MODUL KIMIA DASAR FARMASI PROGRAM STUDI FARMASI

MODUL KIMIA DASAR FARMASI PROGRAM STUDI FARMASI

Modul KIMIA DASAR FARMASI

KATA PENGANTAR Assalamu ‘alaikum Wr.Wb Puji syukur kami panjatkan kehadirat Allah SWT yang telah banyak memberikan kenikmatan yang tiada bandingannya karena berkat limpahan rahmatnya maka penyusun akhirnya dapat menyelesaikan penyusun Modul Kimia Dasar Farmasi. Sholawat serta salam semoga selalu tercurah pada nabi kita Muhammad SAW yang menjadi teladan kita untuk mencapai kebahagiaan dunia akhirat. Modul Kimia Dasar Farmasi ini dipersiapkan dalam rangka membantu pengadaan sarana pendidikan terutama dalam Kimia Dasar Farmasi . Secara garis besar bertujuan untuk melatih calon sarjana farmasi dan mengabdikan ilmu dan kehaliannya di masyarakat melaksanaakan peracikan obat dibidang farmasi sesuai dengan ketentuan peraturan perundang-undangan yang berlaku. Oleh karena itu setelah mengikuti materi Kimia Dasar Farmasi dan menyelesaikan materi ini, mahasiswa diharapkan dapat dengan terampil meneliti setiap kadar zat ataupun obat baik secara kuantitatif maupun kualitatif. Penyusun menyadari sepenuhnya bahwa petunjuk materi Kimia Dasar Farmasi ini masih banyak kekurangannya dan jauh dari sempurna, sehingga saran dan kritik yang konstruktif sangat penyusun butuhkan demi perbaikan Modul petunjuk Kimia Dasar Farmasi ini. Semoga Modul petunjuk ini dapat bermanfaat sebelum melakukan materi Kimia Dasar Farmasi. Wassalamu’alaikum Wr.Wb.

Lubuk Pakam, November 2016

Penyusun

Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

1


DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR ............................................................................................. DAFTAR ISI ............................................................................................................ BAB I PENDAHULUAN ......................................................................................... A. ............................................................................................................ L atar Belakang ................................................................................................. B. ............................................................................................................ R uang Lingkup Kimia ...................................................................................... C. ............................................................................................................ M anfaat .............................................................................................................. BAB II KINETIKA GAS ......................................................................................... A. ............................................................................................................ T eori Kinetika Gas ........................................................................................... B. ............................................................................................................ P enentuan Kecepatan Molekul Gas BAB III KINETIKA KIMIA................................................................................... A. ............................................................................................................ P engertian Laju Reaksi ..................................................................................... B. ............................................................................................................ F aktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi ............................................. C. ............................................................................................................ H ukum Laju ...................................................................................................... D. ............................................................................................................ P enentuan Orde reaksi ...................................................................................... E. ............................................................................................................ P enentuan Konstanta Laju reaksi ..................................................................... F.............................................................................................................. E nergi Aktivasi ................................................................................................. G. ............................................................................................................ T eori Laju Reaksi .............................................................................................


2


BAB IV REAKSI KESETIMBANGAN ................................................................. A. ............................................................................................................ R eaksi Searah dan Reaksi Dapat Balik ............................................................. B. ............................................................................................................ K eadaan Setimbang........................................................................................... C. ............................................................................................................ P ergeseran Kesetimbangan............................................................................... BAB V ATOM DAN MOLEKUL........................................................................... A. ............................................................................................................ A tom ................................................................................................................ B. ............................................................................................................ M olekul .............................................................................................................. C. ............................................................................................................ S truktur Molekul ..............................................................................................

BAB VI ELEKTROLIT .......................................................................................... A. ............................................................................................................ P engertian Larutan Elektrolit .......................................................................... B. ............................................................................................................ J enis Larutan .................................................................................................... C. ............................................................................................................ K ekuatan Larutan Elektrolit .............................................................................. D. ............................................................................................................ P embagian Larutan Elektrolit BAB VII IKATAN KIMIA ...................................................................................... A. ............................................................................................................ I katan Ion ......................................................................................................... B. ............................................................................................................ I katan Kovalen.................................................................................................


3


C. ............................................................................................................ I katan Logam ................................................................................................... D. ............................................................................................................ I katan Hidrogen ............................................................................................... BAB VII TERMOKIMIA ....................................................................................... A. ............................................................................................................ E ntalpi(H) dan Perubahan Entalpi(

) ............................................................

B. ............................................................................................................ R eaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm ............................................................ C. ............................................................................................................ P erubahan Entalpi Standar(

) dan Persamaan Termokimia ........................

D. ............................................................................................................ J enis Kalor Reaksi ........................................................................................... E. ............................................................................................................ P enentuan Kalor Reaksi ................................................................................... BAB IX ASAM-BASA ............................................................................................. A. ............................................................................................................ T eori Asam-Basa Arrhenius ............................................................................. B. ............................................................................................................ T eori Asam-Basa Bronsted-Lowry................................................................... C. ............................................................................................................ T eori Asam-Basa Lewis ................................................................................... BAB X KIMIA INTI ................................................................................................ A. ............................................................................................................ T ransmutasi Inti ................................................................................................ B. ............................................................................................................ R adio Aktivitas ................................................................................................. C. ............................................................................................................ K estabilan Unsur Nuklir ................................................................................... D. ............................................................................................................ P erhitungan Energi Dalam Kimia Nuklir BAB XI UNSUR TRANSISI ...................................................................................


4


A. ............................................................................................................ P engertian Unsur Transisi ............................................................................... B. ............................................................................................................ S ifat Fisika Unsur Transisi ...............................................................................

BAB XII REAKSI REDOKS .................................................................................. A. ............................................................................................................ K onsep Reaksi Redoks ..................................................................................... B. ............................................................................................................ B ilangan Oksidasi ............................................................................................. C. ............................................................................................................ P erubahan Bilangan Oksidasi ........................................................................... D. ............................................................................................................ M enyetarakan Bilangan Oksidasi BAB XIII METODE PEMISAHAN ....................................................................... A. ............................................................................................................ M etode Pemisahan Campuran ........................................................................... B. ............................................................................................................ D asar-Dasar Metode Pemisahan ....................................................................... C. ............................................................................................................ J enis-Jenis Metode Pemisahan ........................................................................ D. ............................................................................................................ P emanfaatan Metode Pemisahan BAB XIV KIMIA BIOANORGANIK.................................................................... A. ............................................................................................................ U nsur-Unsur Mineral ........................................................................................ B. ............................................................................................................ B eberapa Logam Transisi .................................................................................


5


C. ............................................................................................................ M anfaat ..............................................................................................................

BAB I PENDAHULUAN

A.

LATAR BELAKANG Kimia sering disebut sebagai "ilmu sesat" karena menghubungkan berbagai

ilmu lain, seperti fisika, ilmu bahan, nanoteknologi, biologi, farmasi, kedokteran, bioinformatika, dan geologi . Koneksi ini timbul melalui berbagai subdisiplin yang memanfaatkan konsep-konsep dari berbagai disiplin ilmu.Sebagai contoh, kimia fisik melibatkan penerapan prinsip-prinsip fisika terhadap materi pada tingkat atom dan molekul. Kimia berhubungan dengan interaksi materi yang dapat melibatkan dua zat atau antara materi dan energi, terutama dalam hubungannya dengan hokum


6


pertama termodinamika. Kimia tradisional melibatkan interaksi antara zat kimia dalam reaksi kimia, yang mengubah satu atau lebih zat menjadi satu atau lebih zat lain. Kadang reaksi ini digerakkan oleh pertimbangan entalpi, seperti ketika dua zat berentalpi tinggi seperti hidrogen dan oksigen elemental bereaksi membentuk air, zat dengan entalpi lebih rendah. Reaksi kimia dapat difasilitasi dengan suatu katalis, yang umumnya merupakan zat kimia lain yang terlibat dalam media reaksi tapi tidak dikonsumsi (contohnya adalah asam sulfat yang mengkatalisasi elektrolisis air) atau fenomena immaterial (seperti radiasi elektromagnet dalam reaksi fitokimia). Kimia tradisional juga menangani analisis zat kimia, baik di dalam maupun di luar suatu reaksi, seperti dalam spektroskopi. Semua materi normal terdiri dari atom atau komponen-komponen subatom yang

membentuk

atom;

proton,

elektron,

dan

neutron.

Atom

dapat

dikombinasikan untuk menghasilkan bentuk materi yang lebih kompleks seperti ion, molekul, atau kristal. Struktur dunia yang kita jalani sehari-hari dan sifat materi yang berinteraksi dengan kita ditentukan oleh sifat zat-zat kimia dan interaksi antar mereka. Baja lebih keras dari besi karena atom-atomnya terikat dalam struktur kristal yang lebih kaku. Kayu terbakar atau mengalami oksidasi cepat karena ia dapat bereaksi secara spontan dengan oksigen pada suatu reaksi kimia jika berada di atas suatu suhu tertentu.

B.

RUANG LINGKUP KIMIA Kimia umumnya dibagi menjadi beberapa bidang utama. Terdapat pula

beberapa cabang antar-bidang dan cabang-cabang yang lebih khusus dalam kimia. 1. Kimia analitik adalah analisis cuplikan bahan untuk memperoleh pemahaman tentang susunan kimia dan strukturnya. Kimia analitik melibatkan metode eksperimen standar dalam kimia. Metode-metode ini dapat digunakan dalam semua subdisiplin lain dari kimia, kecuali untuk kimia teori murni. 2. Biokimia mempelajari senyawa kimia, reaksi kimia, dan interaksi kimia yang terjadi dalam organisme hidup. Biokimia dan kimia organik berhubungan sangat erat, seperti dalam kimia medisinal atau neurokimia.


7


Biokimia juga berhubungan dengan biologi molekular, fisiologi, dan genetika. 3. Kimia anorganik mengkaji sifat-sifat dan reaksi senyawa anorganik. Perbedaan antara bidang organik dan anorganik tidaklah mutlak dan banyak terdapat tumpang tindih, khususnya dalam bidang kimia organologam. 4. Kimia organik mengkaji struktur, sifat, komposisi, mekanisme, dan reaksi senyawa organik. Suatu senyawa organik didefinisikan sebagai segala senyawa yang berdasarkan rantai karbon. 5. Kimia fisik mengkaji dasar fisik sistem dan proses kimia, khususnya energitika dan dinamika sistem dan proses tersebut. Bidang-bidang penting dalam kajian ini di antaranya termodinamika kimia, kinetika kimia, elektrokimia, mekanika statistika, dan spektroskopi. Kimia fisik memiliki banyak tumpang tindih dengan fisika molekular. Kimia fisik melibatkan penggunaan kalkulus untuk menurunkan persamaan, dan biasanya berhubungan dengan kimia kuantum serta kimia teori. 6. Kimia teori adalah studi kimia melalui penjabaran teori dasar (biasanya dalam matematika atau fisika). Secara spesifik, penerapan mekanika kuantum dalam kimia disebut kimia kuantum. Sejak akhir Perang Dunia II, perkembangan komputer telah memfasilitasi pengembangan sistematik kimia komputasi, yang merupakan seni pengembangan dan penerapan program komputer untuk menyelesaikan permasalahan kimia. Kimia teori memiliki banyak tumpang tindih (secara teori dan eksperimen) dengan fisika benda kondensi dan fisika molekular. 7. Kimia nuklir mengkaji bagaimana partikel subatom bergabung dan membentuk inti. Transmutasi modern adalah bagian terbesar dari kimia nuklir dan tabel nuklida merupakan hasil sekaligus perangkat untuk bidang ini. Bidang lain antara lain adalah astrokimia, biologi molekular, elektrokimia, farmakologi, fitokimia, fotokimia, genetika molekular, geokimia, ilmu bahan, kimia aliran, kimia atmosfer, kimia benda padat, kimia hijau, kimia inti, kimia medisinal, kimia komputasi, kimia lingkungan, kimia organologam, kimia


8


permukaan, kimia polimer, kimia supramolekular, nanoteknologi, petrokimia, sejarah kimia, sonokimia, teknik kimia, serta termokimia.

C.

MANFAAT

1. Bidang KesehatanIlmu Kimia di dalam bidang kesehatan biasa dipakai untuk membuat obat-obatan. Hal inidipelajari dalam cabang ilmu Kimia Farmasi. Contoh Farmasi, etanol dan alcohol digunakandalam proses pelarutan obat dan sebagai pensteril alat-alat kedoteran. 2. Bidang PertanianIlmu kimia di dalam pertanian dimanfaatkan untuk membuat pupuk agar dapat meningkatkankesuburan tanah dan memberi nutrisi

yang

diperlukan

tanaman.

Menggunakan

pestisida

untukmenanggulangi hama dan penyakit tanaman selain itu menggunakan pupuk dan pestisida yangbenar dapat meningkatkan produktivitas. 3. Bidang IndustriIlmu kimia di dalam industry biasa dipakai untuk membuat mesin-mesin besar yangmembutuhkan logam yang baik. 4. Bidang BiologiIlmu kimia dan biologi saling bergantungan. Proses kimia yang berlangsung dalam tubuhmakhluk hidup membutuhkan penjelasan Biologi. Contoh, proses pencernaan merupakan proseskimia yang dipelajari dalam Biologi, yang diperlukan pengetahuan tentang struktur dan sifatsenyawa, seperti karbohidrat, protein, lemak, enzim, dan vitamin. 5. Bidang ArkeologiContoh ilmu kimia dalam bidang arkeologi untuk menentukan umur fosil. 6. Bidang HukumUntuk membuktikan tindak kejahatan seseorang maka dibutuhkan pemeriksaan DNA. Karenastruktur DNA setiap individu akan berbeda sehingga dapat digunakan untuk identifikasi seseorang.


9


BAB II KINETIKA GAS

A.

TEORI KINETIK GAS Teori kinetik gas dimulai dari penurunan Daniel Bernoulli (1738) terhadap

hukum Boyle dengan menerapkan hukum gerakan Newton pada molekul. Hasil Bernoulli diabaikan lebih dari 100 tahun kemudian. Pada tahun 1845, John Waterston mempresentasikan karyanya di Royal Society,Inggris, yang berisi pengembangan teori kinetik. Namun sayangnya, karya Waterston ini ditolak karena dianggap tidak masuk akal. Eksperimen Joule yang medemonstrasikan panas sebagai suatu energi menjadi dasar untuk mengembangkan gagasan teori


10


kinetik sungguh masuk akal. Sebagai akibatnya, pada periode tahun 1848 –1898, Joule, Clausius, Maxwell, dan Boltzmann mengembangkan teori kinetik gas. Teori kinetik gas menjelaskan tentang energi total gas berasal hanya dari sumbangan energy kinetik molekul-molekul penyusun gas tersebut(Chang,2004). Ada tiga asumsi mendasari penjelasan ini, yaitu: 1. Gas tersusun dari molekul-molekul bermasa m dan berdiameter d yang bergerak terus-menerussecara acak. 2. Ukuran molekul gas dapat diabaikan karena diameternya dapat diasumsikan sangat kecil jika dibandingkan dengan jarak rata-rata yang ditempuh di antara tumbukan. 3. Molekul-molekul gas tidak saling berantaraksi, dan bertumbukan dengan lenting sempurna.

Berdasarkan asumsi yang mendasari teori kinetik gas tersebut, molekulmolekul gas bergerak secara terus menerus, dan tidak saling tarik menarik maupun tolak menolak. Molekul-molekul tersebut bergerak melalui lintasanlintasan lurus di antara tumbukan-tumbukan. Jarak lintasan yang telah ditempuh oleh gas di antara tumbukan ini sangat besar, sehingga diameter molekul gas dapat diabaikan dibandingkan dengan panjang lintasan tersebut(Petrucci, et all.2008) Tumbukan-tumbukan molekul diasumsikan elastis sempurna. Selama tumbukan, energi kinetik total, berbentuk energi translasi,tidak berubah atau tidak ada energitranslasi yang hilang, diserap atau dilepaskan untuk diubah menjadi energy dalam berupa energi elektronik, vibrasi, dan rotasi di dalam masingmasing molekul.Besarnya energi kinetik tersebut berbanding lurus dengan suhu dalam K, Ek = 3/2 RT


11


B.

PENENTUAN KECEPATAN MOLEKUL GAS Penentuan kecepatan gas didasarkan pada asumsi bahwa molekul gas yang

bergerak acak secara terus-menerus akan menumbuk dinding wadahnya dan menimbulkan tekanan tertentu. Karena jumlah molekul yang menghantam dinding permukaan dalam interval waktu tertentu sangat banyak, maka tekanan yang ditimbulkannya pada dinding akan relatif tetapdengan gaya yang tetap pula. Wadah di mana gas berada dapat disederhanakan seperti gambar 1 berikut.

.

Semua molekul gas dengan massa m yang bergerak searah sumbu X dengan kecepatan vx, dan dalam selang waktu t, akan dapat menempuh jarak vxt dan menumbuk dinding yang memiliki luas penampang A. Dengan kata lain, dapat pula dikatakan bahwa semua molekul gas yang memiliki volum Avxt akan menumbuk dinding jika molekul tersebut bergerak ke arahnya, dan menghasilkan


12


suatu tekanan tertentu. Namun, karena molekul bergerak mendekat ke dinding untuk menumbuknya, dan kemudian berubah arah menjauhi dinding, maka jumlah molekul yang menumbuk dinding tersebut dikalikan dengan tetapan setengah, atau sebanyak: ½ N.Avxt, dengan N adalah jumlah molekulgas. Jika rapat jumlah atau jumlah molekul per satuan volum dituliskan dalam N/V, maka rapat jumlah molekul yang menumbuk dinding adalah ½ N/V.Avxt.Momentum suatu molekul gas bermassa m yang menumbuk dinding adalah mvx yang berubah menjadi mvx, sehingga perubahan momentum di setiap tumbukan adalah 2mvx. Jika banyaknya molekul yang menumbuk dinding adalah ½ N/V.Avxt, maka perubahan momentum total dalam selang waktu t adalah sama dengan perubahan momentum di setiap tumbukan dikalikan dengan jumlah total molekul yang menumbuk ke dinding, atau sama dengan:

Perubahan momentum

Laju perubahan momentum

= (2mvx)x(1/2 Avx t) = Amvx2

(1)

= Amvx2

(2)

Menurut hukum Newton kedua tentang gerakan, dapat dikatakan bahwa laju perubahan momentum sama dengan gaya yang ditimbulkan oleh tumbukan molekul gas ke dinding.

Gaya tumbukan

= Amvx2

(3)

Menurut Hukum Pascal, gaya (F) yang ditimbulkan akibat tumbukan molekul gas ke dinding sama dengan tekanan (p) dikalikan dengan luas permukaan dinding (A), sehingga besarnya tekanan, p=

mvx2

(4)

Kecepatan molekul gas, vx tidak selalu sama untuk masing-masing molekul. Oleh karena itu,vxmerupakan kecepatan rata-rata, dan dinotasikan dengan. Molekulgas bergerak acak ke segala arah dalam wadah berdimensi tiga, dan Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

13


bukan hanya dalam arah sumbu X saja, melainkan juga dalam arah sumbu Z dan Y. Dengan demikian, besarnya tekanan (persamaan 1.4) dituliskan sebagai:

p=

m

(5)

Besarnya = 1/3 ( + + ) atau = 1/3 , dengan vrms adalah root mean square speed of gas moleculeatau kecepatan akar kwadrat rata-rata molekul. Dengan memasukkan vrms ke dalam rumus tekanan (persamaan 1.5), maka hubungan antara tekanan p dan volume V molekul gas dinyatakan dengan persamaan yang sangat penting dalam teori kinetik gas, sebagai berikut: pV = 1/3 Nm

(6)

Molekulgas ideal akan memenuhi persamaan keadaan gas pV = nRT. Oleh karena itu, tekanan persamaan 1.6 dapat dituliskan sebagai:

pV = 1/3 Nm

=nRT=

(7)

RT

Dari persamaan 1.7 ini, root mean square speed of gas moleculeatau kecepatan akar kwadrat rata-rata molekul dapat ditentukan, sebagai berikut.

2 rms =

atau Vrms=

(8)

Notasi M dalam persamaan adalah massa molar, A MmN,dengan AN adalah tetapan Avogadro, m adalah massa gas, R merupakan tetapan gas dan T adalah suhu dalam Kelvin.Perlu kiranya diperhatikan bahwa sistem gas bervolume V yang mengandung molekul dalam jumlah besar N mengandung molekulyang bergerak dengan kecepatan masing-masing, dan kecepatan molekul gas tersebut berbanding terbalik dengan massa molar relative M.Semakin besar M gas semakin kecil kecepatannya. Selain itu, di dalam system gas tersebut,kecepatan suatu molekul tidak selalu sama, bisa berubah setiap saat. Perubahan ini terjadi akibat


14


tumbukan antar molekul yang terdapat dalam wadah system gas. Tumbukan antar molekul tersebut dapat menyebabkan pertukaran energi kinetik(Chang,2004). Besarnya energi kinetik translasi (K) yang dipertukarkan tergantung juga pada vrms gas. Semakin cepat gas bergerak maka semakin besar pula energikinetik translasi. = ½m < vrms2> = ½

(9)

Berdasarkan persamaan 9 ini, maka untuk gas ideal yang memenuhi persamaan keadaan, dapat dituliskan bahwa: pV= 1/3 Nm = (2/3 N) x (1/2 mvrms) = 2/3

=nRT

(10)

Oleh karena itu, besarnya energy kinetik translasi dapat dituliskan sebagai: =3/2

(11)

=3/2 kBT

Di mana kB adalah tetapan Boltzmann yang besarnya sama dengan 1,38 x 1023 J/K. Harga tetapan tersebut adalah hasil bagi tetapan gas R dengan tetapan Avogadro (R/NA).

BAB III KINETIKA KIMIA

A.

PENGERTIAN LAJU REAKSI


15


Kinetika kimia mempelajari laju berlangsungnya reaksi kimia dan eneri yang berhubungan dengan proses tersebut, serta mekanisme berlangsungnya reaksi. Mekanisme reaksi adalah serangkaian reaksi tahap demi tahap yang terjadi berturut-turut selama proses perubahan reaktan menjadi produk, atau urutan langkah-Iangkah Reaksi menuju tersusunnya reaksi total. Laju reaksi merupakan laju pengurangan reaktan tiap satuan waktu, atau laju pembentukanproduk tiap satuan waktu (Kristianingrum, 2010). Secara umum, bila A→B, maka laju reaksi (V) dapat dinyatakan dengan rumus:

B.

FAKTOR-FAKTOR YANG MEMPENGARUHI LAJU REAKSI 1.

Sifat dan Keadaan Zat Dalam reaksi kimia terjadi pemutusan dan pembentukan ikatan,

dimana jenis ikatan yang dimiliki oleh reaktan dapat mempengaruhi laju reaksi. Selain itu, luas permukaan zat-zat yang bereaksi sangat berpengaruh terhadap laju reaksi, sehingga suatu zat dalam bentuk serbuk dan bongkahan/kepingan akan memiliki laju reaksi yang berbeda.

2.

Konsentrasi Makin besar konsentrasi zat reaktan berarti besar kemungkinan

terjadinya tumbukan yang efektif, sehingga laju reaksinya akan semakin cepat. Tumbukan yang efektif adalah tumbukan antar molekul yang menghasilkan reaksi, dan hanya dapat terjadi bila molekul yang bertumbukan tersebut memiliki energi aktivasi yang cukup. Energi aktivasi adalah energy minimum yang harus dimiliki molekul agar tumbukannya menghasilkan reaksi(Kristianungrum,2010).

3.

Temperatur


16


Menaikkan suhu berarti menambah energy, sehingga energi kinetik molekul-molekul akan meningkat. Akibatnya molekul-molekul yang bereaksi menjadi lebih aktif mengadakan tumbukan. Dengan kata lain, kenaikkan suhu menyebabkan gerakan molekul makin cepat dehingga kemungkinan tumbukan yang efektif makin banyak terjadi.

4.

Katalisator Katalisator adalah zat yang mempercepat reaksi, tetapi tidak ikut

bereaksi. Adanya katalis akan menurunkan energi aktivasi (Ea) dari suatu reaksi, sehingga lebih mudah dilampaui oleh molekul-molekul reaktan akibatnya reaksi menjadi lebih cepat(Kristianingrum,2010).

C.

HUKUM LAJU Hukum laju menunjukkan hubungan antara laju reaksi dengan konsentrasi

reaktan. Dalam penurunan hukum laju dikenal dengan istilah orde reaksi atau tingkat reaksi, yaitu bilangan pangkat yang menyatakan hubungan konsentrasi zat dengan laju reaksi. Harga orde reaksi hanya dapat ditentukan melalui eksperimen, sedangkan tahap penentu laju reaksi adalah reaksi yang paling lambat(Hardjono, 2008). 1.

Reaksi Orde nol Hukum laju : v= k [A]0 Melalui penurunan dari persamaan pengertian laju reaksi pada B1 diperoleh rumus :

A0 – At = k.t

2.

R eaksi Orde Satu Hukum laju : V = k [A] Melalui penurunan dari persamaan pengertian laju reaksi pada B1 diperoleh rumus :

3.

1n A0/At = k.t

Reaksi Orde Dua Hukum laju : V = k [A]2


17


Melalui penurunan dari persamaan pengertian laju reaksi pada B1 diperoleh rumus :

D.

PE NENTUAN ORDE REAKSI Harga orde reaksi dapat bernilai 0, 1, 2, atau 3 bahkan dapat bernilai

pecahan yang sederhana. Langkah-langkah penentuan orde reaksi berdasarkan pada data eksperimen, yaitu sebagai berikut : 1.

Da ta eksperimen harus pada suhu tetap untuk mendapatkan harga k yang tetap

2.

Or de reaksi dicari dengan membandingkan persamaan laju reaksi

Harga k1=k2 dan konsentrasi yang sama dapat dicoret. Dengan demikian orde reaksi konsentrasi yang berubah dapat ditentukan.

E.

PENENTUAN KONSTANTA LAJU REAKSI Dapat dilakukan dengan dua cara, yaitu : 1.

Dari Persamaan Hukum Laju Persamaan hokum laju dapat digunakan untuk menentukan harga k

dengan menggambar grafik 1n [A] versus t, sehingga akan diperoleh gradien atau (tg α), yaitu k dengan intersep 1n A. Misalnya untuk reaksi orde satu : 1n A1 = 1n A0 – k t

Intersep 2.

tg α

Dari Persamaan Arrhenius


18


Hubungan antara laju reaksi dengan temperature dinyatakan dalam persamaan Arrhenius : Dimana : k= konstanta laju reaksi A= konstanta Arrhenius (tergantung frekuensi tumbukan) Ea = Energi Aktivasi R = tetapan gas umum T = temperature mutlak ( 0K )

F.

ENERGI AKTIVASI

Suatu reaksi terjadi bila energy tumbukan antara molekul-molekul reaktan melampaui energi pengaktifan (energi minimum yang harus dimiliki molekul agar tumbukannya menghasilkan reaksi) dan orientasi molekul-molekul harus sesuai untuk terjadinya reaksi(Hardjono,2008).

G.

TEORI LAJU REAKSI a.

Teori Tumbukan Reaksi

terjadi

karena

adanya

molekul-molekul

yang

saling

bertumbukan secara efektif, yaitu tumbukan antar molekul yang orientasinya

sesuai

dan

memungkinkan

untuk

menghasilkan

produk(Hardjono,2008). b.

Teori Keadaan Transisi Bila terjadi tumbukan antar molekul reaktan akan diperoleh suatu keadaan transisi/antara (intermediet) yang mempunyai energy sangat tinggi, sehingga menyebabkan molekul yang menghasilkan kompleks teraktivasi. Kompleks ini tidak stabil dan dengan segera berubah menjadi produk(Hardjono,2008).


19


BAB IV REAKSI KESETIMBANGAN

A.

REAKSI SEARAH DAN REAKSI DAPAT BALIK Menurut Konsep Stoikiometri, suatu zat yang direaksikan akan habis

bereaksi jika perbandingan mol zat itu sama dengan perbandingan koefisiennya. Contohnya adalah reaksi berikut: Mg(s) + 2HCl(aq) →MgCl2(aq) + H2(g) Pada reaksi tersebut, jika perbandingan mol Mg dan HCl yang direaksikan adalah 1:2 maka Mg dan HCl habis bereaksi. Reaksi yang seperti ini disebut reaksi satu arah atau irreversible(Suharto,et all. 2000). Adakalanya pada reaksi kimia, reaktan tidak habis bereaksi, walaupun zat yang direaksikan sama denganperbandingan koefisiennya. Contohnya adalah pada campuran gas nitrogen dan hidrogen jika dipanaskan menghasil kan gas amonia sesuai dengan persamaan reaksi. N2(g)+ 3H2(g) ⇌2NH3(g) Pada reaksi tersebut, setelah campuran dibiarkan beberapa lama terdapat campuran gas N2, gas H2, dan gas NH3. Mengapa demikian? Bukankah seharusnya gas N2dan gas H2 habis bereaksi? Ternyata gas NH3 yang terbentuk terurai kembali menjadi gas N2 dan gas H2 berdasarkan reaksi berikut. NH3(g)⇌N2(g)+ 3H2(g) Dalam hal ini reaksi tidak hanya berlangsung dari kiri ke kanan tetapi juga dari kanan ke kiri. Reaksi yang berlangsung dari kiri ke kanan maupun dari kanan ke kiri disebut reaksi dapat balik atau reversible. Jika laju reaksi ke kiri sama dengan laju reaksi ke kanan maka terjadi kesetimbangan.

1.

Reaksi Satu Arah (irreversible) Pada peristiwa reaksi satu arah, zat-zat hasil reaksi tidak dapat

bereaksi kembali membentuk zat pereksi.


20


Ciri-ciri reaksi satu arah adalah sebagai berikut: a. Reaksi ditulis dengan satu anak panah (→). b. Reaksi berlangsung satu arah dari kiri ke kanan c. Zat hasil reaksi tidak dapat dikembalikan seperti zat mula-mula d. Reaksi baru berhenti apabila salah satu atau semua reaktan habis.

Contoh : a. Zn(s) + 2HCl(aq) →ZnCl2(aq) + H2(g) Pada

reaksi

tersebut

Zn

habis

bereaksi

dengan

HCl

menghasilkan ZnCl2 dan gas H2. ZnCl2 dan gas H2 tidak dapat bereaksi kembali membentuk Zn dan HCl. b. NaOH (aq) + 2HCl(aq) →NaCl(aq) + H2O(l) Pada reaksi tersebut NaOH habis bereaksi dengan HCl membentuk NaCl dan H2O. NaCl dan H2O tidak dapat bereaksi kembali menjadi NaOH dan HCl.

2.

Reaksi Dapat Balik (Reversible) Pada reaksi dua arah, zat-zat hasil reaksi tidak dapat bereaksi kembali

membentuk zat pereaksi. Reaksi kesetimbangan kimia dapat terjadi bila reaksi yang terjadi merupakan reaksi dapat balik (reversible) . Ciri-ciri reaksi dapat balik adalah sebagai berikut: 1. Reaksi ditulis dengan dua anak panah yang berlawanan (⇌) 2. Reaksi berlangsung dari dua arah, yaitu dari kiri ke kanan dan dari kanan ke kiri 3. Zat hasil reaksi dapat dikembalikan seperti zat mula-mula 4. Reaksi tidak pernah berhenti karena komponen zat tidak pernah habis. PbSO4(aq) + 2NaI(aq) →PbI2(s) + Na2SO4(l) Kuning


21


Endapan PbI2 yang terbentuk dapat direaksikan dengan cara menambahkan larutan Na2SO4 berlebih. PbI2(s) + Na2SO4(l) →PbSO4(aq) + 2NaI(aq) Dalam penulisan reaksi dapat balik, kedua reaksi dapat digabung sebagai berikut. PbSO4(aq) + 2NaI(aq) ⇌PbI2(s) + Na2SO4(l) Apabila pada reaksi dapat balik laju reaksi ke kiri sama dengan laju reaksi ke kanan akan terjadi kesetimbangan kimia.

B.

KEADAAN SETIMBANG Berbagai reaksi dapat balik tidak semuanya dapat mencapai kesetimbangan.

Untuk mencapai kesetimbangan perlu beberapa syarat khusus, yaitu reaksinya dapat balik, sistemnya tertutup, dan bersifat dinamis. Sistem tertutup merupakan sistem reaksi di mana baik zat-zat yang bereaksi maupun zat-zat hasil reaksi tetap dalam sistem. Sistem tertutup tidak selamanya harus terjadi dalam wadah tertutup,kecuali pada reaksi gas(Petrucci,et all. 2008) Keadaan setimbang adalah suatu keadaan dimana dua proses yang berlawanan arah berlangsung secara simultan dan terus menerus, tetapi tidak ada perubahan yang dapat diamati atau diukur. Cepat lambatnya suatu reaksi mencapai kesetimbangan bergantung pada laju reaksi, semakin besar laju reaksi maka semakin cepat. Kesetimbangan kimia hanya dapat berlangsung dalam sistem tertutup. Sementara itu, pada umumnya proses alami berlangsung dalam system terbuka. Berbagai proses alami seperti perkaratan logam, pembusukan dan lain sebagainya(Suharto,et all. 2000).

1.

Jenis Kesetimbangan Berdasarkan Wujudnya Berdasarkan wujud zat yang ada dalam keadaan setimbang.

Kesetimbangan yang semua komponennya satu fase disebut kesetimbangan homogen, sedangkan yang terdiri dari dua fase atau lebih disebut kesetimbangan heterogen.

a. Kesetimbangan Homogen


22


Kesetimbangan homogen adalah reaksi kesetimbangan yang mengandung zat-zat yang homogen (berada dalam satu fase).

1.

Kesetimbangan antara Gas dengan Gas Contoh: N2(g)+ 3H2(g) ⇌2NH3(g) 2NO2(g)⇌N2O4(g) H2(g)+ Br2(g) ⇌2HBr(g)

2.

Kesetimbangan antara Larutan dengan Larutan Contoh: C2H5OH(aq)+CH3COOH(aq)

⇌

CH3COOC2H5(aq)+

H2O(aq) b. Kesetimbangan Heterogen Kesetimbangan heterogen adalah reaksi kesetimbangan yang mengandung zat-zat yang heterogen (berada dalam beberapa fase). 1.

Kesetimbangan antara Zat Padat dengan Gas Contoh: CaCO3(g) ⇌CaO(s) + CO2(g)

2.

Kesetimbangan antara Gas dengan Zat Cair Contoh: H2O(g) ⇌H2O(l)

3.

Kesetimbangan antara Zat Padat dengan Larutan Contoh: CuSO4. 5H2O(s)⇌ CuSO4(s) + H2O(l)

4.

Kesetimbangan antara gas, Zat Cair, dan Zat Padat H2CO3(aq)⇌H2O(s)+ CO2(g)

2.

Kesetimbangan Dinamis Untuk memahami tentang pengertian kesetimbangan dinamisperlu kita

pelajari reaksi kesetimbangan antara gas N2O4 dengan gas NO2. Padatan N2O4 pada tabung tertutup yang tidak berwarna disimpan dalam gelas kimia, kemudian dipanaskan sampai melampaui titik didihnya. Yaitu sekitar


23


21,2

0

C. Padatan N2O4 secara perlahan berubah menjadi gas dan dengan cepat

berubah menjadi gan NO2 yang berwarna cokelat. Lalu kemudian terjadi kesetimbangan antara gas N2O4 dengan gas NO2(Petrucci,et all. 2008). Kesetimbangan terjadi karena adanya reaksi reversible. Reaksi yang terjadi tidak hanya pembentukan NO2(g), tetapi juga terjadi pembentukan kembali N2O4(g). Reaksi yang terjadi sebagai berikut. ⇌

N2O4(g) Tidak berwarna

2NO2(g) Cokelat

Pada reaksi di atas yang sesungguhnya terjadi adalah penguraian gas N2O4 menjadi gas NO2 dengan reaksi berikut. N2O4(g)→2NO2(g) Pada saat terbentuk gas NO2 terjadi reaksi balik dari gas NO2 membentuk gas N2O4 yang arahnya ke kiri. Reaksi yang terjadi sebagai berikut. 2NO2(g)→N2O4(g) Jadi pada reaksi tersebut terjadi reaksi dua arah yang berlawanan, ke kanan dan ke kiri, hanya kita tidak dapat melihatnya, padahal secara mikroskopik, reaksi tetap berlangsung. Reaksi ditulis dengan dua tanda panah (⇌) Jadi reaksinya adalah sebagai berikut. N2O4(g)⇌2NO2(g) Sejalan dengan waktu, konsentrasi gas N2O4 semakin berkurang, sedangkan konsentrasi gas NO2 semakin bertambah. Reaksi berjalan terus menerus, secara bolak-balik, tetapi proses yang terjadi tidak bersamaan antara ke kanan dan kekiri. Pada saat arah reaksi ke kiri tidak terjadi reaksi ke kanan. Jadi, terjadi Reaksi satu arah secara bergantian secara dinamis sampai mencapai kesetimbangan. Dengan kata lain, reakis berlangsung secara dinamis dan terjadi kesetimbangan dinamis, yaitu reaksi berlangsung


24


secara terus-menerus tanpa berhenti, dengan konsentrasi zat terus berubah tergantung arah reaksi(Kristianingrum,2010). Reaksi ini berakhir dengan suatu kesetimbangan atau menuju keadaab setimbang, yaitu jika tidak terjadi lagi perubahan makroskopis yang dapat dilihat dari warnazat tidak menjadi cokelat tua atau cokelat muda, konsentrasinya pun menjadi tetap. Pada keadaan setimbang tidak terjadi perubahan

konsentrasi

walaupun

secara

mikroskopis

reaksi

tetap

berlangsung(Suharto,et all. 2000).

C.

PERGESERAN KESETIMBANGAN Apabila sistem telah mencapai keadaan setimbang maka sistem akan

mempertahankan keadaan tersebut. Bagaimana jika ada pihak luar yang mengganggu? Seorang ahli kimia prancis, Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) berpendapat sebagai berikut: Jika pada kesetimbangan reaksi dilakukan aksi-aksi tertentu, sistem akan mengadakan reaksi dengan menggeser kesetimbangan untuk menghilangkan pengaruh aksi tersebut. Pendapat tersebut dikenal dengan azas Le Chatelier. Aksi-aksi yang dimaksud Chatelier adalah melakukan tindakan dengan mengubah konsentrasi, suhu, tekanan, dan volume sistem. Selanjutnya, keempat faktor itu disebut faktor yang mempengaruhi kesetimbangan reaksi yang akan diuraikan sebagai berikut.


25


BAB V TEORI ATOM DAN MOLEKUL

A.

ATOM Keberadaan partikel terkecil yang menyusun materi, diajukan kali pertama

oleh dua orang ahli filsafat Yunani, yaitu Leucippus dan Democritus sekitar 450 tahun sebelum Masehi. Kedua orang tersebut menyatakan bahwa semua materi disusun oleh partikelpartikel yang sangat kecil sekali dan tak dapat dibagi-bagi lagi yang disebut atom. Atom berasal dari bahasa Yunani, yakni atomos (a berarti tidak dan tomos berarti terbagi). 1.

Partikel subatomic Dengan ditemukan metode elektrolisis, yaitu mengurai senyawa dengan

bantuan aliran arus listrik. Partikel sub atomic terdiri dari electron, proton dan neutron. 2.

Perkembangan teori Atom Penemuan partikel sub atomic menyebabkan teori atom berkembang.

Berikut adlah teori atom seperti ; atom Dalton, model atom Thomson, Rutherford, bord dan model atom moderent. a. Model Atom Dalton

John Dalton


26


John Dalton mengemukakan hipotesa tentang atom berdasarkan hukum kekekalan massa. Teori yang diusulkan Dalton: 1.

Atom adalah bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi.

2.

Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yangberbeda.

3.

Atom-atom

bergabung

membentuk

senyawa

dengan

perbandingan bilangan bulat dan sederhana. 4.

Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.

Hipotesa Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti ada tolak peluru. Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan listrik. Bagaimana mungkin suatu bola pejal dapat menghantarkan listrik, padahal listrik adalah electron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menyebabkan terjadinya daya hantar listrik.

b. Model Atom Thomson

JJ. Thomson Kelemahan eksperimen

yang

dari

Dalton

dilakukannya

diperbaiki

oleh

tabung

sinar

JJ.

Thomson,

kotoda.

Hasil

eksperimennya menyatakan ada partikel bermuatan negatif dalam atom yang disebut elektron. Thomson mengusulkan model atom


27


seperti roti kismis atau kue onde-onde. Suatu bola pejal yang permukaannya dikelilingi elektron dan partikel lain yang bermuatan positif sehingga atom bersifat netral.

Model atom Thomson seperti roti kismis. Kelemahan model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positifdan negative dalam bola atom tersebut.

c. Model Atom Rutherford

Rutherford Eksperimen yang dilakukan Rutherford adalah penembakan lempeng tipis dengan partikel alpha. Ternyata partikel itu ada yang diteruskan, dibelokkan atau dipantulkan. Berarti di dalam atom terdapat susunan-susunan partikel bermuatan positif dan negatif. Hipotesa dari Rutherford adalah atom yang tersusun dari inti atom dan electron yang mengelilinginya. Inti atom bermuatan positif dan massa atom terpusat pada inti atom.


28


Model atom Rutherford seperti tata surya Kelemahan dari Rutherford tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom. Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengitari inti ini disertai pemancaran energi sehingga lama - kelamaan energi elektron akan berkurang dan lintasannya makin lama akan mendekati inti dan jatuh ke dalam inti.

d. Model Atom Niels Bohr Kelemahan dari Rutherford diperbaiki oleh Niels Bohr dengan percobaannya menganalisa spektrum warna dari atom hidrogen yang berbentuk garis. Hipotesis Bohr adalah : 1. Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif di dalam suatu lintasan. 2. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke yang lain dengan menyerap atau memancarkan energi sehingga energi elektron atom itu tidak akan berkurang. Jika berpindah lintasan ke lintasan yang lebih tinggi maka elektron akan menyerap energi. Jika beralih ke lintasan yang lebih rendah maka

akan

memancarkan

energi.Model

atom

Bohr

digambarkan sebagai berikut.

Model atom Bohr

Kelebihan atom Bohr adalah bahwa atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron. Kelemahan model atom ini adalah: tidak dapat menjelaskan spekrum warna dari atom berelektron


29


banyak. Sehingga diperlukan model atom yang lebih sempurna dari model atom Bohr.

e. Model Atom moderd Model ini merupakan revisi dari model atom bord tetapi disini yang membedakan electron tidak bergerak pada lintasan tertentu. Electron bergerak mengitari inti dan membentuk sub kulit atom.

f. Nomor atom dan massa Dalam sistem periodik unsur, setiap unsur ditulis dalam bentuk lambang unsure disertai dengan identitas yang dimiliki unsur tersebut, yaitu berupa nomor atom dan nomor massa. Z AX X : Lambang atom Z : Nomor atom A : Nomor massa. Misalnya, unsur karbon dan natrium dalam system periodik unsur ditulis dalam bentuk: 6 12C

Lambang atom unsur karbon adalah C. Nomor atom unsur C adalah 6. Nomor massa unsur C adalah 12.

B.

MOLEKUL Banyak partikel terkecil dari suatu zat di alam yang bukan atom, melainkan

gabungan dari dua atau lebih atom unsur, baik dari unsur yang sama maupun berbeda(Hardjono,2008). Gabungan dua atom atau lebih yang berasal dari unsur yang sama atau berbeda disebut molekul. Jika atomnya berasal dari unsure yang sama maka molekul tersebut disebut molekul unsur. Jika suatu molekul tersusun atas dua atau


30


lebih atom dari unsure yang berbeda maka disebut molekul senyawa. Tidak seperti unsur logam yang partikel-partikel terkecilnya tersusun atas atom, partikelpartikel terkecil dari unsur-unsur bukan logam dapat berupa atom maupun molekul. Unsur-unsur golongan gas mulia (VIIIA) tersusun atas partikel terkecil kelompok atom. Adapun unsur-unsur golongan halogen (VIIA) tersusun atas molekul unsur. Untuk memantapkan pemahaman kamu tentang perbedaan antara molekul unsur dan molekul senyawa, kita ambil contoh gas oksigen dan gas karbon dioksida(Hardjono,2008). Molekul unsur adalah molekul yang dibentuk oleh atom unsur hidrogen. Dua atom unsu hidrogen membentuk molekul unsur diatomik (disusun oleh dua atom) dengan rumus kimia H2. Selain unsur-unsurgolongan halogen, unsur oksigen, dan unsur hidrogen, unsure nitrogen juga tersusun atas molekul diatomik dengan rumus molekul N2. Selain mampu membentuk molekul diatomik, beberapa unsur bukan logam juga mampu membentuk molekul poliatomik (molekul unsur yang tersusun atas tiga buah atau lebih atom). Misalnya, ozon (O3) merupakan molekul yang tersusun atas tiga buah atom unsur oksigen. Adapun belerang mampu membentuk molekul unsur yang tersusun atas 8 atom belerang (S8). Contoh zat yang partikel terkecilnya merupakan molekul senyawa adalah air. Air yang biasa kita minum mengandung partikel-partikel terkecil yang disebut molekul air.

C.

STRUKTUR MOLEKUL 1.

Struktur lewis untuk Molekul dengan ikatan tunggal Struktur lewis digunakan untuk melihat bagaimana bentuk dari sebuah

molekul. Struktur lewis dikenal dengan electron-dot simbolnya. Dalam struktur lewis, terdapat pasangan electron bebas dan pasangan electron yang berikatan. dalam menggambarkan struktur lewis, harap diperhatikan kaidah octet yang dimana masing-masing atom memiliki 8 elektron di level terluarnya. Terkecuali untuk hydrogen. Hydrogen tidak mengikuti kaidah octet namun mengikuti kaidah duplet. Karena di level terluar atom hydrogen hanya mampu diisi oleh dua electron.


31


Contoh : NF3 Untuk senyawa dengan rumus molekul ABn, letakkan atom yang terletak di golongan yang lebih rendah atau biasanya atom yang memiliki keelektronegativan yang lebih rendah di tengah. Pada NF3, N (golongan 5A, keelektronegativan : 3.0) memiliki 5 elektron, jadi N membutuhkan 3 elektron lagi untuk memenuhi kaidah octet. Sedangkan F (golongan 7A , EN : 4.0) memiliki 7 elektron dan membutuhkan 1 elektron untuk memenuhi kaidah octet. Jadi,atom N berada di tengah dan 3 atom F mengelilinginya.

Langkah2 Tentukan jumlah electron valensinyaDalam NF3. N memiliki 5 elekton dan F memiliki 7 elektron Jadi, [1 x N(5e-)] + [3 x F(7e-)] = 5e-+ 21e-= 26eLangkah3 Gambarkan ikatan tunggal dari tiap atom yang mengelilingi atom pusat dan kurangi 2 elektron valeni untuk tiap ikatan.

Jadi total electron valensi yang ada adalah : 3 ikatan (N –F) x 2e-= 6e-jadi 26e- -6e-= 20e-(sisa) Langkah 4 Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

32


Bagikan sisa electron (20e-) dalam pasangan jadi masing-masing atom mendapatkan 8 elektron (2 elektron untuk H) Letakkan ikatan tunggal di atom-atom yang mengelilingi atom pusat untuk menunjukkan kaidah octet. Jika ada electron yang sisa, letakkan di sekitar atom pusat. Lalu cek apakah masing-masing atom sudah mempunyai 8e-.

Gambar di atas merupakan struktur lewis dari NF3. Namun struktur lewis seharusnya tidak menujukkan bagaimana bentuk dari suatu molekul. Maka penggambaran yang sesuai adalah.

Dari 4 tahap di atas, kita bisa menggambarkan struktur lewis ikatan tungggal molekul lain yang beratom pusatkan C,N, atau O. Ingat : 1. Atom Hidrogen memiliki 1 ikatan 2. Atom Carbon meiliki 4 ikatan 3. Atom Nitrogen memiliki 3 ikatan 4. Atom Oksigen memiliki 2 ikatan 5. Halogen memiliki 1 ikatan ketika mereka mengelilingi atom pusat 2.

Struktur Lewis untuk Molekul yang memiliki ikatan rangkap (rangkap dua atau tiga)


33


Ada kalanya langkah-langkah seperti yang telah dijelaskan di atas masih menyisakan electron tunggal pada atom pusat atau atom yang mengililingi atom pusat. Dimana electron tunggal tersebut masih bisa digunakan. Oleh karena itu, ada beberapa langkah untuk menyelesaikan masalah tersebut yaitu dengan mengubah ikatan tunggal yang tersisa menjadi ikatan rangkap.contohnya pada molekul etena (C2H4). Jika mengikuti langkah-langkah penggambaran struktus lewis (1-4) di uraian atas, dapat diperoleh gambar struktur seperti berikut :

Dari gambar di atas dapat dilihat bahwa masih ada elektron tunggal yang tersisa pada atom C. dan dua atom C pada struktur di atas belum memenuhi kaidah oktet, oleh karena itu, atom C tersebut cenderung akan membuat ikatan lagi dan menjadi ikatan yang awalnya tunggal menjadi rangkap untuk memenuhi kaidah oktet.

a. Resonansi : ikatan pasangan electron terdekolasisasi (tidak lengkap) Seringkali terjadi dalam struktur ketika ikatan rangkap terletak bersebalahan dengan ikatan tunggal dan membentuk dua struktur lewis yang identik. Maksud dari hal ini adalah ikatan rangkap maupun ikatan tunggal dari satu struktur molekul dapat berpindah atau bertukar posisi sehingga membentuk struktur yang identik dengan struktur molekul sebelumnya. Misalnya pada O3 (ozon).


34


Struktur I dan II terlihat identik satu sama lain. Perbedaannya hanya terletak pada posisi ikatan rangkap dan ikatan tunggal molekul tersebut. Pada struktur A, ikatan rangkat berada di kiriikatan tunggal, sedangkan di struktur II, iakatan rangkap berada di sebelah kanan ikatan tunggalnya. Namun faktanya, kedua struktur ini tidak ada yang benar karena panjang ikatan dua ikatan O ternyata memiliki nilai diantara panjang O-O dan O=O. struktur sebenarnya lebih coco dikatakan sebagai hibrid resonansi atau rata-rata keduanya. Contoh senyawa lain yang mengalami hal ini adalah benzene.

MUATAN FORMAL : SELEKSI STRUKTUR RESONANSI YANG LEBIH DISUKAI Pada uraian yang sebelumnya, resonansi dua senyawa identik terjadi ketika senyawa tersebut simetris dan tidak bisa dibedakan. Namu jika senyawa tersebut asimetris maka salah satu resonansi dengan melihat muatan formal masing-masing atom. Sebagai contoh O3.


35


Dari gambar di atas terlihat bahwa terdapat perbedaan muatan formal antara OA pada struktur I dengan OA pada struktur kedua. Hal ini disebabkan oleh perbedaan letak ikatan rangkap dan ikatan tunggalnya. Yang tidak berbeda adalah muatan formal dari OB. hal itu dikarenakan OB selalu terletak di antara ikatan rangkat dan tunggal. Tiga kriteria muatan formal : 1.

Muatan formal kecil (positif atau negatif) lebi disukai daripada besar.

2.

Muatan sama yang bersebelahan tidak disukai (terjadi gaya tolak).

3.

Muatan formal dengan nilai lebih negatif harus diposisikan pada atom yang lebih elektronegatif.

Contoh : NCO-

Dari ketiga struktur di atas, kita hanya akan membandingkan struktur II dan III karena struktur I memiliki muatan formal yang lebih besar dari yang lainnya dan sebuah muatan formal yang positif pada atom O dimana lebih elektronegatif daripada N. struktur II dan III memiliki besar muatan formal yang sama tetapi struktur III memiliki muatan sebesar -1 di elektronegatif O. oleh karena itu, II dan III merupakan kontributor yang signifikan untuk resonansi hibrid dari ion sianat, tapi struktur II lebih penting.

STRUKTUR LEWIS UNTUK PENGECUALIAN ATURAN OKTET


36


1. Molekul kekurangan elektron Contoh : Senyawa dengan tom pusat B dan Be cenderung memiliki elektron valensi kurang dari 8. Muatan formal menunjukkan struktur tanpa ikatan rangkap lebih disukai . BF3 memiliki 8 elektron valensi dengan membentuk ikatan lebih lanjut dengan NH3.

2. Molekul dengan elektron ganjil Beberapa molekul memiliki jumlah elektron ganjil sehingga tidak memungkinkan mencapai 8 elektron. Adanya elektron yang tdak berpasangan dan tidak berikatan (spesies radikal bebas). Contoh dari senyawa ini adalah NO2. Senyawa ini akan berikatan dengan pasangannya membentuk N2O4 dengan electron valensi 8.

3. Kulit valensi ekspansi Beberapa molekul/ion memiliki lebih dari 8 elektro di sekitarnya. Molekul ini meningkatkan kapasitas kulit valensinya dengan memanfaatkan kulit d yang kosong untuk berikatan. Kulit valensi yang terekspansi hanya terjadi pada atom pusat non logam dari periode ketiga keatas dengan kulit d yang bias dipakai. Contoh senyawa : SF6, PCl5, dan H2SO4 Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

37


TEORI VALENCE SHELL ELECTRON PAIR REPULSION (VESPR) DAN BENTUK MOLEKUL Struktur lewis dari molekul adalah sesuatu yang diibaratkan sebagai perencaraan dari membuat sebuah bangunan dimana dianalogikan bahwa bangunan tersebut merupakan sebuah molekul yang tersusun atas atom-atom yang tersusun di dalamnya dan ikatan kimia sebagai struktur bangunannya. Pada prinsipnya, setiap grup dari elektron

valensi

atom

pusat

ditempatkan

sejauh

mungkin

untukmengurangi gaya tolakan. Grup yang dimaksud di atas dapat berupa pasangan elektron ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, ikatan rangkap tiga, maupun pasangan elektron bebas. Masing-masing dari grup elektron valensi menolak grup lain untuk memaksimalkan sudut diantara mereka.

Sususan Grup elektron dan bentuk molekulnya Susunan

Grup

valensinya, baik itu

elektron

ditentukan

yang berpasangan

oleh

grup

elektron

maupun yang tidak

berpasangan, yang berada disekeliling atom pusat. Dengan kata lain, bentuk molekul ditentukan oleh posisi relatif dari inti atom.untuk mengklasifikasikan bentuk molekul, kita menempatkan masingmasing sebuah penandaan spesifik AXmEn, dimana m dan n adalah bilangan jumlah, A adalah atom pusat, X adalah atom yang mengelilingi atom pusat, dan E adalah grup elektron valensi yang tidak berpasangan (pasangan elektron bebas).

Terdapat lima bentuk molekul utama dalam teori VESPR


38


1. Bentuk Molekul dengan Dua Grup elektron (susunan Linier) Dalam molekul linier, atom-atom tersusun pada satu garis lurus. Sudut yang dibentuk oleh dua ikatan ke arah atom atom pusat akan salingmembentuk sudut 1800. Contoh molekul yang berbentul linier (AX2) adalah BeCl2.

2. Bentuk molekul dengan tiga grup elektron (Susunan Segitiga Planar) Atom-atom dalam molekul berbentuk segitiga tertata dalam bidang datar, tigaatom akan berada pada titik sudut segitiga sama sisidan dipusat segitiga terapat atom pusat. Sudut ikat antara atom yang mengelilingi atom pusat membentuk sudut 1200. Contoh molekul dari segitiga planar yaitu BF3.

3. Bentuk

Molekul

dengan

Empat

Grup

elektron

(Susunan

Tetrahedral) Atom-atom dalam tetrahedral akan berada dalam suatu ruang piramida segitiga dengan keempat bidang permukaan segitiga sama sisi. Atom pusat terletak pada tetrahedral dan empat atom lainnya Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

39


akan berada pada keempat titik sudut yang mempunya sudut ikatan 109,50. Contoh molekul tetrahedral adalah CH4.

4. Bentuk Molekul dengan Lima Grup Elektron (Susunan Trigonal Bipiramida) Dalam molekul trigonal bipiramida atom pusat terdapat pada bidang sekutu dari dua buah limas segitiga yang saling berimpit, sedangkan kelima atom yang mengelilinginya akan berada pda sudut limas-limas segitiga yang dibentuk. Sudut ikatan masing-masing atom tidak sama, antara setiap ikatan yang terletak pada bidang segitiga mempunyai sudut 1200, sedangkan antara sudut bidang datar ini dengan dua ikatan yang vertikal akan bersudut 900. Contoh molekul yang mempunyai bentuk trigonal bipiramida adalah PCL5.

5. Bentuk

Molekul

dengan

Enam

Grup

Elektron

(Susunan

Oktahedral) Oktahedral adalah suatu bentuk yang terjadi dari dua buah limas alas segiempat, dengan bidang alasnya saling berhimpit, sehingga membentuk delapan bidang segitiga. pada molekul yang berbentuk oktahedral, atom pusatnya berada pada pusat bidang segiempat dari dua limas yang berhimpit tersebut, sedangkan enam atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudut limas tersebut,. Sudut ikatan yang dibentuk adalah 900. Contoh molekul yang mempunyai bentuk oktahedral adalah SF6.


40


BENTUK MOLEKUL DENGAN LEBIH DARI SATU ATOM PUSAT Banyak molekul khususnya dalam sistem kehidupan kita, mempunyai lebih dari satu atom pusat. Sebagai contoh etana (rumus molekul C2H6) yang merupakan sebuah komponen dari gas alam. Dengan 4 grup ikatan dan tidak adanya pasangan elektron bebas di masing-masing atom carbon pusat, bentuk molekul dari etana seperti dua overlap tetrahedral.


41


BAB VI ELEKTROLIT

A.

P ENGERTIAN LARUTAN ELEKTROLIT Pada tahun 1884, Svante Arrhenius, ahli kimia terkenal dari Swedia

mengemukakan teori elektrolit yang sampai saat ini teori tersebut tetap bertahan padahal ia hampir saja tidak diberikan gelar doktornya di Universitas Upsala, Swedia, karena mengungkapkan teori ini. Menurut Arrhenius, larutan elektrolit dalam air terdisosiasi ke dalam partikel-partikel bermuatan listrik positif dan negatif yang disebut ion (ion positif dan ion negatif) Jumlah muatan ion positif akan sama dengan jumlah muatan ion negatif, sehingga muatan ion-ion dalam larutan netral. Ion-ion inilah yang bertugas mengahantarkan arus listrik. Larutan yang dapat menghantarkan arus listrik disebut larutan elektrolit. Larutan ini memberikan gejala berupa menyalanya lampu atau timbulnya gelembung gas dalam larutan. Larutan elektrolit mengandung partikel-partikel yang bermuatan (kation dan anion). Berdasarkan percobaan yang dilakukan oleh Michael Faraday, diketahui bahwa jika arus listrik dialirkan ke dalam larutan elektrolit akan terjadi proses elektrolisis yang menghasilkan gas. Gelembung gas ini terbentuk karena ion positif mengalami reaksi reduksi dan ion negatif mengalami oksidasi. Contoh, pada laruutan HCl terjadi reaksi elektrolisis yang menghasilkan gas hidrogen sebagai berikut. HCl(aq)→ H+(aq) + Cl-(aq) Reaksi reduksi : 2H+(aq) + 2e- → H2(g) Reaksi oksidasi : 2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-


42


Tubuh kita ini adalah ibarat suatu jaringan listrik yang begitu kompleks, didalamnya terdapat beberapa ‘pembangkit’ lokal seperti jantung, otak dan ginjal. Juga ada ‘rumah-rumah’ pelanggan berupa sel-sel otot. Untuk bisa mengalirkan listrik ini diperlukan ion-ion yang akan mengantarkan ‘perintah’ dari pembangkit ke rumah-rumah pelanggan. Ion-ion ini disebut sebagai elektrolit. Ada dua tipe elektrolit yang ada dalam tubuh, yaitu kation (elektrolit yang bermuatan positif) dan anion (elektrolit yang bermuatan negatif). Masing-masing tipe elektrolit ini saling bekerja sama mengantarkan impuls sesuai dengan yang diinginkan atau dibutuhkan tubuh. Disamping sebagai pengantar aliran listrik, elektrolit juga mempunyai banyak manfaat, tergantung dari jenisnya. Contohnya : 1.

Natrium : fungsinya sebagai penentu utama osmolaritas dalam darah dan pengaturan volume ekstra sel.

2.

Kalium : fungsinya mempertahankan membran potensial elektrik dalam tubuh.

3.

Klorida : fungsinya mempertahankan tekanan osmotik, distribusi air pada berbagai cairan tubuh dan keseimbangan anion dan kation dalam cairan ekstrasel.

4.

Kalsium : fungsi utama kalsium adalah sebagai penggerak dari otototot, deposit utamanya berada di tulang dan gigi, apabila diperlukan, kalsium ini dapat berpindah ke dalam darah.

5.

Magnesium : Berperan penting dalam aktivitas elektrik jaringan, mengatur pergerakan Ca2+ ke dalam otot serta memelihara kekuatan kontraksi jantung dan kekuatan pembuluh darah tubuh.

B.

JENIS LARUTAN 1.

Larutan asam (zat yang melepas ion H+ jika dilarutkan dalam air), contohnya adalah: a. Asam klorida/asam lambung : HCl b. Asam florida : HF c. Asam sulfat/air aki : H2SO4 d. Asam asetat/cuka : CH3COOH


43


e. Asam sianida : HCN f. Asam nitrat : HNO3 g. Asam posfat : H3PO4 h. Asam askorbat/Vit C

2.

Larutan basa (zat yang melepas ion OH- jika dilarutkan dalam air), contohnya adalah: a. Natrium hidroksida/soda kaustik : NaOH b. Calcium hidroksida : Ca(OH)2 c. Litium hidroksida : LiOH d. Kalium hidroksida : KOH e. Barium hidroksida : Ba(OH)2 f. Magnesium hidroksida : Mg(OH)2 g. Aluminium hidroksida : Al(OH)3 h. Besi (II) hidroksida : Fe(OH)2 i. Besi (III) hidroksida : Fe(OH)3 j. Amonium hirdoksida : NH4OH

3.

Larutan garam (zat yang terbentuk dari reaksi antara asam dan basa), contohnya adalah: a. Natrium klorida/garam dapur : NaCl b. Ammonium clorida : NH4Cl c. Ammonium sulfat : (NH4)2SO4 d. Calcium diklorida : CaCl2

C.

KEKUATAN LARUTAN ELEKTROLIT Kekauatan larutan elektrolit erat kaitannya dengan derajat ionisasi/disosiasi .

Derajat ionisasi/disosiasi adalah perbandingan antara jumlah ion yang dihasilkan dengan jumlah zat mula-mula. Dapat dirumuskan sebagai berikut:


44


“Derajat ionisasi memiliki rentang antara 0 sampai 1” Jika derajat ionsisasi suatu larutan mendekati 1 atau sama dengan 1, ini mengindikasikan bahwa zat tersebut tergolong larutan elektrolit kuat. Artinya adalah sebagian besar/semua zat tersebut terionisasi membentuk ion positif dan ion negative. Hanya sebagian kecil/tidak ada zat tersebut dalam bentuk molekul netral(Hardjono,2008). Jika derajat ionsisasi suatu larutan mendekati 0, ini mengindikasikan zat tersebut tergolong larutan elektrolit lemah. Artinya adalah hanya sebagian kecil zat tersebut yang terionsisasi menghasilkan ion positif dan ion negative. Sisanya masih

berupa

molekul

netral.

Jika derajat ionisasi suatu larutan sama dengan 0, ini mengindikasikan zat tersebut tergolong larutan non elektrolit. Artinya adalah zat tersebut tidak mengalami ionisasi/tidak menghasilkan ion positif dan ion negative, semuanya dalam bentuk molekul netral. Perhatikan gambar di bawah ini.

Gambar A : Pada larutan ini derajat ionisasinya = 1; artinya semua larutan membentuk ion-ion (positif dan negative), tidak ada dalam bentuk molekul netralnya. Gelembung yang dihasilkan banyak dan dapat menyalakan nyala lampu. Gambar B : Pada larutan ini derajat ionisasinya mendekati 1; artinya sebagian besar larutan terionisasi membentuk ion positif dan ion negative, hanya sebagian kecil dalam bentuk molekul netralnya. Walaupun masih terdapat molekul netral, gas yang terbentuk banyak (tapi tidak sebanyak gambar A) dan dapat menyalakan lampu. Gambar C : Pada larutan ini derajat ionisasinya mendekati 0; artinya hanya sebagian kecil yang terionsisasi membentuk ion positif dan ion negative. Sebagian


45


besar terdapat dalam bentuk molekul netral. Gelembung yang dihasilkan sedikit, dan lampu tidak menyala. Gambar D : Pada larutan ini derajat ionisasinya = 0; artinya tidak ada zat yang terionisasi membentuk ion positif dan ion negative, semua zat masih dalam bentuk molekul netralnya. Tidak menghasilkan gelembung dan lampu tidak menyala.

D.

PEMBAGIAN LARUTAN ELEKTROLIT

Tabel. Gambaran bentuk molekul dari elektrolit kuat (a), elektrolit lemah (b) dan non elektrolit (c). Jenis Larutan Elektrolit Kuat

Sifat dan Pengamatan Lain

Contoh Senyawa



Terionisasi sempurna



Menghantarkan

NaCl,

HCl,

NaOH,

arus H2SO4, KCl

listrik 

Lampu menyala terang



Terdapat

gelembung

gas Elektrolit Lemah



Teronisiasi sebagian



Menghantarkan

CH3COOH,

NH4OH,

arus HCN dan Al(OH)3

listrik 

Lampu menyala redup



Terdapat

gelembung

gas Non Elektrolit



Tidak terionisasi



Tidak

C6H1206 , C12H22O11,

menghantarkan CO(NH2)2 dan C2H5OH

arus listrik 

Lampu tidak menyala



Tidak

terdapat

gelembung gas


46


BAB VII IKATAN KIMIA

A.

IKATAN ION Ikatan ion terbentuk akibat adanya melepas atau menerima elektron oleh

atom-atom yang berikatan. Atom-atom yang melepas elektron menjadi ion positif (kation) sedang atom-atom yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion)(Suharto, et all. 2000). Ikatan ion biasanya disebut ikatan elektrovalen. Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. Senyawa ionik biasanya terbentuk antara atomatom unsur logam dan nonlogam. Atom unsur logam cenderung melepas elektron membentuk ion positif, dan atom unsur non-logam cenderung menangkap elektron membentuk ion negative(Sukardjo, 1990). Contoh: NaCl, MgO, CaCl2,dan lain-lain.


47


Lambang titik elektron Lewis terdiri atas lambang unsure dan titik-titik yang setiap titiknya menggambarkan satu electron valensi dari atom-atom unsur. Titiktitik elektron adalah elektron terluarnya.

Tabel Contoh-contoh lambang titik elektron lewis

Untuk membedakan asal elektron valensi penggunaan tanda (O) boleh diganti dengan tanda (x), tetapi pada dasarnya elektron mempunyai lambang titik Lewis yang mirip. Lambang titik Lewis untuk logam transisi, lantanida, dan aktinida tidak dapat dituliskan secara sederhana, karena mempunyai kulit dalam yang tidak terisi penuh. Contoh penggunaan lambang titik Lewis dalam ikatan ion sebagai berikut.


48


Sifat-sifat fisika senyawa ionik pada umumnya: 1.

pada suhu kamar berwujud padat;

2.

struktur kristalnya keras tapi rapuh

3.

mempunyai titik didih dan titik leleh tinggi

4.

larut dalam pelarut air tetapi tidak larut dalam pelarut organic

5.

tidak menghantarkan listrik pada fase padat, tetapi pada fase cair (lelehan) dan larutannya menghantarkan listrik.

B.

IKATAN KOVALEN Ikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron oleh

atom-atom yang berikatan. Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan electron ikatan (PEI) dan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen disebut pasangan elektron bebas (PEB). Ikatan kovalen umumnya terjadi antara atom-atom unsur nonlogam, bisa sejenis (contoh: H2, N2, O2,Cl2, F2, Br2, I2) dan berbeda jenis (contoh: H2O, CO2, danlain-lain). Senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen disebut senyawa kovalen. Berdasarkan lambang titik Lewis dapat dibuat struktur Lewis atau rumus Lewis. Struktur Lewis adalah penggambaran ikatan kovalen yang menggunakan lambang titik Lewis di mana PEI dinyatakan dengan satu garis atau sepasang titik yang diletakkan di antara kedua atom dan PEB dinyatakan dengan titik-titik pada masing-masing atom(Sukardjo,1990). Contoh:

Macam-macam ikatan kovalen: 1.

Berdasarkan jumlah PEI-nya ikatan kovalen dibagi 3:


49


a. Ikatan kovalen tunggal Ikatan kovalen tunggal yaitu ikatan kovalen yang memiliki 1 pasang PEI. Contoh: H2, H2O (konfigurasi elektron H = 1; O = 2, 6).

b. Ikatan kovalen rangkap dua Ikatan kovalen rangkap 2 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 2 pasang PEI. Contoh: O2, CO2(konfigurasi elektron O = 2, 6; C = 2, 4).

c. Ikatan kovalen rangkap tiga Ikatan kovalen rangkap 3 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 3 pasang PEI. Contoh: N2(Konfigurasi elektron N = 2, 5).

2.

Berdasarkan kepolaran ikatan, ikatan kovalen dibagi 2: a. Ikatan kovalen polar Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang PEI-nya cenderung tertarik ke salah satu atom yang berikatan. Kepolaran suatu ikatan kovalen ditentukan oleh keelektronegatifan suatu unsur. Senyawa kovalen polar biasanya terjadi antara atom-atom unsur yang beda keelektronegatifannya besar, mempunyai bentuk molekul asimetris, mempunyai momen dipol (μ = hasil kali jumlah muatan dengan jaraknya) ≠0. Contoh: HF H–F


50


Keelektronegatifan 2,1; 4,0 Beda keelektronegatifan = 4,0 – 2,1 = 1,9 μ = q ×r = 1,91 Debye b. Ikatan kovalen nonpolar Ikatan kovalen nonpolar yaitu ikatan kovalen yang PEI nya tertarik sama kuat ke arah atom-atom yang berikatan. Senyawa kovalen nonpolar terbentuk antara atom-atom unsur yang mempunyai beda keelektronegatifan nol atau mempunyai momen dipol = 0 (nol) atau mempunyai bentuk molekul simetri. Contoh: H2 H–H Keelektronegatifan H = 2,1 maka Beda keelektronegatifan H2= 0 μ = 0 Bentuk molekul simetri

3.

Ikatan kovalen koordinasi Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang PEI nya berasal

dari salah satu atom yang berikatan.

Contoh: NH4+ NH3+ H+ → NH4+

Sifat-sifat fisis senyawa kovalen: a. pada suhu kamar berwujud gas, cair (Br2), dan ada yang padat b. (I2) c. padatannya lunak dan tidak rapuh d. mempunyai titik didih dan titik leleh rendah e. larut dalam pelarut organik tapi tidak larut dalam air f. umumnya tidak menghantarkan listrik. Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

51


C.

IKATAN LOGAM Ikatan logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan

bersama elektron-elektron valensi antar atom-atom logam. Contoh: logam besi, seng, dan perak. Ikatan logam bukanlah ikatan ion atau ikatan kovalen. Salah satu teori yang dikemukakan untuk menjelaskan ikatan logam adalah teori lautan electron(. Contoh terjadinya ikatan logam. Tempat kedudukan elektron valensi dari suatu atom besi (Fe) dapat saling tumpang tindih dengan tempat kedudukan elektron valensi dari atom-atom Fe yang lain. Tumpang tindih antarelektron valensi ini memungkinkan elektron valensi dari setiap atom Fe bergerak bebas dalam ruang di antara ion-ion Fe+ membentuk lautan elektron. Karena muatannya berlawanan (Fe2+ dan 2 e–), maka terjadi gaya tarik-menarik antara ion-ion Fe+ dan elektron-elektron bebas ini. Akibatnya terbentuk ikatan yang disebut ikatan logam(Hardjono,2008). Adanya ikatan logam menyebabkan logam bersifat:

D.

1.

pada suhu kamar berwujud padat, kecuali Hg

2.

keras tapi lentur/dapat ditempa

3.

mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi

4.

penghantar listrik dan panas yang baik

5.

mengilap.

IKATAN HIDROGEN Ikatan Hidrogen ialah ikatan kimia yang terbentuk karena gaya tarik

menarik intramolekular dari atom Hidrogen kepada atom F, O dan N. Jika dalam suatu senyawa terdapat unsur F, O atau N bersama dengan atom H (Hidrogen) maka akan terdapat ikatan Hidrogen. Ikatan Hidrogen sangat mempengaruhi sifat fisis dan kimia dari suatu senyawa. Contoh adanya ikatan hidrogen ialah pada Air, Alkohol, Protein, yang memberikan sifat yang unik bagi masing-masing senyawa.


52


BAB VIII TERMOKIMIA DAN ENERGETIKA

Reaksi-reaksi kimia selalu disertai oleh perubahan energi. Dalam sebagian besar reaksi-reaksi kimia, perubahan energi itu berwujud perubahan kalor, baik kalor yang dilepaskan maupun kalor yang diserap selama reaksi berlangsung. Energi merupakan besaran scalar yang menyatakan kemampuan untuk melakukan usaha. Energi tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari bentuk energi yang satu menjadi bentuk energi yang lain (Hukum Kekekalan Energi). Untuk

mengkaji

konservasi

energi,

dalam

ilmu

kimia

dikenal

termodinamika dan termokimia.Termodinamika adalah cabang ilmu kimia yang membahas hubungan kalor dengan bentuk energi lain (kerja) pada reaksi kimia dan proses fisika. Termokimia adalah cabang ilmu kimia yang membahas kalor reaksi pada reaksi kimia dan proses fisika.Pada pembahasan termodinamika dan Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

53


termokimia dikenal istilah system dan lingkungan. Sistem adalah zat atau bagian alam semesta yang dipilih untuk objek penelitian termodinamika/termokimia atau segala sesuatu yang kita pelajari perubahan energinya. Lingkungan adalah bagian alam semesta yang berhubungan langsung (berinteraksi) dengan suatu system atau segala sesuatu yang membatasi system(Hardjono,2008). Perubahan energi dari suatu sistem dapat terjadi melalui dua cara yakni : a.

jika system menyerap kalor atau melepas kalor, dan atau

b.

jika system melakukan kerja atau dikenai kerja

Jika kalor dilambangkan sebagai q dan kerja sebagai w, maka : ∆E = q + w Keterangan :

∆E

= perubahan energi dalam system

q

= kalor yang dilepaskan atau diserap system bernilai positif jika system menyerap kalor dan bernilai negatif jika sistem melepaskan kalor.

w

= kerja yang dilakukan atau diterima system, bernilai negatif jika

system melakukan kerja

dan bernilai positif jika system menerima kerja. Contoh soal Suatu system mengalami perubahan energi. Selama perubahan system menyerap kalor sebesar 150 kkal. Disamping itu, system melakukan kerja sebesar 100 kkal. Berapakah perubahan energi dalam system? Jawab: ∆E = q + w ∆E = q – w = (150 – 100) kkal = 50 kkal.

A.

Entalpi (H) dan Perubahan Entalpi (∆H) Entalpi system adalah jumlah energi system dalam segala bentuk, yaitu

jumlah energi dalam sistem dan energi dalam bentuk kerja system pada tekanan tetap (1 atm). Entalpi suatu system tidak dapat ditentukan besarnya, tetapi yang dapat ditentukan hanyalah perubahan entalpi. Oleh karena masing-masing zat mengandung jumlah energi yang berbeda-beda (memiliki entalpi yang tidak


54


sama), maka setiap reaksi kimia selalu disertai oleh perubahan entalpi (∆H). Perubahan entalpi didefinisikan sebagai pengurangan dari entalpi produk oleh entalpi reaktan. ∆H = Hp - Hr =

Hruas kanan

- Hruas kiri

Dengan :

B.

∆H

= Perubahan entalpi

HP

= entalpi produk (hasil reaksi)

HR

= entalpi reaktan (pereaksi)

Reaksi Eksoterm dan Reaksi Endoterm Pada reaksi kimia, system dapat melepaskan atau menyerap kalor. 1.Reaksi Kimia dengan Sistem Melepaskan Kalor (Reaksi Eksoterm)

Reaksi

: R -------> P + q (kalor)

Perubahan entalpi : ∆H = HP – HR = - q Simbol

: Sistem ----> q

Aliran kalor adalah dari system ke lingkungan 2.Reaksi Kimia dengan Sistem Menyerap Kalor (Reaksi Endoterm)

: R + q (kalor)  P, atau R  P – q (kalor)

Reaksi

Perubahan entalpi : ∆H = HP – HR = +q : Sistem  q

Simbol

Aliran kalor adalah dari lingkungan ke system.

a.

Contoh Reaksi Eksoterm 1. Logam Natrium (Na) dimasukkan ke dalam Air

Reaksi : 2Na(s) + 2H2O(l)

--->

2NaOH(aq) + H2(g)

Reaksi tersebut berlangsung dengan cepat dan menimbulkan ledakan. Setelah reaksi berlangsung, suhu larutan lebih tinggi dari suhu lingkungan sehingga otomatis kalor mengalir dari system (larutan) ke lingkungan. 2. Pembuatan Etanol dari Hasil Fermentasi Glukosa

Reaksi : C6H12O6 (s)

enzim

2C2H5OH(l) + 2CO2 (g)


55


Reaksi tersebut berlangsung lambat dengan hasil sampingan berupa gas CO2. Setelah reaksi berlangsung, suhu system lebih tinggi dari suhu lingkungan sehingga kalor akan mengalir dari system ke lingkungan.

b.

Contoh Reaksi Endoterm 1. Urea [ CO(NH2)2] dilarutkan ke dalam Air

Reaksi : CO(NH2)2

(s) +

H2O(l) ------> CO(NH2)2 (aq) + H2O(l)

Merupakan reaksi pelarutan urea ke dalam air dan berlangsung dengan cepat. Setelah urea larut, suhu system (larutan) lebih rendah dari suhu lingkungan sehingga kalor mengalir dari lingkungan ke system. 2. Reaksi antara Gas N2 dengan Gas O2

Reaksi : N2 (g) + O2 (g) ------> 2NO2 (g) Reaksi ini berlangsung pada suhu tinggi.

Setelah reaksi

berlangsung suhu system mengalami penurunan. Kalor mengalir dari lingkungan ke system.

c.

Diagram Tingkat Energi untuk Reaksi Eksoterm Contoh reaksi eksoterm : A + B -----> C + D ∆H = Hprosuk - HReaktan < 0 atau ∆H = H2 - H1 < 0

C.

Perubahan Entalpi Standar (∆Ho) dan Persamaan Termokimia 1.

Perubahan Entalpi Standar Suatu reaksi kimia biasanya dilakukan pada keadaan standar, yaitu

pada suhu reaksi 25o C (298 K) dan tekanan 1 atm (25o C, 1 atm) atau (298 K, 1 atm). Perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia yang dilakukan pada kondisi standar disebut perubahan entalpi standar disimbolkan dengan ∆Ho, sedangkan perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia yang dilakukan bukan pada kondisi standar, melainkan pada kondisi sembarang disimbolkan dengan ∆H. Contoh reaksi kimia yang dilakukan pada keadaan standar. C(s) + O2 (g) ----> CO2 (g)

∆Ho = -393,5 kJ


56


2.

Persamaan Termokimia Persamaan reaksi kimia yang menyertakan perubahan entalpi (∆H)

disebut persamaan termokimia. Nilai ∆H yang tertera dalam persamaan termokimia, bergantung pada jumlah partikel zat-zat yang terlibat dalam reaksi, yang dinyatakan oleh koefisien reaksinya, dan pada fase zatzat tersebut. a. Penulisan koefisien reaksi Penulisan koefisien reaksi dalam persamaan termokimia akan mempengaruhi ∆H yang tertera. Contoh:

Reaksi gas N2 dan gas

H2 yang membentuk gas NH3. ∆H dari reaksi dapat dinyatakan dalam berbagai nilai yang merupakan kelipatan dari nilai koefisien reaksinya. ½N2(g) + 1½H2 (g) -----> NH3 (g) N2(g)+ 3H2(g) -----> NH3 (g)

∆H = -46,19 kJ

∆H = -92,38kJ

Penggunaan bilangan pecahan dalam koefisien reaksi terkait dengan penulisan persamaan termokimia untuk ∆H standar. Ingat : Jika reaksi dikali x, harga ∆H harus dikali x. Jika reaksi dibalik, tanda ∆H harus dibalik. b. Penulisan fase zat Penulisan

fase

zat

dalam

persamaan

termokimia

akan

mempengaruhi nilai ∆H yang tertera. Contoh : Reaksi pembakaran gas CH4. Reaksi ini dapat menghasilkan gas CO2 dan gas H2O atau gas CO2 dan H2O cair dengan nilai ∆H yang berbeda. CH4 (g) + 2O2 (g) ---> CO2 (g) + 2H2O(l)

∆H = -890,5 kJ

Fase cair CH4 (g) + 2O2 (g) ---> CO2 (g) + 2H2O(g)

∆H = -802,3 kJ

Fase gas.

Contoh persamaan termokimia : Tulis persamaan termokimianya untuk reaksi pembentukan 1 mol H2O, jika diketahui : H2 (g) + O2 (g) -----> 2H2O(g)

∆H = -518 kJ


57


Jawab : Oleh karena koefisien H2O pada reaksi di atas adalah 2, maka untuk pembentukan 1 mol H2O, semua koefisien reaksi dan nilai ∆H harus dibagi 2. Sehingga diperoleh. : ½H2 (g) + ½O2 (g) ---> 2H2O(g)

D.

∆H = -259 kJ

Jenis Kalor Reaksi 1. Kalor Pembentukan Standar (∆Hof)

Kalor Pembentukan Standar (∆Hof) adalah perubahan entalpi (∆H) dari suatu reaksi pembentukan 1 mol zat dari unsure-unsurnya pada keadaan standar (298 K, 1 atm). Misal :Kalor pembentukan standar dari CO2(g) sebesar -393 kJ mol-1, berarti pada pembentukan 1

mol CO2dari unsure C da O2 dilepaskan kalor

sebesar 393 kJ. Persamaan termokimianya : C(s) + O2(g) ------> CO2 (g)

∆H = -393 kJ

Satuan Kalor Reaksi (∆H) 1 Kalori adalah energi yang diperlukan untuk menaikkan suhu 1o C tiap 1 gram air. Berdasarkan SI, satuan energi adalah joule yaitu satuan energi mekanika. 1 joule adalah energi yang dihabiskan oleh suatu gaya untuk mempercepat massa 1 kg sebesar 1 m per detik yang berpindah 1 m. Pada persamaan termokimia satuan ∆H yang digunakan berdasarkan SI adalah kJ mol-`1.

Tabel Kalor Pembentukan Standar dan Persamaan Termokimia


58


Contoh soal : Diketahui kalor pembentukan standar CaCl2(s) adalah -795,8 kJ mol-1, tentukanlah : a.

Persamaan termokimianya

b.

∆H reaksi untuk mereaksikan 10 gram Ca (Ar Ca = 40)

Jawab : a.

Persamaan termokimianya : Ca(s) + Cl2(g) <====> CaCl2(s) ∆H = -795,8 kJ

b.

mol 10 gram Ca = gram = 0,25 mol Mr Untuk mereaksikan 0,25 mol Ca, maka ∆H reaksi = -0,25 x (-795,8)

kJ = -198,95 kJ 2.Kalor Penguraian Standar (∆Hod)


59


Kalor Penguraian Standar (∆Hod) adalah perubahan entalpi (∆H) dari suatu reaksi penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar (298 K, 1 atm). Reaksi penguraian standar adalah kebalikan dari reaksi pembentukanstandar.

Kalor

penguraian

standar

(∆Hod)

adalahharga positive dari kalor pembentukan standar (∆Hof) Contoh soal : Diketahui kalor pembentukan standar dari C2H6(g) adalah -84,68 kJ mol-1, tentukanlah : a. Kalor penguraian standar C2H6(g) dan persamaan termokimianya b. ∆H reaksi untuk menguraikan 7,5 gram C2H6 Ar C = 12, H = 1) Jawab: a. Kalor penguraian standar C2H6 adalah 84,68 kJ mol-1 . Persamaan termokimianya

adalah : C2H6(g) ---> 2C(s) 3H2(g)

∆H =

84,68 kJ b. mol 7,5 gram C2H6 = 7,5 = 0,25 mol 30 Untuk menguraikan 0,25 mol C2H6 , maka ∆H reaksi = 0,25 x 84,68kJ

o

3.Kalor Pembakaran Standar (∆H c)

Kalor Pembakaran Standar (∆Hoc) adalah perubahan entalpi (∆H) dari suatu reaksi pembakaran 1 mol zat (reaksi 1 ml zat dengan gas O2 ) pada keadaan standar (298 K, 1 atm).

Tabel Kalor Pembakaran Standar dan Persamaan Termokimia


60


E.

Penentuan Kalor Reaksi Nilai perubahan entalpi (∆H) dapat ditentukan dengan menggunakan 3

metode: 1.

Melakukan

eksperimen

menggunakan

kalorimeter.

Untuk

memperoleh

∆H empiris. Kalorimeter adalah alat yang dapat

digunakan untuk mengukur jumlah kalor reaksi, yakni kalor yang diserap atau dilepas dalam reaksi kimia.

Berdasarkan hokum

Kekekalan Energi, maka berlaku : q reaksi + q larutan = 0 sehingga qreaksi = -q larutan Besarnya qlarutan dapat dihitung menggunakan rumus : q = mxcxT q = kalor yang diserap atau dilepas ( J atau kJ) m = massa ( g atau kg) T = perubahan suhu (K atau oC). 2.

Menggunakan Hukum Hess (Hukum Penjumlahan Kalor). Metode ini menggunakan ∆H empiris yang diperoleh dari metode (1) untuk menentukan dari reaksi-reaksi yang sulit. Tidak semua reaksi mudah dilakukan. Sebagai contoh, pembentukan CO2 dapat ditentukan dari pembakaran 1 mol C dengan O2 dimana diperoleh ∆H sebesar -394 kJ. Menurut Hukum Hess H1= H2 + H3

DH= ?


61


H reaksi = á H f (produk) – á H f (reaktan) = á H f ruas kanan á H f ruas kiri

Dengan ketentuan : Hf unsure bebas = 0. Secara umum untuk reaksi mAB + nCD

pAD + qCB

H = [ p. Hf AD + q . Hf CB ] . [ m . Hf AB + n . Hf CD ]

3.

Menggunakan data energi ikatan. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan kovalen dari suatu molekul

dalam

wujud

gas.

Energi ikatan dalam suatu molekul dwiatom (XY), dilambangkan DX-Y = entalpi standar reaksi endoterm XY (g) ------> X (g) + Y (g) Dx-y = ∆H

BAB IX ASAM-BASA

A.

TEORI ASAM – BASA ARRHENIUS Arrhenius mengemukakan suatu teori dalam disertasinya (1883) yaitu

bahwa senyawa ionik dalam larutan akan terdissosiasi menjadi ion-ion penyusunnya. Menurut Arrhenius: 1.

Asam: zat/senyawa yang dapat menghasilkan H+ dalam air


62


HCl(aq)→ H+(aq) +Cl -(aq) 2.

Basa : zat/senyawa yang dapat menghasilkan OH- dalam air NaOH (aq) →Na+(aq) + OH –(aq)

3.

Reaksi netralisasi adalah reakai antara asam dengan basa yang menghasilkan garam: HCl(aq) + NaOH (aq) →NaCl (aq) + H2O(ℓ) H+(aq) + OH–(aq) →H2O (ℓ)

Keterbatasan Teori Arrhenius Asam klorida dapat dinetralkan baik oleh larutan natrium hidroksida maupun amonia. Pada kedua kasus tersebut, akan didapatkan larutan hasil reaksi yang jernih yang dapat dikristalkan menjadi garam berwarna putih, baik natrium klorida maupun amonium klorida. Kedua reaksi tersebut merupakan reaksi yang sangat mirip. Reaksi yang terjadi adalah: NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) NH3 (aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq) Pada kasus reaksi antara natrium hidroksida dengan asam klorida, ion hidrogen dari asam bereaksi dengan ion hidroksida dari NaOH. Hal ini sesuai dengan teori asam-basa Arrhenius. Akan tetapi pada kasus reaksi amonia dengan asam klorida, tidak terdapat ion hidroksida. Kita bisa mengatakan bahwa amonia bereaksi dengan air menghasilkan ion amonium dan hidroksida, menurut reaksi sebagai berikut: NH3(aq) + H2O(l) ⇌NH4+ (aq) + OH- (aq) Reaksi di atas merupakan reaksi reversibel, dan dalam larutan amonia pekat tertentu, sekitar 99% amonia tetap berada sebagai molekul amonia. Meskipun demikian, ion hidroksida tetap dihasilkan, walau dalam jumlah yang sangat kecil. Dengan demikian kita bisa mengatakan bahwa reaksi tersebut sesuai dengan teori asam-basa Arrhenius. Tetapi pada saat yang bersamaan, terjadi reaksi antara gas amonia dengan gas hidrogen klorida. NH3(g) + HCl(g) →NH4Cl(s)


63


Dalam kasus reaksi di atas, tidak dihasilkan ion hidrogen ataupun ion hidroksida, karena reaksi tidak terjadi dalam larutan. Teori Arrhenius tidak menggolongkan reaksi di atas sebagai reaksi asam-basa, meskipun faktanya, reaksi tersebut menghasilkan produk yang sama manakala kedua senyawa tersebut dilarutkan dalam air. Secara singkat dapat dikatakan bahwa keterbatasan teori Arrhenius adalah bahwa reaksi asam – basa hanyalah sebatas pada larutan berair (aqueus, aq) dan asam-basa adalah yang hanya menghasilkan H+dan OH-.

B.

TEORI ASAM – BASA BRONSTED-LOWRY Pada tahun 1923, Johannes Bronsted (Denmark) dan Thomas Lowry

(Inggris) mempublikasikan tulisan yang mirip satu-sama lain secara terpisah. Pendekatan teori asam-basa Bronsted-Lowry tidak terbatas hanya pada larutan berair, tetapi mencakup semua sistem yang mengandung proton (H+). Menurut Bronsted-Lowry: Asam: zat/senyawa yang dapat mendonorkan proton (H+) bisa berupa

1.

kation atau molekul netral. Basa: zat/senyawa yang dapat menerima proton (H+), bisa berupa

2.

anion atau molekul netral. Kata kunci teori asam-basa Bronsted-Lowry: transfer proton dari asam ke basa.

Mengacu teori asam-basa Bronsted-Lowry akan terjadinya transfer proton, maka dikenal istilah pasangan asam – basa konjugasi. HCl

NH3 →

+

asam 1 basa 1

1.

NH4+

asam 2

+

Cl -

basa 2

Hubungan Teori Asam Basa Bronsted Lowry Dengan Teori Arrhenius Teori asam-basa Bronsted-Lowry tidaklah bertentangan dengan teori

asam basa Arrhenius, justru lebih melengkapi. Ion hidroksida tetap


64


bertindak sebagai basa, karena mampu menerima ion hidrogen dari asam dan juga dari air. Asam menghasilkan ion hidrogen dalam larutan sebab asam bereaksi dengan molekul air dengan cara memberikan protonnya kepada air. Ketika gas hidrogen klorida dilarutkan dalam air, molekul hidrogen klorida akan memberikan protonnya (sebagai ion hidrogen) kepada air untuk menghasilkan asam klorida. Ikatan koordinasi terbentuk antara satu pasang elektron bebas pada atom oksigen dengan ion hidrogen dari HCl menghasilkan ion hidronium (H3O+).

H2O + HCl → H3O + ClApabila suatu asam dalam larutan bereaksi dengan suatu basa, yang bertindak sebagai asam adalah ion hidronium. Sebagai contoh adalah terjadinya transfer proton dari ion hidronium kepada ion hidroksida untuk menghasilkan air. H3O + (aq) + OH –(aq) → 2H2O(l)

2.

Air, ion hidronium dan auto-ionisasi Ion H+ mempunyai radius kurang dari 0,1 pm. Hal ini berarti jika

partikel kecil ini mempunyai konsentrasi muatan positif yang sangat besar dimasukkan ke dalam air, H+akan tertarik dengan kuat ke arah dipol negatif dari air.


65


Dua molekul air membentuk ion hidronium dan hidroksida melalui transfer proton.

Kemampuan air membentuk ikatan hidrogen menyebabkan proton terhidrat lebih baik dituliskan sebagai:

3.

Amphiprotik/Amfoter Amfoter adalah sifat suatu zat/senyawa yang dapat bersifat asam atau

basa (tergantung lingkungannya). Sebagai contoh adalah air. a. dalam suasana asam →basa HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) asam

basa

b. dalam suasana basa →asam NH3(aq) + H2O →NH4+(aq)+ O- (aq) basa

asam

Beberapa Senyawa Bersifat Amfoter


66


Bagaimana halnya pada kasus reaksi antaradua senyawa yang satu bersifat relatif asam terhadap air dan yang lain bersifat relatif basa teradap air, misalnya HCl + NH3? Dalam kasus ini, terjadi transfer proton dari asam ke basa, dan reaksi total merupakan penjumlahan dari tiga tahap reaksi:

HCl(aq) + H2O(l)

+ → H3O (aq)

NH3(aq) + H2O(l)

→

OH- (aq) + NH4+ (aq)

→

2H2O(l)

H3O+

(aq)

+ OH-

(aq)

HCl(aq) + NH3(aq)

+ Cl- (aq)

→NH4+(aq) + Cl- (aq)

Air dalam reaksi di atas berfungsi sebagai agen transfer proton. Aspek dalam reaksi asam-basa Bronsted-Lowry adalah interaksi antara ion hidronium dengan ion hidroksida yang menghasilkan air, dan hal ini merupakan lawan dari auto-ionisasi air.

4.

Pasangan asam-basa konjugasi Apabila asam mendonorkan protonnya, maka akan dihasilkan spesies

basa konjugasi, sedangkan basa yang menerima proton akan menghasilkan spesies asam konjugasi. Pasangan demikian disebut dengan pasangan asambasa konjugasi. Sebagai contoh adalah reaksi ion hidrogen karbonat (bikarbonat) dengan air.


67


CO3- adalah konjugat asam dari CO32- , dan H2O adalah konjugat basa dari asam H3O+. Setiap terjadi interaksi yang melibatkan transfer H+ selalu menghasilkan pasangan asam-basa konjugasi. Asam/basa kuat adalah senyawa yang mengalami ionisasi hampir sempurna (ionisasi ≈100%). Sedangkan asam/basa lemah adalah senyawa yang ionisasinya sangat kecil. Berdasarkan pasangan asam-basa konjugasi dalam teori asam-basa Bronsted-Lowry, maka:semakin kuat asam/basa, pasangan basa/asam komjugasinya semakin lemah semakin lemah asam/basa, pasangan basa/asam konjugasinya semakin kuat. Ke arah mana reaksi antara asam klorida dengan air dan asam asetat dengan air?


68


Karena HCl asam yang lebih kuat daripada H3O+, maka transfer proton terjadi dari HCl bukan dari H3O+. Begitu juga dengan basa, karena H2O basa yang lebih kuat dibandingkan dengan Cl-, maka H2O yang memenangkan kompetisi untuk menerima proton. Oleh sebab itu reaksi tersebut berjalan ke arah pembentukan H3O+dan Cl-(ke kanan) Pada reaksi asam asetat dengan air:

Asam asetat adalah asam lemah yang terionisasi sebagian, sehingga dalam air, spesies asam yang ada adalah CH3COOH dan H3O+, dimana ion hidronium lebih asam daripada asam asetat, sehingga H3O+ yang bertindak sebagai donor proton. Sedangkan basa yang memenangkan kompetisi untuk menerima proton adalah CH3COO-, karena lebih basa dibandingkan air. Maka rekasi tersebut belangsung ke arah pembentukan asam asetat (ke kiri)

5.

Kekuatan relatif asam-basa Klasifikasi asam-basa pada senyawa organik pada umumnya

mengikuti teori asam-basa Bronsted –Lowry. Penentuan kekuatan asambasa dapat dilihat dari arga pKa atau pKb-nya. Tetapi untuk senyawasenyawa organik. Yang perlu diingat bahwa asam kuat akan menghasilkan basa konjugasi yang stabil, begitujuga sebaliknya akan lebih kompleks. Kebanyakan asam adalah netral, maka basa konjugasi dari sebagian besar asam bermuatan negatif, karena asam tersebut kehilangan proton. Untuk itu perlu dipelajari struktur macam apa yang memberikan kestabilan muatan negatif, sebagaimana anion basa konjugasi yang lebih stabil, maka asamnya pun lebih kuat.


69


6.

Membandingkan efek struktur terhadap keasaman Umumnya muatan negatif akan stabil apabila muatan terdelokalisir

pada ruangan yang lebih besar atau atom yang lebih banyak.Artinya, molekul dengan atom yang mengikat muatan negatif lebih banyak akan lebih stabil daripada satuatom yang mengikat muatan negatif. Hall-hal pokok dalam menentukan kestabilan muatan negatif adalah:

7.

Elektronegatifitas atomyang bermuatan negatif Muatan negatif lebih memilih berikatan unsur yang elektonegatif

daripada unsur elektropositif. Itulah sebabnya mengapa air lebih asam daripada amonia, karena oksigen lebih elektronegatif dibandingkan nitrogen.

8.

Ukuran atom yang bermuatan negatif Muatan negatif lebih suka berikatan dengan atom yang berukuran

besar, karena ruangan yang tersedia lebih besar, sehingga akan lebih stabil. HI lebih asam dibandingkan dengan HF,walaupun F- lebih elektronegatif dibandingkan I-. Ion I-jauh lebih besar dibandingkan F-,sehingga muatan negatifnya lebih stabil. Maka pada golongan halida, kekuatan asam bertambah dari HF, HCl. HBr dan HI yang terkuat.


70


9.

Kestabilan resonansi Kestabilan basa konjugasi dari fenol terjadi karena anion dapat

mendelokalisir muatan negatif ke sepanjang cincin dengan cara resonansi. Pada sikloheksanol, tidak terjadi resonansi, sehingga kekuatan asamnya jauh lebih kecil dibandingkan fenol.

10.

Kestabilan muatan negatif karena berdekatan dengan atom yang elektronegatif. Keberadaan grup elektronegatif di dekat atom hidrogen juga akan

meningkatkan keasaman, karena akan menstabilkan muatan negatif. Misalkan pada substitusi hidrogen pada asam asaetat dengan klor, membuat molekul ini lebih asam 100 kali lipat. Hal ini disebabkan oleh atom klor yang elektronegatif akan mendorong kerapatan elektron ke arah oksigen, sehingga oksigen tidak menanggung semua muatan negatif sendirian.


71


C.

TEORI ASAM-BASA LEWIS Pada teori asam-basa Arrhenius tidak dijelaskan perilaku asam-basa dalam

larutan tidak berair dan pada teori asam-basa Bronsted-Lowry tidak diterangkan akan adanya sistem yang tidak terprotonasi. G.N. Lewis, pada tahun 1923, mengemukakan teori asam-basa dalam buku Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances . Menurut Lewis: 1.

Asam: zat/senyawa yang dapat menerima pasangan elektron bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk ikatan baru.

2.

Basa: zat/senyawa yang dapat mendonorkan pasangan elektron bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk ikatan baru.

Produk dari reaksi asam-basa Lewis merupakan senyawa kompleks. Proton merupakan asam Lewis. Lewis mengembangkan reaksi asam-basa yang menyangkut

zat/senyawa

yang

tidak

mempunyai

atom

H

dalam

senyawanya(Sukardjo,1990). Secara umum, reaksi asam-basa Lewis terjadi apabila ada basa yang mendonorkan pasangan elektronnya dan asam yang menerima pasangan elektron tersebut untuk membentuk ikatan baru. Produk yang terjadi dari reaksi asam-basa Lewis disebut dengan senyawa kompleks (adduct) dan ikatan yang terjadi adalah ikatan kovalen koordinasi(Hardjono,2008). Contoh sederhana dari reaksi asam-basa Lewis adalah reaksi pembentukan ion hidronium dan ion amonium. Pembentukan ion hidronium

Pembentukan ion ammonium


72


Hubungan antara Teori Asam-Basa Lewis dengan Teori BronstedLowry Basa Lewis Cara terbaik untuk melihat hubungan basa Lewis dengan basa Bronsted-Lowry adalah dengan cara melihat apa yang sebenarnya terjadi pada saat basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry yang akan kita tinjau adalah ion hidroksida, amonia dan air.

Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiga senyawa di atas bertindak sebagai basa karena berkombinasi dengan H+. Alasan mengapa terjadi kombinasi ketiga senyawa di atas dengan ion H+adalah karena ketiga senyawa di atas mempunyai pasangan elektron bebas, sebagaimana dijelaskan dalam teori asam-basa Lewis. Bagaimana halnya dengan reaksi


73


antara amonia atau air? Dalam teori asam-basa Lewis dijelaskan bahwa reaksidimana pasangan elektron bebas suatu senyawa digunakan untuk membentuk ikatan koordinasi dapat dikatakan bahwa senyawa tersebut bertindak sebagai basa, misalnya amonia dan air. Berikut adalah contoh reaksi pemakaian pasangan elektron bebas untuk membentuk ikatan koordinasi antara amonia dengan BF3.

Sejauh NH3yang menjadi fokus pembicaraan, maka NH3akan bertindak sama seperti pada saat NH3 bereaksi dengan ion H+, yaitu menggunakan pasangan elektron bebasnya untuk membentuk ikatan koordinasi.

Asam Lewis Untuk melihat hubungan asam Lewis dengan asam Bronsted-Lowry adalah dengan cara meninjau reaksi antara amonia dengan gas hidrogen klorida. NH3(g) + HCl(g)→ NH4(s) + Cl- (s) Di beberapa textbook dikatakan bahwa amonia mendonorkan pasangan elektron bebasnya kepada ion hidrogen, suatu proton sederhana yang tidak mengandung elektron di sekitarnya. Hal ini merupakan suatu kesalahpahaman. Kita tidak bisa menemukan H+ bebas dalam suatu sistem kimia. Ion H+ sangat reaktif sehingga ion H+ selalu terikat pada sesuatu. Tidak akan pernah ditemukan ion hidrogen bebas dalam molekul HCl. Dalam molekul HCl tidak terdapat orbital kosong yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Mengapa HCl bertindak sebagai asam Lewis?


74


Klor jauh lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Hal itu berarti bahwa HCl merupakan molekul polar. Elektron dalam ikatan hidrogen-klor akan lebih tertarik ke arah klor dan membuat hidrogen sedikit bermuatan positif dan klor sedikit bermuatan negatif.

Pasangan elektron bebas pada atom nitrogen (dalam molekul amonia) tertarik ke arah hidrogen (dalam molekul HCl) yang sedikit bermuatan positif. Pada saat keduanya mendekat, elektron pada ikatan hidrogen-klor akan saling menolak ke arah atom klor. Ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen, klor akan lepas menghasilkan ion klorida.

Molekul HCl secara keseluruhan bertindak sebagai asam Lewis, karena dapat menerima pasangan elektron dari amonia.

BAB X KIMIA INTI

Kimia inti adalah kajian mengenai perubahan-perubahan dalam inti atom. Perubahan ini disebut reaksi inti. Peluruhan radioaktif dan transmutasi inti merupakan reaksi inti.Radiokimia mempelajari penggunaan teknik-teknik kimia dalam mengkaji zat radioaktif dan pengaruh kimiawi dari radiasi zat radioaktif tersebut. Radioaktivitas adalah fenomena pemancaran partikel dan atau radiasi elektromagnetik oleh inti yang tidak stabil secara spontan . Semua unsur yang memiliki nomor atom lebih besar dari 83 adalah radioaktif. Peluruhan radioaktif terjadi melalui pemancaran partikel dasar secara spontan.


75


Contoh: polonium-210 meluruh spontan menjadi timbal-206 dengan memancarkan sebuah partikel α. Transmutasi inti dihasilkan dari pemboman inti oleh neutron, proton, atau inti lain. Contoh: konversi nitrogen-14 atmosfer menjadi karbon-14 dan hydrogen Nukleon : partikel-partikel penyusun inti, yaitu proton dan neutron Nuklida : suatu spesies nuklir tertentu, dengan lambang:

Z = nomor atom A = nomor massa = jumlah proton + neutron N = neutron, biasanya tidak ditulis karena N = A-Z Isotop : kelompok nuklida dengan nomor atom sama Isobar : kelompok nuklida dengan nomor massa sama Isoton : kelompok nuklida dengan neutron sama

Partikel Dasar yang umumnya terlibat dalam reaksi inti: Nama

Lambang

Nomor Atom

Nomor Massa Massa (Sma)

Proton

P Atau H

1

1

1,00728

Neuron

N

0

1

1,00867

Elektron

E

+1

0

0,000549

Negatron

Β

-1

0

0,000549

Positron

Β

+1

0

0,000549

Partikel Alpha

He Atau Α

2

4

4,00150

Gelombang elektromagnet yang biasa terlibat dalam reaksi inti adalah γ (gamma) dengan massa 0 dan muatan 0. No

Reaksi Kimia

Reaksi Inti

1

Atom diubah susunannya melalui Unsur (isotop dari unsur yang sama)


76


pemutusan

dan

pembentukan dikonversi dari unsur yang satu ke

ikatan 2

lainnya

Hanya elektron dalam orbital Protonn neutron, elektron dan partikel atom atau molekul yang terlibat dasar lain saja dapat terlibat dalam

pemutusan

dan

pembentukan ikatan 3

Reaksi

diiringi

dengan Reaksi Diiringi Dengan Penyerapan

penyerapan atau pelepasan energi Atau Pelepasan Energi Yang Sangat yang relatif kecil 4

Besar

Laju reaksi dipengaruhi oleh Laju suhu,

tekanan

katalis

Biasanya

Tidak

dan Dipengaruhi Oleh Suhu, Tekanan Dan

konsentrasi

A.

Reaksi

Katalis

Transmutasi Inti Pada tahun 1919, Rutherford berhasil menembak gas nitrogen dengan

partikel alfa dan menghasilkan hidrogen dan oksigen. Reaksi ini merupakan transmutasi buatan pertama, yaitu perubahan satu unsur menjadi unsur lain. Pada tahun 1934, Irene Joliot-Curie, berhasil membuat atom fosfor yang bersifat radioaktif dengan menembakkan aluminium dengan sinar alfa yang berasal dari polonium. Beberapa contoh reaksi inti: Penembakan atom litium-7 dengan proton menghasilkan 2 atom helium-4 Penembakan nitrogen-14 dengan neutron menghasilkan karbon-14 dan hydrogen Penembakan aluminium-27 dengan proton menghasilkan magnesium-24 dan helium-4 Contoh Reaksi Transmutasi Inti:

Partikel alfa

Partikel alfa

tidak stabil

tidak stabil


77


B.

Radioaktifitas Atom terdiri atas inti atom dan elektron-elektron yang beredar mengitarinya.

Reaksi kimia biasa (seperti reaksi pembakaran dan penggaraman), hanya menyangkut perubahan pada kulit atom, terutama elektron pada kulit terluar, sedangkan inti atom tidak berubah. Reaksi yang menyangkut perubahan pada inti disebut reaksi inti atau reaksi nuklir (nukleus=inti). Reaksi nuklir ada yang terjadi secara spontan ataupun buatan. Reaksi nuklir spontan terjadi pada inti-inti atom yang tidak stabil. Zat yang mengandung inti tidak stabil ini disebut zat radioaktif. Adapun reaksi nuklir tidak spontan dapat terjadi pada inti yang stabil maupun,inti yang tidak stabil. Reaksi nuklir disertai perubahan energi berupa radiasi dan kalor. Berbagai jenis reaksi nuklir disertai pembebasan kalor yang sangat dasyat, lebih besar dan reaksi kimia biasa(Hardjono,2008). Pada tahun 1895, W.C. Rontgen menemukan bahwa tabung sinar katode mengahasilkan suatu radiasi berdaya tembus tinggi yang dapat menghitamkan film potret, walupun film tersebut terbungkus kertas hitam. Karena belum mengenal hakekatnya, sinar ini dinamai sinar X. Ternyata sinar X adalah suatu radiasi elektromagnetik yang timbul karena benturan berkecepatan tinggi (yaitu sinar katode dengan suatu materi (anode). Sekarang sinar X disebut juga sinar rontgen dan digunakan untuk rongent yaitu untuk mengetahui keadaan organ tubuh bagian dalam. Penemuan sinar X membuat Henry Becguerel tertarik untuk meneliti zat yang bersifat fluorensensi, yaitu zat yang dapat bercahaya setelah terlebih dahulu mendapat radiasi (disinari), Becquerel menduga bahwa sinar yang dipancarkan oleh zat seperti itu seperti sinar X. Secara kebetulan, Becquerel meneliti batuan uranium. Ternyata dugaan itu benar bahwa sinar yang dipancarkan uranium dapat menghitamkan film potret yang masih terbungkus kertas hitam. Akan tetapi, Becqueret menemukan bahwa batuan uranium memancarkan sinar berdaya tembus tinggi dengan sendirinya tanpa harus disinari terlebih dahulu. Penemuan ini terjadi pada awal bulan Maret 1986. Gejala semacam itu, yaitu pemancaran


78


radiasi secara spontan, disebut keradioaktifan, dan zat yang bersifat radioaktif disebut zat radioaktif(Sukardjo,1990). Zat radioaktif yang pertama ditemukan adalah uranium. Pada tahun 1898, Marie Curie bersama-sama dengan suaminya Pierre Curie menemukan dua unsur lain dari batuan uranium yang jauh lebih aktif dari uranium. Kedua unsur itu mereka namakan masing-masing polonium (berdasarkan nama Polonia, negara asal dari Marie Curie), dan radium (berasal dari kata Latin radiare yang berarti bersinar). Ternyata, banyak unsur yang secara alami bersifat radioaktif. Semua isotop yang bernomor atom diatas 83 bersifat radioaktif. Unsur yang bernomor atom 83 atau kurang mempunyai isotop yang stabil kecuali teknesium dan promesium. Isotop yang bersifatradioaktif disebut isotop radioaktif atau radioi isotop, sedangkan isotop yang tidak radiaktif disebut isotop stabil. Dewasa ini, radioisotop dapat juga dibuat dari isotop stabil. Jadi disamping radioisotop alami juga ada radioisotop buatan. Pada tahun 1903, Ernest Rutherford mengemukakan bahwa radiasi yang dipancarkan zat radioaktif dapat dibedakan atas dua jenis berdasarkan muatannya. Radiasi yang berrnuatan positif dinamai sinar alfa, dan yang bermuatan negatif diberi nama sinar beta. Selanjutnya Paul U.Viillard menemukan jenis sinar yang ketiga yang tidak bermuatan dan diberi nama sinar gamma.

a.

Sinar alfa ( α) Sinar alfa merupakan radiasi partikel yang bermuatan positif. Partikel

sinar alfa sama dengan inti helium -4, bermuatan +2e dan bermassa 4 sma. Partikel alfa adalah partikel terberat yang dihasilkan oleh zat radioaktif. Sinar alfa dipancarkan dari inti dengan kecepatan sekitar 1/10 kecepatan cahaya. Karena memiliki massa yang besar, daya tembus sinar alfa paling lemah diantara diantara sinar-sinar radioaktif. Diudara hanya dapat menembus beberapa cm saja dan tidak dapat menembus kulit. Sinar alfa dapat dihentikan oleh selembar kertas biasa. Sinar alfa segera kehilangan energinya ketika bertabrakan dengan molekul media yang dilaluinya. Tabrakan itu mengakibatkan media yang dilaluinya mengalami ionisasi.


79


Akhirnya partikel alfa akan menangkap 2 elektron dan berubah menjadi atom helium.

b.

Sinar beta (β) Sinar beta merupakan radiasi partikel bermuatan negatif. Sinar beta

merupakan berkas elektron yang berasal dari inti atom. Partikel beta yang bemuatan-l e dan bermassa 1/836 sma. Karena sangat kecil, partikel beta dianggap tidak bermassa sehingga dinyatakan dengan notasi0-1e. Energi sinar beta sangat bervariasi, mempunyai daya tembus lebih besar dari sinar alfa tetapi daya pengionnya lebih lemah. Sinar beta paling energetik dapat menempuh sampai 300 cm dalam uadara kering dan dapat menembus kulit.

c.

Sinar gamma ( γ) Sinar gamma adalah radiasi elektromagnetek berenergi tinggi, tidak

bermuatan dan tidak bermassa. Sinar gamma dinyatakan dengan notasi00y. Sinar gamma mempunyai daya tembus. Selain sinar alfa, beta, gamma, zat radioaktif buatan juga ada yang memancarkan sinar X dan sinar Positron. Sinar X adalah radiasi sinar elektromagnetik. Radioaktivitas merupakan Salah satu gejala yang sangat penting dari inti atom. Meskipun nuklida-nuklida diikat oleh gaya inti yang cukup kuat, banyak nuklida yang tidak mantap secara spontan meluruh menjadi nuklida lain melalui pemancaran partikel alpha, beta dan gamma. Energi gamma lebih besar dibandingkan dengan energi beta dan alfa. Sedangkan radiasi yang energinya terkecil adalah partikel alfha. Kekuatan daya tembus digambarkan sebagai berikut :


80


C.

Kestabilan Unsur Nuklir

Waktu paruh (t 1:2) adalah: waktu yang diperlukan oleh inti zat radioisotop untuk meluruh, sehingga konsentrasi tinggal separuhnya atau setengahnya. Artinya saat meluruh pertama tinggal separuhnya, meluruh kedua tinggal seperempatnya, meluruh ketiga tinggal seperdelapan dan seterusnya. Tiap zat radioisotop memiliki waktu paruh yang berbeda-beda.


81


Besar dari 83 (bismuth) bersifat radioaktif dan merupakan ISOTOPISOTOP yang tidak stabil. Tetapi unsur-unsur yang lebih ringan, kecuali untuk Technetium (z=43) dan Promethium (z=61), memiliki satu atau lebih unsur yang stabil dan tidak radioaktif. ISOTOP-ISOTOP yang bersifat radioaktif akan berusaha menjadi ISOTOP yang stabil dengan cara transformasi. Berikut ini, suatu grafik yang memperlihatkan letak pita kestabilan, yaitu proton sebagai absis dan jumlah netron sebagai ordinat.

Bila unsur dengan proton ebih kecil dari 20, termasuk ISOTOP yang stabil, dan unsur yang stabil, bia perbandingan netron terhadap netron mendekati 1. Sehingga dapat dijelaskan ISOTOP karbon (14) tidak stabil dan isotop tersebut berubah menjadi unsur lain (nitrogen), yang lebih stabil dengan mengemisikan electron. Cara lainnya dari ISOTOP untuk mencapai kestabilan, yaitu dengan Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

82


mengemisikan netron seperti pada ISOTOP Iodium. Unsur yang dibawah pita kestabilan harus meningkatkan nilai n/p untuk mencapa kestabilan, yaitu dengan mengemisikan

positron

(elektron

dengan

muatan

positif).

Cara

kedua

meningkatkan nilai n/p yang disebut elektron capture atau K-cature, yaitu melepaskan elektron pada kulit terluar atau terjadi transformasi dari proton menjadi netron.

D.

Perhitungan energi dalam kimia nuklir Dalam suatu inti atom terdiri dari proton dan netron, menurut einsten ada

hubungan antara energi dengan massa, yang dinyatakan dengan rumus : E=m.c2, dimana E adalah energy, m adalah massa dan c adalah kecepatan cahaya.terikat Ada jumlah energi yang dapat digunakan untuk menguraikan atau melepaskan ikatan pada inti-inti nuklir dan ada juga energi yang dapat dipakai untuk mengikat inti-inti atom sehingga kuat, energi demikian disebut energi ikatan. Suatu contoh unsure-unsur Helium(

yang terdiri dari 2 proton, 2

elektron dan 2 netron masing-masing partikel memiliki massa yang berbeda. Proton (p) 1,007277 unit (sma) Netron (n) 1,0088665 unit (sma) Elektron (e) 0,0005486 (sma) Bila dihitung massa dari unsur Helium : (2x1,007277) + (2x1,008665) + (2x0,0005486) = 4,032981 unit (sma), angka ini hasil perhitungan sedangkan dari hasil pengukuran dengan spektrofotometri adalah 4,002603 unit. Ada selisih : 4,032981-4,002603 unit = 0,0030378 unit. Artinya dalam Helium dengan kandungan 2 buah proton dan 2 buah netron, sejumlah 0,030378 unit, dikonversikan menjadi energi, 0,030378 g atau 3,0378 x kg. Bandingkan bila dibakar 1 mol gas CH (metan) akan dibebaskan sejumlah 8,9x10 kj. Jadi energi dari 1 mol Helium lebih besar daripada 1 mol gas metan (CH).

BAB XI UNSUR TRANSISI


83


A.

PENGERTIAN UNSUR TRANSISI Terdapat beberapa pendapat mengenai unsur transisi, tetapi pengertian yang

lebih umum menyatakan bahwa unsur transisi merupakan kelompok unsur yang terletak pada blok d di dalam sistem periodik unsur. Pendapat lain juga menyatakan bahwa unsur transisi merupakan sekelompok unsur yang mempunyai sekurang-kurangnya sebuah ion dengan orbital d belum terisi penuh. Unsur transisi ini digolongkan menjadi dua, yaitu unsur transisi bok d yang memiliki subkulit d terisi tidak penuh dan unsur transisi dalam yang memiliki subkulit f terisi tidak penuh. Unsur transisi periode empat, terdiri atas 10 unsur, yaitu unsur dengan nomor atom 21 sampai 30. Unsur-unsur itu meliputi skandium (Sc), titanium (Ti), vanadium (V), kromium (Cr), mangan (Mn), besi (Fe), kobalt (Co), nikel (Ni), tembaga (Cu) dan zink (Zn). Misalnya, tembaga mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 4s13d10. unsur-unsur transisi memiliki beberapa sifat yang khas, yaitu: 1.

Semua unsur transisi adalah logam keras dengan titik didih dan titik leleh tinggi.

2.

Setiap unsur transisi memiliki beberapa bilangan oksidasi, kecuali unsur golongan IIB dan IIIB. Misalnya vanadium, memiliki bilangan oksidasi dari +2 sampai dengan +5.

3.

Senyawa unsur transisi umumnya berwarna dan bersifat paramagnetik. Semua sifat-sifat akibat dari konfigurasi elektron pada orbital d belum terisi penuh.

B.

SIFAT FISIKA UNSUR TRANSISI Beberapa Sifat Fisika Unsur Transisi Periode Keempat


84


1.

Konfigurasi Elektron Berdasarkan aturan membangun dari Aufbau, pengisian electron

dalam orbital d mulai terjadi setelah elektron menghuni orbital 4s2 atau setelah atom kalsium, 20Ca: [Ar] 4s2. Oleh karena itu, unsur-unsur transisi dimulai pada periode keempat dalam tabel periodik, sesuai dengan bilangan kuantum utama terbesar (4s3d). Oleh karena orbital d maksimum dihuni oleh sepuluh elektron maka akan terdapat sepuluh unsur pada periode keempat, yaitu mulai dari Sc dengan konfigurasi elektron [Ar] 3d14s2 sampai dengan Zn dengan konfigurasi elektron [Ar] 3d104s2. Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur Transisi Periode Keempat

Menurut

aturan

Aufbau,

konfigurasi

elektron

krom

adalah

[Ar]3d44s2,tetapi faktanya bukandemikian melainkan [Ar]3d54s1. Demikian juga pada konfigurasi elektron atom tembaga, yaitu [Ar]3d104s1. Hal ini disebabkan oleh kestabilan subkulit d yang terisi penuh atau setengah penuh.

2.

Titik Didih dan Titik Leleh


85


Kenaikan titik leleh mencapai maksimum pada golongan VB (vanadium) dan VIB (kromium). Hal itu disebabkan oleh kekuatan ikatan antaratom logam, khususnya bergantung pada jumlah elektron yang tidak berpasangan di dalam subkulit d. Pada awal periode unsur transisi, terdapat satu elektron pada orbital dyang tidak berpasangan. Jumlah elektron pada orbital d yang tidak berpasangan meningkat sampai dengan golongan VIB dan VIIB, setelah itu electron pada orbital d mulai berpasangan sehingga titik didih dan titik leleh turun.

3.

Jari-Jari Atom Jari-jari atom menentukan sifat-sifat unsur. Tampak bahwa jari-jari

atom menurun secara drastis dari skandium (1,44 ) hingga vanadium (1,22 ), kemudian berkurang secara perlahan. Penurunan ini akibat dari kenaikan muatan inti yang menarik elektron valensi lebih kuat. Pada periode yang sama, dari kiri ke kanan jumlah proton bertambah, sedangkan kulit valensi tetap. Akibat bertambahnya jumlah proton, daya tarik muatan inti terhadap elektron valensi bertambah kuat sehingga ukuran atau jari-jari atom semakin kecil(Herron,et all.1996).

4.

Sifat Logam Semua unsur transisi merupakan unsur-unsur logam. Kulit terluar dari

unsur-unsur transisi hanya mengandung satu atau dua elektron pada orbital 4s sehingga mudah melepaskan elektron pada kulit terluarnya. Sifat logam dari unsur-unsur transisi lebih kuat jika dibandingkan dengan sifat logam dari golongan utama. Hal ini disebabkan pada unsur-unsur transisi terdapat lebih banyak elektron bebas dalam orbital d yang tidak berpasangan. Mengapa jumlah elektron yang belum berpasangan dapat dijadikan ukuran kekuatan logam? Semakin banyak elektron bebas dalam suatu atom logam memungkinkan ikatan antaratom semakin kuat sehingga sifat logam dari unsur itu juga semakin kuat. Pengaruh nyata dari kekuatan ikatan antaratom pada logam transisi tercermin dari sifat kekerasan tinggi, kerapatan tinggi,


86


titik didih dan titik leleh yang juga tinggi, serta sifat hantaran listrik yang lebih baik.

5.

Bilangan Oksidasi Umumnya, unsur-unsur transisi periode keempat memiliki biloks lebih

dari satu. Hal ini disebabkan tingkat energi orbital s dan orbital d tidak berbeda jauh sehingga memungkinkan elektron-elektron pada kedua orbital itu digunakan melalui pembentukan orbital hibrida sp3d2. Bilangan Oksidasi Unsur Transisi Periode Keempat

Biloks maksimum sama dengan jumlah elektron valensi dalam orbital s dan orbital d atau sama dengan nomor golongan. Jadi, titanium (IVB) memiliki biloks maksimum +4, vanadium (VB), kromium (VIB), dan mangan (VIIB) memiliki biloks maksimum berturut-turut +5, +6, dan +7.

6.

Warna Ion Logam Transisi Suatu benda atau zat dikatakan berwarna jika ada cahaya yang jatuh

kepadanya, khususnya cahaya tampak. Cahaya tampak adalah cahaya yang memiliki frekuensi berkisar di antara cahaya inframerah dan ultraviolet. Cahaya tampak terdiri atas cahaya merah-kuning-hijau-biru-ungu. Kation logam unsur-unsur transisi umumnya berwarna. Hal ini disebabkan oleh adanya elektron tidak berpasangan dan tingkat energy orbital tidak berbeda jauh. Akibatnya, elektron mudah tereksitasi ketingkat energi lebih tinggi menimbulkan warna tertentu. Jika senyawa transisi baik padat maupun larutannya tersinari cahaya maka senyawa transisi akan menyerap cahaya pada frekuensi tertentu, sedangkan frekuensi lainnya diteruskan. Cahaya yang diserap akan mengeksitasi elektron ke tingkat energi lebih tinggi dan Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

87


cahaya yang diteruskan menunjukkan warna senyawa transisi pada keadaan tereksitasi(Herron,et all.1996).

7.

Sifat Magnet Jika suatu atom memiliki elektron yang tidak berpasangan, atom

tersebut akan bersifat paramagnetik, artinya dapat dipengaruhi oleh medan magnet. Sebaliknya, jika suatu atom tidak memiliki elektron yang tidak berpasangan maka akan bersifat diamagnetik, artinya tidak dipengaruhi oleh medan magnet. Unsur-unsur transisi baik sebagai unsur bebas maupun senyawanya pada umumnya memiliki elektron tidak berpasangan sehingga banyak unsur dan senyawa transisi bersifat paramagnetik. Semakin banyak elektron yang tidak berpasangan, semakin kuat sifat magnetnya. Mengapa elektron yang tidak berpasangan dapat memiliki sifat magnet? Setiap elektron memiliki spin yang menghasilkan momen magnet. Momen magnet ini berperilaku seperti magnet. Jika semua elektron berpasangan maka momen magnet elektron akan saling meniadakan sesuai aturan Pauli (jika elektron berpasangan, spinnya harus berlawanan) sehingga atom bersifat diamagnetik. Jika elektron tidak berpasangan maka spin elektron yang menghasilkan momen magnet tidak ada yang meniadakan sehingga atom akan memiliki momen magnet dan bersifat paramagnetik.


88


BAB XII REAKSI REDOKS

A.

K ONSEP REAKSI REDOKS 1.

B erdasarkan Penggabungan Dan Pelepasan Oksigen Ketika oksigen bereaksi dengan permukaan besi maka akan terjadi

reaksi antara oksigen dan besi. Reaksi yang terjadi adalah reaksi oksidasi, yaitu penggabungan oksigen dengan logam besi membentuk karat besi. Pada konsep ini reduksi oksidasi didefinisikan: Oksidasi adalah penggabungan oksigen dengan unsur atau senyawa. Reduksi adalah pelepasan oksigen dari senyawanya. Contoh reaksi oksidasi: -penggabungan oksigen dengan unsure 4Fe 3O2 C + O2

2Fe2O3 CO2

-penggabungan oksigen dengan senyawa CH4+ 2O2 2CO + O2

CO2+ 2H2O 2CO2

Contoh reaksi reduksi: -Pelepasan oksigen dari senyawanya 2Fe2O3 2Ag2O

2.

4Fe + 3O2 4Ag +O2.

Berdasarkan penggabungan dan pelepasan electron Beberapa reaksi reduksi oksidasi tidak melibatkan oksigen, sehingga

konsep reduksi oksidasi perlu diperluas. Misalnya pada reaksi Na + Cl NaCl. Untuk menjelaskan konsep reduksi oksidasi dapat ditinjau dari serah terima elektron. Pada konsep ini reduksi oksidasi didefinisikan: Oksidasi adalah pelepasan electron Reduksi adalah penerimaan electron


89


Contoh : -reaksi antara Na dan Cl2 membentuk NaCl Pada reaksi ini Na melepaskan 1 elektron yang kemudian diterima Cl. 2Na + Cl2 atau

2NaCl

Na + ½Cl2

NaCl

serah terima elektron yang terjadi: Na

Na++ e Na melepas elektron (oksidasi)

½Cl2+ e

Cl- Cl menerima elektron (reduksi)

-reaksi antara Ca dan Cl2 membentuk CaCl2Pada reaksi ini Ca melepaskan 2 elektron yang kemudian diterima Cl Ca + Cl2

CaCl2

serah terima elektron yang terjadi: Ca

Ca2++ 2eCa melepas elektron (oksidasi)

Cl2+ 2e

3.

2Cl-Cl menerima elektron (reduksi)

Konsep reaksi redoks berdasarkan perubahan bilangan oksidasi Pada reaksi redoks yang kompleks akan sulit menentukan atom mana

yang melepas atau menerima elektron. Para ahli kimia mengatasi hal ini dengan mengkaitkan reaksi oksidasi dan reduksi dengan perubahan bilangan oksidasi. Untuk dapat menerapkan konsep ini, terlebih dahulu perlu memahami pengertian bilangan oksidasi dan cara menentukan bilangan oksidasi. Setelah itu akan dibahas perubahan bilangan oksidasi pada suatu reaksi redoks(Brady,1987).

B.

BILANGAN OKSIDASI Bilangan oksidasi (bilok atau bo) adalah bilangan yang menunjukkan

muatan yang disumbangkan oleh atom unsur tersebut pada molekul atau ion yang dibentuknya. Misalnya pada NaCl yang terbentuk melalui ikatan ion,maka bilangan oksidasi Na adalah +1 dan bilangan oksidasi Cl adalah -1. Untuk senyawa HCl yang terbentuk melalui ikatan kovalen, H lebih elektropositif


90


mempunyai bilangan oksidasi +1, sedangkan Cl lebih elektronegatif mempunyai bilangan oksidasi -1.(Brady,1987). Secara umum, untuk dua atom yang berikatan secara ionik maupun kovalen berlaku: a.

Atom unsur dengan keelektronegatifan lebih besar akan mempunyai bilangan oksidasi negatif.

b.

Atom

unsur

dengan

keelektronegatifan

lebih

kecil

(lebih

elektropositif) mempunyai bilangan oksidasi positif.

Berikut ini bebrapa aturan yang dapat membantu menentukan bilangan oksidasi suatu atom. Aturan 1: Bilangan oksidasi atom dalam unsur bebas sama dengan 0 (nol) Contoh: bilok atom pada unsur Fe, Na, Cu, H2, Cl2, Br2, I2, O2 = 0

Aturan 2: Bilangan oksidasi ion monoatom sama dengan muatan ionnya. Contoh a.

bilok ion Fe2+ = +2

b.

bilok ion Na+ = +1

c.

bilok ion Cl- = -1

d.

bilok ion S2- = -2

Aturan 3: Bilangan oksidasi logam golongan IA (Li, Na, K, Rb, Cs) dalam senyawa = +1 Bilangan oksidasi logam golongan IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) dalam senyawa=+2. Contoh a.

bilok Na dalam NaOH = +1

b.

bilok K dalam KCl = +1

c.

bilok Mg dalam MgO = +2

d.

bilok Ca dalam CaCl2 = -2


91


Aturan 4: Bilangan oksidasi H dalam senyawa umumnya = +1 Bilangan oksdasi H dalam senyawa hidrida logam = -1 Contoh a.

bilok H dalam HCl, H2O, NH3 = +1

b.

bilok H dalam NaH, CaH2 = -1

Aturan 5: Bilangan oksidasi oksigen (O) dalam senyawa umumnya =-2 (senyawa oksida) Bilangan okidasi oksigen (O) dalam senyawa peroksida = -1 Bilangan oksidasi oksigen (O) dalam senyawa peroksida = - ½ Bilangan oksidasi oksigen (O) dalam senyawa biner fluorida = +2 Contoh : a.

bilok O dalam Na2O, CaO = -2

b.

bilok O dalam NaO, CaO2 = -1

c.

bilok O dalam NaO 2, KO2 = - ½

d.

bilok O dalam OF2 = +2

Aturan 6: Jumlah bilangan oksidasi dalam senyawa netral = 0 Jumlah bilangan oksidasi dalam ion poliatom = muatan ionnya Contoh: a.

dalam senyawa H2SO4 2

b.

x bilok H + bilok S + 4 x bilok O = 0

dalam ion Cr2O722

x bilok Cr + 7 x bilok O = -2


92


C.

PERUBAHAN BILANGAN OKSIDASI DALAM REAKSI OKSIDASI REDUKSI Setelah memahami cara menentukan bilangan oksidasi suatu atom, kita

dapat menentukan reaksi oksidasi reduksi berdasarkan perubahan bilangan oksidasi. Oksidasi adalah pertambahan bilangan oksidasi Reduksi adalah penurunan bilangan oksidasi. Zat yang atom unsurnya mengalami oksidasi disebut reduktor, sedangkan zat yang atom unsurnya mengalami reduksi disebut oksidator. Oksidator adalah zat yang mengalami reduksi Reduktor adalah zat yang mengalami oksidasi

Contoh Reaksi pengambilan biji besi dari oksidanya ditunjukkan oleh reaksi berikut

1.

Tentukan zat manakah yang tereduksi dan teroksidasi

2.

Tentukan oksidator dan reduktor

Jawab 1.

Untuk menentukan zat yang tereduksi dan zat yang teroksidasi ikuti langkah berikut: a. tentukan bilok masing-masing atom b. tentukan atom yang mengalami kenaikan bilok. c. tentukan atom yang mengalami penurunan bilok.

Bilangan oksidasi Fe turun dari +3 menjadi 0, jadi Fe2O3 tereduksi menjadi Fe. Bilangan oksidasi C naik dari +2 menjadi +4, jadi CO tereduksi menjadi CO2


93


2.

O ksidator adalah CO, reduktor adalah Fe2O3 Contoh : Reaksi berikut: HI + HNO2 ? NO + H2O + I2 a.

T entukan zat manakah yang tereduksi dan teroksidasi

b.

T entukan oksidator dan reduktor

Jawab : 1)

+1 -1

+1 +3 -2

+2 -2

+1 -2

0

Bilangan oksidasi N turun dari +3 menjadi +2, jadi HNO2 tereduksi menjadi NO. Bilangan oksidasi I naik dari -1 menjadi 0, jadi HI tereduksi menjadi I2.

2)

oksidator adalah HNO2, reduktor adalah HI Contoh Apakah reaksi 2NaOH + H2SO4 ? Na2SO4 + 2H2O merupakan reaksi redoks?

Jawab: Untuk menjawab persoalan tersebut harus menentukan bilangan oksidasi masing-masing atom. Jika terdapat kenaikan dan penurunan bilangan oksidasi berarti reaksi tersebut adalah reaksi redoks. Tetapi jika tidak terdapat perubahan bilangan oksidasi, maka reaksi tersebut bukan reaksi redoks. Catatan: adanya koefisien tidak mempengaruhi bilangan oksidasi.


94


Terlihat bahwa bilangan oksidasi Na, O, H, S tetap. Jadi reaksi tersebut bukan merupakan reaksi redoks.

D.

M ENYETARAKAN BILANGAN OKSIDASI Untuk menyetarakan reaksi redoks dengan cara bilangan oksidasi, anda

harus dapat menentukan bilangan oksidasi unsur yang ada dalam suatu senyawa. Jika anda sudah memahami cara menentukan bilangan oksidasi, anda dapat menyetarakan reaksi redoks dengan mudah. Langkah-langkah dalam menyetarakan persamaan reaksi redoks dengan cara bilangan oksidasi adalah: Langkah 1

: Setarakan jumlah unsur, selain O dan H, yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan memberi koefisien.

Langkah 2

: Tentukan reaksi oksidasi dan reaksi reduksi dengan cara menuliskan perubahan bilangan oksidasi.

Langkah 3

: Samakan jumlah elektron yang diterima dan yang dilepas dengan cara mengalikan dengan angka tertentu.

Langkah 4

: Setarakan jumlah oksigen dengan menambahkan H2O

Langkah 5

: Setarakan jumlah Hidrogen dengan menambahkan H+

E.

M ENYETARAKAN SETENGAH REAKSI Langkah 1

: Pisahkan reaksi redoks menjadi reaksi reduksi dan reaksi oksidasi.

Langkah 2

: Setarakan jumlah unsur, selain O dan H, yang mengalami perubahan bilangan oksidasi dengan member koefisien.

Langkah 3

: Tambahkan H2O untuk menyetarakan atom oksigen dan tambahkan H+ untuk menyetarakan atom hydrogen.

Langkah 4

: Tambahkan electron untuk menyetarakan muatan. Program Studi Farmasi STIKes Medistra Lubuk Pakam |

95


Langkah 5

: Menyamakan jumlah electron yang dilepas pada reaksi oksidasi dengan jumlah electron yang diterima pada reaksi reduksi, kemudian jumlahkan kedua reaksi tersebut.

BAB XIII METODE PEMISAHAN

Dalam Kimia dan teknik kimia, proses pemisahan digunakan untuk mendapatkan dua atau lebih produk yang lebih murni dari suatu campuran senyawa kimia. Sebagian besar senyawa kimia ditemukan di alam dalam keadaan yang tidak murni. Biasanya, suatu senyawa kimia berada dalam keadaan tercampur dengan senyawa lain. Untuk beberapa keperluan seperti sintesis senyawa kimia yang memerlukan bahan baku senyawa kimia dalam keadaan murni atau proses produksi suatu senyawa kimia dengan kemurnian tinggi, proses pemisahan perlu dilakukan. Proses pemisahan sangat penting dalam bidang teknik kimia. Suatu contoh pentingnya proses pemisahan adalah pada proses pengolahan minyak bumi. Minyak bumi merupakan campuran berbagai jenis hidrokarbon. Pemanfaatan hidrokarbon-hidrokarbon penyusun minyakbumi akan lebih berharga bila memiliki kemurnian yang tinggi. Proses pemisahan minyak bumi menjadi komponen-komponennya akan menghasilkan produk LPG, solar, avtur, pelumas, dan aspal(Rusli,2013). Secara mendasar, proses pemisahan dapat diterangkan sebagai proses perpindahan massa. Proses pemisahan sendiri dapat diklasifikasikan menjadi proses pemisahan secara mekanis atau kimiawi. Pemilihan jenis proses pemisahan yang digunakan bergantung pada kondisi yang dihadapi. Pemisahan secara mekanis dilakukan kapanpun memungkinkan karena biaya operasinya lebih murah dari pemisahan secara kimiawi. Untuk campuranyang tidak dapat dipisahkan melalui proses pemisahan mekanis (seperti pemisahan minyak bumi), proses pemisahan kimiawi harus dilakukan. Proses pemisahan suatu campuran dapat dilakukan dengan berbagai metode. Metode pemisahan yang dipilih


96


bergantung pada fasa komponen penyusun campuran. Suatu campuran dapat berupa campuran homogen (satu fasa) atau campuran heterogen (lebih dari satu fasa). Suatu campuran heterogen dapat mengandung dua atau lebih fasa: padatpadat, padat-cair, padat-gas, cair-cair, cair-gas, gas-gas, campuran padat-cair-gas, dan sebagainya. Pada berbagai kasus, dua atau lebih proses pemisahan harus dikombinasikan

untuk

mendapatkan

hasil

pemisahan

yang

diinginkan(Soebagio,2003).

A.

METODE PEMISAHAN CAMPURAN Metode pemisahan merupakan suatu cara yang digunakan untuk

memisahkan atau memurnikan suatu senyawa atau skelompok senyawa yang mempunyai susunan kimia yang berkaitan dari suatu bahan, baik dalam skala laboratorium maupun skala industri. Metode pemisahan bertujuan untuk mendapatkan zat murni atau beberapa zat murni dari suatu campuran, sering disebut sebagai pemurnian dan juga untuk mengetahui keberadaan suatu zat dalam suatu sampel (analisis laboratorium). Berdasarkan tahap proses pemisahan, metode pemisahan dapat dibedakan menjadi dua golongan, yaitu metode pemisahan sederhana dan metode pemisahan kompleks. 1.

Metode Pemisahan Sederhana Metode pemisahan sederhana adalah metode yang menggunakan cara

satu tahap. Proses ini terbatas untuk memisahkan campuran atau larutan yang relatif sederhana. 2.

Metode Pemisahan Kompleks Metode pemisahan kompleks memerlukan beberapa tahapan kerja,

diantaranya penambahan bahan tertentu,pengaturan proses mekanik alat, dan

reaksi-reaksi

kimia

yang

diperlukan.

Metode

inibiasanya

menggabungkan dua atau lebih metode sederhana. Contohnya, pengolahan bijih dari pertambangan memerlukan proses pemisahankompleks.

Keadaan zat yang diinginkan dan dalam keadaan campuran harus diperhatiakn untuk menghindari kesalahan pemilihan metode pemisahan yang


97


akan menimbulkan kerusakan hasil atau melainkan tidak berhasil. Beberapa faktor yang perlu diperhatikan antara lain : 1.

Keadaan zat yang diinginkan terhadap campuran, apakah zat ada di dalam sel makhluk hidup, apakah bahan terikat secara kimia, dan sebagainya.

2.

Kadar zat yang diinginkan terhadap campurannya, apakah kadarnya kecil atau besar.

3.

Sifat khusus dari zat yang diinginkan dan campurannya, misalnya zat tidak tahan panas, mudah menguap, kelarutan terhadap pelarut tertentu, titik didih, dan sebagainya.

4.

Standar kemurnian yang diinginkan. Kemurnian 100% memerlukan tahap yang berbeda dengan 96%.

B.

5.

Zat pencemar dan campurannya yang mengotori beserta sifatnya.

6.

Nilai guna zat yang diinginkan, harga, dan biaya proses pemisahan.

DASAR-DASAR METODE PEMISAHAN Suatu zat dapat dipisahkan dari campurannya karena mempunyai perbedaan

sifat. Hal ini dinamakan dasr pemisahan. Beberapa dasar pemisahan campuran antara lain sebagai berikut : 1.

Ukuran Partikel Bila ukuran partikel zat yang diinginkan berbeda dengan zat yang

tidak diinginkan (zat pencmpur) dapat dipisahkan dengan metode filtrasi (penyaringan). jika partikel zat hasil lebih kecil daripada zat pencampurnya, maka dapat dipilih penyring atau media berpori yang sesuai dengan ukuran partikel zat yang diinginkan. Partikel zat hasil akan melewati penyaring dan zat pencampurnya akan terhalang.

2.

Titik Didih Bila antara zat hasil dan zat pencampur memiliki titik didih yang jauh

berbeda dapat dipishkan dengan metode destilasi. Apabila titik didih zat hasil lebih rendah daripada zat pencampur, maka bahan dipanaskan antara suhu didih zat hasil dan di bawahsuhu didih zat pencampur. Zat hasil akan


98


lebih cepat menguap, sedangkan zat pencampur tetap dalam keadaan cair dan sedikit menguap ketikatitik didihnya terlewati. Proses pemisahan dengan dasar perbedaan titik didih ini bila dilakukan dengan kontrol suhu yang ketat akan dapatmemisahkan suatu zat dari campuranya dengan baik, karena suhu selalu dikontrol untuk tidak melewati titik didih campuran.

3.

Kelarutan Suatu zat selalu memiliki spesifikasi kelarutan yang berbeda, artinya

suatu zat selalu memiliki spesifikasi kelarutan yang berbeda, artinya suatu zat mungkin larut dalam pelarut A tetapi tidak larut dalam pelarut B, atau sebaliknya. Secara umum pelarut dibagi menjadi dua, yaitu pelarut polar, misalnya air, dan pelarut nonpolar (disebut juga pelarut organik) seperti alkohol, aseton, methanol, petrolium eter, kloroform, dan eter. Dengan melihat kelarutan suatu zat yang berbeda dengan zat-zat lain dalam campurannya, maka kita dapat memisahkan zat yang diinginkan tersebut dengan menggunakan pelarut tertentu.

4.

Pengendapan Suatu zat akan memiliki kecepatan mengendap yang berbeda dalam

suatu campuran atau larutan tertentu. Zat-zatdengan berat jenis yng lebih besar daripada pelarutnya akan segera mengendap. Jika dalam suatu campuran mengandung satu atau beberapa zat dengan kecepatan pengendapan yang berbeda dan kita hanya menginginkan salah satu zat, maka dapat dipisahkan dengan metode sedimentsi tau sentrifugsi. Namun jika dalm campuran mengandung lebih dari satu zat yang akan kita inginkan, maka digunakan metode presipitasi. Metode presipitasi biasanya dikombinasi dengan metode filtrasi.

5.

Difusi Dua macm zat berwujud cair atau gas bila dicampur dapat berdifusi

(bergerak mengalir dan bercampur) satu sama lain. Gerak partikel dapat


99


dipengaruhi oleh muatan listrik. Listrik yang diatur sedemikian rupa (baik besarnya tegangan maupun kuat arusnya) akan menarik partikel zat hasil ke arah tertentu sehingga diperoleh zat yang murni.Metode pemisahan zat dengan menggunakan bantuan arus listrik disebut elektrodialisis. Selain itu kita mengenal juga istilah elektroforesis, yaitu pemisahan zat berdasarkan banyaknya nukleotida (satuan penyusun DNA) dapat dilakukan dengan elektroforesis menggunakan suatu media agar yang disebut gel agarosa.

6.

Adsorbsi Merupakan penarikan suatu zat oleh bahan pengadsorbsi secara kuat

sehingga menempel pada permukaan dari bahan pengadsorbsi. Penggunaan metode ini diterapkan pada pemurnian airdan kotoran renik atau organisme.

C.

JENIS-JENIS METODE PEMISAHAN

1.

Filtrasi Filtrasi atau penyaringan merupakan metode pemisahan untuk

memisahkan zat padat dari cairannya dengan menggunakan alat berpori (penyaring). Dasar pemisahan metode ini adalah perbedaan ukuran partikel antara pelarut dan zat terlarutnya. Penyaring akan menahan zat padat yang mempunyai ukuran partikel lebih besar dari pori saringan dan meneruskan pelarut. Proses filtrasi yang dilakukan adalah bahan harus dibuat dalam bentuk larutan atau berwujud cair kemudian disaring. Hasilpenyaringan disebut filtrat sedangkan sisa yang tertinggal dipenyaring disebut residu (ampas). Metode ini dimanfaatkan untuk membersihkan air dari sampah pada pengolahan air, menjernihkan preparat kimia di laboratorium, menghilangkan pirogen (pengotor) pada air suntik injeksi dan obat-obat injeksi, dan membersihkan sirup dari kotoran yang ada pada gula. Penyaringan di laboratorium dapat menggunakan kertas saring dan penyaring buchner. Penyaring buchner adalah penyaring yang terbuat dari bahan kaca yang kuat dilengkapi dengan alat penghisap(Rusli,2013).


100


2.

Sublimasi Sublimasi

merupakan

metode

pemisahan

campuran

dengan

menguapkan zat padat tanpa melalui fasa cair terlebih dahulu sehingga kotoran yang tidak menyublim akan tertinggal. bahan-bahan yang menggunakan metode ini adalah bahan yang mudah menyublim, seperti kamfer dan iod.

3.

Kristalisasi Merupakan metode pemisahan untuk memperoleh zat padat yang

terlarut dalam suatu larutan. Dasar metode iniadalah kelarutan bahan dalam suatu pelarut dan perbedaan titik beku. Kristalisasi ada dua cara yaitu kristalisasi penguapan dan kristalisasi pendinginan(Rusli,2013). Contoh proses kristalisasi dalam kehidupan sehari-hari adalah pembuatan garam dapur dari air laut. Mula-mula air laut ditampung dalam suatu tambak, kemudian dengan bantuan sinar matahari dibiarkan menguap. Setelah proses penguapan, dihasilkan garam dalam bentuk kasar dan masih bercampur dengan pengotornya, sehingga untuk mendapatkan garam yang bersih diperlukan proses rekristalisasi (pengkristalan kembali) Contoh lain adalah pembuatan gula putih dari tebu. Batang tebu dihancurkan dan diperas untuk diambil sarinya, kemudian diuapkan dengan penguap hampa udara sehingga air tebu tersebut menjadi kental, lewat jenuh, dan terjadi pengkristalan gula. Kristal ini kemudian dikeringkan sehingga diperoleh gula putih atau gula pasir.

4.

Destilasi Destilasi merupakan metode pemisahan untuk memperoleh suatu

bahan yang berwujud cair yang terkotori oleh zat padat atau bahan lain yang mempunyai titik didih yang berbeda. Dasar pemisahanadalah titik didih yang berbeda. Bahan yang dipisahkan dengan metode ini adalah bentuk larutan atau cair, tahan terhadap pemanasan, dan perbedaan titik didihnya tidak terlalu dekat. Proses pemisahan yang dilakukan adalah bahan campuran dipanaskan pada suhu diantara titik didih bahan yang diinginkan.


101


Pelarut bahan yang diinginkan akan menguap, uap dilewatkan pada tabung pengembun (kondensor). Uap yang mencairditampung dalam wadah. Bahan hasil pada proses ini disebut destilat, sedangkan sisanya disebut residu. Contoh destilasi adalah proses penyulingan minyak bumi, pembuatan minyak kayu putih, dan memurnikan air minum(Soebagio,2003).

5.

Ekstraksi Ekstraksi merupakan metode pemisahan dengan melarutkan bahan

campuran dalam pelarut yang sesuai. Dasar metode pemisahan ini adalah kelarutan bahan dalam pelarut tertentu.

6.

Adsorbsi Adsorbsi merupakan metode pemisahan untuk membersihkan suatu

bahan dari pengotornya dengan cara penarikan bahan pengadsorbsi secara kuat sehingga menempel pada permukaan bahan pengadsorbsi. Penggunaan metode ini dipakai untuk memurnikan air dari kotoran renik atau mikroorganisme, memutihkan gula yang berwarna coklat karena terdapat kotoran.

7.

Kromatografi Kromatografi adalah cara pemisahan berdasarkan perbedaan kecepatan

perambatan pelarut pada suatu lapisan zat tertentu.Dasar pemisahan metode ini adalah kelarutan dalam pelarut tertentu,daya absorbsi oleh bahan penyerap, dan volatilitas (daya penguapan). Contoh proses kromatografi sederhana adalah kromatografi kertas untuk memisahkan tinta(Rusli,2013).

D.

PEMANFAATAN METODE PEMISAHAN Pada proses pemisahan suatu campuran ada yang memerlukan metode

pemisahan, ada pula yang dikombinasi lebih dari satu jenis metode. Berikut ini beberapa contoh pemanfaatan metode pemisahan dengan menggunakan metode pemisahan tertentu.


102


1.

Pemurnian Garam Dapur Air laut banyak mengandung mineral terutama garam dapur (NaCl).

Petani garam dapur memisahkan garam dapur dengan menjemur air laut pada sebuah bangunan yang datar dan lapang. Garam yang diperoleh, kemudian diolah di industri untuk dicuci dan ditambah iodium.

2.

Pemurnian Air Minum Air adalah sumber kehidupan. Air selalu diperlukan dalam setiap

bidang kehidupan kita.bagi penduduk Indonesia, tidak sulit untuk mendapatkan air tawar, namun di daerah timur tengah sulit untuk mendapatkan air tawar. Mereka melakukan penyulingan (destilasi) untuk memperoleh air tawar secara besar-besaran.


103


BAB XIV KIMIA BIOANORGANIK

Kimia Bioanorganik mengkhusukan diri pada studi tentang aspek kimia dari molekul-molekul logam yang berkait dengan sistem biologis. Ilmu ini memiliki perhatian pada penggunaan ion logam pada proses-proses biokimia. Bioanorganik juga mencakup molekul sintesis yang mengandung logam dan bahan organik seperti obat-obatan. Ilmu ini menjadi penghubung antara biokimia dan kimia anorganik, yang dapat menjelaskanbagaimana senyawasenyawa anorganik melaksanakan perannya dalam sistem hidup(Smith,1988). Beberapa unsur yang banyak diperlukan dalam metabolisme tubuh antara lain Natrium, kalium, kalsium, besi, seng, kromium dan selenium. Unsur-unsur mineral ini tersebar di hampir semua posisi dalam Tabel Periodik Unsur. Unsurunsur alkali (seperti Na dan K), alkali tanah (Ca, Mg, hingga unsur-unsur transisi (Cr, Fe, Zn) menunjukkan peran masing-masing.Masing-masing unsure berfungsi secara khas. Umumnya mereka bekrja sebagai kofaktor yang membantu kerja enzim atau molekul biologis tertentu. Unsur-unsur logam yang dikenal sebagai mineral dalam nutrisi umumnya diperoleh dari bahan-bahan alami seperti sayuran dan buah-buahan. Selain itu, masyarakat juga mengkonsumsi mineral dari bahan suplemen yang diproduksi dengan menempatkan sejumlah senyawa yang mengandung unsur-unsur tertentu.

A.

Unsur-unsur Mineral Mineral adalah bahan anorganik yang diperoleh dari bahan alam. Mineral

berasal dari tanah dan atau air. Mineral umumnya masuk dalam tubuh sebagai


104


garamnya, dan digunakan oleh tubuh sebagai elektrolit. Unsur-unsur mineral dapat berperan sebagai inti atau pengikat molekul tertentu sehingga dapat berfungsi dengan baik(Smith, 1988). a.

Mineral alkali Unsur-unsur Alkali dan Alkali tanah yang banyak berperan sebagai

mineral nutrisi adalah K, Na, Ca serta Mg. Natrium (Na) yang umumnya diperoleh dari garam dapur (NaCl) berperan dalam membuat bahan dasar antar sel dan bersama ion K (kalium) berperan mengatur kelancaran keluar masuknya air dan sari makanan dari dan ke dalam sel.

b.

Mineral alkali tanah 1. Kalsium Unsur ini diperoleh dari elektrolisis kalsium klorida. Sebagai senyawa kalsium banyak terdapat di alam sebagai kalsium karbonat yang diperoleh dari batu kapur/ kalsit. Kalsium juga terdapat sebagai Kalsium hidroksida Ca(OH)2 dan silika seperti dalam semen (C2S). Dalam tubuh manusia kalsium terdapat dalam gigi dan tulang sebagai kalsium fosfat. Ca (kalsium) sangat dikenal berperan dalam pembentukan tulang dan gigi. Dalam jaringan tubuh, kalsium berada dalam bentuk kompleks protein. Dalam kondisi ini kalsium menunjukkan peran dalam kontrasksi otot, transmisi impuls syaraf dan membekuan darah. Sebagian kerja kalsium bersinergi dengan Magnesium.

2. Magnesium Magnesium (Mg) berperan untuk kelancaran kerja berbagai enzim. Magnesium diperlukan tubuh untuk memproduksi 300 jenis enzim, pengiriman pesan melalui sistem syaraf, membuat otot-otot tetap lentur dan rileks serta memelihara kekuatan tulang dan gigi. Fungsi penting lainnya adalah menjaga konsistensi detak/ritme jantung serta membuat tekanan darah tetap normal(Chang, et all.2004).


105


Dalam banyak penelitian, peran magnesium juga dibutuhkan dalam mengatasi sejumlah penyakit seperti asma dan diabetes. Mineral ini juga terbukti sangat penting artinya dalam mengatasi gangguan atau kelainan ritme jantung. Magnesium juga dibutuhkan perannya dalam penyerapan serta penggunaan beragam vitamin dan mineral lainnya. Vitamin C dan kalsium misalnya, akan bekerja sempurna di dalam tubuh apabila kebutuhan magnesium tercukupi. Dalam tubuh manusia, jumlah total magnesium mencapai sekitar 25gram. Sebagian besar magnesium terkonsentrasi di dalam tulang dan gigi, namun juga terdapat dalam otot dan darah. Jumlahnya yang cukup dalam tubuh sangat penting untuk menjaga keseimbangan metabolisme tubuh. Untuk menjaga supaya kadarnya dalam tubuh tetap ideal. Asupan magnesium dapat diupayakan baik melalui makanan seharihari maupun suplemen tambahan bagi yang membutuhkan. Jumlah asupan magnesium setiap hari yang direkomendasikan (DRI) berbeda untuk jenis kelamin dan periode usia. Pria dewasa berusia 13-30 tahun misalnya, membutuhkan asupan magnesium sekitar 400 miligram per hari, sedangkan wanita 19-30 tahun 310mg per hari. Ada sejumlah zat makanan yang memiliki kadar magnesium tinggi seperti kacang-kacangan, buncis, sayuran berwarna hijau gelap, gandum murni dan seafood. Kebutuhan magnesium juga dapat dipenuhi dari konsumsi susu karena dalam setiap gelasnya terdapat sekitar 34 miligram. Makanan dari kedelai seperti tahu, tempe dan susu kedelai juga kaya akan magnesium. Magnesium

juga

dapat

ditambahkan

melalui

suplemen.

Suplemen dapat memberi 10 hingga 50 mg. Asupan magnesium yang terlalu banyak – melebihi 600 mg- dapat berisiko terkena diare. Perlu pula diperhatikan pula bahwa suplemen magnesium ada yang dikombinasikan dengan sejumlah zat berbahaya. Pilihan yang tersedia juga beragam mulai dari magnesium oksida, magnesium ototat, magnesium glukonat, magnesium aspartat, magnesium glisinat, atau


106


magnesium sitrat. Magnesium aspartat, glisinat dan sitrat lebih mudah diserap tubuh,sedangkan jenis oksida harus dihindari karena akan sulit ditoleransi tubuh (Astawan, 2008). Magnesium berperan vital bagi kesehatan jantung. Dari sejumlah riset terungkap, kadar yang rendah berkaitan dengan sejumlah kelainan jantung. Kekurangan magnesium dapat memicu kekakuan atau kejang pada salah satu pembuluh korener arteri, sehingga mengganggu peredaran darah dan menyebabkan serangan jantung. Sejumlah dokter ahli berpendapat defisiensi magnesium berada di belakang kasus serangan jantung khususnya pada pasien yang tak punya sejarah sakit jantung. Fakta juga menunjukkan, terapi intravena (infus) magnesium sering digunakan untuk pasien gawat jantung. Magnesium juga penting dalam melindungi tubuh dari serangan jantung yang disebabkan pembekuan atau penggumpalan darah. Mineral ini membantu mencegah terbentuknya pembekuan dengan cara membuat platelet atau keeping darah menjadi kurang "lengket" sehinga cenderung sulit untuk berbaur membentuk penggumpalan. Minimnya kadar magnesium juga menjadi penyebab kasus cardiac arrhythmias atau tidak beraturannya ritme jantung. Kelainan ini membuat jantung terkadang kehilangan atau bertambah satu detak dalam sekali ketukan atau bahkan ritme malah menjadi terlalu cepat. Jika gangguan ini makin serius dan detak jantung tak segera kembali ke normal.

c.

Mineral golongan transisi Unsur- unsur transisi merupakan sederet unsur-unsur yang menempati

golongan 3 (IIIB) hingga 12 (IIB) dalam Tabel Periodik Unsur. Unsur-unsur ini memiliki nomor atom 21 hingga 30, 39048 dan 71-80. Ada kemiripan sifat pada kelompok unsur ini(Chang, et all.2004) Unsur-unsur transisi menunjukkan variasi valensi atau tingkat oksidasi pada senyawa yang dibentuknya, antara +1 hingga +8. Pada senyawa-


107


senyawa organologam, yang mengandung logam terikat pada spesies organik, logam transisi kadang-kadang memiliki bilangan oksidasi negatif. Unsur-unsur ini memiliki sifat umum dari logam seperti kekerasan, kemampuan ditempa, konduktivitas listrik dan panas serta kilap logam. Umumnya unsur-unsur transisi berperan sebagai reduktor (donor elektron) walaupun kurang aktif dibanding golongan alkali dan alkali tanah. Unsur transisi umumnya memiliki densitas dan titik leleh tinggi dan menunjukkan sifat magnet. Unsur-unsur ini

dapat membentuk ikatan ionik maupun

kovalen dengan anion-anion dan menghasilkan senyawa yang berwarna. Molekul yang mengandung unsur transisi juga menunjukkan peran yang signifikan dalam proses biokimia di berbagai sistem hidup. Contoh yang populer adalah kompleks besi haemoglobin, yang bertanggungjawab dalam transport oksigen dalam darah pada semua verterbrata dan beberapa avertebrata.

B.

Beberapa logam transisi 1.

Besi (Fe) Besi adalah unsur anorganik yang masuk ke dalam tubuh dan berperan

penting dalam pembuatan hemoglobin. Bagian untuk tugas ini sekitar 60%. Selain itu sekitar 20% digunakan untuk membuat hemoglobin otot dan dalam enzim pernafasan, sekitar 20% lainnya disalurkan ke dalam hati, limpa dan sumsum tulang. Besi dalam sumsum disimpan sebagai ferretin dan hemosiderin. Fe yang dibuang dari penghancuran eritrosit tidak dibuang tetepi disimpan sebagai ferritin dan hemosiderin kembali. Secara umum aliran besi dalam darah cukup lancar. Jika berlebihan unsur ini akan keluar melalui feses dan keringat. Kekurangan Fe membuat seseorang menderita anemia. Besi banyak terdapat dalam hati, telur, ikan, kacang-kacangan dan sayuran. Di dalam lambung fe bereaksi dengan asam lambung (HCl) membentuk FeCl2. Suplemen besi juga banyak tersedia, antara lain sebagai Fe-sulfat.


108


2.

Kromium Krom di alam berada dalam beberapa tingkat oksidasi. Yang

terbanyak adalah bentuk heksavalen [Cr (VI)] dan trivalen [Cr(III)]. Spesies heksavalen memiliki senyawa yang populer antara lain kromat (misalnya Kalium kromat,K2CrO4) dan bikromat (misalnya Kalim bikromat, K2Cr2O7). Kromium bervalensi enam, Cr (VI), memiliki sifat toksik Paparan akut dari Cr (VI) dapat menyebabkan gangguan hidung, diare, gangguan liver dan ginjal, dermatitis, dan problem pernafasan. Paparan Cr dalam waktu lama dapat menyebabkan alergi, dermatitis, gatal kulit, iritasi membran hidung, dan gangguan paru-paru. Namun demikian, Cr (III) justru berguna sebagai mikronutrien yang dapat membantu proses pembentukan faktor antidiabetogenik untuk mengaktifkan produksi hormon insulin. Karena sifat ini, kromium (III) dipakai dalam produk nutrisi yang dibuat khusus untuk penderita penyakit diabetes mellitus (Connel, 1995).

3.

Selenium (Se) Logam transisi seperti selenium memiliki variasi karakter menurut

spesiesnya. Sejumlah bukti menyatakan bahwa sejumlah dosis sedang dari vitamin E dan selenium dapat menghambat pertumbuhan tumor. Namun demikian, selenium dalam konsentrasi besar bersifat racun bagi tubuh. Aktivitas selenium bersama vitamin E dalam mencegah kanker prostat diketahui sekitar tahun 2001 dalam studi di Amerika, Kanada dan Puerto Rico.

4.

Seng (Zn) Zn, merupakan mineral penting yang terdapat dalam semua sel tubuh

mahluk hidup, termasuk tubuh manusia. Lebih dari 300 macam enzim di dalam tubuh manusia memerlukan seng sebagai kofaktor untuk menjamin optimasi

fungsinya.

Seng

berfungsi

membantu

pertumbuhan

dan

meningkatkan imunitas (Smith, 1988). Pasien diberi seng dalam jumlah cukup pada saat pra dan pasca operasi. Terapi seng juga sudah direkomendasikan bagi pasien yang menderita infeksi pernapasan, luka


109


bakar, pembedahan, berbagai luka traumatis akibat kecelakaan, dan penyakit lain yang sangat membutuhkan kinerja penyembuhan yang baik. Secara biokimia, seng terlibat dalam biosintesis DNA (asam deoksiribonukleat) dan diduga sebagai aktivator enzim kolagen sintetase, yaitu suatu enzim yang berperan dalam biosintesis kolagen dan meningkatkan perbaikan jaringan Seng adalah mineral esensial yang ditemukan pada hampir semua sel. Seng dapat menstimulasi aktivitas 100 macam enzim dan terlibat sebagai kofaktor pada 200 jenis enzim lainnya. Seng dinyatakan sebagai mineral yang berperan untuk meningkatkan reaksi biokimia di dalam tubuh. Mineral ini mendukung kinerja sistem imun yang diperlukan dalam penyembuhan luka, membantu memelihara fungsi indra penciuman dan pengecap, serta dibutuhkan dalam sintesis DNA. Seng juga turut mendukung pertumbuhan yang normal selama kehamilan, masa kanak-kanak, dan dewasa. Seng terdapat pada berbagai jenis bahan pangan. Tiram mengandung seng dalam jumlah terbesar per takaran sajinya. Dalam kehidupan seharihari, daging dan unggas memenuhi mayoritas kebutuhan seng karena lebih sering dikonsumsi. Sumber-sumber seng lain yang dapat dikonsumsi adalah biji-bijian, kacang-kacangan, makanan laut, gandum-ganduman dan produkproduk susu. Di dalam tubuh, sistem penyerapan seng yang berasal dari sumber hewani berlangsung lebih baik daripada yang berasal dari bahan nabati.Penyebab utama penghambatan penyerapan seng dari bahan nabati adalah tingginya kadar asam fitat dalam gandum-ganduman, serealia, kacang-kacangan dan sebagainya. Asam fitat dapat bertindak sebagai antinutrisi, yang mekanisme kerjanya adalah menghambat penyerapan seng dari bahan nabati. Tidak ada satu pun jenis pangan atau makanan yang mengandung seluruh zat bergizi yang berguna bagi tubuh. Kombinasi konsumsi daging, unggas, makanan laut, gandum-ganduman, polong-polongan kering, kacang-kacangan, dan sereal yang telah difortifikasi merupakan pilihan yang paling baik.


110


Defisiensi seng dapat terjadi apabila asupan seng ke dalam tubuh tidak memenuhi kebutuhan harian tubuh. Sebab lain, daya cerna seng yang buruk akibat kehadiran asam fitat sebagai antinutrisi. Penyerapan seng juga diatur secara homeostatis, yaitu meningkat penyerapannya di saat tubuh mengalami defisiensi, dan menurun jika konsumsinya berlebih. Gejala-gejala defisiensi seng adalah keterbelakangan pertumbuhan, kerontokan rambut, diare, penundaan pematangan seksual (hipogonadism), impotensi, ruam-ruam pada mata dan kulit (dermatitis) serta kehilangan selera makan. Gejala lainnya yang juga ditemukan adalah penurunan berat badan, masa penyembuhan luka yang lambat, abnormalitas indra penciuman dan pengecap akibat parakeratosis (penebalan ujung saraf sehingga tidak sensitif). Suplemen seng berguna pada penderita kekurangan energi, peminum alkohol berat, penderita penyakit saluran pencernaan, serta pertumbuhan abnormal pada balita dan anak-anak. Vegetarian umumnya membutuhkan seng dalam jumlah 50 persen lebih besar daripada kebutuhan seng nonvegetarian. Defisiensi seng selama kehamilan dapat mengakibatkan pertumbuhan fetus yang lambat. Suplementasi seng dapat memberikan antisipasi yang baik jika diberikan pada anak-anak yang memperlihatkan gejala keterbelakangan pertumbuhan yang belum terlalu parah. ASI tidak dapat lagi memenuhi kebutuhan harian seng pada balita usia 7-12 bulan. Oleh karena itu, anak sebaiknya diberikan juga makanan pendamping air susu ibu (MP-ASI) yang kaya seng. Sebaliknya, ibu menyusui juga harus memenuhi kebutuhan seng secara tepat, baik dari bahan pangan alami maupun suplemen. Kelompok lain yang juga rentan terhadap defisiensi seng adalah peminum alkohol. Sekitar 30-50 persen peminum alkohol berat umumnya menderita defisiensi seng. Peminum alkohol umumnya memiliki daya cerna dan daya serap yang rendah terhadap seng. Oleh karena itu, umumnya seng dalam jumlah besar akan ditemukan pada urin peminum alkohol (Smith, 1988). Defisiensi seng pada peminum alkohol akan diperparah dengan kondisi umum mereka yang jarang mengasup makanan dengan kandungan


111


gizi seimbang. Sebagian besar kebutuhan energi mereka terpenuhi dari alkohol. Kondisi tubuh lain yang dapat meningkatkan status defisiensi seng adalah diare. Apabila seseorang menderita diare, kemungkinannya untuk mengalami defisiensi seng menjadi lebih besar. Pada kasus diare, daya cerna seng menurun sehingga menjadi lebih banyak yang dikeluarkan dari tubuh. Kondisi pasca pembedahan, terutama pembedahan pada saluran pencernaan (usus buntu, penyakit Crohn), juga meningkatkan risiko defisiensi seng.


112


DAFTAR PUSTAKA

Astawan, Made., Zinc Mineraal Peningkat Kekbalan Tubuh, Kompas, 23 September, 2008. Alexander, M.J, 1976, Chemistry in the Laboratory, Brave Javavichlnc : Harcout Brady, James.E.1987. Kimia Universitas Asas & Struktur. Jilid satu. Yogyakarta: Gadjah Mada University Press. Chang, Raymond. 2004. Kimia Dasar. Jakarta. Erlangga Connel, D.W, Miller G.J, Kimia dan Ekotoksikologi Pencemaran, UI Press, Jakarta, 1995 Fressenden dan Fressenden.1986.Kimia Organik.Jakarta:PENERBIT ERLANGGA Herron, J.D., Frank, D.V., Sarquis, J.L., Sarquis. M., Schrader, C.L., and Kukla, D.A.,

1996,

Chemistry,

D.C.

Heath

and

Company

Lexington,

Massachusetts, Toronto, Ontario. Keenan, C.W., Kleinfelter, D.C., Wood, J.H., 1980, General College Chemistry, Harper and Row, Publisher, Inc. Kristianingrum,S.2010. Pembinaan Pembelajaran Kimia Untuk Guru-Guru Kimia Kab.Bantul dan Rintisan Kerjasama dengan MGMP dan Sekolah dalam Penyiapan Program Profesi Guru. UNY:Pendidikan Kimia FMIPA. Petrucci, H.R., dkk. 2008. Kimia Dasar Prinsip-Prinsip & Aplikasi Modern. Jakarta: Erlangga. Rusli, 2013. Pemisahan Kimia Untuk Universitas. Bandung. Erlangga. Sastrohamidjojo, Hardjono. 2008. Kimia Dasar. Yogyakarta: Gadjah Mada University Press. Smith, 1988: The Reference guide for Minerals, New York. Soebagio. 2003. Kimia Analitik II. Jakarta : IMSTEP. Suharto, dkk., 2000, Diktat Kimia Dasar II, F.MIPA. Universitas Negeri Yogyakarta Sukardjo. 1990. Ikatan Kimia. Yogyakarta: Rineka Cipta


113



114

MODUL KIMIA DASAR FARMASI PROGRAM STUDI FARMASI

Recommend Documents