STOIKIOMETRI

Tujuan Instruksional:

Setelah mempelajari pokok bahasan ini, mahasiswa diharapkan dapat:

1. Menghitung massa molekul relatif suatu senyawa

2. Menerapkan konsep mol untuk menghitung jumlah zat dalam suatu reaksi kimia

3. Menghitung persen komposisi

4. Menentukan rumus empiris dan rumus molekul

5. Menyetarakan suatu persamaan reaksi

6. Menjelaskan perbedaan reaksi-reaksi kimia.

7. Menghitung laju reaksi kimia

Pendahuluan

Stoikiometri berasal dari bahasa Yunani, yaitu stoicheion yang berarti unsur dan

metrein yang berarti mengukur. Jadi stoikiometri berarti mengukur unsur-unsur yang

meliputi partikel-partikel, seperti atom, ion, molekul atau elektron yang terdapat dalam

unsur atau senyawa dalam suatu reaksi kimia. Stoikiometri menyangkut cara menimbang

dan menghitung spesi-spesi kimia. Dengan kata lain, stoikiometri mengkaji tentang

hubungan-hubungan kuantitatif dalam reaksi kimia.

A. Senyawa dan Rumus Kimia

1. Massa Atom Reatif (Ar) dan Massa Molekul Relatif (Mr)

Massa atom relatif ditentukan dengan teliti dengan menggunakan metoda

spektrometri massa, yaitu dengan menentukan kelimpahan isotop maupun massa isotop.

Massa atom relatif dapat dihitung berdasarkan kedua data tersebut. Misalnya, galium

mempunyai isotop Ga-69 dan Ga-71 dengan kelimpahan masing-masing 60% dan 40%,

maka massa atom relatif unsur galium adalah 69% x 60 + 71% x 40 = 69,9. Massa

atom tersebut merupakan massa atom relatif karena massa atom yang diperoleh

dibandingkan terhadap massa atom standar C-12, yaitu seperduabelas massa satu atom C-

12 yang disebut 1 sma (satuan massa atom).

1

Massa satu atom unsurMassa atom relatif (Ar) unsur =

1 massa satu atom C-12 12

Sedangkan massa molekul relatif adalah massa satu molekul dibandingkan

terhadap seperduabelas massa satu atom C-12.

Massa satu molekul senyawaMassa molekul realatif (Mr) senyawa =

1 massa satu atom C-12 12

Massa satu molekul senyawa merupakan jumlah massa atom-atom yang menyusun

molekul senyawa. Misalnya, massa molekul glukosa, C6H12O6 mempunyai massa molekul

relatif (Mr) = 6 x Ar C + 12 x Ar H + 6 x Ar O.

2. Konsep Mol

Dalam mempelajari ilmu kimia perlu mengetahui suatu kuantitas yang berkaitan

dengan jumlah atom, ion atau elektron dalam suatu zat. Satuan jumlah zat dalam sistem

internasional disebut mol. Mol adalah jumlah zat suatu sistem yang mengandung

sejumlah besaran elementer (atom, molekul, dsb.) sebanyak atom yang terdapat dalam 12

gram tepat isotop C-12. Jumlah besaran elementer ini disebut tetapan Avogadro dengan

lambang L (dahulu N). Harga L ditentukan secara eksperimen dan sesuai dengan C-12

untuk massa atom relatif adalah

L = 6,023 x 1023 mol-1

Sesuai dengan definisi tersebut, tetapan Avogadro menyatakan jumlah atom karbon yang

terdapat dalam 12 gram isotop C-12. Jadi, setiap satu besi mengandung 6,023 x 1023 atom

besi. Untuk molekul diatomik, X2, satu mol zat-zat ini menyatakan L molekul.

Secara matematik, definisi mol dapat dinyatakan sebagai berikut:

Jumlah partikel = mol x 6.023 x1023

Mol = massa suatu zat (gram) dibagi dengan massa atom (untuk unsur ) atau

massa molekul (untuk senyawa).

2

3. Persen Komposisi

Persen komposisi menyatakan persentase setiap unsur yang menyusun suatu

senyawa. Persentase komposisi dapat dihitung dari rumus senyawa dan massa atom

relatif unsur-unsur penyusun senyawa.

Jumlah atom x massa atom relatif % unsur = x 100

massa molekul relatif

Soal: Hitung persentase Na, S dan O dalam natrium sulfat!

4. Rumus Kimia

Penemuan atau pembuatan suatu senyawa selalu dilakukan analisis unsur-unsur

yang terkandung dalam senyawa tersebut. Analisis unsur dalam suatu senyawa dapat

berupa analisis kualitatif dan analisis kuantitatif untuk menentukan rumus kimia senyawa

tersebut. Berdasarkan analisis ini dapat ditentukan rumus empiris dan rumus molekul

senyawa yang ditemukan.

a. Rumus Empiris

Rumus empiris merupakan rumus yang paling sederhana yang menyatakan

perbandingan atom-atom unsur penyusun senyawa. Rumus empiris dapat ditentukan dari

data: (1) jenis unsur dalam senyawa (analisis kualitatif), (2) persen komposisi unsur

(analisis kuantitatif), dan (3) massa atom relatif unsur-unsur yang bersangkutan.

Cara menentukan rumus empiris dapat dirinci sebagai berikut:

1) Tentukan massa setiap unsur dalam sejumlah massa tertentu senyawa atau persen

massa setiap unsur. Dari data ini dapat dieperoleh massa atom relatif unsur yang

terdapat dalam senyawa tersebut.

2) Membagi setiap unsut dengan massa atom relatif sehingga diperoleh perbandingan

mol setiap unsur atau perbandingan atom.

3) Mengubah perbandingan yang diperoleh menjadi bilangan yang sederhana dengan

cara membagi dengan bilangan bulat terkecil. Jika perbandingan yang diperoleh

adalah 1,5 : 1, kalikan dengan 2 untuk memperoleh bilangan bulat 3 : 2 .

3

b. Rumus Molekul

Rumus molekul menyatakan jumlah mol (bukan hanya perbandingan) setiap jenis

atom dalam 1 mol molekul senyawa. Rumus molekul merupakan rumus yang sebenarnya

dari suatu senyawa. Data yang diperlukan untuk menentukan rumus molekul adalah data

rumus empiris dam massa molekul relatif senyawa. Untuk menentukan rumus molekul

harus diketahui rumus empiris dan massa molekul relatif suatu senyawa. Oleh karena itu,

ada tiga langkah yang diperlukan untuk menentukan rumus molekul, yaitu:

1. Menentukan rumus empiris senyawa

2. Menentukan massa atom relatif senyawa

3. Menghitung jumlah atom unsur-unsur penyusun (n), yaitu dengan membandingkan

massa molekul relatif dengan jumlah massa atom relatif unsur-unsur dalam rumus

empiris.

Misalnya, suatu senyawa mempunyai rumus empiris CH2O dengan massa molekul relatif

180, maka rumus molekul tersebut dapat ditentukan, (CH2O)n = 180. Nilai n dapat

ditentukan dengan memasukkan nilai Ar atom-atom penyusun senyawa, yaitu:

(1 x ArC + 2 x Ar H + 1 x Ar O)n = 180, sehingga diperoleh nilai n = 6. Maka rumus

molekul tersebut adalah C6H12O6.

B. Reaksi Kimia dan Persamaan Reaksi

Persamaan reaksi merupakan bahasa ilmu kimia yang menjelaskan secara

kualitatif peristiwa yang terjadi jika dua pereaksi atau lebih berinteraksi dan secara

kuantitatif menyatakan jumlah zat yang bereaksi sejumlah jumlah produk reaksi. Dalam

menuliskan persamaan reaksi, rumus kimia pereaksi dan hasil reaksi harus diketahui

dengan benar sebelum persamaan reaksi tersebut disetarakan., Misalnya:

N2 + 3H2 2NH3

Persamaan reaksi tersebut menyatakan bahwa 1 molekul nitrogen bereaksi dengan 3

molekul hidrogen menghasilkan 2 molekul amonia. Perbandinga antara nitrogen dan

hidrogen dalam reaksi tersebut adalah 1 : 3. Jadi setiap jumlah nitrogen dan hidrogen

4

dengan perbandingan 1 :3 akan menghasilkan amonia sebanyak 2 kali molekul nitrogen

ayang bereaksi. Jika jumlah nitrogen dan hidrogen yang bereaksi dengan perbandingan 2

: 6, maka amonia yang akan dihasilkan adalah 2 x 2 = 4 molekul. Jika kedua ruas dalam

persamaan reaksi dikali dengan bilangan Avogadro (L) maka persamaan reaksi dapat

dibaca:

1 mol nitrogen bereaksi dengan 3 mol hidrogen menghasilkan 2 mol amonia.

Perbandingan mol atau jumlah molekul sesuai dengan perbandingan koefisien reaksi.

1. Jenis-jenis Reaksi Kimia

Secara umum reaksi kimia dapat dibedakan menjadi 4 macam, yaitu:

a. Reaksi sintesis, yaitu reaksi pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya

Fe + Cl2 FeCl2

b. Reaksi metatesis atau pertukaran antar senyawa, misalnya:

NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

c. Reaksi penetralan atau reaksi asam basa,misalnya:

HCl + NaOH NaCl + H2O

d. Reaksi redoks atau reaksi oksidasi reduksi, misalnya:

Cl2 + HI HCl + I2

e. Reaksi penguraian, yaitu penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya, misalnya:

MgCl2 (l) Mg (s) + Cl2(g)

5

Semua jenis reaksi di atas terjadi di dalam tubuh kita baik dalam keadaan istrahat

atau sedang melakukan aktivitas fisik. Berkaitan dengan produksi energi, reaksi yang

paling dikenal adalah reaksi pembakaran atau reaksi oksidasi. Reaksi oksidasi dalam

tubuh umumnya berlangsung dengan melibatkan oksigen sebagai oksidator.

Pada mulanya reaksi redoks ditandai dengan keterlibatan oksigen dalam suatu

reaksi, seperti pada reaksi pembakaran. Suatu zat yang bereaksi dengan oksigen atau

mengikat oksigen disebut mengalami reaksi oksidasi. Sebaliknya, setiap zat yang

melepaskan oksigen disebut mengalami reaksi reduksi. Meskipun pendapat ini tidak salah

tetapi dalam perkembangan selanjutnya, ternyata reaksi oksidasi tidak hanya menyangkut

reaksi suatu zat dengan oksigen.

Reaksi redoks ditandai dengan perubahan bilangan oksidasi zat-zat yang terlibat

dalam reaksi.. Setiap reaksi oksidasi selalu disertai dengan reaksi reduksi. Hal ini dapat

dipahami melalui pelepasan elektron oleh zat yang mengalami oksidasi dan diterima oleh

zat lain yang mengalami reduksi. Zat yang mengalami reaksi oksidasi mengandung unsur

yang mengalami kenaikan bilangan oksidasi. Sedangkan zat yang mengalami reduksi

mengandung unsur yang bilangan oksidasinya berkurang.

Dalam tubuh, proses oksidasi memegang peranan yang sangat penting. Tubuh

memperoleh energi untuk melakukan berbagai aktivitas hidup dari hasil oksidasi bahan

makanan yang dikonsumsi setiap hari. Jika proses ini mengalami gangguan maka

aktivitas tubuh juga menjadi ikut terganggu. Pada tingkat yang lebih ekstrim dapat

mengakibatkan berakhirnya aktivitas hidup makhluk hidup.

2. Penyetaraan Persamaan Reaksi

Dalam reaksi kimia tidak terjadi pembentukan atom-atom baru atau penghancuran

atom-atom, melainkan rekombinasi atom-atom. Hal ini sesuai dengan hukum kekekalam

massa. Oleh sebab itu, persamaan reaksi harus disetarakan agar memenuhi hukum

kekekalan massa. Suatu reaksi dikatakan setara jika jenis dan jumlah atom serta muatan

pada ruas kiri dan kanan persamaan reaksi sama.

Pada reaksi sederhana, penyetaraan reaksi dapat dilakukan seperti pada langkah-

langkah berikut: (1) tulis persamaan reaksi yang belum setara dengan menggunakan

rumus kimia pereaksi dan hasil reaksi, (2) periksa jumlah atom di ruas kiri dan ruas kanan

6

tanda panah. Jika belum sama, tambahkan koefisien (angka) disamping kiri suatu spesi

atau zat sedemikian sehingga jumlah atom di rus kiri dan kanan menjadi sama, (koefisien

reaksi harus dibuat dalam bilangan bulat terkecil

Soal: Setarakan persamaan reaksi:

C8H18 + O2 CO2 + H2O

Pada reaksi kompleks, seperti reaksi redoks, untuk menyetarakan persamaan

reaksi harus diketahui terlebih dahulu bilangan oksidasi atom, yaitu:

1) Bilangan oksidasi setiap atom dalam unsur bebas = 0, seperti pada Na, H2, S8 dan P4

2) Dalam senyawa, bilangan oksidasi fluor = -1

3) Bilangan oksidasi ion sederhana sama dengan muatannya

4) Dalam senyawa, bilangan oksidasi atom-atom unsur gol. IA = +1

5) Dalam senyawa, bilangan oksidasi hidrogen = +1, kecuali dalam hidrida logam,

seperti NaH, BO H = -1

6) Dalam senyawa, bilangan oksidasi atom O = -2, kecuali dalam peroksida, seperti

H2O2, bilangan oksidasi oksigen = -1 dan dalam superoksida, seperti NaO2 = -1/2 dan

dalam OF2 = +2

7) Untuk senyawa netral, bilangan oksidasi dikalikan dengan jumlah setiap atom = 0

dan untuk senyawa ionik = muatannya.

Ada dua cara untuk menyetarakan persamaan reaksi redoks, yaitu: (1) cara

setengah reaksi, dan (2) cara perubahan bilangan oksidasi. Pada cara setengah reaksi,

setiap persamaan reaksi redoks merupakan penjumlahan dua setengah reaksi (reaksi

oksidasi dan reaksi reduksi), reaksi redoks yang sudah setara, jumlah elektron yang

dilepaskan pada reaksi oksidasi sama banyaknya dengan jumlah elektron yang diterima

pada reaksi reduksi. Ada 3 tahap menyetarakan persamaan reaksi dengan cara setengah

reaksi, yaitu: (1) menulis kerangka setengah reaksi, (2) mengimbangkan setiap setengah

reaksi dengan cara mengimbangkan jumlah atom O dengan cara menambahkan H2O pada

ruas yang kekurangan atom O untuk suasana asam dan pada ruas yang kelebihan O untuk

suasana basa, mengimbangkan jumlah atom H dengan menambahkan ion H+ untuk

suasana asam dan ion OH- untuk suasana basa, menyetarakan jumlah elektron pada kedua

7

kerangka setengah reaksi dengan mengalikan setengah reaksi dengan bilangan tertentu

dan (3) menjumlahkan kedua setengah reaksi yang telah seimbang.

Contoh: Setarakan reaksi redoks berikut dengan cara setengah reaksi:

Cr2O72- + H2SO3 Cr3+ + HSO4

-

Pada cara perubahan bilangan oksidasi, penyetaraan persamaan reaksi redoks

dapat dilakukan dengan tahap-tahap sebagai berikut: (1) tulis pereaksi dan hasil reaksi,

(2) tandai unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi, (3) setarakan

jumlah unsur yang mengalami perubahan biloks di ruas kiri dan kanan, (4) Hitung jumlah

berkurangnya dan bertambahnya biloks dan samakan jumlah tersebut, (5) samakan

jumlah muatan di ruas kiri dan kanan dengan menambahkan ion H+ untuk suasana asam

dan ion OH- untuk suasana basa, (6) tambahkan H2O untuk menyamakan jumlah atom H

di ruas kiri dan kanan. Misalnya, setarakan reaksi di atas dengan cara perubahan biloks.

3. Hukum Gay Lussac dan Hukum Avogadro

Hukum Gay Lussac (1808) sering disebut sebagai hukum penyatuan volume.

Pada kondisi temperatur dan tekanan yang sama, perbandingan volume gas-gas pereaksi

dan gas-gas hasil reaksi merupakan bilangan bulat dan sederhana. Pada reaksi,

2H2 + O2 2H2O menunjukkan bahwa

2 vol : 1 vol. : 2 vol.

Koefisien-koefisien reaksi yang sudah setara menunjukkan jumlah volume zat tersebut

yang terlibat dalam reaksi. Untuk semua gas dapat menggunakan semua macam satuan

volume asalkan memakai satuan volume yang seragam.

Contoh: Hitung volume oksigen yang diperlukan untuk membakar 150 L gas H2S sesuai

persamaan reaksi berikut:

2H2S(g) + 3O2 (g) 2H2O (g) + 2SO2(g)

8

jika semua gas diukur pada temperatur dan tekanan yang sama. Hitung pula volume SO2

yang terbentuk!

Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang mempunyai volume sama

mengandung jumlah molekul yang sama. Ungkapan ini dikenal dengan hukum Avogadro.

Berdasarkan hukum Avogadro, maka pada suhu dan tekanan yang sama, 2n molekul H2S

bereaksi dengan 3n molekul O2 menghasilkan 2n molekul H2O dan 2n molekul SO2. Oleh

karena bila jumlah molekul dikalikan dengan bilangan Avogadro akan diperoleh mol,

maka gas-gas yang mempunyai volume yang sama akan mempunyai jumlah mol yang

sama.

Berdasarakan hukum Gay Lussac dan hukum Avogadro, maka volume dan mol

gas yang terlibat dalam suatu reaksi dapat dihitung jika salah satu volume atau mol gas

yang terlibat dalam reaksi diketahui. Jika reaksi gas-gas berlangsung pada keadaan STP

(00C dan 1 atm), maka volume gas = mol x 22,4 liter.

Soal: Hitung volume gas oksigen yang diperlukan untuk membakar 2 liter gas asetilena.

Hitung pula volume gas CO2 yang terbentuk pada pembakaran 3 liter gas asetilena!

4. Laju Reaksi

Konsep laju reaksi berawal dari adanya fakta bahwa ada reaksi kimia yang

berlangsung sangat cepat, seperti reaksi antara gas hidrogen dengan oksigen

menghasilkan uap air dan adapula reaksi yang berlangsung sangat lambat, seperti proses

perkaratan besi. Proses reaksi yang berlangsung dengan waktu yang relatif singkat

dikatakan reaksi tersebut mempunyai laju reaksi besar, sebaliknya proses yang

berlangsung dal;am waktu yang relatif lama, dikatakan mempunyai laju reaksi kecil

(lambat).

Laju reaksi didefinisikan sebagai perubahan (pengurangan konsentrasi pereaksi

atau pembentukan hasil reaksi) per satuan waktu. Pada reaksi,

2A + B 4C,

laju reaksi dapat dinyatakan sebagai:

9

A B C V = - = - = + t t t

Perbandingan laju reaksi sesuai dengan perbandingan koefisien reaksi. Jadi, laju

pengurangan A dibandingkan dengan laju pengurangan B dan laju pembentukan C adalah

2 : 1 : 4. Sedangkan hukum laju dapat dinyatakan sebagai,

V = k Ax By

dimana, k = tetapan laju, A= konsentrasi A, B=knsentrasi B, x dan y masing-masing

orde reaksi terhadap A dan B. Orde total reaksi = x + y.

Faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi adalah sebagai berikut:

1) Konsentrasi, makin besar konsentrasi, makin besar laju reaksi. Hal ini disebabkan

oleh semakin besarnya kemungkinan terjadinya tumbukan antara partikel-partikel

pereaksi. Pengaruh konsentrasi dapat dilihat pada data percobaan berikut:

Perc. (NO) (H2) Laju reaksi

1 0,20 0,50 1,0

2 0,40 0,50 4,0

3 0,80 0,50 16,0

4 0,40 0,75 6,0

5 0,40 1,00 8,0

Rumuskan hukum laju reaksi tersebut!

2) Suhu.

Dengan kenaikan suhu, maka molekul-molekul pereaksi akan mendapatkan

sejumlah energi yang dapat meningkatkan laju gerak acak molekul-molekul pereaksi

sehingga peluang terjadinya tumbukan semakin besar (terjadi pada reaksi-reaksi

endoterm). Pengaruh suhu dapat dilihat pada data percobaan berikut:

10

Perc. T0C HCl (2M) Na2SO3 0,1M waktu (s)

(mL) (mL)

1 27 10 20 36

2 37 10 20 19

3 47 10 20 9

Untuk reaksi dengan biokatalis, seperti enzim, kenaikan suhu akan menaikkan laju

reaksi hingga tercapainya suhu optimum. Kenaikan suhu setelah suhu optimum akan

menurunkan laju reaksi.

3) Luas permukaan.

Semakin besar luas permukaan suatu zat pereaksi semakin besar pula laju reaksi.

Hal ini karena semakin besarnya luas bidang sentuh reaksi. Jadi, reaksi yang melibatkan

pereaksi dalam bentuk serbuk, laju reaksinya lebih besar daripada reaksi yang melibatkan

pereaksi dalam bentuk kepingan.

4) Katalis

Katalis merupakan suatu zat yang dapat mempercepat laju reaksi tetapi tidak ikut

bereaksi karena pada akhir reaksi, katalis diperoleh kembali. Peranan katalis untuk

mempercepat laju reaksi dengan menurunkan energiaktivasi molekul-molekul pereaksi.

energi aktivasi adalah energi yang diperlukan agar suatu reaksi dapat berlangsung.

Enzim merupakan biokatalis yang berperan penting dalam reaksi-reaksi kimia sel hidup.

Enzim sangat peka terhadap suhu (ada suhu optimum), pH (hanya bekerja pada pH

tertentu), dan bekerja sangat spesifik, yaitu untuk reaksi tertentu.

Menurut teori adsorpsi, ada beberapa tahap reaksi yang melibatkan katalis, yaitu;

(1) molekul pereaksi bertabrakan dengan permukaan katalis, (2) molekul teradsorbsi pada

permukaan katalis, (3) terjadi reaksi-reaksi molekul teradsorbsi yang berdekatan, dan (4)

11

molekul-molekul hasil reaksi deasbsorbsi meninggalkan permukaan katalis, demikian

seterusnya.

5. Kesetimbangan Kimia

Reaksi kimia ada yang berlangsung hanya satu arah, yaitu kearah produk. Reaksi

ini tidak dapat balik dan tergolong reaksi yang berkesudahan. Selain itu,adapula reaksi

yang berlangsung dalam dua arah atau bolak balik (reversibel) hingga yang pada suatu

saat dapat mencapai keadaan setimbang.

Pada keadaan setimbang, laju reaksi ke kiri dan ke kanan sama. Oleh karena laju

pembentukan produk diimbangi dengan laju pembentukan kembali pereaksi, maka reaksi

reversibel berlangsung sedemikian lambatnya. Salah satu contoh reaksi kesetimbangan

adalah reaksi antara uap air dengan gas karbondioksida menghasilkan asam karbonat.

k1

aA + bB cC

k2

Pada reaksi yang setimbang, ketergantungan perubahan energi bebas pada

konsentrasi dinyatakan oleh persamaan:

[C]c G = G0 + RT ln ------------ [A]a [B]b

G = G0 + RT ln K (K = tetapan kesetimbangan)

Untuk reaksi yang melibatkan gas, tetapan kesetimbangan, K, merupakan perbandingan

tekanan parsial masing-masing gas yang terlibat dalam reaksi.

Pada keadaan setimbang harga G = 0, sehingga persamaan di atas menjadi

G0 = - RT ln K

12

Faktor-faktor yang mempengaruhi reaksi kesetimbangan adalah

1) Perubahan konsentrasi

Sesuai dengan asas Le Chatelier, jika salah satu komponen dalam kesetimbangan

ditambah, maka kesetimbangan akan bergeser dari arah kmponen tersebut. Sebaliknya,

jika salah satu komponen dikurangi, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah

komponen tersebut.

Perubahan konsentrasi terjadi melalui dua jalan, yaitu penambahan jumlah zat

terlarut dan penambahan jumlah zat pelarut atau pengenceran. Jika zat terlarut diperbesar,

maka kesetimbangan akan bergeser dari arah zat tersebut atau ke arah pembentukan

pelarut. Sebaliknya, jika jumlah pelarut ditambah atau terjadi pengenceran, maka

kesetimbangan akan bergeser ke arah pembentukan zat terlarut yang lebih banyak.

2) Suhu

Reaksi-reaksi kimia sering disertai dengan pembebasan sejumlah kalor (eksoterm)

dan adapula yang membutuhkan kalor (endoterm). Jika suhu dinaikkan, maka

kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi endoterm. Sebaliknya, jika suhu diturunkan,

maka kesetimbangan akan bergeser ke arah reaksi eksoterm.

3) Tekanan dan Volume

Jika volume diperbesar (tekanan diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser

ke arah jumlah koefisien yang besar (jumlah mol yang besar). Sebaliknya, bila volume

diperkecil (tekanan diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke arah dengan

jumlah koefisien yang kecil (jumlah mol yang kecil). Apabila jumlah molekul yang

bereaksi sama dengan jumlah molekul hasil reaksi, maka perubahan tekanan dan volume

tidak mempengaruhi keadaan kesetimbangan, seperti pada reaksi

H2 + I2 2HI.

4) Pengaruh Katalis

Katalis dapat mempercepat baik laju reaksi maju maupun laju reaksi balik.

Dengan adanya katalis, keadaan kesetimbangan lebih cepat dicapai dibanding reaksi

tanpa katalis. Jadi, katalis hanya dapat mempercepat tercapainya keadaan setimbang

suatu reaksi tetapi tidak dapat mengubah konsentrasi dalam kesetimbangan.

13

Soal-soal Latihan:

1. Hitung massa molekul relatif senyawa-senyawa berikut:

a. HNO3

b. CaCl2

c. Ca3(PO4)2

2. Hitung jumlah gram dalam satu mol dari masing-masing zat berikut:

a. glukosa (C6H12O6)

b. NaCl

c. Gula tebu (C12O22O11)

3. Hitung berapa mol Ba dan Cl yang terkandung dalam 107 gram Ba(ClO3)2.H2O

4. Suatu air minum yang disediakan dengan pipa mengandung 0,1 ppb kloroform,

CHCl3. Berapa jumlah molekul kloroform yang dikandung dalam tetes air sebanyak

0,05 liter?

5. Tentukan rumus empiris zat-zat yang mempunyai komposisi persen sebagai berikut:

a. Fe = 63,53%, S = 36,47%

b. Fe = 46,55%, S = 53,45%

6. Berapa kadar nitrogen (nilai pupuk) dalam NH4NO3 dan (NH4)SO4?

7. Hitung kadar oksigen yang terkandung dalam molekul glukosa!

8. Pembakaran amil alkohol, C5H11OH melalui reaksi:

2C5H11OH + 15O2 10CO2 + 12 H2O.

a. Hitung berapa mol O2 yang diperlukan untuk pembakaran 1 mol alkohol tersebut!

b. Berapa mol H2O yang terbentuk untuk setiap mol O2 yang terpakai!

c. Berapa gram CO2 yang dihasilkan untuk setiap gram amilalkohol yang dibakar?

9. Suatu senyawa mempunyai komposisi persen Na = 19,3%, S = 26,9%, dan O =

53,8%. Jika diketahui bahwa bobot molekulnya 328, tentukan rumus molekul

senyawa tersebut!

14

ENERGETIKA KIMIA

Tujuan Instruksional:

Setelah mempelajari pokok bahasan ini, mahasiswa diharapkan dapat:

1. Menjelaskan perbedaan antara sistem dan lingkungan

2. Menjelaskan pengertian energi dalam, kalor dan kerja

3. Menerapkan hukum I dan II termodinamika dalam reaksi-reaksi kimia

4. Menghitung kalor reaksi

5. Menghitung energi bebas suatu reaksi

Energetika kimia atau termodinamika kimia mempelajari tentang perubahan-

perubahan energi dalam suatu sistem jika di dalam sistem itu terjadi proses atau reaksi

kimia. Termodinamika didasarkan pada 2 postulat, yaitu hukum I termodinamika tentang

pertukaran energi . dan hukum II termodinamika tentang arah pertukaran energi .

1. Sistem dan Lingkungan

Sistem adalah sejumlah zat yang dipelajari sifat-sifatnya. Sedangkan lingkungan

adalah segala sesuatu di luar sistem. Antara sistem dan lingkungan dapat terjadi

pertukaran baik energi maupun materi. Berdasarakan pertukaran tersebut dikenal 3

macam sistem, yaitu (1) sistem tersekat, yaitu antara sistem dan lingkungan tidak terjadi

pertukaran baik energi maupun materi, seperti termos, (2) sistem tertutup, yaitu antara

sistem dan lingkungan hanya terjadi pertukaran energi dan (3) sistem terbuka, yaitu

antara sistem dan lingkungan terjadi pertukaran baik energi maupun materi, seperti

sejumlah zat dalam gelas kimia.

Keadaan sistem ditentukan oleh sejumlah parameter, yaitu suhu, tekanan, volume,

massa dan konsentrasi yang dihubungkan melalui persamaan keadaan. Sifat sistem yang

hanya bergantung pada keadaan sistem tetapi tidak pada bagaimana keadaan itu tercapai

disebut fungsi keadaan. Fungsi keadaan yang penting adalah volume, tekanan, suhu,

energi dalam, entalpi, entropi dan energi bebas.

15

2. Energi dalam, Kalor dan Kerja

Keseluruhan energi potensial dan energi kinetik yang dikandung oleh sistem

disebut energi dalam (U). Jika sistem mengalami perubahan keadaan dari keadaan 1 (U1)

ke keadaan 2 (U2) maka terjadi perubahan energi dalam, U = U2 – U1. Besarnya U

tidak dapat ditentukan, yang dapat ditentukan baik melalui eksperimen maupun

perhitungan teoretis adalah perubahan energi dalam ( U) yang disebabkan oleh kalor

dan kerja.

Kalor (Q) merupakan energi yang dipindahkan melalui batas-batas sistem sebagai

akibat adanya perbedaan suhu antara sistem dan lingkungan. Jika kalor masuk sistem, Q

berharga +, sebaliknya, bila kalor keluar dari sistem, Q berharga -. Demikian pula halnya

dengan kerja, W. Kerja merupakan bentuk energi selain kalor yang dipertukarkan antara

sistem dan lingkungan, seperti kerja volume, kerja listrik, dan kerja mekanik. Suatu

bentuk kerja ekspansi atau kerja volume yang berlangsung pada tekanan tetap dapat

dirumuskan sebagai, W = -p V

3. Hukum I Termodinamika

Hukum I termodinamika merupakan hukum konsevasi energi yang menyatakan

bahwa energi alam semesta tetap. Artinya, energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat

dimusnahkan melainkan perubahan bentuk dari satu bentuk energi menjadi bentuk energi

yang lain. Secara matematika, hukum I termodinamika dinyatakan sebagai, U = Q + W.

Reaksi-reaksi kimia pada umumnya dilakukan atau berlangsung pada tekanan

tetap. Kalor reaksi pada tekanan tetap, Qp disebut entalpi, H. Penambahan kalor ke

dalam sistem dapat menyebabkan terjadinya kerja ekspansi sehingga hukum I

termodianamika dapat dinyatakan sebagai, U = Qp - pV. Persamaan ini dapat diubah

menjadi, H = U + pV. Jika sistem hanya melakukan kerja volume atau ekspansi,

maka pada kondisi volume tetap, W = 0 sehingga, Qv = U. Jadi, kalor reaksi pada

volume tetap sama dengan perubahan energi dalam sistem.

16

4. Penentuan Kalor Reaksi

a. Penentuan kalor reaksi secara eksperimen

Penentuan kalor reaksi secara eksperimen hanya dapat dilakukan pada reaksi-

reaksi berkesudahan yang berlangsung dengan cepat, seperti: reaksi pembakaran dan

penetralan. Kebanyakan cara ini didasarkan pada pengukuran kenaikan atau penurunan

temperatur dari air atau larutan dalam kalorimeter. Jumlah kalor yang diperlukan untuk

menaikan suhu sistem sebanyak satu derajat disebut kapasitas kalor, C. Pada volume

tetap, Qv = Cv T, dan pada tekanan tetap, Qp = Cp T. Sebagai contoh, pembakaran 1

mol heptana menghasilkan karbondioksida dan uap air.

b. Penentuan kalor reaksi secara noneksperimen

Perhitungan kalor reaksi secara teoritis hanya diperhatikan kalor reaksi pada

tekanan tetap karena kebanyakan reaksi berlangsung pada kondisi ini yang disebut

entalpi. Terdapat 3 cara populer perhitungan kalor reaksi, yaitu:

(1) perhitungan H dengan menggunakan hukum Hess, yaitu kalor reaksi tidak

bergantung pada apakah reaksi tersebut berlangsung dalam beberapa satu tahap atau

beberapa tahap, tetapi hanya bergantung pada keadaan awal (pereaksi) dan keadaan akhir

(produk).

Contoh: C(s) + O2 CO2(g) H = ?

C(g) + O2 CO2(g) H = -393,5 kJ

CO(g) + O2 CO2(g) H = -283,0 kJ

C(s) + O2 CO(g) H = -110,5 kJ

Pada contoh di atas tampak bahwa pembakran karbon ada yang berlangung dalam satu

tahap, yaitu langsung membentuk CO2 (pembakaran sempurna). Tetapi adapula yang

menghasilkan CO selanjutnya CO berreaksi dengan oksigen menghasilkan CO2

(pembakaran tidak sempurna). Jika dibadingkan dengan proses pertama, maka proses

kedua ini berlangsung dalam dua tahap, tahap I pembentukan CO(g) dari C(s) dan tahap

dua adalah pembentukan CO2(g) dari CO(g).

17

(2) Perhitungan entalpi dengan menggunakan data entalpi pembentukan standar (Hf0).

Entalpi pembentukan standar adalah entalpi dalam reaksi pembentukan 1 mol senyawa

dari unsur-unsurnya dalam keadaan standar. Perubahan entalpi dapat dihitung dengan

cara, H0 reaksi = Hf0 (produk) - Hf

0 (pereaksi)

Soal: Hitung perubahan entalpi reaksi pembentukan CaCO3 dari CaO dan CO2 jika

diketahui Hf0 CaCO3 = 1206,9 kJ, Hf

0 CaO = -635,1 kJ dan Hf0 CO2 = -393,5 kJ

3) Perkiraan entalpi reaksi dari energi ikatan. Metode ini hanya digunakan pada reaksi

gas dengan ikatan kovalen. Metode ini menganggap bahwa (a) semua ikatan dari suatu

jenis tertentu, misalnya C-H dalam CH4 adalah identik dan (b) energi ikatan dari ikatan

tertentu tidak bergantung pada senyawa dimana ikatan itu berada.

Dikenal 2 macam energi ikatan, yaitu : (1) energi disosiasi ikatan, D, yaitu

perubahan entalpi yang terjadi dalam proses pemutusan ikatan dalam molekul diatomik

atau dalam pemutusan ikatan tertentu dalam suatu senyawa. Misalnya, pemutusan ikatan

H-H dalam H2 disebut DH-H = 436,0 kJ dan pemutusan ikatan O-H dalam molekul H2O

disebut DHO-H = 497,9 kJ, (2) energi ikatan rata-rata, , yaitu energi ikatan rata-rata yang

diperlukan untuk memutuskan ikatan tertentu dalam semua senyawa yang mengandung

ikatan tersebut, misalnya ikatan C-H dalam molekul CH4. Dalam metode ini besarnya

entalpi reaksi dihitung dengan cara, Hr = energi ikatan pereaksi – energi ikatan

produk reaksi. Metode ini tidak terlampau teliti dan biasanya hanya digunakan bila cara

lain tidak ada. Hal ini disebabkan oleh adanya energi lain, seperti energi resonansi yang

juga harus diperhitungkan dalam perkiraan entalpi.

5. Hukum II Termodinamika

Hukum ini menerangkan arah proses spontan dan keterbatasan pengubahan kalor

menjadi kerja. Dalam bentuknya yang paling umum, hukum ini dirumuskan dalam suatu

besaran yang disebut entropi. Menurut hukum ini, semua proses spontan yang terjadi di

alam semesta selalu disertai dengan peningkatan entropi, S. Jika perubahan entropi alam

semesta adalah Sas maka setiap proses spontan berlaku Sas > 0. Oleh karena alam

18

semesta terdiri dari sistem dan lingkungan, maka S + Sl > 0 dimana S adalah

perubahan entropi sistem dan Sl adalah perubahan entropi lingkungan.

Entropi merupakan sifat suatu sistem yang mengukur ketidakteraturan sistem,

seperti tata susunan molekul dalam ruang dan distribusi energinya. Sistem yang serba

teratur mempunyai entropi rendah. Sebaliknya, sistem yang serba kacau mempunyai

entropi yang tinggi. Setiap proses (spontan) cenderung berlangsung ke arah tercapainya

ketidakteraturan sistem yang setinggi-tingginya. Jadi entropi dapat digunakan sebagai

kriteria kespontanan reaksi. Namun penggunaan entropi kurang praktis karena terbatas

pada proses atau reaksi dalam sistem tersekat. Pada sistem yang lain, perubahan entropi

lingkungan juga harus diperhitungkan. Oleh sebab itu, diperlukan suatu besaran lain yang

lebih praktis sebagai kriteia kespontanan reaksi.

6. Fungsi Energi Bebas

Fungsi energi bebas merupakan fungsi keadaan baru yang sering disebut dengan

fungsi energi bebas Gibbs dengan lambang, G. Secara matematika, G = H – TS.

Setiap reaksi spontan pada suhu dan tekanan tetap selalu disertai dengan penurunan

energi bebas sistem. Jika energi bebas mencapai nilai minimum, maka reaksi akan

mencapai keadaan setimbang, G = 0. Jadi reaksi-reaksi yang dikerjakan pada suhu dan

tekanan tetap berlaku, G 0. Perubahan energi bebas, G, merupakan kerja

berguna maksimum yang dapat dihasilkan dalam suatu proses yang dikerjakan pada suhu

dan tekanan tetap. Setiap proses yang terjadi memerlukan daya pendorong berupa

perubahan energi bebas. Dalam oksidasi bahan makanan dalam sel, perubahan energi

bebas ditangkap dan disimpan dalam bentuk ikatan fosfat, ATP.

19

Soal-soal Latihan:

1. Jelaskan perbedaan antara sistem dengan lingkungan!

2. Jelaskan pengertian energi dalam, kalor dan kerja!

3. Hitung jumlah kalor yang diperlukan untuk memanaskan 100 gram tembaga (c =

0,093 kal/gram/K) dari 10oC menjadi 100oC?

4. Hitunglah peruabahan entalpi reaksi :

CuSO4 (aq) + Zn( s) ZnSO4 (aq) + Cu(s)

5. Kalor yang dibebaskan pada pembakaran sempurna 1 mol gas CH4 menjadi CO2 dan

H2O adalah 890 kJ. Tentukan entalpi pembentukan 1 mol gas metanan!

6. Hitung q, w, U, H, S dan G, jika 100 gram air dipanaskan dari 25oC menjadi 85oC

pada tekanan 1 atm. Massa jenis air pada 25oC dan pada 85oC masing-masing adalah

0,997 dan 0,968 g/cm3. Kapasitas kalor rata-rata air = 4,2 JK-1g-1.

20

STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA

Setelah mempelajari pokok bahasan ini, mahasiswa diharapkan dapat

1. Menjelaskan partikel-partikel dasar penyusun atom

2. Menjelaskan perbedaan model atom Thomson, Rutherford, Bohr dan modern

3. Membuat konfigurasi elektron atom suatu unsur

4. Menentukan letak suatu atom dalam sistem periodik

5. Menjelaskan sifat-sifat periodik unsur-unsur dalam sistem periodik

6. Menjelaskan ikatan antara atom-atom dalam membentuk senyawa

STRUKTUR ATOM

Sejak ditemukan tabung sinar katoda, perkembangan teori atom menjadi sangat

pesat. Penemuan partikel-partikel sub atom sangat vital dalam perkembangan teori atom.

Penemuan ini sekaligus menepis anggapan bahwa atom merupakan partikel terkecil yang

tidak dapat dibagi lagi yang telah dikemukakan oleh ahli-ahli kimia mulai dari Leukipos

sampai dengan Dalton. Tiga partikel sub atom yang memegang peranan penting dalam

menjelaskan sifat-sifat kimiawi. Oleh sebab itu, dalam pembahasan selanjutnya hanya

akan dibatasi pada ketiga partikel tersebut.

A. Partikel Dasar

1. Elektron

Penemuan elektron diawali dengan pembuatan tabung sinar katoda oleh J. Plucker

(1855) dan dipelajari lebih lanjut oleh W. Crookes dan J.J. Thomson.

Gambar 3.1. Tabung sinar katoda

21

Diketahui bahwa sinar kehijau-hijauan yang terpancar dari katoda (sianar katoda)

mempunyai sifat-sifat sebagai berikut:

1) sinar itu berasal dari katoda dan bergerak menurut garis lurus

2) sinar katoda bermuatan negatif, karena tertarik oleh pelat bermuatan positif dan

dibelokkan oleh medan magnet

3) sinar katode memiliki momentum oleh karena itu mempunyai massa hingga dapat

menggerakkan baling-baling yang terdapat dalam tabung.

4) Sifat-sifat sinar katoda tidak bergantung pada bahan yang digunakan untuk membuat

katode, sisa gas yang terdapat dalam tabung, maupun kawat penghubung katode dan

bahan alat penghasil arus.

Dari sifat keempat menunjukkan bahwa partikel sinar katoda adalah partikel dasar yang

ditemukan dalam setiap materi. Pada tahun 1891, Stoney mengusulkan nama elektron

untuk satuan listrik dan hingga kini partikel sinar katode disebut elektron.

Pada tahun 1897, J.J. Thomson berhasil menentukan perbandingan muatan

dengan massa elektron, yaitu sebesar 1,76 x 108 C/g. Dengan penemuan, R, Millikan

(1906) berhasil menentukan muatan melalui percobaan tetes minyak,yaitu sebesar 1,602

x 10-19 C. Oleh karena perbandingan muatan dengan massa elektron telah diketahui, maka

massa elektron dapat dihitung, yaitu sebesar 9,11 x 10-31 kg. Jika kecepatan elektron

mendekati kecepatan cahaya, maka massa elektron bertambah sesuai dengan hukum

relativitas Einstein.

2. Proton

Penemuan elektronyang bermuatan negatif membuat orang bertanya tentang

adanya partikel lain yang bermuatan positif karena atom bersifat netral. Pada tahun 1886,

Goldstein berhasil menemukan sinar positif dalam tabung sinar katoda di balik katoda

yang berlubang yangh disebut sinar terusan. Diduga sinar terusan ini terjadi akibat

tabrakan antara partikel gas dengan elektron berkecapatan tinggi yang bergerak dari

katoda menuju anoda. Gas He yang diisi dalam tabung bertabrakan dengan elektron

menghasilkan ion He+ yang menerobos lubang katoda.

22

Gambar 3.2. Tabung sinar terusan

Pada tahun 1910, Thomson berhasil menentukan perbandingan muatan ion positif

(ion hidrogen) , yaitu sebesar 96520 / 1,008 C/g. Ditemukan pula massa ion H + sebesar

1837 kali massa elektron. Partikel ini kemudian disebut elektron.

Beberapa perbedaan antara elektron dengan proton yang ditemukan dalam

eksperimen, yaitu:

1) Perbandingan muatan dengan massa untuk proton berbeda jika gas dalam tabung

berbeda. Sedangkan pada pengukuran elektron perbandinga muatan dengan massa

selalu tetap apapun gas yang terdapat di dalamnya.

2) Harga perbandingan muatan dengan massa untuk ion positif jauh lebih kecil daripada

harga untuk elektron. Hal menunjukkan bahwa ion positif yang terbentuk dari gas

yang terdapat dalam tabung massanya lebih besar daripada massa elektron.

3. Netron

Penemuan dua partikel atom, membuat Rutherford meramal bahwa kemungkinan

besar dalam inti atom terdapat partikel dasar yang tidak bermuatan. Ramalan ini sangat

sukar dibuktikan karena partikel netral tersebut sangat sukar dideteksi. Pada tahun 1932,

J. Chadwick berhasil membuktikan ramalan tersebut, Dari percobaan reaksi inti, partikel

alfa dengan massa 4 sma ditangkap oleh boron (Mr = 11) menghasilkan nitrogen (Mr =

14) dan partikel netral yaitu netron dengan Mr = 1. Dengan penemuan ini, disimpulkan

bahwa elektron, proton dan netron merupakan partikel dasar materi. Penemuan partikel-

23

partikel dasar atom dan didukung oleh perkembangan ilmu pengetahuan, khususnya di

bidang fisika, seperti teori kuantum, penemuan keradioaktifan, efek fotolistrik melahirkan

berbagai spekulasi tentang model atom.

B. Model Atom

1. Model Atom Thomson

J.J. Thomson merupakan orang pertama yang berusaha membayangkan bentuk

atom dari sudut kelistrikan pada tahun 1904. Menurut Thomson, bentuk atom

menyerupai agar-agar yang tersusun dari muatan listrik positif dan negatif. Muatan positif

menyebar merata dalam bulatan atom dan elektron terdapat diantara muatan-muatan

positif tersebut.

Gambar 3.3. Model atom Thomson

Model Thomson ini mirip dengan roti kismis dengan roti sebagai muatan positif dan

kismis sebagai muatan negatif. Bagian positif Thomson berdiameter 10-10m.

2. Model Atom Nuklir Rutherford

Dengan bantuan sinar radioaktif alpha, Geiger dan Marsden pada awal abad ke-20

berhasil memperoleh informasi tentang atom. Dari penghamburan sinar alpha yang

dijatuhkan pada lempeng emas yang sangat tipis diperoleh bahwa (1) sebagian besar dari

partikel-partikel alfa menembus lempeng dengan hanya sebagian kecil yang menglaami

24

penyimpangan dari arah semula, (2) hanya 1 dari 20.000 partikel sinar alfa yang

dipantulkan dengan sudut 900 atau lebih.

Berdasarkan informasi tersebut Rutherford menarik kesimpulan bahwa atom

terdiri dari suatu inti kecil (jari-jari sekitar 10-13 cm) dengan muatan listrik +Ze dan massa

atom terpusat pada inti atom. Sedangkan elektron-elektron sebanyak Z beredar

mengelilingi inti atom.

Gambar 3.4. Model atom Rutherford

Model atom Rutherford diketahui bertentangan dengan teori-teori fisika klasik.

Partikel bermuatan listrik yang bergerak dipercepat akan meradiasi energinya sehingga

pada suatu saat elektronakan kehabisan energi dan bergabung dengan inti. Pada keadaan

ini maka atom akan musnah. Kesulitan ini kemudian dapat diatasi oleh Bohr melalui teori

atomnya.

3. Model Atom Bohr

Berdasarkan model atom Rutherford dan teori kuantum, Bohr beranggapan

bahwa

25

Gambar 3.5. Model atom Bohr

(1) elektron yang bergerak mengelilingi inti atom dalam lintasan atau orbit berbentuk

lingkaran.

(2) Lintasan yang diperlukan adalah lintasan yang momentum sudut elektronnya

merupakan kelipatan dari h/2 dengan h adalah tetapan Plank. Lintasan ini disebut

lintasan kuantum.

(3) Karena momentum sudut elektron (massa m) yang bergerak dengan kecepatan v

dalam lintasan dengan jari-jari r, adalah mvr, maka

mvr = n h/2 (n = 1, 2, 3, …. )

(4) Bila elektron bergerak dalam salah satu lintasan kuantumnya, maka elektron tidak

akan memancarkan energi. Eelektron dalam lintasan ini berada dalam keadaan

stasioner atau dalam tingkat energi tertentu.

(5) Bila elektron bergerak pindah dari tingkat energi E1 ke tingkat energi E2 yang lebih

kecil dari E1 maka akan terjadi radiasi energi. Sebesar E1 - E2 = h dimana =

frekuensi radiasi. Sebaliknya bila E2 lebih besar dari E1, maka elektron akan

mengabsorbsi energi.

26

Teori atom Bohr dapat menerangkan gari-garis spektrum emisi dan absorbsi dari

atom hidrogen. Cahaya akan diserap atau dipancarkan pada frekuensi tertentu yang khas

sebagai akibat perpindahan elektron dari satu orbit ke orbit lain. Suatu atom yang berada

dalam keadaan stasioner mempunyai energi terrendah atau disebut tingkat dasar dengan

harga n = 1. Keadaan dimana n > 1 disebut keadaan tereksitasi. Atom hidrogen yang

berada dalam keadaan tereksitasi akan memancarkan cahaya ketika elektron kembali ke

keadaan dasar menghasilkan garis-garis spektrum. Perpindahan elektron dari orbit dengan

n > 1 ke orbit dengan n = 1 disebut deret Lyman. Perpindahan elektron dari orbit dengan

n > 2 ke orbit dengan n = 2 disebut deret Balmer. Perpindahan elektron dari orbit dengan

n > 3 ke orbit dengan n = 3 disebut deret Paschen. Perpindahan elektron dari orbit dengan

n > 4 ke orbit dengan n = 4 disebut deret Bracket. Perpindahan elektron dari orbit dengan

n > 5 ke orbit dengan n = 5 disebut deret Pfund.

C. Bilangan Kuantum dan Orbital

1. Bilangan Kuantum

Posisi elektron dalam atom dikaitkan dengan empat bilangan kuantum yang

berhubungan kuantitas momentum sudut, yaitu:

(i) dalam orbit

(ii) sepanjang arah radial dalam inti

(iii) dalam medan magnet

(iv) berputar pada sumbu

a. Bilangan kuantum utama (n)

Menentukan tingkat energi dan mempunyai harga positif dan bulat, tidak

termasuk nol, yaitu 1, 2, 3, 4, …… . Bilangan kuantum ini menentukan ukuran dari

orbital. Bilangan kuantum utama juga menyatakan nomor kulit tempat elektron

berlokasi. Namun tidak berarti bahwa semua elektron dalam satu kulit terdapat di tempat

yang sama dan memiliki energi yang sama.

27

b. Bilangan kuantum orbital atau azimut (l)

Bilangan kuantum orbital menentukan besarnya momentum sudut elektron yang

terkuantisasi. Bilangan kuantum ini juga disebut bilangan kuantum bentuk orbital karena

bilangan kuantum ini menentukan bentuk ruang dari orbital. Harga l = 0, 1, 2, 3, ….., n-1

untuk setiap harga n. Jumlah harga-harga l sesuai dengan harga n; untuk n = 1 ada satu

harga l (l = 0); untuk n = 2 ada dua harga l (l = 0 dan l = 1) demikian seterusnya. Setiap

harga l dinyatakan dengan huruf,

l = 0 adalah orbit s

l = 1 adalah orbit p

l = 2 adalah orbit d

l = 3 adalah orbit f

Kulit K (n = 1) hanya mengandung orbital s. Kulit L (n = 2) mengandung orbital

2s dan 2p. Kulit M (n = 3) mengandung orbital 3s, 3p, dan 3d, kulit N (n = 4)

mengandung orbital 4s, 4p, 4d, dan 4f.

c. Bilangan kuantum magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik menentukan orientasi dari orbtal dalam ruang. Untuk

tiap harga l ada sejumlah harga (2l + 1) dari m, dengan harga-harga antara –l dan +l.

Untuk l = 0, ada satu harga m, yaitu m = 0. Untuk l = 1 ada tiga harga m, yaitu –1, 0, dan

+1, demikian seterusnya. Bilangan kuantum ini disebut juga bilangan kuantum orientasi

orbital.

d. Bilangan kuantum spin (s)

Dengan menggunakan spektroskopi berdaya pisah tinggi ditemukan bahwa setiap

garis spektrum terdiri dari sepasang garis yang sangat berdekatan. Hal yang ini kemudian

dijelaskan oleh Uhlenbeck dan Goudsmit (1925) bahwa elektron memiliki momen

magnetik sehingga dapat berputar pada sumbunya dan menghasilkan momentum sudut

spin. Spin elektron terkuantisasi oleh bilangan kuantum spin, s, dengan harga +1/2 dan –

1/2.

28

29