Macam-Macam Organisasi Internasional

Macam-Macam Organisasi Internasional. Hiii sobat pasti sudah pernah mendengar kata PBB atau WHO kan? kedua kata itu adalah sebuah singkatan untuk Perserikatan Bangsa Bangsa, atau bahasa inggrisnya United Nations (UN) kalau di Indonesia jadi PBB. Sedangkan WHO adalah world health organization, yang merupakan sebuah organisasi internasional yang mengurusi kesehatan.

Apa itu Organisasi Internasional?

Kalau manurut Wikipedia,  Organisasi internasional merupakan organisasi dengan keanggotaan dan cakupan Internasional (sedunia).

Kalau Menurut Britannica, Organisasi Internasional merupakan sebuah lembaga yang keanggotaannya terdiri dari setidaknya tiga negara, memiliki kegiatan di beberapa negara, dan yang anggotanya diikat oleh perjanjian formal. Beberapa memiliki tujuan di seluruh dunia atau regional (misalnya, Uni Eropa), dan beberapa memiliki tujuan tunggal (misalnya, World Intellectual Property Organization). Adanya saling ketergantungan antara negara-negara, yang pada gilirannya telah mendorong perlunya kerjasama untuk mengatasi masalah-masalah internasional dan global.

Macam-Macam Organisasi Internasional

Berikut ini adalah daftar beberapa organisasi internasional yang beberapa diantaranya pasti sudah tidak asing ditelinga kita, karena sudah pernah kita pelajari di bangku sekolah.

• Perserikatan Bangsa Bangsa (PBB) / United Nations (UN)
• World Health Organization (WHO), Lembaga Kesehatan Dunia
• Food and Agriculture Organization (FAO), Organisasi pangan Sedunia
• United Nations Children's Fund (UNICEF)
• United Nations Educational, Scientific and Cultural Organization (UNESCO), organisasi Pendidikan dan kebudayaan Dunia
• International Labour Organization (ILO), Organisasi Buruh Internasional
• United Nations High Commissioner for Refugees (UNHCR)
• Asia-Pacific Economic Cooperation (APEC)
• Association of Southeast Asian Nations (ASEAN), Indonesia merupakan salah satu anggota ASEAN yang cukup berpengaruh)

Dan Masih banyak lagi macam-macam organisasi internasional selain yang sudah disebutkan diatas, berikut ini saya tampilkan semua daftarnya dalam versi aslinya, termasuk beberapa sudah dilengkapi dengan nama ketua organisasinya:

UN organizations

• Food and Agriculture Organization

• Director-General - José Graziano da Silva, Brazil (2012–present)

• International Atomic Energy Agency

• Director-General - Yukiya Amano, Japan (2009–present)

• International Civil Aviation Organization

• President of the Council - Roberto Kobeh Gonzalez, Mexico (2006–present)

• Secretary-General - Raymond Benjamin, France (2009–present)

• International Labour Organization

• Director-General - Guy Ryder, UK (2012–present)

• United Nations

• Secretary-General - Ban Ki Moon, South Korea (2007–present)

• President of the General Assembly - Nassir Al-Nasser, Qatar (2011–2012)

• Security Council members - China, France, Russia, United Kingdom, United States (permanent members); Azerbaijan,Guatemala, Morocco, Pakistan, Togo (elected for 2012–2013); Argentina, Australia, Republic of Korea, Luxembourg, Rwanda(elected for 2013–2014)

• United Nations Children's Fund (UNICEF)

• Executive Director - Anthony Lake, United States (2010–present)

• United Nations Educational, Scientific and Cultural Organization (UNESCO)

• Director-General - Irina Bokova, Bulgaria (2009–present)

• United Nations High Commissioner for Human Rights

• High Commissioner - Navanethem Pillay, South Africa (2008–present)

• United Nations High Commissioner for Refugees (UNHCR)

• High Commissioner - António Guterres, Portugal (2005–present)

• United Nations Industrial Development Organization (UNIDO)

• Director-general - Kandeh Yumkella, Sierra Leone (2005–present)

• World Food Programme (WFP)

• Executive Director - Josette Sheeran, United States (2007–present)

• World Health Organization (WHO)

• Director-General - Margaret Chan, China (acting) (2007–present)

• World Meteorological Organization (WMO)

• President - Alexander Bedritsky, Russia (2003–present)

• Secretary-General - Michel Jarraud, France (2004–present)

• World Tourism Organization (UNWTO)

• Secretary-General - Taleb Rifai, Jordan (2010–present)

Political and economic organizations 

African, Caribbean and Pacific Group of States (ACP) -Secretary-General - Mohamed Ibn Chambas, Ghana (2010–present)
African Union -
Chairperson - Yayi Boni, Benin, (2012–present)
Chairperson of the Commission - Nkosazana Dlamini-Zuma, South Africa (2012–present)
President of the Pan-African Parliament - Idriss Ndele Moussa, Chad (2009–present)
Andean Community -
Secretary-General - Adalid Contreras Baspineiro (Bolivia), (2010–present)
Arab League -
Secretary-General - Nabil Elaraby, Egypt (2011–present)
Arab Maghreb Union
Secretary-General - Habib Ben Yahia, Tunisia (2006–present)
Asia-Pacific Economic Cooperation (APEC)
Executive Director - Muhamad Noor, Malaysia (2010–present)
Association of Southeast Asian Nations (ASEAN) -
Secretary-General - Le Luong Minh, Vietnam (2013–present)
Caribbean Community -
Secretary-General - Lolita Applewhaite, Barbados (2011–present)
Central American Parliament -
President - Dorindo Cortéz, Panama (2010–present)
Common Market of East and Southern Africa (COMESA) -
Secretary-General - Sindiso Ngwenya, Zimbabwe (2008–present)
Commonwealth of Nations -
Head - Queen Elizabeth II (1952–present)
Secretary-General - Kamalesh Sharma, India (2008–present)
Commonwealth of Independent States
Executive Secretary - Sergei Lebedev, Russia (2007–present)
Council of Europe
Secretary General - Thorbjørn Jagland, Norway (2009–present)
President of the Parliamentary Assembly of the Council of Europe (PACE) - Mevlüt Çavuşoğlu, Turkey (2010–present)
President of the European Court of Human Rights - Jean-Paul Costa, France (2007–present)
East African Community -
Secretary-General - Richard Sezibera, Rwanda (2011–present)
Economic Community of West African States
President of the Commission - Victor Gbeho, Ghana (2010–present)
Chairman - Alassane Ouattara, Côte d'Ivoire (2012–present)
Eurasian Economic Community
Secretary-General - Tair Mansurov, Khazakstan (2007–present)
Chairman of the Interstate Council - Nursultan Nazarbayev, Kazakhstan (2001–present)
European Free Trade Association
Secretary-General - Kåre Bryn, Norway (2006–present)
European Union (EU)
Presidency of the European Council - Herman Van Rompuy (2009–present)
Presidency of the European Union Council
Ireland (2013)
President of the European Commission - José Manuel Barroso, Portugal (2004–present)
President of the European Parliament - Jerzy Buzek, Poland (2010–present)
Secretary-General of the Council and High Representative for the Common Foreign and Security Policy - Catherine Ashton (2009–present)
President of the European Central Bank - Mario Draghi, Italy (2011–present)
European Ombudsman - Nikiforos Diamandouros, Greece (2003–present)
President of the Committee of the Regions (CoR) - Peter Straub, Germany (2004–present)
President of the European Investment Bank (EIB) - Werner Hoyer, Germany (2012–present)
President of the European Court of Justice (ECJ) - Vassilios Skouris, Greece (2003–present)
President of the European Court of Auditors - Hubert Weber, Austria (2005–present)
President of the Economic and Social Committee (ESC) - Anne-Marie Sigmund, Austria (2004–present)
Group of Eight (G8)
President (informal) - David Cameron, United Kingdom (2013)
Gulf Cooperation Council
Secretary-General - Abdul Rahman ibn Hamad al-Attiyah, Qatar (2002–present)
Ibero-American Secretariat (Segib)
Secretary-General - Enrique V. Iglesias, Uruguay (2005–present)
Indian Ocean Commission
Secretary-General - Monique Andreas Esoavekomandroso, Madagascar (2004–present)
Non-Aligned Movement (NAM)
Chairman - Mahmoud Ahmadinejad, Iran (2012-present)
Nordic Council
Secretary-General - Jan-Erik Enestam, Finland (2007–present)
North Atlantic Treaty Organisation
Secretary-General - Anders Fogh Rasmussen, Denmark (2009–present)
Organisation for Economic Co-operation and Development (OECD)
Secretary-General - José Ángel Gurría, Mexico (2006–present)
Organization for Security and Co-operation in Europe (OSCE)
Secretary-General - Lamberto Zannier, Italy (2011–present)
Chairman-in-Office - Audronius Ažubalis, Lithuania (2011–present)
High Commissioner on National Minorities - Knut Vollebæk, Norway (2007–present)
Organization of American States
Secretary-General - José Miguel Insulza, Chile (2005–present)
Organisation of Eastern Caribbean States
Director-General - Len Ishmael, Saint Lucia (2003–present)
Organisation of the Islamic Conference (from July 2011 known as the Organisation of Islamic Cooperation)
Secretary-General - Ekmeleddin Ihsanoglu, Turkey (2005–present)
Pacific Community
Director-General - Jimmie Rodgers, Solomon Islands (2006–present)
Pacific Islands Forum
Secretary-General - Tuiloma Neroni Slade, Samoa (2008–present)
Shanghai Cooperation Organization (SCO)
Secretary-General - Bolat Nurgaliyev, Kazakhistan (2007–present)
South Asian Association for Regional Cooperation
Secretary-General - Ahmed Saleem, Maldives (2012–present)
Southern Cone Common Market (Mercosur)
Director of the Executive Secretariat - Agustín Colombo Sierra, Argentina (2009–present)
Southern African Development Community
Executive Secretary - Tomaz Salomão, Mozambique (2005–present)
Union of South American Nations (Unasur/Unasul)
President - Bharrat Jagdeo, Guyana (2010–present)
Secretary-General - Alí Rodríguez Araque, Venezuela (2012–present)
Unrepresented Nations and Peoples Organization (UNPO)
Secretary-General - Ngawang Choephel, Tibet (2010–present)
World Trade Organization (WTO)
Director-General - Pascal Lamy, France (2005–present)

Financial organizationsAfrican Development Bank -
President - Donald Kaberuka, Rwanda (2005–present)
Asian Development Bank -
President - Haruhiko Kuroda, Japan (2005–present)
European Bank for Reconstruction and Development
President - Suma Chakrabarti, India (2012–present)
Inter-American Development Bank (IADB)
President - Luis Alberto Moreno, Colombia (2005–present)
International Monetary Fund
Managing Director - Christine Lagarde, France (2011–present)
Islamic Development Bank (IDB)
President - Ahmad Mohamed Ali, Saudi Arabia (1975–present)
World Bank
President - Jim Yong Kim, Korea (June 2012 Onwards)
[edit]Sports organizations
Asian Football Confederation (AFC)
President - Zhang Jilong, China (2011–present)
Confédération africaine de football (CAF)
President - Issa Hayatou, Cameroon (1988–present)
Confederation of North, Central American and Caribbean Association Football (CONCACAF)
President - Alfredo Hawit, Honduras (2011–present)
Confederación Sudamericana de Fútbol (CONMEBOL)
President - Nicolas Leoz, Paraguay (1986–present)
Fédération Internationale des Échecs (FIDE)
President - Kirsan Ilyumzhinov, Russian Federation (1995–present)
Fédération Internationale de Football Association (FIFA)
President - Sepp Blatter, Switzerland (1998–present)
International Cricket Council (ICC)
President - Alan Isaac, New Zealand (2012–present)
International Olympic Committee (IOC)
President - Jacques Rogge, Belgium (2001–present)
International Paralympic Committee (IPC)
President - Philip Craven, United Kingdom (2001–present)
International Rugby Board (IRB)
President - Syd Millar, Ireland (2003–present)
Oceania Football Confederation (OFC)
President - Reynald Temarii, Tahiti (2004–present)
Union of European Football Associations (UEFA)
President - Michel Platini, France (2007–present)

Other organizationsAntarctic Treaty
Executive Secretary - Jan Huber, Netherlands (2004–present)
Colombo Plan -
Secretary-General - Patricia Yoon-Moi Chia, Malaysia (2007–present)
Community of Portuguese Language Countries (CPLP)
Executive Secretary - Murade Isaac Miguigy Murargy, Mozambique (2012–present)
EDU - Intergovernmental Organization (EDU)
Secretary-General - G.Irving Levance, (2011–present)[1]
La Francophonie
Secretary-General - Abdou Diouf, Senegal (2003–present)
Intergovernmental Authority on Development (IGAD)
Executive Secretary - Mahboub Maalim, Kenya (2008–present)
International Committee of the Red Cross
President - Jakob Kellenberger, Switzerland (2000–present)
International Court of Justice
President - Hisashi Owada, Japan (2009–present)
International Criminal Court
President - Song Sang-Hyun, South Korea (2009–present)
International Criminal Police Organization (Interpol)
Secretary-General - Ronald Noble, United States (2000–present)
President - Mireille Ballestrazzi, France (2012–present)
International Federation of Red Cross and Red Crescent Societies
President - Tadateru Konoé, Japan (2009–present)
International Maritime Organization
Secretary-General - Efthimios E. Mitropoulos, Greece (2004–present)
International Organization for Migration (IOM)
Director-general - William Lacy Swing, United States (2008–present)
International Telecommunication Union
Secretary-General - Hamadoun Touré, Mali (2007–present)
Organisation for the Prohibition of Chemical Weapons (OPCW)
Director-General - Ahmet Üzümcü, Turkey (2010–present)
Organization of Petroleum Exporting Countries (OPEC)
Secretary-General -
Edmund Daukoru, Nigeria, acting (2006–present)
Mohammed S. Barkindo, Nigeria, acting for Daukoru (2006–present)
Universal Postal Union
Director-General - Édouard Dayan, France (2005–present)
World Intellectual Property Organization (WIPO)
Director-General - Francis Gurry (2008–present) 
Sumber:Wikipedia

4:58 PM  Unknown  No comments

Read More

Materi Ekonomi SMA Kelas XI

Materi Ekonomi SMA Kelas XI - Ekonomi adalah mata pelajaran yang ada di Program IPS. Kali ini kampus indo akan memberikan Bahan Materi Ekonomi SMA Kelas XI. Bagi siswa siswi ataupun bapak ibu guru yang membutuhkan Bahan materi ini kampus info akan menyediakan untuk anda semuanya.

Materi Ekonomi SMA Kelas XI

SEMESTER I

Ketenagakerjaan [DOWNLOAD]

Pembangunan Ekonomi  [DOWNLOAD]

Keuangan Publik Dan Kebijakan Fiskal [DOWNLOAD]

Pasar Keuangan [DOWNLOAD]

Perdagangan Internasional [DOWNLOAD]

Neraca Pembayaran [DOWNLOAD]  


SEMESTER II

Konsumsi Dan Investasi [DOWNLOAD]

Uang Dan Perbankan [DOWNLOAD]

4:21 PM  Unknown  No comments

Read More

Materi Geografi SMA Kelas XI

Materi Geografi SMA Kelas XI - Kali ini k-i  akan memberikan materi buat anak anak SMA khususnya kelas XI mata pelajaran Geografi SMA Kelas XI. Setelah Sebelumnya sudah bahas tentang Materi Geografi SMA Kelas X. Bagi siswa siswi ataupun bapak ibu guru yang membutuhkan Bahan materi ini kampus info akan menyediakan untuk anda semuanya. Maka sekarang ini akan saya berikan materi Geografi SMA Kelas XI. Bagi yang membutuhkan Materi Geografi SMA Kelas XI semester 1 dan 2 maka disinilah anda bisa belajar sekaligus mendownload materinya. Langsung aja saya berikan Materi Geografi SMA Kelas XI Semester 1 dan Semester 2

Materi Geografi SMA Kelas XI

SEMESTER 1

BAB I BIOSFER, SEBARAN HEWAN DAN TUMBUHAN [DOWNLOAD]

A. Fenomena Biosfer
B. Persebaran Vegetasi dan Fauna di Muka Bumi
C. Vegetasi dan Fauna di Indonesia
D. Usaha-usaha pelestarian vegetasi dan fauna
Evaluasi


BAB II ANTROPOSFER DAN KEADAAN PENDUDUK [DOWNLOAD]

A. Antroposfer dan Perkembangan Jumlah Penduduk
B. Pertumbuhan Penduduk
C. Tingkat Kepadatan Penduduk
D. Komposisi Penduduk Indonesia
E. Sex ratio dan Beban Ketergantungan
F. Usia Harapan Hidup
Evaluasi
Latihan Ulangan Harian 1

BAB III ASPEK-ASPEK KEPENDUDUKAN [DOWNLOAD]

A. Dampaak Ledakan Penduduk Dunia
B. Permasalahan Kependudukan Di Indonesia
C. Taraf Hidup Penduduk Indonesia
D. Tingkat Pendidikan, Penghasilan, Kesehatan dan Mata Pencaharian Penduduk
E. Mobilitas dan Migrasi Penduduk
F. Dampak Migrasi dan Usaha Penanggulangannya
G. Menyajikan Informasi data Kependudukan
Evaluasi
Latihan Ulangan Harian 2


BAB IV SUMBER DAYA ALAM [DOWNLOAD]

A. Pengertian Sumber Daya Alam
B. Pengelolaan Sumber Daya Alam
C. Pemanfaatan Sumber Daya Alam Secara Arif
D. Pelestarian Sumber Daya Alam
E. Bentuk Koservasi Sumber Daya Alam
F. Hasil-Hasil Kekayaan Sumber Daya Alam yang diEkspor dan diImpor

Evaluasi
Evaluasi Semester Gasal


SEMESTER 2

BAB V PEMANFAATAN LINGKUNGAN HIDUP KAITANNYA DENGAN PEMBANGUNAN BERKELANJUTAN [DOWNLOAD]

A. Pengertian Lingkungan Hidup
B. Unsur-Unsur Lingkungan Hidup
C. Manfaat Lingkungan Hidup
D. Hakikat Pembangunan Di Indonesia
E. Upaya-Upaya Pokok Pemmbangunan di Indonesia
F. Dampak Modernisasi dan Pembangunan Indonesia
G. Pembangunan Berwawasan Lingkungan dan Pembangunan Berkelanjutan

Evaluasi


BAB VI PELESTARIAN LINGKUNGAN HIDUP KAITANNYA DENGAN PEMBANGUNAN BERKELANJUTAN [DOWNLOAD]

A. Pelestarian Unsur-Unsur Lingkungan Hidup
B. Kualitas Lingkungan Hidup
C. Kerusakan Lingkungan Hidup
D. Usaha-Usaha Pelestarian Lingkungan Hidup
E. Pembangunan Berkelanjutan Untuk Menghindari Dampak Negatif Lingkungan
F. Analisis Mengenai Dampak Lingkungan Untuk Menghindari Kerusakan Lingkungan
G. Pengaruh Globalisasi Dunia
Evaluasi
Evaluasi Semester Genap
Jika Ingin Mendownload Full Langung tanpa Per BAB. Maka Bisa Anda Download Dibawah ini :
Buku Materi Geografi Full [DOWNLOAD]

4:14 PM  Unknown  No comments

Read More

Kelebihan Teori Asam Basa Lewis (KIMIA KELAS XI)

Kelebihan Teori Asam Basa Lewis- Teori asam basa terus berkembang dari waktu ke waktu. Pada tahun 1923, seorang ahli kimia Amerika Serikat, Gilbert N. Lewis, mengemukakan teorinya tentang asam basa berdasarkan serah terima pasangan elektron. Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa yang dinyatakan oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur yang diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru. Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron. Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan elektron. Sehingga H⁺ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan -OH dan NH₃ adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron.

Yang menarik dalam definisi asam Lewis adalah, terdapat senyawa yang tidak memiliki hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Contoh, molekul BF₃. Jika kita menentukan struktur Lewis dari BF₃, tampak B kurang dari oktet dan dapat menerima pasangan elektron., sehingga dapat bertindak sebagai asam Lewis. Akibatnya dapat bereaksi dengan amoniak sebagai berikut:

Dalam kenyataan molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam Lewis yang kuat karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan menerima pasangan elektron tak berikatan. Senyawa yang termasuk dalam perioda yang lebih bawah dari perioda dua dapat bertindak sebagai asam Lewis sangat baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluar mereka. Akibatnya, SnCl₄ bertindak sebagai asam Lewis berdasarkan reaksi berikut:
SnCl (l) + 2Cl^- (aq) → SnCl₆^2- (aq)

Atom pusat dikelilingi 12 elektron valensi, elektronnya menjadi lebih banyak dari 8.

Teori asam basa Lewis lebih luas daripada teori asam basa Arrhenius dan teori asam basa Bronsted-Lowry. Hal ini disebabkan

• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa dalam pelarut air, pelarut selain air, bahkan tanpa pelarut.
• Teori Lewis dapat menjelaskan reaksi asam basa tanpa melibatkan transfer proton (H⁺), seperti reaksi antara NH₃ dengan BF₃.

Beberapa kelebihan asam-basa Lewis yaitu sebagai berikut.
a. Sama dengan teori Bronsted dan Lowry, dapat menjelaskan sifat asam, basa dalam pelarut lain atau pun tidak mempunyai pelarut.
b. Teori asam-basa Lewis dapat menjelaskan sifat asam-basa molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas atau yang dapat menerima pasangan elektron bebas. Contohnya pada pembentukan senyawa komplek.
c. Dapat menerangkan sifat basa dari zat-zat organik seperti DNA dan RNA yang mengandung atom nitrogen yang memiliki pasangan elektron bebas.

3:12 PM  Unknown  No comments

Read More

Kelebihan dan Kekurangan Teori Asam Basa Bronsted Lowry (KIMIA KELAS XI)

Kelebihan dan Kekurangan Teori Asam Basa Bronsted Lowry- Reaksi antara gas dari asam klorida dan amonia yang bersifat basa menghasilkan NH₄Cl yang berupa kabut putih. Gas tersebut berasal dari larutan HCl dan NH₃ pekat.
HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
Gas HCl dan gas NH3 dapat langsung bereaksi membentuk NH4Cl. Teori asam-basa Arrhenius belum bisa menjelaskan semua fenomena reaksi kimia. Oleh karena itu perlu ada teori asam-basa yang baru yang lebih mampu menjelaskan fenomena reaksi kimia.
Reaksi asam-basa ini dapat dijelaskan dengan teori asam basa Bronsted-Lowry. Bagaimana pengertian asam basa menurut Bronsted-Lowry?
1. Pengertian Asam-Basa Menurut Bronsted-Lowry
Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu: Asam memberikan ion H⁺ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Contoh, disosiasi air, melibatkan pemindahan ion H⁺ dari molekul air yang satu dengan molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H₃O⁺ dan OH.
2H₂O(l) ⇄ H₃O+(aq) + OH^–(aq)
Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk memahami definisi asam dan basa menurut Brønsted-Lowry. Menurut teori ini, ketika sebuah ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air, HCl tidak berdisosiasi dalam air membentuk ion H⁺ dan Cl^-. Tetapi, ion H⁺ ditransfer dari HCl ke molekul air untuk membentuk ion H₃O⁺, seperti berikut ini.
HCl(g) + 2H₂O(l) ⇄ H₃O⁺(aq) + Cl(aq)
Sebagai sebuah proton, ion H⁺ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga tertarik ke arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H⁺ yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted, yang menyebutkan bahwa ion H⁺ ditransfer dari satu ion atau molekul ke yang lainnya, ini lebih masuk akal daripada teori Arrhenius yang menganggap bahwa ion H+ ada dalam larutan encer. Dari pandangan model Brønsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H⁺ dari donor proton ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral.
HCl(g) + NH3(aq) ⇄ NH₄ ⁺(aq) + Cl^‑(aq)
Bisa ion positif
NH₄⁺(aq) + OH^–(aq) ⇄ NH₃(aq) + H₂O(l)
Atau ion negatif
H₂PO₄^–(aq) + H₂O(l) ⇄ HPO₄^2–(aq) + H₃O⁺(aq)
Pada reaksi antara HCl dan NH₃ terjadi perpindahan ion H⁺ atau proton, perhatikan reaksi berikut.

HCl memberikan H⁺ atau proton ke NH₃ sehingga terjadi ion NH₄⁺ dan ion Cl^–. Reaksi sebaliknya NH₄⁺ dapat memberikan H⁺ (proton) pada ion Cl^– sehingga terjadi lagi HCl dan NH₃.
Dari penjelasan ini disimpulkan bahwa asam adalah senyawa yang dapat memberikan proton (H⁺) kepada basa (donor proton), sedangkan basa adalah senyawa yang dapat menerima proton (H⁺) dari asam (akseptor proton). Reaksinya dapat ditulis:
HCl(l) + NH₃(aq) ⇄ NH₄ +(aq) + Cl–(aq)
Senyawa yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang termasuk asam Brønsted adalah HCl, H₂S, H₂CO₃, H₂PtF₆,NH₄⁺, HSO₄^-, and HMnO₄
2. Pasangan Asam-Basa Konjugasi
Bronsted-Lowry juga menyatakan bahwa jika suatu asam memberikan proton (H⁺), maka sisa asam tersebut mempunyai kemampuan untuk bertindak sebagai basa. Sisa asam tersebut dinyatakan sebagai basa konjugasi. Demikian pula untuk basa, jika suatu basa dapat menerima proton (H⁺), maka zat yang terbentuk mempunyai kemampuan sebagai asam disebut asam konjugasi.

Pada reaksi tersebut terlihat bahwa H₂O dapat bersifat sebagai asam dan basa. Zat yang demikian disebut zat amfoter. Zat amfoter artinya zat yang memiliki kemampuan untuk bertindak sebagai asam atau basa. Contoh lain yang termasuk amfoter adalah HCO₃^–.
Contoh basa konjugasi:
Asam → Proton + Basa Konjugasi
HCl(aq) ⇄H+(aq) + Cl^–(aq)
H₂O(aq) ⇄H⁺(aq) + OH^–(aq)
H₂SO₄(aq) ⇄H⁺(aq) + SO₄^2–(aq)
NH₄ +(aq) ⇄H⁺(aq) + NH
Contoh asam konjugasi sebagai berikut.
Basa +Proton → Asam Konjugasi
NH₃(aq) + H⁺(aq) ⇄ NH₄⁺(aq)
H₂O(aq) + H⁺(aq) ⇄ H₃O+(aq)
OH^–(aq) + H⁺(aq)⇄ H₂O(aq)
CO₃^2–(aq) + H⁺(aq) HCO₃^–(aq)
Perhatikan reaksi berikut:
HCl(aq) + H₂O(l) ⇄ H₃O+(aq) + Cl^‑(aq)
Pasangan asam-basa setelah terjadi serah terima proton dinamakan asam basa konjugasi.
a. HCl dan Cl^– merupakan pasangan asam-basa konjugasi. HCl adalah asam konjugasi dari Cl^– dan Cl^– adalah basa konjugasi dari HCl.
b. H₂O dan H₃O⁺ merupakan pasangan asam-basa konjugasi. H₂O adalah basa konjugasi dari H₃O⁺ dan H₃O⁺ adalah asam konjugasi dari H₂O.
Berikut ini contoh pasangan asam-basa konjugasi pada beberapa reaksi.
a. HNO₃(aq)+ H₂O(l) ⇄H₃O+(aq)+ NO₃^–(aq)
b. H₂O(l) + CN^–(aq) ⇄ HCN(aq)+ OH^–(aq)
c. H₂SO₄(aq)+ OH^–(aq) ⇄ HSO₄^–(aq) + H₂O(aq)
3. Kelebihan Teori Bronsted-Lowry
Konsep asam basa dari Bronsted dan Lowry lebih luas daripada konsep asam basa Arrhenius. Arrhenius hanya dapat menjelaskan sifat asam dan sifat basa bagi senyawa-senyawa yang memiliki H⁺ dan OH^– dengan rumus kimia HA untuk asam dan LOH untuk basa, sedangkan teori Bronsted dan Lowry mempunyai beberapa keunggulan di antaranya:
a. Konsep asam basa Bronsted dan Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga dapat menjelaskan reaksi asam–basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut.
Contoh: Reaksi HCl dengan NH₃ dalam pelarut benzena.
HCl(benzena) + NH₃(benzena) ⇄ NH₄Cl(s)
b. Asam dan basa dari Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul tetapi dapat juga berupa kation dan anion.
Contoh: NH₄⁺ bersifat asam karena dalam air dapat melepas proton.
c. Dapat menjelaskan senyawa yang bersifat sebagai asam dan basa yang disebut amfiprotik.
Namun teori asam basa Brønsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih lanjut asam dan basa ini.
4. Reaksi-reaksi dalam Larutan Asam dan Basa
Untuk menentukan jumlah zat yang terlibat dalam suatu reaksi, harus didasarkan pada persamaan reaksi yang terjadi. Ada berbagai reaksi dalam larutan asam-basa, antara lain sebagai berikut.
A. Reaksi Penetralan
Reaksi penetralan yaitu reaksi yang dihasilkan apabila terjadi reaksi antara asam dengan basa.
Contoh:
HCl + NaOH ⎯⎯→ NaCl + H₂O
B. Reaksi Pembentukan Gas
1. Gas Hidrogen
Gas hidrogen terjadi jika asam direaksikan dengan sebagian logam.
2 HCl + Mg ⎯⎯→ MgCl₂ + H₂
2. Gas Karbon Dioksida
Gas karbon dioksida antara lain dihasilkan dari reaksi antara garam-garam
karbonat dengan asam
CaCO₃ + 2 HCl ⎯⎯→ CaCl₂ + H₂O + CO₂
C. Reaksi Pengendapan
Untuk mengetahui apakah suatu reaksi menghasilkan endapan atau tidak, harus diketahui kelarutan zat yang akan terjadi. Berikut ini merupakan zat-zat yang sukar larut dan mudah larut.
1 Hampir semua asam larut, kecuali H₂S dan H₂SiO₃.
2. Sebagian besar basa sukar larut, kecuali basa golongan IA, yaitu NaOH, KOH, LiOH, RbOH, dan CsOH.
3. Garam nitrat, asetat, klorat, dan perklorat mudah larut.
4. Garam klorida, bromida, dan iodida mudah larut, kecuali AgCl, AgBr, PbBr₂, Hg₂Br₂, AgI, PbI₂, Hg₂I₂, dan HgI₂.
5. Garam fluorida mudah larut, kecuali MgF₂, CaF₂, SrF₂, dan BaF₂.
6. Garam sulfat mudah larut, kecuali SrSO₄, BaSO₄, PbSO₄, dan HgSO₄.
7. Garam sulfida sukar larut, kecuali sulfida golongan IA, sulfida golongan IIA, dan (NH₄)₂S.
Contoh: Reaksi pengendapan:
2 NaI + Pb(NO₃)₂ ⎯⎯→ PbI₂(s) + 2 NaNO₃
D. Reaksi Oksida
1. Reaksi antara oksida basa dengan asam. Contoh:
CaO + 2 HCl ⎯⎯→ CaCl₂ + H₂O
2. Reaksi antara oksida asam dengan basa. Contoh:
SO₃ + 2 NaOH ⎯⎯→ Na₂SO₄ + H₂O
Sumber:

• Budi Utami, dkk. Kimia 2 untuk SMA/MA Kelas XI Program IPA: Jakarta. BSE 2009
• Nenden Fauziah. Kimia 2 untuk Kelas XI IPA SMA dan MA: Jakarta. BSE 2009
• Siti Kalsum, dkk. Kimia 2 Kelas XI SMA dan MA: Jakarta. BSE 2009

3:11 PM  Unknown  No comments

Read More

Model Atom Mekanika Kuantum (KIMIA KELAS XI)

Model Atom Mekanika Kuantum - Pada tahun 1913, Niels Bohr mengajukan suatu model atom untuk mengatasi kelemahan dari model atom Rutherford. Bohr melakukan serangkaian percobaan atas dasar postulat Planck tentang cahaya dan spektrum hidrogen yang terdiri dari garis-garis. Menurut Planck cahaya merupakan paket energi yang nilainya bergantung pada frekuensi gelombangnya serta hidrogen dapat menyerap dan memancarkan cahaya dengan energi tertentu. Dari keduanya lahirlah teori atom Bohr yang menyatakan:
1. Elektron dalam atom mempunyai tingkat energi tertentu atau elektron bergerak mengelilingi inti dalam lintasan tertentu.
2. Pada lintasannya elektron tidak menyerap atau memancarkan energi.
3. Elektron dapat pindah dari satu tingkat ke tingkat energi yang lain. Jika elektron pindah ke tingkat energi yang lebih tinggi elektron tersebut dikatakan dalam keadaan tereksitasi.
Kegagalan teori atom Bohr dalam menerangkan spektra atom hidrogen dalam medan magnet dan medan listrik, mendorong Erwin Schrodinger mengembangkan teori atom yang didasarkan pada prinsip-prinsip mekanika kuantum. Teori atom mekanika kuantum mirip dengan yang diajukan oleh model atom Bohr, yaitu atom memiliki inti bermuatan positif dikelilingi oleh elektron-elektron bermuatan negatif. Perbedaannya terletak pada posisi elektron dalam mengelilingi inti atom.

Gambar 1.4 Menurut Bohr, jarak elektron dari inti atom hidrogen adalah 0,529Å.

Menurut Bohr, keberadaan elektron-elektron dalam mengelilingi inti atom berada dalam orbit dengan jarak tertentu dari inti atom, yang disebut jari-jari atom (perhatikan Gambar 1.4). Menurut teori atom mekanika kuantum, posisi elektron dalam mengelilingi inti atom tidak dapat diketahui secara pasti sesuai prinsip ketidakpastian Heisenberg. Oleh karena itu, kebolehjadian (peluang) terbesar ditemukannya elektron berada pada orbit atom tersebut. Dengan kata lain, orbital adalah daerah kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron dalam atom.
Menurut model atom mekanika kuantum, gerakan elektron dalam mengelilingi inti atom memiliki sifat dualisme sebagaimana diajukan oleh de Broglie. Oleh karena gerakan elektron dalam mengelilingi inti memiliki sifat seperti gelombang maka persamaan gerak elektron dalam mengelilingi inti harus terkait dengan fungsi gelombang. Dengan kata lain, energi gerak (kinetik) elektron harus diungkapkan dalam bentuk persamaan fungsi gelombang.
Persamaan yang menyatakan gerakan elektron dalam mengelilingi inti atom dihubungkan dengan sifat dualisme materi yang diungkapkan dalam bentuk koordinat Cartesius. Persamaan ini dikenal sebagai persamaan Schrodinger.
Dari persamaan Schrodinger ini dihasilkan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut( l ), dan bilangan kuantum magnetik(m). Ketiga bilangan kuantum ini merupakan bilangan bulat sederhana yang menunjukkan peluang adanya elektron di sekeliling inti atom. Penyelesaian persamaan Schrodinger menghasilkan tiga bilangan kuantum. Orbital diturunkan dari persamaan Schrodinger sehingga terdapat hubungan antara orbital dan ketiga bilangan kuantum tersebut.

3:10 PM  Unknown  No comments

Read More

Bentuk Molekul Teori Domain Elektron (KIMIA KELAS XI)

Bentuk Molekul Teori Domain Elektron – Metode yang dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul adalah model rumus titik-elektron yang diperluas menjadi teori domain elektron atau teori tolakan pasangan elektron kulit valensi (VSEPR, Valence Shell Electron Pair Repulsion). Seperangkat aturan dikemas ke dalam teori domain elektron yang memungkinkan Anda dapat meramalkan bentuk molekul secara tepat. Teori ini didasarkan pada jumlah pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas dalam kulit valensi atom pusat suatu molekul. Teori ini menyatakan bahwa bentuk molekul dapat ditentukan berdasarkan tolakan pasangan elektron dalam kulit valensi atom pusat. Oleh karena itu, teori ini disebut teori domain elektron atau VSEPR. Bagaimana teori ini dapat diterapkan untuk memprediksi bentuk suatu molekul? Untuk mempermudah mempelajarinya, molekul-molekul akan dikelompokkan ke dalam tiga kategori, yaitu molekul-molekul yang memiliki atom pusat:
1. berikatan kovalen tunggal yang jenuh;
2. berikatan kovalen tunggal yang tidak jenuh (memiliki elektron bebas); dan
3. berikatan kovalen rangkap.
1. Bentuk Molekul Tanpa Elektron Bebas
Simak molekul BeCl₂ dengan menggunakan rumus Lewis yang ditunjukkan Gambar 2.2. Sebagai atom pusat adalah berilium dengan dua elektron valensi. Kedua elektron tersebut digunakan untuk berikatan kovalen dengan atom-atom klorin membentuk dua ikatan kovalen tunggal.

Gambar 2.2 (a) Struktur Lewis BeCl₂ (b) Bentuk molekul BeCl₂ (linear)

Pasangan elektron ikatan dalam kulit valensi atom pusat akan mengalami tolakan disebabkan muatannya sejenis. Guna meminimalkan tolakan tersebut maka pasangan elektron ikatan akan menjauh satu sama lain. Menurut pendapat Anda, pada posisi bagaimana tolakan akan minimal? Tolakan minimum dicapai jika pasangan elektron ikatan berada pada posisi dengan sudut 180°. Oleh karena sudut ikatan yang terbentuk antara atom klorin dan atom klorin yang lain melalui titik pusat (atom Be) membentuk 180° maka bentuk molekul yang paling mungkin adalah linear. Sekarang, tinjau molekul dengan tiga pasang elektron ikatan dalam kulit valensi atom pusat. Contoh dari molekul ini adalah boron triklorida, BCl₃, rumus Lewisnya ditunjukkan Gambar 2.3a.

Gambar 2.3 (a) Struktur Lewis BCl₃ (b) Bentuk molekul BCl₃ (trigonal planar).

Tiga pasang elektron ikatan dalam kulit valensi atom pusat berusaha meminimalkan tolakan dengan cara memposisikan sejauh mungkin satu sama lain. Tolakan akan minimum jika ketiga pasang elektron ikatan berada pada posisi 120° satu sama lain. Akibatnya, bentuk molekul yang terbentuk adalah trigonal planar dengan atom pusat berada di tengahtengah segitiga. Sudah pahamkah Anda dengan dua contoh bentuk molekul pada Gambar 2.3? Jika belum paham, simak contoh penerapan teori domain elektron dalam bentuk molekul yang lain.

3:09 PM  Unknown  No comments

Read More

Menentukan Bilangan Kuantum Elektron (KIMIA KELAS XI)

Menentukan Bilangan Kuantum Elektron- Menurut model atom mekanika kuantum, gerakan elektron dalam mengelilingi inti atom memiliki sifat dualisme sebagaimana diajukan oleh de Broglie. Oleh karena gerakan elektron dalam mengelilingi inti memiliki sifat seperti gelombang maka persamaan gerak elektron dalam mengelilingi inti harus terkait dengan fungsi gelombang. Dengan kata lain, energi gerak (kinetik) elektron harus diungkapkan dalam bentuk persamaan fungsi gelombang.
Persamaan yang menyatakan gerakan elektron dalam mengelilingi inti atom dihubungkan dengan sifat dualisme materi yang diungkapkan dalam bentuk koordinat Cartesius. Persamaan ini dikenal sebagai persamaan Schrodinger. Dari persamaan Schrodinger ini dihasilkan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut( l ), dan bilangan kuantum magnetik(m). Ketiga bilangan kuantum ini merupakan bilangan bulat sederhana yang menunjukkan peluang adanya elektron di sekeliling inti atom. Penyelesaian persamaan Schrodinger menghasilkan tiga bilangan kuantum. Orbital diturunkan dari persamaan Schrodinger sehingga terdapat hubungan antara orbital dan ketiga bilangan kuantum tersebut.
a. Bilangan Kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum utama (n) memiliki nilai n = 1, 2, 3, …, n. Bilangan kuantum ini menyatakan tingkat energi utama elektron dan sebagai ukuran kebolehjadian ditemukannya elektron dari inti atom. Jadi, bilangan kuantum utama serupa dengan tingkat-tingkat energi elektron atau orbit menurut teori atom Bohr. Bilangan kuantum utama merupakan fungsi jarak yang dihitung dari inti atom (sebagai titik nol). Jadi, semakin besar nilai n, semakin jauh jaraknya dari inti.
Oleh karena peluang menemukan elektron dinyatakan dengan orbital maka dapat dikatakan bahwa orbital berada dalam tingkat-tingkat energi sesuai dengan bilangan kuantum utama (n). Pada setiap tingkat energi terdapat satu atau lebih bentuk orbital. Semua bentuk orbital ini membentuk kulit (shell). Kulit adalah kumpulan bentuk orbital dalam bilangan kuantum utama yang sama. Kulit-kulit ini diberi lambang mulai dari K, L, M, N, …, dan seterusnya. Hubungan bilangan kuantum utama dengan lambang kulit sebagai berikut.

Bilangan kuantum utama (n)	1	2	3	4	…
Lambang kulit	K	L	M	N	…

Jumlah orbital dalam setiap kulit sama dengan n², n adalah bilangan kuantum utama.
Contoh:
Berapa jumlah orbital pada kulit L?
Penyelesaian:
Jumlah orbital dalam kulit L (n=2) adalah 2²=4.
b. Bilangan Kuantum Azimut ( l )
Bilangan kuantum azimut disebut juga bilangan kuantum momentum sudut, dilambangkan dengan l. Bilangan kuantum azimut menentukan bentuk orbital. Nilai bilangan kuantum azimut adalah l= n–1. Oleh karena nilai n merupakan bilangan bulat dan terkecil sama dengan satu maka harga l juga merupakan deret bilangan bulat 0, 1, 2, …, (n–1). Jadi, untuk n=1 hanya ada satu harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0. Berarti, pada kulit K (n=1) hanya terdapat satu bentuk orbital. Untuk n=2 ada dua harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0 dan 1. Artinya, pada kulit L (n=2) terdapat dua bentuk orbital, yaitu orbital yang memiliki nilai l=0 dan orbital yang memiliki nilai l=1.
Tabel 1.1 Bilangan Kuantum Azimut pada Kulit Atom

n	Kulit	l
1	K	0 (s)
2	L	0 (s), 1 (p)
3	M	0 (s), 1(p), 2(d)

Pada pembahasan sebelumnya, dinyatakan bahwa bentuk-bentuk orbital yang memiliki bilangan kuantum utama sama membentuk kulit. Bentuk orbital dengan bilangan kuantum azimut sama dinamakan subkulit. Jadi, bilangan kuantum azimut dapat juga menunjukkan jumlah subkulit dalam setiap kulit. Masing-masing subkulit diberi lambang dengan s, p, d, f, …, dan seterusnya. Hubungan subkulit dengan lambangnya adalah sebagai berikut.

Bilangan kuantum azimut (l )	0	1	2	3	…
Lambang subkulit	s	p	d	f	…

Contoh:
Pada kulit K (n=1), nilai memiliki harga 0 maka pada kulit K hanya ada satu subkulit atau satu bentuk orbital, yaitu orbital s.
Pada kulit L (n=2), nilai memiliki harga 0 dan 1 maka pada kulit L ada dua subkulit, yaitu orbital s dan orbital p (jumlahnya lebih dari satu).
c. Bilangan Kuantum Magnetik (m)
Bilangan kuantum magnetik disebut juga bilangan kuantum orientasi sebab bilangan kuantum ini menunjukkan orientasi (arah orbital) dalam ruang atau orientasi subkulit dalam kulit. Nilai bilangan kuantum magnetik berupa deret bilangan bulat dari –m melalui nol sampai +m. Untuk l=1, nilai m=0, ±l. Jadi, nilai bilangan kuantum magnetik untuk l=1 adalah –l melalui 0 sampai +l.
Contoh:
Untuk =1, nilai bilangan kuantum magnetik, m=0, ± 1, atau m= –1, 0, +1. Untuk =2, nilai bilangan kuantum magnetik adalah m= 0, ± 1, ± 2, atau m= –2, –1, 0, +1, +2.
Subkulit-s ( l =0) memiliki harga m=0, artinya subkulit-s hanya memiliki satu buah orbital. Oleh karena m=0, orbital-s tidak memiliki orientasi dalam ruang sehingga bentuk orbital-s dikukuhkan berupa bola yang simetris.
Subkulit-p ( l=1) memiliki nilai m= –1, 0, +1. Artinya, subkulit-p memiliki tiga buah orientasi dalam ruang (3 orbital), yaitu orientasi pada sumbu-x dinamakan orbital px, orientasi pada sumbu-y dinamakan orbital py, dan orientasi pada sumbu-z dinamakan orbital pz.
Subkulit-d ( l=2) memiliki harga m= –2, –1, 0, +1, +2. Artinya, subkulit-d memiliki lima buah orientasi dalam ruang (5 orbital), yaitu pada bidang-xy dinamakan orbital d_xy, pada bidang-xz dinamakan orbital d_xz, pada bidang-yz dinamakan orbital d_yz, pada sumbu x²–y² dinamakan orbital d_x²-_y², dan orientasi pada sumbu z² dinamakan orbital  d_z² .

Contoh Menentukan Jumlah Orbital

Tentukan nilai n, l, dan m dalam kulit M? Berapakah jumlah orbital dalam kulit tersebut?

Jawab:

Kulit M berada pada tingkat energi ke-3 sehingga:

n=3,

l = 0, 1, 2.

Pada l=0, nilai m= 0. Jadi, hanya ada 1 orbital-s

Pada l=1, nilai m= –1, 0, +1. Jadi, ada 3 orbital -p, yakni p_x, p_y, p_z.

Pada l= , nilai m= –2, –1, 0, +1, +2. Jadi, ada 5 orbital-d, yakni d_xy, d_xz, d_yz, d_x²- _y²,dan d_z² .

Jadi, dalam kulit M terdapat 9 orbital. Hal ini sesuai dengan rumus n², yaitu 3²= 9.
d. Bilangan Kuantum Spin (s)
Di samping bilangan kuantum n, l, dan m, masih terdapat satu bilangan kuantum lain. Bilangan kuantum ini dinamakan bilangan kuantum spin, dilambangkan dengan s. Bilangan kuantum ini ditemukan dari hasil pengamatan radiasi uap perak yang dilewatkan melalui medan magnet, oleh Otto Stern dan W. Gerlach.
Pada medan magnet, berkas cahaya dari uap atom perak terurai menjadi dua berkas. Satu berkas membelok ke kutub utara magnet dan satu berkas lagi ke kutub selatan magnet (perhatikan Gambar 1.6). Berdasarkan pengamatan tersebut, disimpulkan bahwa atom-atom perak memiliki sifat magnet.

Gambar 1.6 Penguraian berkas uap atom perak (percobaan Stern-Gerlach)

Pengamatan terhadap atom-atom unsur lain, seperti atom Li, Na, Cu, dan Au selalu menghasilkan gejala yang serupa. Atom-atom tersebut memiliki jumlah elektron ganjil. Munculnya sifat magnet dari berkas uap atom disebabkan oleh spin atau putaran elektron pada porosnya. Berdasarkan percobaan Stern-Gerlach, dapat disimpulkan bahwa ada dua macam spin elektron yang berlawanan arah dan saling meniadakan. Pada atom yang jumlah elektronnya ganjil, terdapat sebuah elektron yang spinnya tidak ada yang meniadakan. Akibatnya, atom tersebut memiliki medan magnet.
Spin elektron dinyatakan dengan bilangan kuantum spin. Bilangan kuantum ini memiliki dua harga yang berlawanan tanda, yaitu + ½ dan – ½ . Tanda (+) menunjukkan putaran searah jarum jam dan tanda (–) arah sebaliknya (perhatikan Gambar 1.7). Adapun harga ½ , menyatakan fraksi elektron.

3:08 PM  Unknown  No comments

Read More

Perbedaan Tingkat Energi Orbital Elektron (KIMIA KELAS XI)

Perbedaan Tingkat Energi Orbital Elektron- Pada atom berelektron banyak, setiap orbital ditandai oleh bilangan kuantum n, l, m, dan s. Bilangan kuantum ini memiliki arti sama dengan yang dibahas sebelumnya. Perbedaannya terletak pada jarak orbital dari inti. Pada atom hidrogen, setiap orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat-tingkat energi sama atau terdegenerasi. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi yang sama. Demikian pula untuk orbital 3s, 3p, dan 3d.
Pada atom berelektron banyak, orbital-orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat energi yang sedikit berbeda. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi berbeda, yaitu energi orbital 2p lebih tinggi. Perbedaan tingkat energi elektron pada atom hidrogen dan atom berelektron banyak ditunjukkan pada Gambar 1.11.

Gambar 1.11 Diagram tingkat energi orbital (a) Atom hidrogen. Tingkat energi orbital atom mengalami degenerasi. (b) Atom berelektron banyak

Perbedaan tingkat energi ini disebabkan oleh elektron yang berada pada kulit dalam menghalangi elektron-elektron pada kulit bagian luar. Sebagai contoh, elektron pada orbital 1s akan tolak-menolak dengan elektron pada orbital-2s dan 2p sehingga orbital-2s dan 2p tidak lagi sejajar (terdegenerasi) seperti pada atom hidrogen. Hal ini menyebabkan elektron-elektron dalam orbital-2s memiliki peluang lebih besar ditemukan di dekat inti daripada orbital-2p (orbital-2s lebih dekat dengan inti).

3:08 PM  Unknown  No comments

Read More

Menentukan Distribusi Elektron dalam Atom (KIMIA KELAS XI)

Menentukan Distribusi Elektron dalam Atom- Kulit terdiri atas subkulit yang berisi orbital-orbital dengan bilangan kuantum utama yang sama. Jumlah orbital dalam setiap kulit dinyatakan dengan rumus n² dan jumlah maksimum elektron yang dapat menempati setiap kulit dinyatakan dengan rumus 2n².
Contoh:
Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron dalam kulit M?
Penyelesaian:
Kulit M memiliki bilangan kuantum, n = 3 maka jumlah orbital dalam kulit M adalah 3² = 9 orbital dan jumlah maksimum elektronnya sebanyak 2(3)² = 18 elektron
Subkulit terdiri atas orbital-orbital yang memiliki bilangan kuantum azimut yang sama. Jumlah orbital, dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus (2 l + 1). Oleh karena setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron maka jumlah elektron dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus 2(2 l + 1).
Contoh:
Berapa jumlah orbital dalam subkulit-p dan berapa jumlah elektron dalam subkulit itu?
Penyelesaian:
Subkulit p memiliki harga = 1 maka jumlah orbitalnya sama dengan
{2(1) + 1} = 3 orbital.
Sebaran elektron dalam subkulit-p adalah 2{2(1) + 1} = 6 elektron.
Contoh Menentukan Sebaran Elektron dalam Kulit
Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron yang menghuni tingkat energi ke-3 (kulit M)? Bagaimana sebaran orbital dalam setiap subkulit dan sebaran elektronnya pada tingkat energi itu?
Jawab
a. Jumlah orbital pada kulit M (n= 3) dihitung dengan rumus n². Jadi, pada kulit M ada 9 orbital.
b. Jumlah maksimum elektron yang dapat menghuni kulit M sebanyak 2n² = 18 elektron.
c. Sebaran orbital dalam setiap subkulit pada n= 3 dihitung dari rumus (2 l + 1).
Untuk n= 3, nilai l= n–1 = 0, 1, 2. Oleh karena ada 3 subkulit, sebaran orbital dalam tiap subkulit adalah sebagai berikut.
[2(0) + 1)] = 1
[2(1) + 1)] = 3
[2(2) + 1)] = 5
Pada subkulit s ( l=0) terdapat 1 orbital-s
Pada subkulit p ( l=1) terdapat 3 orbital-p
Pada subkulit d ( l=2) terdapat 5 orbital-d
d. Sebaran elektron yang menghuni tiap-tiap subkulit ditentukan dari rumus 2(2 l + 1), yaitu:
2(2(0) + 1) = 2 elektron
2(2(1) + 1) = 6 elektron
2(2(2) + 1) = 10 elektron
Jadi, orbital-s ( l = 0) maksimum ditempati oleh 2 elektron,
orbital-p ( l = 1) maksimum ditempati oleh 6 elektron, dan
orbital-d ( l= 2) maksimum ditempati oleh 10 elektron.

3:07 PM  Unknown  No comments

Read More

Menentukan Distribusi Elektron dalam Atom (KIMIA KELAS XI)

Menentukan Distribusi Elektron dalam Atom- Kulit terdiri atas subkulit yang berisi orbital-orbital dengan bilangan kuantum utama yang sama. Jumlah orbital dalam setiap kulit dinyatakan dengan rumus n² dan jumlah maksimum elektron yang dapat menempati setiap kulit dinyatakan dengan rumus 2n².
Contoh:
Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron dalam kulit M?
Penyelesaian:
Kulit M memiliki bilangan kuantum, n = 3 maka jumlah orbital dalam kulit M adalah 3² = 9 orbital dan jumlah maksimum elektronnya sebanyak 2(3)² = 18 elektron
Subkulit terdiri atas orbital-orbital yang memiliki bilangan kuantum azimut yang sama. Jumlah orbital, dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus (2 l + 1). Oleh karena setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron maka jumlah elektron dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus 2(2 l + 1).
Contoh:
Berapa jumlah orbital dalam subkulit-p dan berapa jumlah elektron dalam subkulit itu?
Penyelesaian:
Subkulit p memiliki harga = 1 maka jumlah orbitalnya sama dengan
{2(1) + 1} = 3 orbital.
Sebaran elektron dalam subkulit-p adalah 2{2(1) + 1} = 6 elektron.
Contoh Menentukan Sebaran Elektron dalam Kulit
Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron yang menghuni tingkat energi ke-3 (kulit M)? Bagaimana sebaran orbital dalam setiap subkulit dan sebaran elektronnya pada tingkat energi itu?
Jawab
a. Jumlah orbital pada kulit M (n= 3) dihitung dengan rumus n². Jadi, pada kulit M ada 9 orbital.
b. Jumlah maksimum elektron yang dapat menghuni kulit M sebanyak 2n² = 18 elektron.
c. Sebaran orbital dalam setiap subkulit pada n= 3 dihitung dari rumus (2 l + 1).
Untuk n= 3, nilai l= n–1 = 0, 1, 2. Oleh karena ada 3 subkulit, sebaran orbital dalam tiap subkulit adalah sebagai berikut.
[2(0) + 1)] = 1
[2(1) + 1)] = 3
[2(2) + 1)] = 5
Pada subkulit s ( l=0) terdapat 1 orbital-s
Pada subkulit p ( l=1) terdapat 3 orbital-p
Pada subkulit d ( l=2) terdapat 5 orbital-d
d. Sebaran elektron yang menghuni tiap-tiap subkulit ditentukan dari rumus 2(2 l + 1), yaitu:
2(2(0) + 1) = 2 elektron
2(2(1) + 1) = 6 elektron
2(2(2) + 1) = 10 elektron
Jadi, orbital-s ( l = 0) maksimum ditempati oleh 2 elektron,
orbital-p ( l = 1) maksimum ditempati oleh 6 elektron, dan
orbital-d ( l= 2) maksimum ditempati oleh 10 elektron.

3:07 PM  Unknown  No comments

Read More

Pengertian Entalpi sistem dan lingkungan (KIMIA KELAS XI)

Pengertian Entalpi sistem dan lingkungan - Setiap materi mengandung energi yang disebut energi internal (U). Besarnya energi ini tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahannya. Mengapa energi internal tidak dapat diukur? Sebab materi harus bergerak dengan kecepatan sebesar kuadrat kecepatan cahaya sesuai persamaan Einstein (E = mc²). Di alam, yang tercepat adalah cahaya. Perubahan energi internal ditentukan oleh keadaan akhir dan keadaan awal ( ΔU = U_akhir – U_awal).
1. Pengertian Entalpi ( ΔH )
Perubahan energi internal dalam bentuk panas dinamakan kalor. Kalor adalah energi panas yang ditransfer (mengalir) dari satu materi ke materi lain. Jika tidak ada energi yang ditransfer, tidak dapat dikatakan bahwa materi mengandung kalor. Jadi, Anda dapat mengukur kalor jika ada aliran energi dari satu materi ke materi lain. Besarnya kalor ini, ditentukan oleh selisih keadaan akhir dan keadaan awal.
Contoh:
Tinjau air panas dalam termos. Anda tidak dapat mengatakan bahwa air dalam termos mengandung banyak kalor sebab panas yang terkandung dalam air termos bukan kalor, tetapi energi internal. Jika terjadi perpindahan panas dari air dalam termos ke lingkungan sekitarnya atau dicampur dengan air dingin maka akan terbentuk kalor. Besarnya kalor ini diukur berdasarkan perbedaan suhu dan dihitung menggunakan persamaan berikut.
Q = m c Δ T
Keterangan:
Q = kalor
m = massa zat
c = kalor jenis zat
Δ T = selisih suhu
Jika perubahan energi terjadi pada tekanan tetap, misalnya dalam wadah terbuka (tekanan atmosfer) maka kalor yang terbentuk dinamakan perubahan entalpi (ΔH). Entalpi dilambangkan dengan H (berasal dari kata ‘Heat of Content’). Dengan demikian, perubahan entalpi adalah kalor yang terjadi pada tekanan tetap, atau Δ H = Qp (Qp menyatakan kalor yang diukur pada tekanan tetap).
2. Sistem dan Lingkungan
Secara prinsip, perubahan entalpi disebabkan adanya aliran panas dari sistem ke lingkungan, atau sebaliknya. Apakah yang disebut sistem dan lingkungan?
Secara umum, sistem didefinisiskan sebagai bagian dari semesta yang merupakan fokus kajian dan lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem yang bukan kajian.
Dalam reaksi kimia, Anda dapat mendefinisikan sistem. Misalnya pereaksi maka selain pereaksi disebut lingkungan, seperti pelarut, hasil reaksi, tabung reaksi, udara di sekitarnya, dan segala sesuatu selain pereaksi.
Contoh soal Sistem dan Lingkungan
Ke dalam gelas kimia yang berisi air, dilarutkan 10 g gula pasir. Jika gula pasir ditetapkan sebagai sistem, manakah yang termasuk lingkungan?
Jawab:
Karena gula pasir dipandang sebagai sistem maka selain dari gula pasir termasuk lingkungan, seperti air sebagai pelarut, gelas kimia, penutup gelas kimia, dan udara di sekelilingnya.

3:06 PM  Unknown  No comments

Read More

Menghitung Kalor Berdasarkan Hukum Kekekalan Energi (KIMIA KELAS XI)

Menghitung Kalor Berdasarkan Hukum Kekekalan Energi – Anda pasti pernah memasak air, bagaimana menentukan kalor yang diperlukan untuk mendidihkan air sebanyak 2 liter? Untuk mengetahui ini, Anda perlu mengukur suhu air sebelum dan sesudah pemanasan. Dari selisih suhu, Anda dapat menghitung kalor yang diserap oleh air, berdasarkan persamaan:
Q = m c ΔT
Keterangan:
m = massa air (dalam gram)
c = kalor jenis zat, yaitu jumlah kalor yang diperlukan untuk menaikkan suhu satu gram zat sebesar 1°C
ΔT = perubahan suhu
Metode lain menentukan kalor adalah didasarkan pada hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa energi semesta tetap. Artinya, kalor yang dilepaskan oleh zat X sama dengan kalor yang diterima oleh zat Y. Anda sering mencampurkan air panas dan air dingin, bagaimana suhu air setelah dicampurkan? Pada proses pencampuran, kalor yang dilepaskan oleh air panas diserap oleh air dingin hingga suhu campuran menjadi sama. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut.
Q_{Air panas} = Q_{Air dingin}
Jadi, pertukaran kalor di antara zat-zat yang berantaraksi, energi totalnya sama dengan nol.
Q_{Air panas} + Q_{Air dingin} = 0
Contoh soal Menghitung Kalor Berdasarkan Hukum Kekekalan Energi
Sebanyak 75 mL air dipanaskan dengan LPG. Jika tidak ada kalor yang terbuang, berapa kalor yang dilepaskan oleh LPG jika suhu air naik dari 25°C menjadi 90°C?
Kalor jenis air, c = 4,18 J g ^–1°C^–1, massa jenis air 1 g mL^–1
Jawab:
• Ubah satuan volume air (mL) ke dalam berat (g) menggunakan massa jenis air.
• Hitung kalor yang diserap oleh air
• Hitung kalor yang dilepaskan dari hasil pembakaran gas LPG
ρ air = 1g mL^–1 atau mair = ρ air × volume air
mair = 1 g mL^–1 × 75 mL= 75 g
Kalor yang diserap air:
Qair = 75 g × 4,18 J g ^–1°C^–1 × (90–25)°C
= 20,377 kJ
Kalor yang diserap air sama dengan kalor yang dilepaskan oleh pembakaran gas LPG.
Q_air = Q_LPG atau Q_LPG = 20,377 kJ
Jadi, kalor yang dilepaskan oleh hasil pembakaran gas LPG sebesar 20,377 kJ.

3:06 PM  Unknown  No comments

Read More

Menentukan Kapasitas Kalor Kalorimeter (KIMIA KELAS XI)

Menentukan Kapasitas Kalor Kalorimeter – Kalorimeter adalah alat untuk mengukur kalor. Skema alatnya ditunjukkan pada Gambar 3.4. Kalorimeter ini terdiri atas bejana yang dilengkapi dengan pengaduk dan termometer. Bejana diselimuti penyekat panas untuk mengurangi radiasi panas, seperti pada termos. Kalorimeter sederhana dapat dibuat menggunakan wadah styrofoam, Gambar 3.5.

Gambar 3.4 Skema kalorimeter volume tetap

Untuk mengukur kalor reaksi dalam kalorimeter, perlu diketahui terlebih dahulu kalor yang dipertukarkan dengan kalorimeter sebab pada saat terjadi reaksi, sejumlah kalor dipertukarkan antara sistem reaksi dan lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Besarnya kalor yang diserap atau dilepaskan oleh kalorimeter dihitung dengan persamaan:

Q_kalorimeter = Ck. Δ T

dengan C_k adalah kapasitas kalor kalorimeter.
Contoh soal Menentukan Kapasitas Kalor Kalorimeter
Ke dalam kalorimeter dituangkan 50 g air dingin (25°C), kemudian ditambahkan 75g air panas (60°C) sehingga suhu campuran menjadi 35°C. Jika suhu kalorimeter naik sebesar 7°, tentukan kapasitas kalor kalorimeter? Diketahui kalor jenis air = 4,18 J g^–1 °C^–1.
Jawab:
Kalor yang dilepaskan air panas sama dengan kalor yang diserap air dingin dan kalorimeter.
Q_{Air panas} = Q_{Air dingin} + Q_Kalorimeter
Q_{Air panas} = 75 g × 4,18 J g ^{– 1} °C ^–1× (35 – 60)°C
= – 7.837,5 J
Q_{Air dingin} = 50 g × 4,18 J g ^{– 1} °C ^–1 × (35 – 25)°C
= + 2.090 J
Q_kalorimeter = Ck × Δ T
Oleh karena energi bersifat kekal maka
Q_{Air panas} + Q_{Air dingin} + Q_Kalorimeter = 0
–7.837,5 J + 2.090 J + (Ck . 7°C) = 0
C_k = (7.837,5 2.090)J/7^oC = 821J^oC^-1
Jadi, kapasitas kalor kalorimeter 821 J °C^–1.
Dalam reaksi eksoterm, kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi akan diserap oleh lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Jumlah kalor yang diserap oleh lingkungan dapat dihitung berdasarkan hukum kekekalan energi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut.
Q_reaksi + Q_larutan + Q_kalorimeter = 0
Contoh soal Menentukan Kalor Reaksi
Dalam kalorimeter yang telah dikalibrasi dan terbuka direaksikan 50g alkohol dan 3g logam natrium. Jika suhu awal campuran 30°C dan setelah reaksi suhunya 75°C, tentukan ΔHreaksi. Diketahui kalor jenis larutan 3,65 J g^–1 °C^–1, kapasitas kalor kalorimeter 150 J °C^–1, dan suhu kalorimeter naik sebesar 10°C.
Jawab:
Kalor yang terlibat dalam reaksi:
Q_reaksi + Q_larutan + Q_kalorimeter = 0
Q_reaksi = –(Q_larutan + Q_kalorimeter)
Q_larutan = (m_larutan) (c_larutan) ( ΔT)
= (53g) (3,65 J g^–1°C^–1) (45°C)
= 8.705,25 J
Qkalorimeter = (Ck) ( Δ T)
= (150 J °C^–1) (10°C) = 1.500 J
Qreaksi = –(8.705,25 + 1.500) J = –10.205,25 J
Jadi, reaksi alkohol dan logam natrium dilepaskan kalor sebesar 10.205 kJ. Oleh karena pada percobaan dilakukan pada tekanan tetap maka
Q_reaksi = Δ H_reaksi = –10.205 kJ.

3:05 PM  Unknown  No comments

Read More

Contoh Aplikasi Hukum Hess (KIMIA KELAS XI)

Contoh Aplikasi Hukum Hess – Hukum Hess muncul berdasarkan fakta bahwa banyak pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya tidak dapat diukur perubahan entalpinya secara laboratorium.
Contoh:
Reaksi pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya.
S(s) + H₂(g) + 2O₂(g) → H₂SO₄( )
Pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya tidak terjadi sehingga tidak dapat diukur perubahan entalpinya. Oleh karena itu, ahli kimia berusaha menemukan alternatif pemecahannya. Pada 1840, pakar kimia dari Swiss Germain H. Hess mampu menjawab tantangan tersebut.
Berdasarkan hasil pengukuran dan sifat-sifat entalpi, Hess menyatakan bahwa entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi maka perubahan entalpi tidak bergantung pada jalannya reaksi (proses).
Pernyataan ini dikenal dengan hukum Hess. Dengan kata lain, perubahan entalpi reaksi hanya ditentukan oleh kalor pereaksi dan kalor hasil reaksi. Tinjau reaksi pembentukan CO₂ (perhatikan Gambar 3.7).

Gambar 3.7 Bagan tahapan reaksi pembakaran karbon.

ΔH₁ = ΔH₂+ΔH₃
Reaksi keseluruhan dapat ditulis dalam satu tahap reaksi dan perubahan entalpi pembentukan standarnya dinyatakan oleh Δ H°1. Persamaan termokimianya:
C(s) + O₂(g) → CO₂(g) Δ H°₁= –394 kJ
Reaksi ini dapat dikembangkan menjadi 2 tahap reaksi dengan perubahan entalpi standar adalah Δ H°₂ dan Δ H°₃:
C(s) + ½ O₂(g) → CO(g) Δ H°₂ = –111 kJ
CO(g) + ½ O₂(g) → CO₂(g) Δ H°₃ = –283 kJ
Reaksi total: C(g) + O₂(g) → CO₂(g) Δ H°₂+ Δ H°₃ = –394 kJ
Pembentukan asam sulfat dapat dilakukan melalui 4 tahap reaksi:
S(s) + O₂(g) → SO₂(g) Δ H°₁= –296,8 kJ
SO₂(g) + ½ O₂(g) → SO₃(g) Δ H°₂= –395,7 kJ
H₂(g) + ½ O₂(g) → H2O( l) Δ H°3= –285,8 kJ
SO₃(g) + H₂O(l) → H₂SO₄( l) Δ H°₄= +164,3 kJ
S(s) + 2O₂(g) + H₂(g) → H₂SO₄( l) Δ H° = –814,0 kJ
Contoh Hukum Hess
Pembentukan gas NO₂ dari unsur-unsurnya dapat dilakukan dalam satu tahap atau dua tahap reaksi. Jika diketahui:
½ N₂(g) + ½ O₂(g)→ NO(g) ΔH° = +90,4 kJ
NO(g) + ½ O₂(g)→ NO₂(g) ΔH° = +33,8 kJ
Berapakah ΔH°pembentukan gas NO₂?
Jawab:
Reaksi pembentukan gas NO2 dari unsur-unsurnya:
½ N₂(g) + O₂(g) → NO₂(g) ΔH° = ? kJ
Menurut hukum Hess, ΔH° hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi. Dengan demikian, ΔH° pembentukan gas NO2 dapat ditentukan dari dua tahap reaksi tesebut.
½ N₂(g) + ½ O₂(g) → NO(g) ΔH°1= +90,4 kJ
NO(g) + ½ O₂(g) → NO₂(g) ΔH°₂= +33,8 kJ
½ N₂(g) + O₂(g) → NO₂(g) ΔH°1 + ΔH°₂ = +124,2 kJ
Hukum Hess dapat diterapkan untuk menentukan perubahan entalpi reaksi zat-zat kimia, dengan catatan bahwa setiap tahap reaksi diketahui perubahan entalpinya.
Contoh Aplikasi Hukum Hess
Asetilen (C₂H₂) tidak dapat diproduksi langsung dari unsur-unsurnya:
2C(s) + H₂(g) → C₂H₂(g)
Hitung ΔH° untuk reaksi tersebut berdasarkan persamaan termokimia berikut.
(a) C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH°₁= –393,5 kJ mol^–1
(b) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O( l) ΔH°₂= –285,8 kJ mol^–1
(c) C₂H₂(g) + 5/2 O₂(g) → 2CO₂(g) + H₂O( l) ΔH°₃= –1.299,8 kJ mol^–1
Jawab:
Aturan yang harus diperhatikan adalah
1. Posisi pereaksi dan hasil reaksi yang diketahui harus sama dengan posisi yang ditanyakan. Jika tidak sama maka posisi yang diketahui harus diubah.
2. Koefisien reaksi (mol zat) yang diketahui harus sama dengan yang ditanyakan. Jika tidak sama maka harus disamakan terlebih dahulu dengan cara dibagi atau dikalikan, demikian juga dengan nilai entalpinya.
a. Persamaan (a) harus dikalikan 2 sebab reaksi pembentukan asetilen memerlukan 2 mol C.
b. Persamaan (b) tidak perlu diubah sebab sudah sesuai dengan persamaan reaksi pembentukan asetilen ( 1 mol H₂)
c. Persamaan (c) perlu dibalikkan arahnya, sebab C₂H₂ berada sebagai pereaksi.
Persamaan termokimianya menjadi:
2C(s) + 2O₂(g) → 2CO₂(g) ΔH°₁= 2(–393,5) kJ mol^–1
H₂(s) + ½ O₂(g) → H₂O( l) ΔH°₂= –285,8 kJ mol^–1
2CO₂(g) + H₂O( l) → 2C₂H₂(g) + 5/2 O(g) ΔH°₃= +1.299,8 kJ mol^–1
2C(s) + H₂(g) → C₂H₂(g) ΔH°₁+ ΔH°₂+ ΔH°₃= + 227,0 kJ mol^–1
Jadi, perubahan entalpi pembentukan standar asetilen dari unsur-unsurnya adalah 227 kJ mol^–1. Persamaan termokimianya:
2C(s) + H₂(g) → C₂H₂(g) ΔH°f = 227,0 kJ mol^–1.

3:04 PM  Unknown  No comments

Read More

Aturan Aufbau Hund dalam Konfigurasi Elektron (KIMIA KELAS XI)

Aturan Aufbau Hund dalam Konfigurasi Elektron – Penulisan konfigurasi elektron untuk atom berelektron banyak didasarkan pada aturan aufbau, aturan Hund, dan prinsip larangan Pauli. Untuk menentukan jumlah elektron dalam atom, perlu diketahui nomor atom unsur bersangkutan.
a. Aturan Membangun (Aufbau)
Aturan pengisian elektron ke dalam orbital-orbital dikenal dengan prinsip Aufbau (bahasa Jerman, artinya membangun). Menurut aturan ini, elektron dalam atom harus memiliki energi terendah, artinya elektron harus terlebih dahulu menghuni orbital dengan energi terendah (lihat diagram tingkat energi orbital pada Gambar 1.12).

Gambar 1.12 Diagram tingkat energi orbital

Tingkat energi elektron ditentukan oleh bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum utama dengan n = 1 merupakan tingkat energi paling rendah, kemudian meningkat ke tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu n = 2, n = 3, dan seterusnya. Jadi, urutan kenaikan tingkat energi elektron adalah (n = 1) < (n = 2) < (n =3) < … < (n = n).
Setelah tingkat energi elektron diurutkan berdasarkan bilangan kuantum utama, kemudian diurutkan lagi berdasarkan bilangan kuantum azimut sebab orbital-orbital dalam atom berelektron banyak tidak terdegenerasi. Berdasarkan bilangan kuantum azimut, tingkat energi terendah adalah orbital dengan bilangan kuantum azimut terkecil atau l= 0. Jadi, urutan tingkat energinya adalah s < p < d < f < [ l = (n–1)]. Terdapat aturan tambahan, yaitu aturan (n+l). Menurut aturan ini, untuk nilai (n+ l) sama, orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan bilangan kuantum utama lebih kecil, contoh: 2p (2+1 = 3) < 3s (3+0 =3), 3p (3+1 = 4) < 4s (4+0 =4), dan seterusnya. Jika nilai (n+ l) berbeda maka orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan jumlah (n+ l) lebih kecil, contoh: 4s (4+0 = 4) < 3d (3+2 =5). Dengan mengacu pada aturan aufbau maka urutan kenaikan tingkat energi elektron-elektron dalam orbital adalah sebagai berikut.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < …
b. Aturan Hund
Aturan Hund disusun berdasarkan data spektroskopi atom. Aturan ini menyatakan sebagai berikut.
1. Pengisian elektron ke dalam orbital-orbital yang tingkat energinya sama, misalnya ketiga orbital-p atau kelima orbital-d. Oleh karena itu, elektron-elektron tidak berpasangan sebelum semua orbital dihuni.
2. Elektron-elektron yang menghuni orbital-orbital dengan tingkat energi sama, misalnya orbital pz, px, py. Oleh karena itu, energi paling rendah dicapai jika spin elektron searah.
c. Prinsip Larangan Pauli
Menurut Wolfgang Pauli, elektron-elektron tidak boleh memiliki empat bilangan kuantum yang sama. Aturan ini disebut Prinsip larangan Pauli. Makna dari larangan Pauli adalah jika elektron-elektron memiliki ketiga bilangan kuantum (n, l, m) sama maka elektron-elektron tersebut tidak boleh berada dalam orbital yang sama pada waktu bersamaan. Akibatnya, setiap orbital hanya dapat dihuni maksimum dua elektron dan arah spinnya harus berlawanan. Sebagai konsekuensi dari larangan Pauli maka jumlah elektron yang dapat menghuni subkulit s, p, d, f, …, dan seterusnya berturut-turut adalah 2, 6, 10, 14, …, dan seterusnya. Hal ini sesuai dengan rumus: 2(2 l + 1).

3:04 PM  Unknown  No comments

Read More

Menentukan Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur Transisi (KIMIA KELAS XI)

Menentukan Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur Transisi- Pada diagram tingkat energi orbital, orbital 4s memiliki energi lebih rendah daripada orbital 3d. Akibatnya, dalam konfigurasi elektron unsur-unsur utama orbital 4s dihuni terlebih dahulu. Pada unsur-unsur transisi pertama, elektron kulit terluar menghuni orbital-d dan orbital-s, yakni ns (n–1)d. Jika mengikuti aturan tersebut, orbital ns dihuni terlebih dahulu baru menghuni orbital (n–1)d. Apakah konfigurasi elektron untuk unsur-unsur transisi seperti itu? Jika demikian, elektron akan mudah lepas ketika unsur transisi membentuk kation (bersenyawa) berasal dari orbital (n–1)d.
Berdasarkan data empirik, diketahui bahwa semua unsur transisi ketika membentuk kation melepaskan elektron valensi dari orbital ns. Jika muatan kation yang dibentuknya lebih tinggi maka elektron dari orbital (n–1)d dilepaskan. Data berikut ini artinya, elektron terluar berasal dari orbital ns.
Fakta empirik:
1. Mangan dapat membentuk kation Mn²⁺ (MnCl₂) dan Mn⁷⁺ (KMnO₄)
2. Besi dapat membentuk kation Fe²⁺ (FeSO₄) dan Fe³⁺ (FeCl₃)
3. Tembaga dapat membentuk kation Cu⁺ (CuCl) dan Cu²⁺ (CuSO₄).
Konfigurasi elektronnya:
1. ₂₅Mn : [Ar] 3d⁵ 4s²
2. ₂₆Fe : [Ar] 3d⁶ 4s²
3. ₂₉Cu : [Ar] 3d¹⁰ 4s¹
Jika fakta empirik dan konfigurasi elektronnya dihubungkan maka Anda dapat mengatakan Mn²⁺ dibentuk melalui pelepasan 2 elektron dari orbital 4s. Ion Fe²⁺ dibentuk dengan melepaskan 2 elektron dari orbital 4s, demikian juga ion Cu⁺. Bagaimana menjelaskan data empirik ini?
Berdasarkan hasil perhitungan dan pengukuran, energi orbital dapat disimpulkan sebagai berikut.
1) Unsur-unsur ringan dengan nomor atom 1 (H) sampai dengan 20 (Ca) memiliki konfigurasi elektron sebagaimana uraian tersebut.
2) Untuk unsur-unsur berat dengan nomor atom 21 ke atas, terjadi transisi energi orbital.
Apa yang dimaksud transisi energi orbital? Setelah orbital 4s terisi
penuh (atom ₂₀Ca) maka elektron mulai mengisi orbital 3d (₂₁Sc – ₃₀Zn). Dalam keadaan tidak terhuni, orbital 3d memiliki energi lebih tinggi dari 4s. Akan tetapi, ketika orbital 3d terhuni elektron maka energi orbital 3d turun drastis dan mencapai kestabilan dengan energi yang lebih rendah daripada orbital 4s. Dengan demikian, mudah dipahami bahwa orbital paling luar dari kulit valensi adalah orbital ns, bukan orbital (n-1)d. Gejala ini berlaku untuk semua atom-atom unsur dengan nomor atom di atas 20.
Contoh Konfigurasi Elektron Unsur Transisi
Tuliskan konfigurasi elektron enam unsur transisi pertama.
Jawab:
₂₁Sc = [Ar] 3d¹ 4s²
₂₄Cr = [Ar] 3d⁵ 4s¹
₂₂Ti = [Ar] 3d² 4s²
₂₅Mn = [Ar] 3d⁵ 4s²
₂₃V = [Ar] 3d³ 4s²
₂₆Fe = [Ar] 3d⁶ 4s²

3:03 PM  Unknown  No comments

Read More