BAB I

www.nuklir.co.nr

www.qmia.co.nr

BAB I

STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIAA. Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum1). Radiasi Elektromagnetik Adalah suatu pancaran energi yang merambatnya digambarkan sebagai gelombang.

Radiasi ini mempunyai cepat rambat ( c ) yang sama, tetapi berbeda dalam hal panjang gelombang ( ( ) dan frekuensinya ( f ).

Dirumuskan :

c = f x ( atau

dengan :

c adalah cepat rambat cahaya ( 3 x 108 m/dtk )( adalah jarak antara 2 puncak berturutan atau jarak antara 2 lembah berturutan ( meter )f adalah frekuensi atau jumlah gelombang tiap detik ( Hertz = Hz atau detik-1 )Jenis-jenis radiasi elektromagnetik :NoJenis RadiasiFrekuensi ( Hz )Panjang Gelombang ( nm )

1Sinar Gama102010-3

2Sinar X ( Rontgen )101810-1

3Ultra Violet101610

4Cahaya Tampak (me-ji-ku-hi-bi-u)1014 < f < 1015103 > ( > 102

5Infra Merah1014 1011103 106

6Gelombang Mikro1010 107107 1010

7Gelombang Radio106 - 1021011 - 1015

2). Spektrum Atom

Spektrum atom atau radiasi yang dihasilkan oleh unsur gas yang berpijar hanya mengandung beberapa ( ( warna ) secara terputus-putus, sehingga disebut spektrum diskontinu ( spektrum garis ).Contoh = spektrum lampu H ( ungu, biru dan merah ).

Spektrum dari sinar matahari merupakan spektrum kontinu ( sinambung ) karena merupakan gabungan dari berbagai ( ( warna ) secara berkesinambungan. Spektrum garis membentuk suatu deretan warna cahaya dengan panjang gelombang berbeda. Untuk gas hidrogen yang merupakan atom yang paling sederhana, deret panjang gelombang ini ternyata mempunyai pola tertentu yang dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan matematis. Seorang guru matematika Swiss bernama Balmer menyatakan deret untuk gas hidrogen sebagai persamaan berikut ini. Selanjutnya, deret ini disebut deret Balmer.. Dimana panjang gelombang dinyatakan dalam satuan nanometer (nm).

Beberapa orang yang lain kemudian menemukan deret-deret yang lain selain deret Balmer sehingga dikenal adanya deret Lyman, deret Paschen, Bracket, dan Pfund. Pola deret-deret ini ternyata serupa dan dapat dirangkum dalam satu persamaan. Persamaan ini disebut deret spektrum hidrogen.

Dimana R adalah konstanta Rydberg yang nilainya 1,097 107 m1.

Deret Lyman (m = 1) terletak pada daerah ultra violetdengan n = 2, 3, 4, .

Deret Balmer (m = 2) terletak pada daerah cahaya tampak dengan n = 3, 4, 5 .

Deret Paschen (m = 3) terletak pada daerah infra merah 1 dengan n = 4, 5, 6 .

Deret Bracket (m = 4) terletak pada daerah infra merah 2dengan n = 5, 6, 7, .

Deret Pfund (m = 5) terletak pada daerah infra merah 3dengan n = 6, 7, 8 .

Dalam model atom Rutherford, elektron berputar mengelilingi inti atom dalam lintasan atau orbit. Elektron yang berputar dalam lintasan seolah-olah bergerak melingkar sehingga mengalami percepatan dalam geraknya. Menurut teori elektromagnetik, elektron yang mengalami percepatan akan memancarkan gelombang elektromagnetik secara kontinu. Ini berarti elektron lama kelamaan akan kehabisan energi dan jatuh ke dalam tarikan inti atom. Ini berarti elektron tidak stabil. Di pihak lain elektron memancarkan energi secara kontinu dalam spektrum kontinu. Ini bertentangan dengan kenyataan bahwa atom memancarkan spektrum garis.

Ketidakstabilan elektron dan spektrum kontinu sebagai konsekuensi dari model atom Rutherford tidak sesuai dengan fakta bahwa atom haruslah stabil dan memancarkan spektrum garis. Diperlukan penjelasan lain yang dapat menjelaskan kestabilan atom dan spektrum garis atom hidrogen.

3). Teori Kuantum Max Planck Awalnya, radiasi elektromagnetik dianggap bersifat kontinu, artinya suatu benda dapat menerima atau memancarkan energi radiasi dalam berbagai ukuran. Namun teori ini tidak dapat menjelaskan pola radiasi yang dipancarkan oleh benda panas ( = radiasi benda hitam, karena benda itu berwarna hitam sebelum dipanaskan ).

Max Planck mengemukakan teori baru yang dapat menjelaskan pola radiasi benda panas tersebut.

Menurutnya, radiasi elektromagnetik bersifat diskontinu, artinya suatu benda hanya dapat memancarkan atau menyerap radiasi elektromagnetik dalam ukuran / paket-paket kecil dengan nilai tertentu ( = disebut kuantum / kuanta ). Suatu benda hanya dapat menerima atau memancarkan energi radiasi sebesar 1, 2 atau 3 kuanta dan bukan atau kuanta ( = artinya suatu benda hanya dapat berada pada tingkat energi tertentu ).

Teori ini tidak menghilangkan sifat radiasi elektromagnetik sebagai gelombang ( = sifat dualisme dari radiasi elektromagnetik, yaitu sebagai gelombang sekaligus sebagai partikel ). Radiasi elektromagnetik sebagai gelombang = misalnya sifat difraksi dan interferensi. Radiasi elektromagnetik sebagai partikel ( foton )= contohnya radiasi benda panas dan efek fotolistrik.

Besarnya energi dalam 1 paket ( 1 kuantum atau 1 foton ) dirumuskan :

E = h x f atau

dengan :

E = energi radiasi ( joule = J )

h = tetapan Planck ( = 6,63 x 10-34 J.dtk )

4). Efek Fotolistrik Fotolistrik adalah listrik yang diinduksi oleh cahaya ( foton ). Hal terpenting dalam efek fotolistrik :

a. Fotolistrik hanya terjadi jika radiasi yang digunakan mempunyai energi ( frekuensi ) minimum tertentu ( = disebut energi / frekuensi ambang ), tidak bergantung pada waktu dan intensitasnya. Setiap logam mempunyai frekuensi ambang tertentu.

b. Kuat arus fotolistrik akan meningkat, jika intensitas radiasinya juga ditingkatkan.

c. Kuat arus fotolistrik juga akan meningkat, jika digunakan radiasi dengan frekuensi yang lebih besar meskipun intensitasnya sama.

Contoh :Sebatang logam mempunyai frekuensi ambang yaitu sinar hijau, artinya :

a. Logam tersebut hanya akan menghasilkan fotolistrik jika disinari dengan sinar hijau atau sinar lain yang frekuensinya lebih besar.

b. Logam tersebut tidak akan menghasilkan fotolistrik jika disinari dengan sinar merah, jingga atau kuning ( = sinar yang frekuensinya < frekuensi sinar hijau ), tidak terpengaruh oleh berapapun intensitas atau berapapun waktu penyinarannya.

c. Kuat arus akan meningkat, jika sinar hijau yang digunakan juga ditingkatkan.

d. Jika digunakan sinar dengan frekuensi > frekuensi sinar hijau, ( misalnya = sinar biru atau ungu ) dengan intensitas yang sama, maka kuat arus fotolistrik akan meningkat.

Efek fotolistrik menurut Einstein :

Dasar pemahaman :

Einstein menggunakan teori kuantum Max Planck ( = radiasi elektromagnetik bersifat diskontinu ).

Radiasi elektromagnetik bersifat sebagai partikel ( = foton ), yang mempunyai energi tertentu dan bergantung pada frekuensinya.

Menurutnya :1) Fotolistrik terjadi ketika foton dengan energi yang cukup, menabrak elektron di permukaan logam.

2) Setiap foton akan mentransfer energinya kepada 1 elektron ketika terjadi tabrakan.

3) Jika intensitas radiasi meningkat, berarti jumlah foton bertambah, sehingga jumlah elektron yang terlemparpun akan meningkat.

4) Jika digunakan radiasi dengan frekuensi > frekuensi ambang, maka kelebihan energi akan muncul sebagai energi kinetik elektron.5) Semakin besar kelebihan energi, semakin besar pula energi kinetik foto elektronnya, sehingga semakin banyak elektron yang dapat mencapai anode ( kutub positif ). Akibatnya kuat arus fotolistrik akan meningkat.

5). Model Atom Niels Bohr Postulat Niels Bohr tentang spektrum atom gas hidrogen :1) Elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan dengan tingkat energi tertentu.2) Pada lintasan yang diijinkan, elektron tidak memancarkan atau menyerap energi. Lintasan-lintasan stasioner yang diijinkan untuk ditempati elektron memiliki momentum sudut yang merupakan kelipatan bulat dari nilai .3) Perpindahan elektron dari 1 tingkat energi ke tingkat energi lainnya disertai dengan penyerapan atau pelepasan sejumlah tertentu energi. Energi dalam bentuk foton cahaya akan dilepaskan jika elektron berpindah ke lintasan yang lebih dalam, sedangkan energi dalam bentuk foton cahaya akan diserapkan supaya elektron berpindah ke lintasan yang lebih luar. Energi yang dilepas atau diserap dalam paket sebesar hf sesuai dengan persamaan Planck ( E = h.f )

Niels Bohr merumuskan tingkat-tingkat energi ( En ) dari atom hidrogen sebagai berikut :

atau

dengan :

= 2,18 x 10 -18 J

n = bilangan bulat ( = bilangan kuantum dengan nilai 1, 2, 3 dst )1 elektronvolt ( eV ) = 1,602 x 10-19 J Energi elektron bertanda ( - ) pada setiap nilai n. Jika elektron berada pada lintasan n = 1 ( lintasan yang paling dekat dengan inti atom ), maka elektron mempunyai energi paling negatif ( = artinya paling stabil ), disebut berada pada keadaan dasar ( ground state ). Energi elektron akan semakin tinggi untuk n yang semakin besar, jika n = ( maka energi elektron = nol, artinya = bahwa elektron sudah terlepas dari pengaruh gaya tarik inti.

Elektron dapat berpindah dari 1 lintasan ke lintasan lainnya dengan cara menyerap atau memancarkan sejumlah tertentu energi ( Eakhir Eawal ).

dirumuskan :(E = Ef - Ei

dengan :

Ei = tingkat energi awal

Ef = tingkat energi akhir

Keterangan : Jika Ef > Ei yaitu perpindahan dari tingkat energi lebih rendah ke tingkat energi lebih tinggi, maka (E akan bertanda positif ( = artinya energi diserap ).

Jika Ef < Ei maka (E akan bertanda negatif ( = artinya energi dibebaskan / dipancarkan ).

Perpindahan elektron dari tingkat dasar ke tingkat energi yang lebih tinggi disebut eksitasi.

Faktor-faktor penyebab terjadinya eksitasi misalnya :a. Pengaruh suhu tinggi ( pemanasan )

b. Pengaruh medan listrikc. Pengaruh radiasi ( foton )

Keadaan tereksitasi merupakan keadaan yang tidak stabil dan bersifat sangat sementara. Elektron akan segera mengalami relaksasi yaitu kembali ke tingkat energi yang lebih rendah dengan cara memancarkan energi sebesar (E ( = berupa radiasi elektromagnetik ).Kelemahan teori atom Niels Bohr : Hanya bisa dipakai untuk menjelaskan spektrum gas hidrogen dan spektrum dari spesi lain yang berelektron tunggal.

Tidak dapat menjelaskan spektrum dari atom yang lebih kompleks. Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron hanya boleh berada pada tingkat energi tertentu.6). Hipotesis Louis de Broglie Louis de Broglie mengemukakan gagasan tentang gelombang materi = gerakan partikel mempunyai ciri-ciri gelombang. Jika cahaya memiliki sifat partikel, maka partikel juga memiliki sifat gelombang. Dirumuskan :

dengan :

( = panjang gelombang ( meter )m = massa partikel ( kg )v = kecepatan partikel ( 3 x 108 m/dtk )h = tetapan Planck ( 6,63 x 10-34 J.dtk )

Hipotesis ini terbukti kebenarannya ketika ditemukan bahwa elektron menunjukkan sifat difraksi seperti halnya sinar X.

Sifat gelombang dari elektron digunakan dalam mikroskop elektron.

Hipotesis ini sebenarnya berlaku untuk setiap benda yang bergerak namun lebih khusus berlaku untuk benda bergerak yang massanya relatif kecil.

Jika diterapkan untuk benda-benda biasa ( seperti bola golf atau peluru = yang bermassa relatif besar ) maka persamaan de Broglie akan menghasilkan panjang gelombang yang sangat kecil sehingga tidak teramati.7). Asas Ketidakpastian Werner Heisenberg Menurut Heisenberg, tidaklah mungkin menentukan posisi dan momentum elektron secara bersamaan, dengan ketelitian tinggi ( = karena sifat dualisme elektron, yaitu sebagai partikel dan gelombang ). Jika suatu percobaan dirancang untuk memastikan posisinya, maka ketidakpastian momentumnya akan semakin besar sebaliknya jika percobaan dirancang untuk memastikan momentum atau kecepatannya, maka ketidakpastian posisinya akan semakin besar.

Dirumuskan :

dengan :

(p = ketidakpastian momentum ( = ( m v )

(x = ketidakpastian posisi

8). Model Atom Mekanika Kuantum

Dipelopori oleh Schrodinger; mengajukan suatu persamaan gelombang yang memperhitungkan dualisme sifat elektron yaitu sebagai partikel sekaligus sebagai gelombang. Istilah mekanika kuantum merujuk kepada sifat elektron yang mempunyai energi tertentu, sedangkan mekanika gelombang merujuk ke sifat elektron yang bergerak bagaikan gelombang.

Dalam teori mekanika kuantum, posisi elektron tidak dapat dipastikan, namun hanya dapat dinyatakan sebagai peluang menemukan elektron pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti atom.

Daerah dengan peluang terbesar menemukan elektron disebut orbital ( dipaparkan dengan pola titik-titik ). Densitas / kerapatan titik-titik menyatakan besar-kecilnya peluang menemukan elektron.

Daerah dengan kerapatan titik-titik yang lebih tinggi menunjukkan peluang yang lebih besar untuk menemukan elektron, dan sebaliknya. Istilah lain untuk menyatakan peluang menemukan elektron adalah densitas elektron / awan elektron.Bilangan Kuantum

Orbit adalah lintasan berbentuk lingkaran dengan jari-jari tertentu ( = digunakan dalam teori atom Niels Bohr ). Orbital adalah daerah 3 dimensi dengan peluang terbesar menemukan elektron ( = digunakan dalam teori atom mekanika kuantum ).

Setiap orbital mempunyai ukuran, bentuk dan orientasi tertentu dalam ruangan yang dinyatakan dengan bilangan kuantum.

Ada 4 jenis bilangan kuantum yaitu :

1) Bilangan Kuantum Utama ( n ).

Menyatakan ukuran dan tingkat energi orbital.

Nilai bilangan kuantum utama = 1, 2, 3 dst. Semakin besar nilai n, semakin besar ukuran orbital dan semakin tinggi tingkat energinya.

Kelompok orbital dengan dengan harga n yang sama, akan membentuk kulit atom.

Harga n123dst

Lambang KulitKLMdst

2) Bilangan Kuantum Azimut ( ).

Menyatakan bentuk orbital. Nilai bilangan kuantum azimut = 0 sampai ( n - 1 ).

Harga n1234dst

Harga

00, 10, 1, 20, 1, 2, 3dst

Lambang KulitKLMNdst

Bentuk orbital dinyatakan dengan lambang s, p, d, f ( didasarkan pada garis-garis spektrum yang tampak pada spektroskop ).Harga

0123

Lambang Orbitalspdf

Nama orbitalsharpprincipaldiffusefundamental

Keterangan :

Sharp = berhubungan dengan garis spektrum yang paling terang.

Principal = berhubungan dengan garis spektrum yang terang ke-2.

Diffuse= berhubungan dengan garis kabur.

Fundamental = berhubungan dengan spektrum dari warna yang bersangkutan.

Dengan adanya bilangan kuantum azimut yang berbeda, memungkinkan untuk membagi setiap kulit menjadi subkulit atau orbital . Setiap subkulit dinyatakan dengan harga bilangan dari n dan huruf yang menyatakan .

KulitNilai nNilai yang diijinkanSubkulit

K101s

L20, 12s, 2p

M30, 1, 23s, 3p, 3d

N40, 1, 2, 34s, 4p, 4d, 4f

Catatan : sampai saat ini, konfigurasi elektron unsur dengan nomor atom tertinggi hanya sampai subkulit f.3) Bilangan Kuantum Magnetik ( m ).

Menyatakan orientasi ruang orbital sehingga disebut juga bilangan kuantum orientasi orbital. Untuk setiap harga , akan mempunyai harga m sebanyak = ( 2+ 1 ).

Rentang nilai m = - hingga + termasuk nol ( -, ..., 0, ..., +).Nilai

SubkulitNilai mJumlah orbital

0s01

1p-1, 0, + 13

2d-2, -1, 0, + 1, + 25

3f-3, -2, -1, 0, + 1, + 2, + 37

Beberapa hal penting :

1. Jumlah subkulit pada setiap kulit = bilangan kuantum utamanya ( n ).

Contoh :

Kulit K ( n = 1) mempunyai 1 subkulit.

Kulit L ( n = 2 ) mempunyai 2 subkulit dst

2. Jumlah orbital dalam setiap subkulit = 2+ 1 ( = bilangan kuantum azimut )

Contoh :

Subkulit s (= 0) mempunyai 1 orbital

Subkulit p ( = 1) mempunyai 3 orbital dst3. Jumlah orbital dalam 1 kulit = n2 ( n = bilangan kuantum utama ).

Contoh :

Jumlah orbital pada kulit K (n = 1) = 12 = 1Jumlah orbital pada kulit L (n = 2) = 22 = 4 dst

Nilai nKulitJumlah orbitalJenis orbital

1K11s

2L42s, 2px, 2py, 2pz

3M93s, 3px, 3py, 3pz, 3dx2 - y2, 3dz2, 3dxy, 3dxz, 3dyz

4) Bilangan Kuantum Spin ( s ).

Menyatakan arah putar elektron terhadap sumbunya ketika elektron berputar mengelilingi inti atom. Jadi, elektron berotasi terhadap sumbunya dan berevolusi terhadap inti atom.

Terdapat 2 kemungkinan rotasi elektron yaitu searah jarum jam () dan berlawanan arah jarum jam (). Bilangan kuantum spin mempunyai 2 harga yaitu = ( dinyatakan dengan tanda panah dan dinyatakan dengan tanda panah ) Setiap orbital hanya dapat diisi paling banyak 2 elektron dengan arah spin yang berlawanan.Bentuk Orbital Setiap orbital dicirikan oleh 3 bilangan kuantum yaitu n, dan m.

Orbital mempunyai ukuran, bentuk dan orientasi tertentu dalam ruang.

Kumpulan orbital dengan bilangan kuantum utama ( n ) yang sama disebut kulit.

Pembahasan :

1) Orbital sBentuknya berupa bola simetris dan hanya memiliki 1 macam orbital.Semakin besar nilai n , maka ukurannya juga semakin besar.

2) Orbital pOrbital ini berjumlah 3 buah yang terletak di subkulit p.

Ketiganya mempunyai tingkat energi yang sama, namun arah ruang / orientasinya berbeda ( meliputi = px, py dan pz ).Setiap orbital berbentuk seperti balon terpilin yang digambarkan menggunakan koordinat Cartesius dengan sumbu x, y dan z.

3) Orbital dOrbital ini terletak di subkulit d dan terdiri dari 5 macam ( meliputi = dxy, dxz, dyz, dx2 y2, dz2 )Bentuk orbital ini dapat digambarkan sebagai 4 buah balon terpilin pada koordinat Cartesius.

Keterangan :Orbital dxy= cuping-cupingnya terletak di antara sumbu x dan yOrbital dxz= cuping-cupingnya terletak di antara sumbu x dan z

Orbital dyz= cuping-cupingnya terletak di antara sumbu y dan z

Orbital dx2 y2= cuping-cupingnya terletak pada sumbu x dan y

Orbital dz2= terdiri dari 1 balon terpilin yang terletak pada sumbu z dan 1 daerah berbentuk donat yang terletak pada bidang xy

B. Diagram Orbital dan Konfigurasi Elektron Satu orbital biasanya digambarkan dengan sebuah kotak. Susunan orbital-orbital dalam 1 subkulit dapat dinyatakan sebagai berikut :

Konfigurasi Elektron Adalah suatu cara penulisan yang menunjukkan distribusi elektron dalam orbital-orbital pada kulit utama. Penulisan konfigurasi elektron mengikuti beberapa aturan yaitu :

1) Aturan Aufbau.

Istilah Aufbau berasal dari bahasa Jerman yang artinya = membangun atau meningkat . Aturan ini menyatakan bahwa : pengisian elektron ke dalam orbital selalu dimulai dari orbital yang mempunyai tingkat energi rendah ke orbital yang mempunyai tingkat energi lebih tinggi.

Aturan ini dilakukan agar atom berada pada tingkat energi minimumnya sehingga dapat mencapai kondisi yang stabil. Diagram tingkat energi menurut aturan Aufbau :

1s2s2p

3s3p3d

4s4p4d4f

5s5p5d5f

6s6p6d

7s7p Tinggi rendahnya tingkat energi suatu orbital ditentukan oleh jumlah dari ( n + ) ( n = bilangan kuantum utama; = bilangan kuantum azimut ). Semakin besar nilai ( n + ), semakin tinggi tingkat energinya. Jika harga ( n + ) sama, maka orbital / subkulit yang harga n -nya lebih besar mempunyai tingkat energi lebih tinggi.Contoh :Urutan penulisan orbital 3p, 3d dan 4s

Orbital / SubkulitHarga nHarga

Harga n +

3p314

3d325

4s404

Orbital 3p dan 4s mempunyai harga ( n + ) yang sama, maka orbital yang mempunyai harga n lebih besar ( yaitu 4s ) akan mempunyai tingkat energi yang lebih tinggi. Jadi urutan penulisannya = 3p, 4s, 3d2) Aturan Hund. Jika terdapat orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama, maka elektron akan mengisi orbital sedemikian rupa sehingga masing-masing orbital tersebut terisi oleh sebuah elektron dengan spin yang sama ( penuh ), baru kemudian berpasangan ( penuh ). Contoh :

Konfigurasi elektron 8O = 1s2 2s2 2p4 Diagram orbitalnya :

EMBED ChemDraw.Document.6.0 bukan

EMBED ChemDraw.Document.6.0

3) Asas Larangan Pauli. Dalam sebuah atom, tidak boleh ada 2 elektron yang mempunyai ke-4 bilangan kuantum yang sama. artinya = tidak ada 2 elektron dalam orbital yang sama memiliki arah spin yang sama. Jika 3 bilangan kuantum sudah sama, maka bilangan kuantum yang ke-4 harus berbeda.

Contoh :

Orbital 1s ditempati oleh 2 elektron.

Elektron pertama: n = 1; = 0; m = 0; s = + Elektron ke-2

: n = 1; = 0; m = 0; s = - Jumlah maksimum elektron pada setiap subkulit = 2 x jumlah orbitalnya.SubkulitJumlah OrbitalJumlah Maksimal Elektron

s12 elektron

p36 elektron

d510 elektron

f714 elektron

Jumlah maksimum elektron pada kulit ke-n : 2 n2 ( n = nomor kulit / bilangan kuantum utama ).

Berdasarkan asas larangan Pauli, maka setiap elektron dalam 1 atom mempunyai 1 set bilangan kuantum ( n, , m, s ) yang spesifik. Ke-4 bilangan kuantum tersebut menentukan daerah dalam ruang tempat suatu elektron paling mungkin berada.

n= menunjukkan kulit atomnya.

= menunjukkan subkulitnya.

m= menunjukkan orbitalnya.

s= menunjukkan spinnya.Beberapa hal penting :1) Dua cara menuliskan urutan subkulit.Contoh :

21Sc, konfigurasi elektronnya :

a. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 atau

b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 Cara ( a ), subkulit-subkulit ditulis sesuai dengan urutan tingkat energinya.

Cara ( b), subkulit-subkulit dari kulit yang sama dikumpulkan, kemudian diikuti subkulit dari kulit berikutnya.

2) Menyingkat penulisan konfigurasi elektron.

Dapat disingkat menggunakan konfigurasi elektron gas mulia.Contoh :10Ne= 1s2 2s2 2p611Na= 1s2 2s2 2p6 3s1 atau [ Ne ] 3s13) Kestabilan subkulit d yang terisi penuh atau setengah penuh.Terdapat beberapa penyimpangan pengisian elektron berdasarkan aturan Aufbau dengan hasil percobaan.

Contoh : ( berdasarkan aturan Aufbau )

24Cr= [ Ar ] 3d4 4s229Cu= [ Ar ] 3d9 4s2Berdasarkan hasil percobaan :24Cr= [ Ar ] 3d5 4s129Cu= [ Ar ] 3d10 4s1Subkulit d yang terisi penuh ( d10 ) atau setengah penuh ( d5 ) lebih stabil.4) Konfigurasi elektron ion.

Contoh : Kation bermuatan y+ terbentuk jika atom netralnya melepaskan y elektron. Elektron yang dilepas merupakan elektron dari kulit terluar.

21Sc= [ Ar ] 3d1 4s2Sc3+= [ Ne ] 2s2 2p6 ( = [ Ar ] )

26Fe= [ Ar ] 3d6 4s2Fe2+= [ Ar ] 3d6Fe3+= [ Ar ] 3d5 Anion bermuatan y- terbentuk dari atom netralnya dengan menyerap y elektron. Elektron yang diserap itu mengisi orbital dengan tingkat energi terendah yang belum penuh.

17Cl= [ Ne ] 3s2 3p517Cl-= [ Ne ] 3s2 3p65) Elektron valensi dan elektron terakhir. Elektron valensi adalah elektron yang dapat digunakan untuk pembentukan ikatan kimia.

Unsur-unsur golongan utama hanya menggunakan elektron kulit terluar untuk berikatan kimia, yaitu elektron pada subkulit ns dan np ( n = kulit terluar ), sedangkan unsur transisi dapat menggunakan elektron ( n 1)d, disamping elektron kulit terluarnya. Jadi, elektron valensi unsur transisi adalah elektron pada subkulit ( n 1 )d dan ns.

Kulit valensi :Golongan utama = ns dan npGolongan transisi= ( n 1 )d dan nsContoh :26Fe= [ Ar ] 3d6 4s2Kulit valensinya

= 3d dan 4s

Jumlah elektron valensinya= 6 + 2 = 8 Elektron terakhir adalah elektron yang terletak pada subkulit yang mempunyai energi terbesar, yaitu elektron yang terletak pada subkulit terakhir menurut aturan Hund.

Contoh :

17Cl= [ Ne ] 3s2 3p5Elektron terakhirnya terletak pada subkulit 3p5 ( tanda panah biru )Jadi elektron terakhir dari 17Cl mempunyai n = 3, = 1, m = 0, s = - C.Sistem Periodik UnsurSifat-sifat unsur ditentukan oleh konfigurasi elektron, terutama oleh elektron valensinya.Golongan UtamaElektron ValensiGolongan TransisiElektron ValensiGolongan Transisi DalamElektron Valensi

IAns1IIIB( n 1 )d1 ns2Lantanida4f1 6s2 sampai 4f14 6s2

IIAns2IVB( n 1 )d2 ns2Aktinida5f1 7s2 sampai 5f14 7s2

IIIAns2 np1VB( n 1 )d3 ns2

IVAns2 np2VIB( n 1 )d5 ns1

VAns2 np3VIIB( n 1 )d5 ns2

VIAns2 np4VIIIB( n 1 )d6,7,8 ns2

VIIAns2 np5IB( n 1 )d10 ns1

VIIIAns2 np6IIB( n 1 )d10 ns2

1) Golongan Unsur-Unsur. Terdapat 2 golongan dalam TPU yaitu golongan utama ( A ) dan golongan transisi ( B ).

Penomoran golongan dilakukan berdasarkan elektron valensi yang dimiliki suatu unsur.

Setiap unsur yang memiliki elektron valensi sama, akan menempati golongan yang sama. Berdasarkan letak elektron terakhir pada suatu orbital dalam konfigurasi elektron, unsur-unsur dalam TPU dibagi menjadi 4 blok yaitu blok s, blok p, blok d dan blok f.Blok s= terdiri dari golongan IA dan IIA.

Blok p= terdiri dari golongan IIIA sampai VIIIABlok d= terdiri dari golongan IIIB sampai IIB

Blok f= terdiri dari kelompok Lantanida dan Aktinida.

Blok s dan blok p digolongkan sebagai golongan utama, blok d sebagai golongan transisi dan blok f sebagai golongan transisi dalam.

Tata cara penentuan nomor golongan untuk unsur golongan A / golongan utama ( blok s dan p ) :a. Tuliskan konfigurasi elektronnya.

b. Nomor golongan = jumlah elektron valensi.

Tata cara penentuan nomor golongan untuk unsur golongan B / transisi ( blok d ) :

a. Tuliskan konfigurasi elektronnya.b. Susun ulang konfigurasi elektron berdasarkan urutan nomor kulit.

c. Nomor golongan = jumlah elektron valensi. Cara lain untuk menentukan nomor golongan untuk unsur golongan B :

Tata cara penentuan nomor golongan untuk unsur-unsur blok f ( unsur transisi dalam ) :a. Tuliskan konfigurasi elektronnya.

b. Jika elektron terakhir terletak pada orbital 4f, unsur tersebut termasuk golongan Lantanida.

c. Jika elektron terakhir terletak pada orbital 5f, unsur tersebut termasuk golongan Aktinida.2) Periode Unsur-Unsur.Cara menentukan nomor periode suatu unsur :a. Tuliskan konfigurasi elektronnya.

b. Susun ulang konfigurasi elektron berdasarkan urutan kulit atom.

c. Nomor periode = nomor kulit terbesar.

d. Nomor periode juga dapat ditentukan dari nilai bilangan kuantum utama elektron terakhir pada atom tersebut atau nomor periode = nilai n.

D. Bentuk / Struktur Ruang Molekul dan Teori Hibridisasi Struktur ruang suatu molekul dapat ditentukan berdasarkan adanya Pasangan Elektron Ikatan ( PEI ) dan Pasangan Elektron Bebas ( PEB ) pada kulit terluar atom pusat molekul tersebut. Oleh karena antar elektron tersebut memiliki muatan yang sejenis, maka akan terjadi gaya tolak-menolak. Pasangan elektron tersebut akan cenderung meminimumkan gaya tolak tersebut dengan cara membentuk suatu susunan tertentu ( berupaya untuk saling menjauh ).

Teori yang dipakai untuk menjelaskan struktur ruang molekul adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi ( VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion ) yang disempurnakan dengan Teori Domain Elektron. Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui penggabungan antar orbital senyawa kovalen atau kovalen koordinasi. Bentuk molekul suatu senyawa dipengaruhi oleh bentuk orbital hibridanya.

Berdasarkan jumlah PEB dan PEI, maka bentuk dasar molekul dapat dikelompokkan menjadi :1) Linear ( PEI + PEB = 2 )

2) Trigonal planar ( PEI + PEB = 3 )

3) Tetrahedral ( PEI + PEB = 4 )

4) Bipiramida trigonal ( PEI + PEB = 5 )

5) Oktahedral ( PEI + PEB = 6 )

Berdasarkan bentuk dasar molekul tersebut, dapat diturunkan menjadi bentuk molekul lainnya bergantung pada komposisi jumlah PEI dan PEB dengan rumus umum sebagai berikut :

dengan :A= atom pusat

I= pasangan elektron ikatan

B= pasangan elektron bebas

n= jumlah PEI

m= jumlah PEB

Jumlah PEIJumlah PEBRumus UmumBentuk MolekulContoh

20AI2B0LinearBeCl2 ; HgCl2

1AI2B1Planar bentuk VSO2 ; O3

2AI2B2BengkokH2O

3AI2B3LinearXeF2

30AI3B0Trigonal planarBF3

1AI3B1Piramida trigonalNH3

2AI3B2Planar bentuk TClF3 ; BrF3

40AI4B0TetrahedralCH4

1AI4B1Tetrahedron terdistorsiSF4

2AI4B2Segiempat planarXeF4

50AI5B0Bipiramida trigonalPCl5

1AI5B1Piramida segiempatBrF5 ; IF5

60AI6B0OktahedralSF6

Keterangan :1. Bentuk molekul linier.

Dalam bentuk ini, atom-atom tertata pada 1 garis lurus. Sudut ikatannya adalah 1800.

2. Bentuk molekul segitiga datar / planar.

Atom-atom dalam molekul, berbentuk segitiga yang tertata dalam bidang datar, 3 atom berada pada titik sudut segitiga sama sisi dan terdapat atom di pusat segitiga. Sudut ikatan antar atom yang mengelilingi atom pusat sebesar 1200.

3. Bentuk molekul tetrahedron.

Atom-atom berada dalam suatu ruang piramida segitiga dengan ke-4 bidang permukaan segitiga sama sisi. Sudut ikatannya 109,50.4. Bentuk molekul trigonal bipiramida.

Atom pusat terdapat pada bidang sekutu dari 2 buah limas segitiga yang saling berhimpit, sedangkan ke-5 atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudut limas segitiga yang dibentuk. Sudut ikatan masing-masing atom pada bidang segitiga = 1200 sedangkan sudut bidang datar dengan 2 ikatan yang vertikal = 900.5. Bentuk molekul oktahedron.

Adalah suatu bentuk yang terjadi dari 2 buah limas alas segiempat, dengan bidang alasnya berhimpit, sehingga membentuk 8 bidang segitiga. Atom pusatnya terletak pada pusat bidang segiempat dari 2 limas yang berhimpit. Sudut ikatannya = 900. NomorBentuk MolekulGambar Molekul

1Linear

2Planar bentuk V

3Bengkok

4Trigonal planar

5Piramida trigonal

6Planar bentuk T

7Tetrahedral

8Tetrahedron terdistorsi

9Segiempat planar

10Bipiramida trigonal

11Piramida segiempat

12Oktahedral

Teori Domain Elektron.

Adalah suatu cara untuk meramalkan bentuk molekul berdasarkan gaya tolak-menolak elektron pada kulit luar atom pusat. Teori ini merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron.

Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut :

a. Setiap PEI ( baik itu ikatan tunggal, rangkap 2 maupun rangkap 3 ) berarti 1 domain.b. Setiap PEB berarti 1 domain.

Prinsip dasar dari TDE :

a. Antar domain elektron pada kulit luar atom pusat, saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri sedemikian rupa sehingga gaya tolaknya menjadi minimum.b. Urutan kekuatan gaya tolaknya : PEB PEB > PEB PEI > PEI PEIc. Perbedaan gaya tolak ini terjadi karena PEB hanya terikat pada 1 atom saja, sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada PEI.d. Akibat dari perbedaan gaya tolak ini, maka sudut ikatan akan mengecil karena desakan dari PEB.

e. Domain yang terdiri dari 2 atau 3 pasang elektron ( ikatan rangkap 2 atau 3 ) akan mempunyai gaya tolak yang lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari sepasang elektron.f. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh PEI.

Tipe molekul dapat ditentukan dengan cara sebagai berikut :1) Senyawa biner berikatan tunggal.

Dirumuskan :

EV= jumlah elektron valensi atom pusat

B= jumlah PEB

I= jumlah PEI ( jumlah atom yang terikat pada atom pusat )

Dengan demikian, tipe molekul dapat ditentukan dengan urutan sebagai berikut :

a. Tentukan jumlah EV atom pusat.

b. Tentukan jumlah domain elektron ikatan atau PEI ( I ).

c. Tentukan jumlah domain elektron bebas atau PEB ( B ).Contoh :H2O

Jumlah EV atom pusat ( O )= 6

Jumlah PEI ( I )

= 2

Jumlah PEB ( B ) =

Tipe molekulnya = A I2 B2 ( bengkok ).

2) Senyawa biner berikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat.

Dirumuskan :

EV= jumlah elektron valensi atom pusat

B= jumlah PEB

I = jumlah elektron yang digunakan atom pusat

Contoh :

POCl3Jumlah EV atom pusat (P ) = 5

Jumlah PEI ( I ) = 4; tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 3 x 1 ( untuk Cl ) + 1 x 2 ( untuk O ) = 5

Jumlah PEB ( B ) =

Tipe molekulnya = A I4 ( Tetrahedral ).

Teori Hibridisasi ( Teori Ikatan Valensi ).

Hibridisasi adalah peristiwa pembentukan orbital hibrida ( orbital gabungan ) yang dilakukan oleh suatu atom pusat. Orbital hibrida adalah beberapa orbital ( dalam suatu atom ) yang tingkat energinya berbeda bergabung membentuk orbital baru dengan tingkat energi yang sama guna membentuk ikatan kovalen. Jenis-jenis orbital hibrida / hibridisasi :1) Hibridisasi sp ( bentuk molekulnya = linier )Contoh :Pada molekul BeF24Be = 1s2 2s2 2p09F= 1s2 2s2 2p5Diagram orbital untuk atom Be dalam keadaan dasar :

Oleh karena tidak ada elektron yang tidak berpasangan, maka dalam keadaan dasar atom Be tidak dapat berikatan dengan atom-atom F.Elektron pada orbital 2s akan mengalami promosi ke orbital 2p supaya dapat membentuk ikatan, sehingga menjadi :

Atau bisa digambarkan :

Sekarang terdapat 2 elektron Be yang tidak berpasangan, yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan kovalen dengan 2 atom F.Kedua orbital 2s dan 2p dari atom Be akan bergabung membentuk 2 orbital baru yang disebut orbital hibrida.Kedua orbital hibrida ini mempunyai bentuk yang identik, tetapi memiliki arah yang berlawanan.

Penulisan sp berasal dari penggabungan 1 orbital s dan 1 orbital p. Menurut teori Ikatan Valensi, molekul linier akan memiliki hibridisasi sp.

2) Hibridisasi sp2 ( bentuk molekulnya = trigonal planar atau segitiga datar )Hibridisasi ini terbentuk apabila sebuah orbital s membentuk orbital campuran / gabungan dengan 2 buah orbital p.

Contoh :

Pada molekul BF35B = 1s2 2s2 2p19F= 1s2 2s2 2p5Diagram orbital untuk atom B dalam keadaan dasar :

Agar dapat berikatan dengan 3 atom F, maka atom B harus menyediakan 3 orbital dengan cara hibridisasi. Oleh karena elektron pada orbital 2s sudah berpasangan, maka agar dapat berikatan dengan atom F; sebuah elektron dari orbital 2s tersebut harus promosi ke orbital 2p yang masih kosong sehingga menjadi :

Setelah orbital hibrida dengan elektron-elektron yang belum berpasangan terbentuk, elektron-elektron dari ke-3 atom F akan berpasangan dengan elektron yang berada di orbital hibrida sp2.

Orbital hibrida sp2 ( warna biru = elektron dari atom F ).

Atau bisa digambarkan :

3) Hibridisasi sp3 ( bentuk molekulnya = tetrahedral / tetrahedron )Contoh :

Pada molekul CH46C = 1s2 2s2 2p21H= 1s1Diagram orbital untuk atom C dalam keadaan dasar :

Dapat digambarkan sebagai berikut :

4) Hibridisasi sp3 d ( bentuk molekulnya = bipiramida trigonal )Contoh :

Pada molekul PCl515P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3Diagram orbital untuk atom P dalam keadaan dasar :

Dapat digambarkan sebagai berikut :

5) Hibridisasi sp3 d2 ( bentuk molekulnya = oktahedral / oktahedron )Contoh :

Pada molekul SF616S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4Diagram orbital untuk atom S dalam keadaan dasar :

Dapat digambarkan sebagai berikut :

Kesimpulan :Bentuk molekul dapat ditentukan dengan 2 cara :

1) Teori Domain Elektron = ditentukan oleh susunan PEI dan PEB atom pusat.

2) Teori Hibridisasi= ditentukan oleh hibridisasi ( penggabungan ) orbital atom-atom yang saling berikatan.

Kepolaran Senyawa. Kepolaran suatu senyawa kovalen dipengaruhi oleh perbedaan harga keelektronegatifan atom-atom yang membentuk senyawa tersebut. Semakin besar harga keelektronegatifan suatu unsur, maka unsur tersebut mempunyai gaya tarik yang lebih besar terhadap pasangan elektron ikatan.

Jika perbedaan harga keelektronegatifan atom-atom yang saling berikatan semakin besar, maka molekul yang dibentuk akan semakin polar.

Kepolaran juga dipengaruhi oleh bentuk molekulnya. Jika bentuk molekulnya menyebabkan atom-atom mempunyai posisi sedemikian rupa, sehingga menyebabkan dipol-dipol dalam ikatan atomnya saling meniadakan, maka momen dipolnya menjadi nol ( non polar ).

Senyawa yang distribusi muatannya simetris, akan bersifat non polar sebab dipol-dipol ikatan yang ada akan saling meniadakan ( contoh = CO2, CCl4 dan CH4 ).Gaya Antar Molekul. Adalah gaya yang dihasilkan dari interaksi antar senyawa, baik senyawa molekul maupun senyawa ion. Sedangkan gaya intra molekul adalah gaya tarik yang terjadi pada atom-atom yang menyusun suatu senyawa molekul ( contoh = gaya tarik antara atom H dengan O dalam molekul H2O ).

Gaya antar molekul sifatnya lebih lemah jika dibandingkan dengan gaya intra molekul. Gaya antar molekul dibedakan menjadi 2 jenis yaitu :1) Gaya Van der Waals.

Van der Waals mengetahui adanya gaya tarik dan gaya tolak yang lemah di antara molekul-molekul gas. Gaya ini bersifat sangat lemah jika dibandingkan dengan gaya ikatan antar atom ( ikatan ion dan ikatan kovalen ).Gaya ini akan bekerja / berlaku jika jarak antar molekulnya sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antar atom.

Gaya ini terdiri dari :

a. Gaya dipol dipol.Gaya ini akan terjadi jika sesama senyawa kovalen polar saling berinteraksi.

Senyawa kovalen polar memiliki 2 dipol yaitu dipol positif ( + ) dan dipol negatif ( - ). Antar aksi antara dipol ( + ) dari 1 molekul dengan dipol ( ) dari molekul yang lain akan menimbulkan gaya tarik yang relatif lemah.

Kekuatan gaya tarik dipol-dipol ini akan semakin besar jika molekul-molekul tersebut mengalami penataan dengan ujung ( + ) suatu molekul mengarah ke ujung ( - ) dari molekul yang lain.Contoh : pada molekul-molekul HCl.

b. Gaya dipol sesaat dipol terinduksi / terimbas ( Gaya London / gaya dispersi ).Jenis gaya ini umumnya dimiliki oleh senyawa kovalen non polar. Berbeda dengan senyawa kovalen polar, senyawa kovalen non polar tidak memiliki dipol.Menurut Fritz London, terjadinya gaya dispersi pada molekul non polar diakibatkan oleh adanya pergerakan elektron mengelilingi inti atom secara acak, sehingga pada suatu saat elektron-elektron tersebut akan mengumpul pada salah 1 sisi atom dari molekul.

Pengumpulan elektron pada salah 1 sisi atom ini akan mengakibatkan terjadinya dipol sesaat. Pada sisi yang banyak elektron akan menjadi bermuatan ( - ), sedangkan pada sisi yang lain menjadi bermuatan ( + ).Dipol yang terjadi ini akan segera menghilang atau berpindah tempat ( sisi ) seiring dengan terus berputarnya elektron.Jika di dekat molekul non polar tersebut ada molekul non polar lainnya, maka molekul non polar dengan dipol sesaat ini akan menginduksi / mengimbas molekul non polar lainnya sehingga terjadi dipol terinduksi / terimbas.

Akibatnya, kedua molekul tersebut akan saling berinteraksi melalui gaya tarik-menarik antara dipol sesaat dengan dipol terinduksi / terimbas.

Kemudahan suatu molekul untuk menghasilkan dipol sesaat yang dapat mengimbas ke molekul di sekitarnya disebut polarisabilitas.

Semakin banyak jumlah elektron dalam atom maka semakin besar pula polarisabilitasnya, sehingga dapat disimpulkan bahwa semakin besar Mr-nya maka gaya London yang bekerja dalam molekul tersebut akan semakin kuat.Contoh :

c. Gaya dipol dipol terinduksi ( gaya imbas ).Jika suatu molekul polar berdekatan dengan molekul non polar maka molekul polar dapat menginduksi molekul non polar.Akibatnya, molekul non polar tersebut akan memiliki dipol terinduksi / dipol sesaat karena elektron-elektronnya akan mengumpul pada salah 1 sisi molekul ( terdorong atau tertarik ).Dipol dari molekul polar akan saling tarik-menarik dengan dipol terinduksi dari molekul non polar. Gaya tarik inilah yang disebut dengan gaya dipol-dipol terinduksi ( gaya imbas ).Contoh : antara molekul HCl dengan gas klorin ( Cl2 )

d. Gaya ion dipol.Gaya jenis ini terjadi antara senyawa ion dan senyawa kovalen polar. Ketika dilarutkan dalam senyawa kovalen polar, senyawa ion akan terionisasi menjadi kation dan anion.Kation akan tarik-menarik dengan dipol negatif, sedangkan anion dengan dipol positif.

e. Gaya ion dipol sesaat.Mekanisme terjadinya gaya ini dapat dikatakan kombinasi dari proses terjadinya gaya dipol-dipol terinduksi dan gaya ion-dipol.

Jika ion dari senyawa ion berdekatan dengan molekul non polar, ion tersebut dapat menginduksi dipol molekul non polar.

Dipol terinduksi molekul non polar yang dihasilkan akan berikatan dengan ion.

Jenis gaya seperti ini memegang peranan penting dalam sirkulasi darah dalam tubuh. Ion Fe2+ dalam hemoglobin akan mengalami gaya ion-dipol sesaat dengan molekul O2. kation Fe2+ akan menginduksi molekul O2 yang bersifat non polar, kemudian dipol terinduksi yang dihasilkan akan berikatan dengan kation Fe2+

Kekuatan gaya Van der Waals dipengaruhi oleh :1) Kerumitan bentuk molekul.Gaya antar molekul bekerja pada jarak yang sangat dekat. Semakin dekat jarak antar molekul semakin kuat gaya antar molekul tersebut.Oleh karena itu, molekul-molekul yang bentuknya sederhana akan mempunyai gaya antar molekul yang lebih kuat daripada yang bentuknya rumit.2) Ukuran molekul.

Molekul-molekul yang berukuran besar akan mudah mengalami dipol sesaat, sebab elektron-elektronnya sangat jauh dari inti sehingga pergerakan elektronnya bisa lebih leluasa dibandingkan pada molekul yang berukuran kecil.

2) Ikatan hidrogen.

Adalah ikatan antar molekul yang sangat polar. Ikatan ini terbentuk antara atom H dari molekul yang 1 dengan atom lain yang sangat elektronegatif ( dari molekul lainnya ) yaitu atom N, O dan F. Ikatan ini relatif lebih kuat daripada ikatan Van der Waals dan mempunyai arah yang jelas.

Ikatan-ikatan F - H, O - H dan N - H bersifat sangat polar dan gaya antar dipol yang bekerja di antara molekul-molekul senyawa NH3, H2O dan HF cukup kuat.

Pengaruh gaya antar molekul terhadap sifat fisika.

a. Pengaruh ikatan hidrogen terhadap titik didih dan titik leleh.

Ikatan hidrogen akan menyebabkan tingginya titik didih dan titik leleh suatu molekul. Selain dipengaruhi oleh kekuatan ikatan hidrogen (keelektronegatifan), titik didih dan titik leleh juga dipengaruhi oleh jumlah / banyaknya ikatan hidrogen yang terdapat pada suatu molekul.

Contoh : titik didih air, lebih tinggi dibandingkan titik didih HF meskipun kekuatan ikatan hidrogen H F > H O. Hal ini disebabkan karena jumlah ikatan hidrogen pada molekul air > dibanding jumlah ikatan hidrogen pada molekul HF.b. Pengaruh gaya London terhadap titik didih dan titik leleh.

Kekuatan gaya London berbanding lurus dengan titik didih dan titik leleh. Demikian juga semakin besar harga Ar atatu Mr, semakin tinggi titik didih dan titik lelehnya. Kesimpulannya : semakin besar harga Ar atau Mr, maka kekuatan gaya London akan semakin besar.c. Pengaruh gaya antar molekul terhadap wujud gas nitrogen.

Antar molekul N2 berinteraksi 1 sama lain pada suhu rendah melalui gaya antar molekul yang sangat lemah.Hal ini menyebabkan gas nitrogen berwujud cair pada suhu rendah, sedangkan pada suhu tinggi gaya antar molekul tidak mampu mempertahankan jarak antar molekul N2 agar tetap berdekatan. Akibatnya, gas N2 berubah wujud menjadi gas.

d. Pengaruh gaya antar molekul terhadap kekentalan cairan.

Semakin kuat gaya antar molekul, maka zat akan semakin sulit mengalir sehingga kekentalannya semakin tinggi. Kekentalan suatu zat akan berkurang jika dipanaskan. Kenaikan suhu akan memperbesar jarak antar molekul sehingga kekuatan gaya antar molekul dan kekentalan akan berkurang.Golongan Aktinida

Golongan Lantanida

Natrium

n = 7

n = 6

Konfigurasi elektronnya

diakhiri nsx( n 2 )f y

x + y = 3; maka gol IIIB

x + y = 4; maka gol IVB

x + y = 5; maka gol VB

x + y = 6; maka gol VIB

x + y = 7; maka gol VIIB

x + y = 8,9,10; maka gol VIIIB

x + y = 11; maka gol IB

x + y = 12; maka gol IIB

Konfigurasi elektronnya

diakhiri nsx( n 1 )d y

Tuliskan Konfigurasi Elektronnya

Hidrogen

Litium

Merkuri

+ -

A In Bm

Frekuensi semakin kecil ; panjang gelombang semakin besar

+ -

+ -

+ -

+ -

Awan elektron

+ -

Molekul polar

Dipol

+ -

+ -

+ -

menjadi

+ -

Dipol terinduksi

Gaya Imbas

Cl

Cl

Cl

H

H

Cl

H

Cl

Cl2

Cl2

Menjadi

Dipol terinduksi

+ -

+ -

- +

+ -

-

Molekul polar

- +

Kation

Awan elektron

- +

Molekul polar

O

+

- +

+ -

Molekul polar

- +

Molekul polar

Anion

Kation

+

O

Kation

+

26

_1309111977.unknown

_1309800570.unknown

_1310396712.unknown

_1310400220.unknown

_1310400820.unknown

_1310401949.unknown

_1310402641.unknown

_1310402759.unknown

_1310402021.unknown

_1310400887.unknown

_1310400619.unknown

_1310400741.unknown

_1310400568.unknown

_1310397685.unknown

_1310399436.unknown

_1310397327.unknown

_1309800808.unknown

_1309864568.unknown

_1309866925.unknown

_1310040834.unknown

_1310123380.unknown

_1310396313.unknown

_1310118111.unknown

_1309867766.unknown

_1309865087.unknown

_1309801207.unknown

_1309863279.unknown

_1309863375.unknown

_1309801412.unknown

_1309801066.unknown

_1309800709.unknown

_1309800769.unknown

_1309800628.unknown

_1309598339.unknown

_1309800341.unknown

_1309800509.unknown

_1309679756.unknown

_1309800294.unknown

_1309680174.unknown

_1309627926.unknown

_1309678726.unknown

_1309596347.unknown

_1309596513.unknown

_1309596918.unknown

_1309596319.unknown

_1308601327.unknown

_1308681344.unknown

_1308913331.unknown

_1308913361.unknown

_1308913365.unknown

_1308913452.unknown

_1308913337.unknown

_1308769418.unknown

_1308769623.unknown

_1308913277.unknown

_1308768308.unknown

_1308768359.unknown

_1308602316.unknown

_1308681021.unknown

_1308600695.unknown

_1308600831.unknown

_1308599997.unknown

_1308486232.unknown