conan

conan
There is only one truth

Senin, 10 Oktober 2011

Kimia - “Struktur Atom, Sistem Periodik Unsur dan Ikatan Kimia”


MAKALAH KIMIA
“Struktur Atom, Sistem Periodik Unsur dan Ikatan Kimia”


Unmul Color.jpg


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
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/92/Rutherford_atom.svg/250px-Rutherford_atom.svg.png
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
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/a/a5/Bohr_atom_model_English.svg/250px-Bohr_atom_model_English.svg.png

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.

tingkat energi
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.
pauli










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 :
  1. Ion positif terjadi apabila suatu unsur melepaskan elektron à jumlah elektron dalam konfigurasi lebih sedikit daripada jumlah elektron pada nomor atom
  2. Ion negatif terjadi apabila suatu unsur menerima elektron à jumlah electron dalam konfigurasi lebih banyak daripada jumlah elektron pada nomor atom
  3. Suatu unsur membentuk ion positif atau negatif agar memiliki konfigurasi seperti gas mulia
  4. 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
  1. Penggambaran dengan konfigurasi elektron
  2. Penggambaran dengan diagram orbital
  3. 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:
  1. 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
  2. Nomor grup A yang menunjukkan jumlah elektron valensi
  3. Tempatkan satu titik pada masing-masing sisi (atas, bawah, kiri, kanan)
  4. Baru pasangkan titik-titik hingga semua terpakai


B.     MACAM – MACAM IKATAN KIMIA
Ikatan Ion ( elektrovalen )
  1. 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).
  2. Kedua ion tersebut kemudian saling berikatan dengan gaya elektrostatis (sesuai hukum Coulomb).
  3. 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 :
  1. Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan halogen (VIIA)
2.      Contoh : NaF, KI, CsF
  1. Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan oksigen (VIA)
  2. Contoh : Na2S, Rb2S,Na2O
  3. Golongan alkali tanah (IIA) dengan golongan oksigen (VIA)
  4. 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
  1. Jika kita membuka literatur kimia berupa hand book atau ensiklopedi maka akan didapati sebagian besar senyawa kimia yang ada dialam berupa senyawa kovalen
  2. Senyawa kovalen mengambil porsi terbesar dan yang utama dalam model ikatan kimia antar unsur-unsur dialam

Elektronegatifitas dan Polaritas Ikatan
  1. Dicetuskan pertama kali oleh Linus Pauling dan menelurkan skala elektronegatifitas (EN) dari unsur dalam tabel periodik
  2. 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
  3. Pauling menduga besarnya energi ini karena ada kontribusi elektrostatik dalam ikatan tsb.
  4. 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