Skip to content
Iklan

Struktur Atom, Sistem Periodik, dan Ikatan Kimia (part 2)


2. Konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron merupakan penataan elektron-elektron dalam atom. Ada tiga aturan untuk menggambarkan konfigurasi elektron dari suatu atom, yaitu :

1. Aturan Aufbau

Pengisian elektron pada orbital dimulai dari energi paling rendah kemudian ke tingkat energi yang lebih tinggi.

Image

Jika ditulis memanjang adalah sebagai berikut :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 4f 5p 6s 5d 6p 7s 5f 6d 7p…

2. Larangan Pauli

Pauli menyatakan bahwa tidak ada 2 elektron dalam 1 orbital yang memiliki ke-4 bilangan kuantum yang sama. Yang berarti bahwa bilangan kuantum spinnya harus berbeda yaitu + ½ atau – 1/2. Akibatnya, setiap orbital dapat diisi maksimal 2 elektron (1 pasang elektron)

  • Subkulit s terdiri dari 1 orbital, dapat ditempati maksimal 2 elektron
  • Subkulit p terdiri dari 3 orbital, dapat ditempati maksimal 6 elektron
  • Subkulit d terdiri dari 5 orbital, dapat ditempati maksimal 10 elektron
  • Subkulit f terdiri dari 7 orbital, dapat ditempati maksimal 14 elektron

Contoh :

7N           : 1s2 2s2 2p3                         atau [2He]  2s2 2p3

17Cl         : 1s2 2s2 2p3 3s2 3p5                atau [10Ne] 3s2 3p5

3. Aturan Hund

Pada pengisian orbital yang setingkat, elektron-elektron tidak membentuk pasangan lebih dulu sebelum masing-masing orbital terisi sebuah elektron.

Contoh :

Image

Sistem Periodik Unsur

Sistem periodik unsur disusun berdasarkan pengamatan sifat kimia dan sifat fisika unsur. Unsur yang mempunyai kemiripan, baik sifat kimia maupun fisika diletakkan dalam satu golongan.

Menentukan letak golongan

Jika konfigurasi elektron berakhir pada sn maka unsur tersebut pada golongan nA

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

Jika konfigurasi elektron berakhir pada dn maka unsur tersebut pada golongan (n+2)B untuk n+2 berjumlah 8, 9, dan 10, sedangkan untuk n+2 yang berjumlah 11 dan 12 unsur terletak pada golongan IB dan IIB

Jika konfigurasi elektron berakhir pada fn, maka unsur tersebut terletak pada golongan lantanida dan aktinida

Menentukan letak periode

Letak periode ditentukan dari jumlah kulit elektron unsur yang ditandai dengan angka di depan subkulit yang terbesar.

Contoh

19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 atau [18Ar] 4s1

K terletak pada periode 4, golongan IA

23L = = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 atau [18Ar] 4s2 3d3

L terletak pada periode 4, golongan VB

Bentuk molekul

Bentuk molekul ditentukan  melalui percobaan, tetapi untuk molekul-molekul sederhana dapat diramalkan bentuknya berdasarkan struktur-struktur elektron dalam molekul melalui teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion). Struktur elektron dalam molekul, yaitu dibentuk molekul, ditentukan oleh pasangan elektron terikat dan kekuatan tolak menolak antar pasangan.

PEB – PEB > PEB – PEI > PEI – PEI

Keterangan :

PEB : Pasangan elektron bebas

PEI : Pasangan elektron ikatan

Berbagai kemungkinan bentuk molekul sebagai berikut :

Image

Catatan :

A : atom pusat

X : pasangan elektron terikat

E : pasangan elektron bebas

Langkah-langkah untuk meramalkan bentuk molekul suatu senyawa sebagai berikut :

  • Gambarkan struktur Lewis senyawa tersebut
  • Tentukan jumlah PEB dan PEI di sekeliling atom pusat
  • Gunakan hasil nomor 2 untuk merumuskan tipe tersebut

Contoh :

Meramalkan bentuk molekul dari CH4 adalah :

Konfigurasi dari 6C = 2    4

Konfigurasi dari H = 1

Jumlah PEI = 4 dan PEB = 0

Tipe molekulnya adalah AX4, bentuk molekulnya adalah tetrahedron

D. Gaya tarik Antar molekul

Gaya tarik antarmolekul dibagi menjadi 2, yaitu :

1. Gaya Van der Walls, yang terdiri atas gaya tarik menarik dipol sesaat dan gaya tarik menarik dipol-dipol.

a. Gaya tarik menarik dipol sesaat

Dipol sesaat terbentuk apabila elektron dari suatu daerah berpindah ke daerah lainnya. Hal itu menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga antar molekul nonpolar terjadi gaya tarik menarik yang lemah.

Gaya tarik menarik ini dikemukakan oleh Fritz London, maka disebut gaya London atau gaya Dispersi. Gaya London ini terutama terdapat pada molekul-molekul nonpolar, misalnya CH4, H­2O.

b. Gaya tarik dipol-dipol

Suatu molekul yang penyebaran muatannya tidak simetris akan bersifat polar dan mempunyai ujung-ujung yang berbeda muatan (dipol). Susunan molekul seperti ini akan menghasilkan suatu gaya tarik menarik yang disebut gaya tarik dipol-dipol. Gaya tersebut terdapat pada senyawa polar. Senyawa polar cenderung mempunyai titik leleh dan titik didih yang lebih tinggi daripada senyawa nonpolar. Contoh senyawa polar, misalnya HCl dan BH3

Gaya-gaya antar molekul, yaitu gaya dispersi gaya London) dan gaya dipol-dipol, secara kolektif disebut gaya Van Der Walls. Gaya dispersi terdapat pada setiap zat, baik polar maupun nonpolar. Gaya tarik dipol-dipol yang terdapat pada zat polar menambah gaya dispersi dalam zat itu.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen terjadi antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen (H). Molekul-molekul yang sangat polar, misalnya F2, O2, dan N2 sedangkan yang termasuk ikatan hidrogen, misalnya HF, H2O, dan NH3. Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya-gaya Van Der Walls. Energi untuk memutuskan ikatan hidrogen adalah sekitar 15 sampai 40 kJ/mol, sedangkan untuk gaya Van Der Walls adalah sekitar 2 sampai 20 kJ/mol. Itulah sebabnya mengapa zat yang mempunyai ikatan hidrogen mempunyai titik cair dari titik didih yang relatif tinggi.

Sumber :Hayati SMA Kimia XI – Smt 1

Iklan

Tinggalkan Balasan

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

Logo WordPress.com

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

Gambar Twitter

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

Foto Facebook

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

Foto Google+

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

Connecting to %s