Hukum Dasar Kimia

HUKUM-HUKUM DASAR KIMIA

1.      Hukum Kekekalan Massa (Antoine Lavoisier)

Reaksi kimia tanpa kita sadari merupakan proses yang telah sangat biasa dalam kehidupan kita sejak dulu, namun sangat sulit bagi kita maupun ilmuan untuk menjawab teka-teki dibalik proses itu. Misalnya, kita membakar kayu, maka hasil pembakaran hanya tersisa abu yang massaya lebih ringan dari kayu. Hal ini bukan berarti ada massa yang hilang. Akan tetapi, pada proses ini kayu bereasi dengan gas oksigen menghasilkan abu, gass karbon dioksida, dan uap air. Jika massaa gas karbon dioksida dan uap air yang menguap diperhitungkan, maka hasilnya akan sama.

Antoine Lavoisier (1743-1794) seorang pelopor yang percaya pentingnya membuat pengamatan kuantitatif dalam eksperimen, mencoba memanaskan 530 gram logam mercuri dalam wadah terhubung udara dalam silinder ukur pada system tertutup. Ternyata volume udara dalam selinder berkurang 1/5 baian.  Logam merkuri berubah menjadi merkuri oksida sebanyak 572,4 gram. Besarnya kenaikan massa merkuri sebesar 42,4 adalah sama dengan 1/5 bagian udara yang hilang yaitu oksigen.

Logam merkuri + gas oksigen à merkuri oksida

530 gram           +  42,4 gram   = 572,4 gram

Eksperimen-eksperimen seperti ini membawa Lavoisier pada kesimpulan bahwa oksigen dari udara berperan penting. Kemudian ia memformulasikan Hukum Kekekalan Massa yaitu : “ massa total suatu bahan sesudah reaksi kimia adalah sama dengan massa total bahan sebelum reaksi”. Dengan ungkapan lain, hukum ini  menyatakan bahwa dalam reaksi kimia, suatu materi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan.

Cotoh soal dan penyelesaianya

1)      Sebanyak 0,455 g sampel magnesium, dibakar dalam 2.315 g gas oksigen untuk menghasilkan magnesium oksida. Setelah reaksi terjadi, diperoleh massa oksigen yang tidak bereaksi sebanyak 2,015 g. Berapakah massa magnesium oksida yang terbentuk?

Penyelesaian

Massa sebelum bereaksi

0,455 g magnesium + 2,315 5 oksigen = 2,770

Massa sesudah bereaksi

X g magnesium oksida + 2,315 g oksigen (sisa) = 2,770 g

X g magnesium oksida =  2,770 g – 2,015 g     = 0,755 g

Jadi massa magnesium oksida yang terbentuk adalah 0,755 gram.

2.                  Hukum Perbandingan Tetap (Joseph Proust)

Selain Hukum Kekekalan Massa, dalam reaksi kimia juga dikenal adanya Hukum Perbandingan Tetap. Hukum ini dikemukan oleh Joseph Proust. Pada tahun 1799, (Joseph Louis Proust, 1754-1826) melaporkan bahwa “seratus kilogram tembaga yang dilarutkan dalam asam sulfat atau asam nitrat dan diendapkan dengan karbonat dari potas (karbonat alam), akan selalu menghasilkan 194,5 kilogram karbonat hijau”. Sebelumnya ia juga telah melakukan reaksi yang sama di laboratorium denan menggunakan karbonat murni dan menemukan hasil yang sama. Pengamatan-pengamatan seperti ini menjadi dasar munculnya  Hukum Komposisi Tetap atau Hukum Perbandingan Tetap yaitu :” semua sampel suatu senyawa akan memiliki komposisi (proporsi) yang sama dari massa unsure-unsur penyusunnya”. Misalnya, air tersusun dari dua atom Hidrogen (H) untuk setiap atom Oksigen  (O) yang kemudian setiap simbolik dituliskan sebagai rumus molekul yang sangat umum dikenal, yaitu H₂O. Dalam  10 g air, terdapat 1.119 g H dan 8,881 g O sebagai peyusun senyawanya. Demikian pula dalam 27 g air, maka terdapat 3,021 g H dan 23.979 g O. Dengan demikian  komposisi H dan O dalam kedua air yang massanya berbeda tersebut adalah sama, yaitu H=11,19% dan O=88,81%.

Massa zat yang dicari     X  massa zat yang diketahui

Contoh soal dan penyelesaian

1.      Gas hydrogen da Oksigen akan bereaksi membentuk air dengan perbandingan m(H) : m(O) = 1 : 8. Jika diketahui massa hydrogen yang bereaksi 5 gram. Berapakah massa air yang dihasilkan?

Peyelesaian

m(H) : m(O) = 1 : 8

m(H)             = 5 gram

sehingga :

5 gram : (O) = 1 : 8

m(O)           = 8/1 x 5 g = 40 g

Jadi, massa air yang dihasilkan = 5 + 40 = 45 g.

3.                  Hukum Kelipatan Perbandingan (Hukum Dalton)

Hukum Proust dikembangkan lebih lanjut oleh para ilmuwan untuk unsure unsure yang dapat membentuk lebih dari satu jenis senyawa. Salah seorang di antaranya adalah John Dalton (1766 – 1844). Dalton mengamati adanya suatu keteraturan yang terkait dengan perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa. Untuk memahami hal ini, perhatikan tabel hasil percobaan reaksi antara nitrogen dengan oksigen berikut.

Tabel 3.7 Reaksi Antara nitrogen dan Oksigoen

Jenis Senyawa	Massa Nitrogen Yang Direaksikan	Massa Oksigen Yang Direaksikan	Massa Senyawa Yang Terbentuk
Nitrogen monoksida	0,875 gram	1,00 gram	1,875 gram
Nitrogen dioksida	1,75 gram	1,00 gram	2,75 gram

Dengan massa oksigen yang sama, ternyata perbandingan massa nitrogen dalam senyawa nitrogen dioksida dan senyawa nitrogen monoksida merupakan bilangan bulat dan sederhana.

Massa Nitrogen dalam senyawa nitrogen dioksida/Massa Nitrogen dalam senyawa nitrogen monoksida

= 1,75 gram/ 0,87 gram

=2/1

Berdasarkan hasil percobaannya, Dalton merumuskan hukum kelipatan perbandingan (hukum Dalton) yang berbunyi:”Jika dua jenis unsur bergabung membentuk lebih dari satu senyawa, dan jika massa-massa salah satu unsur dalam senyawa-senyawa tersebut sama, sedangkan massa-massa unsur lainnya berbeda, maka perbandingan massa unsur lainnya dalam senyawa-senyawa tersebut merupakan bilangan bulat dan sederhana. ”

4.                  Hukum Perbandingan Volume (Hukum Gay Lussac)

Pada awalnya para ilmuwan menemukan bahwa gas hidrogen dapat bereaksi dengan gas oksigen membentuk air. Perbandingan volume gas hydrogen dan oksigen dalam reaksi tersebut adalah tetap, yaitu 2 : 1. Pada tahun 1808, Joseph Louis Gay Lussac melakukan percobaan serupa dengan menggunakan berbagai macam gas. Ia menemukan bahwa perbandingan volume gas-gas dalam reaksi selalu merupakan bilangan bulat sederhana.

2 volume gas hidrogen + 1 volume gas oksigen -> 2 volume uap air

1 volume gas nitrogen + 3 volume gas hidrogen -> 2 volume gas Ammonia

1 volume gas hidrogen + 1 volume gas klorin -> 2 volume gas hidrogen klorida

Percobaan-percobaan Gay Lussac tersebut dapat kita nyatakan dalam persamaan

reaksi sebagai berikut.

2 H2(g) + O2(g) -> 2 H2O(l)

N2(g) + 3 H2(g) -> 2 NH3(g)

H2(g) + Cl2(g) -> 2 HCl(g)

Dari percobaan ini, Gay Lussac merumuskan hukum perbandingan volume (hukum Gay Lussac):

“Pada suhu dan tekanan yang sama, volume gas gas yang bereaksi dan volume gas-gas hasil reaksi berbanding sebagai bilangan bulat sederhana.“ Hukum perbandingan volume dari Gay

Lussac dapat kita nyatakan sebagai berikut. “Perbandingan volume gas-gas sesuai dengan

koefisien masing-masing gas.” Untuk dua buah gas (misalnya gas A dan gas B) yang tercantum dalam satu persamaan reaksi, berlaku hubungan:

Volume A / Volume B = koefisien A / koefisien B

Volume A=koefisien A / koefisien B ×volume B

5.      Hipotesis Avogadro

Mengapa perbandingan volume gas-gas dalam suatu reaksi merupakan bilangan sederhana?   banyak ahli termasuk Dalton dan Gay Lussac gagal menjelaskan hokum perbandingan volume yang ditemukan oleh Gay Lussac. Ketidakmampuan Dalton karena ia menganggap partikel unsur selalu berupa atom tunggal (monoatomik). Pada tahun 1811, Amedeo Avogadro menjelaskan percobaan Gay Lussac. Menurut Avogadro, partikel unsure tidak selalu berupa atom tunggal (monoatomik), tetapi berupa 2 atom (diatomik) atau lebih (poliatomik). Avogadro menyebutkan partikel tersebut sebagai molekul.

Gay Lussac:

2 volume gas hidrogen + 1 volume gas oksigen -> 2 volume uap air

Avogadro:

2 molekul gas hidrogen + 1 molekul gas oksigen -> 2 molekul uap air

Dari sini Avogadro mengajukan hipotesisnya yang dikenal hipotesis Avogadro yang berbunyi:

“Pada suhu dan tekanan yang sama, semua gas dengan volume yang sama akan mengandung jumlah molekul yang sama pula.” Jadi, perbandingan volume gas-gas itu juga merupakan perbandingan jumlah molekul yang terlibat dalam reaksi. Dengan kata lain perbandingan volume

gas-gas yang bereaksi sama dengan koefisien reaksinya (Martin S. Silberberg, 2000). Marilah kita lihat bagaimana hipotesis Avogadro dapat menjelaskan hukum perbandingan volume dan sekaligus dapat menentukan rumus molekul berbagai unsur dan senyawa.

Model Atom Bohr

MODEL ATOM BOHR

Pada tahun 1913, Niels Bohr, fisikawan berkebangsaan Swedia, mengikuti jejak Einstein menerapkan teori kuantum untuk menerangkan hasil studinya mengenai spektrum atom hidrogen. Bohr mengemukakan teori baru mengenai struktur dan sifat-sifat atom. Teori atom Bohr ini pada prinsipnya menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Bohr mengemukakan bahwa apabila elektron dalam orbit atom menyerap suatu kuantum energi, elektron akan meloncat keluar menuju orbit yang lebih tinggi. Sebaliknya, jika elektron itu memancarkan suatu kuantum energi, elektron akan jatuh ke orbit yang lebih dekat dengan inti atom. Model atom Bohr dikemukakan oleh Niels Bohr yang berusaha menjelaskan kestabilan atom dan spektrum garis atom hidrogen yang tidak dapat dijelaskan oleh model atom Rutherford.

Model Atom Bohr
”Bohr menyatakan bahwa electron - elektron hanya menempati orbit-orbit tertentu disekitar inti atom, yang masing-masing terkait sejumlah energi kelipatan dari suatu nilai

kuantum dasar. (John Gribbin, 2002)”

Model Bohr dari atom hidrogen menggambarkan elektron-elektron bermuatan negatif mengorbit pada kulit atom dalam lintasan tertentu mengelilingi inti atom yang bermuatan  positif. Ketika elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya selalu disertai dengan  pemancaran atau penyerapan sejumlah energi elektromagnetik hf
Model Bohr dari atom hidrogen menggambarkan elektron-elektron bermuatan negatif mengorbit pada kulit atom dalam lintasan tertentu mengelilingi inti atom yang bermuatan positif. Ketika elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya selalu disertai dengan pemancaran atau penyerapan sejumlah energi elektromagnetik hf.
Menurut Bohr :
”Ada aturan fisika kuantum yang hanya mengizinkan sejumlah tertentu elektron dalam tiap orbit. Hanya ada ruang untuk dua elektron dalam orbit terdekat dari inti. (John Gribbin, 2005)”



Gambar 1. Model Atom Bohr
Model Bohr dari atom hidrogen menggambarkan elektron-elektron bermuatan negatif mengorbit pada kulit atom dalam lintasan tertentu mengelilingi inti atom yang bermuatan positif. Ketika elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya selalu disertai dengan pemancaran atau penyerapan sejumlah energi elektromagnetik hf.
Model ini adalah pengembangan dari model puding prem (1904), model Saturnian (1904), dan model Rutherford (1911). Karena model Bohr adalah pengembangan dari model Rutherford, banyak sumber mengkombinasikan kedua nama dalam penyebutannya menjadi model Rutherford-Bohr.
Kunci sukses model ini adalah dalam menjelaskan formula Rydberg mengenai garis-garis emisi spektral atom hidrogen, walaupun formula Rydberg sudah dikenal secara eksperimental, tetapi tidak pernah mendapatkan landasan teoritis sebelum model Bohr diperkenalkan. Tidak hanya karena model Bohr menjelaskan alasan untuk struktur formula Rydberg, ia juga memberikan justifikasi hasil empirisnya dalam hal suku-suku konstanta fisika fundamental.
Model Bohr adalah sebuah model primitif mengenai atom hidrogen. Sebagai sebuah teori, model Bohr dapat dianggap sebagai sebuah pendekatan orde pertama dari atom hidrogen menggunakan mekanika kuantum yang lebih umum dan akurat, dan dengan demikian dapat dianggap sebagai model yang telah usang. Namun demikian, karena kesederhanaannya, dan hasil yang tepat untuk sebuah sistem tertentu, model Bohr tetap diajarkan sebagai pengenalan pada mekanika kuantum.

Gambar 2. Model Bohr untuk atom hydrogen
Keterangan
1. Lintasan yang diizinkan untuk elektron dinomori n = 1, n = 2, n =3 dst. Bilangan ini dinamakan bilangan kuantum, huruf K, L, M, N juga digunakan untuk menamakan lintasan
2. Jari-jari orbit diungkapkan dengan 12, 22, 32, 42, …n2. Untuk orbit tertentu dengan jari-jari minimum a0 = 0,53 Å. Jika elektron tertarik ke inti dan dimiliki oleh orbit n, energi dipancarkan dan energi elektron menjadi lebih rendah.
Bila elektron menempati orbit pertama (n=1), dikatakan bahwa atom hidrogen dalam keadaan dasar(ground state) karena atom ini mempunyai energi terendah yang umumnya dicapai pada temperatur kamar untuk hampir sebagian besar unsur maupun molekul. Untuk keadaan tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu n>1 untuk atom hidrogen, dikatakan atom dalamkeadaan tereksitasi yang tentunya relatif kurang stabil daripada keadaan dasarnya.

                                 Gambar 3. Tingkat-tingkat energi atom Hidrogen
Kelebihan

• Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk meramalkan garis-garis dalam spektrum atom hidrogen
• Salah satu penemuan adalah sekumpulan garis halus, terutama jika atom-atom yang dieksitasikan diletakkan pada medan magnet.

Kelemahan

• Struktur garis halus ini dijelaskan melalui modifikasi teori Bohr tetapi teori ini tidak pernah berhasil memerikan spektrum selain atom hydrogen
• Belum mampu menjelaskan adanya stuktur halus(fine structure) pada spektrum, yaitu 2 atau lebih garis yang sangat berdekatan.
• Belum dapat menerangkan spektrum atom kompleks, Intensitas relatif dari tiap garis spektrum emisi, serta Efek Zeeman, yaitu terpecahnya garis spektrum bila atom berada dalam medan magnet.

DAFTAR PUSTAKA

https://www.academia.edu/6642226/MAKALAH_MODEL_ATOM_BOHR