Asam dan Basa

Assalamu'alaikum teman-teman, jika diberikan pilihan kalian ada di team makanan mana nih, makanan manis atau makanan yang asam-asam?? pasti kalian ada yang suka makanan yang asam bukan ? yupss makan makanan asam boleh saja tetapi jangan keseringan ya guys! :)
Nah, kali ini kita akan membahas materi tentang Asam dan Basa. Penasaran? yuk kita bahas...

Pengertian Asam dan Basa

Lavoisier memberi nama oksigen dari dua kata bahasa Yunani yaitu oxus (asam) dan gennan (menghasilkan) yang berarti “penghasil/pembentuk asam”. Setelah unsur klorin, bromin, dan iodin teridentifikasi dan ketiadaan oksigen dalam asam – asam halida ditemukan oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1810, definisi oleh Lavoisier tersebut kemudian ditinggalkan. Kimiawan Inggris pada waktu itu, termasuk Humphry Davy berkeyakinan bahwa semua asam mengandung hidrogen. Setelah itu pada tahun 1884, ahli kimia Swedia yang bernama Svante August Arrhenius dengan menggunakan landasan ini, mengemukakan teori ion dan kemudian merumuskan pengertian asam. Basa dapat dikatakan sebagai lawan dari asam. Jika asam dicampur dengan basa, maka kedua zat itu saling menetralkan sehingga sifat asam dan basa dihilangkan.
  • Istilah asam berasal dari bahasa Latin “Acetum” yang berarti cuka, karena diketahui zat utama dalam cuka adalah asam asetat. yaitu zat yang berasa masam.
  • Basa (alkali) berasal dari bahasa arab yang berarti abu. Secara umum basa yaitu zat yang berasa pahit dan bersifat kaustik. Definisi umum dari basa adalah senyawa kimia yang menyerap ion hydronium ketika dilarutkan dalam air. Basa adalah lawan dari asam, yaitu ditujukan untuk unsur/senyawa kimia yang memiliki  pH lebih dari 7. Kostik merupakan istilah yang digunakan untuk basa kuat. Basa dapat dibagi menjadi basa kuat dan basa lemah. Kekuatan basa sangat tergantung pada kemampuan basa tersebut melepaskan ion OH dalam larutan dan konsentrasi larutan basa tersebut.
Teori Asam dan Basa  

     1. Teori Asam Basa Arrhenius (Svante August Arrhenius)
Teori asam basa Arrhenius didasarkan pada pembentukan ion dan pada larutan berair (aqueous solution).
Ø  Asam adalah spesies yang menghasilkan ion H+ atau H3O+ dalam larutan berair.
contoh: HCl, H2SO4, H2CO3, H3PO4,HCN, HNO3
              HCl + H2O  à  H+ + Cl- + H2O
Ø  Basa adalah  spesies yang menghasilkan ion OH- dalam larutan berair.  
contoh: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
  NH3 + H2O  à  NH4+ + OH-
 

Secara umum :  Asam + Basa               Garam + Air
Konsep asam basa Arrhenius terbatas hanya pada larutan air, sehingga tidak dapat diterapkan pada larutan non-air, fasa gas dan fasa padatan dimana tidak ada H+ dan OH-.
  • Keunggulan atau kelebihan dari teori asam basa Arrhenius yaitu mampu menyempurnakan teori asam yang dikemukakan oleh Justus Von Liebig. Liebig menyatakan bahwa setiap asam memiliki hidrogen (asam berbasis hidrogen). Pernyataan ini tidak tepat, sebab basa juga memiliki hidrogen. 
  • Sedangkan kekurangan atau kelemahan dari teori asam basa Arrhenius yaitu :
Ø  Teori asam basa Arrhenius terbatas dalam pelarut air, namun tidak dapat menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut. 
Ø  Teori asam basa Arrhenius hanya terbatas sifat asam dan basa pada molekul, belum mampu menjelaskan sifat asam dan basa ion seperti kation dan anion. 
Ø  Tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 (seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak. Ø  Tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH-, seperti Na2CO3 memiliki karakteristik seperti basa.   

     2. Teori Asam Basa Brønsted-Lowry (Bronsted dan Lowry)
 
Teori asam basa Brønsted-Lowry didasarkan pada transfer proton. 
  • Asam adalah spesies pemberi (donor) proton.
  • Basa adalah spesies penerima (akseptor) proton.
  • Amfiprotik/ Amfoter: bisa bersifat asam atau basa
Contoh : H2O, NH3, HCH3COO, H2PO4-
HCl  +  H2O à H3O+ + Cl-
Asam    basa
H2O  +  NH3 à NH4+ + OH-
Asam    basa

Reaksi asam basa akan menyebabkan reaksi perpindahan proton dari asam ke basa dan membentuk asam dan basa konjugasi.
Ø Asam kuat : basa konjugasi lemah
Ø Basa kuat   : asam konjugasi lemah

HCl  +  H2O  à  H3O+  +  Cl-
Asam1  basa1    asam2     basa2
Asam konjugasi memiliki atom H lebih banyak  daripada basa konjugasinya sedangkan basa konjugasi memiliki muatan negatif lebih banyak daripada asam konjugasinya. Semua asam basa Arrhenius adalah asam basa bronsted lowry
H2PO4-               à           HPO42-
asam konjugasi             basa konjugasi
Berdasarkan teori ini, reaksi antara gas HCl dan NH3 dapat dijelaskan sebagai reaksi asam basa, yaitu:
HCl(g) + NH3(g) →NH4Cl(s)
simbol (g) dan (s) menyatakan zat berwujud gas dan padat. Hidrogen khlorida mendonorkan proton pada amonia dan berperan sebagai asam.
Menurut teori BrΦnsted dan Lowry, zat dapat berperan baik sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, zat ini akan berperan sebagai asam dan lawannya sebagai basa. Sebaliknya, bila zuatu zat lebih mudah menerima proton, zat ini akan berperan sebagai basa.
Dalam suatu larutan asam dalam air, air berperan sebagai basa.
HCl + H2O → Cl– + H3O+
asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2
·         Basa konjugat dari suatu asam adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton pindah dari asam tersebut.
·         Asam konjugat dari suatu basa adalah spesi yang terbentuk ketika satu proton ditambahkan ke basa tersebut.
Dalam reaksi di atas, perbedaan antara HCl dan Cl– adalah sebuah proton, dan perubahan antar keduanya adalah reversibel. Hubungan seperti ini disebut hubungan konjugat, dan pasangan HCl dan Cl– juga disebut sebagai pasangan asam-basa konjugat.
Larutan dalam air ion CO3 2– bersifat basa. Dalam reaksi antara ion CO32– dan H2O, yang pertama berperan sebagai basa dan yang kedua sebagai asam dan keduanya membentuk pasangan asam basa konjugat.
H2O + CO32– → OH– + HCO3–
asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2
Zat disebut sebagai amfoter bila zat ini dapat berperan sebagai asam atau basa. Air adalah zat amfoter. Reaksi antara dua molekul air menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida adalah contoh reaksi zat amfoter.
H2O + H2O → OH– + H3O+
asam1+basa 2 → basa konjugat1+asam konjugat2
Adapun kelebihan teori asam dan basa Bronsted – Lowry yaitu konsep yang telah disampaikan Bronsted dan Lowry mengenai Teori Asam Basa tidak terbatas hanya pada pelarut air saja, namun konsepnya dapat dengan jelas menjelaskan dan menerjemahkan mengenai reaksi asam dan basa dalam pelarut air, bahkan mengenai reaksi tanpa pelarut.
Contoh : Reaksi antara asam klorida, HCl, dengan amonia, NH3 dengan menggunakan pelarut benzena. Reaksinya seperti ini :
HCl (benzena) + NH3 (benzena) -> NH4Cl(s)
Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Bronsted – Lowry yaitu teori Bronsted-Lowry memiliki kelemahan yaitu tidak mampu menjelaskan alasan suatu reaksi asam dengan basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari yang bersifat asam ke yang bersifat basa. 

     3. Teori Asam Basa Lewis (Lewis)
 
Teori asam basa Lewis didasarkan pada transfer pasangan elektron.
Ø  Asam adalah spesies penerima (akseptor) pasangan elektron.
   Contohnya : H+, kation logam (Fe3+, Al3+)
Ø Basa adalah spesies pemberi (donor) pasangan elektron.
   Contohnya : OH-, atom dan ion dari golongan V - VII (F-,Cl-)
Reaksi asam basa merupakan pemakaian bersama pasangan elektron (contohnya : pada ikatan kovalen koordinasi) dan semua asam basa Arrhenius adalah asam basa Lewis
Adapun kelebihan teori asam dan basa Lewis yaitu:
ØTeori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam dengan pelarut lain dan bahkan dengan yang tidak mempunyai pelarut. 
Ø  Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam molekul atau ion yang memiliki PEB atau pasangan elektron bebas. Contoh terdapat pada proses pembentukan senyawa komplek.
Ø  Teori asam dan basa Lewis mampu menerangkan dan menjelaskan suatu senyawa bersifat basa dari
zat-zat organik, contohnya dalam DNA dan RNA didalamnya  mengandung atom N, nitrogen, dimana memiliki PEB atau pasangan elektron bebas.
Sedangkan kekurangan teori basa dan asam Lewis yaitu teori Lewis memiliki kelemahan hanya mampu menjelaskan asam-basa yang memiliki 8 ion atau oktet. 

Sifat-sifat Asam dan Basa


Ada beberapa sifat-sifat khusus untuk membedakan suatu zat atau senyawa berupa asam atau basa yaitu : 
      1. Sifat Asam
Karena Ion hidrogen mempunyai muatan positif (makanya dikasih tanda plus (+) disebelah atas belakang H). Secara umum, Asam memiliki sifat sebagai berikut:
  • Rasa masam jika dilarutkan dalam air (hanya untuk asam lemah) 
  • Sentuhan : terasa menyengat bila disentuh dan dapat merusak kulit (terutama jika asam pekat) 
  • Bersifat korosif terhadap logam. Dapat menyebabkan karat, dapat pula merusak jaringan kulit/iritasi dan melubangi benda yang terbuat dari kain, kayu atau kertas jika konsentrasinya tinggi
  • Hantaran listrik : merupakan cairan elektrolit walaupun tidak selalu ionik (dapat menghantarkan listrik walau tidak selalu berbentuk ion) 
  • Derajat keasaman (pH) lebih kecil dari 7 
  • Mengubah warna lakmus menjadi berwarna merah 
      2. Sifat Basa
Sedangkan Ion hidroksida mempunyai muatan negatif (makanya dikasih tanda minus (-) disebelah atas belakang OH). Basa adalah lawan dari asam. Secara umum, Basa memiliki sifat sebagai berikut:
  • Rasa pahit jika dilarutkan dalam air (hanya untuk basa lemah) 
  • Sentuhan : terasa licin seperti sabun bila disentuh (hanya untuk basa lemah) 
  • Bersifat kaustik (dapat merusak jaringan kulit/iritasi) 
  • Hantaran listrik : dapat menghantarkan listrik (merupakan larutan elektrolit) 
  • Derajat keasaman (pH) lebih besar dari 7 
  • Mengubah warna lakmus menjadi berwarna biru 
  • Dalam keadaan murni umumnya berupa kristal padat 
  • Dapat mengemulsi minyak 
Jenis-jenis Asam dan Basa

1.Jenis- Jenis Asam
   Asam terbagi dua jenis yaitu :
a. Asam Kuat yaitu Asam yang dapat terionisasi 100% dalam larutan
   Contoh :
  • Asam sulfat (H2SO4)
  • Asam klorida (HCl)
  • Asam nitrat (HNO3)
  • Asam bromida (HBr)
  • Asam iodida (HI)
  • Asam klorat (HClO4)
b. Asam lemah yaitu Asam yang tidak terionisasi seluruhnya pada saat dilarutkan dalam air.
   Contoh :
  • Asam askorbat
  • Asam karbonat
  • Asam sitrat
  • Asam etanoat
  • Asam laktat
  • Asam fosfat 
2. Jenis- Jenis Basa
    Seperti halnya asam, basa juga terbagi menjadi 2 jenis yaitu Basa Kuat dan Basa Lemah
a. Basa Kuat yaitu Basa yang dapat terionisasi sempurna sesuai dengan unsure pembentuk basa tersebut.
    Contoh :
  • Litium hidroksida (LiOH)
  • Natrium hidroksida (NaOH)
  • Kalium hidroksida (KOH)
  • Kalsium hidroksida (Ca(OH)2)
  • Stronsium hidroksida (Sr(OH)2)
  • Rubidium hidroksida (RbOH)
  • Barium hidroksida (Ba(OH)2)
  • Magnesium hidroksida (Mg(OH)2)
b. Basa Lemah yaitu basa tidak berubah seluruhnya menjadi ion hidroksida dalam larutan. Amonia adalah salah satu contoh basa lemah. Sudah sangat  jelas  ammonia  tidak mengandung ion hidroksida, tetapi amonia bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida.
Akan tetapi, reaksi berlangsung reversibel, dan pada setiap saat sekitar 99% amonia tetap ada sebagai molekul amonia. Hanya sekitar 1% yang menghasilkan ion hidroksida. Disebut basa lemah karena zat terlarut dalam larutan ini tidak mengion seluruhnya,  α  ≠ 1, (0 <  α < 1). Penentuan besarnya konsentrasi OH-  tidak dapat ditentukan langsung dari konsentrasi basa lemahnya (seperti halnya basa kuat).
Berikut ini contoh basa lemah :
  • Gas amoniak (NH3)
  • Besi hidroksida (Fe(OH)2)
  • Hydroksilamine (NH2OH)
  • Aluminium hidroksida (Al(OH)3)
  • Ammonia hydroksida (NH4OH)
  • Metilamin hydroxide (CH3NH3OH
  • Etilamin hydroxide (C2H5NH3OH)

Daftar Pustaka :

Chang, R. (2003). Kimia Dasar Jilid 1. Jakarta: Erlangga.
Cotton F.a, & G. Wilkinson. (1989). Kimia Anorganik Dasar. Jakarta.
Sari, M. R. (2015, Desember 2). Ana.Chemistry13. Retrieved from Makalah Asam Basa: http://misschemmreng.blogspot.com/2015/12/makalah-asam-basa.html

1 komentar | edit post
Ikatan dan Unsur
Kamu tahu kan kalau ikatan Hidrogen itu kuat banget ? Bahkan lebih kuat dari ikatan Van Der Waals. Tapi kenapa ya para ahli kimia belum tahu kalau ikatan kita jauh lebih kuat ? eaaa...eaaa :v

Assalamu'alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh temen-temen, Berbicara soal ikatan apa sih kira-kira yang kalian fikirkan ?? Eitss! jangan salah ya, ini bukan soal ikatan aku dan kamu kok eheheh.. 
Jadi, kali ini kita akan membahas Ikatan dan Unsur di dalam Kimia, udah ada yang tau belumm??? Kalau begitu tanpa banyak basa-basi yukk langsung kita bahas!



  • Ikatan yang dihubungkan oleh pasangan elektron untuk mengikat atom A dan atom B (A-B atau A:B)


  • Ikatan elektrostatik antara kation (ion positif) dan anion (ion negatif), seperti NaCl disebut ikatan ion.
  • Karena muatan senyawa harus 0, muatan listrik kation dan anion harus sama. 



Faktor Geometri 
Jari-jari dan kekuatan menarik elektron atom atau ion menentukan ikatan, struktur, dan reaksi zat elementer dan senyawa.
Jari-jari atomik dan ionik

Image result for gambar jari jari kovalen pngRelated image 

  • Jari-jari logam
Kerapatan elektron dalam atom secara perlahan akan menuju, tetapi tidak pernah mencapai nol ketika jarak dari inti meningkat. Oleh karena itu, secara ketat dapat dinyatakan bahwa jari-jari atom atau ion tidak dapat ditentukan. Namun, secara eksperimen mungkin untuk menentukan jarak antar inti atom. Jari-jari atomik yang ditentukan secara eksperimen merupakan salah satu parameter atomik yang sangat penting untuk mendeskripsikan kimia struktural senyawa. Cukup beralasan untuk mendefinisikan jari-jari logam sebagai separuh jarak atom logam. Separuh jarak antar atom didefinisikan juga sebagai jari-jari kovalen zat elementer.

  • Jari-jari kovalen 
Secara eksperimen mendinifikasikan separuh jarak atom logam antara dua atom yang sama terikat secara bersama oleh ikatan kovalen.

  • Jari-jari Ionik 
Berkaitan dengan jarak antara 2 inti yang terhubung oleh ikatan elektrostatik antara kation dan anion masing-masing unsur. 

 Entalpi Kisi
Siklus Born-Haber adalah suatu pendekatan yang digunakan untuk menganalisi energi reaksi. Untuk memutuskan ion-ion bebas dari kisi membutuhkan energi yang besar. Nilai dari energi kisi bergantung pada kekuatan ikatan ion. Kekuatan ion berkaitan erat dengan ukuran dan muatan ion.
Magnesium oksida yang mengandung 2 ion positif akan memiliki energi kisi lebih tinggi dibandingkan dengan natrium flourida yang hanya mengandung 1 ion positif, yaitu masing-masing 3933 kJ.mol-1 dan 915 kJ.mol-1. Sama hal nya juga dengan entropi, akan selalu lebih tinggi entropi padatan kristal yang memiliki susunan yang teratur dibandingkan gas yang susunannya tidak teratur.
Example :
Na+Cl-(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)
  • Proses di atas dibagi menjadi beberapa tahap, pertama kisi diuapkan dengan cara didisosiasi ke dalam ion-ion gas:
NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) ㅿH atom= -788 kJ.mol-1
  • Kemudian, ion dihidrasi:
   Na+(g) → Na+(aq) ΔH L = -406 kJ.mol-1
   Cl-(g) →Cl-(aq) ∆H f  = -378 kJ.mol-1
  • Maka perubahan entalpi, ∆H soln, untuk proses pelarutan tersebut adalah 
   (+788)+(-406)+(-378) = +4 kJ.mol-1 
Tetapan Madelung

Energi Potensial Coulomb total antar ion dalam senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan ion B adalah penjumlahan energi potensial coulomb interaksi ion individual. Karena lokasi ion-ion dalam kristal ditentukan oleh tipe struktur potensial coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. A adalah Tetapan Madelung yang khas untuk tiap kristal.
Interaksi elektrostatik antara ion-ion yang bersentuhan merupakan yang terkuat dan tetapan Madelung juga akan meningkat dengan semakin besarnya bilangan koordinasi. 
 Struktur Kristal Logam

Struktur Ikatan logam
Ikatan antar teras atom (orbital atom yang terisi penuh elektron bersama-sama inti atom yang dikelilingi oleh elektron-elektron bebas).

Struktur atom dalam sebuah kristal heksagonal terpadatkan rapat(hcp).


  • Sel satuan HCP adalah prisma rombohedral yang mengandung dua bola yang terletak pada posisinya.
  • Jika dirilis CCP nampak seperti FCC (Face-centered Cubic), mengandung bola disetiap sudut kubus dan satu di pusat muka.
Kristal Ionik
Struktur dasar kristal ion adalah ion yang lebih besar (biasanya anion) membentuk susunan terjejal dan ion yang lebih kecil (biasanya kation) masuk kedalam lubang oktahedral atau tetrahedral di antara anion.
Kristal anion diklasifikasikan kedalam beberapa tipe struktur berdasarkan jenis kation dan anion yang terlibat dan jari-jari ionnya.
 




Anion membentuk koordinasi polihedra disekeliling kation. Jari-jari rX adalah separuh sisi polihedral dan jarak kation di pusat polihedral ke sudut polihedral merupakan jumlah jari-jari kation dan anion rx + rM
Jarak dari pusat ke sudut polihedral :
√3rx , √2rx , 1/2 √6rx





Variasi Ungkapan Struktur Padatan 
Banyak padatan anorganik memiliki struktur 3 dimensi yang rumit. Senyawa anorganik yang rumit menggambarkan ikatan antar atom. Walaupun terdapat ikatan antar anion, strukturnya akan disederhanakan bila polihedra anion menggunakan dua sudut (muka atau sisi). Struktur ionik dianggap struktur terjejal anion.


FAKTOR ELEKTRONIK

Ikatan dan Struktur senyawa ditentukan oleh sifat elektronik seperti kekuatan atom-atom penyusun dalam menarik menolak elektron. Orbital molekul yang diisi elektron valensi, susunan geometrisnya dipengaruhi oleh interaksi elektronik antar elektron non ikatan.

MUATAN INTI EFEKTIF
Muatan positif inti sedikit banyak dilawan oleh elektron negatif bagian dalam (dibawah elektron valensi), muatan inti yang dirasakan oleh elektron valensi suatu atom dengan nomor atom Z akan lebih kecil dari muatan inti Ze. Penurunan ini disebut Konstanta Perisai (σ) dan muatan inti netto disebut dengan Muatan Inti Efektif (Zeeff)

   Persamaan      Muatan inti efektif bervariasi mengikuti variasi orbital dan jarak dari inti
                         
   Zeef = Z - σ  

ENERGI IONISASI

Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari atom dalam fase gas (g).

A(g) → A+ (g) + e (g)

Energi ionisasi (Ei) diungkapkan dalam satuan elektron volt (eV) = 96,49 kJmol1
Energi ionisasi pertama yang mengeluarkan elektron terluar merupakan energi paling rendah, dan energi ionisasi ke 2 dan ke 3, yang mengionisasi lebih lanjut kation dan meningkat dengan cepat.

 Pers. Ei1 < Ei2 < Ei3

Entalpi ionisasi yakni perubahan entalpi standar proses ionisasi dan digunakan dalam perhitungan termodinamika.

GRAFIK ENERGI IONISASI (Ei)
Atom Ei Besar = Periode Kecil, Golongannya Besar
Atom Ei Kecil = Periode Besar, Golongannya Kecil

Image result for grafik energi ionisasi

AFINITAS ELEKTRON
Afinitas Elektron merupakan negatif entalpi penangkapan elektron oleh atom dalam fasa gas.

Sehingga didefinisikan Afinitas Elektron Pertama adalah energi yang dilepaskan ketika 1 mol atom gas mendapatkan satu elektron untuk membentuk 1 mol ion gas.

Afinitas dapat dianggap sebagai entalpi ionisasi anion.

A ( = -ΔHeg)

KE-ELEKTRONEGATIFAN
1) L. Pauling
Ke-elektronegatifan merupakan parameter paling fundamental yang mengungkapkan secara numerik kecenderungan atom untuk menarik elektron dalam molekul.
Skala Pauling justifikasinya paling dekat yang mendefinisikan besaran kantitaif karakter ion ikatan.

Δ = D (AB) -1/2 (D(AA)+D(BB))
Δ = D (AB) - √(D(AA)x D(BB))
|Xa - Xb| = 0,208√Δ

Ke-elektronegatifan X merupakan perbedaan ke-elektronegatifan atom A dan B sebanding dengan akar kuadrat ion.


2) A.L.Allerd dan E.G. Rochow
Ke-elektronegatifan merupakan medan listrik di permukaan atom, mereka menambahkan konstanta untuk membuat ke-elektronegatifan mereka sedekat mungkin dengan nilai Pauling dengan menggunakan melibatkan jari-jari ikatan kovalen dalam persamaan.

 

Hasilnya → unsur-unsur dengan jari-jari kovalen yang kecil dan muatan inti efektif yang besar memiliki ke-elektronegatifan yang besar.

3) R. Mulliken
Ke-elektronegatifan sebagai rata-rata energi ionisasi l dan afinitas elektron A.
Persamaan
Elektron ionisasi → energi eksitas dan HOMO dan afinitas elektron adalah energi penambahan energi ke LUMO sehingga ke-elektronegatifan adalah rata-rata energi HOMO dan LUMO.

ORBITAL MOLEKUL

Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom
Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang dan peta elektron nampak seperti fungsi gelombang

Suatu gelombang fungsi mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes)
Syarat pembentukan orbital
  1. Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih
  2. Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama
  3. Tingkat orbital orbital-orbital atomnya dekat
Hasil gambar untuk orbital molekul

Berkas:Tren periodik.svg

Daftar pustaka :

baru, O. (2016, January 27). makalah klasifikasi ikatan, Faktor geometri oleh orde kimia anorganik. Retrieved January 27, 2016, from makalah kimia anorganik klasifikasi ikatan: http://makalahkimiaanorganikkelompok.blogspot.com/
Catatan. (2019). Ikatan dan Unsur. Pontianak.
RumahFARIS. (2011). Bank Kimia. Retrieved 2011, from Kamu tahukan aturan jari-jari: http://bankimia.blogspot.com/2012/02/kamu-tahukan-aturan-jari-jari.html

15 komentar | edit post