Hukum Gas Ideal


Unknown

Gas merupakan satu dari tiga wujud zat dan walaupun wujud ini merupakan bagian tak terpisahkan dari studi kimia, bab ini terutama hanya akan membahasa hubungan antara volume, temperatur dan tekanan baik dalam gas ideal maupun dalam gas nyata, dan teori kinetik molekular gas, dan tidak secara langsung kimia. Bahasan utamanya terutama tentang perubahan fisika, dan reaksi kimianya tidak didisuksikan. Namun, sifat fisik gas bergantung pada struktur molekul gasnya dan sifat kimia gas juga bergantung pada strukturnya. Perilaku gas yang ada sebagai molekul tunggal adalah contoh yang baik kebergantungan sifat makroskopik pada struktur mikroskopik.

a. Sifat gas

Sifat-sifat gas dapat dirangkumkan sebagai berikut.
  1. Gas bersifat transparan.
  2. Gas terdistribusi merata dalam ruang apapun bentuk ruangnya.
  3. Gas dalam ruang akan memberikan tekanan ke dinding.
  4. Volume sejumlah gas sama dengan volume wadahnya. Bila gas tidak diwadahi, volume gas akan menjadi tak hingga besarnya, dan tekanannya akan menjadi tak hingga kecilnya.
  5. Gas berdifusi ke segala arah tidak peduli ada atau tidak tekanan luar.
  6. Bila dua atau lebih gas bercampur, gas-gas itu akan terdistribusi merata.
  7. Gas dapat ditekan dengan tekanan luar. Bila tekanan luar dikurangi, gas akan mengembang.
  8. Bila dipanaskan gas akan mengembang, bila didinginkan akan mengkerut.
Dari berbagai sifat di atas, yang paling penting adalah tekanan gas. Misalkan suatu cairan memenuhi wadah. Bila cairan didinginkan dan volumenya berkurang, cairan itu tidak akan memenuhi wadah lagi. Namun, gas selalu akan memenuhi ruang tidak peduli berapapun suhunya. Yang akan berubah adalah tekanannya.
Alat yang digunakan untuk mengukur tekanan gas adalah manometer. Prototipe alat pengukur tekanan atmosfer, barometer, diciptakan oleh Torricelli.
Tekanan didefinisikan gaya per satuan luas, jadi tekanan = gaya/luas.
Dalam SI, satuan gaya adalah Newton (N), satuan luas m2, dan satuan tekanan adalah Pascal (Pa). 1 atm kira-kira sama dengan tekanan 1013 hPa.
1 atm = 1,01325 x 105 Pa = 1013,25 hPa
Namun, dalam satuan non-SI unit, Torr, kira-kira 1/760 dari 1 atm, sering digunakan untuk mengukur perubahan tekanan dalam reaksi kimia.

b. Volume dan tekanan

Fakta bahwa volume gas berubah bila tekanannya berubah telah diamati sejak abad 17 oleh Torricelli dan filsuf /saintis Perancis Blase Pascal (1623-1662). Boyle mengamati bahwa dengan mengenakan tekanan dengan sejumlah volume tertentu merkuri, volume gas, yang terjebak dalam tabung delas yang tertutup di salah satu ujungnya, akan berkurang. Dalam percobaan ini, volume gas diukur pada tekanan lebih besar dari 1 atm.
Boyle membuat pompa vakum menggunakan teknik tercangih yang ada waktu itu, dan ia mengamati bahwa gas pada tekanan di bawah 1 atm akan mengembang. Setelah ia melakukan banyak percobaan, Boyle mengusulkan persamaan (6.1) untuk menggambarkan hubungan antara volume V dan tekanan P gas. Hubungan ini disebut dengan hukum Boyle.
PV = k (suatu tetapan) (6.1)
Penampilan grafis dari percobaan Boyle dapat dilakukan dengan dua cara. Bila P diplot sebagai ordinat dan V sebagai absis, didapatkan hiperbola (Gambar 6.1(a)). Kedua bila V diplot terhadap 1/P, akan didapatkan garis lurus (Gambar 6.1(b)).
(a) Plot hasil percobaan; tekanan vs. volume
(b) Plot hasil percobaan; volume vs 1/tekanan. Catat bahwa kemiringan k tetap.

Volume dan temperatur

Setelah lebih dari satu abad penemuan Boyle ilmuwan mulai tertarik pada hubungan antara volume dan temperatur gas. Mungkin karena balon termal menjadi topik pembicaraan di kotakota waktu itu. Kimiawan Perancis Jacques Alexandre César Charles (1746-1823), seorang navigator balon yang terkenal pada waktu itu, mengenali bahwa, pada tekanan tetap, volume gas akan meningkat bila temperaturnya dinaikkan. Hubungan ini disebut dengan hukum Charles, walaupun datanya sebenarnya tidak kuantitatif. Gay-Lussac lah yang kemudian memplotkan volume gas terhadap temperatur dan mendapatkan garis lurus (Gambar 6.2). Karena alasan ini hukum Charles sering dinamakan hukum Gay-Lussac. Baik hukum Charles dan hukum Gay-Lussac kira-kira diikuti oleh semua gas selama tidak terjadi pengembunan.
Pembahasan menarik dapat dilakukan dengan hukum Charles. Dengan mengekstrapolasikan plot volume gas terhadap temperatur, volumes menjadi nol pada temperatur tertentu. Menarik bahwa temperatur saat volumenya menjadi nol sekiatar -273°C (nilai tepatnya adalah -273.2 °C) untuk semua gas. Ini mengindikasikan bahwa pada tekanan tetap, dua garis lurus yang didapatkan dari pengeplotan volume V1 dan V2 dua gas 1 dan 2 terhadap temperatur akan berpotongan di V = 0.
Fisikawan Inggris Lord Kelvin (William Thomson (1824-1907)) megusulkan pada temperatur ini temperatur molekul gas menjadi setara dengan molekul tanpa gerakan dan dengan demikian volumenya menjadi dapat diabaikan dibandingkan dengan volumenya pada temperatur kamar, dan ia mengusulkan skala temperatur baru, skala temperatur Kelvin, yang didefinisikan dengan persamaan berikut.
273,2 + °C = K (6.2)
Kini temperatur Kelvin K disebut dengan temperatur absolut, dan 0 K disebut dengan titik nol absolut. Dengan menggunakan skala temperatur absolut, hukum Charles dapat diungkapkan dengan persamaan sederhana
V = bT (K) (6.3)
dengan b adalah konstanta yang tidak bergantung jenis gas.
Menurut Kelvin, temperatur adalah ukuran gerakan molekular. Dari sudut pandang ini, nol absolut khususnya menarik karena pada temperatur ini, gerakan molekular gas akan berhenti. Nol absolut tidak pernah dicapai dengan percobaan. Temperatur terendah yang pernah dicapai adalah sekitar 0,000001 K.
Avogadro menyatakan bahwa gas-gas bervolume sama, pada temperatur dan tekanan yang sama, akan mengandung jumlah molekul yang sama (hukum Avogadro; Bab 1.2(b)). Hal ini sama dengan menyatakan bahwa volume real gas apapun sangat kecil dibandingkan dengan volume yang ditempatinya. Bila anggapan ini benar, volume gas sebanding dengan jumlah molekul gas dalam ruang tersebut. Jadi, massa relatif, yakni massa molekul atau massa atom gas, dengan mudah didapat.

d. Persamaan gas ideal

Esensi ketiga hukum gas di atas dirangkumkan di bawah ini. Menurut tiga hukum ini, hubungan antara temperatur T, tekanan P dan volume V sejumlah n mol gas dengan terlihat.
Tiga hukum Gas
Hukum Boyle: V = a/P (pada T, n tetap) 
Hukum Charles: V = b.T (pada P, n tetap) 
Hukum Avogadro: V = c.n (pada T, P tetap)
Jadi, V sebanding dengan T dan n, dan berbanding terbalik pada P. Hubungan ini dapat digabungkan menjadi satu persamaan:
V = RTn/P (6.4)
atau
PV = nRT (6.5)
R adalah tetapan baru. Persamaan di atas disebut dengan persamaan keadaan gas ideal atau lebih sederhana persamaan gas ideal.
Nilai R bila n = 1 disebut dengan konstanta gas, yang merupakan satu dari konstanta fundamental fisika. Nilai R beragam bergantung pada satuan yang digunakan. Dalam sistem metrik, R = 8,2056 x10–2 dm3 atm mol-1 K-1. Kini, nilai R = 8,3145 J mol-1 K-1 lebih sering digunakan.
Latihan 6.1 Persamaan gas ideal
Sampel metana bermassa 0,06 g memiliki volume 950 cm3 pada temperatur 25°C. Tentukan tekanan gas dalam Pa atau atm).
Jawab: Karena massa molekul CH4 adalah 16,04, jumlah zat n diberikan sebagai n = 0,60 g/16,04 g mol-1 = 3,74 x 10-2 mol. Maka, P = nRT/V = (3,74 x10-2 mol)(8,314 J mol-1 K-1) (298 K)/ 950 x 10-6 m3)= 9,75 x 104 J m-3 = 9,75 x 104 N m-2= 9,75 x 104 Pa = 0,962 atm
Dengan bantuan tetapan gas, massa molekul relatif gas dapat dengan mudah ditentukan bila massa w, volume V dan tekanan P diketahui nilainya. Bila massa molar gas adalah M (g mol-1), akan diperoleh persamaan (6.6) karena n = w/M.
PV = wRT/M (6.6)
maka
M = wRT/PV (6.7)
Latihan 6.2 Massa molekular gas
Massa wadah tertutup dengan volume 0,500 dm3 adalah 38,7340 g, dan massanya meningkat menjadi 39,3135 g setelah wadah diisi dengan udara pada temperatur 24 °C dan tekanan 1 atm. Dengan menganggap gas ideal (berlaku persamaan (6.5)), hitung "seolah" massa molekul udara.
Jawab: 28,2. Karena ini sangat mudah detail penyelesaiannya tidak diberikan. Anda dapat mendapatkan nilai yang sama dari komposisi udara (kira-kira N2:O2 = 4:1).

e. Hukum tekanan parsial

Dalam banyak kasus Anda tidak akan berhadapan dengan gas murni tetapi dengan campuran gas yang mengandung dua atau lebih gas. Dalton tertarik dengan masalah kelembaban dan dengan demikian tertarik pada udara basah, yakni campuran udara dengan uap air. Ia menurunkan hubungan berikut dengan menganggap masing-masing gas dalam campuran berperilaku independen satu sama lain.
Anggap satu campuran dua jenis gas A (nA mol) dan B (nB mol) memiliki volume V pada temperatur T. Persamaan berikut dapat diberikan untuk masing-masing gas.
pA = nART/V (6.8)
pB = nBRT/V (6.9)
pA dan pB disebut dengan tekanan parsial gas A dan gas B. Tekanan parsial adalah tekanan yang akan diberikan oleh gas tertentu dalam campuran seandainya gas tersebut sepenuhnya mengisi wadah.
Dalton meyatakan hukum tekanan parsial yang menyatakan tekanan total P gas sama dengan jumlah tekanan parsial kedua gas. Jadi,
P = pA + pB = (nA + nB)RT/V (6.10)
Hukum ini mengindikasikan bahwa dalam campuran gas masing-masing komponen memberikan tekanan yang independen satu sama lain. Walaupun ada beberapa gas dalam wadah yang sama, tekanan yang diberikan masing-masing tidak dipengaruhi oleh kehadiran gas lain.
Bila fraksi molar gas A, xA, dalam campuran xA = nA/(nA + nB), maka pA dapat juga dinyatakan dengan xA.
pA = [nA/(nA + nB)]P (6.11)
Dengan kata lain, tekanan parsial setiap komponen gas adalah hasil kali fraksi mol, xA, dan tekanan total P.
Tekanan uap jenuh (atau dengan singkat disebut tekanan jenuh) air disefinisikan sebagai tekanan parsial maksimum yang dapat diberikan oleh uap air pada temperatur tertentu dalam campuran air dan uap air. Bila terdapat lebih banyak uap air, semua air tidak dapat bertahan di uap dan sebagian akan mengembun.
Category: , , , , , , , , , 0 komentar

Keperiodikan Sifat Senyawa Sederhana


Unknown

a. Keperiodikan sifat oksida

Oksigen dapat membentuk senyawa (oksida) dengan hampir semua unsur, kecuali beberapa gas mulia. Inilah alasan mengapa oksigen awalnya digunakan sebagai standar massa atom. Ketika prosedur untuk menentukan massa atom belum disepakati secara penuh, saat itu lebih nyaman digunakan ”ekuivalen”, yakni kuantitas zat yang tepat bereaksi dengan sejumlah tertentu oksigen. Bahkan hingga kini, membandingkan sifat oksida sama pentingnya dengan membandingkan sifat unsur-unsurnya.
Sebagian besar kalor pembentukan oksida, yakni kalor reaksi saat unsur bereaksi dengan oksigen, besar dan negatif. Hal ini mengindikasikan bahwa paling tidak ada satu oksida stabil. Hanya terdapat beberapa oksida yang memiliki nilai kalor pembentukan positif, yakni oksida halogen atau gas mulia.
Untuk meyakinkan apakah nilai ini menunjukkan keperiodikan, kalor reaksi unsur dengan sejumlah tertentu (8 g) oksigen (bukan kalor reaksi per mol) diperhatikan. Representasi nilai kalor reaksi ini secara skematik yang diberikan di gambar 5.4. Untuk semua periode, nilai absolut kalor pembentukan cenderung menurun ketika nomor atom meningkat.
Akan lebih mudah mengklasifikasikan oksida berdasarkan keasaman dan kebasaannya karena hampir semua oksida bersifat asam atau basa. Klasifikasi ini juga akan membantu pemahaman bab 9 yakni pembahasan asam dan basa dibahas.
Produk reaksi antara oksida dan air biasanya memiliki gugus hidroksi. Sebagaimana akan didiskusikan nanti, banyak oksida bersifat asam bahkan bila oksida-oksida ini tidak memiliki hidrogen. Dalam hal produk reaksi antara oksida asam dan air, hidrogen dari gugus hidroksi cenderung terdisosiasi menjadi proton. Jadi, asam yang mengandung hidrogen asam terikat pada oksigen disebut asam okso. Di pihak lain, produk reaksi antara oksida basa dan air dinamai dengan hidroksida yang mengandung gugus hidroksi yang cenderung terdisosiasi sebagai ion hidroksida OH¯.
Oksida logam alkali atau alkali tanah kurang lebih akan larut dalam air dan menunjukkan sifat basa. Natrium oksida Na2O adalah cntoh khas oksida basa. Jadi,
Na2O(s) + H2O → 2Na+(aq) + 2OH¯(aq) (5.5)
(aq) menunjukkan bahwa spesi ini ada dalam larutan dalam air. Bahkan bila oksida ini sedikit larut dalam air, oksida ini tetap basa bila bereaksi dengan air.
Oksida unsur-unsur golongan 13 reaktif baik pada asam dan basa dan dinamai dengan oksida amfoter. Contoh yang terbaik adalah Al2O3.
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O (5.6)
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]2 (5.7)
Sebagian besar oksida non logam bersifat asam. Kekuatan asamnya meningkat dari kiri ke kanan dalam satu periode dalam tabel periodik. Dengan kata lain, keasaman menjadi lebih kuat dengan meningkatnya sifat non logamnya. Sebagaimana unsur golongan 14, karbon memiliki dua oksida, CO dan CO2, dan keasaman CO2 lemah (H2CO3 adalah asam lemah). Oksida karbon berwujud gas tetapi oksida silikon dan unsur-unsur di bawahnya berwujud padat. SiO2 tidak larut dalam air, tetapi oksida ini bersifat asam karena bereaksi dengan basa.
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O (5.8)
Sebaliknya, banyak oksida golongan 15 dan 16 larut dalam air. SO3 dan P4O10 adalah oksida asam karena oksida ini bereaksi dengan air menghasilkan proton. Untuk unsur-unsur, ada beberapa oksida yang berkaitan dengan beberapa bilangan oksidasi. Ada dua oksida belerang dengan bilangan oksidasi +4 dan +6. Contoh khasnya adalah oksida nitrogen. Di Tabel 5.8, sederet oksida nitrogen dan hidridanya didaftarkan. Oksida-oksida ini akan didiskusikan lebih lanjut nanti.
Tabel 5.8 Bilangan oksidasi berbagai oksida nitrogen.
Bilangan oksidasiSenyawaRumus Lewis
-3Amonia
-2Hidrazin
-1Hidroksilamin
0Nigtrogen
1Dinitrogen oksida
2Nitrogen oksida
3Dinitrogen dioksida
4Asam nitrat
Bila suatu unsur memiliki lebih dari satu oksida, oksida dengan bilangan oksidasi lebih tinggi memiliki keasaman yang lebih besar daripada yang berbilangan oksidasi lebih rendah. Untuk belerang, SO2 (asam oksonya; H2SO3) adalah asam lemah tetapi SO3 (H2SO4) adalah asam kuat. Keasaman oksida khlorin meningkat dengan urutan sebagai yang ditunjukkan berikut ini.
Cl2O (HClO) < Cl2O3 (HClO2) < Cl2O5 (HClO3) < Cl2O7 (HClO4)
Keasaman Cl2O (HClO) adalah asam sangat lemah sementara Cl2O7 (HClO4) adalah asam kuat.
Tabel 5.9 memberikan oksida dengan bilangan oksidasi tertinggi diantara unsur golongan utama dan kepriodikan keasaman/kebasaan. Catat bahwa oksida amfoter terletak di sudut atas kiri ke sudut kanan bawah tabel periodik.

b. Keperiodikan sifat hidrida

Sebagian besar unsur golongan utama menghasilkan hidrida ketika bereaksi dengan hidrogen, tetapi kestabilan hidridanya bergantung pada letak unsur dalam tabel periodik. Hidrida unsur golongan 1 dan 2 yang elektropositif dan unsur golongan 16 dan 17 yang elektronegatif bersifat stabil, sementara hidrida golongan 13, 14, dan 15 unsur logam berat kadang sukar disintesis.
Tabel 5.9 Keasaman dan kebasaan oksida unsur golongan utama.
Hidrida unsur logam alkali dan logam alkali tanah adalah kristal tak berwarna, dan dengan elektrolisis lelehan hidrida akan dihasilkan hidrogen di anoda. Fakta ini menyarankan bahwa hidrida logam ini, misalnya natrium hidrida, ada sebagai Na+H¯, sebagai kristal mirip garam. Semua hidrida ini adalah basa kuat.
Beberapa unsur golongan 13 dan 14 memiliki lebih dari satu hidrida. Misalnya, hidrida karbon tidak hanya metana CH4, tetapi juga karbena CH2, walaupun sukar mengisolasi CH2 sebab ketakstabilannya yang terlalu besar. Semua hidrida unsur golongan 14 termasuk metana adalah molekul kovalen. Dari kiri ke kanan dalam tabel periodik, karakter kovalen hidrida menurun dan karakter ioniknya meningkat. Ikatan O-H dalam air dan ikatan Cl-H dalam hidrogen khlorida, misalnya, dianggap polar, dan berdisosiasi di air menghasilkan H+. Sebaliknya, keasaman metana bisa diabaikan.
Umumnya hidrida unsur golongan utama adalah molekul, hidrida jenis ini memiliki titik didih dan titik lelh yang khas, dan menunjukkan keperiodikan. Namun, hidrida unsur periode 2 tidak terlalu berperilaku seperti itu. Misalnya, titik didihnya jauh lebih besar daripada hidrida unsur periode ke3 (gambar 5.5).
Karena titik didih hidrida unsur periode ke-3, dan selanjutnya, semakin tinggi dan menunjukkan keperiodikan, jelas sifat hidrida unsur periode ke-2 merupakan kekecualian. Dikenali dengan baik bahwa pembentukan ikatan hidrogen di hidrida unsur periode ke-2 merupakan alasan hal ini. Ikatan hidrogen terjadi dalam senyawa yang memiliki ikatan antara hidrogen dan unsur elektronegatif. Ikatan H-X terpolarisasi menjadi H+-X¯. Interaksi tarikan antara dipol yang terbentuk adalah gaya dorong ikatan hidrogen.
Sifat-sifat fisik seperti titik didih dan titik leleh sedikit banyak menunjukkan keperiodikan. Di antara unsur yang ada dalam golongan yang sama, keperiodikan ini kadang jelas. Misalnya, di antara halogen perubahan unsur dari gas menjadi cair, dan dari cair menjadi padat. Perubahan ini tidak harus seragam. Nitrogen adalah gas, tetapi fosfor dan unsur lain adalah padat. Jelas terlihat ada ketidakkontinyuan di sini.
0 komentar

Sifat Periodik Unsur


Unknown

Jari-Jari Atom
Adalah jarak antara inti hingga kulit terluar electron. Besar kecilnya jari-jari atom terutama ditentukan oleh dua factor, yaitu jumlah kulit dan muatan inti.
  • Untuk unsure-unsur segolongan, semakin banyak kulit atom, semakin besar jari-jari atom
  • Untuk unsure-unsur seperiode, semakin besar muatan inti, maka semakin kuat gaya tarik inti terhadap electron, sehingga semakin kecil jari-jarinya
Konsep :
  1. Dari atas ke bawah dalam satu golongan, jari-jari atom semakin besar
  2. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, jari-jari atom semakin kecil
 Jari-Jari Ion
Ion mempunyai jari-jari yang berbeda secara nyata (siknifikan) jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya. Ion positif mempunyai jari-jari yang lebih kecil, sedangkan ion negative mempunyai jari-jari yang lebih besar.
 Energi Ionisasi
Adalah besarnya energy yang diperlukan untuk melepas satu electron dari suatu elektron netral dalam wujud gas sehingga terbentuk ion berwujud gas dengan muatan +1. Besar kecilnya energy ionisasi bergantung pada besar gaya tarik inti terhadap electron kulit terluar, yaitu electron yang akan dilepaskan. Semakin kuat gaya tarik inti, semakin besar energy ionisasi.
  • Dalam satu golongan, dari atas kebawah, jari-jari atom bertambah besar, sehingga gaya tarik inti terhadap electron terluar semakin lemah. Oleh karena itu, energy ionisasi berkurang
  • Dalam satu periode, sebagimana telah dijelaskan ketika membahas jari-jari atom, gaya tarik inti bertambah. Oleh karena itu, energy ionisasi juga bertambah.
Konsep :
  1. Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, energy ionisasi semakin kecil
  2. Dalam satu periode, dari kiri ke kanan energy ionisasi cenderung bertambah.
 Afinitas Elektron
Adalah energy yang menyertai penambahan 1 elektron pada satu atom netral dalam wujud gas membentuk ion bermuatan -1. Afinitas electron juga dinyatakan dalam kJ mol-1
Konsep :
  1. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, afinitas electron cenderung berkurang
  2. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, afinitas electron cenderung bertambah
 Keelektronegatifan
Adalah suatu bilangan yang menggambarkan kecenderungan relative suatu unsure menarik electron ke pihaknya dalam suatu ikatan kimia.
Konsep :
  1. Dari atas ke bawah dalam satu golongan, keelektronegatifan samakin berkurang
  2. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, keelektronegatifan semakin bertambah
 Sifat Logam dan Nonlogam
Sifat logam akan bergantung pada energy ionisasi. Semakin besar energy ionisasi, semakin  sukar bagi atom untuk melepas electron, dan semakin berkurang sifat logamnya. Sebaliknya, sifat logam dikaitkan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan atom menarik electron. Unsur yang terletak pada bagian tengah, yaitu unsure yang terletak di sekitar daerah perbatasan antara Logam dan Nonlogam, mempunyai sifat logam sekaligus sifat nonlogam. Unsur itu disebut unsur Metaloid.
Konsep :
  1. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, sifat logam berkurang, sedangkan sifat nonlogam bertambah
  2. Dari atas kebawah dalam satu golongan, sifat logam bertambah, sedangkan sifat nonologam berkurang
 Kereaktifan
Kereaktifan suatu unsure bergantung pada kecenderungan melepas atau menarik electron. Jadi, unsur logam paling reaktif adalah golongan IA (logam alkali), sedangkan nonologam yang paling reaktif adalah golongan VIIA(halogen). Dari kiri ke kanan dalam satu periode, mila-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA. Golongan VIIIA tidak reaktif.
Category: , , 0 komentar

Struktur Senyawa Anorganik


Unknown

Struktur banyak senyawa anorganik dapat dijelaskan dengan menggunakan teori VSEPR atau secara sederhana dengan teori valensi. Namun, beberapa senyawa anorganik yang tidak masuk dalam kelompok ini sangat penting baik dari sudut pandang teori maupun praktis. Beberapa senyawa ini akan didiskusikan di bawah ini.

AMONIA

Amonia NH3 seolah diturunkan dari metana dengan menggantikan atom karbon dengan atom nitrogen dan salah satu atom hidrogen dengan pasangan elektron bebas. Jadi, amonia memiliki seolah struktur tetrahedral. Namun untuk memahami struktur amonia, anda harus mempertimbangkan inversi atom nitrogen. Perilaku amonia sangat mirip dengan payung yang tertiup sehingga terbalik. Halangan inversinya hanya 5,8 kkal mol-1, dan inversi amonia pada suhu kamar sangat cepat (Gambar 4.10).
Secara prinsip, atom nitrogen dari amina yang mengikat tiga atom atau gugus yang berbeda dapat merupakan pusat asimetrik sebab nitrogen memiliki empat substituen termasuk pasangan elektron bebas. Namun karena adanya inversi ini, atom nitrogen tidak dapat menjadi pusat asimetrik..

DIBORAN

Diharapkan reaksi antara magnesium borida dan air akan menghasilkan boron trihidrida BH3. Namun, yang didapatkan adalah diboran B2H6. Nampaknya senyawa ini tidak dapat dijelaskan dengan teori valensi sederhana, dan banyak sekalai usaha telah dilakukan untuk mengelusidasi anomali ini.
Mg3B2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + B2H6 (4.1)
Kini telah dibuktikan bahwa senyawa ini memiliki struktur aneh sebagai beikut.
Kerangka molekulnya adalah jajaran genjang yang terbentuk dari dua atom boron dan dua atom hidrogen, dan atom hidrogen terikat pada dua atom boron disebut dengan hidrogen jembatan. Empat ikatan B-H terminal secara esensi terbentuk dari tumpang tindih orbital 1s hidrogen dan orbital hibrida boron. Sebaliknya, ikatan jembatan B—H—B adalah ikatan tiga pusat, dua elektron yang terbetuk dari hibridisasi hidrogen 1s dan dua orbital hibrida boron. Keberadaan ikatan seperti ini dikonfirmasi dengan mekanika kuantum.

SENYAWA GAS MULIA

Lama sekali dipercaya bahwa gas mulia hanya ada sebagai molekul monoatomik, dan tidak membentuk senyawa. Kimiawan Kanada Neil Bartlett (1932-) menemukan spesi ionik [O2]+[PtF6]-dengan mereaksikan oksigen dengan platina heksafluorida PtF6. Ia beranggapan reaksi yang mirip dengan ini yakni reaksi antara xenon dan PtF6 akan berlangsung karena energi ionisasi pertama xenon dekat nilainya dengan energi ionisasi perrtama molekul oksigen. Di tahun 1962 ia berhasil mendapatkan senyawa gas mulia pertama Xe(PtF6)x, (x = 1, 2).
Kemudian menjadi jelas bahwa gas mulia membentuk senyawa biner dengan oksigen dan fluorin yang keduanya memiliki keelektronegativan tinggi. XeF2 adalah molekul linear dengan kelebihan elektron, sementara XeF4 merupakan satu-satunya senyawa unsur berbentuk bujur sangkar. XeF6 berbentuk oktahedron terdistorsi, dan di dekat titik lelehnya, senyawa ini ada sebagai kristal [XeF5]+F-.

FEROSEN

Ferosen adalah senyawa terdiri atas dua cincin sikopentadienil yang melapisi kedua sisi atom Fe dan senyawa ini merupakan contoh pertama kelompok senyawa yang disebut dengan senyawa sandwich (Gambar 4.12).
D awal tahun 1950-an , rekasi antara siklopentadienilmagnesium bromida dan FeCl3 anhidrat dilakukan dengan harapan akan dihasilkan turuanan fulvalena. Namun, senyawa dengan struktur (C6H5)2Fe yang diperoleh. Struktur senyawa ini didapatkan sangat unik: delapan belas elektron, dua belas dari dua molekul siklopentadienil (masing-masing enam elektron) dan enam dari kulit terluar Fe. Jadi, konfigurasi elektron gas mulia dicapai dan kestabilannya kira-kira sepadan. Kedua cincin siklopentadienail berputar layaknya piringan CD musik.
Latihan
4.1 Struktur senyawa inorganik; teori VSEPR.
Sarankan struktur senyawa anorganik berikut: (a) SeF6 (b) N2O (c) ClO- (d) CF3Cl (C atom pusat)
Jawab (a) oktahedron (b) linear (c) linear (d) tetrahedron
4.2 Isomer benzen tersubstitusi
Rumus molekul senyawa yang mengandung satu cincin benzen adalah C8H10. Gambarkan struktur isomer-isomer yang mungkin untuk senyawa ini.
Jawab: senyawa C8H10 mengandung satu cincin benzen dapat berupa etilbenzen C6H5C2H5 atau xylen C6H4(CH3)2. Xylena akan memiliki tiga isomer posisi, yakni, o-, m- dan p-xylene.
4.3 Isomer geometri
Baik asam fumarat dan maleat memiliki rumus HOOCCH=CHCOOH dan merupakan pasangan isomer geometri. Dengan pemanasan ke 150°C, asam maleat kehilangan satu mol H2O menghasilkan anhidrat maleat sementara asam fumarat tidak akan berubah menjadi anhidrat maleat sampai pemanasan pada 300°C. Dengan menggunakan data ini, jelaskan struktur kedua senyawa.
Jawab: lihat teks di halaman
4.4 Struktur senyawa kompleks platina
Diamindikhloroplatina [PtCl2(NH3)2] memiliki struktur bujur sangkar. Prediksikan struktur isomer-isomernya yang mungkin.
Dua isomer, bentuk cis- dan trans, mungkin ada. Struktur bujur sangkar planar disebabkan oleh hibridisasi dsp2. Isomer cis merupakan obat antikanker yang terkenal.
4.5. Stereoisomer gula
Senyawa yang memiliki empat atom karbon, HOCH2CHOHCHOHCHO, adalah gula yang kesederhanaanya sebanding dengan gliseraldehida.
(a) Ada berapa atom karbon asimetrik dalam molekul ini? 
(b) Gambarkan rumus struktur semua stereoisomer gula ini seperti yang ditunjukan dalam gambar 4.5. 

Jawab (a) Ada dua. Dalam struktur di bawah ini, atom karbon asimterik ditandai dengan *. (b) Dua pasang enantiomer dengan jelas ditandai.
4.6 Stereoisomer gula
Glukosa, HOCH2(CHOH)4CHO, memiliki enam atom karbon dan merupakan salah satu senawa alam yang berlimpah.
(a) Ada berapa atom karbon asimetrik dalam molekul ini? (b) Gambarkan rumus struktur semua stereoisomer gula ini seperti yang ditunjukan dalam gambar 4.5.
Jawab: (a) Empat. Di struktur di bawah in, atom karbon asimetrik ditandai dengan *. (b) Jumlah stereoisomer adalah 24 = 16. Struktur delapan isomer ditunjukkan di bawah ini.
Bagi masing-masing isomer di atas, anda dapat menggambarkan pasangan enantiomernya sebagai berikut:
4.7 Analisis konformasional konformer
Dalam kasus 1,2-dikhloroetana, bentuk trans lebih stabil daripada bentuk gauche. Di pihak lain, dalam kasus etilen glikol (1,2-etanadiol; digunakan secara luas sebagai cairan antibeku) bentuk gauche lebih stabil daripada bentuk trans walaupun struktur molekulnya sangat mirip dengan 1,2dikhloroetana. Jelaskan.
Jawab: Dalam bentuk gauche etilen glikol ikatan hidrogen intramolekul akan terjadi dan menstabilkan struktur. Ikatan semacam ini tidak ada dalam bentuk trans.
Bentuk gauche Bentuk trans
4.8 ikatan dalam diboran Jelaskan ikatan dalam diboran. Jawab: lihat teks halaman.

Selingan — Senyawa dengan struktur yang menarik

Terdapat sejumlah senyawa organik dengan struktur menarik dan unik. Contoh yang baik adalah kuban C8H8 dengan struktur yang hampir kubus. Walaupun banyak teknik telah dicoba, molekul tetrahedral, tetrahedran C8H8, belum pernah disintesis. Sudut ikatan ∠C-C-C terlalu berbeda dari sudut tetrahedral normal, dan mungkin inilah alasan mengapa sintesisnya belum dapat dilakukan.
kuban tetrahedran
demi kesederhanaan label atom dan ikatan C-H tidak digambarkan
Deret lain senyawa dengan struktur menarik dan aneh adalah katenan, cincin molekul yang penuh teka-teki. Bagaimana dua cincin saling mengait walaupun tidak ada ikatan antar keduanya. Bagaimana kimiawan dapat mensintesis senyawa semacam ini? Sungguhh ini merupakan prestasi pakung gemilang yang dicapai kimia organik sintetik.
Gambar skematik katenan
Sejak penemuannya di akhir abad 20, fuleren C60 telah menarik perhatian baik kimiawan teoritis maupun praktis. Bolanya dibentuk oleh kombinasi heksagon dan pentagon, dan sungguh sangat mirip dengan bola sepak. Menarik untuk dicatat bahwa keberadaan fulerene telah diprediksikan jauh sebelumnya oleh kimiawan Jepang Eiji Osawa.
padangan stereo fulleren
0 komentar

Struktur Senyawa Karbon


Unknown

Senyawa karbon
adalah senyawa yang molekulnya mengandung atom-atom karbon dan atom-atom unsur lain seperti hidrogen, oksigen, nitrogen, belerang, dan halogen.~ Beberapa jenis reaksi yang dialami oleh senyawa karbon:
» Reaksi substitusi
» Reaksi adisi
» Reaksi eliminasi

Reaksi substitusi
adalah reaksi penggantian suatu atom atau gugus atom oleh atom atau gugusatom lain yang terdapat dalam suatu molekul. Contoh reaksi substitusi:
1. Pembuatan alkil halida dari alkana, atom H diganti oleh atom halogen
2. Pembuatan alkil halida dari alkohol, gugus –OH digati oleh atom
3. Pembuatan alkohol dari alkil halida, atom halogen diganti oleh gugus – OH

Reaksi adisi
adalah reaksi yang terjadi karena pengubahan ikatan tak jenuh menjadi jenuh, atauikatan rangkap menjadi ikatan tunggal. Beberapa reaksi adisi:
1. Adisi hidrogen terhadap alkuna
2. Adisi hidrogen terhadap alkena

Reaksi eliminasi
adalah penyingkiran atau penghilangan beberapa atom yang terjadi pada suatusenyawa. Beberapa reaksi eliminasi:
1. Eliminasi hidrogen dari alkana (dehidrogenasi)
2. Eliminasi air dari alkohol

Category: , , , 0 komentar

Struktur Molekul Sederhana


Unknown
Ikatan ionik dibentuk oleh tarikan elekrostatik antara kation dan anion. Karena medan listrik suatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki karakter arah. Sebaliknya, ikatan kovalen dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga orbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah. Jadi bentuk molekul ditentukan oleh sudut dua ikatan, yang kemudian ditentukan oleh orbital atom yang terlibat dalam ikatan.
Paparan di atas adalah pembahasan umum struktur molekul. Struktur molekul sederhana dapat disimpulkan dari pertimbangan sterekimia sederhana yang akan dijelaskan di bab ini.

a. Teori tolakan pasangan elektron valensi

Di tahuan 1940, Sidgwick mengusulkan teori yang disebut dengan Teori tolakan pasangan elektron valensi [valence shell electron pair repulsion (VSEPR)], yang karena sifat kualitatifnya sangat mudah dipahami. Teorinya sangat cocok untuk mempredksi struktur senyawa berjenis XYm. Menurut teori ini, jumlah pasangan elektron menentukan penyusunan pasangan-pasangan elektron di sekitar atom pusat molekul. Terdapat gaya tolak elektrostatik antara dua pasangan elektron yang cenderung menolak orbital atom sejauh mungkin satu sama lain. Karena pasangan elektron menempati orbital atom, pasangan elektron bebas juga mempunyai dampak yang sama dengan pasangan elektron ikatan. Dengan kata lain, pasangan elektron bebas dan pasangan elektron ikatan juga tolak menolak sejauh mungkin.

SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT DIVALEN

Menurut teori VSEPR, dua pasangan elektron yang dimiliki atom pusat divalen akan terpisah sejauh mungkin bila sudut ikatannya 180°. Dengan kata lain, molekulnya akan memiliki struktur linear. Faktanya, berilium khlorida BeCl2, dengan atom pusat divalen, adalah molekul linear . Seperti akan didiskusikan kemudian, beberapa senyawa seperti karbon dioksida O=C=O dan alena H2C=C=CH2 juga linear seolah memiliki atom pusat divalen.

SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TRIVALEN

Bila teori VSEPR berlaku juga untuk senyawa dengan atom pusat trivalen seperti boron trikhlorida BCl3, sudut ikatan ∠Cl-B-Cl akan bernilai 120° dengan emapt atom itu berada dalam bidang yang sama. Struktur trigonal planar juga diamati di timah khlorida, SnCl3. Catat juga bahwa struktur segitiga juga diamati di etilena H2C=CH2, ion nitrat NO3 dan sulfur dioksida SO2.

SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TETRAVALEN

Teori karbon tetrahedral diusulkan oleh kimiawan Belanda Jacobus Henricus van’t Hoff (18521911) dan kimiawan Perancis Joseph Achille Le Bel (1847-1930), yang menyempurnakan teorinya hampir pada saat yang bersamaan. Kesimpulan yang sama juga dapat secara otomatis didapatkan dari teori VSEPR. Misalnya untuk metana, struktur yang akan memiliki tolakan antar pasangan elektron yang minimal didapatkan untuk geometri tetrahedron dengan sudut 109,5°, yang jelas lebih besar dari bujur sangakar yang bersudut 90°. Menariknya ion amonium NH4+dengan atom nitrogen sebagai atom pusat juga tetrahedral seperti metana. Bila pasangan elektron bebas juga dihitung, atom nitrogen dari amonia NH3 dan atom oksigen dalam air H2O juga dapat dianggap
tetravalen. Namun di molekul-molekul ini tidak didapat tetrahedral sempurna, sudut ikatan ∠HNH adalah 106° dan ∠H-O-H adalah 104,5°. Fakta ini menyarankan hubungan kualitatif berikut.

Kekuatan relatif tolakan

Pasangan elektron bebas (PEB)-PEB > PEB- Pasangan elektron ikatan (PEI) > PEI-PEI Beberapa ion poliatomik semacam SO42- dan SO32- juga memiliki struktur tetrahedral.

SENYAWA DENGAN VALENSI LEBIH TINGGI DARI EMPAT

Struktur senyawa dengan atom pusat memiliki valensi lebih besar dari empat juga dapat dijelaskan dengan teori VSEPR. Senyawa pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Senyawa khas jenis ini adalah fosfor pentakhlorida PCl5. Senyawa dengan atom pusat heksavalen berstruktur oktahedral, yang identik dengan bujur sangkar bipiramid. Contoh yang baik adalah belerang heksafluorida SF6. Dalam kasus senyawa heptavalen, situasinya sama dan strukturnya adalah pentagonal bipiramid.
Ketika menggunakan teori ini, dalam senyawa yang strukturnya ditentukan pasangan elektron bebas harus diikutsertakan sebagai bagian pasangan elekron yang menentukan struktur. Misalnya untuk IF5 dan ICl4 hal ini sangat penting. Di Gambar 4.1 ditunjukkan beberapa struktur senyawa khas.
(c) segitiga bipiramid PCl5; (d) oktahedron SF6.
Latihan: Prediksi struktur berdasarkan teori VSEPR Prediksikan struktur spesi kimia berikut dengan teori VSEPR: (a) SO2, (b) SO3 (c ) SO42-
Jawab: (a) segitiga, (b) piramidal , (c ) tetrahedral

b. Hibridisasi orbital atom

Diharapkan bahwa berilium khlorida BeCl2 dan timah (II) khlorida SnCl2 akan memiliki struktur yang mirip karena memiliki rumus molekul yang mirip. Namun, ternyata senyawa pertama berstruktur linear sedang yang kedua bengkok. Hal ini dapat dijelaskan dengan perbedaan orbital atom yang digunakan. Bila elektron-elektron mengisi orbital atom mengikuti prinsip Aufbau, elektron akan mengisi orbital atom yang berenergi terendah. Dua elektron diizinkan mengisi satu orbital. Menurut prinsip Pauli, tidak ada elektron yang memiliki satu set bilangan kuantum yang tepat sama (Bab 2.4 (d)). Masalah yang timbul adalah akan diletakkan di mana elektron ke-empat atom karbon. Telah ditetapkan bahwa konfigurasi elektron terendah atom adalah konfigurasi dengan jumlah elektron tak berpasangan maksimum dan masih tetap diizinkan oleh aturan Pauli dalam set orbital dengan energi yang sama (dalam kasus karbon adalah tiga orbital 2p). Dalam kasus ini awalnya semua elektron akan memiliki bilangan kuantum spin yang sama (yakni, +1/2 atau -1/2) (Gambar 4.2).
Berilium adalah atom dengan dua elektron valensi dan konfigurasi elektron (1s22s2). Agar berilium membentuk ikatan sebagai atom divalen, orbital 2s dan 2p harus membentuk pasangan orbital terhibridisasi sp. Karena kedua orbital hibrida sp membentuk sudut ikatan 180°, BeCl2dengan demikian linear.
Mirip dengan itu, boron yang memiliki tiga elektron valensi dan konfigurasi elektron 1s22s22p1; atau secara sederhana ditulis 1s22s22p. Untuk membentuk ikatan dengan valensi tiga, konfigurasi elektronnya harus (1s22s2px2py). Satu orbital 2s dan dua orbital 2p akan membentuk orbital terhibridisasi sp2. Karena sudut ikatan antara dua orbital hibrida sp2 adalah 120°, BCl3berstruktur segitiga.
Dalam kasus senyawa karbon, strukturnya dijelaskan dengan mengasumsikan empat orbital sp3ekuivalen terbentuk dari satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Atom karbon memiliki empat elektron valensi, dan konfigurasi elektronnya adalah 1s22s22p2, dan untuk membentuk atom tetravalen, konfigurasi elektronnya harus berubah menjadi (1s22s2px2py2pz). Dengan hibridisasi, empat orbital hibrida sp3 yang ekuivalen akan terbentuk. Sudut ikatan yang dibuat oleh dua orbital hibrida sp3 adalah 109,5° (sudut tetrahedral). Inilah alasan mengapa metana berstruktur tetrahedral.
Untuk kasus senyawa nitrogen, amonia NH3 misalnya, empat dari lima elektron valensi atom nitrogen akan menempati empat orbital hibrida sp3 seperti ditunjukkan di Gambar 4.3. Satu elektron valensi yang tersisa akan menempati satu orbital hibrida yang telah diisi satu elektron. Jadi spin elektron kedua ini harus berlawanan dengan spin elekron pertama. Akibatnya atom nitrogen akan trivalen dengan satu pasangan elektron bebas.
Dalam kasus fosfor, ada dua kasus. Dalam satu kasus atom fosfornya trivalen dengan satu pasang elektron bebas seperti nitrogen, dan di satu kasus lain fosfornya pentavalen dengan orbital hibrida dsp3. Fosfor pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Ion kompleks dengan ion nikel atau kobal sebagai atom pusat berkoordinasi enam dengan struktur oktahedral.
Sebagaimana didiskusikan di atas, baik teori VSEPR maupun hibridisasi orbital atom akan memberikan kesimpulan struktur molekul dan ion yang sama. Walaupun teori VSEPR hanya bergantung pada tolakan antar pasangan elektron, dan teori hibridisasi memberikan justifikasi teoritisnya.

0 komentar
Langganan: Postingan (Atom)

Halaman