Biloks pada senyawa organik

Penghitungan bilangan oksidasi (biloks) di SMA selama ini sangat jarang diterapkan dalam senyawa organik. Penyebab lainnya adalah dalam setiap reaksi redoks dalam senyawa organik juga jarang sekali disinggung dan jarang mengaitkannya dengan berapa perubahan biloks pada unsur-unsur dalam senyawa organik yang terlibat dalam reaksi reduksi dan oksidasi itu. Kebanyakan penentuan biloks hanya terjadi pada senyawa-senyawa ionik saja. Lalu bagaimana kita bisa menentukan biloks untuk unsur-unsur dalam senyawa organik? Berikut ini contoh penerapan menentukan biloks unsur dalam senyawa organik.
Ketentuan umum dalam penentuan biloks pada bahasan selama ini masih berlaku, seperti O umumnya biloks-nya -2, H biloks-nya +1, N biloks-nya -3, S biloks-nya -2 dan seterusnya. Pada senyawa organik yang biasanya terdapat rangkaian ikatan C-C baik ikatan tunggal, ikatan dobel, ikatan tripel nilainya dihitung 0 (nol). Bilangan oksidasi C ketika dalam senyawa organik yang kemudian mengalami reaksi redoks biasanya menggunakan total biloks C pada senyawa tersebut, kecuali disebut lain 

Berikut contoh-contoh dalam penentuan biloks C pada beberapa senyawa.

Metana,
4 biloks H = +4,
biloks C = -4

---

Propana,
biloks H masing-masing = +1,
biloks C1 dan C3 sama = 3(-1) + 0 = -3,
biloks C2 = 2x(-1) + 0 + 0 = -2,
jika dijumlah biloks C =[2 x(-3)] + (-2) = -8

---

Asam asetat (asam etanoat),
biloks H masing-masing = +1,
biloks C1 = (+2)+(+1)+0 = +3,
biloks C2  = -3+0 = -3,
jika dijumlah biloks C = +3 + (-3) = 0

---

Asam propanoat,
biloks H masing-masing = +1,
biloks C1 = (+2)+(+1)+0 = +3,
biloks C2  = -2+0+0 = -2,
biloks C3 = -3+0 = -3,
jika dijumlah biloks C = +3 + (-2) + (-3)= -2

---

Trikloroetena,
biloks H = +1,
biloks C1 = [2x(+1)]+0 = +2,
biloks C2 = -1+ (1) + 0 = 0,
jika dijumlah biloks C = (+2) + 0 = +2

---

4-metil fenol,
biloks masing-masing H = +1, biloks C1 = (+1) + 0 + 0 = +1,
biloks C2, C3, C5, C6, = -1+ 0 + 0 = -1,
biloks C4 = 3x(0) = 0,
biloks C pada metil = -3,
jika dijumlah biloks C = (+1) + 4x(-1)+ 0 + (-3) = -6

---

Etil-2-sianoetanoat,
biloks masing-masing H = +1,
biloks C2 = 2(-1) + 0 + 0 = -2,
biloks C3 = 3(-1)+ 0 = -3,
biloks C4 = +2 + (+1) + 0 = +3,
biloks C6 = 2(-1) + (+1) + 0 = -1,
biloks C7 = +3 + 0 = +3,
biloks O1 dan O5 = -2,
biloks N = -3,
jika dijumlah biloks C = (-2) + (-3) + (+3) + (-1) + (+3) = 0.

More about → Biloks pada senyawa organik

Biloks Nitrogen

Nitrogen (N) dalam sistem periodik unsur menempati golongan V-A (15) dan periode 2. Nitrogen adalah satu-satunya unsur yang memiliki banyak macam bilangan oksidasi. Bilangan oksidasi di sini dimaknai sebagai suatu bilangan yang menunjukkan ukuran kemampuan suatu atom untuk melepas atau menangkap elektron dalam pembentukan suatu senyawa.
Bilangan oksidasi nitrogen mulai dari -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 dan +5. Pertanyaannya mengapa nitrogen memiliki berbagai tingkat oksidasi (atau bilangan oksidasi)? Ikatan dengan unsur lain menjadi senyawa atau ion dari nitrogen itulah yang menyebabkan nitrogen menjadi punya banyak variasi bilangan oksidasi. Jika ia berikatan dengan unsur yang lebih elektropositif (ke-elektro-negatif-an-nya lebih kecil) maka ia akan memiliki bilangan oksidasi negatif. Jika ia berikatan dengan unsur yang memiliki keelektronegatifan lebih besar maka ia akan memiliki bilangan oksidasi positif. Untuk diketahui bahwa pada skala Pauling keelektronegatifan N = 3,04. Ini praktis menempatkan N terletak di antara unsur-unsur yang sangat elektronegatif dan unsur yang sangat elektropositif.
Penjelasan yang menguatkan berikutnya adalah dikaitkan dengan konfigurasi elektron N. Konfigurasi
elektron N dengan nomor atom 7 = 

Jika nitrogen berikatan dengan unsur yang lebih elektropositif (ke-elektro-negatif-an-nya lebih kecil), unsur yang mampu men-share kepada N yang akan menempati orbital yang kosong (dalam hal ini) orbital 2p maka ia akan memiliki bilangan oksidasi negatif.

• Jika unsur lain yang lebih elektropositif itu men-share dengan 1 elektron pada 1 orbital 2p maka nitrogen akan memiliki tingkat oksidasi (biloks) –1,
• Jika unsur lain yang lebih elektropositif itu men-share dengan 2 elektron pada 2 orbital 2p maka nitrogen akan memiliki tingkat oksidasi (biloks) –2,
• Jika unsur lain yang lebih elektropositif itu men-share dengan 3 elektron pada 3 orbital 2p maka nitrogen akan memiliki tingkat oksidasi (biloks) –3.

Jika nitrogen berikatan dengan unsur yang memiliki keelektronegatifan lebih besar maka ia akan memiliki bilangan oksidasi positif.

• Jika nitrogen men-share 1 elektron dari elektron valensinya kepada unsur lain yang lebih elektronegatif maka nitrogen akan memiliki tingkat oksidasi (biloks) +1,
• Jika nitrogen men-share 2 elektron dari elektron valensinya kepada unsur lain yang lebih elektronegatif maka nitrogen akan memiliki tingkat oksidasi (biloks) +2,
• Jika nitrogen men-share 3 elektron dari elektron valensinya kepada unsur lain yang lebih elektronegatif maka nitrogen akan memiliki tingkat oksidasi (biloks) +3,
• Jika nitrogen men-share 4 elektron dari elektron valensinya kepada unsur lain yang lebih elektronegatif maka nitrogen akan memiliki tingkat oksidasi (biloks) +4,
• Jika nitrogen men-share 5 elektron dari elektron valensinya kepada unsur lain yang lebih elektronegatif maka nitrogen akan memiliki tingkat oksidasi (biloks) +5.

Ketika nitrogen dalam bentuk molekul unsur (N₂) tentu ia memiliki bilangan oksidasinya 0.
Nah berikut inilah beberapa senyawa dan atau ion dari unsur N yang mewakili berbagai bilangan oksidasi (9 macam bilangan oksidasi).

1. Bilangan oksidasi N pada NH₃ = –3
2. Bilangan oksidasi N pada N₂H₄ = –2
3. Bilangan oksidasi N pada NH₂OH  = –1
4. Bilangan oksidasi N pada N₂ = 0
5. Bilangan oksidasi N pada N₂O = +1
6. Bilangan oksidasi N pada NO = +2
7. Bilangan oksidasi N pada NO₂^– = +3
8. Bilangan oksidasi N pada NO₂ = +4
9. Bilangan oksidasi N pada NO₃^– = +5

Pada 9 daftar senyawa dan ion dari N tersebut, dibanding dengan N (keelektronegatifan N = 3,04), O (keelektronegatifan O = 3,44) adalah unsur yang lebih elektronegatif dan H (keelektronegatifan H = 2,20) adalah unsur yang elektropositif.
Bagaimana jika dibandingkan dengan P yang segolongan dengan N, mengapa bilangan oksidasi P tidak sebanyak N? Silakan dicari jawaban logisnya, dengan memperhatikan beberapa kemungkinan yang bisa dikaitkan dengan konfigurasi elektronnya dan lainnya

More about → Biloks Nitrogen

Entalpi dan Perubahan Entalpi (ΔH)

Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W).
H = E + W
dengan:
W = P × V
E = energi (joule)
W = kerja sistem (joule)
V = volume (liter)
P = tekanan (atm)
Hukum kekekalan energi menjelaskan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi hanya dapat diubah dari bentuk energi yang  satu menjadi bentuk energi yang lain. Nilai energi suatu materi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan energi (ΔE). Demikian juga halnya dengan entalpi, entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (ΔH).
ΔH = H_p – H_r
dengan:
ΔH = perubahan entalpi
H_p = entalpi produk
H_r = entalpi reaktan atau pereaksi
a. Bila H produk > H reaktan, maka ΔH bertanda positif, berarti terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke sistem.
b. Bila H reaktan > H produk, maka ΔH bertanda negatif, berarti terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.

Secara matematis, perubahan entalpi (ΔH) dapat diturunkan sebagai berikut.
H = E + W (1)
Pada tekanan tetap:
ΔH = ΔE + PΔV (2)
ΔE = q + W (3)
W_sistem = –PV (4)
Substitusi persamaan (3) dan (4) dalam persamaan (2):
H = (q + W) + PΔV
H = (q – PΔV) + PΔV
H = q
Jadi, pada tekanan tetap, perubahan entalpi (ΔH) sama dengan kalor (q) yang diserap atau dilepas (James E. Brady, 1990).
Macam-macam reaksi kimia berdasarkan kalor yang dibebaskan/kalor yang diserap (Martin S. Silberberg, 2000):
a. Reaksi kimia yang membutuhkan atau menyerap kalor disebut reaksi endoterm.
Contoh:
Reaksi pemutusan ikatan pada molekul unsur H₂ adalah:
H₂ → 2 H ΔH = +a kJ
Reaksi endoterm dengan ΔH bertanda positif (+).
b. Reaksi kimia yang membebaskan kalor disebut reaksi eksoterm.
Contoh:
Reaksi pembentukan ikatan pada molekul unsur H₂ adalah:
2H → H₂ ΔH = –a kJ
Reaksi eksoterm dengan ΔH bertanda (–).
Diagram entalpi (diagram tingkat energi)

More about → Entalpi dan Perubahan Entalpi (ΔH)

Ikatan Hidrogen

Antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen terjadi ikatan hidrogen. Titik didih senyawa “hidrida” dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA, diberikan pada gambar

Titik didih senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA. Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.

Perilaku normal ditunjukkan oleh senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, yaitu titik didih meningkat sesuai dengan penambahan massa molekul. Kecenderungan itu sesuai dengan yang diharapkan karena dari CH₄ ke SnH₄ massa molekul relatif meningkat, sehingga gaya Van der Waals juga makin kuat. Akan tetapi, ada beberapa pengecualian seperti yang terlihat pada gambar, yaitu HF, H₂O, dan NH₃. Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luar biasa tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya. Fakta itu menunjukkan adanya gaya tarik-menarik antarmolekul yang sangat kuat dalam senyawa-senyawa tersebut. Walaupun molekul HF, H₂O, dan NH₃ bersifat polar, gaya dipol-dipolnya tidak cukup kuat untuk menerangkan titik didih yang mencolok tinggi itu.
Perilaku yang luar biasa dari senyawa-senyawa yang disebutkan di atas disebabkan oleh ikatan lain yang disebut ikatan hidrogen (James E. Brady, 2000). Oleh karena unsur F, O, dan N sangat elektronegatif, maka ikatan F – H, O – H, dan N – H sangat polar, atom H dalam senyawa-senyawa itu sangat positif. Akibatnya, atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom unsur yang sangat elektronegatif (F, O, atau N) dari molekul tetangganya melalui pasangan elektron bebas pada atom unsur berkeelektronegatifan besar itu. Ikatan hidrogen dalam H₂O disajikan pada gambar :

Molekul polar air (kiri) dan ikatan hidrogen pada air (kanan). Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.

More about → Ikatan Hidrogen

Gaya Tarik Dipol Dipol

Molekul yang sebaran muatannya tidak simetris, bersifat polar dan mempunyai dua ujung yang berbeda muatan (dipol). Dalam zat polar, molekulmolekulnya cenderung menyusun diri dengan ujung (pol) positif berdekatan dengan ujung (pol) negatif dari molekul di dekatnya. Suatu gaya tarik-menarik yang terjadi disebut gaya tarik dipol-dipol. Gaya tarik dipol-dipol lebih kuat dibandingkan gaya dispersi (gaya London), sehingga zat polar cenderung mempunyai titik cair dan titik didih lebih tinggi dibandingkan zat nonpolar yang massa molekulnya kira-kira sama. Contohnya normal butana dan aseton (James E. Brady, 2000).
Gaya-gaya antarmolekul, yaitu gaya dispersi (gaya London) dan gaya dipol dipol, secara kolektif disebut gaya Van der Waals. Gaya dispersi terdapat pada setiap zat, baik polar maupun nonpolar. Gaya dipol-dipol yang terdapat pada zat polar menambah gaya dispersi dalam zat itu. Dalam membandingkan zat zat yang mempunyai massa molekul relatif (Mr) kira-kira sama, adanya gaya dipol-dipol dapat menghasilkan perbedaan sifat yang cukup nyata. Misalnya, normal butana dengan aseton. Akan tetapi dalam membandingkan zat dengan massa molekul relatif (Mr) yang berbeda jauh, gaya dispersi menjadi lebih penting. Misalnya, HCl dengan HI, HCl (momen dipol = 1,08) lebih polar dari HI (momen dipol = 0,38). Kenyataannya, HI mempunyai titik didih lebih tinggi daripada HCl. Fakta itu menunjukkan bahwa gaya Van der Waals dalam HI lebih kuat daripada HCl. Berarti, lebih polarnya HCl tidak cukup untuk mengimbangi kecenderungan peningkatan gaya dispersi akibat pertambahan massa molekul dari HI.

More about → Gaya Tarik Dipol Dipol

Gaya Tarik Antarmolekul dan Gaya London

Gaya Tarik Antarmolekul
Dalam kehidupan sehari-hari, kita menemukan berbagai jenis zat yang partikelnya berupa molekul dan berbeda fasa. Dalam fasa gas, pada suhu tinggi dan tekanan yang relatif rendah (jauh di atas titik didihnya), molekul-molekul benar-benar berdiri sendiri, tidak ada gaya tarik antarmolekul. Akan tetapi, pada suhu yang relatif rendah dan tekanan yang relatif tinggi, yaitu mendekati titik embunnya, terdapat suatu gaya tarik-menarik antarmolekul. Gaya tarik menarik antar molekul itulah yang memungkinkan suatu gas dapat mengembun (James E. Brady, 1990).
Molekul-molekul dalam zat cair atau dalam zat padat diikat oleh gaya tarikmenarik antar molekul. Oleh karena itu, untuk mencairkan suatu zat padat atau untuk menguapkan suatu zat cair diperlukan energi untuk mengatasi gaya tarik-menarik antar molekul. Makin kuat gaya tarik antar molekul, makin banyak energi yang diperlukan untuk mengatasinya, maka semakin tinggi titik cair atau titik didih.

Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat – Dipol Terimbas (Gaya London)
Antarmolekul nonpolar terjadi tarik-menarik yang lemah akibat terbentuknya dipol sesaat. Pada waktu membahas struktur elektron, kita mengacu pada peluang untuk menemukan elektron di daerah tertentu pada waktu tertentu. Elektron senantiasa bergerak dalam orbit. Perpindahan elektron dari suatu daerah ke daerah lainnya menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga terbentuk suatu dipol sesaat. Dipol yang terbentuk dengan cara itu disebut dipol sesaat karena dipol itu dapat berpindah milyaran kali dalam 1 detik. Pada saat berikutnya, dipol itu hilang atau bahkan sudah berbalik arahnya. Suatu saat yang mungkin terjadi digambarkan pada gambar

Gaya London

Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas pada molekul di sekitarnya, sehingga membentuk suatu dipol terimbas. Hasilnya adalah suatu gaya tarik-menarik antarmolekul yang lemah. Penjelasan teoritis mengenai gaya-gaya ini dikemukakan oleh Fritz London pada tahun 1928. Oleh karena itu gaya ini disebut gaya London (disebut juga gaya dispersi) (James E. Brady, 1990).
Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul disebut polarisabilitas. Polarisabilitas berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Pada umumnya, makin banyak jumlah elektron dalam molekul, makin mudah mengalami polarisasi. Oleh karena jumlah elektron berkaitan dengan massa molekul relatif, maka dapat dikatakan bahwa makin besar massa molekul relatif, makin kuat gaya London. Misalnya, radon (Ar = 222) mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan helium (Ar = 4), 221 K untuk Rn dibandingkan dengan 4 K untuk He. Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil, kompak, dan simetris. Misalnya, normal pentana mempunyai titik cair dan titik didih yang lebih tinggi dibandingkan neopentana. Kedua zat itu mempunyai massa molekul relatif yang sama besar.

Bentuk molekul dan polarisabilitas

Gaya dispersi (gaya London) merupakan gaya yang relatif lemah. Zat yang molekulnya bertarikan hanya berdasarkan gaya London, yang mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah dibandingkan dengan zat lain yang massa molekul relatifnya kira-kira sama. Jika molekul-molekulnya kecil, zat-zat itu biasanya berbentuk gas pada suhu kamar, misalnya hidrogen (H₂), nitrogen (N₂), metana (CH₄), dan gas-gas mulia.

More about → Gaya Tarik Antarmolekul dan Gaya London

Teori Hibridasi

Teori domain elektron dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul, tetapi teori ini tidak dapat digunakan untuk mengetahui penyebab suatu molekul dapat berbentuk seperti itu. Sebagai contoh, teori domain elektron meramalkan molekul metana (CH₄) berbentuk tetrahedron dengan 4 ikatan C-H yang ekuivalen dan fakta eksperimen juga sesuai dengan ramalan tersebut, akan tetapi mengapa molekul CH₄ dapat berbentuk tetrahedron? Pada tingkat dasar, atom C (nomor atom = 6) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut.



Dengan konfigurasi elektron seperti itu, atom C hanya dapat membentuk 2 ikatan kovalen (ingat, hanya elektron tunggal yang dapat dipasangkan untuk membentuk ikatan kovalen). Oleh karena ternyata C membentuk 4 ikatan kovalen, dapat dianggap bahwa 1 elektron dari orbital 2s dipromosikan ke orbital 2p, sehingga C mempunyai 4 elektron tunggal sebagai berikut.



menjadi



Namun demikian, keempat elektron tersebut tidaklah ekuivalen dengan satu pada satu orbital 2s dan tiga pada orbital 2p, sehingga tidak dapat menjelaskan penyebab C pada CH₄ dapat membentuk 4 ikatan ekuivalen yang equivalen. Untuk menjelaskan hal ini, maka dikatakan bahwa ketika atom karbon membentuk ikatan kovalen dengan H membentuk CH₄, orbital 2s dan ketiga orbital 2p mengalami hibridisasi membentuk 4 orbital yang setingkat. Orbital hibridanya ditandai dengan sp3 untuk menyatakan asalnya, yaitu satu orbital s dan 3 orbital p. 6C: 1s2 2s1 2p3 mengalami hibridisasi menjadi 6C : 1s2 (2sp3)4 Hibridisasi tidak hanya menyangkut tingkat energi, tetapi juga bentuk orbital gambar. Sekarang, C dengan 4 orbital hibrida sp3, dapat membentuk 4 ikatan kovalen yang equivalen. Jadi, hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat.

Bentuk molekul CH4

Jumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yang terlihat pada hibridasi itu.

Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg, 2000

More about → Teori Hibridasi

Kekhasan Atom Karbon

Atom karbon memiliki empat elektron valensi, keempat elektron valensi tersebut dapat membentuk empat ikatan kovalen melalui penggunaan bersama pasangan elektron dengan atom-atom lain. Atom karbon dapat berikatan kovalen tunggal dengan empat atom hidrogen membentuk molekul metana (CH₄). Rumus Lewisnya:

Mungkin sobat Materi Kimia SMA sudah mengetahui bahwa selain dapat berikatan dengan atom-atom lain, atom karbon dapat juga berikatan kovalen dengan atom karbon lain, baik ikatan kovalen tunggal maupun rangkap dua dan tiga.

H−C≡C−H

Kecenderungan atom karbon dapat berikatan dengan atom karbon lain memungkinkan terbentuknya senyawa karbon dengan berbagai struktur (membentuk rantai panjang atau siklik). Hal inilah yang menjadi ciri khas atom karbon.

Jika satu atom hidrogen pada metana (CH₄) diganti oleh gugus –CH₃ maka akan terbentuk etana (CH₃–CH₃). Jika atom hidrogen pada etana diganti oleh gugus –CH₃ maka akan terbentuk propana (CH₃–CH₂–CH₃) dan seterusnya hingga terbentuk senyawa karbon berantai atau siklik.

More about → Kekhasan Atom Karbon

Laju Reaksi

Laju reaksi atau kecepatan reaksi menyatakan banyaknya reaksi kimia yang berlangsung per satuan waktu. Laju reaksi menyatakan molaritas zat terlarut dalam reaksi yang dihasilkan tiap detik reaksi. Perkaratan besi merupakan contoh reaksi kimia yang berlangsung lambat, sedangkan peledakan mesiu atau kembang api adalah contoh reaksi yang cepat.

Laju reaksi dipelajari oleh cabang ilmu kimia yang disebut kinetika kimia.

Untuk reaksi kimia

dengan a, b, p, dan q adalah koefisien reaksi, dan A, B, P, dan Q adalah zat-zat yang terlibat dalam reaksi, laju reaksi dalam suatu sistem tertutup adalah

dimana [A], [B], [P], dan [Q] menyatakan konsentrasi zat-zat tersebut.

FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI

Luas permukaan sentuh

Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi.

Suhu

Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu reaksi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil.

Katalis

Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.

Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang sama. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerat. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. Ikatan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.

Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantarakimia yang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya:

... (1)

... (2)

Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi :

Beberapa katalis yang pernah dikembangkan antara lain berupa katalis Ziegler-Natta yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitis yang paling dikenal adalah proses Haber, yaitu sintesis amonia menggunakan besi biasa sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi kendaraan yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium.

Molaritas

Molaritas adalah banyaknya mol zat terlarut tiap satuan volum zat pelarut. Hubungannya dengan laju reaksi adalah bahwa semakin besar molaritas suatu zat, maka semakin cepat suatu reaksi berlangsung. Dengan demikian pada molaritas yang rendah suatu reaksi akan berjalan lebih lambat daripada molaritas yang tinggi.

Konsentrasi

Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia dengan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat.

Persamaan laju reaksi

Untuk reaksi kimia

hubungan antara laju reaksi dengan molaritas adalah

dengan:

• V = Laju reaksi
• k = Konstanta laju reaksi
• m = Orde reaksi zat A
• n = Orde reaksi zat B

Orde reaksi zat A dan zat B hanya bisa ditentukan melalui percobaan.

More about → Laju Reaksi

BENTUK GEOMETRI MOLEKUL

Bentuk molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul. Molekul diatomic sudah barang tentu linear. Molekul triatomik dapat liner atau bengkok. Intinya, makin banyak atom penyusun molekul,makin kompleks bentuknya.Perhatikan bentuk molekul dibawah ini.

Tabel 1. Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat

Bentuk molekul ditentukan melalui percobaan. Namun demikian molekul-molekul sederhana dapat diramalkan bentuknya berdasarkan pemahaman tentang struktur electron dalam molekul. Kita akan membahas cara meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori tolak menolak electron-elektron pada kulit luar atom pusatnya yang disebut teori domain elektron

More about → BENTUK GEOMETRI MOLEKUL

Monoatomik, Diatomik, Poliatomik dan Termokimia

Hal mendasar dalam menulis persamaan termokimia dalam pelajaran kimia adalah mengetahui jenis-jenis molekul unsur, mana yang monoatomik, diatomik, dan poliatomik. Siswa sering teledor dalam menuliskan unsur-unsur dalam persamaan termokimia. Misalnya untuk gas oksigen (dalam pernyataan kata-kata) jika ditulisakan dalam persamaan reaksi bukan ditulis O saja tetapi harus ditulis O2. Itulah mengapa ini saya katakan hal mendasar, dalam bahasan termokimia ini menjadi prinsip untuk menuliskan persamaan termokimia yang benar. Dengan menuliskan molekul unsur salah maka persamaan termokimia itu dianggap salah.

Sumber gambar: http://images.flatworldknowledge.com/averillfwk/averillfwk-fig02_001.jpg

Pada termokimia, misalnya, ada definisi bahwa entalpi pembentukan standar adalah ΔH untuk membentuk 1 mol senyawa langsung dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar. Nah sering siswa keliru atau lupa bahwa ada beberapa molekul unsur yang diatomik dan poliatomik. Padahal molekul unsur diatomik itu hanya ada 7 unsur, hidrogen H₂, nitrogen N₂, oksigen O₂, fluor F₂, klor Cl₂, iod I₂, brom Br₂, dan yang poliatomik hanya fosfor P₄, belerang S₈ dan selenium Se₈ saja. Di luar itu semua merupakan monoatomik. Dalam pernyataan sering kalau ditulis gas oksigen atau oksigen saja maka dalam persamaan reaksi harus di tulis O_2. Siswa sering asal tulis semua monoatomik dalam menuliskan persamaan termokimia. Demikian pula untuk molekul lain sebagaimana tercantum itu.

Berikut referensi yang bagus mengenai molekul unsur yang monoatomik, diatomik, poliatomik. http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/periodic/physical_diatomics.htm

Sumber gambar dari http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/periodic/physical_diatomics.htm

Ini adalah tekanan agar siswa tidak melakukan kesalahan lagi dan lagi. Penulisan persamaan termokimia sangat ketat karena didasarkan pada definisi-definisi tadi.

Contoh persamaan termokimia yang melibatkan unsur monoatomik, diatomik dan poliatomik sebagai berikut:

1. Entalpi pembentukan standar MgSO₄:

Mg_(s) + ¹⁄₈ S_8(s) + 2O_2(g) →   MgSO_4(g)       ΔH°_f = –1285 kJ/mol

2. Entalpi pembentukan standar PCl₃:

¼ P_4(g) + ³⁄₂ Cl_2(g) →  PCl_3(l)      ΔH°_f = –320 kJ/mol

Wassalam,

More about → Monoatomik, Diatomik, Poliatomik dan Termokimia