I. STRUKTUR ATOM DAN SISTEM
PERIODIK UNSUR
Standar
Kompetensi
1.
Memahami
Struktur Atom untuk Meramalkan Sifat-sifat Periodik Unsur, Srtuktur Molekul,
dan Sifat-sifat Senyawa
Kompetensi
Dasar
1.1 Menjelaskan
teori atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi elektron dan
diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik.
Indikator
1.1.1
Menjelaskan teori atom Bohr .
1.1.2 Menjelaskan teori atom Mekanika Kuantum
.
A. Perkembangan Teori Atom
Perkembangan konsep atom-atom secara ilmiah dimulai
oleh John Dalton (1805), kemudian dilanjutkan oleh Thomson (1897), Rutherford
(1911) dan disempurnakan oleh Bohr (1914).
Gambaran
susunan partikel-partikel dasar dalam atom disebut model atom
1.
Teori Atom Dalton
a. Atom
digambarkan sebagai bola pejal yang sangat
kecil.
b. Atom
merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi.
c. Atom-
atom dari unsur yang sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom dari unsur
berbeda, mempunyai sifat yang berbeda pula.
d. Atom-atom
bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana.
Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen.
e. Reaksi
kimia merupakan pemisahan atau penggabungan
atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan
atau dimusnahkan.
Model
Atom Dalton
Hipotesa Dalton
digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal
Kelebihan
teori atom Dalton:
a.
Dapat menjelaskan Hukum
Hukum kekekalan massa Lavoiseir (teorinya yang e)
b.
Dapat menjelaskan Hukum
Perbandingan Tetap Proust (teorinya yang d)
Kelemahan
teori atom Dalton
- Tidak dapat
menjelaskan mengapa ada persamaan dan perbedaan sifat dari beberapa unsur
- Teori no b
batal sejak ditemukannya elektron,proton dan neutron
- Teori no c
batal sejak ditemukannya isotop,isoton dan isobar
2.
TEORI ATOM THOMSON
Hasil
eksperimennya menyatakan ada partikel bermuatan negatif dalam atom yang disebut
elektron.
- Atom adalah
bola pejal bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron bermuatan
negative (bagaikan kismis dalam roti kismis).
- Atom
bersifat netral, yaitu muatan positif dan muatan negatif jumlahnya sama.
Model
Atom Thomson
Kelebihan teori atom Thomson : Thomson
menemukan electron
Kelemahan teori
otom Thomson : Tidak dapat menjelaskan
susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.
3.
Teori Atom Rutherford
Eksperimen
yang dilakukan Rutherford adalah penembakan lempeng Emas tipis dengan partikel
alpha
EKSPERIMEN
RUTHERFORD
- Atom
terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif,
dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif (seperti
planet dalam tata surya) dan massa atom terpusat pada inti atom.
- Rutherford
menduga bahwa didalam inti atom terdapat partikel netral yang berfungsi
mengikat partikel-partikel positif agar tidak saling tolak menolak.
- Sebagian
besar dari atom merupakan ruang kosong.
Kelebihan teori atom Rutherford : Menemukan inti atom yang disusun
oleh partikel yang bermuatan positif (+) yang disebut proton
Kelemahan
dari Rutherford tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam
inti atom. Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengitari inti ini disertai
pemancaran energi sehingga lama - kelamaan energi elektron akan berkurang dan
lintasannya makin lama akan mendekati inti dan jatuh ke dalam
4. Teori Atom Niels Bohr
Kelemahan
dari Rutherford diperbaiki oleh Niels Bohr dan menyusun Teori Atomnya
1.
Elektron
mengelilingi inti pada orbit /lintasan tertentu yang disebut kulit
atom (n) yang mempunyai tingkat
energy tertentu. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang
terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin
tinggi tingkat energinya. Elektron bergerak pada lintasan tertentu dan
lintasannya diberi nomor 1, 2, 3, ….. Dan diberi lambang K, L, M, …..
2.
Selama berada dalam lintasannya, energi elektron tetap
sehingga tidak ada energi yang diserap maupun dipancarkan.
3.
Elektron dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke
lintasan stasioner lain, dengan menyerap atau memancarkan energi.
Model
Atom Bohr
Kelebihan
Teori Atom Bohr
- atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.
- elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu
yang disebut kulit elektron atau tingkat energi
Kelemahan
Teori Atom Bohr :
- Model atom ini tidak bisa menjelaskan spektrum warna dari atom
berelektron banyak
- Tidak mampu menerangkan bahwa atom dapat membentuk molekul melalui
ikatan kimia
4.
Model Atom Mekanika Kuantum-Model Atom Modern
Dikembangkan
berdasarkan Teori
Mekanika Kuantum yang diprakasai oleh 3 ahli
:
1. Louis de
Broglie (1924):
¯ E bersifat sbg gelombang
Semua materi atau partikel yang bergerak mempunyai cirri-ciri gelombang
Landasannya
Teori Kuantum Planck : E = hf
Teori Relativitas Einstein : E =
mc2
2.
Werner
Heisenberg
Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan
dan momentum suatu benda secara seksama pada saaat yang bersamaan, yang dapat
ditentukan adalah kebolehjadian menemukan electron pada jarak tertentu dari inti
atom
Jarak elektron yg
mengelilingi inti hanya dapat ditentukan
dengan kemungkinan – kemungkinan saja.
3. Erwin schrodinger
(1927):
Schrodinger membuat fungsi gelombang yang menggambarkan batas kemungkinan
ditemukan electron dalam tiga dimensi.
Persamaan gelombang Schrodinger :
Ψ digunakan untuk menjelaskan :
a. Energy orbital
b. Bentuk orbital
Ciri Khas
model atom mekanika kuantum:
a. Gerakan
elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak
stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi
gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi dari kebolehjadian paling besar ditemukannya
elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)
b. Bentuk dan
ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron
yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)
c. Posisi elektron
sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Mekanika Kuantum bukannya
sesuatu yang pasti, tetapi bolehjadi merupakan peluang terbesar
ditemukannya
elektron
Model
Atom Mekanika Kuantum :
Pertanyaan
dan tugas :
Jelaskanlah perbedaan antara model atom Niels Bohr dan model atom
Mekanika kuantum.
Standar
Kompetensi
4.
Memahami
Struktur Atom untuk Meramalkan Sifat-sifat Periodik Unsur, Srtuktur Molekul,
dan Sifat-sifat Senyawa
Kompetensi
Dasar
1.2 Menjelaskan
teori atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi elektron dan
diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik.
Indikator
1.1.1. Menentukan bilangan kuantum utama, azimuth, magnetik dan spin
(kemungkinan elektron berada).
1.1.2. Menjelaskan kulit dan subkulit serta hubungannya dengan
bilangan kuantum.
1.1.3. Mengambarkan bentuk-bentuk orbital.
B. ORBITAL
DAN BILANGAN KUANTUM
1.
Pengertian Orbital
Orbital : adalah daerah ruang disekitar
inti tempat peluang untuk menemukan electron paling besar.
Karakteristik
orbital :
a. Dapat menentukan energy orbital
b. Dapat menentukan bentuk orbital
Didalam konsep orbital , kulit masih dapat lagi dibagi menjadi subkulit-subkulit, dan sub
kulit-subkulit dibagi menjadi orbital-orbital.
2.
Bilangan Kuantum
Struktur atom ditentukan oleh posisi
electron dalam suatu atom berdasarkan model atom mekanika kuantum digunakan
istilah Bilangan Kuantum
Bilangan kuantum terdiri dari :
a. Bilangan kuantum utama (n)
b. Bilangan kuantum azimuth (l)
c. Bilangan kuantum magnetic (m)
d. Bilangan kuantum spin (s)
a.
Bilangan Kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum utama menyatakan kulit dimana orbital berada
Bilangan kuantum utama dimulai
dari n=1 sampai dengan n=∞
|
|
Harga n
|
1
|
2
|
3
|
4
|
5
|
6
|
7
|
|
Lambang
kulit
|
K
|
L
|
M
|
N
|
O
|
P
|
Q
|
Kegunaan bilangan kuantum utama :
1) Menentukan posisi electron dalam
kulit atom
2) Menentukan jarak rata-rata awan
electron dari inti atom
3) Menentukan tingkat energy utama
atom, dimana semakin besar harga n maka akan semakin besar tingkat energinya
b.
Bilangan Kuantum Azimuth (l)
Bilangan kuantum azimuth menyatakan
subkulit
Harga bilangan kuantum azimuth (l) tergantung kepada bilangan kuantum
utama (n)
Nilai l = 0 sampai dengan (n-1)
|
Untuk n = 1 → nilai l yang diizinkan adalah l = 0
Untuk n = 2 → nilai l yang diizinkan adalah l = 0 dan 1
Untuk n = 3 → nilai l yang diizinkan adalah l = 0, 1 dan 2
Untuk n = 4 → nilai l yang diizinkan adalah l = 0, 1, 2, 3 dst
Lambang orbital :
|
Nilai l
|
0
|
1
|
2
|
3
|
dst
…
|
|
Lambang
orbital
|
s
|
p
|
d
|
f
|
dst….
|
|
Arti
sub kulit
|
sharp
|
principal
|
diffuse
|
fundamental
|
|
Kesimpulan :
·
Semua kulit mengandung subkulit s (Kulit K n=1 → s)
·
Semua kulit, kecuali kulit n=1 mengandung sub kulit p (Kulit
L n=2 → s dan p)
·
Semua kulit, kecuali kulit n=1 dan n=2 mengandung sub kulit
d (…………..)
·
Semua kulit, kecuali kulit n=1, n=2 dan n=3 mengandung sub
kulit f (………)
·
Dan seterusnya
Sub kulit pada bilangan kuantum
azimuth :
|
Kulit
|
Bilangan kuantum azimuth yang
diizinkan
|
Sub kulit
|
|
K (n=1)
|
0
|
1s
|
|
L (n=2)
|
0, 1
|
2s, 2p
|
|
M (n=3)
|
0, 1, 2
|
3s, 3p, 3d
|
|
N (n=4)
|
0, 1, 2, 3
|
4s, 4p, 4d, 4f
|
|
….
|
0, 1, 2, 3, …, (n-1)
|
…
|
Kegunaan bilangan kuantum azimuth :
·
Untuk menentukan bentuk orbital
·
Untuk unsur-unsur yang memiliki lebih dari 1 elektron
menyatakan tingkat energy subkulit
Pertanyaan dan tugas :
1. Suatu electron mempunyai bilangan
kuantum utama (n) = 4. Terletak dikulit
manakah electron tersebut? Subkulit apa saja yang terdapat dalam kulit tersebut
2. Diketahui suatu kulit mempunyai 2
subkulit , yaitu s dan p. Tentukan harga n dan kulit atomnya.
3. Berapakah nilai l yang dimungkinkan untuk electron dengan nilai n = 3?
c.
Bilangan Kuantum Magnetik (m)
Bilangan kuantum magnetic membagi subkulit menjadi
orbital-orbital, dimana bilangan kuantum magnetic terkait dengan orientasi
orbital.
Harga m tergantung kepada harga l
|
Sub kulit
|
s
|
p
|
d
|
f
|
|
Nilai l
|
0
|
1
|
2
|
3
|
|
Nilai m
|
0
|
-1, 0, +1
|
-2, -1, 0, +1, +2
|
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
|
|
Jumlah orbital
|
1
|
3
|
5
|
7
|
Orbital dan jumlah orbital pada
kulit K L M N
|
|
K
|
L
|
M
|
N
|
|
subkulit
|
1s
|
2s
|
2p
|
3s
|
3p
|
3d
|
4s
|
4p
|
4d
|
4f
|
|
Orbital m
|
0
|
0
|
-1 0 +1
|
0
|
-1 0 +1
|
-2 -1 0
+1 +2
|
0
|
-1 0 +1
|
-2 -1 0
+1 +2
|
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
|
|
Jumlah orbital
|
1
|
1
|
3
|
1
|
3
|
5
|
1
|
3
|
5
|
7
|
d.
Bilangan kuantum Spin (s)
Bilangan kuantum spin menyatakan :
·
Arah rotasi electron
·
Dasar pengisian electron dalam orbital, dimana satu orbital
hanya memiliki maksimim 2 elektron
Kemungkinan arah rotasi electron :
·
Searah jarum jam dengan nilai +1/2 dilambangkan ↓
·
Berlawanan arah dengan jarum jam dengan nilai -1/2 dilambangkan ↑
Bilangan kuantum spin
|
Bilangan
kuantum
|
|
Utama
(n)
|
Azimuth
(l)
|
Magnetic
(m)
|
Spin (s)
|
|
1
|
0
|
0
|
+1/2 dan
-1/2
|
|
2
|
0
|
0
|
+1/2 dan
-1/2
|
|
1
|
-1
|
+1/2 dan
-1/2
|
|
0
|
+1/2 dan
-1/2
|
|
+1
|
+1/2 dan
-1/2
|
|
…
|
…
|
…
|
…
|
Rangkuman Bilangan Kuantum
|
Bilangan
kuantum
|
Jumlah
orbital
|
Jumlah
electron (maksimum 2 elektron perorbital)
|
|
Utama
(n)
|
Azimuth
(l)
|
Magnetic
(m)
|
Spin
(s)
|
|
1 K
|
0 1s
|
0
|
-1/2
dan +1/2
|
1
|
2 2
|
|
2 L
|
0 2s
|
0
|
-1/2
dan +1/2
|
1 4
|
2 8
|
|
1 2p
|
-1
0 +1
|
-1/2
dan +1/2
|
3
|
6
|
|
3 M
|
0 3s
|
0
|
-1/2
dan +1/2
|
1
|
2
|
|
1 3p
|
-1
0 +1
|
-1/2
dan +1/2
|
3 9
|
6 18
|
|
2 3d
|
-2
-1 0 +1 +2
|
-1/2
dan +1/2
|
5
|
10
|
|
4 N
|
0 4s
|
0
|
-1/2
dan +1/2
|
1
|
2
|
|
1 4p
|
-1
0 +1
|
-1/2
dan +1/2
|
3 16
|
6
|
|
2 4d
|
-2
-1 0 +1 +2
|
-1/2
dan +1/2
|
5
|
10 32
|
|
3 4f
|
-3
-2 -1 0 +1 +2 +3
|
-1/2
dan +1/2
|
7
|
14
|
|
n …
|
0 ….
|
0
|
-1/2
dan +1/2
|
1
|
2
|
|
|
|
|
… n2
|
… 2n2
|
|
n-1 ….
|
+l
0 -l
|
-1/2
dan +1/2
|
2l + 1
|
4l
+ 2
|
Pertanyaan dan tugas :
1.
Kedudukan suatu orbital dalam suatu atom ditentukan oleh 3
bilangan kuantum , yaitu bilangan kuantum utam (n), bilangan kuantum azimuth
(l), bilangan kuantum magnetic (m). Sebutkan fungsi masing-masing bilangan
kuantum tersebut !
2.
Berapakah jumlah orbital terdapat dalam kulit M
(n=3)Tuliskan bilangan-bilangan kuantum dari semua orbital tersebut
3.
Berikan semua nilai l dan
m yang mungkin untuk kulit L (n=2)
4.
Berapakah jumlah orbital yang terdapat dalam subkulit 3s,
2p, 5d dan 4f
5.
a. Tentukan bilangan kuantum n, l dan m dari orbital yang menempati sub kulit 4s
c. Berapakah banyak electron yang
terdapat menempati orbital tersebut? Jelaskan alasannya!
6.
Tentukan apakah kombinasi nilai bilangan kuantum berikut
benar untuk menyatakan satu orbital. Jika tidak jelaskan alasannya
n l m
a. 3 2 +1
b. 4 4 0
c. 3 3 +1
d. 2 0 +1
7. Bagaimana menyatakan keempat
bilangan kuantum dari elektron 3s1 ?
3.
Energi, Bentuk dan Orientasi Orbital
a.
Energi orbital
Energi orbital dikarekterisasikan oleh :
·
Bilangan kuantum utama (n), terkait dengan tingkat energy
utama
·
Bilangan kuantum azimuth (l), terkait dengan tingkat energy subkulit
Orbital-orbital yang mempunyai nilai
n dan l yang sama akan mempunyai
nilai energy yang sama, begitu juga sebaliknya.
Energi orbital dapat dihitung dari
fungsi gelombang Schrodinger ψ
Diagram energy untuk atom dengan dua
atau lebih elektron
4.
Bentuk dan Orientasi Orbital
Bentuk orbital dikarekterisasi oleh bilangan kuantum azimuth (l).
Orbital-orbital yang dengan nilai l yang
sama akan mempunyai bentuk orbital yang sama.
Bentuk orbital diperoleh dari ψ2 fungsi gelombang
Schrodinger
Orientasi orbital terkait dengan bilangan kuantum magnetic
(m)
a. Bentuk dan orientasi orbital di
subkulit s
Tiga macam penggambaran orbital 1s
Orbital 2s
Gambaran kerapatan elektron memperlihatkan probabilitas
letak electron
Bentuk
orbital s :
1s 2s 3s
Bentuk
Orbital p :
Bentuk
orbital d
Bentuk
orbital f :
Standar
Kompetensi
1.
Memahami
Struktur Atom untuk Meramalkan Sifat-sifat Periodik Unsur, Srtuktur Molekul,
dan Sifat-sifat Senyawa
Kompetensi
Dasar
1.1
Menjelaskan teori atom
Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi elektron dan diagram
orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik.
Indikator
1.1.6
Menggunakan
prinsip aufbau, aturan Hund, azas larangan pauli untuk menuliskan konfigurasi
elektron.
1.1.7
Menggunakan
prinsip aufbau, aturan Hund, azas larangan pauli untuk menuliskan diagram
orbital
C.
KONFIGURASI ELEKTRON
Konfigurasi elektron adalah menggambarkan susunan
elektron-elektron pada orbital-orbitalnya dalam atom.
Dalam
setiap atom telah tersedia orbital-orbital, akan tetapi belum tentu semua
orbital ini terisi penuh. Bagaimanakah pengisian elektron dalam orbital-orbital
tersebut ?
Aturan-aturan dalam konfigurasi elektron :
1.
Aturan
Aufbau
2.
Aturan
Hund
3.
Asas
larangan Pauli
Aturan Aufbau
Prinsip Aufbau menyatakan bahwa pengisian subkulit
oleh elektron selalu dimulai dari subkulit dengan energi lebih rendah ke subkulit
dengan energi lebih tinggi.
Dalam setiap sub kulit mempunyai
batasan elektron yang dapat diisikan yakni :
Subkulit s maksimal berisi 2 elektron
Subkulit p maksimal berisi 6
elektron
Subkulit d maksimal berisi 10
elektron
Subkulit f maksimal berisi 14
elektron
Hal ini dapat digambarkan sebagai berikut
Tingkat
energi Orbital
Keterangan :
Jumlah elektron yang ditulis dalam
konfigurasi elektron merupakan jumlah elektron maksimal dari subkulit tersebut
kecuali pada bagian terakhirnya yang ditulis adalah elektron sisanya.
Perhatikan contoh di bawah ini :
Konfigurasi electron diatas boleh ditulis
berdasarkan nomor kulitnya sebagai berikut :
Tapi bila kalian disuruh menuliskan bilangan
kuantum dari elektron terakhir dari Sc maka elektron tersebut terletak pada sub
kulit 3d bukan 4s, walau dalam penulisan terakhir sendiri adalah sub kulit 4s.....cirinya
pada sub kulit 3d tidak terisi penuh elektron sedangkan sub kulit 4s nya terisi
penuh.
Penulisan konfigurasi elektron dapat
disingkat dengan penulisan atom dari golongan gas mulia yaitu : He (2
elektron), Ne (10 elektron), Ar (18 elektron), Kr (36 elektron), Xe (54
elektron) dan Rn ( 86 elektron). Hal ini karena pada konfigurasi elektron gas
mulia setiap sub kulitnya terisi elektron secara penuh.
Skema yang digunakan untuk
memudahkan penyingkatan sebagai berikut :
Contoh penyingkatan konfigurasi
elektron :
Penyimpangan konfigurasi elektron
Berdasarkan eksperimen, terdapat penyimpangan
konfigurasi elektron dalam pengisian elektron. Penyimpangan pengisian elektron
ditemui pada elektron yang terdapat pada orbital subkulit d dan f.
Penyimpangan pada orbital subkulit
d dikarenakan orbital yang setengah penuh (d5) atau penuh (d10)
bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah
penuh (d4) atau hampir penuh (d8 atau d9).
|
Jika
electron terluar berakhir pada d4, d8 atau d9
tersebut, maka satu atau semua elektron pada orbital s (yang berada pada
tingkat energy yang lebih rendah dari d) pindah ke orbital subkulit d.
|
Lihat beberapa contoh dalam Tabel
Penyimpangan pada orbital d
Pada orbital f, penyimpangan dalam pengisian
elektron dalam orbital ini disebabkan oleh tingkat energi orbital saling
berdekatan hampir sama. Penyimpangan ini berupa berpindahnya satu atau dua
elektron dari orbital f ke orbital d. Lihat beberapa contoh dalam Tabel
Penyimpangan pada orbital f.
Pertanyaan dan tugas :
Tulis konfigurasi electron
unsur-unsur berikut
a. 7N f.
42Mo
b.19K g.
57La
c. 24Cr h.
81Tl
d. 29Cu i.
78Pt
e. 35Br j.
93Np
Berdasarkan
:
a. Tingkat energinya
b.Urutan kulit
c. Singkatan dengan unsur gas mulia
Konfigurasi electron ion
a. Konfigurasi ion positif
Ion
positif terbentuk karena atom netralnya melepaskan electron dari kulit
terluarnya, yaitu kulit yang sudah terisi dengan nilai n paling besar,
akibatnya jumlah elektronnya akan berkurang.
Contoh
:
b.Konfigurasi ion negatif
Ion negatif terbentuk karena atom netralnya menangkap
electron untuk mengisi orbital dengan tingkat energy tertinggi yang belum penuh
Contoh :
Tulis konfigurasi
electron 16O-2
Jawab :
16O mempunyai jumlah electron 16 dengan konfigurasi
elektronnya 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
16O-2 karena menangkap 2 elektron, maka jumlah
elektronnya akan bertambah 2 sehingga jumlah elektronnya menjadi 18, dengan
knfigurasi elektronnya : 1s2 2s2 2p6 3s2
3p4
Pertanyaan dan tugas :
Tulis konfigurasi electron ion-ion berikut :
a. 12Mg2+ e. 7N3-
b. 24Cr3+ f. 16S2-
c. 15P5+ g. 53I-
d. 28Ni2+ h. 6C4-
DIAGRAM ORBITAL
Konfigurasi elektron dalam atom
selain diungkapkan dengan diagram curah hujan, seringkali diungkapkan dalam
diagram orbital. Ungkapan yang kedua akan bermanfaat dalam menentukan bentuk
molekul dan teori hibridisasi.
Yang harus diperhatikan dalam
pembuatan diagram orbital :
1. Orbital-orbital dilambangkan
dengan kotak
2. Elektron dilambangkan sebagai
tanda panah dalam kotak
3. Banyaknya kotak ditentukan berdasarkan
bilangan kuantum magnetik, yaitu:
4.
Untuk orbital-orbital yang berenergi sama dilambangkan dengan sekelompok kotak
yang bersisian, sedangkan orbital dengan tingkat energi berbeda digambarkan
dengan kotak yang terpisah.
5.
Satu kotak orbital berisi 2 elektron, satu tanda panah mengarah ke atas dan
satu lagi mengarah ke bawah. Pengisan elektron dalam kotak-kotak orbital
menggunakan aturan Hund.
Kaidah Hund
orbital-orbital dengan energi
yang sama, masing-masing diisi lebih dulu oleh satu elektron arah (spin)
yang sama dahulu kemudian elektron akan memasuki orbital-orbital secara
urut dengan arah (spin) berlawanan atau dengan kata lain dalam subkulit
yang sama semua orbital masing-masing terisi satu elektron terlebih dengan
arah panah yang sama kemudian sisa elektronnya baru diisikan sebagai
elektron pasangannya dengan arah panah sebaliknya”.
|
Contoh pengisian yang benar:
Contoh pengisian yang salah :
Contoh :
Tulis diagram orbital dari
a.
16S
b.
17Cl
c.
14Si
Jawab :
Dalam atom
tidak boleh ada 2 elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum sama.
Jika 2 elektron menempati orbital yang sama, kedua elektron ini harus
bilangan kuantum spinnya berbeda.
|
Larangan Pauli
Dalam atom
tidak boleh ada 2 elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum sama. Jika 2
elektron menempati orbital yang sama, kedua elektron ini harus bilangan
kuantum spinnya berbeda.
Contoh :
elektron 1, n = 1, 1 = 0, m = 0, s = +1/2
elektron 2, n = 1, 1 = 0, m = 0, s = -1/2
Akibat larangan Pauli ini, tiap orbital hanya bisa diisi oleh 2 elektron.
Pertanyaan dan Tugas :
Gambarkan diagram orbital dan tentukan bilangan kunatum yang mungkin
untuk electron yang menempati orbital dengan tingkat energy tertinggi pada
atom-atom berikut :
a.
11Na c. 56Ba e. 50Sn
b.
36Kr d. 14Si
D.
HUBUNGAN
KONFIGURASI ELEKTRON DENGAN SISTEM PERIODIK UNSUR
Unsur-unsur dalam system periodic dikelompokkan ke dalam golongan
dan periode. Bagaimana cara menetukan periode dan golongan berdasrkan
konfigurasi mekanika kuantum?
1. Golongan unsur-unsur
Nomor
golongan suatu unsur menunjukkan jumlah elektron
valensi (eval) unsure tersebut pada sub kulit tertentu
|
Unsur
lantanida dan aktinida elektron valensinya berada disub kulit s dan f. Jumlah
eval tidak mencerminkan golongan karena lantanida dan aktinida tidak
menggunakan nomor golongan
Unsur
Golongan Lantanida (n=6)
Mempunyai konfigurasi elektron subkulit terluar 6s2 4f1
sampai dengan 6s2 4f14
Unsur
Golongan Aktinida (n=7)
mempunyai konfigurasi elektron subkulit terluar 7s2 5f1 sampai dengan 7s2
5f14
2.
Periode Unsur-Unsur
Penentuan
nomor periode dilakukan dengan cara menentukan nilai n terbesar
|
Contoh Soal :
1.
Ramalkan posisi unsur-unsur
berikut dalam system periodic :
a.
13A b. 37B c. 26C d. 47D
Jawab:
a.
13A konfigurasi elektronnya : [Ne] 3s2 3p1
Jumlah eval = 3s2 3p1 = 2 + 1 =3 → Golongan
IIIA . Karna n=3 →periode 3
b.
37B konfigurasi elektronnya : [Kr] 5s1 → Golongan IA
periode 5
c.
26C konfigurasi elektronnya : [Ar] 4s2 3d6 →
Golongan VIIIB periode 4
d.
47D konfigurasi elektronnya : [Kr] 5s1 4d10 →
golongan IB periode 5
e.
62S konfigurasi elektronnya :
[Xe] 6s2 4f6 →
golongan Lantanida periode 6
2.
Ramalkan konfigurasi electron
dari unsur-unsur berikut berdasarkan posisinya dalam system periodic
|
Unsur
|
Periode
|
Golongan
|
Konfigurasi Elektron
|
|
Be
|
2
|
IIA
|
1s2 2s2
|
|
P
|
3
|
VA
|
1s2 2s2 3s2 3p3
|
|
Zn
|
4
|
IIB
|
……………………………………………
|
|
Ag
|
5
|
IB
|
……………………………………………
|
|
Xe
|
5
|
VIIIA
|
……………………………………………
|
Pertanyaan dan tugas :
1.
Tentukan golongan dan periode
unsur-unsur berikut :
a.
30R b. 20I c. 27Z d. 48A e. 45F
2.
Tentukan nomor atom X dan Z
dari data konfigurasi electron ion-ion berikut :
a.
X2+ : 1s2 2s2 2p6
3s1
b.
Z-3 : 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6 4s2 3d5
3.
Tentukan golongan dan periode
atom D dan E dari data konfigurasi electron ion-ion berikut :
a.
D3+ : 1s2 2s2 2p6
3s2
b.
E- : [Kr] 4d10 5s2 5p6
4.
Orbital electron dari suatu
atom berbentuk bola. Tentukan sub kulit dan electron maksimumnya. Jika electron
tersebut memuat electron valensi, tentukan golongan atomnya!
Standar
Kompetensi
5.
Memahami
Struktur Atom untuk Meramalkan Sifat-sifat Periodik Unsur, Srtuktur Molekul,
dan Sifat-sifat Senyawa
Kompetensi
Dasar
1.2. Menjelaskan
teori jumlah pasangan elektron disekitar inti atom dan teori hibridisasi untuk
meramalkan bentuk molekul
Indikator
1.2.1. Menentukan bentuk molekul berdasarkan teori pasangan
elektron.
1.2.2.
Menentukan
bentuk molekul berdasarkan teori hibdrisasi
E. BENTUK
MOLEKUL
Bentuk molekul adalah
gambaran kedudukan atom-atom di dalam suatu molekul berdasarkan
susunan ruang pasangan elektron dalam atom pusat dalam molekul, pasangan
elektron ini baik yang berikatan maupun yang bebas, yaitu dalam ruang
tiga dimensi dan juga menggambarkan besarnya sudut-sudut yang dibentuk dalam
suatu molekul
1.
Teori Domain Elektron
Bentuk molekul ditentukan melalui percobaan.
Namun demikian molekul-molekul sederhana dapat diramalkan
bentuknya berdasarkan pemahaman tentang struktur electron
dalam molekul. Kita akan membahas cara meramalkan bentuk molekul berdasarkan
teori tolak menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusatnya yang
disebut teori domain electron.
Bentuk molekul tergantung pada susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI
dan pasangan elektron bebas (PEB) atom pusat
dalam molekul. Dapat dijelaskan
dengan teori tolakan pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence
Shell Electron Pair Repultion)
Teori Domain Elektron menyatakan bahwa “pasangan
elektron ikatan dan pasangan elektron bebas tolak-menolak sehingga tiap-tiap
pasangan elektron cenderung berjauhan satu sama lain untuk meminimalkan gaya
tolakan tersebut”. Teori ini juga disebut
teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) atau Teori
Tolakan Pasangan Elektron Valensi. Teori ini dikembangkan oleh R.J.
Gillespie dan R.S. Nyholm. Teori Domain Elektron menggambarkan arah
pasangan elektron baik PEI dan PEB terhadap atom pusat.
Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut:
1.
Setiap elektron ikatan
(apakah ikatan tunggal, rangkap atau rangkap tiga) merupakan 1 domain.
2.
Setiap pasangan
elektron bebas merupakan 1 domain.
Teori
domain elektron mempunyai prinsip-prinsip dasar sebagai berikut:
Molekul kovalen terdapat
pasangan-pasangan elektron baik PEI maupun PEB.
Karena pasangan-pasangan elektron mempunyai muatan sejenis, maka tolak-
menolak antarpasangan elektron. Tolakan (PEB - PEB)
> tolakan (PEB - PEI) >
tolakan (PEI - PEI)
Adanya gaya tolak-menolak menyebabkan
atom-atom yang berikatan
membentuk struktur ruang yang tertentu dari
suatu molekul dengan demikian
bentuk molekul dipengaruhi oleh banyaknya PEI maupun PEB yang dimiliki pada
atompusat. Perbedaan kekuatan daya tolak menolak, dapat menyebabkan sudut ikatan mengecil sehingga bentuk molekulnya
mengalami penyimpangan dari susunan ruang pasangan elekron pada kulit terluar
atom pusat yang seharusnya.
Bentuk molekul ditentukan oleh pasangan elektron
ikatannya
Perhatikanlah table berikut yang
menunjukkan susunan ruang pasangan elektron pada kulit terluar dan sudut ikatan
dalam molekul.
Merumuskan Tipe Molekul
1) Atom pusat dilambangkan dengan A
2) Domain elektron ikatan dilambangkan dengan X
3) Domain elektron bebas dinyatakan dengan E
Tipe molekul Senyawa Biner Berikatan Tunggal dapat ditentukan
dengan langkah-langkah berikut:
1.
Tentukan jumlah
elektron valensi atom pusat (EV)
2.
Tentukan jumlah domain
elektron ikatan (X)
3.
Tentukan jumlah
elektron bebas (E)
Tipe molekul Senyawa Biner Berikatan Rangkap dan Kovalen Koordinat dapat
ditentukan dengan langkah-langkah berikut:
1. Tentukan
jumlah elektron valensi atom pusat (EV)
2. Tentukan
jumlah domain elektron ikatan (X’)
3. Tentukan
jumlah elektron bebas (E)
a.
Tabel tipe molekul
|
Jumlah
Pasangan Elektron Ikatan (X)
|
Jumlah
Pasangan Elektron Bebas (E)
|
Rumus (AXnEm)
|
Bentuk
Molekul
|
Contoh
|
|
2
|
0
|
AX2
|
Linear
|
CO2
|
|
3
|
0
|
AX3
|
Trigonal
planar
|
BCl3
|
|
2
|
1
|
AX2E
|
Bengkok
|
SO2
|
|
4
|
0
|
AX4
|
Tetrahedron
|
CH4
|
|
3
|
1
|
AX3E
|
Piramida
trigonal
|
NH3
|
|
2
|
2
|
AX2E2
|
Planar bentuk
V
|
H2O
|
|
5
|
0
|
AX5
|
Bipiramida
trigonal
|
PCl5
|
|
4
|
1
|
AX4E
|
Bipiramida
trigonal
|
SF4
|
|
3
|
2
|
AX3E2
|
Planar bentuk
T
|
IF3
|
|
2
|
3
|
AX2E3
|
Linear
|
XeF2
|
|
6
|
0
|
AX6
|
Oktahedron
|
SF6
|
|
5
|
1
|
AX5E
|
Piramida
sisiempat
|
IF5
|
|
4
|
2
|
AX4E2
|
Sisiempat
datar
|
XeF4
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Contoh Soal :
Tentukan tipe dan bentuk molekul dari masing-masing molekul berikut
:
a.
BeCl2 d. PCl5 g. XeF4
b.
BCl3 e. SF6 h. NCl3
c.
CH4 f. IF3 i. SO2
Jawab :
a.
BeCl2
Jumlah electron valensi atom pusat
(Be) : 2
Jumlah domain electron ikatan (X) : 2
Jumlah domain electron bebas (E) :
= 0
Tipe Molekul : AX2
Bentuk Molekul : Linear
b.
BCl3
Jumlah electron valensi atom pusat
(B) : 3
Jumlah domain electron ikatan (X) : 3
Jumlah domain electron bebas (E) :
= 0
Tipe Molekul : AX3
Bentuk Molekul : Segitiga sama sisi/segitiga planar
c.
CH4
Jumlah electron valensi atom pusat
(C) : 4
Jumlah domain electron ikatan (X) : 4
Jumlah domain electron bebas (E) :
= 0
Tipe Molekul : AX4
Bentuk Molekul : Tetrahedron
d.
PCl5
Jumlah electron valensi atom pusat
(P) : 5
Jumlah domain electron ikatan (X) : 5
Jumlah domain electron bebas (E) :
= 0
Tipe Molekul : AX5
Bentuk Molekul : Trigonal Bipiramida
e.
SF6
Jumlah electron valensi atom pusat
(S) : 6
Jumlah domain electron ikatan (X) : 6
Jumlah domain electron bebas (E) :
= 0
Tipe Molekul : AX6
Bentuk Molekul : octahedron
f.
IF3
Jumlah electron valensi atom pusat
(I) : 7
Jumlah domain electron ikatan (X) : 3
Jumlah domain electron bebas (E) :
= 2
Tipe Molekul : AX3E2
Bentuk Molekul : planar bentuk T
g.
XeF4
Jumlah electron valensi atom pusat
(Xe) : 8
Jumlah domain electron ikatan (X) : 4
Jumlah domain electron bebas (E) :
= 2
Tipe Molekul : AX4E2
Bentuk Molekul : Segi empat planar
h.
NCl3
Jumlah electron valensi atom pusat
(N) : 5
Jumlah domain electron ikatan (X) : 3
Jumlah domain electron bebas (E) :
= 1
Tipe Molekul : AX3E1
Bentuk Molekul : Piramida trigonal
2.
Bentuk Molekul Menurut Teori Hibridisasi
Bentuk
Molekul menurut Teory Hibridisasi yaitu bentuk molekul yang didasarkan
kepada bentuk orbital kulit terluarnya.
Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui
penggabungan antar orbital senyawa kovalen atau kovalen koordinasi.
Pembentukan orbital hibrida dapat dilihat dari
contoh berikut :
Dari
suatu percobaan, telah diketahui bahwa metana (CH4 ) mempunyai bentuk molekul tetrahedral yang simetris dengan sudut
ikatan 109,50.
Konfigurasi elektron 6C : 1s2 2s2 2p2
Diagram orbital :
1s 2s 2px 2py
2pz
¯
¯
Dengan
4 atom H, sebelum berikatan, atom C harus menyediakan 4 elektron tunggal untuk
berikatan dengan 4 atom H dengan cara mempromosikan (memindahkan) satu elektron
2s ke orbital 2p, sehingga terjadi promosi :
1s 2s 2p
¯
¯
menjadi
:
1s
2s 2p
¯
Pada
peristiwa tersebut, satu orbital s dan 3 orbital p mengalami pembauran (hibridisasi)
yang menghasilkan 4 orbital hibrida sp3 yang berbentuk tetrahedral.
Molekul PCl5
Molekul CH4
Molekul SF6
Tabel
Pembentukan orbital hibrida dan bentuk molekul
|
JENIS ORBITAL HIBRIDA
|
TERBENTUK DARI
|
BENTUK
MOLEKUL YANG TERBENTUK
|
|
sp
|
1 orbital s + 1 orbital p
|
Linear
|
|
sp2
|
1 orbital s + 2 orbital p
|
Trigonal
(segitiga)
|
|
sp3
|
1 orbital s + 3 orbital p
|
Tetrahedral
Trigonal
Piramida (1 PEB)
Bentuk
V (2 PEB)
|
|
sp3d
|
1 orbital s + 3 orbital p
+ orbital d
|
Trigonal
Bipiramida
|
|
sp3d2
|
1 orbital s + 3 orbital p
+ 2 orbital d
|
Oktahedral
|
Tabel hubungan jenis hibridisasi dengan bentuk hibrida
|
Hibridisasi
|
Bentuk hibrida
|
Contoh
|
|
sp
|
Linear
|
BF2 , CdBr2
, HgCl2 , BaCl2
|
|
sp2
|
Trigonal
planar
|
BF3 , GaI3
, B(CH3)3
|
|
sp3
|
Tetrahedral
|
CH4 , SiH4
, CCl4 , GeH4 , TiCl4 , SiF4
|
|
dsp2
|
Bujur
sangkar
|
[Cu(NH3)4]2+
, [Ni(CN)4]2–
|
|
sp3d
|
Trigonal
bipiramida
|
PCl5 , MoCl5
, TaCl5 , AsCl5
|
|
sp3d2
|
Oktahedral
|
SF6 , SbF6 ,
CrCl6 3–
|
Berbagai
macam tipe hibridisasi:
|
Orbital
Asal
|
Orbital
Hibrida
|
Bentuk
orbital Hibrida
|
Gambar
|
|
s,p
|
sp
|
Linear
|
|
|
s,p,p
|
sp2
|
Segitiga
sama sisi
|
|
|
s,p,p,p
|
sp3
|
Tetrahedron
|
|
|
s,p,p,p,d
|
sp3d
|
Bipirimida
trigonal
|
|
|
s,p,p,p,d,d
|
sp3d2
|
oktahedron
|
|
Latihan :
Tentukan
tipe hibridisasi dalam masing – masing molekul berikut :
a.
H2O b. ClF3 c.
XeF4 d. SF4 e. IF5 f . BF3
Kepolaran Molekul
Kepolaran
ditentukan oleh 2 faktor yaitu kepolaran ikatan kovalennya (polar atau non
polar) dan bentuk molekulnya (simetris dan tidak simetris).
a. Kepolaran
dari molekul yang memiliki 1 ikatan kovalen (molekul dwi atom)
(i)
Apabila ikatan kovalen
tersebut bersifat non polar, maka molekulnya bersifat non polar
Biasanya unsur-unsur yang berikatan sejenis
Contoh molekul H2, I2, Cl2,
F2, Br2, O2, dll
(ii)
Apabila ikatan kovalen
tersebut bersifat polar, maka molekulnya bersifat polar
Biasanya unsur-unsur yang berikatan berbeda
Contoh : molekul HCl, HBr, dll
b. Kepolaran
dari molekul yang memiliki 1 ikatan kovalen (molekul poli atom)
(i)
Apabila salah satu ikatan
kovalennya bersifat polar, maka
·
molekulnya bersifat non
polar jika bentuk molekulnya simetris
Contoh : CCl4, CO2, BCl3
·
molekulnya bersifat polar jika molekulnya
tidak simetris
Contoh : H2O, NH3, CHCl3
(ii)
Apabila semua ikatan
kovalennya bersifat non polar, maka molekulnya bersifat non polar.
Contoh : S8 dan P4
F. GAYA ANTAR MOLEKUL
Istilah molekul
hanya ditujukan pada atom-atom yang berikatan secara kovalen. Ikatan kovalen
disebut gaya intramolekul (intramoleculer force) yang mengikat atom-atom
menjadi satu kesatuan.
Gaya
intramolekul menstabilkan molekul secara individual. Satu molekul dengan
molekul lain yang sejenis atau berbeda dapat mengadakan interaksi atau tarik
menarik. Gaya tarik menarik antarmolekul-molekul ini disebut gaya
antarmolekul atau gaya intermolekul (intermoleculer force).
Gaya antar
molekul pada umumnya lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen. Misalnya
untuk memutuskan gaya tarik antara molekul HCl dengan molekul HCl lain, hanya
diperlukan energi sebesar 16 kJ/mol, sedangkan untuk memutuskan ikatan kovalen
antara atom H dan Cl pada molekul HCl dibutuhkan energi sebesar 431 kJ/mol.
Ikatan kovalen dan gaya antarmolekul pada molekul HCl seperti tertera pada
Gambar.
Secara garis besar terdapat tiga jenis gaya tarik antarmolekul,
yaitu
1.
Gaya antar molekul nonpolar yaitu gaya dipol sesaat dengan dipol terimbas (Gaya
London)
2.
Gaya antamolekul polar yaitu gaya dipol-dipol (Gaya Van Der Waals)
3.
Ikatan hidrogen disebut juga gaya dipol-dipol karena molekul yang memiliki
ikatan hidrogen selalu berupa molekul polar.
1.
Gaya London
Seorang ahli fisika dari Jerman Fritz London, tahun 1930 menguraikan
terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat
yang kemudian dikenal Gaya London sering pula
disebut gaya dispersi.
Gaya London
merupakan gaya antar dipol sesaat pada molekul non polar. Molekul non polar
seharusnya tidak mempunyai kutub/polar (sesuai dengan namanya). Namun, karena
adanya pergerakan elektron mengelilingi atom/molekul, maka ada saat-saat
tertentu dimana elektron akan "berkumpul" (terkonsentrasi) di salah
satu ujung/tepi molekul, sedang di tepi yang lain elektronnya
"kosong". Hal ini membuat molekul tersebut "tiba-tiba"
memiliki dipol, yang disebut dipol sesaat. Munculnya dipol ini akan menginduksi
dipol tetangga disebelahnya. Ketika elektron bergerak lagi, dipol ini akan
hilang kembali. Untuk jelasnya dapat dilihat pada gambar berikut:
Ketika dipol sesat terjadi, akan timbul pula gaya london
(garis biru putus-putus). Ketika dipol hilang, gaya london pun hilang.
Proses pembentukan dipol sesaat dan dipol induksian pada
atom Ne yang memiliki dua elektron ditunjukan pada Gambar.
Keterangan angka-angka pada molekul
- Nomor
1 molekul dengan dua elektron yang selalu dalam keadaan bergerak
- Nomor
2 molekul yang telah mengalami dipol sesaat
- Nomor
3 molekul yang telah mengalami dipl sesaat karena diimbas diinduksi oleh
molekul nomor 2.
Kekuatan Gaya london
bergantung pada berbagai faktor:
|
1.
|
Kerumitan molekul
makin rumit molekul (Mr makin besar), maka gaya london makin kuat.
|
|
2.
|
Ukuran molekul
makin besar ukuran molekul, gaya london juga makin kuat. hal ini dikarenakan
molekul besar lebih mudah terpolarisasi, sehingga dipol
sesaat lebih mudah terjadi.
|
Adanya gaya London
antara molekul-molekul nonpolar menyebabkan pada waktu peleburan dan pendidihan
diperlukan sejumlah energi untuk memperbesar jarak antara molekul-molekul
nonpolar. semakin
kuat gaya London antara molekul-molekul semakin besar pula energi yang
diperlukan untuk terjadinya peleburan dan pendidihan
3. Gaya Antar Molekul Polar
(Gaya Van der Waals)
Gaya Van der
Waals merupakan gaya tarik antar dipol pada molekul polar. Molekul polar
memiliki ujung-ujung yang muatannya berlawanan. Ketika dikumpulkan, maka
molekul polar akan mengatur dirinya (membentuk formasi) sedemikian hingga ujung yang
bermuatan positif akan berdekatan dengan ujung yang bermuata negatif dari
molekul lain. tapi tentu saja formasinya tidak statis/tetap, kenapa? Karena
sebenarnya molekul selalu bergerak dan bertumbukan/tabrakan.
Catatan:
Molekul/atom/zat akan diam tak bergerak jika energi
kinetiknya = 0 (nol). Keadaan ini disebut keadaan diam mutlak, dicapai jika
benda berada pada suhu 00K (-2730C)
Untuk jelasnya, bisa dilihat pada
gambar berikut:
Gaya Van der Waals diperlihatkan
dengan garis merah (putus-putus). Kekuatan gaya tarik antara dipol ini biasanya
lebih lemah dari kekuatan ikatan ionik atau kovalen (kekuatannya hanya 1% dari
ikatan). Kekuatannya juga akan berkurang dengan cepat bila jarak antar dipol
makin besar. jadi gaya Van der Waaals suatu molekul akan lebih kuat pada fase
padat dibanding cair dan gas.
Gaya tarik antar
molekul polar disebut gaya tarik dipol-dipol. Hal ini disebabkan molekul polar
memiliki penyebabran elektron yang tidak merata sehingga memiliki dipol yang
tetap, tidak seperti pada molekul nonpolar yang dipolnya muncul pada saat-saat
tertentu saja.
Molekul-molekul polar yang
memiliki fasa cair jika berada pada satu tempat, maka molekul-molekul yang ada
akan menyusun diri sehingga dipol positif (muatan positif) dekat dengan dipol negatif,
begitupun sebaliknya dipol negatif akan menyusun diri agar lebih dekat dengan
dipol positif dari molekul tetangganya, seperti yang ditunjukan pada Gambar.
Gambar
Gaya tarik dan gaya tolak antara molekul-molekul polar
Dengan posisi seperti ini gayaa
tarik yang terjadi lebih kuat dibanding tolaknya. Karena dalam fasa cair
molekul-molekul selalu bergerak dan bertumbukan satu dengan yang
lain, maka posisi molekul-molekul selalu berubah namun pusat muatan positif
dari satu molekul selalu berdekatan dengan pusat muatan negatif molekul-molekul
yang lain, begitupun sebaliknya.
Kenaikan energi termal (kenaikan
suhu) menyebabkan tumbukan antarmolekul sering terjadi dan susunan
molekul-molekul menjadi semakin acak (random). Kekuatan gaya tarik antara
molekul-molekul semakin berkurang sedangkan kekuatan gaya tolaknya bertambah,
akan tetapi kekuatan gaya tarik masih lebih dominan daripada gaya tolak.
Pada waktu temperatur mencapai
titik didih cairan maka kekuatan antara gaya tarik dan gaya tolak adalah
seimbang, cairan mulai mendidih. Titik didih berkaitan dengan energi yang
diperlukan untuk memutuskan gaya antarmolekul bukan memutuskan ikatan antaratom.
Semakin kuat gaya antarmolekul, semakin besar energi yang diperlukan untuk
memutuskannya.
Dalam fasa padat susunan
molekul-molekul polar lebih teratur dibanding dalam fasa cair seperti yang
ditunjukan pada Gambar berikut.
Gambar
Susunan molekul polar dalam fasa padat
5. Ikatan Hidrogen
Interaksi dipol-dipol yang sangat kuat, yang terjadi bila atom hidrogen terikat
pada salah satu dari ketiga unsur yang sangat elektronegatif, yaitu F, O, dan
N. Ketiga unsur ini memiliki tarikan yang sangat kuat pada pasangan elektron
yang berikatan sehingga atom yang terlibat pada ikatan mendapatkan muatan
parsial yang sangat besar. Ikatan ini sangat polar, sehingga interaksi
antarmolekul menjadi sangat kuat. Akibatnya, titik didih senyawa yang memiliki ikatan
hidrogen relatif tinggi (walapun massa molarnya paling rendah) bila
dibandingkan senyawa lain pada golongan yang sama.
Gambar ikatan hidrogen antar molekul H2O
Gambar Ikatan hidrogen molekul HF yang berbentuk zig-zag
Pengaruh Gaya Antarmolekul
terhadap Sifat Fisis dan kimia zat
Gaya yang terjadi antarmolekul
terutama gaya tarik dapat mempengaruhi sifat dan kimia zat. Sifat fisika zat
yang dipengaruhi gaya antarmolekul antara lain, titik didih, titik lebur, kalor
penguapan viskositas.
Sedangkan sifat kimia yang dipengaruhi oleh gaya antarmolekul terutama adalah
sifat asam basa zat.
Titik didih, titik lebur, kalor
penguapan makin besar atau makin tinggi bila gaya antarmolekul makin kuat,
begitupun sebaliknya.
Viskositas atau kekentalan
merupakan kemudahan suatu zat untuk mengalir. Semakin besar viskositas, maka
zat tersebut semakin sukar mengalir, begitupun sebaliknya suatu zat akan
semakin mudah mengalir bila viskositasnya kecil atau rendah. Contohnya air
lebih mudah mengalir dibanding oli sehingga air memiliki viskositas yang lebih
kecil atau lebih rendah dibanding oli.
Viskositas zat berkaitan dengan
gaya antarmolekulnya. Bila gaya antarmolekul kuat zat memiliki viskositas
tinggi begitupun sebaliknya. Oleh sebab itu, viskositas dipengaruhi oleh suhu,
suhu makin tinggi viskositas zat akan menurun sehingga lebih mudah mengalir.
Latihan
1. Apa yang dimaksud dengan
a.
Dipole sesaat
b.
Dipole terimbas
2.
Jelaskan hakekat gaya dispersi
atau Gaya London
3.
Manakah yang mempunyai titik
lebih tinggi :
a.
Nitrogen (Mr=28) atau oksigen
(Mr=32)
b.
Butane atau iso butana
4.
Diketahui
molekul berikut : NH3, Cl2,HI, H2O, HCl.
a. Susunlah molekul diatas
berdasarkan kekuatan gaya tarik antarmolekul .
b. Jelaskanlah tentang gaya London,
gaya vander wals dan ikatan hydrogen.
5.
Manakah yang mempunyai titik
lebih tinggi :
a.
Oksigen (O2) atau
hydrogen sulfide (H2S)
b.
Hidrogen klorida (HCl) atau hydrogen iodide
(HI)
c.
Nitrogen (N2) atau
karbon monoksida (CO)
6.
Manakah yang mempunyai titik
didh lebih tinggi etanol (C2H5OH) atau dimetil eter (CH3−O−CH3)
:
