MAKALAH KIMIA
“Struktur Atom, Sistem Periodik Unsur dan Ikatan Kimia”
Di susun
Debbe Hardiana
1005035098
Pendidikan Fisika
Fisika Reguler Sore
Fakultas Keguruan dan Ilmu Pendidikan
Universitas Mulawarman
2010
KATA
PENGANTAR
Puji syukur kehadirat Allah SWT. Karena dengan anugerah dan kasih sayang,
petunjuk dan kekuatannya yang telah diberikan pada kami sehingga kami dapat
menyelesaikan makalah ini.
Makalah ini tidak mungkin terwujud tanpa kerja sama antara anggota
kelompok I dan saling meluangkan waktunya untuk
menyelesaikan makalah ini, oleh karena itu pada kesempatan ini penulis
mengucapkan terima kasih yang sebesar-besarnya kepada :
1. Ibu
, yang telah membimbing kami dalam mengerjakan Makalah
2. Teman-
teman kelas fisika sore pada umumnya dan anggota kelompok I pada khususnya yang telah bersedia mendukung
perjuangan untuk menyelesaikan makalah
ini.
Kelompok kami telah berusaha semaksimal mungkin dalam menyelesaikan
makalah ini untuk mendapatkan hasil yang sebaik-baiknya. Namun kami menyadari
bahwa makalah ini jauh dari kesempurnaan oleh karena itu kami mengharapkan
kritik dan saran dari pembaca makalah ini demi kesempurnaan makalah
selanjutnya. dan semoga juga pihak-pihak yang telah membantu kami dibalas oleh
Allah dengan balasan yang setimpal. Amin.
Samarinda,
Januari 2011
Penyusun
PENDAHULUAN
Dalam makalah ini Anda
akan mempelajari beberapa teori atom, perkembangan sistem periodik unsure dan
Ikatan Kimia. Seperti kita ketahui bahwa semua benda di alam ini tentunya
dibentuk dari partikel-partikel yang amat kecil yang disebut atom. Pada
perkembangannya ternyata atom bukanlah partikel yang paling kecil sebagai
pembentuk suatu benda atau senyawa, akan tetapi atom terbentuk dari
partikel-partikel dasar yang lebih kecil lagi. Dalam makalah ini pula Anda akan
dapat membandingkan beberapa pendapat para ahli tentang struktur atom.
Dari
sekian banyak unsur yang ada, tentu orang akan mengalami kesulitan bila
mempelajari sifat-sifat unsur tersebut. Untuk memudahkan, maka beberapa ahli
mengelompokkan unsur-unsur tersebut. Pertama-tama dilakukan pengelompokan
secara sederhana yaitu berdasarkan sifat kelogaman, selanjutnya pengelompokan
berdasarkan kenaikan massa atomnya. Pengelompokan tersebut ternyata terdapat
banyak kelemahan, akhirnya pengelompokan unsur-unsur dilakukan berdasarkan
kenaikan nomor atom. Pengelompokan ini merupakan suatu kemajuan yang pesat,
karena dapat mengkaitkan dengan sifat kimia, sifat fisika, dan massa unsure
sekalipun masih terdapat sedikit kelemahan.
Tujuan pembentukan ikatan kimia adalah
agar terjadi pencapaian kestabilan suatu unsur. Elektron yang berperan pada pembentukan
ikatan kimia adalah elektron valensi dari suatu atom/unsur yang terlibat. Salah satu petunjuk dalam pembentukan ikatan kimia
adalah adanya 1 golongan unsur yang stabil yaitu golongan VIIIA atau golongan
18 (gas mulia). Maka dari itu, dalam pembentukan ikatan kimia; atom-atom akan membentuk
konfigurasi elektron seperti pada unsur gas mulia.
DAFTAR
ISI
Kata
Pengantar.............................................................................................. 1
Daftar
Isi........................................................................................................ 2
Pendahuluan.................................................................................................. 3
STRUKTUR
ATOM
A. Pengertian
Dasar.............................................................................. 4
B. Perkembangan Model Atom............................................................ 5
C. Macam-macam Model Atom............................................................ 6
i.
Model Atom John
Dalton............................................................ 6
ii.
Model Atom J.J.
Thomson........................................................... 7
iii.
Model Atom
Rutherford............................................................. 7
iv.
Model Atom
Niels Bohr.............................................................. 8
D. Bilangan
Kuantum........................................................................... 9
E. Konfigurasi
Elektron........................................................................ 10
SISTEM
PERIODIK UNSUR
A.
Sejarah Perkembangan Periodik Unsur.............................................. 13
B.
Sifat Keperiodokan Unsur................................................................. 21
IKATAN
KIMIA
A.
Definisi Ikatan Kimia........................................................................ 25
B.
Macam – Macam Ikatan Kimia.......................................................... 27
DAFTAR
PUSTAKA................................................................................... 40
STRUKTUR ATOM
A.
Pengertian
Dasar
Konsep atom sudah dikenal
sejak peradaban Yunani (500 SM). “Atom” berasal dari bahasa Yunani, yaitu atomos,
yang berarti tidak dapat dibagi. Menurut filosof Yunani, atom dianggap sebagai
partikel sangat kecil yang tidak dapat diurai lagi. Sayangnya, tidak ditemukan
data atau eksperimen yang dapat menjelaskan pemikiran tersebut.
Pada tahun 1803, John
Dalton menjelaskan postulat mengenai teori atom berdasarkan pemikiran kuno
tersebut. Postulat teori atom Dalton berbunyi :
1.
Atom
adalah zat yang terdiri dari bagian terkecil yang tidak dapat diurai
2.
Semua
atom pada unsur yang sama bersifat identik, tetapi atom – atom yang berasal
dari unsur yang berbeda memiliki sifat yang berbeda pula
3.
Senyawa
kimia terbentuk dari atom – atom dengan jumlah perbandingan tertentu
4.
Reaksi
kimia terjadi karena adanya perubahan susunan atom dari satu kombinasi menjadi
kombinasi yang lain. Sifat individu atom sendiri tidak mengalami perubahan.
Postulat Dalton ini
bertahan selama hampir seratus tahun. Kunci keberhasilan teori ini adalah
adanya konsep yang menjelaskan bahwa tiap unsur memiliki atom dengan
karakteristik massa tertentu.
Menjelang akhir 1800,
teori atom Dalton mulai diragukan karena adanya penemuan sinar X (1895),
radioaktifitas (1896), elektron (1897), dan unsur radium (1898). Penemuan –
penemuan tersebut menunjukkan bahwa atom merupakan struktur yang sangat rumit,
yang tersusun dari partikel – partikel sub atom. Rutherford dkk menemukan bahwa
zat – zat radioaktif dapat menghasilkan tiga macam radiasi, yaitu radiasi yang
bersifat positif (disebut partikel a), negatif (b) dan
netral (g). Dengan dibuktikan bahwa suatu unsur dapat
menghasilkan tiga macam radiasi yang berbeda sifat, maka teori atom Dalton
tidak dapat diikuti lagi.
Pada tahun 1911,
Rutherford menggambarkan atom sebagai suatu partikel bulat dengan suatu pusat
kecil yang disebut sebagai inti atom (nucleus). Karena inti atom menolak
partikel a, maka inti atom bermuatan positif. Elektron
dibayangkan berada di luar inti, membentuk permukaan luar dari atom. Penelitian
modern kemudian menunjukkan bahwa atom terbagi atas tiga macam partikel, yaitu proton, neutron, dan elektron.
Tabel 4.1 Partikel – partikel atom
|
Massa
|
Muatan
|
||
gram
|
s m a
|
Coulomb
|
unit
muatan elektronik
|
|
Proton
|
1,67 x 10-24
|
1,007276
|
+ 1,602 x
10-19
|
+1
|
Neutron
|
1,67 x 10-24
|
1,008665
|
0
|
0
|
Elektron
|
9,11 x 10-28
|
0,000549
|
- 1,602 x
10-19
|
-1
|
Proton dan neutron
membentuk inti. Karena proton bermuatan positif dan neutron tidak bermuatan, maka
inti atom bermuatan positif. Banyaknya proton dalam inti disebut sebagai proton
number (nomor proton) atau atomic number (nomor atom). Tiap
unsur memiliki nomor atom yang berbeda – beda, contohnya karbon (C),memiliki nomor
atom 6, nitrogen (N) memiliki nomor atom 7, oksigen (O) memiliki nomor atom 8,
dll. Sampai dengan unsur bernomor atom 20, jumlah proton dan neutron dalam inti
sama. Di atas nomor atom 20, jumlah neutron umumnya lebih besar dari pada
jumlah proton. Misalnya, timbal (Pb) dengan jumlah proton 82, memiliki 125
neutron dalam inti. Banyaknya proton dan neutron dalam inti disebut nucleon
number (nomor inti) atau mass number (nomor massa).
Struktur atom secara sederhana dapat dilihat pada gambar 2.1.
Gambar 4.1. Struktur atom
Elektron digambarkan
mengelilingi inti atom menurut lintasan tertentu. Karena letaknya di luar, maka
elektron – elektron inilah yang berperan ketika unsur – unsur mengalami reaksi
atau membentuk ikatan. Susunan elektron di dalam atom menentukan sifat dari
unsur yang bersangkutan.
B.
Perkembangan Model Atom
Seorang filsuf Yunani
yang bernama Democritus berpendapat bahwa jika suatu benda dibelah terus
menerus, maka pada saat tertentu akan didapat akan didapat bagian yang tidak
dapat dibelah lagi. Bagian seperti ini oleh Democritus disebut atom.[5]
Istilah atom berasal dari bahasa yunani “a”
yang artinya tidak, sedangkan “tomos”
yang artinya dibagi. Jadi, atom artinya tidak dapat dibagi lagi. Pengertian ini
kemudian disempurnakan menjadi, atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur
yang tidak dapat dibelah lagi namun namun masih memiliki sifat kimia dan sifat
fisika benda asalnya.
Atom dilambangkan
dengan ZXA , dimana A = nomor massa (menunjukkan
massa atom, merupakan jumlah proton dan neutron), Z = nomor atom (menunjukkan
jumlah elektron atau proton). Proton bermuatan positif, neutron tidak bermuatan
(netral), dan elektron bermuatan negatif. Massa proton = massa neutron = 1.800
kali massa elektron. .Atom-atom yang memiliki nomor atom sama dan nomor massa
berbeda disebut isotop, atom-atom yang memiliki nomor massa sama dan nomor atom
berbeda dinamakan isobar, atom-atom yang memiliiki jumlah neutron yang sama
dinamakan isoton. [6]
C. Macam-macam Model Atom
1. Model Atom John Dalton
Pada tahun 1808, John Dalton
adalah seorang guru di Inggris yang melakukan perenungan tentang atom. Hasil
perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan
Democritus adalah bahwa benda itu berbentuk pejal. Dalam perenungannya Dalton
mengemukakan postulatnya tentang atom.
a. Setiap
unsur terdiri dari partikel yang sangat keci yang dinamakan dengan atom
b. Atom
dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama
c. Atom
dari unsur berbeda memiliki sifat yang berbeda pula
d. Atom
dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain dengan reaksi
kimia, atom tidak dapat dimusnahkan dan atom juga tidak dapat dihancurkan
e. Atom-atom
dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut molekul
f. Dalam
senyawa, perbandingan massa masing-masing unsur adalah tetap
Kelebihan model atom
Dalton adalah mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model
atom.
Kelemahan model atom
John Dalton adalah teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu
larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat
menghantarkan arus listrik? padahal listrik adalah elektron yang bergerak.
Berarti ada partikel lain yang dapat menghantarkan
arus listrik.
2.
Model Atom J.J. Thomson
Pada tahun 1897, J.J
Thomson mengamati electron. Dia menemukan bahwa semua atom berisi elektron yang
bermuatan negative. Dikarenakan atom
bermuatan netral, maka setiap atom harus berisikan partikel bermuatan positif
agar dapat menyeimbangkan muatan negatif dari electron.
Kelebihan model atom
Thomson adalah membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam
atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur.
Kelemahan model atom
Thomson adalah model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif
dan negatif dalam bola atom tersebut.
3.
Model Atom Rutherford
Rutherford melakukan
penelitian tentang hamburan sinar α pada lempeng emas. Hasil pengamatan tersebut
dikembangkan dalam hipotesis model atom Rutherford.
a.
Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.
b.
Atom memiliki inti atom bermuatan positif yang
merupakan pusat massa atom.
c.
Elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan
yanga sangat tinggi.
d.
Sebagian besar partikel α lewat tanpa mengalami
pembelokkan/hambatan. Sebagian kecil dibelokkan, dan sedikit sekali yang
dipantulkan.
Kelemahan Model Atom
Rutherford
a.
Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak
mengelilingi inti memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik.
Akibatnya, lama-kelamaan elektron itu akan kehabisan energi dan akhirnya
menempel pada inti.
b.
Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan
dimana letak elektron dan cara rotasinya terhadap ini atom.
c.
Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga
energi atom menjadi tidak stabil.
d.
Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom
hidrogen (H).
4. Model
Atom Niels Bohr
Pada tahun 1913, Niels
Bohr mengemukakan pendapatnya bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom
pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom. Model atom Bohr
merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford.
Kelemahan teori atom
Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr dengan postulat bohr :
a.
Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai
lintasan dan energi tertentu.
b.
Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap.
Elektron akan menyerap energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan
membebaskan energi jika berpindah ke orbit yang lebih dalam
Kelebihan model atom
Bohr adalah atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya
elektron.
Kelemahan model atom
Bohr
a. Tidak
dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.
b. Tidak
dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh medan
magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak.
D. Bilangan Kuantum
Untuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom, digunakan 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)
3.
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 electron 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
E. Konfigurasi Elektron
Elektron tersusun dalam
kulit – kulit (n) yang dapat
dinyatakan dalam huruf kapital, yaitu K, L, M, N, O, … atau angka, yaitu 1, 2,
3, 4, 5, … . Tiap kulit memiliki sub – sub kulit yang dinyatakan dengan huruf,
yaitu s, p d, f. Dalam sub – sub kulit terdapat ruang (orbital) yang dapat
menampung elektron dengan kapasitas tertentu.
Tabel 4.2. Sub – sub kulit dan kapasitas elektron di dalamnya
Sub kulit
|
Jumlah ruang (orbital)
|
Kapasitas elektron
|
S
|
1
|
2
|
P
|
3
|
6
|
D
|
5
|
10
|
F
|
7
|
14
|
Elektron diisikan pada ruang – ruang (orbital) dengan energi yang terendah
lebih dulu. Sistem
pengisian elektron berdasarkan tingkat energi ini disebut sebagai Azas Aufbau. Urutan tingkat
energi pada sub – sub kulit dapat dilihat pada gambar 4.2.
Gambar 4.2. Tingkat energi atom
Menurut Pauli, dalam satu
orbital, tidak boleh diisi oleh elektron dengan arah putaran (spin) yang sama. Aturan ini disebut
sebagai Prinsip Eksklusi Pauli, yang
membatasi jumlah elektron dalam satu orbital maksimal adalah dua.
Gambar 4.3. Arah putaran elektron
Selain dua aturan di atas, dalam pengisian elektron pada orbital juga
berlaku Aturan Hund, yaitu
1. Elektron yg masuk ke dalam sub kulit
yg memiliki lebih dari 1 orbital, disebarkan terlebih dahulu pada orbital –
orbital yg tk. energinya sama, dengan spin yg searah
2. Posisi orbital setengah penuh atau
penuh lebih stabil
Penulisan konfigurasi
elektron dilakukan sebagai berikut :
1)
Unsur
Cl (nomor atom 17)
Jumlah elektron = 17
Konfigurasi elektron = 1s2 2s2 2p6
3s2 3p5
2)
Ion
Fe3+ (nomor atom 26)
Karena ion bermuatan +3 à kehilangan 3 elektron à hanya 23 elektron
yang terlibat dalam konfigurasi
Konfigurasi elektron = 1s2 2s2 2p6
3s2 3p6 4s2 3d3
3)
Ion
F- (nomor atom 9)
Karena ion bermuatan -1 à bertambah 1 elektron à ada 10 elektron
yang terlibat dalam konfigurasi
Konfigurasi elektron = 1s2 2s2 2p6
4)
Unsur
Ar (nomor atom 18)
Jumlah elektron = 18
Konfigurasi elektron = 1s2 2s2 2p6
3s2 3p6
Catatan :
- Ion positif terjadi apabila
suatu unsur melepaskan elektron à jumlah elektron dalam
konfigurasi lebih sedikit daripada jumlah elektron pada nomor atom
- Ion negatif terjadi apabila
suatu unsur menerima elektron à jumlah electron dalam konfigurasi lebih banyak
daripada jumlah elektron pada nomor atom
- Suatu unsur membentuk ion
positif atau negatif agar memiliki konfigurasi seperti gas mulia
- Gas mulia memiliki konfigurasi
dengan orbital penuh, umumnya berakhir pada orbital np6,
kecuali unsur He (konfigurasi elektron = 1s2)
SISTEM PERIODIK UNSUR
A.
SEJARAH PERKEMBANGAN
PERIODIK UNSUR
Penyusun system periodic unsure telah mengalami banyak
perubahan dan oenyempurnaan. Mulai dari Antoine Lavoiser, J. Newlands, O.
Mendeleev hinggan Henry Moseley
1.
Pengelompokkan
Unsur Menurut Lavoiser
Pada 1789, mengelompokan 33 unsur kimia.
a.
GAS
Cahaya,Kalor,Oksigen,Nitrogen,Hidrogen
b.
TANAH
Kapur,Magnesium Oksida, Barium
Oksida, Aluminium Oksida, Silikon Oksida
c.
LOGAM
Antimon, Perak, Arsenik,
Bismuth, Kobalt, Tembaga, Timah, Besi, Mangan, Raksa, Molibdenum, Nikel, Emas, Platina,Timbel,Tungsten,
Seng
d.
NON LOGAM
Sulfur, Fosfor, Karbon, Asam
Klorida, Asam Fluorida, Asam Borak
2.
Pengelompokkan Unsur Menurut Johann Wolfgang
Döbereiner (1817)
Johann Wolfgang Döbereiner (1817)
orang pertama yang menemukan adanya hubungan antara sifat unsur dan massa atom
relatifnya. Temuan Dobereiner adalah:
Jika tiga
unsur yang sama sifatnya disusun secara berurutan menurut bertambahnya massa
atom relatifnya, maka:
a. Massa
atom relatif unsur yang kedua merupakan rata-rata massa atom relatif unsur
pertama dan ketiga.
b. Sifat
lain unsur yang kedua menunjukkan sifat antara yang pertama dan ketiga.
Selanjutnya kelompok tiga unsur ini disebut “triade”.
3.
Pengelompokkan
Unsur Menurut J. Newlands
John Newlands (1865)
menemukan hubungan lain antara sifat unsur dengan massa atom relatif, sesuai
dengan hukum yang disebutnya “hukum oktaf”. Ia menyusun unsur-unsur ke dalam
kelompok tujuh unsur dan setiap unsure kedelapan mempunyai sifat yang mirip
dengan unsur pertama, unsure kesembilan mirip dengan unsur kedua, dan
seterusnya. Hukum oktaf Newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsurbdengan
massa atom relatif sampai 20 (kalsium). Kemiripan sifat terlalu dipaksakan
apabila pengelompokan dilanjutkan.
Kelemahannya ialah:
a. Tidak
memperhitungkan letak unsur-unsur yang belum ditemukan
b. Terdapat
banyak pasangan unsur yang terpaksa ditempatkan pada satu posisi daftar.
4.
Pengelompokkan
Unsur Menurut O. Mendeleev
Dmitriy Ivanovich Mendeleev (1834-1907) Ahli kimia dari Kekaisaran Rusia
yang menciptakan tabel periodic berdasarkan peningkatan bilangan atom. Pada
tahun 1869 melakukan pengamatan bahwa sifat unsur merupakan fungsi periodic
dari massa atom relatifnya. Sifat akan berulang secara periodik bila unsure
disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya Unsur-unsur yang memiliki
kemiripan sifat diletakkan pada satu lajur vertikal yang disebut golongan.
Unsur-unsur juga disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya dan
ditempatkan dalam satu lajur yang disebut periode. Mendeleyev
mengungkapkan suatu hukum periodik yang berbunyi: “Sifat unsur-unsur
merupakan fungsi periodic dari massa atom relatifnya”
Tabel Sistem Periodik Mendeleyev yang telah disempurnakan (1871) terdiri
atas golongan (lajur tegak) dan periode (deret mendatar). Keuntungan Tabel
Periodik Mendeleyev dalam memahami sifat unsur ialah:
a.
Sifat kimia dan sifat fisika unsur dalam satu golongan
berubah secara teratur.
b.
Dapat meramal sifat unsur yang belum diketemukan, yang
akan mengisi tempat kosong dalam daftar.
c.
Tabel ini tidak mengalami perubahan setelah penemuan
unsur-unsur gas mulia.
Kelemahan Tabel Periodik
Mendeleyev:
a.
Panjang periode tidak sama.
b.
Triade besi (Fe, Co, dan Ni), triade platina ringan (Ru,
Rh, dan Pd), dan triade platina (Os, Ir, dan Pt) dimasukkan ke dalam golongan
VIII.
c.
Selisih massa atom relatifnya antara dua unsur yang
berurutan tidak teratur (antara –1 dan +4), sehingga sukar untuk meramal
unsur-unsur yang belum ditemukan.
5.
Pengelompokkan
Henry Moseley
Henry Mosely melakukan percobaan menggunakan berbagai logam sebagai
antikatoda pada tabung sinar X. Moseley menyimpulkan bahwa ada perubahan yang
teratur dari energi sinar X sesuai dengan perubahan nomor atom dan bukan massa
atom relatif. Dengan demikian hokum periodik menjadi: “Sifat unsur-unsur
merupakan fungsi periodik dari nomor atom”
Berikut kita pelajari Tabel Sistem Periodik sederhana, yaitu mulai nomor
atom 1 (hidrogen) sampai nomor atom 20 (kalsium) seperti ditunjukkan gambar 16.
Kedua puluh unsur ini termasuk unsur-unsur utama dan nomor golongannya
dibubuhi huruf A. Tabel Sistem Periodik selengkapnya tertera dihalaman 39, akan
kita pelajari lebih lanjut di kelas II. Unsur-unsur yang terletak pada lajur
tegak disebut golongan. Golongan-golongan diberi nomor I, II, III, dan
seterusnya. Misalnya Golongan II terdiri dari unsur-unsur berilium, magnesium,
dan kalsium. Unsur-unsur dalam deret mendatar disebut periode. Misalnya,
delapan unsur-unsur mulai natrium sampai argon terletak dalam periode.
Perhatikan pula struktur elektron unsur-unsur dalam gambar. Unsur-unsur
tersebut mempunyai pola yang sama. Dari litium sampai neon, banyaknya elektron
pada kulit terluar bertambah dari periode 1 sampai 8. Kemudian terulang lagi
pada periode berikutnya dari natrium pada periode 1 sampai argon pada periode
8. Dalam setiap golongan, banyaknya elektron pada kulit terluar setiap unsur
selalu sama sesuai nomor golongannya. Misalnya, fluor dan klor keduanya
merupakan unsur-unsur yang terletak pada golongan VII, maka kedua unsur
tersebut memiliki 7 elektron pada kulit terluarnya. Struktur elektron sangat
penting untuk memahami sifat-sifat unsur pada Tabel Sistem Periodik.
Kesimpulan dari model SPU Henry
Gwyn Jeffreys Moseley (23 November 1887–10 August 1915) yaitu
a. Atom dapat terbagi menjadi partikel dasar
atau partikel subatom.
b. Atom diketahui tersusun oleh proton, electron
dan netron.
c. Jumlah proton merupakan sifat khas unsur.
Setiap unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lain.
d.
Jumlah proton
suatu unsur dinyatakan sebagai nomor atom.
e. Sistem periodik modern tersusun berdasarkan
kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat
f. Lajur horisontal yang disebut periode,
tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom
g. lajur vertikal yg disebut golongan, tersusun
berdasarkan kemiripan sifat
h. Unsur gol. A disebut gol. Utama, Unsur gol. B
disebut gol. Transisi.
i.
Golongan
dapat dieri tanda no 1 sampai 18 berurutan dari kiri ke kanan. Berdasarkan peno
moran ini, golongan transisi mempunyai nomor 3 sampai 12.
j.
Sistem
periodik modern tersusun atas
k. periode dan 18 golongan yang terbagi menjadi
l.
golongan
utama atau golongan A dan 8 golongan transisi atau golongan B.
m. Sistem Periodik Modern merupakan
penyempurnaan dari Hukum periodik Mendeleev
Periode dalam SPU PERIODE > LAJUR HORIZONTAL > Menunjukkan nomor
Kulit Atom yang sudah terisi elektron
Periode 1 > Kulit K
> 2 unsur
Periode 2 > Kulit L
> 8 unsur
Periode 3 > Kulit M
> 8 unsur
Periode 4 > Kulit N
> 18 unsur
Periode 5 > Kulit O
> 18 unsur
Periode 6 > Kulit P
> 32 unsur (18 unsur kulit N + 14 unsur Lantanida)
Periode 7 > Kulit Q
> belum lengkap+unsure deret Aktinida
B.
Sifat Keperiodikan Unsur
Yang dimaksud dengan
sifat-sifat periodik ialah bahwa ada hubungan antara sifat-sifat suatu unsur
dengan letaknya pada Tabel Sistem Periodik. Sifat – sifat ini berubah dan
berulang secara periodik, sesuai dengan perubahan nomor atom dan konfigurasi
elektron. Berikut kita bahas tentang: jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas
elektron, keelektronegatifan, dan kelogaman.
1. Jari-jari atom
Jari-jari atom adalah jarak
dari inti atom sampai ke elektron pada kulit terluar. Dikenal pula jari-jari
ion positif dan jari-jari ion negatif.
a. Untuk
unsur-unsur segolongan:
Jari-jari atom makin ke bawah
makin besar. Karena jumlah kulit yang dimiliki atom semakin banyak, maka kulit
terluar semakin jauh dari inti atom.
b.
Untuk unsur-unsur seperiode:
Jari-jari atom semakin pendek
dari kiri ke kanan. Sekalipun jumlah kulitnya sama, tetapi banyaknya proton
bertambah sehingga elektron-elektron trluar tertarik lebih dekat ke arah inti.
Jari-jari ion positip:
Jika suatu atom melepaskan electron sehingga terbentuk ion positip (kation),
X X+ + 1 e
Pada kation jumlah proton
lebih banyak daripada elektron dan mempunyai konfigurasi elektron yang stabil
seperti pada gas mulia.
Jari-jari kation ini lebih kecil daripada jari-jari atomnya. Hal
ini disebabkan lepasnya elektron terluar mengakibatkan kulitnya berkurang.
Jari-jari ion negative Jika
suatu atom menangkap elektron sehingga terbentuk ion negatif (anion),
Y + 1 e
Y
Pada anion jumlah elektron
lebih banyak daripada proton dan mempunyai konfigurasi elektron yang stabil
seperti pada gas mulia.
Jari-jari anion ini lebih besar daripada jari-jari atomnya. Sebab tambahan elektron ini
mengakibatkan terjadi tolak-menolak antar elektron di kulit terluar
Energi ionisasi Untuk
melepas elektron terluar dari suatu atom dalam wujudngas diperlukan energi.
Energi minimum yang diperlukan ini disebut energi ionisasi pertama. Selain itu
dikenal pula energi ionisasi kedua, ketiga, dan seterusnya. Energi ionisasi
kedua, berarti energi minimum yang diperlukan untuk melepas elektron kedua dari
suatu ion yang bermuatan +1. Besarnya energi ionisasi 20 unsur pertama tampak
pada Tabel 11 berikut.
Afinitas elektron: Energi yang yang dilepas oleh suatu atom dalam
wujud gas pada saat menerima electron. Semakin besar harga afinitas elektron
suatu atom, semakin mudah unsure tersebut membentuk ion negatif. Afinitas
elektron unsur-unsur dalam satu golongan dari atas ke bawah berkurang dan dalam
satu periode dari kiri ke kanan bertambah
Keelektronegatifan merupakan ukuran kemampuan suatu atom untuk
menarik elektron dalam ikatannya. Unsur-unsur dalam satu golongan dari atas ke
bawah harga keelektronegatifannya berkurang. Unsur-unsur dalam satu periode
dari kiri ke kanan harga keelektronegatifannya semakin besar. Dalam satu
golongan dari atas ke bawah sifat logam bertambah. Dalam satu periode dari kiri
ke kanan sifat logam berkurang.
IKATAN KIMIA
A.
Definisi Ikatan Kimia
Adalah ikatan yang terjadi
antar atom atau antar molekul dengan cara sebagai berikut :
1. atom yang 1 melepaskan elektron, sedangkan
atom yang lain menerima elektron (serah terima elektron)
2. penggunaan bersama pasangan elektron yang
berasal dari masing-masing atom yang berikatan
3. penggunaan bersama pasangan elektron yang
berasal dari salah 1 atom yang berikatan
Tujuan pembentukan ikatan
kimia adalah agar terjadi pencapaian kestabilan suatu unsur. Elektron yang
berperan pada pembentukan ikatan kimia adalah elektron valensi dari suatu
atom/unsur yang terlibat. Salah 1 petunjuk dalam pembentukan ikatan kimia
adalah adanya 1 golongan unsur yang stabil yaitu golongan VIIIA atau golongan
18 (gas mulia). Maka dari itu, dalam pembentukan ikatan kimia; atom-atom akan membentuk
konfigurasi elektron seperti pada unsur gas mulia.Unsur gas mulia mempunyai
elektron valensi sebanyak 8 (oktet)
atau 2 (duplet, yaitu atom Helium).
Periode
|
Unsur
|
Nomor Atom
|
K
|
L
|
M
|
N
|
O
|
P
|
1
|
He
|
2
|
2
|
|
|
|
|
|
2
|
Ne
|
10
|
2
|
8
|
|
|
|
|
3
|
Ar
|
18
|
2
|
8
|
8
|
|
|
|
4
|
Kr
|
36
|
2
|
8
|
18
|
8
|
|
|
5
|
Xe
|
54
|
2
|
8
|
18
|
18
|
8
|
|
6
|
Rn
|
86
|
2
|
8
|
18
|
32
|
18
|
8
|
Kecenderungan unsur-unsur
untuk menjadikan konfigurasi elektronnya sama seperti gas mulia terdekat
dikenal dengan istilah Aturan Oktet
Sifat Atom dan Ikatan Kimia adalah
1.
Suatu partikel baik berupa ion bermuatan, inti atom dan
elektron diantara mereka, akan membentuk ikatan kimia karena akan menurunkan
energi potensial antara partikel positif dan negatif
2.
Dalam tataran atomik, kita membedakan adanya logam dan
non logam berdasarkan beberapa sifat yang berhubungan dalam tabel periodik
3 Cara Penulisan Transfer Elektron
- Penggambaran dengan konfigurasi elektron
- Penggambaran dengan diagram orbital
- Penggunaan simbol titik elektron Lewis
Hubungan Orde Ikatan, Panjang Ikatan dan Energi Ikatan
Ikatan
|
Orde Ikatan
|
Panjang Rata-rata (pm)
|
Energi Ikatan (kJ/mol)
|
C – O
C = O
C ≡ O
C – C
C = C
C ≡ C
N – N
N = N
N ≡ N
|
1
2
3
1
2
3
1
2
3
|
143
123
113
154
134
121
146
122
110
|
358
745
1070
347
614
839
160
418
945
|
Lambang Lewis
Adalah lambang atom yang
dilengkapi dengan elektron valensinya.
· Lambang Lewis gas mulia menunjukkan 8
elektron valensi (4 pasang).
· Lambang Lewis unsur dari golongan lain
menunjukkan adanya elektron tunggal (belum berpasangan).
Berdasarkan perubahan konfigurasi elektron yang
terjadi pada pembentukan ikatan, maka ikatan kimia dibedakan menjadi 4 yaitu : ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan kovalen
koordinat / koordinasi / dativ dan ikatan logam.
Simbol Titik
Elektron Lewis ialah:
- Dalam model simbol titik elektron Lewis (G.N. Lewis1875 – 1946), simbol unsur mewakili inti dan elektron bagian dalam sedangkan titik-titik disekitarnya menunjukkan elektron valensi
- Nomor grup A yang menunjukkan jumlah elektron valensi
- Tempatkan satu titik pada masing-masing sisi (atas, bawah, kiri, kanan)
- Baru pasangkan titik-titik hingga semua terpakai
B.
MACAM –
MACAM IKATAN KIMIA
Ikatan Ion ( elektrovalen )
- Terjadi
jika atom unsur yang memiliki energi
ionisasi kecil/rendah melepaskan elektron valensinya (membentuk
kation) dan atom unsur lain yang mempunyai afinitas elektron besar/tinggi menangkap/menerima elektron
tersebut (membentuk anion).
- Kedua
ion tersebut kemudian saling berikatan dengan gaya elektrostatis (sesuai hukum Coulomb).
- Unsur
yang cenderung melepaskan elektron adalah unsur logam sedangkan unsur yang cenderung menerima elektron
adalah unsur non logam.
Model Ikatan Ionik
1.
Fokus utama model ikatan ionik adalah adanya transfer
elektron dari logam ke non logam untuk membentuk ion yang kemudian bersatu
membentuk padatan senyawa ionik
2.
Berdasarkan fenomena yang terjadi Lewis mengajukan
aturan oktet, saat atom-atom berikatan, ia akan melepas, menangkap atau memakai
bersama elektron untuk mencapai pengisian kulit terluar 8 (atau 2) elektron
Sifat-sifat Ikatan Ionik
1.
Keras
2.
Kaku
3.
Rapuh
Pita Elektron Ikatan Logam
1.
Secara umum atom logam berukuran besar, logam dapat
dengan mudah kehilangan elektron terluar (IE rendah) namun sulit
menangkap/memperoleh elektron
2.
Sifat ini mengarahkan logam-logam untuk sharing
elektron valensi mereka dengan cara yang berbeda pada ikatan kovalen
3.
Dalam model ikatan logam, elektron valensi atom-atom
logam yang berdekatan akan berkumpul membentuk pita (lautan elektron) yang
terdistribusi secara merata diantara atom-atom tersebut dan disekitar inti dan
elektron bagian dalam
4.
Pada ikatan ini elektron sharing terdelokalisasi dan
bergerak bebas disekujur potongan logam.
Contoh 1 :
Ikatan antara dengan
Konfigurasi elektronnya :
= 2, 8, 1
= 2, 8, 7
§ Atom Na melepaskan 1 elektron valensinya
sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia.
§ Atom Cl menerima 1 elektron pada kulit
terluarnya sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia.
(2,8,1) (2,8)
(2,8,7) (2,8,8)
§ Antara ion Na+ dengan terjadi gaya tarik-menarik elektrostatis sehingga
terbentuk senyawa ion NaCl.
Senyawa yang
mempunyai ikatan ion antara lain :
- Golongan
alkali (IA) [kecuali atom H]
dengan golongan halogen (VIIA)
2. Contoh : NaF, KI, CsF
- Golongan
alkali (IA) [kecuali atom H]
dengan golongan oksigen (VIA)
- Contoh :
Na2S, Rb2S,Na2O
- Golongan
alkali tanah (IIA) dengan golongan oksigen (VIA)
- Contoh :
CaO, BaO, MgS
Sifat umum
senyawa ionik :
1) Titik didih dan titik lelehnya tinggi
2) Keras, tetapi mudah patah
3) Penghantar panas yang baik
4) Lelehan maupun larutannya dapat
menghantarkan listrik (elektrolit)
5) Larut dalam air
6) Tidak larut dalam pelarut/senyawa organik
(misal : alkohol, eter, benzena)
2). Ikatan Kovalen
1. Adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara
bersama oleh 2 atom yang berikatan.
2. Ikatan kovalen terjadi akibat
ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).
3. Ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom
unsur yang memiliki afinitas elektron
tinggi serta beda
keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion.
4. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika
tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan
dengan cara mempersekutukan elektronnya
dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama.
5. Pembentukan ikatan kovalen dengan cara
pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron
pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron).
Model Ikatan Kovalen
- Jika kita membuka literatur kimia berupa hand book atau ensiklopedi maka akan didapati sebagian besar senyawa kimia yang ada dialam berupa senyawa kovalen
- Senyawa kovalen mengambil porsi terbesar dan yang utama dalam model ikatan kimia antar unsur-unsur dialam
Elektronegatifitas dan Polaritas Ikatan
- Dicetuskan pertama kali oleh Linus Pauling dan menelurkan skala elektronegatifitas (EN) dari unsur dalam tabel periodik
- Gambaran Umum: Kita bisa memperkirakan energi ikatan H – F akan memiliki nilai diantara energi H – H (432 kJ/mol) dan F – F (159 kJ/mol). Namun ternyata nilai energi ikatan H – F sebesar 565 kJ/mol
- Pauling menduga besarnya energi ini karena ada kontribusi elektrostatik dalam ikatan tsb.
- Jika F menarik elektron lebih banyak kearahnya, maka pemakaian bersama yang tidak seimbang ini memicu timbulnya muatan parsial negatif pada F dan positif pada H. Beda muatan ini kemudian menimbulkan gaya tarik elektrostatik sehingga ikatan H – F lebih besar energinya dari yang diperkirakan
Elektronegatifitas dan Bilangan Oksidasi
1.
Penentuan bilangan Oksidasi berdasarkan
elektronegatifitas:
2.
Atom yang lebih elektronegatif mendapatkan semua
elektron sharing dan atom yang kurang elektronegatif dihitung nol
3.
Tiap-tiap atom dalam ikatan masing-masing dihitung
semua elektron tak berikatannya sendiri-sendiri
4.
Bilangan oksidasi diberikan oleh rumus:
5.
Biloks = jml e valensi – (jml e share + jml e non
share)
6.
Contoh HCl memiliki elektron valensi 7 dan elektron
share 2 sehingga biloksnya = 7 – 8 = -1. sedangkan H dihitung biloks = 1 – 0 =
1
Ada 3 jenis ikatan kovalen :
a). Ikatan
Kovalen Tunggal
Contoh 1 :
1. Ikatan yang terjadi antara atom H dengan
atom H membentuk molekul H2
2. Konfigurasi elektronnya :
a. = 1
3. Ke-2 atom H yang berikatan memerlukan 1 elektron
tambahan agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil (sesuai dengan
konfigurasi elektron He).
4. Untuk itu, ke-2 atom H saling meminjamkan
1 elektronnya sehingga terdapat sepasang elektron yang dipakai bersama.
Rumus struktur =
Rumus kimia = H2
Contoh 2 :
1.
Ikatan
yang terjadi antara atom H dengan atom F membentuk molekul HF
2.
Konfigurasi
elektronnya :
=
1
=
2, 7
3.
Atom
H memiliki 1 elektron valensi sedangkan atom F memiliki 7 elektron valensi.
4.
Agar
atom H dan F memiliki konfigurasi elektron yang stabil, maka atom H dan atom F
masing-masing memerlukan 1 elektron tambahan (sesuai dengan konfigurasi
elektron He dan Ne).
5.
Jadi,
atom H dan F masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama.
Rumus struktur =
Rumus kimia = HF
b). Ikatan
Kovalen Rangkap Dua
Contoh :
§ Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O
membentuk molekul O2
§ Konfigurasi elektronnya :
= 2, 6
§ Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka
agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan
tambahan elektron sebanyak 2.
§ Ke-2 atom O saling meminjamkan 2
elektronnya, sehingga ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron
secara bersama.
Rumus struktur :
Rumus kimia : O2
§ Soal :
Tuliskan
pembentukan ikatan kovalen dari senyawa berikut : (lengkapi dengan rumus
struktur dan rumus kimianya)
1) Atom C dengan O membentuk molekul CO2
2) Atom C dengan H membentuk molekul C2H4
(etena)
c). Ikatan
Kovalen Rangkap Tiga
Contoh 1:
o
Ikatan
yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul N2
o
Konfigurasi
elektronnya :
= 2, 5
o
Atom
N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang
stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3.
o
Ke-2
atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga ke-2 atom N tersebut akan
menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.
Rumus struktur :
Rumus
kimia : N2
Contoh 2:
§ Ikatan antara atom C dengan C dalam etuna
(asetilena, C2H2).
§ Konfigurasi elektronnya :
= 2, 4
= 1
§ Atom C mempunyai 4 elektron valensi
sedangkan atom H mempunyai 1 elektron.
§ Atom C memasangkan 4 elektron valensinya,
masing-masing 1 pada atom H dan 3 pada atom C lainnya.
(Rumus
Lewis) (Rumus bangun/struktur)
3). Ikatan Kovalen Koordinasi /
Koordinat / Dativ / Semipolar
- Adalah
ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron
yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain
hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama.
- Pasangan
elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan
tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan
elektron.
Contoh 1:
- Terbentuknya senyawa
atau
Ikatan Logam
v Adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya
gaya tarik-menarik yang terjadi antara muatan positif dari ion-ion logam dengan
muatan negatif dari elektron-elektron yang bebas bergerak.
v Atom-atom logam dapat diibaratkan seperti
bola pingpong yang terjejal rapat 1 sama lain.
v Atom logam mempunyai sedikit elektron
valensi, sehingga sangat mudah untuk dilepaskan dan membentuk ion positif.
v Maka dari itu kulit terluar atom logam
relatif longgar (terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron dapat
berpindah dari 1 atom ke atom lain.
v Mobilitas elektron dalam logam sedemikian
bebas, sehingga elektron valensi logam mengalami delokalisasi yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi tersebut tidak tetap posisinya pada 1 atom, tetapi
senantiasa berpindah-pindah dari 1
atom ke atom lain.
Gambar Ikatan Logam
v Elektron-elektron valensi tersebut berbaur
membentuk awan elektron yang menyelimuti ion-ion positif logam.
v Struktur logam seperti gambar di atas,
dapat menjelaskan sifat-sifat khas logam yaitu :
a). berupa zat padat pada suhu kamar, akibat adanya gaya tarik-menarik
yang cukup kuat antara elektron valensi (dalam awan elektron) dengan ion
positif logam.
b). dapat ditempa (tidak rapuh), dapat dibengkokkan dan dapat direntangkan menjadi kawat. Hal
ini akibat kuatnya ikatan logam sehingga atom-atom logam hanya bergeser
sedangkan ikatannya tidak terputus.
c). penghantar / konduktor listrik yang baik, akibat adanya elektron
valensi yang dapat bergerak bebas dan berpindah-pindah. Hal ini terjadi karena
sebenarnya aliran listrik merupakan aliran elektron.
Polarisasi Ikatan Kovalen
1. Suatu ikatan kovalen disebut polar, jika
Pasangan Elektron Ikatan (PEI)
tertarik lebih kuat ke salah 1 atom.
Contoh 1 :
1. Dalam tiap molekul di atas, ke-2 atom yang
berikatan menarik PEI sama kuat karena atom-atom dari unsur sejenis mempunyai
harga keelektronegatifan yang sama.
2. Akibatnya muatan dari elektron tersebar
secara merata sehingga tidak terbentuk kutub.
Contoh 3 :
1. Meskipun atom-atom penyusun CH4
dan CO2 tidak sejenis, akan tetapi pasangan elektron tersebar secara
simetris diantara atom-atom penyusun senyawa, sehingga PEI tertarik sama kuat
ke semua atom (tidak terbentuk kutub).
Momen Dipol ( µ )
Adalah suatu besaran yang
digunakan untuk menyatakan kepolaran suatu ikatan kovalen.
Dirumuskan :
µ = Q x r ;
1 D = 3,33 x 10-30 C.m
keterangan :
µ = momen
dipol, satuannya debye (D)
Q = selisih
muatan, satuannya coulomb (C)
r = jarak
antara muatan positif dengan muatan negatif, satuannya meter (m)
Perbedaan antara Senyawa Ion dengan Senyawa Kovalen
No
|
Sifat
|
Senyawa Ion
|
Senyawa Kovalen
|
1
|
Titik didih
|
Tinggi
|
Rendah
|
2
|
Titik leleh
|
Tinggi
|
Rendah
|
3
|
Wujud
|
Padat pada suhu kamar
|
Padat,cair,gas pada suhu kamar
|
4
|
Daya hantar listrik
|
Padat = isolator
Lelehan= konduktor
Larutan = konduktor
|
Padat = isolator
Lelehan = isolator
Larutan=ada yang konduktor
|
5
|
Kelarutan dalam air
|
Umumnya larut
|
Umumnya tidak larut
|
6
|
Kelarutan dalam trikloroetana (CHCl3)
|
Tidak larut
|
Larut
|
Pengecualian dan Kegagalan Aturan Oktet
1). Pengecualian Aturan Oktet
a)
Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet
Meliputi senyawa kovalen biner
sederhana dari Be, B dan Al yaitu atom-atom yang elektron valensinya kurang
dari empat (4).
Contoh : BeCl2, BCl3
dan AlBr3
b)
Senyawa dengan jumlah elektron valensi
ganjil
Contohnya : NO2
mempunyai jumlah elektron valensi (5 + 6 + 6) = 17
c)
Senyawa dengan oktet berkembang
Unsur-unsur periode 3 atau
lebih dapat membentuk senyawa yang melampaui aturan oktet / lebih dari 8
elektron pada kulit terluar (karena kulit terluarnya M, N dst dapat menampung
18 elektron atau lebih).
Contohnya : PCl5,
SF6, ClF3, IF7 dan SbCl5
2). Kegagalan Aturan Oktet
Aturan oktet gagal meramalkan
rumus kimia senyawa dari unsur transisi maupun post transisi.
Contoh :
1. atom Sn mempunyai 4 elektron valensi
tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +2
2. atom Bi mempunyai 5 elektron valensi
tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +1 dan +3
Penyimpangan dari Aturan Oktet dapat berupa :
1) Tidak mencapai oktet
2) Melampaui oktet ( oktet berkembang )
Penulisan Struktur Lewis
Langkah-langkahnya :
1) Semua elektron valensi harus muncul dalam
struktur Lewis
2) Semua elektron dalam struktur Lewis
umumnya berpasangan
3) Semua atom umumnya mencapai konfigurasi
oktet (khusus untuk H, duplet)
4) Kadang-kadang terdapat ikatan rangkap 2
atau 3 (umumnya ikatan rangkap 2 atau 3 hanya dibentuk oleh atom C, N, O, P dan
S)
Langkah alternatif : ( syarat utama : kerangka molekul / ion sudah
diketahui )
1) Hitung jumlah elektron valensi dari semua
atom dalam molekul / ion
2) Berikan masing-masing sepasang elektron
untuk setiap ikatan
3) Sisa elektron digunakan untuk membuat
semua atom terminal mencapai oktet
4) Tambahkan sisa elektron (jika masih ada),
kepada atom pusat
5) Jika atom pusat belum oktet, tarik PEB
dari atom terminal untuk membentuk ikatan rangkap dengan atom pusat
Resonansi
a. Suatu molekul atau ion tidak dapat
dinyatakan hanya dengan satu struktur
Lewis.
b. Kemungkinan-kemungkinan struktur Lewis
yang ekivalen untuk suatu molekul atau ion disebut Struktur Resonansi.
Contoh :
c. Dalam molekul SO2 terdapat 2
jenis ikatan yaitu 1 ikatan tunggal () dan 1 ikatan rangkap ().
d. Berdasarkan konsep resonansi, kedua ikatan
dalam molekul SO2 adalah ekivalen.
e. Dalam molekul SO2 itu, ikatan
rangkap tidak tetap antara atom S dengan salah 1 dari 2 atom O dalam molekul
itu, tetapi silih berganti.
f. Tidak satupun di antara ke-2 struktur di
atas yang benar untuk SO2, yang benar adalah gabungan atau hibrid dari ke-2 struktur resonansi tersebut.
DAFTAR
PUSTAKA
Sudarmo,
Unggul, 2004. Kimia Untuk SMA Kelas X,
Erlangga:Jakarta
Purba, Mitchel. 2004. Kimia Untuk SMA Kelas X, Erlangga:Jakarta
Wikipedia, 2010, Struktur Atom, http://www.wikipedia-Struktur-Atom.com diakses
tanggal 29 Desember 2010, Pukul 13.00
Tidak ada komentar:
Posting Komentar