Pages

Subscribe:

Ads 468x60px

Kamis, 31 Desember 2009

Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

1. Luas permukaan sentuh

Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam laju reaksi, sebab semakin besar luas permukaan bidang sentuh antar partikel, maka tumbukan yang terjadi semakin banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi ; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi. Untuk membuktikan dilakukan percobaan untuk melihat pengaruh

Luas permukaan bidang sentuh terhadap laju reaksi. Pengamatan dilakukan pada reaksi antara batu pualam (CaCO3) dengan larutan asam klorida dengan reaksi sebagai berikut :

CaCO3(s) + 2HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)

2. KONSENTRASI

Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makinbesar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.

3. SUHU

Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu rekasi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.
Pada umumnya, untuk setiap kenaikan suhu sebesar 10oC, laju re
aksi akan naik menjadi dua sampai tiga kali cepat dari semula. Hal tersebut dapat dirumuskan sebagai berikut :

Keterangan :

v = kenaikan laju reaksi T0 = suhu awal

T = kenaikan suhu (100C) v0 = laju reaksi awal

Tt = suhu akhit vt = laju reaksi akhir

4. KATALIS

Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.

Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang sama. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerat. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. Ikatan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.

Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantarakimia yang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya:

         A + C    AC (1) 
         B + AC  AB + C (2) 

Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi :

         A + B + C  AB + C 
Beberapa katalis yang pernah dikembangkan antara lain berupa katalis Ziegler-Natta
yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitis
yang paling dikenal adalah proses Haber, yaitu sintesis amoniak menggunakan besi biasa
sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi kendaraan
yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium.

Grafik Orde Reaksi

Orde reaksi menyatakan pangkat dari konsentrasi, maka bentuk grafiknya merupakan grafik perpangkatan.

Reaksi : A hasil

1. Reaksi Orde Nol (0)

Persamaan laju reaksinya :

v = k [ A ]0

v = k

Dari grafik dapat diperoleh bahwa reaksi orde nol ditunjukkan oleh grafik antara

[A] dengan v adalah garis lurus konstan.

2. Reaksi Orde Satu

Persamaan laju reaksinya :

V = k [A]1 = k [A]

Reaksi orde satu ditunjukkan oleh grafik antara [A] dengan v yang merupakan garis linear.

3. Reaksi Orde Dua

Persamaan laju reaksinya :

v = k [A]2

Reaksi orde dua ditunjukkan oleh

grafik antara [A] dengan v yang merupakan Garis lengkung (parabola).


Laju Reaksi

Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi tiap satuan

waktu :

Reaksi = A + B à C, dapat diartikan:

a. Berkurannya konsentrasi A dan B tiap satuan waktu

b. Bertambahnya konsentrasi C tiap satuan waktu


PERSAMAAN LAJU REAKSI

Pada reaksi: mA + nB à C, persamaan laju reaksi dapat dinyatakan dengan

v = k [A]m [B]n

v = laju reaksi

k = tetapan laju reaksi

[A] = konsentrasi/molaritas A

[B] = konsentrasi/molari tas B

m = orde/tingkat reaksi terhadap A

n = orde/tingkat reaksi terhadap B

m + n = orde reaksi total

Jumat, 25 Desember 2009

Kemolaran

Kemolaran (M) menyatakan konsentrasi suatu larutan(jumlah mol zat dalam satu liter )



Rumus Pengenceran
V1.M1=V2.M2
V
1=Volume sebelum pengenceran(liter)
M
1=Molaritas sebelum pengenceran(M)
V
2=Volume sesudah pengenceran(liter)
M
2=Molaritas sesudah pengenceran(M)

Contoh Soal :

1. Sebanyak 16,4 gram Ca(NO3)2 dilarutkan dalam air hingga volume 250 ml. Jika diketahui Mr Ca(NO3)2 = 164, tentukan Konsentrasi larutan !

Jawab :



2. Sebanyak 50 ml larutan HCl 0,2 M ditambah air hingga membentuk larutan HCl dengan konsentrasi 0,05 M. Hitunglah volume air yang harus ditambahkan !

Jawab :

M1 . V1 = M2 . V2

0,2 . 50 = 0,05 . V2

V2 = 200 ml

V air = 200-50 = 150 ml






Rabu, 23 Desember 2009

Hibridisasi


Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui penggabungan antarorbital
senyawa kovalen atau kovalen koordinasi.Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.
Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.
Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana

a. Hibridisasi sp3

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedral (seperti metana, CH4), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen.
Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1 2py1 atau lebih mudah dilihat:

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)
Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH2. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH4.
Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH4. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O2), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH4 yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH4 dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.
Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH4 ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.
Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s
(orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp3 (dibaca s-p-tiga) menjadi

Pada CH4, empat orbital hibrid sp3 bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C4−. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H+) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp3 (25% s dan 75% p).
Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya [3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp3 bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

b. Hibridisasi sp2
Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C2H4) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.
Dalam hibridisasi sp2, orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:



membentuk 3 orbital sp2 dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp2 karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp2 yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).
Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.

c. Hibrid sp
Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.


Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.



Bentuk Molekul

1. Teori Domain Elektron
●Bentuk molekul tergantung pada susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI
dan pasangan elektron bebas (PEB) atom pusat dalam molekul. Dapat dijelaskan
dengan teori tolakan pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence
Shell Electron Pair Repultion)
● Molekul kovalen terdapat pasangan-pasangan elektron baik PEI maupun PEB.
Karena pasangan-pasangan elektron mempunyai muatan sejenis, maka tolak-
menolak antarpasangan elektron. Tolakan (PEB - PEB) > tolakan (PEB - PEI) >
tolakan (PEI - PEI)
● Adanya gaya tolak-menolak menyebabkan atom-atom yang berikatan
membentuk struktur ruang yang tertentu dari suatu molekul dengan demikian
bentuk molekul dipengaruhi oleh banyaknya PEI maupun PEB yang dimiliki pada
atom pusat.
● Bentuk molekul ditentukan oleh pasangan elektron ikatannya
Contoh molekul CH4 memiliki 4 PEI


2. Merumuskan Tipe Molekul
1) Atom pusat dilambangkan dengan A
2) Domain elektron ikatan dilambangkan dengan X
3) Domain elektron bebas dinyatakan dengan E

Tabel tipe molekul

Jumlah Pasangan Elektron Ikatan (X)

Jumlah Pasangan Elektron Bebas (E)

Rumus (AXnEm)

Bentuk Molekul

Contoh

2

0

AX2

Linear

CO2

3

0

AX3

Trigonal planar

BCl3

2

1

AX2E

Bengkok

SO2

4

0

AX4

Tetrahedron

CH4

3

1

AX3E

Piramida trigonal

NH3

2

2

AX2E2

Planar bentuk V

H2O

5

0

AX5

Bipiramida trigonal

PCl5

4

1

AX4E

Bipiramida trigonal

SF4

3

2

AX3E2

Planar bentuk T

IF3

2

3

AX2E3

Linear

XeF2

6

0

AX6

Oktahedron

SF6

5

1

AX5E

Piramida sisiempat

IF5

4

2

AX4E2

Sisiempat datar

XeF4


Dengan menggunakan teori VSEPR maka kita dapat meramalkan bentuk geometri suatu molekul. Dalam artikel ini maka akan di contohkan menentukan bentuk geometri molekul XeF2, XeF4, dan XeF6. Diantara molekul-molekul tersebut ada yang memiliki pasangan elektron bebas dan ada yang tidak, jadi molekul-molekul tersebut adalah contoh yang bagus untuk lebih memahami teori VSEPR.
Pertama kita harus mementukan struktur lewis masing-masing molekul. Xe memiliki jumlah elektron valensi 8 sedangkan F elektron valensinya adalah 7.(lihat gambar dibawah)


Struktur Lewis XeF2 seperti gambar sebelah kiri, dua elektron Xe masing-masing diapakai untuk berikatan secara kovalen dengan 2 atom F sehingga meninggalkan 3 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe. Hal yang sama terjadi pada molekul XeF4 dimana 4 elektron Xe dipakai untuk berikatan dengan 4 elektron dari 4 atom F, sehingga meninggalkan 2 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe.

Lihat gambar diatas XeF2 memiliki 2 pasangan elekktron terikat (PET) dan 3 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 5 pasangan elektron yang terdapat pada XeF2, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF2 adalah trigonal bipiramid. Karena terdapat 3 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi ekuatorial pada kerangka trigonal bipiramid, sedangkan PET akan menempati posisi aksial yaitu pada bagian atas dan bawah. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 2 PET dan 3 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul linear. Jadi bentul molekul XeF2 adalah linier.(lihat gambar dibawah).

Lihat gambar strutur lewis XeF4 memiliki 4 pasangan elekktron terikat (PET) dan 2 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 6 pasangan elektron yang terdapat pada XeF4, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF4 adalah oktahedral. Karena terdapat 2 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi aksial pada kerangka oktahedral, sedangkan PET akan menempati posisi ekuatorial. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 4 PET dan 2 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul yang disebut segiempat planar. Jadi bentul molekul XeF2 adalah segiempat planar.(lihat gambar
dibawah).

Bentuk molekul akan sama dengan susunan ruang elektron yang ada pada atom pusat jika tidak pasangan elektron bebas.
Perhatikan gambar berbagai bentuk molekul berikut ini !
X : atom pusat
E : pasangan elektron bebas


Ikatan Hidrogen dan ikatan Van der Waals

Gaya antarmolekul adalah gaya elektromagnetik yang terjadi antara molekul atau antara bagian yang terpisah jauh dari suatu makromolekul. Gaya-gaya ini dapat berupa kohesi antara molekul serupa, seperti contohnya pada tegangan permukaan, atau adhesi antara molekul tak serupa, contohnya pada kapilaritas. Gaya-gaya ini, dimulai dari yang paling kuat, terdiri dari: interaksi ionik, ikatan hidrogen, interaksi dwikutub (dipole), dan gaya Van der Waals.
a. Ikatan Hidrogen
Dalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting.
Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1) hingga tinggi (>155 kJ mol-1).
Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk.
Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegatifitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.
b. Ikatan Van der Waals
Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol.
Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London).
Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu.
Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Senin, 21 Desember 2009

Struktur Atom II

1. TEORI ATOM BOHR
Bohr menyusun teori berdasarkan spektrum atom hidrogen, yaitu:
a. Elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang berbentuk lingkaran,
b. Elektron dapat berpindah dari lintasan satu ke lintasan lain dengan menyerap atau memancarkan sejumlah energi.
2. TEORI ATOM MEKANIKA KUANTUM
Dicetuskan oleh Schrodinger yang mengatakan bahwa atom mempunyai inti bermuatan positif dan elektron bermuatan negatif yang mengelilingi inti.
3. BILANGAN KUANTUM
Agar elektron-elektron dapat dibedakan satu dengan yang lain, maka
diberikan empat bilangan kuantum untuk setiap elektron.
a. Bilangan kuantum utama (n)
- Berharga 1, 2, 3, 4 …..
- Menunjukkan besarnya lintasan elektron
b. Bilangan kuantum azimut (l)
- Berharga 0, 1, 2, 3, ….. (n - 1)
- Menunjukkan di subkulit (sublintasan) mana elektron bergerak dan juga menentukan bentuk orbital
c. Bilangan kuantum magnetik (m)
- Berharga -l, ….0,…, +l
- Menentukan kedudukan atau orientasi orbital
d. Bilangan kuantum spin (s)
- Berharga dan +1/2 dan -1/2
- Harga s memberikan gambaran tentang arah perputaran electron

. BENTUK DAN ORIENTASI ORBITAL
Bentuk orbital bergantung pada bilangan kuantum azimut (l), artinya orbital dengan bilangan kuantum azimut sama mempunyai bentuk yang sama.Orientasi orbital terkait dengan bilangan kuantum magnetik.
a. Orbital di subkulit s

b. Orbital di subkulit p



c. Orbital di subkulit d


5. KONFIGURASI ELEKTRON
Konfigurasi elektron menggambarkan lokasi semua elektron menurut orbital-orbital yang ditempati.
Dalam menulis konfigurasi elektron mengikuti aturan-aturan :
a. Prinsip Aufbau: Elektron akan mengisi orbital atom yang tingkat energi relatifnya lebih rendah dahulu baru orbital atom yang tingkat energi relatifnya lebih tinggi .
Urutan tingkat energi : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d


Perhatikan contoh penulisan konfigurasi elektron dari beberapa atom berikut!
1s2


1s2 2s1

1s22s22p1


1s22s22p63s1


1s22s22p63s23p1


1s22s22p63s23p64s1


1s22s22p63s23p64s23d1


1s22s22p63s23p64s23d104p1

b. Larangan Pauli: Tidak mungkin ada dua elektron dengan keempat bilangan-bilangan kuantum sama, setiap orbital dapat diisi oleh maksimal 2 elektron

c. Aturan Hund pada pengisian orbital-orbital setingkat, elektron-elektron tidak
membentuk pasangan lebih dahulu sebelum masing-masing orbital setingkat
terisi sebuah elektron
Contoh: Konfigurasi elektron



Untuk menuliskan konfigurasi electron dapat dilakukan dengan cara sebagai berikut :
1) Penulisan Urutan Subkulit

Contoh : Penulisan konfigurasi electron Ni (Z=28)

a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 (sesuai urutan tingkat energinya)
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2
(sesuai kenaikan bilangan kuantum)

2) Penulisan dengan Konfigurasi Elektron Gas Mulia
Contoh : Penulisan Konfigurasi Elektron Ca (Z=20) yaitu :

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

Dengan menggunakan konfigurasi Ar (Z=18) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 maka
Konfigurasi electron Ca dapat dituliskan :

20Ca = [ Ar ] 4s2


3) Penulisan Konfigurasi Elektron Ion
Contoh :

19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

K+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (melepas satu electron terluar)

17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( menerima satu elektron )

4) Subkulit d Cenderung Penuh (d10) atau ½ Penuh (d5)

Aturan Aufbau,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,menurut percobaan

24Cr = [Ar] 3d4 4s2,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,[Ar] 3d5 4s1

Sabtu, 19 Desember 2009

Cara Praktis Membuat Pestisida dari Dapur

Tahukah Anda, bahan-bahan dapur seperti bawang putih dan cabai merah dapat membasmi hama tanaman? Menurut Guntoro, staf alhi perkebunan Taman Buah Mekarsari, pestisida atau pembasmi hama tanaman yang berasal dari bahan alami lebih ramah lingkungan dan mudah membuatnya.

Untuk membuat insektisida dari bawang putih, misalnya, cukup dengan menghaluskan satu siung bawang putih, mencampurnya dengan dua gelas air, lalu membiarkannya dalam wadah tertutup selama satu hari. "Satu siung untuk dua gelas, ditutup semalaman atau difermentasikan, disaring, bisa buat semprot hama," ujar Guntoro dalam acara Green Community ulang tahun ke-25 PT KAO, Jumat (18/12/2009) kemarin di Kelurahan Cikoko, Pancoran, Jakarta Selatan.

Pestisida dari bawang putih ini efektif mencegah ulat atau bercak putih pada daun. Selain bawang putih, tembakau yang diambil dari puntung rokok juga berguna dalam mengusir hama semut merah dan penyakit busuk batang pada tanaman. Pembuatannya mirip dengan pembuatan pestisida bawang putih.

"Puntung rokok dikumpulin tembakaunya, ambil satu genggam, masukin ke segelas air mendidih, lalu fermentasi satu malam. Akan jadi pestisida organik ramah lingkungan," kata Guntoro.

Selain bawang putih dan tembakau, ada beberapa bahan alami lain yang bisa dijadikan pestisida seperti bunga kenikir, cabe merah yang busuk, daun sirsak, atau daun pepaya. Pestisida ini dinilai ramah lingkungan, sehingga pemakaiann yang berlebihanpun tidak akan berbahaya.

Cara pembuatan pestisida ini disampaikan dalam acara memperingati ulang tahun ke-25 PT KAO. Dalam acara ini, PT KAO bekerjasama dengan Mekarsari menyumbang 150 bibit buah tambulampot untuk kelurahan Cikoko dan mengadakan pengarahan cara perawatan tambulampot untuk warga.

Sumber:kompas.com

Selasa, 15 Desember 2009

Latihan Soal Termokimia

Jawablah soal-soal dibawah ini dengan singkat dan jelas !

1. Jika kepingan magnesium dimasukkan ke dalam tabung reaksi yang berisi

larutan HCl ternyata terbentuk gelembung dan dasar tabung terasa panas.

Tentukan :

a. Sistem

b. Lingkungan

c. Jenis reaksi

2. Gambarkan diagram tingkat energi untuk reaksi :

a. CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O ∆H = -802 kJ/mol

b. H2O(l) H2(g) + ½ O2(g) ∆H = +286 kJ/mol

3. Tuliskan persamaan termokimia jika diketahui :

a. DHoc CH3OH (l) = -238,6 kj/mol

b. ∆Hod C2H6 (g) = +1559,7 kj/mol

c. ∆Hof H3PO4 (l) = -1556 kj/mol

4. Diketahui reaksi : 4NH3(g) + 5 O2(g) 4NO(g) + 6H2O (g) ∆H = -1170kj/mol

∆Hof NO(g) = + 90 kj/mol ∆Hof H2O (g) = -285 kj/mol

Tentukan entalpi pembentukan standar gas NH3 !

5. Diketahui reaksi :

2H2(g) + O2 (g) 2H2O(l) ∆H = -571,7kj

C3H4 (g) + 4 O2 (g) 3CO2(g) + 2H2O (g) H = -1941 kj

C3H8 (g) + 5O2(g) 3CO2 (g) + 4H2O (l) ∆H = -2220 kj

Tentukan perubahan entalpi reaksi : C3H4(g) + 2H2 (g) C3H8(g)


6. Diketahui energi ikatan rata-rata :

H-H = 436 kj/mol C=C = 346 kj/mol

C-C = 607 kj/mol C-H = 414 kj/mol

Hitung ∆H reaksi pada reaksi : C3H6 (g) + H2 (g) C3H8(g)



7.


Dari grafik diatas, kalor pembentukan CO adalah …

8. Diketahui reaksi :

S (s) + O2(g) SO2(g) ΔH1 = –299 kJ mol-1

SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) ΔH2 = X kJ mol-1

S(s) + 1 ½ O2(g) SO3(g) ΔH3 = –396 kJ mol-1

Hitung harga X !

9. Bila data entalpi pembentukan standar:

C3H8(g) = – 104 kJ mol-1

CO2(g) = – 394 kJ mol-1

H2O(l) = – 286 kJ mol-1

Hitunglah harga ΔH untuk reaksi :

C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l)

10. .Diketahui energi ikatan rata-rata dari:

C=C = 607 kJ/mol O–H = 460 kJ/mol

C–C = 343 kJ/mol C–O = 351 kJ/mol

C–H = 410 kJ/mol

Tentukan perubahan entalpi dari reaksi :

CH2=CH2+ H2O CH3–CH2–OH


 
WELCOME TO MY BLOG