BAB IV STRUKTUR ATOM
G. Konfigurasi Elektron
3. Aturan Hund
Aturan Hund menyatakan bahwa susunan electron yang paling stabil dalam subkulit adalah susunan dengan jumlah spin parallel terbanyak.
Konfigurasi elektron 6C (Z = 6) adalah 1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2px 2py 2pz
Ada tiga cara yang berbeda untuk mendistribusikan dua elektron dalam tiga orbital p:
2px 2py 2pz 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz
(a) (b) (c)
Baik (a) dan (b) spinnya saling meniadakan. Pada (a);
kedua elektron berada pada orbital 2px yang sama, menghasilkan tolakan antar elektron yang lebih besar dari pada bila dua elektron mengisi dua orbital yang berbeda, misalnya 2px dan 2py. pada (b); juga lebih membingungkan.
Jadi (c) memenuhi kondisi aturan Hund. Fakta bahwa atom karbon bersifat paramagnetik, dimana masing-masing mengandung dua elektron takberpasangan, adalah sesuai aturan Hund.
Jadi diagram orbital atom 6C : 1s2 2s2 2p2
Konfigurasi elektron atom 7N (Z= 7) adalah 1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p3 2p3
Sekali lagi aturan Hund menentukan bahwa ketiga elektron 2p mempunyai spin yang paralel satu sama lain, oleh karena itu atom N bersifat paramagnetik, karena mengandung tiga elektron takberpasangan.
Konfigurasi electron atom 8O (Z = 8) adalah 1s2 2s2 2p4
Atom oksigen bersifat paramagnetik, sebab oksigen mengandung dua elektron takberpasangan.
Konfigurasi elektron atom 9F (Z = 9) adalah 1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p5 2p5
Atom fluorin bersifat paramagnetik, dengan satu electron takberpasangan.
Konfigurasi elektron atom 10Ne (Z = 10) adalah 1s2 2s2 2p6
Atom Neon bersifat diamagnetik karena semua electron berpasangan.
Tabel 4.7. mencantumkan konfigurasi elektron unsur-unsur dalam keadaan dasar H (Z= 1) sampai Mt (Z = 109).
Konfiurasi elektron semua unsur, kecuali Hidrogen dan Helium dinyatakan dengan inti gas mulia yang menunjukkan dalam tanda kurung unsur gas mulia terdekat sebelum unsur yang dimaksud, diikuti dengan lambang subkulit-subkulit terisi yang paling tinggi energinya dalam kulit terluar.
Konfigurasi elektron 19K (Z = 19) adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 atau disingkat dengan [Ar] 4s1. Unsur-unsur dari scandium (Z = 21) sampai tembaga (Z = 29) adalah logam-logam transisi. Logam transisi mempunyai subkulit 3d yang tidak terisi penuh atau dengan mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tidak terisi penuh.
Konfigurasi elektron 24Cr (Z = 24) adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 , konfigurasi seperti ini belum stabil karena subkulit 3d4 belum terisi setengan penuh, sehingga konfigurasi electron atom 24Cr yang lebih stabil adalah:
24Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Setengah penuh Setengah penuh 4s1 3d5
Menurut aturan Hund, diagram orbital untuk atom Cr adalah:
24Cr : [Ar] 4s1 3d5
atom Cr mempunyai 6 elektron.
Tabel 4.7 Konfigurasi Elektron
Konfigurasi electron 29Cu (Z= 29): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9, konfigurasi ini belum stabil, sehingga konfigurasi electron yang lebih stabil adalah:
29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 atau [Ar] 4s1 3d10
4s1 3d10 3d10
Gambar 4.5. mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan jenis subkulit yang ditempati elektron terluarnya.
Gambar 4.5 Klasifikasi golongan unsur-unsur dalam tabel periodik menurut jenis subkulit terluar yang terisi
dengan elektron
BAB V SISTEM PERIODIK UNSUR
A. Perkembangan Sistem Periodik Sistem Periodik Mendeleev
Dmitri Mendeleev seorang ahli kimia Rusia dan Lothar Meyer ahli kimia Jerman hampir secara bersamaan mengembangkan tabel periodik berdasarkan kenaikan massa atom. Dalam penelitiannya, Mendeleev menyusun seperangkat kartu, setiap kartu berisi atom dan sifat-sifat kimianya. Kartu disusun secara berurutan menurut kenaikan massa atom dan sifat kimianya. Beritkut tabel periodik Mendeleev.
Tabel 5.1 Sistem Periodik Mendeleev No Gol I Gol II Gol
No Gol I Gol II Gol periode, sehingga unsur dalam satu golongan mempunyai kemiripan sifat dan dalam satu periode disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Mendeleev mengosongkan beberapa tempat, hal ini dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Contoh: Mendeleev menetapkan Ti (Ar = 48) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong, karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada B dan Al. Mendeleev juga dapat meramalkan sifat atom yang belum dikenal seperti ekasilikon.
Tabel 5.2 Sifat eka-silikon yang diramal Mendeleev dibandingkan germanium
Sifat eka-silicon germanium
Massa atom relatif 72 72,32
Rapat massa 5,5 5,47
Volume atom 13 13,22
Valensi 4 4
Kalor jenis 0,073 0,076
Rapat jenis dioksida 4,7 4,703
Titik didih tetrakhlorida (°C) <100 86
Kelebihan sistem periodik Mendeleev adalah:
a. Sifat kimia dan fisika unsure dalam satu golongan mirip dan berubah secara teratur.
b. Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan golongannya.
c. Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan waktu itu dan telah mempunyai tempat yang kosong.
Kelemahan dari sistem periodik Mendeleev adalah masih terdapat atom- atom yang massanya lebih besar letaknya di depan atom yang massanya lebih kecil, contoh: Telurium (Te)
= 128 terletak pada golongan VI sebelum Iodin (I) = 127 yang terletak pada golongan VII. Hal ini dikarenakan atom yang mempunyai kemirpan sifat diletakkan dalam satu golongan.
Sistem Periodik Mendeleev versi Modern
Moseley (1915) memperbaiki susunan sistem periodik Mendeleev. Moseley berhasil menemukan nomor atom, sehingga disusun sistem periodik baru yang didasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat unsur. Sistem ini disebut sistem periodik Mendeleev versi modern. Dalam sistem ini, unsur dibagi atas 8 golongan dan 7 perioda.
Perioda ada yang pendek (1, 2, 3) dan yang panjang (4, 5, 6, dan 7). Disamping itu, juga dikenal golongan Lantanida dan Aktinida.
Sistem Periodik Modern
Sistem periodik yang dipakai sekarang adalah sistem periodik modern (sistem periodik panjang), disusun berdasarkan kenaikan nomor atom mengikuti aturan Aufbau.
Letak atom ditentukan oleh orbital yang terisi paling akhir.
Karena ada empat macam orbital, maka ada empat blok atom, yaitu blok s, p, d, dan f.
Blok s : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s.
Dalam susunan berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s adalah atom- atom golongan IA dan IIA.
Blok p : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p. Dalam susunan berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p adalah atom-atom golongan IIIA sampai golongan VIIIA.
Blok d : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d. Dalam susunan berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d adalah atom- atom golongan transisi IB sampai golongan VIIB ditambah golongan VIIIB.
Blok f : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital f.
atom-atom blok f ini meliputi atom-atom Lantanida dan aktinida.
Gambar 5.1 Sistem Periodik Modern
B. Penggolongan Periodik Unsur-Unsur
Menurut jenis subkulit yang terisi, unsur-unsur dapat dibagi menjadi beberapa golongan unsur utama, gas mulia, unsur transisi (logam transisi), lantanida dan aktinida.
Menurut Gambar 6.2 unsur-unsur utama (golongan utama) adalah unsur-unsur dalan Golingan 1A hingga 7A, yang semuanya memiliki subkulit s atau p dengan bilangan kuantum utama tertinggi yang belum terisi penuh.
Dengan pengecualian pada Helium, seluruh gas mulia (unsur-unsur golongan 8A) mempunyai subkulit p yang terisi penuh (konfigurasi elektronnya adalah 1s2 untuk Helium dan ns2 np6 untuk gas mulia yang lain, dimana n adalah bilangan kuantum utama untuk kulit terluar). Logam transisi adalah unsur-unsur dalam Golongan 1B dan 3B hingga 8B, yang mempunyai subkulit d yang tidak terisi penuh atau mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tak terisi penuh.
Lantanida dan aktinida disebut unsur transisi blok f karena
kedua golongan ini memiliki subkulit f yang tidak terisi penuh.
Gambar 5.2 Konfigurasi elektron pada keadaan dasar.
Agar sederhana, hanya ditampilkan konfigurasi kulit terluar.
Berdasarkan sifat kelogaman, unsur dapat dibagi tiga, yaitu :
a. Logam b. Bukan logam
c. Metalloid (semi logam)
Yang termasuk logam adalah unsur blok s (kecuali H), blok d, blok f dan sebagian blok p (bagian kiri bawah). Unsur bukan logam adalah sebagian blok p, yaitu bagian kanan atas, sedangkan unsur metaloid terletak pada blok p yaitu antara logam dan bukan logam. Yang termasuk unsur metaloid adalah B, Al, Si, Ge, As, Sb, dan Te.
Menentukan Golongan dan Periode Unsur
Sistem periodik modern disusun berdasarkan konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron dapat dibuat jika nomor atom suatu unsur diketahui. Jadi, letak suatu unsur dalam sistem periodik dapat dicari dari nomor atomnya. Dari konfigurasi elektron dapat dihitung jumlah elektron kulit terluar atau elektron valensinya.
Jika elektron terakhir (elektron valensi) pada orbital s atau p maka unsur termasuk golongan utama (golongan A).
Contoh :
7X : 1s2 | 2s2 2p3 Golongan VA
11Y : 1s2 | 2s2 2p6 | 3s1 Golongan IA
Unsur elektron terakhir (elektron valensi) pada orbital d termasuk golongan transisi.
Contoh:
24P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Golongan VIB
47Q : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 konfigurasi elektron menjadi :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10 Golongan IB Periode unsur dapat ditentukan dari bilangan kuantum (n) yang terbesar atau n kulit terluarnya. Dengan demikian, perioda keempat unsur di atas adalah :
7X : 1s2 | 2s2 2p3 Periode 2 karena n terbesar 2,
C. Sifat Periodik Unsur Jari-Jari Atom
Perbedaan inti dan jumlah elektron akan mengakibatkan ukuran atom suatu unsur berbeda dari atom lain. Ukuran itu dinyatakan dengan jari-jari atom. Jari-jari atom adalah jarak antara dua atom sejenis yang terikat dalam ikatan tunggal.
Contoh klor, jari-jari dihitung dari panjang ikatan molekul Cl2 (Cl – Cl). Panjangnya 1,98 A0, maka jari-jari atom klor adalah setengahnya, yaitu 0,99A0.
Atom dapat menjadi ion positif atau ion negatif. Ion positif terjadi bila atom kehilangan elektron, maka jari-jari ion positif lebih kecil dari atomnya. Ion negatif terbentuk bila atom menerima elektron, maka jari-jari ion negatif lebih besar dari atomnya.
Jari-jari atom beberapa unsur dapat dilihat pada Gambar 5.3. unsur golongan utama mempunyai satu jenis ion yang stabil, sedangkan golongan transisi mempunyai dua atau lebih ion yang stabil.
Gambar 5.3 Jari-jari atom (dalam pikometer) unsur golongan utama
Unsur dalam satu periode, mempunyai kulit yang sama, tetapi nomor atom bertambah dari kiri ke kanan, sehingga daya tarik inti pada kulit terluar makin besar dari kiri ke kanan. Contoh: atom Na dan Mg mempunyai nomor atom masing-masing 11 dan 12. Daya tarik inti Na lebih kecil dari pada inti Mg terhadap elektron kulit terluarnya. Akibatnya, jari-jari atom Na (1,90) lebih besar dari Mg (1,60).
Dalam satu golongan, unsur mempunyai elektron valensi sama, tetapi jumlah kulitnya bertambah dari atas ke bawah. meninggalkan atom sehingga membentuk ion positif.
Contoh : Na(g) Na+(g) + e
-Proses ini disebut ionisasi (pembentukan ion).
Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari atom berwujud gas pada keadaan dasarnya. Makin besar energi ionisasi, makin sukar untuk melepaskan elektronnya.
Jumlah elektron yang lepas dari suatu atom mungkin satu, dua atau tiga, bergantung pada atom dan energy yang diberikan. Energi untuk melepaskan satu elektron pertama disebut energi ionisasi pertama (I1), kedua disebut energi ionisasi kedua (I2), ketiga disebut energi ionisasi ketiga (I3), contohnya atom Aluminium.
Al(g) Al+(g) + e- ∆H = 577,4 kJ mol-1 (I1) Al+(g) Al2+(g) + e- ∆H = 816 kJ mol-1 (I2) Al2+(g) Al3+(g) + e- ∆H = 2744 kJ mol-1 (I3) Oleh karena itu, untuk unsur yang sama, energi ionisasi selalu bertambah sesuai dengan urutan berikut : I1 < I2 < I3
Berarti setelah satu electron keluar dari atom, daya tarik inti terhadap elektron yang tinggal menjadi besar, karena jari-jari, rA > rA+ > rA2+ > ….
Pengecilan jari-jari terjadi karena elektron saling tolak menolak, dan bila satu elektron keluar maka daya tolaknya menjadi lebih kecil, sehingga terjadi pengerutan seperti Al menjadi Al+. pengecilan juga terjadi bila setelah elektron keluar mengakibatkan jumlah kulit berkurang, seperti Na menjadi Na+.
Tabel 5.3 mencantumkan energi ionisasi untuk 20 unsur pertama yang dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol), yaitu jumlah energi dalam kilojoule yang diperlukan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom (ion) dalam keadaan gas. Energi yang diserap oleh atom (atau ion) dalam proses ionisasi mempunyai nilai positif.
Tabel 5.3 Energi Ionisasi (kJ/mol) untuk 20 Unsur Pertama
Nilai energi ionisasi unsur ternyata:
a. Dalam satu perioda, energi ionisasi pertama bertambah dari kiri ke kanan.
b. Dalam satu golongan, energi ionisasi pertama bertambah dari bawah ke atas.
Bila jarak makin kecil maka daya tarik makin besar.
Akibatnya energi ionisasi makin besar. Sebaliknya, bila jarak makin besar maka daya tarik makin kecil. Dalam satu perioda, jari-jari berkurang dari kiri ke kanan, sehingga energy ionisasi pertama bertambah dari kiri ke kanan. Sedangkan dalam satu golongan, energi ionisasi pertamanya akan bertambah dari bawah ke atas, karena jari-jari atomnya makin kecil.
Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan oleh suatu atom (dalam wujud gas) ketika menangkap satu elektron membentuk ion negatif. Karena energi dilepas, maka harga afinitas elektron diberi tanda minus.
Cl(g) + e¯ → Cl¯(g) (∆H=-348kj)
Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA. Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA. Semakin besar energy yang dilepas, ion negatif yang terbentuk semakin stabil. Atom golongan IIA dan VIIIA tidak membentuk ion negatif yang stabil. Harga afinitas elektronnya positif.
Tabel 5.4 Perkiraan perubahan entalpi untuk atom atau anion
Dari tabel diatas dapat disimpulkan : S(g) + e- → S-(g) ∆EAH = -201 S-(g) + e- → S2-(g) ∆EAH = +640
Atom S yang menerima satu electron menghasilkan anion S- membebaskan energi sebesar 201, sedangkan anion S -menerima satu electron menghasilkan anion S 2-membutuhkan energy sebesar 640, ini disebabkan karena adanya gaya tolak menolak dari muatannya yang sama.
Kecenderungan afinitas electron
a. Dalam satu golongan afinitas elektron dari atas ke bawah makin kecil, karena jari-jari atom bertambah besar.
Meskipun jumlah muatan positif dalam inti bertambah tetapi gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah.
b. Dalam satu periode afinitas elektron dari kiri ke kanan makin besar, karena jari- jari atom berkurang, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kuat.
BAB VI IKATAN KIMIA
A. Lambang Titik Lewis
Konfigurasi elektron memberikan landasan untuk pembentukan molekul dan senyawa. Gilbert Lewis menyatakan bahwa atom bergabung untuk mencapai konfigurasi elektron yang stabil, yang dicapai jika konfigurasi elektron sama dengan konfigurasi elektron gas mulia. Atom berinteraksi membentuk ikatan kimia hanya dengan elektron valensi. Sistem titik yang disusun oleh Lewis digunakan untuk menggambarkan elektron valensi dari atom-atom yang terlibat dalam pembentukan ikatan kimia.
Lambang Lewis terdiri dari lambang unsur dan titik-titk yang setiap titiknya menggambarkan setiap elektron valensi dari atom-atom unsur. Lambang titik Lewis untuk beberapa unsur dan gas mulia diperlihatkan pada Gambar 6.1. jumlah elektron valensi dalam setiap atom, kecuali Helium, sama dengan nomor golongan dari unsur tersebut. Contoh: atom Li termasuk golongan IA dan memiliki 1 elektron valensi yang digambarkan dengan satu titik; atom Be unsur golongan IIA memiliki 2 elektron valensi (dua titik) dst.
Gambar 6.1 Lambang titik Lewis untuk unsur golongan utama dan gas mulia.
Jumlah titik berkaitan dengan jumlah ikatan yang dapat dibentuk oleh atom.
B. Ikatan Kovalen
Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian bersama sepasang electron atau lebih. Senyawa kovalen adalah senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen.
Ikatan kovalen dalam atom-atom berelektron banyak hanya melibatkan electron valensi. Contoh: ikatan pada molekul fluorin, F2 (9F Z= 9). Konfigurasi electron F adalah 1s2 2s2 2p5. Electron pada orbital 1s tidak terlibat dalam pembentukan ikatan karena tingkat energinya rendah, maka electron valensi yang dimiliki F (electron pada orbital 2s dan 2p) artinya F mempunyai 7 elektron valensi sehingga mempunyai 7 titik. Sesuai dengan letak golongan atom F berada pada golongan VIIA. Ada satu electron yang tidak berpasangan, sehingga pembentukan molekul F2 adalah:
Perhatikan hanya dua elektron valensi yang terlibat dalam pembentukan F2. Pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen disebut pasangan elektron bebas.
Struktur yang digunakan untuk menggambarkan senyawa kovalen F2 disebut struktur Lewis. Struktur lewis adalah penggambaran ikatan kovalen yang menggunakan lambang titik Lewis dimana pasangan elektron ikatan dinyatakan dengan satu garis atau sepasang titik yang diletakkan diantara kedua atom, dan pasangan elektron bebas dinyatakan dengan titik-titk pada masing-masing atom.
Catatan:: hanya elektron valensi yang ditunjukkan pada struktur Lewis.
Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovalen yang berbeda. Dua atom yang berikatan melalui sepasang elektron disebut ikatan tunggal. Dalam beberapa senyawa, atom-atom berikatan dengan ikatan rangkap, yaitu ikatan yang terbentuk jika dua atom menggunakan dua atau lebih pasangan elektron secara bersama-sama. Ikatan antara dua atom yang menggunakan bersama dua pasang elektron disebut ikatan rangkap dua. Contoh: ikatan rangkap dua terdapat dalam molekul karbon dioksida (CO2) dan etilena (C2H4):
Ikatan rangkap tiga terbentuk jika dua atom menggunakan bersama tiga pasang electron, seperti dalam molekul N2 :
Molekul asetilena (C2H2) juga mengandung ikatan rangkap tiga, yaitu pada ikatan antara dua atom karbon :
C. Penulisan Rumus Lewis
Rumus Lewis menggunakan titik cukup sulit untuk senyawa-senyawa beratom banyak (poliatom), tetapi dapat disederhanakn dengan cara garis. Dalam cara ini, dua (sepasang) electron dilambangkan dengan satu garis (-), sehingga atom dalam senyawa harus mempunyai empat garis, kecuali H satu garis. Langkah-langkah cara ini sebagai berikut:
a. Jumlahkan semua elektron valensi atom dalam senyawa.
b. Tentukan jumlah garis dengan membagi dua jumlah elektron itu.
c. Letakkan atom-atom secara berdekatan sesuai dengan struktur molekulnya.
d. Beri garis tiap atom sehingga jumlah masing-masing empat, dan jika perlu beri dua atau tiga garis antara dua atom.
e. Jumlah semua garis harus sesuai dengan yang dihitung pada b.
D. Muatan Formal
Muatan formal suatu atom adalah jumlah elektron valensi dalam atom bebas dikurangi dengan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut di dalam struktur Lewis.
Untuk menentukan jumlah electron atom dalam struktur Lewis, kita gunakan aturan berikut:
1. Semua elektron nonikatan dalam atom tersebut dinyatakan milik atom itu.
2. Kita membagi ikatan antara atom tersebut dengan atom lain dan menyatakan separuh elektron ikatannya sebagai milik atom tersebut.
Contoh 1 :
Molekul ozon (O3), struktur Lewis untuk O3.
Muatan formal pada setiap atom dalam O3 dapat dihitung dengan menurut skema berikut:
Elektron valensi 6 6 6
Elektron yang dinyatakan “milik” atom 6 5 7 Selisihnya (muatan formal) 0 1 -1 Contoh 2 :
Tulislah muatan formal pada ion karbonat!
Muatan formal pada setiap atom dapat dihitung dengan menggunakan prosedur yang telah diberikan.
Muatan formal Atom C: 4 – 4 = 0
Muatan formal Atom O pada C=O : 6 – 6 = 0 Muatan formal Atom O pada C – O : 6 – 7 = -1 Muatan formal Atom O pada C – O : 6 – 7 = -1 E. Konsep Resonansi
Struktur Resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis.
Contoh struktur Lewis Ozon (O3) :
Berdasarkan struktur di atas, ikatan O – O dalam O3
diperkirakan akan lebih panjang dari pada ikatan O══O, karena ikatan rangkap dua telah diketahui lebih pendek dibandingkan ikatan tunggal. Tetapi data percobaan menunjukkan bahwa panjang kedua ikatan oksigen dengan oksigen adalah sama panjang (128 pm). Masalah ini diatasi dengan menggunakan kedua struktur Lewis untuk menyatakan molekul ozon:
Kedua struktur itu masing-masing disebut sebagai struktur resonansi. Tanda panah dua arah menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur resonansi. Istilah resonansi berarti penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu.
Contoh lain dari resonansi adalah ion karbonat :
F. Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi
Setelah Lewis berhasil menggambarkan electron valensi dalam senyawa kovalen, timbul upaya untuk meramalkan struktur molekul senyawa ini. Struktur senyawa kovalen sangat ditentukan oleh bentuk electron valensi atom pusatnya. Bentuk itu dipengaruhi oleh jumlah pasangan elektronnya, baik yang terikat maupun yang bebas.
Menurut Gillespie dan Nyholm, pasangan electron valensi atom mempunyai gaya tolak menolak (Gaya Coulomb) karena electron bermuatan negatif. Berdasarkan itu, mereka mengemukakan suatu gagasan yang disebut teori tolakan pasangan electron valensi (VSEPR= valence shell electron repulsion). Karena tolakan, pasangan akan menempati ruang sesuai dengan jenisnya, apakah pasangan bebas, atau pasangan terikat dalam bentuk ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga. Contohnya SO2 :
Dalam SO2, atom pusat S mempunyai sepasang electron bebas, sepasang electron dalam ikatan tunggal dan dua pasang dalam ikatan rangkap dua. Jumlah atom atau substituent yang terikat pada atom pusat disebut bilangan koordinasi (BK). Jadi, atom S mempunyai BK = 2 dan satu pasangan bebas (PB).
BK = 3 BK = 5
PB = 1 PB = 0
Dari jumlah BK dan PB atom pusat dapat diramalkan struktur molekul senyawa dengan teori VSEPR, berdasarkan aturan pasangan elektron cenderung meminimumkan gaya tolakan sesamanya. Atom pusat yang tidak mempunyai pasangan bebas (PB) mempunyai bentuk ideal sesuai dengan BK-nya (Tabel 7.1).
1. BK dua adalah liniear.
2. BK tiga adalah segitiga.
3. BK empat adalah tetrahedron.
4. BK lima adalah trigonal bipiramid.
5. BK enam adalah oktahedron.
Langkah-langkah dalam meramalkan struktur molekul adalah :
a. Menuliskan rumus Lewis molekul.
b. Menghitung jumlah BK dan PB atom pusat dan jumlah ini disebut kelompok pasangan.
c. Menentukan tipe senyawa sesuai dengan kelompok pasangan (sesuai aturan pada Tabel 6.1).
Tabel 6.1 Susunan Pasangan Elektron disekitar Atom Pusat (A) dalam suatu Molekul dan Geometri Beberapa Molekul dan Ion Sederhana yang Atom Pusatnya tidak Memliki Pasangan Elektron Bebas
Molekul yang Atom Pusatnya Tidak Memiliki Pasangan Elektron Bebas AB2 ; Berilium klorida (BeCl2).
1. AB2 ; Berilium klorida (BeCl2) BK = 2, PB = 0 berstruktur Liniear
2. AB3 ; Boron trifluorida (BF3)
BK = 3, PB = 0 berstruktur trigonal planar/segitiga datar
3. AB4 ; Metana (CH4)
BK = 4, PB = 0 berstruktur tetrahedral
4. AB5 ; Fosfro pentaklorida (PCl5)
BK = 5, PB = 0 berstruktur segitiga bipiramida
5. AB6 ; Belerang heksafluorida (SF6)
BK = 6, PB = 0 berstruktur segitiga bipiramida
Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki Satu atau Lebih Pasangan Elektron Bebas
a. AB2E ; Belerang dioksida (SO2)
BK = 2, PB = 1 berstruktur V atau “tekuk”
b. AB3E ; Amonia (NH3)
BK = 3, PB = 1 berstruktur segitiga bipiramida
c. AB2E2 ; Air (H2O)
BK = 2, PB = 2 berstruktur menekuk
d. AB4E ; belerang tetrafluorida (SF4)
BK = 4, PB = 1 berstruktur Segitiga bipiramida
BAB VII KIMIA LARUTAN
A. Jenis Larutan
Larutan adalah campuran homogeny dari dua zat atau lebih. Ada enam jenis larutan, bergantung pada wujud asal (padatan, cairan, atau gas) komponen larutan. Kimiawan juga membedakan larutan berdasarkan kemampuannya melarutkan zat terlarut. Larutan yang mengandung jumlah maksimum zat terlarut di dalam pelarut pada suhu tertentu, dinamakan Larutan Jenuh. Sebelum titik jenuh tercapai, larutannya disebut Larutan tak jenuh; larutan ini mengandung zat terlarut lebih sedikit dibandingkan dengan kemampuannya untuk melarutkan. Jenis ketiga, Larutan
Larutan adalah campuran homogeny dari dua zat atau lebih. Ada enam jenis larutan, bergantung pada wujud asal (padatan, cairan, atau gas) komponen larutan. Kimiawan juga membedakan larutan berdasarkan kemampuannya melarutkan zat terlarut. Larutan yang mengandung jumlah maksimum zat terlarut di dalam pelarut pada suhu tertentu, dinamakan Larutan Jenuh. Sebelum titik jenuh tercapai, larutannya disebut Larutan tak jenuh; larutan ini mengandung zat terlarut lebih sedikit dibandingkan dengan kemampuannya untuk melarutkan. Jenis ketiga, Larutan