MAKALAH KIMIA KELAS 10 : TABEL PERIODIK UNSUR DAN STRUKTUR ATOM

BAB I

PENDAHULUAN

A.      Latar Belakang

Sejalan dengan perkembangan ilmu pengetahuan dan tekhnologi, manusia tidak terlepas dari berbagai bentuk masalah dalam kehidupan ,olehnya para ilmuan selalu mengkaji persoalan yang terjadi baik dalam lingkungan maupun alam secara keseluruhan. Dengan hal tersebut sejarah perkembangan yang diangkat lewat latar belakang ini adalah sejarah perkembangan system periodik unsur mulai dari pengelompokkan unsur – unsur yang sederhana hingga pengelompokkan yang secara modern. Sistem priodik merupakan suatu cara untuk mengelompokkan unsure-unsur berdasarkan sifatnya. Pengelompokkan unsur mengalami  sejarah perkembangan, sifat logam, non logam, hukum-hukum, golongan, peride, dan sifat-sifat unsur  dalam system periodik modern.

B.       Rumusan  Masalah

Berdasarkan  pembahasan tersebut di atas maka penyususn dapat merumuskan beberapa hal yang menjadi masalah sebagai berikut :

1.    menjelaskan  pengertian stuktur atom

2.    Menjelaskan sistem periodik unsur

3.    pengelompokan unsur-unsur berdasarkan hukum-hukum

4.    menjelaskan pengertian terokimia

5.    menjelaskan entalpi dan perubahan entalpi

C.       Tujuan

Tujuan penyusunan makalah ini adalah :

1.      Untuk memperoleh gambaran tentang pandangan konsep kimia yang khususnya menyangkut sistem periodik Unsur.

2.      Untuk memperkaya  khasanah ilmu pengetahuan khususnya ilmu kimia terutama yang berkaitan dengan system periodik Unsur.

3.      Agar mampu menjelaskan dan memahami tentang sistem periodik unsur

BAB II

PMBAHASAN

A.    STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK, DAN IKATAN KIMIA

I. TEORI ATOM MEKANIKA KUANTUM

a.       Teori yang mendasari

1. Teori / hukum Einstein dikenal dengan energi foton

E= mc2

artinya suatu materi yang bermasa 1 gram mempunyai energi sebasar 8.9874 x 10 10 kj.

Menurut Einstein radiasi gelombang elktromagnetik mempunyai sifat partikel dan radiasi ituDikenal dengan energi foton.

2. Teori Max Planck

Menurut planck radiasi gelombang elektromagnetik bersifat diskrit artinya suatu benda hanya dapat memancarkan atau menyerap radiasi elektromagnetik dalam ukuran paket-paket kecil yang disebut dengan kuanta/kuantum.

Besarnya energi itu tergantung kepada frekuensi dan panjang gelombang radiasinya.

E = hv

E= hc/λ

E = Energi foton

h = tetapan planck (h= 6.63×10-34 js)

energi foton berbanding terbalik dengan panjang gelombangnya, semakin besar panjang gelombang semakin kecil energi fotonnya.

3. Hipotesis Louis de Broglie

Menurut de Broglie suatu benda bermasa m yang bergerak dengan kecepatan v membentuk gelombang sebesar

λ = h/mv

Sehingga de Broglie menyimpulkan bahwa materei dapat btersifat sebagai partikel dan dapat bersifat sebagai gelombang . electron sebagai partikel juga mempunyai sifat gelombang. Hal inilah yang mendasari lahirnya teori atom mekanika kuantum atau teori mekanika gelombang. Teori ini membantah teori Borh yang menyatakan bahwa gerakan partikel berbentuk lintasan tetapi gerakan partikel berbentuk gelombang.

4. Azas ketidak pastian Heisenberg

Menurut Werner Heisenberg posisi dan momentum suatu partikel tidak dapat ditentukan secara bersamaan. Semakin dapat ditentukan posisi suatu partikel maka semakintidak dapat ditentukan momentum suatu partikel dan sebaliknya, keadaan itu ditulisnya dalam suatu persamaan sebagai berikut:

(Δx)(Δp) ≥ h/2π

Δp = kesalahan momentum

Δx = kesalahan posisi

Semakin kecil Δp maka semakin besar Δx, semakin besarΔp maka semakin kecil Δx

b.      Bilangan Kuantum

Erwin schrodinger menggunakan empat jenis bilangan kuantum yang mempunyai fungsi tertentu untuk menentukan bentuk dan ukuran orbital.

v  Bilangan kuantum utama (n).

Bilangan kuantum utama merupakan bilangan yang menunjukan tingkat energi orbital

n merupakan bilangan bulat positif dan tidak termasuk nol. n = 1,2,3,….

Semakin tinggi harga n, maka semakin semakin besar orbitalnya.

Bilangan kuantum azimuth (l)

Bilangan kuantum azimuth menyatakan bentuk orbital.

l = 0 orbital s (Sharp)

l = 1 orbital p (principal)

l = 2 orbital d (diffuse)

l = 3 orbital f (fundamental)

Nilai l dimulai dari 0 sampai (n-1). Hubungan antara kulit, tingkat energi dan bentuk orbital dapat digambarkan sebagai berikut.

Kulit K n = 1, l = 0 , orbital s

Kulit L n = 2, l = 0 , 1 , orbitas s ,p

Kulit M n = 3, l = 0, 1, 2 orbital s, p, d

Kulit N n = 4, l = 0, 1, 2, 3 orbital s, p, d, f

Dan seterusnya.

Bilangan kuantum magnetic (m)

Bilangan kuantum magnetic menunjukan arah orbital dalam sumbu x, y, z atau orientasi orbital dalam ruang.

m bernilai negative, nol, dan positif.

Missal : jika l = 0 maka m = 0 orbital s

l = 1 maka m = –1, 0, 1 orbital px, py, pz

l = 2 maka m = –2–1, 0, 1, 2 orbitalnya dx2 –y2, dz2, dxy, dxz, dyz

v  Bilangan kuantum spin (s)

Bilangan kuantum spin menyatakan arah perputaran electron dalam orbital.Arah perputaran yang searah dengan jarum jam nilainya +1/2 dan arah perputaran yang berlawanan arah jarum jam nilainya -1/2. Tingkat energinya sama, tanda hanya untuk membedakan yang satu dengan yang lain.

c.       Bentuk dan Orientasi Orbital

1.Orbital s

Bentuk orbital s memiliki satu orbital dengan bentuk seperti bola, sehingga tidak tergantung pada sudut manapun. Orbital s hanya terdapat 1 nilai m , sehingga hanya terdapat 1 orientasi, yaitu sama ke segala arah.

2.Orbital p

Orbital p berbentuk cuping-dumbbell (bagai balon terpilin).Sub kulit p memiliki tiga orbital. Pada sub kulit ini terdapat 3 nilai m(–1, 0, +1) sehingga terdapat 3 orientasi yang satu dan lainnya membentuk sudut 9o.

3.Orbital d

Orbital d memiliki 5 orbital dengan bentuk yang komplek sdan orientasi yang berbeda. Empat orbital pertama memiliki bentuk yang sama, sedangkan satu orbital memiliki bentuk yang berbeda.Kelima orbital itu adalah dxy ,dxz ,dyz,dx2y2,dan dz2.

4.Orbital f

Orbital f(mempunyai 7 orbital) dan dikelompokan menjadi tigakelompok, yaitu :

1) kelompok pertama: fxyz

2) kelompok kedua : fx(z2-y2),fy(z2-y2),fz(x2-y2)

3) kelompok ketiga : fx3,fy3,fz3

II.KONFIGURASI ELEKTRON BERDASARKAN KONSEP BILANGAN KUANTU

Konfigurasi elektron menggambarkan penataan/susunan elektron dalam atom.Dalam menentukan konfigurasi elektron suatu atom, ada 3 aturan yang harus dipakai, yaitu : Aturan Aufbau, Aturan Pauli, dan Aturan Hund.

1. Aturan Aufbau

Pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang tinggi. Elektron mempunyai kecenderungan akan menempati dulu subkulit yang energinya rendah. Besarnya tingkat energi dari suatu subkulit dapat diketahui dari bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth ( l ) dari orbital tersebut. Orbital dengan harga (n + l) lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Jika harga (n + l) sama, maka orbital yang harga n-nya lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Urutan energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi sebagaimana digaram yang dibuat oleh Mnemonik Moeler adalah sebagai berikut:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d ….

Aturan Pauli (Eksklusi Pauli)

Aturan ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli pada tahun 1926. Yang menyatakan “Tidak boleh terdapat dua elektron dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama”. Orbital yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l, m, yang sama tetapi yang membedakan hanya bilangan kuantum spin (s). Dengan demikian, setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang berlawanan. Jadi, satu orbital dapat ditempati maksimum oleh dua elektron, karena jika elektron ketiga dimasukkan maka akan memiliki spin yang sama dengan salah satu elektron sebelumnya.

Contoh :

Pada orbital 1s, akan ditempati oleh 2 elektron, yaitu :

Elektron Pertama à n=1, l=0, m=0, s= +½

Elektron Kedua à n=1, l=0, m=0, s= – ½

3. Aturan Hund

Aturan ini dikemukakan oleh Friedrick Hund Tahun 1930. yang menyatakan “elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan”.

Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.

Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dituliskan dalam bentuk diagram orbital.

Suatu orbital digambarkan dalam bentuk kotak, sedangkan elektron yang menghuni orbital digambarkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orn=bital hanya mengandung satu elektron, maka anak panah yang ditulis mengarah ke atas.

Dalam menerapkan aturan hund, maka kita harus menuliskan arah panah ke atas terlebih dahulu pada semua kotak, baru kemudian diikuti dengan arah panah ke bawah jika masih terdapat elektron sisanya

III.HUBUNGAN KONFIGURASI ELEKTRON DENGAN SISTEM PERIODIK UNSUR

Konfigurasi elektron menyatakan sebaran elektron dalam atom. Nomor atom menunjukkan jumlah elektron. Hal ini membuktikan bahwa terdapat hubungan antara sifat-sifat unsur dengan konfigurasi elektron, katena tabel Sistem Periodik Unsur (SPU) disusun berdasarkan kenaikan nomor atom unsur. Pada SPU dikenal istilah Golongan (kolom vertikal) dan Periode (baris horizontal)

1. Golongan

SPU dibagi atas 8 golongan. Setiap golongan dibagi atas Golongan Utama (A) dan Golongan Transisi (B). Penomoran golongan dilakukan berdasarkan elektron valensi yang dimiliki oleh suatu unsur. Setiap Unsur yang memiliki elektron valensi sama akan menempati golongan yang sama pula

Berdasarkan letak elektron terakhir pada orbitalnya, dalam konfigurasi elektron, unsur-unsur dalam SPU dibagi menjadi 4 blok, yaitu blok s, blok p, blok d, dan blok f.

Jika konfigurasi elektron berakhir di blok s atau p maka pasti menempati golongan A. Jika konfigurasi elektron berakhir di blok d maka pasti menempati golongan B.Jika konfigurasi elektron berakhir di blok f maka pasti menempati golongan B (Lantanida, n=6 dan Aktinida, n=7 (gol.radioatif)

Selain itu untuk menentukan nomor golongan, ditentukan dengan mengetahui jumlah elektron valensi pada konfigurasi terakhir.

2.periode

SPU terdiri atas 7 periode. Periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Unsur-unsur yang mempunyai jumlah kulit sama akan menempati baris yang sama. Dengan demikian jumlah kulit sama dengan periode, sehingga periode 1 memiliki n-1, periode 2 memiliki n=2, dst.

IV. SISTEM PERIODIK

Dasar dan Penyusunan Sistem Periodik Unsur Modern

Sistem periodik unsur modern (lihat gambar) disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur horizontal, yang selanjutnya disebut periode, disusun menurut kenaikan nomor atom, sedangkan lajur vertikal, yang selanjutnya disebut golongan, disusun menurut kemiripan sifat.

Unsur segolongan bukannya mempunyai sifat yang sama, melainkan mempunyai kemiripan sifat. Setiap unsur memiliki sifat khas yang membedakannya dari unsur lainnya. Unsur-unsur dalam sistem periodik dibagi menjadi dua bagian besar, yaitu unsur-unsur yang menempati golongan A yang disebut unsur golongan utama, dan unsur-unsur yang menempati golongan B yang disebut unsur transisi (James E. Brady, 1990).

Sistem periodik unsur modern yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang, terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Periode 1, 2, dan 3 disebut periode pendek karena berisi sedikit unsur, sedangkan periode lainnya disebut periode panjang. Golongan terbagi atas golongan A dan golongan B. Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan-golongan B terletak antara golongan IIA dan IIIA. Golongan B mulai terdapat pada periode 4 .Dalam sistem periodik unsur yang terbaru, golongan ditandai dengan golongan 1 sampai dengan golongan 18 secara berurutan dari kiri ke kanan. Dengan cara ini, maka unsur transisi terletak pada golongan 3 sampai dengan golongan 12. Cara seperti itu dapat dilihat pada sistem periodik unsur pada gambar 1.14

a. Periode

Sistem periodik unsur modern mempunyai 7 periode. Unsur-unsur yang mempunyai jumlah kulit yang sama pada konfigurasi elektronnya, terletak pada periode yang sama.

b. Golongan

Sistem periodik unsur modern mempunyai 8 golongan utama (A).

Unsur-unsur pada sistem periodik modern yang mempunyai elektron

valensi (elektron kulit terluar) sama pada konfigurasi elektronnya, maka

unsur-unsur tersebut terletak pada golongan yang sama (golongan

utama/A).

V.IKATAN KIMIA

v  Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron secara bersama-sama oleh dua atom (James E. Brady, 1990). Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom bukan logam).

Cara atom-atom saling mengikat dalam suatu molekul dinyatakan oleh rumus

bangun atau rumus struktur. Rumus struktur diperoleh dari rumus Lewis dengan mengganti setiap pasangan elektron ikatan dengan sepotong garis. Misalnya, rumus bangun H2 adalah H – H.

Contoh:

a. Ikatan antara atom H dan atom O, dalam H2O konfigurasi elektro H dan O adalah H : 1 ( memerlukan 1 elektron ), O : 2 6 ( memerlukan 2 elektron ) . Atom O harus memasangkan 2 elektron, sedangkan atom H hanya memasangkan 1 elektron. Oleh karena itu, 1 atom O berikatan dengan 2 atom H. Lambang Lewis ikatan antara H dengan O dalam H2O.

Dua atom dapat membentuk ikatan dengan sepasang, dua pasang, atau tiga

pasang elektron bergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan kovalen

yang hanya melibatkan sepasang elektron disebut ikatan tunggal (dilambangkan dengan satu garis), sedangkan ikatan kovalen yang melibatkan lebih dari sepasang elektron disebut ikatan rangkap. Ikatan yang melibatkan dua pasang elektron disebut ikatan rangkap dua (dilambangkan dengan dua garis), sedangkan ikatan yang melibatkan tiga pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga (dilambangkan dengan tiga garis).

b. Ikatan rangkap dua daklam molekul oksigen ( O2 )

Oksigen (Z = mempunyai 6 elektron valensi, sehingga untuk mencapai konfigurasi oktet harus memasangkan 2 elektron. Pembentukan ikatannya dapat Lambang Lewis ikatan O2

d.      Ikatan rangkap tiga dalam molekul N2, Nitrogen mempunyai 5 elektron valensi, jadi harus memasangkan 3 elektron. untuk mencapai konfigurasi oktet. Pembentukan ikatannya dapat digambarkan sebagai berikut.
Lambang Lewis ikatan N2

Pasangan elektron yang dipakai bersama-sama disebut pasangan elektron ikatan (PEI), sedangkan yang tidak dipakai bersama-sama dalam ikatan disebut pasangan elektron bebas ( PEB ). Misalnya :

• Molekul H2O mengandung 2 PEI dan 2 PEB

• Molekul NH3 mengandung 3 PEI dan 1 PEB

v  Ikatan Ion

Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (James E. Brady, 1990). Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam) dengan atom yang menangkap elektron (bukan logam). Atom logam, setelah melepaskan elektron berubah menjadi ion positif. Sedangkan atom bukan logam, setelah menerima elektron berubah menjadi ion negatif. Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini terjadi tarik-menarik (gaya elektrostastis) yang disebut ikatan ion (ikatan elektrovalen).

Ikatan ion merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu. Dengan mengunakan lambang Lewis, pembentukan NaCl digambarkan sebagai berikut.

NaCl mempunyai struktur yang berbentuk kubus, di mana tiap ion Na⁺ dikelilingi oleh 6 ion Cl^– dan tiap ion Cl^– dikelilingi oleh 6 ion Na⁺.

v  Ikatan Kimia

Gaya yang mengikat atom-atom dalam molekul atau gabungan ion dalam setiap senyawa disebut ikatan kimia. Konsep ini pertama kali dikemukakan pada tahun 1916 oleh Gilbert Newton Lewis (1875-1946) dari Amerika dan Albrecht Kossel (1853-1927) dari Jerman (Martin S. Silberberg, 2000).

v  Konfigurasi Elektron Gas Mulia

Dibandingkan dengan unsur-unsur lain, unsur gas mulia merupakan unsur yang paling stabil. Kestabilan ini disebabkan karena susunan elektronnya berjumlah 8 elektron di kulit terluar, kecuali helium (mempunyai konfigurasi elektron penuh). Hal ini dikenal dengan konfigurasi oktet, kecuali helium dengan konfigurasi duplet.

Unsur-unsur lain dapat mencapai konfigurasi oktet dengan membentuk ikatan agar dapat menyamakan konfigurasi elektronnya dengan konfigurasi elektron gas mulia terdekat. Kecenderungan ini disebut aturan oktet. Konfigurasi oktet (konfigurasi stabil gas mulia) dapat dicapai dengan melepas, menangkap, atau memasangkan elektron. Dalam mempelajari materi ikatan kimia ini, kita juga perlu memahami terlebih dahulu tentang lambang Lewis. Lambang Lewis adalah lambang atom disertai elektron valensinya. Elektron dalam lambang Lewis dapat dinyatakan dalam titik atau silang kecil (James E. Brady, 1990).

B.   TERMOKIMIA

Pengertian Termokimia

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta cara pengukuran kalor reaksi.

I.       Pengertian Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan terdapat penyerapan kalor atau pelepasan kalor.

Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebut reaksi eksoterm, sedangkan reaksi kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm. Aliran kalor pada kedua jenis reaksi diatas dapat dilihat pada gambar berikut :

Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah. Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi, merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:

ΔH = Hp- Hr > 0 (13 )

Sebaliknya, pada reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:

ΔH = Hp- Hr < 0 ( 14 )

Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat energi. Seperti pada gambar 2 :

II. Entalpi dan Perubahan Entalpi

Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul­molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi (H) . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. . Misalnya entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis  H H20 (s).

Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Misalnya pada perubahan es menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:

Δ H = H H20 (l) -H H20 (s) (7)

Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89 kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi air lebih besar dari pada entalpi es.

Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi.

Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor pelarutan dan sebagainya.

Suatu reaksi kimia dapat dipandang sebagai suatu sistem yang terdiri dari dua bagian yang berbeda, yaitu pereaksi dan hasil reaksi atau produk. Perhatikan suatu reaksi yang berlangsung pada sistem tertutup dengan volume tetap (ΔV = 0), maka sistem tidak melakukan kerja, w = 0. Jika kalor reaksi pada volume tetap dinyatakan dengan qv , maka persamaan hukum I termodinamika dapat ditulis:

ΔU = qv + 0  = qv = q _reaksi (8)

q _reaksi disebut sebagai kalor reaksi. Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi yang menyertai reaksi akan muncul sebagai kalor. Misal: suatu reaksi eksoterm mempunyai perubahan energi dalam sebesar 100 kJ. Jika reaksi itu berlangsung dengan volume tetap, maka jumlah kalor yang dibebaskan adalah 100 kJ.

Kebanyakan reaksi kimia berlangsung dalam sistem terbuka dengan tekanan tetap (tekanan atmosfir). Maka sistem mungkin melakukan atau menerima kerja tekanan – volume, w = 0). Oleh karena itu kalor reaksi pada tekanan tetap dinyatakan dengan qp , maka hukum I termodinamika dapat ditulis sebagai berikut:

ΔU = qp + w atau qp  = ΔU – w = q _reaksi (9)

Untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap, para ahli mendefinisikan suatu besaran termodinamika yaitu entalpi (heat content) dengan lambang “H”

Entalpi didefinisikan sebagai jumlah energi dalam dengan perkalian tekanan dan volume sistem, yang dapat dinyatakan:

H = U + P V (10)

Reaksi kimia termasuk proses isotermal, dan bila dilakukan di udara terbuka maka kalor reaksi dapat dinyatakan sebagai:

qp = Δ H (11)

Jadi, kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap sama dengan perubahan entalpi. Oleh karena sebagian besar reaksi berlangsung pada tekanan tetap, yaitu tekanan atmosfir, maka kalor reaksi selalu dinyatakan sebagai perubahan entalpi (ΔH).

Akibatnya, kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi, dan perubahan entalpi reaksi yang menyertai suatu reaksi hanya ditentukan oleh keadaan awal (reaktan) dan keadaan akhir (produk).

q = ΔH reaksi = Hp-Hr (12)

Contoh:

Suatu reaksi berlangsung pada volume tetap disertai penyerapan kalor sebanyak 200 kJ. Tentukan nilai Δ U , Δ H, q dan w reaksi itu

Jawab:

Sistem menyerap kalor sebanyak 200 kJ  , berarti q = + 200 kJ

Reaksi berlangsung pada volume tetap , maka w = 0 kJ.

ΔU = q + w

= + 200 kJ + 0 kJ = 200 kJ Δ H = q = + 200 kJ

BAB III

PENUTUP

A.     Kesimpulan

Struktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya. Inti atom mengandung campuran proton yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1 yang tidak memiliki neutron).

Model atom Dalton memiliki kelebihan yaitu mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom. Namun terdapat pula kelemahan yaitu teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik? padahal listrik adalah elektron yang bergerak.

Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom  atau molekul  yang menyebabkan suatu senyawa diatomik  atau poliatomik  menjadi stabil.

Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Termokimia merupakan pengetahuan dasar yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia

B.     Saran

Bagi para pembaca makalah ini, sebaiknya tidak merasa puas, karena masih banyak ilmu-ilmu yang didapat dari berbagai sumber. Sebaiknya mencari sumber lain untuk lebih memperdalam materi mengenai Kimia Unsur Alangkah baiknya jika mempelajari juga unsur-unsur kimia yang lain dalam tabel periodik dan terokimia.

http://wwwilmuduniaku.blogspot.co.id/2016/11/makalah-kimia-struktur-atom-sistem.html

Bagikan Artikel ini