kimia bab1 kelas XI

36
www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr BAB I STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA A. Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 1). Radiasi Elektromagnetik Adalah suatu pancaran energi yang merambatnya digambarkan sebagai gelombang. Radiasi ini mempunyai cepat rambat ( c ) yang sama, tetapi berbeda dalam hal panjang gelombang ( ) dan frekuensinya ( f ). Dirumuskan : c = f x atau dengan : c adalah cepat rambat cahaya ( 3 x 10 8 m/dtk ) adalah jarak antara 2 puncak berturutan atau jarak antara 2 lembah berturutan ( meter ) f adalah frekuensi atau jumlah gelombang tiap detik ( Hertz = Hz atau detik -1 ) Jenis-jenis radiasi elektromagnetik : No Jenis Radiasi Frekuensi ( Hz ) Panjang Gelombang ( nm ) 1 Sinar Gama 10 20 10 -3 2 Sinar X ( Rontgen ) 10 18 10 -1 3 Ultra Violet 10 16 10 4 Cahaya Tampak (me-ji-ku- hi-bi-u) 10 14 < f < 10 15 10 3 > > 10 2 5 Infra Merah 10 14 – 10 11 10 3 – 10 6 6 Gelombang Mikro 10 10 – 10 7 10 7 – 10 10 7 Gelombang Radio 10 6 - 10 2 10 11 - 10 15 2). Spektrum Atom o Spektrum atom atau radiasi yang dihasilkan oleh unsur gas yang berpijar hanya mengandung beberapa ( warna ) secara terputus-putus, sehingga disebut spektrum diskontinu ( spektrum garis ). Contoh = spektrum lampu H ( ungu, biru dan merah ). 1

Transcript of kimia bab1 kelas XI

Page 1: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

BAB ISTRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA

A. Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum

1). Radiasi Elektromagnetik

Adalah suatu pancaran energi yang merambatnya digambarkan sebagai gelombang.

Radiasi ini mempunyai cepat rambat ( c ) yang sama, tetapi berbeda dalam hal panjang gelombang ( ) dan frekuensinya ( f ).

Dirumuskan :

c = f x atau

dengan :

c adalah cepat rambat cahaya ( 3 x 108 m/dtk )

adalah jarak antara 2 puncak berturutan atau jarak antara 2 lembah berturutan ( meter )

f adalah frekuensi atau jumlah gelombang tiap detik ( Hertz = Hz atau detik-1 )

Jenis-jenis radiasi elektromagnetik :

No Jenis Radiasi Frekuensi ( Hz ) Panjang Gelombang ( nm )

1 Sinar Gama 1020 10-3

2 Sinar X ( Rontgen ) 1018 10-1

3 Ultra Violet 1016 10

4 Cahaya Tampak (me-ji-ku-hi-bi-u) 1014 < f < 1015 103 > > 102

5 Infra Merah 1014 – 1011 103 – 106

6 Gelombang Mikro 1010 – 107 107 – 1010

7 Gelombang Radio 106 - 102 1011 - 1015

2). Spektrum Atom

o Spektrum atom atau radiasi yang dihasilkan oleh unsur gas yang berpijar hanya mengandung beberapa ( warna ) secara terputus-

putus, sehingga disebut spektrum diskontinu ( spektrum garis ).

Contoh = spektrum lampu H ( ungu, biru dan merah ).

1

Natrium

Merkuri

Litium

Hidrogen

Frekuensi semakin kecil ; panjang gelombang semakin besar

Page 2: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

o Spektrum dari sinar matahari merupakan spektrum kontinu ( sinambung ) karena merupakan gabungan dari berbagai ( warna )

secara berkesinambungan.

o Spektrum garis membentuk suatu deretan warna cahaya dengan panjang gelombang berbeda. Untuk gas hidrogen yang merupakan

atom yang paling sederhana, deret panjang gelombang ini ternyata mempunyai pola tertentu yang dapat dinyatakan dalam bentuk

persamaan matematis. Seorang guru matematika Swiss bernama Balmer menyatakan deret untuk gas hidrogen sebagai persamaan

berikut ini. Selanjutnya, deret ini disebut deret Balmer.

.

Dimana panjang gelombang dinyatakan dalam satuan nanometer (nm).

o Beberapa orang yang lain kemudian menemukan deret-deret yang lain selain deret Balmer sehingga dikenal adanya deret Lyman,

deret Paschen, Bracket, dan Pfund. Pola deret-deret ini ternyata serupa dan dapat dirangkum dalam satu persamaan. Persamaan ini

disebut deret spektrum hidrogen.

Dimana R adalah konstanta Rydberg yang nilainya 1,097 × 107 m−1.

o Deret Lyman (m = 1) terletak pada daerah ultra violet

dengan n = 2, 3, 4, ….

o Deret Balmer (m = 2) terletak pada daerah cahaya tampak

dengan n = 3, 4, 5 ….

o Deret Paschen (m = 3) terletak pada daerah infra merah 1

dengan n = 4, 5, 6 ….

o Deret Bracket (m = 4) terletak pada daerah infra merah 2

dengan n = 5, 6, 7, ….

o Deret Pfund (m = 5) terletak pada daerah infra merah 3

dengan n = 6, 7, 8 ….

o Dalam model atom Rutherford, elektron berputar mengelilingi inti atom dalam lintasan atau orbit. Elektron yang berputar dalam

lintasan seolah-olah bergerak melingkar sehingga mengalami percepatan dalam geraknya. Menurut teori elektromagnetik, elektron

yang mengalami percepatan akan memancarkan gelombang elektromagnetik secara kontinu. Ini berarti elektron lama kelamaan akan

kehabisan energi dan jatuh ke dalam tarikan inti atom. Ini berarti elektron tidak stabil. Di pihak lain elektron memancarkan energi

secara kontinu dalam spektrum kontinu. Ini bertentangan dengan kenyataan bahwa atom memancarkan spektrum garis.

o Ketidakstabilan elektron dan spektrum kontinu sebagai konsekuensi dari model atom Rutherford tidak sesuai dengan fakta bahwa

atom haruslah stabil dan memancarkan spektrum garis. Diperlukan penjelasan lain yang dapat menjelaskan kestabilan atom dan

spektrum garis atom hidrogen.

3). Teori Kuantum Max Planck

2

Page 3: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Awalnya, radiasi elektromagnetik dianggap bersifat kontinu, artinya suatu benda dapat menerima atau memancarkan energi radiasi

dalam berbagai ukuran.

Namun teori ini tidak dapat menjelaskan pola radiasi yang dipancarkan oleh benda panas ( = radiasi benda hitam, karena benda itu

berwarna hitam sebelum dipanaskan ).

Max Planck mengemukakan teori baru yang dapat menjelaskan pola radiasi benda panas tersebut.

Menurutnya, radiasi elektromagnetik bersifat diskontinu, artinya suatu benda hanya dapat memancarkan atau menyerap radiasi

elektromagnetik dalam ukuran / paket-paket kecil dengan nilai tertentu ( = disebut kuantum / kuanta ).

Suatu benda hanya dapat menerima atau memancarkan energi radiasi sebesar 1, 2 atau 3 kuanta dan bukan ½ atau ¼ kuanta

( = artinya suatu benda hanya dapat berada pada tingkat energi tertentu ).

Teori ini tidak menghilangkan sifat radiasi elektromagnetik sebagai gelombang ( = sifat dualisme dari radiasi elektromagnetik, yaitu

sebagai gelombang sekaligus sebagai partikel ).

Radiasi elektromagnetik sebagai gelombang = misalnya sifat difraksi dan interferensi.

Radiasi elektromagnetik sebagai partikel ( foton )= contohnya radiasi benda panas dan efek fotolistrik.

Besarnya energi dalam 1 paket ( 1 kuantum atau 1 foton ) dirumuskan :

E = h x f atau

dengan :

E = energi radiasi ( joule = J )

h = tetapan Planck ( = 6,63 x 10-34 J.dtk )

4). Efek Fotolistrik

Fotolistrik adalah listrik yang diinduksi oleh cahaya ( foton ).

Hal terpenting dalam efek fotolistrik :

a. Fotolistrik hanya terjadi jika radiasi yang digunakan mempunyai energi ( frekuensi ) minimum tertentu ( = disebut energi /

frekuensi ambang ), tidak bergantung pada waktu dan intensitasnya. Setiap logam mempunyai frekuensi ambang tertentu.

b. Kuat arus fotolistrik akan meningkat, jika intensitas radiasinya juga ditingkatkan.

c. Kuat arus fotolistrik juga akan meningkat, jika digunakan radiasi dengan frekuensi yang lebih besar meskipun intensitasnya

sama.

Contoh :

Sebatang logam mempunyai frekuensi ambang yaitu sinar hijau, artinya :

a. Logam tersebut hanya akan menghasilkan fotolistrik jika disinari dengan sinar hijau atau sinar lain yang frekuensinya lebih

besar.

b. Logam tersebut tidak akan menghasilkan fotolistrik jika disinari dengan sinar merah, jingga atau kuning ( = sinar yang

frekuensinya < frekuensi sinar hijau ), tidak terpengaruh oleh berapapun intensitas atau berapapun waktu penyinarannya.

c. Kuat arus akan meningkat, jika sinar hijau yang digunakan juga ditingkatkan.

d. Jika digunakan sinar dengan frekuensi > frekuensi sinar hijau, ( misalnya = sinar biru atau ungu ) dengan intensitas yang sama,

maka kuat arus fotolistrik akan meningkat.

Efek fotolistrik menurut Einstein :

Dasar pemahaman :

Einstein menggunakan teori kuantum Max Planck ( = radiasi elektromagnetik bersifat diskontinu ).

Radiasi elektromagnetik bersifat sebagai partikel ( = foton ), yang mempunyai energi tertentu dan bergantung pada frekuensinya.

3

Page 4: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Menurutnya :

1) Fotolistrik terjadi ketika foton dengan energi yang cukup, menabrak elektron di permukaan logam.

2) Setiap foton akan mentransfer energinya kepada 1 elektron ketika terjadi tabrakan.

3) Jika intensitas radiasi meningkat, berarti jumlah foton bertambah, sehingga jumlah elektron yang terlemparpun akan meningkat.

4) Jika digunakan radiasi dengan frekuensi > frekuensi ambang, maka kelebihan energi akan muncul sebagai energi kinetik elektron.

5) Semakin besar kelebihan energi, semakin besar pula energi kinetik foto elektronnya, sehingga semakin banyak elektron yang dapat

mencapai anode ( kutub positif ). Akibatnya kuat arus fotolistrik akan meningkat.

5). Model Atom Niels Bohr

o Postulat Niels Bohr tentang spektrum atom gas hidrogen :

1) Elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan dengan tingkat energi tertentu.

2) Pada lintasan yang diijinkan, elektron tidak memancarkan atau menyerap energi. Lintasan-lintasan stasioner yang diijinkan

untuk ditempati elektron memiliki momentum sudut yang merupakan kelipatan bulat dari nilai .

3) Perpindahan elektron dari 1 tingkat energi ke tingkat energi lainnya disertai dengan penyerapan atau pelepasan sejumlah

tertentu energi. Energi dalam bentuk foton cahaya akan dilepaskan jika elektron berpindah ke lintasan yang lebih dalam,

sedangkan energi dalam bentuk foton cahaya akan diserapkan supaya elektron berpindah ke lintasan yang lebih luar. Energi

yang dilepas atau diserap dalam paket sebesar hf sesuai dengan persamaan Planck ( E = h.f )

o Niels Bohr merumuskan tingkat-tingkat energi ( En ) dari atom hidrogen sebagai berikut :

atau

dengan :

= 2,18 x 10 -18 J

n = bilangan bulat ( = bilangan kuantum dengan nilai 1, 2, 3 dst )

1 elektronvolt ( eV ) = 1,602 x 10-19 Jo Energi elektron bertanda ( - ) pada setiap nilai n. Jika elektron berada pada lintasan n = 1 ( lintasan yang paling dekat dengan inti

atom ), maka elektron mempunyai energi paling negatif ( = artinya paling stabil ), disebut berada pada keadaan dasar ( ground

state ).

o Energi elektron akan semakin tinggi untuk n yang semakin besar, jika n = maka energi elektron = nol, artinya = bahwa elektron

sudah terlepas dari pengaruh gaya tarik inti.

o Elektron dapat berpindah dari 1 lintasan ke lintasan lainnya dengan cara menyerap atau memancarkan sejumlah tertentu energi

( Eakhir – Eawal ).

4

Page 5: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

o dirumuskan :

E = Ef - Ei

dengan :

Ei = tingkat energi awal

Ef = tingkat energi akhir

Keterangan :

Jika Ef > Ei yaitu perpindahan dari tingkat energi lebih rendah ke tingkat energi lebih tinggi, maka E akan bertanda positif

( = artinya energi diserap ).

Jika Ef < Ei maka E akan bertanda negatif ( = artinya energi dibebaskan / dipancarkan ).

Perpindahan elektron dari tingkat dasar ke tingkat energi yang lebih tinggi disebut eksitasi.

Faktor-faktor penyebab terjadinya eksitasi misalnya :

a. Pengaruh suhu tinggi ( pemanasan )

b. Pengaruh medan listrik

c. Pengaruh radiasi ( foton )

Keadaan tereksitasi merupakan keadaan yang tidak stabil dan bersifat sangat sementara. Elektron akan segera mengalami

relaksasi yaitu kembali ke tingkat energi yang lebih rendah dengan cara memancarkan energi sebesar E ( = berupa radiasi

elektromagnetik ).

Kelemahan teori atom Niels Bohr :

o Hanya bisa dipakai untuk menjelaskan spektrum gas hidrogen dan spektrum dari spesi lain yang berelektron tunggal.

o Tidak dapat menjelaskan spektrum dari atom yang lebih kompleks.

o Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron hanya boleh berada pada tingkat energi tertentu.

6). Hipotesis Louis de Broglie

Louis de Broglie mengemukakan gagasan tentang gelombang materi = gerakan partikel mempunyai ciri-ciri gelombang.

Jika cahaya memiliki sifat partikel, maka partikel juga memiliki sifat gelombang.

Dirumuskan :

dengan :

= panjang gelombang ( meter )

m = massa partikel ( kg )

v = kecepatan partikel ( 3 x 108 m/dtk )

h = tetapan Planck ( 6,63 x 10-34 J.dtk )

Hipotesis ini terbukti kebenarannya ketika ditemukan bahwa elektron menunjukkan sifat difraksi seperti halnya sinar X.

Sifat gelombang dari elektron digunakan dalam mikroskop elektron.

Hipotesis ini sebenarnya berlaku untuk setiap benda yang bergerak namun lebih khusus berlaku untuk benda bergerak yang

massanya relatif kecil.

Jika diterapkan untuk benda-benda biasa ( seperti bola golf atau peluru = yang bermassa relatif besar ) maka persamaan de Broglie

akan menghasilkan panjang gelombang yang sangat kecil sehingga tidak teramati.

7). Asas Ketidakpastian Werner Heisenberg

o Menurut Heisenberg, tidaklah mungkin menentukan posisi dan momentum elektron secara bersamaan, dengan ketelitian tinggi

( = karena sifat dualisme elektron, yaitu sebagai partikel dan gelombang ).

5

Page 6: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

o Jika suatu percobaan dirancang untuk memastikan posisinya, maka ketidakpastian momentumnya akan semakin besar sebaliknya

jika percobaan dirancang untuk memastikan momentum atau kecepatannya, maka ketidakpastian posisinya akan semakin besar.

o Dirumuskan :

dengan :

p = ketidakpastian momentum ( = m v )

x = ketidakpastian posisi

8). Model Atom Mekanika Kuantum

Dipelopori oleh Schrodinger; mengajukan suatu persamaan gelombang yang memperhitungkan dualisme sifat elektron yaitu sebagai

partikel sekaligus sebagai gelombang.

Istilah mekanika kuantum merujuk kepada sifat elektron yang mempunyai energi tertentu, sedangkan mekanika gelombang merujuk

ke sifat elektron yang bergerak bagaikan gelombang.

Dalam teori mekanika kuantum, posisi elektron tidak dapat dipastikan, namun hanya dapat dinyatakan sebagai peluang menemukan

elektron pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti atom.

Daerah dengan peluang terbesar menemukan elektron disebut orbital ( dipaparkan dengan pola titik-titik ).

Densitas / kerapatan titik-titik menyatakan besar-kecilnya peluang menemukan elektron.

Daerah dengan kerapatan titik-titik yang lebih tinggi menunjukkan peluang yang lebih besar untuk menemukan elektron, dan

sebaliknya.

Istilah lain untuk menyatakan peluang menemukan elektron adalah densitas elektron / awan elektron.

Bilangan Kuantum

o Orbit adalah lintasan berbentuk lingkaran dengan jari-jari tertentu ( = digunakan dalam teori atom Niels Bohr ).

o Orbital adalah daerah 3 dimensi dengan peluang terbesar menemukan elektron ( = digunakan dalam teori atom mekanika kuantum ).

o Setiap orbital mempunyai ukuran, bentuk dan orientasi tertentu dalam ruangan yang dinyatakan dengan bilangan kuantum.

o Ada 4 jenis bilangan kuantum yaitu :

1) Bilangan Kuantum Utama ( n ).

Menyatakan ukuran dan tingkat energi orbital.

Nilai bilangan kuantum utama = 1, 2, 3 dst.

Semakin besar nilai n, semakin besar ukuran orbital dan semakin tinggi tingkat energinya.

Kelompok orbital dengan dengan harga n yang sama, akan membentuk kulit atom.

Harga n 1 2 3 dst

6

Page 7: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Lambang Kulit K L M dst

2) Bilangan Kuantum Azimut ( ).

Menyatakan bentuk orbital.

Nilai bilangan kuantum azimut = 0 sampai ( n - 1 ).

Harga n 1 2 3 4 dst

Harga 0 0, 1 0, 1, 2 0, 1, 2, 3 dst

Lambang Kulit K L M N dst

Bentuk orbital dinyatakan dengan lambang s, p, d, f ( didasarkan pada garis-garis spektrum yang tampak pada

spektroskop ).

Harga 0 1 2 3

Lambang Orbital s p d f

Nama orbital sharp principal diffuse fundamental

Keterangan :

Sharp = berhubungan dengan garis spektrum yang paling terang.

Principal = berhubungan dengan garis spektrum yang terang ke-2.

Diffuse = berhubungan dengan garis kabur.

Fundamental = berhubungan dengan spektrum dari warna yang bersangkutan.

Dengan adanya bilangan kuantum azimut yang berbeda, memungkinkan untuk membagi setiap “ kulit ” menjadi “ subkulit ”

atau “ orbital ”.

Setiap subkulit dinyatakan dengan harga bilangan dari n dan huruf yang menyatakan .

Kulit Nilai n Nilai yang diijinkan Subkulit

K 1 0 1s

L 2 0, 1 2s, 2p

M 3 0, 1, 2 3s, 3p, 3d

N 4 0, 1, 2, 3 4s, 4p, 4d, 4f

Catatan : sampai saat ini, konfigurasi elektron unsur dengan nomor atom tertinggi hanya sampai subkulit f .

3) Bilangan Kuantum Magnetik ( m ).

Menyatakan orientasi ruang orbital sehingga disebut juga bilangan kuantum orientasi orbital.

Untuk setiap harga , akan mempunyai harga m sebanyak = ( 2 + 1 ).

Rentang nilai m = - hingga + termasuk nol ( - , ..., 0, ..., + ).

Nilai Subkulit Nilai m Jumlah orbital

0 s 0 1

7

Page 8: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

1 p -1, 0, + 1 3

2 d -2, -1, 0, + 1, + 2 5

3 f -3, -2, -1, 0, + 1, + 2, + 3 7

Beberapa hal penting :

1. Jumlah subkulit pada setiap kulit = bilangan kuantum utamanya ( n ).

Contoh :

Kulit K ( n = 1) mempunyai 1 subkulit.

Kulit L ( n = 2 ) mempunyai 2 subkulit dst

2. Jumlah orbital dalam setiap subkulit = 2 + 1 ( = bilangan kuantum azimut )

Contoh :

Subkulit s ( = 0) mempunyai 1 orbital

Subkulit p ( = 1) mempunyai 3 orbital dst

3. Jumlah orbital dalam 1 kulit = n2 ( n = bilangan kuantum utama ).

Contoh :

Jumlah orbital pada kulit K (n = 1) = 12 = 1

Jumlah orbital pada kulit L (n = 2) = 22 = 4 dst

Nilai n Kulit Jumlah orbital Jenis orbital

1 K 1 1s

2 L 4 2s, 2px, 2py, 2pz

3 M 9 3s, 3px, 3py, 3pz, 3dx2 - y2, 3dz2, 3dxy, 3dxz, 3dyz

4) Bilangan Kuantum Spin ( s ).

Menyatakan arah putar elektron terhadap sumbunya ketika elektron berputar mengelilingi inti atom.

Jadi, elektron berotasi terhadap sumbunya dan berevolusi terhadap inti atom.

Terdapat 2 kemungkinan rotasi elektron yaitu searah jarum jam ( ) dan berlawanan arah jarum jam ( ).

Bilangan kuantum spin mempunyai 2 harga yaitu = ( dinyatakan dengan tanda panah dan dinyatakan dengan

tanda panah )

Setiap orbital hanya dapat diisi paling banyak 2 elektron dengan arah spin yang berlawanan.

Bentuk Orbital

o Setiap orbital dicirikan oleh 3 bilangan kuantum yaitu n, dan m.

o Orbital mempunyai ukuran, bentuk dan orientasi tertentu dalam ruang.

o Kumpulan orbital dengan bilangan kuantum utama ( n ) yang sama disebut kulit.

8

Page 9: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Pembahasan :

1) Orbital s

Bentuknya berupa bola simetris dan hanya memiliki 1 macam orbital.

Semakin besar nilai n , maka ukurannya juga semakin besar.

2) Orbital p

Orbital ini berjumlah 3 buah yang terletak di subkulit p.

Ketiganya mempunyai tingkat energi yang sama, namun arah ruang / orientasinya berbeda ( meliputi = px, py dan pz ).

Setiap orbital berbentuk seperti balon terpilin yang digambarkan menggunakan koordinat Cartesius dengan sumbu x, y dan z.

3) Orbital d

Orbital ini terletak di subkulit d dan terdiri dari 5 macam ( meliputi = dxy, dxz, dyz, dx2

– y2, dz

2 )

Bentuk orbital ini dapat digambarkan sebagai 4 buah balon terpilin pada koordinat Cartesius.

9

Page 10: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Keterangan :

Orbital dxy = cuping-cupingnya terletak di antara sumbu x dan y

Orbital dxz = cuping-cupingnya terletak di antara sumbu x dan z

Orbital dyz = cuping-cupingnya terletak di antara sumbu y dan z

Orbital dx2

– y2 = cuping-cupingnya terletak pada sumbu x dan y

Orbital dz2 = terdiri dari 1 balon terpilin yang terletak pada sumbu z dan 1 daerah berbentuk donat yang terletak pada bidang

xy

B. Diagram Orbital dan Konfigurasi Elektron

Satu orbital biasanya digambarkan dengan sebuah kotak.

Susunan orbital-orbital dalam 1 subkulit dapat dinyatakan sebagai berikut :

Konfigurasi Elektron

Adalah suatu cara penulisan yang menunjukkan distribusi elektron dalam orbital-orbital pada kulit utama.

Penulisan konfigurasi elektron mengikuti beberapa aturan yaitu :

1) Aturan Aufbau.

Istilah “ Aufbau “ berasal dari bahasa Jerman yang artinya = “ membangun ” atau “ meningkat “.

Aturan ini menyatakan bahwa : “ pengisian elektron ke dalam orbital selalu dimulai dari orbital yang mempunyai tingkat

energi rendah ke orbital yang mempunyai tingkat energi lebih tinggi. “

Aturan ini dilakukan agar atom berada pada tingkat energi minimumnya sehingga dapat mencapai kondisi yang stabil.

Diagram tingkat energi menurut aturan Aufbau :

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

10

Page 11: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Tinggi rendahnya tingkat energi suatu orbital ditentukan oleh jumlah dari ( n + ) ( n = bilangan kuantum utama; =

bilangan kuantum azimut ).

Semakin besar nilai ( n + ), semakin tinggi tingkat energinya.

Jika harga ( n + ) sama, maka orbital / subkulit yang harga n -nya lebih besar mempunyai tingkat energi lebih tinggi.

Contoh :

Urutan penulisan orbital 3p, 3d dan 4s

Orbital / Subkulit Harga n Harga Harga n +

3p 3 1 4

3d 3 2 5

4s 4 0 4

Orbital 3p dan 4s mempunyai harga ( n + ) yang sama, maka orbital yang mempunyai harga n lebih besar ( yaitu 4s )

akan mempunyai tingkat energi yang lebih tinggi. Jadi urutan penulisannya = 3p, 4s, 3d

2) Aturan Hund.

“ Jika terdapat orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama, maka elektron akan mengisi orbital sedemikian rupa sehingga

masing-masing orbital tersebut terisi oleh sebuah elektron dengan spin yang sama ( ½ penuh ), baru kemudian berpasangan

( penuh ). “

Contoh :

Konfigurasi elektron 8O = 1s2 2s2 2p4

Diagram orbitalnya : bukan

3) Asas Larangan Pauli.

o “ Dalam sebuah atom, tidak boleh ada 2 elektron yang mempunyai ke-4 bilangan kuantum yang sama. “ artinya = “ tidak

ada 2 elektron dalam orbital yang sama memiliki arah spin yang sama. “

o Jika 3 bilangan kuantum sudah sama, maka bilangan kuantum yang ke-4 harus berbeda.

Contoh :

Orbital 1s ditempati oleh 2 elektron.

Elektron pertama : n = 1; = 0; m = 0; s = + ½

Elektron ke-2 : n = 1; = 0; m = 0; s = - ½

o Jumlah maksimum elektron pada setiap subkulit = 2 x jumlah orbitalnya.

Subkulit Jumlah Orbital Jumlah Maksimal Elektron

s 1 2 elektron

p 3 6 elektron

d 5 10 elektron

f 7 14 elektron

o Jumlah maksimum elektron pada kulit ke-n : 2 n2 ( n = nomor kulit / bilangan kuantum utama ).

o Berdasarkan asas larangan Pauli, maka setiap elektron dalam 1 atom mempunyai 1 set bilangan kuantum ( n, , m, s )

yang spesifik.

11

Page 12: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

o Ke-4 bilangan kuantum tersebut menentukan daerah dalam ruang tempat suatu elektron paling mungkin berada.

n = menunjukkan kulit atomnya.

= menunjukkan subkulitnya.

m = menunjukkan orbitalnya.

s = menunjukkan spinnya.

Beberapa hal penting :

1) Dua cara menuliskan urutan subkulit.

Contoh :

21Sc, konfigurasi elektronnya :

a. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 atau

b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 Cara ( a ), subkulit-subkulit ditulis sesuai dengan urutan tingkat energinya.

Cara ( b), subkulit-subkulit dari kulit yang sama dikumpulkan, kemudian diikuti subkulit dari kulit berikutnya.

2) Menyingkat penulisan konfigurasi elektron.

Dapat disingkat menggunakan konfigurasi elektron gas mulia.

Contoh :

10Ne = 1s2 2s2 2p6

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 atau [ Ne ] 3s1

3) Kestabilan subkulit d yang terisi penuh atau setengah penuh.

Terdapat beberapa penyimpangan pengisian elektron berdasarkan aturan Aufbau dengan hasil percobaan.

Contoh : ( berdasarkan aturan Aufbau )

24Cr = [ Ar ] 3d4 4s2

29Cu = [ Ar ] 3d9 4s2

Berdasarkan hasil percobaan :

24Cr = [ Ar ] 3d5 4s1

29Cu = [ Ar ] 3d10 4s1

Subkulit d yang terisi penuh ( d10 ) atau setengah penuh ( d5 ) lebih stabil.

4) Konfigurasi elektron ion.

Contoh :

o Kation bermuatan y+ terbentuk jika atom netralnya melepaskan y elektron. Elektron yang dilepas merupakan elektron dari kulit

terluar.

21Sc = [ Ar ] 3d1 4s2

Sc3+ = [ Ne ] 2s2 2p6 ( = [ Ar ] )

26Fe = [ Ar ] 3d6 4s2

Fe2+ = [ Ar ] 3d6

Fe3+ = [ Ar ] 3d5

12

Page 13: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

o Anion bermuatan y- terbentuk dari atom netralnya dengan menyerap y elektron. Elektron yang diserap itu mengisi orbital dengan

tingkat energi terendah yang belum penuh.

17Cl = [ Ne ] 3s2 3p5

17Cl- = [ Ne ] 3s2 3p6

5) Elektron valensi dan elektron terakhir.

Elektron valensi adalah elektron yang dapat digunakan untuk pembentukan ikatan kimia.

Unsur-unsur golongan utama hanya menggunakan elektron kulit terluar untuk berikatan kimia, yaitu elektron pada subkulit ns dan np

( n = kulit terluar ), sedangkan unsur transisi dapat menggunakan elektron ( n – 1)d, disamping elektron kulit terluarnya.

Jadi, elektron valensi unsur transisi adalah elektron pada subkulit ( n – 1 )d dan ns.

Kulit valensi :

Golongan utama = ns dan np

Golongan transisi = ( n – 1 )d dan ns

Contoh :

26Fe = [ Ar ] 3d6 4s2

Kulit valensinya = 3d dan 4s

Jumlah elektron valensinya = 6 + 2 = 8

Elektron terakhir adalah elektron yang terletak pada subkulit yang mempunyai energi terbesar, yaitu elektron yang terletak pada

subkulit terakhir menurut aturan Hund.

Contoh :

17Cl = [ Ne ] 3s2 3p5

Elektron terakhirnya terletak pada subkulit 3p5 ( tanda panah biru )

Jadi elektron terakhir dari 17Cl mempunyai n = 3, = 1, m = 0, s = - ½

C. Sistem Periodik Unsur

Sifat-sifat unsur ditentukan oleh konfigurasi elektron, terutama oleh elektron valensinya.

Golongan

Utama

Elektron

Valensi

Golongan

TransisiElektron Valensi

Golongan

Transisi DalamElektron Valensi

IA ns1 IIIB ( n – 1 )d1 ns2 Lantanida 4f1 6s2 sampai 4f14 6s2

IIA ns2 IVB ( n – 1 )d2 ns2 Aktinida 5f1 7s2 sampai 5f14 7s2

IIIA ns2 np1 VB ( n – 1 )d3 ns2

IVA ns2 np2 VIB ( n – 1 )d5 ns1

VA ns2 np3 VIIB ( n – 1 )d5 ns2

VIA ns2 np4 VIIIB ( n – 1 )d6,7,8 ns2

VIIA ns2 np5 IB ( n – 1 )d10 ns1

VIIIA ns2 np6 IIB ( n – 1 )d10 ns2

1) Golongan Unsur-Unsur.

o Terdapat 2 golongan dalam TPU yaitu golongan utama ( A ) dan golongan transisi ( B ).

o Penomoran golongan dilakukan berdasarkan elektron valensi yang dimiliki suatu unsur.

13

Page 14: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

o Setiap unsur yang memiliki elektron valensi sama, akan menempati golongan yang sama.

o Berdasarkan letak elektron terakhir pada suatu orbital dalam konfigurasi elektron, unsur-unsur dalam TPU dibagi menjadi 4 blok

yaitu blok s, blok p, blok d dan blok f.

Blok s = terdiri dari golongan IA dan IIA.

Blok p = terdiri dari golongan IIIA sampai VIIIA

Blok d = terdiri dari golongan IIIB sampai IIB

Blok f = terdiri dari kelompok Lantanida dan Aktinida.

o Blok s dan blok p digolongkan sebagai golongan utama, blok d sebagai golongan transisi dan blok f sebagai golongan transisi

dalam.

Tata cara penentuan nomor golongan untuk unsur golongan A / golongan utama ( blok s dan p ) :

a. Tuliskan konfigurasi elektronnya.

b. Nomor golongan = jumlah elektron valensi.

Tata cara penentuan nomor golongan untuk unsur golongan B / transisi ( blok d ) :

a. Tuliskan konfigurasi elektronnya.

b. Susun ulang konfigurasi elektron berdasarkan urutan nomor kulit.

c. Nomor golongan = jumlah elektron valensi.

Cara lain untuk menentukan nomor golongan untuk unsur golongan B :

Tata cara penentuan nomor golongan untuk unsur-unsur blok f ( unsur transisi dalam ) :

a. Tuliskan konfigurasi elektronnya.

b. Jika elektron terakhir terletak pada orbital 4f, unsur tersebut termasuk golongan Lantanida.

c. Jika elektron terakhir terletak pada orbital 5f, unsur tersebut termasuk golongan Aktinida.

2) Periode Unsur-Unsur.

Cara menentukan nomor periode suatu unsur :

a. Tuliskan konfigurasi elektronnya.

b. Susun ulang konfigurasi elektron berdasarkan urutan kulit atom.

c. Nomor periode = nomor kulit terbesar.

14

Tuliskan Konfigurasi Elektronnya

Konfigurasi elektronnyadiakhiri nsx( n – 1 )d y

Konfigurasi elektronnyadiakhiri nsx( n – 2 )f y

x + y = 3; maka gol IIIBx + y = 4; maka gol IVBx + y = 5; maka gol VBx + y = 6; maka gol VIBx + y = 7; maka gol VIIB

x + y = 8,9,10; maka gol VIIIBx + y = 11; maka gol IBx + y = 12; maka gol IIB

n = 6 n = 7

Golongan Lantanida Golongan Aktinida

Page 15: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

d. Nomor periode juga dapat ditentukan dari nilai bilangan kuantum utama elektron terakhir pada atom tersebut atau nomor periode

= nilai n.

D. Bentuk / Struktur Ruang Molekul dan Teori Hibridisasi

Struktur ruang suatu molekul dapat ditentukan berdasarkan adanya Pasangan Elektron Ikatan ( PEI ) dan Pasangan Elektron Bebas (

PEB ) pada kulit terluar atom pusat molekul tersebut.

Oleh karena antar elektron tersebut memiliki muatan yang sejenis, maka akan terjadi gaya tolak-menolak.

Pasangan elektron tersebut akan cenderung meminimumkan gaya tolak tersebut dengan cara membentuk suatu susunan tertentu

( berupaya untuk saling menjauh ).

Teori yang dipakai untuk menjelaskan struktur ruang molekul adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi ( VSEPR =

Valence Shell Electron Pair Repulsion ) yang disempurnakan dengan Teori Domain Elektron.

Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui penggabungan antar orbital senyawa kovalen atau kovalen koordinasi.

Bentuk molekul suatu senyawa dipengaruhi oleh bentuk orbital hibridanya.

Berdasarkan jumlah PEB dan PEI, maka bentuk dasar molekul dapat dikelompokkan menjadi :

1) Linear ( PEI + PEB = 2 )

2) Trigonal planar ( PEI + PEB = 3 )

3) Tetrahedral ( PEI + PEB = 4 )

4) Bipiramida trigonal ( PEI + PEB = 5 )

15

Page 16: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

5) Oktahedral ( PEI + PEB = 6 )

Berdasarkan bentuk dasar molekul tersebut, dapat diturunkan menjadi bentuk molekul lainnya bergantung pada komposisi jumlah

PEI dan PEB dengan rumus umum sebagai berikut :

dengan :

A = atom pusat

I = pasangan elektron ikatan

B = pasangan elektron bebas

n = jumlah PEI

m = jumlah PEB

Jumlah PEI Jumlah PEB Rumus Umum Bentuk Molekul Contoh

2 0 AI2B0 Linear BeCl2 ; HgCl2

1 AI2B1 Planar bentuk V SO2 ; O3

2 AI2B2 Bengkok H2O

3 AI2B3 Linear XeF2

3 0 AI3B0 Trigonal planar BF3

1 AI3B1 Piramida trigonal NH3

2 AI3B2 Planar bentuk T ClF3 ; BrF3

4 0 AI4B0 Tetrahedral CH4

1 AI4B1 Tetrahedron terdistorsi SF4

2 AI4B2 Segiempat planar XeF4

5 0 AI5B0 Bipiramida trigonal PCl5

1 AI5B1 Piramida segiempat BrF5 ; IF5

6 0 AI6B0 Oktahedral SF6

Keterangan :

1. Bentuk molekul linier.

Dalam bentuk ini, atom-atom tertata pada 1 garis lurus. Sudut ikatannya adalah 1800.

16

A In Bm

Page 17: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

2. Bentuk molekul segitiga datar / planar.

Atom-atom dalam molekul, berbentuk segitiga yang tertata dalam bidang datar, 3 atom berada pada titik sudut segitiga sama sisi dan

terdapat atom di pusat segitiga. Sudut ikatan antar atom yang mengelilingi atom pusat sebesar 1200.

3. Bentuk molekul tetrahedron.

Atom-atom berada dalam suatu ruang piramida segitiga dengan ke-4 bidang permukaan segitiga sama sisi. Sudut ikatannya 109,50.

4. Bentuk molekul trigonal bipiramida.

Atom pusat terdapat pada bidang sekutu dari 2 buah limas segitiga yang saling berhimpit, sedangkan ke-5 atom yang mengelilinginya

akan berada pada sudut-sudut limas segitiga yang dibentuk. Sudut ikatan masing-masing atom pada bidang segitiga = 120 0 sedangkan

sudut bidang datar dengan 2 ikatan yang vertikal = 900.

5. Bentuk molekul oktahedron.

Adalah suatu bentuk yang terjadi dari 2 buah limas alas segiempat, dengan bidang alasnya berhimpit, sehingga membentuk 8 bidang

segitiga. Atom pusatnya terletak pada pusat bidang segiempat dari 2 limas yang berhimpit. Sudut ikatannya = 900.

Nomor Bentuk Molekul Gambar Molekul

1 Linear

2 Planar bentuk V

3 Bengkok

4 Trigonal planar

5 Piramida trigonal

6 Planar bentuk T

7 Tetrahedral

8 Tetrahedron terdistorsi

9 Segiempat planar

10 Bipiramida trigonal

11 Piramida segiempat

12 Oktahedral

17

Page 18: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Teori Domain Elektron.

Adalah suatu cara untuk meramalkan bentuk molekul berdasarkan gaya tolak-menolak elektron pada kulit luar atom pusat.

Teori ini merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron.

Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut :

a. Setiap PEI ( baik itu ikatan tunggal, rangkap 2 maupun rangkap 3 ) berarti 1 domain.

b. Setiap PEB berarti 1 domain.

Prinsip dasar dari TDE :

a. Antar domain elektron pada kulit luar atom pusat, saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri sedemikian rupa

sehingga gaya tolaknya menjadi minimum.

b. Urutan kekuatan gaya tolaknya : PEB – PEB > PEB – PEI > PEI – PEI

c. Perbedaan gaya tolak ini terjadi karena PEB hanya terikat pada 1 atom saja, sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang

lebih besar daripada PEI.

d. Akibat dari perbedaan gaya tolak ini, maka sudut ikatan akan mengecil karena desakan dari PEB.

e. Domain yang terdiri dari 2 atau 3 pasang elektron ( ikatan rangkap 2 atau 3 ) akan mempunyai gaya tolak yang lebih besar daripada

domain yang hanya terdiri dari sepasang elektron.

f. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh PEI.

Tipe molekul dapat ditentukan dengan cara sebagai berikut :

1) Senyawa biner berikatan tunggal.

Dirumuskan :

EV = jumlah elektron valensi atom pusat

B = jumlah PEB

I = jumlah PEI ( jumlah atom yang terikat pada atom pusat )

Dengan demikian, tipe molekul dapat ditentukan dengan urutan sebagai berikut :

a. Tentukan jumlah EV atom pusat.

b. Tentukan jumlah domain elektron ikatan atau PEI ( I ).

c. Tentukan jumlah domain elektron bebas atau PEB ( B ).

Contoh :

H2O

Jumlah EV atom pusat ( O ) = 6

Jumlah PEI ( I ) = 2

Jumlah PEB ( B ) =

18

Page 19: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Tipe molekulnya = A I2 B2 ( bengkok ).

2) Senyawa biner berikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat.

Dirumuskan :

EV = jumlah elektron valensi atom pusat

B = jumlah PEB

I ’ = jumlah elektron yang digunakan atom pusat

Contoh :

POCl3

Jumlah EV atom pusat (P ) = 5

Jumlah PEI ( I ) = 4; tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 3 x 1 ( untuk Cl ) + 1 x 2 ( untuk O ) = 5

Jumlah PEB ( B ) =

Tipe molekulnya = A I4 ( Tetrahedral ).

Teori Hibridisasi ( Teori Ikatan Valensi ).

o Hibridisasi adalah peristiwa pembentukan orbital hibrida ( orbital gabungan ) yang dilakukan oleh suatu atom pusat.

o Orbital hibrida adalah beberapa orbital ( dalam suatu atom ) yang tingkat energinya berbeda bergabung membentuk orbital baru dengan

tingkat energi yang sama guna membentuk ikatan kovalen.

o Jenis-jenis orbital hibrida / hibridisasi :

1) Hibridisasi sp ( bentuk molekulnya = linier )

Contoh :

Pada molekul BeF2

4Be = 1s2 2s2 2p0

9F = 1s2 2s2 2p5

Diagram orbital untuk atom Be dalam keadaan dasar :

Oleh karena tidak ada elektron yang tidak berpasangan, maka dalam keadaan dasar atom Be tidak dapat berikatan dengan atom-atom F.

Elektron pada orbital 2s akan mengalami “promosi” ke orbital 2p supaya dapat membentuk ikatan, sehingga menjadi :

Atau bisa digambarkan :

19

Page 20: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Sekarang terdapat 2 elektron Be yang tidak berpasangan, yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan kovalen dengan 2 atom F.

Kedua orbital 2s dan 2p dari atom Be akan “bergabung” membentuk 2 orbital baru yang disebut orbital hibrida.

Kedua orbital hibrida ini mempunyai bentuk yang identik, tetapi memiliki arah yang berlawanan.

Penulisan sp berasal dari penggabungan 1 orbital s dan 1 orbital p. Menurut teori Ikatan Valensi, molekul linier akan memiliki hibridisasi

sp.

2) Hibridisasi sp2 ( bentuk molekulnya = trigonal planar atau segitiga datar )

Hibridisasi ini terbentuk apabila sebuah orbital s membentuk orbital campuran / gabungan dengan 2 buah orbital p.

Contoh :

Pada molekul BF3

5B = 1s2 2s2 2p1

9F = 1s2 2s2 2p5

Diagram orbital untuk atom B dalam keadaan dasar :

Agar dapat berikatan dengan 3 atom F, maka atom B harus menyediakan 3 orbital dengan cara hibridisasi.

Oleh karena elektron pada orbital 2s sudah berpasangan, maka agar dapat berikatan dengan atom F; sebuah elektron dari orbital 2s

tersebut harus promosi ke orbital 2p yang masih kosong sehingga menjadi :

Setelah orbital hibrida dengan elektron-elektron yang belum berpasangan terbentuk, elektron-elektron dari ke-3 atom F akan berpasangan

dengan elektron yang berada di orbital hibrida sp2.

Orbital hibrida sp2 ( warna biru = elektron dari atom F ).

Atau bisa digambarkan :

3) Hibridisasi sp3 ( bentuk molekulnya = tetrahedral / tetrahedron )

Contoh :

Pada molekul CH4

6C = 1s2 2s2 2p2

1H = 1s1

Diagram orbital untuk atom C dalam keadaan dasar :

20

Page 21: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Dapat digambarkan sebagai berikut :

4) Hibridisasi sp3 d ( bentuk molekulnya = bipiramida trigonal )

Contoh :

Pada molekul PCl5

15P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Diagram orbital untuk atom P dalam keadaan dasar :

Dapat digambarkan sebagai berikut :

5) Hibridisasi sp3 d2 ( bentuk molekulnya = oktahedral / oktahedron )

Contoh :

Pada molekul SF6

16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Diagram orbital untuk atom S dalam keadaan dasar :

Dapat digambarkan sebagai berikut :

Kesimpulan :

Bentuk molekul dapat ditentukan dengan 2 cara :

1) Teori Domain Elektron = ditentukan oleh susunan PEI dan PEB atom pusat.

2) Teori Hibridisasi = ditentukan oleh hibridisasi ( penggabungan ) orbital atom-atom yang saling berikatan.

Kepolaran Senyawa.

o Kepolaran suatu senyawa kovalen dipengaruhi oleh perbedaan harga keelektronegatifan atom-atom yang membentuk senyawa tersebut.

21

Page 22: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

o Semakin besar harga keelektronegatifan suatu unsur, maka unsur tersebut mempunyai gaya tarik yang lebih besar terhadap pasangan

elektron ikatan.

o Jika perbedaan harga keelektronegatifan atom-atom yang saling berikatan semakin besar, maka molekul yang dibentuk akan semakin

polar.

o Kepolaran juga dipengaruhi oleh bentuk molekulnya. Jika bentuk molekulnya menyebabkan atom-atom mempunyai posisi sedemikian

rupa, sehingga menyebabkan dipol-dipol dalam ikatan atomnya saling meniadakan, maka momen dipolnya menjadi nol ( non polar ).

o Senyawa yang distribusi muatannya simetris, akan bersifat non polar sebab dipol-dipol ikatan yang ada akan saling meniadakan ( contoh

= CO2, CCl4 dan CH4 ).

Gaya Antar Molekul.

Adalah gaya yang dihasilkan dari interaksi antar senyawa, baik senyawa molekul maupun senyawa ion.

Sedangkan gaya intra molekul adalah gaya tarik yang terjadi pada atom-atom yang menyusun suatu senyawa molekul ( contoh = gaya

tarik antara atom H dengan O dalam molekul H2O ).

Gaya antar molekul sifatnya lebih lemah jika dibandingkan dengan gaya intra molekul.

Gaya antar molekul dibedakan menjadi 2 jenis yaitu :

1) Gaya Van der Waals.

Van der Waals mengetahui adanya gaya tarik dan gaya tolak yang lemah di antara molekul-molekul gas. Gaya ini bersifat sangat lemah

jika dibandingkan dengan gaya ikatan antar atom ( ikatan ion dan ikatan kovalen ).

Gaya ini akan bekerja / berlaku jika jarak antar molekulnya sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan

antar atom.

Gaya ini terdiri dari :

a. Gaya dipol – dipol.

Gaya ini akan terjadi jika sesama senyawa kovalen polar saling berinteraksi.

Senyawa kovalen polar memiliki 2 dipol yaitu dipol positif ( δ+ ) dan dipol negatif ( δ- ). Antar aksi antara dipol ( + ) dari 1 molekul

dengan dipol ( – ) dari molekul yang lain akan menimbulkan gaya tarik yang relatif lemah.

Kekuatan gaya tarik dipol-dipol ini akan semakin besar jika molekul-molekul tersebut mengalami penataan dengan ujung ( + ) suatu

molekul mengarah ke ujung ( - ) dari molekul yang lain.

Contoh : pada molekul-molekul HCl.

b. Gaya dipol sesaat – dipol terinduksi / terimbas ( Gaya London / gaya dispersi ).

Jenis gaya ini umumnya dimiliki oleh senyawa kovalen non polar. Berbeda dengan senyawa kovalen polar, senyawa kovalen non

polar tidak memiliki dipol.

Menurut Fritz London, terjadinya gaya dispersi pada molekul non polar diakibatkan oleh adanya pergerakan elektron mengelilingi inti

atom secara acak, sehingga pada suatu saat elektron-elektron tersebut akan mengumpul pada salah 1 sisi atom dari molekul.

Pengumpulan elektron pada salah 1 sisi atom ini akan mengakibatkan terjadinya dipol sesaat. Pada sisi yang banyak elektron akan

menjadi bermuatan ( - ), sedangkan pada sisi yang lain menjadi bermuatan ( + ).

Dipol yang terjadi ini akan segera menghilang atau berpindah tempat ( sisi ) seiring dengan terus berputarnya elektron.

Jika di dekat molekul non polar tersebut ada molekul non polar lainnya, maka molekul non polar dengan dipol sesaat ini akan

menginduksi / mengimbas molekul non polar lainnya sehingga terjadi dipol terinduksi / terimbas.

Akibatnya, kedua molekul tersebut akan saling berinteraksi melalui gaya tarik-menarik antara dipol sesaat dengan dipol terinduksi /

terimbas.

22

δ+ δ-

δ+ δ-

δ+ δ-

δ+ δ-

δ+ δ-

Page 23: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Kemudahan suatu molekul untuk menghasilkan dipol sesaat yang dapat mengimbas ke molekul di sekitarnya disebut polarisabilitas.

Semakin banyak jumlah elektron dalam atom maka semakin besar pula polarisabilitasnya, sehingga dapat disimpulkan bahwa

semakin besar Mr-nya maka gaya London yang bekerja dalam molekul tersebut akan semakin kuat.

Contoh :

c. Gaya dipol – dipol terinduksi ( gaya imbas ).

Jika suatu molekul polar berdekatan dengan molekul non polar maka molekul polar dapat menginduksi molekul non polar.

Akibatnya, molekul non polar tersebut akan memiliki dipol terinduksi / dipol sesaat karena elektron-elektronnya akan mengumpul

pada salah 1 sisi molekul ( terdorong atau tertarik ).

Dipol dari molekul polar akan saling tarik-menarik dengan dipol terinduksi dari molekul non polar. Gaya tarik inilah yang disebut

dengan gaya dipol-dipol terinduksi ( gaya imbas ).

Contoh : antara molekul HCl dengan gas klorin ( Cl2 )

d. Gaya ion – dipol.

Gaya jenis ini terjadi antara senyawa ion dan senyawa kovalen polar. Ketika dilarutkan dalam senyawa kovalen polar, senyawa ion

akan terionisasi menjadi kation dan anion.

Kation akan tarik-menarik dengan dipol negatif, sedangkan anion dengan dipol positif.

e. Gaya ion – dipol sesaat.

Mekanisme terjadinya gaya ini dapat dikatakan kombinasi dari proses terjadinya gaya dipol-dipol terinduksi dan gaya ion-dipol.

Jika ion dari senyawa ion berdekatan dengan molekul non polar, ion tersebut dapat menginduksi dipol molekul non polar.

Dipol terinduksi molekul non polar yang dihasilkan akan berikatan dengan ion.

Jenis gaya seperti ini memegang peranan penting dalam sirkulasi darah dalam tubuh. Ion Fe2+ dalam hemoglobin akan mengalami

gaya ion-dipol sesaat dengan molekul O2. kation Fe2+ akan menginduksi molekul O2 yang bersifat non polar, kemudian dipol

terinduksi yang dihasilkan akan berikatan dengan kation Fe2+

23

δ+ δ-

menjadi

δ+ δ-

δ+ δ-

δ+ δ-

Dipol Dipol terinduksi

Gaya Imbas

δ+ δ-

Molekul polar Awan elektron

Cl Cl

ClH

H Cl

H Cl

Cl2

Cl2

δ- δ+

Kation

δ- δ+

+

Molekul polar

-δ- δ+δ+ δ-

δ+ δ-

δ- δ+ δ+ δ-

δ+ δ-

Molekul polarMolekul polarMolekul polar

Anion

Kation

+

δ- δ+

Dipol terinduksi

Menjadi

+

O OAwan elektron

Kation

Page 24: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Kekuatan gaya Van der Waals dipengaruhi oleh :

1) Kerumitan bentuk molekul.

Gaya antar molekul bekerja pada jarak yang sangat dekat. Semakin dekat jarak antar molekul semakin kuat gaya antar molekul

tersebut.

Oleh karena itu, molekul-molekul yang bentuknya sederhana akan mempunyai gaya antar molekul yang lebih kuat daripada yang

bentuknya rumit.

2) Ukuran molekul.

Molekul-molekul yang berukuran besar akan mudah mengalami dipol sesaat, sebab elektron-elektronnya sangat jauh dari inti sehingga

pergerakan elektronnya bisa lebih leluasa dibandingkan pada molekul yang berukuran kecil.

2) Ikatan hidrogen.

Adalah ikatan antar molekul yang sangat polar. Ikatan ini terbentuk antara atom H dari molekul yang 1 dengan atom lain yang sangat

elektronegatif ( dari molekul lainnya ) yaitu atom N, O dan F.

Ikatan ini relatif lebih kuat daripada ikatan Van der Waals dan mempunyai arah yang jelas.

Ikatan-ikatan F - H, O - H dan N - H bersifat sangat polar dan gaya antar dipol yang bekerja di antara molekul-molekul senyawa NH3, H2O

dan HF cukup kuat.

Pengaruh gaya antar molekul terhadap sifat fisika.

a. Pengaruh ikatan hidrogen terhadap titik didih dan titik leleh.

Ikatan hidrogen akan menyebabkan tingginya titik didih dan titik leleh suatu molekul. Selain dipengaruhi oleh kekuatan ikatan hidrogen

(keelektronegatifan), titik didih dan titik leleh juga dipengaruhi oleh jumlah / banyaknya ikatan hidrogen yang terdapat pada suatu molekul.

Contoh : titik didih air, lebih tinggi dibandingkan titik didih HF meskipun kekuatan ikatan hidrogen H – F > H – O. Hal ini disebabkan

karena jumlah ikatan hidrogen pada molekul air > dibanding jumlah ikatan hidrogen pada molekul HF.

b. Pengaruh gaya London terhadap titik didih dan titik leleh.

Kekuatan gaya London berbanding lurus dengan titik didih dan titik leleh. Demikian juga semakin besar harga Ar atatu Mr, semakin tinggi

titik didih dan titik lelehnya. Kesimpulannya : semakin besar harga Ar atau Mr, maka kekuatan gaya London akan semakin besar.

c. Pengaruh gaya antar molekul terhadap wujud gas nitrogen.

24

Page 25: kimia bab1 kelas XI

www.nuklir.co.nr www.qmia.co.nr

Antar molekul N2 berinteraksi 1 sama lain pada suhu rendah melalui gaya antar molekul yang sangat lemah.

Hal ini menyebabkan gas nitrogen berwujud cair pada suhu rendah, sedangkan pada suhu tinggi gaya antar molekul tidak mampu

mempertahankan jarak antar molekul N2 agar tetap berdekatan. Akibatnya, gas N2 berubah wujud menjadi gas.

d. Pengaruh gaya antar molekul terhadap kekentalan cairan.

Semakin kuat gaya antar molekul, maka zat akan semakin sulit mengalir sehingga kekentalannya semakin tinggi. Kekentalan suatu zat

akan berkurang jika dipanaskan. Kenaikan suhu akan memperbesar jarak antar molekul sehingga kekuatan gaya antar molekul dan

kekentalan akan berkurang.

25