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

Hukum Dasar Kimia

1.Hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier)

Sudah lama orang mengetahui bahwa pada pembakaran kayu akan dihasilkan arang atau abu yang massanya lebih ringan, sedangkan logam menjadi lebih berat setelah dibakar. Akan tetapi, sampai pertengahan abad ke-17 para ilmuwan tidak dapat menjelaskan adanya perubahan massa dalam reaksi kimia. Hal ini disebabkan  keterlibatan udara dalam suatu reaksi belum dipahami secara jelas pada saat itu.

a.Teori phlogiston

Ide awal teori phlogiston berasal dari Johann Joachim Becker (1635-1682) yang kemudian menarik perhatian Gerge Ernst Stahl (1660-1734). Teori phlogiston pada prinsipnya menyatakan:

1)semua materi mengandung zat ringan yang disebut phlogiston;

2)suatu reaksi kimia merupakan perpindahan phlogiston dari suatu materi ke materi yang lain.

Becher dan Stahl memberikan contoh pada pembakaran suatu logam,  massanya akan berubah menjadi lebih berat dibandingkan massa logam awal. Logam akan kehilangan phlogiston sehingga berubah menjadi calx logam (sekarang disebut oksida logam). Untuk memperoleh kembali logam tersebut, calx harus dibakar bersama karbon yang kaya phlogiston, karena phlogiston semula sudah hilang di udara. Calx akan menyerap phlogiston dari udara sehingga berubah menjadi logam semula.

b.Akhir teori phlogiston dan lahirnya hukum kekekalan massa

Hampir satu abad teori phlogiston dianut oleh para ilmuwan. Pada tahun 1774, Joseph Priestley (1733-1804) dari Inggris melakukan eksperimen dengan memanaskan calx merkuri (merkuri oksida) yang berupa serbuk merah. Calx merkuri dapat berubah kembali menjadi logam merkuri hanya dengan pemanasan tanpa penambahan materi yang kaya akan phlogiston. Calx merkuri terurai menjadi logam raksa dan suatu “udara aneh” yang berbeda dari udara biasa. Jika bara api diletakkan dalam “udara aneh”, maka ia akan menyala lebih terang. Menurut Priestly, serbuk calx merkuri menyerap phlogiston udara sehingga berubah menjadi logam raksa. Akibatnya udara di sekitarnya kehabisan phlogiston yang disebut “dephlogisticated air”.

Kegagalan teori phlogiston disebabkan pada waktu itu para ilmuwan belum memahami keterlibatan gas dalam reaksi kimia. Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) di Paris, Prancis, menganggap “phlogiston” adalah suatu zat khayal yang keberadaannya belum terbukti secara eksperimen. Menurut Lavoisier, suatu eksperimen kimia harus memakai pengukuran dan perhitungan kuantitatif.

Pada tahun 1779, Lavoisier mengulang eksperimen Priestly dengan lebih teliti. Ia memanaskan 530 gram logam merkuri dalam suatu wadah yang terhubung dengan udara dalam silinder ukur dalam suatu wadah tertutup. Volum udara dalam silinder ternyata berkurang sebanyak  bagian, sedangkan logam merkuri berubah menjadi calx merkuri (oksida merkuri) dengan massa 572,5 gram, atau terjadi kenaikan massa sebesar 42,4 gram. Besarnya kenaikan massa ini ternyata sama dengan bagian udara yang hilang.  Ia menyadari   bagian udara tersebut ialah udara tanpa phlogiston yang telah bergabung dengan logam merkuri membentuk calx merkuri. Ia menamakan bagian udara tersebut sebagai oksigen.

Berdasarkan eksperimen, Lavoisier merumuskan Hukum Kekekalan Massa yang berbunyi:

 “Di dalam suatu reaksi kimia, massa zat-zat sebelum reaksi sama dengan massa zat sesudah reaksi”

2.Hukum perbandingan tetap (hukum Proust)

Pada tahun 1799, Joseph Louis proust (1754-1826) dari Perancis melakukan eksperimen, yaitu mereaksikan unsur hidrogen dan unsur oksigen. Ia menemukan bahwa unsur hidrogen dan unsur oksigen selalu bereaksi membentuk senyawa air dengan perbandingan massa yang tetap, yaitu 1 : 8.

Massa hidrogen : Massa oksigen = 1  :  8

Proust juga meneliti beberapa senyawa yang lain dan memperoleh kesimpulan yang sama, yaitu perbandingan berat unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa tidak pernah berubah.

Hukum Perbandingan Tetap berbunyi:

“Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap.”

Dengan memakai pemahaman hukum perbandingan tetap, definisi senyawa dapat diperluas sebagai berikut:

“senyawa adalah zat yang terbentuk oleh dua atau lebih unsur  yang berbeda jenis dengan  perbandingan massa unsur-unsur penyusunnya adalah tetap”.

3.Hukum kelipatan perbandingan (hukum Dalton)

Hukum Proust dikembangkan lebih lanjut oleh para ilmuwan untuk unsur-unsur yang dapat membentuk lebih dari satu senyawa. Salah seorang diantaranya ialah Dalton (1766-1844). Dalton mengamati adanya suatu keteraturan yang terkait dengan perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa.

Simak percobaan berikut:

Pada percobaan pertama, 1,33 g oksigen direaksikan dengan 1 g karbon. Reaksi ini menghasilkan 2,33 g karbon monoksida. Selanjutnya pada percobaan kedua, massa oksigen diubah menjadi 2,66 g sementara massa karbon tetap. Reaksi ini menghasilkan senyawa yang berbeda, yaitu karbon dioksida.

Dengan massa oksigen yang sama ternyata perbandingan massa karbon dalam senyawa karbon monoksida dan karbon dioksida merupakan bilangan bulat dan sederhana.

Hukum Kelipatan Perbandingan (hukum Dalton) berbunyi:

“Jika dua jenis unsur  bergabung membentuk lebih dari satu senyawa, dan jika, massa salah satu unsur dalam senyawa tersebut sama, sedangkan massa unsur lainnya berbeda, maka perbandingan massa unsur lainnya dalam senyawa tersebut merupakan bilangan bulat sederhana.”

4.Hukum perbandingan volum (hukum Gay - Lussac)

Joseph Louis Gay Lussac (1788-1850) dari Perancis tertarik pada penemuan Henry Cavendish (1731-1810) dari Inggris, yang menemukan perbandingan volume hidrogen yang bereaksi dengan oksigen membentuk air adalah 2 : 1, jika kedua gas itu diukur pada suhu (T) dan tekanan (P) yang sama. Akhirnya, pada tahun 1809 Joseph Louis Gay Lussac melakukan percobaan terhadap berbagai reaksi gas.

2 volume gas hidrogen + 1 volume gas oksigen  2 volume uap air

1 volume gas nitrogen  + 3 volume gas hidrogen  2 volume gas ammonia

1 volume gas hidrogen + 1 volume gas klorin  2 volume gas hidrogen klorida

Dari percobaan ini, Gay-Lussac merumuskan Hukum Perbandingan Volum (hukum Gay-Lussac) yang berbunyi:

“Pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana.”

Read More