STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR

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

1. Tidak dapat menjelaskan mengapa ada persamaan dan perbedaan sifat dari beberapa unsur
2. Teori no b batal sejak ditemukannya elektron,proton dan neutron
3. 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.

1. Atom adalah bola pejal bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron bermuatan negative (bagaikan kismis dalam roti kismis).
2. 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

1. 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.
2. Rutherford menduga bahwa didalam inti atom terdapat partikel netral yang berfungsi mengikat partikel-partikel positif agar tidak saling tolak menolak.
3. 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

1. atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.
2. elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi

Kelemahan Teori Atom Bohr :

1. Model atom ini tidak bisa menjelaskan spektrum warna dari atom berelektron banyak
2. 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

Nilai m = -l, 0 +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. ₇N^3-

b.      ₂₄Cr³⁺                               f. ₁₆S^2-

c.       ₁₅P⁵⁺                                 g. ₅₃I^-

d.      ₂₈Ni²⁺                               h. ₆C^4-

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)

E = (EV-X)/2

 

              

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)

E = (EV-X’)/2

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, Cl_2, F_2, Br_2, 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:

4.      

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, Cl_2,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)