STRUKTUR ATOM. Ashfar Kurnia

STRUKTUR ATOM

Perkembangan Teori Atom

•

Sekitar 2,5 abad yang lalu, ahli filsafat Yunani,

Leuciplus berpendapat bahwa materi tersusun

dari butiran-butiran kecil

•

Sejalan dengan itu muridnya, Democritus

mengembangkan menjadi butiran kecil yang tidak

dapat dibagi.

•

Namun semuanya tanpa bukti eksperimen yang

jelas dan tidak didukung teknologi.

MODEL ATOM DALTON

Atom ialah bagian terkecil suatu zat yang

tidak dapat dibagi-bagi. Atom tidak dapat

MODEL ATOM DALTON

•

Konsep Model Atom Dalton:

1. Setiap benda (zat) tersusun atas partikel partikel

terkecil yg tidak dapat dipisahkan lagi disebut atom.

2. Setiap benda (zat) mempunyai sifat yg sama dg atom-

atom penyusunnya.

3. Bila sifat - sifat suatu zat berbeda dg lainnya,

menunjukkan atom - atom penyusun zat-zat tersebut

berbeda pula.

MODEL ATOM DALTON

•

Konsep Model Atom Dalton:

4. Dalam peristiwa reaksi kimia pada hakekatnya

merupakan penyusunan kembali atom dalam suatu

zat

5. Pada peristiwa reaksi kimia jumlah atom

2

_{yg terlibat}

dalam penyusunan zat punya perbandingan berupa

bilangan bulat sederhana.

Kelemahan

•

Saat ini ternyata dengan reaksi kimia nuklir

suatu atom dapat berubah menjadi atom

yang lain

•

tidak dapat menjelaskan sifat listrik materi

•

tidak dapat menjelaskan daya gabung

unsur-unsur. Misalnya, mengapa satu atom oksigen

dapat mengikat dua atom hidrogen

MODEL ATOM THOMSON

Thompson melakukan

MODEL ATOM THOMSON

Menghasilkan teori yaitu:

1

.

Atom bukan sebagai partikel terkecil

dari suatu benda

2. Atom berbentuk bola pejal,dimana

terdapat muatan listrik positif dan

negative yang tersebar merata di

seluruh bagian seperti roti kismis.

MODEL ATOM THOMSON

Menghasilkan teori yaitu:

3. Pada atom netral jumlah muatan listrik

negatif sama dengan jumlah muatan

listrik positif

4. Masa elektron jauh lebih kecil

dibandingkan dengan masa atom

Thompson melakukan percobaan lampu

tabung.

TEORI ATOM THOMSON

J.J. Thomson menyusun model atom yang merupakan penyempurnaan dari model atom dalton, setelah ia menemukan elektron

_{Menurut Thomson dalam atom terdapat elektron yang}

tersebar merata bermuatan positif

Kelemahan

Tidak dapat menerangkan dinamika reaksi

kimia yang terjadi antar atom

MODEL ATOM RUTHERFORD

RUTHERFORD mengajukan model

atom dengan ketentuan sebagai

berikut :

•

Atom terdiri atas inti atom yang

bermuatan listrik positif, dimana

masa atom hampir seluruhnya berada

pada inti atom.

MODEL ATOM RUTHERFORD

•

Muatan listrik negatif ( elektron )

terletak sangat jauh dari inti.

•

Untuk menjaga kestabilan jarak

muatan listrik negatif terhadap inti,

maka muatan listrik negatif

Percobaan Rutherford

Bila berkas hamburan

sinar α ditembakkan pd

lempeng emas,maka sinar

yg keluar dari lempeng

mengalami hamburan.

Dapat diamati pada

cahaya terang & gelap di

layar pendar

.

Percobaan Rutherford

1. Sebagian besar partikel sinar

α dpt tembus karena melalui

daerah hampa.

2. Partikel α yg mendekati inti

atom dibelokkan karena

mengalami gaya tolak inti.

3. Partikel α yg menuju inti

atom dipantulkan karena inti

bermuatan positif & sangat

masif.

PERCOBAAN RUTHERFORD Rutherford membukti-kan adanya inti atom melalui percobaannya yaitu dengan menembakkan sinar-α pada sebuah pelat

MODEL ATOM RUTHERFORD

Secara rinci dapat dijelaskan sebagai berikut:

•

Atom merupakan susunan berongga yang mirip

tata surya

•

Seluruh muatan positif dan seluruh mussa atom

terpusat pada inti atom. Pada intiatom terdapat



Proton Selama beredar pada lintasannya,

elektron tidak mengalami perubahan energi



Elektron dapat berpindah dari tingkat energi

rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi jika

mnyerap energi dan sebaliknya



Elektron-elektron beredar mengelilingi inti dalam

lintasan dengan tinkat energi tertentu

Kelemahan:

Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron

yang beredar mengelilingi inti tidak jatuh ke

inti karena ada gaya tarik-menarik antara inti

dan elektron

Untuk menjelaskan kestabilan jarak elektron terhadap

gaya tarik inti diperhitungkan

:

1. Karena muatan listrik elektron berlawanan jenis

dengan muatan listrik inti atom, sehingga elektron

mengalami gaya tarik inti atom berupa gaya

elektrostatik atau gaya coulumb sebesar

Dimana :

Fc : Gaya Coulumb ( N )

e : muatan listrik elektron ( -1,6 x 10-19 ) C ε_o : permivisitas ruang hampa ( 8,85 x 10-12 ) r : jarak elektro terhadap inti ( meter )

Untuk menjelaskan kestabilan jarak elektron

terhadap gaya tarik inti diperhitungkan :

2. Gerak elektron menghasilkan gaya sentrifugal

sebagai gaya penyeimbang, sebesar :

Dimana :

Fs = gaya sentrifugal (N)

m = massa elektron (9,1 x 10-31 ) v = kelajuan gerak elektron (m.s-1 )

Kelemahan Rutherford

–

Energi total akan semakin kuat, elektron jatuh ke

inti tetapi kenyataannya tidak pernah

•

Th 1885 J.J Balmer menemukan formulasi

empiris dari 4 garis spektrum atom hidrogen.

R = konstanta Ryberg

•

Setelah Balmer, banyak ahli fisika ygberhasil

melakukan percobaan, shg tersusunlah

formulasi deret-deret sbb:

1. Deret Lyman (Deret Ultraungu )

2. Deret Balmer (Deret Cahaya Tampak)

3. Deret Paschen (Deret inframerah I)

4. Deret Brackett(Deret inframerah II)

MODEL ATOM BOHR



_{Pada tahun 1913, Niels Bohr}

mengemukakan teori baru

mengenai struktur dan sifat atom.

Teori atom Bohr pada prinsipnya

menggabungkan teori kuantum

Planck dan teori atom dari

Rutherford yang dikemukakan pada

tahun 1911.



Model atom Bohr dinyatakan

dalam postulat-postulat berikut :

•

Elektron mengelilingi inti dalam

orbit berbentuk lingkaran

dibawah pengaruh gaya

Coulomb.

Elektron mengelilingi inti melalui lintasan stasioner.

Elektron tidak mengorbit mengelilingi inti melalui

sembarang lintasan , melainkan hanya melalui

lintasan tertentu dengan momentum anguler

tertentu tanpa membebaskan energi. Lintasan ini

disebut lintasan stasioner dan memiliki energi

tertentu . momentum anguler elektron selama

mengelilingi inti atom harus berupa bilangan bulat

positif h :

•

Keterangan :

m = massa elektron (kg)

V = kecepatan linear elektron (m/s)

r = jari-jari lintasan electron (m)

n = nomor kulit atau bilangan kuantum utama

(n=1,2,3…)

•

_{Pada lintasan stasioner, elektron}

mengorbit tanpa memancarkan

energi.

•

Elektron bisa berpindah dari satu orbit ke

orbit lainnya. Apabila elektron berpindah

dari kulit luar ke kulit yang lebih dalam, akan

dibebaskan energi dan sebaliknya akan

Maka energi yang dibebaskan

dapat ditulis:

• Keterangan :

E

_A

= energi elektron pada lintasan dengan bilangan

kuantum A (joule)

E

_b

=energi elektron pada lintasan dengan bilangan

kuantum B (joule)

MODEL ATOM BOHR

• Adanya kelemahan dari model atom Rutherford, membuat

Niels Bohr mengemukakan pendapatnya mengenai Teori Kuantum

• Bohr mengemukakan beberapa idenya mengenai peredaran elektron dan perpindahan elektron

1. Dalam atom terdapat kulit atau lintasan atau orbit yang merupakan tempat elektron beredar. Selama elektron beredar, elektron tidak membebaskan atau menyerap energi sehingga elektron akan tetap stabil dan elektron tidak akan jatuh ke inti atom. Kulit atau tempat elektron beredar merupakan tingkat energi elektron. Tingkat

energi yang palin rendah ialah kulit yang paling dekat dengan inti, yaitu E1 (kulit K). Selanjutnya tingkat energi kedua (E2) atau kulit M, dan seterusnya. Urutan tingkat energinya ialah E1E2E3….dan seterusnya atau kulit K kulit L kulit M ….dan seterusnya

2. Elektron dapat berpindah dari tingkat energi

terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi dengan cara menyerap energi dan elektron dapat berpindah dari tingkat energi terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi dengan cara menyerap energi dan

elektron dapat berpindah dari tingkat energi tertinggi ke tingkat enegi terendah dengan cara membebaskan energi

TI NGK A TAN EN ER GI MEN URUT BOHR _Elektron berpindah lintasan dengan cara menyerap dan membebaska n energi

Sifat Gelombang Cahaya

Soal Latihan

•

Beberapa intan menunjukkan warna kuning

karena mengandung senyawa nitrogen yang

menyerap cahaya purple pada frekuensi 7,23 x

10

14

_{Hz. Hitung panjang gelombang (dalam nm}

dan Å) cahaya yang diserap!

Perbedaan Materi dan Energi

• Gelombang (Energi) jika melalui batas fasa (udara – air) akan mengalami refraksi sedangkan materi tidak

• Gelombang ketika melalui slit (lubang kecil) akan mengalami difraksi atau melengkung disekitar slit sedangkan materi tidak mengalami difraksi

• Difraksi gelombang pada dua slit menghasilan interferensi menguatkan dan saling meniadakan

Sifat Partikel Cahaya

•

Radiasi Benda Hitam

•

Efek Photolistrik

Radiasi Benda Hitam

• Adanya perubahan warna emisi cahaya (intensitas) yang tergantung pada panjang gelombang (energi) yang diberikan  tertentu

• Max Planck merumuskan E = n h ν dimana h = 6,626 x 10-34 _J.s

• ∆E_atom = _{Eradiasi emisi atau absorpsi} = ∆n h ν • ∆E = hν

Efek Photolistrik

• Elektron hanya akan

terlepas pada λ tertentu dan diindikasikan oleh current meter

• Einstein mempostulatkan adanya photon (partikel berenergi)

Soal Latihan

•

Hitung energi satu photon dari sinar ultraviolet (λ

= 1 x 10

-8

_{m) visible (λ = 5 x 10}

-7

_{m)dan infrared (λ}

= 1 x 10

-4

m)

Dualitas Gelombang-Partikel: Materi dan

Energi

•

Kesimpulan dari 3 fenomena yang telah dibahas

adalah materi dan energi adalah dua entitas yang

saling berganti satu sama lain

•

Energi memiliki sifat partikel dan materi memiliki

sifat gelombang

Panjang Gelombang de Broglie

• Jika energi memiliki sifat partikel maka materi juga memiliki sifat gelombang

• Jika elektron memiliki gerak mirip gelombang dan orbitnya dibatasi pada jari-jari tertentu maka ini merujuk pada frekuensi dan energi tertentu pula

mu

h



Bilangan Kuantum Orbital Atom

• Bilangan kuantum utama (n) adalah bulat positif (1, 2, 3..) menunjukkan ukuran relatif orbital dan jarak relatif dari inti. Bilangan ini juga menunjukkan tingkat energi atom H

• Bilangan kuantum momentum anguler (l) adalah bilangan bulat dari 0 hingga n – 1. nilai n akan sangat mempengaruhi l, jika n = 1 maka l = 0 dan jika n = 2 maka l = 1 (0, 1) dst.

• Bilangam kuantum magnetik (m_l) adalah bilangan bulat dari -l ,0 hingga +l. jika l = 0, maka m_l = 0, namun jika l = 1 maka nilai m_l bisa diantara -1, 0 dan +1

Soal Latihan

•

Berapa nilai bil kuantum momentum anguler (l)

dan magnetik (m

_l

) yang diperbolehkan untuk

bilangan kuantum n = 3?

•

Tuliskan nilai l dan m

_l

untuk bilangan kuantum n =

4!

• Tingkat energi atom atau kulit diberikan oleh nilai n, semakin kecil n semakin kecil pula tingkat energi

• Tingkatan/kulit atom memiliki subkulit yang ditandai dengan bentuk orbital berdasarkan garis spektroskopi

• l = 0 ditandai subkulit s (sharp)

• l = 1 ditandai subkulit p (principal)

• l = 2 ditandai subkulit d (diffuse) dan

• l = 3 ditandai subkulit f (fundamental)

Latihan

• Berikan nama subkulit dengan spesifikasi bilangan kuantum berikut: n = 3, l = 2 n = 2, l = 0

n = 5, l = 1 n = 4, l = 3

• Berapa nilai n, l dan m_l yang dimungkinkan untuk subkulit 2p dan 5f?

• Berikan koreksi untuk bilangan kuantum dan nama subkulit berikut ini:

n = 1, l = 1, m_l = 0  1p n = 4, l = 3, m_l = +1  4d n = 3, l = 1, m_l = -2  3p

Bentuk

Orbital s

Bilangan kuantum utama (n)

– Menunjukkan letak elektron pada kulit atau tingkat energi utama. • n = 1 disebut Kulit K • n = 2 disebut Kulit L • n = 3 disebut Kulit M • n = 4 disebut Kulit N • n = 5 disebut Kulit O • n = 6 disebut Kulit P • n = 7 disebut Kulit Q

• In addition to size, an atomic orbital also has a specific shape.

• A second quantum number indexes the shapes of atomic orbitals. This quantum number is the azimuthal quantum number (l).

• The value of correlates with the number of preferred axes in a particular orbital and thereby identifies the orbital shape.

• According to quantum theory, orbital shapes are highly

restricted. These restrictions are linked to energy, so the value of the principal quantum number (n) limits the possible values of l.

Bilangan kuantum Azimut (l)

– Menunjukkan letak elektron dalam subkulit, serta juga menggambarkan jumlah subkulit.

– Nilai (l) adalah dari 0 sampai (n-1) untuk :

• n = 1 maka = 0  l = 0, disebut subkulit s

• n = 2 maka = 0, 1  l = 1, disebut subkulit p

• n = 3 maka = 0, 1, 2  l = 2, disebut subkulit d

• Jumlah sublevel/ subkulit yang terdapat pada suatu

tingkatan energi equal dengan prinsip bilangan kuantum.

• Contoh:

– tingkat energi kedua akan mempunyai 2 subkulit dan tingkat energi ketiga akan mempunyai 3 subkulit.

– Subkulit yang pertama disebut subkulit s. Yang kedua disebut subkulit p. Dan yang ketiga disebut subkulit d.

Bilangan kuantum magnetik (m)

– Menunjukkan orientasi orbital dalam ruangan dan juga menunjukkan banyaknya orbital pada subkulit.

– Untuk setiap l, harga m = -l sampai dengan +l.

– Contoh :

• l = 0 maka m = 0

• l = 1 maka m = -1, 0, +1

• l = 2 maka m = -2, -1, 0, +1, +2,

Bilangan kuantum spin (s)

– Menunjukkan arah putaran elektron dalam orbital. Pada orbital maksimum terdapat dua elektron

dengan arah yang berlawanan.

– Nilai s adalah -1/2 dan +1/2

– Karena elektron hanya mempunyai 2 nilai spin, maka suatu orbital atom tidak mungkin mengandung lebih dari 2 elektron.

• Subkulit dan Orbital

– Orbital merupakan suatu ruang yang ditempati maksimal sampai dengan 2 elektron.

– Setiap subkulit mempunyai jumlah orbital dan elektron yang berbeda.

• Cara yang mudah untuk menghitung jumlah elektron total yang terdapat dalam suatu tingkatan energi adalah 2n2.

Konfigurasi Elektron

• Merupakan susunan elektron dalam atom atau molekul.

• Suatu subkulit dituliskan dalam notasi” nxy_{”, dimana:}

– n melambangkan jumlah kulit atom

– x melambangkan subkulit atom

– y menunjukkan jumlah elektron pada subkulit atom

• Subkulit atom akan dituliskan berurutan sesuai dengan peningkatan energi.

• Contoh: Helium (He)

1

s

2

– Angka 1 menunjukkan prinsip bilangan kuantum (n) yang menggambarkan tingkatan energi.

– Huruf “s” merupakan bilangan kuantum momentum angular yang menggambarkan bahwa ada 2 elektron atom helium menempati orbital “s”.

– Eksponen 2 menunjukkan jumlah elektron total pada orbital atau subkulit.

• Untuk mengetahui susunan atom - atom tata ruang

elektron dalam atom perlu diikuti aturan sebagai berikut : a. Prinsip Aufbau

b. Prinsip Hund c. Prinsip Pauli

A. Prinsip Aufbau

• Bila suatu atom pada kondisi ‘ground state’ (energi orbitalnya paling rendah), konfigurasi elektronnya mengikuti prinsip Aufbau.

• Pengisian orbital atom oleh elektron sesuai dengan energi

relatifnya; orbital dengan energi lebih rendah akan terisi elektron lebih dahulu.

Contoh:

11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1

b. Prinsip Hund

• Berdasarkan susunan elektronnya: suatu atom stabil apabila orbitalnya terisi elektron penuh atau setengah penuh

• Subkulit d yang berisi setengah penuh atau penuh (5 elektron) akan lebih stabil dibandingkan subkulit s atau subkulit berikutnya.

• Hal ini dikarenakan energi yang dibutuhkan elektron

untuk mempertahankan elektron setengah penuh pada subkulit d lebih kecil daripada subkulit s yang penuh.

c. Prinsip Pauli

• Tidak ada dua elektron dalam suatu atom yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama.

• Bila 2 elektron dalam suatu atom memiiki nilai bilangan n, l dan m yang sama, maka kedua elektron tersebut pasti memiliki nilai bilangan s yang berbeda.

Contoh soal

• Buatlah list cara penulisan yang berbeda untuk

menuliskan bilangan-bilangan kuantum untuk elektron yang berada pada orbital 3p!

• Jawab:

(3, 1, -1, +1/2) (3, 1, -1, -1/2) (3, 1, 0, +1/2) (3, 1, 0, -1/2) (3, 1, 1, +1/2) (3, 1, 1, -1/2)

• Suatu atom oksigen mempunyai 8 elektron. Tuliskan keempat bilangan kuantum untuk masing-masing elektron pada ground state!

• Gambarkan diagram orbital untuk elemen Cr dan Cu!

• Tuliskan konfigurasi elektron untuk potassium dan kalsium!

• Oksigen 1s2 _2s2 _2p4 Elektron n l m s Orbital 1 1 0 0 +1/2 1s 2 1 0 0 -1/2 3 2 0 0 +1/2 2s 4 2 0 0 -1/2 5 2 1 -1 +1/2 6 2 1 0 + 1/2 2px_{, 2p}y_{, 2p}z 7 2 1 1 +1/2 8 2 1 -1 -1/2

•

Potasium (K)



19 elektron

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

1

•

Kalsium (Ca)



20 elektron

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

• 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

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 1s2 2s1_{. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama -}

1s2 _2s2_.

Level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu. B 1s2 _2s2 _2p x1 C 1s2 _2s2 _2p x1 2py1 N 1s2 _2s2 _2p x1 2py1 2pz1

• Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati orbital. O 1s2 _2s2 _2p x2 2py1 2pz1 F 1s2 _2s2 _2p x2 2py2 2pz1 Ne 1s2 2s2 2p_x2 2p_y2 2p_z2

Bentuk Geometri Molekul

 Struktur ruang suatu molekul dapat ditentukan

berdasarkan adanya Pasangan Elektron Ikatan (PEI) dan Pasangan Elektron Bebas (PEB) pada kulit

terluar atom pusat molekul tersebut

 Oleh karena antar elektron tersebut memiliki

muatan yang sejenis, maka akan terjadi gaya tolak-menolak

 Pasangan elektron tersebut akan cenderung

meminimumkan gaya tolak tersebut dengan cara membentuk suatu susunan tertentu (berupaya untuk saling menjauh)

 Teori yang dipakai untuk menjelaskan struktur ruang molekul adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi (VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion) yang disempurnakan dengan Teori Domain Elektron

 Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui penggabungan antar orbital senyawa kovalen atau kovalen koordinasi

 Bentuk molekul suatu senyawa dipengaruhi oleh bentuk orbital hibridanya

Bentuk dasar molekul (PEB & PEI)

• Linear (PEB+PEI=2)

• Trigonal planar (PEB+PEI=3)



Tetrahedral

(PEB+PEI=4)



Bipiramida trigonal



Oktahedral

dengan :

A

= atom pusat

I

= pasangan elektron ikatan

B

= pasangan elektron bebas

n

= jumlah PEI

m

= jumlah PEB

 Bentuk molekul linier

Dalam bentuk ini, atom-atom tertata pada 1 garis lurus. Sudut ikatannya adalah 1800

 Bentuk molekul segitiga datar / planar

Atom-atom dalam molekul, berbentuk segitiga yang tertata dalam bidang datar, 3 atom berada pada titik sudut segitiga sama sisi dan terdapat atom di pusat segitiga. Sudut ikatan antar atom yang mengelilingi atom pusat sebesar 1200

 Bentuk molekul tetrahedron

Atom-atom berada dalam suatu ruang piramida segitiga dengan ke-4 bidang permukaan segitiga sama sisi. Sudut ikatannya 109,50



Bentuk molekul trigonal bipiramida

Atom pusat terdapat pada bidang sekutu dari 2

buah limas segitiga yang saling berhimpit,

sedangkan ke-5 atom yang mengelilinginya

akan berada pada sudut-sudut limas segitiga

yang dibentuk. Sudut ikatan masing-masing

atom pada bidang segitiga = 120

0

sedangkan

sudut bidang datar dengan 2 ikatan yang



Bentuk molekul oktahedron

Adalah suatu bentuk yang terjadi dari 2 buah

limas alas segiempat, dengan bidang alasnya

berhimpit, sehingga membentuk 8 bidang

segitiga. Atom pusatnya terletak pada pusat

bidang segiempat dari 2 limas yang

Jumlah PEB Rumus Umum Bentuk Molekul Contoh 2 0 AI₂B₀ Linear BeCl₂ ; HgCl₂ 1 AI₂B₁ Planar bentuk V SO₂ ; O₃ 2 AI₂B₂ Bengkok H₂O 3 AI₂B₃ Linear XeF₂ 3 0 AI₃B₀ Trigonal planar BF₃ 1 AI₃B₁ Piramida trigonal NH₃ 2 AI₃B₂ Planar bentuk T ClF₃ ; BrF₃ 4 0 AI₄B₀ Tetrahedral CH₄ 1 AI₄B₁ Tetrahedron terdistorsi SF₄

2 AI₄B₂ Segiempat planar XeF₄

5 0 AI₅B₀ Bipiramida trigonal PCl₅

1 AI₅B₁ Piramida segiempat BrF₅ ; IF₅

Linear

Planar bentuk V /

bengkok

Piramida trigonal

Tetrahedral terdistorsi

Segiempat planar

Piramida

segiempat

Teori Domain Elektron

• Adalah suatu cara untuk meramalkan bentuk molekul

berdasarkan gaya tolak-menolak elektron pada kulit luar atom pusat

• Teori ini merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron.

• Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut :

– Setiap PEI ( baik itu ikatan tunggal, rangkap 2 maupun rangkap 3 ) berarti 1 domain.

Prinsip dasar TDE

– Antar domain elektron pada kulit luar atom pusat, saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri sedemikian rupa sehingga gaya tolaknya menjadi minimum.

– Urutan kekuatan gaya tolaknya : PEB – PEB > PEB – PEI > PEI – PEI

– Perbedaan gaya tolak ini terjadi karena PEB hanya terikat pada 1 atom saja, sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada PEI.

– Akibat dari perbedaan gaya tolak ini, maka sudut ikatan akan mengecil karena desakan dari PEB.

– Domain yang terdiri dari 2 atau 3 pasang elektron ( ikatan rangkap 2 atau 3 ) akan mempunyai gaya tolak yang lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari sepasang elektron.

Senyawa biner berikatan tunggal

Dirumuskan :

EV

= jumlah elektron valensi atom pusat

B

= jumlah PEB

I

= jumlah PEI ( jumlah atom yang terikat pada

atom pusat )

2

I

]

EV

[

Dengan demikian, tipe molekul dapat ditentukan dengan urutan sebagai berikut :

-Tentukan jumlah EV atom pusat.

-Tentukan jumlah domain elektron ikatan atau PEI ( I ). -Tentukan jumlah domain elektron bebas atau PEB ( B

Senyawa Biner Berikatan Rangkap

Dirumuskan :

EV

= jumlah elektron valensi atom pusat

B

= jumlah PEB

I ’

= jumlah elektron yang digunakan atom pusat

2

'I

]

EV

[

POCl

₃

•

Jumlah EV atom pusat (P ) = 5

•

Jumlah PEI ( I ) = 4; tetapi jumlah elektron

yang digunakan atom pusat = 3 x 1 ( untuk Cl

) + 1 x 2 ( untuk O ) = 5

•

Jumlah PEB ( B ) =

Teori Hibridisasi (Teori Ikatan Valensi)

•

Hibridisasi

adalah peristiwa pembentukan

orbital hibrida ( orbital gabungan ) yang

dilakukan oleh suatu atom pusat.

•

Orbital hibrida adalah beberapa orbital (

dalam suatu atom ) yang tingkat energinya

berbeda bergabung membentuk orbital baru

dengan tingkat energi yang sama guna