IKATAN KIMIA Juni Ekowati Departemen Kimia Farmasi

Presentasi berjudul: "IKATAN KIMIA Juni Ekowati Departemen Kimia Farmasi"— Transcript presentasi:

1 IKATAN KIMIA Juni Ekowati Departemen Kimia Farmasi
Fakultas Farmasi Universitas Airlangga 2014

2 Lingkup Pembahasan Kimia Dasar
Sebagian Hukum-hukum Dasar Ilmu Kimia telah dipelajari di SMU, maka pada Semester I ini yang dibahas adalah pendalaman Hukum-hukum Dasar, pendalaman sifat-sifat dan struktur materi.

3 Peran Kimia Dasar Kimia Dasar berperan sebagai landasan (basis) bagi Ilmu-ilmu Kimia yang lain dan bersangkutan dengan cabang pengetahuan lanjutan. Ilmu-ilmu lain Kimia Fisik Kimia Organik Kimia Analitik Kimia Dasar

4 IKATAN KIMIA Bila suatu atom berantaraksi dengan atom lain membentuk suatu bangun baru yang disebut molekul (dari bahasa Latin : molecula,artinya massa yang kecil), maka antaraksi yang terjadi membentuk ikatan kimia. Pada proses pembentukan ikatan kimia, yang sangat berperan adalah elektron kulit terluar atau elektron valensi atom-atom yang berantaraksi itu.

5 Atom terdiri dari : Elektron – terletak di luar nukleus; bermuatan negatif. Proton – terletak di dalam nukleus; bermuatan positif, setara dengan muatan negatif elektron. Neutron – terletak di dalam nukleus; tidak bermuatan.

6 Macam-macam Gaya yang bekerja :
CHEM 180 A. Hewitt 4/16/2017 Macam-macam Gaya yang bekerja : Gravitational force: the force which pulls object toward the center of the Earth. Electrical force: the attraction or repulsion between two charged objects. Fig 2-12 Unit 1 Chp 2 Olmsted & Williams

7 Magnetic force: the force generated by charged objects in motion.
CHEM 180 A. Hewitt 4/16/2017 Magnetic force: the force generated by charged objects in motion. Fig 2-12 Courtesy Patrick Watson Unit 1 Chp 2 Olmsted & Williams

8 Atomic Architecture: Electrons & Nuclei
CHEM 180 A. Hewitt Atomic Architecture: Electrons & Nuclei 4/16/2017 Table 2-1 Atomic Building Blocks Name Symbol Charge Mass Electron e x10-19 C x10-31 kg Proton p x10-19 C x10-27 kg Neutron n x10-27 kg Unit 1 Chp 2 Olmsted & Williams

9 X = Atomic symbol of the element, or element symbol
CHEM 180 A. Hewitt 4/16/2017 Atomic number, Z : nulcear charge, number of protons X = Atomic symbol of the element, or element symbol A = The Mass number; A = Z + N Z = The Atomic Number, the Number of Protons in the Nucleus N = The Number of Neutrons in the Nucleus Unit 1 Chp 2 Olmsted & Williams

10 Isotop Atom yang memiliki jumlah proton sama, tetapi jumlah neutron yang berbeda. Isotop ini menunjukkan sifat kimia yang hampir sama. Sifat kimia atom ini disebabkan sifat elektronnya. Hampir semua senyawa yang ada di alam berada dalam campurannya dengan isotopnya.

11 Atomic Diversity X C Isotop : O 8 proton, 8 neutron, 8 elektron
CHEM 180 A. Hewitt 4/16/2017 Atomic Diversity X A Z Isotop : Contoh : O C 16 8 proton, 8 neutron, 8 elektron 8 12 6 proton, 6 neutron, 6 elektron 6 14 6 proton, 8 neutron, 6 elektron 6 Unit 1 Chp 2 Olmsted & Williams

12 Isotop dari Sodium

13 Isotop Kelimpahan isotop Cl di alam CHEM 180 A. Hewitt 4/16/2017
Unit 1 Chp 2 Olmsted & Williams

14

15 Elektron valensi (valence electrons) adalah Elektron yang terlibat dalam suatu ikatan
Elektron valensi merupakan faktor penting dalam ikatan kimia, letaknya di kulit terluar orbital atom. Elektron tersebut ditulis sebagai titik (dots) disebelah simbol dari elemen. Bentuk seperti itu dinamakan Lewis Structures atau Lewis Dot Structures. Elektron valensi

16 Struktur Lewis dan Aturan Oktet

17 JENIS-JENIS IKATAN KIMIA
Pada proses pembentukan ikatan terjadilah penataan ulang susunan elektron terluar kedua atom itu sehingga menjadi susunan elektron yang baru. Menurut sifat-sifat dan susunan elektron valensi yang baru setelah dua atom berantaraksi, terdapat tiga jenis ikatan kimia, yaitu : 1. Ikatan elektrovalen (ikatan ion) 2. Ikatan kovalen 3. Ikatan logam

18 Ikatan ion

19 Ikatan ion elektrostatik antara ion-ion yang berlawanan muatan.
Ikatan ion adalah ikatan yang dihasilkan oleh daya tarik menarik elektrostatik antara ion-ion yang berlawanan muatan. Kekuatan ikatan (20-40 kJ mol-1) Kekuatan tarik menarik akan semakin berkurang bila jarak antar ion semakin jauh dan pengurangan tersebut berbanding terbalik dengan jaraknya. Beberapa obat mengandung gugus fungsi asam maupun amina yang terionisasi pada pH fisiologis, memungkinkan terbentuknya ikatan ion antara senyawa obat dan reseptor.

20 IKATAN ION) Pada pembentukan ikatan ion, atom-atom akan berusaha mencapai konfigurasi oktet dalam membentuk ion positif atau ion negatif. Kaidah Oktet Atas dasar konfigurasi elektron gas mulia tersebut, Kossel mengajukan Kaidah (Aturan) Oktet, yaitu bahwa susunan (konfigurasi) elektron dengan jumlah delapan elektron merupakan susunan elektron yang stabil.

21 Konfigurasi elektron Konfigurasi elektron adalah suatu pemerian mengenai struktur elektron dari unsur. Chapter 9

22 Pembentukan ion positif
Ion positif terbentuk dengan pengeluaran elektron valensi. Contoh : Na  Na+ + e Atom Na Ion Na+ Konfigurasi : Atom Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 Ion Na+ : 1s2 2s2 2p6 Terlihatlah bahwa konfigurasi ion Na+ sama dengan konfigurasi atom Ne.

23 Pembentukan ion negatif
Ion negatif terbentuk dengan penarikan elektron dari luar ke dalam kulit elektron valensi. Contoh : F + e  F – Atom F Ion F- -Konfigurasi : Atom F : 1s2 2s2 2p5 Ion F - : 1s2 2s2 2p6 Ternyata konfigurasi elektron ion F – sama dengan konfigurasi elektron atom Ne. Jadi terlihatlah bahwa konfigurasi elektron yang stabil adalah konfigurasi dengan jumlah elektron terluar delapan.

24 Konfigurasi elektron

25 Konfigurasi elektron

26 Struktur Lewis untuk senyawa ionik
Chemistry 140 Fall 2002 Struktur Lewis untuk senyawa ionik Ba • O •• •• O Ba 2+ 2- BaO Mg • Cl •• •• Cl Mg 2+ - 2 MgCl2 Binary ionic compounds. Note the types of arrows used to move electrons – fishhooks for single e-. Write the Lewis symbol for each atom Determine how many e- each atom must gain or lose. Use multiples of one or both ions to balance the number of electrons.

27 Pembentukan ikatan ionik (ikatan elektrovalen)
Ikatan ionik akan terbentuk bila : Terdapat atom unsur dengan potensial ionisasi rendah (yang akan menjadi ion positif) dan atom unsur dengan afinitas elektron tinggi (yang akan menjadi ion negatif) Terjadi tarik menarik antara ion-ion tersebut melalui gaya elektrostatik (gaya Coulomb) Q1, Q2 = charge on ions k = 8.99 x 109 J-m/c2 d = distance between ions

28 Contoh : Na (2s2 2p6 3s1)  Na+ (2s2 2p6) + e F (2s2 2p6) + e  F- (2s2 2p6) Na F  Na+F-

29 Chapter 9

30 Keelektronegatifan : Ukuran kemampuan atom untuk menarik elektron luarnya, atau elektron valensi Karena elektron luar dari atom yang digunakan untuk ikatan, maka keelektronegatifan berguna untuk meramalkan dan menerangkan kereaktifan kimia. Keelektronegatifan dipengaruhi oleh jumlah proton dalam inti dan jumlah kulit yang mengandung elektron

31 Skala Pauling : Skala numerik dari keelektronegatifan.

32 Ikatan ion terbentuk bila perbedaan keelektronegatifan antara dua atom adalah besar (> 1,7)
Misalnya : atom Na (keelektronegatifan : 0,9), atom Cl (keelektronegatifan : 3,0).

33

34 Dalam pembentukan ikatan ionik berlaku aturan :
jumlah elektron yang dilepas oleh suatu atom sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh atom yang lain.

35 Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DH°f = -410.9 kJ
Ikatan ionik Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DH°f = kJ Reaksi ini bersifat sangat eksotermik Sodium kehilangan satu elektron menjadi ion Na+ Klorin menerima sebuah elektron menjadi ion Cl- Na+ memiliki konfigurasi elektron dari atom Ne dan Cl- memiliki konfigurasi elektron dari atom Ar

36 Unsur-unsur yang dapat membentuk ikatan ionik
Unsur-unsur yang mempunyai sifat-sifat sebagai berikut : Unsur-unsur dengan potensial ionisasi rendah : Golongan IA (golongan logam alkali) Golongan IIA (golongan logam alkali tanah) Unsur-unsur dengan afinitas elektron tinggi : Golongan VIIA (golongan halogen) Golongan VIA (golongan kalkogen)

37

38 Dengan demikian ikatan ionik dapat terjadi pada
unsur golongan : IA dengan VIIA (jadi senyawa AY) IA dengan VIA (jadi senyawa A2X) IIA dengan VIIA (jadi senyawa BY2) IIA dengan VIA (jadi senyawa BX)

39 Ciri-ciri senyawa ionik :
- Kebanyakan senyawa ionik menyerupai NaCl yaitu berwarna putih - Mudah larut dalam air - Leleh pada suhu tinggi - Lelehan senyawa ionik dapat menghantarkan arus listrik Bentuk padat juga terdiri atas ion-ion, yang tersusun dalam suatu kristal.

40 Jari-jari ion berpengaruh terhadap sifat fisik senyawanya
Ion positif : jari-jari ion positif lebih kecil daripada jari-jari atomnya. Hal ini disebabkan kation kehilangan elektron pada kulit terluarnya Ion negatif : jari-jari ion negatif lebih besar daripada jari-jari atomnya Hal ini disebabkan pada anion kulit terluar bertambah elektronnya Jari-jari ion berpengaruh terhadap sifat fisik senyawanya

41 Jari-jari ion Makin kecil jari-jari kation, makin tinggi titik lelehnya. Hal ini disebabkan makin kecil jarak antara kation dan anion sehingga gaya tarik keduanya makin besar dan sukar dipisahkan dengan pemanasan

42 Ionic Crystals The highly ordered solid collection of ions is called an ionic crystal Contoh : pembentukan kristal NaCl EOS

43 Sifat kristal senyawa ion
Isomorfi Bila ada dua zat yang mempunyai bangun kristal yang sama, maka dikatakan bahwa kedua zat itu isomorf. Contohnya campuran NaCl dan KCl yang sama bangun kristalnya dan perbedaannya hanya pada besar ion Na+ dan K+. Polimorfi Di alam banyak terdapat zat atau senyawa yang berada dalam berbagai bentuk kristal, mis.CaCO3 yang dapat berbentuk heksagonal dalam mineral kalsit atau ortorombik dalam mineral aragonit. Kedaan demikian disebut polimorfi. Senyawa-senyawa yang mempunyai sifat polimorfi menunjukkan sifat-sifat yang khas pada masing-masing bentuk kristalnya, sehingga manfaatnya pun berlainan. Misalnya batu pualam dan gragal yang merupakan bentuk polimorfi CaCO3.

44 Alotropi : - Bangun kristal berlainan yang dimiliki oleh suatu unsur. - Unsur-unsur yang mempunyai sifat alotropi adalah karbon (intan, arang dan grafit), fosfor (merah dan kuning), belerang (rombik dan monoklinik) dan oksigen (O2 dan O3). - Suatu alotrop dapat berubah menjadi alotrop yang lain dengan perlakuan fisika atau kimia. Contoh perlakuan fisika adalah pemanasan pada suhu tertentu yang disebut suhu transisi. Amorfi : - Ada juga zat-zat yang tidak dapat membentuk kristal. Biasanya hal ini terjadi pada senyawa-senyawa dengan massa rumus (berat molekul) tinggi, dan umumnya terdapat sebagai polimer. - Contoh-contoh polimer adalah karet (alam atau buatan), karbohidrat (amilum dan selulosa), protein dan kaca. - Zat yang amorf tidak mempunyai titik lebur yang tajam, melainkan suatu trayek lebur.

45 Air kristal Senyawa anorganik padat sering dinyatakan sebagai kristal hidrat, yaitu suatu senyawa yang mengandung molekul-molekul air dan yang turut menyusun kisi kristal, misalnya CuSO4. 5H2O; Na2SO4. 10H2O; CaSO4. 2H2O dan lain-lain. Sebagian atau semua air kristal dapat lepas dari ikatannya karena pengaruh suhu atau tekanan uap, sehingga kristalnya menjadi kering. Contoh reaksinya ialah : MgSO4. 7H2O  MgSO4. H2O H2O Sebaliknya, kristal dapat pula mencair bila banyak molekul air masuk dan terikat oleh kristal. Sifat ini dinamakan higroskopik.

46 Chapter 9

47

48

49 Skema interaksi ionik obat-reseptor

50 Contoh obat yang bekerja berdasarkan ikatan ionik
antibakteri akridin :

51 IKATAN KOVALEN

52 IKATAN KOVALEN PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN
Ikatan kovalen, yang juga disebut ikatan atom, terbentuk dari pemakaian bersama pasangan-pasangan elektron yang berasal dari atom-atom yang berikatan. Bila suatu atom berdiri sendiri, maka elektron-elektronnya hanya dipengaruhi oleh inti atomnya sendiri. Bila dua buah atom saling mendekati, maka elektron dan inti atom keduanya saling mempengaruhi, sehingga tercapai keadaan yang lebih stabil (tingkat energi lebih rendah) sewaktu terjadi ikatan kimia. Ikatan kovalen sangat kuat ( kkal/mol) dan secara prakstis bersifat irreversible.

53 Contoh pada molekul H2, terdiri dari nukleus bermuatan positif dan satu elektron valensi 1s yang bermuatan negatif. Jika dua atom hidrogen berdekatan, akan terjadi gaya tarik elektrik, yaitu “repulsive” dan “attractive ” . Gaya elektrik “repulsive” terjadi antara dua muatan positif dan dua muatan negatif. Gaya elektrik “attractive ” terjadi antara muatan positif masing-masing nukleus dengan muatan negatif masing-masing elektron. Karena gaya tarik (“attractive ” ) lebih kuat daripada tolakan (“repulsive”), maka ikatan kovalen terbentuk dan atom hidrogen dapat berikatan bersama sebagai H2.

54 ikatan kovalen

55 ikatan kovalen

56 Contoh pada pembentukan ikatan kovalen molekul klorin (Cl2) - Atom Cl memiliki 7 elektron valensi dan konfigurasi elektron kulit terluarnya adalah - Jika digunakan simbol elektron dot , maka masing-masing atom Cl dinyatakan sebagai - Apabila dua atom Cl saling mendekat, elektron 3p yang tidak berpasangan akan digunakan bersama-sama oleh kedua atom sebagai ikatan kovalen. - Masing-masing atom Cl pada molekul Cl2 memiliki 6 elektron pada kulit terluar dan membentuk elektron valensi oktet seperti Ar.

57 Ikatan kovalen dari atom-atom yang sama : H2, N2, F2, Cl2, Br2, I2

58 PENGGAMBARAN BANGUN IKATAN KOVALEN
Ada dua cara (metode) dalam menggambarkan ikatan kovalen, yaitu : 1.Cara Ikatan Valensi (Valence Bond Method) 2.Cara Orbital Molekul (Molecular Orbital Method) Cara Ikatan Valensi disebut juga cara Heitler-London-Slater-Pauling (cara HLSP), dg anggapan bahwa molekul terdiri atas atom-atom yang Berdiri sendiri-sendiri, kecuali satu atau beberapa elektron kulit terluar suatu atom digunakan oleh atom lain dalam kulit terluarnya.

59

60 Cara Orbital Molekul disebut juga cara Hund-Mulliken-Hückel (cara HMH), dengan anggapan bahwa seluruh molekul beserta elektron-elektronnya sebagai satu kesatuan. Elektron bergerak karena pengaruh semua inti dan elektron-elektron lain dalam orbital baru, yang disebut orbital molekul.

61

62 PENGGAMBARAN RUMUS BANGUN SENYAWA KOVALEN
Pembentukan ikatan s (sigma) dari tumpang tindih orbital s G.N. Lewis mengajukan gambaran senyawa kovalen dengan titik dan garis, yaitu : 1.Dua titik menggambarkan satu pasang elektron 2.Satu garis sama dengan dua titik 3.Dua titik atau satu garis menggambarkan satu ikatan tunggal

63 Lewis Simbol Elektron valensi ditunjukkan dengan titik (dots) disekitar elemen EOS

64 Banyaknya ikatan kovalen yang dibentuk oleh sebuah atom tergantung pada banyaknya elektron tambahan yang diperlukan agar atom itu mencapai konfigurasi gas mulia

65

66 Lewis Structures for Molecules Containing C,N,O, X (Halogen), and H

67 Gambar 7.9. Rumus bangun senyawa kovalen CH4 dengan titik dan garis
Satu atom H dikelilingi oleh 2 elektron (konfigurasi elektron helium) dan satu atom C dikelilingi oleh 8 elektron (oktet). Contoh : metana (CH4)

68 Struktur Kerangka Atom hidrogen selalu berada di ujung .
Chemistry 140 Fall 2002 Struktur Kerangka Atom hidrogen selalu berada di ujung . Atom pusat umumnya atom yang memiliki sifat keelektronegatifan paling rendah. Atom karbon hampir selalu menjadi atom pusat . Umumnya struktur merupakan senyawa yang kompak dan simetris . H can only accommodate two electrons H and O are common exceptions to rule 2 Organic compounds are not compact nor symmetrical.

69 Kekuatan ikatan sigma :
Pembentukan ikatan sigma dari tumpang tindih orbital p Pada molekul H2, ikatan sigma dapat terbentuk dari tumpang tindih (overlap) orbital-orbital s. Ikatan sigma dapat juga terbentuk dari tumpang tindih orbital p Kekuatan ikatan sigma : Ikatan sigma merupakan ikatan kovalen yang paling kuat, dengan energi ikatan yang paling besar.

70 Pada orbital molekul sigma yang berasal dari dua orbital s, tidak ada titik simpul pada sumbu orbital tersebut, tetapi pada orbital sigma yang berasal dari orbital p, terdapat dua simpul pada sumbu orbital tersebut.

71 - Ikatan p lebih lemah daripada ikatan s
Pembentukan ikatan p (pi) Selain dapat bertumpang tindih secara segaris, orbital p dapat melakukan tumpang tindih secara menyamping membentuk ikatan p - Ikatan p lebih lemah daripada ikatan s

72 Pembentukan orbital molekul dari orbital-orbital atom s dan p
Kemungkinan pembentukan orbital molekul dari berbagai orbital atom adalah : 1.Dari orbital atom s hanya dapat terbentuk orbital molekul sigma (s) 2.Dari orbital atom p dapat terbentul orbital molekul sigma (s) dan pi (p)

73 Gambarkan Rumus Struktur : a. HCN b. CO2 c. N2 d. C2H2 e. C2H3Cl

74 Multiple Covalent Bonds
• • • C O • •• • • O • C • • • O • • • • • • • • C O •• C O ••

75 Multiple Covalent Bonds
• • N • •• •• N • • N •• • • N • •• N ••

76

77

78 SIFAT KEPOLARAN, MUATAN DAN RESONANSI
SENYAWA KOVALEN KONSEP KEPOLARAN Kepolaran (dari bahasa Latin polus, tiang atau sumbu langit) berarti sifat mengutub atau dimilikinya kutub, dalam pengertian elektrostatik, oleh suatu senyawa. Kepolaran dalam molekul diatomik Dua atom yang berikatan membentuk suatu molekul belum tentu masing-masing mempunyai keelektronegatifan yang sama. Sebagai akibatnya, penyebaran elektron dalam molekul belum tentu merata dalam seluruh molekul tersebut.

79 1. Ikatan Kovalen Non-polar
- Yaitu ikatan kovalen yang elektron-elektronnya tersebar merata dan titik pusat muatan negatif (awan elektron) terletak ditengah-tengah molekul dan berimpit dengan titik pusat muatan positif (inti atom). - Contoh : molekul H2. -

80 Senyawa dengan ikatan kovalen non-polar
disebut senyawa non-polar Pada senyawa diatomik, keelektronegatifan kedua atom sama Contoh : H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2

81 2. Ikatan polar -Contoh : molekul HCl .
-Yaitu ikatan kovalen yang elektron-elektronnya tersebar tidak merata dan titik pusat muatan negatif (awan elektron) tidak terletak ditengah-tengah molekul dan tidak berimpit dengan titik pusat muatan positif (inti atom). -Contoh : molekul HCl . -Senyawa dengan ikatan kovalen polar disebut senyawa polar -Pada senyawa diatomik, keelektronegatifan kedua atom tidak sama.

82 Covalent Bonds δ+ δ- H Cl

83 Dwikutub (dipole) dan momen dwikutub
(dipole moment) Molekul polar mempunyai pusat muatan positif dan negatif yang tidak berimpit, maka seolah-olah molekul tersebut mempunyai dua kutub, yaitu kutub positif dan kutub negatif. Keadaan demikian merupakan dwikutub (dipole). Suatu dwikutub dilambangkan sebagai anak panah dengan ujung anak panah mengarah ke kutub negatif. Gb.9.3. Gambaran dan Lambang dwikutub

84 Momen dwikutub (dipole moment)
Kemampuan suatu dwikutub untuk berorientasi dalam medan listrik dikenal sebagai momen dwikutub (dipole moment), yang besarnya dapat dirumuskan sebagai berikut :  = z x d  (mu) =momen dwikutub, dengan satuan Debye. z = muatan dalam satuan elektrostatik (Statcoulomb) d =jarak dalam cm

85 Momen dwikutub dan kepolaran :
Molekul-molekul diatomik dengan kedua atom sama, maka momen dwikutubnya = nol, karena d (jarak antara kutub negatif dan kutub positif) adalah nol (berimpit) dan molekul bersifat non-polar. Molekul diatomik dengan atom-atom yang berbeda, maka   0, jadi molekul tersebut polar. Momen dwikutub merupakan besaran vektor, jadi untuk molekul-molekul triatomik atau lebih, momen dwikutub total merupakan resultan dwikutub-dwikutub yang berasal dari tiap-tiap ikatan yang ada. Bila resultan momen-momen dwikutub tersebut = 0, maka molekul tersebut bersifat non-polar, dan bila resultannya  0, maka molekul tersebut bersifat polar.

86 Analisis momen dwikutub beberapa senyawa diatomik atau lebih
Berikut ini adalah gambaran beberapa molekul triato-mik atau lebih dengan resultan dwikutub-dwikutubnya :

87

88 Momen Dipol Prentice-Hall © 2002 Chemistry 140 Fall 2002
HCl is a polar molecule Prentice-Hall © 2002

89

90 Kepolaran

91 Electronegativity Differences

92 Prediksikan manakah dari kedua molekul dibawah ini yang bersifat polar :
HCN dan H2C=CHCl

93 ENERGI PADA IKATAN KOVALEN Energi Ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memecah atau membentuk suatu ikatan kovalen Struktur Lewis tidak menggambarkan kekuatan relatif dari ikatan kovalen. Contoh: ikatan H2 dan Cl2 digambarkan garis tunggal identik, tetapi dalam eksperimen ternyata diperlukan energi yang lebih besar untuk memecah ikatan H2 daripada Cl2. Maka Ikatan H2 > Cl2

94 Suatu besaran kuantitatif yang mengukur kestabilan suatu molekul disebut Energi disosiasi (pemecahan) Ikatan. Energi disosiasi (pemecahan) ikatan yaitu: Perubahan entalpi yang diperlukan untuk memecah suatu ikatan tertentu dalam 1 mol senyawa diatomik yang berwujud gas. Satuannya: kJ/mol Contoh: untuk molekul hidrogen H2 (g)  H (g) H (g) AHo= + 436,4 kJ

95 Artinya : untuk memecah ikatan kovalen dalam 1 mol gas H2 diperlukan 436,4 kJ energi.
Sebaliknya : H(g) + H(g)  H2(g) AH0= - 436,4 kJ Artinya : dalam pembentukan ikatan kovalen 1 mol gas H2 dari 2 atom H(g) diperoleh 436,4 kJ energi. Energi yang diperoleh ini disebut energi pembentukan ikatan.

96 Cl2(g)  2Cl(g) DH = DCl-Cl CH4(g)  C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ
Kekuatan ikatan kovalen Entalpi Ikatan (Energy) – Energi yang dibutuh-kan untuk memecah ikatan kovalen pada subs-tansi gas. Cl2(g)  2Cl(g) DH = DCl-Cl Jika lebih dari satu ikatan pecah, entalpi ikatan adalah fraksi dari H pada reaksi atomisasi : CH4(g)  C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ DC-H = ¼H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ. Entalpi ikatan dapat bernilai positif atau negatif.

97 Kekuatan Ikatan Kovalen

98 Interaksi obat-reseptor dengan pembentukan ikatan kovalen diperlukan pada kondisi tertentu, misalnya untuk tujuan antikanker Gugus fungsi yang sangat reaktif seperti alkil halida membentuk ikatan kovalen yang bersifat irreversibel dengan reseptor target. Contoh : cycloposphamide

99 Contoh : anti kanker cyclophosphamide :

100 Kestabilan suatu senyawa/molekul
Kestabilan suatu senyawa/molekul dipengaruhi oleh beberapa faktor a.l. : 1. Suhu 2. Cahaya 3. Adanya oksigen di udara 4. Kelembaban 5. Tekanan 6. Keasaman/Kebasaan

101 Contoh : 1. Pengaruh suhu / pemanasan dan tekanan misalnya Pelepasan air kristal pada MgSO4.7H2O jadi MgSO4 2. Cahaya dan Oksidasi udara misalnya Vit C putih jadi coklat 3. Kelembaban mis. Amoksisilin, Aspirin 4. Keasaman / kebasaan : Aspirin

102 IKATAN KOVALEN KOORDINASI (IKATAN DATIF)

103 IKATAN KOVALEN KOORDINASI (IKATAN DATIF)
DEFINISI Ikatan kovalen koordinasi atau ikatan datif adalah ikatan kovalen yang pasangan elektronnya yang dipakai bersama berasal dari satu atom saja. Contoh 1 : Ion amonium (NH4+)

104 -Molekul NH3 mempunyai pasangan elektron bebas, sedangkan ion H+ mempunyai orbital kosong yang dapat ditempati oleh pasangan elektron bebas yang disumbangkan tersebut.

105 TERBENTUKNYA IKATAN KOVALEN KOORDINASI
Ikatan kovalen koordinasi (datif) terbentuk jika : 1.Salah satu atom mempunyai pasangan elektron bebas 2.Atom yang lain mempunyai orbital kosong atau setengah penuh.

106 SENYAWA KOMPLEKS (SENYAWA KOORDINASI)
Senyawa koordinasi adalah suatu senyawa netral yang mengandung satu atau lebih ion kompleks. Ion kompleks adalah ion yang terdiri atas satu ion pusat (kation logam) yang terikat dengan satu atau lebih molekul atau ion. Ligan adalah molekul atau ion yang mengikat ion pusat itu. Secara ringkas dapat dikatakan di sini bahwa senyawa kompleks dapat terdiri atas : [Kation kompleks] + Anion - (bukan kompleks) atau Kation+(bukan kompleks) [Anion kompleks]- atau [Kation kompleks]+[Anion kompleks]-

107 Terbentuknya ion kompleks
Antaraksi antara ion logam dengan ligan dapat dianggap sebagai reaksi asam-basa Lewis. Basa Lewis adalah suatu substansi yang dapat menyumbangkan satu atau lebih pasangan elektron. Setiap ligan mempunyai paling sedikit satu pasangan elektron bebas, misalnya : Jadi ligan berperan sebagai basa Lewis.

108 Sebaliknya, suatu atom logam dari golongan unsur transisi, baik dalam keadaan netral atau bermuatan positif, berperan sebagai asam Lewis, yang menerima dan memakai bersama pasangan elektron bebas dari basa Lewis. - Dengan demikian, ikatan logam-ligan biasanya berupa ikatan kovalen koordinasi.

109 Contoh bilangan koordinasi : Ion Ag+ dalam [Ag(NH3)2]+ adalah 2
Bilangan koordinasi dalam senyawa koordinasi adalah jumlah atom donor yang mengelilingi atom atau ion pusat dalam suatu senyawa kompleks. Contoh bilangan koordinasi : Ion Ag+ dalam [Ag(NH3)2]+ adalah 2 Ion Cu2+ dalam [Cu(NH3)4]2+ adalah 4 Ion Fe3+ dalam [Fe(CN)6]3+ adalah 6.

110 Bilangan Koordinasi Atom donor
Atom dalam ligan yang terikat langsung dengan ion atau atom pusat disebut atom donor. Contoh : nitrogen adalah atom donor dalam ion kompleks [Cu(NH3)4]2+.

111 Penggolongan ligan Ditinjau dari jumlah atom dalam molekul atau
ion ligan, maka ligan dapat digolongkan menjadi ligan monodentat, ligan bidentat dan Ligan polidentat. Ligan semisal H2O dan NH3 adalah ligan monodentat, karena hanya mempunyai satu atom donor tiap ligan.

112 Ligan bidentat yang umum adalah etilendiamina
Kedua atom nitrogen dapat mengadakan ikatan kovalen koordinasi dengan suatu atom logam

113 Pembentukan kelat Ion etilendiaminatetraasetat (EDTA) adalah suatu ligan polidentat yang mengandung enam atom donor, yaitu dua atom nitrogen dan empat atom oksigen. Keempat atom oksigen tersebut berada dalam empat gugus COO- yang berikatan tunggal dengan atom karbon. Ligan-ligan bidentat dan polidentat juga disebut pembentuk kelat, karena kemampuannya mengikat atom logam bagaikan cakar (dari bahasa Yunani : chele yang berarti cakar).

114 (EDTA)

115 Kegunaan senyawa kompleks
Beberapa peranan dan kegunaan senyawa kompleks : Hemoglobin dan klorofil merupakan senyawa kompleks dengan atom pusat besi dan magnesium dengan ligan berbagai protein. Dalam kimia analitik dikenal kompleksometri, yaitu penentuan kadar logam dengan EDTA, juga kolorimetri dengan menggunakan kompleks yang berwarna. EDTA dan BAL (dimerkaptopropanol) yang digunakan untuk penawar keracunan logam berat, juga senyawa kompleks platina yang digunakan untuk anti kanker.

116 GAYA ANTAR MOLEKUL Molekul-molekul dalam wujud gas, cair dan padat saling berantaraksi satu dengan yang lainnya. Antaraksi ini berpengaruh terhadap sifat-sifat fisika senyawa tersebut, misalnya titik leleh, titik didih, kelenturan, kekerasan dll. Secara garis besar, antaraksi antar molekul dapat digolongkan menjadi : 1. Gaya Van der Waals 2. Ikatan hidrogen 3. Ikatan kimia antar molekul 4. Gaya antar ion.

117 GAYA VAN DER WAALS Gaya Dispersi (gaya London)
Gaya ini terjadi di antara molekul-molekul non-polar. Pada senyawa non-polar, pada saat-saat tertentu, secara kebetulan, elektron-elektron terkonsentrasi pada suatu tempat tertentu dalam molekul. Perpindahan elektron ini menyebabkan molekul yang nor-malnya non-polar menjadi polar. Maka terbentuklah dwikutub sesaat, kemudian elektron-elektron molekul tetangganya bergeser sehingga menjadi dwikutub pula. Proses ini disebut induksi dan dwikutub yang baru saja terbentuk disebut dwikutub terinduksi. Sebagai akibatnya, terjadilah gaya tarik antar molekul, yaitu gaya tarik antara dwikutub sesaat dengan dwikutub terinduksi yang dikenal sebagai gaya dispersi atau gaya London (penafsiran secara mekanika kuantum oleh Fritz London (1930).

118

119 Terjadinya gaya dispersi (gaya London)
1.Sebuah molekul non-polar 2.Molekul non-polar itu menjadi dwikutub sesaat 3.Dwikutub sesaat menginduksi molekul tetangganya 4.Molekul tetangga menjadi dwikutub terinduksi dan terjadilah gaya tarik.

120 Antaraksi dwikutub-dwikutub
Pada senyawa polar, molekul-molekul cenderung menyusun diri dengan cara ujung ujung positif suatu molekul mengarah kepada ujung negatif molekul yang lain, gambar berikut ini :

121 Kekuatan ikatan bervariasi
Ikatan hidrogen Kekuatan ikatan bervariasi Lebih lemah daripada interaksi elektrostatik, tetapi lebih kuat daripada Van der Waals interaksi Ikatan hidrogen terbentuk antara suatu atom hidrogen yang terikat pada heteroatom yang kaya elektron dengan heteroatom yang kaya elektron (N atau O) Atom hidrogen yang terikat pada heteroatom yang kaya elektron disebut a hydrogen bond donor Heteroatom yang kaya elektron (N atau O) disebut a hydrogen bond acceptor

122 IKATAN HIDROGEN Ikatan hidrogen terbentuk jika satu atom H yang terikat kepada salah satu dari atom yang sangat elektronegatif (F, O atau N). Ikatan hidrogen adalah gaya tarik antar molekul yang cukup kuat, dengan energi ikatan berkisar antara kJ/mol. Pada pembentukan ikatan hidrogen, atom yang sangat elekronegatif yang mengikat atom H secara kovalen, menarik elektron atom H tersebut menjauhi inti atomnya yang berupa suatu proton. Hal ini menyebabkan proton tersebut terpapar (terbuka) sehingga tertarik oleh suatu pasangan elektron bebas atom tetangganya yang sangat elektronegatif pula.

123 Ikatan hidrogen dalam air
Air adalah senyawa yang paling umum yang di dalamnya terdapat ikatan hidrogen. Gambar Ikatan hidrogen dalam air

124 Ikatan hidrogen pada senyawa-senyawa lain.
Ikatan hidrogen dapat menyebabkan terjadinya dimerisasi (penggabungan dua molekul menjadi satu molekul yang lebih besar) asam asetat. Gambar Dimer asam asetat

125 Ikatan hidrogen juga dapat menerangkan terjadinya kenaikan kekentalan pada senyawa2 tertentu,mis. Alkohol dan sorbitol. sorbitol lebih kental karena kemampuan senyawa sorbitol (polihidroksi) dalam membentuk ikatan hidrogen lebih banyak. Walaupun sebagian besar ikatan hidrogen melibatkan senyawa-senyawa N, O dan F yang mengikat hidrogen, tetapi ikatan hidrogen yang lemah juga terdapat pada senyawa-senyawa Cl dan S yang mengikat hidrogen.

126

127 Ikatan Hidrogen intra dan intermolekular mempengaruhi sifat fisiko kimia maupun aktivitas
-OH posisi orto membentuk ikatan-H intramolekular kelarutan dalam air menurun, kemampuan menembus membran sistem saraf pusat meningkat efek analgesik -OH posisi para membentuk ikatan-H intermolekular kelarutan dalam air lebih besar, lebih sulit menembus membran sistem saraf pusat tidak memiliki efek analgesik gugus karboksilat dan –OH fenolik terlindung, aktivitas anti bakteri lebih rendah daripada asam orto-hidroksi-benzoat

128 Ikatan Logam

129 Dalam bentuk padat, tiap atom Cu terikat dengan 12 atom tetangganya
Dalam bentuk padat, tiap atom Cu terikat dengan 12 atom tetangganya. Hal ini karena pada Cu bangun kristal logam berbentuk kubus berpusat muka, dengan bilangan koordinasi 12. Bilangan koordinasi ini menunjukkan jumlah atom yang mengelilingi atom tertentu Ikatan antara 2 atom Cu terjadi seperti hibrida resonansi, yaitu elektron-elektron valensi tiap atom Cu dapat berpindah ke atom yang lain sehingga atom-atom Cu dapat berganti-ganti menjadi ion positif dan negatif, dan terjadilah ikatan antara atom-atom Cu tersebut.

130 SIFAT LOGAM Model Lautan Elektron : Teori sederhana yang dapat menerangkan sifat logam adalah logam padat sebagai jaringan ion-ion positif yang tercelup dalam lautan elektron. Misalnya pada Li, ion positipnya adalah Li+ dan satu elektronnya disumbangkan untuk lautan elektron tsb. Elektron-elektron tersebut bebas dan mudah bergerak.

131 Ciri khas logam : 1. Penghantaran listrik : jika elektron dari sumber luar masuk kawat logam dari satu ujung, maka elektron-elektron yang bebas melewati kawat dan menuju ujung yang lain sehingga aliran elektron (aliran listrik) dapat lancar melalui kawat/logam.

132 Beberapa ciri khas logam:
2. Sifat mengkilap : Elektron-elektron bebas pada permukaan logam mampu menyerap foton dan memancarkan kembali cahaya yang jatuh pada permukaan tersebut dengan frekuensi yang sama, sehingga permukaan logam tampak mengkilap. 3. Kemampuan untuk diubah bentuknya (deformasi) : bila satu lapisan logam mendapat beban melewati lapisan lain, tidak ada ikatan yang putus dan struktur bagian dalam logam tidak mengalami perubahan dan lautan elektron segera menyesu-aikan diri dengan keadaan yang baru.

133 SIFAT KEMAGNITAN Bila dua kutub magnet yang berlawanan muatan berada dalam vakum, maka terjadilah garis-garis gaya yang homogen : - Paramagnetik (a) yaitu : zat yang bersifat meningkatkan permeabilitas medan magnit. - Diamagnetik (b) yaitu : zat yang bersifat menurunkan permeabilitas medan magnit.

134 Sifat paramagnetisme dan diamagnetisme
Digambarkan sebagai berikut : (a) dua elektron pada dua orbital berbeda, spin sama akan menghasilkan medan magnit yang saling memperkuat (paramagnetik). (b) saling meniadakan(spin berlawanan)(diamagnetik)

135 Paramagnetik : Unsur yang punya jumlah elektron gasal
Paramagnetik : Unsur yang punya jumlah elektron gasal. Diamagnetik : Unsur yang mempunyai jumlah elektron genap, tetapi tidak semua unsur yang mempunyai jumlah elektron genap akan bersifat diamagnetik. Beberapa contoh :

136 Sifat Feromagnetisme Unsur-unsur besi, kobalt, nikel dan gadolinium (Gd) mempunyai sifat-sifat kemagnitan yang sangat tinggi. Besi merupakan unsur yang paling penting, maka sifat ini dinamakan feromagnetisme dan kelompok unsur di atas disebut bersifat feromagnetik. Ciri utama unsur feromagnetik adalah kelompok-kelompok atom, yang ukurannya di sekitar 0,001 mm sehingga dapat diamati dengan mikroskop, sifat kemagnitannya maksimum, karena atom-atomnya tersusun sehingga momen magne-tiknya sejajar dan jarak antar atomnya tertentu. Sifat kemagnitan ini kira-kira seribu kali kekuatan unsur para-magnetik.

137 Susunan molekul unsur feromagnetik & paramagnetik

138 BANGUN MOLEKUL

139 BANGUN MOLEKUL Bangun molekul adalah gambaran geometrik yang diperoleh dengan cara menghubungkan inti-inti atom yang berikatan, dengan garis lurus. Contoh : Bangun molekul air yang triatomik (terdiri atas tiga atom) : d 1 = d 2, a =104,45 - panjang ikatan (d) : jarak antara inti-inti atom yang berikatan - sudut ikatan (a) : sudut antara dua garis yang menggambarkan ikatan

140 Semua molekul Diatomik mempunyai bangun linier
Molekul Triatomik dapat mempunyai bangun linier (sudut =180o), dan bersudut/bentuk V (sudut<180o). Molekul Poliatomik, beberapa ada yang punya bangun linier, tetapi umumnya melukiskan gambaran bangun geometrik tiga dimensi.

141 Bangun molekul dalam hubungannya dengan
jenis hibridisasi orbital molekul : Bangun molekul senyawa kovalen yang dihasilkan dari hibridisasi orbital-orbital atom pusatnya ditentukan oleh jenis hibridisasinya.

142 Tabel 7.2. Orbital-orbital hibrida & bangun geometriknya
Orbital atom Orbital hibrida Bangun Geometrik Contoh s + p sp Linier BeCl2, C2H2 s + p + p sp2 Trigonal planar BF3, C2H4 s + p + p +p sp3 Tetrahedral CH4 d + s + p + p dsp2 Segiempat datar [Pt(NH3)4]2+ s + p + p +p + d sp3d Trigonal bipiramidal PCl5 s + p + p +p +d + d sp3d2 Oktahedral SF6 d + d + s + p + p +p d2sp3 [Co(NH3)6]2+

143 Bangun Molekul : Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)
Teori VSEPR didasarkan adanya ide yang berdasarkan gaya tolakan elektrostatik dari elektron diturunkan sampai minimum jika beberapa daerah yang memiliki densitas elektron yang cukup tinggi diletakkan sejauh mungkin. Daerah yang memiliki densitas elektron tinggi antara lain : Pasangan elektron bebas Ikatan kovalen bonds (tunggal, rangkap dua, rangkap tiga)

144 Molecular Shapes To minimize e--e- repulsion, lone pairs are always placed in equatorial positions.

145 Balloon Analogy Prentice-Hall © 2002

146

147 Bentuk Molekul

148 Molecular Shapes Predicting Molecular Geometries

149 Predicting Molecular Geometries

150 Molecules with Expanded Valence Shells

151 Prediksi Bentuk Molekul
Gambarlah struktur Lewis Tentukan jumlah ikatan total dan pasangan elektron bebas di sekitar atom pusat Atur daerah ikatan dan pasangan elektron bebas sedemikian rupa sehingga tolakan e--e- menjadi minimal Ikatan rangkap dianggap sebagai satu daerah ikatan

152 larutan

153 Larutan Suatu larutan terdiri dari :
Larutan adalah materi homogen yang tidak mempunyai susunan (komposisi) kimia tertentu. Suatu larutan terdiri dari : 1. Pelarut (= solven) Pelarut dapat berupa zat tunggal atau campuran 2. Zat terlarut (= solut = linarut) Zat terlarut juga dapat terdiri dari dari zat tunggal atau campuran

154 Komponen Larutan

155 Penggolongan larutan Menurut wujud akhirnya, larutan dapat dibagi menjadi : Larutan Gas Larutan gas : baik pelarut maupun linarut (solven dan solut) berupa gas. Contoh : Uap air dalam udara Larutan gas disebut juga campuran gas. Larutan cair Larutan cair : pelarutnya berwujud cair, sedangkan menurut wujud linarutnya, larutan cair dibagi menjadi : 2.a. Larutan gas dalam cair Contoh : Larutan oksigen (O2) dalam air 2.b. Larutan cair dalam cair Contoh : Larutan etanol dalam air 2.c. Larutan padat dalam cair Contoh : Larutan Gula dalam air

156

157 Contoh berbagai macam Larutan

158 Larutan padat Larutan padat : pelarutnya berwujud padat,
sedangkan menurut wujud linarutnya, larutan padat dapat dibagi menjadi : 3.a. Larutan gas dalam padat Linarut berupa gas, misalnya gas hidrogen (H2) yang larut dalam paladium (Pd) 3.b. Larutan cair dalam padat Linarut berupa cairan, misalnya amalgam (larutan logam dalam raksa). Contoh : amalgam perak, yaitu Ag dalam Hg 3.c. Larutan padat dalam padat Linarut berupa padatan, umumnya berupa larutan logam atau paduan logam (aliasi = alliage), misalnya kuningan (Cu dalam Zn).

159 Peristiwa melarut Terjadinya larutan dapat melalui salah satu dari tiga proses berikut : Zat terlarut bereaksi secara kimia dengan pelarut dan membentuk zat baru. Keadaan ini terjadi bila ada antaraksi antara pelarut dengan linarut, yaitu dengan pemecahan satu atau lebih ikatan kimia. Contoh : P2O H2O  2 H3PO4 NH H2O  NH4OH

160 2. Zat terlarut berantaraksi dengan pelarut tanpa perubahan sifat zat terlarutnya.
Peristiwa ini dikenal sebagai solvasi dan khusus untuk pelarut air disebut hidrasi. Contoh : pelarutan NaCl dalam air Solvasi terjadi antara pelarut polar dengan linarut polar atau ionik. Contoh lain adalah larutan etanol (polar) dengan air (polar).

161 Proses hidrasi NaCl

162

163 3. Zat terlarut mengalami dispersi (penyebaran) dalam pelarut.
Keadaan ini terjadi pada pelarut dan linarut yang keduanya non-polar. Contoh : Benzena yang terdispersi dalam CCl4. Gambar Dispersi benzena dalam CCl4 Kedua molekul, benzena dan CCl4, bersifat non-polar. Kelarutan terjadi karena kecenderungan benzena dan CCl4 terdispersi sejauh mungkin.

164

165 Sifat-sifat koligatif larutan adalah : 1. Penurunan Tekanan Uap
Sifat koligatif adalah sifat yang ditentukan oleh ba-nyaknya zat (materi) yang ada dan bukan ditentukan oleh macamnya zat. Sifat-sifat koligatif larutan adalah : 1. Penurunan Tekanan Uap 2. Penurunan Titik Beku 3. Kenaikan Titik Didih 4. Tekanan Osmotik

166 Titik Beku Adalah temperatur dimana terjadi keseimbangan antara wujud padat dan wujud cair. Pada keadaan ini kedua wujud tersebut tidak mengalami perubahan. Contoh : titik beku air pada 1 atm. adalah 0oC. Tekanan Uap Molekul-molekul suatu zat yang berada dalam fasa cair mempunyai kecenderungan lolos keluar dari wujud cair menjadi wujud gas. Bila cairan tersebut berada dalam ruang tertutup, maka molekul-molekul yang lolos ini menimbulkan tekanan yang besarnya tergantung kepada temperatur waktu itu. Tekanan ini disebut tekanan uap zat tersebut pada temperatur itu.

167 Titik Didih Titik didih suatu cairan adalah temperatur yang menunjukkan tekanan uap cairan sama dengan tekanan udara luar. Bila tekanan tersebut = 1 atm., maka titik didih itu disebut titik didih standar cairan tersebut. Pada titik didihnya, terjadi gelembung uap pada cairan yang naik ke permukaan cairan. Peristiwa ini disebut pendidihan cairan.

168 Penentuan Titik Didih Cairan
Titik didih cairan pada tekanan udara normal dapat diukur dengan cara penyulingan (destilasi) cairan tersebut pada tekanan udara normal (fasa cair berhubungan dengan udara terbuka). Temperatur diukur sewaktu cairan mulai menetes.

169 Gambar 13.9.Berkurangnya kecenderungan lolos
Penurunan Tekanan Uap Larutan Bila suatu cairan berisi zat terlarut yang tidak mudah menguap, maka kecenderungan lolos molekul cairan tersebut berkurang. Gambar 13.9.Berkurangnya kecenderungan lolos

170 Hukum Raoult F.M. Raoult (1887) secara eksperimental menemukan : Tekanan parsial uap pelarut yang berkeseimbangan dalam larutan encer berbanding lurus dengan fraksi mol pelarut dalam larutan. Dapat dirumuskan sbb. : P = P0 . X P : tekanan parsial pelarut dalam larutan P0 : tekanan uap pelarut murni X : fraksi mol pelarut dalam larutan

171

172 Penurunan Titik Beku larutan
Pada diagram fasa air dan larutan dalam air, maka titik beku larutan selalu lebih rendah daripada titik beku pelarut murninya. Penurunan titik beku larutan encer berbanding lurus dengan konsentrasi zat terlarut, yang dapat dirumuskan sebagai berikut (Raoult, 1883) : Tf = Kf . m Tf :Penurunan titik beku larutan Kf : Tetapan penurunan molal pelarut (tetapan krioskopik) m : Konsentrasi linarut dalam molal, yang dapat dirumuskan sbb : W1: Berat pelarut W2 : Berat linarut M2 : massa molekul linarut

173 Kenaikan titik didih larutan
Besarnya kenaikan titik didih larutan juga berbanding lurus dengan konsentrasi zat terlarut, yang dapat dirumuskan sebagai berikut Tb : kenaikan titik didih larutan Kb : tetapan kenaikan molal pelarut (tetapan ebulioskopik) m : molalitas linarut W1 : berat pelarut W2 : berat linarut M2 : massa molekul linarut

174 Tekanan Osmotik Larutan
Tekanan osmotik adalah tekanan hidrostatik yang terjadi akibat peristiwa osmosis. Peristiwa osmosis adalah adalah peristiwa perpindahan molekul-molekul melalui membran semi-permeabel. Membran semi-permeabel (selaput setengah tembus) adalah suatu lapisan yang dapat dilewati oleh molekul-molekul yang kecil tetapi tidak dapat dilewati oleh molekul-molekul yang besar. Dalam hal larutan, selaput tersebut dapat dilewati oleh pelarut, tetapi tidak dapat dilewati oleh zat terlarut (linarut).

175 Gambar 13.11. Peristiwa osmosis melalui membran semi- permeabel

176 Terjadinya tekanan osmotik
- Peristiwa difusi Pada peristiwa difusi, suatu linarut akan bergerak dari konsentrasi tinggi menuju konsentrasi rendah, sehingga konsentrasinya merata. Gambar Difusi kristal KMnO4 dalam air

177 Pengukuran dan perhitungan tekanan osmotik
Rumus gas yang umum : P x V = n x R x T (Boyle-Gay Lussac-Avogadro) dengan : P : tekanan gas (atm.) V : volume gas (liter) n : jumlah mol gas R : tetapan gas (0,082 L . atm . mol-1. oK-1) T : temperatur mutlak (oK) untuk larutan berlaku :  x V = n x R x T (Boyle-Gay Lussac- van ‘t Hoff) dengan :  : tekanan osmotik (atm) V : volume larutan (liter) n : jumlah mol linarut

178 TETAPAN-TETAPAN CAIRAN LAIN
Tegangan permukaan Tegangan permukaan adalah energi dalam erg yang diperlukan untuk membentuk permukaan cairan seluas 1 cm2. Terjadinya tegangan permukaan Gambar Gaya-gaya pada cairan

179 Pada molekul cairan, terjadi gaya tarik jarak pendek (gaya van der Waals). Sebagian besar molekul cairan tersebut, gaya van der Waals saling meniadakan sehingga hasil akhir = 0. Pada molekul yang berada di permukaan, gaya dari atas tidak ada, sehingga resultan gaya tersebut adalah ke arah bawah, dan molekul-mole-kul menekan ke bawah seolah-olah cairan tersebut mem-punyai kulit. Inilah yang disebut tegangan permukaan. Adanya tegangan permukaan, memungkinkan cairan berusaha untuk mempunyai permukaan sesempit mungkin (bentuk bola).

180 Pengaruh temperatur terhadap tegangan permukaan :
Bila temperatur suatu cairan meningkat, maka gerakan molekulnya makin cepat. Akibatnya, gerakan ini akan melawan gaya tarik antar molekul cairan tersebut, sehingga tegangan permukaan cairan akan menurun. Pada temperatur kritisnya, cairan akan kehi-langan tegangan permukaannya.

181 1 poise = 1 dyne.det.cm-2 = 1 dyne.det/cm2 = gram x cm/det2 = gram
KEKENTALAN (VISKOSITAS) Kekentalan adalah besaran yang menyatakan hambatan suatu sistem untuk mengalir, bila terhadap sistem itu dikenakan suatu tekanan. Satuan kekentalan adalah poise, yaitu gaya geser yang diperlukan untuk memperoleh kecepatan 1 cm/detik antara dua bidang sejajar suatu cairan yang masing-masing luasnya 1 cm2 dan dipisahkan dengan jarak 1 cm. 1 poise = 1 dyne.det.cm-2 = 1 dyne.det/cm2 = gram x cm/det2 = gram cm cm.det

182 - Fluiditas ( = phi) adalah kebalikan dari viskositas
Pentingnya pengukuran viskositas Pengetahuan dan pengukuran viskositas sangat penting dalam pembuatan preparat-preparat cair dan setengah cair, misalnya pada pembuatan obat semprot hidung, krim salep dan obat gosok. Viskositas juga penting dalam kedokteran, misalnya dalam pengukuran tekanan darah. Bila viskositas darah naik, maka tekanan darah naik pula, yang dapat membebani kerja jantung.

183 Pengukuran Indeks bias
Indeks bias Indeks bias suatu zat adalah perbandingan antara kerapatan optik zat itu dengan kerapatan optik ruang hampa. Pengukuran Indeks bias Indeks bias suatu zat diukur dengan alat yang disebut refraktometer. Salah satu contoh refraktometer adalah refraktometer Abbe. Prinsip kerja Refraktometer Abbe membandingkan indeks bias zat yang akan diukur dengan indeks bias prisma yang telah diketahui. Lambang : nD20

184 KEJENUHAN LARUTAN Hubungan antara keadaan larutan dengan jumlah relatif linarut dan pelarut ada 3 macam, yaitu : 1. Larutan jenuh 2. Larutan tak jenuh 3. Larutan lewat jenuh

185 Larutan jenuh Larutan jenuh adalah suatu larutan yang di dalamnya zat terlarut (solut/linarut) yang berada dalam larutan, berkesetimbangan dengan zat terlarut murni yang berada dalam wadah tempat larutan itu berada tetapi di luar sistem larutan itu. Larutan tak jenuh Larutan tak jenuh adalah suatu larutan yang di dalamnya konsentrasi zat terlarut lebih kecil daripada kelarutan zat terlarut dalam pelarutnya pada temperatur tertentu.

186 Gambar13.21. Gambaran larutan jenuh

187 Larutan lewat jenuh Larutan lewat jenuh adalah suatu larutan yang mengandung linarut dengan konsentrasi lebih besar daripada kelarutan linarut tersebut pada temperatur tertentu. Contoh : Larutan Na2S2O3 (natrium tiosulfat) dan CH3COONa (natrium asetat) Sejumlah Na2S2O3 atau CH3COONa yang melebihi kelarutannya dapat dilarutkan dalam air dengan pemanasan. Bila dibiarkan dingin, linarut tersebut tidak mengkristal walaupun konsentrasinya melebihi kelarutannya. Larutan semacam ini disebut larutan lewat jenuh dan bersifat metastabil.

188 Larutan jenuh metastabil dapat dijadikan
larutan jenuh yang stabil dengan cara : 1. Mengkristalkan linarut dengan memancingnya dengan menambahkan kristal linarut dari luar. 2. Mengocok wadah dengan keras. 3. Menggores dinding wadah dengan pengaduk.

189

190 Tabel 13.5. Istilah perkiraan kelarutan
Bagian (volume) pelarut untuk melarutkan satu bagian (berat) li-narut Sangat larut < 1 Sedikit larut Larut bebas 1 - 10 Sangat Sedikit larut 1000 – -Larut -Agak larut 10 -30 (Praktis) tidak larut >

191 Larutan elektrolit dan bukan elektrolit
Bila ke dalam air dilarutkan : Gula atau Alkohol atau Urea maka berlaku rumus-rumus penurunan tekanan uap, penurunan titik beku dan kenaikan titik didih sebagai berikut : P = PoX; DTf = Kf x m dan DTb = Kb x m Larutan-larutan tersebut mengikuti Hukum Raoult dan tidak menghantarkan arus listrik. Oleh karena itu disebut larutan non-elektrolit (larutan bukan elektrolit). Tetapi bila ke dalam air dilarutkan : Asam atau Basa atau Garam maka terjadi penyimpangan dari Hukum Raoult, yaitu bahwa hasilnya lebih besar daripada rumus-rumus di atas. Larutan ini disebut Larutan elektrolit (penghantar listrik cair)

192

193 SISTEM HETEROGEN ADALAH SISTEM YANG MEMPUNYAI BAGIAN2 YANG TIDAK SAMA DALAM KESELURUHAN SISTEM
PENGGOLONGAN: SUSPENSI adalah sistem heterogen dengan ukuran partikel terdispersi > 0,1 m (1 m = 10-4) KOLOID (DISPERSI KOLOID) adalah sistem heterogen dengan ukuran partikel terdispersi antara 0, ,1 m (1, mm) EMULSI merupakan jenis koloid yang medium pendispersi maupun fasa terdispersinya berupa cairan yang tidak saling campur. -Kedua fase terdiri dari fase minyak dan air atau sebaliknya. -Emulgator = zat penstabil emulsi Contoh emulsi : susu, santan, minyak ikan, minyak rambut (cream)

194 Perbedaan antara larutan, koloid dan suspensi
Karakteristik Larutan Koloid Suspensi Penampakan -Mikroskop biasa -Mikroskop elektronik -Tidak tampak - Tidak tampak -Tampak Penyaringan -Kertas saring -Membran semi- permiabel -Lolos -Tertahan -Sifat difusi -Fasa -Kejernihan -Bila dibiarkan -Cepat -Satu fasa -Jernih -Tidak- mengendap -Sangat lambat -Dua fasa -Baur -Tak mendifusi -Tdk tmbs chy -Mengendap

195 SIFAT-SIFAT KOLOID 1. SIFAT OPTIK Efek Faraday-Tyndall
berupa kerucut cahaya bila sistem koloid disinari dari samping. Efek ini disebkan oleh penghamburan sinar oleh partikel-partikel terdispersi. 2. SIFAT KINETIK a. Gerak Brown : gerakan acak partikel terdispersi dalam medium terdispersi. b. Difusi : partikel terdispersi scr spontan bergerak (berdifusi) dari konsentrasi tinggi ke konsentrasi rendah. Akibat langsung dari gerak Brown.

196 adalah pergerakan partikel terdispersi dengan adanya pengaruh listrik.
3. SIFAT ELEKTRIK a. Elektroforesis adalah pergerakan partikel terdispersi dengan adanya pengaruh listrik. b. Elektro-osmosis adalah pergerakan medium pendispersi dengan adanya pengaruh listrik, sedangkan fasa terdispersi diam. (kebalikan elektroforesis)

197 Penambahan sejumlah besar elektrolit Pemanasan Dengan muatan listrik
CARA PENGENDAPAN KOLOID Penambahan sejumlah besar elektrolit Pemanasan Dengan muatan listrik

198 Selamat Belajar