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.

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

h = tetapan Planck = 6,63 × 10−34 J s

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.

r = n2 an 0

dengan n = 1, 2, 3, . . .

a = 0,53 Å (53 pm)R = tetapan (2,179 × 10−18 J)

E = − n

H

n2

RH

Energi elektron pada lintasan ke- n adalah:

Bilangan kuantum (n) 1 2 3 4 dan seterusnya

Lambang kulit K L M N dan seterusnya

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.

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)

Nilai m = − l, 0, hingga +l

1. Orbital s

G. Bentuk dan Orientasi Orbital

2. Orbital p

3. Orbital d

Urutan-urutan tingkat energi

Urutan-urutan tingkat energi subkulit, 1s−2s−2−3s−4s 3d−4p−5s dan seterusnya sesuai dengan arah garis berpanah

H. Atom dengan Banyak Elektron

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

Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1

Sc (Z = 21) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

Na (Z = 11) : [Ne] 3s1

Sc (Z = 21) : [Ar] 3d1 4s2

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)

Konfigurasi elektron Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p5 atau [Ne] 3s2 3p5

Kulit valensi: 3s dan 3p

Jumlah elektron valensi: 2 + 5 = 7

II. SISTEM PERIODIK

A.Sistem Periodik dan Konfigurasi Elektron

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

Golongan Utama

Elektron Valensi

Golongan Tambahan

Elektron Valensi

lA llA lllA lVA VA VlA VllA VllA

ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np1 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6

lllB lVB VB VlB VllB VlllB lB llB

(n − 1) d1ns2 (n − 1) d2ns2 (n − 1) d3ns2 (n − 1) d5ns1 (n − 1) d5ns2 (n − 1) d6, 7,8 ns2 (n − 1) d10ns1 (n − 1) d10 ns2

B. Blok s, p, d, dan f

Hubungan sistem periodik dengan konfigurasi elektron diringkaskan pada gambar

III. IKATAN KIMIA

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.

A. Geometri Molekul

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 IF3

AX E3 2

I

• •

• •

• •

• •• •I

F

• •• •

F

F

I

F

F

F

Langkah 1 Langkah 2 Langkah 3 Langkah 4Planar bentuk T

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 sp2 segitiga sama sisi

s, p, p, p sp3 tetrahedron

s, p, p, p, d sp3d bipiramida trigonal

s, p, p, p, d,

sp3d2 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.