Program IPA
NH 4 OH = amonium hidroksida D MEMISAHKAN CAMPURAN MATER
Untuk memisahkan campuran menjadi materi-materi penyusunnya dapat dilakukan dengan cara:
1. Distilasi
Proses pemisahan campuran yang penyusunnya berupa larutan. Contoh: proses pemisahan bensin dengan minyak tanah.
2. Filtrasi
Proses pemisahan campuran yang zat penyusunnya berupa cairan dan padatan dengan menggunakan saringan (filter). Contoh: menyaring pasir dari air sungai yang mengandung pasir.
3. Sentrifugasi
Proses pemisahan campuran yang zat penyusunnya berupa cairan dan padatan yang merupakan partikel yang sangat kecil dan tersebar merata dalam cairan. Contoh: pemisahan kapur dari cairan suspensi air kapur.
4. Kristalisasi
Proses untuk mendapatkan padatan dari suatu cairan larutan dengan pemanasan. Contoh: pada proses pembuatan garam dari air laut.
5. Kromatografi
Pemisahan campuran dengan memanfaatkan perbedaan sifat kepolaran zat. Contoh: pemisahan zat warna dalam tinta.
E. KADAR ZAT DALAM CAMPURAN
1. Prosentase Massa massa komponen % massa 100 % massa campuran = ×
2. Prosentase Volume volume komponen % volume 100 % volume campuran = ×
3. Bagian Per Sejuta
6 massa komponen bpj massa 10 massa campuran = × F. PERUBAHAN MATERI 1. Perubahan fisika Ciri-cirinya:
yang berubah hanya sifat fisiknya saja,
susunan zat tidak mengalami perubahan tetap,
jenis zat tidak mengalami perubahan tetap,
pada umumnya dapat dibalik ke wujud semula.
Contoh: mencair, membeku, mengembun, menguap, mengkristal, mendesposisi.
2. Perubahan kimia Ciri-cirinya:
terjadi perubahan sifat: ada endapan, suhu berubah, ada gelembung gas, warna berubah,
terjadinya perubahan susunan zat,
terbentuknya zat baru dengan sifat yang sama sekali berbeda dengan asalnya (permanen),
tidak dapat dibalik ke wujud semula.
Contoh: pembusukan, pembakaran, pengerasan semen, foto-sintesis, perkaratan, dll.
A. STRUKTUR ATOM
1. Perkembangan Model Atom
Model Atom Dalton
– Atom adalah partikel terkecil suatu zat atau materi, yang tidak dapat dibagi lagi.
– Atom mempunyai sifat yang sama atau identik untuk unsur tertentu.
– Atom akan berikatan untuk membentuk suatu molekul.
Model Atom Thomson
– Atom adalah materi pejal bermuatan positif dikelilingi muatan negatif. Atom mempunyai sifat netral.
– Terkenal dengan model atom roti kismis, karena bagian pejal bermuatan positif dan elektron (bermuatan negatif) mengelilingi seperti kismis dalam roti.
Model Atom Rutherford
– Atom adalah inti bermuatan positif dikelilingi elektron bermuatan negatif. Massa atom terkonsentrasi pada bagian inti (pusat). – Atom bersifat netral karena jumlah muatan
positif sama dengan jumlah muatan negatif.
Model Atom Niels Bohr
– Atom adalah inti bermuatan positif dikelilingi
elektron bermuatan negatif pada orbit tertentu.
– Elektron beredar pada lintasan dengan tingkat energi tertentu. Perpindahan elektron disertai penyerapan atau pelepasan energi. – Atom seperti sistem tata surya yaitu inti atom
sebagai matahari dan elektron sebagai planet- planet di sekitarnya dalam orbit tertentu.
Model Atom de Broglie (mekanika gelombang)
– Gerakan materi adalah suatu gerakan gelom- bang. Dengan demikian elektron yang merupa- kan materi adalah juga gerakan gelombang. – Elektron tidak mempunyai lintasan tertentu.
Elektron menempati jarak-jarak tertentu dari inti atom.
– Kedudukan elektron tidak dapat dipastikan, hanya merupakan kebolehjadian.
2. Partikel Dasar Penyusun Atom
Partikel Muatan Massa (gr) Penemu Letak proton +1 1,673 x 10–24 Goldstein Inti
atom netron 0 1,675 x 10–24 J. Chadwick Inti atom elektron –1 9,110 x 10–28 Thomson Kulit atom
BAB 2
ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR
3. Lambang Atom Keterangan: A = massa atom X = lambang unsur Z = nomor atom
X
Z AAtom Netral = Atom yang tidak bermuatan listrik.
Proton = elektron = nomor atom
Netron = massa atom – nomor atom
Atom bermuatan negatif = anion
Atom yang kelebihan elektron karena masuknya elektron unsur lain ke dalam atom tersebut.
proton = nomor atom
elektron = nomor atom + muatan
netron = massa atom – nomor atom
Atom bermuatan listrik positif = kation
Atom yang kelebihan proton karena berpindahnya elektron.
proton = nomor atom
elektron = nomor atom – muatan
netron = massa atom – nomor atom 4. Nuklida
Nuklida adalah inti atom suatu unsur yang mengandung proton dan netron.
Isotop
Nuklida yang mempunyai nomor atom sama tetapi massa atomnya berbeda atau jumlah proton sama tetapi jumlah netron berbeda. Contoh: 11H; 21H.
Isobar
Nuklida yang mempunyai nomor atom beda tetapi massa atomnya sama. Contoh:146C dengan 147N.
Isoton
Nuklida yang mempunyai jumlah netron sama tetapi nomor atom dan massa atomnya berbeda.
Contoh: 94Be dengan 105B; 136C dengan 147N. B. KONFIGURASI ELEKTRON
Konfigurasi elektron adalah suatu susunan mengenai penyebaran elektron pada kulit suatu atom.
1. Bilangan Kuantum
Bilangan yang menentukan letak keberadaan elektron pada kulit suatu atom.
a. Bilangan kuantum utama (n)
Menyatakan nomor kulit tempat elektron berada, jenisnya: K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3).
b. Bilangan kuantum azimuth (ℓ)
Menyatakan subkulit tempat elektron berada, jenisnya: s = sharp nilai ℓ = 0 p = principal nilai ℓ = 1 d = diffuse nilai ℓ = 2 f = fundamental nilai ℓ =3 Untuk n = 1 ℓ = 0 (sharp)
Untuk n = 2 ℓ = 0 (sharp); ℓ = 1 (principal) Untuk n = 3 ℓ = 0 (sharp); ℓ = 1 (principal);ℓ = 2 (diffuse) Untuk n = 4 ℓ = 0 (sharp); ℓ = 1 (principal);ℓ = 2 (diffuse); ℓ = 3 (fundamental)
c. Bilangan kuantum magnetik (m)
Menyatakan orbital tempat elektron berada, jenisnya:
Untuk ℓ = 0 m = 0
Untuk ℓ = 1 m = –1; m = 0; m = +1
Untuk ℓ = 2 m = –2; m = –1; m = 0; m = +1; m = +2 Untuk ℓ = 3 m = –3; m = –2; m = –1; m = 0; m = +1m = +2; m = +3 Suatu orbital dapat digambarkan sebagai berikut. s –10 +1 –2–1 +1+2 –3–2–1 +1+2 +3 0 0 0 p d nilai m f
d. Bilangan kuantum spin (s)
Menyatakan arah elektron dalam orbital.
Jenisnya:
+ ½ dan – ½ untuk setiap orbital (harga m). Untuk menentukan letak elektron maka perlu mengikuti aturan-aturan tertentu yang sudah ditetapkan.
= +1/2 = –1/2
Aturan Aufbau
Elektron-elektron mengisi orbital dari tingkat energi terendah kemudian tingkat energi yang lebih tinggi.
Diagram di bawah ini adalah cara untuk mempermudah menentukan tingkat energi orbital dari yang terendah ke yang lebih tinggi yaitu:
1 s 2 s 3 s 4 s 5 s 6 s 7 s 2 p 3 p 4 p 5 p 6 p 7 p 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 4 f 5 f 6 f 7 f
Contoh:
Atom Li mempunyai 3 elektron konfigurasinya: 1s2 2s1
Atom Fe mempunyai 26 elektron
konfigurasinya: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Aturan Hund
Elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi sebuah
elektron.
Larangan Pauli
Tidak diperbolehkan di dalam atom terdapat elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang
sama.
2. Beberapa Hal Penting untuk Diperhatikan dalam Konfigurasi Elektron
Cara menuliskan urutan subkulit
a. Subkulit ditulis berdasarkan tingkat energinya, contoh: Galium (31Ga).
31Ga: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
Tingkat energi subkulit 4s lebih rendah dari subkulit 3d, maka akan terisi elektron lebih dahulu dan ditulis lebih dahulu.
b. Subkulit ditulis berdasarkan urutan kulit utamanya, contoh pada Galium:
31Ga: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1
Walaupun tingkat energi subkulit 4s lebih rendah dari subkulit 3d, tetapi penulisannya berdasarkan urutan kulit utamanya adalah seperti di atas, jadi 3d ditulis lebih dahulu.
c. Subkulit ditulis dengan menggunakan konfigurasi gas mulia, contoh:
31Ga: [Ar] 4s2 3d10 4p1 atau [Ar] 3d10 4s2 4p1
Gas mulia di sini yang dipakai adalah Argon (Ar) yang mempunyai nomor atom = 18.
Aturan Penuh–Setengah Penuh
Dalam percobaan ternyata ditemukan beberapa pe- nyimpangan aturan Aufbau, sebagai contoh adalah untuk konfigurasi elektron Kromium (Cr) dan Tembaga (Cu):
Berdasarkan aturan Aufbau:
4Cr:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 atau [Ar] 4s2 3d4
Berdasarkan percobaan menjadi:
– 24Cr:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 atau [Ar] 4s1
3d5(setengah penuh untuk subkulit d)
– 29Cu:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 atau [Ar] 4s1
3d10 (penuh untuk subkulit d)
Untuk subkulit d, terisi elektron setengah penuh atau penuh ternyata lebih stabil dibandingkan jika menggunakan aturan Aufbau.
C. SISTEM PERIODIK UNSUR
Sistem Periodik Unsur adalah susunan unsur-unsur berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat-sifat yang dimiliki oleh masing-masing unsur. Henry G. Moseley
Menemukan Sistem Periodik Unsur Modern dan menyatakan sifat unsur merupakan sistem periodik dari nomor atomnya di mana nomor atom merupakan jumlah proton dan elektron sebuah unsur netral. SPU Modern tersusun atas:
1. Golongan
Baris vertikal menyatakan unsur-unsur yang dilaluinya sebagai unsur-unsur yang segolongan. Segolongan berarti mempunyai elektron valensi (elektron pada kulit terluar) sama.
Golongan = Elektron Valensi
Ada dua golongan unsur-unsur dalan SPU:
Golongan Utama (Golongan A) dan Golongan Transisi (Golongan B). Golongan Utama Elektron Valensi IA ns1 IIA ns2 IIIA ns2 np1 IVA ns2 np2 VA ns2 np3 VIA ns2 np4 VIIA ns2 np5 VIIIA ns2 np6 Golongan Utama Elektron Valensi IB (n-1)d10 ns1 IIB (n-1)d10 ns2 IIIB (n-1)d1 ns2 IVB (n-1)d2 ns2 VB (n-1)d3 ns2 VIB (n-1)d5 ns1 VIIB (n-1)d5 ns2 VIIIB (n-1)d6 ns2 VIIIB (n-1)d7 ns2 VIIIB (n-1)d8 ns2 Nama golongan pada golongan utama: Golongan GolonganNama
I A Alkali II A TanahAlkali III A Boron IV A Karbon
Golongan GolonganNama V A Nitrogen VI A KalkogenOksigen/ VII A Halogen VIII A Gas Mulia 2. Periode
Baris horizontal menyatakan unsur-unsur yang dilaluinya sebagai unsur-unsur yang seperiode.
Seperiode berarti mempunyai jumlah kulit atom sama.
Periode = Jumlah Kulit
D. SIFAT PERIODIK UNSUR
1. Jari-jari atom adalah jarak antara inti atom dengan kulit atom paling luar yang ditempati elektron dan diukur ketika atom tersebut berikatan.
2. Potensial ionisasi (energi ionisasi) adalah energi yang dibutuhkan untuk membebaskan satu elektron suatu atom pada keadaan gas.
3. Afinitas elektron adalah energi yang dibebaskan atom netral dalam pengikatan elektron untuk membentuk ion negatif.
4. Kelogaman dan keasaman.
5. Elektronegatifitas adalah kecenderungan suatu atom menarik pasangan elektronnya dalam molekul.
Maksimum di golongan Halogen, gas mulia lebih kecil keelektronegatifannya dibanding Halogen. 6. Kereaktifan, yaitu kemudahan melakukan reaksi
dengan unsur lain.
Sifat Unsur segolongan (atas-bawah) Unsur seperiode (kiri-kanan)
Jari-jari semakin ke bawah semakin besar semakin ke kanan semakin kecil Potensial
Ionisasi semakin kecil semakin besar Afinitas
Elektron semakin kecil semakin besar Elektro-
negatifitas semakin kecil semakin besar Kelogaman semakin besar semakin kecil Keasaman semakin kecil semakin besar Kereaktifan semakin besar semakin kecil
A. JENIS-JENIS IKATAN KIMIA 1. Ikatan Antaratom
a. Ikatan Ion atau Ikatan Elektrovalen
Ikatan atom unsur logam (elektropositif) dengan atom unsur nonlogam (elektronegatif). Unsur logam memberikan elektronnya pada unsur non logam.
b. Ikatan Kovalen
Ikatan atom unsur nonlogam dengan atom unsur nonlogam. Pemakaian bersama elektron dari kedua unsur tersebut.
c. Ikatan Kovalen Polar
Ikatan kovalen di mana pasangan elektron ikatan (PEI) tertarik lebih kuat ke salah satu atom. Pasangan elektron akan tertarik ke atom yang memiliki keelektronegatifan lebih besar.
d. Ikatan Kovalen Nonpolar
Ikatan kovalen dimana pasangan elektron ikatan (PEI) tertarik sama kuat ke seluruh atom.
e. Ikatan Kovalen Rangkap
Ikatan atom unsur nonlogam dengan atom unsur nonlogam. Terdapat pemakaian bersama lebih dari satu pasang elektron.
f. Ikatan Kovalen Koordinasi
Ikatan atom unsur nonlogam dengan atom unsur
nonlogam. Pemakaian bersama elektron dari salah satu unsur.
Sifat-sifat ikatan ion dan kovalen Ikatan ion Ikatan kovalen Daya hantar listrik kuat. Daya handar listrik kurang. Titik leleh dan titik didih
tinggi.
Titik leleh dan titik didih rendah.
Pada suhu kamar
senyawanya berfasa padat.
Pada suhu kamar senyawanya berfasa padat, cair, atau gas. 2. Ikatan Antarmolekul
a. Ikatan Van Der Waals
Ikatan yang terjadi akibat adanya gabungan gaya London dan gaya tarik antar dipol.
Gaya dispersi (gaya London)
– Terjadi gaya tarik menarik antara mole- kul-molekul nonpolar yang terkena aliran elektron (dipol sesaat) dengan molekul nonpolar di sebelahnya yang terpengaruh (dipol terimbas) yang berdekatan. – Gaya tarik antarmolekulnya relatif lemah.
Contoh: H2, N2, CH4, dan gas-gas mulia.
Gaya tarik dipol
– Gaya tarik antara molekul-molekul kutub positif dengan kutub negatif.