beberapa ringkasan materi kimia
materi
unsur dan senyawa
campuran heterogen dan campuran homogen
asam basa
sifat koligatif larutan
aturan biloks
redoks
hasil kali kelarutan
gaya tarik antar molekul
teori VSEPR
Thursday, August 16, 2012
sifat koligatif larutan
Fraksi Mol (x)
Fraksi mol menyatakan perbandingan mol suatu zat dengan jumlah mol
campuran.
Sifat
koligatif larutan
Jika melarutkan suatu zat terlarut dalam suatu pelarut murni, maka
kemungkinan besar akan terjadi hal-hal sebagai berikut.
1. Pada larutan akan lebih sukar menguap jika dibandingkan pelarut
murninya karena pada larutan mengalami penurunan tekanan uap akibat adanya
partikel terlarut.
2. Jika dididihkan, larutan akan mendidih pada suhu yang lebih
tinggi jika dibandingak pelarut murninya. Akibat adanya partikel terlarut akan
terjadi kenaikan titik didih.
3. Jika dibekukan, larutan akan membeku pada suhu yang lebih kecil
atau dibawah suhu membeku pelarut murniya. Akibat adanya partikel terlarut akan
terjadi penurunan titik beku.
4. Jika larutan dihubungkan dengan pelarut murninya melewati
membran semipermiabel, maka larutan akan mengalami volume akibat tekanan
osmotik.
Besarnya perubahan keempat sifat tersebut bergantung pada jumlah
partikel zat terlarut dalam larutan. Sifat yang hanya bergantung pada jumlah
partikel zat terlarut dan tidak bergantung pada jenis zat terlarut disebut sifat
koligatif larutan
Penurunan tekanan uap
Tekanan
uap yang ditimbulkan pada saat tercapai kondisi kesetimbangan dinamakan tekanan
uap jenuh. Selisih antara tekanan uap jenuh pelarut murni dengan tekanan
uap jenuh larutan disebut penurunan tekanan uap jenuh.
P =
P° – P
Kenaikan titik didih dan penurunan titik beku
Titik didih suatu zat cair adalah suhu pada saat tekanan uap jenuh
zat cair tersebut sama dengan tekanan luar. Bila tekanan uap sama dengan tekanan luar, maka
gelembung uap yang terbentuk dalam cairan dapat mendorong diri ke permukaan
menuju fasa gas. Oleh karena itu, titik didih suatu zat cair bergantung pada
tekanan luar. Yang dimaksud dengan titik didih adalah titik didih normal, yaitu
titik didih pada tekanan 76 cmHg. Titik didih normal air adalah 100 oC.
Selisih
titik didih larutan dengan titik didih pelarut disebut kenaikan titik didih (∆Tb).
∆Tb
= titik didih
larutan – titik didih pelarut
Selisih
antara titik beku pelarut dengan titik beku larutan disebut penurunan titik
beku (∆Tf).
∆Tf
= titik beku
pelarut – titik beku larutan
Kenaikan
titik didih dan penurunan titik beku yang disebabkan oleh penambahan zat
terlarut dapat dirumuskan sebagai berikut.
∆Tb
= m ·
Kb atau ∆Tb
=
∆Tf
= m ·
Kf atau ∆Tf
=
dengan:
∆Tb
= kenaikan titik
didih
∆Tf
= penurunan
titik beku
Kb = tetapan kenaikan titik didih
molal (oC/m)
Kf = tetapan penurunan titik beku
molal (oC/m)
m =
molalitas
g =
massa zat terlarut (gram)
Mr = massa rumus relatif zat
terlarut
p =
massa pelarut (gram)
Tekanan
osmotis larutan
Osmosis adalah peristiwa perpindahan pelarut dari larutan yang
konsentrasinya lebih kecil (encer) kelarutan yang konsentrasinya lebih besar
(pekat) melalui mem-bran semipermeabel. Aliran zat cair dari larutan yang
konsentrasinya lebih kecil menuju larutan yang konsen-trasinya lebih besar
melalui membran semipermeabel akan terhenti, bila telah terjadi kesetimbangan
konsentrasi antara kedua larutan tersebut.
Tekanan smotikadalah besarnya tekanan yang harus diberikan pada suatu larutan
untuk mencegah mengalirnya molekul-molekul pelarut ke dalam larutan melalui
membran semipermeabel.
Sifat koligatif
larutan nonelektrolit
Nilai sifat koligatif larutan elektrolit lebih tinggi daripada larutan
yang nonelektrolit untuk konsentrasi yang sama. Untuk konsentrasi yang sama,
larutan elektrolit akan mengandung jumlah partikel yang lebih banyak daripada
larutan nonelektrolit. Harga sifat koligatif larutan elektrolit dipengaruhi
oleh faktor Van’t Hoff (i).
i = {1 + á (n-1)}
dengan:
n = jumlah ion
á = derajat ionisasi
Untuk n = 2 (biner)
n = 3 (terner)
n = 4 (kuartener)
n = 5 (pentaner)
Untuk á = 1 (elektrolit kuat)
á = 0 (nonelektrolit)
0
< á < 1 (elektrolit lemah)
teori VSEPR
Pasangan-pasangan elektron di sekitar atom pusat akan saling
tolak-menolak jika berdekatan. Hal itu menyebabkan pasangan elektron akan
berada pada kedudukan atau domain tertentu sehingga teori ini disebut teori
domain elektron. Teori ini juga dikenal dengan nama Valence Shell Electron Pair Repultion Teory (VSEPR). Berdasarkan
teori ini, tolakan (PEB) lebih kuat dibandingkan tolakan PEI sehingga dapat
ditentukan urutan kekuatan tolakan, yaitu kekuatan tolakan antara PEI vs PEU <
PEI vs PEB < PEB vs PEB. Jika diketahui jumlah
PEI dan PEB pada suatu molekul maka dapat diramalkan bentuk
geometrinyaberdasarkan kecenderungan setiap pasangan elektron menempati
domainnya sebagai akibat tolakan antar pasangan elektron.
Bentuk-bentuk molekul
a.
Molekul dengan 2, 3, 4, 5, dan 6 pasangan PEI (tanpa PEB)
1) Senyawa dengan 2 PEI, yaitu BeCl2
Be
bernomor atom 4 (1s22s2) memiliki elektron valensi 2.
Pada senyawa BeCl2, kedua elektron valensinya membentuk 2 PEI dengan
2 atom Cl. Sesuai dengan teori domain elektron, kedua pasang PEI akan saling
tolak menolak hingga pengaruh tolakan tersebut menjadi lemah. Itu menyebabkan
pasangan PEI berada pada posisi yang terjauh, yaitu membentuk sudut sebesar 1800.
2) Senyawa BF3
Boron
dengan nomor atom 5 (1s22s22p1) memiliki 3
elektron valensi. Ketiga elektron tersebut membentuk 3 PEI dengan atom F. tolak
menolak ketiga PEI tersebut sama kuatnya sehingga ketiganya terdistribusi
dengan sudut 1200 terhadap atom pusat B. keberadaan ketiga titik
atom F tersebut dihubungkan sehingga berbentuk segitiga datar (trigonal
planar).
3) Senyawa CH4
Atom
C yang memiliki 4 elektron valensi akan membentuk 4 PEI. Keempat elektron
tersebut saling tolak menolak dengan kekuatan sama sehingga terdistribusi ke
empat arah yang saling berjauhan membentuk 109,50 terhadap atom
pusat C. bentuk molekul yang diperoleh adalah limas segitiga beraturan
(tetrahedral).
4) Senyawa PCl5
Atom
P yang memiliki konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p3
dengan 5 elektron valensi sehingga membentuk 5 PEI dengan 5 atom klor. Pengaruh
tolak menolak kelima PEI akan mendistribusikan 2 pasang elektron kea rah
horizontal. Jadi, ada 2 sudut ikatan, yaitu sudut pada bidang datar sebesar 1200
dan sudut yang terbentuk pada arah vertical tegak lurus dengan bidang datar
sebesar 900. Molekul yang terbentuk memiliki bangun (trigonal
piramida).
5)
Senyawa SF6
atom S memiliki 6 elektron valensi dapat membentuk 6 PEI dengan 6
elektron dari atom F. semua PEI tersebut akan terdistribusi merata membentuk
sudut ikatan sebesar 900. Molekulnya berbentuk 8 bidang beraturan
(octahedral).
b.
Molekul dengan 4 pasang elektron valensi
Misalnya
NH3 dan H2O
Jumlah pasangan elektron valensi pada molekul NH3 sebanyak 4 pasang seperti CH4, tetapi sepasang diantaranya adalah PEB. Berdassarkan hasil pengukuran, bentuknya dapat diramalkan, yaitu limas segitiga (trigonal piramida).
Pada
molekul H2O terdapat 4 pasang elektron yang terdiri dari 2 PEB dan 2 PEI.
Akibat tolakan 2 PEB, sudut ikatan H-O-H sebesar 104,50, yaitu lebih kecil dibandingkan sudut ikatan
H-N-H pada NH3. Bentuk molekulnya tidak seperti garis (linear), tetapi menyudut
atau bengkok, seperti huruf V.
c.
Molekul dengan 5 pasangan electron
Contohnya : SF4,
ICl3, XaF4
Jumlah elektron
valensi dan pasangan elektron pada ketiga senyawa tersebut dapat dibuat table
berikut ini:
Senyawa
|
Atom pusat
|
Jumlah Elektron Valensi
|
Jumlah PEI
|
Jumlah PEB
|
Jumlah PEI + PEB
|
SF4
ICl3
XeF2
|
S
Xe
I
|
6
7
8
|
4
3
2
|
1
2
3
|
5
5
5
|
Ramalan ketiga bentuk molekul tersebut bdapat
dimulai dengan struktur trigonal bipiramida, seperti mPCl5. Kemudian
diperhitungkan pengaruh PEB pada setiap molekul sehingga diperoleh geometri
molekul sebagai berikut:
SF4
memiliki molekul persekutuan dua limas segitiga (trigonal bipiramida) dengan
alas segitiga yang besarnya hanya sepertiga dari bentuk molekul PCl5.
Sudut FSF akan sedikit lebih kecil dari 1200 karena adanya pengaruh
sepasang elektron bebas yang tolakannya kuat.
Bentuk molekul ICl3
menyerupai huruf T. bentuk alternative lainnya adalah segitiga datar dengan
kedua PEB berada pada posisi vertical. Hasil percobaan menunjukkan bahwa
senyawa ICl3
d.
Molekul dengan 6 pasang elektron
gaya tarik antar molekul
Gaya Tarik Antar Molekul
A.
Gaya Tarik Antar Molekul
Jika
Molekul – molekul membentuk senyawa tentunya ada interaksi antar molekul tersebut
seperti halnya keluarga, jika suatu keluarga dinyatakan sebagai senyawa dan
anggota keluarga sebagai molekul, maka setelah kita mempelajari sifat masing –
masing anggota keluarga tentunya kita akan mempelajari hubungan (interaksi)
antar anggota keluarga tersebut. Gaya antar molekul pada modul ini dibatasi
pada gaya tarik antara dua molekul atau lebih dari satu zat murni.
Pada bagian
ini, akan dipelajari tiga macam gaya tarik antar molekul. Dua diantaranya
sekaligus disebut gaya tarik Van der Waals. Gaya tarik yang lemah disebabkan
oleh dipol imbasan sesaat, yang terjadi antara semua molekul, bahkan juga
molekul yang non polar sekalipun, Gaya tarik Van der Waals yang kuat, disebut
gaya tarik dipol-dipol, terjadi antara molekul yang memiliki momen dipole
permanen. Gaya tarik ketiga lebih kuat dari gaya Van der Waals yang terjadi
hanya antar molekul tertentu dan kemudian disebut Ikatan Hidrogen.
1.
Gaya London
Seorang ahli
fisika dari Jerman Fritz London, tahun 1930 menguraikan terjadinya tarikan yang
lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian dikenal
Gaya London. Terjadinya tarikan antar elektron satu molekul dan inti molekul
yang lain dapat dibayangkan sebagai akibat menggesernya posisi atau getaran
(Vibrasi) elektron dan inti-inti itu. Suatu getaran dalam sebuah molekul
mengimbas (menginduksi) suatu geseran elektron-elektron suatu molekul yang disebelahnya
seperti gambar 5.
Atom
simetris (tengah bersifat non polar) tetapi getaran yang mengimbas gaya tarik
dipol sesaat antara atom-atom sebelahnya. Perhatikan bahwa posisi inti tidak
berubah.
Bila beberapa
molekul berkumpul bersama-sama seperti dalam cair, geseran-geseran
disingkronkan, sehingga terdapat suatu tarikan total antara banyak molekul yang
bersebelahan. Dipol-dipol ini dikatakan bersifat sesaat, karena getaran itu
milyaran kali dalam suatu detik. Pada saat berikutnya dipol itu hilang, atau
mungkin arah polaritas telah dibalik. Gaya London ini yang menyebabkan adanya
tarikan antara molekul-molekul senyawa non polar. Ingatkah Anda bagaimana
caranya membedakan molekul polar dengan non polar? Jika tidak bukalah dan baca
kembali modul Kim X.04 bagian kepolaran. Molekul-molekul polar besar lebih
efektif ditarik satu sama lain daripada
molekul kecil.
Marilah kita bandingkan molekul metana, CH4 dengan
propane CH3 CH2 CH3.
Perhatikan rumus
struktur keduanya .
Apa yang dapat
Anda simpulkan dari rumus struktur itu ?
Struktur molekul
Propana lebih besar dari Metana sehingga tarikan yang terjadi antar dua molekul
Propana lebih kuat dari pada dua molekul Metana.
Contoh lain
yang dapat kita perhatikan antara iod, I2, dan flour, F2. Manakah yang lebih
kuat, molekul iod atau molekul flour ?
Apakah jawaban
Anda molekul iod ?
Jika demikian,
Anda benar.
Molekul
dengan distribusi / penyebaran elektron yang besar dan baur ke segala arah
saling menarik lebih kuat dari pada molekul – molekul yang elektronnya lebih
kuat terikat. Molekul iod yang besar itu saling tarik – menarik dengan lebih
kuat dari pada molekul flour yang lebih kecil. Mudah tidaknya suatu molekul
membentuk dipol sesaat disebut polarisabilitas. Hal ini berkaitan dengan masa
molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Masa molekul relatif berkaitan dengan
jumlah elektron dalam molekul maka makin mudah mengalami polarisasi sehingga
makin kuat gaya Londonnya. Mari kita bandingkan molekul H2, N2, O2, dan
Br2.
Bagaimana
urutan kekuatan gaya London molekul-molekul tersebut ?
Apakah jawaban
Anda berikut ini ?
Urutan kekuatan
Gaya London dari yang terlemah ke yang paling kuat adalah
H2 — N2 — O2 — Br2 karena
MrBr2 > MrO2 > MrN2 >
MrH2
Molekul yang
bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang
kecil, padat dan simetris sehingga gaya London Pentana lebih kuat dari pada 2 –
Metil Butana (Neo Petana). Bagaimanakah akibat pergerakan elektron dalam
orbital pada molekul polar? Pelajarilah uraian berikut?
2.
Gaya tarik dipol – dipol
Molekul yang mempunyai momen dipol permanen
dikatakan sebagai polar.
Perhatikan bahwa anak panah yang menyatakan
kepolaran digambar dari muatan positif parsial ke muatan negatif
parsial.Perhatikan pada gambar
Arah vektor menuju
ke atom yang lebih elektronegatif ujung plus menunjukkan ke atom yang kurang elektronegatif. Gaya tarik antar dua
molekul polar disebut Gaya tarik dipol-dipol. Tarikan ini lebih kuat dari pada
tarikan antara molekulmolekul non polar.
3.
Ikatan Hidrogen
Tarikan antar
molekul yang luar biasa kuatnya, dapat terjadi antara molekulmolekul, jika satu
molekul mempunyai sebuah atom hidrogen yang terikat pada sebuah atom
berelektronegativitas besar, dan molekul sebelahnya mempunyai sebuah atom
berelektronegativitas tinggi yang mempunyai sepasang elektron menyendiri. Inti
hidrogen, yakni proton ditarik oleh sepasang elektron yang bersebelahan
bolak-balik antara kedua atom tersebut. Tarikan antara dua molekul yang
menggunakan bersama-sama sebuah proton disebut Ikatan Hidrogen.
Ikatan hidrogen
dapat terjadi inter molekul dan intra molekul. Jika Ikatan hidrogen terjadi
diantara molekul-molekul yang berbeda maka disebut ikatan hidrogen intermolekul
atau antar molekul seperti senyawa 1,4 – dihidroksi benzena. Sedangkan bila
ikatan hidrogen terjadi antara atom-atom dalam molekul yang sama maka disebut
ikatan hidrogen intramolekul atau didalam molekul seperti senyawa 1,2 –
dihidroksi benzena.
Senyawa 1,2 –
Dihidroksi benzena memiliki ikatan hidrogen Intra molekul karena atom H dan
atom O letaknya berdekatan dalam satu molekul. Berbeda halnya dengan 1,4 –
Dihidroksi benzena letaknya gugus hidroksi (OH) saling berjauhan sehingga tidak
memiliki ikatan hidrogen intramolekul. Perhatikan gambar 9 dan gambar 10.
B.
SIFAT FISIK SUATU
MOLEKUL
Sifat fisik
suatu molekul ditentukan oleh gaya tarik antar molekul antara lain titik didih
dan titik leleh. Marilah kita pelajari pengaruh masing-masing gaya tarik antar
molekul terhadap titik didih molekulnya suatu molekul Gaya London mengakibatkan
titik leleh dan titik didih molekulnya menjadi lebih rendah daripada molekul
lain dengan massa atom relatif (Mr) sama yng tidak memiliki Gaya London. Jika
molekul-molekulnya kecil, zat-zat ini biasanya berbentuk gas pada suhu kamar.
Molekul yang mempunyai gaya tarik-menarik dipol-dipol menyebabkan titik didih
dan titik leleh lebih tinggi daripada molekul yang memiliki Gaya London pada molekul
dengan massa molekul relatif sama. Hal ini karena gaya tarik dipol-dipol lebih
kuat daripada Gaya London.
Bagaimana
titik didih dan titik leleh senyawa yang massa molekul relatifnya (Mr) berbeda
jauh sedangkan keduanya bersifat polar ? Silahkan Anda perhatikan tabel berikut
?
Dari tabel
dapat Anda lihat bahwa HI memiliki titik didih yang lebih tinggi daripada HCl
sehingga lebih polar dari HI. Massa molekul relatif HI lebih besar daripada HCl
sehingga titik didih HI lebih tinggi dari HCl. Hal ini menunjukkan bahwa Gaya
London lebih dapat digunakan dalam membandingkan sifat zat dengan massa molekul
relatif yang jauh berbeda. Selanjutnya, bagaimana pengaruh ikatan hidrogen
terhadap sifat fisik suatu senyawa ?
Ikatan
hidrogen tidak hanya berpengaruh pada titik didih dan titk leleh suatu zat
tetapi juga kalarutannya dalam suatu pelarut. Senyawa yang berikatan hidrogen
mudah larut dalam senyawa lain yang juga berikatan hidrogen. Contohnya NH3
dalam H2O seperti pada gambar 11.
Senyawa
organik-alkohol, asam karboksilat, amina, glukosa-larut dalam air karena
membentuk ikatan hidrogen dengan molekul air pada gambar 12.
Senyawa yang
memilih ikatan hydrogen akan memilih titik didih lebih tinggi dari pada molekul
yang memilih ikatan Van Der Waals atau gaya tarik dipol-dipol. Senyawa hydrida
dari unsur golongan IV, V dan VI memilih gaya Van Der Waals yang bertambah dari
atas ke bawah setiap golongannya, sehingga titik didih dan titik lelehnya
seharusnya meningkat tetepi kenyataannya berbeda. Perhatikan gambar 13 grafik
berikut ini
Pada gambar
13 ditunjukan titik didih dan titik leleh untuk lima golongan zat. Perhatikan
grafik Ne Ke Xe dan CH4 ke SnH4, molekul non polar saling tarik menarik oleh
dipol terimbas sesaat atau Gaya London. Kedua grafik ini untuk membandingkan titik
didih dari pasangan molekul yang Massa Molekul relative hampir sama. Perhatikan
Ne dan CH4. molekul gas mulia mempunyai distribusi elektron yang sederhana
sedangkan CH4 merupakan tetrahedron (segi empat) yang menggembung dan saling
tarik menarik lebih kuat. Akibatnya titik didih CH4 lebih tinggi daripada Ne. Bandingkan
molekul yang strukturnya berlainan tetapi massa molekul relatifnya hampir sama.
Perhatikan
titk didih Ve, SnH4, HI, SbH3, dan H2Te. Tiga yang terakhir ini memiliki titik
didh yang lebih tinggi karena molekul-molekul ini merupakan senyawa polar yang
memerlukan energi kinetik yang lebih besar untuk memisahkan masing-masing unsurnya
satu sama lain. Untuk lebih memperjelas pemahaman, gambar 13 dapat kita uraikan
saru persatu, sebagai berikut :
Dapat Anda
perhatikan unsur satu golongan (gambar 18) akan memiliki titik didih dan titik
leleh yang bertambah, sesuai dengan bertambahnya nomor atom, massa atom relatif
dan perioda. Senyawa yang memiliki ikatan Hidrogen akan memiliki titk didih dan
titik leleh yang lebih tinggi dari senyawa lain yang tidak memiliki ikatan
hidrogen. Perhatikan gambar 14 sampai 17. Bandingkanlah molekul yang memiliki
ikatan hidrogen (HF, NH3, H2O)
dengan molekul segolongannya. Titik didih
H2O lebih tinggi daripada H2S, H2Se dan H2Te. Begitu pula titik didih NH3 lebih tinggi daripada PH3, AsH3, SbH3. Hal ini ternyata disebabkan terdapatnyan ikatan Hidrogen yang kuat
antar molekul-molekulnya. Bagaimana senyawa organik ? Apakah ikatan Hidrogen
dapat mempengaruhi titik didihnya juga ? Coba Anda bandingkan titik didih
propane dengan etanol menggunakan data dalam tabel 4.
Etanol
memiliki titik didih yang sangat tinggi dibandingkan dengan propane walaupun
massa molekul relatif (Mr) keduanya tidak jauh berbeda. Hal ini terjadi karena
dalam molekul etanol terdapat ikatan hidrogen sedangkan propana tidak. Perhatikan
rumus struktur etanol dan propana berikut ini :
Akibat
lain dari adanya ikatan hidrogen adalah terjadinya penyimpanan massa molekul
relatif. Seperti halnya asam etanoat (asam asetat) atau dalam kehidupan
sehari-hari dikenal dengan asam cuka, yang biasa di jumpai dalam wujud larutan
tetapi dapat di jumpai dalam wujud gas. Wujud yang terakhir ini terjadi karena
du
molekul
asam cuka bergabung bersama dengan ikatan hidrogen sehingga massa molekul
relatifnya (Mr) menjadi 120, dua kali besar dari biasanya yaitu 60. Terjadinya
pengabungan dua molekul sehingga berpasangan di sebut “dimerisation”. Peristiwa
ini dapat di gambarkan sebagai berikut :
Soal:
1. Titik didih metana (CH2) lebih tinggi daripada neon (Ne),
karena…
a.
Massa molekul metana lebih besar dari neon.
b.
Molekul metana mempunyai lebih banyak elektron daripada neon.
c.
Polarisabilitas metana lebih besar dari neon.
d.
Molekul metana membentuk ikatan hidrogen, neon tidak.
e.
Molekul metana polar, neon tidak.
2. Diantara pasangan senyawa
berikut yang mempunyai Gaya London
adalah...
a.
ccL4
b.
H2O
c.
CH4
d.
CO2
e.
NH3
3. Senyawa yang mempunyai
ikatan hidrogen adalah…
a.
Hcl
b.
H2S
c.
H2O
d.
HBr
e.
HI
4. Diantara senyawa berikut
ini yang di ramalkan mempunyai titik didih
tertinggi adalah…
a.
C2H6
b.
C2H2cl
c.
C2H5OH
d.
CH3COOH
e.
CH3OCH3
5. Ikatan yang terdapat dalam
molekul (antara atom C dengan H) dan antar
molekul CH4 adalah…
a.
Kovalen dan Gaya London
b.
Ion dan Gaya Dispersi
c.
Kovalen dan Ikatan Hidrogen
d.
Kovalen dan Gaya Van der Waals
e.
Ion dan Ikatan Hidrogen
KESIMPULAN
Teori
Domain Elektron yang menjelaskan susunan elektron dalam atom yang berikatan
membentuk molekul. Posisi elektron ini akan mempengaruhi bentuk geometri
molekulnya. Teori VSEPR yaitu teori tolak menolak pasang-pasangan elektron pada
kulit terluar dari atom pusat yang akan mempengaruhi bentuk geometri suatu
molekul, akibat berubahnya susunan ruang elektron pada atom pusat. Gaya tarik
antar molekul terdiri dari gaya tarik menarik nondipol-nondipol, dipole-dipol dan
ikatan hidrogen. Gaya tarik menarik antar molekul akibat interaksi antar molekul
dalam suatu senyawa dapat mempengaruhi sifat fisik molekul antara lain titik
didih dan titik leleh.
asam basa
1. Asam
Senyawa asam
merupakan salah satu kelompok elektrolit yang banyak berperan dalam reaksi
kimia. Suatu asam dapat berupa zat padat, cair atau gas. Ada asam yang
berbahaya karena bersifat racun, tetapi ada pula asam yang sangat diperlukan
tubuh kita. Senyawa asam banyak dijumpai dalam kehidupan sehari-hari.
Buah-buahan memiliki rasa asam berkat adanya senyawa asam yang dikandungnya.
Jeruk mengandung asam sitrat, sedangkan anggur mengandung asam tartrat.
2. Basa
Seperti halnya asam, kelompok zat
yang disebut basa merupakan elektrolit yang tidak kalah pentingnya. Beberapa
basa dapat dijumpai pada kehidupan sehari-hari. Cairan pengapur tembok yang
disebut air kapur adalah larutan kalsium hidroksida. Para penderita
penyakit maag selalu meminumobat yang berupa larutan magnesium hidroksida
atau aluminium hidroksida.
3. Sifat Asam dan Basa
Senyawa asam bersifat korosif,
artinya dapat merusak logam dan marmer. Sebagian besar logam dapat bereaksi
dengan asam untuk menghasilkan gas H2 dan marmer dapat bereaksi
dengan asam menghasilkan gas CO2.
Senyawa basa bersifat kaustik,
artinya dapat merusak kulit kita. Jika kita mencelupkan jari tangan ke dalam
larutan NaOH encer, jari tangan kita akan terasa licin. Hal ini disebabkan oleh
terbentuknya sabun sebagai hasil reaksi NaOH dengan lemak pada kulit kita.
Asam memiliki rasa asam, sedangkan
basa memiliki rasa pahit. Akan tetapi, sangat tidak bijaksana jika mengenali
asam dan basa dengan mencicipinya, sebab mungkin saja zat itu beracun atau
berbahaya. Untunglah bahwa asam dan basa mempunyai sifat dapat mengubah warna
dari zat warna yang dikandung tumbuh-tumbuhan, sehingga zat warna tersebut
dapat digunakan untuk mengidentifikasi asam dan basa. Para ahli kimia sudah
sejak lama menggunakan zat warna bernama lakmus, yang umum digunakan untuk
menguji keasaman dan kebasaan. Perubahan warnanya sangat jelas terlihat. Lakmus
akan berwarna merah dalam larutan asam dan berwarna biru dalam larutan basa.
Hasil pengujiannya seperti tabel berikut :
Jenis Kertas Lakmus
|
Dalam larutan yang bersifat
|
||
Asam
|
Basa
|
Netral
|
|
Lakmus biru
|
merah
|
biru
|
biru
|
Lakmus merah
|
merah
|
biru
|
merah
|
Sifat-sifat larutan asam, basa dan netral adalah sebagai
berkut :
No
|
Larutan Asam
|
Larutan Basa
|
Netral
|
1
|
Rasanya masam
|
Rasanya pahit
|
Rasa bervariasi
|
2
|
Lakmus biru menjadi merah
|
Lakmus merah menjadi biru
|
Tidak mengubah lakmus
|
3
|
Bersifat korosif
|
Bersifat kaustik
|
Tidak bersifat korosif
|
4
|
Terdiri dari ion H+ dan ion OH- sisa asam
|
Terdiri dari ion OH- dan ion positif logam
|
Terdiri dari ion H+ dan ion OH-
|
5
|
[H+] > [OH-]
|
[H+] < [OH-]
|
[H+] = [OH-]
|
Selain kertas lakmus, indikator yang
dapat digunakan untuk menguji asam dan basa dapat dibuat dari tumbuh-tumbuhan,
misalnya bunga mawar, bunga sepatu, bugenvil, atau kunyit. Bahan tersebut dapat
digunakan sebagai indikator karena memberikan warna yang berbeda pada asam dan
basa. Sedangkan di laboratorium, indikator yang digunakan dalam pengujian
asam-basa adalah sebagai berikut :
Indikator
|
Warna dalam
|
||
Asam
|
Basa
|
Netral
|
|
Fenolftalein
|
Tidak berwarna
|
merah
|
Tidak berwarna
|
Metil jingga
|
merah
|
kuning
|
kuning
|
Bromtimol biru
|
Kuning
|
biru
|
kuning
|
Metil merah
|
merah
|
kuning
|
kuning
|
Subscribe to:
Posts (Atom)