Embed Size (px)
DESCRIPTION
jsd
Citation preview
katan dalam rumus kimia
Bentuk atom-atom dan molekul-molekul yang 3 dimensi sangatlah menyulitkan dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan orbital-orbital dan ikatan-ikatan. Pada rumus molekul, ikatan kimia (orbital yang berikatan) diindikasikan menggunakan beberapa metode yang bebeda tergantung pada tipe diskusi. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sebagai contoh, pada kimia organik, kimiawan biasanya hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karena itu, rumus molekul etanol dapat ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sebagai contoh anion etena−4 yang dihipotesiskan (\/C=C/\ −4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.
[sunting]
Ikatan kuat kimiaPanjang ikat dalam pm
dan energi ikat dalam kJ/mol.
Panjang ikat dapat dikonversikan menjadi Å
dengan pembagian dengan 100 (1 Å = 100 pm).
Data diambil dari [1].
Ikatan Panjang
(pm) Energi
(kJ/mol)
H — Hidrogen
H–H 74 436
H–C 109 413
H–N 101 391
H–O 96 366
H–F 92 568
H–Cl 127 432
H–Br 141 366
C — Karbon
C–H 109 413
C–C 154 348
C=C 134 614
C≡C 120 839
C–N 147 308
C–O 143 360
C–F 135 488
C–Cl 177 330
C–Br 194 288
C–I 214 216
C–S 182 272
N — Nitrogen
N–H 101 391
N–C 147 308
N–N 145 170
N≡N 110 945
O — Oksigen
O–H 96 366
O–C 143 360
O–O 148 145
O=O 121 498
F, Cl, Br, I — Halogen
F–H 92 568
F–F 142 158
F–C 135 488
Cl–H 127 432
Cl–C 177 330
Cl–Cl 199 243
Br–H 141 366
Br–C 194 288
Br–Br 228 193
I–H 161 298
I–C 214 216
I–I 267 151
S — Belerang
C–S 182 272
Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, jumlah elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih rendah jika berpasangan. Teori-teori ikatan yang lebih canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam sebuah ikatan. Sebagai contohnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama lain oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga diketahui dengan baik. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin besar perbedaan elektronegativitasnya, semakin besar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berikat dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.
[sunting]
Ikatan kovalen
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen
Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di antara atom-atom yang berikat sangatlah kecil atau hampir tidak ada. Ikatan-ikatan yang terdapat pada kebanyakan senyawa organik dapat dikatakan sebagai ikatan kovalen. Lihat pula ikatan sigma dan ikatan pi untuk penjelasan LCAO terhadap jenis ikatan ini.
[sunting]
Ikatan polar kovalen
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan polar kovalen
Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di antara ikatan kovalen dan ikatan ion.
[sunting]
Ikatan ion
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan ion
Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang lebih besar dari 2,0 bisanya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1,5 biasanya disebut ikatan kovalen.[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e.
[sunting]
Ikatan kovalen koordinat
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen koordinat
Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sebagai ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang keseluruhan elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Konsep ini mulai ditinggalkan oleh para kimiawan seiring dengan berkembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana. Susunan ikatan ini berbeda dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitasnya yang kecil,
sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen. Ikatan ini biasanya ditandai dengan tanda panah. Ujung panah ini menunjuk pada akseptor elektron atau asam Lewis dan ekor panah menunjuk pada penderma elektron atau basa Lewis
[sunting]
Ikatan pisang
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan pisang
Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat rintangan sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang biasanya lebih rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal lainnya.
[sunting]
Ikatan 3c-2e dan 3c-4e
Dalam ikatan tiga-pusat dua-elektron, tiga atom saling berbagi dua elektron. Ikatan sejenis ini terjadi pada senyawa yang kekurangan elektron seperti pada diborana. Setiap ikatan mengandung sepasang elektron yang menghubungkan atom boron satu sama lainnya dalam bentuk pisang dengan sebuah proton (inti atom hidrogen) di tengah-tengah ikatan, dan berbagi elektron dengan kedua atom boron. Terdapat pula Ikatan tiga-pusat empat-elektron yang menjelaskan ikatan pada molekul hipervalen.
[sunting]
Ikatan tiga elektron dan satu elektron
Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada spesi radikal yang memiliki jumlah elektron gasal (ganjil). Contoh paling sederhana dari ikatan satu elektron dapat ditemukan pada kation molekul hidrogen H2+. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li2+, lebih kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam. [4]
Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron dapat ditemukan pada kation dimer helium, He2+, dan dapat pula dianggap sebagai "ikatan setengah" karena menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat yang melemahkan ikatan dua elektron lainnya sebesar setengah. Molekul
oksigen juga dapat dianggap memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya.[5]
Molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif. Ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama.[5]
[sunting]
Ikatan aromatik
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Aromatisitas
Pada kebanyakan kasus, lokasi elektron tidak dapat ditandai dengan menggunakan garis (menandai dua elektron) ataupun titik (menandai elektron tungga). Ikatan aromatik yang terjadi pada molekul yang berbentuk cincin datar menunjukkan stabilitas yang lebih.
Pada benzena, 18 elektron ikatan mengikat 6 atom karbon bersama membentuk struktur cincin datar. "Orde" ikatan antara dua atom dapat dikatakan sebagai (18/6)/2=1,5 dan seluruh ikatan pada benzena tersebut adalah identik. Ikatan-ikatan ini dapat pula ditulis sebagai ikatan tunggal dan rangkap yang berselingan, namun hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan rangkap dan ikatan tunggal memiliki kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak identik.
[sunting]
Ikatan logam
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan logam
Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Berbeda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berikat dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang menyebabkan elektron-elektron dapat bergerak bebas, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.
[sunting]
Ikatan antarmolekul
Terdapat empat jenis dasar ikatan yang dapat terbentuk antara dua atau lebih molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul menyebabkan molekul saling menarik atau menolak satu sama lainnya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik sebuah zat (seperti pada titik leleh).
[sunting]
Dipol permanen ke dipol permanen
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Gaya antarmolekul
Perbedaan elektronegativitas yang bersar antara dua atom yang berikatan dengan kuat menyebabkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.
[sunting]
Ikatan hidrogen
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan hidrogen
Ikatan hidrogen bisa dikatakan sebagai dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dijelaskan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen berada sangat dekat dengan atom penderma elektron dan mirip dengan ikatan tiga-pusat dua-elektron seperti pada diborana. Ikatan hidrogen menjelaskan titik didih zat cair yang relatif tinggi seperti air, ammonia, dan hidrogen fluorida jika dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang lebih berat lainnya pada kolom tabel periodik yang sama.
[sunting]
Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Gaya van der Waals
Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang paling lemah, namun sering dijumpai di antara semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik waktu, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Hal ini disebut sebagai dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini dapat menarik maupun menolak elektron-elektron helium lainnya, dan menyebabkan dipol lainnya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali untuk kemudian berpisah.
[sunting]
Interaksi kation-pi
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Interaksi kation-pi
Interaksi kation-pi terjadi di antara muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron-elektron pada orbital π dengan muatan positif.
[sunting]
Elektron pada ikatan kimia
Banyak senyawa-senyawa sederhana yang melibatkan ikatan-ikatan kovalen. Molekul-molekul ini memiliki struktur yang dapat diprediksi dengan menggunakan teori ikatan valensi, dan sifat-sfiat atom yang terlibat dapat dipahami menggunakan konsep bilangan oksidasi. Senyawa lain yang mempunyai struktur ion dapat dipahami dengan menggunakan teori-teori fisika klasik.
Pada kasus ikatan ion, elektron pada umumnya terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal bergerak bebas di antara atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik keseluruhan untuk membantu pemahaman kita atas konsep distribusi orbital molekul. Gaya antara atom-atom secara garis besar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.
Sebaliknya pada ikatan kovalen, rapatan elektron pada sebuah ikatan tidak ditandai pada atom individual, namun terdelokalisasikan pada MO di antara atom-atom. Teori kombinasi linear orbital yang diterima secara umum membantu menjelaskan struktur orbital dan energi-energinya berdasarkan orbtial-orbital dari atom-atom molekul. Tidak seperti ikatan ion, ikatan kovalen bisa memiliki sifat-sifat anisotropik, dan masing-masing memiliki nama-nama tersendiri seperti ikatan sigma dan ikatan pi.
Atom-atom juga dapat membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat antara ikatan ion dan kovalen. Hal ini bisa terjadi karena definisi didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron dapat secara parsial terdelokalisasi di antara atom-atom. Ikatan sejenis ini biasanya disebut sebagai ikatan polar kovalen. Lihat pula elektronegativitas.
Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul dapat dikatakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di antara dua atau lebih atom. Jenis ikatan antara dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.
Ikatan Kimia, Interaksi Antarmolekul, Bentuk Molekul, dan Hibridisasi Orbital Atom
Oleh Andy Adom
Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari dua jenis utama ikatan kimia, interaksi yang terjadi sesama molekul, proses pembentukan ikatan kimia melalui penggabungan orbital-orbitan atom pusat (hibridisasi), serta meramalkan bentuk suatu molekul berdasarkan jumlah pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat molekul tersebut.
Penyusunan tabel periodik dan konsep konfigurasi elektron telah membantu para ahli kimia menjelaskan proses pembentukan molekul dan ikatan yang terdapat dalam suatu molekul. Gilbert Lewis, seorang kimiawan berkebangsaan Amerika, mengajukan teori bahwa atom akan bergabung dengan sesama atom lainnya membentuk molekul dengan tujuan untuk mencapai konfigurasi elektron yang lebih stabil. Kestabilan dicapai saat atom-atom memiliki konfigurasi elektron seperti gas mulia (semua kulit dan subkulit terisi penuh oleh elektron serta memiliki 8 elektron valensi).
Saat atom-atom berinteraksi, hanya elektron valensi yang terlibat dalam proses pembentukan ikatan kimia. Untuk menunjukkan elektron valensi yang terlibat dalam pembentukan ikatan, para ahli kimia menggunakan simbol Lewis dot, yaitu simbol suatu unsur dan satu dot untuk mewakili tiap elektron valensi unsur bersangkutan. Jumlah elektron valensi suatu unsur sama dengan golongan unsur bersangkutan. Sebagai contoh, unsur Mg terletak pada golongan IIA, sehingga memiliki 2 elektron valensi (2 dot). Sementara, unsur S yang terletak pada golongan VIA, akan memiliki 6 elektron valensi (6 dot). Unsur yang terletak pada golongan yang sama akan memiliki struktur Lewis dot yang serupa.
Natrium termasuk unsur logam yang cukup umum. Unsur ini berkilau, lunak, dan merupakan konduktor yang baik, selain itu juga sangat reaktif. Umumnya, natrium disimpan di dalam minyak untuk mencegahnya bereaksi dengan air yang berasal dari udara. Jika kita melelehkan sepotong logam natrium dan meletakannya ke dalam beaker glass yang terisi penuh oleh gas klorin yang berwarna kuning kehijauan, sesuatu yang sangat menakjubkan akan terjadi. Natrium mulai memancarkan cahaya putih
yang semakin terang dan gas klorin mulai bercampur, yang disertai dengan hilangnya warna. Beberapa saat kemudian, reaksi selesai, dan kita akan mendapatkan garam meja atau NaCl yang terendapkan di dasar beaker glass.
Natrium adalah logam alkali, golongan IA pada tabel periodik. Natrium memiliki 1 elektron valensi. Sebaliknya, klorin adalah unsur nonlogam, unsur golongan halogen (VIIA) pada tabel periodik. Unsur ini memiliki 7 elektron valensi. Unsur-unsur di golongan A pada tabel periodik akan mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron valensi untuk mengisi tingkat energi valensinya dan menjadi sempurna (meniru konfigurasi gas mulia). Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian orbital s dan p terluar yang disebut sebagai aturan oktet, yaitu unsur akan mendapatkan atau kehilangan elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet).
Natrium memiliki satu elektron valensi. Menurut hukum oktet, unsur ini akan bersifat stabil ketika memiliki 8 elektron valensi. Dengan demikian, natrium akan kehilangan elektron 3s-nya. Dengan demikian, atom natrium akan berubah menjadi ion natrium dengan muatan positif satu (Na+). Ion tersebut isoelektronik dengan neon (gas mulia) sehingga ion Na+ bersifat stabil.
Sementara, untuk memenuhi aturan oktet, unsur klorin membutuhkan satu elektron untuk melengkapi pengisian elektron pada 3p. Setelah menerima satu elektron tambahan, unsur ini berubah menjadi ion dengan muatan negatif satu (Cl-). Ion Cl- isoelektronik dengan argon (gas mulia) sehingga bersifat stabil.
Jika natrium dicampurkan dengan klorin, jumlah elektron natrium yang hilang akan sama dengan jumlah elektron yang diperoleh klorin. Satu elektron 3s pada natrium akan dipindahkan ke orbital 3p pada klorin. Peristiwa serah-terima elektron terjadi dalam proses pembentukan senyawa NaCl. Ini merupakan contoh dari ikatan ionik, yaitu ikatan kimia (gaya tarik-menarik yang kuat yang tetap menyatukan dua unsur kimia) yang berasal dari gaya tarik elektrostatik (gaya tarik-menarik dari muatan-muatan yang berlawanan) antara ion positif (kation) dan ion negatif (anion). Ikatan ionik terbentuk saat unsur logam bereaksi dengan unsur nonlogam.
Di sisi lain, tidak semua ikatan kimia terbentuk melalui mekanisme serah-terima elektron. Atom-atom juga dapat mencapai kestabilan melalui mekanisme pemakaian bersama pasangan elektron. Ikatan yang terbentuk dikenal dengan istilah ikatan kovelen. Senyawa kovelen adalah senyawa yang hanya memiliki ikatan kovelen.
Sebagai contoh, atom hidrogen memiliki satu elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan (isoelektronik dengan helium), atom hidrogen membutuhkan satu elektron tambahan. Saat dua atom hidrogen membentuk ikatan kimia, tidak terjadi peristiwa serah-terima elektron. Yang akan terjadi adalah kedua atom akan menggunakan elektronnya secara bersama-sama. Kedua elektron (satu dari masing-masing hidrogen) menjadi milik kedua atom tersebut. Dengan demikian, molekul H2 terbentuk melalui pembentukan ikatan kovelen, yaitu ikatan kimia yang berasal dari penggunaan bersama satu atau lebih pasangan elektron antara dua atom. Ikatan ini terjadi di antara dua unsur nonlogam.
Ikatan kovalen dapat dinyatakan dalam bentuk Struktur Lewis, yaitu representasi ikatan kovelen, dimana elektron yang digunakan bersama digambarkan sebagai garis atau sepasang dot antara dua atom; sementara pasangan elektron yang tidak digunakan bersama (lone pair) digambarkan sebagai pasangan dot pada atom bersangkutan. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian orbital s dan p (bahkan orbital d) terluar yang disebut sebagai aturan oktet, yaitu unsur akan berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet), kecuali hidrogen dengan dua elektron valensi (duplet).
Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovelen. Ikatan tunggal terjadi saat dua atom menggunakan sepasang elektron bersama. Ikatan rangkap dua (ganda) terjadi saat dua atom menggunakan menggunakan dua pasangan elektron bersama. Sementara, ikatan rangkap tiga terjadi saat dua atom menggunakan tiga pasangan elektron bersama.
Senyawa ionik memiliki sifat yang berbeda dari senyawa kovalen. Senyawa ionik, pada suhu kamar, umumnya berbentuk padat, dengan titik didih dan titik leleh tinggi, serta bersifat elektrolit. Sebaliknya, senyawa kovelen, pada suhu kamar, dapat berbentuk padat, cair, maupun gas. Selain itu, senyawa kovalen memiliki titik didih dan titik leleh yang relatif rendah bila dibandingkan dengan senyawa ionik serta cenderung bersifat nonelektrolit.
Ketika atom klorin berikatan secara kovalen dengan atom klorin lainnya, pasangan elektron akan digunakan bersama secara seimbang. Kerapatan elektron yang mengandung ikatan kovalen terletak di tengah-tengah di antara kedua atom. Setiap atom menarik kedua elektron yang berikatan secara sama. Ikatan seperti ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen nonpolar.
Sementara, apa yang akan terjadi bila kedua atom yang terlibat dalam ikatan kimia tidak sama? Kedua inti yang bermuatan positif yang mempunyai gaya tarik berbeda akan menarik pasangan elektron dengan derajat (kekuatan) yang berbeda. Hasilnya adalah pasangan elektron cenderung ditarik dan
bergeser ke salah satu atom yang lebih elektronegatif. Ikatan semacam ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen polar.
Sifat yang digunakan untuk membedakan ikatan kovalen polar dengan ikatan kovalen nonpolar adalah elektronegativitas (keelektronegatifan), yaitu kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik pasangan elektron yang berikatan. Semakin besar nilai elektronegativitas, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik pasangan elektron pada ikatan. Dalam tabel periodik, pada satu periode, elektronegativitas akan naik dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan turun dari atas ke bawah.
Ikatan kovelen nonpolar terbentuk bila dua atom yang terlibat dalam ikatan adalah sama atau bila beda elektronegativitas dari atom-atom yang terlibat pada ikatan sangat kecil. Sementara, pada ikatan kovelen polar, atom yang menarik pasangan elektron pengikat dengan lebih kuat akan sedikit lebih bermuatan negatif; sedangkan atom lainnya akan menjadi sedikit lebih bermuatan positif. Ikatan ini terbentuk bila atom-atom yang terlibat dalam ikatan adalah berbeda. Semakin besar beda elektronegativitas, semakin polar pula ikatan yang bersangkutan. Sebagai tambahan, apabila beda elektronegativitas atom-atom sangat besar, maka yang akan terbentuk justru adalah ikatan ionik. Dengan demikian, beda elektronegativitas merupakan salah satu cara untuk meramalkan jenis ikatan yang akan terbentuk di antara dua unsur yang berikatan.
Perbedaan Elektronegativitas
Jenis Ikatan yang Terbentuk
0,0 sampai 0,2
Kovalen nonpolar
0,3 sampai 1,4
Kovalen polar
> 1,5
Ionik
Seperti yang telah kita ketahui sebelumnya, aturan oktet berlaku pada unsur-unsur periode 2 dalam tabel periodik. Akan tetapi, terdapat pula sejumlah penyimpangan aturan oktet yang terjadi dalam proses pembentukan ikatan. Ada tiga tipe penyimpangan aturan oktet, antara lain:
1. The incomplete octet
Contoh : BeH2, BeCl2, BF3, dan BCl3 (catatan: BF3maupun BCl3 dapat berikatan dengan molekul lain yang memiliki lone pair (seperti NH3) membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif) untuk mencapai konfigurasi oktet)
2. Odd electron molecules
Contoh : NO dan NO2 (disebut sebagai radikal karena memiliki sebuah elektron yang tidak berpasangan)
3. The expanded octet
Contoh : PCl5 dan SF6 (atom pusat dikelilingi oleh lebih dari 8 elektron valensi dengan memanfaatkan orbital d yang kosong)
Molekul-molekul umumnya berinteraksi satu sama lainnya. Gaya tarik-menarik antarmolekul ini terjadi dan merupakan jenis interaksi antarmolekul (gaya antar molekul-molekul yang berbeda). Interaksi ini bertanggung jawab terhadap sifat fisik suatu zat, seperti titik didih, titik leleh, serta fasa (wujud) zat. Berbeda dengan interaksi antarmolekul, interaksi intramolekul (ikatan kimia) merupakan ikatan yang terbentuk saat atom-atom bergabung membentuk molekul. Ikatan kimia berperan dalam menjaga kestabilan molekul sekaligus dapat digunakan dalam meramalkan bentuk suatu molekul. Interaksi antarmolekul lebih lemah dibandingkan ikatan kimia.
Terdapat lima jenis interaksi antarmolekul, yang disusun berdasarkan kekuatan, dari yang terlemah hingga yang terkuat, yaitu:
1. Gaya London atau Gaya Dispersi
Jenis gaya tarik yang sangat lemah ini umumnya terjadi di antara molekul-molekul kovalen nonpolar, seperti N2, H2, atau CH4. Ini dihasilkan oleh menyurut dan mengalirnya orbital-orbital elektron, sehingga memberikan pemisahan muatan yang sangat lemah dan sangat singkat di sekitar ikatan. Gaya London meningkat seiiring bertambahnya jumlah elektron. Gaya London juga meningkat seiiring bertambahnya massa molar zat, sebab molekul yang memiliki massa molar besar cenderung memiliki lebih banyak elektron. Adanya percabangan pada molekul akan menurunkan kekuatan Gaya London, sebab adanya percabangan akan memperkecil area kontak antarmolekul. Titik didih senyawa sebanding sekaligus mencerminkan kekuatan Gaya London.
2. Interaksi Dipol Terimbas (Dipol Terinduksi)
Gaya antarmolekul ini terjadi saat molekul polar mengimbas (menginduksi) molekul nonpolar. Sebagai contoh, molekul air (H2O) yang bersifat polar dapat menginduksi molekul oksigen (O2) yang bersifat nonpolar. Dipol terimbas inilah yang menyebabkan gas oksigen larut dalam air.
3. Interaksi Dipol-Dipol
Gaya antarmolekul ini terjadi bila ujung positif dari salah satu molekul dipol ditarik ke ujung negatif dari dipol molekul lainnya. Gaya ini lebih kuat dari Gaya London, namun tetap saja sangat lemah. Interaksi ini terjadi pada senyawa kovelen polar, seperti HCl dan HBr.
4. Interaksi Ion-Dipol
Gaya antarmolekul ini terjadi saat ion (kation maupun anion) berinteraksi dengan molekul polar. Kekuatan interaksi ini bergantung pada muatan dan ukuran ion serta kepolaran dan ukuran molekul
polar. Kation memiliki interaksi yang lebih kuat dengan molekul polar dibandingkan anion. Salah satu contoh interaksi ini adalah hidrasi senyawa NaCl dalam air (proses ion-ion dikelilingi oleh molekul air).
5. Ikatan Hidrogen
Interaksi dipol-dipol yang sangat kuat, yang terjadi bila atom hidrogen terikat pada salah satu dari ketiga unsur yang sangat elektronegatif, yaitu F, O, dan N. Ketiga unsur ini memiliki tarikan yang sangat kuat pada pasangan elektron yang berikatan sehingga atom yang terlibat pada ikatan mendapatkan muatan parsial yang sangat besar. Ikatan ini sangat polar, sehingga interaksi antarmolekul menjadi sangat kuat. Akibatnya, titik didih senyawa yang memiliki ikatan hidrogen relatif tinggi (walapun massa molarnya paling rendah) bila dibandingkan senyawa lain pada golongan yang sama.
Bentuk molekul (geometri molekul) dari suatu molekul adalah cara atom-atom tersusun dalam ruang tiga dimensi. Hal ini penting untuk diketahui oleh para ahli kimia, sebab hal ini sering menjelaskan mengapa reaksi-reaksi tertentu dapat terjadi, sedangkan yang lain tidak. Sebagai contoh, dalam ilmu farmasi, geometri molekul dari suatu obat dapat mengakibatkan reaksi-reaksi samping. Selain itu, geometri molekul juga menjelaskan mengapa air mempunyai dwikutub (ujung positif pada atom H dan ujung negatif pada atom O), sementara karbondioksida tidak.
Teori VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) atau Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi memungkinkan para ahli kimia untuk meramalkan geometri molekul dari molekul-molekul. Teori ini mengasumsikan bahwa pasangan elektron di sekitar atom, baik itu bonding pair maupun lone pair (nonbonding pair), akan berada dalam jarak sejauh mungkin untuk meminimalkan gaya tolakan di antara elektron tersebut. Geometri pasangan elektron (domain elektron) adalah susunan pasangan elektron, baik bonding pair maupun lone pair di sekitar atom pusat. Berdasarkan jumlah domain elektron, kita dapat meramalkan bentuk molekul.
Untuk menentukan geometri molekul atau bentuk molekul dengan menggunakan teori VSEPR, kita dapat mengikuti langkah-langkah sebagai berikut:
Tentukan struktur Lewis molekul tersebut
Tentukan jumlah keseluruhan pasangan elektron total (domain elektron) yang berada di sekitar atom pusat (ikatan rangkap dua dan rangkap tiga masing-masing dianggap satu domain)
Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukanlah geometri pasangan elektron (domain elektron)
Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukan pula bentuk molekulnya.
Class of Molecule
Number of Electron Pairs
Arrangement (Geometry) of Electron Pairs
Molecular Shape
Examples
AB2
2
Linear
Linear
BeCl2
AB3
3
Trigonal Planar
Trigonal Planar
BF3
AB4
4
Tetrahedral
Tetrahedral
CH4
AB5
5
Trigonal Bipyramidal
Trigonal Bipyramidal
PCl5
AB6
6
Octahedral
Octahedral
SF6
Class of Molecule
Number of Bonding Pairs
Number of Lone Pairs
Number of Electron Pairs
Arrangement (Geometry) of Electron Pairs
Molecular Shape
Examples
AB2E
2
1
3
Trigonal Planar
Bent
SO2
AB3E
3
1
4
Tetrahedral
Trigonal Pyramidal
NH3
AB2E2
2
2
4
Tetrahedral
Bent
H2O
AB4E
4
1
5
Trigonal Bipyramidal
Seesaw
SF4
AB3E2
3
2
5
Trigonal Bipyramidal
T-shaped
ClF3
AB2E3
2
3
5
Trigonal Bipyramidal
Linear
I3-
AB5E
5
1
6
Octahedral
Square Pyramidal
BrF5
AB4E2
4
2
6
Octahedral
Square Planar
XeF4
Selain menggunakan teori VSEPR, bentuk molekul juga dapat diramalkan melalui pembentukan orbital hibrida, yaitu orbital-orbital suatu atom yang diperoleh saat dua atau lebih orbital atom bersangkutan yang memiliki tingkat energi yang berbeda, bergabung membentuk orbital-orbital baru dengan tingkat energi sama (terjadi pada proses pembentukan ikatan kovalen). Hibridisasi adalah proses penggabungan orbital-orbital atom (biasanya pada atom pusat) untuk mendapatkan orbital hibrida.
Hubungan antara jumlah dan jenis orbital atom pusat yang digunakan pada proses hibridisasi terhadap geometri molekul senyawa bersangkutan dapat dilihat pada tabel berikut ini:
Pure Atomic Orbitals of the Central Atom
Hybridization of the Central Atom
Number of Hybrid Orbitals
Shape of Hybrid Orbitals (Geometry Arrangement)
Examples
s,p
sp
2
Linear
BeCl2
s, p, p
sp2
3
Trigonal Planar
BF3
s, p, p, p
sp3
4
Tetrahedral
CH4
s, p, p, p, d
sp3d
5
Trigonal Bipyramidal
PCl5
s, p, p, p, d, d
sp3d2
6
Octahedral
SF6
Dengan mengetahui jenis dan jumlah orbital atom pusat yang terlibat dalam proses pembentukan ikatan, kita hanya dapat menentukan bentuk geometri (domain elektron) molekul bersangkutan. Sementara untuk menentukan bentuk molekul, kita dapat menggunakan teori VSEPR. Dengan demikian, teori hibridisasi merupakan bagian yang tidak terpisahkan dari teori VSEPR. Melalui kombinasi kedua teori tersebut, kita dapat mempelajari jenis dan jumlah orbital yang terlibat dalam pembentukan ikatan sekaligus meramalkan bentuk molekulnya.
Jumat, 01 Januari 2010
BUFFER
Pengertian Larutan Penyangga
Larutan penyangga atau buffer adalah larutan yang dapat mempertahankan harga pH tertentu terhadap usaha mengubah pH seperti penambahan asam, basa, atau pengenceran. Artinya, pH larutan penyangga praktis tidak berubah walaupun kepadanya ditambahkan sedikit asam kuat atau basa kuat atau bila larutan diencerkan (Purba, 2003: 23).
2. pH larutan penyangga
Larutan penyangga dapat dibedakan atas:
a. Larutan Penyangga Asam
Mengandung suatu asam lemah (HA) dan basa konjugasi (A-). Larutan seperti itu dapat dibuat dengan mencampurkan asam lemah (HA) dengan garamnya (LA, garam LA menghasilkan ion A- yang merupakan basa konjugasi dari asam HA) atau dengan mencampurkan suatu asam lemah dengan suatu basa kuat dimana asam lemahnya dicampurkan berlebih.
Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran asam lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH < 7).
Contoh larutan penyangga dari asam lemah dan basa konjugasinya adalah larutan yang dibuat dengan mencampurkan larutan asam asetat (CH3COOH) dengan larutan garam Natrium asetat (CH3COONa).
Campuran larutan tersebut terionisasi sebagai berikut.
CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)
CH3COONa(aq) Na+(aq) + CH3COO-(aq)
Karena CH3COOH merupakan asam lemah, maka dalam larutannya zat ini akan terionisasi secara tidak sempurna yang reaksinya dapat membentuk sistem kesetimbangan. Sementara itu, CH3COONa merupakan garam, sehingga dalam larutannya zat ini akan terurai atau terionisasi secara sempurna. Berdasarkan uraian di atas, maka dalam sistem campuran CH3COOH dan CH3COONa terdapat spesi-spesi zat yaitu CH3COOH yang tidak terurai (karena asam lemah); ion CH3COO- (hasil ionisasi CH3COOH dan CH3COONa); ion hidrogen (H+) yang dihasilkan dari ionisasi CH3COOH; dan ion natrium (Na+) yang dihasilkan dari ionisasi CH3COONa. Dalam hal ini, CH3COO- merupakan basa konjugasi dari asam lemah,
CH3COOH. Oleh karena itu, larutan penyangga semacam ini sering disebut larutan penyangga dari asam lemah dengan basa konjugasinya atau campuran asam lemah dengan garamnya.
Besarnya pH larutan penyangga dari asam lemah dan basa konjugasinya bergantung pada besarnya tetapan ionisasi asam tersebut (Ka) dan konsentrasi basa konjugasinya, [A-]. Dalam hal ini, konsentrasi basa konjugasi yang digunakan dalam menentukan pH larutan penyangga ini adalah konsentrasi basa konjugasi yang berasal dari garam.
Berdasarkan alasan di atas, maka konsentrasi ion H+ dalam larutan penyangga dari asam lemah dan basa konjugasinya dapat ditentukan sebagai berikut :
atau
Sehingga
Keterangan :
Ka = tetapan ionisasi asam
[H+] = konsentrasi ion H+
[A-] = konsentrasi basa konjugasi
[HA] = konsentrasi asam lemah
a = jumlah mol asam lemah
bk = jumlah mol basa konjugasi
(Sunardi, 2008: 314)
Contoh :
100 mL larutan CH3COOH 0.1 M dicampur dengan 50 mL larutan NaOH 0.1 M.Tentukan berapa pH campuran larutan tersebut jika Ka CH3COOH= 10-5?
Diketahui :100 mL larutan CH3COOH 0.1 M
50 mL larutan NaOH 0.1 M
Ka CH3COOH= 10-5
Ditanya :pH campuran?
Jawab : mol CH3COOH = M x V
= 0.1 M x 100 mL
= 10 mmol
mol NaOH = M x V
= 0.1 M x 50 mL
= 5 mmol
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COONa(aq) + H2O(l)
Atau dengan reaksi ion
CH3COOH(aq) + OH-(aq) CH3COO- (aq) + H2O(l)
Mula-mula: 10 mmol 5 mmol
Terurai : 5 mmol 5 mmol 5 mmol 5 mmol
Sisa : 5 mmol - 5 mmol 5 mmol
= 10-5
= - log (10-5)
= 5
Jadi pH campuran tersebut adalah 5.
b. Larutan penyangga basa
Mengandung suatu basa lemah (B) dan asam konjugasi (BH+). Larutan seperti itu dapat dibuat dengan mencampurkan basa lemah (B) dengan garamnya atau dengan mencampurkan suatu basa lemah dengan suatu asam kuat dimana basa lemahnya dicampurkan berlebih.
Untuk larutan buffer yang terdiri atas campuran basa lemah dengan garamnya (larutannya akan selalu mempunyai pH > 7).
Contoh larutan penyangga dari asam lemah dan asam konjugasinya adalah larutan yang dibuat dengan mencampurkan larutan basa amoniak (NH4+) dengan larutan garam amonium klorida (NH4Cl).
Campuran itu akan terionisasi sebagai berikut :
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
NH4Cl(aq) NH4+(aq) + Cl-(aq)
Karena NH3 merupakan basa lemah, maka dalam larutannya zat ini akan terionisasi secara tidak sempurna yang reaksinya dapat membentuk sistem kesetimbangan. Sementara itu, NH4Cl merupakan garam, sehingga dalam larutannya zat ini akan terurai atau terionisasi secara sempurna. Berdasarkan uraian di atas, maka dalam sistem campuran NH3 dan NH4Cl terdapat spesi-spesi zat yaitu NH3 yang tidak terurai (karena basa lemah); ion NH4+ (hasil ionisasi NH3 dan NH4Cl ); ion hidroksida (OH-) yang dihasilkan dari ionisasi NH3 ; dan ion klorida (Cl-) yang dihasilkan dari ionisasi NH4Cl. Dalam hal ini, NH4+ merupakan asam konjugasi dari basa lemah, NH3. Oleh karena itu, larutan penyangga semacam ini sering disebut larutan penyangga dari basa lemah dengan asam konjugasinya atau campuran basa lemah dengan garamnya.
Besarnya pH larutan penyangga dari basa lemah dan asam konjugasinya bergantung pada besarnya tetapan ionisasi asam tersebut (Kb) dan konsentrasi asam konjugasinya, [BH+]. Dalam hal ini, konsentrasi asam konjugasi yang digunakan dalam menentukan pH larutan penyangga ini adalah konsentrasi asam konjugasi yang berasal dari garam.
Berdasarkan alasan di atas, maka konsentrasi ion OH- dalam larutan penyangga dari basa lemah dan asam konjugasinya dapat ditentukan sebagai berikut :
Sehingga
Keterangan :
Kb = tetapan ionisasi basa
[OH-] = konsentrasi ion OH-
[BH+] = konsentrasi asam konjugasi
[B] = konsentrasi basa lemah
b = jumlah mol basa lemah
ak = jumlah mol asam konjugasi
(Sunardi, 2008: 316)
Contoh:
50 mL larutan NH3 0.2 M dicampurkan dengan 50 mL larutan HCl 0.1 M. Tentukan berapa pH campuran larutan tersebut jika Kb NH3 = 10-5?
Diketahui :50 mL larutan NH3 0.2 M
50 mL larutan HCl 0.1 M.
Kb NH3 = 10-5
Ditanya :pH campuran?
Jawab : mol NH3 =M x V
= 0.2 M x 50 mL
= 10 mmol
mol HCl = M x V
= 0.1 M x 50 mL
= 5 mmol
NH3(aq) + HCl(aq) NH4Cl(aq)
Atau dengan reaksi ion
NH3(aq) + H+(aq) NH4+(aq)
Mula-mula: 10 mmol 5 mmol
Terurai : 5 mmol 5 mmol 5 mmol
Sisa : 5 mmol - 5 mmol
= - log (10-5)
= 5
pH =14-pOH
= 14- 5 = 9
3. Sifat dan prinsip kerja larutan penyangga
Larutan penyangga merupakan larutan yang dapat mempertahankan pH. Pada batas-batas tertentu, pengenceran, penambahan ion H+ (asam), atau penambahan ion OH- (basa) relatif tidak mengubah pH larutan penyangga (perubahan pH-nya sangat kecil).
a. larutan penyangga asam
1. Bila dalam sistem penyangga tersebut ditambahkan asam maka asam yang ditambahkan akan bereaksi dengan basa konjugasi atau garamnya.
Sehingga didapatkan rumus :
x adalah jumlah mol asam yang ditambahkan.
2. Bila dalam sistem penyangga tersebut ditambahkan basa maka basa yang ditambahkan akan bereaksi dengan asam lemah.
Sehingga didapatkan rumus :
x adalah jumlah mol basa yang ditambahkan
b. larutan penyangga basa
1. Bila dalam sistem penyangga tersebut ditambahkan asam maka asam yang ditambahkan akan bereaksi dengan basa lemah.
Sehingga didapatkan rumus :
2. Bila dalam sistem penyangga tersebut ditambahkan basa maka basa yang ditambahkan akan bereaksi dengan asam konjugasi atau garamnya.
Sehingga didapatkan rumus :
(Purba, 2003: 25)
4. Fungsi Larutan Penyangga
1. Larutan Penyangga Asam Karbonat Bikarbonat dalam Darah
Proses-proses kimia yang terjadi dalam tubuh dapat menghasilkan beberapa zat kimia seperti karbondioksida dan ion hidrogen. Dalam hal ini, keberadaan zat-zat kimia tersebut dapat menyebabkan pH darah turun atau naik. Jika pH darah sangat rendah, maka kondisi pada saat tersebut dikenal dengan asidosis, sedangkan jika pH darah sangat tinggi, maka kondisi pada saat tersebut dikenal dengan alkalosis. Larutan penyangga yang paling penting untuk mempertahankan keseimbangan asam basa dalam darah adalah sistem penyangga asam karbonat bikarbonat. Dua buah reaksi kesetimbangan penyangga asam karbonat bikarbonat tersebut dituliskan sebagai berikut :
Bukan reaksi asam basa
H3O+(aq) + HCO3-(aq) H2CO3(aq) + H2O(l) 2H2O(l) + CO2(g)
Reaksi asam basa
Asam karbonat (H2CO3) merupakan asam dan air merupakan basa. Basa konjugasi untuk H2CO3 adalah HCO3- (ion karbonat). Asam karbonat juga terurai dengan cepat untuk menghasilkan air dan karbondioksida. Meskipun kesetimbangan antara gas CO2 dengan asam karbonat bukan merupakan reaksi asam basa, tetapi reaksi ini berperan dalam mempertahankan perbandingan konsentrasi H2CO3 dengan konsentrasi HCO3- dalam darah 20 : 1. Selain itu, hal ini juga dipengaruhi oleh keseimbangan kelarutan gas CO2 dari paru-paru dengan gas CO2 yang terlarut dalam darah.
Ketika suatu senyawa asam dimasukkan ke dalam darah, maka ion H+ dari asam tersebut segera bereaksi dengan ion karbonat (HCO3-) dalam darah yang menghasilkan asam karbonat menurut reaksi sebagai berikut:
H+(aq) + HCO3-(aq) H2CO3(aq)
Jika dalam darah banyak terlarut H2CO3, maka pH darah menjadi lebih rendah, sehingga H2CO3 segera terurai menjadi air dan CO2, dimana gas CO2 ini dibuang ke paru-paru. Akibatnya pH darah relatif tetap. Akan tetapi, ketika suatu asam basa dimasukkan ke dalam darah, mak ion OH- dari basa tersebut segera bereaksi dengan asam karbonat (H2CO3) dalam drah yang menghasilkan ion bikarbonat dan air menurut reaksi sebagai berikut :
OH-(aq) + H2CO3(aq) HCO3-(aq) + H2O(l)
Akibatnya, asam karbonat dalam darah berkurang dan untuk menggantinya, gas CO2 disuplai dari paru-paru ke dalam darah.
2. Larutan Penyangga Fosfat dalam Darah
Larutan penyangga fosfat terdiri dari asam fosfat (H3PO4) dalam kesetimbangan dengan ion dihidrogen fosfat (H2PO4-) dan H+. Larutan penyangga fosfat ini hanya berperan kecil dalam darah, hal ini karena H3PO4 dan H2PO4- ditemukan dalam konsentrasi yang sangat rendah dalam darah.
3. Larutan Penyangga Hemoglobin dalam Darah
Hemoglobin juga bertindak sebagai penyangga pH dalam darah. Hal ini karena protein hemoglobin dapat secara bergantian mengikat H+ (pada protein) maupun O2 (pada Fe dari “gugus heme”), tetapi ketika salah satu dari zat tersebut diikat, maka zat yang lain dilepaskan. Hemoglobin membantu mengontrol pH darah dengan mengikat beberapa proton berlebih yang dihasilkan dalam otot. Pada saat yang sama, molekul oksigen dilepaskan untuk digunakan oleh otot tersebut.
4. Larutan Penyangga dalam Kehidupan Sehari-hari
Larutan penyangga dalam kehidupan sehari-hari digunakan dalam berbagai bidang, seperti biokimia, bakteriologi, kimia analisis, industri farmasi, juga dalam fotografi dan zat warna. Dalam industri farmasi, larutan penyangga digunakan pada pembuatan obat-obatan, agar obat tersebut mempunyai pH tertentu dan tidak berubah.
(Sunardi, 2008: 326- 329).
Mencari Trayek pH Indikator untuk Titrasi Asam Basa
0 comments
Posted by indigomorie on Sep 20, 2009 in Titrasi Asam Basa | 0 comments
Indikator untuk titrasi asam basa memegang peranan yang amat penting disebabkan indicator ini akan menunjukkan kita dimana titik akhir titrasi berlangsung. Pemilihan indicator yang tepat akan sangat membantu dalam keberhasilan titrasi yang akan kita lakukan. Jangan sampai kita salah memilih indicator yang menyebabkan terjadinya kesalahan dalam penentuan titik akhir titrasi.
Untuk memilih indicator yang akan dipakai pada titrasi asam basa maka terlebih dahulu kita harus memperhatikan trayek pH indicator tersebut. Misalkan kita memiliki indicator asam lemah HIn dimana bentuk takterionisasinya berwarna merah sedangkan bentuk terionisasinya berwarna kuning.
HIn <-> H+ + In-
Merah Kuning
Perubahan warna HIn terjadi pada kisaran pH tertentu. Perubahan ini tampak bergantung pada kejelihan penglihatan orang yang melakukan titrasi. Untuk warna indicator yang terjadi akibat terbentuknya dari transisi kedua warna (misal HIn berubah dari warna merah ke kuning maka kemungkinan warna transisinya adalah oranye), maka umumnya hanya satu warna yang akan teramati jika perbandingan kedua konsentrasi adalah 10:1 jadi hanya warna dengan konsentrasi yang paling tinggi yang akan terlihat.
Sebagai contoh jika hanya warna kuning yang terlihat maka konsentrasi [In-]/[HIn] = 10/1 dan jika kita masukkan ke persamaan Henderson-Hasselbalch diperoleh
pH = pKa + log 10/1 = pKa + 1
dan jika hanya warna merah yang terlihat maka konsentrasi [In]/HIn] = 1/10 sehingga:
pH = pKa + log 1/10 = pKa – 1
Jadi pH indicator akan berubah dari kisaran warna yang satu dengan yang lain adalah berkisar antara pKa-1 sampai dengan pKa + 1, dan pada titik tengah daerah transisi perubahan warna indicator konsentrasi [In-] akan sama dengan [HIn] oleh sebab itu pH = pKa.
Dengan demikian kita dapat memilih suatu indicator dengan cara mimilih indicator yang nilai pKa-nya adalah mendekati nilai pH pada titik ekuivalen atau untuk pH indicator dari basa lemah nilai pKb-nya yang mendekati nilai pH ekuivalen. Contoh indicator pp yang dipakai untuk titrasi asam kuat dan basa kuat atau asam lemah dan basa kuat, indikato metil merah yang dipakai untuk titrasi basa lemah dan asam kuat.
Beberapa contoh indicator dan perubahan warnanya adalah sebagai berikut: (sumber: wikipedia.org).
Trayek pH Indikator Asam Basa dan Transisi Perubahan Warnanya
Share and Enjoy:
No Responses to “Mencari Trayek pH Indik
