//
you're reading...
Materi Kimia SMK

Model Atom

 

Model Atom

A. MODEL ATOM JOHN DALTON

atom adalah bagian terkecil suatu unsur
atom tidak dapat diciptakan, dimusnahkan, terbagi lagi, atau diubah menjadi zat lain
atom-atom suatu unsur adalah same dalam segala hal, tetapi berbeda dengan atom-atom dari unsur lain
reaksi kimia merupakan proses penggabungan atau pemisahan atom dari unsur-unsur yang terlihat

Kelemahan teori atom Dalton: tidak dapat membedakan pengertian atom den molekul. Dan atom ternyata bukan partikel yang terkecil.

B. MODEL ATOM J.J. THOMPSON

atom merupakan suatu bola bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron-elektron seperti kismis

jumlah muatan positif sama dengan muatan negatif, sehingga atom bersifat netral
C. MODEL ATOM RUTHERFORD

atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dengan muatan positif yang massanya merupakan massa atom tersebut

elektron-elektron dalam atom bergerak mengelilingi inti tersebut

banyaknya elektron dalam atom sama dengan banyaknya proton dalam inti dan ini sesuai dengan nomor
atomnya
D. MODEL ATOM BOHR

elektron-elektron dalam mengelilingi inti berada pada tingkat-tingkat energi (kulit) tertentu tanpa
menyerap atau memancarkan energi

elektron dapat berpindah dari kulit luar ke kulit yang lebih dalam dengan memancarkan energi, atau
sebaliknya

 

 

 

Partikel Penyusun Atom

a. Partikel dasar : partikel-partikel pembentuk atom yang terdiri dari elektron, proton den neutron.

1. Proton : partikel pembentuk atom yang mempunyai massa sama dengan satu sma (amu) dan bermuatan +1.
2. Neutron : partikel pembentuk atom yang bermassa satu sma (amu) dan netral.
3. Elektron : partikel pembentuk atom yang tidak mempunyai massa dan bermuatan -1.
b. Nukleus : Inti atom yang bermuatan positif, terdiri dari proton den neutron.
c. Notasi unsur :
zA

A dengan X : tanda atom (unsur)

Z : nomor atom = jumlah elektron (e)
= jumlah proton (p)
A : bilangan massa = jumlah proton + neutron
Pada atom netral, berlaku: jumlah elektron = jumlah proton.

Contoh :

1. Tentukan jumlah elektron, proton den neutron dari unsur 2656
Fe !

Jawab :

Jumlah elektron = jumlah proton = nomor atom = 26

Jumlah neutron = bilangan massa – nomor atom = 56 – 26 = 30

2. Berikan notasi unsur X, jika diketahui jumlah neutron = 14 dan jumlah elektron = 13 !

Jawab :

Nomor atom = jumlah elektron = 13
Bilangan massa = jumlah proton + neutron = 13 + 14 = 27

Jadi notasi unsurnya: 13 27 X

d. Atom tak netral : atom yang bermuatan listrik karena kelebihan atau kekurangan elektron bila dibandingkan dengan atom netralnya.

Atom bermuatan positif bila kekurangan elektron, disebut kation.
Atom bermuatan negatif bila kelebihan elektron, disebut anion.

Contoh:

– Na+ : kation dengan kekurangan 1 elektron
– Mg2- : kation dengan kekurangan 2 elektron
– Cl : anion dengan kelebihan 1 elektron
– O2 : anion dengan kelebihan 2 elektron

e. Isotop : unsur yang nomor atomnya sama, tetapi berbeda bilangan massanya.
Contoh: Isotop oksigen:
816 O ; 817 O ; 818 O
f. Isobar : unsur yang bilangan massanya sama, tetapi berbeda nomor atomnya.
Contoh:
2759 CO dengan 2859 Ni
g. Isoton : unsur dengan jumlah neutron yang sama.
Contoh:
613 C dengan 714 N
h. Iso elektron:
atom/ion dengan jumlah elektron yang sama.
Contoh: Na+ dengan Mg2+
K+ dengan Ar

Bilangan-Bilangan Kuantum

Untuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom, digunakan 4 bilangan kuantum.

1. Bilangan kuantum utama (n): mewujudkan lintasan elektron dalam atom.

n mempunyai harga 1, 2, 3, …..

– n = 1 sesuai dengan kulit K
– n = 2 sesuai dengan kulit L
– n = 3 sesuai dengan kulit M
– dan seterusnya

Tiap kulit atau setiap tingkat energi ditempati oleh sejumlah elektron. Jumlah elektron maksimmm yang dapat menempati tingkat energi itu harus memenuhi rumus Pauli = 2n2.

Contoh:

kulit ke-4 (n=4) dapat ditempati maksimum= 2 x 42 elektron = 32 elektron

2. Bilangan kuantum azimuth (l) : menunjukkan sub kulit dimana elektron itu bergerak sekaligus menunjukkan sub kulit yang merupakan penyusun suatu kulit.

Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari 0 sampai dengan (n-1).
n = 1 ; l
= 0 ; sesuai kulit K
n = 2 ; l = 0, 1 ; sesuai kulit L
n = 3 ; l = 0, 1, 2 ; sesuai kulit M
n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3 ; sesuai kulit N
dan seterusnya

Sub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus:

l
= 0 ; sesuai sub kulit s (s = sharp)
l
= 1 ; sesuai sub kulit p (p = principle)
l = 2 ; sesuai sub kulit d (d = diffuse)
l = 3 ; sesuai sub kulit f  (f = fundamental)

Bilangan kuantum magnetik (m): mewujudkan adanya satu atau beberapa tingkatan energi di dalam satu sub kulit. Bilangan kuantum magnetik (m) mempunyai harga (-l) sampai harga (+l).

Untuk:

l = 0 (sub kulit s), harga m =   0 (mempunyai 1 orbital)
l = 1 (sub kulit p), harga m = -1, O, +1 (mempunyai 3 orbital)
l = 2 (sub kulit d), harga m = -2, -1, O, +1, +2 (mempunyai 5 orbital)
l = 3 (sub kwit f) , harga m = -3, -2, O, +1, +2, +3 (mempunyai 7 orbital)

4. Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektron pada sumbunya.
Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.

Pertanyaan:

Bagaimana menyatakan keempat bilangan kuantum dari elektron 3s1 ?

Jawab:

Keempat bilangan kuantum dari kedudukan elektron 3s1 dapat dinyatakan sebagai,
n= 3 ; l = 0 ; m = 0 ; s = +1/2 ; atau -1/2

Konfigurasi Elektron

Dalam setiap atom telah tersedia orbital-orbital, akan tetapi belum tentu semua orbital ini terisi penuh. Bagaimanakah pengisian elektron dalam orbital-orbital tersebut ?

Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:

1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya.

Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk mempermudah dibuat diagram sebagai berikut:

Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:

Atom H : mempunyai  1 elektron, konfigurasinya 1s1
Atom C : mempunyai  6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1

2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama.

Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.

Contoh:

– Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:

Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah ke lintasan 2pz, sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron. Sehingga di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4, tetapi tidak terdapat senyawa CCl3 atau CCl5.

Sistem Periodik Unsur-Unsur

MACAM-MACAM SISTEM PERIODIK

1. TRIADE DOBEREINER DAN HUKUM OKTAF NEWLANDS

TRIADE DOBEREINER
Dobereiner menemukan adanya beberapa kelompok tiga unsur yang memiliki kemiripan sifat, yang ada hubungannya dengan massa atom.

Contoh kelompok-kelompok triade: – Cl, Br dan I
– Ca, Sr dan Ba
– S, Se dan Te

HUKUM OKTAF NEWLANDS
Apabila unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka unsur kesembilan mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesepuluh mirip dengan unsur kedua dan seterusnya. Karena setelah unsur kedelapan sifat-sifatnya selalu terulang, maka dinamakan hukum Oktaf.
(+8)


Contoh: Li (nomor atom 3) akan mirip sifatnya dengan Na (nomor atom 11) 3
11

2. SISTEM PERIODIK MENDELEYEV

Disusun berdasarkan massa atomnya dengan tidak mengabaikan sifat-sifat unsurnya.
Lahirlah hukum periodik unsur yang menyatakan bahwa apabila unsur disusun menurut massa atomnya, maka unsur itu akan menunjukkan sifat-sifat yang berulang secara periodik.
Beberapa keunggulan sistem periodik Mendeleyev, antara lain:

Ada tempat bagi unsur transisi.

Terdapat tempat-tempat kosong yang diramalkan akan diisi dengan unsur yang belum ditemukan pada waktu itu.
Kekurangan sistem periodik ini:

Adanya empat pasal anomali, yaitu penyimpangan terhadap hukum perioditas yang disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Keempat anomali itu adalah: Ar dengan K, Te dengan I, Co dengan Ni dan Th dengan Pa.
3. SISTEM PERIODIK BENTUK PANJANG
Sistem ini merupakan penyempurnaan dari gagasan Mendeleyev, disusun berdasarkan nomor atomnya.
Sistem ini terdiri dari dua deret, deret horisontal disebut periodik dan deret vertikal disebut golongan.
4. SISTEM PERIODIK DAN HUBUNGANNYA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

A. HUBUNGAN ANTARA PERIODA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

Dalam sistem periodik, perioda menunjukkan banyaknya kulit yang telah terisi elektron di dalam suatu atom.
Sehingga sesuai dengan banyaknya kulit yaitu K, L, M, N, O, P, Q maka sistem periodik mempunyai 7 perioda.

B. HUBUNGAN ANTARA GOLONGAN DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

Unsur yang terletak pada satu golongan mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip (hampir sama).
Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan unsur-unsur golongan B disebut unsur transisi (peralihan), semua unsur transisi diberi simbol B kecuali untuk triade besi, paladium dan platina disebut “golongan VIII”.

– LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN A

Lambang Golongan

Nama Golongan

Konfigurasi Elektron Orbital Terluar

I – A

Alkali

ns1

II – A

Alkali tanah

ns2

III – A

Boron

ns2 – np1

IV – A

Karbon – Silikon

ns2 – np2

V – A

Nitogen – Posphor

ns2 – np3

VI – A

Oksigen

ns2 – np4

VII – A

Halogen

ns2 – np5

VIII – A

Gas mulia

ns2 – np6

– LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B

Konfigurasi Elektron

Lambang Golongan

(n – 1) d1 ns2

III – B

(n – 1) d2 ns2

IV – B

(n – 1) d3 ns2

V – B

(n – 1) d4 ns2

VI – B

(n – 1) d5 ns2

VII – B

(n – 1) d6-8 ns2

VIII

(n – 1) d9 ns2

I – B

(n – 1) d10 ns2

II – B

– GOLONGAN LANTANIDA DAN AKTINIDA, DIBERI LAMBANG

nS2 (n-2)f1-14

 

Jika :

n = 6 adalah
lantanida
n = 7 adalah aktinida

C. CARA PENENTUAN PERIODA DAN GOLONGAN SUATU UNSUR

1.
Unsur dengan nomor atom 11, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s1

– n = 3, berarti periode 3 (kulit M).
– elektron valensi (terluar) 3s sebanyak 1 elektron, berarti termasuk golongan IA.
2. Unsur Ga dengan nomor atom 31, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

– n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).
– elektronvalensi 4s2 4p1, berarti golongan IIIA.
3. Unsur Sc dengan nomor atom 21, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

– n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).
– 3d1 4s2 berarti golongan IIIB.
4. Unsur Fe dengan nomor atom 26, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

– n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).
– 3d6 4s2 , berarti golongan VIII.


D. BEBERAPA SIFAT PERIODIK UNSUR-UNSUR

1.
Jari jari atom
adalah jarak dari inti atom ke lintasan elektron terluar.

Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan jari jari atom berkurang.

Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom bertambah.

Jari-jari atom netral lebih besar daripada jari-jari ion positifnya tetapi lebih kecil dari jari-jari ion negatifnya.

Contoh:
jari-jari atom Cl < jari-jari ion Cl
jari-jari atom Ba > jari-jari ion Ba2+

2. Potensial ionisasi
adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas.

Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan potensial ionisasi bertambah.

Dalam satu golongan, dari atas ke bawah potensial ionisasi berkurang.
3. Affinitas elektron
adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu unsur dalam keadaan gas menerima elektron.

Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan affinitas elektron bertambah.

Dalam satu golongan, dari atas ke bawah affinitas elektron berkurang.
4. Keelektronegatifan
adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke arah intinya dan digunakan bersama.

SECARA DIAGRAMATIS SIFAT-SIFAT INI DAPAT DISAJIKAN SEBAGAI BERIKUT

1. Jari-jari atom
2. Sifat logam
3. Sifat elektropositif
4. Reduktor
5. Sifat basa/oksida basa

makin besar/kuat

1. Sifat elektronegatif
2. Oksidator
3. Potensial ionisasi
4. Affinitas elektron
5. Keelektronegatifan

Keterangan: tanda-tanda panah di atas mempunyai arti sebagai berikut

 : artinya, dalam satu periode dari kiri ke kanan
: artinya, dalam satu periode dari kanan ke kiri
: artinya, dalam satu golongan dari atas ke bawah
: artinya, dalam satu golongan dari bawah ke atas

Massa Atom Dan Massa Rumus

1.

Massa Atom Relatif (Ar)
merupakan perbandingan antara massa 1 atom dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12

2.

Massa Molekul Relatif (Mr)
merupakan perbandingan antara massa 1 molekul senyawa dengan 1/12 massa 1 atom karbon 12.
Massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa merupakan penjumlahan dari massa atom unsur-unsur penyusunnya.

Contoh:

Jika Ar untuk X = 10 dan Y = 50 berapakah Mr senyawa X2Y4 ?

Jawab:

Mr X2Y4 = 2 x Ar . X + 4 x Ar . Y = (2 x 10) + (4 x 50) = 220

Konsep Mol

1 mol adalah satuan bilangan kimia yang jumlah atom-atomnya atau molekul-molekulnya sebesar bilangan Avogadro dan massanya = Mr senyawa itu.

Jika bilangan Avogadro = L maka :

L = 6.023 x 1023

1 mol atom = L buah atom, massanya = Ar atom tersebut.
1 mol molekul = L buah molekul massanya = Mr molekul tersehut.

Massa 1 mol zat disebut sebagai massa molar
zat


Contoh:

Berapa molekul yang terdapat dalam 20 gram NaOH ?

Jawab:

Mr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40

mol NaOH = massa / Mr = 20 / 40 = 0.5 mol

Banyaknya molekul NaOH = 0.5 L = 0.5 x 6.023 x 1023 = 3.01 x 1023 molekul.

  • Apa yang dimaksud dengan Ar dan Mr ?
  • Tentukan harga Mr masing-masng senyawa berikut :

    a. H2O                b. CaCO3

    ( Ar H = 1, O = 16, Ca = 40, C = 12 )

  • Apa yang dimaksud dengan konsep mol ?
  • Jelaskan konsep mol yang brkaitan dengan bilangan avogadro !

 

Hukum-Hukum Dasar Ilmu Kimia

STOIKIOMETRI adalah cabang ilmu kimia yang mempelajari hubungan kuantitatif dari komposisi zat-zat kimia dan reaksi-reaksinya.

1. HUKUM KEKEKALAN MASSA = HUKUM LAVOISIER
“Massa zat-zat sebelum dan sesudah reaksi adalah tetap”.

Contoh:
hidrogen  + oksigen
hidrogen oksida
(4g)         (32g)               (36g)

2. HUKUM PERBANDINGAN TETAP = HUKUM PROUST
“Perbandingan massa unsur-unsur dalam tiap-tiap senyawa adalah tetap”

Contoh:

a. Pada senyawa NH3 : massa N : massa H
= 1 Ar . N : 3 Ar . H
= 1 (14)  : 3 (1) = 14 : 3
b. Pada senyawa SO3 : massa S : massa 0
= 1 Ar . S : 3 Ar . O
= 1 (32) : 3 (16) = 32 : 48 = 2 : 3

Keuntungan dari hukum Proust:

bila diketahui massa suatu senyawa atau massa salah satu unsur yang membentuk senyawa tersebut make massa unsur lainnya dapat diketahui.

Contoh:
Berapa kadar C dalam 50 gram CaCO3 ? (Ar: C = 12; 0 = 16; Ca=40)
Massa C = (Ar C / Mr CaCO3) x massa CaCO3
= 12/100 x 50 gram = 6 gram
massa C
Kadar C = massa C / massa CaCO3 x 100%
= 6/50 x 100 % = 12%

3. HUKUM PERBANDINGAN BERGANDA = HUKUM DALTON
“Bila dua buah unsur dapat membentuk dua atau lebih senyawa untuk massa salah satu unsur yang sama banyaknya maka perbandingan massa unsur kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat dan sederhana”.

Contoh:

Bila unsur Nitrogen den oksigen disenyawakan dapat terbentuk,
NO dimana massa N : 0 = 14 : 16 = 7 : 8
NO2 dimana massa N : 0 = 14 : 32 = 7 : 16

Untuk massa Nitrogen yang same banyaknya maka perbandingan massa Oksigen pada senyawa NO : NO2 = 8 :16 = 1 : 2

4. HUKUM-HUKUM GAS
Untuk gas ideal berlaku persamaan : PV = nRT

dimana:
P = tekanan gas (atmosfir)
V = volume gas (liter)
n = mol gas
R = tetapan gas universal = 0.082 lt.atm/mol Kelvin
T = suhu mutlak (Kelvin)

Perubahan-perubahan dari P, V dan T dari keadaan 1 ke keadaan 2 dengan kondisi-kondisi tertentu dicerminkan dengan hukum-hukum berikut:


A.

HUKUM BOYLE
Hukum ini diturunkan dari persamaan keadaan gas ideal dengan
n1 = n2 dan T1 = T2 ; sehingga diperoleh : P1 V1 = P2 V2

Contoh:

Berapa tekanan dari 0 5 mol O2 dengan volume 10 liter jika pada temperatur tersebut 0.5 mol NH3 mempunyai volume 5 liter den tekanan 2 atmosfir ?

Jawab:
P1 V1 = P2 V2
2.5 = P2 . 10  P2 = 1 atmosfir

B. HUKUM GAY-LUSSAC
“Volume gas-gas yang bereaksi den volume gas-gas hasil reaksi bile diukur pada suhu dan tekanan yang sama, akan berbanding
sebagai bilangan bulat den sederhana”.

Jadi untuk: P1 = P2 dan T1 = T2 berlaku : V1 / V2 = n1 / n2

Contoh:
Hitunglah massa dari 10 liter gas nitrogen (N2) jika pada kondisi tersebut 1 liter gas hidrogen (H2) massanya 0.1 g.
Diketahui: Ar untuk H = 1 dan N = 14

Jawab:

V1/V2 = n1/n2
10/1 = (x/28) / (0.1/2) x = 14 gram

Jadi massa gas nitrogen = 14 gram.

C. HUKUM BOYLE-GAY LUSSAC
Hukum ini merupakan perluasan hukum terdahulu den diturukan dengan keadaan harga n = n2 sehingga diperoleh persamaan:

P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2

D. HUKUM AVOGADRO
“Pada suhu dan tekanan yang sama, gas-gas yang volumenya sama mengandung jumlah mol yang sama. Dari pernyataan ini ditentukan bahwa pada keadaan STP (0o C 1 atm) 1 mol setiap gas volumenya 22.4 liter volume ini disebut sebagai volume molar gas.

Contoh:
Berapa volume 8.5 gram amoniak (NH3) pada suhu 27o C dan tekanan 1 atm ?
(Ar: H = 1 ; N = 14)

Jawab:
85 g amoniak = 17 mol = 0.5 mol

Volume amoniak (STP) = 0.5 x 22.4 = 11.2 liter

Berdasarkan persamaan Boyle-Gay Lussac:

P1 . V1 / T1 = P2 . V2 / T2
1 x 112.1 / 273 = 1 x V2 / (273 + 27) V2 = 12.31 liter

Pertanyaan.

  1. Bagaimana bunyi hukum gay lussac ?
  2. Bagaiana bunyi hukum avogadro ?
  3. Tuliskan persamaan gas ideal menurunt penggabungan hukum gay lussac, hukum avogadro dan hukum boyle !

 

 

Ikatan Kimia

Teori duplet dan oktet dari G.N. Lewis merupakan dasar ikatan kimia.
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns2np6)

Contoh:

 

 

TEORI INI MENDAPAT BEBERAPA KESULITAN, YAKNI :

1. Pada senyawa BCl3 dan PCl5, atom boron dikelilingi 6 elektron, sedangkan atom fosfor dikelilingi 10 elektron.
2. Menurut teori ini, jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk suatu unsur tergant~u~g jumlah elektron tak berpasangan dalam unsur tersebut.

Contoh :
8O : 1s2 2s2 2p2 2px2 2py1 2pz1

Ada 2 elektron tunggal. sehingga oksigen dapat membentuk 2 ikatan (H-O-H; O=O).

akan tetapi:

5B : 1s2 2s2 2px1

Sebenarnya hal ini dapat diterangkan bila kita ingat pada prinsip Hund, dimana cara pengisian elektron dalam orbital suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.

Contoh : 5B : 1s2 2s2 2px1
(hibridisasi) 1s2 2s1 2px1 2py1

Tampak setelah terjadi hibridisasi untuk berikatan dengan atom B memerlukan tiga buah elektron, seperti BCl3

3. Menurut teori di atas, unsur gas mulia tidak dapat membentuk ikatan karena di sekelilingnya telah terdapat
8 elektron. Tetapi saat ini sudah diketahui bahwa Xe dapat membentuk senyawa, misalnya XeF2 den XeO2.

Teori lain adalah teori ikatan valensi. Dalam teori ini ikatan antar atom terjadi dengan care saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.

BEBERAPA MACAM IKATAN KIMIA YANG TELAH DIKETAHUI, ANTARA LAIN :

A. Ikatan antar atom 1. Ikatan ion = elektrovalen = heteropolar
2. Ikatan kovalen = homopolar
3. Ikatan kovalen koordinasi = semipolar
4. Ikatan logam
B. Ikatan antar molekul 1. Ikatan hidrogen
2. Ikatan van der walls

Ikatan Ion = Elektrovalen = Heteropolar

Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.

PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH

– IA VIIA atau VIA
– IIA
VIIA atau VIA
– Unsur transisi
VIIA atau VIA

Contoh:

Na Na + e
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)

Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.

Cl + eCl
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)

Antara ion-ion Na+ dan Cl terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na+Cl.

Contoh lain : CaCl2 , MgBr2, BaO , FeS dan sebagainya.

SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN

a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar

Jawablah pertanyaan-pertanyaan dibawah ini dengan benar

  1. Sebutkan cara-cara yang ditempuh untuk memperoleh susunan elektron yang stabil !
  2. Jelaskan apa yang dimaksud dengan teori oktet dan teori duplet !
  3. Jelaskan cara pembentukan ikatan ion !

    4.    Jelaskan pengaruh gaya elektrostatik terhadap kekuatan ikatan ion !

 

Ikatan Kovalen = Homopolar

Ikatan kovalen terjadi karena adanya pemakaian bersama elektron dari atom-atom yang membentuk ikatan. Pada umumnya ikatan kovalen terjadi antara atom-atom bukan logam yang mempunyai perbedaan elektronegativitas rendah atau nol. Seperti misalnya : H2, CH4, Cl2, N2, C6H6, HCl dan sebagainya.

IKATAN KOVALEN TERBAGI ATAS

1.

IKATAN KOVALEN POLAR

Atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap pasangan elektron
persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan kedua atomnya. Elektron persekutuan akan
bergeser ke arah atom yang lebih elektronegatif akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif.

 

 

Dalam senyawa HCl ini, Cl mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar dari H. sehingga pasangan elektron lebih tertarik ke arah Cl, akibatnya H relatif lebih elektropositif sedangkan Cl relatif menjadi elektronegatif.

Pemisahan muatan ini menjadikan molekul itu bersifat polar dan memiliki “momen dipol” sebesar:

T = n . l

dimana :

T = momen dipol
n = kelebihan muatan pada masing-masing atom
l  = jarak antara kedua inti atom

2.

IKATAN KOVALEN NON POLAR

Titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentukuya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.

Contoh:

 

Kedua atom H mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.

 

 

Karena arah tarikan simetris, maka titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit.

Contoh lain adalah senyawa CO2, O2, Br2 dan lain-lain

Ikatan Kovalen Koordinasi = Semipolar

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang membentuknya.

Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya.

SYARAT PEMBENTUKANNYA

1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong

Contoh:

– Ion hidronium (H3O+): H2O + H+
H3O+L

 

Jawablah pertanyaan-pertanyaan dibawah ini dengan benar

  1. Jelaskan apa yang dimaksud ikatan kovalen !
  2. Tuliskan struktur lewis dari HNO3 !
  3. Tuliskan struktur lewis pada ikatan kovalen HCl !
  4. Jelasakan apa yang dimaksud dengan ikatan kovalen tunggal dan rangkap ! beri contohnya !

 

– Ion amonium : NH4+

Ikatan Logam, Ikatan Hidrogen Dan Ikatan Van Der Walls

IKATAN LOGAM

Pada ikatan kovalen, elektron-elektron ikatan seolah-olah menjadi milik sepasang atom, sehingga tidak dapat bergerak bebas. Pada logam, elektron-elektron yang menyebabkan terjadinya ikatan di antara atom-atom logam tidak hanya menjadi milik sepasang atom saja, tetapi menjadi milik semua atom logam, sehingga elektron-elektron dapat bergerak bebas. Karena itulah maka logam-logam dapat menghantarkan arus listrik.

 

IKATAN HIDROGEN

Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.

Contoh:

– molekul H2O

 

 

 

– molekul HF

 

IKATAN VAN DER WALLS

Gas mempunyal sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls.

Jawablah pertanyaan-pertanyaan dibawah ini dengan benar

  1. Bagaimana terjadinya ikatan logam ?
  2. Faktor-faktor apa saja yang mempengaruhi kekuatan ikatan logam pada unsur-unsur logam ?

About Jalil

Guru Kimia SMKN 1 Wanayasa Banjarnegara Jawa Tengah Indonesia

Diskusi

Belum ada komentar.

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s

Ingat!!!

Author

Mari Berilmu Amaliah & Beramal Ilmiah!

%d blogger menyukai ini: