Belajar Pengertian Stoikiometri; Hukum Kekekalan Masa (Lavoisier), Hukum Perbandingan Tetap (Proust), Hukum Kelipatan Perbandingan(Dalton) Hukum Perbandingan Volume (Gay Lussac), Teori Avogadro dan Konsep Mol. Contoh Soal dan Jawabnya

Stoikiometri adalah sebuah disiplin ilmu kimia yang membahas hubungan massa antar unsur dari sebuah senyawa (ini disebut stoikiometri senyawa) dan hubungan antar zat dalam suatu reaksi. Kata stoikiometri berasal dari bahasa Yunani stoicheion (yang berarti elemen/unsur) dan metron (yang berarti ukuran)

Dalam postingan kali ini, kita akan membahas komposisi unsur dalam suatu senyawa, konsep mol, hukum kekekalan massa (Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794)), hukum perbandingan tetap (Joseph Louis Proust (1754 – 1826)), hukum kelipatan perbandingn (John Dalton), hukum perbandingan volume (Joseph Louis Gay Lussac (1778-1850)), dan Teori Avogadro (Amedeo Avogadro (1776–1857)).

Tidak perlu khawatir dengan banyaknya nama yang agak sulit diingat itu. Yang terpenting adalah, kita memahami konsep penemuan mereka dan menerapkannya dalam setiap soal kimia yang kita hadapi.

Oke.. kita mulai dengan hukum yang dipublikasikan oleh Lavoisier.

Hukum Kekekalan Massa

Massa zat-zat sebelum dan sesudah bereaksi adalah tetap. Dahulu Lavoisier mendapati bahwa logam 3 gram Magnesium direaksikan dengan 5 gram Oksigen maka akan menghasilkan 8 gram Magnesium Oksida. Mungkin kalian akan bertanya 'apakah jika magnesiumnya ditambah hasilnya akan sama atau bertambah?', atau pertanyaan 'bagaimana dengan reaksi yang menghasilkan gas'?. 

Maka jawabnya adalah..., jika --misalnya-- magnesium ditambah menjadi 5 gram dan oksigennya tetap 5 gram, maka hasil reaksinya (atau biasa disebut produk) adalah 10 gram. Namun 10 gram yang terbentuk bukan magnesium oksida semua, tetapi 8 gram magnesium oksida dan 2 gram magnesium sebagai sisa reaksi (yang tidak ikut bereaksi). Bagaimana dengan reaksi yang menghasilkan gas?

Keseluruhan produk --termasuk gas-- akan sama beratnya dengan reaktan(pereaksi).

Hukum Perbandingan Tetap

Sebagaiman contoh magnesium yang direaksikan dengan oksigen di atas. Ternyata dalam bereaksi dua unsur atau lebih akan membentuk produk dengan perbandingan penggunan reaktan yang tetap. Sebagaimana tabel hasil penemuan Proust

Kalian perhatikan tabel di atas. 

Di baris pertama 1 gram hidrogen direaksikan dengan 8 gram oksigen menghasilkan 9 gram air.

Di baris kedua, saat hidrogen ditambah menjadi 2 gram, maka air yang terbentuk tetap 9 gram dan sisa 1 gram hidrogen.

Di baris ketiga, saat oksigen ditambah, hasil tetap 9 gram air dan tersisa oksigen sejumlah yang ditambahkantadi.

Reaktan akan tepat habis jika perbandingannya sebanding dengan perbandingan 1(H), 8(O) menghasilkan 9 (H2O), atau 2-16-18, atau 3-24-27 dan seterusnya... dengan perbandingan tetap.

Hukum Kelipatan Perbandingan

John Dalton menyatakan,

“Jika dua jenis unsur bergabung membentuk lebih dari satu senyawa, dan jika massa-massa salah satu unsur dalam senyawa-senyawa tersebut sama, sedangkan massa-massa unsur lainnya berbeda, maka perbandingan massa unsur lainnya dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana. “

Kalau masih bingung.. mari kita telaah tabel hasil penelitian John Dalton.

Dari tabeldi atas, untuk oksigen 1 gram ada dua kemungkinan bereaksi dengan nitrogen. yang pertama membentuk nitrogen monoksida dan yang kedua terbentuk nitrigen dioksida. Jika kita perbandingkan berat nitrogen pada nitrogen monoksida dan nitrogen dioksida = 1,75/0.875 maka akan dihasilkanbilangan bulat 2/1.

Setiap unsur dalam senyawa memiliki perbandingan  bilangan bulat sederhana. Artinya, perbandingan yang bulat itu menunjukkan jumlah atom yang memang merupakan bilangan bulat. langsung saja kita sebut NO (yang artinya 1 atom N dan 1 atom O) dan NO2 (terdiri dari 1 atom N dan 2 atom O).

Hukum Perbandingan Volume

To the point aja.. Perhatikan koefisiennya 2-1-2, kalau 2 liter hidrogen direaksikan dengan oksigen, maka akan membutuhkan 1 liter oksigen (kalo nggak ada koefisien di depan huruf O2, berarti di situ ada angka 1) dan menghasilkan 2 liter air.

Kalau di buku ada beberapa perhitungan yang kayaknya agak njlimet. tapi intinya ya itu tadi. kalau misalnya gas hidrogen yang tersedia 4 liter, berarti ia akan membutuhkan 2 liter oksigen untuk kemudian mampu membentuk 4 liter air.

Yap.. keempat hukum itu akan kita gunakan dalam menyelesaikan setiap permasalahan dalam perhitungan kimia. Ditambah satu lagi yakni konsep Mol.

Konsep Mol

Oke.. soal konsep mol. Begini, kalian pernah beli beras? atau terigu? atau bensin mungkin? Yakin pernah kan? Nah kalian pernah beli beras, berapa harga per butirnya? He..he.., pasti pusing njawabnya kan?

Di situlah manfaat kata mol. Sama fungsinya seperti kg, atau lusin atau kodi atau liter. Hanya saja untuk kg dan liter memang juga menjadi satuan ukuran unsur dalam stoikiometri. 

Mungkin saya akan ambil contoh lusin. kalau 1 lusin itu adalah 12 buah, maka 1 mol menyatakan 6,02 . 10^23 buah... (eh.. emang buah-buahan?). Oke kata 'buah' kita ganti dengan satuan benda kecil yakni partikel. 

Partikel bisa berupa atom (C, Na, Fe), atau molekul (H2O, N2, NaOH) atau ion (OH-, H+ SO42-). Ah.. apa bener? (mungkin kalian bertanya begitu). ya.. itu kan kesepakatan, soal kenapa diambil angka itu ga akan saya jelaskan di sini. atau bisa ditanyakan langsung kepada mendiang Avogadro kalo memang masih penasaran... he...

Nah.., kalau kalian sudah paham bahwa maksud penggunaan kata mol adalah untuk mempermudah perhitungan, penyebutan yang mewakili mega-trilyunan partikel berarti kita bisa membahas bagan berikut.

Perhatikan bagan di atas. untuk anak panah yang mengarah ke mol berarti dibagi. Untuk anak panah yang mengarah keluar mol, maka dikali dengan angka yang ada di bagian bayangan hitam.

Sekarang, kita coba untuk latihan soal. Coba perhatikan beberapa soal berikut.

Soal No 1

Jika diketahui Ar N = 14, H = 1, S = 32, dan O = 16,

maka Mr (NH4)3SO4 adalah ....
A. 152
B. 142
C. 132
D. 122
E. 112

Jawaban D

Mr (NH₄)₃SO₄ = ((14 + 4(1)x3) + 32 + 4(16) = (14 + 12) + 32 + 64 = 122

Soal No 2

Jika dalam 1 liter gas SO2 mengandung n molekul SO2,

maka dalam 2 liter gas SO3 terdapat sebanyak ....

A. n

B. 2n

C. 4n

D. 20n 

E. 40n

Jawaban B

Di sini saya hanya akan menjelaskan bahwa Volume-Mol-Partikel-KoefisienReaksi akan selalu sebanding. Coba kalian telaah dalam setiap soal, 99% polanya seperti itu (yang 1% mungkin cuma karena salah ketik atau yang ngerjain soalnya error..he..he..).

Ini sangat bermanfaat untuk memperingkas perhitungan kimia. Ini bukan pebjelasan.. hanya inspirasi..he..he..

Soal No 3

Jumlah mol dari 10 gram CaCO3 adalah ....

A. 25

B. 10

C. 1

D. 0,1

E. 0,01

Jawaban D

Mr CaCO3 = (40 + 12 + 3(16)) =100

Ar Ca= 40, Ar C = 12 dan Ar O = 16. Di sebagian soal, Mr tidak disebutkan. Oleh  karena itu, Anda harus ingat massa setiap unsur.

Tapi jangan khawatir, tidak semua unsur harus anda hafal. Anda cukup menghafalkan Golongan A saja. Itu pun beberapa saja, tdk harus semua Anda hafal. Cukup Golongan IA(semua), IIA(semua), VIIIA/Gas Mulia(Semua), VIIA(Semua).. he..he.. itu mah semuanya.....

Ga kok.. untuk golongan IV, V, dan V hanya beberapa saja seperti N, O, C, dll, kalian nanti akan temukan sendiri di soal.

Kita lanjut...

Saya menyertakan gambar konversi mol-gram-partikel di atas, sekedar menjelaskan bahwa untuk mengerjakan soal stoikiometri  cukup dengan menggambar bagan di atas dan menyesuaikan mana yang diketahui dan mana yang dicari.

Tempatkan yang diketahui di bagiannya dan tempatkan yang dicari di bagiannya, Anda akan menemukan cara penyelesaiannya.

Soal No 4

Satu gram zat berikut yang mengandung jumlah molekul

paling sedikit adalah ....

(Ar O = 16, N = 14, H = 1, C = 12)

A. CH4

B. CO2

C. H2O

D. NO

E. NH3

Jawaban B

Mr CH4 = 12 + 4(1) = 16

Mr CO2 = 12 + 2 (16) = 44

Mr H2O = 2(1) + 16 = 18

Mr NO  = 14 + 16 = 30

Mr NH3  = 14 + 3 (1) = 17

Tidak perlu kalian hitung. terlalu lama dan memakan waktu. . Bahkan dengan sering mengerjakan soal kalian akan mendapatkan pemahaman bahwa... semakin berat suatu unsur, maka per gramnya akan memuat partikel semakinsedikit.. Ingat, satu ton semut akan berisi jutaan semut, bandingkan dengan satu ton gajah. paling isinya cuman satu ekor...  ^_^'

Soal No 5

Pada suhu tertentu 6 liter gas nitrogen direaksikan dengan gas hidrogen menghasilkan gas amonia. Jika pengukuran dilakukan pada suhu dan tekanan yang sama, maka tentukan:

a. persamaan reaksi setaranya;

b. volume gas hidrogen yang bereaksi;

c. volume gas amonia yang terbentuk!

Jawaban

a. Persamaan reaksi sudah ada di atas.

b. Volume gas hidrogen 18 liter

Volume gas amonia 12 liter.

Soal No 6

Jika perbandingan massa hidrogen dan oksigen dalam air adalah 1 : 8, maka untuk menghasilkan 45 gram air dibutuhkan ....

A. 5 gram hidrogen dan 40 gram oksigen

B. 40 gram hidrogen dan 5 gram oksigen

C. 5 gram hidrogen dan 8 gram oksigen

D. 5 gram hidrogen dan 9 gram oksigen

E. 45 gram hidrogen dan 5 gram oksigen

Jawaban A

Dalam soal tersebut, hirogen dan oksigen kebetulan habis bereaksi sehingga nampak jelas hukum kekekalan massan dimana 1 +8 = 9. 

Soal No 7

Dua buah unsur A dan B dapat membentuk dua macam senyawa. Senyawa I mengandung A 25% dan senyawa B mengandung A 50%. Untuk A yang sama perbandingan B pada senyawa I dan II adalah ....

A. 1 : 2 D. 3 : 1

B. 1 : 3 E. 2 : 3

C. 2 : 1

Jawaban D

Soal No 8

Dua liter gas nitrogen direaksikan dengan gas hydrogen menghasilkan gas amonia sesuai reaksi:

N2(g) + H2(g) → NH3(g)

Jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama, maka volume gas amonia yang dihasilkan ....

A. 1 liter D. 4 liter

B. 2 liter E. 6 liter

C. 3 liter

Jawaban D

Jadi, gas amonia yang dihasilkan adalah 4 liter.

Soal No 9

Bila 6 gram magnesium (Ar Mg = 24) dibakar di udara terbuka diperoleh 10 gram magnesium oksida, maka oksigen yang diperlukan adalah ... gram.

A. 16 D. 4

B. 10 E. 3

C. 6

Jawaban D

Jadi, gas oksigen yang dibuuhkan adalah 4 gram.

Soal No 10

Satu gram hidrogen dapat bereaksi dengan 8 gram oksigen, maka air yang terbentuk adalah ....

A. 1 gram D. 9 gram

B. 2 gram E. 10 gram

C. 8 gram

Jawaban D

Ya.. cukup sampai di sini materi stoikiometri. ke depan kitaakan belajar tentang reaksi yang memiliki sisa, kesetimbangan atau reaksi bolak-balik dan berbagai hal lain dalam dunia  kimia.

Bilangan Kuantum, sistem Periodik Unsur, Konfigurasi Elektron dan Elektron Valensi; Pengertian dan Contoh Soal

I. Bilangan Kuantum

Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh Erwin Schrodinger pada tahun1927, mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom.

Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan. Persamaan gelombang (psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital, yaitu:

a. Bilangan kuantum utama (n)

Menentukan besarnya tingkat energi suatu elektron yang mencirikan ukuran orbital (menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom). Bilangan kuantum utama memiliki harga mulai dari 1, 2, 3, 4,….dst (bilangan bulat positif).

Biasanya dinyatakan dengan lambang, misalnya K(n=1), L(n=2), dst.

Orbital–orbital dengan bilangan kuantum utama berbeda, mempunyai tingkat energi yang berbeda. Makin besar bilangan kuantum utama, kulit makin jauh dari inti, dan makin besar pula energinya.

b. Bilangan kuantum azimut (l )

Menyatakan subkulit tempat elektron berada. Nilai bilangan kuantum ini menentukan bentuk ruang orbital dan besarnya momentum sudut elektron. Nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari nol sampai (n – 1) untuk setiap n.

Setiap subkulit diberi lambang berdasarkan harga bilangan kuantum l.
• l = 0 , lambang s (sharp)
• l = 1, lambang p (principal)
• l = 2, lambang d (diffuse)
• l = 3, lambang f (fundamental)
(Lambang s, p, d, dan f diambil dari nama spektrum yang dihasilkan oleh logam alkali dari Li sampai dengan Cs).

Tabel Kulit dan Subkulit Atom

c. Bilangan kuantum magnetik (ml)

Menyatakan orbital khusus mana yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Selain itu juga dapat menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada bilangan kuantum azimuth, yaitu bilangan bulat dari –l sampai +l.
Contoh:
l = 0, maka nilai m = 0 berarti hanya terdapat 1 orbital
l = 1, maka nilai m = –1, 0, +1, berarti terdapat 3 orbital

d. Bilangan kuantum spin (ms atau s)

Bilangan kuantum spin terlepas dari pengaruh momentum sudut. Hal ini berarti bilangan kuantum spin tidak berhubungan secara langsung dengan tiga bilangan kuantum yang lain. Bilangan kuantum spin bukan merupakan penyelesaian dari persamaan gelombang, tetapi didasarkan pada pengamatan Otto Stern dan Walter Gerlach terhadap spektrum yang dilewatkan pada medan magnet, ternyata terdapat dua spektrum yang terpisah dengan kerapatan yang sama.

Terjadinya pemisahan garis spektrum oleh medan magnet dimungkinkan karena elektron-elektron tersebut selama mengelilingi inti berputar pada sumbunya dengan arah yang berbeda. Berdasarkan
hal ini diusulkan adanya bilangan kuantum spin untuk menandai arah putaran (spin) elektron pada sumbunya.

Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah jarum jam dan berlawanan jarum jam, maka probabilitas elektron berputar searah jarum jam adalah dan berlawanan jarum jam . Untuk membedakan arah putarnya maka diberi tanda positif (+ ) dan negatif (– ).

Oleh karena itu dapat dimengerti bahwa satu orbital hanya dapat ditempati maksimum dua elektron.

II. Konfigurasi Elektron

Pada mekanika gelombang atau mekanika kuantum, elektron-elektron dalam suatu atom akan tersebar ke dalam orbital-orbital (s, p, d, f, dan seterusnya). Bagaimana pengisian elektron ke dalam orbital? Pengisian orbital oleh elektron mengikuti aturan dengan memperhatikan tiga hal, yaitu asas
AufBau, asas larangan Pauli, dan asas Hund.

a. Asas AufBau

Menurut asas AufBau, pada kondisi normal atau pada tingkat dasar, elektron akan menempati orbital yang memiliki energi terendah terlebih dahulu dan diteruskan ke orbital yang memiliki energi lebih tinggi.

Untuk memudahkan dalam pengisian elektron diberikan tahap-tahap pengisian elektron dengan menggunakan jembatan ingatan sebagai berikut.

Arah anak panah menyatakan urutan pengisian orbital. Dengan demikian urutan pengisian elektron berdasarkan gambar tersebut berurut-urut 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, dan
seterusnya. Pengisian elektron harus satu persatu dan setiap orbital hanya boleh diisi oleh maksimal 2 elektron.

Tabel di atas juga menggambarkan urutan elektron dalam menempati orbital di setiap kulit. Semakin ke atas, energi yang dibutuhkan untuk memasuki orbital semakin besar.

b. Asas larangan Pauli

Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus

mempunyai spin yang berbeda.

Kedua elektron tersebut berpasangan. Setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan.

Dengan kata lain, setiap orbital maksimal hanya dapat terisi 2 elektron dengan arah spin berlawanan. Sebagai contoh, pengisian elektron pada orbital 1s digambarkan sebagai berikut.

 Jumlah elektron maksimal untuk tiap subkulit sama dengan dua kali dari jumlah orbitalnya.
􀂊 orbital s maksimal 2 elektron,
􀂊 orbital p maksimal 6 elektron,
􀂊 orbital d maksimal 10 elektron, dan
􀂊 orbital f maksimal 14 elektron,

c. Asas Hund

Frederick Hund, 1927 (dikenal Hund) mengatakan bahwa pengisian elektron pada orbital yang setingkat (energinya sama) dalam satu orbital adalah satu per satu dengan arah spin yang sama sebelum berpasangan. Asas ini dikemukakan berdasarkan penalaran bahwa energi tolak-menolak antara dua elektron akan minimum jika jarak antara elektron berjauhan.

Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dapat dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah ke atas.

Dalam kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894 – 1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa

"elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong."

Contoh Orbital Unsur Fe

Untuk penulisan konfigurasi elektron yang mempunyai jumlah elektron besar dapat dilakukan penyederhanaan. Penyederhanaan dilakukan dengan menuliskan simbol dari unsur gas mulia yang
mempunyai nomor atom di bawahnya, diikuti dengan penulisan kekurangan jumlah elektron setelah gas mulia tersebut.

d. Penyimpangan konfigurasi elektron

Berdasarkan eksperimen, terdapat penyimpangan konfigurasi elektron dalam pengisian elektron. Penyimpangan pengisian elektron ditemui pada elektron yang terdapat pada orbital subkulit d dan f.

Penyimpangan pada orbital subkulit d dikarenakan orbital yang setengah penuh (d5) atau penuh (d10) bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah penuh (d4) atau hampir penuh (d8 atau d9).

Dengan demikian, jika elektron terluar berakhir pada d4, d8 atau d9 tersebut, maka satu atau semua elektron pada orbital s (yang berada pada tingkat energi yang lebih rendah dari d) pindah ke orbital subkulit d.

Pada orbital f , sebagaimana dengan penyimpangan konfigurasi dalam orbital d, maka konfigurasi elektron yang berakhir pada orbital f juga mengalami penyimpangan.

Penyimpangan dalam pengisian elektron dalam orbital ini disebabkan oleh tingkat energi orbital saling berdekatan hampir sama. Penyimpangan ini berupa berpindahnya satu atau dua
elektron dari orbital f ke orbital d. Lihat beberapa contoh dalam tabel di bawah ini.

e. Penulisan konfigurasi elektron pada ion

Penulisan konfigurasi elektron di atas berlaku pada atom netral. Penulisan konfigurasi elektron pada ion yang bermuatan pada dasarnya sama dengan penulisan konfigurasi elektron pada atom netral.

Atom bermuatan positif (misalnya +x) terbentuk karena atom netral melepaskan elektron pada kulit terluarnya sebanyak x, sedangkan ion negatif (misalnya –y) terbentuk karena menarik elektron sebanyak y. Penulisan konfigurasi elektronnya hanya menambah atau mengurangi elektron yang dilepas atau ditambah sesuai dengan aturan penulisan konfigurasi elektron.

4. Hubungan konfigurasi elektron dan sistem periodik

Konfigurasi elektron sangat erat hubungannya dengan sistem periodik unsur. Seperti telah kalian ketahui bahwa sifat-sifat unsur sangat tergantung pada jumlah elektron valensinya.

Jika jumlah elektron luar yang mengisi orbital dalam subkulit sama dengan bilangan kuantum utama (n), maka atom unsur tersebut pasti terletak pada golongan yang sama (selain yang berbentuk ion).

Sedangkan nilai n (bilangan kuantum utama) yang terbesar menunjuk nomor periode unsur tersebut dalam sistem periodik unsur. Misal konfigurasi elektron unsur K sebagai berikut.

19K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.

Nilai n terbesar adalah 4, maka K menempati periode 4.

Untuk menentukan golongan unsur dalam sistem periodik berdasarkan konfigurasi elektron, perlu dilihat pada jenis dan jumlah elektron terluar yang menempati kulit yang sama.

Golongan utama (Golongan A), pada golongan ini elektron valensi menempati subkulit s atau subkulit s dan p.

Golongan transisi (Golongan B), pada golongan ini elektron valensi menempati subkulit s dan d.

􀂊 Untuk lantanida dan aktinida, elektron valensi menempati subkulit s dan f. Tapi jumlahnya tidak menentukan golongan, karena lantanida dan aktinida tidak mempunyai golongan.

III. Elektron Valensi

Elektron Valensi adalah elektron yang berperan dalam pembentukan ikatan kimia antar atom. Elektron valensi sering dijumpai (terutama padaatom unsur utama/Golongan A) sebagai elektron terluar dalam sebuah atom.

Tabel di atas menunjukkan contoh konfigurasi elektron beberapa unsur. dan nampak elektron valensi adalah jumlah elektron di kulit paling akhir setiap unsur. Ini berlaku untuk unsur utama (Golongan A)

Untuk Golongan B, Aktinida dan Lantanida penentuan elektron valensi lebih rumit, tidak perlu khawatir, karena hampir seluruhpertanyaan dan soal terkait elektron valensi akan memunculkan unsur dari golongan A.

Mari kita lihat beberapa soal berikut..

1. Suatu isotop mempunyai 21 neutron dan nomor massa 40. Unsur tersebut mempunyai elektron valensi sebanyak ... .
             A. 1         D. 6
             B. 2         E. 9
             C. 3

Jawab:
Neutron 21 dan no massa 40. berarti massa proton (yang nantinya juga akan seimbang dengan jumlah elektron) adalah 40 - 21. yaitu... 19.

Kita susun 19 elektron ke dalam masing-masing orbital...

Dari gambar kita ketahui bahwa elektron valensinya adalah 1. unsur tersebut juga terdapat pada Periode 4 (terakhir di 4s). Termasuk ke golongan IA (krn e valensinya 1)


Masih bingung...? Kita coba beberapa soal lagi.., dan kalian coba temukan  polanya ya....

2. Diketahui 7N, 8O, 9F, 11Na, dan 12Mg. Yang mempunyai elektron valensi tertinggi adalah unsur … .
            A. N          D. Na
            B. O          E. Mg
            C. F

Jawab:

 

e valensi 7N adalah 5 = 1s2 2s2 2p3
e valensi 8O adalah 6 = 1s2 2s2 2p4
e valensi 9F adalah 7 = 1s2 2s2 2p5
e valensi 11Na adalah 1 = 1s2 2s2 2p6 3s1
e valensi 12Mg adalah 2 = 1s2 2s2 2p6 3s2
Elektron valensi tertinggi adalah 7, pada unsur 9F 


Seluruh soal terkait elektron valensi berkaitan dengan Golongan A saja.

Jauh lebih mudah kalau kalian bisa hafal sebagian Golongan A.

Golongan IA (e val 1): HeLiNaKawanRubiCsFransiska
Golongan IIA (e val 2): BeliManggaCariSirsakBaruRambutan
.
.
.
Golongan VIA ( e val 6): OSSeTePo
Golongan VIIA (e val 7): FClBrIAt
Golongan VIIIA (e val 8): Heboh Negeri Arab Karena Xenon dan Radon


Ya.. sampai di sini penjelasan saya mengenai konfigurasi elektron, bilangan kuantum, elektron valensi dan sistem periodik unsur. Jika kalian merasa perlu mendownload sistem periodik unsur, bisa didownload pada tautan di bawah ini. Selamat belajar... !

Download Sistem Periodik Unsur

Pengertian, Sejarah, Sistem Periodik Unsur, Sifat Golongan dan Periode, Sifat Unsur (Jari-jari Atom, Energi Ionisasi, Afinitas Elektron, Keelektronegatifan dan Sifat Logam Unsur)

Hai... kita ketemu lagi di postingan SMS ini. Kali ini, kita akan membahas mengenai upaya para ahli kimia dalam mengelompokkan unsur-unsur di alam. Mulai dari sejarah upaya pengelompokkan unsur, tahapan-tahapan pengelompokan unsur oleh para ahli yang terus disempurnakan hingga terbentuknya Sistem Periodik Unsur yang modern, bahkan sampai kepada sifat-sifat unsur dibandingkandengan nomor massanya seperti jari-jari atom, energi ionisasi, afinitasi elektron, keelektronegatifan hingga sifat ke-logam-an unsur.

Ada 118 unsur di sekitar kita, jika kita mempelajari satu demi satu alangkah sulitnya. Hal inilah yang mendorong para ahli dari dulu untuk mengelompokkan unsur.

Pengelompokan dilakukan dengan membandingkan sifat-sifat unsur. Dasar pertama yang digunakan para ahli dahulu untuk mengelompokkan unsur adalah kemiripan sifat, kemudian berubah menggunakan kenaikkan massa atom sebagai acuan, dan sekarang dengan semakin mendalamnya ilmu tentang atom, berdasarkan kenaikkan nomor atom.

Pengelompokan unsur mengalami perkembangan dari pengelompokan unsur yang dilakukan oleh para ahli Arab dan Persia, Dobereiner, Newlands, Mendeleyev, Lothar Meyer, Moseley hingga sistem periodik modern yang kita pakai hingga sekarang.

A. Perkembangan Sistem Periodik Unsur

Sepuluh abad sebelum John Dalton, ahli kimia Arab telah menemukan kombinasi kimia yang terdiri dari beberapa elemen unsur dengan sifat yang tetap. Saat itu unsur dibagi menjadi unsur logam dan non logam. Di saat itu Jabir Ibnu Hayyan menguatkan tentang pentingnya eksperimen sebelum menetapkan sebuah teori dalam ilmu kimia. 

Lavoisier masih menganggap cahaya dan kalori sebagai zat/unsur dan beberapa senyawa sebagai unsur. Oleh Lavoisier berdasarkan sifat kimia zat-zat dibagi menjadi unsur gas, logam, nonlogam, dan tanah.

Menurut Dalton, atom dari unsur yang berbeda mempunyai sifat dan massa atom yang berbeda. Massa atom adalah perbandingan massa atom unsur tersebut terhadap massa atom unsur hidrogen.

Dalton kemudian mengelompokkan 36 unsur yang ada berdasarkan kenaikkan massa atomnya. Meskipun kemudian penentuan massa atom tersebut diketahui kurang tepat.

Setelah ditemukan spektrometer massa (awal abad XX), muncul perubahan dalam penentuan massa atom. Bukan lagi hidrogen yang menjadi pembanding melainkan isotop C-12. Satuan yang digunakan bukan lagi gram melainkan satuan massa atom (sma).

Satuan massa atom (sma) terlalu kecil sehingga tidak ada neraca di dunia yang mampu menimbang massa atom. Berdasarkan hasil penghitungan massa atom ini Berzellius kemudian mempublikasikan daftar massa atom unsur-unsur yang akurat.

Perkembangan sistem periodik unsur berlanjut sebagaima berikut.

1. Triade Dobereiner

Tahun 1829, Johann Dobereiner mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat. Tiap kelompok terdiri atas 3 unsur (triad).

Triade Dobereine

Ternyata terdapat kecenderungan di mana massa atom unsur yang di tengah merupakan rata-rata massa atom 2 unsur yang mengapit.

2. Oktaf Newlands

Triade Dobereiner mendorong John Alexander Reina Newlands untuk melanjutkan upaya pengelompokan unsur-unsur berdasarkan kenaikkan massa atom dan kemiripan sifat unsur.

Newlands mengamati ada pengulangan secara teratur keperiodikan sifat  unsur. Unsur ke-8 mempunyai sifat mirip dengan unsur ke-1. Begitu juga unsur ke-9 mirip sifatnya dengan unsur ke-2.

Oktaf Newlands
Setelah baris ke empat, tidak setiap oktaf berlaku kesamaan sifat.

Pada kenyataannya pengulangan sifat unsur tidak selalu terjadi pada unsur ke-8.

Hal ini ditunjukkan oleh Lothar Meyer (1864) yang melakukan pengamatan hubungan antara kenaikkan massa atom dengan sifat unsur. Meyer melihat pengulangan sifat unsur tidak selalu terjadi setelah 8 unsur.

Kurva Nomor Atom dengan Jari-jari Atom

Berdasarkan kurva tersebut ia melihat adanya keteraturan unsur-unsur dengan sifat yang mirip.

Tahun 1870 Meyer mempublikasikan sistem periodiknya setelah sistem periodik Mendeleyev keluar.

3. Sistem Periodik Mendeleyev

Sesuai kegemarannya bermain kartu, Dimitri Mendeleyev (1869) mengumpulkan informasi sebanyak-banyaknya tentang unsur, kemudian ia menulis pada kartu-kartu.

Kartu-kartu unsur tersebut disusun berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifat. Kartu-kartu unsure yang sifatnya mirip terletak pada kolom yang sama yang kemudian disebut golongan.

Sedangkan pengulangan sifat menghasilkan baris yang disebut periode. Mendeleyev menempatkan unsur-unsur periode 5 berdampingan dengan unsur-unsur dalam periode 4

Kelebihan Sistem Periodik Mendeleyev:

a. Dapat meramalkan tempat kosong untuk unsur yang belum ditemukan (diberi tanda ?).

Contoh:

Unsur Eka-silikon (Germanium-Ge) berada di antara Si dan Sn.

b. Menyajikan data massa atom yang lebih akurat, seperti Be dan U.

c. Periode 4 dan 5 mirip dengan Sistem Periodik Modern.

Contoh: K dan Cu sama-sama berada di periode 4 golongan I.

              Dalam Sistem Periodik Modern K digolongan IA dan Cu di golongan IB.

d. Penempatan gas mulia yang baru ditemukan tahun 1890–1900 tidak menyebabkan perubahan 

    susunan Sistem Periodik Mendeleyev.

Kelemahan Sistem Periodik Mendeleyev:

Adanya penempatan unsur yang tidak sesuai dengan kenaikkan massa atom. Contoh: 127I dan 128Te.

Karena sifatnya, Mendeleyev terpaksa menempatkanTe lebih dulu daripada I. Dalam Sistem Periodik Modern yang berdasarkan kenaikkan nomor atom Te (Z= 52) lebih dulu dari I (Z = 53).

4. Sistem Periodik Modern

Tahun 1913 Henry Moseley menemukan bahwa, 

"urutan kenaikkan nomor atom sama dengan urutan kenaikkan massa atom."

Hasil ini diperoleh berdasarkan pengelompokan unsur-unsur berdasarkan kenaikkan nomor atom adalah Sistem Periodik Modern dan kemudian sering disebut Tabel Periodik Unsur.

Di dalam Sistem Periodik Modern ditemukan keteraturan pengulangan sifat dalam periode (baris) dan kemiripan sifat dalam golongan (kolom).

a. Golongan

Golongan adalah susunan unsur-unsur dalam SPU ke arah tegak (vertikal). Secara garis besar unsur-unsur dalam Tabel Periodik Modern dibagi dalam 2 golongan, yaitu:

Untuk menentukan golongan unsur dalam sistem periodik berdasarkan konfigurasi elektron, perlu dilihat pada jenis dan jumlah elektron terluar yang menempati kulit yang sama.

1) Golongan Utama (A), meliputi:

Golongan utama (Golongan A), pada golongan ini elektron valensi menempati subkulit s atau subkulit s dan p.

     a) golongan IA disebut golongan alkali;

     b) golongan IIA disebut golongan alkali tanah;

     c) golongan IIIA disebut golongan boron/aluminium;

     d) golongan IVA disebut golongan karbon/silikon;

     e) golongan VA disebut golongan nitrogen/fosfor;

     f) golongan VIA disebut golongan oksigen/sulfur;

     g) golongan VIIA disebut golongan halogen;

     h) golongan VIIIA/O disebut golongan gas mulia/gas inert.

2) Golongan Transisi (B), meliputi:

Golongan transisi (Golongan B), pada golongan ini elektron valensi menempati subkulit s dan d.

Golongan IB sampai dengan VIIIB. Khusus golongan B akan dibahas lebih lanjut dalam bagian Konfigurasi Elektron dan Elektron Valensi.

Untuk lantanida dan aktinida, elektron valensi menempati subkulit s dan f. Tapi jumlahnya tidak menentukan golongan, karena lantanida dan aktinida tidak mempunyai golongan.

b. Periode

Periode adalah susunan unsur-unsur dalam SPU arah mendatar (horizontal). Periode dibagi 2 yaitu:

1) periode pendek, meliputi:

    a) periode 1 terdiri atas 2 unsur;

    b) periode 2 terdiri atas 8 unsur;

    c) periode 3 terdiri atas 8 unsur.

2) periode panjang, meliputi:

    a) periode 4 terdiri atas 18 unsur;

    b) periode 5 terdiri atas 18 unsur;

    c) periode 6 terdiri atas 32 unsur.

   d) periode 7 belum lengkap

B. Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron merupakan susunan elektronelektron dalam kulit-kulit atau subkulit-subkulit. Pengisian elektron pada tingkat subkulit akan dibahas di bagian Konfigurasi Elektron dan Elektron Valensi.

Konfigurasi elektron yang akan dibahas pada bab ini hanya untuk memudahkan dalam penentuan periode dan golongan, khususnya golongan utama (A). Lebih lanjut akan dijelaskan pada Bab khusus Konfigurasi Elektron, masih di www.sekolah-matematika-sains.com ini.

Pengisian elektron dimulai dari tingkat energi (kulit) yang paling rendah yaitu kulit K.

C. Sifat Periodik Unsur

Sifat periodik unsur merupakan sifat unsur yang berhubungan dengan letak unsur dalam tabel periodik (periode dan golongan). Sifat periodik yang akan dibahas di sini meliputi sifat atom yang berhubungan langsung dengan struktur atomnya, mencakup jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan.

Sifat fisis yang meliputi kerapatan, titik leleh, titik didih, dan daya hantar listrik tidak dibahas.

1. Jari-jari atom

Jari-jari atom adalah jarak antara inti atom dan electron terluar.

Kecenderungan jari-jari atom:

a. Dalam satu golongan jari-jari atom dari atas ke bawah makin besar. Karena jumlah kulit dari atas ke bawah makin banyak meskipun muatan inti bertambah positif, maka gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah.

b. Dalam satu periode jari-jari atom dari kiri ke kanan makin kecil. Meskipun jumlah elektron dari kiri ke kanan bertambah tetapi masih menempati kulit yang sama.

Hubungan Nomor Atom dengan Jari-jari Atom

Kecenderungan Jari-jari Atom pada Tabel Periodik Unsur

Bertambahnya muatan positif dalam inti menyebabkan gaya tarik inti terhadap elektron makin kuat. Akibatnya jari-jari atom makin kecil.

2. Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah energi minimal yang dibutuhkan untuk melepaskan 1 elektron terluar dari atom berwujud gas pada keadaan dasarnya.

Kecenderungan energi ionisasi:

a. Dalam satu golongan energi ionisasi dari atas ke bawah makin kecil, karena jari-jari atom bertambah besar.

Hubungan Nomor Atom dan Energi Ionisasi

Kecenderungan Energi Ionisasi pada Tabel Periodik Unsur

Meskipun jumlah muatan positif dalam inti bertambah tetapi gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah karena jari-jari makin panjang. Akibatnya energi ionisasi makin berkurang.

b. Dalam satu periode energi ionisasi unsur dari kiri ke kanan makin besar.

Bertambahnya jumlah muatan positif dalam inti dan jumlah kulit tetap menyebabkan gaya tarik inti makin kuat. Akibatnya energi ionisasi makin bertambah.

3. Afinitas elektron

Afinitas elektron adalah energi yang terlibat (dilepas atau diserap) ketika satu elektron diterima oleh atom suatu unsur dalam keadaan gas.

Afinitas elektron suatu unsur:

a. Dalam satu golongan afinitas elektron unsur dari atas ke bawah makin berkurang.

Muatan inti bertambah positif, jari-jari atom makin besar, dan gaya tarik inti terhadap elektron yang ditangkap makin lemah. Akibatnya afinitas elektron berkurang.

b. Dalam satu periode afinitas elektron unsur dari kiri ke kanan cenderung bertambah.

Muatan inti bertambah positif sedang jumlah kulit tetap menyebabkan gaya tarik inti terhadap elektron yang ditangkap makin kuat. Akibatnya afinitas elektron cenderung bertambah.

Afinitas Elektron

Kecenderungan Afinitas Elektron pada Sistem Periodik Unsur

4. Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kecenderungan/kemampuan atom untuk menarik elektron dalam suatu ikatan kimia.

Semakin besar keelektronegatifan suatu atom berarti dalam ikatan kimia atom tersebut cenderung menarik elektron dari atom yang lain.

Keelektronegatifan pada Tabel Periodik Unsur

Kecenderungan Keelektronrgatifan Unsur pada Tabel Periodik Unsur 

Sebagai contoh dalam ikatan H dan Cl, atom Cl cenderung menarik elektron dari H, jadi Cl lebih elektronegatif dari H.

Unsur-unsur golongan VIIIA (Gas Mulia) sulit membentuk ikatan kimia/tidak reaktif, jadi keelektronegatifannya sangat rendah.

Keelektronegatifan suatu unsur:

a. Dalam satu golongan keelektronegatifan unsur dari atas ke bawah makin berkurang.

Jumlah muatan inti bertambah positif jumlah kulit bertambah maka kemampuan inti untuk menarik electron menjadi lemah. Akibatnya keelektronegatifan unsur makin lemah.

b. Dalam satu periode keelektronegatifan unsur dari kiri ke kanan cenderung naik.

Muatan inti bertambah positif jumlah kulit tetap, menyebabkan gaya tarik inti terhadap elektron makin kuat. Akibatnya kemampuan atom untuk menarik elektron makin besar.

5. Sifat logam

Unsur-unsur dalam sistem periodik dibagi menjadi unsur logam, semilogam (metalloid), dan nonlogam. Kelogaman unsur terkait dengan energi ionisasi dan afinitas elektron.

Unsur logam mempunyai energi ionisasi kecil sehingga mudah melepas elektron membentuk ion positif.

Unsur nonlogam mempunyai afinitas elektron besar sehingga mudah menarik elektron membentuk ion negatif.

Sifat logam unsur:

a. Dalam satu golongan sifat logam unsur bertambah dari atas ke bawah. Dari atas ke bawah energi ionisasi unsur berkurang sehingga makin mudah melepas elektron, sifat logam bertambah.

Demikian juga nilai afinitas elektron makin berkurang sehingga makin sulit bagi unsur untuk menangkap elektron. Sifat nonlogam berkurang.

b. Dalam satu periode sifat logam berkurang dari kiri kekanan. Energi ionisasi unsur bertambah dari kiri ke kanan, sehingga makin sulit bagi unsur untuk melepas elektron. Berarti sifat logam makin berkurang.

Sifat Fisika Logam dan Non Logam

Nilai afinitas elektron bertambah dari kiri ke kanan, sehingga makin mudah bagi unsur untuk menarik elektron. Akibatnya sifat nonlogam makin berkurang. Kecenderungan ini tidak berlaku bagi unsur-unsur transisi.

Rekan sekalian....

Mungkin agak sulit bagi kita mengingat kecenderungan sifat unsur dalam tabel periodik unsur. untuk lebih memudahkan, di sini saya coba merangkum kesimpulan kecenderungan sifat unsur di atas menjadi sebuah tabel sebagaimana berikut...

Tabel Memperudah Mengingat
Kecenderungan Sifat Unsur

Cukup sampai di sini dulu pembahasan mengenai Sistem Periodik Unsur. Semoga bermanfaat... Selamat Belajar....!

Dan teruslah Belajar....!

Pengertian Redoks (Reduksi-Oksidasi), Biloks (Bilangan Oksidasi), Autoredoks dan Contohnya

Pada materi kali ini, kita akan membahas Pengertian Redoks (Reduksi-Oksidasi), Biloks (Bilangan Oksidasi), Autoredoks dan beberapa contoh soal dan penyelesaiannya.

Pengertian Reaksi Reduksi-Oksidasi (Redoks)

Awalnya, reaksi redoks dipandang sebagai hasil dari perpindahan atom oksigen dan hidrogen. Oksidasi merupakan proses terjadinya penangkapan oksigen oleh suatu zat. Sementara itu reduksi adalah proses terjadinya pelepasan oksigen oleh suatu zat. Oksidasi juga diartikan sebagai suatu proses terjadinya pelepasan hidrogen oleh suatu zat dan reduksi adalah suatu proses terjadinya penangkap hidrogen. 

Oleh karena itu, teori klasik mengatakan bahwa oksidasi adalah proses penangkapan oksigen atau kehilangan hidrogen. Di sisi lain, reduksi adalah proses kehilangan oksigen atau penangkapan hidrogen.

Sifat dan Karakteristik Proton, Elektron dan Neutron dalam Struktur Atom

Walaupun pada awalnya atom diartikan sebagai partikel terkecil yang tidak dapat dibagi lagi, tetapi dalam perkembangannya ternyata ditemukan bahwa atom tersusun atas tiga jenis partikel sub-atom (partikel dasar), yaitu proton, elektron, dan neutron.

Massa partikel dasar dinyatakan dalam satuan massa atom (sma), di mana 1 sma = 1,66 × 10–24 gram. Sedangkan muatan partikel dasar dinyatakan sebagai muatan relatif terhadap muatan elektron (e), di mana muatan 1 elektron = e = –1,60 × 10–19 coloumb.

Muatan 1 proton sama dengan muatan 1 elektron, tetapi tandanya berbeda. Massa 1 proton sama dengan massa 1 neutron, masing-masing 1sma. Massa elektron lebih kecil daripada massa proton atau neutron.

Struktur Atom dan Sejarah Perkembangan Penemuan Struktur Atom.

Pada materi kali ini, kita akan mempelajari struktur atom, sejarah perkembangan struktur atom mulai model atom Dalton, Thompson, Rutherford, Niels Bohr hingga model atom modern/mekanika kuantum.

Perkembangan Pemahaman Mengenai Struktur Atom

Setiap materi di alam semesta tersusun atas partikel-partikel yang sangat kecil yang dikenal sebagai atom. Sejak dahulu kala manusia berpikir tentang zat penyusun setiap materi, kemudian dirumuskannya teori atom dan sampai sekarang di zaman yang serba canggih ini, keberadaan atom sudah