STRUKTUR MOLEKUL DAN IKATAN VALENSI

Teori Valence Shell Electron Repulsion (VSEPR)

Teori Tolakan Pasangan Elektron Bebas

·         Pasangan elektron valensi mempunyai gaya tolak menolak

·         Pasangan elektron bebas menempati ruang sesuai jenisnya

BK = Bilangan Koordinasi = Jumlah atom / substituen yang terikat pada atom pusat

PB = Psgan elektron bebas

Dari BK dan PB atom pusat dpt diramalkan struktur molekul dng teori VSEPR

TEORI VSEPR

ATURAN : – Atom pusat yg tdk memiliki PB mempunyai bentuk ideal sesuai dng BK nya

• BK = 2 à struktur molekul linier

• BK = 3 à struktur molekul segitiga

• BK = 4 à struktur molekul tetrahedron

• BK = 5 à struktur molekul trigonal bipiramid

• BK = 6 à struktur molekul oktahedron

– Urutan daya tolak psgan elektron :

• PB – PB > PB – PT > PT – PT

PT = Psgan elektron terikat

– Bila ada PB pada ikatan, sudut ikatan lebih kecil daripada yang diramalkan pada poin pertama – Urutan daya tolak psgn elektron terikat :

• Ikatan rangkap 3 > rangkap 2 > tunggal

– Urutan daya tolak atom atau substituen :

• Kurang elektronegatif > lebih elektronegatif

HIBRIDISASI Adalah penggabungan beberapa orbital dari atom – atom yg berikatan dan ditata ulang sehingga membentuk orbital baru dengan tingkat energi yg sama

Teori Orital Melengkung

Semua orbital atom bergabung membentuk orbital molekul } Orbital molekul adalah daerah kebolehjadian (probabilitas) menemukan elektron di sekitar inti } Yang akan dibahas dalam materi hanya molekul dwiatom yg sejenis, seperti F2 , O2 , dan H2 } Penggabungan dua atom menghasilkan orbital baru yg disebut orbital bonding (ikat) dan anti bonding (anti ikat) } Orbital bonding adalah orbital yg terdapat antara kedua inti yang membuat kedua atom saling terikat } Orbital anti bonding adalah orbital yg berada di belakang kedua inti dan saling berjauhan ® dilambangkan dengan tanda bintang (*)

Teori ikatan valensi merupakan teori mekanika kuantum pertama yang muncul pada masa awal penelitian ikatan kimia yang didasarkan pada percobaan W. Heitler dan F. London pada tahun 1927 mengenai pembentukkan ikatan pada molekul hidrogen. Selanjutnya, teori ini kembali diteliti dan dikembangkan oleh Linus Pauling pada tahun 1931 sehingga dipublikasikan dalam jurnal ilmiahnya yang berjudul “On the Nature of the Chemical Bond”. Dalam jurnal ini dikupas hasil kerja Lewis dan teori ikatan valensi oleh Heitler dan London sehingga menghasilkan teori ikatan valensi yang lebih sempurna dengan beberapa postulat dasarnya, sebagai berikut:

1.   Ikatan valensi terjadi karena adanya gaya tarik pada elektron-elektron yang tidak berpasangan pada atom-atom.

2.   Elektron - elektron yang berpasangan memiliki arah spin yang berlawanan.

3.   Elektron-elektron yang telah berpasangan tidak dapat membentuk ikatan lagi dengan elektron-elektron yang lain.

4.   Kombinasi elektron dalam ikatan hanya dapat diwakili oleh satu persamaan gelombang untuk setiap atomnya.

5.   Elektron-elektron yang berada pada tingkat energi paling rendah akan membuat pasangan ikatan-ikatan yang paling kuat.

6.   Pada dua orbital dari sebuah atom, orbital dengan kemampuan bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling kuat dan cenderung berada pada orbital yang terkonsentrasi itu.

Ikatan valensi pada molekul Hidrogen
Dalam teori ikatan valensi, yang menjadi titik tekannya yaitu fungsi gelombang elektron-elektron yang berpasangan dibentuk dari tumpang tindih fungsi gelombang pada masing-masing orbital dari atom-atom yang berkontribusi dan saling terpisah. 

Penerapan Teori Ikatan Valensi

A. Penerapan Teori Ikatan Valensi pada Molekul Diatomik
Teori ikatan valensi mengasumsikan bahwa sebuah ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama. Oleh karena efek penurunan energi sistem, teori ini berlaku dengan baik pada molekul diatomik. Menurut teori ini, elektron-elektron dalam molekul menempati orbital-orbital atom dari masing-masing atom.

Penerapan teori ikatan valensi pada molekul diatomik dapat dilihat pada pembentukan molekul H₂ dari atom H seperti yang telah dijabarkan di atas.

B. Penerapan Teori Ikatan Valensi pada Molekul Poliatomik
Teori ikatan valensi dapat juga diterapkan dalam molekul poliatomik beriringan dengan teori hibridisasi molekul^[3]. Dalam contoh ini disajikan penerapan teori ikatan valensi untuk menjelaskan mengenai hibridisasi sp³ pada molekul metana (CH₄).

Persamaan Dan Perbedaan VBT dan MOT

Persamaan

Teori ikatan valensi dan teori orbital molekul memiliki beberapa konsep dasar yang sama, diantaranya adalah:

·         Keduanya sama-sama melibatkan pembagian elektron-elektron yang ada dalam sebuah atom ataupun molekul sehingga memiliki paling banyak dua elektron pada setiap pasangnya.

·         Kedua teori ini menjadikan kombinasi dari elektron-elektron yang ada oleh inti masing-masing atom atau molekul sebagai konsep pembentukkan ikatan

·         Berdasarkan pada kedua teori ini, energi dari orbital-orbital yang saling tumpang tindih merupakan bentuk perbandingan dan memiliki kesamaan pada bentuk simetrinya.

Perbedaan

No.	Perbedaan	VBT	MOT
1.	Ikatan	Ikatan hanya dibebankan pada kedua atom, tidak pada molekul	Ikatan dibebankan pada kedua atom dan juga molekul
2.	Tokoh pengusung	Pertama kali diusulkan oleh W. Heitler dan F. London pada tahun 1927	Pertama kali diusulkan oleh F. Hund dan R.S. Mulliken pada tahun 1932
3.	Penerapan	Menggunakan konsep hibridisasi dan resonansi dalam penerapannya	Tidak ada ruang bagi penerapan resonansi dalam teori ini
4.	Hubungan dengan sifat paramagnetik Oksigen	Tidak dapat menjelaskan sifat paramagnetik pada Oksigen	Dapat menjelaskan sifat paramagnetik pada Oksigen
5.	Pendekatan kuantitatif	Pendekatan dalam perhitungan memiliki langkah yang cukup sederhana	Pendekatan dalam perhitungan cukup rumit dan membutuhkan ketelitian lebih tinggi

Daftar Pustaka :

Wikipedia.2018. Teori Ikatan Valensi dan Penerapannya. Dalam: https://id.wikipedia.org/wiki/Teori_ikatan_valensi_dan_penerapannya

Atkins, P.W., T.L. Overton, J.P. Rourke, M.T. Weller, and F.A. Armstrong. Inorganic Chemistry, Fifth Edition. Great Britain: Oxford University Press, 2010.

Gillespie, Ronald J., and Paul L.A. Popelier. Chemical Bonding and Molecular Geometry, From Lewis to Electron Densities. New York: Oxford University Press, Inc, 2001.

WUJUD GAS

Gas adalah wujud materi yang mudah berubah bentuk dan volumenya. Seperti zat cair, gas digambarkan sebagai zalir. Partikel-partikel di dalam gas dengan cepat menyebar mengisi semua ruang yang tersedia. Karena terdapat jarak yang jauh antara partikel-partikel gas, gas bisa dengan mudah dimampatkan untuk mengurangi volumenya.

Partikel zat gas memiliki sifat seperti berikut:

1. Letaknya sangat berjauhan.
2. Susunannya tidak teratur.
3. Gerakannya bebas bergerak, sehingga dapat bergeser dari tempatnya dan lepas dari     kelompoknya, sehingga dapat memenuhi ruangan.

Ciri-Ciri Zat Gas
      1.Memiliki bentuk yang berubah-ubah
      2.Memiliki volume yang beruba-ubah
      3.Pada Susunan partikel zat padat letaknya             tidak teratur dan berjauhan
      4.Pada Ikatan partikel zat padat sangat lemah
      5.Mengikuti bentuk tempatnya

Jenis-Jenis Perubahan Wujud Gas :
1.            Mengkristal yaitu perubahan wujud zat dari gas ke padat
Peristiwa perubahan wujud dari gas menjadi padat. Dalam peristiwa ini zat melepaskan energi panas. Contohnya; kristal.
2.            Menyublim yaitu perubahan wujud zat dari padat ke gas
Peristiwa perubahan wujud dari padat menjadi gas. Dalam peristiwa ini zat memerlukan energi panas. Contohnya; kapur barus yang lama-lama habis.
3.            Menguap yaitu perubahan wujud zat dari cair ke gas
Peristiwa perubahan wujud dari cair menjadi gas. Dalam peristiwa ini zat memerlukan energi panas. Contohnya; uap air.
4.            Mengembun yaitu perubahan wujud zat dari gas ke cair.
Peristiwa perubahan wujud dari gas menjadi cair. Dalam peristiwa ini zat melepaskan energi panas. Contohnya; embun

DAFTAR PUSTAKA
Risnayah, Siti. 2013. Tiga Wujud Materi (Padat, Cair, Gas), (http://sitirisnayah.blogspot.com/2013/06/tiga-wujud-materi-padat-cair-dan-gas.html)
Pandiangan, Jonathan. 2013. Kumpulan Soal Perubahan Wujud Zat. http://berbagainfo12.blogspot.com/2013/04/kumpulan-soal-perubahan-wujud-zat.html

IKATAN KIMIA

Oleh : @J06-Razan, @J15-Shasa, @J16-Tri 

struktur atom dan sistem periodik unsur

DEFINISI ATOM

Salah satu konsep ilmiah tertua adalah bahwa semua materi dapat dipecah menjadi zarah (partikel) terkecil, dimana partikel-partikel itu tidak bisa dibagi lebih lanjut. A : Tidak, Tomos : memotong. Dinamakan atom karena dianggap tidak dapat dipecah lagi.

PENEMUAN PARTIKEL DASAR ATOM

·         Elektron: William Crookes dengan tabung vakumnya berhasil membuktikan bahwa sinar kehijau-hijauan dipancarkan oleh kawat negatif (katode).

·         Proton

·         Neutron

PERBANDINGAN MUATAN DAN MASSA

Partikel sinar katoda bermuatan negatif dan merupakan partikel dasar suatu benda yang harus ada pada setiap atom. Pada tahun 1874 Stoney mengusulkan istilah elektron.

Perkembangan Model Atom

1. Teori Atom Dalton Atom berbentuk bulat seperti bola pejal

2. Teori Atom Thomson

·         Thomson mengilustrasikan atom sebagai suatu materi berbentuk bola bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron-elektron (model roti kismis).

·         Atom bersifat netral, yaitu jumlah muatan positif dan negatifnya sama. e e e e e Model roti kismis Eksperimen Rutherford (1910)

·         Kesimpulan :  Sebagian besar massa atom terpusatkan dalam suatu daerah yang disebut INTI ATOM inti atom bermuatan POSITIF Sebagian besar volume atom adalah ruang kosong

2. Teori Atom Rutherford

·         Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positif, sedangkan elektron yang bermuatan negatif mengelilingi inti atom.

·         Atom bersifat netral, yaitu jumlah muatan positif dan negatifnya sama.

·         Jari-jari inti atom dan jari-jari atom sudah dapat ditentukan + -

·         Kelemahannya: tidak mampu menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke inti atom menurut hukum fisika klasik.

3. Model Atom Bohr

Penjelasan model atom Bohr:

·         Model atom Bohr digambarkan sebagai sistem planet tata surya. Setiap bilangan kuantum utama menunjukkan orbit atau lapisan, dengan inti atom berada pada pusatnya.

·         Model atom Bohr dapat menjelaskan adanya garis-garis spektrum dan digunakan untuk menentukan jari-jari atom hidrogen.

·         Model atom Bohr tak dapat digunakan untuk atom-atom selain hidrogen dan tak dapat menjelaskan mengapa energi terkuantisasi

Isotop

Isotop adalah bentuk dari unsur yang nukleusnya memiliki nomor atom yang sama,tetapi jumlah proton di nukleus dengan massa atom yang berbeda karena mereka memiliki jumlah neutron yang berbeda.

Isobar dan Isoton

Isobar adalah atom-atom yang memiliki nomor massa yang sama, namun berbeda nomor atom (unsur berbeda).

Isoton adalah atom-atom yang memiliki jumlah neutron sama, namun berbeda nomor atom (unsur berbeda).

PERIODE DAN GOLONGAN DALAM SPU MODERN

1).  Periode     

Nomor Periode = Jumlah Kulit Atom

Jadi :

Unsur-unsur yang memiliki 1 kulit (kulit K saja) terletak pada periode 1 (baris 1), unsur-unsur yang memiliki 2 kulit (kulit K dan L) terletak pada periode ke-2 dst.

Contoh :

9F        : 2 , 7 periode ke-2

12Mg    : 2 , 8 , 2 periode ke-3

31Ga     : 2 , 8 , 18 , 3 periode ke-4

Catatan :

a)      Periode 1, 2 dan 3 disebut periode pendek karena berisi relatif sedikit unsur.

b)      Periode 4 dan seterusnya disebut periode panjang.

c)      Periode 7 disebut periode belum lengkap karena belum sampai ke golongan VIII A.

d)      Untuk mengetahui nomor periode suatu unsur berdasarkan nomor atomnya, Anda hanya perlu mengetahui nomor atom unsur yang memulai setiap periode.

2).  Golongan

Untuk unsur-unsur golongan A sesuai dengan letaknya dalam sistem periodik :

	Nomor Golongan = Jumlah Elektron Valensi

Unsur-unsur golongan A mempunyai nama lain yaitu :

Golongan IA             = golongan Alkali

Golongan IIA      = golongan Alkali Tanah

Golongan IIIA    = golongan Boron

Golongan IVA    = golongan Karbon

Golongan VA     = golongan Nitrogen

Golongan VIA    = golongan Oksigen

Golongan VIIA   = golongan Halida / Halogen

Golongan VIIIA = golongan Gas Mulia

D. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR

Meliputi :

1).  Jari-Jari Atom

Adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit terluar. Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar. Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), jari-jari atomnya semakin kecil.

2).  Energi Ionisasi

Adalah energi minimum yang diperlukan atom netral dalam bentuk gas untuk melepaskan satu elektron membentuk ion bermuatan +1.

3). Afinitas Elektron

Adalah energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif.

4).  Keelektronegatifan

Adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa (dalam ikatannya).

Diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7(keelektronegatifan Cs) sampai 4 (keelektronegatifan F).Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderungmenerima elektron dan akan membentuk ion negatif.Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderungmelepaskan elektron dan akan membentuk ion positif.

Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil.

Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar.

DAFTAR PUSTAKA

Anonim. Sistem Periodik Unsur. Dalam https://kimiaku.wordpress.com/materi-belajar/struktur-atom-dan-sistem-periodik-unsur/

Susianto, Nirwan. -. Struktur Atom. Dalam: https://www.studiobelajar.com/struktur-atom/

Wikipedia. 2018. Isotop. Dalam: https://id.wikipedia.org/wiki/Isotop

Sulistyani. -. Dalam: http://staffnew.uny.ac.id/upload/198001032009122001/pendidikan/struktur-atom.pdf

KESETIMBANGAN KIMIA

Macam-macam Kesetimbangan:
kimia, kesetimbangan kimia adalah keadaan dimana kedua reaktan dan produk hadir dalam konsentrasi yang tidak memiliki kecenderungan lebih lanjut untuk berubah seiring berjalannya waktu. Biasanya, keadaan ini terjadi ketika reaksi ke depan berlangsung pada laju yang sama dengan reaksi balik.

Hukum Termodinamika II (Entropi dan Energi Bebas)

Entropi

Entropi adalah salah satu besaran termodinamika yang mengukur energi dalam sistem per satuan temperatur yang tak dapat digunakan untuk melakukan usaha. Mungkin manifestasi yang paling umum dari entropi adalah (mengikuti hukum termodinamika), entropi dari sebuah sistem tertutup selalu naik dan pada kondisi transfer panas, energi panas berpindah dari komponen yang bersuhu lebih tinggi ke komponen yang bersuhu lebih rendah. Pada suatu sistem yang panasnya terisolasi, entropi hanya berjalan satu arah (bukan proses reversibel/bolak-balik).

TERMODINAMIKA I

TERMODINAMIKA 

Termodinamika (bahasaYunani: thermos = 'panas' and dynamic = 'perubahan') adalah fisika energi , panas, kerja, entropi dan kespontanan proses. Termodinamika berhubungan dekat dengan mekanika statistik di mana hubungan termodinamika berasal.

Padasistem di mana terjadi proses perubahan wujud atau pertukaran energi, termodinamika klasik tidak berhubungan dengan kinetika reaksi (kecepatan suatu proses reaksi berlangsung). Karena alasan ini, penggunaan istilah "termodinamika" biasanya merujuk pada termodinamika setimbang. Dengan hubungan ini, konsep utama dalam termodinamika adalah proses kuasistatik, yang diidealkan, proses "super pelan". Proses termodinamika bergantung-waktu dipelajari dalam termodinamika tak-setimbang.

Hukum-hukum Dasar Termodinamika

Terdapa tempat Hukum Dasar yang berlaku di dalam system termodinamika, yaitu:

·         Hukum Awal (Zeroth Law) Termodinamika

Hukum awal menyatakan bahwa dua system dalam keadaan setimbang dengan system ketiga, maka ketiganya dalam saling setimbang satu dengan lainnya. Hukum ini dimasukkan setelah hokum pertama.

·        Hukum Pertama Termodinamika

"Energi tidak dapat diciptakan  ataupun dimusnahkan, melainkan hanya bisa diubah bentuknya saja."

Rumus Hukum Termodinamika I

Secaramatematishukum I termodinamikadapatdirumuskansebagaiberikut:

Q = ∆U+W

• Dengan ketentuan jika:
  Q bertanda positif (+) jika sistem menyerap kalor; negatif (-) bila system melepas kalor
• W bertanda positif (+) jika system melakukan kerja; negatif (-) bila system diberikan kerja
• ΔU bertanda positif (+) jika system mengalami kenaikan suhu; negatif (-) jika system mengalami penurunan suhu

Proses-proses
Isobaris → tekanantetap
Isotermis → suhutetap → ΔU = 0
Isokhoris → volume tetap (atauisovolumisatau isometric) → W = 0
Adiabatis → tidak terjadi pertukaran kalor → Q = 0
Siklus → daur → ΔU = 0

·         Hukumkedua Termodinamika

"Kalor mengalir secara spontan dari benda bersuhu tinggi ke benda bersuhu rendah dan tidak mengalir secara spontan dalam arah kebalikannya."

·         Hukumketiga Termodinamika

Hukum ketiga termodinamika terkait dengan temperatur nol absolut. Hukum ini menyatakan bahwa pada saat suatu system mencapai temperature nol absolut, semua proses akan berhenti dan entropi system akan mendekati nilai minimum. Hukum ini juga menyatakan bahwa entropi benda berstruktur Kristal sempurna pada temperature nol absolute bernilai nol.

Proses Isokhorik

Proses isokhorik adalah perubahan keadaan gas pada volume tetap.

Persamaan keadaan isokhorik

P2/T1=P1/T2

Proses Isotermik

Proses isotermik adalah perubahan keadaan gas pada suhu tetap.

Persamaan keadaan isotermik P2 x V2 = P1 x V1

Usaha yang dilakukan pada keadaan isotermik dari persamaan gas ideal

P= n x R x T / V

Proses isobarik adalah proses termodinamika dimana tekanannya konstan: ΔP = 0. Istilah ini berasal dari kata Yunani iso-, (sama), dan baros (massa). Panas dipindahkan ke sistem yang melakuukan kerja namun juga mengubah energi dalam sistem:

Q=ΔU+W

Menurut Hukum pertama termodinamika, dimana Wadalah kerja yang dilakukan pada sistem, U adalah energi dalam dan Q adalah panas. Kerja yang dilakukan oleh sistem tertutup didefinisikandengan:

W=∫pdV

dengan Δ menunjukkan adanya perubahan selama proses berlangsung, sedangkan d merupakan lambang diferensial. Karena tekanannya konstan, maka

W=pΔV.

Menurut hukum gas ideal, hal ini menjadi

W=nRΔT

mengasumsikan jumlah gas konstan (misalnya tak ada transisi fasa selama reaksi kimia), maka menurut teorema ekuipartisi, perubahan energi dalam berhubungan dengan suhu sistem dengan

ΔU=ncVΔT,

dimana cV adalah panas spesifik pada volume konstan.

Substitusi 2 persamaan terakhir ke persamaan pertama menghasilkan:

Q=ncVΔT+nRΔT

=n(cV+R)ΔT

=ncPΔT,

dengan cP adalah panas spesifik pada tekanan konstan.

Proses adiabatik ( /ˌædiəˈbætɪk/; dari bahasa Yunani "a" + "diavaton") adalah proses yang muncul tanpa perpindahan panas dan massa antara sistem dan lingkungannya.[1][2] Proses ini merupakan salah satu konsep penting dalam termodinamika dalam pengembangan hukum pertama termodinamika.

DAFTAR PUSTAKA

Heryansyah, Tedy. 2017https://www.gurupendidikan.co.id/termodinamika-pengertian-prinsip-sistem-hukum-dan-rumus-beserta-contoh-soalnya-lengkap/ (diakses 30 September)

Wikipedia. 2018. Termodinamika. Dalam: https://id.wikipedia.org/wiki/Termodinamika#Hukum-hukum_Dasar_Termodinamika (diakses 30 September) (diakses 30 September)

https://www.gurupendidikan.co.id/termodinamika-pengertian-prinsip-sistem-hukum-dan-rumus-beserta-contoh-soalnya-lengkap/ (diakses 30 September 2018)

Uhamzah. Proses Isobarik. http://19.uhamzah.web.id/id3/2823-2721/Proses-Isobarik_183013_stt-walisongo_19-uhamzah.html (diakses 30 September)