19 Nov 2009

Tabel Periodik Unsur,Struktur Atom, Sistem Periodik

A. Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum

  1. Spektrom Atom

§ Spektrum continue : uraian warna yang sinambung seperti pelangi.

§ Spektrum diskontinu atau spectrum garis : uraian warna yang terputus-putus contohnya radiasi (cahaya) yang dihasilkan oleh unsur gas yang berpijar.

  1. Teori Kuantum Maz Planck 1900

Radiasi elektromagnet bersifat diskert. Artinya suatu benda hanya dapat memancarkan atau menyerap radiasi elektromagnet dalam ukuran atau paket kecil dengan nilai tertentu.

  1. Model Atom Niels Bohr

Model Atom Niels Bohr menyerupai sistem tata surya yaitu matahari (sebagai inti atom) dan planet-planet (sebagai elektron yang mengorbit inti).

  1. Hipertesisi Louis de Broglie (Gelombang Materi)

Menyatakan bahwa selain bersifat sebagai partikel juga bersifat gelombang (Sifat dualisme partikel)

  1. Azas Ketidakpastian Warner Heisenbreg

Menyimpulkan suatu keterlibatan dalam menentukan posisi dan momentum elektron dalam atom.

  1. Model Atom Mekanika Kuantum

Dikemukakan oleh Erwin Schrodinger pada tahun 1927 menyatakan bahwa elektron dalam atom dapat diperlakukan sebagai gelombang materi sehingga gerak elektron dalam atom dapat disamakan dengan gerak gelombang. Dan dia berhasil merumuskan persamaan gelombang untuk menggambarkan bentuk dan tingkat energi orbital.

  1. Bilangan-bilangan Kuantum

a. Bilangan Kuantum Utama (n)

Berfungsi untuk menentukan tungkat energi orbital atau kulit atom.

Harga n

1

2

3

4

dst

Kulit

K

L

M

N

dst

b. Bilangan Kuantum Azimut (l)

Bilangan Kuantum Azimut menyatakan subkulit. Berfungsi untuk menentukan bentuk orbital subkulit.

Nilai l

0

1

2

3

4

dst

Lambang orbital

s

p

d

t

g

dst

c. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Menyatakan orientasi orbital dalam ruang

Nilai m = l, 0, hingga + l

Untuk l = o → m = 0 → s

Untuk l = 1 → m = -1, 0, +1 → p

Untuk l = 2 → m = -2, -1, 0, 1, 2 → d

d. Bilanagn Kuantum Spin (s)

Untuk menentukan arah orientasi elektron

@ searah jarum jam → (+ ½) →

@ berlawanan jarum jam → (- ½) →

  1. Bentuk dan Orientasi Orbital

Ø Bentuk berdasarkan bilangan kuantum azimuth

Ø Ukuran berdasarkan bilangan kuantum utama

a. Orbital s

Bentuk bola dengan arah ruang sama ke seluruh sudut. 1s, 2s dan 3s mempunyai bentuk sama namun ukurannya berbeda.

b. Orbital p

Orbital p dengan m = -1, 0, +1 mempunyai 3 kemungkinan orientasi dalam ruang yang masing-masing terletak pada koordinat Cartesian x, y, dan z sehingga dapat dibedakan menjadi px, py dan pz. Bentuk orbital seperti balon karet terpilin.

c. Orbital d

Orbital d dengan m = -2, -1, 0, 1, 2 mempunyai 5 kemungkinan orientasi dalam ruang yaitu dx2-y2, dz2, dxy, dx2, dan dyz

  1. Urutan Tingkat Neergi Subkulit

Urut-urutan tingkat energi subkulit

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

  1. Larangan Pauli

Elektron-elektron dalam satu atom tidak boleh mempunyai bilangan kuantum yang keempat-empatnya sama.

s → 1 orbital → maksimum 2 elektron

p → 3 orbital → maksimum 6 elektron

d → 5 orbital → maksimum 10 elektron

f → 1 orbital → maksimum 14 elektron

  1. Konfigurasi Elektron dan Elektron Valensi

a. Konfigurasi Elektron

1) Azaz Aufbau

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

2) Aturan Hund

Orbital dalam satu subkulit, mula-mula electron akan menempati orbital secara sendiri-sendiri dengan spin yang parallel, baru kemudian berpasangan.

Contoh : 7N : Konfigurasi : 1s2 2s2 2p3

Diagram Orbital

b. Elektron Valensi

1) Untuk golongan A → nomer golongan = e valensi (s dan p)

2) Untuk golongan B → nomer golongan = e valensi (s + d)

Bila (s+d) = 8, 9, 10 → golongan VII B

Bila (s+d) = 11 → golongan I B

Bila (s+d) = 12 → golongan II B

B. Sistem Periodik

  1. Sistem Periodi dan Konfigurasi Elektron

Golongan Utama

e valensi

Gol Tambahan

e valensi

IA

ns1

IIIB

(n-1) d1ns2

IIA

ns2

IVB

(n-1) d2ns2

IIIA

ns2np1

VB

(n-1) d3ns2

IVA

ns2np2

VIB

(n-1) d5ns1

VA

ns2np3

VIIB

(n-1) d5ns2

VIA

ns2np4

VIIIB

(n-1) d6,7,8ns2

VIIA

ns2np5

IB

(n-1) d10ns1

VIIIA

ns2np6

IIB

(n-1) d10ns2

  1. Blok s, p, d, f

a. Blok s : IA dan IIA

b. Blok p : IIIA sampai VIIIA

c. Blok d : IIIB sampai IIB

d. Blok f : Lantanida dan aktinida

C. Ikatan Kimia

  1. Geometri Molekul

a. Teori Domain Elektron

1. Setiap electron ikatan (tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) merupakan satu domain.

2. Setiap pasangan electron bebas merupakan satu domain.

Jumlah Domain Elektron

Geometri

Besar sudut

2

3

4

5

6

Linier

Segitiga sama sisi

Tetrahedron

Bipiramida trigonal

Okta bedron

180

120

109,5

Ekuatorilal 120, Akasial : 90

90, 180

b. Merumuskan Tipe Molekul

Ø Atom pusat dinyatakan dengan lambing A

Ø Setiap domain elektron ikatan dinyatakan dengan x ddn

Ø Setiap domain elektron bebas dinyatakan dengan E

1. Senyawa Biner Berikatan Tunggal

E = EV = Jumlah electron valensi atom pusat.

2. Senyawa Biner Berikatan Rangkap atau Ikatan Kovalen

Koordinat E =

c. Menentukan Geometri Molekul

Bentuk molekul → ditentukan oleh PEI dan PEB

Jumlah PE

Jumlah PEI

Jumlah PEB

Tipe

Bentuk Molekul

Contoh

2

2

0

A X2

Linier

BeCl2

3

3

2

0

1

A X3

A X2E

Segitiga Datar

Linear

BCl­3

CO2

4

4

3

2

0

1

2

A X4

A X3E

A X2E2

Terahidral

Trigonal Piramid

Bentuk V

CH4

NH3

H2O

5

5

4

3

2

0

1

2

3

A X5

A X4E

A X3E2

A X2E3

Trigonal Bipramid

Tehahidral

Bentuk T

Linier

PCl­5

TeCl4

ClF3

XwF2

6

6

5

4

0

1

4

A X6

A X5E

A X4E2

Oktahidral

Piramid segi-4

Segi 4 datar

SF6

IF5

XeF4

  1. Molekul Polar dan Non Polar

Polar → a. Ikatan antar atom yang berbeda dapat dianggap polar

b. Bentuk molekul tidak simetris, pusat muatan positif tidak berimpit

dengan pusat muatan negatif.

  1. Hibridisasi

Adalah pembastaran orbital atom yang berbeda energinya menjadi sama energinya atau setingkat.

Contoh : 6C = 1s2 2s2 2p2

promosi

disebut hibridisasi sp3+

Tipe Hibridasi

Orbital Asal

Orbital Hibrida

Bentuk Orbital Hibrida

s,p

s, p, p

s, p, p, p

s, p, p, p, d

s, p, p, p, d, d

sp

sp2

sp3

sp3d

sp3d2

linier

segitiga sama sisi

tetahedron

bipiramida trigonal

oktahedron

  1. Gaya Tarik Antarmolekul

1. Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat-Dipol Terimbas

(Gaya Londong = Gaya Dispersi)

    • Gaya ini terjadi antara molekul non polar dan molekul non polar
    • Terdiri atas gaya tarik menarik dipole sesaat-dan dipole terimbas
    • Dipol sesaat terbentuk karena adanya perpindahan electron dari suatu daerah ke daerah lain dalam satu molekul yang menyebabkan molekul di sekitarnya membentuk dipol terimbas.

2. Gaya Tarik Dipol-dipol

    • Gaya tarik dipol-dipol adalah gaya tarik antarmolekul polar yang cenderung membentuk dua kutub yang berbeda muatan (dipole)
    • Gaya tarik ini lebih kuat dibandingkan gaya London, sehingga titik cair dan titik didih zat polar lebih tinggi dibandingkan zat nonpolar, dengan massa molekul relative (Mr) yang kira-kira sama.

3. Gaya Tarik Dipol-dipol Terimbas

    • Terjadi antara molekul polar dengan molekul nonpolar.
    • Molekul polar akan mengimbas molekul nonpolar di sekitarnya sehingga mengalami dipol sesaat.
    • Hasilnya adalah suatu gaya tarik elektrostik antara dipol dan dipol sesaat.

  1. Ikatan Hidrogen

§ Adalah gaya tarik-menarik antara atom hydrogen yang terikat pada suatu atom berelektronegatifan besar dari molekul di sekitarnya.

§ Ikatan hidrogen terdapat dalam senyawa yang mengandung ikatan F-H, O-H dan ikatan N-H.

§ Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya Van der Wals.

§ H2O mempunyai atau menghasilkan ikatan lebih banyak dari pada HF dan NH3 sehingga H2O paling kuat diantara lainnya.

  1. Gaya Van der Wa’als

Gaya Van der Wa’als

Gaya London Gaya dipol-dipol Gaya dipol

(Gaya disperse) - Terjadi pada molekul- terimbas

molekul polar

Gaya tarik Gaya tari - Lebih kuat dibanding

menarik menarik gaya London

dipol dipol - Penyebab-penyebab zat

sesaat terimbas yang Mr-nya sama tetapi

titik didih atau titik lelehnya berbeda

  1. Ikatan Ion

§ Adalah gaya tarik-menarik listrik antarion yang berbeda muatan.

§ Ikatan ion merupakan ikatan yang relative kuat.

§ Semua senyawa ion berupa zat padat dengan titik leleh dan titik didih yang tinggi.

  1. Jaringan Ikatan Kovalen

§ Satu jenis ikatan antarpartikel yang sangat kuat adalah jaringan ikatan kovalen (covalen network) yang dapat membentuk struktur kovalen laksasa.

§ Zat itu mempunyai titik leleh dan titik didih tinggi

§ Contohnya : grafit, intan dan pasir.

1 komentar:

Chemistry is Coming To Your Life !!!