Wujud Zat

Wujud Zat

Oleh : Auliyah Pertiwi (@P02-AULIYAH)

Rahmatika C.M (@P04-RAHMATIKA)

Wening Suciati (@P05-WENING)

ABSTRAK: Apa itu Gas? Kumpulan molekul-molekul dengan gerakan kacau balau, acak tapi berkesinambungan kecepatannya bertambah jika temperatur dinaikkan. Molekul-molekul gas terpisah jauh satu sama lain, kecuali selama tabrakan dan bergerak tak bergantungan satu sama lain.

Kata Kunci: Wujud, Gas, Sifat, Hukum, Interaksi.

SIFAT DASAR MEMPELAJARI GAS

Terdapat empat sifat dasar dalam mempelajari gas, yaitu:

1.                   Volume (V)

2.                   Jumlah Zat/Jumlah Mol (n)

3.                   Tekanan (p)

4.                   Temperatur (T)

Nilai V, n, p dan T diketahui maka keadaan gas dapat diketahui kapanpun dalam keadaan tersebut akan memiliki sifat yang tepat sama (rapatan, kapasitas kalor, warna).

Tekanan adalah Gaya per satuan Luas. Makin besar gaya yang bekerja pada permukaan tertentu, makin besar tekanannya. Satuan SI tekanan adalah pascal (Pa), namun adapula satuan lainnya, yaitu bar dan atmosfer (atm).

Temperatur ialah sifat yang menunjukkan Arah Energi.

(Gambar 2: Arah Energi Temperatur).

A memiliki temperatur yang lebih tinggi dibandingakan dengan B.

(Gambar 3: Arah Energi Temperatur yang sama).

A dan B memiliki temperatur yang sama, kondisi inilah yang dinamakan dengan keseimbangan termal.

HUKUM-HUKUM GAS

Hukum Ke Nol Termodinamika:

"Jika A dalam keseimbangan termal dengan B dan B dalam keseimbangan termal dengan C, maka C juga dalam keseimbangan termal dengan A."

Terdapat beberapa hukum-hukum gas, yaitu:

·                     Boyle.

·                     Gay Lussac.

·                     Avogadro.

·                     Dalton.

Gas Ideal

Gas yang mematuhi persamaan (1) secara tepat di sebut gas sempurna atau gas ideal.

Besar nilai R sama untuk setiap gas yaitu: 8,314 JK-1

1.Hukum Boyle

Respons terhadap tekanan temperatur tetap, volume sejumlah tertentu gas berbanding terbalik dengan tekanannya.

2.Hukum Gay Lussac

Menaikkan temperatur gas akan menambah kecepatan rata-rata molekulnya.

3.Hukum Avogadro

Yaitu volume yang sama dari gas pada tekanan dan temperatur sama mengandung jumlah molekul yang sama.

Vm = V/n

Vm=RT/p

4.Hukum Dalton

Sekanan yang dilakukan oleh campuran gas sempurna adalah jumlah tekanan yang dilakukan oleh masing-masing gas tersebut yang secara sendiri menempati volume yang sama.

p = pA + pB + pC + … = ∑J p J

INTERAKSI MOLEULAR GAS

Gas nyata menunjukan menunjukan penyimpangan dari hukum gas ideal karena molekul-molekulnya berinteraksi. Gaya tolak-menolak antar molekul membantu ekspansi dan kompresi. Interaksi molekular:

·                     Faktor Pemampatan.

·                     Koefisien Virial.

·                     Pengembunan.

·                     Konstanta Kritis.

A. Faktor Pemampatan.

Gas nyata yang memperlihatkan ketergantungan gaya terhadap jarak dapat diperagakan antara faktor pemampatan Z, dengan:

Z = P.Vm/RT

Pada tekanan tinggi semua gas mempunyai Z>1 menunjukkan gas-gas itu sulit dimampatkan dari pada gas sempurna.

B. Koefisien Virial.

Persamaan virial dapat digunakan memeragakan persamaan keadaan gas nyata dapat sama dengan gas sempurna sewaktu P, semua sifat-sifatnya tidak perlu sama dengan sifat-sifat gas sempurna.

Faktor pemampatan, untuk gas nyata: dz/dp = B + 2pC + . . .

B’ tidak pernah nol oleh karena itu untuk gas nyata Z ketika P kemiringan kurva Z terhadap p tidak mendekati nol.

Karena koefisien virial bergantung pada temperature, mungkin ada temperatur dimana Z mendekati 1 dengan kemiringan kurva nol adalah tekanan rendah/volume molar tinggi.

C. Pengembunan.

Apabila keadaan tekanan, suhu, dan volume gas dapat diatur sehingga gaya tarik-menarik maksimum ini dapat dicapai, gas akan mulai berubah menjadi cairan.

Persamaan Van Der Walls:

Interaksi tolak-menolak molekuler diasumsikan bahwa interaksi itu menyebabkan molekul-molekul berprilaku sebagai bola kecil tetapi tidak dapat ditembus.

Volume bukan-nol molekul menyiratkan bahwa partikel itu tidak bergerak dalam volume V, tetapi terkekang di dalam volume yang lebih kecil yaitu V-nb. Dengan nb adalah perkiraan volume total yang ditempati molekul-molekul itu sendiri.

P  = nRT/V –> P = (nRT)/(V-nb)

Ciri-ciri utama persamaan Van der Waals:

1.                   Isoterm gas sempurna diperoleh pada temperature tinggi dan volume molar besar.

2.                   Cairan dengan gas berada bersama-sama jika efek kohesi dan disperse berada dalam keseimbangan.

D. Konstanta kritis berhubungan dengan koefisien-koefisien Van der Walls.

Temperatur Boyle berhubungan dengan temperature kritis

Gas nyata berbeda dengan gas sempurna dimana gas nyata tidak mematuhi hukum gas ideal. Deviasi yang terjadi di dalam gas nyata akan mempengaruhi mudah atau sulitnya gas tersebut untuk digunakan. Di dalam gas nyata terdapat interaksi molekuler yang terdiri atas gaya repulsif dan gaya atraktif.

Gaya repulsif merupakan gaya yang ada ketika gas mengalami kompresi dimana pada saat pengompresian volume akan berkurang dan atom atom akan saling tolak menolak, semakin besar gaya repulsif suatu senyawa gas maka akan sulit untuk ditekan.

Gaya atraktif merupakan kebalikan dari gaya repulsif dimana semakin banyak elekton yang berinteraksi akan menyebabkan substansi tetap dalam fase gas, dimana atom atom akan saling tarik menarik.

Semakin kecil deviasi yang dimiliki oleh gas nyata maka semakin mendekati sifat gas ideal yang menyebabkan gas tersebut berubah fasa dengan penurunan temperatur, maupun peningkatan tekanan. Besar kecilnya deviasi ditentukan dengan rumus:

Z = PVmolar/RT

Penentuan Z, yaitu:

Z = 1 (merupakan gas ideal)

Z > 1 (tekanan diturunkan, maka gaya repulsif mendominasi, gas mendekati titik kritis)

Z< 1 (terjadi pada tekanan tinggi ketika molekul bertumbukan, gaya atraktif mengambil alih)

Semakin besar Z, lebih sulit dimampatkan.

Dengan adanya titik kritis dan titik tripel maka berakibat tiap molekul dapat dirubah menjadi fasa gas dan fasa cairan , mudah atau tidaknya senyawa berubah fasa dipengaruhi oleh gaya interaksi molekuler yang ada di dalamnya.

KESIMPULAN

Dari artikel yang telah disusun di atas, dapat diambil kesimpulan bahwa wujud gas dapat dipelajari dengan empat sifat dasar, yaitu volume, jumlah zat/jumlah mol, tekanan, dan temperatur.

Wujud Gas juga berpacu pada hukum boyle, gay lussac, avogadro, serta dalton dan menjadi tumpuan dalam memahami wujud gas.

Interaksi moleular juga terjadi pada wujud gas yang menghasilkan penampatan, koefisien virial, pengembunan, dan konstanta kritis.

DAFTAR PUSTAKA

·                     (Dwi, Krisna. 2015. Hukum dan Sifat Sifat Gas. bisakimia.com Dalam: https://bisakimia.com/2015/05/28/hukum-dan-sifat-sifat-gas/ diakses tanggal 10 Desember 2018).

Struktur Molekul dan Ikatan Valensi

Struktur Molekul dan Ikatan Valensi

Oleh : @Kel-P07 (@P02-AULIYAH, @P04-RAHMATIKA, @P05-WENING)

Abstrak

Pembentukan ikatan kovalen dapat dijelaskan menggunakan dua teori yaitu teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang berikatan. Orbital valensi merupakan orbital terluar dari suatu atom dan merupakan tempat terletaknya elektron valensi. Orbital valensi inilah yang digunakan pada pembentukan ikatan kimia. Dua atom yang saling mendekati masing-masing memiliki orbital valensi dan satu elektron. Orbital valensi ini saling tumpang tindih sehingga elektron yang terletak pada masing-masing orbital valensi saling berpasangan. Sesuai larangan Pauli maka kedua elektron yang berpasangan tersebut harus memiliki spin yang berlawanan karena berada pada satu orbital. Dua buah elektron ditarik oleh inti masing-masing atom sehingga terbentuk ikatan kovalen. Untuk penjelasan selanjutnya orbital valensi disebut orbital saja.

Kata Kunci : Struktur Molekul dan Ikatan Valensi

       I.            Pendahuluan

Beberapa teori memberikan dasar-dasar tentang bentuk dari suatu senyawa, antara lain yaitu teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR), Teori Ikatan Valensi, Teori Orbital Molekul, Teori Lewis, dan lain sebagainya. Teori Ikatan Valensi mampu secara kualitatif menjelaskan tentang kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang tindih orbital-orbital atom, dan juga dapat menjelaskan tentang geometri molekul dengan konsep hibridisasi seperti yang diramalkan dalam teori VSEPR.

Tetapi dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat-sifat molekul yang teramati dengan baik. Misalnya pada molekul karbon dioksida, dimana berdasarkan struktur Lewis, semua elektron pada atom oksigen berpasangan dan molekulnya seharusnya bersifat diamagnetik, namun pada kenyataanya menurut hasil percobaan diketahui bahwa oksigen bersifat paramagnetik dengan dua elektron tidak berpasangan. Hal ini membuktikan adanya kekurangan mendasar dalam teori ikatan valensi.

Sifat magnet dan sifat-sifat molekul yang lain dapat dijelaskan lebih baik dengan menggunakan pendekatan mekanika kuantum yang lain yang disebut sebagai teori orbital molekul (TOM), yaitu yang menggambarkan ikatan kovalen melalui orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan.

Teori ikatan valensi –> Mengasumsikan bahwa elektron-elektron dalam molekul menempati orbital - orbital atom yang mengambil peranan dalam pembentukan ikatan.

Penerapan Teori Ikatan Valensi

    II.            Permasalahan

            1. Apa itu struktur molekul ?

            2. Apa itu ikatan valensi ?

            3. Perbedaan Teori Ikatan Valensi dan Orbital Molekul

 III.            Pembahasan

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).

Metana memiliki atom pusat sebuah karbon yang berkoordinasi secara terahedral. Oleh karena itu, atom karbon pusat haruslah memiliki orbital-orbital yang simetri tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi dasar dari karbon adalah :

Dengan teori ikatan valensi, maka dapat diprediksi bahwa berdasarkan pada keberadaan dua orbital yang terisi setengah, atom C akan membentuk dua buah ikatan kovalen membentuk CH2. Namun CH2 merupakan molekul yang sangat reaktif sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan terbentuknya molekul CH4. Untuk itu, digunakan teori hibridisasi, dimana langkah awal adalah eksitasi satu atau lebih elektron valensi C.

Proton yang membentuk inti hidrogen akan akan menarik salah satu elektron valensi karbon sehingga menyebabkan eksitasi (pemindahan elektron 2s ke orbital 2p) dan terbentuklah ikatan berhibrid sp3.

Teori Orbital Molekul –> Menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yg dihasilkan dari interaksi orbital – orbital  atom dari atom - atom yang berikatan dan yang terkait degan molekul secara keseluruhan. OM dibentuk dari kombinasi 2 orbital atom 1s dan energi relatif yang akan dimiliki elektron dalam masing-masing elektron miliki dalam orbital.

Orbital molekul ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan orbital-orbital atom pembentuknya.

Orbital molekul anti ikatan memiliki energi yg lebih tinggi dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan orbital-orbital atom pembentuknya.

Di dalam OM menunjukkan permukaan dengan kerapatan elektron tetap/konstan sehingga elektron memiliki kemungkinan untuk berada didalamnya. Sebuah  elektron dalam orbital ikatan cenderung untuk bersama dalam inti positif, sehingga mengikatnya bersama secara elektrostatik dan meningkatkan kestabilan molekul. Meningkatnya kestabilan berhubungan dengan rendahnya energi, sehingga energi ikatan lebih rendah dibanding energi orbital atom awal. Sebuah elektron pada antiikatan sebagian besar waktunya diluar inti.

Elektron di anti ikatan cenderung mengurangi kestabilan molekul dengan menarik inti menjauh. Sebuah elektron antiikatan memiliki energi lebih tinggi dibandingkan elektron pada orbital awal. Sehingga Elektron ikatan memiliki energi lebih rendah, sedangkan orbital antiikatan memiliki energi lebih tinggi dibandingkan orbital awal. Orbital ikatan dicirikan dengan menumpuknya kerapatan elektron diantara inti dan sepanjang ikatan yang menghubungkan inti. Sebuah orbital yang kerapatan utamanya berada sepanjang inti ini dikenal sebagai orbital sigma. Orbital ikatan sigma pada Gambar 1 dilambangkan dengan σ1s (sigma satu s) yang menunjukkan bahwa ikatan yang terbentuk dari orbital atom 1s. Simbol untuk orbital antiikatan memiliki tanda bintang pada Gambar 1 ditulis σ*1s (sigma satu bintang) . Sebuah orbital antiikatan σ* memiliki jumlah kerapatan elektron yang kurang antar inti dan meningkat  sepanjang garis ikatan diluar inti.

Konfigurasi Orbital Molekul

1.      Jumlah orbital molekul yg terbentuk selalu sama dg jumlah orbital atom yg bergabung.

2.      Semakin stabil orbital molekul ikatan, semakin kurang stabil orbital molekul antiikatan yang berkaitan.

3.      Pengisian orbital molekul dimulai dr energi rendah ke energi tinggi.

4.      Setiap orbital molekul dpt menampung hingga dua elektron.

5.      Gunakan aturan Hund ketika elektron ditambahkan ke orbital molekul dengan energi yang sama.

6.      Jumlah elektron dalam orbital molekul sama dengan jumlah semua elektron pada atom-atom yg berikatan.

Ada beberapa konsep yang sama antara Teori ikatan valensi dan teori orbital molekul, 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 dari keduanya yaitu antara lain:

·         Ikatan: pada TIV ikatan hanya dibebankan pada kedua atom, tidak pada molekul, sedangkan pada TOM ikatan dibebankan pada keduanya (atom dan molekul)

·         Pada teori ikatan valensi, digunakan konsep hibridisasi dan resonansi, sedangkan pada orbital molekul menggunakan interaksi antar orbital dari atom yang berikatan dalam molekul.

·         Teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat paramagnetic pada Oksigen yang dapat dijelaskan dengan baik oleh teori orbital molekul.

·         Teori ikatan valensi tidak membutuhkan perhitungan yang rumit sedangkan perhitungan pada teori orbital molekul cukup rumit dan membutuhkan ketelitian yang lebih tinggi.

·         Teori ikatan valensi memiliki berbagai kelemahan yang mana dapat diatasi oleh teori orbital molekul.

·         Berdasarkan TIV pada pada pembentukan ikatan kovalen , dua buah atom saling mendekati sampai jarak tertentu sehingga orbital valensi dari dua atom tersebut saling tumpang tindih dan dua buah elektron yang ada saling berpasangan atau memiliki spin yang berlawanan. TOM menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul, yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan.

·         Pada TIV orbital-orbital valensi yang digunakan merupakan orbital-orbital yang terlokalisasi sehingga ikatan-ikatan kovalen yang terbentuk akan diarahkan pada posisi tertentu dalam ruang. Hal ini menyebabkan dimilikinya bentuk, geometri atau struktur tertentu oleh suatu molekul.

1. Bentuk geometri molekul NI3 adalah…

Pembahasan:

ü Atom pusat adalah N mempunyai elektron Valensi 5

ü Pasangan Elekton ikatan (X) = 3

ü Pasangan Elektron Bebas E = (5-3)/2 = 1

ü Bentuk molekul AX3E (Piramida Segitiga)

2. Tentukan tipe Molekul BF3…

Pembahasan:

ü BF3 Jumlah electron valensi atom pusat (boron) = 3.

ü Jumlah pasangan electron ikatan (X) = 3.

ü Jumlah pasangan electron bebas (E) = = 0

ü Tipe molekul AX3

3. Bentuk molekul dari senyawa   dengan nomor atom : H = 1, Te = 52, C = 6, Cl = 17, I = 53, Xe = 54 dan Al = 13 adalah…

Pembahasan:

Ø C (nomor atom 6 ) = 2 4  jumlah elektron valensi = 4

Ø Cl (nomor atom 17) 2 8 7  jumlah elektron valensi = 7

Ø Atom pusat = C

Ø X atau PEI = 4 ( jumlah subtituen Cl pada atom pusat C)

Ø Jumlah elektron ikatan = 4 (karena ikatan antara Cl dengan C adalah kovalen tunggal)

E atau PEB  

Ø Tipe molekul =  

4. Ion   merupakan ion poliatomik. Atom N bertindak sebagai atom pusat. Bentuk molekul ion  yaitu… 

Pembahasan:

Ion   adalah ion poliatomik. Untuk menentukan bentuk molekunya ikutilah langkah - langkah berikut :

l Konfigurasi elektron ;

N (nomor atom 7) = 2 5 Jumlah elektron valensi = 5

O (nomor atom 8) = 2 6 Jumlah elektron valensi = 6

Atom pusat = N

Atom ujung = O

l Langkah 1 : Menghitung jumlah pasangan elektron

Rumus  

Tanda berlaku jika ion positif = - dan jika ion negatif maka +

Untuk ion jumlah pasangan elektron

l Langkah 2 : Menghitung PEI atom pusat

PEI = Jumlah atom - 1

Jumlah atom pada ion adalah = 4 (1 buah atom N dan 3 buah atom O)

PEI untuk ion = 4 - 1 = 3

l Langkah 3 : Menghitung jumlah pasangan elektron atom pusat

Pasangan elektron atom pusat = jumlah pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat

Pasangan elektron atom pusat

= Pasangan elektron - (3 x Jumlah atom ujung)

= 12 - ( 3 x 3)

= 12 - 9

= 3

Jumlah atom ujung ditujukan untuk semua atom kecuali ato H karena pada atom H hanya memiliki satu buah elektron, dan jika sudah berikatan dengan atom lai, maka tidak ada lagi elektron disekeliling atom.

l Langkah 4 : Menghitung PEB

PEB = Pasangan elektron pusat - PEI = 3 - 3 = 0

l Langkah 5 : Menentukan Tipe dan Bentuk Molekul

Tipe molekul = 

Bentuk molekul = Segitiga datar / Trigonal planar

5. Notasi VSEPR untuk molekul    dengan nomor atom P = 15 dan F = 9 adalah…

Pembahasan:

Ø Notasi VSEPR =  

Ø Konfigurasi elektron penyusun molekul   :

P (Nomor atom 15 ) = 2 8 5  jumlah elektron valensi = 5

F (nomor atom 9 ) = 2 7  jumlah elektron valensi = 7

Ø Atom pusat = P (jumlah paling sedikit)

X atau PEI = 5 (Jumlah subtituen / atom yang terikat pada atom pusat)

Ø Jumlah elektron ikatan = 5 ( Karena untuk berikatan tunggal dengan 5 atom F dibutuhkan 5 buah elektron atom pusat P)

E atau PEB=

Ø Tipe molekul = Notasi VSEPR =  

Daftar Pustaka
Ruthmia. Vivi., 2015, Teori Ikatan Valensi Dan Teori Orbital Molekul, Diakses http://viviruthmia.web.unej.ac.id/2015/04/05/teori-ikatan-valensi-dan-teori-orbital-molekul/, Dipublish 5 April 2015.

Oktharia. Ekha., 2015, Teori Orbital Molekul, Diakses http://chemistry-ekhaokt.blogspot.com/2015/05/teori-orbital-molekul.html, Dipublish 19 Mei 2015.

Zulfaturrohmaniah., 2015,  Perbedaan Teori Ikatan Valensi Dan Teori Orbital Molekul, Diakses http://zulfa.web.unej.ac.id/2015/04/05/perbedaan-teori-ikatan-valensi-dan-teori-orbital-molekul/, Dipublish 5 April 2105.

Anonim., 2018, Teori Ikatan Valensi Dan Penerapannya, Diakses https://id.wikipedia.org/wiki/Teori_ikatan_valensi_dan_penerapannya, Dipublish 3 Desember 2018.