Perkembangan Model Atom

Model atom mengalami banyak sekali perkembangan sejak dikemukakanoleh John Dalton. Untuk mengetahui lebih jelas simak penjelasan berikut.

Model Atom John Dalton

Hukum kekekalan massa yang disampaikan oleh Lavoisier dan hukum perbandingan tetap yang dijelaskan oleh Proust mendasari John Dalton untuk mengemukakan teori dan model atomnya pada tahun 1803. John Dalton menjelaskan bahwa atom merupakan partikel terkecil unsur yang tidak dapat dibagi lagi, kekal dan tidak dapat dimusnahkan demikian juga tidak dapat diciptakan. Atom-atom dari unsur yang sama mempunyai bentuk yang sama dan tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain.

Model atom Dalton tidak dapat menerangkan hubungan antara larutan senyawa dan daya hantar arus listrik.

Model Atom Joseph John Thompson

Joseph John Thompson merupakan penemu elektron. Thompson mencoba menjelaskan keberadaan elektron menggunakan teori dan model atomnya. Menurut Thompson, elektron tersebar secara merata di dalam atom yang dianggap sebagai suatu bola yang bermuatan positif. Model atom yang dikemukakan oleh Thompson sering disebut sebagai model roti kismis dengan roti sebagai atom yang bermuatan positif dan kismis sebagai elektron yang tersebar merata di seluruh bagian roti. Atom secara keseluruhan bersifat netral.

Model atom Joseph John Thompson

Kelemahan model atom Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

Model Atom Ernest Rutherford

Penelitian penembakan sinar alfa pada plat tipis emas membuat Rutherford dapat mengusulkan teori dan model atom untuk memperbaiki teori dan model atom Thompson. Menurut Rutherford, atom mempunyai inti yang bermuatan positif dan merupakan pusat massa atom dan elektron-elektron mengelilinginya.
Rutherford berhasil menemukan bahwa inti atom bermuatan positif dan elektron berada diluar inti atom. Akan tetapi teori dan model atom yang dikemukakan oleh Rutherford juga masih mempunyai kelemahan yaitu teori ini tidak dapat menjelaskan fenomena kenapa elektron tidak dapat jatuh ke inti atom. Padahal menurut fisika klasik, partikel termasuk elektron yang mengorbit pada lintasannya akan melepas energi dalam bentuk radiasi sehingga elektron akan mengorbit secara spiral dan akhirnya jatuh ke iti atom.

Model Atom Ernest Rutherford

Model Atom Niels Bohr

Niels Bohr selanjutnya menyempurnakan model atom yang dikemukakan oeh Rutherford. Penjelasan Bohr didasarkan pada penelitiannya tentang spektrum garis atom hidrogen. Beberapa hal yang dijelaskan oleh Bohr adalah

• Elektron mengorbit pada tingkat energi tertentu yang disebut kulit
• Tiap elektron mempunyai energi tertentu yang cocok dengan tingkat energi kulit
• Dalam keadaan stasioner, elektron tidak melepas dan menyerap energi
• Elektron dapat berpindah posisi dari tingkat energi tinggi menuju tingkat energi rendah dan sebaliknya dengan menyerap dan melepas energi

Model Atom Niels Bohr

Model atom ini tidak bisa menjelaskan spektrum warna dari atom berelektron banyak

Model Atom Mekanika Gelombang

Perkembangan model atom terbaru dikemukakan oleh model atom berdasarkan mekanika kuantum. Penjelasan ini berdasarkan tiga teori yaitu

• Teori dualisme gelombang partikel elektron yang dikemukakan oleh de Broglie pada tahun 1924
• Azas ketidakpastian yang dikemukakan oeh Heisenberg pada tahun 1927
• Teori persamaan gelombang oleh Erwin Schrodinger pada tahun 1926

Menurut model atom ini, elektron tidak mengorbit pada lintasan tertentu sehingga lintasan yang dikemukakan oleh Bohr bukan suatu kebenaran. Model atom ini menjelaskan bahwa elektron-elektron berada dalam orbita-orbital dengan tingkat energi tertentu. Orbital merupakan daerah dengan kemungkinan terbesar untuk menemukan elektron disekitar inti atom.

Model Atom Mekanika Quantum 

Sumber : 

Chem-is-try.org

Read More

TATANAMA SENYAWA KIMIA

 

A. Senyawa biner (senyawa yang tersusun dari 2 unsur)

1.  Senyawa ionik (logam dan nonlogam)

Hal-hal yang perlu diperhatikan dalam penamaan senyawa ionik

1.   Penamaan dimulai dari nama kation logam, diikuti nama anion dari non logam. Untuk kation logam,     dinamai dengan nama unsurnya, untuk anion non logam diberi akhiran ida

Contoh:

·         KH  : Kalium Hidrida

·         BaS  : Barium Sulfida

·         NaCl  : Natriun Klorida

2.     Senyawa yang terbentuk haruslah bermuatan netral.

Contoh: 

CuO

O bermuatan -2,

Cu bermuatan +2

Total muatan Cu dan O: -2 + (+2) = 0à Stabil

Maka, nama senyawa tersebut adalah Tembaga (II) Oksida

3.   Jika senyawa logam mempunyai lebih dari satu macam bilangan oksidasi , maka ada 2 cara  penamaan

a.     Logam ditandai dengan angka Romawi dibelakang nama logam (sistem Stock)

 Contoh:

FeO  : besi (II) oksida

Fe2O3  : besi (III) oksida

Cu2S  : tembaga (I) sulfida

CuS  : tembaga (II) sulfida

b.     Logam dengan bilangan oksidasi rendah memakai nama latin  yang berakhiran -o, dan

logam dengan valensi tinggi memakai nama latin dengan berakhiran –i. (sistem akhiran)

 Contoh:            

FeO  : ferro oksida

Fe2O3  : ferri oksida

Cu2S  : cupro sulfida

CuS  : cupri sulfida

b.  Jika senyawa kovalen (non logam-non logam)

Hal-hal yang perlu diperhatikan dalam penamaan senyawa ionik

1.     Penamaan senyawa mengikuti urutan berikut:

Bi – Si – As – C – P – N – H – S – I –  Cl – O –F

2.     Jika senyawa non logam mempunyai lebih dari satu macam bilangan oksidasi , maka ada 2 cara  penamaan

a)     Memakai valensi (bilangan oksidasi) angka Romawi (SISTEM STOCK)

Contoh:             

N2O  :  nitrogen (I) oksida

NO  : nitrogen (II) oksida

N2O3  : nitrogen (III) oksida

b)     Jumlah masing-masing atom dalam senyawa ditandai dengan awalan   bahasa Yunani (SISTEM AWALAN)

 mono        =  1,                        heksa     =  6

di                 = 2,                         hepta      = 7

tri                 = 3,                         okta        = 8

tetra            = 4,                         nona       = 9

penta          = 5,                         deka       = 10.

Contoh  

N2O  : dinitrogen oksida

N2O3  : dinitrogen trioksida

PCl5  : phospor pentaoksida

c.  Penamaan Asam-asam Biner

Ada segolongan senyawa biner kovalen yang dalam keadaan tertentu dapat melepaskan ion-ion hidrogen (H+) sehingga senyawa tersebut dikenal sebagai suatu ‘asam’. Asam-asam biner penting sangat terbatas jumlahnya. Penamaannya berdasarkan gabungan dari awalan ‘hidro’ dengan nama bukan logam yang diberi akhiran ‘at’.

Contoh:

HF asam hidrofluorat (asam fluorida)

HBr asam hidrobromat (asam bromat)

H2S asam hidrosulforat (asam sulfida)

d.  Nama senyawa yang sudah umum tidak menggunakan aturan IUPAC

contoh:  

H2O  : air

NH3  : amoniak

NaCl  : garam dapur

B.  Tatanama Senyawa Poliatom

Ion-ion poliatom adalah ion – ion yang tersusun oleh lebih dari satu jenis atom . Ion-ion ini dapat bersenyawa dengan ion-ion yang berasal dari atom logam. Senyawa yang terbentuk biasanya senyawa terner ( tersusun oleh tiga atom berbeda )

Contoh Senyawa Poliatom dan penamaannya :

Read More

MASSA ATOM RELATIF DAN MASSA MOLEKUL RELATIF

Massa Atom Relatif (Ar)

Massa satu atom terlalu kecil untuk digunakan dalam perhitungan, maka massa aton atau molekul dinyatakan dalam satuan massa atom (sma). Satu sma didefenisikan sebagai 1/12 kali massa sebuah atom ¹²C netral. Massa atom relatif (Ar) merupakan satuan massa terkecil suatu unsur atau senyawa yang dibandingkan dengan 1/12 massa isotop ¹²C. Atom C digunakan sebagai standar pembanding karena hasil perbandingan 1/12 x massa sebuah atom ¹²C dengan massa atom lain menghasilkan bilangan yang medekati bulat

1 sma  = 1/12 x massa sebuah atom ¹²C

           =  1,66053886 x 10^-27 kg

Massa satu atom C adalah 19,9269 x 10^-27 kg, karena 1 sma = 1,66053886 x 10^-27 kg maka massa satu atom C adalah 12 sma.

Massa Molekul Relatif (Mr)

Massa molekul relatif adalah massa rata-rata dari molekul. Massa molekul merupakan jumlah dari massa atom-atom penyusunnya. Dengan demikian massa molekul relatif dapat diperoleh dari jumlah massa atom relatif unsur-unsur penyusunnya.

Contoh :

Hitunglah Mr CaBr₂, bila Ar Ca = 40,078 dan Ar Br = 79,904

Penyelesaian
Mr CaBr₂ = (1 x Ar Ca )+ (2 x Ar Br) = (1 x 40,078) + (2 x 79,904)

     = 40,078 + 159,808 = 199,886

Jadi Mr CaBr2 = 199,889

Bila Ar H = 1,008, Ar O = 15,999 dan massa 1 atom 12C = 1,99 x 10-23 g,

Tentukan massa 200 molekul air!

Penyelesaian
Mr H2O = (2 x Ar H )+ (1 x Ar O) = (2 x 1,008 )+ (1 x 15,999)

   = 2,016 + 15,999

   = 18,015

Read More

IKATAN KOVALEN

Ikatan Kovalen

Ikatan  kovalen  dapat  terjadi  karena  adanya  penggunaan elektron secara bersama. Apabila ikatan kovalen terjadi maka kedua  atom  yang  berikatan  tertarik  pada  pasangan  elektron  yang  sama.  Molekul hidrogen H₂ merupakan contoh pembentukan ikatan kovalen.

Pembentukan ikatan kovalen atom-atom hidogen

Masing-masing  atom  hidrogen  mempunyai  1  elektron  dan untuk mencapai konfigurasi oktet yang stabil seperti unsur golongan  gas mulia maka masing-masing atom hidrogen memerlukan tambahan 1 elektron. Tambahan 1 elektron untuk masing-masing atom hidrogen tidak  mungkin  didapat  dengan  proses  serah  terima  elektron  karena keelekronegatifan yang sama. Sehingga konfigurasi oktet yang stabil dpat  dicapai  dengan  pemakaian  elektron  secara  bersama yang berasal dari penyumbangan 1 elektron oleh masing-masing atom hidrogen untuk menjadi pasangan elektron milik bersama. Pasangan elektron bersama ditarik oleh kedua inti atom hidrogen yang berikatan.

Pembentukan Ikatan Kovalen

Ikatan  kovalen  biasanya terjadi  antar  unsur  nonlogam  yakni antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan relatif besar. Ikata kovalen  juga  terbentuk  karena  proses  serah  terima  elektron  tidak mungkin   terjadi.   Hidrogen   klorida   merupakan   contoh   lazim pembentukan  ikatan  kovalen  dari  atom  hidrogen  dan  atom  klorin. Hidrogen   dan   klorin  merupakan   unsur   nonlogam   dengan  harga keelektronegatifan  masing-masing  2,1  dan  3,0.  Konfigurasi  elektron atom hidrogen dan atom klorin adalah

H          : 1

Cl         : 2        8   7

Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen kekurangan 1 elektron dan atom klorin memerlukan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari segi keelektronegatifan, klorin mempunyai harga keelektronegatifan yang  lebih  besar  dari  hidrogen  tetapi  hal  ini  tidak  serta  merta membuat klorin mampu menarik elektron hidrogen karena hidrogen juga   mempunyai   harga keelektronegatifan   yang   tidak   kecil. Konfigurasi   stabil   dapat   tercapai   dengan   pemakaian   elektron bersama.    Atom hidrogen dan atom klorin    masing-masing menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron milik bersama.

Pembentukan HCl

Ikatan Kovalen Rangkap dan Rangkap Tiga

Dua  atom  dapat  berpasangan  dengan  mengguna-kan  satu pasang, dua pasang atau tiga pasang elektron yang tergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan dengan sepasang elektron disebut ikatan  tunggal  sedangkan  ikatan  yang  menggu-nakan  dua  pasang elektron  disebut  ikatan  rangkap  dan  ikatan  dengan  tiga  pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga. Ikatan rangkap misalnya dapat dijumpai pada molekul oksigen (O₂) dan molekul karbondiksida (CO₂) sedangkan ikaran rangkap tiga misalnya dapat dilihat untuk molekul nitrogen (N₂) dan etuna (C₂H₂).

Ikatan Kovalen Koordinasi / Koordinat / Dativ

Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama.

Pasangan elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron.

Contoh:

Terbentuknya senyawa BF3 – NH3

Polarisasi Senyawa Kovalen

Ikatan kovalen dapat mengalami polarisasi, maka dari itu dikenal ada 2 :

1.      Ikatan kovalen polar

2.      Ikatan kovalen nonpolar

Suatu ikatan kovalen disebut polar, jika Pasangan Elektron Ikatan (PEI) tertarik lebih kuat ke salah 1 atom.

Contoh 1 :

Molekul HCl

Meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar daripada atom H. Akibatnya atom Cl menarik pasangan elektron ikatan (PEI) lebih kuat daripada atom H sehingga letak PEI lebih dekat ke arah Cl (akibatnya terjadi semacam kutub dalam molekul HCl).

Suatu ikatan kovalen dikatakan nonpolar jika PEI (pasangan elektron ikatan) tertarik sama kuat ke semua atom akibat keelektronegatifan unsur yang hamper sama

.

Jadi, kepolaran suatu ikatan kovalen disebabkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang berikatan. Sebaliknya, suatu ikatan kovalen dikatakan non polar (tidak berkutub), jika PEI tertarik sama kuat ke semua atom.

Sumber : Chem-is-try.org

Read More

KONSEP MOL

Mol merupakan satuan yang menunjukkan jumlah partikel. Satu mol zat didefenisikan sebagai jumlah zat yang nmengandung partikel sebanyak atom yang terdapat dalam 12 gram atom ¹²C.

Rumus yang digunakan:

mol = gram/Mr

Gram = mol X Ar atau Mr

Ar atau Mr = gram/mol

Contoh :

Hitung mol dari 36 gram air (H₂O) diketahuiMr H₂O = 18

Penyelesaian :

            mol = gram/Mr

                   = 36/18

                   = 2 mo

KONSEP MOL DAN BILANGAN AVOGADRO

Mol adalah jumlah dari suatu zat yang mengandung jumlah satuan dasar (atom, molekul, ion) yang sama dengan atom-atom dalam 12 gisotop 12C.

Jumlah partikel (atom, molekul atau ion) dalam satu mol disebut bilangan Avogadro (atau tetapan Avogadro) dengan lambang L. Amedeo Avogadro, adalah orang yang pertama kali mempunyai ide dari satuan ini.

Harga L sebesar 6,02 x 1023 partikel mol-1. Dapatkah Anda bayangkanbesarnya angka itu? Seandainya dapat dikumpulkan sebanyak 6,02 x 10²³ butir jagung, jagung itu dapat tertimbun di permukaan bumi Indonesia dengan mencapai ketinggian beberapa kilometer. Dari uraian di atas, maka kita dapatkan :

            1 mol = L partikel

            1 mol = 6,02 x 10²³ partikel

Dengan demikian di dapatkan rumus yang menyatakan hubungan antara mol dan jumlah partikel adalah :

Jumlah partikel = mol X L

Mol = jumlah partikel/L

Read More