KEPERIODIKAN SIFAT SENYAWA SEDERHANA

ketua kelompok:dwi endartanto(41609010050)

Keperiodikan sifat senyawa sederhana

a. Keperiodikan sifat oksida

Oksigen dapat membentuk senyawa (oksida) dengan hampir semua unsur, kecuali beberapa gas mulia. Inilah alasan mengapa oksigen awalnya digunakan sebagai standar massa atom. Ketika prosedur untuk menentukan massa atom belum disepakati secara penuh, saat itu lebih nyaman digunakan ”ekuivalen”, yakni kuantitas zat yang tepat bereaksi dengan sejumlah tertentu oksigen. Bahkan hingga kini, membandingkan sifat oksida sama pentingnya dengan membandingkan sifat unsur-unsurnya.

Sebagian besar kalor pembentukan oksida, yakni kalor reaksi saat unsur bereaksi dengan oksigen, besar dan negatif. Hal ini mengindikasikan bahwa paling tidak ada satu oksida stabil. Hanya terdapat beberapa oksida yang memiliki nilai kalor pembentukan positif, yakni oksida halogen atau gas mulia.

Untuk meyakinkan apakah nilai ini menunjukkan keperiodikan, kalor reaksi unsur dengan sejumlah tertentu (8 g) oksigen (bukan kalor reaksi per mol) diperhatikan. Representasi nilai kalor reaksi ini secara skematik yang diberikan di gambar 5.4. Untuk semua periode, nilai absolut kalor pembentukan cenderung menurun ketika nomor atom meningkat.

Akan lebih mudah mengklasifikasikan oksida berdasarkan keasaman dan kebasaannya karena hampir semua oksida bersifat asam atau basa. Klasifikasi ini juga akan membantu pemahaman bab 9 yakni pembahasan asam dan basa dibahas.

Produk reaksi antara oksida dan air biasanya memiliki gugus hidroksi. Sebagaimana akan didiskusikan nanti, banyak oksida bersifat asam bahkan bila oksida-oksida ini tidak memiliki hidrogen. Dalam hal produk reaksi antara oksida asam dan air, hidrogen dari gugus hidroksi cenderung terdisosiasi menjadi proton. Jadi, asam yang mengandung hidrogen asam terikat pada oksigen disebut asam okso. Di pihak lain, produk reaksi antara oksida basa dan air dinamai dengan hidroksida yang mengandung gugus hidroksi yang cenderung terdisosiasi sebagai ion hidroksida OH¯.

Oksida logam alkali atau alkali tanah kurang lebih akan larut dalam air dan menunjukkan sifat basa. Natrium oksida Na₂O adalah cntoh khas oksida basa. Jadi,

Na₂O(s) + H₂O → 2Na⁺(aq) + 2OH¯(aq) (5.5)

(aq) menunjukkan bahwa spesi ini ada dalam larutan dalam air. Bahkan bila oksida ini sedikit larut dalam air, oksida ini tetap basa bila bereaksi dengan air.

Oksida unsur-unsur golongan 13 reaktif baik pada asam dan basa dan dinamai dengan oksida amfoter. Contoh yang terbaik adalah Al₂O₃.

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O (5.6)

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]₂ (5.7)

Sebagian besar oksida non logam bersifat asam. Kekuatan asamnya meningkat dari kiri ke kanan dalam satu periode dalam tabel periodik. Dengan kata lain, keasaman menjadi lebih kuat dengan meningkatnya sifat non logamnya. Sebagaimana unsur golongan 14, karbon memiliki dua oksida, CO dan CO₂, dan keasaman CO₂ lemah (H₂CO₃ adalah asam lemah). Oksida karbon berwujud gas tetapi oksida silikon dan unsur-unsur di bawahnya berwujud padat. SiO₂ tidak larut dalam air, tetapi oksida ini bersifat asam karena bereaksi dengan basa.

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O (5.8)

Sebaliknya, banyak oksida golongan 15 dan 16 larut dalam air. SO₃ dan P₄O₁₀ adalah oksida asam karena oksida ini bereaksi dengan air menghasilkan proton. Untuk unsur-unsur, ada beberapa oksida yang berkaitan dengan beberapa bilangan oksidasi. Ada dua oksida belerang dengan bilangan oksidasi +4 dan +6. Contoh khasnya adalah oksida nitrogen. Di Tabel 5.8, sederet oksida nitrogen dan hidridanya didaftarkan. Oksida-oksida ini akan didiskusikan lebih lanjut nanti.

.

b. Keperiodikan sifat hidrida

Sebagian besar unsur golongan utama menghasilkan hidrida ketika bereaksi dengan hidrogen, tetapi kestabilan hidridanya bergantung pada letak unsur dalam tabel periodik. Hidrida unsur golongan 1 dan 2 yang elektropositif dan unsur golongan 16 dan 17 yang elektronegatif bersifat stabil, sementara hidrida golongan 13, 14.

Hidrida unsur logam alkali dan logam alkali tanah adalah kristal tak berwarna, dan dengan elektrolisis lelehan hidrida akan dihasilkan hidrogen di anoda. Fakta ini menyarankan bahwa hidrida logam ini, misalnya natrium hidrida, ada sebagai Na⁺H¯, sebagai kristal mirip garam. Semua hidrida ini adalah basa kuat.

Beberapa unsur golongan 13 dan 14 memiliki lebih dari satu hidrida. Misalnya, hidrida karbon tidak hanya metana CH₄, tetapi juga karbena CH₂, walaupun sukar mengisolasi CH₂ sebab ketakstabilannya yang terlalu besar. Semua hidrida unsur golongan 14 termasuk metana adalah molekul kovalen. Dari kiri ke kanan dalam tabel periodik, karakter kovalen hidrida menurun dan karakter ioniknya meningkat. Ikatan O-H dalam air dan ikatan Cl-H dalam hidrogen khlorida, misalnya, dianggap polar, dan berdisosiasi di air menghasilkan H⁺. Sebaliknya, keasaman metana bisa diabaikan.

Umumnya hidrida unsur golongan utama adalah molekul, hidrida jenis ini memiliki titik didih dan titik lelh yang khas, dan menunjukkan keperiodikan. Namun, hidrida unsur periode 2 tidak terlalu berperilaku seperti itu. Misalnya, titik didihnya jauh lebih besar daripada hidrida unsur periode ke3 (gambar 5.5).

Karena titik didih hidrida unsur periode ke-3, dan selanjutnya, semakin tinggi dan menunjukkan keperiodikan, jelas sifat hidrida unsur periode ke-2 merupakan kekecualian. Dikenali dengan baik bahwa pembentukan ikatan hidrogen di hidrida unsur periode ke-2 merupakan alasan hal ini. Ikatan hidrogen terjadi dalam senyawa yang memiliki ikatan antara hidrogen dan unsur elektronegatif. Ikatan H-X terpolarisasi menjadi H⁺-X¯. Interaksi tarikan antara dipol yang terbentuk adalah gaya dorong ikatan hidrogen.

Sifat-sifat fisik seperti titik didih dan titik leleh sedikit banyak menunjukkan keperiodikan. Di antara unsur yang ada dalam golongan yang sama, keperiodikan ini kadang jelas. Misalnya, di antara halogen perubahan unsur dari gas menjadi cair, dan dari cair menjadi padat. Perubahan ini tidak harus seragam. Nitrogen adalah gas, tetapi fosfor dan unsur lain adalah padat. Jelas terlihat ada ketidakkontinyuan di sini.

Selingan-Pelopor yang tak terkenali

Hanya sedikit kimiawan yang tertarik pada keperiodikan unsur. Kimiawan Inggris John Alexandere Reina Newlands (1837-1898) adalah salah satu di antaranya. Sekitar tahun 1865, ia menyusun unsur menurut kenaikan massa atom 60 unsur yang saat itu telah dikenali, dan ia menyusunnya dalam tabel yang terdiri atas delapan baris dan enam kolom. Ia terkejut, ia mengamati bahwa unsur pertama dan ke-8 dan selanjutnya, ke-8 dan ke-15 memiliki sifat yang mirip. Dengan kata lain, unsur dengan sifat yang mirip akan muncul pada unsur ke-8. Kemunculan kemiripan setiap urutan ke-8 sangat mirip dengan yang ada dalam notasi musik. Ia mengumumkan penemuannya pada pertemuan ilmiah, dan menyebutnya dengan nama hukum oktaf. Ilmuwan Inggris pada waktu itu mengolok-oloknya, menanyakan padanya apa yang akan terjadi bila orang menyusun unsur dalam urutan alfabetis.

John Newlands (1837-1898)

Selama beberapa tahun Newlands diabaikan. Akhirnya di tahun 1887, lebih dari 10 tahun setelah penemuan Mendeleev dikenali, Chemical Society (Inggris) menganugerahinya hadiah.

SOAL DAN LATIHAN!

1) Tingkat energi orbital atom. Pilihlah dari setiap pasangan yang memiliki energi lebih tinggi:

(a) 3d, 4s (b) 4p, 5s (c ) 4s, 4p

Jawab:
(a) 3d (b) 5s (c ) 4p

2) Afinitas elektron. Dari setiap kelompok tiga spesi kimia, pilihlah yang afinitas elektronnya paling tinggi dan pilihlah yang paling kecil.

(a) Ge, Si, C (b) Cl, Cl¯, Cl⁺

Jawab: (a) C, Ge (b) Cl⁺, Cl¯

3) Energi ionisasi

Energi ionisasi ke-2 didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron kedua dari ion atom tersebut. Energi ionisasi ke-3 dan ke-4 didefinisikan dengan cara yang sama. Pilihlah dari unsur X, Y dan Z yang jelas menunjukkan sifat (a), (b) dan (c) berikut.

(a) membentuk senyawa ionik monovalen dengan khlorin (b) membentuk ikatan kovalen dengan khlorin (c) memiliki bilangan oksidasi +2 dalam sebagian besar kasus. Atom/energi ionisasi pertama ke-2 ke-3 ke-4 X 738 1450 7730 10550 Y 800 2427 3658 25024 Z 495 4563 6912 9540 Jawab X mungkin adalah anggota golongan logam alkali tanah karena baik energi ionisasi ke-1 dan ke2nya rendah. Anda dapat menyimpulkan bahwa Y adalah anggota golongan 13 dan Z adalah unsur golongan 1. (a) Z (b) Y (c) X

4) Ukuran atom dan ion. Susun setiap kuartet spesi ini sesuai dengan urutan kenaikan jari-jarinya.

(a) Ar, Cl¯, K⁺, S²¯ (b) C, Al, F, Si (c) Na, Mg, Ar, P (d) I¯, Ba²⁺, Cs⁺, Xe

Jawab :

(a) K⁺ <>2¯ <>2+ <>+ <> 5)mengapa oksigen awalnya digunakan sebagai standar massa atom?

jawab:Karena Oksigen dapat membentuk senyawa (oksida) dengan hampir semua unsur, kecuali beberapa gas mulia.

Sifat Periodik Unsur

Sifat periodik unsur terdiri dari:
a).Energi Ionisasi Pertama
Konfigurasi elektron unsur menentukan tidak hanya sifat
kimia unsur tetapi juga sifat fisiknya.Energi ionisasi
didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk
mengeluarkan elektron dari atom netral.Untuk periode
manapun,energi ionisasi meningkat dengan meningkatnya
nomor atom dan mencapai maksimum pada gas mulia.Energi
ionisasi pertama,energi yang diperlukan untuk memindahkan
elektron pertama.
b).Afinitas Elektron dan Keelektronegatifan
Afinitas elektron didefinisikan sebagai kalor reaksi saat
elektron ditambahkan kepadaatom netral gas,yakni dalam
reaksi.
Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken
mendefinisikan keelektronegatifan sebanding dengan
rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.
Keelektronegatifan meningkat dari kiri ke kanan dan menurun
dari atas ke bawah.Perbedaan keelektronegatifan antara dua
atom yang berikatan,walaupun hanya semi kuantitatif,
berhubungan erat dengan sifat ikatan kimia kimia seperti
momen dipol dan energi ikatan.Besarnya dipol,rq,di
sebut momen dipol.Momen dipol adalah besaran vektor dan
memiliki arah.
c).Bilangan oksidasi atom
Bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen didefinisikan
sebagai muatan imajiner atom yang akan dimiliki bila
elektron yang digunakan bersama dibagi sama rata antara
atom yang berikatan atau diserahkan semua ke atom yang
lebih kuat daya tariknya.
1).Unsur golongan utama
☺.Untuk unsur golongan utama,bilangan oksidasi dalam
dalam banyak kasus adalah jumlah elektron yang akan
yang akan dilepas atau diterima untuk mencapai konfigurasi
elektron penuh,ns2 np6(kecuali untuk periode pertama atau
konfigurasi elektron nd10.
☺.Untuk periode yang lebih besar,kecenderungannya memiliki
bilangan oksidasi yang berhubungan dengan konfigurasi
elektron dengan elektron ns dipertahankan dan elektron np
akan dilepas.
☺.Unsur logam dan semilogam(Si atau germanium Ge) jarang
memiliki nilai bilangan oksidasi negatif,tetapi bagi non
logam fenomena ini umum dijumpai.
☺.Di antara unsur-unsur yang ada dalam golongan yang sama,
semakin tinggi bilangan oksidasi semakin penting untuk
unsur-unsur pada periode yang lebih besar.
2).Unsur transisi
Walaupun unsur transisi memiliki beberapa bilangan
oksidasi,keteraturan dapat dikenali.Bilangan oksidasi
tertinggi atom yang memiliki lima elektron yakni jumlah
orbital d berkaitan dengan keadaan saat semua elektron d
(selain elektron s) dikeluarkan.
d).Ukuran atom dan ion
Ada beberapa tafsir ganda bila ingin menentukan ukuran atom
Sebab awan elektron tidak memiliki batas yang jelas.Untuk
ukuran atom logam,kita dapat menentukan jari-jari atom
dengan membagi dua jarak antar atom yang diukur dengan
analisis difraksi sinar-X.
Jari-jari kation unsur seperiode akan menurun dengan
meningkatnya nomor atom.Hal ini logis karena muatan inti
yang semakin besar akan menarik elektron lebih kuat.Untuk
jari-jari ionik,semakin besar periodenya,semakin besar
jari-jari ionnya.

Teori Ikatan Kimia

TEORI IKATAN KIMIA


1.Teori Ikatan Kimia Sebelum Abad 20

a).Afinitas Kimia
Pada abad 18,teori afinitas dianggap sebagai asal teori ikatan
kimia modern,walaupun merupakan teori reaksi kimia.Dasar
teori afinitas adalah “like attract like”,sesama menarik sesama.
Pada pertengahan abad 19,kimiawan Denmark Hans Peter
Jargen Julius Thomsen dan kimiawan Perancis Pierre Eugene
Marcelin Berthelot menggunakan kalor yang dihasilkan dalam
reaksi sebagai ukuran afinitas kimia,namun ada reaksi yang
endoterm.Jadi tidak ada hubungan antara kalor yang dihasilkan
dalam reaksi dan afinitas kimia.

b).Dualisme Elektrokimia
Dualisme elektro kimia diusulkan oleh Davy,Barzelius dkk di
pertengahan pertama abad 19.Dasar teori Barzelius adalah:atom
berbagai unsur bermuatan positif atau negatif dalam jumlah
yang berbeda,muatan ini adalah gaya dorong pembentukan zat.
Misalnya,tembaga oksida (CuO) terbentuk dari Cu2+ dan O2-.
Dualisme elktro kimia menjelaskan bahwa logam dan oksigen
dihasilkan dari elektrolisis oksida logam alkali.
Namun ditemukan beberapa kasus yang tidak sesuai dengan
teori ini.Misalnya,asam asetat (CH3COOH) bersifat asam dan
asam trikhloroasetat (CCl3OOH),seharusnya basah.Menurut
Barzeliuz,penukaran hidrogen dengan khlorin,yang muatannya
berlawanan akan membentuk basa.Tetapi kenyataannya asam
trikhloroasetat bersifat asam.

Teori Valensi
Di paruh akhir abad 19,kimiawan Jerman Stradouity Friedrich August Kekule dan kimiawan Inggris Archibald Scott Couper mengusulkan teori valensi.Kekule menganggap bahwa satu atom karbon memiliki empat satuan afinitas dan menggunakan satuan afinitas ini dengan empat atom hidrogen membentuk CH4 atau berkombinasi dengan dua atom oksigen membentuk CO2.Couper memformulasikan teorinya dengan cara yang mirip,namun menggunakan istilah “ikatan”.Konsep ikatan kimia yang digunakan oleh Kekule dan Couper didasarkan atas teori valensi dan ikatan
kimia,pada dasarnya identik dengan konsep modern ikatan kimia di mana rantai atom karbon,secara perlahan diformulasikan.


2.Teori Ikatan Kimia berdasarkan Teori Bohr

a).Ikatan Ionik
Kimiawan Jerman Albrecht Kossel menganggap kestabilan gas
mulia disebabkan konfigurasi elektronnya yang penuh.Atom
selain gas mulia cenderung mendapatkan muatan listrik dari
luar atau memberi muatan listrik ke luar.Bila suatu atom
kehilangan elektron,atom tersebut akan menjadi kation yang
memiliki jumlah elektron yang sama dengan gas mulia
terdekat,sementara bila atom mendapatkan elektron,atom
tersebut akan menjadi anion yang memiliki jumlah elektron
yang sama dengan atom gas mulia terdekatnya.
Ia menyimpulkan bahwa gaya dorong pembentukan ikatan
kimia adalah gaya elektrostatik antara kation dan anion.Ikatan
kimia yang dibentuk di sebut dengan ikatan ionik.
b).Ikatan Kovalen
Sekitar tahun 1916,dua kimiawan Amerika,Gilbert Newton
Lewis dan Irving Langmuir,secara independen menjelaskan
apa yang tidak terjelaskan oleh teori Kossel dengan
memperluasnya untuk molekul non polar.Titik krusial teori
mereka adalah penggunaan bersama elektron oleh dua atom
sebagai cara untuk mendapatkan kulit terluar yang diisi penuh
elektron.Penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom
sebut ikatan kovalen.

Ikatan Koordinat
Kimiawan Swiss Alfred Werner mengusulkan bahwa beberapa unsur termasuk kobal memiliki valensi tambahan,selain valensi yang didefinisikan oleh Kekule dan Couper,yang oleh Werner di sebut dengan valensi utama.Kebenaran teori Werner diterima umum dan ditemukan bahwa banyak senyawa lain yang memiliki valensi tambahan.Dalam senyawa-senyawa ini,atomnya (atau ionnya)yang memerankan peranan kobalt di sebut dengan atom pusat,dan molekul yang memerankan seperti amonia di sebut dengan ligan.



TEORI KUANTUM IKATAN KIMIA

a).Metode Heitler dan London
Fisikawan Jerman Walter Heitler dan fisikawan
Jerman/Amerika Fritz London menjelaskan pembentukan
molekul hidrogen dengan penyelesaian persamaan gelombang
sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan pendekatan.
Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron.Mereka
menganggap sistem dengan elektron yang posisinya
dipertukarkan,dan menghitung ulang denga asumsi bahwa dua
sistem harus menyumbang sama pada pembentukan ikatan.
Metoda Heitler dan London adalah metoda yang tidak hanya
menjelaskan ikatan yang terbentuk dalam molekul hidrogen,
tetapi ikatan kimia secara umum.

b).Pendekatan Ikatan Valensi
Bila dua atom hidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak
tak hingga satu sama lain,fungsi gelombang sistemnya adalah
1s1(1) 1s2(2) (yang berkaitan dengan keadaan dengan elektron
1 berkaitan dengan proton 1dan elektron 2berhubungan dengan
proton 2).(atau 1s1(2) 1s2(1) yang berkaitan dengan keadaan di
mana elektron 2 terikat di proton 1dan elektron 1 berikatan
dengan proton 2.Bila dua proton mendekat,menjadi sukar untuk
membedakan dua proton.Dalam kasus ini,sistemnya dapat
didekati dengan kombinasi linear dua fungsi gelombang.Jadi,
ψ+=N+□1s1(1) 1s2(2) + 1s1(2) 1s2(1)□
ψ-=N-□1s1(1) 1s2(2)-1s1(2) 1s2(1)□
dengan N+ dan N- adalah konstanta yang menormalisasi fungsi
gelombangnya.Metoda yang dipaparkan ini di sebut dengan
metoda ikatan valensi(valence-bond /VB).

Pendekatan Orbital Molekul
Konsep dasar metoda orbital molekul (molecular orbital,MO) adalah dengan mempelajari molekul tersederhana,ion molekul H2+. Kemudian,kombinasi linear dua fungsi gelombang 1s dikenalkan sebagai orbital molekul pendekatan bagi orbital molekul H2.Orbital ini melingkupi seluruh molekul,dan di sebut dengan fungsi orbital molekul.Metoda untuk memberikan pendekatan orbital molekul dengan melakukan kombinasi linear orbital atom di sebut dengan kombinasi linear orbital atom(linear combination of atomic orbital,LCAO).