STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA

Perkembangan Teori Atom dan Bilangan Kuantum

Perkembangan Teori Atom

1. Perkembangan Atom Dalton mengemukakan bahwa Atom merupakan bagian terkecil dari suatu unsur
2. Perkembangan atom Rutherford mengemukakan bahwa atom terdiri atas inti atom yang bermuatan positif dan dikelilingi elektron yang bermuatan negatif pada lintasan tertentu.
3. Teori atom Niels Bohr. Bohr sendiri mengemukakan bahwa elektron dalam atom beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu tanpa memancarkan atau menyerap energi. Perpindahan elektron dari tingkat energi rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi disertai penyerapan atau absorbsi energi, demikian pula sebaliknya.

   

   Model Atom Niels Bohr

4. Model atom Mekanika Gelombang

Teori Mekanika Gelombang dikemukakan oleh Max Planck, De Broglie, Schrodinger, dan Heisenberg
1. Teori Kuantum Max Planck (1990)
Teori ini menyatakan bahwa :

• Energi radiasi yang diserap maupun dipancarkan oleh suatu benda memiliki sifat diskrit dalam bentuk kelipatan satuan energi yang disebut kuantum
• Energi dari setiap kuantum sebanding dengan frekuensi radiasi yang dipancarkan atau diserap

2. Louis Victor de Broglie (1924)
Tokoh ini menyatakan tentang teori dualisme partikel gelombang : elektron memiliki sifat sebagai partikel sekaligus sebagai gelombang.
3. Erwin Schrodinger (1926)
Tokoh ini berpendapat bahwa kedudukan elektron dalam atom tidak dapat ditentukan dengan  pasti, namun yang dapat ditentukan yaitu kebolehjadian menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu yang berasal dari intinya. Ruangan yang mempunyai kebolehjadian paling besar ditemukan pada elektron disebut orbital.
4. Werner Heisenberg (1927)
Tokoh ini berpendapat bahwa kedudukan dan momentum elektron tidak dapat ditentukan dengan tepat secara bersamaan yang dikenal dengan Asas Ketidakpastian.
B. Bilangan Kuantum
Bilangan kuantum digunakan untuk menyatakan kedudukan elektron pada suatu orbital. Macam-macam bilangan kuantum ada 4 yaitu :
1. Bilangan kuantum Utama (n)

• Menunjukkan tingkat energi utama atau kulit elektron dalam atom

  

  Hubungan Jumlah Sub kulit dengan kulit

• Harga n = 1,2,3,…,7. Untuk kulit K, L, M, N,…, Q

2. Bilangan kuantum azimut (l)

• Menunjukkan kedudukan elektron pada sub kulit
• Harga  l = 0,1,2,……, (n-1)
• l=0, menyatakan sub kulit s (sharp : tajam)
• l=1, menyatakan sub kulit p (principal : utama)
• l=2, menyatakan sub kulit d (diffuse : kabur)
• l=3, menyatakan sub kulit f (fundamental : dasar)

3. Bilangan kuantum magnetik (m)

• Bilangan kuantum magnetik menyatakan arah orientasi orbital di dalam ruang relatif terhadap orbital lain.
• Harga bilangan kuantum magnetik (m) : antara

4. Bilangan kuantum spin (s)

• Menunjukkan arah putaran elektron terhadap sumbu orbitnya
• Harga s = ± 1/2
• Tanda  +1/2 : arah putaran eletron berlawanan arah jarum jam, arah medan gravitasi magnet ke atas
• Tanday  -1/2 : arah putaran elektron searah jarum jam, arah medan magnet ke bawah

Bentuk-bentuk orbital

1. Subkulit s, tersusun dari sebuah orbital dengan bilangan kuantum
2. Subkulit p, tersusun dari tiga orbital dengan bilangan kuantum . Tiga orbital p adalah p_x, p_y, dan p_z
3. Subkulit d, tersusun dari lima orbital dengan bilangan kuantum . Arah orientasi orbital d dibedakan menjadi orientasi di antara sumbu dan orientasi pada sumbu

2. Konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron merupakan penataan elektron-elektron dalam atom. Ada tiga aturan untuk menggambarkan konfigurasi elektron dari suatu atom, yaitu :

1. Aturan Aufbau

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

Jika ditulis memanjang adalah sebagai berikut :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 4f 5p 6s 5d 6p 7s 5f 6d 7p…

2. Larangan Pauli

Pauli menyatakan bahwa tidak ada 2 elektron dalam 1 orbital yang memiliki ke-4 bilangan kuantum yang sama. Yang berarti bahwa bilangan kuantum spinnya harus berbeda yaitu + ½ atau – 1/2. Akibatnya, setiap orbital dapat diisi maksimal 2 elektron (1 pasang elektron)

• Subkulit s terdiri dari 1 orbital, dapat ditempati maksimal 2 elektron
• Subkulit p terdiri dari 3 orbital, dapat ditempati maksimal 6 elektron
• Subkulit d terdiri dari 5 orbital, dapat ditempati maksimal 10 elektron
• Subkulit f terdiri dari 7 orbital, dapat ditempati maksimal 14 elektron

Contoh :
₇N           : 1s² 2s² 2p³                         atau [₂He]  2s² 2p³
₁₇Cl         : 1s² 2s² 2p³ 3s² 3p⁵                atau [₁₀Ne] 3s² 3p⁵

3. Aturan Hund

Pada pengisian orbital yang setingkat, elektron-elektron tidak membentuk pasangan lebih dulu sebelum masing-masing orbital terisi sebuah elektron.
Contoh :

Sistem Periodik Unsur

Sistem periodik unsur disusun berdasarkan pengamatan sifat kimia dan sifat fisika unsur. Unsur yang mempunyai kemiripan, baik sifat kimia maupun fisika diletakkan dalam satu golongan.

Menentukan letak golongan

Jika konfigurasi elektron berakhir pada sⁿ maka unsur tersebut pada golongan nA
Jika konfigurasi elektron berakhir pada pⁿ maka unsur tersebut pada golongan (n+2)A
Jika konfigurasi elektron berakhir pada dⁿ maka unsur tersebut pada golongan (n+2)B untuk n+2 berjumlah 8, 9, dan 10, sedangkan untuk n+2 yang berjumlah 11 dan 12 unsur terletak pada golongan IB dan IIB
Jika konfigurasi elektron berakhir pada fⁿ, maka unsur tersebut terletak pada golongan lantanida dan aktinida

Menentukan letak periode

Letak periode ditentukan dari jumlah kulit elektron unsur yang ditandai dengan angka di depan subkulit yang terbesar.
Contoh
₁₉K = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ atau [₁₈Ar] 4s¹
K terletak pada periode 4, golongan IA
₂₃L = = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³ atau [₁₈Ar] 4s² 3d³
L terletak pada periode 4, golongan VB

Bentuk molekul

Bentuk molekul ditentukan  melalui percobaan, tetapi untuk molekul-molekul sederhana dapat diramalkan bentuknya berdasarkan struktur-struktur elektron dalam molekul melalui teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion). Struktur elektron dalam molekul, yaitu dibentuk molekul, ditentukan oleh pasangan elektron terikat dan kekuatan tolak menolak antar pasangan.
PEB – PEB > PEB – PEI > PEI – PEI
Keterangan :
PEB : Pasangan elektron bebas
PEI : Pasangan elektron ikatan
Berbagai kemungkinan bentuk molekul sebagai berikut :

Catatan :
A : atom pusat
X : pasangan elektron terikat
E : pasangan elektron bebas
Langkah-langkah untuk meramalkan bentuk molekul suatu senyawa sebagai berikut :

• Gambarkan struktur Lewis senyawa tersebut
• Tentukan jumlah PEB dan PEI di sekeliling atom pusat
• Gunakan hasil nomor 2 untuk merumuskan tipe tersebut

Contoh :
Meramalkan bentuk molekul dari CH₄ adalah :
Konfigurasi dari ₆C = 2    4
Konfigurasi dari _1­H = 1
Jumlah PEI = 4 dan PEB = 0
Tipe molekulnya adalah AX₄, bentuk molekulnya adalah tetrahedron

D. Gaya tarik Antar molekul

Gaya tarik antarmolekul dibagi menjadi 2, yaitu :
1. Gaya Van der Walls, yang terdiri atas gaya tarik menarik dipol sesaat dan gaya tarik menarik dipol-dipol.
a. Gaya tarik menarik dipol sesaat
Dipol sesaat terbentuk apabila elektron dari suatu daerah berpindah ke daerah lainnya. Hal itu menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga antar molekul nonpolar terjadi gaya tarik menarik yang lemah.
Gaya tarik menarik ini dikemukakan oleh Fritz London, maka disebut gaya London atau gaya Dispersi. Gaya London ini terutama terdapat pada molekul-molekul nonpolar, misalnya CH₄, H­₂O.
b. Gaya tarik dipol-dipol
Suatu molekul yang penyebaran muatannya tidak simetris akan bersifat polar dan mempunyai ujung-ujung yang berbeda muatan (dipol). Susunan molekul seperti ini akan menghasilkan suatu gaya tarik menarik yang disebut gaya tarik dipol-dipol. Gaya tersebut terdapat pada senyawa polar. Senyawa polar cenderung mempunyai titik leleh dan titik didih yang lebih tinggi daripada senyawa nonpolar. Contoh senyawa polar, misalnya HCl dan BH₃
Gaya-gaya antar molekul, yaitu gaya dispersi gaya London) dan gaya dipol-dipol, secara kolektif disebut gaya Van Der Walls. Gaya dispersi terdapat pada setiap zat, baik polar maupun nonpolar. Gaya tarik dipol-dipol yang terdapat pada zat polar menambah gaya dispersi dalam zat itu.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen terjadi antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen (H). Molekul-molekul yang sangat polar, misalnya F₂, O₂, dan N₂ sedangkan yang termasuk ikatan hidrogen, misalnya HF, H₂O, dan NH₃. Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya-gaya Van Der Walls. Energi untuk memutuskan ikatan hidrogen adalah sekitar 15 sampai 40 kJ/mol, sedangkan untuk gaya Van Der Walls adalah sekitar 2 sampai 20 kJ/mol. Itulah sebabnya mengapa zat yang mempunyai ikatan hidrogen mempunyai titik cair dari titik didih yang relatif tinggi.




SUMBER  http://bisakimia.com/2013/12/27/struktur-atom-sistem-periodik-dan-ikatan-kimia/