Upload
teknikpembakaran2013
View
507
Download
22
Embed Size (px)
Citation preview
BAB I
PENDAHULUAN
I.1 PENGANTAR ILMU KIMIA DAN APLIKASI TEKNIK
Ilmu kimia memepelajari bangun (struktur) materi dan perubahan-
perubahan yang dialami materi ini dalam proses-proses alamiah maupun dalam
eksperimen yang direncanakan. Akan tetapi secara garis besarnya dapat dikatakan
bahwa ilmu kimia mempelajari segala sesuatu tentang materi, meliputi susunan,
struktur, sifat, dan perubahannya, serta energi yang menyertai perubahan tersebut.
Pertama, apa yang yang dimaksud dengan susunan materi? Dalam ilmu
kimia, air dan alkohol digolongkan sebagai senyawa, yaitu perpaduan dari dua
jenis unsur atau lebih dengan komposisi tertentu. Unsur adalah zat yang paling
dasar dan penyusun segala macam senyawa. Air adalah senyawa dari jenis unsur,
yaitu hidrogen (H) dan oksigen (O) dengan rumus H2O, sedangkan alk75
ohol adalah senyawa dari tiga jenis unsur, yaitu karbon, hidrogen, dan
oksigen dengan rumus kimia C2H5OH. Rumus kimia menyatakan susunan dan
hakikat zat. Setiap zat mempunyai susunan tertentu yang berbeda dari zat lainnya.
Para ahli kimia menentukan susunan setiap zat melalui percobaan, dari zat yang
sederhana seperti air hingga zat yang sangat kompleks, misalnya protein dan
DNA. Pengetahuan tentang susunan zat membantu pemahaman tentang sifatnya.
Alkohol dapat terbakar karena mengandung karbon (C) dan hidrogen yang dapat
bergabung atau bereaksi dengan oksigen dari udara. Sedangkan air adalah
senyawa hidrogen dengan oksigen, tidak dapat mengikat oksigen lebih banyak
lagi.
Kemudian, apa yang dimaksud dengan struktur materi? Materi terdiri dari
butiran kecil (partikel) yang disebut atom. Atom sejenis atau berlainan dapat
bergabung membentuk molekul. Selain itu atom juga dapat memiliki muatan
listrik yang disebut ion. Yang dimaksud dengan struktur materi adalah gambaran
tentang bagaimana atom-atom saling terikat. Selain susunan, struktur juga
menetukan sifat-sifat materi. Intan dan grafit (arang) keduanya adalah karbon (C).
tetapi keduanya sangat berbeda. Perbedaan tersebut terjadi karena perbedaan
1
struktur. Struktur zat ditentukan melalui percobaan. Dewasa ini telah
dikembangkan berbagai jenis spektrometer dan difraktometer sinar X.
Ilmu kimia juga mempelajari sifat materi. Para ahli telah mengidentifikasi
dan mencatat sifat dari jutaan jenis zat. Setiap zat mempunyai sifat khas (spesifik)
yang membedakannya dari zat lain. Selain itu, antara berbagai zat juga terdapat
kemiripan sifat. Berdasarkan kemiripan sifatnya, zat kimia dapat diklasifikasikan
dan hal ini sangat memudahkan orang mempelajari ilmu kimia. Pengetahuan yang
diperoleh dari pengamatan tentang sifat zat disebut pengetahuan deskriptif.
Ilmu kimia tidak hanya mempelajari sifat zat tetapi berusaha mencari
prinsip yang mengatur sifat-sifat materi tersebut serta merumuskan teori untuk
menerangkan mengapa hal itu terjadi. Misalnya, salah satu sifat kimia alkohol
adalah dapat terbakar. Seperti telah disebutkan di atas, sifat dapat terbakar alkohol
terjadi karena zat tersebut dapat bereaksi dengan oksigen. Bagian ilmu kimia yang
mencoba memberi penjelasan tentang sifat materi disebut kimia teoritis.
Penjelasan ini berfokus ada sifat partikel dasar penyusun materi.
Bagian paling menarik dari ilmu kimia adalah tentang perubahan materi.
Para ahli menggunakan perubahan kimia untuk membuat bahan baru dari bahan
alam yang relatif murah. Hal ini sangat nyata dalam bidang farmasi, dan
penciptaan barang baru speerti obat-obatan, plastik, nilon, dan lain-lain.
Perubahan materi sering disertai perubahan energi dalam jumlah yang cukup
besar. Misalnya adalah reaksi pembakaran. Energi yang dibebaskan pada reaksi
pembakaran kita gunakan untuk memasak, menggerakkan kendaraan, industri, dan
sebagainya.
Manfaat yang segera kita dapat ketika mempelajari ilmu kimia adalah
pemahaman yang lebih baik terhadap alam sekitar dan berbagai proses yang
berlangsung di dalamnya. Manfaat yang lebuh jauh dari ilmu kimia adalah untuk
mengubah bahan alam menjadi produk yang lebih berguna untuk memenuhi
kebutuhan kita. Dunia modern sekarang ini adalah dunia di mana seseorang
menjadi terbiasa dengan kemudahan yang diperoleh dari ilmu kimia. Hampir
semua bahan keperluan kita, sedikit banyak, baik langsung maupun tidak
langsung, mengalami sentuhan kimia. Bukan hanya keperluan sehari-hari, ilmu
kimia juga punya andil besar dalam berbagai jenis produk teknologi seperti
2
pesawat televisi, mesin pendingin, dan pesawat terbang. Material yang digunakan
untuk berbagai produk tersebut memerlukan komposisi dan sifat khusus yang
dihasilkan oleh para ahli kimia. Sebagai contoh adalah industri mobil, mulai dari
logam untuk kerangka dan mesinnya, cat, ban, plastik, serta kaca untuk komponen
lainnya, semuanya memerlukan pengetahuan kimia. Disinilah kita dapat
meletakkan kimia sebagai sebuah aplikasi dalam bidang teknik.
I.2 DEFINISI DAN HUBUNGAN DASAR DALAM ILMU KIMIA
1.2.1 Massa atom
Massa atom adalah massa dari satu atom suatu unsur. Massa satu atom
unsur sangat kecil, untuk menyatakan massa suatu atom digunakan massa atom
relatif yang penulisannya dengan lambang Ar. Massa atom relatif menyatakan
perbandingan massa rata-rata satu atom suatu unsur terhadap 1/12 massa satu atom
C-12. Pengukuran massa atom tidak dapat ditentukan secara langsung dengan cara
menimbang, melainkan dengan membandingkan atom tersebut dengan standar
massa atom.
Para ahli mula-mula memilih atom hidrogen sebagai standar karena atom
hidrogen berukuran paling kecil. Massa atom hidrogen ditetapkan sebesar 1 (satu)
dan massa atom relatif atom unsur lainnya dibandingkan terhadap massa atom
relatif hidrogen. Selanjutnya para ahli menetapkan atom unsur oksigen sebagai
standar dengan massa atom relatif 16 (enam belas). Namun, sejak 1961 oleh
IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) ditetapkan atom
pembanding adalah isotop karbon-12 sebagai standar ditulis dengan lambang 12C
atau C-12. Massa atom relatif biasanya dinyatakan dengan pembulatan.
Secara umum massa atom relatif (Ar) unsur dapat ditulis sebagai berikut:
3
Ar unsur x = massa rata-rata 1 atom unsur x 1/12 massa 1 atom C-12
1.2.2 Massa Molekul
Massa molekul adalah massa dari satu molekul suatu senyawa. Untuk
menyatakannya digunakanlah massa atom relatif. Yang dimaksud massa atom
relatif (Mr) adalah bilangan yang menyatakan harga perbandingan massa molekul
suatu senyawa dengan 1/12 massa 1 atom karbon-12.
Secara umum massa molekul relatif (Mr) unsur dapat ditulis sebagai berikut:
Contoh:
Mr senyawa AB = Ar A + Ar B
Dari contoh diatas kita dapat menyimpulkan bahwa Mr itu adalah jumlah massa
atom relatif dari unsur-unsur senyawanya.
1.3 RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL
Rumus kimia merupakan kumpulan lambang atom dengan komposisi
tertentu. Rumus kimia zat menyatakan jenis dan jumlah relatif atom yang
menyusun zat tersebut. Rumus kimia berbentuk kumpulan lambang atom dengan
komposisi tertentu. Rumus kimia suatu zat dapat berupa rumus molekul atau
rumus empiris. Kita akan membahas perbedaan kedua rumus kimia tersebut.
1.3.1. Rumus Empiris (RE)
Rumus empiris atau rumus perbandingan adalah rumus perbandingan mol
atom unsur-unsur di dalam suatu senyawa, RE menyatakan jenis atom dan
perbandingan paling sederhana dari atom-atom dalam senyawa yang
bersangkutan. Apabila komposisi unsur-unsur dalam senyawa serta massa atom
relatif (Ar) diketahui maka dapat ditentukan rumus empiris dari senyawa itu.
Banyak senyawa mempunya rumus empiris yang sama dengan rumus molekulnya
(mengapa?). Perhatikanlah kaitan antara rumus molekul dan rumus empiris
beberapa zat berikut ini.
4
Mr senyawa x = massa 1 molekul senyawa x 1/12 massa 1 atom C-12
Mr = Jumlah Ar
Rumus kimia senyawa ion adalah rumus empiris, bukan rumus molekul,
karena senyawa ion tidak terdiri atas molekul, melainkan terdiri atas ion.
Misalnya suatu senyawa ion natrium klorida (NaCl), bukan terdiri atas “molekul”
NaCl melainkan terdiri atas ion Na+ dan Cl- dengan perbandingan 1 : 1.
1.3.2. Rumus Molekul (RM)
Rumus molekul zat menyatakan jenis atom dan jumlah atom dalam tiap
molekul zat. Rumus molekul merupakan kelipatan bulat (kelipatan dua, tiga,
empat, dan seterusnya) dari rumus empirisnya. Jadi, ada senyawa yang
mempunyai rumus empiris sama dengan rumus molekulnya. Apabila rumus
empiris serta massa molekul relatif (Mr) diketahui maka rumus molekul suatu
senyawa dapat ditentukan. Hanya zat (unsur atau senyawa) yang partikelnya
berupa molekul yang mempunyai rumus molekul.
Contoh :Tiap molekul air terdiri dari 2 atom hidrogen (H) dan 1 atom oksigen (O).
Oleh karena itu RM air adalah H2O.
Rumus kimia beberapa senyawa diberikan pada tabel 1.1, sedangkan
rumus kimia beberapa unsur telah diberikan pada tabel 1.2 dan dapat
diringkaskan sebagai berikut:
a. Umumnya unsur adalah monoatomik (ditulis sebagai atom
yang berdiri sendiri)
b. Ada tujuh unsur yang membentuk molekul diatomik (tiap
molekul terdiri dari dua atom), yaitu H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, dan I2.
c. Fosforus dan belerang membentuk molekul poliatomik, yaitu P4
dan S8.
Nama zat Rumus molekul Rumus empiris
Etuna
Benzena
C2H2
C6H6
CH
CH
5
Etana
Etena
Air
Hidrogen peroksida
Butana
C2H6
C2H4
H2O
H2O2
C4H10
CH3
CH2
H2O
HO
C2H5
Tabel 1.1
Nama senyawa Rumus kimia Nama senyawa Rumus kimia
Air
Ammonia
Metana
Sukrosa
Glukosa
Natrium klorida
H2O
NH3
CH4
C12H22O11
C6H12O6
NaCl
Asam cuka
Alkohol
Asam Sulfat
Asam klorida
Urea
Soda
CH3COOH
C2H5OH
H2SO4
HCl
CO(NH2)2
Na2CO3
Tabel 1.2
Suatu senyawa dengan rumus empiris AxByCz artinya:
x : y : z =
Sehingga dapat dikatakan:
x : y : z merupakan perbandingan mol A : mol B : mol C
PENENTUAN RUMUS EMPIRIS DAN RUMUS MOLEKUL
Rumus kimia menunjukkan jenis atom unsur dan jumlah relatif
masing-masing unsur yang terdapat dalam zat. Banyaknya unsur yang
terdapat dalam zat ditunjukkan dengan angka indeks.
Rumus kimia dapat berupa rumus empiris dan molekul.
“Rumus empiris, rumus yang menyatakan perbandingan
terkecil atom-atom dari unsur-unsur yang menyusun senyawa”
6
massa A : massa B : massa C Ar A Ar B Ar C
Rumus molekul, rumus yang menyatakan jumlah atom-atom dari
unsur-unsur yang menyusun satu molekul senyawa.
Rumus Molekul = ( Rumus Empiris ) n
Mr Rumus Molekul = n x ( Mr Rumus Empiris )
. n = bilangan bulat
Untuk menentukan rumus empiris dan rumus molekul suatu senyawa,
dapat ditempuh dengan langkah berikut :
a. Cari massa (persentase) tiap unsur penyusun senyawa
b. Ubah ke satuan mol
c. Perbandingan mol tiap unsur merupakan rumus empiris
d. Untuk mencari rumus molekul dengan cara :
( Rumus Empiris ) n = Mr n dapat dihitung
e. Kemudian kalikan n yang diperoleh dari hitungan, dengan rumus empiris.
Contoh :
1. Suatu senyawa terdiri dari 43,7% P dan 56,3% O. Tentukan rumus
empirisnya! (Ar P = 3 dan O = 16)
Jawab :
...Misal massa senyawa = 100 gram
...Maka massa P dan O masing-masing 43,7 g dan 56,3 g
...Perbandingan mol P : mol O = :
........................................= 1,41 : 3,52
........................................= 1 : 2,5
........................................= 2 : 5
Jadi rumus empirisnya P2O5
2. Suatu senyawa terdiri dari 60% Karbon, 5% Hidrogen, dan sisanya
Nitrogen. Jika Mr senyawa itu = 80 (Ar C = 12 ; H = 1 ; N = 14). Tentukan
rumus empiris dan rumus molekul senyawa itu!
7
Jawab :
Persentase Nitrogen = 100% - ( 60% + 5% ) = 35%
Misal massa senyawa = 100 gram
Maka massa C : N : H = 60 : 35 : 5
Perbandingan mol C : mol H : mol N = 5 : 5 : 2,5 = 2 : 2 :1
Maka rumus empiris = C2H2N
( C2H2N ) n = 80
( 24 + 2 + 14 ) n = 80
( 40 ) n = 80 n = = 2
Jadi rumus molekul senyawa tersebut = ( C2H2N )2
= C4H4N2
Pahamkah Anda? Coba kerjakan latihan berikut.
LATIHAN
1. Stirena adalah komponen penyusun Polistirena, mempunyai massa molekul
relatif (Mr) sebesar 104. Jika diketahui rumus empirisnya (CH), maka
tentukan rumus molekul Stirena! (Ar C = 12 ; H = 1)
2. Massa molekul relatif suatu senyawa yang dianalisis 58. Jika senyawa itu
terdiri dari 82,8% Karbon dan 17,2% Hidrogen, tentukan rumus
molekulnya!
Jika Anda telah menyelesaikan soal tersebut, cocokkan jawaban Anda
dengan kunci berikut!
KUNCI LATIHAN
1. Jawab :
Rumus Stirena = ( Rumus empiris Stirena ) n
.....Mr Stirena = n x (Mr CH)
..............104 = n x {( 1 x 12 ) + ( 1 x 1 )}
..............104 = n x 13
.................n = 8
Jadi rumus molekul Stirena adalah ( CH )8 atau C8H8
8
2. Jawab :
Dalam 100 gram senyawa
Perbandingan massa C : massa H = 82,8 g : 17,2 g
Perbandingan mol C : mol H = :
.....................................= 6,9 : 17,2
.....................................= 1 : 2,5
.....................................= 2 : 5
Rumus empiris adalah C2H5
.........( C2H5 ) n = 58
.........( 24 + 5 ) n = 58 n = = 2
Jadi rumus molekul senyawa ( C2H5 )2 atau C4H10
I.4 KONSEP MOL DAN BILANGAN OKSIDASI
I.4.1 MOL
Bobot atom karbon dengan 4 angka ialah 12,01 sma. Berapa banyak atom
karbon dalam 12.01 g karbon? Metode eksperimen modern membuktikan bahwa
banyaknya atom yaitu ialah 6,022 X 1023. bilangan raksasa ini disebut bilangan
Avogadro. Bobot 6,022 X 1023 atom oksigen adalah 16,00 gram; bobot 6,022 X
1023 molekul karbon monoksida ialah 28,01 gram; dan bobot molekul karbon
dioksida ilah 44,01 gram. Mol suatu zat ialah banyak zat itu yang mengandung
6,022 X 1023 satuan. Bobot satu mol suatu zat disebit bobot molar. Bobot molar
dalam suatu zat secara numeris sama dengan bobot molekul dalam satuan massa
atom.
I.4.2 Bilangan Oksidasi
Bilangan oksidasi untuk senyawa kovalen dan untuk senyawa ion untuk
ikatan kovalen dalam satu ionnya atau lebih, pencantuman bilangan oksidasi
bergantung pada aturan-aturan sebarang yang didasarkan pada keelektronegatifan
unsur-unsur yang membangun senyawa itu.
9
Tiga aturan diantaranya :
1. bilangan oksidasi suatu unsur tidak bersenyawa adalah nol
2. unsur dengan suatu bilangan positif biasanya ditulis lebih dulu dalam
rumus. Amonia adalah suatu kekecualian terhadap aturan ini
3. dalam rumus suatu senyawa, jumlah bilangan oksidasi positif dan bilangan
oksidasi negatif sama dengan nol
I.5 CARA PENULISAN PERSAMAAN-PERSAMAAN KIMIA DAN
PERSAMAAN REAKSI OKSIDASI -REDUKSI
I.5.1 Aturan Penulisan Persamaan Reaksi
Persamaan reaksi adalah persamaan yang menunjukan zat-zat yang
bereaksi sama dengan zat hasil reaksi. Zat-zat yang bereaksi itu disebut pereaksi (
reaktan ) ditulis di sebelah kiri, sedangkan zat hasil reaksi ditulis di sebelah kanan.
Perubahan zat dari pereaksi ke hasil reaksi ditulis dengan arah panah ke kanan.
Contoh:
1. Besi dreaksikan dengan belerang menghasilkan besi belerang.
Besi + Belerang → Besi Belerang
Fe + S → FeS
2. Hidrogen direaksikan dengan oksigen menghasilkan air.
Hidrogen + Oksigen → Air
H2 + O2 → H2O
Dalam reaksi kimia berlaku Hukum Kekekalan Massa ( Hukum Lavoisier
) yang menyatakan:
“ Jumlah massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.”
Massa suatu zat berbandung lurus dengan jumlah partikel ( atom-atom ) maka
hukum tersebut dapat diartikan :
“Jumlah atom yang bereaksi ( pereaksi ) akan sama dengan jumlah atom-
atom zat hasil reaksi.”
10
Perhatikan contoh reaksi berikut:
1. Fe + S → FeS
Terlihat bahwa disebelah kiri jumlah atom Fe dan S masing-masing adalah satu
yang jika dijumlahkan menjadi dua. Begitu juga disebelah kiri, reaksi tersebut
membentuk unsur yang memiliki atom berjumlah dua ( FeS ) dan berarti reaksi
sudah setara.
2. H2 + O2 → H2O
4 atom 3 atom
(Reaksi ini belum setara)
Cara menyetarakan reaksi No.2 adalah:
- Jumlah atom H di kiri dan di kanan sudah sama, yaitu 2.
- Jumlah atom O di kiri ada 2, sedangkan di kana ada satu. Untuk itu di sebelah
kiri dikalikan setengah, maka:
H2 + ½ O2 → H2O
Agar tidak ada pecahan maka semuanya dikalikan dua, sehingga:
2H2 + O2 → 2H2O
6 atom 6 atom
Dalam persamaan reaksi, bilangan-bilangan di depan zat disebut koefisien reaksi.
I.5.2 Reaksi Redoks
5.2.1 Pengertian Oksidasi dan Reduksi (Redoks)
Pengertian oksidasi dan reduksi disini lebih melihat dari segi transfer oksigen,
11
hidrogen dan elektron. Disini akan juga dijelaskan mengenai zat pengoksidasi
(oksidator) dan zat pereduksi (reduktor).
A. Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer oksigen
Dalam hal transfer oksigen, Oksidasi berarti mendapat oksigen, sedang Reduksi
adalah kehilangan oksigen.
Sebagai contoh, reaksi dalam ekstraksi besi dari biji besi:
Karena reduksi dan oksidasi terjadi pada saat yang bersamaan, reaksi diatas
disebut reaksi REDOKS.
Zat pengoksidasi dan zat pereduksi
Oksidator atau zat pengoksidasi adalah zat yang mengoksidasi zat lain. Pada
contoh reaksi diatas, besi(III)oksida merupakan oksidator.
Reduktor atau zat pereduksi adalah zat yang mereduksi zat lain. Dari reaksi di
atas, yang merupakan reduktor adalah karbon monooksida.
Jadi dapat disimpulkan:
oksidator adalah yang memberi oksigen kepada zat lain,
reduktor adalah yang mengambil oksigen dari zat lain
B. Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen
Definisi oksidasi dan reduksi dalam hal transfer hidrogen ini sudah lama dan kini
tidak banyak digunakan.
12
Oksidasi berarti kehilangan hidrogen, reduksi berarti mendapat hidrogen.
Perhatikan bahwa yang terjadi adalah kebalikan dari definisi pada transfer
oksigen.
Sebagai contoh, etanol dapat dioksidasi menjadi etanal:
Untuk memindahkan atau mengeluarkan hidrogen dari etanol diperlukan zat
pengoksidasi (oksidator). Oksidator yang umum digunakan adalah larutan kalium
dikromat(IV) yang diasamkan dengan asam sulfat encer.
Etanal juga dapat direduksi menjadi etanol kembali dengan menambahkan
hidrogen. Reduktor yang bisa digunakan untuk reaksi reduksi ini adalah natrium
tetrahidroborat, NaBH4. Secara sederhana, reaksi tersebut dapat digambarkan
sebagai berikut:
Zat pengoksidasi (oksidator) dan zat pereduksi (reduktor)
Zat pengoksidasi (oksidator) memberi oksigen kepada zat lain, atau
memindahkan hidrogen dari zat lain.
13
Zat pereduksi (reduktor) memindahkan oksigen dari zat lain, atau memberi
hidrogen kepada zat lain.
C. Oksidasi dan reduksi dalam hal transfer elektron
Oksidasi berarti kehilangan elektron, dan reduksi berarti mendapat elektron.
Definisi ini sangat penting untuk diingat. Ada cara yang mudah untuk membantu
anda mengingat definisi ini. Dalam hal transfer elektron:
Contoh sederhana
Reaksi redoks dalam hal transfer elektron:
Tembaga(II)oksida dan magnesium oksida keduanya bersifat ion. Sedang dalam
bentuk logamnya tidak bersifat ion. Jika reaksi ini ditulis ulang sebagai persamaan
reaksi ion, ternyata ion oksida merupakan ion spektator (ion penonton).
Jika anda perhatikan persamaan reaksi di atas, magnesium mereduksi ion
tembaga(II) dengan memberi elektron untuk menetralkan muatan tembaga(II).
Dapat dikatakan: magnesium adalah zat pereduksi (reduktor).
Sebaliknya, ion tembaga(II) memindahkan elektron dari magnesium untuk
14
menghasilkan ion magnesium. Jadi, ion tembaga(II) beraksi sebagai zat
pengoksidasi (oksidator).
Memang agak sulit untuk mempelajari oksidasi dan reduksi dalam hal transfer
elektron, sekaligus mempelajari definisi zat pengoksidasi dan pereduksi dalam hal
transfer elektron.
Dapat disimpulkan sebagai berikut, apa peran pengoksidasi dalam transfer
elektron:
Zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.
Oksidasi berarti kehilangan elektron (OIL RIG).
Itu berarti zat pengoksidasi mengambil elektron dari zat lain.
Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron
Atau dapat disimpulkan sebagai berikut:
Suatu zat pengoksidasi mengoksidasi zat lain.
Itu berarti zat pengoksidasi harus direduksi.
Reduksi berarti mendapat elektron (OIL RIG).
Jadi suatu zat pengoksidasi harus mendapat elektron.
5.2.2 Menulis Persamaan Ion Untuk Reaksi REDOKS
Berikut akan dijelaskan bagaimana mengerjakan setengah-reaksi elektron untuk
proses oksidasi dan reduksi, kemudian bagaimana menggabungkan setengah-
reaksi tersebut untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi redoks secara utuh. Ini
merupakan pelajaran yang penting dalam kimia anorganik.
A. Setengah-Reaksi Elektron
Ketika magnesium mereduksi tembaga(II)oksida dalam suhu panas menjadi
tembaga, persamaan ion untuk reaksi itu adalah:
15
Kita dapat membagi persamaan ion ini menjadi dua bagian, dengan melihat dari
sisi magnesium dan dari sisi ion tembaga(II) secara terpisah. Dari sini terlihat jelas
bahwa magnesium kehilangan dua elektron, dan ion tembaga(II) yang mendapat
dua elektron tadi.
Kedua persamaan di atas disebut "setengah-reaksi elektron" atau "setengah-
persamaan" atau "setengah-persamaan ionik" atau "setengah-reaksi", banyak
sebutan tetapi mempunyai arti hal yang sama.
Setiap reaksi redoks terdiri dari dua setengah-reaksi. Pada salah satu reaksi terjadi
kehilangan elektron (proses oksidasi), dan di reaksi lainnya terjadi penerimaan
elektron (proses reduksi).
B. Mengerjakan setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk
membuat persamaan ion
Pada contoh di atas, kita mendapat setengah-reaksi elektron dengan memulai
dari persamaan ion kemudian mengeluarkan masing-masing setengah-reaksi dari
persamaan tersebut. Itu merupakan proses yang tidak benar.
Pada kenyataannya, kita hampir selalu memulai dari setengah-reaksi elektron dan
menggunakannya untuk membuat persamaan ion.
Contoh 1: Reaksi antara klorin dan ion besi(II)
Gas klorin mengoksidasi ion besi(II) menjadi ion besi(III). Pada proses ini, klorin
16
direduksi menjadi ion klorida. Sebagai permulaan kita buat dahulu masing-masing
setengah-reaksi.
Untuk klorin, seperti kita ketahui klorin (sebagai molekul) berubah menjadi ion
klorida dengan reaksi sebagai berikut:
Pertama, kita harus menyamakan jumlah atom di kedua sisi:
Penting untuk diingat, jumlah atom harus selalu disamakan dahulu sebelum
melakukan proses selanjutnya. Jika terlupa, maka proses selanjutnya akan menjadi
kacau dan sia-sia.
Kemudian untuk menyempurnakan setengah-reaksi ini kita harus menambahkan
sesuatu. Yang bisa ditambah untuk setengah-reaksi adalah:
Elektron
Air
Ion hidrogen (H+) (kecuali jika reaksi terjadi dalam suasana basa, jika
demikian yang bisa ditambahkan adalah ion hidroksida (OH-)
Dalam kasus contoh di atas, hal yang salah pada persamaan reaksi yang kita telah
buat adalah muatannya tidak sama. Pada sisi kiri persamaan tidak ada muatan,
sedang pada sisi kanannya ada muatan negatif 2 (untuk selanjutnya disingkat
dengan simbol : 2-).
Hal itu dapat dengan mudah diperbaiki dengan menambah dua elektron pada sisi
kiri persamaan reaksi. Akhirnya didapat bentuk akhir setengah-reaksi ini:
17
Proses yang sama juga berlaku untuk ion besi(II). Seperti telah diketatahui, ion
besi(II) dioksidasi menjadi ion besi(III).
Jumlah atom dikedua sisi telah sama, tetapi muatannya berbeda. Pada sisi kanan,
terdapat muatan 3+, dan pada sisi kiri hanya 2+.
Untuk menyamakan muatan kita harus mengurangi muatan positif yang ada pada
sisi kanan, yaitu dengan menambah elektron pada sisi tersebut:
C. Mengabungkan setengah reaksi untuk mendapat persamaan ion untuk
reaksi redoks
Sekarang kita telah mendapatkan persamaan dibawah ini:
Terlihat jelas bahwa reaksi dari besi harus terjadi dua kali untuk setiap molekul
klorin. Setelah itu, kedua setengah-reaksi dapat digabungkan.
18
Tapi jangan berhenti disitu! Kita harus memeriksa kembali bahwa semua dalam
keadaan sama atau setara, baik jumlah atom dan muatannya. Sangat mudah sekali
terjadi kesalahan kecil (tapi bisa menjadi fatal!) terutama jika yang dikerjakan
adalah persamaan yang lebih rumit.
Pada persamaan terakhir, terlihat bahwa tidak ada elektron yang diikutsertakan.
Pada persamaan terakhir ini, di kedua sisi sebenarnya terdapat elektron dalam
jumlah yang sama, jadi saling meniadakan, dapat dicoret, dan tidak perlu ditulis
dalam persamaan akhir yang dihasilkan.
Contoh 2: Reaksi antara hidrogen peroksida dan ion manganat(VII)
Persamaan reaksi pada contoh 1 merupakan contoh yang sederhana dan
cukup mudah. Tetapi teknik atau cara pengerjaannya berlaku juga untuk reaksi
yang lebih rumit dan bahkan reaksi yang belum dikenal.
Ion manganat(VII), MnO4-, mengoksidasi hidrogen peroksida, H2O2,
menjadi gas oksigen. Reaksi seperti ini terjadi pada larutan kalium manganat(VII)
dan larutan hidrogen peroksida dalam suasana asam dengan penambahan asam
sulfat.
Selama reaksi berlangsung, ion manganat(VII) direduksi menjadi ion mangan(II).
Kita akan mulai dari setengah-reaksi dari hidrogen peroksida.
Jumlah atom oksigen telah sama/ setara, tetapi bagaimana dengan hidrogen?
Yang bisa ditambahkan pada persamaan ini hanyalah air, ion hidrogen dan
19
elektron. Jika kita menambahkan air untuk menyamakan jumlah hidrogen, jumlah
atom oksigen akan berubah, ini sama sekali salah.
Yang harus dilakukan adalah menambahkan dua ion hidrogen pada sisi kanan
reaksi:
Selanjutnya, kita perlu menyamakan muatannya. Kita perlu menambah dua
elektron pada sisi kanan untuk menjadikan jumlah muatan di kedua sisi 0.
Sekarang untuk setengah-reaksi manganat(VII):
Ion manganat(VII) berubah menjadi ion mangan(II).
Jumlah ion mangan sudah setara, tetapi diperlukan 4 atom oksigen pada sisi kanan
reaksi. Satu-satunya sumber oksigen yang boleh ditambahkan pada reaksi suasana
asam ini adalah air.
Dari situ ternyata ada tambahan hidrogen, yang juga harus disetarakan. Untuk itu,
kita perlu tambahan 8 ion hidrogen pada sisi kiri reaksi.
Setelah semua atom setara, selanjutnya kita harus menyetarakan muatannya. Pada
tahapan reaksi diatas, total muatan disisi kiri adalah 7+ (1- dan 8+), tetapi pada
20
sisi kanan hanya 2+. Jadi perlu ditambahkan 5 elektron pada sisi kiri untuk
mengurangi muatan dari 7+ menjadi 2+.
Dapat disimpulkan, urutan pengerjaan setengah reaksi ini adalah:
Menyetarakan jumlah atom selain oksegen dan hidrogen.
Menyetarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air (H2O).
Menyetarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen (H+).
Menyetarakan muatan dengan menambah elektron.
D.Menggabungkan setengah-reaksi untuk membuat persamaan reaksi
Kedua setengah-reaksi yang sudah kita dapat adalah:
Supaya dapat digabungkan, jumlah elektron dikedua setengah-reaksi sama
banyak. Untuk itu setengah-reaksi harus dikali dengan faktor yang sesuai
sehingga menghasilkan jumlah elektron yang setara. Untuk reaksi ini, masing-
masing setengah reaksi dikalikan sehingga jumlah elektron menjadi 10 elektron.
21
Tapi kali ini tahapan reaksi belum selesai. Dalam hasil persamaan reaksi, terdapat
ion hidrogen pada kedua sisi reaksi.
Persamaan ini dapat disederhanakan dengan mengurangi 10 ion hidrogen dari
kedua sisi sehingga menghasilkan bentuk akhir dari persamaan ion ini. Tapi
jangan lupa untuk tetap memeriksa kesetaraan jumlah atom dan muatan!
Sering terjadi molekul air dan ion hidrogen muncul di kedua sisi persamaan
reaksi, jadi harus selalu diperiksa dan kemudian disederhanakan.
Contoh 3: Oksidasi etanol dengan kalium dikromat(VI) suasana asam
Teknik yang telah dijelaskan tadi dapat juga digunakan pada reaksi yang
melibatkan zat organik. Larutan kalium dikromat(VI) yang diasamkan dengan
asam sulfat encer dapat digunakan untuk mengoksidasi etanol, CH3CH2OH,
menjadi asam etanoat, CH3COOH.
Sebagai oksidator adalah ion dikromat(VI), Cr2O72-, yang kemudian tereduksi
menjadi ion kromium (III), Cr3+.
Pertama kita akan kerjakan setengah-reaksi etanol menjadi asam etanoat.
- Tahapan reaksi seperti contoh sebelumnya, dimulai dengan menulis reaksi utama
yang terjadi, yang diketahui dari soal.
22
- Setarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air pada sisi kiri:
- Tambahkan ion hidrogen pada sisi kanan untuk menyetarakan jumlah hidrogen:
- Selanjutnya, setarakan muatan dengan menambah 4 elektron pada sisi kanan
sehingga menghasilkan total muatan nol pada tiap sisi:
Setengah reaksi untuk dikromat(VI) agak rumit dan jika tidak teliti dapat
menjebak:
- Buat persamaan reaksi utama:
- Setarakan jumlah kromium. Hal ini sering dilupakan, dan jika ini terjadi akan
fatal, karena hasil reaksi selanjutnya akan salah. Jumlah muatan akan salah, faktor
pengali yang digunakan juga akan salah. Sehingga keseluruhan persamaan reaksi
akan salah.
- Kemudian setarakan oksigen dengan menambah molekul air:
- Setarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen:
23
- Selanjutnya setarakan muatannya. Tambah 6 elektron pada sisi kiri sehingga
jumlah muatan menjadi 6+ pada tiap sisi.
E. Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Sejauh ini setengah reaksi yang telah kita dapat adalah:
Untuk menyelesaikan persamaan ini kita harus mengubah jumlah elektron, dengan
jumlah terkecil yang dapat habis dibagi 4 dan 6, yaitu 12. Jadi faktor pengali
untuk persamaan ini adalah 3 dan 2.
Dapat dilihat ada molekul air dan ion hidrogen pada kedua sisi persamaan. Ini
dapat disederhanakan menjadi bentuk akhir persamaan reaksi:
BAB II
Struktur Elektron dan Atom, Struktur Molekul
24
II.1 Struktur Atom Hidrogen Sebagai Model
II.1.1 Model atom Dalton
Apabila kita membagi-bagi suatu zat menjadi bagian yang kecil, aka nada
batas pembagian. Bagian yang terkecil itu tidak kehilangan sifat zatnya semula.
Bagian zat yang terkecil dan tidak dapat dibagi-bagi lagi dinamakan atom. Konsep
atom mula-mula diajukan oleh Demokritus (460-370 SM). Ia mengatakan bahwa
atom (atomos) adalah bagian yang terkecil suatu partikel/atau zat yang tidak dapat
dibagi lagi.
Konsep atom yang dikemukakan oleh Demokritus murni hasil pemikiran
dan bukan hasil eksperimen. John Dalton (1766-1844) adalah seorang ilmuan
berkebangsaan Inggris yang membuktikan konsep atom Demokritus secara
empirik. Berdasarkan hasil-hasil eksperimen yang dilakukannya, Dalton
mengemukakan suatu model atom yang cukup berhasil untuk menjelaskan
berbagai reaksi kimia. Model atom yang dikemukakan oleh Dalton adalah
sebagai berikut :
1. atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur yang tidak dapat dibagi lagi.
2. atom-atom suatu unsur semuanya serupa dan tidak dapat berubah menjadi
atom unsur lain. Misalnya atom perak tidak dapat berubah menjadi atom
besi.
3. dua atom atau lebih dari unsur-unsur berlainan dapat membentuk suatu
molekul. Misalnya atom hidrogen dan atom oksigen bersenyawa
membentuk molekul air (H2O).
4. pada suatu reaksi kimia, atom-atom berpisah kemudian bergabung lagi
dengan susunan yang berbeda dari semula, tetapi massa keseluruhannya
tetap. Gagasan ini sesuai dengan hukum Lavoisier yang berbunyi: massa
zat sebelum reaksi sama dengan massa zat sesudah reaksi.
5. pada reaksi kimia, atom-atom bergabung menurut perbandingan tertentu
yang sederhana. Gagasan ini sesuai dengan hukum Proust yang berbunyi:
Perbandingan berat unsur-unsur yang menyusun suatu senyawa
selalu tetap.
25
II.1.2 Model atom Thomson
Thomson berhasil menghitung perbandingan antara muatan listrik dan
massa sebuah elektron dengan menggunakan tabung sinar katoda. Tetapi,
Thomson tidak dapat membuktikan apakah masssa sebuah elektron lebih kecil
atau lebih besar daripada massa sebuah atom. Ia menganggap bahwa massa
elektron harus jauh lebih kecil daripada massa sebuah atom. Oleh karena itu, ia
menyatakan bahwa atom harus disusun oleh banyak partikel dasar yang berukuran
lebih kecil. Dengan kata lain, ia menyimpulkan bahwa atom bukanlah bagaian
terkecil suatu unsur yang tidak dapat dibagi lagi.
Atom adalah netral. Oleh karena itu, elektron dihasilkan dari atom-atom netral.
Berdasarkan fakta ini, Thomson mengemukakan model atom yang berbunyi
sebagai berikut. Atom berbentuk bulat padat, dan memiliki muatan listri positif
yang tersebar merata di seluruh bagian atom. Muatan listrik positif ini dinetralkan
oleh elektron-elektron yang yang tersebar di antara muatan-muatan listrik positif,
seperti biji-biji dalam buah semangka. Model atom Thomson diterima secara luas
pada tahun 1897.
II.1.3 Model atom Rutherford
Konsep model atom Thomson diuji oleh Lenard pada tahun 1903. ia
menembakkan berkas elektron ke lempeng logam yang sangat tipis, dan
mengamati kelakuan elektron yang menembus lempeng. Jika model atom
Thomson dipenuhi, maka Lenard mengharapkan berkas elektron akan kehilangan
banyak energinya ketika melalui lempeng logam, sehingga berkas elektron akan
dibelokkan. Pengamatan yang dilakukannya menunjukkan hasil yang berbeda.
Lenard mengamati bahwa sebagian besar berkas-berkas elektron yang melalui
lempeng logam tidak dibelokkan. Walaupun percobaan yang dilakukannya agak
kasar, tetap hasil percobaannya menunjukkan bahwa model atom Thomson yang
pada prinsipnya menyatakan bahwa massa atom tersebar merata si seluruh isis
atom tidak dapat diterima.
26
Ide Lenard dilanjutkan oleh E. Rutherford beserta dua orang asistennya,
Geiger dan Marsden, yang melakukan percobaan pada tahun 1911. seberkas
partikel alfa (α) ditembakkan melalui celah pelat timbal dan akhirnya menumbuk
lempeng emas. Untuk mendeteksi partikel a yang keluar dari lempeng emas,
dipasang lempeng yang berlapis seng sulfida. Bila partikel α menumbuk lempeng
ini, maka akan tampak suatu nyala sekilas yang dapat diamati secara visual. Hasil
pengamatan Rutherford adalah sebagian besar partikel α lewat tanpa mengalami
pembelokkan/hambatan, sebagian kecil dibelokkan, dan sedikit sekali yang
dipantulkan kembali. Kemudian Rutherford menyatakan tiga kesimpulan sebagai
berikut:
a. sebagian besar partikel α menembus lempeng logam tanpa dibelokkan.
Peristiwa ini menunjukkan bahwa sebagian besar ruang dalam atom-atom
emas adalah ruang kosong.
b. Sedikit sekali partikel α yang dipantulkan kembali. Peristiwa ini
menunjukkan bahwa partikel α telah menumbuk bagian yang sangat keras
dari atom, yang disebut inti atom. Bagian ini mempunyai ukuran yang sangat
kecil dibandingkan dengan ukuran atomnya.
c. Sebagian kecil partikel α dibelokkan. Peristiwa inin menunjukkan bahwa
muatan inti atom adalah sejenis dengan muatan partikela (positif). Partikel α
yang lewat dekat inti atom dibelokkan oleh gaya tolak-menolak muatan-
muatan listrik yang sejenis.
Dari hasil percobaan Rutherford tamapk bahwa model atom Thomson
yang menyatakan bahwa atom tesebar merata dalam seluruh atom tidak dapat
diterima lagi. Berdasarkan tiga kesimpulan yang telah didapat dari percobaannya,
Rutherford mengajukan model atom baru, yang disebut model atom Rutherford,
yang berbunyi sebagai berikut:
1. semua muatan positif dan sebagian besar massa atom berkumpul pada sebuah
titik di tengah-tengah atom, yang disebut inti atom.
2. inti atom dikelilingi oleh elektron-elektron pada jarak yang relatif jauh.
Elektron-elektron berputar pada lintasan-lintasannya, seperti planet-planet
yang bergerak mengelilingi matahari.
27
Untuk atom hidrogen perbandingan antara garis tengah lintasan elektron
dengan garis tengah inti kira-kira 10.000 : 1. Bila jari-jari lintasan mempunyai
orde 10-10 m, maka jari-jari inti mempunyai orde ukuran 10-14 m. Bila inti kita
besarkan sampai sebesar kelereng dan ditaruh di tengah lapangan sepak bola,
maka elektron bergerak di pinggir lapangan. Jadi, sebagian besar atom merpakan
ruang kosong.
Atom secara keseluruhan bersifat netral, sehingga jumlah muatan positif
inti harus sama dengan jumlah muatan negatif elektron seluruhnya. Bila elektron
mempunyai muatan sebesar satu muatan elementer, maka muatan inti adalah
kelipatan muatan elementer. Nomor atom Z menunjukkan jumlah muatan positf
inti ( Σp ) atau jumlah elektron ( Σe ) yang mengitari inti.
Karena jumlah muatan inti sama dengan jumlah elektron-elektron yang
mengitarinya, maka muatan inti sama dengan nomor atom Z dikalikan dengan
muatan elementer e (e = 1,6 X 10-19 coulomb)
Dalam suatu reaksi kimia, hanya elektron-elektron di bagian luar sajalah
yang mengalami perubahan, sedangkan inti atom tidak berubah. Atom yang
kehilangan atau kelebihan elektron disebut ion. Ion hidrogen bermuatan positif
karena kehilangan elektron terluarnya (H+), sedangakn ion klor bermuatan negatif
karena mendapatkan tambahan elektron(Cl-).Karena inti bermuatan positif dan
elektron bermuatan negatif, maka secara listrik inti dan elektron salng tarik-
menarik. Gaya ini menghasilkan suatu gaya sentripetal yang menahan elektron
agar tetap pada lintasannya masing-masing, seperti halnya dengan gaya gravitasi
di dalam tata surya.
Elektron bermuatan negatif. Inti atom bermuatan positif. Dengan demikian
akan timbul gaya coulomb pada elektron. Gaya ini berfungsi sebagai gaya
sentripetal yang menjaga gerak elektron tetap pada lintasannya. Gaya sentripetal
ini menyebabkan elektron dipercepat (percepatan sentripetal). Dari teori
elektromagnetik Maxwell, muatan (elektron) yang dipercepat akan memancarkan
gelombang elektromagnetik. Karena memancarkan gelombang elektromagnetik
(energi), maka energi elektron akan berkurang. Akibatnya, jari-jari lintasannya
akan mengecil. Lintasan tidak lagi merupakan lingkaran dengan jari-jari tetap,
28
tetapi merupakan putaran yang berpilin (spiral) mendekati inti. Akhirnya elektron
bersatu dengan inti. Tetapi, tentu saja hal ini tidak pernah terjadi. Planet-planet
beredar mengitari matahari, tetapi planet-planet tidak pernah mendekati dan
masuk bergabung dengan matahari. Demikian juga halnya dengan elektron yang
bergerak mengitari matahari.
Mengapa elektron yang dipercepat sehingga memancarkan gelombang
elektromagnetik tidak mendekati dan bersatu dengan inti atom? Fakta inilah yang
tidak dapat dijelaskan oleh model atom Rutherford. Dengan kata lain, model atom
Rutherford tidak dapat menjelaskan kestabilan atom. Inilah kelemahan pertama
dari model atom Rutherford.
Karena lintasan elektron makin mengecil, maka periodenya juga makin
mengecil. Oleh karena itu frekuensi gelombang yang dipancarakan atom
bermacam-macam. Dengan kata lain, spektrum atom hidrogen akan menunjukkan
spektrum kontinu dan bukan spektrum garis. Tetapi hasil pengamatan spektrum
atom hidrogen melalui spektrometer menunjukkan hasil yang bertentangan, yaitu
memiliki spektrum garis yang khas, yang dikenal sebagai deret Balmer. Model
atom Rutherford tidak dapat menjelaskan spektrum garis atom hidrogen. Inilah
kelemahn kedua dari model atom Rutherford.
II.1.4Model Atom Bohr
Model atom Rutherford gagal menerangkan kemantapan atom dan
spektrum garis atom hidrogen. Dalam bagain ini kita akn mengemukakan model
atom yang lebih baik yang ditemukan oleh Niels Bohr dan dinamakan model atom
Niels Bohr. Persoalan pertama dalam model atom Rutherford ialah kemantapan
atom. Bila model ini diikuti, maka elektron yang bergerak mengelilingi inti atom
menempuh lintasan yang jari-jarinya makin mengecil dan akhirnya jatuh ke inti
atom. Bohr mengatasi masalah ini dengan mengemukakan postulatnya yang
pertama, yang berbunyi sebagai berikut :
29
Elektron tidak dapat berputar sekitar inti melalui setiap lintasan, tetapi
hanya melalui lintasan-lintasan tertentu tanpa membebaskan energi.
Lintasan ini disebut lintasan stasioner dan memiliki energi tertentu.
Postulat ini tidak menjelaskan mengapa sebuah atom stabil (mantap). Dia
hanya menegasakan bahwa secara fakta atom memang stabil. Untuk menerangkan
spektrum garis hidrogen, Bohr mengemukakan postlatnya yang kedua, yang
berbunyi sebagai berikut :
Elektron dapat pindah dari satu orbit ke orbit lainnya. Jika elektron pindah
dari orbit (lintasan) yang lebih luar ke orbit yang lebih dalam maka elektron
akan melepaskan energi sebesar hf. Jika elektron pindah dari orbit yang
lebih dalam ke orbit yang lebih luar maka elektron akan menyerap energi
sebesar hf.
Model atom Bohr sukses menjelaskan kestabilan atom dan spektrum gas
atom hidrogen. Walaupun demikian, model atom yang diterima saat ini bukanlah
model atom Bohr. Ini karena model atom Bohr masih memiliki keemahan-
kelemahn sebagai berikut :
1. anggapan bahwa elektron berputar dalam orbit melingkar tidak
sepenuhnya dapat dibenarkan. Orbit-orbit berbentuk elips juga
mungkin.
2. didapatkan bahwa beberapa garis spektrum hidrogen bukanlah garis-
garis tunggal tetapi sesungguhya terdiri dari beberapa garis titpis
dengan panjang gelombang atau frekuensi yang berbeda satu dengan
lainnya (ini disebut efek Zeeman). Model atom Bohr tidak dapat
menjelaskan efek ini.
3. elektron-elektron mepertunjukkan fenomena gelombang sehingga
orbit pasti tidak didefinisikan secara tepat melainkan hanya
kebolehjadian.
Model atom yang mampu menjelaskan ketiga kelemahan model atom Bohr ini
adalah model atom yang saat ini diterima, yaitu model atom mekanika kuantum.
30
II.2 STRUKTUR ATOM
II.2.1 Pengertian Dasar
1 Partikel dasar : partikel-partikel pembentuk atom yang terdiri dari elektron,
proton den neutron.
1. Proton: partikel pembentuk atom yang mempunyai massa sama dengan
satu sma (amu) dan bermuatan +1.
2. Neutron: partikel pembentuk atom yang bermassa satu sma (amu) dan
netral.
3. Elektron: partikel pembentuk atom yang tidak mempunyai massa dan
bermuatan -1.
2 Nukleus : Inti atom yang bermuatan positif, terdiri dari proton den neutron.
3 Notasi unsur : zA A dengan X : tanda atom (unsur)
Z : nomor atom = jumlah elektron (e) = jumlah proton (p)
A : bilangan massa = jumlah proton + neutron
Pada atom netral, berlaku: jumlah elektron = jumlah proton.
Contoh :
1. Tentukan jumlah elektron, proton den neutron dari unsur 2656 Fe !
Jawab :
Jumlah elektron = jumlah proton = nomor atom = 26
Jumlah neutron = bilangan massa - nomor atom = 56 - 26 = 30
2. Berikan notasi unsur X, jika diketahui jumlah neutron = 14 dan
jumlah elektron = 13 !
Jawab :
Nomor atom = jumlah elektron = 13
Bilangan massa = jumlah proton + neutron = 13 + 14 = 27
Jadi notasi unsurnya: 13 27 X
31
4. Atom tak netral : atom yang bermuatan listrik karena kelebihan atau
kekurangan elektron bila dibandingkan dengan atom netralnya. Atom
bermuatan positif bila kekurangan elektron, disebut kation. Sedangkan atom
bermuatan negatif bila kelebihan elektron, disebut anion.
Contoh:
Na+ : kation dengan kekurangan 1 elektron
Mg2- : kation dengan kekurangan 2 elektron
Cl- : anion dengan kelebihan 1 elektron
O2 : anion dengan kelebihan 2 elektron
5. Isotop : unsur yang nomor atomnya sama, tetapi berbeda bilangan massanya.
Contoh: Isotop oksigen: 816 O ; 8
17 O ; 818 O
6. Isobar : unsur yang bilangan massanya sama, tetapi berbeda nomor
atomnya.
Contoh: 2759 CO dengan 28
59 Ni
a. Isoton : unsur dengan jumlah neutron yang sama.
Contoh: 613 C dengan 7
14 N
b. Iso elektron: atom/ion dengan jumlah elektron yang sama.
Contoh:
Na+ dengan Mg2+
II.2.2 Model Atom
a. Model Atom John Dalton
Atom adalah bagian terkecil suatu unsure
Atom tidak dapat diciptakan, dimusnahkan, terbagi lagi, atau diubah
menjadi zat lain
Atom-atom suatu unsur adalah sama dalam segala hal, tetapi berbeda
dengan atom-atom dari unsur lain
32
Reaksi kimia merupakan proses penggabungan atau pemisahan atom
dari unsur-unsur yang terlihat
Kelemahan teori atom Dalton: tidak dapat membedakan pengertian atom
den molekul. Dan atom ternyata bukan partikel yang terkecil.
b. Model Atom J.J. Thompson
Atom merupakan suatu bola bermuatan positif dan di dalamnya tersebar
elektron-elektron seperti kismis
Jumlah muatan positif sama dengan muatan negatif, sehingga atom
bersifat netral
c. Model Atom Rutherford
Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dengan muatan positif yang
massanya merupakan massa atom tersebut
Elektron-elektron dalam atom bergerak mengelilingi inti tersebut
Banyaknya elektron dalam atom sama dengan banyaknya proton dalam
inti dan ini sesuai dengan nomor atomnya
d. Model Atom Bohr
Elektron-elektron dalam mengelilingi inti berada pada tingkat-tingkat
energi (kulit) tertentu tanpa menyerap atau memancarkan energi
Elektron dapat berpindah dari kulit luar ke kulit yang lebih dalam dengan
memancarkan energi, atau sebaliknya
II.2.3 Bilangan-Bilangan Kuantum
Untuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom, digunakan 4
bilangan kuantum.
a. Bilangan kuantum utama (n): mewujudkan lintasan elektron dalam
atom.
n mempunyai harga 1, 2, 3, .....
n = 1 sesuai dengan kulit K
n = 2 sesuai dengan kulit L
33
n = 3 sesuai dengan kulit M
dan seterusnya
Tiap kulit atau setiap tingkat energi ditempati oleh sejumlah elektron.
Jumlah elektron maksimum yang dapat menempati tingkat energi itu
harus memenuhi rumus Pauli = 2n2
Contoh:
Kulit ke-4 (n=4) dapat ditempati maksimum= 2 x 42 elektron = 32
elektron
b. Bilangan kuantum azimuth (l) : menunjukkan sub kulit dimana elektron
itu bergerak sekaligus menunjukkan sub kulit yang merupakan penyusun
suatu kulit. Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari 0 sampai
dengan (n-1).
n = 1 ; l = 0 ; sesuai kulit K
n = 2 ; l = 0, 1 ; sesuai kulit L
n = 3 ; l = 0, 1, 2 ; sesuai kulit M
n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3 ; sesuai kulit N
dan seterusnya
Sub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus:
l = 0 ; sesuai sub kulit s (s = sharp)
l = 1 ; sesuai sub kulit p (p = principle)
l = 2 ; sesuai sub kulit d (d = diffuse)
l = 3 ; sesuai sub kulit f (f = fundamental)
c. Bilangan kuantum magnetik (m): mewujudkan adanya satu atau
beberapa tingkatan energi di dalam satu sub kulit. Bilangan kuantum
magnetik (m) mempunyai harga (-l) sampai harga (+ l).
Untuk: l = 0 (sub kulit s), harga m = 0 (mempunyai 1 orbital)
l = 1 (sub kulit p), harga m = -1, O, +1 (mempunyai 3 orbital)
l = 2 (sub kulit d), harga m = -2, -1, O, +1, +2 (mempunyai 5 orbital)
l = 3 (sub kwit f) , harga m = -3, -2, O, +1, +2, +3 (mempunyai 7
orbital)
34
d. Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektron pada
sumbunya.
Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua
elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan
masing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.
Contoh:
Bagaimana menyatakan keempat bilangan kuantum dari elektron 3s1 ?
Jawab:
Keempat bilangan kuantum dari kedudukan elektron 3s1 dapat dinyatakan
sebagai,
n= 3 ; l = 0 ; m = 0 ; s = +1/2 ; atau -1/2
II.2.4 Konfigurasi Elektron
Dalam setiap atom telah tersedia orbital-orbital, akan tetapi belum tentu
semua orbital ini terisi penuh. Bagaimanakah pengisian elektron dalam orbital-
orbital tersebut ? Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa
peraturan. antara lain:
a. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan
tingkat energi terendah dan seterusnya.
Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s
dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk
mempermudah dibuat diagram sebagai berikut:
35
Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:
Atom H : mempunyai 1 elektron, konfigurasinya 1s1
Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6
4s1
b. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron
dengan keempat bilangan kuantum yang sama.
Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan
kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan
kuantum spinnya harus berlawanan.
c. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu
sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan
elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.
Contoh:
Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara
Pengisian orbitalnya adalah:
36
Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan
berpindah ke lintasan 2pz, sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidak
berpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom
karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron.
Sehingga di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4, tetapi tidak terdapat
senyawa CCl3 atau CCl5.
II.3 TEORI ATOM MEKANIKA KUANTUM
Model atom Niels Bohr dapat menjelaskan inti atom yang
bermuatan positif yang dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif di dalam
suatu lintasan. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke yang lain dengan
menyerap atau memancarkan energi sehingga energi elektron atom itu tidak
berkurang.Model atom Bohr ini merupakan model atom yang mudah dipahami,
namun Bohr hanya dapat menjelaskan untuk atom berelektron sedikit dan tidak
dapat menjelaskan bagaimana adanya sub lintasan-lintasan yang terbentuk
diantara lintasan-lintasan elektron. Karena itu dalam perkembangan selanjutnya,
teori atom dikaji dengan menggambarkan pendekatan teori atom mekanika
kuantum
Perkembangan muktahir di bidang mekanika kuantum dimulai dari teori
Max Planck yang mengemukakan kuanta-kuanta energi dilanjutkan oleh Louis de
Broglie tentang dualisme partikel, kemudian oleh Werner Heisenberg tentang
prinsip ketidakpastian dan yang terakhir saat ini adalah Erwin Schrodinger tentang
persamaan gelombang. Mekanika kuantum ini dapat menerangkan kelamahan
teori atom Bohr tentang garis-garis terpisah yang sedikit berbeda panjang
gelombangnya dan memperbaiki model atom Bohr dalam hal bentuk lintasan
37
elektron dari yang berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu menjadi orbital
dengan bentuk ruang tiga dimensi yang tertentu.
1. Teori Kuantum
Teori kuantum dari Max Planck mencoba menerangkan radiasi
karakteristik yang dipancarkan oleh benda mampat. Radiasi inilah yang
menunjukan sifat partikel dari gelombang. Radiasi yang dipancarkan setiap
benda terjadi secara tidak kontinyu (discontinue) dipancarkan dalam satuan
kecil yang disebut kuanta (energi kuantum).
a. Max Planck berpendapat bahwa kuanta yang berbanding lurus dengan
frekuensi tertentu dari cahaya, semuanya harus berenergi sama dan
energi ini E berbanding lurus dengan
Jadi :
E = Energi kuantum
h = Tetapan Planck = 6,626 x 10-34 J.s
f = Frekuensi
Planck menganggap hawa energi elektromagnetik yang
diradiasikan oleh benda, timbul secara terputus-putus walaupun
penjalarannya melalui ruang merupakan gelombang
elektromagnetik yang kontinyu.
b. Einstein mengusulkan bukan saja cahaya yang dipancarkan menurut
suatu kuantum pada saat tertentu tetapi juga menjalar menurut kuanta
individual. Hipotesis ini menerangkan efek fotolistrik, yaitu elektron
yang terpancar bila frekuensi cahaya cukup tinggi, terjadi dalam
daerah cahaya tampak dan ultraungu.
Hipotesa dari Max Planck dan Einstein menghasilkan rumusan
empiris tentang efek fotolistrik yaitu :
38
E = h.f
hf = Kmaks + hVo
hf = Isi energi dari masing-masing kuantum cahaya datang
Kmaks= Energi fotoelektron maksimum
hVo= Energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan sebuah
elektron dari permukaan logam yang disinari
Tidak semua fotoelektron mempunyai energi yang sama sekalipun
frekuensi cahaya yang digunakan sama. Tidak semua energi foton (hv) bisa
diberikan pada sebuah elektron. Suatu elektron mungkin akan hilang dari
energi awalnya dalam interaksinya dengan elektron lainnya di dalam logam
sebelum ia lenyap dari permukaan. Untuk melepaskan elektron dari
permukaan logam biasanya memerlukan separuh dari energi yang diperlukan
untuk melepaskan elektron dari atom bebas dari logam yang bersangkutan.
Penafsiran Einstein mengenai fotolistrik dikuatkan dengan emisi
termionik. Dalam emisi foto listrik, foton cahaya menyediakan energi yang
diperlukan oleh elektron untuk lepas, sedangkan dalam emisi termionik
kalorlah yang menyediakannya. Usul Planck bahwa benda memancarkan
cahaya dalam bentuk kuanta tidak bertentangan dengan penjalaran cahaya
sebagai gelombang. Sementara Einstein menyatakan cahaya bergerak melalui
ruang dalam bentuk foton. Kedua hal ini baru dapat diterima setelah
eksperimen Compton. Eksperimen ini menunjukan adanya perubahan panjang
gelombang dari foton yang terhambur dengan sudut (f) tertentu oleh partikel
bermassa diam (mo). Perubahan ini tidak bergantungdari panjang gelombang
foton datang (l).
Hasil pergeseran compton sangat kecil dan tidak terdeteksi. Hal ini terjadi
karena sebagian elektron dalam materi terikat lemah pada atom induknya dan
sebagian lainnya terikat kuat. Jika elektron d timbulkan oleh foton, seluruh
atom bergerak, bukan hanya elektron tunggalnya. Untuk lebih memahami
tinjauan teori kuantum dan teori gelombang yang saling melengkapi, marilah
kita amati riak yang menyebar dari permukaan air jika kita menjatuhkan batu
ke permukaan air.
39
Untuk lebih memahami tinjauan teori kuantum dan teori gelombang yang
saling melengkapi, marilah kita amati riak yang menyebar dari permukaan air
jika kita menjatuhkan batu ke permukaan air.
Perhatikan hal ini?
Riak yang menyebar pada permukaan air akan hilang dengan masuknya batu
ke dasar.
Analogi ini dapat menjelaskan energi yang dibawa cahaya terdistribusi
secara kontinyu ke seluruh pola gelombang. Hal ini menurut tinjauan teori
gelombang sedangkan menurut teori kuantum, cahaya menyebar dari
sumbernya sebagai sederetan konsentrasi energi yang teralokalisasi masing-
masing cukup kecil sehingga dapat diserap oleh sebuah elektron. Teori
gelombang cahaya menjelaskan difraksi dan interferensi yang tidak dapat
dijelaskan oleh teori kuantum. Sedangkan teori kuantum menjelaskan efek
fotolistrik yang tidak dapat dijelaskan oleh teori gelombang.
Perhatikan gambar berikut :
40
(a) (b)
Gambar 1 (a) Teori gelombang cahaya menjelaskan difraksidan interferensi
yang tidak dapat dijelaskan oleh teori kuantum.(b) Teori kuantum menjelaskan
efek fotolistrik yang tidak dapat di jelaskan oleh teori gelombang.
Bila cahaya melalui celah-celah, cahaya berlalu
sebagai gelombang, ketika tiba di layar cahaya berlalu sebagai partikel.
Berdasarkan data tersebut, dilakukan eksperimen lanjutan yang meneliti sifat
dualisme gelombang dan partikel.
2. Dualisme Gelombang dan Partikel
Louis de Broglie meneliti keberadaan gelombang melalui eksperimen
difraksi berkas elektron. Dari hasil penelitiannya inilah diusulkan “materi
mempunyai sifat gelombang di samping partikel”, yang dikenal dengan
prinsip dualitas. Sifat partikel dan gelombang suatu materi
tidak tampak sekaligus, sifat yang tampak jelas tergantung pada perbandingan
panjang gelombang de Broglie dengan dimensinya serta dimensi sesuatu yang
berinteraksi dengannya. Pertikel yang bergerak memiliki sifat gelombang.
Fakta yang mendukung teori ini adalah petir dan kilat. Pernahkan Anda
mendengar bunyi petir dan melihat kilat ketika hujan turun? Manakah yang
lebih dulu terjadi, kilat atau petir?
Kilat akan lebih dulu terjadi daripada petir. Kilat menunjukan sifat
gelombang berbentuk cahaya, sedangkan petir menunjukan sifat pertikel
berbentuk suara. Hipotesis de Broglie dibuktikan oleh C. Davidson an LH
Giermer (Amerika Serikat) dan GP Thomas (Inggris). Prinsip dualitas inilah
menjadi titik pangkal berkembangnya mekanika kuantum oleh Erwin
Schrodinger.
41
3. ErwinSchrodinger
Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg
mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip
ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan
momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat
ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari
inti atom”. Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk
mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital
dirumuskan oleh Erwin Schrodinger. Erwin
Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi
gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron
dalam tiga dimensi.
Persamaan Schrodinger:
x,y dan z
∂
m
E
V
= Posisi dalam tiga dimensi
= Fungsi gelombang
= massa
= h/2 π, dimana h = konstanta plank dan π = 3,14
= Energi total
= Energi potensial
Persamaan gelombang dari Schrodinger ini cukup rumit sehingga akan
dipelajari dalam fisika kuantum pada tingkat perguruan tinggi. Model atom
dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model
atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada
gambar berikut ini.
42
Model atom mutakhir atau model
atom mekanika gelombang
Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron.
Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan
tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit.
Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit. Dengan demikian kulit terdiri
dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital. Walaupun
posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.
II.4 Bentuk Molekul
Bentuk Molekul adalah suatu gambaran geometris yang dihasilkan jika inti
atom-atom terikat dihubungkan oleh garis lurus. Oleh karena dua titik
membentuk satu garis lurus maka semua molekul ”diatomic” (beratom dua)
berbentuk linear. Tiga titik membentuk bidang,jadi, semua molekul triatomik
berbentuk datar (planar). Untuk molekul yang terdiri lebih dari tiga atom
(poliatomik), bentuk datar dan kadang-kadang linear ditemui. Tetapi biasanya
jumlah atom menentukan gambaran tiga marta. Bentuk molekul tidak dapat
diramalkan dari rumus empiris, jadi harus ditentukan secara percobaan.
Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi (VSEPR)
43
Teori pembentukan ikatan ini menyatakan bahwa baik pasangan elektron
dalam ikatan maupun pasangan elektron yang tidak dipakai bersama (yaitu
pasangan elektron mandiri) saling tolak. Pasangan elektron cenderung berjauhan
satu sama lain. Atau menurut asas larangan pauli, jika sepasang elektron
menempati sebuah orbital, maka elektron lain bagaimanapun rotasinya, tidak
dapat berdekatan, tidak dapat berdekatan dengan pasangan tersebut.
Dalam molekul NH3 dan H2O, atom pusatnya dikelilingi oleh empat
pasang elektron, tetapi kedua molekul itu tidak berbentuk tetrahedral. Teori
VSEPR memang hanya meramalkan sebaran pasangan elektron, tetapi bentuk
geometris molekul ditentukan oleh gambar geometris yang dihasilkan dengan
menghubungkan inti-inti atom dengan garis lurus.
Dalam molekul NH3 hanya tiga pasang elektron yang merupakan pasangan
pembentuk ikatan dan pasangan elektron keempat adalah pasangan bukan ikatan
atau pasangan mandiri. Gambar geometris yang diperoleh dengan menghubungka
inti atom H dengan inti atom N tidak merupakan tetrahedron, tetapi sebuah
piramida (disebut piramida trigonal). Piramida tersebut mempunyai atom-atom H
pada bidang dasar dan sebuah atom N diatasnya.
Dalam molekul H2O, dua dari empat pasang elektron di sekeliling atom O
adalah pasangan pembentuk ikatan dan dua pasang lagi pasangan mandiri.
Gambar geometris yang diperoleh dengan menghubungkan inti dari dua atom H
dengan inti atom O merupakan sebuah bidang datar (planar). Dapat dikatakan
bahwa molekul tersbut membentuk huruf V.
Sudut ikatan yang dibentuk oleh sebaran tetrahedral dari pasangan
elektron adalah 109,50. sudut ikatan dalam NH3 dan H2O sedikit lebih kecil, yaitu
1070 untuk ikatan H-N-H dan 104.50 untuk H-O-H. perbedaan sudut ini dapat
diterangkan dengan menganggap bahwa awan muatan dari pasangan elektron
mandiri menempati ruang lebih besar, sehingga pasangan elektron ikatan menjadi
lebih dekat satu sama lain, akibatnya sudut ikatan menjadi lebih kecil. Dalam
molekul H2O, dengan dua pasang elektron mandiri, pengaruhnya lebih besar lagi.
II.5 Aturan Oktet/Lewis
44
Terdapat kecenderungan untuk atom-atom dengan nomor atom yang
selisihnya dengan nomor atom suatu gas mulia 3 satuan atau kurang, untuk
membuang atau menarik elektron sedemikian rupa yng membentuk ion yang
isoelektronik dengan gas mulia tersebut. Ion semacam itu mempunyai delapan
elektron dalam tingkat energi utamanya yang tertinggi. Kecenderungan ini disebut
aturan oktet atau aturan delapan.
Aturan Oktet : kecenderungan atom untuk memperoleh struktur elektronik
yang isoelektronik dengan gas mulia.
Aturan Duplet : kecenderungan atom untuk memperoleh struktur
elektronik yang isoelektronik dengan helium.
Teori duplet dan oktet ini merupakan dasar ikatan kimia, berasal dari G.N.
Lewis.
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan
bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia
(ns2np6)
Teori ini mendapat beberapa kesulitan, yakni :
1. Pada senyawa BCl3 dan PCl5, atom boron dikelilingi 6 elektron,
sedangkan atom fosfor dikelilingi 10 elektron.
2. Menurut teori ini, jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk suatu
unsur tergantung jumlah elektron tak berpasangan dalam unsur
tersebut.
Contoh : 8O : 1s2 2s2 2px2 2py
1 2pz1
Ada 2 elektron tunggal. sehingga oksigen dapat membentuk 2 ikatan
(H-O-H;O=O). Akan tetapi:
5B : 1s2 2s2 2px1
Sebenarnya hal ini dapat diterangkan bila kita ingat pada prinsip
Hund, dimana cara pengisian elektron dalam orbital suatu sub kulit
ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron
sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.
45
Contoh : 5B : 1s2 2s2 2px1 (hibridisasi) 1s2 2s1 2px
1 2py1
Tampak setelah terjadi hibridisasi untuk berikatan dengan atom B
memerlukan tiga buah elektron, seperti BCl3
3. Menurut teori di atas, unsur gas mulia tidak dapat membentuk ikatan
karena di sekelilingnya telah terdapat 8 elektron. Tetapi saat ini sudah
diketahui bahwa Xe dapat membentuk senyawa, misalnya XeF2 den
XeO2.
II.6 TEORI DOMAIN ELEKTRON
Domain elektron adalah Daerah keberadaan elektron dalam suatu
senyawa yang menentukan bentuk molekul. Dimana bentuk molekul itu
dipengaruhi oleh pasangan atom-atom yang berikatan dan pasangan elektron
bebas.
Bentuk molekul.
Dalam penentuan bentuk molekul, terdapat beberapa peraturan yang harus di
ikuti, antara lain:
a. hitung jumlah elektron valensi (elektron kulit terluar dari pusat atom) dari
pusat atom.
b. Tambahkan dengan besarnya muatan jika spesi bermuatan negatif, dan
kurangi dengan besarnya muatan jika spesi bermuatan positif.
c. Tambahkan dengan jumlah atom yang terikat.
d. Bagi dengan dua sehingga menghasilkan jumlah pasangan elektron.
e. Tempatkan pasangan elektron sehingga mengelilingi atom pusat.
f. Jumlah pasangan elektron(d) dikurangi jumlah atom yang terikat adalah
sama dengan pasangan elektron bebas.
Contoh :
Bentuk geometri dari CH4 adalah:
46
a. elektron valensi C : 4
b. CH4 : 0
c. Elektron dari 4H : 4 + ----------------
Jumlah elektron : 8
d. jumlah pasangan elektron : 8 / 2 = 4
jadi, susunan elektron yang dipakai berdasarkan jumlah pasangan elektron yang
dihasilkan adalah tetrahedral. Jadi Bentuk geometri CH4 adalah tetrahedral.
Bentuk pasangan elektron :
Bentuk molekul di atas dipengaruhi oleh pasangan electron ikatan dan pasangan
elektron bebas.
47
II.7 Parameter struktur molekul
Perlunya mengetahui struktur molekul sangat penting karena kita dapat
mengetahui sifat-sifat senyawa tersebut. Dari struktur molekul kita dapat
mengetahui sudut ikatan yang satu terhadap ikatan yang lain dalam tiga
dimensi(ruang). Akibatnya, cukup sulit untuk menggambarkan struktur tersebut.
Struktur suatu molekul ditentukan oleh atom pusat dan substituennya(atom
yang dapat diganti dengan atom yang lain), karena pergantian substituen dapat
menimbulkan sedikit perubahan. Oleh karena itu, struktur molekul dipengaruhi
oleh bentuk orbital kulit terluar atom pusat. Sebagai contoh: sesuai dengan orbital
atom pusatnya, seharusnya molekul BeF2BF3, dan NH3 mempunyai sudut ikatan
FBeF = FBe = HNH = 90o. Akan tetapi setelah di buat orbital-orbitalnya, ternyata
sudut FBeF = 90o, FBe = 120, HNH = 109.5o dengan panjang semua ikatan
masing-masing sama. Sehingga kita dapat menyimpulkan bahwa struktur molekul
tidak selalu sama dengan bentuk orbital atom pusat.
Dalam struktur molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Teori ini
menyatakan bahwa ikatan antar atom terjadi dengan cara saling bertindihan dari
orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus
mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan. Pertindihan antara dua sub
kulit s tidak kuat, oleh karena distribusi muatan yang berbentuk bola, oleh sebab
itu pada umumnya ikatan s - s relatif lemah.
Sub kulit "p" dapat bertindih dengan sub kulit "s" atau sub kulit "p"
lainnya, ikatannya relatif lebih kuat, hal ini dikarenakan sub kulit "p"
terkonsentrasi pada arah tertentu.
Parameter di dalam menentukan struktur molekul menggunakan proses
hibridasi yaitu proses penggabungan beberapa orbital suatu atom dan kemudian di
tata ulang sehingga menghasilkan orbital baru yang ekuivalen dalam molekul.
BAB III
Sistem Periodik / Tabel Berkala
48
III.1 Struktur, Pengaturan Elektron Valensi
Elektron valensi ialah elektron terluar dari sebuah konfigurasi elektron
suatu atom yang menpunyai peran dalam pembentukan suatu ikatan kimia.
contoh: 11Na
konfigurasi elektron= 1s2 2s2 2p6 3s1
3s1 merupakan elektron valensi
Elektron valensi menentukan golongan suatu unsur, sehingga unsur-unsur
yang memiliki elektron valensi yang sama akan terletak dalam golongan yang
sama dalam sistem periodik unsur. Penentuan jenis golongan berdasarkan elektron
valensinya akan disajikan secara sederhana dalam tabel di bawah ini.
Golongan Utama Elekron Valensi Golongan
Tambahan
Elekron Valensi
IA ns1 IIIB ( n-1 )d1 ns2
IIA ns2 IVB ( n-1 )d2 ns2
IIIA ns2 np1 VB ( n-1 )d3 ns2
IVA ns2 np2 VIB ( n-1 )d5 ns1
VA ns2 np3 VIIB ( n-1 )d5 ns2
VIA ns2 np4 VIIIB ( n-1 )d6,7,8 ns2
VIIA ns2 np5 IB ( n-1 )d10 ns1
VIIIA ns2 np6 IIB ( n-1 )d10 ns2
Khusus untuk konfigurasi elektron;
4f = golongan lantanida
5f = golongan aktinida
III.2 Kecenderungan Berkala yang Penting dan Sifat-Sifat
Berkala Dalam Golongan dan Periode
49
III.2.1 Energi Ionisasi
Energi ionisasi adalah besarnya energi yang diperlukan oleh suatu atom /
ion untuk melepaskan sebuah elektron yang terikat paling luar. Secara periodik
ternyata energi ionisasi bagi unsur-unsur yang segolongan, makin ke bawah
(semakin besar nomor atom) energi ionisasinya makin kecil. Hal ini karena
makin ke bawah jari-jari atom makin besar sehingga kulit elektron terluar makin
besar. Akibatnya, elektron yang terikat paling luar makin lemah, atau mudah
untuk melepaskan elektron, atau untuk melepaskan elektronnya memerlukan
energi yang kecil.
Dalam suatu golongan sifat energi ionisasi:
Makin ke atas makin besar ↑
Makin ke bawah makin kecil ↓
Dalam suatu periode makin besar nomor atom (makin ke kanan) maka
energi energi ionisasi makin besar. Hal ini terjadi karena dalam kulit yang sama,
nomor atom makin besar, berarti jumlah elektron valensi makin banyak. Begitu
juga jumlah proton dalam intinya makin banyak, sehingga terjadi tarik-menarik
gaya elektrostatik yang makin kuat. Akibatnya, untuk melepaskan elektron
diperlukan energi yang besar. Jadi, dalam satu periode energi ionisasi makin ke
kanan makin besar.
Sifat energi ionisasi dalam satu periode:
Makin ke kanan makin besar →
Makin ke kiri makin kecil ←
Sedangkan untuk energi ionisasi kedua ialah energi yang dibutuhkan
untuk melepaskan satu buah elektron setelah satu elektron sebelumnya telah
dilepas dengan energi ionisasi pertama. Energi ionisasi kedua ini kemudian
dijumlahkan dengan energi ionisasi pertama sehingga menjadi energi ionisasi
total.
III.2.2 Afinitas Elektron
50
Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan oleh suatu atom
pada saat menerima sebuah elektron. Jika energi ionisasi dapat ditentukan secara
teliti dengan eksperimen, maka afinitas elektron tidak dapat dilakukan secara
langsung karena hasilnya kurang teliti. Secara periodik ternyata afinitas elektron
bagi unsur-unsur segolongan makin ke bawah makin kecil. Hal ini disebabkan
makin ke bawah jari-jari atom makin besar, sehingga tarikan elektron keluar ke
inti makin lemah dan makin sulit menerima elektron.
Afinitas elektron dalam satu golongan: makin ke bawah makin kecil,
makin ke atas makin besar.
Untuk unsur-unsur satu periode, makin ke kanan afinitas elektron makin
besar. Hal ini karena makin ke kanan elektron valensi makin mendekati
konfigurasi elektron yang stabil (gas mulia), sehingga makin mudah menerima
elektron. Atau karena jari-jari atom makin kecil sehingga tarikan elektron terluar
ke inti makin kuat dan makin mudah menerima elektron. Afinitas elektron dalam
satu periode: makin ke kanan makin besar, makin ke kiri makin kecil.
III.2.3 Keelektronegatifan
Keelektronegatifan adalah besaran tendensi( besaran kecenderungan/
besaran kemampuan) suatu atom untuk menerima sebuah elektron dalam
pembentukan molekul. Harga keelekrtonegatifan tidak mempunyai satuan karena
hanya merupakan besaran perbandingan atom yang satu dengan atom yang lain.
Harga perbandingan tersebut digunakan dalam pembentukan suatu molekul untuk
menentukan tanda bilangan oksidasi. Jadi, atom yang mempunyai
keelektronegatifan besar berarti mempunyai kemampuan besar untuk menerima
elektron( cenderung menerima elektron) maka biloksnya negatif. Sebaliknya,
atom yang mempunyai keelektronegatifan kecil maka biloksnya positif.
III.3 Jari-jari kovalen atom-atom dan ion-ion berdasarkan
nomor atom
51
Perbedaan inti dan jumlah elektron akan mengakibatkan ukuran atom
suatu unsur berbeda dari atom lain. Ukuran itu dinyatakan dengan jari-jari atom
atau jari-jari kovalen. Menentukan jari-jari atom bebas tidak mungkin karena
orbital terluar suatu atom tidak mempunyai jarak tertentu, dan juga orbital adalah
daerah keboleh-jadian dan tidak mempunyai batas yang pasti. Oleh sebab itu
harus ditetapkan suatu definisi tentang jari-jari atom.
Jari-jari atom adalah setengah jarak antara dua atom sejenis yang terikat
dalam ikatan tunggal. Jari-jari atom unsur logam diukur dari jarak dua atom
kristal padatnya, sedangkan unsur non logam dari panjang ikatan kovalen tunggal.
Sebagai contoh klor, jari-jari dihitung dari panjang ikatan molekul Cl2 (Cl – Cl).
Panjangnya 19,8 Ǻ, maka jari-jari atom klor adalah setengahnya, yaitu 0,99 Ǻ.
Unsur dalam satu periode, mempunyai kulit yang sama, tetapi nomor atom
bertambah dari kiri ke kanan. Berarti jumlah protonnya juga bertambah, sehingga
daya tarik inti pada kulit terluar makin besar dari kiri ke kanan. Menurut hukum
coulomb, daya tarik listrik berbanding lurus dengan muatan, maka
F muatan inti x muatan eˉ
Contohnya Na dan Mg mempunyai muatan inti masing-masing 11 dan 12. Daya
tarik inti Na lebih kecil daripada inti Mg terhadap elektron kulit terluarnya.
Akibatnya, jari-jari atom Na (1,90) lebih besar dari Mg (1,6). Demikian juga
untuk unsur seperiode lainnya, yang terletak di kiri selalu lebih besar dari yang di
kanan
Dalam suatu golongan, unsur mempunyai elektron valensi sama, tetapi
jumlah kulitnya bertambah dari atas ke bawah. Akibatnya, jari jari atom
bertambah dari atas ke bawah. Contohnya Na (1,90) dan K(2,35).Dengan
demikian dapat disimpulkan secara umum bahwa
- dalam suatu periode, jari jari makin kecil dari kiri ke kanan
- dalam suatu golongan, jari-jari bertambah dari atas ke bawah
Sesuai dengan sifatnya, atom dapat menjadi ion positif atau negatif. Ion
positif terjadi apabila atom kehilangan elektron, maka jari jari ion positif lebih
kecil dari atomnya. Sedangkan Ion negatif terbentuk setelah atom menerima
52
elektron, maka jari-jari ion negatif lebih besar dari atomnya. Unsur utama (A)
umumnya mempunyai satu jenis ion yang stabil, sedangkan golongan transisi
mempunyai dua atau lebih ion yang stabil.
Jari jari atom dan ion beberapa unsur dapat dilihat pada tabel dibawah ini.
nomor simbol nama
jari-jari (pm)
Muatan ion
Jari-jari ion
kovalen
3 Li lithium 1 60 1344 Be beryllium 2 31 907 N nitrogen -3 171 758 O oxygen -2 140 739 F fluorine -1 136 7111 Na sodium 1 95 15412 Mg magnesium 2 65 13013 Al aluminium 3 50 11815 P phosphorus -3 212 10616 S sulfur -2 184 10217 Cl chlorine -1 181 9919 K potassium 1 133 19620 Ca calcium 2 99 174
26 Fe iron2 76
1263 64
27 Co cobalt2 78
1253 63
29 Cu copper1 96
1382 69
31 Ga gallium 3 62 12634 Se selenium -2 198 11635 Br bromine -1 195 11437 Rb rubidium 1 148 21138 Sr strontium 2 -113 19249 In indium 3 81 14452 Te tellurium -2 221 13553 I iodine -1 216 13355 Cs caesium 1 169 22556 Ba barium 2 135 198
53
BAB IV
Ikatan Kimia
IV.1 Ikatan Ion dan Ikatan Kovalen
1. Ikatan ion Ikatan ion adalah ikatan kimia yang terjadi karena adanya gaya elektrostatik
antara dua buah muatan yang berlawanan jenis, biasanya terjadi antara atom-atom
logam dengan atom non logam.
Ciri-ciri ikatan ion
1. Dalam keadaan gas senyawa ion tersususn dari pasangan ion
sederhana atau kelompok kecil ion.
2. Ikatan ion terbentuk karena adanya perpindahan elektron antara
sebuah atom logam dan sebuah atom bukan logam.
3. Atom bukan logam memperoleh sejumlah elektron yang cukup
untuk menghasilkan anion dengan konfigurasi elektron gas mulia
4. Satuan rumus senyawa ion adalah sekelompok terkecil ion-ion
yang bermuatan listrik.
Contoh dalam pembentukan ikatan ion adalah ikatan antara atom Na+ dengan Cl-,
pada kasus ini electron terluar dari tom Na lepas disertai dengan mengecilnya
ukuran ion tersebut. Bila atom klor yang terisolasi menerima sebuah electron tidak
akan terjadi perubahan ukuran.
2. Ikatan kovalen
Ikatan kovalen adalah ikatan yang dihasilkan dari penggunaan bersama
sepasang elektron antara atom-atom yang elektron valensinya tidak stabil.
Jenis-jenis ikatan kovalen adalah:
1. Ikatan kovalen tunggal
Ikatan kovalen ini adalah ikatan yang satu pasang elektronnya bekerjasama
membentuk suatu molekul contohnya adalah H2. Atom H hanya
mempunyai 1 elektron pada kulit terluarnya sehingga untuk mencapai
keadaan yang stabil atom H cenderung berikatan lagi dengan atom H yang
lain sehingga terbentuklah molekul H2.
54
2. Ikatan kovalen rangkap dua
Dalam ikatan ini terjadi pengguanaan bersma dua pasamg electron untuk
mencapai keadaan stabil. Contohnya adalah molekul O2 untuk membentuk
suatu molekul yang stabil atom O yang punya 6 elektron pada kulit terluar
akan mengikat sesame atom O untuk memperoleh keadaan yang stabil.
3. Ikatan kovalen rangkap tiga
Terjadi penggunaan tiga pasang electron secara bersama.
Contohnya adalah N2.
4. Ikatan kovalen koordinat
IV.2 Struktur Titik Lewis
1. Simbol atau lambang Lewis
Biasanya sangat berguna untuk menempatkan label pada kulit valensi elektron
dari atom, bila atom-atom ini bergabung membentuk ikatan kimia. Sistim untuk
melengkapinya diperkenalkan oleh Gilbert N. Lewis (1875-1946), seorang ahli
kimia Amerika yang sangat terkenal. Sistim yang menggunakan tanda khusus ini
disebut Simbol Lewis.
Untuk menyusun simbol Lewis pada suatu unsur, kita tulis simbol atomnya
dengan memberi sejumlah titik mengelilingi atomnya (atau X atau lingkaran dan
sebagainya), setiap titik mewakili satu elektron yang ada pada kulit valensi atom
tersebut. Misalnya hidrogen, yang mempunyai satu elektron dalam kulit
valensinya, simbol Lewisnya menjadi Ho. Dengan demikian, setiap atom yang
mempunyai satu elektron pada kulit terluarnya mempunyai simbol Lewis yang
sama. Kesamaan simbol ini termasuk setiap unsur yang ada pada Golongan IA
dari susunan berkala, jadi unsur H, Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr mempunyai simbol
Lewis yang dapat ditulis secara umum Xo(dimana X=Li, Na, dan seterusnya).
Pada umumnya simbol Lewis untuk menggambarkan unsur dapat dilihat pada
55
Tabel di bawah ini.
Simbol Lewis untuk unsur Golongan A
Golongan IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA O
Simbol
Pada umumnya jumlah elektron valensi suatu atom dari unsur tertentu sama
dengan nomor golongan. Oleh sebab itu, dapat kita lihat bahwa nomor golongan
juga sama dengan jumlah titik pada simbol Lewis. Hal ini berguna untuk
mengingatnya, karena menuliskan simbol Lewis untuk suatu unsure sangat
sederhana. perhatikan tabel di atas, jumlah elektron yang tidak berpasangan untuk
atom-atom dalam golongan IIA, IIIA, dan IVA tidak mengikuti perkiraan yang
akan kita tulis untuk konfigurasi elektronnya. Simbol Lewis ditulis dengan cara
seperti ini, hanya untuk atom-atom yang membentuk ikatan, atom- atom ini
berlaku seolah-olah mempunyai sejumlah elektron yang tidak berpasangan yang
dapat dilihat pada simbol Lewis.
Contoh:
Bagaimana simbol untuk unsur oksigen, flour, dan natrium?
Jawab:
Oksigen berada pada Golongan VIA dan mempunyai enam elektron valensi.
Fluor berada pada Golongan VIIA dan mempunyai tujuh elektron valensi.
Natrium berada pada Golongan IA dan mempunyai satu elektron valensi.
56
Lihat gambar di bawah ini!
2. Struktur Lewis
Simbol Lewis digunakan untuk menggambarkan ikatan kimia antara atom.
Rumus kimia / formula yang kita tulis menggunakan simbol Lewis disebut
struktur Lewis atau formula titik elektron. Formula ini sangat berguna unutk
memperlihatkan ikatan kovalen, tetapi formula ini juga dapat digunakan pada
diagram untuk memperlihatkan apa yang terjadi bila atom bergabung membentuk
senyawa ion. Misalnya reaksi antara atom litium dengan fluor dapat dilihat
sebagai berikut:
Tanda kurung pada flour di sebelah kanan digunakan untuk menunjukan
keempat pasang elektronnya merupakan sifat khusus ion flourida. Perhatikan
dengan memindahkan satu elektron dari litium ke fluor, kulit valensi litium
57
kosong dan ion fluoride diakhiri dengan simbol Lewis yang sama dengan gas
mulia. Dengan cara yang sama kita dapat juga membuat diagram reaksi
pembentukan CaCl2.
Menggambar Struktur Lewis
Struktur Lewis untuk molekul yang mempunyai ikatan kovalen dan ion
poliatom (yang menjadi satu oleh ikatan kovalen juga) sangat berguna. Alasannya
adalah struktur ini memudahkan kita menduga bentuk molekul dan ion poliatom.
Oleh sebab itu kita sebaiknya mempelajari bagaimana menggambarkannya.
Langkah pertama untuk menggambarkan struktur Lewis adalah menentukan
atom yang mana yang saling melekat. Misalnya dalam CO2, kita harus tahu bahwa
ada dua atom O yang terikat dalam atom C dan molekul tersebut tidak mempunyai
struktur seperti O-O-C. satu-satunya cara agar yakin, tentunya adalah dengan cara
memperoleh informasi mengenai struktur dengan eksperimen dan hal inilah yang
dikerjakan ahli kimia bila senyawa baru ditemukan.
Meskipun tidak ada data struktur yang konkrit, penyusunan atom kadang-
kadang tidak dapat mengambil kesimpulan dari jenis formula. Dalam molekul
biner yang sederhana dan ion poliatom, misalnya CO2 atau CO32-, atom pusat
biasanya muncul mula-mula dalam formula. Misalnya karbon adalah atom pusat
baik dalam CO2 maupun CO32-. Secara umum hal ini juga berlaku untuk NH3,
NO2, NO3-, SO3, SO4
2-. Tetapi sayangnya, hal ini tidak berlaku untuk H2O dan
H2S (dimana kenyataanya atom H terikat kepada O dan S). Tetapi hal ini benar
untuk molekul seperti HClO (dimana O adalah atom pusat) atau ion seperti SCN-
(dimana C adalah atom pusat). Oleh sebab itu struktur tidak selalu jelas. Jika kita
harus menerka, maka penyusunan atom yang paling simetris merupakan hal yang
paling besar kemunkinan benar. Sekali kita mengetahui susunan atom dalam
molekul, maka dengan demikian kita dapat mendistribusikan elektron valensi.
58
Prosedur untuk mengerjakannya dapat diringkas menurut langkah-
langkah berikut:
(1) Hitung elektron valensi atom. Jika zat ini adalah ion, tambahkan
elektron ke setiap muatan negatif atau kurangi elektron dari setiap
muatan positif.
(2) Tempatkan satu pasang elektron dalam setiap ikatan.
(3) Lengkapi bentuk oktet dari ikatan atom ke atom pusat. (Meskipun
demikian, perhatikan bahwa kulit valensi setiap atom hidrogen
sempurna dengan hanya dua elektron).
(4) Tempatkan setiap penambahan elektron pada atom pusat dalam
pasangan.
(5) Bila atom pusat masih belum dalam bentuk oktet, maka kita harus
membentuk ikatan yang berlipat ganda agar setiap atom
mempunyai satu oktet.
Contoh-contoh:
(1) Bagaimana struktur Lewis untuk CCl4 (karbon tetraklorida)?
Penyelesaian:
Mula-mula kita butuhkan susunan atom. Rancangan rumus
bangunnya adalah
Sekarang kita hitung elektron valensinya
Karbon (golongan IVA) memberi 4e-
4e-
Klor (golongan VIIA) tiap atom memberi 7e- 28e-
Jumlah 32e-
Kita mulai mendistribusikan elektron ini dengan
menempatkan sepasang elektron pada setiap ikatan.
Hasilnya
59
Kita telah menggunakan 8e-, jadi sisa elektron yang belum
digunakan adalah 32e- - 8e- = 24e-. Sekarang kita selesaikan
kulit valensi atom Cl
Semua sudah digunakan, tidak ada sisa. Setiap atom sudah
mempunyai oktet dan oleh sebab itu kita dapat berhenti
mengerjakannya. Bentuk ini adalah struktur Lewis untuk
CCl4.
(2) Gambarkan rumus bangun titik elektron untuk gas hidrogen sianida
yang beracun, HCN (C merupakan atom pusat).
Penyelesaian:
Ada 10 elektron valensi yang dapat didistribusikan (1 dari
H, 4 dari C, 5 dari N). Mula-mula kita tempatkan sepasang
pada setiap ikatan.
Jumlahnya 4 elektron. Setelah kita kurangi sisanya 6
elektron, kita hanya ingat bahwa kulit valensi H hanya
dapat memegang 2 elektron. Tidak ada elektron lagi yang
dapat ditempatkan disekeliling H, karena sudah punya 2.
Dengan menyelesaikan bentuk oktet nitrogen, hasilnya
menjadi
60
Sekali lagi atom pusat tidak mempunyai oktet. Jadi struktur
ini dapat dikoreksi menjadi senagai berikut
Molekul HCN mengandung ikatan rangkap tiga.
IV.3 Ikatan Ganda
Sebelum membahas ikatan ganda, akan disinggung terlebih dahulu
mengenai ikatan kovalen. Ikatan kovalen adalah ikatan yang dihasilkan dengan
dipersekutukannya satu, dua atau lebih pasang elektron valensi oleh dan antara
dua atom. Ikatan kovalen terjadi karena adanya pemakaian bersama elektron dari
atom-atom yang membentuk ikatan. Pada umumnya ikatan kovalen terjadi antara
atom-atom bukan logam yang mempunyai perbedaan elektronegativitas rendah
atau nol. Seperti misalnya : H2, CH4, Cl2, N2, C6H6, HCl dan sebagainya. Jika
dilihat dari jumlah elektron yang berpasangan, ikatan kovalen ini dapat
digolongkan menjadi dua, yaitu, ikatan tunggal dan ikatan ganda atau ikatan
61
rangkap. Perlu diketahui ikatan tunggal adalah ikatan kovalen yang terdiri dari
sepasang elektron saja.
Ikatan ganda
Di bidang kimia, ikatan ganda atau ikatan rangkap merupakan ikatan
kovalen antara dua atom yang melibatkan dua atau lebih pasang elektron.
Akibatnya, kedua atom terikat sangat kuat. Di samping ikatan tunggal antara
atom-atom lazim dijumpai ikatan ganda. Misalnya dalam beberapa senyawa
terdapat ikatan rangkap, dimana dua atom menggunakan secara bersama-sama dua
pasang elektron.
Ikatan ganda pada senyawa-senyawa organik memiliki peran penting
dalam menentukan karakteristik kimiawinya. Kehadiran ikatan ganda antara dua
atom karbon penyusun suatu hidrokarbon menyebabkan molekul kehilangan
kemampuan "berpilin" dan memunculkan dua alternatif susunan molekul.
Karakteristik kimiawi dua alternatif ini dapat berbeda.
Contoh ikatan ganda
a. Ikatan rangkap dua (Ganda-dua)
Yaitu ikatan kovalen dimana dua atom menggunakan bersama-sama dua
pasang elektron. Beberapa molekul yang cukup dikenal memiliki ikatan rangkap
dua yaitu O2, CO2, dan etilena (C2H4).
Struktur Lewis
O2 : O = O
CO2 : O = C = O
CH4 : H2 – C = C – H2
b. Ikatan Ganda-tiga
Yaitu ikatan kovalen dimana dua atom menggunakan bersama-sama tiga
pasang elektron. Beberapa molekul yang cukup dikenal memiliki ikatan ganda
tiga adalah N2 dan asetilena (C2H2).
Struktur Lewis
N2 : N ≡ N
C2H2 : H – C ≡ C – H
62
IV.4 Pengecualian Aturan Oktet
Spesies Elektron ganjil. Jika jumlah elektron valensi di dalam struktur
Lewis adalah ganjil. Maka ada 2 kesimpulan tentang strukturnya :
1. paling sedikit ada satu elektron yang tidak berpasangan.
2. paling sedikit ada satu atom yang tidak mempunyai konfigurasi elektron
oktet.
Ambil contoh molekul NO2. jumlah elektron valensi NO2 adalah 17. struktur
elektron harus disemaikan dengan jumlah electron tersebut.
Karena ada sebuah elektron yang tidak berpasangan, maka spesies berelektron
ganjil bersifat paramagnetik. NO2 bersifat paramagnetik, demikian pula NO.
Dengan demikian, dalam molekul dengan jumlah elektron genap, diharapkan
semua elektronnya berpasangan dan bersifat diamagnetik. Tetapi molekul O2
dengan 12 elektron valensi bersifat paramagnetik. Molekul O2 harus mempunyai
elektron yang tidak berpasangan. Inilah sebabnya kenapa struktur yang
kelihatannya memenuhi kriteria struktur Lewis O2 dikatakan tidak benar. Dalam
struktur tersebut, semua elektron berpasangan. Percobaan menunjukkan bahwa
ikatan dalam O2 mempunyai beberapa ikatan ganda. Tidak ada struktur Lewis
yang dapat di tulis untuk O2.
Oktet Tak Lengkap. Kita telah membahas struktur Lewis yang satu atau
lebih atomnya tidak mempunyai konfigurasi elektron oktet pada kulit terluarnya,
dan ini digunakan sebagai dasar untuk menolak suatu struktur. Tetapi ada kalanya
suatu struktur yang konfigurasi oktetnya tidak lengkap tetapi dibenarkan .
Oktet berkembang. Fosfor dapat membentuk dua senyawa klorida, PCl3
dan PCl5. pembentukan ikatan kovalen dalam PCl3 memenuhi kriteria dasar
63
struktur Lewis, yaitu semua atom memperoleh konfigurasi oktet pada kulit terluar.
Dalam PCl5, karena lima atom Cl terikat langsung pada atom pusat P. Oktet telah
“berkembang” menjadi 10 elektron. Dalam molekul SF6 oktet berkembang
menjadi 12. keadaannya dapat digambarkan sebagai berikut.
64
Di atas dapat terlihat bahwa bila sebuah atom memperoleh konfigurasi
elektron oktet, maka subkulit s dan p dari kulit elektron terluar akan terisi.
Perkembangan menjadi 10 atau 12 elektron memerlukan orbital tambahan.
IV.5 Struktur-struktur Resonansi
Seperti yang telah kita pelajari dalam tata cara penggambaran struktur
Lewis, untuk ion NO2- akan diperoleh gambar struktur ion tersebut seperti gambar
di bawah ini.
Jika kita meninjau struktur ikatan ini berdasarkan sifatnya, ikatan tunggal
dan ikatan rangkap mempunyai sifat yang berbeda dalam panjang ikatan, energi
ikatan, dan frekuensi getaran rata-rata (dalam struktur Lewis dikatakan bahwa
suatu ikatan yang lebih pendek mempunyai frekuensi getaran yang lebih kuat).
Tetapi anehnya, semua penelitian membuktikan bahwa kedua ikatan nitrogen-
oksigen dalam struktur Lewis di atas mempunyai sifat yang sama. Hal ini
disebabkan karena kedua ikatan tersebut mempunyai sifat ditengah antara apa
yang diharapkan untuk ikatan N-O yang tunggal dan ikatan N-O yang rangkap.
Jadi sepertinya ada kesalahan dalam pembuatan struktur Lewis ion NO2- tersebut.
Jika seandainya kita mencoba memperbaiki srtukur Lewis Ion tersebut
dengan membagi salah satu pasangan elektron dalam ikatan rangkap, satu elektron
pada setiap ikatan, namun hal ini tidak berhasil karena dalam ketentuan elektron
65
yang tidak berpasangan dalam ion tidak ada. Menurut penelitian juga dibuktikan
bahwa ion NO2- bersifat diamagnetik yang berarti semua ikatan berpasangan.
Cara kita menangani masalah ini adalah sebagi berikut. Bila kita
menggambarkan struktur Lewis untuk ion NO2- , kita akan mendapatkan keadaan
ini berdasarkan struktur Lewis.
Namun kita mengetahui bahwa nitrogen mempunyai elektron kurang dari
satu oktet, jadi perlu disusun ikatan rangkap pada strukturnya. Sehingga kita
mempunyai dua pilihan gambaran struktur yang bisa digambarkan secara
sekaligus seperti gambar dibawah ini.
Walaupun para ahli menemukan bahwa tidak ada yang memuaskan dari
kedua struktur tersebut, namun mereka sepakat menggunakan kedua struktur
tersebut secara bersamaan untuk menunjukkan struktur yang sebenarnya dari ion.
Pemecahan masalah inilah yang disebut dengan resonansi. Meskipun struktur dari
ion yang sebenarnya bukanlah seperti struktur yang tergambar, namun strukur ion
yang sebenarnya berada diantara kedua struktur tersebut dan memiliki sifat
struktur itu. Struktur yang sebenarnya ini, yang tidak dapat digambarkan dengan
tepat menurut ketentuan Lewis inilah yang disebut dengan ”hibrida resonansi”
dan kedua struktur yang dapat digambarkan disebut denagn struktur resonansi
(constribution structure).
Sifat ikatan hibrida resonansi berada diantara sifat ikatan struktur
konstribusi. Dalam NO2- misalnya, panjang ikatan sebenarnya dan energi ikatan
terletak antara ikatan tunggal dan ikatan rangkap. Sifat ini bisa ditentukan dengan
menghitung orde ikatan N-O rata-rata, yaitu dengan cara menghitung jumlah total
ikatan diantara nitrogen dari salah satu dari oksigen dalam semua struktur
66
resonansi dan kemudian jumlah total ini dibagi dengan jumlah total struktur
resonansi. Seperti yang ditunjukkan pada gambar berikut.
Penggunaan struktur resonansi ini merupakan kekurangmampuan dalam
menggambarkan sifat ”diantara” dari ion NO2- dalam struktur Lewis, karena pada
kenyataan nya tidak mungkin ion NO2- mempunyai dua struktur sekaligus dalam
satu ion. Kadang dibutuhkan tiga atau lebih struktur resonansi dalam
menerangkan molekul dan ion. Misalnya dalam menggambarkan struktur Lewis
ion NO3- , kita punya tiga pilihan penggambaran struktur resonansi.
Dalam struktur yang sebenarnya, kita dapatkan orde ikatan rata-rata = 4/3
yang setiap strukturnya mempunyai ikatan N-O.
Modifikasi Struktur Lewis Untuk Hibrida Resonansi
Dalam hibrida resonansi telah dibahas bahwa resonansi mendistribusikan
kepadatan elektron tambahan kesetiap ikatan dalam molekul tersebut. Dalam ion
NO2- misalnya, setengah ikatan yang sama ditambahkan kesetiap ikatan tunggal N-
O. Begitu juga dalam ion NO3-, sepertiga dari ikatan ditambahkan kesetiap ikatan
tunggal N-O. Dalam penggambaran struktur tunggal untuk molekul ini, pecahan
67
ikatan kadang-kadang digambarkan dalam bentuk garis-garis patah. Jadi untuk ion
NO2- dan NO3
- didapatkan gambar seperti ini.
Salah satu konsekuensi dari resonansi ialah molekul resonansi lebih stabil
dan lebih kuat dari pada molekul struktur Lewis. Misalnya, telah dihitung panas
baku (secara teoritis) pembentukan salah satu struktur resonansi C6H6 adalah +230
kJ/mol. Meskipun demikian panas baku yang diukur pada pembentukan benzen
(C6H6) adalah +84 kJ/mol, yang berarti molekul sebenarnya lebih stabil dari setiap
struktur konstribusi yang besarnya +146 kJ/mol. Energi yang ekstra rendah dari
molekul ini disebut dengan energi resonansi.
IV.6 Muatan Formal
Konsep muatan formal membantu kita memilih struktur mana yang lebih
baik apabila terdapat lebih dari satu struktur yang memenuhi kaidah oktet.
Muatan farmal dihitung untuk setiap atom dalam molekul meskipun tidak tidak
menyatakn muatan yang sesungguhnya pada atom tersebut. Muatan formal
dihitung dengan persamaan sebagai berikut:
Σ elektron terluar - Σ elektron bebas atom – ½ (Σ elektron yang berikatan dengan
atom)
Contoh: H
| .. .. H― N ― O : H―N― O― H
| ¨ | ¨ H H Struktur 1 Struktur 2 H = 1 - 0 - ½ ( 2 ) = 0 H = 1 - 0 - ½ ( 2 ) = 0
N = 5 - 0 - ½ ( 8 ) = +1 N = 5 – 2 - ½ (6 ) = 0O = 6 - 6 - ½ ( 2 ) = -1 O = 6 – 4 - ½ ( 4 ) = 0
68
Oleh karena struktur ( 2 ) memiliki muatan formal nol pada setiap
atomnya, maka diramalkan bahwa strukur ( 2 ) adalah struktur terbaik, sesuai
dengan struktur hidroksilamina yang sesungguhnya. Rumus kimia hidroksilamina
biasanya ditulis sebagai NH2OH. Ditinjau dari prinsip muatan formal dimana
struktur sedapat mungkin menghindari muatan formal yang besar. Khususnya,
struktur yang harus dihindari ialah muatan formal besar yang tandanya sama yang
terletak pada dua atom yang berdampingan.
IV.7 Geometri VSEPR
Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) menyatakan bahwa
baik pasangan elektron dalam ikatan maupun pasangan elektron yang tidak
dipakai bersama (yaitu pasangan elektron mandiri) saling tolak. Pasangan elektron
cenderung berjauhan satu sama lain. Atau menurut asas larangan pauli, jika
sepasang elektron menempati sebuah orbital, maka elektron lain bagaimanapun
rotasinya, tidak dapat berdekatan, tidak dapat berdekatan dengan pasangan
tersebut.
Dalam molekul NH3 dan H2O, atom pusatnya dikelilingi oleh empat
pasang elektron, tetapi kedua molekul itu tidak berbentuk tetrahedral. Teori
VSEPR memang hanya meramalkan sebaran pasangan elektron, tetapi bentuk
geometris molekul ditentukan oleh gambar geometris yang dihasilkan dengan
menghubungkan inti-inti atom dengan garis lurus.
Dalam molekul NH3 hanya tiga pasang elektron yang merupakan pasangan
pembentuk ikatan dan pasangan elektron keempat adalah pasangan bukan ikatan
atau pasangan mandiri. Gambar geometris yang diperoleh dengan menghubungka
inti atom H dengan inti atom N tidak merupakan tetrahedron, tetapi sebuah
piramida (disebut piramida trigonal). Piramida tersebut mempunyai atom-atom H
pada bidang dasar dan sebuah atom N diatasnya.
Dalam molekul H2O, dua dari empat pasang elektron di sekeliling atom O
adalah pasangan pembentuk ikatan dan dua pasang lagi pasangan mandiri.
69
Gambar geometris yang diperoleh dengan menghubungkan inti dari dua atom H
dengan inti atom O merupakan sebuah bidang datar (planar). Dapat dikatakan
bahwa molekul tersbut membentuk huruf V.
Sudut ikatan yang dibentuk oleh sebaran tetrahedral dari pasangan
elektron adalah 109,50. sudut ikatan dalam NH3 dan H2O sedikit lebih kecil, yaitu
1070 untuk ikatan H-N-H dan 104.50 untuk H-O-H. perbedaan sudut ini dapat
diterangkan dengan menganggap bahwa awan muatan dari pasangan elektron
mandiri menempati ruang lebih besar, sehingga pasangan elektron ikatan menjadi
lebih dekat satu sama lain, akibatnya sudut ikatan menjadi lebih kecil. Dalam
molekul H2O, dengan dua pasang elektron mandiri, pengaruhnya lebih besar lagi.
Ramalan struktur didasarkan pada pengandaian berikut:
1. Bila tak ada pasangan menyendiri dalam kulit valensi (dari) atom pusat
penataan geometrik pasangan elektron kulit valensi akan identik dengan
geometri molekul.
2. Bila terdapat pasangan menyendiri, umumnya mungkin untuk meramalkan
bentuk yang benar (dari) sebuah molekul dengan memperhitungkan selisih
energi tolakan antaa pasangan ikatan dan pasangan menyenndiri.
3. Bila terdapat lebih dari delapan elektron dalam kulit valensi atom sentral,
dan terdapat satu pasangan menyendiri atau lebih, maka pasangan-
pasangan menyendiri itu selalu mengambil posisi yang akan
meminimalkan antaraksi 900.
IV.8 Ikatan-ikatan Kovalen Polar dan Momen Dipol
Distribusi elektron dalam molekul (H2) dan hidrogen klorida (HCl)
diberikan pada gambar di bawah. Dalam molekul H2, awan elektron tersebar
merata, pasangan elektron ikatan ditarik sama kuat oleh kedua atom H yang
berikatan. Dalam molekul HCl, awan elektron lebih terkonsentrasi di sekitar atom
Cl, pasangan elektron ikatan ditarik lebih kuat oleh atom Cl. Hal itu terjadi karena
Cl mempunyai keelektronegatifan (daya tarik elektron) yang lebih besar daripada
H (keeelktronegatifan H=2,1; Cl=3,0). Jadi, perbedaan keelektronegatifan
menyebabkan molekul mengalami polarisasi (pengkutuban), atom yang yang
lebih elektronegatif menjadi relatif negatif (pol negatif) sedangkan atom yang
70
kurang elektronegatif menjadi relatif positif (pol positif). Dalam molekul HCl, pol
negatif terletak pada atom Cl, sedangakan pol positif pada atom H. Molekul
seperti itu kita sebut bersifat polar (dwi kutub). Sementara itu, molekul yang awan
elektronnya tersebar hohmogen bersifat nonpolar.
Selain perbedaan keelektronegatifan, kepolaran bagi molekul-molekul
poliatom juga ditentukan oleh geometri molekul (susunan ruang atom-atom dalam
molekul). Walupun ikatan bersifat polar (ada perbedaaan keelektronegatifan di
antara atom-atom penyusun molekul), jika molekul bersifat simetris maka secara
keseluruhan molekul bersifat nonpolar. Perhatikan beberapa molekul berikut.
H2O (bengkok) BeCl2 (linear) NH3 (piramida) BCl3 (segitiga
planar).
Molekul H2O dan NH3 bersifat polar karena ikatan O-H maupun H-H
bersifat polar (ada perbedaaan keelektronegatifan) dan bentuk molekul tidak
simetris. Awan elektron tidak tersebar merata. Dalam molekul H2O, pusat muatan
(pol) negatif terletak pada atom O, sedangkan pol positif terletak di antara kedua
atom H. Dalam molekul NH3, pol negatif terletak pada atom N (puncak piramida),
sedangkan pol positif terletak pada bidang alasnya. Bagaimana halnya dengan
molekul BeCl2 dan BCl3? Walaupun ada perbedaan keelektronegatifan antara Be
dan B dengan Cl tetapi molekul BeCl2 dan BCl3 bersifat nonpolar karena
molekulnya simetris, awan elektron tersebar merata. Kita tidak dapat mengatakan
71
sisi sebelah mana lebih positif dan sisi sebelah mana lebih negatif dari kedua
molekul (BeCl2 atau BCl3) itu bukan?
Kepolaran dinyatakan dengan momen dipol (µ), yang nilainya merupakan
hasil kali antara selisih muatan (Q) dengan jarak (r) antar dipolnya:
Satuan momen dipol adalah debye (D)
1 D = 3,33 X 10-30
Momen dipol dari senyawa hidrogen halida diberikan pada tebel di bawah ini.
SENYAWA PERBEDAAN
KEELEKTRONEGATIFAN
MOMEN DIPOL (D)
HF 1,8 1,91
HCl 1,0 1,03
HBr 0,8 0,79
HI 0,5 0,38
Polar atau tidaknya suatu senyawa dapat ditunjukkan melalui percobaan.
Senyawa yang bersifat polar dipengaruhi oleh medan magnet sedangkan senyawa
yang non polar tidak.
72
µ = Q X r
Bab V
Keadaan Zat Gas dan Cair
V. 1 Teori Kinetik Molekul Gas Ideal
Gas ideal adalah gas yang memenuhi persamaan umum pA = nRT. Bila
ditunjukkan dengan menggunakan grafik pV/nT terhadap p dari beberapa gas
nyata, yang diperoleh dari hasil percobaan tampak bahwa pada tekanan yang
cukup rendah (<5 atm), gas nyata hanya berbeda sedikit dari gas ideal. Jadi
persamaan pV = nRT (yang akan dijelaskan kemudian) cukup berguna untuk
mengambarkan sifat-sifat gas nyata untuk tekanan yang cukup rendah. Dari
eksperimen memperlihatkan bahwa, pada kerapatan yang cukup rendah, R
mempunyai nilai yang sama untuk semua gas, yakni: R = 8,314 J / mol atau R =
1,986 kal / mol K. R dinamakan konstanta gas universal (universal gas constant).
Maka kita dapat menuliskan persamaan pV = nRT. Pada tekanan yang lebih tinggi
diperlukan koreksi pada persamaan tersebut jika akan diterapkan untuk gas nyata.
Dari segi pandang mikroskopik maka kita mendefinisikan suatu gas ideal
dengan membuat anggapan-anggapan berikut, dan tugas kita adalah memakaikan
hukum-hukum mekanika klasik secara statistik kepada atom-atom gas dan
memperlihatkan bahwa definisi mikroskopik kita adalah sesuai (konsisten) dengan
definisi makroskopik.
1. Suatu gas terdiri dari partikel-partikel , yang dinamakan molekul-molekul.
Bergantung pada gas tersebut, maka setiap molekul a terdiri dari sebuah
73
atom atau sekelompok atom. Jika gas tersebut adalah sebuah elemen atau
suatu persenyawaan dan berada di dalam suatu keadaaan stabil, maka kita
akan meninjau semua molekulnya sebagai molekul-molekul yang identik.
2. Molekul-molekul bergerak secara serampangan dan menuruti hukum-
hukum gerak Newton. Molekul-molekul bergerak di dalam semua arah dan
dengan berbagai laju. Di dalam menghitung sifat-sifat gerakan, maka kita
menganggap bahwa mekenika Newton dapat dipakai pada tingkat
mikroskopik. Seperti anggapan kita, maka anggapan yang satu ini akan
dapat bertahan atau gagal bergantung pada apakah hasil-hasil
eksperimental yang diramalkan oleh anggapan ini benar atau tidak.
3. Jumlah seluruh molekul adalah besar. Arah dan laju gerakan dari setiap
molekul dapat berubah secara tiba-tiba karena tumbukan dengan dinding
atau dengan molekul lain. Setiap molekul khas akan menuruti sebuah jalan
yang berliku-liku karena tumbukan-tumbukan ini. Akan tetapi, karena
banyaknya molekul maka kita menganggap bahwa jumlah besar tumbukan
yang dihasilkan akan mempertahankan distribusi kecepatan molekular
secara keseluruhan dan keserampangan gerakan.
4. Volume molekul-molekul adalah pecahan kecil yang dapat diabaikan dari
volume yang ditempati oleh gas tersebut. Walupun jumlahnya molekul
sangat banyak, namun molekul-molekul tersebut sangat kecil sekali. Kita
ketahui bahwa volume yang ditempati oleh suatu gas dapat berubah
melalui suatu jangkauan nilai yang besar dengan kesukaran yang kecil, dan
bila suatu gas mengembun maka volume yang ditempati oleh cairan
tersebut dapat beribu-ribu kali lebih kecil daripada volume yang ditempati
oleh gas. Maka, anggapan yang kita buat adalah masuk akal.
5. Tidak ada gaya-gaya yang cukup besar (appreciable forces) yang bereaksi
pada molekul-molekul kecuali selama tumbukan. Sampai taraf di mana
anggapan ini benar maka sebuah molekul akan bergerak dengan kecepatan
uniform di antara tumbukan-tumbukan. Karena kita telah menganggap
bahwa molekul-molekul mempunyai ukuran kecil, maka jarak- rata-rata di
antara molekul-molekul adalah besar dibandingkan terhadap ukuran
sebuah molekul. Maka, kita menganggap bahwa jangkauan pengaruh
74
gaya-gaya molekular tersebut dapat disamakan (dapat dibandingkan)
dengan ukuran molekular.
6. Tumbukan-tumbukan adalah elastik dan tumbukan-tumbukan yang terjadi
di dalam waktu yang sangat singkat. Tumbukan-tumbukan antara
molekul-molekul dan di antara molekul dengan dinding-dinding wadah
akan mempertahankan kekekalan momentum dan juga (kita menganggap)
akan mempertahankan kekekalan energi kinetik karena waktu tumbukan
(collision time) dapat diabaikan dibandingkan terhadap waktu yang
dihabiskan oleh sebuah molekul di antara tumbukan-tumbukan, maka
tenaga kinetik yang diubah menjadi tenaga potensial selama tumbukan
tersebut akan tersedia sekali lagi sebagai tenaga kinetik setelah waktu yang
begitu singkat sehingga kita dapat mengabaikan pertukaran tenaga ini
seluruhnya.
Teori kinetik menggunakan ide bahwa gerak molekul-molekul dalam gas
adalah penyebab timbulnya tekanan gas. Beberapa anggapan dasar yang dibuat
untuk gas ideal dan juga merupakan dari penjelasan sebelumnya adalah sebagai
berikut :
1. Gas terdiri dari molekul-molekul yang sangat banyak dan jarak pisah
antarmolekul jauh lebih besar daripada ukurannya. Ini berarti bahwa
molekul-molekul yang menempati volum dapat diabaikan dalam
wadahnya.
2. Molekul-molekul memenuhi hukum gerak Newton, tetapi secara
keseluruhan mereka bergerak lurus secara acak. Gerak secara acak
maksudnya bahwa tiap molekul dapat bergerak sama dalam setiap arah.
3. Molekul-molekul mengalami tumbukan lenting sempurna satu sama lain
dan dengan dinding wadahnya. Jadi, dalam tumbukan, energi kinetik
adalah konstan.
4. Gaya-gaya antarmolekul dapat diabaikan kecuali selama satu tumbukan
yang berlangsung sangat singkat.
5. Gas yang dipertimbangkan adalah suatu zat tunggal, sehingga semua
molekul adalah identik.
75
V. 2 Persamaan-persamaan Gas Ideal
a. Sifat Gas Umum
1. Gas mudah berubah bentuk dan volumenya.
2. Gas dapat digolongkan sebagai fluida, hanya kerapatannya jauh
lebih kecil.
b. Sifat Gas Ideal
1. Gas terdiri atas partikel-partikel dalam jumlah yang besar sekali,
yang senantiasa bergerak dengan arah sembarang dan tersebar
merata dalam ruang yang kecil.
2. Jarak antara partikel gas jauh lebih besar daripada ukuran partikel,
sehingga ukuran partikel gas dapat diabaikan.
3. Tumbukan antara partikel-partikel gas dan antara partikel dengan
dinding tempatnya adalah elastis sempurna.
4. Hukum-hukum Newton tentang gerak berlaku.
c. Persamaan Gas Ideal Dan Tekanan (P) Gas Ideal
Untuk gas ideal berlaku persamaan :
dimana:
P = tekanan gas (atmosfir)
V = volume gas (liter)
n = mol gas = N/No
N = jumlah pertikel
No = bilangan Avogadro = 6,023 x 1023/mol
R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin
K = konstanta Boltzman = 1,38 x 10-23 J/ºK
T = suhu mutlak (Kelvin)
76
P V = n R T = N K T
Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2
dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum
berikut:
1. Hukum BOYLE
”Jika suatu kuantitas dari sesuatu gas ideal (yakni kuantitas
menurut beratnya) mempunyai temperatur yang konstan, maka
hasilkali volume dan tekanannya merupakan bilangan konstan".
P 1/V ; T tetap
PV = konstan
Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan n1
= n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2
Contoh:
Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada
temperatur tersebut 0.5 mol NH3 mempunyai volume 5 liter dengan
tekanan 2 atmosfir ?
Jawab:
P1 V1 = P2 V2
2.5 = P2 . 10 P2 = 1 atmosfir
2. Hukum GAY-LUSSAC
"Volume gas-gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi
bila diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding
sebagai bilangan bulat den sederhana".
P T ; V tetap
Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2
Contoh:
Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2) jika pada kondisi
77
KonstanT
P
tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g.
Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14
Jawab:
V1/V2 = n1/n2 10/1 = (x/28) / (0.1/2) x = 14 gram
Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.
3. Hukum BOYLE-GAY LUSSAC
Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan
dengan keadaan harga n1 = n2 sehingga diperoleh persamaan:
4. Hukum AVOGADRO
"Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya
sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini
ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas
volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.
Contoh:
Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 27o C dan tekanan 1
atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)
Jawab:
85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol
Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter
Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:
P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27) V2 = 12.31 liter
P = (2N / 3V) . Ek T = 2Ek/3K
V = volume (m3)
n = jumlah molekul gas
78
P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
K = konstanta Boltzman = 1,38 x 10-23 J/ºK
No = bilangan Avogadro = 6,023 x 1023/mol
5. Hukum CHARLES
”Jika tekanan tetap (tak berubah), volume gas dengan massa tertentu,
berbanding lurus dengan temperatur mutlak”
V T ; P tetap
Energi Total (U) Dan Kecepatan (v) Gas Ideal
dengan:
Ek = energi kinetik rata-rata tiap partikel gas ideal
U = energi dalam gas ideal = energi total gas ideal
v = kecepatan rata-rata partikel gas ideal
m = massa satu mol gas
p = massa jenis gas ideal
Jadi dari persamaan gas ideal dapat diambil kesimpulan:
1. Makin tinggi temperatur gas ideal makin besar pula kecepatan
partikelnya.
2. Tekanan merupakan ukuran energi kinetik persatuan volume yang
dimiliki gas.
79
konstanT
V
Ek = 3KT/2
U = N Ek = 3NKT/2
v = (3 K T/m)
3. Temperatur merupakan ukuran rata-rata dari energi kinetik tiap
partikel gas.
4. Persamaan gas ideal (P V = nRT) berdimensi energi/usaha .
5. Energi dalam gas ideal merupakan jumlah energi kinetik seluruh
partikelnya.
V. 3 Hukum Graham untuk Efusi
3.1 DEFINISI EFUSI
Apabila suatu gas dalam satu bekas dibiarkan keluar melalui satu liang
kecil ke kawasan yang lebih rendah tekanannya, gas akan terus mengalir
sehingga tekanan di kedua kawasan sama. Proses ini dikenali sebagai
efusi.
3.1.1 Syarat:
Garis pusat molekul < daripada .
Tekanan gas mesti cukup rendah
Liang mesti cukup sempit supaya molekul-molekul
melaluinya secara individu, bukan kolektif.
3.1.2 Kadar efusi
= kadar pelanggaran molekul dengan liang
= bila molekul yang melalui liang per unit
masa
Kadar efusi = Zw A
di mana A = luas liang dan Zw = bil. molekul yang keluar m-2 s-1.
80
Dari persamaan (1) , Zw =
Kadar efusi =
Kadar efusi = = (7)
Kesimpulan: Kadar efusi berkadar songsang dengan M½ .
3.2 Hukum Graham Efusi
3.2.1 Sejarah Singkat Thomas Graham
Kadar penyebaran (defusi) gas tergantung pada kepadatan gas-gas
itu sendiri. Gas-gas ringan biasanya menyerap lebih cepat ketimbang gas-
gas padat. Teori memisahkan beberapa jenis gas itu dengan efusi itu
kemudian dikenal sebagai Hukum Graham (1833), sesuai nama
pencetusnya Thomas Graham. Pakar kimia Skotlandia kelahiran
Glasgow itu lantas menggelar penelitian lanjutan dengan mendefusi suatu
cairan ke cairan lain. Riset itu mengantarnya pada kristaloid, seperti garam
dan gula, serta koloid seperti getah Arab. Sejak itulah era baru ilmu kimia
koloida dibuka.
Graham pun dijuluki Bapak Ilmu Kimia Koloida. Ia lalu
mengembangkan teknik dialisis larutan koloid bebas pada elektrolit.
Graham juga meneliti tingkah laku senyawa-senyawa yang telah
dikristalisasi saat melalui membran. Metoda itu lalu ia gunakan untuk
memisahkan molekul-molekul berukuran besar pada senyawa yang sama.
Hingga kini metoda itu masih digunakan di banyak rumah sakit di dunia
untuk membersihkan darah pasien penyakit gagal ginjal.
Graham adalah peneliti yang brilian dan tekun di laboratorium. Sebagian
besar penelitiannya berkaitan dengan difusi gas. Pada 1868 ia menemukan
formula kimia untuk ozon (O3).
81
3.2.2 Hukum Efusi Graham
Efusi adalah proses dimana gas di bawah tekanan, berpindah
daripada satu kebuk suatu bekas kepada kebuk yang lain melalui
pembukaan yang amat kecil. Kadar efusi akan bergantung kepada
ketumpatan gas-gas yang terlibat. Gas-gas yang kurang tumpat (gas-gas
ringan) biasanya menyerap lebih cepat berbanding gas yang lebih tumpat.
Perhubungan kadar efusi dapat diungkapkan sebagai perkadaran songsang
terhadap punca kuasa dua ketumpatan gas. Kenyataan ini dikenali sebagai
Hukum Graham dan boleh disebut secara matematik,
Kadar efusi a
Kadar efusi 2 gas (A dan B) boleh dibandingkan dengan
membagikan kadar satu dengan yang satu lagi,
Dengan menggunakan persamaan keadaan gas unggul, kadar efusi
dapat dihubungkan dengan jisim molekul suatu gas. Diketahui bahawa
Bil mol (n) =
Gantikan ke dalam persamaan gas unggul, maka
Ubah suaikan persamaan dengan menyelesaikan untuk M,
82
Ketumpatan (d) bersamaan dengan jisim/isipadu, . Maka
persamaan di atas boleh ditulis sebagai,
Persamaan ini menerangkan bahwa pada sembarang suhu dan
tekanan, berat molekul gas berkadar terus terhadap ketumpatannya.
Dengan itu Hukum Graham boleh ditulis sebagai,
dimana MA dan MB adalah jisim molekul (JMR) gas A dan B masing-
masing.
Atau bisa dibilang pada T dan P yang tetap, kadar efusi berbagai-bagai
gas adalah berkadar songsang dengan punca kuasa dua ketumpatan
masing-masing.
3.2.3 Kadar efusi relatif
Pada P dan T yang tetap, M ( = PM/RT)
V. 4 Penyimpangan Gas Nyata dari Hukum Gas Ideal
83
Sejauh kita membahas tentang hukum gas, kita tidak mejumpai tanda-
tanda bahwa berbagai hukum itu tidak berlaku sama baik untuk semua jenis gas.
Sebenarnya, hukum-hukum gas hanya eksak bila diterapkan pada gas yang
disebut gas ideal. Molekul-molekul gas semacam ini tidak saling menarik,
molekul itu pun tidak memerlukan ruang dalam wadah itu (suatu situasi yang
tidak mungkin). Namun gas nyata tidak bertindak ideal sepenuhnya, artinya
adalah molekul-molekul mereka saling menarik dan memerlukan ruang. Suatu gas
tertentu makin kurang ideal bila tekanan ditingkatkan dan/atau temperatur di
turunkan.
1. JIka tekanan di perbesar, molekul suatu gas dipaksa lebih berdekatan dan
juga proporsi volume yang di tempati moekul-molekul itu sendiri menjadi
lebih besar (karena volume total mengecil).
2. JIka temperatur di turunkan, energi kinetik molekul-molekul itu
berkurang, sehingga gaya tarik-menarik menjadi lebih efektif.
Besarnya simpangan dari perilaku gas ideal bergantung juga pada macam
gas tersebut. Gas seperti hydrogen, helium, nitrogen, dan oksigen, yang
molekulnya tidak terlalu tarik menarik satu sama lain, bertindak lebih ideal pada
tekanan dan temperatur biasa, di bandingkan dengan gas seperti klor dan amonia.
Makin lebih ideal suatu gas, makin berperilaku mendekati apa yang di ramalkan
oleh hukum Boyle, hukum Charles dan hukum-hukum gas lainnya.
V. 5 Hukum Dalton
Dalam suatu campuran gas yang berlainan tiap gas melakukan sebagian
dari tekanan . Tekanan ini sama dengan tekanan yang akan dilakukan oleh gas itu,
seandainya gas itu menghuni sendirian volume campuran gas itu. Hubungan ini
dirumuskan oleh Dalton kira-kira pada tahun 1803 dan dikenal sebagai hukum
Dalton.
Tekanan total bagi satu campuran gas-gas unggul adalah jumlah tekanan
separa komponen-komponennya (dengan syarat tiada interaksi sesama gas).
84
P = PA + PB + PC + …… =
di mana P tekanan total, Pi tekanan separa, i = A, B, C, ….
Tekanan separa tekanan yang dikenakan oleh setiap gas sekiranya ia
menempati isi padu yang sama secara sendirian pada suhu yang sama.
Pi = (ni = bil. mol gas i)
Pecahan mol gas i = Xi = (nT = bil. mol total)
Contoh:
Suatu contoh hidrogen dikumpulkan dalam sebuah botol di atas air. Dengan hati-
hati, tinggi permukaan air di dalam botol diatur agar sama dengan di luar botol.
Pengukuran berikut dilakukan : volume gas 425 cm³ ; tekanan udara luar 753
mmHg ; temperatur air (dan juga gas), 34°C . Hitunglah volume hidrogen
seandainya hidrogen ini kering dan bertekanan 760 mmHg dan temperator 0°C.
Analisis : Hidrogen tercampur dalam uap air.oleh karena itu tidak seluruh 753
mmHg merupakan tekanan yang dilakukan oleh hidrogen ; sebagian kecil tekanan
itu disebabkan oleh uap air. Tekanan uap air berubah menurut temperatur.
Diketahui bahwa pada 34°C tekanan itu adalah 40 mmHg. Tekanan yang
disebabkan oleh hidrogen dapatlah sekarang digitung dengan bantuan hukum
Dalton.
P total = PH2 + PH2O atau PH2 = P total – PH2O
= 753 mmHg - 40 mmHg
= 713 mmHg
Tekanan terakhir ini merupakan tekanan yang dilakukan oleh hidrogen
sendiri, yakni tekanan yang dianggap tekanan asli untuk menghitung volume
hidrogen kering pada 0°C dan 760 mmHg :
n V T P
asli k 425 cm³ 307 K 713 mmHg
85
di ubah ke k V2 273 K 760 mmHg
Karena n konstan dapatlah digunakan persamaan
P 1 V 1 = P 2 V 2
T1 T2
Jawaban
V2 = V1 X P1/P2 X T2/P2
= 425 X 713/760 X 273/ 307
= 355 cm³
V. 6 Gaya-gaya Antarmolekul
Gaya antar molekul dapat terjadi antara molekul sejenis maupun tak
sejenis. Berdasarkan perbedaan kekuatan gaya antar molekul ini, dapat terbentuk
campuran heterogen dan homogen.
Sampel yang mempunyai komposisi dan sifat seragam secara keseluruhan
disebut satu fase. Contohnya, air pada 250C dan 1 atm terdapat dalam bentuk fase
cair tunggal. Semua sifat molekul air di dalam fase ini seragam. Bila ditambahkan
sedikit garam dapur, garam ini akan melarut dan hasilnya suatu fase cair baru
yang seragam. Komposisi dan sifat cairan yang baru ini berbeda dengan air murni.
Larutan ini merupakan suatu campuran yang homogen, karena terdiri atas dua
macam zat yang tercampur seragam. Campuran homogen ini disebut campuran.
Bila sedikit pasir (SiO2) ditambahkan ke dalam air, pasir akan mengendap
ke dasar cairan, tetap sebagai padatan yang tak larut. Campuran air-pasir ini
disebut campuran dua fase (cairan + padatan) atau campuran tidak sama, yaitu
tetap terdapat sifat air pada fase cair dan sifat pasir pada fase padatnya.
Gaya antarmolekul dalam campuran
86
Pada kasus-kasus (1) dan (2) dibawah ini, efek kalor yang terjadi dalam
pembentukan larutannya dapat dijelaskan berdasarkan proses hipotetis sebagai
berikut. Pertama, partikel-partikel pelarut dan zat terlarut masih dipisah. Pada
keadaan ini diperlukan energi. Kemudian, partikel zat pelarut dan pelarut saling
mendekat, ini berarti keduanya bercampur. Pada peristiwa pertama dibutuhkan
energi, sedangkan pada proses berikutnya energi dilepaskan. Perubahan bersih
energinya, ΔH, akan tergantung pada besarnya perubahan energi pada setiap
langkahnya.
Kasus 1
Bila gaya antarmolekul yang sejenis maupun tak sejenis kurang lebih sama
kuat, molekul-molekul dalam campuran akan berpasangan-pasangan secara acak.
Dengan demikian terbentuklah suatu campuran homogen (larutan. Kebanyakan
campuran hidrokarbon cair ternasuk kelompok ini (misalnya benzene-toluena).
Sifat larutannya dapat diramalkan dari sifat-sifat komponen pembentuknya,
dengan demikian karutan ini disebut larutan ideal.
Volume larutan ideal yang terbentuk merupakan jumlah volume
komponennya. Energi interaksi antara molekul-molekul yang serupa maupun
yang berbeda akan bernilai sama. Tidak terdapat perubahan entalpi atau efek kalor
aklibat pencampuran komponen-komponen ini (Δ H = 0). Dengan kata lain,
sewaktu larutan Ideal terbentuk, suhu tidak berubah.
Kasus 2
Bila gaya antarmolekul-molekul yang berbeda lebih besar daripada
antarmolekul yang sejenis, dapat juga terbentuk larutan. Tetapi sifat larutannya
tidak dapat diramalkan berdasarkan sifat-sifat pembentuknya. Larutan ini bersifat
non ideal. Energi yang dilepas akibat interaksi molekul yang berbeda lebih besar
dibandingkan energi yang diperlukan untuk memisahkan molekul yang sejenis.
Pada peristiwa ini energi dilepas ke sekeliling dan proses pelarutan ini bersifat
eksoterm (Δ H < O.)
Kasus 3
Bila gaya antarmolekul pada molekul yang tak sejenis jauh lebih kecil
daripada antarmolekul yang sejenis, pelarutan tidak terjadi. Kedua zat tetap
87
terpisah sebagai suatu campuran heterogen. Contohnya adalah air dan oktana
(salah satu komponen bensin). Ikatan hidrogen antarmolekul air yang polar akan
mempertahankan agar molekul-molekul air tetap berkumpul dengan sesamanya.
Sedangkan molekul oktana yang nonpolar tidak dapat menggantikan gaya tarik-
menarik antar molekul polar yang kuat, sehingga kedua jenis molekul tidak dapat
bercampur.
Bila gaya antara ion dengan dwikutub (bipolar) ini cukup kuat untuk
mengalahkan gaya tarik-menarik antara ion dalam kristal, pelarutan pun terjadi.
Lebih jauh lagi, gaya ion-dwikutub ini terdapat pula dalam larutan. Ion yang
dikelilingi oleh molekul-molekul air ini dikatakan sebagai terhidrasi. Sewaktu ion
terhidrasi, energi akan dilepaskan. Makin besar energi hidrasi yang diperlukan
agar dapat memisahkan ion-ion dari kristalnya, maka makin mudahlah peristiwa
pelarutan terjadi.
Ikatan Hidrogen
Contoh paling populer dari adanya ikatan Hidrogen adalah dalam air.
Berhubung atom oksigen lebih elektronegatif dibandingkan 2 atom hidrogen,
atom oksigen menarik elektron menjauhi atom hidrogen. Seperti telah kita
ketahui, ikatannya termasuk ikatan kovalen polar dan hasilnya adalah sebuah
dwikutub. Atom oksigen memiliki muatan negatif parsial δ- dan setiap atom
hidrogen muatan positif parsial δ+. Atom hidrogen, dengan muatan parsial
positifnya, tertarik ke pasangan elektron non-ikatan pada atom oksigen dari
molekul air tetangganya (Gambar 3.16). gaya tarik elektrostatik di antara atom
hidrogen dan atom elektronegatif disebut ikatan hidrogen. Ikatan ini jauh lebih
lemah dibandingkan ikatan kovalen. Meskipun demikian, hal ini menimbulkan
sifat air yang tidak normal.
Ikatan hidrogen sangat lazim terjadi dengan atom seperti oksigen, fluorin
dan nitrogenketiga jenis atom itu tidak saja memiliki elektronegativitas yang
tinggi tetapi juga berukuran kecil. Ikatan hidrogen tidak terjadi secara bermakna
dengan atom yang lebih besar seperti klorin dan sulfur meskipun
elektronegativitas unsur-unsur itu sebanding dengan nitrogen.
88
V. 7 Interaksi Dipol
Molekul yang mempunyai momen dipol permanen dikatakan sebagai polar.
Seperti gambar 6.
Gambar 6. Molekul diatom kovalen polar
Perhatikan bahwa anak panah yang menyatakan kepolaran digambar dari
muatan positif parsial ke muatan negatif parsial.
Perhatikan pada gambar.
Gambar 7. Molekul tri atom polar dan non polar
Arah vektor menuju ke atom yang lebih elektronegatif ujung plus
menunjukkan ke atom yang kurang elektronegatif. Gaya tarik antar dua molekul
polar disebut Gaya tarik dipol-dipol. Tarikan ini lebih kuat dari pada tarikan
antara molekul-molekul non polar. Penyusunan molekul dengan adanya interaksi
dipol-dipol ini dapat menyebabkan suatu zat berbentuk padat atau cair pada suhu
yang lebih tinggi dan yang diharapakan. Sebagai contoh, bandingkanlah normal
butana, , C4H10 dan aseton (CH3)2CO yang sama-sama mempunyai massa
89
molekul realtif =58. Normal butana yang bersifat nonpolar mempunyai titik didih
0.5 o C dan titik cair -138,3 o C o C sedangkan aseton bersifat polar mempuyai titik
didih 56.5o C dan titik cair -94.8 o C
V. 8 Gaya Dispersi London
Seorang ahli fisika dari Jerman Fritz London, tahun 1930
menguraikan terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan
sekejap atau sesaat yang kemudian dikenal Gaya London.Terjadinya tarikan antar
elektron satu molekul dan inti molekul yang lain dapat dibayangkan sebagai
akibat menggesernya posisi atau getaran (vibrasi) elektron dan inti-inti itu. Suatu
getaran dalam sebuah molekul mengimbas (menginduksi) suatu geseran elektron-
elektron suatu molekul yang disebelahnya seperti gambar di bawah ini.
Gambar 1. Diagram getaran elektron terhadap inti-inti dalam dua atom dari suatu gas
mulia.
Atom simetris (tengah bersifat non polar) punya getaran yang
mengimbas gaya tarik dipol sesaat antara atom-atom sebelahnya. Perhatikan
bahwa posisi inti tidak berubah. Bila beberapa molekul berkumpul bersama-sama
seperti dalam cair, geseran-geseran disingkronkan, sehingga terdapat suatu tarikan
90
total antara banyak molekul yang bersebelahan. Dipol-dipol ini dikatakan bersifat
sesaat, karena getaran itu milyaran kali dalam suatu detik. Pada saat berikutnya
dipol itu hilang, atau mungkin arah polaritas telah dibalik.
Gaya London ini yang menyebabkan adanya tarikan antara molekul-
molekul senyawa non polar. Molekul-molekul polar besar lebih efektif ditarik
satu sama lain daripada molekul kecil. Marilah kita bandingkan molekul metana
(CH4) dengan propana (C3H8) melalui gambar dibawah ini.
Dari gambar di atas dapat dilihat bahwa struktur molekul propana lebih
besar dari metana sehingga tarikan yang terjadi antar dua molekul Propana lebih
kuat dari padaduan molekul metana. Contoh lain yang dapat antara iod (I2) dan
flour (F2). Molekul iod dengan distribusi / penyebaran elektron yang besar dan
baur ke segala arah saling menarik lebih kuat dari pada molekul – molekul flour
yang elektronnya lebih kuat terikat.
Mudah tidaknya suatu molekul membentuk dipol sesaat disebut
polarisabilitas. Hal ini berkaitan dengan masa molekul relatif (Mr) dan bentuk
molekul. Masa molekul relatif berkaitan dengan jumlah elektron dalam molekul
maka makin mudah mengalami polarisasi sehingga makin kuat gaya Londonnya.
Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi
dibandingkan molekul yang kecil, padat dan simetris sehingga gaya London
Pentana lebih kuat dari pada 2 – Metil Butana (Neo Petana).
91
Bab VI
Kesetimbangan Fase
VI.1 Tinjauan singkat zat padat (Amorf dan Kristal)
Tiap bahan disusun oleh atom-atom. Atom-atom bergabung menjadi
molekul supaya memiliki konfigurasi elektron yang lebih stabil. Pertanyaan
selanjutnya adalah bagaimana molekul membentuk material zat padat, zat cair,
atau gas. Kita batasi pembahasan kita hanya tentang material zat padat.
Dalam keseharian dapat kita lihat bermacam-macam zat padat (buku,
kayu, logam, plastik, kain karet, beton, dan lain-lain). Setiap zat padat mempunyai
sifat mekanik yang berbeda-beda (misal: kekuatan, kekerasan, kerapatan); sifat
termal (misal: titik lebur); sifat optic (misal: spectrum emisi, atau absorpsi di
daerah spectrum elektromagnetik). Pada umumnya sifat-sifat zat padat bergantung
pada:
1. Macam atom-atom atau molekul-molekul yang menyusun meteri tersebut
2. Struktur materialnya, yaitu cara penyusunan atom-atom tersebut di dalam
material.
Berdasarkan struktur penyusunan atom-atom dalam zat padat dikenal pula
dua macam zat padat, yaitu zat padat kristal dan zat padat amorf. Molekul-
molekul dalam zat padat dapat terikat satu sama lain oleh lima jenis ikatan, yaitu
ikatan ionic, ikatan kovalen, ikatan logam, ikatan Van der Waals, atau ikatan
hydrogen. Perbedaan kelima ikatan ini terletak pada cara penyebaran elektron
valensi (electron terluar) dari atom-atom pembangun zat padat.
92
Struktur atom zat padat kristal
Struktur zat padat amorf
Sifat zat padat bergantung pada cara penyusunan atom-atom dalam zat
padat tersebut. Apabila susunan atom-atom atau molekul memiliki keteraturan
pada jarak panjang dan periode (berulang), maka zat padat tersebut disebut zat
padat kristal. Apabila susunan atom-atom atau molekul-molekul tidak teratur atau
hanya memiliki keteraturan pada jarak pendek, maka zat padat disebut zat padat
amorf.
Berdasarkan keteraturan jarak panjang susunan atom-atom atau molekul-
molekul, zat padat kristal dibagi atas :
1. zat padat kristal tunggal atau monokristal atau kristal sempurna. Jika
keteraturan jarak panjang susunan atom-atom atau molekul molekul
terdapat di seluruh zat padat. Zat padat kuarsa dan pirit (FeS2), dan zat
padat kalsit termasuk monokristal.
2. zat padat polikristal. Jika keteratuan jarak panjang susunan atom-atom atau
molekul-molekul terbatas pada daerah-daerah di dalam kristal zat padat.
Daerah-daerah dengan keteraturan jarak panjang ini disebut butiran.
Sedangkan batas-batas butiran disebut batas butiran.
Intan dan arang disusun oleh atom-atom yang sama, yaitu atom karbon,
tetapi memiliki kekerasan yang berbeda. Intan berwarna bening, sangat keras, dan
93
merupakan batu perhiasan yang mahal, sementara arang berwarna hitam, tidak
keras, mudah dibuat dan murah. Seperti yang telah diketahui bahwa sifat zat padat
bukan hanya ditentukan oleh atom-atom pembentuknya, tetapi juga ditentukan
oleh struktur kristalnya. Melalui penelitian difraksi sinar X jelas terlihat bahwa
struktur kristal intan berbeda dengan struktur kristal arang.
Atom-atom dalam kristal intan membentuk ikatan-ikatan dalam pola
tertutup ke berbagai arah. Tiap atom diikat dengan gaya ikat yang kuat oleh atom-
atom tetangga terdekatnya. Itulah sebabnya kristal intan sangat keras. Dalam
kristal arang, atom-atom disusun dalam bidang yang menyerupai lembaran-
lembaran. Ikatan antar atomnya hanya cukup kuat pada atom-atom yang berada
pada lembaran yang sama. Atom-atom antar lembaran yang berdekatan hanya
diikat oleh gaya tarik-menarik yang relatif lebih lemah. Ini menyebabkan atom-
atom pada lembaran yang satu dapat dengan mudah meluncur di atas lembaran
lainnya. Karena itu kristal arang mudah patah.
Kristal-kristal sering memiliki berbagai permukaan yang berpotongan
pada suatu bidang irisan. Bidang irisan ini dinamai muka kristal. Jadi, suatu muka
kristal adalah bidang-bidang simetri yang terdapat dalam struktur kristal itu
sendiri. Atom-atom yang terletak pada muka kristal biasanya tidak diikat dengan
kuat oleh atom-atom yang terletak pada bidang lainnya. Oleh karena itu, kristal-
kristal besar dapat dipotong dengan rapi dengan hanya memberi gaya yang relatif
kecil sepanjang arah yang sejajar dengan muka-muka kristal. Sebagai contoh,
hanya dengan satu kali ketukan dari alat pemotong intan pada muka-muka kristal
ini, maka kristal intan yang merupakan material paling keras di dunia dapat
terpotong dengan rapi (tanpa retak).
Dalam zat pada amorf, misal kaca, tidak terdapat bidang-bidang simetri
(muka-muka kristal). Oleh karena itu, kaca yang pecah akan retak dalam berbagai
arah (tidak rapi). Zat padat kristal pun dapat mengalami retakan seperti ini jika
gaya besar yang diberikan untuk memotong kristal tidak sejajar dengan muka-
muka kristal. Oleh karena itu, ahli intan harus memotong intan secara cermat agar
intan yang dipotongnya tidak retak.
94
VI.2 Perubahan Fase
VI.2.1 Karakteristik Umum Perubahan Fase
Untuk banyak zat, perubahan zat padat-cairan-padat tidak
melibatkan perubahan sifat dasar (dari) molekul-molekul yang ada.
Misalnya, dalam brom padat, molekul Br2 saling bertarikan dengan agak
efektif; dalam keadaan cair, molekul Br2 dengan bebas bergerak melewati
molekul yang lain; dan dalam keadaan gas, molekul Br2 berupa partikel
yang terpisah jauh satu sama lain, yang melenting kian kemari dengan
kecepatan tinggi dan arah acak. Gambaran ini umumnya dapat diterapkan
kepada zat-zat kovalen, meskipun terdapat banyak keruwetan. Misalnya,
dalam hal aluminium bromide, bentuk molekul yang mula-mula lepas
sebagai gas ialah Al2Br6. Pada temperatur yang lebih tinggi, molekul ini
pecah menjadi dua molekul AlBr3.
Pada temperatur yang sangat tinggi, zat padat ion dan logam
memang terurai untuk membentuk molekul sederhana, tetapi ini
merupakan keadaan yang tak lazim untuk zat-zat semacam itu. Untuk
senyawa ion dan logam, bentuk molekul yang ada dalam keadaan gas tidak
terdapat dalam fase-fase mampat. Misalnya, bila cukup dipanasi agar
menjadi gas, natriunm klorida membentuk molekul sederhana seperti
Na2Cl2 atau NaCl. Tetapi dalam zat padat NaCl, sebuah ion tertarik sama
kuat ke semua tetangga terdekatnya yang muatannya berlawanan, dengan
tak terbentuknya struktur-struktur molekul. Serupa pula, dalam bentuk gas,
molekul logam dapat terdiri dari atom-atom tunggal, ataupun beberapa
atom yang saling terikat. Tetapi dalam logam padat, tak terdapat molekul
yang terpastikan.
95
Meskipun dapat terjadi perubahan ikatan dan perubahan bentuk
molekul, bila terjadi perubahan keadaan, lazimnya suatu perubahan
keadaan dirujuk sebagai suatu perubahan fisika, bukan perubahan kimia.
Gambar 1.1 meringkaskan pelbagai perubahan fase dan nama proses itu.
Gambar 1.1 Nama perubahan fase pada air.
( Panah biru berarti perubahan endoterm,
panah merah perubahan eksoterm)
Terdapat dua konsep dasar yang harus diingat untuk memulai
mempelajari energi yang dilibatkan dalam berbagai perubahan itu.
Pertama, banyaknya energi yang dibutuhkan untuk suatu perubahan
endoterm sama dengan energi yang dibebaskan dalam perubahan eksoterm
kebalikannya. Kedua, energi total untuk suatu perubahan dari kondisi satu
ke kondisi dua, yang keduanya tertentu akan tetap sama, tak peduli jalan
yang ditempuh untuk mencapai perubahan ini. Sebagai contoh perhatikan
perubahan 1 gram es pada -20 °C menjadi 1 gram uap air pada 150 °C.
Energi yang dibutuhkan akan tetap sama apakah es itu langsung
disublimasi menjadi uap air dan kemudian uap itu dipanasi hingga
mencapai temperatur akhir, atau kah es itu dipanasi hingga melumer jadi
air, kemudian air dipanasi agar menguap menjadi kukus, yang mencapai
temperatur akhir.
VI.2.2 Kapasitas panas
Bila kalor ditambahkan kepada zat padat, cairan atau gas pada
temperatur di luar titik leleh atau titik didih, maka temperatur zat itu akan
naik.
Untuk membandingkan efek kalor pada temperatur berbagai zat,
maka dapatlah kapasitas panas zat itu diukur, yakni banyaknya kalor yang
diperlukan zat itu, dengan bobot tetentu untuk menaikkan temperatur
96
sebesar 1 °C. Makin tinggi bobot suatu benda, akan makin besar kapasitas
panasnya. Jika zat itu tepat 1 gram, maka kuantitas energi panas itu disebut
kapasitas panas per gram, kuantitas ini juga disebut kalor jenis. Misalnya,
kalor jenis( kapasitas panas per gram) es ialah 2,00 J/(g. °C). Banyaknya
kalor yang diperlukan untuk mengubah temperatur 1 mol suatu zat setinggi
1 °C disebut kapasitas molar zat.
Kapasitas molar es adalah
[2,00 J/(g. °C)].(18,0 g/mol) = 36,0 J/mol.°C
VI.2.3 Kalor Pelelehan
Jika 1 mol es pada -10 °C dipanasi dengan hati-hati, maka untuk
menaikkan temperaturnya menjadi 0 °C, akan membutuhkan kalor
sebanyak
(1 mol).(10 °C).(36,0 J/mol.°C) = 360 J
Jika ditambahkan lebih banyak kalor, maka es akan mulai mencair,
temperaturnya tidak berubah. Memang 6010 J, diperlukan untuk
mengubah 1 mol es pada 0 °C menjadi air pada 0 °C. Energi panas ini
digunakan untuk melawan sebagian gaya tari antar molekul. Banyaknya
kalor yang diperlukan untuk mengubah 1 mol suatu zat padat pada titik
lelehnya menjadi cairan pada temperatur yang sama disebut kalor
pelelehan molar. Kalor pelelehan molar sejumlah zat dipaparkan dalm
tabel 1.1.
Tabel 1.1 Kalor Pelelehan dan Penguapan Molar
ZatKalor Pelelehan Molar
(kJ/mol)Kalor Pelnguapan Molar
(kJ/mol)Amonia 5.76 23.26Benzena 9.84 30.82Brom 10.54 30Karbon dioksida 7.95 16.23aHidrogen 0.12 0.904Hidrogen Klorida 2.11 16.15Merkurium 2.3 59.15Oksigen 0.44 6.82Air 6.01 40.66
97
Banyaknya energi panas yang dibebaskan bila satu mol suatu zat
memadat, disebut kalor pembekuan molar, yang besarnya sama dengan
banyaknya kalor yang dibutuhkan bila satu mol zat padat meleleh.
Misalnya, 6,10 kJ dibebaskan ke sekitarnya bila 1 mol air membeku.
VI.2.4 Kalor Penguapan
Panas atau kalor penguapan, atau lengkapnya perubahan entalpi
penguapan standar, ΔvHo, adalah energi yang dibutuhkan untuk mengubah
suatu kuantitas zat menjadi gas. Energi ini diukur pada titik didih zat dan
walaupun nilainya biasanya dikoreksi ke 298 K, koreksi ini kecil dan
sering lebih kecil dari pada deviasi standar nilai terukur. Nilainya biasanya
dinyatakan dalam kJ/mol, walaupun bisa juga dalam kJ/kg, kkal/mol, kal/g
dan Btu/lb.
Panas penguapan dapat dipandang sebagai energi yang dibutuhkan untuk
mengatasi interaksi antarmolekul di dalam cairan (atau padatan pada
sublimasi). Karenanya, helium memiliki nilai yang sangat rendah, 0,0845
kJ/mol, karena lemahnya gaya van der Waals antar atomnya. Di sisi lain,
molekul air cair diikat oleh ikatan hidrogen yang relatif kuat, sehingga
panas penguapannya, 40,8 kJ/mol, lebih dari lima kali energi yang
dibutuhkan untuk memanaskan air dari 0 °C hingga 100 °C (cp = 75,3
J/K/mol).
Harus diperhatikan, jika menggunakan panas penguapan untuk
mengukur kekuatan gaya antarmolekul, bahwa gaya-gaya tersebut
mungkin tetap ada dalam fase gas (seperti pada kasus air), sehingga nilai
perhitungan kekuatan ikatan akan menjadi terlalu rendah. Hal ini terutama
ditemukan pada logam, yang sering membentuk molekul ikatan kovalen
dalam fase gas. Dalam kasus ini, perubahan entalpi standar atomisasi harus
digunakan untuk menemukan nilai energi ikatan yang sebenarnya.
Banyaknya kalor yang diperlukan untuk mengubah 1 mol suatu zat
cair menjadi gas pada temperatur yang sama disebut kalor penguaapn
molar. Kemudian, banyaknya energi panas yang dibebaskan bila satu mol
98
suatu zat mengembun, yang disebut kalor pengembunan molar, yang
besarnya sama dengan banyaknya kalor yang dibutuhkan bila satu mol zat
(cair) menguap. Misalnya, 40,66 kJ dibebaskan ke sekitarnya, bila 1 mol
kukus mengembun pada 100 °C.
VI.2.5 Perubahan Temperatur dan Perubahan Fase
Menurut teori molekul kinetik, dengan ditambahkan energi kalor
ke suatu zat, energi itu digunakan untuk mengalahkan gaya-gaya tarik
yang mengikat partikel-partikel. Makin tinggi temperaturnya, makin besar
energi kinetik partikel-partikel. Pada titik-titik perubahan keadaan, banyak
energi terlibat meskipun temperaturnya tetap konstan. Juga, jika perubahan
keadaan disertai dengan penambahan volume, diperlukan energi untuk
mendorong udara.
VI.2.6 Gaya Tarik dan Perubahan Fase
Gaya tarik yang mempengaruhi pelelehan dan penguapan sangat
beraneka-ragam untuk kelompok zat yang berlainan. Tiga
pengelompokkan besar zat adalah kovalen, ion dan logam. Kebanyakan
zat kovalen terdiri dari molekul-molekul yang saling berkaitan dengan
gaya yang agak lemah. Ion-ion dalam zat ion dan atom dalam logam
biasanya saling berkaitan dengan gaya yang kuat.
Karena perbedaan-perbedaan ini, zat kovalen yang membentuk
molekul-molekul tertentu cenderung memiliki titik leleh dan titik didih
rendah. Senyawa ion mempunyai titik leleh dan titik didih tinggi. Jangka
temperatur untuk logam serupa dengan untuk senyawa ion, meskipun
terdapat sejumlah pengecualian, seperti merkurium, galium, dan logam-
logam grup 1 A tabel berkala, yang mudah dilelehkan.
Sampai beberapa ratus derajat di atas temperatur kamar,
kebanyakan senyawa ion dan logam berbentuk zat padat. Dekat temperatur
kamar, senyawa kovalen dapat berbentuk padat, cairan ataupun gas,
bergantung pada kuat gaya antar molekul. Semua zat yang cair di dekat
99
temperatur kamar adalah senyawa kovalen, misalnya, air, alkoho-alkohol,
dan hasil-hasil minyak bumi.
VI.3 Diagram Fase
Hubungan antara keadaan-keadaan atau fase-fase suatu zat padat
diringkaskan dalam suatu diagram fase yang menunjukkan fase-fase apa saja yang
ada pada temperatur dan tekanan yang berlainan. Gambar 1.2.a dan 1.2.b adalah
diagram fase untuk H2O dalam suatu jangka terbatas temperatur dan tekanan.
Gambar 1.2.a
100
Gambar 1.2.b
Titik Gandatiga (Triple Point)
Titik Gandatiga merupakan titik dimana ketiga fase dapat berada dalam
kesetimbangan.
Titik Gandatiga Air
Keanekaan tekanan udara hanya sedikit sekali pengaruhnya terhadap titik
beku air maupun larutan air, baik karena perubahan larutan udara dalam air
maupun karena pengaruh tekanan pada suatu perubahan keadaan. Karena air
memuai bila membeku, maka bertambahnya tekanan cenderung menghindarkan
pembekuan. Artinya, titik beku menurun dengan bertambahnya tekanan (azas Le
Chatelier). Udara yang larut juga menurunkan titik beku. Jika hanya terdapat air
murni, kesetimbangan antara ketiga fase, padat, cair dan uap terjadi pada titik
gandatiga air, suatu titik tertentu dasar, yang dalam skala temperatur internasional
didefinisikan sebagai 273,16 K. Dengan kehadiran udara pada 1 atm, kenaikan
tekanan dari 4,58 mm (yakni tekanan uap air saja) ke 760mm menyebabkan titik
beku turun sebanyak 0,0075 °C, dan udara yang terlarut menyebabkan penurunan
tambahan sebanyak 0,0025 °C (0,0024 disebabkan oleh oksigen dan nitrogen yang
terlarut). Karena itu yang disebut titik beku normal air adalah 273,16 – (0,0075 +
0.0025) = 273,15 K = 0 °C.
Air merupakan salah satu zat murni (Zat murni adalah zat yang
mempunyai komposisi kimia yang tetap pada semua bagiannya). Air mengalami
101
perubahan fasa menjadi gas pada temperatur sekitar 100oC apabila tekanannya 1
atm, tetapi pada tekanan lebih tinggi maka temperatur perubahan fasanya lebih
tinggi pula. Gambar 2.1. menunjukkan diagram perubahan fasa cair-gas pada
suatu zat murni, dengan koordinat tekanan dan temperatur.
Dari temperatur dapat digambarkan diagram perubahan fasa dari suatu zat
murni secara lengkap, yaitu pada semua lingkup keadaan untuk zat murni tersebut.
Contoh diagram perubahan fasa lengkap tersebut diperlihatkan pada Gambar 2.2
(a) dengan koordinat T-v dan Gambar 2.2 (b) untuk koordinat P-v.
(a). Koordinat P-v (b). Koordinat T – v
Gambar 2.2.
Garis fasa berbentuk lengkungan tajam pada bagian atasnya, garis
disebelah kiri adalah garis liquid jenuh dan garis disebelah kanan adalah garis uap
jenuh. Titik puncaknya merupakan titik kritis, dimana diatas titik tersebut kondisi
fasa P kondisi liquid dan gas bersamaan. Keadaan titik kritis untuk zat murni air
terjadi pada tekanan Pcr = 22,09 MPa, dan temperatur Tcr = 374,14oC. Daerah
diantara garis liquid jenuh dengan garis uap jenuh adalah daerah terjadinya
campuran antara fasa cair dan fasa gas. Garis putus-putus pada diagram Gambar
102
2.2 (a) menunjukkan lintasan proses penguapan zat murni pada tekanan konstan
P1 dan P2 (dengan P2 > P1), dan terlihat bahwa lintasan proses penguapan pada
tekanan P2 terjadi pada temperatur lebih tinggi daripada lintasan pada temperatur
P1. Garis a-b menunjukkan pemanasan pada fasa liquid sampai mencapai titik cair
jenuh di b. Sedang pada garis b-c terjadi proses penguapan yang terjadi pada
temperatur konstan dan tekanan konstan, dengan fasa diantara titik b dan titik c
adalah kondisi campuran antara liquid dan gas. Pada titik b adalah 100% liquid,
sedang pada titik d adalah 100% fasa gas. Selanjutnya garis c-d menunjukkan
pemanasan lanjutan dari uap, sehingga kondisi uapnya disebut uap panas lanjut
(superheated steam). Panas yang dibutuhkan untuk pemanasan air pada garis a-b
dan pemanasan uap pada garis c-d disebut panas sensibel, sedang panas yang
diperlukan untuk proses penguapan pada garis b-c disebut panas laten. Terlihat
pada Gambar 2.2 bahwa semakin tinggi tekanan fluida (juga temperaturnya),
semakin pendek garis penguapan (garis b-c untuk tekanan P1) sehingga semakin
kecil panas laten yang dibutuhkan. Garis putus-putus pada Gambar 2.2 (b) adalah
garis isothermis pada diagram penguapan dengan koordinat P-v.
103
Bab VIIKimia Larutan dan Sistem Asam-Basa
VII.1. Larutan
1. Definisi Larutan.
Larutan adalah campuran homogen dari molekul, atom, ataupun ion
dari dua macam zat atau lebih. Suatu larutan disebut campuran karena
susunannya dapat berubah-ubah. Disebut homogen karena susunannya
begitu seragam sehingga susah untuk mengamati bagian-bagian yang
berlainan. Sedangkan dalam campuran heterogen dapat dideteksi antara
bagian atau fase-fase yang terpisah.
Larutan juga didapat dilihat dan dibagi sesuai dengan tingkat
kejenuhannya, yaitu:
a. Larutan jenuh.
Larutan jenuh adalah larutan yang mengandung zat telarut
dalam jumlah yang diperlukan untuk adanya kesetimbangan
antara zat terlarut yang larut dan yang tak larut. Banyaknya zat
terlarut yang melarut dalam pelarut yang banyaknya tertentu,
untuk menghasilkan suatu larutan jenuh disebut kelarutan zat
terlarut.
b. Larutan tak jenuh dan lewat jenuh.
Suatu larutan tak jenuh adalah larutan yang kalah pekat
(lebih encer) daripada suatu larutan jenuh, dan suatu larutan
104
lewat jenuh adalah larutan yang lebih pekat dibandingkan suatu
larutan jenuh.
2. Klasifikasi larutan.
a. Larutan elektrolit.
Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan arus
listrik. Elektrolit dapat dikatakan sebagai elektrolit kuat apabila
seluruh atau hampir seluruh larutan tersebut larut bereaksi dengan air
dan membentuk ion. Sedangkan zat-zat yang hanya sebagian kecil
molekulnya yang larut bereaksi dengan air dan membentuk ion disebut
elektrolit lemah.
Contoh: natrium klorida, hidrogen klorida, natrium hidroksida,
hidrogen nitrat.
b. Larutan non elektrolit.
Larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat
menghantarkan arus listrik.
Contoh: air murni, gula, etil alkohol, gliserin.
3. Cara-cara menyatakan konsentrasi.
Konsentrasi adalah bobot atau volume zat terlarut yang berada didalam
pelarut ataupun larutan yang banyaknya ditentukan.
a. Persen bobot.
Bila menyatakan persen bobot, persentase yang diberikan merujuk
kepada zat terlarut. Misalnya, suatu larutan NaCl dalam air 5%
mengandung 5% bobot natrium klorida, dengan 95% sisanya adalah
air.
b. Persen volume.
Persen volume adalah konsentrasi suatu larutan dari dua cairan.
Misalnya, suatu anggur mengandung 12% alkohol, berarti anggur
tersebut mempunyai 12 ml alkohol per 100 ml anggur.
c. Fraksi mol.
105
Fraksi mol adalah bagian pecahan dari jumlah total mol yang
bersangkutan dengan zat terlarut atau pelarut.
d. Molalitas.
Cara lain untuk menyatakan konsentrasi sehingga dapat diketahui
banyaknya partikel zat terlarut dalam sejumlah tertentu partikel pelarut
adalah dalam satuan molalitas. Molalitas (m) dari suatu larutan adalah
jumlah mol zat terlarut per kilogram pelarut.
e. Molaritas
Molaritas (M) dari suatu larutan adalah banyaknya mol zat terlarut
per liter larutan.
f. Normalitas.
Normalitas adalah banyaknya ekuivalen zat terlarut dalam tiap liter
larutan. Konsentrasi larutan yang dinyatakan dalam normalitas
digunakan dalam reaksi oksidasi-reduksi dan dalam reaksi asam-basa.
Normalitas, N = ekuiv. zat terlarut =
L larutan L larutan
VII.2. Sifat Koligatif Larutan
Sifat koligatif larutan adalah sifat larutan yang tidak tergantung pada
macamnya zat terlarut tetapi semata-mata hanya ditentukan oleh banyaknya zat
terlarut (konsentrasi zat terlarut).
106
Sifat koligatif meliputi:
1) Penurunan tekanan uap jenuh
2) Kenaikan titik didih
3) Penurunan titik beku
4) Tekanan osmotik
Banyaknya partikel dalam larutan ditentukan oleh konsentrasi larutan dan
sifat Larutan itu sendiri. Jumlah partikel dalam larutan non elektrolit tidak sama
dengan jumlah partikel dalam larutan elektrolit, walaupun konsentrasi keduanya
sama. Hal ini dikarenakan larutan elektrolit terurai menjadi ion-ionnya, sedangkan
larutan non elektrolit tidak terurai menjadi ion-ion. Dengan demikian sifat
koligatif larutan dibedakan atas sifat koligatif larutan non elektrolit dan sifat
koligatif larutan elektrolit.
VII.2.1 Penurunan Tekanan Uap Jenuh
Pada setiap suhu, zat cair selalu mempunyai tekanan tertentu.
Tekanan ini adalah tekanan uap jenuhnya pada suhu tertentu. Penambahan
suatu zat ke dalam zat cair menyebabkan penurunan tekanan uapnya. Hal
ini disebabkan karena zat terlarut itu mengurangi bagian atau fraksi dari
pelarut, sehingga kecepatan penguapan berkurang.
HUKUM RAOULT:
P = Po . XB
dimana:
P = tekanan uap jenuh larutan
Po = tekanan uap jenuh pelarut murni
XB = fraksi mol pelarut
Karena XA + XB = 1, maka persamaan di atas dapat diperluas menjadi:
P = Po (1 - XA)
P = Po - Po . XA
Po - P = Po . XA
107
sehingga:
ΔP = Po . XA
dimana:
ΔP = penurunan tekanan uap jenuh pelarut
Po = tekanan uap pelarut murni
XA = fraksi mol zat terlarut
Contoh:
Hitunglah penurunan tekanan uap jenuh air, bila 45 gram glukosa
(Mr = 180) dilarutkan dalam 90 gram air !
Diketahui tekanan uap jenuh air murni pada 20oC adalah 18
mmHg.
Jawab:
mol glukosa = 45/180 = 0.25 mol
mol air = 90/18 = 5 mol
fraksi mol glukosa = 0.25/(0.25 + 5) = 0.048
Penurunan tekanan uap jenuh air:
ΔP = Po. XA = 18 x 0.048 = 0.864 mmHg
VII.2.2 Kenaikan Titik Didih
Adanya penurunan tekanan uap jenuh mengakibatkan titik didih
larutan lebih tinggi dari titik didih pelarut murni. Untuk larutan non
elektrolit kenaikan titik didih dinyatakan dengan:
ΔTb = m . Kb
dimana:
ΔTb = kenaikan titik didih (oC)
m = molalitas larutan
Kb = tetapan kenaikan titik didih molal
108
Karena : m = (W/Mr) . (1000/p) ; (W menyatakan massa zat terlarut).
Maka kenaikan titik didih larutan dapat dinyatakan sebagai:
ΔTb = (W/Mr) . (1000/p) . Kb
VII.2.3 Penurunan Titik Beku
Untuk penurunan titik beku persamaannya dinyatakan sebagai :
ΔTf = m . Kf = (W/Mr). (1000/p) . Kf
dimana:
ΔTf = penurunan titik beku
m = molalitas larutan
Kf = tetapan penurunan titik beku molal
W = massa zat terlarut
Mr = massa molekul relatif zat terlarut
p = massa pelarut
Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik beku larutannya dinyatakan sebagai:
Tf = (O - ΔTf)oC
VII.2.4 Tekanan Osmotik
Tekanan osmotik adalah tekanan yang diberikan pada larutan yang
dapat menghentikan perpindahan molekul-molekul pelarut ke dalam
larutan melalui membran semi permeabel (proses osmosis). Menurut
VAN'T HOFF tekanan osmotik mengikuti hukum gas ideal:
P.V = n.R.T
Karena tekanan osmotik = π , maka :
π = n/V.R.T = M.R.T
109
dimana :
π = tekanan osmotik (atmosfir)
M = konsentrasi larutan (mol/liter= M)
R = tetapan gas universal = 0,082 liter.atm/moloK
T = suhu mutlak (oK)
Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih rendah dari yang
lain disebut larutan Hipotonis.
Larutan yang mempunyai tekanan osmotik lebih tinggi dari yang lain
disebut larutan Hipertonis.
Larutan-larutan yang mempunyai tekanan osmotik sama disebut
Isotonis.
Sifat Koligatif Larutan Elektrolit
Seperti yang telah diketahui sebelumnya bahwa larutan elektrolit di
dalam pelarutnya mempunyai kemampuan untuk mengion. Hal ini
mengakibatkan larutan elektrolit mempunyai jumlah partikel yang lebih
banyak daripada larutan non elektrolit pada konsentrasi yang sama.
Contoh:
Larutan 0,5 molal glukosa dibandingkan dengan iarutan 0,5 molal garam
dapur.
Untuk larutan glukosa dalam air jumlah partikel (konsentrasinya)
tetap, yaitu 0,5 molal.
Untuk larutan garam dapur: NaCl(aq) --> Na+ (aq) + Cl- (aq) karena
terurai menjadi 2 ion, maka konsentrasi partikelnya menjadi 2 kali
semula = 1,0 molal.
110
Yang menjadi ukuran langsung dari keadaan (kemampuannya)
untuk mengion adalah derajat ionisasi. Besarnya derajat ionisasi ini
dinyatakan sebagai:
α = jumlah mol zat yang terionisasi
jumlah mol zat mula-mula
Untuk larutan elektrolit kuat, harga derajat ionisasinya mendekati
1, sedangkan untuk elektrolit lemah, harganya berada di antara 0 dan 1 (0
< α < 1). Atas dasar kemampuan ini, maka larutan elektrolit mempunyai
pengembangan di dalam perumusan sifat koligatifnya. Kita harus
mengalikannya dengan faktor koreksi van Hoff (i).
Elektrolit kuat : i = n
Elektrolit lemah : i = 1+ α(n-1)
1) Untuk Kenaikan Titik Didih dinyatakan sebagai:
ΔTb = m.Kb.i = (W/Mr) . (1000/p) . Kb . i
2) Untuk Penurunan Titik Beku dinyatakan sebagai:
ΔTf = m.Kf .i = (W/Mr) . (1000/p) . Kf . i
3) Untuk Tekanan Osmotik dinyatakan sebagai:
π = M.R.T.i
dimana:
n = jumlah ion dari larutan elektrolitnya.
111
α = jumlah mol zat yang terionisasi/jumlah mol zat mula-mula.
i = faktor koreksi van Hoff Elektrolit kuat :
i = nElektrolit lemah : i = 1+ α(n-1)
Contoh:
Hitunglah kenaikan titik didih dan penurunan titik beku dari
larutan 5.85 gram garam dapur (Mr = 58.5) dalam 250 gram air !
(bagi air, Kb= 0.52 dan Kf= 1.86)
Jawab:
Larutan garam dapur,
Jumlah ion = n = 2.
ΔTb = 5.85/58.5 x 1000/250 x 0.52 [1+1(2-1)] = 0.208 x 2 =
0.416oC
ΔTf = 5.85/58.5 x 1000/250 x 0.86 [1+1(2-1)] = 0.744 x 2 =
1.488oC
Catatan:
Jika di dalam soal tidak diberi keterangan mengenai harga derajat
ionisasi, tetapi kita mengetahui bahwa larutannya tergolong
elektrolit kuat, maka harga derajat ionisasinya dianggap 1.
Apabila pelarutnya air dan tekanan udara 1 atm, maka titik didih
larutan dinyatakan sebagai: Tb = (100 + ΔTb)oC
VII.3 Efek ion senama
Gejala yang berdasarkan pergeseran kesetimbangan akibat perubahan
konsentrasi sering kita jumpai dalam peristiwa kimia. Contoh yang gambling ialah
bila ke dalam larutan asam asetat 0,1 M yang diberi indikator jingga metil,
112
ditambahkan natrium asetat, maka warna berubah dari merah ke kuning. Hal
tersebut menunjukkan bahwa keasaman larutan berkurang, yang berarti (H+)
berkurang. Kejadian tersebut dapat dijelaskan sbb :
(1) CH3COOH CH3COO- + H+
(2) NaCH3COO CH3COO- + Na+
CH3COO- dari NaCH3COO akan menambah jumlah CH3COO- dari CH3COOH
sehingga konsentrasinya berubah menjadi besar. Dengan demikian :
Nilai Q = > K
Untuk mencapai kesetimbangan, sesuai dengan pengaruh perubahan
konsentrasi, maka reaksi (1) lebih bergeser ke kiri, yang berarti jumlah ion
CH3COO- dan juga ion H+ berkurang. Efek ion CH3COO- dari NaCH3COO tersebut
dinamakan efek ion senama.
Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp)
Bila dilarutkan dalam air, garam akan terurai dengan sendirinya membentuk
ion logam sebagai kation dan ion sisa asam sebagai anion. Contohnya :
NaCl Na+ + Cl-
AgCl Ag+ + Cl-
Secara umum dapat dituliskan
MmAa (p) mMa+ (l) + aAm- (l)
K =
Kesetimbangan pengionan garam tersebut tercapai bila laju penguraiannya
sama dengan laju pembentukan kembali dari ion-ionnya. Dalam keadaan
kesetimbangan tersebut, konsentrasi ion-ionnya tetap (larutan jenuh).
dalam larutan jenuh tetap, maka :
K. = ( Ma+)m (Am-)a
113
Tetapan baru tersebut dinamakan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp).
Nilai Ksp diperoleh dari kelarutan zat yang bersangkutan dalam air. Dan
sebaliknya, dari Ksp dapat dihitung kelarutan zat tersebut dalam air atau dalam
pelarut lain.
Ksp, Kelarutan, dan ion senama
Bila larutan jenuh dari suatu zat diberi zat lain yang mempunyai satu ion yang
sama dengan zat pertama, maka kelarutan zat pertama akan menurun. Contohnya,
bila larutan jenuh AgCl (Ksp = 1.7 x 10-10) diberi NaCl sampai (Cl-) = 0.1 M,
maka kelarutannya yang asalnya = 1.3 x 10-5 berkurang, dengan perhitungan sbb :
Ksp AgCl = [AgCl+] [Cl-] = tetap
Cl- berasal dari NaCl dan AgCl, jadi [Cl-] = 0.1 M
Ag+ hanya berasal dari AgCl, maka kelarutan AgCl = [Ag+]
[Ag+]
[Ag+] = = 1.7 x 10-9
Kelarutan AgCl = 1.7 x 10-9 (lebih kecil daripada kelarutan semula)
Dapat dilihat bahwa efek ion senama mengurangi kelarutan suatu zat atau
menyempurnakan pengendapan zat tersebut. Sifat tersebut penting dan sangat
berguna dalam analisis kimia secara gravimetri, yakni untuk mengendapkan dan
mencuci endapan tersebut. Untuk mencuci endapan, sebaiknya dipakai larutan
yang mengandung ion senama dengan endapan. Tetapi perlu diperhatikan bahwa
ion senama tersebut bukan ion yang dianalisis. Misalnya, bila yang dianalisa oleh
Ba dan diendapkan sebagai BaSO4 untuk mencuci endapan BaSO4 dipakai larutan
garam sulfat agar kelarutan BaSO4 tertekan.
VII.4 Sistem asam basa
114
Pengertian tentang asam dan basa berubah dengan seiringnya waktu, hal ini
bertujuan untuk mempermudah penerapan konsep dalam masalah kimia yang
khusus.
a. Asam basa Arrhenius
Di tahun 1884, Arrhenius mendefinisikan asam adalah zat yang menghasilkan
H+ dan basa adalah zat yang menghasilkan OH-. Bila asam adalah HA, dan basa
BOH, maka [ HA → H+ + A- ] dan [ BOH → B+ + OH- ]. Bila asam dan basa
bereaksi akan dihasilkan air.
b Asam basa Bronsted Lowry
Dalam teori baru yang diusulkan tahun 1923 secara independen oleh Bronsted
dan Lowry, asam didefinisikan sebagai molekul atau ion yang menghasilkan H+
dan molekul atau ion yang menerima H+ merupakan partner asam yakni basa.
Basa tidak hanya molekul atau ion yang menghasilkan OH-, tetapi yang menerima
H+. Karena asam HA menghasilkan H+ ke air dalam larutan dalam air dan
menghasilkan ion oksonium, H3O+, air juga merupakan basa menurut definisi ini.
HA (asam) + H2O (basa) → H3O+ (asam konjugat) + A- (basa konjugat)
Di sini H3O+ disebut asam konjugat dan A- adalah basa konjugat. Namun,
karena air juga memberikan H+ ke amonia dan menghasilkan NH4+, air juga
merupakan asam, seperti diperlihatkan persamaan berikut:
H2O (asam) + NH3 (basa) → NH4+ (asam konjugat) + OH -
(basa konjugat)
Jadi air dapat berupa asam atau basa bergantung ko-reaktannya. Walaupun
definisi Bronsted Lowry tidak terlalu berbeda dengan definisi Arrhenius, definisi
ini lebih luas manfaatnya karena dapat digunakan ke sistem asam-basa dalam
pelarut non-air.
Kekuatan asam
Suatu asam protonik akan memberikan H+ ke air dan menghasilkan ion H3O+.
Kekuatan asam di larutan encer dalam pelarut air diperkirakan dari konstanta
kesetimbangan Ka.
115
Untuk kesetimbangan disosiasi: HA + H2O → H3O+ + A-
Namun biasanya lebih mudah untuk menggunakan:
pKa = -log Ka, mirip dengan pH = -log [H3O+]
Asam dengan pKa < 0 diklasifikasikan asam kuat, dan asam dengan pKa > 0
diklasifikasikan asam lemah. Basa konjugasi dari asam kuat adalah basa lemah.
Nilai pKa beberapa jenis asam diberikan di Tabel 3.2.
Tabel 3.2 pKa beberapa asam dalam larutan berpelarut air pada 25 °C.
Karena pelarut dapat juga menjadi asam atau basa, keasaman dan rentangnya
bergantung pada pelarut yang melarutkan asamnya. Disosiasi sempurna asam
yang lebih kuat dari H3O+ akan memberikan H+ ke air, membentuk H3O+ dalam
larutan berpelarut air. Misalnya, baik HBr dan HI terdisosiasi sempurna menjadi
H3O+, dan keasamannya mirip. Fenomena seperti ini disebut dengan efek
penyamarataan, dan semua keasaman menjadi sama dengan H3O+. Dalam
pengukuran keasaman relatif asam kuat, diperlukan pelarut yang keaktifan H+
lebih kecil dari keaktifan air, misalnya asam asetat dan etanol.
116
Asam biner halo HX, kecuali HF, adalah asam kuat. Walaupun konsentrasi
H3O+ juga tinggi di larutan HF, ikatan hidrogen yang kuat antara F - dibandingkan
ikatan hidrogen yang sama di anion halida lain menurunkan keaktifan
termodinamika H3O+.
Keasaman asam okso, seperti asam fosfat, asam sulfat, asam nitrat, dan asam
perkhlorat berkaitan dengan bilangan oksidasi P, S, N, dan Cl. Bila, asam okso
HnXOm dinyatakan sebagai (HO)XOm-n, muatan positif di X menjadi (2m-n),
dan keasaman akan menjadi lebih besar dengan meningkatnya bilangan ini.
Besarnya bilangan ini sebanding dengan kemudahan disosiasi OH untuk
menghasilkan proton. Keasaman asam okso tersebut adalah asam perkhlorat
(HO)ClO3 > asam sulfat (HO)2SO2 > asam nitrat (HO)NO2 > asam fosfat
(HO)3PO. Walaupun asam fosfat dapat ditulis (HO)3PO, tapi asam fosfit bukan
(HO)3P tetapi (HO)2HPO, dan kekuatan asamnya mirip dengan asam sulfat.
Fungsi keasaman Hammett
Konsentrasi ion hidrogen dan pH bermakna hanya dalam larutan encer asam
dalam pelarut air. Keasaman dalam larutan pekat dan pelarut non-air diukur
dengan menggunakan fungsi keasaman Hammett. Fungsi ini memungkinkan
pengukuran keasaman berbagai asam dalam pelarut non-air. Fungsi Keasaman
Hammett dalam kesetimbangan didefinisikan dengan B + H+ → BH+
dalam larutan encer :
Asam dengan -H0 lebih dari 6 disebut superasam. Asam ini 106 kali lebih kuat
dari larutan asam kuat 1 molar. -H0 untuk asam sulfat murni adalah 12.1, 21.1
untuk larutan HF dalam SbF5, dan 26.5 untuk kombinasi HSO3F dan SbF5.
Superasam mempunyai kemampuan untuk mengambil H- dari hidrokarbon dan
melakukan pertukaran H-D dan pemotongan ikatan C-C, dsb.
117
Asam basa Lewis
Sementara konsep asam basa Bronsted terbatas pada transfer proton, asam
Lewis A biasanya didefinisikan sebagai akseptor pasangan elektron dan basa
Lewis B sebagai donor, pasangan elektron. Asam A dan basa B terikat
membentuk aduk A:B. Misalnya, asam Lewis BF3 dan basa Lewis OEt2
(dietileter) membentuk aduk F3B:OEt2. Kestabilannya meningkat dengan
terbentuknya oktet di sekitar boron ketika terbentuk aduk. Kestabilan aduk
diungkapkan dalam konstanta kesetimbangan reaksi :
A + :B = A:B dengan Kf
Oleh karena itu, keasaman Lewis diukur dengan membandingkan Kf terhadap
basa yang sama B. Karena proton juga merupakan akseptor elektron, asam
Brønsted adalah kasus spesial definisi asam yang lebih umum yakni Lewis.
Menurut definisi ini, ikatan koordinat antara logam transisi (asam Lewis) dan
ligan (basa Lewis) juga merupakan reaksi asam basa.
V. Gutmann mengusulkan negatif entalpi pembentukan (dalam satuan
kkal.mol-1) dari aduk (Cl5Sb-Sol) dari suatu pelarut Sol (solvent) dengan asam
standar (SbCl5) dalam dikhloroetana sebagai ukuran kebasaan Lewis pelarut.
Bilangan ini disebut bilangan donor (donor number (D.N.)) pelarut. Di pihak lain,
pergeseran kimia 31P NMR dari Et3P dalam pelarut didefinisikan sebagai ukuran
keasaman Lewis pelarut dan disebut dengan bilangan akseptor (acceptor number
(A.N.)). Klasifikasi asam basa keras lunak R. G. Pearson mengklasifikasikan
asam basa Lewis sesuai dengan kekerasan dan kelunakannya.
Klasifikasi ini merupakan perluasan dari teori yang awalnya dikembangkan
oleh S. Ahrland, J. Chatt, dan N. R. Davies, yang mengusulkan agar kation logam
diklasifikasikan dalam urutan konstanta kestabilan pembentukan kompleksnya
dengan anion halida Kf. Urutannya adalah I < Br < Cl < f untuk ion logam yang
masuk klas a , dan urutannya mengikuti f < Cl < Br < I pada logam klas b. Jenis a
adalah kation asam keras, dan kelas b adalah jenis asam lunak. Kation logam yang
tidak terlalu bergantung pada jenis halogen adalah yang masuk kelas perbatasan.
118
Yang harus diperhatikan adalah Kf cenderung bernilai besar dengan bergabungnya
asam keras dan basa keras, atau asam lunak dan basa lunak. Bila konsep ini
diperluas dari kation sederhana dan anion halida ke asam dan basa Lewis umum,
asam basa tadi dapat diklasifikasikan dengan afinitas asam basa keras lunak.
Asam basa keras lunak yang khas ditunjukkan di Tabel 3.3.
Ungkapan kualitatif “kelunakan” adalah bentuk pengungkapan dengan bahasa
lain “kemudahan polarisasi” dan “semakin besarnya kontribusi kovalensi dari
ikatan ion dalam ikatan”. Kation alkali dan alkali tanah serta aluminum adalah
asam keras dan kation merkuri, tembaga, perak, dan emas, dsb. termasuk kelas
lunak. Sementara oksida adalah anion keras, sulfida dan senyawa fosfor adalah
anion lunak. Dalam mineral di kerak bumi, aluminum yang keras dan oksofilik
(suka pada oksigen) didapatkan sebagai oksida, dan kadmium, yang lunak dan
kalkofilik ditemukan sebagai sulfida.
VII.5 Konstanta Ionisasi
Tetapan Ionisasi Asam ( Ka)
Asam kuat mengion sempurna, dan reaksi ionisasinya merupakan
reaksi berkesudahan.
Contoh :
119
HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq)
Dilain pihak, asam lemah terion sebagian, dan reaksi ionisasinya
merupakan reaksi kesetimbangan.
Contoh :
Secara umum, ionisasi asam lemah valensi satu dapat dirumuskan sebagai
berikut:
Tetapan kesetimbangan untuk ionisasi asam disebut tetapan ionisasi
asam dan diberi lambang Ka. Untuk asam lemah HA, ungkapan tetapan
ionisasinya adalah sebagai berikut :
Semakin kuat suatu asam maka reaksi kesetimbangan asam semakin
condong ke kanan. Akibatnya harga Ka bertambah besar. Oleh karena itu, harga
Ka mencerminkan kekuatan asam, makin besar Ka, makin kuat asam. Harga Ka
dari beberapa asam diberikan pada tabel berikut ini. Di antara asam yang terdapat
dalam tabel, asam yang terkuat adalah asam fluorida dan yang terlemah adalah
fenol.
Daftar tetapan ionisasi (ka) beberapa asam
No Nama asam Rumus kimia Ka
1 Asam asetat CH3COOH 1,8 x 10-5
2 Asam Benzoat C6H5COOH 6,5 x 10-5
3 Asam format HCOOH 1,8 x 10-4
4 Fenol C6H5OH 1,3 x 10-10
5 Asam sianida HCN 4,9 x 10-10
6 Asam Fluorida HF 6,8 x 10-4
120
CH3COOH(aq) CH3COO- (aq) + H+ (aq)
HA(aq) H+ (aq) + A- (aq)
Ka = [H+][A-]
[HA]
VII.6 Diagram Titrasi dan Hubungan Asam dan Basa
Reaksi penetralan asam-basa dapat di gunakan untuk menentukan kadar
(kosentrasi) larutan asam atau basa. Dalam hal ini sejumlah tertentu larutan asam
ditetesi dengan larutan basa atu, sebaliknya sampai mencapai titik ekivalen (asam-
basa tepat habis bereaksi). Jika kemolaran salah satu larutan diketahui, maka
larutan kemolaran yang satu lagi dapat diketahui. Proses penetapan kadar suatu
larutan dengan cara ini disebut titrasi asam-basa.
Untuk mengetahui titik ekivalen dapat digunakan suatu indikator.
Indikator ini haruslah berubah warna sekitar titik ekivalen. Titrasi (penetesan)
dihentikan tepat pada saat indikator menunjukan perubahan warna. Oleh karena
itu saat perubahan warna indikator ini sering di sebut titik akhir titrasi
Perubahan pH pada reaksi penetralan
Jika larutan ditetesi dengan larutan basa maka pH larutan akan naik dan
sebaliknya jika ditetesi larutan asam. Grafik yang menyatakan perubahan pH
pada penetesan asam dengan basa (atau sebaliknya) di sebut kurva titrasi.
Kurva titrasi berbentuk huruf S, yang pada titik tengahnya merupakan titik
ekivalen.
1. penetralan asam kuat oleh basa kuat
perubahan pH pada penetralan asam kuat oleh basa kuat, sebagai contoh
50 mL larutan HCl 0.1 M yang di tetesi laruutan NaOH 0.1 M sedikit demi
sedikit hingga mencapai 60 mL
Kesimpulan yang dapat diambil adalah:
- mula-mula pH larutan naik sedikit demi sedikit, tetapi perubahan yang
cukup drastis terjadi sekitar titik ekivalen
- Titik ekivalen, pH laruta pada saat asam dan basa tepat habis adalah 7
121
- Untuk menunjukan titik ekivalen daoat menggunakan indikator metil
merah, bromtimol biru atau fenolftalein
2. Penetralan asam lemah oleh basa kuat.
Perubahan pH pada penetralan asam lemah oleh basa kuat, dalam hal ini
kita ambil contoh CH3COOH 0.1 M yang ditetesi dengan larutan NaOH 0.1 M
sedikit demi sedikit hingga mensapai 100 mL
Dapat disimpulkan;
- titik ekivalen berada diatas 7, yaitu sekitar 8-10
- lonjakan perubahan pH pada sekitar titik ekivalen lebih sempit, hanya
sekitar 3 satuan.
- Untuk menunjukan titik ekivalen dapat digunakan fenolftalein.
3. Penetralan basa lemah oleh asam kuat
122
Perunbahan pH pada penetralan basa lemah oleh asam kuat, misalnya 25
cm3 larutan NH3 0.1 M yang ditetesi dengan larutan HCl 0.1M sedikit demi
sedikit hingga mencapai 25 cm3
Dapat disimpulkan:
- titik ekivalen, pH larutan pada penetralan basa lemah oleh asam kuat
berada di bawah 7
- lonjakan pH sekitar titik ekivalen juga lebih sempit, hanya sekitar 3 satuan
dari Ph 7 hingga pH 4
- Untuk menunjukan titik ekivalen daat digunakan indikator metil merah.
123
Bab VIII
Termokimia dan Kinetika Kimia
VIII.1 Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm
Telah diketahui bahwa perubahan entalpi bertanda positif jika reaksi
membutuhkan atau menyerap kalor, dan bertanda negatif jika reaksi melepaskan
kalor. Perubahan entalpi yang bertanda positif menyatakan bahwa terdapat
penambahan entalpi materi. Sebaliknya, perubahan entalpi yang bertanda negatif
menyatakan bahwa terdapat pengurangan entalpi materi tersebut.
Pada dasarnya, perubahan entalpi terjadi karena adanya perpindahan
energi antara sistem dan lingkungan. Sistem adalah sesuatu yang menjadi pusat
perhatian atau pusat pengamatan. Lingkungan adalah daerah diluar sistem.
Misalnya, dalam proses es mencair, es dan air dipandang sebagai sistem,
sedangkan udara luar sebagai lingkungan.
Berdasarkan adanya pemindahan energi antara sistem dan lingkungan,
reaksi dikelompokan menjadi reaksi eksoterm dan reaksi endoterm.
1. Reaksi Eksoterm
Reaksi Eksoterm adalah reaksi yang mengeluarkan energi atau menghasilkan
energi ketika reaksi terjadi. Pada reaksi eksoterm ini reaksi yang berlangsung
disertai dengan perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan.
Reaksi eksoterm membebaskan energi sehingga entalpi sistem berkurang dan
perubahan entalpi bertanda negatif. Pada reaksi eksoterm, lingkungan menerima
kalor sehingga terasa panas. Contoh reaksi eksoterm adalah pembakaran.
Contoh lain reaksi eksoterm adalah reaksi antara kapur bakar (CaO) dan air,
menghasilkan kapur mati (Ca(OH2)).
CaO + H2O Ca(OH)2 + panas
124
CaO + H2O
Panas dilepas oleh
entalpi Sistem ke lingkungan
Ca(OH)2
2. Reaksi Endoterm
Reaksi endoterm adalah reaksi yang memerlukan energi atau menyerap energi
dari lingkungan ketika reaksi terjadi. Pada reaksi ini terjadi perpindahan kalor dari
lingkungan ke sistem.
Pada reaksi endoterm diserap sejumlah energi sehingga entalpi bertambah dan
perubahan entalpi bertanda positif. Pada reaksi endoterm, lingkungan mengalami
pengurangan kalor sehingga suhu lingkungan turun dan terasa dingin.
Contoh reaksi endoterm adalah reaksi barium hidroksida (Ba(OH)2 dan kristal
amonium klorida (NH4Cl) dengan beberapa tetes air.
Ba(OH)2 (s) + 2NH4Cl (s) BaCl2 (aq) + 2NH4OH (aq)
Jika reaksi dilakukan pada tabung reaksi, tangan dapat merasakan dinginnya
tabung karena sistem menyerap kalor dari tangan (lingkungan).
3. Diagram Reaksi
125
+H2O
BaCl2 + NH4Cl + air
Ba(OH)2 + NH4Cl + air
Panas diserap oleh
Sistem dari lingkungan
entalpi
Pada reaksi eksoterm, entalpi hasil reaksi (produk) lebih kecil daripada
entalpi pereaksi (reaktan). Sedangkan pada reaksi endoterm, entalpi hasil reaksi
lebih besar daripada entalpi pereaksi. Perhatikan contoh reaksi umum berikut :
A B
H = Hhasil - Hpereaksi
H = HB - HA
Untuk reaksi eksoterm, HB < HA, H bertanda negatif
Untuk reaksi endoterm, HB > HA, H bertanda positif
Diagram reaksi eksoterm Diagram Reaksi endoterm
H H
y H = HB - HA y H = HB - HA
= (x – y); x < y = (x – y); x > y
Maka H < 0 Maka H > 0
x x
VIII.2 Energi Pemecahan Ikatan dan Pembentukan Kalor
1. Pengertian dari energi ikatan
Kita telah mengetahui bahwa reaksi kimia ada yang membebaskan
kalor namun ada pula yang menyerap kalor. Hal ini berhubungan dengan
energi ikatan kimia dalam zat pereaksi dan energi dalam produknya.
Atom dalam molekul dipersatukan oleh suatu gaya yang kita sebut gaya
kovalen. Untuk memutuskan ikatan antar atom itu diperlukan energi.
Makin kuat ikatan atom makin besar energi yang dibutuhkan untuk
melepaskannya.
126
A
B
pereaksi Hasil reaksi
B
A
Energi ikatan di definisikan sebagai energi yang diperlukan untuk
memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi
ikatan dinyatakan dalam satuan kilojoule per mol dengan lambang D
Energi ikatan dalam suatu molekul dwi atom (XY), DX-Y sama dengan
entalpi standar reaksi endoterm, yang mengubah molekul tersebut menjadi
atom gasnya
XY(g) X(g) + Y(g) DX-Y = ∆Hº
Contoh :
H(g) 2H(g) ∆Hº = +436 kJ
Jadi DH-H = 436 kJ
Untuk molekul yang terdiri dari tiga atau lebih atom digunakan pengertian
energi ikatan rata-rata. Molekul tersebut mempunyai dua atau lebih ikatan.
Jumlah ikatan dalam molakul seperti itu sama dengan entalpi standar
(∆Hº) reaksi endoterm yang memutuskan semua iktan dalam molekulnya,
sehingga molekul itu berubah menjadi atom-atom gasnya.
Energi ikatan antara dua atom bertambah besar jika jumlah pasangan
elektron milik bersama bertambah banyak. Artinya, ikatan rangkap tiga
lebih kuat dibandingkan dengan ikatan rangkap dua.
Energi ikatan dalam suatu molekul berwujud gas dapat ditentukan dari
data pembentukan standar (∆Hfº) dan energi ikatan dalam unsur-unsurnya.
Proses melalui dua tahap berikut:
menguraikan senyawa menjadi unsurnya
mengubah unsur menjadi atom gasnya
2. Menghitung ∆H reaksi berdasarkan energi ikatan
Reaksi kimia antar molekul dapat berlangsung dalam dua tahap, yaitu:
- pemutusan ikatan pada pereaksi
- pembentukan ikatan pada produk
contohnya adalah reaksi antara gas klorin dengan gas hydrogen
membentuk gas hydrogen klorida.
H2 (g) + Cl2 (g) ------------ 2 HCl(g)
127
Sesuai dengan hokum hess, ∆H reaksi total adalah ∆H tahap I + ∆H tahap
II. ∆H tahap I adalah ∑ energi ikatan pada pereaksi( yang putus),
sedangkan ∆H tahap II adalah ∑ energi ikatan pada produk( reaksi yang
terbentuk), jadi ∆H total = ∑ energi ikatan pada pereaksi( yang putus)
dikurangi dengan ∑ energi ikatan pada produk( reaksi yang terbentuk).
∆Hº= ∑ energi ikatan pereaksi yang putus - ∑ energi ikatan produk yang terbentuk
untuk contoh diatas, perubahan entaalpinya dihitung sebagai berikut
ikatan yang putus: 1 mol H-H = 436 kJ
1 mol Cl-Cl = 242 kJ
jumlah energi ikatan yang putus = 678 kJ
ikatan yang terbentuk : 2 mol H-Cl = 2 x 431 kJ
= 862 kJ
∆H = 678 – 862
= - 148 kJ
VIII.4 Entropi
Entropi merupakan inti pembicaraan dari hukum kedua termodinamika,
dan proses ini berlangsung di alam. Semua proses dari proses mekanik, listrik dan
lainnya mengikuti hukum ini. Entropi ini lebih disebut dengan perubahan entropi.
Kita tinjau suatu system dari lintasan reversible yang menghubungkannya. Faktor
lintasan ini harus reversible tidak disyaratkan dalam hal perubahan energi dakhil.
Walaupun panas pada system berbeda pada tiap lintasan, dapat dibuktikan bahwa
jika panas yang diberikan di tiap titik lintasan dibagi dengan suhu mutlak system
di titik itu, lalu perbandingan hasil pembagian ini untuk seluruh lintasan
dijumlahkan, maka jumlah ini untuk semua lintasan (reversibel) antara titik-titik
ujung yang sama, mempunyai harga yang sama. Secara matematis dituliskan.
1∫2dQ/T = konstan unutuk tiap lintasan reversible antara keadaan 1 dan 2.
Salah satu sifat entropi diantaranya adalah tidak adanya asas kekekalan entropi
sehingga entropi dapat diciptakan dan pada tiap proses alam akan terjadi
128
penambahan entropi, jika semua sistem yang mengambil bagian dalam proses
diperhitungkan.
VIII.5 Energi Bebas dan Perubahan Spontan
Kespontanan suatu proses dengan demikian dapat diukur dengan satu
kriteria yitu perubahan energi bebas Gibbs(ΔG). Ketetapannya adalah untuk suatu
proses yang terjadi pada proses yang terjadi pada suhu dan tekanan konstan di
dalam suatu sistem tertutup, perubahan secara spontan akan disertai oleh
penurunan energi bebas.
Bila kita memperhatikan persamaan energi bebas Gibbs, ada dua unit
energi yang menentukan perubahan energi bebas, yang pertama adalah ΔH dan
yang kedua adalah TΔS. ΔH kita kenal sebagai kalor reaksi pada tekanan konstan
atau entalpi, sedangkan TΔS adalah perkalian antara suhu(K) dengan nilai entropi
sistemnya( K x J/K ), sehingga TAS pun merupakan ukuran energi yang disebut
sebagai energi pengorganisasian sistem atau organizational energy of a system.
Penggunaan kriteria baru ini dalam menentukan perubahan yang bersifat spontan
dapat ditentukan dengan melihat tanda ΔH dan ΔS, yang kemungkinan prosesnya
dapat dilihat dalam tabel dibawah:
TABEL
kasus ΔH ΔS ΔG Hasil Contoh reaksi
129
1 - + - Spontan pada seluruh
kisaran suhu
2H2O (g) → 2H (g) + O (g)
2 - - -
+
Spontan pada suhu
rendah
Nonspontan pada suhu
tinggi
H2O (l) → H2O (p)
3 + + +
-
Nonspontan pada suhu
rendah
Spontan pada suhu
tinggi
2NH (3) → N2 (g) + 3H (2)
4 + - + Nonspontan pada
seluruh suhu
3O2 (g) → 2O3 (g)
Contoh:
Apakah reaksi disosiasi AB(g) → A (g) + B (g), cenderung berjalan spontan pada
suhu tinggi atau suhu rendah?
Penyelesaian:
Reaksi ini melibatkan pemecahan ikatan antara A dan B. maka enregi harus
diabsoprsi oleh system jadi ΔH > 0. karena 2 mol gas dihasilkan dari 1 mol gas,
maka terdapat kenaikan ketidakteraturan dari reaksi tersebut sehingga ΔS > 0.
Rumus : ΔG = ΔH – TΔS = ?
( + ) ( + ) ( + atau -)
(-) = spontan
(+) = tak spontan
Spontanitas reaksi pada suhu tertentu akan tergantung pada nilai relatif ΔH
terhadap TΔS. Kita dapat meramalkan bahwa semakin tinggi suhu reaksi nilai
TΔS akan makin besar ( sementara ΔH tidak terlalu dipengaruhi suhu ), sehingga
130
operasi dan persamaan tersebut akan menghasilkan nilai ΔG < 0. dengan
demikian, reaksi-reaksi disosiasi dari tipe ini akan cenderung spontan pada suhu
tinggi, misalnya reaksi:
I2 (g)→ I (g)+ I (g)
Perubahan energi bebas standard, ΔG
Seperti halnya ΔH,ΔU,dan ΔS, energi bebas dari bahan kimia tergantung
pada keadaannya. Untuk dapat mengubah kaidah ini dalam suatu perhitungan
diperlukan konversi untuk menetapkan keadaan standard bagi energi bebas suatu
zat.
Konvensi keadaan standard untuk suatu zat adalah:
Padatan : senyawa/bahan murni pada tekanan 1 atm
Cairan : senyawa/ bahan murni pada tekanan 1 atm
Gas : gas ideal pada tekanan parsial 1 atm
Telarut : larutan ideal pada konsentrasi 1 M
Perubahan energi yang dihasilkan bila pereaksi dan produk berada pada
keadaan standard disebut sebagai perubahan energi bebas standard, ΔG o. Untuk
reaksi suatu senyawa yang dibentuk dari unsur-unsurnya, maka ΔG orx
mencerminkan nilai energi bebas pembentukan standard dari senyawa tersebut
disimbolkan oleh nilai ΔGf o
. Bila senyawa yang dibentuk jumlahnya satu mol
( yang biasanya ditampilkan pada data tabel termodinamika), biasanya digunakan
tanda garis pada bagian atas simbol ( overbar) ΔGf o.
Berdasarkan konvensi, energi bebas pembentukan standard unsur pada keadaan
bentuknya yang paling stabil pada tekanan 1 atm didefinisikan besarnya = nol
pada suhu tertentu. Beberapa contoh dituliskan pada tabel di bawah ini.
TABEL
ΔH f o,KJ/mol ΔG f
o ,kJ/mol ΔS o ,kJ/mol
Br2(g) 30,71 3,14 245,35
Br2(l) 0 0 152,30
131
C ( berlian ) 1,88 2,85 2,43
C ( grafit ) 0 0 5,69
I2(g) 62,26 19,37 260,58
I2(p) 0 0 116,7
Beberapa sifat ΔG yang harus diperhatikan adalah:
1. ΔG adalah suatu besaran yang ekstensif
2. ΔG akan berubah tanda bila proses berjalan sebaliknya
3. ΔG untuk seluruh proses bersih dapat diperoleh dengan menjumlahkan nilai-
nilai ΔG dari tahap masing-masing.
VIII.6 Laju Reaksi
Laju reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi atau hasil reaksi dalam
satu satuan waktu. Ada beberapa cara untuk mengukur laju dari suatu reaksi.
Sebagai contoh, jika gas dilepaskan dalam suatu reaksi, kita dapat mengukurnya
dengan menghitung volume gas yang dilepaskan per menit pada waktu tertentu
selama reaksi berlangsung. Definisi Laju ini dapat diukur dengan satuan cm3s-1.
Bagaimanapun, untuk lebih formal dan matematis dalam menentukan laju
suatu reaksi, laju biasanya diukur dengan melihat berapa cepat konsentrasi suatu
reaktan berkurang pada waktu tertentu. Sebagai contoh, andaikan kita memiliki
suatu reaksi antara dua senyawa A dan B. Misalkan setidaknya salah satu mereka
merupakan zat yang bisa diukur konsentrasinya-misalnya, larutan atau dalam
bentuk gas.
Untuk reaksi ini kita dapat mengukur laju reaksi dengan menyelidiki
berapa cepat konsentrasi, katakan A, berkurang per detik. Kita mendapatkan,
sebagai contoh, pada awal reaksi, konsentrasi berkurang dengan laju 0.0040 mol
dm-3 s-1. Hal ini berarti tiap detik konsentrasi A berkurang 0.0040 mol per
desimeter kubik. Laju ini akan meningkat seiring reaksi dari A berlangsung.
132
Ada beberapa faktor yang mempengaruhi laju reaksi antara lain adalah luas
permukaan zat, konsentrasi larutan, tekanan, suhu, dan katalis.
A. Efek dari Luas Permukaan pada Laju Reaksi
Bagian ini menjelaskan efek dari perubahaan dari luas permukaan zat
padat pada laju reaksi. Hal ini berlaku untuk reaksi yang melibatkan zat padat dan
gas, atau zat padat dan zat cair. Juga termasuk kasus dimana zat padat berlaku
sebagai katalis. Semakin zat padat terbagi menjadi bagian kecil-kecil, semakin
cepat reaksi berlangsung. Bubuk zat padat biasanya menghasilkan reaksi yang
lebih cepat dibandingkan sebuah bungkah zat padat dengan massa yang sama.
Bubuk padat memiliki luas permukaan yang lebih besar daripada sebuah bungkah
zat padat. Contohnya adalah
Kalsium karbonat dan asam hidroklorida
Di labotarium, bubuk kalsium karbonat bereaksi lebih cepat dengan
larutan asam hidroklorida dibandingkan dengan massa yang sama dalam bentuk
pualam atau batu gamping.
Katalis perubah
Katalis perubah berupa logam seperti platina, palladium, dan rhodium
digunakan untuk merubah zat-zat beracun buangan kendaraan bermotor menjadi
zat yang relatif aman. Sebagai contoh, reaksi pengubahaan karbon monoksida dan
oksida nitrogen adalah:
Karena gas-gas buangan hanya berinteraksi dengan katalis dalam waktu
yang sangat singkat, reaksi harus berlangsung cepat. Logam yang luar biasa mahal
digunakan sebagai katalis dengan melapiskan struktur keramik 'honeycomb' suatu
lapisan yang sangat tipis untuk memaksimalkan luas permukaan.
133
Kita hanya dapat melangsungkan reaksi jika partikel dalam gas maupun
cair bertumbukan dengan partikel padat. Peningkatan luas permukaan dari zat
padat meningkatkan kemungkinan tumbukan bertambah besar.
Bayangkan suatu reaksi antara logam magnesium dengan larutan asam seperti
asam hidroklorida. Reaksi melibatkan tumbukan antara atom magnesium dengan
ion hidrogen.
Kita dapat menyimpulkan bahwa peningkatan jumlah tumbukan per detik
meningkatkan laju reaksi.
B. Efek dari Konsentrasi pada Laju Reaksi
Bagian ini menjelaskan efek dari perubahaan dari konsentrasi larutan pada
laju reaksi. Untuk berbagai reaksi yang melibatkan zat cair dan gas, peningkatan
134
konsentrasi dari pereaksi meningkatkan laju reaksi. Dalam beberapa kasus
tertentu, peningkatan salah satu pereaksi memungkinkan terjadinya sedikit efek
pada laju reaksi. Kasus-kasus ini akan dibahas di halaman ini lebih lanjut.
Jangan beranggapan apabila kita melipatgandakan konsentrasi dari satu
pereaksi Anda akan melipatgandakan laju reaksi. Hal itu mungkin saja terjadi,
tetapi hubungannya akan jauh lebih rumit.
Contohnya adalah
Seng dan asam hidroklorida
Di labotarium, butiran seng beraksi cukup lambat dengan larutan asam
hidroklorida, tetapi akan lebih cepat apabila konsentrasi dari asam
ditingkatkan.
Dekomposisi katalis pada hidrogen peroxide
Mangan(IV) oksida padat biasa digunakan sebagai katalis dalam reaksi ini.
Oksigen dihasilkan jauh lebih cepat apabila hidrogen peroxide dalam konsentrasi
pekat daripada dalam konsentrasi encer.
Reaksi antara larutan natrium thiosulfat dan asam hidroklorida
Reaksi ini sering digunakan untuk menyelidiki relasi antara konsentrasi
dan laju reaksi. Ketika larutan asam ditambahkan ke dalam larutan natrium
thiosulfat, endapan berwarna kuning pucat dari belerang dihasilkan.
135
Semakin banyak larutan natrium thiosulfate menjadi encer, semakin lama juga
endapan terbentuk.
Argumen yang sama berlaku ketika dua reaksi melibatkan tumbukan
antara dua partikel yang berbeda atau dua partikel yang sama.
Supaya suatu reaksi dapat berlangsung, partikel-partikel tersebut pertama-tama
haruslah bertumbukan. Hal ini berlaku ketika dua partikel itu larutan atau salah
satu larutan dan satunya lagi benda padat. Jika konsentrasinya tinggi,
kemungkinan untuk bertumbukan pun semakin besar.
Jika reaksi hanya melibatkan satu partikel tersebar ke berbagai arah, maka
tumbukan-tumbukan tidak saling berhubungan. Yang menjadi masalah sekarang
adalah bagaimana berbagai partikel memiliki energi yang cukup untuk bereaksi
pada waktu yang bersamaan. Andaikan dalam satu waktu 1 per satu juta partikel
memiliki energi yang cukup atau melebihi energi aktivasi. Jika Anda memiliki
100 juta partikel, 100 diantaranya akan bereaksi. Jika Anda memilki 200 juta
136
partikel pada volume yang sama, maka 200 diantaranya akan bereaksi. Laju reaksi
akan berlipat ganda dengan menggandakan konsentrasi.
Andaikan kita menggunakan sedikit jumlah dari katalis padat dalam
reaksi, dan direaksikan dengan reaktan dengan larutan konsentrasi yang cukup
tinggi, maka permukaan katalis akan seluruhnya diliputi oleh partikel yang
bereaksi yang menghalangi terjadinya reaksi yang lebih cepat. Peningkatan
konsentrasi dari larutan terkadang tidak memberikan efek apa-apa karena katalis
telah bekerja pada kapasitas maksimumnya.
Andaikan kita memiliki suatu reaksi yang berlangsung sebagai suatu
rentetan dari tahap-tahap kecil. Tahap-tahap ini memilki perbedaan laju yang
cukup besar - beberapa cepat, beberapa lambat.
Sebagai contoh, andaikan dua reaksi A dan B bereaksi bersama dalam dua tahap :
Laju total dari seluruh reaksi akan ditentukan dari berapa cepatnya A terpecah
membentuk X dan Y. Ini dapat dideskripsikan sebagai rate determining step dari
reaksi.
Jika kita meningkatkan konsentrasi dari A, Anda akan mendapatkan
peningkatan laju reaksi pada tahap pertama maupun laju reaksi keseluruhan. Jika
kita meningkatkan konsentrasi dari B, kita akan mendapatkan peningkatan laju
reaksi pada tahap kedua, namun akan sulit mendapatkan peningkatan laju
keseluruhan. Anda dapat membayangkan reaksi tahap kedua akan berlangsung
segera setelah X terbentuk sehingga reaksi tahap kedua sebagai 'reaksi yang
menunggu' yang berlangsung setelah reaksi pertama berlangsung. Contoh yang
paling tepat untuk reaksi ini berada dalam kimia organik. Reaksi yang melibatkan
tertier halogenalkana (alkil halida) dan beberapa senyawa yang memungkinkan -
termasuk hidroksi ion. Contoh dari reaksi ini adalah subtitusi nukleofil dengan
mekanisme SN1.
137
C. Efek dari Tekanan pada Laju Reaksi
Peningkatan tekanan pada reaksi yang melibatkan gas pereaksi akan
meningkatan laju reaksi. Perubahaan tekanan pada suatu reaksi yang melibatkan
hanya zat padat maupun zat cair tidak memberikan perubahaan apapun pada laju
reaksi
Beberapa contohnya adalah dalam proses pembuatan amonia dengan proses
Haber, laju reaksi antara hidrogen dan nitrogen ditingkatkan dengan
menggunakan tekanan yang sangat tinggi.
Sesungguhnya, alasan utama menggunakan tekanan tinggi adalah untuk
meningkatkan persentase amonia didalam kesetimbangan campuran, namun hal
ini juga memberikan perubahaan yang berarti pada laju reaksi juga.
Hubungan antara tekanan dan konsentrasi
Peningkatan tekanan dari gas adalah sama dengan peningkatan pada konsentrasi.
Jika Anda memilki gas dalam massa tertentu, semakin Anda meningkatkan
tekanan semakin kecil juga volumenya. Jika Anda memiliki massa yang sama
dengan volume yang lebih kecil, maka semakin tinggi konsentrasinya.
Kita juga dapat menggambarkan relasi matematis apabila keadaan berlangsung
dalam keadaan gas ideal :
138
Karena "RT" merupakan tetapan selama suhu tetap, menunjukkan bahwa
tekanan berbanding lurus dengan konsentrasi. Jika Anda melipat gandakannya,
Anda juga menggandakan konsentrasinya.
Pengaruh peningkatan tekanan terhadap laju reaksi
Tumbukan yang melibatkan dua partikel
Argumen yang sama berlaku ketika dua reaksi melibatkan tumbukan antara dua
partikel yang berbeda atau dua partikel yang sama. Supaya suatu reaksi dapat
berlangsung, partikel-partikel tersebut pertama-tama haruslah bertumbukan. Hal
ini berlaku ketika dua partikel itu gas atau salah satu gas dan satunya lagi benda
padat. Jika tekanan tinggi, kemungkinan untuk bertumbukan pun semakin besar.
Reaksi yang melibatkan hanya satu partikel
Jika reaksi hanya melibatkan satu partikel tersebar ke berbagai arah, maka
tumbukan-tumbukan tidak saling berhubungan. Yang menjadi masalah sekarang
139
adalah bagaimana berbagai partikel memiliki energi yang cukup untuk bereaksi
pada waktu yang bersamaan. Andaikan dalam satu waktu 1 per satu juta partikel
memiliki energi yang cukup atau melebihi energi aktivasi. Jika Anda memiliki
100 juta partikel, 100 diantaranya akan bereaksi. Jika Anda memilki 200 juta
partikel pada volume yang sama, maka 200 diantaranya akan bereaksi. Laju reaksi
akan berlipat ganda dengan menggandakan tekanan.
D. Efek dari Suhu pada Laju Reaksi
Ketika kita meningkatkan temperatur laju reaksi akan meningkat. Sebagai
perkiraan kasar, sebagian reaksi berlangsung dalam temperatur ruangan, laju
reaksi akan berlipatganda setiap kenaikan 10oC suhu.
Perkiraan ini bukan keadaan yang mutlak dan tidak bisa diterapkan pada
seluruh reaksi. Bahkan mendekati benar, laju reaksi akan berlipat ganda tiap 9oC
atau 11oC atau tiap suhu tertentu. Angka dari derajat suhu yang diperlukan untuk
melipatgandakan laju reaksi akan berubah secara bertahap seiring dengan
meningkatnya temperatur.
Beberapa reaksi pada hakekatnya sangat cepat - sebagai contoh, reaksi
pernafasan melibatkan ion yang terlarut menjadi zat padat yang tidak larut, atau
reaksi antara ion hidrogen dengan asam dan ion hidroksi dari alkali di dalam
larutan. Sehingga memanaskan salah satu dari contoh ini tidak memperoleh
perbedaan laju reaksi yang cukup bereaksi. Hampir sebagian besar reaksi yang
terjadi baik di labotarium maupun industri akan berlangsung lebih cepat apabila
kita memanaskannya.
Peningkatan frekuensi tumbukan
Partikel hanya dapat bereaksi ketika mereka bertumbukan. Jika Anda
memanaskan suatu benda, maka partikel-partikelnya akan bergerak lebih cepat
sehingga frekuensi tumbukan akan semakin besar. Hal ini mempercepat laju dari
reaksi. Mari kita lihat lebih jauh secara matematis. Frekuensi dari tumbukan dua
partikel gas berbanding lurus dengan akar dari temperatur kelvin. Jika kita
meningkatkan suhu dari 293 K ke 303 K (20oC ke 30oK)
140
Kita akan memperoleh 1.7 % peningkatan dari tiap kenaikan 10oC. Laju
reaksi akan meningkat kurang lebih dua kali pada tiap kenaikan suhu - dengan
kata lain peningkatan sekitar 100%. Efek dari peningkatan frekuensi tumbukan
pada laju reaksi sangatlah kecil. Namun efek yang dihasilkannya sangat berbeda.
Untuk mempercepat reaksi, kita perlu untuk meningkatkan jumlah dari partikel-
partikel energik - partikel-partikel yang memiliki energi sama atau lebih besar dari
aktivasi energi. Peningkatan suhu memberi pengaruh yang tepat - merubah bentuk
dari diagram. Diagram berikut, grafik yang berlabel T merupakan suhu awal.
Grafik yang berlabelkan T+t adalah suhu yang lebih tinggi.
Jika kita memperhatikan posisi dari aktivasi energi, kita dapat melihat
walaupun kurva tidak bergeser terlalu banyak, ada peningkatan yang cukup berarti
pada pertikel-partikel energik untuk bertumbukkan dengan energi yang cukup
untuk bereaksi.
141
Ingat bahwa luas dibawah kurva merupakan jumlah dari partikel-partikel.
Diagram diatas menggambarkan luas dibawah kurva pada sebelah kanan energi
aktivasi menjadi kurang lebih dua kali lipat lebih luas, oleh karena itu laju reaksi
pun berlipatganda. Jadi, peningkatan suhu meningkatkan laju reaksi karena
bertambahnya jumlah energi tumbukan aktif
E. Efek dari Katalis pada Laju Reaksi
Halaman ini menjelaskan bahwa penambahan katalis mempengaruhi laju
reaksi. Halaman ini mengansumsikan bahwa Anda telah mengerti prinsip dasar
dari teori tumbukan dan distribusi energi molekular Maxwell-Boltzmann pada
gas. Katalis adalah suatu zat yang mempercepat suatu laju reaksi, namun ia
sendiri, secara kimiawi, tidak berubah pada akhir reaksi. Ketika reaksi selesai, kita
akan mendapatkan massa katalasis yang sama seperti pada awal kita tambahkan.
Beberapa katalis umum yang digunakan :
reaksi katalis
Dekomposisi hidrogen peroxidemangan(IV)oksida,
MnO2
Nitrasi benzena asam sulfur pekat
142
Produksi amonia dengan proses Haber besi
Konversi dari SO2 ke SO3 melalui proses
Kontak untuk memproduksi asam sulfurvanadium(V)oxida,V2O5
Hidrogenasi C=C ikatan rangkap @
Pentingnya aktivasi energi
Tumbukan-tumbukan akan menghasilkan reaksi jika partikel-partikel
bertumbukan dengan energi yang cukup untuk memulai suatu reaksi. Energi
minimum yang diperlukan disebut dengan reaksi aktivasi energi. Kita dapat
menggambarkan keadaan dari energi aktivasi pada distribusi Maxwell-Boltzmann
seperti ini:
Hanya partikel-partikel yang berada pada area di sebelah kanan dari
aktivasi energi yang akan bereaksi ketika mereka bertumbukan. Sebagian besar
dari partikel tidak memiliki energi yang cukup dan tidak menghasilkan reaksi.
Katalis dan aktivasi energi
143
Untuk meningkatkan laju reaksi kita perlu untuk meningkatkan jumlah
tumbukan-tumbukan yang berhasil. Salah satu cara alternatif untuk
mewujudkannya adalah dengan menurunkan energi aktivasi. Dengan kata lain,
menggeser energi aktivasi seperti diagram dibawah ini :
Menambahkan katalis memberikan perubahaan yang berarti pada energi
aktivasi. Katalis menyediakan satu rute alternatif bagi reaksi. Rute alternatif ini
memiliki energi aktivasi yang rendah. Diagram dibawah ini merupakan gambaran
keadaan energi.
144
Ingat, katalis hanya mempengaruhi laju pencapaian kesetimbangan, bukan
posisi keseimbangan (misalnya : membalikkan reaksi). Katalis tidak menggangu
gugat hasil suatu reaksi kesetimbangan dan konsentrasi atau massanya setelah
reaksi selesai sama dengan konsentrasi atau massa reaksi sebelum reaksi
dilangsungkan.
VIII.7 Orde Reaksi
Orde reaksi adalah banyaknya faktor konsentrasi zat reaktan yang
mempengaruhi kecepatan reaksi. Penentuan orde reaksi tidak dapat diturunkan
dari persamaan reaksi tetapi hanya dapat ditentukan berdasarkan percobaan. Suatu
reaksi yang diturunkan secara eksperimen dinyatakan dengan rumus kecepatan
reaksi :
v = k (A) (B) 2
persamaan tersebut mengandung pengertian reaksi orde 1 terhadap zat A dan
merupakan reaksi orde 2 terhadap zat B. Secara keselurahan reaksi tersebut adalah
reaksi orde 3.
Order reaksi selalu ditemukan melalui percobaan. Kita tidak dapat
menentukan apapun tentang order reaksi dengan hanya mengamati persamaan dari
suatu reaksi. Jadi andaikan kita telah melakukan beberapa percobaan untuk
menyelidiki apa yang terjadi dengan laju reaksi dimana konsentrasi dari satu
reaktan, A, berubah, Beberapa hal-hal sederhana yang akan kita temui adalah
Kemungkinan pertama : laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi A
Hal ini berarti jika kita melipatgandakan konsentrasi A, laju reaksi akan
berlipat ganda pula. Jika kita meningkatkan konsentrasi A dengan faktor 4, laju
reaksi pun akan menjadi 4 kali lipat. Kita dapat mengekspresikan persamaan ini
dengan simbol :
145
Adalah cara yang umum menulis rumus dengan tanda kurung persegi untuk
menunjukkan konsentrasi yang diukur dalam mol per desimeter kubik (liter). Kita
juga dapat menulis tanda berbanding lurus dengan menuliskan konstanta
(tetapan), k.
Kemungkinan lainnya : Laju reaksi berbanding terbalik dengan kuadrat
konsentrasi A
Hal ini berarti jika kita melipatgandakan konsentrasi dari A, laju reaksi
akan bertambah 4 kali lipat (22). Jika konsentras dari A ditingkatkan tiga kali lipat,
laju reaksi akan bertambah menjadi 9 kali lipat (32). Dengan simbol dapat
dilambangkan dengan:
Secara umum, dengan melakukan percobaan yang melibatkan reaksi antara
A dan B, kita akan mendapatkan bahwa laju reaksi berhubungan dengan
konsentrasi A dan B dengan cara :
146
Hubungan ini disebut dengan persamaan laju reaksi.
Kita dapat melihat dari persamaan laju reaksi bahwa laju reaksi
dipengaruhi oleh pangkat dari konsentrasi dari A dan B. Pangkat-pangkat ini
disebut dengan orde reaksi terhadap A dan B. Jika orde reaksi terhadap A adalah 0
(nol), berarti konsentrasi dari A tidak mempengaruhi laju reaksi. Order reaksi total
(keseluruhan), didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order. Sebagai contoh, di
dalam reaksi order satu terhadap kedua A dan B (a = 1 dan b = 1), order reaksi
total adalah 2. Kita menyebutkan order reaksi total dua.
Tiap contoh yang melibatkan reaksi antara A dan B, dan tiap persamaan
laju didapat dari ekperimen untuk menentukan bagaimana konsentrasi dari A dan
B mempengaruhi laju reaksi.
Contoh 1:
Dalam kasus ini, orde reaksi terhadap A dan B adalah 1. Orde reaksi total adalah
2, didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap orde.
Contoh 2:
Pada reaksi ini, A berorder nol karena konsentrasi A tidak mempengaruhi laju dari
reaksi. B berorde 2 , sehingga orde reaksi total adalah dua.
147
Contoh 3:
Pada reaksi ini, A berorde satu dan B berode nol, karena konsentrasi B tidak
mempengaruhi laju reaksi. Orde reaksi total adalah satu.
Bagaimana bila kita memiliki reaktan-reaktan lebih dari dua lainnya?
Tidak menjadi masalah berapa banyak reaktan yang ada. Konsentasi dari tiap
reaktan akan berlangsung pada laju reaksi dengan kenaikan beberapa pangkat.
Pangkat-pangkat ini merupakan order tersendiri dari setiap reaksi. Order total
(keseluruhan) dari reaksi didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order tersebut.
VIII.8 Konstanta Kesetimbangan
Tetapan kesetimbangan menunjukkan perbandingan komposisi pereaksi
dan hasil reaksi dalam keadaan setimbang pada suhu tertentu.
1. Hukum Kesetimbangan
Hukum kesetimbangan dikenal juga dengan nama hukum aksi massa yang
berbunyi:
Hasil kali konsentrasi setimbang zat diruas kanan dibagi dengan
hasil kali konsentrasi setimbang zat diruas kiri, masing-masing
dipangkatkan dengan koofisien zat reaksinya, mempunyai harga
tetap pada suhu tetap.
2. Persamaan Tetapan Kesetimbangan
Untuk kesetimbangan homogen, persamaan tetapan kesetimbangan sesuai
dengan stokiometri reaksi. Secara umum, untuk reaksi
mA + nB pC+ qD
148
Persamaan tetapan kesetimbangan adalah:
3. Hubungan Antara Kc dengan Persamaan Kimia yang Setara
Pada sebuah persamaan reaksi berlaku:
1) Jika persamaan reaksi kesetimbangan dibalik, maka harga Kc juga
dibalik
2) Jika koofisien reaksi kesetimbangan dibagi dengan faktor n maka
harga tetapan kesetimbangan yang baru adalah akar pangkat n dari
harga tetapan kesetimbangan yang lama
3) Jika koofisien reaksi kesetimbangan dikalikan dengan faktor n
maka harga tetapan kesetimbangan yang baru adalah harga tetapan
kesetimbangan yang lama dipangkatkan dengan n
4. Penggabungan Persamaan Tetapan Kesetimbangan
Tetapan kesetimbangan untuk suatu reaksi total adalah hasil kali dari
tetapan kesetimbangan dari reaksi pembentuknya yang digabungkan.
5. Tetapan Kesetimbangan Tekanan Parsial
Tetapan kesetimbangan untuk sistem kesetimbangan gas juga dapat
dinyatakan berdasarkan tekanan parsial gas, disamping tetapan
kesetimbangan yang berdasarkan konsentrasi. Tetapan kesetimbangan
yang berdasarkan tekanan parsial disebut tetapan kesetimbangan tekanan
parsial dan dinyatakan dengan Kp.
Contoh :
N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g) maka
149
6. Hubungan Kp dengan Kc.
Kp = Kc (RT)∆n
R = tetapan 0.082
T = suhu
∆n = selisih koofisien kanan hasil dengan produk
7. Tetapan Kesetimbangan untuk Kesetimbangan Heterogen
Persamaan tetapan kesetimbangan hanya mengandung komponen yang
konsentrasi atau tekanannya berubah selama reaksi berlansung. Hal seperti
itu tidak terjadi pada zat padat murni atau zat cair murni. Oleh karena itu,
zat padat murni maupun zat cair murni tidak disertakan dalam persamaan
tetapan kesetimbangan.
8. Arti Tetapan Kesetimbangan
a) Memberi informasi tentang posisi kesetimbangan
Harga Kp atau Kc yang sangat besar menunjukkan bahwa reaksi ke
kanan berlangsung sempurna atau hampir sempurna. Sebaliknya, harga
Kc atau Kp yang sangat kecil menunjukkan bahwa reaksi kekanan tidak
berlangsung besar.
b) Meramalkan arah reaksi apabila zat pada ruas kiri dan ruas kanan dari
suatu reaksi kesetimbangan dicampurkan dalam suatu wadah reaksi
maka sangat mungkin bahwa campuran tidak setimbang. Reaksi harus
berlansung ke kanan atau kekiri sampai mencapai kesetimbangan.
Dalam hal seperti ini, arah reaksi dapat ditentukan dengan memeriksa
nilai kuotion reaksi (Qc). Kuotion reaksi adalah nisbah konsentrasi
yang bentuknya sama dengan persamaan Kc.
Jika Qc < Kc berarti reaksi bersih berlansung kekanan sampai Qc = Kc
Jika Qc > Kc berarti reaksi bersih berlansung kekiri samapi Qc = Kc
Jika Qc = Kc berarti campuran setimbang.
150
Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik.
Apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan
kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang. Secara
umum reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai:
A + B C + D
ADA DUA MACAM SISTEM KESETIMBANGAN, YAITU :
1. Kesetimbangan dalam sistem homogen
a. Kesetimbangan dalam sistem gas-gas
Contoh: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
b. Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan
Contoh: NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH- (aq)
2. Kesetimbangan dalam sistem heterogen
a. Kesetimbangan dalam sistem padat gas
Contoh: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
b. Kesetimbangan sistem padat larutan
Contoh: BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4
2- (aq)
c. Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas
Contoh: Ca(HCO3)2(aq) CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
Hukum Guldberg dan
Wange:
Dalam keadaan kesetimbangan pada suhu tetap, maka
hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan
hasil kali konsentrasi pereaksi yang sisa dimana
masing-masing konsentrasi itu dipangkatkan dengan
koefisien reaksinya adalah tetap.
Pernyataan tersebut juga dikenal sebagai hukum kesetimbangan.
Untuk reaksi kesetimbangan: a A + b B c C + d D maka:
151
Kc = (C)c x (D)d / (A)a x (B)b
Kc adalah konstanta kesetimbangan yang harganya tetap selama suhu tetap.
BEBERAPA HAL YANG HARUS DIPERHATIKAN
- Jika zat-zat terdapat dalam kesetimbangan berbentuk padat dan gas yang
dimasukkan dalam persamaan kesetimbangan hanya zat-zat yang berbentuk
gas saja sebab konsentrasi zat padat adalah tetap dan nilainya telah terhitung
dalam harga Kc itu.
Contoh: C(s) + CO2(g) 2CO(g)
Kc = (CO)2 / (CO2)
- Jika kesetimbangan antara zat padat dan larutan yang dimasukkan dalam
perhitungan Kc hanya konsentrasi zat-zat yang larut saja.
Contoh: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Kc = (Zn2+) / (CO2+)
- Untuk kesetimbangan antara zat-zat dalam larutan jika pelarutnya tergolong
salah satu reaktan atau hasil reaksinya maka konsentrasi dari pelarut itu
tidak dimasukkan dalam perhitungan Kc.
Contoh: CH3COO-(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH-(aq)
Kc = (CH3COOH) x (OH-) / (CH3COO-)
Contoh soal:
1. Satu mol AB direaksikan dengan satu mol CD menurut persamaan reaksi:
152
AB(g) + CD(g) AD(g) + BC(g)
Setelah kesetimbangan tercapai ternyata 3/4 mol senyawa CD berubah menjadi
AD dan BC. Kalau volume ruangan 1 liter, tentukan tetapan kesetimbangan untuk
reaksi ini !
Jawab:
Perhatikan reaksi kesetimbangan di atas jika ternyata CD berubah (bereaksi)
sebanyak 3/4 mol maka AB yang bereaksi juga 3/4 mol (karena koefsiennya
sama).
Dalam keadaan kesetimbangan:
(AD) = (BC) = 3/4 mol/l
(AB) sisa = (CD) sisa = 1 - 3/4 = 1/4 n mol/l
Kc = [(AD) x (BC)]/[(AB) x (CD)] = [(3/4) x (3/4)]/[(1/4) x (1/4)] = 9
2. Jika tetapan kesetimbangan untuk reaksi:
A(g) + 2B(g) 4C(g)
sama dengan 0.25, maka berapakah besarnya tetapan kesetimbangan bagi reaksi:
2C(g) 1/2A(g) + B(g)
Jawab:
- Untuk reaksi pertama: K1 = (C)4/[(A) x (B)2] = 0.25
- Untuk reaksi kedua : K2 = [(A)1/2 x (B)]/(C)2
- Hubungan antara K1 dan K2 dapat dinyatakan sebagai:
K1 = 1 / (K2)2 K2 = 2
Azas Le Chatelier menyatakan: Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi,
maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu
menjadi sekecil-kecilnya.
153
Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang
baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran
kesetimbangan.
Bagi reaksi:
A + B C + D
KEMUNGKINAN TERJADINYA PERGESERAN
1. Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B membentuk C dan D,
sehingga jumlah mol A dan B berkurang, sedangkan C dan D bertambah.
2. Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga
jumlah mol C dan D berkurang, sedangkan A dan B bertambah.
FAKTOR-FAKTOR YANG DAPAT MENGGESER LETAK
KESETIMBANGAN ADALAH :
a. Perubahan konsentrasi salah satu zat
b. Perubahan volume atau tekanan
c. Perubahan suhu
A. PERUBAHAN KONSENTRASI SALAH SATU ZAT
Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat
diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat
154
tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka
kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut.
Contoh: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
- Bila pada sistem kesetimbangan ini ditambahkan gas SO2, maka kesetimbangan
akan bergeser ke kanan.
- Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O2, maka kesetimbangan
akan bergeser ke kiri.
B. PERUBAHAN VOLUME ATAU TEKANAN
Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan
perubahan volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem
akan mengadakan berupa pergeseran kesetimbangan.
Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan
bergeser ke arah jumlah Koefisien Reaksi Kecil.
Jika tekanan diperkecil = volume diperbesar, kesetimbangan akan
bergeser ke arah jumlah Koefisien reaksi besar.
Pada sistem kesetimbangan dimana jumlah koefisien reaksi
sebelah kiri = jumlah koefisien sebelah kanan, maka perubahan
tekanan/volume tidak menggeser letak kesetimbangan.
Contoh:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
155
Koefisien reaksi di kanan = 2
Koefisien reaksi di kiri = 4
- Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (= volume diperkecil),
maka kesetimbangan akan
bergeser ke kanan.
- Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (= volume diperbesar),
maka kesetimbangan akan
bergeser ke kiri.
C. PERUBAHAN SUHU
Menurut Van't Hoff :
- Bila pada sistem kesetimbangan subu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi
akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm).
- Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi
akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm).
Contoh:
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) ; H = -216 kJ
- Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
- Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
PENGARUH KATALISATOR TERHADAP KESETIMBANGAN
Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepat
tercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan (harga tetapan
156
kesetimbangan Kc tetap), hal ini disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke
kanan dan ke kiri sama besar.
HUBUNGAN ANTARA HARGA Kc DENGAN Kp
Untuk reaksi umum:
a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g)
Harga tetapan kesetimbangan:
Kc = [(C)c . (D)d] / [(A)a . (B)b]
Kp = (PCc x PD
d) / (PAa x PB
b)
dimana: PA, PB, PC dan PD merupakan tekanan parsial masing-masing gas A, B. C
dan D.
Secara matematis, hubungan antara Kc dan Kp dapat diturunkan sebagai:
Kp = Kc (RT) n
dimana n adalah selisih (jumlah koefisien gas kanan) dan (jumlah koefisien gas
kiri).
Contoh:
Jika diketahui reaksi kesetimbangan:
CO2(g) + C(s) 2CO(g)
Pada suhu 300o C, harga Kp= 16. Hitunglah tekanan parsial CO2, jika tekanan total
dalaun ruang 5 atm!
Jawab:
157
Misalkan tekanan parsial gas CO = x atm, maka tekanan parsial gas CO2 = (5 - x)
atm.
Kp = (PCO)2 / PCO2 = x2 / (5 - x) = 16 x = 4
Jadi tekanan parsial gas CO2 = (5 - 4) = 1 atm
Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih
sederhana.
Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan
jumlah mol mula-mula.
Contoh:
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)
besarnya nilai derajat disosiasi ():
= mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula
Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:
a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
0 < < 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian).
Bab IX
Elektrokimia
158
IX.1 Reaksi Setengah Sel
Notasi sel memberikan informasi yang lengkap dari sel galvani.
Informasi tersebut meliputi jenis elektroda, jenis elektrolit yang kontak
dengan elektroda tersebut termasuk konsentrasi ion-ionnya, anoda dan
katodanya serta pereaksi dan hasil reaksi setiap setengah-sel.
Setengah sel anoda dituliskan terlebih dahulu, diikuti dengan
setengah sel katoda. Satu garis vertikal menggambarkan batas fasa. Garis
vertikal putus-putus sering digunakan untuk menyatakan batas antara dua
cairan yang misibel. Dua spesi yang ada dalam fasa yang sama dipisahkan
dengan tanda koma. Garis vertikal rangkap dua digunakan untuk
menyatakan adanya jembatan garam. Untuk larutan, konsentrasinya
dinyatakan di dalam tanda kurung setelah penulisan rumus kimianya.
Sebagai contoh:
Zn(s)½Zn2+(1,00 m) ½½ Cu2+(1,00 m) ½Cu(s)
Zn(s)½Zn2+(1,00 m) Cu2+(1,00 m) ½Cu(s)
Pt½Fe2+, Fe3+½½ H+½H2½Pt
Karena yang dituliskan terlebih dulu (elektroda sebelah kiri) dalam
notasi tersebut adalah anoda, maka reaksi yang terjadi pada elektroda
sebelah kiri adalah oksidasi dan elektroda yang ditulis berikutnya
(elektroda kanan) adalah katoda maka reaksi yang terjadi pada elektroda
kanan adalah reaksi reduksi. Untuk sel dengan notasi :
Zn(s)½Zn2+(1,00 m) ½½ Cu2+(1,00 m) ½Cu(s) reaksinya adalah:
159
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- (reaksi oksidasi)
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) + (reaksi reduksi)
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) (reaksi keseluruhan)
IX.2 Persamaan Nernst
Persamaan Nernst adalah persamaan yang menunjukkan
hubungan antara potensial sel dengan suhu dan konsentrasi
larutan pada elektroda sel Galvanik.
Secara umum untuk reaksi :
(Persamaan 1)
Keterangan :
E : Potensial sel eksperimen
E0 : Potensial sel standar
Dalam persamaan ini, R adalah tetapan gas yang dikenal sebesar
9,314 J per mol per derajat, T adalah temperatur mutlak, n adalah
banyaknya mol elektron yang dinyatakan dalam persamaan berimbang
untuk reaksi sel, F ialah 96500 coulomb per mol, dan Q suatu suku yang
serupa dengan tetapan kesetimbangan. Pada 25 0C (298 K), dan dengan
melipatkan 2,303 untuk mengubah ke bentuk log, persamaan itu menjadi
E = E – 0,0591/n . log Q (Persamaan 2)
160
Untuk reaksi umum,
Q = [Y] y [Z] z [A]a [B]b
Untuk perhitungan Q yang cermat, hal-hal berikut haruslah
diperhatikan:
1. Dalam larutan encer, perhitungan kasar yang baik dapat dibuat
dengan menggunakan konsentrasi molar ataupun molal.
2. Seperti dalam rumus tetapan kesetimbangan, faktor-faktor zat
padat dihilangkan.
3. Jika terlibat gas-gas, tekanan mereka dinyatakan dalam atmosfer.
4. Jika air muncul dalam reaksi, konsentrasinya tidak muncul dalam
perhitungan Q. Konsentrasi air ditangani sebagai suatu tetapan
yang secara otomatis dimasukkan dalam semua reaksi dalam
larutan encer.
Dari bentuk Q jelas bahwa voltase suatu sel akan diperbesar baik
oleh (1) kenaikan konsentrasi pereaksi, ataupun (2) berkurangnya
konsentrasi produk . Bentuk Q dan penggunaan persamaan 2 untuk
menghitung E dilukiskan dalam contoh 1.
Contoh 1
Berapakah voltase sel Pb; Pb2+││Ag+; Ag, jika konsentrasi ion timbal
2,00 M dan ion perak 0,0030 M ?
Jawab
Reaksi sel adalah Pb + 2 Ag+ → Pb2+ + 2 Ag
161
E = E – 0,0591/n . log Q
= E – {0,0591/n . log ([Pb2+]/[ Ag+] }
= [ -(-0,13) + 0,80 ] V – { 0,0591/2 . log (2.0 /0,00302)}
= 0,93 – 0,16
= 0,77 V
Dalam contoh 1, potensial sel berkurang dengan 0,16 V dengan
berkurangnya konsentrasi ion pereaksi dan bertambahnya konsentrasi ion
produk. Jelas dari contoh ini bahwa jika nilai mutlak E cukup kecil,
perubahan dalam Q dapat cukup besar untuk membalikkan arah reaksi.
Perahatikan reaksi sel :
2Hg + 2 Ag+ → Hg2 2+ + 2Ag E = +0,01 V
Dari reaksi tersebut akan terlihat bahwa reaksi hanya sedikit
berkecendungan untuk berjalan ke kanan pada kondisi standar. Tetapi
andaikan [Hg2 2+] dibuat 2,0 M dan [Ag+] dibuat 0,0030 M ( bandingkan
contoh 1 ), maka
E = 0,01 – 0,16 = -0,15 V
Tanda negatif menunjukkan bahwa reaksi sel itu tidak berjalan
menurut apa yang ditulis. Reaksi itu sertamerta ke arah yang sebaliknya :
Hg2 2+ + 2Ag → 2Hg + 2 Ag+ E = +0,15 V
Tabel 1 menunjukkan harga ∆E untuk berbagai harga Q untuk
M + N+ → M+ + N dengan persamaan Nernst.
162
IX.3 Sel Elektrolisis
Selama ini kita hanya mendengar bahwa metode elektrokimia
selalu didayagunakan atau berkonotasi dengan kata pemurnian logam dan
proses penyepuhan/elektroplating (melindungi logam dari korosi). Ini
termasuk juga dengan pandangan penulis dan mungkin rekan-rekan
lainnya selama ini. Sebuah pandangan yang tidak sepenuhnya salah karena
memang aplikasi utama dari metode elektrokimia adalah untuk pemurnian
logam dan elektroplating. Selain itu di laboratorium pun, memang kita
paling sering melakukan percobaan elektrokimia terutama percobaan sel
elektrolisis, sehingga memang klop rasanya jika kita menyandarkan kata
elektrokimia dengan elektroplating dan pemurnian logam.
Sesuai dengan namanya, metode elektrokimia adalah metode yang
didasarkan pada reaksi redoks, yakni gabungan dari reaksi reduksi dan
oksidasi, yang berlangsung pada elektroda yang sama/berbeda dalam suatu
sistem elektrokimia. Sistem elektrokimia meliputi sel elektrokimia dan
reaksi elektrokimia. Sel elektrokimia yang menghasilkan listrik karena
terjadinya reaksi spontan di dalamnya disebut sel galvani. Sedangkan sel
elektrokimia di mana reaksi tak-spontan terjadi di dalamnya disebut sel
elektrolisis. Peralatan dasar dari sel elektrokimia adalah dua elektroda -
umumnya konduktor logam- yang dicelupkan ke dalam elektrolit
konduktor ion (yang dapat berupa larutan maupun cairan) dan sumber
arus. Karena didasarkan pada reaksi redoks, pereaksi utama yang berperan
dalam metode ini adalah elektron yang di pasok dari suatu sumber listrik.
Q ∆E10000 -0.2361000 -0.177100 -0.11810 -0.05910 00.1 0.05910.01 0.1180.001 0.1770.0001 0.236
163
Sesuai dengan reaksi yang berlangsung, elektroda dalam suatu sistem
elektrokimia dapat dibedakan menjadi katoda, yakni elektroda di mana
reaksi reduksi (reaksi katodik) berlangsung dan anoda di mana reaksi
oksidasi (reaksi anodik) berlangsung.
Aplikasi metode elektrokimia untuk lingkungan dan laboratorium
pada umumnya didasarkan pada proses elektrolisis, yakni terjadinya reaksi
kimia dalam suatu sistem elektrokimia akibat pemberian arus listrik dari
suatu sumber luar. Proses ini merupakan kebalikan dari proses Galvani, di
mana reaksi kimia yang berlangsung dalam suatu sistem elektrokimia
dimanfaatkan untuk menghasilkan arus listrik, misalnya dalam sel bahan
bakar (fuel-cell). Aplikasi lainnya dari metode elektrokimia selain
pemurnian logam dan elektroplating adalah elektroanalitik,
elektrokoagulasi, elektrokatalis, elektrodialisis dan elektrorefining.
Sedangkan aplikasi lain yang tidak kalah pentingnya dari metode
elektrokimia dan sekarang sedang marak dikembangkan oleh para peneliti
adalah elektrosintesis. Teknik/metode elektrosintesis adalah suatu cara
untuk mensintesis/membuat dan atau memproduksi suatu bahan yang
didasarkan pada teknik elektrokimia. Pada metode ini terjadi perubahan
unsur/senyawa kimia menjadi senyawa yang sesuai dengan yang
diinginkan. Penggunaan metode ini oleh para peneliti dalam mensintesis
bahan didasarkan oleh berbagai keuntungan yang ditawarkan seperti
peralatan yang diperlukan sangat sederhana, yakni terdiri dari dua/tiga
batang elektroda yang dihubungkan dengan sumber arus listrik, potensial
elektroda dan rapat arusnya dapat diatur sehingga selektivitas dan
kecepatan reaksinya dapat ditempatkan pada batas-batas yang diinginkan
melalui pengaturan besarnya potensial listrik serta tingkat polusi sangat
rendah dan mudah dikontrol. Dari keuntungan yang ditawarkan
menyebabkan teknik elektrosintesis lebih menguntungkan dibandingkan
metode sintesis secara konvensional, yang sangat dipengaruhi oleh
tekanan, suhu, katalis dan konsentrasi. Selain itu proses elektrosintesis
juga dimungkinkan untuk dilakukan pada tekanan atmosfer dan pada suhu
164
antara 100-900oC terutama untuk sintesis senyawa organik, sehingga
memungkinkan penggunaan materi yang murah.
Prinsip Elektrosintesis
Prinsip dari metode elektrosintesis didasarkan pada penerapan
teori-teori elektrokimia biasa sebagaimana telah dijelaskan sebelumnya.
Baik teknik elektrosintesis maupun metode sintesis secara konvensional,
mempunyai variabel-variabel yang sama seperti suhu, pelarut, pH,
konsentrasi reaktan, metode pencampuran dan waktu. Akan tetapi
perbedaannya, jika di elektrosintesis mempunyai variabel tambahan yakni
variabel listrik dan fisik seperti elektroda, jenis elektrolit, lapisan listrik
ganda, materi/jenis elektroda, jenis sel elektrolisis yang digunakan, media
elektrolisis dan derajat pengadukan. Pada dasarnya semua
jenis sel elektrolisis termasuk elektrosintesis selalu berlaku hukum
Faraday yakni:
Jumlah perubahan kimia yang terjadi dalam sel elektrolisis,
sebanding dengan muatan listrik yang dilewatkan di dalam
sel tersebut
Jumlah muatan listrik sebanyak 96.500 coulomb akan
menyebabkan perubahan suatu senyawa sebanyak 1,0
gramekivalen (grek)
Sebelum melaksanakan elektrosintesis, sangatlah penting untuk
memahami reaksi yang terjadi pada elektroda. Di dalam sel elektrolisis
akan terjadi perubahan kimia pada daerah sekitar elektroda, karena adanya
aliran listrik. Jika tidak terjadi reaksi kimia, maka elektroda hanya akan
terpolarisasi, akibat potensial listrik yang diberikan. Reaksi kimia hanya
akan terjadi apabila ada perpindahan elektron dari larutan menuju ke
elektroda (proses oksidasi), sedangkan pada katoda akan terjadi aliran
elektron dari katoda menuju ke larutan (proses reduksi). Proses
perpindahan elektron dibedakan atas perpindahan elektron primer, artinya
materi pokok bereaksi secara langsung pada permukaan elektroda,
165
sedangkan pada perpindahan elektron secara sekunder, elektron akan
bereaksi dengan elektrolit penunjang, sehingga akan dihasilkan suatu
reaktan antara (intermediate reactan), yang akan bereaksi lebih lanjut
dengan materi pokok di dalam larutan. Reaktan antara ini dapat dihasilkan
secara internal maupun eksternal:
Perpindahan elektron secara primer : O + ne → P
Perpindahan elektron secara sekunder : X + ne → I, O + I → P
Perlu diketahui juga dalam mengelektrosintesis terutama sintesis
senyawa organik bahwa reaksi pada elektroda dapat saja berubah bila
kondisi berubah. Salah satu parameter yang penting untuk memahami
reaksi yang terjadi adalah dengan mengetahui potensial elektrolisis untuk
reaksi oksidasi dan reduksi. Tabel 1 dan 2 berikut ini memperlihatkan
potensial reduksi dan oksidasi beberapa senyawa organik:
Tabel . 1 Potensial reduksi Tabel. 2 Potensial oksidasi
senyawa organik senyawa organik
SenyawaE1/2 (Volt)
Phenacyl Bromide - 0.16
Kloroform - 1.67
Methylen Klorida - 2.33
Benzoquinon + 0.44
Benzoquinon - 0.40
Mesityl oxide - 1.6
Camphor Anil - 2.6
Benzalanin - 1.83
Anthracene - 1.94
Phenantherene - 2.46
Senyawa E1/2
(Volt)
Anthracene 1.20
Phenantherene 1.68
Napthalene 1.72
Phenol 1.35
Anisol 1.67
Thioanisol 1.82
Bitropyl 1.29
Tropylidiine 1.39
Thiopene 1.91
166
Napthalene - 2.47
Pengaturan potensial juga amat penting dilakukan terutama bila
reaksi melibatkan molekul bergugus fungsi banyak (kompleks
polyfunctional molecule). Sebagai contoh reaksi reduksi kromida aromatik
pada kondisi katon dan alkil klorida tidak aktif dan alpha-kromoketon
yang lebih mudah tereduksi dari pada arilkromida. Reaksi reduksi selektif
ini dapat diramalkan berjalan sesuai dengan arah yang diinginkan melalui
pengaturan potensial. Pengaturan potensial juga berguna untuk suatu
reaksi transformasi pembuatan suatu senyawa organik yang melibatkan
iodikal, karbanion ataupun korbonium, yang secara kimia biasa tidak dapat
dilakukan ternyata dapat dilaksanakan secara elektrokimia.
Dari berbagai penelitian yang telah dilakukan diketahui bahwa sebenarnya
dasar dari terjadinya reaksi elektrosintesis adalah :
1. Pemutusan ikatan tunggal
Beberapa jenis ikatan tunggal yang elektroaktif antara lain : alkil
halida, ikatan karbon-oksigen, ikatan karbon-nitrogen, ikatan karbon-
belerang, ikatan karbon-fosfor dan ikatan oksigen-oksigen.
2. Reduksi Ikatan rangkap (rangkap dua dan rangkap tiga)
Beberapa kelompok ikatan rangkap yang elektroaktif, antara lain
gugusan karbonil (aldehida, keton, karboksilat dan turunannya),
ikatan ganda karbon nitrogen (Irium, turunan karbonil lainnya),
gugus nitro (senyawa nitro aromatik, nitro alifatik), ikatan rangkap
lainnya (senyawa azo dan nitrozo, diazo dan diazinum).
Aplikasi Metode Elektrosintesis
Dari beberapa contoh hasil penelitian yang penulis peroleh, metode
elektrosintesis telah banyak dimanfaatkan oleh para peneliti dalam
mensintesis senyawa organik (elektrosintesis organik) dan elektrosintesis
bahan konduktor organik serta yang tak kalah bergengsinya dan sedang
167
dikembangkan saat ini adalah pemanfaatan polutan menjadi senyawa yang
bermanfaat melalui metode elektrosintesis. Aplikasi di luar yang penulis
ketahui sebagaimana tersebut di atas mungkin telah sangat jauh
berkembang karena memang sifat ilmu pengetahuan yang dinamis dan
selalu berkembang seiring waktu. Untuk
sintesis bahan organik, didasarkan pada reaksi penggabungan, substitusi,
siklisasi dan reaksi eliminasi yang diikuti pengaturan kembali secara
elektrokimia. Ini berbeda dengan metode secara konvensional yang
memakai dasar reduksi aldehid, oksidasi alkohol, reduksi senyawa nitro
dan oksidasi senyawa sulfur. Kesulitan yang timbul selama elektrosintesis
organik yakni apabila zat antara yang diinginkan memiliki kestabilan yang
rendah, cara mengatasinya adalah dengan menyediakan zat perangkap
(trapping agent) di dalam larutan dengan syarat zat perangkap ini tidak
bereaksi dengan zat elektroaktif dan tidak mengalami elektrolisis.
Berikut adalah contoh gambar rangkaian sel elektrolisis dengan
menggunakan dua buah elektroda untuk sintesis senyawa organik:
Sumber : Suwarso., et al (2003)
Beberapa contoh dari elektrosintesis organik adalah pembuatan
chiral drug untuk industri farmasi (Weinberg, 1997), sintesis p-aminofenol
melalui reduksi nitrobenzena secara elektrolisis (Suwarso., et al, 2003),
pembuatan soda (NaOH) dan asam sulfat (H2SO4) dari Na2SO4 melalui
proses splitting electrochemistry (Genders., et al, 1995), reduksi senyawa
168
Triphenylbiomoethylene menjadi Triphenilethylene dan Triphenylethane
(Miller, 1968) serta ratusan senyawa organik lainnya yang telah berhasil
dibuat untuk keperluan bahan baku obat (Buchari, 2003). Untuk skala
perusahaan/pabrik telah dilakukan oleh Perusahan Monsanto (Kanada)
dengan memproduksi adiponitril (bahan dasar nylon 6,6) dan produksi
fluorokarbon oleh Perusahaan Philips (Belanda).
Sedangkan metode elektrosintesis bahan konduktor organik telah
dilakukan oleh para peneliti di Pusat Penelitian dan Pengembangan Bahan
(P3IB) Batan Indonesia yakni polipirol dan polialanin, pembuatan lapisan
tipis superkonduktor YBCO-123 dan Bi-Pb-Sr-Ca-Cu-O serta pengkajian
pembuatan prekursor superkonduktor YBCO-123.Bi-Pb-Sr-Ca-Cu-O, Ti-
Sr-Ca-Cu-O dan lain-lain yang didasarkan pada elektrodeposisi unsur-
unsur penyusun superkonduktor tersebut.
Penanggulangan masalah polutan dalam arti pemisahan polutan
dari lingkungan mungkin telah sering kita dengar, tetapi metode atau
aspek lain pemanfaatan polutan menjadi senyawa yang bermanfaat
mungkin hal baru bagi sebagian orang (terutama non kimia). Untuk tujuan
ini, elektrosintesis merupakan metode yang paling banyak mendapat
perhatian dan sedang giat dikembangkan oleh para ahli lingkungan dewasa
ini. Polutan yang paling banyak diteliti dalam perspektif elektrosintesis
adalah karbondioksida. Karbon dioksida mendapat perhatian khusus
karena polutan ini merupakan gas buangan paling banyak yang ditemukan
dan dampaknya yang sudah dikenal secara luas terhadap atmosfir bumi,
terutama terjadinya efek rumah kaca. Penelitian untuk pemanfaatan
karbondioksida yang sedang dilakukan dewasa ini adalah pengubahan
polutan ini menjadi metana, yang telah dikenal luas sebagai bahan bakar
ramah lingkungan. Meskipun baru dalam tahap pengembangan, hasil
percobaan oleh Kaneco., et al (2002) telah menunjukkan tingkat konversi
karbon dioksida menjadi metana hingga sekitar 45%. Di samping metana,
hasil lain dari elektrosintesis dengan bahan baku karbondioksida yang
telah diidentifikasi adalah asetilena dan metanol, yang juga mempunyai
nilai ekonomis yang tinggi. Meskipun jumlah polutan yang diteliti masih
169
terbatas, hasil yang dicapai dengan elektrosintesis ini mempunyai makna
lain, yakni tidak tertutup kemungkinan bahwa polutan lain baik yang
terdapat dalam limbah cair, padat dan gas untuk dapat dimanfaatkan
menjadi senyawa yang bermanfaat dengan penggunaan metode yang sama.
Hasil-hasil penelitian tentang aplikasi teknik/metode
elektrosintesis seperti disajikan dalam tulisan ini hanya sebagian kecil dari
penelitian yang telah dilakukan di berbagai negara termasuk Indonesia.
Cakupan aplikasi yang sangat luas merupakan keuntungan yang membuat
elektrosintesis oleh para peneliti dianggap sebagai salah satu teknologi
masa depan bagi sintesis organik dan penanggulangan permasalahan
lingkungan yang berkaitan dengan polutan. Dalam konteks ini yang
dimaksud dengan para peneliti, tidak hanya dosen ataupun peneliti di
institusi penelitian yang telah memiliki gelar S.Si, MSc, Dr, Ph.D ataupun
Profesor tetapi juga para mahasiswa yang belum bergelar yang tertarik
menjadikan elektrosintesis sebagai bahan skripsi ataupun studi riset biasa
semisal untuk bahan karya tulis.
Rajah 1
1. Isikan sebuah tiub-U dengan larutan kalium hidrogen sulfat tepu sehingga hampir
penuh.
2. Masukkan tiub-U ini ke dalam sebuah bikar yang mengandungi ketulan ais dan
susunkan radas seperti dalam di dalam Rajah 1.
170
3. Hidupkan suis dan selaraskan reostat supaya arus 2 A yang tetap dialirkan selama
10 minit.
4. Perhatikan perubahan yang belaku di setiap elektrod.
5. Selepas 10 minit, kumpulkan sedikit larutan dari sekeliling anod ke dalam sebuah
tabung uji. Campurkan sedikit larutan kalium iodida dan goncangkan. Kemudian
masukkan sedikit larutan kanji. Catatkan perubahan yang berlaku.
Soalan untuk perbincangan
1. Apakah yang diperhatikan di katod dan anod semasa elektrolisis?
2. Apakah yang diperhatikan apabila larutan daripada sekeliling anod dicampurkan
dengan larutan kalium iodida dan kemudian digoncang? Apakah pula yang
diperhatikan apabila larutan kanji ditambahkan kepada larutan yang terhasil itu?
3. (a) i. Apakah bahan yang dihasilkan di katod?
ii. Tuliskan persamaan setengah bagi tindak balas yang berlaku.
(b) Berdasarkan kepada jawapan anda, apakah jenis perubahan redoks yang
berlaku di katod?
4. (a) i. Namakan hasil yang terbentuk di anod.
ii. Tuliskan persamaan setengah bagi tindak balas yang berlaku.
(b) Apakah jenis tindak balas redoks yang berlaku di anod? Terangkan jawapan
anda.
5. Apabila larutan daripada anod digoncang dengan larutan kalium iodida, suatu
tindak balas redoks berlaku.
(a) Apakah peranan yang dimainkan oleh hasil yang terbentuk di anod di dalam
tindak balas ini?
(b) Tuliskan persamaan ion bagi tindak redoks yang berlaku di antara hasil yang
terbentuk di anod dengan larutan kalium iodida.
(c) i. Bahan yang manakah telah dioksidakan dalam tindak balas ini?
ii. Tuliskan persamaan setengah bagi tindak balas ini.
Jawaban soalan untuk perbincangan : Eksperimen A
1. Di katod : Gelembung gas dibebaskan
171
Di anod : Larutan tidak berwarna
2. Larutan perang terhasil dan membentuk warna biru tua dengan larutan kanji
3. (a) i. Gas hidrogen
ii. 2H+ + 2e à H2 (g)
(b) Penurunan
4. (a) i. ion peroksodisulfat
ii. 2SO42- à S2O8
2- + 2e
(b) Pengoksidaan. Ion sulfat kehilangan elektron dan membentuk ion
peroksodisulfat.
5. (a) Agen pengoksidaan
(b) 2I- + S2O82- à I2 + 2SO4
2-
(c) i. Ion iodida
ii. 2I- à I2 + 2e
NOTA
A. Tindak Balas Redoks dalam Elektrolisis
Persamaan proses elektrolisis dengan Sel Elektrokimia
1. Kedua-dua proses elektrolisis dan Sel Elektrokimia melibatkan tindak balas
redoks.
2. Kedua-dua proses elektrolisis dan sel elektrokimia melibatkan pemindahan
elektron pada satu jarak.
Perbedaan proses elektrolisis dengan Sel Elektrokimia
Elektrolisis Sel Elektrokimia
Perubahan tenaga yang berlaku:
Tenaga elektrik à Tenaga kimia
Perubahan tenaga yang berlaku:
Tenaga kimia à Tenaga elektrik
172
Pengoksidaan berlaku di terminal positif Pengoksidaan berlaku di terminal negatif
Penurunan berlaku di terminal negatif Penurunan berlaku di terminal positif
Elektron mengalir dari terminal positif ke
terminal negatif melalui litar luar.
Elektron mengalir dari terminal negatif
ke terminal positif melalui litar luar.
B. Kakisan Logam
1. Suatu logam terkakis melalui proses pengoksidaan apabila atom logam itu
melepaskan elektron.
Contoh:
Na à Na+ + e
Ca à Ca2+ + 2e
Al à Al3+ + 3e
2. Logam yang terletak di bahagian atas siri elektrokimia adalah logam yang
sangat elektropositif dan sangat mudah terkakis.
3. Kakisan logam berlaku dengan lebih cepat dalam kehadiran asid atau larutan
garam. Oleh kerana asid dan garam adalah elektrolit maka perpindahan elektron
akan berlaku dengan lebih cepat.
4. Kakisan logam juga berlaku dengan lebih cepat di dalam kawasan perindustrian.
Gas-gas berasid yang dibebaskan seperti nitrogen dioksida, karbon dioksida dan
sulfur dioksida akan membantu menghasilkan hujan asid.
173
C. Pengaratan Besi
1. Besi akan terkakis jika atom besi melepaskan elektronnya:
Fe à Fe2+ + 2e (PENGOKSIDAAN)
2. Oleh itu besi hanya akan terkakis jika oksigen dan air yang bertindak sebagai agen
pengoksidaan bersentuhan dengan besi.
174
3. Oleh kerana kepekatan oksigen terlarut di bahagian tengah titisan air adalah lebih
rendah daripada bahagian pinggirnya, maka atom besi di bahagian tengah titisan
air mengalami proses pengoksidaan:
Fe → Fe 2+ + 2e ( Pengoksidaan )
Elektron yang dilepaskan oleh atom besi bergerak ke pinggir titisan air.
molekul oksigen dan molekul air mengalami proses penurunan:
O2+ 2H2O + 4e → 4OH- ( Penurunan )
Ion ferum(II) yang terhasil akan berpadu dengan ion hidroksida untuk membentuk
mendakan ferum(II) hidroksida.
Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 (p)
Ferum(II) hidroksida akan dioksidakan oleh oksigen di udara kepada ferum(III)
oksida terhidrat yang berwarna perang yang dipanggil karat besi.
2Fe(OH)2 (p) → Fe2O3.x H2O (p)
karat besi
LATIHAN
1 Antara berikut,yang manakah paling mudah dioksidakan dalam satu tindak balas
redoks?
A Ion bromida
B Ion klorida
C Ion iodida
D Ion fluorida
2 Y ialah agen pengoksidaan.Antara berikut,yang manakah mungkin konfigurasi
elektron bagi Y?
A 2.8.7
B 2.8.1
175
C 2.8.4
D 2.8.2
3 Antara penyataan berikut, yang manakah benar tentang elektrolisis larutan Kalium
Hidrogen Sulfat?
I Gelembung-gelembung gas terbentuk di katod
II Proses penurunan berlaku di anod
III Antara ion-ion yang hadir dalam larutan Kalium Hidrogen Sulfat ialah ion
hidrogen dan ion hidroksida
IV Ion sulfat dioksidakan kepada ion peroksodisulfat di anod
A I dan II sahaja
B II dan III sahaja
C I dan IV sahaja
D I, II, III dan IV
4 Penyataan berikut adalah benar tentang pengaratan besi kecuali
A Filem air di permukaan besi akan melarutkan oksigen dari udara dan bertindak
sebagai suatu elektrolit.
B Pada peringkat awal pengaratan,atom-atom besi kehilangan elektron dan
membentuk ion-ion Ferum (III) yang larut dalam air.
C Dua faktor yang diperlukan untuk berlakunya pengaratan besi ialah air dan
udara.
D Elektrolit seperti asid dan larutan garam mempercepatkan proses pengaratan
besi.
5 Antara penyataan berikut, yang manakah tidak benar tentang kakisan logam?
A Logam yang mudah terkakis ialah logam yang lebih elektropositif
B Magnesium lebih mudah terkakis berbanding kuprum
C Kakisan logam melibatkan proses kehilangan elektron
D Logam yang lebih tinggi dalam siri elektrokimia, lebih susah untuk terkakis
176
Jawaban:
1. C
2. A
3. C
4. B
5. D
Anoda dan Katoda
Logam seng dicelupkan pada larutan yang mengandung ion Zn2+(larutan
garam seng) sementara sepotong logam tembaga dicelupkan pada larutan ion Cu2+
(larutan garam tembaga II). Logam seng akan larut sambil melepas 2 elektron.
Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e
Elektron yang dibebaskan tidak memasuki larutan tetapi tertinggal pada
logam seng itu. Elektron tersebut selanjutnya akan mengalir ke logam tembaga
melalui kawat pengantar. Ion Cu2+ akan mengambil elektron dari logam tembaga
kemudian mengendap.
Cu2+ (aq) + 2e Cc (s)
Dengan demikian, rangkaian tersebut dapat menghasilkan aliran elektron
(listrik). Akan tetapi bersamaan dengan melarutnya logam seng, larutan dalam
labu A menjadi bermuatan positif. Hal ini akan menghambat pelarutan logam seng
selanjutnya. Sementara itu, larutan dalam labu B akan bermutan negatif seiring
dengan mengendapnya ion Cu2+. Hal ini akan menahan pengendapan ion Cu2+.
Jadi, aliran elektron yang disebutkan di atas tidak akan berkelanjutan. Untuk
menetralkan muatan listriknya, kedua labu A dan B dihubungkan dengan sebuah
jembatan garam, yaitu larutan garam (seperti NaCl atau KNO3) dalam agar-agar.
Ion-ion negatif dari jembatan garam akan bergerak ke labu A untuk menetralkan
kelebihan ion Zn2+. Sedangakn ion=ion positif akan bergerak ke labu B untuk
177
menetralkan kelebihan ion SO42-. Pada kenyataannya tidak ada arus listrik yang
dapat diukur tanapa kehadiran jembatan garam tersebut. Jembatan garam
melengkapi rangkaian tersebut sehingga menjadi suatu rangkaian tertutup. Seperti
diketahui, listrik hanya dapat mengalir pada rangkaian tertutup.
Logam seng dan tembaga yang menjadi kutub-kutub listrik pada rangkaian
sel elektrokimia di atas disebut elektrode. Elektrode tempat terjadinya oksidasi
disebut anode, sedangkan elektrode tempat terjadinya reduksi disebut katode.
Oleh karena oksidasi adalah pelepasan elektron, maka anode adalah kutub negatif
sedangkan katode merupakan kutub positif. Pada sel elektrokimia di atas, anode
adalah logam seng dan katode adalah tembaga.
Selanjutnya, telah disepakati suatu cara menyatakan sel elektrokimia.
Anode selalu digambarkan di sebelah kiri, sedangkan katode di sebelah kanan.
Notasi atau diagram sel elektrokimia di atas adalah sebagai berikut :
Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu
Notasi tersebut menyatakan bahwa di anode terjadi oksidasi Zn menjadi
Zn2+, sedangkan di katode terjadi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu. Dua garis sejajar
(II) yang memisahkan anode dan katode menyatakan jembatan garam.
Hukum Faraday
1. Hukum Faraday I
"Massa zat yang terbentuk pada masing-masing elektroda sebanding dengan
kuat arus/arus listrik yang mengalir pada elektrolisis tersebut".
Rumus:
m = e . i . t / 96.500
q = i . t
m = massa zat yang dihasilkan (gram)
178
e = berat ekivalen = Ar/ Valens i= Mr/Valensi
i = kuat arus listrik (amper)
t = waktu (detik)
q = muatan listrik (coulomb)
2. Hukum Faraday II
"Massa dari macam-macam zat yang diendapkan pada masing-masing
elektroda (terbentuk pada masing-masing elektroda) oleh sejumlah arus
listrik yang sama banyaknya akan sebanding dengan berat ekivalen masing-
masing zat tersebut."
Rumus:
m1 : m2 = e1 : e2
m = massa zat (garam)
e = beret ekivalen = Ar/Valensi = Mr/Valensi
Contoh:
Pada elektrolisis larutan CuSO4 dengan elektroda inert, dialirkan listrik 10 amper
selama 965 detik.
Hitunglah massa tembaga yang diendapkan pada katoda dan volume gas oksigen
yang terbentuk di anoda pada (O°C, 1 atm), (Ar: Cu = 63.5 ; O = 16).
Jawab:
CuSO4 (aq) → Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
179
a. massa tembaga:
m = e . i . t/96.500 = (Ar/Valensi) x (10.965/96.500) = 63.5/2 x 9.650/96.500
= 31.25 x 0,1 = 3,125 gram
b. m1 : m2 = e1 : e2
mCu : mO2 = eCu : eO2
3,125 : mO2 = 6.32/2 : 32/4
3,125 : mO2 = 31,25 : 8
mO2 = (3.125 x 8)/31.25 = 0.8 gram
mol O2 = 0.8/32 = 8/320 = 1/4 mol
volume O2 (0°C, 1 atm) = 1/40 x 22.4 = 0.56 liter
Jika hukum faraday I dan II digabungkan maka diperoleh hubungan
sebagai berikut. Reaksi reduksi pada katode: Cu 2+ + 2e- → Cu. Pada
pembentukan 1 mol Cu diperoleh jumlah elektron yang berperan e = 2. Jumlah
listrik yang dialirkan ke dalam sel elektrolisis untuk mendapatkan 1 mol elektron
dinamakan 1 Faraday (1F). Dari hasil percobaan diperoleh bahwa satu faraday
setara dengan 96.487 coulomb atau sering dibulatkan menjadi 96.500 coulomb.
Hukum Faraday I: m ≈ Q atau m ≈ F
Hukum Faraday II: m ≈
Dari kedua hukum Faraday tersebut hubungannya adalah sebagai beikut:
180
1F = 96.500 coulomb
m = x F atau m =
Bab X
Metal dan Material Padat
X.1 Biji logam dan alloys
X.1.1 Biji logam
X.1.1 Pengerjaan Dan Pengolahan Bijih Logam
Logam‐logam yang banyak ditemukan dalam kehidupan kita sehari‐hari,
secara umum mempunyai sifat‐sifat dapat mengkilat, dapat menghantar
kalor dan listrik, berwarna putih seperti perak (kecuali tembaga yang
berwarna kemerah‐merahan dan emas berwarna kuning). Logam tersebut
mempunyai kekerasan yang berbeda‐beda, mulai dari yang lunak sekali
(natrium dan kalium) sampai yang keras sekali (krom dan nikel),
sementara raksa berbentuk cair.
X.1.1.1Pembagian Jenis Logam
Menurut massa jenisnya logam dikelompokkan menjadi :
(1) logam berat, yang massa jenisnya diatas 5,
(2) logam ringan yang massa jenisnya dibawah 5.
Ditinjau dari sifat kimianya logam mempunyai oksida
pembentuk basa, dan berdasarkan sifat logam terhadap oksida
ini logam digolongkan menjadi :
(1) Logam mulia, yaitu logam yang tidak dapat mengalami
oksidasi, seperti Au, Pt, Ag dan Hg.
(2) Logam setengah mulia , yaitu logam yang sukar
teroksidasi, seperti Cu.
(3) Logam tidak mulia, yaitu logam‐logam yang dalam
keadaan biasa dan pada perubahan temperatur mudah
181
teroksidasi, seperti K, Na, Mg, Ca, Al, Zn, Fe, Sn, Pb,
dan lain‐lain.
Bijih logam secara umum adalah bahan‐bahan yang
diperoleh dari hasil penambangan yang biasanya masih
berbentuk butiran‐butiran atau gumpalan‐gumpalan. Bijih‐bijih
logam tersebut biasanya masih bercampur dengan bahan‐bahan
ikutan lainnya. Persentase berat dari unsur‐unsur yang
terkandung didalam bijih‐bijih ini tergantung pada kedalaman
lapisan tanah darimana bijih tersebut diperoleh. Misalnya
untuk lapisan tanah dengan kedalaman 16 km akan diperoleh
bijih‐bijih dengan 46,59 % oksigen, 27,72 % silikon dan
selebihnya unsur lain termasuk logam.
Logam yang terdapat pada bijih‐bijih ini biasanya
masih dalam keadaan terikat dengan unsur‐unsur lain (berupa
senyawa). Senyawa tersebut bisa berupa oksida (untuk bijih‐
bijih Fe, Mn, Cr, Sn), karbonat (untuk bijih‐bijih Zn, Cu,
Fe), sulfida (untuk bijih‐bijih Pb, Zn, Cu).
X.1.1.2Pengerjaan Bijih Bijih Logam (Metal Ores Preparation)
Sebelum bijih logam diproses lebih lanjut menjadi
logam, terlebih dahulu dilakukan preparasi terhadadap bijih‐
bijih tersebut. Proses preparasi itu meliputi pemecahan
(breaking), pengayakan (sizing) dan pembenahan (dressing).
a. Pemecahan.
Bijih‐bijih yang diperoleh dari penambangan
biasanya mempunyai ukuran melintang 1200‐1500 mm.
Dalam pengerjaan metalurgi umumnya dibutuhkan bijih‐
bijih yang cukup halus (kadang sampai 0,1 mm), sehingga
182
bijih‐bijih yang diperoleh dari penambangan harus
diperkecil atau dipecah terlebih dahulu.
Berdasarkan ukuran feed dan ukuran produk dari
pemecahan, maka proses pemecahan dikelompokkan
menjadi : (1) Breaking, yaitu pemecahan dengan ukuran
feed 300‐1500 mm dan ukuran produk 100‐300 mm, (2)
Crushing, yaitu pemecahan dengan ukuran feed 100‐300
mm dan ukuran produk 10‐50 mm, (3) Fine Crushing,
yaitu pemecahan dengan ukuran feed 10‐50 mm dan
ukuran produk 2‐10 mm, (4) Grinding, yaitu pemecahan
dengan ukuran feed 2‐20 mm dan ukuran produk 0,05 mm.
Breaking dilakukan dengan memakai pemecah Beater Mill,
crushing dan fine crushing menggunakan Gyratory Crusher
dan grinding menggunakan Ball Mill.
b. Pengayakan (sizing).
Bijih‐bijih yang sudah dipecah kemudian dipisah‐
pisahkan menurut besar atau ukuran butirannya. Proses
pemisahan ini dinamakan pengayakan atau sizing.
Pengayajan ini dilakukan untuk menghindari
terdapatnya ukuran yang terlalu besar atau kecil dari
ukuran yang diinginkan untuk roses selanjutnya.
Pengayakan biasanya dilakukan menggunakan ayakan
berupa batang‐batang baja yang berbentuk kisi‐kisi (bar
sreen), jaring‐jaring kawat (vibrating screen) atau berbentuk
silinder (revolving/cylinder screen). Proses pengayakan
bijih‐bijih dan ukuran produknya diperlihatkan pada gambar
1.
c. Pembenahan (dressing).
Pembenahan bijih‐bijih adalah proses pemisahan
bijih dari unsur ikutan atau kotoran tanpa merubah sifat
kimia atau sifat fisik dari bijih‐bijih. Dengan demikian
183
bijih‐bijih akan memiliki persentase bahan tambang atau
concentrate yang lebih tinggi. Pembenahan atau pemisahan
bahan tambang dari unsur ikutannya dilakukan dengan
beberapa metoda, yaitu :
1) Pemisahan dengan cara disortir atau dipilih, berdasarkan
warna atau bentuk bijihnya. Pemilihan biasanya
dilakukan pada permukaan yang datar atau
menggunakan konveyor sortir.
2) Pemisahan berdasarkan perbedaan kekerasan atau
kerapuhan bijih.
3) Pemisahan berdasarkan sifat gesekan bijih. Dalam hal
ini bijih‐bijih diluncurkan pada bidang miring, sehingga
bahan yang lebih ringan akan meluncur lebih cepat.
4) Pemisahan secara elektrostatik, yaitu pemisahan bijih
berdasarkan konduktivitas listrik dan sifat‐sifat
kelistrikannya.
5) Pemisahan secara magnetis, dimana bahan tambang
dipisahkan berdasarkan sifat magnetiknya.
6) Pemisahan berdasarkan gravitasi bijih‐bijih tambang.
Dalam hal ini bijih‐bijih dibedakan berdasarkan
kecepatan tenggelam atau jatuhnya bijih‐bijih tersebut
dalam suatu cairan atau udara.
7) Pemisahan dengan menggunakan suatu medium berat,
dalam hal ini akan terdapat bijih‐bijih yang mengapung
dan tenggelam, tergantung pada massa jenis bijih dan
medium yang digunakan (cairan organik atau larutan).
8) Flotasi atau pengapungan bijih‐bijih yang sudah
berbentuk bubuk dengan bentuan peniupan udara pada
bijih‐bijih tersebut.
184
Gambar 1. Proses pengayakan bijih-bijih
X.1.1.3Pengolahan Bijih-Bijih Logam (Metal Ores Processing)
Pengolahan atau pemrosesan bijih‐bijih logam bertujuan untuk
memisahkan logam murni atau senyawanya dari bijih‐bijihnya. Proses
pemisahan ini secara umum dapat dibagi menjadi dua, yaitu proses
pyrometallurgy dan proses hydrometallurgy.
a. Pyrometallurgy
185
Pada proses pyrometallurgy pemisahan logam dilakukan
dengan cara menaikkan temperatur bijih‐bijih tersebut. Proses
dasar dari pyrometallurgy ini adalah peleburan, pemanggangan
dan destilasi.
Pada peleburan, bijih‐bijih dipanaskan sampai temperatur
tertentu sehingga cukup untuk mencairkan logam yang
dikehendaki dari bijih‐bijih tersebut. Dengan demikian bahan
yang sudah melebur tersebut akan terpisah dengan sendirinya
dengan bahan‐bahan lainnya. Hal ini dimungkinkan oleh
perbedaan berat jenis dari bahan‐bahan yang terdapat pada bijih‐
bijih tersebut.
Pada proses peleburan ini akan terjadi proses reduksi
atau oksidasi, bergantung pada jenis bijih‐bijih yang diolah.
Misalnya untuk bijih‐bijih yang bersifat oksida (bijih Fe, Mn,
Cr, Sn), dipidahkan dengan cara reduksi. Sedangkan untuk bijih‐
bijih yang bersifat karbonat dan sulfida (bijih Zn, Cu, Fe)
dilakukan dengan cara oksidasi kemudian diikuti dengan reduksi.
Dalam proses persiapan, logam yang akan diproses
terlebih dahulu dipanggang. Pemanggangan dilakukan pada
temperatur tertentu sehingga tidak sampai melebur logam yang
diproses. Tujuan pemanggangan adalah untuk menghilangkan
gas‐gas atau kelembaban dari bijih yang akan diproses. Pada
pemanggangan dapat terjadi oksidasi, reduksi, sulfatisasi dan
reaksi lain tergantung pada jenis logam yang dipanggang.
Keadaan bijih‐bijih diantara temperatur pemanggangan
dan temperatur peleburan disebut sintering. Dalam hal ini
sebagian logam sudah mencair, kemudian jika didinginkan
kembali, bagian‐bagian yang sudah mencair tersebut akan
memadat atau menyatu kembali dengan partikel‐partikel yang
belum mencair. Tujuan sintering ini adalah untuk merubah bijih‐
bijih yang dipecah terlalu kecil/halus menjadi gumpalan yang
lebih besar.
186
Pada destilasi, logam atau senyawa diuapkan dari bahan
tambang yang sukar menguap yang terdapat didalam bijih‐bijih
tersebut.
b. Hydrometallurgy
Prinsip dasar hydrometallurgy adalah pelarutan bijih‐bijih
dengan asam atau basa yang sesuai dengan jenis logam yang
terdapat pada bijih‐bijih yang dikejakan. Kemudian dari larutan
tersebut logam atau senyawanya dipidahkan dari larutan dengan
cara elektrolisa atau dengan cara pengendaan. Proses pemisahan
seperti ini biasanya dilakukan untuk logam‐logam ringan, seperti
: Al, Mg, Na, K, Ca dan sebagainya.
X.1.2 Alloys
Baja paduan (alloy steel):
Tujuan dilakukan penambahan unsur yaitu:
1. Untuk menaikkan sifat mekanik baja (kekerasan, keliatan, kekuatan
tarik dan sebagainya)
2. Untuk menaikkan sifat mekanik pada temperatur rendah
3. Untuk meningkatkan daya tahan terhadap reaksi kimia (oksidasi
dan reduksi)
4. Untuk membuat sifat-sifat spesial
Baja paduan yang diklasifikasikan menurut kadar karbonnya dibagi
menjadi:
1. Low alloy steel, jika elemen paduannya ≤ 2,5 %
2. Medium alloy steel, jika elemen paduannya 2,5 – 10 %
3. High alloy steel, jika elemen paduannya > 10 %
Selain itu baja paduan dibagi menjadi dua golongan yaitu baja
campuran khusus (special alloy steel) dan high speed steel.
Baja Paduan Khusus (special alloy steel)
Baja jenis ini mengandung satu atau lebih logam-logam
seperti nikel, chromium, manganese, molybdenum, tungsten dan
187
vanadium. Dengan menambahkan logam tersebut ke dalam baja
maka baja paduan tersebut akan merubah sifat-sifat mekanik dan
kimianya seperti menjadi lebih keras, kuat dan ulet bila
dibandingkan terhadap baja karbon (carbon steel).
High Speed Steel (HSS) Self Hardening Steel
Kandungan karbon : 0,70 % - 1,50 %. Penggunaan
membuat alat-alat potong seperti drills, reamers, countersinks,
lathe tool bits dan milling cutters. Disebut High Speed Steel karena
alat potong yang dibuat dengan material tersebut dapat
dioperasikan dua kali lebih cepat dibanding dengan carbon steel.
Sedangkan harga dari HSS besarnya dua sampai empat kali
daripada carbon steel.
Baja Paduan dengan Sifat Khusus
1. Baja Tahan Karat (Stainless Steel)
Sifatnya antara lain:
Memiliki daya tahan yang baik terhadap panas, karat dan
goresan/gesekan
Tahan temperatur rendah maupun tinggi
Memiliki kekuatan besar dengan massa yang kecil
Keras, liat, densitasnya besar dan permukaannya tahan aus
Tahan terhadap oksidasi
Kuat dan dapat ditempa
Mudah dibersihkan
Mengkilat dan tampak menarik
2. High Strength Low Alloy Steel (HSLS)
Sifat dari HSLA adalah memiliki tensile strength yang tinggi,
anti bocor, tahan terhadap abrasi, mudah dibentuk, tahan terhadap
korosi, ulet, sifat mampu mesin yang baik dan sifat mampu las yang
tinggi (weldability). Untuk mendapatkan sifat-sifat di atas maka baja
188
ini diproses secara khusus dengan menambahkan unsur-unsur seperti:
tembaga (Cu), nikel (Ni), Chromium (Cr), Molybdenum (Mo),
Vanadium (Va) dan Columbium.
3. Baja Perkakas (Tool Steel)
Sifat-sifat yang harus dimiliki oleh baja perkakas adalah tahan pakai,
tajam atau mudah diasah, tahan panas, kuat dan ulet.
Kelompok dari tool steel berdasarkan unsur paduan dan proses
pengerjaan panas yang diberikan antara lain:
a. Later hardening atau carbon tool steel (ditandai dengan tipe W
oleh AISI), Shock resisting (Tipe S), memiliki sifat kuat dan ulet
dan tahan terhadap beban kejut dan repeat loading. Banyak dipakai
untuk pahat, palu dan pisau.
b. Cool work tool steel, diperoleh dengan proses hardening dengan
pendinginan yang berbeda-beda. Tipe O dijelaskan dengan
mendinginkan pada minyak sedangkan tipe A dan D didinginkan di
udara.
c. Hot Work Steel (tipe H), mula-mula dipanaskan hingga (300 – 500)
ºC dan didinginkan perlahan-lahan, karena baja ini banyak
mengandung tungsten dan molybdenum sehingga sifatnya keras.
d. High speed steel (tipe T dan M), merupakan hasil paduan baja
dengan tungsten dan molybdenum tanpa dilunakkan. Dengan
sifatnya yang tidak mudah tumpul dan tahan panas tetapi tidak
tahan kejut.
e. Campuran carbon-tungsten (tipe F), sifatnya adalah keras tapi tidak
tahan aus dan tidak cocok untuk beban dinamis serta untuk
pemakaian pada temperatur tinggi.
Klasifikasi lain antara lain :
a. Menurut penggunaannya:
Baja konstruksi (structural steel), mengandung
karbon kurang dari 0,7 % C.
189
Baja perkakas (tool steel), mengandung karbon lebih
dari 0,7 % C.
b. Baja dengan sifat fisik dan kimia khusus:
Baja tahan garam (acid-resisting steel)
Baja tahan panas (heat resistant steel)
Baja tanpa sisik (non scaling steel)
Electric steel
Magnetic steel
Non magnetic steel
Baja tahan pakai (wear resisting steel)
Baja tahan karat/korosi
Dengan mengkombinasikan dua klasifikasi baja menurut
kegunaan dan komposisi kimia maka diperoleh lima kelompok baja
yaitu:
1. Baja karbon konstruksi (carbon structural steel)
2. Baja karbon perkakas (carbon tool steel)
3. Baja paduan konstruksi (Alloyed structural steel)
4. Baja paduan perkakas (Alloyed tool steel)
5. Baja konstruksi paduan tinggi (Highly alloy structural
steel)
Selain itu baja juga diklasifikasikan menurut kualitas:
1. Baja kualitas biasa
2. Baja kualitas baik
3. Baja kualitas tinggi
Kekerasan didefinisikan sebagai ketahanan sebuah benda
(benda kerja) terhadap penetrasi/daya tembus dari bahan lain yang
kebih keras penetrator). Kekerasan meru-pakan suatu sifat dari bahan
190
yang sebagian besar dipengaruhi oleh unsur-unsur paduannya dan
kekerasan suatu bahan tersebut dapat berubah bila dikerjakan dengan
cold worked seperti pengerolan, penarikan, pemakanan dan lain-lain
serta kekerasan dapat dicapai sesuai kebutuhan dengan perlakuan
panas.
Faktor-faktor yang mempengaruhi hasil kekerasan dalam
perlakuan panas antara lain; Komposisi kimia, Langkah Perlakuan
Panas, Cairan Pendinginan, Temperatur Pemanasan, dan lain-lain
Proses hardening cukup banyak dipakai di Industri logam atau
bengkel-bengkel logam lainnya.Alat-alat permesinan atau komponen
mesin banyak yang harus dikeraskan supaya tahan terhadap tusukan
atau tekanan dan gesekan dari logam lain, misalnya roda gigi, poros-
poros dan lain-lain yang banyak dipakai pada benda bergerak. Dalam
kegiatan produksi, waktu yang dibutuhkan untuk menyelesaikan suatu
produksi adalah merupakan masalah yang sangat sering
dipertimbangkan dalam Industri dan selalu dicari upaya-upaya untuk
mengoptimalkannya. Pengoptimalan ini dilakukan mengingat bahwa
waktu (lamanya) menyelesaikan suatu produk adalah berpengaruh
besar terhadap biaya produksi.
Hardening dilakukan untuk memperoleh sifat tahan aus yang
tinggi, kekuatan dan fatigue limit/ strength yang lebih baik. Kekerasan
yang dapat dicapai tergantung pada kadar karbon dalam baja dan
kekerasan yang terjadi akan tergantung pada temperatur pemanasan
(temperatur autenitising), holding time dan laju pendinginan yang
dilakukan serta seberapa tebal bagian penampang yang menjadi keras
banyak tergantung pada hardenability.
Langkah-langkah proses hardening adalah sebagai berikut :
1. Melakukan pemanasan (heating) untuk baja karbon tinggi 200-300
diatas Ac-1 pada diagram Fe-Fe3C, misalnya pemanasan sampai
suhu 8500, tujuanya adalah untuk mendapatkan struktur Austenite,
yang salah sifat Austenite adalah tidak stabil pada suhu di bawah
191
Ac-1,sehingga dapat ditentukan struktur yang diinginkan. Dibawah
ini diagram Fe-Fe3C dibawah ini :
Gambar : diagram keseimbangan Fe-Fe3C
2. Penahanan suhu (holding), Holding time dilakukan untuk
mendapatkan kekerasan maksimum dari suatu bahan pada proses
hardening dengan menahan pada temperatur pengerasan untuk
memperoleh pemanasan yang homogen sehingga struktur
austenitnya homogen atau terjadi kelarutan karbida ke dalam
austenit dan diffusi karbon dan unsur paduannya. Pedoman untuk
menentukan holding time dari berbagai jenis baja:
Baja Konstruksi dari Baja Karbon dan Baja Paduan Rendah
Yang mengandung karbida yang mudah larut, diperlukan
holding time yang singkat, 5 - 15 menit setelah mencapai
temperatur pemanasannya dianggap sudah memadai.
192
Baja Konstruksi dari Baja Paduan Menengah Dianjurkan
menggunakan holding time 15 -25 menit, tidak tergantung
ukuran benda kerja.
Low Alloy Tool Steel Memerlukan holding time yang tepat,
agar kekerasan yang diinginkan dapat tercapai. Dianjurkan
menggunakan 0,5 menit per milimeter tebal benda, atau 10
sampai 30 menit.
High Alloy Chrome Steel Membutuhkan holding time yang
paling panjang di antara semua baja perkakas, juga tergantung
pada temperatur pema-nasannya. Juga diperlukan kom-binasi
temperatur dan holding time yang tepat. Biasanya dianjurkan
menggunakan 0,5 menit permilimeter tebal benda dengan
minimum 10 menit, maksimum 1 jam.
Hot-Work Tool Steel Mengandung karbida yang sulit larut,
baru akan larut pada 10000 C. Pada temperatur ini
kemungkinan terjadinya pertumbuhan butir sangat besar,
karena itu holding time harus dibatasi, 15-30 menit. High
Speed Steel Memerlukan temperatur pemanasan yang sangat
tinggi, 1200-13000C.Untuk mencegah terjadinya pertumbuhan
butir holding time diambil hanya beberapa menit saja.
Misalkan kita ambil waktu holding adalah selama 15 menit
pada suhu 8500 .
3. Pendinginan. Untuk proses Hardening kita melakukan pendinginan
secara cepat dengan menggunakan media air. Tujuanya adalah
untuk mendapatkan struktur martensite, semakin banyak unsur
karbon,maka struktur martensite yang terbentuk juga akan semakin
banyak. Karena martensite terbentuk dari fase Austenite yang
didinginkan secara cepat. Hal ini disebabkan karena atom karbon
tidak sempat berdifusi keluar dan terjebak dalam struktur kristal
dan membentuk struktur tetragonal yang ruang kosong antar
atomnya kecil,sehingga kekerasanya meningkat.
193
Gambar : kurva pendinginan pada diagram TTT (time-temperature-
transformation)
Dari diagram pendinginan diatas dapat dilihat bahwa dengan
pendinginan cepat (kurva 6) akan menghasilkan struktur martensite
karena garis pendinginan lebih cepat daripada kurva 7 yang
merupakan laju pendinginan kritis (critical cooling rate) yang
nantinya akan tetap terbentuk fase austenite (unstable). Sedangkan
pada kurva 6 lebih cepat daripada kurva 7,sehingga terbentuk
struktur martensite yang kekerasanya berkisar antara 600 BHN-750
BHN, tetapi bersifat rapuh karena tegangan dalam yang besar.
194
Jadi dapat disimpulkan bahwa dengan proses hardening pada
baja karbon tinggi akan meningkatkan kekerasanya. Dengan
meningkatnya kekerasan, maka efeknya terhadap kekuatan adalah
sebagai berikut :
Kekuatan impact (impact strength) akan turun karena dengan
meningkatnya kekerasan, maka tegangan dalamnya akan
meningkat. Karena pada pengujian impact beban yang bekerja
adalah beban geser dalam satu arah , maka tegangan dalam
akan mengurangi kekuatan impact.
Kekuatan tarik (tensile sterngth) akan meningkat. Hal ini
disebabkan karena pada pengujian tarik beban yang bekerja
adalah secara aksial yang berlawanan dengan arah dari
tegangan dalam, sehingga dengan naiknya kekerasan akan
meningkatkan kekuatan tarik dari suatu material.
X.2 Besi dan Baja
Besi dan baja paling banyak dipakai sebagai bahan industri yang
merupakan sumber sangat besar, dimana sebagian ditentukan oleh nilai
ekonomisnya, tetapi yang paling penting karena sifat-sifatnya yang bervariasi.
Yaitu bahwa bahan tersebut mempunyai berbagai sifat dari yang paling luank dan
mudah dibuat sampai yang paling kerasdan tajampun untuk pisau pemotong dapat
dibuat, atau apa saja dengan bentuk apapun dapat dibuat dengan pengecoran. Dari
195
unsur besi berbagai bentuk struktur logam dapat dibuat, itulah sebabnya mengapa
besi dan baja disebut bahan yang kaya dengan sifat-sifat.
Berikut merupakan diagram fasa Fe – Fe3C. Dari diagaram ini kita dapat
mengetahui bahwa fase yang terjadi apabila besi (Fe) dipadukan dengan sekian
persen karbon dan pada temperatur tertentu. Digram fasa ini landasan untuk laku
panas kebanyakan jenis baja yang kita kenal.
Bila bagian 0% - 1% karbon pada diagram fasa ditutupi, kita mendapatkan
diagram yang mirip dengan diagram fasa sebelumnya. Komposisi eutektik
terdapat pada 4,3% (berat) karbon (17% atom) dan suhu eutektik adalah 11480C.
Besi cor berada di daerah eutektik ini karena rata-rata mengandung 2,5% - 4%
karbon. Titik cair relatif rendah dan besi cor mempunyai karakteristik coran dan
proses yang baik.
γ yang kaya besi dapat menampung 2,1% (berat) [atau 9% (atom)] karbon.
Atom-atom karbon ini larut secara interstisi dalam besi kps. Baja berlandaskan
fasa larutan padat ini. Karena baja mengandung kurang dari 1,2% karbon, baja
dapat mempunyai fasa tunggalpada proses penempaan atau pengerjaan panas
lainnya, yaitu di daerah sekitar 1100 sampai 1250oC. Pada daerah yantg kaya besi
(>99% Fe dan < 1% C), diagram Fe-Fe3C berbeda dengan diagram lainya yang
telah pernah dibahas. Perbedaaan ini timbul karena besi adalah polomorf dengan
fasa kpr dan kps.
196
Kemudian kekerasan suatu logam tergantung pada susunan kimia dan
perlakuan panas yang diberikan kepada logam tersebut. Proses perlakuan panas
yang disebut pencelupan (quenching) memegang peranan penting dalam proses
pengerasan logam. Logam yang didinginkan secara cepat menghasilkan strukur
yang berbeda dengan logam yang didinginkan secara lambat. Pada baja,
pendinginan yang cepat dari fasa austenit menghasilkan fasa martensit yang tinggi
kekerasannya. Untuk pendinginan yang lambat, akan didapatkan struktur bainit
bawah, bainit atas, perlit halus dan perlit kasar. Makin lambat laju pendinginan
logam, makin banyak matriks perlit yang dihasilkan. Sehingga kekerasannya
makin turun.
Semakin lama laju pendinginan logam tersebut, makin banyak matriks
perlit yang ditampilkan dan makin menurun kekerasan logam/baja tersebut. Ada
dua faktor yang dapat mengubah posisi grafik, yaitu komposisi kimia dan ukuran
butir austenit yang dicapai. Dengan beberapa pengecualian, penambahan kadar
karbon atau paduan ini ataupun penambahn ukuran butir austenit, akan
menyebabkan grafik tersebut bergeser ke kanan sehingga memudahakan
pembentukan sifat kemampukerasan logam tersebut.
197
Prinsip dasar pemurnian besi adalah dengan menghilangkan kandungan
oksigen dalam bijih besi. Cara tradisionalnya adalah dengan blomery. Pada proses
ini bijih besi dibakar dengan charcoal, dimana banyak mengandung carbon
sehingga terjadi pengikatan oksigen. Pembakaran tersebut menghasilkan
karbondiokasida dan karbon monoksida yang terlepas ke udara, sehingga besi
murni didapat dan dikeluarkan dari dapur. Kekurangnya tidak semua besi dapat
melebur sehingga terbentuk spoge, spoge berisi besi dan silica. Proses lebih
modern adalah dengan blas furnace. Blast furnace diisi oleh bijih besi, charcoal
atau coke (coke adalah charcoal yang terbuat dari coal) dan limestone (CaCO3).
Angin secara kencang dan kontinu ditiupkan dari bawah dapur. Hasil peluburan
besi akan berada di bawah, cairan besi yang keluar ditampung dan disebut dengan
pig iron. Bijih besi antara lain :
Hematite - Fe2O3 - 70 % iron
Magnetite - Fe3O4 - 72 % iron
Limonite - Fe2O3 + H2O - 50 % to 66 % iron
Siderite - FeCO3 - 48 % iron
PROSES PEMBUATAN BAJA
198
Baja diproduksi didalam dapur pengolahan baja dari besi kasar baik padat maupun
cair, besi bekas ( Skrap ) dan beberapa paduan logam. Ada beberapa proses
pembuatan baja antara lain :
1. Proses konvertor
terdiri dari satu tabung yang berbentuk bulat lonjong dengan menghadap
kesamping.
Sistem kerja
Dipanaskan dengan kokas sampai ± 1500 0C,
Dimiringkan untuk memasukkan bahan baku baja. (± 1/8 dari volume
konvertor)
Kembali ditegakkan.
Udara dengan tekanan 1,5 – 2 atm dihembuskan dari kompresor.
Setelah 20-25 menit konvertor dijungkirkan untuk mengelaurkan hasilnya.
Proses Bassemer (asam)
Lapisan bagian dalam terbuat dari batu tahan api yang mengandung
kwarsa asam atau aksid asam (SiO2), Bahan yang diolah besi kasar kelabu
cair, CaO tidak ditambahkan sebab dapat bereaksi dengan SiO2, SiO2 +
CaO CaSiO3
Proses Thomas (basa)
Lapisan dinding bagian dalam terbuat dari batu tahan api bisa atau
dolomit [ kalsium karbonat dan magnesium (CaCO3 + MgCO3)], besi
yang diolah besi kasar putih yang mengandung P antara 1,7 – 2 %, Mn 1 –
2 % dan Si 0,6-0,8 %. Setelah unsur Mn dan Si terbakar, P membentuk
oksida phospor (P2O5), untuk mengeluarkan besi cair ditambahkan zat
kapur (CaO),
3 CaO + P2O5 Ca3(PO4)2 (terak cair)
2. Proses Siemens Martin
menggunakan sistem regenerator (± 3000 0C.) fungsi dari regenerator
adalah :
a. Memanaskan gas dan udara atau menambah temperatur dapur
b. Sebagai Fundamen/ landasan dapur
c. Menghemat pemakaian tempat
199
Bisa digunakan baik besi kelabu maupun putih,
Besi kelabu dinding dalamnya dilapisi batu silika (SiO2),
Besi putih dilapisi dengan batu dolomit (40 % MgCO3 + 60 % CaCO3)
3. Proses Basic Oxygen Furnace
logam cair dimasukkan ke ruang baker (dimiringkan lalu ditegakkan)
Oksigen (± 1000) ditiupkan lewat Oxygen Lance ke ruang bakar
dengan kecepatan tinggi. (55 m3 (99,5 %O2) tiap satu ton muatan)
dengan tekanan 1400 kN/m2.
ditambahkan bubuk kapur (CaO) untuk menurunkan kadar P dan S.
Keuntungan dari BOF adalah:
BOF menggunakan O2 murni tanpa Nitrogen
Proses hanya lebih-kurang 50 menit.
Tidak perlu tuyer di bagian bawah
Phosphor dan Sulfur dapat terusir dulu daripada karbon
Biaya operasi murah
4. Proses dapur listrik
Temperatur tinggi dengan menggunkan busur cahaya electrode dan
induksi listrik.
Keuntungan :
Mudah mencapai temperatur tinggi dalam waktu singkat
Temperatur dapat diatur
Efisiensi termis dapur tinggi
Cairan besi terlindungi dari kotoran dan pengaruh lingkungan
sehingga kualitasnya baik
Kerugian akibat penguapan sangat kecil
5. Proses dapur kopel
Mengolah besi kasar kelabu dan besi bekas menjadi baja atau besi tuang.
200
Proses
Pemanasan pendahuluan agar bebas dari uap cair.
Bahan bakar(arang kayu dan kokas) dinyalakan selama ± 15 jam.
Kokas dan udara dihembuskan dengan kecepatan rendah hingga kokas
mencapai 700 – 800 mm dari dasar tungku.
Besi kasar dan baja bekas kira-kira 10 – 15 % ton/jam dimasukkan.
15 menit baja cair dikeluarkan dari lubang pengeluaran.
Untuk membentuk terak dan menurunkan kadar P dan S ditambahkan batu
kapur (CaCO3) dan akan terurai menjadi:
akan bereaksi dengan karbon:
Gas CO yang dikeluarkan melalui cerobong, panasnya dapat dimanfaatkan
untuk pembangkit mesin-mesin lain.
6. Proses dapur Cawan
Proses kerja dapur cawan dimulai dengan memasukkan baja bekas dan
besi kasar dalam cawan,
kemudian dapur ditutup rapat.
Kemudian dimasukkan gas-gas panas yang memanaskan sekeliling
cawan dan muatan dalam cawan akan mencair.
Baja cair tersebut siap dituang untuk dijadikan baja-baja istimewa
dengan menambahkan unsur-unsur paduan yang diperlukan
Klasifikasi baja menurut komposisi kimianya yaitu
Baja karbon (carbon steel), dibagi menjadi tiga yaitu;
Baja karbon rendah (low carbon steel) machine, machinery dan
mild steel
- 0,05 % - 0,30% C.
Sifatnya mudah ditempa dan mudah di mesin. Penggunaannya:
201
- 0,05 % - 0,20 % C : automobile bodies, buildings,
pipes, chains, rivets, screws, nails.
- 0,20 % - 0,30 % C : gears, shafts, bolts, forgings,
bridges, buildings.
Baja karbon menengah (medium carbon steel)
- Kekuatan lebih tinggi daripada baja karbon rendah.
- Sifatnya sulit untuk dibengkokkan, dilas, dipotong.
Penggunaan:
- 0,30 % - 0,40 % C : connecting rods, crank pins,
axles.
- 0,40 % - 0,50 % C : car axles, crankshafts, rails,
boilers, auger bits, screwdrivers.
- 0,50 % - 0,60 % C : hammers dan sledges.
Baja karbon tinggi (high carbon steel) tool steel
- Sifatnya sulit dibengkokkan, dilas dan dipotong.
Kandungan 0,60 % - 1,50 % C
Penggunaan
- screw drivers, blacksmiths hummers, tables knives,
screws, hammers, vise jaws, knives, drills. tools for turning brass
and wood, reamers, tools for turning hard metals, saws for cutting
steel, wire drawing dies, fine cutters.
X.3 Semikunduktor dan Superkonduktor
X.3.1 Semikonduktor
202
Semikonduktor adalah sebuah bahan dengan konduktivitas listrik yang
berada di antara insulator dan konduktor. Sebuah semikonduktor bersifat sebagai
insulator pada temperatur yang sangat rendah, namun pada temperatur ruangan
besifat sebagai konduktor. Bahan semikonduksi yang sering digunakan adalah
silikon, germanium, dan gallium arsenide.
Contoh-contoh bahan semikonduktor:
SILIKON
Silikon adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Si
dan nomor atom 14. Merupakan unsur terbanyak kedua di bumi. Senyawa yang
dibentuk bersifat paramagnetik. Unsur kimia ini dtemukan oleh Jöns Jakob
Berzelius.
Silikon hampir 25.7% mengikut berat. Biasanya dalam bentuk silikon dioksida
(silika) dan silikat.
Golongan →
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Periode ↓
203
11H
2He
23Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
311Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
419K
20Ca
21Sc
22Ti
23V
24Cr
25Mn
26Fe
27Co
28Ni
29Cu
30Zn
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
537Rb
38Sr
39Y
40Zr
41Nb
42Mo
43Tc
44Ru
45Rh
46Pd
47Ag
48Cd
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
655Cs
56Ba
* 71Lu
72Hf
73Ta
74W
75Re
76Os
77Ir
78Pt
79Au
80Hg
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
787 Fr
88Ra
** 10
3Lr
104Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111Uuu
112Uub
113
Uut
114Uuq
115Uup
116Uuh
117
Uus
118Uuo
* Lantanida57La
58Ce
59Pr
60Nd
61Pm
62Sm
63Eu
64Gd
65Tb
66Dy
67Ho
68Er
69Tm
70Yb
** Aktinida89Ac
90Th
91Pa
92U
93Np
94Pu
95Am
96Cm
97Bk
98Cf
99Es
100Fm
101Md
102No
Seri Kimia dari Tabel PeriodikLogam alkali Alkali tanah Lantanida Aktinida Logam transisiLogam Metaloid Non-logam Halogen Gas mulia
GERMANIUM
32galium ← germanium →
arsenik
Si↑
Ge↓
Sn Tabel periodik
Keterangan Umum Unsur
Nama, Lambang, Nomor atom germanium, Ge, 32
Seri kimia metalloids
Golongan, Periode, Blok 14, 4, p
Penampilan
grayish white
Massa atom 72.64 (1) g/mol
Konfigurasi elektron [Ar] 3d10 4s2 4p2
Jumlah elektron tiap kulit 2, 8, 18, 4
Ciri-ciri fisik
Fase solid
Massa jenis (sekitar suhu kamar) 5.323 g/cm³
Massa jenis cair pada titik lebur 5.60 g/cm³
Titik lebur1211.40 K
(938.25 °C, 1720.85 °F)
Titik didih3106 K
(2833 °C, 5131 °F)
Kalor peleburan 36.94 kJ/mol
204
Kegunaan Semikonduktor
Salah satu alasan utama kegunaan semikonduktor dalam elektronik adalah
sifat elektroniknya dapat diubah banyak dalam sebuah cara terkontrol dengan
menambah sejumlah kecil ketidakmurnian. Ketidakmurnian ini disebut
dopant.Doping sejumlah besar ke semikonduktor dapat meningkatkan
konduktivitasnya dengan faktor lebih besar dari satu milyar. Dalam sirkuit terpadu
modern, misalnya, polycrystalline silicon didop-berat seringkali digunakan
sebagai pengganti logam.
205
X.3.2 Superkonduktor
Superkonduktor adalah bahan yang dapat mengkonduksi elektrik tanpa
rintangan. Bahan ini tidak memiliki hambatan di bawah suatu nilai temperatur
tertentu. Suatu superkonduktor dapat saja berupa suatu konduktor, semikonduktor
ataupun suatu insulator pada keadaan ruang. Pada temperatur yang sangat rendah,
yaitu pada temperatur beberapa derajat di atas temperatur nol absolut, tertentu
akan kehilangan sifat hambatan listriknya. Sehingga jika sebuah arus listrik yang
mengalir pada sebuah cincin superkonduktor maka arus tadi akan berputar pada
cincin itu selamanya, asal saja cincin itu dipertahankan dalam temperatur yang
sangat rendah tadi. Temperatur dimana terjadi perubahan sifat konduktivitas
menjadi superkonduktor disebut dengan temperatur kritis (Tc).
Superkonduktor pertama kali ditemukan oleh seorang fisikawan Belanda,
Heike Kamerlingh Onnes, dari Universitas Leiden pada tahun 1911. Pada tanggal
10 Juli 1908, Onnes berhasil mencairkan helium dengan cara mendinginkan
hingga 4 K atau 269oC. Kemudian pada tahun 1911, Onnes mulai mempelajari
sifat-sifat listrik dari logam pada temperatur yang sangat dingin. Pada waktu itu
telah diketahui bahwa hambatan suatu logam akan turun ketika didinginkan di
bawah temperatur ruang, akan tetapi belum ada yang dapat mengetahui berapa
batas bawah hambatan yang dicapai ketika temperatur logam mendekati 0 K atau
nol mutlak. Beberapa ahli ilmuwan pada waktu itu seperti William Kelvin
memperkirakan bahwa elektron yang mengalir dalam konduktor akan berhenti
ketika temperatur mencapai nol mutlak. Di lain pihak, ilmuwan yang lain
termasuk Onnes memperkirakan bahwa hambatan akan menghilang pada keadaan
tersebut. Untuk mengetahui yang sebenarnya terjadi, Onnes kemudian
mengalirkan arus pada kawat merkuri yang sangat murni dan kemudian mengukur
hambatannya sambil menurunkan suhunya. Pada temperatur 4,2 K, Onnes terkejut
ketika mendapatkan bahwa hambatannya tiba-tiba menjadi hilang. Arus mengalir
melalui kawat merkuri terus menerus. Dengan tidak adanya hambatan, maka arus
dapat mengalir tanpa kehilangan energi. Percobaan Onnes dengan mengalirkan
arus pada suatu kumparan superkonduktor dalam suatu rangkaian tertutup dan
kemudian mencabut sumber arusnya lalu mengukur arusnya. Satu tahun kemudian
206
ternyata arus masih tetap mengalir. Fenomena ini kemudian oleh Onnes diberi
nama superkondutivitas.
Superkondutivitas
Superkonduktivias adalah sebuah fenomena yang terjadi dalam beberapa
material pada temperatur rendah, dicirikan dengan ketiadaan hambatan listrik.
Superkonduktivitas adalah sebuah fenomena mekanika-kuantum yang berbeda
dari konduktivitas sempurna.
Superkonduktivitas terjadi di berbagai macam material, termasuk unsur
sederhana seperti "tin" dan aluminum, beberapa logam alloy, beberapa
semikonduktor di-dop-berat, dan beberapa "compound" keramik berisi bidang
atom tembaga dan oksigen. Kelas compound yang terakhir, dikenal sebagai
kuprat, adalah superkonduktor suhu-tinggi (superkonduktor suhu-tinggi adalah
superkonduktor pada temperatur yang jauh lebih tinggi dari yang dimungkinkan
menurut teori konvensional, meskipun masih jauh di bawah temperatur ruangan).
Superkonduktivitas tidak terjadi dalam logam mulia seperti emas dan perak, atau
di banyak logam ferromagnetik, meskipun ada beberapa material menampilkan
baik.
Aplikasi Superkonduktor
Superkonduktor kini telah banyak digunakan dalam berbagai bidang.
Hambatan tidak disukai karena dengan adanya hambatan maka arus akan terbuang
menjadi panas. Apabila hambatan menjadi nol, maka tidak ada energi yang hilang
pada saat arus mengalir. Penggunaan superkonduktor di bidang transportasi
memanfaatkan efek Meissner, yaitu pengangkatan magnet oleh superkonduktor.
Hal ini diterapkan pada kereta api supercepat di Jepang yang diberi nama The
Yamanashi MLX01 MagLev train. Kereta api ini melayang diatas magnet
superkonduktor. Dengan melayang, maka gesekan antara roda dengan rel dapat
dihilangkan dan akibatnya kereta dapat berjalan dengan sangat cepat, 343 mph
atau sekitar 550 km/jam.
Penggunaan superkonduktor yang sangat luas tentu saja di bidang listrik.
Generator yang dibuat dari superkonduktor memiliki efisiensi sebesar 99 an
207
ukurannya jauh lebih kecil dibandingkan dengan generator yang menggunakan
kawat tembaga. Suatu perusahaan amerika, American Superconductor Corp.
diminta untuk memasang suatu sistem penstabil listrik yang diberi nama
Distributed Superconducting Magnetic Energy Storage System (D-SMES). Satu
unit D-SMES dapat menyimpan energi listrik sebesar 3 juta Watt yang dapat
digunakan untuk menstabilkan listrik apabila terjadi gangguan listrik. Untuk
transmisi listrik, pemerintah Amerika Serikat dan Jepang berencana untuk
menggunakan kabel superkonduktor dengan pendingin nitrogen untuk
menggantikan kabel listrik bawah tanah yang terbuat dari tembaga. Dengan
menggunakan kabel superkonduktor, arus yang dapat ditransmisikan akan jauh
meningkat.
Di bidang komputer, superkonduktor digunakan untuk membuat suatu
superkomputer dengan kemampuan berhitung yang fantastis. Di bidang militer,
HTS-SQUID digunakan untuk mendeteksi kapal selam dan ranjau laut.
Superkonduktor juga digunakan untuk membuat suatu motor listrik dengan tenaga
5000 tenaga kuda.
X.4 Keramik dan Komposit
Keramik
Material keramik memiliki sifat-sifat yang sesuai untuk dijadikan sebagai
bahan membran untuk pemisahan pada kondisi relatif keras, hal ini dikarenakan
material ini tahan terhadap asarn dan temperatur yang tinggi. Salah satu material
keramik yang dapat digunakan sebagai bahan membran adalah y-alumina karena
mempunyai kestabilan thermal yang tinggi, kekuatan mekanik yang balk dan luas
permukaan yang besar.
Penelitian ini diarahkan pada upaya rekayasa membran keramik dari bahan
lempung dan y-alumina melalui jalur proses dip-coating dan sol-gel. Proses
percobaan meliputi pembuatan penyangga membran melalui proses pressing,
pembuatan boehmite sebagai bahan dasar membran y-Al203 dari
Al2(SO4)3,pelapisan melalui metode dip-coating dan sol-gel, dan karakterisasi
208
membran yang telah dibuat. Variabel yang digunakan pads penelitian ini adalah
temperatur pencelupan pada 70 °C dan temperatur kamar, serta temperatur
kalsinasi membran y-alumina pada 500 °C dan 750 °C.
Dari penelitian ini dapat disimpulkan bahwa tawas atau Al2(SO4)3 dapat
digunakan sebagai precursor bahan membran alumina. Temperatur pelapisan
terbaik pada 70 C, temperature kalsinasi terbaik untuk proses sol-gel adalah 750
°C sedangkan untuk proses dip-coating 500 °C. Kedua jalur yang diteliti
menunjukan bahwa proses dip-coating akan menghasilkan ukuran pori membran,
lugs permukaan specifik, dan volume total pori yang lebih besar dibanding proses
sal-gel. Selain itu dapat disimpulkan pula bahwa membran basil proses dip-
coating memiliki homogenitas morfologi dan adhesi dengan penyangga yang
lebih rendah dibanding membran basil proses sol-gel.
Komposit
Perisai Chobham (lihat perisai komposit) Bahan komposit (atau komposit)
merupakan bahan yang dibuat melalui gabungan dua atau lebih bahan. Salah satu
bahan biasanya campuran yag kukuh seperti campuran kaca, kevlar atau
campuran karbon yang memberikan bahan tersebut kekuatan tensil, sementara
bahan lain (dinamakan matriks) biasanya sejenis bahan berdamar seperti polyester
atau epoxy yang memegang campuran dan menjadikan bahan tersebut keras dan
kukuh. Ada bahan komposit yang menggunakan aggregrat selain daripada, atau
bersama-sama campuran.
Contoh-contoh bahan komposit :
1. Plastik diperkukuhkan dengan kaca atau GRP
2. Komposit matriks logam
3. Komposit matriks seramik
4. Papan lapis
209