Read more »

Bab 5 KESETIMBANGAN

Kesetimbangan Kimia

Bab ini membahas prinsip dasar kesetimbangan kimia. Kita akan mempelajari reaksi timbal balik dan apa yang terjadi di sebuah sistem tertutup. Ini akan membawa kita kepada konsep kesetimbangan dinamis dan akan mengajak kita berpikir mengenai arti istilah ‘pergeseran kesetimbangan’.
Reaksi timbal balik
Reaksi timbal balik adalah reaksi yang, tergantung keadaan, dapat mengalir ke dua arah.

Apabila Anda meniupkan uap panas ke sebuah besi yang panas, uap panas ini akan bereaksi dengan besi dan membentuk sebuah besi oksida magnetik berwarna hitam yang disebut ferri ferro oksida atau magnetit, Fe₃O₄.
Hidrogen yang terbentuk oleh reaksi ini tersapu oleh aliran uap.


Dalam keadaan lain, hasil-hasil reaksi ini akan saling bereaksi. Hidrogen yang melewati ferri ferro oksida panas akan mengubahnya menjadi besi, dan uap panas juga akan terbentuk.

Uap panas yang kali ini terbentuk tersapu oleh aliran hidrogen.


Reaksi ini dapat berbalik, tapi dalam keadaan biasa, reaksi ini menjadi reaksi satu arah. Produk dari reaksi satu arah ini berada dalam keadaan terpisah dan tidak dapat bereaksi satu sama lain sehingga reaksi sebaliknya tidak dapat terjadi.
Reaksi timbal balik yang terjadi pada sistem tertutup

Sistem tertutup adalah situasi di mana tidak ada zat yang ditambahkan atau diambil dari sistem tersebut. Tetapi energi dapat ditransfer ke luar maupun ke dalam.
Pada contoh yang baru kita bahas tadi, Anda harus membayangkan sebuah besi yang dipanaskan oleh uap dalam sebuah kotak tertutup. Panas ditambahkan ke dalam sistem ini, namun tidak satu zat pun yang terlibat dalam reaksi ini dapat keluar dari kotak. Keadaan demikian disebut sistem tertutup.
Pada saat ferri ferro oksida dan hidrogen mulai terbentuk, kedua zat ini akan saling bereaksi kembali untuk membentuk besi dan uap panas yang ada pada mulanya. Coba pikirkan, kira-kira apa yang Anda temukan ketika menganalisis campuran ini setelah beberapa saat?
Anda akan sadar, bahwa Anda telah membentuk situasi yang disebut kesetimbangan dinamis.

Kesetimbangan Dinamis

Mempelajari kesetimbangan dinamis secara visual

Bayangkan sebuah zat yang dapat berada dalam dua bentuk/warna, biru dan merah, masing-masing dapat bereaksi untuk menjadi yang lain (biru menjadi merah, merah menjadi biru). Kita akan membiarkan mereka bereaksi dalam sistem tertutup, di mana tidak ada satu pun yang dapat keluar dari sistem ini.

Biru dapat berubah menjadi merah jauh lebih cepat daripada merah menjadi biru. Dan berikut adalah peluang (probabilitas) dari perubahan yang dapat terjadi. 3/6 biru berubah menjadi merah, dan 1/6 merah berubah menjadi biru.
Anda dapat mencobanya dengan kertas berwarna yang digunting kecil-kecil (dua warna) dan sebuah dadu.
Berikut adalah hasil dari ‘reaksi’ (simulasi) yang saya lakukan. Saya mulai dengan 16 potongan kertas biru. Saya melihat potongan-potongan itu satu per satu secara bergantian dan memutuskan apakah kertas yang saya lihat dapat berubah warna dengan melempar dadu.
Kertas biru dapat saya ganti dengan kertas merah apabila angka 4, 5 dan 6 keluar.
Kertas merah dapat saya ganti dengan kertas biru apabila angka 6 keluar pada saat saya melihat sebuah kertas merah.
Ketika saya selesai melihat ke-16 kertas itu, saya mulai lagi dari awal. Tapi tentu saja kali ini saya mulai dengan pola yang berbeda. Diagram di bawah ini menunjukkan hasil yang saya dapat setelah saya mengulang proses ini sebanyak 11 kali (dan saya tambahkan 16 potongan kertas biru yang saya punya pada awal simulasi).
Anda dapat melihat bahwa ‘reaksi’ berlangsung terus menerus. Pola yang terbentuk dari kertas merah dan biru terus berubah. Tapi, yang mengejutkan ialah, jumlah keseluruhan dari masing-masing kertas warna biru dan merah tetap sama, di mana dalam berbagai situasi, kita dapatkan 12 kertas warna merah dan 4 kertas warna biru.
Catatan : Sejujurnya, hasil akhir ini diperoleh secara kebetulan karena simulasi ini dilakukan dengan jumlah kertas yang sangat sedikit. Apabila Anda melakukan simulasi ini dengan jumlah kertas yang lebih banyak (misalnya beberapa ribu kertas), Anda akan mendapati proporsi yang terbentuk akan mendekati 75% merah dan 25% biru (suatu simulasi yang sangat membosankan, tentunya).

Apabila Anda mempunyai sejumlah besar partikel yang turut ambil bagian dalam sebuah reaksi kimia, proporsinya akan mendekati 75%:25%.
Penjelasan tentang "kesetimbangan dinamis"

Reaksi (simulasi) di atas telah mencapai kesetimbangan dalam arti tidak akan perubahan lebih lanjut dalam jumlah kertas biru dan merah. Namun demikian, reaksi ini masih terus berlangsung. Untuk setiap kertas merah yang berubah warna jadi biru, ada kertas biru yang berubah jadi merah di suatu tempat dalam campuran tersebut.
Inilah yang kita kenal sebagai "kesetimbangan dinamis". Kata "dinamis" menunjukkan bahwa reaksi itu masih terus berlangsung.
Anda dapat menggunakan tanda panah khusus untuk memperlihatkan bahwa ada kesetimbangan dinamis pada persamaan reaksi. Untuk kasus yang kita bahas di atas, Anda dapat menulis seperti demikian :
Yang perlu kita perhatikan di sini ialah, ini tidak hanya berarti bahwa reaksi tersebut merupakan reaksi timbal balik, tapi ini menunjukkan bahwa reaksi ini adalah reaksi timbal balik yang berada dalam kesetimbangan dinamis.
Pergeseran Kesetimbangan

Pergeseran dari kiri ke kanan dalam persamaan (dalam hal ini, dari warna biru ke warna merah) disebut ‘pergeseran kesetimbangan ke kanan’ dan dari kanan ke kiri disebut ‘pergeseran kesetimbangan ke kiri’

Posisi kesetimbangan
Dalam contoh yang kita pakai, campuran kesetimbangan terdiri dari lebih banyak warna merah daripada warna biru. Posisi kesetimbangan dapat menggambarkan situasi ini. Kita dapat mengatakan bahwa:

• Posisi kesetimbangan condong ke merah
• Posisi kesetimbangan condong ke sebelah kanan

Apabila kondisi praktikum berubah (dengan mengubah peluang terjadinya pergeseran kesetimbangan ke kanan maupun ke kiri), komposisi dari campuran kesetimbangan itu sendiri pun akan berubah.
Contohnya, apabila dengan mengubah kondisi praktikum kita dapat memproduksi lebih banyak warna biru di dalam campuran kesetimbangan, kita bisa mengatakan bahwa "Posisi kesetimbangan bergeser ke kiri" atau "Posisi kesetimbangan bergeser ke warna biru".
Catatan: Apabila Anda tertarik, cobalah perbesar peluang warna merah berubah menjadi biru dari 1/6 menjadi 2/6 untuk melihat efeknya pada posisi kesetimbangan. Dengan kata lain, biarkanlah warnanya berubah apabila angka 5 atau angka 6 keluar pada saat dadu dilempar.

Mencapai kesetimbangan dari sisi yang lain

Apa yang terjadi bila Anda memulai reaksi dengan warna merah dan bukan warna biru namun tetap memberi kesempatan untuk berubah warna seperti di contoh pertama ? Ini adalah hasil dari percobaan saya.


Sekali lagi Anda dapat melihat konfigurasi yang terjadi sama persis dengan percobaan pertama di mana kita mulai dengan warna biru. Anda akan mendapat konfigurasi kesetimbangan yang sama tanpa dipengaruhi dari sisi mana Anda memulai reaksi.
Ingat: Anda tidak akan mendapat hasil yang sama bila menggunakan jumlah potongan kertas (yang melambangkan jumlah partikel) yang terlalu sedikit. Fluktuasi perubahan akan sangat mudah terlihat. Sekali lagi, apabila Anda menggunakan potongan kertas dalam jumlah besar, proporsi kesetimbangan akan menjadi 75% merah dan 25% biru. Dengan jumlah potongan kertas yang saya gunakan, kita mendapat hasil reaksi yang sangat dekat dengan proporsi rata-rata. 


Kesetimbangan Dinamis, lagi, dengan lebih formal

Kecepatan Reaksi

Ini adalah persamaan untuk sebuah reaksi biasa yang telah mencapai kesetimbangan dinamis.
Bagaimana reaksi ini bisa mencapai keadaan tersebut? Anggap saja kita mulai dengan A dan B.

Pada awal reaksi, konsentrasi A dan B pada mula-mula ada pada titik maksimum, dan itu berarti kecepatan reaksi juga ada pada titik maksimum.
Seiring berjalannnya waktu, A dan B bereaksi dan konsentrasinya berkurang. Ini berarti, jumlah partikelnya berkurang dan kesempatan bagi partikel A dan B untuk saling bertumbukan dan bereaksi berkurang, dan ini menyebabkan kecepatan reaksi juga berangsur-angsur berkurang.

Pada awalnya tidak ada C dan D sama sekali sehingga tidak mungkin ada reaksi di antara keduanya. Seiring berjalannya waktu, konsentrasi C dan D bertambah banyak dan keduanya menjadi mudah bertumbukan dan bereaksi.
Dengan berlangsungnya waktu, kecepatan reaksi antara C dan D pun bertambah.

Akhirnya, kecepatan reaksi antara keduanya mencapai titik yang sama di mana kecepatan reaksi A dan B berubah menjadi C dan D sama dengan kecepatan reaksi C dan D berubah menjadi A dan B kembali.
Pada saat ini, tidak akan ada lagi perubahan pada jumlah A, B, C, D di dalam campuran. Begitu ada partikel yang berubah, partikel tersebut terbentuk kembali berkat adanya reaksi timbal balik. Pada saat inilah kita mencapai kesetimbangan kimia.

Tetapan kesetimbangan kimia

Dalam system tertutup, dimana tekanan dan suhu dijaga, maka energi bebas Gibbs adalah nol.
Dalam keadaan kesetimbangan reaksi berlangsung dalam dua arah yaitu ke arah pembentukan dan ke arah penguraian. Kita ambil contoh reaksi berikut
N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3
Dari persamaan kesetimbangan di atas nampak bahwa gas nitrogen bereaksi dengan gas hidrogen membentuk gas amoniak, ditandai dengan arah reaksi ke kanan. Sedangkan reaksi ke arah kiri merupakan reaksi penguraian dari gas amoniak menjadi gas nitrogen dan gas Hidrogen.
Pada saat kesetimbangan, ke tiga zat ada di dalam campuran, dimana komposisi zat tidak sama atau tidak sesuai dengan persamaan reaksinya.
Komposisi zat yang ada dalam kesetimbangan dicerminkan oleh harga tetapan kesetimbangan, perhatikan  Kesetimbangan gas dari pembentukan senyawa NH3 dari gas N2 dan H2 dalam system tertutup
Reaksi umum dari kesetimbangan;
a A + b B ⇄ c C + d D
dan berlaku energi bebas Gibbs ΔG = 0, dimana

Kp = Tetapan kesetimbangan (dalam fasa gas)
pC = tekanan gas C, dengan koofisien reaksi c
pD = tekanan gas D dengan koofisien reaksi d
pA = tekanan gas A dengan koofisien reaksi a
pB = tekanan gas B dengan koofisien reaksi b.
Selanjutnya, Guldenberg dan Waage, mengembangkan kesetimbangan dalam fasa larutan, dan mereka menemukan bahwa 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 ini dikenal dengan Hukum Guldberg dan Wange, dan disederhanakan ke dalam persamaan
Kc = Tetapan kesetimbangan (dalam fasa gas)
[C] = tekanan gas C, dengan koofisien reaksi c
[D]= tekanan gas D dengan koofisien reaksi d
[A] = tekanan gas A dengan koofisien reaksi a
[B] = tekanan gas B dengan koofisien reaksi b
Persamaan tetapan kesetimbangan di atas, dapat memberikan informasi bahwa harga K kecil menunjukan bahwa zat-zat hasil reaksi (zat C dan D) lebih sedikit dibandingkan dengan zat-zat yang bereaksi (zat A dan B).
Jika kita mengukur harga K dan besarnya belum mencapai harga K pada saat kesetimbangan, berarti reaksi yang dilakukan belum mencapai kesetimbangan.

Pergeseran Kesetimbangan

Azas Le Chatelier menyatakan: Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi, maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya.
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 memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A dan Bherkurang, sedangkan C dan D bertambah.
2.Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan Dherkurang, 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 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)
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) ; DH = -216 kJ
Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.

Rangkuman

Kesetimbangan kimia terjadi pada saat Anda memiliki reaksi timbal balik di sebuah sistem tertutup. Tidak ada yang dapat ditambahkan atau diambil dari sistem itu selain energi. Pada kesetimbangan, jumlah dari segala sesuatu yang ada di dalam campuran tetap sama walaupun reaksi terus berjalan. Ini dimungkinkan karena kecepatan reaksi ke kanan dan ke kiri sama.

Apabila Anda mengubah keadaan sedemikian rupa sehingga mengubah kecepatan relatif reaksi ke kanan dan ke kiri, Anda akan mengubah posisi kesetimbangan, karena Anda telah mengubah faktor dari sistem itu sendiri. Efek dari perubahan berbagai faktor dalam sistem terhadap posisi kesetimbangan akan dibahas pada bab yang lain.

Read more »

Bab 4 LAJU REAKSI DAN ORDE REAKSI

Order Reaksi dan Persamaan Laju Reaksi Merubah konsentrasi dari suatu zat di dalam suatu reaksi biasanya merubah juga laju reaksi. Persamaan laju menggambarkan perubahaan ini secara matematis. Order reaksi adalah bagian dari persamaan laju. Halaman ini memperkenalkan dan menjelaskan berbagai istilah yang perlu Anda tahu. Persamaan Laju Mengukur laju reaksi 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. Kesimpulan Untuk persamaan laju dan order reaksi, laju reaksi diukur dengan cara berapa cepat konsentrasi dari suatu reaktan berkurang. Satuannya adalah mol dm-3 s-1 Order reaksi Halaman ini tidak akan mendefinisikan apa arti order reaksi secara langsung, tetapi mengajak kita untuk mengerti apa itu order reaksi. 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 : 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 Ai 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 berhubugngan dengan konsentrasi A dan B dengan cara : 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 order reaksi terhadap A dan B Jika order reaksi terhadap A adalah 0 (no), 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. Beberapa contoh 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. Dalam kasus ini, order reaksi terhadap A dan B adalah 1. Order reaksi total adalah 2, didapat dengan menjumlahkan tiap-tiap order.Pada reaksi ini, A berorder nol karena konsentrasi A tidak mempengaruhi laju dari reaksi. B berorder 2 , sehingga order reaksi total adalah dua. Pada reaksi ini, A berorder satu dan B beroder nol, karena konsentrasi B tidak mempengaruhi laju reaksi. Order 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. Ketetapan laju Hal yang cukup mengejutkan, Ketetapan laju sebenarnya tidak benar-benar konstan. Konstanta ini berubah, sebagai contoh, jika kita mengubah temperatur dari reaksi, menambahkan katalis atau merubah katalis. Tetapan laju akan konstan untuk reaksi yang diberikan hanya apabila kita mengganti konsentrasi dari reaksi tersebut. Anda akan mendapatkan efek dari perubahaan suhu dan katalis pada laju konstanta pada halaman lainnya. Kalkulasi yang melibatkan order reaksi Anda akan dapat menghitung order dari reaksi dan tetapan laju dari data yang diberikan maupun dari hasil percobaan yang Anda lakukan.

Read more »

Bab 3 TERMOKIMIA

Termokimia

Hubungan sistem dengan lingkungan    

                                                                              

Pelajaran mengenai panas reaksi dinamakan termokimia yang  merupakan  bagian  dari  cabang  ilmu  pengetahuan  yang  lebih  besar yaitu   termodinamika.   Sebelum   pembicaraan   mengenai   prisip termokimia ini kita lanjutkan, akan dibuat dulu definisi dari beberapa istilah. Salah satu dari istilah yang akan dipakai adalah sistim. Sistim adalah sebagian dari alam semesta yang sedang kita pelajari. Mungkin saja misalnya suatu reaksi kimia yang terjadi dalam suatu gelas kimia. Di  luar  sistim  adalah  lingkungan.  Dalam  menerangkan  suatu  sistim, kita harus memperinci sifat-sifatnya secara tepat. Diberikan suhunya, tekanan, jumlah mol dari tiap zat dan berupa cairan, padat atau gas. Setelah semua variabel ini ditentukan berarti semua sifat-sifat sistim sudah pasti, berarti kita telah menggambarkan keadaan dari sistim.

Bila  perubahan  terjadi  pada  sebuah  sistim  maka  dikatakan bahwa sistim bergerak dari keadaan satu ke keadaan yang lain. Bila sistim  diisolasi  dari  lingkungan  sehingga  tak  ada  panas  yang  dapat mengalir  maka  perubahan  yang  terjadi  di  dalam  sistim  adalah perubahan  adiabatik.  Selama  ada  perubahan  adiabatik,  maka  suhu dari  sistim  akan  menggeser,  bila  reaksinya  eksotermik  akan  naik sedangkan  bila  reaksinya  endotermik  akan  turun.  Bila  sistim  tak diisolasi  dari  lingkungannya,  maka  panas  akan  mengalir  antara keduanya,  maka  bila  terjadi  reaksi,  suhu  dari  sistim  dapat  dibuat tetap.  Perubahan  yang  terjadi  pada  temperatur  tetap  dinamakan perubahan isotermik. Telah dikatakan, bila terjadi reaksi eksotermik atau endotermik maka pada zat-zat kimia yang terlibat akan terjadi perubahan energi potensial. Panas reaksi yang kita ukur akan sama dengan  perubahan  energi  potensial  ini.  Mulai  sekarang  kita  akan menggunakan perubahan ini dalam beberapa kuantitas sehingga perlu ditegakkan beberapa peraturan untuk menyatakan perubahan secara umum.

Simbol  Δ  (huruf Yunani untuk delta) umumnya dipakai untuk menyatakan  perubahan  kuantitas.  Misalnya  perubahan  suhu  dapat ditulis dengan ΔT, dimana T menunjukkan temperatur. Dalam praktek biasanya   dalam   menunjukkan   perubahan   adalah   dengan   cara mengurangi temperatur akhir dengan temperatur mula-mula.

ΔT = T_akhir – T_mula-mula

Demikian juga, perubahan energi potensial

(Ep) Δ(E.P) = EP_akhir – EP_awal

Dari  definisi  ini  didapat  suatu  kesepakatan  dalam  tanda aljabar untuk perubahan eksoterm dan endoterm. Dalam perubahan eksotermik, energi potensial dari hasil reaksi lebih rendah dari energi potensial pereaksi berarti EP_akhir lebih rendah dari EP_mula-mula. Sehingga harga ÷EP  mempunyai  harga  negatif.  Kebalikannya  dengan  reaksi endoterm, dimana harga ÷EP adalah positif.

Proses eksoterm dan proses endoterm

 A. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

 Pengertian Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor.

Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm.

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0 (13 )

Sebaliknya, pada reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0 ( 14 )

Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi. 

Persamaan Termokimia

Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.

Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh berikut .           Contoh: Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:

H2 (g)  + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l)                  ΔH = -286 kJ

Atau

2 H2 (g)  + O2 (g) ——> 2 H2O (l)                 ΔH = -572 kJ

(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH  juga harus dikali dua).

Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol -1 ) Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi: m AB + n CD —–> p AD  + q CB ΔH0 = jumlah ΔH0 f (produk) -   jumlah ΔH0 f (pereaksi) Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi: C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)            Δ H   = – 394 kJ Reaksi diatas dapat  berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah: C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H   = – 283 kJ Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh: C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH   = – 283 kJ ————————————————————————- + C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)           ΔH   = – 394 kj

	Perubahan Entalpi Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap. a. Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm) Contoh: H2 →   2H – a kJ ; DH= +akJ b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm) Contoh: 2H →   H2 + a kJ ; DH = -a kJ Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi : 1. Entalpi Pembentakan Standar ( DHf ): DH untak membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g) →   H20 (l) ; DHf = -285.85 kJ 2. Entalpi Penguraian: DH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari DH pembentukan).Contoh: H2O (l) →   H2(g) + 1/2 O2(g) ; DH = +285.85 kJ 3. Entalpi Pembakaran Standar ( DHc ): DH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.Contoh: CH4(g) + 2O2(g) →   CO2(g) + 2H2O(l) ; DHc = -802 kJ 4. Entalpi Reaksi: DH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.Contoh: 2Al + 3H2SO4 →   Al2(SO4)3 + 3H2 ; DH = -1468 kJ 5. Entalpi Netralisasi: DH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) →   NaCl(aq) + H2O(l) ; DH = -890.4 kJ/mol 6. Hukum Lavoisier-Laplace “Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya.” Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknyaContoh: N2(g) + 3H2(g) →   2NH3(g) ; DH = – 112 kJ 2NH3(g) →   N2(g) + 3H2(g) ; DH = + 112 kJ Hukum Hess Hukum ini diajukan oleh Germain Hess, dia menyatakan bahwa entalphi reaksi (ΔH) hanya tergantung pada keadaan awal reaksi dan hasil reaksi dan tidak bergantung pada jalannya reaksi. Jika suatu reaksi merupakan penjumlahan aljabar dari dua atau lebih reaksi, maka perubahan entalphi (ΔH) atau kalor reaksinya juga merupakan penjumlahan aljabar dari (ΔH) yang menyertai reaksi. Penjumlahan aljabar reaksi dan entalphi menurut Germain Hess Berdasarkan persamaan reaksi gas karbon dioksida dapat terbentuk melalui dua tahap, yang pertama pembentukan karbonmonoksida dari unsur-unsurnya dan dilanjutkan dengan oksidasi dari karbonmonoksida menjadi karbondioksida. Penjumlahan aljabar ΔHreaksi dari setiap tahap reaksi juga dilakukan sesuai dengan tahap reaksi, maka ΔHreaksi dari pembentukan gas Karbon dioksida juga dapat dilakukan. Berdasarkan berbagai jenis reaksi, maka kita juga dapat mengembangkan jenis kalor reaksi atau ΔH yang disesuaikan dengan jenis reaksinya, ada empat jenis kalor reaksi yaitu kalor reaksi pembentukan, penguraian, pembakaran dan pelarutan.

Read more »

Bab 2 BENTUK MOLEKUL

TEORI DOMAIN ELEKTRON

Suatu area dalam molekul yang ditempati elektron disebut sebagai domain elektron . Domain elektron meliputi pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB) dan elektron tuggal ayng dalam banyak kasus merupakan elektron bebas.

Unsur-unsur yang saling berikatan memiliki bentuk molekul berbeda-beda tergantung jumlah pasangan elektron yang terlibat. Bentuk molekul dipengaruhi oleh susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB) pada atom pusat suatu molekul.

INGAT : PEI dan PEB ditentukan dari atom pusat.

Teori domain elektron menyatakan bahwa pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas saling tolak-menolak sehingga tiap-tiap pasangan elektron cenderung berjauhan satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan tersebut. Teori ini disebut juga teori VSEPR (Valence Shell  Electron Pair Repulsion) yang dikembangkan oleh R.J Gilespie (Kanada,1957)

INGAT : Domain elektron yang berupa pasangan elektron ikatan (PEI) baik ikatan tunggal, rangkap dua maupaun rangkap tiga dianggap 1 (satu) domain.  

BENTUK MOLEKUL  

Bentuk molekul senyawa kovalen ditentukan oleh susunan ruang pasangan elektron di sekitar atom pusat. Untuk bisa menentukan domain elektron maka dipergunakan Struktur Lewis. Karena dengan struktur Lewis dapat diketahui PEI dan PEB. Berdasarkan teori domain elektron ada 5 macam bentuk dasar molekul kovalen, yaitu :

1. Linear

Bentuk melekul ini disusun oleh tiga atom yang berikatan dalam satu garis lurus dan sebuah atom yang menjadi atom pusatnya. Terdapat 2 domain dengan sudut ikatan 180

2. Segitiga Datar

Bentuk melekul ini segitiga sama sisi yang disusun oleh 4 buah atom. 1 buah atom pusat yang berikatan dengna 3 atom lainnya dengan sudut ikatan 120^o

3. Tetrahedral

Bentuk melekul ini seperti piramida yang tersusun oleh 5 atom dengan 1 buah atom bertindak sebagai atom pusat yang berikatan dengan 4 elektron ikatan dengan sudut ikatan 109,5^o

4. Trigonal Bipiramidal

Bentuk melekul ini seperti dua piramida yang bergabung menjadi satu dimana atom pusat dikelilingi oleh 5 atom lainnya dengan sudut 90^o dan 120^o

5. Oktahedral

Bentuk melekul ini terdiri atas delapan bidang yang merupakan segitiga sama sisi dimana atom pusat akan dikelilingi oleh 6 atom lainnya dengan dusut ikatan 90^o

Kelima bentuk dasar molekul kovalen hanya menggambarkan geometri domain elektron yang mengandung PEI, namun dalam teori VSEPR gaya tolakan yang dihasilkan oleh pasangan elektron bebas berpengaruh terhadap bentuk molekul. Bentuk molekul diberi notasi khusus untuk menunjukkan jumlah PEI dan PEB, yaitu :

AX_nE_n

Dimana A = atom pusat, X = PEI, E = PEB, n = jumlah masing-masing PEI/PEB

INGAT : untuk menggambarkan struktur Lewis suatu molekul, hitung elektron valensi unsur-unsur penyusunnya.

Cara menentukan domain elektron :

1. Buat konfigurasi elektron masing-masing unsur dari Nomor Atomnya
2. Ketahui elektron valensi masing-masing unsur dari konfigurasinya
3. Buat struktur Lewisnya
4. Tentukan domainelektron (PEI dan PEB) pada atom pusat
5. Buat notasi VSEPR

Untuk meramal bentuk ion poliatomik, harus menggunakan rumus berikut :

1. Hitung jumlah pasangan elektron pada semua atom

Pasangan elektron = Jlh. Elektron valensi  ± muatan ion / 2

2. Hitung jumlah pasangan elektron ikatan (PEI) pada atom pusat

PEI = Jumlah atom – 1

3. Hitung jumlah pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat

Pasangan pusat = pasangan elektron – (3 x jlh.atom ujung, kecuali H)

4. Hitung jumlah pasangan elektron bebas

PEB = pasangan pusat – PEI

INGAT : Dalam menghitung jumlah pasangan pusat, atom H tidak diperhitungkan karena atom H hanya memiliki sebuah elektron dan tidak memiliki PEB

IKATAN HIDROGEN DAN IKATAN VAN DER WAALS

 Gaya antarmolekul adalah gaya elektromagnetik yang terjadi antara molekul atau antara bagian yang terpisah jauh dari suatu makromolekul. Gaya-gaya ini dapat berupa kohesi antara molekul serupa, seperti contohnya pada tegangan permukaan, atau adhesi antara molekul tak serupa, contohnya pada kapilaritas. Gaya-gaya ini, dimulai dari yang paling kuat, terdiri dari: interaksi ionik, ikatan hidrogen, interaksi dwikutub (dipole), dan gaya Van der Waals.

a. Ikatan Hidrogen

Dalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting. Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol^-1) hingga tinggi (>155 kJ mol^-1). Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk. Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H₂O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.

Silakan “Klik” kata dibawah ini untuk Link,…
“Kuat”	Ikatan kovalen & Antiikat Ikatan sigma: 3c-2e · Ikatan pisang · 3c-4e (Ikatan hidrogen, Ikatan dihidrogen, Interaksi agostik) · 4c-2e Ikatan pi: Pengikatan balik π · Konjugasi · Hiperkonjugasi · Aromatisitas · Aromatisitas logam Ikatan delta: Ikatan rangkap empat · Ikatan rangkap lima · Ikatan rangkap enam Ikatan dipolar · Haptisitas Ikatan ion Interaksi kation-pi · Jembatan garam Ikatan logam Aromatisitas logam
“Lemah”	Ikatan hidrogen Ikatan dihidrogen · Kompleks dihidrogen · Ikatan hidrogen sawar rendah · Ikatan hidrogen simetris · Hidrofil Nonkovalen lain Gaya van der Waals · Ikatan mekanis · Ikatan halogen · Aurofilisitas · Interkalasi · Penumpukan · Gaya entropik · Polaritas kimia
lainnya	Ikatan disulfida · Ikatan peptida · Ikatan fosfodiester

b. Ikatan Van der Waals

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada salah satu jenis gaya antara molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu. Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Silakan di “Klik” langsung tulisan dibawah ini, untuk Link,…ke wikipedia…
“Kuat”	Ikatan kovalen & Antiikat Ikatan sigma: 3c-2e · Ikatan pisang · 3c-4e (Ikatan hidrogen, Ikatan dihidrogen, Interaksi agostik) · 4c-2e Ikatan pi: Pengikatan balik π · Konjugasi · Hiperkonjugasi · Aromatisitas · Aromatisitas logam Ikatan delta: Ikatan rangkap empat · Ikatan rangkap lima · Ikatan rangkap enam Ikatan dipolar · Haptisitas Ikatan ion Interaksi kation-pi · Jembatan garam Ikatan logam Aromatisitas logam
“Lemah”	Ikatan hidrogen Ikatan dihidrogen · Kompleks dihidrogen · Ikatan hidrogen sawar rendah · Ikatan hidrogen simetris · Hidrofil Nonkovalen lain Gaya van der Waals · Ikatan mekanis · Ikatan halogen · Aurofilisitas · Interkalasi · Penumpukan · Gaya entropik · Polaritas kimia
lainnya	Ikatan disulfida · Ikatan peptida · Ikatan fosfodiester

Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda JOHANNES VAN DER WAALS, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial LENNARD-JONES sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu.

Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Gaya van der waals : gaya tarik di antara atom atau molekul, gaya ini jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul karena ikatan valensi dan besarnya ialah 10^-7 kali jarak antara atom-atom atau molekul-molekul. Gaya ini menyebabkan sifat tak ideal pada gas dan menimbulkan energi kisi pada kristal molekular. Ada tiga hal yang menyebabkan gaya ini :

1. Interaksi dwikutub-dwikutub, yaitu tarikan elektrostatistik di antara dua molekul dengan moment dwikutub permanen.
2. Interaksi dwikutub imbasan, artinya dwikutub timbul karena adanya polarisasi oleh molekul tetangga.
3. Gaya dispersi yang timbul karena dwikutub kecil dan bersifat sekejap dalam atom.

Asal mula gaya dispersi van der Waals Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata. Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris – H2, boleh jadi, atau Br₂. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik. Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.

---

Catatan: (dibaca “delta”) berarti “agak” (slightly) – karena itu + berarti “agak positif”.

---

Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul. “Selubung lingkarang” yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik – molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal. Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu. Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu – dan karena itu akan menjadi yang paling dominan). Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri. Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung – yang lain. Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya. Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara. Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak. Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah – tetapi tetap selaras. pakah dayatarik antarmolekul itu? Ikatan antarmolekul versus ikatan intramolekul Dayatarik antarmolekul adalah dayatarik yang terjadi antara suatu molekul dan molekul tetangganya. Gaya tarik yang mengikat molekul secara tersendiri (sebagai contoh, ikatan kovalen) dikenal dengan dayatarik intramolekul. Dua kata tersebut membingungkan yang mana untuk lebih amannya membuang salah satu diantaranya dan tidak digunakan lagi. Istilah “intramolekul” tidak akan digunakan lagi pada bagian ini. Semua molekul mengalami dayatarik antarmolekul, meskipun pada beberapa kasus dayatarik yang terjadi sangatlah lemah. Pada gas seperti hidrogen, H₂. Jika kamu memperlambat gerak molekul melalui pendinginan, dayatarik cukup besar bagi molekul untuk tetap bersama sampai pada akhirnya membentuk cairan dan kemudian padatan. Pada kasus hidrogen dayatarik sangat lemah yang mana molekul membutuhkan pendinginan sampai 21 K (-252°C) sebelum dayatarik cukup kuat untuk mengkondensasi hidrogen menjadi cairan. Dayatarik antarmolekul yang dimiliki oleh helium lebih lemah – molekul tidak ingin tetap bersama untuk membentuk cairan sampai temperatur menurun sampai 4 K (-269°C). Gaya van der Waals: gaya dispersion Gaya dispersi (salah satu tipe dari gaya van der Waals adalah yang kita setujui pada halaman ini) yang juga dikenal dengan “gaya London” (dinamakan demikian setelah Fritz London mengusulkan untuk pertama kalinya). Asal mula gaya dispersi van der Waals Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata. Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris – H2, boleh jadi, atau Br₂. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik. Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.

---

Catatan: (dibaca “delta”) berarti “agak” (slightly) – karena itu + berarti “agak positif”.

---

Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul. “Selubung lingkarang” yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik – molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal. Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu. Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu – dan karena itu akan menjadi yang paling dominan). Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri. Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung – yang lain. Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya. Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara. Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak. Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah – tetapi tetap selaras. Kekuatan gaya dispersi Gaya dispersi antara molekul-molekul adalah lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen diantara molekul. Hal ini tidak memungkinkan untuk memberikan harga yang eksak, karena ukuran dayatarik bervariasi sekali dengan ukuran dan bentuk molekul. Seberapa jauh ukuran molekul memperngaruhi kekuatan ikatan daya dispersi Titik didih gas mulia adalah

helium		-269°C
neon		-246°C
argon		-186°C
kripton		-152°C
xenon		-108°C
radon		-62°C

Semua unsur tersebut berada pada molekul monoatomik. Alasan yang mendasari bahwa titik didih meningkat sejalan dengan menurunnya posisi unsur pada golongan adalah kenaikan jumlah elektron, dan juga tentunya jari-jari atom. Lebih banyak elektron yang kamu miliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin, yang paling besar memungkikan dipol sementara terbesar dan karena itu gaya dispersi paling besar. Karena dipol sementara lebih besar, molekul xenon lebih melekat (stickier) dibandingkan dengan molekul neon. Molekul neon akan berpisah satu sama lain pada temperatur yang lebih rendah dibandingkan molekul xenon – karena itu neon memiliki titik didih yang lebih rendah. Hal ini adalah suatu alasan (semua yang lainnya sebanding) molekul yang lebih besar memiliki lebih banyak elektron dan lebih menjauh dari dipol sementara yang dapat dihasilkan – dan karena itu molekul yang lebih besar lebih melekat. Seberapa jauh bentuk molekul mempengaruhi kekuatan gaya dispersi Ukuran molekul juga begitu. Molekul yang panjang kurus dapat menghasilkan dipol sementara yang lebih besar berdasarkan pada pergerakan elektronnya dibandingkan molekul pendek gemuk yang mengandung jumlah elektron yang sama. Molekul yang panjang kurus juga dapat lebih dekat satu sama lain – dayatarik meraka lebih efektif jika molekul-molekulnya benar-benar tertutup. Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C₄H₁₀, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang. Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek dan lebih gemuk 2-metilpropan. Gaya van der Waals: interaksi dipol-dipol Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain lebih dari yang meraka bisa lakukan jika hanya menyandarkan pada gaya dispersi saja. Hal ini sangat penting untuk merealisasikan bahwa semua molekul mengalami gaya dispersi. Interaksi dipol-dipol bukan suatu alternatif gaya dispersi – penjumlahannya. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara. Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH₃CH₃, dan fluorometana, CH₃F adalah: Kenapa dipilih dua molekul tersebut untuk dibandingkan? Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan jika kamu membuat model kamu akan menemukan bahwa ukurannya hampir sama – seperti yang kamu lihar pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama. Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi. Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira 10°. °. Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl₃, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya. Dilain pihak, tetraklorometan, CCl₄, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - in pada semua arah. CCl₄ hanya bergantung pada gaya dispersi Karena itu manakah yang memiliki titik didih yang lebih tinggi? CCl₄ tentunya, karena CCl₄ molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol.

Read more »