Elektrolisis

a. Sel dan elektrolisis

Dalam sel, reaksi oksidasi reduksi berlangsung dengan spontan, dan energi kimia yang menyertai reaksi kimia diubah menjadi energi listrik. Bila potensial diberikan pada sel dalam arah kebalikan dengan arah potensial sel, reaksi sel yang berkaitan dengan negatif potensial sel akan diinduksi. Dengan kata lain, reaksi yang tidak berlangsung spontan kini diinduksi dengan energi listrik. Proses ini disebut elektrolisis. Pengecasan baterai timbal adalah contoh elektrolisis.

HIDROLISIS GARAM

Garam merupakan senyawa yang terbentuk dari asam dan basa yang direaksikan. biasanya hasil reaksi tersebut ditambah dengan air. misalnya NaOH (aq) + HCl (aq) ---> NaCl (aq) + H2O (l)

Pengertian Hidrolisis Garam

Hidrolisis garam adalah “terurainya garam dalam air yang menghasilkan asam dan atau basa.”

Bagaimanakah Hidrolisis dapat terjadi?

Asam, Basa, Garam

Tuhan pencipta bumi dan seisinya telah menciptakan segala sesuatu yang dapat memenuhi kebutuhan akhlukNya, tidak terkecuali dengan adanya suatu senyawa asam dan basa maupun garam (Netral) yang sangat bermanfaat bagi kehidupan manusia dan yg lainya. senyawa asam dan basa dapat kita temukan dalam kehidupan sehari-hari. mulai dari makanan, minuman, tubuh manusia, dan hewan, tumbuhan, dan benda-benda sehari-hari yang kita manfaatkan. maka kita wajib untuk mensukuri nikmat tuhan yang begitu banyak ini. bagaimana kita mensukurinya..? dengan mempelajarinya sudah cukup bagi kalangan pelajar untuk mensukurinya. let's read.. ^^

Sulap-sulap kimia

yah… kita tidak dapat memungkiri bahwa yang namanya magic atau sulap selalu menjadi tontonan yang menarik bagi kita semua.. kesan mustahil, sulit dipercaya, n sesuatu yang ajaib… sudah menjadi candu bagi kehidupan manusia….
Akhirnya saya putuskan untuk mencoba-coba eksperimen kimia, yang mampu membuat heran semua orang… langsung aja deh -->

Lem dari Susu (simple eksperimen untuk siswa SD)

Percobaan kimia yang melibatkan barang/hal yang digunakan sehari hari adalah sangat menarik bagi siswa. Percobaan ini sangat cocok untuk anak-anak SD untuk meningkatkan minat ke science. Membuat lem dari susu (skim) adalah percobaan yang akan saya tuliskan. Ini bisa menjadi salah satu demontrasi atau praktek anak-anak SD. Sebelumnya, untuk menarik siswa kita. Berikan tugas dari rumah untuk menggambar sapi dengan warna putih. Guru menyiapkan potongan kertas hitam untuk siswa nanti bisa langsung menggunakan lem nya untuk menempel potingan kertas hitam di gambar sapi mereka masing-masing.-->

Indikator asam basa alami (simple experiment for students)

Banyak sekali hal-hal menarik di sekitar kita yang bisa di bawa ke kelas untuk menambah guru memberikan kemudahan bagi siswa belajar sains. Salah satunya saat siswa belajar tentang asam dan basa. Setelah siswa mengerti pengertian asam basa secara harfiah, bahwa segala sesuatu yang berasa asam adalah kelompok asam atau penjelasan awam lainnya. Bagi siswa sekolah dasar sangat menarik melakukan experimen untuk mengetes yang mana golongan asam dan basa berdasarkan pengamatan. -->

Eksperimen Kimia sederhana : The Blue-Bottle

Kimia mengajarkan kita untuk tahu apa yang ada di sekitar kita. Termasuk sebagai seorang pengajar, entah itu dosen ataupun guru akan sangat menyenangkan jika bisa menyampaikan materi kimia dengan menarik. Salah satunya adalalah dengan eksperimen kimia. Hari ini saya ikut mendampingi praktikum mata kuliah IPA di kelas calon guru SD di Muenster University, Jerman. Berikut kami sajikan satu dari beberapa percobaan kimia sederhana. --->

Laju reaksi

Laju reaksi atau kecepatan reaksi menyatakan banyaknya reaksi kimia yang berlangsung per satuan waktu. Laju reaksi menyatakan molaritas zat terlarut dalam reaksi yang dihasilkan tiap detik reaksi. Perkaratan besi merupakan contoh reaksi kimia yang berlangsung lambat, sedangkan peledakan mesiu atau kembang api adalah contoh reaksi yang cepat.
Laju reaksi dipelajari oleh cabang ilmu kimia yang disebut kinetika kimia.

Termokimia (Kalor Reaksi)

Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari reaksi-reaksi kimia beserta perubahan kalor yang menyertainya...... Kalor adalah bentuk energi yang berhubungan dengan perbedaan temperatur atau suhu...tetapi kalor tidak sama dengan suhu... sebagai ilustrasi perhatikan contoh berikut :

THERMOKIMIA

 Thermokimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari reaksi kimia berserta energi yang dihasilkan atau yang diperlukan untuk berlangsungnya reaksi. Berdasarkan hal maka dapat dibedakan atas
1. Reaksi Eksoterm
Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan atau pada reaksi tersebut dikeluarkan panas.Pada reaksi eksoterm harga dH = ( - )
Contoh : C(s) + O2(g) à--> CO2(g) + 393.5 kJ ; dH = -393.5 kJ

2. reaksi Endoterm
Pada reaksi endoterm terjadi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem atau pada reaksi tersebut dibutuhkan panas.Pada reaksi endoterm harga dH = ( + )
Contoh : CaCO3(s) à CaO(s) + CO2(g) -->178.5 kJ ; dH = +178.5 kJ

ENTALPHI SISTEM .
Entalpi = H = Kalor reaksi pada tekanan tetap = Qp
Perubahan entalpi adalah perubahan energi yang menyertai peristiwa perubahan kimia pada tekanan tetap.
a.Pemutusan ikatan membutuhkan energi (= endoterm)
Contoh: H2 -->2H-->kJ ; dH= +akJ
b. Pembentukan ikatan memberikan energi (= eksoterm)
Contoh: 2H--> H2--> kJ ; dH = -a kJ

Istilah yang digunakan pada perubahan entalpi :
1.Entalpi Pembentakan Standar ( dHf )
:dH untuk membentuk 1 mol persenyawaan langsung dari unsur-unsurnya yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm

Contoh: H2(g) + 1/2 O2(g) à H20 (l) ; dHf = -285.85 kJ

2.Entalpi Penguraian
:dH dari penguraian 1 mol persenyawaan langsung menjadi unsur-unsurnya (= Kebalikan dari
dH pembentukan).

Contoh: H2O (l) --> H2(g) + 1/2 O2(g) ; dH = +285.85 kJ

3.Entalpi Pembakaran Standar ( dHc )
:dH untuk membakar 1 mol persenyawaan dengan O2 dari udara yang diukur pada 298 K dan tekanan 1 atm.
Contoh: CH4(g) + 2O2(g) -->CO2(g) + 2H2O(l) ; dHc = -802 kJ

4.Entalpi Reaksi
:dH dari suatu persamaan reaksi di mana zat-zat yang terdapat dalam persamaan reaksi dinyatakan dalam satuan mol dan koefisien-koefisien persamaan reaksi bulat sederhana.
Contoh: 2Al + 3H2SO4 --> Al2(SO4)3 + 3H2 ; dH = -1468 kJ

5.Entalpi Netralisasi
:dH yang dihasilkan (selalu eksoterm) pada reaksi penetralan asam atau basa.
Contoh: NaOH(aq) + HCl(aq) --> NaCl(aq) + H2O(l) ; dH = -890.4 kJ/mol

6.Hukum Lavoisier-Laplace"Jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsurya = jumlah kalor yang diperlukan untuk menguraikan zat tersebut menjadi unsur-unsur pembentuknya."Artinya : Apabila reaksi dibalik maka tanda kalor yang terbentuk juga dibalik dari positif menjadi negatif atau sebaliknya

Contoh:N2(g) + 3H2(g) -->2NH3(g) ; d H = - 112 kJ
2NH3(g) --> N2(g) + 3H2(g) ; dH = + 112 kJ

PENENTUAN PERUBAHAN ENTALPI
Untuk menentukan perubahan entalpi pada suatu reaksi kimia biasanya digunakan alat seperti kalorimeter, termometer dan sebagainya yang mungkin lebih sensitif.
Perhitungan : dH reaksi = Σ dHfo produk - Σ dHfo reaktan

HUKUM HESS
"Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir."
Contoh:
C(s) + O2(g) --> CO2(g) ; dH = x kJ --> 1 tahap
C(s) + 1/2 02(g) --> CO(g) ; dH = y kJ --> 2 tahap
CO(g) + 1/2 O2(g) --> CO2(g) ; dH = z kJ
------------------------------------------------------------ +
C(s) + O2(g) --> CO2(g) ; dH = y + z kJ

Menurut Hukum Hess : x = y + z

Hukum Hess
Hukum Hess adalah sebuah hukum dalam kimia fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess. Hukum ini digunakan untuk memprediksi perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH).

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.
Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya harus dikali (dibagi) pula. Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -ΔH).
Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis
∆H0 = Σ (∆H0f produk ) - Σ (∆H0f reaktan )
.
Untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum
∆H0 = Σ (∆H0 produk ) - Σ (∆H0 reaktan )
.
Kegunaan
Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak tergantung kepada rute atau langkah-langkah diantaranya. Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus
ΔH=ΔHfP-ΔH fR
Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus
ΔH=-ΔHcP+ΔHcR
Contoh umum
Contoh tabel yang digunakan untuk menerapkan hukum Hess

ΔHf zat CH4 (g) : -75 kJ/mol ; O2 (g) : 0 kJ/mol ; CO2 (g) : -394 kJ/mol: H2O (l) =-286kJ/mol
Dengan menggunakan data entalpi pembentukan diatas dapat diketahui perubahan entalpi untuk reaksi-reaksi dibawah ini:
CH4(g)+2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
ΔHc--> +-75+0=-394+2x-286
ΔHc -75=-966
ΔHc =-891KJ.mol-1

Contoh lainnya
Jika diketahui:
B2O3(s) + 3H2O(g) → 3O2(g) + B2H6(g) ΔH = +2035 kJ
H2O(l) → H2O(g) ΔH = +44 kJ
H2(g) + (1/2)O2(g) → H2O(l) ΔH = -286 kJ
2B(s) + 3H*2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s)

Persamaan-persamaan reaksi diatas (berikut perubahan entalpinya) dikalikan dan/atau dibalik sedemikian rupa:
B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(g) ΔH = -2035 kJ
3H2O(g) → 3H2O(l) ΔH = -132 kJ
3H2O(l) → 3H2(g) + (3/2)O2(g) ΔH = +858 kJ
2B(s) + 3H2(g) → B2H6(g) ΔH = +36 kJ
Sehingga penjumlahan persamaan-persamaan diatas akan menghasilkan
2B(s) + (3/2)O2(g) → B2O3(s) ΔH = -1273 kJ

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.
Untuk perubahan entropi:

ΔSo = Σ(ΔSfoproduk) - Σ(ΔSforeaktan)
ΔS = Σ(ΔSoproduk) - Σ(ΔSoreaktan).

Untuk perubahan energi bebas:
ΔGo = Σ(ΔGfoproduk) - Σ(ΔGforeaktan)
ΔG = Σ(ΔGoproduk) - Σ(ΔGoreaktan).

Hukum kekekalan energi adalah salah satu dari hukum-hukum kekekalan yang meliputi energi kinetik dan energi potensial. Hukum ini adalah hukum pertama dalam termodinamika.
Hukum Kekekalan Energi (Hukum I Termodinamika)berbunyi: "Energi dapat berubah dari stu bentuk ke bentuk yang lain tapi tidak bisa diciptakan ataupun dimusnahkan (konversi energi)".
ENERGI IKATAN
Reaksi kimia merupakan proses pemutusan dan pembentukan ikatan. Proses ini selalu disertai perubahan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kimia, sehingga membentuk radikal-radikal bebas disebut energi ikatan. Untuk molekul kompleks, energi yang dibutuhkan untuk memecah molekul itu sehingga membentuk atom-atom bebas disebut energi atomisasi.
Harga energi atomisasi ini merupakan jumlah energi ikatan atom-atom dalam molekul tersebut. Untuk molekul kovalen yang terdiri dari dua atom seperti H2, 02, N2 atau HI yang mempunyai satu ikatan maka energi atomisasi sama dengan energi ikatan Energi atomisasi suatu senyawa dapat ditentukan dengan cara pertolongan entalpi pembentukan senyawa tersebut. Secara matematis hal tersebut dapat dijabarkan dengan persamaan :
dH reaksi
= Σ energi pemutusan ikatan - Σ energi pembentukan ikatan

= Σ energi ikatan di kiri - Σ energi ikatan di kanan

Contoh:
Diketahui :
energi ikatan
C - H = 414,5 kJ/MolC = C = 612,4 kJ/molC - C = 346,9 kJ/molH - H = 436,8 kJ/mol

Ditanya:
dH reaksi = C2H4(g) + H2(g) --? C2H6(g)

dH reaksi
= Jumlah energi pemutusan ikatan - Jumlah energi pembentukan ikatan

= (4(C-H) + (C=C) + (H-H)) - (6(C-H) + (C-C)) = ((C=C) + (H-H)) - (2(C-H) + (C-C))

= (612.4 +436.8) - (2 x 414.5 + 346.9)= - 126,7 kJ
Thank's for your NICE attention.. ..Jangan lupa follow and like blog saya..

Hibridisasi

 

Empat orbital sp³.

Tiga orbital sp².

Dalam kimia, hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.^[1]

Sejarah perkembangan

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling^[2] dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH₄). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.
Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.
Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.

Hibrid sp³

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH₄), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ atau lebih mudah dilihat:

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)
Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH₂. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH₄.
Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH₄. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O₂), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH₄ yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH₄ dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.
Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH₄ ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.
Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp³ (dibaca s-p-tiga) menjadi

Pada CH₄, empat orbital hibrid sp³ bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.
sama dengan
Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C⁴⁻. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H⁺) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp³ (25% s dan 75% p).
Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya ^[3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp³ bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

Hibrid sp²

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C₂H₄) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.

Karbon akan melakukan hibridisasi sp² karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.
Dalam hibridisasi sp², orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:

membentuk 3 orbital sp² dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp² karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp² yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).
Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp^2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.

Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.

Hibridisasi dan bentuk molekul

Hibridisasi, bersama dengan teori VSEPR, membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

• AX₁ (contoh: LiH): tidak ada hibridisasi; berbentuk linear
• AX₂ (contoh: BeCl₂): hibridisasi sp; berbentuk Linear atau diagonal; sudut ikat cos⁻¹(−1) = 180°
  • AX₂E (contoh: GeF₂): berbentuk V, < 120°
• AX₃ (contoh: BCl₃): hibridisasi sp²; berbentuk datar trigonal; sudut ikat cos⁻¹(−1/2) = 120°
  • AX₃E (contoh: NH₃): piramida trigonal, 107°
• AX₄ (contoh: CCl₄): hibridisasi sp³; berbentuk tetrahedral; sudut ikat cos⁻¹(−1/3) ≈ 109.5°
• AX₅ (contoh: PCl₅): hibridisasi sp³d; berbentuk Bipiramida trigonal
• AX₆ (contoh: SF₆): hibridisasi sp³d²; berbentuk oktahedral (atau bipiramida persegi)

Hal ini berlaku apabila tidak terdapat pasangan elektron menyendiri (lone pair electron) pada atom pusat. Jika terdapat pasangan elektron menyendiri, maka elektron tersebut harus dihitung pada bagian X_i, namun sudut ikat akan menjadi lebih kecil karena gaya tolak menolak. Sebagai contoh, air (H₂O) memiliki atom oksigen yang berikatan dengan dua H dan dua pasangan elektron menyendiri, hal ini berarti terdapat 4 'elemen' pada O. Sehingga termasuk dalam kategori AX₄ dan terdapat hibridisasi sp³.
Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid h_i dengan sudut , maka berlaku: 1 + _ij cos() = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah _i², dan untuk hibrid j _j². Dalam kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut , persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + ² cos() = 0. Sebagai contoh, BH₃ memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120^o, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + ² cos() = 0 menjadi 1 + ² cos(120^o) = 0, berlaku juga ² = 2 untuk rasio p/s. Dengan kata lain terdapat hibrid sp² seperti yang diperkirakan dari daftar di atas.

Teori hibridisasi vs. Teori orbital molekul

Teori hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum didiskusikan bersama dengan teori orbital molekul dalam buku pelajaran kimia organik tingkat lanjut. Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam kimia organik, teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada kebanyakan cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan teori ini dalam memprediksikan spektra fotoelektron dari kebanyakan molekul, meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang pedagogi, pendekatan hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan lokalisasi elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup simetri molekul seperti yang ada pada teori orbital molekul.

Referensi

1. ^ "It is important to recognize that the VSEPR model provides an approach to bonding and geometry based on the Pauli principle that is completely independent of the valence bond (VB) theory or of any orbital description of bonding." Gillespie, R. J. J. Chem. Educ. 2004, 81, 298-304.
2. ^ L. Pauling, J. Am. Chem. Soc. 53 (1931), 1367
3. ^ photo electron spectrum of methane 1 photo electron spectrum of methane 2

Thank you for your NICE attention.. ..Jangan lupa follow and like blog saya..

Proses Pembentukan Minyak Bumi

Proses pembentukan minyak bumi
Membahas identifikasi minyak bumi tidak dapat lepas dari bahasan teori pembentukan minyak bumi dan kondisi pembentukannya yang membuat suatu minyak bumi menjadi spesifik dan tidak sama antara suatu minyak bumi dengan minyak bumi lainnya. Karena saya adalah seorang chemist, maka pendekatan yang saya lakukan lebih banyak kepada aspek kimianya daripada dari aspek geologi. Pemahaman tentang proses pembentukan minyak bumi akan diperlukan sebagai bahan pertimbangan untuk menginterpretasikan hasil identifikasi. Ada banyak hipotesa tentang terbentuknya minyak bumi yang dikemukakan oleh para ahli, beberapa diantaranya adalah :

Teori Biogenesis (Organik)
Macqiur (Perancis, 1758) merupakan orang yang pertama kali mengemukakan pendapat bahwa minyak bumi berasal dari tumbuh-tumbuhan. Kemudian M.W. Lamanosow (Rusia, 1763) juga mengemukakan hal yang sama. Pendapat di atas juga didukung oleh sarjana lainnya seperti, New Beery (1859), Engler (1909), Bruk (1936), Bearl (1938) dan Hofer. Mereka menyatakan bahwa: “minyak dan gas bumi berasal dari organisme laut yang telah mati berjuta-juta tahun yang lalu dan membentuk sebuah lapisan dalam perut bumi.”

Teori Abiogenesis (Anorganik)
Barthelot (1866) mengemukakan bahwa di dalam minyak bumi terdapat logam alkali, yang dalam keadaan bebas dengan temperatur tinggi akan bersentuhan dengan CO₂ membentuk asitilena. Kemudian Mandeleyev (1877) mengemukakan bahwa minyak bumi terbentuk akibat adanya pengaruh kerja uap pada karbida-karbida logam dalam bumi. Yang lebih ekstrim lagi adalah pernyataan beberapa ahli yang mengemukakan bahwa minyak bumi mulai terbentuk sejak zaman prasejarah, jauh sebelum bumi terbentuk dan bersamaan dengan proses terbentuknya bumi. Pernyataan tersebut berdasarkan fakta ditemukannya material hidrokarbon dalam beberapa batuan meteor dan di atmosfir beberapa planet lain.
Dari sekian banyak hipotesa tersebut yang sering dikemukakan adalah Teori Biogenesis, karena lebih bisa. Teori pembentukan minyak bumi terus berkembang seiring dengan berkembangnya teknologi dan teknik analisis minyak bumi, sampai kemudian pada tahun 1984 G. D. Hobson dalam tulisannya yang berjudul “The Occurrence and Origin of Oil and Gas”.
Berdasarkan teori Biogenesis, minyak bumi terbentuk karena adanya kebocoran kecil yang permanen dalam siklus karbon. Siklus karbon ini terjadi antara atmosfir dengan permukaan bumi, yang digambarkan dengan dua panah dengan arah yang berlawanan, dimana karbon diangkut dalam bentuk karbon dioksida (CO₂). Pada arah pertama, karbon dioksida di atmosfir berasimilasi, artinya CO₂ diekstrak dari atmosfir oleh organisme fotosintetik darat dan laut.
Pada arah yang kedua CO2 dibebaskan kembali ke atmosfir melalui respirasi makhluk hidup (tumbuhan, hewan dan mikroorganisme). Dalam proses ini, terjadi kebocoran kecil yang memungkinkan satu bagian kecil karbon yang tidak dibebaskan kembali ke atmosfir dalam bentuk CO2, tetapi mengalami transformasi yang akhirnya menjadi fosil yang dapat terbakar. Bahan bakar fosil ini jumlahnya hanya kecil sekali. Bahan organik yang mengalami oksidasi selama pemendaman. Akibatnya, bagian utama dari karbon organik dalam bentuk karbonat menjadi sangat kecil jumlahnya dalam batuan sedimen.
Pada mulanya senyawa tersebut (seperti karbohidrat, protein dan lemak) diproduksi oleh makhluk hidup sesuai dengan kebutuhannya, seperti untuk mempertahankan diri, untuk berkembang biak atau sebagai komponen fisik dan makhluk hidup itu. Komponen yang dimaksud dapat berupa konstituen sel, membran, pigmen, lemak, gula atau protein dari tumbuh-tumbuhan, cendawan, jamur, protozoa, bakteri, invertebrata ataupun binatang berdarah dingin dan panas, sehingga dapat ditemukan di udara, pada permukaan, dalam air atau dalam tanah.

Apabila makhluk hidup tersebut mati, maka 99,9% senyawa karbon dan makhluk hidup akan kembali mengalami siklus sebagai rantai makanan, sedangkan sisanya 0,1% senyawa karbon terjebak dalam tanah dan dalam sedimen. Inilah yang merupakan cikal bakal senyawa-senyawa fosil atau dikenal juga sebagai embrio minyak bumi.
Embrio ini mengalami perpindahan dan akan menumpuk di salah satu tempat yang kemungkinan menjadi reservoar dan ada yang hanyut bersama aliran air sehingga menumpuk di bawah dasar laut, dan ada juga karena perbedaan tekanan di bawah laut muncul ke permukaan lalu menumpuk di permukaan dan ada pula yang terendapkan di permukaan laut dalam yang arusnya kecil.
Embrio kecil ini menumpuk dalam kondisi lingkungan lembab, gelap dan berbau tidak sedap di antara mineral-mineral dan sedimen, lalu membentuk molekul besar yang dikenal dengan geopolimer. Senyawa-senyawa organik yang terpendam ini akan tetap dengan karakter masing-masing yang spesifik sesuai dengan bahan dan lingkungan pembentukannya. Selanjutnya senyawa organik ini akan mengalami proses geologi dalam perut bumi. Pertama akanmengalami proses diagenesis, dimana senyawa organik dan makhluk hidup sudah merupakan senyawa mati dan terkubur sampai 600 meter saja di bawah permukaan dan lingkungan bersuhu di bawah 50°C.

Pada kondisi ini senyawa-senyawa organik yang berasal dan makhluk hidup mulai kehilangan gugus beroksigen akibat reaksi dekarboksilasi dan dehidratasi. Semakin dalam pemendaman terjadi, semakin panas lingkungannya, penam-bahan kedalaman 30 – 40 m akan menaik-kan temperatur 1°C. Di kedalaman lebih dan 600 m sampai 3000 m, suhu pemendaman akan berkisar antara 50 – 150 °C, proses geologi kedua yang disebut katagenesis akan berlangsung, maka geopolimer yang terpendam mulal terurai akibat panas bumi.

Komponen-komponen minyak bumi pada proses ini mulai terbentuk dan senyawa–senyawa karakteristik yang berasal dan makhluk hidup tertentu kembali dibebaskan dari molekul. Bila kedalaman terus berlanjut ke arah pusat bumi, temperatur semakin naik, dan jika kedalaman melebihi 3000 m dan suhu di atas 150°C, maka bahan-bahan organik dapat terurai menjadi gas bermolekul kecil, dan proses ini disebut metagenesis.
Setelah proses geologi ini dilewati, minyak bumi sudah terbentuk bersama-sama dengan bio-marka. Fosil molekul yang sudah terbentuk ini akan mengalami perpindahan (migrasi) karena kondisi lingkungan atau kerak bumi yang selalu bergerak rata-rata sejauh 5 cm per tahun, sehingga akan ter-perangkap pada suatu batuan berpori, atau selanjutnya akan bermigrasi membentuk suatu sumur minyak. Apabila dicuplik batuan yang memenjara minyak ini (batuan induk) atau minyak yang terperangkap dalam rongga bumi, akan ditemukan fosil senyawa-senyawa organik. Fosil-fosil senyawa inilah yang ditentukan strukturnya menggunaan be-berapa metoda analisis, sehingga dapat menerangkan asal-usul fosil, bahan pembentuk, migrasi minyak bumi serta hubungan antara suatu minyak bumi dengan minyak bumi lain dan hubungan minyak bumi dengan batuan induk.

Thank you for your NICE attention.. ..Jangan lupa follow and like blog saya..

Bilangan Oktan

Ditulis oleh Sukarmin pada 06-07-2009

Bilangan oktan (octane number) merupakan ukuran dari kemampuan bahan bakar untuk mengatasi ketukan sewaktu terbakar dalam mesin. Nilai bilangan oktan 0 ditetapkan untuk n-heptana yang mudah terbakar, dan nilai 100 untuk isooktana yang tidak mudah terbakar. Suatu campuran 30% n­heptana dan 70% isooktana akan mempunyai bilangan oktan:
= (30/100 x 0) + (70/100 x 100)
= 70
Bilangan oktan suatu bensin dapat ditentukan melalui uji pembakaran sampel bensin untuk memperoleh karakteristik pembakarannya. Karakteristik tersebut kemudian dibandingkan dengan karakteristik pembakaran dari berbagai campuran n-heptana dan isooktana. Jika ada karakteristik yang sesuai, maka kadar isooktana dalam campuran n-heptana dan isooktana tersebut digunakan untuk menyatakan nilai bilangan oktan dari bensin yang diuji.
Fraksi bensin dari menara distilasi umumnya mempunyai bilangan oktan ~70. Untuk menaikkan nilai bilangan oktan tersebut, ada beberapa hal yang dapat dilakukan:
-Mengubah hidrokarbon rantai lurus dalam fraksi bensin menjadi hidrokarbon rantai bercabang melalui proses reforming Contohnya mengubah n-oktana menjadi isooktana.

-Menambahkan hidrokarbon alisiklik/aromatik ke dalam campuran akhir fraksi bensin.
-Menambahkan aditif anti ketukan ke dalam bensin untuk memperlambat pembakaran bensin. Dulu digunakan senyawa timbal (Pb). Oleh karena Pb bersifat racun, maka penggunaannya sudah dilarang dan diganti dengan senyawa organik, seperti etanol dan MTBE (Methyl Tertiary Butyl Ether).

Isomer Alkana

Bagaimana kita dapat memperoleh molekul alkana yang lebih panjang dari molekul yang lebih pendek ? Gantilah salah satu atom H dari metana dengan gugus -CH₃ maka akan kita peroleh molekul etana. Demikian juga jika kita mengganti salah satu atom H dari etana dengan gugus -CH₃ akan kita peroleh propana yang rantai karbonnya lebih panjang satu lagi.
CH₃-H diganti dengan -CH₃ diperoleh CH₃-CH_{3
CH3-CH2-H diganti dengan -CH3 diperoleh CH3-CH2-CH3}

Anda boleh memilih salah satu atom H yang mana saja untuk diganti dengan gugus -CH₃ dan anda akan memperoleh hasil penggantian yang sama. Kita mengatakan bahwa setiap atom H terikat secara ekuivalen dengan atom karbon. Tetapi bila sekarang anda akan mengganti salah satu atom H dari propana dengan gugus -CH₃ anda akan memperoleh lebih dari satu macam hasil, perhatikanlah:

CH₃-CH₂-CH₂-H diganti dengan -CH₃ diperoleh CH₃-CH₂-CH₂-CH₃
                                                                    n-butana

HCH3
||
CH3-CH-CH3 diganti dengan -CH3 diperoleh CH3-CH-CH3
isobutana
Jelas terlihat bahwa kedua hasil penggantian di atas berbeda, kita mengatakan atom H tidak lagi terikat secara ekuivalen. Atom C yang terikat dengan satu atom C dan 3 atom H disebut atom C primer, sedang atom C yang terikat dengan dua atom C den dua atom H disebut atom C sekunder. Kedua hasil penggantian itu mempunyai rumus struktur yang berbeda tetapi rumus molekulnya sama, peristiwa ini disebut isomer. Jadi dapatkah Anda mendefinisikan apa itu isomeri ? Kedua hasil penggantian itu adalah senyawa yang berbeda terbukti mempunyai sifat-sifat berbeda, titik beku dan titik didih dari yang berantai lurus adalah -138,3°C dan -0,5°C sedang yang rantainya bercabang adalah -159°C dan -12°C. Sekarang semakin jelas tentunya mengapa jumlah senyawa karbon itu demikian banyaknya.


Thank you for your NICE attention.. ..Jangan lupa follow and like blog saya..

ISOMER Alkena

Senyawa hidrokarbon dapat membentuk isomer. Isomer berasal dari bahasa yunani: iso yang berarti sama, dan meros yang berarti bagian. Isomer adalah senyawa-senyawa berbeda yang mempunyai rumus molekul sama. Secara umum isomer-isomer yang ada pada alkena ditunjukan oleh bagan berikut.

1. Isomer Struktur

isomer dengan perbedaan terletak pada urutan penggabungan atom-atom penyusun molekul

a. Isomer Rangka Senyawa dengan rumus molekul sama, namun rangka (bentuk) atom karbon berbeda. b. Isomer Posisi Senyawa dengan rumus molekul dan gugus fungsional sama, namun mempunyai posisi gugus fungsional berbeda. c. Isomer Fungsional Senyawa dengan rumus molekul sama, namun jenis gugus fungsional berbeda.

2. Isomer Geometri

Senyawa dengan rumus molekul, gugus fungsional, dan posisi gugus fungsional sama, namun bentuk geometri (struktur ruang) berbeda. Isomer geometri terdiri dari isomer cis-trans dan isomer optik.

untuk lebih memahami perbedaan-perbedaan isomer tersebut, berikut penjelasannya...

Contoh : C4H8

Butena Isobutana Senyawa di atas merupakan senyawa berbeda namun memiliki rumus molekul yang sama, yakni C4H8. Senyawa di atas memiliki gugus fungsi yang berbeda, dimana pada butena terdapat ikatan rangkap sebagai gugus fungsinya sedangkan pada alkana tidak memiliki gugus fungsi. Sehingga keduanya disebut berisomer fungsional.

Selain itu, senyawa alkena C4H8 juga memiliki 3 isomer lain, yaitu

a. 1-Butena b. 2-Butena

Kedua senyawa ini memiliki rangka atom C yang sama, tetapi posisi ikatan rangkapnya berbeda sehingga keduanya disebut berisomer posisi. Kedua senyawa tersebut juga berisomer rangka dengan senyawa berikut.

2-metil-propena Contoh lain : C5H10 Senyawa ini memiliki lima isomer dengan dua bentuk rangka atom C, yaitu rangka lurus dan rangka bercabang. 1. Bentuk rangka lurus 2. Bentuk rangka bercabang a. 1-pentena b. 2-pentena a. 2-Metil-1-butena b. 2-Metil-2-butena c. 3-Metil-1-butena

Senyawa alkena memiliki isomer geometri berupa isomer cis-trans. Isomer geometri yang terjadi jika atom C yang memiliki ikatan rangkap mengikat dua gugus yang berbeda.
bentuk cis	bentuk trans
Keterangan : R : gugus ringan atau kecil B : gugus berat atau besar   (garis putus-putus) : mengarah ke belakang    (garis utuh) : mengarah ke depan
Bentuk geometri cis mengandung gugus-gugus yang sama (sama ringan atau sama berat) dan terletak pada satu sisi. Gugus R yang terikat pada garis putus-putus berarti mengarah ke belakang dan gugus B yang terikat pada garis utuh berarti mengarah ke depan.
Bentuk geometri trans mengandung gugus-gugus yang sama dan terletak bersebrangan. Gugus R yang terikat pada garis putus-putus bersebrangan dengan gugus R yang terikat pada garis utuh. Begitu juga dengan gugus B yang bersebrangan dengan gugus lainnya.
Untuk lebih memahaminya, perhatikan contoh berikut !
Senyawa 2-butena
Cis-2-butena Trans-2-butena
Bagaimana jika salah satu gugus metil diganti dengan gugus etil, misalnya senyawa 2-pentena?
Cis-2-pentena Trans-2-pentena
Bagaimana jika atom H diganti dengan gugus metil, misalnya 3-metil-2-pentena? Bagaimana cara penentuan kedudukannya, bersebrangan atau tidak?
Untuk menjawab hal ini, tentu tidak didasarkan pada kesamaan gugus-gugusnya, melainkan berdasarkan berat molekul gugus tersebut. Caranya dengan memperhatikan atom atau gugus atom yang terikat pada tiap-tiap ikatan C rangkap.
Cis-3-metil-2-pentena Trans-3-metil-2-pentena
Atom C pertama mengikat atom H dan gugus metil (CH3), gugus metil lebih berat dibandingkan atom H (mengapa?) sehingga gugus metil diberi tanda B dan atom H diberi tanda R.
Atom C kedua mengikat gugus metil (CH3) dan gugus etil (C2H5). Gugus etil yang lebih berat diberi tanda B sedang gugus metil diberi tanda R.
Pada isomer cis, gugus yang sama (gugus B atau R) terletak pada satu sisi. Adapun pada isomer trans, gugus yang sama (gugus B atau R) ada pada posisi yang bersebrangan.
Senyawa yang memiliki bentuk trans lebih stabil dibandingkan senyawa yang memiliki bentuk cis. Mengapa?
Apakah senyawa di atas memiliki bentuk isomer cis-trans?

Thank you for your NICE attention.. ..Jangan lupa follow and like blog saya..