tentang kima

D

I

S

U

S

U

N

Kelas: tkj-I

Nama kelompok 7

                                                1. agus amin

T. ajaran

2011-2012

yapim

TERIMAH KASIH

KATA PENGANTAR

Segala puji kita panjatkan kehadirat Tuhan Yang Maha Esa yang telah memberikan rahmat dan hidayah-Nya sehingga kami dapat menyelesaikan tugas pengamatan lapangan matakuliah Kota dan Permukiman ini dengan baik sesuai dengan waktu yang telah kita tentukan.

Tulisan ini adalah hasil pengamatan lapangan di RW 6 kelurahan Sonokwijenan kecamatan Sukomanunggal, kotamadya Surabaya yang telah kami lakukan selama Mei dan Juni 2001 dalam melaksanakan tugas besar matakuliah Kota dan Permukiman disertai dengan analisa dan kesimpulan serta hal yang lain sesuai dengan tugas.

Semoga laporan ini dapat bermanfaat bagi kita semua dan dengan adanya penyusunan laporan seperti ini, pengamatan yang kami laksanakan dapat tercatat dengan rapi dan dapat kita pelajari kembali pada kesempatan yang lain untuk kepentingan proses belajar kita terutama dalam bidang kota dan permukiman.

Bersama ini kami juga menyampaikan terima kasih kepada semua pihak yang telah membantu hingga terselesaikannya tugas ini, terutama kepada Bapak Ir. Suko Istianto M.Arch sebagai dosen matakuliah Kota dan Permukiman yang telah memberikan banyak saran, petunjuk dan dorongan dalam melaksanakan tugas ini, juga rekan-rekan mahasiswa semua. Semoga segala yang telah kita kerjakan merupakan bimbingan yang lurus dari Yang Maha Kuasa.

Dalam penyusunan tugas ini tentu jauh dari sempurna, oleh karena itu segala kritik dan saran sangat kami harapkan demi perbaikan dan penyempurnaan tugas ini dan untuk pelajaran bagi kita semua dalam pembuatan tugas-tugas yang lain di masa mendatang. Semoga dengan adanya tugas ini kita dapat belajar bersama demi kemajuan kita dan kemajuan ilmu pengetahuan.

BAB I

PENDAHULUAN

Ilmu kimia merupakan suatu cabang ilmu yang di dalamnya mempelajari bangun (strukutur) materi dan perubahan-perubahan yang dialami materi ini dalam proses-proses

alamiah maupun dalam eksperimen yang direncanakan (Keenan, 1984). Salah satu ilmu dalam kimia adalah kimia teori, dimana metode matematika yang dikombinasikan  dengan hukum dasar fisika akan dapat menjelaskan suatu proses kimia yang bersangkutan. Kimia teori pada mulanya hanya bisa memecahkan masalah sebatas satu atau dua partikel  yang bergabung menjadi satu kesatuan partikel, yang mana kemudian memperkenalkan sistem koordinat pusat massa. Tetapi dengan adanya suatu pemecahan masalah secara numerik, dimana hasilnya memiliki tingkat keakurasian yang tinggi, berbagai masalah dalam sistem dengan komponen  penyusun yang agak kompleks dapat dipecahkan. Munculnya piranti komputer membuat perhitungan numerikal dengan angka tinggi semakin akurat. Hal ini menyebabkan munculnya bidang baru dalam kimia yaitu kimia komputasi (Jensen, 2007). Komputer saat ini telah banyak digunakan dalam berbagai keperluan kimia, misalnya pada NMR spektrometer dan berbagai macam pemodelan untuk suatu reaksi kimia. Kimia komputasi dapat dengan cepat menjelaskan tentang teori kimia, dimana tujuan utamanya adalah untuk memecahkan masalah yang berhubungan dengan perhitungan. Kimia komputasi terbagi dalam tiga masalah utama, yaitu mengartikan kode, problem teknik, dan memperkirakan hasil yang berkualitas (Jensen, 2007). Kimia komputasi dapat melakukan perhitungan dengan intensif dan dapat mengolah data dalam jumlah yang besar.

PEMBAHASAN

 1. Ramalkan bentuk molekul O3 , H2O, dan HCN dengan cara

a. Menggambarkan struktur Lewisnya

b. Menentukan jumlah PEI dan PEB

c. Menentukan DEI dan DEB

d. Menuliskan tipe molekul menurut teori domain elektron

e. Menggambarkan geometri pasangan elektron

f. Menggambarkan geometri molekul(bentuk molekul)

2. Apakah besar sudut yang terbentuk pada ketiga molekul di atas sama ?

1. Ikatan hidrogen dan van der waals

Gaya antarmolekul adalah gaya elektromagnetik yang terjadi antara molekul atau antara bagian yang terpisah jauh dari suatu makromolekul. Gaya-gaya ini dapat berupa kohesi antara molekul serupa, seperti contohnya pada tegangan permukaan, atau adhesi antara molekul tak serupa, contohnya pada kapilaritas. Gaya-gaya ini, dimulai dari yang paling kuat, terdiri dari: interaksi ionik, ikatan hidrogen, interaksi dwikutub (dipole), dan gaya Van der Waals.
A.Ikatan Hidrogen

Dalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting.
Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1) hingga tinggi (>155 kJ mol-1).
Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk.
Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegatifitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.
b. Ikatan Van der Waals
Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol.
Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London).
Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu.
Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan
 BENTUK MOLEKUL

Penggambaran Ion dan Molekul dengan Struktur Lewis

l       Dalam penggambaran molekul/ion dengan struktur Lewis kita harus mengetahui rumus senyawa dan posisi relatif masing-masing atom

l       Jumlah total elektron valensi dari seluruh atom didistribusikan keseluruh atom yang berikatan dan sisanya menjadi pasangan elektron sunyi (tak berikatan)

Struktur Lewis untuk Molekul Berikatan Tunggal

1. Tempatkan atom relatif terhadap atom lain, atom dengan nomor golongan lebih rendah berada ditengah, jika sama maka atom dengan periode lebih tinggi karena atom yang kurang eleltronegatif diposisikan pada pusat/tengah
2. Tentukan jumlah total elektron valensi yang ada
3. Buat garis ikatan tunggal dari atom pusat ke seluruh atom sekelilingnya
4. Distribusikan elektron tersisa sedemikian sehingga semua atom memiliki elektron valensi delapan (oktet)

Latihan

l       Tuliskan struktur Lewis untuk senyawa CCl2F2 (dikenal dengan nama CFC)

l       Tuliskan struktur Lewis untuk senyawa H2S, OF2 dan SOCl2

Struktur Lewis senyawa dengan atom pusat lebih dari satu

l       Secara umum caranya sama dengan satu atom pusat hanya saja perlu memperhatikan posisi dua atom pusat yang dimungkinkan membentuk ikatan lebih banyak

l       Contoh senyawa CH4O

l       Latihan  : tuliskan struktur Lewis NH3O, C2H6O

Struktur Lewis untuk Molekul dengan Ikatan Rangkap

l       Langkah 1 s.d. 4 sama seperti molekul berikatan tunggal namun ada tambahan

l       Langkah 5 jika atom pusat masih belum memiliki 8 elektron valensi, ubah pasangan elektron sunyi pada atom sekitar menjadi satu ikatan lagi

l       Contoh pada senyawa C2H4

Resonansi: Ikatan Pasangan Elektron Terdelokalisasi

l       Seringkali terjadi satu ikatan rangkap bersebelahan dengan ikatan tunggal dan membentuk 2 struktur Lewis yang identik

l       Misal pada senyawa O3 (ozon)

l       Struktur I dan II adalah identik

l       Faktanya kedua struktur ini tidak ada yang benar karena panjang ikatan dua ikatan O ternyata memiliki nilai diantara panjang    O – O dan O=O

l       Struktur sebenarnya lebih cocok disebut dengan hibrid resonansi yaitu bentuk rata-rata keduanya

l       Contoh senyawa lainnya adalah benzen C6H6 dan ion karbonat CO32-

Latihan

l       Gambarkan struktur resonansi untuk senyawa :

1.       NO3-

2.       NCO-

Muatan Formal: Seleksi struktur resonansi yang lebih disukai

l       Pada uraian terdahulu resonansi dua senyawa identik terjadi ketika senyawa tsb simetris dan tidak bisa dibedakan

l       Namun jika senyawa asimetris maka salah satu resonansi lebih disukai dengan melihat muatan formal masing-masing atom

l       Muatan formal = jml e valensi – (jml e valensi sunyi + ½ jml e berikatan)

l       Contoh O3

3 Kriteria muatan formal

1. Muatan formal kecil (positif atau negatif) lebih disukai daripada besar
2. Muatan sama yang bersebelahan tidak disukai (gaya tolak)
3. Muatan formal dengan nilai lebih negatif harus diposisikan ada pada atom yang elektronegatif

            Contoh : NCO-

Pengecualian Aturan Oktet Struktur Lewis

1. Molekul kekurangan elektron (electron deficient) senyawa dengan atom pusat Be atau B cenderung memiliki elektron valensi kurang dari 8: BF3 dan BeCl2

            Muatan formal menunjukkan struktur tanpa ikatan rangkap lebih disukai

            BF3 memiliki 8 elektron valensi dengan membentuk ikatan lebih lanjut dengan NH3

Pengecualian Aturan Oktet Struktur Lewis

2. Molekul dengan elektron ganjil (odd electron). Beberapa molekul memiliki jumlah elektron ganjil sehingga tidak memungkinkan mencapai 8 elektron

            Adanya elektron yang tidak berpasangan dan tidak berikatan, spesies ini disebut radikal bebas, misal pada NO2

            Senyawa ini berikatan dengan sesamanya membentuk N2O4 dengan elektron valensi 8

Pengecualian Aturan Oktet Struktur Lewis

3. Kulit Valensi Ekspansi (expanded valence shell). Beberapa molekul/ion memiliki lebih dari 8 elektron disekitarnya molekul ini meningkatkan kapasitas kulit valensinya dengan memanfaatkan kulit d yang kosong untuk berikatan

            kulit valensi terekspansi hanya terjadi pada atom pusat non logam dari perioda 3 keatas dengan kulit d yang bisa dipakai

            Contoh senyawa: SF6, PCl5 dan H2SO4

Latihan

l       Tuliskan struktur Lewis yang tidak memenuhi aturan oktet untuk senyawa:

1.       H3PO4 dan BFCl2

2.       Tentukan struktur yang lebih disukai

Menghitung Kalor Reaksi dari Energi Ikatan Molekul

l       Dalam reaksi kimia kita bisa menganggap reaktan mengalami pemutusan ikatan dan produk mengalami pembentukan ikatan

l       Pemutusan ikatan membutuhkan energi (energi ikat) dan pembentukan ikatan melepaskan energi (energi ikat dengan tanda berlawanan)

l       Hukum Hess memungkinkan kita menghitung energi tanpa harus memikirkan proses yang sesungguhnya terjadi

            ΔHrx0 = ΔH0pemutusan ikatan + ΔH0pembentukan ikatan

Eksotermik vs Endotermik

l       Dalam reaksi eksotermik energi total ikatan produk terbentuk lebih besar dibanding energi total pemutusan ikatan reaktan

l       Dalam reaksi endotermik energi total ikatan produk terbentuk lebih kecil dibanding energi total pemutusan ikatan reaktan

Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

l       Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis sebagai model 2 dimensi

l       Dalam teori VSEPR atom pusat akan menempatkan secara relatif grup (bisa berupa atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu

l       Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan.

l       Notasi yang dipakai: A = atom pusat, X = atom sekitar yang berikatan dan E = grup elektron valensi yang tidak berikatan (sunyi)

5 Bentuk Dasar Molekul

Bentuk Molekul dengan 2 dan 3 Grup Elektron

Keterangan Tambahan

l       Ikatan rangkap memberikan gaya tolakan lebih kuat dibanding ikatan tunggal

l       Pasangan elektron sunyi juga memberikan tolakan lebih kuat dibanding pasangan elektron berikatan

Bentuk Molekul dengan 4 Grup Elektron

Bentuk Molekul dengan 5 Grup Elektron

Bentuk Molekul dengan 6 Grup Elektron

Latihan

l       Prediksikan bentuk molekul dan sudut ikatan senyawa:

1.       PF3

2.       COCl2

3.       CS2

4.       PbCl2

5.       CBr4

6.       SF2

1. Molekul O3

Elektron valensi O = 6

a) Rumus Lewis , O=O->O

b) Pasangan Elektron Ikatan : 2

Pasangan Elektron Bebas : 1

c) Domain Elektron Ikatan : 2

Domain Elektron Bebas : 1

d) Jadi membentuk rumus AX2E ( bengkok / planar bentuk V

e) Geometri pasangan elektron

(

f) Geometri Molekul/Bentuk Molekul

           

2. Molekul H2O

Elektron Valensi H = 1

Elektron valensi O =6

a) Rumus Lewis : H – O – H

b) Pasangan Elektron Ikatan : 2

Pasangan Elektron Bebas : 2

c) Domain Elektron Ikatan : 2

Domain Elektron Bebas : 2

d) Jadi membentuk rumus AX2E2 ( Planar bentuk V )

e) Geometri pasangan elektron

atau

                   

           

3. Molekul HCN

Elektron Valensi H = 1

Elektron Valensi C = 4

Elektron valensi N = 5

a) Rumus Lewis : H – C Ξ N

b) Pasangan Elektron Ikatan : 2

Pasangan Elektron Bebas : 0

c) Domain Elektron Ikatan : 2

Domain Elektron Bebas : 0

d) Jadi tipe molekulnya AX2 ( Linier )

e) Geometri pasangan electron

(

                             

Sudut yang dibentuk pada molekul O3 tidak sama dengan sudut yang dibentuk pada molekul H2O dan HCN, karena

J Pada molekul O3 terdapat 2 PEI dan 1 PEB sehingga terjadi tolakan antara PEB – PEI(lebih lemah dari tolakan PEB-PEB) sehingga sudut yang terbentuk sebesar

           

(lebih besar dari sudut H2O)

J Pada molekul H2O terdapat 2 PEB sehingga terjadi tolakan PEB-PEB (tolakan yang paling kuat)yang menyebabkan sudut yang terbentuk antara H – O – H bukan 180o tetapi menjadi lebih kecil yaitu 104,5o

J Pada molekul HCN tidak terdapat PEB sehingga membentuk sudut 180o (linier

3. Cara menjelaskan hirdisasi dan molekul xef 4

Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui penggabungan antarorbital. Senyawa kovalen atau kovalen koordinasi. Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH₄). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam.

Walaupun skema hibridis logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen.

Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan.

Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S).

Untuk menjelaskan bagaimana Hibridisasi Gas Mulia seperti XeF4, mari ikuti penjelasan berikut :

Struktur Molekul XeF4

Selanjutnya mari kita lihat diagram orbital Xe

DIAGRAM ORBITAL Xe AWAL

selanjutnya karena ada 4 atom F maka perubahannya menjadi

HIBRIDISASI XeF4

                                                                                                 

PESAN DAN KESAN

            Pesan: yaitu  dimana semoga anak didik kmi dapat mengetahui tentang adanya modul yang saya buat ini, semoga saja anak didik kami, bias menjadi orang sukses dan orang yang berguna bagi nusa dan bangsa, dan bisa dapat meraih apa yang akan diinginkan, karena adanya modul ini,

Sekian

            Kesan: pergunakan buku ini dengna baik, suatu saar nanti, modul ini dengan baik, suatu saat nanti, adik kelas kita ataupun siapa, pasti akan membutuhkannya

Terima kasih

Penutup

            Sekian dulu untuk semua, mudah-mudahan adanya modul ini semua siswa/I didik kami, dapat mempelajarinya dirumah, cumin inilah yang bisa saya lakukan untuk membantu semua kalangan pelajar, cukup sampai disini dulu,

Saya sudahi dengan

Asalamualaikumm wr.wb.