BENTUK ORBITAL

Bentuk orbital ditentukan oleh subkulit dari elektron atau ditentukan bilangan kuantum azimutnya. Jadi, apabila suatu elektron memiliki bilangan kuantum azimut sama, maka bentuk orbitalnya juga sama, sehingga yang membedakan hanyalah tingkat energinya. Dengan memahami uraian berikut, akan diketahui bentuk orbital s, p, d, dan f.

a. Orbital s

Orbital yang paling sederhana adalah orbital s. Setiap subkulit s terdiri atas 1 buah orbital yang berisi 2 elektron. Orbital s berbentuk bola simetri yang menunjukkan bahwa electron memiliki kerapatan yang sama, jika jarak dari inti atom juga sama. Semakin jauh letak elektron dari inti atom, kerapatannya semakin rendah. Nilai bilangan kuantum utama suatu orbital memengaruhi ukuran orbital. Semakin besar nilai bilangan kuantum utama, ukuran orbitalnya juga semakin besar.

b. Orbital p

Bentuk orbital p seperti balon terpilin. Kepadatan elektron tidak tersebar merata, melainkan terkonsentrasi dalam dua daerah yang terbagi sama besar dan terletak pada dua sisi berhadapan dari inti yang terletak di tengah.

Subkulit p terdiri atas 3 orbital, tiap orbital mempunyai bentuk yang sama. Perbedaan ketiga orbital terletak pada arah, di mana terkonsentrasinya kepadatan elektron. Biasanya orbital p digambarkan menggunakan satu kumpulan sumbu x, y, dan z, sehingga diberi tanda px, py dan pz.

c. Orbital d dan f

Setiap subkulit d terdiri atas 5 orbital dengan bentuk kelima orbital yang tidak sama. Orientasi orbital d dilambangkan dengan dxy, dxz, dyz, dx2-y2 dan dz2.

Empat orbital mempunyai bentuk yang sama dan setiap orbital mempunyai 4“lobe” kepadatan elektron. Adapun perbedaannya terletak pada arah berkumpulnya kepadatan elektron. Sementara itu, satu orbital lagi mempunyai bentuk berbeda, tetapi memiliki energi yang sama dengan keempat orbital d lainnya.

Orbital f mempunyai bentuk orbital yang lebih rumit dan lebih kompleks daripada orbital d. Setiap subkulit f mempunyai 7 orbital dengan energi yang setara. Orbital ini hanya digunakan untuk unsur-unsur transisi yang letaknya lebih dalam.

Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Golongan Dalam  Sistem Periodik

Konfigurasi elektron sangat erat hubungannya dengan system periodik unsur. Seperti telah kalian ketahui bahwa sifat-sifat unsure sangat tergantung pada jumlah elektron valensinya. Jika jumlah elektron luar yang mengisi orbital dalam subkulit sama dengan bilangan kuantum utama (n), maka atom unsur tersebut pasti terletak pada golongan yang sama (selain yang berbentuk ion). Sedangkan nilai n (bilangan kuantum utama) yang terbesar menunjuk nomor periode unsur tersebut dalam sistem periodic unsur. Misal konfigurasi elektron unsur K sebagai berikut:

19K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.

Nilai n terbesar adalah 4, maka K menempati periode 4.

Untuk menentukan golongan unsur dalam sistem periodic berdasarkan konfigurasi elektron, perlu dilihat pada jenis dan jumlah elektron terluar yang menempati kulit yang sama.

1)2 Golongan utama (Golongan A), pada golongan ini electron valensi menempati subkulit s atau subkulit s dan p.

2) Golongan transisi (Golongan B), pada golongan ini electron valensi menempati subkulit s dan d.

3) Untuk lantanida dan aktinida, elektron valensi menempati subkulit s dan f. Tapi jumlahnya tidak menentukan golongan, karena lantanida dan aktinida tidak mempunyai golongan.

 Jika pengamatan kalian pada kegiatan mandiri benar, maka akan diketahui adanya hubungan antara konfigurasi electron atom unsur-unsur dengan sistem periodik, baik mengenai golongan maupun periodenya. Sehingga dapat dikatakan bahwa sistem periodik dapat digunakan untuk meramalkan konfigurasi elektron atom unsur-unsur.

Pembagian unsur-unsur menurut blok s , p, d, dan f

Tabel : Hubungan antara Elektron Valensi dan Golongan dalam Sistem Periodik

Berdasarkan kesamaan konfigurasi elektron, terluar dapat dikelompokan unsur-unsur tersebut dalam blok berikut.

􀂊   Blok s. Unsur yang mempunyai konfigurasi elektron terluar pada orbital s terletak pada golongan IA dan IIA, kecuali unsure H dan He,Unsur-unsur ini merupakan logam yang reaktif. Misal konfigurasi elektron terluar adalah  ns1 maka unsure tersebut terletak pada golongan IA. jika ns2  terletak pada golongan IIA. kecuali 1s2 golongan VIII A karena kulit ke 1  sudah terisi penuh elektron 

􀂊   Blok p. Unsur yang mempunyai konfigurasi elektron terluar pada orbital p, terdapat dalam golongan IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIII. Golongan unsur-unsur ini meliputi logam, metaloid, dan non logam. Misal konfigurasi elektron terluar adalah npy, maka unsure tersebut terletak pada golongan (2 + y)A.

􀂊   Blok d. Konfigurasi elektron terluar d terdapat dalam unsur- unsur transisi, yaitu golongan IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB.  Sudah kalian tahu bahwa orbital d terisi penuh dengan 10 elektron hal ini sesuaidengan jumlah jari kita. jika satu jari Gol IIIB, 2 jari IVB dan 3 jari gol VB  maka jari ke 6,7dan 8 gol VIIB bisa dilanjutkan dengan 9 jari IB dan 10 jari IB

􀂊   Blok f . Blok f merupakan golongan unsur lantanida dan aktinida. Golongan ini disebut juga golongan transisi dalam.

Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Perioda  Dalam  Sistem Periodik

Periode Pertama

Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s¹ dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s²
Periode kedua

Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s²2s¹. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s²2s².

Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu.

B1s²2s²2p_x¹
C1s²2s²2p_x¹2p_y ¹
N1s²2s²2p_x¹2p_y ¹2p_z¹

Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati orbital.

O1s²2s²2p_x²2p _y¹2p_z¹
F1s²2s²2p_x²2p_y ²2p_z¹
Ne 1s²2s²2p_x²2p_y ²2p_z²

Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin merepotkan bagi kita untuk menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini dan kita harus terbiasa dengan kedua cara ini.

Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s²2s²2p⁵, dan neon sebagai 1s²2s²2p⁶.

Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika elektron berada dalam keadaan berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dalam cara singkat, terkadang dengan cara penuh.

Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya sebagai 1s²2s²2p⁶3s²3p_x²3p _y²3p_z¹.

Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.

Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s²2s²2p_x²2p_y²2p _z².

Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s²3p_x²3p_y²3p_z ¹.

Periode ketiga

Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dengan periode-periode sebelumnya, kecuali adalah sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga.

Sebagai contoh :

		cara singkat
Mg	1s22s22p63s2	[Ne]3s2
S	1s22s22p63s23px 23py13pz1	[Ne]3s23px23py13p z1
Ar	1s22s22p63s23px 23py23pz2	[Ne]3s23px23py23p z2

Permulaan periode keempat

Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d belum kita gunakan. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s – oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu.

K	1s22s22p63s23p6 4s1
Ca	1s22s22p63s23p6 4s2

Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s²2s²2p⁶3s¹ ) dan kalium ( 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s ¹ ) memiliki sifat kimia yang mirip.

Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d¹.

Elemen blok s dan p

Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns¹(dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns². Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s.

Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen blok p.

Elemen blok d

Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital 3d sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p.

Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir dari orbitalnya berada pada orbital d. Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen dari skandium hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan elemen transisi atau logam transisi. Istilah “elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya tidaklah memiliki arti yang sama, tetapi dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu masalah.

Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 – dan bukan ditulis dalam orbital yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, dan elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.

d5 berarti 

d8 berarti

Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah 4s.

Sc	1s22s22p63s23p6 3d14s2
Ti	1s22s22p63s23p6 3d24s2
V	1s22s22p63s23p6 3d34s2
Cr	1s22s22p63s23p6 3d54s1

Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Memang, mudah untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak berantakan – tapi sayangnya tidak !

Mn1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁵4s²(kembali ke keteraturan semula)
Fe1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁶4s²
Co1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁷4s²
Ni1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁸4s²Cu1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹⁰4s¹ (perhatikan!)
Zn1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹⁰4s²
Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.

Pengisian sisa periode 4

Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s ²4p_x²4p_y²4p_z¹.

 Rangkuman

Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton

• Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya jumlah elektron.
• Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektron-elektron selesai terisi. Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin sebelum berpasangan.
• Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan keteraturan.

Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p

Pertama kita berusaha untuk mengetahui jumlah elektron terluar. Jumlah elektron terluar sama dengan nomor golongan. Sebagai contoh, seluruh elemen pada golongan 3 memiliki 3 elektron pada level terluar. Lalu masukkan elektron-elektron tersebut ke orbital s dan p. Pada level orbital ke berapa ? Hitunglah periode pada tabel periodik.

Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s²5p_x²5p_y²5p_z ¹.

Bagaimana dengan konfigurasi elektron di dalamnya ? Level 1, 2, dan 3 telah terlebih dahulu terisi penuh, dan sisanya tinggal 4s, 4p, dan 4d. Sehingga konfigurasi seluruhnya adalah : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s ²4p⁶4d¹⁰5s²5p_x²5p _y²5p_z¹.

Jikalau kita telah menyelesaikannya, hitunglah kembali jumlah seluruh elektron yang ada apakah sama dengan nomor atom.

Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s².

Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s ²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶6s².

Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d¹⁰ tetapi ingatlah bahwa orbital d selalu diisi setelah orbital s pada level selanjutnya terisi. Sehingga orbital 5d diisi setelah 6s dan 3d diisi setelah 4s.

Hukum Dasar Kimia ( Hukum Perbandingan Tetap )

B. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Pada tahun 1799, Joseph Louis Proust menemukan satu sifat penting dari senyawa, yang disebut hukum perbandingan tetap. Berdasarkan penelitian terhadap berbagai senyawa yang dilakukannya, Proust menyimpulkan bahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam satu senyawa adalah tertentu dan tetap.“ Senyawa yang sama meskipun berasal dari daerah berbeda atau dibuat dengan cara yang berbeda ternyata mempunyai komposisi yang sama.

Contohnya, hasil analisis terhadap garam natrium klorida dari berbagai daerah sebagai berikut.

Table 3.4 hasil Analisis terhadap garam dari berbagai daerah

Asal	Massa Garam	Massa Natrium	Massa Klorida	Massa Na : Cl
Indramayu	2 gram	0,786 gram	1,214 gram	1 : 1,54
Madura	1,5 gram	0,59 gram	0,91 gram	1 : 1,54
Impor	2,5 gram	0,983 gram	1,517 gram	1 : 1,54

Sebagaimana ditunjukkan dalam perhitungan di atas, bahwa perbandingan massa Na terhadap Cl ternyata tetap, yaitu 1 : 1,54. Jadi, senyawa tersebut memenuhi hukum Proust

Gambar 3.3 Joseph Louis Proust (1754 – 1826) adalah seorang ahli kimia Perancis. Ia mendalami analisis kimia dan menjadi terkenal setelah merumuskan hukum perbandingan tetap untuk senyawa. Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter & Change, Martin S. Silberberg, 2000.

Table 3.5 perbandingan massa besi dan belerang pada senyawa FeS

No.	Massa Besi (Fe) yang Direaksikan	Massa Belerang (S) yang Direaksikan	Massa FeS yang Terbentuk	Perbandingan Massa Fe dan S pada FeS
1	0,42 gram	0,24 gram	0,66 gram	7 : 4
2	0,49 gram	0,28 gram	0,77 gram	7 : 4
3	0,56 gram	0,32 gram	0,88 gram	7 : 4
4	0,71 gram	0,40 gram	1,11 gram	7 : 4

Berdasarkan data tersebut ternyata perbandingan massa besi dan belerang pada senyawa besi sulfida (FeS) selalu tetap, yaitu 7 : 4.

Asal Massa Garam Massa Natrium Massa Klorida Massa Na : Cl

Indramayu 2 gram 0,786 gram 1,214 gram 1 : 1,54

Madura 1,5 gram 0,59 gram 0,91 gram 1 : 1,54

Impor 2,5 gram 0,983 gram 1,517 gram 1 : 1,54

No. Massa Besi (Fe) Massa Belerang (S) Massa FeS Perbandingan Massa yang Direaksikan yang Direaksikan yang Terbentuk Fe dan S pada FeS

1. 0,42 gram 0,24 gram 0,66 gram 7 : 4

2. 0,49 gram 0,28 gram 0,77 gram 7 : 4

3. 0,56 gram 0,32 gram 0,88 gram 7 : 4

4. 0,71 gram 0,40 gram 1,11 gram 7 : 4

Data reaksi antara hidrogen dan oksigen membentuk air, jika diketahui perbandingan massa H : O membentuk air adalah 1 : 8 sebagai berikut

Tabel3.6 data reaksi Antara hydrogen dan oksigen membentuk Air

No.	Massa Hidrogen yang Direaksikan	Massa Oksigen yang Direaksikan	Massa Air yang Terbentuk	Massa Pereaksi yang Tersisa
1	1 gram	8 gram	9 gram	-
2	2 gram	16 gram	18 gram	-
3	1 gram	9 gram	9 gram	1 gram oksigen
4	5 gram	24 gram	27 gram	2 gram hidrogen
5	10 gram	10 gram	11,25 gram	8,75 gram hidrogen

Bilangan Oksidasi

Pada pelajaran sebelumnya kita sudah mempelajari perkembangan konsep reaksi redoks, salah satunya adalah reaksi kenaikan dan penurunan bilanganoksidasi. Apa yang dimaksud bilangan oksidasi dan bagaimana cara kita menentukannya?

1. Pengertian Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi adalah suatu bilangan yang menunjukkan ukuran kemampuan suatu atom untuk melepas atau menangkap elektron dalampembentukan suatu senyawa.Nilai bilangan oksidasi menunjukkan banyaknya elektron yang dilepasatau ditangkap, sehingga bilangan oksidasi dapat bertanda positif maupun negatif.

2. Penentuan Bilangan Oksidasi Suatu Unsur

Kita dapat menentukan besarnya bilangan oksidasi suatu unsur dalamsenyawa dengan mengikuti aturan berikut ini (James E. Brady, 1999).Aturan penentuan bilangan oksidasi unsur adalah:

a. Unsur bebas (misalnya H₂, O₂, N₂, Fe, dan Cu) mempunyai bilanganoksidasi = 0.

b. Umumnya unsur H mempunyai bilangan oksidasi = +1, kecuali dalamsenyawa hidrida, bilangan oksidasi H = –1.

Contoh:

- Bilangan oksidasi H dalam H₂O, HCl, dan NH₃ adalah +1

- Bilangan oksidasi H dalam LiH, NaH, dan CaH₂ adalah –1

c. Umumnya unsur O mempunyai bilangan oksidasi = –2, kecuali dalam senyawa peroksida, bilangan oksidasi O = –1

Contoh:

- Bilangan oksidasi O dalam H₂O, CaO, dan Na₂O adalah –2

- Bilangan oksidasi O dalam H₂O₂, Na₂O₂ adalah –1

d. Unsur F selalu mempunyai bilangan oksidasi = –1.

e. Unsur logam mempunyai bilangan oksidasi selalu bertanda positif.

Contoh:

- Golongan IA (logam alkali: Li, Na, K, Rb, dan Cs) bilanganoksidasinya = +1

- Golongan IIA (alkali tanah: Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) bilanganoksidasinya = +2

f. Bilangan oksidasi ion tunggal = muatannya.

Contoh: Bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe²⁺ adalah +2

g. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa = 0.

Contoh:

- Dalam senyawa H₂CO₃ berlaku:2 biloks H + 1 biloks C + 3 biloks O = 0

h. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam ion poliatom = muatan ion.

- Dalam ion NH₄⁺ berlaku 1 biloks N + 4 biloks H = + 1

Contoh:

Tentukan bilangan oksidasi unsur yang digarisbawahi pada senyawa berikut.

a. Fe₂O₃ b. H₂O₂ c. MnO₄

Jawab:

a. Fe₂O₃

bilangan oksidasi O = –2 (aturan c)

2 biloks Fe + 3 biloks O = 0

2 biloks Fe + 3(–2) = 0

2 biloks Fe – 6 = 0

2 biloks Fe = +6

BiloksFe =+6/2

BiloksFe = +3

b. H₂O₂

biloks H = +1 (aturan b)

2 biloks H + 2 biloks O = 0

2(+1) + 2 biloks O = 0

+2 + 2 biloks O = 0

2 biloks O = –2

biloks O = –1

c. MnO₄^–

biloks O = –2 (aturan c)

biloks Mn + 4 biloks O = –1 (aturan h)

biloks Mn + 4(–2) = –1

biloks Mn – 8 = –1

biloks Mn = –1 + 8

biloks Mn = +7

Ksp

Sebagai contoh kita ambil CuBr (Tembaga (I) Bromida). Kelarutan CuBr dalam 1 liter adalah 0,0287 gr pada 25 C. Kita timbang CuBr sebanyak 0,0287 gr dan kemudian kita masukan ke dalam 1 L air. *Pada saat awal CuBr di masukan ke dalam air, maka kation Cu+ dan anion Br- belum terbentuk, dan dengan berlangsungnya proses pelarutan maka konsentrasi kedua ion tersebut akan meningkat. Proses disosiasi CuBr menjadi ion-ionnya dapat ditulis sebagai berikut:

CuBr (s) -> Cu⁺(aq) + Br^-(aq)

Jumlah kation dan anion akan semakin meningkat sampai mencapai jumlah maksimum pada saat semua CuBr terlarut. Pada keadaan ini dimungkinkan ion Cu+ dan F- bisa bertumbukan satu sama lain membentuk CuBr.

Cu⁺ (aq) + Br^-(aq) -> CuBr (s)

Sehingga dalam keadaan ini dua proses akan salaing berkompetisi yaitu reaksi disosiasi dan kebalikannya, pada saat inilah keseimbangan dinamis tercapai dan reaksinya dapat kita tulis sebagai:

CuBr (s) <-> Cu⁺ (aq) + Br^-(aq)

Kita dapat menulis persamaan konstanta kesetimbangan pada reaksi diatas sebagai :

K = [Cu+][Br-] / [CuBr]

Perlu diingat bahwa CuBr adalah zat padat murni dan diangagap konsentrasinya adalah 1 maka persamaan diatas ditulis sebagai:

K = [Cu+][Br-]

atau biasa ditulis

Ksp = [Cu+][Br-]

Ksp disebut sebagai Konstanta hasil kali kelarutan atau biasanya disebut sabagai Hasil Kali Kelarutan. Jadi yang dimaksud dengan Hasil Kali Kelarutan adalah “ konstanta kesetimbangan zat ( garam atau basa) yang kelarutannya kecil di dalam air”.

HUBUNGAN KELARUTAN(s) DENGAN HARGA Ksp

Untuk mengitung Ksp kita memerlukan data kelarutan (s) dan sebaliknya. Rumus untuk menentukan Ksp tergantung dari jenis zat, disini saya akan membagi beberapa kelompok zat berdasarkan AB, A2B, dan A2B3. Sebenarnya anda tidak perlu menghafal rumus sumus ini akan tetapai yang harus anda pahamai adalah bagaimana kita menguraikan zat-zat tersebut.

1. Zat bertipe AB
Contoh senyawaan yang tergolong ini adalah AgCl, CuBr, CaCO₃, BaSO4. Sebagai contoh AgCl, dalam keadaan larutan jenuh konsentrasi AgCl adalah s, maka konsentrasi ion Ag+ dan Cl- adalah:

AgCl(s) -> Ag+(aq) + Cl-(aq)
s ——–s ———-s

dengan demikian nilai Ksp AgCl dapat dikaitkan dengan harga kelarutan (s) adalah

Ksp AgCl = [Ag+][Cl-]
Ksp AgCl = s.s
Ksp AgCl = s²

2. Zat bertipe A₂ Batau AB₂
Contoh zat ini adalah Ag₂ CrO₄, CuI₂, MgF₂, Ba(OH) ₂, PbCl₂ dll

MgF2(s) <-> Mg2+(aq) + 2F-(aq)
s ———–s ———2s

Ksp MgF2 = [Mg2+][F-]²
Ksp MgF2 = s. (2s) ²
Ksp MgF2 = s. 4s²
Ksp MgF2 = 4s³

3. zat bertipe A₂ B₃ atau A₃ B₂

Contoh zat ini adalah Ca₃(PO4)₂, Co₂S₃ , Fe2S₃ dll

Ca₃(PO4)₂ (s) <-> 3Ca²⁺ (aq) + 2PO^3- (aq)
s ———-3s ———–2s

Ksp Ca₃(PO4)₂ = [Ca²⁺] ³[PO^3- ]²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = (3s)³ . (2s)²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 9s3 . 4s2
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 36s⁵

4. Zat bertipe AB₃ atau A₃ B

Contoh Fe(OH) ₃ , Cr(OH) ₃ , Al(OH) ₃ , Co(OH) ₃ dll

Co(OH) ₃ (s) <-> Co3+ (aq) + 3OH- (aq)
s———— s ———-3s

Ksp Co(OH) ₃ = [Co][OH-]³
Ksp Co(OH) ₃ = s . (3s) ³
Ksp Co(OH) ₃ = s. 27s³
Ksp Co(OH) ₃ = 27s⁴

Setelah anda lihat rumus-rumus diatas dapat ditarik kesimpulan bahwa rumus Ksp sangat bergantung pada jenis zat, dan secara mudah dapat kita tulis bila kita mengetahui cara menguraikan zat tersebut dan kemudian menuliskan persamaan kesetimbangannya.