BAB III STOIKIOMETRI
D. Perhitungan Kimia
Persamaan reaksi dapat diartikan bermacam-macam, sebagai contoh pembakaran etanol, C2H5OH, alkohol yang dicampur dengan bensin dalam bahan bakar yang disebut gasohol.
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Pada tingkat molekul kita dapat mengandung reaksi tersebut sebagai reaksi antara molekul-molekul individu.
1 molekul C2H5OH + 3 molekul O2 2 molekul CO2 + 3 molekul H2O
Perbandingan antara atom suatu unsur yang digunakan untuk membentuk suatu senyawa sama dengan perbandingan
jumlah molekul atom yang digunakan. Perbandingan atom dan perbandingan molekul adalah sama (identik).
Perbandingan antara molekul yang bereaksi atau yang terbentuk sama dengan perbandingan antara mol dari zat tersebut yang bereaksi atau terbentuk. Jadi pembakaran etanol dapat juga ditulis:
1 mol C2H5OH + 3 mol O2 → 2 mol CO2 + 3 mol H2O Artinya: satu molekul C2H5OH membutuhkan tiga kali lebih banyak molekul O2 dan setiap satu molekul C2H5OH yang dipakai terbentuk 2 molekul CO2 dan 3 molekul H2O.
Contoh. Menggunakan persamaan reaksi untuk perhitungan jumlah mol yang ikut dalam reaksi tersebut.
Berapa mol oksigen yang dibutuhkan umtuk pembakaran 1,80 mol C2H5OH jika menggunakan persamaan reaksi ini:
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Contoh. Menggunakan persamaan reaksi untuk perhitungan dalam gram.
Makanan yang kita makan diuraikan atau dipecah dalam tubuh menghasilkan energi yang kita perlukan untuk pertumbuhan dan melakukan berbagai fungsi. Persamaan umum untuk proses yang sangat kompleks ini menggambarkan penguraian glukosa (C6H12O6) menjadi karbon dioksida, CO2 dan air, H2O.
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O
Jika 856 gram C6H12O6 dimakan oleh seseorang dalam jangka waktu tertentu, berapa massa CO2 yang dihasilkan?
Jawab:
• Langkah kedua mencari jumlah mol CO2
1 mol C2H12O6 ↔ 6 mol CO2
• Langkah terakhir mencari jumlah massa CO2
1 mol CO2 = 1 x Ar C + 2 x Ar O
Contoh. Menggunakan persamaan reaksi untuk perhitungan volume suatu zat 2,5 L.
Ba(NO3)2 2M direaksikan dengan H2SO4 0,5 M dengan persamaan reaksi setara:
Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HNO3
Tentukan volume H2SO4 0,5 M yang diperlukan! Jawab :
• Langkah pertama mencari jumlah mol Ba(NO3)2 Molaritas (M) = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑟 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡
• Langkah terakhir mencari volume H2SO4
Molaritas (M) = 𝑚𝑜𝑙 𝑧𝑎𝑟 𝑡𝑒𝑟𝑙𝑎𝑟𝑢𝑡
Hidrat berarti mengandung air kristal, molekul-molekul zat tersebut bersama-sama dengan molekul air membentuk kristal. Jadi bisa dikatanya air kristal merupakan molekul air yang terperangkap dalam suatu struktur kristal.
Contoh:
MgSO4.7H2O = magnesium sulfat heptahidrat MgSO4 = menunjukkan senyawa kristal Angka 7 = menunjukkan jumlah air kristal H2O = air kristal
Reaksi pemanasan senyawa hidrat
Contoh lainnya: CuSO4.5H2O ; BaCl2.2H2O ; Na2SO4.5H2O Contoh soal :
11,6 gram Na2SO4.xH2O dipanaskan sehingga terbentuk 7,1 gram Na2SO4. (Mr Na2SO4 = 142 dan H2O = 18) Tentukan jumlah air kristal yang terkandung dalam senyawa tersebut dan tuliskanlah rumus molekul senyawa berkristal tersebut!
Jawab:
Jadi, rumusan senyawa kristal tersebut adalah Na2SO4.5H2O
Pereaksi Pembatas
Dalam reaksi yang pereaksinya non stoikiometri maka kuantitas hasil reaksi dihitung dari kuantitas stoikiometrik pereaksi yang terkecil. Sebagai contoh:
1) 5 pria + 7 wanita → 5 pasang
2) 9 pria + 6 wanita → 6 pasang
Pada (1) tersisa 2 wanita, karena tidak ada pasangan dan semua pria habis, sedangkan pada (2) tersisa 3 pria yang tidak berpasangan. Pada (1) pria dikatakan sebagai pembatas dan pada (2) wanita dikatakan sebagai pembatas.
Contoh:
500 mL HCl 2,5 M direaksikan dengan 2 L Ba(OH)2 0,2 M.
Tentukan:
a. Zat yang berperan sebagai pereaksi pembatas.
b. Massa BaCl2 yang terjadi.
c. Massa pereaksi yang tersisa (Mr BaCl2 = 208; Mr HCl = 36,5) Jawab:
Mol HCl = V × M = 0,5 L × 2,5 mol/L = 1,25 mol Mol Ba(OH)2 = V × M = 2 L × 0,2 mol/L = 0,4 mol
2HCl + Ba(OH)2 → BaCl2 + 2H2O Awal 1,25 mol 0,4 mol
Bereaksi 0,8 mol 0,4 mol 0,4 mol 0,8 mol
Sisa 0,45 mol - 0,4 mol 0,8 mol
a. Yang berperan sebagai pereaksi pembatas adalah Ba(OH)2 b. Massa BaCl2 yang terbentuk
m = mol x Mr = 0,4 mol x 208 𝑚𝑜𝑙𝑔 = 0,832 g c. Massa HCl yang bersisa
m = mol x Mr = 0,45 mol x 36,5 𝑔
𝑚𝑜𝑙 = 16,425 g
BAB IV STRUKTUR ATOM
A. Teori Atom
Tokoh-tokoh pada perkembangan teori atom memiliki pemikiran yang berbeda-beda. Berikut tokoh-tokoh yang ada dalam perkembangan teori atom :
1. Teori Atom Dalton
Semua zat kimia identik oleh partikel terkecil yang disebut atom. Atom berasal dari bahasa Yunani, atomos (a = tidak, tomos = dibagi). Pada tahun 1807 John Dalton merumuskan pernyataannya yang disebut Teori Atom Dalton:
1. Unsur tersusun atas partikel yang sangat kecil, yang disebut atom. Semua unsur tertentu adalah identik, yaitu mempunyai ukuran, massa dan sifat kimia yang sama.
Atom satu unsur tertentu berbeda dari atom semua unsur yang lain.
2. Senyawa tersusun atas atom-atom dari dua unsur atau lebih. Dalam setiap senyawa, perbandingan antara jumlah atom dari setiap dua unsur yang ada bisa merupakan bilangan bulat dan sederhana.
3. Yang terjadi dalam reaksi kimia hanyalah pemisahan, penggabungan, atau penyusunan ulang atom-atom; reaksi kimia tidak mengakibatkan penciptaan atau pemusnahan atom-atom.
Hipotesis pertama: atom dari unsur yang satu berbeda dari atom semua unsur yang lain.
Hipotesis kedua: untuk membentuk suatu senyawa, tidak hanya membutuhkan atom dari unsur-unsur yang sesuai, tetapi juga jumlah yang spesifik dari atom-atom ini. Gagasan
ini merupkan perluasan Hukum Perbandingan Tetap.
Hipotesis, kedua juga mendukung Hukum Perbandingan Berganda.
Hipotesis ketiga : cara lain menyatakan Hukum Kekekalan Massa, maka tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan.
Ditinjau dari teori modern terdapat beberapa kelemahan teori atom Dalton, yaitu:
1. Dalton menyatakan bahwa atom tidak dapat dibagi-bagi.
Kini telah dibuktikan bahwa atom terbentuk dari partikel dasar (yang lebih kecil dari atom), yakni neutron, proton dan elektron.
2. Menurut Dalton, atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Ternyata dengan reaksi nuklir satu atom dapat diubah menjadi atom unsur lain.
3. Dalton menyatakan bahwa atom suatu unsure sama dalam segala hal. Sekarang ternyata ada isotop, yaitu atom yang sama tetapi massa yang berbeda.
4. Perbandingan unsur dalam suatu senyawa menurut Dalton adalah bilangan bulat dan sederhana. Tetapi kini semakin banyak ditemukan senyawa dengan perbandingan yang tidak sederhana misalnya C18H35O2Na.
2. Teori Atom Thomson
Setelah penemuan electron, maka teori atom Dalton yang menyatakan atom adalah partikel yang tidak terbagi lagi, tidak dapat diterima lagi. Pada tahun 1900, J.J.Thomson mengajukan model atom yang menyerupai roti kismis.
Menurut Thomson : “Atom merupakan bola kecil bermuatan positif dan dipermukaanya tersebar elektron yang bermuatan negatif”.
Gambar 4.1 Model Atom Thomson 3. Teori Atom Rutherford
Teori atom Thomson tidak menjelaskan kedudukan elektron dalam atom, hanya menyatakan berada dipermukaan, karena ditarik oleh muatan positifnya. Akan tetapi mengapa elektron lepas bila diberi energi, seperti tegangan listrik atau ditabrak partikel lain? Hal ini mendorong para ahli mencari teori atom yang lebih memuaskan.
Ernest Rutherford dan kawannya melakukan percobaan, yaitu melewatkan sinar alfa (α) dalam tabung berisi gas.
Ternyata sinar bergerak lurus tanpa dipengaruhi oleh gas.
Mereka menduga bahwa molekul gas tidak bermuatan dan tidak mengubah arah sinar α yang bermuatan positif.
Berdasarkan ini, Rutherford berhipotesis bahwa partikel α dalam padatan akan berubah arah karena dalam atom terdapat muatan positif. Hipotesis ini, pada tahun 1909, dibuktikan dengan percobaan oleh Geiger dan Marsden.
Mereka menembakkan sinar α pada selempeng platina tipis.
Hasilnya ditangkap dengan layar yang terbuat dari ZnS yang dapat berfluorensi bila kena sinar α.
Hasil pengamatan merumuskan bahwa sinar α yang ditambahkan itu ada yang tembus, membelok dan memantul.
Sinar yang tembus merupakan bagian terbesar, sedangkan yang membelok sedikit dan memantul sedikit sekali.
Gejala ini dijelaskan oleh Rutherford, bahwa partikel α banyak yang tembus disebabkan oleh atom yang mengandung banyak ruang hampa. Dipusat atom terdapat sebuah partikel bermuatan positif yang disebut inti. Sinar α akan membelok bila mendekati inti, karena saling tolak menolak. Kejadian ini sedikit jumlahnya, karena ukuran inti atom sangat kecil dibandingkan ukuran ruang hampanya. Jika ada partikel α yang menabrak inti, maka α akan memantul walaupun tidak 1800. Tumbukan langsung ini sangat kecil kemungkinannya, maka jumlah α yang memantul kecil sekali.
Gambar 4.2 Model Atom Rutherford
a) rancangan percobaan Rutherford untuk mengukur hamburan partikel α oleh sepotong lembaran emas.
Sebagian besar partikel α menembus lembaran emas dengan sedikit atau tanpa pembelokkan. Sedikit partikel dibelokkan dengan sudut yang besar. Kadang-kadang partikel α dibalikkan.
b) pemandangan yang diperbesar dari partikel α yang menembus dan dibelokkan oleh inti.
Diluar inti tidak hanya kosong, tetapi terdapat elektron yang berputar mengelilinginya. Elektron tidak mempengaruhi arah sinar α karena electron amat kecil dan ringan. Dengan penalaran diatas, Rutherford merumuskan teori atom yang
disebut Model atom Rutherford : ”Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif yang merupakan terpusatnya massa.
Disekitar inti terdapat elektron yang bergerak mengelilinginya dalam ruang hampa”.
Salah satu kelemahannya dari teori atom Rutherford adalah tidak menjelaskan mengapa elektron itu tidak jatuh ke intinya. Menurut hukum fisika klasik, gerakan elektron mengitari inti akan disertai pemancaran energi berupa radiasi elektromagnet. Jika demikian maka energi elektron akan berkurang sehingga gerakannya akan melambat. Sementara, jika gerakan elektron melambat, maka lintasannya akan terbentuk spiral dan akhirnya ia akan jatuh ke inti atom.
B. Partikel Dasar Atom
Atom memiliki partikel dasar, yaitu : 1. Elektron
Salah satu alat digunakan untuk menyelidiki fenomena ini adalah tabung sinar katoda, tabung ini berupa kaca yang sebagian besar udaranya sudah disedot keluar. Ketika dua lempeng logam dihubungkan dengan sumber tegangan tinggi, lempeng yang bermuatan negatif disebut Katoda, memancarkan sinar yang tidak terlihat. Sinar katoda ini tertarik ke lempeng bermuatan positif, yang disebut Anoda, dimana sinar itu melalui suatu lubang dan terus merambat menuju ujung tabung satunya. Ketika sinar ini menumbuk permukaan yang telah dilapisi secara khusus, sinar katoda tersebut menghasilkan pendaran yang kuat atau cahaya yang terang. Karena sinar katoda ditarik oleh lempeng yang bermuatan positif dan ditolak oleh lempeng yang bermuatan negatif, sinar tersebut haruslah terdiri atas partikel- partikel yang bermuatan negatif. Kita mengenal partikel bermuatan negatif ini sebagai Elektron.
Gambar 4.3 Tabung sinar katoda. Sinar mengalir dari katoda (-) ke anoda (+)
Sifat sinar katoda :
a. Secara normal sinar katoda bergerak lurus.
b. Sinar ini mempunyai energy dan bersifat sebagai materi.
c. Dengan menggunakan spektroskopi massa, ternyata partikel ini mempunyai e/m = -1,76 x 108 C gram-1.
d. Dengan alat tetesan minyak, muatan partikel ini = -1,6 x 10-19 C.
e. Dari data ini massa sebuah elektron adalah : Massa satu elektron = 𝑚𝑢𝑎𝑡𝑎𝑛
𝑚𝑢𝑎𝑡𝑎𝑛/𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
= −1,6 𝑥 10−19𝐶
−1,76 𝑥 108𝐶𝑔−1
= 9,11 x 10-28 gram
f. Sinar katoda merupakan partikel yang paling ringan dan paling kecil.
2. Proton
Goldstein pada tahun 1886 membuat alat yang mirip tabung sinar katoda. Katoda dibuat berlubang dan diletakkan agak ke dalam. Tabung diisi gas hydrogen bertekanan rendah.
Setelah dialirkan listrik menghasilkan dua macam sinar.
Pertama, sinar katoda (electron) yang bergerak dari katoda ke anoda. Kedua, sinar yang bergerak ke katoda dan sebagian
masuk ke dalam lobang (saluran) sehingga disebut juga sinar saluran.
Hasil penyelidikan terhadap sinar saluran:
a. Diuji dengan medan listrik atau magnet ternyata sinar ini bermuatan positif, maka disebut juga sinar positif.
b. Jika tabung diisi gas lain seperti He, O dan N menghasilkan sinar positif yang berbeda. Berarti sinar yang dihasilkan bergantung pada jenis gas dalam tabung
c. Nilai e/m sinar berbeda antara satu dengan yang lain. Hal ini berarti sinar positif mempunyai massa dan muatan tertentu. Massa sinar positif jauh lebih besar dari pada elektron.
d. Sinar positif yang lebih ringan berasal dari gas hidrogen dan bermuatan sebesar muatan elektron, tetapi tandanya berlawanan. Partikel ini kemudian dikenal dengan nama proton, massa proton = 1,67 x 10-24 gram.
3. Neutron
Neutron ditemukan oleh James Chadwick pada tahun 1932. Ketika Chadwick menembakkan partikel α keselembar tipis berilium, logam tersebut memancarkan radiasi yang berenergi sangat tinggi. Sinar ini sesungguhnya terdiri dari partikel netral yang mempunyai massa sedikit lebih besar dari pada massa proton. Chadwick menamai partikel ini dengan neutron.
Tabel 4.1 Massa dan Muatan Partikel Subatom
C. Nomor Atom, Nomor Massa dan Isotop
Semua atom dapat diidentifikasi berdasarkan jumlah proton dan neutron yang dikandungnya. Jumlah proton dalam inti setiap atom suatu unsur disebut nomor atom (Z).
Dalam atom netral, jumlah proton = jumlah elektron. Contoh : nomor atom (Z) nitrogen adalah 7; ini berarti setiap atom N netral mempunyai 7 proton dan 7 elektron.
Nomor massa (A) adalah jumlah total proton dan neutron yang ada di dalam inti atom suatu unsur.
Cara lazim digunakan untuk menandai nomor atom dan nomor massa dari satu atom untuk unsur X adalah:
dengan : A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron(n) Z (nomor atom) = jumlah proton
Catatan : Untuk atom netral jumlah proton = jumlah elektron.
Atom yang memiliki nomor atom yang sama tetapi berbeda nomor massanya disebut isotop.
Contoh :
Terdapat tiga isotop untuk atom hidrogen; 𝐻11 𝐻12 𝐻13 Terdapat dua isotop untuk atom uranium; 23592𝑈 23692𝑈
Sifat-sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh proton dan elektron atomnya. Isotop-isotop dari unsur yang sama mempunyai sifat-sifat kimia yang sama, membentuk jenis senyawa yang sama, dan menunjukkan kereaktifan yang serupa.
Contoh :
Tentukan jumlah proton, neutron dan elektron dalam atom-atom berikut!
a. 19779𝐴𝑢 b. 𝑆1632 2- c. 20983𝐵𝑖3+
Jawab : a. 19779𝐴𝑢
Jumlah proton (Z) = 79
Karena atom netral, maka jumlah elektron = 79
A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n) Jumlah neutron (n) = A – Z
= 197 – 79 = 118 b. 1632𝑆2-
Jumlah proton (Z) = 16
Karena atom berupa ion, maka jumlah elektron = jumlah proton (Z) – jumlah muatan
= 16 – (-2) = 18
artinya atom S menangkap 2 elektron.
A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n) Jumlah neutron (n) = A – Z
= 32 – 16 = 16 c. 20983𝐵𝑖3+
Jumlah proton (Z) = 83
Karena atom berupa ion, maka jumlah elektron = jumlah proton (Z) – jumlah muatan
= 83 – (+3) = 80 artinya atom Bi melepaskan 3 elektron.
A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n)
Jumlah neutron (n) = A – Z
= 209 – 83 = 126 D. Molekul dan Ion
Molekul adalah suatu kumpulan yang terdiri dari sedikitnya dua atom dalam susunan tertentu yang terikat oleh gaya-gaya kimia (ikatan kimia).
Suatu molekul dapat mengandung atom-atom dari unsur yang sama atau atom-atom dari dua atau lebih unsur yang bergabung dalam perbandingan tertentu. Contoh: H2O adalah senyawa molekuler, mengandung atom hydrogen dan oksigen dengan perbandingan 2 atom H dan 1 atom O.
Molekul tidak bermuatan listrik (netral), terdiri dari : 1. Molekul diatomik
Molekul yang mengandung hanya dua atom. Contoh: H2, N2, O2 serta unsur-unsur golongan 7A; F2, Cl2, Br2, dan I2. Juga dapat mengandung atom-atom dari unsur yang berbeda, contoh: HCl dan CO.
2. Molekul poliatomik
Molekul yang mengandung lebih dari dua atom. Contoh:
O3 (ozon), H2O dan NH3 (amonia).
Ion adalah sebuah atom atau sekelompok atom yang mempunyai muatan total positif atau negatif.
1. Kation
Atom netral yang kehilangan satu atau lebih elektronnya, ion dengan muatan positif. Contoh: atom Na dapat dengan mudah kehilangan satu elektronnya untuk menjadi kation Na yang dituliskan dengan Na+.
Atom Na Ion Na+
11 proton 11 proton
11 elektron 10 elektron
2. Anion
Atom netral yang mengalami penambahan satu atau lebih electron, ion dengan muatan total negatif. Contoh: atom Cl dapat memperoleh tambahan 1 elektron untuk menjadi ion Cl-.
Atom Cl Ion Cl
-17 proton 17 proton
17 elektron 18 elektron
Logam cenderung membentuk kation dan non logam cenderung membentuk anion, yang terdiri dari :
1. Ion Monoatomik, ion yang mengandung hanya satu logam, sedangkan anion dari atom non logam.
Tabel 4.2 Tata Nama “-ida” untuk Beberapa Anion Monoatomik yang Umum Menurut Letaknya dalam Tabel
Periodik
Golongan IV A Golongan VA Golongan VI Golongan VII C Karbida (C4-)
Senyawa ionik terdiri dari :
1. Senyawa biner adaah senyawa yang terbentuk dari hanya dua unsur.
Tata nama penulisan: Unsur pertama kation logam, diikuti anion non logam.
Contoh:
ZnI2 unsur pertama kation seng, unsur kedua anion iodida, maka nama senyawa adalah Seng iodida.
KBr unsur pertama kation kalium, unsur kedua anion bromida, maka nama senyawa adalah Kalium bromida.
Al2O3 unsur pertama kation aluminium, unsur kedua anion oksida, maka nama senyawa adalah Aluminium oksida.
2. Senyawa tersier, senyawa yang tersusun atas tiga unsur.
Tata nama penulisan : Unsur pertama kation logam, diikuti anion non logam.
Contoh:
LiOH Litium hidroksida KCN Kalium sianida
Tabel 4.3 Nama dari Beberapa Kation dan Anion Hidrogen fosfat (HPO42-) Hidrogen sulfat (HSO4-)
Logam-logam tertentu, khususnya logam transisi dapat membentuk lebih dari satu jenis kation. Contoh: Fe2+ dan Fe3+. Untuk menunjukkan kation-kation berbeda dari unsur yang sama dengan menggunakan angka romawi. Angka romawi I
CuCN Cu+ (kation logam) dan CN- (anion non logam) tembaga memiliki muatan (+1) maka nama senyawa adalah Tembaga(I) sianida.
3. Senyawa Molekuler, senyawa yang tersusun atas unsur-unsur non logam.
Tata nama penulisannya: nama unsur pertama + unsur kedua + “-ida”
Contoh :
HCl unsur pertama Hidrogen, unsur kedua klorida, maka nama senyawa adalah Hidrogen klorida.
SiC unsur pertama Silikon, unsur kedua karbida, maka nama senyawa adalah Silikon karbida.
Sepasang unsur dapat membentuk beberapa senyawa yang berbeda, sehingga digunakan awalan Yunani untuk menyatakan jumlah atom.
Sebagai pengecualian, awalan Yunani tidak digunakan untuk senyawa molekuler yang mengandung hidrogen.
Contoh :
B2H6 Diboron PH3 Fosfin CH4 Metana H2O Air
SiH4 Silan H2S Hidrogen sulfida NH3 Amonia
Penamaan Asam
Asam adalah zat yang menghasilkan ion hydrogen (H+) ketika dilarukan dalam air. Rumus asam tersusun atas satu atau lebih atom hydrogen dan sebuah gugus anion. Anion diakhiri dengan “-ida” mempunyai bentuk asam dengan nama yang diawali dengan kata “asam” dan diakhiri dengan nama anion tersebut.
Asam okso adalah asam yang mengandung hydrogen, oksigen, dan unsur lain. Rumus asam okso biasanya diawali dengan H, diikuti dengan unsur pusat dan kemudian Oksigen.
Contoh :
HNO3 Asam nitrat H2CO3 Asam karbonat H2SO4 Asam sulfat HClO3 Asam klorat
Tabel 4.4 Beberapa Asam Sederhana
Anion Asam pusat yang sama tetapi jumlah atom O yang berbeda. Dimulai dengan asam okso yang namanya diakhiri dengan “-at”, kita gunakan aturan berikut :
a. Peenambahan satu atom O pada asam “-at”: asamnya disebut “per…-at”.
Contoh: HClO3 (asam klorat), penambahan satu atom O menjadi HClO4 (asam perklorat)
b. Pengurangan satu atom O pada asam “-at”: asamnya disebut asam “-it”.
Contoh: HClO3 (asam klorat), pengurangan satu atom O menjadi HClO2 (asam klorit)
c. Pengurangan dua atom O pada asam “-at”: asamnya disebut “hipo….it”.
Contoh: HClO3 (asam klorat), pengurangan dua atom O menjadi HClO (asam hipoklorit)
Tabel 4.5 Nama-nama Anion Okso dan Anion Okso yang Mengandung Klorin
F. Bilangan Kuantum
Bilangan-bilangan kuantum ini disebut bilangan kuantum utama, bilangan kuantum momentum sudut, dan bilangan kuantum magnetik. Bilangan-bilangan ini akan digunakan untuk menggambarkan orbital-orbital atom dan menandai elektron- elektron didalamnya. Bilangan kuantum keempat bilangan kuantum spin, menggambarkan perilaku elektron tertentu dan gambaran tentang elektron dalam atom.
1. Bilangan Kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum utama (n) bernilai bilangan bulat 1, 2, 3 dst, menunjukkan tingkat energi orbital. Bilangan kuantum utama berhubungan dengan jarak rata-rata elektron dari inti dalam orbital tertentu. Semakin besar n, semakin besar jarak rata-rata elektron dalam orbital tersebut dari inti dan oleh karena itu semakin besar orbitalnya.
2. Bilangan Kuantum Momentum Sudut / Azimut (l) Bilangan kuantum azimuth (l) menggambarkan bentuk orbital. Nilai l bergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). untuk nilai n tertentu, l mempunyai nilai bilangan bulat
Contoh :
n = 2, maka l = 0, l = 1. Terdiri atas dua subkulit yaitu subkulit 2s dan 2p, dimana 2 melambangkan nilai n sedangkan s dan p melambangkan nilai l.
sehingga :
n = 2; l = 0 subkulit 2s l = 1 subkulit 2p
3. Bilangan Kuantum Magnetik (ml)
Bilangan kuantum magnetik menggambarkan orientasi orbital dalam ruang. Didalam satu subkulit, nilai ml subkulit dengan nilai l tertentu.
Jika l = 0; ml = 0; jumlah orbital 1 maka satu orbital 2s dan tiga orbital 2p, jadi total orbitalnya adalah empat orbital.
4. Bilangan Kuantum Spin Elektron (ms)
Elektron dalam orbital tak hanya bergerak disekitar inti, tetapi juga berputar mengelilingi sumbunya. Arah perputaran ada dua yaitu searah jarum jam dan berlawanan arah jarum jam. Bilangan kuantum spin (ms) menyatakan arah perputaran itu yang nilainya -1/2 dan +1/2. Tingkat energi keduanya adalah sama, tanda negatif atau positif hanya untuk membedakan yang satu dengan yang lain.
Bilangan kuantum spin (ms) menunjukkan bahwa dalam satu orbital hanya dapat diisi oleh dua elektron. Jumlah elektron tiap kulit (tingkat) = 2n2 sedangkan jumlah elektron tiap subkulit adalah :
Orbital s, jumlah elektron ada 2 buah Orbital p, jumlah elektron ada 6 buah Orbital d, jumlah elektron ada 10 buah Orbital f, jumlah elektron ada 14 buah Contoh :
Subkulit 2p terdapat : n = 2; karena orbital p maka l = 1; ml = -1, 0, 1
jumlah orbital 6, jumlah elektronya adalah 6 karena masing-masing orbital diisi 2 elektron, ms = +1/2 ms = -1/2
Tabel 4.6 Hubungan Antara Bilangan Kuantum dan Orbital Atom
G. Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron menyatakan bagaimana elektron tersebar diantara berbagai orbital atom. Pengisian orbital mengikuti orbital yang disebut prinsip Aufbau.
1. Prinsip Pengisian Elektron (Prinsip Aufbau)
Menurut prinsip ini, elektron-elektron dalam atom sedapat mungkin memiliki energi terendah. Oleh sebab itu, pengisian elektron harus dimulai dari orbital yang rendah menuju ke yang lebih tinggi tingkat energinya. Untuk pengisian subkulit dalam atom sebagai berikut:
Gambar 4.4 Urutan pengisian subkulit dalam atom berelektron banyak
Urutan pengisian subkulit dalam atom berelektron banyak Dimulai dengan orbital 1s dan bergerak kebawah mengikuti arah anak panah. Jadi urutannya adalah sebagai berikut: 1s <
2s < 3s < 3p < 4s < 3d < …..
Jumlah electron dalam atom sama dengan nomor atomnya (Z).
Contoh: 1H (Z = 1) Konfigurasi elektronnya: 1s1
Konfigurasi electron juga digambarkan dengan diagram orbital yang menunjukkan spin elektronnya : 1H : 1s1
Karena nomor atom H atau jumlah elektron H adalah 1, maka tanda panah hanya satu, yang menunjukkan bilangan kuantum spin sm = +1/2. Tanda panah ke atas menyatakan salah satu dari dua kemungkinan gerak spin elektronnya.
Kotaknya menyatakan orbital atom.
2. Prinsip Larangan Pauli
Untuk atom berelektron banyak kita menggunakan prinsip Larangan Pauli untuk menentukan konfigurasi elektron.
Prinsip ini menyatakan bahwa tidak ada elektron dalam satu atom yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang
Prinsip ini menyatakan bahwa tidak ada elektron dalam satu atom yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang