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 VIII.SENYAWA KOORDINASI

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

PERTANIAN, KESEHATAN DSB

FISIKA MURNI

MIPA MURNI

PENGETAHUAN FISIKA YANG LUAS DAN DALAM

PENGETAHUAN MIPA YANG LUAS DAN DALAM

MIPA TAHUN PERTAMA

2. MIPA TAHUN PERTAMA DALAM PENDIDIKAN TINGGI MIPA

KEBUMIAN

PERTANIAN

LANDASAN MIPA TAHUN PERTMA

KESEHATAN

ILMU SOSIAL

3. KIMIA DI LINGKUNGAN MIPA

HULU

MATEMATIKA FISIKA

KIMIA

BIOLOGI

GEOLOGI

BIOKIMIA

GEOKIMIA

HILIR

4. APAKAH KIMIA ITU? KIMIA MEMPELAJARI SEGALA SESUATU TENTANG MATERI

STRUKTUR

SIFAT

IKATAN KIMIA KIMIA FISIK

REAKSI TERMODINAMIKA KIKIA KINETIKA KIMIA

5. RUANG LINGKUP KIMIA KIMIA MATERI ANORGANIK

ORGANIK KIMIA ORGANIK

KIMIA FISIKA

KIMIA ANORGANIK KIMIA ANALITIK

6. APAKAH MATERI ITU MATERI APAKAH DAPAT DIPISAHKAN DENGAN PROSES FISIKA

TIDAK  ZAT MURNI APAKAH DAPAT DIPISAHKAN MENJADI ZAT LEBIH SEDERHANA DENGAN PROSES KIMIA

UNSUR

SENYAWA

YA  CAMPURAN

APAKAH HOMOGEN ATAU TIDAK?

CAMPURAN HETEROGEN

LARUTAN

II. STRUKTUR ATOM 1. PERKEMBANGAN TEORI ATOM 2. PARTIKEL PENYUSUN ATOM 3. MODEL 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

api panas

kering

udara

tanah

dingin

basah air

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

JJ. Thomson

Eugene Golstein

J. Chadwick

1897

1915

1932

Lambang muatan relatif terhadap proton

e-

p+

n

Muatan absolut

1-

1+

0

0,000549 sma

1,00728 sma

1,00866 sma

Penemu Tahun

Massa

3. MODEL ATOM 1. 2. 3. 4. 5.

A. Teori Atom Dalton Partikel penyusun materi tidak dapat dibelah/ diubah menjadi partikel lain adalah atom. Atom tidak dapat dimusnahkan. Atom suatu unsur adalah sama dan mempunyai berat yang sama. Atom unsur yang berbeda mempunyai berat yang berbeda. Perubahan kimia yang terjadi karena penggabungan dan pemisahan atom.

B. Model Atom J.J. Thomson

Atom-atom dalam unsur unsur kimia yang membentuk masingmasing 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.

2.

3.

4.

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. 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 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. 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 diterangkan dengan mekanika gelombang

III. STRUKTUR MOLEKUL 1. BENTUK MOLEKUL 2. IKATAN PASANGAN ELEKTRON 3. BENTUK MOLEKUL DAN TEORI VSEPR

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 109,5

180o

120o

90

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-, PCl5. • Distribusikan elektron dalam pasangan-pasangan sedemikian rupa sehingga terdapat satu pasang elektron diantara dua atom yang terikat bersama, selanjutnya letakkan pasanganpasangan 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-, CO32-

Trigonal piramid

NH3, SO32-

Tetrahedral

CH4, SO42-, NSF3

Square planar

XeF4

Square piramid

Sb(Ph)5

Trigonal bipiramid

PCl5(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 5. BEBERAPA SIFAT PERIODIK UNSUR

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 unsurunsur 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

System klasifikasi unsur berdasarkan kemiripan sifat 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.

Untuk dapat menerapkan ketiga aturan tersebut pada penulisan konfigurasi elektron semua unsur diperlukan “mnemonic”, sekedar cara untuk mengingat urutan energi orbital, sebagai berikut;

l =

0

1

2

3

n= 1s 1 2

3

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

5s

5p

5d

5f

6s

6p

6d

7s

7p

4

5

6

7

4. CARA PENULISAN KONFIGURASI ELEKTRON Bagaimana menuliskan konfigurasi elektronik unsur? a. Berurutan sesuai urutan bilangan kuantum utama, 2 2 6 2 6 6 2 26Fe : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s b. Berurutan sesuai “mnemonic” 2 2 6 2 6 2 6 26Fe : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

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

5.

BEBERAPA SIFAT PERIODIK UNSUR 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

DARI TABEL SISTEM PERIODIK DIPEROLEH HALHAL SEBAGAI BERIKUT;

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

8.

Dari kiri ke kanan; Sifat logam makin berkurang, dan sifat non logam semakin bertambah. Volume molar atom berkurang. Titik leleh dan titik didih bertambah. Jari-jari atom semakin kecil. Affinitas bertambah. Energi ionisasi bertambah. Keelektronegatifan bertambah. Keasaman makin besar, sifat basa semakin kecil.

1. 2. 3.

4. 5. 6. 7. 8.

Dari atas ke bawah Sifat logam makin bertambah. Volume molar atom bertambah. Titik leleh dan titik didih bertambah, kecuali pada golongan alkali titik didih dan titik leleh berkurang. Jari-jari atom semakin besar. Affinitas berkurang. Energi ionisasi berkurang. Keelektronegatifan berkurang. Keasaman makin kecil, sifat basa semakin besar.

V. IKATAN KIMIA 1. PERANAN ELEKTRON DALAM IKATAN KIMIA 2. IKATAN ION 3. IKATAN KOVALEN 4. IKATAN LOGAM 5. IKATAN LAIN

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 BCl3 dan PCl5, 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).

Reaksi pembentukan NaCl

Kristal Molekul NaCl

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

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 unsurunsur sebelum gas mulia mudah membentuk ion negatif (elektronegatif), sedangkan unsur-unsur sesudah gas mulia membentuk ion positif

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

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) 3. Ikatan Koordinat (Cordinate Bond)

4. a. b. c.

d. e.

IKATAN LOGAM

Ikatan logam adalah gaya tarik menarik antara dua ion logam yang positif dan elektron terdelokalisasi diantara ion-ion tersebut. Elektron valensi logam tidak erat terikat Kekuatan ikatan logam akan bertambah jika; 1) Jumlah elektron dalam sistem terdelokalisasi bertambah 2) Ukuran pusat atom yang merupakan satuan struktur logam bertambah kecil. Logam alkali sangat lemah/lunak dan titik lelehnya rendah karena hanya 1 elektron valensinya 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 4. LEVELING OLEH PELARUT

HF(g) + H2O → H3O+(aq) + F-(aq)

asam Bronsted

HF(g) + NH3(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) + NH3(aq) → NH4+(aq) + OH-(aq) H2O(l) + H2S(aq) → H3O+(aq) + HS-(aq)

1. PROTON DALAM AIR a. Ion Hidronium (H3O+) Ion Hidronium (H3O+) merupakan produk yang O H H terbentuk jika asam H2O H mendonor proton pada molekul air. H2O Analisis laju tranfer proton memperlihatkan (H9O4+) bahwa ion hidronium dalam air paling baik dinyatakan dengan H9O4+.

+ H2O

b. Mobilitas Ion-ion Hidrogen dalam Air H9O4+ bukan unit tetap/pasti dlm larutan  proton dapat berpindah dengan cepat dari satu molekul H2O 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 H

+ O H

H

O H

H

H

O H

H

+ O H

H

2. KESETIMBANGAN ASAM DALAM AIR a. Asam dan Basa Konjugat HF(g) + H2O  H3O+(aq) + F-(aq) As.Bronsted bs Bronsted

as.Bronsted

bs.Bronsted

H3O+ adalah as.konjugat dari H2O 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 H2O adalah basa konjugat dari basa H3O+.

b. Kekuatan asam Bronsted Kekuatan asam Bronsted dapat dinyatakan dengan konstanta keasaman (atau konstanta ionisasi asam) Ka. HA(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + A-(aq)

Ka 

a[H3O ]a[A - ] a[HA]a[H2O]





[H3O ][A ] Ka  [HA]

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.

• Transfer proton dari air yang bertindak sbg asam Bronsted digambarkan dengan konstanta autoprotolisis (Kw) air; H2O(l) + H2O(l)  H3O+(aq) + OH-(aq)

K w  [H3O  ][OH  ] • Karena konsentrasi molar dan konstanta asam merupakan bilangan pangkat beberapa orde, maka bila dubah kedalam bentuk logaritma, maka; pH = - log [H3O+], 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.

Keuntungan lain dlm menggunakan logaritma yaitu hubungan simpel antara energi bebas Gibbs suatu Rx. dengan konstanta kesetimbangan. G   RT ln K  2,303 .RT.pK

pada 25C, G  5,71 pK.kJ.mol 1

Tabel Konstannta Keasaman Beberapa Asam Asam Hydriodic Perchloric Hydrobromic Hydrocloric Sulfuric

HA HI HClO4 HBr HCl H2SO4

AIClO4BrClHSO4-

Ka

pKa

1011 1010 109 107 102

-11 -10 -9 -7 -2

Asam 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

HA H3O+ H2SO3 HSO4H3PO4 HF HC5H5NH2CO3 H2S NH4+ HCN HCO3HAsO4= HSHPO4=

AH2O HSO3SO4= H2PO4FC5H5N= HCO3HSNH3 CNCO3= AsO43S= PO43-

Ka

apKa

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 H3O+. • 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. H2A(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + HA-(aq) .....Ka1

HA-(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + A2-(aq)....Ka2 [H3O ][HA  ] Ka1  [H 2 A ]

[H3O  ][ A 2 ] Ka 2  [HA  ]

Nilai Ka1 selalu > Ka2 ( pKa1< pKa2 )

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 Hp. Jika Hp 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) Hp(B) dan perolehan proton oleh A-; A-(g) + H+(g)  HA(g) Hp(A-) Sehingga; H = Hp(B) - Hp(A-)

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 HF HCl HBr HI CH4 NH3 PH3 H3PO4 H2O HCN H3O+ NH4+ C5H5NH-

Basa FClBrICH3NH2PH2FOHCNH2O NH3 C5H5N

Ap /kJ.mol-1

A’p /kJ.mol-1

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 Hp , yaitu afinitas dari proton A-; Ap(A-) = B(HA) + I(H) – Ae(A)

H+(g) + e-(g) + A(g) Ae(A)

I (H)

H+(g) + A-(g) H(g) + A(g) Ap (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 ikatan HA menurun dari atas ke bawah.

3. Entalpi Transfer Proton Ke Air

4. Solvasi

5. Faktor-faktor yang Mempengaruhi Entalpi Solvasi

4. LEVELING OLEH PELARUT a. Diskriminasi Dalam Air

b. Diskriminasi dalam Pelarut Non Air

NH3 dmso

CH3CH2OH H2 O CH3COOH HF NH21400

OH- F- Cl- ClO-

1200 1000 A’p/(kJ/mol)

800

Gambar Celah pembedaan sejumlah pelarut

c. Kecenderungan Periodik dlm Keasaman Bronsted

OH2 H2O H2O

Fe

OH2 [Fe(OH2)6]3+

O

OH OH2 OH2

HO

Si

OH

OH Si(OH)4

O

OH

S

OH H2SO4

VII. ASAM BASA LEWIS 1. TIPE REAKSI DASAR 2. CONTOH ASAM-BASA LEWIS 3. KONTRIBUSI PADA KEKUATAN ASAM DAN BASA LEWIS

1. TIPE REAKSI DASAR

2. CONTOH ASAM-BASA LEWIS

3. KONTRIBUSI PADA KEKUATAN ASAM DAN BASA LEWIS

VIII. SENYAWA KOORDINASI 1. 2. 3. 4.

SENYAWA KOMPLEKS TEORI IKATAN VALENSISPR TEORI MEDAN KRISTAL PENGARUH LIGAN ATAS ORBITAL d ATOM PUSAT 5. TEORI MEDAN KRISTAL 6. TEORI VESPR