peta konsep

PETA KONSEP

1

STANDART KOMPETENSIMemahami struktur atom untuk meramalkan sifat-sifat periodik unsur struktur molekul dan sifat sifat senyawa

KOMPETENSI DASAR

11 Menjelaskan teori Atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik

12 Menjelaskan teori jumlah pasangan elektron di sekitar inti atom dan teori hibridisasi untuk meramalkan bentuk molekul

13 Menjelaskan interaksi antar molekul (gaya antar molekul) dengan sifatnya

INDIKATOR Menjelaskan teori atom mekanika kuantum Menentukan bilangan kuantum (Kemungkinan elektron berada) Menggambarkan bentuk-bentuk orbital Menjelaskan kulit dan sub kulit serta hubungannya dengan bilangan kuantum Mengunakan prinsip aufbau aturan hund dan asas larangan pauli untuk menuliskan konfigurasi electron dan diagram orbital Menghubungakan konfigurasi electron suatu unsur dengan letaknya dalam letak unsur dalam sistem periodik Meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori domaian electron Meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori pasangan elektron Menjelaskan perbedaan sifat fisis (titik didih titik beku) berdasarkan gaya antar molekul gaya london gaya van der waals dan

ikatan hydrogen Menerapkan hubungan antara besarnya gaya london gaya van der walls dan ikatan hydrogen

BAB ISRTUKTUR ATOM SISTEM PERODIK

UNSUR DAN IKATAN KIMIA

A Struktur AtomModel Atom Niels BohrSpektum Unsur Spektrum adalah kumpulan dari beberapa frekuensi atau panjanggelombang radiasi cahaya Bila cahaya matahari dilewatkan melalui prisma maka cahaya tersebut diuraikan menjadi beberapa warna pelangi

yang saling meliputi satu dengan yang lainnya Uraian warna itu disebut spektrum kontinu Bentuk spectrum dari suatu unsur berupa garis-garis sehingga sering disebut dengan spectrum garis atau spectrum

atom Setiap unsur spectrum atomnya bersifat khas sehingga untuk mengidentifikasi suatu unsur dapat didasarkan pada

spectrum atomnya

Teori Atom modern (Mekanika Kuantum)a Teori Kuantum dari Max Planck (1990) Menytakan

Energi radiasi dipancarkan atau diserap suatu benda bersifat diskrit dalam bentuk kelipatan dari satuan energi yang disebut kuantum

Energi setiap kuantum berbanding lurus dengan frekuensi radiasi yang dipancarkan atau diserap

E=htimesf Karena

f=cλ

maka

E=htimescλ

E = energi kuntum (Joule) h = tetapan Planck (663 x 10-34 joule detik)f = frekuensi radiasi (detik-1) c = kecepatan cahaya (3x108 mdetik-1)λ = panjang gelombang (meter)Untuk cahaya satu kuantum radiasi disebut fotonContoh Soal Satu elektron dalam atom natrium mengalami transisi dari tingkat energi yang tinggi ketingkat enrgi rendah dengan memberi cahaya kuning Jika panjang gelombang cahaya 5889 nmHitunglah a energi yang dipancarkanb frekkuensi gelombang cahaya tersebutJawab

2

E=htimes c

λ E=6 63times10minus14 jouledet

iktimes3timesiquestλ

iquest

b Louis De Broglie (1924)Ia mengemukan bahwa elektron yang bergerak mempunyai sifat-sifat gelombang Ia menggabungkan persamaan Einstein ( energi suatu partikel bermassa m)Louis De Broglie berpendapat jika sesuatu merupakan gelombang sebagaimana sinar dipertimbangkan sebagai aliran suatu partikel maka ia mengusulkan bahwa suatu partikel seperti electron dapat dipikirkan sebagai gelombang Tidak seperti sinar dengan kecepatan tetap Electronberjalan dengan kecepatan tidak tetap (variasi) subsitusi kecepatn cahaya (C) dan kecepatan electron (v) menghasilkan

c Prinsip ketidak pastian HeisenbergTidak mungkin menemukan kecepatn dengan posisi electron secara bersamaan tetati yang dapat ditentukan hanyalah kebolehjadian ( Probabilitas) menentukan electron pada posisi dari suatu partikel yang kecil tidak dapat ketahui secara

d Erwin SchrodingerBerhasil menyusun persamaan gelombang untuk electron dengan menggunakan prinsip mekanika gelombang Hasil penjabaran persamaan Schrodinger menunjukkan bahwa energi suatu electron ditentukan oleh 3 bilangan kuantum Menurut Schrodinger elektron- elektron yang mengelilingi inti terdapat didalam suatu orbital (daerah 3 dimensi disekitar inti dimana electron dengan energi tertentu dapat ditemukan dengan kemungkinan yang terbesar

Heiseberg Max Planck Schrodinger Louis de broglie Neils Bohr

2 Bilangan kuantumUntuk menyatakan kebolehjadian kedudukan elektron pada suatu orbital digunakan bilangan kuantum

1) Bilangan Kuantum utama (n)Bilangan Kuantum utama menunjukkan tingkat energi electron dan sesui dengan tingkat energi atom Bohr (menunjukkan lintasan elektronkulit atom) Harga bilangan kuantum merupakan bilangan bulat positif mulai dari satu lintasan kulit (n) 1 2 3 4lambang kulit K L M N

2) Bilangan Kuantum Azimut Sekunder (l)Bilangan Kuantum Azimut menunjukkan subkulitsublintasan dimana elektron bergerak dan menentukan bentuk orbital Bilangan kuantum ini bergantung pada bilangan kuantum utamaHarga l = 0 dimana (n-1) raquo 1-1 = 0Harga l = 1 dimana (n-1) raquo 2-1 = 0Harga l = 2 dimana (n-1) raquo 3-1 = 0Bentuk orbital l = 0 menyatakan subkulit sl = 1 menyatakan subkulit pl = 2 menyatakan subkulit dl = 3 menyatakan subkulit f

3) Bilangan Kuantum Magnetik (m)Bilangan kuantum magnetic menyatakan kedudukan atau orientasi electron karena pengaruh medan magnet yang kuat

Harga m = -1helliphellip+1l = 0m = 0 (1 orbital)l = 1m = -10+1 (3 orbital)l = 2m = -2-10+1+2 (5 orbital)l = 3m = -3-2-10+1+2+3 (7 orbital)

4) Bilangan Kuantum Spin (s) raquo larangan pauliBilangan kuantum spin menyatakan arah rotasi elektron dalam orbitalsearah jarum jam (+) raquo uarr raquo +frac12berlawanan arah jarum jam (-) raquodarr raquo -frac12Jika notasi orbital harr [] makaorbital s2 bilangan kuantum m = -10+1 orbital s6 bilangan kuantum m = -2-10+1+2 orbital s10 bilangan kuantum m = -3-2-10+1+2+3

Kulit n Max ecirc

l Sub kulit

m Jumlah Orbital

3

K 1 2 0 1s2 0 1L 2 8 0 2s2 0 1

1 2p6 -10+1 3

M 3 180 3s2 0 11 3p6 -10+1 32 3d10 -2-10+1+2 5

N 4 320 4s2 0 11 4p6 -10+1 32 4d10 -2-10+1+2 53 4f14 -3-2-10+1+2+3 7

3 Bentuk-bentuk orbital 1) Orbital s

Orbital yang paling sederhana merupakan orbital yang berbentuk seperti bola

2) Orbital p

Orbital sub kulit p mempunyai bentuk bola yang terpilin mempunyai 3 orbital yaitu Px Py dan Pz Letak ketiga orbital ini pada 3 sumbu yaitu sumbu x y dan z yang saling berpotongan tegak lurus dan ketiga orbital ini mempunyai tingakt energi yang sama

3) Orbital d

Subkulit d mempunyai 5 orbital membentuk seperti roset dan lima orbital ini mempunyai tingak energi yang sama

B Konfigurasi Elektron

Susunan elektron suatu atom berkaitan dengan tingkat energi yang dimiliki dan bergantung pada nomor atom Konfigurasi elektron dapat ditentukan dengan bantuan diagram mnomenik moller dan menggunakan prinsip Aufbau aturan Hund dan larangan Pauli

1 Prinsipasas Aufbaupengisian orbital dimulai dari tingakt energi yang terrendah kemudian tingkat energi yang lebih tinggi1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f

4

Berdasarkan ketentuan tersebut maka urutan pengisian (kofigurasi) elektron mengikuti tanda panah pada gambar berikut

Gambar 1 Diagram Curah Hujan

2 Aturan HundPengisian elektron pada orbital pdf mula-mula diisi pada tiap-tiap orbital searah jarum jam sampai penuh kemudian berlawanan arah jarum jam berpasangan

3 Larangan PauliDalam atom tidak ada 2 elektron yang mempunyai keempat kebilangan kuantum sama Jika 2 elektron yang mempunyai orbital yang sama maka kedua elektron ini harus berbeda bilangan kuantum spinnyaContoh 2He 1s2 elektron 1 n = 1 l = 0 m = 0 s = + frac12

elektron 1 n = 1 l = 0 m = 0 s = - frac12Akibat larangan pauli ini tiap orbital hanya bisa diisi oleh 2 elektron Perkecualian

a No atom 242941424445477879 s terluar s1

b No atom 46 s terluar s0

Karena pada umumnya susunan penuh dan frac12 penuh relatif lebih stabilElektron Valensi Elektron valensi adalah elektron-elektron yang berada pada kulit terluar atau mempunyai tingakat energi tertinggi atau

bilangan kuantum utama terbesar Elektron valensi berperan dalam pembentukan ikatan kimia Unsur-unsur yang mempunyai elektron valensi sama mempunyai sifat-sifat kimia samaContoh

Lambang Unsur Konfigurasi Elektron Elektron valensi3Li

11Na19K5B

13Al

1s2 2s1

1s2 2s22p63s1

1s2 2s22p63s23p6 4s1

1s2 2s22p1

1s2 2s22p63s23p1

11133

Perhatikan contoh penulisan konfigurasi elektron dari beberapa atom berikut

Ikutilah langkah-langkah berikut 1

2

3

Tentukanlah jumlah elektron dari atom unsur tersebutJumlah elektron dari atom unsur sama dengan nomor atom unsur tersebutTuliskan jenis subkulit yang dibutuhkan secara urut berdasarkan diagram curah hujan yang telah Anda baca yaitu1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6p-7p-8sIsikan elektron pada masing-masing subkulit dengan memperhatikan jumlah elektron maksimumnyaBerdasarkan jumlah orbital tiap subkulit dan tiap orbital maksimum terisi dua elektron maka jumlah elektron maksimum pada tiap-tiap subkulit adalahSubkulit s maksimum isi 2 elektronSubkulit p maksimum isi 6 elektron

5

1s2

1s2 2s1

1s2 2s2 2p1

1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

Subkulit d maksimum isi 10 elektronSubkulit f maksimum isi 14 elektronElektron ditulis agak ke atas setelah tanda orbital Jika subkulit paling rendah sudah terisi maksimum maka sisa elektron dimasukkan pada subkulit berikutnya

Perhatikan contoh dengan mengikuti langkah-langkah tersebutAtom unsur dengan tanda atom S akan kita buat konfigurasi elektronnya maka 1 Nomor atom unsur tersebut = 16

(lihatlah angka yang tertulis di bawah tanda atom) Dengan demikian jumlah elektron atom tersebut sebanyak 16

2 Jenis subkulit yang dibutuhkan secara urut kita tuliskan sebagian mulai dari yang paling kiri 1s-2s-2p-3s-3p-4s 3 Isikan pada subkulit 1s sebanyak 2 elektron Sisanya isikan pada subkulit berikutnya

Sehingga konfigurasi elektron untuk atom unsur dengan tanda atom S dapat dituliskan secara berurut sebagai berikut 1s2 2s2 2p6 3s2

3p4

latihan soal Buatlah konfigurasi elektron untuk atom unsur-unsur dengan tanda atom sebagai berikut1

2

3 4 5

Bagaimana konfigurasi elektron dengan nomor-nomor besar atau banyak

Unsur - unsur dengan nomor atom besar atau banyak tentunya akan terlihat lebih panjang dan tidak praktis Untuk itu konfigurasi elektron atom berelektron banyak dapat disingkat penulisannya dengan penulisan lambang unsur gas mulia yang sesuai

Konfigurasi elektron gas mulia 1 2He 1s2 2 10Ne 1s2 2s2 2p6 3 18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4 36Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

5 54Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

6 86Rn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6

Contoh Konfigurasi elektron untuk Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Dapat Anda singkat penulisannya menjadi seperti berikut ini Ca [Ar] 4s2

Skema ini digunakan untuk memudahkan dalam menyingkat

Latihan Soal

6

Buatlah konfigurasi elektron yang singkat untuk atom unsur dengan tanda atom sebagai berikut 1

2 3

Penjelasan yang sudah Anda pelajari merupakan konfigurasi elektron untuk atom bagaimana untuk ion

1 Ion (+)bermuatan positip adalah atom netral yang melepaskan sebagaian elektronnya Elektron yang dilepaskan letaknya pada kulit terluarContoh

memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Jika berbentuk ion K+ maka elektron pada kulit terluarnya akan melepas sebanyak 1 sehingga konfigurasi elektronnya menjadi 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

2 Ion (-)bermuatam negatip adalah atom netral yang menerima atau menyerap elektron Elektron yang diterima ini akan menempati orbital dari subkulit terluar yang belum penuh atau maksimumContoh

memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p5 Jika berbentuk ion F maka elektron pada kulit terluar akan bertambah sebanyak 1 sehingga konfigurasi F- menjadi 1s2 2s2 2p6

Contoh Soal

Buatlah konfigurasi elektron dari ion berikut1 Ca2+ (nomor atom Ca=20)2 O2- (nomor atom O=8)Penyelesaian1 Ca2+ memiliki elektron 20 ndash 2 = 18

Jumlah elektron ion = nomor atom ndash muatanKonfigurasi elektron atom 20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 sehingga konfigurasi elektron ion Ca2+ menjadi 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

2 O2- memiliki muatan 8 + 2 = 10Jumlah elektron ion = nomor atom + muatanKonfigurasi atom 8O 1s2 2s2 2p4 sehingga konfigurasi elektron ion O2- menjadi 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Hal lain yang harus Anda perhatikan dalam menuliskan konfigurasi elektron adalah kestabilan Atom akan lebih stabil bila kulit atau subkulit terisi elektron penuh atau setengah penuh

Contoh Soal

Konfigurasi elektron yang benar adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 bukan 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Karena orbital d maksimum berisi 10 elektron maka akan lebih stabil jika orbital d diisi 5 atau 10 elektron

Bagaimana dengan konfigurasi elektron

Mirip halnya dengan maka konfigurasi elektron adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 bukan 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9

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 pada modul berikutnya

Kita ingat kembali bahwa 123

Orbital-orbital dilambangkan dengan kotakElektron dilambangkan sebagai tanda panah dalam kotakBanyaknya kotak ditentukan berdasarkan bilangan kuantum magnetik yaitu

subkulit s digambarkan

7

subkulit p digambarkan

subkulit d digambarkan

4

5

Untuk orbital-orbital yang berenergi sama dilambangkan dengan sekelompok kotak yang bersisian sedangkan orbital dengan tingkat energi berbeda digambarkan dengan kotak yang terpisahSatu kotak orbital berisi 2 elektron satu tanda panah mengarah ke atas dan satu lagi mengarah ke bawah

Pembuatan konfigurasi elektron dalam diagram orbital memenuhi aturan atau kaidah Hund

B Sistem Periodik Unsur-Unsur1 Dasar PenyusunanSistem periodik bentuk panjang disusun berdasarkan kenaikan nomor atom (kenaikan jumlah protonmuatan inti) dan kemiripan sifat

Sistem periodik bentuk panjang dibagi ke dalam periode dan golongan

23456

789 Hubungan Konfigurasi Elektron dan Golongan Unsur

8

UNSUR UTAMA UNSUR TRANSISIKonfigurasi

Elektron Kulit Terluar

ElektronValensi

NomorGolongan

NamaGolongan

KonfigurasiElektron Sub kulit (n-1)d ns

NomorGolongan

Ketetangan

ns1 1 IA Alkali (n-1)d1 ns2 IIIBns2 2 IIA Alkali tanah (n-1)d2 ns2 IVBns2 np1 3 IIIA Aluminium (n-1)d3 ns2 VBns2 np2 4 IVA Karbon (n-1)d5 ns1 VIBns2 np3 5 VA Nitrogen (n-1)d5 ns2 VIIBns2 np4 6 VIA Oksigen (n-1)d6 ns2

karena(n-1)d7 ns2 VIIIB sifatnya(n-1)d8 ns2

ns2 np5 7 VIIA Halogenns2 np6 8 VIIIA Gas mulia

(n-1)d9 ns1 IB(n-1)d10 ns2 IIB

Periode Golongan Lajur horisontal Ditunjukkan oleh nomor kulit yang paling luar Banyaknya periode sistem periodik ada 7 buah Artinya suatu atom maksimim mempunyai kulit

sebanyak 7 buah

Lajur vertikal Mempunyai sifat-sifat yang mirip

Kemiripan sifat tersebut karena adanya kesamaan konfigurasi elektron kulit terluarnya

Unsur-unsur dibagi menjadi 2 kelompok1 Unsur golongan utama Unsur yang terdapat

dalam blok s dan p2 Unsur golongan transisi Unsur yang terdapat

dalam blok d dan f

9

Unsur Golongan LantanidaMempunyai konfigurasi elektron subkulit terluar 4f1-14 5s2 5p6 6s2

Unsur Golongan AktanidaMempunyai konfigurasi elektron subkulit terluar 5f1-14 6s2 6p6 7s2

Berdasarkan hubungan tersebut kita dapat menentukan letak unsur (baik golongan maupun periode) dalam sistem periodik unsur

Penentuan Golongan Unsur utama ditentukan oleh jumlah elektron valensi yaitu elektron pada ns atau ns npUnsur transisi ditentukan oleh jumlah elektron pada sub kulit (n-1) d nsContoh Soal Tentukan letak unsur yang mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut a P 1s2 2s22p4 R 1s2 2s22p63s23p3

b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2

Jawab Letak unsur dalam sistem periodik ditentukan oleh elektron valensinya

a Konfigurasi elektron valensi unsur P 2s22p4

Unsur P terletak pada periode 2 golongan VI Ab Konfigurasi elektron valensi unsur Q 3s2

Unsur Q terletak pada periode 3 golongan II Ac Konfigurasi elektron valensi unsur R 3s23p3

Unsur R terletak pada periode 3 golongan V Ad Konfigurasi elektron valensi unsur S 3d54s2

Unsur S terletak pada periode 4 golongan VII B

C Ikatan Kimia1 Teori Domain Elektron

Teori ini dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul suatu senyawa berdasarkan gaya tolak menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusatDomain elektron berarti posisi keberadaan elektron Satu domain adalah satu pasangan elektron ikatan (PEI) dapat berupa ikatan tunggal atau ikatan rangkap satu atau satu pasangan elektron bebas (PEB)

Contoh Pada senyawa NH3

HRumus Lewis H N ada 4 domain elektron

H Pada senyawa SO2

Rumus Lewis O S O ada 3 domain elektron

Pada senyawa CO2

Rumus Lewis O C O ada 2 domain elektron Prinsip Dasar Teori Domain Elektron Sesama domain elektron saling tolak menolak sedemikian rupa sehingga tolak menolak diantara domain elektron tersebut

menjadi sekecil-kecilnya Urutan kekuatan tolak-menolak sesama domain elektron adalah sebagai berikut

PEB Vs PEB gt PEB Vs PEI gt PEI Vs PEI Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron ikatan

Merumuskan tipe molekul Atom pusat diberi simbol A Pasangan elektron ikatan diberi simbol X Pasangan elektron bebas diberi simbol E

Contoh 1 Senyawa yang molekulnya memiliki 4 domain elektron ikatan dan 0 domain elektron bebas tipe molekulnya dirumuskan AX4

2 Senyawa yang molekulnya memiliki 4 domain elektron ikatan dan 2 domain elektron bebas tipe molekulnya dirumuskan AX2E2

Hubungan domain elektron tipe molekul sudut ikatan dan bentuk molekul dinyatakan sebagai berikut Jumlah

PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200

TetrahedralPiramida segitigaPlanar bentuk VSegitiga sama sisi

CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )

1800Planar bentuk Vlinier

SO2

BeF2SO2

molekul yang memiliki pasangan elektron bebas (PEB) sudut ikatannya lebih kecil dibandingkan sudut ikatan idealnya

Untuk meramalkan bentuk molekul suatu senyawa dapat dilakukan melalui langkah-langkah sebagai berikut 1 Gambarkan stuktur lewis (rumus lewis) senyawa tersebut2 Tentukan jumlah PEI (X) dan PEB (E) disekeliling atom pusat3 gunakan hasil no 2 untuk merumuskan tipe molekulnyaDengan mengetahui tipe molekul maka bentuk molekul senyawa dapat diramalkanContoh Ramalkan bentuk molekul dari

a BeCl2b HOClc SiF4

2 Gaya antar molekul Coba renungkan kenapa air dapat berubah dalam tiga wujud Air akan menjadi padat (es) jika suhunya diturunkan tetapi jika suhu dinaikan (diberi kalor) maka air berubah menjadi uap Mengapa dapat demikian Pertanyaan tersebut akan dapat kalian ketahui jawabannya setelah mempelajari subbab ini Kehidupan di dunia tidak akan terlepas dari ikatan Coba bayangkan dapatkah kalian hidup sendirian tanpa teman Rasanya sangat sulit bukan Semua makhluk selalu ingin berikatan Manusia hidup dengan menjalin berbagai ikatan mulai dari ikatan perkawinan berdasarkan perbedaan jenis kelamin Kemudian ikatan lebih lanjut mulai dari satu keluarga satu rukun tetangga (RT) rukun warga (RW) sampai ikatan yang lebih besar dengan berbagai tujuan Demikian pula halnya dengan atom dan molekul yang merupakan benda mati itupun tidak luput dari ikatan Ikatan yang terjadi antaratom beraneka ragam mulai dari ikatan karena perbedaan muatan (positif negatif) ikatan karena gaya berdasarkan gaya tarik-menarik dipol-dipol sesaat ikatan yang membentuk jembatan hidrogen dan ikatan-ikatan yang lain Kenyataan di alam sangat jarang ditemukan atom dalam bentuk bebas Atom-atom dalam bentuk bebas hanya ditemui pada suhu relatif tinggi Agar menjadi stabil atom-atom akan saling membentuk kelompok atom (misalnya O2 H2) atau membentuk molekul (CH4 H2O) Atom yang membentuk molekul akan mempunyai sifat jauh berbeda dengan atom-atom asalnya Pada setiap molekul terdapat gaya tarik-menarik antaratom Gaya tarik-menarik antaratom dalam molekul dinamakan ikatan kimiaDalam bab ini akan dipelajari gaya tarik-menarik antarmolekul Apa gaya tarik-menarik antarmolekul itu Gaya tarik-menarik antarmolekul yaitu gaya yang menyebabkan antarmolekul menjadi terikat dalam satu kelompok atau merupakan interaksi antara molekul-molekul dalam suatu zat (unsur atau senyawa) melalui gaya elektrostatis Gaya antarmolekul ini sangat dipengaruhi kepolaran dari masing-masing molekul Gaya tarik-menarik antarmolekul sangatberkaitan dengan sifat fisika dari senyawa yang bersangkutanBeberapa sifat fisika dari senyawa antara lain titik didih titikbeku kelarutan kerapatan tekanan uap dan tekanan osmosisBab 1 Struktur Atom dan Bentuk Molekul 25

11

Secara garis besar terdapat tiga (3) jenis gaya tarik-menarik antarmolekul yaitua gaya tarik-menarik dipol sesaat-dipol terimbasb gaya tarik-menarik dipol-dipol danc ikatan hidrogen1 Gaya tarik-menarik dipol sesaat-dipol terimbas (gaya London)Elektron akan senantiasa bergerak dalam orbital Perpindahan elektron dari satu orbital ke orbital lain mengakibatkan suatu molekul yang tadinya bersifat nonpolar dapat menjadi polar Sehingga timbul dipol (polar) sesaat Dipol tersebut disebut sesaat karena dapat berubah jutaan kali setiap detiknya Hal ini disebabkan adanya tarikan antara elektron satu molekul dan inti molekul lain Suatu getaran dalam sebuah molekul mengimbas suatu geseran dalam elektron-elektron molekul tetangga Tarikan lemah ini pertama kali diuraikan oleh ilmuwan fisika berasal dari Jerman FritzLondon (dikenal London) pada tahun 1930-an sehingga sering disebut gaya London Mekanismenya terlihat seperti gambar dibawah ini Berdasarkan gambar di atas dapat dijelaskan sebagai berikut1) Molekul nonpolar mempunyai sebaran muatan lautan electron setimbang dan simetris dalam keadaan normal electron terdistribusi merata dalam molekul2) Pada waktu-waktu tertentu (sesaat) dapat terjadi pengutuban atau pembentukan dipol yang disebut dipol sesaat3) Sisi bermuatan parsial negatif dari dipol sesaat akan mempengaruhi kerapatan elektron molekul terdekat sehingga membentuk dipol hal ini memungkinkan dua molekul membentuk ikatan yang disebut gaya London4) Gaya tarik-menarik ini hanya berlangsung sesaat dikarenakan dipol sesaat dan terimbas muncul mengikuti fluktuasi elektron Molekul mempunyai sifat polarisabilitas berbeda-bedaPolarisabilitas merupakan kemudahan suatu molekul untukmembentuk dipol sesaat atau mengimbas suatu dipol PolarisabilitasDipol yangterbentuk karenapengaruhkerapatan elektronmolekul yangsaling mendekatdisebut dipolterimbasGambar 112Mekanismeterjadinya gayaLondonGaya LondonNonpolar Nonpolar Dipol sesaat Nonpolar Dipol sesaat Dipol terimbas Nonpolar Nonpolar(a) (b) (c) (d)1048647+ 1048647ndash 1048647+ 1048647ndash 1048647+ 1048647ndash26 Mari Belajar Kimia SMA-MA Kelas XI IPA JILID 2sangat erat hubungannya dengan massa relatif molekul Pada umumnya molekul dengan jumlah elektron yang besar akan lebih mudah mengalami polarisabilitas Jika semakin besar nomor massa molekul relatif maka semakin kuat pula gaya London yang bekerja pada molekul itu Misal dua molekul propana saling menarik dengan kuat dibandingkan dua molekul metana Molekul dengan distribusi elektron besar lebih kuat saling menarik daripada molekul yang elektronnya kuat terikat Misal molekul I2 akan saling tarik-menarik lebih kuat daripada molekul F2 yang lebih kecilDengan demikian titik didih I2 akan lebih besar jika dibandingkan dengan titik didih F2 Molekul yang mempunyai bentuk molekul panjang lebih mudah mengalami polarisabilitas dibandingkandengan molekul dengan bentuk simetris Misal deretan hidrokarbon dengan rantai cabang akan mempunyai titik didih lebih rendah jika dibandingkan dengan hidrokarbon dengan rantai lurus Normal butana mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan isobutana yang memiliki rantai cabangCH3 CH2 CH2 CH3 CH3 CH CH3 n-butana CH3isobutana2 Gaya tarik-menarik dipol-dipolMolekul dengan sebaran elektron tidak simetris akan bersifat polar Molekul ini akan memiliki perbedaan muatan (dipol) yang menyebabkan bersifat polar Molekul yang mempunyai momendipol permanen disebut polar Sedangkan senylautanya dinamakan senyawa polar Molekul-molekul yang ada di dalam senyawa polar cenderung untuk menyusun diri sehingga ujung yang berbeda muatan akan saling mendekat dan saling tarik-menarik Gaya tarikmenarik dipol-dipol merupakan gaya tarik-menarik antara dua molekul polar Dipol-dipol molekul tersebut akan saling tarik pada kutub-kutub dengan muatan berllautanan yaitu positif dan negatif Kekuatan tarikan yang timbul akan lebih besar daripada tarikan pada molekul nonpolar Jadi zat-zat yang mempunyai molekulmolekul polar cenderung memiliki titik didih dan titik leleh lebih tinggi daripada molekul nonpolar dengan ukuran samaGambar 113Bagan gaya tarik dipol-dipol suatu senyawa(a) (b)

12

Bab 1 Struktur Atom dan Bentuk Molekul 27Gaya antarmolekul seperti gaya London dan gaya tarik dipol-dipol secara bersama-sama sering disebut sebagai gaya Van der Waals Gaya London terdapat pada setiap zat baik bersifat polar maupun nonpolar Sedangkan gaya tarik dipole-dipol hanya terdapat dalam senyawa polar Dalam hal ini gaya Van der waals juga memiliki peran cukup penting Karena dalam membandingkan titik didih atau sifat fisika lainnya tidak dapat hanya dilihat dari satu sisi gaya tarik dipol sesaat-dipol terimbas atau gaya tarik menarik dipol-dipol Gaya London lebih dominan daripada dipol-dipolJelaskan mana yang lebih besar titik didihnya HI atau HClJawabHCl mempunyai momen dipol 108 lebih polar jika dibandingkan dengan HI (038) Kenyataan HI mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan HCl mengapa Jika ditinjau dari massa molekul relatif maka massa molekul relatif HCl (Mr = 355) lebih kecil dari HI (Mr = 1279) Oleh karena itu massa HI lebih besar dari HCl sehingga gaya London HI lebih kuat dari HCl Dengan demikian gaya Van der Waal HI lebih besar daripada HClContoh lain CO2 dan H2O Karbon dioksida CO2 bersifat karakteristik dari molekul-molekul di mana momen ikatan saling mematikan Artinya momen dipol (total dipol) molekul tersebut sama dengan 0 Walaupun ikatan kovalen dalam molekul tersebut C = O bersifat polar penataan yang simetris dari ikatan menyebabkan momen-momen ikatan saling meniadakan dan molekul keseluruhan bersifat nonpolar Dari rumus senylautanya saja dapat diduga bahwa molekul H2O akan analog dengan molekul CO2 Tetapi pada kenyataannya H2O mempunyai momen dipol yang cukup besar Selain itu H2O memiliki domain elektron bebas dan membentuk sudut sehingga molekul H2O bersifat polar Untuk lebih jelasnyaperhatikan gambar di bawah iniContohGambar 114Bentuk molekul H2O dan CO228 Mari Belajar Kimia SMA-MA Kelas XI IPA JILID 23 Ikatan hidrogenIkatan hidrogen merupakan gaya tarik-menarik dipol-dipoldengan kekuatan besar (sekitar 5-10 kali lebih besar) Ikatan initerjadi jika molekul polar mengandung satu atom hydrogen terikat pada atom yang sangat elektronegatif seperti F O dan N Ikatan kovalen polar antara hidrogen dan salah satu atomitu akan terpolarisasi dan tarikan antara molekul-molekul itu cukup kuat Besar energi ikatannya sekitar 13-30 kJ molndash1Atom-atom yang dapat membentuk ikatan hidrogen adalah N dalam NH3 O dalam H2O dan F dalam HF Hal ini dapat dipahami karena ketiga atom tersebut memiliki elektronegativitas yang tertinggi Perhatikan gambar di bawah ini Senyawa H2O Senyawa HF Pada umumnya terdapat hubungan antara titik didih suatu senyawa dengan massa molekul relatifnya Titik didih akan naik jika massa molekul relatif juga naik kecuali HF H2O dan NH3 Ketiga senyawa tersebut mempunyai titik didih yang tinggi dibandingkan senyawa lain dalam kelompoknya PerhatikanGambar 116 Fakta tersebut menunjukkan bahwa adanya gaya tarik-menarik antarmolekul HF H2O dan NH3 bersifat polargaya dipol-dipolnya tidak cukup kuat untuk menerangkan titikdidih yang mencolok tersebutGambar 115Ikatan hidrogendalam senyawaH2O dan HFTanda menunjukkanikatan hidrogenSumber General Chemistry Principles and Modern Application Petrucci R HHarwood W S dan Herring G FGambar 116Hubungan titikdidih denganmassa molekulBab 1 Struktur Atom dan Bentuk Molekul 29Peristiwa tersebut menunjukkan adanya ikatan hydrogen pada senyawa itu Ikatan F1048647H O1048647H dan N1048647H bersifat sangat polar atom H dalam senyawa tersebut sangat positif Akibatnya atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom tetangganya yang memiliki elektronegativitas tinggi Kerjakan di buku latihan kalian1 Ramalkan bentuk geometri PCl5 berdasarkan teori domain elektron dan hibridisasi2 Jelaskan mengapa titik didih propana lebih tinggi dari isopropana3 Air yang kita gunakan sehari-hari termasuk senyawa polar Mengapa senyawa polar cenderung memiliki titik didih dan titik leleh

yang lebih tinggi daripada senyawa nonpolar dengan ukuran sama4 Apa yang kalian ketahui tentang gaya Van der Waals Jelaskan5 Telah digambarkan ikatan hidrogen dalam senyawa H2O dan HF Bagaimana ikatan hidrogen dalam senyawa NH3E Sifat Fisik yang Dipengaruhi Gaya AntarmolekulGaya antarmolekul mempengaruhi sifat fisik dari suatu zat atau senyawa Beberapa sifat fisik itu antara lain titik didih dan tegangan permukaan1 Titik didih

13

Titik didih suatu cairan merupakan temperatur di mana tekanan uap yang meninggalkan cairan sama dengan tekanan luar Jika hal tersebut terjadi maka akan terbentuk gelembunggelembung uap dalam cairan Karena tekanan uap dalam gelembung sama dengan tekanan uap udara maka gelembung itu dapat mendorong diri lewat permukaan dan bergerak ke fase gas di atas cairan Keadaan seperti itu disebut mendidihTitik didih suatu zat juga menggambarkan besarnya energy yang diperlukan untuk mengatasi gaya tarik-menarik antarmolekul dalam zat tersebut Jika gaya tarik-menarik semakin kuat maka30 SenyawaTitikDidih(oC)Gaya Antarmolekul yang TerlibatCH4 ndash1615 Gaya LondonHClndash85Gaya tarik-menarik dipol-dipolC3H6ndash421 Gaya London tapi karena ukurannya yang besar maka titik didihnya lebih tinggi dari HClSO2ndash10 Gaya tarik-menarik dipol-dipol (gayaLondon juga terlibat)H2O 100 Ikatan hidrogendiperlukan energi yang besar akibatnya titik didih menjadi tinggiPerhatikan titik didih beberapa senyawa pada Tabel 18Tabel 18 Titik didih beberapa senyawa2 Tegangan permukaan (surface tension)Tegangan permukaan (surface tension) merupakan gaya yang cenderung membuat permukaan cairan melengkung Hal ini dikarenakan pada permukaan zat cair jumlah molekulnya lebih sedikit dibandingkan molekul zat cair di bawah permukaanAkibatnya molekul di permukaan mengalami gaya tarik-menarik yang lemah sehingga molekul permukaan cenderung tertarik ke dalam Baik dalam tetesan atau cairan jika bersentuhan dengan tempatnya maka permukaan yang melengkung itu mempunyai luas sekecil mungkin pada suasana tersebut untuk meminimalkan energi permukaanJika gaya antarmolekul semakin kuat maka tegangan permukaan yang dihasilkan semakin besar Sebagai contoh air (H2O) mempunyai tegangan permukaan 0073 N mndash1 lebih tinggidaripada benzena (C6H6) yaitu sebesar 0029 N mndash1 Hal ini dikarenakan H2O bersifat polar dan mempunyai gaya antarmolekul jauh lebih kuat daripada gaya antarmolekul benzena yang bersifat nonpolar Gaya antarmolekul dalam air adalah ikatan hidrogen sedangkan benzena adalah gaya London

C Ikatan KimiaDi kelas X kita telah mempelajari konsep ikatan kimia yaitu tentang ikatan ion ikatan kovalen dan ikatan logam Pada

pokok bahasan ini kita akan mempelajari bentuk molekul dalam ikatan kimia yang akan mempengaruhi gaya tarik-menarik antarmolekul dan sifat-sifat gas1 Bentuk Geometri Molekul

Bentuk molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul Berikut ini bentuk geometri dari beberapa molekul

Gambar 116 Bentuk geometri dari beberapa molekul sederhana

Kita dapat menentukan bentuk molekul dari hasil percobaan maupun dengan cara meramalkan bentuk molekul melalui pemahaman struktur electron dalam molekul Pada subbab ini kita akan membahas cara meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori tolak-menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusatnya

a Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) menyatakan bahwa pasangan elektron dalam ikatan kimia ataupun pasangan electron yang tidak dipakai bersama (yaitu pasangan elektron ldquomandirirdquo) saling tolakmenolak pasangan elektron cenderung untuk berjauhan satu sama lainMenurut asas Pauli jika sepasang elektron menempati suatu orbital maka elektron lain bagaimanapun rotasinya tidak dapat berdekatan dengan pasangan tersebut Teori ini menggambarkan arah pasangan elektron terhadap inti suatu atom Gaya tolak-menolak antara dua pasang elektron akan semakin kuat dengan semakin kecilnya jarak antara kedua pasang elektron tersebutGaya tolakan akan menjadi semakin kuat jika sudut di antara kedua pasang elektron tersebut besarnya 90ordm Selain itu tolakan yang melibatkan pasangan elektron mandiri lebih kuat daripada yang melibatkan pasangan ikatan (Ralph H Petrucci 1985)

14

Berikut ini adalah urutan besarnya gaya tolakan antara dua pasang elektron Urutan kekuatan tolak-menolak sesama domain elektron adalah sebagai berikut

PEB Vs PEB gt PEB Vs PEI gt PEI Vs PEIb Teori Domain Elektron

Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPRDomain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron dengan jumlah domain ditentukan sebagai berikut (Ralph H Petrucci 1985)1 Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal rangkap atau rangkap tiga) berarti 1 domain2 Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain

Teori domain elektron mempunyai prinsip-prinsip dasar sebagai berikut(Ralph H Petrucci 1985)a Antardomain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri

(mengambil formasi) sedemikian rupa sehingga tolak-menolak di antaranya menjadi minimumSusunan ruang domain elektron yang berjumlah 2 hingga 6 domain yang memberi tolakan minimum dapat dilihat pada tabel 17

b Urutan kekuatan tolak-menolak di antara domain elektron adalahtolakan antar domain elektron bebas gt tolakan antara domain elektronbebas dengan domain elektron ikatan gt tolakan antardomain electron ikatanPerbedaan daya tolak ini terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom saja sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada pasangan elektron ikatan Akibat dari perbedaan daya tolak tersebut adalah mengecilnya sudut ikatan karena desakan dari pasangan elektron bebas Hal ini juga terjadi dengan domain yang mempunyai ikatan rangkap atau rangkap tiga yang pasti mempunyai daya tolak lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari sepasangelektron

c Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron terikatNo senyawa Rumus Lewis Rumus struktur Jumlah Domain

Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3

Jumlah domain (pasangan elektron) dalam suatu molekul dapat dinyatakan sebagai berikut bull Atom pusat dinyatakan dengan lambang Abull Domain elektron ikatan dinyatakan dengan Xbull Domain elektron bebas dinyatakan dengan ETipe molekul dapat dinyatakan dengan menggunakan langkah-langkah sebagai berikut1) Menentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV)2) Menentukan jumlah domain elektron ikatan (X)3) Menentukan jumlah domain elektron bebas (E)

E=(EVminusX )

2Contoh soal Tentukan tipe molekul dari senyawa-senyawa biner berikut inia BF3 c ClF3

b PCl3Jawab

15

a Jumlah elektron valensi atom pusat (boron) = 3Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3

Jumlah domain elektron bebas =E=

(EVminusX )2

Tipe molekul AX3Eb Jumlah elektron valensi atom pusat (fosfor) = 5

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3


(5minus3)2 = 1

Tipe molekul AX3c Jumlah elektron valensi atom pusat (klorin) = 7



(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2

Cara penetapan tipe molekul dengan menggunakan langkah-langkah di atas hanya berlaku untuk senyawa biner berikatan tunggal Untuk senyawa biner yang berikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinasi maka jumlah elektron yang digunakan untuk membentuk pasangan terikat menjadi dua kali jumlah ikatanTentukan tipe molekul senyawa-senyawa biner rangkap berikut inia XeO4

b SO3

Tipe molekul AX3Langkah-langkah yang dilakukan untuk meramalkan geometri molekul adalaha Menentukan tipe molekulb Menggambarkan susunan ruang domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang memberi tolakan minimumc Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang bersangkutand Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh pasangan elektron bebasContohMolekul air H2OLangkah 1 Tipe molekul adalah AX2E2 (4 domain)Langkah 2 Susunan ruang pasangan-pasangan elektron yang member tolakanminimum adalah tetrahedronLangkah 3 Menentukan pasangan terikat dengan menuliskan lambing atom yang terikat (atom H)Langkah 4 Molekul berbentuk V (bentuk bengkok)Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan HndashOndashH dalam airadalah 1045deg sedikit lebih kecil daripada sudut tetrahedron (1095deg)Hal ini terjadi karena desakan pasangan elektron bebasOH HSusunan ruang pasanganpasanganelektron Bentuk molekulSumber General Chemistry Principles and ModernAplication Ralph H Petrucci 4th ed 1985Gambar 117 Bentuk molekul CH4B Teori Hibridisasi

Teori domain elektron dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul tetapi teori ini tidak dapat digunakan untuk mengetahui penyebab suatu molekul dapat berbentuk seperti itu Sebagai contoh teori domain elektron meramalkan molekul metana (CH4) berbentuk tetrahedron dengan 4 ikatan C-H yang ekuivalen dan fakta eksperimen juga sesuai dengan ramalan tersebut akan tetapi mengapa molekul CH4 dapat berbentuk tetrahedron

Pada tingkat dasar atom C (nomor atom = 6) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut6C 1s2 2s2 2p2

Dengan konfigurasi elektron seperti itu atom C hanya dapat membentuk 2 ikatan kovalen (ingat hanya elektron tunggal yang dapat dipasangkan untuk membentuk ikatan kovalen) Oleh karena ternyata C membentuk 4 ikatan kovalen dapat dianggap bahwa 1 elektron dari orbital 2s dipromosikan ke orbital 2p sehingga C mempunyai 4 elektron tunggal sebagai berikut

6C 1s2 2s2 2p2menjadi

6C 1s2 2s1 2p3Namun demikian keempat elektron tersebut tidaklah ekuivalen dengan satu pada satu orbital 2s dan tiga pada orbital 2p sehingga tidak dapat menjelaskan penyebab C pada CH4 dapat membentuk 4 ikatan ekuivalen yang equivalen Untuk

16

menjelaskan hal ini maka dikatakan bahwa ketika atom karbon membentuk ikatan kovalen dengan H membentuk CH4 orbital 2s danketiga orbital 2p mengalami hibridisasi membentuk 4 orbital yang setingkatOrbital hibridanya ditandai dengan sp3 untuk menyatakan asalnya yaitu satu 6C 1s2 2s1 2p3 mengalami hibridisasi menjadi 6C 1s2 (2sp3)4Hibridisasi tidak hanya menyangkut tingkat energi tetapi juga bentuk orbital gambarSekarang C dengan 4 orbital hibrida sp3 dapat membentuk 4 ikatan kovalen yang equivalen Jadi hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkatJumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yangterlihat pada hibridasi itu Berbagai tipe hibridisasi disajikan dalam tabel 19

C Gaya Tarik AntarmolekulDalam kehidupan sehari-hari kita menemukan berbagai jenis zat yang partikelnya berupa molekul dan berbeda fasa Dalam

fasa gas pada suhu tinggi dan tekanan yang relatif rendah (jauh di atas titik didihnya) molekul-molekul benar-benar berdiri sendiri tidak ada gaya tarik antarmolekul Akan tetapi pada suhu yang relatif rendah dan tekanan yang relatif tinggi yaitu mendekati titik embunnya terdapat suatu gaya tarik-menarik antarmolekul Gaya tarikmenarik antar molekul itulah yang memungkinkan suatu gas dapat mengembun (James E Brady 1990)

Molekul-molekul dalam zat cair atau dalam zat padat diikat oleh gaya tarikmenarik antar molekul Oleh karena itu untuk mencairkan suatu zat padat atau untuk menguapkan suatu zat cair diperlukan energi untuk mengatasi gaya tarik-menarik antar molekul Makin kuat gaya tarik antar molekul makin banyak energi yang diperlukan untuk mengatasinya maka semakin tinggi titik cair atau titik didih

D Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat ndash Dipol Terimbas (Gaya London)Antar molekul nonpolar terjadi tarik-menarik yang lemah akibat terbentuknya dipol sesaat Pada waktu membahas struktur elektron kita mengacu pada peluang untuk menemukan elektron di daerah tertentu pada waktu tertentu Elektron senantiasa bergerak dalam orbit Perpindahan electron dari suatu daerah ke daerah lainnya menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar sehingga terbentuk suatu dipol sesaatDipol yang terbentuk dengan cara itu disebut dipol sesaat karena dipol itu dapat berpindah milyaran kali dalam 1 detik Pada saat berikutnya dipol itu hilang atau bahkan sudah berbalik arahnya Suatu saat yang mungkin terjadidigambarkan pada gambar 118

Gambar 1hellip Gaya London

Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas pada molekul di sekitarnya sehingga membentuk suatu dipol terimbas Hasilnya adalah suatu gaya tarik-menarik antarmolekul yang lemah Penjelasan teoritis mengenai gaya-gaya ini dikemukakan oleh Fritz London pada tahun 1928 Oleh karena itu gaya ini disebut gaya London (disebut juga gaya dispersi) (James E Brady 1990)

Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul disebut polarisabilitas Polarisabilitas berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul Pada umumnya makin banyak jumlah elektron dalam molekul makin mudah mengalami polarisasi Oleh karena jumlah elektron berkaitan dengan massa molekul relatif maka dapat dikatakan bahwa makin besar massa molekul relatif makin kuat gaya London Misalnya radon (Ar = 222) mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan helium (Ar = 4) 221 K untuk Rn dibandingkan dengan 4 K untuk He Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil kompak dan simetris Misalnya normal pentana mempunyai titik cair dan titik didih yang lebih tinggi dibandingkan eopentana Kedua zat itu mempunyai massa molekul relatif yang sama besarGaya dispersi (gaya London) merupakan gaya yang relatif lemah Zat yang molekulnya bertarikan hanya berdasarkan gaya London yang mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah dibandingkan dengan zat lain yang massa molekul relatifnya kira-kira sama Jika molekul-molekulnya kecil zat-zat itu biasanya berbentuk gas pada suhu kamar misalnya hidrogen (H2) nitrogen (N2) metana (CH4) dan gas-gas mulia

E Gaya Tarik Dipol-dipolMolekul yang sebaran muatannya tidak simetris bersifat polar dan mempunyai dua ujung yang berbeda muatan (dipol)

Dalam zat polar molekulmolekulnya cenderung menyusun diri dengan ujung (pol) positif berdekatan dengan ujung (pol) negatif dari molekul di dekatnya Suatu gaya tarik-menarik yang terjadi disebut gaya tarik dipol-dipol Gaya tarik dipol-dipol lebih kuat

17

dibandingkan gaya dispersi (gaya London) sehingga zat polar cenderung mempunyai titik cair dan titik didih lebih tinggi dibandingkan zat nonpolar yang massa molekulnya kira-kira sama Contohnya normal butana dan aseton (James E Brady 2000)Gaya-gaya antarmolekul yaitu gaya dispersi (gaya London) dan gaya dipole-dipol secara kolektif disebut gaya Van der Waals Gaya dispersi terdapat pada setiap zat baik polar maupun nonpolar Gaya dipol-dipol yang terdapat pada zat polar menambah gaya dispersi dalam zat itu Dalam membandingkan zat-zat yang mempunyai massa molekul relatif (Mr) kira-kira sama adanya gaya dipol-dipol dapat menghasilkan perbedaan sifat yang cukup nyata Misalnya normal butana dengan aseton Akan tetapi dalam membandingkan zat dengan massa molekul relatif (Mr) yang berbeda jauh gaya dispersi menjadi lebih penting Misalnya HCl dengan HI HCl (momen dipol = 108) lebih polar dari HI (momen dipol = 038) Kenyataannya HI mempunyai titik didih lebih tinggi daripada HCl Fakta itu menunjukkan bahwa gaya Van der Waals dalam HI lebih kuat daripada HCl Berarti lebih polarnya HCl tidak cukup untuk mengimbangi kecenderungan peningkatan gaya dispersi akibat pertambahan massa molekul dari HIGambar 119 Bentuk molekul dan polarisabilitas

F Ikatan HidrogenAntara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hydrogen terjadi ikatan hidrogen Titik didih senyawa

ldquohidridardquo dari unsur-unsur golongan IVA VA VIA dan VIIA diberikan pada gambar 120

Gambar 120 Ti t i k didih senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA VA VIA dan VIIA SumberChemistry The Molecular Nature of Matter and Change Martin S Silberberg 2000

Perilaku normal ditunjukkan oleh senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA yaitu titik didih meningkat sesuai dengan penambahan massa molekul Kecenderungan itu sesuai dengan yang diharapkan karena dari CH4 ke SnH4 massa molekul relatif meningkat sehingga gaya Van der Waals juga makin kuat Akan tetapi ada beberapa pengecualian seperti yang terlihat pada gambar yaitu HF H2O dan NH3 Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luar biasa tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya Fakta itu menunjukkan adanya gaya tarik-menarik antarmolekul yang sangat kuat dalam senyawa-senyawa tersebut Walaupun molekul HF H2O dan NH3 bersifat polar gaya dipol-dipolnya tidak cukup kuat untuk menerangkan titik didih yang mencolok tinggi itu

Perilaku yang luar biasa dari senyawa-senyawa yang disebutkan di atas disebabkan oleh ikatan lain yang disebut ikatan hidrogen (James E Brady 2000) Oleh karena unsur F O dan N sangat elektronegatif maka ikatan F ndash H O ndash H dan N ndash H sangat polar atom H dalam senyawa-senyawa itu sangat positif Akibatnya atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom unsur yang sangat elektronegatif (F O atau N) dari molekul tetangganya melalui spasangan elektron bebas pada atom unsur berkeelektronegatifan besar ituIkatan hidrogen dalam H2O disajikan pada gambar 121Gambar 721 Molekul polar air (kiri) danikatan hidrogen pada air (kanan) SumberChemistry The Molecular Nature of Matterand Change Martin S Silberberg 2000

Latihan Soal 1 Diketahui massa molekul dari beberapa zat sebagai berikut N2=28 O3=48 F2=38 Ar=40 dan Cl2=71 Susunlah zat-zat itu

berdasarkan titik didihnya dan jelaskan alasan Anda2 Ramalkan titik didih unsur-unsur halogen dari atas ke bawah bertambah atau berkurang Jelaskan jawaban Anda3 Urutkan interaksi antarpartikel ikatan kovalen ikatan Van der Waals dan ikatan

hidrogen dimulai dari yang terlemah

18

Latihan Soal

1 Di dalam sistem periodik unsur-unsur transisi terletak di antara golongan-golongan hellip A IIA dan IIB D B IIA dan IIIAC IIB dan IIIB E D IA dan IIBE IIIB dan VIIIB

2 Unsur-unsur transisi-dalam mulai dijumpai pada periode hellip A 3 D 6B 4 E 7C 5

3 Suatu atom unsur X mempunyai susunan elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Unsur tersebut adalah hellip A logam alkali D unsur halogenB unsur golongan IB E unsur transisiC salah satu unsur lantanida

4 Diketahui konfigurasi elektron dari beberapa unsur sebagai berikutX 1s2 2s2Y 1s2 2s2 2p3Z 1s2 2s2 2p6U 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10Berdasarkan konfigurasi elektronnya unsur yang paling stabil adalah hellip A X D UB Y E VC Z

5 Unsur yang elektron terakhirnya memiliki bilangan kuantum n = 3 l = 2 m = 1 dan s = + frac12 dalam sistem periodik terletak padahellip A periode 4 golongan IVB D periode 3 golongan IVBC periode 4 golongan VIIIB E periode 3 golongan VIIIBE periode 4 golongan IIB

6 Tiga unsur yang dalam sistem periodik terletak diagonal satu sama lain memiliki susunan elektron terluar menurut aturan adalah hellip A2s2 2p1 2s2 2p2 2s2 2p3 D 2s2 2p3 3s2 3p3 4s2 4p3B3d3 4s2 4d3 5s2 5d3 6s2 E 2s2 2p3 3s2 3p4 4s2 4p5C 3d1 4s2 3d2 4s2 3d3 4s2

7 Jumlah elektron tidak berpasangan yang paling banyak akan dijumpai pada golongan hellip A VA D VIAB VB E VIBC VIIB

8 Ion M3+ mempunyai konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 Pernyataan yang tidak benar mengenai unsur M adalah hellip Amempunyai nomor atom 26 D terletak pada periode 4Btermasuk unsur transisi E merupakan anggota golongan VIIIBC mengandung lima elektron tidak berpasangan

9 Ion X2- mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 3d5 4s2 4p6 Dalam sistem periodik unsur X terletak pada hellip Aperiode 4 golongan VIA (16) D periode 4 golongan VIIA (17)Bperiode 4 golongan VIIIA (18) E periode 5 golongan IA (1)C periode 5 golongan IIA (2)

10 Jika unsur A membentuk senyawa yang stabil A(NO3)2 maka konfigurasi electron unsur tersebut adalah hellip A1s2 2s2 2p6 3s2 D 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2B1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 E 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6C 1s2 2s2 2p6

11 Unsur fosforus (Z = 15) dan unsur vanadium (Z = 23) mempunyai kesamaan dalam hal hellip Anomor periode D nomor golonganBbilangan oksidasi paling rendah E subkulit terakhir yang diisi oleh elektronC jumlah elektron yang tidak berpasangan

12 Konfigurasi elektron atom titanium adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 Senyawaberikut yang tidak dapat dibentuk adalah hellip AK3TiO3 D K2TiF6

BTiO2 E K2TiO4

C TiCl313 Unsur uranium (Z = 92) termasuk dalam kelompok unsur hellip

A golongan IVA D aktinidaC golongan IVB E lantanida

19

E golongan VIB14 Raksa (merkuri) dalam sistem periodik terletak pada periode 6 golongan IIB Elektron terakhir atom raksa memiliki bilangan

kuantum yaitu hellip A n = 5 l = 2 m = +2 s = ndash frac12 D n = 5 l = 2 m = +2 s = + frac12C n = 6 l = 0 m = 0 s = ndash frac12 E n = 6 l = 0 m = 0 s = + frac12E n = 6 l = 2 m = +2 s = ndash frac12

15 Tiga unsur yang dalam sistem periodik atau susunan berkala letaknya diagonal satu terhadap yang lain memiliki susunan elektron terluar menurut aturan adalahhellip A 2s2 2p1 2s2 2p2 2s2 2p3 D 2s2 2p2 3s2 3p3 4s2 4p3C 3d3 4s2 4d3 5s2 5d3 6s2 E 3d1 4d2 3d2 4s2 3d3 4s2E 2s2 2p3 3s2 3p4 4s2 4p5

16 Unsur P (Z = 15) bersenyawa dengan unsur Cl (Z = 17) membentuk PCl3Banyaknya pasangan elektron bebas pada atom pusat dalam senyawa PCl3 adalahhellip A0 D 3B1 E 4C 2

17 Bentuk molekul IF3 adalah hellip Asegitiga planar D piramida trigonalBplanar bentuk T E tetrahedralC segi empat planar

18 Molekul XCl3 mempunyai momen dipol sama dengan nol Bentuk molekul itu adalah hellip ALinear D segitiga planarBTetrahedral E piramida trigonalC segi empat datar

19 Peristiwa perpindahan elektron berlangsung pada pembentukan senyawa hellip AHBr D H2SO4

BNH4Cl E NH3

C AlH3

20 Sulfida di bawah ini yang mengandung ikatan kovalen adalah hellip ANa2S D CS2

BBaS E PbSC Al2S3

21 Unsur A (Z = 52) bersenyawa dengan unsur B (Z = 55) membentuk senyawa hellip AAB yang berikatan kovalen D A2B yang berikatan kovalenBAB2 yang berikatan kovalen E AB2 yang berikatan ionC A2B yang berikatan ion

22 Di antara kelompok senyawa berikut kelompok yang semua anggotanya bersifat polar adalah A H2O NH3 CH4 dan PCl5 D NH3 IF3 PCl3 dan BCl3

C XeF6 XeF2 XeF4 dan XeO4 E HCl BeCl2 CCl4 dan BCl3E CIF CIF3 NCl3 dan PCl3

23 Sudut ikatan dalam molekul air adalah 1045deg lebih kecil dari sudut tetrahedron (1095deg) Hal ini terjadi karena hellip A dalam molekul air terdapat 4 pasang elektron yang ekuivalenB gaya tolakndashmenolak elektron bebas gt pasangan elektron ikatanC gaya tolakndashmenolak elektron bebas = pasangan elektron ikatanD gaya tolakndashmenolak elektron bebas lt pasangan elektron ikatanE volume atom oksigen lebih besar dari hidrogen

24 Jika arus listrik dialirkan melalui NaCl cair dan HCl cair maka hellip A hanya NaCl yang meneruskan aliran listrikB hanya HCl yang meneruskan aliran listrikC NaCl dan HCl meneruskan aliran listrikD NaCl dan HCl tidak meneruskan aliran listrikE NaCl dan HCl meneruskan aliran listrik hanya jika dilarutkan ke dalam air

25 Ikatan yang terdapat dalam molekul (antara atom N dengan atom H) dan antar molekul NH3 adalah hellip A kovalen dan Van der Waals D ion dan gaya dispersiC kovalen koordinasi dan gaya dipol-dipol E kovalen dan ikatan hidrogenE kovalen dan gaya London

26 Gaya tarikndashmenarik antarmolekul yang paling kuat terjadi pada zat hellip A A D DB B E EC C

27 Titik didih metana (CH4) lebih tinggi daripada neon (Ne) karena hellip A massa molekul metana lebih besar daripada neon

20

B molekul metana mempunyai lebih banyak elektron daripada neonC polarisabilitas metana lebih besar daripada neonD molekul metana membentuk ikatan hidrogen neon tidakE molekul metana polar neon tidak

28 Suatu padatan dengan struktur kristal ionik akan memiliki sifat-sifat yaitu hellip A lunak titik lebur rendah dan tidak menghantar listrikB keras titik lebur rendah dan cairannya menghantar listrikC keras titik lebur rendah dan tidak menghantar listrikD lunak titik lebur tinggi dan cairannya menghantar listrikE keras titik lebur tinggi dan cairannya menghantar listrik

29 Unsur X (Z = 32) dalam inti atomnya mengandung 16 neutron Unsur Y dalaminti atomnya mengandung 13 proton dan 14 neutron Jika unsur X dan Y berikatanmaka senyawa yang terbentuk mempunyai harga Mr sebesar A 150 D 86B 145 E 59C 91

30 Unsur V memiliki satu elektron di kulit yang paling luar dan unsur W memilikikeelektronegatifan yang tinggi Ikatan antara V dan W adalah hellip A ikatan kovalen polar D ikatan ionB ikatan kovalen nonpolar E ikatan logamC ikatan kovalen koordinasiZat Cair Tekanan Uap Jenuh (mmHg) pada 25degCA 20B 35C 56D 112E 224

1 Jelaskan yang dimaksud dengan orbital2 Sebutkan empat macam bilangan kuantum3 Tentukan keempat bilangan kuantum pada elektron terakhir dari

a 11Na f 30Znb 15P h 22Tic 35Br i 55Csd 24Mg j 13Al

4 Tuliskan konfigurasi elektron pada subkulit kemudian tentukan golongan dan periode daria 12Mg f 32Geb 24Cr g 47Agc 30Zn h 56Bad 15P i 82Pbe 9F j 36Kr

5 Perkirakan bentuk molekul daria SF4 (nomor atom S = 16 F = 9)b PCl5 (nomor atom P = 15 Cl = 17)c SeO2 (nomor atom Se = 34 O = 8)d TiO2 (nomor atom Ti = 22 O = 8)e SO3 (nomor atom S = 16 O = 8)

6 Apakah prinsip utama dari teori VSEPR dalam menentukan bentuk suatumolekul

7 Apakah yang dimaksud dengan ikatan dipol8 Apakah yang dimaksud dengan ikatan hidrogen Berikan contohnya9 Sebutkan faktor-faktor yang mempengaruhi kekuatan gaya London10 Apakah gaya London berlaku untuk molekul-molekul polar

21

PETA KONSEP

BAB I

SRTUKTUR ATOM SISTEM PERODIK


A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi

Unsur Golongan Lantanida

Mempunyai konfigurasi elektron subkulit terluar 4f1-14 5s2 5p6 6s2

Unsur Golongan Aktanida


Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H

PEB Vs PEB gt PEB Vs PEI gt PEI Vs PEI

Merumuskan tipe molekul


STANDART KOMPETENSIMemahami struktur atom untuk meramalkan sifat-sifat periodik unsur struktur molekul dan sifat sifat senyawa

KOMPETENSI DASAR

11 Menjelaskan teori Atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik

12 Menjelaskan teori jumlah pasangan elektron di sekitar inti atom dan teori hibridisasi untuk meramalkan bentuk molekul

13 Menjelaskan interaksi antar molekul (gaya antar molekul) dengan sifatnya

INDIKATOR Menjelaskan teori atom mekanika kuantum Menentukan bilangan kuantum (Kemungkinan elektron berada) Menggambarkan bentuk-bentuk orbital Menjelaskan kulit dan sub kulit serta hubungannya dengan bilangan kuantum Mengunakan prinsip aufbau aturan hund dan asas larangan pauli untuk menuliskan konfigurasi electron dan diagram orbital Menghubungakan konfigurasi electron suatu unsur dengan letaknya dalam letak unsur dalam sistem periodik Meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori domaian electron Meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori pasangan elektron Menjelaskan perbedaan sifat fisis (titik didih titik beku) berdasarkan gaya antar molekul gaya london gaya van der waals dan

ikatan hydrogen Menerapkan hubungan antara besarnya gaya london gaya van der walls dan ikatan hydrogen

BAB ISRTUKTUR ATOM SISTEM PERODIK


A Struktur AtomModel Atom Niels BohrSpektum Unsur Spektrum adalah kumpulan dari beberapa frekuensi atau panjanggelombang radiasi cahaya Bila cahaya matahari dilewatkan melalui prisma maka cahaya tersebut diuraikan menjadi beberapa warna pelangi

yang saling meliputi satu dengan yang lainnya Uraian warna itu disebut spektrum kontinu Bentuk spectrum dari suatu unsur berupa garis-garis sehingga sering disebut dengan spectrum garis atau spectrum

atom Setiap unsur spectrum atomnya bersifat khas sehingga untuk mengidentifikasi suatu unsur dapat didasarkan pada

spectrum atomnya

Teori Atom modern (Mekanika Kuantum)a Teori Kuantum dari Max Planck (1990) Menytakan

Energi radiasi dipancarkan atau diserap suatu benda bersifat diskrit dalam bentuk kelipatan dari satuan energi yang disebut kuantum

Energi setiap kuantum berbanding lurus dengan frekuensi radiasi yang dipancarkan atau diserap

E=htimesf Karena

f=cλ

maka

E=htimescλ

E = energi kuntum (Joule) h = tetapan Planck (663 x 10-34 joule detik)f = frekuensi radiasi (detik-1) c = kecepatan cahaya (3x108 mdetik-1)λ = panjang gelombang (meter)Untuk cahaya satu kuantum radiasi disebut fotonContoh Soal Satu elektron dalam atom natrium mengalami transisi dari tingkat energi yang tinggi ketingkat enrgi rendah dengan memberi cahaya kuning Jika panjang gelombang cahaya 5889 nmHitunglah a energi yang dipancarkanb frekkuensi gelombang cahaya tersebutJawab

2

E=htimes c



iquest











Kulit n Max ecirc

l Sub kulit

m Jumlah Orbital

3

K 1 2 0 1s2 0 1L 2 8 0 2s2 0 1

1 2p6 -10+1 3

M 3 180 3s2 0 11 3p6 -10+1 32 3d10 -2-10+1+2 5

N 4 320 4s2 0 11 4p6 -10+1 32 4d10 -2-10+1+2 53 4f14 -3-2-10+1+2+3 7



2) Orbital p


3) Orbital d





4











11Na19K5B

13Al

1s2 2s1

1s2 2s22p63s1

1s2 2s22p63s23p6 4s1

1s2 2s22p1

1s2 2s22p63s23p1

11133



2

3


5

1s2

1s2 2s1

1s2 2s2 2p1

1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1






3p4


2

3 4 5




5 54Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6





Latihan Soal

6


2 3







Contoh Soal





Contoh Soal








7



4

5





23456


8



ElektronValensi

NomorGolongan

NamaGolongan


NomorGolongan

Ketetangan






sebanyak 7 buah





dalam blok d dan f

9





b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2











H Pada senyawa SO2


Pada senyawa CO2








PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200


CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H




E=htimes c



iquest











Kulit n Max ecirc

l Sub kulit

m Jumlah Orbital

3

K 1 2 0 1s2 0 1L 2 8 0 2s2 0 1

1 2p6 -10+1 3

M 3 180 3s2 0 11 3p6 -10+1 32 3d10 -2-10+1+2 5

N 4 320 4s2 0 11 4p6 -10+1 32 4d10 -2-10+1+2 53 4f14 -3-2-10+1+2+3 7



2) Orbital p


3) Orbital d





4











11Na19K5B

13Al

1s2 2s1

1s2 2s22p63s1

1s2 2s22p63s23p6 4s1

1s2 2s22p1

1s2 2s22p63s23p1

11133



2

3


5

1s2

1s2 2s1

1s2 2s2 2p1

1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1






3p4


2

3 4 5




5 54Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6





Latihan Soal

6


2 3







Contoh Soal





Contoh Soal








7



4

5





23456


8



ElektronValensi

NomorGolongan

NamaGolongan


NomorGolongan

Ketetangan






sebanyak 7 buah





dalam blok d dan f

9





b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2











H Pada senyawa SO2


Pada senyawa CO2








PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200


CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H




K 1 2 0 1s2 0 1L 2 8 0 2s2 0 1

1 2p6 -10+1 3

M 3 180 3s2 0 11 3p6 -10+1 32 3d10 -2-10+1+2 5

N 4 320 4s2 0 11 4p6 -10+1 32 4d10 -2-10+1+2 53 4f14 -3-2-10+1+2+3 7



2) Orbital p


3) Orbital d





4











11Na19K5B

13Al

1s2 2s1

1s2 2s22p63s1

1s2 2s22p63s23p6 4s1

1s2 2s22p1

1s2 2s22p63s23p1

11133



2

3


5

1s2

1s2 2s1

1s2 2s2 2p1

1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1






3p4


2

3 4 5




5 54Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6





Latihan Soal

6


2 3







Contoh Soal





Contoh Soal








7



4

5





23456


8



ElektronValensi

NomorGolongan

NamaGolongan


NomorGolongan

Ketetangan






sebanyak 7 buah





dalam blok d dan f

9





b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2











H Pada senyawa SO2


Pada senyawa CO2








PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200


CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H














11Na19K5B

13Al

1s2 2s1

1s2 2s22p63s1

1s2 2s22p63s23p6 4s1

1s2 2s22p1

1s2 2s22p63s23p1

11133



2

3


5

1s2

1s2 2s1

1s2 2s2 2p1

1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1






3p4


2

3 4 5




5 54Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6





Latihan Soal

6


2 3







Contoh Soal





Contoh Soal








7



4

5





23456


8



ElektronValensi

NomorGolongan

NamaGolongan


NomorGolongan

Ketetangan






sebanyak 7 buah





dalam blok d dan f

9





b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2











H Pada senyawa SO2


Pada senyawa CO2








PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200


CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H









3p4


2

3 4 5




5 54Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6





Latihan Soal

6


2 3







Contoh Soal





Contoh Soal








7



4

5





23456


8



ElektronValensi

NomorGolongan

NamaGolongan


NomorGolongan

Ketetangan






sebanyak 7 buah





dalam blok d dan f

9





b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2











H Pada senyawa SO2


Pada senyawa CO2








PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200


CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H





2 3







Contoh Soal





Contoh Soal








7



4

5





23456


8



ElektronValensi

NomorGolongan

NamaGolongan


NomorGolongan

Ketetangan






sebanyak 7 buah





dalam blok d dan f

9





b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2











H Pada senyawa SO2


Pada senyawa CO2








PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200


CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H






4

5





23456


8



ElektronValensi

NomorGolongan

NamaGolongan


NomorGolongan

Ketetangan






sebanyak 7 buah





dalam blok d dan f

9





b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2











H Pada senyawa SO2


Pada senyawa CO2








PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200


CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H




9





b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2











H Pada senyawa SO2


Pada senyawa CO2








PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200


CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H








b Q 1s2 2s22p63s2 S 1s2 2s22p63s23p63d54s2











H Pada senyawa SO2


Pada senyawa CO2








PEIJumlah

PEBTipe

MolekulSudutIkatan

BentukMolekul

Contoh

4323

0120

AX4

AX3EAX2E2

AX3

10950

10950 )

10950 )

1200


CH4

NH3

H2OBF3 SO3

10

22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H




22

10

AX2EAX2

1200 )


SO2

BeF2SO2



a BeCl2b HOClc SiF4


11


12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H





12



13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H






13








14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H











14








Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H











Elektron1 H2O

H O H

H ndash O - H

4

2 CO2 H O H

2

3 C2H2 H O H

3

4 SO2 H O H

3


E=(EVminusX )


b PCl3Jawab

15



(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H






(EVminusX )2




(5minus3)2 = 1




(7minus3)2 =2

Tipe molekul AX3E2


b SO3







16











17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H














17










18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H













18

Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H




Latihan Soal













BTiO2 E K2TiO4



19








BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H











BNH4Cl E NH3

C AlH3


BBaS E PbSC Al2S3









20











21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H














21

PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H




PETA KONSEP

BAB I



A Struktur Atom

1) Orbital s


Elektron Valensi





Penentuan Golongan

Contoh Soal

C Ikatan Kimia

H




peta konsep

Documents