan kekuatan tolak-menolak diantara pasangan elektron: PEB-PEB > PEB-PEI > PEI-PEI. Adanya gaya tolak yang kuat pada pasangan elektron bebas (PEB) mengakibatkan PEB akan menempati ruang yang lebih luas.

Tabel 1.3 Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit luar atom pusat

Langkah-langkah meramalkan geometri molekul

berdasarkan teori VSEPR:

1. Membuat rumus Lewis, untuk mengetahui jumlah pasangan elektron pada  kulit terluar atom pusat.

2. Menyusun pasangan elektron disekitar atom pusat yang memberi tolakan minimum.

3. Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang sesuai.

4. Menentukan bentuk molekul setelah mempertimbang  kan pasangan elektron bebas.

 

b. Gaya Antarmolekul

Dalam molekul kovalen, atom-atom terikat satu sama lain karena penggunaan  bersama pasangan elektron. Bagaimana interaksi antar molekul dalam senyawa  molekul? Adakah ikatan antar molekul zat itu?

 

1) Gaya Van der Waals

Gaya yang relatif lemah yang bekerja (tarik-menarik) antarmolekul. Gaya ini  sangat lemah dibandingkan gaya antar atom (ikatan ion dan ikatan kovalen). Untuk memutuskan gaya tersebut diperlukan energi sekitar 0,4 – 40 kJ mol-1, sedangkan untuk ikatan kovalen diperlukan 400 kJ mol-1. Gaya Van der Waals bekerja jika jarak antar molekul sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antar atom.

Ada tiga gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya Van der Waals, yaitu:

                a) Gaya Orientasi

Terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar. Antaraksi antara kutub positif dengan kutub negatif yang lain akan menimbulkan gaya tarik-menarik yang relatif lemah. Gaya ini memberi sumbangan yang sangat lemah kepada gaya van der Waals secara keseluruhan.

                b) Gaya imbas

Terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantaraksi dengan molekul dengan dipol sesaat. Adanya molekul-molekul polar dengan dipol permanen akan menyebabkan imbasan dari molekul polar kepada molekul nonpolar, sehingga elektron-elektron dari molekul nonpolar tersebut mengumpul pada salah satu sisi molekul (terdorong atau tertarik), yang menyebabkan terjadinya dipol sesaat pada molekul nonpolar.

Terjadinya dipol sesaat mengakibatkan adanya tarik-menarik antar dipol yang menghasilkan gaya imbas. Gaya ini juga memberikan sumbangan yang kecil terhadap keseluruhan gaya van der Waals.

                c) Gaya dispersi (gaya London)

Pertama kali dikemukakan oleh Fritz London (1928). Pada molekul nonpolar gaya London ini terjadi akibat adanya elektron-elektron mengelilingi inti secara acak., sehingga pada suatu saat elektron akan mengumpul pada salah satu sisi molekul.  Dipol yang terbentuk dengan cara itu disebut dipol sesaat, karena dipol itu dapat berpindah milyaran kali dalam satu detik. Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat disebut polarisabilitas.

Makin banyak jumlah elektron, makin mudah mengalami polarisasi, maka makin besar Mr makin kuat gaya Londonnya, karena jumlah elektron berkaitan dengan massa molekul relatif. Zat yang molekulnya bertarikan hanya dengan gaya London mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah dibandingkan zat lain yang mempunyai Mr hampir sama.

Gaya dispersi merupakan penyumbang terbesar pada gaya Van der Waals.

Gambar 1.7 Dipol sesaat

Jadi, gaya Van der Waals dipengaruhi oleh beberapa faktor, yaitu:

                1. Kerumitan Molekul

 Gaya antar molekul bekerja pada jarak yang sangat dekat. Semakin dekat jarak antarmolekul semakin kuat gaya antar molekul tersebut. Molekul yang bentuknya sederhana (lurus), gaya antar molekulnya lebih kuat daripada yang bentuknya rumit(bercabang).

Gambar 1.8 Struktur molekul mempengaruhi titik didih n-butana (a) lebih tinggi daripada 3–etil–pentana (b)

                2. Ukuran Molekul

 Molekul yang berukuran besar lebih mudah membentuk dipol sesaat, karena elektronnya terletak jauh dari inti sehingga pergerakkan elektronnya lebih leluasa daripada molekul yang berukuran kecil. Gaya van der waals tidak memiliki arah yang jelas, terlihat pada bentuk kristal kovalen yang bisa berubah pada suhu tertentu.

 

2) Ikatan hidrogen

“Ikatan hidrogen terjadi antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif (N, O, F) pada atom lain”

Ikatan hidrogen ini lebih kuat daripada ikatan Van der Waals, dan memiliki arah yang jelas. Energi untuk memutuskan ikatan hidrogen adalah 15 – 40 kJ/mol, sedangkan untuk memutuskan gaya Van der Waals adalah sekitar 2 – 20 kJ/mol.  Inilah sebabnya zat yang memiliki ikatan hidrogen memiliki titik cair dan titik didih yang relatif tinggi. Ikatan hidrogen yang kuat hanya terjadi antara molekul yang mempunyai ikatan F – H, O”H, atau N”H.

Contoh fenomena ini dapat kita lihat pada senyawa NH₃, H₂O, dan HF

Read More

Struktur Atom dan Sifat SPU

STRUKTUR ATOM DAN SIFAT PERIODIK UNSUR

Bagaimana partikel-partikel penyusun atom  (proton, netron, dan elektron) berada di dalam atom digambarkan dengan struktur atom. Kedudukan elektron di sekitar inti atom atau konfigurasi elektron di sekitar inti atom berpengaruh terhadap sifat  fisis dan kimia atom yang bersangkutan.

Model atom Ernest Rutherford (1871-1937) tahun 1911 yang menyatakan bahwa atom terdiri dari inti kecil yang bermuatan positif (tempat konsentrasi seluruh massa atom) dan dikelilingi oleh elektron pada permukaannya. Namun teori ini tidak dapat menerangkan kestabilan atom. Sewaktu mengelilingi proton, elektron mengalami percepatan sentripetal akibat pengaruh gaya sentripetal (Gaya Coulomb). Menurut teori mekanika klasik dari Maxwell, yang menyatakan bahwa partikel bermuatan bergerak maka akan memancarkan energi. Maka menurut Maxwell bila elektron bergerak mengelilingi inti juga akan memancarkan energi. Pemancaran energi ini menyebabkan elektron kehilangan energinya, sehingga lintasannya berbentuk spiral  dengan jari-jari yang mengecil, laju elektron semakin lambat dan akhirnya dapat tertarik ke inti atom. Jika hal ini terjadi maka atom akan musnah, akan tetapi pada kenyataannya atom stabil.

Maka pada tahun 1913, Niels Bohr menggunakan teori kuantum untuk menjelaskan spektrum unsur. Berdasarkan pengamatan, unsur-unsur dapat memancarkan spektrum garis dan tiap unsur mempunyai spektrum yang khas. Menurut Bohr,

•        Spektrum garis menunjukkan elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Pada lintasannya elektron dapat beredar tanpa pemancaran atau penyerapan energi. Oleh karena itu, energi elektron tidak berubah sehingga lintasannya tetap.

•        Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan lain disertai pemancaran atau penyerapan sejumlah energi yang harganya sama dengan selisih kedua tingkat energi tersebut.

Keterangan :

∆E = Energi yang menyertai perpindahan elektron

E_f = Tingkat energi akhir

E_i = Tingkat energi awal

Namun teori Bohr ini memiliki kelemahan, yaitu:

• Bohr hanya dapat menjelaskan spektrum gas hidrogen, tidak dapat menjelaskan spektrum dari unsur yang jumlah elektronnya lebih dari satu.

• Tidak dapat menjelaskan adanya garis-garis halus pada spektrum gas hidrogen.

Kelemahan dari model atom Bohr dapat dijelaskan oleh Louis Victor de Broglie

pada tahun 1924 dengan teori dualisme partikel gelombang. Menurut de Broglie, pada kondisi tertentu, materi yang bergerak memiliki ciri-ciri gelombang.

Hipotesis tersebut terbukti benar dengan ditemukannya sifat gelombang dari  elektron. Elektron mempunyai sifat difraksi, maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dibenarkan. Gelombang tidak bergerak melalui suatu garis, melainkan menyebar pada daerah tertentu.

Pada tahun 1927, Werner Heisenberg mengemukakan bahwa posisi atau lokasi suatu elektron dalam atom tidak dapat ditentukan dengan pasti. Yang dapat ditentukan adalah hanya kemungkinan (kebolehjadian) menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya.

1.  Model atom mekanika gelombang

Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh Erwin Schrodinger pada tahun1927, mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom. Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan.

Persamaan gelombang ( ᵠ = psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital, yaitu:

a.  Bilangan kuantum utama (n)

Menentukan besarnya tingkat energi suatu elektron yang mencirikan ukuran orbital (menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom). Bilangan kuantum utama memiliki harga mulai dari 1, 2, 3, 4,….dst (bilangan bulat positif). Biasanya dinyatakan dengan lambang, misalnya K(n=1), L(n=2), dst.

Orbital–orbital dengan bilangan kuantum utama berbeda, mempunyai tingkat energi yang berbeda. Makin besar bilangan kuantum utama, kulit makin jauh dari inti, dan makin besar pula energinya.

b.  Bilangan kuantum azimut (l )

Menyatakan subkulit tempat elektron berada. Nilai bilangan kuantum ini menentukan bentuk ruang orbital dan  besarnya momentum sudut elektron. Nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari nol sampai (n – 1) untuk setiap n. Setiap subkulit diberi lambang berdasarkan harga bilangan kuantum l.

l   = 0 ,  lambang s (sharp)

l   = 1,  lambang p (principal)

 l   = 2,  lambang d (diffuse)

 l   = 3, lambang f (fundamental)

(Lambang s, p, d, dan f diambil dari nama spektrum yang dihasilkan oleh logam alkali dari Li sampai dengan Cs).

Tabel 1.1

 

Subkulit-subkulit yang diijinkan pada kulit K sampai N

c. Bilangan kuantum magnetik (ml)

Menyatakan orbital khusus mana yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Selain itu juga dapat menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada bilangan kuantum azimuth, yaitu bilangan bulat dari –l  sampai  +l.

Contoh:

l = 0, maka nilai m = 0 berarti hanya terdapat 1 orbital

l = 1, maka nilai m = –1, 0, +1, berarti terdapat 3 orbital

d. Bilangan kuantum spin (ms atau s)

Bilangan kuantum spin terlepas dari pengaruh momentum sudut. Hal ini berarti bilangan kuantum spin tidak berhubungan secara langsung dengan tiga bilangan kuantum yang lain. Bilangan kuantum spin bukan merupakan penyelesaian dari persamaan gelombang, tetapi didasarkan pada pengamatan Otto Stern dan Walter Gerlach terhadap spektrum yang dilewatkan pada medan magnet, ternyata terdapat dua spektrum yang terpisah dengan kerapatan yang sama. Terjadinya pemisahan garis spektrum oleh medan magnet dimungkinkan karena elektron-elektron tersebut selama mengelilingi inti berputar pada sumbunya dengan arah yang berbeda. Berdasarkan hal ini diusulkan adanya bilangan kuantum spin untuk menandai arah putaran (spin) elektron pada sumbunya.

Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah jarum jam dan berlawanan jarum jam, maka probabilitas elektron berputar searah jarum jam adalah  dan berlawanan jarum jam  . Untuk membedakan arah putarnya maka diberi tanda positif (+1/2 ) dan negatif (–1/2 ). Oleh karena itu dapat dimengerti bahwa satu orbital hanya dapat ditempati maksimum dua elektron.

 

2.  Bentuk dan orientasi orbital

Setiap orbital mempunyai ukuran, bentuk, dan arah orientasi ruang yang ditentukan oleh bilangan kuantum n, l, ml. orbital-orbital bergabung membentuk suatu subkulit, kemudian  subkulit bergabung membentuk kulit dan tingkat energi.

a. Orbital s

Orbital yang paling sederhana. Subkulit s tersusun dari sebuah orbital dengan bilangan kuantum l = 0 dan mempunyai ukuran yang berbeda tergantung harga bilangan kuantum n. Probabilitas (kebolehjadian)untuk menemukan elektron pada orbital s adalah sama untuk ke segala arah, maka bentuk ruang orbital s seperti bola.

 

b. Orbital p

Orbital p tersusun dari tiga orbital dengan bilangan kuantum l = 1. Ketiga orbital p tersebut adalah px, py, pz. dengan bentuk ruang orbital p seperti dumbbell dengan probabilitas untuk menemukan elektron semakin kecil bila mendekati inti.

 

c. Orbital d

Subkulit d tersusun dari lima orbital yang mempunyai bilangan kuantum l = 2.  Arah orientasi dari orbital d dapat dibedakan menjadi dua kelompok yaitu:

–        mempunyai orientasi di antara sumbu, terdiri dari tiga orbital, yaitu dxy, dxz, dan  dyz.

–        mempunyai orientasi pada sumbu, terdiri dari 2 orbital, yaitu: dx2

–        y2, dan dz2.

 

 

3.  Konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron menggambarkan penataan/susunan elektron dalam atom.

a. Aturan Aufbau (membangun)

Pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang tinggi. Elektron mempunyai kecenderungan akan menempati dulu subkulit yang energinya rendah. Besarnya tingkat energi dari suatu subkulit dapat diketahui dari bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth ( l ) dari orbital tersebut.

Orbital dengan harga (n + l) lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Jika harga (n + l) sama, maka orbital yang harga n-nya lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Urutan energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi adalah sebagai  berikut:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d ....

b. Larangan Pauli (Eksklusi Pauli)

Tidak boleh terdapat dua elektron dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama. Orbital yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l, ml yang sama. Yang dapat membedakan hanya bilangan kuantum spin (s). Dengan  demikian, setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang  berlawanan.

Jadi, satu orbital dapat ditempati maksimum oleh dua elektron, karena jika  elektron ketiga dimasukkan maka akan memiliki spin yang sama dengan salah satu elektron sebelumnya.

Maka jumlah elektron pada setiap subkulit sama dengan dua kali jumlah orbitalnya.

Contoh:

Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron

Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron

Jumlah maksimum elektron pada kulit ke-n = 2n²

Contoh:

Jumlah maksimum elektron pada kulit L (n = 2) = 2 (22) = 8

c. Aturan Hund

Pada pengisian orbital-orbital dengan energi yang sama, mula-mula elektron  menempati orbital sendiri-sendiri dengan spin yang paralel, baru kemudian berpasangan.

Contoh:

₇N :  [ He ] 2s² 2p³

Diagram orbitalnya:

Konfigurasi elektron dari gas mulia dapat dipergunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron dari atom-atom yang mempunyai jumlah elektron (bernomor atom) besar. Berikut contoh peyingkatan konfigurasi elektron :

₁₉K   :  1s²   2s²   2p⁶   3s²    3p⁶    4s¹   disingkat menjadi: [Ar]  4s¹

1) Penyimpangan dari aturan umum

Terdapat beberapa atom yang konfigurasi elektronnya menyimpang dari aturan-aturan umum di atas, seperti:

₂₄Cr : [Ar] 4s²    3d⁴   kurang stabil, maka berubah menjadi [Ar] 4s¹   3d⁵

₂₉Cu  : [Ar] 4s²  3d⁹  kurang stabil, maka berubah menjadi [Ar]  4s²   3d¹⁰

₄₆Pd  : [Ar] 5s²  4d⁸  kurang stabil, maka berubah menjadi [Ar]  4d¹⁰

Penyimpangan ini terjadi karena adanya perbedaan tingkat energi yang sangat kecil antara subkulit 3d dan 4s serta antara 4d dan 5s pada masing-masing atom tersebut. Pengisian orbital penuh atau setengah penuh relatif lebih stabil.

2) Cara penulisan urutan subkulit :

Contoh: Ada dua cara menuliskan konfigurasi elektron Magnesium

1) ₂₅Mg :  1s²   2s²   2p⁶   3s²    3p⁶    4s²    3d⁵

2) ₂₅Mg :  1s²   2s²   2p⁶   3s²    3p⁶    3d⁵    4s²

Menurut cara 

• Subkulit-subkulit ditulis sesuai  dengan urutan tingkat energinya; sedangkan pada cara 
• Subkulit-subkulit dari kulit yang sama dikumpulkan. Pada dasarnya kedua cara di atas sesuai dengan aturan Aufbau (dalam prioritas pengisian orbital, yaitu dimulai dari tingkat energi rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi), hanya berbeda dalam hal penulisannya saja.

Read More

Karakteristik Atom Karbon

Pada awalnya, senyawa-senyawa karbon dianggap hanya dapat diperoleh dari tubuh makhluk hidup dan tidak dapat disintesis dalam pabrik. Anggapan tersebut berubah sejak Friedrich Wohler dari Jerman pada tahun 1928 berhasil mensintesis urea (suatu senyawa yang terdapat dalam air seni) dari senyawa anorganik, yaitu dengan memanaskan amonium sianat.

 

Begitu keberhasilan Wohler diketahui, banyak sarjana lain yang mencoba membuat senyawa karbon dari senyawa anorganik. Lambat laun teori tentang daya hidup hilang dan orang hanya menggunakan kimia organik sebagai nama saja tanpa disesuaikan dengan arti yang sesungguhnya. Selain perbedaan jumlah yang sangat mencolok yang menyebabkan kimia karbon dibicarakan secara tersendiri, juga karena terdapat perbedaan yang sangat besar antara senyawa karbon dan senyawa anorganik seperti yang dituliskan berikut ini.

 

Salah satu cara untuk mengetahui bahwa suatu bahan mengandung senyawa karbon, yaitu dengan membakar senyawa tersebut. Hasil pembakaran sempurna dari senyawa karbon akan mengubah karbon menjadi gas CO₂, sedangkan hidrogen berubah menjadi uap air (H₂O). Adanya gas CO₂ hasil pembakaran senyawa karbon dapat dikenali karena dapat mengeruhkan air kapur, sedangkan keberadaan uap air dapat dikenali dengan kertas kobal. Air akan mengubah kertas kobal yang berwarna biru menjadi ros.

A.KARAKTERISTIK ATOM KARBON

Salah satu kekhasan atom karbon ialah  dapat membentuk rantai karbon. Atom karbon dengan nomor atom 6 mempunyai susunan elektron K = 2 dan L = 4. Dengan demikian, atom C mempunyai 4 elektron valensi dan dapat mernbentuk empat ikatan kovalen yang kuat dengan atom C lainnya, serta dapat berikatan secara kuat dengan atom-atom non logam lainnya pada saat yang bersamaan.

1.Bentuk rantai karbon

Ada dua bentuk rantai karbon, yaitu terbuka (alifatik, yang terdiri atas rantai lurus dan rantai bercabang) dan tertutup (siklik).

2.Posisi atom C dalam rantai karbon

Ada empat macam posisi atom C dalam rantai karbon. Keempat macam atom C dalam rantai karbon, yaitu:

• atom C primer, yaitu atom C terikat dengan 1 atom C lainnya;
• atom C sekunder, yaitu atom C terikat dengan 2 atom C lainnya;
• atom C tersier, yaitu atom C terikat dengan 1 atom C lainnya;
• atom C kuartener, yaitu atom C terikat dengan 3 atom C lainnya.

3.Jenis ikatan kovalen antara empat atom dalam rantai karbon

Ada dua macam ikatan kovalen antaratom dalam rantai karbon, yaitu:

• Ikatan tunggal (C – C); 2 atom C menggunakan bersama sepasang elektron.
• Ikatan rangkap, yaitu terdiri atas:
• Ikatan rangkap dua (C = C); penggunaan bersama 2 pasangan elektron.
• Ikatan rangkap tiga (C  C); penggunaan bersama 3 pasangan elektron.

Read More

Senyawa Hidrokarbon

SENYAWA HIDROKARBON

Hidrokarbon adalah senyawa organik yang tersusun dari atom karbon dan hidrogen. Senyawa hidrokarbon merupakan senyawa karbon yang paling sederhana. Sampai sekarang terdapat ± 2 juta senyawa hidrokarbon. Karena jumlahnya yang banyak sekali, maka untuk memudahkan mempelajarinya, para ahli mengggolongkan hidrokarbon berdasarkan strukturnya.

Struktur hidrokarbon yang dimaksud ialah bentuk rantai karbon yaitu (rantai terbuka atau rantai tertutup) dan jenis ikatan kovalen antaratom karbon (ikatan tunggal atau ikatan rangkap). Namun secara umum, hidrokarbon digolongkan menjadi 3, yaitu hidrokarbon alifatik (lurus atau bercabang), alisiklik (rantai tertutup), dan hidrokarbon aromatik (rantai tertutup).

Selain berdasarkan bentuk rantai karbonnya, hidrokarbon juga dapat dibedakan berdasarkan jenis ikatan antaratom C dalam rantai karbon, yaitu hidrokarbon jenuh (memiliki ikatan tunggal) dan hirokarbon tak jenuh (memiliki satu atau lebih ikatan rangkap).

Jenis hidrokarbon:

1.Hidrokarbon alifatik, terdiri atas:

• Alkana;berupa hidrokarbon jenuh, hanya memiliki ikatan tunggal C – C.
• Alkena;berupa hidrokarbon tak jenuh, memiliki minimal 1 ikatan rangkap dua C = C.
• Alkuna; berupa hidrokarbon tak jenuh, memiliki minimal 1 ikatan rangkap tiga C C.

2.Hidrokarbon alisiklik; mempunyai rantai tertutup, dapat berupa hidrokarbon jenuh dan tak jenuh. Contoh hidrokarbon alisklik:

3.Hidrokarbon aromatik; mempunyai rantai tertutup membentuk cincin benzena, berupa hidrokarbon tak jenuh.

Contoh hidrokarbon aromatik:

Read More

Alkana

ALKANA

• Rumus umum alkana

Hidrokarbon jenuh yang paling sederhana merupakan suatu deret senyawa alkana atau parafin. Rumus umum alkana:

C_nH_2n+2

• Tata nama alkana

1. Untuk rantai karbon tidak bercabang Penamaan alkana sesuai dengan jumlah atom C yang dimiliki dan diberi awalan n (n= normal). 

 

1. Untuk rantai karbon bercabang :  

• Tentukan rantai induk, yaitu rantai karbon terpanjang. Beri nomor pada rantai induk sehingga cabang mempunyai nomor sekecil mungkin. Contoh:

• Rantai induk diberi nama alkana sesuai dengan jumlah atom C yang dimiliki oleh rantai induk.
• Cabang merupakan gugus alkil (dengan rumus umum –C_nH_2n+1) dan diberi nama alkil sesuai jumlah atom C dalam cabang tersebut. 

 

 Jika terdapat 2 atau lebih jenis alkil, nama-nama alkil disusun menurut abjad

Rantai induk: Pentana

Gugus alkil: 2-metil dan 3-etil (cabang ada di nomor 2 dan 3)

3-etil-2-metilpentana

• Jika terdapat lebih dari 1 alkil sejenis:

1. Jika terdapat 2 gugus alkil dengan nomor yang sama, maka nomor tersebut harus diulang
2. Beri awalan di, tri, tetra, dan seterusnya pada nama gugus alkil sesuai jumlahnya 

 

Rantai induk: Heksana
Gugus alkil: 2 metil, 3-metil, 3-etil
3-etil-2,3-dimetilheksana

• Untuk penomoran rantai karbon yang mengandung banyak cabang

1. Jika penomoran ekivalen dari kedua ujung rantai, maka pilih rantai yang mengandung banyak cabang.
2. Gugus alkil dengan jumlah atom C lebih banyak diberi nomor yang lebih kecil.

• Sifat alkana 

Sifat fisik:

• Pada suhu biasa, metana, etana, propana, dan butana berwujud gas; pentena sampai heptadekana (C₁₇H₃₆) berwujud cair; sedangan oktadekana (C₁₈H₃₈) dan seterusnya berwujud padat.
• Alkana tidak larut dalam air. Pelarut yang baik untuk alkana yaitu benzena, karbontetraklorida, dan alkana lainnya.
• Semakin banyak atom C yang dikandungnya (semakin besar nilai Mr), maka:

1. titik didih dan titik lelehnya semakin tinggi (alkana yang tidak bercabang titik didihnya lebih tinggi; makin banyak cabang, titik didihnya semakin rendah)
2. kerapatannya makin besar.
3. viskositas alkana makin naik. 
4. volatilitas alkana makin berkurang.

Sifat kimia

1. Alkana adalah zat yang kurang reaktif (sukar bereaksi dengan zat lain), sehingga disebut parafin. Berikut ini reaksi-reaksi terpenting dari alkana:

• Pembakaran

Pembakaran alkana adalah reaksi oksidasi alkana dengan O₂. Proses ini bersifat eksotermik, yaitu menghasilkan panas (kalor). Oleh karena itu, alkana merupakan sumber bahan bakar yang paling banyak digunakan di dunia.

Contoh:

C₃H₈  +  5O₂       3CO₂  + 4H₂O  + energi

• Substitusi oleh halogen

Pada reaksi ini, satu atau lebih atom H pada alkana diganti dengan atom halogen. Alkana bereaksi dengan halogen pada suhu tinggi atau dengan bantuan cahaya.

Kegunaan alkana

1. Secara umum, alkana berguna sebagai bahan bakar dan bahan baku dalam industri petrokimia.

• Metana; berguna sebagai bahan bakar untuk memasak, dan bahan baku pembuatan zat kimia seperti H₂ dan NH₃.
• Etana; berguna sebagai bahan bakar untuk memasak dan sebagai refrigerant dalam sistem pendinginan dua tahap untuk suhu rendah.
• Propana; merupakan komponen utama gas elpiji untuk memasak dan bahan baku senyawa organik.
• Butana; berguna sebagai bahan bakar kendaraan dan bahan baku karet sintesis.Oktana; merupakan komponen utama bahan bakar kendaraan bermotor, yaitu bensin.

Read More

Reaksi Autoredoks

2.Reaksi autoredoks

Dalam suatu reaksi kimia, suatu unsur dapat bertindak sebagai pereduksi dan pengoksidasi sekaligus. Reaksi semacam itu disebut autoredoks (disproporsionasi).

Contoh :

Cu dalam Cu₂O teroksidasi dan tereduksi sekaligus dalam reaksi berikut:

Read More

Redoks Berdasarkan Pelepasan dan Penerimaan Elektron

B.KONSEP REAKSI OKSIDASI REDUKSI BERDASARKAN PELEPASAN DAN PENERIMAAN ELEKTRON

Reaksi oksidasi dan reduksi ternyata bukan hanya melibatkan oksigen, melainkan juga melibatkan elektron. Memasuki abad ke-20, para ahli melihat suatu karakteristik mendasar dari reaksi oksidasi dan reduksi ditinjau dari ikatan kimianya, yaitu adanya serah terima elektron. Konsep ini dapat diterapkan pada reaksi-reaksi yang tidak melibatkan oksigen.

Oksidasi: pelepasan elektron

Reduksi : penerimaan elektron

Contoh:

 

Reaksi oksidasi dan reaksi reduksi selalu terjadi bersamaan. Oleh karena itu, reaksi oksidasi dan reaksi reduksi disebut juga reaksi oksidasi-reduksi atau reaksi redoks. Zat yang mengalami oksidasi disebut reduktor, sedangkan zat yang mengalami reduksi disebut oksidator.

Read More

Redoks berdasarkan penggabungan dan pelepasan Oksigen

Reaksi redoks merupakan kegiatan dari reaksi oksidasi dan reduksi. Reaksi redoks sangat mudah dijumpai dalam kehidupan sehari-hari. Perkaratan besi, perubahan warna daging apel menjadi kecokelatan kalau dikupas merupakan contoh peristiwa oksidasi.

Pada bagian ini kita akan mempelajari lebih mendalam mengenai reaksi redoks ditinjau dari penggabungan dan pelepasan oksigen, pelepasan dan penerimaan elektrondan berdasarkan perubahan bilangan oksidasi.

A.KONSEP REAKSI OKSIDASI DAN REDUKSI BERDASARKAN PENGGABUNGAN DAN PELEPASAN OKSIGEN

Konsep reaksi oksidasi dan reduksi senantiasa mengalami perkembangan seiring dengan kemajuan ilmu kimia. Pada awalnya, sekitar abad ke-18, konsep reaksi oksidasi dan reduksi didasarkan atas penggabungan unsur atau senyawa dengan oksigen membentuk oksida, dan pelepasan oksigen dari senyawa.

Oksidasi: penggabungan oksigen dengan unsur/senyawa.

Reduksi: pelepasan oksigen dari senyawanya.

Contoh:

Read More

Larutan (Materi SMA)

Dalam kehidupan sehari-hari, kita sering mendengar kata larutan. Peran larutan sangat penting di antaranya ialah cairan tubuh kita yang mengandung komponen larutan dari berbagai zat kimia, mineral yang terdapat di kulit bumi kebanyakan ditemukan dalam bentuk  larutan, serta reaksi kimia di laboratorium dan industri kebanyakan berlangsung dalam bentuk larutan. Oleh karena itu kita perlu memahami apa yang disebut dengan larutan dan bagaimana sifat-sifatnya?

A.LARUTAN

Larutan adalah campuran homogen dua zat atau lebih yang saling melarutkan dan masing-masing zat penyusunnya tidak dapat dibedakan lagi secara fisik Larutan terdiri atas dua komponen, yaitu komponen zat terlarut dan pelarut.

•Komponen dengan jumlah yang sedikit biasanya dinamakan zat terlarut.

• Pelarut adalah komponen yang jumlahnya lebih banyak atau yang  strukturnya tidak berubah.

Contoh:

•25 gram garam dapur dalam 100 gram air; air disebut pelarut, sedangkan garam dapur (NaCl) sebagai zat terlarut.

•Sirup (kadar gula 80 %); gula pasir merupakan komponen paling banyak daripada air akan tetapi gula dinyatakan sebagai  zat terlarut dan air sebagai pelarut, sebab

struktur air tidak berubah (wujud: cair), sedangkan gula berubah dari padat menjadi cairan.

 

Larutan dapat digolongkan berdasarkan:

1.Wujud pelarutnya; yaitu terdiri atas larutan cair (contoh: larutan gula, larutan garam); larutan padat (contoh: emas 22 karat merupakan campuran homogen antara emas dan perak atau logam lain); larutan gas (contoh: udara).

2.Daya hantar listriknya; yaitu larutan elektrolit (dapat menhantarkan arus listrik) dan larutan non-elektrolit (tidak dapat menghantarkan arus listrik).

Tidak semua zat jika dicampurkan ke dalam pelarut air dapat membentuk larutan. Garam dapur (NaCl) dan asam asetat (CH₃COOH) merupakan contoh zat yang dapat larut dalam air, tetapi lilin tidak dapat larut dalam air. Suatu  zat akan larut dalam air apabila:

– Kekuatan gaya antarpartikel zat  setara dengan gaya antarpartikel dalam pelarut air.

– Zat mempunyai muatan yang sejenis dengan muatan pelarut air. Air merupakan senyawa kovalen polar, maka zat yang dapat larut dalam air adalah:

a.Senyawa ion, contoh NaCl, partikel-nya terdiri atas ion posirif (Na⁺) dan ion negatif (Cl^–). Sedangkan air adalah senyawa kovalen polar yang partikelnya terdiri atas molekul-molekul H₂O yang memiliki muatan parsial positif ( δ⁺ ) dan negatif (δ^-). Mekanisme pelarutan NaCl dalam H₂O

Molekul H₂O akan mengelilingi permukaan kristal NaCl. Muatan parsial positif(δ⁺) dari molekul H₂O akan tertarik ke ion Cl^- yang ada pada bagian luar kristal. Begitu juga dengan muatan parsial negatifnya (δ^- ) akan tertarik ke ion Na+ (Gambar 5.3)

 

b.Senyawa kovalen polar, contoh C₂H₅OH (etanol) dapat larut dalam air karena molekul-molekul C₂H₅OH dan air sama-sama memiliki muatan parsial positif dan negatif. Keduanya akan tertarik satu sama lain.

Read More