A. Teori Atom Mekanika Kuantum1. Penjelasan Teori Atom Bohr dengan Teori Kuantum Radiasi Planck

Max Planck mendemonstrasikan bahwa semua radiasi

elektromagnet berkelakuan sebagaimana radiasi tersusun dari

satuan energi kecil yang disebut kuantum. Masing-masing

kuantum memiliki energi yang sebanding dengan frekuensi ()

sinar.Efoton = h

λ

c

λfoton

hcE

Efoton = energi foton

h = tetapan Planck (6,625 × 10–34 J s)

c = kecepatan cahaya dalam ruang hampa (3 × 108 m s–1)

λ = panjang gelombang (m)

Menurut teori atom Bohr, terjadinya spektrum garis pada hidrogen

disebabkan adanya perpindahan elektron dari lintasan sebelah luar

(n2) ke lintasan yang lebih dalam (n1). Banyaknya energi yang

dipancarkan selama terjadinya perpindahan elektron dari n2 ke n1 atau

banyaknya energi yang diserap selama terjadinya perpindahan

elektron dari n1 ke n2 sesuai dengan teori kuantum seperti tertulis

dalam persamaan berikut.

Menurut teori atom Bohr, ada lima spektrum garis hidrogen, yaitu:

RH = tetapan Rydberg 1,10 × 107 m–1

n1 = lintasan elektron ke- n1

n2 = lintasan elektron ke-n2

Kelima deret spektrum atom hidrogen tersebut berkaitan dengan

persamaan Rydberg.

Deret n1 n2

LymanBalmerPascenBrackettPfun

12345

2, 3, 4, ...3, 4, 5, ...4, 5, 6, ...5, 6, 7, ...6, 7, 8, ...

Meskipun teori atom Bohr cukup memuaskan untuk menerangkan

sejumlah garis-garis spektrum hidrogen, teori tersebut tidak dapat

menerangkan banyak fakta eksperimen. Misalnya, teori atom Bohr

tidak dapat menerangkan elektron dapat didifraksikan melalui

sebuah kristal (peristiwa difraksi hanya dapat diterangkan dengan

teori gelombang).

Teori atom Bohr disempurnakan oleh teori atom mekanika kuantum.

Teori ini didasari oleh:

1. Hipotesis de Broglie

2. Prinsip ketidakpastian Heisenberg

2. Kelemahan Teori Atom Bohr

3. Hipotesis de Broglie

Louis de Broglie (1924) mengemukakan bahwa elektron yang

bergerak mempunyai sifat-sifat gelombang.

Substitusi kecepatan cahaya (c) pada persamaan di atas, dengan

kecepatan elektron (v), menghasilkan persamaan:

λ = panjang gelombang,

h = tetapan Planck,

m = massa elektron, dan

v = kecepatan elektron

hchmc 2

chm

vhm

mvh

4. Prinsip Ketidakpastian Heisenberg

Ketidakpastian Heisenberg pada prinsipnya berkaitan dengan suatu

partikel kecil yang bergerak dengan kecepatan tinggi seperti elektron

dalam atom.

Prinsip ketidakpastian Heisenberg menyatakan bahwa:

momentum dan posisi dari suatu partikel yang kecil tidak dapat

diketahui secara bersamaan (simultan) dengan derajat kepastian.

Prinsip ketidakpastian Heisenberg menerangkan suatu dasar

kelemahan model atom Bohr. Teori atom Bohr beranggapan bahwa

elektron memiliki orbit yang tepat. Dengan demikian, posisi (r) dan

momentum (mv) diketahui dengan tepat. Ini tidak sesuai dengan

prinsip Heisenberg.

5. Mekanika Gelombang (Mekanika Kuantum)

Kegagalan teori atom Bohr untuk menerangkan gerakan elektron dalam atom diatasi oleh Erwin Schrödinger (1926) yang terkenal sebagai mekanika gelombang atau mekanika kuantum. Dengan teori ini, kedudukan elektron pada saat tertentu tidak dapat ditentukan secara pasti, tetapi hanya dapat ditentukan kebolehjadiannya.

Masing-masing orbital dalam atom mempunyai energi tertentu, sedangkan energi suatu elektron dalam atom ditentukan dengan perhitungan berdasarkan teori mekanika gelombang tersebut.

Hasil penjabaran persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen menunjukkan bahwa energi suatu elektron ditentukan oleh bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (ℓ), dan bilangan kuantum magnetik (mℓ).

Kebolehjadian daerah dalam ruang yang dapat ditempati oleh sejumlah elektron tertentu disebut orbital.

a. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama menunjukkan lintasan elektron atau kulit atom.Harga bilangan kuantum utama (n) : 1, 2, 3, 4, ….

Sesuai dengan lintasan ke : 1, 2, 3, 4, ….

Sesuai dengan kulit atom : K, L, M, N, ....

b. Bilangan Kuantum Azimut (Bilangan Kuantum Sekunder (ℓ ))

Bilangan kuantum ini menunjukkan di subkulit/sublintasan mana elektron

bergerak dan menentukan bentuk orbital.

Banyaknya harga ℓ di setiap harga n adalah 0, 1, ..., n – 1.

Orbital dengan harga ℓ = 0 disebut obrital s (sharp).

Orbital dengan harga ℓ = 1 disebut orbital p (principal).

Orbital dengan harga ℓ = 2 disebut obrital d (diffuse).

Orbital dengan harga ℓ = 3 disebut orbital f (fundamental).

c. Bilangan Kuantum Magnetik (mℓ)

Bilangan kuantum spin (ms) memberikan gambaran tentang arah

perputaran elektron pada sumbunya sendiri.

Setiap ml mempunyai harga bilangan kuantum spin (ms) = +½ dan –½ .

d. Bilangan Kuantum Spin (ms)

Bilangan kuantum magnetik menunjukkan kedudukan atau orientasi orbital.

Harga mℓ yang diizinkan adalah: mℓ = –ℓ, (–ℓ + 1), ..., –1, 0, 1, ..., (+ℓ – 1), +ℓ

Untuk ℓ = 1 (subkulit p), harga mℓ = –1, 0, dan +1. Jadi, subkulit p memiliki tiga tingkat energi yang setara atau tiga orbital.

Orbital biasa dituliskan dengan tanda garis (––) atau kotak ( ).

Prinsip eksklusi Pauli (larangan Pauli) menyatakan:

“ dalam suatu atom tidak boleh ada dua elektron yang mempunyai

empat bilangan kuantum yang sama”.

Konsekuensi dari prinsip eksklusi Pauli tersebut adalah:

1. Banyaknya elektron maksimum yang dapat menempati suatu orbital

hanya dua elektron dengan spin yang berlawanan.

2. Banyaknya elektron maksimum yang dapat menempati suatu kulit

atom = 2n2, n adalah nomor kulit atom.

Masing-masing elektron dalam suatu atom memiliki keempat bilangan

kuantum n, ℓ , mℓ, dan ms yang khas.

6. Prinsip Pengecualian (Eksklusi) Pauli

7. Notasi Penulisan Elektron dalam Suatu Orbital Atom

xnm

Contoh:

Orbital s pada kulit ke-2 (kulit L) mengandung 1 elektron maka

dituliskan: 2s1.

Orbital p pada kulit ke-3 (kulit M) mengandung 5 elektron maka

dituliskan: 3p5.

Orbital d pada kulit ke-4 (kulit N) mengandung 9 elektron maka

dituliskan: 4d9.

n = nomor kulit atom (bilangan kuantum utama),

mℓ = jenis orbital,

x = jumlah elektron

8. Energi Orbital

Energi orbital yang paling rendah adalah orbital yang paling dekat

dengan inti atom. Makin jauh dari inti, makin tinggi tingkat energinya.

Jika disingkat, susunan

tingkat energi orbital tersebut

adalah:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,

5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s,

5f, 6d

Contoh:

Berilah notasi untuk orbital yang bilangan kuantum dan banyaknya

elektron:

A. n = 4, ℓ = 0, banyaknya elektron 1;

B. n = 3, ℓ = 1, banyaknya elektron 5.

Jawab:

A. Untuk ℓ = 0, orbitalnya s

n = 4 dengan jumlah elektron 1, notasi orbital tersebut: 4s1.

B. Untuk ℓ = 1, orbitalnya p

n = 3 dengan jumlah elektron 5, notasi orbital tersebut: 3p5.

9. Konfigurasi Elektron dalam Atom

Prinsip Aufbau

“Penyusunan elektron atau konfigurasi elektron dimulai dari orbital yang

tingkat energinya paling rendah, kemudian meningkat ke orbital yang

tingkat energinya lebih tinggi. Begitu seterusnya hingga banyaknya

elektron yang ditambahkan sama dengan nomor atomnya”.

Hukum Hund

“Dalam keadaan dasar, elektron-elektron yang menempati orbital

setingkat akan berada pada keadaan spin yang sama.”

Konfigurasi elektron dalam atom menggambarkan lokasi elektron-

elektron menurut orbital-orbital yang ditempati.

Konfigurasi elektron mengikuti prinsip Aufbau dan hukum Hund.

Contoh:

Konfigurasi elektron atom oksigen dengan nomor atom 8 adalah:

•2 elektron menempati orbital 1s,

•2 elektron menempati orbital 2s,

•2 elektron dengan spin berlawanan menempati orbital 2px,

•1 elektron menempati orbital 2py, dan

•1 elektron menempati orbital 2pz dengan arah spin yang sama

dengan elektron pada 2py

10. Konfigurasi Elektron Ion Positif dan Ion Negatif

Konfigurasi ion positif dan negatif bergantung pada jumlah elektron

yang dimiliki ion-ion tersebut. Sebagai contoh, konfigurasi ion Na+

dan F–. Ion Na+ dapat terbentuk jika atom Na melepaskan satu

elektronnya (pada 3s1), sedangkan ion F– dapat terbentuk jika atom

F menerima satu elektron.

Na → Na+ + e–

F + e– → F–

Atom-atom atau ion-ion yang memiliki jumlah elektron yang sama

disebut isoelektronis dan konfigurasi elektronnya sama.

1s22s22p63s1 1s22s22p6

1s22s22p5 1s22s22p6

11. Konfigurasi Elektron Tereksitasi

Konfigurasi elektron tereksitasi adalah konfigurasi elektron pada saat

elektron menempati orbital yang tingkat energinya lebih tinggi.

Misalnya, konfigurasi elektron C dalam keadaan dasar:

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1s22s22p2 __ __ __ __ __ 1s2 2s2 2px

1 2py1 2pz

Jika satu elektron pada orbital 2s dipindahkan (dipromosikan) ke

orbital 2p (tingkat energi 2p > 2s), terjadi keadaan tereksitasi.

Konfigurasi elektron C tereksitasi:

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ 1s22s12p3 __ __ __ __ __ 1s2 2s1 2px

1 2py1 2pz

1

Contoh:

Berapa banyaknya elektron yang tidak berpasangan untuk atom 15P?

Jawab:

Konfigurasi elektron 15P adalah:

↑ ↑ ↑ __ __ __ 2px

1 2py1 2pz

1

Dalam atom 15P terdapat 3 elektron yang tidak berpasangan.

1 s2

2 s2 p6

3 s2 p3

Orbital 1s22s22p6 dan 3s2 telah terisi penuh, masing-masing telah

berpasangan. Orbital 3p3 belum penuh terisi elektron. Menurut Hund,

distribusi elektron 3p3 adalah:

B.Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Periode dan Golongan dalam Tabel Periodik Unsur

1. Periode

Periode adalah lajur mendatar dalam tabel periodik unsur yang

menyatakan bilangan kuantum utama (n) tertinggi yang terisi

elektron.

Bilangan kuantum utama (n) tertinggi yang terisi elektron juga

dinamakan kulit atom terluar. Dengan demikian, kulit atom terluar

menyatakan nomor periode dalam tabel periodik unsur.

Periode ke-1, berisi unsur dengan bilangan kuantum utama

(n) tertinggi = 1 (kulit K). Periode ke-2, berisi unsur dengan bilangan kuantum utama

(n) tertinggi = 2 (kulit L). Begitu seterusnya.

2. Golongan

Golongan utama (A) adalah unsur-unsur yang pengisian elektron

pada orbital-orbitalnya sesuai dengan prinsip Aufbau, elektron

terakhir masuk subkulit s atau p.

Nomor golongan ditunjukkan oleh jumlah elektron valensi (jumlah

elektron pada kulit terluar).

Golongan transisi (B) adalah unsur-unsur yang konfigurasi elektron

terluarnya melibatkan orbital d.

Nomor golongan ditunjukkan oleh jumlah elektron valensi pada

orbital: ns2 + (n – 1)d(1–10).

Golongan adalah lajur vertikal dalam tabel periodik unsur.

Jawab:

7N, konfigurasi elektronnya: 1s22s22p3

Berdasarkan prinsip Aufbau, elektron terakhir masuk subkulit p,

menunjukkan golongan A.

Elektron valensi 7N = 2s22p3 = 2 + 3 = 5, termasuk golongan VA.

Nomor kulit tertinggi yang terisi elektron adalah 2 sehingga unsur N

terletak pada periode 2.

Contoh 1:

Tentukan periode dan golongan unsur 7N.

26X, konfigurasi elektronnya: 1s22s22p63s23p64s23d6

Nomor kulit tertinggi yang terisi elektron adalah 4 sehingga unsur X

terletak pada periode 4.

Elektron terakhir masuk subkulit d, menunjukkan golongan B.

Nomor golongan = 2 (jumlah elektron pada 4s) + 6 (3d berisi 6 elektron)

= 8 sehingga 26X termasuk golongan VIIIB.

Jawab:

Contoh 2:

Tentukan periode dan golongan unsur 26X.

Catatan untuk unsur Transisi (golongan B)

Jika jumlah elektron kulit terluar + elektron orbital d sebelum kulit

terluar = 9 atau 10, berarti termasuk golongan VIIIB, contoh 27Co dan

28Ni.

Jika jumlah elektron kulit terluar + elektron orbital d sebelum kulit

terluar lebih besar dari 10 maka dikurangi dengan 10, misalnya 29Cu

golongan IB dan 30Zn golongan IIB.

Cara lain:

Nomor golongan B = (jumlah elektron pada kulit terluar + jumlah

elektron pada kulit sebelum terluar) – 8 atau 18. Jika menyimpang,

termasuk golongan VIIIB (misalnya 17 – 8 = 9 atau 17 – 18 = –1.

Tidak ada golongan IXB atau –IB, berarti unsur tersebut golongan

VIIIB).

C. Teori Domain Elektron, Teori Hibridisasi, dan Gaya Antarmolekul

1. Teori Domain Elektron

Suatu molekul terbentuk dari gabungan atom-atom yang

sejenis atau tidak sejenis melalui suatu ikatan. Pasangan elektron yang digunakan secara bersama disebut

pasangan elektron ikatan (PEI). Pasangan elektron yang tidak digunakan untuk ikatan disebut

pasangan elektron bebas (PEB).

Penyusunan elektron menurut teori domain elektron mengikuti aturan berikut.

1. Pasangan-pasangan elektron ikatan dan pasangan-pasangan

elektron bebas di dalam suatu molekul akan menempati posisi di

sekitar atom pusat. Akibatnya, tolak-menolak antara pasangan-

pasangan elektron tersebut menjadi sekecil-kecilnya sehingga

pasangan-pasangan elektron akan berada pada posisi yang terjauh.

2. Kedudukan pasangan elektron yang terikat menentukan arah ikatan

kovalen sehingga menentukan bentuk molekul.

3. Pasangan-pasangan elektron bebas mengalami gaya tolak lebih

besar daripada pasangan-pasangan elektron ikatan. Akibatnya,

pasangan-pasangan elektron bebas akan mendorong pasangan-

pasangan elektron ikatan lebih dekat satu sama lain. Pasangan

elektron bebas akan menempati ruangan yang lebih luas.

Bentuk molekul ditentukan oleh banyaknya pasangan elektron ikatan

(PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB)

Contoh Senyaw

a

Bentuk Geometri Molekul

Jumlah PEB

Jumlah PEI

CH4 Tetrahedaral 4 0

BF3Segitiga datar (trigonal planar)

3 0

NH3Segitiga piramida(trigonal piramida)

3 1

H2OMembentuk suatu sudut

2 2

Langkah-langkah dalam meramalkan bentuk molekul

berdasarkan teori domain elektron (VSEPR: Valence Shell

Electron Pair Repulsion) adalah sebagai berikut.

1. Menentukan elektron valensi masing-masing atom.

2. Menjumlahkan elektron-elektron valensi atom pusat dengan

elektron-elektron valensi atom lain yang digunakan untuk ikatan.

3. Menentukan banyaknya pasangan elektron, yaitu jumlah elektron

valensi yang telah ditentukan pada langkah ke-2 dibagi 2.

4. Menentukan banyaknya pasangan elektron ikatan dan pasangan

elektron bebas.

5. Meramalkan bentuk molekul yang terjadi

Contoh:

Jika diketahui nomor atom, P = 15 dan Cl= 17, ramalkan bentuk molekul PCl3.

Jawab:

(1) 15P, susunan elektronnya : 2–8–5 (elektron valensi P sebagai atom pusat = 5)

17Cl, susunan elektronnya : 2–8–7 (elektron valensi Cl = 7)

elektron valensi P = 5

banyaknya elektron 3 atom Cl yang digunakan untuk ikatan = 3

(2) Jumlah elektron di sekitar atom pusat =

8

(3)banyaknya pasangan elektron (PE) = 8/2 = 4

(4)banyaknya PEI = 3 (3 atom Cl dengan 1 atom P)

banyaknya PEB = PE – PEI = 4 – 3 = 1

(5) bentuk geometri yang terjadi akibat PEI = 3

dengan PEB = 1 adalah trigonal piramida.

2. Teori Hibridisasi

Hibrida Bentuk Hibrida Contoh

sp Lurus (Linear) Be2, CdBr2, HgCl2

sp2 Segitiga datar(Trigonal planar)

BF3, GaI3, B(CH3)3, SO3

sp3 TetrahedralCH4, SiH4, CCl4, GeH4, TiCl4, SiF4

dsp2 Persegi(segi empat datar)

XeF4, ICl4–

sp3d Trigonal bipiramidaPCl5, MoCl5, TaCl5, AsCl5, SF4, BrF3

d2sp3 atau sp3d2 Oktahedral SF6, ClF5, PF6

–

Hibridisasi adalah peristiwa pembauran/blasteran/pembastaran orbital-orbital

sehingga menghasilkan orbital baru yang disebut orbital hibrida. Bentuk

orbital hibrida hasil hibridisasi orbital bergantung pada jenis dan banyaknya

orbital yang mengalami hibridisasi.

a. Gaya van der Waals

1) Gaya Dipol-Dipol: merupakan interaksi elektrostatik antara

molekul-molekul polar (dwikutub). Gaya dipol-dipol ini jauh

lebih kecil daripada ikatan ionik maupun ikatan kovalen.

2) Gaya London (gaya dispersi): gaya tarik antaratom yang

disebabkan oleh adanya dipol sementara dalam atom.

3. Gaya Antarmolekul

b. Ikatan Hidrogen

ikatan yang terjadi antara atom-atom hidrogen dengan atom-atom

yang harga elektronegativitasnya besar (N, O, dan F) dengan

gaya elektrostatik.

Gaya yang terdapat antara molekul-molekul suatu kristal kovalen.