BAB - 1STRUKTUR ATOM

SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA

A. STRUKTUR ATOM

Struktur atom menggambarkan bagaimana partikel-partikel penyusun atom (proton, elektron dan netron) berada di dalam atom. Kedudukan partikel – partikel tersebut berpengaruh terhadap sifat fisis dan kimia atom yang bersangkutan. Berkembang dugaan bahwa sifat tersebut berkaitan langsung dengan kedudukan elektron di sekitar inti atom atau konfigurasi elektron di sekitar inti atom.

Berawal dari percobaan Rutherford tentang hamburan sinar terhadap lempeng tipis logam, Rutherford berpendapat bahwa atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positip yang dikelilingi elektron pada lintasan tertentu.

Teori tersebut bertentangan dengan teori mekanika klasik dari Maxwell yang menyatakan bahwa bila partikel bermuatan bergerak maka akan memancarkan energi. Elektron merupakan partikel bermuatan, maka menurut Maxwell bila elektron bergerak mengelilingi inti juga akan memancarkan energi. Pemancaran energi ini mengakibatkan laju elektron semakin lambat dan akhirnya dapat tertarik ke inti atom. Pada kenyataannya tidak pernah terjadi elektron tertarik ke dalam inti atom. Dengan adanya kelemahan ini mendorong penelitian-penelitian lebih lanjut untuk menguak misteri susunan (struktur) partikel-partikel di dalam atom. Salah satu peneliitian yang cukup berhasil adalah penelitian yang dilakukan oleh Niels Bohr terhadap spektrum atom unsur dan berhasil menyusun teori atom berdasar spektrum atom hidrogen.

1. Spektrum Unsur dan Model Atom Niels Bohr.

Sinar matahari yang dilewatkan pada suatu prisma atau kisi (celah sempit) akan dapat terurai menjadi beberapa warna seperti yang terdapat pada pelangi. Mengapa sinar matahari dapat terurai menjadi beberapa warna?

Standar Kompetensi : 1. Mendeskripsikan struktur atom dan sifat-sifat periodik atom serta struktur molekul dan sifat-sifatnya.

Kompetensi Dasar :1.1.Menerapkanteori mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi

elektron dan diagram orbital serta menggunakannya pada penentuan letak unsur dalam tabel periodik.

1.2.Menerapkan teori domain elektron untuk meramalkan bentuk molekul dan menjelaskan hubungan antar molekul dengan sifatnya.

Ternyata sinar matahari merupakan gelombang elektromagnet yang terdiri dari beberapa panjang gelombang. Setiap warna yang terdapat pada sinar matahari merupakan satu gelombang elektromagnet dengan panjang gelombang tertentu. Menurut Mack Planck terdapat hubungan panjang gelombang dengan energi dari suatu gelombang elektromagnet yang diformulasikan oleh Planck

E = h v

dimana E = energi, v = frekwensi gelombang dan h = tetapan Planck Frekwensi gelombang (v) merupakan hasil kali antara panjang gelombang () dengan kecepatan gelombang (c),

v = csehingga energi dari suatu gelombang dapat dinyatakan sebagai,

sedangkan warna cahaya ditentukan oleh besarnya panjang gelombang, maka dengan demikian dapat diketahui energi dari masing-masing cahaya tersebut. Gambar 1.1. menunjukkan besarnya panjang gelombang dari gelombang elektromagnet yang telah dikenal.

Gambar. 1.1. Panjang Gelombang dan Frekwensi Gelombang elektromagnet

Apabila unsur dipanaskan maka akan membara dan selanjutnya memancarkan cahaya dengan warna tertentu. Uap natrium dan uap air raksi (merkurium) bila dipanaskan akan menghasilkan warna kuning dan dimanfaatkan untuk lampu penerangan jalan yang berwrna kuning (lampu merkuri). Percobaan yang dilakukan dengan cara membakar kristal garam klorida dari unsur alkali tanah (LiCl, NaCl, KCl) dan kristal garam yang lain menunjukkan bahwa setiap unsur akan memancarkan cahaya dengan warna tertentu, dan itu berarti setiap unsur hanya akan menghasilkan gelombang elektromagnet dengan panjang gelombang tertentu (gambar 1.2.). Hal ini berbeda dengan cahaya yang dihasilkan oleh sinar matahari yang akan menghasilkan spektrum yang lengkap. Spektrum lengkap yang dihasilkan

40

oleh cahaya matahari dikenal sebagai spektrum kontinyu, sedangkan spektrum yang dihasilkan oleh unsur hanya mengandung beberapa garis warna yang terpisah satu sama lain sehingga dikenal sebagai spektrum garis. Gambar 1.3. menunjukkan perbedaan spektrum kontinyu dari sinar matahari dengan spektrum garis dari beberapa unsur.

Gambar 1.2. Warna cahaya yang dihasilkan pada pemanasan beberapa logam alkali

dan spektrum kontinyu serta spektrum garis dari beberapa unsur.

41

Menurut Niels Bohr terjadinya spektrum pada unsur akibat dari adanya perpindahan elektron, untuk itu Niles Bohr mengamati spektrum atom hidrogen yang hanya mempunyai sebuah elektron. Asumsi dari pengamatan ini adalah bahwa dengan hanya ada sebuah elektron maka akan lebih mudah mengamati bagaimana elektron tersebut mengalami perpindahan.

Gambar.3.4. Spektrum atom hidrogen

Hasil pengamatan Niels Bohr terhadap spektrum hidrogen menunjukkan bahwa terdapat tiga garis warna. Terjadinya garis warna tersebut dijelaskan oleh Niels Bohr karena adanya eksitasi elektron yang tidak stabil akibat menyerap energi. Keadaan tidak stabil ini segera akan menjadi stabil bila elektron tersebut kembali ke kondisi energi sebelumnya sambil memancarkan gelombang elektromagnet dengan energi tertentu yaitu sebagai garis-garis warna.

42

Gambar.3.5. Eksitasi elektron

Dari perhitungan Niels Bohr didapatkan bahwa terdapat kesesuaian antara warna yang dihasilkan pada spektrum hidrogen merupakan selisih besarnya energi yang dimiliki elektron sebelum dan sesudah mengalami eksitasi,

Kedudukan elektron pada tingkat-tingkat energi tersebut selanjutnya dianggap sebagai tingkat energi elektron atau kulit elektron. Berdasarkan hal tersebut maka Niels Bohr beranggapan bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut tingkat energi, dan selama elektron mengelilingi inti atom tidak terjadi perubahan energi. Pendapat tersebut dikenal dengan postulat Bohr.Atas dasar postulat ini maka Niekls Bohr menyusun teori atom sebagai berikut :1). Elektron – elektron bergerak mengelilingi inti atom, dan selama

mengelilingi inti atom elektron tidak kehilangan energinya. Lintasan elektron selama mengelilingi inti berbetuk lingkaran yang disebut orbit.

2). Energi elektron pada orbit tersebut ditentukan oleh jarak elektron terhadap inti atom, semakin jauh dari inti atom energi elektron semakin tinggi.

3). Hanya pada orbit dengan tingkat energi tertentu itulah elektron dapat mengelilingi inti, atau dengan kata lain tingkat energi orbit terkwantisasi.

4). Elektron dapat berpindah dari tingkat energi rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi jika menyerap energinya yang cukup.

5). Elektron dapat berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi ke tingkat energi yang lebih rendah dengan melepaskan energi tertentu.

6). Tingkat energi lintasan elektron tersebut merupakan kelipatan dari suatu bilangan bulat dari 1 sampai dengan tak terhingga, yang disebut dengan bilangan kuantum

Teori atom Bohr telah berhasil menjelaskan terjadinya spektrum atom hidrogen dan atom-atom yang mempunyai elektron tunggal, tetapi gagal menjelaskan terjadinya spektrum dari atom yang ber-elektron banyak.

2. Model Atom Mekanika Gelombang

43

Kelemahan dari model atom Bohr dapat dijelaskan oleh Louis Victor de Broglie dengan teori dualisme partikel gelombang, de Broglie menyarankan bahwa jika cahaya dalam banyak kasus dapat dijelaskan perilakunya dengan menganggapnya sebagai materi, maka pada kasus-kasus tertentu partikel seharusnya dapat dianggap sebagai gelombang. Dengan anggapan tersebut de Broglie dapat menurunkan suatu persamaan yang dapat untuk menentukan panjang gelombang partikel yang bergerak sebagai gelombang. Jadi elektron mempunyai sifat sebagai partikel sekaligus sebagai gelombang (dualisme partikel-gelombang).

Bukti eksperimen pola difraksi dari elektron membenarkan adanya anggapan dualisme partikel gelombang, sebab gejala difraksi hanya dapat dijelaskan dengan mengganggap elektron sebagai gelombang.

Dengan adanya sifat dualisme tersebut lintasan elektron tidak lagi merupakan suatu garis melingkar seperti yang digambarkan Niels Bohr. Pola lintasan elektron mengikuti pola gelombang diam. (Gambar 6.1)

Erwin Schrodinger menerapkan matematika untuk menjelaskan pola gelombang partikel yang bergerak, terutama diterapkan pada gerakan elektron atom hidrogen. Matematika terapan yang disusun oleh Schrodinger tersebut selanjutnya dikenal dengan mekanika kuantum.

Dari mekanika kuantum tersebut didapat suatu fungsi matematika dan disebut sebagai fungsi gelombang (ψ =psi). Fungsi gelombang ini mendiskripsikan bentuk ruang dan energi yang dimungkinkan dari gerakan elektron dalam atom. Bentuk ruang dan energi dari gerakan gelombang dari elektron ini disebut orbital. Istilah orbital disini berbeda dengan istilah orbit dari Niels Bohr, orbital mengandung arti suatu ruangan tiga dimensi sedangkan orbit mengarah pada ruang dua dimensi.

Orbital merupakan tingkat energi dari suatu ruang yang mempunyai peluang terbesar untuk menemukan elektron di sekitar inti atom.

Penyelesaian persamaan gelombang dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga bilangan yang mencirikan orbital elektron. Tiga bilangan ini disebut dengan bilangan kuantum, yang terdiri dari bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimut dan bilangan kuantum magnetik.

44

Gambar.3.6. Lintasan gelombang dari elektron

a. Bilangan Kuantum Utama (n)Bilangan kuantum utama menentukan besarnya tingkat energi suatu elektron yang mencirikan ukuran orbital. Bilangan kuantum utama ini pernah diusulkan oleh Niels Bohr dan hanya disebut dengan bilangan kuantum saja.Bilangan kuantum utama (n) dapat berharga 1, 2, 3, ….. dan seterusnya sampai tak terhingga. Selain itu harga n biasanya disesuaikan dengan tingkat energi dan kulit-kulit elektron pada teori atom Bohr. Contoh :

n = 1 elektron berada pada kulit K, n = 2 elektron berada pada kulit Ln = 3 elektron berada pada kulit M dan seterusnya

b. Bilangan Kuantum Azimut ()

Mekanika gelombang meramalkan bahwa setiap kulit (tingkat energi) kulit tersusun dari beberapa sub kulit (sub-tingkat energi) yang masing-masing sub kulit tersebut dicirikan oleh bilangan kuantum azimut () yang juga disebut bilangan kuantum orbital, sebab bilangan kuantum ini menentukan bentuk ruang orbital dan besarnya momentum sudut elektron.

Bilangan kuantum azimut mempunyai harga dari 0 sampai dengan (n-1) untuk setiap n, dan menunjukkan letak elektron dalam sub kulit. Setiap kulit terdiri dari sub-kulit (jumlah sub-kulit tidak sama untuk setiap kulit elektron), dan setiap sub-kulit dilambangkan berdasar pada harga bilangan kuantum azimut ( ). Untuk setiap sub-kulit diberi lambang berdasarkan harga bilangan kuantum , Sub-kulit yang mempunyai harga = 0 diberi lambang s Sub-kulit yang mempunyai harga = 1 diberi lambang p Sub-kulit yang mempunyai harga = 2 diberi lambang d Sub-kulit yang mempunyai harga = 3 diberi lambang f lambang s, p d, dan f diambil dari nama spektrum yang dihasilkan oleh logam alkali dari Li s.d. Cs. yang terdiri dari empat deret yaitu tajam (Sharp), utama (principal), kabur diffuse) dan dasar (fundamental). Untuk harga selanjutnya (jika mungkin) digunakan lambang huruf berikutnya yaitu g, h, i dan seterusnya.

Terdapat hubungan yang jelas antara kulit dan jumlah sub kulit seperti tampak pada tabel 6.1.

45

Gambar 3.7. Bilangan Kuantum n atom Bohr.

Tabel 6.1. Hubungan jumlah sub kulit dengan kulitKulit Bilangan

kuantum utama

(n)

Bilangan Kuantum

azimut yang mungkin

Jenis Sub-kulit

Jumlah sub -kulit

K 1 0 1s 1L 2 0 2s 21 2p

M 30 3s

31 3p2 3d

N 40 4s

41 4p2 4d3 4f

Tingkat energi (Kulit) ke n akan memiliki jumlah sub tingkat energi (sub kulit) sebanyak n.

c. Bilangan kuantum Magnetik ( ml )

Bilangan kuantum magnetik menentukan arah orientasi dari orbital di dalam ruang. Untuk setiap nilai l akan memberikan nilai ml antara –l sampai dengan +l,

Untuk harga l = 0 hanya ada sebuah harga m yaitu = 0Untuk harga l = 1 mempunyai tiga harga m yaitu = - 1, 0 dan +1Untuk harga l = 2 mempunyai lima harga m yaitu = - 2, - 1, 0, +1 dan +2

Ketiga bilangan kuantum yang saling terkait tersebut dapat diambil suatu pengertian sebagai alamat keberadaan elektropn di sekitar inti atom. Bisa dianalogikan bahwa nilai n menandakan kedudukan siswa didalam satu tingkatan kelas, misalnya n = 3 menandakan siswa tersebut duduk di kelas 3, dan menandakan jurusan (program pilihan) , misalnya = 1 menandakan siswa tersebut merupakan kelas IPA dan misalnya m = +1 berarti kelas IPA-1, Jadi alamat siswa tersebut di kelas III IPA-1.

d. Bilangan Kuantum Spin ( s atau ms)

46

Bilangan kuantum spin merupakan bilangan kuantum yang terlepas dari pengaruh momentum sudut, hal ini berarti bilangan kuantum spin tidak berhubungan secara langsung dengan tiga bilangan kauntum yang lain.

Bilangan kuantum spin bukan merupakan hasil dari penyelesaian persamaan gelombang, tetapi diajukan oleh SA Goudsmit dan SE Uhlenbeck yang mendapatkan adanya sepasang garis spektrum halus dari setiap satu garis spektrum bila diuraikan dengan spektroskopi yang lebih teliti.

Diduga sepasang garis spektum halus tersebut diakibatkan oleh adanya perputaran (spin) elektron pada sumbunya selama elektron mengelilingi inti. Dapat diandaikan bumi berotasi pada sumbunya selama mengelilingi matahari.Berasar hal tersebut diusulkan adanya bilangan kuantum spin untuk menandai arah putaran (spin) elektron pada sumbunya. Setiap elektron dapat berputar pada sumbunya sesuai dengan arah jarum jam atau berlawanan arah dengan jarum jam, maka probabilitas elektron berputar searah jarum jam adalah ½ , dan probabilitas berputar berlawanan dengan jarum jam juga mempunyai harga ½ . Untuk membedakan arah putarnya maka diberi tanda negatif dan positip. Jadi bilangan kuantum spin hanya ada dua macam yaitu + ½ atau – ½ .

e. Bentuk OrbitalSetiap orbital mempunyai ukuran, bentuk dan arah orientasi ruang yang ditentukan oleh bilangan kuantum n, dan m. Orbital - orbital tersebut bergabung membentuk suatu sub-kulit dan sub-kulit bergabung membentuk kulit atau tingkat energi.

Sub kulit s tersusun dari sebuah orbital dengan bilangan kuantum = 0 dan mempunyai ukuran yang berbeda tergantung harga bilangan kuantum n (bagian dari kulit yang mana). Probabilitas (kebolehjadian) untuk menemukan elektron pada orbital s adalah sama untuk ke segala arah, maka bentuk ruang orbital s digambarkan seperti bola.

Gambar 3.8. Bentuk Orbital s

Sub kulit p tersusun dari tiga orbital dengan bilangan kuantum = 1. Tiga orbital p tersebut adalah orbital px, py dan pz. Bentuk ruang orbital p digambarkan seperti dumbell dengan probabilitas untuk menemukan elektron semakin kecil bila mendekati inti.

47

Gambar 3.9. Bentuk Orbital p

Sub kulit d tersusun dari lima orbital yang mempunyai bilangan kuantum = 2 Arah orientasi dari orbital d dapat dibedakan menjadi dua kelompok yaitu, mempunyai orientasi diantara sumbu terdiri dari 3 orbital yaitu, dx-y ,

dx-z , dy-z mempunyai orientasi pada sumbu terdiri dari 2 orbital yaitu, dx2- y2 dan

dz2

3. Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron menggambarkan penataan elektron – elektron dalam suatu atom. Konfigurasi elektron adalah khas untuk suatu atom misalnya tingkat energi dari sub kulit 1s bagi atom Na adalah tidak sama dengan tingkat energi 1s bagi atom Mg. Meskipun demikian terdapat suatu aturan yang bersifat umum dalam memperkirakan penataan elektron dalam suatu atom.

a . Aturan AufbauAufbau berasal dari kata bahasa Jerman yang berarti membangun. Menurut aturan Aufbau elektron di dalam suatu atom sedapat mungkin memiliki energi yang rendah, dengan demikian maka elektron-elektron tersebut menempati orbital – orbital yang energinya rendah. Besarnya tingkat energi elektron dapat diketahui dari penjumlahan harga bilangan kuantum utama dan azimut ( n + l )Orbital yang mempunyai harga n + l lebih besar akan mempunyai tingkat energi yang lebih tinggi dan sebaliknya bila n + l kecil tingkat energinya

48

mengarah diantara sumbu

mengarah pada sumbu

Gambar 3.10. Orbital d

juga kecil. Untuk harga n+l yang sama maka orbital dengan harga n lebih besar akan mempunyai tingkat energi yang besar.

Tabel 6.2. menunjukkan harga ( n+ l) dan urutan tingkat energi dari masing-masing orbital pada setiap kulit elektron dari suatu atom.

Tabel 6.2. Harga (n+ l) dan tingkat energi sub-kulitsub kulit 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

n + l 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7

Berdasar tabel tersebut, maka urutan tingkat energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi adalah sebagai berikut:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 4p .... dan seterusnya.

Cara lain untuk mengetahui urutan tingkat energi adalah dengan menggunakan deret pancaran cahaya seperti berikut.

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d

7s 7p

b . Larangan PauliLarangan Pauli atau eksklusi Pauli menyatakan bahwa di dalam satu atom tidak boleh terdapat dua elektron dengan empat bilangan kuantum yang sama. Orbital yang sma akan mempunyai bilangan kuantum n, l dan ml yang sama dengan demikian yang bisa membedakan hanya bilangan kuantum spin (s) akibatnya setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang berlawanan.

49

Dengan adanya larangan Pauli ini maka elektron yang dapat menempati suatu sub kulit terbatas hanya dua kali dari jumlah orbitalnya, maka jumlah maksimum elektron adalah sebagai berikut, sub kulit s terdiri dari 1 orbital dapat ditempati maksimum 2 elektron sub kulit p terdiri dari 3 orbital dapat ditempati maksimum 6 elektron sub kulit d terdiri dari 5 orbital dapat ditempati maksimum 10 elektron

Dengan menggunakan dua aturan tersebut dapat digambarkan konfigurasi elektron dari suatu atom.

Contoh :Konfigurasi elektron untuk atom 20Ca dan 26Fea. 21 Sc : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

b. 25 Mn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Konfigurasi elektron dari gas mulia dapat dipergunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron dari atom – atom yang mempunyai jumlah elektron ( bernomor atom ) besar. Berikut ini adalah konfigurasi elektron dari gas-gas mulia:

1. 2He : 1s2

2. 10Ne : 1s2 2s2 2p6 3. 18 Ar : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4. 36 Kr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

5. 54 Xe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

Perhatikan cara menyingkat berikut :a. 4Be : 1s2 2s2 disingkat menjadi 4Be : [He] 2s2

b. 19K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 disingkat menjadi

19 K : [Ar] 4s1

a. 15 P : [Ne] 3s2 3p3

b. 30 Zn : [Ar] 4s2 3d10

c. 33 As : [Ar] 4s2 3d10 4p3

Penyingkatan ini memberikan kemudahan di dalam menentukan elektron valensi dan diagram orbital dari suatu atom. Elektron valensi dan diagram orbital ini akan sangat berguna didalam mempelajari ikatan kimia.Elektron valensi suatu atom adalah elektron – elektron yang terlibat di dalam pembentukan ikatan kimia, biasanya merupakan elektron yang dim luar konfigurasi gas mulia.Contoh :

Atom 15P dengan konfigurasi elektron [Ne]3s2 3p3 mempunyai 5 elektron valensi yaitu elektron 3s2 dan 3p3

Atom 26Fe dengan konfigurasi elektron [Ar] 4s2 3d6 mempunyai 6 elektron valensi yaitu elektron 4s2 dan 3d6

50

Diagram orbital menunjukkan sebaran elektron dalam orbital – orbital pada suatu atom. Penggambaran diagram orbital pada umumnya menggunakan kotak yang mewakili jumlah orbital pada setiap sub kulit disertai dengan tanda panah ↑ atau ke bawah ↓ yang menggambarkan spin elektron. Diagram orbital umumnya hanya diambil pada elektron valensi.

Contoh : Atom 1H : 1s1 1s1

diagram orbitalnya adalah :

Atom 17Cl : [Ne] 3s2 3p5 3s2 3p5

diagram orbitalnya adalah :

c . Aturan Hund

Seperti dikemukakan di atas bahwa setiap sub kulit(kecuali sub kulit s) tersusun atas beberapa orbital dengan energi setingkat, dengan demikian elektron dimungkinkan menempati orbital di mana saja. Sebagai contoh pada atom 5B dengan konfigurasi 1s2 2s2 2p1, sebuah elektron yang terdapat pada sub kulit p dapat menempati orbital px, py atau pz sebab ketiganya mempunyai tingkat energi yang sama. Ketiga kemungkinan tersebut dapat digambarkan diagram orbitalnya sebagai berikut:

5B : [He] 2s2 2p1Kemungkinan

pertama2s

22px

12px

02pz

0

Diagram orbital

Kemungkinan kedua2s

22px

02py

12pz

0

Diagram orbital

Kemungkian ketiga2s

22px

02py

02pz

1

Diagram orbital

Untuk elektron – elektron yang menempati sub kulit dengan jumlah orbital lebih dari satu (misalnya sub kulit p atau d) maka kemungkinannya akan lebih banyak lagi, misalnya atom karbon akan mempunyai 15 kemungkinan penyebaran elektron pada orbital baik yang berisi 2 atau 1 elektron. Berdasar pengamatan spektrum menunjukkan bahwa yang paling rendah energinya (paling stabil) bila elektron – elektron tersebut tersebar ke semua orbital dengan spin yang sejajar (spin sama), aturan ini dikenal dengan Aturan Hund.

Contoh :

51

↑

↑ ↑↓

↑↓

↑

7C : [He] 2s2 2p3 diagram orbitalnya adalah:

2s2 2px1

2py1

2pz1

lebih stabil (yang terpilih)

2s22px

12py

12pz

1

Kurang stabil

2s22px

22py

02pz

0

Kurang stabil

16S : [Ne] 3s2 3p4 diagram orbital yang paling stabil adalah

3s22px

22py

12pz

1

Kurang stabil

d . Beberapa Penyimpangan dari Aturan Umum

Seperti dijelaskan sebelumnya bahwa konfigurasi elektron suatu atom adalah khas, sehingga terdapat beberapa atom yang konfigurasinya menyimpang dari aturan – aturan umum tersebut, misalnya 24Cr : [Ar] 4s2 3d4 kurang stabil , maka berubah menjadi [Ar] 4s1 3d5

29Cu: [Ar] 4s2 3d10 kurang stabil, maka berubah menjadi [Ar] 4s1 3d9

46Pd : [Kr] 5s2 4d8 kurang stabil, maka berubah menjadi [Kr] 4d10

47Ag : [Kr] 5s2 4d9 kurang stabil, maka berubah menjadi [Kr] 5s14d10

Penyimpangan tersebut diketahui dari gambaran spektrumnya yang lebih cocok bila konfigurasi elektronnya digambarkan seperti yang menyimpang tersebut.Adanya penyimpangan tersebut diperkirakan adanya perbedaan tingkat energi yang sangat kecil antara sub kulit 3d dan 4s serta antara 4d dan 5s pada masing-masing atom tersebut dan bahkan untuk atom Pd energi 4d ternyata memang lebih rendah daripada 5s dimana hal tersebut tidak berlaku pada atom-atom yang lain.

Penyimpangan konfigurasi elektron juga ditunjukkan oleh adanya peristiwa eksitasi, misalnya atom 6C : [He] 2s2 2p2 akan dapat mempunyai konfigurasi elektron [He] 2s2 2p1 4p1 karena sebuah elektron dari 2p mengalami eksitasi ke orbital 4p.

f. Konfigurasi IonElektron dapat terlepas dari suatu atom netral karena adanya pengaruh energi dari luar sehingga atom tersebut akan berubah menjadi atom netral.

52

Elektron yang terlepas umumnya merupakan elektron yang terdapat pada kulit terluar.

contoh : Atom 26Fe mengalami ionisasi menjadi ion Fe2+ maka konfigurasi

elektronnya akan berubah dari,26Fe: [Ar] 4s2 3d6 menjadi Fe2+ : [Ar] 3d6

Energi yang diperlukan untuk agar elektron dapat terlepas dari atom disebut dengan energi ionisasi. Pada ionisasi pertama diperlukan energi yang lebih kecil dibandingkan pada ionisasi ke-dua, dan energi ionisasi ke-tiga akan lebih tinggi daripada energi ionisasi ke-dua dan seterusnya, akan tetapi perbedaan perubahan energi tersebut tergantung dari posisi elektron yang dilepas.

Contoh :Atom 11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 mempunyai energi ionisasi pertama sampai ke – 11 dengan keteraturan yang sesuai dengan posisi elektron yang dilepaskan.

Elektron ke

Reaksi ionisasi Jenis elektron yang dilepas

Energi Ionisasi(kJ/mol)

123456789

1011

Na(g) Na+(g) + eNa+(g) Na2+(g) + eNa2+(g) Na3+(g) + eNa3+(g) Na4+(g) + eNa4+(g) Na5+(g) + eNa5+(g) Na6+(g) + eNa6+(g) Na7+(g) + eNa7+(g) Na8+(g) + eNa8+(g) Na9+(g) + eNa9+(g) Na10+(g) + eNa10+(g) Na11+(g) + e

1s1

1s2

2s1

2s2

2p1

2p2

2p3

2p4

2p5

2p6

3s1

496456369139544

1335216611201152549128934

141367159079

Dari contoh tersebut terlihat bahwa kenaikan besarnya energi ionisasi akan sangat tinggi bila menginjak pada kulit yang berbeda ( dari 1s2 ke 2s1) atau menginjak pada sub kulit yang berbeda ( dari 2s2 ke 2p1)

53

Latihan 6.1

1. Sebutkan kelemahan teori atom Rutherford sehingga membawa Niels Bohr menyelidiki spektrum atom hidrogen ?

2. Asumsi – asumsi apa saja yang dikemuka-kan Niels Bohr dalam menyusun teori atomnya. atas dasar apa Niels Bohr menyusun teori atom tersebut ?

3. Apa kelemahan teori atom Bohr jelaskan !4. Elektron mempunyai dualisme sifat sebagai partikel dan gelombang. Apa

maksudnya dualisme sifat tersebut ?5. Bukti apakah yang menunjukkan bahwa elektron mempunyai sifat

gelombang ?6. Sebutkan jenis bilangan kuantum dan mencirikan apakah bilangan –

bilangan kuantum tersebut ?

7. Tentukan harga bilangan kuantum n, , m dan s yang mungkin dari elektron yang menempati sub kulit 3p!

8. Diketahui elektron A mempunyai bilangan kuantum n = 3, = 1 dan m = -1 dan elektron B mempunyai bilangan kuantum n = 2, = 1 dan m = -1.(a). Apakah elektron tersebut menempati orbital yang sama ? Jelaskan(b). Elektron manakah yang mempunyai tingkat energi lebih tinggi?

9. Buatlah konfigurasi elektron dari atom-atam berikut, kemudian tentukan berapa orbital yang terisi elektron dan berapa elektron yang tidak berpasangan.(a). 27Co(b). 19K(c). 44Ru(d). 56Ba(e). 34Se

10.Tentukan konfigurasi elektron dari ion V3+ jika nomor atom V = 23. Buatlah diagram orbital untuk ion V3+ tersebut

B. SISTEM PERIODIK DAN KONFIGURASI ELEKTRON

Sistem periodik unsur disusun berdasarkan pengamatan sifat kimia dan sifat fisis unsur – unsur . Unsur yang mempunyai sifat kimia dan sifat fisis diletakkan dalam satu golongan. Pada waktu disusun sistem periodik ini konfigueasi elektron belum diketemukan, tetapi ternyata terdapat suatu hubungan yang sangat jelas tanpak antara sistem periodik dengan konfigurasi elektron.

54

Gambar 3.11. Sistem Periodik Unsur-Unsur

Untuk mengetahui hubungan tersebut dapat diambil beberapa contoh konfigurasi elektron dari beberapa unsur pada beberapa golongan sebagai berikut,

Unsur pada Golongan IA dan IIAKonfigurasi elektron unsur – unsur golongan IA dan IIA mempunyai konfigurasi elektron,

Unsur Golongan IA Konfigurasi elektron Unsur

Golongan IIAKonfigurasi

elektron3Li

11Na19K37Rb

[He] 2s1

[Ne] 3s1

[Ar] 4s1

[Kr] 5s1

4Be12Mg20Ca38Sr

[He] 2s2

[Ne] 3s2

[Ar] 4s2

[Kr] 5s2

Semua unsur golongan IA konfigurasi elektron valensinya adalah ns1 daimana n adalah nomor periode dalam sistem periodik dimana unsur tersebut terdapat, sedangkan unsur-unsur golongan IIA elektron valensinya ns2

diamana n adalah nomor periode dalam sistem periodik dimana unsur tersebut berada. Karena unsur – unsur golongan IA dan IIA mempunyai elektron valensi yang berada pada sub kulit s maka golongan IA dan IIA disebut unsur blok s.

Unsur pada Golongan IIIA sampai dengan VIIIABila diperhatikan dengan cara yang sama untuk unsur – unsur golongan IIIA sampai dengan unsur – unsur golongan VIIIA , akan terlihat bahwa elekron valensi-nya akan menempati sub kulit p. Berdasar hal tersebut maka unsur-unsur golongan IIIA sampai dengan golongan VIIIA disebut dengan unsur blok p.

Unsur – unsur yang terletak pada golongan IIIA elektron valensi –nya np1 Unsur – unsur yang terletak pada golongan IVA elektron valensi-nya np2

55

Unsur – unsue yang terletak pada golongan VA mempunyai elektron valensi np3

unsur – unsur yang terletak pada golongan VIA mempunyai elektron valensi np4

Unsur –unsur yang teletak pada golongan VIIA mempunyai elektron valensi np5

Unsur – unsur yang terletak pada gplongan VIIIA elektron valensinya np6

Unsur pada Golongan IB -VIIIB mempunyai elektron valebsi (n-1)dxnsy dan dikenal sebagai unsur blok d . Unsur – unsur pada deret Lantanida dan Aktinida elektron valensi-nya (n-2)fx(n-1)d10 ns2 dan dikenal dengan unsur blok f.

Jadi apabila digamarkan secara umum maka unsur-unsur pada blok s pengisian elektronnya berakhir pada sub kulit s, unsur blok p pengisian elektronnya berakhir pada sub kulit p, unsur blok d pengisian elektronnya berakhir pada sub kulit d dan unsur blok f pengisian elektronnya berakhir pada sub kulit f.

Gambar.3.12. Pembagian Blok dalam SPU

Dari pengamatan tersebut maka konfigurasi elektron suatu unsur dapat digunakan untuk meramalkan letak unsur tersebut didalam sitem periodik unsur, dengan pedoman sebagai berikut,

1. Menetukan letak golongan

56

Letak golongan suatu unsur dalam sitem periodik dapat diramalkan dari sub kulit terakhir yang berisi elektron Jika konfigurasi elektron berakhir pada sn maka unsur tersebut pada

golongan nA. Jika konfigurasi elektron berakhir pada pn maka unsur tersebut

terdapat pada golongan (n+2) A Jika konfigurasi elektron berakhir pada dn maka unsur tersebut

terdapat pada golongan (n+2) B Jika konfigurasi elektron berakhir pada fn maka unsur tersebut

terdapat pada lantanida dan aktinida.

2. Menentukan letak periodeLetak unsur dalam periode dapat diramalkan dari jumlah kulit elektron dari unsur tersebut, jumlah kulit ditandai dengan angka di depan sub kulit yang terbesar, jadi bila konfigurasi terakhir ns, np, (n-1)d ns2, (n-2)f(n-1)d10ns2 berarti unsur tersebut pada periode n.

Contoh :a . Tentukan letak unsur 15P, 25Mn, 56Ba di dalam sistem periodik unsur.

Penyelesaian :15P : [Ne] 3s2 3p3 (blok p : antara IIIA sampai VIIIA)

berakhir pada 3p3 berarti pada golongan (3+2) A VA jumlah kulit elektronnya 3 berarti periodenya : 3

23V : [Ar] 3d5 4s2 (blok d : antara IB sampai VIIIB) berakhir pada 3d54s2 pada golongan (5+2)B VIIB jumlah kulit elektronnya 4 berarti periodenya : 4

56Ba : [Xe] 5s2 ( blok s : golongan IA atau IIA) berakhir pada 5s2 berarti pada golongan IIA jumlah kulit elektronnya 5 periodenya : 5

b . Suatu unsur terdapat pada golongan VIIA periode 4. Bagaimana konfigurasi elektronnya.Penyelesaian :Pada golongan VIIA berarti pada blok p maka terakhir sub kulit p, dan karena golongan VII berarti sub kulit p berisi 3 elektron np5.pada periode 4 berarti harga n = 4 jadi konfigurasi elektron berakhir pada 4p5 . Periode 4 merupakan periode setelah gas mulia Ar. Jadi konfigurasi elektron dari unsur tersebut adalah : [Ar] 3d10

4s2 4p5.

Adanya hubungan antara konfigurasi elektron dengan letak unsur pada sistem periodik akhirnya dapat disimpilkan pula bahwa sifat – sifat suatu unsur ditentukan oleh konfigurasi elektronnya. Unsur dengan konfigurasi elektron yang mirip akan mempunyai sifat yang mirip.

Latihan 6.2. 1. Dengan tanpa melihat sistem periodik unsur, tentukan letak unsur – unsur

berikut,a . 26A c. 53C

57

b . 37B d. 48D2. Suatu unsur di dalam sistem periodikterdapat pada golongan VIA periode

4, tentukanlah konfigurasi elektron unsur tersebut.3. Ion X3+ mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 3d5 , tentukan letak unsur

tersebut di dalam sistem periodik unsur

C. IKATAN KIMIA

Ikatan kimia terjadi akibat adanya gaya-gaya yang bekerja pada partikel penyusun suatu zat (molekul, ion atau atom). Gaya yang bekerja pada partikel – partikel tersebut dapat terjadi antara atom yang satu dengan atom yang lain dalam suatu molekul, antar ion postip dengan ion negatif atau antara molekul yang satu dengan molekul yang lain ( sering disebut gaya antar molekul ).

Bagaimana ikatan antara atom-atom dalam senyawa kovalen dan antara ion-ion dalam senyawa ion telah dibahas pada bab terdahulu ( Buku jilid I). Pada bagian ini pembahasan dititik beratkan pada pengaruh ikatan terhadap bentuk molekul dan sifat-sifat zat terutama sifat fisi.

1. Bentuk Molekul

Bentuk molekul menggambarkan kedudukan atom-atom di dalam suatu molekul, kedudukan atom-atom dalam ruang tiga dimensi dan besarnya sudut-sudut ikatan yang dibentuk dalam suatu molekul, ikatan yang terjadi pada molekul tersebut dibentuk oleh pasangan - pasangan elektron. Penjelasan bentuk molekul dapat menggunakan berbagai pendekatan, misalnya teori orbital bastar (hibridisasi orbital), teori medan kristal (Cristal field theory) dan teori tolakan pasangan kulit valensi (Valence Shell Electron Pair Repulsion atau VSEPR). Teori VSEPR nampaknya lebih mudah digunakan dalam menjelaskan bentuk molekul – molekul sederhana, sehingga pada pembahasan selanjutnya akan digunakan teori VSEPR ini.Menurut VSEPR meskipun kedudukan pasangan elektron dapat tersebar diantara atom – atom tersebut tetapi secara umum terdapat pola dasar kedudukan pasangan – pasangan elektron akibat adanya gaya tolak menolak yang terjadi antara pasangan elektron – elektron tersebut.Atom – atom di dalam berikatan untuk membentuk molekul melibatkan elektron – elektron pada kulit terluar, dan pada senyawa kovalen elektron-elektron tersebut akan membentuk pasangan elektron bersama. Oleh sebab itu bentuk molekul ditentukan oleh kedudukan pasangan – pasangan elektron tersebut.

58

Di dalam molekul senyawa umumnya terdapat atom yang dianggap sebagai atom pusat, misalnya pada senyawa H2O sebagai atom pusatnya adalah atom oksigen dan pada molekul PCl3 atom fosfor sebagai atom pusatnya. Pasangan elektron yang berada disekitar atom pusat dapat dibedakan menjadi pasangan elektron ikatan (p.e.i) dan pasangan elektron bebas (p.e.b). Pasangan elektron bebas mempunyai gaya tolak yang lebih besar daripada pasangan elektron ikatan. Adanya gaya tolak yang kuat pada pasangan elektron bebas ini mengakibatkan pasangan elektron bebas akan menempati ruang yang lebih luas daripada pasangan elektron ikatan. Pasangan – pasangan elektron didalam suatu molekul akan menempatkan diri sedemikan rupa sehingga gaya tolak menolak pasangan elektron itu serendah mungkin. Agar kedudukan pasangan elektron tersebut menghasilkan gaya tolak menolak yang paling rendah maka pasangan elektron tersebut akan berada pada jarak yang saling berjauhan satu sama lain. Berdasarkan hal tersebut maka kedudukan pasangan-pasangan elektron mempunyai pola dasar sebagai berikut.

a .Linier.Dalam molekul linier atom – atom tertata pada satu garis lurus, sudut yang dibentuk oleh dua ikatan ke arah atom pusat akan saling membentuk sudut 180o. sudut itu disebut sudut ikatan. Contoh molekul yang berbentuk linier adalah BeCl2.

b .Segitiga.Atom – atom dalam molekul berbentuk segitiga tertata dalam bidang datar, dimana tiga atom akan berada dalam titik sudut segitiga sama sisi dan dipusat segitiga terdapat atom pusat. Sudut ikatan antar atom yang mengelilingi atom pusat membentuk sudut 120o. Contoh molekul segitiga sama sisi adalah BCl3.

c . Tetrahedron.Atom atom dalam molekul yang berbentuk tetrahedron akan berada dalam suatu ruang piramida segitiga dengan keempat bidang permukaan segitiga sama sisi. Atom pusat terletak pusat tetrahedron dan keempat atom lain akan berada pada keempat titik sudut yang mempunyai sudut ikatan 109,5o. Contoh molekul tetrahedron adalah CH4

d .Segitiga Bipirapida.Dalam molekul trigonal bipiramida atom pusat terdapat pada bidang sekutu dari dua buah limas segitiga yang saling berhimpit, sedangkan ke-lima atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudut limas segitiga yang dibentuk. Sudut ikatan masing-masing atom tidak sama, antara setiap ikatan yang terletak pada bidang

59

segitiga mempunyai sudut 120o, sedangkan antara sudut bidang datar ini dengan dua ikatan yang vertikal akan bersudut 90o.Contoh untuk molekul trigonal bipiramida adalah PCl5.

e .Oktahedron.Oktahedron adalah suatu bentuk yang terjadi dari dua buah limas alas segiempat dimana bidang alasnya saling berhimpit, sehingga membentuk delapan bidang segitiga. Pada molekul yang berbentuk oktahedron atom pusatnya berada pada pusat bidang segiempat dari dua limas yang berhimpit tersebut, sedangkan enam atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudt limas tersebut. Sudut ikatannya 90o. Contoh molekul yang mempunyai bentuk oktahedron adalah SF6.

f . Cara Meramalkan Bentuk Molekul Untuk meramalkan bentuk molekul pertama – tama harus diketahui terlebih dahulu jumlah pasangan – pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat. Untuk menentukan jumlah pasangan elektron dapat dilakukan dengan menggambar rumus titik elektronnya.Cara yang lebih praktis adalah menghitung semua elektron valennsi dari atom pusat dan elektron – elektron yang digunakan untuk membentuk ikatan dari atom-atom yang mengelilinginya. Langkah – langkah berikut ini akan dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul,(1) Buatlah rumus titik elektron dari senyawa yang akan diramalkan

bentuk molekulnya.(2) Tentukanlah :

(a). jumlah elektron valensi atom pusat. (atom pusat yang dikelilingi oleh dua atau lebih atom lain)

(b). jumlah elektron yang berasal dari atom-atom disekitar atom pusat yang membentuk ikatan.

(3) jumlahkan elektron dari langkah 2a dan 2b tersebut.(4) Jumlah pasangan elektron disekitar atom pusat menentukan bentuk

dasar (pola bentuk) molekul tersebut.(5) Pasangan elektron terikat yang menentukan bentuk sesungguhnya

dari molekul tersebut.(6) Pasangan elektron bebas menempati ruang yang lebih luas (sudut

yang lebih lebar)

Contoh: a . Bentuk molekul CH4

Konfigurasi elektron 6C : [He] 2s2 2p2

elektron valensi C : 4 elektronelektron dari 4 atom H : 4 elektron

60

————————————————————————————+jumlah elektron di sekitar atom pusat (C) : 8 elektron jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat : 4 pasangKarena atom C mengikat 4 atom H maka semua pasangan elektron digunakan untuk ikatan. Jadi pasangan elektron ikatan : 4 dan tidak mempunyai pasangan elektron bebas . Bentuk molekulnya tetrahedron sempurna dengan sudut ikatan 109,50 ( Gambar. 6. 9. a)

b . Bentuk molekul NH3Konfigurasi elektron 7N ; [He] 2s2 2p3

elektron valensi atom pusat (N) : 5 elektronelektron dari3 atom H : 3 elektron

———————————————————————————— +jumlah elektron di sekitar atom pusat (N) : 8 elektron jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat : 4 pasangKarena atom N mengikat 3 atom H maka pasangan elektron yang digunakan untuk ikatan sebanyak 3 pasang, dan pasangan elektron bebas (4 – 3) = 1 pasang. Kedudukan pasangan elektron pada ruang tetrahedrom tetapi karena mempunyai pasangan elektron 1 buah maka bentuk molekulnya segitiga piramid. Sudut ikatannya lebih sempit dari tetrahedron sempurna yaitu 1070, hal ini akibat gaya tolak pasangan elektron bebas yang lebih kuat daripada pasangan elektron ikatan. (Gambar. 6.9.b)

c . Bentuk molekul IF3Konfigurasi elektron atom I : {Kr] 5s2 5p5

elektron valensi atom pusat (I) : 7 elektronelektron dari 3 atom F (masing-masing 1) : 3 elektron———————————————————————————— +jumlah elektron di sekitar atom pusat (N) : 10 elektron jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat : 5 pasangKarena atom I mengikat 3 atom F maka pasangan elektron yang digunakan untuk ikatan sebanyak 3 pasang, dan pasangan elektron bebas (5 – 3) = 2 pasang. Kedudukan pasangan elektron pada ruang segitiga piramid tetapi karena mempunyai pasangan elektron bebas 2 pasang maka diletakkan pada bidang datar (equatorial) sebab sudutnya 1200, maka bentuk molekulnya adalah T. (Gambar. 6.9.c)

61

Gb. 3.13.aBentuk molekul CH4

Gb. 3.13.b.Bentk molekul NH3

Gb.3.13.c.Bentuk molekul IF3

2. Kepolaran Senyawa

Salah satu sifat penting dari senyawa kovalen adalah kepolaran. Ada beberapa sifat senyawa yang disebabkan oleh pengaruh kepolarannya, misalnya kelarutan dalam suatu pelarut, derajad ionisasi zat dalam air dan sifat – sifat fisis yang lain.

Polar berarti kutub, senyawa polar berarti senyawa yang mempunyai kutub muatan listrik. Bagaimana senyawa kovalen yang terjadi akibat penggunaan pasangan elektron bersama dapat bersifat polar ?

Terjadinya ikatan kovalen berbeda denga terjadinya ikatan ion, pada ikatan ion atom – atom menarik atu melepas elektron terlebih dahulu untuk membentuk ion negatif dan positip, jadi kedua atom yang bergabung sudah membawa muatan masing-masing dalam bentuk ion sehingga senyawa ion pasti polar (mempunyai kutub muatan), sedangkan pada ikatan kovalen atom – atom bergabung dalam keadaan sebagai atom netral dengan menggunakan pasangan elektron bersama.

Gaya tarik terhadap pasangan elektron bersama dari masing-masing atom yang berikatan pada senyawa kovalen adalah tidak sama dan ini berakibat pasangan elektron ikatan lebih dekat ke salah satu atom yang berikatan sehingga atom tersebut menjadi bermuatan negatif (menjadi kutub negatif) sedangkan atom yang gaya tariknya terhadap pasangan elektron lebih lemah akan menjadi kutub positip dari molekul tersebut.

Kemampuan gaya tarik suatu atom terhadap pasangan elektron ikatan dinyatakan dengan skala ke-elektronegatifan, makin kuat gaya tarik suatu atom terhadap pasangan elektron makin besar harga ke-elektronegtifan unsur tersebut.

Dengan demikian dapat disimpulkan bahwa, bila perbedaan skala ke-elektronegatifan atom – atom yang berikatan makin besar maka molekul yang dibentuk semakin polar.

Molekul-molekul unsur seperti O2 , F2, H2, Cl2 dan I2 merupakan molekul non polar sebab atara atom-atom yang berikatan pada molekul tersebut tidak ada perbedaan ke-elektronegatifan.

Molekul HCl terbentuk dari atom hidrogen yang brikatan kovalen dengan atom Cl. Kedua atom tersebut pada saat bergabung dalam keadaan sebagai atom netral, tetapi setelah terbentuk ikatan pasangan elektron ikatan akan lebih tertarik ke atom Cl sehingga terjadi dipole yaitu kutub negatif pada atom Cl dan kutub positip pada atom H (gambar 6.11)

62

Gb. 3.15. Percobaan senyawa Polar dan non polar

Kepolaran senyawa selain dipengaruhi oleh beda ke-elektronegatifan juga dipengaruhi oleh bentuk molekulnya. Bila bentuk molekulnya menyebabkan atom - atom mempunyai posisi sedemikian hingga menyebabkan puat muatan terdapat dalam satu titik sehingga mengakibatkan momen dipole-nya nol, maka molekulnya menjadi non polar, misalnya senyawa CCl4 non polar karena kutub positipnya berada pada pusat atom (berimpit) yang menyebabkan momen dipole-nya nol, sedangkan pada molekul CHCl3 , atom hidrogen kurang elektropnegatif daripada Cl sehingga terjadi pengutuban muatan dimana kutub positipnya adalah atom H.

Gambar. 3.14. Terjadinya molekul polar dan non polar

Percobaan yang sederhana dapat digunakan untuk menunjukkan terjadinya kepolaran pada suatu molekul, yaitu dengan mengalirkan (zat cair) dari senyawa tersebut melalui lubang kecil (misalnya buret) dan aliran tersebut didekati dengan medan listrik, maka pada molekul polar alirannya akan berbelok, sedangkan pada molekul non-polar alirannya tidak berbelok. (Gambar. 6.12)

63

3. Gaya Antar Molekul

Antar molekul – molekul kovalen terdapat gaya yang bekerja untuk mengikat molekul-molekul tersebut dalam satu kesatuan. Gaya ini akan bekerja efektif bila jarak antar molekul sudah sangat dekat, sehingga bila molekul-molekul gas dikompresi dan didinginkan dan jarak antar molekul tersebut menjadi sangat dekat maka molekul-molekul gas tersebut akan segera berubah menjadi zat cair. Jika jarak antar molekul tersebut semakin dekat maka gaya antar molekul tersebut akan semakin kuat dan dapat menjadikan zat cair tersebut membeku menjadi zat padat.

a . Gaya Van der Waals

Diderick van der Waals (1873) mengenali adanya gaya tarik dan gaya tolak yang lemah diantara molekul – molekul gas dan menjadikannya alasan adanya penyimpangan pada rumus PV = nRT. Dan selanjutnya gaya yang relatif lemah yang bekerja (tarik menarik) antar molekul-molekul tersebut dikenal dengan gaya Van der Waals. Gaya ini sangat lemah dibandingkan gaya ikatan antar atom (ikatan ion dan ikatan kovalen), untuk memutuskan gaya tersebut diperlukan energi sekitar 0,4 - 40 kJ/mol, sedangkan untuk ikatan kovalen diperlukan sekitar 400 kJ/mol. Gaya van der Waals ini bekerja bila jarak antar molekul sudah sangat dekat tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antar atom. Misalnya pada suhu –1600C molekul Cl2 akan mengkristal dalam lapisan-lapisan tipis, dan yang bekerja untuk memegangi lapisan-lapisan tersebut adalah gaya van der Waals.

Paling sedikit terdapat tiga gaya antar molekul yang berperan dalam terjadinya gaya van der Waals yaitu gaya orientasi, gaya imbas dan gaya dispersi.

1) Gaya OrientasiGaya orientasi terjadi pada molekul-molekul yang partikelnya tersusun dari molekul – molekul yang mempunyai dipole permanen atau molekul polar. Antaraksi antara kutub positip dari satu molekul dengan kutub negatif dari molekul yang lain akan menimbulkan gaya tarik menarik yang relatif lemah. Gaya inin memberi sumbangan yang realtif kecil dari gaya van der Waals secara keseluruhan.

64

Kekuatan gaya orientasi ini akan semakin besar bila molekul-moleku tersebut mengalami penataan dimana unjung positip suatu molekul mengarah ke ujung negatif dari molekul yang lain, misalnya pada molekul-molekul HCl (Gambar 6.13.)

2) Gaya ImbasGaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipole permanen berantaraksi dengan molekul dengan dipole sesaat. Adanya molekul, molekul polar dengan dipole permanen akan menyebabkan imbasan dari kutub molekul polar kepada molekul non polar, sehingga elektron-elektron dari molekul non polar tersebut mengumpul pada salah satu sisi molekul (terdorong atau tertarik), yang menimbulkan terjadinya dipole sesaat pada molekul non polar tersebut. Terjadinya dipole sesaat akan berakibat adanya gaya tarik menarik antar dipole-dipole tersebut yang menghasilkan gaya imbas. Gaya imbas juga memberikan andil yang kecil terhadap keseluruhan gaya van der Waals.

Gb. 3.17. Terjadinya Gaya Imbas

3) Gaya Dispersi (Gaya London)Terjadinya gaya dispersi dijelaskan pertama kali oleh Fritz London, gaya dispersi ini terjadi pada setiap molekul maupun zat ionik, hanya pada senyawa ionik tidak begitu besar pengaruhnya. tetapi pada molekul -molekul kovalen non polar gaya dispersi sangat besar penmgaruhnya.

65

Gb.3.16. Terjadinya Gayaorientasi

Menurut London terjadinya gaya dispersi pada molekul non polar akibat adanya pergerakan elektron mengelilingi inti secara acak, sehingga pada suatu saat elektron-elektron tersebut akan mengumpul pada salah satu sisi molekul. Pengumpulan elektron pada salah satu sisi molekul ini mengakibatkan terjadinya dipole, dimana pada sisi yang banyak elektron tersebut menjadi bermuatan negatif sedangkan pada sisi yang lain terjadi kutub positip. Dipole yang terjadi ini akan menghilang atau berganti tempat (sisi) seiring dengan terus berputarnya elektron. Karena sifatnya yang hanya sesaat maka disebut dengan dipole sesaat.(gambar. 6.13.

Gambar 3.18. Terjadinya Dipole sesaat

Gaya dispersi merupakan penyumbang terbesar dari gaya van der Waals. Gaya van der Waals tidak memiliki arah yang jelas, hal ini terlihat pada bentuk kristal kovalen yang bisa berubah pada suhu tertentu, misalnya kristal belerang yang bisa berbentuk monoklin dan rhombis, lain halnya dengan ikatan ion dan kovalen yang bentuknya tidak berubah.

Kekuatan van der Waals dipengaruhi oleh beberapa faktor antara lain, Kerumitan molekul

Gaya antar molekul bekerja pada jarak yang sangat dekat, semakin dekat jarak antar molekul semakin kuat gaya antar molekul tersebut, maka molekul – molekul yang bentuknya sederhana akan mempunyai gaya antar molekul yang lebih kuat daripada yang bentuknya rumit, misalnya molekul n-butana mempunyai titik lebur 134 K sedangkan metil propana titik leburnya 114 K. Pada n-butana molekul-molekul dapat tertata dengan kompak sehingga jarak antar molekul menjadi sangat dekat dan terdapat banyak tempat pada molekul tersebut yang saling tarik menarik dengan molekul lainnya, sedangkan metil propana tidak dapat kompak dan gaya londonnya menjadi lemah, sehingga lebih mudah diputuskan.

66

Gambar. 3.19 . Kerumitan molekul mempengaruhi titik didih

Ukuran Molekul Molekul - molekul yang berukuran besar akan mudah mengalami dipole sesaat sebab elektron-elektronnya sangat jauh dari inti sehingga pergerakan elektronnya bisa lebih leluasa dibanding pada molekul yang berukuran kecil. Pada deretan molekul gas halogen (F2 , Cl2 , Br2 dan I2) ukuran molekulnya bertambah besar sebab jari-jari atom F < Cl < Br < I, akibatnya elektron dapat dengan leluasa bergerak pada I2 daripada F2, dan ini membawa akibat I2 lebih mudah menjadi dipole sesaat.

b . Ikatan HidrogenPengamatan twerhadap titik didih hidrida unsur-unsur pada setiap golongan mendapatkan hasil yang tidak sesuai dengan yang diharapkan, seperti yang terlihat pada tabel. 6.1. berikut

Tabel. 6.1. Titik didih molekul hidrida Beberapa Golongan (oC)

Jumlahelektro

n

GolonganIVA

GolonganVA

GolonganVIA

Golongan VIIA

10183654

CH4SiH4GeH4SnH4

- 164-112- 90- 52

NH3PH3AsH3SbH3

- 33- 87- 55- 18

H2OH2SH2SeH2Te

+100

- 61- 41- 2

HFHClHBrHI

+ 20- 85- 67- 35

Dari data tersebut terdapat suatu penyimpangan terutama mulai dari hidrida golongan VA. Pada golongan IVA adanya perubahan titik didih yang semakin besar akibat adanya gaya van der Waals, dimana makin banyak elektron makin besar volume molekul dan semakin tinggi titik didihnya. Tetapi mulai NH3 kemudian H2O dan HF pada masing – masing golongan terdapat ketidak tepatan penjelasan tersebut, oleh karena itu pasti ada gaya antar molekul yang lain yang mirip dengan gaya van der

67

Waals yang bekerja pada molekul-molekul tersebut. Gaya lemah yang bekerja pada molekul-molekul tersebut adalah ikatan hidrogen.

Ikatan hidrogen merupakan gaya lemah antar molekul yang menghubungkan antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul yang lain.

Gaya ikatan hidrogen ini relatif lebih kuat daripada ikatan van der Waals, dan berbeda dengan gaya van der Waals sebab ikatan hidrogen mempunyaio arah yang jelas.

Gambar.3.20. Terjadinya ikatan Hidrogen.

Latihan.6.3.1. Ramalkan bentuk molekul dari :

a. SF6 (nomor atom S = 16)b. SiCl4 (nomor atom Si = 14)c. H2S (nomor atom S = 16) d. PCl5 (nomor atom P = 15)

2. Dengan berdasar harga keelektronegatifan dan bentuk molekulnya, ramalkan apakah molekul – molekul berikut bersifat polar !a. CH4 c. PCl3b. CO2 d. SF6

3. Apa yang dimaksud dengan gaya van der Waals ? 4. Hal apa saja yang menunjukkan adanya gaya antar molekul ? Jelaskan !

68

5. Mengapa suatu gas bila diturunkan suhunya pada suatu saat akan mencair dan akhirnya memadat? Jelaskan !

6. Jelaskan mankah yang titik didih dan titik leburnya lebih tinggi etanol (C2H5OH) atau dimetil eter ( CH3 – 0 – CH3) dan jelaskan alasannya ?

7. Sebutkan gaya antar molekul yang termasuk gaya van der Waals?8. Faktor apa saja yang berpengaruh terhadap kekuatan gaya van der Waals

?9. Manakah yang mempunyai gaya dispersi terbesar diantara gas O2 dengan

gas N2? Jelaskan !10.Mengapa pada senyawa hidrokarbon berlaku jika rantai karbonnya makin

panjang titik didihnya makin tinggi ? Jelaskan!

Uji Kompetensi1. Konfigurasi elektron yang paling

tepat dari unsur 3919K adalah … .A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1

B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4d1

C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

E. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

5s2 4d1

2. Jika nomor atom belerang adalah 16, maka konfigurasi elektron dari ion S2 – adalah … .A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4s2

E. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 4s2

3. Dalam atom krom yang bernomor atom 24 terdapat elektron tidak berpasangan sebanyak… .A. 2 D. 5B. 3 E. 6C. 4

4. Berikut ini adalah deretan bilangan kuantum yang dimiliki oleh suatu elektron. Deretan bilangan kuantum yang tidak mungkin adalah… A. n = 3; l = 0; m = 0; dan s =

- ½ B. n = 3; l = 1; m = +1; dan s

= + ½C. n = 3; l = 1; m = +2; dan s

= - ½

D. n = 3; l = 2; m = -1; dan s = + ½

E. n = 3; l = 2; m = +2; dan s = + ½

5. Konfigurasi elektron suatu unsur adalah : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3

4s2. Bilangan oksidasi tertinggi yang dapat dimiliki oleh unsur tersebut adalah … A. + 5 D. +3B. +6 E. + 2C. +4

6. Ion berikut yang mempunyai konfigurasi elektron : [Ar] 3d4

adalah … .A. 20Ca2+ D.

25Mn2+

B. 22Ti2+ E. 26Fe2+

C. 24Cr2+

7. Elektron dalam atom 17Cl yang memiliki bilangan kuantum l = 1 adalah … .A. 5 elektronB. 6 elektronC. 7 elektron D. 10 elektronE. 11 elektron

8. Di bawah ini terdapat konfigurasi elektron dari beberapa unsur :P : 1s2 2s2 2p6 3s1 S: 1s2 2s2

2p6 3s2 3p6 3d3 4s2

69

Q: 1s2 2s2 2p6 3s2 T: 1s2 2s2 2p6

3s2 3p6 4s1

R: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Yang paling mudah membentuk ion positip adalah atom dari unsur … .A. P D. SB. T E. QC. R

9. Di antara unsur-unsur 3A; 12B; 19Q; 33R dan 53T, yang terdapat dalam satu golongan pada sistem periodik unsur adalah … .A. A dan Q D. R dan TB. B dan R E. Q dan TC. A dan B

10.Suatu atom unsur mempunyai konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6

3s2 3p6 3d5 4s1 . Unsur tersebut dalam sistem periodik unsur terdapat pada A. gol IA , periode 4 D. gol VIIB,

periode 4B. gol IB, periode 4 E. gol VIB,

periode 3C. gol VIA, periode 4

11.Elektron valensi atom 25Mn menempati sub kulit … .A. 4s D. 3dB. 3d dan 4s E. 2s dan

3pC. 3p dan 3d

12.Dari unsur – unsur 3617P; 4020Q; 5525R; 6429S dan 8035T. Pasanganunsur yang keduanya terletak pada blok d dalam sistem periodik adalah … .A. P dan Q D. P dan RB. R dan S E. R dan TC. Q dan S

13.Unsur – unsur berikut yang disusun dari yang mempunyai ke-elektronegatifan kecil ke unsur dengan ke-elektronegatifan terbesar adalah … .A. F – Cl – BrB. F – Br – CL C. Br – Cl – FD. Br – F – Cl

E. Cl – Br – F

14.Kelompok senyawa berikut ini yang semuanya berikatan ion adalah … .A. KI, H2O, NaClB. CH4, H2O, HIC. NaCl, NaOH, HCl D. NaBr, H2O, NaCl, E. KI, CaF2 , HCl

15.Unsur 15P yang berikatan dengan unsur 17Cl membentuk PCl3 mempunyai pasangan elektron bebas di sekitar atom pusat sebanyak … .A. 0 D. 3B. 1 E. 4C. 2

16.Atom 9A berikatan dengan atom 17B membentuk molekul BA3 . Bentuk molekul BA3 yang paling mungkin adalah … .A. segitiga datar D.

bentuk TB. tetrahedron E. bentuk VC. segitiga piramid

17.Diantara pasangan senyawa berikut yang keduanya merupakan senyawa kovalen polar adalah … .A. H2O dan CO2B. CHCl3 dan H2OC. CO2 dan CH4D. CH4 dan PCl3E. E. NaCl dan HCl

18.Diantara molekul berikut yang mempunyai sudut ikatan terbesar adalah … .A. H2O D. NH3B. CH4 E. SF6C. BeCl2

19.Pada saat gas mulia diturunkan suhunya dan dilakukan kompresi akan segera mencair. Peristiwa tersebut gaya antar molekul yang bekerja adalah … .A. gaya orientasiB. Gaya dispersiC. ikatan hidrogen

70

D. gaya imbasE. ikatan kovalen

20.Ukuran molekul H2O lebih kecil daripada ukuran molekul H2S tetapi H2O mempunyai titik didih yang lebih tinggi daripada H2S. Peristiwa tersebut disebabkan oleh … .A. perbedaan massa rumus H2O

dan H2SB. bekerjanya ikatan hidrogen

pada H2OC. adanya gaya Van der Waals

pada H2OD. adanya gaya orientasi yang

lebih besar pada H2OE. H2O merupakan senyawa polar

sedangkan H2S non-polar21.Konfigurasi elektron yang paling

tepat dari unsur 23V adalah … .A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3

B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p3

E. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 4p3 22.Sub kulit yang tidak mungkin ada

dalam suatu atom adalah A. 2s D. 3pB. 2d E. 4dC. 5f

23.Banyaknya orbital yang ditempati oleh elektron yang telah berpasangan dalam atom yang bernomor 25 adalah A. 4 D. 13B. 7 E. 15C. 10

24.Berikut ini adalah deretan bilangan kuantum yang tidak mungkin ada dalam atom 9F adalah… A. n = 1; l = 0; m = 0; dan s =

- ½ B. n = 1; l = 0; m = 0; dan s =

+ ½C. n = 2; l = 1; m = +1; dan s

= - ½D. n = 2; l = 1; m = -1; dan s =

+ ½

E. n = 3; l = 2; m = +2; dan s = + ½

25.Konfigurasi elektron suatu unsur adalah : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3

4s2. Bila atom tersebut membentuk ion +3 maka konfigurasi elektronnya menjadi A. [Ar] 4s2

B. [Kr] 3d5 4s2

C. [Kr] 3d2 D. [Ar] 3d5 4s2

E. [Ar]3d2

26.Gambar disamping adalah gambar dari orbital … .A. dx-yB. dx-zC. dy-zD. dx2 -y2 +

E. dz2

27.Konfigurasi elektron atom suatu unsur adalah : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

3d10 4s2 4P6 4D7 5S2 . Unsur tersebut didalam sistem periodik unsur terdapat pada … .A. gol IIA periode-5B. gol IIB periode – 7C. gol VA periode-7D. gol VIIIB periode–5E. gol VIIA periode-5

28.Di bawah ini terdapat konfigurasi elektron dari beberapa unsur :P : 1s2 2s2 2p6 3s1 Q: 1s2 2s2 2p6 3s2 R: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2

T: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Unsur yang mempunyai energi ionisasi terkecil adalah … .D. P D. SE. T E. QF. R

29.Unsur yang terdapat pada golongan VB periode ke-4 dalam sistem periodik mempunyai nomor atom … .D. 7 D. 33E. 15 E. 35

71

F. 2330.Unsur yang bernomor 35

mempunyai sifat yang mirip dengan atom yang bernomor … .D. 7 D. 18E. 15 E. 20F. 17

31.Unsur dengan konfigurasi elekrtron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

termasuk sebagai golongan ..D. alkali D. gas

muliaE. alkali tanah E. halogenF. karbon

32.Unsur dengan konfigurasi elektron : [Ar] 4s2 3d10 4p5

mempunyai sifat yang mirip dengan unsur yang bernomor … .A. 6 D.

15B. 9 E. 16C. 12

33.Suatu atom tereksitasi dengan konfigurasi elektron : 1s2 2s2 2p6

3s2 3p2 4s1. Didalam SPU unsur dari atom tersebut terdapat pada A. gol IA , per-4B. gol VA , per-4 C. gol IVA, per 1D. gol VA, per 3E. gol IIIA, per 2

34.Gaya dispersi pada molekul-molekul non polar terjadi akibat adanya … .A. dipole-dipole permanenB. dipole – dipole sesaatC. imbasan dipole permanen D. gaya elektrostatis molekul

polarE. ikatan hidrogen

35.Sudut ikatan pada molekul H2O adalah 104,5o padahal pasangan-pasangan elektron menempati posisi ruang tetrahedron, hal ini disebabkan oleh … .A. adanya 2 pasangan elektron

bebasB. adanya 2 pasangan elektron

ikatan

C. pasangan elektron jauh dari atom pusat

D. adanya ikatan hidrogen pada H2O

E. adanya dipole permanen pada H2O

36.Suatu molekul mempunyai 5 pasang elektron disekitar atom pusat, 2 diantaranya merupakan pasangan elektron bebas, maka bentuk molekul yang paling mungkin adalah … .A. segitiga datar D.

bentuk TB. tetrahedron E. bentuk VC. segitiga piramid

37.Diantara pasangan senyawa berikut yang keduanya merupakan senyawa kovalen non-polar adalah … .A. H2O dan CO2B. CH4 dan PCl3C. CHCl3 dan H2OD. NaCl dan HClE. CO2 dan CH4

38.Diantara molekul berikut yang mempunyai sudut ikatan terkecil adalah … .D. H2O D. NH3E. CH4 E. SF6F. BeCl2

39.Molekul 2 metil butana mempunyai titik diidih yang lebih rendah daripada molekul n-butana sebab 2-metil propana… .A. mempunyai Mr lebih besarB. molekulnya lebih rumit C. mempunyai ikatan hidrogenD. polar dan n-butana non polarE. lebih mudah mengalami

dispersi40.Gaya antar molekul yang bekerja

pada molekul HF sehingga mempunyai titik didih yang lebih tinggi daripada HCl adalah … .A. gaya orientasiB. gaya dispersiC. ikatan hidrogenD. gaya imbasE. ikatan kovalen

72

73