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.

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 2p³3s² 3p⁵atau [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 :

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 4s²3d³ 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 :

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 ₁H = 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