Reaksi Reduksi dan Oksidasi

Perubahan kimia yang terjadi di sekitar kita beragam jenisnya, seperti pembusukan, fermentasi, reaksi penggaraman atau penetralan, reaksi hidrolisis, reaksi pembakaran/oksidasi atau reaksi reduksi. baiklah pada artikel ini akan dibahas reaksi redoks yaitu reaksi reduksi dan oksidasi, bilangan oksidasi, oksidator, reduktor, dan reaksi autoredoks.

A. Definisi Reaksi Oksidasi dan Reduksi

Di sekitar kita sering dijumpai peristiwa kimiawi seperti logam berkarat,  pembuatan besi dari bijih besi, penyepuhan logam, terjadinya arus listrik pada aki atau baterai, buah masak, buah busuk, mercon meledak, kembang api dibakar, dan lain sebagainya.

Perkaratan pada logam, pembakaran, pembusukan oleh mikroba, fotosintesis pada tumbuhan, dan metabolisme di dalam tubuh merupakan sebagian contoh-contoh reaksi oksidasi dan reduksi.

1. Konsep redoks berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen

Konsep reaksi oksidasi dan reduksi mengalami perkembangan dari masa ke masa sesuai cakupan konsep yang dijelaskan. Pada mulanya konsep reaksi oksidasi dan reduksi ditinjau dari penggabungan dan pelepasan oksigen. Reaksi oksidasi didefinisikan sebagai  reaksi penggabungan/pengikatan suatu zat dengan oksigen. Sebaliknya reaksi pelepasan oksigen oleh suatu zat disebut reaksi reduksi.

Contoh reaksi oksidasi:

Pada reaksi di atas C mengikat O2 membentuk CO2. Demikian juga Fe, Cu, S, dan SO2 berturut-turut menjadi Fe2O3, CuO, SO2, dan SO3  setelah mengikat oksigen. Jadi, C, Fe, Cu, S, dan SO2 telah mengalami reaksi oksidasi.

Contoh reaksi reduksi:

Perhatikan reaksi di atas, SO3 melepaskan oksigen membentuk SO2, demikian juga KClO3 dan KNO3 masingmasing melepaskan oksigen menjadi KCl dan KNO2. Jadi,SO3, KClO3, dan KNO3 mengalami reaksi reduksi. Pada reaksi termit menghasilkan besi cair yang sering digunakan untuk mengelas benda-benda dari besi, reaksinya adalah

Al mengikat oksigen membentuk  Al2O3 berarti Al mengalami oksidasi. Fe2O3  melepaskan oksigen membentuk Fe. Jadi, Fe2O3 mengalami reduksi. Pada reaksi termit tersebut oksidasi dan reduksi terjadi bersamaan, reaksi seperti ini disebut reaksi redoks.

2. Konsep redoks berdasarkan pengikatan dan pelepasan elektron

Pada reaksi Na(s) + S(s) ----> Na2S(s) tidak melibatkan gas oksigen, maka konsep redoks berdasarkan pengikatan dan pelepasan oksigen tidak dapat digunakan. Konsep redoks berkembang, bukan lagi pengikatan dan pelepasan oksigen tetapi pengikatan dan pelepasan elektron.

Pada reaksi di atas Na mengalami reaksi oksidasi dan menyebabkan S tereduksi. Zat seperti Na ini disebut reduktor. Sedangkan S disebut oksidator karena menyebabkan Na teroksidasi, dan dia sendiri mengalami reaksi reduksi.

3. Konsep redoks berdasarkan  perubahan (kenaikkan dan penurunan) bilangan oksidasi

Sebelum mempelajari konsep reaksi redoks berdasarkan kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi ada baiknya amu belajar tentang bilangan oksidasi terlebih dahulu.

Bilangan oksidasi (bilok) adalah jumlah muatan yang dimiliki atom suatu unsur jika bergabung dengan atom unsur lain. 

a. Unsur bebas mempunyai bilok 0 (nol). 

Yang termasuk unsur bebas: unsur diatomik (H2, N2, O2, F2,I2), unsur poliatomik (O3, P4, S8). Selain unsur tersebut adalah unsur monoatomik (Na, K, Mg, C, dan lain-lain).

Contoh: H dalam H

            O dalam O2 dan O3

             F dalam F2

             Na dalam Na

b. Unsur H umumnya mempunyai bilok (+1), 

kecuali pada senyawa hidrida mempunyai bilok (–1). Senyawa hidrida adalah senyawa yang terbentuk jika logam bergabung dengan atom H  (Contoh: NaH, KH, CaH2).

Contoh: H dalam H2O, NH3, HCl.

c. Unsur O umumnya mempunyai bilok (–2), kecuali:

1) Pada senyawa peroksida contohnya : Na2O2, H2O2, BaO2,  mempunyai bilok (–1).

2) Senyawa F2O mempunyai bilok (+2), dan

3) Senyawa superoksida (contohnya KO2 mempunyai bilok (–1/2)

Contoh: O dalam H2O, Na2O, Fe2O, MgO.

d. Unsur logam dalam senyawa umumnya mempunyai bilok positif.

Contoh:

1) Golongan IA (Li, Na, K, Rb, dan Cs) mempunyai bilok (+1).

2) Golongan IIA ( Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) mempunyai bilok (+2).

3) Al3+, Ag+, Zn2+, Pb2+, Pb3+, Fe2+, dan Fe3+.

e. Unsur nonlogam umumnya mempunyai bilok negatif.

Contoh:

1) Golongan VIIA (F, Cl, Br, I) mempunyai bilok (–1).

2) Golongan VIA (O, S, Se, Te) mempunyai bilok  (–2).

Setelah menguasai bilok kita coba terapkan dalam reaksi redoks. Reaksi oksidasi adalah reaksi kenaikkan bilok. Sedangkan reaksi reduksi adalah reaksi penurunan bilok.

Contoh:

1. Zn(s) + 2 HCl(aq) ---->  ZnCl2 (aq) + H(g)

Bilok Zn (unsur bebas) = 0

Bilok Zn dalam  ZnCl2  =+2

Berarti Zn mengalami kenaikkan bilok, maka Zn mengalami reaksi oksidasi.

Bilok H dalam HCl = +1

Bilok H dalam H2  (unsur bebas) = 0

Jadi, H mengalami penurunan bilok, maka H mengalami reaksi reduksi.

2. Reaksi pemakaian baterai: Zn + 2 NH4Cl ----> ZnCl2 + 2NH3 + H2

Bilok Zn (unsur bebas) = 0

Bilok Zn pada ZnCl2 = +2

Berarti Zn mengalami kenaikkan bilok, maka Zn mengalami reaksi oksidasi.

Bilok H pada NH4Cl = +1

Bilok H pada H2 (unsur bebas = 0)

Berarti H mengalami penurunan bilok, maka H mengalami reaksi reduksi.

3. Reaksi pengolahan bijih besi

Fe2O3 + 3 CO ----> 2 Fe + 3 CO2 

Bilok Fe pada Fe2O3  = +3

Bilok Fe (unsur bebas) = 0

Berarti Fe mengalami penurunan bilok, maka Fe mengalami reaksi reduksi.

Bilok C pada CO = +2

Bilok C pada CO2  = +4

Berarti C mengalami kenaikkan bilok, maka C mengalami reaksi oksidasi.

4. Reaksi penyepuhan/pelapisan logam.

Cu + 2 AgNO3 ---->   Cu(NO3)2 + 2 Ag

Bilok Cu (unsur bebas) = 0

Bilok Cu pada Cu(NO3)2 = +2

Berarti Cu mengalami kenaikkan bilok, maka Cu mengalami reaksi oksidasi.

Bilok Ag pada AgNO3  = +1

Bilok Ag (unsur bebas) = 0

Berarti Ag mengalami penurunan bilok, maka Ag mengalami reaksi reduksi.

Pada reaksi di atas terjadi kenaikkan bilok (reaksi oksidasi) dan penurunan bilok (reaksi reduksi) secara bersamasama, maka disebut reaksi redoks. Jika suatu zat mengalami reaksi oksidasi sekaligus reduksi, maka reaksi ini disebut autoredoks (disproporsionasi).

Contoh:

Jadi, Cl mengalami kenaikkan bilok (reaksi oksidasi) dan penurunan bilok (reaksi reduksi) sekaligus.

B. Lumpur Aktif Sebagai Aplikasi Redoks

Kemajuan industri tekstil, pulp, kertas, bahan kimia, obat-obatan, dan industri pangan di samping membawa dampak positif juga berdampak negatif. Dampak negatif yang ditimbulkan antara lain menghasilkan air limbah yang membahayakan lingkungan, karena mengandung bahan-bahan kimia

dan mikroorganisme yang merugikan.

Cara mengatasi air limbah industri adalah dengan melakukan pengolahan air limbah tersebut sebelum dibuang ke lingkungan. Pengolahan air limbah pada umumnya dilakukan dengan metode biologi. Metode ini merupakan metode paling efektif dibandingkan metode kimia dan fisika. Salah satu metode biologi yang sekarang banyak berkembang adalah metode lumpur aktif.

Metode lumpur aktif memanfaatkan mikroorganisme (terdiri ± 95% bakteri dan sisanya protozoa, rotifer, dan jamur) sebagai katalis untuk menguraikan material yang terkandung di dalam air limbah. Proses lumpur aktif merupakan proses aerasi (membutuhkan oksigen). Pada proses ini mikroba tumbuh dalam flok (lumpur) yang terdispersi sehingga terjadi proses degradasi. Proses ini berlangsung dalam reaktor yang dilengkapi recycle/umpan balik lumpur dan cairannya. Lumpur secara aktif mereduksi substrat yang terkandung di dalam air limbah. Reaksi:

Tahapan-tahapan pengolahan air limbah dengan metode lumpur aktif secara garis besar adalah sebagai berikut:

1. Tahap awal

Pada tahap ini dilakukan pemisahan benda-benda asing seperti kayu, bangkai binatang, pasir, dan kerikil. Sisa-sisa partikel digiling agar tidak merusak alat dalam sistem dan limbah dicampur agar laju aliran dan konsentrasi partikel konsisten.

2. Tahap primer

Tahap ini disebut juga tahap pengendapan. Partikel-partikel berukuran suspensi dan partikel-partikel ringan dipisahkan, partikel-partikel berukuran koloid digumpalkan dengan penambahan elektrolit seperti FeCl3, FeCl2, Al(SO4)3, danCaO.

3. Tahap sekunder

Tahap sekunder meliputi 2 tahap yaitu tahap aerasi (metode lumpur aktif) dan pengendapan. Pada tahap aerasi oksigen ditambahkan ke dalam air limbah yang sudah dicampur lumpur aktif untuk pertumbuhan dan berkembang biak mikroorganisme dalam lumpur. Dengan agitasi yang baik, mikroorganisme dapat melakukan kontak dengan materi organik dan anorganik kemudian diuraikan menjadi senyawa yang mudah menguap seperti H2S dan NH sehingga mengurangi bau air limbah.

Tahap selanjutnya dilakukan pengendapan. Lumpur aktif akan mengendap kemudian dimasukkan ke tangki aerasi, sisanya dibuang. Lumpur yang mengendap inilah yang disebut lumpur bulki.

4. Tahap tersier

Tahap ini disebut tahap pilihan. Tahap ini biasanya untuk memisahkan kandungan zat-zat yang tidak ramah lingkungan seperti senyawa nitrat, fosfat, materi organik yang sukar terurai, dan padatan anorganik. Contoh-contoh perlakuan pada tahap ini sebagai berikut:

a. Nitrifikasi/denitrifikasi

Nitrifikasi adalah pengubahan amonia (NH3  dalam air atau NH4+) menjadi nitrat (NO3–) dengan bantuan bakteri aerobik. Reaksi:

2 NH4+(aq) + 3 O2(g) ---->  2 NO2–(aq) + 2 H2O(l) + 4 H(aq) 

2 NO2–(aq) + O2(g) ---->  2 NO3–(aq)

Denitrifikasi adalah reduksi nitrat menjadi gas nitrogen bebas seperti N2, NO, dan NO2.

Senyawa NO3- ---->  gas nitrogen bebas

b. Pemisahan fosfor

Fosfor dapat dipisahkan dengan cara koagulasi/penggumpalan dengan garam Al dan Ca, kemudian

disaring.

c. Adsorbsi oleh karbon aktif untuk menyerap zat pence-mar, pewarna, dan bau tak sedap.

d. Penyaringan mikro untuk memisahkan partikel kecil seperti bakteri dan virus.

e. Rawa buatan untuk mengurai materi organik dan anor-ganik yang masih tersisa dalam air limbah.

5. Disinfektan

Disinfektan ditambahkan pada tahap ini untuk menghilangkan mikroorganisme seperti virus dan materi organik penyebab bau dan warna. Air yang keluar dari tahap ini dapat digunakan untuk irigasi atau keperluan industri, contoh Cl2

Reaksi: Cl2(g) + H2O(l) ---->  HClO(aq) + H+(aq) + Cl-(aq)

6. Pengolahan padatan lumpur

Padatan lumpur dari pengolahan ini dapat diuraikan bakteri aerobik atau anaerobik menghasilkan gas CH4  untuk bahan bakar dan biosolid untuk pupuk.

Akan tetapi dalam pelaksanaannya metode lumpur aktif menemui kendala-kendala seperti:

1. Diperlukan areal instalasi pengolahan limbah yang luas, karena prosesnya berlangsung lama. 
2. Menimbulkan limbah baru yakni lumpur bulki akibat pertumbuhan mikroba berfilamen yang berlebihan. 
3. Proses operasinya rumit karena membutuhkan pengawasan yang cukup ketat.

Berdasarkan berbagai penelitian, kelemahan metode lumpur aktif tersebut dapat diatasi dengan cara:

1. Menambahkan biosida, yaitu H2O2 atau klorin ke dalam unit aerasi. Penambahan 15 mg/g dapat menghilangkan sifat bulki lumpur hingga dihasilkan air limbah olahan cukup baik. Klorin dapat menurunkan aktivitas mikroba yang berpotensi dalam proses lumpur aktif. 
2. Memasukkan karbon aktif ke tangki aerasi lumpur aktif (mekanisme bioregenerasi). Cara ini efisien untuk mengurangi kandungan warna maupun organik dengan biaya yang lebih ekonomis. Metode ini diperkenalkan oleh Rudy Laksmono Widajatno dalam disertasinya di Department of Environmental Engineering pada bulan Juni 2006.
3. Emulsi zero. Metode ini digunakan untuk mereduksi endapan lumpur bulki dengan teknologi ozon (ozonisasi). Proses ozonisasi mampu membunuh bakteri (sterilization), menghilangkan warna (decoloration), menghilangkan bau (deodoration), dan dapat menguraikan senyawa organik (degradation). Proses ini lebih menguntungkan dibanding menggunakan klorin yang hanya mampu membunuh bakteri saja. Metode ini diperkenalkan oleh Hidenari Yasui dari Kurita Co, Jepang dalam Jurnal International Water Science Technology tahun 1994.

Stokiometri

Stoikiometri adalah dasar perhitungan kimia yang menyatakan relasi kuantitatif rumus kimia dan persamaan kimia. Berikut ini materi yang perlu kamu ketahui untuk memahaminya, mulai dari konsep mol dan massa molar, rumus empiris dan rumus molekular, dasar stoikiometri larutan dan gas ideal, dan penulisan dan penyetaraan reaksinya, disertai contoh soal dan pembahasannya.

Konsep Mol dan Massa Molar (})

Dalam sistem SI, satu mol didefinisikan sebagai jumlah dari materi yang terdiri dari entitas-entitas (atom-atom, molekul-molekul, atau partikel-partikel lainnya) sejumlah jumlah atom-atom yang berada dalam 12 gram karbon-12. Nilai jumlah atom tersebut adalah 6,022×10²³ yang disebut bilangan Avogadro, N_A.
Massa molar, }, didefinisikan sebagai massa dari 1 mol entitas (atom, ion, molekul, unit formula) dari materi. Satuan dari massa molar (}) adalah gram/mol.

Materi Stoikiometri: Hubungan massa, jumlah mol, dan jumlah atom dari unsur

Rumus Empiris dan Rumus Molekuler

Rumus empiris merupakan rasio bilangan bulat paling sederhana dari jumlah mol dari masing-masing unsur dalam suatu senyawa. Rumus molekuler merupakan jumlah mol sebenarnya dari masing-masing unsur dalam 1 mol senyawa. Rumus molekuler bisa saja identik dengan rumus empiris ataupun merupakan kelipatan bilangan bulat dari rumus empiris. Sebagai contoh, asam fosfat (H₃PO₄) memiliki rumus molekuler dan rumus empiris yang identik. Glukosa memiliki rumus molekuler C₆H₁₂O₆ yang merupakankelipatan 6 kali rumus empirisnya, CH₂O.

rumus molekuler ≡ (rumus empiris)_n

}_{rumus molekuler} = n× }_{rumus empiris}, n = 1, 2, 3, …

Dasar Stoikiometri Larutan

Istilah “konsentrasi” larutan menyatakan jumlah zat terlarut yang dilarutkan dalam sejumlah tertentu pelarut atau sejumlah tertentu larutan. Konsentrasi larutan dapat dinyatakan dalam molaritas. Molaritas (M) didefinisikan sebagai jumlah mol zat terlarut per liter larutan.

Dasar Stoikiometri Gas Ideal

Volum molar, V_m, didefinisikan sebagai volum dari 1 mol entitas (atom, ion, molekul, unit formula) dari materi. Satuan dari volum molar (V_m) adalah L/mol.

Hukum Avogadro menyatakan bahwa pada tekanan dan temperatur tertentu dan tetap, volum gas secara langsung berbanding lurus terhadap jumlah gas.

Pada keadaan STP (P = 1 atm, T = 273 K), V_m gas ideal = 22,414 L/mol
Pada keadaan RTP/ATP (P = 1 atm, T = 298 K), V_m gas ideal = 24 L/mol
Pada keadaan tertentu, berlaku hukum gas ideal:

di mana R adalah tetapan gas, R = 0,08206 L∙atm/mol∙K = 8,314 J/mol∙K

Menulis dan Menyetarakan Persamaan Reaksi Kimia

Persamaan reaksi kimia adalah pernyataan yang ditulis dengan rumus molekuler yang memberikan informasi identitas dan kuantitas zat-zat yang terlibat dalam suatu perubahan kimia ataupun fisika. Semua zat yang bereaksi, disebut pereaksi/reaktan, ditempatkan di sebelah kiri tanda panah, yang arah panahnya ke kanan menunjuk pada produk, yakni semua zat yang dihasilkan dari reaksi.
Dalam persamaan reaksi, dikenal koefisien reaksi, yaitu bilangan yang berada di sebelah kiri rumus molekuler untuk mengalikan semua atom dalam rumus molekuler tersebut. Perbandingan koefisien-koefisien reaksi dapat diinterpretasi sebagai perbandingan mol zat-zat dalam reaksi. Pada setiap reaktan dan produk, dituliskan wujud zatnya (s (padat), l (cair), g (gas), atau aq (larutan dengan pelarut air)) dalam tanda kurung di sebelah kanan rumus molekuler masing-masing.
Contoh persamaan reaksi kimia setara:

Contoh langkah-langkah menyetarakan persamaan reaksi:
1.
2.
3.
4.

Stoikiometri Reaksi

Dalam reaksi kimia, jumlah reaktan-reaktan yang bereaksi kadang tidak sesuai dengan jumlah stoikiometrik reaksi (tidak sesuai dengan perbandingan koefisien pada persamaan reaksi setara). Oleh karena itu, akan ada reaktan yang habis bereaksi terlebih dahulu dibanding reaktan lainnya. Reaktan yang masih tersisa setelah bereaksi disebut sebagai pereaksi berlebih. Reaktan yang habis duluan itu disebut sebagai pereaksi pembatas. Setelah pereaksi pembatas habis, tidak ada lagi produk reaksi yang terbentuk. Jadi, jumlah pereaksi pembatas menentukan jumlah produk yang dihasilkan.

Contoh Soal Stoikiometri

Logam alkali (golongan 1) bereaksi dengan halogen (golongan 17) membentuk senyawa ionik logam halida. Berapa gram kalium klorida yang terbentuk dari reaksi 5,25 L gas klorin pada tekanan 0,950 atm dan temperatur 293 K dengan 17,0 g kalium?
Jawab:

Tata Nama Senyawa dan Persamaan Reaksi Tata Nama Senyawa

Tata Nama Senyawa dan Persamaan Reaksi

Tata Nama Senyawa

Tata Nama Senyawa – Pengantar
Setiap senyawa kimia tentunya memiliki nama spesifik untuk membedakannya dari senyawa yang lain. Untuk memudahkan pengenalan nama dan mencegah kesimpangsiuran dalam memberi nama senyawa kimia, IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) membuat suatu aturan penamaan. Aturan IUPAC dalam penamaan senyawa kimia dibedakan untuk senyawa anorganik dan senyawa organik.

Tata Nama Senyawa Anorganik

Tata nama senyawa anorganik dapat dikelompokkan menjadi senyawa ion, senyawa molekul, dan asam.

a. Senyawa ion

Senyawa ion terdiri dari kation (ion positif) dan anion (ion negatif). Pada umumnya, kation merupakan ion logam dan anion merupakan ion nonlogam.

1. Kation

1. Kation dari unsur logam diberi nama sama dengan unsur logam tersebut.

Contoh: ion natrium (Na⁺), ion kalsium (Ca²⁺), ion perak (Ag⁺)

2. Jika logam dapat membentuk kation dengan muatan berbeda, jumlah muatannya ditulis dengan angka Romawi dalam tanda kurung setelah nama unsur logam itu.

Contoh: ion besi(II) (Fe²⁺), ion besi(III) (Fe³⁺)

3. Kation dari unsur nonlogam umumnya memiliki akhiran -ium.

Contoh: ion amonium (NH₄⁺), ion hidronium (H₃O⁺)

2. Anion

1. Anion monoatom diberi nama dengan akhiran -ida pada nama unsur tersebut.

Contoh: ion hidrida (H⁻), ion oksida (O²⁻), ion nitrida (N³⁻), ion fluorida (F⁻)

2. Anion poliatom yang mengandung unsur oksigen (oksoanion) diberi nama dengan akhiran -at ataupun -it. Akhiran -at digunakan untuk anion poliatom yang memiliki atom O lebih banyak dibanding anion dengan akhiran -it.

Contoh: ion nitrat (NO₃⁻), ion nitrit (NO₂⁻). ion sulfat (SO₄²⁻), ion sulfit (SO₃²⁻)

3. Anion yang diturunkan dari penambahan H⁺ pada oksoanion diberi nama dengan menambahkan awalan hidrogen atau dihidrogen.

Contoh: ion hidrogen karbonat (HCO₃⁻), ion dihidrogen fosfat (H₂PO₄⁻)

Nama senyawa ion terdiri dari nama kation di awal kemudian diikuti dengan nama anion di akhir.
Contoh:
KBr              :  kalium bromida
BaCl₂           :  barium klorida
Ag₂S             :  perak sulfida
Al(NO₃)₃      :  aluminium nitrat
FeS               :  besi(II) sulfida
Fe₂O₃           :  besi(III) oksida
CuSO₄              :  tembaga(II) sulfat
NH₄CN        :  amonium sianida

b. Senyawa molekul

Senyawa molekul terdiri unsur-unsur nonlogam. Pada bagian ini, tata nama senyawa molekul yang akan dibahas hanya untuk senyawa molekul biner, yaitu senyawa molekul yang hanya terdiri dari dua jenis unsur. Berikut aturan penamaaan senyawa molekul biner.

1. Nama dari unsur yang terletak lebih kiri pada sistem periodik unsur ditulis terlebih dahulu sebagai unsur pertama. Pengecualian untuk senyawa yang mengandung oksigen, dan klorin, bromin, atau iodin (semua halogen kecuali fluorin), oksigen ditulis sebagai unsur terakhir.

Contoh: HBr, BCl₃, PCl₅, CS₂, NO, Cl₂O, I₂O₅, OF₂

2. Jika kedua unsur berada pada golongan yang sama, maka unsur pertama adalah unsur yang terletak lebih bawah pada golongan dalam sistem periodik unsur.

Contoh: ClF₃, IF₅

3. Unsur terakhir diberi akhiran -ida.

Contoh: HF (hidrogen fluorida), H₂S (hidrogen sulfida)

4. Jumlah atom dari masing-masing unsur menentukan awalan bahasan Yunani yang dipakai untuk penulisan nama senyawa molekul. Awalan -mono tidak digunakan untuk unsur pertama.

Contoh: N₂O (dinitrogen monoksida), N₂O₅ (dinitrogen pentaoksida), NO₂ (nitrogen dioksida), CO (karbon monoksida), CS₂ (karbon disulfida), PCl₅ (fosforus pentaklorida), SF₆ (sulfur tetrafluorida), IBr (iodin monobromida).

c. Asam

Berdasarkan definisi asam basa oleh Arrhenius, senyawa asam adalah senyawa yang bila dilarutkan dalam air akan melepas ion H⁺. Pada umumnya, asam dapat terionisasi dalam air menjadi ion H⁺ dan anion yang disebut sisa asam. Penamaan senyawa asam dimulai dari kata ‘asam’ diikuti dengan nama anion sisa asam.
Contoh:
HCl        :  asam klorida
HF          :  asam fluorida
H₂S        :  asam sulfida
HCN      :  asam sianida
H₂CO₃   :  asam karbonat
H₂SO₄    :  asam sulfat
HClO₄      :  asam perklorat

Tata Nama Senyawa Organik

Tata nama senyawa organik cenderung lebih kompleks dibanding tata nama senyawa anorganik. Penamaan senyawa organik tidak hanya bergantung dari rumus kimianya, namun juga sangat bergantung pada struktur kimia senyawa. Dalam mempelajari senyawa organik, seringkali ditemui senyawa-senyawa dengan rumus molekul sama namun memiliki struktur kimia berbeda yang dikenal dengan istilah ‘isomer’.
Penamaan senyawa organik hidrokarbon, yakni senyawa yang hanya terdiri dari unsur karbon dan hidrogen, akan dibahas pada bab Hidrokarbon. Dalam bab tersebut secara khusus akan dibahas senyawa-senyawa hidrokarbon alifatis, seperti alkana, alkena, dan alkuna. Penamaan senyawa-senyawa alkohol, eter, aldehid, keton, asam karboksilat, ester, dan haloalkana akan dibahas pada bab Senyawa Turunan Alkana. Penamaan benzena dan senyawa-senyawa turunannya akan dibahas pada bab Benzena dan Turunannya.

Contoh Soal dan Pembahasan

1. Tulislah nama IUPAC dari senyawa-senyawa dengan rumus kimia berikut.
a. NaBrO
b. (NH₄)₂S
c. PtCl₄
d. NF₃
e. Cl₂O₇
f. As₂O₅
g. Ca(OH)₂
h. KMnO₄
i. CrI₃
j. SO₃
Jawab:
a. natrium hipobromit (senyawa ion Na⁺, BrO⁻)
b. amonium sulfida (senyawa ion NH₄⁺, S²⁻)
c. platina (IV) klorida (senyawa ion Pt⁴⁺, Cl⁻)
d. nitrogen trifluorida (senyawa molekul)
e. diklorin heptaoksida (senyawa molekul)
f. diarsen pentaoksida (senyawa molekul)
g. kalsium hidroksida (senyawa ion Ca²⁺, OH⁻)
h. kalium permanganat (senyawa ion K⁺, MnO₄⁻)
i. kromium (III) iodida (senyawa ion Cr³⁺, I⁻)
j. sulfur trioksida (senyawa molekul)
2. Tulislah rumus kimia dari senyawa-senyawa berikut.

a. aluminium sulfat
b. barium nitrat
c. amonium fosfat
d. timbal (IV) oksida
e. raksa (II) sianida
f. asam periodat
g. diklorin monoksida
h. fosforus tribromida
Jawab:
a. Al₂(SO₄)₃ ← Al³⁺, SO₄²⁻
b. Ba(NO₃)₂ ← Ba²⁺, NO₃⁻
c. (NH₄)₃PO₄ ← NH₄⁺, PO₄³⁻
d. PbO₂ ← Pb⁴⁺, O²⁻
e. Hg(CN)₂ ← Hg²⁺, CN⁻
f. HIO₄ ← H⁺, IO₄⁻
g. Cl₂O ← 2 Cl, 1 O
h. PBr₃ ← 1 P, 3 Br

Persamaan Reaksi

Persamaan reaksi kimia adalah pernyataan yang ditulis dengan rumus kimia yang memberikan informasi identitas dan kuantitas zat-zat yang terlibat dalam suatu perubahan kimia ataupun fisika. Semua zat yang terlibat dalam reaksi yang di mana jumlahnya berkurang setelah reaksi, disebut pereaksi (reaktan), ditempatkan di sebelah kiri tanda panah yang mengarah ke kanan. Pada sebelah kanan tanda panah terdapat hasil reaksi (produk), yakni semua zat yang dihasilkan dari reaksi.
Dalam rumus kimia, terdapat indeks, yaitu angka yang ditulis dalam format subscript (berukuran kecil dengan posisi agak ke bawah) pada sebelah kanan simbol unsur atau kelompok atom unsur (gugus), yang menyatakan jumlah atom unsur atau kelompok atom unsur. Contoh: Br₂ menunjukkan terdapat 2 atom Br yang saling berikatan; dan Fe(NO₃)₃ menunjukkan terdapat 1 atom Fe, 3 atom N, dan 9 atom O saling berikatan.
Dalam persamaan reaksi, dikenal koefisien reaksi, yaitu bilangan yang berada di sebelah kiri rumus kimia untuk mengalikan jumlah semua atom dalam rumus kimia tersebut. Contoh: 2SO₃ menunjukkan terdapat 2 molekul SO₃. Perbandingan koefisien-koefisien reaksi menunjukkan perbandingan mol zat-zat yang bereaksi dalam reaksi kimia tersebut. Pada setiap reaktan dan produk perlu dituliskan wujud zatnya, seperti s yaitu padat (solid), l yaitu cair (liquid), g yaitu gas, atau aq yaitu larutan dengan pelarut air (aqueous) di dalam tanda kurung di sebelah kanan rumus molekul masing-masing.

Menuliskan Persamaan Reaksi

Penulisan persamaan reaksi dapat mengikuti langkah-langkah sebagai berikut.

1. Menuliskan persamaan dalam kata-kata yang terdiri dari nama dan wujud zat dari semua pereaksi beserta hasil reaksi;
2. Menerjemahkan persamaan kata-kata ke dalam persamaan rumus kimia dari masing-masing zat berikut keterangan wujudnya; dan
3. Menyetarakan persamaan dengan memberi koefisien yang sesuai.

Contoh:
Aluminium oksida direaksikan dengan larutan asam klorida membentuk larutan aluminium klorida dan air.

1. Persamaan kata-kata: aluminium oksida padat + larutan asam klorida → larutan aluminium klorida + air
2. Persamaan rumus kimia: Al₂O₃(s) + HCl(aq) → AlCl₃(aq) + H₂O(l) (belum setara)
3. Persamaan reaksi setara: Al₂O₃(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl₃(aq) + 3H₂O(l)

Persamaan reaksi dikatakan setara, bila jumlah atom-atom zat-zat pereaksi (pada ruas kiri) sama dengan zat-zat hasil reaksi (pada ruas kanan). Apabila jumlah atom sebelum dan sesudah reaksi belum sama, maka perlu disetarakan dengan cara membubuhkan koefisien reaksi, namun indeks tidak boleh diubah. Pengubahan indeks akan mengubah rumus kimia zat menjadi zat lain, misalnya O₂ (oksigen) jika diubah dapat menjadi O₃ (ozon) yang merupakan dua zat yang berbeda.
Contoh persamaan reaksi kimia setara:

P₄ berwujud padat dan 6Cl₂ berwujud gas adalah pereaksi. 4PCl₃ berwujud cair adalah hasil reaksi. Koefisien reaksi untuk masing-masing zat yaitu 1 (tidak perlu ditulis), 6, dan 4 berurut dari kiri ke kanan.

Menyetarakan Persamaan Reaksi

Penyetaraan persamaan reaksi kimia umumnya dapat dilakukan dengan metode trial and error (coba-coba). Namun, sebenarnya penyetaraan reaksi dapat dilakukan dengan cara yang lebih sistematis dengan menyusun dan menyelesaikan persamaan matematis. Berikut langkah-langkah dalam menyetarakan persamaan reaksi dengan cara menyusun persamaan matematis.

1. memberikan koefisien reaksi yang dinyatakan dengan variabel (misalnya a, b, c, dan d) pada setiap zat;
2. menyusun persamaan matematis berdasarkan kesamaan jumlah atom unsur yang sama di ruas kiri maupun kanan, di mana jumlah atom = koefisien × indeks; dan
3. menyelesaikan persamaan-persamaan matematis yang diperoleh dari langkah 2 dengan sebelumnya menetapkan koefisien salah satu zat sama dengan 1, di mana zat yang dipilih biasanya adalah zat dengan rumus kimia paling kompleks.

Contoh:
Reaksi kalsium karbonat dengan larutan asam klorida menghasilkan larutan kalsium klorida, karbon dioksida, dan air.
CaCO₃(s) + HCl(aq) → CaCl₂(aq) + CO₂(g) + H₂O(l)
1. pemberian koefisien reaksi pada setiap zat dalam variabel:
aCaCO₃(s) + bHCl(aq) → cCaCl₂(aq) + dCO₂(g) + eH₂O(l)
2. persamaan matematis berdasarkan kesamaan jumlah atom unsur yang sama:
atom Ca : a = c
atom C   : a = d
atom O   : 3a = 2d + e
atom H  : b = 2e
atom Cl  : b = 2c

3. penyelesaian persamaan dengan menetapkan salah satu koefisien sama dengan 1, misalnya a, sehingga: a = 1; c = 1; d = 1; e = 1; dan b = 2.
Jadi, persamaan reaksi setaranya adalah CaCO₃(s) + 2HCl(aq) → CaCl₂(aq) + CO₂(g) + H₂O(l)

Contoh Soal Persamaan Reaksi Kimia dan Pembahasan

Tuliskan persamaan reaksi setara untuk setiap reaksi berikut.
a. larutan kalium hidroksida dengan larutan asam fosfat membentuk larutan kalium fosfat dan air.

b. aluminium dengan larutan asam nitrat membentuk larutan aluminium nitrat, air, dan gas nitrogen dioksida.
Jawab:
KOH(aq) + H₃PO₄(aq) → K₃PO₄(aq) + H₂O(l) (belum setara)

1. aKOH(aq) + bH₃PO₄(aq) → cK₃PO₄(aq) + dH₂O(l)
2. atom K : a = 3c
   atom O   : a + 4b = 4c + d
   atom H  : a + 3b = 2d
   atom P   : b = c

3. Misalkan, c = 1; maka a = 3; b = 1; dan d = 3

Jadi, persamaan reaksi setaranya adalah 3KOH(aq) + H₃PO₄(aq) → K₃PO₄(aq) + 3H₂O(l)
b. Al(s) + HNO₃(aq) → Al(NO₃)₃(aq) + H₂O(l) + NO₂(g) (belum setara)

1. aAl(s) + bHNO₃(aq) → cAl(NO₃)₃(aq) + dH₂O(l) + eNO₂(g)
2. atom Al : a = c
   atom H  : b = 2d
   atom N   : b = 3c + e
   atom O   : 3b = 9c + d + 2e

3. Misalkan, a = 1; maka c = 1; b = 6; d = 3; dan e = 3

Jadi, persamaan reaksi setaranya adalah Al(s) + 6HNO₃(aq) → Al(NO₃)₃(aq) + 3H₂O(l) + 3NO₂(g)

Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit

Pengertian Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit

Larutan elektrolit adalah larutan yang dapat menghantarkan listrik, sedangkan larutan non elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik. Larutan elektrolit dapat dibedakan menjadi elektrolit kuat dan elektrolit lemah. Elektrolit kuat mempunyai daya hantar yang relatif tinggi walaupun konsentrasinya relatif kecil, sedangkan elektrolit lemah mempunya daya hantar yang relatif rendah walaupun konsentrasinya relatif besar.

Aki (akumulator) sebagai sumber arus listrik yang dapat diisi ulang adalah komponen yang penting dalam kendaraan bermotor. Sebagai sel elektrokimia, aki terdiri dari komponen elektroda dan larutan elektrolit. Larutan elektrolit yang terdapat dalam aki adalah larutan asam sulfat yang biasanya dikenal sebagai air aki accuzuur.

Hasil uji hantaran listrik dari larutan elektrolit kuat (kiri), elektrolit lemah (tengah), dan larutan non elektrolit (kanan)
(Sumber: Kotz, John C., Treichel, Paul M., & Townsend, John R. 2012. Chemistry & Chemical Reactivity (8th edition). California: Brooks/Cole)

Mekanisme Hantaran Listrik Melalui Larutan

Menurut teori ionisasi Arrhenius, larutan elektrolit dapat menghantarkan listrik karena terdapat ion-ion yang bergerak bebas dalam larutan. Ion-ion tersebut yang berperan dalam menghantarkan arus listrik melalui larutan. Sebagai contoh, larutan NaCl merupakan larutan elektrolit. Zat terlarut NaCl di dalam pelarut air akan terdisosiasi (terurai) menjadi ion Na⁺ dan ion Cl⁻. Dalam eksperimen hantaran listrik larutan elektrolit dengan menggunakan sumber arus listrik searah, lampu, dan dua elektroda, ion-ion bermuatan positif akan bergerak ke arah elektroda yang terhubung ke kutub negatif (katoda) sedangkan ion-ion bermuatan negatif akan bergerak ke arah elektroda yang terhubung ke kutub positif (anoda).
Pada larutan non elektrolit, zat non elektrolit yang terlarut tidak dapat terurai menjadi ion-ion, sehingga tidak terdapat ion-ion bebas yang dapat menghantarkan arus listrik. Sebagai contoh, larutan gula sukrosa (C₁₂H₂₂O₁₁) merupakan larutan non elektrolit. Zat terlarut sukrosa di dalam pelarut air tidak dapat terurai menjadi ion, sehingga tidak terdapat ion bebas yang dapat menghantarkan listrik.

Daya Hantar Listrik dan Ikatan Kimia

Kemampuan menghantarkan listrik dari suatu larutan bergantung pada zat terlarut. Jenis ikatan kimia pada zat terlarut merupakan faktor utama yang mempengaruhi daya hantarnya. Ditinjau dari ikatan kimia, senyawa kimia dapat dibedakan menjadi senyawa ionik dan senyawa kovalen.

1. Senyawa ionik

Senyawa ionik adalah senyawa yang terdiri dari ion-ion positif dan negatif yang bergabung oleh karena adanya gaya tarik-menarik elektrostatis. Contoh senyawa ionik antara lain NaCl, KBr, CuCl₂, Ca(NO₃)₂, (NH₄)₂S, NaOH, BaSO₄, dan AgCl. Dalam bentuk padat (kristal), ion-ion tersebut berada dalam posisi tetap pada kisi kristalnya sehingga tidak dapat bergerak bebas. Oleh karena itu, padatan senyawa ionik tidak dapat menghantarkan listrik. Jika padatan tersebut dilelehkan atau dilarutkan dalam air, maka ion-ion tersebut dapat terurai dari kisinya dan bergerak bebas sehingga dapat menghantarkan arus listrik. Ketika senyawa ionik dilarutkan dalam air, ion-ion positif dan ion-ion negatif akan dikelilingi oleh molekul-molekul air sehingga terjadi stabilisasi muatan oleh proses pelarutan (solvasi) oleh air. Berikut beberapa contoh persamaan reaksi yang dapat dituliskan dari proses pelarutan beberapa senyawa ionik oleh air.

Ilustrasi pelarutan padatan senyawa ionik (kiri) dalam air: ion positif dan ion negatif dari senyawa ionik tersebut dikelilingi oleh molekul-molekul air (kanan)
(Sumber: Petrucci, Ralph H. et al. 2017. General Chemistry: Principles and Modern Applications (11th edition). Toronto: Pearson Canada Inc.)

Pada umumnya semua senyawa ionik yang mudah larut dalam air, seperti NaCl, KBr, CuCl₂, Ca(NO₃)₂, (NH₄)₂S, dan NaOH adalah elektrolit kuat. Namun, untuk senyawa ionik yang cenderung sukar larut dalam air seperti CaC₂O₄, SrCO₃, BaSO₄ dan AgCl, daya hantarannya akan cenderung lebih lemah.

2. Senyawa kovalen

Senyawa kovalen adalah senyawa yang terdiri dari satuan-satuan diskrit yang disebut molekul-molekul, yang terdiri dari beberapa atom nonlogam yang berikatan kovalen. Senyawa kovalen ada yang bersifat polar dan adapula yang nonpolar. Senyawa kovalen polar ada yang dapat mengalami ionisasi bila dilarutkan dalam air, sehingga membentuk ion-ion bebas yang dapat menghantarkan listrik misalnya HCl, H₂SO₄, H₂C₂O₄, CH₃COOH, dan NH₃. Senyawa-senyawa tersebut merupakan zat elektrolit. Berikut beberapa contoh persamaan reaksi yang dapat dituliskan dari proses pelarutan beberapa senyawa kovalen polar terionisasi oleh air.

Namun, adapula senyawa kovalen polar yang tidak dapat terionisasi, misalnya aseton, sehingga tidak dapat menghantarkan listrik. Semua senyawa kovalen nonpolar, seperti Br₂ dan CH₄, juga tidak dapat terionisasi. Jadi, senyawa kovalen polar yang tidak terionisasi dan senyawa kovalen nonpolar merupakan zat non elektrolit.

Larutan Elektrolit Kuat dan Larutan Elektrolit Lemah

Perbedaan utama larutan elektrolit kuat dan elektrolit lemah adalah daya hantarnya ketika konsentrasi kedua jenis elektrolit sama. Pada elektrolit kuat, elektrolit dapat terurai sempurna atau hampir sempurna menjadi ion-ion dalam pelarutnya. Contoh larutan elektrolit kuat yaitu senyawa-senyawa garam mudah larut dalam air, basa kuat, dan asam kuat, seperti NaCl, KBr, CuCl₂, Ca(NO₃)₂, (NH₄)₂S, NaOH, Ba(OH)₂, HCl, dan H₂SO₄. Sedangkan, pada elektrolit lemah, elektrolit hanya dapat terurai sebagian kecil menjadi ion-ion dalam pelarutnya. Contoh larutan elektrolit lemah yaitu senyawa-senyawa asam lemah dan basa lemah, seperti H₂C₂O₄, CH₃COOH, N₂H₄, dan NH₃. Secara kuantitatif, kuat lemahnya elektrolit dapat dinyatakan sebagai derajat ionisasi / derajat disosiasi, α.

Pada larutan elektrolit kuat yang terionisasi/terdisosiasi sempurna, nilai α = 1, sedangkan yang terionisasi hampir sempurna, nilai α mendekati 1. Pada larutan non elektrolit, nilai α = 0. Jadi, batas nilai α untuk larutan elektrolit lemah adalah 0 < α < 1.

Contoh Soal Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit

Contoh Soal 1

Berapakah derajat ionisasi dari asam lemah HX bila diketahui sebanyak 0,0005 mol asam yang terionisasi dari 0,1 mol asam yang dilarutkan dalam air?
Jawab:
Derajat ionisasi:

Contoh Soal 2

Pada konsentrasi yang sama, manakah larutan di bawah ini yang bila diuji hantaran listriknya akan menghasilkan nyala lampu yang paling terang?
a. larutan CH₃OH
b. larutan NH₄OH
c. larutan C₆H₅COOH
d. larutan HCN
e. larutan K₂CO₃
Jawab:
E. larutan K₂CO₃
K₂CO₃ adalah satu-satunya senyawa ionik di antara kelima pilihan jawaban di atas. K₂CO₃ (kalium karbonat) adalah garam yang mudah larut dalam air dan dapat terdisosiasi menjadi ion K⁺ dan ion CO₃²⁻. Hal ini mengindikasikan K₂CO₃ tergolong larutan elektrolit kuat. NH₄OH (amonium hidroksida) adalah basa lemah. C₆H₅COOH (asam benzoat) dan HCN (asam sianida) adalah asam lemah. Jadi, NH₄OH, C₆H₅COOH, dan HCN tergolong elektrolit lemah. CH₃OH (metanol) adalah senyawa kovalen polar yang tidak dapat terionisasi dalam air. Jadi, CH₃OH tergolong larutan non elektrolit. Sebagaimana K₂CO₃ adalah larutan elektrolit kuat, larutannya akan menghasilkan nyala lampu yang paling terang dibanding larutan lainnya.

Ikatan Kimia

Ikatan Kimia – Pengantar

Ketika dua atom atau ion “berpegangan” dengan sangat erat, dapat dikatan bahwa di antaranya terdapat suatu ikatan kimia. Dalam pembentukannya, yang berperan adalah elektron valensi, yaitu elektron yang berada pada kulit terluar. Untuk memudahkan penggambaran elektron valensi pada atom suatu unsur dan ikatan yang terbentuk dapat digunakan simbol Lewis (simbol titik-elektron Lewis).

Simbol Lewis dari suatu unsur terdiri dari simbol unsur tersebut dan satu titik untuk setiap satu elektron valensi yang dimilikinya. Sebagai contoh, perhatikan simbol Lewis untuk unsur-unsur berikut.

Materi Ikatan Kimia: Simbol titik-elektron Lewis untuk unsur-unsur golongan utama periode 2 dan 3
(Sumber: Silberberg, Martin S. 2009. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (5^th edition). New York: McGraw Hill)

Atom unsur-unsur golongan gas mulia (golongan 18) dengan 8 elektron valensi memiliki sifat sangat stabil (tidak reaktif), energi ionisasi tinggi, dan afinitas elektron rendah. Pada umumnya semua atom berusaha untuk menerima, atau melepas, ataupun saling berbagi elektron agar memiliki jumlah elektron yang sama dengan atom gas mulia dengan nomor atom yang terdekat. Hal ini serupa dengan kehidupan manusia, di mana pada umumnya manusia berusaha untuk mencapai kesejahteraan sebagaimana golongan gas mulia. Hasil observasi ini mengacu pada rumusan teori: aturan oktet, yang menyatakan bahwa atom-atom cenderung akan menerima, atau melepas, ataupun saling berbagi (sharing) elektron sehingga memiliki 8 elektron valensi.
Atom-atom cenderung ingin berikatan karena dengan adanya ikatan, energi potensial antara partikel positif dan partikel negatif — entah antar ion dengan muatan yang berlawanan ataupun antar inti dengan elektron-elektron di antaranya — akan lebih rendah. Ikatan kimia dibagi menjadi 3 jenis berdasarkan 3 cara kombinasi dari unsur logam dan unsur nonlogam, yakni logam dengan non logam (ikatan ionik), non logam dengan non logam (ikatan kovalen), dan logam dengan logam (ikatan logam).

Ikatan ionik (ikatan elektrovalen): “transfer elektron”

Atom logam (energi ionisasi rendah) cenderung melepaskan elektronnya, lalu diterima oleh atom nonlogam (afinitas elektron besar). Dari proses transfer elektron dari atom logam ke atom nonlogam ini akan terbentuk ion positif dan ion negatif dengan konfigurasi elektron gas mulia yang saling tarik menarik dengan gaya elektrostatis yang disebut ikatan ionik. Sebagai contoh, dalam pembentukan senyawa ionik NaCl terjadi transfer elektron dari atom Na ke atom Cl.

Ikatan kovalen: “sharing elektron”

Atom-atom nonlogam cenderung tidak ingin melepaskan elektronnya (energi ionisasi tinggi) dan ingin menarik elektron-elektron dari atom lainnya (afinitas elektron besar) sehingga terdapat satu atau lebih pasangan elektron yang dipakai untuk berbagi bersama. Ikatan kimia yang terbentuk dari sharing elektron terlokalisasi antara atom ini disebut ikatan kovalen. Sebagai contoh, 2 atom H berikatan kovalen membentuk molekul H₂ dan 2 atom Cl berikatan kovalen membentuk molekul Cl₂.

Struktur Lewis untuk senyawa kovalen dapat digambarkan dengan setiap pasangan elektron ikatan (PEI) digambarkan sebagai satu garis dan pasangan elektron bebas (PEB) digambarkan sebagai titik-titik. Berikut struktur Lewis untuk beberapa senyawa kovalen.

Ikatan kovalen dengan berbagi satu pasangan elektron disebut sebagai ikatan kovalen tunggal (ikatan tunggal). Ikatan kovalen dengan berbagi dua pasangan elektron disebut ikatan rangkap dua, contohnya CO₂. Ikatan kovalen dengan berbagi tiga pasangan elektron disebut ikatan rangkap tiga, contohnya N₂.

Kepolaran Ikatan, Elektronegativitas, dan Momen Dipol

Ikatan kimia di mana elektron-elektron digunakan bersama secara setara dan merata, seperti pada Cl₂ dan N₂, disebut sebagai ikatan kovalen nonpolar. Ikatan di mana salah satu atom memiliki daya tarik elektron (elektronegativitas) yang lebih tinggi terhadap elektron-elektron ikatan dibanding atom lainnya, sehingga terjadi pembentukan dipol (pemisahan muatan negatif dan muatan positif), seperti pada HF, disebut sebagai ikatan kovalen polar.
Ukuran kepolaran dinyatakan dengan besaran yang disebut momen dipol (μ). Semakin besar momen dipol, semakin besar kepolarannya. Satuan momen dipol adalah debye (D), di mana 1 D = 3,34×10⁻³⁰ Cm. Jika dua muatan berlawanan dengan besar muatan sama Q+ dan Q− terpisah dengan jarak r, maka momen dipolnya adalah hasil kali Q dan r:

μ = Qr

Contoh soal Ikatan Kimia

Panjang ikatan dalam molekul HCl adalah 1,27 Å. Hitunglah momen dipol (dalam debye) bila muatan pada atom H dan Cl masing-masing adalah +1 dan −1.
Jawab:
Muatan pada atom H dan Cl adalah sebesar muatan e⁻.

r = 1,27 Å =

Pengecualian Aturan Oktet

Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi (ikatan dativ) adalah ikatan kovalen di mana salah satu atomnya mendonasikan pasangan elektron yang dimilikinya. Pada ikatan kovalen koordinasi, pasangan elektron ikatannya hanya berasal dari satu atom, bukan dari kontribusi bersama kedua atom yang berikatan. Contoh:

Ikatan logam: “lautan elektron”

Atom-atom logam cenderung mudah melepaskan elektronnya (energi ionisasi rendah) dan susah menangkap elektron (afinitas elektron kecil) sehingga elektron-elektron valensi terdelokalisasi dan tersebar merata menjadi lautan elektron di antara kation-kation logam. Elektron-elektron “mengalir” di antara dan sekeliling kation logam dan mengikatkan kation-kation logam tersebut.

Ilustrasi 3 jenis ikatan kimia: ionik, kovalen, dan logam

Struktur Atom dan Sistem Periodik Unsur

Struktur Atom dan Sistem Periodik Unsur

A. Teori Tentang Atom

1. Democritus (500 SM)
Filsuf dari Yunani ini percaya bahwa semua materi (zat) tersusun dari partikel yang sangat kecil dan tidak dapat dibagi lagi yang disebut dengan atomos (tidak dapat dibagi)

2. John Dalton (1766 - 1844)
Seorang guru juga ilmuwan Inggris ini mendefinisikan bahwa benda terkecil penyusun materi yang tidak dapat dibagi lagi sebagai "atom". Ia membuat hipotesis yang menjadi dasar berkembangnya kimia modern. Berikut hipotesis yang telah dibuatnya :

• Unsur tersusun atas partikel yang sangat kecil dan tidak dapat dibagi lagi yang disebut dengan atom
• Atom-atom yang menyusun suatu unsur adalah identik, baik massa, ukuran dan sifatnya sama. Sedangkan atom dari unsur yang berbeda mempunyai massa, ukuran dan sifat yang beda
• Senyawa tersusun dari atom-atom yang terdiri dari dua unsur atau lebih dengan perbandingan tetap dan tertentu
• Atom tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan.

B. Struktur Atom

Sampai sekarang tak ada alat yang mampu untuk melihat bagaimana bentuk dan susunan atom. Penyelidikan dilakukan dengan mengamati fenomena yang ditimbulkannya. Setelah diamati ternyata atom mempunyai sifat listrik. Atom tersusun dari partikel-partikel penyusun yang terdiri dari Elektron, Proton dan Neutron.

1. Elektron
   Bermula dengan ditemukannya tabung sinar katode oleh Karl Ferdinand Braun. Ia mengamati aliran radiasi dari kutub negatif (katode) menuju kutub positif (anode) yang disebut sinar katode. Sifat sinar katode ini disempurnakan oleh Sir William Crookes.
   Kemudian penelitian sinar katode disempurnakan oleh Joseph John Thomson. J.J Thomson menemukan muatan elektron yaitu sebesar 1,76 x 10¹⁸ coulomb/gram.
   Penyelidikan lebih lanjut dilakukan Robert A.Milikan dengan percobaan tetes minyak.
   Milikan menyebutkan bahwa muatan 1 elektron adalah 1,6022 x 10^-19 C
   J.J Thomson kemudian menyebutkan atom merupakan bola pejal yang bermuatan positif dan di dalamnya tersebar muatan negatif elektron. Teori ini dikenal dengan teori roti kismis.
   
2. Inti Atom dan Proton
   Tahun 1886, Eugene Goldstein memodifikasi tabung sinar katode dengan melubangi lempeng katodenya. Ia menemukan sinar yang menembus lubang katodenya yang disebut sinar kanal.
   Selanjutnya, Wilhelm Wien menyebutkan bahwa sinar kanal tersebut disebut proton.
   Untuk mengetahui kedudukan partikel-partikel tersebut, Ernest Rutherford melakukan percobaan dengan hamburan sinar alfa terhadap lempeng tipis emas. Rutherford menyimpulkan bahwa atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif.
    
3. Neutron
   Tahun 1932, James Chadwick menemukan kejanggalan pada penelitian Rutherford. Penelitiannya menunjukkan kesalahan pada perbandingan massa atom hidrogen dan massa atom helium. Chadwick melakukan percobaan hamburan partikel alfa terhadap boron dan parafin . Apabila partikel alfa ditembakkan pada lapisan logam boron, ternyata logam tersebut memancarkan sinar yang serupa dengan gelombang elektromagnetik berenergi tinggi. Sinar tersebut tidak dibelokkan oleh medan listrik maupun medan magnet. Percobaan selanjutnya menunjukkan bahwa sinar tersebut merupakan partikel netral yang mempunyai massa sedikit lebih besar daripada massa proton. Partikel ini diberi nama neutron

C. Tanda Atom

Nomor Atom (Z), adalah jumlah proton terdapat dalam inti atom
Nomor Massa (A), adalah jumlah proton dan neutron.

secara umum :
A     =  nomor massa

        =  jumlah proton ( p ) + jumlah neutron ( n )

A     =  p + n = Z + n

1).    ISOTOP

Adalah atom-atom dari unsur yang sama (mempunyai nomor atom yang sama) tetapi berbeda nomor massanya.

2).    ISOBAR

Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai nomor massa yang sama.

3).    ISOTON

Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama.

D. Perkembangan Teori Atom

1).    Model Atom Dalton
a)       Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil.
b)       Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dipecah lagi.
c)       Atom suatu unsur sama memiliki sifat yang sama
d)       Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain.
e)       Reaksi kimia hanyalah reorganisasi dari atom-atom

2).    Model Atom Thomson
Setelah ditemukannya elektron oleh J.J Thomson, disusunlah model atom Thomson yang merupakan penyempurnaan dari model atom Dalton. Menurut Thomson :
a)       Atom terdiri dari materi bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron (bagaikan kismis dalam roti kismis)
b)       Atom bersifat netral, yaitu muatan positif dan muatan negatif jumlahnya sama

3).    Model Atom Rutherford
a)       Rutherford menemukan bukti bahwa dalam atom terdapat inti atom yang bermuatan positif, berukuran lebih kecil daripada ukuran atom tetapi massa atom hampir seluruhnya berasal dari massa intinya.
b)       Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positif dan berada pada pusat atom serta elektron bergerak melintasi inti (seperti planet dalam tata surya).
c)       Atom bersifat netral.
d)       Jari-jari inti atom dan jari-jari atom sudah dapat ditentukan.

4).    Model Atom Niels Bohr
·         Model atomnya didasarkan pada teori kuantum untuk menjelaskan spektrum gas hidrogen.
·         Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron hanya menempati tingkat-tingkat energi tertentu dalam atom.
Menurutnya :
a)       Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan di sekitarnya beredar elektron-elektron yang bermuatan negatif.
b)       Elektron beredar mengelilingi inti atom pada orbit tertentu dengan gerakan stasioner (tetap), selanjutnya disebut dengan tingkat energi utama (kulit elektron) yang dinyatakan dengan bilangan kuantum utama (n).
c)        Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energinya akan tetap
d)       Elektron hanya dapat berpindah dari lintasan stasioner yang lebih rendah ke lintasan stasioner yang lebih tinggi jika menyerap energi. Sebaliknya, jika elektron berpindah dari lintasan stasioner yang lebih tinggi ke rendah terjadi pelepasan energi.

• Elektron-elektron yang mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut dengan kulit elektron atau tingkat energi. 
• Elektron menempati mulai dari kulit pertama K (dekat atom), kulit kedua disebut L, kulit ketiga disebut M, dan seterusnya. 
• Tiap tiap kulit elektron hanya dapat ditempati oleh maksimum 2n^2, dengan n adalah nomor kulit
• Jumlah elektron yang menempati kulit terluar disebut elektron valensi. Contoh elektron valensi K adalah 1, elektron valensi P adalah 5
  
  

5).    Model Atom Modern ( Mekanika Kuantum )
Dikembangkan berdasarkan teori mekanika kuantum yang disebut mekanika gelombang; diprakarsai oleh 3 ahli :
a)       Louis Victor de Broglie
Menyatakan bahwa materi mempunyai dualisme sifat yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang.
b)       Werner Heisenberg
Mengemukakan prinsip ketidakpastian untuk materi yang bersifat sebagai partikel dan gelombang.
c)        Erwin Schrodinger (menyempurnakan model Atom Bohr)
Berhasil menyusun persamaan gelombang untuk elektron dengan menggunakan prinsip mekanika gelombang.

Teori tentang Model Atom Modern :
a)       Atom terdiri dari inti atom yang mengandung proton dan neutron sedangkan elektron-elektron bergerak mengitari inti atom dan berada pada orbital-orbital tertentu yang membentuk kulit atom.
b)       Orbital yaitu daerah 3 dimensi di sekitar inti dimana elektron dengan energi tertentu dapat ditemukan dengan kemungkinan terbesar.
c)        Kedudukan elektron pada orbital-orbitalnya dinyatakan dengan bilangan kuantum.

Ø  Orbital digambarkan sebagai awan elektron yaitu : bentuk-bentuk ruang dimana suatu elektron kemungkinan ditemukan.
Ø  Semakin rapat awan elektron maka semakin besar kemungkinan elektron ditemukan dan sebaliknya.

E. Sistem Periodik Unsur

1. Perkembangan Sistem Periodik

1. Triade Dobereiner
   menyatakan : Bila unsur-unsur dikelompokkan berdasarkan kesamaan sifat dan diurutkan nomor massa atomnya, maka disetiap kelompok terdapat tiga unsur dimana nomor massa unsur yang di tengah merupakan rata-rata dari massa unsur yang di tepi.- Dikemukakan oleh Johan Wolfgang Dobereiner (Jerman).
   - Unsur-unsur dikelompokkan ke dalam kelompok tiga unsur yang disebut Triade.
   - Dasarnya : kemiripan sifat fisika dan kimia dari unsur-unsur tersebut.

No atom Li = 3, No atom K = 19, maka No. atom Na = (3+19)/2 = 11


2. Oktaf Newlands
   menyatakan : Jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka sifat unsur tersebut akan berulang setelah unsur kedelapan
   
   - Dikemukakan oleh John Newlands (Inggris).
   - Unsur-unsur dikelompokkan berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya (Ar).
   - Unsur ke-8 memiliki sifat kimia mirip dengan unsur pertama; unsur ke-9 memiliki sifat yang mirip dengan unsur ke-2 dst.
   - Sifat-sifat unsur yang ditemukan berkala atau periodik setelah 8 unsur disebut Hukum Oktaf
   
   Berdasarkan Daftar Oktaf Newlands di atas; unsur H, F dan Cl mempunyai kemiripan sifat.
3. Sistem Periodik Mendeleev
   
   - Dua ahli kimia, Lothar Meyer (Jerman) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (Rusia) berdasarkan pada prinsip dari Newlands, melakukan penggolongan unsur.
   - Lothar Meyer lebih mengutamakan sifat-sifat kimia unsur sedangkan Mendeleev lebih mengutamakan kenaikan massa atom.
   - Menurut Mendeleev : sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya : jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik.
   - Unsur-unsur yang memiliki sifat-sifat serupa ditempatkan pada satu lajur tegak, disebut Golongan.
   - Sedangkan lajur horizontal, untuk unsur-unsur berdasarkan pada kenaikan massa atom relatifnya dan disebut Periode.
4. Sistem Periodik Modern
   - Dikemukakan oleh Henry G Moseley, yang berpendapat bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya.
   - Artinya : sifat dasar suatu unsur ditentukan oleh nomor atomnya bukan oleh massa atom relatifnya (Ar).
   - Pada lajur mendatar disebut periode, lajur tegak disebut golongan
   

2. Hubungan Konfigurasi Elektron dan Sistem Periodik

• Jumlah kulit elektron menunjukkan letak periode.
  Pada konfigurasi unsur-unsur periode ke-2 mempunyai jumlah kulit sebanyak 2 buah
  Contoh :
  9F            : 2 , 7                      periode ke-2
  12Mg       : 2 , 8 , 2                 periode ke-3
  31Ga        : 2 , 8 , 18 , 3          periode ke-4
• Jumlah elektron valensi suatu atom unsur menunjukkan golongan
  Pada konfigurasi unsur-unsur golongan ke-2, elektron valensi golongan IIA mempunyai elektron valensi sebanyak 2 elektron
  Contoh :                    __
  4 Be          : 2 2             |
  12Mg        : 2 8 2           |----> golongan IIA
  20Ca         : 2 8 8 2   __|

3. Sifat-Sifat Keperiodikan

1).   Jari-Jari Atom

• Adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit terluar.
• Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh besarnya nomor atom unsur tersebut.
• Semakin besar nomor atom unsur-unsur segolongan, semakin banyak pula jumlah kulit elektronnya, sehingga semakin besar pula jari-jari atomnya.
  Jadi : dalam satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar.
• Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap. Akibatnya tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar pula, sehingga menyebabkan semakin kecilnya jari-jari atom.
  Jadi : dalam satu periode (dari kiri ke kanan), jari-jari atomnya semakin kecil.

2).   Jari-Jari Ion

• Ion mempunyai jari-jari yang berbeda secara nyata (signifikan) jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya.
• Ion bermuatan positif (kation) mempunyai jari-jari yang lebih kecil, sedangkan ion bermuatan negatif (anion) mempunyai jari-jari yang lebih besar jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya.

3).   Energi Ionisasi ( satuannya = kJ.mol-1 )

• Adalah energi minimum yang diperlukan atom netral dalam wujud gas untuk melepaskan satu elektron sehingga membentuk ion bermuatan +1 (kation).
• Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka akan diperlukan energi yang lebih besar (disebut energi ionisasi kedua), dst.

EI 1< EI 2 < EI 3 dst

   -Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), EI semakin kecil karena jari-jari atom bertambah sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Akibatnya elektron terluar semakin mudah untuk dilepaskan.

   -Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), EI semakin besar karena jari-jari atom semakin kecil sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin besar/kuat. Akibatnya elektron terluar semakin sulit untuk dilepaskan.

4).  Afinitas Elektron ( satuannya = kJ.mol-1 )

• Adalah energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam wujud gas apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif (anion).
• Semakin negatif harga afinitas elektron, semakin mudah atom tersebut menerima/menarik elektron dan semakin reaktif pula unsurnya.
• Afinitas elektron bukanlah kebalikan dari energi ionisasi.
• Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas elektronnya semakin kecil.
• Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas elektronnya semakin besar.
• Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA.
• Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA.

5).   Keelektronegatifan

• Adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa (dalam ikatannya).
• Diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7 (keelektronegatifan Cs) sampai 4 (keelektronegatifan F).
• Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderung menerima elektron dan akan membentuk ion negatif.
• Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderung melepaskan elektron dan akan membentuk ion positif.
• Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil.
• Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar.

6).   Sifat Logam dan Non Logam

• Sifat logam dikaitkan dengan keelektropositifan, yaitu kecenderungan atom untuk melepaskan elektron membentuk kation.
• Sifat logam bergantung pada besarnya energi ionisasi ( EI ).
• Makin besar harga EI, makin sulit bagi atom untuk melepaskan elektron dan makin berkurang sifat logamnya.
• Sifat non logam dikaitkan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan atom untuk menarik elektron.
• Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), sifat logam berkurang sedangkan sifat non logam bertambah.
• Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), sifat logam bertambah sedangkan sifat non logam berkurang.
• Unsur logam terletak pada bagian kiri-bawah dalam sistem periodik unsur, sedangkan unsur non logam terletak pada bagian kanan-atas.
• Unsur yang paling bersifat non logam adalah unsur-unsur yang terletak pada golongan VIIA, bukan golongan VIIIA.
• Unsur-unsur yang terletak pada daerah peralihan antara unsur logam dengan non logam disebut unsur Metaloid ( = unsur yang mempunyai sifat logam dan sekaligus non logam ). Misalnya : boron dan silikon

7).   Kereaktifan

• Kereaktifan bergantung pada kecenderungan unsur untuk melepas atau menarik elektron.
• Unsur logam yang paling reaktif adalah golongan IA (logam alkali).
• Unsur non logam yang paling reaktif adalah golongan VIIA (halogen).
• Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), mula-mula kereaktifan menurun, kemudian semakin bertambah hingga golongan VIIA.
• Golongan VIIIA merupakan unsur yang paling tidak reaktif.