Bab 1 Struktur Atom, Sistem periodik, dan Ikatan Kimia

BAB 1 STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK, DAN IKATAN KIMIA Standar Kompetensi:

 Memahami struktur atom untuk meramalkan sifat-sifat periodik unsur, struktur molekul, dan sifat-sifat senyawa.

Kompetensi Dasar:

 Menjelaskan teori atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi

elektron dan diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik.

 Menjelaskan teori jumlah pasangan elektron di sekitar inti atom dan teori hibridisasi

untuk meramalkan bentuk molekul.

 Menjelaskan interaksi antarmolekul (gaya antarmolekul) dengan sifatnya.

I. TEORI ATOM BOHR DAN MEKANIKA KUANTUM

A. Teori Kuantum Max Planck

Pada tahun 1990, Max Planck mengajukkan gagasan bahwa radiasi elektromagnet bersifat diskret. Artinya, suatu benda hanya dapat memancarkan atau menyerap radiasi elektromagnet dalam ukuran atau paket-paket kecil dengan nilai tertentu. Paket energi itu disebut kuantum (kuanta untuk bentuk jamaknya). Besarnya energi dalam suatu paket (satu kuantum atau satu foton) dengan, E = energi radiasi _ ₃₄ J s

h = tetapan Planck = 6,63  10

B. Model Atom Niels Bohr

Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Lintasan eletron tersebut berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu yang disebut sebagai

kulit atom. Setiap kulit ditandai dengan suatu bilangan yang disebut bilangan

kuantum (n).

dan seterusnya Bilangan kuantum (

n) 1

2 3 4 Lambang kulit

K L M N dan seterusnya

Bohr berhasil merumuskan jari-jari lintasan dan energi elektron pada atom hidrogen sebagai berikut. ₂

r = n a _n

Energi elektron pada lintasan ke- n adalah: dengan n = 1, 2, 3, . . .

R _H E =  _n ₂ a = 0,53 Å (53 pm) n _ ₁₈ J) R = tetapan (2,179  10 _H

C. Hipotesis Louis de Broglie

Louis de Broglie , seorang ahli fisika dari Perancis, mengemukkan

gagasannya tentang gelombang materi. Kalau cahaya memliki sifat partikel, maka partikel juga memilki sifat gelombang. Menurut dr Broglie, gerakan partikel mempunyai ciri-ciri gelombang. Sifat gelombang dari partikel tersebut dinyatakan dalam persamaan:

D. Azas Ketidakpastian Werner

Heisenberg

Menurut Heisenberg, tidak mungkin menentukan posisi dan

momentum elektron secara bersamaan dengan ketelitian tinggi.

Heisenberg merumuskan hubungan ketidakpastian momentum

sebagai berikut.

E. Model Atom Mekanika Kuantum

Pada tahun 1926, Shrödinger mengajukkan suatu persamaan, kini disebut persamaan gelombang Shrödinger, untuk mendeskripsikan keberadaan elektron dalam atom.

Dalam teori atom mekanika kuantum, posisi elektron tidak dipastikan. Hal yang dapat dikatakan tentang posisi elektron adalah peluang menemukan elektron pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti. Istilah lain untuk menyatakan peluang menemukan elektron adalah densitas elektron.

F. Bilangan-Bilangan Kuantum

1. Bilangan Kuantum Utama ( n).

Bilangan kuantum utama menentukan tingkat energi orbital atau kulit

atom . Bilangan kuantum utama dapat mempunyai nilai semua bilangan bulat positif, yaitu 1, 2, 3, 4, dan seterusnya.

2. Bilangan Kuantum Azimut ( l).

Bilangan kuantum azimut menyatakan subkulit . Bilangan kuantum azimut dapat mempunyai nilai semua bilangan bulat mulai dari 0 sampai dengan ( n  1) untuk setiap nilai n.

Nilai

l = 0 sampai dengan (n  1)

3. Bilangan Kuantum Magnetik ( m).

Bilangan kuantum magnetik menyatakan orientasi orbital dalam ruang. Bilangan kuantum magnetik dapat mempunyai nilai semua bilangan bulat mulai dari

 l sampai dengan +l, termasuk nil (0).

G. Bentuk dan Orientasi Orbital

1. Orbital

2. Orbital

3. Orbital

H. Atom dengan Banyak Elektron

Urutan-urutan tingkat energi Urutan-urutan tingkat energi subkulit, dan seterusnya sesuai

1s 2s23s4s 3d4p5s

I. Bilangan Kuantum Spin dan

Azas Larangan Pauli Azaz Larangan Pauli:

Dalam sebuah atom, tidak boleh ada dua elektron yang mempunyai

keempat bilangan kuantum ( n, l , m, dan s) yang sama.

J. Konfigurasi Elekron dan Elektron Valensi Azas Aufbau

Azas aufbau menyatakan bahwa pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang lebih rendah kemudian ke tingkat energi yang lebih tinggi.

Azas Hund

Menurut Hund, pada mengisian orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama, yaitu orbital-orbital dalam satu subkulit, mula-mula elektron akan menempati orbital secara sendiri-sendiri dengan spin yang pararel, baru kemudian berpasangan.

Menyingkat Penulisan Konfigurasi Elektron dengan Menggunakan

Konfigurasi Elektron Gas Mulia

1 Na (Z = 11) : 1s 2s 2p 3s

2 Sc (Z = 21) : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s

1 Na (Z = 11) : [Ne] 3s

Elekron Valensi

Elektron valensi adalah elektron yang dapat digunakan untuk pembentukan ikatan kimia. Kulit valensi

Golongan utama: ns dan ps
Golongan transisi

(n  1)d dan ns

Contoh

Kulit valensi dan jumlah elektron valensi unsur-unsur Cl (Z = 17) Cl (Z = 17)

5 Konfigurasi elektron

Cl (Z = 17): 1s 2s 2p 3s 2 3p5 atau [Ne] 3s 3p Kulit valensi: dan

3s 3p Jumlah elektron valensi: 2 + 5 = 7

II. SISTEM PERIODIK

A.Sistem Periodik dan Konfigurasi

Elektron

ns ²

(n  1) d ¹⁰

ns ¹

(n  1) d ¹⁰

ns ²

(n  1) d ^{6, 7,8}

ns ²

(n  1) d ⁵

ns ¹

(n  1) d ⁵

ns ²

(n  1) d ³

(n  1) d ²

Oleh karena elektron valensi khas bagi setiap unsur , maka kita dapat menentukan letak unsur dalam sistem periodik berdasarkan elektron valensinya, atau sebaliknya. Golongan

ns ²

(n  1) d ¹

VB VlB VllB VlllB lB llB

VA VlA VllA VlIlA ns ¹ ns ² ns ² np ¹ ns ² np ² ns ² np ³ ns ² np ⁴ ns ² np ⁵ ns ² np ⁶ lllB lVB

lA llA lllA lVA

Valensi

Elektron

Tambahan

Golongan

Valensi

Elektron

Utama

ns ²

B. Blok s, p, d, dan f

Hubungan sistem periodik dengan konfigurasi elektron diringkaskan

pada gambar

III. IKATAN KIMIA

A. Geometri Molekul

1. Teori Domain Elektron

Teori domain elektron adalah suatu cara meramalkan geometri molekul berdasarkan tolak-menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusat.

Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron. Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut.

1. Setiap elektron ikatan (apakah ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) merupakan satu domain.

2. Setiap pasangan elektron bebas merupakan satu domain.

Prinsip-prinsip dasar teori domain elektron adalah

1. Antardomain elektron pada kulit luar atom pusat

saling tolak-menolak , sehingga domain elektron akan mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa sehingga tolak menolak di antaranya menjadi minimum.

2. Pasangan elektron bebas mempunyai gaya tolak

yang sedikit lebih kuat daripada pasangan elektron ikatan.

3. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron terikat .

2. Merumuskan Tipe Molekul

Tipe molekul ditentukan dengan cara sebagi berikut

atom pusat dinyatakan dengan lambang A,
• setiap domain elektron ikatan dinyatakan dengan X, dan • setiap domain elektron bebas dinyatakan dengan E.

Tipe molekul dapat ditentukan dengan langkah-langkah sebagai berikut.

1. Senyawa Biner Berikatan Tunggal dengan,

2. Senyawa Biner Berikatan Rangkap atau Ikatan Kovalen Koordinat

E = (EV  X)

2 E = (EV  X)

2 EV =

jumlah elektron valensi atom pusat X = jumlah domain elektron ikatan (jumlah atom yang terikat pada atom pusat)

E = jumlah domain elektron bebas

3. Menentukan Geometri Molekul

Geometri molekul dapat ditentukan mengikuti langkah-langkah berikut ini.

1. Menentukan tipe molekul.

2. Menentukan geometri domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang memberi tolak minimum.

3. Menetapkan domain elektron terikat dengan menuliskan lambang atom yang bersangkutan.

4. Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh pasangan elektron bebas.

Contoh

Molekul IF

 F F

 



 

AX E

I F

   

3 2

 F F



B. Molekul Polar dan Nonpolar

Molekul dikatakan bersifat nonpolar jika distribusi rapatan dalam molekul terbesar secara merata. Molekul dikatakan bersifat polar jika distribusi rapatan elektron tidak merata. Suatu molekul akan bersifat polar jika memenuhi dua syarat berikut.

a. Ikatan dalam molekul bersifat polar. Secara umum, ikatan antaratom yang berbeda dapat dianggap polar.

b. Bentuk molekul tidak simetris, sehingga pusat muatan positif tidak berhimpit dengan pusat muatan negatif.

C. Hibridisasi

Orbital Asal Orbital Hibrida Bentuk Orbital Hibrida Gambar

s, p sp

linear s, p, p sp

segitiga sama sisi s, p, p, p sp

tetrahedron s, p, p, p, d sp

3 d

bipiramida trigonal

s, p, p, p, d, sp

3 d

oktahedron

D. Gaya Tarik Antarmolekul

1. Gaya tarik-menarik Dipol Sesaat-Dipol Terimbas

(Gaya London = Gaya Depresi )

Gaya depresi adalah gaya tarik-menarik antara molekul-molekul dalam zat yang nonpolar.

2. Gaya Tarik Dipol-dipol

Gaya dipol-dipol adalah gaya antarmolekul dalam zat yang polar. Gaya tarik dipol-dipol lebih kuat dibandingkan gaya depresi (gaya London), sehingga zat polar cenderung mempunyai titik cair dan titik didih lebih tinggi dibandingkan zat nonpolar yang massa molekulnya kira-kira sama.

3. Gaya Tarik Dipol-dipol Terimbas

Gaya antarmolekul seperti ini terjadi antara molekul polar dengan molekul nonpolar.

E. Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen adalah gaya tarik-menarik antara atom hidrogen yang terkait pada suatu atom berkeelektronegatifan besar dari molekul lain di sekitarnya.

Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya-gaya van der Waals.

F. Gaya-gaya van der waals

Gaya antarmolekul secara kolektif disebut juga gaya van der Waals. Namun

demikian, ada kebiasaan untuk melakukan pembedaan yang tujuannya untuk memperjelas gaya antarmolekul dalam suatu zat sebagai berikut.

Istilah gaya London atau gaya dispersi digunakan, jika gaya antarmolekul itulah satu-satunya, yaitu untuk zat-zat yang nonpolar. Misalnya untuk gas mulia, hidrogen, dan nitrogen.
Istilah gaya van der Waals digunakan untuk zat yang mempunyai dipol-
dipol di samping gaya dispresi, misalnya hidrogen klorida dan aseton.

Bab 1 Struktur Atom, Sistem periodik, dan Ikatan Kimia