STRUKTUR ATOM, SISTEM
PERIODIK, DAN IKATAN KIMIA
BAB 1
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.
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
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).
Bohr berhasil merumuskan jari-jari lintasan dan energi elektron pada atom hidrogen sebagai berikut.
Energi elektron pada lintasan ke- n adalah: Bilangan kuantum (n) 1 2 3 4 dan seterusnya
C. Hipotesis Louis de Broglie
D. Azas Ketidakpastian Werner
Heisenberg
Menurut Heisenberg, tidak mungkin menentukan posisi dan
momentum elektron secara bersamaan dengan ketelitian tinggi.
Heisenberg merumuskan hubungan ketidakpastian momentum
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
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.
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).
Nilai l = 0 sampai dengan (n 1)
1. Orbital
s
Urutan-urutan tingkat energi
Urutan-urutan tingkat energi subkulit, 1s 2s23s4s 3d4p5sdan seterusnya sesuai
dengan arah garis berpanah
I. Bilangan Kuantum Spin dan
Azas Larangan Pauli
Azaz Larangan Pauli:
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
Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1
Sc (Z = 21) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
Na (Z = 11) : [Ne] 3s1
Elekron Valensi
Elektron valensi adalah elektron yang dapat digunakan untuk pembentukan ikatan kimia. Kulit valensi
Kulit valensi dan jumlah elektron valensi unsur-unsur Cl (Z = 17)
Cl (Z = 17)
Konfigurasi elektron Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p5 atau [Ne] 3s2 3p5
Kulit valensi: 3sdan 3p
A.Sistem Periodik dan Konfigurasi
Elektron
B. Blok
s
,
p
,
d
, dan
f
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.
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
2. Merumuskan Tipe Molekul
Tipe molekul ditentukan dengan cara sebagi berikut
• atom pusat dinyatakan dengan lambang A,
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)
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.
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.
C. Hibridisasi
Orbital Asal Orbital Hibrida Bentuk Orbital Hibrida Gambar
s, p sp linear
s, p, p sp2 segitiga sama sisi
s, p, p, p sp3 tetrahedron
s, p, p, p, d sp3d bipiramida trigonal
s, p, p, p, d,
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
E. Ikatan Hidrogen
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.
