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.

2. 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.

3. 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).

4. Hipertesisi Louis de Broglie (Gelombang Materi)

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

5. Azas Ketidakpastian Warner Heisenbreg

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

6. 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.

7. 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) →

8. 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

9. 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

10. 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

11. 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

2. 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

2. 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.

3. Hibridisasi

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

Contoh : 6^C = 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

4. 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.

5. 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.

6. 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

7. 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.

8. 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.