KIMIA KELAS XI IPA – RANGKUMAN ASAM BASA STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK

v Rangkuman IPA Kimia Asam Basa

TEORI ASAM BASA

1.Teori Arrhenius (oleh Svante August Arrhenius)

Asam : pengionan dalam air melepaskan ion H⁺

contoh: HCl, H₂SO₄, H₂CO₃, H₃PO₄,HCN, HNO₃

HCl + H₂O à H⁺ + Cl^- + H₂O

Basa : pengionan dalam air melepaskan ion OH^-

contoh: NaOH, KOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂

NaOH + H₂O à Na⁺ + OH^- + H₂O

Reaksi asam basa : Reaksi penetralan

·      Penggabungan ion H⁺ dan OH^- membentuk air

·      Kation yang terikat pada OH^- dan anion yang terikat pada H⁺ membentuk senyawa ionik (garam)

HCl + NaOH à NaCl + H₂O

     Asam    Basa       Garam    Air

2.Teori Bronsted Lowry (oleh Bronsted dan Lowry)

Dasar teori: pertukaran proton (H⁺)

·   Asam: sebagai donor (pemberi) proton

·   Basa: sebagai akseptor (penerima) proton

Amfiprotik/ Amfoter: bisa bersifat asam atau basa

Contoh : H₂O, NH₃, HCH₃COO, H₂PO₄^-

HCl  +  H₂O à H₃O⁺ + Cl^-

Asam    basa

H₂O  +  NH₃ à NH4⁺ + OH^-

                       Asam    basa

Reaksi asam basa :

·      Reaksi perpindahan proton dari asam ke basa

·      Membentuk asam dan basa konjugasi

ü  Asam kuat: basa konjugasi lemah

ü  Basa kuat: asam konjugasi lemah

HCl  +  H₂O  à  H₃O⁺  +  Cl^-

Asam1  basa1    asam2     basa2

-Asam konjugasi memiliki atom H lebih banyak  daripada basa konjugasinya

-Basa konjugasi memiliki muatan negatif lebih banyak daripada asam konjugasinya

H₂PO₄^-                        à     HPO₄^2-

asam konjugasi             basa konjugasi

note:

Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa bronsted lowry

3.Teori Lewis (oleh Lewis)

Dasar teori : pemakaian pasangan elektron bebas

Asam : menerima pasangan elektron bebas

Ex: H⁺, kation logam (Fe³⁺, Al³⁺)

Senyawa melibatkan unsur gol.III biasanya asam lewis kuat (membentuk ikatan kovalen koordinasi)

Basa :  memberikan pasangan elektron bebas

Ex: OH^-, atom dan ion dari golongan V - VII (F^-,Cl^-)

Reaksi asam basa :

·      Pemakaian bersama pasangan elektron (ex: pada ikatan kovalen koordinasi)

Ex: Reaksi BF₃ (asam) dan NH₃ (basa)

       Reaksi pembentukan senyawa kompleks

note:

Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa Lewis

Asam:

Ion H+ menyebabkan:

·   Mengubah warna lakmus biru menjadi merah

·   Memberi rasa asam

·   Bereaksi dengan logam dan basa

Contoh asam dalam kehidupan sehari-hari:

ü  Asam sitrat (pada jeruk dan anggur)

ü  Asam asetat (cuka)

ü  Asam askorbat (vitamin C)

ü  Asam sulfat (air aki)

Basa:

·   Memberi rasa pahit

   Contoh basa dalam kehidupan sehari-hari:

ü  Natrium bikarbonat (Soda kue)

ü  Amonia (untuk pupuk)

ü  Natrium hidroksida (pada pembersih oven)

Gabungan asam dan basa : memberi rasa asin

TETAPAN KESETIMBANGAN PENGIONAN ASAM BASA

Asam basa mengion dalam larutan dengan derajat pengionan yang berbeda

§ Asam kuat dan basa kuat : (mendekati 1)

Ex : asam kuat à H₂SO₄, HNO₃, HCl, HClO_4,HBr

       Basa kuat à KOH, NaOH, Mg(OH)_2,LiOH

§ Asam lemah dan basa lemah:  (sgt jauh dari 1)

Ex : asam lemah à H₂CO₃,CH₃COOH,HCN, H₃PO₄

       Basa lemah à Fe(OH)₃, NH₄OH, Al(OH)₃

o Tetapan kesetimbangan pengionan asam = Ka

Semakin tinggi Ka, semakin kuat asam

o Tetapan kesetimbangan pengionan basa = Kb

Semakin tinggi Kb, semakin kuat basa

o Tetapan Kesetimbangan autoionisasi air = Kw

Terjadi karena adanya sifat amfiprotik air

Asam Dan Basa Monovalen

valensi asam atau basa adalah satu

asam lemah monovalenàEx: asam asetat

CH₃COOH à H⁺ + CH3COO^-

basa lemah monovalenàEx: natrium hidroksida

NH₄OH à NH₄⁺ + OH^-

Pasangan asam-basa konjugasi:

Asam makin lemah, basa konjugasinya makin kuat

è Ka x Kb = Kw

Asam Dan Basa Polivalen

valensi asam atau basa adalah lebih dari satu

Asam dan basa polivalen mengion secara bertahap dan tiap tahap memiliki nilai tetapan kesetimbangan sendiri.

Contoh: Asam sulfat

H₂SO₄ à H⁺  + HSO₄^-

HSO₄^- à H⁺  + SO₄^2-

KONSENTRASI ION H⁺ DAN pH (derajat keasaman)

Asam/Basa Kuat:

à elektrolit kuat (mengion hampir sempurna dalam air)

pH dapat ditentukan langsung dari nilai konsentrasi (C) asam dan basa tersebut.

[H+]= C asam.valensi asam       

[OH^-]= C basa.valensi basa        

Asam/Basa Lemah:

o   Konsentrasi H⁺ dari asam dan OH^- dari basa bergantung pada derajat ionisasi (α)dan tetapan ionisasi (Ka (asam) atau Kb (basa))

[H+] =    √ Ka.C asam  

[OH^-]= √ Kb.C basa

pH = - log [H+]                           pH + pOH = 14

pOH = - log [OH-]

Ket: C=konsentrasi (Molaritas)

INDIKATOR ASAM-BASA (INDIKATOR pH)

Nilai pH dapat diukur dengan:

·   pH meter

·   indikator asam basa (indikator pH) à zat (suatu asam atau basa lemah) yang akan berubah warna jika pH berubah pada kisaran tertentu.

Kisaran pH yang menyebabkan indikator berubah warna disebut trayek pH.

è Bila pH < trayek pH maka indikator akan menunjukkan warna asamnya

è Bila pH > trayek pH maka indikator akan menunjukkan warna basa

Contoh indikator: biru bromtimol (pH 6,0 – 7,6),  merah metil (3,2 – 4,4), kuning alizarin (10,1 – 12,0

v  STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK

ü  Atom terdiri dari pertikel proton, neutron, dan elektron

ü  Berdasarkan eksperimen Rutherford, proton dan neutron terletak pada inti atom, sementara posisi electron masih diperdebatkan

ü  Sejarah keberadaan electron dalam atom

§  Teori Kuantum

Ø  Dikemukakan oleh Max Planck tahun 1900

Ø  Hipotesis : atom-atom dan molekul dapat memancarkan / menyerap energy hanya dalam jumlah tertentu (kuota tertentu)

Ø  Kuantum : jumlah / paket energy terkecil yang dipencarkan / diserap oleh atom / molekul dalam bentuk radiasi elektromagnetik

Ø  Jumlah satu kuantum energy :

E = h v      atau          x = _h_            atau      x  = _h_

                                       m c                                         m v

E = energy (J)                                                            m = massa

h = konstanta Planck (6,626 x 10^-34 J det)      x  = panjang gelombang

v = frekuensi radiasi (det^-1)                                c   = kecepatan cahaya 3 x 10⁸ m/s

Ø  Teori kuantum adalah teori yang didasarkan pada pernyataan bahwa energi berada dalam satuan yang sangat kecil, yang nilainya tertentu yang disebut kuanta. Jika terjadi pengalihan energi, seluruh kuantum terlibat.

Ø  Foton adalah “partikel” cahaya. Energi dari seberkas sinar terpusatkan dalam foton

Ø  Fotolistrik adalah listrik yang diinduksi oleh cahaya (foton).

Ø  Spektrum atom (spektrum garis) adalah spektrum yang dihasilkan oleh sinar yang dipancarkan oleh atom yang tereksitasi. Spektrum ini hanya mempunyai sederet garis (warna) dengan panjang gelombang tertentu.

§  Teori atom Bohr

Ø  Electron hanya dapat berada pada tingkat energy tertentu

Ø  Dalam keadaan normal, electron menempati tingkatan energy terendah

Ø  Electron dapat berpindah dari satu kulit ke kulit yang lain disertai penyerapan / pemancaran energy

§  Dualisme Pertikel – Gelombang

Oleh Louis de Broglie

Cahaya dan partikel-partikel kecil dapat bersifat sebagai benda yang tersusun atas partikel dan gelombang

Gelombang bergerak tidak menurut garis, melainkan menyebar melalui suatu daerah tertentu

§  Ketidakpastian Heisenberg

Gerakan lintasan electron besarta kedudukannya tidak dapat diketahui dengan tepat

§  Teori Mekanika Kuantum

Oleh Erwin Schrodinger

Electron dapat dianggap sebagai gelombang materi yang gerakannya sama dengan gerakan gelombang

Daerah dalam ruang yang mempunyai kebolehjadian ditempati electron disebut orbital atom

ü  Bilangan kuantum adalah bilangan bulat yang nilainya harus ditentukan untuk dapat memecahkan persamaan mekanika gelombang, yang dimulai dari kulit K, L, M, dst.

ü  4 macam bilangan kuantum :

§  Bilangan kuantum utama (n)

§  Menyatakan nomor kulit / tingkat energy electron

§  Electron pada kulit ke-1, memiliki harga n = 1 (kulit K)

§  Electron pada kulit ke-2, memiliki harga n = 2 (kulit L)

§  Electron pada kulit ke-3, memiliki harga n = 3 (kulit M)

§  Electron pada kulit ke-4, memiliki harga n = 4 (kulit N)

§  Semakin jauh letak kulit dengan inti atom, energinya semakin tinggi

§  Bilangan kuantum azimuth (l)

§  Menyatakan subkulit atom / subtingkat energy electron

§  Memiliki harga dari 0 sampai n-1

§  Subkulit l = 0 à orbital s (sharp), garis spectrum yang paling terang

§  Subkulit l = 1 à orbital p (prinsipal), garis spectrum yang terang kedua

§  Subkulit l = 2 à orbital d (diffuse), garis spectrum kabur

§  Subkulit l = 3 à orbital f (fundamental), garis spectrum dari warna yang bersangkutan

§  Notasi s, p, d, dan f pada subkulit didasari garis spectrum yang muncul pada spektroskop

§  Bilangan kuantum magnetic (m)

§  Menyatakan orientasi orbital di sekitar inti atom

§  Dapat bernilai positif, nol, maupun negatif bilangan kuantum azimuth

Harga l	Subkulit	Harga m	Jumlah orbital
0	s	0	1
1	p	-1,0,+1	3
2	d	-2,-1,0,+1,+2	5
3	f	-3,-2,-1,0,+1,+2,+3	7

§  Bilangan kuantum spin (s)

§  Menyatakan rotasi electron pada sumbunya selain berevolusi mengelilingi inti atom

§  Mempunyai 2 harga, yaitu:

·         +1/2 (dinyatakan dengan anak panah ke atas)

·         -1/2 (dinyatakan dengan anak panah ke bawah)

ü  Bentuk orbital

§  Orbital s

§  Orbital s berbentuk bola simetris

§  Semakin besar harga bilangan kuantum utama, semakin besar ukuran orbital atomnya

§  Orbital p

§  Rapatan electron orbital p terdistribusi pada bagian yang berlawanan dengan inti atom

§  Inti atom terletak pada bagian simpul dengan kerapatan elektronnya adalah nol

§  Orbital p berbentuk balon terpilin

§  Memiliki 3 orbital, yaitu px, py, dan pz

§  Orbital d

§  Orbital d berbentuk balon terpilin

§  Memiliki 5 orbital, yaitu dxy, dxz, dyz, dx²-y², dz²

ü  Konfigurasi electron = penyebaran electron dalam orbital-orbital kulit utama dan subkuklit atom.

Ada 3 prinsip :

§  Prinsip Aufbau

Penngisian electron dimulai dari tingkat energy rendah ke tinggi

§  Asas Larangan Pauli

Tidak ada 2 elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama

§  Aturan Hund

Pada orbital dengan energy yang sama, sebelum berpasangan mula-mula electron akan menempati orbital sendiri-sendiri

ü  Cara penulisan konfigurasi electron :

§  Berdasarkan urutan subkulit

§  Sesuai tingkat energinya

Contoh : 1s², 2s²,2p⁶, 3s²,3p⁶, 4s²,3d¹⁰,4p⁶, 5s²,4d¹⁰,5p⁶, 6s²,4f¹⁴,5d¹⁰,6p⁶

§  Sesuai kulit yang sama

Contoh : 1s², 2s²,2p⁶, 3s²,3p⁶,3d¹⁰, 4s²,4p⁶,4d¹⁰,4f¹⁴, 5s²,5p⁶,5d¹⁰, 6s²,6p⁶

§  Penyingkatan dengan gas mulia

Contoh : ₁₅P = 1s², 2s²,2p⁶, 3s²,3p³ ; disingkat (Ne) 3s²,3p³

§  Orbital penuh dan setengah penuh

Unsur lebih stabil apabila orbital atom terisi setengah penuh atau tepat penuh

Contoh : ₂₄ Cr = (Ar) 4s¹ 3d⁵

§  Electron valensi = electron yang dapat digunakan dalam pembentukan ikatan kimia

Contoh : electron valensi ₂₄ Cr = 1 + 5 = 6

§  Konfigurasi electron ion

§  Membentuk kation

Contoh : ₂₆Fe = (Ar) 3d⁶, 4s²

                Fe²⁺ = (Ar) 3d⁶

                Fe³⁺ = (Ar) 3d⁵

§  Membentuk anion

Contoh : ₁₇Cl = (Ar) 3s², 3p⁵

                  Fe^- = (Ar) 3s², 3p⁶

ü  4 blok dalam TPU (tempat periodik unsur)

§  Blok s

§  Ditempati golongan IA, IIA, dan He

§  Merupakan logam aktif, kecuali Hidrogen (nonLogam) dan Helium (gas mulia)

§  Blok p

§  Ditempati golongan IIIA sampai VIIIA

§  Terdiri dari logam, nonlogam, dan metalloid, disebut juga unsur wakil (representative elements)

§  Blok d

§  Ditempati golongan transisi (B)

§  Merupakan unsur logam

§  Blok f

§  Ditempati golongan transisi dalam

§  Jika n = 6, disebut lantanida, jika n = 7, disebut aktinida

§  Semua periode 7 aktinida bersifat radioaktif

ü  Sejarah system periodik

§  Berdasarkan Logam dan nonLogam

§  Hukum Triade Dobereiner (kelompok 3 unsur berdasarkan kemiripan sifat)

§  Hukum Oktaf Newlands (unsur yang bersalisih 1 oktaf ada kemiripan sifat)

§  Hukum Mendeleyev (berdasarkan massa atom relatif)

§  Tabel Periodik Modern (G. J. Moseley)

Berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat

Golongan (lajur vertical) disusun menurut kemiripan sifat

Nomor golongan: jumlah electron valensi (sisa electron)

Periode (lajur horizontal) disusun menurut kenaikan nomor atom

Nomor periode : jumlah kulit

Lajur Horizontal (Periode) terdiri atas 7 periode

Lajur vertical (golongan) ditulis dengan angka Romawi terdiri atas 18 golongan.

§  Golongan A (Golongan Utama)

Subkulit terakhirnya (s) atau (s + p)

o   IA : Alkali              IIA : Alkali Tanah        IIIA : Aluminium        IVA : Karbon  

o   VA : Nitrogen       VIA : Kalkogen           VIIA : Halogen            VIIIA : Gas Mulia

§  Golongan Transisi/Golongan Tambahan (Golongan B), terbagi atas:

o   Golongan Transisi (Gol. B), yaitu : IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB.

Subkulit terakhirnya (d)

o   Golongan Transisi Dalam, ada dua deret yaitu :

Deret Lantanida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan 57La)

Deret Aktinida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan 89Ac)

Subkulit terakhirnya (f)

o   Golongan B terletak di antara Golongan IIA dan IIIA.