KIMIA ANORGANIK 1

KIMIA ANORGANIK 1

I.

PENDAHULUAN

II. STRUKTUR ATOM

III. STRUKTUR MOLEKUL

IV. SISTEM PERIODIK UNSUR

V.

IKATAN KIMIA

VI. ASAM-BASA BRONSTED

VII. ASAM-BASA LEWIS

I. PENDAHULUAN

1. PERANAN MIPA MENUJU

MASYARAKAT AIL DAN MAKMUR

2. MIPA TAHUN PERTAMA DALAM PT

3. KIMIA DI LINGKUNGAN MIPA

4. PAKAH KIMIA ITU?

5. RUANG LINGKUP KIMIA

6. MATERI

1. PERANAN MIPA MENUJU MASYARAKAT ADIL-MAKMUR

KEMAKMURAN RAKYAT

KETEKNIKAN DAN

PERINDUSTRIAN _{KESEHATAN DSB} PERTANIAN,

FISIKA MURNI

MIPA MURNI

PENGETAHUAN FISIKA

YANG LUAS DAN DALAM _{YANG LUAS DAN DALAM} PENGETAHUAN MIPA

2. MIPA TAHUN PERTAMA DALAM

PENDIDIKAN TINGGI

MIPA KESEHATAN ILMU SOSIAL PERTANIAN KEBUMIAN LANDASAN MIPA TAHUN PERTMA

3. KIMIA DI LINGKUNGAN MIPA MATEMATIKA KIMIA FISIKA BIOLOGI BIOKIMIA GEOLOGI GEOKIMIA HULU HILIR

4. APAKAH KIMIA ITU?

KIMIA

MEMPELAJARI SEGALA SESUATU TENTANG MATERI

STRUKTUR SIFAT REAKSI

IKATAN KIMIA TERMODINAMIKA _KIKIA

KINETIKA KIMIA KIMIA FISIK

5. RUANG LINGKUP KIMIA

KIMIA

MATERI

ORGANIK _ANORGANIK

KIMIA ORGANIK _{KIMIA ANORGANIK}

6. APAKAH MATERI ITU

MATERI

APAKAH DAPAT DIPISAHKAN DENGAN PROSES FISIKA

TIDAK  ZAT MURNI YA  CAMPURAN

APAKAH DAPAT DIPISAHKAN MENJADI ZAT LEBIH

SEDERHANA

DENGAN PROSES KIMIA

APAKAH HOMOGEN ATAU TIDAK?

UNSUR SENYAWA CAMPURAN

HETEROGEN

II. STRUKTUR ATOM

1. PERKEMBANGAN TEORI ATOM

2. PARTIKEL PENYUSUN ATOM

1. PERKEMBANGAN TEORI ATOM

PAHAM ATOMISMUS

Dikemukakan oleh LEUKIPPOS (475 SM) dan DEMOKRITOS (460-380 SM)

Materi tersusun dari tak terhingga banyak partikel yang sangat kecil dan tidak dapat dibagi lagi yang disebut atom

Faham atomismus tidak berkembang karena pengaruh

ARISTOTELES (384-322SM) yang menganut:AJARAN 4 UNSUR Materi tersusun dari 4 unsur; tanah, air, udara dan api, yang berkaitan

dengan 4 sifat; panas, dingin, kering dan basah. GASSENSI (1592-1655, menentang ajaran ARISTOTELES

TEORI ATOM DALTON (1808) HIPOTESIS PROUT (1785-1850) Atom unsur-unsur tersusun dari

atom teringan = atom hidrogen panas kering

basah dingin api

udara _tanah

Penemuan Elektron Oleh Thomson Model Atom Thomson (1897) Percobaan Hamburan Partikel α Model Atom Rutherford (1911) Pengamatan Spektrum Atom Hidrogen

Model Atom Bohr (1913)

Hipotesa De Broglie (1924)

Model Atom Mekanika Gelombang (1926)

2. PARTIKEL PENYUSUN ATOM

elektron Proton Neutron Penemu JJ. Thomson Eugene Golstein J. Chadwick

Tahun 1897 1915 1932 Lambang muatan relatif terhadap proton e- p+ n Muatan absolut 1- 1+ 0

3. MODEL ATOM

A. Teori Atom Dalton

1. Partikel penyusun materi tidak dapat

dibelah/ diubah menjadi partikel lain adalah

atom.

2. Atom tidak dapat dimusnahkan.

3. Atom suatu unsur adalah sama dan

mempunyai berat yang sama.

4. Atom unsur yang berbeda mempunyai berat

yang berbeda.

5. Perubahan kimia yang terjadi karena

penggabungan dan pemisahan atom.

B. Model Atom J.J. Thomson Atom-atom dalam unsur

unsur kimia yang membentuk

masing-masing kumpulan partikel pokok berasal

dari jenis yang sama disebut zarah yang sekarang dikenal dengan

nama elektron. Elektron ini bermuatan negatif =

bintik-bintik listrik negatif.

C. Model Atom Rutherford 1. Atom harus terdiri atas

inti dimana uatan positif dan massa atom

dipusatkan, dan Elektron beredar disekeliling inti. 2. Jari-jari atom  _{10 –8} cm 3. Jari-jari inti  _{10 –13} cm.

So: bagian besar atom adalah ruang kosong.

D. Model Atom Bohr

1. Atom H terdiri atas inti yang mengandung satu proton (bermuatan e), dan satu elektron (bermuatan e) yang

beredar di sekeliling inti melalui lintasan berbentuk lingkaran berjari-jari r.

2. Tidak sebarang berbentuk lintasan berbentuk lingkaran boleh dilalui elektron. Hanya lintasan yang menghasilkan momentum sudut elektron (mvr) yang merupakan kelipatan bulat h/2 boleh dilalui elektron. nvr = n h/2

n = 1, 2, 3, ... = bilangan kuantum

3. Karena momentum sudut suatu lintasan dibatasi, energi

elektron dalam suatu lintasan adalah tertentu. Selama elektron menempati suatu lintasan, elektron itu tidak menyerap atau

melepaskan energi.

4. Perpindahan elektron dari satu lintasan ke lintasan lain hanya dapat terjadi apabila elektron itu menyerap atau melepaskan energi sebesar selisih energi kedua lintasan itu.Apabila energi dilepaskan dalam bentuk cahaya, frekuensi cahaya tersebut adalah; V = E2-E1/h

E. Model Atom Mekanika Gelombang

Efek fotolistrik Radiasi benda hitam (Cahaya bersifat partikel)

Cahaya bersifat dualistis

Gelombang bersifat dualistis yaitu sebagai gelombang dan sebagai partikel

DE BROGLIE (1924):

Partikel bermassa m yang bergerak dengan kecepatan v selalu disertai

gelombang dengan panjang gelombang :  = h/mv

Elektron dalam atom bersifat gelombang  partikel elektron dalam atom harus

III. STRUKTUR MOLEKUL

1. BENTUK MOLEKUL

2. IKATAN PASANGAN ELEKTRON

3. BENTUK MOLEKUL DAN TEORI

1. BENTUK MOLEKUL

A. Molekul Linier (garis lurus)

B. Molekul Triangular (sudut segitiga)

yang rata (satu bidang)

C. Molekul Tetrahedron

D. Molekul bipiramid yang trigonal

E. Molekul Oktahedron

180o

120o

109,5

2. IKATAN PASANGAN ELEKTRON

A. Struktur Lewis

Lewis : setiap pasang elektron yang terikat

dalam ikatan terletak diantara 2 atom dan

digunakan bersama oleh kedua atom

tersebut (ikatan kovalen).

Lone pair = pasangan elektron valensi suatu

atom yang tidak digunakan bersama. Secara

langsung tidak memberi kontribusi untuk

ikatan, tetapi mempengaruhi bentuk suatu

molekul dan sifat-sifat kimianya.

B. Aturan Oktet

Setiap atom terus berupaya membentuk penggunaan bersama elektron sampai kulit valensinya berisi delapan elektron.

Membuat struktur Lewis:

• Tentukan berapa banyak elektron yang akan berada dalam struktur dengan cara menjumlahkan semua elektron valensi yang dimiliki semua atom.

• Tuliskan simbol kimia atom-atom dalam suatu susunan yang memperlihatkan atom-atom mana yang saling berikatan. Biasanya kita telah tahu susunannya atau kita dapat menebak. Sebagai contoh; unsur yang kurang elektronegatif biasanya adalah atom pusat suatu molekul, seperti pada CO₂, SO₄2-_{, PCl}

5.

• Distribusikan elektron dalam pasangan-pasangan sedemikian rupa sehingga terdapat satu pasang elektron diantara dua atom yang terikat bersama, selanjutnya letakkan pasangan-pasangan elektron (membentuk ikatan rangkap ataupun lone pair) sampai setiap atom memiliki oktet.

3. BENTUK MOLEKUL DAN TEORI VSEPR

Bentuk deskripsi Bentuk Contoh

Linier HCN, CO₂ Angular H₂O, O₃, NO₂- Trigonal planar BF₃, SO₃, NO₃-_{, CO} 32- Trigonal piramid NH₃, SO₃2- Tetrahedral CH₄, SO₄2-_{, NSF} 3

Square planar XeF₄

Square piramid Sb(Ph)₅

Trigonal bipiramid PCl_5(g), SOF₄

Oktahedral SF₆, PCl₆-_{, IO(OH)} 5

IV. SISTEM PERIODIK UNSUR

1. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK

UNSUR

2. SISTEM PERIODIK MODERN

3. HUBUNGAN SISTEM PERIODIK

UNSUR DENGAN KONFIGURASI

ELEKTRON

4. CARA PENULISAN KONFIGURASI

ELEKTRON

1. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK

UNSUR

Tujuan untuk mempermudah peramalan sifat sifat suatu unsur dan mencari hubungan sifat antara unsur yang

satu dengan unsur lainnya.

A. Ilmuan Arab dan Persia (Abad Pertengahan).

mengolompokkan zat-zat menjadi lugham (ligam) dan

laisa lugham (nonlogam) _{perbandingan kadar Hg dan S}

dalam masing-masing zat.

Ilmuan ini menyatakan Fe dapat berubah menjadi Au 

timbul kegiatan ilmiah dan eksperimen untuk mensitesa zat-zat baru. Penelitian bertujuan memperoleh emas, akan tetapi yang ditemukan adalah zat-zat baru yang lebih berharga dari emas seperti P, arsen, bismuth, antimon, alkohol, boraks, kamper, soda, sabun, dan asam-asam. Penemuan ini merupakan revolusi besar dalam eksperimen ilmu kimia.

B. Antonie Laurent Lavoisier (1743-1794) Antonie Laurent Lavoisier mengolompokkan unsur-unsur dalam empat kolompok yaitu;

1. Kelompok unsur umum. Kelompok ini terdiri atas cahaya, kalor, oksigen, azote (nitrogen), dan

hidrogen.

2. Kelompok unsur nonlogam. Kelompok ini terdiri

atas belerang, karbon, fosfor, muriat, fluorat dan borak.

3. Kelompok unsur logam. Kelompok ini terdiri atas antimon, perak, arsen, bismuth, kobalt, tembaga, besi, mangan, raksa, molibdan, nikel, emas,

platina, timbal, wolfram, dan seng.

4. Kelompok unsur tanah. Kelompok ini terdiri atas kapur, magnesia, barit, aluminium, dan silikon.

C. Triade Döbereiner

1. Johan Wolfgang Döbereiner merupakan

orang pertama yang menemukan hubungan

antara sifat unsur dan massa atom.

2. Johan Wolfgang Döberiner membagi

unsur-unsur yang mempunyai persamaan sifat dalam

kelompok yang disebut Triade (terdiri dari

tiga anggota). Ternyata massa atom unsur

yang di tengah merupakan setengah jumlah

massa unsur pertama dan ketiga.

D. Hukum Oktaf Newland (1863)

1. Hukum ini merupakan awal mulanya

penggolongan unsur untuk masa berikutnya.

2. Jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan

massa atomnya, maka sifat-sifat unsur

tersebut akan berulang pada unsur

kedelapan dan kelipatannya, sehingga sifat

unsur kedelapan sama dengan unsur pertama

dan seterusnya.

3. Hukum ini mempunyai kelemahan yaitu;

pengulangan oktaf hanya cocok untuk unsur

yang massa atomnya kecil.

E. Sistem Periodik Mendeleyev

1. Mendeleyev; unsur-unsur menunjukkan

sifat periodik jika diurut berdasarkan

massa atomnya.

2. Bersamaan dgn Mendeleyev, Lothaar

Meyer di Jerman



_{jika unsur disusun}

atas Ar -nya, beberapa sifat fisika

unsur akan bertambah sp mencapai

harga maks secara periodik

SP Mendeleyev memiliki kelebihan dibandingkan

dengan sistem periodik Meyer yaitu;

• Selain sifat fisika, Mendeleyev menggunakan

sifat kimia dalam menyusun unsur-unsur.

• Mendeleyev berani menukar letak beberapa

unsur

dalam

sistem

periodik

untuk

mempertahankan kemiripan sifat periodik.

• Mendeleyev mengoreksi beberapa harga massa

atom unsur seperti indium dari 76 menjadi 113.

• Mendeleyev tidak ragu-ragu mengosongkan

beberapa tempat dalam sistem periodik untuk

menempatkan unsur-unsur yang saat itu belum

diketemukan.

• Unsur gas mulia yg ditemukan thn 1890-1900

dpt diletakkan dalam sp Mendeleyev tanpa

mengubah susunan unsur yg telah ada

sebelumnya

Sistem periodik Mendeleyev masih memiliki

kekurangan;

1. Panjang periode tidak sama. Beberapa urutan unsur terbalik jika ditinjau menurut urutan bertambahnya massa atom relatif/berat atom.

2. Triade besi (Fe,Co,Ni), triade platina ringan (Ru, Rh, Pd), dan triade platina (Os, Ir, Pt), dimasukkan ke dalam golongan VIII. Unsur-unsur golongan ini tidak sesuai karena hanya Ru dan Os yang memiliki valensi 8.

3. Selisih Ar antara dua unsur yg berurutan tidak teratur (berkisar antara –1 dan +4) sehingga sulit untuk meramalkan unsur-unsur yang belum ditemukan.

4. Perubahan sifat elektronegatif unsur melalui sifat lamban (inert) dari gas mulia ke sifat elektropositip tidak dapat dijelaskan dengan bertambahnya Ar.

5. Unsur Lantanida yang terdiri dr 14 unsur



satu golongan.

6. Valensi unsur yg lebih dr 1 valensi sukar

diramalkan kedudukannya dalam sp.

7. Sifat anomali unsur pertama setiap golongan

tidak ada hubungannya dengan Ar.

8. Jika daftar disusun berdasarkan Ar, isotop

dr unsur yg sama hrs dlm golongan yg beda,

sedangkan isobar hrs 1 golongan.

9. Dr kelemahan dan kelebihan sp Mendeleyev,

awal abad ke-20 dibuat suatu sp modern.

2. SISTEM PERIODIK MODERN

Kimia

Struktur materi Sifat materi reaksi materi

Sifat unsur

System klasifikasi unsur

3. HUBUNGAN SISTEM PERIODIK UNSUR DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

Ada tiga aturan yang mendasari pengisian konfigurasi elektron pada atom-atom;

Asas Aufbau; orbital atom terisi elektron sesuai dengan energi relatifnya ; orbital dengan energi lebih rendah terisi elektron lebih dulu.

Asas Eksklusi Pauli; dalam suatu atom tidak boleh ada 2 elektron yang memiliki keempat bilangan kuantum sama.

Kaidah Hund; pada pengisian orbital setingkat, elektron terisi satu persatu dahulu kemudian setelah orbital terisi setengah penuh kemudian boleh berpasangan.

l = 0 1 2 3 n = 1 2 3 4 5 6 7 2s 3s 1s 4d 5d 4p 7s 5p 6s 5f 5s 4s 3p 7p 6p 2p 3d 6d 4f Untuk dapat menerapkan ketiga aturan tersebut pada penulisan konfigurasi elektron semua unsur diperlukan “mnemonic”, sekedar cara untuk

mengingat urutan

energi orbital, sebagai berikut;

4. CARA PENULISAN KONFIGURASI ELEKTRON Bagaimana menuliskan konfigurasi elektronik unsur? a. Berurutan sesuai urutan bilangan kuantum utama,

26Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

b. Berurutan sesuai “mnemonic”

26Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Sebaiknya Berurutan sesuai urutan bilangan kuantum utama!

a. Kemudahan membaca

b. Tidak ada urutan energi orbital yang berlaku untuk semua unsur

c. Kemudahan menerangkan kemiripan sifat unsur. d. Kemudahan menerangkan pembentukan ion positif

Sifat umum sistem periodik unsur

a. Jari-jari atom

b. Energi ionisasi; Jumlah energi yang

dibutuhkan untuk melepaskan elektron

c. Affinitas elektron; Energi yang dibebaskan

pada proses penangkapan elektron oleh

suatu atom dalam keadaan gas

d. Elektronegativitas; Kempuan atom suatu

unsur didalam suatu molekul untuk menarik

elektron dibandingkan dengan unsur lainnya

5. BEBERAPA SIFAT PERIODIK UNSUR

DARI TABEL SISTEM PERIODIK DIPEROLEH HAL-HAL SEBAGAI BERIKUT;

Dari kiri ke kanan;

1. Sifat logam makin berkurang, dan sifat non logam semakin bertambah.

2. Volume molar atom berkurang. 3. Titik leleh dan titik didih

bertambah.

4. Jari-jari atom semakin kecil. 5. Affinitas bertambah.

6. Energi ionisasi bertambah. 7. Keelektronegatifan

bertambah.

8. Keasaman makin besar, sifat basa semakin kecil.

Dari atas ke bawah

1. Sifat logam makin bertambah. 2. Volume molar atom

bertambah.

3. Titik leleh dan titik didih bertambah, kecuali pada

golongan alkali titik didih dan titik leleh berkurang.

4. Jari-jari atom semakin besar. 5. Affinitas berkurang.

6. Energi ionisasi berkurang.

7. Keelektronegatifan berkurang. 8. Keasaman makin kecil, sifat

V. IKATAN KIMIA

1. PERANAN ELEKTRON DALAM

IKATAN KIMIA

2. IKATAN ION

3. IKATAN KOVALEN

4. IKATAN LOGAM

1. PERANAN ELEKTRON DALAM IKATAN

KIMIA

a. Stuktur elektron yang stabil a/ yang

mempunyai 8 elektron di kulit terluar

(teori duplet oktet)

b. Untuk mencapai struktur atom yang

stabil, maka ada atom yang cenderung

melepaskan elektron dan ada yang

cenderung menangkap elektron.

c. Teori duplet dan oktet mempunyai

kelemahan

1) Tdk berlaku pada senyawa BCl

₃ dan

_PCl

5

,

2) jumlah ikatan kovalen yg dapat dibentuk

oleh suatu unsur bergantung pada jumlah

elektron yg tidak berpasangan dlm unsur

tersebut.

3) Unsur gas mulia tdk dpt membentuk

ikatan karena sudah dikelilingi 8 elektron

2. IKATAN ION

a. Terjadinya ikatan karena salah satu

atau lebih elektron ditransfer dari

kulit valensi suatu atom ke kulit

valensi atom yang lain.

b. Kation adalah atom yang melepaskan

elektron menjadi ion positif. Anion

adalah atom yang menangkap elektron

menjadi ion negatif.

c. Ikatan ion hanya dapat terjadi antara;

1) Unsur-unsur yang mempunyai potensial ionsasi rendah dengan unsur-unsur yang mempunyai afinitas elektron tinggi.

2) Unsur-unsur yang elektronegativitasnya rendah dengan unsur-unsur yang elektronegativitasnya tinggi.

3) Unsur-unsur yang dalam sistem periodik terletak di sebelah kiri dengan unsur-unsur yang dalam sistem periodik terletak di sebelah kanan.

4) Atom yang cenderung melepaskan elektron (atom logam) dengan atom yang cenderung menangkap elektron (atom non logam).

d. Sifat-Sitat Ikatan Ion

1) Senyawa-senyawa ion dalam keadaan padat tidak tersusun dari molekul, tetapi tersusun dari ion-ion.

2) Larutannya bersifat elektrolit. Dalam keadaan cair atau dalam pelarut polar, seperti air dan amonia cair,

senyawa ion terpecah menjadi ion-ion yang dapat

menghantar aliran listrik disertai dengan oksidasi dan reduksi.

3) Titik Iebur dan titik didih larutan tinggi karena untuk memecah gaya tarik antar ion sangat besar.

4) Berupa zat padat yang keras karena gaya-gaya antar ion sangat kuat.

5) Mudah larut dalam pelarut polar (bersifat ion), misalnya larutan NaCI dalam air dan yang mempunyai ketetapan dielektrikum tinggi.

6) Tidak larut dalam pelarut nonpolar (pelarut organik, alkohol),

Sifat senyawa ionik ditentukan juga oleh jari-jari ion,

bilangan oksidasi ion-ionnya, dan konfigurasi elektron ion-ionnya

Pembentukan Ikatan Ion

a. Ion Negatif

Ion negatif sederhana mempunyai

susunan elektron gas mulia

b. Ion Positif

Ion positif dapat mempunyai susunan

yang berbeda-beda bergantung jenis

logamnya.

Kossel (1916) menemukan bahwa

unsur-unsur sebelum gas mulia mudah

membentuk ion negatif (elektronegatif),

sedangkan unsur-unsur sesudah gas

mulia membentuk ion positif

(elektopositif)

3. IKATAN KOVALEN

Ikatan kovalen terjadi antara nonlogam

yang bergabung dengan nonlogam.

Ikatan kovalen merupakan pemakaian

bersama elektron oleh dua atom

sehingga masing-masing atom yang

membentuk ikatan kovalen memperoleh

konfigurasi elektron gas mulia. Cara ini

merupakan salah satu upaya untuk

merendahkan energi. Nama lain



ikatan

homopolar.

a. Sifat umum senyawa yang

berikatan kovalen

1. Umumnya berupa gas atau zat cair

yang mudah menguap.

2. Medan listrik yang ditimbulkan oleh

molekul ini adalah nol atau sangat

kecil.

3. Senyawa kovalen umumnya larut dalam

air.

b. Jenis-jenis Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen berdasarkan jumlah pasangan

elektron yang digunakan bersama.

1. Ikatan Kovalen Tunggal (Single Covalent Bond)

2. Ikatan Kovalen Rangkap Dua (Double Covalent

Bond)

3. Ikatan Kovalen Rangkap Tiga (Triple Covalent

Bond)

Macam ikatan kovalen berdasarkan

letak pasangan elektron yang dipakai

bersama

1. Ikatan Kovalen Polar (Polar Covalent

Bonding)

2. Ikatan kovalen Non Polar (Polar

NonCovalent Bonding)

4. IKATAN LOGAM

a. Ikatan logam adalah gaya tarik menarik antara dua ion logam yang positif dan elektron terdelokalisasi diantara ion-ion tersebut.

b. Elektron valensi logam tidak erat terikat

c. Kekuatan ikatan logam akan bertambah jika;

1) Jumlah elektron dalam sistem terdelokalisasi bertambah

2) Ukuran pusat atom yang merupakan satuan struktur logam bertambah kecil.

d. Logam alkali sangat lemah/lunak dan titik lelehnya rendah karena hanya 1 elektron valensinya

e. Logam transisi keras dan titik leleh tinggi karena punya beberapa elektron valensi.

5. IKATAN LAIN

a. Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen adalah ikatan antar molekul senyawa hidrogen yang disebabkan oleh gaya tarik menarik atom hidrogen dari molekul yang satu dengan atom lain yang sangat elektronegatif. Atom-atom H yang terikat pada N, O dan F menempatkan diri diantara atom-atom unsur itu dan menghassilkan gaya tarik menarik menjembatani unsur-unsur yang elektronegatif itu membentuk ikatan hidrogen.

Adanya ikatan hidrogen dalam senyawa menimbulkan penyimpangan sifat beberapa senyawa dari unsun-unsur segolongan.

b. Ikatan Hibrida

Suatu ikatan yang terjadi sebagai akibat

penggabungan orbital-orbital dari dua jenis

subkulit atau lebih dinamakan ikatan hibrida.

c. Ikatan Van Der Waals

Dalam beberapa penelitian tentang gas ideal,

gas mulia, serta beberapa gas yang

mempunyai struktur molekul sederhana, Van

der Waals, seorang ahli fisika Belanda

menemukan bahwa ada gaya kohesi antara

molekul-molekul nonpolar. Gaya kohesi ini

sangat lemah, lebih lemah dari ikatan kovalen

dan ikatan ion.

VI. ASAM BASA BRONSED

1. PROTON DALAM AIR

2. KESETIMBANGAN ASAM DALAM

AIR

3. FAKTOR YANG MEMPENGARUHI

KEKUATAN ASAM

HF_(g) + H₂O → H₃O+ (aq) + F-(aq) asam Bronsted HF_(g) + NH_3(aq) → NH₄+ (aq) + F-(aq) basa Bronsted

• Asam = zat yang bertindak sebagai donor proton → asam Bronsted

• Basa = zat yang bertindak sebagai akseptor proton → basa Bronsted

• Defenisi ini tidak memberi ketentuan pada lingkungan apa terjadi transfer proton hingga dapat diaplikasikan baik pada fase gas maupun pada fase larutan dalam

sembarang pelarut.

• Sehingga air bisa bertindak sebagai asam maupun basa bronsted.

H₂O_(l) + NH_3(aq) → NH₄+

(aq) + OH-(aq)

H₂O_(l) + H₂S_(aq) → H₃O+

1. PROTON DALAM AIR

a. Ion Hidronium (H

₃

O

+

₎

Ion Hidronium (H

₃

O

+

₎

merupakan produk yang

terbentuk jika asam

mendonor proton pada

molekul air.

Analisis laju tranfer

proton memperlihatkan

bahwa ion hidronium dalam

air paling baik dinyatakan

dengan H

₉

O

₄+

_.

O H H H H2O H₂O H₂O + (H₉O₄+)

b. Mobilitas Ion-ion Hidrogen dalam Air

H

₉

O

₄+

_{bukan unit tetap/pasti dlm larutan}

_

proton dapat berpindah dengan cepat dari

satu molekul H

₂

O ke molekul yang lain.

migrasi proton



_{merupakan suatu penataan}

ulang atom-atomnya, proton berpindah dari

satu atom O ke atom O yang berikutnya

sepanjang ikatan hidrogen dan molekul yang

menerima proton berubah menjadi kation

+ O H H H O H H + _O H H H O H H

2. KESETIMBANGAN ASAM DALAM AIR

a. Asam dan Basa Konjugat

HF

_(g)

+ H

₂

O



_H

₃

_O

+

(aq)

+ F

-(aq)

As.Bronsted bs Bronsted as.Bronsted bs.Bronsted

H

₃

O

+

_{adalah as.konjugat dari H}

2

O

F

-

_{adalah basa konjugat dari HF}

Karena tidak ada perbedaan mendasar

antara asam dan asam konjugat atau antara

basa dan basa konjugat, maka dapat pula

dikatakan bahwa HF adalah asam konjugat

dari F

-

_{dan H}

2

O adalah basa konjugat dari

b. Kekuatan asam Bronsted

Kekuatan asam Bronsted dapat dinyatakan

dengan konstanta keasaman (atau konstanta

ionisasi asam) Ka.

HA

_(aq)

+ H

₂

O

_(l)



_H

₃

_O+

_(aq)

_{+ A}

-(aq)

Harga a untuk air murni adalah 1

Jika ketepatan termodinamika tidak

diperlukan, atau jika konsentrasi sangat

rendah (kurang dari 1 mM, maka aktivitas

dapat digantikan dengan konsentrasi molar.

O] [H [HA] ] [A ] O [H 2 -3

a

a

a

a

Ka





[HA]

]

][A

O

[H

Ka

3  



• Transfer proton dari air yang bertindak sbg

asam Bronsted digambarkan dengan konstanta

autoprotolisis (Kw) air;

H

₂

O

_(l)

+ H

₂

O

_(l)



_H

₃

_O

+

(aq)

+ OH

-(aq)

• Karena konsentrasi molar dan konstanta asam

merupakan bilangan pangkat beberapa orde,

maka bila dubah kedalam bentuk logaritma,

maka; pH = - log [H

₃

O

+

_],

_{pKa = - log Ka}

pKw = - log Kw

• Harga Kw naik dengan naiknya temperatur;

Kw = 1,008 x 10-14 _{pada 25C dan} Kw = 5,48 pada 50C.

]

OH

][

O

H

[

K

_w



₃  

Keuntungan lain dlm menggunakan logaritma

yaitu hubungan simpel antara energi bebas Gibbs

suatu Rx. dengan konstanta kesetimbangan.

pada 25



_C,

Tabel Konstannta Keasaman Beberapa Asam

pK . RT . 303 , 2 K ln RT G      1 mol . kJ . pK 71 , 5 G     Asam HA A- _{Ka pKa} Hydriodic Perchloric Hydrobromic Hydrocloric Sulfuric HI HClO₄ HBr HCl H₂SO₄ I- ClO4- Br- Cl- HSO₄ -1011 1010 109 107 102 -11 -10 -9 -7 -2

Asam HA A- _{Ka apKa}

Hydronium ion Sulfurous

Hydrogen sulfate ion Phosphoric Hydrofluoric Phyridinium ion Carbonic Hydrogen sulfide Ammonium ion Hydrocyanic

Hydrogen carbonate ion Hydrogen arsenate ion Hydrogen sulfide ion

Hydrogen phosphate ion

H₃O+ H₂SO₃ HSO₄- H₃PO₄ HF HC₅H₅N- H₂CO₃ H₂S NH₄+ HCN HCO₃- HAsO₄= HS- HPO₄= H₂O HSO₃- SO₄= H₂PO₄- F- C₅H₅N= HCO₃- HS- NH₃ CN- CO₃= AsO₄3- S= PO₄3- 1 1,5 x 10-2 1,2 x 10-2 7,5 x 10-3 3,5 x 10-4 5,6 x 10-6 4,3 x 10-7 9,1 x 10-8 5,6 x 10-10 4,9 x 10-10 4,8 x 10-11 3,0 x 10-12 1,1 x 10-12 2,2 x 10-13 0,0 1,81 1,92 2,12 3,45 5,25 6,37 7,04 9,25 9.31 10.32 11.53 11.96 12.67

• Kiraan Ka yang melebihi order 24 memang

nampak sangat besar, namun faktanya nilai ini

bersesuaian dengan



_G



yang bervariasi hanya

340 kJ.mol

-1

_{untuk reaksi transfer proton.}

• Asam kuat = zat dengan pKa negatif ( Ka > 1 ),

kstgn transfer proton > ke arah air.

• Asam lemah = zat dengan pKa positif ( Ka < 1 ),

kstgn transfer proton > ke arah HA

• Basa lemah = basa konjugat dari asam kuat,

karena secara termodinamik basa konjugat ini

tidak menguntungkan (

unfavorable

) untuk

menerima proton dari H

₃

O+.

• Perlu di ingat semakin lemah asamnya, maka

basa konjugat semakin lebih kuat.

3. Asam Poliprotik

• Konstannta keasaman asam poliprotik (zat

yang dapat mendonor lebih dari satu proton)

dapat dianalogikan dengan asam monoprotik.

H

₂

A

_(aq)

+ H

₂

O

_(l)



_H

₃

_O

+

(aq)

+ HA

-(aq) ...

Ka

1

HA

-(aq)

+ H

2

O

(l)



H

3

O

+(aq)

+ A

2-(aq)....

Ka

2

Nilai Ka

₁

selalu > Ka

₂

( pKa

₁

< pKa

₂

)

] A H [ ] HA ][ O H [ Ka 2 3 1    ] HA [ ] A ][ O H [ Ka 2 3 2    

3. FAKTOR YANG MEMPENGARUHI

KEKUATAN ASAM

a. Keasaman Fase Gas

• Rx. ion H yg paling sederhana; rx dengan basa B dalam fase gas. Reaksi ini di karakterisasi dengan entalpi perolehan/penangkapan proton (Hp, proton

-gain enthalpy) yaitu entalpi standar untuk reaksi B_(g) + H+

(g)  BH+(g) Hp(B)

• Entalpi protonasi sering dinyatakan dlm hub. dgn afinitas proton (Ap), yang nilainya adalah negatiff dari H_p.

• Jika H_p negatif (reaksi eksotermik), maka afinitas

protonnya dikatakan tinggi. Jika perolehan proton adalah eksotermik lemah, maka afinitas proton oleh basa ( B atau A- ) lemah dikatakan rendah.

Transfer proton dari HA ke B dalam fase gas;

HA

_(g)

+ B

_(g)



_HB

+

(g)

+ A

-(g)



H



Adalah selisih antara perolehan proton oleh B;

B

_(g)

+ H+

_(g)



_BH+

_(g)



H

_p



(B)

dan perolehan proton oleh A-;

A-

_(g)

+ H+

_(g)



_HA

_(g)



H

_p



(A-)

Sehingga;

Kekuatan HA sebagai asam, perlu energi bebas

Gibbs, sebagai pendekatan dapat dianggap



G







H



.

Tabel Harga Konstanta Asam dalam Pelarut Air

pada Suhu 25



_C

Asam konjugat Basa A_p /kJ.mol-1 _A’

p /kJ.mol-1 HF HCl HBr HI CH4 NH₃ PH₃ H₃PO₄ H₂O HCN H₃O+ NH₄+ C₅H₅NH- F- Cl- Br- I- CH₃- NH2- PH2- F- OH- CN- H₂O NH₃ C₅H₅N 1553 1393 1353 1314 1741 1670 1548 1634 1476 723 865 936 1150 1090 1079 1068 1380 1351 1283 1188 1183 1130 1182 1160

Semua entalpi protonasi bernilai negatif.

Kesesuaian dengan perolehan proton

eksotermik dan afinitas proton positif.

Semakin tinggi affinitas proton dari A-, maka

semakin lemah ke-as. fase gas HA dan semakin

tinggi harga pKa. Jadi ke-as. fase gas HF < HCl

dan ke-as. fase gas HCl < HI.

2.

Asam-Asam Biner Fase Gas

Dalam satu periode; dari kiri ke kanan, ke-as.

fase gas asambiner blok p makin meningkat.

Dalam satu golongan; dari atas ke bawah,

keasaman fase gas asam biner blok p semakin

meningkat

Kecenderungan ini dapat dipahami dengan

melihat perolehan proton sbg hasil dari tahapan

seperti pada gambar dibawah ini.

A-_(g)  A_(g) + e-_(g)

Ae(A) = affinitas elektron dari A

H+

(g) + e-(g)  H(g)

-I(H) = neg- energi ionisasi H

H_(g) + A_(g)  HA_(g)

- B(HA) = neg- entalpi ikatan H-A

A-_(g) + H+_(g)  HA_(g)

Hp = Ae(A) – I(H) – B(HA)

Negatif dr H_p , yaitu afinitas

dari proton A-;

Ap(A-) = B(HA) + I(H) – Ae(A)

H+ (g) + e-(g) + A(g) I (H) A_e(A) H+ (g) + A-(g) H_(g) + A_(g) A_p (A-₎ B (HA) HA_(g)

• Dalam satu periode;

Affinitas elektron A meningkat dari kiri ke

kanan sehingga afinitas proton A- menurun

dari kiri ke kanan. Sehingga keasaman fase

gas HA meningkat ketika afinitas elektron A

meningkat dari kiri ke kanan. Juga keasaman

fase gas HA meningkat ketika

elektronegatifitas A meningkat dari kiri ke

kanan.

• Dalam satu golongan;

Entalpi disosiasi ikatan HA menurun dari atas

ke bawah sehingga afinitas proton A- menurun

dari atas ke bawah. Sehingga keasaman fase

gas HA meningkat ketika entalpi disosiasi

5. Faktor-faktor yang Mempengaruhi

4. LEVELING OLEH PELARUT

a. Diskriminasi Dalam Air

NH₃ dmso CH₃CH₂OH H₂O CH₃COOH HF 1400 _{1200 1000 800} NH₂- _OH- _F- _Cl- _ClO -A’_p/(kJ/mol)

c. Kecenderungan Periodik dlm Keasaman

Bronsted

Fe OH₂ OH₂ OH₂ H₂O H₂O OH₂ OH OH Si HO OH OH O S O OH [Fe(OH₂)₆]3+ _Si(OH) 4 H2SO4

VII. ASAM BASA LEWIS

1. TIPE REAKSI DASAR

2. CONTOH ASAM-BASA LEWIS

3. KONTRIBUSI PADA KEKUATAN

3. KONTRIBUSI PADA KEKUATAN

ASAM DAN BASA LEWIS

VIII. SENYAWA

KOORDINASI

1. SENYAWA KOMPLEKS

2. TEORI IKATAN VALENSISPR

3. TEORI MEDAN KRISTAL

4. PENGARUH LIGAN ATAS

ORBITAL d ATOM PUSAT

5. TEORI MEDAN KRISTAL

6. TEORI VESPR