kimia-anorganik-taro-saito
Teori besar dan evaluasi Teori elektron valensi Lewis mengusulkan bahwa ikatan kovalen dibentuk dengan pasangan elektron dan bahwa ada delapan elektron valensi di sekitar setiap atom. Teori ini merupakan konsep yang sangat penting yang memungkinkan kita memahami ikatan antar unsur-unsur golongan utama. Namun, teori ini tidak ditempatkan cukup tinggi untuk memungkinkan Lewis dianugerahi hadiah Nobel. Salah satu alasan nampaknya adalah, di tanah kelahiran Lewis, US, teori ini diabaikan; dan pemenang Nobel, Langmuir mengembangkan teori ini, yang kemudian dikenal dengan teori Lewis-Langmuir. N. Bohr, fisikawan ternama yang memiliki pengaruh besar pada pemilihan pemenang Nobel, mengevaluasi teori adsorpsi Langmuir lebih tinggi, yang menyarankan bahwa fisikawan menganggap teori Lewis terlalu sederhana. Ada juga cerita yang mirip tentang teori keadaan transisi H. Eyring. Fisikawan dan kimiawan teori, yang menyukai penanganan matematis fenomena kimia, menganggap teori Eyring terlalu sederhana. Dengan alasan ini, konsep yang paling penting dalam kinetika kimia tidak dipertimbangkan untuk mendapatkan hadiah Nobel. Ini adalah episode dalam sejarah kimia yang mengingatkan kita pada komentar R. Hoffmann, yang menyatakan konsep sederhana lebih penting dari teori yang secara matematik sangat rumit sehingga menjerumuskan. 41
3 Reaksi Anorganik Reaksi anorganik dapat dideskripsikan dengan konsep redoks atau asam basa. Termodinamika dan elektrokimia sangat erat kaitannya dengan analisis reaksi redoks dan asam basa. Walaupun nampaknya teori termodinamika dan elektrokimia dideskripsikan dengan sejumlah persamaan dan rumus yang rumit, hanya beberapa persamaan dan parameter yang diperlukan untuk pemahaman yang layak. Pemahaman yang baik tentang tanda dan kecenderungan parameter dalam persamaan-persamaan penting ini akan sangat membantu pemahaman. Pemahaman lebih detail di luar bahasan di sini dapat diperoleh dengan memperluas kosep-konsep dasar ini. 3.1 Termodinamika Parameter termodinamika untuk perubahan keadaan diperlukan untuk mendeskripsikan ikatan kimia, sruktur dan reaksi. Hal ini juga berlaku dalam kimia anorganik, dan konsep paling penting dalam termodinamika dipaparkan di bagian ini. Pengetahuan termodinamika sederhana sangat bermanfaat untuk memutuskan apakah struktur suatu senyawa akan stabil, kemungkinan kespontanan reaksi, perhitungan kalor reaksi, penentuan mekanisme reaksi dan pemahaman elektrokimia. Entalpi Karena entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap, perubahan ∆H bernilai negatif untuk reaksi eksoterm, dan positif untuk reaksi endoterm. Entalpi reaksi standar, ∆H 0 , adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar (105 Pa dan 298.15 K). Entalpi pembentukan standar, ∆H f0 , suatu senyawa adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol. Dengan demikian: ∆ H 0 = ∑ n ∆H ( produk) − 0 f ∑ n ∆H ( reak tan) 0 f Entropi Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria yang menentukan apakah suatu keadaan dapat dicapai dengan spontan dari keadaan lain. Hukum ke-2 termodinamika menyatakan bahwa entropi, S, sistem yang terisolasi dalam proses spontan meningkat. Dinyatakan secara matematis ∆S > 0 42
- Page 2 and 3: 1 BUKU TEKS KIMIA ANORGANIK ONLINE
- Page 4 and 5: Pengantar Penerjemah Untuk mengatas
- Page 6 and 7: alata analitis yang lain. Kini menj
- Page 8 and 9: a Bilangan oksidasi ...............
- Page 10 and 11: 1 Unsur dan Periodisitas Unsur-unsu
- Page 12 and 13: elektron didefinisikan dengan empat
- Page 14 and 15: Tabel 1.1 Sistem periodik unsur, an
- Page 16 and 17: Gambar 1.2 Klasifikasi unsur dalam
- Page 18 and 19: terbentuk antara unsur yang keelekt
- Page 20 and 21: 2 Ikatan dan Struktur Jari-jari ato
- Page 22 and 23: sifat kimia senyawa yang diketahui,
- Page 24 and 25: kita dapat mengkompilasi jari-jari
- Page 26 and 27: menentukan jarak antar ion d. A ada
- Page 28 and 29: Gambar 2.3 Susunan ccp bola. Bila k
- Page 30 and 31: Kisi dengan bola lain di pusat kisi
- Page 32 and 33: Gambar 2.7 Struktur NaCl. Cesium kh
- Page 34 and 35: [Jawab] empat kation ada di dalam s
- Page 36 and 37: susunan terjejal anion. Gambar 2.12
- Page 38 and 39: Unsur-unsur gas mulia memiliki stru
- Page 40 and 41: Tabel 2.6 Ke-elektronegativan Pauli
- Page 42 and 43: Walaupun definisi Mulliken jelas se
- Page 44 and 45: Gambar 2.15 Pembentukan orbital mol
- Page 46 and 47: Gambar 2.18 Orbital molekul H 2 . T
- Page 48 and 49: Orbital molekul dua atom yang berbe
- Page 52 and 53: Proses yang secara termodinamika ir
- Page 54 and 55: Zn +2 (aq) + 2 e - → Zn(s) ∆G 0
- Page 56 and 57: molibdenum adalah reduktor dan beru
- Page 58 and 59: Oleh karena itu, mengurutkan kekuat
- Page 60 and 61: memberikan H + ke air, membentuk H
- Page 62 and 63: logam diklasifikasikan dalam urutan
- Page 64 and 65: 4 Kimia Unsur Non-Logam Ada sekitar
- Page 66 and 67: Litium hidrida, LiH, senyawa krista
- Page 68 and 69: yang menunjukkan sifat hantaran log
- Page 70 and 71: Teori baru diusulkan untuk menjelas
- Page 72 and 73: Tidak hanya diboran, boran yang leb
- Page 74 and 75: Fuleren adalah nama generik untuk a
- Page 76 and 77: Fosfor putih adalah molekul dengan
- Page 78 and 79: 4.3 Oksigen dan oksida a Oksigen Di
- Page 80 and 81: menggunakan reaksi katalitik sangat
- Page 82 and 83: Aluminosilikat Terdapat banyak mine
- Page 84 and 85: Tabel 4.4 Berbagai oksida khas unsu
- Page 86 and 87: Dengan oksidasi satu elektron, NO 2
- Page 88 and 89: Oksida dengan komposisi di antara f
- Page 90 and 91: semikonduktor, konduktor bahkan sup
- Page 92 and 93: Gambar 4.12 Struktur Cs 11 O 3 Oksi
- Page 94 and 95: Mangan dioksida, MnO 2 , cenderung
- Page 96 and 97: Gambar 4.15 Struktur spinel. Perovs
- Page 98 and 99: Gambar 4.17 Struktur Keggin. Anion
3 Reaksi Anorganik<br />
Reaksi <strong>anorganik</strong> dapat dideskripsikan dengan konsep redoks atau asam<br />
basa. Termodinamika dan elektro<strong>kimia</strong> sangat erat kaitannya dengan analisis<br />
reaksi redoks dan asam basa. Walaupun nampaknya teori termodinamika<br />
dan elektro<strong>kimia</strong> dideskripsikan dengan sejumlah persamaan dan rumus yang<br />
rumit, hanya beberapa persamaan dan parameter yang diperlukan untuk<br />
pemahaman yang layak. Pemahaman yang baik tentang tanda dan<br />
kecenderungan parameter dalam persamaan-persamaan penting ini akan<br />
sangat membantu pemahaman. Pemahaman lebih detail di luar bahasan di<br />
sini dapat diperoleh dengan memperluas kosep-konsep dasar ini.<br />
3.1 Termodinamika<br />
Parameter termodinamika untuk perubahan keadaan diperlukan untuk mendeskripsikan ikatan<br />
<strong>kimia</strong>, sruktur dan reaksi. Hal ini juga berlaku dalam <strong>kimia</strong> <strong>anorganik</strong>, dan konsep paling penting<br />
dalam termodinamika dipaparkan di bagian ini. Pengetahuan termodinamika sederhana sangat<br />
bermanfaat untuk memutuskan apakah struktur suatu senyawa akan stabil, kemungkinan<br />
kespontanan reaksi, perhitungan kalor reaksi, penentuan mekanisme reaksi dan pemahaman<br />
elektro<strong>kimia</strong>.<br />
Entalpi Karena entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap, perubahan ∆H<br />
bernilai negatif untuk reaksi eksoterm, dan positif untuk reaksi endoterm. Entalpi reaksi standar,<br />
∆H 0 , adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar (105 Pa dan<br />
298.15 K). Entalpi pembentukan standar, ∆H f0 , suatu senyawa adalah entalpi reaksi standar<br />
untuk pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi<br />
reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai<br />
nol. Dengan demikian:<br />
∆ H<br />
0<br />
=<br />
∑<br />
n<br />
∆H<br />
( produk)<br />
−<br />
0<br />
f<br />
∑<br />
n<br />
∆H<br />
( reak tan)<br />
0<br />
f<br />
Entropi Entropi adalah fungsi keadaan, dan merupakan kriteria yang menentukan apakah suatu<br />
keadaan dapat dicapai dengan spontan dari keadaan lain. Hukum ke-2 termodinamika<br />
menyatakan bahwa entropi, S, sistem yang terisolasi dalam proses spontan meningkat.<br />
Dinyatakan secara matematis<br />
∆S > 0<br />
42
Change language