Dasar-dasar Stoikiometri

Salah satu aspek penting dari reaksi kimia adalah hubungan kuantitatif antara zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia, baik sebagai pereaksi maupun sebagai hasil reaksi. Stoikiometri (stoi-kee-ah-met-tree) merupakan bidang dalam ilmu kimia yang menyangkut hubungan kuantitatif antara zat-zat yang terlibat dalam reaksi kimia, baik sebagai pereaksi maupun sebagai hasil reaksi. Stoikiometri juga menyangkut perbandingan atom antar unsur-unsur dalam suatu rumus kimia, misalnya perbandingan atom H dan atom O dalam molekul H₂O.  Kata stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu stoicheon yang artinya unsur dan metron yang berarti mengukur. Seorang ahli Kimia Perancis,Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) adalah orang yang pertama kali meletakkan prinsip-prinsip dasar stoikiometri. Menurutnya stoikiometri adalah ilmu tentang pengukuran perbandingan kuantitatif atau pengukuran perbandingan antar unsur kimia yang satu dengan yang lain. Mengapa kita harus mempelajari stoikiometri? Salah satu alasannya, karena mempelajari ilmu kimia tidak dapat dipisahkan dari melakukan percobaan di laboratorium. Adakalanya di laboratorium kita harus mereaksikan sejumlah gram zat A untuk menghasilkan sejumlah gram zat B. Pertanyaan yang sering muncul adalah jika kita memiliki sejumlah gram zat A, berapa gramkah zat B yang akan dihasilkan? Untuk menjawab pertanyaan itu kita memerlukan stoikiometri. 

Stoikiometri erat kaitannya dengan perhitungan kimia. Untuk menyelesaikan soal-soal perhitungan kimia digunakan asas-asas stoikiometri yaitu antara lain persamaan kimia dan konsep mol. Pada pembelajaran ini kita akan mempelajari terlebih dahulu mengenai asas-asas stoikiometri, kemudian setelah itu kita akan mempelajari aplikasi stoikiometri pada perhitungan kimia beserta contoh soal dan cara menyelesaikannya.

1.1  Konsep Mol

Bilangan Avogadro

1 lusin = 12 buah

1 mol = partikel

1.2  Pengukuran Mol Atom-Atom

Dalam suatu reaksi kimia, atom-atom atau molekul akan bergabung dalam perbandingan angka yang bulat. Telah dijelaskan bahwa satu mol terdiri dari 6,022 x 10²³ partikel. Angka ini tidaklah dipilih secara sembarangan, melainkan merupakan jumlah atom dalam suatu sampel dari tiap elemen yang mempunyai massa dalam gram yang jumlah angkanya sama dengan massa atom elemen tersebut ,misalnya massa atom dari karbonadalah 12,011, maka 1mol atom karbon mempunyai massa 12,011 .

Demikian juga massa atom dari oksigen adalah 15,9994, jadi 1 mol atom oksigen mempunyai massa 15,9994  (Lihat Gambar 2.2)

             mol C = 12,011  C

            1 mol O = 15,9994  O

Maka keseimbanganlah yang menjadi alat kita untuk mengukur mol. Untuk mendapat satu mol dari tiap elemen, yang kita perlukan adalah melihat massa atom dari elemen tersebut. Angka yang didapat adalah jumlah dari gram elemen tersebut yang harus kita ambil untuk mendapatkan 1 mol elemen tersebut.

Pengubahan antara gram dan mol adalah penghitungan rutin yang harus dipelajari secara cepat. Beberapa contoh perhitungan ini bersama dengan pemakaian  mil dalam perhitungan kimia akan  ditunjukkan dalam soal-soal berikut.

Contoh Soal Berapa mol Silikon (Si) yang terdapat dalam 30,5 gram Si?Silikon adalah suatu elemen yang dipakai untuk pembuatan transistor.

Solusi

Persoalan kita adalah mengubah satuan gram dari Si ke mol Si, yaitu 30,5 Si =? Mol Si. Diketahui dari daftar massa atom bahwa

                        1 mol Si = 28,1  Si

Untuk mengubah g Si ke mol, kita hrus mengkalikan 30,5  Si dengan satuan  faktor yang mengandung satuan “g Si” pada penyebutnya, yaitu:

Maka,

                        30,5 g Si x = 1,09 mol Si

Sehingga 30,5 gr Si = 1,09 mol Si

1.3  Pengukuran Mol dari Senyawa

Seperti pada elemen, secara tak langsung persamaan diatas juga dapat dipakai untuk menghitung mol dari senyawa. Jalan yang termudah adalah dengan menambahkan semua massa atom yang ada dalam elemen. Bila zat terdiri dari molekul-molekul (misalnya CO , H O atau NH ), maka jumlah dari massa atom disebut massa molekul atau Berat molekul. Kedua istilah ini dipakai berganti-ganti). Sehingga massa molekul dari CO  adalah:

                                    C         1×12,0 u = 12,0 u

                                    2O       2×16,0 u = 32,0 u

                                    CO            total = 44,0 u

Demikian juga massa molekul dari H O = 18,0 u dan dari NH3 = 17,0 u. Berat dari 1 mole zat didapat hanya dengan menuliskan massa molekulnya dengan satuan gram. Jadi,

                                    1 mol CO  = 44,0 g

                                    1 mol H O = 18,0 g

                                    1 mol NH  = 17,0 g

Gambar 2.3 mnunjukkan 1 mol sempel dari berbagai macam senyawa.

Dalam Bab-bab yang akan datang, akan ditemukan bnyak senyawa yang tak mengandung molekul yang jelas. Kita akan menemukan bahwa bila suatu atom bereaksi, acap kali ia akan mendapat atau kehilangan partikel yang bermuatan negatif yang disebut elektron. Natrium dan klor akan bereaksi secara ini. Bila natrium klorida, NaC1, terbentuk dari elemennya, tiap atom Na akan kehilangan satu elektron, sedangkan tiap atom klor akan mendapat elektron. Pada mulanya unsur Na dan C1 bermuatan atom listrik netral, tetapi pada saat pembentukan  NaC1, atom-atom ini akan mendapat muatan. Ini akan ditulis sebagai Na  (positif karena Na kehilangan satu muatan elektron negatif) dan C1  (negatif karena C1 mendapat satu elektron). Atom atau kumpulan ataom yang mendapat muatan listrik disebut ion. Kerana NaC1 padat terdiri dari Na  dan  C1 , dikatakan adalah senyawa ion.

Seluruh topik ini akan dibicarakan lebih lanjut dalam Bab-bab berikutnya. Untuk sekarang hanya perlu diketahuai bahwa senyawa ion tak mengandung molekul. Rumusnya hanya menyatakan  perbandingan  dari berbagai atom dalam senyawa. Dalam NaC1, perbandingan ataomnya adalah 1:1. Pada senyawa CaC1 , perbandingan dari atom Ca dan C1 adalah 1:2 ( tenang saja, saat ini anda tidak diminta untuk mengetahui bahwa CaC1  itu adalah senyawa ion). Dari pada menggunakan istilah molekul NaC1 atau CaC1 , lebih baik digunakan istilah satuan rumus untuk membedakan dua ion  pada NaC1 (Na  dan  C1 ) atau tiga ion pada CaC1 .

Untuk senyawa ion, jumlah massa atom dari elemen-elemen yang ada dalam rumus dikenal sebagai massa rumus atau Berat Rumus. untuk NaC1 ini 22,99 – 35,44 = 58,44. satu mol NaC1 (6,022 x 10  satuan rumus dari NaC1) mengandung 58,44 g NaC1. tentu saja penggunaan  istilah massa rumus tak hanya untuk senyawa ion. Dapat juga digunakan untuk senyawa molekuler, dalam hal ini istilah massaformila dan massa molekul mempunyai arti yang sama.

Contoh Soal  natrium karbonat, Na CO  adalah suatu zat kimia yang pentingdalam industri pembuatan gelas.

(a). Berapa gram berat 0,250 mol Na CO

(b). Berapa mol Na CO  terdapat dalam 132 g Na CO

Solusi

Untuk menjawab pertanyaan ini, kita memerlukan massa formula dari Na CO . kita kita menghitungnya dari massa atom elemen-elemennya.

                        2 Na                2×23.0 =   46.0 u

                        1 C                  1×12.0 =   12.0 u

                        3 O                  3x16.0 =   48.0 u

                                    Total                   106.0 u

Massa rumus adalah 106,0 u; maka:

                        1 mol Na CO  = 106,0 g  Na CO

Ini dapat digunakan untuk membuat faktor konversi hubungan gram dan mol dari Na CO  yang kita perlukan untuk menjawab pertanyaan diatas.

(a)    Untuk mengubah 0,250 mol Na CO  ke gram, kita buat satuan yang dapat dihilangkan.

0,250 mol Na CO  x

(b)   Sekali lagi, kita buat satuan dihilangkan.

132 g Na CO  x

1.4  Komposisi Persen

Suatu cara pengiraan yang sederhana, tetapi sangat berguna dan sering dipakai adalah perhitungan komposisi persen dari suatu senyawa yaitu persentase dari massa total (disebut juga persen berat) yang diberikan oleh tiap elemen. Cara penentuan komposisi persen ini dijelaskan pada contnh berikut

Contoh soal

Berapa komposisi persen dari kloroform CHCl3, suatu zat yang pernah dipakai sebagai zat anestesi.

Solusi

1.5  Rumus Empiris dan Molekul

Angka-angka dalam rumus empiris menyatakan perbandingan atom dalam suatu senyawa, misalnya CH₂ perbandingan atom C : H adalah 1:2 dan seperti telah dipelajari perbandingan atom sama dengan mol. Untuk menghitung rumus empiris, kita harus mengetahui massa dari setiap unsur dalam senyawa yang diberikan.

Contoh soal

Suatu sampel dari gas yang berwarna cokelat yang merupakan polutan utama udara ternyata mengandung 2,34 g N dan 5,34 g O. Bagaimana rumus paling sederhana dari senyawa ini?

Solusi

KONSEP MOL

a) Definisi Mol

o Satu mol adalah banyaknya zat yang mengandung jumlah partikel yang = jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-12.

o Mol merupakan satuan jumlah (seperti lusin,gros), tetapi ukurannya jauh lebih besar.

o Mol menghubungkan massa dengan jumlah partikel zat.

Hubungan mol dengan jumlah partikel, Kemolaran, Massa, Volum gas dapat digambarkan sebagai berikut: 

o Jumlah partikel dalam 1 mol (dalam 12 gram C-12) yang ditetapkan melalui berbagai metode eksperimen dan sekarang ini kita terima adalah 6,02 x 10 ²³ (disebut tetapan Avogadro, dinyatakan dengan L ).

Contoh : 

1 mol air artinya : sekian gram air yang mengandung 6,02 x 10 ²³ molekul air.

1 mol besi artinya : sekian gram besi yang mengandung 6,02 x 10 ²³ atom besi.

1 mol asam sulfat artinya : sekian gram asam sulfat yang mengandung 6,02 x 10 ²³ molekul H ₂ SO ₄ .

1 mol = 6,02 x 10 ²³ partikel

L = 6,02 x 10 ²³ 

b) Hubungan Mol dengan Jumlah Partikel

Dirumuskan : 

Keterangan : 

n = jumlah mol

 = jumlah partikel

c) Massa Molar (m _m )

o Massa molar menyatakan massa 1 mol zat .

o Satuannya adalah gram mol ^-1 .

o Massa molar zat berkaitan dengan Ar atau Mr zat itu, karena Ar atau Mr zat merupakan perbandingan massa antara partikel zat itu dengan atom C-12.

Contoh : 

zAr Fe = 56, artinya : massa 1 atom Fe : massa 1 atom C-12 = 56 : 12

Mr H ₂ O = 18, artinya : massa 1 molekul air : massa 1 atom C-12 = 18 : 12 

Karena : 

1 mol C-12 = 12 gram (standar mol), maka :

Kesimpulan : 

Massa 1 mol suatu zat = Ar atau Mr zat tersebut (dinyatakan dalam gram).

Untuk unsur yang partikelnya berupa atom : m _m = Ar gram mol ^-1

Untuk zat lainnya : m _m = Mr gram mol ^-1 

d) Hubungan Jumlah Mol (n) dengan Massa Zat (m)

Dirumuskan : 

dengan : 

m = massa 

n = jumlah mol 

m m = massa molar 

e) Volum Molar Gas (V _m )

o Adalah volum 1 mol gas.

o Menurut Avogadro, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas bervolum sama akan mengandung jumlah molekul yang sama pula.

o Artinya, pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas dengan jumlah molekul yang sama akan mempunyai volum yang sama pula.

o Oleh karena 1 mol setiap gas mempunyai jumlah molekul sama yaitu 6,02 x 10 ²³ molekul, maka pada suhu dan tekanan yang sama, 1 mol setiap gas mempunyai volum yang sama.

o Jadi : pada suhu dan tekanan yang sama, volum gas hanya bergantung pada jumlah molnya.

Dirumuskan : 

dengan : 

V = volum gas 

n = jumlah mol 

Vm = volum molar 

Beberapa kondisi / keadaan yang biasa dijadikan acuan :

1) Keadaan Standar

Adalah suatu keadaan dengan suhu 0 ^o C dan tekanan 1 atm.

Dinyatakan dengan istilah STP ( Standard Temperature and Pressure ). 

Pada keadaan STP, volum molar gas ( V _m ) = 22,4 liter/mol

2) Keadaan Kamar

Adalah suatu keadaan dengan suhu 25 ^o C dan tekanan 1 atm.

Dinyatakan dengan istilah RTP ( Room Temperature and Pressure ). 

Pada keadaan RTP, volum molar gas ( V _m ) = 24 liter/mol

3) Keadaan Tertentu dengan Suhu dan Tekanan yang Diketahui

Digunakan rumus Persamaan Gas Ideal :

P = tekanan gas (atm); 1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg

V = volum gas (L) 

n = jumlah mol gas 

R = tetapan gas (0,082 L atm/mol K)

T = suhu mutlak gas (dalam Kelvin = 273 + suhu Celcius)

4) Keadaan yang Mengacu pada Keadaan Gas Lain

Misalkan : 

Gas A dengan jumlah mol = n ₁ dan volum = V ₁ 

Gas B dengan jumlah mol = n ₂ dan volum = V ₂

Maka pada suhu dan tekanan yang sama : 

f) Kemolaran Larutan (M)

Kemolaran adalah suatu cara untuk menyatakan konsentrasi (kepekatan) larutan.

Menyatakan jumlah mol zat terlarut dalam tiap liter larutan, atau jumlah mmol zat terlarut dalam tiap mL larutan .

Dirumuskan : 

dengan : 

M = kemolaran larutan 

n = jumlah mol zat terlarut

V = volum larutan 

Misalnya : larutan NaCl 0,2 M artinya, dalam tiap liter larutan terdapat 0,2 mol (= 11,7 gram) NaCl atau dalam tiap mL larutan terdapat 0,2 mmol (= 11,7 mg) NaCl.

Massa Atom, Nomer Atom dan Isotop

Dalam beberapa pelajaran kimia ataupun fisika di SMA dan mata kuliah beberapa jurusan di perguruan tinggi, sering dibicarakan istilah massa atom, nomer atom dan isotop. Ketiga istilah ini sangat erat hubungannya dalam pembangkitan energi nuklir. Meskipun sebenarnya masih terdapat istilah isobar, dan isoton, namun terkadang kita hanya mengerti sekilas tentang istilah ini, pada tulisan ini akan dibahas sedikit mendalam tentang istilah tersebut.

Nomer Atom dan Massa Atom

Untuk unsur yang diketahui, jumlah proton yang ada dalam  inti atom adalah sama dengan jumlah muatan positif yang dibawanya, nilai tersebut dikenal dengan sebutan Nomer Atom unsur. Biasanya di lambangkan dengan simbol Z. Sebagai contoh nomer atom dari hidrogen adalah 1 , Helium adalah 2, dan Lithium adalah 3 begitulah seterusnya  hingga Uranium – unsur alam dengan massa atom terbesar – dengan nomer atom 92. Sejumlah unsur yang lebih berat – yang penting dalam hubungannya dengan pembangkitan Energi Nuklir -, semisal Plutonium dengan Nomer Atom 94 merupakan unsur buatan manusia.

Jumlah proton dan neutron dalam inti atom disebut dengan nomer massa unsur dan dilambangkan dengan A. Seperti yang telah dijelaskan bahwa jumlah proton dalam suatu inti sama dengan Z, sehingga jumlah neutron dari unsur yang diketahui adalah sama dengan A – Z. Karena neutron dan proton memiliki massa yang mendekati 1 pada skala amu ( massa proton =1,00758 amu sedangkan massa neutron = 1,00897), maka untuk pendekatan, nomer massa  ditulis dalam bilangan bulat.

Isotop dan Nuklida

Adalah Nomer atom, yakni jumlah proton – bukannya  massa atom – yang menentukan jenis  dan sifat kimia dari suatu unsur. Hal ini dikarenakan sifat – sifat kimia bergantung pada komposisi elektron – elektron   sedangkan jumlah elektron adalah sama dengan nomer atom. Konsekuensinya, atom dengan inti yang berisi jumlah proton yang sama ( nomer atom sama) tetapi jumlah neutron yang berbeda (nomer massa berbeda) –disebut dengan isotop-  pada dasarnya secara kimiawi adalah identik meskipun hal ini  sering  menandakan perbedaan dari segi kestabilan inti atom.

Sebagian besar unsur di alam berada dalam dua atau lebih isotop stabil yang mana secara kimiawi hampir tidak bisa dibedakan meskipun nomer massanya dan berat atomnya berbeda. Kesemuanya, sekitar 280 isotop stabil yang telah di identifikasi terjadi secara alamiah, dan sebagai tambahan, terdapat sekitar 50 jenis isotop tidak stabil yang ditemukan di alam. Lainnya 700 atau lebih isotop tidak stabil didapatkan secara buatan dengan reaksi nuklir yang beragam. Untuk tujuan membedakan perbedaan dari isotop –isotop dari unsur tertentu maka  dicantumkan nomer massa yang digunakan setelah simbol unsur. Jadi isotop uranium dengan nomer massa 238 bisa ditulis sebagai uranium -238, U-238 atau U_­²³⁸

Uranium, unsur paling penting dalam pembangkitan energi nuklir, berada di alam dalam setidaknya tiga bentuk  isotop dengan nomer massa 234, 235, dan 238. Uranium – 238 merupakan isotop yang paling banyak proporsinya berada di alam (99,282 %). Sedangkan U-235 sekitar 0,7% dan untuk uranium – 234 lebih kecil lagi, sehingga sering bisa diabaikan.

Referensi

Glasstone, Samuel.The Elements of Nuclear Reactor Theory. D Van Nostrand Company Inc.

Teori kuantum ikatan kimia

a. Metoda Heitler dan London

Sebagaimana dipaparkan di bagian 2.3, teori Bohr, walaupun merupakan model revolusioner, namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan. Teori Lewis-Langmuir tentang ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal memberikan jawaban pada pertanyaan fundamental mengapa atom membentuk ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yang membentuknya.

Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika kuantum (mekanika gelombang). Segera setelah mekanika kuantum dikenalkan, fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan Jerman/Amerika Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul hidrogen dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron (gambar 3.5(a)). Mereka menghitung energi sistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yang berkaitan dengan energi minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada jarak ikatan) tidak dihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka menganggap sistem dengan elektron yang posisinya dipertukarkan (gambar 3.5(b)), dan menghitung ulang dengan asumsi bahwa dua sistem harus menyumbang sama pada pembentukan ikatan. Mereka mendapatkan kemungkinan pembentukan ikatan meningkat, dan hasil yang sama dengan hasil percobaan diperoleh.

Dua keadaan di gambar 3.5 disebut “beresonansi”. Perbedaan energi antara plot (a) dan (b) disebut energi resonansi. Enerhi di gambar 3.6(d) adalah energi untuk keadaan dengan spin dua elektronnya sejajar. Dalam keadaan ini, tolakannya dominan, yang akan mendestabilkan ikatan, yakni keadaan antibonding. Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasil menjelaskan dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskan tidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia secara umum.

b. Pendekatan ikatan valensi

Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila dua atom hidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain, fungsi gelombang sistemnya adalah 1s₁(1)1s₂(2) (yang berkaitan dengan keadaan dengan elektron 1 berkaitan dengan proton 1 dan elektron 2 berhubungan dengan proton 2 sebagaimana diperlihtakna di gambar 3.5(a) (atau 1s₁(2)1s₂(1) yang berkaitan dengan keadaan dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1 berikatan dengan proton 2 sebagaimana diperlihatkan gambar 3.5(b)). Bila dua proton mendekat, menjadi sukar untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini, sistemnya dapat didekati dengan mudah kombinasi linear dua fungsi gelombang. Jadi,

Ψ₊ = N₊［1s₁(1)1s₂(2) +1s₁(2)1s₂(1)］ (3.1)

Ψ_-= N_-［1s₁(1)1s₂(2) – 1s₁(2)1s₂(1)］ (3.2)

dengan N₊ dan N- adalah konstanta yang menormalisasi fungsi gelombangnya. Dengan menyelesaikan persamaan ini, akan diperoleh nilai eigen E₊ dan E- yang berkaitan dengan gambar. 3.6(a) dan 3.6(b).

Metoda yang dipaparkan di atas disebut dengan metoda ikatan valensi (valence-bond/VB). Premis metoda VB adalah molekul dapat diungkapkan dengan fungsi-fungsi gelombang atom yang menyusun molekul. Bila dua elektron digunakan bersama oleh dua inti atom, dan spin kedua elektronnya antiparalel, ikatan yang stabil akan terbentuk.

Pendekatan orbital molekul

Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika termasuk John Clarke Slater (1900-1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994). Namun, kini metoda orbital molekul (molecular orbital, MO) jauh lebih populer. Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah dengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H₂⁺ (gambar 3.7).

(-h²/8π²m)∇²Ψ + VΨ = EΨ (2.21)

maka,

(-h²/8π²m)∇²Ψ +e²/4πε₀［(-1/r₁) -(1/r₂) + (1/R)］Ψ = EΨ (3.3)

Ingat bahwa Ψ2 memberikan kebolehjadian menemukan elektron di dalam daerah tertentu. Bila Anda jumlahkan fungsi ini di seluruh daerah, Anda akan dapatkan kebolehjadian total menemukan elektron, yang harus sama dengan satu. Orbital biasanya dinormalisasi agar memenuhi syarat ini, yakni ∫Ψ2 dxdydz = 1.

Fungsi gelombang sistem ini didapatkan dengan mensubstitusi potensialnya kedalam persamaan 2.21. Bila elektronnya di sekitar inti 1, pengaruh inti 2 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 1. Demikian pula, bila elektronnya di sekitar inti 2, pengaruh inti 1 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 2.

Kemudian kombinasi linear dua fungsi gelombang 1s dikenalkan sebagai orbital molekul pendekatan bagi orbital molekul H₂. Untuk setiap elektron 1 dan 2, orbital berikut didapatkan.

φ₊(1) = a[1s₁(1) + 1s₂(1)]

φ₊(2) = a[1s₁(2) + 1s₂(2)] (3.4)

Orbital untuk molekul hidrogen haruslah merupakan hasilkali kedua orbital atom ini.

Jadi,

Ψ₊(1, 2) = φ₊(1)･φ₊(2) = a[1s₁(1) + 1s₂(1)] x a[1s₁(2) + 1s₂(2)]

= a2[1s₁(1) 1s₁(2) + 1s₁(1) 1s₂(2) + 1s₁(2)1s₂(1) + 1s₂(1) 1s₂(2)] (3.5)

Orbital ini melingkupi seluruh molekul, dan disebut dengan fungsi orbital molekul, atau secara singkat orbital molekul. Seperti juga, orbital satu elektron untuk atom disebut dengan fungsi orbital atom atau secara singkat orbital atom. Metoda untuk memberikan pendekatan orbital molekul dengan melakukan kombinasi linear orbital atom disebut dengan kombinasi linear orbital atom (linear combination of atomic orbital, LCAO).

Latihan 3.3 metoda VB dan MO

Perbedaan metoda VB dan MO terletak dalam hal seberapa luas kita memperhatikan keadaan elektronik molekulnya. Carilah perbedaan ini dengan membandingkan persamaan 3.1 dan 3.5.

Jawab

Kecuali konstanta, suku kedua dan ketiga dalam persamaan 3.5 identik dengan dua suku di persamaan 3.1. Keadaan elektronik yang dideskripsikan oleh suku-suku ini adalah keadaan molekul sebab setiap elektron dimiliki oleh orbital yang berbeda. Di pihak lain, suku pertama dan keempat persamaan 3.5 meakili keadaan ionik molekul H⁺ – H^– sebab kedua elekktron mengisi orbital atom yang sama. Persamaan 3.1 tidak memiliki suku-suku ini, Jadi, teori MO mempertimbangkan keadaan ionik sementara metoda VN tidak.

Sifat Paramagnetik dan Diamagnetik

Larangan Pauli merupakan salah satu prinsip dasar dari mekanika kuantum. Hal tersebut dapat diuji melalui beberapa observasi. Jika dua elektron pada orbital 1s dari sebuah atom helium mempunyai arah yang yang sama atau paralel, medan magnetnya akan menguatkan satu sama lain. Percobaan yang demikian akan membuat helium bersifat paramagnetik.

Pengertian  Paramagnetik dan Diamagnetik

Paramagnetik adalah adalah senyawa yang dapat ditarik oleh medan magnet. Seperti dijelaskan di atas, paramagnetik terjadi bila ada elektron yang berkedudukan paralel (sejajar) satu sama lain dalam satu orbital. Namun jika spin elektron dibuat antiparalel satu sama lain, maka efek magnet akan meniadakan satu sama lain. Dengan demikian akan muncul sifat diamagnetik. Diamagnetik yaitu senyawa yang tidak dapat ditarik oleh medan magnet.

Perbedaan Paramagnetik dan Diamagnetik

Satu syarat paramagnetik yang sangat penting yaitu mempunyai elektron ganjil. Oleh karena itu, perlu sebuah elektron untuk membuatnya menjadi genap. Atom yang mempunyai elektron ganjil dapat bersifat paramagnetik atau diamagnetik.

Contoh Sifat Magnetik

Contoh lain yaitu pada logam litium. Pertanyaan yang muncul, apakah logam litium termasuk diamagnetik? Litium mempunyai nomor atom 3, dengan demikian hanya mempunyai tiga buah elektron. Elektron terluar (ketiga) tidak dapat berpindah ke orbital 1s karena akan mempunyai bilangan kuantum yang sama dengan dua elektron yang lainnya. Dengan demikian, elektron ketiga ini terpaksa menempati orbital yang lebih luar, yaitu 2s. Konfogurasi elektron litium adalah 1s²2s¹, dan diagram orbitalnya adalah:

Atom litium mempunyai satu elektron tak berpasangan. Dengan demikian litium bersifat paramagnetik.

Aturan Hund, Prinsip Aufbau, dan Larangan Pauli

Konfigurasi elektron mengharuskan kita untuk mempelajari aturan Hund, prinsip Aufbau, dan larangan Pauli Ketiganya berhubungan erat. Apa yang dimaksud dengan aturan Hund, Prinsip Aufbau, dan larangan Pauli? Kita bahas satu per satu.

Prinsip Aufbau

Pengertian Prinsip Aufbau

Kata Aufbau berasal dari bahasa Jerman yaitu "Aufbauen" yang berarti "membangun". Pada saat menuliskan konfigurasi elektron, maka sama dengan membangun elektron orbital yang tersusun dari atom-atom. Pada saat menulisnya, maka orbital akan terisi dengan elektron untuk menambah nomor atom. Prinsip Aufbau berasal dari asa larangan Pauli yang mengatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam sebuah atom dapat memiliki bilangan kuantum yang sama, karena harus "menumpuk" atau "membangun" ke tingkat energi yang lebih tinggi.

Contoh Prinsip Aufbau

Jika mengikuti pola pada periode dari B (Z=5) ke Ne (Z=10) jumlah elektron mengalami dan subkulit terisi. Di sini berfokus pada subkulit p di mana sama seperti bergerak menuju Ne, subkulit p menjadi penuh.

• B (Z=5) konfigurasi : 1s² 2s² 2p¹
• C (Z=6) konfigurasi : 1s² 2s² 2p²
• N (Z=7) konfigurasi : 1s² 2s² 2p³
• O (Z=8) konfigurasi : 1s² 2s² 2p⁴
• F (Z=9) konfigurasi : 1s² 2s² 2p⁵
• Ne (Z=10) konfigurasi : 1s² 2s² 2p⁶

Aturan Hund

Pengertian Aturan Hund

Pada prinsip Aufbau, telah dibahas bahwa elektron akan mengisi orbital energi terendah pertama, dan kemudian naik ke orbital energi yang lebih tinggi hanya setelah orbital energi yang lebih rendah penuh. Jika dipikir dengan hati-hati, maka masih ada masalah di sana. Tentu saja, orbital 1s harus diisi sebelum orbital 2s, karena orbital 1s memiliki nilai yang lebih rendah dari n, dan dengan demikian mempunyai energi yang lebih rendah. Bagaimana dengan tiga orbital 2p yang berbeda? Untuk menjawab pertanyaan ini, kita perlu beralih ke Aturan Hund .

Aturan Hund menyatakan bahwa :

1. Setiap orbital di subtingkat diisi elektron tunggal sebelum orbital diisi pasangan elektron.
2. Semua elektron tunggal yang mengisi orbital akan mempunyai spin yang sama.

Ketika menetapkan elektron dalam orbital, setiap elektron pertama akan mengisi semua orbital dengan energi yang sama (juga disebut sebagai degenerat) sebelum berpasangan dengan elektron lain dalam orbital setengah penuh. Atom pada keadaan dasar (ground state) cenderung memiliki banyak elektron yang tidak berpasangan.

Larangan Pauli

Pengertian Larangan Pauli

Larangan Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dapat memiliki empat bilangan kuantum yang sama. Dalam satu orbital maksimal dua elektron dapat ditemukan dan dua elektron harus memiliki spin yang berlawanan. Itu berarti satu elektron mempunyai spin ke atas (+½) dan yang lain akan mempunyai spin ke bawah (-½).

Tiga bilangan kuantum pertama adalah n=1, l=0, m=0. Hanya dua elektron yang sesuai, yang akan berupa s=-½ atau s =+½.

Cara Kerja Spektroskopi Massa

Spektroskopi massa merupakan suatu instrumentasi kimia yang bertujuan untuk mengetahui massa relatif (Mr) suatu senyawa organik. Spektroskopi massa sangat penting untuk mengelusidasi struktur senyawa organik. Selain Mr, fragmentasi senyawa juga dapat diketahui.

Untuk memahami cara kerja spektroskopi massa, perhatikan gambar berikut:

Secara keseluruhan, tahap-tahap proses yang terjadi dalam spektroskopi massa dapat dibagi menjadi injeksi, ionisasi, akselerasi, defleksi (pembelokan), dan deteksi.

Injeksi

Injeksi merupakan proses pemasukan sampel ke dalaminstrumen spektroskopi massa. Sampel yang diperlukan sanat sedikit (kurang dari 1 mL).

Ionisasi

Sampel yang telah dimasukkan kemudian dipanaskan melebihi titik didihnya, sehingga beralih fasa menjadi gas. Sampel yang telah berbentuk gas dimasukkan dalam ruang ionisasi. Partikel sampel (atom maupun molekul) kemudian ditembak dengan elektron berenergi tinggi (70 eV). Adanya penembakan itu membuat partikel sampel terbombardir, sehingga salah satu elektronnya terpental keluar. Dengan demikian, partikel tersebut menjadi bermuatan positif.

Senyawa yang tembombardir masih dapat dibombardir lebih lanjut untuk membentuk pecahan (fragmen) yang lebih kecil. Maka dari itu, satu senyawa dapat terpecah (terfragmentasi) menjadi beberapa kation.

Kebanyakan fragmen ion positif tersebut bermuatan +1. Sangat sulit untuk melepas lagi satu elektron dari suatu ion positif.

Akselerasi

Ion bermuatan positif didorong sehingga melewati celah kecil. Akselerasi bertujuan supaya ion positif melaju dengan kecepatan tinggi ke tahap selanjutnya.

Defleksi (pembelokan)

Ion positif yang bergerak cepat tersebut selanjutnya dibelokkan dengan medan magnet. Pembelokan ini menyebabkan adanya pemisahan fragmen ion sesuai dengan rasio massa per muatannya. Pada gambar di atas, ada jarak yang jelas antara kation yang paling ringan dan paling berat.

Deteksi

Setelah ion-ion dipisahkan berdasarkan massa per matan (m/z), maka selanjutnya adalah dideteksi beratnya. Sebuah alat pencatat (recorder) berfungsi untuk mencatat massa kation yang berhasil dipisahkan. Detektor hanya bisa mendeteksi ion. Dengan demikian, partikel netral tidak akan terdeteksi.

Teori Atom Thomson

Model atom Thomson muncul pada tahun 1903 setelah sebelumnya didahulu oleh teori atom Dalton.

Pengertian Teori Atom Thomson

Teori Atom Thomson adalah salah satu teori yang mencoba mendeskripsikan bentuk atom yaitu seperti bentuk roti kismis. Diibaratkan sebagai roti kismis karena saat itu Thomson beranggapan bahwa atom bermuatan positif dengan adanya elektron bermuatan negatif di sekelilingnya. Perhatikan gambar berikut:

Pada gambar di atas, bagian berwarna oranye bermuatan positif, sedangkan berwarna hijau adalah elektron yang bermuatan negatif.

Sampai akhir abad ke-19, konsep mengenai bentuk atom masih berupa bola pejal layaknya bola biliar. Sedangkan pada tahun 1987 Joseph John Thomson secara total merubah konsep atom dengan adanya penemuan elektron yang dikenal dengan teori atom Thomson.

Dalil Thomson

Sekiranya teori atom Thomson dapat diringkas sebagai berikut :

1. Atom berupa bola yang bermuatan positif dengan adanya elektron yang bermuatan negatif di sekelilingnya.
2. Muatan positif dan negatif pada atom besarnya sama. Hal ini menjadikan atom bermuatan netral. Suatu atom tidak mempunyai muatan positif atau negatif yang berlebihan.

Selain roti kismis, teori atom Thomson dapat diumpamakan sebagai semangka. Daging buah yang berwarna merah melambangkan ruang yang bermuatan positif, sedangkan biji yang tersebar di dalamnya adalah elekton yang bermuatan negatif.

Penemuan Elektron

Elektron ditemukan oleh J.J. Thomson melalui percobaan tabung sinar katoda. Pada saat itu, Thomson melihat bahwa jika arus listrik melewati tabung vakum, ada semacam aliran berkilau yang terbentuk. Thomson menemukan bahwa aliran berkilau tersebut dibelokkan ke arah plat kutub positif. Teori atom Thomson membuktikan bahwa aliran tersebut terbentuk dari partikel kecil dari atom dan partikel terebut bermuatan negatif. Thomson menamai penemuan tersebut sebagai elektron

Spektrofotometri

oleh Fajar Maulana, S.Pd

Penyerapan sinar tampak atau ultraviolet oleh suatu molekul dapat menyebabkan eksitasi molekul tersebut dari tingkat energi dasar (ground state) ke tingkat energi yang lebih tinggi (excited state). Proses ini melalui dua tahap, yaitu:

   Tahap 1 : M + hv                                             M^*

    Tahap 2 : M^*                                                                     M + kalor

Umur molekul yang tereksitasi M^* ini sangat pendek (10^-8–10^-9 detik) dan molekul kembali ketingkat dasar lagi M. Proses di atas disebut reaksi fotokimia (Hendayana, 1994).

Dalam mempelajari serapan secara kuantitatif, berkas radiasi dikenakan pada cuplikan dan intensitas radiasi yang ditrasmisikan diukur. Radiasi yang diserap oleh cuplikan ditentukan dengan membandingkan intensitas dari berkas radiasi yang ditransmisikan bila spesies penyerap tidak ada dengan intensitas yang ditransmisikan bila spesies penyerap ada. Kekuatan radiasi (intensitas) dari berkas cahaya sebanding dengan jumlah foton per detik yang melalui satu satuan luas penampang. Jika foton yang mengenai cuplikan dengan tenaga yang sama dan yang dibutuhkan untuk menyebabkan terjadinya perubahan tenaga, maka serapan dapat terjadi. Kekuatan radiasi juga diturunkan dengan adanya penghamburan dan pemantulan, namun pengurangan-pengurangan ini sangat kecil bila dibadingkan dengan serapan (Sastrohamidjojo, 2007).

Spektrofotometri merupakan bagian dari fotometri dan dapat dibedakan dari filter fotometri sebagai berikut :

1.      Daerah jangkauan spektrum

Filter fotometri hanya dapat digunakan untuk mengukur serapan sinar tampak (400-750 nm), sedangkan spektrofotometer dapat mengukur serapan di daerah tampak, UV (200-380 nm) maupun IR (> 750 nm).

2.      Sumber sinar

Sesuai dengan daerah jangkauan spektrumnya, maka spektrofotometer menggunakan sumber sinar yang berbeda pada masing-masing daerah (sinar tampak, UV, IR). Sedangkan sumber sinar filter fotometer hanya untuk daerah tampak.

3.      Monokromator

Filter fotometer menggunakan filter interfensi atau kisi difraksi untuk daya resolusinya lebih baik sebagai monokromator. Pada metode visual, biasanya digunakan sumber lampu dari lampu wolfram yang tidak monokromatis sehinnga digunakan filter interfensi untuk menghasilkan panjang gelombang yang monokromatis serta memungkinkan untuk mendapatkan daerah panjang gelombang yang lebih sempit. 

4.      Detektor

Detektor yang digunakan pada spektrofotometri adalah sebagai berikut.

-      Filter fotometer menggunakan detektor fotosel

-      Spektrofotometer menggunakan tabung penggandaan foton atau fototube untuk resolusi yang lebih baik