| Chemikalie 4ever

Ikatan Kimia

A. Peranan Elektron Dalam Ikatan Kimia

Teori duplet dan oktet dari G.N. Lewis merupakan dasar ikatan kimia.
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns²np⁶)

Contoh:

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 tergant~u~g jumlah elektron tak berpasangan dalam unsur tersebut. Contoh : ₈O : 1s² 2s² 2p²2p_x² 2p_y¹2p_z¹ Ada 2 elektron tunggal. sehingga oksigen dapat membentuk 2 ikatan (H-O-H; O=O). akan tetapi: ₅B : 1s² 2s² 2p_x¹ 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. Contoh : ₅B : 1s² 2s² 2p_x¹  (hibridisasi) 1s² 2s¹ 2p_x¹ 2p_y¹ 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.

Teori lain adalah teori ikatan valensi. Dalam teori ini ikatan antar atom terjadi dengan care saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.

BEBERAPA MACAM IKATAN KIMIA YANG TELAH DIKETAHUI, ANTARA LAIN :

A.	Ikatan antar atom	1. Ikatan ion = elektrovalen = heteropolar
		2. Ikatan kovalen = homopolar
		3. Ikatan kovalen koordinasi = semipolar
		4. Ikatan logam
B.	Ikatan antar molekul	1. Ikatan hidrogen
		2. Ikatan van der walls

B. Ikatan Ion = Elektrovalen = Heteropolar

Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.

PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH

- IA VIIA atau VIA
- IIA  VIIA atau VIA
- Unsur transisi VIIA atau VIA

Contoh:

Na Na + e^-1s² 2s² 2p⁶ 3s¹1s² 2s² 2p⁶ (konfigurasi Ne)

Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.

Cl + e^-Cl^-1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶(konfigurasi Ar)

Antara ion-ion Na⁺ dan Cl^- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na⁺Cl^-.

Contoh lain : CaCl₂ , MgBr₂, BaO , FeS dan sebagainya.

SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN

a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar

C. Ikatan Kovalen = Homopolar

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.

IKATAN KOVALEN TERBAGI ATAS

IKATAN KOVALEN POLAR

Atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap pasangan elektron
persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan kedua atomnya. Elektron persekutuan akan
bergeser ke arah atom yang lebih elektronegatif akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif.

Dalam senyawa HCl ini, Cl mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar dari H. sehingga pasangan elektron lebih tertarik ke arah Cl, akibatnya H relatif lebih elektropositif sedangkan Cl relatif menjadi elektronegatif.

Pemisahan muatan ini menjadikan molekul itu bersifat polar dan memiliki "momen dipol" sebesar:

T = n . l

dimana :

T = momen dipol
n = kelebihan muatan pada masing-masing atom
l = jarak antara kedua inti atom

IKATAN KOVALEN NON POLAR

Titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentukuya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.

Contoh:

Kedua atom H mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.

Karena arah tarikan simetris, maka titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit.

Contoh lain adalah senyawa CO₂, O₂, Br₂ dan lain-lain

D. Ikatan Kovalen Koordinasi = Semipolar

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang membentuknya.

Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya.

SYARAT PEMBENTUKANNYA

1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong

Contoh:

- Ion hidronium (H₃O⁺): H₂O + H⁺ H₃O⁺L

- Ion amonium : NH₄⁺

E. Ikatan Logam, Ikatan Hidrogen Dan Ikatan Van Der Walls

IKATAN LOGAM

Pada ikatan kovalen, elektron-elektron ikatan seolah-olah menjadi milik sepasang atom, sehingga tidak dapat bergerak bebas. Pada logam, elektron-elektron yang menyebabkan terjadinya ikatan di antara atom-atom logam tidak hanya menjadi milik sepasang atom saja, tetapi menjadi milik semua atom logam, sehingga elektron-elektron dapat bergerak bebas. Karena itulah maka logam-logam dapat menghantarkan arus listrik.

IKATAN HIDROGEN
Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.

Contoh:

- molekul H₂O

- molekul HF

IKATAN VAN DER WALLS

Gas mempunyal sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls.

F. Bentuk Molekul

Dalam bentuk 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.

Contoh:

a.	Molekul HF:	- konfigurasi atom H : 1s¹
		- konfigurasi atom F: 1s² 2s² 2P_x² 2p_y² 2p_z¹
	Tumpang tindih terjadi antara sub kulit 1s dari atom H dengan orbital 2p_z dari aton, F. Pertindihan demikian disebut pertindihan sp.
b.	Molekul H2O:	- konfigurasi atom H : 1s¹
		- konfigurasi atom O: 1s² 2s² 2P_x² 2p_y¹ 2p_z¹
	Dalam atom O terdapat 2 elektron dalam keadaan yang tidak berpasangan (orbital 2p_y dan 2p_z), masing-masing orbital ini akan bertindihan dengan orbital 1s dari 2 atom H. Kedudukan orbital-orbital p saling tegak lurus, diharapkan sudut ikatannya sebesar 90^o, tetapi karena adanya pengaruh pasangan elektron 2p_x, maka kedua ikatan tersebut akan tertolak dan membentuk sebesar 104.5^o.
c.	Molekul CH₄	- konfigurasi atom H: 1s¹
		- konfigurasi atom C: 1s² 2s² 2P_x¹ 2p_y¹ 2p_z⁰
	Untuk mengikat 4 atom H menjadi CH₄, maka 1 elektron dari orbital 2s akan dipromosikan ke orbital 2p_z, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi: 1s¹ 2s¹ 2p_x¹ 2p_y¹ 2p_z¹ . Orbital 2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p, akan tetapi ternyata kedudukan keempat ikatan C-H dalam CH₄ adalah sama. Hal ini terjadi karena pada saat orbital 2s, 2p_x, 2p_y dan 2p_z menerima 4 elektron dari 4 atom H, keempat orbital ini berubah bentuknya sedemikian sehingga mempunyai kedudukan yang sama. Peristiwa ini disebut "hibridisasi". Karena perubahan yang terjadi adalah 1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi sp³. Bentuk molekul dari ikatan hibrida sp³ adalah tetrahedron.

BEBERAPA BENTUK GEOMETRI IKATAN, ANTARA LAIN :

Jenis ikatan	Jumlah ikatan maksimum	Bentuk geometrik
sp	2	Linier
sp²	3	Segitiga datar
sp³	4	Tetrahedron
dsp³	5	Trigonal bipiramid
sp²d ; dsp²	4	Segiempat datar
d2^sp³ ; sp³d²	6	Oktahedron

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

A. Oksidasi - Reduksi

OKSIDASI REDUKSI

Klasik

Oksidasi	Reaksi antara suatu zat dengan oksigen
Reduksi	Reaksi antara suatu zat dengan hidrogen

Modern

Oksidasi	- Kenaikan Bilangan Oksidasi - Pelepasan Elektron
Reduksi	- Penurunan Bilangan Oksidasi - Penangkapan Elektron
Oksidator	- Mengalami Reduksi - Mengalami Penurunan Bilangan Oksidasi - Memapu mengoksidasi - Dapat menangkap elektron
Reduktor	- Mengalami oksidasi - Mengalami kenaikan Bilangan Oksidasi - Mampu mereduksi - Dapat memberikan elektron
Auto Redoks	- Reaksi redoks di mana sebuah zat mengalami reduksi sekaligus oksidasi

B. Konsep Bilangan Oksidasi

Pengertian Bilangan Oksidasi :

Muatan listrik yang seakan-akan dimiliki oleh unsur dalam suatu senyawa atau ion.

HARGA BILANGAN OKSIDASI

Unsur bebas Bialngan Oksidasi = 0

OksigenDalam Senyawa Bilangan Oksidasi = -2
kecuali

a. Dalam peroksida, Bilangan Oksidasi = -1
b. Dalam superoksida, Bilangan Oksida = -1/2
c. Dalam OF2, Bilangan Oksidasi = +2

Hidrogen

Dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +1
Kecuali dalam hibrida = -1

Unsur-unsur Golongan IA

Dalam Senyawa, Bilangan Oksidasi = +2

Unsur-unsur Golongan IIA

Dalam senyawa, Bilangan Oksidasi = +2

Bilangan Oksidasi molekul = 0

Bilangan Oksidasi ion = muatan ion

Unsur halogen

F	: 0, -1
Cl	: 0, -1, +1, +3, +5, +7
Br	: 0, -1, +1, +5, +7
I	: 0, -1, +1, +5, +7

C. Langkah-Langkah Reaksi Redoks

LANGKAH-LANGKAH PENYETARAAN REAKSI REDOKS

CARA BILANGAN OKSIDASI

a.	Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksinya.
b.	Tentukan penurunan Bilangan Oksidasi dari oksidator dan kenaikan Bilangan Oksidasi dari reduktor.
c.	Jumlah elektron yang diterima dan yang dilepaskan perlu disamakan dengan mengalikan terhadap suatu faktor.
d.	Samakan jumlah atom oksigen di kanan dan kiri reaksi terakhir jumlah atom hidrogen di sebelah kanan dan kiri reaksi.

CARA SETENGAH REAKSI

a.	Tentukan mana reaksi oksidasi dan reduksi.
b.	Reaksi oksidasi dipisahkan daui reaksi reduksi
c.	Setarakan ruas kanan dan kiri untuk jumlah atom yang mengalami perubahan Bilangan Oksidasi untuk reaksi yang jumlah atom-atom kanan dan kiri sudah sama, setarakan muatan listriknya dengan menambahkan elektron.
d.	Untuk reaksi yang jumlah atom oksigen di kanan dan kiri belum sama setarakan kekurangan oksigen dengan menambahkan sejumlah H2O sesuai dengan jumlah kekurangannya.
e.	Setarakan atom H dengan menambah sejumlah ion H+ sebanyak kekurangannya.
f.	Setarakan muatan, listrik sebelah kanan dan kiri dengan menambahkan elektron pada ruas yang kekurangan muatan negatif atau kelebihan muatan positif.
g.	Samakan jumlah elektron kedua reaksi dengan mengalikan masing-masing dengan sebuah faktor.

D. Penyetaraan Persamaan Reaksi Redoks

Tahapan:

Tentukan perubahan bilangan oksidasi.
Setarakan perubahan bilangan oksidasi.
Setarakan jumlah listrik ruas kiri dan kanan dengan :
H⁺ pada larutan bersifat asam
OH^- pada larutan bersifat basa
Tambahkan H2O untuk menyetarakan jumlah atom H.

Contoh:

MnO₄^- + Fe²⁺ Mn²⁺ + Fe³⁺ (suasana asam)

1.	MnO₄^- + Fe²⁺ Mn²⁺ + Fe³⁺
	..+7...... +2....... +2...... +3
	.................
	........................+1
2.	Angka penyerta = 5 MnO₄^- + 5 Fe²⁺ Mn²⁺ + 5 Fe³⁺
3.	MnO₄^- + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ Mn²⁺ + 5 Fe³⁺
4.	MnO₄^- + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O

E. Elektrokimia

SEL ELEKTROKIMIA

1.	Sel Volta/Galvani 1. terjadi penubahan : energi kimia  energi listrik 2. anode = elektroda negatif (-) 3. katoda = elektroda positif (+)
2.	Sel Elektrolisis 1. terjadi perubahan : energi listrik  energi kimia 2. anode = elektroda positif (+) 3. katoda = elektroda neeatif (-)

F. Sel Volta

KONSEP-KONSEP SEL VOLTA

Sel Volta

Deret Volta/Nerst

a.	Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn Fe Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au
b.	Makin ke kanan, mudah direduksi sukar dioksidasi Makin ke kiri, mudah dioksidasi sukar direduksi

Prinsip

1. Anoda terjadi reaksi oksidasi ; Katoda terjadi reaksi reduksi

2. Arus elektron : anoda  katoda ; Arus listrik : katoda  anoda

3. Jembatan garam: menyetimbangkan ion-ion dalam larutan

MACAM SEL VOLTA

1.	Sel Kering atau Sel Leclance = Katoda : Karbon = Anoda :Zn = Elektrolit : Campuran berupa pasta : MnO₂ + NH₄Cl + sedikit Air
2.	Sel Aki = Katoda: PbO₂ = Anoda : Pb = Elektrolit: Larutan H2SO4 = Sel sekunder
3.	Sel Bahan Bakar = Elektroda : Ni = Elektrolit : Larutan KOH = Bahan Bakar : H₂ dan O₂
4.	Baterai Ni - Cd = Katoda : NiO₂ dengan sedikit air = Anoda : Cd

G. Potensial Elektroda

POTENSIAL ELEKTRODA

1.	Pengertian Merupakan ukuran terhadap besarnya kecenderungan suatu unsur untuk melepaskan atau mempertahankan elektron
2.	Elektroda Hidrogen - E° H₂ diukur pada 25° C, 1 atm dan {H⁺} = 1 molar - E° H₂ = 0.00 volt
3.	Elektroda Logam - E° logam diukur terhadap E° H₂ - Logam sebelah kiri H : E° elektroda < 0 - Logam sebelah kanan H : E° elektroda > 0
4.	Cara Menghitung Potensial Elektroda Sel 1. E° sel = E° red - E° oks 2. E sel = E° sel - RT/nF ln C Pada 25° C : E sel = E° sel - 0.059/n log C Elektroda tergantung pada : - Jenis Elektroda - Suhu - Konsentrasi ionnya

Catatan :

E° = potensial reduksi standar (volt)
R = tetapan gas - [ volt.coulomb/mol.°K] = 8.314
T = suhu mutlak (°K)
n = jumlah elektron
F = 96.500 coulomb
C = [bentuk oksidasi]/[bentuk reduksi]

H. Korosi

Prinsip

Proses Elektrokimia

Proses Oksidasi Logam

Reaksi perkaratan besi

a.	Anoda: Fe(s) ® Fe²⁺ + 2e Katoda: 2 H⁺ + 2 e^- ® H2 2 H₂O + O₂ + 4e^- ® 4OH^-
b.	2H+ + 2 H₂O + O₂ + 3 Fe ® 3 Fe²⁺ + 4 OH^- + H₂ Fe(OH)₂ oleh O₂ di udara dioksidasi menjadi Fe₂O₃ . nH₂O

Faktor yang berpengaruh

1. Kelembaban udara
2. Elektrolit
3. Zat terlarut pembentuk asam (CO₂, SO₂)
4. Adanya O₂
5. Lapisan pada permukaan logam
6. Letak logam dalam deret potensial reduksi

Mencegah Korosi

1. Dicat
2. Dilapisi logam yang lebih mulia
3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan
5. Dicampur dengan logam lain

I. KOROSI

Prinsip

Proses Elektrokimia

Proses Oksidasi Logam

Reaksi perkaratan besi

a.	Anoda: Fe(s) ® Fe²⁺ + 2e Katoda: 2 H⁺ + 2 e^- ® H2 2 H₂O + O₂ + 4e^- ® 4OH^-
b.	2H+ + 2 H₂O + O₂ + 3 Fe ® 3 Fe²⁺ + 4 OH^- + H₂ Fe(OH)₂ oleh O₂ di udara dioksidasi menjadi Fe₂O₃ . nH₂O

Mencegah Korosi

J. Elektrolisis

1. Katoda [elektroda -]

•	Terjadi reaksi reduksi
•	Jenis logam tidak diperhatikan, kecuali logam Alkali (IA) den Alkali tanah (IIA), Al dan Mn
•	Reaksi: 2 H⁺(aq) + 2e^-  H₂(g) ion golongan IA/IIA  tidak direduksi; penggantinya air 2 H₂O() + 2 e-  basa + H₂(g) ion-ion lain  direduksi

2. Anoda [ektroda +]

•	Terjadi reaksi oksidasi
•	Jenis logam diperhatikan a. Anoda : Pt atau C (elektroda inert) reaksi : - 4OH^-(aq)  2H₂O() + O₂(g) + 4e- - gugus asam beroksigen tidak teroksidasi, diganti oleh 2 H₂O()  asam + O₂(g) - golongan VIIA (halogen)  gas b. Anoda bukan : Pt atau C reaksi : bereaksi dengan anoda membentuk garam atau senyawa lain.

K. Hukum Faraday

PRINSIP PERHITUNGAN ELEKTROLISIS

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) 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) + SO4^2-(aq)

Katoda [elektroda - : reduksi] : Cu²⁺(aq) + 2e^-  Cu(s)

Anoda [elektroda + : oksidasi]: 2 H₂O(l)  O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e^-

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

Background

Chemikalie 4ever

Pages

Ikatan Kimia

Reaksi Redoks dan Elektrokimia

Blogger templates

Popular Posts

Mengenai Saya

Blog Archive

Blogger news

Popular Posts

Blogroll

Popular Posts

About

Popular Posts